化学大综合
发布时间：2014-11-01 编辑：化学学法小组 来源：网络&投稿
等效平衡及化学平衡的计算
1、等效平衡问题（也可以理解为相同平衡状态，但人与人的理解不同，所以两种说法不尽一致）根据化学平衡状态的概念，相同平衡状态是指在一定条件下，同一可逆反应无论反应是从正向开始还是从逆向开始（即不同的途径），经一段时间达平衡后，反应体系中任一反应物和生成物的浓度均相同的多个化学平衡状态之间的互称。因此，相应物质的转化率、各组分的百分含量也相同，而相应物质的物质的量等不一定相同。⒈等温等容时⑴对反应前后气体体积变化的可逆反应，可通过可逆反应的化学计量关系（即反应方程式的系数）把不同情况下各物质的物质的量都换算成反应物（或生成物）时，若相应的物质的量相等；或所有参加反应的物质中各元素的量守恒，则可达到相同的平衡状态，例如：
N2(g)+3H2(g)==2NH3(g)
（应为可逆符号，无法输入，用==代替，下同）
①1mol3mol0②002mol③0.5mol1.5mol1mol④2mol6mol0
在等温等容时，以上①②③组中三种原料的配比最终会达到相同平衡状态。此时，各组分的浓度、体积分数、物质的量、转化率及反应速率都完全相同；而④组则不能
【思考】①上面例子中按第④组原料的配比，最终达到平衡时NH3的产率与其它组相比有何不同？②在体积不变的密闭容器中加入2molN2和3molH2，使其反应达到平衡后，NH3的浓度为wmol/L。若维持温度不变，N2、H2、NH3三种物质如何配比，才能使其达到平衡时NH3的浓度为仍为wmol/L？⑵对于反应前后气体体积不变的可逆反应，由于给此类反应体系加压使气体体积缩小，或者按比例加大（或减小）各物质的物质的量，再次达到平衡时，各组分的浓度将同等程度地改变，反应速率也会发生相应的改变，但各组分的体积分数及反应物的转化率保持不变（讨论：各组分的物质的量如何改变？）。因此，只要把不同情况下各物质的物质的量完全换算成反应物（或生成物）后，各反应物（或生成物）的物质的量之比一致，即可实现上述平衡状态。例如：
H2(g)+I2(g)==2HI(g)
①2mol1mol0②4mol2mol0③5mol2mol2mol
⒉等温等压时（容积可变），对于反应前后气体体积无论不变还是变化的可逆反应，只要将不同情况下各物质的物质的量完全换算成反应物（或生成物）后，各反应物（或生成物）的物质的量之比一致，便可达到相同的平衡状态。此时，各组分的浓度、体积分数、转化率及反应速率都完全相同（但各组分的物质的量将同等程度改变）。⒊在平衡体系中充入稀有气体或与反应无关的气体：等温等容时，引起平衡体系的压强增大，但各物质的浓度不变，反应速率不变，平衡不移动。等温等压时，引起平衡体系的体积增大，各物质的浓度同等程度减小，反应速率减小，平衡向气体体积增大的方向移动。
2、有关化学平衡的计算其实就是按反应方程式的计算，注意起始状态和平衡状态时各物质的浓度或物质的量之间的关系，另外结合阿伏加德罗定律的推论（这些推论都可以用克拉珀龙方程推出）。
氧化还原反应的重要规律
氧化还原反应的重要规律一、“两强两弱”规律：
对于自发的氧化还原反应（除高温、电解条件），总是强氧化性物质和强还原性物质反应生成弱氧化性物质和弱还原性物质。即氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性强于还原产物的还原性。
应用有二：
1、判断微粒氧化性、还原性的相对强弱。例如：
（’93）根据反应式：（1）2Fe3++2I－=2Fe2++I2,(2)Br2+2Fe2+=2Br－+2Fe3+,可判断离子的还原性从强到弱的顺序是A.Br－、Fe2+、I－B.I－、Fe2+、Br－C.Br－、I－、Fe2+D.Fe2+、I－、Br－
2、判断氧化还原反应能否发生。例如：
已知I－、Fe2+、SO2、Cl－和H2O2均具有还原性，它们在酸性溶液中还原性强弱的顺序为Cl－I－,所以，先发生Cl2+S2－=2Cl－+S↓,后发生Cl2+2I－=2Cl－+I2。
【练习】（’99）制印刷电路时常用氯化铁溶液作为“腐蚀液”，发生的反应为2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2。向盛有氯化铁溶液的烧杯中同时加入铁粉和铜粉，反应结束后，下列结果不可能出现的是A.烧杯中有铜无铁B.烧杯中有铁无铜C.烧杯中铁、铜都有D.烧杯中铁、铜都无六、“质、电守恒”规律质：质量守恒。电：电子转移的数目守恒。即氧化剂得电子的总数目＝还原剂失电子的总数目。这是配平氧化还原反应方程式的依据，也是有关氧化还原反应计算的依据。例如：
（’94）38.4mg铜跟适量的浓硝酸反应，铜全部作用后，共收集到气体22.4Ml(标准状况)，反应消耗的HNO3的物质的量可能是A.1.0×10－3molB.1.6×10－3molC.2.2×10－3molD.2.4×10－3mol
有关阿伏加德罗常数的计算有关阿伏加德罗常数（NA）的计算是高考化学命题的一大热点，让考生对有关阿伏加德罗常数（NA）的计算结果做出正误判断。实际上，这类题目只是以阿伏加德罗常数做为载体，其考查内容涉及了化学基本概念和基本理论、元素化合物甚至化学实验等多方面的知识。分析对比近些年高考中有关题目，可以看出，此类试题大体上有以下几个考查内容：
一、计算物质中所含微粒的数目：
这一方面往往给出一定质量、一定物质的量或一定体积的物质，来计算该物质中所含分子数、原子数、质子数、电子数等。在判断时，应首先区分出要求计算的是什么微粒的数目，尤其应注意的是给出一定体积的物质时，该物质是否处于标准状况下，在标准状况下该物质是否为气体。例如：下列有关阿伏加德罗常数（NA）的叙述正确的是：
（1）18克重水中所含电子数为10NA
（2）25℃，1.013×105Pa下，11.2L氯气所含原子数为NA个
（3）常温常压下，32克氧气中含有2NA个原子
（4）标准状况下，22.4L氦气中所含原子数为NA个
（5）标准状况下，1L辛烷完全燃烧后所生成气态产物的分子数为8NA/22.4（6）标准状况下，22.4L三氧化硫中含有4NA个原子
（7）标准状况下，0.5NA个HCHO分子所占体积约为11.2L
（8）62克白磷中含有2NA个白磷分子
（9）1mol羟基中含有10NA个电子
（10）1L0.2mol/LBa(NO3)2溶液中含有0.2NA个NO3－
（11）1L0.5mol/LNa2S溶液中含有0.5NA个S2-
（12）0.1molNa2CO3溶于水得到的溶液中所含阴离子数大于0.1NA个
（13）106克Na2CO3固体中含有NA个CO32－
（14）1mol冰醋酸中含有NA个CH3COO－
（15）1L0.5mol/L的H2S溶液中含有NA个H+
（16）25℃时，1克水中约含有10－10NA个OH－
（17）浓度分别为1mol/L和0.5mol/L的CH3COOH和CH3COONa混合溶液共1L，含CH3COOH和CH3COO－共1.5mol
（18）1molFeCl3跟水反应完全转化成氢氧化铁胶体后，生成胶体粒子的数目为NA
（19）醋酸的摩尔质量与NA个醋酸分子的质量在数值上相等二、计算氧化还原反应中得失电子数目此类题目旨在考查氧化还原反应的知识，在分析时应结合具体反应，弄清楚反应中的得失电子情况。
（20）2.4克镁变为镁离子失去电子数为0.1NA
（21）标准状况下，将m1克锌加入到m2克20%的盐酸中共放出nLH2，则转移电子数为nNA/11.2
（22）电解饱和食盐水时，每得到1molNaOH，在阳极上反应的离子就得到1mol电子
（23）1molNa2O2与足量水蒸气反应转移电子数为2NA
（24）标准状况下，用MnO2和浓盐酸反应制取Cl2，当有4molHCl被氧化时，生成44.8LCl2
（25）32克Cu与S完全反应转移的电子数为NA三、关于阿伏加德罗定律阿伏加德罗定律本身就是高考的一个重要考点。在分析时，要抓住阿伏加德罗定律的关键：四个相同，即：同温同压同体积的任何气体含有相同的气体分子数（或相同的物质的量）
（26）NA个氧分子与NA个氢分子的质量比等于16:1
（27）标准状况下，以任意比混合的甲烷和丙烷混合气体22.4L所含分子数为NA（28）同温同压下，相同体积的任何气体单质所含原子数相同
（29）标准状况下，以任意比混合的氢气和一氧化碳混合物22.4L所含原子数为2NA
（30）同温同压同体积的卤素单质所含原子个数相等
（31）同温同压同体积的CO2和SO2所含氧原子数均为2NA四、关于分子或晶体结构中化学键数目的计算在解答这方面的试题时，应该从每个原子的成键数目，结合分子结构、晶体结构模型做出正确的分析。
（32）31克白磷分子中含1.5NA个化学键
（33）SiO2晶体中，每摩硅原子可形成2NA个共价键五、涉及化学反应的发生及反应进行情况的计算在分析此类题目时，要注意给出的物质彼此间是否会发生一些反应、反应能否完全进行、产生的气体能否从溶液中逸出等问题。（34）标准状况下，11.2LNH3和11.2LHCl混合后分子总数为NA
（35）标准状况下，22.4LNO和11.2LO2混合后分子总数为NA
（36）含nmolHCl的浓盐酸与足量MnO2反应可生成nNA/4个氯分子
（37）标准状况下，在100ml2mol/LH2SO4溶液中加入足量Na2SO3稀溶液，可收集到4.48LSO2气体
关于化学反应平衡的一些理解与分析一：
化学反应平衡的实质首先，平衡就意味着并不是终止，而是某种动态平衡。在反应中如果该反应正反应速度与逆反应速度相等，那么就意味着该反应达到平衡气体反应xA+yB==zC+tD（x，y，z，t均为系数，中间等号应为可逆反应符号，为了好分析，ABCD均为气体）我们根据初级的反应动力学方程知道，正反应速率与反应物的浓度之间满足一个指数方程。V正=K正·[A]^x·[B]^y（以后大学会知道，对多级反应动力学，这个方程并不一定成立，但是暂时站在中学角度，为了分析方便，可以认为正确的）其中K正、K逆（正逆反应速率常数）只与温度有关。同样V逆=K逆·[C]^z·[D]^t当反应达到平衡的时候，V正=V逆综合以上式子就会知道{[C]^z·[D]^t}/{[A]^x·[B]^y}=K正/K逆=常数（只与温度有关）根据这个式子我们就知道，化学反应平衡只与温度和物质的浓度有关二：平衡的移动在气体反应中，经常会有压强这个因素，是怎么改变化学反应平衡的呢？实际上压强本身并不是改变平衡的原因，压强是通过改变浓度来改变平衡的。
我们来分析一下温度不变下，体积若改变ΔV（可取正或负，一个表示增加，一个表示减少），若原体积为V，原浓度分别为[A]、[B]、[C]、[D]那么现在浓度则分别是[V/（V+ΔV）][A]、[V/（V+ΔV）][B]、[V/（V+ΔV）][C]、[V/（V+ΔV）][D]我们将新浓度代入到原正负反应方程得到V正’=K正·{V/（V+ΔV）[A]}^x·{V/（V+ΔV）[B]}^y=[V/（V+ΔV）]^(x+y)·V正同样V逆’=[V/（V+ΔV）]^(z+t)·V逆大家可以看出来了，当x+y=z+t的时候，也就是反应物系数和等于生成物系数和的时候，减少或增大体积对平衡最终的物质成分不产生影响。但是我们发现，当ΔV小于0的时候（通常情况下也就是压强增大），正逆反应速度都将加快；而ΔV大于0（通常情况下也就是压强减小）的时候，正逆反应速度都将减慢。当x+y>z+t的时候，若ΔV大于0（通常情况下也就是压强减小），则V/（V+ΔV）〈1，V正’〈V逆’，平衡向左移动。若ΔV小于0，则相反。剩下的情况我就不讨论了。总之要告诉大家的就是：反应过程中的物理参数的变化，如果不能引起反应温度和物质浓度的变化，那么该参数对平衡移动并不造成影响。（该命题的逆命题不一定成立，请注意）所以有些题，会保持压强的情况下增加体积。因为压强是通过改变体积来改变物质浓度，所以我们要考虑体积变化对反应的影响。比如在恒压的系统下，在体系中充入惰性气体，那么实际就是体系体积增加了。我们必须对x+y和z+t进行比较来确定平衡的移动。在恒容的系统下，在体系中充入惰性气体，体积不变，压强增大，但是浓度并没有改变。所以平衡不移动。催化剂不改变平衡时物质分数，但是能同时提高正逆化学反应速度。当然，在讲气体的时候，一般不用浓度，而用分压值代替，这里为了使学生能理解，用浓度表示。此乃后话，暂且不表
三：等效平衡与等效物质通常情况下，有些题目会在反应体系中增加或减少某些物质（包括生成物与反应物），或者另外给出一些初始条件来要求你判断与原平衡之间的关系。这就涉及到等效平衡与等效物质的概念。在恒温恒容反应xA+yB==zC+tD中，初始条件axmol的A和aymol的B（a为常数）混合所达到的平衡与初始条件azmol的C和atmol的D混合所达到的平衡是一样的。同样可以从数学上得到证明（利用反应动力学方程，自己试着证明一下）也就是说azmol的C和atmol的D等效于axmol的A和aymol的B。恒温下的平衡各物质分数只取决于初始态的各物质分数。所以当我们在另一个反应体系中，如果初始各物质分数与该反应初始物质分数相同，那么这两个平衡是等效的，其平衡态的各物质分数相同。根据等效平衡和等效物质可以解决很多问题。两个等效平衡在恒温恒压下混合，其物质分数不改变，也可以用数学证明（同样希望在这方面薄弱的同学，能自己证明一下）比如气体反应2molSO2和1molO2反应时，恒温恒压下增加1molSO3，并不改变平衡时物质组成。因为看成两个平衡反应时，1molSO3等效于1molSO2和1/2molO2，其物质分数与前面那个反应相同，所以是两个等效平衡。在恒温恒压下混合时，其物质分数不变。应用时千万要记住：恒温恒压（！）★平衡反应中的反应物投料比对生成物产量的影响结果，及其证明我们通常说，在平衡反应中的反应物投料比，等于方程式系数比的时候，产量最大（转化率最高）也就是xA+yB==zC+tD（x，y，z，t均为系数，中间等号应为可逆反应符号，为了好分析，ABCD均为气体）当反应物A、B总量一定的时候，A：B=x：y时，产量最大。这一结论在化工生产中意义非常重大。我以前学习的时候，也只是记住了这个结论，没有仔细推敲推导过程。
这两天正好有人问起，所以把推导过程证明如下：（喜欢问为什么的化学爱好者可能自己已经推出来吧？那就没必要看了，呵呵）假设反应物总量为Smol，第一次投料A、B分别为axmol，bymol，满足ax+by=Sa≠b，A：B=ax：by≠x：y第二次投料A、B分别为cxmol，cymol，满足cx+cy=SA：B=cx：cy=x：y当然，都在恒温恒容的反应釜内。第一次：xA+yB==zC+tD反应前：axby00平衡时：ax-mxby-mymzmt(假定生成mmol）根据平衡方程有：(k为平衡常数)(mz)^z·(mt)^t=k·(ax-mx)^x·(by-my)^y......（1）第二次：xA+yB==zC+tD反应前：cxcy00平衡时：cx-nxcy-nynznt(假定生成nmol）根据平衡方程有：(nz)^z·(nt)^t=k·(cx-nx)^x·(cy-ny)^y......（2）（1）与（2）相比得到：(m/n)^(z+t)=[(a-m)^x·(b-m)^y]/[(c-n)^(x+y)]根据基本不等式:XYZ≤[(X+Y+Z)/3]^3上式变为(m/n)^(z+t)=[(a-m)^x·(b-m)^y]/[(c-n)^(x+y)]<{[(ax-mx)+(by-my)]/(x+y)]^(x+y)}/{(c-n)^(x+y)}因为ax+by=S而c=S/（x+y）上式化为(m/n)^(z+t)<[(c-m)/(c-n)]^(x+y).............（3）分析（3）式，若m>n，则左端大于1，右端小于1，不等式不成立若m=n，则左右两端都等于1，不等式不成立若mx：y，提高B的转化率，降低成本。
金属的配合性能Ag+、Cu2+、Fe3+等金属离子能形成配离子，如[Ag(NH3)2]+、[Cu(NH3)4]2+、[Fe(CN)6]3-等。含有配离子的化合物是配位化合物，简称配合物(或称为络合物)，如[Ag(NH3)2]Cl、[Cu(NH3)4]SO4、K3[Fe(CN)6]等。铂、金溶解于王水中生成的H2[PtCl6]和H[AuCl4]也是配合物。几乎所有的金属元素都能形成配合物。
1.配合物的组成(1)简单配合物以[Cu(NH3)4]SO4和H2[PtCl6]为例，金属离子Cu2+、Pt4+为中心离子，通常也称为配离子的形成体。在它的周围直接配位着一些中性分子或负离子，叫做配位体，简称配体，如NH3、Cl-。[Cu(NH3)4]2+SOH[PtCl6]2-中心离子配位体中心离子配位体能提供配位体的物质称为配合剂。在配位体中，与中心离子直接相结合的原子叫做配位原子，如上述NH3中的N原子和Cl原子。配位原子必须具有孤对电子，可以提供与中心离子共用，称为配位键，简称配键。与中心离子直接相结合的配位原子的总数叫做配位数，最常见的配位数是2，4和6。(2)特殊配合物在上面所述的配合物中，每一个配位体只含有一个配位原子，而在另外一类配位体中，每一个配位体可以含有不只一个配位原子。每一个配位体只能提供一个配位原子的配位体称为单齿配体，而含有两个或两个以上配位原子的配位体称为多齿配体。能提供多齿配体的物质称为螯合剂。这类由多齿配体形成的环状结构配离子称为螯合离子，含有螯合离子的配合物称为螯合物(或称为内配合物)。螯合离子一般相当稳定。例如，如果往[Cu(NH3)4]2+溶液中加入乙二胺，则会发生下列反应：[Cu(NH3)4]2++2en[Cu(en)2]2++4NH3这是由于配离子[Cu(en)2]2+较[Cu(NH3)4]2+更为稳定，使en取代NH3而与Cu2+配合。如果配位化合物的形成体是中性原子，配位体是CO分子，这类配合物称为羰含物。第Ⅴ副族到第Ⅷ族等金属能与CO直接作用而生成羰合物。例如，在43℃、p(CO2)为101.325kPa时，CO能与镍直接作用生成挥发性的、极毒的羰合物Ni(CO)4液体：Ni+4CONi(CO)4若把Ni(CO)4加热到50℃，它就会分解成为Ni和CO。利用这类反应可以提取高纯度的金属。(3)价键理论从微观方面看，配合物与一般化合物的区别在于它们组成元素的原子间的结合方式－－化学键不同。价键理论认为配合物的中心离子(或原子)与配位体间的化学键是配位键。这一理论的基本要点如下：(a)中心离子(或原子)有空的价电子轨道可接受由配位体的配位原子提供的孤对电子而形成配位键。一般配合物的中心离子(或原子)如下：VCrMnFeCoNiCuZnMoTcRuRhPdAgCdWReOsIrPtAuHg它们都是位于d区及ds区的副族元素；其中最常见的是第Ⅷ族及第Ⅰ、第Ⅱ副族元素的离子，如Fe3+、Fe2+、Cu2+、Ag+、Au3+、Zn2+、Hg2+等。中心离子(或原子)的价电子轨道通常指(n-1)d、ns、np轨道，有时也包括nd轨道。(b)在形成配位化合物时，中心离子所提供的空轨道进行杂化，形成各种类型的杂化轨道，从而使配合物具有一定的空间构型。例如，[Ag(NH3)2]+就是以sp杂化轨道形成直线形的空间构型。
1、等效平衡问题（也可以理解为相同平衡状态，但人与人的理解不同，所以两种说法不尽一致）根据化学平衡状态的概念，相同平衡状态是指在一定条件下，同一可逆反应无论反应是从正向开始还是从逆向开始（即不同的途径），经一段时间达平衡后，反应体系中任一反应物和生成物的浓度均相同的多个化学平衡状态之间的互称。因此，相应物质的转化率、各组分的百分含量也相同，而相应物质的物质的量等不一定相同。⒈等温等容时⑴对反应前后气体体积变化的可逆反应，可通过可逆反应的化学计量关系（即反应方程式的系数）把不同情况下各物质的物质的量都换算成反应物（或生成物）时，若相应的物质的量相等；或所有参加反应的物质中各元素的量守恒，则可达到相同的平衡状态，例如：
N2(g)+3H2(g)==2NH3(g)
（应为可逆符号，无法输入，用==代替，下同）
①1mol3mol0②002mol③0.5mol1.5mol1mol④2mol6mol0
在等温等容时，以上①②③组中三种原料的配比最终会达到相同平衡状态。此时，各组分的浓度、体积分数、物质的量、转化率及反应速率都完全相同；而④组则不能
【思考】①上面例子中按第④组原料的配比，最终达到平衡时NH3的产率与其它组相比有何不同？②在体积不变的密闭容器中加入2molN2和3molH2，使其反应达到平衡后，NH3的浓度为wmol/L。若维持温度不变，N2、H2、NH3三种物质如何配比，才能使其达到平衡时NH3的浓度为仍为wmol/L？⑵对于反应前后气体体积不变的可逆反应，由于给此类反应体系加压使气体体积缩小，或者按比例加大（或减小）各物质的物质的量，再次达到平衡时，各组分的浓度将同等程度地改变，反应速率也会发生相应的改变，但各组分的体积分数及反应物的转化率保持不变（讨论：各组分的物质的量如何改变？）。因此，只要把不同情况下各物质的物质的量完全换算成反应物（或生成物）后，各反应物（或生成物）的物质的量之比一致，即可实现上述平衡状态。例如：
H2(g)+I2(g)==2HI(g)
①2mol1mol0②4mol2mol0③5mol2mol2mol
⒉等温等压时（容积可变），对于反应前后气体体积无论不变还是变化的可逆反应，只要将不同情况下各物质的物质的量完全换算成反应物（或生成物）后，各反应物（或生成物）的物质的量之比一致，便可达到相同的平衡状态。此时，各组分的浓度、体积分数、转化率及反应速率都完全相同（但各组分的物质的量将同等程度改变）。⒊在平衡体系中充入稀有气体或与反应无关的气体：等温等容时，引起平衡体系的压强增大，但各物质的浓度不变，反应速率不变，平衡不移动。等温等压时，引起平衡体系的体积增大，各物质的浓度同等程度减小，反应速率减小，平衡向气体体积增大的方向移动。
2、有关化学平衡的计算其实就是按反应方程式的计算，注意起始状态和平衡状态时各物质的浓度或物质的量之间的关系，另外结合阿伏加德罗定律的推论（这些推论都可以用克拉珀龙方程推出）。
氧化还原反应的重要规律
氧化还原反应的重要规律一、“两强两弱”规律：
对于自发的氧化还原反应（除高温、电解条件），总是强氧化性物质和强还原性物质反应生成弱氧化性物质和弱还原性物质。即氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性强于还原产物的还原性。
应用有二：
1、判断微粒氧化性、还原性的相对强弱。例如：
（’93）根据反应式：（1）2Fe3++2I－=2Fe2++I2,(2)Br2+2Fe2+=2Br－+2Fe3+,可判断离子的还原性从强到弱的顺序是A.Br－、Fe2+、I－B.I－、Fe2+、Br－C.Br－、I－、Fe2+D.Fe2+、I－、Br－
2、判断氧化还原反应能否发生。例如：
已知I－、Fe2+、SO2、Cl－和H2O2均具有还原性，它们在酸性溶液中还原性强弱的顺序为Cl－I－,所以，先发生Cl2+S2－=2Cl－+S↓,后发生Cl2+2I－=2Cl－+I2。
【练习】（’99）制印刷电路时常用氯化铁溶液作为“腐蚀液”，发生的反应为2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2。向盛有氯化铁溶液的烧杯中同时加入铁粉和铜粉，反应结束后，下列结果不可能出现的是A.烧杯中有铜无铁B.烧杯中有铁无铜C.烧杯中铁、铜都有D.烧杯中铁、铜都无六、“质、电守恒”规律质：质量守恒。电：电子转移的数目守恒。即氧化剂得电子的总数目＝还原剂失电子的总数目。这是配平氧化还原反应方程式的依据，也是有关氧化还原反应计算的依据。例如：
（’94）38.4mg铜跟适量的浓硝酸反应，铜全部作用后，共收集到气体22.4Ml(标准状况)，反应消耗的HNO3的物质的量可能是A.1.0×10－3molB.1.6×10－3molC.2.2×10－3molD.2.4×10－3mol
有关阿伏加德罗常数的计算有关阿伏加德罗常数（NA）的计算是高考化学命题的一大热点，让考生对有关阿伏加德罗常数（NA）的计算结果做出正误判断。实际上，这类题目只是以阿伏加德罗常数做为载体，其考查内容涉及了化学基本概念和基本理论、元素化合物甚至化学实验等多方面的知识。分析对比近些年高考中有关题目，可以看出，此类试题大体上有以下几个考查内容：
一、计算物质中所含微粒的数目：
这一方面往往给出一定质量、一定物质的量或一定体积的物质，来计算该物质中所含分子数、原子数、质子数、电子数等。在判断时，应首先区分出要求计算的是什么微粒的数目，尤其应注意的是给出一定体积的物质时，该物质是否处于标准状况下，在标准状况下该物质是否为气体。例如：下列有关阿伏加德罗常数（NA）的叙述正确的是：
（1）18克重水中所含电子数为10NA
（2）25℃，1.013×105Pa下，11.2L氯气所含原子数为NA个
（3）常温常压下，32克氧气中含有2NA个原子
（4）标准状况下，22.4L氦气中所含原子数为NA个
（5）标准状况下，1L辛烷完全燃烧后所生成气态产物的分子数为8NA/22.4（6）标准状况下，22.4L三氧化硫中含有4NA个原子
（7）标准状况下，0.5NA个HCHO分子所占体积约为11.2L
（8）62克白磷中含有2NA个白磷分子
（9）1mol羟基中含有10NA个电子
（10）1L0.2mol/LBa(NO3)2溶液中含有0.2NA个NO3－
（11）1L0.5mol/LNa2S溶液中含有0.5NA个S2-
（12）0.1molNa2CO3溶于水得到的溶液中所含阴离子数大于0.1NA个
（13）106克Na2CO3固体中含有NA个CO32－
（14）1mol冰醋酸中含有NA个CH3COO－
（15）1L0.5mol/L的H2S溶液中含有NA个H+
（16）25℃时，1克水中约含有10－10NA个OH－
（17）浓度分别为1mol/L和0.5mol/L的CH3COOH和CH3COONa混合溶液共1L，含CH3COOH和CH3COO－共1.5mol
（18）1molFeCl3跟水反应完全转化成氢氧化铁胶体后，生成胶体粒子的数目为NA
（19）醋酸的摩尔质量与NA个醋酸分子的质量在数值上相等二、计算氧化还原反应中得失电子数目此类题目旨在考查氧化还原反应的知识，在分析时应结合具体反应，弄清楚反应中的得失电子情况。
（20）2.4克镁变为镁离子失去电子数为0.1NA
（21）标准状况下，将m1克锌加入到m2克20%的盐酸中共放出nLH2，则转移电子数为nNA/11.2
（22）电解饱和食盐水时，每得到1molNaOH，在阳极上反应的离子就得到1mol电子
（23）1molNa2O2与足量水蒸气反应转移电子数为2NA
（24）标准状况下，用MnO2和浓盐酸反应制取Cl2，当有4molHCl被氧化时，生成44.8LCl2
（25）32克Cu与S完全反应转移的电子数为NA三、关于阿伏加德罗定律阿伏加德罗定律本身就是高考的一个重要考点。在分析时，要抓住阿伏加德罗定律的关键：四个相同，即：同温同压同体积的任何气体含有相同的气体分子数（或相同的物质的量）
（26）NA个氧分子与NA个氢分子的质量比等于16:1
（27）标准状况下，以任意比混合的甲烷和丙烷混合气体22.4L所含分子数为NA（28）同温同压下，相同体积的任何气体单质所含原子数相同
（29）标准状况下，以任意比混合的氢气和一氧化碳混合物22.4L所含原子数为2NA
（30）同温同压同体积的卤素单质所含原子个数相等
（31）同温同压同体积的CO2和SO2所含氧原子数均为2NA四、关于分子或晶体结构中化学键数目的计算在解答这方面的试题时，应该从每个原子的成键数目，结合分子结构、晶体结构模型做出正确的分析。
（32）31克白磷分子中含1.5NA个化学键
（33）SiO2晶体中，每摩硅原子可形成2NA个共价键五、涉及化学反应的发生及反应进行情况的计算在分析此类题目时，要注意给出的物质彼此间是否会发生一些反应、反应能否完全进行、产生的气体能否从溶液中逸出等问题。（34）标准状况下，11.2LNH3和11.2LHCl混合后分子总数为NA
（35）标准状况下，22.4LNO和11.2LO2混合后分子总数为NA
（36）含nmolHCl的浓盐酸与足量MnO2反应可生成nNA/4个氯分子
（37）标准状况下，在100ml2mol/LH2SO4溶液中加入足量Na2SO3稀溶液，可收集到4.48LSO2气体
关于化学反应平衡的一些理解与分析一：
化学反应平衡的实质首先，平衡就意味着并不是终止，而是某种动态平衡。在反应中如果该反应正反应速度与逆反应速度相等，那么就意味着该反应达到平衡气体反应xA+yB==zC+tD（x，y，z，t均为系数，中间等号应为可逆反应符号，为了好分析，ABCD均为气体）我们根据初级的反应动力学方程知道，正反应速率与反应物的浓度之间满足一个指数方程。V正=K正·[A]^x·[B]^y（以后大学会知道，对多级反应动力学，这个方程并不一定成立，但是暂时站在中学角度，为了分析方便，可以认为正确的）其中K正、K逆（正逆反应速率常数）只与温度有关。同样V逆=K逆·[C]^z·[D]^t当反应达到平衡的时候，V正=V逆综合以上式子就会知道{[C]^z·[D]^t}/{[A]^x·[B]^y}=K正/K逆=常数（只与温度有关）根据这个式子我们就知道，化学反应平衡只与温度和物质的浓度有关二：平衡的移动在气体反应中，经常会有压强这个因素，是怎么改变化学反应平衡的呢？实际上压强本身并不是改变平衡的原因，压强是通过改变浓度来改变平衡的。
我们来分析一下温度不变下，体积若改变ΔV（可取正或负，一个表示增加，一个表示减少），若原体积为V，原浓度分别为[A]、[B]、[C]、[D]那么现在浓度则分别是[V/（V+ΔV）][A]、[V/（V+ΔV）][B]、[V/（V+ΔV）][C]、[V/（V+ΔV）][D]我们将新浓度代入到原正负反应方程得到V正’=K正·{V/（V+ΔV）[A]}^x·{V/（V+ΔV）[B]}^y=[V/（V+ΔV）]^(x+y)·V正同样V逆’=[V/（V+ΔV）]^(z+t)·V逆大家可以看出来了，当x+y=z+t的时候，也就是反应物系数和等于生成物系数和的时候，减少或增大体积对平衡最终的物质成分不产生影响。但是我们发现，当ΔV小于0的时候（通常情况下也就是压强增大），正逆反应速度都将加快；而ΔV大于0（通常情况下也就是压强减小）的时候，正逆反应速度都将减慢。当x+y>z+t的时候，若ΔV大于0（通常情况下也就是压强减小），则V/（V+ΔV）〈1，V正’〈V逆’，平衡向左移动。若ΔV小于0，则相反。剩下的情况我就不讨论了。总之要告诉大家的就是：反应过程中的物理参数的变化，如果不能引起反应温度和物质浓度的变化，那么该参数对平衡移动并不造成影响。（该命题的逆命题不一定成立，请注意）所以有些题，会保持压强的情况下增加体积。因为压强是通过改变体积来改变物质浓度，所以我们要考虑体积变化对反应的影响。比如在恒压的系统下，在体系中充入惰性气体，那么实际就是体系体积增加了。我们必须对x+y和z+t进行比较来确定平衡的移动。在恒容的系统下，在体系中充入惰性气体，体积不变，压强增大，但是浓度并没有改变。所以平衡不移动。催化剂不改变平衡时物质分数，但是能同时提高正逆化学反应速度。当然，在讲气体的时候，一般不用浓度，而用分压值代替，这里为了使学生能理解，用浓度表示。此乃后话，暂且不表
三：等效平衡与等效物质通常情况下，有些题目会在反应体系中增加或减少某些物质（包括生成物与反应物），或者另外给出一些初始条件来要求你判断与原平衡之间的关系。这就涉及到等效平衡与等效物质的概念。在恒温恒容反应xA+yB==zC+tD中，初始条件axmol的A和aymol的B（a为常数）混合所达到的平衡与初始条件azmol的C和atmol的D混合所达到的平衡是一样的。同样可以从数学上得到证明（利用反应动力学方程，自己试着证明一下）也就是说azmol的C和atmol的D等效于axmol的A和aymol的B。恒温下的平衡各物质分数只取决于初始态的各物质分数。所以当我们在另一个反应体系中，如果初始各物质分数与该反应初始物质分数相同，那么这两个平衡是等效的，其平衡态的各物质分数相同。根据等效平衡和等效物质可以解决很多问题。两个等效平衡在恒温恒压下混合，其物质分数不改变，也可以用数学证明（同样希望在这方面薄弱的同学，能自己证明一下）比如气体反应2molSO2和1molO2反应时，恒温恒压下增加1molSO3，并不改变平衡时物质组成。因为看成两个平衡反应时，1molSO3等效于1molSO2和1/2molO2，其物质分数与前面那个反应相同，所以是两个等效平衡。在恒温恒压下混合时，其物质分数不变。应用时千万要记住：恒温恒压（！）★平衡反应中的反应物投料比对生成物产量的影响结果，及其证明我们通常说，在平衡反应中的反应物投料比，等于方程式系数比的时候，产量最大（转化率最高）也就是xA+yB==zC+tD（x，y，z，t均为系数，中间等号应为可逆反应符号，为了好分析，ABCD均为气体）当反应物A、B总量一定的时候，A：B=x：y时，产量最大。这一结论在化工生产中意义非常重大。我以前学习的时候，也只是记住了这个结论，没有仔细推敲推导过程。
这两天正好有人问起，所以把推导过程证明如下：（喜欢问为什么的化学爱好者可能自己已经推出来吧？那就没必要看了，呵呵）假设反应物总量为Smol，第一次投料A、B分别为axmol，bymol，满足ax+by=Sa≠b，A：B=ax：by≠x：y第二次投料A、B分别为cxmol，cymol，满足cx+cy=SA：B=cx：cy=x：y当然，都在恒温恒容的反应釜内。第一次：xA+yB==zC+tD反应前：axby00平衡时：ax-mxby-mymzmt(假定生成mmol）根据平衡方程有：(k为平衡常数)(mz)^z·(mt)^t=k·(ax-mx)^x·(by-my)^y......（1）第二次：xA+yB==zC+tD反应前：cxcy00平衡时：cx-nxcy-nynznt(假定生成nmol）根据平衡方程有：(nz)^z·(nt)^t=k·(cx-nx)^x·(cy-ny)^y......（2）（1）与（2）相比得到：(m/n)^(z+t)=[(a-m)^x·(b-m)^y]/[(c-n)^(x+y)]根据基本不等式:XYZ≤[(X+Y+Z)/3]^3上式变为(m/n)^(z+t)=[(a-m)^x·(b-m)^y]/[(c-n)^(x+y)]<{[(ax-mx)+(by-my)]/(x+y)]^(x+y)}/{(c-n)^(x+y)}因为ax+by=S而c=S/（x+y）上式化为(m/n)^(z+t)<[(c-m)/(c-n)]^(x+y).............（3）分析（3）式，若m>n，则左端大于1，右端小于1，不等式不成立若m=n，则左右两端都等于1，不等式不成立若mx：y，提高B的转化率，降低成本。
金属的配合性能Ag+、Cu2+、Fe3+等金属离子能形成配离子，如[Ag(NH3)2]+、[Cu(NH3)4]2+、[Fe(CN)6]3-等。含有配离子的化合物是配位化合物，简称配合物(或称为络合物)，如[Ag(NH3)2]Cl、[Cu(NH3)4]SO4、K3[Fe(CN)6]等。铂、金溶解于王水中生成的H2[PtCl6]和H[AuCl4]也是配合物。几乎所有的金属元素都能形成配合物。
1.配合物的组成(1)简单配合物以[Cu(NH3)4]SO4和H2[PtCl6]为例，金属离子Cu2+、Pt4+为中心离子，通常也称为配离子的形成体。在它的周围直接配位着一些中性分子或负离子，叫做配位体，简称配体，如NH3、Cl-。[Cu(NH3)4]2+SOH[PtCl6]2-中心离子配位体中心离子配位体能提供配位体的物质称为配合剂。在配位体中，与中心离子直接相结合的原子叫做配位原子，如上述NH3中的N原子和Cl原子。配位原子必须具有孤对电子，可以提供与中心离子共用，称为配位键，简称配键。与中心离子直接相结合的配位原子的总数叫做配位数，最常见的配位数是2，4和6。(2)特殊配合物在上面所述的配合物中，每一个配位体只含有一个配位原子，而在另外一类配位体中，每一个配位体可以含有不只一个配位原子。每一个配位体只能提供一个配位原子的配位体称为单齿配体，而含有两个或两个以上配位原子的配位体称为多齿配体。能提供多齿配体的物质称为螯合剂。这类由多齿配体形成的环状结构配离子称为螯合离子，含有螯合离子的配合物称为螯合物(或称为内配合物)。螯合离子一般相当稳定。例如，如果往[Cu(NH3)4]2+溶液中加入乙二胺，则会发生下列反应：[Cu(NH3)4]2++2en[Cu(en)2]2++4NH3这是由于配离子[Cu(en)2]2+较[Cu(NH3)4]2+更为稳定，使en取代NH3而与Cu2+配合。如果配位化合物的形成体是中性原子，配位体是CO分子，这类配合物称为羰含物。第Ⅴ副族到第Ⅷ族等金属能与CO直接作用而生成羰合物。例如，在43℃、p(CO2)为101.325kPa时，CO能与镍直接作用生成挥发性的、极毒的羰合物Ni(CO)4液体：Ni+4CONi(CO)4若把Ni(CO)4加热到50℃，它就会分解成为Ni和CO。利用这类反应可以提取高纯度的金属。(3)价键理论从微观方面看，配合物与一般化合物的区别在于它们组成元素的原子间的结合方式－－化学键不同。价键理论认为配合物的中心离子(或原子)与配位体间的化学键是配位键。这一理论的基本要点如下：(a)中心离子(或原子)有空的价电子轨道可接受由配位体的配位原子提供的孤对电子而形成配位键。一般配合物的中心离子(或原子)如下：VCrMnFeCoNiCuZnMoTcRuRhPdAgCdWReOsIrPtAuHg它们都是位于d区及ds区的副族元素；其中最常见的是第Ⅷ族及第Ⅰ、第Ⅱ副族元素的离子，如Fe3+、Fe2+、Cu2+、Ag+、Au3+、Zn2+、Hg2+等。中心离子(或原子)的价电子轨道通常指(n-1)d、ns、np轨道，有时也包括nd轨道。(b)在形成配位化合物时，中心离子所提供的空轨道进行杂化，形成各种类型的杂化轨道，从而使配合物具有一定的空间构型。例如，[Ag(NH3)2]+就是以sp杂化轨道形成直线形的空间构型。