背记知识清单01（期末复习知识清单）高二化学上学期苏教版

该高中化学知识清单系统梳理了化学反应与能量变化、化学反应速率与化学平衡、水溶液中的离子反应三大专题，通过思维导图引领、考点清单（13-19大考点）细化、易错清单（7-18大易错点）辨析，搭建了递进式知识学习支架。 清单以分类分级呈现知识体系，如将反应热、原电池等细化为具体考点，易错点设判断正误强化科学思维，融入化学观念培养。设计中和热测定注意事项、离子浓度比较方法等实用模块，助力学生自主突破重难点，教师可据此优化教学，提升复习效率。

专题1 化学反应与能量变化（期末复习知识清单） 思维导图→考点清单（13大考点）→易错清单（11大易错点） 第一单元 化学反应的热效应 · 考点01 反应热 焓变 1．化学反应中的变化和守恒 化学反应中的两大变化 __ __变化和__ __变化 化学反应中的两大守恒 __ __守恒和__ __守恒 化学反应中的能量转化形式 化学能转化为__ __、__ __、电能等 2．焓变、反应热 1 焓(H) 用于描述物质__ __的物理量。 2 焓变(ΔH) 生成物与反应物的内能差，称为焓变，符号为ΔH。 ΔH＝H(__ __)－H(__ __)，单位：__ __。 3 反应热 指当化学反应在一定温度下进行时，反应所__ __或__ __的热量，通常用符号Q表示，单位kJ·mol－1。 4 焓变与反应热的关系 对于恒压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能，则有如下关系：__ __。 5 反应热产生的原因 化学反应过程中旧键断裂__ __的能量与新键形成__ __的能量不相等，故化学反应均伴随着能量变化。 3．吸热反应和放热反应 放热反应 吸热反应 概念 释放热量的化学反应 吸收热量的化学反应 形成 原因 反应物的内能　 　（填“＞”或“＜”，下同）生成物的内能 反应物的内能　 　生成物的内能 与化学键 的关系 生成物成键时释放的总能量　 　反应物断键时吸收的总能量 生成物成键时释放的总能量　 　反应物断键时吸收的总能量 图示 图示 E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能； ①放热反应（ΔH＜0）：E1＜E2 ②吸热反应（ΔH＞0）：E1＞E2 常见反应 （1）所有的燃烧反应； （2）酸碱中和反应； （3）金属与酸或水的反应； （4）原电池反应； （5）大多数化合反应； （6）用电石制乙炔的反应； （7）铝热反应 （1）大多数分解反应； （2）大多数以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应； （3）Ba（OH）2·8H2O与NH4Cl的反应； （4）盐的水解； （5）碳酸氢钠与盐酸的反应 · 考点02 热化学方程式 1．热化学方程式及其意义 (1)定义：表示参加反应的物质的__ __和__ __的关系的化学方程式。 (2)意义：不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的__ __。例如：H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1，表示在25 ℃和1.01×105 Pa下，__ 。 2．热化学方程式的书写 (1)书写步骤。 — ↓ — ↓ — ↓ — ↓ — (2)注意事项。 · 考点03 反应热的测量 装置 试剂 50 mL 0.50 mol·L－1盐酸与50 mL 0.55 mol·L－1NaOH溶液 中和反应反 应热的计算 反应后生成的溶液的比热容c近似为4.18 J·（g·℃）－1，两溶液的质量均近似为50 g 放出热量 Q＝Δt×m×c 反应热 ΔH＝－（m酸＋m碱）×c×（t终－） 中和热测定注意事项 (1)碎泡沫塑料(或纸条)及硬纸板(或泡沫塑料板)的作用是保温、隔热，减少实验过程中热量的损失。 (2)为保证酸、碱完全中和，常采用碱稍稍过量。 (3)实验时用环形玻璃搅拌棒搅拌溶液的方法是上下搅动，不能用铜丝搅拌棒代替环形玻璃搅拌棒的理由是铜传热快，热量损失大。 (4)中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离时的热效应。 (5)取多次实验t1、t2的平均值代入公式计算，而不是结果的平均值，计算时应注意单位的统一。 · 考点04盖斯定律及其应用 1．内容：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。即：化学反应的反应热只与反应体系的__ __有关，而与__ __无关。 2．意义：间接计算某些反应的反应热。如： 已知在25 ℃、101 kPa时： ①C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH＝－393.5 kJ·mol－1， ②2C(s)＋O2(g)===2CO(g)　ΔH＝－221 kJ·mol－1， 则CO(g)＋O2(g)===CO2(g)的ΔH为__ __。 3．应用：盖斯定律的理解 热化学方程式 反应热间的关系 aAB、A B ΔH1＝__ __ AB ΔH1＝__ __ ΔH＝__ __ 即：若一个化学方程式可由n个化学方程式相加减而得到，则该化学反应的焓变即为这n个化学反应焓变的代数和。 4．利用盖斯定律书写热化学方程式的一般步骤 —先确定待求的方程式 ↓ — ↓ — ↓ — ↓ —计算并写出待求的热化学方程式 ↓ —检查得出的热化学方程式是否正确 · 考点05催化剂对活化能、焓变的影响 1．催化剂能降低反应所需活化能，但不影响焓变的大小。 2．在无催化剂的情况下，E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能，即E1＝E2＋|ΔH|或ΔH＝E1－E2。 3．对能量图像的全面剖析 · 考点06反应热的计算 1．主要依据 热化学方程式、键能、盖斯定律及燃烧热、中和热、反应物和生成物的总能量等。 2．主要方法 ①根据热化学方程式计算 反应热与反应物和生成物各物质的物质的量成正比。 ②根据反应物和生成物的总能量计算 ΔH＝__ __。 ③依据反应物化学键断裂与生成物化学键形成过程中的能量变化计算 ΔH＝__ __ ④根据盖斯定律计算 化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。即如果一个反应可以分步进行，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相同的。 应用盖斯定律常用以下两种方法。 a．热化学方程式相加或相减，如由 C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1； C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH2； 可得2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g)　ΔH＝2(ΔH1－ΔH2) b．合理设计反应途径，如， 则ΔH＝ΔH1＋ΔH2。 ⑤根据物质燃烧热数值计算 Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH| ⑥根据比热公式进行计算 Q＝c·m·ΔT 第二单元 化学能与电能的转化 · 考点01 原电池及其工作原理 1．定义和反应本质 原电池是把__ __转化为__ __的装置，其反应本质是__ __。 2．工作原理(以铜锌原电池为例) 　　 　　　　Ⅰ　　　　　　　　　　　　Ⅱ 说明：装置Ⅱ盐桥中装有饱和的KCl、KNO3等溶液和琼脂制成的冻胶。 (1)原理分析。 电极名称 负极 正极 电极材料 Zn片 Cu片 电极反应 Zn－2e－===Zn2＋ Cu2＋＋2e－===Cu 反应类型 __ __反应 __ __反应 电子流向 由__ __片沿__ __流向__ __片 盐桥中 离子移向 盐桥含饱和KCl溶液和琼脂制成的胶冻，K＋移向__ __，Cl－移向__ __ 电池反应 方程式 Zu＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu 盐桥作用 ①连接内电路形成闭合回路 ②平衡电荷，使原电池能持续产生电流 装置差异 比较 原电池Ⅰ：温度升高，化学能转化为电能和热能，两极反应在相同区域，部分Zn与Cu2＋直接反应，使电池效率降低 原电池Ⅱ：温度不变，化学能只转化为__ __，两极反应在不同区域，Zn与Cu2＋隔离，电池效率提高，电流稳定 3．构成条件 一看反应 能发生__ __的氧化还原反应(一般是活泼性强的金属与电解质溶液反应) 二看两电极 一般是活泼性不同的两电极(金属或__ __) 三看是否形 成闭合回路 形成需三个条件：①__ __；②两电极直接或间接接触；③两电极插入__ __中 4．原电池中的三个移动方向 电子方向 从__ __极流出沿导线流入__ __极 电流方向 从__ __极沿导线流向__ __极 离子迁移方向 电解质溶液中，阴离子向__ __极迁移，阳离子向__ __极迁移 5．一般电极反应式的书写 —— 　⇩ —— 　⇩ —— 6．原电池中正、负极的确定方法 7．原电池电极反应式的书写 (1)先确定原电池的正、负极，列出正、负极上的反应物。 (2)根据氧化还原反应原理写出电极反应式。 ①负极反应。 负极上发生失去电子的氧化反应。要注意负极反应生成的阳离子与电解质溶液中的阴离子是否共存，若不共存，则该电解质溶液中的阴离子应写入负极反应式。 ②正极反应。 正极上发生得到电子的还原反应。当正极上的反应物是O2时：若电解质溶液为中性或碱性，则水必须写入正极反应式中，与O2反应生成OH－，电极反应式为O2＋2H2O＋4e－===4OH－；若电解质溶液为酸性，则H＋必须写入正极反应式中，O2得电子与H＋生成水，电极反应式为O2＋4H＋＋4e－===2H2O。 (3)写出电池总反应方程式。 结合电子守恒将正、负极电极反应式相加即得到电池总反应方程式。 (4)若已知电池反应的总反应式，可先写出较易书写的一极的电极反应式，然后在电子守恒的基础上，用总反应式减去较易写出的一极的电极反应式，即可得到较难写出的另一极的电极反应式。 8．盐桥的组成及在原电池中的作用 （1）组成：盐桥中装有饱和的KCl、KNO3等溶液和琼胶制成的胶冻 （2）盐桥中的离子流向：盐桥中的阳离子(K＋)向正极区移动，阴离子(Cl－或NO)向负极区移动 （3）作用：连接内电路，形成闭合回路；平衡电荷，使原电池不断产生电流[若没有盐桥，当反应进行到一定时间后，负极的正电荷增多而导致电子(负电荷)难以流出，正极负电荷增多也会导致电子流入困难，从而电池电流减弱。 · 考点02 原电池原理的四大应用 1．加快氧化还原反应速率 一个__ __进行的氧化还原反应，设计成原电池时反应速率__ __，例如Zn与稀硫酸反应时加入少量的CuSO4溶液能使产生氢气的速率加快。 2．比较金属活动性强弱 两种金属分别作原电池的两极时，一般作负极的金属活动性比正极的__ __。 3．用作金属的防护 使被保护的金属制品作原电池的__ __极而得到保护。例如，保护铁制输水管或钢铁桥梁，可用导线将其和一块锌块相连，使Zn作原电池的__ __极。 4．设计制作化学电源 — ↓ — ↓ — ↓ — · 考点03 一次电池、二次电池与燃料电池 1．一次电池 只能使用一次，不能充电复原继续使用。 (1)普通锌锰干电池 总反应：Zn＋2MnO2＋2NH4Cl===ZnCl2＋Mn2O3＋2NH3＋H2O 负极：__ __。 正极：2NH＋2e－===2NH3＋H2↑、2MnO2＋H2===2MnOOH (2)碱性锌锰干电池 负极(Zn)，电极反应式： __ __ 正极(MnO2)，电极反应式： __ __ 总反应： Zn＋2MnO2＋2H2O===__ __ 2．二次电池(以铅蓄电池为例)：放电后能充电复原继续使用 (1)放电时的反应：(原电池) ①负极反应：__ __ ②正极反应：__ __ ③总反应：Pb(s)＋PbO2(s)＋2H2SO4(aq)===2PbSO4(s)＋2H2O(l) (2)充电时的反应：(电解池) ①阴极反应：__ __ ②阳极反应：__ __ ③总反应：2PbSO4(s)＋2H2O(l)Pb(s)＋PbO2(s)＋2H2SO4(aq) 放电时原电池的负极作充电时电解池的__ __极。 [易错警示]　 (1)可充电电池的充、放电不能理解为可逆反应。 (2)燃料电池的电极不参与反应，有很强的催化活性，起导电作用。 (3)可充电电池在充电时，其负极连接外接电源的负极，正极连接外接电源的正极。 3．燃料电池 (1)氢氧燃料电池是将燃料和氧化剂的化学能直接转化为电能的装置，目前最成熟的燃料电池，可分为酸性和碱性两种。 酸性 碱性 负极反应式 __ __ __ __ 正极反应式 __ __ __ __ 总反应式 2H2＋O2===2H2O (2)燃料电池的电极本身不参与反应，燃料和氧化剂连续地由__ __供给。对于燃料电池要注意燃料在负极反应，O2在正极反应，要注意电解质溶液或传导介质的影响，如碱性条件下，CO2以CO形式存在。 4．二次电池的解题思路 5．二次电池电极反应式的书写方法 ①先标出原电池总反应式电子转移的方向和数目，指出参与负极和正极反应的物质。 ②写出一个比较容易书写的电极反应式(书写时一定要注意电极产物是否与电解质溶液共存) ③在电子守恒的基础上，总反应式减去写出的电极反应式即得另一电极反应式。 ④充电的电极反应与放电的电极反应过程相反。 6．书写燃料电池电极反应式的三大步骤 ①先写出燃料电池总反应式 一般都是可燃物在氧气中的燃烧反应方程式。但由于燃烧产物还可能与电解质溶液反应，燃烧产物与电解质溶液反应的方程式与其相加得总反应方程式。 ②再写出燃料电池正极的电极反应式 由于燃料电池正极一般都是O2得到电子发生还原反应，基础反应式为O2＋4e－===2O2－。 A．电解质为固体时，O2－可自由通过，正极的电极反应式为O2＋4e－===2O2－。 B．电解质为熔融的碳酸盐时，正极的电极反应式为O2＋2CO2＋4e－===2CO。 C．当电解质为中性或碱性环境时，正极的电极反应式为：O2＋4e－＋2H2O===4OH－。 D．当电解质为酸性环境时，正极的电极反应式为：O2＋4e－＋4H＋===2H2O。 ③最后写出燃料电池负极的电极反应式 燃料电池负极的电极反应式＝燃料电池总反应式－燃料电池正极的电极反应式。在利用此法时一要注意消去反应中的O2，二要注意两极反应式和总反应式电子转移相同。 · 考点04电解原理及规律 1．电解的定义 让直流电通过电解质溶液或__ __，在两个电极上分别发生__ __和__ __的过程。 或 2．电解池 (1)定义：电解池是把__ __转变为__ __的装置。 (2)电解池的构成条件： ①有外接__ __电源。 ②有与__ __相连的两个电极 ③形成__ __。 ④电解质溶液或__ __电解质。 (3)电解池工作原理(以电解CuCl2溶液为例)。 总反应的化学方程式：__ __ 总反应的离子方程式：__ __ (4)电子和离子的移动方向(惰性电极) (5)分析电解过程的思维程序： ①首先判断阴、阳极，分析阳极材料是惰性电极还是活性电极。 ②再分析电解质水溶液的组成，找全离子并分阴、阳两组(不要忘记水溶液中的H＋和OH－)。 ③然后排出阴、阳两极的放电顺序： A．阴极不管是什么材料，电极本身都不反应，一定是溶液(或熔融电解质)中的阳离子放电。 B．最常用、最重要的放电顺序是阳极：Cl－＞OH－；阴极：Ag＋＞Cu2＋＞H＋。 C．电解水溶液时，K＋～Al3＋不可能在阴极放电，即不可能用电解水溶液的方法得到K、Ca、Na、Mg、A1等金属。 ④分析电极反应，判断电极产物，写出电极反应式，要注意遵循原子守恒和电荷守恒。 ⑤最后写出电解反应的总化学方程式或离子方程式。 3．电解池电极反应式的书写步骤与方法 4．判断电解池阴、阳极的常用方法 判断方法 阳极 阴极 与电源连接 与正极相连 与负极相连 闭合 回路 导线中 电子流出 电子流入 电解质溶液中 阳离子移离 阳离子移向 阴离子移向 阴离子移离 电极 反应 得失电子 失电子 得电子 化合价 升高 降低 反应类型 氧化反应 还原反应 电极质量 减小或不变 增大或不变 5．用惰性电极电解电解质溶液的类型 类型 电解质 特点 实例 电解产物 电极反应特点 电解 对象 电解质溶液的 变化 电解质溶液的 复原 阴极 阳极 电解 水型 含氧酸 H2SO4 H2 O2 阴极：4H＋＋4e－===2H2↑ 阳极：4OH－－4e－===2H2O＋O2↑ 水 浓度 增大 加H2O 可溶性 强碱 NaOH 活泼金 属含氧 酸盐 KNO3 电解 质型 无氧酸 HCl H2 Cl2 电解质电离出的阴、阳离子分别在两极放电 电 解 质 浓度 减小 通HCl 不活泼 金属无 氧酸盐 CuCl2 Cu Cl2 加 CuCl2 放H2 生碱 型 活泼金 属无氧 酸盐 NaCl H2 Cl2 阴极：2H＋＋2e－===H2↑ 阳极：电解质阴离子放电 电解 质和 水 生成 新电 解质 通HCl 放O2 生酸 型 不活泼 金属含 氧酸盐 CuSO4 Cu O2 阴极：电解质阳离子放电 阳极：4OH－－4e－===2H2O＋O2↑ 电解 质和 水 生成 新电 解质 加CuO 5．电化学的计算技巧 原电池和电解池的相关计算，主要包括两极产物的定量计算、相对原子质量的计算、阿伏加德罗常数测定的计算、溶液pH的计算，根据产物的量求转移电子的物质的量及根据转移电子的物质的量求产物的量等。在进行有关计算时，可运用以下基本方法： (1)根据总反应式计算。 先写出电极反应式，再写出总反应式，最后根据总反应式列出比例式计算。 (2)根据电子守恒计算。 ①用于串联电路中阴、阳两极产物或正、负两极产物在相同电量时的计算，其依据是各电极上转移的电子数相等。 ②用于混合溶液中电解的分阶段计算。 (3)根据关系式计算。 根据得失电子守恒关系建立起已知量与未知量之间的桥梁，构建计算所需的关系式。 如以通过4 mol e－为桥梁可构建如下关系式： (式中M为金属，n为金属离子的化合价数值) 该关系式具有总揽电化学计算的作用，熟记电极反应式，灵活运用关系式便能快速解答常见的电化学计算问题。 提示：在电化学计算中，还常利用Q＝I·t和Q＝n(e－)×NA×1.60×10－19C来计算电路中通过的电量。 · 考点05电解原理的应用 1．电解饱和食盐水 (1)电极反应： 阴极：电极反应式：__ __反应类型：__ __反应。 阳极：电极反应式：__ __反应类型：__ __反应。 (2)总反应离子方程式： __ __ 总反应化学方程式： __ __ (3)应用：氯碱工业制烧碱、氢气和氯气。 离子交换膜电解槽原理示意图 阳离子交换膜： ①只允许阳离子通过，能阻止阴离子和气体通过。 ②将电解槽隔成阳极室和阴极室。 2．电解精炼铜 — 注意：电解精炼铜时，阳极质量减小，阴极质量增加，溶液中的Cu2＋浓度减小。 3．电镀铜 — 4．电冶金 利用电解熔融盐的方法来冶炼活泼金属Na、Ca、Mg、Al等。 5．电解原理应用的四点注意事项 (1)阳离子交换膜(以电解NaCl溶液为例)，只允许阳离子(Na＋)通过，而阻止阴离子(Cl－、OH－)和气体分子(Cl2)通过，这样既能防止H2和Cl2混合发生爆炸，又能避免Cl2和NaOH溶液反应生成NaClO而影响烧碱的质量。 (2)电解或电镀时，电极质量减小的电极必为金属电极——阳极；电极质量增加的电极必为阴极，即溶液中的金属阳离子得电子变成金属附着在阴极上。 (3)电解精炼铜，粗铜中含有的Zn、Fe、Ni等活泼金属失去电子，变成金属阳离子进入溶液，其他活泼性弱于铜的杂质以阳极泥的形式沉积。电解过程中电解质溶液中的Cu2＋浓度会逐渐减小。 (4)电镀时，阳极(镀层金属)失去电子的数目与阴极镀层金属离子得到电子的数目相等，因此电镀液中电解质的浓度保持不变。 第三单元 金属的腐蚀与防护 · 考点01 金属的腐蚀 1．金属腐蚀的本质 金属原子__ __电子变为金属阳离子，金属发生__ __反应。 2．金属腐蚀的类型 (1)化学腐蚀与电化学腐蚀 类型 化学腐蚀 电化学腐蚀 定义 金属与接触到的干燥气体(如O2、Cl2等)或非电解质溶液等直接发生化学反应引起的腐蚀 不纯金属或合金与电解质溶液接触，会形成__ __，__ __的金属失去电子被氧化腐蚀 特点 __ __电流产生 __ __电流产生 普遍性 两者往往同时发生，金属的__ __腐蚀更普遍，而且危害性大，腐蚀速率大 (2)析氢腐蚀与吸氧腐蚀(以钢铁的腐蚀为例进行分析) 类型 析氢腐蚀 吸氧腐蚀 水膜酸性 __ __ __ __ 负极反应 __ __ 正极反应 __ __ __ __ 总反应 __ __ __ 其他反应 __ __ Fe(OH)3→Fe2O3·xH2O(铁锈) 腐蚀速率 较快，一般极少 较慢，非常普遍 普遍性 __ __腐蚀更普遍 联系 往往两种腐蚀交替发生，但吸氧腐蚀更普遍，两种过程都有微弱电流产生。 3．金属电化学腐蚀规律 (1)对同一种金属来说，在不同溶液中腐蚀的快慢：强电解质溶液__ __弱电解质溶液__ __非电解质溶液。 (2)活动性不同的两金属：活动性差别越大，活动性强的金属腐蚀越__ __。 (3)对同一种电解质溶液来说，电解质溶液浓度越大，腐蚀越快，且氧化剂的浓度越高，氧化性越强，腐蚀越快。 (4)对同一电解质溶液来说。电解原理引起的腐蚀__ __原电池原理引起的腐蚀__ __化学腐蚀__ __有防护措施的腐蚀。 · 考点02 金属的防护 1．金属电化学保护的两种方法 2．其他防护方法 (1)覆盖保护层(涂油漆、油脂、搪瓷、陶瓷、沥青、塑料等)，电镀。 (2)改变金属内部结构→可根据不同的用途，运用不同的金属或非金属制成合金，如制成不锈钢。 提醒：(1)钢铁发生电化学腐蚀时，负极铁去电子生成Fe2＋，而不是生成Fe3＋。 (2)金属腐蚀时，电化学腐蚀与化学腐蚀往往同时存在，但前者更普遍，危害也更严重。 (3)铜暴露在潮湿的空气中发生的是化学腐蚀，而不是电化学腐蚀，生成铜绿的化学成分是Cu2(OH)2CO3。 (4)两种保护方法的比较 外加电流的阴极保护法比牺牲阳极的阴极保护法保护效果好。 （5）金属越活泼，就越容易失去电子而被腐蚀，金属活动顺序表中位于氢前面和氢后面的金属都能发生吸氧腐蚀，但只有在金属活动顺序表中氢前面的金属才可能发生析氢腐蚀。 · 易错点01 焓变、反应热 (1)化学反应的本质是旧化学键断裂和新化学键形成，任何化学反应都具有热效应。 (2)不能根据反应条件判断反应是放热还是吸热，需要加热才能进行的反应不一定是吸热反应，不需要加热就能进行的反应也不一定是放热反应。 (3)有能量变化的过程不一定是放热反应或吸热反应，如水结成冰放热但不属于放热反应。浓H2SO4、NaOH固体溶于水放热、NH4NO3溶于水吸热，因为不是化学反应，其放出或吸收的热量不是反应热。 (4)物质三态变化时，能量的变化形式为固态液态气态。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)物质发生化学变化都伴随着能量变化。(　 　) (2)放热反应不需要加热就能反应，吸热反应需要加热才能反应。(　 　) (3)催化剂能加快H2O2的分解，同时改变了该反应的反应热。(　 　) (4)同一物质的聚集状态不同，所具有的能量也不同，“焓”也不同，一般来说气态＞液态＞固态。(　 　) (5)同温同压下，反应H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)在光照和点燃条件下的ΔH不同。(　 　) · 易错点02 燃烧热、中和热 (1)中和热、燃烧热的焓变均为负值。 (2)当用热化学方程式表示中和热时，生成H2O的物质的量必须是1 mol，当用热化学方程式表示燃烧热时，可燃物的物质的量必须为1 mol。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)甲烷的燃烧热ΔH＝－890 kJ·mol－1，则甲烷燃烧的热化学方程式为CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g)　ΔH＝－890 kJ·mol－1。(　 　) (2)S(s)＋O2(g)===SO3(g)　ΔH＝－315 kJ·mol－1(燃烧热)(ΔH的数值正确)。(　 　) (3)反应HCHO＋O2CO2＋H2O为吸热反应。(　 　) (4)在稀溶液中：H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1，若将含0.5 mol H2SO4的浓硫酸与含1 mol NaOH的溶液混合，放出的热量为57.3 kJ。(　 　) (5)已知稀溶液中，H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1，则稀醋酸与稀氢氧化钠溶液反应生成1 mol水时放出57.3 kJ的热量。(　 　) (6)燃料电池中将甲醇蒸气转化为氢气的热化学方程式是CH3OH(g)＋O2(g)===CO2(g)＋2H2(g)　 ΔH＝－192.9 kg·mol－1，则CH3OH(g)的燃烧热为192.9 kJ·mol－1。(　 　) · 易错点03 热化学方程式与化学（离子）方程式的4 个不同点 (1)热化学方程式一般不注明反应条件； (2)热化学方程式不标“↑”“↓”，但必须用s、l、g、aq等标出物质的聚集状态； (3)热化学方程式的化学计量数只表示物质的量，其ΔH必须与化学方程式及物质的聚集状态相对应。 (4)ΔH与反应的“可逆性” 可逆反应的ΔH表示反应完全时的热量变化，与反应是否可逆无关，如N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH＝－92.4 kJ·mol－1，表示在298 K时，1 mol N2(g)和3 mol H2(g)完全反应生成2 mol NH3(g)时放出92.4 kJ的热量。但实际上1 mol N2(g)和3 mol H2(g)充分反应，不可能生成2 mol NH3(g)，故实际反应放出的热量小于92.4 kJ。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)热化学方程式H2(g)＋O2(g)===H2O(g)　ΔH＝－241.8 kJ·mol－1表示的意义：发生上述反应生成1 mol H2O(g)时放出241.8 kJ的热量。(　 　) (2)同温同压下，反应H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)在光照和点燃条件下的ΔH相同。(　 　) (3)对于SO2(g)＋O2(g)SO3(g)　ΔH＝－Q kJ·mol－1，增大压强平衡右移，放出的热量增大，ΔH减小。(　 　) (4)CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－890.3 kJ。(　 　) (5)已知101 kPa时，2C(s)＋O2(g)===2CO(g)　ΔH＝－221 kg·mol－1，则单质碳的燃烧热为221 kg·mol－1。(　 　) · 易错点04 应用盖斯定律时要注意的问题 (1)叠加各反应式时，有的反应要逆向写，ΔH符号也相反，有的反应式要扩大或缩小，ΔH也要相应扩大或缩小。 (2)比较反应热大小时，反应热所带“＋”“－”均具有数学意义，参与大小比较。 (3)利用键能计算反应热时，要注意物质中化学键的个数。如1 mol NH3中含有3 mol N—H键，1 mol P4中含有6 mol P—P键等。 (4)同一物质的三态变化(固、液、气)，状态由固→液→气变化时，会吸热；反之会放热。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)化学反应的反应热不仅与反应体系的始态和终态有关，也与反应的途径有关。(　 　) (2)盖斯定律遵守能量守恒定律。(　 　) (3)利用盖斯定律可间接计算通过实验难测定的反应的反应热。(　 　) (4)已知：O3＋Cl===ClO＋O2　ΔH1 ClO＋O===Cl＋O2　ΔH2 则反应O3＋O===2O2的ΔH＝ΔH1＋ΔH2。(　 　) (5)已知N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH＝－92 kJ/mol，则2NH3(g)N2(g)＋3H2(g)的ΔH＝＋92 kJ/mol。(　 　) · 易错点05 原电池及其工作原理 (1)原电池闭合回路的形成有多种方式，可以是导线连接两个电极，也可以是两电极相接触。 (2)电解质溶液中阴、阳离子的定向移动，与导线中电子的定向移动共同组成了一个完整的闭合回路。 (3)无论在原电池还是在电解池中，电子均不能通过电解质溶液。 (4)注意盐桥不能用一根导线连接，因为导线是不能传递阴阳离子的。用导线连接后相当于一个是原电池，一个是电解池。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)原电池装置中，溶液中的阴离子移向正极，阳离子移向负极。(　 　) (2)在原电池中，负极材料的活泼性一定比正极材料强。(　 　) (3)原电池工作时，溶液中的阳离子向负极移动，盐桥中的阳离子向正极移动。(　 　) (4)在铜锌原电池中，因为有电子通过电解质溶液形成闭合回路，所以有电流产生。(　 　) (5)在原电池中，正极本身一定不参与电极反应，负极本身一定要发生氧化反应。(　 　) · 易错点06 原电池原理的四大应用 1．加快氧化还原反应速率 一个__ __进行的氧化还原反应，设计成原电池时反应速率__ __，例如Zn与稀硫酸反应时加入少量的CuSO4溶液能使产生氢气的速率加快。 2．比较金属活动性强弱 两种金属分别作原电池的两极时，一般作负极的金属活动性比正极的__ __。 3．用作金属的防护 使被保护的金属制品作原电池的__ __极而得到保护。例如，保护铁制输水管或钢铁桥梁，可用导线将其和一块锌块相连，使Zn作原电池的__ __极。 4．设计制作化学电源 — ↓ — ↓ — ↓ — 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)电工操作中规定不能把铜导线与铝导线连接在一起使用，是因为铜、铝在潮湿的环境中形成原电池，加快了铝的腐蚀，易造成断路。(　 　) (2)镀锌铁皮与镀锡铁皮的镀层破损后，前者腐蚀速率大于后者。(　 　) (3)生铁比纯铁更耐腐蚀。(　 　) (4)铁与HCl反应时加入少量CuSO4溶液，产生H2的速率加快。(　 　) (5)C＋H2O===CO＋H2可设计成原电池。(　 　) (6)将氧化还原反应设计成原电池，可以把物质内部的能量全部转化为电能。(　 　) · 易错点07 化学电源的种类及其工作原理 (1)可充电电池的充、放电不能理解为可逆反应。 (2)燃料电池的电极不参与反应，有很强的催化活性，起导电作用。 (3)可充电电池在充电时，其负极连接外接电源的负极，正极连接外接电源的正极。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)可充电电池中的放电反应和充电反应互为可逆反应。(　 　) (2)铅蓄电池放电时的负极和充电时的阳极均发生氧化反应。(　 　) (3)铅蓄电池工作时，当电路中转移0.2 mol电子时，消耗的H2SO4为0.1 mol。(　 　) (4)铅蓄电池工作时，当电路中转移0.1 mol电子时，负极增加4.8 g。(　 　) (5)二次电池充电时，充电器的正极接二次电源的正极。(　 　) · 易错点08 电解原理及规律 　A．阴极不管是什么材料，电极本身都不反应，一定是溶液(或熔融电解质)中的阳离子放电。 B．最常用、最重要的放电顺序是阳极：Cl－＞OH－；阴极：Ag＋＞Cu2＋＞H＋。 C．电解水溶液时，K＋～Al3＋不可能在阴极放电，即不可能用电解水溶液的方法得到K、Ca、Na、Mg、A1等金属。 ④分析电极反应，判断电极产物，写出电极反应式，要注意遵循原子守恒和电荷守恒。 ⑤最后写出电解反应的总化学方程式或离子方程式。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)电解质溶液的导电过程就是电解质溶液被电解的过程。(　 　) (2)Zn＋H2SO4===ZnSO4＋H2↑能设计成电解池。(　 　) (3)阴极不管是什么材料，电极本身都不反应。(　 　) (4)阳极不管是什么材料，电极本身都不反应。(　 　) (5)电解过程中阴离子向阴极定向移动。(　 　) · 易错点9 电解原理应用的四点注意事项 (1)阳离子交换膜(以电解NaCl溶液为例)，只允许阳离子(Na＋)通过，而阻止阴离子(Cl－、OH－)和气体分子(Cl2)通过，这样既能防止H2和Cl2混合发生爆炸，又能避免Cl2和NaOH溶液反应生成NaClO而影响烧碱的质量。 (2)电解或电镀时，电极质量减小的电极必为金属电极——阳极；电极质量增加的电极必为阴极，即溶液中的金属阳离子得电子变成金属附着在阴极上。 (3)电解精炼铜，粗铜中含有的Zn、Fe、Ni等活泼金属失去电子，变成金属阳离子进入溶液，其他活泼性弱于铜的杂质以阳极泥的形式沉积。电解过程中电解质溶液中的Cu2＋浓度会逐渐减小。 (4)电镀时，阳极(镀层金属)失去电子的数目与阴极镀层金属离子得到电子的数目相等，因此电镀液中电解质的浓度保持不变。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)电解饱和食盐水时，两个电极均不能用金属材料。(　 　) (2)电解精炼铜时，同一时间内阳极溶解铜的质量比阴极析出铜的质量小。(　 　) (3)在镀件上电镀铜时，镀件应连接电源的正极。(　 　) (4)电解冶炼镁、铝通常电解MgCl2和Al2O3，也可电解MgO和AlCl3。(　 　) (5)Cu＋H2SO4===CuSO4＋H2↑可以设计成电解池，但不能设计成原电池。(　 　) · 易错点10 金属的腐蚀 (1)钢铁发生电化学腐蚀时，负极铁去电子生成Fe2＋，而不是生成Fe3＋。 (2)金属腐蚀时，电化学腐蚀与化学腐蚀往往同时存在，但前者更普遍，危害也更严重。 (3)铜暴露在潮湿的空气中发生的是化学腐蚀，而不是电化学腐蚀，生成铜绿的化学成分是Cu2(OH)2CO3。 (4)金属越活泼，就越容易失去电子而被腐蚀，金属活动顺序表中位于氢前面和氢后面的金属都能发生吸氧腐蚀，但只有在金属活动顺序表中氢前面的金属才可能发生析氢腐蚀。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)因空气中CO2的存在，金属表面形成一层酸膜，所以大多数金属发生的是析氢腐蚀。(　 　) (2)纯银器表面变黑和钢铁表面生锈腐蚀原理一样。(　 　) (3)干燥环境下金属不被腐蚀。(　 　) (4)钢铁发生吸氧腐蚀时，负极电极反应式为Fe－3e－===Fe3＋。(　 　) (9)在潮湿空气中，钢铁表面形成水膜，金属发生的一定是吸氧腐蚀。(　 　) · 易错点11金属的防护 (1)改变金属的内部结构，如制成合金、不锈钢等。 (2)加防护层，如在金属表面喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面钝化等方法。 (3)两种保护方法的比较 外加电流的阴极保护法比牺牲阳极的阴极保护法保护效果好。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)原电池分为正、负极，电解池分为阴、阳极，所以牺牲阳极的阴极保护法应用的是电解池原理。(　 　) (2)在铁板上镀锌是因为锌比铁活泼，形成原电池而保护铁不易被腐蚀。(　 　) (3)钢铁水闸可用牺牲阳极或外加电流的阴极保护法防止其腐蚀。(　 　) (4)在金属表面覆盖保护层，若保护层破损后，就完全失去了对金属的保护作用。(　 　) (5)外加电流的阴极保护法，构成了电解池；牺牲阳极的阴极保护法构成了原电池。二者均能有效地保护金属不容易被腐蚀。(　 　) (6)将钢闸门与浸入海水的锌块用导线相连，可防止钢闸门被腐蚀(　 　) 专题2 化学反应速率与化学平衡（期末复习知识清单） 思维导图→考点清单（16大考点）→易错清单（7大易错点） 第一单元 化学反应速率 · 考点01 化学反应速率 1．化学反应速率的定义 化学反应速率是用来衡量__ __程度的物理量。 2．化学反应速率的表示方法 通常用单位时间内反应物浓度的__ __或生成物浓度的__ __(均为正值)来表示。 3．数学表达式及单位 v＝__ __，单位为__ __或__ __等。 4．化学反应速率与化学计量数的关系 对于已知反应：mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g)，在同一段时间内，用不同物质来表示该反应速率，当单位相同时，反应速率的数值之比等于这些物质在化学方程式中的__ __之比。即v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝__ __或v(A)＝v(B)＝v(C)＝v(D)。如在一个2 L的容器中发生反应：3A(g)＋B(g)===2C(g)，加入2 mol A,1s后剩余1.4 mol，则v(A)＝__ __，v(B)＝__ __，v(C)＝__ __。 · 考点02 化学反应速率计算及大小比较 1．化学反应速率计算的三种方法 (1)定义式法：v(B)＝＝ 。 (2)比例关系式：化学反应速率之比等于化学计量数之比，如mA(g)＋nB(g)===pC(g)中，v(A)∶v(B)∶v(C)＝m∶n∶p或 ＝ ＝。(这一公式最好用) (3)三段式法： 化学反应中各物质浓度的计算模式——“三段式” ①写出有关反应的化学方程式。 ②找出各物质的起始量、转化量、某时刻量。 ③根据已知条件列方程式计算。 对于反应mA(g)＋nB(g)=pC(g)＋qD(g)，起始时A的浓度为a mol·L－1，B的浓度为b mol·L－1，反应进行至t1 s时，A消耗了x mol·L－1，则化学反应速率可计算如下： 　　　　　　　mA(g)＋nB(g)=pC(g)＋qD(g) 起始/(mol·L－1) a 　　 b 　　0 　　0 转化/(mol·L－1) x 　　 　　 　 t1s时/(mol·L－1) a－x 　 b－ 　 　 则v(A)＝ mol·L－1·s－1，v(B)＝ mol·L－1·s－1， v(C)＝ mol·L－1·s－1，v(D)＝ mol·L－1·s－1。 2．化学反应速率大小的比较方法 (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，再进行速率的大小比较。 如对于反应2SO2＋O22SO3，如果①v(SO2)＝2 mol·L－1·min－1，②v(O2)＝3 mol·L－1·min－1, ③v(SO3)＝4 mol·L－1·min－1，比较反应速率的大小，可以将三者表示的反应速率都转化为O2表示的反应速率再作比较。换算得出①v(O2)＝1 mol·L－1·min－1，③v(O2)＝2 mol·L－1·min－1，则反应速率的大小关系为 。 (2)比值法：将各物质表示的反应速率转化成同一单位后，再除以对应各物质的化学计量数，然后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(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g)，若＞，则反应速率A B。 · 考点03 影响化学反应速率的因素 1．内因(主要因素)：反应物本身的结构与__ __，反应类型相同，但反应物不同，反应速率不同。 如相同条件下，Na、Mg、Al与稀盐酸反应的速率大小关系是__ __。 2．外因(其他条件不变，只改变一个条件)。 · 考点04理论解释——有效碰撞理论 1.基元反应与反应历程 概念 示例 基元 反应 大多数化学反应都是分几步完成的，其中的　 　称为基元反应 2HIH2＋2I· 反应 历程 基元反应构成的　 　称为反应历程（又称反应机理） 反应2HIH2＋I2分两步：①2HIH2＋2I· ②2I·I2 简单 反应 反应物一步直接转化为反应产物，其总反应就是基元反应，这类反应又称为简单反应 H＋＋OH－H2O 活化 能 基元反应过程需经历一个高能量的中间状态，此时形成一种旧键没有完全断裂、新键没有完全形成的过渡态，　 　与反应物的平均能量之差Ea称为基元反应的活化能 Ea为正反应活化能，Ea'为逆反应活化能 提醒　同一反应，在不同条件下的反应历程也可能不同。 2．活化分子、活化能、有效碰撞。 ①活化分子：能够发生__ __的分子。 ②活化能(如下图)： 图中E1为__ __，使用催化剂时的活化能为__ __，反应热为__ _。 ③有效碰撞：活化分子之间能够引发__ __反应的碰撞。 3．活化分子、有效碰撞与反应速率的关系。 · 考点05化学反应速率图象及其应用 1．全程速率－时间图象 如Zn与足量盐酸的反应，反应速率随时间的变化出现如图情况。 原因解释：AB段(v渐大)，因为该反应为 反应，随着反应的进行， 逐渐升高，导致反应速率 ；BC段(v渐小)，则主要原因随着反应的进行，溶液中 逐渐减小，导致反应速率 。 2．物质的量(或浓度)－时间图象 示例：某温度时，在定容(V L)容器中，X、Y、Z三种物质的物质的量随时间的变化曲线如图所示。 (1)由图象得出如下信息 ①反应物是 ，生成物是 ； ②t3时反应达到平衡，X、Y没有全部反应。 (2)根据图象可进行如下计算 ①某物质的平均反应速率、转化率，如 v(X)＝ mol·L－1·s－1，Y的转化率＝×100%。 ②确定化学方程式中的化学计量数之比，如X、Y、Z三种物质的化学计量数之比为 。 3．速率－时间图象及应用 平衡体系 条件变化 速率变化 平衡 变化 速率变化曲线 任一平 衡体系 ①增大反 应物浓度 v正、v逆均增大， 且v正＞v逆 正向 移动 ②减小反 应物浓度 v正、v逆均减小， 且v逆＞v正 逆向 移动 ③增大生 成物浓度 v正、v逆均增大， 且v逆＞v正 逆向 移动 ④减小生 成物浓度 v正、v逆均减小， 且v正＞v逆 正向 移动 正反应 方向为 气体体 积增大 的放热 反应　 ⑤增大压强 或升高温度 v正、v逆均增大， 且v逆＞v正 逆向 移动 ⑥减小压强 或降低温度 v正、v逆均减小， 且v正＞v逆 正向 移动 反应前后 气体化学 计量数和 相等的平 衡体系　 ⑦正催化剂 或增大压强 v正、v逆均 增大相同倍数 平衡不 移动 ⑧减小压强 v正、v逆同 等倍数减小 第二单元 化学反应的方向与限度 · 考点01 熵 定义：用来描述体系（由大量粒子组成）的无序程度的物理量。 符号：S。熵值越大，体系的无序程度　 　。 单位：J·mol－1·K－1。 熵的大小：同一种物质，三种聚集状态下，熵值的大小顺序为 S（g）　 　S（l）　 　S（s）。 熵变（ΔS）的定义：反应产物的总熵与反应物的总熵之差。 · 考点02 自发反应 1.自发反应的判据 判据 内容 注意事项 焓判据 放热反应过程中体系能量降低（ΔH＜0），有利于反应自发进行 有些吸热反应也可以自发进行，故不能仅用反应焓变来判断反应能否自发进行 熵判据 熵增加（ΔS＞0）有利于反应自发进行 有些熵减小的反应在一定条件下也可以自发进行，故不能仅用反应熵变来判断反应能否自发进行 吉布斯自由能判据（ΔG＝ΔH－TΔS） ΔG　 　0，则反应能自发进行 ΔG　 　0，则反应不能自发进行；ΔG＝0，则反应处于平衡状态 2.示例 化学反应 ΔH/ （kJ·mol－1） ΔS/ （J·mol－1·K－1） 能否自发进行 2KClO3（s）2KCl（s）＋3O2（g） －78.03 ＋494.4 ΔH＜0，ΔS＞0，任何温度下都能自发进行 CO（g）C（s，石墨）＋O2（g） ＋110.5 －89.4 ΔH＞0，ΔS＜0，任何温度下都不能自发进行 4Fe（OH）2（s）＋2H2O（l）＋O2（g）4Fe（OH）3（s） －444.3 －280.1 ΔH＜0，ΔS＜0，低温下能自发进行 CaCO3（s）CaO（s）＋CO2（g） ＋178.2 ＋169.6 ΔH＞0，ΔS＞0，高温下能自发进行 · 考点03 可逆反应 1.定义： 在__ __条件下既可以向__ __反应方向进行，同时又可以向__ __反应方向进行的化学反应。(双向性) 2.特点——“三同一小”： ①三同：a．相同条件下；b．正逆反应__ __进行；c．反应物与生成物__ __存在。 ②一小：任一组分的转化率都__ __(填“大于”或“小于”)100%。 3.表示方法：在化学方程式中用“”表示。 · 考点04化学平衡状态 1.定义： 在一定条件下的__ __反应中，反应物和生成物的__ __不再随时间的延长而发生变化，__ __和__ __相等的状态。 2.建立过程： 在一定条件下，把某一可逆反应的反应物加入固定容积的密闭容器中。化学平衡的建立过程可用如下v－t图像表示。图像分析： 反应开始时反应物浓度最大，v(正)最大，生成物浓度为0，v(逆)为 ↓ 反应进行时反应物浓度逐渐减小→v(正)　　　　　。生成物浓度由零逐渐增大→v(逆)从零　　　　　  ↓ 达到平衡时v(正)　　　　v(逆)，反应混合物中各组分的浓度　　　　，即达到化学平衡状态。 3.化学平衡特征 4.判断化学平衡状态的标志 角度 标志 正、逆反应速率 ①用同一种物质表示的反应速率v正　 　v逆时，反应达到平衡。 ②反应方程式[如aA（g）＋bB（g）cC（g）＋dD（g）]中用不同物质表示的反应速率＝时，反应达到平衡 浓度 （含量） ①反应方程式中任意一种物质的浓度　 　时，反应达到平衡。 ②反应方程式中各物质的质量分数（或气体体积分数、物质的量分数等）保持不变时，反应达到平衡 平衡常数 物质的浓度商（Qc）　 　化学平衡常数（Kc）时，反应达到平衡 · 考点05化学平衡常数 1.含义 在一定__ __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，简称平衡常数，用符号__ __表示。化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。 2.表达式 以化学反应aA（g）＋bB（g）dD（g）＋eE（g）为例 类型 表达式 浓度平衡常数（Kc） Kc＝　　 分压平衡常数（Kp） Kp＝（p分＝p总×物质的量分数） 标准平衡常数（Kθ） Kθ＝，其中pθ＝100 kPa ①平衡常数表达式中，各物质的浓度均为平衡时的浓度。其书写形式与化学方程式的书写有关。 ②固体和纯液体的浓度视为常数，通常不计入平衡常数表达式中。 3.意义 ①K值越大，正反应进行的程度__ __，反应物的转化率__ __。当K＞__ __时，可以认为反应进行得较完全。 ②K值越小，正反应进行的程度__ __，反应物的转化率__ __。当K＜__ __时，认为反应很难进行。 4.影响因素 ①内因：__ __的性质。 ②外因：只受__ __影响，与__ __、__ __、__ __等外界因素无关。即在一定温度下，平衡常数保持不变。 · 考点06化学平衡常数的应用 1.判断、比较可逆反应进行的程度 一般来说，一定温度下的一个具体的可逆反应： K值 正反应进行 的程度 平衡时生 成物浓度 平衡时反应 物浓度 反应物 转化率 越大 __ __ __ __ __ __ __ __ 越小 __ __ __ _ __ __ __ __ 2.判断正在进行的可逆反应的方向以及反应是否达到平衡 对于可逆反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，若浓度商Qc＝，则将浓度商和平衡常数作比较可得可逆反应所处的状态。 3.判断可逆反应的反应热 第三单元 化学平衡的移动 · 化学平衡移动 1．化学平衡移动的过程 2．化学平衡移动与化学反应速率的关系 化学平衡发生移动的根本原因是外界条件的改变造成了v正≠v逆，其具体情况如下： (1)v正_ __v逆，平衡向正反应方向移动。 (2)v正__ __v逆，平衡不移动。 (3)v正__ __v逆，平衡向逆反应方向移动。 · 考点02 外界条件对化学平衡的影响 若其他条件不变，改变下列条件对平衡的影响如下： 改变的条件(其他条件不变) 化学平衡移动的方向 浓度 增大反应物浓度或减小生成物浓度 向　　　　方向移动 减小反应物浓度或增大生成物浓度 向　　　　方向移动 压强(对有气体参加的反应) 反应前后气体体积改变 增大压强 向气体分子总数　　　的方向移动 减小压强 向气体分子总数　　　的方向移动 反应前后气体体积不变 改变压强 平衡　　　移动 温度 升高温度 向　　　　反应方向移动 降低温度 向　　　　反应方向移动 催化剂 同等程度改变v(正)、v(逆),平衡不移动 · 考点03 勒夏特列原理 如果改变影响化学平衡的条件之一(如__ __、__ __以及参加反应的化学物质的浓度)，平衡将向着能够__ __这种改变的方向移动。 提醒：①“减弱这种改变”——升温平衡向着吸热反应方向移动；增大反应物浓度平衡向反应物浓度减小的方向移动；增大压强平衡向气体物质的量减小的方向移动。 ②化学平衡移动的结果只是减弱了外界条件的改变，而不能完全抵消外界条件的改变，更不能超过外界条件的变化。 · 点04化学反应的调 既要考虑合适的反应速率因素又要考虑反应限度因素。 含义 通过改变反应条件使一个可能发生的反应按照某一方向进行 需要考 虑的实 际因素 在实际生产中常常需要结合设备条件、安全操作、经济成本等情况，综合考虑影响化学反应速率和化学平衡的因素，寻找适宜的生产条件。此外，还要根据环境保护及社会效益等方面的规定和要求做出分析，权衡利弊，才能实施生产 · 考点05工业合成氨生产的适宜条件 1.合成氨反应进行的方向 N2（g）＋3H2（g）2NH3（g），已知在298 K时，ΔH＝－92.2 kJ·mol－1，ΔS＝－198.2 J·mol－1·K－1，ΔG＝　 　kJ·mol－1（保留两位小数），该反应能正向自发进行。 2.合成氨反应限度 增大压强、降低温度有利于化学平衡向生成NH3的方向移动。N2和H2的物质的量之比为1∶3（理论投料比）时，平衡转化率最高。 3.合成氨反应的速率 在特定条件下，合成氨反应的速率与参与反应的物质浓度的关系式为 4.工业合成氨适宜条件的选择 催化剂 温度 压强 采用　 　为催化剂（填催化剂名称），该催化剂在500 ℃左右时活性最大 采用400～500 ℃，原因是　 　 采用10 MPa～30 MPa。压强越大，对材料的强度和设备的制造要求越高，需要的动力越大，会大大增加生产投资，降低综合经济效益 · 易错点01 化学反应速率的计算与大小比较 (1)化学反应速率一般指反应的平均反应速率而不是瞬时反应速率，且无论用反应物表示还是用生成物表示均取正值。 (2)同一化学反应，相同条件下用不同物质表示的反应速率，其数值可能不同，但表示的意义相同。 (3)不能用固体或纯液体物质来表示化学反应速率，因为固体和纯液体物质的浓度可视为常数。 (4)计算反应速率时，若给出的是物质的量的变化值，不要忘记转化为物质的量浓度的变化值。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)对于任何反应来说，反应速率越大，反应现象就越明显。(　 　) (2)化学反应速率是描述化学反应进行快慢的物理量。(　 　) (3)在同一化学反应中，化学反应速率可以用反应物浓度的改变来表示，也可以用生成物浓度的改变来表示，其数值可能相同，也可能不相同。(　 　) (4)有时也可以用单位时间内某物质的物质的量的变化量来表示化学反应速率。(　 　) (5)由v＝计算平均反应速率，用反应物表示为正值，用生成物表示为负值。(　 　) · 易错点02 影响化学反应速率的因素 (1)分析外界因素对化学反应速率的影响时3注意： ①催化剂在化学反应过程中参与了反应，降低了正、逆反应的活化能，同等程度改变正、逆反应速率，但不会改变反应的限度和反应热。 ②升高温度正反应速率和逆反应速率都加快，但加快的程度不同；降低温度正反应速率和逆反应速率都减慢，但减慢的程度不同，吸热反应的反应速率总是受温度影响大。 ③对于固体和纯液体反应物，其浓度可视为常数，改变用量速率不变。但当固体颗粒变小时，其表面积增大将导致反应速率增大。 (2)压强对反应速率的影响情况： 压强只对有气体参与的化学反应速率有影响。 ①恒温时，压缩体积压强增大反应物浓度增大反应速率加快。 ②恒温时，对于恒容密闭容器。 a．充入气体反应物气体反应物浓度增大(压强也增大)反应速率加快。 b．充入“惰性”气体总压强增大―→反应物浓度未改变―→反应速率不变。 ③恒温恒压时。 充入“惰性”气体体积增大气体反应物浓度减小反应速率减小。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)对于可逆反应，加入催化剂，降低反应所需的活化能，同等程度地提高正、逆反应速率。(　 　) (2)对于可逆反应，恒容时充入稀有气体，正、逆反应速率都减小。(　 　) (3)对于放热的可逆反应，降低温度，正、逆反应速率都减小，反应放出的热量不变。(　 　) (4)锌与硫酸反应时，硫酸的浓度越大，产生H2的速率越快。(　 　) (5)恒压时，增加惰性气体的量，原化学反应速率减慢。(　 　) · 易错点03 可逆反应与化学平衡状态 (1)可逆反应不等同于可逆过程，可逆过程包括物理变化和化学变化，而可逆反应属于化学变化。 (2)化学反应的平衡状态可以从正反应方向建立，也可以从逆反应方向建立。 (3)化学反应达到平衡状态的正、逆反应速率相等，是指同一物质的消耗速率和生成速率相等，若用不同物质表示时，反应速率不一定相等。 (4)化学反应达平衡状态时，各组分的浓度、百分含量保持不变，但不一定相等。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)反应2H2＋O22H2O和2H2O2H2↑＋O2↑互为可逆反应。(　 　) (2)化学反应达平衡后的平均速率为0，但v正＝v逆≠0。(　 　) (3)平衡状态指的是反应静止了，不再发生反应了。(　 　) (4)化学反应的限度可以通过改变反应条件而改变。(　 　) (5)对反应NO2(g)＋SO2(g)SO3(g)＋NO(g)，当每消耗1 mol SO3的同时生成1 mol NO2时，说明反应达到平衡状态。(　 　) · 易错点04 化学平衡的移动 浓度对化学平衡的影响：谁增耗谁，谁减补谁。但不能将外加条件削减为0，此规律只适用于气态或溶液中的平衡混合物。对固体、纯液体来说，其浓度是常数，改变它们的量平衡不移动。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)化学平衡向正向移动，说明正反应速率一定增大。(　 　) (2)增加反应物的量平衡一定会正向移动。(　 　) (3)增大某一反应物A的浓度，平衡正向移动时，反应物的浓度一定小于原来的浓度，生成物的浓度一定大于原来的浓度。(　 　) (4)增大压强平衡正向移动，反应物的浓度会减小，生成物的浓度会增大。(　 　) (5)恒容条件下，增加气体反应物的量，平衡正向移动，反应物的转化率一定增大。(　 　) (6)化学平衡发生移动，化学反应速率一定改变。化学反应速率改变，化学平衡一定发生移动。(　 　) · 易错点05 勒夏特列原理 （1）“减弱这种改变”——升温平衡向着吸热反应方向移动；增大反应物浓度平衡向反应物浓度减小的方向移动；增大压强平衡向气体物质的量减小的方向移动。 （2）化学平衡移动的结果只是减弱了外界条件的改变，而不能完全抵消外界条件的改变，更不能超过外界条件的变化。 （3）化学反应速率改变，平衡不一定发生移动。 （4）化学平衡发生移动，化学反应速率一定改变(v正≠v逆)。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)气体反应物的量越多该反应的反应物的转化率一定越小。(　 　) (2)升高温度，化学平衡会向着吸热反应的方向移动，此时放热反应方向的反应速率会减小。(　 　) (3)反应2NH3(g)＋NO(g)＋NO2(g)2N2＋3H2O(g)　ΔH＜0，其他条件不变，使用高效催化剂，氮氧化物的转化率增大。(　 　) (4)对于H2(g)＋I2(g)2HI(g)，无论恒温恒容，还是恒温恒压，充入稀有气体，平衡均不移动。(　 　) (5)只要v正增大，平衡一定正向移动。(　 　) (6)平衡正向移动时，反应物浓度一定减小。(　 　) · 易错点06 化学平衡常数的含义及其应用 使用化学平衡常数应注意的问题 (1)化学平衡常数K值的大小是可逆反应进行程度的标志，它能够表示可逆反应进行的程度。一个反应的K值越大，表明平衡时生成物的浓度越大，反应物的浓度越小，反应物的转化率也越大。可以说，化学平衡常数是在一定温度下一个反应本身固有的内在性质的定量体现。 (2)化学平衡常数只与温度有关，与反应物或生成物的浓度无关。 (3)反应物或生成物中有固体和纯液体存在时，其浓度可看作“1”，而不计入平衡常数表达式中。如H2O(l)的浓度，固体物质的浓度均不写，但水蒸气浓度要写。 (4)化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。若反应方向改变，则平衡常数改变，正、逆反应的平衡常数互为倒数；若化学方程式中各物质的化学计量数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)CH3COOH＋C2H5OHCH3COOC2H5＋H2O的平衡常数表达式为K＝。(　 　) (2)对于反应2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)，在恒温恒容条件达到平衡时，当向容器中充入SO3，平衡向逆方向移动，平衡常数减小。(　 　) (3)反应A(g)＋3B(g)2C(g)，达平衡后，温度不变，增大压强，平衡正向移动，平衡常数K值增大。(　 　) (4)反应物和生成物相同的同一类型的化学方程式，如果化学计量数不同，但K值可能完全相同。(　 　) (5)增大反应物的浓度，平衡正向移动，化学平衡常数增大。(　 　) · 易错点07 化学反应进行的方向 (1)某些自发反应需在一定条件下才能自动进行，非自发反应具备了一定条件也能发生。 (2)对于一个特定的气相反应，熵变的大小取决于反应前后的气体物质的化学计量数大小。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)工业合成氨N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)反应，在低温时自发进行。(　 　) (2)Na与H2O的反应是熵增的放热反应，该反应能自发进行。(　 　) (3)某吸热反应能自发进行，因此该反应是熵增反应。(　 　) (4)放热过程有自发进行的倾向性，但并不一定能自发进行，吸热过程没有自发进行的倾向性，但在一定条件下也可自发进行。(　 　) (5)焓变是影响反应是否具有自发性的唯一因素。(　 　) 专题3 水溶液中的离子反应（期末复习知识清单） 思维导图→考点清单（19大考点）→易错清单（18大易错点） 第一单元 弱电解质的电离平衡 · 考点01 强电解质与弱电解质 1.定义与物质类别 2.与化合物类别的关系 强电解质主要是大部分__ __化合物及某些__ __化合物，弱电解质主要是某些__ __化合物。 3.电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离，多元弱碱分步电离一步书写”。 （1）强电解质：如H2SO4：__ __ （2）弱电解质 ①一元弱酸，如CH3COOH：__ __。 ②多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：__ __。 ③多元弱碱，分步电离，一步书写。如Fe(OH)3： __ __。 （3）酸式盐 ①强酸的酸式盐 如NaHSO4在水溶液中：__ __；熔融时：NaHSO4===__ __。 ②弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3： __ __、__ __。 4.弱电解质判断的注意事项 （1）酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系，前者看电离程度，后者看溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。 （2）弱酸、弱碱是弱电解质，但它们对应的盐一般为强电解质，如醋酸铵：CH3COONH4===NH＋CH3COO－。 · 考点02 弱电解质的电离平衡 1.电离平衡的建立 弱电解质的电离平衡是指在一定条件(__ __、__ __)下，弱电解质分子__ __的速率和__ __的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变时的状态。 平衡建立过程的v－t图像如图所示。 （1）开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。 （2）平衡建立过程中，v(电离)＞v(结合)。 （3）当v(电离)＝v(结合)时，电离达到平衡状态。 2.电离平衡的特征 电离平衡也是一种动态平衡，遵循“ 、 、 、 、 ”的特点。具体分析如下： 3.影响电离平衡的因素： 因素 对电离平衡的影响 内因 弱电解质本身的性质决定弱电解质电离程度的 外因 温度 由于电离过程吸热，温度改变，平衡移动，升温， 电离，电离平衡向 移动 浓度 电解质溶液浓度越 ，电离程度越大 外加电解质 同离子效应 加入含弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动， 电离，电离程度 含有可与弱电解 质反应的离子 电解质电离程度 ，促进电离，电离平衡向右移动 4.下面以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液为例(CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0)，用平衡移动原理分析外界条件对CH3COOH电离平衡的影响。 改变条件 平衡移 动方向 c(CH3COOH) n(H＋) c(H＋) c(CH3COO－) 电离 程度 导电 能力 电离平 衡常数 加水稀释 __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ 加少量 冰醋酸 __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ 通入HCl 气体 __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ 加NaOH 固体 __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ 加 CH3COONa 固体 __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ 加入镁粉 __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ 升高温度 __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ · 考点03 水的电离 1．水的电离 水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或 。 2．水的离子积常数 Kw＝c(H＋)·c(OH－)。 (1)室温下：Kw＝ 。 (2)影响因素：只与 有关，升高温度，Kw 。 (3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的 水溶液。 (4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。 · 考点04影响水电离平衡的因素 1．影响水电离平衡的因素 (1)升高温度，水的电离程度 ，Kw 。 (2)加入酸或碱，水的电离程度 ，Kw 。 (3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度 ，Kw 。 2．填写外界条件对水电离平衡的具体影响 　　　体系变化 条件　　　 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(OH－) c(H＋) HCl 逆 不变 减小 减小 增大 NaOH 逆 不变 减小 增大 减小 可水解的盐 Na2CO3 NH4Cl 温度 升温 降温 其他：如加入Na 第二单元 溶液的酸碱性 · 考点01 溶液的酸碱性 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中__ __和__ __的相对大小。 将“＞”“＝”或“＜”填在下表空格中： 溶液 c(H＋)、c(OH－)大小比较 常温/25 ℃ 数值 pH 中性溶液 c(H＋)__ __c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1 __ __7 酸性溶液 c(H＋)__ __c(OH－) c(H＋)__ __1×10－7 mol·L－1 __ __7 碱性溶液 c(H＋)__ __c(OH－) c(H＋)__ __1×10－7 mol·L－1 __ __7 · 考点02 溶液的pH 1.定义式：pH＝__ __。 2.广范pH的范围：0～14。 即只适用于c(H＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的电解质溶液，当c(H＋)或c(OH－)≥1 mol·L－1时，不用pH表示溶液的酸碱性，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸碱性。 3.测量： ①pH试纸法：把小片试纸放在__ __或__ __上，用洁净干燥的__ __，蘸取待测液滴在干燥的pH试纸的中部，观察变化稳定后的颜色，与__ __对比，即可确定溶液的pH。 ②pH计测量法。 4.溶液的酸碱性与pH的关系： 常温(25 ℃)下： 5.常用酸碱指示剂及其变色范围 指示剂 变色范围 石蕊 pH＜5.0红色 5.0～8.0 色 pH＞8.0蓝色 甲基橙 pH＜3.1红色 3.1～4.4 色 pH＞4.4黄色 酚酞 pH＜8.0无色 8.2～10.0 色 pH＞10.0红色 · 考点03 溶液pH的计算 1.单一溶液pH的计算 ①强酸溶液，如HnA，设溶液物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝___，pH＝－lgc(H＋)＝__ __。 ②强碱溶液，如B(OH)n，设溶液物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝__ __。 2.两强酸混合后溶液pH的计算 由c(H＋)混＝，先求出混合后的c(H＋)混，再根据公式pH＝－lgc(H＋)混求pH。 3.两强碱混合后pH的计算 由c(OH－)混＝，先求出混合后的c(OH－)混，再通过KW求出c(H＋)混，最后求pH。 4.强酸与强碱混合后pH的计算 强酸与强碱混合的实质是发生了中和反应，即H＋＋OH－===H2O，中和后常温下溶液的pH有以下三种情况： ①若恰好中和，pH＝7。 ②若酸剩余，先求中和后剩余的c(H＋)，再求pH。 ③若碱剩余，先求中和后剩余的c(OH－)，再通过KW求出c(H＋)，最后求pH。 5.溶液稀释后求pH ①对于强酸溶液，每稀释10倍，pH__ __；对于弱酸溶液，每稀释10倍，pH增大__ __。无论稀释多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。 ②对于强碱溶液，每稀释10倍，pH__ __；对于弱碱溶液，每稀释10倍，pH减小__ __，无论稀释多少倍，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。 · 考点04酸碱中和滴定实验及误差分析 1.实验原理 （1）用已知浓度的酸（碱）来测定未知浓度的碱（酸）的实验方法叫作酸碱中和滴定。 （2）对于强酸、强碱的中和，开始时由于被滴定的酸（碱）浓度较大，滴入少量的碱（酸）对其pH的影响不大。当滴定接近终点（pH＝7）时，很少量的碱（酸）就会引起溶液pH突变（如图所示）。 2.实验用品 （1）主要仪器和试剂 仪器 试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 　　 图1　　　　图2　　　　图3 （2）滴定管的使用 ①酸式滴定管下端为玻璃活塞，能耐酸和氧化剂的腐蚀，可用于盛装酸性或氧化性溶液，但不能盛装碱性溶液。 ②碱式滴定管下端为橡胶管和玻璃珠，橡胶易被酸性或氧化性溶液腐蚀，所以碱式滴定管一般盛装碱性溶液。 3.常用指示剂 指示剂 变色的pH范围 甲基橙 pH减小 3.1-4.4 pH增大 酚酞 pH减小 8.2-10.0 pH增大 甲基红 pH减小 4.4-6.2 pH增大 4.实验操作（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例） （1）滴定前的准备 ①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。 ②锥形瓶：洗涤→装液→加指示剂。 （2）滴定 （3）终点判断、读数 当滴入　 　标准液，溶液变色，且　 　不恢复为原来的颜色 （4）数据处理 按上述操作重复　 　次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c（NaOH）＝ 　计算。 5.误差分析 （1）误差分析依据 当酸碱恰好中和时，有关系式：c待＝，c标、V待、γ均为已知量，所以c待的大小取决于V标的大小，V标偏大，则c待偏高；V标偏小，则c待偏低。 （2）常见的误差分析（以0.1 mol/L NaOH标准溶液滴定盐酸为例） 误差来源 c（HCl） 滴定管 中产生 的误差 滴定管用蒸馏水洗涤后，未用标准液润洗 偏高 滴定管未用待测液润洗 偏低 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 　 　 盛待测液的滴定管使用前有气泡，使用后无气泡 偏低 盛待测液的滴定管使用前无气泡，使用后有气泡 　 　 锥形瓶 中产生 的误差 锥形瓶用蒸馏水洗涤后又用待测液洗 　 　 锥形瓶未洗净，残留有与待测液中溶质反应的少量物质 　 　 锥形瓶洗净后瓶内残留有少量蒸馏水 无影响 读数 产生 的误差 用滴定管量取待测液 先俯视后仰视 　 　 先仰视后俯视 　 　 用滴定管量取标准液 先俯视后仰视 　 　 先仰视后俯视 　 　 配制 标准 液产 生的 误差 配制500 mL 0.1 mol/L NaOH溶液， 需要2.0 g NaOH NaOH已部分潮解 　 　 NaOH 中所含 杂质 杂质不与盐酸反应 　 　 所含杂质消耗1 mol HCl所需质量大于40 g（如Na2CO3、NaHCO3） 　 　 所含杂质消耗1　mol　HCl所需质量小于40　g（如Na2O） 　 　 第三单元 盐类的水解 · 考点01 盐类水解的实质 1.盐类水解的实质 盐电离出来的离子与水电离出来的　 　结合生成　 　，促进水的电离平衡右移。以CH3COONa、NH4Cl溶液为例： 2.盐类水解的特点 （1）可逆：盐的水解反应绝大多数是可逆反应。可看作酸碱中和反应的逆反应，即“盐＋水酸＋碱”。 （2）微弱：通常盐类水解的程度很小，一般无沉淀析出，无气体放出。 （3）吸热： 水解反应吸热。 3.盐类水解方程式的书写 （1）书写形式 一般情况下盐类水解的程度较小，不生成沉淀和气体，一般用“”连接反应物和生成物。产物不标“↓”或 “↑”。 （2）书写规律 ①多元弱酸的酸根离子分步水解，以第一步为主，应分步书写水解的离子方程式。如Na3PO4的水解分三步，第一步为　 　，第二步为　 　，第三步为 　。 ②多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完。如AlCl3发生水解的离子方程式为　 　。 ③不能进行到底的相互促进的水解反应写“”，如CH3COO－＋H2O＋NCH3COOH＋NH3·H2O，常见的不能进行到底的相互促进的水解反应还有N与C的反应（铵态氮肥与草木灰混合施用会造成氮肥损失）等。 ④能进行到底的相互促进的水解反应书写时要用“”“↑”“↓”等，如Al3＋＋3HCAl（OH）3↓＋3CO2↑。 · 考点02 盐类水解规律 1.盐类水解规律 难溶不 ，无弱不 ，越 越水解；都弱都 ，谁强显 ；同强显 ，都弱不一定。 2.水解平衡常数 （1）水解平衡常数表达式：如C＋H2OHC ＋OH－ ，Kh1＝；HC＋H2OH2CO3＋OH－，Kh2＝。水解平衡常数越大说明水解能力越 。 （2）水解平衡常数与电离平衡常数的关系，。如C＋H2OHC ＋OH－，Kh1＝；HC＋H2OH2CO3＋OH－，Kh2＝ （3）水解平衡常数受 影响，一般温度越高，水解平衡常数越 。 · 考点03 盐类水解的影响因素 (1)内因——盐本身的性质。 形成盐的酸或碱越弱，其对应的弱酸阴离子或弱碱阳离子的水解能力就越__ __，溶液的碱性或酸性就越__ __。如酸性：CH3COOH＞H2CO3，则同浓度的NaHCO3、CH3COONa溶液pH： pH(NaHCO3)__ __pH(CH3COONa)。 (2)外因 因素 水解平衡 水解程度 水解产生离 子的浓度 条件 变化 温度 升高 __ __ 增大 __ __ 浓度 增大 __ __ __ __ 增大 减小(即稀释) __ __ 增大 __ __ 外加酸 或碱 酸 促进弱酸阴离子水解 弱碱阳离子的水解程度减小 碱 弱酸根离子的水解程度减小 促进弱碱阳离子水解 外加其 他能水 解的盐 水解结 果相同 抑制，水解程度减小 水解结 果相反 促进，水解程度增大(甚至彻底水解) 例如，不同条件对FeCl3水解平衡的影响见下表 Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋(填写空格中内容) 条件 移动方向 H＋数 pH 现象 升高温度 __ __ __ __ __ __ __ __ 通HCl __ __ __ __ __ __ __ __ 加H2O __ __ __ __ __ __ __ __ 加NaHCO3 __ __ __ __ __ __ __ __ · 考点04盐类水解的应用(化学实验、工家业生产、日常生活) 应用 举例 判断溶液 的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是__ __ 判断酸 性强弱 相同浓度NaX、NaY、NaZ三种盐溶液pH分别为8、9、10，则酸性__ __ 配制或贮 存易水解 的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量__ __防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶液，加入少量__ __；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用__ __塞；NaF、NH4F要用塑料瓶保存。 胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子反应： __ __ 泡沫灭火 器原理 成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为__ __ 作净水剂 明矾可作净水剂，原理为 Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋ 化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混用：CO＋H2OHCO＋OH－__ __ 除锈剂 NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂 物质提纯 除去MgCl2溶液中的氯化铁，可以加入MgO或Mg(OH)2反应掉部分H＋，促进铁离子的水解，使Fe3＋转化为氢氧化铁沉淀而除去 无机物 的制备 硫化铝、氮化镁在水溶液中强烈水解，只能通过单质间化合反应才能制得；用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为__ __ 离子的共存 Al3＋与HCO、CO、AlO、SiO、HS－、S2－，Fe3＋与HCO、CO、AlO、SiO、ClO－，NH与SiO、AlO等因水解相互促进而不能大量共存 · 考点05 盐溶液蒸干灼烧时所得产物的判断 (1)盐溶液水解生成难挥发性酸和酸根阴离子易水解的强碱盐，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。 (2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得到对应的氧化物，如AlCl3溶液蒸干得__ __，灼烧得__ __，FeCl3(aq)蒸干得Fe(OH)3，灼烧得Fe2O3。 (3)考虑盐受热时是否分解。Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4和MnO2；NH4Cl―→NH3↑＋HCl↑。 (4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得__ __，FeCl2(aq)Fe(OH)2(s)Fe(OH)3Fe2O3。 (5)弱酸的铵盐蒸干后无固体。如NH4HCO3、(NH4)2CO3。 (6)NaClO溶液蒸干时，既考虑水解，又考虑HClO分解最后剩下NaCl。 · 考点06微粒浓度的大小比较理论依据 (1)电离理论——弱电解质的电离是微弱的 ①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离。 如氨水中：NH3·H2O、NH、OH－浓度的大小关系是__ __。 ②多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一步电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。 如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是__ __。 (2)水解理论——弱电解质离子的水解过程一般是微弱的 ①弱电解质离子的水解是微弱的(水解相互促进的除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解产生的弱电解质的浓度。 如NH4Cl溶液中：NH、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是__ __。 ②多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解。如在Na2CO3溶液中：CO、HCO、H2CO3的浓度大小关系应是__ __。 考点07离子浓度大小比较的方法 (1)考虑水解因素：如Na2CO3溶液。 CO＋H2OHCO＋OH－ HCO＋H2OH2CO3＋OH－ 所以c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)。 (2)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。如相同浓度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三种溶液中c(NH)由大到小的顺序是c＞a＞b。 (3)混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素，如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，因NH3·H2O的电离＞NH的水解，故离子浓度顺序为c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。 （4）溶液中粒子等量关系——三大守恒 ①电荷守恒 电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如Na2CO3与NaHCO3混合溶液中存在着Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，存在如下关系：c(Na＋)＋__ __＝c(HCO)＋c(OH－)＋__ __；K2S溶液中：c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)。 ②物料守恒 电解质溶液中，由于某些离子能够水解，微粒种类增多，但原子个数总是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故硫元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，则K2S溶液中有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋__ __。 a.如果我们把两个守恒进行相加减，可得到另一个守恒(质子守恒)，如把上述K2S溶液中的两个守恒相减可得：c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)＝c(OH－)。 b.电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加。如2c(CO)的计量数2代表一个CO带2个单位负电荷，不可漏掉。 ③质子守恒 电解质溶液中，电离、水解等过程中得到的质子(H＋)数等于失去的质子(H＋)数。如NaHCO3溶液中： 即__ __。 再如Na2S水溶液中的质子转移作用图示如下： 第四单元 沉淀溶解平衡 · 考点01 沉淀溶解平衡 1.沉淀溶解平衡 （1）沉淀溶解平衡的建立 难溶电解质溶液中的离子 （2）沉淀溶解平衡的特点 逆、等、动、定、变（适用平衡移动原理）。 2.影响沉淀溶解平衡的因素 （1）内因：难溶电解质本身的性质。 （2）外因：以AgCl（s）Ag＋（aq）＋Cl－（aq）　ΔH＞0为例。 外界条件 平衡移动方向 平衡后c（Ag＋） 平衡后c（Cl－） Ksp 升高温度 　 　 　 　 　 　 　 　 加水稀释 　 　 　 　 　 　 　 　 加入少量 AgNO3（s） 　 　 　 　 　 　 　 　 通入HCl 　 　 　 　 　 　 　 　 通入H2S 　 　 　 　 　 　 　 　 3.溶度积 （1）溶度积和离子积（或浓度商） 以MmAn（s）mMn＋（aq）＋nAm－（aq）为例： 溶度积 离子积（或浓度商） 概念 沉淀溶解平衡的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积 符号 Ksp Qc（或Q） 表达式 Ksp＝　 　（浓度都是平衡浓度） Qc＝　 　（浓度是任意浓度） 应用 判断一定条件下沉淀能否生成或溶解 ①Qc　 　Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出； ②Qc　 　Ksp：溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态； ③Qc　 　Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出 （2）Ksp的意义 注意　阴、阳离子个数比不相同时，Ksp大的难溶电解质的溶解度不一定大。 （3）Ksp的影响因素 Ksp只与难溶电解质的性质和[　 　有关，而与沉淀的量、离子浓度无关。 · 考点02 沉淀溶解平衡的应用 沉 淀 的 生 成 （1）调节pH法。通过控制溶液的酸碱性，可以使某些金属阳离子转化为氢氧化物沉淀。工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，将含杂质的氯化铵溶于水，再加入　 　调节pH，可使Fe3＋生成 Fe（OH）3沉淀而除去，发生的反应为　 　（填离子方程式）。 （2）加沉淀剂法。加入适当沉淀剂，使某些金属阳离子转化为沉淀。以Na2S作沉淀剂处理工业废水中的金属离子Cu2＋、Hg2＋，发生的反应分别为　 　、　 　。 （3）氧化还原法。改变某离子的存在形式，促使其转化为溶解度更小的难溶电解质，便于分离出来。例如将Fe2＋氧化为Fe3＋，从而生成更难溶的　 　沉淀而除去 沉 淀 的 溶 解 （1）酸、碱溶解法。如用盐酸溶解Cu（OH）2：　 　（填离子方程式）。 （2）盐溶解法。如用NH4Cl溶液溶解Mg（OH）2：Mg（OH）2（s）Mg2＋（aq）＋2OH－（aq）， 　 　（填离子方程式）。 （3）配位溶解法。加入某试剂与溶液中的某种离子形成稳定配合物，使该离子的浓度减小。如溶解AgCl可加入NH3·H2O：　 　（填离子方程式）。 （4）氧化还原溶解法。采用氧化性酸溶解金属硫化物（如CuS、HgS等）。如用稀HNO3溶解CuS： 　 　 沉 淀 的 转 化 一般来说，若难溶电解质类型相同，则Ksp较大的沉淀 　转化为Ksp较小的沉淀。沉淀的溶解能力差别越大，越容易转化。 （1）锅炉除水垢 除水垢[CaSO4（s）CaCO3（s）Ca2＋（aq）]反应为　 　、　 　。 （2）矿物转化 ZnS（闪锌矿的主要成分）遇CuSO4溶液转化为CuS（铜蓝的主要成分）的反应为　 　（填离子方程式） · 考点03 有关Ksp的计算 常考题型 解题策略 根据定义式或数形结合求Ksp，或者判断沉淀金属离子所需pH 直接根据Ksp定义式解答。如果已知溶解度，则需先转化为物质的量浓度再代入计算 沉淀先后的计算与判断 难溶电解质类型相同时，Ksp小的化合物先沉淀；难溶电解质类型不同时，需根据Ksp计算出开始沉淀时所需离子的浓度，所需离子浓度小的先沉淀 根据两种含同种离子的化合物的Ksp，①求溶液中不同离子的浓度的比值；②计算“恰好沉淀时”溶液中离子的浓度；③计算或判断调节溶液的pH的范围 一般是在所求表达式分子、分母中同乘以某离子的浓度，将分子、分母转化为不同物质的Ksp的表达式 · 考点04沉淀溶解平衡图像分析 1.沉淀溶解平衡浓度图像模型 图像 分析 BaSO4的沉淀溶解平衡图像 （1）求Ksp或Ksp的数量级：A点，c（Ba2＋）＝c（S）＝10－5　mol·L－1，Ksp（BaSO4）＝　 　。 （2）曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，Qc　 　Ksp。温度不变时，Ksp不变，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。曲线上方区域的点所示溶液均为　 　，Qc　 　Ksp。曲线下方区域的点所示溶液均为　 　，Qc　 　Ksp 2.沉淀溶解平衡对数图像模型 图像 分析 CaSO4与CaCO3的沉淀溶解平衡图像 注：pM＝pCa2＋＝－lg　c（Ca2＋），pR＝pS（或pC）＝－lg　c（S）[或－lg　c（C）] （1）曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态。根据曲线上O点或P点的坐标可求得对应难溶物的Ksp或Ksp的数量级，如O点，Ksp（CaSO4）＝　　 　；P点，Ksp（CaCO3）＝　 　。 （2）判断X点对应的溶液是否能形成沉淀或是否饱和：X点对应溶液为CaSO4的　 　溶液、CaCO3的　 　溶液 3.沉淀滴定图像模型 图像 分析 用0.1 mol·L－1 Na2SO4溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1 BaCl2溶液的沉淀滴定图像 已知Ksp（BaSO4）＝1×10－10，Ksp（BaCO3）＝2.6×10－9 起始溶液中c（Ba2＋）＝0.1 mol·L－1，n＝－lg c（Ba2＋）＝　 　，b点时恰好完全反应，c（Ba2＋）＝　 　mol·L－1，m＝－lg c（Ba2＋）＝　 　，即m由　 　决定，与起始BaCl2溶液的浓度无关 （1）若起始时c（BaCl2）＝0.2 mol·L－1，恰好完全反应时消耗Na2SO4溶液的体积变大，b点向　 　（填“左”或“右”）移动。 （2）若用同浓度的Na2CO3溶液替代Na2SO4溶液，由于Ksp（BaSO4）＜Ksp（BaCO3），恰好完全反应生成BaCO3时溶液中的c（Ba2＋）较大，pBa2＋较小，但消耗的Na2CO3溶液的体积仍为20 mL，所以b点竖直向　 　（填“上”或“下”）移动 · 易错点01 弱电解质的判断方法 （1）在相同浓度、相同温度下，与强电解质溶液做导电性对比实验。 （2）浓度与pH的关系。如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH＞1，则可证明CH3COOH是弱电解质。 （3）测定对应盐溶液的酸碱性。如CH3COONa溶液呈碱性，则可证明CH3COOH是弱酸。 （4）稀释前后溶液的pH与稀释倍数的关系。例如，将pH＝2的酸溶液稀释至原体积的1 000倍，若pH小于5，则证明该酸为弱酸；若pH为5，则证明该酸为强酸。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)溶液导电能力弱的电解质一定是弱电解质。(　 　) (2)稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度。(　 　) (3)温度升高，弱电解质的电离平衡右移。(　 　) (4)弱电解质溶液中存在溶质分子，而强电解质溶液中不存在溶质分子。(　 　) (5)AgCl的水溶液不导电，而CH3COOH的水溶液能导电，故AgCl是弱电解质，CH3COOH是强电解质。(　 　) · 易错点02 外界条件对电离平衡影响的四个不一定 （1）加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。如稀酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，故c(OH－)增大。 （2）电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能“消除”，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大。 （3）电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，如在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小。 （4）电离平衡右移，电离程度也不一定增大，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，而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)向稀氨水中加入盐酸，盐酸与NH3·H2O反应，使NH3·H2ONH＋OH－平衡左移。(　 　) (2)氨水中，当c(NH)＝c(OH－)时，表示氨水已达到电离平衡。(　 　) (3)氨水中只存在NH3·H2O的电离平衡，不存在其他电离平衡。(　 　) (4)由常温下0.1 mol·L－1一元碱BOH溶液的pH＝10，可知溶液中存在BOHB＋＋OH－。(　 　) (5)一定条件下，CH3COOHCH3COO－＋H＋达到平衡时，c(H＋)＝c(CH3COO－)。(　 　) (6)向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时都会引起溶液中c(H＋)减小。(　 　) · 易错点03 电离平衡常数 (1)电离平衡常数与化学平衡常数一样，只与温度有关，与其他条件无关。 (2)依据电离平衡常数除了可以比较弱电解质的电离能力外，还能判断电离平衡的移动方向。 (3)表达式中离子浓度是指达到平衡时的浓度，溶液中存在的离子浓度，不一定都是弱电解质自身电离的，可以对比水的离子积去掌握。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)在一定温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数一定相同。(　 　) (2)电离常数越小，表示弱电解质的电离能力越弱，电离常数越大，表示电解质的电离能力越强。(　 　) (3)电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。(　 　) (4)当弱电解质的浓度增大时，电离程度增大。(　 　) (5)对于1 mol·L－1的CH3COOH溶液，升高温度，电离程度增大。(　 　) (6)电离平衡向电离方向移动，电离常数一定增大。(　 　) (7)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱。(　 　) (8)电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大。(　 　) · 易错点04电离常数的应用 (1)电离常数与化学平衡常数一样，只与温度有关，与其他条件无关。 (2)利用电离常数除了可以比较弱电解质的电离能力之外，还能定量判断电离平衡的移动方向。 (3)在运用电离常数表达式进行计算时，浓度必须是平衡时的浓度。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)向氨水中滴加相同浓度的CH3COOH溶液，先增大再减小。(　 　) (2)温度不变，向NH3·H2O溶液中加入NH4Cl，平衡左移，电离平衡常数减小。(　 　) (3)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大。(　 　) (4)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝。(　 　) (5)要增大某种弱电解质的电离平衡常数，只能采取升高温度的方法。(　 　) (6)对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，在一定温度下，加入盐酸平衡左移，电离平衡常数减小。(　 　) (7)对于NH3·H2ONH＋OH－，K＝，表达式中的NH一定是氨水电离提供的。(　 　) · 易错点05一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较 判断弱酸的三种方法 方法一：根据弱酸的定义判断，弱酸在水溶液中不能完全电离，如测0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH＞1。 方法二：根据弱酸在水溶液中存在电离平衡判断，条件改变，平衡发生移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍后，1＜pH＜2。 方法三：根据弱酸的正盐能发生水解判断，如判断CH3COOH为弱酸可做以下实验： (1)向一定浓度的醋酸钠溶液中，加入几滴酚酞溶液，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＞7。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)pH＝12的氨水溶液，稀释10倍后pH＝11。(　 　) (2)等浓度的醋酸和盐酸与Zn反应时生成H2的速率：醋酸＞盐酸。(　 　) (3)中和等体积等pH的盐酸和醋酸所用的NaOH的物质的量：醋酸＞盐酸。(　 　) (4)升高温度，CH3COOH的电离程度增大。(　 　) (5)CH3COOH的中和热大于HCl的中和热。(　 　) (6)用乙酸浸泡水壶中的水垢，可将其清除，说明乙酸的酸性小于碳酸的酸性。(　 ) · 易错点06 水的电离 (1)水的离子积常数KW＝c(H＋)·c(OH－)，不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。 (2)水的离子积常数说明在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－存在，只是相对含量不同而已。 (3)在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。在KW的表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。 (4)水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向电离方向移动，c(H＋)和c(OH－)都增大，故KW增大，但溶液仍呈中性；对于KW，若未注明温度，一般认为在常温下，即25 ℃。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)水的离子积即水的电离平衡常数。(　 　) (2)在表达式KW＝c(H＋)·c(OH－)中c(H＋)、c(OH－)一定是水电离出的。(　 　) (3)水的电离平衡移动符合勒夏特列原理。(　 　) (4)升高温度，水电离平衡右移，H＋浓度增大，呈酸性。(　 　) (5)25 ℃时，加水稀释醋酸溶液，c(H＋)、c(OH－)都减小，KW减小。(　 　) (6)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，KW不变。(　 　) · 易错点07 溶液的酸碱性 等浓度、等体积一元酸与一元碱混合的溶液。 中和反应 反应后所得溶液的酸碱性 强酸与强碱 中性 强酸与弱碱 酸性 弱酸与强碱 碱性 常温下，已知pH之和的酸和碱的溶液等体积混合。 ①两强混合： a．若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH＝7。 b．若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH＞7。 c．若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH＜7。 ②一强一弱混合——“谁弱显谁性”。 pH之和等于14时，一元强酸和一元弱碱的溶液等体积混合呈碱性；一元强碱和一元弱酸的溶液等体积混合呈酸性。 常温下，强酸、强碱恰好完全中和，溶液体积与pH的关系：Va L pH＝a的盐酸与Vb L pH＝b的NaOH溶液混合，二者恰好完全反应，溶液呈中性。 则10－a·Va＝10b－14Vb，＝＝10(a＋b)－14， 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)常温下，pH＝3的CH3COOH溶液与pH＝11的NaOH溶液等体积混合，溶液pH＞7。(　 　) (2)25 ℃时，等体积、等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液pH＝7。(　 　) (3)常温下pH为2的盐酸与等体积pH＝12的氨水混合后所得溶液呈酸性。(　 　) (4)常温下pH为2的盐酸中由H2O电离出的c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1。(　 　) (5)任何温度下，利用H＋和OH－浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性。(　 　) · 易错点08 pH计算 (1)pH试纸不能伸入试液中。 (2)pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能会产生误差。 (3)广泛pH试纸只能测出整数值(不精确)，该数不会出现小数。 (4)pH试纸不能测定氯水的pH，因为氯水呈酸性的同时呈现强氧化性(漂白性)。 (5)在做关于溶液pH计算的题目时，要抓住“问题的主要方面”。溶液显酸性用溶液中的c(H＋)来计算；溶液显碱性先求溶液中的c(OH－)，再求溶液中的c(H＋)。 口诀：酸按酸(H＋)，碱按碱(OH－)，酸碱中和求过量，无限稀释7为限， 步骤： (6)注意近似计算：当两数相加、减，两数值相差较大时，则小的数值可以忽略，如1 000＋0.1≈1 000。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)把pH＝2与pH＝12的酸、碱溶液等体积混合后，所得溶液的pH为7。(　 　) (2)常温下，将pH＝3的酸和pH＝11的碱等体积混合，所得溶液的pH＝7。(　 　) (3)某溶液的pH＝7，该溶液一定显中性。(　 　) (4)pH减小，溶液的酸性一定增强。(　 　) (5)一定温度下，pH＝a的氨水，稀释10倍后，其pH＝b，则a＝b＋1。(　 　) (6)pOH＝－lg[OH－]，常温下溶液中的pH＋pOH＝14，正常人的血液pH＝7.3，则正常人血液(人的体温高于室温)的pOH等于6.7。(　 　) (7)用广范pH试纸测得某溶液的pH为3.4，用pH计测得某溶液的pH为7.45。(　 　) (8)用湿润的pH试纸测溶液的pH，一定影响测量结果。(　 　) (9)pH试纸测定氯水的pH为2。(　 　) · 易错点9酸碱中和滴定 ①滴定管“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。 ②精确度：0.01 mL。 ③沉淀：先用蒸馏水洗，再用待测液润洗。 ④盛装溶液时，其液面不一定要在“0”刻度。 ⑤赶气泡：酸碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。 ⑥由于滴定管的“0”刻度在滴定管的上方，滴定管下端是没有刻度的，故容量为25 mL的滴定管，若滴定过程中用去10.00 mL的液体，则滴定管中剩余液体体积大于15 mL。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)盛放待测液的锥形瓶一定要润洗，否则产生实验误差。(　 　) (2)25 ℃时，用醋酸溶液滴定等浓度NaOH溶液到pH＝7，V(醋酸)＜V(NaOH)。(　 　) (3)用碱式滴定管量取20.00 mL KMnO4溶液。(　 　) (4)若用标准盐酸滴定待测NaOH溶液，滴定前仰视，滴定后俯视，则测定值偏大。(　 　) (5)pH计不能用于酸碱中和滴定终点的判断。(　 　) · 易错点10酸碱中和滴定误差分析 （1）碱式滴定管在滴定时未用标准NaOH溶液润洗，标准液被滴定管壁上的水稀释，造成消耗标准液体积偏大，根据c(待测)＝分析，可知c(待测)偏大； （2）碱式滴定管的尖嘴在滴定前有气泡，滴定后气泡消失，造成V(标准)偏大，则c(待测)偏大； （3）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，则c(待测)不变； （4）锥形瓶在滴定时剧烈摇动，有少量液体溅出，待测液中醋酸减少，造成V(标准)偏小，则c(待测)偏小。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)用标准浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液时，滴定时，部分酸液滴在锥形瓶外，所测结果偏高。(　 　) (2)酸碱中和滴定实验中，用待滴定溶液润洗锥形瓶以减小实验误差。(　 　) (3)待测定NaOH溶液浓度，可选用滴定管、锥形瓶、烧杯、NaOH溶液、0.100 0 mol·L－1盐酸达到实验目的。(　 　) (4)“酸碱中和滴定”实验中，容量瓶和锥形瓶用蒸馏水洗净后即可使用，滴定管和移液管用蒸馏水洗净后，须经干燥或标准溶液润洗后方可使用。(　 　) (5)滴定管的读数为24.6 mL。( 　) (6)滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则测定结果偏小。(　 　) (7)滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁。(　 ) (8)用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液，可选用甲基橙或酚酞作指示剂。(　 　) · 易错点11盐类的水解及其规律 (1)发生水解的盐溶液不一定呈酸性或碱性，也可能呈中性，如CH3COONH4溶液呈中性。 (2)(NH4)2CO3溶液和NH4HCO3溶液显碱性，虽然阴、阳离子都能发生水解，但既无气体产生，也无沉淀生成，所以NH和CO、NH和HCO在溶液中仍可大量共存 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)酸式盐溶液不一定呈酸性。(　 　) (2)离子能够发生水解的盐溶液一定呈酸性或碱性。(　 　) (3)CH3COONH4溶液呈中性是因为CH3COONH4溶液不能发生水解。(　 　) (4)已知酸性：HF＞CH3COOH，所以等浓度的CH3COONa溶液的碱性强于NaF溶液。(　 　) (5)由于NaHCO3溶液中HCO有电离出H＋的能力，所以NaHCO3溶液显酸性。(　 　) (6)可溶性铝盐都能发生水解反应。(　√　) · 易错点12书写盐类水解离子方程式的注意事项 一、3个原则 一般来说，由于水解程度微弱 ①需标可逆符号“” ②气体、沉淀不标“↑”“↓” 二、特殊情况——存在相互促进水解的阴阳离子：水解程度较大时，书写时要用“===”、“↑”、“↓”等 如：Al3＋＋3AlO＋6H2O===4Al(OH)3↓ ③易分解产物不写其分解产物的形式 例：NH3·H2O不写成NH3和H2O 三、2种情况 ①多元弱酸阴离子的水解 分步进行： S2－＋H2OHS－＋OH－ HS－＋H2OH2S＋OH－ 多元弱碱阳离子的水解 一步书写： Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)Na2S水解的离子方程式为S2－＋2H2OH2S＋2OH－。(　 　) (2)Na2CO3溶液呈碱性的原因：CO＋2H2OH2CO3＋2OH－。(　 　) (3)Al3＋发生水解反应的离子方程式：Al3＋＋3H2OAl(OH)3↓＋3H＋。(　 　) · 易错点13盐类水解程度大小比较的规律 (1)组成盐的弱碱阳离子水解使溶液显酸性，组成盐的弱酸根离子水解使溶液显碱性。 (2)盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。 (3)多元弱酸的酸根离子比相应的酸式酸根离子的水解程度大得多。如相同浓度时，CO比HCO的水解程度大。 (4)相同条件下的水解程度 ①正盐＞相应酸式盐，如CO＞HCO。 ②水解相互促进的盐＞单独水解的盐＞水解相互抑制的盐。如相同条件下NH的水解程度：(NH4)2CO3＞(NH4)2SO4＞(NH4)2Fe(SO4)2。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)同浓度的Na2CO3溶液和CH3COONa溶液相比前者pH大；同浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液相比后者pH小。(　 　) (2)常温下，pH＝10的CH3COONa溶液与pH＝4的NH4Cl溶液，水的电离程度相同。(　 　) (3)常温下，pH＝11的CH3COONa溶液与pH＝3的CH3COOH溶液，水的电离程度相同。(　 　) (4)溶液呈中性的盐一定是强酸、强碱生成的盐。(　 　) (5)盐溶液的酸碱性主要决定于形成盐的酸和碱的相对强弱。(　 　) (6)某盐的溶液呈酸性，该盐一定发生了水解反应。(　 　) · 易错点14 认识盐类水解的三个误区 误区一：误认为水解平衡向正向移动，离子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中，加入少量FeCl3固体，平衡向水解方向移动，但Fe3＋的水解程度减小。 误区二：误认为弱酸强碱盐都因水解而显碱性。如NaHSO3溶液显酸性。 误区三：误认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。 对于水解程度不大且水解产物不离开平衡体系的情况[如Al2(SO4)3]来说，溶液蒸干仍得原溶质。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)加热0.1 mol·L－1Na2CO3溶液，CO的水解程度和溶液的pH均增大。(　 　) (2)在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的pH＜7。(　 　) (3)向AlCl3溶液中通入HCl可使增大。(　 　) (4)试管中加入2 mL饱和Na2CO3溶液，滴入两滴酚酞，加热，溶液先变红，后红色变浅。(　 　) (5)在CH3COONa溶液中加入适量CH3COOH，可使c(Na＋)＝c(CH3COO－)。(　 　) (6)将氯化铵溶液加水稀释时，的值减小。(　 　) (7)降低温度和加水稀释，都会使盐的水解平衡向逆反应方向移动。(　 　) (8)配制和贮存Fe2(SO4)3溶液时，常常加入少量盐酸，目的是抑制Fe3＋水解。(　 　) (9)加热蒸干MgCl2溶液，可得到MgCl2晶体。(　 　) · 易错点15离子浓度大小比较的方法 (1)考虑水解因素：如Na2CO3溶液。 CO＋H2OHCO＋OH－ HCO＋H2OH2CO3＋OH－ 所以c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)。 (2)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。如相同浓度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三种溶液中c(NH)由大到小的顺序是c＞a＞b。 (3)混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素，如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，因NH3·H2O的电离＞NH的水解，故离子浓度顺序为c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)弱酸H2A溶液中的所有离子浓度的大小顺序为c(HA－)＞c(H＋)＞c(A2－)＞c(OH－)。(　 　) (2)弱酸的盐K2A溶液中的所有离子浓度的大小顺序为c(K＋)＞c(A2－)＞c(OH－)＞c(HA－)＞c(H＋)。(　 　) (3)弱酸的盐K2B溶液中存在c(H2B)＋c(HB－)＋c(B2－)＝c(K＋)。(　 　) (4)NH4Cl溶液中存在c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)。(　 　) (5)用物质的量浓度都是0.1 mol·L－1的HCN和NaCN等体积混合溶液呈碱性，则c(CN－)＞c(HCN)。(　 　) · 易错点16沉淀溶解平衡及应用 (1)对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶电解质，Ksp小的溶解度不一定小。如Ksp(AgCl)>Ksp(Ag2CrO4)，但c(Ag＋)是Ag2CrO4>AgCl。 (2)不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1.0×10－5 mol·L－1时，沉淀已经完全。 (3)溶解度较小的沉淀，并不一定必须转化为溶解度更小的沉淀。在一定条件下也可以转化成溶解度较大的沉淀。例如，在BaSO4的饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液，只要Qc(BaCO3)>Ksp(BaCO3)就可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。 (4)一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现，但溶解度小的沉淀转化成溶解度稍大的沉淀在一定条件下也能实现。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)沉淀达到溶解平衡状态，溶液中各离子浓度一定相等且保持不变。(　 　) (2)升高温度，沉淀溶解平衡一定正向移动。(　 　) (3)室温下，AgCl在水中的溶解度小于在食盐水中的溶解度。(　 　) (4)可用BaCO3代替BaSO4用作钡餐。(　 　) (5)常温下，向BaCO3的饱和溶液中加入Na2CO3固体，会有BaCO3生成。(　 　) (6)AgCl沉淀易转化为AgI沉淀且Ksp(AgX)＝c(Ag＋)·c(X－)，故Ksp(AgI)<Ksp(AgCl)。(　 　) (7)向AgCl悬浊液中滴加Na2S溶液，白色沉淀变成黑色：2AgCl＋S2－===Ag2S＋2Cl－。(　 　) (8)对于平衡体系：Ca(OH)2(s)Ca2＋(aq)＋2OH－(aq)　ΔH<0，升高温度，平衡逆向移动。(　 　) · 易错点17溶度积常数及其应用 (1)沉淀溶解平衡一般是吸热的，温度升高平衡右移，Ksp增大，但Ca(OH)2相反。 (2)对于沉淀溶解平衡AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)，对于相同类型的物质，Ksp的大小反映了难溶电解质在溶液中溶解能力的大小，也反映了该物质在溶液中沉淀的难易。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)Cu(OH)2的Ksp＝c(Cu2＋)·c(OH－)。(　 　) (2)已知常温下：Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，将0.002 mol·L－1的AgNO3溶液与0.002 mol·L－1的KCl溶液等体积混合不会产生AgCl沉淀。(　 　) (3)Ksp(AB2)小于Ksp(CD)，则AB2的溶解度一定小于CD的溶解度。(　 　) (4)不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去，一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1.0×10－5 mol·L－1时，沉淀已经完全。(　 　) (5)溶度积常数Ksp只受温度影响，温度升高Ksp增大。(　 　) (6)常温下，向Mg(OH)2饱和溶液中加入NaOH固体，Mg(OH)2的Ksp不变。(　 　) (7)常温下，向饱和Na2CO3溶液中加入少量BaSO4粉末，过滤，向洗净的沉淀中加稀盐酸，有气泡产生，说明Ksp(BaCO3)<Ksp(BaSO4)。(　 　) (8)Ksp既与难溶电解质的性质和温度有关，也与沉淀的量和溶液中离子浓度有关。(　 　) · 易错点18沉淀溶解平衡的三个强化理解 (1)沉淀溶解平衡是化学平衡的一种，沉淀溶解平衡移动分析时也同样遵循勒夏特列原理。 (2)溶度积大的难溶电解质的溶解度不一定大，只有组成相似的难溶电解质才有可比性。 (3)复分解反应总是向着某些离子浓度减小的方向进行，若生成难溶电解质，则向着生成溶度积较小的难溶电解质的方向进行。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)沉淀溶解时，溶液中各离子浓度相等。(　 　) (2)沉淀溶解达到平衡时，v(沉淀)＝v(溶解)。(　 　) (3)BaSO4===Ba2＋＋SO和BaSO4(s)Ba2＋(aq)＋SO(aq)，两式所表示的意义相同。(　 　) (4)因溶解度小的沉淀易向溶解度更小的沉淀转化，故ZnS沉淀中滴加CuSO4溶液可以得到CuS沉淀。(　 　) (5)在同浓度的盐酸中，ZnS可溶而CuS不溶，说明CuS的溶解度比ZnS的小。(　 　) (6)Ksp大的容易向Ksp小的转化，但Ksp小的不能向Ksp大的转化。(　 　) (7)难溶电解质达到沉淀溶解平衡时，增加难溶电解质的量，平衡向溶解方向移动。(　 　) (8)向Na2SO4溶液中加入过量的BaCl2溶液，则SO沉淀完全，溶液中只含Ba2＋、Na＋和Cl－，不含SO。(　 　) (9)为减少洗涤过程中固体的损耗，最好选用稀硫酸代替H2O来洗涤BaSO4沉淀。(　 　) 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题1 化学反应与能量变化（期末复习知识清单） 思维导图→考点清单（13大考点）→易错清单（11大易错点） 第一单元 化学反应的热效应 · 考点01 反应热 焓变 1．化学反应中的变化和守恒 化学反应中的两大变化 __物质__变化和__能量__变化 化学反应中的两大守恒 __质量__守恒和__能量__守恒 化学反应中的能量转化形式 化学能转化为__热能__、__光能__、电能等 2．焓变、反应热 1 焓(H) 用于描述物质__所具有的能量__的物理量。 2 焓变(ΔH) 生成物与反应物的内能差，称为焓变，符号为ΔH。 ΔH＝H(__生成物__)－H(__反应物__)，单位：__kJ·mol－1__。 3 反应热 指当化学反应在一定温度下进行时，反应所__放出__或__吸收__的热量，通常用符号Q表示，单位kJ·mol－1。 4 焓变与反应热的关系 对于恒压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能，则有如下关系：__ΔH＝QP__。 5 反应热产生的原因 化学反应过程中旧键断裂__吸收__的能量与新键形成__放出__的能量不相等，故化学反应均伴随着能量变化。 3．吸热反应和放热反应 放热反应 吸热反应 概念 释放热量的化学反应 吸收热量的化学反应 形成 原因 反应物的内能　＞　（填“＞”或“＜”，下同）生成物的内能 反应物的内能　＜　生成物的内能 与化学键 的关系 生成物成键时释放的总能量　＞　反应物断键时吸收的总能量 生成物成键时释放的总能量　＜　反应物断键时吸收的总能量 图示 图示 E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能； ①放热反应（ΔH＜0）：E1＜E2 ②吸热反应（ΔH＞0）：E1＞E2 常见反应 （1）所有的燃烧反应； （2）酸碱中和反应； （3）金属与酸或水的反应； （4）原电池反应； （5）大多数化合反应； （6）用电石制乙炔的反应； （7）铝热反应 （1）大多数分解反应； （2）大多数以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应； （3）Ba（OH）2·8H2O与NH4Cl的反应； （4）盐的水解； （5）碳酸氢钠与盐酸的反应 · 考点02 热化学方程式 1．热化学方程式及其意义 (1)定义：表示参加反应的物质的__物质的量__和__反应热__的关系的化学方程式。 (2)意义：不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的__能量变化__。例如：H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1，表示在25 ℃和1.01×105 Pa下，__1_mol_H2和0.5_mol_O2完全反应生成1_mol液态H2O时放出285.8_kJ的热量。 2．热化学方程式的书写 (1)书写步骤。 — ↓ — ↓ — ↓ — ↓ — (2)注意事项。 · 考点03 反应热的测量 装置 试剂 50 mL 0.50 mol·L－1盐酸与50 mL 0.55 mol·L－1NaOH溶液 中和反应反 应热的计算 反应后生成的溶液的比热容c近似为4.18 J·（g·℃）－1，两溶液的质量均近似为50 g 放出热量 Q＝Δt×m×c 反应热 ΔH＝－（m酸＋m碱）×c×（t终－） 中和热测定注意事项 (1)碎泡沫塑料(或纸条)及硬纸板(或泡沫塑料板)的作用是保温、隔热，减少实验过程中热量的损失。 (2)为保证酸、碱完全中和，常采用碱稍稍过量。 (3)实验时用环形玻璃搅拌棒搅拌溶液的方法是上下搅动，不能用铜丝搅拌棒代替环形玻璃搅拌棒的理由是铜传热快，热量损失大。 (4)中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离时的热效应。 (5)取多次实验t1、t2的平均值代入公式计算，而不是结果的平均值，计算时应注意单位的统一。 · 考点04盖斯定律及其应用 1．内容：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。即：化学反应的反应热只与反应体系的__始态和终态__有关，而与__反应的途径__无关。 2．意义：间接计算某些反应的反应热。如： 已知在25 ℃、101 kPa时： ①C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH＝－393.5 kJ·mol－1， ②2C(s)＋O2(g)===2CO(g)　ΔH＝－221 kJ·mol－1， 则CO(g)＋O2(g)===CO2(g)的ΔH为__－283_kJ·mol－1__。 3．应用：盖斯定律的理解 热化学方程式 反应热间的关系 aAB、A B ΔH1＝__aΔH2__ AB ΔH1＝__－ΔH2__ ΔH＝__ΔH1＋ΔH2__ 即：若一个化学方程式可由n个化学方程式相加减而得到，则该化学反应的焓变即为这n个化学反应焓变的代数和。 4．利用盖斯定律书写热化学方程式的一般步骤 —先确定待求的方程式 ↓ — ↓ — ↓ — ↓ —计算并写出待求的热化学方程式 ↓ —检查得出的热化学方程式是否正确 · 考点05催化剂对活化能、焓变的影响 1．催化剂能降低反应所需活化能，但不影响焓变的大小。 2．在无催化剂的情况下，E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能，即E1＝E2＋|ΔH|或ΔH＝E1－E2。 3．对能量图像的全面剖析 · 考点06反应热的计算 1．主要依据 热化学方程式、键能、盖斯定律及燃烧热、中和热、反应物和生成物的总能量等。 2．主要方法 ①根据热化学方程式计算 反应热与反应物和生成物各物质的物质的量成正比。 ②根据反应物和生成物的总能量计算 ΔH＝__E生成物－E反应物__。 ③依据反应物化学键断裂与生成物化学键形成过程中的能量变化计算 ΔH＝__E反应物的化学键断裂吸收的能量－E生成物的化学键形成释放的能量__ ④根据盖斯定律计算 化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。即如果一个反应可以分步进行，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相同的。 应用盖斯定律常用以下两种方法。 a．热化学方程式相加或相减，如由 C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1； C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH2； 可得2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g)　ΔH＝2(ΔH1－ΔH2) b．合理设计反应途径，如， 则ΔH＝ΔH1＋ΔH2。 ⑤根据物质燃烧热数值计算 Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH| ⑥根据比热公式进行计算 Q＝c·m·ΔT 第二单元 化学能与电能的转化 · 考点01 原电池及其工作原理 1．定义和反应本质 原电池是把__化学能__转化为__电能__的装置，其反应本质是__氧化还原反应__。 2．工作原理(以铜锌原电池为例) 　　 　　　　Ⅰ　　　　　　　　　　　　Ⅱ 说明：装置Ⅱ盐桥中装有饱和的KCl、KNO3等溶液和琼脂制成的冻胶。 (1)原理分析。 电极名称 负极 正极 电极材料 Zn片 Cu片 电极反应 Zn－2e－===Zn2＋ Cu2＋＋2e－===Cu 反应类型 __氧化__反应 __还原__反应 电子流向 由__Zn__片沿__导线__流向__Cu__片 盐桥中 离子移向 盐桥含饱和KCl溶液和琼脂制成的胶冻，K＋移向__正极__，Cl－移向__负极__ 电池反应 方程式 Zu＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu 盐桥作用 ①连接内电路形成闭合回路 ②平衡电荷，使原电池能持续产生电流 装置差异 比较 原电池Ⅰ：温度升高，化学能转化为电能和热能，两极反应在相同区域，部分Zn与Cu2＋直接反应，使电池效率降低 原电池Ⅱ：温度不变，化学能只转化为__电能__，两极反应在不同区域，Zn与Cu2＋隔离，电池效率提高，电流稳定 3．构成条件 一看反应 能发生__自发进行__的氧化还原反应(一般是活泼性强的金属与电解质溶液反应) 二看两电极 一般是活泼性不同的两电极(金属或__石墨__) 三看是否形 成闭合回路 形成需三个条件：①__电解质溶液__；②两电极直接或间接接触；③两电极插入__电解质溶液__中 4．原电池中的三个移动方向 电子方向 从__负__极流出沿导线流入__正__极 电流方向 从__正__极沿导线流向__负__极 离子迁移方向 电解质溶液中，阴离子向__负__极迁移，阳离子向__正__极迁移 5．一般电极反应式的书写 —— 　⇩ —— 　⇩ —— 6．原电池中正、负极的确定方法 7．原电池电极反应式的书写 (1)先确定原电池的正、负极，列出正、负极上的反应物。 (2)根据氧化还原反应原理写出电极反应式。 ①负极反应。 负极上发生失去电子的氧化反应。要注意负极反应生成的阳离子与电解质溶液中的阴离子是否共存，若不共存，则该电解质溶液中的阴离子应写入负极反应式。 ②正极反应。 正极上发生得到电子的还原反应。当正极上的反应物是O2时：若电解质溶液为中性或碱性，则水必须写入正极反应式中，与O2反应生成OH－，电极反应式为O2＋2H2O＋4e－===4OH－；若电解质溶液为酸性，则H＋必须写入正极反应式中，O2得电子与H＋生成水，电极反应式为O2＋4H＋＋4e－===2H2O。 (3)写出电池总反应方程式。 结合电子守恒将正、负极电极反应式相加即得到电池总反应方程式。 (4)若已知电池反应的总反应式，可先写出较易书写的一极的电极反应式，然后在电子守恒的基础上，用总反应式减去较易写出的一极的电极反应式，即可得到较难写出的另一极的电极反应式。 8．盐桥的组成及在原电池中的作用 （1）组成：盐桥中装有饱和的KCl、KNO3等溶液和琼胶制成的胶冻 （2）盐桥中的离子流向：盐桥中的阳离子(K＋)向正极区移动，阴离子(Cl－或NO)向负极区移动 （3）作用：连接内电路，形成闭合回路；平衡电荷，使原电池不断产生电流[若没有盐桥，当反应进行到一定时间后，负极的正电荷增多而导致电子(负电荷)难以流出，正极负电荷增多也会导致电子流入困难，从而电池电流减弱。 · 考点02 原电池原理的四大应用 1．加快氧化还原反应速率 一个__自发__进行的氧化还原反应，设计成原电池时反应速率__加快__，例如Zn与稀硫酸反应时加入少量的CuSO4溶液能使产生氢气的速率加快。 2．比较金属活动性强弱 两种金属分别作原电池的两极时，一般作负极的金属活动性比正极的__活泼__。 3．用作金属的防护 使被保护的金属制品作原电池的__正__极而得到保护。例如，保护铁制输水管或钢铁桥梁，可用导线将其和一块锌块相连，使Zn作原电池的__负__极。 4．设计制作化学电源 — ↓ — ↓ — ↓ — · 考点03 一次电池、二次电池与燃料电池 1．一次电池 只能使用一次，不能充电复原继续使用。 (1)普通锌锰干电池 总反应：Zn＋2MnO2＋2NH4Cl===ZnCl2＋Mn2O3＋2NH3＋H2O 负极：__Zn－2e－===Zn2＋__。 正极：2NH＋2e－===2NH3＋H2↑、2MnO2＋H2===2MnOOH (2)碱性锌锰干电池 负极(Zn)，电极反应式： __Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2__ 正极(MnO2)，电极反应式： __2MnO2＋2H2O＋2e－===2MnOOH＋2OH－__ 总反应： Zn＋2MnO2＋2H2O===__Zn(OH)2＋2MnOOH__ 2．二次电池(以铅蓄电池为例)：放电后能充电复原继续使用 (1)放电时的反应：(原电池) ①负极反应：__Pb(s)＋SO(aq)－2e－===PbSO4(s)__ ②正极反应：__PbO2(s)＋4H＋(aq)＋SO(aq)＋2e－===PbSO4(s)＋2H2O(l)__ ③总反应：Pb(s)＋PbO2(s)＋2H2SO4(aq)===2PbSO4(s)＋2H2O(l) (2)充电时的反应：(电解池) ①阴极反应：__PbSO4(s)＋2e－===Pb(s)＋SO(aq)__ ②阳极反应：__PbSO4(s)＋2H2O(l)－2e－===PbO2(s)＋4H＋(aq)＋SO(aq)__ ③总反应：2PbSO4(s)＋2H2O(l)Pb(s)＋PbO2(s)＋2H2SO4(aq) 放电时原电池的负极作充电时电解池的__阴__极。 [易错警示]　 (1)可充电电池的充、放电不能理解为可逆反应。 (2)燃料电池的电极不参与反应，有很强的催化活性，起导电作用。 (3)可充电电池在充电时，其负极连接外接电源的负极，正极连接外接电源的正极。 3．燃料电池 (1)氢氧燃料电池是将燃料和氧化剂的化学能直接转化为电能的装置，目前最成熟的燃料电池，可分为酸性和碱性两种。 酸性 碱性 负极反应式 __2H2－4e－===4H＋__ __2H2－4e－＋4OH－===4H2O__ 正极反应式 __O2＋4e－＋4H＋===2H2O__ __O2＋4e－＋2H2O===4OH－__ 总反应式 2H2＋O2===2H2O (2)燃料电池的电极本身不参与反应，燃料和氧化剂连续地由__外部__供给。对于燃料电池要注意燃料在负极反应，O2在正极反应，要注意电解质溶液或传导介质的影响，如碱性条件下，CO2以CO形式存在。 4．二次电池的解题思路 5．二次电池电极反应式的书写方法 ①先标出原电池总反应式电子转移的方向和数目，指出参与负极和正极反应的物质。 ②写出一个比较容易书写的电极反应式(书写时一定要注意电极产物是否与电解质溶液共存) ③在电子守恒的基础上，总反应式减去写出的电极反应式即得另一电极反应式。 ④充电的电极反应与放电的电极反应过程相反。 6．书写燃料电池电极反应式的三大步骤 ①先写出燃料电池总反应式 一般都是可燃物在氧气中的燃烧反应方程式。但由于燃烧产物还可能与电解质溶液反应，燃烧产物与电解质溶液反应的方程式与其相加得总反应方程式。 ②再写出燃料电池正极的电极反应式 由于燃料电池正极一般都是O2得到电子发生还原反应，基础反应式为O2＋4e－===2O2－。 A．电解质为固体时，O2－可自由通过，正极的电极反应式为O2＋4e－===2O2－。 B．电解质为熔融的碳酸盐时，正极的电极反应式为O2＋2CO2＋4e－===2CO。 C．当电解质为中性或碱性环境时，正极的电极反应式为：O2＋4e－＋2H2O===4OH－。 D．当电解质为酸性环境时，正极的电极反应式为：O2＋4e－＋4H＋===2H2O。 ③最后写出燃料电池负极的电极反应式 燃料电池负极的电极反应式＝燃料电池总反应式－燃料电池正极的电极反应式。在利用此法时一要注意消去反应中的O2，二要注意两极反应式和总反应式电子转移相同。 · 考点04电解原理及规律 1．电解的定义 让直流电通过电解质溶液或__熔融电解质__，在两个电极上分别发生__氧化反应__和__还原反应__的过程。 或 2．电解池 (1)定义：电解池是把__电能__转变为__化学能__的装置。 (2)电解池的构成条件： ①有外接__直流__电源。 ②有与__电源__相连的两个电极 ③形成__闭合回路__。 ④电解质溶液或__熔融__电解质。 (3)电解池工作原理(以电解CuCl2溶液为例)。 总反应的化学方程式：__CuCl2Cu＋Cl2↑__ 总反应的离子方程式：__Cu2＋＋2Cl－Cu＋Cl2↑__ (4)电子和离子的移动方向(惰性电极) (5)分析电解过程的思维程序： ①首先判断阴、阳极，分析阳极材料是惰性电极还是活性电极。 ②再分析电解质水溶液的组成，找全离子并分阴、阳两组(不要忘记水溶液中的H＋和OH－)。 ③然后排出阴、阳两极的放电顺序： A．阴极不管是什么材料，电极本身都不反应，一定是溶液(或熔融电解质)中的阳离子放电。 B．最常用、最重要的放电顺序是阳极：Cl－＞OH－；阴极：Ag＋＞Cu2＋＞H＋。 C．电解水溶液时，K＋～Al3＋不可能在阴极放电，即不可能用电解水溶液的方法得到K、Ca、Na、Mg、A1等金属。 ④分析电极反应，判断电极产物，写出电极反应式，要注意遵循原子守恒和电荷守恒。 ⑤最后写出电解反应的总化学方程式或离子方程式。 3．电解池电极反应式的书写步骤与方法 4．判断电解池阴、阳极的常用方法 判断方法 阳极 阴极 与电源连接 与正极相连 与负极相连 闭合 回路 导线中 电子流出 电子流入 电解质溶液中 阳离子移离 阳离子移向 阴离子移向 阴离子移离 电极 反应 得失电子 失电子 得电子 化合价 升高 降低 反应类型 氧化反应 还原反应 电极质量 减小或不变 增大或不变 5．用惰性电极电解电解质溶液的类型 类型 电解质 特点 实例 电解产物 电极反应特点 电解 对象 电解质溶液的 变化 电解质溶液的 复原 阴极 阳极 电解 水型 含氧酸 H2SO4 H2 O2 阴极：4H＋＋4e－===2H2↑ 阳极：4OH－－4e－===2H2O＋O2↑ 水 浓度 增大 加H2O 可溶性 强碱 NaOH 活泼金 属含氧 酸盐 KNO3 电解 质型 无氧酸 HCl H2 Cl2 电解质电离出的阴、阳离子分别在两极放电 电 解 质 浓度 减小 通HCl 不活泼 金属无 氧酸盐 CuCl2 Cu Cl2 加 CuCl2 放H2 生碱 型 活泼金 属无氧 酸盐 NaCl H2 Cl2 阴极：2H＋＋2e－===H2↑ 阳极：电解质阴离子放电 电解 质和 水 生成 新电 解质 通HCl 放O2 生酸 型 不活泼 金属含 氧酸盐 CuSO4 Cu O2 阴极：电解质阳离子放电 阳极：4OH－－4e－===2H2O＋O2↑ 电解 质和 水 生成 新电 解质 加CuO 5．电化学的计算技巧 原电池和电解池的相关计算，主要包括两极产物的定量计算、相对原子质量的计算、阿伏加德罗常数测定的计算、溶液pH的计算，根据产物的量求转移电子的物质的量及根据转移电子的物质的量求产物的量等。在进行有关计算时，可运用以下基本方法： (1)根据总反应式计算。 先写出电极反应式，再写出总反应式，最后根据总反应式列出比例式计算。 (2)根据电子守恒计算。 ①用于串联电路中阴、阳两极产物或正、负两极产物在相同电量时的计算，其依据是各电极上转移的电子数相等。 ②用于混合溶液中电解的分阶段计算。 (3)根据关系式计算。 根据得失电子守恒关系建立起已知量与未知量之间的桥梁，构建计算所需的关系式。 如以通过4 mol e－为桥梁可构建如下关系式： (式中M为金属，n为金属离子的化合价数值) 该关系式具有总揽电化学计算的作用，熟记电极反应式，灵活运用关系式便能快速解答常见的电化学计算问题。 提示：在电化学计算中，还常利用Q＝I·t和Q＝n(e－)×NA×1.60×10－19C来计算电路中通过的电量。 · 考点05电解原理的应用 1．电解饱和食盐水 (1)电极反应： 阴极：电极反应式：__2H＋＋2e－===H2↑__反应类型：__还原__反应。 阳极：电极反应式：__2Cl－－2e－===Cl2↑__反应类型：__氧化__反应。 (2)总反应离子方程式： __2Cl－＋2H2O2OH－＋H2↑＋Cl2↑__ 总反应化学方程式： __2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑__ (3)应用：氯碱工业制烧碱、氢气和氯气。 离子交换膜电解槽原理示意图 阳离子交换膜： ①只允许阳离子通过，能阻止阴离子和气体通过。 ②将电解槽隔成阳极室和阴极室。 2．电解精炼铜 — 注意：电解精炼铜时，阳极质量减小，阴极质量增加，溶液中的Cu2＋浓度减小。 3．电镀铜 — 4．电冶金 利用电解熔融盐的方法来冶炼活泼金属Na、Ca、Mg、Al等。 5．电解原理应用的四点注意事项 (1)阳离子交换膜(以电解NaCl溶液为例)，只允许阳离子(Na＋)通过，而阻止阴离子(Cl－、OH－)和气体分子(Cl2)通过，这样既能防止H2和Cl2混合发生爆炸，又能避免Cl2和NaOH溶液反应生成NaClO而影响烧碱的质量。 (2)电解或电镀时，电极质量减小的电极必为金属电极——阳极；电极质量增加的电极必为阴极，即溶液中的金属阳离子得电子变成金属附着在阴极上。 (3)电解精炼铜，粗铜中含有的Zn、Fe、Ni等活泼金属失去电子，变成金属阳离子进入溶液，其他活泼性弱于铜的杂质以阳极泥的形式沉积。电解过程中电解质溶液中的Cu2＋浓度会逐渐减小。 (4)电镀时，阳极(镀层金属)失去电子的数目与阴极镀层金属离子得到电子的数目相等，因此电镀液中电解质的浓度保持不变。 第三单元 金属的腐蚀与防护 · 考点01 金属的腐蚀 1．金属腐蚀的本质 金属原子__失去__电子变为金属阳离子，金属发生__氧化__反应。 2．金属腐蚀的类型 (1)化学腐蚀与电化学腐蚀 类型 化学腐蚀 电化学腐蚀 定义 金属与接触到的干燥气体(如O2、Cl2等)或非电解质溶液等直接发生化学反应引起的腐蚀 不纯金属或合金与电解质溶液接触，会形成__原电池__，__较活泼__的金属失去电子被氧化腐蚀 特点 __无__电流产生 __有微弱__电流产生 普遍性 两者往往同时发生，金属的__电化学__腐蚀更普遍，而且危害性大，腐蚀速率大 (2)析氢腐蚀与吸氧腐蚀(以钢铁的腐蚀为例进行分析) 类型 析氢腐蚀 吸氧腐蚀 水膜酸性 __酸性较强__ __酸性较弱或中性__ 负极反应 __Fe－2e－===Fe2＋__ 正极反应 __2H＋＋2e－===H2↑__ __O2＋2H2O＋4e－===4OH－__ 总反应 __Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑ __2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2__ 其他反应 __4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3__ Fe(OH)3→Fe2O3·xH2O(铁锈) 腐蚀速率 较快，一般极少 较慢，非常普遍 普遍性 __吸氧__腐蚀更普遍 联系 往往两种腐蚀交替发生，但吸氧腐蚀更普遍，两种过程都有微弱电流产生。 3．金属电化学腐蚀规律 (1)对同一种金属来说，在不同溶液中腐蚀的快慢：强电解质溶液__＞__弱电解质溶液__＞__非电解质溶液。 (2)活动性不同的两金属：活动性差别越大，活动性强的金属腐蚀越__快__。 (3)对同一种电解质溶液来说，电解质溶液浓度越大，腐蚀越快，且氧化剂的浓度越高，氧化性越强，腐蚀越快。 (4)对同一电解质溶液来说。电解原理引起的腐蚀__＞__原电池原理引起的腐蚀__＞__化学腐蚀__＞__有防护措施的腐蚀。 · 考点02 金属的防护 1．金属电化学保护的两种方法 2．其他防护方法 (1)覆盖保护层(涂油漆、油脂、搪瓷、陶瓷、沥青、塑料等)，电镀。 (2)改变金属内部结构→可根据不同的用途，运用不同的金属或非金属制成合金，如制成不锈钢。 提醒：(1)钢铁发生电化学腐蚀时，负极铁去电子生成Fe2＋，而不是生成Fe3＋。 (2)金属腐蚀时，电化学腐蚀与化学腐蚀往往同时存在，但前者更普遍，危害也更严重。 (3)铜暴露在潮湿的空气中发生的是化学腐蚀，而不是电化学腐蚀，生成铜绿的化学成分是Cu2(OH)2CO3。 (4)两种保护方法的比较 外加电流的阴极保护法比牺牲阳极的阴极保护法保护效果好。 （5）金属越活泼，就越容易失去电子而被腐蚀，金属活动顺序表中位于氢前面和氢后面的金属都能发生吸氧腐蚀，但只有在金属活动顺序表中氢前面的金属才可能发生析氢腐蚀。 · 易错点01 焓变、反应热 (1)化学反应的本质是旧化学键断裂和新化学键形成，任何化学反应都具有热效应。 (2)不能根据反应条件判断反应是放热还是吸热，需要加热才能进行的反应不一定是吸热反应，不需要加热就能进行的反应也不一定是放热反应。 (3)有能量变化的过程不一定是放热反应或吸热反应，如水结成冰放热但不属于放热反应。浓H2SO4、NaOH固体溶于水放热、NH4NO3溶于水吸热，因为不是化学反应，其放出或吸收的热量不是反应热。 (4)物质三态变化时，能量的变化形式为固态液态气态。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)物质发生化学变化都伴随着能量变化。(　√　) (2)放热反应不需要加热就能反应，吸热反应需要加热才能反应。(　×　) (3)催化剂能加快H2O2的分解，同时改变了该反应的反应热。(　×　) (4)同一物质的聚集状态不同，所具有的能量也不同，“焓”也不同，一般来说气态＞液态＞固态。(　√　) (5)同温同压下，反应H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)在光照和点燃条件下的ΔH不同。(　×　) · 易错点02 燃烧热、中和热 (1)中和热、燃烧热的焓变均为负值。 (2)当用热化学方程式表示中和热时，生成H2O的物质的量必须是1 mol，当用热化学方程式表示燃烧热时，可燃物的物质的量必须为1 mol。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)甲烷的燃烧热ΔH＝－890 kJ·mol－1，则甲烷燃烧的热化学方程式为CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g)　ΔH＝－890 kJ·mol－1。(　×　) (2)S(s)＋O2(g)===SO3(g)　ΔH＝－315 kJ·mol－1(燃烧热)(ΔH的数值正确)。(　×　) (3)反应HCHO＋O2CO2＋H2O为吸热反应。(　×　) (4)在稀溶液中：H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1，若将含0.5 mol H2SO4的浓硫酸与含1 mol NaOH的溶液混合，放出的热量为57.3 kJ。(　×　) (5)已知稀溶液中，H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1，则稀醋酸与稀氢氧化钠溶液反应生成1 mol水时放出57.3 kJ的热量。(　×　) (6)燃料电池中将甲醇蒸气转化为氢气的热化学方程式是CH3OH(g)＋O2(g)===CO2(g)＋2H2(g)　 ΔH＝－192.9 kg·mol－1，则CH3OH(g)的燃烧热为192.9 kJ·mol－1。(　×　) · 易错点03 热化学方程式与化学（离子）方程式的4 个不同点 (1)热化学方程式一般不注明反应条件； (2)热化学方程式不标“↑”“↓”，但必须用s、l、g、aq等标出物质的聚集状态； (3)热化学方程式的化学计量数只表示物质的量，其ΔH必须与化学方程式及物质的聚集状态相对应。 (4)ΔH与反应的“可逆性” 可逆反应的ΔH表示反应完全时的热量变化，与反应是否可逆无关，如N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH＝－92.4 kJ·mol－1，表示在298 K时，1 mol N2(g)和3 mol H2(g)完全反应生成2 mol NH3(g)时放出92.4 kJ的热量。但实际上1 mol N2(g)和3 mol H2(g)充分反应，不可能生成2 mol NH3(g)，故实际反应放出的热量小于92.4 kJ。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)热化学方程式H2(g)＋O2(g)===H2O(g)　ΔH＝－241.8 kJ·mol－1表示的意义：发生上述反应生成1 mol H2O(g)时放出241.8 kJ的热量。(　√　) (2)同温同压下，反应H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)在光照和点燃条件下的ΔH相同。(　√　) (3)对于SO2(g)＋O2(g)SO3(g)　ΔH＝－Q kJ·mol－1，增大压强平衡右移，放出的热量增大，ΔH减小。(　×　) (4)CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－890.3 kJ。(　×　) (5)已知101 kPa时，2C(s)＋O2(g)===2CO(g)　ΔH＝－221 kg·mol－1，则单质碳的燃烧热为221 kg·mol－1。(　×　) · 易错点04 应用盖斯定律时要注意的问题 (1)叠加各反应式时，有的反应要逆向写，ΔH符号也相反，有的反应式要扩大或缩小，ΔH也要相应扩大或缩小。 (2)比较反应热大小时，反应热所带“＋”“－”均具有数学意义，参与大小比较。 (3)利用键能计算反应热时，要注意物质中化学键的个数。如1 mol NH3中含有3 mol N—H键，1 mol P4中含有6 mol P—P键等。 (4)同一物质的三态变化(固、液、气)，状态由固→液→气变化时，会吸热；反之会放热。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)化学反应的反应热不仅与反应体系的始态和终态有关，也与反应的途径有关。(　×　) (2)盖斯定律遵守能量守恒定律。(　√　) (3)利用盖斯定律可间接计算通过实验难测定的反应的反应热。(　√　) (4)已知：O3＋Cl===ClO＋O2　ΔH1 ClO＋O===Cl＋O2　ΔH2 则反应O3＋O===2O2的ΔH＝ΔH1＋ΔH2。(　√　) (5)已知N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH＝－92 kJ/mol，则2NH3(g)N2(g)＋3H2(g)的ΔH＝＋92 kJ/mol。(　√　) · 易错点05 原电池及其工作原理 (1)原电池闭合回路的形成有多种方式，可以是导线连接两个电极，也可以是两电极相接触。 (2)电解质溶液中阴、阳离子的定向移动，与导线中电子的定向移动共同组成了一个完整的闭合回路。 (3)无论在原电池还是在电解池中，电子均不能通过电解质溶液。 (4)注意盐桥不能用一根导线连接，因为导线是不能传递阴阳离子的。用导线连接后相当于一个是原电池，一个是电解池。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)原电池装置中，溶液中的阴离子移向正极，阳离子移向负极。(　×　) (2)在原电池中，负极材料的活泼性一定比正极材料强。(　×　) (3)原电池工作时，溶液中的阳离子向负极移动，盐桥中的阳离子向正极移动。(　×　) (4)在铜锌原电池中，因为有电子通过电解质溶液形成闭合回路，所以有电流产生。(　×　) (5)在原电池中，正极本身一定不参与电极反应，负极本身一定要发生氧化反应。(　×　) · 易错点06 原电池原理的四大应用 1．加快氧化还原反应速率 一个__自发__进行的氧化还原反应，设计成原电池时反应速率__加快__，例如Zn与稀硫酸反应时加入少量的CuSO4溶液能使产生氢气的速率加快。 2．比较金属活动性强弱 两种金属分别作原电池的两极时，一般作负极的金属活动性比正极的__活泼__。 3．用作金属的防护 使被保护的金属制品作原电池的__正__极而得到保护。例如，保护铁制输水管或钢铁桥梁，可用导线将其和一块锌块相连，使Zn作原电池的__负__极。 4．设计制作化学电源 — ↓ — ↓ — ↓ — 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)电工操作中规定不能把铜导线与铝导线连接在一起使用，是因为铜、铝在潮湿的环境中形成原电池，加快了铝的腐蚀，易造成断路。(　√　) (2)镀锌铁皮与镀锡铁皮的镀层破损后，前者腐蚀速率大于后者。(　×　) (3)生铁比纯铁更耐腐蚀。(　×　) (4)铁与HCl反应时加入少量CuSO4溶液，产生H2的速率加快。(　√　) (5)C＋H2O===CO＋H2可设计成原电池。(　×　) (6)将氧化还原反应设计成原电池，可以把物质内部的能量全部转化为电能。(　×　) · 易错点07 化学电源的种类及其工作原理 (1)可充电电池的充、放电不能理解为可逆反应。 (2)燃料电池的电极不参与反应，有很强的催化活性，起导电作用。 (3)可充电电池在充电时，其负极连接外接电源的负极，正极连接外接电源的正极。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)可充电电池中的放电反应和充电反应互为可逆反应。(　×　) (2)铅蓄电池放电时的负极和充电时的阳极均发生氧化反应。(　√　) (3)铅蓄电池工作时，当电路中转移0.2 mol电子时，消耗的H2SO4为0.1 mol。(　×　) (4)铅蓄电池工作时，当电路中转移0.1 mol电子时，负极增加4.8 g。(　√　) (5)二次电池充电时，充电器的正极接二次电源的正极。(　√　) · 易错点08 电解原理及规律 　A．阴极不管是什么材料，电极本身都不反应，一定是溶液(或熔融电解质)中的阳离子放电。 B．最常用、最重要的放电顺序是阳极：Cl－＞OH－；阴极：Ag＋＞Cu2＋＞H＋。 C．电解水溶液时，K＋～Al3＋不可能在阴极放电，即不可能用电解水溶液的方法得到K、Ca、Na、Mg、A1等金属。 ④分析电极反应，判断电极产物，写出电极反应式，要注意遵循原子守恒和电荷守恒。 ⑤最后写出电解反应的总化学方程式或离子方程式。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)电解质溶液的导电过程就是电解质溶液被电解的过程。(　√　) (2)Zn＋H2SO4===ZnSO4＋H2↑能设计成电解池。(　√　) (3)阴极不管是什么材料，电极本身都不反应。(　√　) (4)阳极不管是什么材料，电极本身都不反应。(　×　) (5)电解过程中阴离子向阴极定向移动。(　×　) · 易错点9 电解原理应用的四点注意事项 (1)阳离子交换膜(以电解NaCl溶液为例)，只允许阳离子(Na＋)通过，而阻止阴离子(Cl－、OH－)和气体分子(Cl2)通过，这样既能防止H2和Cl2混合发生爆炸，又能避免Cl2和NaOH溶液反应生成NaClO而影响烧碱的质量。 (2)电解或电镀时，电极质量减小的电极必为金属电极——阳极；电极质量增加的电极必为阴极，即溶液中的金属阳离子得电子变成金属附着在阴极上。 (3)电解精炼铜，粗铜中含有的Zn、Fe、Ni等活泼金属失去电子，变成金属阳离子进入溶液，其他活泼性弱于铜的杂质以阳极泥的形式沉积。电解过程中电解质溶液中的Cu2＋浓度会逐渐减小。 (4)电镀时，阳极(镀层金属)失去电子的数目与阴极镀层金属离子得到电子的数目相等，因此电镀液中电解质的浓度保持不变。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)电解饱和食盐水时，两个电极均不能用金属材料。(　×　) (2)电解精炼铜时，同一时间内阳极溶解铜的质量比阴极析出铜的质量小。(　√　) (3)在镀件上电镀铜时，镀件应连接电源的正极。(　×　) (4)电解冶炼镁、铝通常电解MgCl2和Al2O3，也可电解MgO和AlCl3。(　×　) (5)Cu＋H2SO4===CuSO4＋H2↑可以设计成电解池，但不能设计成原电池。(　√　) · 易错点10 金属的腐蚀 (1)钢铁发生电化学腐蚀时，负极铁去电子生成Fe2＋，而不是生成Fe3＋。 (2)金属腐蚀时，电化学腐蚀与化学腐蚀往往同时存在，但前者更普遍，危害也更严重。 (3)铜暴露在潮湿的空气中发生的是化学腐蚀，而不是电化学腐蚀，生成铜绿的化学成分是Cu2(OH)2CO3。 (4)金属越活泼，就越容易失去电子而被腐蚀，金属活动顺序表中位于氢前面和氢后面的金属都能发生吸氧腐蚀，但只有在金属活动顺序表中氢前面的金属才可能发生析氢腐蚀。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)因空气中CO2的存在，金属表面形成一层酸膜，所以大多数金属发生的是析氢腐蚀。(　×　) (2)纯银器表面变黑和钢铁表面生锈腐蚀原理一样。(　×　) (3)干燥环境下金属不被腐蚀。(　×　) (4)钢铁发生吸氧腐蚀时，负极电极反应式为Fe－3e－===Fe3＋。(　×　) (9)在潮湿空气中，钢铁表面形成水膜，金属发生的一定是吸氧腐蚀。(　×　) · 易错点11金属的防护 (1)改变金属的内部结构，如制成合金、不锈钢等。 (2)加防护层，如在金属表面喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面钝化等方法。 (3)两种保护方法的比较 外加电流的阴极保护法比牺牲阳极的阴极保护法保护效果好。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)原电池分为正、负极，电解池分为阴、阳极，所以牺牲阳极的阴极保护法应用的是电解池原理。(　×　) (2)在铁板上镀锌是因为锌比铁活泼，形成原电池而保护铁不易被腐蚀。(　×　) (3)钢铁水闸可用牺牲阳极或外加电流的阴极保护法防止其腐蚀。(　√　) (4)在金属表面覆盖保护层，若保护层破损后，就完全失去了对金属的保护作用。(　×　) (5)外加电流的阴极保护法，构成了电解池；牺牲阳极的阴极保护法构成了原电池。二者均能有效地保护金属不容易被腐蚀。(　√　) (6)将钢闸门与浸入海水的锌块用导线相连，可防止钢闸门被腐蚀(　√　) 专题2 化学反应速率与化学平衡（期末复习知识清单） 思维导图→考点清单（16大考点）→易错清单（7大易错点） 第一单元 化学反应速率 · 考点01 化学反应速率 1．化学反应速率的定义 化学反应速率是用来衡量__化学反应进行的快慢__程度的物理量。 2．化学反应速率的表示方法 通常用单位时间内反应物浓度的__减小__或生成物浓度的__增大__(均为正值)来表示。 3．数学表达式及单位 v＝____，单位为__mol·L－1·min－1__或__mol·L－1·s－1__等。 4．化学反应速率与化学计量数的关系 对于已知反应：mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g)，在同一段时间内，用不同物质来表示该反应速率，当单位相同时，反应速率的数值之比等于这些物质在化学方程式中的__化学计量数__之比。即v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝__m∶n∶p∶q__或v(A)＝v(B)＝v(C)＝v(D)。如在一个2 L的容器中发生反应：3A(g)＋B(g)===2C(g)，加入2 mol A,1s后剩余1.4 mol，则v(A)＝__0.3_mol·L－1·s－1__，v(B)＝__0.1_mol·L－1·s－1__，v(C)＝__0.2_mol·L－1·s－1__。 · 考点02 化学反应速率计算及大小比较 1．化学反应速率计算的三种方法 (1)定义式法：v(B)＝＝。 (2)比例关系式：化学反应速率之比等于化学计量数之比，如mA(g)＋nB(g)===pC(g)中，v(A)∶v(B)∶v(C)＝m∶n∶p或＝＝。(这一公式最好用) (3)三段式法： 化学反应中各物质浓度的计算模式——“三段式” ①写出有关反应的化学方程式。 ②找出各物质的起始量、转化量、某时刻量。 ③根据已知条件列方程式计算。 对于反应mA(g)＋nB(g)=pC(g)＋qD(g)，起始时A的浓度为a mol·L－1，B的浓度为b mol·L－1，反应进行至t1 s时，A消耗了x mol·L－1，则化学反应速率可计算如下： 　　　　　　　mA(g)＋nB(g)=pC(g)＋qD(g) 起始/(mol·L－1) a 　　 b 　　0 　　0 转化/(mol·L－1) x 　　 　　 　 t1s时/(mol·L－1) a－x 　 b－ 　 　 则v(A)＝ mol·L－1·s－1，v(B)＝ mol·L－1·s－1， v(C)＝ mol·L－1·s－1，v(D)＝ mol·L－1·s－1。 2．化学反应速率大小的比较方法 (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，再进行速率的大小比较。 如对于反应2SO2＋O22SO3，如果①v(SO2)＝2 mol·L－1·min－1，②v(O2)＝3 mol·L－1·min－1, ③v(SO3)＝4 mol·L－1·min－1，比较反应速率的大小，可以将三者表示的反应速率都转化为O2表示的反应速率再作比较。换算得出①v(O2)＝1 mol·L－1·min－1，③v(O2)＝2 mol·L－1·min－1，则反应速率的大小关系为②＞③＞①。 (2)比值法：将各物质表示的反应速率转化成同一单位后，再除以对应各物质的化学计量数，然后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(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g)，若＞，则反应速率A＞B。 · 考点03 影响化学反应速率的因素 1．内因(主要因素)：反应物本身的结构与__性质__，反应类型相同，但反应物不同，反应速率不同。 如相同条件下，Na、Mg、Al与稀盐酸反应的速率大小关系是__Na＞Mg＞Al__。 2．外因(其他条件不变，只改变一个条件)。 · 考点04理论解释——有效碰撞理论 1.基元反应与反应历程 概念 示例 基元 反应 大多数化学反应都是分几步完成的，其中的　每一步反应　称为基元反应 2HIH2＋2I· 反应 历程 基元反应构成的　反应序列　称为反应历程（又称反应机理） 反应2HIH2＋I2分两步：①2HIH2＋2I· ②2I·I2 简单 反应 反应物一步直接转化为反应产物，其总反应就是基元反应，这类反应又称为简单反应 H＋＋OH－H2O 活化 能 基元反应过程需经历一个高能量的中间状态，此时形成一种旧键没有完全断裂、新键没有完全形成的过渡态，　过渡态的能量　与反应物的平均能量之差Ea称为基元反应的活化能 Ea为正反应活化能，Ea'为逆反应活化能 提醒　同一反应，在不同条件下的反应历程也可能不同。 2．活化分子、活化能、有效碰撞。 ①活化分子：能够发生__有效碰撞__的分子。 ②活化能(如下图)： 图中E1为__活化能__，使用催化剂时的活化能为__E3__，反应热为__E1－E2__。 ③有效碰撞：活化分子之间能够引发__化学__反应的碰撞。 3．活化分子、有效碰撞与反应速率的关系。 · 考点05化学反应速率图象及其应用 1．全程速率－时间图象 如Zn与足量盐酸的反应，反应速率随时间的变化出现如图情况。 原因解释：AB段(v渐大)，因为该反应为放热反应，随着反应的进行，温度逐渐升高，导致反应速率逐渐增大；BC段(v渐小)，则主要原因随着反应的进行，溶液中c(H＋)逐渐减小，导致反应速率逐渐减小。 2．物质的量(或浓度)－时间图象 示例：某温度时，在定容(V L)容器中，X、Y、Z三种物质的物质的量随时间的变化曲线如图所示。 (1)由图象得出如下信息 ①反应物是X、Y，生成物是Z； ②t3时反应达到平衡，X、Y没有全部反应。 (2)根据图象可进行如下计算 ①某物质的平均反应速率、转化率，如 v(X)＝ mol·L－1·s－1，Y的转化率＝×100%。 ②确定化学方程式中的化学计量数之比，如X、Y、Z三种物质的化学计量数之比为(n1－n3)∶(n2－n3)∶n2。 3．速率－时间图象及应用 平衡体系 条件变化 速率变化 平衡 变化 速率变化曲线 任一平 衡体系 ①增大反 应物浓度 v正、v逆均增大， 且v正＞v逆 正向 移动 ②减小反 应物浓度 v正、v逆均减小， 且v逆＞v正 逆向 移动 ③增大生 成物浓度 v正、v逆均增大， 且v逆＞v正 逆向 移动 ④减小生 成物浓度 v正、v逆均减小， 且v正＞v逆 正向 移动 正反应 方向为 气体体 积增大 的放热 反应　 ⑤增大压强 或升高温度 v正、v逆均增大， 且v逆＞v正 逆向 移动 ⑥减小压强 或降低温度 v正、v逆均减小， 且v正＞v逆 正向 移动 反应前后 气体化学 计量数和 相等的平 衡体系　 ⑦正催化剂 或增大压强 v正、v逆均 增大相同倍数 平衡不 移动 ⑧减小压强 v正、v逆同 等倍数减小 第二单元 化学反应的方向与限度 · 考点01 熵 定义：用来描述体系（由大量粒子组成）的无序程度的物理量。 符号：S。熵值越大，体系的无序程度　越大　。 单位：J·mol－1·K－1。 熵的大小：同一种物质，三种聚集状态下，熵值的大小顺序为 S（g）　＞　S（l）　＞　S（s）。 熵变（ΔS）的定义：反应产物的总熵与反应物的总熵之差。 · 考点02 自发反应 1.自发反应的判据 判据 内容 注意事项 焓判据 放热反应过程中体系能量降低（ΔH＜0），有利于反应自发进行 有些吸热反应也可以自发进行，故不能仅用反应焓变来判断反应能否自发进行 熵判据 熵增加（ΔS＞0）有利于反应自发进行 有些熵减小的反应在一定条件下也可以自发进行，故不能仅用反应熵变来判断反应能否自发进行 吉布斯自由能判据（ΔG＝ΔH－TΔS） ΔG　＜　0，则反应能自发进行 ΔG　＞　0，则反应不能自发进行；ΔG＝0，则反应处于平衡状态 2.示例 化学反应 ΔH/ （kJ·mol－1） ΔS/ （J·mol－1·K－1） 能否自发进行 2KClO3（s）2KCl（s）＋3O2（g） －78.03 ＋494.4 ΔH＜0，ΔS＞0，任何温度下都能自发进行 CO（g）C（s，石墨）＋O2（g） ＋110.5 －89.4 ΔH＞0，ΔS＜0，任何温度下都不能自发进行 4Fe（OH）2（s）＋2H2O（l）＋O2（g）4Fe（OH）3（s） －444.3 －280.1 ΔH＜0，ΔS＜0，低温下能自发进行 CaCO3（s）CaO（s）＋CO2（g） ＋178.2 ＋169.6 ΔH＞0，ΔS＞0，高温下能自发进行 · 考点03 可逆反应 1.定义： 在__相同__条件下既可以向__正__反应方向进行，同时又可以向__逆__反应方向进行的化学反应。(双向性) 2.特点——“三同一小”： ①三同：a．相同条件下；b．正逆反应__同时__进行；c．反应物与生成物__同时__存在。 ②一小：任一组分的转化率都__小于__(填“大于”或“小于”)100%。 3.表示方法：在化学方程式中用“”表示。 · 考点04化学平衡状态 1.定义： 在一定条件下的__可逆__反应中，反应物和生成物的__浓度__不再随时间的延长而发生变化，__正反应速率__和__逆反应速率__相等的状态。 2.建立过程： 在一定条件下，把某一可逆反应的反应物加入固定容积的密闭容器中。化学平衡的建立过程可用如下v－t图像表示。图像分析： 反应开始时反应物浓度最大，v(正)最大，生成物浓度为0，v(逆)为 ↓ 反应进行时反应物浓度逐渐减小→v(正)　　　　　。生成物浓度由零逐渐增大→v(逆)从零　　　　　  ↓ 达到平衡时v(正)　　　　v(逆)，反应混合物中各组分的浓度　　　　，即达到化学平衡状态。 【答案】2. 零 逐渐减小　逐渐增大　=　保持不变 3.化学平衡特征 【答案】3..正反应速率　逆反应速率　质量和浓度 4.判断化学平衡状态的标志 角度 标志 正、逆反应速率 ①用同一种物质表示的反应速率v正　＝　v逆时，反应达到平衡。 ②反应方程式[如aA（g）＋bB（g）cC（g）＋dD（g）]中用不同物质表示的反应速率＝时，反应达到平衡 浓度 （含量） ①反应方程式中任意一种物质的浓度　保持不变　时，反应达到平衡。 ②反应方程式中各物质的质量分数（或气体体积分数、物质的量分数等）保持不变时，反应达到平衡 平衡常数 物质的浓度商（Qc）　等于　化学平衡常数（Kc）时，反应达到平衡 · 考点05化学平衡常数 1.含义 在一定__温度__下，当一个可逆反应达到__化学平衡__时，生成物__浓度幂之积__与反应物__浓度幂之积__的比值是一个常数，简称平衡常数，用符号__K__表示。化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。 2.表达式 以化学反应aA（g）＋bB（g）dD（g）＋eE（g）为例 类型 表达式 浓度平衡常数（Kc） Kc＝　　 分压平衡常数（Kp） Kp＝（p分＝p总×物质的量分数） 标准平衡常数（Kθ） Kθ＝，其中pθ＝100 kPa ①平衡常数表达式中，各物质的浓度均为平衡时的浓度。其书写形式与化学方程式的书写有关。 ②固体和纯液体的浓度视为常数，通常不计入平衡常数表达式中。 3.意义 ①K值越大，正反应进行的程度__越大__，反应物的转化率__越大__。当K＞__105__时，可以认为反应进行得较完全。 ②K值越小，正反应进行的程度__越小__，反应物的转化率__越小__。当K＜__10－5__时，认为反应很难进行。 4.影响因素 ①内因：__反应物本身__的性质。 ②外因：只受__温度__影响，与__浓度__、__压强__、__催化剂__等外界因素无关。即在一定温度下，平衡常数保持不变。 · 考点06化学平衡常数的应用 1.判断、比较可逆反应进行的程度 一般来说，一定温度下的一个具体的可逆反应： K值 正反应进行 的程度 平衡时生 成物浓度 平衡时反应 物浓度 反应物 转化率 越大 __越大__ __越大__ __越小__ __越高__ 越小 __越小__ __越小__ __越大__ __越低__ 2.判断正在进行的可逆反应的方向以及反应是否达到平衡 对于可逆反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，若浓度商Qc＝，则将浓度商和平衡常数作比较可得可逆反应所处的状态。 3.判断可逆反应的反应热 第三单元 化学平衡的移动 · 考点01 化学平衡移动 1．化学平衡移动的过程 2．化学平衡移动与化学反应速率的关系 化学平衡发生移动的根本原因是外界条件的改变造成了v正≠v逆，其具体情况如下： (1)v正__＞__v逆，平衡向正反应方向移动。 (2)v正__＝__v逆，平衡不移动。 (3)v正__＜__v逆，平衡向逆反应方向移动。 · 考点02 外界条件对化学平衡的影响 若其他条件不变，改变下列条件对平衡的影响如下： 改变的条件(其他条件不变) 化学平衡移动的方向 浓度 增大反应物浓度或减小生成物浓度 向　　　　方向移动 减小反应物浓度或增大生成物浓度 向　　　　方向移动 压强(对有气体参加的反应) 反应前后气体体积改变 增大压强 向气体分子总数　　　的方向移动 减小压强 向气体分子总数　　　的方向移动 反应前后气体体积不变 改变压强 平衡　　　移动 温度 升高温度 向　　　　反应方向移动 降低温度 向　　　　反应方向移动 催化剂 同等程度改变v(正)、v(逆),平衡不移动 · 考点03 勒夏特列原理 如果改变影响化学平衡的条件之一(如__温度__、__压强__以及参加反应的化学物质的浓度)，平衡将向着能够__减弱__这种改变的方向移动。 提醒：①“减弱这种改变”——升温平衡向着吸热反应方向移动；增大反应物浓度平衡向反应物浓度减小的方向移动；增大压强平衡向气体物质的量减小的方向移动。 ②化学平衡移动的结果只是减弱了外界条件的改变，而不能完全抵消外界条件的改变，更不能超过外界条件的变化。 · 点04化学反应的调 既要考虑合适的反应速率因素又要考虑反应限度因素。 含义 通过改变反应条件使一个可能发生的反应按照某一方向进行 需要考 虑的实 际因素 在实际生产中常常需要结合设备条件、安全操作、经济成本等情况，综合考虑影响化学反应速率和化学平衡的因素，寻找适宜的生产条件。此外，还要根据环境保护及社会效益等方面的规定和要求做出分析，权衡利弊，才能实施生产 · 考点05工业合成氨生产的适宜条件 1.合成氨反应进行的方向 N2（g）＋3H2（g）2NH3（g），已知在298 K时，ΔH＝－92.2 kJ·mol－1，ΔS＝－198.2 J·mol－1·K－1，ΔG＝　－33.14　kJ·mol－1（保留两位小数），该反应能正向自发进行。 2.合成氨反应限度 增大压强、降低温度有利于化学平衡向生成NH3的方向移动。N2和H2的物质的量之比为1∶3（理论投料比）时，平衡转化率最高。 3.合成氨反应的速率 在特定条件下，合成氨反应的速率与参与反应的物质浓度的关系式为 4.工业合成氨适宜条件的选择 催化剂 温度 压强 采用　铁触媒　为催化剂（填催化剂名称），该催化剂在500 ℃左右时活性最大 采用400～500 ℃，原因是　使催化剂的活性较高　 采用10 MPa～30 MPa。压强越大，对材料的强度和设备的制造要求越高，需要的动力越大，会大大增加生产投资，降低综合经济效益 · 易错点01 化学反应速率的计算与大小比较 (1)化学反应速率一般指反应的平均反应速率而不是瞬时反应速率，且无论用反应物表示还是用生成物表示均取正值。 (2)同一化学反应，相同条件下用不同物质表示的反应速率，其数值可能不同，但表示的意义相同。 (3)不能用固体或纯液体物质来表示化学反应速率，因为固体和纯液体物质的浓度可视为常数。 (4)计算反应速率时，若给出的是物质的量的变化值，不要忘记转化为物质的量浓度的变化值。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)对于任何反应来说，反应速率越大，反应现象就越明显。(　×　) (2)化学反应速率是描述化学反应进行快慢的物理量。(　√　) (3)在同一化学反应中，化学反应速率可以用反应物浓度的改变来表示，也可以用生成物浓度的改变来表示，其数值可能相同，也可能不相同。(　×　) (4)有时也可以用单位时间内某物质的物质的量的变化量来表示化学反应速率。(　√　) (5)由v＝计算平均反应速率，用反应物表示为正值，用生成物表示为负值。(　×　) · 易错点02 影响化学反应速率的因素 (1)分析外界因素对化学反应速率的影响时3注意： ①催化剂在化学反应过程中参与了反应，降低了正、逆反应的活化能，同等程度改变正、逆反应速率，但不会改变反应的限度和反应热。 ②升高温度正反应速率和逆反应速率都加快，但加快的程度不同；降低温度正反应速率和逆反应速率都减慢，但减慢的程度不同，吸热反应的反应速率总是受温度影响大。 ③对于固体和纯液体反应物，其浓度可视为常数，改变用量速率不变。但当固体颗粒变小时，其表面积增大将导致反应速率增大。 (2)压强对反应速率的影响情况： 压强只对有气体参与的化学反应速率有影响。 ①恒温时，压缩体积压强增大反应物浓度增大反应速率加快。 ②恒温时，对于恒容密闭容器。 a．充入气体反应物气体反应物浓度增大(压强也增大)反应速率加快。 b．充入“惰性”气体总压强增大―→反应物浓度未改变―→反应速率不变。 ③恒温恒压时。 充入“惰性”气体体积增大气体反应物浓度减小反应速率减小。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)对于可逆反应，加入催化剂，降低反应所需的活化能，同等程度地提高正、逆反应速率。(　√　) (2)对于可逆反应，恒容时充入稀有气体，正、逆反应速率都减小。(　×　) (3)对于放热的可逆反应，降低温度，正、逆反应速率都减小，反应放出的热量不变。(　×　) (4)锌与硫酸反应时，硫酸的浓度越大，产生H2的速率越快。(　×　) (5)恒压时，增加惰性气体的量，原化学反应速率减慢。(　√　) · 易错点03 可逆反应与化学平衡状态 (1)可逆反应不等同于可逆过程，可逆过程包括物理变化和化学变化，而可逆反应属于化学变化。 (2)化学反应的平衡状态可以从正反应方向建立，也可以从逆反应方向建立。 (3)化学反应达到平衡状态的正、逆反应速率相等，是指同一物质的消耗速率和生成速率相等，若用不同物质表示时，反应速率不一定相等。 (4)化学反应达平衡状态时，各组分的浓度、百分含量保持不变，但不一定相等。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)反应2H2＋O22H2O和2H2O2H2↑＋O2↑互为可逆反应。(　×　) (2)化学反应达平衡后的平均速率为0，但v正＝v逆≠0。(　√　) (3)平衡状态指的是反应静止了，不再发生反应了。(　×　) (4)化学反应的限度可以通过改变反应条件而改变。(　√　) (5)对反应NO2(g)＋SO2(g)SO3(g)＋NO(g)，当每消耗1 mol SO3的同时生成1 mol NO2时，说明反应达到平衡状态。(　×　) · 易错点04 化学平衡的移动 浓度对化学平衡的影响：谁增耗谁，谁减补谁。但不能将外加条件削减为0，此规律只适用于气态或溶液中的平衡混合物。对固体、纯液体来说，其浓度是常数，改变它们的量平衡不移动。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)化学平衡向正向移动，说明正反应速率一定增大。(　×　) (2)增加反应物的量平衡一定会正向移动。(　×　) (3)增大某一反应物A的浓度，平衡正向移动时，反应物的浓度一定小于原来的浓度，生成物的浓度一定大于原来的浓度。(　×　) (4)增大压强平衡正向移动，反应物的浓度会减小，生成物的浓度会增大。(　×　) (5)恒容条件下，增加气体反应物的量，平衡正向移动，反应物的转化率一定增大。(　×　) (6)化学平衡发生移动，化学反应速率一定改变。化学反应速率改变，化学平衡一定发生移动。(　×　) · 易错点05 勒夏特列原理 （1）“减弱这种改变”——升温平衡向着吸热反应方向移动；增大反应物浓度平衡向反应物浓度减小的方向移动；增大压强平衡向气体物质的量减小的方向移动。 （2）化学平衡移动的结果只是减弱了外界条件的改变，而不能完全抵消外界条件的改变，更不能超过外界条件的变化。 （3）化学反应速率改变，平衡不一定发生移动。 （4）化学平衡发生移动，化学反应速率一定改变(v正≠v逆)。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)气体反应物的量越多该反应的反应物的转化率一定越小。(　×　) (2)升高温度，化学平衡会向着吸热反应的方向移动，此时放热反应方向的反应速率会减小。(　×　) (3)反应2NH3(g)＋NO(g)＋NO2(g)2N2＋3H2O(g)　ΔH＜0，其他条件不变，使用高效催化剂，氮氧化物的转化率增大。(　×　) (4)对于H2(g)＋I2(g)2HI(g)，无论恒温恒容，还是恒温恒压，充入稀有气体，平衡均不移动。(　√　) (5)只要v正增大，平衡一定正向移动。(　×　) (6)平衡正向移动时，反应物浓度一定减小。(　×　) · 易错点06 化学平衡常数的含义及其应用 使用化学平衡常数应注意的问题 (1)化学平衡常数K值的大小是可逆反应进行程度的标志，它能够表示可逆反应进行的程度。一个反应的K值越大，表明平衡时生成物的浓度越大，反应物的浓度越小，反应物的转化率也越大。可以说，化学平衡常数是在一定温度下一个反应本身固有的内在性质的定量体现。 (2)化学平衡常数只与温度有关，与反应物或生成物的浓度无关。 (3)反应物或生成物中有固体和纯液体存在时，其浓度可看作“1”，而不计入平衡常数表达式中。如H2O(l)的浓度，固体物质的浓度均不写，但水蒸气浓度要写。 (4)化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。若反应方向改变，则平衡常数改变，正、逆反应的平衡常数互为倒数；若化学方程式中各物质的化学计量数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)CH3COOH＋C2H5OHCH3COOC2H5＋H2O的平衡常数表达式为K＝。(　√　) (2)对于反应2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)，在恒温恒容条件达到平衡时，当向容器中充入SO3，平衡向逆方向移动，平衡常数减小。(　×　) (3)反应A(g)＋3B(g)2C(g)，达平衡后，温度不变，增大压强，平衡正向移动，平衡常数K值增大。(　×　) (4)反应物和生成物相同的同一类型的化学方程式，如果化学计量数不同，但K值可能完全相同。(　×　) (5)增大反应物的浓度，平衡正向移动，化学平衡常数增大。(　×　) · 易错点07 化学反应进行的方向 (1)某些自发反应需在一定条件下才能自动进行，非自发反应具备了一定条件也能发生。 (2)对于一个特定的气相反应，熵变的大小取决于反应前后的气体物质的化学计量数大小。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)工业合成氨N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)反应，在低温时自发进行。(　√　) (2)Na与H2O的反应是熵增的放热反应，该反应能自发进行。(　√　) (3)某吸热反应能自发进行，因此该反应是熵增反应。(　√　) (4)放热过程有自发进行的倾向性，但并不一定能自发进行，吸热过程没有自发进行的倾向性，但在一定条件下也可自发进行。(　√　) (5)焓变是影响反应是否具有自发性的唯一因素。(　×　) 专题3 水溶液中的离子反应（期末复习知识清单） 思维导图→考点清单（19大考点）→易错清单（18大易错点） 第一单元 弱电解质的电离平衡 · 考点01 强电解质与弱电解质 1.定义与物质类别 2.与化合物类别的关系 强电解质主要是大部分__离子__化合物及某些__共价__化合物，弱电解质主要是某些__共价__化合物。 3.电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离，多元弱碱分步电离一步书写”。 （1）强电解质：如H2SO4：__H2SO4===2H＋＋SO__ （2）弱电解质 ①一元弱酸，如CH3COOH：__CH3COOHCH3COO－＋H＋__。 ②多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：__H2CO3H＋＋HCO　HCOH＋＋CO__。 ③多元弱碱，分步电离，一步书写。如Fe(OH)3： __Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－__。 （3）酸式盐 ①强酸的酸式盐 如NaHSO4在水溶液中：__NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO__；熔融时：NaHSO4===__Na＋＋HSO__。 ②弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3： __NaHCO3===Na＋＋HCO__、__HCOH＋＋CO__。 4.弱电解质判断的注意事项 （1）酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系，前者看电离程度，后者看溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。 （2）弱酸、弱碱是弱电解质，但它们对应的盐一般为强电解质，如醋酸铵：CH3COONH4===NH＋CH3COO－。 · 考点02 弱电解质的电离平衡 1.电离平衡的建立 弱电解质的电离平衡是指在一定条件(__温度__、__浓度__)下，弱电解质分子__电离成离子__的速率和__离子结合成弱电解质分子__的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变时的状态。 平衡建立过程的v－t图像如图所示。 （1）开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。 （2）平衡建立过程中，v(电离)＞v(结合)。 （3）当v(电离)＝v(结合)时，电离达到平衡状态。 2.电离平衡的特征 电离平衡也是一种动态平衡，遵循“逆、动、等、定、变”的特点。具体分析如下： 3.影响电离平衡的因素： 因素 对电离平衡的影响 内因 弱电解质本身的性质决定弱电解质电离程度的大小 外因 温度 由于电离过程吸热，温度改变，平衡移动，升温，促进电离，电离平衡向右移动 浓度 电解质溶液浓度越小，电离程度越大 外加电解质 同离子效应 加入含弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动，抑制电离，电离程度减小 含有可与弱电解 质反应的离子 电解质电离程度增大，促进电离，电离平衡向右移动 4.下面以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液为例(CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0)，用平衡移动原理分析外界条件对CH3COOH电离平衡的影响。 改变条件 平衡移 动方向 c(CH3COOH) n(H＋) c(H＋) c(CH3COO－) 电离 程度 导电 能力 电离平 衡常数 加水稀释 __右移__ __减小__ __增大__ __减小__ __减小__ __增大__ __减弱__ __不变__ 加少量 冰醋酸 __右移__ __增大__ __增大__ __增大__ __增大__ __减小__ __增强__ __不变__ 通入HCl 气体 __左移__ __增大__ __增大__ __增大__ __减小__ __减小__ __增强__ __不变__ 加NaOH 固体 __右移__ __减小__ __减小__ __减小__ __增大__ __增大__ __增强__ __不变__ 加 CH3COONa 固体 __左移__ __增大__ __减小__ __减小__ __增大__ __减小__ __增强__ __不变__ 加入镁粉 __右移__ __减小__ __减小__ __减小__ __增大__ __增大__ __增强__ __不变__ 升高温度 __右移__ __减小__ __增大__ __增大__ __增大__ __增大__ __增强__ __增大__ · 考点03 水的电离 1．水的电离 水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。 2．水的离子积常数 Kw＝c(H＋)·c(OH－)。 (1)室温下：Kw＝1×10－14。 (2)影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。 (3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。 (4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。 · 考点04影响水电离平衡的因素 1．影响水电离平衡的因素 (1)升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。 (2)加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。 (3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，Kw不变。 2．填写外界条件对水电离平衡的具体影响 　　　体系变化 条件　　　 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(OH－) c(H＋) HCl 逆 不变 减小 减小 增大 NaOH 逆 不变 减小 增大 减小 可水解的盐 Na2CO3 正 不变 增大 增大 减小 NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大 温度 升温 正 增大 增大 增大 增大 降温 逆 减小 减小 减小 减小 其他：如加入Na 正 不变 增大 增大 减小 第二单元 溶液的酸碱性 · 考点01 溶液的酸碱性 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中__c(H＋)__和__c(OH－)__的相对大小。 将“＞”“＝”或“＜”填在下表空格中： 溶液 c(H＋)、c(OH－)大小比较 常温/25 ℃ 数值 pH 中性溶液 c(H＋)__＝__c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1 __＝__7 酸性溶液 c(H＋)__＞__c(OH－) c(H＋)__＞__1×10－7 mol·L－1 __＜__7 碱性溶液 c(H＋)__＜__c(OH－) c(H＋)__＜__1×10－7 mol·L－1 __＞__7 · 考点02 溶液的pH 1.定义式：pH＝__－lg_c(H＋)__。 2.广范pH的范围：0～14。 即只适用于c(H＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的电解质溶液，当c(H＋)或c(OH－)≥1 mol·L－1时，不用pH表示溶液的酸碱性，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸碱性。 3.测量： ①pH试纸法：把小片试纸放在__玻璃片__或__表面皿__上，用洁净干燥的__玻璃棒__，蘸取待测液滴在干燥的pH试纸的中部，观察变化稳定后的颜色，与__标准比色卡__对比，即可确定溶液的pH。 ②pH计测量法。 4.溶液的酸碱性与pH的关系： 常温(25 ℃)下： 5.常用酸碱指示剂及其变色范围 指示剂 变色范围 石蕊 pH＜5.0红色 5.0～8.0紫色 pH＞8.0蓝色 甲基橙 pH＜3.1红色 3.1～4.4橙色 pH＞4.4黄色 酚酞 pH＜8.0无色 8.2～10.0浅红色 pH＞10.0红色 · 考点03 溶液pH的计算 1.单一溶液pH的计算 ①强酸溶液，如HnA，设溶液物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝__nc_mol·L－1__，pH＝－lgc(H＋)＝__－lgnc__。 ②强碱溶液，如B(OH)n，设溶液物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝__14＋lgnc__。 2.两强酸混合后溶液pH的计算 由c(H＋)混＝，先求出混合后的c(H＋)混，再根据公式pH＝－lgc(H＋)混求pH。 3.两强碱混合后pH的计算 由c(OH－)混＝，先求出混合后的c(OH－)混，再通过KW求出c(H＋)混，最后求pH。 4.强酸与强碱混合后pH的计算 强酸与强碱混合的实质是发生了中和反应，即H＋＋OH－===H2O，中和后常温下溶液的pH有以下三种情况： ①若恰好中和，pH＝7。 ②若酸剩余，先求中和后剩余的c(H＋)，再求pH。 ③若碱剩余，先求中和后剩余的c(OH－)，再通过KW求出c(H＋)，最后求pH。 5.溶液稀释后求pH ①对于强酸溶液，每稀释10倍，pH__增大1__；对于弱酸溶液，每稀释10倍，pH增大__不足1__。无论稀释多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。 ②对于强碱溶液，每稀释10倍，pH__减小1__；对于弱碱溶液，每稀释10倍，pH减小__不足1__，无论稀释多少倍，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。 · 考点04酸碱中和滴定实验及误差分析 1.实验原理 （1）用已知浓度的酸（碱）来测定未知浓度的碱（酸）的实验方法叫作酸碱中和滴定。 （2）对于强酸、强碱的中和，开始时由于被滴定的酸（碱）浓度较大，滴入少量的碱（酸）对其pH的影响不大。当滴定接近终点（pH＝7）时，很少量的碱（酸）就会引起溶液pH突变（如图所示）。 2.实验用品 （1）主要仪器和试剂 仪器 试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 　　 图1　　　　图2　　　　图3 （2）滴定管的使用 ①酸式滴定管下端为玻璃活塞，能耐酸和氧化剂的腐蚀，可用于盛装酸性或氧化性溶液，但不能盛装碱性溶液。 ②碱式滴定管下端为橡胶管和玻璃珠，橡胶易被酸性或氧化性溶液腐蚀，所以碱式滴定管一般盛装碱性溶液。 3.常用指示剂 指示剂 变色的pH范围 甲基橙 pH减小 3.1-4.4 pH增大 红色 橙色 黄色 酚酞 pH减小 8.2-10.0 pH增大 无色 浅红色 红色 甲基红 pH减小 4.4-6.2 pH增大 红色 橙色 黄色 4.实验操作（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例） （1）滴定前的准备 ①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。 ②锥形瓶：洗涤→装液→加指示剂。 （2）滴定 （3）终点判断、读数 当滴入　最后半滴　标准液，溶液变色，且　半分钟　不恢复为原来的颜色 （4）数据处理 按上述操作重复　2～3　次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c（NaOH）＝ 　计算。 5.误差分析 （1）误差分析依据 当酸碱恰好中和时，有关系式：c待＝，c标、V待、γ均为已知量，所以c待的大小取决于V标的大小，V标偏大，则c待偏高；V标偏小，则c待偏低。 （2）常见的误差分析（以0.1 mol/L NaOH标准溶液滴定盐酸为例） 误差来源 c（HCl） 滴定管 中产生 的误差 滴定管用蒸馏水洗涤后，未用标准液润洗 偏高 滴定管未用待测液润洗 偏低 盛标准液的滴定管滴定前有气泡，滴定后无气泡 　偏高　 盛标准液的滴定管滴定前无气泡，滴定后有气泡 　偏低　 盛待测液的滴定管使用前有气泡，使用后无气泡 偏低 盛待测液的滴定管使用前无气泡，使用后有气泡 　偏高　 锥形瓶 中产生 的误差 锥形瓶用蒸馏水洗涤后又用待测液洗 　偏高　 锥形瓶未洗净，残留有与待测液中溶质反应的少量物质 　偏低　 锥形瓶洗净后瓶内残留有少量蒸馏水 无影响 读数 产生 的误差 用滴定管量取待测液 先俯视后仰视 　偏低　 先仰视后俯视 　偏高　 用滴定管量取标准液 先俯视后仰视 　偏高　 先仰视后俯视 　偏低　 配制 标准 液产 生的 误差 配制500 mL 0.1 mol/L NaOH溶液， 需要2.0 g NaOH NaOH已部分潮解 　偏高　 NaOH 中所含 杂质 杂质不与盐酸反应 　偏高　 所含杂质消耗1 mol HCl所需质量大于40 g（如Na2CO3、NaHCO3） 　偏高　 所含杂质消耗1　mol　HCl所需质量小于40　g（如Na2O） 　偏低　 第三单元 盐类的水解 · 考点01 盐类水解的实质 1.盐类水解的实质 盐电离出来的离子与水电离出来的　H＋或OH－　结合生成　弱电解质　，促进水的电离平衡右移。以CH3COONa、NH4Cl溶液为例： 2.盐类水解的特点 （1）可逆：盐的水解反应绝大多数是可逆反应。可看作酸碱中和反应的逆反应，即“盐＋水酸＋碱”。 （2）微弱：通常盐类水解的程度很小，一般无沉淀析出，无气体放出。 （3）吸热： 水解反应吸热。 3.盐类水解方程式的书写 （1）书写形式 一般情况下盐类水解的程度较小，不生成沉淀和气体，一般用“”连接反应物和生成物。产物不标“↓”或 “↑”。 （2）书写规律 ①多元弱酸的酸根离子分步水解，以第一步为主，应分步书写水解的离子方程式。如Na3PO4的水解分三步，第一步为　P＋H2OHP＋OH－　，第二步为　HP＋H2OH2P＋OH－ 　，第三步为H2P＋H2OH3PO4＋OH－　。 ②多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完。如AlCl3发生水解的离子方程式为　Al3＋＋3H2OAl（OH）3＋3H＋　。 ③不能进行到底的相互促进的水解反应写“”，如CH3COO－＋H2O＋NCH3COOH＋NH3·H2O，常见的不能进行到底的相互促进的水解反应还有N与C的反应（铵态氮肥与草木灰混合施用会造成氮肥损失）等。 ④能进行到底的相互促进的水解反应书写时要用“”“↑”“↓”等，如Al3＋＋3HCAl（OH）3↓＋3CO2↑。 · 考点02 盐类水解规律 1.盐类水解规律 难溶不水解，无弱不水解，越弱越水解；都弱都水解，谁强显谁性；同强显中性，都弱不一定。 2.水解平衡常数 （1）水解平衡常数表达式：如C＋H2OHC ＋OH－ ，Kh1＝；HC＋H2OH2CO3＋OH－，Kh2＝。水解平衡常数越大说明水解能力越强。 （2）水解平衡常数与电离平衡常数的关系，。如C＋H2OHC ＋OH－，Kh1＝；HC＋H2OH2CO3＋OH－，Kh2＝ （3）水解平衡常数受温度影响，一般温度越高，水解平衡常数越大。 · 考点03 盐类水解的影响因素 (1)内因——盐本身的性质。 形成盐的酸或碱越弱，其对应的弱酸阴离子或弱碱阳离子的水解能力就越__大__，溶液的碱性或酸性就越__强__。如酸性：CH3COOH＞H2CO3，则同浓度的NaHCO3、CH3COONa溶液pH： pH(NaHCO3)__＞__pH(CH3COONa)。 (2)外因 因素 水解平衡 水解程度 水解产生离 子的浓度 条件 变化 温度 升高 __右移__ 增大 __增大__ 浓度 增大 __右移__ __减小__ 增大 减小(即稀释) __右移__ 增大 __减小__ 外加酸 或碱 酸 促进弱酸阴离子水解 弱碱阳离子的水解程度减小 碱 弱酸根离子的水解程度减小 促进弱碱阳离子水解 外加其 他能水 解的盐 水解结 果相同 抑制，水解程度减小 水解结 果相反 促进，水解程度增大(甚至彻底水解) 例如，不同条件对FeCl3水解平衡的影响见下表 Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋(填写空格中内容) 条件 移动方向 H＋数 pH 现象 升高温度 __向右__ __增多__ __降低__ __颜色变深__ 通HCl __向左__ __增多__ __降低__ __颜色变浅__ 加H2O __向右__ __增多__ __升高__ __颜色变浅__ 加NaHCO3 __向右__ __减小__ __升高__ __产生红褐色淀沉及无色气体__ · 考点04盐类水解的应用(化学实验、工家业生产、日常生活) 应用 举例 判断溶液 的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是__Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋__ 判断酸 性强弱 相同浓度NaX、NaY、NaZ三种盐溶液pH分别为8、9、10，则酸性__HX＞HY＞HZ__ 配制或贮 存易水解 的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量__稀硫酸__防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶液，加入少量__盐酸__；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用__磨口玻璃__塞；NaF、NH4F要用塑料瓶保存。 胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子反应： __Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋__ 泡沫灭火 器原理 成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为__Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑__ 作净水剂 明矾可作净水剂，原理为 Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋ 化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混用：CO＋H2OHCO＋OH－__NH＋OH－===NH3↑＋H2O__ 除锈剂 NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂 物质提纯 除去MgCl2溶液中的氯化铁，可以加入MgO或Mg(OH)2反应掉部分H＋，促进铁离子的水解，使Fe3＋转化为氢氧化铁沉淀而除去 无机物 的制备 硫化铝、氮化镁在水溶液中强烈水解，只能通过单质间化合反应才能制得；用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为__TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)TiO2·xH2O＋4HCl__ 离子的共存 Al3＋与HCO、CO、AlO、SiO、HS－、S2－，Fe3＋与HCO、CO、AlO、SiO、ClO－，NH与SiO、AlO等因水解相互促进而不能大量共存 · 考点05 盐溶液蒸干灼烧时所得产物的判断 (1)盐溶液水解生成难挥发性酸和酸根阴离子易水解的强碱盐，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。 (2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得到对应的氧化物，如AlCl3溶液蒸干得__Al(OH)3__，灼烧得__Al2O3__，FeCl3(aq)蒸干得Fe(OH)3，灼烧得Fe2O3。 (3)考虑盐受热时是否分解。Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4和MnO2；NH4Cl―→NH3↑＋HCl↑。 (4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得__Na2SO4(s)__，FeCl2(aq)Fe(OH)2(s)Fe(OH)3Fe2O3。 (5)弱酸的铵盐蒸干后无固体。如NH4HCO3、(NH4)2CO3。 (6)NaClO溶液蒸干时，既考虑水解，又考虑HClO分解最后剩下NaCl。 · 考点06微粒浓度的大小比较理论依据 (1)电离理论——弱电解质的电离是微弱的 ①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离。 如氨水中：NH3·H2O、NH、OH－浓度的大小关系是__c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(NH)__。 ②多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一步电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。 如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是__c(H2S)＞c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)__。 (2)水解理论——弱电解质离子的水解过程一般是微弱的 ①弱电解质离子的水解是微弱的(水解相互促进的除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解产生的弱电解质的浓度。 如NH4Cl溶液中：NH、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是__c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(NH3·H2O)__。 ②多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解。如在Na2CO3溶液中：CO、HCO、H2CO3的浓度大小关系应是__c(CO)＞c(HCO)＞c(H2CO3)__。 考点07离子浓度大小比较的方法 (1)考虑水解因素：如Na2CO3溶液。 CO＋H2OHCO＋OH－ HCO＋H2OH2CO3＋OH－ 所以c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)。 (2)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。如相同浓度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三种溶液中c(NH)由大到小的顺序是c＞a＞b。 (3)混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素，如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，因NH3·H2O的电离＞NH的水解，故离子浓度顺序为c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。 （4）溶液中粒子等量关系——三大守恒 ①电荷守恒 电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如Na2CO3与NaHCO3混合溶液中存在着Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，存在如下关系：c(Na＋)＋__c(H＋)__＝c(HCO)＋c(OH－)＋__2c(CO)__；K2S溶液中：c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)。 ②物料守恒 电解质溶液中，由于某些离子能够水解，微粒种类增多，但原子个数总是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故硫元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，则K2S溶液中有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋__2c(H2S)__。 a.如果我们把两个守恒进行相加减，可得到另一个守恒(质子守恒)，如把上述K2S溶液中的两个守恒相减可得：c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)＝c(OH－)。 b.电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加。如2c(CO)的计量数2代表一个CO带2个单位负电荷，不可漏掉。 ③质子守恒 电解质溶液中，电离、水解等过程中得到的质子(H＋)数等于失去的质子(H＋)数。如NaHCO3溶液中： 即__c(H2CO3)＋c(H＋)===c(CO)＋c(OH－)__。 再如Na2S水溶液中的质子转移作用图示如下： 第四单元 沉淀溶解平衡 · 考点01 沉淀溶解平衡 1.沉淀溶解平衡 （1）沉淀溶解平衡的建立 难溶电解质溶液中的离子 （2）沉淀溶解平衡的特点 逆、等、动、定、变（适用平衡移动原理）。 2.影响沉淀溶解平衡的因素 （1）内因：难溶电解质本身的性质。 （2）外因：以AgCl（s）Ag＋（aq）＋Cl－（aq）　ΔH＞0为例。 外界条件 平衡移动方向 平衡后c（Ag＋） 平衡后c（Cl－） Ksp 升高温度 　正向　 　增大　 　增大　 　增大　 加水稀释 　正向　 　不变　 　不变　 　不变　 加入少量 AgNO3（s） 　逆向　 　增大　 　减小　 　不变　 通入HCl 　逆向　 　减小　 　增大　 　不变　 通入H2S 　正向　 　减小　 　增大　 　不变　 3.溶度积 （1）溶度积和离子积（或浓度商） 以MmAn（s）mMn＋（aq）＋nAm－（aq）为例： 溶度积 离子积（或浓度商） 概念 沉淀溶解平衡的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积 符号 Ksp Qc（或Q） 表达式 Ksp＝　cm（Mn＋）·cn（Am－）　（浓度都是平衡浓度） Qc＝　cm（Mn＋）·cn（Am－）　（浓度是任意浓度） 应用 判断一定条件下沉淀能否生成或溶解 ①Qc　＞　Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出； ②Qc　＝　Ksp：溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态； ③Qc　＜　Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出 （2）Ksp的意义 注意　阴、阳离子个数比不相同时，Ksp大的难溶电解质的溶解度不一定大。 （3）Ksp的影响因素 Ksp只与难溶电解质的性质和[　温度　有关，而与沉淀的量、离子浓度无关。 · 考点02 沉淀溶解平衡的应用 沉 淀 的 生 成 （1）调节pH法。通过控制溶液的酸碱性，可以使某些金属阳离子转化为氢氧化物沉淀。工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，将含杂质的氯化铵溶于水，再加入　氨水　调节pH，可使Fe3＋生成 Fe（OH）3沉淀而除去，发生的反应为　Fe3＋＋3NH3·H2O Fe（OH）3↓＋3N　（填离子方程式）。 （2）加沉淀剂法。加入适当沉淀剂，使某些金属阳离子转化为沉淀。以Na2S作沉淀剂处理工业废水中的金属离子Cu2＋、Hg2＋，发生的反应分别为　Cu2＋＋S2－CuS↓　、　Hg2＋＋S2－ HgS↓　。 （3）氧化还原法。改变某离子的存在形式，促使其转化为溶解度更小的难溶电解质，便于分离出来。例如将Fe2＋氧化为Fe3＋，从而生成更难溶的　Fe（OH）3　沉淀而除去 沉 淀 的 溶 解 （1）酸、碱溶解法。如用盐酸溶解Cu（OH）2：　Cu（OH）2＋2H＋ Cu2＋＋2H2O　（填离子方程式）。 （2）盐溶解法。如用NH4Cl溶液溶解Mg（OH）2：Mg（OH）2（s）Mg2＋（aq）＋2OH－（aq），　N＋OH－NH3·H2O　（填离子方程式）。 （3）配位溶解法。加入某试剂与溶液中的某种离子形成稳定配合物，使该离子的浓度减小。如溶解AgCl可加入NH3·H2O：　Ag＋＋2NH3·H2O[Ag（NH3）2]＋＋2H2O　（填离子方程式）。 （4）氧化还原溶解法。采用氧化性酸溶解金属硫化物（如CuS、HgS等）。如用稀HNO3溶解CuS：　3CuS＋8HNO3（稀）3Cu（NO3）2＋3S＋2NO↑＋4H2O　 沉 淀 的 转 化 一般来说，若难溶电解质类型相同，则Ksp较大的沉淀 易　转化为Ksp较小的沉淀。沉淀的溶解能力差别越大，越容易转化。 （1）锅炉除水垢 除水垢[CaSO4（s）CaCO3（s）Ca2＋（aq）]反应为　CaSO4（s）＋Na2CO3（aq） CaCO3（s）＋Na2SO4（aq）　、　CaCO3＋2HCl CaCl2＋CO2↑＋H2O　。 （2）矿物转化 ZnS（闪锌矿的主要成分）遇CuSO4溶液转化为CuS（铜蓝的主要成分）的反应为　ZnS（s）＋Cu2＋（aq） CuS（s）＋Zn2＋（aq）　（填离子方程式） · 考点03 有关Ksp的计算 常考题型 解题策略 根据定义式或数形结合求Ksp，或者判断沉淀金属离子所需pH 直接根据Ksp定义式解答。如果已知溶解度，则需先转化为物质的量浓度再代入计算 沉淀先后的计算与判断 难溶电解质类型相同时，Ksp小的化合物先沉淀；难溶电解质类型不同时，需根据Ksp计算出开始沉淀时所需离子的浓度，所需离子浓度小的先沉淀 根据两种含同种离子的化合物的Ksp，①求溶液中不同离子的浓度的比值；②计算“恰好沉淀时”溶液中离子的浓度；③计算或判断调节溶液的pH的范围 一般是在所求表达式分子、分母中同乘以某离子的浓度，将分子、分母转化为不同物质的Ksp的表达式 · 考点04沉淀溶解平衡图像分析 1.沉淀溶解平衡浓度图像模型 图像 分析 BaSO4的沉淀溶解平衡图像 （1）求Ksp或Ksp的数量级：A点，c（Ba2＋）＝c（S）＝10－5　mol·L－1，Ksp（BaSO4）＝　10－10　。 （2）曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，Qc　＝　Ksp。温度不变时，Ksp不变，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。曲线上方区域的点所示溶液均为　过饱和溶液　，Qc　＞　Ksp。曲线下方区域的点所示溶液均为　不饱和溶液　，Qc　＜　Ksp 2.沉淀溶解平衡对数图像模型 图像 分析 CaSO4与CaCO3的沉淀溶解平衡图像 注：pM＝pCa2＋＝－lg　c（Ca2＋），pR＝pS（或pC）＝－lg　c（S）[或－lg　c（C）] （1）曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态。根据曲线上O点或P点的坐标可求得对应难溶物的Ksp或Ksp的数量级，如O点，Ksp（CaSO4）＝　　10－5　；P点，Ksp（CaCO3）＝　10－8.6　。 （2）判断X点对应的溶液是否能形成沉淀或是否饱和：X点对应溶液为CaSO4的　不饱和　溶液、CaCO3的　过饱和　溶液 3.沉淀滴定图像模型 图像 分析 用0.1 mol·L－1 Na2SO4溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1 BaCl2溶液的沉淀滴定图像 已知Ksp（BaSO4）＝1×10－10，Ksp（BaCO3）＝2.6×10－9 起始溶液中c（Ba2＋）＝0.1 mol·L－1，n＝－lg c（Ba2＋）＝　1　，b点时恰好完全反应，c（Ba2＋）＝　1×10－5　mol·L－1，m＝－lg c（Ba2＋）＝　5　，即m由　Ksp　决定，与起始BaCl2溶液的浓度无关 （1）若起始时c（BaCl2）＝0.2 mol·L－1，恰好完全反应时消耗Na2SO4溶液的体积变大，b点向　右　（填“左”或“右”）移动。 （2）若用同浓度的Na2CO3溶液替代Na2SO4溶液，由于Ksp（BaSO4）＜Ksp（BaCO3），恰好完全反应生成BaCO3时溶液中的c（Ba2＋）较大，pBa2＋较小，但消耗的Na2CO3溶液的体积仍为20 mL，所以b点竖直向　下　（填“上”或“下”）移动 · 易错点01 弱电解质的判断方法 （1）在相同浓度、相同温度下，与强电解质溶液做导电性对比实验。 （2）浓度与pH的关系。如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH＞1，则可证明CH3COOH是弱电解质。 （3）测定对应盐溶液的酸碱性。如CH3COONa溶液呈碱性，则可证明CH3COOH是弱酸。 （4）稀释前后溶液的pH与稀释倍数的关系。例如，将pH＝2的酸溶液稀释至原体积的1 000倍，若pH小于5，则证明该酸为弱酸；若pH为5，则证明该酸为强酸。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)溶液导电能力弱的电解质一定是弱电解质。(　×　) (2)稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度。(　×　) (3)温度升高，弱电解质的电离平衡右移。(　√　) (4)弱电解质溶液中存在溶质分子，而强电解质溶液中不存在溶质分子。(　√　) (5)AgCl的水溶液不导电，而CH3COOH的水溶液能导电，故AgCl是弱电解质，CH3COOH是强电解质。(　×　) · 易错点02 外界条件对电离平衡影响的四个不一定 （1）加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。如稀酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，故c(OH－)增大。 （2）电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能“消除”，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大。 （3）电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，如在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小。 （4）电离平衡右移，电离程度也不一定增大，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，而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)向稀氨水中加入盐酸，盐酸与NH3·H2O反应，使NH3·H2ONH＋OH－平衡左移。(　×　) (2)氨水中，当c(NH)＝c(OH－)时，表示氨水已达到电离平衡。(　×　) (3)氨水中只存在NH3·H2O的电离平衡，不存在其他电离平衡。(　×　) (4)由常温下0.1 mol·L－1一元碱BOH溶液的pH＝10，可知溶液中存在BOHB＋＋OH－。(　√　) (5)一定条件下，CH3COOHCH3COO－＋H＋达到平衡时，c(H＋)＝c(CH3COO－)。(　×　) (6)向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时都会引起溶液中c(H＋)减小。(　√　) · 易错点03 电离平衡常数 (1)电离平衡常数与化学平衡常数一样，只与温度有关，与其他条件无关。 (2)依据电离平衡常数除了可以比较弱电解质的电离能力外，还能判断电离平衡的移动方向。 (3)表达式中离子浓度是指达到平衡时的浓度，溶液中存在的离子浓度，不一定都是弱电解质自身电离的，可以对比水的离子积去掌握。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)在一定温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数一定相同。(　√　) (2)电离常数越小，表示弱电解质的电离能力越弱，电离常数越大，表示电解质的电离能力越强。(　√　) (3)电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。(　×　) (4)当弱电解质的浓度增大时，电离程度增大。(　×　) (5)对于1 mol·L－1的CH3COOH溶液，升高温度，电离程度增大。(　√　) (6)电离平衡向电离方向移动，电离常数一定增大。(　×　) (7)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱。(　√　) (8)电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大。(　×　) · 易错点04电离常数的应用 (1)电离常数与化学平衡常数一样，只与温度有关，与其他条件无关。 (2)利用电离常数除了可以比较弱电解质的电离能力之外，还能定量判断电离平衡的移动方向。 (3)在运用电离常数表达式进行计算时，浓度必须是平衡时的浓度。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)向氨水中滴加相同浓度的CH3COOH溶液，先增大再减小。(　×　) (2)温度不变，向NH3·H2O溶液中加入NH4Cl，平衡左移，电离平衡常数减小。(　×　) (3)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大。(　×　) (4)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝。(　×　) (5)要增大某种弱电解质的电离平衡常数，只能采取升高温度的方法。(　√　) (6)对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，在一定温度下，加入盐酸平衡左移，电离平衡常数减小。(　×　) (7)对于NH3·H2ONH＋OH－，K＝，表达式中的NH一定是氨水电离提供的。(　×　) · 易错点05一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较 判断弱酸的三种方法 方法一：根据弱酸的定义判断，弱酸在水溶液中不能完全电离，如测0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH＞1。 方法二：根据弱酸在水溶液中存在电离平衡判断，条件改变，平衡发生移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍后，1＜pH＜2。 方法三：根据弱酸的正盐能发生水解判断，如判断CH3COOH为弱酸可做以下实验： (1)向一定浓度的醋酸钠溶液中，加入几滴酚酞溶液，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＞7。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)pH＝12的氨水溶液，稀释10倍后pH＝11。(　×　) (2)等浓度的醋酸和盐酸与Zn反应时生成H2的速率：醋酸＞盐酸。(　×　) (3)中和等体积等pH的盐酸和醋酸所用的NaOH的物质的量：醋酸＞盐酸。(　√　) (4)升高温度，CH3COOH的电离程度增大。(　√　) (5)CH3COOH的中和热大于HCl的中和热。(　×　) (6)用乙酸浸泡水壶中的水垢，可将其清除，说明乙酸的酸性小于碳酸的酸性。(　× · 易错点06 水的电离 (1)水的离子积常数KW＝c(H＋)·c(OH－)，不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。 (2)水的离子积常数说明在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－存在，只是相对含量不同而已。 (3)在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。在KW的表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。 (4)水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向电离方向移动，c(H＋)和c(OH－)都增大，故KW增大，但溶液仍呈中性；对于KW，若未注明温度，一般认为在常温下，即25 ℃。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)水的离子积即水的电离平衡常数。(　×　) (2)在表达式KW＝c(H＋)·c(OH－)中c(H＋)、c(OH－)一定是水电离出的。(　×　) (3)水的电离平衡移动符合勒夏特列原理。(　√　) (4)升高温度，水电离平衡右移，H＋浓度增大，呈酸性。(　×　) (5)25 ℃时，加水稀释醋酸溶液，c(H＋)、c(OH－)都减小，KW减小。(　×　) (6)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，KW不变。(　×　) · 易错点07 溶液的酸碱性 等浓度、等体积一元酸与一元碱混合的溶液。 中和反应 反应后所得溶液的酸碱性 强酸与强碱 中性 强酸与弱碱 酸性 弱酸与强碱 碱性 常温下，已知pH之和的酸和碱的溶液等体积混合。 ①两强混合： a．若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH＝7。 b．若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH＞7。 c．若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH＜7。 ②一强一弱混合——“谁弱显谁性”。 pH之和等于14时，一元强酸和一元弱碱的溶液等体积混合呈碱性；一元强碱和一元弱酸的溶液等体积混合呈酸性。 常温下，强酸、强碱恰好完全中和，溶液体积与pH的关系：Va L pH＝a的盐酸与Vb L pH＝b的NaOH溶液混合，二者恰好完全反应，溶液呈中性。 则10－a·Va＝10b－14Vb，＝＝10(a＋b)－14， 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)常温下，pH＝3的CH3COOH溶液与pH＝11的NaOH溶液等体积混合，溶液pH＞7。(　×　) (2)25 ℃时，等体积、等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液pH＝7。(　×　) (3)常温下pH为2的盐酸与等体积pH＝12的氨水混合后所得溶液呈酸性。(　×　) (4)常温下pH为2的盐酸中由H2O电离出的c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1。(　√　) (5)任何温度下，利用H＋和OH－浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性。(　√　) · 易错点08 pH计算 (1)pH试纸不能伸入试液中。 (2)pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能会产生误差。 (3)广泛pH试纸只能测出整数值(不精确)，该数不会出现小数。 (4)pH试纸不能测定氯水的pH，因为氯水呈酸性的同时呈现强氧化性(漂白性)。 (5)在做关于溶液pH计算的题目时，要抓住“问题的主要方面”。溶液显酸性用溶液中的c(H＋)来计算；溶液显碱性先求溶液中的c(OH－)，再求溶液中的c(H＋)。 口诀：酸按酸(H＋)，碱按碱(OH－)，酸碱中和求过量，无限稀释7为限， 步骤： (6)注意近似计算：当两数相加、减，两数值相差较大时，则小的数值可以忽略，如1 000＋0.1≈1 000。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)把pH＝2与pH＝12的酸、碱溶液等体积混合后，所得溶液的pH为7。(　×　) (2)常温下，将pH＝3的酸和pH＝11的碱等体积混合，所得溶液的pH＝7。(　×　) (3)某溶液的pH＝7，该溶液一定显中性。(　×　) (4)pH减小，溶液的酸性一定增强。(　×　) (5)一定温度下，pH＝a的氨水，稀释10倍后，其pH＝b，则a＝b＋1。(　×　) (6)pOH＝－lg[OH－]，常温下溶液中的pH＋pOH＝14，正常人的血液pH＝7.3，则正常人血液(人的体温高于室温)的pOH等于6.7。(　×　) (7)用广范pH试纸测得某溶液的pH为3.4，用pH计测得某溶液的pH为7.45。(　×　) (8)用湿润的pH试纸测溶液的pH，一定影响测量结果。(　×　) (9)pH试纸测定氯水的pH为2。(　×　) · 易错点9酸碱中和滴定 ①滴定管“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。 ②精确度：0.01 mL。 ③沉淀：先用蒸馏水洗，再用待测液润洗。 ④盛装溶液时，其液面不一定要在“0”刻度。 ⑤赶气泡：酸碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。 ⑥由于滴定管的“0”刻度在滴定管的上方，滴定管下端是没有刻度的，故容量为25 mL的滴定管，若滴定过程中用去10.00 mL的液体，则滴定管中剩余液体体积大于15 mL。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)盛放待测液的锥形瓶一定要润洗，否则产生实验误差。(　×　) (2)25 ℃时，用醋酸溶液滴定等浓度NaOH溶液到pH＝7，V(醋酸)＜V(NaOH)。(　×　) (3)用碱式滴定管量取20.00 mL KMnO4溶液。(　×　) (4)若用标准盐酸滴定待测NaOH溶液，滴定前仰视，滴定后俯视，则测定值偏大。(　×　) (5)pH计不能用于酸碱中和滴定终点的判断。(　×　) · 易错点10酸碱中和滴定误差分析 （1）碱式滴定管在滴定时未用标准NaOH溶液润洗，标准液被滴定管壁上的水稀释，造成消耗标准液体积偏大，根据c(待测)＝分析，可知c(待测)偏大； （2）碱式滴定管的尖嘴在滴定前有气泡，滴定后气泡消失，造成V(标准)偏大，则c(待测)偏大； （3）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，则c(待测)不变； （4）锥形瓶在滴定时剧烈摇动，有少量液体溅出，待测液中醋酸减少，造成V(标准)偏小，则c(待测)偏小。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)用标准浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液时，滴定时，部分酸液滴在锥形瓶外，所测结果偏高。(　√　) (2)酸碱中和滴定实验中，用待滴定溶液润洗锥形瓶以减小实验误差。(　×　) (3)待测定NaOH溶液浓度，可选用滴定管、锥形瓶、烧杯、NaOH溶液、0.100 0 mol·L－1盐酸达到实验目的。(　×　) (4)“酸碱中和滴定”实验中，容量瓶和锥形瓶用蒸馏水洗净后即可使用，滴定管和移液管用蒸馏水洗净后，须经干燥或标准溶液润洗后方可使用。(　√　) (5)滴定管的读数为24.6 mL。(　×　) (6)滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则测定结果偏小。(　×　) (7)滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁。(　√　) (8)用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液，可选用甲基橙或酚酞作指示剂。(　×　) · 易错点11盐类的水解及其规律 (1)发生水解的盐溶液不一定呈酸性或碱性，也可能呈中性，如CH3COONH4溶液呈中性。 (2)(NH4)2CO3溶液和NH4HCO3溶液显碱性，虽然阴、阳离子都能发生水解，但既无气体产生，也无沉淀生成，所以NH和CO、NH和HCO在溶液中仍可大量共存 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)酸式盐溶液不一定呈酸性。(　√　) (2)离子能够发生水解的盐溶液一定呈酸性或碱性。(　×　) (3)CH3COONH4溶液呈中性是因为CH3COONH4溶液不能发生水解。(　×　) (4)已知酸性：HF＞CH3COOH，所以等浓度的CH3COONa溶液的碱性强于NaF溶液。(　√　) (5)由于NaHCO3溶液中HCO有电离出H＋的能力，所以NaHCO3溶液显酸性。(　×　) (6)可溶性铝盐都能发生水解反应。(　√　) · 易错点12书写盐类水解离子方程式的注意事项 一、3个原则 一般来说，由于水解程度微弱 ①需标可逆符号“” ②气体、沉淀不标“↑”“↓” 二、特殊情况——存在相互促进水解的阴阳离子：水解程度较大时，书写时要用“===”、“↑”、“↓”等 如：Al3＋＋3AlO＋6H2O===4Al(OH)3↓ ③易分解产物不写其分解产物的形式 例：NH3·H2O不写成NH3和H2O 三、2种情况 ①多元弱酸阴离子的水解 分步进行： S2－＋H2OHS－＋OH－ HS－＋H2OH2S＋OH－ 多元弱碱阳离子的水解 一步书写： Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)Na2S水解的离子方程式为S2－＋2H2OH2S＋2OH－。(　×　) (2)Na2CO3溶液呈碱性的原因：CO＋2H2OH2CO3＋2OH－。(　×　) (3)Al3＋发生水解反应的离子方程式：Al3＋＋3H2OAl(OH)3↓＋3H＋。(　×　) · 易错点13盐类水解程度大小比较的规律 (1)组成盐的弱碱阳离子水解使溶液显酸性，组成盐的弱酸根离子水解使溶液显碱性。 (2)盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。 (3)多元弱酸的酸根离子比相应的酸式酸根离子的水解程度大得多。如相同浓度时，CO比HCO的水解程度大。 (4)相同条件下的水解程度 ①正盐＞相应酸式盐，如CO＞HCO。 ②水解相互促进的盐＞单独水解的盐＞水解相互抑制的盐。如相同条件下NH的水解程度：(NH4)2CO3＞(NH4)2SO4＞(NH4)2Fe(SO4)2。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)同浓度的Na2CO3溶液和CH3COONa溶液相比前者pH大；同浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液相比后者pH小。(　√　) (2)常温下，pH＝10的CH3COONa溶液与pH＝4的NH4Cl溶液，水的电离程度相同。(　√　) (3)常温下，pH＝11的CH3COONa溶液与pH＝3的CH3COOH溶液，水的电离程度相同。(　×　) (4)溶液呈中性的盐一定是强酸、强碱生成的盐。(　×　) (5)盐溶液的酸碱性主要决定于形成盐的酸和碱的相对强弱。(　√　) (6)某盐的溶液呈酸性，该盐一定发生了水解反应。(　×　) · 易错点14 认识盐类水解的三个误区 误区一：误认为水解平衡向正向移动，离子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中，加入少量FeCl3固体，平衡向水解方向移动，但Fe3＋的水解程度减小。 误区二：误认为弱酸强碱盐都因水解而显碱性。如NaHSO3溶液显酸性。 误区三：误认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。 对于水解程度不大且水解产物不离开平衡体系的情况[如Al2(SO4)3]来说，溶液蒸干仍得原溶质。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)加热0.1 mol·L－1Na2CO3溶液，CO的水解程度和溶液的pH均增大。(　√　) (2)在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的pH＜7。(　×　) (3)向AlCl3溶液中通入HCl可使增大。(　×　) (4)试管中加入2 mL饱和Na2CO3溶液，滴入两滴酚酞，加热，溶液先变红，后红色变浅。(　×　) (5)在CH3COONa溶液中加入适量CH3COOH，可使c(Na＋)＝c(CH3COO－)。(　√　) (6)将氯化铵溶液加水稀释时，的值减小。(　√　) (7)降低温度和加水稀释，都会使盐的水解平衡向逆反应方向移动。(　×　) (8)配制和贮存Fe2(SO4)3溶液时，常常加入少量盐酸，目的是抑制Fe3＋水解。(　×　) (9)加热蒸干MgCl2溶液，可得到MgCl2晶体。(　×　) · 易错点15离子浓度大小比较的方法 (1)考虑水解因素：如Na2CO3溶液。 CO＋H2OHCO＋OH－ HCO＋H2OH2CO3＋OH－ 所以c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)。 (2)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。如相同浓度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三种溶液中c(NH)由大到小的顺序是c＞a＞b。 (3)混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素，如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，因NH3·H2O的电离＞NH的水解，故离子浓度顺序为c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)弱酸H2A溶液中的所有离子浓度的大小顺序为c(HA－)＞c(H＋)＞c(A2－)＞c(OH－)。(　×　) (2)弱酸的盐K2A溶液中的所有离子浓度的大小顺序为c(K＋)＞c(A2－)＞c(OH－)＞c(HA－)＞c(H＋)。(　√　) (3)弱酸的盐K2B溶液中存在c(H2B)＋c(HB－)＋c(B2－)＝c(K＋)。(　×　) (4)NH4Cl溶液中存在c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)。(　√　) (5)用物质的量浓度都是0.1 mol·L－1的HCN和NaCN等体积混合溶液呈碱性，则c(CN－)＞c(HCN)。(　×　) · 易错点16沉淀溶解平衡及应用 (1)对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶电解质，Ksp小的溶解度不一定小。如Ksp(AgCl)>Ksp(Ag2CrO4)，但c(Ag＋)是Ag2CrO4>AgCl。 (2)不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1.0×10－5 mol·L－1时，沉淀已经完全。 (3)溶解度较小的沉淀，并不一定必须转化为溶解度更小的沉淀。在一定条件下也可以转化成溶解度较大的沉淀。例如，在BaSO4的饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液，只要Qc(BaCO3)>Ksp(BaCO3)就可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。 (4)一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现，但溶解度小的沉淀转化成溶解度稍大的沉淀在一定条件下也能实现。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)沉淀达到溶解平衡状态，溶液中各离子浓度一定相等且保持不变。(　×　) (2)升高温度，沉淀溶解平衡一定正向移动。(　×　) (3)室温下，AgCl在水中的溶解度小于在食盐水中的溶解度。(　×　) (4)可用BaCO3代替BaSO4用作钡餐。(　×　) (5)常温下，向BaCO3的饱和溶液中加入Na2CO3固体，会有BaCO3生成。(　√　) (6)AgCl沉淀易转化为AgI沉淀且Ksp(AgX)＝c(Ag＋)·c(X－)，故Ksp(AgI)<Ksp(AgCl)。(　√　) (7)向AgCl悬浊液中滴加Na2S溶液，白色沉淀变成黑色：2AgCl＋S2－===Ag2S＋2Cl－。(　√　) (8)对于平衡体系：Ca(OH)2(s)Ca2＋(aq)＋2OH－(aq)　ΔH<0，升高温度，平衡逆向移动。(　√　) · 易错点17溶度积常数及其应用 (1)沉淀溶解平衡一般是吸热的，温度升高平衡右移，Ksp增大，但Ca(OH)2相反。 (2)对于沉淀溶解平衡AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)，对于相同类型的物质，Ksp的大小反映了难溶电解质在溶液中溶解能力的大小，也反映了该物质在溶液中沉淀的难易。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)Cu(OH)2的Ksp＝c(Cu2＋)·c(OH－)。(　×　) (2)已知常温下：Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，将0.002 mol·L－1的AgNO3溶液与0.002 mol·L－1的KCl溶液等体积混合不会产生AgCl沉淀。(　×　) (3)Ksp(AB2)小于Ksp(CD)，则AB2的溶解度一定小于CD的溶解度。(　×　) (4)不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去，一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1.0×10－5 mol·L－1时，沉淀已经完全。(　√　) (5)溶度积常数Ksp只受温度影响，温度升高Ksp增大。(　×　) (6)常温下，向Mg(OH)2饱和溶液中加入NaOH固体，Mg(OH)2的Ksp不变。(　√　) (7)常温下，向饱和Na2CO3溶液中加入少量BaSO4粉末，过滤，向洗净的沉淀中加稀盐酸，有气泡产生，说明Ksp(BaCO3)<Ksp(BaSO4)。(　×　) (8)Ksp既与难溶电解质的性质和温度有关，也与沉淀的量和溶液中离子浓度有关。(　×　) · 易错点18沉淀溶解平衡的三个强化理解 (1)沉淀溶解平衡是化学平衡的一种，沉淀溶解平衡移动分析时也同样遵循勒夏特列原理。 (2)溶度积大的难溶电解质的溶解度不一定大，只有组成相似的难溶电解质才有可比性。 (3)复分解反应总是向着某些离子浓度减小的方向进行，若生成难溶电解质，则向着生成溶度积较小的难溶电解质的方向进行。 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)沉淀溶解时，溶液中各离子浓度相等。(　×　) (2)沉淀溶解达到平衡时，v(沉淀)＝v(溶解)。(　√　) (3)BaSO4===Ba2＋＋SO和BaSO4(s)Ba2＋(aq)＋SO(aq)，两式所表示的意义相同。(　×　) (4)因溶解度小的沉淀易向溶解度更小的沉淀转化，故ZnS沉淀中滴加CuSO4溶液可以得到CuS沉淀。(　√　) (5)在同浓度的盐酸中，ZnS可溶而CuS不溶，说明CuS的溶解度比ZnS的小。(　√　) (6)Ksp大的容易向Ksp小的转化，但Ksp小的不能向Ksp大的转化。(　×　) (7)难溶电解质达到沉淀溶解平衡时，增加难溶电解质的量，平衡向溶解方向移动。(　×　) (8)向Na2SO4溶液中加入过量的BaCl2溶液，则SO沉淀完全，溶液中只含Ba2＋、Na＋和Cl－，不含SO。(　×　) (9)为减少洗涤过程中固体的损耗，最好选用稀硫酸代替H2O来洗涤BaSO4沉淀。(　√　) 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $