2024-2025学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1 期中（第一、三章）知识复习填空

2024-205学年高中化学（2019版 ）选择性必修一期中 （第一~三章）知识复习填空（含答案） 1.1.1 反应热 焓变 一、焓变：化学反应过程中所放出或吸收的能量，符号：____，单位：____或_______； 二、反应热 一定温度下，化学反应所释放或吸收的热量称为反应热。 研究证明，化学反应在恒压条件下的反应热与焓变相同。 (1)反应热的单位和焓变一样，为___________或___________； (2)反应热描述的是化学反应前后的热量变化； (3)任何化学反应都有反应热。 二、两个角度计算反应热 1．分析反应物与生成物总能量相对大小（关注反应前后的状态） ∆H=______________________________ 画出吸热反应与放热反应能量图 2．从成断键角度分析反应过程、图像，计算反应热 （1）化学反应在本质上来说也就是旧键的断裂和新键的形成过程 当生成物成键释放的总能量大于反应物断键吸收的总能量时，反应为_________反应，使反应本身能量降低，规定放热反应△H为_______，所以△H为“-”或△H＜0时为_______反应。 当生成物成键释放的总能量小于反应物断键吸收的总能量时，反应是_________反应，通过加热、光照等方法吸收能量，使反应本身能量升高，规定△H为“_________”，所以△H为“＋”或△H＞0时为_________反应。 （2）∆H=______________________________。 画出吸热反应与放热反应能量图，并标出键能断裂和形成时的变化 吸热反应 放热反应 3．△H =反应物的键能之和—生成物的键能之和 化学键断裂或生成所吸收或放出的能量叫做化学键的键能。反应键能越______，稳定性越______，能量就越______，破坏它需要的能量就越小；生成物的键能越____，稳定性越____，能量就越____，释放的能量就越大，故需要放出能量，△H为负，反应之为正。 三、常见吸热反应和放热反应 1．放热反应 ： （1）______________________________（2）______________________________ （3）______________________________（4）______________________________ （5）______________________________ 2．吸热反应 ： （1）______________________________（2）______________________________ （3）______________________________（4）______________________________ 注：反应的热效应与反应条件无关 四、反应热大小比较 1．同一反应生成物的状态不同时： A(g)十B(g)=C(g)；△H1<0 A(g)+B(g)=C(1)；△H2<0 △H2_________△H1 2．同一反应反应物状态不同时： S(g)+O2(g)=SO2(g)；△H1<0 S(s)+O2(g)=SO2(g)；△H2<0 △Hl_________△H2 3．两个有联系的不同反应相比 C(s)+O2(g)=CO2(g)；△H1<0 C(s)+O2(g)=CO (g)；△H2<0 △H1_________△H2 注：比较两个反应的△H大小时，一定要考虑符号 3．中和反应反应热的测定 （1）实验原理 中和热的定义是在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成______mol H2O时的反应热叫中和热。在中学阶段，只讨论强酸和强碱反应的中和热。 实验：在200mL烧杯中加入50mL 0.5mol/L的盐酸，测其温度。另用量筒量取50mL 0.55mol/L NaOH溶液，测其温度，并缓缓地倾入烧杯中，边加边用玻璃棒搅拌。观察反应中溶液温度的变化过程，并作好记录。 盐酸温度/℃ NaOH溶液温度/℃ 中和反应后温度/℃ t(HCl) t(NaOH) t2 数据处理：△H＝Q/n＝c·m·△t/n 其中：c＝4.18J/(g·℃)，m为酸碱溶液的质量和，△t＝t2－t1，t1是盐酸温度与NaOH溶液温度的平均值，n为生成水的物质的量。 （2）实验操作 仪器：烧杯、硬纸条（泡沫）、硬纸板、温度计、环形玻璃搅拌棒。 注意事项： ①为了保证0.50mol· L－1的盐酸完全被NaOH中和，采用0.55mol·L－1NaOH溶液，使碱稍稍过量，因为过量的碱并不参加中和反应。 ②实验中若用弱酸代替强酸，或用弱碱代替强碱，因中和过程中电离______，会使测得中和热的数值______。 ③要使用同一支温度计。分别先后测量酸、碱及混合液的温度时，测定一种溶液后必须用水冲洗干净并用滤纸擦干。温度计的水银球部分要完全浸入溶液中，且要稳定一段时间再记下读数。 ④实验中所用的盐酸和氢氧化钠溶液配好后要充分冷却至室温，才能使用。 ⑤操作时动作要______，尽量减少热量的散失。 ⑥实验时亦可选用浓度体积都不相同的酸碱溶液进行中和热的测定，但在计算时，应取二者中量______的一种，因为过量的酸碱并不参加中和反应。 【知识点填空答案】 △H，kJ/mol,kJ·mol-1,kJ/mol,kJ·mol-1,生成物总能量−反应物总能量，放，-，放，吸，+，吸，反应物总键能−生成物总键能，小，弱，高，小；大，强，低，大，所有的燃烧反应，活泼金属和酸或水的反应，酸碱中和反应，铝热反应，大多数的化合反应，大多数的分解反应，Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl，水煤气制备：碳和水蒸气的反应，碳和二氧化碳高温条件下的反应，<，<，<，1，吸热，偏小，快，小 1.1.2 热化学方程式 燃烧热 知识点一：热化学方程式的概念及意义 _____________________________化学方程式，叫做热化学方程式。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。 实例：H2(g)+O2(g)===H2O(l)；ΔH=-285.8kJ·mol−1，表示在___℃，___Pa，_____mol H2与_______mol O2完全反应生成______水时_______的热量是285.8 kJ。 知识点二：热化学方程式的书写方法 (1)写出相应的化学方程式。热化学方程式中各物质化学式前的化学计量数只表示其___________，可以是整数或分数。 (2)标注反应的温度和压强。没有特殊说明是指25 ℃、101 kPa，该条件可以不标注，但其他条件必须标注。 (3)标注各物质聚集状态。在物质后面用括号标注各物质的聚集状态：气体用“____”，液体用“______”，固体用“_____”，溶液用“aq”。 (4)标注ΔH的正负。化学方程式后面空一格标注ΔH，若为放热反应，ΔH为“____”；若为吸热反应，ΔH为“______”。 (5)计算ΔH的数值。热化学方程式中化学式前面的化学计量数必须与ΔH相对应，若化学计量数加倍，则ΔH的数值也要加倍。ΔH单位是____________。 知识点三：燃烧热 1．概念：______________时，____________纯物质____________燃烧生成_______________时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热，单位_____________ 2．燃烧热与中和热的重要区别 (1)反应环境的区别：燃烧热必须是燃烧反应而且是完全燃烧，有O2参加；而中和热是___________中的______________反应。 (2)反应实质不同：燃烧反应是氧化还原反应；中和反应是_______________。 (3)规定物质不同：燃烧热是1 mol纯物质被燃烧；中和热是__________________。 【知识点填空答案】 知识点一：能表示参加反应物质的量和反应热的关系的；物质；能量；25；101k；1； ；1mol液态；放出 知识点二：物质的量；g；l；s ；- ；+；kJ·mol−1 知识点三：101kPa；1mol；完全；稳定的氧化物；kJ/mol；稀溶液中氢离子子和氢氧根反应生成水的；复分解反应；氢离子子和氢氧根反应生成1mol水所释放的热量。 1.2.1 盖斯定律 一、盖斯定律 1．1840年，盖斯（G．H．Hess，俄国化学家）从大量的实验事实中总结出一条规律：化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其_____是相同的。也就是说，化学反应的____只与反应的___和_____有关，而与具体反应进行的_____无关。如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是_______的，这就是盖斯定律。 2．盖斯定律在生产和科学研究中的意义 【知识点填空答案】 反应热；焓变；始态；终态；过程；相同 2.1.1 化学反应速率 影响化学反应速率的因素（学案） 影响化学反应速率的因素有___________、__________、____________、___________。 知识点一：化学反应速率 1．化学反应速率是定量描述化学反应进行________的物理量。通常用单位时间内__________的减少或__________的增加来表示。 其数学表达式为v＝_______________________或v＝_______________________。 Δc表示_________________，常用单位__________。 Δt表示_________，常用单位______________。 化学反应速率的单位是____________、___________。 二、同一反应中不同物质间反应速率的规律 同一反应用不同物质来表示反应速率时，其数值不一定相等；它们的比值等于化学方程式的____________之比。 对于在一个容器中的一般反应 aA+bBcC+dD来说有， v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)=Δc(A)∶Δc(B)∶Δc(C)∶Δc(D)=Δn(A)∶Δn(B)∶Δn(C)∶Δn(D)=____________。 【方法技巧】 反应速率大小(或快慢)比较方法 同一反应的化学反应速率用不同物质表示时数值可能不同，比较化学反应速率的快慢不能只看数值大小，而要进行一定的转化。 (1)归一法 将同一反应中的不同物质的反应速率转化成同一单位、同一种物质的反应速率，再进行比较。 (2)比值法 用各物质的量表示的反应速率除以对应各物质的化学计量数，然后再对求出的数值进行大小排序，数值大的反应速率快。如反应mA＋nB⇌pC＋qD，若v(A)/m＞v(B)/n，则反应速率A＞B。 (3)注意单位是否统一。 三、化学反应速率的测量方法 (1)利用能够直接观察的某些性质测定 如通过测量释放出一定体积的气体的____________来测定反应速率，或测量一定时间内气体压强的变化来测定反应速率。 (2)利用科学仪器测量出的性质进行测定，如颜色的深浅、光的吸收、光的发射、导电能力等。 (3)在溶液中，当反应物或生成物本身有比较明显的颜色时，常常利用____________和____________的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。 设计实验测定锌与硫酸反应的速率，按下列实验步骤完成实验： ①按下图所示安装装置，加入锌粒，然后快速加入40 mL 1 mol·L－1的硫酸，测量收集10 mL H2所用的时间。 ②按图示再安装一套装置，加入与前一套装置相同的锌粒，然后再快速加入40 mL 4 mol·L－1的硫酸，测量收集10 mL H2所用的时间。 四、影响化学反应速率的因素 1． 决定因素（内因）：________________________（决定因素） 2． 条件因素（外因）： （1）浓度对反应速率的影响（固体和纯液体除外）， ①浓度越大，反应速率越____________，浓度越小，反应速率越____________。 ②变化情况：对于可逆反应来说，增大反应物的浓度，正反应速率瞬间增大，逆反应速率不变，随后，由于反应物浓度减小，生成物浓度增大，正反应速率减慢，逆反应速率增大。 （2）压强对反应速率的影响（方程式中必须要有____________）， ①压强越大，反应速率越____________，压强越小，反应速率越____________。 ②说明 A若参加反应的物质为固体或液体，由于压强对它们的浓度影响几乎为零，可以认为速率不变。 B压强对反应速率影响的前提是有气体参加的反应。其实质是加压（体积减小）使物质的浓度增大。若加压后物质的体积不变，则浓度不变，反应速率也不变（如向恒容的容器中充入惰性气体）。 C惰性气体对反应速率的影响 恒容：充入惰性气体，总压增大物质浓度不变，反应速率____________。 充入反应气体，总压增大物质浓度增大，反应速率____________。 恒压：充入惰性气体，体积增大物质浓度减小，反应速率____________。 充入反应气体，体积增大物质浓度不变，反应速率____________。 （3）温度对反应速率的影响（提高了反应物分子的能量）， 升高温度，反应速率变____________，降低温度，反应速率变____________。 （4） 催化剂对反应速率的影响（降低了活化能）， ①加入催化剂可以改变（加快或减慢）化学反应速率。 ②加入催化剂可以降低反应的活化能，但不能改变反应热。 （5） 其他因素 接触面积（乳化剂）、构成原电池、光、电磁波、溶剂的性质等也能影响化学反应速率 （6）随着反应的进行，反应速率先加快后减慢，加快的原因可能是： ①________________________；②________________________；③____________。 【课前复习填空答案】 浓度；温度；压强；催化剂； 【知识点填空答案】 快慢程度；反应物浓度；生成物浓度；Δc/Δt，Δn/(V·Δt)；某物质浓度的变化；mol·L－1；时间变化；s、min或h；mol/(L.s)；mol·L－1·s－1；计量数之比；a∶b∶c∶d；时间；颜色深浅；显色物质浓度；反应物的性质；快；慢；气体；快；慢；不变；加快；减小；不变；快；慢；反应放热，温度升高，反应速率加快；生成物做催化剂；构成原电池。 2.1.2 活化能 催化剂影响化学反应的机理是____________________________。 一、有效碰撞理论 1．有效碰撞 2．活化分子与活化能 活化分子：能够发生________________的分子。 活化能：_______比_______高出的能量。 3．化学反应速率与活化分子、有效碰撞的关系 活化分子的百分数越大，单位体积内_____________越多，单位时间内_____________越多，化学反应速率_____________。 如图：加入催化剂能过降低反应的活化能，E1为不加催化剂的活化能，E2为加入催化剂的活化能 大多数化学反应都是分几步完成的，其中能够-步完成的反应称为基元反应。 例如，H· + O2→·OH+ O·即为氢气与氧气生成水的反应中的一个基元反应。 基元反应构成的反应序列称为反应历程(又称反应机理)，基元反应的总和称为总反应。由几个基元反应组成的总反应也称复杂反应。因此，平常所写的化学方程式是总反应的化学方程式，它只能表示出反应物和生成物以及它们之间的化学计量关系。当然，也有一些化学反应是反应物一步直接转化为生成物的，总反应就是基元反应，这类反应又称为简单反应。 【知识点填空答案】 降低活化能。 化学反应；活化分子；普通分子；活化分子数；有效碰撞的次数；越快。 2.2.1 化学平衡状态 化学平衡常数 达到化学反应限度的特征是________________________________。 一、可逆反应与不可逆反应 1．可逆过程 (1)可逆过程 当温度一定时,饱和溶液中的固体溶质溶解和溶质分子回到固体表面的结晶过程一直在进行,而且两种过程的速率____,于是饱和溶液的浓度和固体溶质的质量都____。  (2)表述 约定采用“____”来代替反应式中原来用的“____”,把从左向右的过程称作_______________;由右向左的反应称作_______________。 2．可逆反应与不可逆反应 (1)可逆反应 在________下,既能向__________同时又能向____________进行的反应。  (2)不可逆反应 在一定条件下,几乎所有的反应都具有不同程度的可逆性,但有些反应的逆反应进行程度太小因而可忽略。如Ag++Cl-AgCl↓ 二、化学平衡的建立 1．化学平衡的建立 以CO+H2O(g)CO2+H2反应为例。 在一定条件下,将0.01molCO和0.01molH2O(g)通入1L密闭容器中,开始反应: (1)反应刚开始时: 反应物的浓度为_______,正反应速率为_______。  生成物的浓度为______, 逆反应速率为________。  (2)反应进行中: 反应物的浓度___________,正反应速率____________。  生成物的浓度_____________,逆反应速率_______________。  (3)肯定最终有一时刻,正反应速率与逆反应速率___________,此时,反应物的浓度___________,生成物的浓度也____________。如图所示。 2．化学平衡状态 (1)定义:___________________________________________________________。  (2)特征: ①逆:________________________ ②动:________________________ ③等:________________________ ④定:________________________ ⑤变:________________________ (3)特点:化学平衡的建立与建立的途径无关。 【思考】相同条件(温度、浓度、压强等)时,一个反应从正反应开始与从逆反应开始,最终所达到的平衡状态是否相同? (4)达到平衡的标志:以mA(g)+nB(g)⇌pC(g)为例 直接标志:①速率关系:正反应速率与逆反应速率相等,即A的消耗速率与A的生成速率相等,A的消耗速率与C的消耗速率之比等于m∶p,B的生成速率与C的生成速率之比等于n∶p。 ②各物质的百分含量保持不变。 间接标志:①混合气体的总压强、总体积、总物质的量不随时间的改变而改变。(注:m+n≠p) ②各物质的浓度不随时间的改变而改变。 ③各物质的物质的量不随时间的改变而改变。 ③各气体的体积、分压不随时间的改变而改变。 三、对于密闭容器中的可逆反应:mA(g)+nB(g)⇌pC(g)+qD(g),根据对化学平衡的理解,判断下列各情况下,是否达到平衡。 可能的情况举例 是否能判断已达平衡 1.混合物体系中各成分的含量 ①各物质的物质的量或物质的量分数一定 ②各物质的质量或质量分数一定 ③各气体的体积或体积分数一定 ④总体积、总压强、总物质的量一定 2.正、逆反应速率的关系 ①单位时间内消耗了mmolA,同时生成mmolA ②单位时间内消耗了nmolB,同时消耗了pmolC ③v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)=m∶n∶p∶q ④单位时间内生成nmolB,同时消耗qmolD 3.压强 ①其他条件不变,m+n≠p+q时,总压强一定 ②其他条件不变,m+n=p+q时,总压强一定 4.平均相对分子质量M ①当m+n≠p+q时,M一定 ②当m+n=p+q时,M一定 5.温度 其他条件一定时,体系温度一定 6.体系密度 其他条件一定时,体系密度一定 7.其他 组成成分有颜色时,体系颜色不再变化 四、化学平衡常数 1．定义:在____下,当一个可逆反应达到______时,生成物____________与反应物____________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),在一定温度下,K=___________。该式中(1)c(A)、c(B)、c(C)、c(D)是各物质处于____时的浓度;(2)标准平衡常数的单位为1。  3．书写平衡常数关系式的原则: 请写出下表中各反应的平衡常数表达式并总结规律: 反应 K 1 1/2N2(g)+3/2H2(g)NH3(g) 2 N2(g)+3H2(g)2NH3(g) 3 2NH3(g)N2(g)+3H2(g) 4 FeO(s)+CO(g)Fe(s)+CO2(g) 5 AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq) 6 Cr2O72-(aq)+H2OCrO42-(aq)+2H+(aq) 　　规律:(1)同一化学反应,可以用不同的化学反应方程式来表示,每个化学方程式都有自己的平衡常数关系式及相应的平衡常数。 (2)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___________。  (3)化学平衡关系式中只包括____物质和____中各溶质的浓度。 4．特点:K只受____影响,与反应物或生成物的____无关。  五、平衡常数K的应用 1．判断反应的热效应: 若正反应是吸热反应,升高温度,K____； 若正反应是放热反应,升高温度,K____。  2．判断某时刻反应进行的方向: 可用该时刻产物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比即浓度商Q与K比较大小来判断。 即Qc=K体系处于__________________； Qc<K反应___________________进行； Qc>K反应___________________进行。 3．判断反应进行的程度: K值越大,说明平衡体系中生成物所占的比例____,它的正向反应进行的程度____,即该反应进行得越____,反应物转化率____;反之,就越____,转化率就____。一般地说,____时,该反应进行得就基本完全了。 【知识点填空答案】 各物质的浓度不再改变 【知识点填空答案】 相等；不变；⇌；==；正反应；逆反应；同一条件；正反应方向；逆反应方向；最大；最大；0；0；逐渐减小；逐渐减小；；逐渐增大；逐渐增大；相等；不变；不变；化学平衡状态是指在一定条件下的可逆反应里,当正反应速率和逆反应速率相等,反应混合物中各组分的百分含量(浓度、质量、质量分数、体积分数等)保持不变的状态；可逆反应；动态平衡(正、逆反应仍在进行)；v(正)、v(逆)不为0；v(正)=v(逆)；体系中所有反应物和生成物的百分含量(混合物各组分的浓度、质量、质量分数、体积分数等)保持不变；条件改变,原平衡被破坏,在新的条件下建立新的平衡；相同,因为化学平衡的建立与反应进行的方向无关,而与反应时的条件有关,只要条件(温度、浓度、压强等)相同,最终就会达到相同的平衡状态；平衡；平衡；平衡；不一定平衡；平衡；平衡；不一定平衡；不一定平衡；平衡；；不一定平衡；平衡；不一定平衡；平衡；不一定平衡；平衡 2.2.2 影响化学平衡的因素 对正逆反应速率影响不同的因素是___________、___________、___________。 一、化学平衡的移动 1、定义 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，直至正、逆反应速率___________，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、平衡移动的原因 化学平衡的根本特征为___________，因此化学平衡移动的根本原因为V(正)≠V(逆)，平衡移动的方向根据V(正)、V(逆)的相对大小来决定。 当V(正)＞V(逆)时则向___________方向移动 V(正)＜V(逆)时则向___________方向移动 V(正)=V(逆)时则___________ 平衡移动的结果是Vˋ(正)______Vˋ(逆)，达到新的化学平衡。 二、浓度、压强对化学平衡移动的影响 1、浓度变化对化学平衡移动的影响规律 （1）增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向___________方向移动。 （2）减小反应物浓度或增大生成物浓度，平衡向___________方向移动。 若其他条件不变，一次性改变浓度对化学平衡的影响如下表所示： 化学 平衡 aA＋bB⇌cC＋dD(A、B、C、D为非固体) 体系浓度改变 增大反应物浓度 增大生成物浓度 减小反应物浓度 减小生成物浓度 平衡移动方向 正向移动 逆向移动 逆向移动 正向移动 速率 变化 v正先增大，v逆随后增大，且v′正＞v′逆 v逆先增大，v正随后增大，且v′逆＞v′正 v正先减小，v逆随后减小，且v′逆＞v′正 v逆先减小，v正随后减小，且v′正＞v′逆 图像 2、压强变化对化学平衡移动的影响规律 （1）针对有气体参加或有气体生成且反应前后气体体积发生变化的可逆反应而言 改变压强 平衡移动方向 增大压强 平衡向______________________方向移动 减小压强 平衡向______________________方向移动 （2）对于反应前后气体体积没有发生变化的反应，改变压强平衡不移动。 若其他条件不变，压强对化学平衡的影响如下表所示： 化学平衡 aA＋bB⇌ cC＋dD a＋b＞c＋d aA＋bB⇌cC＋dD a＋b＜c＋d 浓度改变 加压 减压 加压 减压 移动方向 正向移动 逆向移动 逆向移动 正向移动 速率变化 v正、v逆同时增大，且v′正＞v′逆 v正、v逆同时减小，且v′逆＞v′正 v正、v逆同时增大，且v′逆＞v′正 v正、v逆同时减小，且v′正＞v′逆 图像 3、温度对化学平衡移动的影响 升高温度，平衡向______反应方向移动； 降低温度，平衡向______反应方向移动。 4、催化剂对化学平衡的影响 a加入催化剂可以大大地加快化学反应速率，是因为它可以降低反应的活化能，从而提高活化分子百分数，从而增大反应速率，但是由于催化剂能够___________地改变正、逆反应速率，因此它对化学平衡移动___________。 b催化剂不能改变达到化学平衡状态时的反应混合物中的组成含量，但是使用催化剂能改变反应达到平衡所需的时间。 三、勒夏特列原理 1、原理 如果改变影响平衡的一个条件(如___________、___________或___________)，则平衡将向着能够___________这种改变的方向移动。 2、注意事项 （1）研究对象一定是处于平衡状态的___________反应。 （2）勒夏特列原理只适用于判断“___________影响平衡的一个条件”时的平衡移动方向。 （3）平衡移动的结果只能是“_______”外界条件的改变，但不能完全“_____”这种改变。 四、转换率 对于反应mA（g）+nB（g）⇌pC（g）+qD（g） 平衡转化率可以表示为：_________________________________ 【知识点填空答案】浓度；压强；温度 【知识点填空答案】 浓度；压强；温度；再次相等；V(正)=V(逆)；正方向；逆方向；；不移动；=；正反应；逆反应；气体体积缩小；气体体积增大；吸热；放热；同等程度地；无影响；浓度；压强；温度；减弱；可逆；改变；减弱；消除； 2.3 化学反应的方向 不同吸热、放热化学反应能够进行，与反应条件________。 一、化学反应进行的方向 自发过程：在一定条件下，不需要借助外力就可以__________的过程。 自发反应：在给定的一组条件下，可以自发地进行到某种显著程度的反应。 1． 反应熵变与反应方向： （1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的__________，符号为__________.单位：J•mol-1•K-1 （2）体系趋向于__________转变为__________，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。. 1. 同一物质，在__________时熵值最大，__________时次之，__________时最小。即S(g)__________S(l)__________S(s) 1. 方程式中气体计量数增大的方向就是__________的方向。 1. 反应方向判断依据 熵判据：体系中有自发地向混乱程度__________的方向进行。 焓判据：放热反应体系能量降低，因此具有自发反应的倾向。 复合判据（自由能判据）：在一定温度的条件下，自发反应总是向____________________的方向进行，直至达到平衡状态。 在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为： ΔH-TΔS_____0 反应能自发进行 ΔH-TΔS_____0 反应达到平衡状态 ΔH-TΔS_____0 反应不能自发进行 注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，__________温度反应都能自发进行 （2）ΔH为负，ΔS为负时，__________温度反应都能自发进行 （3）ΔH为正，ΔS为正时，__________温度反应都能自发进行 （4）ΔH为正，ΔS为负时，__________温度反应都不能自发进行 【课前复习答案】无关 【知识点填空答案】 自发进行；混乱度；S；有序；无序；气态；液态；；固态；〉；〉；熵增；增加；ΔG= ΔH-TΔS〈0；〈；=；；任何；较低；较高；任何温度。 2.4 化学反应的调控 工业合成氨所需要的条件是____________________。 一.化学反应条件的控制 1．合成氨反应的特点 合成氨反应：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)。 已知298 K时：ΔH＝－92.4 kJ·mol－1，ΔS＝－198.2 J·mol－1·K－1。 (1)可逆性：反应为可逆反应。 (2)体积变化：正反应是气体体积缩小的反应。 (3)焓变：ΔH<0，熵变：ΔS<0。 (4)自发性：常温(298 K)下，ΔH－TΔS<0，能自发进行。 在生产和生活中____有利的化学反应：提高反应物的转化率即原料的利率、加快反应速率等 ______有害的化学反应：减少或消除有害物质的产生，控制副反应的发生等 这就涉及到反应条件的控制。通过控制反应条件，可以_______反应速率（加快或减慢）；也可以在一定程度上改变一个化学反应的限度，使可逆反应朝着_______于人们需要的方向进行。 【应用】工业上合成氨的生产中：既要考虑反应的速率也要考虑反应所能达到的限度。二者兼顾，通过控制反应器的__________，使反应既快又能达到较大的限度。 合成氨的反应：N2＋3H22NH3 反应特点：正反应是__________反应、气体总体积__________的反应 控制条件: （1）温度生产中二者兼顾，选择适宜的温度（约500℃）速率快：____有利 反应限度：____有利 （2）压强生产中采用中压法（20～50Mpa）速 率 快：____有利 反应限度：____有利 （3）催化剂：还原铁粉为主体的多成分催化剂。 【课前复习答案】高温、高压、催化剂 【知识点填空答案】 促进；抑制；改变；有利于；温度和压强；高温；低温；高压；高压 3.1.1 强电解质和弱电解质 弱电解质的电离平衡 六大强酸是_____________________________________________________。 四大强碱是_____________________________________________________。 知识点一、弱电解质的电离 1． 定义： 电解质： 在_______________________________能导电的化合物，叫电解质。 非电解质: 在_____________和_____________都不能导电的化合物。 强电解质：在水溶液里_____________电离成离子的电解质。 弱电解质：在水溶液里_____________分子电离成离子的电解质。 物质 单质 化合物 电解质 非电解质：非金属氧化物，大部分有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2 强电解质：强酸、强碱、大多数盐、活泼金属氧化物。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4、Al2O3 弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2 混和物 纯净物 常见的强、弱电解质 强电解质 弱电解质 注意： 电解质的强弱取决于电解质的电离能力，而溶液的导电能力除与电解质的电离能力有关外，还取决于其溶液中离子的电荷数。一般判断溶液导电能力的强弱看以下两个方面： (1)溶液的导电能力大小主要取决于溶液中离子浓度的大小，离子浓度越大，导电能力就越强；反之，导电能力就越弱。例如0.1 mol·L－1 NaCl溶液导电性与0.1 mol·L－1 盐酸导电能力基本相等，而0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的导电能力就弱得多。 (2)当离子浓度相同时，溶液的导电能力主要取决于溶液中离子所带电荷数的多少。例如：0.1 mol·L－1 NaCl溶液导电能力比0.1 mol·L－1 CuSO4溶液导电能力差。 2．电解质与非电解质本质区别： 电解质——离子化合物或共价化合物； 非电解质——共价化合物。 注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离， 故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 知识点二 弱电解质的电离平衡 1. 电离平衡：在一定条件下(如温度和浓度)，电解质_____________的速率和__________________________的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化，电离过程达到电离平衡状态。 2．建立过程(用v­t图像描述) 3．特征 1．以0.1 mol·L－1CH3COOH的电离为例，试分析外界条件对电离平衡的影响。 实例 (稀溶液) CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋　ΔH＞0 改变条件 平衡移动方向 c(H＋) c(CH3COO－) c(CH3COOH) 导电能力 加水稀释 加入少量醋酸 加入HCl(g) 加入NaOH(s) 加入镁粉 升温 加入CH3COONa(s) 【课前复习答案】HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4；NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2 【知识点填空答案】水溶液中或熔化状态下；水溶液；熔融状态下；全部；只有一部分；电离成离子；离子结合成弱电解质分子 正向 减小 减小 减小 减弱 正向 增大 增大 增大 增强 逆向 增大 减小 增大 增强 正向 减小 增大 减小 增强 正向 减小 增大 减小 增强 正向 增大 增大 减小 增强 逆向 减小 增大 增大 增强 3.1.1 强电解质和弱电解质 弱电解质的电离平衡 六大强酸是_____________________________________________________。 四大强碱是_____________________________________________________。 一、电离平衡常数(K)、电离度(α) 1．电离常数 (1)表示方法 ABA＋＋B－　K＝________________ 弱电解质的电离常数表达式中的c(A＋)、c(B－)和c(AB)均为达到电离平衡后各粒子在溶液中的浓度值，并不是直接指溶质的物质的量浓度值，并且在温度一定时，其电离常数就是一个定值。 ①一元弱酸、一元弱碱的电离常数。例如： CH3COOHCH3COO－＋H＋，K＝________________ NH3·H2ONH＋OH－，K＝________________ ②多元弱酸、多元弱碱的电离常数。 多元弱酸的电离是分步进行的，每步都有相应的电离常数，通常用Ka1，Ka2，Ka3等来分别表示。 例如：H3PO4H＋＋H2PO4-，Ka1＝________________ H2PO4-H＋＋HPO42-，Ka2＝________________ HPO42-H＋＋PO43-，Ka3＝________________ 多元弱酸各步的电离常数大小的比较为Ka1≫Ka2≫Ka3，因此多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。 多元弱碱的电离与多元弱酸的电离情况相类似，但多元弱碱的电离可写成一步。 (2)影响因素 电离常数只与_________有关，_________，K值增大。 (3)电离常数的意义 ①表示多元弱酸溶液中离子浓度的关系。 H3PO4分三步电离，第一步最强(Ka1＝7.5×10－3)，第二步弱(Ka2＝6.2×10－8)，第三步最弱(Ka3＝2.2×10－13)，c(H＋)＞c(H2PO)＞c(HPO)＞c(PO)＞c(OH－)。 H2S分两步电离，第一步强(Ka1＝9.1×10－8)，第二步弱(Ka2＝1.1×10－12)，c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)＞c(OH－) ②根据电离常数的大小，可以估算弱电解质电离的程度。例如，在相同条件下，K值越大，弱酸的电离程度越大，酸性越强。在相同条件下，常见弱酸的酸性强弱关系为 H3PO4＞HF＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO。 2．电离度 (1)弱电解质的电离度用α表示 则____________________________________ 或____________________________________ 或____________________________________ 【知识点填空答案】；；；； ；；温度；升高温度； α＝×100%；α＝×100%； α＝×100%。 3.2.1 水的电离 溶液的酸碱性与pH pH试纸收到使用方法是_____________________________________________________。 一、水的电离 1．水的电离 水是一种极弱的电解质，电离方程式为H2O＋H2O⇌H3O＋＋OH－，简写为___________________________，水的电离常数K电离＝ 2．水的离子积常数 (1)Kw的推导 水的电离平衡常数K电离＝，则c(H＋)·c(OH－)＝K电离·c(H2O)。从实验可知，在室温时55.6mol纯水中只有1×10－7molH2O电离，电离前后H2O的物质的量几乎不变，因此c(H2O)可视为常数，K电离也为一常数，所以K电离·c(H2O)必然也为常数，用Kw表示，因此有c(H＋)·c(OH－)＝Kw。 25℃时，c(H＋)=c(OH－)=______________mol/L；KW=c(H＋)·c(OH－)=______________ (2)Kw的影响因素 水的离子积Kw，只受______________的影响，______________，Kw增大。 (3)Kw的适用范围 Kw不仅适用于纯水，还可适用于______________。 二、溶液的酸碱性和pH 1．溶液的酸碱性 (1)常温下溶液的酸碱性与pH的关系 ①pH＜7，溶液呈__________；②pH＝7，溶液呈__________；③pH＞7，溶液呈__________。 (2)溶液的酸碱性与c(H＋)、c(OH－)的关系 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。 ①c(H＋)＞c(OH－)溶液呈______________；②c(H＋)＝c(OH－)溶液呈______________；③c(H＋)＜c(OH－)溶液呈______________。 2．pH (1)表达式：pH＝______________。 (2)意义：pH越大，溶液碱性______________；pH越小，溶液酸性______________。 (3)适用范围：1×10－14mol·L－1≤c(H＋)≤1mol·L－1的溶液。 二、稀释过程溶液pH值的变化规律： 1．强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+n（但始终不能大于或等于7） 2．弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀〈pH原+n（但始终不能大于或等于7） 3．强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n（但始终不能小于或等于7） 4．弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原－n（但始终不能小于或等于7） 5．不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7 6．稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。 四、溶液酸、碱性的测定方法 (1)指示剂法 该法只能测其pH的大致范围，常见指示剂变色范围为 指示剂 变色范围 石蕊 pH＜5红色 5～8紫色 ＞8蓝色 酚酞 pH＜8.2无色 8.2～10浅红色 ＞10红色 甲基橙 pH＜3.1红色 3.1～4.4橙色 ＞4.4黄色 (2)pH试纸法 把小片试纸放在表面皿或玻璃片上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与标准比色卡对比，即可确定溶液的pH。 【课前复习答案】把小片试纸放在表面皿或玻璃片上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与标准比色卡对比，即可确定溶液的pH。 【知识点填空答案】 H2O⇌H＋＋OH－；10-7；1×10-14；温度；温度升高；电解质水溶液；酸性；中性；碱性；酸性；中性；；碱性；－lgc(H＋) 3.2.2 酸碱中和滴定 酸碱中和反应的本质是_____________________________________________________。 知识点：酸碱中和滴定 1．滴定原理 (1)反应实质：H＋＋OH－===H2O。 (2)定量关系：中和反应中酸提供的H＋与碱提供的OH－的物质的量相等，n(H＋)＝n(OH－)，即c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱，则c(H＋)＝____________或c(OH－)＝____________。 2．实验关键 (1)准确测定参加反应酸、碱的体积。 (2)准确判断滴定终点。 3．实验用品 (1)试剂：标准溶液、待测溶液、指示剂、蒸馏水。 (2)仪器：____式滴定管，____式滴定管、滴定管夹、铁架台、烧杯、________。 4．滴定管 (1)构造 (2)使用方法 ①检查仪器：使用前先检查滴定管活塞________。 ②润洗仪器：在加入反应液之前，洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗________次。 ③加入反应液：分别将反应液加入到相应滴定管中，使液面位于滴定管刻度“0”以上________处。 ④调节起始读数：在滴定管下放一烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分充满反应液，然后调节滴定管液面，使其处于某一刻度，并记录读数。 5．实验操作 (1)准备工作：滴定前仪器的检查、洗涤、装液。 滴定管：①________，②洗涤，③________，④装液，⑤固定，⑥________，⑦调液面，⑧记录。 锥形瓶：①洗涤，②装液，③加指示剂。 (2)滴定操作 (3)数据处理 按上述操作重复2～3次，求出用去标准溶液体积的平均值，最后求得待测溶液的浓度。 6．误差分析 (1)误差分析方法 分析误差要根据计算式c待＝分析：当用标准液滴定待测溶液时，c标、V待均为定值，c待的大小取决于V标的大小，消耗标准溶液多，则结果偏高；消耗标准溶液少，则结果偏低。 (2)常见误差分析 类别 操作 结果 来自滴定 管中产生 的误差　 滴定管用蒸馏水洗后，未用标准液润洗 滴定管未用待测液润洗 盛标准液的滴定管滴定前有气泡，滴定后无气泡 盛标准液的滴定管滴定前无气泡，滴定后有气泡 盛待测液的滴定管滴定前有气泡，量液后无气泡 盛待测液的测定管滴定前无气泡，量液后有气泡 来自锥形 瓶中产生 的误差　 锥形瓶用蒸馏水洗后又用待测液洗 锥形瓶未洗净，残留有与待测液中溶质反应的少量物质 待测液加水稀释 读数带来 的误差 用滴定管量 取待测液 先俯视后仰视 先仰视后俯视 标准液 先俯视后仰视 先仰视后俯视 来自配制 标准液产 生的误差 配制0.1 mol·L－1的NaOH溶液500 mL需要NaOH的质量为2.0 g NaOH已部分潮解或称量时间过长 NaOH中含有杂质 杂质不与盐酸反应 所含杂质消耗1 mol HCl需质量大于40 g(例如Na2CO3、NaHCO3) 所含杂质消耗1 mol HCl需质量小于40 g(例如Na2O) 砝码有油污或生锈 注意：对于仰视、俯视所造成的读数误差，可以用画图的形式来理解和记忆。如图是对量筒和滴定管进行仰视、俯视读数的模拟图。其共同点在于：俯视时液面位于读取刻度的下方；仰视时液面位于读取刻度的上方(记住“俯下仰上”)。对于滴定管，仰视所读的值比平视大，俯视所读的值比平视小，而量筒则正好相反。滴定终点时的错误读数所造成的误差可简记为“仰高俯低”(假定滴定前读数正确)。 【课前复习答案】氢离子与氢氧根反应产生水 【知识点填空答案】1.(2)； 3．(2)酸；碱；锥形瓶 4．(1)酸；酸或氧化性；碱；碱(2)①是否漏水；②2～3；③2～3 cm 5．(1)查漏；润洗；排气(2)滴定管活塞；锥形瓶；锥形瓶内溶液颜色变化 6.偏高；偏低；偏高；偏低；偏低；偏高；偏高；偏低；无影响；偏低；偏高；偏高；偏低；偏高；偏高；偏高；偏低；偏低 3.3.1 盐类的水解 硝酸铵显_______性。 碳酸钠显_______性。 一、盐的水解 1、概念：在溶液中盐电离出来的离子跟______________________结合生成__________的反应。 2、实质：盐电离―→―→破坏了____________―→水的电离程度____―→c(H＋) ≠ c(OH－)―→溶液呈碱性、酸性或中性。 3、条件：⑴盐中必须有____________________； ⑵盐必须________________________。 4、特征 → → →水解反应程度________ 5、盐类水解的类型和规律 ⑴强碱弱酸盐水解，溶液呈_____性，pH_____7，如CH3COONa等。原因是____________与水电离出的________结合生成____________，从而使溶液中c(H+)_____，c(OH-)_____，从而使c(OH-)_____c(H+)，溶液呈_____性。 ⑵强酸弱碱盐水解，溶液呈_____性，pH_____7，如NH4Cl等。原因是_______________与水电离出的________结合生成____________，从而使溶液中c(H+)_____，c(OH-)_____，从而使c(OH-)_____c(H+)，溶液呈_____性。 ⑶强酸强碱盐不发生水解，溶液呈_____性，pH_____7。 规律小结：__________________________，_____________________； __________________________，_____________________。 【课内探究】盐类水解离子方程式的书写规则 1、盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写__________________号。 2、一般盐类水解的程度很小，水解产物很少。通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。在书写离子方程式时一般不标“_______”或“_______”，也不把生成物（如H2CO3、NH3·H2O等）写成其分解产物的形式。个别水解程度较大的水解反应，有明显沉淀时用“↓” 3、多元弱酸的盐的阴离子水解是分步进行的，以第一步为主。如Na2CO3的水解过程: 第一步：_____________________________________________（主要） 第二步：_____________________________________________（次要） 4、多元弱碱的阳离子水解复杂，可看作是一步水解反应。如：Al 3+的水解 ____________________________________________________________________________ 写出下列盐水解的离子方程式： NaHCO3：___________________________________________________________ K2S：_____________________________________________________________ NaClO：______________________________________________________________ FeCl3：_____________________________________________________________ CuSO4：_________________________________________________________ 盐的类型 实例 是否水解 水解的离子 对水的电离的影响 溶液的酸碱性 强酸强碱盐 NaCl、KNO3 强酸弱碱盐 NH4Cl、Cu(NO3)2 弱酸强碱盐 CH3COONa、Na2CO3 【课前复习答案】酸；碱 【知识点填空答案】水电离出的氢离子或氢氧根；弱电解质；氢离子；氢氧根；水的电离平衡；增大；弱酸的酸根或弱碱的阳离子；弱酸强碱盐或强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐；可逆；中和反应；微弱；碱；＞；醋酸根；氢离子；醋酸；减小；增大；＞；碱；酸；＜；铵根；氢氧根；氨水分子；增大；减小；＜；酸；中；=；有弱才水解。无若不水解；越弱越水解，谁强显谁性；可逆；沉淀；气体；CO32-+H2O⇌HCO3-+OH-；HCO3-+H2O⇌H2CO3+OH-；Al3++3H2O⇌Al（OH）3+3H+；HCO3-+H2O⇌H2CO3+OH-；S2-+H2O⇌HS-+OH-；HS-+H2O⇌H2S+OH-；ClO-+H2O⇌HClO+OH-；Fe3++3H2O⇌Fe（OH）3+3H+；Cu2++2H2O⇌Cu（OH）2+2H+ 否 -- 无 中性 是 铵根、铜离子 促进 酸性 是 醋酸根、碳酸根 促进 碱性 3.3.2 影响盐类水解的主要因素 盐类水解的应用 水中存在电离平衡：H2O⇌H＋＋OH－。若在水中分别加入下列各物质： ①NaOH(s)②NH4Cl(s)③Na2CO3(s)④CH3COOH(l)⑤Na(s)⑥K2SO4，试回答下列问题： (1)能使水的电离平衡向左移动的是________，不发生移动的是________。 (2)溶液呈酸性的是______________，溶液呈碱性的是________。 (3)能促进水的电离，且溶液pH＞7的是________；能抑制水的电离，且溶液呈酸性的是________。 知识点一、影响盐类水解的外界因素： ①温度：温度越高水解程度越大（水解________，越热越水解） ②浓度：浓度越小，水解程度________（越稀越水解） ③酸碱：________________________盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解） 水解平衡和其他化学平衡一样也是动态平衡，外界条件改变，平衡就会发生移动，以CH3COONa的水解为例(CH3COO－＋H2O⇌CH3COOH＋OH－)填写下表 条件 c(CH3COO－) c(CH3COOH) c(OH－) c(H＋) pH 水解程度 升温 加H2O 加CH3COOH 加CH3COONa(s) 加HCl 加NaOH(s) 知识点二、盐类水解的应用： 水解的应用 实例 原理 净水 明矾净水 _____________________ 去油污 用热纯碱水冼油污物品 _____________________ 药品的保存 ①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸 _____________________ ②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH _____________________ 制备无水盐 由MgCl2·6H2O制无水MgCl2在HCl气流中加热 _____________________ 泡沫灭火器 用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合 _____________________ 制备胶体 向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，并加热至沸腾以增大Fe3＋的水解程度，从而制备Fe(OH)3胶体。 _____________________ 比较盐溶液中离子浓度的大小 比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小 _____________________ 1．盐溶液蒸干所得产物的判断 (1)K2CO3水溶液蒸干得到的固体物质是________，原因是_____________________。 (2)Al2(SO4)3溶液蒸干得到的固体物质是________，原因是_________________________。 (3)FeCl3溶液蒸干灼烧得到的固体物质是________，原因是_________________________。 (4)FeCl2溶液蒸干灼烧得到的固体物质是________，原因是_________________________。 (5)NaHCO3溶液蒸干灼烧得到的固体物质是________，原因是______________________。 (6)Na2SO3溶液蒸干灼烧得到的固体物质是________，原因是______________________。 (7)NaClO溶液蒸干灼烧得到的固体物质是________，原因是______________________。 (8)如果由FeCl3溶液得到FeCl3固体，操作为________________________________________。 (9)配制FeCl3溶液，为了防止沉淀，应___________________________________________。 【课前复习答案】(1)①④；⑥；(2)②④；①③⑤；(3)③⑤；④ 【知识点填空答案】吸热；越大；促进或抑制 (从左到右，从上到下)减小；增大；增大；减小；增大；增大；减小；减小；减小；增大；减小；增大；增大；增大；减小；增大；减小；减小；增大；增大；增大；减小；增大；减小；减小；增大；减小；增大；减小；增大；增大；减小；增大；减小；增大；减小 Al3++3H2O⇌Al(OH)3(胶体)+3H+； CO32-+H2O⇌HCO3-+OH-； Fe3++3H2O⇌Fe(OH)3+3H+； CO32-+H2O⇌HCO3-+OH-； MgCl2.6H2O⇌Mg(OH)2+2HCl+4H2O，Mg(OH)2 △ MgO+H2O； Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑； Fe3++3H2O⇌Fe(OH)3+3H+； NH4++H2O⇌NH3·H2O+H+，c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-； K2CO3；氢氧化钾不挥发，抑制了碳酸根的水解；Al2(SO4)3；硫酸不挥发抑制了氯离子的水解；Fe2O3;铁离子的水解，盐酸挥发，生成的氢氧化铁分解成氧化铁；Fe2O3;亚铁离子的水解，盐酸挥发，生成氢氧化亚铁被氧化为氢氧化铁，氢氧化铁分解成氧化铁；Na2CO3；碳酸氢钠受热分解；Na2SO4；亚硫酸钠被氧化为硫酸钠；NaCl；次氯酸跟的水解，次氯酸的分解，盐酸与氢氧化钠的中和反应；在HCl的气流中加热蒸发；加入适量的盐酸防止氯化铁的水解。 3.4.1 难溶电解质的沉淀溶解平衡 固体物质的溶解度(S)与溶解性的关系 溶解性 难溶 微溶 可溶 易溶 S的范围 一、难溶电解质的溶解平衡  1．溶解平衡状态：在一定温度下，固体溶质在水中形成溶液时，溶液中保持不变的状态，该状态下，固体_________的速率和溶液中溶质分子_________的速率达到_________，但溶解和结晶仍在进行。 2．沉淀溶解平衡 (1)概念 在一定温度下，当_________和_________的速率相等时，即建立了动态平衡，叫做难溶电解质的溶解平衡。 如AgCl溶于水的溶解平衡表示为：AgCl(s)⇌Ag+(aq)+Cl-(aq) (2)特征 _________：沉淀的溶解是一个过程 _________：动态平衡 _________：溶解速率和沉淀速率 _________：平衡状态时，溶液中离子的浓度 _________：当外界条件改变时，溶解平衡 溶解平衡Mg(OH)2(s)⇌Mg2+(aq)+2OH-(aq),分析当下列条件改变时，对该溶解平衡的影响，填写下表。 条件改变 移动方向 c(Mg2＋) c(OH－) 加水 _________ _________ _________ 升温 _________ _________ _________ 加MgCl2(s) _________ _________ _________ 加盐酸 _________ _________ _________ 加NaOH(s) _________ _________ _________ 二、影响沉淀溶解平衡的因素： (1)内因：溶质本身的性质。绝对不溶的物质是没有的；同是微溶物质，溶解度差别也很大；易溶溶质只要是饱和溶液也存在溶解平衡。 (2)外因： ①浓度：加水，平衡向______方向移动。 ②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动；少数平衡向生成沉淀的方向移动，如Ca(OH)2的溶解平衡。 ③同离子效应：向平衡体系中加入相同的离子，使平衡向生成沉淀的方向移动。 ④其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶的物质或气体的离子时，平衡向溶解方向移动。 【课前复习答案】S＜0.01g；0.01g＜S＜1g；1g＜S＜10g；S＞10g 【知识点填空答案】 溶解；生成；相等；沉淀；溶解；逆；动；等；定；变 正 不变 不变 正 增大 增大 逆 增大 减小 正 增大 减小 逆 减小 增大 溶解 3.4.1 沉淀溶解平衡的应用 向氯化银的饱和溶液中加入浓硝酸银溶液，现象为：_______________。 知识点一、沉淀溶解平衡的应用 1．沉淀的生成 (1)调节pH法： 如加入氨水调节pH＝4，可除去氯化铵中的杂质氯化铁。 反应离子方程式：________________________。 (2)加沉淀剂法： 以Na2S、H2S等作沉淀剂，使Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀。反应离子方程式如下： ①加Na2S生成CuS：________________________。 ②通入H2S生成CuS：________________________。 2．沉淀的溶解 (1)原理：根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，只要不断溶解平衡体系中的相应离子，平衡就向________________________的方向移动，从而使沉淀溶解。 (2)实例：①CaCO3沉淀溶于盐酸中： CO32-+2H+→CO2+H2O CO2气体的生成和逸出，使CaCO3溶解平衡体系中的CO32－浓度不断减小，平衡向______的方向移动。 ②分别写出用HCl溶解难溶电解质FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2的离子方程式 FeS＋2H＋===Fe+H2S、Al(OH)3＋3H＋===Al3++3H2O Cu(OH)2＋2H＋===Cu2++2H2O ③向Mg(OH)2悬浊液中分别滴加蒸馏水、稀盐酸、NH4Cl溶液，白色沉淀将______、________、________(填“溶解”或“不溶解”)。 3．沉淀的转化 (1)实验探究 ①AgCl、AgI、Ag2S的转化 实验操作 实验现象 ____________________ ________________ _________________ 化学方程式 NaCl+AgNO3==AgCl↓+NaNO3 AgCl+KI==AgI+KCl 2AgI+2Na2S==Ag2S+2NaI 实验结论 溶解度小的沉淀可以转化成溶解度更小的沉淀 ②Mg(OH)2与Fe(OH)3的转化 实验操作 实验现象 ________ _______________ 上层为无色溶液， 下层为红褐色沉淀 化学方程式 MgCl2+2NaOH==Mg(OH)2↓+2NaCl 3Mg(OH)2+2FeCl3==2Fe(OH)3+MgCl (2)沉淀转化的实质：沉淀转化的实质就是的移动，即将的沉淀转化成的沉淀。 (3)沉淀转化的应用 ①除锅炉水垢：锅炉水垢中含CaSO4，可将CaSO4用Na2CO3处理，使之转化为CaCO3，然后用酸除去，其化学方程式为：____________________；____________________ 知识点二、溶度积(Ksp) 1．溶度积Ksp 一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各 幂之积为常数，称之为溶度积常数，用Ksp表示。 2．表达式：AmBn(s)⇌mAn+(aq)+nBm—(aq)，Ksp＝____________________ 例如：Ag2SO4的溶度积常数为：Ksp(Ag2SO4)＝____________________ 3．影响因素 4．溶度积Ksp与离子积Qc的关系 例如：Ag2SO4的离子积为：Qc(Ag2SO4)＝____________________ 通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积——离子积Qc的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。 (1)Qc________Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和达到新的平衡； (2)Qc________Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态； (3)Qc________Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。 【课前复习答案】产生白色沉淀 【知识点填空答案】 Fe3++3NH3.H2O==Fe(OH)3↓+3NH+；S2-+Cu2+==CuS↓；H2S+Cu2+==CuS↓+2H+；沉淀溶解；碳酸钙溶解；溶解；溶解；溶解；有白色沉淀生成；白色沉淀转化为黄色沉淀；黄色沉淀转化为黑色沉淀；产生白色沉淀；产生红褐色沉淀；CaSO4+Na2CO3==CaCO3+Na2SO4；CaCO3+2H+==Ca2++CO2+H2O；Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)；Ksp(Ag2SO4)＝c2(Ag＋)·c (SO42－)；Qc(Ag2SO4)＝c2(Ag＋)·c (SO42－)；＞；=；＜ 第 1 页 共 34 页 学科网（北京）股份有限公司 $$