2021届高三化学总复习第一轮知识点总结.docx

1、高三化学总复习一、化学基本概念和基本理论专题一 化学基本概念一、NA题解题步骤第一步：初步判断考点（1） 物质状态 （2）有浓度无体积 （3）溶剂粒子 （4）粒子的电离、水解 （5）胶体粒子 （6）浓度变化 （7）特殊结构（化学键，特殊物质的M） （8）化学反应（可逆反应和氧化还原反应）第二步：定量计算【步骤】已知数据 n 要求的微粒数目 第三步：锁定答案：排除干扰，细致计算，利用掌握知识，迅速做出判断！二、氧化还原反应和离子反应（一）判断方程式的正误第一步：是否符合客观事实。主要看该反应能否发生 是否应该存在化合价的变化第二步：符号是否使用恰当 第三步：拆分是否正确。熟记“五不拆”单质氧化物

2、沉淀气体弱电解质（弱酸、弱碱）第四步：是否符合三大守恒。 电子守恒 电荷守恒 原子守恒第五步：反应物的用量（少量、足量、过量）；是否漏写离子反应；是否忽略隐含反应【注】离子方程式正误判断的分析对象与关键把握化学式反应物拆分是否正确产物是否错误或漏写电子守恒三守恒电荷守恒原子守恒是否注意酸碱性条件是否注意氧化性、还原性的强弱顺序是否符合定量关系（二）书写方程式（重点考察）第一步：写出已知的反应物和生成物第二步：标出变价元素的化合价，求最小公倍数，确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数第三步：观察法。根据原子守恒写出缺项物质，配平无变价的物质的系数第四步：有离子参加的反应，根据电荷守恒，配平

3、各物质的系数第三步和第四步可根据具体题目颠倒顺序【注】1、非氧化还原型陌生方程式的书写知识储备该类反应的书写和配平用到更多的是原子守恒，主要分为以下几种情况（1） 广义的水解反应：化合物中的正电性的原子或原子团与OH- 结合，负电性的原子或原子团与H+ 结合形成两种新的物质。 A-B + H-OH AOH + HB（2）酸（酸式盐）与碱可发生中和反应，强酸与弱酸盐可以反应（3）铵盐、弱酸的酸式盐、难溶氢氧化物、难溶碳酸盐受热易分解（4）多元弱酸盐与其多元弱酸反应生成其酸式盐2、氧化还原型陌生方程式的书写知识储备（1）在日常的学习、练习中，注意记忆、积累常见元素的化合价（2）认识并掌握常见的氧化

4、剂、还原剂（3）掌握常见氧化剂、还原剂发生氧化还原反应所得的产物，有时候物质的氧化还原产物还要根据题中的情境信息考虑。常见氧化剂及其还原产物氧化剂Cl2(X2)O2Fe3+酸性KMnO4MnO2酸性K2Cr2O7HClO浓H2SO4HNO3H2O2PbO2FeO42-还原产物Cl-(X-)H2O或O2-或OH-Fe2+Mn2+Mn2+Cr3+Cl-SO2NO2(浓)NO(稀)H2OPb2+Fe3+常见还原剂及其氧化产物还原剂金属单质Fe2+H2S/S2-SO2/SO32-HI/I-NH3CO氧化产物金属离子Fe3+S、SO2SO3、SO42-I2N2、NOCO2三、 离子共存 【易忘易漏点】分

5、散系(1)概念：把一种(或多种)物质分散在另一种(或多种)物质中所得到的体系。(2)分类：按照分散质粒子直径的大小（分散系之间的本质特征）（3）胶体的性质及应用丁达尔效应可见光束通过胶体时，在入射光侧面可看到光亮的通路，这是胶体粒子对光线散射而形成的，可用此性质来鉴别溶液和胶体。聚沉：使胶体粒子聚集形成沉淀析出的现象。方法：加入电解质溶液、加热、搅拌或加入带相反电荷的胶体粒子。应用：如制作豆腐，明矾净水。电泳：由于胶体粒子带有电荷，在电场作用下，胶体粒子在分散剂中作定向移动的现象。应用：工业上的静电除尘。渗析：胶体粒子不能透过半透膜，溶液中的粒子可以透过半透膜。应用：提纯胶体；血液透析。胶体的

6、制备：以Fe(OH)3胶体的制备为例 实验原理： 实验步骤：取一个小烧杯，加入25mL的蒸馏水，将烧杯中的蒸馏水加热至沸腾，向沸水中逐滴加入5-6滴FeCl3饱和溶液，继续煮沸至溶液呈红褐色，停止加热。（4）三种分散系比较 专题二 物质结构 元素周期律一、 基本概念元素：具有相同核电荷数（质子数）的同类原子的总称。核素：具有一定数目质子和一定数目中的一种原子。同位素：质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同原子。（即同一元素的不同核素互称为同位素）质量数：忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对原子质量取近似整数值相加，所得的数值。质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）电子层：在含有多

7、个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。分别用1，2，3，4，5，6，7或K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q来表示从内到外的电子层。原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。同素异形体：同种元素形成的结构、性质不同的单质，互称为同素异形体。化学键：使离子相结合或原子相结合的作用力通称为化学键。离子键：带相反电荷离子之间的相互作用。共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。分子间作用力：分子之间存在的一种把分子聚集在一起的作用力。氢键：分子之间存在的一种比分子间作用力稍强的相互作用。【注】强弱：化学键氢键 分子间

8、作用力离子化合物：由离子键构成的化合物。（含金属的化合物和含铵根离子的盐）共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物。二、 常见考点（一）元素周期律（主族元素） 同周期，从左到右，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同主族，从上到下，电子层数逐渐增多，最外层电子数相同，原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱（二）元素金属性、非金属性强弱的判断1、元素金属性强弱的判断（1）元素的金属性越强， 金属单质失电子能力越强，还原性越强， 金属单质与水或酸反应置换出氢越容易，反应越剧烈， 金属元素最高价氧化物的水化物氢氧化物的碱性越强， 金属阳

9、离子的氧化性越弱。（2）按K，Ca，Na，Mg，Al，Zn，Fe，Sn，Pb，Cu，Hg，Ag，Pt，Au的顺序，金属性逐渐减弱（金属单质间的置换,强的置换弱的）（3）原电池中，金属性强的作负极（4）电解池中，阴极首先放电的阳离子，其对应元素的金属性弱2、元素非金属性强弱的判断（1）元素的非金属越强， 非金属单质得电子能力越强，氧化性越强， 非金属单质与氢气反应生成气态氢化物越容易，反应越剧烈，氢化物越稳定， 非金属元素最高价氧化物的水化物最高价含氧酸的酸性越强， 非金属阴离子的还原性越弱，气态氢化物的还原性越弱。（2）按F，O，Cl，Br，I，S的顺序，非金属性逐渐减弱（非金属单质间的置换,

10、强的置换弱的）（3）电解池中，阳极首先放电的阴离子，其对应元素的非金属性弱（三）粒子半径大小的比较 一看电子层数，电子层数越多，半径越大 二看核电荷数，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小 三看核外电子数，电子层数和核电荷数都相同时，电子数多的半径大，如：rClrCl。（四）物质结构 物质由原子，分子，离子构成【注】物质的组成可概括为“宏观一素(元素)，微观三子(原子、分子、离子)”。1、粒子间的数量关系 质子数 = 原子序数（适用于所有物质） 中子数 = 质量数 - 质子数 = 相对原子质量 - 原子序数（适用于所有物质）【注】1、强弱：化学键氢键 分子间作用力2、含金属的化合物，含铵根离

11、子的盐是离子化合物，一定有离子键，可能有共价键3、共价化合物和非金属单质，只含有共价键 4、含氢键的物质：如H2O、NH3、HF、醇、羧酸分子、蛋白质分子等分子之间。（五） 物质熔沸点的比较1、碱金属元素(Li、Na、K、Rb、Cs)，从上到下，单质熔沸点逐渐降低Li Na K Rb Cs。2、卤族元素(F、Cl、Br、I)，从上到下，单质熔沸点逐渐升高F2 Cl2 Br2 I23、根据物质类别判断：原子晶体离子晶体分子晶体原子晶体：金刚石二氧化硅碳化硅单晶硅离子晶体：要看离子半径的大小和离子所带电荷的多少，离子半径越小，离子所带电荷越多则离子键越强，熔沸点越高。如：NaCl MgCl2 Mg

12、O分子晶体：（最常考）组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越强，其熔沸点越高。（一般规律）能形成分子间氢键时，物质的熔沸点会陡然增高，都能形成氢键时要比氢键的数目和强弱。（特殊情况）如：组成和结构相似的物质，满足一般规律：SnH4 GeH4 SiH4 CH4 存在氢键的物质：SbH3 NH3 AsH3 PH3 H2O H2Te H2Se H2SHF HI HBr HCl都存在氢键的物质：H2O NH3 HF CH4【注】氢键是分子间存在的一种比分子间作用力稍强的相互作用。氢键存在广泛，如蛋白质分子、醇、羧酸分子、H2O、NH3、HF等分子之间。4、 常温常压下物质的状态：固体液

13、体气体三、元素推断的解题思路原子或离子结构特征元素名称或位置元素的特征元素化合价特征的性质 元素的性质（物理和化学）元素含量等其他特征 根据化学方程式根据化学式若干元素原子序数间的关系相对分子质量原子序数 【元素推断的题眼】1、短周期元素中常见原子的核外电子排布规律(1)原子核中无中子的原子:11H。(2)原子最外层有1个电子的元素:H、Li、Na。(3)原子最外层有2个电子的元素:Be、Mg、He。(4)原子最外层电子数等于次外层电子数的元素:Be、Ar。(5)原子最外层电子数是次外层电子数2倍的元素:C;是次外层电子数3倍的元素:O;是次外层电子数4倍的元素:Ne。(6)原子电子层数与最外

14、层电子数相等的元素:H、Be、Al。(7)原子电子总数为最外层电子数2倍的元素:Be。(8)原子次外层电子数是最外层电子数2倍的元素:Li、Si。(9)原子内层电子总数是最外层电子数2倍的元素:Li、P。2、 常见元素特征（含量和性质）(1)形成化合物种类最多的元素,单质是自然界中硬度最大的物质,气态氢化物中氢的质量分数最高的元素:C。(2)空气中含量最多的元素,气态氢化物的水溶液呈碱性的元素:N。(3)地壳中含量最多的元素,氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素:O。(4)单质最轻的元素:H;单质最轻的金属元素:Li。(5)单质在常温下呈液态的非金属元素:Br;单质在常温下呈液

15、态的金属元素:Hg。(6)最高价氧化物及其对应的水化物既能与强酸反应,又能与强碱反应的元素:Al。(7)气态氢化物和最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应的元素:N,能发生氧化还原反应的元素:S。(8)单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素:Li、Na、F。(9)最活泼的非金属元素(或无正价的元素,无含氧酸的非金属元素,其无氧酸可腐蚀玻璃的元素,其气态氢化物最稳定的元素,阴离子的还原性最弱的元素):F。3、120号元素原子结构以及在周期表中的位置 专题三 化学反应与能量化学反应过程中，不仅有物质的变化，同时还伴随有能量的变化，并可以热能、电能或光能等形式表现出来。微专题1化学能与热能一、基

16、本概念1、各种物质都储存有化学能，在发生化学反应时，其能量的变化，通常主要表现为热量的变化吸热或者放热2、吸收热量的化学反应叫吸热反应；释放热量的化学反应叫放热反应。 【注】NaOH 固体溶于水放热，浓H2SO4稀释放热，是物理变化，不是放热反应。弱酸、弱碱的电离是吸热过程，是物理变化。 3、 （1）焓：焓是与内能有关的物理量，是物质所具有的能量。符号是H，单位KJ（2）焓变：对于一个化学反应，生成物的总焓值与反应物的总焓值之差称之为焓变。符号是H，单位KJ/mol（3）反应热：化学反应吸收或释放的热量。单位KJ/mol（4）键能：是表征化学键强度的物理量，可以用键断裂时所需的能量大小来衡量。

17、单位KJ/mol【注】1、在恒压条件下（敞口容器中），反应热等于焓变。2、一个确定的化学反应是吸热还是放热，由反应物总能量与生成物总能量的相对大小来决定的，即由焓变决定的。当反应物总能量 生成物总能量，该反应放热，H 0当反应物总能量 生成物总能量，该反应吸热，H 0H = 生成物总能量 - 反应物总能量3、在化学反应过程中，反应物分子断裂化学键要吸收能量，生成物分子形成化学键要释放能量。 反应物分子断键吸收的总能量 生成物分子成键释放的总能量，该反应吸热，H 0 反应物分子断键吸收的总能量 生成物分子成键释放的总能量，该反应放热，H 0H = 反应物分子断键吸收的总能量 - 生成物分子成键释

18、放的总能量4、 中和热：强酸和强碱的稀溶液，发生中和反应生成1mol H2O（l）时所释放的热量。【注】不用弱酸、弱碱溶液，因为弱酸弱碱在水溶液中电离时吸收热量，使中和热的数值偏小 不用浓溶液，因为浓溶液稀释时会放出热量，使中和热的数值偏大中和反应不能生成沉淀，因为生成沉淀会放出热量，使中和热的数值偏大5、 燃烧热：101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。【注】CCO2(g)、H H2O（l）、S SO2（g）二、热化学方程式1、概念：表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。2、书写：要注明反应物和生成物在反应时的状态，不用标明反应条件

19、，系数与H的数值要对应【注】物质状态不同，能量不同，能量越低越稳定。吸热能量高低：S l ggl吸热S三、计算（重要考点）1、用物质自身的能量来计算 H = 生成物总能量 - 反应物总能量2、 用键能来计算 H = 反应物分子断键吸收的总能量 - 生成物分子成键释放的总能量【常见物质中化学键的数目】1 mol物质金刚石()石墨()CO2()CH4()Si()SiO2()P4()化学键数2NA1.5NA2NA4NA2NA4NA6NA3、 盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。换句话说，化学反应的反应热只与体系的始态和终态有关，而与反应途径无关，这就是盖斯定律。 4、图像

20、（1）反应物的能量为a，生成物的能量为b（2）E1：从反应物至最高点的能量数值表示正反应的活化能E2：从最高点至生成物的能量数值表示逆反应的活化能（3）H b - a = E1 E2（4）催化剂只影响正、逆反应的活化能，而不影响反应的焓变。微专题2 化学能与电能化学能与电能的相互转换必须通过一定的装置。原电池：将化学能转变为电能的装置。电解池：把电能转变成化学能的装置。一、原电池原电池基本模型1、 本质：自发的氧化还原反应2、 构成：两极 一液 一连线两个活泼性不同的电极（燃料电池的两个电极可以相同）电解质溶液简称电解液形成闭合回路【注】带盐桥的原电池，盐桥的组成和作用盐桥中装有饱和的KCl、

21、KNO3等溶液和琼脂制成的胶冻。盐桥的作用：a.连接内电路，形成闭合回路；b.平衡电荷，使原电池不断产生电流。3、 工作原理放电时，负极上的电子通过导线流向正极，再通过溶液中离子形成内电路构成环路。4、特点（正负极的判断方法）正极：得降还，电子流入，阳离子流入，电极质量增加或产生气泡，材料是较不活泼金属或石墨原电池负极：失升氧，电子流出，阴离子流入，电极质量减小，材料是较活泼金属电子的流向：负极 正极 电流的流向：正极 负极离子的流向：阳离子 正极，阴离子 负极5、电极反应式根据已知条件，列出正负极的反应物和产物列物质【书写方法】 标出化合价，找出得失电子的数量标得失 根据电解液的酸碱性，补充

22、缺少的物质(通常补充H+、 OH-、 H2O)看环境 根据电荷守恒，原子守恒配平配守恒 【反应式的一般规律】正极：电解液中的阳离子，得降还 负极：活泼金属电极，失升氧6、分类一次电池（干电池） 举例：普通锌锰电池，碱性锌锰电池，锌银电池，锂电池 化学电池 二次电池（可充电电池，蓄电池） 举例：铅蓄电池，镉镍电池，氢镍电池，锂离子电池燃料电池 举例：氢氧燃料电池，甲烷燃料电池，乙醇燃料电池，熔融盐燃料电池新型化学电源 举例：见题目中的新信息【重要考点】1、 可充电电池阳极，失升氧(接电源的正极)（1） 特点可充电电池正极，得降还充电放电阴极，得降还(接电源的负极)负极，失升氧“正正负负”原电池的

23、正极充电时要与外接电源的正极相连，原电池的负极充电时要与外接电源的负极相连。“颠颠倒倒”原电池的正极反应倒过来，就是充电时电解池的阳极反应式。原电池的负极反应倒过来，就是充电时电解池的阴极反应式。（2）对溶液中离子移动方向的判断 放电时，阳离子移向正极，阴离子移向负极；充电时，阳离子移向阴极，阴离子移向阳极。 2、燃料电池（燃料作负极）（1）电极：惰性电极 （通常是铂，起催化作用，不参与反应）（2）燃料：H2、CO、烃（如 CH4）、醇、肼等 （3）电解质：（1）酸性电解质溶液 （2）碱性电解质溶液 （3）熔融氧化物 （4）熔融碳酸盐（4）电极反应式的书写方法（分三步）第一步：写出电极总反应式

24、 （燃料电池的总反应与燃料的燃烧反应一致，若产物能和电解质反应则总反应为加合后的反应）第二步：写出电极的正极反应式 （一般在正极发生还原反应的物质都是 O2，随着电解质溶液的不同，其电极反应有所不同）酸性电解质溶液环境下电极反应式：O2 + 4 H+ + 4e = 2 H2O 碱性电解质溶液环境下电极反应式：O2 + 2 H2O + 4e = 4OH 固体电解质（高温下传导 O2）环境下电极反应式：O2 + 4e = 2O2 熔融碳酸盐（如熔融 K2CO3）环境下电极反应式：O2 + 2CO2 + 4e = 2CO32 第三步：写出负极反应电池的总反应式 = 电池正极反应式 + 电池负极反应

25、举例：甲烷燃料电池碱性介质中(以KOH为例) 酸性介质中：负极：CH4 8e 10OH = CO 7H2O， CH4 8e 2H2O = CO2 8H，正极：2O2 8e 4H2O = 8OH， 2O2 8e 8H = 4H2O，总反应：CH4 2O2 2KOH = K2CO3 3H2O。 CH4 2O2 = CO2 2H2O。3、新型化学电源【突破方法】 二、电解池电解原理模型1、电解：使电流通过电解质溶液而在阴、阳两极引起氧化还原反应的过程。2、构成条件直流电源。与直流电源相连的两个电极。形成闭合回路。电解质溶液或熔融电解质。3、工作原理通电时，电子从电源的负极沿导线流入电解池的阴极，经过

26、阴离子，阳离子的定向运动，再从电解池的阳极流出，并沿导线流回电源的正极。4、特点（阴阳极的判断方法）阴极：与电源负极相连，得降还，阳离子流入，析出金属（电极质量增加）或产生无色气体（H2）电解池阳极：与电源正极相连，失升氧，阴离子流入，电极质量减小或有非金属单质产生（呈气态的有02 、Cl2）电子的流向：负极 阴极 ； 阳极 正极 离子的流向：阳离子 阴极，阴离子 阳极5、阴阳极的放电顺序 活性电极（除Au、Pt外的金属） 电极材料失电子，生成相应的金属阳离子阳极 惰性电极 (通常是Pt、Au、石墨) 阴离子失电子，生成相应的单质或高价化合物阴离子放电顺序 S2 I Br Cl OH 含氧酸根

27、离子阴极：与电极材料无关,溶液中的阳离子得电子，生成相应的单质或低价化合物阳离子放电顺序 Ag+ Hg2+ Fe3+ Cu2+ H+ (酸， H+浓度较大时) Pb2+ Sn2+ Fe2+ Zn2+ H+ (水) Al3+ Mg2+ Na+ Ca2+ K+6、电极反应式【书写方法】 【反应式的一般规律】阴极：电解液中的阳离子，得降还阳极：活性电极或者电解液中的阴离子，失升氧7、应用(1)氯碱工业电极反应阳极：2Cl 2e = Cl2 阴极：2H 2e = H2总反应方程式：2NaCl 2H2O 2NaOH H2 Cl2总反应离子方程式：2Cl 2H2O 2OH H2 Cl2【注】1、该反应要用

28、到阳离子交换膜，只允许阳离子(Na)通过，而阻止阴离子(Cl、OH)和分子(Cl2)通过，这样既能防止H2和Cl2混合发生爆炸，又能避免Cl2和NaOH溶液作用生成NaClO影响烧碱的质量。2、离子交换膜的功能、类型、作用功能使离子选择性定向移动，平衡整个溶液的离子浓度或电荷只允许阳离子通过，阻止阴离子和气体通过离子交换膜阳离子交换膜类型只允许阴离子通过，阻止阳离子和气体通过阴离子交换膜只允许质子H+ 通过质子交换膜（1） 隔离某些物质，防止发生反应 （2） 用于物质的制备（3）物质的分离、提纯作用(2)电解精炼铜 (3)电镀铜 【注】1、 电解精炼铜，粗铜中含有的Zn、Fe、Ni等活泼金属失

29、去电子，变成金属阳离子进入溶液，其他活泼性弱于铜的杂质以阳极泥的形式沉积。电解过程中电解质溶液中的Cu2浓度会逐渐减小。2、 电镀时，阳极(镀层金属)失去电子的数目跟阴极镀层金属离子得到电子的数目相等，因此电镀液中电解质的浓度保持不变。3、电解或电镀时，电极质量减少的电极必为金属电极阳极；电极质量增加的电极必为阴极，即溶液中的金属阳离子得电子变成金属吸附在阴极上。(4)电冶金利用电解熔融盐(或氧化物)的方法来冶炼活泼金属Na、Ca、Mg、Al等。【小结电化学的解题策略】三、金属的腐蚀和防护1、金属腐蚀：是金属与周围的空气或液体物质发生氧化还原反应而引起损耗的现象。2、金属腐蚀的本质金属原子失去

30、电子变成金属阳离子，金属发生氧化反应。3、金属腐蚀的类型化学腐蚀 金属腐蚀 析氢腐蚀电化学腐蚀 吸氧腐蚀 化学腐蚀与电化学腐蚀 析氢腐蚀与吸氧腐蚀（以钢铁的腐蚀为例进行分析） 铁锈的形成：2Fe O2 2H2O = 2Fe(OH)24Fe(OH)2 O2 2H2O = 4Fe(OH)32Fe(OH)3 (x3)H2O = Fe2O3xH2O(铁锈)改变金属内部结构4、 金属的防护如：制成不锈钢 金属的保护如：喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀、覆膜等加保护层电化学保护法 专题四 化学反应速率与化学平衡微专题 1 化学反应速率1、 定义：用来衡量化学反应进行快慢的物理量。2、 表示方法：通常用单位时间内

31、反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量来表示。（均取正值）3、表达式 ：v(B) = c(B)t 4、单位：molL-1s-1或molL-1min-1 1 molL-1s-1 = 60 molL-1min-15、计算（1） 公式法 v(B) = c(B)t = n(B)Vt （不适用于固体和纯液体，是某段时间内的平均反应速率）（2） 比值法 同一化学反应,各物质的反应速率之比等于化学方程式中的化学计量数之比。对于反应m A(g) + n B(g) = p C(g) + q D(g),有 v(A)m = v(B)n = v(C)p = v(D)q（3） 三段式法6、化学反应速率的影响因素（1）

32、内因：反应物本身的性质（2） 外因：浓度、压强、温度、催化剂（重点考察）外界条件对可逆反应的正、逆反应速率的影响方向是一致的,但影响程度不一定相同增大反应物浓度时,v正瞬间增大,随后逐渐减小,v逆瞬间不变,随后逐渐增大浓度压强增大压强（减小容器的体积），v正和v逆都增大，气体分子数减少的方向的反应速率增大的程度更大温度升高温度,v正和v逆都增大,吸热反应方向的反应速率增大的程度更大使用催化剂,能同等程度地改变正、逆反应速率。催化剂反应物间的接触面积，光辐射，放射线辐射，超声波，电弧，强磁场，高速研磨等其他因素【注】1、对于反应前后气体分子数不变的反应,改变压强可以同等程度地改变正、逆反应速率。

33、2、压强的改变，不一定会引起化学反应速率的改变（充入无关气体的情况）（1）恒温恒容:充入无关气体总压增大 参加反应的物质浓度不变(活化分子浓度不变)反应速率不变。（2）恒温恒压:充入无关气体体积增大 参加反应的物质浓度减小(活化分子浓度减小)反应速率减小。3、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，则化学反应速率不变。4、固体反应物，量的增减，不能改变化学反应速率，固体的表面积改变才能改变化学反应速率。7、理论解释有效碰撞理论（了解即可）（1）活化分子：能够发生有效碰撞的分子。（2）活化能：活化分子所多出来的那部分能量。如图图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3

34、，E2为逆反应的活化能（3）有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。（4）活化分子、有效碰撞与反应速率的关系微专题2 化学平衡可逆反应：在同一条件下，正反应方向和逆反应方向同时进行的反应。把从左到右的反应称作正反应，从右到左的反应称作逆反应。一、化学平衡的建立一个可逆反应在开始进行之初，正反应速率大于逆反应速率，随着反应的进行，正反应速率逐渐减小，逆反应速率逐渐增大，当反应进行到一定程度时，正反应速率与逆反应速率相等，反应物的浓度与生成物的浓度不再改变，达到一种表面静止的状态，我们称为“化学平衡状态”，简称化学平衡。化学平衡是可逆反应达到的一种特殊的状态，是在给定条件下化学反应所能达到或

35、完成的最大限度，即该反应进行的限度。二、化学平衡的特征研究对象是可逆反应逆v正 = v逆 0等动达到化学平衡状态时，反应并没有停止，是动态平衡达到化学平衡状态时，体系中所有反应物和生成物的质量（或浓度）保持不变定变外界条件改变，平衡发生移动，在新的条件下建立新平衡三、化学平衡状态的判断 三种方法1、逆向相等：反应速率必须一个是正反应速率，一个是逆反应速率同一物质(两种表述):v正 = v逆，断键数 = 成键数不同物质：v正(X)X的化学计量数 = v逆(Y)Y的化学计量数2、变量不变如果一个量是随反应的进行而改变的 - 变量,当该量“不变”时,反应达到平衡状态，即“变量不变” 平衡状态。【注】

36、常见的变量有：平衡体系中各物质的m 、n 、c和w、n % 、V %等一定条件下，混合气体的密度、混合气体的平均相对分子质量、每种气体的分压等有色体系的颜色，绝热体系内的温度3、 依据 Qc 与 K 的关系判断:若 Qc = K ，反应处于平衡状态。四、化学平衡的移动勒夏特列原理：如果改变影响化学平衡的条件之一(如温度、压强以及参加反应的化学物质的浓度)，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。【注】1、该原理适用于已达到平衡的反应体系，只改变一种条件2、化学平衡移动的目的是“减弱”外界条件的改变，而不是“抵消”外界条件的改变。（一）化学平衡移动的根本原因：外界条件的改变造成了v正v逆（二）化学

37、平衡移动的方向v正 v逆，平衡向正反应方向移动 v正 v逆，平衡不移动 v正 v逆，平衡向逆反应方向移动（三）外界条件对化学平衡的影响改变影响平衡得一个条件化学平衡移动的方向化学平衡移动的结果浓度增大反应物的浓度向正反应方向移动反应物的浓度减小，但比原来大减小反应物的浓度向逆反应方向移动反应物浓度增大，但比原来小增大生成物的浓度向逆反应方向移动生成物浓度减小，但比原来大减小生成物的浓度向正反应方向移动生成物浓度增大，但比原来小压强增大压强向气体分子数减小的方向移动体系压强减小，但比原来大减小压强向气体分子数增大的方向移动体系压强增大，但比原来小温度升高温度向吸热反应方向移动体系温度降低，但比原

38、来高降低温度向放热反应方向移动体系温度升高，但比原来低对于反应前后气体数不变的反应，改变压强，平衡不移动。使用催化剂，平衡不移动。【注】平衡移动的几种特殊情况1、改变固体或纯液体的量，对化学平衡没影响。2、“惰性气体”对化学平衡的影响。五、化学平衡常数1、概念：在一定温度下，当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，这个常数就是该反应的化学平衡常数（简称平衡常数），用符号K表示。2、表达式：对于反应m A(g) n B(g) p C(g) q D(g)， (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、注意：（1）K只受温度影响，与反应物或

39、生成物的浓度变化无关（2）化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。若化学方程式中的化学计量数变化，化学平衡常数也要发生变化；当化学反应逆向进行时,其平衡常数为原平衡常数的倒数；两反应加和得到的新反应，其化学平衡常数是两反应平衡常数的乘积；两反应相减，得到的新反应，其化学平衡常数是两反应平衡常数相除得到的商。如： （3）一般地说，K 105 时，该反应进行得就基本完全了； K 10-5 时，该反应很难进行。4、应用（1） 判断可逆反应进行的程度K值越大，正反应进行的程度越大，该反应进行得越完全。K值越小，正反应进行的程度越小，该反应进行得越不完全。若K增大，则正反应为吸热反应（2） 判断可逆反应

40、的热效应升温，平衡向吸热反应方向移动若K减小，则正反应为放热反应若K增大，则正反应为放热反应降温，平衡向放热反应方向移动若K减小，则正反应为吸热反应（3） 判断化学平衡移动的方向在一定温度下的任意时刻，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值，称为浓度商Qc Qc K，反应向正反应方向进行，v正 v逆Qc K，反应处于化学平衡状态，v正 v逆Qc K，反应向逆反应方向进行，v正 v逆六、平衡转化率1、定义：平衡时，已转化了的某反应物的量与转化前该反应物的量（起始量）之比。2、表达式对于反应：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(A) 100%。3、平衡转化率的分析与判断方法（1）反应a A(g) b B(g) c C(g) d D(g)的转化率分析（反应物有两种）若反应物起始物质的量之比等于化学计量数之比，达到平衡后，它们的转化率相等。若只增加A的量，平衡正向移动，B的转化率