备战2025年高考化学抢押秘籍（浙江专用）抢分法宝1回归教材用心看（3）选择性必修1练习

这是一份备战2025年高考化学抢押秘籍（浙江专用）抢分法宝1回归教材用心看（3）选择性必修1练习，共55页。试卷主要包含了反应热，热量，中和热，3 kJ·ml－1，内能，反应热与焓变的关系，化学平衡移动等内容，欢迎下载使用。

目 录
《第一章 化学反应的热效应》回看索引
《第一章 化学反应的热效应》重点知识总结
《第二章 化学反应速率与化学平衡》回看索引
《第二章 化学反应速率与化学平衡》重点知识总结
《第三章 水溶液中的离子反应与平衡》回看索引
《第三章 水溶液中的离子反应与平衡》重点知识总结
《第四章 化学反应与电能》回看索引
《第四章 化学反应与电能》重点知识总结
《选择性必修1》回看测试
《第一章 化学反应的热效应》回看索引
P4：体系、环境
P4：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
P5：探究 中和反应反应热的测定 中和反应反应热的测定。该实验中，为了达到保温、隔热、减少实验过程中的热量损失，采取了哪些措施？每一次实验一共要测量几次温度？测定混合溶液的温度时是测量最高温度。除大小两个烧杯外，还有有两种重要的玻璃仪器名称是什么？注意观察它们的位置。50mL 0.5 ml/L盐酸温度为t1℃，50mL 0.55ml/L NaOH溶液温度为t2℃，混合溶液最高温度为t3℃，写出生成1 ml H2O的反应热的表达式（注意单位）。为了使盐酸充分中和，采用0.55ml/L NaOH的溶液，使碱过量。
P6：内能是体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强和物质的聚集状态等影响。
P6：焓：一个与内能有关的物理量。在等压条件下进行的化学反应（严格地说，对反应体系做功还有限定，中学阶段一般不考虑），其反应热等于反应的焓变。
P7：化学键断裂和形成时的能量变化是化学反应中能量变化的主要原因。
P8：热化学方程式 利用盖斯定律书写热化学方程式；表示燃烧热的热化学方程式（生成最稳定的氧化物，生成液态水）；表示中和热的热化学方程式（除有H+、OH-外，如弱酸、浓硫酸、弱碱或生成沉淀的反应热与中和热的对比）。可逆反应的热化学方程式的意义。如299 K时，合成氨反应 N2 (g ) + 3H2 ( g )＝2NH3 ( g ) △H = -92.0 kJ/ml，将此温度下的1 ml N2 和3 ml H2 放在一密闭容器中，在催化剂存在时进行反应，达到平衡时，反应放出的热量一定小于92.0 kJ。
P10：资料卡片——△H的单位中“ml-1”的含义。
P10：燃烧热：在101 kPa时，1 ml纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量，稳定氧化物C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)，N→N2(g)，X→HX(g)。
P11：科学·技术·社会 重要的体内能源——脂肪
P12:火箭推进剂 ①液氢+液氧（燃烧效率高，昂贵，不易储存）。②肼—50：液态NO2+肼（燃烧效率一般，较易储存，相对便宜，腐蚀性极强）。③液氧+煤油（燃烧效率一般，价格适中，不易储存）
P14：盖斯定律
P16：科学史话 热化学研究的先驱——盖斯
《第一章 化学反应的热效应》重点知识总结
1.体系是与周围其他部分区分开来的根据需要所研究的对象。如将试管中的盐酸、NaOH溶液及发生的反应等看作一个反应体系，简称体系(又称系统)。
2.环境是与体系相互影响的其他部分。如盛有溶液的试管和溶液之外的空气等看作环境。
3.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。
4.热量：指因温度不同而在体系与环境之间交换或传递的能量，可以是吸收能量也可以是放出能量。
强。
5.中和热
（1）概念：在稀溶液里，酸与碱发生中和反应生成1 ml水时所放出的热量。
（2）单位：kJ·ml－1或kJ/ml
（3）意义：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ·ml－1。它表示25℃、101kPa时，稀的强酸与稀的强碱反应生成生成水的量为1 ml水时的反应热就是中和热。
6.内能
①内能是体系内物质的各种能量的总和。
②符号：U
③影响因素：温度、压强和物质的聚集状态。
7.焓及焓变
= 1 \* GB3 ①焓的意义：焓是一个物理量，用来表示物质所具有的能量，符号为H，用焓的变化来描述与反应热有关的能量变化。
= 2 \* GB3 ②焓变：表示反应产物的总焓与反应物的总焓之差，符号用ΔH表示。
a、数学表达式：ΔH =H（反应产物）-H（反应物）
b、单位：kJ/ml或(kJ·ml－1)
c、意义：在一定条件下，可以通过焓变（ΔH）来确定一个反应是吸热反应还是放热反应。
= 3 \* GB3 ③影响焓变的因素
a、发生变化的物质的焓变，在其他条件一定时与变化物质的物质的量成正比。
b、焓变与反应物、生成物之间的温度、压强有关。
c、物质在固态、液态、气态之间进行转换时也伴随能量的变化，所以焓变与物质的聚集状态有关。
8.反应热与焓变的关系：ΔH是化学反应在恒定压强下且不与外界进行电能、光能等其他能量的转化时的反应热，即恒压条件下进行的反应的反应热Q就是焓变，因此常用ΔH表示反应热。高中阶段二者通用。
9．化学反应过程中能量变化的表现形式
化学反应过程中，不仅有物质的变化，还有能量的变化。这种能量的变化常以热能、电能、光能等形式表现出来。
10.化学反应中的能量变化
= 1 \* GB2 ⑴从键能的角度分析化学反应中能量的变化（微观角度）
以1 ml H2与1 ml Cl2反应生成2 ml HCl时放出184.6 kJ的热量为例，从微观角度解释化学反应过程中的能量变化。
解答此反应过程的能量变化可表示如下：
A、化学键断裂时需要吸收能量,吸收的总能量为436kJ+143kJ=679 kJ。
B、化学键形成时需要释放能量释放的总能量为2×431kJ=862 kJ。
C、反应热的计算：862 kJ－679 kJ＝183 kJ，即放出183 kJ的能量。显然，分析结果与实验测得的该反应的反应热184.6kJ·ml－1很接近(一般用实验数据来表示反应热)。
【归纳小结】（1）化学反应过程中能量变化的微观本质是：化学键的断链和形成时的能量差别是化学反应伴随能量变化的本质原因。
由键能求焓变的公式：ΔH=E（反应物的总键能）- E（产物的总键能）
（2）ΔH的正负和吸放热反应的关系
= 1 \* GB3 ①放热反应：反应完成时，生成生成物释放的总能量大于反应物吸收的总能量。由于反应后放出热量(释放给环境)而使反应体系的能量降低，故ΔH＜0或ΔH为“－”。
= 2 \* GB3 ②吸热反应：反应完成时，生成物释放的总能量小于反应物吸收的总能量。由于反应后吸收环境热量而使反应体系的能量升高，故ΔH＞0或ΔH为“＋”。
（2）从物质所具有的能量角度分析化学反应中能量的变化（宏观角度）
= 1 \* GB3 ①如果反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量，那么由反应物转化成生成物时能量主要转变成热量形式放出，这是放热反应。反之，如果反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量，反应物就需要吸收热量才能转化为生成物，这是吸热反应。（如下图）
放热反应 吸热反应
= 2 \* GB3 ②由物质的能量求焓变的公式：
ΔH= E（产物的总能量）- E（反应物的总能量）
③图解反应热与活化能的关系
A.在无催化剂的情况下，E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能，ΔH＝E1－E2。
B.催化剂能降低反应所需活化能，但不影响焓变的大小。
（3）放热反应和吸热反应的比较
【特别提醒】比较ΔH的大小时，要连同“＋”、“－”包含在内，类似于数学上的正负数比较。如果只比较反应放出热量的多少，则只须比较数值大小，与“＋”、“－”无关。
11.放热反应：
①可燃物的燃烧
②酸碱中和反应
③金属与酸的置换反应
④物质的缓慢氧化
⑤铝热反应
⑥大多数化合反应
⑦由不稳定物质转变为稳定物质的反应等
12.吸热反应：
①由稳定物质转变成不稳定物质的反应等。
②盐类的水解反应
③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应
④C和H2O(g)、C和CO2、N2和O2的反应
⑤大多数分解反应
13.正确判断吸、放热反应
①化学反应总体遵循“分吸合放”规律，即大多数分解反应吸热，大多数化合反应放热，且化学反应中吸热反应占少数，所以务必记住常见的吸热反应。
②放热反应或吸热反应必须属于化学变化，物质的物理变化过程中，也会有能量的变化，不属于吸热反应或放热反应。如醋酸的电离虽然要吸热，但不能称为吸热反应，只能称为吸热过程；同样，水蒸气转变成液态水，也不能称为放热反应。
= 3 \* GB3 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。不同化学反应发生的条件不同，有的常温下就可以发生，有的则需要加热，因此往往容易把在加热条件下进行的反应认为是吸热反应，而在常温下进行的反应认为是放热反应，其实两者之间无必然联系，常温下进行的反应可能是放热反应，如中和反应；也可能是吸热反应，如NH4Cl与Ba(OH)2·8H2O的反应。加热条件下进行的反应，可能是吸热反应，如C＋CO2 == 2CO；也可能是放热反应，如C＋O2 == CO2。两者的区别是放热反应撤去热源后仍能进行，吸热反应必须持续加热才能继续进行。由上可见，反应吸热还是放热与反应条件无关，而是由反应物总能量与生成物总能量的高低决定的。
14.热化学方程式
（1）概念：能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式，叫做热化学方程式。
（2）表示意义：热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。
例如：2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－571.6 kJ·ml－1，表示在25 ℃和101 kPa下，
2 ml气态H2与1 ml气态O2反应生成2 ml液态H2O时，放出571.6 kJ的热量。
（3）热化学方程式与普通化学方程式的区别
（4）书写热化学方程式的步骤及要求
一写化学方程式——写出配平的化学方程式。
二标状态——用s、1、g、aq标明物质的聚集状态，不标“↑”或“↓”。
三标条件——标明反应的温度和压强(101kPa、25℃时可不标注)。
四标△H——在方程式后写出△H,并根据信息注明△H的“+”或“-”。
五标数值——根据化学计量数计算写出△H的值，并注明单位kJ·ml－1。
（5）书写热化学方程式的注意事项
= 1 \* GB3 ①ΔH只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边，并用“空格”隔开。若为放热反应，ΔH为“－”；若为吸热反应，ΔH为“＋”。ΔH的单位一般为kJ·ml－1。
= 2 \* GB3 ②注意反应物和产物的聚集状态不同，反应热数值不同。物质的气、液、固三态的变化与反应热的关系如下图，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。热化学方程式中不用标“↑”或“↓”。
= 3 \* GB3 ③ΔH的单位“kJ·ml－1”的含义——指每摩尔反应。并不是指每摩尔具体物质反应时伴随的能量变化是多少千焦，而是指给定形式的具体反应以各物质的化学计量数来计量其物质的量时伴随的能量变化。ΔH的值与化学方程式的写法有关，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。当反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。
例如：已知H2(g)＋（1/2）O2(g)＝H2O(l) ΔH＝－285.8kJ·ml－1，则
2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l) ΔH＝－571.6kJ·ml－1；
H2O(l)＝H2(g)＋（1/2）O2(g) ΔH＝＋285.8kJ·ml－1。
④可逆反应中的“ΔH”表示的是完全反应时对应的焓变值，逆反应的“ΔH”数值相等，符号相反。若按该反应的化学计量数投料进行反应，由于可逆反应不能进行彻底，那么吸收或放出的热量一定比该值小。
15.燃烧热
（1）概念：在101 kPa时，1 ml纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。
（2）单位：kJ·ml－1或kJ/ml
（3）意义：甲烷的燃烧热为890.3 kJ·ml－1，或ΔH＝－890.3 kJ·ml－1，它表示25 ℃、101 kPa时，1 ml甲烷完全燃烧生成1 ml CO2(g)和2 ml H2O(l)时放出890.3 kJ的热量。
（4）书写：书写表示燃烧热的热化学方程式时，以燃烧1 ml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：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l) ΔH＝－285.8 kJ·ml－1。
（5）【特别提醒】关于燃烧热的理解：①燃料1 ml；②完全燃烧；③生成指定产物：C元素→CO2(g)、H元素→H2O(l)、S元素→SO2(g)、N元素→N2(g)、X(卤素)→HX(g)；④燃烧热的数值与化学计量数无关。
（6）反应热与燃烧热的比较
（7）燃烧热和中和热的比较
16.盖斯定律
（1）内容：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。即：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）本质：能量守恒定律
（3）意义：应用盖斯定律可以间接计算以下情况(不能直接测定)的反应热
a.反应进行得很慢的反应；
b.不容易直接发生的反应；
c.伴有副反应发生的反应。
（4）对盖斯定律的理解
a.从反应途径角度：反应热只与始态、终态有关，与途径无关。
b.从能量角度：不管反应历程如何，一个反应的反应热只取决于反应物与生成物的总能量的差值。
从S→L，△H10，体系吸热，据能量守恒，△H1+△H2=0。
c.从反应热角度：
则ΔH＝ΔH1＋ΔH2=ΔH3+ΔH4 +ΔH5。
17.反应热的计算
（1）利用热化学方程式进行有关计算
反应热与反应物各物质的物质的量成正比，根据已知的热化学方程式和已知的反应物或生成物的物质的量或反应吸收或放出的热量，可以把反应热当作“产物”，计算反应放出或吸收的热量。
（2）根据燃烧热数据，计算反应放出的热量
计算公式：Q＝燃烧热×n(可燃物的物质的量)
（3）根据反应物和生成物的总能量计算:△H=E生成物-E反应物。
（4）根据旧键断裂和新键形成过程中的能量差计算焓变
若反应物旧化学键断裂吸收能量E1，生成物新化学键形成放出能量E2，则反应的ΔH＝E1－E2。
（5）利用键能计算反应热的方法
A.熟记反应热ΔH的计算公式:ΔH＝E(反应物的总键能之和)－E(生成物的总键能之和)
B.计算关键：利用键能计算反应热的关键，就是要算清物质中化学键的种类和数目。
【易错提醒】规避易失分点：计算物质中键的个数时，不能忽略物质的结构，如1 ml晶体硅中含2 ml Si—Si键，1 ml SiO2中含4 ml Si—O键，注意特殊物质中键数的判断：
（6）根据中和热计算反应热的方法：中和反应放出的热量＝n(H2O)×|ΔH|
（7）利用盖斯定律计算
A.运用盖斯定律的技巧——“三调一加”
一调：根据目标热化学方程式，调整已知热化学方程式中反应物和生成物的左右位置，改写已知的热化学方程式。
二调：根据改写的热化学方程式调整相应ΔH的符号。
三调：调整中间物质的化学计量数。
一加：将调整好的热化学方程式及其ΔH相加。
B.运用盖斯定律的三个注意事项
①热化学方程式乘以某一个数时，反应热的数值必须也乘上该数。
②热化学方程式相加减时，物质之间相加减，反应热也必须相加减。
③将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“－”随之改变，但数值不变。
《第二章 化学反应速率与化学平衡》回看索引
P26：探究 定性与定量研究影响化学反应速率的因素 实验探究I：完成反应的离子方程式，硫酸起酸的作用，Na2S2O3发生歧化反应。实验探究II：明确实验目的，如何检查该装置的气密性？[关闭分液漏斗活塞，向外（内）拉（压）针筒活塞，松开后又回到原来的位置，表明装置不漏气。]
P27：自由基、基元反应、有效碰撞
P27:大量实验证明，温度每升高10℃，化学反应速率通常增大为原来的2—4倍。
P28：活化分子、活化能
P28：活化能和简单碰撞理论解释影响化学反应速率的因素
P30：科学·技术·社会 飞秒化学
P30：T2
P31：T6
P33：化学平衡状态，简称化学平衡
P33：方法导引——图像分析
P34：浓度商、化学平衡常数（固体或液体纯物质一般不列入浓度商和平衡常数），化学平衡常数的表达式的正确书写，只与温度有关。
P34：一般来说，当K＞105时，该反应就进行得基本完全
P36：【实验2-1】浓度对化学平衡的影响 用平衡移动原理解释在血红色溶液中加入铁粉颜色变浅。[血红色溶液中存在如下平衡：Fe3++3SCN-≒Fe(SCN)3，加入铁粉时，2Fe3++Fe= 3Fe2+平衡左移， Fe(SCN)3浓度变小，血红色变浅。加入KSCN时，Fe3++3SCN-≒Fe(SCN)3平衡右移]。
P37：浓度商与平衡常数的大小关系可以判断化学平衡移动的方向
P38：【实验2-2】压强对化学平衡的影响
P39：【实验2-3】温度对化学平衡的影响 记住该反应为放热反应。升高温度，平衡左移，阻止温度升高，但温度最终比原来高，颜色变深；降低温度，平衡右移，阻止温度降低，但最终比原来低，颜色变浅。理解只能减弱不能抵消。
P40：勒夏特列原理
P40：科学史话——勒夏特列
P42：T4、T5
P44：熵、熵增、孤立体系、绝热体系
P45：资料卡片——自由能与化学反应的方向 自由能的变化。具体某反应能自发进行的时，判断外界条件。如：2NO(g)＋2CO(g)=N2(g)＋2CO2(g)，在常温下能自发进行，则该反应的△H＜0。
P46：以工业合成氨为例进行化学反应的调控：压强：10~30 MPa，温度：400~500℃，催化剂：铁触媒 合成氨一般选择400~500 ℃进行的重要原因是铁触媒在500℃左右时的活性最大。
P48：催化剂“中毒”：因吸附或沉积毒物而使催化剂活性降低或丧失的过程。
P49：图2-13 合成氨生产流程示意图
P53：T4、T5、T6
P54：T7、T8、T9
P55-56：实验活动1 探究影响化学平衡移动的因素
《第二章 化学反应速率与化学平衡》重点知识总结
1.化学反应速率概念及表示方法
（1）概念：用来衡量化学反应进行快慢的物理量
（2）表示方法：通常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＝eq \f(Δc,Δt)，单位为ml·L－1·min－1或ml·L－1·s－1。
（4）同一反应中各物质化学反应速率的关系
mA（g）+nB（g）pY（g）+qZ（g）
a.同一反应在同一时间内，用不同物质来表示的反应速率可能不同，但表示的意义相同，且反应速率的数值之比等于这些物质在化学方程式中的化学计量数之比。
b.在反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)中，存在v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝a∶b∶c∶d
2．化学反应速率计算的4个方法
（1）定义式法：
a.常规公式：v＝＝
①常用单位：ml·L－1·s－1或ml·L－1·min－1或ml·L－1·h－1
②适用范围：表示气体物质或溶液中可溶性物质的速率，不表示固体或纯液体物质的速率
b.非常规公式：v＝（X代表n、P、m、V等量）
①常用单位：ml·min－1、Pa·min－1、g·min－1、L·min－1
②适用范围：任何物质的反应速率
（2）比例关系式法：化学反应速率之比＝物质的量浓度变化之比＝物质的量变化之比＝化学计量数之比。对于反应mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g)来说，v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q。
【易错提醒】同一化学反应用不同物质表示的反应速率其数值可能不同，因此，一定要标明是哪种具体物质的反应速率。
（3）三段式法：列起始量、转化量、最终量，再根据定义式或比例关系计算。
（4）从图像中获取计算的数据及依据图像求反应速率的步骤
①从图像中获取计算的数据
纵坐标可以是物质的量，也可以是物质的量浓度，横坐标是时间。
例如：某温度时，在定容（VL）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。根据图像可进行如下计算：
A.求某物质的平均速率、转化率，如：v（X）＝n1-n3V·t3 ml/（L·s），Y的转化率＝n2-n3n2×100%。
B. 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（n1－n3）∶（n2－n3）∶n2。
②依据图像求反应速率的步骤
第一步：找出横、纵坐标对应的物质的量；
第二步：将图中的变化量转化成相应的浓度变化量；
第三步：根据公式v＝eq \f(Δc,Δt)进行计算。
3.化学反应速率的实验测定
（1）定性描述:（根据实验现象）
①观察产生气泡的快、慢；
②观察试管中剩余锌粒的质量的多、少；
③用手触摸试管，感受试管外壁温度的高、低
（2）定量描述：（根据实验测量，单位时间内）
①测定气体的体积;
②测定物质的物质的量的变化；
③测定物质或离子的浓度变化；
④测定体系的温度或测定反应的热量变化。
（3）测量化学反应速率的常见方法
①量气法
②比色法
③电导法
④激光技术法
（4）化学反应速率的测量——实验
a.反应原理：Zn＋H2SO4＝ZnSO4＋H2↑
b.实验装置
c.测量数据
①单位时间内收集氢气的体积；
②收集相同体积氢气所需要的时间
③用pH计测相同时间内pH变化，即△c(H＋)。
④用传感器测△c(Zn2＋)变化。
⑤测相同时间内△m(Zn)。
⑥相同时间内恒容压强变化；
⑦相同时间内绝热容器中温度变化。
4．影响化学反应速率内因：反应物的组成、结构和性质等因素。
5．影响化学反应速率外界因素（其他条件相同）
（1）温度
①基本规律：温度越高，化学反应速率越快
②经验规律：一般温度每升高10℃，其反应速率增加2～4倍
（2）压强：气体反应的压强越大，化学反应速率越快
（3）浓度：浓度越大，化学反应速率越快
（4）催化剂：使用适当的催化剂可以显著改变化学反应速率
（5）接触面积：反应物的颗粒越小，接触面积越大，化学反应速率越快
（6）原电池：形成原电池，可以加快氧化还原反应的速率
6．特殊情况
（1）温度
①催化反应，升高温度，催化剂可能失活，反应速率减慢
②有机反应，升高温度，有可能发生副反应，主反应速率减慢
（2）压强
①改变非气体反应的压强，反应速率不变
②改变等体反应的压强，v正和v逆变化幅度相同
（3）浓度
①固体和纯液体的浓度为定值，改变固体或纯液体的用量，反应速率不变
②加入固体物质，有可能改变接触面积，反应速率可能加快
（4）无关气体
①恒容容器通无关气体，压强增大，浓度不变，速率不变
②恒压容器通无关气体，体积变大，浓度减小，速率减慢

7.活化能
（1）基元反应
①含义：大多数化学反应都是分几步完成的，其中的每一步反应叫基元反应。
②特点：大多数化学反应都是由几个基元反应组成的。
（2）反应历程（反应机理）：大多数化学反应并不是经过简单碰撞就能完成的，而往往经过多个反应步骤才能实现。反应历程就是多个基元反应构成的反应序列。反应历程中的每一步反应都称为基元反应。
（3）有效碰撞理论与活化能
a.相关概念
①有效碰撞：能够发生化学反应的反应物分子的碰撞；
②活化分子一能量较高，能够发生有效碰撞的分子；
③活化能：活化分子的平均能量与所有反应物分子的平均能量的差。
b.发生有效碰撞的条件
①发生效碰撞的分子具有较高的能量；
②碰撞时有合适的取向。
8．反应历程中的速率
（1）决速反应：活化能最大的反应或速率最慢的反应；
（2）决速浓度：最慢反应中反应物的浓度决定总反应的反应速率。
（3）实例：H2（g）＋I2（g）2HI（g），它的反应历程可能是如下两步基元反应：
①I2I＋I（快）②H2＋2I2HI（慢），其中慢反应为整个反应的决速步骤。
9．活化分子、有效碰撞与反应速率的关系
（1）关系：活化分子的百分数越大，单位时间内有效碰撞的次数越多，化学反应速率越快。
（2）解释
解释说明：①影响化学反应速率的内因——反应物的组成、结构和性质，决定了反应的活化能的大小；
②使用催化剂可降低反应的活化能，增大了活化分子百分数，进而单位体积内活化分子数增大，从而增大反应速率；
③升高反应体系的温度，吸收能量，可增大活化分子百分数，进而单位体积内活化分子数增大，从而增大反应速率；
④增大反应物的浓度，单位体积内分子总数增大，活化分子百分数不变，单位体积内活化分子数增大，从而增大反应速率；
⑤增大气体压强，减小反应体系的体积，单位体积内分子总数增大，活化分子百分数不变，单位体积内活化分子数增大，从而增大反应速率；
⑥增大固体的表面积，增大单体时间和单体体积内的有效碰撞次数，从而增大反应速率。
（3）催化剂对反应的影响
①催化剂参与反应，降低反应的活化能，加快反应速率
②催化剂不能改变反应热，可以降低反应所需的温度，减小反应的能耗
③总反应的活化能大于催化反应过程中各分反应的活化能
④催化剂具有选择性：相同反应物用不同催化剂生成物不同
A+BC A+BD
10.可逆反应
（1）可逆反应的概念：一定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。
（2）表示方法：可逆反应在写化学方程式时不用“”而用“”。如工业制硫酸时，SO2与O2的反应是可逆反应，化学方程式为。
（3）可逆反应的特点：
①双向：向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行。
②双同：由正反应和逆反应2个反应组成，分别用v(正)和v(逆)来衡量各自反应进行的快慢，并同时进行。
③共存：反应不能进行到底，反应物和生成物同时存在。
④相反：正反应和逆反应的热效应相反。
⑤限度：若条件保持一定，最终都会建立一个化学平衡状态，即可逆反应在一定条件下有限度，任一组分的转化率都小于100%，即不能全部转化。
11.化学平衡状态:在一定条件下的可逆反应中，当反应进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相等，反应物的浓度和生成物的浓度保持不变的状态。
12.化学平衡的特征
（1）逆:可逆反应；
（2）动:化学平衡是一种动态平衡，v（正）=v（逆）≠0；
（3）等:正反应速率=逆反应速率；
（4）定:反应物和生成物的质量或浓度保持不变；
（5）变:条件改变，平衡状态可能改变，新条件下建立新的化学平衡。
13.化学平衡的标志
1）动态（速率）标志（本质标志）：v正＝v逆≠0
（1）同一组分的生成速率和消耗速率相等
（2）不同物质，必须标明是“异向”的反应速率关系，正逆反应速率比等于化学计量数之比
2）宏观（静态）标志：某些量开始变化，后来不变，即变量不变。
（1）一定达到平衡的情况
①某组分的质量、物质的量、浓度、颜色不再变化
②反应物的转化率不再变化
（2）特殊情形
①绝热容器：容器的温度不变时，一定达到平衡状态
②可逆电池：电流或电压等于零时，一定达到平衡状态
（3）判断化学平衡状态的常用公式
①混合气体的密度：ρ＝＝
②混合气体的平均摩尔质量：＝＝
③气体状态方程：PV＝nRT
3）限度标志
（1）反应物的转化率最大，百分含量最小
（2）生成物的产率最大，百分含量最大

（3）图像获取
①前提：在多个相同的容器中，加入相同量的反应物
②过程：测相同时间内，不同条件下相关量，描点绘出图像
（4）图像解读
①极限点：刚好达到平衡
②极限点前：非平衡点，受速率控制，加催化剂，反应物的转化率变大
③极限点后：新平衡点，受平衡控制，加催化剂，反应物的转化率不变
4）几种特殊反应的平衡依据
（1）量比不变型
①反应物或生成物量的比不变，不一定达到平衡状态
②反应物和生成物量的比不变，一定达到平衡状态
（2）量相等型
①反应物和生成物的量相等，不一定达平衡状态
②反应物和反应物的量相等，不一定达平衡状态
③量不变≠量相等≠量或量的比等于某一具体的数
（3）等体反应型：3A（g）2B（g）+C（g）
①恒温恒压：混合气体的体积不变，一定达到平衡状态
②恒温恒容：混合气体的压强不变，不一定达到平衡状态
（4）固液参与型：2A（g）2B（g）+C（s）
①混合气体的密度不变，一定达到平衡状态（恒T、V）
②混合气体的平均摩尔质量不变，一定达到平衡状态
（5）固液分解型：2A（s）2B（g）+C（g）
①混合气体的密度不变，一定达到平衡状态（恒T、V）
②混合气体的平均摩尔质量不变，不一定达到平衡状态
③某种气体组分的物质的量分数不变，不一定达到平衡状态
5）注意平衡标志和平衡特征的区别
（1）平衡标志：能够说明反应达到平衡状态的某些事实
（2）平衡特征：平衡时存在的某些事实，但不一定能用于判断是否达到平衡
14.【易错归纳】下列标志不能判断化学反应是否达到平衡
①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。
②恒温恒容下的气体体积不变的反应，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)。
③全是气体参加的气体体积不变的反应，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)。
④全是气体参加的反应，恒容条件下体系的密度保持不变。
15.浓度平衡常数Kc
（1）概念
①条件：一定温度下一个可逆反应达到化学平衡状态时
②叙述：生成物浓度的系数次幂之积与反应物浓度的系数次幂之积的比值，叫化学平衡常数
③符号：Kc
（2）表达式
①可逆反应：aA（g）+bB（g）cC（g）+dD（g）
②表达式：Kc＝（固体和液体不列入平衡常数表达式）
③单位：（ml·L－1）（c+d）－（a+b）
④平衡常数与书写方式的关系
a.正逆反应平衡常数的关系是：Kc正·Kc逆＝1
b.化学计量数变成n倍，平衡常数变为n次方倍
c.反应③＝反应①+反应②，则：△H3＝△H1+△H2，K3＝K1·K2
c.反应③＝反应①－反应②，则：△H3＝△H1－△H2，K3＝
d.反应③＝a×反应①－×反应②，则：△H3＝a△H1－△H2，K3＝
（3）速率常数和平衡常数的关系
A.基元反应：a A（g）+b B（g）c C（g）+d D（g）
B.速率方程
①抽象化速率方程：笼统的正逆反应速率
v正＝k正·ca（A）·cb（B）、v逆＝k逆·cc（C）·cd（D）
②具体化速率方程：以具体物质表示的正逆反应速率
vA正＝k正·ca（A）·cb（B）、vC逆＝k逆·cc（C）·cd（D）
C.速率常数和平衡常数的关系
①抽象化：平衡条件v正＝v逆，＝＝Kc
①具体化：平衡条件＝， ＝×＝×Kc
（4）升温对k正、k逆的影响
①放热反应：K值减小；k正值增大，k逆值增大，k逆变化更大
②吸热反应：K值增大；k正值增大，k逆值增大，k正变化更大
（5）K的意义
①对于同类型反应，平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的程度；
②平衡常数的数值越大，反应物的转化率越大，说明反应可以进行得越完全。
（6）影响因素
①内因：反应物的本身性质（某一具体反应）。
②外因：反应体系的温度，升高温度。
16.浓度熵：Qc＝
（1）浓度为任意时刻的浓度
（2）意义：Q越大，反应逆向进行的程度越大
（3）应用：判断反应是否达到平衡或反应进行的方向
①Q＞Kc，反应逆向进行，v正＜v逆
②Q＝Kc，反应达到平衡状态，v正＝v逆
③Q＜Kc，反应正向进行，v正＞v逆
17.化学平衡常数的应用
（1）判断、比较可逆反应进行的程度
一般来说，一定温度下的一个具体的可逆反应：
【特别提醒】K值大小与反应程度的关系
（2）判断正在进行的可逆反应是否达到平衡或反应进行的方向
对于可逆反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，浓度商Qc＝eq \f(cp(C)·cq(D),cm(A)·cn(B))，则将浓度商和平衡常数作比较可判断可逆反应所处的状态。
eq \b\lc\{(\a\vs4\al\c1(Qcv逆,Qc＝K：反应处于化学平衡状态，v正＝v逆,Qc>K：反应向逆反应方向进行，v正逆
正逆
´正=´逆
反应开始
尚未平衡
化学平
衡状态
正向或
逆向移动
新的化学平衡状态
建立新平衡
化学平衡移动
（3）平衡移动方向的判断
a.根据速率判断
①若v（正）＞v（逆），则平衡正向移动。
②若v（正）＝v（逆），则平衡不移动。
③若v（正）＜v（逆），则平衡逆向移动。
b.根据结果判断
①如果平衡移动的结果使反应产物浓度更大，则称平衡正向移动或向右移动；
②如果平衡移动的结果使反应产物浓度更小，则称平衡逆向移动或向左移动。
【特别提醒】反应速率改变时平衡不一定移动，但平衡移动时反应速率一定改变，反应速率改变化学平衡状态一定改变，但平衡不一定移动。
20.影响化学平衡的外界因素
（1）浓度:①增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。②增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动。
（2）压强:①增大压强，平衡向气体体积减小的方向移动；②减小压强，平衡向气体体积增大的方向移动；③改变压强，气体体积不变的反应，平衡不移动。
（3）温度:①升高温度，平衡向吸热方向移动；②降低温度，平衡向放热方向移动。
（4）催化剂:因为催化剂能同等程度地改变正、逆反应的化学反应速率，所以加入催化剂只能改变化学反应速率，缩短达到平衡的时间，化学平衡不移动。
21.勒夏特列原理及其应用
（1）内容：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 (如浓度、温度、压强)，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。注意：①“减弱”不等于“消除”更不是“扭转”。
②若同时改变影响平衡移动的几个条件，则不能简单地根据勒夏特列原理来判断平衡移动的方向。
（2）适用范围：仅适用于已达到平衡的反应体系，不可逆过程或未达到平衡的可逆过程均不能使用该原理。
（3）必须有平衡移动，且实际移动方向符合理论移动方向
22.“加的多，剩的多”原理
①增大X的浓度，新平衡时c（X）一定比原平衡时的大
②增大压强，新平衡时P一定比原平衡时的大
③升高温度，新平衡时T一定比原平衡时的大
23.“单一气体型”反应的特殊性
①反应形式：A（s）xB（s）+yC（g）
②改变压强、浓度，平衡移动，新平衡时P、c不变
24.“单侧气体型”反应的特殊性
①反应形式：A（s）xB（g）+yC（g）
②改变压强、同倍数改变浓度，平衡移动，新平衡时P、c不变
③改变一种气体浓度，平衡移动，新平衡时c变大
25.勒夏特列原理应用：可以更加科学有效地调控和利用化学反应，尽可能让化学反应按照人们的需要进行。
26．自发过程
（1）含义：在一定条件下，不用借助外力，就能自发进行的过程。
（2）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。
（3）举例：高山流水，自由落体，冰雪融化，电流总是从电势高的地方向电电势低的地方流动，钢铁生锈。
27．自发反应
（1）含义：在温度和压强一定的条件下无需借助外力就能自发进行的反应称为自发反应。
（2）特点：
①体系趋向于从高能状态转变为低能状态(体系释放热量)。
②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)。
（3）举例：钢铁生锈，Zn与CuSO4溶液反应生成Cu。
28.化学反应方向与焓变的关系:放热反应过程中体系能量 降低 ，因此具有 自发 进行的倾向，科学家提出用 焓变 来判断反应进行的方向，这就是 焓判据 。
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) ⇄ 4NO2(g)＋O2(g) ΔH＝＋109.8 kJ·ml－1，故不能根据放热或吸热来判断反应方向。
③有些吸热反应在常温下不能自发进行，但在较高温度能自发进行，如碳酸钙在高温下就能自发进行。
④只用焓判据判断反应是否自发不全面。
29．熵、熵变的概念
（1）熵：衡量体系混乱程度的物理量，符号为S,单位为：J·ml－1·K－1。
（2）熵变：生成物与反应物熵值之差，符号为△S。
30．熵值大小
（1）同一条件下，不同的物质熵值不同。
（2）体系的熵值：体系的混乱程度越大，体系的熵值就越大。
（3）同一物质的熵值：S（g）＞S（l）＞S（s），同一物质的物质的量越大，分子数越多，熵值越大；同一条件下，不同物质的熵值不同。
（4）物质的复杂程度：一般组成物质的原子种类相同时，分子中的原子数目越多，其混乱度越大，熵值越大
（5）对于一个特定的气相反应,熵变的大小取决于反应前后的气体物质的化学计量数大小。
31．熵变与反应的方向
①反应熵变的计算式：△S＝S（生成物）－S（反应物）
②熵判据：体系有自发地向混乱度 增加 (即熵增)的方向转变的倾向，因此可用 熵变 来判断反应进行的方向。
③有些熵减的反应也能自发进行，如铝热反应，故只用熵变来判断反应方向也不全面，只有孤立体系或绝热体系，才能用熵增来判断反应方向。
32．熵变正、负的判断
（1）物质由固态到液态、由液态到气态或由固态到气态的过程，熵变为正值，是熵增过程。
（2）气体体积增大的反应，熵变通常都是正值，是熵增反应。
（3）气体体积减小的反应，熵变通常都是负值，是熵减反应。
33．自由能变化：符号为ΔG，单位为kJ·ml－1。
34．自由能变化与焓变、熵变的关系：ΔG＝ΔH－TΔS。ΔG不仅与焓变有关，还与温度有关。
35．反应方向与自由能的关系
（1）化学反应总是向着自由能减小的方向进行，直到体系达到平衡。
①当ΔG＜0时，反应能自发进行；
②当ΔG＝0时，反应处于平衡状态；
③当ΔG＞0时，反应不能自发进行。
【易错提醒】①适用条件：恒温恒压；②局限性：只能判断反应发生的可能性，不能判断反应是否实际发生。
（2）温度对化学反应自发性的影响
①△H＜0，△S＞0：在任何温度时都能够自发进行
②△H＞0，△S＜0：在任何温度时都不能自发进行
③△H＜0，△S＜0：低温自发
④△H＞0，△S＞0：高温自发
36．反应自发进行的最低或最高温度的计算
（1）计算依据：△H－T△S≤0
①若△S＞0，则T≥，为最低温度
②若△S＜0，则T≤，为最高温度
（2）注意单位的换算
①△S的单位为：J·ml－1·K－1
②△H的单位为：kJ·ml－1
③T的单位为：K
37.合成氨反应的适宜条件
（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越高，需要的动力也越大，这将会大大增加生产投资，并可能降低综合经济效益。
（2）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400～500℃。
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400～500℃进行的又一重要原因为铁触媒在500℃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H2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500℃和30MPa时，平衡混合物中NH3的体积分数及平衡时N2和H2的转化率仍较低。
②采取的措施：合成氨生产通常采用N2和H2物质的量之比为1∶2.8的投料比；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H2，使反应物保持一定的浓度。
③采取该措施的理由：分离出NH3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，既提高了原料的利用率，又提高了反应速率，有利于合成氨反应。
38.选择工业合成适宜条件的原则
（1）温度
①所选温度兼顾反应速率快，产品含量高。
②尽可能选择催化剂的最大温度。
（2）压强
①所选压强对反应物转化率的影响变化幅度大。
②压强不能无限大，防止增大设备成本和动力成本。
（3）催化剂
①选用催化效率高的催化剂。
②催化剂对反应有选择性，同一反应物选用不同的催化剂，产物可能不同。
A+BC A+BD
③某些物质能够使催化剂中毒，失去活性。
（4）浓度：原料尽可能循环利用
①适当增大廉价物质的浓度，提高难获得原料的转化率。
②必要时可以采用循环反应，以增大原料利用率。
（5）反应热的综合利用：一般采用热交换器。
（6）反应容器的选择：恒压容器有利于提高反应物的转化率。
39.化学反应的调控:通过改变反应条件使一个可能发生的反应按照某一方向进行。
40.化学反应调控的目的：促进有利的化学反应，抑制有害的化学反应。
41.化学反应调控考虑实际因素：结合设备条件、安全操作、经济成本等情况，综合考虑影响化学反应速率和化学平衡的因素，寻找合适的生产条件；根据环境保护及社会效益等方面的规定和要求做出分析，权衡利弊，才能实施生产。
42.控制的措施与效果
①加快或减慢反应速率（改变温度、浓度、压强，使用催化剂等)。
②提高或降低反应物的转化率（控制温度、浓度、压强等)。
③减少甚至消除有害物质的生成。
④控制副反应的发生。
43.化工生产中控制反应条件的原则
在化工生产中，为了提高反应进行的程度而调控反应条件时，需要考虑控制反应条件的成本、安全操作、环境保护和实际可能性等。
《第三章 水溶液中的离子反应与平衡》回看索引
P58：【实验3-1】盐酸和醋酸的pH、导电能力、与镁条反应
P59：强电解质、弱电解质 弱电解质部分电离，多元弱酸分步电离，如H2S≒2H++S2-是错误的。盐酸、氨水是混合物。
P59：电离平衡、电离平衡常数 电离平衡常数只与温度有关。Ka大小反应酸的相对强弱。醋酸的电离平衡常与氨水的电离平衡常数几乎相等，所以CH3COONH4溶液呈中性。
P60：计算多元弱酸中的c(H+)，或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离，多元弱碱的情况与多元弱酸类似。
P61：【实验3-2】通过醋酸溶液与碳酸钠溶液反应比较醋酸和碳酸的Ka1的大小
P61：图3-4 镁与盐酸、醋酸反应时气体压强随时间的变化示意图
P62：T4、T5
P63：水的离子积常数，简称水的离子积，Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液 P65：资料卡片——pH试纸和pH计
P67：科学·技术·社会——血液的酸碱平衡
P67：图3-10 酸碱中和滴定常用的仪器
P67-68：酸碱中和滴定。区别酸、碱式滴定管，读数保留一位，下面有一段没有刻度，检查是否漏液，如何除去碱式滴定管胶管中的气泡，绘滴淀曲线，领会突变，指示剂的选择。滴定终点现象的描述。有效数据的处理（舍弃不合理的）。
P68：图3-11 酸碱中和滴定过程中的pH变化
P68：资料卡片——酸碱指示剂的变色范围
P69：方法导引——定性分析与定量分析
P71：探究 盐溶液的酸碱性
P73：盐类的水解 常见的完全双水解的离子：Al3＋与CO32－、HCO3－ 、S2－、HS－、AlO2－；Fe3＋与CO32－、HCO3－、AlO2－；NH4+ 与AlO2－、SiO32－等（与CO32－、HCO3－、S2－、HS－为双水解，但不完全）。特别注意实验室制备Fe(OH)3胶体，明矾净水作用离子方程式的书写以及NaAlO2溶液NaHCO3溶液混合不是双水解等。
P74：方法导引——电解质溶液中的电荷守恒与元素质量守恒 补充：质子守恒。
熟练掌握NH4Cl、CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3物料守恒、电荷守恒、质子守恒、及离子溶液比较。
变式的物料守恒：等浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液；CH3COONa和CH3COOH等浓度混合。
相同的电荷守恒：Na2CO3、NaHCO3、Na2CO3和NaHCO3、Na2CO3和NaOH电荷守恒表达式相同。
变式的电荷守恒：NaHSO4溶液中电荷守恒表达式中Na+和SO42-浓度相等。
变式的质子守恒：CH3COONa和CH3COOH等浓度混合质子守恒表达式。
酸式盐的离子浓度比较：NaHA溶液各种离子浓度比较（PH大于7，PH小于7）。常温下，PH=2的CH3COOH和PH=12的NaOH等体积混合。
P75：探究 反应条件对FeCl3水解平衡的影响
P76：盐类水解的应用：碳酸钠溶液清洗油污，加热苏打(Na2CO3)洗涤去油污，去油污能力增强；配制FeCl3溶液时加入一定量酸(盐酸)；可溶性铝盐、铁盐作净水剂；Mg放入NH4Cl、CuCl2、FeCl3溶液中产生氢气；泡沫灭火器灭火原理；铵态氮肥不能与草木灰(K2CO3)混用；加热蒸发盐溶液析出固体（CuSO4、FeCl3、FeCl2、Na2CO3、）Na2SO3、NaClO、明矾）；可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3＋；Na2CO3溶液、Na3PO4溶液、Na2SiO3溶液等不能贮存于磨口玻璃瓶中；向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO以除去FeCl3，TiCl4制备TiO2。
P77：盐的水解常数
P78：T3、T4、T9、T10,SOCl2在考题中常出现。
P79：根据物质溶解度的大小，将物质分为易溶物、可溶物、微溶物和难溶物
P80：难溶电解质的溶解平衡。（1）溶度积常数（简称溶度积）Ksp表达式（2）沉淀的转化：溶解度小的转化为溶解度更小的（3）沉淀的溶解、转化符合平衡移动原理。
P80：一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于1×10-5 ml/L时，化学上通常认为生成沉淀的反应就进行完全了。
P81：沉淀溶解平衡的应用：沉淀的生成（沉淀Fe3+、Cu2+、Hg2+）
P81: 以Na2S作沉淀剂，使废水中的某些金属离子如Cu2+、Hg2+等，生成极难溶的CuS、HgS等沉淀而除去。
P82：沉淀的溶解：碳酸钙的溶解、FeS、Mg(OH)2的溶解
P82：【实验3-3】 Mg(OH)2的溶解 学会用平衡原理解释。如实验3-3中有少量Mg(OH)2沉淀的试管中加入盐酸、NH4Cl溶液，沉淀减少至最后消失，可以理解为：Mg(OH)2存在溶解平衡：Mg(OH)2(s) Mg2+(aq)+2OH-(aq)加盐酸，NH4Cl溶液，发生H++OH-=H2O，NH4++OH—=NH3·H2O生OH-离子浓度减小，平衡右移。欲探究是NH4+水解生成的H+和OH-反应，还是NH4+直接结合OH-，可以向溶液换加哪一种物质？Mg(OH)2在水中的溶解度和在在饱和MgCl2溶液中的溶解度哪个大？
P82：【实验3-4】沉淀的转化：AgCl→AgI→Ag2S
P83：【实验3-5】沉淀的转化：Mg(OH)2→Fe(OH)3
【实验3-4】和【实验3-5】沉淀能转化的原因是由于生成了溶解度更小的物质。两个实验中，向生成的沉淀中加入另一种物质时，无多余的上一步反应的离子。如实验3-4中，加入NaCl至不再产生沉淀为止，说明已无Ag+，滴加KI溶液时，出现黄色沉淀，是I-和AgCl反应。用平衡移动原理解释叙述为：氯化银固体存在如下衡：AgCl（s）≒Ag+(aq)+Cl-(aq)，加入KI时，生成了溶解度更小的AgI，平衡向右移动，最终转化为AgI。
P84：一般来说，溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现。
P84：水垢（水垢的主要成分：碳酸钙、氢氧化镁）中的CaSO4转化为CaCO3，然后用酸除去
P85：自然界也发生着溶解小的矿物转化为溶解度更小的矿物的现象
P85：科学·技术·社会——氟化物预防龋齿的化学原理
P87：T5、T6、T7、T8、T9
P89：T3、T8
P90：T9、T10
P91：实验活动2 强酸与强碱的中和滴定
P93：实验活动3 盐类水解的应用
《第三章 水溶液中的离子反应与平衡》重点知识总结
1.强电解质：溶于水后能完全电离的电解质，强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物，如强酸(H2SO4、HNO3)、强碱(KOH、NaOH)和绝大多数盐。
2.弱电解质：溶于水后只能部分电离的电解质，弱电解质主要是某些共价化合物，如弱酸(CH3COOH、HClO)、弱碱、水和极少数盐[(CH3COO)2Pb]。
3.强电解质与弱电解质的判断
（1）从结构判断：离子化合物和某些具有强极性键的共价化合物(如强酸、强碱和大部分盐类)是强电解质。某些具有弱极性键的共价化合物(如弱酸、弱碱和水等)是弱电解质。
（2）从在水中能否完全电离判断。全部电离的是强电解质，部分电离的是弱电解质。
4.电离平衡的定义：在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
5.电离平衡的建立与特征
①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。
②平衡的建立过程中，v(电离)＞v(结合)。
③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
6.电离平衡的特点
1)电离过程是吸热的。
2)动态平衡：即达到平衡时，正反应和逆反应还在继续进行，正反应速率和逆反应速率相等，不等于零。
3)条件改变，平衡被打破。
4)弱电解质在离子反应中电离平衡发生移动。
5)弱电解质在溶液中的电离都是微弱的。在弱电解质溶液中，由于存在电离平衡只有一部分分子发生电离，绝大多数以分子形式存在，离子和分子之间存在电离平衡，即分子、离子共存，决定了它在离子方程式书写中要写成分子形式。
7.弱电解质的电离方程式
（1）弱电解质的电离方程式的书写用“”表示。如NH3·H2O的电离方程式是NH3·H2ONHeq \\al(＋,4)＋OH－、CH3COOH 的电离方程式为CH3COOHCH3COO－＋H＋。
（2）多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。如H2CO3的电离方程式是H2CO3H＋＋HCOeq \\al(－,3)，HCOeq \\al(－,3)H＋＋COeq \\al(2－,3)。
（3）多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。如Fe(OH)3的电离方程式是Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
（4）弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，即“强中有弱”，如NaHCO3的电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCOeq \\al(－,3)，HCOeq \\al(－,3)H＋＋COeq \\al(2－,3)。
8．电离平衡的影响因素
（1）内因：弱电解质本身的性质，决定了弱电解质在水中达到电离平衡时电离程度的大小。
（2）外因
①温度：一般情况下，由于弱电解质的电离过程吸热，因此升高温度，电离平衡向电离方向移动，电离程度增大。
②浓度：同一弱电解质，增大溶液的浓度，电离平衡向电离方向移动，但电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡向电离方向移动，且电离程度增大，但往往会使溶液中离子的浓度减小。
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，如下所示：
④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动，如向CH3COOH溶液中加入NaOH固体，因H＋与OH－反应生成H2O，使c(H＋)减小，CH3COOH的电离平衡正向移动，电离程度增大。
9．电离常数的概念：在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对于一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示(弱酸用Ka表示，弱碱用Kb表示)。
10．电离常数表达式
（1）一元弱酸、一元弱碱的电离常数
①一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝eq \f(cA－·cH＋,cHA)。例如：3COOHCH3COO－＋H＋，Ka＝ eq \f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）) ；
②一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝eq \f(cB＋·cOH－,cBOH)。例如：NH3·H2ONH eq \\al(\s\up11(＋),\s\d4(4)) ＋OH－，Kb＝ eq \f(c（NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) ）·c（OH－）,c（NH3·H2O）) 。
（2）多元弱酸、多元弱碱的电离常数
①多元弱酸或多元弱碱的每一步电离都有电离常数，这些电离常数各不相同，通常用Ka1、Ka2或Kb1、Kb2等加以区别。例如25 ℃时，H2CO3的电离分两步：
H2CO3H＋＋HCO eq \\al(\s\up11(－),\s\d4(3)) ，Ka1＝ eq \f(c（H＋）·c（HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ）,c（H2CO3）) ＝4.5×10－7，
HCO eq \\al(\s\up11(－),\s\d4(3)) H＋＋CO eq \\al(\s\up11(2－),\s\d4(3)) ，Ka2＝ eq \f(c（H＋）·c（CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ）,c（HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ）) ＝4.7×10－11。
②一般多元弱酸或多元弱碱各步电离常数的大小为Ka1≫Ka2，Kb1≫Kb2，因此，多元弱酸(或弱碱)的酸性(或碱性)主要由第一步电离决定(八字诀：分步进行，一步定性)。
12.电离常数特点
（1）电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K值增大。
（2）电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。
例如，在25 ℃时，K(HNO2)＝4.6×10－4，K(CH3COOH)＝1.8×10－5，因而HNO2的酸性比CH3COOH强。
（3）多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，故其酸性取决于第一步电离。
13.K的意义：
（1）一定温度下，电离常数越大，弱电解质的电离程度越大。
（2）相同温度下，等浓度的弱酸或弱碱的电离常数(对于多元弱酸或多元弱碱来说，只看其第一步电离的电离常数)越大，其酸性或碱性越强。
14.K的影响因素
①内因：弱电解质本身的性质。
②外因：温度越高，K值越大。
15.电离平衡常数的应用
（1）判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同温度下，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
（2）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律，如25 ℃时，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 ml·L－1，Ka(HCN)＝4.9×10－10 ml·L－1，故知HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa可以发生。
（3）计算弱酸、弱碱溶液中的c(H＋)、c(OH－)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(H＋)＝eq \r(c·Ka)，弱碱溶液中c(OH－)＝eq \r(c·Kb)。
（4）判断溶液微粒浓度比值的变化
利用温度不变，电离常数不变来判断。如把0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，eq \f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)＝eq \f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）·c（H＋）)＝eq \f(Ka,c（H＋）)，稀释时，c(H＋)减小，Ka不变，则eq \f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)变大。
15.电离度概念：在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总数的百分比。
16.电离度表示方法
α＝eq \f(已电离的弱电解质分子数,溶液中原有弱电解质的总分子数)×100%，也可表示为α＝eq \f(弱电解质的某离子浓度,弱电解质的浓度)×100%。
17.电离度意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。
18.电离度影响因素
（1）内因：弱电解质本身的性质。
（2）外因：
①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。
②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。
19.电离度和电离常数的关系α≈eq \r(\f(K,c))或K≈cα2。
20.水的离子积常数：因为水的浓度可看作常数，温度一定，K电离为常数，c(H2O)为常数，因此c(H＋) ·c(OH－)为常数。
21.水的离子积常数表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
22.Kw数据：室温下，Kw＝1×10－14，100℃时，Kw＝1×10－12。
23.Kw影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。
24.Kw的适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
25.Kw意义：Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。
26.溶液酸碱性的判断
溶液呈酸性、碱性还是中性，应看c(H＋)和c(OH－)的相对大小，判断溶液酸碱性的依据主要有四点：
判据1 在25℃时的溶液中：
c(H＋)>1×10－7 ml/L 溶液呈酸性，且c(H＋)越大，酸性越强；
c(H＋)＝1×10－7 ml/L 溶液呈中性；
c(H＋)c(OH－)，或c(H＋)＞ eq \r(Kw) ml·L－1，呈酸性；
c(H＋)＝c(OH－)，或c(H＋)＝ eq \r(Kw) ml·L－1，呈中性；
c(H＋)0，△S0， 温反应能自发进行。
12.P48 催化剂“中毒”：因 而使催化剂活性降低或丧失的过程。
13.P51 合成氨工业中，原料气在进入合成塔前需经过铜氨液处理，目的是除去其中的CO,其反应为：[Cu(NH3)2]++CO+NH3[Cu(NH3)3CO]+，产物中，配体为 ，提供孤电子对的原子为 。
14.P56 Cr2O72—的水解方程式： 。向K2CrO4溶液中加入稀硫酸，溶液由 色变为 色。
15.P56 向硫酸铜稀溶液中加入氯化钠固体，溶液颜色由 色逐渐变为 色，原理： 。
16.P65 广泛PH试纸的PH范围是1~14（最常用）或0~10，可以识别的PH差约为1（即只能读整数），若要判别0.2或0.3的PH差，应使用 PH试纸或使用PH计。
17.P68 酸碱指示剂 酚酞：PH10， 色。
甲基橙：.PH4.4, 色
18.P74 写出碳酸钠溶液中的电荷守恒： 。
写出0.1ml/L碳酸钠溶液中的碳元素守恒： 。
19.P76 盐类水解的应用：热的碳酸钠溶液除油污，FeCl3溶液的配制：将FeCl3晶体溶于
中，然后再加水稀释。铁盐和铝盐用于净水，如果盐的水解程度很大，则可以用于无机化合物的制备，例如，用TiCl4制备TiO2的反应： 。TiO2的化学性质非常稳定，是一种 色颜料，广泛用于涂料、橡胶和造纸等工业。
20.P78 实验室配制Na2S溶液时，为抑制S2—水解，常滴加几滴 溶液。
21.P78 在常温下，CH3COOH溶液和NaOH溶液充分反应后所得溶液的PH=7，则此溶液中c(CH3COO—）和c(Na+）的大小关系是 。
22.P78 可将SOCl2与AlCl3.6H2O混合加热得到无水AlCl3,原因是
.
23.P80 人们习惯上将溶解度 的电解质成为难溶电解质。
24.P81 Q>Ksp，溶液中 沉淀析出。
25.P82 FeS可溶解于强酸中，如HCl.（CuS不可）
26.P83 【实验3-4】沉淀的转化实验：（特别注意药品使用的量）①向盛有2mL 0.1ml/L NaCl溶液试管中滴加5 滴 0.1ml/L AgNO3 溶液，观察并记录现象。
②振荡试管，向其中滴加4滴0.1ml/L KI 溶液，观察并记录现象。
③振荡试管，然后再向其中滴加8滴 0.1ml/L Na2S 溶液，观察并记录现象。
沉淀颜色变化： 。
27.P85 沉淀转化的应用：溶解度小的转化为溶解度更小的，Na2CO3除水垢（CaSO4）,写出离子方程式： ，闪锌矿（ZnS）遇硫酸铜转化为铜蓝离子方程式： 。
28.P87 解释H2SO4洗涤BaSO4，沉淀损失少的原因：
29.P87 写出FeS除去废水中的Hg2+的离子方程式：
30.P89 为了除去MgCl2酸性溶液中的Fe3+,可在加热并搅拌的条件下加入一种试剂，过滤后，再向滤液中加入适量盐酸，这种试剂是（ ）
B.NaOH C.Na2CO3 D.MgCO3
31.P90 以AgNO3标准溶液滴定溶液中的Cl—，采用K2CrO4为指示剂，滴定终点的现象为： 。（Ag2CrO4为砖红色沉淀）
32.P91 酸碱中和滴定实验
实验仪器：
简要概括实验步骤： 。
用HCl滴定NaOH溶液，酚酞做指示剂的滴定终点:
。
使用 活塞的滴定管为酸碱通用滴定管。
33.P96 盐桥中装有含 的琼脂，离子可在其中自由移动。
34.P97 熟悉碱性锌锰电池的构造，写出碱性锌锰电池的正负极及总反应式：


35.P99 熟悉铅蓄电池构造并写出其正负极及总反应式：


36.P99 一种锂离子电池，其负极材料为嵌锂石墨，正极材料为LiCO2,电解质溶液为LiPF6的碳酸酯溶液。该电池放电时的总反应为LixCy+Li1—xCO2=LiCO2+Cy，请根据总反应写出其正负极的反应：

充电时阴阳极的反应：

37.P104 氯气的检验可用 试纸
38.P106 写出电解饱和食盐水阴极反应式：
39.P107 电镀 通常把 一端作阴极，把 一端作阳极。用 的溶液作电镀液。
40.P107 电解精炼铜 以 作阳极， 作阴极。用硫酸铜作电解质溶液。其中含有的一些杂质则沉积在电解槽底部形成 ，可作为提炼金、银等的重要原料。
41.P109 电有机合成 丙烯腈电合成己二腈的反应如下：2CH2=CHCN+H2O=NC(CH2)4CN+1/2O2↑,（电解液为硫酸溶液），写出阴极反应式：

42.P111 钢材在高温下容易被氧化，表面生成由FeO、Fe2O3、Fe3O4组成的一层氧化物。
43.P112 写出析氢腐蚀正极反应式：
44.P112 写出吸氧腐蚀正极反应式：
45.P112 【实验4-3】解释用稀硫酸和锌粒制取H2时，加几滴CuSO4溶液以加快反应速率的原因。
46.P113 钛合金不仅具有优异的抗腐蚀性，还具有良好的 ，可做人造骨头。
47.P113 用化学方法在钢铁部件表面进行发蓝处理：生成一层致密的 薄膜。
48.P113 白铁皮是在薄钢板表面镀上一层 ，马口铁是在薄钢板表面镀上一层
49.P114 写出铁氰化钾检验Fe2+的离子方程式：
50.P115 被保护的钢铁设备上安装若干镁合金或锌块叫做 保护法，被保护的钢铁设备接直流电源 极，叫 法。
51.P122 电镀实验中，在CuSO4溶液中加入一些氨水，制成铜氨溶液，可使镀层 。
注：答案请查相应课本
类型
放热反应
吸热反应
能量图像
化学反应中的
能量变化与计
算
①a表示断裂旧化学键吸收的能量,也可以表示反应的活化能。
②b表示生成新化学键放出的能量,也可以表示活化分子变成生成物分子所放出的能量。
③c表示反应的反应热。
ΔH=(a-b)kJ·ml-1=-ckJ·ml-1
ΔH=(a-b)kJ·ml-1=+ckJ·ml-1
ΔH=H(生成物)-H(反应物),单位:kJ·ml-1
ΔH=反应物键能总和-生成物键能总和,单位:kJ·ml-1
化学方程式
热化学方程式
化学
计量数
是整数，既可表示粒子个数，又可表示该物质的物质的量
既可以是整数，也可以是分数，只表示该物质的物质的量
状态
不要求注明
必须在化学式后注明
正负号及单位
无
必须注明
意义
表明了化学反应中的物质变化
不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化
反应热
燃烧热
能量的变化
放热或吸热
放热
ΔH的大小
放热时，ΔH＜0；吸热时，ΔH＞0
ΔH＜0
反应物的量
不限
1 ml纯物质
生成物
无要求
指定产物
热化学方程式
有无数个
唯一
燃烧热
中和热
相同点
能量变化
放热
ΔH及其单位
ΔH＜0，单位均为kJ·ml－1
不同点
反应物的量
1 ml
不一定为1 ml
生成物的量
不确定
生成水的量为1 ml
反应热的含义
101 kPa时，1 ml纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，即C―→CO2(g)、H―→H2O(l)、S―→SO2(g)、N元素→N2(g)、X(卤素)→HX(g)。
在稀溶液里，酸与碱发生中和反应生成1 ml水时所放出的热量
表示方法
燃烧热ΔH＝－a kJ·ml－1(a＞0)
强酸与强碱反应的中和热ΔH＝－57.3 kJ·ml－1
特点
物质燃烧一定放热，ΔH一定为负值
弱酸、弱碱电离吸热，中和热数值比57.3小，有沉淀生成的中和热数值比57.3大
物质(1 ml)
P4
C(金刚石)
石墨
Si
SiO2
CO2
CH4
化学键
P—P
C—C
C—C
Si—Si
Si—O
C==O
C—H
键数(ml)
6
2
1.5
2
4
2
4
K值
＜10－5
10－5～105
＞105
反应程度
很难进行
反应可逆
进行完全
K值
正反应进行的程度
平衡时生成物浓度
平衡时反应物浓度
反应物转化率
越大
越大
越大
越小
越高
越小
越小
越小
越大
越低
K
105
反应程度
很难进行
反应可逆
反应接近完全
变化过程
熵变
反应类型
增体反应
△S＞0
熵增反应
减体反应
△S＜0
熵减反应
盐的溶解
△S＞0
熵增反应
电离过程
△S＞0
熵增反应
指示剂
变色范围(pH)
遇酸的颜色
遇碱的颜色
甲基橙
3.1 eq \(――→,\s\up7(橙色)) 4.4
红色(pH4.4)
石蕊
5.0 eq \(――→,\s\up7(紫色)) 8.0
红色(pH8.0)
酚酞
8.2 eq \(――→,\s\up7(粉红色)) 10.0
无色(pH10.0)
V酸∶V碱
c(H＋)∶c(OH－)
pH酸＋pH碱
10:1
1∶10
15
1∶1
1∶1
14
1:10
10∶1
13
盐的类型
强酸强碱盐
强碱弱酸盐
强酸弱碱盐
盐溶液的酸碱性
中性
碱性
酸性
总过程
沉淀溶解平衡(可逆)
分过程
沉淀的溶解(可逆)
电解质的电离(可逆或不可逆)
溶度积
离子积
概念
沉淀溶解的平衡常数
溶液中有关离子浓度幂的乘积
符号
Ksp
Qc
表达式
Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，
式中的浓度都是平衡浓度
Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，
式中的浓度是任意时刻的浓度
应用——溶度积规则
判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解
（1）Qc>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出
（2）Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态
（3）Qc