人教版高二化学上册选择性必修1期末复习知识点背诵提纲

高二上学期人教版化学选择性必修1期末复习知识点背诵提纲

第一章化学反应的热效应

第一节反应热

一、反应热熔变

（-）反应热及其测定

1、体系与环境

被研究的物质系统称为体系，与体系相互影响的其他部分称为上埃

2、反应热

在等温条件下，化学反应体系向环境一释放或从环境吸收的热量,称为化学反应的热效应，简称反应热。

3、实验探究：中和反应反应热的测定

（1）测定原理：环境温度不变时，根据测得的体系的温度变化和有关物质的比热容等来计算反应热。即利用

公式：O=cmAi进行计算。

（2）实验装置

①实验装置中各仪器安装如图。

玻璃

温度计、/搅拌器

内筒、'杯盖

隔热层、

、外壳

简易最热汁示意图

②各部分仪器的作用

玻璃搅拌器的作用是使反应物混合均匀充分接触。

隔热层的作用是减少热量的散失.

温度计的作用是测定反应前后反应体系的温度。

（3）实验步骤

①反应物温度测量S）：测量混合前50mL0.50moiL।盐酸、50mLO.55mol-L1氢氧化钠溶液的温度，取两温度平

均值，记录为起始温度人。

②反应后体系温度测量⑴）：将酸碱溶液迅速混合,用玻璃搅拦器轻轻搅动溶液,并准确读取混合溶液的最

高温度，记录为终止温度必

③重复实验操作两次，记录每次的实验数据，取其平均值作为计算依据。

（4）实验数据处理

设溶液的密度均为1g・cm、，中和后溶液的比热容c=4.18J2"C।,根据实验数据计算出该反应放出的热

量量L42kJ,则生成1molH，O时放出的热量为56.8kJ。

（5）实验结论

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大量实验测得，在25c和101kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液，发生中和反应生成1molHQ时,放出

37.3kJ的热量:。

(二)反应热与培变

1、内能

内能是体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强和物质的聚集状态等影响。

3、嬉与焰变

(1)few：是一个与内能有关的物理有。

(2)嬉变(△切：在恒压下，化学反应过程中吸收或释放的热量称为该反应的焙变。常用单位kJ/mol或kJmor

1O

(3)反应热与婚变的关系

在等压条件下进行的化学反应的反应热等于反应的焰变，因此常用四表示反应热。

(4)始变与吸热反应和放热反应的关系

①放热反应：反应体系向环境」能量，反应体系的/减小，△〃为负值，即A生()。

②吸热反应：反应体系从环境中」能量，反应体系的-增大，A”为正值，即人伦0。

燎H)反应物始(H)|生成物

AH<0\W>()

\生成物反应了

放热反应吸热反应

4、从微观角度理解反应热的实质

以H2(g)+02(g)=2HCl(g)反应的能量变化为例说明，如图所示：

436U里蟀乩⑭

能量X++

(§)-<g)«(cj)⑥

。^

243k能J*m星ol/IM।।

成|成1

431131kJ-mol-'

能能战

由图可知;

反应中能量变化

化学键

断裂或形戌1mol化学键的能量变化断裂或形成化学键的总能量变化

H—H吸收436kJ

共吸收679kJ

Cl—CI吸收243kJ

H—CI放出431kJ共放出862kJ

结论H2(g)+Cb(g)=2HCI(g)的反应热△〃=-183kJmo「

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①图示：化学反应过程中形成化学键、断裂化学键能量变化可用如图表示:

能

量

反应物［反应热（A））、

°反应过程

其中，表示反应物断裂化学键吸收的总热量，表示生成物形成化学键放出的总热量，昂与民的差值表

示反应热.上述反应过程表示该反应为放热反应。

②焙变计算公式：△”=七曲（断键）一Eg（成键）

二、热化学方程式

1、定义：表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式。

2、意义：不仅表示化学反应中的物质变化,也表明了化学反应中的能量变化。

实例：已知25℃、101kPa下，热化学方程式为2H2（g）+O2（g）=2HQ⑴AH=-571.6kJ-moP1,其表示在25℃、

101kPa,2molH?—与ImolCh完全反应生成2mol液态水时放出的热量是571.6kJ.

3、热化学方程式的书写方法

（1）热化学方程式中各物质化学式前的化学计量数只表示其物质的量，可以是整数或分数。

（2）标注反应的温度和压强。没有特殊说明是指25℃、101kPa。不用标明反应条件（如“加热”“高温共催

化剂“零）。

（3）标注各物质聚集状态。在物质后面用括号标注各物质的聚集状态：气体用“父,液体用“物固体用

“s”，溶液用“aq”。

（4）标注AH的正负.化学方程式后面空一格标注若为放热反应，AH为“一”:若为吸热反应，AH为

“+”・

（5）i-算△”的数值。根据化学方程式中的化学计量数计算写出△”的数值。单位是kJ・moL。

4、AH的单位中“mo「"的含义

对一个化学反应，A”的单位中“moL”不是指每摩尔具体」而是指“每摩尔反应L因此△”必须与化学

方程式---对应。

三、燃烧热

1、概念：在101kPa时，Imol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。

2,单位：kJ・mo『।或kJ/mol-

3、意义：甲烷的燃烧热为890.3kJmo「，或A”=—890.3kJmo「，它表示25℃、101kPa时，1mol甲烷

完全燃烧生成ImolCO"g）和2molH2O（I）时放出890.3kJ的热量。

4、热化学方程式的书写

书写表示燃烧热的热化学方程式时，以燃烧_Lm21_可燃物为标准来配平其余物质的化学计量数，同时可燃物要完

全燃烧且生成指定产物.例如I：

1

H2（g）+5°2（g）=H2O（l）△4=-285.8kJ-moF

5、燃烧热的热化学方程式是否正误

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“一看•”可燃物的化学计量数是否为1。

、、一看”元索完全燃烧生成的物质是否为指定产物。

"三看"AH是否为“一”及单位是否正确。

第二节反应热的热计算

一、盖斯定律

1、盖斯定律：一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的,其反应热是闻SL的。换句话说，化

学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关,而与反应的一无关。

2、盖斯定律的计算方法

(1)“虚拟路径”法：若反应物A变为生成物D,可以有两个途径。

①由A直接变成D,反应热为

②由A经过B变成C,再由C变成D,每步的反应热分别为AM、△”2、AH、。

如图所示：

则有△”=△%+A&+A//3。

(2)加合法：加合法就是运用所给热化学方程式通过一加减乘除的方法得到所求的热化学方程式

例：根据如下两个反应，选用上述两种方法，计算出C(s)+/)2(g)=C0(g)的反应热A"。

I：C(s)+O2(g)=CO2(g)AHi=-393.5kJmol

II：C0(g)+^O2(g)=CO2(g)AH2=-283.0kJmol

反应C(s)+O2(g)=CO2(g)的途径可设计如卜.:

则△“=△/一一”2=—110.5kJmoL。

二、反应热的计算

1、根据热化学方程式计算

热化学方程式中反应热数值与各物质的化学计量数成正比。例如,

aA(g)+〃B(g)=cC(g)+</D(g)NH

abcd小司

n(A)”(B)w(C)〃(D)Q

mi，7A"B〃C〃DQ

=T=~=T=|AHI

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2、根据反应物、生成物的键能计算

△〃二反应物的键能总和一生成物的键能总和。

3、根据物质的燃烧热数值计算

。(放)=〃(可燃物)x|A”(燃烧热)|。

4、根据盖斯定律计算

将两个或两个以上的热化学方程式包括其相加或相减，得到一个新的热化学方程式及其

5、A”大小比较时注意事项

(1)吸热反应的A"为“+”，放热反应的△”为“一”，所以吸热反应的A"一定大于放热反应的

(2)放热反应的AH为“一”，所以放热越多，△”越小。

第二章化学反应速率与化学平衡

第一节化学反应速率

一、化学反应速率

1、化学反应速率：定/描述一化学反应快慢程度的物理显。

2、表示方法：用单位时间内反应物浓度的或生成物浓度的二tiL来表示。

(1)表达式：V=Ac/Ar

(2)单位：n】ol/(Lmin)或mol/(L.s)

3、化学反应速率的测定

(1)测定原理：利用与化学反应中任何一种化学物质的浓度相关的可观测量进行测定。

(2)测定方法

①直接观察测定：如释放出气体的体积和体系的压强等。

②科学仪器测定：在溶液中，当反应物或生成物本身有较明显的颜色时，可利用颜色变化和显色物质与浓度

变化间的比例关系测量反应速率。

4、化学反应速率的计算

(1)公式法：

AcAz?

v=~Ki=vKi

-Ac反应物，止iAc生成物

v(反应物)=---&-----近生成物)=—“-

(2)运用同一反应中“速率之比等于化学计量数之比''的规律进行计算。

对于一个化学反应：〃?A+〃B=pC+〃D,u(A)=一v<B)=—v(C)=^^,v(D)=^^,

口士i'A_vB_v'C_vD

:m———n—-p—qo

(3)“三段式”法

①求解化学反应速率计算题的一般步骤：

写出有关反应的化学方程式；找出各物质的起始量、转化量、某时刻量；转化量之比等于化学计量数之比；

先根据已知条件列方程计算：

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反应：〃?A(g)+〃B(g)=〃C(g)

起始浓度abc

转化浓度/mo卜「：xm

某时刻i[s）浓度/molL-i：a-x）一詈0+得

再利用化学反应速率的定义式求算：

Y__fjy__nr

v<A)=ymol-L'-s'；v(B)="mol-L'-s1；v<C)=j^mol-L'-s'<>

②计算中注意以下用的关系。

对反应物：c（起始）一c（转化）=戊某时刻）;对生成物:c（远始）+c（转化）=c（某时亥IJ）；

c转化

转化率=湛诏x100%。

二、影响化学反应速率的因素

1、实验I：定性探究影响化学反应速率的外界因素

2H2O2整驾H2O+O2T

实验原理：Na2s2O3+H2SO4=Na2SO4+SO21+S1+H2O

影响因素实验步骤实验现象实验结论

5mL().1molL_15mL0.5molL-1

H?SO,溶液H2soi溶液

r1

均出现浑浊，但后者」凶增大浓度，化学反应

浓度

现浑浊更快速率增大

口5mL0.1molL_1LJ

歇Na2SQ,溶液、图

ffi

0.1molL-11

H2SO.

溶液5mL、

0.1molL-1

Na2s2O3a水混合后均出现浑浊，但

i容:夜5mL升高温度，化学反应

温度().1mol-L_,]ffl70℃热水一组首先出现浑

Na2S2O3速率增大

溶液5mL、&_

0.1molL-1

H2SO4V

i容:夜5mLJ、水

3min后分别混

合J佛掰

5滴1mol-L-11

FeCh溶液一j

前者无明显现象,后者祗催化剂能力加Q化

催化剂

现大量气泡学反应速率

2mL5%

卜HQ?溶液恚

2、实验II：反应速率的定量测定和比较

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反应时间反应速率

加入试剂实验结论

(填“长”或“短”)(填“快"或'慢')

40mL1mol-L1硫酸慢4mol-L-1硫酸与锌反应比1mol-L-1

40mL4mol-L-1硫酸_&_快硫酸与锌反应的速率快.

3、影响化学反应速率的其他因素

(1)浓度：底物浓度越大，化学反应速率越快。

(2)温度：当其他条件相同时，升高温度反应速率增大,降低温度反应速率减小。

(3)催化剂：同一反应，用不同催化剂，反应速率不相同。

(4)压强：对有气体参加的反应，压强对化学反应速率的影响可简化理解如下

①对于气体来说，在一定温度下，一定质量的气体所占的休积与压♦成反比，其他条件不变时，增大压强，气

体体积缩小，浓度增大。

②对于有气体参加的化学反应，在相同温度下，增大压强，反应速率增大；减小压强，反应速率减小。

三、活化能

】、有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞。

2、无效碰撞：不能够发生化学反应的碰撞。

3、活化分子：能够发生有效碰撞的分子。

4、活化能：活化分子具有的平均能量匕反应物分子具有的平均能量之差.

5、反应物、生成物的能量与活化能的关系图

活化能越小，普通分子就越容易变成活化分子。如图所示：反应的活化能是自，反应热是笈一员。

6、有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的解释

(1)浓度：反应物浓度增大一单位体积内活化分子数增多一单位时间内有效碰撞的次数增加-反应速率增

大；反之，反应速率减小,

(2)压强：增大压强T气体体积缩小T反应物浓度增大T单位体积内活化分子数」单位时间内有效碰撞

的次数增加T反应速率增大：反之，反应速率减小。

C)温度：升高温度-活化分子的百分数增大单位时间内有效碰撞的次数增加T反应速率增大：反

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之，反应速率减小。

（4）催化剂：使用催化剂一改变了反应的历程（如上图），反应的活化能」^一活化分子的百分数上t大一单位

时间内有效碰撞的几率增加T反应速率加快。

第二节化学平衡

一、化学平衡状态

1、可逆反应：在相同条件下，既能向正反应方向进行,同时又能向逆反应方向进行的反应。

2、化学平衡状态的建立

（1）如图1所示，N2与H?随着反应的进行，其浓度逐渐减小，又逐渐减小，而c（NHG逐渐增大

V通逐渐增大，A时刻，它们的浓度不再改变，I，正=1，虫反应达到平衡。

（1）如图2所示.随着NH3的分解,其浓度逐渐减小,一班:遂渐减小,而。（Nz）、逐渐增大，管正逐

渐增大，/2时刻起，它们的浓度不再改变，”=­，反应之到平衡。

3、化学平衡状态：在一定条件下的可逆反应，当正、逆反应的速率相等时,反应物和生成物的邈均保持不变，即

体系的组成不随时间而改变，这表明该反应中物质的转化达到了呻艮度“，这时的状态我们称为化学平衡状态，简称

化学平衡。

二、化学平衡常数

1、化学平衡状态时浓度数据分析

分析课本表2-1：457.6CM反应体系出（幻十l2（g）=2HI（g）中各物质的浓度数据，我们可以发现以下规律：

（I）无论该反应从正向进行还是从逆向进行，平衡时，只要温度一定，方修的值近似相等。

（2）无论反应物或生成物的浓度如何改变，平衡时只要温度一定，卡号;的值也近似相等。

2、化学平衡常数：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幕之积与反应物浓度幕之积

的比值是一个常数，用符号K表示。

3、浓度商与化学平衡常数的表达式

（1）浓度商：对于一般的可逆反应，"，A（g）+〃B（g二pC（g）+c/D（g）,在任意时刻的称为检度面-，常用。

d'CdD

表示,却

Q=d'AQB。

d'CdD

（2）化学平衡常数表达式：当在一定温度下达到化学平衡时，K=宏端。

C/*VCD

（3）。与K关系：当反应中有关物质的浓度商平衡常数时，表明反应达到化学平衡状态。

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三、影响化学平衡的因素

1、浓度对化学平衡移动的影响

实验原理Fe3++3SCN"二Fe(SCN)3(红色)

D

5mL().05mol*L^FeCh溶液

5015).15111。1七||^用容液

।i

实验操作

粉

Fe71mol,L'1

1j1J1

KSCN溶液

现象与结论b溶液颜色变浅,平衡向逆反应方向移动c溶液颜色变深,平衡向止反应方向移动

发生Fe+2Fe3+=3Fe2+,Fe?/浓度减小，Q=

c(SCN)增大，Q-0普鬟潜减小,Q

理论解释

增大,Q>K,平衡逆向移动

*蜀黑妾<K,平衡正向移动

2、化学平衡移动：在一定条件当可逆反应达到平衡状态后，如果浓度、压强、温度等反应条件改变，原来

的平衡状态被破坏，平衡体系的物质组成也会随着一改变，直至达到新的平衡状态。这种由原有的平衡状态达

到新的平衡状态的过程。

3、化学平衡移动方向的判断

当Q=K时：反应处于平衡状态,v.i：=Vi5-；

当QVK时：反应向1E反应方向进行，vii-：>>v逆；

当Q>K时：反应向逆反应方向进行,v正三箕逆。

4、压强变化对化学平衡移动的影响

2NOWNO

实验原理224

红棕色无色

=BMIV"J^■HL

/7处/\

实验步骤20mLNO2,N2O.NO2,N2O.II4b

活塞n处一i处，压强增大活塞I处-H处，压强减G

实验现象混合气体的颜色先一变深又逐渐变浅混合气体的颜色先一变浅又逐渐变深

活塞往里推，体枳减小，压强埴上，c(NO?)增大，颜色变深，但颜色又变浅，说明

实验结论c(N02)减小,平衡向正反应方向移动。

活塞往外拉，体积增大，压强减小，c(NCh)减小，颜色变浅，但气体颜色又变深，

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说明c（NO2）增大，平衡向逆反应方向移动

5、温度对化学平衡移动的影响

2NO2gWNO4gA//=-56.9kJmoF

实验原理2

史保色无色

实验现象热水中混合气体颜色.加深；冰水中混合气体颜色一变浅

混合气体受热颜色.加深，说明NO,浓度增大,即平衡向逆反应方向移动:

实验结论

混合气体被冷却时颜色说明NO?浓度减小，即平•衡向正反应方向移动

6、勒夏特列原理：如果改变影响平衡的条件之一（如温度、浓度、压强等），平衡将向着能够这种改变的方

向移动。

7、化学平衡图像的类型及特点

（1）速率一时间图像（丫一，图像）

I.止反应速率突变，逆反应速率渐变，说明是增大了反应物的浓度，使止反应速率突变，且平衡一t

向移动。

Il.vn：.妙逆都是突然减小的，逆，平衡正向移动,说明该反应的正反应可能是放热反应或气体总体积

增大的反应,改变的条件是降低温度或减小压强。

HLv正、v逆都是突然增大的，并且^正、K逆增大程度相同，说明该化学平衡没有发生移动,可能是使用了催化

剂，也可能是对反应前后气体总体现不发生变化的反应增大压强所致。

（2）百分含量一时间一温度图像

I.T2>TI，温度升高，平衡逆向移动,正反应是一放热反应。

II-P2>P1，压强增大，A（反应物）的转化率减小，说明正反应是气体总体积上^的反应。

UL生成物C的百分含量上说明平衡不发生移动,但反应速率a^b,故a可能使用了催化剂；若该

反应是反应前后气体总体积不变的可逆反应，a也可能是增大了压强。

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第三节化学反应的方向

1、自发过程和自发反应的比较

自发过程自发反应

在一定条件下，不用借助外力，就能自在给定的条件下，可以进行到显著

含义

发进行的过程。程度的化学反应。

具有方向性，即过程的某个方向在一定条1「下自发进行，而该过程逆方向在该条件下肯

特征

定不能自发进行。

举例高山流水，自由落体，冰雪融化钢铁生锈

可被用来完成有用功。如H，燃烧可设计成原电池。

应用

非自发过程要想发生，必须对它做功。如通电将水分解为％和02.

2、化学反应进行方向的判据

（1）焰变与反应的方向

放热反应过程中体系能量」因此具有自发进行的倾向,科学家提出用焙变来判断反应进行的方向,

这就是一烙判据.

①多数放热反应是自发进行的。例如期烧反应、中和反应等。②有些吸热反应也可以自发进行，如：

-,

2N2O5（g）二4NO2（g）+O2（g）△”=+109.8kJmolo

（2）燧变与反应的方向

①体系的炳值：体系的混乱程度越大,体系的燧值就越大。

②同一物质的烯值：5（g）二5⑴NS（s）,同一条件下，不同物质的端值不同。

（3）炳判据：体系有自发地向混乱度增加（即燧增）的方向转变的倾向,因此可用•燧变来判断反应进行的力

向。

3、自由能与化学反应的方向

（1）自由能：符号为AG,单位为kJmo「。

（2）自由能变化与烯变、嫡变的关系：AG=A〃-7AS°AG不仅与焰变有关,还与温度有关。

（3）反应方向与自由能的关系

①当AGCO时，反应能。发进行；

②当AG=O时，反应处于平衡状态；

③当AG＞（）时，反应不能自发进行.

第四节化学反应的调控

1、合成氨反应的特点

合成氨反应：N2（g）+3H2（g）=2NH3（g）°已知298K时:△"=一92.4kJmo「,AS=-198.2Jmo「KZ

（1）自发性：常温（298K）下，AH-7ASV0,能自发进行。

（2）可逆性；反应为可逆反应。

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(3)体积变化(嫡变)：AS<0,正反应是气体体积缩小的反应。

(4)焙变：A附,是放热反应。

二、工业合成氨的适宜条件

1.问题讨论

(1)压强

①原理分析：压强越大越好。

②选用条件：目前，我国合成氨厂一股采用的压强为1()〜30MPa。

③合成氨时不采用更高压强的理由：压强越大，对材料的强度和设各的制造要求也越高，需要的动力也越大，这将

会大大增加生产投资，并可能降低综合经济效益。

(2)温度

①原理分析：低遢有利于提高原料的平衡转化率。

②选用条件：目前，在实际生产中一股采用的温度为幽博QC。

③不采用低温的理由：温度降低会使化学反应速率减小，达到平衡所需时间变长，这在工业生产中是很不经济的。

合成氨反应一般选择400〜500°C进行的又一重要原因为铁触媒在5行℃左右时的活件最大。

⑶催化剂

①原理分析：在高温、高压下，N?和H?的反应速率仍然很馒。

②选用条件：通常采用加入以铁为主旌的多成分催化剂，又称铁触媒。

③选择催化剂的理由：改变反应历程，降低反应的活化能，使反应物在较低温度时能较快地进行反应。

另外，为了防止混有的杂质使催化剂“中毒”，原料气必须经过净化。

(4)浓度

①原理分析：在500℃和3()MPa时，平衡混合物中NH3的体积分数及平衡时N?和的转化率仍较低。

②采取的措施：采取迅速冷却的方法,使气态氨变成液氨后及时从平衡混合物中分离出去；应将N%分离后的原料

气循环使用,并及时补充N2和丛,使反应物保持一定的浓度。

③采取该措施的理由：分离出NM以促使平衡向生成NHs的方向移动,此外原料气的循环使用并及时补充原料气，

既提高了原料的利用率,又提高了反应速率,有利于合成氨反应。

2.工业合成氨的适宜条件

外部条件工业合成氨的适宜条件

压强10〜30Mpa

温度400〜500℃

催化剂使用镌触媒作催化剂

浓度氢及时从混合气中分离出去，剩余气体循环使用;及时补充N2和H?

3.合成氨的工艺流程

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液态NHaNH,+N2+H2

4.选提工业合成适宜条件的原则

(I)考虑参加反应的物质组成、结构和性侦等本身囚索。

(2)考虑影响化学反应速率和平衡的温度、压强、浓度、催化剂等反应条件。

(3)选择适宜的生产条件还要考虑设备条件、安全操作、经济成本等情况。

(4)选择适宜的生产条件还要考虑环境保护及社会效益等方面的规定和

第三章水溶液中的离子反应与平衡

第一节电离平衡

一、强电解质和弱电解质

1、电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。

2、非电解质：在水溶液中和熔融状态卜均以分子形式存在,因而不能导电的化合物。

3、强电解质和弱电解质

(1)实验探究盐酸和醋酸的电离程度

酸0.1mol-L1盐酸0.1mol-L-1醋酸

pH较小较大

导电能力较强较弱

与镁条反应的现象产生无色气泡一较快产生无色气泡

实验表明盐酸中dm更大，说明盐酸的电离程度」J_醋酸的电离程

实验结论

度

(2)强电解质与弱电解质的比较

强电解质弱电解质

概念在水溶液中能全部电离的电解质在水溶液中只能3^二电离的电解质

电解质在溶液

只有阴、阳离子既有阴、阳离子，又有电解质分子

中的存在形式

化合物类型离子化合物、部分共价化合物共价化合物

①多数盐(包括难溶性盐)；①弱酸，如CH3coOH、HQ0等；

实例②强酸，如HCl、H2s0」等；②一弱碱，如NH3-H2O等；

③强碱，如KOH、Ba(OII)z等③水

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二、弱电解质的电离平衡

1、电离平衡状态

（1）概念：在一定条件（如温度、浓度）下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速

率相等,溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化,电离过程就达到了电离平衡状态。

（2）建立过程

反

应弱电解质分子电

速'、、高成离子的速率

率

两种速率相等,处于电离平衡状态

离子结合成弱电解质:分子的速率

/«h时间

2、电离方程式的书写

（I）强电解质：完全电离，在写电离方程式时，用“

（2）弱电解质：部分电离，在写电离方程式时，用“二”。

3、电离平衡的影响因素

（1）温度：弱电解质的电离一般是一吸热过程,升高温度使电离平衡向的方向移动，电离程度增大。

（2）浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，离子相互碰撞结合为分子的几率上L，电离程度

越大，

（3）同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动，电

离程度减小。

（4）化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向电阳方向移动。

三、电离平衡常数

I、概念：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浓度的乘积，

与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数,简称电离常数，用K表示。

2、电离平衡常数的表示方法

*一cA+-cB-

AB=A++BK=^-

3、弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越^酸（或碱）性越一强。

4.电离常数的影响因素

（1）内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数坯圆说明电离常数首先由物质的上心所决定.

（2）外因：对于同一弱电解质，电禽平衡常数只与温度有关,由于电离为吸热过程,所以电离平衡常数随温

度升高而增大。

5、电离常数的计算一三段式法

例：25℃aniol-L-1的CH3coOH

CH3COOH^CH3COO

起始浓度：a00

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变化浓度/molL-i：xx

平衡浓度/molL〉：a-xx

「CHC。。_上支

人」(一CCH3coOH~a~jTa

6、实验探究：CH3coOH与H2cCh酸性强弱比较

f1mol-L-*

J?Na?CQ,溶液

实验操作H

gL2mLImol-L-'

bCH.COOH

实验现象有一泡产生

实验结论CH3coOH酸性大丁碳酸

Ka大小比较K/CHRCOOH)大于KHHKOi)

7、镁条与等浓度、等体积盐酸、醋酸的反应

镁与盐酸、嵇酸反应时气体压强随时间的变化示意图

比较项目宏观辨识微观探析

盐酸是强酸，完全电离,醋酸是弱酸，部分电

反应初期盐酸的反应速率比醋酸离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c(H+)上

大，因而反应速率较大

盐酸的反应速率始终比醋酸」，醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡」E

反应过程

盐酸的反应速率减小明显，醋酸向移动，消耗的氢离子能及时电离补充，所以

中

的反应速率减小不明显一段时间速率变化不明显

镁条稍微过量，两种酸的物质的量「相同，随醋

酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎消耗完全，最

二者产生的氢气的量基本相等,速终二者与铁条反应的氢离子的物质的量几乎—龙

最终

率几乎都变为重同，因而产生的H?的量几乎相同。两种酸都

几乎消耗完全，反应停止，因而反应速率几乎3

变为0

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第二节水的电离和溶液的pH

一、水的电离

1、水的