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高中化學(xué)知識點規(guī)律大全（一） ——化學(xué)反應(yīng)與能量 1．氧化還原反應(yīng) [氧化還原反應(yīng)] 有電子轉(zhuǎn)移(包括電子的得失和共用電子對的偏移)或有元素化合價升降的反應(yīng)．如2Na+ C12＝2NaCl(有電子得失)、H2+ C12＝2HCl(有電子對偏移)等反應(yīng)均屬氧化還原反應(yīng)。 氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)是電子轉(zhuǎn)移(電子得失或電子對偏移)。 [氧化還原反應(yīng)的特征] 在反應(yīng)前后有元素的化合價發(fā)生變化．根據(jù)氧化還原反應(yīng)的反應(yīng)特征可判斷一個反應(yīng)是否為氧化還原反應(yīng)．某一化學(xué)反應(yīng)中有元素的化合價發(fā)生變化，則該反應(yīng)為氧化還原反應(yīng)，否則為非氧化還原反應(yīng)。 [氧化劑與還原劑] 概 念 含 義 概 念 含 義 氧化劑 反應(yīng)后所含元素化合價降低的反應(yīng)物 還原劑 反應(yīng)后所含元素化合價升高的反應(yīng)物 被氧化 還原劑在反應(yīng)時化合價升高的過程 被還原 氧化劑在反應(yīng)時化合價降低的過程 氧化性 氧化劑具有的奪電子的能力 還原性 還原劑具有的失電子的能力 氧化反應(yīng) 元素在反應(yīng)過程中化合價升高的反應(yīng) 還原反應(yīng) 元素在反應(yīng)過程中化合價降低的反應(yīng) 氧化產(chǎn)物 還原劑在反應(yīng)時化合價升高后得到的產(chǎn)物 還原產(chǎn)物 氧化劑在反應(yīng)時化合價降低后得到的產(chǎn)物 氧化劑與還原劑的相互關(guān)系 ． [氧化還原反應(yīng)與四種基本反應(yīng)類型的關(guān)系] 如右圖所示．由圖可知：置換反應(yīng)都是氧化還原反應(yīng)；復(fù)分解反應(yīng)都不是氧化還原反應(yīng)，化合反應(yīng)、分解反應(yīng)不一定是氧化還原反應(yīng)． [氧化還原反應(yīng)中電子轉(zhuǎn)移的方向、數(shù)目的表示方法] (1)單線橋法．表示在反應(yīng)過程中反應(yīng)物里元素原子間電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目和方向．用帶箭頭的連線從化合價升高的元素開始，指向化合價降低的元素，再在連線上方標出電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目． 在單線橋法中，箭頭的指向已經(jīng)表明了電子轉(zhuǎn)移的方向，因此不能再在線橋上寫“得”、“失”字樣． (2)雙線橋法．表示在反應(yīng)物與生成物里，同一元素原子在反應(yīng)前后電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目和方向．在氧化劑與還原產(chǎn)物、還原劑與氧化產(chǎn)物之間分別用帶箭頭的連線從反應(yīng)前的有關(guān)元素指向反應(yīng)后的該種元素，并在兩條線的上、下方分別寫出“得”、“失”電子及數(shù)目．例如： 2．離子反應(yīng) [離子反應(yīng)]有離子參加或有離子生成的反應(yīng)，都稱為離子反應(yīng)．離子反應(yīng)的本質(zhì)、類型和發(fā)生的條件： (1)離子反應(yīng)的本質(zhì)：反應(yīng)物中某種離子的濃度減小． (2)離子反應(yīng)的主要類型及其發(fā)生的條件： ①離子互換(復(fù)分解)反應(yīng)．具備下列條件之一就可以使反應(yīng)朝著離子濃度減小的方向進行，即離子反應(yīng)就會發(fā)生． a．生成難溶于水的物質(zhì)．如：Cu2＋+ 2OH－＝Cu(OH)2↓ 注意：當(dāng)有關(guān)離子濃度足夠大時，生成微溶物的離子反應(yīng)也能發(fā)生．如： 2Ag＋+ SO42—＝Ag2SO4↓ Ca2＋+ 2OH－＝Ca(OH)2↓ 或者由微溶物生成難溶物的反應(yīng)也能生成．如當(dāng)石灰乳與Na2CO3溶液混合時，發(fā)生反應(yīng)： Ca(OH)2 + CO32—＝CaCO3↓+ 2OH－ b．生成難電離的物質(zhì)(即弱電解質(zhì))．如：H＋+ OH－＝H2O H＋+ CH3COO－＝CH3COOH c．生成揮發(fā)性物質(zhì)(即氣體)．如：CO32－+ 2H＋＝CO2↑+ H2O NH4＋+ OH－NH3↑+ H2O ②離子間的氧化還原反應(yīng)．由強氧化劑與強還原劑反應(yīng)，生成弱氧化劑和弱還原劑，即反應(yīng)朝著氧化性、還原性減弱的方向進行．例如： Fe + Cu2＋＝Fe2＋+ Cu Cl2 + 2Br－＝2C1－+ Br2 2MnO4－+ 16H＋+ 10C1－＝2Mn2＋+ 5C12↑+ 8H2O 書寫離子方程式時應(yīng)注意的問題： (1)電解質(zhì)在非電離條件下(不是在水溶液中或熔融狀態(tài))，雖然也有離子參加反應(yīng)，但不能寫成離子方程式，因為此時這些離子并沒有發(fā)生電離．如NH4Cl固體與Ca(OH)2固體混合加熱制取氨氣的反應(yīng)、濃H2SO4與固體(如NaCl、Cu等)的反應(yīng)等，都不能寫成離子方程式．相反，在某些化學(xué)方程式中，雖然其反應(yīng)物不是電解質(zhì)或強電解質(zhì)，沒有大量離子參加反應(yīng)，但反應(yīng)后產(chǎn)生了大量離子，因此，仍可寫成離子方程式．如Na、Na2O、Na2O2、SO3、Cl2等與H2O的反應(yīng)． (2)多元弱酸的酸式鹽，若易溶于水，則成鹽的陽離子和酸根離子可拆開寫成離子的形式，而酸根中的H＋與正鹽陰離子不能拆開寫．例如NaHS、Ca(HCO3)2等，只能分別寫成Na＋、HS－和Ca2＋、HCO3－等酸式酸根的形式． (3)對于微溶于水的物質(zhì)，要分為兩種情況來處理： ①當(dāng)作反應(yīng)物時？，微溶物要保留化學(xué)式的形式，不能拆開． ②當(dāng)作反應(yīng)物時，若為澄清的稀溶液，應(yīng)改寫為離子形式，如澄清石灰水等；若為濁液或固體，要保留化學(xué)式的形式而不能拆開，如石灰乳、熟石灰等． (4)若反應(yīng)物之間由于物質(zhì)的量之比不同而發(fā)生不同的反應(yīng)，即反應(yīng)物之間可發(fā)生不止一個反應(yīng)時，要考慮反應(yīng)物之間物質(zhì)的量之比不同，相應(yīng)的離子方程式也不同．例如，向NaOH溶液中不斷通入CO2氣體至過量，有關(guān)反應(yīng)的離子方程式依次為： CO2+ 2OH—＝CO32—+ H2O（CO2適量） CO2+ OH—＝HCO3—（CO2足量） 在溶液中離子能否大量共存的判斷方法： 幾種離子在溶液中能否大量共存，實質(zhì)上就是看它們之間是否發(fā)生反應(yīng)．若離子間不發(fā)生反應(yīng)，就能大量共存；否則就不能大量共存．離子間若發(fā)生下列反應(yīng)之一，就不能大量共存． (1)生成難溶物或微溶物．如Ca2＋與CO32－、SO42－、OH－；Ag＋與C1－、Br－、I－、SO32－，等等． (2)生成氣體．如NH4＋與OH－；H＋與HCO3－、CO32－、S2－、HS－、SO32－、HSO3－等． (3)生成難電離物質(zhì)(弱酸、弱堿、水)．如H＋與C1O－、F－、CH3COO－生成弱酸；OH－與NH4＋、 A13＋、Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋等生成弱堿；H＋與OH－生成H2O． (4)發(fā)生氧化還原反應(yīng)．具有氧化性的離子(如MnO4－、ClO－、Fe3＋等)與具有還原性的離子( 如S2－、I－、SO32－、Fe2＋等)不能共存．應(yīng)注意的是，有些離子在堿性或中性溶液中可大量共存，但在酸性條件下則不能大量共存，如SO32－與S2－，NO3－與I－、S2－、SO32－、Fe2＋等． *(5)形成配合物．如Fe3＋與SCN－因反應(yīng)生成Fe(SCN)3而不能大量共存． *(6)弱酸根陰離子與弱堿陽離子因易發(fā)生雙水解反應(yīng)而不能大量共存，例如Al3＋與HCO3－、CO32－、A1O2－等． 說明： 在涉及判斷離子在溶液中能否大量共存的問題時，要注意題目中附加的限定性條件： ①無色透明的溶液中，不能存在有色離子，如Cu2＋(藍色)、Fe3＋(黃色)、Fe2＋(淺綠色)、MnO4－(紫色)． ②在強酸性溶液中，與H＋起反應(yīng)的離子不能大量共存． ③在強堿性溶液中，與OH－起反應(yīng)的離子不能大量共存． [離子方程式的書寫步驟] (1)“寫”：寫出完整的化學(xué)方程式． (2)“拆”：將化學(xué)方程式中易溶于水、易電離的物質(zhì)(強酸、強堿、可溶性鹽)拆開改寫為離子形式；而難溶于水的物質(zhì)(難溶性鹽、難溶性堿)、難電離的物質(zhì)(水、弱酸、弱堿)、氧化物、氣體等仍用化學(xué)式表示． (3)“刪”：將方程式兩邊相同的離子(包括個數(shù))刪去，并使各微粒符號前保持最簡單的整數(shù)比． (4)“查”：檢查方程式中各元素的原子個數(shù)和電荷總數(shù)是否左右相等． [復(fù)分解反應(yīng)類型離子反應(yīng)發(fā)生的條件] 復(fù)分解反應(yīng)總是朝著溶液中自由移動的離子數(shù)目減少的方向進行．具體表現(xiàn)為： (1)生成難溶于水的物質(zhì)．如：Ba2＋+ SO42－＝BaSO4↓ (2)生成難電離的物質(zhì)(水、弱酸、弱堿)．如H＋+ OH－＝H2O (3)生成氣體．如：CO32－+ 2H＋＝CO2↑+ H2O 3．化學(xué)反應(yīng)中的能量變化 [放熱反應(yīng)] 放出熱量的化學(xué)反應(yīng)．在放熱反應(yīng)中，反應(yīng)物的總能量大于生成物的總能量： 反應(yīng)物的總能量＝生成物的總能量 + 熱量 + 其他形式的能量 放熱反應(yīng)可以看成是“貯存”在反應(yīng)物內(nèi)部的能量轉(zhuǎn)化并釋放為熱能及其他形式的能量的反應(yīng)過程． [吸熱反應(yīng)] 吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)．在吸熱反應(yīng)中，反應(yīng)物的總能量小于生成物的總能量： 生成物的總能量＝反應(yīng)物的總能量 + 熱量 + 其他形式的能量 吸熱反應(yīng)也可以看成是熱能及其他形式的能量轉(zhuǎn)化并“貯存”為生成物內(nèi)部能量的反應(yīng)過程． *[反應(yīng)熱] (1)反應(yīng)熱的概念：在化學(xué)反應(yīng)過程中，放出或吸收的熱量，統(tǒng)稱為反應(yīng)熱．反應(yīng)熱用符號△H表示，單位一般采用kJmol－1． (2)反應(yīng)熱與反應(yīng)物、生成物的鍵能關(guān)系：△H＝生成物鍵能的總和 －反應(yīng)物鍵能的總和 (3)放熱反應(yīng)與吸熱反應(yīng)的比較． 反應(yīng)熱 放熱反應(yīng) 吸熱反應(yīng) 含義 反應(yīng)物所具有的總能量大于生成物所具有的總能量，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化為生成物時放出熱量 反應(yīng)物所具有的總能量小于生成物所具有的總能量，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化為生成物時吸收熱量 反應(yīng)本身的 能量變化 反應(yīng)放出熱量后使反應(yīng)本身的能量降低 反應(yīng)吸收熱量后使反應(yīng)本身的能量升高 表示符號或ΔH值 “－” ΔH＜0 “+” ΔH＞0 說明：放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)過程中的能量變化示意圖如圖3—1—2所示． [熱化學(xué)方程式] (1)熱化學(xué)方程式的概念：表明反應(yīng)所放出或吸收熱量的化學(xué)方程式，叫做熱化學(xué)方程式． (2)書寫熱化學(xué)方程式時應(yīng)注意的問題： ①需注明反應(yīng)的溫度和壓強．因為反應(yīng)的溫度和壓強不同時，其△H也不同．若不注明時，則是指在101kPa和25℃時的數(shù)據(jù)． ②反應(yīng)物、生成物的聚集狀態(tài)要注明．同一化學(xué)反應(yīng)，若物質(zhì)的聚集狀態(tài)不同，則反應(yīng)熱就不同．例如： H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) △H＝－241.8kJmol—1 H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(l) △H＝－285.8kJmol—1 比較上述兩個反應(yīng)可知，由H2與O2反應(yīng)生成1 mol H2O(l)比生成1 mol H2O(g)多放出44 kJmol—1的熱量． ③反應(yīng)熱寫在化學(xué)方程式的右邊．放熱時△H用“－”，吸熱時△H用“＋”． 例如： H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) －241.8kJmol—1 ④熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)前的化學(xué)計量數(shù)不表示分子個數(shù)，而只表示物質(zhì)的量(mol)，因此，它可用分數(shù)表示．對于相同物質(zhì)的反應(yīng)，當(dāng)化學(xué)計量數(shù)不同時，其△H也不同．例如： 2H2(g) + O2(g)＝2H2O(g) △Hl＝－483.6 kJmol—1 H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) △H2＝－241.8kJmol—1 顯然，△Hl＝2△H2． *[蓋斯定律] 對于任何一個化學(xué)反應(yīng)，不管是一步完成還是分幾步完成，其反應(yīng)熱是相同的．也就是說，化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)(各反應(yīng)物)和終態(tài)(各生成物)有關(guān)，而與具體反應(yīng)進行的途徑無關(guān)．如果一個反應(yīng)可以分幾步進行，則各步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時的反應(yīng)熱是相同的． *4．燃燒熱和中和熱 燃燒熱 中和熱 定義 在101 kPa時，1 mol物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物所放出熱量 在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1 mol H2O時所放出的熱量 熱化學(xué)方程式中的表示形式 以燃燒1mol物質(zhì)為標準來配平其余物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù) 物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)平其余物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù) 注意點 “完全燃燒”包含兩個方面的意思：①燃燒的物質(zhì)全部燃燒完；②生成穩(wěn)定氧化物，如C完全燃燒生成CO2，S完全燃燒生成SO2；等等 當(dāng)強酸與強堿在稀溶液中發(fā)生中和反應(yīng)時，1 molH＋與1 molOH－發(fā)生反應(yīng)生成1 molH2O，都放出57．3kJ的熱量．即： H＋(aq) + OH－(aq)＝H2O(1) △H＝－57.3 kJmol－1 說明 利用燃燒熱可以計算物質(zhì)在燃燒過程中所放出的熱量 當(dāng)強酸與弱堿或弱酸與強堿或弱酸與弱堿發(fā)生中和反應(yīng)時，因生成的鹽會發(fā)生水解而吸熱，故此時中和熱要小于57.3 kJmol－1 高中化學(xué)知識點規(guī)律大全（二） ——化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡 1．化學(xué)反應(yīng)速率 [化學(xué)反應(yīng)速率的概念及其計算公式] (1)概念：化學(xué)反應(yīng)速率是用來衡量化學(xué)反應(yīng)進行的快慢程度，通常用單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示．單位有molL－1min－1或molL－1s－1 (2)計算公式：某物質(zhì)X的化學(xué)反應(yīng)速率： 注意 ①化學(xué)反應(yīng)速率的單位是由濃度的單位(molL－1)和時間的單位(s、min或h)決定的，可以是molL－1s－1、molL－1min－1或molL－1h－1，在計算時要注意保持時間單位的一致性． ②對于某一具體的化學(xué)反應(yīng)，可以用每一種反應(yīng)物和每一種生成物的濃度變化來表示該反應(yīng)的化學(xué)反應(yīng)速率，雖然得到的數(shù)值大小可能不同，但用各物質(zhì)表示的化學(xué)反應(yīng)速率之比等于化學(xué)方程式中相應(yīng)物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)之比．如對于下列反應(yīng)： mA + nB ＝ pC + qD 有：∶∶∶＝m∶n∶p∶q 或： ③化學(xué)反應(yīng)速率不取負值而只取正值． ④在整個反應(yīng)過程中，反應(yīng)不是以同樣的速率進行的，因此，化學(xué)反應(yīng)速率是平均速率而不是瞬時速率． [有效碰撞] 化學(xué)反應(yīng)發(fā)生的先決條件是反應(yīng)物分子(或離子)之間要相互接觸并發(fā)生碰撞，但并不是反應(yīng)物分子(或離子)間的每一次碰撞都能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)．能夠發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的一類碰撞叫做有效碰撞． [活化分子] 能量較高的、能夠發(fā)生有效碰撞的分子叫做活化分子． 說明 ①活化分子不一定能夠發(fā)生有效碰撞，活化分子在碰撞時必須要有合適的取向才能發(fā)生有效碰撞．②活化分子在反應(yīng)物分子中所占的百分數(shù)叫做活化分子百分數(shù)．當(dāng)溫度一定時，對某一反應(yīng)而言，活化分子百分數(shù)是一定的．活化分子百分數(shù)越 大，活化分子數(shù)越多，有效碰撞次數(shù)越多． [影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素] 影響因素 對化學(xué)反應(yīng)速率的影響 說明或舉例 反應(yīng)物本 身的性質(zhì) 不同的化學(xué)反應(yīng)有不同的反應(yīng)速率 Mg粉和Fc粉分別投入等濃度的鹽酸中時，Mg與鹽酸的反應(yīng)較劇烈，產(chǎn)生H2的速率較快 濃 度 其他條件不變時，增大(減小)反應(yīng)物的濃度，反應(yīng)速率增大(減小) ①增大(減小)反應(yīng)物濃度，單位體積內(nèi)活化分子數(shù)增多(減少)，有效碰撞次數(shù)增多(減少)，但活化分子百分數(shù)不變②氣、固反應(yīng)或固、固反應(yīng)時，固體的濃度可認為是常數(shù)，因此反應(yīng)速率的大小只與反應(yīng)物之間的接觸面積有關(guān)，而與固體量的多少無關(guān)．改變固體的量不影響反應(yīng)速率 壓 強 溫度一定時，對于有氣體參加的反應(yīng)，增大(減小)壓強，反應(yīng)速率增大(減小) ①改變壓強，實際是改變氣體的體積，使氣體的濃度改變，從而使反應(yīng)速率改變②改變壓強，不影響液體或固體之間的反應(yīng)速率 溫 度 升高(降低)反應(yīng)溫度，反應(yīng)速率增大(減小) ①通常每升高10℃，反應(yīng)速率增大到原來的2～4倍②升溫，使反應(yīng)速率加快的原因有兩個方面：a．升溫后，反應(yīng)物分子的能量增加，部分原來能量較低的分子變?yōu)榛罨肿?，增大了活化分子百分?shù)，使有效碰撞次數(shù)增多(主要方面)；b．升高溫度，使分子運動加快，分子間的碰撞次數(shù)增多(次要方面) 催化劑 增大化學(xué)反應(yīng)速率 催化劑增大化學(xué)反應(yīng)速率的原因：降低了反應(yīng)所需的能量(這個能量叫做活化能)，使更多的反應(yīng)物分子成為活化分子，增大了活化分子百分數(shù)，從而使有效碰撞次數(shù)增多 光、反應(yīng)物顆粒的大小等 將反應(yīng)混合物進行光照、將塊狀固體粉碎等均能增大化學(xué)反應(yīng)速率 AgBr、HClO、濃HNO3等見光分解加快，與鹽酸反應(yīng)時，大理石粉比大理石塊的反應(yīng)更劇烈 2．化學(xué)平衡 [化學(xué)平衡] (1)化學(xué)平衡研究的對象：可逆反應(yīng)的規(guī)律． ①可逆反應(yīng)的概念：在同一條件下，既能向正反應(yīng)方向進行同時又能向逆反應(yīng)方向進行的反應(yīng)，叫做可逆反應(yīng)．可逆反應(yīng)用可逆符號“”表示． [可逆反應(yīng)] 向生成物方向進行的反應(yīng)叫正反應(yīng)；向反應(yīng)物方向進行的反應(yīng)叫逆反應(yīng)．在同一條件下，既能向正反應(yīng)方向進行，同時又能向逆反應(yīng)方向進行的反應(yīng)，叫做可逆反應(yīng)． 說明 (1)判斷一個反應(yīng)是否是可逆反應(yīng)，必須滿足兩個條件：①在同一條件下；②正、逆反應(yīng)同時進行．如H2 + I22HI，生成的HI在持續(xù)加熱的條件下同時分解，故該反應(yīng)為可逆反應(yīng)．而如：2H2 + O2 2H2O 2H2O 2H2↑+ O2↑ 這兩個反應(yīng)就不是可逆反應(yīng)． (2)在化學(xué)方程式中，用可逆符號“”表示可逆反應(yīng)． 說明 a．絕大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)都有一定程度的可逆性，但有的逆反應(yīng)傾向較小，從整體看實際上是朝著同方向進行的，例如NaOH + HCl ＝ NaCl + H2O． b．有氣體參加或生成的反應(yīng)，只有在密閉容器中進行時才可能是可逆反應(yīng)．如CaCO3受熱分解時，若在敞口容器中進行，則反應(yīng)不可逆，其反應(yīng)的化學(xué)方程式應(yīng)寫為：CaCO3CaO + CO2↑；若在密閉容器進行時，則反應(yīng)是可逆的，其反應(yīng)的化學(xué)方程式應(yīng)寫為：CaCO3CaO + CO2 ②可逆反應(yīng)的特點：反應(yīng)不能進行到底．可逆反應(yīng)無論進行多長時間，反應(yīng)物都不可能100％地全部轉(zhuǎn)化為生成物． (2)化學(xué)平衡狀態(tài)． ①定義：一定條件(恒溫、恒容或恒壓)下的可逆反應(yīng)里，正反應(yīng)和逆反應(yīng)的速率相等，反應(yīng)混合物(包括反應(yīng)物和生成物)中各組分的質(zhì)量分數(shù)(或體積分數(shù))保持不變的狀態(tài)． ②化學(xué)平衡狀態(tài)的形成過程：在一定條件下的可逆反應(yīng)里，若開始時只有反應(yīng)物而無生成物，根據(jù)濃度對化學(xué)反應(yīng)速率的影響可知，此時ν正最大而ν逆為0．隨著反應(yīng)的進行，反應(yīng)物的濃度逐漸減小，生成物的濃度逐漸增大，則ν正越來越小而ν逆越來越大．當(dāng)反應(yīng)進行到某一時刻，ν正＝ν逆，各物質(zhì)的濃度不再發(fā)生改變，反應(yīng)混合物中各組分的質(zhì)量分數(shù)(或體積分數(shù))也不再發(fā)生變化，這時就達到了化學(xué)平衡狀態(tài)． (3)化學(xué)平衡的特征： ①“動”：化學(xué)平衡是動態(tài)平衡，正反應(yīng)和逆反應(yīng)仍在繼續(xù)進行，即ν正＝ν逆≠0． ②“等”：達平衡狀態(tài)時，ν正＝ν逆，這是一個可逆反應(yīng)達平衡的本質(zhì)．ν正＝ν逆的具體含意包含兩個方面：a．用同一種物質(zhì)來表示反應(yīng)速率時，該物質(zhì)的生成速率與消耗速率相等，即單位時間內(nèi)消耗與生成某反應(yīng)物或生成物的量相等；b．用不同物質(zhì)來表示時，某一反應(yīng)物的消耗速率與某一生成物的生成速率之比等于化學(xué)方程式中相應(yīng)物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)之比． ③“定”：達平衡時，混合物各組分的濃度一定；質(zhì)量比(或物質(zhì)的量之比、體積比)一定；各組分的質(zhì)量分數(shù)(或摩爾分數(shù)、體積分數(shù))一定；對于有顏色的物質(zhì)參加或生成的可逆反應(yīng)，顏色不改變．同時，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率最大． 對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不相等的可逆反應(yīng)，達平衡時：氣體的總體積(或總壓強)一定；氣體的平均相對分子質(zhì)量一定；恒壓時氣體的密度一定(注意：反應(yīng)前后氣體體積不變的可逆反應(yīng)，不能用這個結(jié)論判斷是否達到平衡)． ④“變”．一個可逆反應(yīng)達平衡后，若外界條件(濃度、溫度、壓強)改變，使各組分的質(zhì)量(體積、摩爾、壓強)分數(shù)也發(fā)生變化，平衡發(fā)生移動，直至在新的條件下達到新的平衡(注意：若只是濃度或壓強改變，而ν正仍等于ν逆，則平衡不移動)．反之，平衡狀態(tài)不同的同一個可逆反應(yīng)，也可通過改變外界條件使其達到同一平衡狀態(tài)． ⑤化學(xué)平衡的建立與建立化學(xué)平衡的途徑無關(guān)．對于一個可逆反應(yīng)，在一定條件下，反應(yīng)無論從正反應(yīng)開始，還是從逆反應(yīng)開始，或是正、逆反應(yīng)同時開始，最終都能達到同一平衡狀態(tài)．具體包括： a．當(dāng)了T、V一定時，按化學(xué)方程式中各物質(zhì)化學(xué)式前系數(shù)的相應(yīng)量加入，并保持容器內(nèi)的總質(zhì)量不變，則不同起始狀態(tài)最終可達到同一平衡狀態(tài)． b．當(dāng)T、P一定(即V可變)時，只要保持反應(yīng)混合物中各組分的組成比不變(此時在各種情況下各組分的濃度仍然相等，但各組分的物質(zhì)的量和容器內(nèi)的總質(zhì)量不一定相等)，則不同的起始狀態(tài)最終也可達到同一平衡狀態(tài)． 如在恒溫、恒壓時，對于可逆反應(yīng)：N2 + 3H22NH3，在下列起始量不同情況下達到的是同一平衡狀態(tài)． N2 H2 NH3 A 1 mol 3 mol 0 B 0.5 mol 1.5 mol 0 C 0 0 2 mol D 1 mol 3 mol 2 mol c．對于反應(yīng)前后氣體體積相等的可逆反應(yīng)，不論是恒溫、恒容或是恒溫、恒壓，在不同的起始狀態(tài)下，將生成物“歸零”后，只要反應(yīng)物的物質(zhì)的量之比不變，就會達到同一平衡狀態(tài)． 如：H2(g) + I2(g) 2HI(g)等． [判斷化學(xué)平衡狀態(tài)的依據(jù)] mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 反應(yīng)混合物中各組分的含量 ①各組分的物質(zhì)的量或各組分的摩爾分數(shù)一定 達平衡狀態(tài) ②各組分的質(zhì)量或各組分的質(zhì)量分數(shù)一定 達平衡狀態(tài) ③各組分的體積或體積分數(shù)一定 達平衡狀態(tài) ④總體積、總壓強或總物質(zhì)的量一定 不一定達平衡狀態(tài) ν正與ν逆的關(guān)系 ①單位時間內(nèi)消耗m mol A，同時生成m mol A， 達平衡狀態(tài) ②單位時間內(nèi)消耗m mol A（或n mol B），同時消耗p mol C（或q mol D），既ν正＝ν逆 達平衡狀態(tài) ③∶∶∶＝m∶n∶p∶q，此時ν正不一定等于ν逆 不一定達平衡狀態(tài) ④單位時間內(nèi)生成了p mol C（或q mol D）同時消耗了m mol A（或n mol B），此時均指ν正 不一定達平衡狀態(tài) 壓 強 ①m+n≠p+q時，總壓強一定 達平衡狀態(tài) ②m+n＝p+q時，總壓強一定 不一定達平衡狀態(tài) 混合氣體的平均相對分子質(zhì)量Mr ①當(dāng)m+n≠p+q時，Mr一定 達平衡狀態(tài) ②當(dāng)m+n＝p+q時，Mr一定 不一定達平衡狀態(tài) 混合氣體的密度 恒溫、恒壓或恒溫、恒容時，密度一定 不一定達平衡狀態(tài) [化學(xué)平衡常數(shù)] 在一定溫度下，當(dāng)一個可逆反應(yīng)達到平衡狀態(tài)時，生成物的平衡濃度用化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)作為指數(shù)的乘積與反應(yīng)物的平衡濃度用化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)作為指數(shù)的乘積的比值是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做化學(xué)平衡常數(shù)，簡稱平衡常數(shù)．用符號K表示． (1)平衡常數(shù)K的表達式：對于一般的可逆反應(yīng)：mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 當(dāng)在一定溫度下達到化學(xué)平衡時，該反應(yīng)的平衡常數(shù)為： 注意：a．在平衡常數(shù)表達式中，反應(yīng)物A、B和生成物C、D的狀態(tài)全是氣態(tài)，c(A)、c(B)、c(C)、c(D)均為平衡時的濃度．b．當(dāng)反應(yīng)混合物中有固體或純液體時，他們的濃度看做是一個常數(shù)，不寫入平衡常數(shù)的表達式中．例如，反應(yīng)在高溫下 Fe3O4(s) + 4H2 3Fe(s) + H2O(g) 的平衡常數(shù)表達式為： 又如，在密閉容器中進行的可逆反應(yīng)CaCO3(s) CaO(s) + CO2↑的平衡常數(shù)表達式為：K＝c(CO2) c．平衡常數(shù)K的表達式與化學(xué)方程式的書寫方式有關(guān)．例如： N2 + 3H22NH3 2NH3N2 + 3H2 N2 +H2NH3 顯然，K1、K2、K3具有如下關(guān)系：， (2)平衡常數(shù)K值的特征： ①K值的大小與濃度、壓強和是否使用催化劑無關(guān)．即對于一個給定的反應(yīng)，在一定溫度下，不論起始濃度(或壓強)和平衡濃度(或壓強)如何，也不論是否使用催化劑，達平衡時，平衡常數(shù)均相同． ②K值隨溫度的變化而變化．對于一個給定的可逆反應(yīng)，溫度不變時，K值不變(而不論反應(yīng)體系的濃度或壓強如何變化)；溫度不同時，K值不同．因此，在使用平衡常數(shù)K值時，必須指明反應(yīng)溫度． (3)平衡表達式K值的意義： ①判斷可逆反應(yīng)進行的方向．對于可逆反應(yīng)：mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)，如果知道在一定溫度下的平衡常數(shù)，并且知道某個時刻時反應(yīng)物和生成物的濃度，就可以判斷該反應(yīng)是否達到平衡狀態(tài)，如果沒有達到平衡狀態(tài)，則可判斷反應(yīng)進行的方向． 將某一時刻時的生成物的濃度用化學(xué)方程式中相應(yīng)的化學(xué)計量數(shù)為指數(shù)的乘積，與某一時刻時的反應(yīng)物的濃度用化學(xué)方程式中相應(yīng)的化學(xué)計量數(shù)為指數(shù)的乘積之比值，叫做濃度商，用Q表示．即： 當(dāng)Q＝K時，體系達平衡狀態(tài)；當(dāng)Q＜K，為使Q等于K，則分子(生成物濃度的乘積)應(yīng)增大，分母(反應(yīng)物濃度的乘積)應(yīng)減小，因此反應(yīng)自左向右(正反應(yīng)方向)進行，直至到達平衡狀態(tài)；同理，當(dāng)Q＞K時，則反應(yīng)自右向左(逆反應(yīng)方向)進行，直至到達平衡狀態(tài)． ②表示可逆反應(yīng)進行的程度． K值越大，正反應(yīng)進行的程度越大(平衡時生成物的濃度大，反應(yīng)物的濃度小)，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率越高；K值越小，正反應(yīng)進行的程度越小，逆反應(yīng)進行的程度越大，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率越低． [反應(yīng)物平衡轉(zhuǎn)化率的計算公式] 某一反應(yīng)物的平衡轉(zhuǎn)化率＝％ ＝％ 說明 計算式中反應(yīng)物各個量的單位可以是molL－1”、mol，對于氣體來說還可以是L或mL，但必須注意保持分子、分母中單位的一致性． 3．影響化學(xué)平衡移動的條件 [化學(xué)平衡的移動] 已達平衡狀態(tài)的可逆反應(yīng)，當(dāng)外界條件(濃度、溫度、壓強)改變時．由于對正、逆反應(yīng)速率的影響不同，致使ν正≠ν逆，則原有的化學(xué)平衡被破壞，各組分的質(zhì)量(或體積)分數(shù)發(fā)生變化，直至在新條件一定的情況下ν正′＝ν逆′，而建立新的平衡狀態(tài)．這種可逆反應(yīng)中舊化學(xué)平衡的破壞、新化學(xué)平衡的建立，由原平衡狀態(tài)向新化學(xué)平衡狀態(tài)的轉(zhuǎn)化過程，稱為化學(xué)平衡的移動． 說明 (1)若條件的改變使ν正＞ν逆，則平衡向正反應(yīng)方向移動；若條件的改變使ν正＜ν逆，則平衡向逆反應(yīng)方向移動．但若條件改變時，ν正仍然等于ν逆，則平衡沒有發(fā)生移動． (2)化學(xué)平衡能夠發(fā)生移動，充分說明了化學(xué)平衡是一定條件下的平衡狀態(tài)，是一種動態(tài)平衡． (3)化學(xué)平衡發(fā)生移動而達到新的平衡狀態(tài)時，新的平衡狀態(tài)與原平衡狀態(tài)主要的不同點是：①新的平衡狀態(tài)的ν正或ν逆與原平衡狀態(tài)的ν正或ν逆不同；②平衡混合物里各組分的質(zhì)量(或體積)分數(shù)不同． [影響化學(xué)平衡的因素] (1)濃度對化學(xué)平衡的影響．一般規(guī)律：當(dāng)其他條件不變時，對于已達平衡狀態(tài)的可逆反應(yīng)，若增加反應(yīng)物濃度或減少生成物濃度，則平衡向正反應(yīng)方向移動(即向生成物方向移動)；若減少反應(yīng)物濃度或增加生成物濃度，則平衡向逆反應(yīng)方向移動(即向反應(yīng)物方向移動)． 特殊性：對于氣體與固體或固體與固體之間的反應(yīng)，由于固體的濃度可認為是常數(shù)，因此改變固體的量平衡不發(fā)生移動．如反應(yīng)C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g)達平衡狀態(tài)后，再加入焦炭的量，平衡不發(fā)生移動． 說明 ①濃度對化學(xué)平衡的影響，可用化學(xué)反應(yīng)速率與濃度的關(guān)系來說明．對于一個已達平衡狀態(tài)的可逆反應(yīng)，ν正＝ν逆．若增大反應(yīng)物的濃度，則ν正增大，而，ν逆增大得較慢，使平衡向正反應(yīng)方向移動．如果減小生成物的濃度，這時雖然，ν正并未增大，但ν逆減小了，同樣也使，ν正＞ν逆，使平衡向正反應(yīng)方向移動．同理可分析出：增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度時，平衡向逆反應(yīng)方向移動． ②在生產(chǎn)上，往往采用增大容易取得的或成本較低的反應(yīng)物濃度的方法，使成本較高的原料得到充分利用．例如，在硫酸工業(yè)里，常用過量的空氣使SO2充分氧化，以生成更多的SO3． (2)壓強對化學(xué)平衡的影響．一般規(guī)律：對于有氣體參加且反應(yīng)前后氣體體積不相等的可逆反應(yīng)，在其他條件不變的情況下，若增大壓強(即相當(dāng)于縮小容器的體積)，則平衡向氣體總體積減小的方向移動，若減小壓強(即增大容器的體積)，則平衡向氣體總體積增大的方向移動． 特殊性：①對于反應(yīng)前后氣體總體積相等的可逆反應(yīng)達平衡后，改變壓強，平衡不發(fā)生移動，但氣體的濃度發(fā)生改變．例如可逆反應(yīng)H2(g) + I2(g)2HI(g)達平衡后，若加大壓強，平衡不會發(fā)生移動，但由于容器體積減小，使平衡混合氣各組分的濃度增大，氣體的顏色加深(碘蒸氣為紫紅色)．②對于非氣態(tài)反應(yīng)(即無氣體參加和生成的反應(yīng))，改變壓強，此時固、液體的濃度未改變，平衡不發(fā)生移動。 ③恒溫、恒容時充入不參與反應(yīng)的氣體，此時雖然容器內(nèi)的壓強增大了，但平衡混合氣中各組分的濃度并未改變，所以平衡不移動． 說明 ①壓強對平衡的影響實際上是通過改變?nèi)萜鞯娜莘e，使反應(yīng)混合物的濃度改變，造成ν正≠ν逆。而使平衡發(fā)生移動．因此，有時雖然壓強改變了，但ν正仍等于ν正，則平衡不會移動． ②對于有氣體參加且反應(yīng)前后氣體體積不相等的可逆反應(yīng)，增大壓強，ν正、ν逆都會增大，減小壓強，ν正、ν逆都會減小，但由于ν正、ν逆增大或減小的倍數(shù)不相同，從而導(dǎo)致平衡發(fā)生移動．例如，可逆反應(yīng)N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)在一定溫度和壓強下達到平衡后，其平衡常數(shù)K為： 若將壓強增至原來的2倍，則各組分的濃度增至原來的2倍．此時： 由于在一定溫度下，K值為常數(shù)，要使上式的值仍等于K，則必須使c(NH3)增大、c(N2)和c(H2)減小，即平衡向合成NH3的方向(正反應(yīng)方向)移動． ③對于反應(yīng)前后氣體總體積相等的可逆反應(yīng)，改變壓強，ν正與ν逆的變化程度相同，ν正仍然等于ν逆。，故平衡不發(fā)生移動．例如，可逆反應(yīng)H2(g) + I2(g) 2HI(g)在一定溫度和壓強下達到平衡后，其平衡常數(shù)K為： 若將壓強增至原來的2倍，則各組分的濃度增至原來的2倍．此時： 上式的值仍與K值相等，即平衡不發(fā)生移動． (3)溫度對化學(xué)平衡的影響．一般規(guī)律：當(dāng)其他條件不變時，升高溫度，使平衡向吸熱方向移動；降低溫度，則使平衡向放熱反應(yīng)方向移動． 說明 ①化學(xué)反應(yīng)過程均有熱效應(yīng)．對于一個可逆反應(yīng)來說，如果正反應(yīng)是放熱反應(yīng)，則逆反應(yīng)必為吸熱反應(yīng)． ②當(dāng)升高(降低)溫度時，ν正、ν逆會同時增大(減小)，但二者增大(減小)的倍數(shù)不相同，從而導(dǎo)致化學(xué)平衡發(fā)生移動．(化學(xué)平衡移動原理(勒夏特列原理)) (1)原理內(nèi)容：如果改變影響平衡的一個條件(如溫度、壓強或溫度等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動． (2)勒夏特列原理適用的范圍：已達平衡的體系(如溶解平衡、化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡等)．勒夏特列原理不適用于未達平衡的體系，如對于一個剛從反應(yīng)物開始進行的氣相可逆反應(yīng)來說，增大壓強，反應(yīng)總是朝著正反應(yīng)方向進行的，由于未達平衡，也就無所謂平衡移動，因而不服從勒夏特列原理． (3)勒夏特列原理適用的條件：只限于改變影響平衡的一個條件．當(dāng)有兩個或兩個以上的條件同時改變時，如果這些條件對平衡移動的方向是一致的，則可增強平衡移動．但如果這些條件對平衡移動的方向影響不一致，則需分析哪一個條件變化是影響平衡移動的決定因素． (4)勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋：外界條件改變使平衡發(fā)生移動的結(jié)果，是減弱對這種條件的改變，而不是抵消這種改變．也就是說：外界因素對平衡體系的影響占主要方面． [催化劑與化學(xué)平衡的關(guān)系] 使用催化劑能同等程度地增大ν正、ν逆，因此，在一個可逆反應(yīng)中使用催化劑時，能縮短反應(yīng)達到平衡時所需的時間．但由于ν正仍等于ν逆，所以，使用催化劑對化學(xué)平衡的移動沒有影響，不能改變平衡混合物中各組分的百分比組成． [反應(yīng)物用量對平衡轉(zhuǎn)化率的影響] (1)若反應(yīng)物只有一種，如aA(g) bB(g) + cC(g)，則增加A的量，平衡向正反應(yīng)方向移動，但A的平衡轉(zhuǎn)化率究竟如何變化，要具體分析反應(yīng)前后氣體體積的相對大?。纾孩偃鬭＝b+c，則A的轉(zhuǎn)化率不變；②若a＞b+c，則A的轉(zhuǎn)化率增大；③若a＜b+c，則A的轉(zhuǎn)化率減?。? (2)若反應(yīng)物不只一種，如aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)．則： ①若只增加反應(yīng)物A的量，平衡向正反應(yīng)方向移動，則反應(yīng)物B的轉(zhuǎn)化率增大，但由于外界因素占主要方面，故A的轉(zhuǎn)化率減?。? ②若按原比例同倍數(shù)地增加反應(yīng)物A與B的量，A、B的轉(zhuǎn)化率的變化有以下三種情況： a．當(dāng)a+b＝c+d時，A、B的轉(zhuǎn)化率都不變； b．當(dāng)a+b＞c+d時，A、B的轉(zhuǎn)化率都減小； c．當(dāng)a+b＜c+d時，A、B的轉(zhuǎn)化率都增大． [化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡的區(qū)別與聯(lián)系] 化學(xué)反應(yīng)速率 化學(xué)平衡 區(qū)別 概念 略 略 研究對象 所有化學(xué)反應(yīng) 只研究可逆反應(yīng) 催化劑的影響 使用催化劑能加快化學(xué)反應(yīng)速率 催化劑不能使化學(xué)平衡發(fā)生移動 相互聯(lián)系 ①在一定條件下，當(dāng)ν正＝ν逆時，即說明該可逆反應(yīng)達平衡狀態(tài) ②在可逆反應(yīng)中，反應(yīng)速率大，達到平衡所需的時間短；反應(yīng)速率小，達到平衡所需的時間長 ③改變條件，若ν正增大，平衡不一定向正反應(yīng)方向移動；同樣，ν逆增大，平衡也不一定向逆反應(yīng)方向移動．改變條件后，平衡究竟向哪一個方向移動，只有比較出ν正與ν逆哪個更大后，才能確定平衡移動的方向 [化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡計算的基本關(guān)系式] 對于可逆反應(yīng)： mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) (1)用各物質(zhì)表示的反應(yīng)速率之比等于化學(xué)方程式中相應(yīng)物質(zhì)化學(xué)式前的化學(xué)計量數(shù)之比．即：∶∶∶＝m∶n∶p∶q (2)各物質(zhì)的變化量之比＝化學(xué)方程式中相應(yīng)的化學(xué)計量數(shù)之比 (3)反應(yīng)物的平衡量＝起始量－消耗量 生成物的平衡量＝起始量＋增加量 表示為： mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 起始量／mol a b c d 變化量／mol 平衡量／mol a b (4)達平衡時，反應(yīng)物A(或B)的平衡轉(zhuǎn)化率α(％)： α(A)(或B)＝100％ α(A)(或B)＝100％ α(A)(或B)＝100％ (5)在一定溫度下，反應(yīng)的平衡常數(shù) (6)阿伏加德羅定律及其三個重要推論： ①恒溫、恒容時：，Bp任何時刻時反應(yīng)混合氣體的總壓強與其總物質(zhì)的量成正比； ②恒溫、恒壓時：，即任何時刻時反應(yīng)混合氣體的總體積與其總的物質(zhì)的量成正比； ③恒溫、恒容時：，即任何時刻時反應(yīng)混合氣體的密度與其反應(yīng)混合氣體的平均相對分子質(zhì)量成正比． (7)混合氣體的密度： (8)混合氣體的平均相對分子質(zhì)量Mr的計算： ①Mr＝M(A)a％ + M(B)b％ + … 其中M(A)、M(B)…分別是氣體A、B…的相對分子質(zhì)量；a％、b％…分別是氣體A、B…的體積(或摩爾)分數(shù)． ② 4．合成氨條件的選擇 [合成氨條件的選擇] (1)合成氨反應(yīng)的特點：反應(yīng)物、生成物均為氣體且正反應(yīng)是氣體體積減小、放熱的可逆反應(yīng)． N2(g) + H2(g) 2NH3(g) (2)選擇適宜條件的目的：盡可能增大合成氨的反應(yīng)速率，縮短到達平衡的時間，提高氨的產(chǎn)率． (3)選擇適宜條件的依據(jù)：外界條件對化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡影響的規(guī)律． (4)選擇適宜條件的原則： ①既要注意外界條件對二者(合成氨的反應(yīng)速率和氨的產(chǎn)率)影響的一致性，又要注意對二者影響的矛盾性； ②既要注意溫度、催化劑對反應(yīng)速率影響的一致性，又要注意催化劑的活性對溫度的限制； ③既要注意理論上生產(chǎn)的要求，又要注意實際操作的可能性． (5)合成氨的適宜條件： ①溫度為500℃左右； ②壓強為20Mpa～50MPa； ③使用以鐵為主體的多成分催化劑(稱為鐵觸媒)． 說明 ①選擇合成氨溫度為500℃的原因：a．溫度高時，雖然能增大合成NH3的反應(yīng)速率，但溫度越高越會使平衡向逆反應(yīng)方向移動，越不利于NH3的合成；溫度低時，雖有利于平衡向合成NH3的方向移動，但反應(yīng)速率太小，達到平衡所需的時間太長．b．鐵觸媒在500℃左右時活性最大． ②選擇合成氨壓強為20 MPa～50 MPa的原因：壓強增大時，既能提高合成氨的反應(yīng)速率，又能使平衡向合成氨的方向移動，但壓強大時，對設(shè)備的要求和技術(shù)操作的要求就高，消耗的動力也大． (6)在合成氨生產(chǎn)中同時采取的措施： ①將生成的氨及時從平衡混合氣體中分離出去，未反應(yīng)的N2、H2重新送回合成塔中進行循環(huán)操作，使平衡向合成氨的方向移動，以提高N2和H2的轉(zhuǎn)化率． ②不斷向循環(huán)氣體中補充N2、H2，以提高反應(yīng)物的濃度． ③加入過量的N2，使成本較高的H2得以充分利用． [化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡圖像題的解答關(guān)鍵] (1)弄清曲線的起點是否是從“0”點開始；弄清轉(zhuǎn)折點和終點的位置．先出現(xiàn)轉(zhuǎn)折點的曲線表示反應(yīng)速率大、先達到平衡，該曲線對應(yīng)的溫度高或壓強大；后出現(xiàn)轉(zhuǎn)折點的曲線則表示反應(yīng)速率小、后達到平衡，該曲線所對應(yīng)的溫度低或壓強小； (2)弄清曲線的變化是呈上升趨勢還是下降趨勢； (3)弄清橫坐標、縱坐標所代表的意義． 高中化學(xué)知識點規(guī)律大全（三） ——電離平衡 [電解質(zhì)與非電解質(zhì)] (1)電解質(zhì)：在水溶液里或者熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔锝须娊赓|(zhì)．電解質(zhì)不一定能導(dǎo)電，而只有在溶于水或熔融狀態(tài)時電離出自由移動的離子后才能導(dǎo)電(因此，電解質(zhì)導(dǎo)電的原因是存在自由移動的離子)．能導(dǎo)電的不一定是電解質(zhì)，如金屬、石墨等單質(zhì)． (2)非電解質(zhì)：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物．因為非電解質(zhì)歸屬于化合物，故如C12等不導(dǎo)電的單質(zhì)不屬于非電解質(zhì)． (3)電解質(zhì)與非電解質(zhì)的比較． 電解質(zhì) 非電解質(zhì) 區(qū) 別 能否導(dǎo)電 溶于水后或熔融狀態(tài)時能導(dǎo)電 不能導(dǎo)電 能否電離 溶于水或受熱熔化時能電離產(chǎn)生自由移動的離子 不能電離，因此沒有自由移動的離子存在 所屬物質(zhì) 酸、堿、鹽等 蔗糖、酒精等大部分有機物，氣體化合物如NH3、SO2等 聯(lián)系 都屬于化合物 說明：某些氣體化合物的水溶液雖然能導(dǎo)電，但其原因并非該物質(zhì)本身電離生成了自由移動的離子，因此這些氣體化合物屬于非電解質(zhì)．例如；氨氣能溶于水，但NH3是非電解質(zhì)．氨水能導(dǎo)電是因為NH3與H2O反應(yīng)生成了能電離出NH4＋和OH－的NH3H2O的緣故，所以NH3H2O才是電解質(zhì)． [強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)] (1)強電解質(zhì)：溶于水后全部電離成離子的電解質(zhì)． (2)弱電解質(zhì)：溶于水后只有一部分分子能電離成離子的電解質(zhì)． (3)強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較． 強電解質(zhì) 弱電解質(zhì) 代表物質(zhì) ①強酸：如H2SO4、HNO3、HCl等②強堿：如KOH、NaOH、Ba(OH)2等③鹽：絕大多數(shù)可溶、難溶性鹽，如NaCl、CaCO3等 ①H2O②弱酸：如CH3COOH、HF、HClO、H2CO3等③弱堿：NH3H2O、A1(OH)3、Fe(OH)3等 電離情況 完全電離，不存在電離平衡(電離不可逆)．電離方程式用“＝”表示． 如：HNO3＝H＋+ NO3－ 不完全電離(部分電離)，存在電離平衡．電離方程式用“”表示． 如：CH3COOHCH3COO－+ H十 水溶液中存在的微粒 水合離子(離子)和H2O分子 大部分以電解質(zhì)分子的形式存在，只有少量電離出來的離子 離子方程式的書寫情況 拆開為離子(特殊：難溶性鹽仍以化學(xué)式表示) 全部用化學(xué)式表示 注意: (1)在含有陰、陽離子的固態(tài)強電解質(zhì)中，雖然有陰、陽離子存在，但這些離子不能自由移動，因此不導(dǎo)電．如氯化鈉固體不導(dǎo)電． (2)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強弱取決于溶液中自由移動離子濃度的大小(注意：不是取決于自由移動離子數(shù)目的多少)．溶液中離子濃度大，溶液的導(dǎo)電性就強；反之，溶液的導(dǎo)電性就弱．因此，強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強．但在相同條件(相同濃度、相同溫度)下，強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力比弱電解質(zhì)的導(dǎo)電能力強． 1．電離平衡 [強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)] 強電解質(zhì) 弱電解質(zhì) 概 念 在水溶液里全部電離為離子的電解質(zhì) 在水溶液里僅部分電離為離子的電解質(zhì) 化合物類型 含有離子鍵的離子化合物和某些具有極性鍵的共價化合物 某些具有極性鍵的共價化合物 所含物質(zhì) 強酸、強堿、鹽等 水、弱酸、弱堿 電離情況 完全電離，不存在電離平衡(電離不可逆) 不完全電離(部分電離)，存在電離平衡 聯(lián) 系 都屬于電解質(zhì) 說明 離子化合物在熔融或溶于水時離子鍵被破壞，電離產(chǎn)生了自由移動的離子而導(dǎo)電；共價化合物只有在溶于水時才能導(dǎo)電．因此，可通過使一個化合物處于熔融狀態(tài)時能否導(dǎo)電的實驗來判定該化合物是共價化合物還是離子化合物． [弱電解質(zhì)的電離平衡] (1)電離平衡的概念：在一定條件(如溫度、壓強)下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子重新結(jié)合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡． (2)弱電解質(zhì)的電離平衡的特點： 電離平衡遵循勒夏特列原理，可根據(jù)此原理分析電離平衡的移動情況． ①電離平衡是動態(tài)平衡．電離方程式中用可逆符號“”表示．例如： CH3COOHCH3COO－ + H＋ NH3H2ONH4＋ + OH－ ②將弱電解質(zhì)溶液加水稀釋時，電離平衡向弱電解質(zhì)電離的方向移動．此時，溶液中的離子數(shù)目增多，但電解質(zhì)的分子數(shù)減少，離子濃度減小，溶液的導(dǎo)電性降低． ③由于電離過程是吸熱過程，因此，升高溫度，可使電離平衡向弱電解質(zhì)電離的方向移動．此時，溶液中離子的數(shù)目增多，離子濃度增大，溶液的導(dǎo)電性增強． ④在弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)電離出相同的離子的強電解質(zhì)時，使弱電解質(zhì)的電離平衡向逆反應(yīng)方向移動．例如，在0.1molL－1”滴有氨水的溶液(顯淺紅色)中，存在電離平衡NH3H2ONH4＋ + OH－．當(dāng)向其中加入少量下列物質(zhì)時： a.NH4Cl固體由于增大了c(NH4＋)，使NH3H2O的電離平衡逆向移動，c(OH－)減小，溶液紅色變淺． b．NaOH固體．NaOH溶于水時電離產(chǎn)生的OH－抑制了NH3H2O的電離，從而使平衡逆向移動． [電離平衡常數(shù)] 在一定溫度下，當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達到平衡狀態(tài)時，溶液中電離產(chǎn)生的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的弱電解質(zhì)分子濃度的比值是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)．弱酸的電離常數(shù)用Ka表示，弱堿的電離常數(shù)用Kb表示． (1)電離平衡常數(shù)的表達式． ①一元弱酸、一元弱堿的電離常數(shù)表達式： 例如，一定溫度下CH3COOH的電離常數(shù)為： CH3COOHCH3COO－ + H＋ 一定溫度下NH3H2O的電離常數(shù)為： NH3H2ONH4＋ + OH－ ②多元弱酸的電離特點及電離常數(shù)表達式： a．分步電離．是幾元酸就分幾步電離．每步電離只能產(chǎn)生一個H＋，每一步電離都有其相應(yīng)的電離常數(shù)． b．電離程度逐漸減小，且K1》K2》K3，故多元弱酸溶液中平衡時的H＋主要來源于第一步．所以，在比較多元弱酸的酸性強弱時，只需比較其K1即可．例如25℃時，H3PO4的電離； H3PO4 H2PO4－ + H＋ H2PO4－ HPO42－ + H＋ HPO42－ PO43－ + H＋ 注意 a．電離常數(shù)表達式中各組分的濃度均為平衡濃度． b．多元弱酸溶液中的c(H＋)是各步電離產(chǎn)生的c(H＋)的總和，在每步的電離常數(shù)表達式中的c(H＋)是指溶液中H＋的總濃度而不是該步電離產(chǎn)生的c(H＋)． (2)電離常數(shù)的特征．同一弱電解質(zhì)的稀溶液的電離常數(shù)的大小與溶液的濃度無關(guān)，只隨溫度的變化而變化．溫度不變，K值不變；溫度不同，K值也不同．但由于電離常數(shù)隨溫度的變化不大，在室溫時，可不考慮溫度對電離常數(shù)的影響． (3)電離常數(shù)的意義： ①表明弱電解質(zhì)電離的難易程度．K值越大，離子濃度越大，該電解質(zhì)越易電離；反之，電解質(zhì)越難電離． ②比較弱酸或弱堿相對強弱．例如在25℃時，HNO2的K＝4.610－4，CH3COOH的K＝1.810－5，因此HNO2的酸性比CH3COOH的酸性強． 6．水的電離和溶液的pH [水的電離] (1)水的電離方程式． 水是一種極弱的電解質(zhì)，它能像酸一樣電離出極少量的H＋，又能像堿一樣電離出少量的OH－(這叫做水的自偶電離)．水的電離方程式可表示為： H2O + H2O H3O＋ + OH－ 簡寫為：H2O H＋ + OH－ (2)水的離子積KW． 一定溫度下，水的電離常數(shù)為： 即c(H＋)c(OH－)＝Kc(H2O) 設(shè)水的密度為1 gcm3，則1 L H2O＝1 000 mL H2O＝1 000 gH20＝55.6 mol，即H2O的起始濃度為55.6 molL－1．由于水是極弱的電解質(zhì)，它電離時消耗的水與電離前相比，可忽略不計．例如，25℃時，1 LH2O中已電離的H2O為10－7mol，所以c(H2O)≈55.6 molL－1，即Kc(H2O)為一常數(shù)，這個新的常數(shù)叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積，表示為： c(H＋)c(OH－)＝KW 說明 ①、一定溫度下，由于KW為一常數(shù)，故通常不寫單位，如25℃時KW＝110－14． ② KW只與溫度有關(guān)，與溶液的酸堿性無關(guān)．溫度不變，KW不變；溫度變化，KW也發(fā)生變化． ③、由于水的電離過程是吸熱過程，因此溫度升高時，純水中的c(H＋)、c(OH－)同時增大，KW也隨著增大．例如： 25℃時，c(H’)＝(OH－)＝110－7 molL－1 ，KW＝110－14 100℃時，c(H’)＝(OH－)＝110－6 molL－1 ，KW＝110－12 但由于c(H＋)與c(OH－)始終保持相等，故仍顯中性． ④、在任何以水為溶劑的溶液中都存在H＋和OH－，它們既相互依存，又相互制約．當(dāng)溶液中的c(H＋)增大時，c(OH－)將減??；反之，當(dāng)溶液中的c(OH－)增大時，c(H＋)則必然減?。珶o論在中性、酸性還是堿性溶液中，在一定溫度下，c(H＋)與c(OH－)的乘積(即KW)仍是不變的，也就是說，KW不僅適用于純水，也適用于任何酸、堿、鹽的稀溶液．只要溫度相同，不論是在純水中，還是在酸、堿、鹽的水溶液中，KW都是相同的． ⑤、一定溫度下，不論是純水中，還是在酸、堿、鹽的水溶液中，由H2O電離產(chǎn)生的c(H＋)與c(OH－)總是相等的．如25℃時，0.1 molL－1的鹽酸中，c水(H＋)＝c(OH－)＝＝110－13 molL－1． ⑥、水的電離平衡遵循勒夏特列原理．例如，向純水中加入酸或堿，均使水的電離平衡逆向移動(即酸或堿抑制水的電離)；向水中投入活潑金屬如鈉等，由于金屬與水電離產(chǎn)生的H＋直接作用而促進水的電離． [溶液的酸堿性的實質(zhì)] 任何水溶液中都存在水的電離，因此都含有H＋和OH－．一種溶液是顯酸性、中性還是堿性，是由該溶液中的c(H＋)與c(OH－)的相對大小來決定的． 酸性溶液：c(H＋)＞c(OH－) 中性溶液：c(H＋)＝c(OH－) 堿性溶液：c(H＋)＜c(OH－) 例如：25℃時，因為KW＝110－14，所以：中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝110－7 molL－1 酸性溶液：c(H＋)＞110－7 molL－1，c(OH－)＜110－7 molL－1 堿性溶液：c(H＋)＜110－7 molL－1，c(OH－) ＞110－7 molL－1 100℃時，因為KW＝110－12，所以： 中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝110－6 molL－1 酸性溶液：c(H＋)＞110－6 molL－1，c(OH－)＜110－6 molL－1 堿性溶液：c(H＋)＜110－6 molL－1，c(