2019年上海高二化学同步讲义全套

前言各位同学，欢迎进入高中化学的深入学习阶段。高二化学在整个中学化学体系中承上启下，既是对高一化学基础知识的深化与拓展，也为后续的学习乃至高考奠定重要基础。本套讲义旨在紧密配合2019年上海市高中化学二年级的教学进度与要求，力求内容专业严谨，阐释清晰易懂，并注重知识的内在逻辑与实际应用。希望通过这份讲义，能够帮助同学们更好地理解和掌握化学原理，提升分析问题与解决问题的能力。请记住，化学是一门以实验为基础的学科，理论学习与实践探索相结合，才能真正领略化学的魅力。---第一章化学反应速率与化学平衡第一节化学反应速率一、化学反应速率的概念我们知道，不同的化学反应进行的快慢千差万别。有些反应瞬间即可完成，如酸碱中和；有些反应则进行得非常缓慢，如铁的锈蚀。化学反应速率就是用来衡量化学反应进行快慢程度的物理量。通常，我们用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示化学反应速率。其数学表达式可表示为：v=Δc/Δt其中，v表示反应速率，Δc表示反应物或生成物浓度的变化量（单位：mol·L⁻¹），Δt表示反应时间的变化量（单位：s或min）。因此，化学反应速率的常用单位为mol·L⁻¹·s⁻¹或mol·L⁻¹·min⁻¹。理解要点：1.化学反应速率是平均速率，而非瞬时速率。它表示在某一段时间间隔内的平均快慢。2.对于同一化学反应，用不同的反应物或生成物来表示其反应速率时，数值可能不同，但它们所表示的意义是相同的。这些不同数值的速率之间，其比值等于化学方程式中各对应物质的化学计量数之比。例如，对于反应aA+bB→cC+dD，有v(A)/a=v(B)/b=v(C)/c=v(D)/d。3.在表示反应速率时，必须指明是用哪种物质作标准。4.由于在反应过程中，反应物和生成物的浓度时刻在变化，因此反应速率也在不断变化。我们所计算的通常是某一时间段内的平均速率。二、影响化学反应速率的因素化学反应速率的大小首先取决于反应物本身的性质，这是内因，是决定因素。例如，氟气与氢气在暗处就能剧烈反应，而氢气和氧气在常温下反应却非常缓慢。在同一反应中，外界条件的改变也会显著影响反应速率。主要的外界因素包括：1.浓度对反应速率的影响：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以增大反应速率；减小反应物的浓度，可以减小反应速率。*注意*：此规律适用于气体反应或溶液中的反应。对于纯固体或纯液体，其浓度可视为常数，改变它们的用量，一般不会影响反应速率。2.压强对反应速率的影响：对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，增大体系的压强（通常通过缩小反应容器的体积实现），相当于增大了气体反应物的浓度，从而使反应速率增大；减小压强，反应速率减小。*理解*：压强对反应速率的影响，实质上是通过改变气体反应物的浓度来实现的。如果压强的改变并未引起气体反应物浓度的变化（如恒容条件下充入惰性气体），则反应速率不变。3.温度对反应速率的影响：当其他条件不变时，升高温度，绝大多数化学反应的速率都会增大；降低温度，反应速率减小。实验表明，温度每升高10℃，反应速率通常增大到原来的2～4倍。这是一个非常显著的影响因素。4.催化剂对反应速率的影响：催化剂是能显著改变化学反应速率，而本身的质量和化学性质在反应前后都保持不变的物质。能加快反应速率的催化剂称为正催化剂；能减慢反应速率的催化剂称为负催化剂（或阻化剂）。在实际应用中，若不特别说明，通常所说的催化剂均指正催化剂。催化剂的催化作用具有选择性，即一种催化剂通常只对某一特定反应或某一类反应起催化作用。5.其他因素：如固体反应物的表面积（粉末状比块状反应快）、光照、超声波、溶剂等，也可能对某些化学反应的速率产生影响。学习建议：理解这些因素对反应速率的影响时，可结合有效碰撞理论进行解释（如浓度增大，单位体积内活化分子数增多，有效碰撞几率增大，速率加快等），这样能加深理解，而非死记硬背。第二节化学平衡状态一、可逆反应与不可逆反应在一定条件下，大多数化学反应既能向正反应方向进行，也能向逆反应方向进行。*可逆反应*：在同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的化学反应。例如：N₂+3H₂⇌2NH₃（高温高压催化剂）。*不可逆反应*：有些反应在一定条件下，几乎只能向一个方向进行，这类反应称为不可逆反应。例如：2KClO₃(MnO₂,△)→2KCl+3O₂↑。*注意*：可逆反应中的“同一条件下”和“同时”是两个关键特征。二、化学平衡的建立对于一个可逆反应，当反应开始时，反应物浓度较大，正反应速率较大；生成物浓度为零或很小，逆反应速率为零或很小。随着反应的进行，反应物浓度逐渐减小，正反应速率逐渐减小；生成物浓度逐渐增大，逆反应速率逐渐增大。当反应进行到某一时刻，正反应速率等于逆反应速率（v正=v逆≠0），此时，反应物和生成物的浓度不再发生变化。我们就说该反应达到了化学平衡状态。三、化学平衡状态的特征化学平衡状态具有以下特征，可概括为“逆、等、动、定、变”：1.逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。2.等：平衡时，正反应速率等于逆反应速率（v正=v逆）。这是化学平衡状态的本质特征。3.动：化学平衡是一种动态平衡。达到平衡状态时，反应并没有停止，正反应和逆反应仍在继续进行，只是两者的速率相等，宏观上表现为各物质的浓度不再变化。4.定：平衡时，反应混合物中各组成成分的含量（浓度、质量分数、体积分数等）保持恒定不变。这是化学平衡状态的宏观标志。5.变：化学平衡是在一定条件下建立的。当外界条件（如浓度、压强、温度等）发生改变时，原有的平衡状态会被破坏，v正≠v逆，各物质的浓度会发生变化，直至在新的条件下建立新的平衡状态。四、判断化学平衡状态的标志判断一个可逆反应是否达到平衡状态，可以从以下几个方面考虑：1.直接标志：*v正=v逆。这里的“相等”是指同一物质的消耗速率等于其生成速率。例如，对于反应N₂+3H₂⇌2NH₃，若v(N₂)消耗=v(N₂)生成，或v(H₂)消耗:v(NH₃)生成=3:2，则可判断达到平衡。*各物质的浓度保持不变。2.间接标志：*各物质的质量、物质的量、质量分数、物质的量分数、体积分数（对于气体）等保持不变。*对于有气体参加且反应前后气体分子数不相等的反应，体系的总压强、总体积、总物质的量以及混合气体的平均相对分子质量保持不变，也可作为平衡的标志。*对于有颜色变化的反应，体系的颜色不再变化，也可判断达到平衡。*注意*：判断时要具体问题具体分析，关键在于“变化的量不再变化”。如果一个物理量在反应过程中始终保持不变，则不能作为平衡的标志。第三节化学平衡的移动一、化学平衡移动的概念当一个可逆反应达到平衡状态后，如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度等），原有的平衡状态就会被破坏，v正不再等于v逆，反应混合物中各组分的含量也会随之发生变化。经过一段时间后，在新的条件下，正、逆反应速率再次相等，反应体系重新达到平衡状态。这种由原有的平衡状态向新的平衡状态转化的过程，叫做化学平衡的移动。二、影响化学平衡移动的因素1.浓度对化学平衡的影响：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，平衡向正反应方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，平衡向逆反应方向移动。*思考*：增加固体或纯液体的量，平衡是否移动？（提示：浓度未变）2.压强对化学平衡的影响：对于有气体参加的可逆反应，在其他条件不变的情况下：*如果反应前后气体分子数不相等（即Δn(g)≠0）：增大压强，平衡向气体分子数减小的方向移动；减小压强，平衡向气体分子数增大的方向移动。*如果反应前后气体分子数相等（即Δn(g)=0）：改变压强，正、逆反应速率同等程度地改变，v正仍等于v逆，平衡不移动。*注意*：a.压强的改变必须引起气体浓度的改变，才能影响平衡。如恒容条件下充入惰性气体，总压增大，但各反应物和生成物的浓度不变，平衡不移动。b.只考虑气体的物质的量变化，固体和液体的体积变化忽略不计。3.温度对化学平衡的影响：在其他条件不变的情况下，升高温度，平衡向吸热反应的方向移动；降低温度，平衡向放热反应的方向移动。温度对平衡的影响是通过改变反应的平衡常数来实现的，其影响更为显著。三、勒夏特列原理（平衡移动原理）由以上讨论可知，当改变影响平衡的一个条件时，平衡会向着减弱这种改变的方向移动。这就是勒夏特列原理，也叫平衡移动原理。*理解要点*：1.“减弱”不等于“消除”。例如，增大反应物浓度，平衡向正反应方向移动，会使反应物浓度有所减小，但最终浓度仍比原平衡时大。2.勒夏特列原理只适用于已达到平衡的体系。对于未平衡的体系，其变化方向是向着建立平衡的方向进行，不适用此原理。3.此原理是对影响平衡的单一条件改变而言的。若同时改变多个条件，则情况较为复杂，需具体分析。第四节化学平衡常数一、化学平衡常数的概念对于一定温度下的可逆反应，无论反应物的起始浓度如何，也无论反应是从正反应开始还是从逆反应开始，达到平衡状态时，各生成物浓度幂之积与各反应物浓度幂之积的比值是一个常数（温度一定时）。这个常数叫做该反应的化学平衡常数，简称平衡常数，用符号K表示。对于一般的可逆反应：aA(g)+bB(g)⇌cC(g)+dD(g)在一定温度下达到平衡时，其平衡常数表达式为：K=[c(C)]^c·[c(D)]^d/([c(A)]^a·[c(B)]^b)其中，[c(A)]、[c(B)]、[c(C)]、[c(D)]分别表示平衡时各物质的物质的量浓度（mol·L⁻¹）。二、书写平衡常数表达式的注意事项1.平衡常数表达式中，各物质的浓度必须是平衡状态时的浓度。2.反应体系中若有固体或纯液体参加，它们的浓度视为常数，不写入平衡常数表达式中。例如：CaCO₃(s)⇌CaO(s)+CO₂(g)，其平衡常数表达式为K=[c(CO₂)]。3.稀溶液中进行的反应，若有水参加或生成，水的浓度可视为常数，不写入平衡常数表达式中。例如：Cr₂O₇²⁻(aq)+H₂O(l)⇌2CrO₄²⁻(aq)+2H⁺(aq)，K=[c(CrO₄²⁻)]²·[c(H⁺)]²/[c(Cr₂O₇²⁻)]。但在非水溶液中的反应，若有水参加或生成，则水的浓度应写入平衡常数表达式。4.平衡常数表达式与化学方程式的书写方式相对应。对于同一可逆反应，若化学方程式的计量数等倍扩大或缩小，平衡常数的数值也会相应改变。例如：N₂+3H₂⇌2NH₃，K₁2N₂+6H₂⇌4NH₃，K₂=(K₁)²1/2N₂+3/2H₂⇌NH₃，K₃=(K₁)^(1/2)逆反应的平衡常数与正反应的平衡常数互为倒数。5.平衡常数K的单位取决于反应的化学计量数，不同的反应，K的单位可能不同，也可以不写单位。三、平衡常数的意义与应用1.K值的大小表示反应进行的程度：K值越大，表示反应进行得越完全，反应物的转化率越高；K值越小，表示反应进行得越不完全，反应物的转化率越低。一般来说，当K>10⁵时，可认为反应基本完全；当K<10⁻⁵时，可认为反应很难进行。2.判断反应的热效应：平衡常数K只与温度有关。若正反应是吸热反应，升高温度，K值增大；降低温度，K值减小。若正反应是放热反应，升高温度，K值减小；降低温度，K值增大。3.判断反应是否达到平衡状态及反应进行的方向：对于可逆反应aA+bB⇌cC+dD，在一定温度下，任意时刻（包括平衡状态），各物质浓度有如下关系：Q=[c(C)]^c·[c(D)]^d/([c(A)]^a·[c(B)]^b)Q称为浓度商。*当Q=K时，反应达到平衡状态。*当Q<K时，反应向正反应方向进行，直至达到平衡。*当Q>K时，反应向逆反应方向进行，直至达到平衡。---第二章电解质溶液第一节强电解质和弱电解质一、电解质与非电解质在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物叫做电解质。在上述两种情况下都不能导电的化合物叫做非电解质。*理解与辨析*：1.电解质和非电解质的研究对象都是化合物。单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。2.“能够导电”是指本身电离出自由移动的离子而导电。例如，CO₂的水溶液能导电，是因为CO₂与水反应生成的H₂CO₃电离出离子，而非CO₂本身电离，因此CO₂是非电解质。3.电解质导电是有条件的：水溶液或熔融状态。某些电解质（如NaCl晶体）在固态时不导电，但在水溶液中或熔融状态下能导电，仍属于电解质。4.常见的电解质：酸、碱、盐、活泼金属氧化物等。常见的非电解质：大多数有机物（如蔗糖、酒精）、非金属氧化物（如CO₂、SO₂）、某些非金属氢化物（如NH₃）等。二、强电解质与弱电解质根据电解质在水溶液中电离程度的大小，可将其分为强电解质和弱电解质。1.强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质。强酸（如HCl、H₂SO₄、HNO₃