【正文】 反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。第二章 化學反應速率和化學平衡一、（v）⑴ 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內(nèi)反應物或生成物的物質(zhì)的量的變化⑵ 表示方法：單位時間內(nèi)反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示⑶ 計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L?s）⑷ 影響因素：① 決定因素（內(nèi)因）：反應物的性質(zhì)（決定因素）② 條件因素（外因）：反應所處的條件外因?qū)瘜W反應速率影響的變化規(guī)律 條件變化 反應物的濃度 大減小氣體反應物的壓強 大減單位體積里的總數(shù)目減少，百分數(shù)不變減小 增單位體積里的總數(shù)目增多，百分數(shù)不變增大單位體積里的總數(shù)目減少，百分數(shù)不變減小 增活化分子的量的變化單位體積里的總數(shù)目增多，百分數(shù)不變反應速率的變化 增大 小反應物的溫度 高降低反應物的催化劑 用撤去其他劑等※注意：（1）、參加反應的物質(zhì)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。（2）、惰性氣體對于速率的影響 ①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)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、化學平衡（一）：化學平衡狀態(tài)：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‖，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態(tài)?；瘜W平衡的特征逆（研究前提是可逆反應）等（同一物質(zhì)的正逆反應速率相等）動（動態(tài)平衡）定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分數(shù)恒定）變（條件改變，平衡發(fā)生變化）判斷平衡的依據(jù)判斷可逆反應達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)例舉反應mA(g)+nB(g)C(g)+qD(g)①各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分數(shù)一定混合物體系中各成分的含量④總體積、總壓力、總物質(zhì)的量一定①在單位時間內(nèi)消耗了m molA同時生成m molA，即V(正)=V(逆)②在單位時間內(nèi)消耗了n molB同時消耗了p molC，則正、逆反應 速率的關(guān)系③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)④在單位時間內(nèi)生成n molB，同時消耗了q molD，因均指V(逆)①m+n≠p+q時，總壓力一定（其他條件一定）壓強②m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定）不一定平衡平衡 不一定平衡 不一定平衡 V(正)=V(逆)不一定平衡 ②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分數(shù)一定 ③各氣體的體積或體積分數(shù)一定平衡平衡平衡光，電磁波，超聲波，固體反應物顆粒的大小，溶有影響百分數(shù)劇減，單位體積里的總數(shù)目劇減劇減 使百分數(shù)劇增，單位體積里的總數(shù)目劇增劇增百分數(shù)減少，單位體積里的總數(shù)目減少減小 升百分數(shù)增大，單位體積里的總數(shù)目增多增大平衡平衡 混合氣體平均相對分子質(zhì)量Mr ①Mr一定時，只有當m+n≠p+q時 ②Mr一定時，但m+n=p+q時平衡 不一定平衡平衡 不一定平衡平衡 溫度 體系的密度 其他 任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變）密度一定如體系顏色不再變化等（二）影響化學平衡移動的因素濃度對化學平衡移動的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，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，所以平衡不移動（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小，V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學平衡向反應方程式中化學計量數(shù)之和大的方向移動。溫度對化學平衡移動的影響影響規(guī)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，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。壓強對化學平衡移動的影響影響規(guī)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(tài)物質(zhì)存在的化學平衡發(fā)生移動（2）：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_。（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(shù)（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(shù)比值。符號：K（二）使用化學平衡常數(shù)K應注意的問題：表達式中各物質(zhì)的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。K只與溫度（T）關(guān)，與反應物或生成物的濃度無關(guān)。反應物或生產(chǎn)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。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(guān)系式中。（三）化學平衡常數(shù)K的應用:化學平衡常數(shù)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(zhuǎn)化率越高。反之，則相反?？梢岳肒值做標準，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(tài)。Q〉K:反應向逆反應方向進行利用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。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(shù)改變的可逆反應：必須要保證化學計量數(shù)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(zhì)的量與原來相同。第二類：對于反應前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應：只要反應物的物質(zhì)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(shù)之比相同即可視為等效平衡。五、化學反應進行的方向反應熵變與反應方向：（1）熵:物質(zhì)的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，：J???mol1?K1(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o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(jù)。.（3）同一物質(zhì)，在氣態(tài)時熵值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)反應方向判斷依據(jù) 在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據(jù)為： ΔHTΔS〈0 反應能自發(fā)進行ΔHTΔS=0 反應達到平衡狀態(tài)ΔHTΔS〉0 反應不能自發(fā)進行注意：（1）ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發(fā)進行（2）ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發(fā)進行第三章 水溶液中的離子平衡一、弱電解質(zhì)的電離定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電的化合物,叫電解質(zhì)。非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物。強電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)——離子化合物或共價化合物 非電解質(zhì)——共價化合物注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 ②SONHCO2等屬于非電解質(zhì)③強電解質(zhì)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(zhì)）——電解質(zhì)的強弱與導電性、溶解性無關(guān)。電離平衡：在一定的條件下，當電解質(zhì)分子電離成 離子的速率 和離子結(jié)合成 時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。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(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會 減弱 電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應的物質(zhì)時，有利于電離。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）電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)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(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）表示方法：AB1影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。b、電離常數(shù)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(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClOA++BKi=[ A+][ B]/[AB]二、水的電離和溶液的酸堿性水電離平衡：:水的離子積：KW = c[H+]c[OH] 25℃時, [H+]=[OH] =107 mol/L。KW = [H+][OH] = 1*1014 注意：KW只與溫度有關(guān)，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）水電離特點：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱影響水電離平衡的外界因素： ①酸、堿 ：抑制水的電離 KW〈1*1014 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*1014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 ~（橙色）~（紫色）~（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(shù)值或范圍 三、混合液的pH值計算方法公式強酸與強酸的混合：（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）[H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）強堿與強堿的混合：（先求[OH]混：將兩種酸中的OH離子物質(zhì)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)強酸與強堿的混合：（先據(jù)H+ + OH==H2O計算余下的H+或OH，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混；OH有余，則用余下的OH數(shù)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(guī)律：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）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）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）弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原－n（但始終不能小于或等