化学选修一

化学知识点总结，包括化学反应的热效应、化学反应速率与化学平衡、化学反应与电能、水溶液中的离子反应与平衡等内容。

化学选必一，化学反应原理

化学反应的热效应

一、 反应热

A. 反应热，焓变

a. 反应热及其测定

概念复习

能量守恒定律：能量既不会凭空产生，也不会凭空消失，它只能从一种形式转化为别的形式，或者从一个物体转移到别的物体，在转化过程中，其总能量不变

化学反应与能量变化的关系：任何一个化学反应中，反应物所具有的总能量与生成物所具有的总能量是不相等的，在产生新物质的同时总是伴随着能量的变化。即在一个化学反应中，同时遵守能量守恒和质量守恒两个基本定律

反应热

一、反应热—焓变 1.认识体系和环境 （1.）环境∶与体系相互影响的其他部分，如盛有溶液的试管和溶液之外的空气等看作环境。 （2.）体系：在热学中，体系是与周围其他部分区分开来的根据需要所研究的对象。如我们可将盐酸、 NaOH溶液及发生的反应等看作一个反应体系，简称体系（又称系统） 环境与体系，存在物质交换或能量交换

2.反应热 （1） 定义：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或者从环境吸收的热量，成为化学反应的热效应， 简称反应热

测定方法

（1）直接测定，燃烧热，中和热测量

（2）间接测定，盖斯定律

实验：反应热的测定

b. 反应热与焓变

内能，焓，焓变

焓变图像

放热

吸热

(1)内能(符号为 U):体系内物质的各种能量的总和受温度，压强，物质的聚集状态等影响。

(2)焓(符号为H):与内能有关的物理量。

在一定条件下进行的化学反应，其反应热等于反应的焓变

B. 热化学方程式

热化学方程式

定义：能表示反应所释放或吸收的热量的化学方程式，叫做热化学方程式。 意义：既表明了化学反应中的物质变化,也表明了化学反应中的能量变化。

注意事项：

（1）由于ΔH的值与测定条件（P、T）有关，书写时应注明反应环境的T和P（。但绝大多数ΔH是在25 ℃、101 kPa（即常温常压）下测定的，可以不注明（如方程式3）。不用写加热、加压、催化剂等反应条件。

（2）必须注明各物质的聚集状态：固体—s，液体—l，气体—g，溶液—aq。

（3）同一反应中，反应物或生成物的状态不同时，△H也 不同

（4）△H必须写在化学方程的右边，并用空格隔开，△H：吸热用“+”，放热用：“－”，单位是kJ/mol。

（5）热化学方程式中化学计量数表示参加反应的各物质的物质的量，可以为整数或分数,其△H 与系数对应成比例变化。

（6）若反应逆向进行，则△H 符号改变，但绝对值不变。

（7）ΔH的单位KJ/mol中的mol-1，它并不是指每摩尔具体物质，而是指每摩尔反应。

（8）比较ΔH时要带“+”或“-”号，比较放出或吸收的热量时，不带“+”或“-”号。

（9）热化学方程式中，一般用“= ”，“（可逆号）”可写可不写。不论反应是否可逆，热化学方程式中的ΔH都表示反应按照化学计量数所表示的物质的量完全反应所放出或吸收的热量。但因可逆反应不能进行到底，故反应达到平衡时放出的热量小于ΔH。

C. 燃烧热

定义：在25℃、101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成指定物质时所放出的热量。

概念理解

（1）研究条件： 25℃ ，101 kPa。指燃烧前后的压强和温度。

（2）研究内容：燃烧热是反应热的一种，反应放出热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）

（3）可燃物的用量：定量为1 mol。

（4）燃烧热通常利用量热计由实验测得。

（5）在未有特别说明的情况下，外界温度，压强一般指25℃，101 kPa. 所谓完全燃烧也是完全氧化，它是指物质中的下列元素完全转变成对应的稳定物：

C →CO2(g)、H →H2O(l)、S→SO2(g)、N→N2（g）

（6）文字叙述燃烧热时，用正值或ΔH表示。例如,CH4的燃烧热为890.3 kJ·mol-1或ΔH=-890.3 kJ·mol-1。

燃烧热的热化学方程式书写： 一看：燃烧物的化学计量数是否为1 二看：物质完全燃烧生成的产物是否稳定 三看：氢元素完全燃烧生成的氧化物是否为液态水 四看：△H是否为“-”及单位是否正确

计算：

盖斯定律

1.定义 一个化学反应，不论是一步完成的还是几步完成的，其反应热是相同的；并将其称为“总热量守恒定律”，后人命名为“盖斯定律”。（一定条件下，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。）

2、计算方法 （1）加合法（方程式的加减） （2）虚拟路径（一般会在题设中出现，作为有关反应关系的提示）

二、 反应热的计算

计算依据

热化学方程式

表示物质变化，遵循质量守恒定律

子主题

燃烧热

化学键变化及键能

生成物和反应物总能量

盖斯定律

图像信息

化学反应速率与化学平衡

I. 化学反应速率

化学反应速率

公式：v=△c/△t

对于一个化学反应，可用任意一种物质的物质的量浓度随时间的变化来表示该化学反应的速率

化学反应速率是根据实验测定的

影响化学反应速率的因素

内因

反应物的组成，结构，性质

外因

温度

其他条件一定时，温度升高，速率增大，温度降低，速率减小。

温度影响活化分子百分数

浓度

其他条件一定时，浓度增大，速率加快，浓度减小，速率减慢。

浓度影响单位体积内的活化分子数

催化剂

加入（正）催化剂，速率增大

催化剂影响单位体积内活化分子数

压强

有气体时

定容（刚性容器）

改变压强，反应物浓度不变，速率不变

不定容

改变压强，根据反应物浓度变化，判断速率变化

活化能

定义：活化分子能量的平均值和反应物能量的平均值的差值

基元反应：一个反应可以看做是分几步进行的，每步的反应叫做基元反应

有效碰撞：能够引起化学反应的碰撞（活化分子见一定程度的碰撞）

活化分子：能够发生有效碰撞的分子

II. 化学平衡

化学平衡状态和化学平衡常数

素养

1.通过化学反应限度的学习，能描述化学平衡状态的特点并判断化学反应是达到平衡。

2.认识化学平衡常数是表征反应限度的物理量，知道化学平衡常数的含义并能进行相关计算。

前提知识

可逆反应

1、定义：在下，既能向正反应方向进行又能向逆反应方向进行的化学反应。

2、特点：两同——相同条件下，正反应和逆反应同时进行。

一不能——不能完全转化，反应物和生成物同时存在，任一反应物转化率不能达到100%。

3、表示：化学方程式中使用“⇌”

化学平衡

1，定义：

一定条件下的可逆反应，当反应进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相同，反应物的浓度和生成物的浓度不变，我们称为化学平衡状态,简称化学平衡。

2，特征

化学平衡的特征

逆

可逆反应

等

针对同种物质

动

动态平衡

定

给定条件下的平衡体系中，各组成成分 的质量、浓度保持一定，不随时间而变化

变

外界条件改变，平衡可能被破坏，发生移动而建立新的平衡

动态平衡

3、平衡状态判定

动态判定

通过相同物质及不同物质（速率之比等于物质的量之比）速率信息，从而得到正逆（强调为正逆）反应速率相同

静态判定

变量不变

①各物质的质量、物质的量或浓度不变。

②各物质的百分含量（物质的量分数、质量分数等）不变。

③温度、压强（化学方程式两边气体体积不相等）或颜色（某组分有颜色）不变。

浓度商和浓度平衡常数（Kc）

浓度商

1．浓度商的概念

在生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值，称为浓度商，常用Q表示。

2．表达式

对于可逆反应mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)

浓度商Q＝

浓度平衡常数

定义：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数（简称平衡常数），用符号K表示

推论：对一般的可逆反应mA(g)+nB(g)⇌pC(g)+qD(g)

方程式相加：K相乘 方程式相减：K相除 方程式逆向：K变为1/K 方程式n倍 ：K的n次方

不强调单位

平衡常数（K ）的影响因素

内因：反应中物质本身的性质

外因：同一化学方程式化学平衡常数是表明化学反应限度的一个特征值，只受温度影响

对于正反应为吸热反应（△H>0）的可逆反应：

升高温度，平衡正移，K值增大； 降低温度，平衡逆移，K值减小。

对于正反应为放热反应（△H<0）的可逆反应：

升高温度，平衡逆移，K值减小； 降低温度，平衡正移，K值增大。

注意

（1）达到平衡时的浓度商就是化学平衡常数

（2）固体或液体纯物质一般不列入浓度商和平衡常数（作为1带入）

（3）当H2O为液态时，其浓度为固定常数，不能代入平衡常数表达式；当H2O是气态时，则需要代入平衡常数表达式。

（4）K的意义

K代表可逆反应向正反应进行的程度

K越大，正反应进行程度越大

K>10⁵

完全反应

10⁻⁵K<10⁵

可逆反应

K<10⁻⁵

几乎不反应

影响化学平衡的因素

一、Q与K的关系

平衡状态 Q = K v正=v逆

向正反应方向进行 Q ＜K v正>v逆

向逆反应方向进行 Q ＞K v正<v逆

化学平衡的移动实际上是Q与K大小关系发生变化。（Q只与浓度有关，K只与温度有关）

二、平衡移动的因素

浓度

原理

K与Q的大小关系

总结

其他条件不变时：

反应物浓度增大（或生成物浓度减小），Q减小，使得Q＜K，向正反应方向移动。

反应物浓度减小（或生成物浓度增加），Q变大，使得Q＞K，向逆反应方向移动。

压强

（实质上仍是体积改变从而影响浓度，固若反应、生成物的浓度不变即使压强改变也不会有偏移）

总结

其他条件不变时

增大压强（减小容器的容积）会使化学平衡向气体体积缩小的方向移动；

减小压强（增大容器的容积），会使平衡向气体体积增大的方向移动。

注意

（1）若反应两边为等体积气体，则压强对反应无影响

（2）若反应为纯液体或纯固体则同样无影响

举例

温度

原理

吸热反应温度升高，K值减小。放热反应温度升高，K值增大

总结

在其他条件不变的情况下，

升高温度反应向吸热反应方向进行，降低温度反应向放热反应方向进行。

三，平衡移动原理（勒夏特列原理）（坏小娃定理 叫往东偏往西）

定义：

对于反应前后气体物质的总体积没有变化的可逆反应，压强改变不能使化学平衡发生移动。

理解：

化学平衡移动的目的是“减弱”外界条件的改变，而不是“抵消”外界条件的改变，改变是不可逆转的。新平衡时此物理量更靠近于改变的方向。

化学平衡的图像

影响因素v-t图

浓度

1、改变浓度时：C（反应物）只会瞬间改变正反应速率 C（生成物）只会瞬间改变逆反应速率

2、增大浓度（无论是反应物还是生成物）v新平衡 大于v旧平衡 减小浓度（无论是反应物还是生成物）v新平衡 小于v旧平衡

温度

图像

放热反应

如

吸热反应

如

1、温度对吸热反应影响大，升温吸热反应速率升的快； 降温放热反应速率降的快。 2、温度改变必然会引起化学平衡的移动

压强

图像

反应前后气体体积发生变化的反应

正、逆的上下取决于平衡移动方向

反应前后气体体积不发生变化的反应

注

1、压强只对气体有影响，压强的改变必须引起浓度的改变。

2、若反应物和生成物都有气体，改变压强，浓度瞬间都改变；若只有一边有气体，改变压强瞬间只对有气体的一边速率产生影响。

3、压强对气体体积（气体的计量数和）大的一边影响大，

增大压强体积大的一边速率增大多，

减小压强体积大的一边速率减小多，

4、增大压强 ：v新平衡大于v旧平衡，减小浓度：v新平衡小于v旧平衡

催化剂

图像

催化剂不能改变达到化学平衡状态的反应混合物的组成，但是使用催化剂能改变反应到达平衡所需的时间

对于在给定条件下反应物之间能够同时发生多个反应的情况，理想的催化剂还可以大幅度提高目标产物在最终产物中的比率

催化剂的专一性

注意

1、催化剂可以同等程度地增加正、逆反应的化学反应速率，所以加入催化剂化学平衡不变

2、催化剂在反应开始时加，可以缩短反应达到平衡所需的时间。

3、催化剂可能使题设时间有限制的反应的结果态发生改变

物质百分含量（转化率）-时间-温度图像

比较温度大小

T越高，v越快

v快⇔斜率大（图像陡）

判断平衡移动方向

纵坐标数值变化趋势

物质百分含量（转化率）-时间-压强图像

比较压强大小

P越高，v越快

判断平衡移动方向

纵坐标数值变化趋势

物质百分含量（转化率）-时间-催化剂图像

a：有催化剂；b：无催化剂

也可表示（反应前后气体分子数不变的反应的）压强改变

压强（或恒温）线图像

斜率不代表化学反应速率

分析单一曲线变化趋势

分析等压线（等温线）

质量分数-时间图像

曲线先出现拐点的首先达到平衡，反应速率快，以此判断温度或压强的高低，再依据外界条件对平衡的影响分析。

平衡转化率（α）-温度图像

同一温度，各物质平衡转化率相同

等效平衡

一、等效平衡

预备知识

1、平衡状态的建立与路径无关

2、平衡状态的建立与混合物的加入次数无关

3、平衡状态与途径无关，只于始态、终态有关

概念

在一定条件(恒温恒容或恒温恒压)下，同一可逆反应，不管是从正反应开始，还是从逆反应开始，或是从既有反应物又有生成物的状态开始。

在达到化学平衡状态时，只要任何相同组分的百分含量(体积分数、物质的量分数或质量分数等)相同，这样的化学平衡互称等效平衡。

条件

恒温恒容或恒温恒压

注意点

平衡状态：平衡混合物各组分的百分含量一定相同（指质量分数、体积分数、物质的量分数）。但各组分的物质的量、浓度可能不同。

二、等效平衡的分类

（1）、全等平衡（恒温恒容）

范围：

适用于任何方程式

判断方法：

把不同的起始状态，通过化学方程式中的计量数，换算成同一边物质（反应物一边或生成物一边），如果各反应物或生成物的物质的量相同，则是等效平衡。（完全等效）

简记：

一边倒、对应物质的物质的量相同才等效平衡

特点：

等量投料，全等效平衡，浓度，物质的量，百分含量均相同

（2）、等比平衡（恒温恒压）

范围

恒温恒压条件下——适用于任意气态可逆反应

判断方法：

把不同的起始状态，通过化学方程式中的计量数，换算成同一边物质（反应物一边或生成物一边），如果各反应物或生成物的物质的量之比相等，则是等效平衡。

简记：

一边倒后：对应物质的物质的量之比相同即为等效平衡

特点：

等比投料，相似等效平衡（百分含量相同，浓度相同，物质的量成比例）

（3）、等比平衡（恒温恒压或恒温恒容）

特别注明：属于特殊情况，所以在恒压与恒容情况下皆适用

范围

适用于前后气体的计量数之和相等的反应

判断方法：

把不同的起始状态，通过化学方程式中的计量数，换算成同一边物质（反应物一边或生成物一边），如果各反应物或生成物的物质的量之比相等，则是等效平衡。

简记：

一边倒后：对应物质的物质的量之比相同即为等效平衡

特点：等比投料，相似等效平衡

恒温恒容时；百分含量同，浓度成比例，物质的量成比例

恒温恒压时：百分含量同，浓度相同。物质的量成比例。

三、小结

III. 化学反应方向

自发过程进行的方向还与混乱度（熵变）有关，不能只根据放热，吸热（焓变）判断化学反应的方向

熵

用熵来度量混乱的程度

符号：S

熵增：混乱度增加（具有自发性） 熵减：混乱度减小（需外界帮助）

只有孤立体系（与环境既没有物质交换，也没有能量交换）或者绝热体系（与环境既没有能量交换也没有热量交换），自发过程才向着熵增的方向进行。

自发反应与焓变和熵变有关，二者不能单独作为判断依据

自由能（吉布斯发现）

符号：G 单位：KJ/mol △G=△H-T△S

在等温等压条件下的封闭体系中，自由能的变化综合反映了体系的焓变与熵变对自发过程的影响

化学反应总是向着自由能减小的方向进行，直到体系达到平衡

△G>0 反映自发进行

△G<0 反应不能自发进行

△G=0 反应达到平衡

IV. 化学反应调控

压强

压强越大越好，但压强越大，对材料要求越高，需要的动力也越大，将大大增加生产的投资，并可能降低综合经济效益

温度

部分反应采用低温以提高转化率，反应速率降低

高温提高反应速率，部分反应转化率降低

需要选择一个适宜的温度

催化剂

加入催化剂，能改变反应历程，降低反应所需的活化能，使反应物在较低温度时能较快的发生反应

为了防止混有的杂质使催化剂中毒，原料气必须经过净化

催化剂中毒：因吸附杂质而使催化剂活性降低或丧失的过程

合成氨（氨是最基本的化工原料之一）

压强：10MPa~30MPa

温度：400~500℃

催化剂：锇，铀-碳化铀

V. 实验：探究影响化学平衡的因素

化学反应与电能

I. 原电池

高考命题角度：陌生化学电源

原电池基本原理

正负极判断

电子电流流向

离子流向

离子浓度变化

电势高低

电极方程式书写及判断

应用与计算

工作原理

定义：利用氧化还原反应把化学能转化为电能

导体

电子导体：以自由电子传导电流的导体 如金属，石墨

离子导体：是依靠（阴阳）离子定向移动来导电的导体 如电解质的水溶液、熔融的电解质、盐桥等

形成条件

反应：自发进行的氧化还原反应，放能

电极：活泼性不同的两个电极

电解质溶液

构成闭合回路

内电路离子导体

外电路电子导体

正负极判断

锌铜原电池实验及实验原理应用

电极方程式的书写

列物质：负极：还原剂---氧化产物 正极：氧化剂---还原产物

标得失：看化合价判断负极失电子的数目和正极得电子的数目

看环境配守恒 ①得失电子守恒 ②电荷守恒 如：酸性用氢离子 碱性用氢氧根 ③质量守恒

两式相加验总式

化学电源

分类

一次电池（一次电池中电解质溶液制成胶状，不流动，也叫做干电池）

普通锌锰干电池

碱性锌锰干电池

锌银纽扣电池

二次电池（放电时所进行的氧化还原反应,在充电时可以逆向进行,使电池恢复到放电前的状态）

铅蓄电池

锂离子电池

放电时，鲤离子由石墨中脱嵌移向正 极，嵌入钻酸鲤晶体中;充电时，鲤离子从钻酸鲤晶体中脱嵌，由正极回到负极，嵌入石墨中。这样在放电、充电时，锤离子往返于电池的正极、负极之间，完成化学能与电能的相互转化。

银锌蓄电池

燃料电池（一种能连续地将燃料和氧化剂的化学能直接转化成电能的化学电源）

氢氧燃料电池

用Pt作电极

万能正极

特点

1)连续地将 燃料(如氢气、烃、肼、甲醇、氨、煤气等液体或气体)和 助燃剂的化学能直接转换成电能。

(2)电极材料本身不包含 活性物质 ，不参与反应，只是一个催化转化元件。

(3)工作时，燃料和氧化剂连续地由外部供给，在电极上不断地进行反应，生成物不断地被 排出。

优点：转化率高（80％左右，火力发电仅30％左右），污染小

比较优劣

①比能量:单位质量或单位体积所能输出电能的多少。 ②比功率:单位质量或单位体积所能输出功率的大小。 ③电池的可储存时间的长短。 除了特殊情况，质量 小 、体积小 、输出功率 大和储存时间 长 的电池更易满足使用者的要求.

废旧电池

废旧电池中含有 重金属 和酸碱等有害物质，应回收利用及减少污染又节约资源

分类

太阳能电池

将太阳能转换成电能的装置

原子能电池

将放射性同位素自然衰变时产生的热能通过热电转换器转变为电能的装置

化学电池

将化学能转换成电能的装置

II. 电解池

石墨电极电解CuCl2溶液生成Cu和Cl2的原理

电解原理

电解

定义：电流通过电解质溶液（或熔融电解质）而在阴阳两极引起氧化还原反应的过程。

理解：电解质溶液导电的过程就是电解过程。电流是直流电电解是非自发地将电能转化为化学能。

电解池

定义：电能转化为化学能的装置。

构成电解池的条件：“两极一液一电源”

①外接直流电源

②电解质溶液或熔融的电解质；

③两个电极

④闭合回路

电解池阴阳极判断

电解池的分析方法

电解规律得出反应方程式

常规方法

(1)判断阴、阳极，分析阳极材料是惰性电极还是活泼电极。（“活泼电极”一般指Pt、Au以外的金属）

(3)根据放电顺序写出电极反应式

①阴极(与电极材料无关)

②阳极（与电极材料有关）

(2)分析电解质水溶液的全部离子并分为阴、阳两组

根据实验现象得

实际题目中往往不给出电解池的电源，而是给出一些实验现象，据此先判断出是何种离子放电，从而确定出电源的正、负极和电解池的阴、阳极，并进行有关问题的分析。

①滴入酚酌试剂显红色的一极(说明H放电显碱性)是阴极，接电源的负极：

②滴人石蕊试剂显红色的一极(说明OH放电显酸性)是阳极，接电源的正极；

③电极增重的一极(说明不活泼金属离子放电析出金属)是阴极，接电源的负极。

电解后溶液的复原规律

电解水型

电解电解质型

放氢生碱型

放氧生酸型

III. 金属的腐蚀与防护

金属的腐蚀

金属或合金与周围气体或液体物质发生氧化还原反应而引起损耗的现象

化学腐蚀

概念

金属跟表面接触到的物质（如氧气、氯气、非电解质液体）直接发生化学反应而引起的腐蚀。

特点

反应简单、金属与氧化剂之间的氧化还原反应。

电化学腐蚀

根据电解质溶液的酸碱性不同

析氢腐蚀

当钢铁表面的水膜酸性较强时

吸氧腐蚀

当钢铁表面的水膜呈中性或弱酸性

吸氧腐蚀比析氢腐蚀更普遍

注意

1、只有位于金属活动性顺序中氢前的金属才可能发生析氢腐蚀

2、氢前和氢后的金属都可发生吸氧腐蚀

注意

①化学腐蚀和电化学腐蚀往往同时发生，只是电化学腐蚀比化学腐蚀更普遍速率也大得多危害更大。

②析氢腐蚀和吸氧腐蚀取决于金属表面电解质溶液的酸碱性，实际情况以吸氧腐蚀为主。

③钢铁发生析氢腐蚀或吸氧腐蚀时，负极都是铁，失电子生成二价铁离子，而非三价铁离子。

本质：　　金属失去电子变成阳离子，发生氧化反应。

金属的防护

影响金属腐蚀快慢的因素

①金属的活动性：金属越活泼，越容易被腐蚀；

②纯度：不纯的金属比纯金属更易被腐蚀，如纯铁比钢难腐蚀；

③电化学腐蚀：两电极活动性差别越大，氧化还原反应速率越快，活泼金属被腐蚀得越快；

④氧化膜：如果金属被氧化形成致密的氧化膜，会保护内层金属。如果金属被氧化形成疏松的氧化膜，那么不会保护内层金属，如钢铁；

⑤外因：介质、环境（腐蚀性气体，电解质溶液）。

金属的防护方法

(1)改变金属材料的组成 在金属中添加其他(非)金属制成合金。如不锈钢、钛合金等。

(2)在金属表面覆盖保护层 在金属表面覆盖致密的保护层，将金属制品与周围物质(外界空气、水、电解质溶液等)隔开是一种普遍采用的防护方法

(1)非金属保护层：油漆、矿物性油脂或搪瓷、塑料等。

(2)金属保护层：用电镀等方法在钢铁表面镀上一层金属。（铬、镍、锌、锡）

(3)发蓝处理：通过化学方法使钢铁部件表面生成一层致密的Fe薄膜。

(4)钝化处理：利用阳极氧化处理铝制品的表面，使之形成致密的氧化膜而钝化

(5)其它方法：离子注入、表面渗镀等方式在金属表面也可以形成稳定的钝化膜。

电化学保护法

牺牲阳极法

原理：应用原电池原理，让被保护金属作正极，找另一种活泼性较强金属作负极

外加电流法

原理：应用电解池原理，将被保护的钢铁设备做阴极，用惰性电极做辅助阳极，在外加直流电作用下，电子被迫流向被保护的钢铁设备，使钢铁表面的腐蚀电流降至零或接近等于零。

金属腐蚀快慢比较

(1)在同一电解质溶液中：电解池原理引起的腐蚀>原电池原理引起的腐蚀>化学腐蚀>有防护措施的腐蚀。

(2)同一种金属在相同浓度不同介质中腐蚀由快到慢的顺序为强电解质溶液>弱电解质溶液>非电解质溶液。

(3)有无保护措施的腐蚀快慢顺序：无保护措施的金属腐蚀>有一定保护措施的金属腐蚀>牺牲阳极的阴极保护法引起的金属腐蚀>有外加电流的阴极保护法引起的金属腐蚀。

(4)对同一种电解质溶液来说，电解质溶液浓度越大，腐蚀速率越快。

IV. 简单的电镀实验

水溶液中的离子反应与平衡

I. 电离平衡

强电解质和弱电解质

电解质

定义

在水溶液中或融融状态下能够导电的化合物

分类

酸、碱、盐、金属氧化物、H2O

非电解质

定义

在水溶液中或融融状态下都不能够导电的化合物

分类

非金属氧化物、有机物（酸除外）

强电解质

定义

在水溶液中全部电离的电解质

分类

强酸、强碱、绝大多数盐

弱电解质

定义

在水溶液中部分电离的电解质

分类

弱酸、弱碱、少数盐（HgCl2、PbAC2）

弱电解质的电离平衡

电离平衡

定义

一定条件下，当电解质溶液中各微粒浓度保持不变时，电离过程就达到了平衡状态

特点

逆

研究对象为可逆反应

动

平衡时反应没有停止，是动态平衡

等

v正=v逆≠0

定

反应物和生成物的含量（即物质的量，物质的量浓度，质量分数，体积分数）保持一定

变

若外界条件改变，平衡可能发生移动，并在新条件下建立新的平衡。任何化学平衡状态均是暂时的、相对的、有条件的。

图示

例

一元弱酸

多元弱酸——分步电离

K1≫K2

多元弱碱——一次电离

Cu(OH)2⇋Cu2++2OH-

tips

只与温度有关，与浓度等无关

K值的大小判断酸碱的强弱

电离平衡常数

定义

在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子的乘积与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电力常数

电离度α

定义

弱电解质在水中电离达到平衡时，已电离溶质的分子数占原有溶质分子总数百分率

计算公式

影响因素

内因（根本）

电解质自身的强弱

外因

温度

T↑，平衡正向移动，α↑——越热越电离

电离是吸热反应（ΔH＞0）

加水稀释

稀释溶液，平衡正向移动，α↑——越稀越电离

加入电解质自身

反应物浓度↑，平衡正向移动，α↓

加入同离子盐（CH3COONa）

产物浓度↑，平衡逆向移动，α↓

加入能与生成物反应物质（Na）

产物浓度↓，平衡正向移动，α↑

应用

判断弱酸/弱碱的相对强弱

根据Q和K的关系判断电离平衡的移动方向

判断溶液中微粒浓度比值的变化情况

强酸与弱酸的比较

反映初期

强酸速率大于弱酸

反应中期

强酸速率始终大于弱酸，强酸反应速率减小的快，弱酸则较慢

最终

反应末期

二者产生的氢气量基本相同，速率几乎都变为零

II. 水的电离和溶液的pH

水的电离

水的电离

纯水中的微粒有：

水可以看作一元弱酸，也可以看做一元弱碱

水的离子积常数

定义

一定温度下，当水的电离达到平衡时，电离产生的氢离子和氢氧根离子的浓度之积是一个常数，称为水的离子积常数。

影响因素

只与温度有关，温度越高水的电离程度越大

（常温）

注意事项

未指明温度，一般为常温

水的离子积常数不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液

当温度一定时，任何稀溶液中水的离子积常数都为定值

在任何稀溶液中，水电离产生的氢离子和氢氧根离子浓度相同

溶液的pH

pH是C(H+)的负对数

常温下

酸性溶液pH<7

中性溶液pH=7

碱性溶液pH>7

溶液pH的计算

III. 盐类的水解·

盐类水解

定义

在水溶液中，盐电离产生的弱碱阳离子/弱酸阴离子与水电离产生的氢离子/氢氧根离子反应生成弱电解质的反应

水解条件

盐类必须溶于水

盐中必须有弱离子

弱酸根离子：磷酸根、碳酸根,碳酸氢根,亚硫酸根,亚硫酸氢根、硅酸根,磷酸二氢根,醋酸根,次氯酸根、草酸根.

弱碱阳离子：铜离子、镁离子、铝离子、铵根离子、锌离子、阴离子、铁离子、亚铁离子.

特点

可逆

微弱

吸热

规律

有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解，谁强显谁性，都强显中性，都弱具体定，越弱越水解

方程式书写

多元情况

多元弱酸

分步写，第一步为主

多元弱碱

一步写

要写可逆号

弱酸弱碱盐中阴阳离子水解相互促进

影响盐类水解的主要因素

内因

盐类水解程度的大小主要由盐本身的性质所决定，生成盐的弱酸越弱，同浓度盐的水解程度越大，即越弱越水解。

外因

温度

温度越高，水解程度越大，越热越水解

浓度

浓度越小水解程度越大，越稀越水解

酸碱

氢离子促进阴离子水解，抑制阳离子水解

氢氧根离子促进阳离子水解，抑制阴离子水解

盐类水解的应用

判断盐溶液酸碱性的强弱

配置溶液

含有弱碱阳离子的盐

加阴离子所对应的酸

含有弱酸阴离子的盐

加阳离子所对应碱

明矾净水

化肥使用

氨态氮肥不能和草木灰混用

发生互促水解

制备无机化合物

工业制备TiO2

判断离子共存

制备无水盐

AlCl3，MgCL2，FeCl3

蒸发结晶时通入大量HCl

盐溶液蒸干灼烧后所得产物的判断

强酸强碱盐溶液和水解生成难挥发性酸的盐溶液，蒸干后一般得到原物质，如NaCI溶液蒸干得NaCl固体，CuSO4 溶液蒸干得CuSO.固体。

盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干后一般得到对应的弱碱，如AlCl3、FeCl溶液蒸干后一般得到Al(OH)3、Fe(OH)3，若灼烧则会生成Al2O3、Fe2O3。

酸根阴离子易水解的强碱盐，蒸干后可得到原物质，如Na2CO3溶液蒸干得NaCO3固体

考虑盐受热时是否分解。因为Ca(HCO3)2、NaHCO3、NH4CI固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为CaCO3;Na2CO3; NH4+HCl。

还原性盐在蒸千时会被O2氧化，如Na2SO3 溶蒸干得到Na2SO4;FeSO4溶液蒸干得到Fe2(SO4)3。

三大守恒

电荷守恒

正电荷之和等于负电荷之和

物料守恒

原子数呈溶质中原子之比

质子守恒

水电解的氢离子和氢氧根离子数相同（包括与弱离子结合形成弱酸的部分）

电解质溶液

单一溶液

酸或碱溶液

考虑电离

盐溶液

正盐溶液

考虑水解

酸式盐溶液

考虑水解与电离（分清主次）

混合溶液

不反应

考虑水解与电离（分清主次）

反应

不过量

生成酸或碱

考虑电离

生成盐

按盐溶液处理

过量

根据过量情况考虑电离或水解（分清主次）

IV. 沉淀溶解平衡

沉淀溶解平衡

概念

在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，即达到沉淀溶解平衡

特征

动态平衡

溶解速率和沉淀速率相等

平衡状态时，溶液中的离子浓度不变

当改变外界条件时，溶解平衡可能发生移动

影响因素

内因

难溶电解质本身的性质，是决定因素

外因

温度

绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解方向移动

浓度

加水稀释，平衡向溶解方向移动

同离子效应

向平衡体系中加入难溶物相应的离子，平衡向沉淀方向移动

其它

向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离的或气体的离子时，平衡向溶解方向移动

溶度积常数

概念

在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子的浓度幂之积为一常数，叫做溶度积常数，简称溶度积，用Ksp表示

影响因素

内因

取决于难溶电解质本身的性质

外因

只与温度有关

大部分难溶电解质，温度越高，溶度积越大，部分温度越低，溶解度越大，如Ca（OH）2

意义

反映了难溶电解质在水中的溶解能力

应用

通过Ksp与Qc的相对大小判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解

易错

不能用离子积常数的大小关系判断物质溶解度的大小

沉淀溶解平衡的应用

沉淀的生成

原理

在无机物的制备和提纯、废水处理等领域，常利用生成沉淀来达到分离或去除某种离子的目的

加沉淀剂

沉淀Cu2+、Hg2+等，以Na2S做沉淀剂

沉淀剂的选择

使生成沉淀的反应进行得越完全越好。

不能影响其他离子的存在。

调pH值

工业原料氯化铵中混有氯化铁，使其溶解于水，再加氨水调 pH，可使Fe3+生成Fe(OH)3沉淀而除去。

沉淀的溶解

原理

不断移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就达到使沉淀溶解的目的。

沉淀的转化

实质

沉淀溶解平衡的移动

沉淀转化的规律

组成类型相同的难溶电解质，Ksp大的难溶电解质容易转化为Ksp小的难溶电解质。

Ksp相差不大的难溶电解质，Ksp较小的难溶电解质在某些条件下可以转化为Ksp较大的难溶电解质。如在BaSO4饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液，也可以转化成Ksp较大的BaCO3。

当一种试剂能沉淀溶液中几种离子时，生成沉淀所需试剂离子浓度越小的越先沉淀；如果生成各种沉淀所需试剂离子的浓度相差较大，就能分步沉淀，从而达到分离离子的目的。

V. 强酸与强碱的中和滴定

化学选必一，化学反应原理

化学反应的热效应

一、 反应热

A. 反应热，焓变

a. 反应热及其测定

概念复习

能量守恒定律：能量既不会凭空产生，也不会凭空消失，它只能从一种形式转化为别的形式，或者从一个物体转移到别的物体，在转化过程中，其总能量不变

化学反应与能量变化的关系：任何一个化学反应中，反应物所具有的总能量与生成物所具有的总能量是不相等的，在产生新物质的同时总是伴随着能量的变化。即在一个化学反应中，同时遵守能量守恒和质量守恒两个基本定律

反应热

一、反应热—焓变 1.认识体系和环境 （1.）环境∶与体系相互影响的其他部分，如盛有溶液的试管和溶液之外的空气等看作环境。 （2.）体系：在热学中，体系是与周围其他部分区分开来的根据需要所研究的对象。如我们可将盐酸、 NaOH溶液及发生的反应等看作一个反应体系，简称体系（又称系统） 环境与体系，存在物质交换或能量交换

2.反应热 （1） 定义：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或者从环境吸收的热量，成为化学反应的热效应， 简称反应热

测定方法

（1）直接测定，燃烧热，中和热测量

（2）间接测定，盖斯定律

实验：反应热的测定

b. 反应热与焓变

内能，焓，焓变

焓变图像

放热

吸热

(1)内能(符号为 U):体系内物质的各种能量的总和受温度，压强，物质的聚集状态等影响。

(2)焓(符号为H):与内能有关的物理量。

在一定条件下进行的化学反应，其反应热等于反应的焓变

B. 热化学方程式

热化学方程式

定义：能表示反应所释放或吸收的热量的化学方程式，叫做热化学方程式。 意义：既表明了化学反应中的物质变化,也表明了化学反应中的能量变化。

注意事项：

（1）由于ΔH的值与测定条件（P、T）有关，书写时应注明反应环境的T和P（。但绝大多数ΔH是在25 ℃、101 kPa（即常温常压）下测定的，可以不注明（如方程式3）。不用写加热、加压、催化剂等反应条件。

（2）必须注明各物质的聚集状态：固体—s，液体—l，气体—g，溶液—aq。

（3）同一反应中，反应物或生成物的状态不同时，△H也 不同

（4）△H必须写在化学方程的右边，并用空格隔开，△H：吸热用“+”，放热用：“－”，单位是kJ/mol。

（5）热化学方程式中化学计量数表示参加反应的各物质的物质的量，可以为整数或分数,其△H 与系数对应成比例变化。

（6）若反应逆向进行，则△H 符号改变，但绝对值不变。

（7）ΔH的单位KJ/mol中的mol-1，它并不是指每摩尔具体物质，而是指每摩尔反应。

（8）比较ΔH时要带“+”或“-”号，比较放出或吸收的热量时，不带“+”或“-”号。

（9）热化学方程式中，一般用“= ”，“（可逆号）”可写可不写。不论反应是否可逆，热化学方程式中的ΔH都表示反应按照化学计量数所表示的物质的量完全反应所放出或吸收的热量。但因可逆反应不能进行到底，故反应达到平衡时放出的热量小于ΔH。

C. 燃烧热

定义：在25℃、101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成指定物质时所放出的热量。

概念理解

（1）研究条件： 25℃ ，101 kPa。指燃烧前后的压强和温度。

（2）研究内容：燃烧热是反应热的一种，反应放出热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）

（3）可燃物的用量：定量为1 mol。

（4）燃烧热通常利用量热计由实验测得。

（5）在未有特别说明的情况下，外界温度，压强一般指25℃，101 kPa. 所谓完全燃烧也是完全氧化，它是指物质中的下列元素完全转变成对应的稳定物：

C →CO2(g)、H →H2O(l)、S→SO2(g)、N→N2（g）

（6）文字叙述燃烧热时，用正值或ΔH表示。例如,CH4的燃烧热为890.3 kJ·mol-1或ΔH=-890.3 kJ·mol-1。

燃烧热的热化学方程式书写： 一看：燃烧物的化学计量数是否为1 二看：物质完全燃烧生成的产物是否稳定 三看：氢元素完全燃烧生成的氧化物是否为液态水 四看：△H是否为“-”及单位是否正确

计算：

盖斯定律

1.定义 一个化学反应，不论是一步完成的还是几步完成的，其反应热是相同的；并将其称为“总热量守恒定律”，后人命名为“盖斯定律”。（一定条件下，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。）

2、计算方法 （1）加合法（方程式的加减） （2）虚拟路径（一般会在题设中出现，作为有关反应关系的提示）

二、 反应热的计算

计算依据

热化学方程式

表示物质变化，遵循质量守恒定律

子主题

燃烧热

化学键变化及键能

生成物和反应物总能量

盖斯定律

图像信息

化学反应速率与化学平衡

I. 化学反应速率

化学反应速率

公式：v=△c/△t

对于一个化学反应，可用任意一种物质的物质的量浓度随时间的变化来表示该化学反应的速率

化学反应速率是根据实验测定的

影响化学反应速率的因素

内因

反应物的组成，结构，性质

外因

温度

其他条件一定时，温度升高，速率增大，温度降低，速率减小。

温度影响活化分子百分数

浓度

其他条件一定时，浓度增大，速率加快，浓度减小，速率减慢。

浓度影响单位体积内的活化分子数

催化剂

加入（正）催化剂，速率增大

催化剂影响单位体积内活化分子数

压强

有气体时

定容（刚性容器）

改变压强，反应物浓度不变，速率不变

不定容

改变压强，根据反应物浓度变化，判断速率变化

活化能

定义：活化分子能量的平均值和反应物能量的平均值的差值

基元反应：一个反应可以看做是分几步进行的，每步的反应叫做基元反应

有效碰撞：能够引起化学反应的碰撞（活化分子见一定程度的碰撞）

活化分子：能够发生有效碰撞的分子

II. 化学平衡

化学平衡状态和化学平衡常数

素养

1.通过化学反应限度的学习，能描述化学平衡状态的特点并判断化学反应是达到平衡。

2.认识化学平衡常数是表征反应限度的物理量，知道化学平衡常数的含义并能进行相关计算。

前提知识

可逆反应

1、定义：在下，既能向正反应方向进行又能向逆反应方向进行的化学反应。

2、特点：两同——相同条件下，正反应和逆反应同时进行。

一不能——不能完全转化，反应物和生成物同时存在，任一反应物转化率不能达到100%。

3、表示：化学方程式中使用“⇌”

化学平衡

1，定义：

一定条件下的可逆反应，当反应进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相同，反应物的浓度和生成物的浓度不变，我们称为化学平衡状态,简称化学平衡。

2，特征

化学平衡的特征

逆

可逆反应

等

针对同种物质

动

动态平衡

定

给定条件下的平衡体系中，各组成成分 的质量、浓度保持一定，不随时间而变化

变

外界条件改变，平衡可能被破坏，发生移动而建立新的平衡

动态平衡

3、平衡状态判定

动态判定

通过相同物质及不同物质（速率之比等于物质的量之比）速率信息，从而得到正逆（强调为正逆）反应速率相同

静态判定

变量不变

①各物质的质量、物质的量或浓度不变。

②各物质的百分含量（物质的量分数、质量分数等）不变。

③温度、压强（化学方程式两边气体体积不相等）或颜色（某组分有颜色）不变。

浓度商和浓度平衡常数（Kc）

浓度商

1．浓度商的概念

在生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值，称为浓度商，常用Q表示。

2．表达式

对于可逆反应mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)

浓度商Q＝

浓度平衡常数

定义：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数（简称平衡常数），用符号K表示

推论：对一般的可逆反应mA(g)+nB(g)⇌pC(g)+qD(g)

方程式相加：K相乘 方程式相减：K相除 方程式逆向：K变为1/K 方程式n倍 ：K的n次方

不强调单位

平衡常数（K ）的影响因素

内因：反应中物质本身的性质

外因：同一化学方程式化学平衡常数是表明化学反应限度的一个特征值，只受温度影响

对于正反应为吸热反应（△H>0）的可逆反应：

升高温度，平衡正移，K值增大； 降低温度，平衡逆移，K值减小。

对于正反应为放热反应（△H<0）的可逆反应：

升高温度，平衡逆移，K值减小； 降低温度，平衡正移，K值增大。

注意

（1）达到平衡时的浓度商就是化学平衡常数

（2）固体或液体纯物质一般不列入浓度商和平衡常数（作为1带入）

（3）当H2O为液态时，其浓度为固定常数，不能代入平衡常数表达式；当H2O是气态时，则需要代入平衡常数表达式。

（4）K的意义

K代表可逆反应向正反应进行的程度

K越大，正反应进行程度越大

K>10⁵

完全反应

10⁻⁵K<10⁵

可逆反应

K<10⁻⁵

几乎不反应

影响化学平衡的因素

一、Q与K的关系

平衡状态 Q = K v正=v逆

向正反应方向进行 Q ＜K v正>v逆

向逆反应方向进行 Q ＞K v正<v逆

化学平衡的移动实际上是Q与K大小关系发生变化。（Q只与浓度有关，K只与温度有关）

二、平衡移动的因素

浓度

原理

K与Q的大小关系

总结

其他条件不变时：

反应物浓度增大（或生成物浓度减小），Q减小，使得Q＜K，向正反应方向移动。

反应物浓度减小（或生成物浓度增加），Q变大，使得Q＞K，向逆反应方向移动。

压强

（实质上仍是体积改变从而影响浓度，固若反应、生成物的浓度不变即使压强改变也不会有偏移）

总结

其他条件不变时

增大压强（减小容器的容积）会使化学平衡向气体体积缩小的方向移动；

减小压强（增大容器的容积），会使平衡向气体体积增大的方向移动。

注意

（1）若反应两边为等体积气体，则压强对反应无影响

（2）若反应为纯液体或纯固体则同样无影响

举例

温度

原理

吸热反应温度升高，K值减小。放热反应温度升高，K值增大

总结

在其他条件不变的情况下，

升高温度反应向吸热反应方向进行，降低温度反应向放热反应方向进行。

三，平衡移动原理（勒夏特列原理）（坏小娃定理 叫往东偏往西）

定义：

对于反应前后气体物质的总体积没有变化的可逆反应，压强改变不能使化学平衡发生移动。

理解：

化学平衡移动的目的是“减弱”外界条件的改变，而不是“抵消”外界条件的改变，改变是不可逆转的。新平衡时此物理量更靠近于改变的方向。

化学平衡的图像

影响因素v-t图

浓度

1、改变浓度时：C（反应物）只会瞬间改变正反应速率 C（生成物）只会瞬间改变逆反应速率

2、增大浓度（无论是反应物还是生成物）v新平衡 大于v旧平衡 减小浓度（无论是反应物还是生成物）v新平衡 小于v旧平衡

温度

图像

放热反应

如

吸热反应

如

1、温度对吸热反应影响大，升温吸热反应速率升的快； 降温放热反应速率降的快。 2、温度改变必然会引起化学平衡的移动

压强

图像

反应前后气体体积发生变化的反应

正、逆的上下取决于平衡移动方向

反应前后气体体积不发生变化的反应

注

1、压强只对气体有影响，压强的改变必须引起浓度的改变。

2、若反应物和生成物都有气体，改变压强，浓度瞬间都改变；若只有一边有气体，改变压强瞬间只对有气体的一边速率产生影响。

3、压强对气体体积（气体的计量数和）大的一边影响大，

增大压强体积大的一边速率增大多，

减小压强体积大的一边速率减小多，

4、增大压强 ：v新平衡大于v旧平衡，减小浓度：v新平衡小于v旧平衡

催化剂

图像

催化剂不能改变达到化学平衡状态的反应混合物的组成，但是使用催化剂能改变反应到达平衡所需的时间

对于在给定条件下反应物之间能够同时发生多个反应的情况，理想的催化剂还可以大幅度提高目标产物在最终产物中的比率

催化剂的专一性

注意

1、催化剂可以同等程度地增加正、逆反应的化学反应速率，所以加入催化剂化学平衡不变

2、催化剂在反应开始时加，可以缩短反应达到平衡所需的时间。

3、催化剂可能使题设时间有限制的反应的结果态发生改变

物质百分含量（转化率）-时间-温度图像

比较温度大小

T越高，v越快

v快⇔斜率大（图像陡）

判断平衡移动方向

纵坐标数值变化趋势

物质百分含量（转化率）-时间-压强图像

比较压强大小

P越高，v越快

判断平衡移动方向

纵坐标数值变化趋势

物质百分含量（转化率）-时间-催化剂图像

a：有催化剂；b：无催化剂

也可表示（反应前后气体分子数不变的反应的）压强改变

压强（或恒温）线图像

斜率不代表化学反应速率

分析单一曲线变化趋势

分析等压线（等温线）

质量分数-时间图像

曲线先出现拐点的首先达到平衡，反应速率快，以此判断温度或压强的高低，再依据外界条件对平衡的影响分析。

平衡转化率（α）-温度图像

同一温度，各物质平衡转化率相同

等效平衡

一、等效平衡

预备知识

1、平衡状态的建立与路径无关

2、平衡状态的建立与混合物的加入次数无关

3、平衡状态与途径无关，只于始态、终态有关

概念

在一定条件(恒温恒容或恒温恒压)下，同一可逆反应，不管是从正反应开始，还是从逆反应开始，或是从既有反应物又有生成物的状态开始。

在达到化学平衡状态时，只要任何相同组分的百分含量(体积分数、物质的量分数或质量分数等)相同，这样的化学平衡互称等效平衡。

条件

恒温恒容或恒温恒压

注意点

平衡状态：平衡混合物各组分的百分含量一定相同（指质量分数、体积分数、物质的量分数）。但各组分的物质的量、浓度可能不同。

二、等效平衡的分类

（1）、全等平衡（恒温恒容）

范围：

适用于任何方程式

判断方法：

把不同的起始状态，通过化学方程式中的计量数，换算成同一边物质（反应物一边或生成物一边），如果各反应物或生成物的物质的量相同，则是等效平衡。（完全等效）

简记：

一边倒、对应物质的物质的量相同才等效平衡

特点：

等量投料，全等效平衡，浓度，物质的量，百分含量均相同

（2）、等比平衡（恒温恒压）

范围

恒温恒压条件下——适用于任意气态可逆反应

判断方法：

把不同的起始状态，通过化学方程式中的计量数，换算成同一边物质（反应物一边或生成物一边），如果各反应物或生成物的物质的量之比相等，则是等效平衡。

简记：

一边倒后：对应物质的物质的量之比相同即为等效平衡

特点：

等比投料，相似等效平衡（百分含量相同，浓度相同，物质的量成比例）

（3）、等比平衡（恒温恒压或恒温恒容）

特别注明：属于特殊情况，所以在恒压与恒容情况下皆适用

范围

适用于前后气体的计量数之和相等的反应

判断方法：

把不同的起始状态，通过化学方程式中的计量数，换算成同一边物质（反应物一边或生成物一边），如果各反应物或生成物的物质的量之比相等，则是等效平衡。

简记：

一边倒后：对应物质的物质的量之比相同即为等效平衡

特点：等比投料，相似等效平衡

恒温恒容时；百分含量同，浓度成比例，物质的量成比例

恒温恒压时：百分含量同，浓度相同。物质的量成比例。

三、小结

III. 化学反应方向

自发过程进行的方向还与混乱度（熵变）有关，不能只根据放热，吸热（焓变）判断化学反应的方向

熵

用熵来度量混乱的程度

符号：S

熵增：混乱度增加（具有自发性） 熵减：混乱度减小（需外界帮助）

只有孤立体系（与环境既没有物质交换，也没有能量交换）或者绝热体系（与环境既没有能量交换也没有热量交换），自发过程才向着熵增的方向进行。

自发反应与焓变和熵变有关，二者不能单独作为判断依据

自由能（吉布斯发现）

符号：G 单位：KJ/mol △G=△H-T△S

在等温等压条件下的封闭体系中，自由能的变化综合反映了体系的焓变与熵变对自发过程的影响

化学反应总是向着自由能减小的方向进行，直到体系达到平衡

△G>0 反映自发进行

△G<0 反应不能自发进行

△G=0 反应达到平衡

IV. 化学反应调控

压强

压强越大越好，但压强越大，对材料要求越高，需要的动力也越大，将大大增加生产的投资，并可能降低综合经济效益

温度

部分反应采用低温以提高转化率，反应速率降低

高温提高反应速率，部分反应转化率降低

需要选择一个适宜的温度

催化剂

加入催化剂，能改变反应历程，降低反应所需的活化能，使反应物在较低温度时能较快的发生反应

为了防止混有的杂质使催化剂中毒，原料气必须经过净化

催化剂中毒：因吸附杂质而使催化剂活性降低或丧失的过程

合成氨（氨是最基本的化工原料之一）

压强：10MPa~30MPa

温度：400~500℃

催化剂：锇，铀-碳化铀

V. 实验：探究影响化学平衡的因素

化学反应与电能

I. 原电池

高考命题角度：陌生化学电源

原电池基本原理

正负极判断

电子电流流向

离子流向

离子浓度变化

电势高低

电极方程式书写及判断

应用与计算

工作原理

定义：利用氧化还原反应把化学能转化为电能

导体

电子导体：以自由电子传导电流的导体 如金属，石墨

离子导体：是依靠（阴阳）离子定向移动来导电的导体 如电解质的水溶液、熔融的电解质、盐桥等

形成条件

反应：自发进行的氧化还原反应，放能

电极：活泼性不同的两个电极

电解质溶液

构成闭合回路

内电路离子导体

外电路电子导体

正负极判断

锌铜原电池实验及实验原理应用

电极方程式的书写

列物质：负极：还原剂---氧化产物 正极：氧化剂---还原产物

标得失：看化合价判断负极失电子的数目和正极得电子的数目

看环境配守恒 ①得失电子守恒 ②电荷守恒 如：酸性用氢离子 碱性用氢氧根 ③质量守恒

两式相加验总式

化学电源

分类

一次电池（一次电池中电解质溶液制成胶状，不流动，也叫做干电池）

普通锌锰干电池

碱性锌锰干电池

锌银纽扣电池

二次电池（放电时所进行的氧化还原反应,在充电时可以逆向进行,使电池恢复到放电前的状态）

铅蓄电池

锂离子电池

放电时，鲤离子由石墨中脱嵌移向正 极，嵌入钻酸鲤晶体中;充电时，鲤离子从钻酸鲤晶体中脱嵌，由正极回到负极，嵌入石墨中。这样在放电、充电时，锤离子往返于电池的正极、负极之间，完成化学能与电能的相互转化。

银锌蓄电池

燃料电池（一种能连续地将燃料和氧化剂的化学能直接转化成电能的化学电源）

氢氧燃料电池

用Pt作电极

万能正极

特点

1)连续地将 燃料(如氢气、烃、肼、甲醇、氨、煤气等液体或气体)和 助燃剂的化学能直接转换成电能。

(2)电极材料本身不包含 活性物质 ，不参与反应，只是一个催化转化元件。

(3)工作时，燃料和氧化剂连续地由外部供给，在电极上不断地进行反应，生成物不断地被 排出。

优点：转化率高（80％左右，火力发电仅30％左右），污染小

比较优劣

①比能量:单位质量或单位体积所能输出电能的多少。 ②比功率:单位质量或单位体积所能输出功率的大小。 ③电池的可储存时间的长短。 除了特殊情况，质量 小 、体积小 、输出功率 大和储存时间 长 的电池更易满足使用者的要求.

废旧电池

废旧电池中含有 重金属 和酸碱等有害物质，应回收利用及减少污染又节约资源

分类

太阳能电池

将太阳能转换成电能的装置

原子能电池

将放射性同位素自然衰变时产生的热能通过热电转换器转变为电能的装置

化学电池

将化学能转换成电能的装置

II. 电解池

石墨电极电解CuCl2溶液生成Cu和Cl2的原理

电解原理

电解

定义：电流通过电解质溶液（或熔融电解质）而在阴阳两极引起氧化还原反应的过程。

理解：电解质溶液导电的过程就是电解过程。电流是直流电电解是非自发地将电能转化为化学能。

电解池

定义：电能转化为化学能的装置。

构成电解池的条件：“两极一液一电源”

①外接直流电源

②电解质溶液或熔融的电解质；

③两个电极

④闭合回路

电解池阴阳极判断

电解池的分析方法

电解规律得出反应方程式

常规方法

(1)判断阴、阳极，分析阳极材料是惰性电极还是活泼电极。（“活泼电极”一般指Pt、Au以外的金属）

(3)根据放电顺序写出电极反应式

①阴极(与电极材料无关)

②阳极（与电极材料有关）

(2)分析电解质水溶液的全部离子并分为阴、阳两组

根据实验现象得

实际题目中往往不给出电解池的电源，而是给出一些实验现象，据此先判断出是何种离子放电，从而确定出电源的正、负极和电解池的阴、阳极，并进行有关问题的分析。

①滴入酚酌试剂显红色的一极(说明H放电显碱性)是阴极，接电源的负极：

②滴人石蕊试剂显红色的一极(说明OH放电显酸性)是阳极，接电源的正极；

③电极增重的一极(说明不活泼金属离子放电析出金属)是阴极，接电源的负极。

电解后溶液的复原规律

电解水型

电解电解质型

放氢生碱型

放氧生酸型

III. 金属的腐蚀与防护

金属的腐蚀

金属或合金与周围气体或液体物质发生氧化还原反应而引起损耗的现象

化学腐蚀

概念

金属跟表面接触到的物质（如氧气、氯气、非电解质液体）直接发生化学反应而引起的腐蚀。

特点

反应简单、金属与氧化剂之间的氧化还原反应。

电化学腐蚀

根据电解质溶液的酸碱性不同

析氢腐蚀

当钢铁表面的水膜酸性较强时

吸氧腐蚀

当钢铁表面的水膜呈中性或弱酸性

吸氧腐蚀比析氢腐蚀更普遍

注意

1、只有位于金属活动性顺序中氢前的金属才可能发生析氢腐蚀

2、氢前和氢后的金属都可发生吸氧腐蚀

注意

①化学腐蚀和电化学腐蚀往往同时发生，只是电化学腐蚀比化学腐蚀更普遍速率也大得多危害更大。

②析氢腐蚀和吸氧腐蚀取决于金属表面电解质溶液的酸碱性，实际情况以吸氧腐蚀为主。

③钢铁发生析氢腐蚀或吸氧腐蚀时，负极都是铁，失电子生成二价铁离子，而非三价铁离子。

本质：　　金属失去电子变成阳离子，发生氧化反应。

金属的防护

影响金属腐蚀快慢的因素

①金属的活动性：金属越活泼，越容易被腐蚀；

②纯度：不纯的金属比纯金属更易被腐蚀，如纯铁比钢难腐蚀；

③电化学腐蚀：两电极活动性差别越大，氧化还原反应速率越快，活泼金属被腐蚀得越快；

④氧化膜：如果金属被氧化形成致密的氧化膜，会保护内层金属。如果金属被氧化形成疏松的氧化膜，那么不会保护内层金属，如钢铁；

⑤外因：介质、环境（腐蚀性气体，电解质溶液）。

金属的防护方法

(1)改变金属材料的组成 在金属中添加其他(非)金属制成合金。如不锈钢、钛合金等。

(2)在金属表面覆盖保护层 在金属表面覆盖致密的保护层，将金属制品与周围物质(外界空气、水、电解质溶液等)隔开是一种普遍采用的防护方法

(1)非金属保护层：油漆、矿物性油脂或搪瓷、塑料等。

(2)金属保护层：用电镀等方法在钢铁表面镀上一层金属。（铬、镍、锌、锡）

(3)发蓝处理：通过化学方法使钢铁部件表面生成一层致密的Fe薄膜。

(4)钝化处理：利用阳极氧化处理铝制品的表面，使之形成致密的氧化膜而钝化

(5)其它方法：离子注入、表面渗镀等方式在金属表面也可以形成稳定的钝化膜。

电化学保护法

牺牲阳极法

原理：应用原电池原理，让被保护金属作正极，找另一种活泼性较强金属作负极

外加电流法

原理：应用电解池原理，将被保护的钢铁设备做阴极，用惰性电极做辅助阳极，在外加直流电作用下，电子被迫流向被保护的钢铁设备，使钢铁表面的腐蚀电流降至零或接近等于零。

金属腐蚀快慢比较

(1)在同一电解质溶液中：电解池原理引起的腐蚀>原电池原理引起的腐蚀>化学腐蚀>有防护措施的腐蚀。

(2)同一种金属在相同浓度不同介质中腐蚀由快到慢的顺序为强电解质溶液>弱电解质溶液>非电解质溶液。

(3)有无保护措施的腐蚀快慢顺序：无保护措施的金属腐蚀>有一定保护措施的金属腐蚀>牺牲阳极的阴极保护法引起的金属腐蚀>有外加电流的阴极保护法引起的金属腐蚀。

(4)对同一种电解质溶液来说，电解质溶液浓度越大，腐蚀速率越快。

IV. 简单的电镀实验

水溶液中的离子反应与平衡

I. 电离平衡

强电解质和弱电解质

电解质

定义

在水溶液中或融融状态下能够导电的化合物

分类

酸、碱、盐、金属氧化物、H2O

非电解质

定义

在水溶液中或融融状态下都不能够导电的化合物

分类

非金属氧化物、有机物（酸除外）

强电解质

定义

在水溶液中全部电离的电解质

分类

强酸、强碱、绝大多数盐

弱电解质

定义

在水溶液中部分电离的电解质

分类

弱酸、弱碱、少数盐（HgCl2、PbAC2）

弱电解质的电离平衡

电离平衡

定义

一定条件下，当电解质溶液中各微粒浓度保持不变时，电离过程就达到了平衡状态

特点

逆

研究对象为可逆反应

动

平衡时反应没有停止，是动态平衡

等

v正=v逆≠0

定

反应物和生成物的含量（即物质的量，物质的量浓度，质量分数，体积分数）保持一定

变

若外界条件改变，平衡可能发生移动，并在新条件下建立新的平衡。任何化学平衡状态均是暂时的、相对的、有条件的。

图示

例

一元弱酸

多元弱酸——分步电离

K1≫K2

多元弱碱——一次电离

Cu(OH)2⇋Cu2++2OH-

tips

只与温度有关，与浓度等无关

K值的大小判断酸碱的强弱

电离平衡常数

定义

在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子的乘积与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电力常数

电离度α

定义

弱电解质在水中电离达到平衡时，已电离溶质的分子数占原有溶质分子总数百分率

计算公式

影响因素

内因（根本）

电解质自身的强弱

外因

温度

T↑，平衡正向移动，α↑——越热越电离

电离是吸热反应（ΔH＞0）

加水稀释

稀释溶液，平衡正向移动，α↑——越稀越电离

加入电解质自身

反应物浓度↑，平衡正向移动，α↓

加入同离子盐（CH3COONa）

产物浓度↑，平衡逆向移动，α↓

加入能与生成物反应物质（Na）

产物浓度↓，平衡正向移动，α↑

应用

判断弱酸/弱碱的相对强弱

根据Q和K的关系判断电离平衡的移动方向

判断溶液中微粒浓度比值的变化情况

强酸与弱酸的比较

反映初期

强酸速率大于弱酸

反应中期

强酸速率始终大于弱酸，强酸反应速率减小的快，弱酸则较慢

最终

反应末期

二者产生的氢气量基本相同，速率几乎都变为零

II. 水的电离和溶液的pH

水的电离

水的电离

纯水中的微粒有：

水可以看作一元弱酸，也可以看做一元弱碱

水的离子积常数

定义

一定温度下，当水的电离达到平衡时，电离产生的氢离子和氢氧根离子的浓度之积是一个常数，称为水的离子积常数。

影响因素

只与温度有关，温度越高水的电离程度越大

（常温）

注意事项

未指明温度，一般为常温

水的离子积常数不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液

当温度一定时，任何稀溶液中水的离子积常数都为定值

在任何稀溶液中，水电离产生的氢离子和氢氧根离子浓度相同

溶液的pH

pH是C(H+)的负对数

常温下

酸性溶液pH<7

中性溶液pH=7

碱性溶液pH>7

溶液pH的计算

III. 盐类的水解·

盐类水解

定义

在水溶液中，盐电离产生的弱碱阳离子/弱酸阴离子与水电离产生的氢离子/氢氧根离子反应生成弱电解质的反应

水解条件

盐类必须溶于水

盐中必须有弱离子

弱酸根离子：磷酸根、碳酸根,碳酸氢根,亚硫酸根,亚硫酸氢根、硅酸根,磷酸二氢根,醋酸根,次氯酸根、草酸根.

弱碱阳离子：铜离子、镁离子、铝离子、铵根离子、锌离子、阴离子、铁离子、亚铁离子.

特点

可逆

微弱

吸热

规律

有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解，谁强显谁性，都强显中性，都弱具体定，越弱越水解

方程式书写

多元情况

多元弱酸

分步写，第一步为主

多元弱碱

一步写

要写可逆号

弱酸弱碱盐中阴阳离子水解相互促进

影响盐类水解的主要因素

内因

盐类水解程度的大小主要由盐本身的性质所决定，生成盐的弱酸越弱，同浓度盐的水解程度越大，即越弱越水解。

外因

温度

温度越高，水解程度越大，越热越水解

浓度

浓度越小水解程度越大，越稀越水解

酸碱

氢离子促进阴离子水解，抑制阳离子水解

氢氧根离子促进阳离子水解，抑制阴离子水解

盐类水解的应用

判断盐溶液酸碱性的强弱

配置溶液

含有弱碱阳离子的盐

加阴离子所对应的酸

含有弱酸阴离子的盐

加阳离子所对应碱

明矾净水

化肥使用

氨态氮肥不能和草木灰混用

发生互促水解

制备无机化合物

工业制备TiO2

判断离子共存

制备无水盐

AlCl3，MgCL2，FeCl3

蒸发结晶时通入大量HCl

盐溶液蒸干灼烧后所得产物的判断

强酸强碱盐溶液和水解生成难挥发性酸的盐溶液，蒸干后一般得到原物质，如NaCI溶液蒸干得NaCl固体，CuSO4 溶液蒸干得CuSO.固体。

盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干后一般得到对应的弱碱，如AlCl3、FeCl溶液蒸干后一般得到Al(OH)3、Fe(OH)3，若灼烧则会生成Al2O3、Fe2O3。

酸根阴离子易水解的强碱盐，蒸干后可得到原物质，如Na2CO3溶液蒸干得NaCO3固体

考虑盐受热时是否分解。因为Ca(HCO3)2、NaHCO3、NH4CI固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为CaCO3;Na2CO3; NH4+HCl。

还原性盐在蒸千时会被O2氧化，如Na2SO3 溶蒸干得到Na2SO4;FeSO4溶液蒸干得到Fe2(SO4)3。

三大守恒

电荷守恒

正电荷之和等于负电荷之和

物料守恒

原子数呈溶质中原子之比

质子守恒

水电解的氢离子和氢氧根离子数相同（包括与弱离子结合形成弱酸的部分）

电解质溶液

单一溶液

酸或碱溶液

考虑电离

盐溶液

正盐溶液

考虑水解

酸式盐溶液

考虑水解与电离（分清主次）

混合溶液

不反应

考虑水解与电离（分清主次）

反应

不过量

生成酸或碱

考虑电离

生成盐

按盐溶液处理

过量

根据过量情况考虑电离或水解（分清主次）

IV. 沉淀溶解平衡

沉淀溶解平衡

概念

在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，即达到沉淀溶解平衡

特征

动态平衡

溶解速率和沉淀速率相等

平衡状态时，溶液中的离子浓度不变

当改变外界条件时，溶解平衡可能发生移动

影响因素

内因

难溶电解质本身的性质，是决定因素

外因

温度

绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解方向移动

浓度

加水稀释，平衡向溶解方向移动

同离子效应

向平衡体系中加入难溶物相应的离子，平衡向沉淀方向移动

其它

向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离的或气体的离子时，平衡向溶解方向移动

溶度积常数

概念

在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子的浓度幂之积为一常数，叫做溶度积常数，简称溶度积，用Ksp表示

影响因素

内因

取决于难溶电解质本身的性质

外因

只与温度有关

大部分难溶电解质，温度越高，溶度积越大，部分温度越低，溶解度越大，如Ca（OH）2

意义

反映了难溶电解质在水中的溶解能力

应用

通过Ksp与Qc的相对大小判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解

易错

不能用离子积常数的大小关系判断物质溶解度的大小

沉淀溶解平衡的应用

沉淀的生成

原理

在无机物的制备和提纯、废水处理等领域，常利用生成沉淀来达到分离或去除某种离子的目的

加沉淀剂

沉淀Cu2+、Hg2+等，以Na2S做沉淀剂

沉淀剂的选择

使生成沉淀的反应进行得越完全越好。

不能影响其他离子的存在。

调pH值

工业原料氯化铵中混有氯化铁，使其溶解于水，再加氨水调 pH，可使Fe3+生成Fe(OH)3沉淀而除去。

沉淀的溶解

原理

不断移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就达到使沉淀溶解的目的。

沉淀的转化

实质

沉淀溶解平衡的移动

沉淀转化的规律

组成类型相同的难溶电解质，Ksp大的难溶电解质容易转化为Ksp小的难溶电解质。

Ksp相差不大的难溶电解质，Ksp较小的难溶电解质在某些条件下可以转化为Ksp较大的难溶电解质。如在BaSO4饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液，也可以转化成Ksp较大的BaCO3。

当一种试剂能沉淀溶液中几种离子时，生成沉淀所需试剂离子浓度越小的越先沉淀；如果生成各种沉淀所需试剂离子的浓度相差较大，就能分步沉淀，从而达到分离离子的目的。

V. 强酸与强碱的中和滴定