2025-2026学年高二上学期化学人教版选择性必修1期末复习知识清单

该高中化学知识清单系统覆盖化学反应热效应、速率与平衡、水溶液离子平衡、化学反应与电能四大模块，搭建从基础概念（如反应热、电离平衡）到原理应用（如盖斯定律计算、电解池设计）的递进式学习支架。 清单通过“重点概念加粗”“公式关联对比”构建知识体系，如焓变计算整合宏观能量与微观键能视角，培养科学思维。设计“实验误差分析”“离子浓度比较技巧”等实用模块，如中和热测定中碎纸条保温作用分析，助力学生掌握科学探究方法，教师可直接用于课堂例题讲解与分层练习设计。

第一章 化学反应的热效应 一、反应热及其测定 1．定义：在 等温 条件下，化学反应体系向环境 释放 或从环境 吸收 的热量，称为化学反应的热效应，简称 反应热 。 2. 测定——中和反应反应热的测定 （1）实验原理：通过实验测量一定量的酸、碱稀溶液在反应前后的温度变化，依据Q＝cmΔt计算放出的热量，再依据：反应热＝ ，计算反应热。 3．中和反应反应热 （1）定义：在稀溶液中， 强酸 与 强碱 发生中和反应生成 1 mol H2O(l) 时放出 的 热量 ，叫做中和热。 （2）表示方法： H＋(aq)＋OH–(aq)H2O(l) △H ＝–57.3 kJ/mol 【注】①条件：稀溶液，因浓酸或浓碱在稀释时会放出热量，使最终的反应热数值变大。 ②反应物：必须是强酸与强碱，因弱酸、弱碱电离吸热，使最终的反应热数值变小。 ③生成物及其物质的量：必须是1 mol H2O(l)；不能有沉淀生成，因生成沉淀放热，使最终的反应热数值变大。 ④中和热恒定：在实验中，增加酸碱的用量，放出热量会 增多 ，但中和热 不变 ；中和热与反应物用量无关。 二、反应热与焓变 1．化学反应前后反应热产生的原因：化学反应前后体系的内能发生了变化。 2．焓变： 焓变与反应热的关系：在等压条件下进行的化学反应，其反应热就等于反应的焓变。 符号： 单位： （3）焓变的计算 ①宏观：反应物与生成物的总能量。 焓变与物质能量关系：＝ 生成物总能量 － 反应物总能量 ＝ ②微观：化学键的断裂与形成。断键 能量，成键 能量。 焓变与键能关系：＝＝ 反应物总键能 － 生成物总键能 ＝正反应活化能－逆反应活化能 5．常见放热反应与吸热反应 （1）常见放热反应 ·所有的燃烧反应 ·所有的酸碱中和反应 ·大多数的化合反应（如氧化钙与水的反应） ·金属与水或酸的反应 ·铝热反应 （2）常见吸热反应 ·晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ·大多数分解反应 ·高温下C/H2作还原剂的反应 三、热化学方程式 1．定义：能表示参加反应的 物质的量 和 反应热 的关系的化学方程式，叫做热化学方程式。 2．意义：不仅表明了物质的变化，还表明了能量的变化；还说明了物质的“量”与“能量”之间的关系。例：H2(g)＋O2(g)H2O(g) △H ＝–241.8 kJ/mol， 表示 1 mol气态 H2和mol气态 O2 反应生成 1 mol水蒸气，放出 241.8 kJ的热量。 3．书写热化学方程式的注意事项： （1） 注明反应温度和压强 。因反应的温度和压强不同时，其△H 不同。 中学化学中所用的△H 的数据，一般都是在101k Pa和 25℃时的数据，因此可不特别注明。热化学方程式一般不要求写条件。 （2） 注明物质聚集状态 。物质的聚集状态，与它们所具有的能量有关。 气体 — g 液体 — l 固体 — s 溶液 — aq （3） 注明符号和单位 。 （4） 注意值与方程式系数有关 。如果化学计量数加倍，则也要加倍。当反应逆向进行时，其逆反应热与正反应的反应热数值相等，符号 相反 。 （5）不论化学反应是否可逆，热化学方程式中的ΔH都表示反应进行到底（即完全转化）时的能量变化。 4．判断热化学方程式的正误要注意“四看” （1）看各物质的聚集状态是否正确； （2）看ΔH的正负号是否正确； （3）看反应热的单位是否正确； （4）看反应热数值与化学计量数是否相对应。 四、燃烧热 1．概念： 101k Pa时， 1 mol纯物质 完全 燃烧生成 指定产物 时所放出的 热量 ，叫做该物质的燃烧热。 单位： kJ/mol 。 例：实验测得在25℃、101k Pa时，1 mol CH4完全燃烧放出890.31 kJ的热量，就是CH4的燃烧热。 燃烧热方程式： 【注】注意以下几点： ①反应程度：完全燃烧，形成指定产物：C → CO2(g)、H2 → H2O(l)、S → SO2(g)、N → N2(g) ②燃烧物的用量：1 mol纯物质，可燃物前面的系数必须为1； ③燃烧环境：没有特殊说明。燃烧一般是指在氧气中的燃烧； ④文字叙述燃烧热时，用“正值”或“ΔH”表示。例如：CH4的燃烧热为890.31 kJ/mol或ΔH= —890.31 kJ/mol 五．盖斯定律 1．内容：：一个化学反应，不管是 一步 完成的还是 分几步 完成的，其反应热是 相同的 。 2．意义：在一定条件下，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。 3．利用盖斯定律计算反应热 解题步骤： ①找物质（已知、未知方程中都有，且只在已知方程中出现一次） ②判符号（同侧相加，异侧相减） ③定系数 ④作计算 练习：已知：Fe2O3(s)＋C(s)CO2(g)＋2Fe(s) ΔH＝＋234.14 kJ/mol， C(s)＋O2(g)CO2(g)　ΔH＝－393.5 kJ/mol， 则2Fe(s)＋O2(g)Fe2O3(s)的ΔH＝ 【练习】 1．用50 mL 0.50 mol/L盐酸与50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液在如图所示的装置中进行中和反应。通过测定反应过程中所放出的热量可计算中和热。回答下列问题： （1）从实验装置上看，图中尚缺少的一种玻璃用品是 。 （2）烧杯间填满碎纸条的作用是 。 （3）大烧杯上如不盖硬纸板，求得的中和热数值 （填“偏大、偏小、无影响”）。 （4）如果用60 mL 0.50 mol/L盐酸与50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液进行反应，与上述实验相比，所放出的热量 （填“相等、不相等”），所求中和热 （填“相等、不相等”），简述理由 。 （5）用相同浓度和体积的氨水（NH3·H2O）代替NaOH溶液进行上述实验，测得的中和热的数值会 （填“偏大”、“偏小”、“无影响”）。 2．0.2 mol KOH的稀溶液与1 L 0.1 mol/L的H2SO4溶液反应放出11.46 kJ的热量。表示该反应中和热的热化学方程式是（ ） A．KOH(aq)＋H2SO4(aq)K2SO4(aq)＋H2O(l) ΔH＝–11.46 kJ/mol B．2KOH(aq)＋H2SO4(aq)K2SO4(aq)＋2H2O(l) ΔH＝–114.6 kJ/mol C．2KOH(aq)＋H2SO4(aq)K2SO4(aq)＋2H2O(l) ΔH＝＋114.6 kJ/mol D．KOH(aq)＋H2SO4(aq)K2SO4(aq)＋H2O(l) ΔH＝–57.3 kJ/mol 3．以下几个热化学方程式，能表示有关物质燃烧时的燃烧热的热化学方程式是（ ） A．C(s)＋O2(g)CO(g)　ΔH＝＋110.5 kJ·mol－1 B．C(s)＋O2(g)CO2(g)　ΔH＝－393.5 kJ·mol－1 C．2H2(g)＋O2(g)2H2O(l)　ΔH＝－571.6 kJ·mol－1 D．H2(g)＋O2(g)H2O(g)　ΔH＝－241.8 kJ·mol－1 4．通常人们把拆开1 mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能。现给出化学键的键能(见下表)： 化学键 H—H Cl—Cl Cl—H 键能/(kJ·mol－1) 436 243 431 请计算H2(g)＋Cl2(g)2HCl(g)的反应热（ ） A．＋862 kJ·mol－1 B．＋679 kJ·mol－1 C．－183 kJ·mol－1 D．＋183 kJ·mol－1 5.（1）在微生物作用的条件下，NH4＋经过两步反应被氧化成NO3－。两步反应的能量变化示意图如下： ①第一步反应是 　反应（选填“放热”或“吸热”），判断依据是 。 ②1 mol NH4＋(aq)全部氧化成NO3－(aq)的热化学方程式是 。 （2）比较下列各组热化学方程式中ΔH的大小关系。 ① S(s)＋O2(g)SO2(g)　ΔH1 S(g)＋O2(g)SO2(g)　ΔH2 ΔH1 ΔH2 ② CH4(g)＋2O2(g)CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH1 CH4(g)＋2O2(g)CO2(g)＋2H2O(g)　ΔH2 ΔH1 ΔH2 （3）金刚石和石墨均为碳的同素异形体，它们燃烧氧气不足时生成一氧化碳，充分燃烧生成二氧化碳，反应中放出的热量如图所示。 ①在通常状况下，金刚石和石墨中 （填“金刚石”或“石墨”）更稳定，石墨的燃烧热为 kJ·mol－1 。 ②12 g石墨在一定量空气中燃烧，生成气体36 g，该过程放出 的热量 kJ。 （4）已知：N2、O2分子中化学键的键能分别是946 kJ·mol－1、497 kJ·mol－1。 N2(g)＋O2(g)2NO(g) ΔH＝＋180.0 kJ·mol－1。 求：NO分子中化学键的键能为 kJ·mol－1。 （5）综合上述有关信息，请写出CO和NO反应的热化学方程式 第二章 化学反应速率与化学平衡 第一节 化学反应速率 一、化学反应速率 1．化学反应速率 （1）概念：通常用 单位时间 内反应物浓度的 减少 或生成物浓度的 增加 来表示。 （2）意义：描述化学反应进行快慢的物理量。 （3）表达式： 单位：或 【注】（1）速率为正值； （2）需指明哪种物质的速率：同一反应同一条件下，用不同物质表示速率，数值可能相同，也可能不同，但表示的意义相同。 （3）平均速率：此公式求的是某段时间内的平均反应速率； （4）不用固体或纯液体表示。 2．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计量数之比。 练习：对于在一个容器中的一般反应: a A＋b Bc C＋d D ； ； ； v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝Δc(A)∶Δc(B)∶Δc(C)∶Δc(D)＝Δn(A)∶Δn(B)∶Δn(C)∶Δn(D)＝a∶b∶c∶d。 即：反应速率之比＝ 化学计量数之比 ＝ 物质的量变化量之比 ＝ 物质的量浓度变化量之比 二、影响化学反应速率的因素 1.影响化学反应的因素：内因：（决定因素） 反应物的性质 ； 外因：（条件因素） 浓度、压强、温度、催化剂、接触面积等 。 （1）其他条件不变，增大反应物浓度反应速率 增大 ；减小反应物浓度反应速率 减小 。 （2）其他条件不变，升高温度反应速率 增大 ；降低温度反应速率 减小 。 （3）对于有气体参加的反应，其他条件不变时，增大压强，反应速率 增大 ；减小压强，反应速率 减小 。 ①恒温恒容时：充入“稀有气体”，反应速率 不变 ； ②恒温恒压时：充入“稀有气体”，反应速率 减小 。 压强通过影响 浓度 而影响速率 （4） 其他条件不变，使用催化剂反应速率 增大 。催化剂能降低反应所需 活化能 。 （5） 其他条件不变,增大接触面积，反应速率 增大 。 三、活化能 1．基元反应：大多数化学反应并不是经过简单碰撞就能完成的，而往往经过多个反应步骤才能实现，这其中的每一步反应都称为基元反应。基元反应反应了反应历程，反应历程又称反应机理。 2．基元反应发生的先决条件：反应物的分子必须发生 碰撞 。 3．有效碰撞： （1）定义：能够发生 化学反应 的碰撞叫做有效碰撞。 （2）条件：第一，分子必须具有一定的 能量 ，即活化分子（能够发生有效碰撞的分子）；第二，有合适的 取向 。 4. 外界条件对反应速率影响的微观解释 影响因素 分子总数 单位体积分子总数 活化分子总数 活化分子百分数 单位体积活化分子数 有效碰撞次数 反应速率 增大浓度 增多 增多 增多 不变 增多 增多 加快 增大压强 不变 增多 不变 不变 增多 增多 加快 升高温度 不变 不变 增多 增大 增多 增多 加快 采用催化剂 不变 不变 增多 增大 增多 增多 加快 结论：浓度、压强改变： 不改变活化分子所占百分数 。 温度、催化剂改变： 会改变活化分子所占百分数 。 【练习】 1. 在一定条件下，反应N2＋3H2 2NH3，在2 L密闭容器中进行，5 min内氨的质量增加了1.7 g，则反应速率为（ ） A．V(H2)＝0.03 mol·L-1·min-1 B．V(N2)＝0.02 mol·L-1·min-1 C．V(NH3)＝0.17 mol·L-1·min-1 D．V(NH3)＝0.01 mol·L-1·min-1 2. 反应A(g)＋3B(g) 2C(g)＋2D(g)在四种不同情况下的反应速率分别为： ①V(A)＝0.015 mol·L-1·s-1； ②V(B)＝0.06 mol·L-1·s-1； ③V(C)＝0.04 mol·L-1·s-1； ④V(D)＝2.7 mol·L-1·min-1。 则四种情况下该反应的速率由快到慢的顺序为 （填序号）。 3. 在体积不变的密闭容器里，通入x mol H2(g)和y mol I2(g)，发生反应：H2(g)＋I2(g) 2HI(g) ∆H <0，改变下列条件后，反应速率将如何改变？（填“增大”、“减小”或“不变”） （1）升高温度： ； （2）加入催化剂： ；（3）充入更多的H2 ： ； （4）容器容积不变，充入氖气： ； （5）减少I2(g) ： 。 4. 下列说法不正确的是（ ） A．能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子 B．升高温度，活化分子百分数增大，化学反应速率增大 C．加入反应物，活化分子百分数增大．化学反应速率增大 D．使用催化剂，活化分子百分数增大，化学反应速率增大 第二节 化学平衡 一、化学平衡状态 1．化学平衡状态 （1）（1）定义：一定条件下，当正、逆反应速率 相等 时，反应物浓度和生成物浓度 均保持不变 ，即体系的组成不随时间而改变，这表明该反应中物质的转化达到了“限度”，这时的状态我们称为化学平衡状态。 （2）化学平衡建立 可以从任意时刻开始建立 （3）化学平衡的特征 逆（研究前提是可逆反应） 等（平衡时，同一物质的正、逆反应速率相等） 动（动态平衡） 定（各物质的浓度与质量分数等恒定） 变（条件改变，平衡发生移动） 3．化学平衡的判定 直接判据： 同一物质 v正＝v逆 ； 不同物质:＝ 计量系数比 间接判据： 变量不变即达平衡 二、影响化学平衡移动的因素 1．化学平衡的移动 （1）定义：可逆反应中旧化学平衡的破坏，新化学平衡的建立的过程。 （2）原因：原因：平衡移动的根本原因是 v正≠v逆 ，平衡移动的结果是 v正＝v逆 ，改变某一个条件后，首先分析的v正与v逆 的大小关系，然后判断平衡移动方向。 若 v正 ＞ v逆 ，平衡向正反应方向移动；若 v正 ＜ v逆 ，平衡向逆反应方向移动； 若 v正 ＝ v逆 ，平衡不移动。 （3）常见影响平衡移动因素：浓度﹑温度﹑压强 规律：在其他条件不变的情况下，增大 反应物 的浓度或减小 生成物 的浓度，平衡向正反应方向移动；增大 生成物 的浓度或减小 反应物 的浓度，平衡向逆反应方向移动。 【注】增加固体或纯液体的量，由于默认浓度不变，所以平衡不移动。 在其他条件不变的情况下，升高温度，平衡向 吸热 方向移动；降低温度，平衡向 放热 方向移动。 在其他条件不变的情况下，增大压强，平衡向 气体分子数减小 方向移动；减小压强，平衡 向 气体分子数增大 方向移动。 【注】改变压强只能使有气态物质存在的化学平衡发生移动；对于反应前后气体体积不变的反应，达到平衡后，压强的改变， 不影响平衡移动 。 催化剂： 不影响平衡，只改变速率 6．勒夏特列原理（平衡移动原理） （1）勒夏特列原理：如果改变 影响平衡 的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡将向着能够 这种改变的方向移动。 （2）具体论述： 浓度：增大反应物浓度—— 平衡向 消耗反应物（正反应） 方向移动 减小反应物浓度—— 平衡向 生成反应物（逆反应 ） 方向移动 温度：升高温度—— 平衡向 温度降低（吸热） 方向移动 降低温度—— 平衡向 温度升高(放热 ) 方向移动 压强：增大压强—— 平衡向 压强减小（气体分子数减小的 方向移动 减小压强—— 平衡向 压强增大（气体分子数增大的）方向移动 三、化学平衡常数 1．化学平衡常数 （1）定义：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。 （2）表达式：对于一般的化学反应： mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g) 当达到平衡时，各个反应物质的浓度满足下面的关系式： 注意：①表达式中各物质的浓度是平衡时的浓度。 ②K只与温度（T）有关，与其他因素无关。 ③固体或纯液体不写在表达式中。 例：写出下列反应的平衡表达式 反应 K 特定意义 NH3·H2O ⇋ NH4++OH- Kb CH3COOH ⇋CH3COO- +H+ Ka H2CO3 ⇋HCO3- +H+ Ka1 HCO3- ⇋CO32- + H+ Ka2 H2O ⇋ H+ +OH- Kw CH3COO- + H2O ⇋CH3COOH +OH- Kh AgCl ⇋Ag+ + Cl- Ksp 3. 意义：化学平衡常数表示反应进行的 程度 。K越大，正向反应进行的程度越大，反应物的转化率越大；反之转化率越小。一般地，K＞105时，该反应就进行得基本完全了。 4．化学平衡常数K的应用： （1）判断反应进行的限度 K ＜10-5 10-5～105 ＞105 反应程度 很难进行 反应可逆 较完全 （2）判断可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行。（Q：浓度商，其中的浓度是任意时刻的浓度值） Q＜K：反应正向进行 ；Q＝K：反应 处于平衡状态；Q＞K：反应 逆向进行 ； （3）利用K值可判断反应的热效应 若温度升高，K值增大，则正反应为 吸热 反应。若温度升高，K值减小，则正反应为 放热 反应。 （4）化学平衡常数的数量关系 a．①式＝–②式 b．①式＝2×②式 c．③式＝①式＋②式 d．③式＝①式－②式 5．化学转化率 α= 转化量与起始量的比值 例：在恒温恒压密闭1L容器中发生反应A(g)+B(g) 2C(g) 。（1）1mol气体A和1mol气体B反应，达平衡时B的转化率为50%，则A的转化率为 （2）若温度不变，反应物的起始物质的量为n(A)=2mol,n(B)=1mol，达平衡后，A的转化率为 ,B的转化率为 小结：按方程式计量比投料，各反应物的平衡转化率 相等 提高一种原料占比，使另一种原料的转化率 提高 ，而自身的转化率降低 。 【拓展1】压强平衡常数（Kp） （1）概念：在化学平衡体系中，用各气体物质的 平衡分压 代替浓度，计算的平衡常数叫压强平衡常数。 （2）注意：①仅适用于有气体的化学平衡，以分压表示各成分的浓度；②压强平衡常数只受 温度 影响。 （3）表达式：（以合成氨为例） 【练习】 1. 在一定条件下，反应：2NO＋O2 2NO2在定容容器中发生，对该反应达到平衡的标志的描述中，错误的是（ ） A．混合气体的总分子数不再变化 B．混合气体的颜色不再变化 C．容器的总压强不再变化 D．混合气体的总质量不再变化 2.能够说明一个可逆反应H2(g)＋I2(g) 2HI(g)已达到平衡状态的是（ ） A．1 mol H—H键断裂的同时有1 mol H—I键形成 B．1 mol H—H键断裂的同时有2 mol H—I键形成 C．1 mol I—I键断裂的同时有2 mol H—I键形成 D．1 mol H—H键断裂的同时有1 mol I—I键形成 3.（双选）对于反应2NO(g)＋O2(g) 2NO2(g) ∆H ＜0，达到平衡后升高温度，则（ ） A．平衡正向移动 B．平衡逆向移动 C．反应速率减小 D．反应速率增大 4.已知反应，下列叙述与图对应的是 A．图①表示，对达到平衡状态的反应，在时刻充入一定量的C，平衡逆向移动 B．由图②可知， C．图③表示化学平衡常数与压强的变化关系 D．若图③中y轴表示C的体积分数，则 5. 在一定条件下，x A＋y B z C的反应达到平衡。 （1）已知A、B、C都是气体，在减压后平衡向逆反应方向移动，则x＋y和z之间的关系是 ； （2）已知C是气体，且x＋y＝z，在增大压强时，如果平衡发生移动，则平衡一定向 移动； （3）已知B、C是气体，当其他条件不变，增大A的物质的量时，平衡不发生移动，则A是 态物质。 （4）若加热后C的质量分数减少，则正反应是 （填“放热”或“吸热” ）反应。 6. 2 000 K时，反应CO(g)＋O2(g) CO2(g)的平衡常数为K，则相同温度下反应2CO2(g) 2CO(g)＋O2(g)的平衡常数K′为（ ） A． B． C． D． 7. 容器中发生如下反应mA(g)＋nB(g) pC(g)，达到平衡后，保持温度不变，将容器容积缩小到原来的，当达到新平衡时，C的浓度为原来的1.9倍，下列说法正确的是（ ） A．m＋n＞p B．平衡向逆反应方向移动 C．A的转化率提高 D．C的体积分数增加 8. 在一定体积的密闭容器中，进行如下化学反应：CO2(g)＋H2(g) CO(g)＋H2O(g)。其化学平衡常数K和温度t的关系如下表： t℃ 700 800 830 1000 1200 K 0.6 0.9 1.0 1.7 2.6 回答下列问题： （1）该反应的化学平衡常数表达式为K＝ 。 （2）该反应为 反应（选填吸热、放热）。 （3）能判断该反应是否达到化学平衡状态的依据是 。 a．容器中压强不变 b．混合气体中c(CO)不变 c．v正（H2）＝v逆（H2O） d． c(CO2)＝c(CO) （4）某温度下平衡浓度符合下式：c(CO2)·c(H2)＝c(CO)·c(H2O)。试判断此时的温度为 。 第三、四节 化学反应的方向及调控 一、反应熵变与反应方向 1．熵 （1）概念：衡量体系混乱度的物理量，其符号为S。 单位：J•mol－1•K－1。（注意单位统一） （2）特点：混乱度越大，体系越无序，体系的熵值就 越大 。 （3）一般规律：①同一物质：S(高温) ＞ S(低温)；S(g) ＞ S(l) ＞ S(s)。 ②相同条件下的不同物质：分子结构越复杂，熵值越 大 。 ③S(混合物) ＞ S(纯净物)。 ④方程式中气体计量数增大的方向就是熵 增 的方向。 2．熵变 = 生成物总熵与反应物总熵之差。 二、焓变与熵变对反应方向的共同影响 1．焓判据：放热反应过程中体系能量降低，△H ＜ 0，反应有自发进行的倾向。 2．熵判据：体系的混乱度增加（即熵增），△S ＞ 0，反应有自发进行的倾向。 3．复合判据（自由能判据） （1）在温度﹑压强一定的条件下，自发反应总是向 △G＝△H—T△S＜0 的方向进行，直到达到平衡状态。 （2）复合判据与反应能否自发进行的关系 ①△G＝△H—T△S＞0， 不能自发进行 ；②△G＝△H—T△S＜0， 能自发进行 ； ③△G＝△H—T△S＝0， 反应处于平衡状态 。 小结：“大大高温，小小低温” 【练习】 1．（1）在化学反应A(g)＋B(g) 2C(g)＋D(g)，ΔH＝Q kJ·mol－1过程中的能量变化如图所示，回答下列问题。 ①Q 0，熵变ΔS 0 （填“＞”“＜”或“＝”）。 ②该反应 自发进行（填“能”或“不能”）。 ③升高温度平衡常数K （填“增大”“减小”或“不变”），平衡向 方向移动。 （2）已知在100 kPa、298.15 K时石灰石分解反应：CaCO3(s)CaO(s)＋CO2(g)　ΔH＝＋178.3 kJ·mol－1　ΔS＝160.4 J·mol－1·K－1，则： ①该反应 （填“能”或“不能”）自发进行； ②据本题反应数据分析，温度 （填“能”或“否”）成为反应方向的决定因素； ③若温度能决定反应方向，则该反应自发进行的最低温度为 。 2.工业合成氨的反应原理为：N2＋3H2 2NH3 △H＜0，下列措施既能加快反应速率又能提高平衡产率的是（ ） A．升高温度 B．分离出NH3 C．增大压强 D．使用催化剂 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 电离平衡 一、强弱电解质 1．定义： （1）强电解质：在水溶液里或熔融状态下 全部 电离的电解质。包括： 强酸﹑强碱﹑大多数盐 。 （2）弱电解质：在水溶液里或熔融状态下 部分 电离的电解质。包括： 弱酸﹑弱碱和水 。 2．电解质的电离方程式书写 （1）强电解质：完全电离，完全电离，只有离子，无分子，不可逆，用“”连接； （2）弱电解质：部分电离，既有分子又有离子，可逆，存在电离平衡，用“”连接。 练习1．试分别写出下列物质的电离方程： H2CO3 ： ； ； Al(OH)3 ： ；NaHCO3 ： ； NaHSO4 ： ；(NH4)2SO4 ： ； CH3COOH ： 。 二、弱电解质的电离平衡 1．概念：在一定的条件下，当弱电解质 分子电离成离子 的速率和 离子结合成分子 的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 2．电离平衡的影响因素 （1）内因：弱电解质自身性质。通常电解质越弱，电离程度越小。 （2）外因：浓度﹑温度。（符合勒夏特列原理） 浓度——降低浓度， 促进 电离。离子相互碰撞结合为分子的几率减小。 温度——升高温度， 促进 电离。电离过程需要破坏化学键，为吸热过程。 三、电离平衡常数 1．表示方法： HA(弱酸) H＋ ＋ A－ Ka= BOH(弱碱) B＋ ＋ OH－ Kb= 注：多元弱酸的电离是分步进行的，每步都有电离常数，通常用﹑﹑表示，且≫≫。 2．影响因素： 越高，电离平衡常数 。 3．意义：衡量弱电解质的电离程度 （1）电离常数越大，弱电解质的电离程度就越大； （2）相同温度和浓度的弱酸（碱），电离常数越大，酸（碱）性越强。 如：H2SO3＞H3PO4＞HF＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO 【练习】 1. 下列物质中都是强电解质的是（ ） A．HCl、HNO3、HF B．NH4Cl、CH3COONa、Na2S C．NaOH、Ca(OH)2、NH3·H2O D．CH3COOH、H2SO4、BaSO4 2. H2S溶于水的电离方程式为 , 。 （1）向H2S溶液中加入CuSO4溶液时，电离平衡向 移动，c(H＋) ，c(S2－) ； （2）向H2S溶液中加入NaOH固体时，电离平衡向 移动，c(H＋) ，c(S2－) ： （3）若将H2S溶液加热，c(H2S) ；（4）若要增大H2S溶液中c(S2－)，最好加入 。 3. 25 ℃时，将一定量的冰醋酸(即无水乙酸)加水稀释，稀释过程中溶液的导电性变化如图所示。则下列说法错误的是（ ） A．醋酸的电离度：a＜b＜c B．溶液中c(H＋)：b＞a＞c C．a、b、c三点的溶液都有c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－) D．从b点到c点，溶液中的比值减小 4.下表是常温下某些一元弱酸的电离常数： 弱酸 HCN HF CH3COOH HNO2 电离常数 6.2×10－10 6.8×10－4 1.8×10－5 6.4×10－6 则0.1 mol·L－1的下列溶液中，c(H＋)最大的是（ ） A．HCN B．HF C．CH3COOH D．HNO2 5．今有盐酸、醋酸、硫酸三种稀溶液，回答下列问题。 （1）若三种酸的物质的量浓度相等。 a．三种溶液中的c(H＋)大小关系为 。 b．取等体积上述三种溶液，分别用同浓度的NaOH溶液完全中和，所需NaOH溶液体积大小关系为 。 c．若取等质量Zn分别跟这三种溶液反应，使Zn恰好完全反应时，消耗三种酸的体积大小关系为 。 （2）若三种酸溶液中的c(H＋)相等。 a．三种酸的物质的量浓度大小关系为 。 b．取等体积上述三种溶液，分别用同浓度的NaOH溶液完全中和，所需NaOH溶液体积大小关系为 。 c．将三种酸均稀释10倍后，c(H＋)由大到小的顺序是 。 第二节 水的电离和溶液的pH 一、水的电离 1．水电离平衡：H2O H＋＋OH－ 2．水的离子积：Kw= 当25℃时，在纯水中： ； Kw= @思考：（1）与 有关，若 增大，将 ；若 不变，将 。 （2）对于酸、碱或盐等溶液，依然适用吗？ 答： 。 练习：某温度下的水溶液中，c(H＋)＝10x mol·L－1，c(OH－)＝10y mol·L－1，x和y的关系如图所示。计算： ①该温度下水的离子积为 。 ②该温度下，0.01 mol·L－1的NaOH溶液的pH为 。 3． 水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱 4． 影响水电离平衡的外界因素： ①酸、碱 ：加酸加碱， 抑制水的电离 。 ②温度：升高温度， 促进水的电离 。（水的电离是吸热的） ③易水解的盐：加易水解的盐， 促进水的电离 。 练习2． 常温下，某稀盐酸溶液中C(H＋) ＝ 5×10－6 mol/L，则： 水电离产生的C() ＝ 。 此溶液中水电离产生的C (H＋)＝ ；水的电离受到了 （填“促进”或“抑制”）。 结论：水中加酸加碱均 ，但由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是 。 二、溶液的酸碱性与PH的计算 1．溶液的酸碱性 中性溶液： 酸性溶液： 碱性溶液： 2．溶液的PH值 （1）定义：用来描述水溶液的酸碱性强度。 练习3． 按要求填空 序 KW C(H＋)mol/L C(OH－)mol/L pH 酸碱性 ① 1×10－14 1×10－4.3 ② 1×10－12 2 ③ 1×10－13 9.2 ④ 1×10－8.3 1×10－5.2 碱性 ⑤ 2×10－7 / 中性 （2）适用范围：常温下（25℃），稀溶液，PH范围一般在0～14之间。 3．溶液pH的测定： （1）酸碱指示剂 ①作用：定性地判断溶液的酸碱性，粗略地测定溶液的PH范围。 ②常见的酸碱指示剂及其变色范围 指示剂 PH变色范围 酸色 中色 碱色 甲基橙 3.1～4.4 红色PH<3.1 橙色 黄色PH＞4.4 酚酞 8.2～10.0 无色PH<8.2 浅红色 红色PH＞10.0 （2）PH试纸 操作：玻璃棒蘸取未知液体滴在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。 注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围；③强氧化性溶液及漂白性溶液不能用PH试纸测定。 4．溶液pH的计算： （1）总体原则 ①若溶液为酸性，先求，再求pH； ②若溶液为碱性，先求，再由求，最后求pH。 （2）稀释过程溶液pH值的变化规律：（常温下） ①强酸/强碱溶液： 每稀释10倍pH向7靠近1 ②弱酸/弱碱溶液：每稀释10倍pH向7靠近小于1 ③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 ④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。 三、酸碱中和滴定 1． 中和滴定的原理 （1）原理：若用标准盐酸滴定待测NaOH溶液，待测NaOH溶液的物质的量浓度为： （2）实质：H＋ ＋OH－H2O 即酸能提供的H＋和碱能提供的OH－物质的量相等。 （3）酸碱中和滴定的关键： ① 准确测定参加反应的酸、碱溶液的体积 ；② 准确判断滴定终点 。 2． 酸碱中和滴定的仪器和试剂 （1）仪器 ①滴定管（以50 mL为例） 刻度特点：“0”在上，“50”在下； 读数特点：每小格为0.1 mL，估读到0.01 mL； ②其他仪器：锥形瓶、铁架台、滴定管夹等。 （2）指示剂的选择 原则：①指示剂的变色范围（PH）与酸碱中和后的溶液PH越接近越好； ②指示剂变色要明显； ③终点呈酸性一般用甲基橙（变色范围3.1～4.4），终点呈碱性一般用酚酞（变色范围8.2～10.0），中性二者皆可。 3． 中和滴定步骤 （1）滴定管使用前准备 检漏— 洗涤—润洗 装液：将待测液装入滴定管，使液面位于“0”刻度线以上2～3cm处； 赶气泡：调节活塞（或橡皮管处的玻璃珠）使滴定管尖嘴部分充满液体； 调液面：调节滴定管内液面，使其处于，使其处于“0”刻度或以下 ； 计数据：准确读取并记录，视线视线 与凹液面最低处平齐 。 注意：碱式滴定管不能盛放酸性溶液、强氧化性溶液等。 （2）锥形瓶：锥形瓶不用润洗 （3）滴定（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例） ①用移液管或滴定管取一定体积的待测液于锥形瓶中，滴入2～3滴指示剂。 ②用左手 握紧活塞旋转开关 ，右手 摇动锥形瓶 ，眼睛 注视锥形瓶中溶液颜色的变化 。 （4） 滴定终点：当加入最后半滴标准液，溶液由××色变为××色，且半分钟内不恢复，即达滴定终点 （5）记录数据（6）计算：重复二至三次测定取平均值。 4．酸碱中和滴定的误差分析 （方法：分析操作对V标的影响） 【练习】 1. 下列物质溶解于水时，使水的电离平衡向右移动，且是由于其电离出的阴离子的原因的是（ ） A．CH3COONa B． Na2SO4 C．NH4Cl D．HCOOH 2. 25 ℃时，水的电离达到平衡：H2O ＋ ，H＞0，下列叙述正确的是（ ） A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低 B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，KW不变 C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低 D．将水加热，KW增大，c(H＋)不变 3. 常温下，在pH＝11的某溶液中，由水电离出的c(OH－)可能为（ ） ①1.0×10－7 mol/L　②1.0×10－6 mol/L ③1.0×10－3 mol/L　④1．0×10－11 mol/L A．③　　　 　　B．④ C．①③ D．③④ 4. 一只规格为a mL的滴定管，其尖嘴部分充满溶液，管内液面在m mL处，当液面降到n mL处时，下列判断正确的是（ ） A．流出溶液的体积为(m－n) mL B．流出溶液的体积为(n－m) mL C．管内溶液体积等于(a－n) mL D．管内溶液体积于等于n mL 5．某学生欲用已知物质的量浓度为0.1000 mol/L的盐酸来测定未知物质的量浓度的NaOH溶液，选择甲基橙作指示剂。请填写下列空白： （1）用标准的盐酸滴定待测的NaOH溶液时，左手握酸式滴定管的活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视 ，直到因加入半滴盐酸后，溶液由黄色变为橙色，并 为止。 （2）下列操作中可能使所测NaOH溶液的浓度数值偏低的是 。 A．酸式滴定管未用标准盐酸润洗就直接注入标准盐酸 B．滴定前盛放NaOH溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥 C．酸式滴定管在滴定前有气泡，滴定后气泡消失 D．读取盐酸体积时，开始仰视读数，滴定结束时俯视读数 （3）NaOH溶液使用了20.00mL若滴定开始和结束时，酸式滴定管中的液面如图所示，则起始读数为 mL，终点读数为 mL；所用盐酸溶液的体积为 mL；待测液NaOH溶液物质的量浓度为 mol/L。 第三节 盐类的水解 一、盐溶液显酸碱性的原因 1.盐类的水解 （1）盐类水解：在水溶液中，盐电离出来的离子跟水电离出来的 H+ 或 OH- 结合生成 弱电解质 的反应。 （2）实质： ①弱酸阴离子结合水中的 ，剩余 ，溶液呈 。 例：CH3COONa溶液中，CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－ ②弱碱阳离子结合水中的 ，剩余 ，溶液呈 。 例：AlCl3溶液中，Al3＋ ＋ 3H2O Al(OH)3 ＋ 3H＋ 练习1．现有S2－、SO32－、NH4＋、Al3＋、HPO42－、Na＋、SO42－、Fe3＋、HCO3－等离子，请按要求填空： （1）在水溶液中，离子水解呈碱性的是 。 （2）在水溶液中，离子水解呈酸性的是 。 2．盐类水解规律： （1）水解特点：①可逆（与中和反应互逆） ②程度小 ③吸热 （2）水解规律： 有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性 。 4．盐水解方程式的书写 （1）单水解：用“”，不用“↓”“↑”。例：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－ （3）多元弱酸根：分步水解，第一步为主。 例：CO32－＋H2O HCO3－＋OH－、HCO3－＋H2O H2CO3＋OH－ （4） 弱碱阳离子：分步水解，一步完成。例：Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋ 练习：写出以下盐溶液水解离子方程式 现有Na2SO3 、NH4Cl 、 FeCl3 、KHCO3 5．酸式盐溶液的酸碱性： ①电离程度＞水解程度，显酸性 （如: HSO3－）② 水解程度＞电离程度，显碱性 （如：HCO3－） 二、影响盐类水解的因素 1．内因：盐本身的性质。对应的酸或碱越弱，其盐的水解程度越大。 2．外因： ①温度：水解过程是吸热的。温度越高，水解程度 越大 （越热越水解）。 ②浓度：盐浓度越小，水解程度 越大 ；盐浓度越大，水解程度 越小 （越稀越水解）。 例：FeCl3水解为例，Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+ 平衡移动 C(Fe3+) C（H+） 水解程度 通HCl气体 加水 加NaOH固体 加氯化铁固体 加氯化铵固体 加醋酸钠固体 3．盐类水解的应用： 类型 应用 原理 日常生活中 明矾净水 Al3＋＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H＋ 热纯碱水去油污 CO32－＋H2O HCO3－＋OH－ 泡沫灭火器 用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合 Al3＋＋3HCO3－Al(OH)3↓＋3CO2↑ 工农业生产中 金属除锈 NH4＋＋H2O NH3·H2O＋H＋ 化肥的使用 铵态氮肥不能与草木灰混合使用： 2NH4＋＋CO32－2NH3↑＋H2O＋CO2↑ 化学实验中 混合盐溶液除杂 除去MgCl2溶液中的Fe3＋可加MgO或Mg(OH)2 判断离子共存 Fe3＋、Al3＋与[Al(OH)4]－、CO32－(HCO3－)、S2－(HS－)、SO32－(HSO3－)等相互水解生成沉淀或气体。 ①配制FeCl3溶液加少量盐酸 Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋ ②配制Na2CO3溶液加少量NaOH CO32－＋H2O HCO3－＋OH－ 制备无水盐 由MgCl2·6H2O制无水MgCl2 需在HCl气流中加热 MgCl2·6H2OMg(OH)2＋2HCl＋4H2O Mg(OH)2 MgO＋H2O 比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小 NH4＋＋H2O NH3·H2O＋H＋ c(Cl－)＞c(NH4＋)＞c(H＋)＞c(OH)－ 盐溶液蒸干产物判断 如：AlCl3、FeCl3溶液蒸干得Al(OH)3 、Fe(OH)3 ，灼烧得Al2O3、Fe2O3等 5．水解平衡常数（Kh） 如CH3COO- + H2O CH3COOH ,Kh= （1）对于强碱弱酸盐：Kh ＝Kw/Ka（二元酸：Kh1=Kw/Ka2，Kh2=Kw/Ka1） （2）对于强酸弱碱盐：Kh ＝Kw/Kb 【练习】 1. 下列物质溶于水，由于水解而使溶液显酸性的是（ ） A．K2SO4 B．NaHSO4 C．CuCl2 D．NaF 2. 下列离子方程式属于盐的水解，且书写正确的是（ ） A．FeCl3溶液：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3↓＋3H＋ B．NaHS溶液：HS－＋H2O H2S＋OH－ C．Na2CO3溶液：CO32－＋2H2O H2CO3＋2OH－ D．NH4Cl溶液：NH4＋＋H2ONH3·H2O＋H+ 3. 物质的量浓度相同的下列溶液中，符合按pH由小到大的顺序排列的是（ ） A．Na2CO3、NaHCO3、NaCl、NH4Cl B．Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaCl C．(NH4)2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2S D．NH4Cl、(NH4)2SO4、Na2S、NaNO3 4. 下列有关问题，与盐的水解有关的是（ ） ① NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属中的除锈剂 ② 用NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液可作泡沫灭火剂 ③ 草木灰与铵态氮肥不能混合施用 ④ 实验室盛放碳酸钠溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞 ⑤ 加热蒸干AlCl3溶液得到Al(OH)3固体 A．①②③ B．②③④ C．①④⑤ D．①②③④⑤ 5. 向三份0.1 mol/L CH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固体（忽略溶液体积变化），则CH3COO－浓度的变化依次为（ ） A．减小、增大、减小 B．增大、减小、减小 C．减小、增大、增大 D．增大、减小、增大 第四节 沉淀溶解平衡 一、难溶电解质的沉淀的溶解平衡  1．常温下，物质溶解度(S)与溶解性的关系 溶解性 难溶 微溶 可溶 易溶 S的范围 S＜0.01 g 0.01 g＜S＜1 g 1 g ＜S＜10 g S＞10 g 【注】溶解度小于0.01 g的电解质称为难溶电解质。例如：AgCl的溶解度为1.5×10-4 g。 2．概念：在一定温度下，当 沉淀 和 溶解 的速率相等时，形成溶质的 饱和溶液 ，各离子的浓度保持不变，达到平衡状态，这种平衡称为沉淀溶解平衡。 例如：AgCl溶于水的溶解平衡表示为：AgCl(s) Ag＋(aq) ＋ Cl－(aq) 3．影响沉淀溶解平衡的外因 （1）浓度：加水稀释，促进溶解 ； （2）温度：升高温度，促进溶解 ； （3）同离子效应：加入与电解质电离出相同离子的电解质， 抑制溶解 ； （4）离子反应效应：加入能与电解质电离出离子反应的电解质， 促进溶解 。 例：已知溶解平衡 Mg(OH)2 Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，请分析当下列条件改变时，对该溶解平衡的影响，填写下表，并归纳其影响因素。 条件改变 移动方向 c(Mg2＋) c(OH－) 加水 升温 加MgCl2(s) 加浓盐酸 加NaOH(s) 2、 溶液中离子的电荷守恒与元素守恒 电荷守恒：电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等 元素守恒：离子所含的某种元素在变化前后是守恒的 例：Na2CO3溶液中，存在电荷守恒关系：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-) 元素守恒关系：c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3) NaHCO3溶液中, 存在电荷守恒关系： 元素守恒关系： （使用时关键要根据电离过程和水解过程分析出溶液中存在的离子、分子，常用于比较溶液中离子的大小关系或求离子浓度等） 三、溶度积  1．概念：在一定温度下，当达到沉淀溶解平衡时，离子浓度的幂乘积为一常数，称为溶度积常数。 2．例如：Ag2SO4的溶度积常数为：Ksp(Ag2SO4)＝c2(Ag＋)×c(SO42－) 3．影响因素 内因： 取决于难溶电解质本身的性质 外因： 只与温度有关 5．溶度积Ksp与离子积（Q）的关系 通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积——离子积（Q）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）Q ＞ Ksp，溶液 过饱和 ，有沉淀析出，直至溶液饱和达到新的平衡； （2）Q ＝ Ksp，溶液 饱和 ，沉淀与溶解处于平衡状态； （3）Q ＜ Ksp，溶液 未饱和 ，无沉淀析出，若加入难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。 三、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至7～8，可除去氯化铵中的杂质氯化铁。Fe3＋＋3NH3·H2OFe(OH)3↓＋3NH4＋。 （2）加沉淀剂法： 如以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。 2．沉淀的溶解 3．沉淀的转化 沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动，通常将溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀较容易。如除锅炉水垢：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 CaSO4＋Na2CO3CaCO3＋Na2SO4；CaCO3＋2H＋Ca2＋＋H2O＋CO2↑ 【练习】 1. 25℃时CaCO3溶于水达饱和，其物质的量浓度为5.0×10﹣5 mol•L﹣1，该温度下CaCO3的Ksp为（　　） A．5.0×10﹣5 B．2.5×10﹣9 C．5.0×10﹣10 D．1.0×10﹣10 2. 已知：25℃时，Ksp[Mg(OH)2]＝5.61×10－12，Ksp[MgF2]＝7.42×10－11 。下列说法正确的是（ ） A．25℃时，饱和Mg(OH)2溶液与饱和MgF2溶液相比，前者的c(Mg2＋)大 B．25℃时，在Mg(OH)2的悬浊液中加入少量的NH4Cl固体，c(Mg2＋)增大 C．25℃时，Mg(OH)2固体在20 mL 0.01 mol·L－1氨水中的Ksp比在20 mL 0.01 mol·L－1 NH4Cl溶液中的Ksp小 D．25℃时，在Mg(OH)2的悬浊液中加入NaF溶液后，Mg(OH)2不可能转化为MgF2 3.在100 mL 0.01 mol·L－1 KCl溶液中，加入1 mL 0.01 mol·L－1 AgNO3溶液，下列说法正确的是（AgCl的Ksp＝1.8×10－10）（ ） A．有AgCl沉淀析出 B．无AgCl沉淀 C．无法确定 D．有沉淀但不是AgCl 4. 为除去MgCl2溶液中的FeCl3，可在加热搅拌的条件下加入的一种试剂是（ ） A．NaOH B．Na2CO3 C．氨水 D．MgO 5.下列说法正确的是（ ） A．溶度积就是溶解平衡时难溶电解质在溶液中的各离子浓度的乘积 B．溶度积常数是不受任何条件影响的常数，简称溶度积 C．可用离子积Qc判断沉淀溶解平衡进行的方向 D．所有物质的溶度积都是随温度的升高而增大的 6.（1）难溶电解质在水溶液中存在着溶解平衡，Ksp＝c(Cu2＋)·[c(OH)－]2＝2×10－20。 ①某CuSO4溶液里c(Cu2＋)＝0.02 mol·L－1，如要生成Cu(OH)2沉淀，应调整溶液的pH，使之大于 　 。 ②要使0.2 mol·L－1 CuSO4溶液中Cu2＋沉淀较为完全（使Cu2＋浓度降至原来的千分之一），则应向溶液里加入NaOH溶液，使溶液pH为 。 （2）若Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(Ag2CrO4)＝4.0×10－13，现在向0.001 mol·L－1 K2CrO4和0.01 mol·L－1 KCl混合液中滴加0.01 mol·L－1 AgNO3溶液，通过计算回答： ①Cl－、CrO42－谁先沉淀 ？ ②刚出现Ag2CrO4沉淀时，溶液中Cl－浓度是多少 ？（设混合溶液在反应中体积不变） 化学反应与电能 第一节 原电池 1.原电池是一种将化学能转化为电能的装置 2. 原电池的工作原理 正极 负极 得失电子情况 得电子 失电子 反应类型 还原反应 氧化反应 电子流向 由负极流出，经导线，流如正极（电子不下水） 离子流向 阳离子流向正极，阴离子流向负极（++ - -）（离子不上岸） 2．化学电源 （1）一次电池（以碱性锌锰干电池为例） 碱性锌锰电池：Zn＋2MnO2＋2H2O2MnO(OH)＋Zn(OH)2 ①组成：正极： ；负极： ；电解质：KOH。 ②负极反应： ； 正极反应： 。 （2）充电电池（以铅蓄电池为例） 铅蓄电池是最常见的二次电池，其电极反应分为放电和充电两个过程。 放电过程：Pb＋PbO2＋2H2SO42PbSO4＋2H2O ①组成：正极： ；负极： ；电解质：H2SO4溶液。 ②负极： 正极： （3）燃料电池（以氢氧燃料电池为例） 介质 电池反应：2H2＋O22H2O 酸性(H＋) 负极 正极 碱性(OH－) 负极 正极 熔融固体氧化物 负极 正极 熔融固体碳酸盐 负极 正极 第二节 电解池 一、电解原理 1. 电解池概念：把 电能 转变成 化学能 装置。 2. 电解池的工作原理 阳极（与电源 正极 相连） 阴极（与电源 负极 相连） 得失电子情况 失电子 得电子 反应类型 氧化反应 还原反应 离子流向 阳离子流向阴极，阴离子流向阳极（阴阳相吸） 3.一般放电顺序 阳极：Al3＋＜(H＋水)＜Zn2＋＜Fe2＋＜Sn2＋＜Pb2＋＜(H＋酸)＜Cu2＋＜Fe3＋＜Hg2＋＜Ag＋ 。 阴极： S2－＞I－＞Br－＞Cl－＞OH－＞族价含氧酸根离子＞F－ 练习：根据电解原理写出下列用惰性电极电解溶液的反应式 电解质 阳极 阴极 总反应 NaOH溶液 H2SO4溶液 Na2SO4溶液 HCl溶液 CuCl2溶液 NaCl溶液 CuSO4溶液 二、电解原理的应用 1．电解饱和食盐水——氯碱工业 2．电镀 阳极：镀层金属（与电源 阳极 极相连） 阴极：待镀金属——镀件（与电源 阴极 相连） 电镀液：含镀层金属离子的电解质溶液，浓度几乎不变。 3．电解精炼铜（粗铜含有Zn、Fe、Ni、Ag、Au等杂质） 阳极：粗铜 Cu－2e－Cu2＋ 阴极：纯铜 Cu2＋＋2e－Cu 电解液：CuSO4溶液（含电极金属离子的电解质溶液），电解后浓度 减小 。 4．电解冶金（如电解熔融的氯化钠可制取金属钠） 第三节 金属的腐蚀与防护 一、金属的腐蚀 2．化学腐蚀 金属与接触到的干燥气体（如O2﹑Cl2﹑SO2等）或非电解质液体（如石油）等直接发生化学反应而引起的腐蚀。 3．电化学腐蚀 （3）分类：析氢腐蚀和吸氧腐蚀（以钢铁电化学腐蚀为例） 析氢腐蚀 吸氧腐蚀 图形描述 条件 电解液含H＋，呈酸性 电解液呈中性或酸性很弱，且有O2 电极 反应 负极（Fe） Fe－2e－Fe2＋ Fe－2e－Fe2＋ 正极（C） 2H＋＋2e－H2↑ O2＋4e－＋2H2O4OH－ 总反应 Fe＋2H＋Fe2＋＋H2↑ 2Fe＋2H2O＋O22Fe(OH)2 其他反应 4Fe(OH)2＋2H2O＋O24Fe(OH)3；2Fe(OH)3Fe2O3·xH2O＋(3－x)H2O Fe2＋离子的检验 Fe2＋与K3[Fe(CN)6]溶液（黄色）反应生成KFe[Fe(CN)6]蓝色沉淀。 二、金属的防护 1．改变金属材料的组成 在金属中添加其他金属或非金属制成性能优异的合金。如普通钢中加入铬、镍等制成不锈钢。 2．在金属表面覆盖保护层 在金属表面覆盖致密的保护层，将金属制品与周围物质隔离。如在金属制品表面喷油漆、涂油脂、搪瓷、电镀、喷镀或使其钝化等。 3．电化学保护法 （1）牺牲阳极法 应用 原电池 原理，让被保护金属作正极，另找一种活泼 性较强的金属作负极。 （2）外加电流法 利用 电解池 原理，把被保护的钢铁设备作为阴极，用惰性 电极作为辅助阳极，接上外加直流电源。通电后，电子被强制流 向钢铁设备，抑制钢铁失电子被氧化腐蚀。 结论：电化学保护法， 正极 、阴极 被保护。 1 学科网（北京）股份有限公司 $