高二化学化学反应原理期末复习提纲

1、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） 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 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 s）：浓度变化，t：时间）单位：mol/（L 计算公式：v=c/t（：平均速率，c 外因： 影响因素：内因：反应物的性质 ）、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。注意：（1 ）、惰性气体对于速率的影响 （2 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。 恒温恒体时：充入惰性气体，体积增大，各反应物

2、浓度减小，反应速率减慢。4NO+6H，以下是不同情况下的反应速率，其中最+5O练习：1在密闭容器中发生可逆反应4NHO(g)232 ( ) 的是快 -1-1-1-1 sL Bv(NH)=0.02 mol )=0.01 molAv(OLs 32-1-1-1-1 v(NO)=0.03 molLsCv(HO)=0.04 molLs D2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2 的总量，可向盐酸中加入的物质是 ( )H反应速率，同时又不影响生成2 SOC.(NH)粉末 固体D.KSO B.NaOH A.CHCOONa固体 溶液 442 234 ( )

3、用铁片与稀硫酸反应制取氢气时，下列措施不能3使氢气生成速率加大的是 BA加热加入硝酸钠固体 D不用铁片，改用铁屑 滴加少量CCuSO溶液4 二、化学平衡 1（一）、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 2动（动态平衡）等（同一物质的正逆反应速率相等） 、化学平衡的特征：逆（研究前提是可逆反应） 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mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 例举反应 各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定混合物体系中 平衡 14 / 1 平衡各

4、成分的含量 各物质的质量或各物质质量分数一定 各气体的体积或体积分数一定 平衡 不一定平衡总体积、总压力、总物质的量一定 平衡) )=V(逆m molA，即V(正在单位时间内消耗了m molA同时生成 平衡 正、逆反应) 逆，则V(正)=V(在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC 速率的关系 V，V 不一定等于V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q不一定平衡)(正)逆 逆) 不一定平衡q molD，因均指V(在单位时间内生成n molB，同时消耗了 p+q时，总压力一定（其他条件一定）平衡 m+n 压强 m+n=p+q不一定平衡 时，总压力一定（其他条件一定） M

5、r一定时，只有当m+np+q时平衡 相体平均混合气 时Mr 一定时，但m+n=p+q不一定平衡Mr 对分子质量 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 如体系颜色不再变化等 平衡 其他 （二）影响化学平衡移动的因素 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1、浓度对化学平衡移动的影响（ 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 ）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动（2也减小，V，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液 V，（3减小

6、逆正 。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 、温度对化学平衡移动的影响2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。 、压强对化学平衡移动的影响3 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。 ）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动注意：（1 ）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（2、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4 衡不移动。

7、但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。，平衡向总结：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） 着能够减弱这种改变的方向移动。 （气）一定达到化学平衡（气） 2Z气）一定条件下，在密闭容器中，能表示反应X（+ 2Y练习：1 状态的是 （ ） Z、的浓度不再发生变化ZY、的物质的量之比为1:2:2 X、YX 、2n molY ，同时生成容器中的压强不再发生变化 单位时间内生成n molZ C D BA 进行过程ga右图曲线表示放热反应 X（）+Y(g) Z(g)+M(g)+N(s) 2. 曲线进中X的转化率随时间变化的关系。若要改变起始条件，使反应

8、过程按b ）（行，可采取的措施是 14 / 2 升高温度 B加大X的投入量 C加催化剂 D增大体积A ），下列说法正确的是（ ）的H2B3.已知反应A（g）（g0）2AB（g222 A.升高温度，正向反应速率增加，逆向反应速率减小 .升高温度有利于反应速率增加，从而缩短达到平衡的时间B 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在反应混合物中的Zg）2Y(g)+Z(g)中，生成物在一定温度不同压强（4. pp）下，可逆反应2X（ 21 ）的关系如下图，正确的是（ 体积分数（）与反应时间（t 三、化学平衡常数（一）定

9、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K 是一个常数比值。 符号： （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。 T）有关，与反应物或生成物的浓度无关。2、K只与温度（ 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。: K的应用（三）化学平衡常数值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的K1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。一般地， 正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全

10、，反应物转化率越高。反之，则相反。5 K10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。：浓度积）（Q 反应向逆反应方向进行。K:反应处于平衡状态 ； Q Q=K:QK:反应向正反应方向进行； K值可判断反应的热效应3、利用 K值增大，则正反应为吸热反应若温度升高， 值减小，则正反应为放热反应若温度升高，K （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 1.化学平衡常数书写练习： (g) (g) 2NH N (g) + 3 H322 + 2-2- + 2H CrOO + H 2CrO 4

11、272(g) (s) CaO(s)+CO CaCO23 K值大小 ， K2. (1)化学平衡常数表示可逆反应的进行程度，K值越大，表示_ )。一定减小、 值_ 。(填一定增大、或可能增大也可能减小K与温度的关系是：温度升高， ：O/ZnO)催化剂为的密闭容器中，一氧化碳与氢气反应生成甲醇一定条件下，在体积为(2) 3 L(Cu214 / 3 CO(g)2HOH(g) ，根据题意完成下列各题：(g)CH 32 ， K反应达到平衡时，平衡常数表达式 。减小填“增大”、“”或“不变”)K升高温度，值 ( ，从反应开始到平衡，氢气的平均反应速率在500 。 v (H) 2 在其他条件不变的情况下，对处

12、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 正反应速率加快，逆反应速率也加快 b a氢气的浓度减少 )/n(CHOH)增大 d重新平衡时n(Hc甲醇的物质的量增加 32 密闭容器中，CO和H达到下列平衡：O混合加热到8003.2(g) K=1.00 HO(g)+CO(g) CO(g)+H222 CO的转化率0.200mol/L ,求达到平衡CO转化为 若反应开始时CO和HO的浓度均为22 四、化学反应进行的方向 ）。 01、H（能量）判据：体系趋向于从高能状态转变为低能状态（H 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 H）

13、是决定反应能否自发进行的因素之一，但不是唯一因素应越完全。焓变（ ）S（s）（gS（l）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 越有利于反应自发进行S越大, 反应的S熵变： S=S生成物总熵反应物总熵 有利于反应自发进行。S越大，越S0，且熵判据：体系趋向于由有序状态转变为无序状态，即 是否能够自发进行：必须综合考虑反应的焓变和熵变、正确判断一个化学反应 3 ，反应不能自发进行。0 ，反应达到平衡状态；H-TSS0 ， 反应能自发进行；H-TS=0 H-T ）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

14、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（ B. 化学反应的焓变直接决定了反应的方向A. 化学反应的焓变与反应的方向性无关 焓变为正的反应都能自发进行 D. C. 焓变为正的反应都是吸热反应 专题三 一、基本概念 叫电解质。包括强电解质和弱电解质。、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,1 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。 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电

15、的化合物。非电解质 混和物 物质 单质 、NaClBaSO、强电解质：强酸，强碱，大多数盐。如HCl、NaOH4 纯净物 电解质、Cu(OH)HO、HClO弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如、NH 弱电解质： 232 化合物 OH14 4 / SO、CO、NH、CHO、CCl非电解质：非金属氧化物，大部分有机物。如、CH=CH 2246126323 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 CO等属于非电解质SO、NH、注意：电解质、非电解质都是化合物 232强电解质不等于易溶于水的化合物 为强电解质）全部电离，故BaSO（如BaSO不溶于水，但溶于水的Ba

16、SO444电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 氨气，氟化氢，二氧化碳，乙酸，氯种物质：铜，稀硫酸，氯化氢，练习：有以下10 化钠，碳酸钙，氯气。 填表： 序号 符合的条件 物质的序号 ） 电解质（1 非电解质 （2） 强电解质（3） （4） 弱电解质 ） 既不是电解质也不是非电解质（5 二、弱电解质的电离平衡、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1 过程就达到了平衡状态。 2、影响电离平衡的因素： 弱电解质的电离吸热，升温有利于电离。、温度：A 溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。B、浓度：浓度越大，电离程度越小； 、同离子效应：在弱电解

17、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。C 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）、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，4 ）表示酸，KaKb表示碱。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+- +- AB）/C（）B*CAA+BKi=C（）表示方法：（1AB）（ a.电离常数的大小主要由物质的本性决定。）影响因素：2（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。

18、 14 / 5 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。C.SHClO HCOOHHCOSOHPOHFCHH23232343100% （已电离的弱电解质的浓度弱电解质的初始浓度）5、电离度：- OH）c（）HO（cNH2 3+-，+OHHO NH练习：1.稀氨水中存在下列平衡：NH432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（ ） +2-+2-； +CO B.NaHCO A.NaHSO Na+HNa+SO+H； 3434+-+-+2-；+S H D.HS H+HS ；HSC.HC

19、lO =H +ClO ； 22220-离子，则HA的电离度为（ ） 个A 101.HA3.已知一元弱酸（）溶液中含有10110个HA分子和.00 A.10% B.9.8% C.1.0% D.0.98% 4.写出HCO 和Fe(OH)的电离方程式。 323 三、水的电离和溶液的酸碱性 （一）水的电离 1、水电离平衡：: 14 / 6 水的 +- cOH离子积：K =cHW-14 +-+-7 = 1*10 = H25时, H=OH =10 mol/L ; KOHW 注意：K只与温度有关，温度一定，则K值一定WW K不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）W 3）极弱）吸热 （2、水电离特点：（

20、1）可逆 2 3、影响水电离平衡的外界因素：-14 1*10 K酸、碱 ：抑制水的电离W温度：促进水的电离（水的电离是吸热的） 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：2NHNH+NH。对该体系的说法中错误的是（ ）

21、234+-A.一定温度下，液氨中c（NH）与c（NH）的乘积为一常数； 24-+B.液氨的电离达到平衡时，c（NH）=c（NH）=c（NH）； 432+-C.只要不加入其他物质，液氨中c（NH）总是与c（NH）相等； 24+-D.液氨中含有NH、NH和NH等微粒。 243（二）溶液的酸碱性和pH： 1、pH=-lgcH+ 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 3.14.4（橙色） 石蕊5.08.0（紫色） 酚酞8.210.0（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

22、对比。 注意：事先不能用水湿润PH试纸；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 14 / 7 + 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）（1）强酸与强酸的混合：（先求H ）V+V =（c（H+）V+ c（H+）V）/（cH+）混211212- OH（2）强碱与强碱的混合：（先求混：将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它） OH-）V+ c（OH-）V）/（V+V） c（OH-）混（c（221121+-+-+数除以溶液有余，则用余下的H或OH，H（3）强酸与强碱的混合：（先据H + OH =HO计算余下的H2- （OH-）混，再求其它）总

23、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 pH值的变化规律：4、稀释过程溶液n = pH（1）强酸溶液：稀释10倍时，pH7原）+ n 稀（但始终不能大于或等于n pH原+n （但始终不能大于或等于7）10（2）弱酸溶液：稀释倍时，pH稀 n ）n （但始终不能小于或等于710（3）强碱溶液：稀释倍时，pH稀 = pH原n 7）pH（4）弱碱溶液：稀释10倍时，稀 pH原n （但始终不能小于或等于7 均接近7（5）不论任何溶液，稀释时pH均是向靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH 变化得慢，强酸、强碱变化得快。（6）稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH溶液，消

24、耗了等体积的氢氧化钠溶液和氨水溶液，则氢氧化钠溶.练习：1.分别中和10mL10mol/L的HCl 液和氨水溶液的关系是（ ） A.所含溶质质量相等； 所含溶质物质的量氨水多； B. D.电离度相等 C.溶液物质的量浓度相等； ）2.5体积pH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（2. 11.5 . 9.5 C. 10.5 DA. 9.0 B ）11，则强碱与强酸的体积比是（ pH3.pH13的强碱溶液与2的强酸溶液混合，所得混合液的pH D. 1 9 C. 111 1 A. 11 B. 91 时的pH：4.计算下列溶液在25; 的硫酸溶液）0.05molL-1 （

25、2）0.1molL-1 的氨水（电离度为1）1（ 四、酸碱中和滴定：-+ HH+OH=HO 即酸提供的和碱提供的OH物质的量相等。 1、中和滴定的原理实质：2 2、中和滴定的操作过程：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O（1）滴定管：，也不得中途有刻度。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） 向滴定管中添加。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：（洗涤：用洗液洗检漏：滴定管是否漏水准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。) V(用水洗用标准液洗（或待测液洗）装溶液排气泡调

26、液面记数据始 （）滴定过程4 、酸碱中和滴定的误差分析3VcVc 碱（酸和碱的元数相同）进行分析，只有一个数据会变。=碱误差分析：利用酸酸 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，NaOH1.练习：用标准的 是 。 NaA. 配制标准溶液的氢氧化钠中混有杂质；CO32 B. 滴定终点读数时，俯视滴定管的刻度，其它操作均正确； 盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过，未用待测液润洗；C. 14 / 8 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；27.84mL溶液，滴定完成时，用去HCl溶液2.用0.1032mol/L的HCl溶液滴定2

27、5.00mL未知浓度的NaOH 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。-+破坏水的电离，是平衡向右移OH结合,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 动，促进水的电离。 3、盐类水解规律： 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。) NaHCO如多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (:NaCO 323 ）吸热2）程度小 （3（4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） 、影响盐类水解的外界因素

28、：5 ）温度：温度越高水解程度越大 （水解吸热，越热越水解 浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）+ OH则相反）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， 6、酸式盐溶液的酸碱性：- 只电离不水解：如HSO性 酸显4- 、HPO）电离程度水解程度，显 酸 性 （如: HSO 4232- 水解程度电离程度，显 碱 性 （如：HCO 、HS 、HPO）43 7、双水解反应：有的甚至水解完全。双水解反应相互促进，水解程度较大，（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。 使得平衡向右移。-+2-2-2-2-2-3+3+)S与NHCO(HCO；(HSO)与、AlAlO、CO(HC

29、O、S(HS、SO)；常见的双水解反应完全的为： （2）Fe33423333+ NH与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，42-3+ O = 2Al(OH)如：2Al + 3S + 6H+ 3HS232 8、盐类水解的应用：原理 实例水解的应用 +3+ 1、净水胶体)+3HO Al(OH) Al+3H(明矾净水32 -2- O HCO、去油污2 +OH用热碱水冼油污物品 CO+H323溶液时常加入FeCl配制33+ +3HO Fe(OH)+3HFe32 少量盐酸 、药品的保存3常加配制CONa溶液时32 -2- O HCO+H+OHCO323NaOH 入

30、少量 若不然，则： MgCl制无水O6HMgCl由 222MgCl 4、制备无水盐6HO Mg(OH)+2HCl+4HO 2222 气流中加热HCl在 Mg(OH) MgO+HO 2214 / 9 溶液与(SO)NaHCO用Al3432-3+ =Al(OH)Al+5、泡沫灭火器 3HCO+3CO233 混合+ HO+HNH比较、比较盐溶液中NHCl溶液中离子浓+HO NH624432-+- )c(OH)度的大小 离子浓度的大小 c(Cl)c(NH)c(H4 9、水解平衡常数 （K）h) 对于强碱弱酸盐：K=Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离常数h )

31、为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离常数(Kw为该温度下水的离子积，K对于强酸弱碱盐：K=Kw/Kbbh 电离、水解方程式的书写原则 多元弱酸、（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写1 注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。 2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写3+3的某一元碱溶10mol/Lmol/L的某一元酸和100mL 常温下，若练习：1.200mL c(Hc(OH)=110)=1 ） 液混合后，溶液pH7，所用的酸和碱可能是 （ B稀的强酸和稀的强碱 A等浓度的弱酸和强碱 稀的强酸和浓的弱碱 DC稀的弱酸和浓的强碱 “中性”或 （填“酸性”，2.（1）将等体积等物质的量浓度的醋酸和氢氧化钠溶液混合后，溶液呈 。(CH“碱性”，下同），溶液中c(Na) cCOO)（填“ ”