高考化學(xué)反應(yīng)速率與平衡的關(guān)鍵詞
與初中的化學(xué)學(xué)習(xí)比較，高中的化學(xué)課程增加了很多內(nèi)容，深度、難度都有了很大的提高，學(xué)生想要學(xué)好化學(xué)，需要在課后勤加復(fù)習(xí)。下面是小編為大家整理的關(guān)于高考化學(xué)反應(yīng)速率與平衡的關(guān)鍵詞，希望對您有所幫助。歡迎大家閱讀參考學(xué)習(xí)!
高考化學(xué)反應(yīng)速率與平衡的關(guān)鍵詞
第一片：外因?qū)λ俾实挠绊?/p>
加加減減，同增同減
速率是用單位時間內(nèi)相關(guān)物質(zhì)的濃度改變表示，其決定因素是反應(yīng)物本身的性質(zhì);?？嫉挠绊懸蛩赜校簼舛?、溫度、壓強(qiáng)、催化劑。具體影響可概括為：加加減減，同增同減。其含義是：四個因素中有一個增加，速率加快(增大壓強(qiáng)時，需有氣體參加反應(yīng)，且引起濃度的增加)、減小一個，則速率減慢;對可逆反應(yīng)說，正反應(yīng)、逆反應(yīng)速率，一定是同時增加或同時減慢，不可能出現(xiàn)相反的情況。只能因為增加或減慢的程度不一樣，導(dǎo)致平衡的移動。
第二片：平衡標(biāo)志
同邊比異，異邊比同
1.平衡的根本原因，也是平衡標(biāo)志的實質(zhì)是V正=V逆。同一物質(zhì)的生成速率等于其消耗速率，或不同物質(zhì)間速率比等于化學(xué)計量數(shù)比。注意：反應(yīng)物間或生成物間一個是V正，另一個必須為V逆;反應(yīng)物和生成物對比時，必須同為V正或V逆，即：同邊比異，異邊比同。延伸對比還包括：物質(zhì)的量、濃度、斷鍵及成鍵、熱量等等。
2.絕對量為不變的定值，一定的平衡狀態(tài)，如：反應(yīng)體系的溫度、顏色(顏色改變平衡不一定移動)，各物質(zhì)的分子數(shù)、質(zhì)量、體積、物質(zhì)的量及它們的百分含量，濃度，分壓，轉(zhuǎn)化率、產(chǎn)率不變時。
3.相對量不變時要看具體情況：對都是氣體且前后不相等的反應(yīng)，氣體的總的物質(zhì)的量、分子總數(shù)不變，混合氣體的平均分子量不變，恒容條件下的壓強(qiáng)不變，恒壓條件下的密度不變，一定是平衡狀態(tài)。若有固體或液體的參與要視具體情況而定。如：若反應(yīng)C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g)的平均分子量不再變化，就是平衡狀態(tài),但是對反應(yīng)CaCO3(s) CaO(s)+CO2(g)就不是平衡狀態(tài)。
第三片：相關(guān)計算
三段式
該部分的計算，通常都要寫出反應(yīng)的方程式，在相關(guān)物質(zhì)的下面列出其對應(yīng)的三個濃度(切勿用物質(zhì)的量，以免忽略了反應(yīng)體系的體積，往往是2L)，這三個濃度依次是起始、轉(zhuǎn)化、平衡，即通常說的三段式;寫出這些后，速率、轉(zhuǎn)化率、百分含量、平衡常數(shù)的求算一目了然。(氣體的平均密度及平均分子量很少定量求算)。
第四片：圖像綜合
面→線→點、先拐先平數(shù)值大
圖像問題是該部分的重點，通?？甲R圖、用圖、繪圖三種情況，現(xiàn)重點討論識圖：一定要注意“三看”：
1.看面：首先看題給圖像的象限，一般情況下只給在第一象限，如果是在第四或其他象限，一定是解題的突破點;認(rèn)清縱、橫坐標(biāo)的表示量。
2.看線：這是做題的重點，要先看清楚所給圖線的物理含義，再看相關(guān)圖線的變化趨勢及幅度，有時還要借助輔助線(等溫線、等壓線、平衡線)進(jìn)行判定。
3.看點：這是做題的關(guān)鍵，要確認(rèn)涉及圖線上的關(guān)鍵點說明的問題，包括起點、終點、最高點、最低點、交叉點、轉(zhuǎn)折點(拐點)等等。如通常情況下，誰先出現(xiàn)拐點，誰先達(dá)到平衡，其所代表的物理量就最大，即：先拐先平數(shù)值大。
第五片：平衡移動規(guī)律
勒夏特列原理
即平衡移動原理原理，適用所有平衡問題，其實質(zhì)是：改變影響平衡的一個條件，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。如升高溫度，平衡就向溫度降低的方向(即吸熱方向)移動，增加反應(yīng)物濃度，平衡就向正向(減小反應(yīng)物濃度)移動，我們可以形象的稱其為：劫富濟(jì)貧;其他條件(催化劑不影響平衡移動)的改變引起的平衡移動均如此。
第六片：等效平衡
一邊倒
等效平衡是該部分的難點，其含義是：相同條件下的同一個化學(xué)反應(yīng)，無論反應(yīng)是從正向或逆向開始，最終都達(dá)到相同的平衡狀態(tài)。基于此，在處理該類問題時，可以將不同情況下的投料情況，按照方程式中的計量關(guān)系進(jìn)行換算，即一邊倒，然后和第一次投料對比即可。如：
將zmol的氨氣完全倒過去，在恒溫、恒壓下只要,就是等效平衡;在恒溫、恒容下只有，同時時，才是等效平衡。
若是反應(yīng)
則無論恒溫、恒壓下或恒溫、恒容下，
，都是等效平衡狀態(tài)。至于此類問題的轉(zhuǎn)化率、平衡常數(shù)、壓強(qiáng)關(guān)系、熱量、移動方向等等的判定和計算，都不是太困難。
高考化學(xué)膠體
1.概念： 分散質(zhì)直徑在1至100nm的分散系。(注意：不是半徑;不一定是液態(tài))
2.鑒別：丁達(dá)爾現(xiàn)象(和溶液的鑒別，不能用于和濁液)
3.分離：溶液、膠體和濁液的分離是過濾;溶液和膠體的分離是滲析(用品：半透膜)
4.性質(zhì)：
⑴具有丁達(dá)爾現(xiàn)象(膠粒較大，對光有散射作用→濁液也有)
⑵布朗運(yùn)動(膠粒不停的作無規(guī)則的運(yùn)動→膠體穩(wěn)定存在的原因之一)
⑶電泳現(xiàn)象[膠粒具有較大的表面積吸附帶電粒子而帶電荷(注意：是膠粒帶電荷，不是膠體帶電荷)→膠體穩(wěn)定存在的根本原因，在電場作用下，定向移動]
⑷聚沉→當(dāng)受熱、遇相反電荷膠?；蚣尤腚娊赓|(zhì)等時，膠粒結(jié)合成更大顆粒，而沉降下來。
5.制備：通常只需要掌握氫氧化鐵膠體的制備。
⑴操作：將氯化鐵飽和溶液，滴加到沸水中，繼續(xù)加熱至紅褐色。
⑵方程式：
⑶注意：①H2O后面注明“沸水”，②方程式用“=”而不是通常水解的“ ”，③Fe(OH)3后面注明“膠體”，不用“↓”，④HCl后面不用“↑”，⑤ 反應(yīng)條件是“△”。
6.應(yīng)用：
⑴分散系的鑒別，⑵血液透析，⑶靜電除塵，⑷明礬、鐵鹽凈水，⑸三角洲的形成，⑹鹽鹵點豆腐等等。
化學(xué)電解質(zhì)問題
第一片：電解質(zhì)和非電解質(zhì)
1.電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下，能導(dǎo)電的化合物。
2.非電解質(zhì)：在水溶液里和熔融狀態(tài)下，均不能導(dǎo)電的化合物。析疑：
⑴二者均必須是化合物，混合物、單質(zhì)，既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)(非非此即彼)，
⑵二者的區(qū)別是其導(dǎo)電性，和溶解性無關(guān)，
⑶是有的條件下的導(dǎo)電性(非自然的)，
⑷注意電解質(zhì)的“和”與非電解質(zhì)的“或”，
⑸必須是物質(zhì)的本身導(dǎo)電性，不是發(fā)生化學(xué)反應(yīng)后，生成物質(zhì)的導(dǎo)電。
⑹酸、堿、鹽的電解質(zhì)，有機(jī)物一般是非電解質(zhì)，
⑺二氧化硫、二氧化碳、氨氣是非電解質(zhì)。
3.附：物質(zhì)的導(dǎo)電性
⑴導(dǎo)電原因是帶電粒子的定向移動，
⑵有導(dǎo)體、半導(dǎo)體的導(dǎo)電(電子的定向移動→屬物理變化)和電解質(zhì)的導(dǎo)電(離子的定向移動→屬化學(xué)變化)兩種情況。
⑶電解質(zhì)的導(dǎo)電分兩種情況，水溶液里和熔融狀態(tài)，
⑷熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的一定是離子化合物→離子化合物和供價化合物的鑒別，
⑸導(dǎo)電能力的大小，兩方面決定，離子所帶電荷的多少及離子濃度的大小。
第二片：強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)
1.強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里，可以完全電離的電解質(zhì)。
2.弱電解質(zhì)：在水溶液里，部分電離的電解質(zhì)。析疑：
⑴二者的區(qū)分標(biāo)準(zhǔn)是電離程度，
⑵電離的環(huán)境只能是水溶液(熔融狀態(tài)下要么不電離，要么是全部電離)，
⑶體系中是否存在電解質(zhì)的電離平衡(一定存在水的電離平衡的)，
⑷體系中是否存在電解質(zhì)分子(分子一定有H2O)
⑸與電解質(zhì)的溶解性無關(guān)。
⑹強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大部分鹽是強(qiáng)電解質(zhì)，弱酸、弱堿、極少數(shù)鹽(醋酸鉛等)是弱電解質(zhì)。
第三片：電離
1.電離：電解質(zhì)在水溶液或熔融狀態(tài)下離解成自由移動離子的過程。
2.電離方程式：用來表示電解質(zhì)電離的方程式。
3.電離平衡：一定溫度下，弱電解質(zhì)在水溶液中，分子化速率和離子化速率相等，溶液中各組分保持不變。
4.電離度：弱電解質(zhì)水溶液中，達(dá)到電離平衡時，已電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原來總分子數(shù)(包括已電離的和未電離的)的百分?jǐn)?shù)。
5.電離平衡常數(shù)：弱電解質(zhì)在一定條件下電離達(dá)到平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度以其在化學(xué)方程式中的計量為冪的乘積，跟溶液中未電離分子的濃度以其在化學(xué)方程式中的計量為冪的乘積的比值。
析疑：
⑴電離的條件是溶于水或加熱，不是外加電源，
⑵電離結(jié)果是生成自由移動的離子(可能是原來沒有離子的共價化合物，也有可能是有離子不能自由移動的離子化合物)，
⑶電離平衡只有弱電解質(zhì)，
⑷電離方程式的書寫注意事項，
⑸電離平衡遵循平衡移動原理
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