2024-2025学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1 讲义

高中化学选择性必修一（教师版） 目 录 第一章 化学反应的热效应 2 第一节 化学反应与能量变化 2 第1课时 焓变 反应热 2 第2课时 热化学方程式 9 第3课时 燃烧热 能源 20 第4课时 盖斯定律 28 第5课时 反应热的计算 35 第二章 化学反应速率与化学平衡 42 第一节 化学反应速率 42 第二节 影响化学反应速率的因素 48 第三节 化学平衡 61 第1课时 化学平衡状态 61 第2课时 影响化学平衡状态的因素 68 第3课时 化学平衡常数 79 第四节 化学反应进行的方向 94 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 101 第一节 弱电解质的电离 101 第二节 水的电离和溶液的酸碱性 111 第1课时 水的电离和溶液的酸碱性 111 第2课时 pH的计算及其应用 120 第三节 盐类的水解 132 第1课时 盐溶液呈现不同酸碱性的原因 132 第2课时 影响盐类水解的主要因素和盐类水解的应用 137 第四节 难溶电解质的溶解平衡 148 第四章 化学反应与电能 157 第一节 原电池 157 第1课时 原电池 157 第2课时 化学电源 168 第二节 电解池 179 第1课时 电解池原理 179 第2课时 电解原理的应用 191 第三节 金属的电化学腐蚀与防护 202 第一章 化学反应的热效应 第一节 化学反应与能量变化 第1课时 焓变 反应热 1．化学反应的基本特征：一是物质发生了变化，即有__________生成；二是能量发生了变化，即_________能量或_________能量。 如：H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)反应的能量变化如下图所示： 由图可知，1 mol H2分子中的化学键断裂吸收的能量是_________，1 mol Cl2分子中的化学键断裂吸收的能量是_________，2 mol HCl分子中的化学键形成释放的能量是_________，则H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)的反应放出的热量为_________。 2．化学反应中的能量变化有多种形式，但通常主要表现为_________的变化。因此化学反应分为两类：_________反应和_________反应。下列图中，图1表示_________反应，图2表示_________反应。 （1）放热反应：放出热量的化学反应。 （2）吸热反应：吸收热量的化学反应。 3．反应热的概念：当化学反应在一定的温度下进行时，反应所__________________称为该反应在此温度下的热效应，简称为反应热。 （1）表示方法：用符号Q表示；Q>0，反应吸热；Q<0，反应放热。 （2）单位：___________________________。 （3）意义：定量描述化学反应释放或吸收的热能。 【答案】1.新物质 吸收 放出 436 kJ 243 kJ 862 kJ 183 kJ 2. 热量 放热 吸热 放热 吸热 3. 释放或吸收的热量 放热 J·mol－1或kJ·mol－1 一、化学反应过程中能量变化的原因 1．微观角度 反应热是旧化学键断裂吸收的热量与新化学键形成放出的热量的差值。 图中a表示旧化学键断裂吸收的热量；b表示新化学键形成放出的热量；c表示反应热。 反应热ΔH=反应物的键能之和−生成物的键能之和 2．宏观角度 反应热是生成物总能量与反应物的总能量的差值。 例题1 丙烯与HCl加成可能发生反应①和②，其能量与反应进程如图所示：下列说法正确的是 A．CH3CHClCH3 比 CH3CH2CH2Cl 稳定 B．反应①的第I步与第Ⅱ步均放出能量 C．反应②的第I步比第Ⅱ步反应速率快 D．活化能反应①比②的大，反应①更易进行 【解析】A．CH3CHClCH3比CH3CH2CH2Cl能量低，能量低的物质稳定，则CH3CHClCH3比CH3CH2CH2Cl稳定，故A正确；B．反应①的Ⅰ的能量增大、Ⅱ的能量减小，则I吸收能量，故B错误；C．反应②的第I步比第II步活化能大，则反应②的第I步比第Ⅱ步反应速率慢，故C错误；D．活化能反应①比②的大，活化能高难以进行，故D错误；故答案为A。 【答案】A 二、放热反应和吸热反应的判断 根据基本知识判断 常见的吸热反应：①大多数分解反应；②以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应，如C+H2O(g)CO+H2；③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl晶体的反应。 常见的放热反应：①金属与水或酸的反应；②酸碱中和反应；③大多数化合反应；④燃烧反应；⑤铝热反应；⑥营养物质在生物体内的氧化反应。 根据键能变化判断 当生成物分子成键释放的总能量＞反应物分子断键吸收的总能量时，该反应表现为放热反应，即ΔH＜0；当生成物分子成键释放的总能量＜反应物分子断键吸收的总能量时，该反应表现为吸热反应，即ΔH＞0。 根据图像判断 当反应物的总能量高于生成物的总能量时，为放热反应；当反应物的总能量低于生成物的总能量时，为吸热反应。 根据反应条件判断 反应开始需要加热，而停止加热后，反应亦可继续进行，则为放热反应；若反应需要持续不断地加热才能进行，则可能为吸热反应也可能为放热反应。 例题2.下列变化符合图示的是 ①冰雪融化 ②KMnO4分解制O2 ③铝与氧化铁的反应 ④钠与水反应 ⑤二氧化碳与灼热的木炭反应 ⑥碘的升华 ⑦Ba(OH)2·8H2O和NH4Cl的反应. A．②⑥⑦ B．②⑤⑦ C．①②⑤⑥⑦ D．③④ 【解析】图示，反应物的总能量小于生成物的总能量，该图示表示的是吸热反应，据此回答。①冰雪融化吸热，是物理变化，不符合；②KMnO4分解制O2是吸热反应，符合；③铝与氧化铁的反应是放热反应，不符合；④钠与水的反应是放热反应，不符合；⑤二氧化碳与灼热木炭的反应是吸热反应，符合；⑥碘的升华吸热，是物理变化，不符合；⑦Ba(OH)2·8H2O和NH4Cl反应是吸热反应，符合；答案选B。 【答案】B 【点睛】掌握常见的放热反应和吸热反应是解答的关键，一般金属和水或酸的置换反应、酸碱中和反应、一切燃烧、大多数化合反应和置换反应、缓慢氧化反应如生锈等是放热反应。大多数分解反应、铵盐和碱反应、碳（或氢气或CO）作还原剂的反应等是吸热反应。另外还需要注意不论是放热反应还是吸热反应均是化学变化。 （1）反应开始时需要加热的反应可能是吸热反应也可能是放热反应。有些吸热反应不但反应开始时需要加热，反应发生过程中仍需不断加热才能使反应继续进行下去；有的放热反应在反应开始时也需要加热，反应发生后会放出一定的热量，如果放出的热量可使反应维持下去，则反应过程中不需要再加热，否则也必须不断加热才能使反应继续进行下去。 （2）常温下就能进行的反应不一定都是放热反应，如氢氧化钡和氯化铵的反应。 （3）任何化学反应都伴随着能量变化，但能量变化不一定都表现为热量变化，还可能以声、光、电等形式表现出来。 （4）放出热量（或吸收热量）的物质变化过程不一定是放热反应（或吸热反应），如水蒸气冷凝为水放热，干冰升华吸热，它们不是放热反应或吸热反应，而是物理变化过程。 课后习题 1．下列对化学反应的认识错误的是 A．会引起化学键的变化 B．会产生新的物质 C．必然引起物质状态的变化 D．必然伴随着能量的变化 2．下列变化中属于吸热反应的是 ①液态水汽化　②将胆矾加热变为白色粉末　③葡萄糖在人体内氧化分解　 ④氯酸钾分解制氧气　⑤生石灰跟水反应生成熟石灰 A．①② B．②③ C．①④⑤ D．②④ 3．化学反应中的能量变化，通常主要表现为热量的变化——吸热或者放热。下列有关说法不正确的是 A．氢气在氧气中燃烧和在空气中燃烧都是放热反应 B．煤的燃烧需要加热点燃，故是吸热反应 C．放热反应的反应物的总能量高于生成物的总能量 D．煅烧石灰石制生石灰是吸热反应 4．金刚石和石墨都是碳的单质，石墨在一定条件下可以转化为金刚石。已知12g石墨完全转化为金刚石时，要吸收EkJ的能量，下列说法正确的是 A．金刚石与石墨互为同位素 B．石墨不如金刚石稳定 C．金刚石不如石墨稳定 D．等质量的石墨与金刚石完全燃烧，金刚石放出的能量少 5．下列各图所表示的反应是吸热反应的是 A． B．C． D． 6．在相同条件下，下列两个反应放出的热量分别用ΔH1和ΔH2表示：2H2(g)+O2(g)2H2O(g) ΔH1；2H2(g)+O2(g)2H2O（l） ΔH2。则 A．ΔH2＞ΔH1 B．ΔH1＞ΔH2 C．ΔH1=ΔH2 D．无法确定 7．CO(g)与H2O(g)反应的能量变化如下图所示，有关两者反应的说法正确的是 A．该反应为吸热反应 B．1 mol CO(g)和1 mol H2O(g)具有的总能量大于1 mol CO2(g)和1 mol H2(g)具有的总能量 C．该反应不需要加热就能进行 D．1 mol CO2(g)和1 mol H2(g)反应生成1 mol CO(g)和1 mol H2O(g)要放出41 kJ热量 能力练 8．下列说法不正确的是 A．化学变化过程是原子的重新组合过程 B．化学反应的焓变用ΔH表示，单位是kJ·mol-1 C．化学反应的焓变ΔH越大，表示放热越多 D．化学反应中的能量变化不都是以热能形式表现出来的 9．下列说法中正确的是 A．在化学反应中，发生物质变化的同时不一定发生能量变化 B．ΔH>0表示放热反应，ΔH<0表示吸热反应 C．生成物的总焓大于反应物的总焓时， ΔH>0 D．ΔH的大小与热化学方程式中的各物质的化学计量数无关 10．将盛有NH4HCO3粉末的小烧杯放入盛有少量醋酸的大烧杯中。然后向小烧杯中加入盐酸，反应剧烈，醋酸逐渐凝固。由此可见下列说法不正确的是 A．NH4HCO3和盐酸的反应是吸热反应 B．该反应中，热能转化为反应产物内部的能量 C．反应物的总能量高于反应产物的总能量 D．反应的化学方程式为NH4HCO3＋HCl===NH4Cl＋CO2↑＋H2O 11．下列图示变化为吸热反应的是 A B C D 12．某反应的反应过程中能量变化如图所示(图中表示正反应的活化能，表示逆反应的活化能下列有关叙述正确的是 A．该反应为放热反应 B．催化剂能改变反应的焓变 C．催化剂能降低反应的活化能 D．生成物分子成键时释放出的总能量大于反应物分子断键时吸收的总能量 参考答案 1.C 2.D 3.B 4.C 5.A 6.B 7.B 8.C 9.C 10.C 11.A 12.C 第2课时 热化学方程式 一、热化学方程式 1. 概念及表示意义 概念：能表示参加反应的__________和__________的关系的化学方程式，叫热化学方程式。意义：热化学方程式不仅表明了化学反应中的________变化，也表明了化学反应中的_______变化。 H2(g)+O2(g)H2O（l） ΔH=−285. 8 kJ·mol−1，表示在25℃，101 kPa下，____ H2与____ O2完全反应生成____态水时______的热量是285. 8 kJ。 2. 书写 热化学方程式各物质前的化学计量数只表示_________，不表示_________，因此，它可以是______数，也可以是_________或_________。对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其ΔH_________。即使化学计量数相同，当反应物、生成物的状态不同时，ΔH_________。 二、中和热 【答案】一、1．物质的量 反应热 物质 能量 1 mol mol 液 放出 2．物质的量 分子（数） 整 小数 分数 不同 也不同 二、1．1 mol H2O −57.3 kJ·mol−1 1．热化学方程式的书写 步骤1 写方程——写出配平的化学方程式； 步骤2 标状态——用“s”、“l”、“g”、“aq”标明物质的聚集状态； 步骤3 标条件——标明反应物的温度和压强(101 kPa、25 ℃时可不标注)； 步骤4 标ΔH——在方程式后写出ΔH，并根据信息注明ΔH的“+”或“‒”； 步骤5 标数值——根据化学计量数计算写出ΔH的数值及单位。ΔH的单位一般为kJ·mol‒1。 2．热化学方程式正误判断的“四看” 一看：化学反应原理是否正确，化学方程式是否符合客观事实。 二看：各物质的聚集状态是否注明。 三看：ΔH的“−”和“+”是否正确。 四看：反应热的数值与化学计量数是否相对应。 书写热化学方程式的注意事项 （1）注意测定的条件：需注明反应热测定的温度和压强，如不注明条件，即指25℃，1.01×105 Pa。 （2）注意ΔH的标注：化学方程式的右边必须写上ΔH，若为吸热反应，ΔH为“+”，若为放热反应，ΔH为“−”，单位一般为kJ/mol或kJ·mol−1；根据焓的性质，若化学方程式中各物质的系数加倍，则ΔH的数值也加倍；若反应逆向进行，则ΔH改变符号，但绝对值不变。 （3）注意物质的聚集状态：反应热的数值和符号与反应物和生成物的聚集状态有关，因此必须注明物质的聚集状态（s、l、g、aq）才能完整地体现出热化学方程式的意义。热化学方程式中不需要标出“↑”和“↓”。 （4）注意化学计量数：热化学方程式中化学计量数表示参加反应的各物质的物质的量，可为整数或分数；而普通化学方程式中化学计量数宏观上表示各物质的物质的量，微观上表示原子分子数目，只能为整数，不能为分数。 （5）注意ΔH单位的意义：热化学方程式中，ΔH的单位为kJ·mol−1。这里的“mol−1”不表示具体物质，而是表示“1 mol反应”或“1 mol反应进度”，指“1 mol特定的反应组合”。如“H2(g)+O2(g)H2O（1） ΔH=−285. 8 kJ·mol−1”，“1 mol反应”指“1 mol H2(g)与 mol O2(g)生成1 mol H2O(l)”这一特定反应组合。 （6）注意可逆反应ΔH的意义：不论化学反应是否可逆，热化学方程式中的ΔH都表示反应进行到底时的能量变化。 例题1、已知在1×105Pa，298K条件下，2mol氢气燃烧生成水蒸气放出484kJ热量，下列热化学方程式正确的是 A．H2O(g)=H2(g)+O2(g) ΔH=+484kJ/mol B．2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) ΔH=-484kJ/mol C．H2(g)+O2(g)=H2O(l) ΔH=+242kJ/mol D．H2O(g)=H2(g)+O2(g) ΔH=+242kJ/mol 【解析】依据题给数值和热化学方程式的书写方法，标注物质聚集状态，对应量的焓变，配平写出。已知在1×105Pa、298K条件下，2mol氢气燃烧生成水蒸气放出484kJ热量，则氢气燃烧的热化学方程式是：2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)ΔH=-484kJ/mol；A项，∆H应为+242kJ/mol，A项错误；B项，H2O应为气态，B项错误；C项，H2O应为气态，∆H应为-242kJ/mol，C项错误；D项，符合题意和热化学方程式的书写，D项正确；故合理选项是D。 【答案】D 化学方程式 热化学方程式 化学计量数 整数，既可以表示微粒个数，又可以表示物质的量 既可以是整数也可以是分数，只表示该物质的物质的量 物质状态 不要求注明 必须在化学式后注明 正负号及单位 无 必须注明 意义 表明了化学反应中的物质变化 不仅表明化学反应中的物质变化，还表明了化学反应中的能量变化 遵循规律 质量守恒 质量守恒和能量守恒 2.中和热的测定 反应热的数据可以运用理论计算求得，也可以通过实验测得。测定反应热的仪器——量热计，如下图所示。 【实验目的】 测定强酸与强碱反应的反应热，体验化学反应的热效应。 【实验原理】 通过测定一定量的酸、碱溶液在反应前后温度的变化，计算反应放出的热量，由此得中和热。 【实验装置】 【实验用品】 大烧杯（500 mL）、小烧杯（100 mL)、环形玻璃搅拌棒、量筒（50 mL)两个、温度计、泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板（中心有两个小孔）、盐酸（0.50 mol·L−1）、氢氧化钠溶液（0. 55 mol·L−1） 【实验说明】 （1）中和热的测定实验中，NaOH溶液的浓度稍大于盐酸的浓度是确保HCl反应完全。若采用的酸、碱浓度相等，可采用碱体积稍过量的方法达到这个目的。 （2）中和热的计算公式 ΔH= kJ/mol （3）实验中若用弱酸（或弱碱）代替强酸（或强碱），因弱酸（或弱碱）电离出H+（或OH−）需要吸收热量，故测定的中和热的数值偏小；若用浓硫酸与强碱反应测定中和热，因浓硫酸稀释要放热，故测定的中和热的数值偏大。 【实验步骤】 【误差分析】 误差分析依据 各因素主要影响（）。若（）偏大，则|ΔH |偏大；若（）偏小，则|ΔH |偏小。 误差分析 引起误差的实验操作 t终−t始 |ΔH | 保温措施不好 偏小 偏小 搅拌不充分 偏小 偏小 所用酸、碱浓度过大 偏大 偏大 用同浓度的氨水代替NaOH溶液 偏小 偏小 用同浓度的醋酸代替盐酸 偏小 偏小 用等浓度的NaOH溶液和盐酸实验 偏小 偏小 中和热是反应热的一种，其ΔH<0；中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离吸收的热量等。 只有强酸和强碱的稀溶液才能保证H＋(aq)＋OH−(aq)H2O(l)的中和热为57.3 kJ/mol，因为浓酸和浓碱在稀释时会放热，而弱酸和弱碱在中和反应中电离时吸收能量，其中和热一般小于57.3 kJ/mol，。 中和热通常是由实验测得的。在书写表示中和热的热化学方程式时，应以生成1 mol H2O为基准，配平其余物质的化学计量数。 写中和热的热化学方程式时生成的水必须为1 mol，而写中和反应的热化学方程式时生成水的物质的量可为任意值。 例题2、 分别取40mL的0.50mol/L盐酸与40mL 0.55mol/L氢氧化钠溶液进行中和反应。通过测定反应过程中所放出的热量可计算中和热。回答下列问题。 （1）理论上稀强酸、稀强碱反应生成1mol水时放出57.3kJ的热量，写出表示稀硫酸和稀氢氧化钠溶液反应的中和热的热化学方程式____________________； （2）如图所示，仪器A的名称是____________；烧杯间填满泡沫塑料的作用：________；在实验过程中，如果不把温度计上的酸用水冲洗干净直接测量NaOH溶液的温度，则测得的ΔH________（填“偏大”、“偏小”或“无影响”）； （3）假设盐酸和氢氧化钠溶液的密度都是1g/cm3，又知中和后生成溶液的比热容c＝4.18J/（g·℃）。为了计算中和热，某学生实验记录数据如下： 实验序号 起始温度t1℃ 终止温度t2℃ 盐酸 氢氧化钠 混合溶液 1 20．0 20．1 23．2 2 20．2 20．4 23．4 3 20．5 20．6 23．6 依据该学生的实验数据计算，该实验测得的中和热ΔH＝________；（结果保留一位小数） （4）_______（填“能”或“不能”）用Ba(OH)2和硫酸代替盐酸和氢氧化钠溶液，理由是____________________。 【解析】【分析】（1）根据酸碱中和反应生成1mol液态水时放出57.3kJ的热量书写热化学方程式； （2）根据仪器的结构可知，仪器A是环形玻璃搅拌棒；测量HCl溶液的温度计用水洗净再测氢氧化钠，酸和碱之间因为中和反应而导致的热量损失； （3）先根据表中测定数据计算出混合液反应前后的平均温度差，再根据Q=cmΔT计算出反应放出的热量，最后计算出中和热； （4）氢氧化钡与硫酸反应生成了硫酸钡沉淀，生成沉淀的过程中会有热量变化，影响测定结果。 【详解】（1）稀强酸、稀强碱反应生成1mol水时放出57.3kJ的热量，稀硫酸和氢氧化钠稀溶液分别是强酸、强碱，则反应的热化学方程式为：NaOH(aq)+1/2H2SO4(aq)═1/2Na2SO4(aq)+H2O(l) ΔH=-57.3kJ/mol，故答案为：NaOH(aq)+1/2H2SO4(aq)═1/2Na2SO4(aq)+H2O(l) ΔH=-57.3kJ/mol。 （2）仪器A是环形玻璃搅拌棒；在实验中应该尽可能的减少热量的损失，所以烧杯间填满泡沫塑料的作用是保温防止热量损失；测量HCl溶液的温度计用水洗净再测氢氧化钠，酸和碱之间因为中和反应而导致的热量损失，求得的中和热数值将会减小，但反应热ΔH＞-57.3KJ/mol； 故答案为：环形玻璃棒；保温防止热量损失；偏大。 （3）第1次实验盐酸和NaOH溶液起始平均温度为20.05℃，反应后温度为23.2℃，反应前后温度差为3.15℃；第2次实验盐酸和NaOH溶液起始平均温度为20.3℃，反应后温度为23.4℃，反应前后温度差为：3.1℃；第3次实验盐酸和NaOH溶液起始平均温度为20.55℃，反应后温度为23.6℃，反应前后温度差为：3.05℃； 40mL的0.50mol/L盐酸与40mL0.55mol/L氢氧化钠的质量和为m=80mL×1g/cm3=80g，c=4.18J/（g·℃），代入公式Q=cmΔT得生成0.05mol的水放出热量Q=4.18J/（g·℃）×80g×（3.15℃+3.1℃+3.05℃）÷3=1.036kJ，即生成0.02mol的水放出热量为1.036kJ，所以生成1mol的水放出热量为：1.036kJ×1mol÷0.02mol=-51.8kJ/mol，即该实验测得的中和热ΔH=-51.8kJ/mol，故答案为：-51.8kJ/mol。 （4）硫酸与Ba(OH)2溶液反应除了生成水外，还生成了BaSO4沉淀，该反应中的生成热会影响反应的反应热，所以不能用Ba(OH)2溶液和硫酸代替NaOH溶液和盐酸测中和热，故答案为：不能；硫酸与Ba(OH)2溶液反应生成BaSO4沉淀的生成热会影响反应的反应热。 【答案】（1）NaOH(aq)+1/2H2SO4(aq)═1/2Na2SO4(aq)+H2O(l) ΔH=-57.3kJ/mol （2）环形玻璃搅拌棒 保温防止热量损失 偏大 （3）-51.8 kJ／mol （4）不能 H2SO4与Ba(OH)2反应生成的BaSO4沉淀的生成热会影响反应的反应热 课后习题 基础练 1．下列说法正确的是 A．热化学方程式中，化学式前面的化学计量数既可表示微粒数，又可表示物质的量 B．书写热化学方程式时，不仅要写明反应热的符号和数值，还要注明各物质的聚集状态 C．热化学方程式中，如果没有注明温度和压强，则表示在标准状况下测得的数据 D．凡是化合反应都是放热反应，分解反应都是吸热反应 2．为了测定酸碱反应的中和热，计算时至少需要的数据是 ①酸溶液的浓度和体积 ②碱溶液的浓度和体积 ③比热容 ④反应后溶液的质量(单位：g) ⑤生成水的物质的量 ⑥反应前后温度变化 ⑦操作所需的时间 A．①②③⑥ B．①③④⑤ C．③④⑤⑥ D．全部 3．下列热化学方程式书写不正确的是 A．2SO2+O22SO3 ΔH=−196.6 kJ·mol−1 B．H2(g)+O2(g)H2O（1） ΔH=−285.8 kJ · mol−1 C．2H2(g)+O2(g)2H2O（1） ΔH=−571.6 kJ · mol−1 D．C(s)+O2(g)CO2(g) ΔH=−393.5 kJ · mol−1 4．下列说法或表示正确的是 A．等量的硫蒸气和硫固体分别完全燃烧，后者放出热量多 B．由C(石墨)→C(金刚石) ΔH=+1.9 kJ· mol-1可知，金刚石比石墨稳定 C．在稀溶液中：H++OH-=H2O ΔH=-57.3 kJ· mol-1，若将含1 mol CH3COOH的醋酸溶液与含1 mol NaOH的溶液混合，放出的热量小于57.3 kJ D．在101 kPa时，2 g H2完全燃烧生成液态水，放出285.8 kJ热量，氢气燃烧的热化学方程式表示为2H2(g)+O2(g) 2H2O(l) ΔH=-285.8 kJ· mol-1 5．含有11.2 g KOH的稀溶液与1 L 0.1 mol/L的H2SO4溶液反应，放出11.46 kJ的热量，表示该反应中和热的热化学方程式为 A．KOH(aq)＋H2SO4(aq)K2SO4(aq)＋H2O(l) ΔH＝+57.3 kJ/mol B．2KOH(aq)＋H2SO4(aq)K2SO4(aq)＋2H2O(l) ΔH＝+114.6 kJ/mol C．2KOH(aq)＋H2SO4(aq)K2SO4(aq)＋2H2O(l) ΔH＝−114.6 kJ/mol D．KOH(aq)＋H2SO4(aq)K2SO4(aq)＋H2O(l) ΔH＝−57.3 kJ/mol 6．已知由氢气和氧气反应生成1 mol水蒸气，放出241.8 kJ热量。 （1）写出该反应的热化学方程式_________。 （2）若1g水蒸气转化成液态水放热2.494kJ，则反应H2(g)+O2(g)=H2O(l)的ΔH=_____kJ/mol。 （3）HCl和NaOH反应的中和热ΔH=－57.3 kJ/mol，则H2SO4和NaOH反应的中和热的热化学方程式为_________。 能力练 7．利用简易量热计测量室温下盐酸与氢氧化钠溶液中和反应的反应热，下列措施不能提高实验精度的是 A．利用移液管(精确至0.01 mL)代替量筒(精确至0.1 mL)量取反应液 B．快速将两溶液混合，匀速搅拌并记录最高温度 C．在内、外筒之间填充隔热物质，防止热量损失 D．用量程为500℃的温度计代替量程为100℃的温度计测量反应液温度 8．已知 H+(aq)+ OH-(aq)→H2O(l)+ Q（Q＞0）。若向三份等体积、0.1000 mol/LNaOH溶液中分别加入：①稀醋酸 ②浓硫酸 ③稀硝酸，至恰好完全反应，并将上述过程中放出的热量分别记为Q1、Q2、Q3（单位：kJ）。下列关系式中正确的是 A．Q1＞Q3＞Q2 B．Q1＞Q2＞Q3 C．Q2＞Q3＞Q1 D．Q3=Q2＞Q1 9．将V1 mL 1.00 mol·L－1 HCl溶液和V2 mL未知浓度的NaOH溶液混合均匀后测量并记录溶液温度，实验结果如图所示(实验中始终保持V1＋V2＝50 mL)。下列叙述正确的是 A．做该实验时环境温度为22 ℃ B．该实验表明化学能可以转化为热能 C．NaOH溶液的浓度约为1.00 mol·L－1 D．该实验表明有水生成的反应都是放热反应 10．利用如图所示装置测定中和热的实验步骤如下： ①用量筒量取50mL0.50mol/L盐酸倒入小烧杯中，测出盐酸温度； ②用另一量筒量取50mL0.55mol/LNaOH溶液，并用另一温度计测出其温度； ③将NaOH溶液倒入小烧杯中，设法使之混合均匀，测得混合液最高温度。 回答下列问题： （1）为什么所用NaOH溶液要稍过量____________________。 （2）倒入NaOH溶液的正确操作是________（填序号）。 A.沿玻璃棒缓慢倒入 B.分三次少量倒入 C.一次迅速倒入 （3）使盐酸与NaOH溶液混合均匀的正确操作是________（填序号）。 A.用温度计小心搅拌 B.揭开硬纸片用玻璃棒搅拌 C.轻轻地振荡烧杯 D.用套在温度计上的环形玻璃搅拌棒轻轻地搅动 （4）现将一定量的稀氢氧化钠溶液、稀氢氧化钙溶液、稀氨水分别和1L1mol·L-1的稀盐酸恰好完全反应，其反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3，则ΔH1、ΔH2、ΔH3的大小关系为___________。 真题练 11．[2018北京卷]我国科研人员提出了由CO2和CH4转化为高附加值产品CH3COOH的催化反应历程。该历程示意图如下。 下列说法不正确的是 A．生成CH3COOH总反应的原子利用率为100% B．CH4→CH3COOH过程中，有C―H键发生断裂 C．①→②放出能量并形成了C―C键 D．该催化剂可有效提高反应物的平衡转化率 12．[2017北京节选]TiCl4是由钛精矿（主要成分为TiO2）制备钛（Ti）的重要中间产物，制备纯TiCl4的流程示意图如下： （1）氯化过程：TiO2与Cl2难以直接反应，加碳生成CO和CO2可使反应得以进行。 已知：TiO2(s)+2Cl2(g)TiCl4(g)+ O2(g) ΔH1=+175.4 kJ·mol-1 2C(s)+O2(g)2CO(g) ΔH2=−220.9 kJ·mol-1 ① 沸腾炉中加碳氯化生成TiCl4(g)和CO(g)的热化学方程式：_______________________。 ② 氯化过程中CO和CO2可以相互转化，根据如图判断：CO2生成CO反应的ΔH_____0（填“＞”“＜”或“=”），判断依据：________________________________________。 1． 【答案】B 2.C 3.A 4.C 5.D 6.（1）H2(g)+O2(g)=H2O(g) ΔH=－241.8 kJ/mol [或2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) ΔH=－483.6 kJ/mol] （2）－286.7 （3）H2SO4(aq)+NaOH(aq)=Na2SO4(aq)+H2O(l) ΔH=-57.3 kJ/mol 7.D 8.C 9.B 10.（1）确保盐酸被完全中和 （2）C （3）D （4）ΔH1=ΔH2<ΔH3 11.D 12.（1）①TiO2(s)+2Cl2(g)+2C(s)=TiCl4(g)+2CO(g) ΔH=-45.5 kJ/mol ②> 随温度升高，CO含量增大，说明生成CO的反应是吸热反应 第3课时 燃烧热 能源 一、燃烧热 1．概念 101 kPa时，_______纯物质完全燃烧生成_______时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。 2．表达形式 燃烧热是反应热的一种，单位为________。符号为ΔH，ΔH_____0。 3．意义 ：CH4的燃烧热为890.31 kJ/mol，表示在25℃、101 kPa时，_______CH4(g)完全燃烧生成_______和_______时放出890.31 kJ的热量。 反应的热化学方程式为：__________________________。 二、能源 1．概念及分类 2．化石燃料 3．新能源 【答案】一、1．1 mol 稳定的氧化物 2．kJ/mol ＜ 3．1 mol CO2(g) H2O(l) CH4(g)+2O2(g) === CO2(g)+2H2O(l) ΔH=−890.31 kJ/mol 二、1．能量 2．煤、石油、天然气 开发新的能源 现有的能源 3．太阳能 氢能 再生 一、表示物质燃烧热的热化学方程式的书写 （2）燃烧热是以1 mol物质完全燃烧所放出的热量来定义的，因此在书写表示燃烧热的热化学方程式时，应以燃烧1 mol物质为标准来配平其余物质的化学计量数，故在其热化学方程式中常出现分数。 1．表示物质燃烧热的热化学方程式书写的注意事项 （1）燃烧热规定了可燃物的物质的量为1 mol，因此在书写燃烧热的热化学方程式中，应以可燃物的化学计量数为1为标准来确定其余物质的化学计量数。 ：H2(g)十O2 (g)H2O(l) ΔH=−285.8 kJ/mol （2）物质的燃烧热要求的是纯物质，不同的可燃物，其燃烧热一般不同。 （3）可燃物完全燃烧，生成的必须是稳定的氧化物。不同元素对应的稳定氧化物是唯一的。 ：C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)。 （4）ΔH的符号为“−”。文字表述燃烧热时，用正值或ΔH表示。如CO的燃烧热为 283.0 kJ/mol，表示燃烧热的热化学方程式的ΔH为−283.0 kJ/mol。 2．热化学方程式表示燃烧热和中和热的比较 燃烧热 中和热 相同点 能量变化 放热反应 ΔH及其单位 ΔH<0，单位均为kJ·mol－1 不同点 反应物的量 1 mol 不一定为1 mol 生成物的量 不确定 生成水的量为1 mol 表示方法 燃烧热为a kJ·mol－1或 ΔH＝－a kJ·mol－1 中和热为57.3 kJ·mol－1或 ΔH＝－57.3 kJ·mol－1 例题1 在25 ℃、101 kPa时，H2在1.00 mol O2中完全燃烧生成2.00 mol H2O(l)放出571.6 kJ的热量。 （1）H2的燃烧热为__________，表示H2燃烧热的热化学方程式为___________________。 （2）若1 g水蒸气转化为液态水放热2.444 kJ，则4 g氢气完全燃烧生成气态水时，放出的热量为______________。 【解析】H2的燃烧热应以燃烧1 mol H2为标准，当H2完全燃烧生成2.00 mol H2O时，需燃烧2.00 mol H2，故H2的燃烧热为＝285.8 kJ·mol－1。H2燃烧生成1 mol气态水时放出的热量为285.8 kJ·mol−1− ×18 g·mol－1≈241.8 kJ·mol－1，4 g氢气燃烧放出的热量为241.8 kJ·mol－1× ＝483.6 kJ。 【答案】（1）285.8 kJ·mol－1　H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH＝－285.8 kJ·mol－1 （2）483.6 kJ 二、燃烧热、中和热和反应热的概念的理解 1．燃烧热：燃烧热是指在101 kPa下，1 mol可燃物完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，准确理解这一概念要明确以下几点： （1）燃烧热是以1 mol可燃物完全燃烧所放出的热量来定义的，因此在书写燃烧热的热化学方程式时，应以1 mol可燃物为标准来确定方程式中其余物质的化学计量数。 （2）燃烧后的产物必须是稳定的氧化物，如碳元素转化成CO2、氢元素转化成液态水等。 （3）燃烧热是反应热的一种，燃烧热用ΔH表示时均为负值。 2．中和热：在稀溶液中，强酸和强碱发生中和反应生成1 mol水时的反应热。 理解中和热的概念应明白以下几点： （1）中和反应的对象为强酸和强碱的稀溶液。 （2）以生成1 mol H2O（l）为基准。 （3）对于强酸和强碱稀溶液的反应，其中和热基本上是相等的，都约为57.3 kJ·mol−1，其热化学方程式为H+(aq)+OH−(aq)H2O(l) ΔH=−57.3 kJ·mol−1。 （4）对于强酸与弱碱、弱酸与强碱、弱酸与弱碱稀溶液的反应，反应放出的热量一般小于57.3 kJ·mol−1，因为弱电解质的电离是吸热的。 （5）若反应过程中还有其他物质生成（如生成不溶性物质或难电离的其他物质等），则此反应的反应热就不是中和热。 3．反应热：化学反应过程中释放或吸收的能量，叫做反应热，用符号ΔH表示。 放热反应的ΔH为负值，吸热反应的ΔH为正值。 （1）比较ΔH的大小时，必须要带反应热的“+”、“−”号进行比较。 （2）比较反应放出或吸收的热量时只比较数值大小。 例题2 下列关于反应能量的说法正确的是 A．Zn(s)+CuSO4(aq)＝ZnSO4(aq)+Cu(s)ΔH=-216kJ·mol-1，则反应物总能量大于生成物总能量 B．吸热反应中由于反应物总能量小于生成物总能量，因而没有价值 C．101kPa时，2H2(g)+O2(g)＝2H2O(l)ΔH=-571.6k·mol-1，则H2的燃烧热为571.6k·mol-1 D．已知H+(aq)+OH-(aq)＝H2O（1）ΔH=-57.3kJ·mol-1，则含1 mol NaOH的溶液与含0.5molH2SO4的浓硫酸混合后放出57.3kJ的热量 【解析】A．焓变为负，为放热反应，则反应物总能量大于生成物总能量，故A正确；B．吸热反应在特殊领域也有价值，如通过吸热反应吸收的热量降低环境温度，故B错误；C.1mol氢气燃烧生成液态水放出的热量为燃烧热，则H2的燃烧热为ΔH=－285.8k·mol-1，故C错误；D．浓硫酸稀释放热，则1 mol NaOH的溶液与含0.5molH2SO4的浓硫酸混合后放出热量大于57.3kJ，故D错误；故答案选A。 【答案】A 三、能源 1．能源的分类 2．解决能源问题的措施 （1）节约现有的能源，提高能源利用率 改善开采、运输、加工等各个环节，科学地控制燃烧反应，使燃料充分燃烧。 （2）寻找新的能源 现今正探索的新能源有太阳能、氢能、风能、地热能、海洋能和生物质能等。新能源资源丰富，可再生，无污染或污染很小。 例题3 已知1 mol燃料完全燃烧的数据分别为： 燃料 一氧化碳 甲烷 异辛烷(C8H18) 乙醇 ΔH -283.0 kJ·mol−1 -891.0 kJ·mol−1 -5461.0 kJ·mol−1 -1366.8 kJ·mol−1 使用上述燃料最能体现“低碳经济”理念的是 A．一氧化碳 B．甲烷 C．异辛烷 D．乙醇 【解析】通过所给的数据计算出题给物质生成1 mol CO2放出的热量分别为：283.0 kJ、891.0 kJ，682.6 kJ、683.4 kJ，所以要得到相同的热量，甲烷释放出CO2最少，最能体现“低碳经济”理念。 【答案】B 课后习题 基础练 1．下列有关能量转换的说法不正确的是 A．煤燃烧是化学能转化为热能的过程 B．化石燃料和植物燃料燃烧时放出的能量均来源于太阳能 C．动物体内葡萄糖被氧化成CO2是化学能转变成热能的过程 D．植物通过光合作用将CO2转化为葡萄糖是太阳能转变成热能的过程 2．近年来，北京市公共汽车大部分采用天然气作为燃料，其主要目的是 A．防止石油短缺 B．降低成本 C．减少对大气的污染 D．加大发动机的动力 3．下列说法中正确的是 A．物质燃烧放出的热量是燃烧热 B．1 mol C燃烧生成CO时放出的热量就是C的燃烧热 C．1 mol H2燃烧生成水时放出的热量是H2的燃烧热 D．相同条件下，1 mol H2O(l)完全分解吸收的热量与H2、O2化合生成1 mol H2O(l)放出的热量值相等 4．下列热化学方程式中的反应热又为燃烧热的是 A．CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) ΔH= - 283.0kJ/mol B．CH4(g)+3/2O2(g)=CO(g)+2H2O(l)ΔH= - 607.3kJ/mol C．H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)ΔH= - 241.8kJ/mol D．H+(aq)+OH-=H2O(l)ΔH= - 57.3kJ/mol 5．根据热化学方程式(在101kPa时)∶S(s) + O2(g) ＝ SO2(g) ；ΔH＝－297.23kJ/mol，下列说法不正确的是 A．相同条件下，1mol S与1mol O2的总能量大于1mol SO2的能量 B．1mol硫蒸气完全燃烧放出的热量小于297.23kJ C．1mol硫蒸气完全燃烧放出的热量大于297.23kJ D．形成1mol SO2的化学键释放的总能量大于断裂1mol S(s) 和1mol O2(g) 的化学键所吸收的总能量 6．下列有关热化学方程式的叙述正确的是 A．已知甲烷的燃烧热为890.3kJ·mol-1，则甲烷燃烧的热化学方程式可表示为CH4(g)+2O2(g)═CO2(g)+2H2O(g)ΔH=-890.3kJ·mol-1 B．已知C(石墨，s)═C(金刚石，s)ΔH＞0，则金刚石比石墨稳定 C．已知中和热为ΔH=-57.4kJ·mol-1，则1mol稀硫酸和足量稀NaOH溶液反应的反应热就是中和热 D．已知S(g)+O2(g)═SO2(g)ΔH1；S(s)+O2(g)═SO2(g)ΔH2，则ΔH1＜ΔH2 7．已知：101 kPa时辛烷的燃烧热为5 518 kJ/mol，强酸与强碱在稀溶液中发生反应时的中和热为57.3 kJ/mol，则下列热化学方程式书写正确的是 A．C8H18(l)＋25/2O2(g)===8CO2(g)＋9H2O(g) ΔH＝＋5 518 kJ/mol B．C8H18(l)＋25/2O2(g)===8CO2(g)＋9H2O(l) ΔH＝－5 518 kJ/mol C．H＋＋OH－===H2O　ΔH＝－57.3 kJ/mol D．2NaOH(aq)＋H2SO4(aq)===Na2SO4(l)＋2H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ/mol 能力练 8．已知热化学方程式：①H2(g)+O2(g)H2O(g) ΔH=−241.8 kJ·mol−1 ②2H2(g)+O2(g)2H2O(g) ΔH=−483.6 kJ · mol−1 ③H2(g)+O2(g)H2O（1） ΔH=−285.8 kJ · mol−1 ④2H2(g)+O2(g)2H2O（1） ΔH=−571.6 kJ · mol−1 则H2的燃烧热为 A．241.8 kJ·mol−1 B．483.6 kJ·mol−1 C．285.8 kJ·mol−1 D．571.6 kJ·mol−1 9．下列关于反应热和热化学反应的描述中正确的是 A．HCl和NaOH反应的中和热ΔH＝－57.3 kJ·mol－1，则H2SO4和Ba(OH)2反应的中和热ΔH＝2×(－57.3) kJ·mol－1 B．CO(g)的燃烧热是283.0 kJ·mol－1，则2CO2(g)===2CO(g)＋O2(g)反应的ΔH＝＋2×283.0 kJ·mol－1 C．氢气的燃烧热为285.5 kJ·mol－1，则电解水的热化学方程式为2H2O(l)== 2H2(g)＋O2(g)ΔH＝＋285.5 kJ·mol－1 D．1 mol甲烷燃烧生成气态水和二氧化碳所放出的热量是甲烷的燃烧热 10．下列有关热化学方程式的叙述正确的是 A．已知2C(s)+O2(g)═2CO(g) ΔH=-221kJ/mol，则C的燃烧热为110.5kJ/mol B．已知3O2(g)= 2O3(g) ΔH=+242.4kJ·mol-1，则臭氧比氧气稳定 C．含20.0gNaOH的稀溶液与稀盐酸完全中和，放出28.7kJ的热量，则表示该反应中和热的热化学方程式为NaOH(aq)+HCl(aq)═NaCl(aq)+H2O(l) ΔH=-57.4kJ/mol D．甲烷的标准燃烧热ΔH=-890.3　kJ·mol-1，则CH4(g)+2O2(g)═CO2(g)+2H2O(g) ΔH＜-890.3kJ·mol-1 11．城市使用的燃料，现大多为煤气、液化石油气。煤气的主要成分是一氧化碳和氢气的混合气，它由煤炭与水蒸气反应制得，故又称水煤气。 （1）试写出制取水煤气的主要化学方程式：_______________________________。 （2）液化石油气的主要成分是丙烷，丙烷燃烧的热化学方程式为： C3H8(g)+5O2(g)3CO2(g)+ 4H2O（1） ΔH= −2 220.0 kJ · mol−1。 已知CO气体燃烧的热化学方程式为： CO(g)+O2(g)CO2(g) ΔH=−282.57 kJ·mol−1。 则同物质的量的C3H8和CO燃烧，产生的热量比值约为__________（列出计算式即可）。 （3）已知氢气燃烧的热化学方程式为2H2(g)+O2(g)2H2O（l） ΔH=−571.6 kJ·mol−1。 试比较同质量的氢气和丙烷燃烧，产生的热量比值约为______________________。 （4）氢气是未来的能源，除产生的热量大之外，还具有的优点是__________________。 真题练 12．[2018北京卷]下列我国科技成果所涉及物质的应用中，发生的不是化学变化的是 A．甲醇低温所制氢气用于新能源汽车 B．氘、氚用作“人造太阳”核聚变燃料 C．偏二甲肼用作发射“天宫二号”的火箭燃料 D．开采可燃冰，将其作为能源使用 13．[2016新课标Ⅱ]下列有关燃料的说法错误的是 A．燃料燃烧产物CO2是温室气体之一 B．化石燃料完全燃烧不会造成大气污染 C．以液化石油气代替燃油可减少大气污染 D．燃料不完全燃烧排放的CO是大气污染物之一 1．D 2．C 3．D 4．A 5．B 6.D 7．B 8．C 9．B 10．C 11．（1）C+ H2O(g)CO+H2 （2）2 220.0∶282.57 （3） （4）来源丰富，单位质量产生的热量大，产物无污染 12．B 13．B 第4课时 盖斯定律 1．在化。学研究中，常常需要通过实验测定物质在发生化学反应的反应热。但是某些反应的反应热，由于种种原因不能直接测得，只能通过化学计算的方式间接地获得。通过大量实验证明，不管化学反应是________完成或________完成，其反应热是________的。换句话说，化学反应的反应热只与反应体系的________和________有关，而与反应的________无关，这就是盖斯定律。 2．意义 利用盖斯定律，可以________计算一些难以测定或无法直接测定的____________。 从能量守恒定律理解盖斯定律 从S→L，ΔH1<0，体系____________； 从L→S，ΔH2>0，体系____________。 已知：C (s)＋O2(g)CO2(g) ΔH1= −393. 5 kJ/mol CO(g)+O2(g)CO2(g) ΔH2= −283. 0 kJ/mol 则C (s)＋O2(g)CO(g)的反应热ΔH3=ΔH1−ΔH2= −393. 5 kJ/mol−(−283.0 kJ/mol)= −110.5 kJ/mol 【答案】1．（1）一步 分几步 相同 始态 终态 途径 2．间接地 反应热 放出热量　吸收热量 盖斯定律的应用方法 （1）“虚拟路径”法 若反应物A变为生成物D，可以有两个途径 ①由A直接变成D，反应热为ΔH； ②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。 如图所示： 则有ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。 （2）“加合”法 运用所给热化学方程式通过加减乘除的方法得到所求的热化学方程式。 ⇒⇒⇒⇒ 运用盖斯定律计算反应热的3个关键 （1）热化学方程式的化学计量数加倍，ΔH也相应加倍。 （2）热化学方程式相加减，同种物质之间可加减，反应热也相应加减。 （3）将热化学方程式颠倒时，ΔH的正负必须随之改变。 例题1 Li/Li2O体系的能量循环图如图所示。已知，ΔH4＞0。下列说法正确的是 A．ΔH3<0 B．ΔH3+ΔH4+ΔH5=ΔH6 C．ΔH6>ΔH5 D．ΔH1+ΔH2+ΔH3+ΔH4+ΔH5+ΔH6=0 【解析】A．断裂化学键需要吸收能量，氧气断裂化学键变为氧原子过程中吸收热量，ΔH3＞0，故A错误；B．根据盖斯定律可知：反应一步完成与分步完成的热效应相同，ΔH1+ΔH2+ΔH3+ΔH4+ΔH5 = ΔH6，故B错误；C．根据能量转化关系和盖斯定律可知，反应一步完成与分步完成的热效应相同，ΔH1+ΔH2+ΔH3+ΔH4+ΔH5=ΔH6，ΔH6＞ΔH5，故C正确；D．根据盖斯定律，反应过程中的焓变关系为：ΔH1+ΔH2+ΔH3+ΔH4+ΔH5=ΔH6，故D错误；答案选C。 【答案】C 课后习题 基础练 1．下列关于盖斯定律描述不正确的是 A．化学反应的焓变不仅与反应体系的始态和终态有关，也与反应的途径有关 B．盖斯定律遵守能量守恒定律 C．利用盖斯定律可间接计算通过实验难测定的反应的焓变 D．利用盖斯定律可以计算有副反应发生的反应焓变 2．下列关于盖斯定律的说法不正确的是 A．不管反应是一步完成还是分几步完成，其反应热相同，则ΔH=ΔH1+ΔH2=ΔH3+ΔH4+ΔH5。 B．根据盖斯定律，几个热化学方程式中ΔH直接相加即可得目标反应的反应热 C．有些反应的反应热不能直接测得，可通过盖斯定律间接计算得到 D．反应热只与反应体系的始态和终态有关，与反应的途径无关 3．已知部分键能数据如表，则H2(g)+Cl2(g)2HCl(g)的反应热应为 化学键 H—H Cl—Cl H—Cl 键能/(kJ·mol-1) 436 243 431 A．+183.0 kJ•mol-1 B．-366.0 kJ•mol-1 C．-183.0 kJ•mol-1 D．+211.0 kJ•mol-1 4．已知下列热化学方程式： （1）CH3COOH(l)＋2O2(g)===2CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH1＝－870.3 kJ/mol （2）C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH2＝－393.5 kJ/mol （3）2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH3＝－571.6 kJ/mol 则反应2C(s)＋2H2(g)＋O2(g)===CH3COOH(l)的焓变为 A．－488.3 kJ/mol B．－244.15 kJ/mol C．488.3 kJ/mol D．244.15 kJ/mol 5．已知： 下列关系式中正确的是 ①H2(g)＋O2(g)===H2O(g) ΔH1＝a kJ·mol−1 ②2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH2＝b kJ·mol−1 ③H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH3＝c kJ·mol−1 ④2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH4＝d kJ·mol−1　　 A．a<c<0 B．b>d>0 C．2a＝b<0 D．2c＝d>0 6．已知胆矾溶于水时溶液温度降低。胆矾分解的热化学方程式为CuSO4·5H2O(s)=CuSO4(s)＋5H2O(l) ΔH＝+Q1kJ·mol－1，室温下，无水硫酸铜溶于水的热化学方程式为CuSO4(s)=Cu2＋(aq)＋SO42- (aq) ΔH＝－Q2 kJ/mol，则 A．Q1>Q2 B．Q1=Q2 C．Q1<Q2 D．无法比较 7．红磷P(s)和Cl2(g)发生反应生成PCl3(g)和PCl5(g)。反应过程和能量关系如下图所示（中的ΔH表示生成1 mol 产物的数据）。 根据上图回答下列问题： （1）P和Cl2反应生成PCl3的热化学方程式是_____。 （2）PCl5(g)=PCl3(g)＋Cl2(g) ΔH2＝_____ （3）P和Cl2分两步反应生成1 mol PCl5的ΔH3＝__，P和Cl2一步反应生成1molPCl5的ΔH4________（填“大于”“小于”或“等于”）ΔH3。 能力练 8．已知在101 kPa时：CH4(g)＋2O2(g)CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－820 kJ·mol－1，则下列说法正确的是 A．反应过程中的能量变化关系可用图表示 B．CH4的燃烧热是820 kJ C．11.2 L(标准状况)CH4完全燃烧生成气态水时放出410 kJ热量 D．该反应发生断裂的化学键只有极性键 9．已知氟化氢气体中有平衡系： ①2H3F3(g)＝3H2F2(g ) ΔH1＝akJ·mol－1 ②H2F2 (g)＝2HF(g) ΔH2＝bkJ·mol－1 已知a、b均大于0，则可推测反应：H3F3(g)＝3HF(g)的ΔH3等于 A．(a＋b) kJ·mol－1 B．(a－b) kJ·mol－1 C．(a＋3b) kJ·mol－1 D．(0.5a＋1.5b) kJ·mol－1 10．下列关于反应能量的说法正确的是 A．Zn(s)＋CuSO4(aq)===ZnSO4(aq)＋Cu(s)　ΔH＝－216 kJ·mol－1，则反应物总能量＞生成物总能量 B．相同条件下，如果1 mol氢原子所具有的能量为E1，1 mol氢分子的能量为E2，则2E1＝E2 C．101 kPa时，2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH＝－572 kJ·mol－1，则H2的燃烧热为－572 kJ·mol－1 D．H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1，含1 mol NaOH的氢氧化钠溶液与含0.5 mol H2SO4的浓硫酸混合后放出57.3 kJ的热量 11．俄罗斯用“质子—M”号运载火箭成功将“光线”号卫星送入预定轨道，发射用的运载火箭使用的是以液氢为燃烧剂，液氧为氧化剂的高能低温推进剂，已知： （1）H2(g)=H2(l) ΔH1=-0.92kJ·mol-1 （2）O2(g)=O2(l) ΔH2=-6.84kJ·mol-1 （3）如图： 下列说法正确的是 A．2mol H2(g)与1molO2(g)所具有的总能量比2molH2O(g)所具有的总能量低 B．火箭中液氢燃烧的热化学方程式为：2H2(l)+O2(l)=2H2O(g) ΔH=-474.92kJ·mol-1 C．氢气的燃烧热为ΔH=-241.8kJ·mol-1 D．H2O(g)变成H2O(l)的过程中，断键吸收的能量小于成键放出的能量 12．根据如图所给信息，得出的结论正确的是 A．48 g碳完全燃烧放出的热量为1 574 kJ/mol B．2C(s)+O2(g)2CO(g) ΔH =−221.0 kJ/mol C．2CO2(g)2CO(g)+O2(g) ΔH =+283.0 kJ/mol D．C(s)+O2(g)CO2(s) ΔH =−393.5 kJ/mol 13．丙烯是重要的有机化工原料。以丁烯和乙烯为原料反应生成丙烯的方法被称为“烯烃歧化法”，主要反应为 已知相关燃烧热数据: 下列说法不正确的是 A．消耗等物质的量的原料，反应③的放热最显著 B．放出相等的热量，反应①产生的最少 C．“烯烃歧化“反应中消耗，放热 D．“烯烃歧化”反应中断键吸收的能量比成键放出的能量多 真题练 14．[2017北京]通过以下反应可获得新型能源二甲醚(CH3OCH3 )。下列说法不正确的是 ①C(s) + H2O(g)CO(g) + H2 (g) ΔH1 = a kJ·mol−1 ②CO(g) + H2O(g)CO2 (g) + H2 (g) ΔH 2 = b kJ·mol−1 ③CO2 (g) + 3H2 (g)CH3OH(g) + H2O(g) ΔH 3 = c kJ·mol−1 ④2CH3OH(g)CH3OCH3 (g) + H2O(g) ΔH 4 = d kJ·mol−1 A．反应①、②为反应③提供原料气 B．反应③也是CO2资源化利用的方法之一 C．反应CH3OH(g)CH3OCH3 (g) +H2O(l)的ΔH =kJ·mol−1 D．反应 2CO(g) + 4H2 (g) CH3OCH3 (g) + H2O(g)的ΔH = ( 2b + 2c + d ) kJ·mol−1 15．[2019北京节选]氢能源是最具应用前景的能源之一，高纯氢的制备是目前的研究热点。 （1）甲烷水蒸气催化重整是制高纯氢的方法之一。 ①反应器中初始反应的生成物为H2和CO2，其物质的量之比为4∶1，甲烷和水蒸气反应的方程式是______________。 ②已知反应器中还存在如下反应： i.CH4(g)+H2O(g)=CO(g)+3H2(g) ΔH1 ii.CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g) ΔH2 iii.CH4(g)=C(s)+2H2(g) ΔH3 …… iii为积炭反应，利用ΔH1和ΔH2计算ΔH3时，还需要利用__________反应的ΔH。 1．A 2．B 3．C 4．A 5．C 6．A 7．1）Cl2(g)＋P(s)=PCl3(g) ΔH＝－306 kJ·mol－1 （2）＋93kJ·mol－1 （3）－399kJ·mol－1 等于 8．C 9．D 10．A 11．B 12．B 13．C 14．C 15.（1）① CH4 + 2H2O= 4H2 + CO2 ②C(s)+CO2(g)=2CO(g) 第5课时 反应热的计算 自学课本例1，例2，例3，总结计算反应热有哪几种方法：__________、__________、_____________。 【答案】热化学方程式 盖斯定律 燃烧热 1.有关反应热计算的依据 （1）根据热化学方程式计算 反应热与反应物各物质的物质的量成正比。 （2）根据盖斯定律计算 根据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH相加或相减，得到一个新的热化学方程式。 （3）根据物质燃烧放热数值(或燃烧热)计算 可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×其燃烧热。 （4）根据反应物和生成物的键能计算。 ΔH＝反应物的键能和－生成物的键能和。 2.利用状态，迅速比较反应热的大小 若反应为放热反应 （1）当反应物状态相同，生成物状态不同时，生成固体放热最多，生成气体放热最少。 （2）当反应物状态不同，生成物状态相同时，固体反应放热最少，气体反应放热最多。 （3）在比较反应热(ΔH)的大小时，应带符号比较。对于放热反应，放出的热量越多，ΔH反而越小。 例题1 （1）已知：25 ℃、101 kPa时，Mn(s)＋O2(g)===MnO2(s)　ΔH＝－520 kJ·mol－1；S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH＝－297 kJ·mol－1；Mn(s)＋S(s)＋2O2(g)===MnSO4(s) ΔH＝－1 065 kJ·mol－1　SO2与MnO2反应生成无水MnSO4的热化学方程式是___________________________。 （2）已知：温度过高时，WO2(s)转变为WO2(g)：①WO2(s)＋2H2(g)W(s)＋2H2O(g) ΔH＝＋66.0 kJ·mol－1②WO2(g)＋2H2(g)W(s)＋2H2O(g) ΔH＝－137.9 kJ·mol－1；则WO2(s)WO2(g)的ΔH＝______________。 【解析】（1）将热化学方程式编号为 Mn(s)+O2(g)=MnO2(g) ΔH=-520 kJ/mol ①； S(s)+O2(g)=SO2(g)  ΔH=-297 kJ/mol ②； Mn(s)+S(s)+2O2(g)=MnSO4(s) ΔH=-1065 kJ/mol ③； 根据盖斯定律，将③-②-①可得MnO2(s)+SO2(g)=MnSO4(s) ΔH=-1065 kJ/mol-（-297 kJ/mol）-（-520 kJ/mol）= -248 kJ/mol； 故答案为：MnO2(s)＋ SO2 (g)===MnSO4(s)　ΔH＝－248 kJ·mol－1 （2）根据盖斯定律，①-②得WO2(s)⇌WO2(g)，故该反应的ΔH=ΔH1-ΔH2 = +203.9kJ·mol-1。 故答案为：＋203.9 kJ·mol－1。 【答案】（1）MnO2(s)＋ SO2 (g)===MnSO4(s)　ΔH＝－248 kJ·mol－1 （2）＋203.9 kJ·mol－1 【点睛】反应热的计算是中学化学的一个重要知识点，也是化学能与热能常考的热点，利用盖斯定律来计算反应热是常考题型，学生要学会巧用消元思想先找出目标反应方程式中的各物质，然后再从已知反应方程式中找出该物质，设法消去无关物质即可，注意计算过程中的反应热与化学计量数成正比，以及正负号的计算要格外认真。 课后习题 基础练 1．我国的《能源百科全书》说：“能源是可以直接或经转换提供给人类所需的光、热、动力等任一形式的、且可以互相转换的能量的源泉。”人类对于能源的利用大致可以为三个时代：柴草能源、化石能源、多能源时代。以下说法正确的是 A．原始社会人类学会利用火，他们以天然气取暖，吃熟食，从事生产活动 B．多年来我国广大农村生火做饭使用的都是化石燃料 C．多能源时代指的是新能源时代，包括核能、太阳能、氢能 D．化石燃料的燃烧没有污染 2．下列叙述正确的是 A．使用催化剂能够降低化学反应的反应热(ΔH) B．储热材料是一类重要的能量存储物质，单位质量的储热材料在发生熔融或结晶时会吸收或释放较大的热量 C．在CO2中，Mg燃烧生成MgO和C，该反应中化学能全部转化为热能 D．物质内部储存的能量不能决定化学反应的热效应 3．如图为反应2H2 (g)+O2(g)=2H2O(g)的能量变化示意图。下列说法正确的是 A．由H、O原子形成2mol H2O(g)，共吸收1852 kJ能量 B．拆开2molH2 (g)和1mol O2 (g)中的化学键成为H、O原子，共放出1368kJ能量 C．2molH2 (g)和1molO2 (g)反应生成2mol H2O(g)，共放出484 kJ能量 D．2molH2 (g)和1molO2 (g)反应生成2molH2O(l)，共吸收484 kJ能量 4．已知：①Mn（s）＋O2（g）＝MnO2（s）ΔH1 ②S（s）＋O2（g）＝SO2（g）ΔH2 ③Mn（s）＋S（s）＋2O2（g）＝MnSO4（s）ΔH3 则下列表述正确的是 A．ΔH2＞0 B．ΔH3＞ΔH1 C．Mn+SO2==MnO2+SΔH=ΔH2-ΔH1 D．MnO2（s）+ SO2（g）==MnSO4（s）ΔH=ΔH3-ΔH2-ΔH1 5．氢气、一氧化碳、辛烷、甲烷的热化学方程式分别为： H2(g)＋1/2O2(g)＝H2O(l) ΔH＝－285.8kJ/mol CO(g)＋1/2O2(g)＝CO2(g) ΔH＝－283.0kJ/mol C8H18(l)＋25/2O2(g)＝8CO2(g)＋9H2O(l) ΔH＝－5518kJ/mol CH4(g)＋2O2(g)＝CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－890.3kJ/mol 相同质量的氢气、一氧化碳、辛烷、甲烷完全燃烧时，放出热量最少的是 A．H2(g) B．CO(g) C．C8H18(l) D．CH4(g) 6．按要求回答下列问题： （1）在200℃、101kPa时，0.5molH2(g)与足量I2(g)完全反应放出7.45kJ的热量，该反应的热化学方程式表示为____。 （2）根据键能数据估算 化学键 C—H C—F H—F F—F 键能/(kJ·mol-1) 414 489 565 155 CH4(g)+4F2(g) =CF4(g)+4HF(g)的反应热ΔH为______kJ/mol。 （3）已知：①2CH3OH(l)＋3O2(g) =2CO2(g)＋4H2O(g) ΔH1＝－a kJ/mol ②C(s)＋O2(g)=CO2(g) ΔH2＝－b kJ/mol ③2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g) ΔH3 = －c kJ/mol a、b、c均大于0 则：反应①中，ΔS______（选填“＞”、“＜”或“＝”）0； 2C(s)＋4H2(g)+O2(g) = 2CH3OH(l) ΔH＝_______kJ/mol。 7．（1）0.01mol甲苯(分子式为C7H8，常温下为液态)在足量的O2中燃烧，生成CO2气体和液态水，放出 39.43kJ的热量。该反应的热化学方程式为_____________。 （2）将煤转化为水煤气（CO和H2的混合气体）是通过化学方法将煤转化为洁净燃料的方法之一。煤转化为水煤气的主要化学反应为：C(s) + H2O(g)＝CO(g) + H2(g)；ΔH1。已知：①2H2(g) + O2(g) ＝ 2H2O(g)；ΔH2＝－483.6kJ·mol－1，②2C(s) + O2(g) ＝ 2 CO(g)； ΔH3＝－221.0kJ·mol－1，结合上述热化学方程式，计算得出ΔH1＝ __________。 能力练 8．氧化亚铜常用于制船底防污漆。用CuO与Cu高温烧结可制取,已知反应: 则的等于 A． B． C． D． 9．已知：2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH=−571.6 kJ·mol−1；CO(g)＋O2(g)===CO2(g) ΔH=−282.8 kJ·mol−1。现有CO、H2、CO2组成的混合气体67.2 L (标准状况)，经完全燃烧后放出的总热量为710.0 kJ，并生成18 g液态水，则燃烧前混合气体中CO的体积分数为 A．80% B．50% C．60% D．20% 10．CH4-CO2的催化重整不仅可以得到合成气(CO和H2)。还对温室气体的减排具有重要意义。 CH4-CO2催化重整反应为：CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g)。 已知：C(s)+2H2(g)= CH4(g) ΔH=-75 kJ/mol C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH=-394 kJ/mol C(s)+O2(g)= CO(g) ΔH=-111 kJ/mol 该催化重整的热化学反应方程式是__________。 11．氨在工农业生产中应用广泛。在压强为30 MPa时，合成氨时平衡混合气体中NH3的体积分数与温度的关系如表所示： 温度/℃ 200 300 400 500 600 氨的体积分数/% 89.9 71.0 47.0 26.4 13.8 请回答下列问题： （1）根据表中数据，结合化学平衡移动原理，说明合成氨反应是放热反应的原因________________。 （2）根据图写出合成氨的热化学方程式是______________________________。 （3）将1 mol N2(g)和3 mol H2(g)放在一密闭容器中，在催化剂存在时进行反应，测得反应放出的热量________(填“大于”、“等于”或“小于”)92.2 kJ，原因是_________________________；若加入催化剂，ΔH____________(填“变大”、“不变”或“变小”)。 （4）已知分别破坏1 mol N≡N键、1 mol H—H键时需要吸收的能量为946 kJ、436 kJ，则破坏1 mol N—H键需要吸收的能量为________ kJ。 （5）N2H4可视为NH3分子中的H被—NH2取代的产物。发射卫星时以N2H4(g)为燃料、NO2为氧化剂，二者反应生成N2和H2O(g)。 已知：N2(g)＋2O2(g)===2NO2(g) ΔH1＝＋67.7 kJ·mol－1 N2H4(g)＋O2(g)===N2(g)＋2H2O(g) ΔH2＝－534 kJ·mol－1 则1 mol N2H4与NO2完全反应的热化学方程式为_____________________________________。 12．已知下列反应：2CO(g)＋O2(g)=2CO2(g)　ΔH＝－566 kJ·mol－1 Na2O2(s)＋CO2(g)=Na2CO3(s)＋1/2O2(g)　ΔH＝－266 kJ·mol－1 试回答： （1）CO的燃烧热ΔH＝________。 （2）在催化剂作用下，一氧化碳可与过氧化钠反应生成固体碳酸钠，该反应的热化学方程式为_______。 （3）工业废气中的CO2可用碱液吸收。所发生的反应如下： CO2(g)＋2NaOH(aq)=Na2CO3(aq)＋H2O(l)　ΔH＝－a kJ·mol－1 CO2(g)＋NaOH(aq)=NaHCO3(aq)　ΔH＝－b kJ·mol－1 ①反应CO2(g)＋H2O(l)＋Na2CO3(aq)=2NaHCO3(aq)的ΔH＝_______ kJ·mol－1(用含a、b的代数式表示)。 ②标况下，11.2 L CO2与足量的NaOH溶液充分反应后，放出的热量为______ kJ(用含a或b的代数式表示)。 真题练 13．[2017江苏]通过以下反应可获得新型能源二甲醚(CH3OCH3 )。下列说法不正确的是 ①C(s) + H2O(g)CO(g) + H2 (g) ΔH1 = a kJ·mol−1 ②CO(g) + H2O(g)CO2 (g) + H2 (g) ΔH 2 = b kJ·mol−1 ③CO2 (g) + 3H2 (g)CH3OH(g) + H2O(g) ΔH 3 = c kJ·mol−1 ④2CH3OH(g)CH3OCH3 (g) + H2O(g) ΔH 4 = d kJ·mol−1 A．反应①、②为反应③提供原料气 B．反应③也是CO2资源化利用的方法之一 C．反应CH3OH(g)CH3OCH3 (g) +H2O(l)的ΔH =kJ·mol−1 D．反应 2CO(g) + 4H2 (g) CH3OCH3 (g) + H2O(g)的ΔH = ( 2b + 2c + d ) kJ·mol−1 14．[2019新课标Ⅱ节选]环戊二烯（）是重要的有机化工原料，广泛用于农药、橡胶、塑料等生产。回答下列问题： （1）已知：(g) (g)+H2(g) ΔH1=100.3 kJ·mol −1 ① H2(g)+ I2(g) 2HI(g) ΔH2=−11.0 kJ·mol −1 ② 对于反应：(g)+ I2(g) (g)+2HI(g) ③ ΔH3=___________kJ·mol −1。 15．[2019新课标Ⅲ节选]近年来，随着聚酯工业的快速发展，氯气的需求量和氯化氢的产出量也随之迅速增长。因此，将氯化氢转化为氯气的技术成为科学研究的热点。回答下列问题： （2）Deacon直接氧化法可按下列催化过程进行： CuCl2(s)=CuCl(s)+Cl2(g) ΔH1=83 kJ·mol− 1 CuCl(s)+O2(g)=CuO(s)+Cl2(g) ΔH2=− 20 kJ·mol− 1 CuO(s)+2HCl(g)=CuCl2(s)+H2O(g) ΔH3=− 121 kJ·mol− 1 则4HCl(g)+O2(g)=2Cl2(g)+2H2O(g)的ΔH=_________ kJ·mol− 1。 1.C 2.B 3.C 4.D 5.B 6.（1）H2(g) + I2(g) 2HI(g) ΔH＝－14.9kJ/mol （2）-1940 （3）＞ （4）a-2b-2c 7.（1）C7H8(l)+9O2(g)=7CO2(g)+4H2O(l) H =-3943 kJ·mol－1 （2）+131.3 kJ·mol－1 8.A 9.B 10.CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g)，ΔH =+247 kJ/mol 11.（1）温度升高，氨在混合气体中的体积分数减小，平衡向吸热反应方向移动，故正反应是放热反应 （2）N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH＝－92.2 kJ·mol－1 （3）小于　由于该反应是可逆反应，反应物不能全部转化为生成物　不变 （4）391 （5）N2H4(g)＋NO2(g)===N2(g)＋2H2O(g)　ΔH＝－567.85 kJ·mol－1 12.（1）－283 kJ·mol－1 （2）CO(g)＋Na2O2(s)=Na2CO3(s)　ΔH＝－549 kJ·mol－1 （3）①(a－2b) ②a/2 13.C 14.（1）89.3 15.（2） 第二章 化学反应速率与化学平衡 第一节 化学反应速率 一、化学反应速率 1．概念 定量描述化学反应________的物理量。 2．表示方法 用单位时间内反应物浓度的________或生成物浓度的________来表示。 表达式：__________。常用单位：________或________等。 Eg 在密闭容器中，合成氨的反应：N2+3H22NH3，开始时，N2的浓度为8 mol/L，H2的浓度为20 mol/L，5 min后N2的浓度为6 mol/L，在这个反应中N2浓度的变化Δc(N2)=_________；v(N2)==_________；v(H2)=_________；v(NH3)=_________。其速率之比v(N2)﹕v(H2)﹕v(NH3) =_________。 3．反应速率与化学方程式中化学计量数之间的关系 对于任一反应：mA+nBpY+qZ，则有：v（A)：v(B)：v(Y)：v(Z)=_______________。 二、化学反应速率的测定 1. 化学反应速率测量的基本思路 化学反应速率是通过_________测定的。利用化学反应中与某一种化学物质的_________(或_________)相关的性质进行测定。 2. 用于化学反应速率测量的物质的性质 （1）可直接观察的性质，如释放出气体的体积和体系的压强。 （2）依靠科学仪器才能测量的性质，如颜色的_________、光的_________、光的发射、导电能力等。 （3）在溶液中，当反应物或产物本身有比较明显的颜色时，常常利用颜色深浅和显色物质_________间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。 3. 实验探究 安装如图所示的两套装置A、B(锌粒大小基本相同)。通过分液漏斗分别加入40 mL 1 mol·L−1和40 mL 4 mol·L−1的硫酸后都立即产生气泡，我们可以根据____________来判断A、B两套装置的反应速率大小。 本实验测量锌和稀硫酸反应速率的注意事项 （1）锌粒的颗粒(即表面积)大小基本相同； （2）40 mL的硫酸溶液要迅速加入； （3）装置气密性要好，且计时要迅速、准确。 一、1．进行快慢程度 2．减小 增加 mol • L−1 • s−1 mol • L−1 • min−1 2 mol/L 0.4 mol/(L·min) 1. 2 mol/(L·min) 0.8 mol/(L·min) 1﹕3﹕2 3．m:n:p:q 二、1．实验 浓度 质量 2．（2）深浅 吸收 （3）浓度 3．产生相同体积的氢气所用时间的长短 一、对化学反应速率的理解 1．在同一化学反应中，无论选用反应物还是生成物表示化学反应速率，其值均为 正值。 2．化学反应速率通常是指在某一段时间内的平均反应速率，而不是某一时刻的瞬时反应速率。 3．同一化学反应中，在相同的反应时间内，不同的物质表示的反应速率的数值可能不同。但表示的意义相同。因此表示化学反应速率时，必须指明是用反应体系中的哪种物质作依据。 4．固体或纯液体的浓度恒为常数，不能用固体或纯液体的浓度表示化学反应速率。但是化学反应速率与固体和纯液体参与反应的表面积有关，因此，通常增大固体或纯液体参与反应的表面积（如将固体粉碎，将液体变成雾状，加速搅拌等）可加快化学反应速率。 5．同一化学反应中，各物质表示的化学反应速率之比=化学方程式中各物质的化学计量数之比=各物质的浓度变化量之比。 例题1下列关于化学反应速率的说法中，不正确的是 A．化学反应速率是衡量化学反应进行快慢程度的物理量 B．化学反应速率通常用生成或消耗某物质的质量的多少来表示 C．在同一个反应中，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 D．化学反应速率的常用单位有mol·L−1·s−1和mol·L−1·min−1 【解析】A.化学反应有的快，有的慢，则使用化学反应速率来定量表示化学反应进行的快慢，故A正确；B.化学反应速率常用单位时间内任何一种反应物物质的量浓度的减小或生成物物质的量浓度的增加来表示，故B错误；C.在同一个反应中，时间相同体积相同，速率之比等于物质的量之比，而物质的量之比等于化学计量数之比，所以各物质的反应速率之比等于化学方程式中的系数比，故C正确；D.反应速率单位是导出单位，浓度单位常用mol/L，时间单位常用s、min，化学反应速率的常用单位有mol·L−1·S−1和mol/（L·min），故D正确；故选B。 【答案】B 二、化学反应速率的计算 1．根据定义求化学反应速率：v=。 2．根据反应速率与化学方程式中各物质的化学计量数的关系计算。同一化学反应中，同一段时间内，各物质表示的化学反应速率之比=化学方程式中各物质的化学计量数之比=各物质的浓度变化量之比。 3．利用三段式进行计算 （1）求解化学反应速率计算题的一般步骤： a．写出有关反应的化学方程式； b．找出各物质的起始量、转化量、某时刻量； c．根据已知条件列方程计算。 （2）计算时注意以下量的关系 a．对反应物：c起始−c转化=c终态 b．对生成物：c起始+ c转化=c终态 c．转化率： 注意啦：用不同物质表示同一化学反应速率时，计量数越大，其速率值越大，但并不能说明其表示的化学反应速率就越大。若，其中，a为物质A的化学计量数，b为物质B的化学计量数，则v(A)表示的化学反应速率比v(B)表示的化学反应速率大。 例题2.一定条件下反应2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)在恒容密闭容器中进行，从反应开始至10s时，O2的浓度减少了0.3mol/L则，0~10s内平均反应速率为 A．v(O2)=0.3mol•L−1•s−1 B．v(O2)=0.03mol•L−1•s−1 C．v(SO2)=0.03mol•L−1•s−1 D．v(SO3)=0.03mol•L−1•s−1 【解析】先根据10s内氧气浓度的变化计算氧气的反应速率，然后根据速率比等于化学计量数的比计算v(SO2)、v(SO3)，进行判断。A.从反应开始至10s时，O2的浓度减少了0.3mol/L，则用氧气的浓度变化表示反应速率v(O2)==0.03mol/(L·s)，选项A错误，选项B正确；由于同一化学反应，用不同物质表示的反应速率，速率比等于化学计量数的比，则v(SO2)：v(O2)：v(SO3)=2：1：2，因此v(SO3)=v(SO2)=2v(O2)=0.06 mol/(L·s)，选项C、D错误；故合理选项是B。 【答案】B 课后习题 基础练 1．下列有关化学反应速率的说法中正确的是 A．对任何化学反应来说，反应速率越大，反应现象就越明显 B．化学反应速率通常用单位时间内任何一种反应物浓度的减少或任何一种生成物浓度的增加来表示 C．若某化学反应的反应速率为 0.5 mol·L－1·s－1，就是指在该时间内反应物和生成物的浓度变化都为 0.5 mol·L－1·s－1 D．化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢的尺度 2．在N2＋3H22NH3的反应中，经过一段时间后，NH3的浓度增加了0.6 mol·L－1，在此段时间内用H2表示的平均反应速率为0.45 mol·L－1·s－1，则此段时间是 A．1 s B．2 s C．44 s D．1.33 s 3．在密闭容器中进行可逆反应，A与B反应生成C，其反应速率分别用v(A)、v(B)、v(C)(mol·L−1·s−1)表示，且v(A)、v(B)、v(C)之间有如下所示的关系：v(B)=3v(A)； 3v(C)=2v(B)。则此反应可表示为 A．2A+3B2C B．A+3B2C C．3A+B2C D．A+BC 4．在2A+B3C+4D反应中，表示该反应速率最快的是 A． B． C． D． 5．某反应：2A(g)3B(g)的各物质的浓度隨时间变化如图所示，则有关反应速率表示正确的是 A．v(A)=0.1mol/(L·min) B．v(B)=0.2mol/(L·min) C．v(A)= v(B) =0.5 mol/(L·min) D．v(A)= v(B) =0.3 mol/(L·min) 6．在密闭容器中，充入气体X和气体Y反应生成气体Z和气体W，从反应开始到建立化学平衡，用X、Y、Z、W分别表示的化学反应速率为v(X)、v(Y)、v(Z)、v(W)有以下关系：v(X)=3v(Y)、2v(Y)=v(Z)，5v(Z)=2v(W)，则此反应的化学方程式是_______________。 7．一定温度下，在2L的体积不变的密闭容器中，X、Y、Z三种气体的物质的量随时间变化的曲线如图所示。 （1）写出该反应的化学方程式：________。 （2）从反应开始到10s，用Z表示的反应速率为________mol·L−1·s−1。 能力练 8．一定条件下，在2 L密闭容器中发生反应：A(g)+3B(g) === 2C(g) + 4D(g)，测得5 min内，A的物质的量减小了10 mol，则5 min内该反应的化学反应速率是 A．v(A) = 1 mol/(L·min) B．v(B) = 1 mol/(L·min) C．v(C) = 1 mol/(L·min) D．v(D) = 1 mol/(L·min) 9．反应4A(s) + 3B(g)2C(g) + D(g)，经2 min B的浓度减少0.6mol•L-1 。对此反应速率的正确表示是 A．用A表示的反应速率是0.8mol•L-1•s-1 B．分别用B、C、D表示反应的速率，其比值是3:2:1 C．在2 min末时的反应速率，用反应物B来表示是0. 3mol•L-1•min-1 D．在这2 min内用B和C表示的反应速率的值都是相同的 10．一定温度下，密闭容器中发生反应4A(s)+3B(g)2C(g)+D(g)，经2 min B的浓度减少0.6 mol·L−1，对此反应速率的表示正确的是 A．用A表示的反应速率是0.4 mol·L−1·min−1 B．2 min末的反应速率v(C)＝0.3 mol·L−1·min−1 C．2 min内D的物质的量增加0.2mol D．若起始时A、B的物质的量之比为4：3，则2 min末A、B的转化率之比为1：1 11．某温度时，在2 L容器中X、Y、Z三种物质的物质的量随时间的变化关系曲线如图所示。 （1）由图中的数据分析，该反应的化学方程式为___________________________。 （2）反应开始至2 min、5 min时Z的平均反应速率为________________、________________。 （3）5 min后Z的生成速率比5 min末Z的生成速率________(填“大”、“小”或“相等”)。 真题练 12．[2016北京]下列食品添加剂中，其使用目的与反应速率有关的是 A．抗氧化剂 B．调味剂 C．着色剂 D．增稠剂 1.D 2.B 3.B 4.B 5.A 6 .3X+Y2Z+5W 7.（1）X(g)+Y(g)2Z(g) （2）0.079 8.A 9.B 10.D 11.（1）3X＋Y2Z　（2）0.05 mol·L－1·min－1　0.04 mol·L－1·min－1　（3）相等 12.A 第二节 影响化学反应速率的因素 影响化学反应速率的主要因素是________________的性质，不同化学反应具有________的反应速率。外界条件对化学反应速率也产生影响。 一、有效碰撞理论 （1）有效碰撞 （2）活化能和活化分子 ①活化分子：能够发生________________的分子。 ②活化能：活化分子所多出的那部分能量(或普通分子转化成活化分子所需要的能量)。 （3）反应物、生成物的能量与活化能的关系 ① ②解释化学反应的过程 特别提醒　反应的活化能越低，活化分子百分数越大，反应速率越快。 二、影响化学反应速率的因素 1．浓度、压强对反应速率的影响 （1）浓度对反应速率的影响： a．实验探究。 实验步骤 实验现象 溶液________ 溶液________ 褪色时间 (填“长”或“短”） ________ ________ 实验原理 2KMnO4+5H2C2O4+3H2SO4K2SO4+2MnSO4+10CO2↑ +8H2O b．规律。 c．实质。 （2）压强对反应速率的影响(有气体参加的反应）： a．规律。 b．实质：对于气体反应，增大压强，相当于增大__________________，反应速率________；反之，减小压强，反应速率________。 2．温度、催化剂对反应速率的影响 （1）温度对反应速率的影响： a．实验探究。 实验步骤 实验温度 热水 冷水 出现黄色浑浊的时间(填“长” 或“短”） ________ ________ 实验原理 NaS2O3+H2SO4Na2SO4+SO2↑+H2O+S↓ b．规律。 c．实质。 升高温度→活化分子百分含量_________ →活化分子浓度________→有效碰撞几率________→化学反应速率________ （2）催化剂②对反应速率的影响： a．实验探究。 实验步骤 现象 ________ ________ 解释 H2O2分解缓慢 加入MnO2，H2O2分解速率加快 原理 2H2O22H2O+O2↑ b．实质。 加入催化剂→反应的活化能_____→活化分子百分数_____→有效碰撞几率_____→反应速率_______ 一、反应物本身　不同 （1）能量　取向　越快　（2）①有效碰撞　（3）①活化能　释放的能量　反应热 二、1．（1）紫红色褪去 紫红色褪去 长 短 加快 减慢 不变 增大 增加 加快 （2）加快 减慢 反应物的浓度 加快 减慢 2．（1）短 长 加快 减慢 增大 增大 增大 加快 （2）木条不复燃 木条复燃 降低 增大 增加 加快 一、影响化学反应速率的因素 1．内因 反应物的结构、性质。 2．外因 条件变化 活化能 单位体积内 活化分子百分数 单位时间内有效碰撞的次数 化学反应速率 分子总数 活化分子数 浓度 增大 不变 增多 增多 不变 增多 增大 减小 不变 减少 减少 不变 减少 减小 压强 加压（减小容器体积） 不变 增多 增多 不变 增多 增大 减压（增大容器体积） 不变 减少 减少 不变 减少 减小 温度 升高 不变 不变 增多 增大 增多 增大 降低 不变 不变 减少 减小 减少 减小 使用催化剂 减小 不变 增多 增大 增多 增大 （1）浓度对化学反应速率的影响规律只适用于气体反应和溶液中的反应。 （2）纯液体或固体反应物的浓度是常数，因此改变它们的量不会改变化学反应速率。 （3）固体反应物的颗粒大小会影响化学反应速率。一般情况下，固体颗粒越小，其表面积越大，反应速率越大；固体颗粒越大，其表面积越小，反应速率越小。 （4）稀有气体或其他不参加反应的气体（惰性气体）充入反应容器，对反应速率的影响可分为以下两种情况： ①恒温、恒容：充入“惰性气体”→总压增大→反应物浓度不变（活化分子浓度不变），反应速率不变。 ②恒温、恒压：充入“惰性气体”→体积增大→反应物浓度减小（活化物分子浓度减小），反应速率减慢。 （5）升高温度，正、逆反应速率均增大，但增大的程度不同；降低温度，正、逆反应速率均减小，但减小的程度不同。一般地，温度对化学反应速率的影响比浓度、压强的影响要大，也更易于控制。改变温度是实验室最常用的改变化学反应速率的方法。 例题1一定温度下，在某密闭容器中发生反应：2HI(g)H2(g)+I2(s)ΔH >0，若0~15 s内c(HI)由0.1 mol·L−1降到0.07 mol·L−1，则下列说法正确的是 A．0~15 s内用I2表示的平均反应速率为v(I2)=0.001 mol·L−1·s−1 B．c(HI)由0.07 mol·L−1降到0.05 mol·L−1所需的反应时间小于10 s C．升高温度正反应速率加快，逆反应速率也加快 D．减小反应体系的体积，正逆反应速率增大程度相等 【解析】A.0∼15s内c(HI)由0.1mol⋅L−1降到0.07mol⋅L−1，v(HI)=0.03mol/L÷15s=0.002mol/(L.s)，由速率之比等于化学计量数之比可知v(H2)=0.002mol/(L.s)×12=0.001mol/(L.s)，但I2(s)为固体，不能表示反应速率，故A错误；B.若速率不变，c(HI)由0.07 mol⋅L−1降到0.05 mol⋅L−1所需的反应时间为0.02mol/L÷0.002mol/(L.s)=10s，但随反应进行浓度减小，反应速率减小，则c(HI)由0.07 mol⋅L−1降到0.05 mol⋅L−1所需的反应时间大于10 s，故B错误；C.升高温度，正逆反应速率均增大，故C正确；D.减小反应体系的体积，压强增大，则化学反应速率加快，且正反应速率大于逆反应速率，平衡正向移动，故D错误。答案选C。 【答案】C 【点睛】本题在解题时特别注意B选项c(HI)由0.07 mol⋅L−1降到0.05 mol⋅L−1和由0.07 mol⋅L−1降到0.05 mol⋅L−1，浓度均是降低0.02mol/L，但是随反应的进行浓度减小，反应速率减小，后者所需时间比前者长；C选项误区是升高温度，正反应速率增大，逆反应速率不增大，实际是正逆反应速率均增大。据此解答。 二、化学反应速率的图像分析 化学反应速率图像是将化学反应速率变化的情况在直角坐标系中表达的结果，是化学反应速率变化规律的反映。主要分为定性图像和定量图像两大类。 1．定性图像 （1）速率—时间图像 锌与盐酸反应，反应速率随时间的变化如图所示。AB段，锌与盐酸的反应是放热反应，体系温度升高，v增大；BC段，随着反应进行，盐酸的浓度逐渐减小，v逐渐减小。 （2）速率—温度图像 其他条件一定，化学反应速率随着温度的升高而增大，随着温度的降低而减小。如图A。 （3）速率—压强图像 对于有气体参加的反应，其他条件一定，增大压强（缩小容器的体积），反应速率增大，反之，减小。如图B。 2．定量图像 定量图像主要反映了反应物、生成物的量与反应时间的定量关系。 一般情况下，可以利用该类图像确定化学方程式和计算某物质在某时间段内的平均反应速率。 分析化学反应速率图像，要注意分析图像的变化趋势，分清影响化学反应速率的因素。一般要从以下几个方面分析：①分析起点，分清反应物或生成物，浓度或物质的量减少的是反应物，浓度或物质的量增大的是生成物，反应物以高于原点为起点，生成物多以原点为起点；②分析变化趋势，如升温或降温，加压或减压等，注意浓度、温度、压强的改变等对化学反应速率的影响；③分析终点，确定反应物消耗的浓度或生成物增大的浓度；④分析时间，如速率图像中的拐点、突变点等。注意分析曲线的连续或跳跃所代表的含义。 例题2 (双选)等质量的铁与过量的盐酸在不同的实验条件下进行反应，测定在不同时间(t)产生氢气体积(V)的数据，在根据数据所绘制得到的图中，曲线a、b、c、d所对应的实验组别可能是 组别 c(HCl)/(mol•L−1) 温度/℃ 状态 1 2.0 25 块状 2 2.5 30 块状 3 2.5 50 块状 4 2.5 30 粉末状 A．4−3−2−1 B．1−2−3−4 C．3−4−2−1 D．1−2−4−3 【解析】由图知，反应速率的大小关系是a>b>c>d；由外界条件对反应速率的影响知，温度高、浓度大、固体表面积大，反应速率就大，则1组最慢，2组稍快，由于3组温度高但固体表面积小，4组温度低但固体表面积大，因此，无法确定3组与4组的反应速率的大小，但均比2组大，故A、C项均正确，B、D项均错误。 【答案】AC 三、化学反应速率影响因素的分析方法 1．控制变量法 化学反应速率的大小不仅取决于反应物本身的性质，还受到温度、浓度、压强（有气体参加的反应）、催化剂等外界条件的影响。当研究某个条件对化学反应速率的影响时，往往需要控制其他条件不变。 2．分清主次法 当多个因素同时影响反应速率时，要注意分清主要因素和次要因素。例如锌与稀硫酸反应时，氢气的生成速率先由慢到快，然后又由快到慢。锌与稀硫酸反应时放热，体系温度逐渐升高，此时温度对反应速率的影响占主导地位，所以氢气的生成速率由慢到快；一段时间后，硫酸的浓度减小对反应速率的影响占主导地位，因而氢气的生成速率又由快到慢。如果只考虑H+的浓度变化，则反应速率只会越来越慢。 例题3 KI溶液在酸性条件下能与氧气反应。现有以下实验记录： 回答下列问题： （1）该反应的离子方程式为_____________________________________。 （2）该实验的目的是__________________________________。 （3）实验试剂除了1 mol·L−1KI溶液、0.1 mol·L−1H2SO4溶液外，还需要的试剂是________，实验现象为_____________________________。 （4）上述实验操作中除了需要（3）的条件外，还必须控制不变的是________(填字母)。 A．温度 B．试剂的浓度 C．试剂的用量(体积) D．试剂添加的顺序 （5）由上述实验记录可得出的结论是_________________________。 （6）若要进行溶液酸性大小对反应速率的影响的探究实验，你会采取的措施是_________。 【解析】（1）氧气在酸性溶液中氧化碘离子生成单质碘，同时还有水生成，该反应的离子方程式为4H++4I−+O2＝2I2+2H2O； （2）根据表中数据分析，该实验目的是探究温度对反应速率的影响； （3）为测定显色时间，产物中有碘单质生成，因此还需要的试剂是淀粉溶液，实验现象为无色溶液变蓝色； （4）设计实验必须保证其他条件不变，只改变一个条件，才能得到准确的结论，因此根据以上分析可知还必须控制不变的是试剂的用量（体积）和试剂添加的顺序，故答案为CD； （5）通过表中数据分析可得出的结论是每升高10℃，反应速率增大约2倍； （6）若要进行酸性对反应速率的影响的探究实验，你会采取的措施是保持其他实验条件不变，采用不同浓度的硫酸溶液进行对比实验。 【答案】（1）4H++4I−+O2===2I2+2H2O （2）探究温度对反应速率的影响 （3）淀粉溶液 无色溶液变蓝 （4）CD （5）每升高10 ℃，反应速率增大约2倍 （6）保持其他实验条件不变，采用不同浓度的硫酸溶液进行对比实验 【点睛】本题以KI溶液在酸性条件下与氧气的反应为载体，通过实验探究温度等外界条件对化学反应速率的影响规律，解答时一定要注意设计实验必须保证其他条件不变，只改变一个条件，才能得到准确的结论。 课后习题 基础练 1．下列说法正确的是 A．增大反应物浓度，可增大单位体积内活化分子的百分数，从而使有效碰撞次数增多 B．有气体参加的化学反应，若增大压强(即缩小反应容器的容积)，可增大活化分子的百分数，从而使反应速率增大 C．升高温度能使化学反应速率增大的主要原因是减小了反应物分子中活化分子的百分数 D．催化剂能增大单位体积内活化分子的百分数，从而成千上万倍地增大反应速率 2．合成氨工业发生反应：N2 + 3H2 2NH3，下列措施不属于加快反应速率的是 A．温度控制在500℃ B．铁触媒作为催化剂 C．压强控制在20MPa ~ 50Mpa D．混合气体中分离出液态氨 3．过量锌粉跟100 mL 6 mol·L－1的H2SO4反应，一定温度下，为减缓反应进行的速率，但又不影响生成氢气的总量，可向反应物中加入适量的 A．碳酸钠固体 B．氯化钡固体 C．硫酸钾溶液 D．硫酸铜溶液 4．下列有关化学反应速率的判断正确的是 A．块状大理石、粉状大理石分别与0.1mol/L的盐酸反应，速率相同 B．常温下，铜片和铁片分别与同浓度的浓硝酸反应，速率：铜片＜铁片 C．同浓度的稀盐酸稀醋酸分别与2mol/L的NaOH溶液反应，开始时反应速率：盐酸＞醋酸 D．不管什么反应，增大浓度、加热、加压、使用催化剂都可以加快反应速率 5．实验室利用石灰石与稀盐酸反应制取二氧化碳，为了降低其反应速率，下列措施可行的是 A．使用浓盐酸 B．向反应体系中加入氯化钙晶体 C．提高反应温度 D．向反应体系中加入蒸馏水 6．对于有气体参加的反应，一定能使化学反应速率加快的因素是 ①扩大容器的容积　②使用催化剂　③增加反应物的物质的量 ④升高温度　⑤缩小容积　⑥增大容器内的压强 A．②③ B．②③④⑥ C．②④⑤ D．②④ 7．工业上利用可逆反应N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)合成氨，下列叙述正确的是 A．合成氨的适宜条件是高温、高压、催化剂，其中催化剂不改变该反应的逆反应速率 B．恒容通入氩气，使反应体系的压强增大，反应速率一定增大 C．该反应是放热反应，降低温度将缩短反应达到平衡的时间 D．在t1、t2时刻，NH3(g)的浓度分别是c1、c2，则时间间隔t1～t2内，NH3(g)生成的平均速率为v＝ 8．对于在一个密闭容器中进行的反应C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g)，下列条件的改变对反应速率几乎没有影响的是 ①增加C的量； ②增加CO的量； ③将容器的体积缩小一半； ④保持体积不变，充入He以增大压强； ⑤升高反应体系的温度； ⑥保持压强不变，充入He以增大体积。 A．②③ B．①④ C．①⑥ D．④⑥ 9．现有反应：Na2S2O3+H2SO4Na2SO4+SO2+S↓+H2O，下列各组实验中最先出现浑浊的是 能力练 10．在不同浓度(c)、温度(T)条件下，蔗糖水解的瞬时速率(v)如下表。下列判断不正确的是 A．a＝6.00 B．同时改变反应温度和蔗糖的浓度，v可能不变 C．b＜318.2 D．不同温度时，蔗糖浓度减少一半所需的时间相同 11．已知分解1mol KClO3放出热量38.8kJ，在存在MnO2条件下加热，KClO3的分解机理为： ①2KClO3+4MnO2=2KCl+2Mn2O7 慢 ②2Mn2O7=4MnO2+3O2 快 下列有关说法中不正确的是 A．1mol KClO3所具有的总能量高于1mol KCl和1.5mol O2所具有的总能量 B．KClO3分解速率快慢主要取决于反应① C．1g KClO3、1g MnO2和0.1g Mn2O7混合加热，充分反应后MnO2质量为1g D．将固体二氧化锰碾碎，可加快KClO3的分解速率 12．在实验Ⅰ和实验Ⅱ中，用相同体积和浓度的盐酸分别与足量的石灰石反应，并在一定时间内测量反应放出的CO2的体积。实验Ⅰ用的是块状石灰石，实验Ⅱ用的是粉末状石灰石，下列图示能正确反映两实验结果的是 A． B． C． D． 13．研究反应 2X(g)Y(g)+Z(g)的速率影响因素，在不同条件下进行 4 组实验，Y、Z 起始浓度为 0，反应物X 的浓度随反应时间的变化情况如图所示。下列说法不正确的是 A．比较实验②、④得出：升高温度，化学反应速率加快 B．比较实验①、②得出：增大反应物浓度，化学反应速率加快 C．若实验②、③只有一个条件不同，则实验③使用了催化剂 D．在 0~10min 之间，实验③的平均速率 v(Y)=0.04 mol·L−1·min−1 14．探究等质量的铁与过量的盐酸在不同的实验条件下进行反应，测得在不同时间(t)内产生气体体积(V)的数据如图所示，根据图示分析实验条件，下列说法中不正确的是 A．第1、2组实验的目的是探究浓度对反应速率影响X > 2.5 B．第2、3组实验的目的是探究温度对反应速率影响Y < 30 C．第2、4组实验的目的是探究铁的颗粒状态对反应速率影响Z为片状 D．第3组实验一定加了催化剂 15．（1）对于Fe+2H+===Fe2++H2↑改变下列条件对反应速率和产量有何影响 (填“增大”“减小”或“不变”)：把铁片改成铁粉：________；滴加几滴浓硫酸_______；加压：________； （2） 某小组利用H2C2O4溶液和硫酸酸化的KMnO4溶液反应来探究“外界条件对化学反应速率的影响”。实验时通过测定酸性KMnO4溶液褪色所需时间来判断反应的快慢。该小组设计了如下方案。已知： 实验 编号 0.1mol/L酸性KMnO4溶液的体积/mL 0.6mol/LH2C2O4溶液的体积/mL H2O的体积/mL 实验温度/℃ 溶液褪色所需时间/min a 10 V1 35 25 b 10 10 30 25 c 10 10 V2 50 ①表中V1=__________mL。 ②探究温度对化学反应速率影响的实验编号是________(填编号)。 ③实验③测得KMnO4溶液的褪色时间为2min，忽略混合前后溶液体积的微小变化，这段时间内平均反应速率v(H2C2O4)＝________mol·L−1·min−1。 真题练 16．[2017江苏] H2O2分解速率受多种因素影响。实验测得70℃时不同条件下H2O2浓度随时间的变化如图所示。下列说法正确的是 A．图甲表明，其他条件相同时，H2O2浓度越小，其分解速率越快 B．图乙表明，其他条件相同时，溶液pH越小，H2O2分解速率越快 C．图丙表明，少量Mn 2+存在时，溶液碱性越强，H2O2分解速率越快 D．图丙和图丁表明，碱性溶液中，Mn2+对H2O2分解速率的影响大 1.D 2.D 3.C 4.C 5.D 6.C 7.D 8.B 9.D 10.D 11.C 12.B 13.D 14.D 15.（1）增大 增大 不变 （2）①5 ②bc ③0.025 16.D 第三节 化学平衡 第1课时 化学平衡状态 一、可逆反应与不可逆反应 1．可逆反应 （1）概念：在__________下，既能向__________方向进行又能向__________方向进行的反应。 （2）表示方法：约定采用“__________”表示，把从左向右的反应称为__________，从右向左的反应称为__________。 SO2与H2O反应可表示为________________。 （3）特征：可逆反应发生的条件__________，反应__________进行到底，反应物__________实现完全转化，反应体系中，与化学反应有关的各种物质__________。 2．不可逆反应 有些反应的逆反应进行程度太小因而可忽略，把______的反应叫不可逆反应，用“__________”号表示。 Ba2++BaSO4↓。 二、化学平衡状态 1．概念 在一定条件下的可逆反应里，当正、逆两个方向的反应速率_______时，反应体系中所有参加反应的物质的_______或_______保持恒定的状态。也就是在给定条件下，反应达到了“_________”，这种状态称为化学平衡状态，简称为化学平衡。 2．对化学平衡的两点认识 （1）基本要求：化学平衡体系中，反应物和所有生成物均处于_________中，反应条件(如温度、压强等)__________。 （2）基本特征：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)____________，但是这个体系中的反应并没有_________，只是正、逆反应的速率________。 一、1．（1）相同条件 正反应 逆反应 （2） 正反应 逆反应 SO2 +H2O H2SO3 （3） 相同 不能 不能 共存 2．几乎完全进行 二、1．相等 质量 浓度 限度 2．（1）同一反应体系 保持不变 （2）保持不变 停止 相等 一、可逆反应 在相同条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的化学反应，称为可逆反应。在可逆反应中使用“”。 可逆反应必须是同一条件下既能向正反应方向进行又能向逆反应方向进行的反应，对于在不同反应条件下进行的反应物、生成物正好相反的反应则不能认为是可逆反应。 可逆反应的特点 1．正反应和逆反应发生的条件相同。 2．在可逆反应体系中，反应不能进行彻底，与化学反应有关的各种物质同时存在，即反应物不能全部转化为生成物，生成物也不能全部转化为反应物。 3．能量转化可逆。若正反应是吸（或放）热反应 ，则逆反应是放（或吸）热反应。 4．对于可逆反应，可以通过改变反应条件，使之向着人们需要的反应方向最大限度地进行。 例题1可逆反应达到化学平衡的条件是 A．逆反应停止进行 B．反应物与生成物的浓度相等 C．正反应与逆反应停止进行 D．正反应和逆反应的速率相等 【解析】可逆反应达到化学平衡的条件是正反应和逆反应的速率相等 D 二、化学平衡状态的判断 1．化学平衡状态的特征 （1）从化学平衡的本质判断可逆反应是否达到化学平衡状态时，必须同时标明正反应速率和逆反应速率，且保证v正=v逆。 （2）从化学平衡的特征判断可逆反应是否达到化学平衡状态时，要特别注意外界条件的限制及反应本身的特点，如“恒温恒容”、“体积可变”、“体积不变”、“全是气体参加”等。 2．综合分析 举例 mA(g)+nB(g)pC(g) +qD(g) 状态 混合物体系中各成分的含量 各物质的物质的量或各物质的物质的量分数一定 平衡 各物质的质量或各物质的质量分数一定 平衡 各气体的体积或体积分数一定 平衡 总压强、总体积、总物质的量一定 不一定平衡 正、逆反应速率的关系 在单位时间内消耗了m mol A，同时生成m mol A，即v正=v逆 平衡 在单位时间内消耗了n mol B，同时生成p mol C 不一定平衡 vA∶vB∶vC∶vD=m∶n∶p∶q，v正不一定等于v逆 不一定平衡 在单位时间内生成了n mol B，同时消耗了q mol D 不一定平衡 压强 m+n≠p+q时，总压强一定（其他条件一定） 平衡 m+n=p+q时，总压强一定（其他条件一定） 不一定平衡 混合气体的平均相对分子质量（） 一定，当m+n≠p+q时 平衡 一定，当m+n=p+q时 不一定平衡 温度 任何化学反应都伴随着能量的变化，在其他条件不变的情况下，体系温度一定 平衡 密度 密度一定 不一定平衡 颜色 含有有色物质的体系颜色不再变化 平衡 以下几种情况不能作为可逆反应达到化学平衡状态时的标志： ①反应组分的物质的量之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比（同为正反应速率或逆反应速率）。 ②恒温恒容下体积不变的反应，体系的压强或总物质的量不随时间而变化，如2HI(g) I2(g)+H2(g)。 ③全是气体参加的体积不变的反应，气体的平均相对分子质量不随时间而变化，如2HI(g)I2(g)+H2(g)。 ④全是气体参加的反应，恒容条件下体系的密度保持不变（因为密度始终保持不变）。 例题1（1）在一定条件下，可逆反应达到平衡状态的本质特征是 ________________________________________________________________________， 下列关系中能说明反应N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)已经达到平衡状态的是________(填字母序号)。 A．3v正(N2)＝v正(H2) B．v正(N2)＝v逆(NH3) C．2v正(H2)＝3v逆(NH3) D．v正(N2)＝3v逆(H2) （2）在一定温度下的恒容密闭容器中，可逆反应达到平衡状态时，一些宏观物理量恒定不变：a．各物质的浓度不变，b．平衡混合物中各组分的物质的量分数或质量分数不变，c．容器内气体压强不变，d．容器内气体密度不变，e.容器内气体颜色不变。 ①能说明反应N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)达到平衡状态的有________； ②能说明反应H2(g)＋I2(g) 2HI(g)达到平衡状态的有________； ③能说明反应2NO2(g) N2O4(g)达到平衡状态的有________。 （3）已知N2O4(g) 2NO2(g)　ΔH＞0，现将1 mol N2O4充入一恒压密闭容器中，下列示意图不能说明反应达到平衡状态的是________。 【解析】（2）由于在恒容条件下发生反应，反应①②③在反应前后气体的质量不变，因此不能用气体的密度变化来判断反应是否处于化学平衡状态。反应②是一个气体体积不变的反应，反应前后气体的压强保持不变，也不能用压强的变化来判断反应是否处于平衡状态。①中无有色气体，因此不能用气体的颜色变化来判断反应是否处于平衡状态。 （3）B项，对于一个特定反应，ΔH固定不变，不能作为判断反应是否达到平衡状态的依据；C项，在t1时刻，2v正(N2O4)＝v逆(NO2)，反应达到平衡状态。 【答案】（1）正反应速率与逆反应速率相等　C （2）①abc　②abe　③abce　（3）B 课后习题 基础练 1．可逆反应达到平衡的重要特征是 A．反应停止 B．压强不变 C．反应物、生成物浓度相等 D．正、逆反应速率相等 2．下列理解不正确的是 A．化学平衡是一个动态平衡 B．化学平衡研究的对象主要是可逆反应 C．化学反应速率是研究化学反应进行的快慢问题，化学平衡是研究化学反应进行的限度问题 D．化学反应达到平衡时，正反应和逆反应速率相等，是对反应中不同物质而言 3．在一定温度下的定容密闭容器中，当下列物理量不再随时间变化时，表明反应A(s)+2B(g)C(g)+D(g)一定达到平衡状态的是 A．混合气体的压强 B．混合气体的密度 C．混合气体的物质的量 D．混合气体中C和D的物质的量之比 4．在一定温度下，体积不变的密闭容器中有可逆反应A(g)+ B(g) 2C(g)+D(s)，可以判断反应达到平衡是 A．单位时间内反应nmol B同时生成2nmol C B．容器内气体的物质的量不再变化 C．A的生成速率与B的生成速率相等 D．容器内气体的密度不再变化 5．在一定条件下的恒温恒容容器中，当下列物理量不再发生变化时，反应：A(g)+3B(g)2C(g)+D(g)不能表明已达平衡状态的是 A．混合气体的压强 B．混合气体的密度 C．B的物质的量浓度 D．气体总物质的量 6．在两个绝热恒容的密闭容器中分别进行下列两个可逆反应： 甲：C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g)； 乙：CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g) 现有下列状态： ①混合气体平均相对分子质量不再改变 ②气体的总物质的量不再改变 ③各气体组成浓度相等 ④反应体系中温度保持不变 ⑤断裂氢氧键速率是断裂氢氢键速率的2倍 ⑥混合气体密度不变 其中能表明甲、乙容器中反应都达到平衡状态的是 A．①③ B．④⑤ C．③④ D．②⑥ 7．某温度时，在容积为2 L的密闭容器中，A、B的物质的量随时间变化的曲线如图所示，请据图回答下列问题： （1）该反应的化学方程式为_______________。 （2）在4 min末时，A、B的物质的量浓度c(A)________c(B)，从0～4 min内A、B的物质的量浓度变化量Δc(A)________Δc(B)(以上填“>”、“<”或“＝”)。 （3）反应开始至4 min时，A的平均反应速率为_______________________。 （4）4 min时，反应是否达到平衡状态？________（填“是”或“否”）。8 min时，v(正)________（填“>”、“<”或“=”）v（逆）。 能力练 8．一定温度下在一个2 L的恒容密闭容器中发生反应4A(s)+3B(g)2C(g)+D(g)，经2 min达平衡状态，此时B反应消耗了0.9 mol，下列说法正确的是 A．平衡时，v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D) =4∶3∶2∶1 B．混合气的平均相对分子质量可作为平衡标志 C．充入惰性气体使压强增大可加快反应速率 D．C的平均反应速率为0.5 mol/(L·min) 9．14CO2与碳在高温条件下发生反应：14CO2＋C2CO，达到化学平衡后，平衡混合物中含14C的粒子有 A．14CO2 B．14CO2、14CO C．14CO2、14CO、14C D．14CO 10．工业上常用煤和水作原料经过多步反应制得氢气，其中一步反应的原理为CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)，下列选项的条件中可判断该反应达到平衡状态的是 A．单位时间内消耗2 mol的CO同时生成2 mol的CO2 B．两个H—O键断裂的同时有一个H—H键断裂 C．反应容器内的压强不再发生变化 D．混合气体的相对分子质量不发生变化 11．在一定条件下，将3molA和1molB两种气体混合于固定容积为2L的密闭容器中，发生如下反应：3A(g)+B(g)xC(g)+2D(g)。2min末该反应达到平衡，生成0.8molD，并测得C的浓度为0.2mol·L−1。下列判断错误的是 A．x=1 B．若混合气体的密度不变则表明该反应达到平衡状态 C．B的转化率为40% D．2min内A的反应速率为0.3mol·L−1·min−1 12．在一恒温、恒容的密闭容器中发生反应A(s)＋2B(g)C(g)＋D(g)，当下列物理量不再变化时，能够表明该反应已达平衡状态的是 A．混合气体的压强 B．混合气体的平均相对分子质量 C．A的物质的量浓度 D．气体的总物质的量 真题练 13．[2017新课标Ⅲ节选]298 K时，将20 mL 3x mol·L−1 Na3AsO3、20 mL 3x mol·L−1 I2和20 mL NaOH溶液混合，发生反应：(aq)+I2(aq)+2OH−(aq)(aq)+2I−(aq)+ H2O(l)。溶液中c()与反应时间（t）的关系如图所示。 ①下列可判断反应达到平衡的是__________（填标号）。 a．溶液的pH不再变化 b．v(I−)=2v() c．c()/c()不再变化 d．c(I−)=y mol·L−1 ②tm时，v正_____ v逆（填“大于”“小于”或“等于”）。 1.D 2.D 3.B 4.D 5.B 6.B 7.（1）2AB （2）= > （3）0.05 mol/(L·min) （4）否 = 8.B 9.C 10.B 11.B 12.B 13.①ac ②大于 第2课时 影响化学平衡状态的因素 一、化学平衡移动 1．含义 在一定条件下，可逆反应达到化学平衡状态，如果改变影响平衡的条件(如______、_______、______等)，化学平衡状态被破坏(正、逆反应速率不再_________)，直至正、逆反应速率再次_______，在新的条件下达到新的化学平衡状态，这种现象称作平衡状态的移动，简称平衡移动。 2．图示 二、化学平衡状态的影响因素 1．浓度 规律:______反应物浓度或_____生成物浓度，平衡向正反应方向移动；______ 反应物浓度或_____生成物浓度，平衡向逆反应方向移动。 2．温度 规律:其他条件不变时，升高温度，平衡向着________方向移动；降低温度，平衡向着_________方向移动。 3．压强(针对有气体参加的反应) 规律:增大压强，平衡向气体总体积减小的方向移动；减小压强，平衡向气体总体积增大的方向移动。 4．催化剂 规律:由于催化剂能够________程度地改变正、逆反应速率，因此它对化学平衡的移动_________影响，但是使用催化剂，能改变反应达到平衡所需的__________。 三、勒夏特列原理 如果改变影响平衡的条件之一(如_______、________以及参加反应的化学物质的__________)，平衡将向着能够________这种改变的方向移动。 【答案】一、1.浓度 压强 温度 相等 相等 二、1．增大 减小 减小 增大 2．吸热反应 放热反应 4．同等 没有 时间 三、温度 压强 浓度 减弱 1．外界条件的变化对速率的影响和平衡移动的方向的判断 在一定条件下，浓度、压强、温度、催化剂等外界因素会影响可逆反应的速率，但平衡不一定发生移动，只有当v正≠v逆时，平衡才会发生移动。 对于反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)。 条件改变的时刻 v正的变化 v逆的变化 v正与v逆的比较 平衡移动方向 浓度 增大反应物的浓度 增大 不变 v正>v逆 向正反应方向移动 减小反应物的浓度 减小 不变 v正＜v逆 向逆反应方向移动 增大生成物的浓度 不变 增大 v正＜v逆 向逆反应方向移动 减小生成物的浓度 不变 减小 v正>v逆 向正反应方向移动 压强（通过改变体积使压强变化） m+n>p+q 增大压强 增大 增大 v正>v逆 向正反应方向移动 减小压强 减小 减小 v正＜v逆 向逆反应方向移动 m+n<p+q 增大压强 增大 增大 v正＜v逆 向逆反应方向移动 减小压强 减小 减小 v正>v逆 向正反应方向移动 m+n=p+q 增大压强 增大 增大 v正=v逆 平衡不移动 减小压强 减小 减小 v正=v逆 平衡不移动 容积不变充入He 不变 不变 v正=v逆 平衡不移动 压强不变充入He m+n＞p+q 减小 减小 v正＜v逆 向逆反应方向移动 m+n=p+q 减小 减小 v正=v逆 平衡不移动 m+n＜p+q 减小 减小 v正＞v逆 向正反应方向移动 温度 ΔH＜0 升高温度 增大 增大 v正＜v逆 向逆反应方向移动 降低温度 减小 减小 v正>v逆 向正反应方向移动 ΔH>0 升高温度 增大 增大 v正>v逆 向正反应方向移动 降低温度 减小 减小 v正＜v逆 向逆反应方向移动 催化剂 使用正催化剂 增大 增大 v正=v逆 平衡不移动 使用负催化剂 减小 减小 v正=v逆 平衡不移动 浓度、压强和温度对平衡移动影响的几种特殊情况 （1）改变固体或纯液体的量，对平衡无影响。 （2）当反应混合物中不存在气态物质时，压强的改变对平衡无影响。 （3）对于反应前后气体体积无变化的反应，如H2（g）+I2（g）2HI（g），压强的改变对平衡无影响。但增大（或减小）压强会使各物质的浓度增大（或减小），混合气体的颜色变深（或浅）。 （4）恒容时，同等程度地改变反应混合物中各物质的浓度时，应视为压强的影响，增大（减小）浓度相当于增大（减小）压强。 （5）在恒容容器中，当改变其中一种气态物质的浓度时，必然会引起压强的改变，在判断平衡移动的方向和物质的转化率、体积分数变化时，应灵活分析浓度和压强对化学平衡的影响。 例题1在密闭容器中的一定量混合气体发生反应：xA(g)+yB(?) zC(g)；平衡时测得A的浓度为0.45 mol/L，保持温度不变，将容器的容积压缩到原来的一半，再达平衡时，测得A的浓度增大为0.9 mol/L。下列有关判断正确的是 A．各物质的计量数一定满足：x+y＝z B．若B为气体，压缩后B的体积分数增大，转化率降低 C．无论B为固体或气体，压缩后B的质量都不会改变 D．压缩时，平衡向逆反应方向移动，且正、逆反应速率都增大 【解析】已知，平衡时测得A的浓度为0.45 mol/L，保持温度不变，将容器的容积压缩到原来的一半，再达平衡时，测得A的浓度增大为0.9 mol/L，则改变容器的体积，平衡未发生移动，则等式两边气体的计量数之和相等；A. 若B为气体，则各物质的计量数一定满足：x+y＝z，若B为非气体，则x=z，A错误；B. 若B为气体，压缩后B的体积分数不变，平衡不移动，转化率不变，B错误；C. 无论B为固体或气体，平衡不移动，转化率不变，压缩后B的质量都不会改变，C正确；D. 压缩时，平衡不移动，但正、逆反应速率都增大，D错误；答案为C。 【答案】C 2．化学平衡图像的理解 （1）速率−时间图像 根据v−t图像，可以很快地判断出反应进行的方向，根据v正、v逆的变化情况，可以推断出外界条件的改变情况。 以合成氨反应为例：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) ΔH<0。 条件 c(N2)增大 c(H2)减小 c(NH3)增大 v－t图像 平衡移动方向 正反应方向移动 逆反应方向移动 逆反应方向移动 条件 C(NH3)减小 增大压强 减小压强 v－t图像 平衡移动方向 正反应方向移动 正反应方向移动 逆反应方向移动 条件 升高温度 降低温度 使用催化剂 v－t图像 平衡移动方向 逆反应方向移动 正反应方向移动 不移动 （2）其他常见的化学平衡图像 ①浓度−时间图 此类图像能说明平衡体系中各组分在反应过程中的浓度变化情况。如A+BAB的反应情况如图。 ②总反应速率−时间图像 Zn与足量盐酸的反应，反应速率随时间变化的曲线如图所示。ab段(v渐增)，因该反应为放热反应，随反应的进行，温度增高，导致反应速率增大；bc段(v渐小)，主要原因是随反应的进行，溶液中c(H+)渐小，导致反应速率减小。故分析时要抓住各阶段的反应特点，认真分析。 ③含量−时间−温度图像 ④含量−时间−压强图像 ⑤含量−时间−有无催化剂 例题2在容积不变的密闭容器中存在如下反应：2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g) ΔH＝−QkJ·mol−1(Q>0)，某研究小组研究了其他条件不变时，改变某一条件对上述反应的影响，下列分析正确的是 A．图Ⅰ研究的是t0时刻增大O2的浓度对反应速率的影响 B．图Ⅱ研究的是t0时刻加入催化剂后对反应速率的影响 C．图Ⅲ研究的是催化剂对平衡的影响，且甲的催化效率比乙高 D．图Ⅲ研究的是温度对化学平衡的影响，且乙的温度较低 【解析】在分析有关图像时应该注意：v−t图像要分清正逆反应，分清各因素(浓度、温度、压强、催化剂)对反应速率和平衡移动的影响；在转化率−时间图像或物质的百分含量−时间图像中，先出现拐点的曲线先达到平衡，代表温度高或压强大或使用合适的催化剂等。A项、增大氧气的浓度，平衡破坏的瞬间逆反应速率应不变，图中条件变化应为增大压强，故A错误；B项、图Ⅱ中正、逆反应速率同等程度的增大，化学平衡不移动，应为催化剂对反应速率的影响，故B正确；C项、催化剂能同等程度改变正逆反应速率，但平衡不移动，图中条件变化应为温度对平衡的影响，故C错误；D项、图像Ⅲ中乙首先到达平衡状态，则乙的温度高于甲中的温度，故D错误。故选B。 【答案】B 课后习题 基础练 1．下列说法不能用勒夏特列原理解释的是 A．滴有碘水的淀粉溶液中加入少量唾液，蓝色褪去 B．对于反应2NO2N2O4加压稳定后的颜色比原来颜色深 C．开启可乐瓶，瓶中马上泛起大量气泡 D．利用排液法收集氯气时常用液体为饱和食盐水 2．已知反应A2(g)+2B2(g)2AB2(g)(正反应为放热反应)，下列说法中正确的是 A．升高温度，正反应速率增大，逆反应速率减小 B．升高温度有利于反应速率的增大，从而缩短达到平衡的时间 C．增大压强，正反应速率增大，逆反应速率减小 D．达到平衡时，正反应速率大于逆反应速率 3．对可逆反应2A(s)+3B(g)C(g)+ 2D(g) ΔH<0，在一定条件下达到平衡，下列有关叙述正确的是 ①增加A的量，平衡向逆反方向移动 ②升高温度，平衡向逆反应方向移动，v正减小 ③压强增大一倍，平衡不移动，v正、v逆不变 ④增大B的浓度v正>v逆 ⑤加入催化剂，B的转化率提高 A．①② B．④ C．③ D．④⑤ 4．合成氨所需的氢气可用煤和水作原料经多步反应制得，其中的一步反应为CO(g)+H2O(g)CO2(g)+ H2(g) ΔH<0。反应达到平衡后，为提高CO的转化率，下列措施中正确的是 A．增大压强 B．降低温度 C．增大CO的浓度 D．更换催化剂 5．氢气可通过下列反应制得：CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g) ΔH<0，为了提高氢气在平衡体系中所占的比例，可采取的措施是 A．减小压强 B．降低温度 C．更换催化剂 D．减小CO的浓度 6．在一密闭容器中充入1 mol H2和1 mol Br2，在一定温度下使其发生反应：H2(g)+Br2(g)2HBr(g) ，达到化学平衡状态后进行如下操作，有关叙述错误的是 A．保持容器容积不变，向其中加入1 mol H2，正反应速率增大，平衡正向移动，但H2的转化率比原平衡低 B．保持容器容积不变，向其中加入1mol He，不改变各物质的浓度，化学反应速率不变，平衡不移动 C．保持容器内气体压强不变，向其中加入1 mol He，反应物浓度下降，化学反应速率减慢，平衡逆向移动 D．保持容器内气体压强不变，向其中加入1 mol H2和1 mol Br2，平衡正向移动，但H2最终的转化率与原平衡一样 7．下列对化学平衡移动的分析中，不正确的是 ①已达平衡的反应C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)，当增加反应物物质的量时，平衡一定向正反应方向移动 ②已达平衡的反应N2(g)+3H2(g)2NH3(g)，当增大N2的浓度时，平衡向正反应方向移动，N2的转化率一定升高 ③有气体参加的反应平衡时，若减小反应器容积时，平衡一定向气体体积增大的方向移动 ④有气体参加的反应达平衡时，在恒压反应器中充入稀有气体，平衡一定不移动 A．①④ B．①②③ C．②③④ D．①②③④ 8．在固定容积为1.00 L的容器中，通入一定量的N2O4，发生反应N2O4(g)2NO2(g)，随温度升高，混合气体的颜色变深。回答下列问题： （1）反应的ΔH________(填“大于”或“小于”)0；100 ℃时，体系中各物质浓度随时间变化如上图所示。在0～60 s时段，反应速率v(N2O4)为______________________________。 （2）100 ℃时达到平衡后，改变反应温度为T，c(N2O4)降低，经10 s又达到平衡。 ①T________(填“大于”或“小于”)100 ℃，判断理由是_____________________； ②100 ℃时达到平衡后，向容器中再充入0.20 mol NO2气体，新平衡建立后，NO2的体积分数________(填“增大”“不变”或“减小”)。 （3）温度T时反应达平衡后，将反应容器的容积减小一半，平衡向________(填“正反应”或“逆反应”)方向移动，判断理由是_____________________________________________。 能力练 9．在密闭容器中的一定量A、B混合气体发生反应：aA(g)+bB(g) cC(g)。平衡时测得A的浓度为0.5mol/L；保持温度不变，将容器的容积扩大到原来的两倍，再次达到平衡时，测得A的浓度为0.28mol/L。下列有关判断正确的是 A．a+b=c B．该变化使平衡正向移动 C．B的转化率降低 D．C的体积分数增大 10．一定温度下某容积固定的密闭容器中，对可逆反应A(g)＋B(g)2C(g)，下列叙述能说明反应已达到平衡的是 A．容器内的压强不再变化 B．混合气体的密度不再变化 C．消耗B的速率是生成C的速率的 D．单位时间内生成a mol B，同时生成2a mol C 11．体积一定的密闭容器中加入等物质的量的X、Y，进行如下可逆反应：X(g)+Y(g)Z(g)+W(s)　ΔH>0，下列叙述正确的是 A．平衡后若继续充入X，平衡正向移动，Y的转化率增大 B．平衡后若升高体系温度，平衡逆向移动，Z的体积分数减小 C．平衡后若移走部分W，平衡正向移动 D．平衡后若移走部分X，上述反应的ΔH减小 12．在一定温度下，向一容积固定的密闭容器中充入2mol X，发生反应X(g) Y(g)+Z(g)，使反应达到平衡，X的转化率为a。若在相同温度下，向其中加入1mol X，当反应平衡后，X的转化率为b。则a和b的关系是 A．a＞b B．a=2b C．a＜b D．a=b 13．如图所示，三个烧瓶中分别充满NO2气体并分别放置在盛有下列物质的烧杯(烧杯内有水)中：在（1）中加入CaO，在（2）中不加其他任何物质，在（3）中加入NH4Cl晶体，发现（1）中红棕色变深，（3）中红棕色变浅。[已知反应2NO2(红棕色)N2O4(无色)] 下列叙述正确的是 A．2NO2N2O4是放热反应 B．NH4Cl溶于水时放出热量 C．烧瓶（1）中平衡混合气体的相对分子质量增大 D．烧瓶（3）中气体的压强增大 真题练 14．[2019海南]反应C2H6(g)C2H4(g)+H2(g) △H>0，在一定条件下于密闭容器中达到平衡。下列各项措施中，不能提高乙烷平衡转化率的是 A．增大容器容积 B．升高反应温度 C．分离出部分氢气 D．等容下通入惰性气体 15．[2018天津]室温下，向圆底烧瓶中加入1 molC2H5OH和含1molHBr的氢溴酸，溶液中发生反应；C2H5OH+HBrC2H5Br+H2O，充分反应后达到平衡。已知常压下，C2H5Br和C2H5OH的沸点分别为38.4℃和78.5℃。下列有关叙述错误的是 A．加入NaOH，可增大乙醇的物质的量 B．增大HBr浓度，有利于生成C2H5Br C．若反应物增大至2 mol，则两种反应物平衡转化率之比不变 D．若起始温度提高至60℃，可缩短反应达到平衡的时间 16．[2016江苏]一定温度下，在3个体积均为1.0 L的恒容密闭容器中反应2H2(g)+CO(g)CH3OH(g) 达到平衡。下列说法正确的是 A．该反应的正反应放热 B．达到平衡时，容器Ⅰ中反应物转化率比容器Ⅱ中的大 C．达到平衡时，容器Ⅱ中c(H2)大于容器Ⅲ中c(H2)的两倍 D．达到平衡时，容器Ⅲ中的正反应速率比容器Ⅰ中的大 17．[2016四川] 一定条件下，CH4与H2O(g)发生反应：CH4(g)+H2O(g)CO(g)+3H2(g)，设起始=Z，在恒压下，平衡时CH4的体积分数(CH4)与Z和T（温度）的关系如图所示。下列说法正确的是 A．该反应的焓变ΔH>0 B．图中Z的大小为a>3>b C．图中X点对应的平衡混合物中=3 D．温度不变时，图中X点对应的平衡在加压后(CH4)减小 18．[2019江苏节选]CO2的资源化利用能有效减少CO2排放，充分利用碳资源。 （3）CO2催化加氢合成二甲醚是一种CO2转化方法，其过程中主要发生下列反应： 反应Ⅰ：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) ΔH =41.2 kJ·mol−1 反应Ⅱ：2CO2(g)+6H2(g)CH3OCH3(g)+3H2O(g) ΔH =﹣122.5 kJ·mol−1 在恒压、CO2和H2的起始量一定的条件下，CO2平衡转化率和平衡时CH3OCH3的选择性随温度的变化如图。其中： CH3OCH3的选择性=×100％ ①温度高于300 ℃，CO2平衡转化率随温度升高而上升的原因是 。 ②220 ℃时，在催化剂作用下CO2与H2反应一段时间后，测得CH3OCH3的选择性为48%（图中A点）。不改变反应时间和温度，一定能提高CH3OCH3选择性的措施有 。 1.A 2.B 3.B 4.B 5.B 6.C 7.D 8.（1）大于 0.001 0 mol·L−1·s−1 （2）①大于 正反应方向吸热，平衡向吸热方向移动，故温度升高 ②减小 （3）逆反应 对气体分子数增大的反应，增大压强平衡向逆反应方向移动 9.C 10.D 11.A 12.C 13.A 14.D 15.D 16.AD 17.A 18.（3）①反应Ⅰ的ΔH＞0，反应Ⅱ的ΔH＜0，温度升高使CO2转化为CO的平衡转化率上升，使CO2转化为CH3OCH3的平衡转化率下降，且上升幅度超过下降幅度 ②增大压强，使用对反应Ⅱ催化活性更高的催化剂 第3课时 化学平衡常数 一、化学平衡常数 1．定义 在一定________下，当一个可逆反应达到化学__________状态时，________浓度幂之积与__________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__________表示。 2．表达式 对于一般的可逆反应mA(g)+ nB(g) pC(g)+qD(g)，平衡常数的表达式为________________。 3．特点 K只受__________影响，与反应物或生成物的__________无关。 4．意义 K值越大→平衡体系中生成物所占的比例____→正向反应进行的程度_____________→反应进行得越______→反应物的转化率______；反之，反应进行得就越______，反应物的转化率就越小。一般当________时，该反应进行得就基本完全了。 二、平衡转化率 1．含义 平衡时已转化了的某反应物的量与转化前该反应物的量之比，用来表示反应限度。 2．表达式 平衡转化率= 或平衡转化率= 或平衡转化率= 一、1．温度 平衡 生成物 反应物 K 2．K = 3．温度 浓度变化4．越大 越大 完全 越大 不完全 K >105 一、理解化学平衡常数的三种关系 （1）与化学方程式书写形式的关系 对于同一可逆反应，正反应的平衡常数等于逆反应的平衡常数的倒数。 若化学方程式中的化学计量数等比例扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会发生改变。两反应相加得到新反应，其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。 （2）与反应热的关系 （3）与物质状态的关系 由于固体、纯液体的浓度视为常数，所以在平衡常数表达式中不写出。 ①在稀溶液中进行的反应，如有水参加，由于水的浓度视为常数而不必出现在平衡常数表达式中。 ②在非水溶液中进行的反应，若有水参加或生成，则应出现在平衡常数表达式中。 二、化学平衡相关计算问题 化学平衡问题中常涉及到化学平衡常数、转化率的计算，通常利用“三段式”求解。所谓“三段式”就是在化学方程式下面，表示出“起始状态”、“转化部分”、“平衡状态”各组分的浓度或物质的量，进行列式求解。如下所示（a、b可指物质的量、浓度等）：  mA（g）＋nB（g）pC（g）＋qD（g） 起始：a b  0 0 转化： mx nx px qx 平衡： a−mxb−nx px qx 例题1 已知A(g)+B(g)⇌C(g)+D(g)反应的平衡常数和温度的关系如下： 温度/℃ 700 800 900 1000 1200 平衡常数 0.5 0.6 1.0 1.6 2.0 回答下列问题： （1）该反应的平衡常数表达式K= ______ ，△H= ______ 0（填“＜”“＞”“=”）； （2）900℃时，向一个固定容器为2L的密闭容器中充入0.20mol的A和0.80mol的B，若反应初始到2s内A浓度变化0.05mol·L−1．则A的平均反应速率v（A）= ______ ．该反应达到平衡时A的转化率为 ______ ，如果这时向该密闭容器中再充入1mol氩气，平衡时A的转化率为 ______ （填”变大“、”变小“或”不变“）。 （3）判断反应是否达到平衡的依据为 ______ （填字母代号）。 a．压强不随时间改变    b．气体的密度不随时间改变 c．c（A）不随时问改变      d．单位时间里生成C和D的物质的量相等 （4）1200℃时，若向另一相同容器中充入0.30molA、0.40mol B、0.40mol C和0.50molD，此时v正 ______ v逆（填”大于“、”小于“或”等于“）。 【解析】（1）化学平衡常数K等于生成物浓度幂之积与反应物幂之积的比（但固体和纯液体除外），所以该反应的化学平衡常数K=。由表中数据可知，温度越高平衡常数越大，说明升高温度平衡向正反应移动，故正反应是吸热反应，即△H＞0； （2）v（A）==0.025mol/（L·s），由已知条件，列出反应的三段式，设A的浓度变化为x mol·L−1，可得： A(g)+B(g)⇌C(g)+D(g) c（起始）/mol·L−1 0.1 0.4 0 0 c（变化）/mol·L−1 x x x x c（平衡）/mol·L−1 0.1−x 0.4−x x x 900℃时，K==1，解得x=0.008， 故达到平衡时A的转化率==80%。 固定容器中通入惰性气体氩气，反应混合物各组分的浓度不变，平衡不会发生移动，则平衡时A的转化率为不变； （3）a．该反应前后气体的物质的量不变，压强始终不变，故压强不随时间改变，不能说明到达平衡，故a错误；b．混合气体的总质量不变，容器的容积不变，故混合气体的密度始终不变，故气体的密度不随时间改变，不能说明到达平衡，故b错误；c．可逆反应到达平衡时，各组分的浓度不发生变化，故c（A）不随时间改变，说明到达平衡，故c正确；d．单位时间里生成C和D的物质的量相等，都表示正反应速率，反应始终按1：1生成C、D的物质的量，不能说明到达平衡，故d错误；答案选c。 （4）1200℃时，QC=< K=2.0，故平衡向正反应移动，此时v正大于v逆。 【答案】（1） ＞ （2）0.025mol/（L·s） 80% 不变 （3）c （4）大于 三、化学平衡常数的应用 （1）判断可逆反应进行程度的大小 K值越大，正反应进行的程度越大，反应物的转化率越大；K值越小，正反应进行的程度越小，反应物的转化率越小。 （2）判断可逆反应是否平衡及不平衡时反应进行的方向 Qc＜K，反应向正反应方向进行 Qc=K，反应处于平衡状态 Qc＞K，反应向逆反应方向进行 （3）判断反应的热效应 （4）有关计算 （1）利用平衡浓度计算平衡常数K； （2）利用K计算平衡浓度和转化率； （3）利用K判断某一时刻是否为平衡状态或v正、v逆的大小关系等。 化学平衡常数理解应注意的问题 （1）与化学方程式书写形式的关系： 对于同一可逆反应，正反应的平衡常数等于逆反应的平衡常数的倒数，即K正＝。若化学方程式中的化学计量数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会发生改变。如化学计量数扩大1倍，则K＝。 （2）与物质状态的关系： 由于固体或纯液体的浓度视为常数，所以在平衡常数表达式中不再写出。 ①稀溶液中进行的反应，如有水参加，由于水的浓度视为常数而不必出现在表达式中。 ②非水溶液中进行的反应，若有水参加或生成，则应出现在表达式中。 例题2（1）已知：①Fe(s)+l/2O2(g)===FeO(s) △H1=—272.0 kJ/mol 2Al(s)+3/2O2(g)==Al2O3(s) △H2=−1675.7 kJ/mol Al和FeO发生铝热反应的热化学方程式是________________。 （2）如图所示的装置中发生反应2A2(g)+B2(g)2C(g) △H=−akJ·mol−1（a＞0），已知P是可自由滑动的活塞。在相同温度时关闭K，向A、B容器中分别充入2molA2和1molB2两容器分别在500℃时达平衡，A中C的浓度为w1mol·L−1，放出热量 bkJ，B中C的浓度为w2mol·L−1，放出热量 ckJ。请回答下列问题： ①此反应的平衡常数表达式为__________；若将温度升高到700℃，反应的平衡常数将____________（填“增大”、“减小”或“不变”）。 ②比较大小：w1________w2（填“＞”、“＝”、“＜”），a、b、c由大到小的关系___________。 ③若打开K，一段时间后重新达平衡，容器B的体积将___________（填“增大”、“减小”或“不变”）。 ④若让A，B体积相等且固定P，在B中改充入4mol A2和2mol B2，在500℃时达平衡后C 的浓度为w3mol·L−1，则 w1，w3的关系___________。 ⑤能说明A中已达到平衡状态的是________（填序号，有一个或多个选项符合题意）。 a.v（C）=2v（B2） b.容器内气体压强保持不变 c.容器中气体的平均相对分子质量不随时间而变化 d.容器内的气体密度保持不变 【解析】（1）①Fe(s)+l/2O2(g)=FeO(s) △H1=—272.0 kJ/mol ②2Al(s)+3/2O2(g)=Al2O3(s) △H2=−1675.7 kJ/mol 根据盖斯定律，②−①×3得3FeO(s)+ 2Al(s)=Al2O3(s)+ 3Fe(s)，该反应的△H=△H2−3△H1=（−1675.7 kJ/mol）3（−272.0 kJ/mol）=859.7kJ/mol， 因此，本题正确答案是：3FeO(s)+ 2Al(s)=Al2O3(s)+ 3Fe(s) △H=—859.7kJ/mol； （2）①化学平衡常数；该反应是放热反应，温度升高，K减小，因此，本题正确答案是：；减小； ②A是恒容容器，B是恒压容器，反应2A2(g)+B2(g)2C(g)发生以后，气体的物质的量之和减小，所以B相当于在A的基础上加压，所以平衡向右移动，C的浓度增大，放出的热量增加，所以c>b，可逆反应不能进行完全，则a＞c＞b；因此，本题正确答案是：<，a＞c＞b； ③打开K后，因为B端的压强大于A端的压强，所以活塞P会向左移动，故B的体积减小，因此，本题正确答案是：减小； ④若让A，B体积相等且固定P，B中改充入4mol A2和2mol B2，是A加入气体的物质的量的2倍，B相当于与在A基础上增大压强，将体积缩小为原来的一半，但是压强增大会引起平衡的右移，所以w3＞2w1，因此，本题正确答案是：w3＞2w1； ⑤a、v（C）=2v（B2）不能证明正逆反应速率相等，故a错误；b、该反应是一个反应前后气体系数和变化的反应，所以容器内气体压强保持不变，证明反应达到了平衡，故b正确；c、容器中气体的平均相对分子质量M=，m不随时间而变化，该反应是一个反应前后气体系数和变化的反应，即n变化，故M不变证明达到了平衡，故c正确；d、容器内的气体密度=，m不随时间而变化，V始终保持不变，即密度始终不变，密度不变不能证明反应达到平衡状态，故d错误。故选bc。 【答案】（1）3FeO(s)+ 2Al(s)=Al2O3(s)+ 3Fe(s) △H=—859.7kJ/mol （2）① 减小 ②＜ a＞c＞b ③减小 ④w3＞2w1 ⑤bc 四、等效平衡 等效平衡与等同平衡的异同 条件 等效条件 结果 恒温恒容：反应前后气体体积不相等的可逆反应，aA(g)＋bB(g) cC(g)[Δn(g)≠0] 投料换算成相同物质表示的物质的量相同→回归定值 两次平衡时各组分百分含量、n、c均相同→完全相同→等同平衡 恒温恒容：反应前后气体体积相等的可逆反应，aA(g)＋bB(g)cC(g)[Δn(g)=0] 投料换算成相同物质表示的物质的量等比例→回归定比 两次平衡时各组分百分含量相同，n、c同比例变化→等效平衡 恒温恒压：所有有气体参加的可逆反应 投料换算成相同物质表示的物质的量等比例→回归定比 两次平衡时各组分百分含量相同、c相同，n同比例变化→等效平衡 例题3.已知2SO2(g)+O2(g)2SO3(g) ΔH=−197 kJ·mol-1。向同温、同体积的三个密闭容器中分别充入气体：（甲）2 mol SO2和1 mol O2；（乙）1 mol SO2和0.5 mol O2；（丙）2 mol SO3。恒温、恒容下反应达平衡时，下列关系一定正确的是 A．容器内压强p：p甲=p丙>2p乙 B．SO3的质量m：m甲=m丙>2m乙 C．c(SO2)与c(O2)之比k：k甲=k丙>k乙 D．反应放出或吸收热量的数值Q：Q甲=Q丙>2Q乙 【解析】根据等效平衡原理，甲容器与丙容器中的平衡属于等效平衡，平衡时有p甲=p丙，乙容器中的反应与甲容器的相比，若两个容器中SO2的转化率相同，则p甲=2p乙，因甲容器中的压强比乙容器中的压强大，故甲容器中SO2的转化率比乙容器中的大，p甲<2p乙，A错。同理分析知B正确。甲、乙两容器中，SO2、O2起始的物质的量之比与反应中消耗的物质的量之比均为2∶1，故平衡时两容器中c（SO2）与c（O2）之比相同，C错。由等效平衡原理知，Q甲+Q丙=ΔH，Q甲与Q丙不一定相等，D错。 【答案】B 课后习题 基础练 1．只改变一个影响因素，平衡常数K与化学平衡移动的关系叙述错误的是 A．K值不变，平衡可能移动 B．K值变化，平衡一定移动 C．平衡移动，K值可能不变 D．平衡移动，K值一定变化 2．[双选]将BaO2放入密闭的真空容器中，反应2BaO2(S)2BaO(s)+O2(g)达到平衡。保持温度不变，缩小容器容积，体系重新达到平衡，下列说法正确的是 A．平衡常数减小 B．BaO量不变 C．氧气压强不变 D．BaO2量增加 3．已知下列反应的平衡常数：①H2(g)+S(s) H2S(g)，K1；②S(s)+O2(g) SO2(g)，K2；则反应H2(g)+SO2(g) O2(g)+H2S(g)的平衡常数是 A．K1+K2 B．K1−K2 C．K1×K2 D．K1/K2 4．一定条件下，将3 mol A和1 mol B两种气体混合于固定容积为2 L的密闭容器中，发生如下反应： 3A(g)+B(g)xC(g)+2D(s)。2 min末该反应达到平衡，生成0.8 mol D，并测得C的浓度为0.2 mol/L。下列判断正确的是 A．从开始到平衡A的平均反应速率为0.3 mol/(Ls) B．从开始到平衡B的转化率为60% C．此反应的化学平衡常数表达式 D．若混合气体的密度不再改变时，该反应一定达到平衡状态 5．反应物和生成物均为气态的平衡体系，平衡常数表达式为K=，有关该平衡体系的说法正确的是 A．升高温度，该反应平衡常数K的变化无法判断 B．增大压强，W的质量分数增大 C．该反应的化学方程式为3Z(g)+2W(g)X(g)+2Y(g) D．增大X气体的浓度平衡向正反应方向移动 6．（1）丙烷（C3H8）是一种价格低廉的常用燃料，其主要成分是碳和氢两种元素，燃烧后只有二氧化碳和气态水，不会对环境造成污染。已知1 g丙烷完全燃烧放出50.45kJ的热量。丙烷在室温下燃烧的热化学方程式为____。 （2）高炉冶铁过程中，甲烷在催化反应室中产生水煤气(CO和H2)还原氧化铁，有关反应为： CH4(g)+CO2(g)===2CO(g)+2H2(g) ΔH＝+260 kJ·mol−1 已知：2CO(g)+O2(g)===2CO2(g) ΔH＝−566 kJ·mol−1 则2CH4(g)+ O2(g)=2CO(g)+4H2(g) ΔH＝___； （3）在密闭容器中充入A(g)和B(g)，它们的初始浓度均为2mol·L−1，在一定条件下发生反应：A(g)+B(g)2C(g) ΔH。该T1温度下，此反应的平衡常数为4， ①该反应的平衡常数的表达式为____。 ②A的转化率为_____。 ③若升温至T2时，此反应的平衡常数为1，判断该反应ΔH___0（填“>”或“<”）。 7．氢气是一种清洁能源。可由CO和水蒸气反应制备，其能量变化如下图所示。 （1）该反应为可逆反应。在800 ℃时，若CO的起始浓度为2.0 mol·L−1，水蒸气的起始浓度为3.0 mol·L−1，达到化学平衡状态后，测得CO2的浓度为1.2 mol·L−1，则此反应的平衡常数为___，随着温度升高该反应的化学平衡常数的变化趋势是___。（填“变大”、“变小”或“不变”） （2）某温度下，该反应的平衡常数为K=1/9。该温度下在甲、乙、丙三个恒容密闭容器中投入H2O(g)和CO(g)，其起始浓度如下表所示。下列判断不正确的是____(填字母)。 起始浓度 甲 乙 丙 c(H2O)/mol·L−1 0.010 0.020 0.020 c(CO)/mol·L−1 0.010 0.010 0.020 A．反应开始时，丙中的反应速率最快，甲中的反应速率最慢 B．平衡时，甲中和丙中H2O的转化率均是25% C．平衡时，丙中c(CO2)是甲中的2倍，是0.015 mol·L−1 D．平衡时，乙中H2O的转化率大于25% （3）一定条件下，可逆反应N2(g)+3H2(g)2NH3(g)　ΔH<0，达到平衡后： ①加催化剂，v(正)、v(逆)都发生变化，且变化的倍数______(填“相等”或“不相等”)。 ②缩小体积使体系压强增大，则v(正)_______，v(逆) ________(填“增大”、“减小”或“不变”)，v(正)变化的倍数______v(逆)变化的倍数(填“大于”、“小于”或“等于”)。 ③降温，v(正) ________，v(逆)_ _____(填“增大”、“减小”或“不变”)。 ④温恒压，再通入一定量的He，达到新平衡时，N2的转化率______，c(H2)将______(填“增大”、“减小”或“不变”)。 能力练 8．对于可逆反应A(g)＋2B(g)3C(g)＋D(s)，在1 L密闭容器中加入2 mol A和4 mol B，恒温恒容时达到化学平衡，A的物质的量为1 mol，则下列说法正确的是 A．若起始加入6 mol C和4 mol D，则达到化学平衡时，各种气体的物质的量之比为1∶2∶1 B．若起始加入3 mol C和0.5 mol D，则达到化学平衡时，各种气体的物质的量分数之比为1∶2∶3 C．该可逆反应达平衡时，A、B的转化率相等 D．若向密闭容器中再加入10 g A气体，则容器中气体总质量也增加10 g 9．二氧化硫的催化氧化原理为2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)。在一定压强下，反应混合体系在平衡状态时SO3的百分含量与温度的关系如图所示。下列说法不正确的是 A．反应2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)的△H＜0 B．在D点时v（正）＜v（逆） C．若B、C点的平衡常数分别为KB、KC，则KB＞KC D．恒温恒压下向平衡体系中通入氦气，平衡向左移动 10．某温度下，在一个2 L的密闭容器中加入4 mol A和2 mol B进行如下反应：3A(g)＋2B(g)4C(s)＋D(g)，反应2 min后达到平衡，测得生成1.6 mol C，下列说法正确的是 A．前2 min D的平均反应速率为0.2 mol·L－1·min－1 B．此时，B的平衡转化率是40% C．增大该体系的压强，平衡不移动，化学平衡常数不变 D．增加B，平衡向右移动，B的平衡转化率增大 11．在一定体积的密闭容器中进行如下化学反应：CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)，其化学平衡常数(K)和温度(t)的关系如下表所示： t/℃ 700 800 830 1 000 1 200 K 0.6 0.9 1.0 1.7 2.6 回答下列问题： （1）该反应的化学平衡常数表达式为K＝________。 （2）该反应为________(填“吸热”或“放热”)反应，理由是__________。 （3）能判断该反应达到化学平衡状态的依据是________。 A．容器中压强不变 B．混合气体中c(CO)不变 C．v正(H2)＝v逆(H2O) D．c(CO2)＝c(CO) （4）某温度下，平衡浓度符合下式：c(CO2)·c(H2)＝c(CO)·c(H2O)，试判断此时的温度为______℃。 （5）在800 ℃时，发生上述反应，某一时刻测得容器内各物质的浓度分别为c(CO2)为2 mol·L−1，c(H2)为1.5 mol·L−1，c(CO)为1 mol·L−1，c(H2O)为3 mol·L−1，则下一时刻，反应向_____(填“正向”或“逆向”)进行。 12．合成氨工业对国民经济和社会发展具有重要的意义。其原理为：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) ΔH＝−92.4 kJ/mol，据此回答以下问题： （1）①该反应的化学平衡常数表达式为K＝______________。 ②根据温度对化学平衡的影响规律可知，对于该反应，温度越高，其平衡常数的值越________。 （2）某温度下，若把10 mol N2与30 mol H2置于体积为10 L的密闭容器内，反应达到平衡状态时，测得混合气体中氨的体积分数为20%，则该温度下反应的K＝________(可用分数表示)。 （3）对于合成氨反应而言，下列有关图像一定正确的是(选填序号)________。 （4）相同温度下，有恒容密闭容器A和恒压密闭容器B，两容器中均充入1 mol N2和3 mol H2，此时两容器的体积相等。在一定条件下反应达到平衡状态，A中NH3的体积分数为a，放出热量Q1 kJ；B中NH3的体积分数为b，放出热量Q2 kJ。则：a________b(填“>”、“＝”或“<”，下同)，Q1________Q2，Q1________92.4。 真题练 13．[2019江苏]在恒压、NO和O2的起始浓度一定的条件下，催化反应相同时间，测得不同温度下NO转化为NO2的转化率如图中实线所示(图中虚线表示相同条件下NO的平衡转化率随温度的变化)。下列说法正确的是 A．反应2NO(g)+O2(g)2NO2(g)的ΔH>0 B．图中X点所示条件下，延长反应时间能提高NO转化率 C．图中Y点所示条件下，增加O2的浓度不能提高NO转化率 D．380℃下，c起始(O2)=5.0×10−4 mol·L−1，NO平衡转化率为50%，则平衡常数K>2000 14．[2018江苏卷]一定温度下，在三个容积相同的恒容密闭容器中按不同方式投入反应物，发生反应2SO2(g)+ O2(g)2SO3(g)(正反应放热)，测得反应的相关数据如下： 下列说法正确的是 A．v1< v2，c2< 2c1 B．K1> K3，p2> 2p3 C．v1< v3，α1(SO2 ) >α3(SO2 ) D．c2> 2c3，α2(SO3 )+α3(SO2 )<1 15．[2017江苏]温度为T1时，在三个容积均为1 L的恒容密闭容器中仅发生反应：2NO2(g) 2NO(g)+O2(g)(正反应吸热)。实验测得：v正= v(NO2)消耗=k正c2(NO2)，v逆=v(NO)消耗=2v(O2)消耗=k逆c2(NO)·c(O2)，k正、k逆为速率常数，受温度影响。下列说法正确的是 A．达平衡时，容器Ⅰ与容器Ⅱ中的总压强之比为4∶5 B．达平衡时，容器Ⅱ中比容器Ⅰ中的大 C．达平衡时，容器Ⅲ中NO的体积分数小于50% D．当温度改变为T2时，若k正=k逆，则 T2> T1 16．[2017天津]常压下羰基化法精炼镍的原理为：Ni(s)+4CO(g)Ni(CO)4(g)。230℃时，该反应的平衡常数K=2×10−5。已知：Ni(CO)4的沸点为42.2℃，固体杂质不参与反应。 第一阶段：将粗镍与CO反应转化成气态Ni(CO)4； 第二阶段：将第一阶段反应后的气体分离出来，加热至230℃制得高纯镍。 下列判断正确的是 A．增加c(CO)，平衡向正向移动，反应的平衡常数增大 B．第一阶段，在30℃和50℃两者之间选择反应温度，选50℃ C．第二阶段，Ni(CO)4分解率较低 D．该反应达到平衡时，v生成[Ni(CO)4]=4v生成(CO) 17．[2019新课标Ⅱ节选]环戊二烯（）是重要的有机化工原料，广泛用于农药、橡胶、塑料等生产。回答下列问题： （1）已知：(g) (g)+H2(g) ΔH1=100.3 kJ·mol −1 ① H2(g)+ I2(g) 2HI(g) ΔH2=−11.0 kJ·mol −1 ② 对于反应：(g)+ I2(g) (g)+2HI(g) ③ ΔH3=___________kJ·mol −1。 （2）某温度下，等物质的量的碘和环戊烯（）在刚性容器内发生反应③，起始总压为105Pa，平衡时总压增加了20%，环戊烯的转化率为_________，该反应的平衡常数Kp=_________Pa。达到平衡后，欲增加环戊烯的平衡转化率，可采取的措施有__________（填标号）。 A．通入惰性气体 B．提高温度 C．增加环戊烯浓度 D．增加碘浓度 （3）环戊二烯容易发生聚合生成二聚体，该反应为可逆反应。不同温度下，溶液中环戊二烯浓度与反应时间的关系如图所示，下列说法正确的是__________（填标号）。 A．T1＞T2 B．a点的反应速率小于c点的反应速率 C．a点的正反应速率大于b点的逆反应速率 D．b点时二聚体的浓度为0.45 mol·L−1 18．[2019新课标Ⅲ节选]近年来，随着聚酯工业的快速发展，氯气的需求量和氯化氢的产出量也随之迅速增长。因此，将氯化氢转化为氯气的技术成为科学研究的热点。回答下列问题： （1）Deacon发明的直接氧化法为：4HCl(g)+O2(g)=2Cl2(g)+2H2O(g)。下图为刚性容器中，进料浓度比c(HCl) ∶c(O2)分别等于1∶1、4∶1、7∶1时HCl平衡转化率随温度变化的关系： 可知反应平衡常数K（300℃）____________K（400℃）（填“大于”或“小于”）。设HCl初始浓度为c0，根据进料浓度比c(HCl)∶c(O2)=1∶1的数据计算K（400℃）=____________（列出计算式）。按化学计量比进料可以保持反应物高转化率，同时降低产物分离的能耗。进料浓度比c(HCl)∶c(O2)过低、过高的不利影响分别是____________。 （2）Deacon直接氧化法可按下列催化过程进行： CuCl2(s)=CuCl(s)+Cl2(g) ΔH1=83 kJ·mol-1 CuCl(s)+O2(g)=CuO(s)+Cl2(g) ΔH2=-20 kJ·mol-1 CuO(s)+2HCl(g)=CuCl2(s)+H2O(g) ΔH3=-121 kJ·mol-1 则4HCl(g)+O2(g)=2Cl2(g)+2H2O(g)的ΔH=_________ kJ·mol-1。 （3）在一定温度的条件下，进一步提高HCl的转化率的方法是______________。（写出2种） 1.D 2.CD 3.D 4.D 5.AC 6.（1）C3H8(g)+5O2(g)=3CO2(g)+4H2O(l) ΔH＝−2219.8kJ·mol−1 （2）−46 kJ·mol−1 （3）①K= ②50% ③< 7．（1）1 变小 （2）CD （3）①相等 ②增大 增大 大于 ③减小 减小 ④减小 减小 8．C 9．B 10．B 11.（1）c(CO)∙c(H2O)/c(CO2)∙c(H2) （2）吸热　 温度升高，K值增大，平衡向正反应方向移动 （3）BC　 （4）830 （5）逆向 12.（1）① ②小 （2） （3）a、c （4）< < < 13．BD 14．CD 15．CD 16．B 17．（1）89.3 （2）40％ 3.56×104 BD （3）CD 18.（1）大于 O2和Cl2分离能耗较高、HCl转化率较低 （2）﹣116 （3）增加反应体系压强、及时除去产物 第四节 化学反应进行的方向 一、自发过程与自发反应 1. 自发过程 (1) 含义：在一定条件下，不用借助于外力就可以_________的过程。 (2) 特点： ① 体系趋向于从_______状态转变为_______状态(体系对外部做功或释放热量)。 ② 在密闭条件下，体系有从_________自发转变为_________的倾向。 2. 自发反应 在一定条件下无需外界帮助就能_________的反应。 二、化学反应进行方向的判据 1．焓判据 (1)放热反应过程中体系能量_________，具有自发进行的倾向，因此可用_________来判断反应进行的方向。 (2)局限性： 有些吸热反应，也能自发进行。 ① 2N2O5(g)4NO2(g)+O2(g) ΔH=+56.7 kJ/mol； ② (NH4)2CO3(s)NH4HCO3(s)+NH3(g) ΔH=+74. 9 kJ/mol 2．熵判据 (1)熵 用来度量体系________程度的物理量。熵值越大，________程度越大。符号为________，单位为“J/(mol • K)”。 (2) 熵值大小的比较 同一种物质不同状态时熵值大小为S(g)_____S(l)_____S(s)。 (3) 熵增原理 在与外界隔绝的体系中，自发过程将导致体系的熵_____，即熵变(符号ΔS)______零。 (4) 熵判据 体系有自发地向混乱度________(即________)的方向转变的倾向，因此可用________来判断反应进行的方向。 (5) 局限性 有些熵值减小的反应，在一定条件下也能自发进行。 2Al(s) + Fe2O3(s)Al2O3(s) + 2Fe(s) ΔS=−39.35 J/(mol • K)。 该反应是熵减过程，但在高温下能自发进行。 3．复合判据 研究表明，在温度、压强一定的条件下，化学反应的方向是反应焓变和熵变共同影响的结果。 (1) 若________反应一定能自发进行。 (2) 若ΔH＜0，ΔS＜0或ΔH＞0，ΔS＞0，反应能否自发进行与反应的________有关。 (3) 若ΔH＞0，ΔS＜0反应一定不能自发进行。 1. (1)自动进行(2)①高能 ②低能 有序 无序 2. 自发进行 1. (1)降低 焓变 2. (1)混乱 混乱 S (2)＞ ＞ (3)增大 ＞(4)增加 熵增 熵变 3. (1)ΔH＜0，ΔS＞0 (2)温度 一、自发过程与自发反应的特点和应用 1．自发过程具有方向性，如果某个方向的反应在一定条件下是自发的，则其逆方向的反应在该条件下肯定不自发，如铁器暴露于潮湿的空气中会生锈是自发的，而铁锈变为铁在该条件下肯定不是自发的。 2．要想使非自发过程发生，则必须对它做功，如利用水泵可把水从低处升到高处，通电可将水分解生成氢气和氧气。 3．自发过程和自发反应的应用 自发过程和自发反应的应用可被用来做有用功。如向下流动的水可推动机器，锌与硫酸铜溶液的反应可被设计成原电池，可根据氢气的燃烧反应设计成燃料电池。 【点睛】过程的自发性只能用于判断过程的方向，不能确定过程是否一定会发生和过程发生的速率。如涂有防锈漆和未涂防锈漆的钢制容器，其发生腐蚀过程的自发性是相同的，但只有后者可以实现。 例题1 下已知反应FeO(s) +C(s)= CO(g) + Fe(s) ΔH＞0，（假设ΔH，ΔS不随温度变化而变化），下列叙述中正确的是 A．高温下为自发过程，低温下为非自发过程 B．任何温度下为非自发过程 C．低温下为自发过程，高温下为非自发过程 D．任何温度下为自发过程 【解析】ΔH＞0，ΔS＞0，低温下，ΔG=ΔH−TΔS＞0，不能反应自发进行，高温下，ΔG=ΔH−TΔS＜0，能反应自发，故A正确；B、C、D错误；故答案为A。 【答案】A 二、如何判断化学反应能否自发进行 1．在一定条件下，一个化学反应能否自发进行，既与焓变有关，又与熵变有关。 在恒温、恒压下，反应是否自发进行，由ΔG=ΔH−TΔS的值来决定。 2．焓和熵的变化都只取决于体系的始态和终态，与变化的途径无关。 3．复合判据只适用于判断恒温、恒压下的反应能否自发进行，不适用于判断其他条件下的反应能否自发进行。 4．反应的自发性只能用于判断反应的方向性，反应能否实现，还要看具体条件。过程的自发性只是一种趋势，如高处的水有流下的趋势，但未必会流下。 例题2 金属锡的冶炼常用焦炭作还原剂：SnO2+2C===Sn+2CO↑，反应过程中能量的变化如图所示。下列有关该反应的ΔH、ΔS的说法中正确的是 A．ΔH<0 ΔS<0 B．ΔH>0 ΔS>0 C．ΔH<0 ΔS>0 D．ΔH>0 ΔS<0 【解析】ΔH是焓变，看吸热反应还是放热反应；ΔS是熵变，可以看气体数目增加还是减少。该反应的正反应方向是个体系的混乱程度增大的反应，故ΔS＞0；由于反应物的能量比生成物的少，所以正反应是吸热反应，ΔH＞0，故B正确；答案选B。 【答案】B 课后习题 基础练 1．下列过程属于自发过程的是 A．水由高处流向低处 B．水分解成H2和O2 C．CH4和O2混合后立即燃烧 D．CO气体分解为C和O2 2．下列关于化学反应方向的说法正确的是 A．凡是放热反应都是自发反应 B．凡是熵增大的反应都是自发反应 C．凡是吸热反应都不是自发反应 D．反应是否自发，不只与反应热有关 3．下列有关反应限度的叙述正确的是 A．使用催化剂，可降低反应的活化能，加快反应速率，改变反应限度 B．依据焓判据：NH4HCO3受热分解可自发进行 C．大多数化学反应在一定条件下都有一定的限度 D．FeCl3与KSCN反应达到平衡时，向其中滴加少量KCl溶液，则溶液颜色变深 4．某反应AB+C 在室温下不能自发进行，在高温下能自发进行，对该反应过程的焓变(ΔH)、熵变(ΔS)的判断正确的是 A．ΔH<0、ΔS>0 B．ΔH>0、ΔS<0 C．ΔH>0、ΔS>0 D．ΔH<0、ΔS<0 5．下列反应中，熵显著增加的反应是 A．CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) B．CaCO3+2HClCaCl2+H2O+CO2↑ C．C(s)+O2(g) CO2(g) D．2Na(s)+O2(g) Na2O(s) 6．下列反应中，熵值减小的是 A．(NH4)2CO3(s)NH4HCO3(s)+NH3(g) B．2N2O5(g)4NO2 (g)+O2 (g) C．MgCO3(s)MgO(s)+CO2 (g) D．2CO(g)2C(s)+O2(g) 7．下列反应均可在室温下自发进行，其中ΔH＞0，ΔS＞0的是 A．4Fe(s)+3O2(g)=2Fe2O3(s) B．NH3(g)+HCl(g)=NH4Cl(s) C．(NH4)2CO3(s)=NH4HCO3(s)+NH3(g) D．2Cu(s)+CO2(g)+O2(g)+H2O(g)=Cu2(OH)2CO3(s) 8．下列有关说法正确的是 A．CaCO3(s) =CaO(s)+CO2(g)室温下不能自发进行，说明该反应的ΔH＜0 B．水的离子积常数Kw随着温度的升高而增大，说明水的电离是放热反应 C．N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH＜0，其他条件不变时升高温度，反应速率Ｖ(H2)和氢气的平衡转化率均增大 D．升高温度能使化学反应速率增大的主要原因是增加了反应物中活化分子的百分数 9．自由能变化(ΔG)是反应方向判断的复合判据:ΔG=ΔH-TΔS，ΔG<0时反应自发进行。已知某化学反应其ΔH=-122 kJ·mol-1，ΔS=+231 J·mol-1·K-1，则此反应在下列哪种情况下可自发进行 A．在任何温度下都能自发进行 B．在任何温度下都不能自发进行 C．仅在高温下自发进行 D．仅在低温下自发进行 10．下列说法正确的是 A．自发反应的熵一定增大，非自发反应的熵一定减小 B．吸热的熵增加反应一定能自发进行 C．反应2Mg(s)+CO2(g)===C(s)+2MgO(s)能自发进行，则该反应的ΔH>0 D．常温下，反应C(s)+CO2(g)2CO(g)不能自发进行，则该反应的ΔH>0 11．下列说法正确的是 A．ΔH<0、ΔS>0的反应在温度低时不能自发进行 B．两种物质反应，无论方程式的书写形式如何，平衡常数均不变 C．NH4HCO3(s)====NH3(g)+H2O(g)+CO2(g) ΔH=+185.57 kJ·mol−1能自发进行，原因是体系有自发地向混乱度增加的方向转变的倾向 D．增大反应物浓度，使活化分子百分数增加，化学反应速率增大 12．下列反应常温时能自发进行，并既能用焓判据又能用熵判据解释的是 A．HCl(g)+NH3(g) NH4Cl(s) B．2KClO3(s) 2KCl(s)+3O2(g) C．2Na2O2+2H2O 4NaOH+O2↑ D．Ba(OH)2·8H2O+2NH4Cl BaCl2+ 2NH3↑+10H2O 13．反应FeO(s)+C(s)Fe(s)+CO(g)  ΔH＞0、ΔS＞0，下列说法正确的是 A．低温下自发进行，高温下非自发进行 B．高温下自发进行，低温下非自发进行 C．任何温度下均为非自发进行 D．任何温度下均为自发进行 能力练 14．[2019天津]多晶硅是制作光伏电池的关键材料。以下是由粗硅制备多晶硅的简易过程。 回答下列问题： Ⅰ．硅粉与在300℃时反应生成气体和，放出热量，该反应的热化学方程式为________________________。的电子式为__________________。 Ⅱ．将氢化为有三种方法，对应的反应依次为： ① ② ③ （1）氢化过程中所需的高纯度可用惰性电极电解溶液制备，写出产生的电极名称______（填“阳极”或“阴极”），该电极反应方程式为________________________。 （2）已知体系自由能变，时反应自发进行。三个氢化反应的与温度的关系如图1所示，可知：反应①能自发进行的最低温度是____________；相同温度下，反应②比反应①的小，主要原因是________________________。 （3）不同温度下反应②中转化率如图2所示。下列叙述正确的是______（填序号）。 a．B点： b．：A点点 c．反应适宜温度：℃ （4）反应③的______（用，表示）。温度升高，反应③的平衡常数______（填“增大”、“减小”或“不变”）。 （5）由粗硅制备多晶硅过程中循环使用的物质除、和外，还有______（填分子式）。 1.A 2.D 3.C 4.C 5.B 6.D 7.C 8.D 9.A 10.D 11.C 12.C 13.B 14.Ⅰ． Ⅱ． （1）阴极 或 （2）1000℃ 导致反应②的小 （3）a、c （4） 减小 （5）、 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 弱电解质的电离 一、强弱电解质 实验名称 等浓度的盐酸、醋酸溶液酸性的比较 实验装置 —— 实验原理 Mg+2H+=Mg2++H2↑，Mg+2CH3COOH=Mg2++2CH3COO−+H2↑ 实验用品 1.0 mol/L盐酸溶液、1.0 mol/L醋酸溶液；pH试纸、试管、胶头滴管。 实验步骤 分别取等体积的1.0 mol/L盐酸溶液和1.0 mol/L醋酸溶液与等量的镁条反应，观察实验现象，并测定这两种酸的pH。 实验现象 盐酸溶液中剧烈反应，产生大量气泡，醋酸溶液中缓慢反应，产生少量气泡。1.0 mol/L盐酸溶液的pH为0，1.0 mol/L醋酸溶液的pH为2。 实验结论 ①反应的剧烈程度和pH都有差别，说明两溶液中的H+浓度是不同的。 ②盐酸溶液中的现象更为剧烈，说明盐酸中H+浓度比醋酸中H+浓度大，即HCl的电离程度大于CH3COOH的电离程度。 HCl在水中电离示意图 CH3COOH在水中电离示意图 1．电解质与非电解质 （1）电解质：在________________能导电的化合物。 （2）非电解质：在________________都不导电的化合物。 2．强电解质和弱电解质 （1）强电解质 ①定义：在水溶液中____________的电解质。 ②常见的强电解质：_______、_______和______________。 （2）弱电解质 ①定义：在水溶液中______________的电解质。 ②常见的弱电解质：_______、_______和水。 二、弱电解质的电离平衡 1．电离平衡状态的含义 在一定条件(如温度、浓度一定)下，弱电解质在溶液中_______________的速率和__________________的速率______，电离过程就达到了平衡状态。 提醒：一定条件下，弱电解质达到电离平衡后，还会继续电离，只是电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等。 2．强、弱电解质电离方程式的书写规则 （1）强电解质完全电离，在写电离方程式时，用“”。 H2SO4：_______________________________________。 Ba(OH)2：_______________________________________。 NH4Cl：_______________________________________。 （2）弱电解质部分电离，在写电离方程式时，用“”。 ①一元弱酸、弱碱一步电离。 CH3COOH：____________________。NH3·H2O：____________________。 ②多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并(其中以第一步电离为主)。 H2CO3：____________________(主)，_______________________________(次)。 ③多元弱碱分步电离(较复杂)，在中学阶段要求一步写出。 Fe(OH)3：_______________________。Cu(OH)2：_______________________。 三、电离常数 1．表示方法 对于ABA++B−，K=____________________。 2．K的意义 表征了弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度__________。多元弱酸只考虑__________。 3．影响因素 K只与电解质的性质和温度有关，对同一弱电解质，温度一定，电离常数一定。 实验名称 醋酸与饱和硼酸溶液酸性比较 实验装置 实验原理 Na2CO3+2CH3COOH=2CH3COONa+H2O+CO2↑ 实验用品 0.1 mol/L醋酸、饱和硼酸溶液、1 mol/L碳酸钠溶液；铁架台、试管、胶头滴管。 实验步骤 向两支洁净的试管中分别加入0.1 mol/L醋酸、饱和硼酸溶液，然后分别向两支试管中加入1 mol/L的碳酸钠溶液，观察实验现象。 实验现象 醋酸溶液中产生气泡，硼酸溶液中无气泡产生。 实验结论 ①醋酸能与碳酸钠溶液反应，放出CO2气体，而硼酸不能。 ②酸性强弱：CH3COOH>H2CO3>H3BO3。 实验说明 为使实验现象更加明显，易于观察，滴加顺序必须为向酸溶液中滴加碳酸钠。 【答案】一、1．（1）水溶液中或熔融状态下 （2）水溶液中和熔融状态下 2．（1）能够全部电离 硫酸 氢氧化钠 氯化钠（或其他合理答案） （2）不能全部电离 醋酸 一水合氨（或其他合理答案） 二、1．电离成离子 离子结合成弱电解质分子 相等 2．（1）H2SO42H++ Ba(OH)2Ba2++2OH− NH4Cl+Cl− （2）①CH3COOHCH3COO−+H+ NH3·H2O+OH− ②H2CO3H++ H++ ③Fe(OH)3Fe3++3OH− Cu(OH)2Cu2++2OH− 三、1． 2．越大 第一步电离 一、一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较 强酸与弱酸(或强碱与弱碱)由于电离程度的不同，在很多方面表现出不同的性质，以盐酸和醋酸为例。 等物质的量浓度的盐酸(a)与醋酸(b) 等pH的盐酸(a) 与醋酸(b) pH或物质的量浓度 pH：a<b 物质的量浓度：a<b 溶液导电性 a>b a＝b 水的电离程度 a<b a＝b c(Cl−)与c(CH3COO−)大小 c(Cl−)> c(CH3COO−) c(Cl−)＝c(CH3COO−) 等体积溶液中和NaOH的量 a＝b a<b 分别加该酸的钠盐固体后pH a：不变 b：变大 a：不变 b：变大 开始与金属反应的速率 a>b 相同 等体积溶液与过量活泼金属产生H2的量 相同 a<b 判断弱电解质的三个思维角度 角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如测0.1 mol·L−1的CH3COOH溶液的pH>1。 角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍1<pH<2。 角度三：弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象： （1）配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞试液。现象：溶液变为浅红色。 （2）用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。现象：pH>7。 例题1. 下列事实一定能证明HNO2是弱电解质的是 ①常温下HNO2溶液的pH小于7 ②用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗 ③HNO2和NaCl不能发生反应 ④0.1mol/L HNO2溶液的pH=2.1 ⑤NaNO2和H3PO4反应，生成HNO2 ⑥pH=1的 HNO2溶液稀释至100倍，pH约为2.8 A．①④⑤⑥ B．④⑤⑥ C．①②③④ D．全部 【解析】①常温下HNO2溶液的pH小于7，只能证明其为酸，不能证明其为弱酸，故①错误；②溶液的导电性与离子浓度成正比，用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗，只能说明溶液中离子浓度很小，不能说明亚硝酸的电离程度，所以不能证明亚硝酸为弱电解质，故②错误；③HNO2和NaCl不能发生反应，只能说明不符合复分解反应的条件，但不能说明是弱酸，故③错误；④常温下0.1 mol•L−1 HNO2溶液的pH=2.1，说明亚硝酸不完全电离，溶液中存在电离平衡，所以能说明亚硝酸为弱酸，故④正确；⑤强酸可以制取弱酸，NaNO2和H3PO4反应，生成HNO2，说明HNO2的酸性弱于H3PO4，所以能说明亚硝酸为弱酸，故⑤正确；⑥常温下pH=1的HNO2溶液稀释至100倍，pH约为2.8说明亚硝酸中存在电离平衡，所以能说明亚硝酸为弱酸，故⑥正确；能证明HNO2是弱电解质有④⑤⑥，故选B。 【答案】B 二、影响弱电解质电离平衡的因素 内因 弱电解质本身的性质，是决定因素 外因 温度 电离是吸热过程。温度升高，电离程度增大；反之，电离程度减小 浓度 增大弱电解质的浓度，电离平衡向电离方向移动 加水稀释，电离平衡向电离方向移动 同离子效应 在弱电解质溶液中加入与弱电解质电离出相同离子的强电解质，电离平衡向生成弱电解质分子 的方向移动 化学反应 若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，电离平衡向电离方向移动 1．电离平衡属于化学平衡，当外界条件改变时，弱电解质的电离平衡也会发生移动，平衡移动也遵循勒夏特列原理。加入参与平衡建立的某种微粒，其浓度一定增大；减少参与平衡建立的某种微粒，其浓度一定减小，即“加谁谁大”、“减谁谁小”。 2．由于弱电解质是部分电离的，故溶液中的离子浓度小于弱电解质分子的浓度。 3．相同条件下，温度越高，弱电解质的电离程度越大，电离产生的离子浓度越大。相同条件下，浓度越大，弱电解质的电离程度越小，但电离产生的离子浓度越大。 4．加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使电离平衡向电离方向移动，但加水稀释时弱电解质的电离程度增大，而增大浓度时弱电解质的电离程度减小。 例题2. 25 ℃时，把0.2 mol·L−1的醋酸加水稀释，则图中的纵轴y表示的是 A．溶液中H+的物质的量 B．溶液中的c(CH3COO−)/c(CH3COOH) C．溶液的导电能力 D．CH3COOH的电离程度 【解析】A. 加水稀释醋酸，促进醋酸的电离，但溶液体积增加的程度更大，所以溶液中H+的物质的量增加，A错误；B. 温度不变，电离常数不变，溶液中c(CH3COO−)/c(CH3COOH)＝Ka/c(H+)，由于氢离子浓度减小，所以该比值增大，B错误；C. 加水稀释醋酸，促进醋酸的电离，但溶液体积增加的程度更大，氢离子浓度减小，所以溶液的导电能力逐渐减小，C正确；D. 加水稀释醋酸，促进醋酸的电离，CH3COOH的电离程度变大，D错误；答案选C。 【答案】C 三、电离常数的计算及应用 1．电离常数的意义 根据电离常数数值的大小，可以估算弱电解质电离的程度，K值越大，电离程度越大，弱酸酸性越强。如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。 2．电离常数的影响因素 （1）电离常数随温度的变化而变化，但由于电离过程热效应较小，温度改变对电离常数影响不大，其数量级一般不变，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响。 （2）电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数是不会改变的。 3．有关电离平衡常数的计算 以弱酸HX为例： （1）已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数 HX　　　　H＋　＋　X− 起始：c(HX)　　　　　 　 0　　　　0 平衡：c(HX)−c(H＋)　 c(H＋)　　c(H＋) 则：K＝＝ 由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)−c(H＋)≈c(HX)，则K＝，代入数值求解即可。 （2）已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋) HX　　　　H＋　＋　X− 起始：c(HX)　　　　　 　 0　　　　0 平衡：c(HX)−c(H＋)　 c(H＋)　　c(H＋) 则：K＝＝ 由于c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)−c(H＋)≈c(HX)，则：c(H＋)＝，代入数值求解即可。 例题3. 常温下向0.1mol·L−1CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa晶体时，会引起 A．溶液中的c(H+)减小 B．电离平衡左移，电离常数减小 C．溶液的导电能力减弱 D．溶液中的c(OH−)减小 【解析】A.向醋酸溶液中加入少量的醋酸钠晶体，醋酸根离子浓度增大，会使醋酸电离平衡逆向移动，使氢离子浓度降低，故A选；B.电离平衡常数只和温度有关，所以加入醋酸钠晶体，电离平衡常数不变，故B不选；C.由于加入了强电解质醋酸钠，水溶液中自由移动离子浓度增大，导电能力增强，故C不选；D.溶液中氢离子浓度减小，氢离子和氢氧根离子浓度乘积是一个常数，所以溶液中氢氧根离子浓度增大，故D不选。故选A。 【答案】A 课后习题 基础练 1．下列有关电解质的说法正确的是 A．强电解质一定是离子化合物 B．易溶性强电解质的稀溶液中不存在溶质分子 C．强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质强 D．由于硫酸钡难溶于水，所以硫酸钡是弱电解质 2．下列各组物质中，前者为强电解质，后者为弱电解质的是 A．硫酸、氯化镁 B．碳酸、碳酸钠 C．碳酸氢钠、醋酸 D．氢氧化钠、氨气 3．可以判定某酸是强电解质的组合是 ①该酸加热至沸腾也不分解 ②该酸可溶解氢氧化铜 ③该酸可跟石灰石反应放出CO2 ④该酸是共价化合物 A．①②③ B．①②④ C．②③④ D．都不是 4．在含少量酚酞的0.1 mol·L-1氨水中加入少量NH4Cl晶体，则溶液颜色 A．变蓝色 B．变深 C．变浅 D．不变 5．氢氰酸（HCN）的下列性质中，能证明它是弱酸的是 A．HCN 易溶于水 B．HCN溶液的导电性比盐酸的弱 C．25 ℃时1mol/L HCN溶液pH约为3 D．10 mL 1mol/L HCN溶液恰好与10 mL 1mol/L NaOH溶液完全反应 6．在醋酸溶液中，CH3COOH的电离达到平衡的标志是 A．溶液显电中性 B．溶液中无CH3COOH C．氢离子浓度恒定不变 D．c(H+)=c(CH3COO−) 7．将0.1mol•L−1的NH3•H2O溶液加水稀释，下列说法正确的是 A．c(NH4+)∶c(NH3•H2O)比值增大 B．所有离子浓度均减小 C．c(OH−)∶c(NH3•H2O)比值减小 D．电离常数增大 8．写出下列电离方程式： （1）HCIO______________________________________________________________。 （2）H2CO3______________________________________________________________。 （3）NaHSO4溶液_________________________________________________________。 （4）NaHSO3溶液_________________________________________________________。 （5）熔融NaHSO4_________________________________________________________。 能力练 9．为了证明醋酸是弱电解质，某同学开展了题为“醋酸是弱电解质的实验探究”的探究活动。该同学设计了如下方案，其中错误的是 A．先配制0.10 mol/L CH3COOH溶液，再测溶液的pH，若pH大于1，则可证明醋酸为弱电解质 B．先配制0.01 mol/L和0.10 mol/L的CH3COOH，再分别用pH计测它们的pH，若两者的pH相差小于1个单位，则可证明醋酸是弱电解质 C．取等体积、等pH的CH3COOH的溶液和盐酸分别与足量锌反应，测得反应过程中醋酸产生H2速率较慢且最终产生H2较多，则可证明醋酸为弱电解质 D．配制一定量的CH3COONa溶液，测其pH，若常温下pH大于7，则可证明醋酸是弱电解质 10．下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10−5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10−3)在水中的电离程度与浓度关系的是 A　　　 　　 　B　　　　 　C　　 　　　　D 11．某浓度的氨水中存在下列平衡：NH3•H2ONH4++OH−，若想增大NH4+的浓度，而不增加OH−的浓度，应采取的措施是 ①适当升高温度   ②加入NH4Cl 固体   ③通入NH3  ④加入少量盐酸 A．①② B．②③ C．③④ D．②④ 12．已知室温时，0.1 mol·L−1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是 A．该溶液的pH＝4 B．升高温度，溶液的pH增大 C．此酸的电离常数约为1×10−7 D．由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的106倍 13．常温下，0.1 mol·L−1 HA溶液中c(H+)=10−3mol·L−1，下列说法中正确的是 A．HA是一种强酸 B．相同浓度的HCl溶液与HA溶液，后者的导电能力更强 C．在HA溶液中存在：c(H+)＝c(A−)+c(OH−) D．中和同体积同浓度的HCl和HA溶液，消耗同浓度的NaOH溶液的体积不同 14．下列有关电解质溶液的说法正确的是 A．向0.1mol·L−1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中 减小 B．向0.1mol·L−1的氨水中加入少量硫酸铵固体，则溶液中减小 C．向一定浓度的醋酸溶液中加水稀释，则溶液中 增大 D．40℃时，在氨−水体系中不断通入CO2，随着CO2的通入， 不断增大 15．某一元弱酸（用HA表示）在水中的电离方程式是HAH++A−，回答下列问题： （1）向纯水中加入适量HA，水的电离平衡将向________（填“正”、“逆”）反应方向移动，理由是_______。 （2）若向⑴所得溶液中加入适量NaCl溶液，以上平衡将向________（填“正”、“逆”）反应方向移动，溶液中c(A−)将____________（填“增大”、“减小”或“不变”），溶液中c(OH−)将____________（填“增大”、“减小”或“不变”）。 （3）在25 ℃下，将a mol·L−1的氨水与0.01 mol·L−1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c(NH)=c(Cl−)，则溶液显________性（填“酸”、“碱”或“中”），a_____0.01（填“大于”、“小于”或“等于”）；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝________。 真题练 16．[2019新课标Ⅲ]设NA为阿伏加德罗常数值。关于常温下pH=2的H3PO4溶液，下列说法正确的是 A．每升溶液中的H+数目为0.02NA B．c(H+)= c()+2c()+3c()+ c(OH−) C．加水稀释使电离度增大，溶液pH减小 D．加入NaH2PO4固体，溶液酸性增强 1.B 2.C 3.D 4.C 5.C 6.C 7.A 8.（1）HClOH+ + CIO− （2）H2CO3H++ （3）NaHSO4Na++H++ （4）NaHSO3Na+ + （5）NaHSO4Na++ 9.C 10.B 11.D 12.B 13.C 14.B 15.（1）逆 c(H+)增大，平衡向减小c(H+)的方向即逆反应方向移动 （2）正 减小 增大 （3）中 大于 10−9/(a−0.01)mol·L−1 16.B 第二节 水的电离和溶液的酸碱性 第1课时 水的电离和溶液的酸碱性 酸酸甜甜的西红柿，是很多人喜欢吃的。它既可以当水果吃，也可以烹调。除可以吃外，我们还可以利用它来做试验，把铜片和铝片插在西红柿里，连接一个小灯泡或一个灵敏电流计。你就会发现灯泡亮，电流计指针发生偏转，这说明西红柿能导电。那西红柿为什么能导电呢？这是因为西红柿的汁液本身就是电解质溶液，这些汁液是酸性的还是碱性的？学完本节后，我们就知道如何测定溶液的酸碱性了！ 一、水的电离 1．水的微弱电离 水的分子结构示意图 （1）水是一种极弱的电解质。 （2）水分子电离过程示意图： （3）水的电离平衡常数为K电离=___________________。 2．水的离子积常数 （1）表达式：Kw =__________。 （2）影响因素：水的离子积KW只受温度的影响，温度升高，Kw ___________。在室温(25℃)时，KW =________。 （3）适用范围：Kw不仅适用于________，也适用于_______________________。 提醒：Kw只受温度的影响，不受溶液酸、碱性的影响，温度不变，Kw不变。 二、溶液的酸碱性与pH 1．判断溶液酸碱性的依据 _________和_________的相对大小。 2．溶液的酸碱性与pH的关系 pH=________，pH越小，溶液的酸性越________，碱性越________，pH的适用范围是________。 3．溶液pH的测定方法 溶液pH的测定方法有________法、________法、pH计法。 一、（3） 2．（1）c(H+)·c(OH−) （2）增大 1.0×10−14 （3）纯水 稀的电解质水溶液 二、1．c(H+) c(OH−) 2．（1）–lgc(H+) 强 弱 c(H+)和c(OH−)都比较小的稀溶液（＜1 mol/L） 3．广泛pH试纸 精密pH试纸 一、水电离平衡的影响因素 水的电离：H2OH＋＋OH－　ΔH>0 条件变化 移动方向 c(H＋) c(OH－) KW 电离程度 影响 升高温度 右移 增大 增大 增大 增大 促进 加酸 左移 增大 减小 不变 减小 抑制 加碱 左移 减小 增大 不变 减小 抑制 加活泼金 属如Na 右移 减小 增大 不变 增大 促进 例题1 常温下，某溶液中由水电离的c(H+)=1×10−13mol·L−1，该溶液可能是：①盐酸、②氯化铵溶液、③硝酸钠溶液、④氢氧化钠溶液中的 A．①④ B．①② C．②③ D．③④ 【解析】酸、碱或强酸酸式盐都抑制水电离，含有弱离子的盐促进水电离，常温下，某溶液中由水电离的c(H+）=1×10−13 mol•L−1<1×10−7mol•L−1，说明水的电离受到抑制，则溶液中的溶质为酸、碱或强酸酸式盐，据此分析解答。①盐酸是强酸而抑制水电离，①项正确；②氯化铵为强酸弱碱盐，铵根离子水解促进水电离，②项错误；③硝酸钠为强酸强碱盐，不影响水电离，③项错误；④氢氧化钠为强碱而抑制水电离，④项正确；综上所述，①④符合题意，A项正确，答案选A。 【答案】A　 二、溶液的酸碱性 1．溶液的酸碱性 2．溶液酸碱性与pH的关系 （1）定义：pH=−lgc(H+)。 （2）pH与溶液中c(H+)的关系 ①25 ℃，纯水的pH=7，溶液呈中性；pH<7的溶液呈酸性；pH>7的溶液呈碱性。 ②pH表示溶液的酸碱性及其强弱：25 ℃时，pH（<7）越小，溶液的酸性越强；pH（>7）越大，溶液的碱性越强。 （3）pH的适用范围 常温下，当溶液的酸碱性用pH表示时，一般情况下，1×10−14 mol·L−1＜c(H＋)＜1 mol·L−1，即14＞pH＞0。pH=0的溶液中并非无H+，而是c(H＋)=1 mol·L−1；pH=14的溶液中并非无OH−，而是c(OH−)= 1 mol·L−1。当c(H＋)＞1 mol·L−1时，一般不用pH表示溶液的酸碱性，用c(H＋)或c(OH−)直接表示溶液的酸碱性更方便。 例题2 已知在100 ℃时水的离子积Kw＝1×10−12，下列溶液的温度均为100 ℃。其中说法正确的是 A．0.005 mol·L−1的H2SO4溶液，pH＝2 B．0.001 mol·L−1的NaOH溶液，pH＝11 C．0.005 mol·L−1的H2SO4溶液与0.01 mol·L−1的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH为6，溶液显酸性 D．pH＝3的H2SO4溶液与pH＝9的NaOH溶液完全中和需要NaOH溶液的体积是硫酸溶液的2倍 【解析】A.0.005 mol·L−1的H2SO4溶液中，c(H+)＝0.005 mol·L−1×2＝0.01 mol·L−1，pH＝−lgc(H+)＝−lg0.01＝2，故A正确；B.0.001 mol·L−1的NaOH溶液中，c(OH−)＝0.001 mol·L−1，c(H+)＝KW/c(OH−)＝1×10−12/0.001mol·L−1＝1×10−9 mol·L−1，pH＝−lg(1×10−9)＝9，故B错误；C.0.005 mol·L−1的H2SO4溶液与0.01 mol·L−1的NaOH溶液等体积混合，溶液呈中性，pH＝6，故C错误；D.pH＝3的H2SO4溶液中c(H+)＝10−3 mol·L−1，pH＝9的NaOH溶液，c(OH−)＝10−3mol·L−1，二者完全中和，需要溶液的体积相等，故D错误。答案：A。 【答案】A 三、溶液pH的测量方法 （1）pH试纸法 pH试纸 ①pH试纸的使用方法 取一片pH试纸，放在洁净的表面皿或玻璃片上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测液点于试纸中央，然后与标准比色卡对照读出数值。 ②pH试纸的种类 常用的pH试纸有广泛pH试纸(pH范围为1～14或0～10，可识别的pH差值约为1)和精密pH试纸(pH范围较窄，可识别的pH差值为0.2或0.3)。 操作注意事项： ①pH试纸不能伸入待测液中。 ②pH试纸不能事先润湿（润湿相当于将溶液稀释）。用pH试纸测定的是一个粗略结果。 ③用广泛pH试纸测出溶液的pH是整数，而不会是3.1、5.2等小数。 （2）pH计法 常用pH计来精确测量溶液的pH，读数时应保留两位小数。 pH计 （3）常用酸碱指示剂及其变色范围 指示剂 变色范围 甲基橙 石蕊 酚酞 例题3 有一学生甲在实验室测某溶液的pH，实验时，他先用蒸馏水润湿pH试纸，然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测。学生乙对学生甲的操作的评价为：操作错误，测定结果一定有误差。学生丙对学生甲的操作的评价为：操作错误，但测定结果不一定有误差。 （1）你支持________(填“乙”或“丙”)同学的观点，原因是____________________。 （2）若用此法分别测定c(H＋)相等的盐酸和醋酸溶液的pH，误差较大的是________，原因是___________________________________________________________。 （3）只从下列试剂中选择实验所需的物品，你____(填“能”或“不能”)区分0.1 mol·L－1的硫酸和0.01 mol·L−1的硫酸。若能，简述操作过程。__________________________。 ①紫色石蕊试液 ②酚酞试液 ③甲基橙试液 ④蒸馏水 ⑤BaCl2溶液 ⑥pH试纸 【解析】（1）用pH试纸测定的具体测定方法是用干燥的玻璃棒蘸取（或胶头滴管吸取）少量的待测溶液，并滴在放在干燥的玻璃皿或白瓷板上的干燥pH试纸上，再把试纸显示的颜色与标准比色卡比较，即可得出待测溶液的pH，当先用蒸馏水润湿pH试纸，然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测，盐酸稀释后，溶液酸性增大，pH变大；氢氧化钠溶液稀释后，碱性变小，pH值将变小；食盐水溶液显中性，用水稀释后pH不变，所以丙正确，故答案为：丙；当溶液是中性时，则不产生误差，否则将产生误差； （2）用水润湿相当于稀释，则所测的pH偏小，由于稀释会促进弱电解质的电离，故弱酸的pH误差小，所以在稀释过程中醋酸继续电离出氢离子，使得溶液中氢离子浓度变化比盐酸小，误差小，故答案为：盐酸；在稀释过程中醋酸继续电离出氢离子，使得溶液中氢离子浓度变化比盐酸小，误差小； （3）硫酸为强酸完全电离，0.1mol/L的硫酸和0.01mol/L的硫酸电离出的氢离子浓度分别为0.2mol/L、0.02mol/L，pH=-lgc（H+），氢离子浓度越大，pH越小，所以pH较大的为0.01mol/L的硫酸，故答案为：能；用干燥的玻璃棒蘸取两种溶液，点在两张pH试纸上，与标准比色卡比较其pH，pH较大的为0.01mol/L的硫酸。 【答案】（1）丙 当溶液呈中性时，则不产生误差；否则将产生误差 （2）盐酸 在稀释过程中，醋酸继续电离产生H＋，使得溶液中c(H＋)较盐酸溶液中c(H＋)大，误差较小 （3）能 用玻璃棒分别蘸取两种溶液点在两张pH试纸上，与标准比色卡比较其pH，pH较大的为0.01 mol·L−1的硫酸 课后习题 基础练 1．下列物质溶于水时会破坏水的电离平衡，且属于电解质的是 A．氯气 B．氯水 C．氯化钾 D．氯化铵 2．25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－　ΔH＞0，下列叙述正确的是 A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低 B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，Kw不变 C．向水中加入少量固体醋酸钠，平衡逆向移动，c(H＋)降低 D．将水加热，Kw增大，pH不变 3．已知室温下0.01 mol·L−1 CH3COOH溶液中c(H+)＝4.32×10−4 mol·L−1，则该CH3COOH溶液中水的离子积常数 A．＜1×10−14 B．＞1×10−14 C．＝1×10−14 D．无法确定 4．25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl ②NaOH　③H2SO4　④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是 A．④>③>②>①　　B．②>③>①>④ C．④>①>②>③ D．③>②>①>④ 5．下列说法正确的是 A．强碱的水溶液中不存在H+ B．pH=0的溶液是酸性最强的溶液 C．在温度不变时，水溶液中c(H+)和c(OH−)不能同时增大 D．某温度下，纯水中c(H+)= 2×10−7 mol · L−1，其呈酸性 6．用pH试纸测定某无色溶液的pH，正确的操作是 A．将pH试纸放入溶液中，观察其颜色变化并与标准比色卡比较 B．将溶液倒在pH试纸上，观察其颜色变化并与标准比色卡比较 C．用干燥、洁净玻璃棒蘸取溶液，滴在pH试纸上，观察其颜色变化并与标准比色卡比较 D．在试管内放入少量溶液并煮沸，把pH试纸放在管口观察其颜色并与标准比色卡比较 7．25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH++OH−　ΔH＞0，下列叙述正确的是 A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH−)降低 B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H+)增大，Kw不变 C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移动，c(H+)降低 D．将水加热，Kw增大，pH不变 8．一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图。下列说法正确的是 A．升高温度，可能引起由c向b的变化 B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13 C．该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化 D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化 9．现有常温下的六份溶液： ①0.01 mol·L−1 CH3COOH溶液；②0.01 mol·L−1 HCl溶液；③pH=12的氨水；④pH=12的NaOH溶液； ⑤0.01 mol·L−1 HCl溶液与pH=12的NaOH溶液等体积混合所得溶液。 （1）其中水的电离程度最大的是________(填序号，下同)，水的电离程度相同的是________。 （2）若将②③混合后所得溶液的pH=7，则消耗溶液的体积：②________③(填”＞”“＜”或”=“)。 （3）将六份溶液同等稀释10倍后，溶液的pH：①________②，③________④(填“＞”“＜”或“=”)。 （4）将①④混合，若有c(CH3COO−)＞c(H+)，则混合溶液可能呈________(填序号)。 A．酸性 B．碱性 C．中性 能力练 10．下列操作会使H2O的电离平衡向正方向移动，且所得溶液呈酸性的是 t/℃ 25 50 100 Kw /×10−14 1.01 5.47 55.0 A．向水中加入少量的CH3COONa B．向水中加入少量的NaHSO4 C．加热水至100 ℃，pH＝6 D．向水中加少量的CuSO4 11．已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋。某温度下，向c(H＋)＝1×10－6 mol·L−1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1。下列对该溶液的叙述不正确的是 A．该温度高于25 ℃ B．由水电离出来的H＋的浓度为1×10－10 mol·L－1 C．加入NaHSO4晶体抑制水的电离 D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(OH－)减小 12．常温下，HNO2的电离平衡常数为K＝4.6×10−4(已知＝2.14)，向20 mL 0.01 mol·L−1HNO2溶液中逐滴加入相同浓度的NaOH溶液，测得混合液的pH随NaOH溶液体积的变化如图所示，下列判断正确的是 A．X＝20 B．a点溶液中c(H+)＝2.14×10−3 mol·L−1 C．a、b、c、d四点对应的溶液中水的电离程度逐渐减小 D．b点溶液中微粒浓度的大小关系为c(HNO2)＞c(Na+)＞c() 13．常温下，将等浓度的NaOH溶液分别滴加到等pH、等体积的HA、HB两种弱酸溶液中，溶液的pH与粒子浓度比值的对数关系如图所示。下列叙述错误的是 A．a点时，溶液中由水电离的c(OH−)约为1×10−10 mol·L−1 B．电离平衡常数：Ka(HA)< Ka(HB) C．b点时，c(B−)=c(HB)>c(Na+)>c(H+)>c(OH−) D．向HB溶液中滴加NaOH溶液至pH=7时：c(B−)> c(HB) 14．已知：25 ℃时，CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等。 （1）25 ℃时，取10 mL 0.1 mol·L−1醋酸溶液测得其pH＝3。 ①将上述（1）溶液加水稀释至1 000 mL，溶液pH数值范围为___________，溶液中c(CH3COO−)/[c(CH3COOH)·c(OH−)]___________（填“增大”“减小”“不变”或“不能确定”）。 ②25 ℃时，0.1 mol·L−1氨水（NH3·H2O溶液）的pH＝___________。用pH试纸测定该氨水pH的操作方法为_________________________________。 ③氨水（NH3·H2O溶液）电离平衡常数表达式Kb＝_______________________________，25 ℃时，氨水电离平衡常数约为___________。 （2）25 ℃时，现向10 mL 0.1 mol·L−1氨水中滴加相同浓度的CH3COOH溶液，在滴加过程中c(NH4+)/c(NH3.H2O)___________（填序号）。 a．始终减小 b．始终增大 c．先减小再增大 d．先增大后减小 （3）某温度下，向V1mL 0.1 mol·L−1NaOH溶液中逐滴加入等浓度的醋酸溶液，溶液中pOH与pH的变化关系如图。已知：pOH＝− lgc(OH−)。 图中M、Q、N三点所示溶液呈中性的点是___________（填字母，下同）。 图中M、Q、N三点所示溶液中水的电离程度最大的点可能是___________。 1.D 2.B 3.C 4.C 5.C 6.C 7.B 8.C 9.（1）⑤ ②③④ （2）＞ （3）＞ ＞ （4）ABC 10.D 11.D 12.B 13.B 14.（1）①3＜pH＜5 不变 ②11 取一小段pH试纸放在表面皿上，用洁净的玻璃棒蘸取氨水溶液滴在pH试纸上，然后与标准比色卡对照读取pH值 ③c(NH4+)· c(OH−)/c(NH3.H2O) 10−5 （2）b （3）Q Q或N 第2课时 pH的计算及其应用 一、单一溶液pH的计算 1．计算方法 根据pH=_________计算。求pH的关键是求溶液中的_________。酸性溶液：先求_________，再求pH；碱性溶液：先求_________，再利用Kw= c(H+)· c(OH−)计算出_______，再求pH。 2．强酸和强碱溶液pH的计算(25°C) （1）强酸溶液(以c mol/L的HmA溶液为例)。 c(H+)=_________mol/L，pH=−lgc(H+)=_________。 （2）强碱溶液[以c mol/L的B(OH)n溶液为例]。 c(OH−)=_________mol/L，c(H+)=_________mol/L，pH=−lgc(H+)=_________。 3．弱酸或弱碱溶液pH的计算(25 °C) （1）弱酸：如一元弱酸HA，设浓度为c mol·L−1则c(H+)< c mol·L−1，pH>−lgc （2）弱碱：如一元弱碱BOH，设浓度为c mol·L−1，则c(OH−)< c mol· L−1，c(H+)> mol·L−1，pH<14+lgc。 二、混合溶液pH的计算 1．两强酸溶液混合 先计算c(H+)混=______________再求pH。 2．强碱与强碱混合 先计算c(OH+)混=________________，再求c(H+)混=，最后求pH。 3．强酸与强碱混合 （1）若室温下强酸、强碱混合恰好完全反应，则混合后溶液的pH=_____。 （2）若酸过量，直接求反应后溶液中的c(H+)混，c(H+)混=___________________，再求pH。 （3）若碱过量，应先求反应后溶液中的c(OH−)混，再求c(H+)混，最后求pH。 三、酸、碱溶液稀释时pH的变化规律 酸碱溶液无限稀释，pH都不可能大于7或小于7，只能________。 四、酸碱中和滴定 1．概念 利用__________，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。 2．原理 利用酸和碱反应时，c(H+)·V酸=c(OH−)V碱 即c(H+)=__________________，或c(OH−)=__________________。 3．滴定过程中的pH变化及终点判断 酸碱滴定过程中，溶液的pH发生了很大的变化。若用标准的强酸溶液滴定未知浓度的强碱溶液，则反应开始时溶液的pH很_________(填“大”或“小”)，随着强酸的滴入，溶液的pH逐渐_________；当二者恰好中和时，溶液的pH_________7；当酸过量一滴时，溶液立即变为_______性。若用强碱滴定强酸则恰恰相反。 根据滴定过程中的pH变化及酸碱指示剂在酸性或碱性溶液中的颜色变化，只要选择合适的指示剂(滴定终点尽可能与变色范围一致)，即可准确判断中和反应是否恰好进行。在实验室里选用的指示剂一般为_________。 4．中和滴定的操作过程 （1）准备过程：滴定管：_________→水洗→_________→注液→_________→调液面→_________。 锥形瓶：_________→装液→_________。 除去碱式滴定管胶管中气泡的方法 （2）滴定操作：移取待测溶液，加指示剂2〜3滴，滴定，判断终点，读数，重复实验，计算。 说明：操作时左手_________，右手__________，眼睛__________________。滴速：先_____后_____(填“快”或“慢”)，当接近终点时，应一滴一摇。 【答案】一、1．−lgc(H+) c(H+) c(H+) c(OH−) c(H+) 2．（1）mc −lgmc （2）nc 14+lgnc 二、1． 2． 3．（1）7 （2） 三、接近7 四、1．中和反应 2． 3．大 减小 = 酸 甲基橙或酚酞 4．（1）检漏 润洗 赶气泡 初始读数 水洗 滴指示剂 （2）握住活塞 摇动锥形瓶 注视锥形瓶中溶液颜色的变化 快 慢 一、溶液pH计算 1．溶液pH计算基本思路 2．酸碱混合有关规律 （1）一般情况下，若ΔpH（pH的差值）≥2的两种强酸溶液等体积混合，pH=pH小+0.3；若ΔpH≥2的两种强碱溶液等体积混合，pH=pH大−0.3(相当于把pH小的酸溶液或pH大的碱溶液稀释到了原来的2倍)。 （2）酸按酸，碱按碱，同强混合在之间；异强混合看过量。若是碱碱混合或者酸碱混合且碱过量，一定要先算c(OH−)，再算c(H+)及pH，或先算c(OH−)，再算pOH、pH。 3．溶液稀释时酸碱性变化规律 （1）对于pH相同的强酸和弱酸（或强碱和弱碱）溶液稀释相同的倍数，强酸（或强碱）溶液的pH变化幅度大。这是因为强酸（或强碱）已完全电离，随着加水稀释，溶液中的H＋(或OH−)的数目（水电离出的除外）不会增多，而弱酸（或弱碱）随着加水稀释，电离平衡向右移动，溶液中H＋(或OH−)的数目还会增多。将pH相同的强酸和弱酸稀释后pH仍相同，则弱酸中所加的水比强酸中的多。 （2）对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸（或强碱和弱碱），稀释相同的倍数，pH的变化幅度不同，强酸（或强碱）稀释后pH的变化幅度大。 例题1. 现有常温下的六份溶液：①0.01mol/LCH3COOH溶液；②0.01mol/LHCl溶液；③pH=12的氨水；④pH=12的NaOH溶液；⑤0.01mol/LCH3COOH溶液与 pH=12的氨水等体积混合后所得溶液；⑥0.01mol/LHCl溶液与 pH=12的NaOH溶液等体积混合所得溶液。 （1）其中水的电离程度最大的是________（选填序号，下同），水的电离程度相同的是_________。 （2）若将②、③混合后所得溶液 pH=7，则消耗溶液的体积：②______③（选填“＞”、“＜”或“＝”，下同）；若将②、③溶液等体积混合后，所得溶液 pH_____________7。 （3）若将①、④溶液按体积比为2：1混合后，所得溶液pH______7（选填“＞”、“＜”或“＝”）此时溶液中除水分子外的各微粒的浓度由大到小的顺序为：__________；将①、④混合，若有c(CH3COO−)＞c(H+)，则混合液可能呈_________（填序号）。 A．酸性 B．碱性 C．中性 【解析】（1）水属于弱电解质，存在电离平衡H2OH++OH−，根据电离出的离子可知酸或碱是抑制水的电离，而盐类的水解则是促进水的电离。pH=12的氨水，说明氨水的浓度大于0.01mol/L，所以⑤中氨水是过量的，所以溶液显碱性。在⑥中二者恰好反应生成氯化钠，氯化钠是不能发生水解的，所以在该溶液中水的电离没有被抑制，而在①②③④⑤中均是抑制水的电离的。因为②③④溶液中H+浓度或OH−的浓度均是0.01mol，所以对水的电离抑制程度是相同的；故其中水的电离程度最大的是⑥，水的电离程度相同的是②③④； （2）pH=12的氨水，说明氨水的浓度大于0.01mol/L，所以②③等体积混合后氨水过量，溶液显碱性，要使溶液显中性，盐酸的体积必须大于氨水的体积，故答案为＞； ②0.01mol/LHCl溶液中pH=2，③pH=12的氨水中氨水浓度大于0.01mol/L，等体积混合，充分反应后氨水过量，溶液呈碱性，pH＞7； （3）若将①0.01mol/LCH3COOH溶液、④pH=12的NaOH溶液按体积比为2：1混合后，所得溶液为醋酸和醋酸钠按1：1形成的溶液，醋酸的电离程度大于醋酸根离子的水解，则c(CH3COO−)＞ c(CH3COOH)，溶液显酸性c(H+)＞c(OH−)，故pH＜7；此时溶液中除水分子外的各微粒的浓度由大到小的顺序为：c(CH3COO−)＞c(Na+)＞ c(CH3COOH)＞c(H+)＞c(OH−)； ①④混合后，根据电荷守恒可知c(H+)+c(Na+)＝c(OH−)+c(CH3COO−)，若c(CH3COO−)＞c(H+)，则c(Na+)＞c(OH−)。但c(H+)和c(OH−)的大小关系无法确定，所以该溶液可能显酸性、碱性或中性。答案选ABC。 【答案】（1）⑥ ②③④ （2）＞ ＞ （3）＜ c(CH3COO−)＞c(Na+)＞ c(CH3COOH)＞c(H+)＞c(OH−) ABC 二、酸碱中和滴定 1．常见滴定类型中指示剂的选择 滴定种类 选用的指示剂 达滴定终点时颜色变化 指示剂用量 强酸滴定强碱 甲基橙 黄色→橙色 2~3滴 强碱滴定强酸 酚酞 无色→浅红色 强酸滴定弱碱 甲基橙 黄色→橙色 强碱滴定弱酸 酚酞 无色→浅红色 注意：石蕊不能用作中和滴定的指示剂。 2．实验操作 （1）实验装置 （2）实验原理 酸碱滴定曲线是以酸碱中和滴定过程中滴加酸（或碱）的量为横坐标，以溶液pH为纵坐标绘出的一条溶液pH随酸（或碱）的滴加量而变化的曲线。它描述了酸碱中和滴定过程中溶液pH的变化情况，其中酸碱滴定终点附近的pH突变情况（如上滴定曲线图），对于酸碱滴定中如何选择合适的酸碱指示剂具有重要意义。 （3）实验步骤 ①滴定前的准备工作。滴定管：查漏→水洗→润洗→装液→赶气泡→调液面→记录初始读数；锥形瓶：水洗→装液→滴加指示剂。②滴定。左手控制滴定管，右手不停摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。酸碱中和滴定开始时和达到滴定终点之后，测试和记录pH的间隔可稍大些，如每加入5～10 mL酸（或碱），测试和记录一次；滴定终点附近，测试和记录pH的间隔要小，每滴加一滴测一次。③数据处理。 滴定终点的判断答题模板 当滴入最后一滴×××××标准溶液后，溶液由×××××色变成×××××色，或溶液×××××色褪去，且半分钟内不变色。 （4）数据处理 按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值及待测碱液体积的平均值，根据c(NaOH)=计算。 例题2. 使用酸碱中和滴定法测定市售白醋的总酸量（g/100mL）。 Ⅰ．实验步骤： （1）配制100mL待测白醋溶液，量取10.00mL食用白醋，注入烧杯中用水稀释后转移到_____（填仪器名称）中定容，摇匀即得； （2）取待测白醋溶液20.00mL于锥形瓶中，向其中滴加2滴_____作指示剂； （3）读取盛装0.1000mol/L NaOH溶液的______（填仪器名称）的初始读数，如果液面位置如下图所示，则此时的读数为______mL。 （4）滴定，当__________时，停止滴定，并记录NaOH溶液的终读数，重复滴定3次。 Ⅱ．实验记录 1 2 3 4 V（样品） 20.00 20.00 20.00 20.00 V（NaOH）（消耗） 15.95 15.00 15.05 14.95 Ⅲ．数据处理与讨论： （5）经计算，市售白醋总酸量=_______g/100mL (醋酸的式量=60)。 （6）在本实验过程中，下列操作会使实验结果偏大的是______（填写序号） A．碱式滴定管在滴定时未用标准NaOH溶液润洗 B．碱式滴定管在尖嘴在滴定前有气泡，滴定后气泡消失 C．锥形瓶中加入待测白醋溶液后，再加少量水 D．锥形瓶在滴定剧烈摇动，有少量液体溅出 【解析】I．（1）量取10.00mL食用白醋，在烧杯中用水稀释后转移到100mL容量瓶中定容，摇匀即得待测白醋溶液，故答案为：100mL容量瓶； （2）食醋与NaOH反应生成了强碱弱酸盐，溶液呈碱性，应选择碱性变色范围内的指示剂酚酞，故答案为：酚酞； （3）NaOH 溶液应盛放在碱式滴定管中；滴定管液面的读数0.70mL，故答案为：碱式滴定管；0.70； （4）酚酞遇到酸不显色，在弱碱溶液中显浅红色，则滴定终点时溶液从无色变为浅红色，所以滴定终点的现象为溶液由无色变为浅红色，并在半分钟内不褪色，故答案为：溶液由无色变为浅红色，并在半分钟内不褪色； （5）第1次滴定误差明显较大，应舍去，其他3次消耗的NaOH溶液的体积的平均值为15.00mL； 设10mL市售白醋样品含有 CH3COOOH xg，则   CH3COOOH～～～～～NaOH          60                        40       xg×0.2          0.1000mol/L×0.015L×40g/mol =，解得：x=0.450，样品总酸量为=4.5g/100mL，故答案为：4.5； （6）A．碱式滴定管在滴定时未用标准NaOH溶液润洗，标准液浓度降低，造成V(标准)偏大，根据c(待测)=分析，可知c(待测)偏大，故A正确；B．碱式滴定管在尖嘴在滴定前有气泡，滴定后气泡消失，造成V(标准)偏大，根据c(待测)=分析，可知c(待测)偏大，故B正确；C．锥形瓶中加入待测白醋溶液后，再加少量水，对V(标准)无影响，根据c(待测)=分析，可知c(待测)无影响，故C错误；D．锥形瓶在滴定时距离摇动，有少量液体溅出，待测液物质的量偏小，造成V(标准)偏小，根据c(待测)=分析，可知c(待测)偏小，故D正确；故选AB。 【答案】（1）100mL容量瓶 （2）酚酞 （3）碱式滴定管 0.70 （4）溶液由无色变为浅红色，并在半分钟内不褪色 （5）4.5 （6）A B 课后习题 基础练 1．下列有关实验操作中，合理的是 A．用托盘天平称取11.05 g食盐 B．用量筒量取12.40 mL盐酸 C．用酸式滴定管量取20.20 mL某浓度的H2SO4溶液 D．用pH试纸测得某溶液的pH为4.2 2．常温下，测得柠檬水溶液的pH是3，其中的c(OH−)是( )mol/L A．1×10−3 B．1×10−11 C．1×10−7 D．0.1 3．25 ℃时的下列溶液中，碱性最强的是 A．pH=11的溶液 B．c(OH-)=0.12 mol/L的溶液 C．1 L含有4 g NaOH的溶液 D．c(H+)=1×10-10 mol/L的溶液 4．用0.1 mol/L NaOH溶液滴定0.1 mol/L盐酸，如达到滴定终点时不慎多加了1滴NaOH溶液(1滴溶液的体积约为0.05 mL)，继续加水至50 mL，所得溶液的pH是 A．4 B．7.2 C．10 D．11.3 5．现有室温下pH = 12的两种溶液：①氨水 ②氢氧化钠溶液，下列说法正确的是 A．两溶液的物质的量浓度均为0.01mol/L B．两溶液中c(NH4+) =c(Na+) C．取等体积的两溶液分别与同浓度的盐酸恰好完全反应，消耗盐酸的体积①＜② D．分别稀释到pH = 10，两溶液所加蒸馏水的体积：②>① 6．在常温下，将 pH=9的NaOH溶液与的NaOH溶液等体积混合后，溶液的最接近于（已知lg2=0.3） A．9.3 B．9.7 C．10.7 D．10.3 7．用 0.50mol•L﹣1NaOH标准液10.00mL，将未知浓度的盐酸20.00mL恰好滴定至终点，下列说法正确的是 A．若滴定完毕，滴定管尖嘴悬有一滴液体，则所测的盐酸浓度偏大 B．用量筒量取上述盐酸 C．若选用酚酞作指示剂，终点时，液体恰好褪色 D．盐酸的浓度为1.00 mol•L﹣1 8．下图是向100 mL的盐酸中逐渐加入NaOH溶液时，溶液的pH变化图像，根据如图所得结论正确的是 A．原来盐酸的物质的量浓度为0.1 mol/L B．X为0.1 mol/L的NaOH溶液 C．原来盐酸的物质的量浓度为1 mol/L D．X为0.01 mol/L的NaOH溶液 9．用滴定法测定NaOH(含NaCl杂质)的质量分数，下列操作会引起测定值偏高的是 A．试样中加入酚酞作指示剂，用标准酸液进行滴定 B．锥形瓶用蒸馏水洗涤后，直接加入待测溶液进行滴定 C．滴定管用蒸馏水洗涤后，直接注入标准酸液进行滴定 D．滴定管用蒸馏水洗涤后，直接注入待测液，取20.00 mL进行滴定 10．（1）常温下，将10mL0.05mol/LH2SO4溶液加水稀释至100mL，稀释后溶液的pH=_____。 （2）某温度时，测得0.01mol·L−1的NaOH溶液pH＝10，则该温度下水的离子积常数Kw＝____，在该温度下，将pH＝10的NaOH溶液a L与pH＝1的稀硫酸b L混合，（设混合后溶液体积的微小变化忽略不计），若所得混合液pH＝2，则a：b＝____。 （3）将6gCH3COOH溶于水制成1L溶液，经测定溶液中含CH3COO–为1.4×10–3mol/L，此温度下醋酸的电离常数：Ka＝_____。 能力练 11．现有常温下的四份溶液：①0.01 mol/L HCl；②0.01 mol/L CH3COOH；③pH＝12 的氨水；④pH＝12的NaOH溶液。 下列说法正确的是 A．②中由水电离出的c(H＋)＝1×10－12 mol/L B．将①、③混合，若有pH＝7，则消耗溶液的体积：③>① C．将②、④等体积混合(体积变化忽略不计)，则c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝0.01 mol/L D．将四份溶液均稀释10倍后溶液pH：③>④，②>① 12．室温条件下，用0.100 mol/L的NaOH溶液分别滴定酸HX、HY、HZ，三种酸的体积均为20.00 mL，浓度均为0.100 mol/L，滴定曲线如图所示。下列叙述正确的是 A．电离常数Ka(HX)的数量级为10-12 B．P点对应的溶液中：c(Y-) >c(Na+) >c(HY)>c(H+)>c(OH-) C．pH=7时，三种溶液中c(X-) =c(Y-)=c(Z-) D．HX的电离程度大于X-的水解程度 13．在某温度T℃时，测得0.01mol·L−1的NaOH溶液的pH＝11。下列说法正确的是： A．T＜25 B．该温度下水的离子积常数Kw=1×10−13 C．升高温度，溶液的pH增大 D．将Va L该溶液与Vb L pH=3的硫酸溶液混合，溶液溶液呈中性，则Va<Vb 14．水的电离平衡曲线如下图所示，下列说法不正确的是 A．图中五点KW间的关系:B>C>A=D=E B．若从A点到D点，可采用:温度不变在水中加入少量的酸 C．若从A点到C点，可采用:温度不变在水中加入适量的NH4Cl固体 D．若处在B点时，将pH=2的H2SO4溶液与pH=10的KOH溶液等体积混合后，溶液显中性 15．一定物质的量浓度溶液的配制和酸碱中和滴定是中学化学中两个典型的定量实验。某研究性学习小组在实验室中配制1 mol·L−1的稀硫酸标准溶液，然后用其滴定某未知浓度的NaOH溶液。下列有关说法中正确的是__________。 A．实验中所用到的滴定管、容量瓶，在使用前均需要检漏 B．如果实验中需用60 mL的稀硫酸标准溶液，配制时应选用100 mL容量瓶 C．容量瓶中含有少量蒸馏水，会导致所配标准溶液的浓度偏小 D．酸式滴定管用蒸馏水洗涤后，即装入标准浓度的稀硫酸，则测得的NaOH溶液的浓度将偏大 E．配制溶液时，定容时俯视读数，则导致测得的NaOH溶液浓度偏大 F．中和滴定时，若在最后一次读数时俯视读数，则导致实验结果偏大 16．I.水的电离平衡线如图所示．若以A点表示25℃时水在电离平衡时的离子浓度，当温度上升到100℃时，水的电离平衡状态到B点。 （1）在100℃时，Kw表达式为_______，在此温度下，Kw为___。 （2）在室温下，将pH=9的Ba（OH）2溶液与pH=5的稀盐酸混合，欲使混合溶液pH=7则 Ba（OH）2与盐酸的体积比为____。 （3）室温时将pH为3的硫酸溶液稀释100倍，稀释后溶液中，c(SO42−)和c(H+)之比约为_______。 II.今有①CH3COOH ②HCl ③H2SO4三种溶液，根据要求回答下列问题： （1）写出①的电离方程式_______。 （2）当它们pH相同时，其物质的量浓度最大的是_______（填序号）。 （3）当它们的物质的量浓度相同时，其pH最小是_______（填序号）。 （4）在室温下，将c(H+)均为0.01mol/L的三种酸分别加水稀释至原来的10倍，c(H+)由大到小的顺序为_______（填序号）。 （5）体积和物质的量浓度均相同的①②③三种酸溶液，分别与相同浓度的烧碱溶液恰好完全反应，所需烧碱的体积比为________。 （6）三酸的pH相同时，若耗等量的Zn，则需三酸的体积大小关系为_______（填序号）。 真题练 17．[2019天津]某温度下，和的电离常数分别为和。将和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是 A．曲线Ⅰ代表溶液 B．溶液中水的电离程度：b点＞c点 C．从c点到d点，溶液中保持不变（其中、分别代表相应的酸和酸根离子） D．相同体积a点的两溶液分别与恰好中和后，溶液中相同 18．[2018北京]测定0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。 时刻 ① ② ③ ④ 温度/℃ 25 30 40 25 pH 9.66 9.52 9.37 9.25 实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多。 下列说法不正确的是 A．Na2SO3溶液中存在水解平衡：+H2O+OH− B．④的pH与①不同，是由于浓度减小造成的 C．①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致 D．①与④的Kw值相等 19．[2017新课标Ⅱ]改变0.1二元弱酸溶液的pH，溶液中的、、的物质的量分数随pH的变化如图所示[已知]。 下列叙述错误的是 A．pH=1.2时， B． C．pH=2.7时， D．pH=4.2时， 1．C2．B3 .B 4.C 5.B 6.C 7.A 8.A 9.C 10.（1）2 （2）1×10−12 9：2 （3）1.96×10−5 11.D 12.B 13.BD 14.C 15.ABD 16.I. （1）Kw=c(H+)·c(OH−) 1×10−12 （2）1:1 1:2 II. （1）CH3COOHCH3COO−+H+ （2）① （3）③ （4）①＞②=③ （5）1：1：2 （6）①＜②=③ 17.C 18.C 19.D 第三节 盐类的水解 第1课时 盐溶液呈现不同酸碱性的原因 1．盐溶液酸碱性的理论分析（常温下） （1）强碱弱酸盐水解，溶液呈_______性，pH_______7。原因：_______离子和水电离出来的_______结合生成_______，从而使溶液中c(H+)降低，水的电离平衡右移，c(OH−)增大，结果c(OH−)_______c(H+)。 （2）强酸弱碱盐水解，溶液呈_______性，pH_______7。原因：阳离子与水电离出来的________结合生成_______，使溶液中c(OH−)降低，水的电离平衡右移，c(H+)_______，结果c(H+)_______c(OH−)。 （3）强酸强碱盐(如NaCl)_______水解，c(H+)_______c(OH−)，溶液呈______________。 2．盐类水解的定义和实质 （1）盐类水解的定义 在溶液中盐电离出来的离子与__________所电离出来的__________或__________结合生成__________的反应，叫作盐类的水解。 （2）盐类水解的实质 盐类的水解是盐与水之间的化学反应，水解(反应)的实质是，生成____________________，使__________被破坏而建立起新的平衡。 3．盐类水解反应离子方程式的书写 盐类水解一般程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀或气体，书写水解方程式时，一般__________“↑”或“↓”。盐类水解是_________反应，除发生强烈相互促进水解反应的盐外，一般离子方程式中不写“_________”号，而写“_________”号。 【答案】1．（1）碱 ＞ 弱酸根 H+ 弱酸 ＞ （2）酸 < OH− 弱碱 增大 > （3）不 = 中性 2．（1）水 H+ OH− 弱电解质 （2）弱酸或弱碱 水的电离平衡 3．不写 可逆 一、盐溶液呈现不同酸碱性的原因 1．理论分析 （1）NH4Cl溶液 理论解释 和OH－结合生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向电离的方向移动 平衡时酸碱性 使溶液中c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性 离子方程式 ＋H2ONH3·H2O＋H＋ （2）CH3COONa溶液 理论解释 CH3COO－和H＋结合生成弱电解质CH3COOH，使水的电离平衡向电离的方向移动 平衡时酸碱性 使溶液中c(H＋)<c(OH－)，溶液呈碱性 离子方程式 CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ （3）NaCl溶液 H2OOH－＋H＋，NaCl===Na＋＋Cl－，溶液中盐电离的离子不能与H2O电离出的H＋或OH－生成弱电解质。c(H＋)＝c(OH－)，呈中性。 2．盐类水解的原理 在溶液中盐电离出来的弱酸根阴离子或弱碱阳离子结合水电离出的H＋或OH－，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显示不同的酸性、碱性或中性。 例题1 下图所示三个烧瓶中分别装入含酚酞的0.01 mol/LCH3COONa溶液，并分别放置在盛有水的烧杯中，然后向烧杯①中加入生石灰，向烧杯③中加入NH4NO3晶体，烧杯②中不加任何物质。 （1）含酚酞0.01mol/LCH3COONa溶液显浅红色的原因为________。 （2）实验过程中发现烧瓶①中溶液红色变深，烧瓶③中溶液红色变浅，则下列叙述正确_____。 A．水解反应为放热反应 B．水解反应为吸热反应 C．NH4NO3晶体溶于水时放出热量 D．NH4NO3晶体溶于水时吸收热量 （3）向0.01mol/LCH3COONa溶液中分别加入少量浓盐酸、Na2CO3固体，使CH3COO−水解平衡移动的方向分别为_____、____(填“左”、“右”或“不移动”)。 【解析】（1）CH3COONa中CH3COO−水解使溶液显碱性，酚酞溶液遇碱显红色； （2）生石灰与水剧烈反应且放出大量热，根据烧杯①中溶液红色变深，判断水解平衡向右移动，说明水解反应是吸热反应，同时烧杯③中溶液红色变浅，则NH4NO3溶于水时吸收热量。故BD正确； （3）CH3COO−水解使溶液显碱性，故加入酸促进CH3COO−的水解，平衡向右移动；碳酸根水解显碱性，碱抑制CH3COO−的水解，平衡向左移动。 【答案】（1）醋酸根水解呈碱性 （2）BD （3）右 左 二、盐类水解方程式的书写 盐类水解的通式为“盐中能水解的离子+水弱酸（或弱碱）+OH−（或H+）”。在写盐类水解方程式时应注意： （1）水为弱电解质，应写成分子式，不能拆成离子。 （2）通常，水解反应是可逆反应，要用“”，而不能用“”。 （3）水解程度通常很小，产物的量也很少，因此水解方程式中不标“↑”和“↓”符号，也不把易分解的生成物写成其分解产物的形式。 例题2 下列化学用语正确的是 A．H2SO3的电离方程式：H2SO32H++SO32− B．NaHSO4在水溶液中的电离方程式：NaHSO4＝ Na++H++SO42− C．Na2CO3的水解方程式：CO32−+2H2OH2CO3+2OH− D．HS−的水解方程式：HS−+ H2OH3O++S2− 【解析】A．H2SO3的电离分步进行，主要以第一步为主，其正确的电离方程式为：H2SO3H++HSO3−，故A错误；B．NaHSO4在溶液中完全电离，其电离方程式为：NaHSO4═Na++H++SO42−，故B正确；C．Na2CO3的水解分步进行，主要以第一步为主，正确的离子方程式为：CO32−+H2OHCO3−+OH−，故C错误；D．HS−离子水解生成氢氧根离子，其水解方程式为：HS−+H2OH$$