教案：高中化学选修4知识点分类总结.doc

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键能436kJ/mol243kJ/mol432kJ/mol表中的数值表示断开或者形成1mol化学键时所吸收或者释放的能量。根据方程式：H2+Cl2=2HClE吸=436+243=679kJE放=2432=864kJE放-E吸=864kJ-679kJ=185kJ说明是放热反应，则该反应的H=-185kJ/mol对常见的反应进行记忆 常见的放热反应： 所有的燃烧反应 所有的酸碱中和反应 大多数的化合反应 自发氧化还原反应，如金属与水或酸的反应，食物腐败等； 生石灰（氧化钙）和水反应铝热反应等 常见的吸热反应： 晶体Ba(OH)28H2O与NH4Cl 大多数的分解反应 条件一般是持续加热或高温的反应，如C和CO2、C和H2O(g)的反应，以H2，CO，C为还原剂的热还原法对金属的冶炼。温馨警示(1)物质的物理变化过程中，也会有能量的变化，但不属于吸热反应或放热反应，在进行反应热的有关计算时，必须要考虑到物理变化时的热效应，如物质的三态变化。同种物质不同状态时所具有的能量：气态液态固态（2） 物质溶解一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。（3） 化学反应是放热还是吸热与反应发生的条件没有必然联系。如吸热反应NH4Cl与Ba(OH)2在常温常压下即可进行，而很多放热反应需要在加热的条件下才能进行。（4） 能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。（5） 常温是指25，101.标况是指0,101.（6） 比较H时必须连同符号一起比较。正确理解反应过程、能量图象E1：旧键断裂吸收的能量或称为活化能。E2：新键形成放出的能量或称为逆反应的活化能。HE1E2，为此反应的焓变。催化剂的作用：降低E1、E2，但不影响H，反应放热还是吸热取决于起点(反应物)和终点(生成物)能量的高低。利用状态，迅速比较反应热的大小若反应为放热反应1当反应物状态相同，生成物状态不同时，生成固体放热最多，生成气体放热最少。2当反应物状态不同，生成物状态相同时，固体反应放热最少，气体反应放热最多。3在比较反应热(H)的大小时，应带符号比较。对于放热反应，放出的热量越多，H反而越小。二、热化学方程式1概念表示参加化学反应的物质的物质的量和反应热的关系的化学方程式。例如：在200 、101 kPa时，H2与碘蒸气作用生成2 mol HI气体时，放出14.9 kJ热量，其热化学方程式为H2(g)I2(g)2HI(g)H14.9 kJmol1。2意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。如：2H2(g)O2(g)=2H2O(l) H571.6 kJmol1表示：2 mol氢气和1 mol氧气反应生成2 mol液态水时放出571.6 kJ的热量。3. 书写化学方程式注意要点: 热化学方程式必须标出能量变化，即反应热H，H对应的正负号都不能省。热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（s,l, g分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示） 热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。 热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整数，也可以是分数 各物质系数加倍，H加倍，即：H和计量数成比例；反应逆向进行，H改变符号，数值不变。易错警示(1)对于同素异形体，除注明聚集状态外，还要注明名称。因为同素异形体虽然构成元素相同，但属于不同物质，其本身具有的能量不同，所以反应中的H也不同。(2)物质本身具有的能量与物质的聚集状态有关。聚集状态不同，反应热H的数值以及符号都可能不同。等量的同一物质，气态时能量最大，其次为液态，最小的为固态。(3)不论化学反应是否可逆，热化学方程式中的反应热H表示反应进行到底(完全转化)时的能量变化。如：2SO2(g)O2(g)2SO3(g)H197 kJmol1是指2 mol SO2(g)和1 mol O2(g)完全转化为2 mol SO3(g)时放出的能量。实际上投入2 mol SO2(g)和1 mol O2(g)不可能转化为2 mol SO3(g)，因此放的热也没有197kJ多。判断热化学方程式正误的“五审”三、燃烧热(1)概念：在101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。单位一般用kJmol1(或kJ/mol)表示。注意：压强101 kPa。量可燃物的物质的量为1 mol。完全燃烧。产物元素完全燃烧时对应的稳定氧化物：CCO2(g)，HH2O(l)，SSO2(g)等。(2)意义：例如，C的燃烧热是393.5 kJmol1，表示在25 ，101 kPa条件下1 mol C完全燃烧放出393.5 kJ的热量。(3)燃烧热热化学方程式的书写原则燃烧热是以1 mol物质完全燃烧所放出的热量来定义的，因此在书写它的热化学方程式时，应以燃烧1 mol物质为标准来配平其余物质的化学计量数。例如：C8H18(l)O2(g)=8CO2(g)9H2O(l)H5518 kJmol1，即C8H18的燃烧热为5518 kJmol1。(4)燃烧热的计算：Q放n(可燃物)|H|式中：Q放为可燃物燃烧反应放出的热量；n为可燃物的物质的量；H为可燃物的燃烧热。四、中和热(1)概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1_mol_H2O时的反应热叫做中和热。注意：强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：用离子方程式可表示为H(aq)OH(aq)=H2O(l)H57.3 kJmol1。弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。中和反应写出的离子方程式中只能是H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l)，而不能有弱酸、弱碱、沉淀、气体等物质出现，否则所得的热中就有别的能量。中和热是一个定值，与取用的酸或碱的物质的量无关。溶液的浓度稀溶液。如果是浓酸或者浓碱则会有溶解热产生量产物的物质的量为1 mol H2O。(2)中和热热化学方程式的书写原则中和热是以稀的强酸和强碱溶液反应生成1 mol水时所放出的热量来定义的，因此在书写热化学方程式时，应以生成1 mol H2O为标准来配平其余物质的化学计量数，如硫酸与氢氧化钠溶液反应，用热化学方程式可表示为H2SO4(aq)NaOH(aq)=Na2SO4(aq)H2O(l)H57.3 kJmol1。（3）中和热的测定实验：一般用强酸和强碱做实验，且碱要过量（如果酸和碱的物质的量相同，中和热会偏小），一般中和热为57.3kJ/mol。若用弱酸或弱碱做实验，放出的热量会偏小，中和热会偏小。若用浓溶液做实验，放出的热量会偏大，中和热会偏大。在试验中，增大酸和碱的用量，放出的热量会增多但中和热保持不变。本实验的关键是操作要快，保温效果要好。碎泡沫塑料及泡沫塑料板的作用是保温隔热，防止热量散失。不能用铜棒代替玻璃棒，以减小热损失。（4）测定原理H(其中：c4.18 Jg1 14.18103 kJg1 1；n为生成H2O的物质的量)易错警示(1)反应热、燃烧热、中和热均有单位，单位均为kJmol1。(2)中和热是一定值，即H57.3 kJmol1，燃烧热、中和热的数值与参加反应的量的多少无关，但在分析时要注意反应物及生成物的状态及类别(强酸、强碱、弱酸、弱碱)。正确理解中和热，注意操作与计算细节(1)中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离时的热效应。(2)酸碱溶液应当用稀溶液(0.10.5 molL1)。若溶液浓度过大，溶液中阴、阳离子间的相互牵制作用越大，电离程度达不到100%，这样使酸碱中和时产生的热量会消耗一部分补偿电离时所需的热量，造成较大误差。(3)使用两只量筒分别量取酸和碱。(4)使用同一支温度计分别先后测量酸、碱及混合液的最高温度，测完一种溶液后，必须用水冲洗干净并用滤纸擦干。(5)取多次实验t1、t2的平均值代入公式计算，而不是结果的平均值，如果某次实验温度和其他组相差较大要舍弃。计算时应注意单位的统一。五、盖斯定律1内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。利用盖斯定律书写热化学方程式六、能源1概念：能提供能量的自然资源。2发展阶段：柴草时期化石能源时期多能源结构时期。3能源的分类4能源问题(1)我国目前使用的主要能源是化石燃料，它们的蕴藏量有限，而且不能再生，最终将会枯竭。(2)化石燃料的大量使用带来严重的环境污染问题。5解决能源问题的措施(1)提高能源的使用效率改善开采、运输、加工等各个环节。科学控制燃烧反应，使燃料充分燃烧。一是保证燃烧时有适当过量的空气，如鼓入空气、增大O2浓度等。二是保证燃料与空气有足够大的接触面积，如将固体粉碎成粉末，使液体喷成雾状等。 (2)开发新的能源 开发资源丰富、可以再生、没有污染或污染很小的新能源。第二章 化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率1化学反应速率的含义：化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢的物理量。2化学反应速率的表示方法(1)定性：根据反应物消耗，生成物产生的快慢(用气体、沉淀等可见现象)来粗略比较。(2)定量：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。3数学表达式及单位v，单位：molL1s1或molL1min1，如密闭容器中，合成氨的反应N23H22NH3，开始时c(N2)8 molL1,2 min后c(N2)4 molL1，则用N2表示该反应的反应速率为2 molL1min1。4规律(1)同一化学反应的反应速率可以用不同物质的浓度变化来表示，其数值可能不同，因此表示化学反应速率时要指明具体物质。(2)用不同物质的浓度变化表示同一化学反应的反应速率时，反应速率的数值之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。例如，对于反应mA(g)nB(g)pC(g)qD(g)，即易错警示(1)由v计算的反应速率是一段时间内的平均速率而不是瞬时速率，如某时刻，某秒时速率时多少的说法是错误的，且无论用反应物还是用生成物表示均取正值。(2)同一化学反应，相同条件下用不同物质表示的反应速率，其数值可能不同，但表示的意义相同。(3)比较反应速率时要统一物质统一单位。(4)对于固体或纯液体反应物，其浓度视为常数，故不能用固体或纯液体物质表示化学反应速率。5.用好三段式解题模式“三段式法”的解题模式对于反应mAnBpCqD，t0 s时A的浓度为a molL1，B的浓度为b molL1，反应进行至t1 s时，A消耗了x molL1，则反应速率可计算如下：mAnBpCqD起始浓度/molL1 a b 0 0转化浓度/molL1 x t1时刻浓度/molL1 ax b 求速率：v(A) mol(Ls)1， v(B) mol(Ls)1，v(C) mol(Ls)1， v(D) mol(Ls)1。求转化率如求某时刻气体压强与初始压强比二、影响化学反应速率的因素1内因(主要因素)反应物本身的性质是影响化学反应速率的决定因素。如卤素单质与H2反应的速率大小关系为F2Cl2Br2I2，镁、铝、锌、铁与稀硫酸反应的速率大小关系为MgAlZnFe。2 外因(其他条件不变，只改变一个条件)3理论解释有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞活化分子：能够发生有效碰撞的分子。活化能：由普通分子到达活化分子状态所需的最低能量图中：E1为正反应的活化能；E2为逆反应的活化能；E3为使用催化剂时的活化能；反应热HE1E2。有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。（两点：足够能量和合适的取向）(2)活化分子、有效碰撞与反应速率的关系易错警示(1)由于固体和纯液体的浓度可视为常数，故改变用量反应速率不变。但当固体颗粒变小时，其表面积将增大，其反应速率将加快。(2)升高温度，不论正反应还是逆反应，不论放热反应还是吸热反应，反应速率一般都要加快，只不过增加的程度不同。不可以认为v(吸)加快而v(放)减慢。(3)改变压强，实质是改变体积而使浓度发生改变来实现反应速率的改变。对于没有气体参加的反应，改变体系压强，反应物的浓度不变，反应速率不发生改变。(4)加入催化剂：由于降低了反应的活化能，增加了活化分子百分数，故成千上万倍地加快反应速率，且对可逆反应v(正)、v(逆)增大的倍数相等，但它不会使不能发生的化学反应变得自发，也不会改变化学反应的反应热和平衡状态。特别说明改变压强对化学反应速率的影响改变压强对化学反应速率产生影响的根本原因是引起浓度的改变。所以在讨论压强对反应速率的影响时，应分析引起压强改变的原因及这种改变对反应体系的浓度产生何种影响。对于气体反应体系，有以下几种情况：恒温时：增加压强体积缩小浓度增大反应速率加快。恒容时：a充入气体反应物浓度增大总压增大反应速率加快；b充入“惰气”总压增大(分压不变)各反应物质浓度不变反应速率不变。恒压时：充入“惰气”体积增大各反应物浓度减小反应速率减慢。综合应用：比如10 mL浓度为1 molL1的盐酸与过量的锌粉反应，若加入适量的下列溶液，能减慢反应速率但又不影响氢气生成量的方法可以对盐酸用水或者硫酸钾溶液等进行稀释，加入醋酸钠可以结合H+或者降低反应体系的温度。要注意的是硫酸的浓度，当硫酸浓度很大时，不但不能加快反应速率还会起阻碍作用，浓硫酸有氧化性，金属与浓硫酸反应不能产生氢气而是二氧化硫，或者使铁、铝钝化。还要注意加入的盐或者盐溶液，一定要注意硝酸盐，因为原溶液中有氢离子时，硝酸根进入溶液后形成硝酸，具有强氧化性，产生的不再是氢气而是氮氧化物。三、化学反应速率图象及其应用1全程速率时间图象如Zn与足量盐酸的反应，反应速率随时间的变化出现如图情况。原因解释：AB段(v渐大)，因为该反应为放热反应，随着反应的进行，温度逐渐升高，导致反应速率逐渐增大；BC段(v渐小)，则主要因为随着反应的进行，溶液中c(H)逐渐减小，导致反应速率逐渐减小。2物质的量(或浓度)时间图象例如：某温度时，在定容(V L)容器中，X、Y、Z三种物质的物质的量随时间的变化曲线如图所示。(1)由图象得出如下信息反应物是X、Y，生成物是Z；t3时反应达到平衡，X、Y没有全部反应。(2)根据图象可进行如下计算某物质的平均反应速率、转化率，如：v(X)mol(Ls)1，Y的转化率100%。确定化学方程式中的化学计量数之比，如X、Y、Z三种物质的化学计量数之比为(n1n3)(n2n3)n2。3速率时间图象平衡体系条件变化速率变化速率变化曲线任一平衡体系增大反应物浓度v(正)立即增大，v(逆)逐渐增大，且v(正)v(逆)减小反应物浓度v(正)立即减小，v(逆)逐渐减小，且v(逆)v(正)增大生成物浓度v(逆)立即增大，v(正)逐渐增大，且v(逆)v(正)减小生成物浓度v(逆)立即减小，v(正)逐渐减小，且v(正)v(逆)平衡体系条件变化速率变化速率变化曲线正反应方向为气体体积增大的放热反应增大压强或升高温度v(正)、v(逆)均增大，且v(逆)v(正)减小压强或降低温度v(正)、v(逆)均减小，且v(正)v(逆)反应前后气体化学计量数和相等的平衡体系，改变压强或任一平衡体系使用催化剂使用催化剂或对于m+n=P+q的反应增大压强v(正)、v(逆)均增大相同倍数 易错警示(1)条件增强，曲线在原图象的上方；条件减弱，曲线在原图象的下方。(2)浓度改变时，图象曲线一条连续，一条不连续，其他条件改变，图象曲线不连续。二、化学平衡1.化学平衡研究的对象可逆反应(1)定义：在同一条件下既可以向正反应方向进行，同时又可以向逆反应方向进行的化学反应。例如：N23H22NH32SO2O22SO2 (2)特点二同：a.相同条件下；b.正逆反应同时进行。一小：反应物与生成物同时存在，任一组分的转化率都小于(填“大于”或“小于”)100%。通常考察热化学方程式能量的转化。(3) 表示：在方程式中用“”表示。2.化学平衡的建立以CO(g) H2O(g)CO2(g) H2(g) 反应为例。在一定条件下，将0.1 mol CO和0.1 mol H2O(g)通入1 L密闭容器中，开始反应： (1)反应刚开始时：反应物的浓度最大，正反应速率最大。生成物的浓度为0，逆反应速率为0。 (2)反应进行中：反应物的浓度逐渐减小，正反应速率逐渐减小。 生成物的浓度逐渐增大，逆反应速率逐渐增大。 (3)肯定最终有一时刻，正反应速率与逆反应速率相等，此时，反应物的浓度不再改变，生成物的浓度也不再改变。正反应速率和逆反应速率随时间的变化关系如图所示：3.化学平衡状态定义：化学平衡状态：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，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。4.化学平衡状态特征 易错警示(1)可逆反应不等同于可逆过程。可逆过程包括物理变化和化学变化，而可逆反应属于化学变化。(2)化学反应的平衡状态可以从正反应方向建立，也可以从逆反应方向建立，或者同时从正、逆方向建立。(3)化学反应达到化学平衡状态的正逆反应速率相等，是指同一物质的消耗速率和生成速率相等，若用不同物质表示时，反应速率不一定相等。极端假设法确定各物质浓度范围先假设反应正向或逆向进行到底，求出各物质浓度的最大值和最小值(开区间)，从而确定它们的浓度范围。假设反应正向进行到底：X2(g)Y2(g)2Z(g)起始浓度/(molL1) 0.10.30.2改变浓度/(molL1) 0.10.10.2终态浓度/(molL1) 00.20.4假设反应逆向进行到底：X2(g)Y2(g)2Z(g)起始浓度/(molL1) 0.10.30.2改变浓度/(molL1) 0.10.10.2终态浓度/(molL1) 0.20.4 0平衡体系中各物质的浓度范围为X2(0,0.2)，Y2(0.2,0.4)，Z(0,0.4)，同时莫要忽略元素守恒。5.判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据1化学平衡状态判断的“两标志”(1)本质标志：v(正)v(逆)0。对于某一可逆反应来说，正反应消耗掉某反应物的速率等于逆反应生成该反应物的速率。(2)等价标志反应mA(g)nB(g)pC(g)qD(g)类型判断依据平衡状态混合物体系中各成分的含量各物质的物质的量或各物质的物质的量分数一定平衡各物质的质量或各物质的质量分数一定平衡各气体的体积或体积分数一定平衡正、逆反应速率的关系在单位时间内消耗了m mol A，同时生成m mol A，即v(正)v(逆)平衡在单位时间内消耗了n mol B，同时生成p mol C，表示一个方向，则v(正)不一定等于v(逆)不一定v(A)v(B)v(C)v(D)mnpq，此时v(正)不一定等于v(逆)不一定在单位时间内生成n mol B，同时消耗q mol D，二者变化均表示v(逆)不一定压强mnpq时，总压强一定(其他条件一定)平衡mnpq时，总压强一定(其他条件一定)不一定平均相对分子质量(r)mnpq时，r一定平衡mnpq时，r一定不一定气体密度mnpq，恒温恒压时，密度保持不变平衡mnpq时，密度保持不变不一定温度体系温度一定(其他不变)平衡颜色反应体系内有色物质的颜色一定平衡2.规避“2”个易失分点(1)注意两审一审题干条件，是恒温恒容还是恒温恒压；二审反应特点：全部是气体参与的等体积反应还是非等体积反应；是有固体参与的等体积反应还是非等体积反应。(2)不能作为“标志”的四种情况反应组分的物质的量之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比。恒温恒容下的体积不变的反应，体系的压强或总物质的量不再随时间而变化，如2HI(g)H2(g)I2(g)。全是气体参加体积不变的反应，体系的平均相对分子质量不再随时间而变化，如2HI(g)H2(g)I2(g)。全是气体参加的反应，恒容条件下体系的密度保持不变。三、化学平衡的移动及转化率的变化1概念可逆反应达到平衡状态以后，若反应条件(浓度、温度、压强等)发生了变化，平衡混合物中各组分的浓度也会随之改变，从而在一段时间后达到新的平衡状态。这种由旧平衡向新平衡的变化过程，叫做化学平衡的移动。2过程原化学平衡状3化学平衡移动方向与化学反应速率的关系(1)v正v逆：平衡向正反应方向移动。(2)v正v逆：反应达到平衡状态，不发生平衡移动。(3)v正v(逆)，反之，v(正)v(逆)。以反应mA(g)nB(g)pC(g)qD(g)Hpq为例，各类条件改变图象如下：角度二速率压强(或温度)图象曲线的意义是外界条件(如温度、压强等)对正、逆反应速率影响的变化趋势及变化幅度。图中交点是平衡状态，温度增大后逆反应速率增大得快，平衡向逆向移动；压强增大后正反应速率增大得快，平衡向正向移动。角度三含量(或转化率)时间温度(或压强)图象常见图象形式有如下几种。其中C%指生成物的百分含量，B%指反应物的百分含量。其他条件不变，改变任一条件，如：使用催化剂或升高温度或增大压强时，都能加快反应速率，缩短达到平衡所需的时间。解答这类图象题时采用“先拐先平，数值大”原则，即该类图象的折点表示反应达到平衡的时间，越先出现折点，达到平衡所用的时间越短，说明反应速率越快，进一步可以确定T的高低或压强的大小；根据平衡线的高低可判断出平衡移动的方向，确定出可逆反应的特点(H和Vg)。角度四转化率(或浓度)温度压强图象简称恒压(温)线已知不同温度下的转化率压强图象或不同压强下的转化率温度图象，推断反应的热效应或反应前后气体物质间化学计量数的关系。以反应A(g)B(g)C(g)中反应物的转化率A为例说明解答这类图象题时应注意以下两点：(1)“定一议二”原则：可通过分析相同温度下不同压强时反应物A的转化率大小来判断平衡移动的方向，从而确定反应方程式中反应物与产物气体物质间的化学计量数的大小关系。如甲中任取一条温度曲线研究，压强增大，A增大，平衡正向移动，正反应为气体体积减小的反应，乙中任取横坐标一点作横坐标垂直线，也能得出结论。(2)通过分析相同压强下不同温度时反应物A的转化率的大小来判断平衡移动的方向，从而确定反应的热效应。如利用上述分析方法，在甲中作垂直线，乙中任取一曲线，即能分析出正反应为放热反应。角度五几种特殊图象(1)对于化学反应mA(g)nB(g)pC(g)qD(g)，M点前，表示化学反应从反应物开始，则v(正)v(逆)；M点为刚达到的平衡点。M点后为平衡受温度的影响情况，即升温，A%增大(C%减小)，平衡左移，Hv(逆)；右下方(F点)，则v(正)105时，该反应就进行得基本完全了。借助平衡常数，可以判断一个化学反应是否达到化学平衡状态对于可逆反应aA(g)bB(g)cC(g)dD(g)，在一定温度下的任意时刻，反应物与生成物浓度有如下关系：浓度商QcQc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根据相同温度下，同一反应的平衡常数不变，计算反应物或生成物的浓度、转化率等。4.关化学平衡的计算“三段式法”是有效解答化学平衡计算题的“万能钥匙”。解题时，要注意清楚条理地列出起始量、转化量、平衡量，按题目要求进行计算，同时还要注意单位的统一。1解题步骤(1)写出涉及的可逆反应的化学方程式。(2)找出起始量、转化量和平衡量中哪些是已知量，哪些是未知量，按“三段式”列出。(3)根据问题建立相应的关系式进行计算。2具体方法(1)分析三个量：即起始量、转化量、平衡量。(2)明确三个关系对于同一反应物，起始量转化量平衡量。对于同一生成物，起始量转化量平衡量。各变化量之比等于各物质的化学计量数之比。(3)计算模式对于反应：mA(g)nB(g)pC(g)qD(g)，令A、B起始物质的量(mol)分别为a、b，达到平衡后，A的消耗量为mx，容器容积为V L。 mA(g)nB(g)pC(g)qD(g)起始(mol)ab00转化(mol)mxnxpxqx平衡(mol)amxbnxpxqx则有：平衡常数：KA的平衡浓度：c(A)平 molL1。A的转化率：(A)平100%，(A)(B)。A的体积分数：(A)100%。平衡与起始压强之比：。混合气体的平均密度 gL1。混合气体的平均摩尔质量 gmol1。五、化学反应进行的方向1自发过程(1)含义：在一定温度和压强下，不需要借助外力作用就能自动进行的过程。如碳酸钙分解，中和反应等。(2)特点体系趋向于从高能状态转变为低能状态(体系对外部做功或放出热量)。在密闭条件下，体系有从有序转变为无序的倾向性(无序体系更加稳定)。2自发反应在一定条件下无需外界帮助就能自发进行的反应称为自发反应。3化学反应方向的判据(1)焓判据放热过程中体系能量降低，HS(l)S(s)；c体积增大，反应前无气体，反应后有气体产生的过程；d数目增多，如反应前后都有气体，但气体的物质的量增加的反应。熵判据：体系的混乱度增大，S0，反应有自发进行的倾向。但有些熵减的过程也能自发进行，故只用熵变来判断反应方向也不全面。(3)复合判据在温度、压强一定的条件下，化学反应方向是反应的焓变和熵变共同影响的结果，反应方向的复合判据为GHTS。当GHTS第三章 水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离 1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下自身能够电离出自由移动离子的化合物,叫电解质。非电解质 ：在水溶液中且熔化状态下自身都不能电离出自由移动离子的化合物。概念理解：电解质、非电解质都是化合物，能导电的物质可能是溶液（混合物）、金属（单质），但他们不属于电解质非电解质的研究对象，因此他们既不是电解质也不是非电解质；自身电离：SO2、NH3、CO2、等化合物能和水反应形成酸或碱，但发生电离的并不是他们本身吗，因此属于非电解质；只能在水中发生电离的电解质有酸或者某些易溶于水高温下易分解的盐，如液态氯化氢是化合物，只存在分子，没有发生电离，因此不能导电，又如NaHCO3在高温时即分解，不能通过熔融态证明其为电解质；只能在熔融状态下电离的电解质是活泼金属氧化物，如Na2O、CaO，他们在溶液中便不存在，要立刻反应生成键，因此不能通过溶液中产生离子证明；既能在水溶液中又能在溶液中发生电离的物质是某些高温难分解盐，绝大多数盐溶解在水中都能发生完全电离，某些盐熔融时也发生电离，如BaSO 4。电离不需要通电等外界条件，在熔融或者水溶液中即能够产生离子；是电解质，但是要产生离子也要在溶液状态或者熔融状态，否则即便存在离子也无法导电，比如NaCl，晶体状态不能导电。电解质的强弱与导电性、溶解性无关。如如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质。导电性与自由移动离子的浓度和带电荷数等有关。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电离成离子的电解质 。2.常见的电解质为酸碱盐、活泼金属氧化物、水，其中强电解质与偌电解质常见分类：3、电离方程式的书写“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离”强电解质：如H2SO4：H2SO4=2HSO 。弱电解质a一元弱酸，如CH3COOH：CH3COOHCH3COOH。b多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：H2CO3HHCO、HCOHCO 。原因是上一级电离出的H是下一级电离的产物，对下一级电离电离有抑制作用c多元弱碱，虽然分布电离，但是书写时一步到位。如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe33OH。酸式盐a强酸的酸式盐b弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3：NaHCO3=NaHCO、HCOHCO 。4弱电解质的电离平衡(1)电离平衡的建立在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。平衡建立过程如图所示。(2)电离平衡的特征(3)影响弱电解质电离平衡的因素内因：弱电解质本身的性质，是决定因素。(4)电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。以0.1 molL1CH3COOH溶液为例：CH3COOHCH3COOH(正向吸热)。实例(稀溶液)CH3COOHHCH3COO H0改变条件平衡移动方向n(H)c(H)导电能力Ka加水稀释增大减小减弱不变加入少量冰醋酸增大增大增强不变通入HCl(g)增大增大增强不变加NaOH(s)减小减小增强不变加入镁粉减小减小增强不变升高温度增大增大增强增大加CH3COONa(s)减小减小增强不变（5