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谈高中化学复习中知识网络的构建高中化学复习中，可以通过构建知识网络来整理和理解各个知识点之间的关系，有助于加深对化学知识的掌握和记忆。
下面是关于高中化学复习中知识网络的构建的一些思路和方法。
1. 分类整理知识点：可以将高中化学的各个知识点进行分类整理，如无机化学、有机化学、物理化学等等，然后在每个大的分类下进行进一步的细化，将各个具体的知识点罗列出来。
2. 构建主题图谱：在整理各个知识点的基础上，可以选择一个主题，将相关的知识点用思维导图的方式进行组织和呈现。
选择“酸碱反应”作为主题，然后将与酸碱反应相关的知识点进行连接和整理，如酸碱的定义、酸碱指示剂、pH值等等。
3. 建立关联关系：在构建知识网络的过程中，要注意不同知识点之间的关联关系，尽量找到它们之间的共同点或联系。
在无机化学中，可以从周期表中的元素周期性规律出发，将同一族的元素进行连接，并分析它们的共同特点和规律。
4. 强化核心知识点：在整个知识网络中，会存在一些核心的知识点，这些知识点是其他知识点的基础和关键。
在构建知识网络的过程中，要特别关注和重视这些核心知识点，加强其理解和记忆。
5. 制作总结表格：在知识网络的基础上，可以制作一些总结表格，将相关的知识点以表格的形式进行整理和归纳。
在有机化学中，可以制作一个表格列出各种常见的有机化合物的结构和性质，以及它们之间的反应关系。
6. 做练习题和习题总结：在复习的过程中，做一些相关的练习题是非常重要的。
通过做题，可以巩固和应用所学的化学知识，并且能够帮助发现自身的薄弱环节。
在做完一些练习题后，可以进行习题总结，将错题和易错点进行整理，并找出解题的规律和方法。
通过上述的构建知识网络的方法，可以将高中化学的各个知识点有机地连接在一起，形成一个完整的知识结构。
这样不仅有助于梳理和理解化学知识，也能够提高复习效率，加深对知识的记忆和理解。
构建知识网络也是一种主动学习的方式，可以培养学生的综合思考和问题解决能力。
高中化学知识构造网络图化学根本概念和根本理论元素与化合物有机化学根底化学计算化学实验化学工业知识化学根本概念和根本理论物质的分类组成原子的粒子间的关系核电荷数〔Z〕=核内质子数=核外电子数质量数〔A〕=质子数〔Z〕＋中子数〔N〕元素周期律与周期表化学键与分子构造晶体类型与性质晶体类型性质比拟离子晶体分子晶体原子晶体金属晶体构造组成粒子阴、阳离子分子原子金属阳离子和自由电子粒子间作用离子键范德华力共价键金属键物理性质熔沸点较高低很高有高有低硬度硬而脆小大有大有小、有延展性溶解性易溶于极性溶剂，难溶于非极性溶剂极性分子易溶于极性溶剂不溶于任何溶剂难溶〔钠等与水反响〕导电性晶体不导电；能溶于水的其水溶液导电；熔化导电晶体不导电，溶于水后能电离的，其水溶液可导电；熔化不导电不良〔半导体Si〕良导体〔导电传热〕典型实例NaCl、NaOHNa2O、CaCO3干冰、白磷冰、硫磺金刚石、SiO2晶体硅、SiCNa、Mg、AlFe、Cu、Zn化学反响类型离子反响氧化复原反响的有关概念的相互关系化学反响中的能量变化化学平衡弱电解质的电离平衡溶液的酸碱性盐类的水解酸碱中和滴定电化学返回页顶元素与化合物钠及其化合物碱金属氯及其化合物卤素氧族元素硫的重要化合物碳及其化合物硅及其化合物材料氮族元素氮和磷氨硝酸镁和铝铁及其化合物铜及其化合物返回页顶有机化学根底烃不饱和链烃芳香烃分类通式构造特点化学性质物理性质同分异构烷烃C n H2n+2(n≥1)①C-C单键②链烃①与卤素取代反响(光照)②燃烧③裂化反响一般随分子中碳原子数的增多，沸点升高，液态时密度增大。
气态碳原子数为1～4。
不溶于水，液态烃密度比水的小碳链异构烯烃C n H2n(n≥2)①含一个C≡C键②链烃①与卤素、H：、H2O等发生加成反响②加聚反响③氧化反响：燃烧，被KMnO4酸性溶液氧化碳链异构位置异构炔烃C n H2n-2(n≥2)①含一个C≡C键②链烃①加成反响②氧化反响：燃烧，被KMnO4酸性溶液氧化碳链异构位置异构苯及其同系物C n H2n-6(n≥6)①含一个苯环②侧链为烷烃基①取代反响：卤代、硝化、磺化②加成反响③氧化反响：燃烧，苯的同系物能被KMnO4酸性溶液氧化简单的同系物常温下为液态；不溶于水，密度比水的小侧链大小及相对位置产生的异构烃的衍生物构造、通式、化学性质鉴别类别官能团构造特点通式化学性质卤代烃-X〔卤素原子〕C-X键在一定条件下断裂C n H2n+1O2〔饱和一元〕(1)NaOH水溶液加热,取代反响(2)NaOH醇溶液加热,消去反响醇-OH〔羟基〕(1)—OH与烃基直接相连(2)—OH上氢原子活泼C n H2n+2O2〔饱和一元〕(1)取代：脱水成醚,醇钠,醇与羧酸成酯,卤化成卤代烃(2)氧化成醛(—CH2OH)(3)消去成烯醛(1)醛基上有碳氧双键(2)醛基只能连在烃基链端C n H2n O2〔饱和一元〕(1)加成：加H2成醇(2)氧化：成羧酸羧(1)—COOH可电离出H+(2)—COOH难加成C n H2n O〔饱和一元〕(1)酸性：具有酸的通性(2)酯化：可看作取代酯,R 必须是烃基C n H2n O2〔饱和一元〕水解成醇和羧酸酚(1)羟基与苯环直接相连(2)—OH上的H比醇活泼(3)苯环上的H比苯活泼(1)易取代：与溴水生成2,4,6-三溴苯酚(2)显酸性(3)显色：遇Fe3+变紫色代表物质转化关系糖类类别葡萄糖蔗糖淀粉纤维素分子式〔C6H12O6〕〔C12H22O11〕〔C6H10O5〕〔C6H10O5〕构造特点多羟基醛分子中无醛基，非复原性糖由几百到几千个葡萄糖单元构成的天然高分子化合物由几千个葡萄糖单元构成的天然高分子化合物主要性质白色晶体，溶于水有甜味。
本章知识体系构建与核心素养解读研究热化学反应，不仅能从宏观上认识新物质的生成和能量的变化，还要从微观上分析其变化的本质，并能形成能量可以相互转化的变化观念和能量守恒的思想。
通过建立相关的思维模型，能正确书写热化学方程式，理解盖斯定律及其应用。
认识能源与日常生活、工农业生产及科学技术有着千丝万缕的联系，形成科学合理利用化学反应中能量变化的意识和能源节约的意识。
由此可见，通过本章内容的学习，可促进“宏观辨识与微观探析”“变化观念与平衡思想”“证据推理与模型认知”“科学态度与社会责任”等化学核心素养的发展。
例析(1)贮氢合金ThNi5可催化由CO、H2合成CH4的反应。
温度为T时，该反应的热化学方程式为_____________________________________________________________________________________________________________________________________。
已知温度为T时：CH4(g)＋2H2O(g)===CO2(g)＋4H2(g)ΔH＝＋165 kJ·mol－1CO(g)＋H2O(g)===CO2(g)＋H2(g)ΔH＝－41 kJ·mol－1(2)用O2将HCl转化为Cl2，可提高效益，减少污染。
传统上该转化通过如图所示的催化循环实现。
其中，反应①为：2HCl(g)＋CuO(s)H 2O(g)＋CuCl 2(s) ΔH 1反应②生成1 mol Cl 2(g)的反应热为ΔH 2，则总反应的热化学方程式为_________________ _____________________________________________________________________________ (反应热用ΔH 1和ΔH 2表示)。
(3)已知：①Fe 2O 3(s)＋3C(s)===2Fe(s)＋3CO(g) ΔH ＝＋494 kJ·mol －1②CO(g)＋12O 2(g)===CO 2(g) ΔH ＝－283 kJ·mol －1③C(s)＋12O 2(g)===CO(g) ΔH ＝－110 kJ·mol －1 则反应Fe 2O 3(s)＋3C(s)＋32O 2(g)===2Fe(s)＋3CO 2(g)的ΔH ＝________kJ·mol －1。
谈高中化学复习中知识网络的构建高中化学是一门较为抽象的基础科学课程，其中涉及大量的化学概念、物理性质、化学反应等知识点。
为了更好地复习高中化学知识，构建知识网络是非常有必要的。
本文将就高中化学复习中知识网络的构建展开讨论。
知识网络的构成高中化学知识网络的搭建需要依据不同的知识点进行构建。
从宏观上，化学知识可以分为化学物质、化学反应和化学变化三大模块。
一般我们可以按照这三大模块，将高中化学知识点分别分解为以下几个层次：化学物质：元素、化合物、分子、离子、原子结构等。
化学反应：反应物、生成物、计算化学、化学平衡、化学热力学、化学动力学等。
化学变化：氧化还原反应、酸碱反应、水解反应、配位反应、配位化学等。
基于这些层次，我们可以构建起一个完整的高中化学知识网络图，如下所示：通过这个知识网络图，我们可以方便地对高中化学中的各个知识点进行串联，形成一个有机的知识体系。
这样不仅可以帮助我们更好地理解与记忆知识点，还可以提高我们对知识点的运用能力。
高中化学知识网络的构建并不是一蹴而就的事情，需要在学习、复习的过程中逐渐完善。
在构建的同时，我们还需要有计划地应用知识网络，提高自己的学习效率。
首先，我们可以利用知识网络，将学习的知识点进行分类总结，形成一个完整的知识体系，便于进行梳理和总结。
其次，我们可以通过对知识网络的应用，分析和归纳化学知识点的联系，找到彼此之间的关联和规律，从而把所学的理论知识与实践相结合。
最后，我们还可以尝试用知识网络构建出一些具体的例题，提高自己的应用能力，加深对知识点的理解和记忆。
结语高中化学是一门很重要的学科，掌握好它的知识点可以在高考中获得更高的分数。
在学习中，我们一定要善于构建知识网络，帮助自己更好地理解和掌握化学知识。
同时，我们还要善于应用知识网络，将所学的知识点融会贯通，从而更好地适应高考。
化学高中知识网络构建教案
教学目标：
1. 理解和掌握化学知识的基本概念和原理；
2. 培养学生构建化学知识网络的能力；
3. 提高学生的化学理解和思维能力。
教学重点：
1. 化学知识网络的构建方法和技巧；
2. 化学知识的整体性和联系性。
教学内容：
1. 化学知识的层次结构和分类；
2. 化学知识的重要概念和原理；
3. 化学知识的联系和应用。
教学方法：讲授、实验、讨论、分组合作等
教学过程：
1. 引入：通过展示一幅化学知识网络图，激发学生对化学知识网络构建的兴趣；
2. 探究：讨论化学知识的分类和联系，引导学生思考如何构建化学知识网络；
3. 实践：分组合作，让学生选择一个化学课题，通过查阅资料和实验数据，构建化学知识网络图；
4. 总结：让学生展示他们构建的化学知识网络图，进行讨论和总结。
教学资源：化学知识网络图、实验器材、学习资料等
评价方法：学生的课堂讨论表现、化学知识网络图的完整性和合理性等。
拓展延伸：学生可以在课后继续完善和拓展他们构建的化学知识网络，同时可以探究更多化学知识的联系和应用，进一步提高化学学科素养。
教学反思：通过构建化学知识网络，学生可以更好地理解和应用化学知识，培养他们的综合分析和解决问题的能力，同时也激发了学生对化学学科的兴趣和热情。
高考化学 章末知识网络构建一、化学反应速率化学反应速率⎩⎪⎪⎨⎪⎪⎧ 表示方法：v (B )＝Δc (B )Δt 单位：① 或②影响因素⎩⎪⎨⎪⎧内因：③ 外因⎩⎨⎧ 浓度：浓度增大，反应速率④ 温度：温度升高，反应速率⑤压强：压强增大，反应速率⑥催化剂：使用催化剂，反应速率⑦二、化学平衡状态1．影响化学平衡的因素影响化学平衡移动的外因 ⎩⎪⎪⎨⎪⎪⎧ 改变温度⎩⎨⎧ 升高温度：化学平衡向① 方向移动降低温度：化学平衡向② 方向移动改变浓度⎩⎨⎧ 若Q <K ：化学平衡向③ 方向移动若Q >K ：化学平衡向④ 方向移动改变压强⎩⎨⎧增大压强：平衡向气体物质化学计量 数⑤ 的方向移动 减小压强：平衡向气体物质化学计量 数⑥ 的方向移动 2．化学平衡常数：化学平衡常数⎩⎪⎪⎨⎪⎪⎧ 表达式：对于反应m A (g )＋n B (g )p C (g )＋q D (g ) K ＝⑦影响因素：只与⑧ 有关应用⎩⎪⎨⎪⎧ Q c ＝K ，v (正)＝v (逆)，反应处于⑨Q c <K ，v (正)>v (逆)，反应向⑩方向进行Q c >K ，v (正)<v (逆)，反应向⑪ 方向进行三、化学反应方向的判定化学反应方向的判据⎩⎨⎧ ΔH －T ΔS <0 反应① 自发进行ΔH －T ΔS ＝0 反应达到平衡状态ΔH －T ΔS >0 反应② 自发进行【答案】 一、①mol·L －1·s －1 ②mol·L －1·min －1③反应物本身的性质 ④增大 ⑤增大 ⑥增大 ⑦增大二、1.①吸热 ②放热 ③正反应 ④逆反应 ⑤减小 ⑥增大2．⑦c p (C )·c q(D )c m (A )·c n (B ) ⑧温度 ⑨化学平衡状态 ⑩正反应 ⑪逆反应三、①能 ②不能章末综合测评(二)(时间45分钟，满分100分)一、选择题(本题包括12小题，每小题4分，共48分)1．下列说法正确的是( )A ．熵增大的反应一定是自发反应B ．焓增大的反应一定是自发反应C ．熵、焓都为正值的反应是自发反应D ．ΔH －T ΔS <0的反应一定是自发反应【解析】 判断化学反应进行的方向须用复合判据ΔH －T ΔS <0。
章末知识网络构建一、原电池二、常见的化学电源1．一次电池(碱性锌锰干电池)。
正极(C)：2MnO2＋2H2O＋2e－===2MnOOH＋2OH－负极(Zn)：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2总反应式：①___________________________________________________。
2．二次电池(铅蓄电池)。
放电时：负极：Pb＋SO2－4－2e－===PbSO4正极：PbO2＋SO2－4＋4H＋＋2e－===PbSO4＋2H2O总反应式：②__________________________________________________。
充电时：阴极：与外接电源负极相连PbSO4＋2e－===Pb＋SO2－4阳极：与外接电源正极相连PbSO4＋2H2O－2e－===PbO2＋SO2－4＋4H＋总反应式：③___________________________________________________。
3．氢氧燃料电池。
酸性电解质溶液：正极：O2＋4H＋＋4e－===2H2O负极：2H 2－4e －===4H ＋总反应式：④__________________________________________________。
碱性电解质溶液：正极：O 2＋2H 2O ＋4e －===4OH －负极：⑤______________________________________________________。
总反应式：O 2＋2H 2===2H 2O三、电解池四、金属的腐蚀与防护 金属的腐蚀与防护⎩⎪⎪⎨⎪⎪⎧ 金属腐蚀⎩⎪⎨⎪⎧ ① 腐蚀电化学腐蚀⎩⎨⎧ ② 腐蚀③ 腐蚀金属防护⎩⎪⎨⎪⎧ 电化学防护⎩⎨⎧ ④ 的阴极保护法⑤ 的阴极保护法改变金属的内部结构或覆盖保护层等【答案】一、①活泼性不同 ②电解质溶液 ③氧化 ④还原⑤金属的活泼性 ⑥化学反应速率二、1.①Zn ＋2MnO 2＋2H 2O===Zn(OH)2＋2MnOOH2．②PbO 2＋Pb ＋2H 2SO 4===2PbSO 4＋2H 2O③2PbSO4＋2H2O===PbO2＋Pb＋2H2SO43.④O2＋2H2===2H2O⑤2H2＋4OH－－4e－===4H2O三、①与直流电源相连②电解质溶液③氧化④还原四、①化学②析氢③吸氧④牺牲阳极⑤外加电流章末综合测评(四)(时间45分钟，满分100分)一、选择题(本题包括10小题，每小题5分，共50分)1．下列过程通电后才能进行的是()①电离②电解③电镀④电化学腐蚀A．①②③B．①②④C．②③D．全部【解析】电解、电镀均须外加电源才能实现电能转化为化学能；电离是电解质在水溶液中离解的过程，电化学腐蚀是原电池原理，二者不需要通电。
化学选修化学反应原理第一章一、焓变反应热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(ΔH)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/mol3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。
(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。
②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）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤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：①研究条件：101 kPa②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol④研究内容：放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，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) =H2O(l) ΔH=－mol3．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=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s）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.※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→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→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（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，___生成物浓度幂之积与反应物浓度幂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_生成物___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•K-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：ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行第三章一、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 。
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 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。
如SO、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。
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：AB A++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。
如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：K W = c[H+]·c[OH-]25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 1*10-14 注意：K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定K W不仅适用于纯水，适用于任何溶液（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：①酸、碱：抑制水的电离 K W〈1*10-14②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 K W〉 1*10-144、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、酚酞。
变色范围：甲基橙 ~（橙色）石蕊~（紫色）酚酞~（浅红色）pH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。
