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1、 http:/ 1 复习提纲复习提纲 2第一章 化学反应与能量 .1 第二章 化学反应速率和化学平衡 .2 第三章 水溶液中的离子平衡 .4 第四章第四章 电化学基础电化学基础 .9 第一节 原电池 .9 第二节 化学电池 .9 第三节 电解池 .10 第四节 金属的电化学腐蚀和防护 .12第一章第一章 化学反应与能量化学反应与能量一、焓变一、焓变(H) ： 反应热反应热 1反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热 量2焓变(H)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号： H（2）.单位：kJ/mol 3.产生原因：化学键断裂吸热 化学键形成放热 放出
2、热量的化学反应。(放热吸热) H 为“-”或H 放热）H 为“+”或H 0 常见的放热反应： 所有的燃烧反应 酸碱中和反应 大多数的化合反应 金属与酸的反应 生石灰和水反应 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解 等 常见的吸热反应： 晶体 Ba(OH)28H2O 与 NH4Cl 大多数的分解反应 以 H2、CO、C 为还原剂的氧化还原反应 铵盐溶解 等 二、热化学方程式二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点:热化学方程式必须标出能量变化。热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态， 水溶液中溶质用 aq表示） 热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 热化学
3、方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数各物质系数加倍，H 加倍；反应逆向进行，H 改变符号，数值不变 三、燃烧热三、燃烧热 1概念：25 ，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。 燃烧热的单位用kJ/mol表示。 注意以下几点： 研究条件：101 kPa 反应程度：完全燃烧，产物 是稳定的氧化物。 燃烧物的物质的量：1 mol 研究内容：放出的热量。 （H105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http:/ （Q：浓度积）Q K:反应向正反应方向进行; Q = K:反应处于
4、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
5、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：Jmol-1K-1(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-TS 0 反应能自发进行 H-TS =
6、0 反应达到平衡状态 H-TS 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第三章 水溶液中的离子平衡水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离一、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 。物质单质化合物电解质非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。如 SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2
7、=CH2强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如 HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物纯净物http:/ 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：电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO2等属于非电解质强电解质不等于易溶于水的化合物（如 BaSO4不溶于水，但溶于水的 BaSO4全部电离，故 BaSO4为强电解质）电解质的强弱与导电性、溶解性无关。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
8、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。 5、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） 6、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
9、表示碱。 ） 表示方法：ABA+B- Ki= A+ B-/AB 7、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。如： H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO 二、水的电离和溶液的酸碱性二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：水的离子积：KW =cH+cOH- 25时, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 1*10-14 注意：KW只与温度有关，温度一定，则 KW值一定; KW不仅适用于纯水，适
10、用于任 何溶液（酸、碱、盐） 2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：酸、碱 ：抑制水的电离 KW1*10-14温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）易水解的盐：促进水的电离 KW 1*10-144、溶液的酸碱性和 pH： （1）pH=-lgcH+ （2）pH 的测定方法： 酸碱指示剂 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。 变色范围：甲基橙 3.14.4（橙色） 石蕊 5.08.0（紫色） 酚酞 8.210.0（浅红色）http:/ 试纸 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：事先不能用水湿润 PH 试纸；广泛 pH 试纸只能读取
11、整数值或范围 三三 、混合液的、混合液的 pH 值计算方法公式值计算方法公式 1、强酸与强酸的混合： （先求H+混：将两种酸中的 H+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 H+或 OH-，H+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、稀释过程溶液四、稀释过程溶液 pH 值的变化规律：值的变化规律： 1、强酸溶液：稀释 1
