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高中化学综合归纳专题一化学计量1.常用到的一些计算公式
1.万能恒等式
2.标准状况下混合气体的平均摩尔质量M混=
22.4·ρ混
3.溶质的质量分数与溶质的物质的量浓度的换算
4.阿伏加德罗定律的推论同温同压下,气体的体积比等于它们的物质的量之比V1/V2=n1/n2=N1/N2同温同体积下,气体的压强比等于它们的物质的量之比p1/p2=n1/n2=N1/N2同温同压下,气体的密度比等于它们的相对分子质量之比M1/M2=ρ1/ρ
26.溶液稀释定律
①溶液稀释前后,溶质的质量不变m液1×ω1=m液2×ω2或ρ1V1ω1=C2V2M
②溶液稀释前后,溶质的物质的量不变C1V1=C2V2
③同溶质、同质量分数的溶液任意混合,溶质的质量分数不变
④同溶质、不同质量分数的溶液混合后的计算ⅰ等质量混合ω混=ω1+ω2/2ⅱ等体积混合溶液密度大于1时ω混ω1+ω2/2溶液密度小于1时ω混ω1+ω2/2ⅲC与ω的转换比较C1/C2=ρ1ω1/ρ2ω22.阿伏伽德罗常数的应用
1.注意外界条件及物质的状态凡要用到n=V/
22.4L·mol-1计算,则必须同时满足“标况、气体”
2.明确物质的结构
①构成分子的原子数目不一定是2;如稀有气体分子为单个原子,臭氧分子为3个原子等
②出现同位素原子的物质的摩尔质量、物质的量、质子数、电子数、中子数的计算如摩尔质量物质的量质子数电子数中子数18gH2O18g/mol1mol10NA10NA8NA18gD2O20g/mol
0.9mol9NA9NA9NA18gT2O22g/mol9/11mol90/11NA90/11NA108/11NA
③一些物质中共价键数目的计算方法(双键算两个、三键算三个)1mol物质中共价键数目=1/2·化学式中各原子形成的共价键数目之和·NA如1mol白磷(P4)含有的共价键数目为1/2·(3×4)·NA=6NA1molCnH2n+2含有的共价键数目为1/2·(4×n+2n+2)·NA=3n+1NA注意若题目中是求“极性键”或“非极性键”或“碳碳单键”,则要分辨清楚再计算
3.考虑弱电解质的部分电离和弱离子的部分水解如1L1mol/L的Na2CO3溶液中,CO32-离子的数目是小于NA,但是阴离子的总数却是大于NA
4.不要忽略水的存在凡判断溶液中的分子总数、氧原子或氢原子数目,不要“漏水”
5.考虑可逆反应的不彻底性如1molN2合成NH3放出QKJ热,现将1molN2和3molH2充分混合反应,放出的热量小于QKJ
6.注意胶体中的胶粒是许多粒子的集合体如1L1mol/L的FeCl3溶液制得的胶体中,胶粒的数目小于NA
7.注意一些影藏的化学反应如NO2气体中存在2NO2N2O4,故1molNO2气体中分子数小于NA
8.注意某些氧化还原反应中电子转移的数目1molNa2O2与足量的CO2或H2O反应,转移电子数目均为NA1molCl2或H2O2发生歧化反应时,转移电子数目均为NA;但是只作氧化剂或还原剂时,转移电子数目均为2NA
9.相同质量、相同最简式的不同物质(或它们的混合物),均可看成是相同质量的最简式来计算如42g的C2H4和C4H8的混合气体中,含C原子的数目一定为3NA,含原子总数一定为9NA专题二氧化还原反应考点1氧化还原反应的基本概念及其关系方法点击为了方便记忆、快速解题可采用如下口诀升失氧、降得还;剂性一致、其他相反考点2常见的氧化剂和还原剂1常见的氧化剂
①非金属单质如Cl
2、O
2、Br2等
②含有高价态元素的化合物浓H2SO
4、HNO
3、KMnO
4、MnO
2、KClO
3、K2Cr2O7等
③某些金属性较弱的高价态离子Fe3+、Ag+、Pb4+、Cu2+等
④过氧化物Na2O
2、H2O2等2常见的还原剂
①活泼金属K、Na、Mg、Al等
②非金属离子及低价态化合物S2-、H2S、I-、SO
2、H2SO
3、Na2SO3等
③低价阳离子Fe2+、Cu+等
④非金属单质及其氢化物H
2、C、CO、NH3等方法点击强氧化剂与强还原剂相遇时,一般都会发生氧化还原反应;但是也有可能不反应如H2SO4浓与金属、H2S、S2-、HI、I-、HBr、Br、Fe2+、P等Cl2与金属、H2S、S2-、HI、I-、HBr、Br-、Fe2+、H
2、SO
2、SO32-、H2SO3等HNO3与金属、H2S、S2-、HI、I-、HBr、Br-、Fe2+、P、SO
2、SO32-、H2SO3等O2与金属、H2S、S2-、HI、I-、Fe2+、P、Si、H2等考点3氧化性或还原性强弱的比较规律(氧化性、还原性强弱的实质取决于得失电子的难易程度,与得失电子的数目的多少无关)1.依据反应式来判断氧化剂+还原剂氧化产物+还原产物氧化性氧化剂>氧化产物还原性还原剂>还原产物2.依据反应条件来判断当不同的氧化剂作用于同一还原剂时,如氧化产物价态相同,可依据反应条件的难易程度来判断例如Cu+4HNO3浓====CuNO32+2NO2↑+2H2OCu+2H2SO4浓CuSO4+SO2↑+2H2O氧化性浓HNO3>浓H2SO43.依据产物价态的高低来判断例如2Fe+Cl22FeCl3Fe+SFeS氧化能力Cl2>S4.据“三表”判断1根据元素周期表判断同主族元素从上到下,同周期主族元素从右到左,元素单质的氧化性逐渐减弱,还原性逐渐增强,对应的阳离子氧化性逐渐减弱,阴离子还原性逐渐增强2根据金属活动顺序表判断3根据非金属活动顺序表判断5.依据“两池”判断1两种不同的金属构成原电池的两极负极金属是电子流出的极,正极金属是电子流入的极其还原性正极<负极2用惰性电极电解混合溶液时,阴极先放电的阳离子氧化性较强,阳极先放电的阴离子还原性较强6.依据“三度”判断“三度”即浓度、温度、酸碱度如氧化性HNO3浓>HNO3稀、HNO3热>HNO3冷、KMnO4H+>KMnO4考点4氧化还原反应规律1.得失电子守恒规律在任何氧化还原反应中,氧化剂得到电子总数与还原剂失去电子总数相等此规律应用于解氧化还原反应的计算题,氧化还原反应方程式的配平2.归中规律同种元素间不同价态的氧化还原反应进行时,其产物的价态既不相互交换,也不交错如H2S与浓硫酸作用,H2S的氧化产物不可能为硫酸,而浓硫酸的还原产物不可能为H2S;也不可能H2S的氧化产物是SO2,而浓硫酸的还原产物为硫但有可能是同一物质,即硫或SO2同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应;同种元素高价化合物与低价化合物,当有中间价态时才有可能反应,若无中间价态,则不反应如浓硫酸不能氧化SO2同种元素的高价态氧化低价态时可简记为高到高,低到低,可以归中,不能跨越3.先后规律同一氧化剂同时与同浓度的若干种还原剂反应,往往是还原性强的先被氧化如向FeBr2溶液中滴入少量氯水,Fe2+先被氧化而向FeI2溶液中滴入少量氯水,碘离子先被氧化4.价态规律同一元素最高价态只具有氧化性;最低价态只具有还原性;中间价态既具有氧化性,又具有还原性可简记为高价氧,低价还,中价全考点5氧化还原反应方程式的配平及有关计算
1.氧化还原方程式的配平1配平三原则
①电子守恒,即转移电子数相等
②质量守恒,既反应前后原子种类和数目相等
③电荷守恒,即反应前后电荷总数相等主要应用于离子方程式的配平2配平要点口诀第一步找变价,定变化;第二步使升降相等,配变价元素;第三步观察配平未变价元素
2.氧化还原反应的计算n氧化剂×变价原子个数×化合价变化值=n还原剂×变价原子个数×化合价变化值专题三离子反应考点1离子方程式的书写1.离子方程式书写时应遵循的规律1依据客观事实2遵循三个守恒
①必须遵循质量守恒原理即反应前后原子种类及个数应相等
②必须遵循电荷守恒原理即反应前后离子所带的电荷总数应相等
③必须遵循电子得失守恒原理适用于氧化还原反应的离子方程式2.一般步骤一写;二拆(强酸、强碱、可溶性盐拆,其他都不拆);三删;四查3.离子方程式书写时必须注意的知识点1对于微溶物的处理有三种情况口诀“谁”为主,就写“谁”
①在生成物中有微溶物析出时,微溶物用化学式表示,如Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液2Ag++SO42-====Ag2SO4↓
②当反应物里有微溶物处于溶液状态稀溶液,应写出离子的形式如CO2气体通入澄清的石灰水中CO2+Ca2++2OH-====CaCO3↓+H2O
③当反应物里有微溶物处于浊液或固态时,应写成化学式如在石灰乳中加入Na2CO3溶液,因为石灰乳中大部分的CaOH2未溶解,未电离的CaOH2为主,电离的CaOH2很少,所以应写成化学式CaOH2+CO32-====CaCO3↓+2OH-2有NH3参加或生成的反应氨水作为反应物写NH3·H2O或NH3;作为生成物,若有加热条件或浓度很大时,应写NH3↑3固体与固体间的反应不能写离子方程式,如NH4Cl和熟石灰反应制取NH3浓H3PO
4、浓H2SO4参加反应时不写成离子,如Cu与浓H2SO4反应而浓HNO
3、浓HCl则可写成离子,如Cu与浓HNO3反应,可写成Cu+4H++2NO3-====Cu2++2NO2↑+2H2OMnO2与浓HCl共热可写成MnO2+4H++2Cl-Mn2++Cl2↑+2H2O所以未处于自由移动离子状态的反应不能写离子方程式4多元弱酸酸式根离子,在离子方程式中不能拆开写如HCO3-不能写成H++CO32-;而强酸酸式根离子在离子方程式中要拆开写如HSO4-在溶液中应写成H++SO42-考点2离子方程式正误的判断1.不符合客观事实,错写反应产物如2Fe3++3S2-==Fe2S3,Fe3+有氧化性,S2-有还原性,Fe3+可将S2-氧化为S,即2Fe3++S2-==2Fe2++S↓2.混淆化学式和离子式的书写形式如NH3通入醋酸溶液中CH3COOH+NH3==CH3COONH4,未将CH3COONH4拆分成CH3COO-、NH4+3.漏写部分离子反应如BaOH2溶液与H2SO4溶液反应Ba2++SO42-==BaSO4↓,漏掉了H+与OH-的反应4.错写反应物或产物的配比关系如BaOH2溶液与H2SO4溶液反应Ba2++OH-+H++SO42-==BaSO4↓+H2O应写成Ba2++2OH-+2H++SO42-==BaSO4↓+2H2O5.电荷不守恒或原子不守恒如Fe2++Cl2==Fe3++2Cl-,而应写成2Fe2++Cl2====2Fe3++2Cl-6.氧化还原反应中得失电子不守恒如2MnO4-+3H2O2+6H+==2Mn2++4O2↑+6H2O,而应写成2MnO4-+5H2O2+6H+==2Mn2++5O2↑+8H2O7.忽视了题设条件及要求如“过量”“少量”“等物质的量”“适量”“任意量”等例1碳酸氢钠溶液与少量石灰水反应HCO3-+Ca2++OH-==CaCO3↓+H2O(“少定多变”)例2碳酸氢钠溶液与足量石灰水反应2HCO3-+Ca2++2OH-==CaCO3↓+2H2O+CO32-8.生成的产物可与过量的物质继续反应的离子反应NaOH与AlCl3溶液足量或不足量NaAlO2溶液通入CO2少量或过量,BaOH2溶液通入CO2少量或过量,NaAlO2溶液加HCl少量或过量,有关离子方程式都有区别注意向C6H5ONa溶液通入CO2少量或过量离子反应方程式是一样的9.酸式盐与量有关的离子反应如NaHSO4溶液加入过量的BaOH2,因为BaOH2过量,NaHSO4溶液中的H+和SO42-均参加反应,所以参加反应的H+和SO42-与原溶液中的H+和SO42-相等,原溶液中的H+和SO42-物质的量之比为1∶1,即在离子反应方程式中H+和SO42-物质的量之比为1∶1,离子反应方程式如下H++SO42-+OH-+Ba2+====BaSO4↓+H2O10.较特殊且与量有关的离子反应,这类离子反应要求量与其他因素统筹兼顾如MgHCO32溶液与过量NaOH反应,不可忽视MgOH2比MgCO3更难溶、更稳定;明矾与足量BaOH2溶液反应,不可忽视AlOH3的两性;NH4HSO4溶液与足量BaOH2溶液反应,不可忽视NH3·H2O也是弱电解质;新制氯水与少量FeBr2溶液反应,不可忽视Fe2+、Br-都能被氯气氧化等11.混合顺序不同,离子反应不同,这类离子反应应注意各物质量的变化如NaOH与AlCl3溶液、Na2CO3与HCl、Na2S与FeCl
3、氯水与FeBr
2、NH3·H2O与AgNO3等考点3离子共存1.离子间相互结合呈沉淀析出时不能大量共存如形成BaSO
4、CaCO
3、AgCl、H2SiO3等2.离子间相互结合呈气体逸出时不能大量共存如H+与S2-、HS-、CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-,OH-与NH4+等,由于分别逸出气体H2S、CO
2、SO
2、NH3等而不能大量共存3.离子间相互结合成弱电解质时不能大量共存如H+与CH3COO-、OH-、ClO-、F-、H2PO4-、HPO42-、PO43—4.离子间发生双水解反应析出沉淀或逸出气体时不能大量共存如Al3+分别与AlO2-、CO32-、HCO3-、SO32-、SiO32-、C6H5O-;Al3+与S2-、HS-等5.离子间发生氧化还原反应时不能大量共存如MnO4-、ClO-、Fe3+分别与I-、S2-、SO32-等6.在酸性介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存如NO3-和I-、S2-、SO32-、Fe2+在中性或碱性溶液中可以共存,但在有大量H+存在的情况下则不能共存7.离子间相互结合成络合离子时不能大量共存如Fe3+与SCN-Fe3+与C6H5O-H+等8.注意题的前提设置颜色Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-等有颜色;※离子共存(熟记以下一些常见离子的共存关系)1.H+不能与弱酸根离子大量共存2.OH-不能与除K+、Na+、Ba2+以外的阳离子大量共存,不能与弱酸的酸式根离子大量共存3.Cl-不能与Ag+大量共存(能与Ag+共存的阴离子只有NO3-)4.SO42-不能与Ba2+、Pb2+、Ag+、Ca2+大量共存5.CO32-不能与除K+、Na+、NH4+以外的阳离子大量共存专题四元素周期表和元素周期律
(一)元素周期表中的一些规律1.几个重要的关系式:
1.质量数A=质子数Z+中子数N
2.原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数
3.周期序数=电子层数;主族序数=最外层电子数=价电子数=最高正价数O、F无最高正价
4.最高正价+|最低负价|=8|最低负价|=8—主族序数H例外2.几个重要的规律:
1.原子半径比较规律
①电子层数相同的原子或电子层结构相同的简单离子,原子序数越大,粒子半径越小
②电子层数不同的原子或简单离子,电子层数越多,粒子半径越大少有例外,同族无例外
③同一元素的原子半径比阴离子半径小,比阳离子半径大,且电荷数越高,半径越小
④三种短周期主族元素的位置如右图所示,它们的原子半径大小一定为WQR
2.元素性质比较规律
①同周期从左至右,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强;核对最外层电子的引力增强
②同主族自上而下,金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱;核对最外层电子的引力减弱
③金属性越强,a其单质与水、酸反应置换出氢越容易;b其最高价氢氧化物的碱性越强;c其单质的还原性一般越强;d其简单离子的氧化性越弱
④非金属性越强,a其单质与氢气化合的能力越强,形成的氢化物越稳定;b其最高价含氧酸酸性越强;c其单质的氧化性一般越强;d其简单离子的还原性一般越弱
3.相邻主族元素的原子序数之差
①左右元素的原子序数之差一般为1,但是第ⅡA、ⅢA族同周期元素的原子序数之差为
12、3周期、
114、5周期、
256、7周期
②主族或0族上下元素的原子序数之差ⅠA和ⅡA族下—上=上一周期元素的种类数目(如K与Na的差为8)ⅢA~ⅦA族及0族下—上=下一周期元素的种类数目(如Br与Cl的差为18)3.等电子粒子
1.2电子粒子He系列HeH2H-Li+Be2+
2.10电子粒子Ne系列Ne、HF、H2O、NH
3、CH
4、Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+、N3-、O2-、F-、OH-、NH2-
3.18电子粒子Ar系列Ar、HCl、H2S、PH
3、SiH
4、C2H
6、N2H
4、H2O
2、F
2、CH3OH、CH3F、P3-、S2-、O22-、Cl-、HS-、K+、Ca2+、NH2OH
4.14电子粒子Si、N
2、CO、C2H
2、C22-、HCN、CN-
5.16电子粒子S、O
2、C2H
4、HCHO
6.22电子粒子CO
2、N2O、C3H
4、HCNO
7.24电子粒子O
3、C3H
6、HCOOH、CH3CHO、NO2-、Fe2+4.分子中各原子均满足最外层8电子结构的经验判断对不含H、Li、Be、B元素的ABn型化合物,当元素的化合价的绝对值与其最外层电子数之和为8时,则该原子最外层满足8电子结构6.分子的极性判断对于ABn型分子,当A元素化合价的绝对值等于其最外层电子数,则为非极性分子(如CH
4、SO3等);反之则为极性分子(如NH
3、SO2等)
(二)下列有关元素周期表或物质结构的知识判断的一般规律1.晶体中不一定存在化学键2.元素的非金属性越强,其单质的活泼性不一定越强3.金属元素能形成阳离子,也能形成阴离子;最高价含氧酸也可以有金属元素4.含有金属离子的晶体不一定是离子晶体;含有阳离子的晶体中不一定含有阴离子5.能与酸反应的氧化物,不一定是金属氧化物(SiO2)6.CS2和CCl4分子都是含极性键的非极性分子7.金属元素与非金属元素不一定都形成共价化合物8.熔点由高到低的顺序是金刚石碳化硅晶体硅9.热稳定性和沸点HFH2ONH
310.干冰升华 和二氧化硅熔化所克服的粒子间的相互作用不属于同种类型11.在离核最近区域内运动的电子能量最低;最易失去的电子能量最高12.最外层有2个电子的原子不一定都是金属原子(He)13.最外层大于3个电子的原子不一定都是非金属原子14.过渡元素全是金属元素,它们的原子最外层电子数均不超过215.发生化学反应时失去电子越多的金属原子,还原能力不一定越强16.由某元素一种同位素原子的质子数和中子数不能确定该元素的相对原子质量专题五电化学及其应用
(一)原电池的正、负极判断1.从电极反应的本质分析负极→升、失、氧(氧化反应),正极—降、得、还(还原反应)2.从电子流动的方向分析负极→电子流出的一极,正极—电子流入(或电流流出)的一极3.从离子移动的方向分析正(带正电的离子)移正(极),负(带负电的离子)移负(极)4.从电极材料的活性分析负极→较活泼的电极(与电解质反应的电极)5.从电极反应的现象分析负极→溶解的电极(质量减少),正极→质量增加或有气泡的电极6.燃料电池负极→通燃料的一极,正极→通O2(助燃剂,也即氧化剂)的一极
(二)原电池电极反应的书写1.普通电池先写负极负极→金属失电子变为金属阳离子,若会与介质反应,则把它们合并写出如
①碱性锌锰电池的反应为Zn+2MnO2+2H2O2MnOOH+ZnOH2负极电极反应为Zn-2e-+2OH-ZnOH2
②电池总反应式为Zn+2MnO2+H2O2MnOOH+ZnO负极电极反应为Zn-2e-+2OH-ZnO+H2O
③铅蓄电池Pb—H2SO4溶液—PbO2总反应:PbO2+2H2SO4+Pb2PbSO4+2H2O负极电极反应为Pb+SO42--2e- PbSO42.燃料电池先写正极正极→O2得电子,通常有以下四种写法
①中性或碱性条件下O2+4e-+2H2O4OH-
②酸性条件下O2+4e-+4H+2H2O
③熔融条件下(传导O2-)O2+4e-2O2-
④熔融条件下(传导CO32-)O2+4e-+2CO22CO32-含碳元素的燃料电池在碱性条件下发生,生成的CO2会与OH-反应生成CO32-如甲醇燃料电池在碱性条件下发生,总反应为2CH3OH+3O2+4OH-2CO32-+6H2O负极反应为CH3OH-6e-+8OH-CO32-+6H2O
(三)电解池的阴、阳极判断1.从与外接电源的连接分析阳极→与电源正极相连,阴极→与电源负极相连2.从电极反应的本质分析阳极→升、失、氧(氧化反应),阴极→降、得、还(还原反应)3.从电子流动的方向分析阳极→电子流出的一极,阴极→电子流入(或电流流出)的一极4.从离子移动的方向分析阳(离子)移阴(极),阴(离子)移阳(极)5.从电极反应的现象分析阳极→质量减少(质量也可以是不变),阴极→质量增加
(四)电解池中电极产物的判断放电顺序及电极反应1.阳极活泼电极(除C、Pt、Au外的金属电极)优先于阴离子放电活泼金属Pt、Au除外S2-I-Br-Cl-OH-含氧酸根离子电极反应如Cu-2e-Cu2+2Cl--2e-Cl2↑4OH--4e-O2↑+2H2O2.阴极阳离子放电,得电子能力强的先放电Ag+Hg2+Fe3+Cu2+H+Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+电极反应如Cu2++2e-Cu2H++2e-H2↑3.电解总反应的离子方程式阳极+阴极+水的电离方程式(没有水中的H+或OH-参与反应就不要加入)
(五)原理的应用1.氯碱工业电解饱和食盐水制取氢气、氯气和烧碱(2NaCl+2H2O==2NaOH+H2↑+Cl2↑)2.电镀镀件作阴极,镀层金属作阳极,电解质溶液含镀层金属阳离子3.精炼铜以精铜作阴极,粗铜作阳极,以硫酸铜为电解质溶液4.电解熔融状态的Al2O
3、MgCl
2、NaCl可分别得到金属单质铝、镁、钠
(六)其他规律1.电子在外电路移动,离子在内电路移动2.盐桥中的离子移动方向为正(带正电的离子)移正(极),负(带负电的离子)移负(极)3.设计为原电池装置中的反应必须是氧化还原反应(非氧化还原反应不能)4.生活中金属的腐蚀主要是电化学腐蚀,
①酸性条件发生析氢腐蚀(2H++2e-H2↑);
②酸性较弱、中性或碱性条件下发生吸氧腐蚀(O2+4e-+2H2O=4OH-),吸氧腐蚀最常见5.一般的腐蚀规律电解引起的腐蚀阳极原电池引起的腐蚀负极化学腐蚀有防护措施的腐蚀6.金属防护的常见方法
①牺牲阳极原电池的负极的阴极保护法
②外加电源的阴极电解池保护法7.对于可充电电池,充电方向为电解的反应;放电方向为原电池反应
①充电时,正(原电池的正极)连正(电源的正极),负(原电池的负极)连负(电源的负极);
②原电池负极发生的反应(氧化反应)与电解池的阴极发生的反应(还原反应)相反;
③原电池正极发生的反应(还原反应)与电解池的阳极发生的反应(氧化反应)相反8.电解前后溶液中酸碱性的变化:氢出碱增;氧出酸增;氢氧共出,酸酸、碱碱、中中9.电解后要使得电解液复原,总的原则是:“少什么(变成气体或固体的元素组成化合物)加什么”、“少多少加多少”10.电解池中有关量的计算或判断串联电路中的每个电极转移的电子数相等,也等于电源(或原电池)中正极或负极上转移的电子数专题六化学反应速率与化学平衡
(一).化学反应速率1.计算公式υ=△C/△t(注意是单位时间内浓度的变化值)单位mol·L-1·S-1或mol·L-1·min-12.特点
1.是平均速率且均取正值;
2.同一方向各物质表示的反应速率之比等于方程式中对应物质的计量数之比;
3.比较反应速率的大小,要转化成同一物质的速率,且单位要一致3.影响反应速率因素(外因)
①浓度浓度越大,反应速率越快(固体和纯液体不能改变其浓度);规律谁变谁变,不变不变
②温度温度越高,反应速率越快(正、逆反应速率均增大);规律吸热大变,放热小变
③压强(只适用于有气体的反应,且要引起浓度变化)增大压强,反应速率增大(正、逆反应速率均增大);规律大的大变,小的小变ⅰ.恒温恒容下充入非反应气体,压强虽然增大,但浓度均没改变,故速率也不改变;ⅱ.恒温恒压下充入非反应气体,容器体积扩大相当于减压,V正、V逆均减小
④催化剂加快反应速率(正逆反应速率同时同倍数增大);
⑤其它条件例如固体的颗粒大小、声、光、射线等4.有效碰撞理论
1.浓度和压强的改变使单位体积内活化分子的数目改变,有效碰撞次数改变,速率改变
2.温度和催化剂的改变使单位体积内活化分子的百分数改变,有效碰撞次数改变,速率改变
(二).化学平衡1.化学平衡状态的标志
1.直接标志
①.V正=V逆ⅰ.速率要一正一逆;ⅱ.同种物质数值相等,异种物质数值等于对应的计量数之比;
②.各组分的浓度保持不变[平衡时反应的速率均为0,但V正=V逆≠0]
2.间接标志该物理量随反应的进行而改变,则它不变(为定值)时,说明反应达到平衡;若该物理量随反应的进行一直不变,则它不变时,不能说明反应达到平衡即变则行,不变则不行(提示密度=气体总质量÷容器的体积;M=气体总质量÷气体的总物质的量)2.化学平衡移动原理(勒沙特列原理)(可以解释一切符合“动态平衡”的可逆变化)如果改变影响平衡的一个条件,平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动
(1)浓度增反应物浓度或减生成物浓度,V正V逆,平衡正向移动;减反应物浓度或增生成物浓度,V正V逆,平衡逆向移动1改变固体或纯液体的量,不会使平衡移动;
②浓度的假变化如容积扩大为原来的两倍,某组分浓度变为原来的
0.8倍,则该组分的浓度实为增大
(2)温度升温,V吸、V放均增,但V吸V放,平衡向吸热反应方向移动;降温,V吸、V放均降,但V吸V放,平衡向放热反应方向移动
(3)压强加压,V正、V逆均增,但体积大的一方速率更大,平衡向体积小的一方移动;减压,V正、V逆均降,但体积小的一方更大,平衡向体积大的一方移动
①.恒温恒容下,充入非反应气体,V正、V逆均不变,平衡不移动;
②.恒温恒压下,充入非反应气体,平衡向气体体积大的一方移动相当于减压
③.若两边气体体积数相等,V正、V逆同等变化,故平衡不移动;
④.容积缩小,浓度会陡增;若容器内气体有颜色,颜色一定是先变深,再朝平衡移动方向的颜色变化,但是最终的颜色一定比变化前的深
(4)催化剂V正、V逆同等变化,对化学平衡无影响,但能缩短到达平衡所需时间3.化学平衡常数(K=生成物浓度的幂之积/反应物浓度的幂之积;固体和纯液体不代入计算式)
(1)对于一个确定的可逆反应,K只与温度的变化有关
(2)若可逆反应的计量数扩大或缩小,或者把可逆反应逆过来,或有一种物质由气体变为非气体,K均发生相应变化(水为气体时要代入计算式)
(3)在溶液中发生的可逆反应,强电解质用离子的浓度代入,弱电解质用分子的浓度代入
(4)可以通过计算浓度商Q与K的值大小比较,判断平衡的移动方向(Q与K的计算式相同,但是Q代入的是某一时刻各物质的浓度,而K一定是代入平衡时刻各物质的浓度)QK平衡正向移动[v正v逆];QK平衡逆向移动[v正v逆];Q=K平衡不移动4.解答图象题的思路与方法
①思路一看(点线面)、二想(规律)、三判断;
②解题技巧定一议二原则,先拐先平数值大;
(三).等效平衡1.原理外界条件相同时,可逆反应不论从正反应开始,还是从逆反应开始,还是正反应和逆反应同时开始,途径虽然不同,只要起始浓度相当,则所建立的平衡是等效平衡2.方法一边倒法(即都转化到某一边的物质)3.规律
(1).在恒温恒容下,反应前后气体分子总数不等,等量加料,则两次平衡等效;
(2).在恒温恒容下,反应前后气体分子总数相等,等比加料,则两次平衡等效(两次平衡的C不等);
(3).在恒温恒压下,不论反应前后气体分子总数是否相等,等比加料,则两次平衡等效【提示在等比加料的等效平衡中,生成物为一种,反应物所加的量等于计量数之比,则生成物的量可为任意值即大于或等于0】4.特点
(1).两次等效平衡,反应体系中某一组分的量分数相等;
(2).两次等效平衡,从某一边开始加料,反应体系中某一组分的转化率相等
(四).转化率(等于该物质变化的量与其起始的量之比)1.改变温度和压强,引起平衡向正反应方向移动,则反应物的转化率一定增大2.恒温恒容下,增大反应物的用量(通常是对气体的反应)
(1)若反应物只有一种[如aAg)bBg+cCg]增大A的量,平衡向正反应方向移动若ab+c,则A的转化率增大;若ab+c,则A的转化率减小;若a=b+c,则A的转化率不变
(2)若反应物有两种[如aAg)+bBgcCg+dDg]
①增大A反应物的量,B反应物的转化率增大,A反应物的转化率反而减小
②若同倍增大A、B的量,则可以把A、B合并看成一种物质,变化相当于上述
(1)的变化3.反应物按计量数之比加料,则各反应物的转化率均相等4.体积相同的两个容器中,分别充入相同的反应物,且各物质充入的量分别相同;一个容器保持恒温恒压,一个容器保持恒温恒容
①若两边气体体积数相等,则转化率相等;
②若两边气体体积数不等,则容器中某气体反应物的转化率一定是恒压比恒容的转化率大【特别提醒】1.不可认为平衡正向移动一定是v正加快,v逆减慢;而是因为v正v逆2.不可认为平衡正向移动时,反应物浓度一定减小生成物浓度一定增大3.不能认为平衡正向移动,反应物的转化率就一定提高4.有些反应按某种比例加料,不管平衡怎样移动,某一物质的体积分数均不改变5.一定温度和压强下,反应物按计量数之比加料,平衡时生成物的体积分数为最大专题七水溶液中的离子平衡
(一)影响弱电解质电离平衡的因素(以CH3COOHH++CH3COO-为例,且起始为稀溶液)1.浓度减小溶液的浓度,电离程度增大;即越稀越电离CH3COOH的数目减少,H+和CH3COO-的数目增多,但是它们的物质的量浓度均减小,而OH-的物质的量浓度却增大(K不变)2.温度电离是吸热过程;故升温,电离程度增大(K变大);降温,电离程度减小(K变小)3.外加试剂加入强酸抑制电离;加入碱促进电离;加入能够与H+离子发生反应的物质(如活泼金属、碳酸盐等)时,可促进电离;加入CH3COONa抑制电离
(二)影响水的电离的因素(H2OH++OH-)1.温度升高温度能促进水的电离,cH+、cOH-同时增大,Kw也增大,但pH减小,且仍为中性2.酸或碱在纯水中加酸或加碱均能抑制水的电离(温度不变Kw不变);cH+与cOH-此增彼减即加酸cH+增大,cOH-减小,pH减小;加碱,cH+减小,cOH-增大,pH增大但是水电离的cH+和cOH-仍然相等,且小于10-7mol/L常温3.加入能水解的盐可使水的电离程度增大(温度不变Kw不变);水电离的cH+和cOH-仍然相等,且大于10-7mol/L常温4.加入活泼金属向纯水中加入活泼金属如金属钠,产生H2,使水的电离平衡向右移动
(三)确定某酸HA是弱酸的方法1.配制
0.1mol·L-1的HA溶液,测其pH,若其pH1,则HA是弱酸2.配制pH=2的HA溶液,加蒸馏水稀释100倍,测其pH,若2pH4,则HA是弱酸3.测定NaA溶液的pH,若pH7,则HA是弱酸4.在HA溶液中加入NaA固体,HA溶液的pH变大,则HA是弱酸5.相同温度、相同物质的量浓度的盐酸和HA,比较它们导电能力,若HA导电能力差则是弱酸6.同温、同物质的量浓度的盐酸和HA,同时加入大小、形状相同的锌粒,若HA产生气泡慢则是弱酸
(四)溶液的酸碱性和pH计算1.任意温度下cH+cOH-,溶液呈酸性;cH+=cOH-,溶液呈中性;cH+cOH-,溶液呈碱性2.常温(25℃)下pH7,溶液呈酸性;pH=7,溶液呈中性;pH7,溶液呈碱性3.pH相同的两种酸(或碱),谁弱谁的浓度大;酸与碱的pH之和为14(25℃),谁弱谁的浓度大4.酸或碱溶液稀释相同的倍数10n强的变化大强酸加n,强碱减n,弱的变化小,均不越过75.溶液pH的计算【pH=-lgcH+】
(1)若是酸性溶液,则直接求cH+,再算pH;若是碱性溶液,则必须先求cOH-,再根据Kw=cH+·cOH-求出cH+,最后算出pH
(2)若是强酸与强碱混合,根据反应H++OH-=H2O进行求算;若nH+=nOH-,则室温下pH=7;若nH+nOH-,则cH+混合后=[nH+-nOH-]/[V酸+V碱];再算pH若nH+nOH-,则cOH-混合后=[nOH--nH+]/[V酸+V碱];再算pH
(3)酸与碱溶液混合后恰好完全反应,溶液不一定呈中性(谁强显谁性)酸与碱溶液中和至中性才是真的中性(弱的要比恰好完全反应时多加一点)pH之和为14(25℃)的酸与碱等体积混合反应,谁弱显谁性(弱的物质会过量很多)
(五)中和滴定及误差分析1.滴定管先用蒸馏水清洗多次,再用待装液润洗几次;锥形瓶只能用蒸馏水洗2.指示剂的选择看滴定终点的酸碱性终点为中性(如NaOH与HCl互滴)酚酞、甲基橙均可终点为酸性(如HCl与NH3·H2O互滴)选甲基橙(颜色变化黄色←→橙色)终点为碱性(如NaOH与CH3COOH互滴)选酚酞(颜色变化浅红色←→无色)3.滴定管读数方法是按两次读数的方向划出两根直线,若左口大就偏大,若左口小就偏小;比如4.滴定终点的判断滴入最后一滴,溶液颜色改变,且半分钟内不复原,说明达到终点5.中和滴定的误差判断[以NaOH溶液滴定稀HCl反应为例CHCl=CNaOH·VNaOH/VHCl]
(1)标准液滴定待测液,任何操作的误差分析最终均可转化到对所用标准液的体积的影响;V标偏大则C待偏大,V标偏小则C待偏小
(2)待测液滴定标准液,任何操作的误差分析最终均可转化到对所用待测液的体积的影响;V待偏大则C待偏小,V待偏小则C待偏大
(六)电解质溶液中粒子浓度大小的比较1.盐溶液的水解程度大小判断
(1).同一种盐的溶液,越热越水解(水解过程是吸热的),越稀越水解
(2).不同种盐的溶液,盐水解生成的弱酸(或弱碱)越弱,水解程度越大如NaX、NaY、NaZ三种盐的溶液,pH依次增大,则酸性强弱为HXHYHZ2.学会运用下列三种守恒(可以是一种电解质溶液,也可以是多种电解质溶液混合)
(1)电荷守恒溶液中所有阳离子带的正电荷总数与所有阴离子带的负电荷总数相等如NaHCO3溶液中cNa++cH+=cHCO3-+2cCO32-+cOH-
(2)物料守恒溶液中任意元素的原子总数是不会改变的,抓住某两种元素的原子个数关系列等式如NaHCO3溶液中cNa+=cHCO3-+cCO32-+cH2CO3
(3)质子守恒电解质溶液中分子或离子得到或失去质子H+的物质的量应相等如NaHCO3溶液中H3O+(也就是H+)、H2CO3为得到质子后的产物;OH-、CO32-为失去质子后的产物,故有以下质子守恒关系cH3O++cH2CO3=cOH-+cCO32-3.有反应先分析反应,然后分析所得产物的电离,最后分析电离所得离子的水解(弱电解质的电离和弱离子的水解一般都是微弱的,所以原来多的粒子才是真的多)。