2022年高中化学人教版（2019）选择性必修1全册知识点总结

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1、2022年高中化学人教版（2019）选择性必修1知识点总结目录第一章 化学反应的热效应第一节 反应热第二节 反应热的计算第二章 化学反应速率与化学平衡第一节 化学反应速率第二节 化学平衡第三节 化学反应的方向第四节 化学反应的调控第三章 水溶液中的离子反应与平衡第一节 电离平衡第二节 水的电离和溶液的PH第三节 盐类的水解第四节 沉淀溶解平衡第四章 化学反应与电能第一节 原电池第二节 电解池第三节 金属的腐蚀与防护第一章 化学反应的热效应第一节 反应热一、反应热 焓变1. 反应热和焓变（1）反应热：在等温条件下，化学反应体系向环境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。（2）

2、焓变：等压条件下的反应热等于反应的焓变，符号为H，常用单位为kJmol-1。（3）理解焓变和反应热的关系：等压条件下，在体系仅做体积功，不做其他功的变化过程中，化学反应的焓变等于反应热。2. 从宏观和微观的角度解释化学反应过程中能量变化的原因（1）宏观角度放热反应：体系向环境释放能量，反应体系的焓减小，H为负值，即H0。（2）微观角度化学键的断裂与形成过程中能量的变化反应热与化学键的关系（3）常见的吸热反应和放热反应常见的吸热反应：大多数的分解反应,碳和二氧化碳、碳和水的反应,Ba(OH)28H2O与铵盐的反应等常见的放热反应：中和反应、金属与酸（或水）的反应、燃烧反应、缓慢氧化、大多数化合反

3、应、铝热反应等。二、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。计算公式为Q=cmt2. 实验装置：3. 实验步骤及注意事项（1）反应物温度t1：分别测量盐酸与NaOH溶液的温度，取两温度平均值为t1（2）反应后体系温度t2：迅速混合并搅拌，记录混合溶液的最高温度为t2（3）重复操作三次，取温度差的平均值作为计算依据，其中如果有数据明显偏离正常值数据应舍去。4. 数据处理：所用盐酸、氢氧化钠溶液均为稀溶液，近似地认为溶液的密度均为1 gcm-3,反应后溶液的比热容c=4.18 Jg-1-1,则反应放出的热量Q=cmt=cm(盐酸

4、)+m (NaOH溶液)（t2-t1）三、热化学方程式1. 热化学方程式是表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式。如：N2H4g+O2g N2(g)+2H2O(g) H=-534.4 kJmol-1，表示在25 、101 kPa下，1 mol N2H4g与1 mol O2g完全反应生成1 mol N2(g)和2 mol H2O(g) 时，放热534.4 kJ四、燃烧热1. 定义：在101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时放出的热量，叫做该物质的燃烧热。特别提醒 （1）可燃物的物质的量必须是1 mol;（2）可燃物完全燃烧生成的产物必须为稳定的物质，完全燃烧时不同的元素对应的稳定

5、物质：NN2(g)，CCO2(g)，HH2O(l)等。五、注意 1. 注意反应的焓变H与测定条件（温度、压强）有关，因此书写热化学方程式时应注明H的测定条件。对于在25 、101 kPa下进行的反应，可不注明温度和压强。2. 注意热化学方程式中各物质的化学式前的化学计量数仅表示该物质的物质的量，不表示物质的分子数或原子数，因此化学计量数可以是整数也可以是分数。3. 热化学方程式中化学式前面的化学计量数必须与H相对应，如果化学计量数改变，则H也要按比例改变，即化学计量数与H的数值成正比。4. 当反应逆向进行时，其焓变与正反应的焓变数值相等，正、负号相反。5. 注意反应物、生成物的聚集状态不同，焓

6、变数值以及符号都可能不同，因此必须注明物质的聚集状态（s、l、g、aq）才能完整地体现出热化学方程式的意义。化学式相同的同素异形体或同分异构体除标明状态外还需标明其名称，如金刚石应表示为“C（金刚石，s）”，葡萄糖应表示为“C6H12O6（葡萄糖，s）”，这是因为同素异形体或同分异构体的化学式虽然相同，但结构不同，因此具有的能量也不同。6. 热化学方程式一般不写“点燃”“加热”“高温”等反应条件。由于已经注明了物质的聚集状态，故在热化学方程式中不再用“”“”来标记气体生成物和难溶生成物。7. 在书写某物质燃烧的热化学方程式时，一要注意可燃物的化学计量数应为1，且以燃烧1 mol该物质为标准来配

7、平其余物质的化学计量数;二要注意有关元素是否完全燃烧生成指定产物，如碳元素转化为CO2（g），氢元素转化为H2O （l） ，硫元素转化为SO2 （g）第二节 反应热的计算一、盖斯定律1. 实验证明：一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的。换句话说，在一定条件下，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。2. 盖斯定律的意义：应用盖斯定律可以间接计算出反应很慢的、不容易直接发生的或者伴有副反应发生的反应的反应热。二、反应热的计算1. 根据反应物和生成物的总能量计算：H=生成物的总能量-反应物的总能量2. 根据反应物和生成物的键能计算：H=E反应物

8、 的键能总和-E(生成物的键能总和)3. 根据物质的燃烧热数值计算：Q放=n可燃物|H|(燃烧热)4. 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aAg+bBg cCg+dDg H a b c d |H| n(A) n(B) n(C) n(D) Q 则n(A)a=n(B)b=n(C)c=n(d)d=Q|H| 三、利用盖斯定律计算反应热的两种方法1. 虚拟途径法：先根据题意虚拟转化过程，然后根据盖斯定律列式求解，即可求得待求反应的反应热。如：求Cs+12O2g COg的H，可根据如图所示转化过程，H=H1-H2 2. 加和法：将所给热化学方程式适当加减得到所求的热化

9、学方程式,反应热也作相应的加减运算。（1）第一步：先确定待求反应的化学 方程式（2）第二步：找出待求方程式中各物质在已知方程式中的位置，若在“同侧”，计算H时用“+”，若在“异侧”，计算H时用“-”，即“同侧相加、异侧相减”（3）第三步：根据待求方程式中各物质的化学计量数确定已知方程式的乘数，即“化学计量数定乘数”（4）第四步：依据第二步、第三步的结论，计算待求反应的H四、反应热大小的比较1. 直接比较法（1）吸热反应的H肯定比放热反应的大(前者大于0,后者小于0)。（2）氧气足量，物质燃烧时，同种可燃物物质的量越大，燃烧放出的热量越多；相同条件下，等量的同种可燃物完全燃烧所放出的热量比不完全

10、燃烧所放出的热量多。（3）生成等量的水时，强酸和强碱的稀溶液反应比弱酸和强碱或弱碱和强酸或弱酸和弱碱的稀溶液反应放出的热量多。（4）因可逆反应不能进行完全，当按热化学方程式计量数投料时反应放出或吸收的热量小于相应热化学方程式中焓变的数值。2. 盖斯定律比较法Ag Cg Cl+Bg ClH1H3H2H3H2H1（1）同一反应的生成物状态不同，如：Ag+Bg Cg H10, Ag+Bg Cl H20 按以下思路分析： ，得H1+H3=H2，又H30，所以H1H2（2）同一反应的反应物状态不同，如Sg+O2g SO2g H10,Ss+O2g SO2(g) H20Sg+O2g Ss+O2g SO2(g

11、) ，H2+H3=H1，又H30，所以H1H2H2H3H1（3）两个有联系的不同反应相比较，如Cs+O2g=CO2g H10, Cs+12O2g=COg H20&Cs+O2g CO2g &Cs+12O2g COg+12O2g CO2g ，得H2+ H3= H1，又H30，所以H1 H2据此也可得热化学方程式：COg+12O2g CO2g H3=H1-H23. 图示比较法：依据反应物的总能量与生成物的总能量的大小关系可以很方便地比较H的大小，如Sg+O2g=SO2g H1=-a kjmol-1(a0) Ss+O2g=SO2g H2=-b kjmol-1(b0) 第二章 化学反应速率与化学平衡第一

12、节 化学反应速率一、化学反应速率1. 常用单位时间内反应物或生成物的浓度变化来表示化学反应速率，表示为v=ct=nVt2. 对化学反应速率表达式的理解（1）化学反应速率是指某一时间段内的平均反应速率，而不是某一时刻的瞬时速率（2）无论是用反应物还是用生成物表示，其化学反应速率都取正值（3）固体或纯液体的物质的量浓度被视为常数，因此，在用物质的量浓度的变化表示化学反应速率时，不用固体或纯液体来表示（4）在同一化学反应里，可用不同的物质来表示同一反应的反应速率。如反应mAg+nBg=pYg+ qZ(g) ，用不同物质表示的化学反应速率分别为vA=c(A)t，vB=c(B)t，vY=c(Y)t，vZ

13、=c(Z)t ，其数值可能不同，故表示化学反应速率时必须指明具体物质（5）同一化学反应里，用不同物质表示化学反应速率时，速率之比等于化学计量数之比3. 测定原理与方法（1）测定原理：物质的某些物理性质（如压强、体积、吸光度、电导率等）与其物质的量或浓度存在函数关系，因此人们常用物理方法准确而快速地测定反应物或生成物浓度的变化来确定其化学反应速率（2）测定方法：二、活化能、简单碰撞理论1. 基元反应发生的先决条件是反应物的分子必须发生碰撞。我们把能够发生化学反应的碰撞叫做有效碰撞。在化学反应中，能量较高，能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子。2. 化学反应的过程（1）活化分子具有的平均能量与反应物

14、分子具有的平均能量之差，叫做反应的活化能。化学反应中活化能与反应热的关系如图所示：（2）图中E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能，使用催化剂时的正反应的活化能为E3，反应热为E1-E2三、影响化学反应速率的因素1. 决定因素（内因）：反应物的组成、结构和性质等2. 外界因素（外因）：浓度、压强、温度、催化剂、反应物间的接触面积、光、电磁波、超声波等四、化学反应速率的计算与大小比较1. 化学反应速率的计算（1）利用反应速率的定义式v=ct=nVt（2）利用化学反应中用各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比的规律求算（3）“三段式”法计算化学反应速率写出反应的化学

15、方程式；找出各物质的起始量、转化量、某时刻量；根据已知条件计算2. 化学反应速率的比较方法（1）统一标准法：当比较同一反应的化学反应速率的相对大小时，先按相应的化学方程式中各物质的化学计量数之比换算成同一物质表示的化学反应速率，单位统一，再比较数值大小（2）比值比较法：比较化学反应速率与其在相应化学方程式中物质的化学计量数的比值大小，在单位相同时，数值大得反应速率大。五、外界因素对化学反应速率的影响1. 外接因素对化学反应速率的影响及其注意事项外界因素对化学反应速率的影响注意事项浓度其他条件不变时，增大反应物的浓度，化学反应速率增大；减小反应物的浓度，化学反应速率减小此规律只适用于有气体参加或

16、溶液中进行的反应物。对于固体或纯液体的反应物，其浓度被视为常数，改变它们的用量(忽略表面积变化)不会改变化学反应速率；对于离子反应，只有实际参加反应的各离子浓度发生变化，才会引起化学反应速率的改变压强对于有气体参加的化学反应，其他条件不变时，增大压强，反应物的浓度增大，化学反应速率增大；减小压强，反应物的浓度减小，化学反应速率减小压强只对有气体参加的反应的速率有关压强对反应速率的影响是通过浓度对反应的影响实现的温度其他条件不变时，升高温度，反应速率增大；降低温度，反应速率减小温度对反应速率的影响不受体系的限制若是可逆反应，升高温度，正、逆反应速率都增大，反之均减小催化剂可加快或减慢化学反应速率

17、若是可逆反应，同等程度地影响正、逆反应速率其他因素接触面积、溶剂的性质、光、超声波、磁场等均能影响化学反应速率2. 外界因素影响化学反应速率的原因分析 项目外界条件的改变活化能分子总数单位体积内活化分子数活化分子百分数有效碰撞次数化学反应速率反应物浓度增大不变增加增加不变增加增大减小不变减少减少减少减小气体反应物的压强增大不变增加增加不变增加增大减小不变减少减少减少减小温度升高不变不变增加增加增加增大减低不变不变减少减少减少减小催化剂使用减低不变增加增加增加增大（1）改变浓度和压强，不改变活化分子百分数；升高温度和加入催化剂，可增大活化分子百分数3. 控制变量法探究外界因素对化学反应速率的影响

18、（1）确定变量：明确影响实验探究结果的因素可能有哪些，即变量（2）定多变一：根据实验目的确定需控制的变量。在探究时，应该先确定其他的因素不变，只改变一种因素，看这种因素与探究的问题存在怎样的关系；确定一种因素的影响结果以后，再确定另一种因素的影响结果，通过分析每种因素与所研究问题之间的关系，得出所有影响因素与所探究问题之间的关系（3）数据有效：注意选择数据（或设置实验）要有效，且变量统一，否则无法作出正确判断4. 利用反应机理图像分析活化能（能垒）对化学反应速率的影响（1）E(能垒1)=E(过渡态)-E(吸附态)=a-(-b)eV=(a+b)eV。（2）H=E(生成物)-E(反应物)=(-d-

19、0)eV=-d eV（3）反应历程中能垒最大的基元反应是决定反应速率快慢的决速步骤。六、化学反应速率图像1. 定性图像：定性图像主要包括反应速率与反应物浓度、气体压强、反应温度、催化剂等外界条件的关系，以及反应过程中的速率变化等定性关系。（1）全程速率时间图：如Zn与足量盐酸的反应，反应速率随时间的变化如图所示。OA段：Zn与盐酸的反应是放热反应,使溶液的温度升高,化学反应速率逐渐增大;AB段：随着反应的进行，HCl的浓度逐渐减小，化学反应速率逐渐减小。（2）速率温度图：其他条件一定,反应速率随着温度的升高而增大，其他条件一定,反应速率随着温度的降低而减小，如图所示。（3）速率压强图：其他条件

20、一定,增大气态反应物的压强(缩小容器的容积)，反应速率增大；其他条件一定，减小气态反应物的压强(增大容器的容积),反应速率减小，如图所示。2. 定量图像：定量图像主要是指反应物或生成物的物质的量(或物质的量浓度)与反应时间的定量关系,如下图所示。该类图像所能解决的问题:（1）确定反应物、生成物；（2）反应起始时进行的方向；（3）确定是否为可逆反应；（4）确定化学方程式、某段时间内的平均反应速率；（5）确定可逆反应达到平衡的时刻及达到平衡时各种物质的量的关系。第二节 化学平衡一、化学平衡状态1. 概念：一定条件下的可逆反应体系中，当正、逆反应的速率相等时，反应物和生成物的浓度均保持不变，即体系的

21、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”，这时的状态称之为化学平衡状态2. 建立（1）化学平衡的建立与途径无关，即在相同条件下，若投料量相同，可逆反应不管从正反应开始，还是从逆反应开始，也不管是一次性投料，还是分多次投料，最终达到的化学平衡是相同的。3. 特征二、化学平衡常数1. 表达式（1）对于一般的可逆反应 mAg+nBg pC(g)+qD(g)，当在一定温度下达到平衡时，平衡常数K=cpCcqDcmAcnB (固体和纯液体的浓度被视为常数，通常不计入化学平衡常数表达式中)。（2）对于确定的化学反应，K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度无关。2. 化学平衡常数与化学方程

22、式的关系（1）化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数，化学方程式的书写不同，平衡常数的表达式不同。如:化学方程式平衡常数关系式N2g+3H2g 2NH3(g)K1=c2NH3cN2c3H2 K2=K1（或K112）K3=1K1 12N2g+32H2g NH3(g)K2=cNH3c12N2c32H22NH3(g) N2g+3H2gK3=cN2c3H2c2NH33. 应用（1）判断反应进行的程度：通常，K值越大，平衡时反应物的转化率越大，正反应进行的程度越大。（2）判断反应是否达到平衡或进行的方向：对于化学反应aAg+bBg cC(g)+dD(g)的任意状态，浓度商Q=ccCcdDcaAcbB Q

23、K，化学平衡向逆反应方向进行。（3）判断可逆反应的热效应:三、影响化学平衡的因素1. 化学平衡的移动（1）化学反应速率发生改变，化学平衡不一定发生移动，化学平衡的移动是由正、逆反应速率改变程度不同引起的，若正、逆反应速率变化的趋势和程度都一样，则化学平衡不移动。2. 影响化学平衡的因素改变的外界条件（其他条件不变）化学平衡移动的方向浓度增大反应物浓度或减小生成物浓度向正反应方向移动减小反应物浓度或增大生成物浓度向逆反应方向移动压强（对有气体参加的反应）反应前后气体体积改变增大压强（减小容器的容积）向气体分子总数减小的方向移动减小压强（增大容器的容积）向气体分子总数增大的方向移动反应前后气体体积

24、不变改变压强平衡不移动温度升高温度向吸热反应方向移动降低温度向放热反应方向移动催化剂同等程度地改变v正、v逆，平衡不移动（1）固体或纯液体的浓度被视为常数，故改变固体或纯液体的量，对化学平衡无影响。（2）对于反应前后气体体积相等的反应，压强的变化对正、逆反应速率的影响程度是等同的，平衡不移动。充入“惰性气体”（3）“惰性气体”对化学平衡的影响：充入“惰性气体”恒温、恒容条件下，原平衡体系 体系总压强增大 体系中各组分的浓度不变 平衡不移动。恒温、恒压条件下，原平衡体系 容器容积增大，各反应气体的分压减小 体系中各组分的浓度同倍数减小&反应前后气体体积不变的反应 平衡不移动&反应前后气体体积变化

25、的反应 平衡向气体体积增大的方向移动3. 勒夏特列原理：对于一个已经达到平衡的体系，如果改变影响化学平衡的一个条件(如参加反应的物质的浓度、温度、压强)，平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。四、判断化学平衡状态的两种方法“正、逆相等，变量不变”1. 动态标志：v正=v逆0 （1）同种物质:同一物质的生成速率等于消耗速率。（2）不同物质：必须标明是“异向”的反应速率关系。如对于反应aAg+bBg cC(g)+dD(g)，v正(A)v逆(B)=ab 时，反应达到平衡状态。2. 静态标志：种“变量”不变（1）各物质的质量、物质的量或浓度不变。（2）各物质的百分含量(物质的量分数、质量分数、体积分数

26、等)不变。（3）温度、压强(反应前后气体体积不相等)或颜色(某组分有颜色)不变。五、“三段式”法突破平衡常数（K）、转化率的相关计算1. 分析三个量：起始量、变化量、平衡量2. 明确三个关系（1）对于同一反应物，起始量-变化量=平衡量（2）对于同一生成物，起始量+变化量=平衡量（3）各物质转化量之比等于对应物质的化学计量数之比3. 计算模式对以下反应：mAg+nBg pC(g)+qD(g)，令A、B起始物质的量分别为a mol、b mol，达到平衡时，A的消耗量为mx mol，容器容积为V L。 mAg+nBg pC(g)+qD(g)起始/mol a b 00变化/mol mx nx px q

27、x平衡/mol a-mxb-nx px qxK=pxVpqxVqa-mxVmb-nxVn c平A=a-mxV molL-1 平衡时A的转化率=mxa100% 六、压强平衡常数（Kp）的计算1. Kp的含义：在化学平衡体系中，用各气体物质的分压替代浓度计算的平衡常数叫压强平衡常数2. 四步骤计算压强平衡常数根据“三段式”法计算平衡体系中各物质的物质的量或物质的量浓度计算平衡体系中各气体组分的物质的量分数或体积分数根据分压计算公式求出各气体物质的分压，某气体的分压=气体总压强该气体的体积分数（或物质的量分数）根据平衡常数计算公式进行计算七、等效平衡1. 等效平衡：在一定条件（恒温恒容或恒温恒压）下

28、，同一可逆反应体系，不管从正反应开始，还是从逆反应开始，达到化学平衡状态时，还是从逆反应开始，达到化学平衡状态时，同种物质的百分含量（质量分数、物质的量分数、体积分数）相同，这样的化学平衡互称为等效平衡2. 等效平衡的类型和规律等效平衡类型全等效平衡相似等效平衡条件恒温、恒容恒温、恒容恒温、恒压反应的特点任何可逆反应反应前后气体分子数相等任何可逆反应起始投料换算为化学方程式同一边物质，其“量”相同换算为化学方程式同一边物质，其“量”符合同一比例换算为化学方程式同一边物质，其“量”符合同一比例平衡特点质量分数相同相同相同浓度相同成比例相同（气体）物质的量相同成比例成比例八、化学平衡图像的类型与解

29、题原则1. 速率时间图像（v-t图像）图：v正突变，v逆渐变，且v正v逆，说明是增大了反应物的浓度，使v正突变，且平衡正向移动如图：v正、v逆都是突然减小的，且v正v逆，说明平衡正向移动，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如图：v正、v逆都是突然增大且增发程度相同，说明该化学平衡没有发生移动，可能是使用了催化剂，也有可能是反应前后气体总体积不发生变化的反应压缩体积（增大压强）所致2. 百分含量（或转化率）时间-温度（或压强）图像解题原则“先拐先平数值大”图：表示T2T1，正反应是放热反应，升高温度，平衡逆向移动。图：表示p2p1，增大压强，A的转化率减小，说明正反应是气体总体积

30、增大的反应，增大压强，平衡逆向移动。图：生成物C的百分含量不变，说明平衡不发生移动，但反应速率ab，故a使用了催化剂；也可能该反应是反应前后气体总体积不变的可逆反应，a增大了压强(减小容器的容积)。3. 百分含量压强温度图像解题原则“定一议二”图：中确定压强为105Pa或107Pa，则生成物C的百分含量随温度T的升高而逐渐减小，说明正反应是放热反应；若确定温度T不变，作横坐标的垂线，与两个压强曲线出现交点，分析生成物C的百分含量随压强p的变化可以发现，增大压强，生成物C的百分含量增大，说明正反应是气体总体积减小的反应第三节 化学反应的方向一、化学反应的方向1. 自发过程与自发反应的比较自发过程

31、自发反应含义在一定条件下，不需要借助外力就能自发进行的过程在给定的条件下可以自发进行的化学反应特征具有方向性，即过程的某个方向在一定条件下自发进行，而该过程逆方向在该条件下肯定不能自发进行举例水从高处流向低处、冰雪融化钢铁生锈应用（1）可被用来完成有用功，如H2燃烧可设计成原电池（2）非自发过程要想发生，必须对它做功，如通电使水分解为H2和O2 二、化学反应进行的方向与焓变、熵变的关系1. 焓判据（1）体系趋向于从高能量状态转化为低能量状态（这时体系往往会对外做功或释放能量）的规律（2）大多数放热反应（H0）可能自发进行，但有些吸热反应（H0）也能自发进行2. 熵判据（1）熵判据即熵增原理，体

32、系趋向于从有序体系转变为无序体系，即熵增过程中体系无序程度提高，具有自发进行的倾向（2）与焓判据类似，熵判据也不适用于所有反应第四节 化学反应的调控一、化学反应的调控1. 提高合成氨反应速率和平衡转化率的条件比较提高化学反应速率提高平衡转化率综合结果压强高压高压高压温度高温低温兼顾化学反应速率和平衡转化率，且考虑催化剂活性，选取事宜温度催化剂使用无影响使用浓度增大反应物浓度增大反应物浓度，减小生成物浓度增大反应物浓度，且不断将生成物及时分离出来二、工业合成氨的适宜条件及原理分析1. 压强：10MPa30MPa。不采用更高压强的理由是压强越大，对设备的要求越高、需要的动力越大2. 温度：4005

33、00。工业合成氨温度不能太高的理由：合成氨反应为放热反应，升高温度，平衡转化率降低 500左右时催化剂（铁触媒）活性最大，温度过高，催化剂活性减弱3. 催化剂：适用铁触媒做催化剂，能够加快反应速率，缩短达到平衡的时间4. 浓度：N2和H2的物质的量之比为1:2.8的投料比，氨及时从混合气中分离出去，提高原料的利用率第三章 水溶液中的离子反应与平衡第一节 电离平衡一、电解质1. 强电解质和弱电解质强电解质弱电解质概念在水溶液中能够全部电离的电解质在水溶液中只能部分电离的电解质在溶液中的存在形式只有阴、阳粒子既有阴、阳离子，又有电解质分子化合物类型离子化合物、部分共价化合物共价化合物实例大部分盐（

34、包括难溶性盐）强酸，如HCl、H2SO4等强碱，如KOH、Ba(OH)2等弱酸，如CH3COOH、HClO等弱碱，如NH3H2O等水（1）CO2、SO2、NH3等物质溶于水能导电，是因为溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3H2O等电解质导电，不是其本身电离出离子，故应为非电解质。单质、溶液既不是电解质，也不是非电解质（2）电解质的强弱与其溶解性无关。某些难溶盐如AgCl、CaCO3等，溶于水的部分能够完全电离，属于强电解质。有少数盐尽管能溶于水，但其在水溶液中只有部分电离，属于若电解质，如(CH3COO)2Pb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）

35、下，溶液中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时，电离达到平衡状态（2）建立过程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“ ”（2）弱电解质：部分电离，在写电离方程式时，用“ ”一元弱酸、弱碱一步电离。如CH3COOH CH3COO-+H+ 、NH3H2O NH4+OH-多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并（其中以第一步电离为主）。如 H2CO3 H+HCO3-（主），HCO3- H+CO32-（次）多元弱酸分步电离（较复杂），在中学阶段要求一步写出。如Fe(OH)3 Fe3+3OH-3. 外界因素对电离平衡的影响（1）温度：弱电解质的

36、电离一般是吸热过程，升高温度使电离平衡向右移动，电离程度增大（2）浓度：在一定温度下，对于同一弱电解质，通常溶液中弱电解质的浓度越小，电离程度越大（3）同离子效应：加入含有弱电解质离子的强电解质时，电离平衡向左移动，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物质时，电离平衡向右移动，电离程度增大三、电离平衡常数1. 表达式（1）一元弱酸HA的电离常数：根据HA H+A-，可表示为Ka=cA-c(H+)C(HA)（2）一元弱碱BOH的电离常数：根据BOH B+OH- ，可表示为Kb=cB+c(OH-)C(BOH)2. 特点（1）对于同一弱电解质的稀溶液来说，电离平衡常数只

37、与温度有关，升高温度，K值增大。（2）从电离平衡常数的大小可以看出弱电解质的相对强弱，某弱电解质的K越大，表示该弱电解质越易电离，酸性或碱性越强（3）多元弱酸的各级电离常数的大小关系是Ka1Ka2Ka3故酸性强弱主要取决于第一步电离四、电解质类型的判断方法（以证明CH3COOH是弱电解质为例）1. 从弱电解质的电离特点分析（1）测定一定浓度溶液的pH操作：常温下，配置0.1molL-1的醋酸，测定溶液的pH。 现象：pH1操作：配置相同浓度的盐酸和醋酸，分别测点两溶液的pH。 现象：盐酸的pH小于醋酸的pH （2）在相同温度下，与相同浓度强电解质溶液比较导电能力操作：一定温度下，配置浓度相同的

38、盐酸和醋酸，取相同体积的两溶液分别加入烧杯中并分别与灯泡串联接通电源，观察灯泡亮度现象：插入盐酸中的灯泡亮度高，插入醋酸中的灯泡亮度低（3）在相同温度下，用相同浓度的待测溶液和强电解质溶液分别与同一物质反应，比较反应速率的大小操作：一定温度下，配置浓度相同的盐酸和醋酸，分别加入纯度、质量都相同的同种锌粉现象：与锌反应产生氢气的速率：盐酸醋酸2. 从影响弱电解质电离的外界因素分析（1）比较稀释前后溶液的pH与稀释倍数的变化关系操作：配置pH相同的盐酸和醋酸，取1mL上述盐酸和醋酸，分别用蒸馏水稀释 相同的倍数，再测定稀释后两溶液的pH现象：盐酸的pH变化大，醋酸的pH变化小（2）溶液中加入对应的

39、可溶性盐固体，观察pH变化操作：把一定浓度的醋酸分成两等份，其中一份加入醋酸钠固体，然后分别测其pH现象：加入醋酸钠固体的醋酸比另一份未加醋酸钠固体的醋酸的pH大，说明醋酸是弱酸五、一元强酸与一元弱酸的比较1. 相同体积、相同物质的量浓度比较项目酸溶液cH+酸性中和碱的能力与足量活泼金属反应产生H2的总量与同一金属反应时的起始反应速率一元强酸溶液大强相同相同大一元弱酸溶液小弱小2. 相同体积、相同cH+比较项目酸溶液cH+酸性中和碱的能力与足量活泼金属反应产生H2的总量与同一金属反应时的起始反应速率一元强酸溶液相同相同小少相同一元弱酸溶液大多六、电离平衡常数的应用1. 判断弱酸（或弱碱）的相对

40、强弱，相同条件下，电离平衡常数越大，酸性（或碱性）越强2. 判断盐与酸（或碱）反应是否发生，一般相对强的酸（或碱）制相对弱的酸（或碱）3. 根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向4. 判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如0.1molL-1 CH3COOH溶液加水稀释，c( CH3COO-)c( CH3COOH)=c CH3COO-cH+c CH3COOHcH+=Ka( CH3COOH)cH+ ，加水稀释后，cH+减小，Ka( CH3COOH)值不变，则c( CH3COO-)c( CH3COOH)增大第二节 水的电离和溶液的PH一、水的电离1. 水的电离方程式：水是极弱的电

41、解质，其电离方程式为2H2O H3O+OH-，简写为H2O H+OH- ，电离过程吸热“难”：极难电离，在25时纯水中cH+=cOH-=110-7 molL-1 “逆”：可逆反应“等”：电离出的H+和OH-浓度相等“吸”：是吸热过程2. 水的离子积常数表达式：KW= cH+cOH- 影响因素：一定温度时，KW是个常数，KW只与温度有关，温度越高，KW越大。25时，KW=110-14 ；100时，KW=110-12 适用范围：KW不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液3. 外界条件对水电离平衡的影响（水的电离：H2O H+OH-）条件变化平衡移动方向cH+cOH-KW电离程度升高温度右移增大增大增大增大加酸左移增大减小不变减小加碱左移减小增大不变减小加活泼金属右移减小增大不变增大二、溶液的酸碱性与pH1. 溶液的酸碱性取决于cH+和cOH-的相对大小溶液的酸碱性cH+与cOH-比较常温下cH+大小pH酸性溶液cH+cOH-cH+1.010-7 molL-17中性溶液cH+=