四、中和热
1.概念：
在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molHO,这时的反应热叫中和热。
2•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：
H+（aq）+OH-（aq）=H20
（1）△H=—57.3kJ/mol
3.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。
4.中和热的测定实验
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。
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（v）
⑴定义：
用来衡量化学反应的快慢,单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化
⑵表示方法：
单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
⑶计算公式：
v=Ac/At（u平均速率，△c：
浓度变化，△t:
时间）单位：
mol/（L•）
⑷影响因素：
1决定因素（内因）：
反应物的性质（决定因素）
2条件因素（外因）：
反应所处的条件
2.
外因对化学反应速率影响的变化规律
条件变化
活化分子的量的变化
¥变化
的浓度
单住体积里总救目増多，百分敷不査
増大
减d*
单位体积里总数目减少、百令数干蓝
减小
气体反应扬的压强
单伎体和JL邕救目增多，百分救不变
増大
减小
華位体积里总数目减少，百分數不袭
诚小
的温度
百介數增大,单拉体积览总數日增多
増大
降低
百分救减少,单位佯荻里总致目减少
减小
的催化
傥用
百分数剧增.学隹体积里遷数目剧增
剧増
撇去
百令数剧减・单役体积里意最目剧咸
剧减
其他
応、亀礙诡r超声渡，圉休反应畅箱粒的小"溶舸等
有越响
※注意：
（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响
1恒温恒容时：
充入惰性气体t总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变f反应速率不变
2恒温恒体时：
充入惰性气体t体积增大t各反应物浓度减小t反应速率减慢
二、化学平衡
（一）1•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，更组成成分浓度
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。
2、化学平衡的特征
逆（研究前提是可逆反应）等（同一物质的正逆反应速率相等）动（动态平衡）
定（各物质的浓度与质量分数恒定）
变（条件改变，平衡发生变化）
3、判断平衡的依据
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
例举反应
mA（g）+nB（g）」C（g）+qD（g）
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的分数一定
平衡
②各物质的质量或各物质质量分数一定
平衡
③各气体的体积或体积分数一定
平衡
④总体积、总压力、总物质的量一定
不一定平衡
正、逆反应速率的关系
①在单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA，即
V（正）=V（逆）
平衡
②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC,则
V（正）=V（逆）
平衡
③V（A）:
V（B）:
V（C）:
V（D）-m:
n:
p:
q,V（正）不一定等于V（逆）
不一定平衡
④在单位时间内生成nmolB，同时消耗了qmolD，因均
指V（逆）
不一定平衡
压强
①m+nzp+q时，总压力一定（其他条件一定）
平衡
②m+n=p+q时，总压力一疋（其他条件一疋）
不一定平衡
混合气体平均
①Mr一疋时，只有当m+n^p+q时
平衡
相对分子质量
Mr
②Mr—疋时，但m+n-p+q时
不一定平衡
温度
任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不
变）
平衡
体系的密度
密度一定
不一定平衡
其他
如体系颜色不再变化等
平衡
（二）影响化学平衡移动的因素
1、浓度对化学平衡移动的影响
（1）影响规律：
在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓
度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓
度，都可以使平衡向逆方向移动
（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动
（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，V正减
小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律：
在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着_吸热反应—方向
移动，温度降低会使化学平衡向着_放热反应—方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
影响规律：
其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着—体积缩小_方向移动；减小压强,
会使平衡向着体积增大__方向移动。
注意：
（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
4•催化剂对化学平衡的影响：
由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡__不移动___。
但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。
5•勒夏特列原理（平衡移动原理）：
如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），
平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
三、化学平衡常数
（一）定义：
在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幕之积与反应物
浓度幕之积的比值是一个常数_比值。
符号：
K
（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：
1、表达式中各物质的浓度是_变化的浓度__，不是起始浓度也不是物质的量。
2、K只与，温度（T）有关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。
（三）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_牛成物
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、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。
（Q:
浓度积）
Q_〈__K:
反应向正反应方向进行；
Q__=_K:
反应处于平衡状态；
Q_>__K:
反应向逆反应方向进行
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
*四、等效平衡
1、概念：
在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反
应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、分类
（1）定温，定容条件下的等效平衡
第一类：
对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：
必须要保证化学计量数之比与原来相同;
同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。
第二类：
对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：
只要反应物的物质的量的比例与原来相
同即可视为二者等效。
（2）定温，定压的等效平衡
只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。
五、化学反应进行的方向
1、反应熵变与反应方向：
（1）熵:
物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S.单位：
J?
mol-1?
K1
（2）体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。
•
（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。
即S（g）〉S（l）〉S（s）
2、反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：
△H-T△S〈0反应能自发进行
△H-T△S=0反应达到平衡状态
△H-T△S>0反应不能自发进行
注意：
（1）△H为负，△S为正时，任何温度反应都能自发进行
（2）△H为正，△S为负时，任何温度反应都不能自发进行
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能导电的化合物，叫电解质_。
非电解质：
在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物强电解质：
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分子电离成离子的电解质
r混和物
物质■
2、电解质与非电解质本质区别：
电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物
注意：
①电解质、非电解质都是化合物②SC2、NH3、CO?
等属于非电解质
3强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSQ不溶于水，但溶于水的BaSQ全
部电离，故BaSQ为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：
在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成
时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：
A、温度：
电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：
浓度越大，电离程度越小;溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：
在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：
加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
9、电离方程式的书写：
用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）
10、电离常数：
在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子
浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，（一般用Ka
表示酸，Kb表示碱。
）
表示方法：
ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]
11、影响因素:
a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
女口：
H2SQ>H3PQ>HF>CfCOOH>HCQ>H2S>HCIO
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水电离平衡：
:
1-1.二—
水的离子积：
Kw=c[H+]•c[OH-]_
+——7+—
25C时，[H]=[OH]=10mol/L;Kw=[H]•[OH]=1*10
注意：
Kw只与温度有关，温度一定，则Kw值一定
2、水电离特点：
（1）可逆
（2）吸热（3）极弱
Kw不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）
3、影响水电离平衡的外界因素:
①酸、碱：
抑制水的电离
2温度：
促进水的电离（水的电离是吸热的）
3易水解的盐：
促进水的电离
4、溶液的酸碱性和pH:
（1）pH=-lgc[H+]
（2）pH的测定方法：
酸碱指示剂甲基橙、石蕊
变色范围：
甲基橙3.1~4.4（橙色）
、酚酞。
石蕊5.0~8.0（紫色）
酚酞8.2~10.0（浅红色）
pH试纸一操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可<
注意：
①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围
三、混合液的pH值计算方法公式
1、强酸与强酸的混合：
（先求[H+]混：
将两种酸中的』离子物质的量相加除以总体积，再求其它）[H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）
2、强碱与强碱的混合：
（先求[OH-]混：
将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积，再求其它）[OH-]混=（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）（注意：
不能直接计算[H+]混）
3、强酸与强碱的混合：
（先据H++OH==H2O计算余下的『或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）
四、
稀释过程溶液
pH值的变化规律：
1、
强酸溶液:
稀释
10n倍时，
pH稀
=pH原+n
（但始终不能大于或等于
7）
2、
弱酸溶液:
稀释
10n倍时，
pH稀
〈pH原+n
（但始终不能大于或等于
7）
3、
强碱溶液:
稀释
10n倍时，
pH稀
=pH原一n
（但始终不能小于或等于
7）
4、
弱碱溶液:
稀释
10n倍时，
pH稀
>pH原一n
（但始终不能小于或等于
7）
5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7
6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
1、若等体积混合
pH1+pH2=14
pH1+pH2>15
pH1+pH2W13
2、若混合后显中性
则溶液显中性pH=7
则溶液显碱性pH=pH2-0.3
则溶液显酸性pH=pH1+0.3
pH1+pH2=14V酸：
V碱=1：
1
〔14-（pH1+pH2）〕
pH1+pH2工14V酸：
V碱=1：
10
六、酸碱中和滴定:
1、中和滴定的原理
实质：
H++OH—=H2O即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。
2、中和滴定的操作过程：
（1）仪②滴定管的刻度，0刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它
的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。
滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一
次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。
②滴定管可以读到小数点后一位。
（2）药品：
标准液；待测液；指示剂。
（3）准备过程：
准备：
检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。
（洗涤：
用洗液洗t检漏：
滴定管是否
漏水t用水洗t用标准液洗（或待测液洗）7装溶液t排气泡t调液面t记数据V（始）
（4）试验过程
3、酸碱中和滴定的误差分析
误差分析：
利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析式中：
n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；
V——酸或碱溶液的体积。
当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：
V酸的变化，因
上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的
为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现
的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入
锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减
少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。
综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。
同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。
七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）
1、盐类水解：
在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或0H-结合生成弱电解质的反应。
2、水解的实质：
_水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的日+或0H结合，破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。
3、盐类水解规律：
1有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
2多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。
（如:
NazCQ>
NaHCOs）
4、盐类水解的特点：
（1）可逆（与中和反应互逆）
（2）程度小（3）吸热
5、影响盐类水解的外界因素：
1温度：
温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）
2浓度：
浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）
3酸碱：
促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解;0H-促进
阳离子水解而抑制阴离子水解）
6、酸式盐溶液的酸碱性：
1只电离不水解：
如HSC4-显酸性
2电离程度〉水解程度，显酸性（如：
HSQ-、H2PO4）
3水解程度〉电离程度，显碱性（如：
HCQ-、HS、HPO42-）
7、双水解反应：
（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。
双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。
使得平衡向右移。
o_1_O_1_QQO
（2）常见的双水解反应完全的为：
Fe、Al与AIO2-、CO3-（HCOs-）、S-（HS-）、SQ-（HSQ-）;
S2-与NH4+；CQ2-（HCQ-）与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。
双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：
2A产+3总+6H2O==2Al（OH）3J+3H2ST
8、盐类水解的应用：
水解的应用
实例
原理
1、净水
明矶净水
Al3++3H2OlA（OH）3（胶体）+3H+
2、去油污
用热碱水冼油污物品
CO2-+"O^HCO（+OH
3、药品的保存
①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸
3++
Fe+3H2O^=Ffe（OH）3+3H
②配制N&CO溶液时常加入少量NaOH
co2-+ho^hcoj+oh
4、制备无水盐
由MgCbffO制无水MgCb在HCI气流中加热
若不然，则：
A
MgCb•6H2O^Mg（OH）2+2HCI+4H2O
Mg（OH>甘海0+H2O
5、泡沫灭火器
用Al2（SO4）3与NaHCO溶液混合
Al3++3HCO=AI（OH）3J+3CQf
6、比较盐溶液中离子浓度的大小
比较NHCI溶液中离子浓度的大小
NH+HO^ANH3•H2O+Hc（CI-）>c（NH4+）>c（H+）>c（OH）■
9、水解平衡常数（Kh）
对于强碱弱酸盐：
Kh=Kw/Ka（Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸
的电离平衡常数）
对于强酸弱碱盐：
Kh=Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）
电离、水解方程式的书写原则
1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：
分步书写
注意：
不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：
一步书写
八、溶液中微粒浓度的大小比较
☆☆基本原则：
抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：
1电荷守恒：
：
任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和=各阴
离子浓度与其所带电荷数的乘积之和
2物料守恒：
（即原子个数守恒或质量守恒）
某原子的总量（或总浓度）=其以各种形式存在的所有微粒的量（或浓度）之和
3质子守恒：
即水电离出的H+浓度与0H-浓度相等。
九、难溶电解质的溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
（1）溶解度小于O.OIg的电解质称难溶电解质。
（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。
如酸碱中和时［H+］降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用"=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于105mol/L,故均用“=”。
（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
（4）掌握三种微溶物质：
CaSQ、Ca（OHb、AgzSQ
（5）溶解平衡常为吸热，但Ca（OHR为放热，升温其溶解度减少。
（6）溶解平衡存在的前提是：
必须存在沉淀，否则不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的书写
+2-注意在沉淀后用（s）标明状态，并用“==”。
女口：
Ag2S（s）=2Ag（aq）+S（aq）
3、沉淀生成的三种主要方式
（1）加沉淀剂法：
Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。
2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：
如加MgO除去MgCb溶液中FeC3。
（3）氧化还原沉淀法：
（4）同离子效应法
4、沉淀的溶解：
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。
常采用的方法有：
①酸碱；②氧化还原；③沉淀
转化。
5、沉淀的转化：
溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。
女口：
AgNQAgCI（白色沉淀）「AgBr（淡黄色）—Agl（黄色）（黑色）
6、溶度积（Ksp）
1、定义：
在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。
2、表达式：
AmBn（s）—mAn+（aq）+nBm-（aq）
n+.mm-、j
Ksp=[c（A）]?
[c（B）]
3、影响因素：
外因：
①浓度：
加水，平衡向溶解方向移动。
②温度：
升温，多数平衡向溶解方向移动。
4、溶度积规则
Qc（
升级会员 