高二化学《化学反应原理》期末复习提纲.doc
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高二化学《化学反应原理》期末复习提纲
专题二
一、化学反应速率
1.化学反应速率（v）
⑴定义：
用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化
⑵表示方法：
单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示[来源:
Z&xx&k.Com]
⑶计算公式：
v=Δc/Δt（υ：
平均速率，Δc：
浓度变化，Δt：
时间）单位：
mol/（L·s）
⑷影响因素：
①内因：
反应物的性质②外因：
注意：
（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时：
充入惰性气体，总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变，反应速率不变。
②恒温恒体时：
充入惰性气体，体积增大，各反应物浓度减小，反应速率减慢。
练习：
1．在密闭容器中发生可逆反应4NH3+5O24NO+6H2O（g），以下是不同情况下的反应速率，其中最快的是（）
A．v（O2）=0.01mol·L-1·s-1 B．v（NH3）=0.02mol·L-1·s-1
C．v（H2O）=0.04mol·L-1·s-1 D．v（NO）=0.03mol·L-1·s-1
2．实验室用足量镁粉与一定量的某浓度的盐酸反应来制得氢气。
由于反应速率太快，不易操作。
为减慢反应速率，同时又不影响生成H2的总量，可向盐酸中加入的物质是（）
A.CH3COONa固体B.NaOH溶液C.（NH4）2SO4粉末D.K2SO4固体
3．用铁片与稀硫酸反应制取氢气时，下列措施不能使氢气生成速率加大的是（）
A．加热B．加入硝酸钠固体[来源:
学科网]
C．滴加少量CuSO4溶液D．不用铁片，改用铁屑
二、化学平衡[来源:
学_科_网Z_X_X_K]
（一）1、定义：
一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，各组成成分浓度不再改变[来源:
学_科_网Z_X_X_K]
2、化学平衡的特征：
逆（研究前提是可逆反应）等（同一物质的正逆反应速率相等）动（动态平衡）
定（各物质的浓度与质量分数恒定）变（条件改变，平衡发生变化）
3、判断平衡的依据
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
例举反应
mA（g）+nB（g）pC（g）+qD（g）
混合物体系中[来源:
学科网ZXXK]
各成分的含量[来源:
Zxxk.Com]
①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定[来源:
学*科*网Z*X*X*K]
平衡[来源:
学*科*网][来源:
学科网]
②各物质的质量或各物质质量分数一定
平衡
③各气体的体积或体积分数一定
平衡
④总体积、总压力、总物质的量一定
不一定平衡
正、逆反应
速率的关系
①在单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA，即V（正）=V（逆）
平衡
②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC，则V（正）=V（逆）
平衡
③V（A）:
V（B）:
V（C）:
V（D）=m:
n:
p:
q，V（正）不一定等于V（逆）
不一定平衡
④在单位时间内生成nmolB，同时消耗了qmolD，因均指V（逆）
不一定平衡
压强
①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定）
平衡
②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定）
不一定平衡
混合气体平均相对分子质量Mr
①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时
平衡
②Mr一定时，但m+n=p+q时
不一定平衡
温度
任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）
平衡
体系的密度
密度一定
不一定平衡
其他
如体系颜色不再变化等
平衡
（二）影响化学平衡移动的因素
1、浓度对化学平衡移动的影响
（1）影响规律：
在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成
物的浓度，平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，平衡向逆方向移动
（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动
（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律：
在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
影响规律：
其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；
减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。
注意：
（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
4、催化剂对化学平衡的影响：
由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。
但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。
总结：
勒夏特列原理（平衡移动原理）：
如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
练习：
1．一定条件下，在密闭容器中，能表示反应X（气）+2Y（气）2Z（气）一定达到化学平衡状态的是（）
①X、Y、Z的物质的量之比为1:
2:
2②X、Y、Z的浓度不再发生变化
③容器中的压强不再发生变化④单位时间内生成nmolZ，同时生成2nmolY
A．①②B．①④ C．②③D．③④
2.右图曲线a表示放热反应X（g）+Y（g）Z（g）+M（g）+N（s）进行过程
中X的转化率随时间变化的关系。
若要改变起始条件，使反应过程按b曲线进
行，可采取的措施是（）
A．升高温度B．加大X的投入量C．加催化剂D．增大体积
3.已知反应A2（g）＋2B2（g）2AB2（g）的ΔH＜0，下列说法正确的是（）
A.升高温度，正向反应速率增加，逆向反应速率减小
B.升高温度有利于反应速率增加，从而缩短达到平衡的时间
C.达到平衡后，升高温度或增大压强都有利于该反应平衡正向移动
D.达到平衡后，降低温度或减小压强都有利于该反应平衡正向移动
4.在一定温度不同压强（p1＜p2）下，可逆反应2X（g）2Y（g）+Z（g）中，生成物Z在反应混合物中的体积分数（φ）与反应时间（t）的关系如下图，正确的是（）
[来源:
Zxxk.Com]
三、化学平衡常数
（一）定义：
在一定温度下，当一个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比值。
符号：
K
（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：
1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。
2、K只与温度（T）有关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。
（三）化学平衡常数K的应用:
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。
K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。
反之，则相反。
一般地，K>105时，该反应就进行得基本完全了。
2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及向何方进行建立平衡。
（Q：
浓度积）
Q〈K:
反应向正反应方向进行；Q=K:
反应处于平衡状态；Q〉K:
反应向逆反应方向进行。
3、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应
若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应
（四）平衡转化率
（1）定义:
物质在反应中已转化的量与该物质总量的比值
（2）表达式:
练习：
1.化学平衡常数书写
N2（g）+3H2（g）2NH3（g）
Cr2O72-+H2O2CrO42-+2H+
CaCO3（s）CaO（s）+CO2（g）
2.
（1）化学平衡常数K表示可逆反应的进行程度，K值越大，表示__________，K值大小
与温度的关系是：
温度升高，K值____________。
（填一定增大、一定减小、或可能增大也可能减小）。
（2）一定条件下，在体积为3L的密闭容器中，一氧化碳与氢气反应生成甲醇（催化剂为Cu2O/ZnO）：
CO（g）＋2H2（g）CH3OH（g），根据题意完成下列各题：
①反应达到平衡时，平衡常数表达式K＝，
升高温度，K值（填“增大”、“减小”或“不变”）。
②在500℃，从反应开始到平衡，氢气的平均反应速率
v（H2）＝。
③在其他条件不变的情况下，对处于E点的体系体积压缩到原来的
1/2，下列有关该体系的说法正确的是
a．氢气的浓度减少b．正反应速率加快，逆反应速率也加快
c．甲醇的物质的量增加d．重新平衡时n（H2）/n（CH3OH）增大
3.密闭容器中，CO和H2O混合加热到800℃达到下列平衡：
H2O（g）+CO（g）CO2（g）+H2（g）K=1.00
若反应开始时CO和H2O的浓度均为0.200mol/L,求达到平衡CO转化为CO2的转化率
四、化学反应进行的方向
1、△H（能量）判据：
体系趋向于从高能状态转变为低能状态（△H＜0）。
对于化学反应而言，绝大多数的放热反应能自发进行，且放出的热量越多，体系能量降低越多，反应越完全。
焓变（△H）是决定反应能否自发进行的因素之一，但不是唯一因素
2、熵：
衡量一个体系混乱度的物理量叫做熵，用符号S表示。
对于同一物质：
S（g）﹥S（l）﹥S（s）
熵变：
△S=S生成物总熵－S反应物总熵反应的△S越大,越有利于反应自发进行
熵判据：
体系趋向于由有序状态转变为无序状态，即△S＞0，且△S越大，越有利于反应自发进行。
3、正确判断一个化学反应是否能够自发进行：
必须综合考虑反应的焓变和熵变
ΔH-TΔS〈0，反应能自发进行；ΔH-TΔS=0，反应达到平衡状态；ΔH-TΔS〉0，反应不能自发进行。
练习：
1.关于自发过程的叙述中，正确的是（）
A.只有不需要任何条件就能够自动进行的过程才是自发过程
B.需要加热才能进行的过程肯定不是自发过程
C.同一可逆反应的正逆反应在不同条件下都有自发的可能
D.非自发过程在任何条件下都不可能变为自发过程
2.下列关于化学反应的焓变的叙述中，正确的是（）
A.化学反应的焓变与反应的方向性无关B.化学反应的焓变直接决定了反应的方向
C.焓变为正的反应都是吸热反应D.焓变为正的反应都能自发进行
专题三
一、基本概念
1、定义：
电解质：
在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
包括强电解质和弱电解质。
强电解质：
在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：
在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
非电解质：
在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
物质
单质
化合物
电解质
非电解质：
非金属氧化物，大部分有机物。
如SO3、CO2、NH3、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……
强电解质：
强酸，强碱，大多数盐。
如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
弱电解质：
弱酸，弱碱，极少数盐，水。
如HClO、NH3·H2O、Cu（OH）2、H2O……
混和物
纯净物
2、电解质与非电解质本质区别：
电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物
注意：
①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质
③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
练习：
有以下10种物质：
①铜，②稀硫酸，③氯化氢，④氨气，⑤氟化氢，⑥二氧化碳，⑦乙酸，⑧氯
化钠，⑨碳酸钙，⑩氯气。
填表：
序号
符合的条件
物质的序号
（1）
电解质
（2）
非电解质
（3）
强电解质
（4）
弱电解质
（5）
既不是电解质也不是非电解质
二、弱电解质的电离平衡
1、电离平衡：
在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。
2、影响电离平衡的因素：
A、温度：
弱电解质的电离吸热，升温有利于电离。
B、浓度：
浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：
在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：
加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
3、电离方程式的书写：
用可逆符号多元弱酸的电离要分布写（以第一步为主）
4、电离常数：
在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。
）
（1）表示方法：
ABA++B-Ki=C（A+）*C（B-）/C（AB）
（2）影响因素：
a.电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b.电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C.同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
c（OH-）
c（NH3·H2O）
5、电离度：
（已电离的弱电解质的浓度／弱电解质的初始浓度）×100%
练习：
1.稀氨水中存在下列平衡：
NH3·H2ONH4++OH-，若要使溶液中
增大，可以采取的措施是（）
A.加入少量盐酸B.升高温度C.通入氨气D.加水
2.下列电离方程式中书写正确的是（）
A.NaHSO4Na++H++SO42-；B.NaHCO3Na++H++CO32-；
C.HClO=H++ClO-；D.H2SH++HS-；HS-H++S2-；
3.已知一元弱酸（HA）溶液中含有1.01×1022个HA分子和1.00×1020个A-离子，则HA的电离度为（）
A.10%B.9.8%C.1.0%D.0.98%
4.写出H2CO3和Fe（OH）3的电离方程式。
三、水的电离和溶液的酸碱性
（一）水的电离
1、水电离平衡：
:
水的离子积：
KW=c[H+]·c[OH-]
25℃时,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=1*10-14
注意：
KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定
KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）
2、水电离特点：
（1）可逆
（2）吸热（3）极弱
3、影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱：
抑制水的电离KW〈1*10-14
②温度：
促进水的电离（水的电离是吸热的）
③易水解的盐：
促进水的电离
练习：
1.下列关于水的离子积常数的叙述中，正确的是（）
A.水的离子积表达式是Kw=c（H+）c（OH-），Kw随溶液c（H+）与c（OH-）的变化而变化；
B.水的离子积常数KW与水的电离平衡常数K是同一物理量；
C.水的离子积常数仅仅与温度有关，随温度的变化而变化；
D.水的离子积常数KW与水的电离平衡常数K是两个没有任何关系的物理量；
2.液氨与水的电离相似，存在着微弱的电离：
2NH3≒NH4++NH2-。
对该体系的说法中错误的是（）
A.一定温度下，液氨中c（NH4+）与c（NH2-）的乘积为一常数；
B.液氨的电离达到平衡时，c（NH3）=c（NH2-）=c（NH4+）；
C.只要不加入其他物质，液氨中c（NH4+）总是与c（NH2-）相等；
D.液氨中含有NH3、NH4+和NH2-等微粒。
（二）溶液的酸碱性和pH：
1、pH=-lgc[H+]
2、pH的测定方法：
酸碱指示剂：
甲基橙、石蕊、酚酞。
变色范围：
甲基橙3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（浅红色）
pH试纸：
将pH试纸放表面皿（或玻璃片）上，用洁净、干燥的玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中间，观察颜色的变化，与标准比色卡对比。
注意：
①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围
3、混合液的pH值计算方法公式
（1）强酸与强酸的混合：
（先求[H+]混：
将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它）
c（H+）混=（c（H+）1V1+c（H+）2V2）/（V1+V2）
（2）强碱与强碱的混合：
（先求[OH-]混：
将两种酸中的OH 离子物质的量相加除以总体积，再求其它）
c（OH-）混＝（c（OH-）1V1+c（OH-）2V2）/（V1+V2）
（3）强酸与强碱的混合：
（先据H++OH-==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求c（H+）混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求c（OH-）混，再求其它）
4、稀释过程溶液pH值的变化规律：
（1）强酸溶液：
稀释10n倍时，pH稀=pH原+n（但始终不能大于或等于7）
（2）弱酸溶液：
稀释10n倍时，pH稀〈pH原+n（但始终不能大于或等于7）
（3）强碱溶液：
稀释10n倍时，pH稀=pH原－n（但始终不能小于或等于7）
（4）弱碱溶液：
稀释10n倍时，pH稀〉pH原－n（但始终不能小于或等于7）
（5）不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7
（6）稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
练习：
1.分别中和10mL1.0mol/L的HCl溶液，消耗了等体积的氢氧化钠溶液和氨水溶液，则氢氧化钠溶液和氨水溶液的关系是（）
A.所含溶质质量相等；B.所含溶质物质的量氨水多；
C.溶液物质的量浓度相等；D.电离度相等
2.体积pH＝2.5的盐酸与10体积某一元强碱溶液恰好完全反应，则该碱溶液的pH等于（）
A.9.0B.9.5C.10.5D.11.5
3.pH＝13的强碱溶液与pH＝2的强酸溶液混合，所得混合液的pH＝11，则强碱与强酸的体积比是（）
A.11∶1B.9∶1C.1∶11D.1∶9
4.计算下列溶液在25℃时的pH：
（1）0.05mol·L-1的硫酸溶液
（2）0.1mol·L-1的氨水（电离度为1％）;
四、酸碱中和滴定：
1、中和滴定的原理实质：
H++OH—=H2O即酸提供的H+和碱提供的OH-物质的量相等。
2、中和滴定的操作过程：
（1）滴定管：
O刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。
滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。
②滴定管可以读到小数点后两位。
（2）药品：
标准液，待测液，指示剂。
（3）准备过程：
准备：
检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。
（洗涤：
用洗液洗→检漏：
滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V（始）
（4）滴定过程
3、酸碱中和滴定的误差分析
误差分析：
利用c酸V酸=c碱V碱（酸和碱的元数相同）进行分析，只有一个数据会变。
练习：
1.用标准的NaOH滴定未知浓度的盐酸，选用酚酞为指示剂，造成测定结果偏高的原因可能，
是。
A.配制标准溶液的氢氧化钠中混有Na2CO3杂质；
B.滴定终点读数时，俯视滴定管的刻度，其它操作均正确；
C.盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过，未用待测液润洗；
D.滴定到终点读数时发现滴定管尖嘴处悬挂一滴溶液；
E.未用标准液润洗碱式滴定管；
2.用0.1032mol/L的HCl溶液滴定25.00mL未知浓度的NaOH溶液，滴定完成时，用去HCl溶液27.84mL通过中和滴定测得NaOH溶液的物质的量浓度是多少？
五、盐类的水解
1、盐类水解：
在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
2、水解的实质：
水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。
3、盐类水解规律：
①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。
（如:
Na2CO3＞NaHCO3）
4、盐类水解的特点：
（1）可逆（与中和反应互逆）
（2）程度小（3）吸热
5、影响盐类水解的外界因素：
①温度：
温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）
②浓度：
浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）
③酸碱：
促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解，OH–则相反）
6、酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水解：
如HSO4-显酸性
②电离程度＞水解程度，显酸性（如:
HSO3-、H2PO4-）
③水解程度＞电离程度，显碱性（如：
HCO3-、HS-、HPO42-）
7、双水解反应：
（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。
双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。
使得平衡向右移。
（2）常见的双水解反应完全的为：
Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-（HCO3-）、S2-（HS-）、SO32-（HSO3-）；S2-与NH4+；CO32-（HCO3-）与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。
双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，
如：
2Al3++3S2-+6H2O==2Al（OH）3↓+3H2S↑
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