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、反应热培变

（一）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环境。

2、反应热

在等温条件下，化学反应体系向环境稀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篁反应热。即利用

公式：O=cmAt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、'杯篮

隔热层、

、外壳

简易:让热计示意图

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。

隔热层的作用是一减少热弁的散失.

温度计妁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（川：测量混合前50mLO.5Omol.L-1盐酸、50mL0.55mol-L-'氢氧化钠溶液的温度，取两温度平

均值，记录为起始温度小

②反应后体系温度测量（切：将»溶液迅速混合，用玻璃搅拌器轻轻搅动溶液,并准确读取混合溶液的地

高温度，记录为终止温度大

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・cnT3,中和后溶液的比热容c=4.18=〕℃一］,根据实验数据计算出该反应放出的热

量1.42kJ,则生成1molH，0时放出的热晶为56.8kJ。

（5）实验结论

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大量实验测得，在25℃和101kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液，发生中和反应生成1mol50时,放出

57.3kJ的热量。

(二)反应热与结变

1、内能

内能是体系内物质的各种能最的总和，受温度、压强和物质的聚集状态等影响。

3、焰与熠变

(1)焰(〃)：是一个与内能有关的物理量.

(2)嬉变(△〃)：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燧变。常用单位kJ/mol或kJmor

(3)反应热与婚变的关系

在料条件下进行的化学反应的反应热等于反应的」^因此常用丝表示反应热。

(4)熔变与吸热反应和放热反应的关系

①放热反应：反应体系向环境上能量，反应体系的焰减小，△，为负值，即AHgO。

②吸热反应：反应体系从环境中』L能量，反应体系的-增大，△”为正值，UPA/7>0o

爆(H)反应物

A但)

\生成物

放热反应

4、从微观角度理解反应热的实质

以H2(g)+02(g)=2HCl(g)反应的能危变化为例说明，如图所示:

由图可知;

反应中能量变化

化学键

断裂或形成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—C1放出431kJ共放出862kJ

结论H?(g)+CL(g)=2HCl(g)的反应热bH=-183kJmoL

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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:

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，匕与a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地变计算公式：（断键）一£曲（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-moF1,其表示在25℃、

101kPa,2moiH）与1molO?完全反应生成2moi液态水时放出的热量是57L6kJ。

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25C、101kPa。不用标明反应条件（如“加热皿高温”“催

化剂”等）。

（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“g”,液体用“厂,固体用

“s”，溶液用"aq<

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

“+”・

（5）L算△〃的数值。根据化学方程式中的化学计充数计算写出△〃的数值。△〃单位是kJmolL

4、△”的单位中“mo「"的含义

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

方程式一一对应。

三、燃烧热

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

2、单位;kJ-mol।或kJ/mol。

3、意义：甲烷的燃烧热为890.3kJ.mo「，或A”=-890.3kJmoL,它表示25℃、101kPa时，Imol甲烷

完全燃烧生成ImolCOMg）和2molH?O⑴时放由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：

1

H2（g）+^O2（g）=H2O（l）AH=-285.8kJ-moP

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lo

‘‘二看”元索完全燃烧生成的物质是否为指定产物。

“三看2”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

I、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,其反应热是恒［_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」a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百接变成D,反应热为A”：

②由A经过B变成C,再由C变成D,每步的反应热分别为△%、Nh、A〃3。

如图所示：

则有△，=A〃I+A”2+A〃3。

(2)加合法：加合法就是运用所给热化学方程式通过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C⑸+1o2(g)=CO(g)的反应热A”。

1

I：C(s)+O2(g)=CO2(g)A//1=-393.5kJ-moF

II：CO(g)+102(g)=C02(g)A^/2=-283.OkJmor1

反应C(s)+O2(g)=CO2(g)的途径可设计如下:

则NH=A”】一=一110.5kJmo「。

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,

〃A(g)+8B(g)=cC(g)+JD(g)AH

ahcd|△川

〃(A)〃(B)〃(C)〃(D)Q

.川，iA_nCnDQ

yjJ~=T=T=~=公〃i

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2、根据反应物、生成物的键能计算

△，=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布其NH相加或相减，得到一个新的热化学方程式及其AH。

5、A〃大小比较时注意事项

(1)吸热反应的△〃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△“为“一”，所以放热越多，A”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：定量描述.化学反应快慢程度的物理量。

2、表示方法：用单位时间内反应物浓度的闻L或生成物浓度的」来表示。

(1)表达式：V=Ac/A/

(2)单位：mol/(L・min)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心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：

,L.g、-Ac反应物34-Ac生成物

v(反应物)=----«-------v(生成物)=—飞—

(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,v(A)=—v<B)=—v(C)=4：,可口)=今苫，

士vAvBvCvD

且有：嬴=方=万=7。

(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)

起始浓吱/mol-L'：abc

nx

转化浓度：包

/mobl/iXmm

,nx

某时刻（，）浓度・「：c+包

s/molLa-x0——mtn

再利用化学反应速率的定义式求算：

v（A）=~mol-L'-s,；v（B）=~mol-L*-s*；v（C）=^mol-L'-sL

②计算中注意以下量的关系。

对反应物：c（起始）一。（转化）=d某时刻）;对生成物：c（起始）+c（转化）=c（某时刻）;

转化率=部k0°%。

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

催价制

实验原理：Na2s2O3+H2sO4=Na2sO4+SO2T+SI+H2O2H2O2兽上2H2O+O2T

影响因素实验步骤实验现象实验结论

5mL0.1mol-L_15mL0.5moiL-1

H?SO,溶液H1so，溶液

V1

均出现浑浊，但后者祗增大浓度，化学反应

浓度

现浑浊更快速率增大

LJ5mL0.1molL'1LJ

歇Na&O,溶液

0.1mol-L-*、

Il||f

溶%t5mL、

0.1ITIOIL-*翁i

Na2s2°：二5七’冷水混合后均出现浑浊，但

溶液5mL升高温度，化学反应

JZL

诅1又年0170℃执水一夕日首件由TW浬

Na?s,o,IIrji速率增大

m

溶河15mL、in⑷浊_

O收

().1molL-1JL1［

H2S段m；0+水

溶河

3min后分别混

，并振海

5滴1moPL-1y

FeCh溶液-j

前者无明显现象,后者」11催化剂能一加快化

催化剂

现大量气泡学反应速率

2mL5%

1卜HQ?溶液一

2、实验n：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硫酸长慢4mol-L1硫酸与锌反应比1mol-L1

40mL4mol-L1硫酸短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体积与压强成工其他条件不变时，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，在相司温度下，增大压强，反应速率增大：减小压强，反应速率减小。

三、活化能

I、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与反应物分子具有的上均能鼠之差。

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：反应的活化能是昂，反应热是E—E2。

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」^单位时间内有效碰撞的次数里加_一反应速率」fi

大；反之，反应速率减小。

（2）压强：增大压强一气体体积缩小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-反应速率增大；反之，反应速率减小。

（3）温度：升高温度-活化分子的百分数」^一单位时间内有效碰撞的次数」一反应速率反

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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』活化分子的百分数」吐一单位

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

I、可逆反应：在相同条件下，既能向qL反应一方向进行，同时又能向一方向进行的反应。

2、化学平衡状态的建立

（1）如图1所示，N2与H2随着反应的进行，其浓度逐渐减小，丫正逐渐减小，而dNHa）逐渐增大

I，惮逐渐增大，”时刻，它们的浓度不再改变，丫正=丫逆，反应达到平衡。

（1）如图2所示，随着NH、的分解，其浓度逐渐减小，I，评逐浙减小，而却5）、逐渐增大，I，汇逐

渐增大，力时刻起，它们的浓度不再改变，­，反应达到平衡。

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,反应物和生成物的法度均保持不变，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“限度”，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—1：457.6C时反应体系H2（g）+12（g）二2Hl（g）中各物质的浓度数据，我们可以发现以下规律：

,.2Lil

（1）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，点意的值近似相等。

（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，却f；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，生成物浓度弃之积与反应物浓度一之积

的比值是一个常数，用符号_及_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，机A（g）+〃B（g）=pC（g）+qD（g）,在任意时刻的念垸称为浓度商，常用0

*一mn八c'Cc1yp

表不，即。一d»A.(”B°

（2）化学平衡常数表达式：当在一定温度下达到化学平衡时，长=君洋.

（3）。与K关系：当反应中有关物质的浓度商工L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,「下€01：,溶液

5mLO.I5molCKSCN溶液

实验操作

q蜜

11

u-JL1mol,L*

-

-KSCN溶液

hM

)i

x

ac

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,平衡向正反应方向移动

发生Fe+2Fe3+=3Fe2+,Fe3+浓度减小，Q=

c(SCN。增大，。屋3笔盘碱小,Q

理论解释若弊噂9增大，Q>K,平衡逆向移动

cFe--cSCN<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：反应处卜衡状态,v；1-=v,£—;

当Q<K时：反应向正反应方向进行，v逆；

当Q>K时：反应向逆反应方向进行,ViE<vj£o

4、压强变化对化学平衡移动的影响

2NO二NO

实验原理224

红棕色无色

/处/大

实验步骤2()mLNO2.N2O,NO^N^H处

活塞11处tI处，压强增大活塞I处-11处，压强减小

实验现象混合气体的颜色先变深又逐渐变浅混合气体的颜色先变浅又逐渐变深

活塞往里推，体积减小，压强增大,C(N02)增大，颜色变深，但颜色又变浅，说明

实验结论c(NC)2)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(N02)减小，颜色变浅，但气体颜色又变深，

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说明cfNCh）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

2NO2gWNOgAH=-56.9kJmol

实验原理24

红株色无色

实验步骤

实验现象热水中混合气体颜色-加深；冰水中混合气体颜色-变浅

混合气体受热颜色一加深，说明N6浓度增大，即平衡向逆反应方向麻

实验结论

混合气体被冷却时颜色.变浅，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“一，图像）

1.正反应速率突变，逆反应速率渐变，力之人,说明是增大了反应物的浓度，使正反应速率突变，且平衡工

向移动。

II）正、-逆都是突然减小的，吟之以，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。

HLu止、-逆都是突然增大的，并且V正、u遂增大程度相同，说明该化学平衡没有发生移动,可能是使用了

剂，也可能是对反应前后气体总体积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.72>TI，温度升高，平衡逆向移动,正反应是放热反应c

。而沙,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^的反应。

III.生成物C的百分含最」S±_，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卜下自发进行，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。如通电将水分解为出和02。

2、化学反应进行方向的判据

(1)始变与反应的方向

放热反应过程中体系能量降低，因此x有纥进行的倾向，科学家提出用焰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。例如燃烧反应、中和反应等。②有些吸热反应也可以自发进行，如：

2N2O5(g)口4NO2(g)+O2(g)A〃=+109.8kJ-moFL

(2)熠变与反应的方向

①体系的端值：体系的混乱程度越大,体系的烯值就越大.

②同一物质的嫡值：5(g)>>S(l)>,S(s),同一条件下，不同物质的嘀值不同。

(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,因此可用峭变来判断反应进行的方

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「L

(2)自由能变化与焰变、端变的关系：AG=△”一TAS。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AGV0时，反应能自发进行;

②当AG=0时，反应处卜平衡状态；

③当AGA。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

1

合成氨反应：N2(g)+3H2(g)^2NH3(g)«已知298K时：AH=-92.4kJ-moF,AS=-198.2

(l)自发性：常温(298K)下，△〃—7AS<0,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(端变)：AS<0,正反应是气体体积缩小的反应。

(4)焰变：AH<0,是一放热反应c

二、工业合成氨的适宜条件

I.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，我国合成氨厂一般采用的压强为10〜30MPa。

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

会大大增加牛•产投资，并可能降低综合经济效益。

⑵温度

①原理分析：低温有利于提高原料的平衡转化率。

②选用条件：目前，在实际生产中一般采用的温度为幽£邈℃。

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40()〜50()℃进行的又一重要原因为铁触媒在500°C左右时的活性最大。

(3)催化剂

①原理分析：在高温、高压下，N2和Hz的反应速率仍然很慢。

②选用条件：通常采用加入以铁为主体的多成分催化剂,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500c和30MPa时，平衡混合物中NH?的体积分数及平衡时N?和H?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NH3分离后的原料

气循环使用,并及时补充N2和比,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NH3的方向移动,此外原料气的循环使用并及时补充原料气，

既提高了原料的到处茎，又提高了反应速茎，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℃

催化剂使用铁触媒作催化剂

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％

3.合成氨的工艺流程

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液态NH、NH3+N2+H2

4.选授工业合成适宜条件的原则

(I)考虑参加反应的物质组成、结构和性质等本身因素。

(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、经济成本等恃况。

(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卜.能导电的化合物。

2、非电解质：在水溶液中和熔融状态下均以分子形式存在,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0.1molL」盐酸0.1mo卜醋酸

PH较小较大

导电能力较强较弱

与铁条反应的现象产生无色气泡_较快产生无色气泡3

实验表明盐酸中c(H+)更大,说明盐酸的电高程度上i_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/电离的电解质在水溶液中只能」^二电高的电解质

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、HC1O等；

实例

②强酸，如HCl、H2sO4等；②弱碱，如NH3-H2。等；

③强碱，如KOH、Ba(OH)2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J皿都不再发生变化，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'、、席成岗子的速率

率

两种速率相等,处于电离平衡状态

,一'离子结合成弱电解质分子的迭率

/«.h时间

2、电离方程式的书写

(1)强电解质：完全电离，在写电离方程式时，用“二’。

(2)弱电解质：部分电离，在写电离方程式时，用

3、电离平衡的影响因素

(1)温度：弱电解质的电离一般是」OL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3L，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

因程度减小。

(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，电离平衡向电离方向移动。

三、电离平衡常数

1、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到乘积，

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

+,_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H，说明电离常数首先由物质的本性所决定。

(2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与」有关，由于电离为」过程，所以电离平衡常数随

度升高而增大。

5、电离常数的计算——三段式法

例：25c4moiL/i的CH3co0H

CH3COOHWCH3co0+H*

起始浓度/mol1-1：a00

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变化浓度/molLi：xx

平衡浓即molL^：a-xx

CCH38OcH.『看

川及一CCH3COOH~a-jTa

6、实验探究：CH3coOH与H2cCh酸性强弱比较

1mol,L_,

TNazCO,溶液

实验操作

12mLImol'L-l

1厂CH,COOH

实验现象有气泡产生

实验结论CH3coOH酸性大于碳酸

K大小比较K-CHaCOOH)大于0HH?COa)

7、镁条与等浓度、等体积盐酸、醋酸的反应

镁与盐酸、醋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大离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c(H)_S

大，因而反应速率较大

盐酸的反应速率始终比醋酸工，醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡工

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

酸电高，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粗筐，速终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎」H

最终

率几乎都变为零同，因而产生的H2的量几乎两种酸都

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、水的电离

(1)水是一种极弱的电解质。

(2)水的电离方程式为HzO+HzOUHQ+OH，简写为H2OWH'+OH，

(3)水的电离平衡常数K电,=C而H2V门J一。

2、水的离子积常数

(1)含义：因为水的浓度可看作常数，所以水中的c(H)c(OH)可看作常数,称为水的离子积常数，简称水

的离子积，用Kw表示。

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(2)表达式与数值：表达式Kw=c(H)c(OH-),室温时，KW=1.0X10~O

(3)影响因素：Kw只受温度影响，由于水的电离是」!热_过程，温度升高，Kw增大。

3、外界条件对水的电离平衡的影响

分析下列条件的改变对水的电离平衡HzOWH'+OFT△〃>()的影响，并填写下表：

改变条件平衡移动方向以H')c(O