高中化学选修4知识点分类总结

化学选修4化学反应与原理

章节知识点梳理

第一章化学反应与能量

化学反应中的能量变化

(1)化学反应的实质：反应物化学键断裂和生成物化学键形成。其中旧键断裂要吸收能量，新键形成会释放能量。

(2)化学反应的特征：既有物质变化，又有能量变化。

(3)化学反应中的能量转化形式：热能、光能和电能等，通常主要表现为热能的变化。

一、焓变反应热

1．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应

都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热）

2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应.

符号：△H.单位：kJ/mol ，即：恒压下：焓变=反应热，都可用ΔH表示，单位都是kJ/mol。

3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热

放出热量的化学反应。(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0，表示的时候“-”，“kJ/mol”不能省略

吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0，表示的时候“+”，“kJ/mol”不能省略

放热反应和吸热反应判断方法

①能量图像

左图反应物总能量大于产物总能量，为放热反应；

右图为反应物总能量低于产物总能量，为吸热反应

注意：a.图中可以得知物质的能量越高越不稳定；b.一定是所有物质的能量之和，而不是某一个

物质的能量高于产物或者低于产物的能量

②通过键能的计算△H

也可以利用计算△H来判断是吸热还是放热。

△H=生成物所具有的总能量-反应物所具有的总能量=反应物的总键能-生成物的总键能

（不建议大家死记硬背公式，应当理解反应物断键吸收的能量和产物成键时所放出的能量相对大小，

如果断键吸收能量大于成键释放能量则为吸热反应，如果成键释放的能量大于断键吸收的能量则为放

热反应）

根据键能计算反应热的关键是正确找出反应物和生成物所含共价键的数目，注意晶体结构中化学键的情况。

常见物质中的化学键数目

物质H—H Cl—Cl H—Cl

键能436kJ/mol 243kJ/mol 432kJ/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=2HCl

△E吸=436+243=679kJ

△E放=2×432=864kJ

△E放-△E吸=864kJ-679kJ=185kJ

说明是放热反应，则该反应的△H=-185kJ/mol

③对常见的反应进行记忆

☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②所有的酸碱中和反应③大多数的化合反应④自发氧化

还原反应，如金属与水或酸的反应，食物腐败等；⑤生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应③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。

ΔH＝E1－E2，为此反应的焓变。

催化剂的作用：降低E1、E2，但不影响ΔH，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(ΔH)的大小时，应带符号比较。对于放热反应，放出的热量越多，ΔH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H 2(g)＋I 2(g)=====200 ℃

101 kPa 2HI(g) ΔH ＝－14.9 kJ·mol －

1。

2．意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。 如：2H 2(g)＋O 2(g)===2H 2O(l) ΔH ＝－571.6 kJ·mol －

1

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: ①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。

②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）

③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。

④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 ⑤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ΔH 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ΔH 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ΔH 表示反应进行到底(完全转化)时的能量变化。如：2SO 2(g)＋O 2(g)2SO 3(g) ΔH ＝－197 kJ·mol －1是指2 mol SO 2(g)和1 mol O 2(g)完全转化为2 mol

SO 3(g)时放出的能量。实际上投入2 mol SO 2(g)和1 mol O 2(g)不可能转化为2 mol SO 3(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kJ·mol －

1(或kJ/mol)表示。

注意：①压强——101 kPa 。

②量——可燃物的物质的量为1 mol 。 ③完全燃烧。

④产物——元素完全燃烧时对应的稳定氧化物： C →CO 2(g)，H →H 2O(l)，S →SO 2(g)等。

(2)意义：例如，C 的燃烧热是393.5 kJ·mol －

1，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：C 8H 18(l)＋25

2O 2(g)===8CO 2(g)＋9H 2O(l) ΔH ＝－5518

kJ·mol －

1，即C 8H 18的燃烧热为5518 kJ·mol －

1。

(4)燃烧热的计算：Q 放＝n (可燃物)×|ΔH |

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；ΔH 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 _H 2O 时的反应热叫做中和热。

注意：

①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)===H 2O(l) ΔH ＝－57.3 kJ·mol －

1。 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) =H 2O(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。

②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 ③量——产物的物质的量为1 mol H 2O 。 (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 H 2O 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12H 2SO 4(aq)＋NaOH(aq)===12

Na 2SO 4(aq)＋H 2O(l) ΔH ＝－57.3 kJ·mol －

1。

（3）中和热的测定实验：

①一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 。

②若用弱酸或弱碱做实验，放出的热量会偏小，中和热会偏小。 ③若用浓溶液做实验，放出的热量会偏大，中和热会偏大。

④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。

⑤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 ΔH ＝－错误!

(其中：c ＝4.18 J·g －

1· ℃－

1＝4.18×10－

3 kJ·g －

1· ℃－

1；n 为生成H 2O 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kJ·mol －

1。

(2)中和热是一定值，即ΔH ＝－57.3 kJ·mol －

1，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(0.1～0.5 mol·L －

1)。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

①改善开采、运输、加工等各个环节。

②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 ＝Δc Δt ，单位：mol·L －1·s －1或mol·L －1·min －1，如密闭容器中，合成氨的反应N 2＋3H 2

2NH 3，开

始时c (N 2)＝8 mol·L

－1,

2 min 后c (N 2)＝4 mol·L －

1，则用N 2表示该反应的反应速率为2 mol·L －

1·min －

1。

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m A(g)＋n B(g)

p C(g)＋q D(g)，即q V p V n V m

V D C B A ）

（）（）（）

（=== 易错警示 (1)由v ＝

Δc

Δt

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m A ＋n B

p C ＋q D ，t 0 s 时A 的浓度为a mol·L －1，B 的浓度为b mol·L －

1，反应进行至t 1 s

时，A 消耗了x mol·L －

1，则反应速率可计算如下：

m A ＋ n B p C ＋ q D

起始浓度/mol·L －

1 a b 0 0 转化浓度/mol·L －

1 x nx m px m qx m

t 1时刻浓度/mol·L －

1 a －x b －nx m px m qx m

①求速率：v (A)＝x t1－t0

mol·(L·s)－1， v (B)＝错误! mol·(L·s)－

1，

v (C)＝错误! mol·(L·s)－

1， v (D)＝错误! mol·(L·s)－

1。

②求转化率=A α%100n n %100C C 00?=?△△如%100a x %100n n %100C C 0

0A A A A A

?=?=?=△△α

③求某时刻气体压强与初始压强比

%100b

a m x

q m x p )m x n －b x －a %100n n n n n n n n %100P D

C B A

D C B A 0000t t t t 0t ?++

++=

?++++++=

?（）（总

总p

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H 2反应的速率大小关系为F 2>Cl 2>Br 2>I 2，镁、铝、锌、铁与稀硫酸反应的速率大小关系为Mg>Al>Zn>Fe 。

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

①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。

②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ΔH＝E1－E2。

③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：

①恒温时：

增加压强――→引起体积缩小――→引起浓度增大――→引起

反应速率加快。 ②恒容时：

a ．充入气体反应物――→引起浓度增大――→引起

总压增大―→反应速率加快；

b ．充入“惰气”――→引起

总压增大(分压不变)―→各反应物质浓度不变―→反应速率不变。 ③恒压时：

充入“惰气”――→引起

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 mol·L －

1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

①反应物是X 、Y ，生成物是Z ；

②t 3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

①某物质的平均反应速率、转化率，如： v (X)＝

n1－n3V·t3mol·(L·s)－

1，Y 的转化率＝

n2－n3n2

×100%。

②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(n 1－n 3)∶(n 2－n 3)∶n 2。

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：N2＋3H22NH32SO2＋O22SO2

(2)特点

①二同：a.相同条件下；b.正逆反应同时进行。

②一小：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/(mol·L －

1) 0.1 0.3 0.2 改变浓度/(mol·L －

1) 0.1 0.1 0.2 终态浓度/(mol·L －1) 0 0.2 0.4 假设反应逆向进行到底：X 2(g)＋Y 2(g)

2Z(g)

起始浓度/(mol·L －1) 0.1 0.3 0.2 改变浓度/(mol·L －1) 0.1 0.1 0.2 终态浓度/(mol·L －1) 0.2 0.4 0

平衡体系中各物质的浓度范围为X 2∈(0,0.2)，Y 2∈(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

正、逆反应速率的关系

①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 ②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 ③v (A)∶v (B)∶v (C)∶v (D)＝m ∶n ∶p ∶q ，此时v (正)不一定等于v (逆)

不一定 ④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 ①m ＋n ≠p ＋q 时，总压强一定(其他条件一定) 平衡 ②m ＋n ＝p ＋q 时，总压强一定(其他条件一定) 不一定 平均相对分子质量(M －

r ) ①m ＋n ≠p ＋q 时，M －

r 一定 平衡 ②m ＋n ＝p ＋q 时，M －

r 一定

不一定 气体密度 ①m ＋n ≠p ＋q ，恒温恒压时，密度保持不变 平衡 ②m ＋n ＝p ＋q 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.(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：①全部是气体参与的等体积反应还是非等体积反应；②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

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)H 2(g)＋

I 2(g)。

反应 m A(g)＋n B(g)

p C(g)＋q D(g)

类型 判断依据

平衡状态 混合物体 系中各成 分的含量

①各物质的物质的量或各物质的物质的量分数一定 平衡 ②各物质的质量或各物质的质量分数一定 平衡 ③各气体的体积或体积分数一定

平衡

③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)H 2(g)＋

I 2(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。 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

(1)若其他条件不变，改变下列条件对平衡的影响如下：

(2)勒夏特列原理

如果改变影响化学平衡的条件(浓度、压强、温度等)之一，平衡将向着减弱这种改变的方向移动。 5．“惰性气体”对化学平衡的影响 (1)恒温、恒容条件

原平衡体系――→充入惰性气体

体系总压强增大―→体系中各组分的浓度不变―→平衡不移动。 (2)恒温、恒压条件

原平衡体系――→充入惰性气体

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

(等效于减压)

易错警示 (1)固体或纯液体用量的改变，对平衡没有影响。

(2)当反应混合物中不存在气态物质时，压强的变化对平衡没有影响。 (3)对于反应前后气体体积无变化的反应，如H 2(g)＋I 2(g)

2HI(g)等，压强的变化对其平衡也无影响。

但增大(或减小)压强会使各物质浓度增大(或减小)，混合气体的颜色变深(或浅)。

(4)恒容时，同等程度地改变反应混合物中各物质的浓度时，应视为压强的影响，增大(减小)浓度相当于增大(减小)压强。

5.化学平衡移动和反应物转化率的变化

转化率＝反应物的起始浓度－反应物的平衡浓度

反应物的起始浓度

×100%

(1)温度或压强改变引起平衡向正反应方向移动时，反应物的转化率必然增大。 (2)反应物用量的改变

①若反应物只有一种时，如a A(g)

b B(g) ＋

c C(g)，增加A 的量，平衡向正反应方向移动，但该反应

物A 的转化率与气体物质的化学计量数有关：

????

?

a ＝

b ＋

c A 的转化率不变a ＞ b ＋c A 的转化率增大a ＜ b ＋c A 的转化率减小

②若反应物不只一种时，如 a A(g) ＋ b B(g)

c C(g) ＋

d D(g)

a ．若只增加A 的量，平衡向正反应方向移动，则A 的转化率减小，B 的转化率增大。

b ．若按原比例同倍数的增加反应物A 和B 的量，则平衡向正反应方向移动，而反应物的转化率与气体反应物的计量数有关。

????

?

a ＋

b ＝

c ＋

d A 、B 的转化率都不变a ＋ b ＞ c ＋ d A 、B 的转化率都增大a ＋ b ＜ c ＋ d A 、B 的转化率都减小

c ．若不同倍增加A 、B 的量，相当于增加了一种物质，同a 。 (3)催化剂不改变转化率。

(4)反应物起始的物质的量之比＝系数比时，各反应物转化率相等。

（5）转化率改变，化学平衡一定发生移动，但是平衡发生移动转化率不一定发生改变，转化率不变平衡也可能发生移动。

6.常见的几种化学平衡图象 角度一 速率—时间图象

此类图象定性揭示了v 正、v 逆随时间(含条件改变对速率的影响)变化的规律，从两点思考：①c 、T 、p 、催化剂对正、逆速率的影响；②c 、T 、p 、催化剂对平衡的影响，平衡正移，则v (正)>v (逆)，反之，v (正)

以反应m A(g)＋n B(g)

p C(g)＋q D(g) ΔH <0，m ＋n >p ＋q 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(ΔH和ΔV g)。

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αA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，αA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m A(g)＋n B(g)p C(g)＋q D(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，ΔH<0。

(2)对于化学反应m A(g)＋n B(g)p C(g)＋q D(g)，L线上所有的点都是平衡点。左上方(E点)，A%大于此压强时平衡体系中的A%，E点必须朝正反应方向移动才能达到平衡状态，所以，E点v(正)>v(逆)；右下方(F点)，则v(正)

拓展了解---------等效平衡

1．含义

在一定条件下(等温等容或等温等压)，对同一可逆反应体系，起始时加入物质的物质的量不同，而达到化学平衡时，同种物质的百分含量相同。

2．原理

同一可逆反应，当外界条件一定时，反应无论从正反应开始，还是从逆反应开始，最后都能达到平衡状态。其中平衡混合物中各物质的含量相同。

由于化学平衡状态与条件有关，而与建立平衡的途径无关。因而，同一可逆反应，从不同的状态开始，只要达到平衡时条件(温度、浓度、压强等)完全相同，则可形成等效平衡。

3．等效平衡规律

对于可逆反应a A(g)＋b B(g)c C(g)＋d D(g)

反应特点a＋b≠c＋d a＋b＝c＋d 条件等温等容等温等压等温等容等温等压

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”成比

例

换算为化学方程式同一边物

质，其“量”成比例

平衡

特点

物质的量(n) 相同成比例成比例成比例

百分含量(w%) 相同相同相同相同浓度相同相同成比例相同★总结提升

等温等容条件下等效平衡

(1)等温、等容条件下，对于左右气相物质的化学计量数不等的可逆反应，改变起始时加入物质的物质的量，若按可逆反应计量数之比换算成同一半边物质(一边倒)，其物质的量对应相同，则它们互为等效平衡。

(2)等温、等容条件下，对于左右气相物质的化学计量数相等的可逆反应，改变起始时加入物质的物质的量，若按可逆反应计量数之比换算成同一半边物质(一边倒)，其物质的量对应成比例，则它们互为等效平衡。

等温等压条件下等效平衡

等温、等压条件下，对于任何有气相物质参加的可逆反应，改变起始时加入物质的物质的量，若按可逆反应化学计量数之比换算成同一半边物质(一边倒)，其物质的量对应成比例，则它们互为等效平衡。

“虚拟法”思维模型解决等效平衡

设计一个可以

比较的虚拟状态

作为中介

→错误!→错误!

如：在一个容积可变的容器中，反应2X(g)＋Y(g)2Z(g)，达到平衡时，X、Y、Z分别为4 mol、2 mol、4 mol，保持温度和压强不变，各物质均增加1 mol，平衡如何移动。

四、化学平衡常数

1．化学平衡常数

(1)概念：在一定温度下，一个可逆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是一个常数，用符号K表示。

(2)表达式：对于一般的可逆反应：m A(g)＋n B(g)p C(g)＋q D(g)，在一定温度下达到平衡时：K＝错误!。

(固体和纯液体的浓度视为常数，通常不计入平衡常数表达式中)。

(3)书写注意要点：

①表达式中各物质的浓度是平衡时的浓度。

②不要把反应体系中纯固体、纯液体以及稀溶液中水的浓度写进平衡常数的表达式中。如：

CaCO3(s)CaO(s)＋CO2(g)，K＝c(CO2)

Cr2O2－

7(aq)＋H2O(l)2CrO2－

4(aq)＋2H＋(aq)，K＝c2(CrO2－

4)·c2(H＋)/c(Cr2O2－

7)

但非水溶液中发生的反应，若有水参加或生成，则此时水的浓度不可视为常数，应写进平衡常数的表达式中。如：

C2H5OH＋CH3COOH CH3COOC2H5＋H2O，

K＝错误!。

③同一化学反应，化学方程式写法不同，其平衡常数表达式及数值亦不同。如：

N2O4(g)2NO2(g)K＝错误!＝0.36

1/2N2O4(g)NO2(g)K′＝错误!＝错误!＝0.60

2NO2(g)N2O4(g)K″＝错误!＝错误!≈2.8

因此书写化学平衡常数表达式及数值，要与化学反应方程式相对应，否则意义就不明确。

④离子反应要写入真正参加反应的离子。

如用硫氰化钾检验FeCl3:化学方程式FeCl3+3KSCN Fe(SCN)3+3KCl

其平衡常数应该是

3

SCN

Fe

SCN

Fe

-

3

3

C

C

C

K

）

（

）

（

）

（

+

=

，而不是

3

SCN

FeCl

3

KCl

SCN

Fe

C

C

C

C

K

3

3

）

（

）

（

）

（

）

（

K

=

⑤K的表达式和方程式书写有关，系数扩大n倍，则K就变为K n，方程式颠倒则平衡常数为1/K。

由于书写的不同，尽管在同一温度下，但是K值却不相同。

(4)意义

①K值越大，反应物的转化率越高，正反应进行的程度越大。

②K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化无关，与压强变化无关。

③化学平衡常数是指某一具体反应方程式的平衡常数。

若反应方向改变，则平衡常数改变。若方程式中各物质的计量数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变，但意义不变。

2．平衡转化率

平衡转化率是指平衡时已转化了的某反应物的量与转化前该反应物的量之比，用来表示反应限度。对于反应：a A(g)＋b B(g)c C(g)＋d D(g)，反应物A的转化率可以表示为：α(A)＝

A的初始浓度－A的平衡浓度

A的初始浓度

×100%

易错警示(1)同一个反应中，反应物可以有多种，但不同反应物的转化率可能不同。

(2)增大一种反应物的浓度，可以提高其他反应物的转化率，工业生产中常常提高廉价原料的比例，从而增大昂贵原料的转化率，如工业合成氨中增大氮气的浓度，从而提高氢气的转化率。

3.化学平衡常数K的应用:

①化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明平衡时生成物的浓度越

大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。一

般地，K>105时，该反应就进行得基本完全了。

②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a A(g)＋b B(g)c C(g)＋d D(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Q c＝错误!

Q c错误!

③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

④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

①对于同一反应物，起始量－转化量＝平衡量。 ②对于同一生成物，起始量＋转化量＝平衡量。 ③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：m A(g)＋n B(g)p C(g)＋q D(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 。

m A(g)＋n B(g)

p C(g)＋q D(g)

起始(mol) a b 0 0 转化(mol) mx nx px qx 平衡(mol) a －mx b －nx px qx

则有：①平衡常数：K ＝? ????px V p ·? ??

??qx V q ? ????a －mx V m ·? ??

??b －nx V n

②A 的平衡浓度：c(A )平＝a －mx V

mol ·L －

1。

③A 的转化率：α(A )平＝mx a ×100%，α(A )∶α(B )＝mx a ∶nx b ＝mb

na 。

④A 的体积分数：φ(A )＝错误!×100%。 ⑤平衡与起始压强之比：p 平

p 始＝错误!。

⑥混合气体的平均密度 ρ混＝错误! g ·L －

1。 ⑦混合气体的平均摩尔质量 M ＝错误! g ·mol －1。

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

①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)。 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)。 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，ΔH <0，具有自发进行的倾向，但有些吸热反应也可以自发进行，故只用焓变判断反应方向不全面。

(2)熵判据

①熵：描述体系混乱程度的物理量，符号为S 。熵值越大，体系混乱度越大。 ②常见的熵增过程 a ．如气体的扩散；

b ．不同状态的同一种物质：S(g )>S(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。

③熵判据：体系的混乱度增大，ΔS>0，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ΔG ＝ΔH －T ΔS 。

当ΔG ＝ΔH －T ΔS ????

?

<0时，反应能够自发进行＝0时，反应达到平衡状态

>0时，反应不能自发进行

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：

①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；

②自身电离：SO 2、NH 3、CO 2、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；

③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NaHCO 3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Na 2O 、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。

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；

⑤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。

⑥电解质的强弱与导电性、溶解性无关。如如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 4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” ①强电解质：如H 2SO 4：H 2SO 4===2H ＋

＋SO 2－4 。

②弱电解质

a．一元弱酸，如CH3COOH：CH3COOH CH3COO－＋H＋。

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：

3。原因是上一级电离出的H＋是下一级电离的产物，H2CO3H＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－

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)3Fe3＋＋3OH－。

③酸式盐

a．强酸的酸式盐

b．弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3：NaHCO3===Na＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋3。

CO2－

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 mol·L－1CH3COOH溶液为例：CH3COOH CH3COO－＋H＋(正向吸热)。