V(正)不一定等于V(逆) 不一定平衡
④在單位時間內生成n molB。
2:n：化學反應的反應熱只與反應的始態（各反應物）和終態（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。(放熱>吸熱) △H 為“-”或△H &lt，數值不變
三，產物是穩定的氧化物：在其他條件不變的情況下。
2：平均速率，Δc: 逆（研究前提是可逆反應） 等（同一物質的正逆反應速率相等）
動（動態平衡） 定（各物質的濃度與質量分數恒定）
變（條件改變，平衡發生變化）
3、判斷平衡的依據
判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據
例舉反應 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)

混合物體系中
各成分的含量 ①各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數一定 平衡
②各物質的質量或各物質質量分數一定 平衡
③各氣體的體積或體積分數一定 平衡
④總體積，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態;0
吸收熱量的化學反應。（吸熱&gt。
（2），但是減小的程度不同，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小： ①研究條件：101 kPa ②反應程度：完全燃燒： △H（2）.單位，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。
3、壓強對化學平衡移動的影響
影響規律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓強，會使平衡向著體積增大方向移動。
注意：（1）改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移動
（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似
4、催化劑對化學平衡的影響：由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的時間。
5、勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。
三、化學平衡常數
（一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數比值。 符號：K
（二）使用化學平衡常數K應注意的問題：
1、表達式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。
2、K只與溫度（T）有關，與反應物或生成物的濃度無關。
3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。
（三）化學平衡常數K的應用:
1、化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的標志。K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。 一般地，K>105時，該反應就進行得基本完全了。
2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積）
Q〈 K:反應向正反應方向進行; Q = K:反應處于平衡狀態 ; Q 〉K:反應向逆反應方向進行
3、利用K值可判斷反應的熱效應
若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應
若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應
＊四、等效平衡
1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。
2、分類
（1）定溫，定容條件下的等效平衡
第一類：對于反應前后氣體分子數改變的可逆反應：必須要保證化學計量數之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。
第二類：對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。
（2）定溫，定壓的等效平衡： 只要保證可逆反應化學計量數之比相同即可視為等效平衡。
五、化學反應進行的方向
1、反應熵變與反應方向：
（1）熵:物質的一個狀態函數，用來描述體系的混亂度，符號為S. 單位：J?mol-1?K-1
(2) 體系趨向于有序轉變為無序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據。.
（3）同一物質，在氣態時熵值最大，液態時次之，固態時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)
2、反應方向判斷依據
在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為：
ΔH-TΔS〈 0 反應能自發進行
ΔH-TΔS = 0 反應達到平衡狀態
ΔH-TΔS 〉0 反應不能自發進行
注意：（1）ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發進行
（2）ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發進行
第三章 水溶液中的離子平衡
一、弱電解質的電離
1、定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。
非電解質 ：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物。
強電解質 ：在水溶液里全部電離成離子的電解質 。
弱電解質： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質 。

2、電解質與非電解質本質區別：
電解質——離子化合物或共價化合物 非電解質——共價化合物
注意：①電解質、非電解質都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質
③強電解質不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質）——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。
3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相同時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫電離平衡。
4、影響電離平衡的因素：
A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。
B、濃度：濃度越大，電離程度越小；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。
C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會 減弱 電離。
D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。
5、電離方程式的書寫：用可逆符號 弱酸的電離要分布寫（第一步為主）
6、電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿）表示方法：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]
7、影響因素：
a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。
b、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。
c、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
二、水的電離和溶液的酸堿性
1、水電離平衡： 水的離子積：KW =c[H+]?c[OH-]
25℃時, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]?[OH-] = 1*10-14
注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定; KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）
2、水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱
3、影響水電離平衡的外界因素： ①酸、堿 ：抑制水的電離 KW〈1*10-14
②溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）
③易水解的鹽：促進水的電離 KW 〉 1*10-14
4、溶液的酸堿性和pH： （1）pH=-lgc[H+]
（2）pH的測定方法：
酸堿指示劑—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。
變色范圍：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（淺紅色）
pH試紙 —操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。
注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數值或范圍
三 、混合液的pH值計算方法公式
1、強酸與強酸的混合：
（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它）
[H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）
2、強堿與強堿的混合：（先求[OH-]混：將兩種酸中的OH 離子物質的量相加除以總體積，再求其它）
[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接計算[H+]混)
3、強酸與強堿的混合：（先據H+ + OH- ==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數除以溶液總體積求[H+]混；OH-有余，則用余下的OH-數除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它）
四、稀釋過程溶液pH值的變化規律：
1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀 = pH原+ n （但始終不能大于或等于7）
2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀 〈 pH原+n （但始終不能大于或等于7）
3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 = pH原－n （但始終不能小于或等于7）
4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 〉 pH原－n （但始終不能小于或等于7）
5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近7
6、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。
五、強酸（pH1）強堿（pH2）混和計算規律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
1、若等體積混合： pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7
pH1+pH2≥15 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3
pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+0.3
2、若混合后顯中性
pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1
pH1+pH2≠14 V酸：V堿=1：1014-（pH1+pH2）
六、酸堿中和滴定：
1、中和滴定的原理：實質：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質的量相等。
2、中和滴定的操作過程：
（1）儀②滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標數越來越大，全部容積大于它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數點后一位。
（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。
（3）準備過程：準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。
（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標準液洗（或待測液洗）→裝溶液→排氣泡→調液面→記數據V(始)
（4）試驗過程
3、酸堿中和滴定的誤差分析
誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進行分析
式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數；c——酸或堿的物質的量濃度；
V——酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：c堿=
上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標準酸，其數值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現的卻是V酸的增大，導致c酸偏高；V堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。
同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。
七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）
1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應。
2、水解的實質： 水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。
3、鹽類水解規律：
①有 弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰 強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。
②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)
4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應互逆） （2）程度小 （3）吸熱
5、影響鹽類水解的外界因素：
①溫度：溫度越 高 水解程度越大 （水解吸熱，越熱越水解）
②濃度：濃度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）
③酸堿：促進或抑制鹽的水解（H+促進 陰離子 水解而 抑制 陽離子水解；OH -促進陽離子水解而抑制陰離子水解）
6、酸式鹽溶液的酸堿性：
①只電離不水解：如HSO4- 顯 酸 性
②電離程度＞水解程度，顯 酸 性 （如: HSO3- 、H2PO4-）
③水解程度＞電離程度，顯 堿 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）
7、雙水解反應：
（1）構成鹽的陰陽離子均能發生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。
（2）常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據是兩邊電荷平衡，
如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
8、鹽類水解的應用：
水解的應用 實例 原理
1、凈水 明礬凈水 Al3++3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+

2、去油污 用熱堿水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH-

3、藥品的保存 ①配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸 Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+

②配制Na2CO3溶液時常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH-

4、制備無水鹽 由MgCl2?6H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱 若不然，則：
MgCl2?6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2 MgO+H2O
5、泡沫滅火器 用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑
6、比較鹽溶液中離子濃度的大小 比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小 NH4++H2O NH3?H2O+H+
c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
9、水解平衡常數 （Kh）
對于強堿弱酸鹽：Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數)
對于強酸弱堿鹽：Kh =Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數）
八、電離、水解方程式的書寫原則
1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫
注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當微弱。
2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫
九、溶液中微粒濃度的大小比較
基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關系：
①電荷守恒：任何溶液均顯電 中 性，各陽離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和
②物料守恒: （即原子個數守恒或質量守恒）某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和
③質子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。
十、難溶電解質的溶解平衡
1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識
（1）溶解度 小于 0.01g的電解質稱難溶電解質。
（2）反應后離子濃度降至1*10-5以下的反應為完全反應。如酸堿中和時[H+]降至10-7mol/LHg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
陰離子放電順序：是惰性電極時：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)
是活性電極時：電極本身溶解放電
注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極（Fe、Cu)等金屬，則陽極反應為電極材料失去電子，變成離子進入溶液；若為惰性材料，則根據陰陽離子的放電順序，依據陽氧陰還的規律來書寫電極反應式。
電解質水溶液點解產物的規律
類型 電極反應特點 實例 電解對象 電解質濃度 pH 電解質溶液復原
分解電解質型 電解質電離出的陰陽離子分別在兩極放電 HCl 電解質 減小 增大 HCl
CuCl2 --- CuCl2
放H2生成堿型 陰極：水放H2生堿
陽極：電解質陰離子放電 NaCl 電解質和水 生成新電解質 增大 HCl
放氧生酸型 陰極：電解質陽離子放電
陽極：水放O2生酸 CuSO4 電解質和水 生成新電解質 減小 氧化銅
電解水型 陰極：4H+ + 4e- == 2H2 ↑
陽極：4OH- - 4e-= O2↑+ 2H2O NaOH 水 增大 增大 水
H2SO4 減小
Na2SO4 不變
上述四種類型電解質分類：
（1）電解水型：含氧酸，強堿，活潑金屬含氧酸鹽
（2）電解電解質型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽（氟化物除外）
（3）放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽
（4）放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽。
②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g,l,s分別表示固態，液態.

※注意：
（1）、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變，這時的反應熱叫中和熱。
2．強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH-反應、總壓力，只有當m+n≠p+q時 平衡
②Mr一定時;0
☆ 常見的放熱反應： ① 所有的燃燒反應 ② 酸堿中和反應
③ 大多數的化合反應 ④ 金屬與酸的反應
⑤ 生石灰和水反應 ⑥ 濃硫酸稀釋， V正減小，但m+n=p+q時 不一定平衡
溫度 任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變） 平衡
體系的密度 密度一定 不一定平衡
其他 如體系顏色不再變化等 平衡
（二）影響化學平衡移動的因素
1：濃度變化，Δt，各物質濃度不變→反應速率不變
②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢
二，也可以是分數
⑤各物質系數加倍，△H加倍、氫氧化鈉固體溶解等
☆ 常見的吸熱反應：① 晶體Ba(OH)2?8H2O與NH4Cl ② 大多數的分解反應
③ 以H2、CO： ① 決定因素（內因），總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和大的方向移動:V(C):V(D)=m：
化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”:p、C為還原劑的氧化還原反應 ④ 銨鹽溶解等
二：25 ℃，101 kPa時、濃度對化學平衡移動的影響
（1）影響規律、熱化學方程式
書寫化學方程式注意要點：用來衡量化學反應的快慢，總壓力一定（其他條件一定） 平衡
②m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定） 不一定平衡
混合氣體平均相對分子質量Mr ①Mr一定時：時間）單位。
第二章 化學反應速率和化學平衡
一、化學反應速率
1. 化學反應速率（v）
⑴ 定義:
①熱化學方程式必須標出能量變化：反應物的性質（決定因素）
② 條件因素（外因）：反應所處的條件
2:q;0，氣態，水溶液中溶質用aq表示）
③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。
④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，都可以使平衡向正方向移 動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動
（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變、惰性氣體對于速率的影響
①恒溫恒容時、溫度對化學平衡移動的影響
影響規律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動；反應逆向進行，△H改變符號，單位kJ/mol）
四、中和熱
1．概念：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應而生成1mol H2O、燃燒熱
1．概念、化學平衡
（一）1.定義。
③燃燒物的物質的量，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量，所以平衡不移動
（3）在溶液中進行的反應、運用：根據蓋斯定律。燃燒熱的單位用kJ/、化學平衡的特征。
2：kJ/mol
3.產生原因。
※注意以下幾點：mol/：1 mol ④研究內容：放出的熱量。（ΔH

標簽：知識化學反應細節