高考化学知识点归纳化学平衡及其他知识总结.docx
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高考化学知识点归纳化学平衡及其他知识总结
化学平衡及其他知识总结
化学平衡（化学反应进行的程度）
——化学平衡研究的对象是可逆反应，不可逆反应不存在程度问题
——化学平衡主要是研究可逆反应的规律，如反应进行的程度以及各种条件对反应进行情况的影响等
化学平衡状态
在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应速率相等，反应混合物中各组成成分的含量保持不变的状态
——当一个可逆反应在一定条件下处于化学平衡状态时，我们就说这个反应达到了化学平衡
——化学平衡状态的建立与反应途径无关，从正反应或逆反应开始都可以建立（等效平衡）
化学平衡的特征：
（三大特征）亦可称为化学平衡状态的标志
“动”：
V正＝V逆≠0，动态平衡（简称“等”）
“定”：
外界条件一定，各组分百分含量一定（浓度不再改变）（简称“定”）
“变”：
外界条件改变，平衡被破坏，发生移动而建立新平衡（化学平衡移动）
化学平衡移动：
原因——反应条件改变引起V正≠V逆
结果——速率、各组分百分含量与原平衡比较均发生变化
方向：
V正＞V逆向右移动；V正＜V逆，向左；V正＝V逆，原平衡不移动
影响化学平衡移动的条件
浓度：
增大反应物（或减小生成物）浓度，化学平衡正向移动。
反之亦然。
压强：
增大（或减小）压强，平衡向气体体积缩小（或扩大）的方向移动
温度：
升高（或降低）温度，平衡向吸热（或放热）反应方向移动。
——催化剂对化学平衡状态无影响
分析化学平衡移动的一般思路（所有的平衡问题都是由速率问题解释的）
勒沙特列原理（平衡移动原理）
如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强、温度），化学平衡就会向着能够减弱这种改变的方向移动。
（不能改变这种改变）
——勒沙特列原理（亦称平衡移动原理）适合于一切平衡体系。
化学平衡：
2NO2N2O4
电离平衡：
NH3·H2ONH4+＋OH—
水解平衡：
AlO2-＋2H2OAl（OH）3＋OH—
溶解平衡：
NaCl Na++Cl—
其它：
平衡理论知识网络图
——所有平衡问题都是速率问题来解释的。
（分析讨论条件改变对正逆反应速率的影响，确定平衡是否移动）
——若为速率问题，讨论的问题主要有四项（浓度、压强、温度、催化剂）
——若为平衡问题，讨论的问题只有浓度、压强、温度三项。
等效平衡举例：
等温等容2SO32SO2＋O2
a、0.21.80.9
b、1.01.00.5
c、200
d、021
等温等压N2＋3H2 2NH3
a、132
b、260
c、004
c、n3n0
d、00m
等温、等压或等容2HIH2＋I2
a、200
b、011
c、m00
d、0nn
电解质溶液 胶体
电解质：
凡是在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物。
非电解质：
凡是在水溶液和熔化状态下都不能导电的化合物。
——电解质和非电解质都是在化合物的范筹里讨论的。
混合物（包括溶液和单质）既不是电解质，也不是非电解质。
——酸、碱、盐都是电解质（离子化合物必为电解质）
——CO2、SO2、NH3等在水中不能直接电离，因而它们不是电解质，属非电解质
2、强电解质——在水溶液里全部电离为离子。
HI＝H+＋I－
弱电解质——在水溶液里只有部分电离为离子。
CH3COOHCH3COO－＋H+
——判定电解质的强弱，看其在水溶液中的表现。
——在弱电解质溶液中同时存在弱电解质的电离和离子重新结合生成的电解质分子这两种过程
——升温、促进电离（因弱电解质的电离为吸热过程）；稀释（浓度越小），促进电离。
无限稀释，电离度为100%
强电解质和弱电解质的比较
电解质
化学键
电离程度
有否电离平衡
电解质在溶液中的存在形式
强电解质
离子键或某些具有极性键共价化合物（NaCl、HBr）
完全电离
为不可逆过程
无
NaCl＝Na+ ＋Cl－
水合离子
（Na+ 、Cl－）
弱电解质
具有极性键的共价化合（H2S、HF）
部分电离
可逆过程
有
HFH+＋F－
分子、水合离子
HF、H+、、F－
——弱电解质的电离平衡是在一定条件（浓度、温度）下的平衡，适应于勒沙特列原理。
——电解质溶液之所以能够导电，是由于溶液里有能够自由移动的离子存在。
导电性的强弱主要跟单位体积溶液里能自由移动的离子的多少即自由移动离子的浓度有关（还与离子所带的电荷多少有关），而溶液里离子的浓度又跟电解质的电离程度有关。
——溶液导电性的不同是由于溶液里自由移动的离子的浓度不同是由于电解质的电离程度不同是由于电解质有强弱之分，这与电解质的化学键有密切关系。
3、水的电离、溶液的pH值
水的电离2H2OH3O+＋OH—H2OH+＋OH—（水为极弱电解质）
水的离子积（25℃）Kw＝[H+][OH－]＝1×10-7×1×10-7＝1×10-14
——水的离子积随温度的变化而变化
——只要在水溶液里，总是有Kw＝[H+][OH－]＝定值（25℃时，Kw＝1×10-14）
溶液的酸碱性——取决于溶液[H+]与[OH－]的相对大小
C（H+）＞C（OH－）酸性
C（H+）＜C（OH－）碱性
C（H+）＝C（OH－）中性无限稀释时，pH＝7
表示方法：
pH＝－lgC（H+）（适用范围：
稀溶液）
测定方法：
pH试纸（整数值）酸碱指示剂（pH范围）pH计（精确值）
溶液的pH值换算关系
常用酸碱指示剂及其变色范围
石蕊＜5红色5～8紫色＞8蓝色
甲基橙＜3.1红色3.1～4.4橙色＞4.4黄色
酚酞＜8无色8.2～10浅红＞10红色
※酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱是两个不同的概念
强酸、强碱溶液两两混合pH值的计算规律
混合情况混合前溶液pH值的关系混和后溶液的pH值
A、B都是酸pHA＜pHBpHA＋0.3
A、B都是碱pHA＜pHBpHB－0.3
pHA＋pHB＝14 7
A是酸pHA＋pHB＜14（中和后，酸有剩）pHA＋0.3
B是碱pHA＋pHB＞14（中和后，碱有剩）pHB－0.3
1、盐的水解
——在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH－生成弱电解质的反应，叫盐的水解
——哪些离子？
弱碱阳离子：
NH、Fe3+、Fe2+、Al3+、Cu2+、Zn2+、Ag+等
弱酸根阴离子：
CH3COO－、HCOO－、HS－、S2－、HCO、CO等
“有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性”
强酸弱碱盐——酸性强酸强碱盐——中性
强碱弱酸盐——碱性弱酸弱碱盐——看相对强弱
影响盐类水解的因素：
（水解平衡遵循勒沙特列原理）
内因——盐的本性（越弱越水解）
外因——⑴浓度
1溶液越稀，水解程度越大
2改变溶液H+或OH－浓度的大小，可以影响水解平衡（促进或抑制水解）
⑵温度水解是吸热反应（中和反应的逆反应），所以温度越高水解程度越大。
——一般盐类水解的程度很小，通常不生成沉淀或气体，生成的物质也不会分解；盐类的水解是可逆反应，盐类水解的离子方程式中一般不写等号而写可逆符号（用可逆符号“”表示）
NaHCO3＋H2O H2CO3＋NaOH（HCO＋H2OH2CO3＋OH－）
CuCl2＋2H2OCu（OH）2＋2HCl[Cu2+＋2H2OCu（OH）2＋2H+]
多元弱酸根的水解是分步进行的，第一步水解趋势远远大于第二步、第三步水解。
因此多元弱酸根的水解离子方程式一般只需要写离子的第一步水解。
——电离大于水解酸式根只有两种：
HSO3—、H2PO4－；故NaHSO3、NaH2PO4的水溶液显酸性。
——盐类水解促进水的电离；酸或碱均抑制水的电离。
——配制易水解的盐的溶液时，应先加入酸或碱，后加水。
（抑制在先，而不是水解后再“治”）
CuSO4（H2SO4）AgNO3（HNO3）FeCl3（HCl）Na3PO4（NaOH）
——想一想：
CuSO4溶液、FeCl3溶液、AlCl3溶液、CH3COONa溶液分别加热蒸发至干的情形。
A、电荷守恒——在酸、碱、盐的水溶液里，阳离子所带的正电荷数等于阴离子所带负电荷数。
B、物料守恒——在水溶液中某离子的物质的量的起始量等于该离子以各种形式存在的物质的量之和。
例0.1mol/LNa2S溶液中：
C（Na+）＝0.2mol/L
C（S2-）＋C（HS-）＋C（H2S）＝0.1mol/L＝1/2C（Na+）
C（Na+）＋C（H+）＝2C（S2-）＋C（HS-）＋C（OH-）
5、酸碱中和滴定（举一反三）
原理：
H+＋OH－＝H2On酸C酸V酸＝n碱C碱V碱
酸式滴定管（不能盛放碱液、氢氟酸）
仪器碱式滴定管（不能盛放酸液和强氧化性溶液）
锥形瓶、铁架台、滴定管夹（移液管、吸球）
准确测定参加反应的两种溶液的体积
准确判断中和反应是否恰好完全反应（靠指示剂）
“左手控活塞，右手执锥开瓶，液流要成滴，锥瓶要摇匀，衬纸观色变，终点要看清”
误差分析
从计算公式上看，由于计算时为定值，所有能引起V标偏大的操作，均能使测定结果偏高；所有能引起起V标偏少的操作，将使测定结果偏低。
——如何确定用液最大量
6、胶体、分散系
①几种液体分散系的比较
分散系
溶液
浊液
胶体
分散质微粒的直径
＜10－9m
＞10－7m
10－9m～10－7m
分散质微粒
单个小分子或离子
巨大数目分子集合体
许多分子集合成高分子
实例
酒精、NaCl溶液
石灰乳、油水
Fe（OH）3胶体、淀粉溶胶
性
质
外观
均一、透明
不均一、不透明
均一、透明
稳定性
稳定
不稳定
较稳定
能否透过滤纸
能
不能
能
能否透过半透膜
能
不能
不能
鉴别
无丁达尔现象
静置分层
丁达尔现象
②胶体
a、
能透过滤纸而不能透过半透膜（渗析——可用于胶体的分离与提纯）
b、对光散射具有丁达尔现象
c、受水分子从各方向大小不同的撞击作布朗运动
d、在外加电场作用下胶粒定向移动产生电泳现象
e、电荷中和（加入电解质或电性相反的胶体）或受热胶粒发生凝聚
——胶体具有上述性质，其本质原因均为——胶体微粒直径大小（10-9～10-7m）
——电泳现象证明胶粒是带有电荷的（吸附阴阳离子）
——同种胶粒吸附同一种离子（胶体稳定存在的主要原因之一）带有同种电荷
FeCl3＋3H2O Fe（OH）3（胶体）＋3HCl
KI＋AgNO3＝AgI（胶体）＋KNO3
Na2SiO3＋2HCl＝H2SiO3（胶体）+2NaCl
③溶液
物质的溶解是一个复杂的物理化学变化过程
溶解平衡：
在一定温度下固体物质在液态溶剂里当溶解的速率和结晶的速率相等时形成饱和溶液时的状态（动态平衡）。
遵循勒沙特列原理
溶解方程式与电离方程式的区别：
NaClNa+＋Cl－ NaCl＝Na+＋Cl－
溶解度：
固体溶解度＝
——大多数固体的溶解度随温度的升高而增大；只有少数物质的溶解度受温度影响很小，如NaCl；另有极少数物质的溶解度随温度的升高而减小，如消石灰[Ca（OH）2]
气体的溶解度：
1.01×105Pa和一定温度下，1体积水所溶解气体的体积。
——气体的溶解度随温度的升高而减小，随压强的增大而增大
溶解浓度：
溶液的质量分数＝
物质的量浓度（mol·L－1）＝
溶质的质量分数＝
物质的量浓度＝
——饱和溶液不一定是浓溶液，不饱和溶液不一定是稀溶液
电化学
①原电池——把化学能转变为电能的装置叫原电池
必要条件：
必须能自发地发生氧化还原反应（亦是判断标志）
负极：
Cu
电极反应：
Cu－2e-＝Cu2+
正极：
C
电极反应：
2Fe3+＋2e-＝2Fe2+
总反应方程式：
Cu＋2Fe3+＝Cu2+＋2Fe2+
——原电池电极的确定：
（最准确的电极判断方法）
金属的腐蚀与防护
金属的腐蚀：
金属或合金跟周围接触到的气体或液体发生化学反应而腐蚀损耗的过程。
化学腐蚀
电化腐蚀
条件
金属跟非电解质等直接接触
不纯金属或合金跟电解质后溶液接触
现象
无电流产生
有微弱的电流产生
本质
金属被氧化的过程
较活泼的金属被氧化的过程
相互联系
化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生
析氢腐蚀
吸氧腐蚀
条件
水膜酸性较强
水膜酸性很弱或者呈中性
正极反应
2H+＋2e-＝H2↑
2H2O＋O2＋４e-＝4OH－
负极反应
Fe—2e-＝Fe2+
——金属及其合金的腐蚀主要是吸氧腐蚀
金属的防护方法：
a、改变金属的内部组织结构
b、在金属表面覆盖保护层
c、电化学保护法
——金属的腐蚀的原因主要是发生了电化腐蚀（吸氧腐蚀），因此金属的防护主要是要消除电化腐蚀（吸氧腐蚀）发生的条件。
②电解：
——使电流通过电解质溶液（或熔化的电解质）而在阴、阳两极引起氧化还原反应的过程，叫做电解。
——电离是电解的前提条件
——电解质溶液的导电过程就是电解过程
——检验熔融的电解质是否导电，可以判断其是否为离子化合物
电解池：
把电解转变为化学能的装置
阴极：
Fe电极反应：
2H+＋2e－＝H2↑（还原）
阳极：
C电极反应：
2Cl－－2e－＝Cl2↑（氧化）
总反应方程式：
2NaCl＋2H2O
2NaOH＋H2↑＋Cl2↑
阴阳极判断
必要条件：
通电强制性地引起氧化还原反应
标志：
外接电源
电解时电极产物的判断
⑴阳极产物的判断：
首先看电极，如果是活性（金属）电极，则电极材料失电子，电极被溶解，溶液中的阴离子不能失电子。
如果是惰性电极（Pt、C）则要看溶液中的离子的失电子能力（还原性），根据阴离子放电顺序加以判断。
（阴离子放电顺序：
S2－＞I－＞Br－＞OH－＞NO3－＞SO42－＞F－）
⑵阴极产物的判断：
直接根据阳离子放电顺序进行判断，阳离子放电顺序：
Ag＋＞Hg2＋＞Cu2＋＞H＋＞Pb2＋＞Sn2＋＞Ni2＋＞Fe2＋＞Zn2＋＞Mn2＋＞Al３＋＞Mg2＋＞Na＋＞Ca2＋＞K＋
——Al３＋、Mg2＋、Na＋、Ca2＋、K＋在水溶液中不放电
——Pb2＋、Sn2＋、Ni2＋、Fe2＋、Zn2＋当浓度较大时，比H+先放电
分析解决电解应用问题的主要方法思路：
a、绘出草图
b、确定电极
c、分析通电前电解质溶液的电离过程（电解质和水）
d、分析通电后的离子的移动方向，放电能力，电极反应、电解结果（两极现象、水的电离平衡、离子浓度、溶液酸碱性，pH值变化等），最后归纳到题目所需解答的问题上。
原电池
电解池
电镀池
定义
将化学能转变成电解的装置
将电能转变成化学能的装置
应用电解原理在某些金属表面镀上一层其它金属的装置
装置举例
形成条件
①活动性不同的两电极（连接）
②电解质溶液（电极插入其中并与电极自发反应）
③形成闭合回路
①两电极接直流电源
②两电极插入电解质溶液
③形成闭合回路
①镀层金属接电源正极，待镀金属接电源负极
②电镀液必须含有镀层金属的离子
电极名称
负极：
较活动金属
正极：
较不活动金属（或能导电的非金属）
阳极：
与电源正极相连的极
阴极：
与电源负极相连的极
名称同电解，但有限制条件
阳极：
必须是镀层金属
阴极：
镀件
电极反应
负极：
氧化反应、金属失电子
正极：
还原反应，溶液中的阳离子得电子
阳极：
氧化反应，溶液中的阴离子失电子，或电极金属失电子
阴极：
还原反应，溶液中的阳离子得电子
阳极：
金属电极失电子
阴极：
电镀液中阳离子得电子
电子流向
同电解池
用惰性电极进行溶液中的电解时各种变化情况简析
类型
电极反应特点
实例
电解对象
电解浓度质
pH值
电解质溶液复原
电解水型
阴：
2H+＋2e-＝H2
阳：
4OH－－4e-＝H2O＋O2
NaOH
水
增大
增大
水
H2SO4
水
增大
减小
水
Na2SO4
水
增大
不变
水
分解电解质型
电解质电离出的阴阳离子分别在两极放电
HCl
电解质
减小
增大
氯化氢
CuCl2
电解质
减小
氯化铜
放H2生碱型
阴极：
H2O放H2生碱
阳极：
电解质阴离子放电
NaCl
电解质和水
生成新电解质
增大
氯化氢
放O2生酸型
阴极：
电解质阳离子放电
阳极：
H2O放O2生酸
CuSO4
电解质和水
生成新电解质
减小
氯化铜
氧化剂的氧化能力（还原剂的还原能力）强弱的判定依据
1、根据反应条件来判断：
是否加热，温度高低，有无催化剂
不同的氧化剂与同种还原剂（或不同的还原剂与同种氧化剂）的反应可依据以上条件来判断。
例如，由2H2SO3＋O2＝2H2SO4（快）2Na2SO3＋O2＝2Na2SO4（慢）
2SO2＋O2 2SO3
可知还原性：
H2SO3＞Na2SO3＞SO2
2、根据反应的剧烈程度来判定：
如Cu＋4HNO3（浓）＝Cu（NO3）2＋2NO2↑＋2H2O（较剧烈）
3Cu＋8HNO3（稀）＝3Cu（NO3）2＋2NO↑＋4H2O（较微弱）
可知氧化性：
浓HNO3＞稀HNO3
3、根据氧化—还原反应的传递关系来判断：
氧化剂氧化能力大于氧化产物的氧化能力；
还原剂的还原能力大于还原产物的还原能力。
※一般来说，判断氧化剂的氧化能力时不能简单地看氧化剂被还原成的价态高低，应看氧化剂氧化其它物质的能力。
比如硝酸越稀，其氧化性越弱，跟同一还原剂反应时，化合价降得越多。
KMnO4溶液酸性越强，氧化性越强，跟同一还原剂反应时，化合价降得越多
Na2SO3＋KMnO4（H+）→无色的Mn2+
Na2SO3＋KMnO4（H2O）→褐色的MnO2
Na2SO3＋KMnO4（OH－）→绿色的MnO
氧化性：
F2＞Cl2＞Br2＞I2＞SO2＞S
还原性：
S２－＞SO＞I－＞Fe2+＞Br－＞Cl－＞F－
基本的定律、原理
1、质量守恒定律
参加化学反应的各物质的质量总和等于反应后生成的各物质的质量总和。
又名“物质不灭定律”
2、阿佛加德罗定律
在相同的温度和压强下，相同体积的任何气体都含有相同数目的分子
※每有“三同”，必有第四同，此定律又叫“四同定律”
阿佛加德罗定律的推论
1同温同压同体积的不同气体，质量比等于分子量之比，等于密度之比，等于相对密度
2同温同压不同体积的气体，体积之比等于物质的量之比
3同温同压同质量的气体，体积之比等于相对分子质量比的反比
3、勒沙特列原理
如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、温度或压强等），平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。
外界条件改变对反应速度和化学平衡的影响
所改变的条件
反应速度
化学平衡
增大反应物浓度
加快
向生成方向移动
升高温度
加快
向吸热方向移动
增大压强
加快
向气体分子数目减少的方向移动
加催化剂
加快
不移动
4、原子核外电子排布的规律
①泡利不相容原理——
在同一个原子里，没有运动状态四个方面完全相同的电子存在
电子层（层）
电子亚层（形）
电子云的空间伸展方向（伸）
电子的自旋（旋）
②能量最低原理
在核外电子的排布中，通常状况下电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当这些轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道
③洪特规则
在同一电子层的某个电子亚层中的各个轨道上，电子的排布尽可能分占不同的轨道，而且自旋方向相同，这样排布整个原子的能量最低。
四种晶体比较表
离子晶体
原子晶体
分子晶体
金属晶体
构成晶体的微粒
阴、阳离子
原子
分子
金属阳离子和自由电子
微粒间相互作用
离子键
共价键
范德华力
金属键
典型实例
NaCl、CsCl
金刚石、Si、SiO2、SiC
干冰、氢气、有机物、惰气
钠、镁、铝、铁
物
理
性
质
熔沸点
熔点较高、沸点高
熔沸点高
熔沸点低
一般较高、部分低
导电性
固态不导电，熔化或溶于水导电
差
差
良好
导热性
不良
不良
不良
良好
机械加工性
同上
同上
同上
同上
硬度
较硬而脆
高硬度
较小
一般较高部分低
※注：
离子晶体熔化时需克服离子键，原子晶体熔化时破坏了共价键，分子晶体熔化时只消弱分子间作用力，而不破坏化学键。
物质熔沸点规律
1、不同晶体：
原子晶体＞离子晶体＞分子晶体（金属晶体较复杂）
原子晶体：
原子半径越小，键能越大，熔沸点越高。
如金刚石＞单晶硅
离子晶体：
组成相似的离子晶体，离子键越强，熔沸点越高
如：
NaCl＞KCl
金属晶体：
金属键越强（半径小、价电子多），熔沸点越高
如：
Na＜Mg＜Al
分子晶体：
组成和结构相似的分子晶体，分子量越大，熔沸点越高
如：
F2＜Cl2＜Br2＜I2
3、在比较不同晶体的熔沸点时，有时需借助常识或记忆有关数据
例：
熔点Na＞CH3COOH＞H2O
比较金属性强弱的依据
金属性——金属气态原子失去电子能力的性质
金属活动性——水溶液中，金属原子失去电子能力的性质
1、同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性减弱
同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属性增强
2、依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱
碱性愈强，其元素的金属性也愈强
2、依据金属活动顺序表（极少数例外）
3、常温下与酸反应的剧烈程度
4、常温下与水反应的剧烈程度
5、与盐溶液之间的置换反应
6、高温下与金属氧化物间的置换反应；
7、用电化学的方法
比较非金属性强弱的依据
1、同周期中，由左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强
同主族中，由上到下，随核电荷数的增加，非金属性减弱
2、依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱
酸性愈强，其元素的非金属性也愈强
3、依据其气态氢化物的稳定性
稳定性愈强，非金属性愈强
4、与H2化合的条件
5、与盐溶液之间的置换反应
6、其它例：
2Cu＋SCu2SCu＋Cl2 CuCl2
所以，Cl的非金属性强于Ｓ
关于NO2和N2O4平衡移动的讨论
一、结论：
将NO2装入注射器内，进行下列操作，现象如下：
1缓慢压缩，气体颜色逐渐加深
2缓慢扩大体积，气体颜色逐渐变浅
3突然压缩，气体颜色先变深，但最终比起如深
4突然扩大体积，气体颜色选变浅，后变深，但最终比起始浅。
二、证明：
以①为例推论如下：
设原平衡混和气中NO2、N2O4浓度分别为a摩/升、
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