高中化學(xué)基礎(chǔ)知識必備完整

1、（一）化學(xué)平衡1、速率與平衡相關(guān)定義化學(xué)反應(yīng)速率：單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加。化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下的可逆反應(yīng)里，V正=V逆，反應(yīng)混合物中各組分百分?jǐn)?shù)保持不變的狀態(tài)。勒夏特列原理：改變影響平衡的一個(gè)條件，平衡向減弱這個(gè)改變的方向移動(dòng)。2、基礎(chǔ)輔導(dǎo)（1）反應(yīng)速率與平衡移動(dòng)是兩回事，加快反應(yīng)速率不一定平衡正向移動(dòng)。改變速率的因素有溫度、壓強(qiáng)（氣體）、濃度、催化劑、顆粒大?。ń佑|面）、光、電磁波等。能使平衡移動(dòng)的因素有溫度、濃度、壓強(qiáng)（氣體）等，催化劑不能改變平衡，只能縮短到達(dá)平衡的時(shí)間，氣體計(jì)量數(shù)相等的反應(yīng)壓強(qiáng)不能改變平衡，即只能改變濃度，不能改變百分含量。（2）同一反應(yīng)用不同

2、的物質(zhì)表示的化學(xué)反應(yīng)速率之比等于計(jì)量數(shù)之比，如：合成氨反應(yīng)中C(N2)/C(H2)=1/3，C(NH3)/C(H2)=2/3?；瘜W(xué)反應(yīng)速率、化學(xué)平衡意義：表示化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行快慢的量。定性：根據(jù)反應(yīng)物消耗，生成物產(chǎn)生的快慢（用氣體、沉淀等可見現(xiàn)象）來粗略比較定量：用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增大來表示。表示方法： 、單位：mol/(L·min)或mol/(L·s ) 說明：化學(xué)反應(yīng)速率、同一反應(yīng)，速率用不同物質(zhì)濃度變化表示時(shí)，數(shù)值可能不同，但數(shù)值之比等于方程式中各物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)比。如： 、一般不能用固體和純液體物質(zhì)表示濃度（因?yàn)椴蛔儯?、對于沒有達(dá)到化學(xué)平衡狀態(tài)的

3、可逆反應(yīng)：v正v逆內(nèi)因（主要因素）：參加反應(yīng)物質(zhì)的性質(zhì)。、結(jié)論：在其它條件不變時(shí)，增大濃度，反應(yīng)速率加快，反之濃度： 則慢。、說明：只對氣體參加的反應(yīng)或溶液中發(fā)生反應(yīng)速率產(chǎn)生影響；與反應(yīng)物總量無關(guān)。影響因素 、結(jié)論：對于有氣體參加的反應(yīng)，增大壓強(qiáng)，反應(yīng)速率加快，壓強(qiáng)： 反之則慢、說明：當(dāng)改變?nèi)萜鲀?nèi)壓強(qiáng)而有關(guān)反應(yīng)的氣體濃度無變化時(shí)，則反應(yīng)速率不變；如：向密閉容器中通入惰性氣體。、結(jié)論：其它條件不變時(shí)，升高溫度反應(yīng)速率加快，反之則慢。溫度： a、對任何反應(yīng)都產(chǎn)生影響，無論是放熱還是吸熱反應(yīng)；外因： 說明 b、對于可逆反應(yīng)能同時(shí)改變正逆反應(yīng)速率但程度不同；c、一般溫度每升高10，反應(yīng)速率增大24倍,

4、有些反應(yīng)只有在一定溫度范圍內(nèi)升溫才能加快。、結(jié)論：使用催化劑能改變化學(xué)反應(yīng)速率。催化劑 a、具有選擇性；、說明： b、對于可逆反應(yīng)，使用催化劑可同等程度地改變正、逆反應(yīng)速率；c、使用正催化劑，反應(yīng)速率加快，使用負(fù)催化劑，反應(yīng)速率減慢。原因：碰撞理論（有效碰撞、碰撞的取向及活化分子等）其它因素：光、電磁波、超聲波、反應(yīng)物顆粒的大小、溶劑的性質(zhì)等化學(xué)平衡狀態(tài)：指在一定條件下的可逆反應(yīng)里，正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率相等，反應(yīng)混合中各組分的百分含量保持不變的狀態(tài)。逆：研究的對象是可逆反應(yīng)動(dòng)：是指動(dòng)態(tài)平衡，反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，反應(yīng)沒有停止。平衡狀態(tài)特征：等：平衡時(shí)正反應(yīng)速率等于逆反應(yīng)速率，但不等于零。定：反

5、應(yīng)混合物中各組分的百分含量保持一個(gè)定值。變：外界條件改變，原平衡破壞，建立新的平衡。、定義：mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)、意義：表示可逆反應(yīng)的反應(yīng)進(jìn)行的程度。、影響因素：溫度（正反應(yīng)吸熱時(shí)，溫度升高，K增大；正反應(yīng)放熱時(shí)，化學(xué)平衡常數(shù)：溫度升高，K減?。?，而與反應(yīng)物或生成物濃度無關(guān)。用化學(xué)平衡常數(shù)判斷化學(xué)平衡狀態(tài)。、用途： a、Q=K時(shí)，處于平衡狀態(tài)，v正=v逆；b、Q>K時(shí)，處于未達(dá)平衡狀態(tài)；v正<v逆 向逆向進(jìn)行；c、Q<K時(shí)，處于未達(dá)平衡狀態(tài)；v正>v逆 向正向進(jìn)行。原因：反應(yīng)條件改變引起：v正v逆化學(xué)平衡： 結(jié)果：速率、各組分百分含量與原平衡比

6、較均發(fā)生變化?；瘜W(xué)平衡移動(dòng)： v(正)>v(逆)向右（正向）移方向： v(正)=v(逆)平衡不移動(dòng) v(正)<v(逆)向左（逆向）移注意：其它條件不變，只改變影響平衡的一個(gè)條件才能使用。、濃度：增大反應(yīng)物濃度或減少生成物濃度，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)；反之向逆反應(yīng)方向移動(dòng)結(jié)論：增大壓強(qiáng)，平衡向縮小體積方向移動(dòng)；減小壓強(qiáng)，平衡向擴(kuò)大體積的方向移動(dòng)。、壓強(qiáng)： 、反應(yīng)前后氣態(tài)物質(zhì)總體積沒有變化的反應(yīng)，壓強(qiáng)改變不能改變化學(xué)平衡狀態(tài)；影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素： 說明： 、壓強(qiáng)的改變對濃度無影響時(shí)，不能改變化學(xué)平衡狀態(tài)，如向密閉容器中充入惰性氣體。、對沒有氣體參加的反應(yīng)無影響。、溫度：升高溫度，平衡

7、向吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)；降低溫度，平衡向放熱反應(yīng)方向移動(dòng)。勒沙特列原理：如果改變影響平衡的一個(gè)條件（如濃度、壓強(qiáng)、溫度等）平衡就向能減弱這種改變的方向移動(dòng)。概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），對同一可逆反應(yīng)，只要起始時(shí)加入物質(zhì)的物質(zhì)的量不同，而達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，同種物質(zhì)的含量相同，這樣的平衡稱為等效平衡。平衡等效： （1）、定溫、定容：、 對于一般的可逆反應(yīng)只改變起始時(shí)加入物質(zhì)的物質(zhì)的量，如通過可逆反應(yīng)的化學(xué)計(jì)量數(shù)比換算成同一半邊的物質(zhì)的物質(zhì)的量與原平衡相同，則兩平衡等效。規(guī)律： 、對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)，只要反應(yīng)物（或生成物）的物質(zhì)的量的比例與原平衡相同，兩平衡等效。（2）

8、、定溫、定壓： 改變起始時(shí)加入物質(zhì)的物質(zhì)的量，只要按化學(xué)計(jì)量數(shù)換算成同一半邊的物質(zhì)的物質(zhì)的量之比與原平衡相同，則達(dá)平衡后與原平衡等效。一、化學(xué)平衡圖象題的解題步驟一般是：看圖像：一看面（即橫縱坐標(biāo)的意義）； 二看線（即看線的走向和變化趨勢）；三看點(diǎn)（即曲線的起點(diǎn)、折點(diǎn)、交點(diǎn)、終點(diǎn)），先出現(xiàn)拐點(diǎn)的則先達(dá)到平衡，說明該曲線表示的溫度較高或壓強(qiáng)較大，“先拐先平”。 四看輔助線（如等溫線、等壓線、平衡線等）；五看量的變化（如溫度變化、濃度變化等），“定一議二”。二、等效平衡問題及解題思路1、等效平衡的含義在一定條件（定溫、定容或定溫、定壓）下，只是起始加入情況不同的同一可逆反應(yīng)達(dá)到平衡后，任何相同組分

9、的分?jǐn)?shù)（體積、物質(zhì)的量）均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱等效平衡。（二）鹽類水解一、鹽類水解，水被弱解；有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解，都弱雙水解；誰強(qiáng)呈誰性，同強(qiáng)呈中性。1、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系電荷守恒：電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負(fù)電荷數(shù)相等。如NaHCO3溶液中：n(Na)n(H+)n(HCO3-)2n(CO32-)n(OH-)推出：NaHHCO3-2CO32-OH-物料守恒：電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會(huì)發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會(huì)改變的。如NaHCO3溶液中：n(Na)：n(c)1:1，推出： C (

10、Na)c (HCO3-)c (CO32-)c (H2CO3)質(zhì)子守恒：(不一定掌握)電解質(zhì)溶液中分子或離子得到或失去質(zhì)子（H）的物質(zhì)的量應(yīng)相等。例如：在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3為得到質(zhì)子后的產(chǎn)物；NH3、OH-、CO32-為失去質(zhì)子后的產(chǎn)物，故有以下關(guān)系：c (H3O+)+c (H2CO3)=c (NH3)+c (OH-)+c (CO32-)。2、雙水解離子方程式的書寫：（1）左邊寫出水解的離子，右邊寫出水解產(chǎn)物； （2）配平：在左邊先配平電荷，再在右邊配平其它原子；（3）H、O不平則在那邊加水。 例：當(dāng)Na2CO3與AlCl3溶液混和時(shí)： 3 CO32- + 2Al3+ +

11、3H2O = 2Al(OH)3 + 3CO2 鹽類水解的應(yīng)用規(guī)律 鹽的離子跟水電離出來的氫離子或氫氧根離子生成弱電解質(zhì)的反應(yīng),稱為鹽類的水解。 其一般規(guī)律是:誰弱誰水解,誰強(qiáng)顯誰性;兩強(qiáng)不水解,兩弱更水解,越弱越水解。 哪么在哪些情況下考慮鹽的水解呢? 1.分析判斷鹽溶液酸堿性時(shí)要考慮水解。 2.確定鹽溶液中的離子種類和濃度時(shí)要考慮鹽的水解。 如Na2S溶液中含有哪些離子,按濃度由大到小的順序排列: C(Na+ )>C(S2-)>C(OH-)>C(HS-)>C(H+) 或:C(Na+) +C(H+)=2C(S2-)+C(HS-)+C(OH-) 3.配制某些鹽溶液時(shí)要考慮

12、鹽的水解 如配制FeCl3,SnCl4 ,Na2SiO3等鹽溶液時(shí)應(yīng)分別將其溶解在相應(yīng)的酸或堿溶液中。 4.制備某些鹽時(shí)要考慮水解Al2S3 ,MgS,Mg3N2 等物質(zhì)極易與水作用,它們在溶液中不能穩(wěn)定存在,所以制 取這些物質(zhì)時(shí),不能用復(fù)分解反應(yīng)的方法在溶液中制取,而只能用干法制備。 5.某些活潑金屬與強(qiáng)酸弱堿溶液反應(yīng),要考慮水解 如Mg,Al,Zn等活潑金屬與NH4Cl,CuSO4 ,AlCl3 等溶液反應(yīng).3Mg+2AlCl3 +6H2O=3MgCl2+2Al(OH)3+3H2 6.判斷中和滴定終點(diǎn)時(shí)溶液酸堿性,選擇指示劑以及當(dāng)pH=7時(shí)酸或堿過量的判斷等問題時(shí),應(yīng)考慮到鹽的水解.如CH

13、3COOH與NaOH剛好反應(yīng)時(shí)pH>7,若二者反應(yīng)后溶液pH=7,則CH3COOH過量。指示劑選擇的總原則是,所選擇指示劑的變色范圍應(yīng)該與滴定后所得鹽溶液的pH值范圍相一致。即強(qiáng)酸與弱堿互滴時(shí)應(yīng)選擇甲基橙;弱酸與強(qiáng)堿互滴時(shí)應(yīng)選擇酚酞。 7.制備氫氧化鐵膠體時(shí)要考慮水解.FeCl3+3H2O=Fe(OH)3(膠體)+3HCl 8.分析鹽與鹽反應(yīng)時(shí)要考慮水解.兩種鹽溶液反應(yīng)時(shí)應(yīng)分三個(gè)步驟分析考慮: (1)能否發(fā)生氧化還原反應(yīng); (2)能否發(fā)生雙水解互促反應(yīng); (3)以上兩反應(yīng)均不發(fā)生,則考慮能否發(fā)生復(fù)分解反應(yīng). 9.加熱蒸發(fā)和濃縮鹽溶液時(shí),對最后殘留物的判斷應(yīng)考慮鹽類的水解 (1)加熱濃縮不水解的鹽溶液時(shí)一般得原物質(zhì). (2)加熱濃縮Na2CO3型的鹽溶液一般得原物質(zhì). (3)加熱濃縮FeCl3 型的鹽溶液.最后得到FeCl3和Fe(OH)3 的混合物,灼燒得Fe2O3 。 (4)加熱蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3 型的鹽溶液時(shí),得不到固體.