选择性必修1全册课件-2026-2027学年高二化学上学期人教版选择性必修1

该高中化学课件聚焦化学反应的热效应、速率与平衡，涵盖反应热、焓变、热化学方程式、反应速率计算及化学平衡状态判断等核心知识。通过知识铺垫回顾化学键与能量变化旧知，结合问题探究搭建学习支架，引导学生从宏观现象到微观本质理解概念脉络。 其亮点在于以科学探究与实践为载体，通过中和反应热测定实验培养学生实验操作与误差分析能力，结合科学思维中的三段式计算、盖斯定律应用强化逻辑推理。例如利用键能计算焓变的典例分析，帮助学生构建“结构-性质-能量”化学观念，既提升学生分析解决问题能力，也为教师提供素养导向的系统教学资源。

第二章化学反应速率与化学平衡 P107 第一章化学反应的热效应 第三章水溶液中的离子反应与平衡 P370 第四章 化学反应与电能 P703 人教版选择性必修1全册教学课件 第1课时　反应热　焓变 第2课时　热化学方程式　燃烧热 P41 第二节　反应热的计算 P75 第一节　反应热 第一章化学反应的热效应 素养目标 1.了解反应热的定义,知道化学反应、热效应与反应焓变之间的关系。 2.通过微观探析,认识宏观意义上的反应热与化学键的关系,以及反应热与反应物、生成物总能量的关系。 3.通过实验探究学会测定中和反应的反应热,初步学会测定化学反应反应热的实验方法,会分析测定反应热时误差产生的原因,并能采取适当措施减小实验误差,培养学生的创新意识。 [知识铺垫] 1.从化学键变化的角度分析,化学反应的本质是反应物中化学键的断裂和生成物中化学键的形成。 2.一个确定的化学反应是吸热反应还是放热反应,决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。 3.有下列过程:①氧化钙与水反应　②浓硫酸溶于水 ③硫酸与氢氧化钠溶液混合　④燃烧煤炭取暖　⑤钠与水反应　⑥胆矾受热失去结晶水,其中属于吸热反应的是⑥,属于放热反应的是①③④⑤。 [必备知识] 一、反应热及其测定 1.反应热 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.反应热测定 (1)仪器:量热计。 (2)原理:根据体系的温度变化和有关物质的比热容来计算反应热。 3.中和反应反应热的测定 (1)装置及仪器: (2)测定过程: (3)注意事项: ①为了保证酸完全中和,常采用碱稍过量的方法。 ②密切关注温度变化,记录最高温度作为反应后体系的温度。 4.25 ℃和101 kPa下,强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成 1 mol H2O时,放出57.3 kJ的热量。  【微思考】25 ℃和101 kPa下,浓硫酸与强碱稀溶液发生中和反应生成 1 mol H2O时,放出的热量还是57.3 kJ吗? 提示 不是。放出的热量大于57.3 kJ,因浓硫酸稀释过程中放热。 二、反应热与焓变 1.化学反应产生反应热的原因:化学反应前后体系的内能发生了变化。内能受温度、压强和物质的聚集状态等影响。 2.反应热:等压条件下进行的化学反应,其反应热等于反应的焓变。焓变符号为ΔH ,单位是kJ/mol (或kJ·mol-1)。 3.ΔH的正、负规定 (1)放热反应:其焓减小,ΔH为负值,即ΔH < 0。 (2)吸热反应:其焓增大,ΔH为正值,即ΔH > 0。 4.从微观角度认识反应热的实质 (1)实例 反应H2(g)+Cl2(g) === 2HCl(g)的能量变化如图所示: 由图可知,1 mol H2分子中的化学键断裂吸收的能量是436 kJ,1 mol Cl2分子中的化学键断裂吸收的能量是243 kJ,2 mol HCl分子中的化学键形成时释放的能量是862 kJ,则反应H2(g)+Cl2(g) === 2HCl(g)放出的能量为183 kJ。  (2)结论:化学键的断裂与形成时的能量变化是化学反应中能量变化的主要原因。 [自我检测] 1.正误判断 (1)化学变化过程是原子的重新组合过程。(　　) (2)化学反应可分为吸热反应和放热反应。(　　) (3)化学反应中的能量变化都是以热能形式表现出来的。(　　) (4)吸热反应过程是化学能转变为热能的过程。(　　) (5)生成物总能量高于反应物总能量的反应是吸热反应。(　　) (6)测定中和反应反应热的实验中,应将稀碱溶液逐渐滴加到稀酸溶液中。(　　) √ √ × × √ × 2.下列反应中,反应物总能量比生成物总能量低的是(　　) A.铁片和稀硫酸的反应 B.Ba(OH)2·8H2O与HCl溶液的反应 C.碳与水蒸气在高温下反应 D.甲烷在氧气中燃烧 答案 C 解析 反应物总能量比生成物总能量低的反应为吸热反应。铁片和稀硫酸的反应、Ba(OH)2·8H2O与HCl溶液的反应、甲烷的燃烧反应均为放热反应,A、B、D均不符合题意;碳与水蒸气在高温下的反应为吸热反应,C符合题意。 任务一 反应热与焓变 [问题探究] 1.化学反应一定伴随能量的变化吗?为什么? 答案 一定。化学反应的本质是化学键的断裂和形成,旧键断裂要吸收能量,新键形成要放出能量。一个化学反应中断裂化学键吸收的能量和生成化学键放出的能量不相等,因此化学反应都伴有能量变化。 2.若反应物的总能量高于生成物的总能量,该反应是放热反应还是吸热反应? 答案 放热反应。 [深化拓展] 1.反应热与焓变的关系 2.焓变与物质化学键键能的关系 ΔH=反应物总键能-生成物总键能。 3.焓变与反应物、生成物能量的关系 ΔH=生成物的总能量-反应物的总能量。 [素能应用] 典例1已知断裂1 mol H—H需吸收的能量为436 kJ,形成1 mol N—H放出的能量为391 kJ,根据化学方程式N2+3H2 2NH3,1 mol N2完全反应放出92.4 kJ能量。则断裂1 mol N≡N所需吸收的能量为(　　) A.431 kJ B.945.6 kJ C.649 kJ D.896 kJ 答案 B 解析 根据ΔH=E总(断键)-E总(成键),设断裂1 mol N≡N所需吸收的能量为E,则有E+3×436 kJ-6×391 kJ=-92.4 kJ,E=945.6 kJ。 根据化学键断裂和形成时的能量变化计算反应热 化学键的断裂要吸收能量,形成新化学键要释放能量,若反应物断键所吸收的总能量大于生成物成键所释放的总能量,则为吸热反应,反之,则为放热反应。 即E总(断键)>E总(成键),为吸热反应;E总(断键)<E总(成键),为放热反应。ΔH=E总(断键)-E总(成键)。 利用化学键断裂和形成时的能量变化计算反应热,要准确判断化学键断裂或生成的数量。 变式训练1某些化学键的键能(kJ·mol-1)如下表: (1)1 mol H2在2 mol Cl2中燃烧,放出的热量为　　　　 kJ。  (2)在一定条件下,1 mol H2分别与足量的Cl2、Br2、I2反应,放出热量由多到少的顺序是　　　　　(填字母)。  A.Cl2>Br2>I2 B.I2>Br2>Cl2 化学键 H—H Br—Br I—I Cl—Cl H—Cl H—I H—Br 键能 436 193 151 243 431 299 366 答案 (1)183　(2)A 解析 (1)1 mol H2在2 mol Cl2中燃烧,参加反应的H2和Cl2的物质的量都是 1 mol,生成2 mol HCl,则放出的热量为431 kJ·mol-1×2 mol-436 kJ·mol-1× 1 mol+243 kJ·mol-1×1 mol=183 kJ。(2)反应H2+X2 === 2HX中,若1 mol H2和1 mol X2反应生成2 mol HX,就有1 mol H—H和1 mol X—X断裂,有2 mol H—X形成。放出的热量Q(HX)=2E(H—X)-E(H—H)-E(X—X),将题中数据代入计算可得:Q(HCl)>Q(HBr)>Q(HI)。故A正确。 任务二 吸热反应与放热反应的比较 [问题探究] 1.氨气液化会放出热量,是放热反应吗? 答案 不是。因为氨气液化是物理变化。 2.需要加热的反应一定是吸热反应吗?不需要加热的反应一定是放热反应吗? [深化拓展] 1.放热反应与吸热反应的比较 (1)形成原因。 放热反应:反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量; 吸热反应:反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量。 (2)与化学键强弱的关系。 放热反应:生成物成键时释放出的总能量大于反应物断键时吸收的总能量。 吸热反应:生成物成键时释放出的总能量小于反应物断键时吸收的总能量。 (3)图示。 放热反应: 吸热反应: 2.常见的放热反应和吸热反应 (1)常见的放热反应有: ①活泼金属与H2O或酸的反应,如 2Al+6HCl === 2AlCl3+3H2↑; ②酸碱中和反应,如 2KOH+H2SO4 === K2SO4+2H2O; [素能应用] 典例2下列说法中正确的是(　　) ①放热反应在常温下一定很容易发生　②反应是吸热还是放热可以看反应物和生成物所具有的总能量的相对大小　③某些吸热反应在一定条件下也能发生 A.①②③ B.只有②③ C.只有①② D.只有①③ 答案 B 解析 反应是吸热还是放热主要取决于反应物和生成物所具有的总能量的相对大小。某些放热反应和某些吸热反应在不加热条件下也能发生。反应开始需加热的反应可能是吸热反应,也可能是放热反应,例如C+O2 CO2的反应为放热反应,但反应开始也需要加热,即需要向反应体系先提供一定的能量。 (1)需要加热才能进行的反应不一定都是吸热反应,如木炭的燃烧。 (2)常温下就能进行的反应不一定都是放热反应,如氢氧化钡晶体和氯化铵固体的反应。 (3)任何化学反应都伴随着能量变化,但能量变化不一定都表现为热量变化,还可能以声、光、电等形式表现出来。 (4)放出热量(或吸收热量)的物质变化过程不一定是放热反应(或吸热反应),如水蒸气冷凝为液态水放热,干冰升华吸热,它们不是放热反应或吸热反应,而是物理变化过程。 变式训练2下列说法正确的是(　　) A.物质发生化学反应都伴随着能量变化 B.伴有能量变化的物质变化都是化学变化 C.凡是经过加热而发生的反应都是吸热反应 D.在一个确定的化学反应关系中,反应物的总能量总是高于生成物的总能量 答案 A 任务三 中和反应反应热的测定 [问题探究] 1.用含0.5 mol H2SO4的浓硫酸和含1 mol HCl的稀盐酸分别与含1 mol NaOH的稀溶液发生反应,所测得的反应热相等吗? 答案 不相等;因为浓硫酸稀释时会放热。 2.测定中和反应反应热的实验中引起误差的因素有哪些? 答案 量热计的隔热效果差;量取溶液的体积不准确;配制的溶液浓度不准确;温度未到达最高点就读数;实验操作动作较慢等。 3.测定中和反应反应热的实验中为什么碱要稍过量? 答案 碱过量是为了保证酸完全反应。 [深化拓展] 测定中和反应反应热的实验中需要注意的问题 (1)所用装置要尽可能做到保温、隔热;实验操作时动作要快,尽量减少热量的损失。 (2)所用溶液的配制必须准确,且浓度要小;为保证盐酸完全被氢氧化钠中和,要使氢氧化钠稍过量。 (3)实验中所用的盐酸和氢氧化钠溶液配好后要充分冷却至室温,才能使用。 (4)要使用同一支温度计,温度计读数要尽可能准确;水银球部位一定要完全浸没在溶液中,且要稳定一段时间后再读数,以提高测量的精度;两次读数的时间间隔要短,这样才能读到最高温度,即最终温度。 (5)实验中若用弱酸代替强酸,或用弱碱代替强碱,因中和过程中弱酸或弱碱的电离吸热,会使测得的反应热数值的绝对值偏小。 (6)可采用多次测量取平均值的方法,减小实验误差。 [素能应用] 典例350 mL 0.50 mol·L-1盐酸与50 mL 0.55 mol·L-1 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(101 kPa下,强酸稀溶液与强碱稀溶液反应生成1 mol H2O时放出的热量叫中和热)。回答下列问题: (1)烧杯间填满碎泡沫塑料的作用是 　。  (2)大烧杯上如不盖硬纸板,求得中和热的绝对值 　　　　　(填“偏大”“偏小”或“无影响”)。  (3)实验中改用60 mL 0.50 mol·L-1盐酸与50 mL 0.55 mol·L-1NaOH溶液进行反应,与上述实验相比,所放出的热量　　　　(填“相等”或“不相等”),所求中和热　　　　(填“相等”或“不相等”),简述理由:　  　　　　　　　　　　　　　　。  答案 (1)减少实验过程中的热量损失　(2)偏小 (3)不相等　相等　因为中和热是指在稀溶液中强酸与强碱发生中和反应生成1 mol H2O时的反应热,与酸和碱的用量无关 解析 (1)碎泡沫塑料的作用是减少实验过程中的热量损失。(2)不盖硬纸板会损失部分热量。(3)由中和热的定义可知,中和热是以生成1 mol水为标准的,与酸和碱的用量无关。 变式训练3在做中和反应反应热的测定实验时,关键是要比较准确地配制一定物质的量浓度的溶液,量热计要尽量做到绝热;在量热的过程中要尽量避免热量的散失,要求比较准确地测量出反应前后溶液温度的变化。回答下列问题: (1)该实验常用0.50 mol·L-1盐酸和0.55 mol·L-1的NaOH溶液各50 mL。NaOH溶液的浓度大于盐酸的浓度的目的是　　　　　　　　　　　　　　。当室温低于10 ℃时进行,对实验结果会造成较大误差的原因是　 。  (2)若上述盐酸、NaOH溶液的密度都近似为1 g·cm-3,中和后生成的溶液的比热容c=4.18 J·g-1·℃-1,实验前后的温度差为(t2-t1) ℃。则该中和反应放出热量为 　　　　　　　　　　　kJ(填表达式)。  答案 (1)保证盐酸完全被中和　散热太快 (2)0.418(t2-t1) 素养脉络 随堂检测 1.下列说法中正确的是(　　) A.反应热就是反应放出的热量 B.当反应放热时ΔH>0,反应吸热时ΔH<0 C.一个化学反应中,当反应物的总能量大于生成物的总能量时,反应放热,ΔH符号为“-” D.反应过程中,旧键断裂吸收的总能量小于新键生成时放出的总能量,反应吸热,ΔH符号为“+” 答案 C 2.关于化学反应与能量的说法正确的是(　　) A.中和反应是吸热反应 B.燃烧属于放热反应 C.化学键断裂放出能量 D.反应物总能量与生成物总能量一定相等 答案 B 3.(双选)某科研人员提出HCHO与O2在羟基磷灰石(HAP)表面催化氧化生成CO2、H2O的历程示意图如下(图中只画出了HAP的部分结构)。下列说法错误的是(　　) A.过渡态是该历程中能量最高的状态 B.在反应过程中,HCHO分子中所有化学键全部断裂 C.CO2分子中的氧原子全部来自O2 D.该反应可表示为:HCHO+O2 CO2+H2O 答案 BC 解析 过渡态是指反应物体系转变成生成物体系过程中经过的能量最高状态,则过渡态是该历程中能量最高的状态,故A正确;由图示可知,在反应过程中,甲醛分子中的两个C—H键全部断裂,C=O键未发生断裂,故B错误;CO2分子中的氧原子一部分来自O2,另一部分还来自甲醛,故C错误;该反应中反应物是甲醛和氧气,生成物是二氧化碳和水,HAP为催化剂,反应的化学方程式为HCHO+O2 CO2+H2O,故D正确。 4.已知断裂1 mol N≡N、H—H需吸收的热量分别为945.6 kJ、436 kJ,形成1 mol N—H放出的热量为391 kJ。计算可知1 mol N2完全反应生成NH3的反应热为　　　　　　　　　　　　,1 mol H2完全反应生成NH3的反应热为　　　　　　　　　　。  答案 ΔH=-92.4 kJ·mol-1　ΔH=-30.8 kJ·mol-1 解析 1 mol N2完全反应生成NH3的反应热为ΔH=945.6 kJ·mol-1+3×436 kJ·mol-1-6×391 kJ·mol-1=-92.4 kJ·mol-1,而1 mol H2只与 mol N2反应,所以1 mol H2完全反应生成NH3的反应热为ΔH=-92.4 kJ·mol-1× =-30.8 kJ·mol-1。 第2课时　热化学方程式　燃烧热 素养目标 1.对比普通化学方程式,认识热化学方程式在表示物质变化和能量变化方面的优点,并学会书写热化学方程式,掌握书写时的注意事项,培养证据推理与模型认知的核心素养。 2.认识燃烧热定义中的1 mol纯物质、指定产物等重要信息,并了解重要化石燃料应用在工业生产和人们日常生活中的意义,培养科学态度与社会责任等学科核心素养。 [知识铺垫] 1.任何化学反应都既有物质变化,又有能量变化,所以化学变化既遵循 质量守恒,又遵循能量守恒。 2.甲烷完全燃烧的化学方程式为CH4+2O2 CO2+2H2O,硫单质燃烧的化学方程式为S+O2 SO2,燃料完全燃烧时,可燃物中的碳元素生成CO2(g),氢元素生成H2O(l),硫元素生成SO2(g)。 [必备知识] 一、热化学方程式 1.定义:表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式。 ΔH=-285.8 kJ·mol-1,表示:在25 ℃和101 kPa下,1 mol 气态H2与 0.5 mol气态O2反应生成1 mol液态H2O时,放出285.8 kJ的热量。  3.书写热化学方程式的注意事项 (1)需注明反应时的温度和压强。但中学时所用的ΔH的数据,一般都是 25 ℃和101 kPa时的数据,可不特别注明。  (2)需注明反应物和生成物的聚集状态。气态、液态、固态和水溶液需注明的符号分别为g、l、s、aq。 (3)热化学方程式中各物质前的化学计量数可以是整数,也可以是分数。 【微思考1】根据热化学方程式H2(g)+ O2(g) === H2O(l)　ΔH=-285.8 kJ·mol-1判断,在25 ℃和101 kPa下,1 mol气态H2与0.5 mol气态O2反应生成 1 mol气态H2O时,放出的热量比285.8 kJ多还是少?原因是什么? 提示 少于285.8 kJ,因同一物质由气态变为液态时要放出热量。 二、燃烧热 1.定义:在101 kPa时,1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。  2.可燃物中的常见元素完全燃烧对应的生成物: 碳元素→CO2(g)、氢元素→H2O(l)、硫元素→SO2(g)、氮元素→N2(g)。 【微思考2】已知H2(g)+ O2(g) === H2O(g)　ΔH=-241.8 kJ·mol-1,则表示氢气燃烧热的ΔH=-241.8 kJ·mol-1。这种说法是否正确? 提示 不正确。因该热化学方程式中H2O的状态为气体。 [自我检测] 1.正误判断 (1)CH4(g)+2O2(g) === CO2(g)+2H2O(g)　ΔH=-890.3 kJ。(　　) (2)S(s)+O2(g) === SO2(g)　ΔH=+296.8 kJ· mol-1。(　　) (3)1 mol H2燃烧放出的热量为氢气的燃烧热。(　　) (4)1 mol硫完全燃烧生成SO3所放出的热量为硫的燃烧热。(　　) (5)根据2H2(g)+O2(g) === 2H2O(l)　ΔH=-571 kJ· mol-1可知氢气的燃烧热为 571 kJ· mol-1。(　　) (6)表示乙醇燃烧热的热化学方程式为C2H5OH(l)+3O2(g) === 2CO2(g)+3H2O(g)　ΔH=-1 367.0 kJ· mol-1。(　　) × × × × × × 2.常温常压下,分析下表中的四个热化学方程式,判断氢气和丙烷的燃烧热(ΔH)分别是(　　) “嫦娥 一号” 火 箭燃料 液氢 (H2) ①2H2(g)+O2(g) ===2H2O(l) ΔH=-571.6 kJ·mol-1 ②2H2(l)+O2(l) ===2H2O(g) ΔH=-482.6 kJ·mol-1 奥 运会 “祥 云” 火炬燃料 丙烷 (C3H8) ③C3H8(l)+5O2(g) ===3CO2(g)+4H2O(g)　 ΔH=-2 013.8 kJ·mol-1 ④C3H8(g)+5O2(g) ===3CO2(g)+4H2O(l)　 ΔH=-2 219.9 kJ·mol-1 A.-571.6 kJ·mol-1,-2 219.9 kJ·mol-1 B.-241.3 kJ·mol-1,-2 013.8 kJ·mol-1 C.-285.8 kJ·mol-1,-2 013.8 kJ·mol-1 D.-285.8 kJ·mol-1,-2 219.9 kJ·mol-1 答案 D 解析 1 mol氢气完全燃烧生成液态水时放出的热量是氢气的燃烧热,所以根据热化学方程式2H2(g)+O2(g) === 2H2O(l)　ΔH=-571.6 kJ·mol-1可知,氢气的燃烧热ΔH=-285.8 kJ·mol-1;1 mol丙烷完全燃烧生成CO2气体和液态水时放出的热量是丙烷的燃烧热,所以根据热化学方程式C3H8(g)+5O2(g) === 3CO2(g)+4H2O(l)　ΔH=-2 219.9 kJ·mol-1可知,丙烷的燃烧热 ΔH=-2 219.9 kJ·mol-1。 任务一 热化学方程式的书写与正误判断 [问题探究] 1.热化学方程式中各物质前面的化学计量数与反应的ΔH的绝对值之间有关系吗? 答案 有。热化学方程式中各物质前面的化学计量数与反应的ΔH的绝对值成正比关系。 2.热化学方程式中各物质前面的化学计量数可以为分数的原因是什么? 答案 因为热化学方程式中各物质前面的化学计量数代表物质的物质的量。 3.热化学方程式中,ΔH的单位的含义是什么? 答案 ΔH的单位是kJ·mol-1,它表示按给定反应的热化学方程式中各物质的物质的量完全反应时的热效应,并不一定是反应1 mol物质或生成1 mol物质放出或吸收的热量。 [深化拓展] 1.书写热化学方程式的“五步” 一写反应—写出配平的化学方程式 ↓ 二标状态—用s、l、g、aq标明物质的聚集状态 ↓ 三标条件—标明反应的温度和压强,25 ℃、101 kPa时可不标注 ↓ 四标ΔH—在方程式后写出ΔH,并根据信息注明ΔH的“+”或“-” ↓ 五标数值—根据化学计量数计算出ΔH的值 2.“五查”法判断热化学方程式正误 (1)一查化学方程式是否书写正确。 (2)二查是否标明各物质的聚集状态:固(s)、液(l)、气(g)、溶液(aq)。 (3)三查ΔH的“+”“-”号是否与吸热、放热一致。 (4)四查ΔH的单位是否正确,一般用kJ·mol-1(或kJ/mol)。 (5)五查ΔH的绝对值是否与热化学方程式中各物质前面的计量数相对应。 [素能应用] 典例1在常温常压下,1 g H2在足量Cl2中燃烧生成HCl气体,放出92.3 kJ的热量。下列热化学方程式中正确的是(　　) A.H2(g)+Cl2(g) === 2HCl(g)　ΔH=-92.3 kJ·mol-1 B.H2(g)+Cl2(g) === 2HCl(g)　ΔH=+92.3 kJ·mol-1 C.H2(g)+Cl2(g) === 2HCl(g)　ΔH=+184.6 kJ·mol-1 D.2HCl(g) === H2(g)+Cl2(g)　ΔH=+184.6 kJ·mol-1 答案 D 解析 H2在Cl2中燃烧生成HCl气体,1 g H2完全燃烧放出92.3 kJ的热量,则1 mol(即2 g)H2燃烧放出184.6 kJ的热量,化学反应放出热量,ΔH符号为“-”。则H2在Cl2中燃烧生成HCl气体的热化学方程式为H2(g)+Cl2(g) === 2HCl(g)　ΔH=-184.6 kJ·mol-1。一个放热反应的逆反应是吸热反应,并且在其他条件相同时,正、逆反应的ΔH绝对值相等,符号相反,则D项正确。 (1)审题时一定注意各物理量的单位,如明确1 g H2与1 mol H2的含义是不同的。 (2)一个给定反应的正向反应的焓变与逆向反应的焓变的绝对值相等,符号相反。如下面两个热化学方程式,知道其中一个即可推导出另一个。 变式训练1已知充分燃烧a g乙炔气体时生成1 mol CO2气体和液态水,并放出b kJ热量,则乙炔燃烧的热化学方程式正确的是(　　) A.2C2H2(g)+5O2(g) === 4CO2(g)+2H2O(l) ΔH=-2b kJ·mol-1 B.2C2H2(g)+5O2(g) === 4CO2(g)+2H2O(g) ΔH=-4b kJ·mol-1 C.C2H2(g)+ O2(g) === 2CO2(g)+H2O(l) ΔH=+b kJ·mol-1 D.2C2H2(g)+5O2(g) === 4CO2(g)+2H2O(l) ΔH=-4b kJ·mol-1 答案 D 解析 根据题意可知,乙炔完全燃烧生成1 mol CO2放出b kJ热量,则生成4 mol CO2气体和液态水时可放出4b kJ热量,则乙炔燃烧的热化学方程式为2C2H2(g)+5O2(g) === 4CO2(g)+2H2O(l)　ΔH=-4b kJ·mol-1 ,D项正确。 任务二 燃烧热的理解与计算 [问题探究] 1.表示燃烧热的ΔH一定为负值吗? 答案 是的。因为燃烧属于放热反应,所以ΔH<0。 2.表示燃烧热的热化学方程式与普通的热化学方程式有何不同? 答案 表示燃烧热的热化学方程式应以燃烧1 mol物质为标准来配平其余物质的化学计量数,而普通的热化学方程式对化学计量数没有特别要求。 3.可燃物的物质的量发生变化,其燃烧热改变吗?如何配平表示可燃物燃烧热的热化学方程式? 答案 不改变。燃烧热指101 kPa时,1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时放出的热量,与参加反应的可燃物的物质的量多少无关。配平表示可燃物燃烧热的热化学方程式时,先把可燃物的化学计量数定为1,再配平其他物质。 4.相同条件下,1 mol H2(g)与2 mol H2(g)完全燃烧生成液态水所放出的热量有何关系?分别用1 mol H2(g)与2 mol H2(g)完全燃烧放出的热量所计算出的氢气的燃烧热是否相同? 答案 相同条件下,2 mol H2(g)完全燃烧生成液态水所放出的热量是1 mol H2(g)完全燃烧生成液态水所放出热量的2倍。分别用1 mol H2与2 mol H2完全燃烧放出的热量所计算出的氢气的燃烧热相同。 [深化拓展] 1.燃烧热限定纯净可燃物为1 mol,常见元素燃烧的指定产物分别为:C→CO2(g)、S→SO2(g)、H→H2O(l)、N→N2(g)等,注意燃烧产物不一定都是氧化物,如N2。 2.燃烧热、中和反应反应热与反应热的关系 (1)反应热的范围广,包括燃烧热、中和反应反应热等,它们之间的关系如下图所示: (2)反应有吸热与放热之分,而燃烧反应、中和反应都是放热反应,即燃烧热和中和反应的反应热的ΔH<0。 3.燃烧热的计算 (1)有关燃烧热的计算方法: 燃烧热是101 kPa时,1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量,因此计算燃烧反应释放出的热量时,应先计算出可燃物的物质的量,然后根据该可燃物的燃烧热ΔH计算燃烧反应所释放的热量。其计算公式为:Q放=n(可燃物)×|ΔH|。 (2)燃烧热与燃料燃烧释放的热量的区别: ①燃料燃烧释放出的热量与燃料的多少有关,燃烧的燃料越多,放出的热量就越多,而燃烧热规定必须是1 mol纯物质完全燃烧,所以燃烧热是燃料的属性,不随燃料的多少而发生改变; ②研究燃料燃烧释放出的热量并未限定燃烧产物的形态,而研究物质燃烧热时生成物必须是指定产物。 [素能应用] 典例2以下能表示物质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) === O2(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 答案 B 解析 A项,C(s)燃烧未生成CO2(g),故A项不能表示碳的燃烧热;B项,符合燃烧热的定义;C项,H2虽然生成了H2O(l),但由于其反应热表示的是2 mol H2 完全燃烧时的热量变化,故C项不能表示H2的燃烧热;D项,反应中生成的是H2O(g),而不是H2O(l),故D项不能表示H2的燃烧热。 书写或判断表示物质燃烧热的热化学方程式要做到“三看” 一看可燃物的化学计量数是否为1。 二看燃烧后是否生成指定产物:即看碳元素完全燃烧生成的产物是否为CO2(g),看氢元素完全燃烧生成的产物是否为H2O(l),看硫元素完全燃烧生成的产物是否为SO2(g)等。 三看ΔH符号是否为“-”及单位是否正确。 变式训练2下列关于燃烧热的说法正确的是(　　) A.燃烧反应放出的热量就是该反应的燃烧热 B.1 mol可燃物质发生氧化反应所放出的热量就是燃烧热 C.1 mol可燃物完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量就是燃烧热 D.在101 kPa时,1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量是燃烧热 答案 D 典例3已知下列两个热化学方程式: 2H2(g)+O2(g) === 2H2O(l)　ΔH=-571.6 kJ·mol-1 C3H8(g)+5O2(g) === 3CO2(g)+4H2O(l)　ΔH=-2 220 kJ·mol-1 试根据上面两个热化学方程式,回答下列问题: (1)H2的燃烧热ΔH=　　　　　　　,C3H8的燃烧热ΔH=　　　　　　。  (2)现有H2和C3H8的混合气体共5 mol,完全燃烧时放热3 847 kJ,则在混合气体中H2和C3H8的体积之比是　　　　。  答案 (1)-285.8 kJ·mol-1　-2 220 kJ·mol-1 (2)3∶1 解析 (1)根据燃烧热的定义可知,H2、C3H8的燃烧热ΔH分别为-285.8 kJ·mol-1、-2 220 kJ·mol-1。 (2)设H2、C3H8的物质的量分别为n1、n2,则有: 在p、T相同时,V(H2)∶V(C3H8)=n(H2)∶n(C3H8)=3∶1。 变式训练3(1)在1.01×105 Pa时,16 g S在足量的氧气中充分燃烧生成二氧化硫,放出148.5 kJ的热量,则S的燃烧热ΔH=　　　　　　　　　。  (2)已知AX3的熔点和沸点分别为-93.6 ℃和76 ℃,AX5的熔点为167 ℃。室温时AX3与气体X2反应生成1 mol AX5,放出热量123.8 kJ。该反应的热化学方程式为 　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  答案 (1)-297 kJ· mol-1 (2)AX3(l)+X2(g) === AX5(s)　ΔH=-123.8 kJ· mol-1 素养脉络 随堂检测 1.下列热化学方程式书写正确的是(　　) 答案 B 2.已知在298 K、1×105 Pa条件下,2 mol氢气燃烧生成水蒸气放出483.6 kJ热量,下列热化学方程式正确的是(　　) 答案 A 3.在相同条件下,下列两个反应的焓变分别为ΔH1和ΔH2: 2H2(g)+O2(g) === 2H2O(g)　ΔH1 2H2(g)+O2(g) === 2H2O(l)　ΔH2 则(　　) A.ΔH2>ΔH1 B.ΔH1>ΔH2 C.ΔH1=ΔH2 D.无法确定 答案 B 4.根据下列叙述写出相应的热化学方程式: (1)已知16 g固体硫完全燃烧时放出148.4 kJ的热量,该反应的热化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (2)如图是298 K时N2与H2反应过程中能量变化的曲线图。该反应的热化学方程式为 　 。  第二节　反应热的计算 素养目标 1.通过学习并理解盖斯定律的内容,能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算,培养宏观辨识与微观探析的核心素养。 2.通过学会有关反应热计算的方法技巧,进一步提高化学计算的能力。 [知识铺垫] 1.碳在氧气中完全燃烧生成CO2,化学方程式为(反应①)C+O2 CO2,而碳在氧气中不完全燃烧生成CO,化学方程式为(反应②)2C+O2 2CO,生成的一氧化碳还可在氧气中燃烧生成CO2,化学方程式为(反应③) 2CO+O2 2CO2。其中,反应②的反应热无法直接测定,原因是碳燃烧 不可能全部生成CO,总有一部分生成CO2。 2.1 mol H2(g)完全燃烧生成液态水与生成水蒸气放出的热量不相等(填“相等”或“不相等”),若生成液态水和生成水蒸气的焓变分别为ΔH1和ΔH2,则ΔH1 < (填“>”“<”或“=”)ΔH2。 [必备知识] 1.盖斯定律 (1)内容:不管化学反应是一步完成或分几步完成,其反应热是相同的。换句话说,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:对于进行得很慢的反应、不容易直接发生的反应、产品不纯(即有副反应发生)的反应,测定其反应热比较困难,如果应用盖斯定律,就可以间接地把它们的反应热计算出来。 (3)举例:下图表示始态到终态的反应热。 则ΔH=ΔH1+ΔH2=ΔH3+ΔH4+ΔH5 【微思考】反应①(2C+O2 2CO)和反应②(2CO+O2 2CO2)中的CO可看成“中间物质”,将两反应直接相加和,整理后得到的总反应的化学方程式如何? 提示 C+O2 CO2。 2.反应热的计算 根据盖斯定律,我们可以利用已知反应的反应热来计算未知反应的反应热。例如,若某个化学反应的ΔH=+a kJ·mol-1,则其逆反应的ΔH=-a kJ·mol-1;若某个反应的化学方程式可由另外几个反应的化学方程式相加减而得到,则该反应的反应热可以由另外几个反应的反应热相加减而得到。 1.正误判断 (1)一个反应一步完成或分几步完成,两者相比,经过的步骤越多,放出的热量就越多。(　　) (2)化学反应的反应热与化学反应的始态有关,与终态无关。(　　) (3)利用盖斯定律,可计算某些反应的反应热。(　　) (4)任何化学反应的反应热都可以直接测定。(　　) (5)不同的热化学方程式之间,因反应的物质不同,故热化学方程式不能相加减。(　　) (6) 中,存在关系式:ΔH1=ΔH2+ΔH3。(　　) × × √ × × × 2.在298 K、101 kPa时,已知: ①2H2O(g) === O2(g)+2H2(g)　ΔH1 ②Cl2(g)+H2(g) === 2HCl(g)　ΔH2 ③2Cl2(g)+2H2O(g) === 4HCl(g)+O2(g)　ΔH3 则ΔH3与ΔH1和ΔH2间的关系正确的是(　　) A.ΔH3=ΔH1+2ΔH2 B.ΔH3=ΔH1+ΔH2 C.ΔH3=ΔH1-2ΔH2 D.ΔH3=ΔH1-ΔH2 答案 A 解析 因为反应式①②③之间存在关系:①+2×②=③,故ΔH1+2ΔH2=ΔH3。 任务一 盖斯定律的应用 [问题探究] 1.物质相互转化过程中,对于同一反应,经历的过程越多,损失的能量越大,正确吗? 答案 不正确。根据盖斯定律可知,反应过程无论经历多少步,其焓变不变。 2.利用盖斯定律计算反应热时需要注意哪些事项? 答案 (1)求总反应的反应热,不能将各步反应的反应热简单地相加; (2)不论反应是一步进行还是分步进行,只有始态和终态完全一致,盖斯定律才成立; (3)某些物质在反应分步进行时作为中间产物出现,最后应该恰好“消耗”完。 答案 要计算C(s)+ O2(g) === CO(g)的反应热,分析已知的两个热化学方程式,可得到如下图所示的关系: 根据盖斯定律,ΔH=ΔH1-ΔH2 还可以利用化学键断裂与形成时的能量变化、燃烧热等计算反应热。 [深化拓展] 盖斯定律应用的常用方法 (1)虚拟路径法: 若反应物A变为生成物D,可以有两个途径: a.由A直接变成D,反应热为ΔH; b.由A经过B变成C,再由C变成D,每步反应的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。 (2)加和法: 利用加和法计算反应焓变一般要经过4步: a.确定待求反应的热化学方程式。 b.找出待求热化学方程式中各物质出现在已知热化学方程式中的位置(是同侧还是异侧)。 c.根据待求热化学方程式中各物质的化学计量数来调整已知热化学方程式中的化学计量数。 d.对调整后的已知热化学方程式进行加和(利用同侧相加,异侧相减原则),计算待求反应的焓变。 [素能应用] 典例1煤可通过下列两种途径成为燃料: 途径Ⅰ　C(s)+O2(g) === CO2(g)　ΔH1<0 途径Ⅱ　先制水煤气: C(s)+H2O(g) === CO(g)+H2(g)　ΔH2>0① 再燃烧水煤气: 2CO(g)+O2(g) === 2CO2(g)　ΔH3<0② 2H2(g)+O2(g) === 2H2O(g)　ΔH4<0③ 请填写下列空白: (1)判断两种途径放出的热量:途径Ⅰ放出的热量　　　　(填“大于”“等于”或“小于”)途径Ⅱ放出的热量。  (2)ΔH1、ΔH2、ΔH3、ΔH4的数学关系是　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (3)由于制取水煤气的反应里,反应物具有的总能量　　　　　(填“大于”“等于”或“小于”)生成物具有的总能量,所以该反应发生时,反应物须　　　　能量才能转化为生成物,因此其反应条件为　　　　　。  答案 (1)等于　(2)ΔH1=ΔH2+ (ΔH3+ΔH4) (3)小于　吸收　高温 解析 (1)途径Ⅱ中,根据盖斯定律由①+(②+③)× 可得途径Ⅰ的热化学方程式,故两种途径放出的热量相同。(2)根据盖斯定律 ΔH1=ΔH2+ (ΔH3+ΔH4)。(3)因为ΔH2>0,故反应物的总能量小于生成物的总能量。 应用盖斯定律计算反应热时应注意的问题 (1)首先要明确所求反应的始态和终态、各物质的化学计量数及反应的吸、放热情况。 (2)不同途径对应的最终结果应一样。 (3)当热化学方程式乘以或除以某一个数时,ΔH也应乘以或除以同一个数;方程式进行加减运算时,ΔH也同样要进行加减运算,注意各步反应ΔH的正负。 (4)将一个热化学方程式逆向书写时,ΔH的符号也随之改变,但绝对值不变。 (5)在设计反应过程中,可能会遇到同一物质的三态(固、液、气)的相互转化,状态由固→液→气变化时,会吸热;反之会放热。 变式训练1已知:2Zn(s)+O2(g) === 2ZnO(s)　ΔH=-701.0 kJ·mol-1 2Hg(l)+O2(g) === 2HgO(s)　ΔH=-181.6 kJ·mol-1 则反应Zn(s)+HgO(s) === ZnO(s)+Hg(l)的ΔH为(　　) A.+519.4 kJ·mol-1 B.+259.7 kJ·mol-1 C.-259.7 kJ·mol-1 D.-519.4 kJ·mol-1 答案 C 解析 由题给热化学方程式可得:①Zn(s)+ O2(g)ZnO(s)　 ΔH=-350.5 kJ·mol-1;②Hg(l)+ O2(g) === HgO(s)　ΔH=-90.8 kJ·mol-1。根据盖斯定律,由①-②可得:Zn(s)+HgO(s) === ZnO(s)+Hg(l)　 ΔH=(-350.5 kJ·mol-1)-(-90.8 kJ·mol-1)=-259.7 kJ·mol-1。 任务二 反应热的计算 [问题探究] 1.相同质量的H2分别与O2完全反应时生成液态水和气态水,哪一个过程放出的能量多?为什么? 答案 生成液态水时放出的能量多。起始时反应物能量相同,但气态水转化为液态水还会放出能量,所以生成液态水放出的能量多。 答案 根据盖斯定律分析,放出的热量Q=(241.8 kJ·mol-1+44 kJ·mol-1)×1 mol=285.8 kJ。 [深化拓展] 1.反应热计算的依据 (1)根据热化学方程式计算:反应热的绝对值与反应物的物质的量成正比。 (2)根据反应物和生成物的能量计算: ΔH=生成物的能量总和-反应物的能量总和。 (3)根据反应物和生成物的键能计算: ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和 (4)根据盖斯定律计算:将热化学方程式进行适当的“加”“减”等变形,ΔH也进行相应“加”“减”计算。 (5)根据物质的燃烧热数值计算:Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。 2.反应热计算的常用解题方法 (1)列方程法:先写出热化学方程式,再根据热化学方程式所涉及物质与反应热间的关系直接求算反应热。 (2)估算法:根据热化学方程式所表示反应的热效应与混合物燃烧放出的热量,大致估算各成分的比例。此法主要应用于解答选择题,根据题给信息找出大致范围,利用此法解题快速、简便。 [素能应用] 典例2工业上利用天然气(主要成分为CH4)与CO2进行高温重整制备CO,已知CH4、H2和CO的燃烧热ΔH分别为-890.3 kJ·mol-1、-285.8 kJ·mol-1和-283.0 kJ·mol-1,则生成1 m3(标准状况)CO所需热量为　　　　　　　　。  答案 5 520 kJ 变式训练2甲烷的燃烧热ΔH=-890.3 kJ· mol-1,1 kg CH4在25 ℃、101 kPa时充分燃烧生成液态水放出的热量约为(　　) A.-5.56×104 kJ· mol-1 B.5.56×104 kJ· mol-1 C.5.56×104 kJ D.-5.56×104 kJ 答案 C 解析 16 g CH4燃烧放出890.3 kJ热量,1 kg CH4燃烧放出的热量为 ×1 000 g=55 643.75 kJ≈5.56×104 kJ。 素养脉络 随堂检测 1.下列关于盖斯定律的描述不正确的是(　　) A.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 B.盖斯定律遵守能量守恒定律 C.利用盖斯定律可间接计算通过实验难以测定的反应的反应热 D.利用盖斯定律可以计算有副反应发生的反应的反应热 答案 A 2.根据盖斯定律判断下图所示的物质转变过程中,正确的等式是(　　) A.ΔH1=ΔH2=ΔH3=ΔH4 B.ΔH1+ΔH2=ΔH3+ΔH4 C.ΔH1+ΔH2+ΔH3=ΔH4 D.ΔH1=ΔH2+ΔH3+ΔH4 答案 D 3.灰锡(以粉末状存在)和白锡是锡的两种同素异形体。已知: ①Sn(s,白)+2HCl(aq) === SnCl2(aq)+H2(g)　ΔH1 ②Sn(s,灰)+2HCl(aq) === SnCl2(aq)+H2(g)　ΔH2 ③Sn(s,灰) Sn(s,白)　ΔH3=+2.1 kJ·mol-1 下列说法正确的是(　　) A.ΔH1>ΔH2 B.锡在常温下以灰锡状态存在 C.灰锡转化为白锡的反应是放热反应 D.锡制器皿长期处于低于13.2 ℃的环境中,会自行毁坏 答案 D 解析 由反应②-反应①可得反应③,ΔH3=ΔH2-ΔH1>0,故ΔH2>ΔH1,A错误;根据反应③可知,在常温下灰锡会向白锡转化,故常温下以白锡状态存在,灰锡转化为白锡的反应为吸热反应,故B、C错误;当锡制器皿长期处于低于13.2℃的环境中会转化为灰锡,灰锡以粉末状存在,故会自行毁坏,D正确。 4.水煤气(主要成分是CO、H2)是重要的燃料和化工原料,可用水蒸气通过炽热的碳层制得。已知: (1)将2.4 g碳转化为水煤气,再完全燃烧,整个过程的ΔH=　　　 kJ·mol-1。  (2)由CO、H2在一定条件下获得汽油的替代品——甲醇,甲醇的燃烧热 ΔH=-726.5 kJ·mol-1,试写出由CO、H2生成甲醇的热化学方程式: 　。  答案 (1)-78.7 (2)CO(g)+2H2(g) === CH3OH(l)　ΔH=-128.1 kJ·mol-1 解析 (1)由盖斯定律可知C(s)+O2(g) === CO2(g)　ΔH=-393.5 kJ·mol-1,所以0.2 mol C完全燃烧,ΔH=-78.7 kJ·mol-1。 (2)由题意可得反应⑥CH3OH(l)+ O2(g) === CO2(g)+2H2O(l) ΔH=-726.5 kJ·mol-1 由盖斯定律③+⑤×2-⑥可得,CO(g)+2H2(g) === CH3OH(l)　 ΔH=[-283.0+(-285.8)×2-(-726.5)] kJ·mol-1=-128.1 kJ·mol-1。 第1课时　化学反应速率 第2课时　影响化学反应速率的因素　活化能 第一节　化学反应速率 第1课时　化学平衡状态 第2课时　化学平衡常数 第3课时　浓度、压强对化学平衡的影响 第4课时　温度、催化剂对化学平衡的影响 第二节　化学平衡 第三节　化学反应的方向 第四节　化学反应的调控 实验活动1　探究影响化学平衡移动的因素 第二章化学反应速率与化学平衡 素养目标 1.了解化学反应速率的定义,会定量表示化学反应速率。 2.通过化学反应速率的简单计算,树立证据推理思想。 3.通过实验探究,学会化学反应速率的测定方法,会比较化学反应速率的大小,培养科学探究和创新意识。 第1课时　化学反应速率 [知识铺垫] 1.不同的化学反应进行的快慢千差万别,与物理学中物体的运动快慢用速率表示类似,化学反应过程进行的快慢可用化学反应速率来表示。 2.某反应的反应物浓度在5 min内由6 mol·L-1变成了2 mol·L-1,则用该反应物浓度的变化表示的该反应在这段时间内的平均反应速率为 0.8 mol·L-1·min-1。  [必备知识] 一、化学反应速率 1.化学反应速率的含义 化学反应速率可以用单位时间、单位体积中反应物或生成物的物质的量变化来表示。如果反应体系的体积是恒定的,通常是用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示。其数学表达式为v= 。 (1)式中v表示反应速率(取正值);Δc表示反应物浓度或生成物浓度的变化; Δt表示反应时间的变化。 (2)反应速率的单位:mol·L-1·s-1或mol·L-1·min-1或mol·L-1·h-1等。 2.化学反应速率与化学计量数之间的关系 对一个化学反应:mA+nB === pY+qZ,用不同物质表示的反应速率其关系是v(A)∶v(B)∶v(Y)∶v(Z)=m∶n∶p∶q,或 。 【微思考】利用v(A)= 所得到的化学反应速率是瞬时速率还是平均速率? 提示 是一段时间内的平均速率。 二、化学反应速率的测定 1.测定原理 任何一种与物质浓度有关的可观测量都可以加以利用。 2.可测定的具体物理量 气体体积、体系压强、颜色深浅、光的吸收、导电能力等。 [自我检测] 1.正误判断 (1)化学反应速率是指一定时间内任何一种反应物浓度的减少或任何一种生成物浓度的增加。(　　) (2)对于任何化学反应来说,反应速率越大,反应现象就越明显。(　　) (3)化学反应速率为0.8 mol·L-1·s-1是指1 s时某物质的浓度为0.8 mol·L-1。(　　) (4)由 计算平均速率,用反应物表示时为正值,用生成物表示时为负值。(　　) (5)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。(　　) (6)利用反应速率的大小可以判断化学反应进行快慢。(　　) × × × × √ √ 2.已知:4NH3(g)+5O2(g) === 4NO(g)+6H2O(g),若各物质的反应速率分别用v(NH3)、v(O2)、v(NO)、v(H2O)(单位:mol·L-1·min-1)表示,则正确的关系是(　　) 答案 D 解析 在同一反应中,用不同物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质前的化学计量数之比。A、B、C中的正确关系应分别为: 任务一 化学反应速率的计算 [问题探究] 1.中学教材中所说的反应速率是瞬时速率还是平均速率? 答案 平均速率。 2.对于反应CaCO3+2HCl === CaCl2+H2O+CO2↑,能否用CaCO3来表示化学反应速率? 答案 不能用固体或纯液体物质来表示化学反应速率。 3.同一化学反应,用不同物质表示其反应速率时,数值相同吗? 答案 不一定相同;若化学反应计量数相同,则反应速率相同;否则,不相同。 4.分别用2 g锌粒(假设颗粒大小基本相同)与40 mL 1 mol·L-1和40 mL 4 mol·L-1 H2SO4溶液反应,请问你有几种方法分别测定它们反应速率的大小? 答案 (1)测定收集一定体积的H2所用的时间。 (2)测定一段时间内溶液中c(H+)的变化。 (3)测定一段时间内Zn粒质量的变化。 [深化拓展] 有关化学反应速率的计算 (1)计算依据 ①化学反应速率的定义: 。 ②对于同一个化学反应,用不同物质的物质的量浓度随时间的变化表示的反应速率之比等于相应物质在化学方程式中的化学计量数之比,这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。如:对于化学反应aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g),有下列恒等式:v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)=a∶b∶c∶d。 (2)运用“三段式”求解化学反应速率计算题的一般步骤 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计算。 计算中注意以下关系: a.对反应物:c(起始)-c(转化)=c(某时刻) b.对生成物:c(起始)+c(转化)=c(某时刻) c.各物质浓度的转化量之比等于其化学计量数之比 [素能应用] 典例1在2 L的密闭容器中,加入1 mol H2和3 mol 的I2,在某温度下发生反应H2(g)+I2(g) 2HI(g)。在2 s 末时,测得容器中含有0.4 mol的HI。2 s内,用H2、I2、HI表示该反应的反应速率分别是多少? 答案 v(H2)=0.05 mol·L-1·s-1,v(I2)=0.05 mol·L-1·s-1,v(HI)=0.1 mol·L-1·s-1。 解析 根据题意,利用“三段式”法求解。 　　　　　 H2　+　I2　　　　2HI 起始量/mol: 1 3 0 变化量/mol: 0.2 0.2 0.4 2 s末量/mol: 1-0.2 3-0.2 0.4 变式训练1在2 L的密闭容器中,加入1 mol N2和3 mol H2,发生反应N2+3H2 2NH3,在2 s末时,测得容器中含有0.4 mol的NH3,求该反应在2 s内的化学反应速率。 答案 v(N2)=0.05 mol·L-1·s-1,v(H2)=0.15 mol·L-1·s-1,v(NH3)=0.1 mol·L-1·s-1。 解析 　　　　　N2+　　3H2　 2NH3 起始量/mol: 1 3 0 变化量/mol: 0.2 0.6 0.4 2 s末量/mol: 1-0.2 3-0.6 0.4 任务二 比较化学反应速率大小的方法 [问题探究] 1.已知反应A(g)+2B(g) C(g)中,若知道A的反应速率,能否确定其他物质的反应速率? 答案 能。根据反应速率之比等于化学方程式中各物质的计量数之比来求算。 2.比较化学反应速率大小时要注意哪些问题? 答案 对于同一化学反应的速率,用不同物质表示时数值可能不同,但表示的意义相同。可将不同物质表示的反应速率转化成同一物质进行比较,同时要注意单位要一致。 [深化拓展] 化学反应速率大小的比较方法 (1)用同一物质的反应速率比较反应进行的快慢时,必须要保证在速率单位一致的前提下再比较数值的大小。例如,v(H2)=0.1 mol·L-1·s-1与v(H2)=3 mol·L-1·min-1不能只看数值大小,应该先将单位统一后,再进行比较。 (2)用不同物质的反应速率比较反应快慢时,除要保证单位一致外,还要根据反应速率之比等于化学计量数之比进行换算后再比较。例如,反应aA+bB cC,要比较两种不同情况下的v(A)与v(B)的相对大小,在单位统一的情况下,即比较 ,则第一种情况下A的反应速率较大。 [素能应用] 典例2对于反应N2(g)+3H2O(g) 2NH3(g)+ O2(g),在不同时间段内所测反应速率如下,则表示该化学反应进行最快的是(　　) A.v(NH3)=1.5 mol·L-1·min-1 B.v(N2)=1.2 mol·L-1·min-1 C.v(H2O)=1.67 mol·L-1·min-1 D.v(O2)=1.5 mol·L-1·min-1 答案 B 解析 将选项中的各反应速率换算成同一物质的反应速率,然后比较。 变式训练2在一定条件下,对于反应A2(g)+3B2(g) 2AB3(g)来说,以下化学反应速率中,表示化学反应速率最大的是(　　) A.v(A2)=0.8 mol·L-1·s-1 B.v(A2)=60 mol·L-1·min-1 C.v(AB3)=1.0 mol·L-1·s-1 D.v(B2)=1.2 mol·L-1·s-1 答案 B 解析 解此类题目要先统一单位,然后利用化学反应速率之比等于对应物质的化学计量数之比转化为同一种物质表示的反应速率再进行比较。若都转化为用A2表示的反应速率且单位统一为mol·L-1·s-1,则A项中v(A2)=0.8 mol·L-1·s-1,B项中v(A2)=1 mol·L-1·s-1,C项中v(A2)=0.5 mol·L-1·s-1,D项中v(A2)=0.4 mol·L-1·s-1,则化学反应速率最大的是B项。 素养脉络 随堂检测 1.(双选)下列说法正确的是(　　) A.化学反应速率通常用单位时间内反应物或生成物的质量变化来表示 B.用不同物质的浓度变化表示同一时间内同一反应的速率时,其数值之比等于反应方程式中对应物质的化学计量数之比 C.化学反应速率的单位通常由时间单位和物质的量浓度的单位决定 D.在化学反应过程中,反应物的浓度逐渐变小,所以用反应物表示的化学反应速率为负值 答案 BC 解析 化学反应速率通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化来表示,A项错误、C项正确;化学反应速率之比等于化学计量数之比,B项正确;反应速率均为正值,D项错误。 2.反应N2+3H2 2NH3在2 L密闭容器中进行,半分钟末有0.6 mol NH3生成。下列表示的化学反应速率正确的是(　　) ①v(NH3)=0.6 mol·L-1·min-1 ②v(N2)=0.005 mol·L-1·s-1 ③v(H2)=0.9 mol·L-1·min-1 ④v(NH3)=0.02 mol·L-1·s-1 ⑤v(H2)=0.01 mol·L-1·s-1 ⑥v(N2)=0.03 mol·L-1·s-1 A.①③⑥ B.②④⑤ C.①②③ D.④⑤⑥ 答案 C 解析 已知半分钟末有0.6 mol NH3生成,可列式求算: 　　　　　 N2　+　3H2　　 2NH3 0.15　　0.45　　　　0.3 v(NH3)=0.6 mol·L-1·min-1或0.01 mol·L-1·s-1,v(N2)=0.3 mol·L-1·min-1或0.005 mol·L-1·s-1,v(H2)=0.9 mol·L-1·min-1或0.015 mol·L-1·s-1。 3.对于反应A(g)+3B(g) 2C(g),下列各数据表示不同条件下的反应速率,其中反应进行得最快的是(　　) A.v(A)=0.02 mol·L-1·s-1 B.v(B)=0.03 mol·L-1·s-1 C.v(B)=0.90 mol·L-1·min-1 D.v(C)=0.60 mol·L-1·min-1 答案 A 解析 将选项中各速率转化为相同单位的用A表示的化学反应速率,比较得出A项反应进行得最快。 4.某温度时,在2 L容器中,X、Y、Z三种物质物质的量的变化曲线如图所示。 由图中数据分析该反应的化学方程式为　　　　　　　　　　。反应开始至2 min末,Z的平均反应速率为　　　　　　　　　　　　　。  答案 X+3Y 2Z　0.05 mol·L-1·min-1 解析 反应开始,X、Y物质的量均为1.0 mol,Z为0,反应进行到2 min时,X的物质的量为0.9 mol、Y的物质的量为0.7 mol、Z的物质的量为0.2 mol。相同时间内,X、Y、Z物质的量的变化之比为1∶3∶2,故化学方程式为X+3Y 2Z。Z的平均反应速率为 第2课时　影响化学反应速率的因素　活化能 素养目标 1.理解外界条件(浓度、温度、压强、催化剂等)对化学反应速率的影响,认识其一般规律,培养科学探究与变化观念等学科核心素养。 2.了解催化剂在生产、生活和科学研究领域中的重大作用,培养科学态度与社会责任。 3.知道活化能的含义及其对化学反应速率的影响。 4.了解通过改变外界条件从而改变化学反应速率的方法和意义。 [知识铺垫] 1.影响化学反应速率的外界因素有:反应物浓度、温度、气体压强、 催化剂、固体反应物的表面积等。 2.一般情况下,当其他条件相同时,增大反应物浓度,化学反应速率增大;升高温度,化学反应速率增大;催化剂可以改变化学反应速率。对气体来说,增大压强(减小容器容积)相当于增大反应物浓度,化学反应速率增大。 3.过氧化氢溶液在常温下分解放出氧气的速率很小,但加入MnO2后,分解速率增大,这是因为MnO2起到催化作用使反应速率加快;把食物放在冰箱内可以延长食品保质期,是因为降低温度使反应速率减小;向炉膛内鼓风,用煤粉代替煤块可以使炉火更旺,是因为增大了煤与空气的接触面积使反应速率增大。 [必备知识] 一、影响化学反应速率的因素 在相同条件下,不同的化学反应会有不同的速率,这表明反应速率首先是由反应物的组成、结构和性质等因素决定的。 1.浓度对反应速率的影响 当其他条件相同时,增大反应物的浓度,化学反应速率增大;降低反应物浓度,化学反应速率减小。 2.温度对反应速率的影响 其他条件相同时,升温反应速率增大,降温反应速率减小。据测定,许多反应的温度每升高10 ℃,其反应速率增大为原来的2~4倍,这表明温度对反应速率的影响非常显著。 3.催化剂对反应速率的影响 使用催化剂可改变化学反应速率(一般情况下是指增大反应速率)。 4.压强对反应速率的影响 对于有气体参加的反应,在相同温度下: 增大压强(减小容器容积),反应速率增大; 减小压强(增大容器容积),反应速率减小。 5.其他因素对反应速率的影响 如光辐照、放射线辐照、超声波、电弧、强磁场、高速研磨、增大反应物间的接触面积等,均是行之有效的改变化学反应速率的方法。 二、活化能 1.有效碰撞:能够发生化学反应的碰撞。 2.活化分子:能够发生有效碰撞的分子。 【微思考1】发生有效碰撞的条件是什么? 提示 活化分子间发生碰撞,且碰撞有合适的取向。 3.活化能:活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量之差。 4.指出下图中有关能量E的含义: E1:反应的活化能; E2:活化分子变成生成物分子放出的能量; E1-E2:反应热。 5.外界条件对化学反应速率影响的理论解释: (1)浓度:其他条件不变时,增加反应物浓度→单位体积内活化分子数增多→单位时间内有效碰撞的次数增加→化学反应速率增大。反之,减小反应物浓度,化学反应速率减小。 (2)压强:对于有气体参加的反应,在相同温度下,增大压强→气体体积减小→反应物浓度增大→反应速率增大;反之减小压强,反应速率减小。 (3)温度:其他条件相同时,升高温度→反应物分子中活化分子百分数增大→单位时间内有效碰撞的次数增加→化学反应速率增大。 (4)催化剂(正):降低反应所需活化能→单位体积内反应物分子中活化分子数目增大→ 有效碰撞的次数增加→反应速率增大。 如图所示,使用催化剂使反应速率增大: 其中途径Ⅰ表示没使用催化剂。途径Ⅱ表示使用了催化剂。使用了催化剂,反应的活化能降低。 图中E1、E2都是该反应的活化能,但E2 < E1是因为使用了催化剂与不使用催化剂相比,反应的活化能由E1变为E2。 【微思考2】既能增大活化分子在反应物分子中的百分数,又能增大活化分子个数的外界条件是什么? 提示 升温、使用催化剂(正)。 [自我检测] 1.正误判断 (1)锌与硫酸反应时,硫酸的浓度越大,产生H2的速率越大。(　　) (2)增大压强一定能增大化学反应速率。(　　) (3)催化剂能降低反应的活化能,ΔH也会发生变化。(　　) (4)双氧水中加入MnO2,可以使生成O2的速率增大,是因为MnO2的催化作用。(　　) (5)两试管各加入5 mL 0.1 mol·L-1Na2S2O3溶液,同时分别滴入55 mL 0.1 mol·L-1硫酸溶液和盐酸,两支试管同时变浑浊。(　　) (6)FeCl3和MnO2均可加快H2O2分解,同等条件下二者对H2O2分解速率的改变相同。(　　) × × × √ × × 2.把下列四种X溶液分别加入到四个均盛有10 mL 2 mol·L-1 盐酸的烧杯中,并立即都加水稀释至50 mL,此时X和盐酸进行反应,其中反应速率最大的是(　　) A.20 mL,2.5 mol·L-1 B.20 mL,2 mol·L-1 C.10 mL,5 mol·L-1 D.30 mL,2 mol·L-1 答案 D 解析 混合后溶液都稀释到50 mL,盐酸浓度相等,X的浓度越大,反应速率越快。A和C中均含0.05 mol X,B中含0.04 mol X,D中含0.06 mol X,因此D中X的浓度最大,反应速率最大。 任务一 浓度、压强对化学反应速率的影响 [问题探究] 1.对于一个在溶液中进行的反应,改变溶液的用量对化学反应速率有何影响? 答案 改变溶液的用量时,由于浓度不变,因此对化学反应速率无影响。 2.增大反应物浓度对可逆反应的逆反应速率有何影响? 答案 增大反应物浓度,正反应速率增大,在改变的瞬间,生成物的浓度可认为不变,逆反应速率不变;但随着反应的进行,反应物的浓度逐渐减小,生成物的浓度逐渐增大,导致正反应速率逐渐减小,逆反应速率逐渐增大,直到两者相等。 3.增大压强(减小容器体积)是否改变了活化分子的百分数? 答案 增大压强(减小容器体积)时,单位体积内活化分子数增加,单位体积中总的气体分子数也增加,故活化分子百分数不变。 4.怎样理解向反应容器中加入稀有气体对反应速率的影响? 答案 向容器中加入稀有气体,如果保持恒温恒容,尽管容器内总压强增大了,但容器的体积不变,反应物的浓度不变,因此反应速率不变;如果保持恒温恒压,加入稀有气体后,为维持容器内压强不变,容器的体积增大,反应物的浓度减小,因此反应速率减小。 5.对于那些反应物和生成物中都有气体参加的可逆反应来说,增大体系的压强(减小体积),正、逆反应速率怎样变化? 答案 增大体系的压强(减小体积),反应物和生成物的浓度都增大,所以,正反应的速率和逆反应的速率都增大。 [深化拓展] 1.浓度改变对化学反应速率的影响 (1)用碰撞理论解释浓度变化对化学反应速率的影响 反应物浓度增大→单位体积内分子数增多→单位体积内活化分子数增多→单位时间内有效碰撞次数增多→化学反应速率增大。 (2)分析浓度对化学反应速率的影响时需注意的问题 ①固体或纯液体的浓度视为常数,所以增加其用量时,化学反应速率不变。但增大固体的表面积或将固体溶于一定溶剂中,能增大化学反应速率。 ②增大反应物浓度,即增大了单位体积内活化分子的数目,但活化分子的百分数没有增大。 ③增大反应物的浓度,必须是增加实际参加反应的反应物浓度才能增大反应 速率。 2.压强影响反应速率的常见情况 改变压强,对化学反应速率产生影响的根本原因是压强改变时引起气体反应物浓度改变。所以在讨论压强对反应速率的影响时,应注意压强变化是否引起物质浓度的变化。 (1)对于没有气体参与的化学反应,由于改变压强时,反应物浓度变化可以忽略不计,因此对化学反应速率无影响。 (2)对于有气体参与的化学反应,有以下几种情况: ①恒温时 增大压强体积缩小 浓度增大 反应速率增大。 ②恒温恒容时 a.充入反应气体 该物质浓度增大 反应速率增大。 b.充入与反应无关的气体,如He、Ne、Ar等 总压强增大,但反应体系中各组分的浓度未变,此时反应速率不变。 ③恒温恒压时 充入与反应无关的气体 体积增大 反应体系中各组分的浓度减小 反应速率减小。 [素能应用] 典例1 500 mL 1 mol·L-1的稀盐酸与锌反应,下列操作能使产生氢气的速率增大的是(　　) A.在忽略接触面积变化的情况下,增加锌的质量 B.将500 mL 1 mol·L-1的稀盐酸改为1 000 mL 1 mol·L-1的稀盐酸 C.用 1 mol·L-1的H2SO4溶液代替1 mol·L-1的稀盐酸 D.用浓硫酸代替1 mol·L-1的稀盐酸 答案 C 解析 该反应的实质是2H++Zn === Zn2++H2↑,增大反应物浓度可使反应速率增大,由于纯固体、纯液体的浓度为定值,所以在忽略接触面积变化的情况下,增加锌的质量,不能增大反应速率。而将等浓度的盐酸由500 mL变为1 000 mL,只是改变了溶液的体积,并未改变其浓度,所以反应速率不变。用1 mol·L-1的H2SO4溶液代替1 mol·L-1的稀盐酸,溶液中氢离子浓度增加一倍,所以反应速率增大。浓硫酸与锌反应不产生氢气。 变式训练1对反应A+B AB来说,常温下按以下情况进行反应: ①20 mL溶液中含A、B各0.01 mol　②50 mL溶液中含A、B各0.05 mol　 ③0.1 mol·L-1的A、B溶液各10 mL混合　④0.5 mol·L-1的A、B溶液各50 mL混合 四者反应速率的大小关系是(　　) A.②>①>④>③ B.④>③>②>① C.①>②>④>③ D.①>②>③>④ 答案 A 解析 反应物的浓度越大,反应速率越大。①A、B的浓度各为0.5 mol·L-1;②A、B的浓度各为1 mol·L-1;③A、B的浓度各为0.05 mol·L-1;④A、B的浓度各为0.25 mol·L-1;所以四者反应速率的大小关系是②>①>④>③。 典例2在一密闭容器中充入2 mol H2和2 mol I2,压强为p,在一定温度下发生H2(g)+I2(g) 2HI(g)的反应: (1)恒容条件下,向其中加入1 mol H2,反应速率　　　　(填“增大”“减小”或“不变”,下同)。  (2)恒容条件下,向其中加入1 mol Ar,反应速率　　　　。  (3)恒压条件下,向其中加入1 mol Ar,反应速率　　　　。  答案 (1)增大　(2)不变　(3)减小 解析 (1)恒容条件下,充入H2,增大了反应物浓度,反应速率增大。 (2)恒容条件下,充入与反应无关的气体(Ar),没有引起反应物浓度的变化,反应速率不变。 (3)恒压条件下,充入与反应无关的气体(Ar),使得容器体积增大,各反应物浓度减小,反应速率减小。 变式训练2其他条件一定,下列条件的改变,一定能增大化学反应速率的是(　　) A.增大压强 B.增大反应物的浓度 C.增大反应物的量 D.减小生成物的浓度 答案 B 解析 对于非气体反应体系,增大压强不会改变化学反应速率;对于反应物为固体的化学反应,改变反应物的量一般不会改变化学反应速率;对于可逆反应,减小生成物的浓度会使化学反应速率减小。 任务二 温度、催化剂对化学反应速率的影响 [问题探究] 1.对一个吸热反应,其他条件不变时,升高温度,它的反应速率也增大吗? 答案 增大;升高温度,活化分子百分数、单位时间内有效碰撞次数都增加,无论是放热反应还是吸热反应,反应速率都增大。 2.活化能和反应速率有什么关系? 答案 活化能越小,一般分子成为活化分子越容易,活化分子越多,单位时间内有效碰撞次数越多,则反应速率越大。 3.催化剂一定都能增大化学反应速率吗? 答案 不一定。有的反应需要负催化剂,即有的催化剂可减小化学反应速率。 [深化拓展] 1.温度对反应速率的影响 (1)规律 当其他条件不变时, (2)解释 (3)注意:所有化学反应的反应速率都与温度有关。 2.催化剂对反应速率的影响 (1)影响规律: 使用合适的催化剂,可增大化学反应速率。 (2)微观解释: 使用合适的催化剂→降低反应所需的活化能→单位体积内活化分子数增加→单位时间内有效碰撞次数增加→化学反应速率增大。 (3)注意事项: ①催化剂有正、负之分,正催化剂能增大反应速率,负催化剂能减小反应速率,不特别指明的条件下,均指正催化剂。 ②催化剂只有在一定温度下,才能最大限度地发挥其催化作用。 [素能应用] 典例3硫代硫酸钠溶液与稀硫酸反应的化学方程式为Na2S2O3+H2SO4 === Na2SO4+SO2↑+S↓+H2O,下列各组实验中最先出现浑浊的是(　　) 实验 反应温度/℃ Na2S2O3溶液 稀硫酸 H2O V/mL V/mL V/mL A 25 5 0.1 10 0.1 5 B 25 5 0.2 5 0.2 10 C 35 5 0.1 10 0.1 5 D 35 5 0.2 5 0.2 10 答案 D 解析 当有多个外界条件时,要对比找出其相同条件和不同条件,然后通过比较进行判断。影响化学反应速率的因素很多,本题从浓度和温度两个因素考查,结合选项知混合溶液体积都为20 mL,根据浓度越大、温度越高,反应速率越大,可以推知D选项正确。 变式训练3下列反应中,开始时放出氢气的速率最大的是(　　) 答案 C 解析 C项中锌的表面积大,硫酸的浓度大,温度高,故反应速率最快。 选项 金属 酸溶液的浓度和体积 温度/℃ A 2.4 g锌片 3 mol·L-1硫酸溶液100 mL 40 B 2.4 g锌粉 1 mol·L-1硫酸溶液300 mL 30 C 2.4 g锌粉 3 mol·L-1硫酸溶液100 mL 40 D 5.6 g锌片 3 mol·L-1硫酸溶液200 mL 30 典例4向四个体积相同的密闭容器中分别充入一定量的SO2和O2,开始反应时,按正反应速率由大到小排列顺序正确的是(　　) 甲:500 ℃,10 mol SO2和5 mol O2的反应 乙:500 ℃,用V2O5作催化剂,10 mol SO2和5 mol O2的反应 丙:450 ℃,8 mol SO2和5 mol O2的反应 丁:500 ℃,8 mol SO2和5 mol O2的反应 A.甲、乙、丙、丁 B.乙、甲、丁、丙 C.乙、甲、丙、丁 D.丁、丙、乙、甲 答案 B 解析 增大反应物浓度,升高温度,使用催化剂等均可增大反应速率。要比较正反应速率大小,则需要比较温度、是否使用催化剂及氧气和SO2的浓度,所以根据题干数据可判断正反应速率由大到小的顺序是乙、甲、丁、丙。 变式训练4下列关于催化剂的说法,正确的是(　　) A.催化剂能使不发生反应的物质发生反应 B.催化剂在化学反应前后化学性质和质量都不变 C.催化剂不能改变化学反应速率 D.任何化学反应都需要催化剂 答案 B 解析 催化剂能改变化学反应速率的原因是它能改变反应机理,在化学反应过程中,催化剂参与反应,经过一系列变化之后,催化剂又恢复到原来的状态。尽管催化剂能改变化学反应速率,但对于不能发生反应的物质,是不能使其反应的,另外,有些反应是不需要催化剂的。 素养脉络 随堂检测 1.下列说法不正确的是(　　) A.其他条件不变,缩小气体体积增大压强,单位体积内的分子数增大,活化分子数增多,化学反应速率增大 B.其他条件不变,增大体积减小压强,单位体积内的分子数减小,活化分子数减少,化学反应速率减小 C.加入反应物,使活化分子百分数增大,化学反应速率增大 D.减小反应物的浓度,单位体积内的分子数减少,活化分子数减少,化学反应速率减小 答案 C 解析 增大体积减小压强或减小反应物的浓度,单位体积内的活化分子数减少,化学反应速率减小,故B、D两项正确。其他条件不变,缩小体积增大压强,单位体积内的活化分子数增多,化学反应速率增大,故A项正确。加入反应物,反应物的活化分子百分数不变,C项说法错误。 2.下列判断正确的是(　　) A.0.1 mol·L-1的盐酸和0.1 mol·L-1的H2SO4溶液分别与0.2 mol·L-1 NaOH溶液反应的速率相同 B.0.1 mol·L-1的盐酸和0.1 mol·L-1 的HNO3溶液分别与大小相同的大理石反应的速率相同 C.大小、形状相同的镁和铁分别与0.1 mol·L-1 HCl溶液反应的速率相同 D.大理石块与大理石粉末分别与0.1 mol·L-1 HCl溶液反应的速率相同 答案 B 解析 A中0.1 mol·L-1的盐酸与0.1 mol·L-1的H2SO4溶液中c(H+)是不同的,因而反应速率不同,A项错误;D中大理石粉末与盐酸的接触面积更大,故反应速率更大,D项错误;而同浓度的两种一元强酸溶液与大理石反应时的本质是相同的:CaCO3+2H+ === Ca2++CO2↑+H2O,因此在c(H+)相同的情况下,反应速率相同,B项正确;在完全相同的外界条件下,Mg、Fe由于自身金属活动性的不同,与0.1 mol·L-1盐酸反应时,反应速率v(Mg)>v(Fe),C项错误。 3.(双选)(2020辽宁大连高二月考)以反应5H2C2O4+2 +6H+ === 10CO2↑+2Mn2++8H2O为例探究“外界条件对化学反应速率的影响”。实验时,分别量取H2C2O4溶液和酸性KMnO4溶液,迅速混合并开始计时,通过测定溶液褪色所需时间来判断反应速率的大小。 实验 编号 H2C2O4溶液 酸性KMnO4溶液 温度/℃ ① 0.10 2.0 0.010 4.0 25 ② 0.20 2.0 0.010 4.0 25 ③ 0.20 2.0 0.010 4.0 50 下列说法不正确的是(　　) A.实验①②③所加的H2C2O4溶液均要过量 B.若实验①测得KMnO4溶液的褪色时间为40 s,则这段时间内平均反应速率v(KMnO4)=2.5×10-4 mol·L-1·s-1 C.实验①和实验②是探究温度对化学反应速率的影响,实验②和实验③是探究浓度对化学反应速率的影响 D.实验①和实验②起初反应均很慢,过一会儿反应速率突然增大,可能是生成的Mn2+对反应起催化作用 答案 BC 解析 根据反应的方程式可得5H2C2O4~2 ,实验通过测定溶液褪色所需时间判断反应速率的大小,故在题给三个实验中,所加H2C2O4溶液均应过量,故A正确;①中反应开始时混合溶液中高锰酸钾的浓度为 ×0.010 mol·L-1,这段时间内平均反应速率v(KMnO4)= ≈1.7×10-4 mol·L-1·s-1,故B错误;分析表中数据可知,实验①和实验②只是H2C2O4的浓度不同,即实验①和实验②是探究浓度对化学反应速率的影响;实验②和③只是温度不同,所以实验②和③是探究温度对化学反应速率的影响,故C错误;在其他条件都相同时,开始反应速率很小,过一会儿反应速率突然增大,说明可能反应生成了具有催化作用的物质,其中溶液中一直有水存在,则说明水没有这种作用,CO2释放出去了,所以可能起催化作用的是Mn2+,故D正确。 4.(2020河北邯郸高二期中)可逆反应2A(g) B(g)+D(g)在3种不同条件下进行,B和D的起始浓度均为0,反应物A的浓度随反应时间的变化情况如下表: 实验 序号 温度/ ℃ 浓度/(mol·L-1) 0 min 10 min 20 min 30 min 40 min 50 min 60 min 1 800 1.0 0.80 0.67 0.57 0.50 0.50 0.50 2 800 1.0 0.60 0.50 0.50 0.50 0.50 0.50 3 950 1.0 0.40 0.25 0.20 0.20 0.20 0.20 (1)实验1中,在10~20 min内,以物质A表示的平均反应速率为 　　　　 mol·L-1·min-l,50 min时,v(正)　　　　(填“<”“>”或“=”)v(逆)。  (2)0~20 min内,实验2比实验1的反应速率　　　　(填“大”或“小”),其原因可能是　　　　　　　　　　。  (3)实验3比实验1的反应速率　　(填“大”或“小”),其主要原因是　　　。  答案 (1)0.013　=　(2)大　实验2中使用了催化剂 (3)大　实验3的温度更高 解析 (1)实验1中,在10~20 min内A的物质的量浓度减少了0.8 mol·L-1-0.67 mol·L-1=0.13 mol·L-1,则以物质A表示的平均反应速率 =0.013 mol·L-1·min-1。根据表中数据可知,40 min以后A的浓度不再变化,说明40 min后达到平衡状态,则50 min时,v(正)=v(逆)。 (2)实验1、2起始量相同,温度相同,平衡浓度相同,但实验2达到平衡所需要的时间短,反应速率大,说明加入了催化剂,增大了反应速率。 (3)实验1、3起始量相同,但实验3达到平衡所需要的时间短,反应速率大,根据题意可知,实验3温度比实验1高。 第1课时　化学平衡状态 第2课时　化学平衡常数 第3课时　浓度、压强对化学平衡的影响 第4课时　温度、催化剂对化学平衡的影响 第二节　化学平衡 素养目标 1.通过溶解和结晶过程的分析,认识化学反应的可逆性,树立变化观念与平衡思想。 2.通过化学平衡状态的建立过程,知道化学平衡是一种动态平衡,形成变化观念与平衡思想。 3.通过领会变化观念与平衡思想,理解并学会判断化学平衡状态的标志。 第1课时　化学平衡状态 [知识铺垫] 1.化学上通常把向生成物方向进行的反应叫做正反应,向反应物方向进行的反应叫做逆反应。在同一条件下,既能向正反应方向进行,同时又能向 逆反应方向进行的反应,叫做可逆反应。二氧化硫与水的反应就属于可逆反应,可以表示为SO2+H2O H2SO3。 2.化学平衡状态是可逆反应在一定条件下所能达到或完成的最大程度,即该反应进行的限度。化学反应的限度决定了反应物在该条件下转化为生成物的最大转化率。 [必备知识] 一、化学平衡的建立 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。反应过程如下: 以上过程可用下图表示: 二、化学平衡状态 1.化学平衡状态的定义 在一定条件下的可逆反应体系中,正、逆反应速率相等时,反应物和生成物的浓度保持不变,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,简称化学平衡。 2.化学平衡状态的特征 【微思考1】在已达到平衡的可逆反应2SO2+O2 2SO3中,充入由18O组成的氧气一段时间后,18O存在于哪些物质中? 提示 化学平衡是动态平衡,加入的18O2会与SO2结合生成含18O的SO3,同时含18O的SO3又会分解得到SO2和O2,使SO2、O2中也含有18O,因此18O存在于SO2、O2、SO3这三种物质中。 【微思考2】当可逆反应的气体平均相对分子质量保持不变时,说明可逆反应达到了平衡状态吗? 提示 不一定。首先要明确该反应体系中是否有非气体物质参加,再考虑反应前后气体分子数是否相等,然后判断气体平均摩尔质量是否为变量。 [自我检测] 1.正误判断 × × × √ × × 2.对于可逆反应A(g)+B(g) C(g)+D(g),在温度不变时,下列依据能判断该反应已达到平衡的是(　　) A.压强不随时间改变 B.气体的密度不随时间改变 C.c(A)不随时间改变 D.单位时间内生成C和D的物质的量相等 答案 C 解析 反应A(g)+B(g) C(g)+D(g)为反应前后气体化学计量数不变的可逆反应,反应过程中气体的物质的量始终不变,反应容器内的压强一直不变,因此A错误。该反应中,反应物和生成物均为气体,气体质量不变,气体体积不变,则气体密度一直不变,因此B错误。在反应过程中,A为反应物,随着反应的进行,c(A)逐渐减小,当c(A)不随时间改变时,说明反应达到化学平衡状态,C正确。根据反应A(g)+B(g) C(g)+D(g),无论反应是否达到化学平衡,单位时间内生成C和D的物质的量总是相等的,因此D错误。 任务一 可逆反应的应用 [问题探究] 1.一定条件下,在一密闭容器中通入2 mol SO2和1 mol O2,发生反应2SO2+O2 2SO3,经足够长的时间后最终得到的SO3的物质的量小于 2 mol,请说明理由。 答案 可逆反应有一定的限度,不能完全进行到底,反应物和生成物同时存在于反应容器中。 2.(1)当一个可逆反应达到平衡时,各物质的浓度保持不变,这时反应停止了吗? (2)达到化学平衡的反应中,如何理解正、逆反应速率相等? (以N2+3H2 2NH3为例) 答案 (1)没有停止,此时v(正)=v(逆)≠0。 (2)正、逆反应速率相等是针对同一物质来说的,如当反应达到平衡时,正反应消耗N2的速率与逆反应生成N2的速率相等。 [深化拓展] 极端假设法确定各物质浓度的范围[以反应X2(g)+2Y2(g) Z(g)为例] 假设反应正向或逆向进行到底,求出各物质浓度的最大值和最小值,从而确定它们的浓度范围。 假设反应正向进行到底:X2(g)+2Y2(g) Z(g) 起始浓度/(mol·L-1) 0.1 0.3 0.2 改变浓度/(mol·L-1) 0.1 0.2 0.1 终态浓度/(mol·L-1) 0 0.1 0.3 假设反应逆向进行到底:X2(g)+2Y2(g) Z(g) 起始浓度/(mol·L-1) 0.1 0.3 0.2 改变浓度/(mol·L-1) 0.2 0.4 0.2 终态浓度/(mol·L-1) 0.3 0.7 0 平衡体系中各物质的浓度范围:0<c(X2)<0.3 mol·L-1,0.1 mol·L-1<c(Y2) <0.7 mol·L-1,0<c(Z)<0.3 mol·L-1。 [素能应用] 典例1在密闭容器中进行反应:X2(g)+Y2(g) 2Z(g),已知X2、Y2、Z的起始浓度分别为0.1 mol·L-1、0.3 mol·L-1、0.2 mol·L-1,在一定条件下,当反应达到平衡时,各物质的浓度有可能是(　　) A.Z为0.3 mol·L-1 B.Y2为0.4 mol·L-1 C.X2为0.2 mol·L-1 D.Z为0.4 mol·L-1 答案 A 解析 该题可利用“极端假设法”判断,假设反应正向或逆向进行到底,求出各物质浓度的最大值和最小值,从而确定它们的浓度范围。 假设反应正向进行到底:X2(g)+Y2(g) 2Z(g) 起始浓度/(mol·L-1) 0.1 0.3 0.2 改变浓度/(mol·L-1) 0.1 0.1 0.2 终态浓度/(mol·L-1) 0 0.2 0.4 假设反应逆向进行到底:X2(g)+Y2(g) 2Z(g) 起始浓度/(mol·L-1) 0.1 0.3 0.2 改变浓度/(mol·L-1) 0.1 0.1 0.2 终态浓度/(mol·L-1) 0.2 0.4 0 平衡体系中各物质的浓度取值范围为0<c(X2)<0.2 mol·L-1,0.2 mol·L-1<c(Y2) <0.4 mol·L-1,0<c(Z)<0.4 mol·L-1。 变式训练1在一个密闭容器中发生如下反应:2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g),反应过程中某一时刻测得SO2、O2、SO3的浓度分别为0.2 mol·L-1、0.2 mol·L-1、0.2 mol·L-1,当反应达到平衡时,可能出现的数据是(　　) A.c(SO3)=0.4 mol·L-1 B.c(SO2)=c(SO3)=0.15 mol·L-1 C.c(SO2)=0.25 mol·L-1 D.c(O2)=0.1 mol·L-1 答案 C 解析 2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)反应过程中某一时刻c(SO2)=0.2 mol·L-1, c(O2)=0.2 mol·L-1,c(SO3)=0.2 mol·L-1。若SO2全部转化为SO3,c(SO3)=0.2 mol·L-1+0.2 mol·L-1=0.4 mol·L-1,此时c(O2)=0.1 mol·L-1,由于是可逆反应,无论是反应物或生成物都不可能转化完全,所以A、D两项错误;在某一时刻之后,无论平衡怎样移动,都不会出现c(SO2)=c(SO3)=0.15 mol·L-1这种情况,因为SO2与SO3的浓度都比原来小,违反了质量守恒定律。C项正确。 任务二 化学平衡状态的判断 [问题探究] 1.在利用“v(正)=v(逆)”判断反应是否达到平衡时需要注意哪些问题? 答案 利用“v(正)=v(逆)”判断化学平衡时,要注意“同”“等”“逆”的原则:①“同”,同一种物质的v(正)和v(逆);②“等”,转化成同一物质的反应速率必须相等;③“逆”,反应方向必须对立。可归纳为“异边同向、同边异向、比例计量”,这里的“向”指的是“消耗”或“生成”。 2.在利用“密度”判断反应是否达到平衡时需要注意哪些问题? 答案 涉及“密度”时要注意物质的状态和容器的体积。 [深化拓展] 化学平衡状态的两种判断标志 (1)动态标志:v(正)=v(逆)≠0 ①同种物质:同一物质的生成速率等于消耗速率。 (2)静态标志:变量不变 ①各物质的质量、物质的量或浓度不变。 ②各物质的百分含量(物质的量分数、质量分数等)不变。 ③温度、压强(化学方程式两边气体体积不相等)或颜色(某组分有颜色)不变。 总之,判断化学平衡时,若某一物理量由变量变成了不变量(即“变量不变”),则表明该可逆反应达到平衡状态;若物理量恒为“不变量”,则不能作为平衡标志。 [素能应用] 典例2在一定温度下,向a L密闭容器中加入1 mol X气体和2 mol Y气体,发生如下反应:X(g)+2Y(g) 2Z(g)。此反应达到化学平衡的标志是(　　) A.容器内气体密度不随时间变化 B.容器内各物质的浓度不随时间变化 C.容器内X、Y、Z的浓度之比为1∶2∶2 D.单位时间消耗0.1 mol X同时生成0.2 mol Z 答案 B 解析 A项,该反应过程中,气体的质量和体积均不发生变化,则气体密度始终保持不变,不能说明反应达到平衡状态;C项,X、Y、Z的浓度之比为1∶2∶2时,不能说明反应达到平衡状态;D项,消耗X与生成Z均为正反应速率,不能说明正、逆反应速率相等。 规避“2”个易失分点 (1)判断化学平衡状态的“三关注” 关注反应条件,是恒温恒容、恒温恒压还是绝热恒容;关注反应特点,是等体积反应还是非等体积反应;关注特殊情况,是否有固体参加或生成,如固体的分解反应。 (2)不能作为平衡状态“标志”的四种情况 ①反应组分的物质的量之比等于化学方程式中相应化学计量数之比。 ②恒温恒容下的气体体积不变的反应,体系的压强或总物质的量不随时间而变化,如2HI(g) H2(g)+I2(g)。　 ③全是气体参加的体积不变的反应,体系的平均相对分子质量不随时间而变化,如2HI(g) H2(g)+I2(g)。 ④全是气体参加的反应,恒容条件下体系的密度保持不变。 变式训练2一定温度下的恒容密闭容器中,下列叙述不能作为可逆反应A(g)+3B(g) 2C(g)达到平衡状态的标志的是　　　　　　。  ①C的生成速率与C的消耗速率相等　②单位时间内生成a mol A,同时生成3a mol B　③A、B、C的浓度不再变化　④C的物质的量不再变化　⑤混合气体的总压强不再变化　⑥混合气体的总物质的量不再变化　⑦单位时间消耗a mol A,同时生成3a mol B　⑧A、B、C的分子数之比为1∶3∶2 答案 ②⑧ 解析 对平衡状态的判断,一定要根据实际反应逐项分析,只有能反映同一物质的v(正)=v(逆),或者混合物中的某组分的浓度或百分含量保持不变,才能证明可逆反应达到了平衡状态。①中,同一物质的生成速率与消耗速率相等,说明反应已达到平衡;②中,表示的是同一方向的反应速率,不能说明反应已达到平衡;③中,各组分的浓度不再变化,说明反应已达到平衡;④中,C的物质的量不再变化,也就是C的浓度不再变化,说明反应已达到平衡;⑤中,若反应正向进行,混合气体的总物质的量减小,压强减小,若反应逆向进行,混合气体的总物质的量增大,压强增大,混合气体的总压强不再变化,说明反应正向进行的速率和逆向进行的速率相同,即反应已达到平衡; ⑥中,由⑤中的分析可知,混合气体的总物质的量不再变化,说明反应已达到平衡;⑦中,消耗A的物质的量与生成B的物质的量之比与它们在化学方程式中的计量数之比相等,也就是反应正向进行和逆向进行的速率相等,说明反应已达到平衡;⑧中,A、B、C的分子数之比为1∶3∶2只是反应进程中的某一时刻的状态,不能说明反应已达到平衡。 素养脉络 随堂检测 1.分析各选项中的各组反应,其中互为可逆反应的是(　　) 答案 B 2.在一定条件下,某容器中充入N2和H2合成NH3,以下叙述错误的是(　　) A.开始反应时,正反应速率最大,逆反应速率为零 B.随着反应的进行,正反应速率逐渐减小,最后减小为零 C.随着反应的进行,逆反应速率逐渐增大,最后保持恒定 D.随着反应的进行,正反应速率逐渐减小,最后与逆反应速率相等且都保持恒定 答案 B 解析 随着反应的进行,正反应速率逐渐减小,后保持恒定,最后不可能减小为零。 3.(双选)对于反应CO2+3H2 CH3OH+H2O,下列说法能判断该反应达到平衡状态的是(　　) A.v(CO2)= v(H2) B.3v逆(H2)=v正(H2O) C.v正(H2)=3v逆(CO2) D.断裂3 mol H—H的同时,消耗1 mol H2O 答案 CD 4.一定条件下,下列方法能证明可逆反应N2(g)+3H2(g) 2NH3(g),一定达到平衡状态的是　 。  ①单位时间内消耗n mol N2的同时生成2n mol NH3; ②3NA个H—H断裂的同时有6NA个N—H断裂; ③N2与NH3的体积分数相等; ④v(N2)∶v(H2)∶v(NH3)=1∶3∶2; ⑤c(N2)∶c(H2)∶c(NH3)=1∶3∶2; ⑥温度和体积一定时,N2的浓度不再变化; ⑦混合气体的总物质的量不再变化; ⑧v正(N2)=v逆(NH3)。 答案 ②⑥⑦ 解析 注意化学平衡的实质是正、逆反应速率相等,解题时要仔细分析。①表示同一方向的反应速率,不能表示v(正)=v(逆),不正确。②表示v(正)=v(逆),反应达到平衡,正确。③平衡时各组分的体积分数保持不变,但并不一定相等,不正确。④未指明反应速率的正负,不正确。⑤平衡时各组分的浓度保持不变,而不一定有固定的比例,不正确。⑥平衡时,各组分的浓度保持不变,正确。⑦正反应是气体分子数减小的反应,混合气体的总物质的量随着反应的进行而不断变化,当达到平衡时混合气体的总物质的量不再变化,正确。⑧可将v正(N2)转化成v正(NH3),再判断是否相等,即一种物质表示的v(正)与另一种物质表示的v(逆)之比等于对应物质的化学计量数之比时,说明反应达到化学平衡状态,不正确。 第2课时　化学平衡常数 素养目标 1.通过认识化学平衡常数的含义,学会根据化学反应书写化学平衡常数表达式。 2.形成变化观念与平衡思想,能利用化学平衡常数进行简单的化学平衡计算。 一、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,这个常数就是该反应的化学平衡常数,通常用符号 K 表示。 2.表达式 3.意义及影响因素 (1)K越大,说明正反应进行的程度越大,平衡时反应物的转化率越大。 (2)K只受温度影响,与反应物或生成物的浓度变化无关。 【微思考1】对于化学反应aA+bB cC+dD来说,浓度商的表达式如何?化学反应处于平衡状态时,浓度商Q和平衡常数K的关系如何? 提示 化学反应aA+bB cC+dD的浓度商 。当反应处于平衡状态时,浓度商Q和平衡常数K相等。 【微思考2】当化学平衡常数K数值处于多大范围时,可认为反应完全? 提示 一般来说,当K>105时,反应就进行得基本完全了。 二、平衡转化率 其中,n转化表示已转化的物质的量。 n始表示该物质起始时的物质的量。 c转化表示已转化的该物质的浓度。 c始表示起始时该物质的浓度。 [自我检测] 1.正误判断 (1)化学平衡常数等于某一时刻生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值。(　　) (2)化学平衡常数与浓度有关,与温度无关。(　　) (3)在任何条件下,一个可逆反应的化学平衡常数都是一个恒定值。(　　) (4)K越大,表明可逆反应正向进行的程度越大。(　　) (5)平衡常数和平衡转化率都能体现可逆反应进行的程度。(　　) (6)其他条件不变,使用不同催化剂,反应的平衡常数不变。(　　) × × × √ √ √ 2.往某恒容密闭容器中充入2 mol X(g)和a mol Y(g)发生反应:nX(g)+3Y(g) R(g)+2Q(g)。达到平衡时测得生成0.125 mol R,此时X的转化率为25%,则n值为(　　) A.4 B.3 C.2 D.1 答案 A 解析 根据反应方程式nX(g)+3Y(g) R(g)+2Q(g),已知平衡时X的转化率为25%,则平衡时转化的X的物质的量为2 mol×25%=0.5 mol ,达平衡时测得生成的R为0.125 mol ,根据物质的转化量之比等于其化学计量数之比可得,n=4。 任务一 化学平衡常数的应用 [问题探究] 1.对反应N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)在密闭容器中达到平衡后,再充入一定量N2(温度、容积不变),平衡正移,平衡常数变大,对吗? 答案 不对,平衡常数只受温度影响。 2.升高温度平衡常数一定增大吗? 答案 不一定,若正反应为吸热反应,则升高温度平衡常数增大,反之则减小。 [深化拓展] 1.化学平衡常数的应用 (1)判断反应进行的程度 K值越大,说明平衡体系中生成物所占的比例越大,正向反应进行的程度越大,即反应进行得越完全,反应物转化率越大;反之,反应进行就越不完全,反应物转化率就越小。 (2)利用K值随温度的变化可判断反应的热效应 若升高温度,K值增大,则正反应为吸热反应; 若升高温度,K值减小,则正反应为放热反应。 (3)计算转化率 依据起始浓度(或平衡浓度)和平衡常数可以计算平衡浓度(或起始浓度),从而计算反应物的转化率。 (4)判断平衡移动的方向 利用平衡常数可从定量的角度解释恒温下浓度、压强对化学平衡移动的影响。对于可逆反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g),在任意状态下,生成物的浓度和反应物的浓度有如下关系: ,Q为该反应的浓度商。则: Q<K时,反应向正反应方向进行; Q=K时,反应处于平衡状态; Q>K时,反应向逆反应方向进行。 2.注意事项 (1)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。 (2)反应物或生成物中有固体和纯液体存在时,由于其浓度可看作常数而不写入表达式。 (3)化学平衡常数表达式中各物质的浓度必须是平衡状态下的浓度,不能用非平衡状态下的浓度值。 [素能应用] 典例1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的关系如表所示: T/℃ 700 800 830 1 000 1 200 K 0.6 0.9 1.0 1.7 2.6 回答下列问题: (1)该反应的化学平衡常数表达式为K=　　　　。  (2)该反应为　　　　(填“吸热”或“放热”)反应。  (3)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　　　　 ℃。此温度下加入1 mol CO2(g)和1 mol H2(g)充分反应,达到平衡时,CO2的转化率为　　　　　。  (4)在800 ℃时,发生上述反应,某一时刻测得容器内各物质的浓度分别为c(CO2)=2 mol·L-1,c(H2)=1.5 mol·L-1、c(CO)=1 mol·L-1、c(H2O)=3 mol·L-1,则正、逆反应速率的比较为v(正)　　　　(填“>”“<”或“=”)v(逆)。  解析 (2)温度越高,K值越大,说明升温平衡正向移动,正反应为吸热反应。 (3)由题意可得K=1,查表可知对应温度为830 ℃;设反应了的CO2的物质的量为x mol,则消耗掉的H2的物质的量为x mol,生成的CO和H2O的物质的量均是x mol(容器体积为V L)。 则CO2的转化率为50%。 解析 第2个反应与第1个反应互为逆反应,平衡常数互为倒数关系;第3个反应的化学计量数与第1个反应相比,缩小一半,根据平衡常数表达式可得 任务二 化学平衡的有关计算 [问题探究] 1.反应物的转化率增大,平衡常数一定增大吗? 答案 不一定;在一定温度下,对于一个反应可以通过改变外界条件增大反应物的转化率,但因温度不变,平衡常数也不变。 2.对于常温下的反应aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g),若已知反应物的起始浓度和常温下的平衡常数,可不可以计算平衡时反应物的转化率? 答案 可以。可根据反应物的起始浓度和平衡常数计算平衡时的浓度,然后根据反应物的变化量可求出其转化率。 [深化拓展] 1.有关化学平衡计算的基本模式——“三段式法” 　　 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 起始: a b 0 0 转化: mx nx px qx 平衡: a-mx b-nx px qx (1)转化量与化学方程式中各物质的计量数成比例。 (2)这里a、b可指物质的量、浓度等。 2.反应物的转化率 [素能应用] 典例2已知可逆反应:M(g)+N(g) P(g)+Q(g)　ΔH>0,请回答下列问题: (1)在某温度下,反应物的初始浓度分别为c0(M)=1 mol·L-1,c0(N)= 2.4 mol·L-1;达到平衡后,M的平衡转化率为60%,此时N的平衡转化率为　　　　　;  (2)若反应温度不变,反应物的初始浓度分别为c0(M)=4 mol·L-1, c0(N)=a mol·L-1;达到平衡后,c(P)=2 mol·L-1,a=　　　　　。  答案 (1)25%　(2)6 解析 (1)根据题意: 　　　　　　　 M(g)+N(g) P(g)+Q(g) 初始浓度/(mol·L-1) 　1 2.4 0 0 转化浓度/(mol·L-1) 　0.6 0.6 0.6 0.6 平衡浓度/(mol·L-1) 　0.4 1.8 0.6 0.6 改变反应物用量对转化率(用α表示)的影响 (1)反应物不止一种时,如:mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)。 ①只增大一种反应物的浓度,该物质本身的转化率减小,其他反应物转化率增大。如增大c(A),则平衡正向移动,α(A)减小,α(B)增大。 ②若同倍数增大c(A)、c(B),其影响结果相当于增大压强。 当m+n=p+q时,α(A)、α(B)均不变; 当m+n>p+q时,α(A)、α(B)均增大; 当m+n<p+q时,α(A)、α(B)均减小。 (2)反应物只有一种时,如aA(g) bB(g)+cC(g)。增大c(A),其影响结果相当于增大压强。 若a=b+c,α(A)不变; 若a>b+c,α(A)增大; 若a<b+c,α(A)减小。 变式训练2某温度下,向容积为1 L的密闭反应器中充入0.10 mol SO3,当反应器中的气体压强不再变化时测得SO3的转化率为20%,则该温度下反应2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)的平衡常数为(　　) A.8.0×102 B.1.6×103 C.3.2×103 D.4.0×102 答案 B 解析 设反应达到平衡时生成O2的物质的量为x mol。 　　　　 2SO3(g) 2SO2(g)+O2(g) 起始/mol 0.10 0 0 平衡/mol 0.10-2x 2x x 所以其逆反应的平衡常数为1 600,B项正确。 素养脉络 随堂检测 1.(双选)下列关于平衡常数的说法中,正确的是(　　) A.平衡常数只与反应本身及温度有关 B.改变反应物浓度或生成物浓度都会改变平衡常数 C.加入催化剂可以改变反应速率,但不改变平衡常数 D.在任何条件下,化学平衡常数是一个恒定值 答案 AC 解析 平衡常数只与反应本身及温度有关,催化剂不能改变化学平衡,故加入催化剂不改变平衡常数。 2.对于反应3Fe(s)+4H2O(g) Fe3O4(s)+4H2(g),反应的化学平衡常数的表达式为(　　) 答案 D 解析 化学平衡常数是生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值,但固体浓度可视为1,不写入平衡常数的计算式中。 3.将2.00 mol SO2和2.00 mol O2通入1.00 L的恒容密闭容器中,1 500 K时,反应达到平衡,测得SO3的物质的量浓度为0.64 mol·L-1,则平衡时SO2的平衡转化率为(　　) A.30% B.32% C.50% D.18% 答案 B 解析 因平衡时SO3的物质的量浓度为0.64 mol·L-1,则转化的SO2的物质的量浓度为0.64 mol·L-1,所以 4.在一定温度下,将0.20 mol N2O4气体充入2.0 L密闭容器中,间隔一定时间对该容器的气体进行分析,数据如下: 时间/s 0 20 40 60 80 c(N2O4)/(mol·L-1) 0.10 c1 0.050 c3 c4 c(NO2)/(mol·L-1) 0.00 0.060 c2 0.12 0.12 (1)该反应的平衡常数表达式为　　　　　　　　　,计算20 s 到40 s内二氧化氮的平均反应速率v(NO2)=　　　　　　　　　。  (2)若在相同条件下起始时充入NO2气体0.16 mol,要计算达到平衡时NO2的转化率,请写出分析求解的思路(不必计算具体结果)。 第3课时　浓度、压强对化学平衡的影响 素养目标 1.通过外界条件对可逆反应速率的影响,以变化观念与平衡思想掌握化学平衡移动的影响因素。 2.通过实验探究,讨论分析浓度、压强对化学平衡移动的影响,培养科学探究与创新意识。 [必备知识] 一、化学平衡移动 1.定义 在一定条件下,当可逆反应达到平衡状态后,如果改变反应条件,平衡状态被破坏,平衡体系的物质组成也会随着改变,直到达到新的平衡状态。这种由原有的平衡状态达到新的平衡状态的过程叫做化学平衡的移动。 2.化学平衡移动的过程 v(正) = v(逆)　v(正) ≠ v(逆)　v'(正) = v'(逆) 3.平衡移动与反应速率的关系 外界条件对化学平衡移动的影响是通过改变反应速率来实现的。条件改变时: (1)若v(正) = v(逆),平衡不移动; (2)若v(正)>v(逆),平衡向正反应方向移动; (3)若v(正)<v(逆),平衡向逆反应方向移动。 二、浓度对化学平衡的影响 1.实验过程 将上述溶液平均分装在a、b、c三支试管中,向b试管中加入少量铁粉,溶液颜色变浅;向c试管中滴加4滴1 mol·L-1KSCN溶液,溶液颜色加深。这些现象说明当向平衡混合物中加入铁粉或硫氰化钾溶液后,平衡混合物的 硫氰化铁发生了变化。 实验操作 向盛有5 mL 0.05 mol·L-1FeCl3溶液的试管中加入5 mL 0.15 mol·L-1KSCN溶液 实验原理 Fe3++3SCN- Fe(SCN)3 实验现象 溶液呈红色 2.结论 在可逆反应达到平衡时,在其他条件不变的情况下: (1)c(反应物)增大或c(生成物)减小,平衡向正反应方向移动。 (2)c(反应物)减小或c(生成物)增大,平衡向逆反应方向移动。 3.理论解释 浓度的改变导致浓度商的改变,但K不变,使Q ≠ K,从而导致平衡移动。但浓度的改变不一定会使化学平衡发生移动。 三、压强对化学平衡的影响 1.实验过程 (1)实验操作:用50 mL注射器吸入20 mL NO2与N2O4的混合气体,并将细管端用橡皮塞封闭。然后将活塞向外拉,观察管内混合气体颜色的变化。当反复推拉活塞时,观察管内混合气体颜色的变化。 (2)实验现象与结论: 实验 实验现象 实验结论 减小体 系压强 气体颜色先变浅又逐渐变深,最终比向外拉活塞前的颜色浅 减小压强,化学平衡向生成NO2的方向移动 增大体 系压强 气体颜色先变深又逐渐变浅,最终比向里推活塞前的颜色深 增大压强,化学平衡向生成N2O4的方向移动 2.压强对化学平衡的影响 对于有气体参加的可逆反应来说,当达到化学平衡时,在其他条件不变的情况下: (1)若为反应前后气体体积不等的反应,如N2+3H2 2NH3: 增大压强后,平衡向气体体积减小的方向移动; 减小压强后,平衡向气体体积增大的方向移动。 (2)若为等体积反应,如H2+I2 2HI: 改变压强后,平衡不移动。 【微思考2】对于只有固体或液体参加的反应,体系压强的改变会使化学平衡状态发生变化吗? 提示 压强的改变只影响有气体参加或生成的可逆反应。 [自我检测] 1.正误判断 (1)化学平衡发生移动时,化学反应速率一定改变;化学反应速率改变时,化学平衡也一定发生移动。(　　) (2)平衡时,其他条件不变,分离出固体生成物,v(正)减小。(　　) (3)往平衡体系FeCl3+3KSCN Fe(SCN)3+3KCl中加入适量KCl固体,平衡逆向移动,溶液的颜色变浅。(　　) (4)对于2NO2(g) N2O4(g)的平衡体系,压缩容器体积,增大压强,平衡正向移动,混合气体的颜色变浅。(　　) (5)改变压强后,平衡一定发生移动。(　　) (6)改变外界条件使平衡正向移动的原因是v(正)增大,v(逆)减小。(　　) × × × × × × 2.已知N2O可以分解得到N2和O2,该反应的化学方程式为 2N2O(g) 2N2(g)+O2(g)。在一恒温恒容的密闭容器中此反应平衡后,再向容器里充入O2,重新形成另一平衡状态,则新平衡与原平衡相比(　　) A.c(N2O)减小 B.c(N2)减小 C.c(O2)减小 D.平衡常数K减小 答案 B 解析 增大O2的浓度,平衡左移,则再次平衡时N2O的浓度增大,N2的浓度减小,O2的浓度比原平衡大。温度不变,则平衡常数K不变。 任务一 浓度对化学平衡的影响 [问题探究] 1.某一可逆反应,一定条件下达到了化学平衡。 (1)若化学反应速率改变,化学平衡是否发生移动? (2)若化学平衡发生移动,化学反应速率是否一定发生改变? 答案 (1)若v(正)、v(逆)依然相等,则平衡不移动,否则移动。 (2)只要平衡发生移动,则反应速率一定发生改变。 2.有固体(或纯液体)参加的反应,达到平衡后,增加或减少固体(或纯液体)的量,平衡是否会发生移动? 答案 不会移动,改变固体(或纯液体)的量,不会改变固体(或纯液体)的浓度,平衡不会发生移动。 [深化拓展] 浓度改变对化学平衡的影响 (1)影响规律 条件变化 反应速率变化 平衡移动方向 增大c(反)或减小c(生) v(正)增大或v(逆)减小,v(正)>v(逆) 正反应方向 减小c(反)或增大c(生) v(正)减小或v(逆)增大,v(正)<v(逆) 逆反应方向 (2)速率图像 t2时增大反应物浓度 t2时减小生成物浓度 [素能应用] 典例1体积一定的恒温密闭容器中加入等物质的量的X、Y,进行如下可逆反应:X(g)+Y(g) Z(g)+W(s)　ΔH>0。下列叙述正确的是(　　) A.若继续充入X,平衡向正反应方向移动,Y的转化率增大 B.若继续充入Z,平衡逆向移动,Z的体积分数减小 C.若移走部分W,平衡正向移动 D.平衡后移走X,上述反应的ΔH减小 答案 A 解析 B项,通入Z,平衡逆向移动,Z的体积分数增大。C项,W为固体,改变其用量,平衡不移动。D项,ΔH的大小与方程式中各物质的化学计量数及状态有关,与加入反应物的量无关。 变式训练1合成氨所需的氢气可用煤和水作原料经多步反应制得,其中的一步反应为CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)　ΔH<0。反应达到平衡后,为提高CO的转化率,下列措施中不正确的是(　　) A.容器容积不变,再充入CO B.容器的容积不变,及时移走CO2 C.增大H2O的浓度 D.减小H2的浓度 答案 A 解析 一般来说,有两种及两种以上反应物的可逆反应中,在其他条件不变时,增大其中一种反应物的浓度,能使其他反应物的转化率升高,但其本身的转化率反而降低,故A项错误;及时移走CO2可减小CO2的浓度,使平衡正向移动,提高CO的转化率;增大H2O的浓度,平衡正向移动,可提高CO的转化率;减小产物浓度,平衡正向移动,可提高CO的转化率。 任务二 压强对化学平衡的影响 [问题探究] 1.有气体参加的反应,增大体系的压强后,平衡一定会移动吗? 答案 反应前后气体体积未发生改变的可逆反应,改变压强后平衡不会移动,如H2+I2 2HI。 2.反应A(g)+B(g) === C(g)达到平衡后,增加A的量使平衡向正反应方向移动,A、B的转化率如何改变? 答案 A的转化率降低,B的转化率升高。 [深化拓展] 压强对化学平衡的影响 (1)影响规律 反应类型 条件变化 反应速率变化 平衡移动方向 体积可变的反应 [以N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)为例] 增大压强 (减小体积) v(正)、v(逆)均增大,v(正)>v(逆) 气体体积减小的方向 减小压强 (增大体积) v(正)、v(逆)均减小,v(正)<v(逆) 气体体积增大的方向 体积不变 的反应 增大(或 减小)压强 v(正)和v(逆)同等程度增大(或减小) 平衡不移动 (2)速率图像 [2NO2(g) N2O4(g)]　[H2(g)+I2(g) 2HI(g)] (3)特别注意 ①恒容时,通入稀有气体,压强增大,平衡不移动;恒压时,通入稀有气体,体积增大,平衡向气体体积增大的方向移动。 ②在恒容容器中,改变其中一种气态物质的浓度时,必然同时引起压强的改变,但判断平衡移动的方向时,应以浓度的影响进行分析。 ③同等程度地改变反应混合物中各物质的浓度时,应视为压强的影响。 [素能应用] 典例2已知化学方程式mX(g)+nY(?) pQ(s)+2mZ(g),反应已达平衡,此时c(X)=0.3 mol·L-1,其他条件不变,将容器缩小到原来的 ,c(X)=0.5 mol·L-1,下列说法正确的是(　　) A.反应向逆反应方向移动 B.Y可能是固体或液体 C.系数n>m D.Z的体积分数减小 答案 C 解析 反应已达平衡,此时c(X)=0.3 mol·L-1,其他条件不变,将容器缩小到原来的 ,若此时平衡不移动,c(X)=0.6 mol·L-1,但平衡移动之后c(X)=0.5 mol·L-1,说明加压使平衡向正反应方向移动,正反应为气体体积减小的反应,若Y为固体或液体,则需要满足m>2m,A、B项错误;Y应是气体,则m+n>2m,所以n>m,C项正确;平衡正向移动,产物Z的体积分数应该增大,D项错误。 变式训练2在密闭容器中,反应xA(g)+yB(g) zC(g),在一定条件下达到平衡状态,试回答下列问题。 (1)若x+y>z,缩小体积,增大压强,则平衡向　　　　　方向移动。  (2)若保持体积不变,通入He,则平衡　　　　移动。  (3)若保持压强不变,通入He,平衡向正反应方向移动,则x、y、z的关系为　　　　　　　　。  (4)若x+y=z,缩小体积,增大压强,则平衡　　　　移动。  答案 (1)正反应　(2)不　(3)x+y<z　(4)不 解析 一看化学计量数之间的关系:是等体积反应还是非等体积反应。二看平衡建立的条件:是恒温恒容还是恒温恒压。然后根据平衡移动原理进行分析。 素养脉络 随堂检测 1.下图是恒温条件下某化学反应的反应速率随反应时间变化的示意图。下列叙述与示意图不相符合的是(　　) A.反应达到平衡时,正反应速率和逆反应速率相等 B.该反应达到平衡状态Ⅰ后,增大反应物浓度,平衡发生移动,达到平衡状态Ⅱ C.该反应达到平衡状态Ⅰ后,减小反应物浓度,平衡发生移动,达到平衡状态Ⅱ D.同一种反应物在平衡状态Ⅰ和平衡状态Ⅱ时浓度不相等 答案 C 解析 条件改变后,v'(正)>v'(逆),根据图像分析应是增大了反应物的浓度。 2.可以作为判断化学平衡发生移动的标志的是(　　) A.反应混合物中各组分的浓度发生改变 B.正、逆反应速率发生改变 C.反应物的转化率发生改变 D.体系的压强发生改变 答案 C 解析 对于反应H2(g)+I2(g) 2HI(g),压缩体积增大压强,混合物中各组分的浓度发生改变,正、逆反应速率发生改变,但平衡不发生移动。反应物的转化率发生改变,平衡一定移动。 3.(双选)在一恒容密闭容器中,反应A(g)+B(g) C(g)达到平衡,若增大A的浓度,使平衡右移,并达到新的平衡,下列说法正确的是(　　) A.A的浓度一定比原平衡大 B.A的转化率增大 C.C的体积分数一定大于原平衡C的体积分数 D.B的转化率一定增大 答案 AD 解析 增大A的浓度,尽管平衡右移,但A的转化率减小,平衡时A的浓度一定比原平衡大。增大A的浓度,反应物B的转化率升高。由于A的浓度增大,故平衡时C的体积分数不一定增大。 4.在具有活塞的密闭容器中,一定温度下的可逆反应H2(g)+I2(g) 2HI(g)已达到平衡。将活塞外拉,则: (1)容器内颜色　　　　;  (2)容器内压强　　　　　;  (3)逆反应速率　　　　;  (4)混合气体平均相对分子质量　　　　。  答案 (1)变浅　(2)变小　(3)变小　(4)不变 解析 当活塞外拉时,容器体积增大(压强减小),各组分的浓度减小,气体颜色变浅,反应速率减小;因为平均相对分子质量 ,结合化学方程式的特点知,m(气)不变,n(气)不变,故混合气体的平均相对分子质量不变。 第4课时　温度、催化剂对化学平衡的影响 素养目标 1.通过实验探究温度对化学平衡的影响,提升科学探究与创新意识。 2.理解平衡移动原理(勒夏特列原理)形成变化观念与平衡思想,并能运用平衡移动原理解决平衡问题。 [必备知识] 一、温度变化对化学平衡的影响 1.实验:NO2球浸泡在冰水、热水中,观察颜色变化。 将NO2球浸泡在冰水和热水中 (1)现象: (2)分析:降温→颜色变浅→平衡向放热方向移动;升温→颜色变深→平衡向吸热方向移动。 2.结论:其他条件不变时,升高温度平衡向着吸热的方向移动,降低温度平衡向着放热的方向移动。 水的类型 冰水 热水 现象 红棕色变浅 红棕色加深 二、催化剂对化学平衡的作用 催化剂可同等程度地改变正反应速率和逆反应速率,因此催化剂对化学平衡的移动没有影响。但催化剂可改变反应达到平衡所需的时间。 【微思考】浓度、温度、压强、催化剂等外界条件改变,其中一定能使化学平衡发生移动的是什么条件? 提示 温度。 三、化学平衡移动的原理 内容:如果改变影响平衡的一个因素,平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动,这就是勒夏特列原理,又称为化学平衡移动原理。 [自我检测] 1.正误判断 (1)升高温度,平衡向吸热反应的方向移动,此时v(放)减小,v(吸)增大。(　　) (2)合成氨反应需要使用催化剂,说明催化剂可以促进该平衡向生成氨的方向移动,所以也可以用勒夏特列原理解释使用催化剂的原因。(　　) (3)C(s)+CO2(g) 2CO(g)　ΔH>0,其他条件不变时,升高温度,反应速率v(CO2)和CO2的平衡转化率均增大。(　　) (4)化学平衡正向移动,反应物的转化率不一定增大。(　　) × × √ √ 2.反应A(g)+3B(g) 2C(g)　ΔH<0达平衡后,将反应体系的温度降低,下列叙述正确的是(　　) A.正反应速率增大,逆反应速率减小,平衡向正反应方向移动 B.正反应速率减小,逆反应速率增大,平衡向逆反应方向移动 C.正反应速率和逆反应速率都减小,平衡向正反应方向移动 D.正反应速率和逆反应速率都减小,平衡向逆反应方向移动 答案 C 解析 温度降低,正反应速率和逆反应速率都减小,平衡向放热反应的方向移动,即向正反应方向移动,C正确。 任务一 温度对化学平衡的影响 [问题探究] 1.对一定条件下的化学平衡状态: (1)若改变物质的浓度,化学平衡是否一定发生移动? (2)若改变体系的温度呢? 答案 (1)改变物质的浓度,化学平衡不一定发生移动,如H2(g)+I2(g) 2HI(g),其他条件不变,把容器体积缩小,各物质的浓度均增大,但平衡不移动。 (2)若改变温度,化学平衡一定发生移动。 2.正反应为放热反应的平衡体系,升高温度的瞬间v(正)、v(逆)如何改变?v(正)、v(逆)的大小关系如何? 答案 v(正)、v(逆)均增大,且v(正)<v(逆)。 [深化拓展] 温度对化学平衡的影响 (1)影响规律 条件变化 反应速率变化 平衡移动方向 升高温度 v(吸)、v(放)均增大,v(吸)>v(放) 吸热反应方向 降低温度 v(吸)、v(放)均减小,v(吸)<v(放) 放热反应方向 (2)速率图像(以正向放热的反应为例) [素能应用] 典例1已知常温下红棕色的NO2能自动生成无色的N2O4,这是一个正向反应为放热反应的可逆反应:2NO2 N2O4。现在做下面的实验,装置如图所示: 在三个连通的烧瓶里盛有NO2和N2O4的混合气体,然后用弹簧夹夹住乳胶管。先将三个烧瓶分别浸泡在盛有室温水的烧杯里,可以观察到混合气体颜色无变化,接着向左边烧杯里加入制热盐无水CaCl2,向右边烧杯里加入制冷盐KNO3,不断搅拌直至溶液饱和,可以看到,随着盐的加入,左边混合气体的颜色变深,右边混合气体的颜色变浅,中间混合气体的颜色不变。 根据实验现象,回答有关问题: (1)左边的混合气体颜色变深的原因是　　　　　　　　　　　　　　　　;右边的混合气体颜色变浅的原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (2)总结温度变化与可逆反应的热量变化之间的关系是　　　　。  答案 (1)左边烧杯中加入制热盐,混合气体温度升高,平衡向逆反应方向移动,NO2的浓度增大,颜色加深　右边烧杯中加入制冷盐,混合气体温度降低,平衡向正反应方向移动,NO2的浓度减小,颜色变浅 (2)升高温度时,平衡向吸热反应的方向移动;降低温度时,平衡向放热反应的方向移动 解析 混合气体颜色的深浅与NO2的浓度有关,容器的容积是不变的,气体物质的量的改变导致气体浓度的改变。左边烧瓶内的混合气体的颜色变深,说明NO2的浓度增大,即平衡逆向移动;右边烧瓶内的混合气体的颜色变浅,说明NO2的浓度减小,即平衡正向移动。 加入制热盐使溶液温度升高,相当于对烧瓶加热。气体温度升高时,平衡逆向移动,逆反应是吸热反应,故升高温度时,平衡向吸热反应的方向进行。同理分析可得,降低温度时,平衡向放热反应的方向移动。 变式训练1已知反应A2(g)+2B2(g) 2AB2(g)　ΔH<0,下列说法正确的是(　　) A.升高温度,正反应速率增大,逆反应速率减小 B.升高温度有利于反应速率的增大,从而缩短达到平衡所需的时间 C.达到平衡后,升高温度或增大压强都有利于平衡正向移动 D.达到平衡后,降低温度或减小压强都有利于平衡正向移动 答案 B 解析 A项,升温时,正、逆反应速率均增大;B项,升温时增大反应速率,能缩短达到平衡的时间;C项,该反应为放热反应,升温时平衡向逆反应方向移动;D项,降温或增大压强有利于平衡向正反应方向移动。 任务二 外界条件对化学平衡影响的综合分析 [问题探究] 根据化学平衡原理解答下列问题:在体积不变的密闭容器中发生N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)　ΔH=-92.4 kJ·mol-1,只改变一种外界条件,完成下表。 改变条件 平衡移 动方向 氢气的转化率(填“增大”“减小”或“不变”) 氨气的体积分数(填“增大”“减小”或“不变”) 增大氮气的浓度 正向 增大   增大氨气的浓度 逆向 减小 增大 升温 逆向 减小 减小 充入适量氩气 不移动 不变 不变 [深化拓展] 1.影响化学平衡的因素 若其他条件不变,改变下列条件对化学平衡的影响如下: 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 向正反应方向移动 减小反应物浓度或增大生成物浓度 向逆反应方向移动 改变的条件(其他条件不变) 化学平衡移动的方向 压强(对有气体参加的反应) 反应前后气体体积改变的反应 增大压强 向气体分子总数减小的方向移动 减小压强 向气体分子总数增大的方向移动 反应前后气体体积不变的反应 改变压强 平衡不移动 温度 升高温度 向吸热反应方向移动 降低温度 向放热反应方向移动 催化剂 同等程度地改变v(正)、v(逆),平衡不移动 2.对化学平衡移动原理的理解 化学平衡移动的目的是“减弱”外界条件的改变,而不是“抵消”外界条件的改变,改变是不可逆转的。新平衡时此物理量更靠近于改变的方向。如①增大反应物A的浓度,平衡右移,A的浓度在增大的基础上减小,但达到新平衡时,A的浓度一定比原平衡大;②若将体系温度从50 ℃升高到80 ℃,则化学平衡向吸热反应方向移动,达到新的平衡状态时体系的温度(T): 50 ℃<T<80 ℃;③若对平衡体系N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)加压,例如从30 MPa加压到60 MPa,化学平衡向气体分子数减小的方向移动,达到新的平衡时体系的压强(p):30 MPa<p<60 MPa。 [素能应用] 典例2反应2A+B 2C在某一容器中达到化学平衡时,改变某一条件,试填空: (1)若升高温度时,A的量增加,则此反应的正反应是　　(填“放”或“吸”)热反应。 (2)若A、B、C都是气体,增大体系压强(减小容器容积),平衡向　　　　　反应方向移动。  (3)若A、B、C都是气体,加入一定量的A,平衡向　　　　　反应方向移动;恒温、恒容时,若加入惰性气体,则平衡　　　　　移动。  (4)若B是固体,A、C是气体,减小压强,A的反应速率　　　 　, 平衡　　 　　移动。  (5)若B是气体,增大压强时,平衡向逆反应方向移动,则C一定是　　　　体, A是　　　　体。  答案 (1)放　(2)正　(3)正　不　(4)减小　不　(5)气　固(或液) 解析 (1)A的量增加,说明平衡逆向移动,升高温度导致平衡逆向移动,说明正反应是放热反应。(2)正反应为气体物质的量减小的反应,加压,平衡向正反应方向移动。(3)增大气体反应物浓度,平衡向正反应方向移动;恒温、恒容时,加入不反应的气体,体系中各物质的浓度不变,平衡不移动。(4)反应前后气体物质的量不变,减小压强,平衡不移动,但反应速率要减小。 (5)加压,平衡逆向移动,说明逆反应是气体物质的量减小的反应,C一定是气体,B是气体,则A一定不是气体。 变式训练2室温下,向圆底烧瓶中加入1 mol C2H5OH和含1 mol HBr的氢溴酸,溶液中发生反应C2H5OH+HBr C2H5Br+H2O,充分反应后达到平衡。已知常压下,C2H5Br和C2H5OH的沸点分别为38.4 ℃和78.5 ℃。下列有关叙述错误的是(　　) A.加入NaOH,可增大乙醇的物质的量 B.增大HBr浓度,有利于生成C2H5Br C.若反应物均增大至2 mol,则两种反应物平衡转化率之比不变 D.若起始温度提高至60 ℃,可缩短反应达到平衡的时间 答案 D 解析 加入NaOH能与HBr反应,平衡左移,可增大乙醇的物质的量,A项正确;增大反应物HBr的浓度,平衡右移,有利于生成C2H5Br,B项正确;由于两种反应物的起始量相等,且反应中两种物质的化学计量数之比为1∶1,则反应物均增大至2 mol,两种反应物平衡转化率之比不变,C项正确;由于C2H5Br的沸点为38.4 ℃,若起始温度提高至60 ℃,则会造成C2H5Br的挥发,因此反应达到平衡的时间可能会延长,D项错误。 素养脉络 随堂检测 1.下列事实不能用勒夏特列原理解释的是(　　) A.光照新制的氯水时,溶液的pH逐渐减小 B.加催化剂,使N2和H2在一定条件下转化为NH3 C.可用浓氨水和氢氧化钠固体快速制氨 D.增大压强,有利于SO2与O2反应生成SO3 答案 B 2.(双选)反应NH4HS(s) NH3(g)+H2S(g)在某一温度下达到平衡,下列各种情况不能使化学平衡发生移动的是(　　) A.减少部分NH4HS固体 B.容积、温度不变,充入少量氩气 C.容积、温度一定,充入氨气 D.温度、容积一定,充入HCl气体 答案 AB 解析 A中改变固体NH4HS的量,由于改变固体的量并不能使化学反应速率发生改变,故不能影响平衡;B中充入少量氩气,但容积和温度不变,不会引起各平衡气体浓度的变化,平衡不移动;C中容积、温度一定,充入氨气,平衡向逆反应方向移动;D中充入HCl气体后,由于要发生反应HCl+NH3 === NH4Cl,降低了NH3的浓度,所以平衡要向正反应方向移动。 3.反应C2H6(g) C2H4(g)+H2(g)　ΔH>0在一定条件下于密闭容器中达到平衡,下列各项措施中,不能提高乙烷的平衡转化率的是(　　) A.增大容器容积 B.升高反应温度 C.分离出部分氢气 D.等容下通入惰性气体 答案 D 解析 增大容器容积相当于减小压强,平衡正向移动,乙烷的平衡转化率增大,A项正确;该反应为吸热反应,升高温度,平衡正向移动,乙烷的平衡转化率增大,B项正确;分离出部分氢气,平衡正向移动,乙烷的平衡转化率增大,C项正确;等容下通入惰性气体,原平衡体系各物质的浓度不变,平衡不移动,乙烷的平衡转化率不变,D项错误。 4.反应mA+nB pC在某温度下达到平衡状态。 (1)若升高温度,A物质的转化率增大,该反应为　　　热反应。  (2)若C为气体,且m+n=p,在加压时化学平衡发生移动,则平衡必定向 　　　　　方向移动。  (3)如果在体系中增加或减少B的量,平衡均不发生移动,则B肯定不能为 　　　态。  答案 (1)吸　(2)逆反应　(3)气 解析 升高温度,A的转化率增大,说明平衡正向移动,则正反应为吸热反应;C为气体,m+n=p,若A、B都为气体,则增大压强,平衡不会移动,而加压平衡发生移动,则A、B中一定有一种为非气态,则平衡必定逆向移动;由题意可知改变B的量,平衡不移动,则B应为固态或液态。 第三节　化学反应的方向 素养目标 1.结合学过的化学反应实例,了解自发反应和非自发反应的含义。 2.通过“有序”和“无序”的对比,了解熵和熵变的意义。 3.初步了解焓变和熵变对化学反应方向的影响,能用焓变和熵变解释化学反应的方向,培养证据推理与模型认知能力。 [知识铺垫] 回顾常见的能自发进行的化学反应 1.白磷在空气中放置时易发生自燃。钢铁在潮湿的空气中易被腐蚀,表面生成一层铁锈。 2.金属Zn投入稀硫酸中,可剧烈反应,Zn逐渐溶解,且放出氢气。 3.氢氧化钡晶体与氯化铵晶体研磨混合后不断搅拌,固体可逐渐变为糊状,同时闻到一股刺激性气味,这是在室温下二者间发生反应: Ba(OH)2·8H2O+2NH4Cl === BaCl2+2NH3↑+10H2O。 [必备知识] 1.自发过程 自然界有一些过程是自发进行的,而且是有方向性的。如水由高处流向低处。 2.自发反应 有些化学反应也是自发进行的,而且有方向性。 3.化学反应的自发性与反应焓变的关系 (1)放热反应:绝大多数都能自发进行,且反应放出的热量越多,体系能量降低得也越多,反应越完全。 (2)吸热反应:有些也能自发进行。 (3)结论:反应的焓变是制约化学反应能否自发进行的因素之一,但不是唯一因素。 4.化学反应的自发性与熵变的关系 (1)熵 熵是衡量一个体系混乱度的物理量,即表示体系的不规则或无序状态程度的物理量。混乱度越大,体系越无序,体系的熵就越大。熵的符号为S。 (2)物质熵大小的判断 物质的存在状态:对于同一物质,等物质的量的该物质其熵值大小与物质的存在状态有关,气态时熵值最大,固态时熵值最小,而液态时介于二者之间,物质的状态与熵大小的关系:S(g)>S(l)>S(s)。 (3)熵变与反应方向 ①含义:大多数自发反应有趋向于体系混乱度增大的倾向,导致体系的熵 增大。 ②规律:大多数熵增加的反应都能自发进行。 ③局限性:少数熵减少的反应在一定条件下也可以自发进行,如NH3(g)+HCl(g) === NH4Cl(s)。 ④结论:熵变是影响反应自发进行的因素之一,但不是唯一因素。 【微思考】什么样的体系,自发过程才向着熵增加的方向进行? 提示 孤立体系或绝热体系。 5.自由能与化学反应的方向 (1)体系的自由能变化(符号ΔG,单位kJ·mol-1)综合考虑了焓变和熵变对体系的影响,可用于判断化学反应自发进行的方向,表达式为ΔG=ΔH-TΔS。在温度、压强一定的条件下,自发反应总是向ΔG < 0的方向进行。 (2)ΔG不仅与焓变和熵变有关,还与温度有关。 ①ΔH < 0,ΔS > 0,则反应一定能自发进行; ②ΔH > 0,ΔS < 0,则反应一定不能自发进行; ③ΔH<0,ΔS < 0或ΔH>0,ΔS > 0,反应可能自发进行,也可能不自发进行,与反应的温度有关。 [自我检测] 1.正误判断 (1)自发反应一定很容易发生。(　　) (2)O2转化变为O3时,熵减小。(　　) (3)同种物质气态时熵值最大。(　　) (4)合成氨反应N2+3H2 2NH3　ΔH<0,高温有利于其自发进行。(　　) (5)能自发进行的反应不一定真的能发生。(　　) (6)由焓判据和熵判据组合而成的复合判据,将更适合于所有的过程。(　　) × √ √ × √ √ 2.碳铵(NH4HCO3)在室温下就能自发地分解产生氨气,下列有关说法正确的是(　　) A.碳铵分解是因为生成了易挥发的气体,使体系的熵增大 B.碳铵分解是因为外界给予了能量 C.碳铵分解是吸热反应,根据焓判据,不能自发分解 D.碳酸盐都不稳定,都能自发分解 答案 A 解析 放热反应常常是容易进行的过程,吸热反应有些也是自发反应;自发反应的熵不一定增大,也可能减小。过程的自发性只能用于判断过程的方向,是否能实现还要看具体的条件。A项正确。 任务一 利用ΔG=ΔH-TΔS判断反应进行方向的方法 [问题探究] 1.怎样用自由能变化ΔG判断化学反应自发进行的方向? 答案 体系自由能变化ΔG=ΔH-TΔS,其中ΔH为焓变,ΔS为熵变,T为热力学温度。在一定的温度和压强下,将ΔH、ΔS、T的数值代入上述公式,若ΔG<0,则该条件下的反应能自发进行,若ΔG>0,则该条件下的反应不能自发进行。 2.能够自发进行的反应在常温下就一定能够发生吗? 答案 不一定;自发性只能用于判断过程的方向,不能确定过程是否一定会发生和过程发生的速率。 [深化拓展] 化学反应方向的复合判据 在温度、压强一定的条件下,自发反应总是向ΔG=ΔH-TΔS<0的方向进行,直至达到平衡状态。 图解如下: [素能应用] 典例对于化学反应能否自发进行,下列说法中错误的是(　　) A.若ΔH<0,ΔS>0,任何温度下都能自发进行 B.若ΔH>0,ΔS<0,任何温度下都不能自发进行 C.若ΔH>0,ΔS>0,低温时可自发进行 D.若ΔH<0,ΔS<0,低温时可自发进行 答案 C 解析 选项 内容分析 结论 A ΔH<0,ΔS>0⇒ΔH-TΔS<0,任何温度下都能自发进行 正确 B ΔH>0,ΔS<0⇒ΔH-TΔS>0,任何温度下都不能自发进行 正确 C ΔH>0,ΔS>0,高温时能满足ΔH-TΔS<0 错误 D ΔH<0,ΔS<0,低温时能满足ΔH-TΔS<0 正确 变式训练某反应2AB(g) C(g)+3D(g)在高温时能自发进行,其逆反应在低温时能自发进行,则该反应的ΔH、ΔS应为(　　) A.ΔH<0、ΔS>0　　　　 B.ΔH<0、ΔS<0 C.ΔH>0、ΔS>0 D.ΔH>0、ΔS<0 答案 C 解析 A项,ΔH<0、ΔS>0时,ΔH-TΔS在任何温度下小于0;B项,ΔH<0,ΔS<0时,ΔH-TΔS在低温下可能小于0;C项,ΔH>0、ΔS>0时,ΔH-TΔS在高温下可能小于0;D项,ΔH>0、ΔS<0时,ΔH-TΔS在任何温度下大于0。 素养脉络 随堂检测 1.研究过程自发性的目的是(　　) A.判断过程的方向 B.确定过程是否一定发生 C.判断过程发生的速率 D.判断过程的热效应 答案 A 解析 研究过程的自发性用于判断过程的方向,不能确定过程是否一定会发生、过程发生的速率、过程的热效应等。 2.下列反应中,在一定温度下,属于自发进行的吸热反应的是(　　) A.NaOH与HCl反应 B.CO与O2点燃 C.Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应 D.SO3与H2O反应 答案 C 解析 题中4个反应在一定温度下都可自发进行,但只有C项是吸热反应。 3.(双选)下列反应中,熵增加的是(　　) A.C(s)+H2O(g) === CO(g)+H2(g) B.CaCO3(s)+2HCl(aq) === CaCl2(aq)+CO2(g)+H2O(l) C.C(s)+O2(g) === CO2(g) D.2Hg(l)+O2(g) === 2HgO(s) 答案 AB 解析 对于同种物质,S(g)>S(l)>S(s)。一般来说,有气体生成且气体分子数增加的反应是熵增加的反应。A中气体分子数增多,故熵增加。B中有气体生成,故熵增加。D中气体分子数减少,C中气体分子数不变。 4.反应CH3OH(l)+NH3(g) === CH3NH2(g)+H2O(g)在某温度下才能自发向右进行,若反应的|ΔH|=17 kJ·mol-1,该温度下|ΔH-TΔS|=17 kJ·mol-1,则下列选项中正确的是(　　) A.ΔH>0,ΔH-TΔS<0 B.ΔH<0,ΔH-TΔS>0 C.ΔH>0,ΔH-TΔS>0 D.ΔH<0,ΔH-TΔS<0 答案 A 解析 根据方程式可知该反应的ΔS>0,如果ΔH<0,则该反应在任何温度下都自发进行,不符合事实,故ΔH=+17 kJ·mol-1>0,所以选A项。 第四节　化学反应的调控 素养目标 1.知道如何应用化学反应速率和化学平衡原理,选择合成氨的适宜条件。 2.初步掌握应用化学原理选择化工生产条件的思想和方法,培养科学态度与社会责任等方面的学科核心素养。 [知识铺垫] 合成氨的热化学方程式为N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)　ΔH=-92.4 kJ·mol-1,则升高温度,反应速率增大,平衡向逆反应方向移动;增大压强,反应速率增大,平衡向正反应方向移动。 [必备知识] 一、合成氨反应条件的原理分析 1.反应原理:N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)　ΔH=-92.4 kJ·mol-1。 2.反应特点: 合 成 氨 反 应 —可逆性:反应为可逆反应 —体积变化:正反应是气体体积减小的反应 —焓变:ΔH < 0 3.影响因素: (1)增大合成氨反应速率的措施:升高温度、增大压强、增大反应物浓度、使用催化剂等。 (2)提高平衡混合气体中氨的含量措施:降低温度、增大压强、增大反应物浓度等。 二、实际合成氨工业中选择的生产条件 1.压强:合成氨厂一般采用的压强为10 MPa~30 MPa。  【微思考1】合成氨时压强越大越好,为何不采用比30 MPa更大的压强? 提示 压强越大,对材料的强度和设备的制造要求也越高,需要的动力也越大,这会加大生产投资,可能降低综合经济效益。 2.温度:一般采用的温度为400~500 ℃。 【微思考2】合成氨采用低温时可提高转化率,但为何未采用更低的温度? 提示 温度太低,反应速率太小,达到平衡所需的时间变长,不经济。另外,合成氨所需的催化剂铁触媒的活性在500 ℃左右活性最大。 3.催化剂:合成氨工业普遍使用的是以铁为主体的多成分催化剂,又称铁触媒。 【微思考3】合成氨工业采用迅速冷却法,使气态氨变为液氨后及时从混合物中分离出去的目的是什么? 提示 使化学平衡向生成氨的方向移动。 [自我检测] 1.正误判断 (1)合成氨反应在高温下能自发进行。(　　) (2)温度越高越利于合成氨反应平衡正向移动。(　　) (3)合成氨反应中,压强越大越利于增大反应速率和平衡正向移动。(　　) (4)使用催化剂能提高合成氨反应物的平衡转化率。(　　) × × √ × 2.工业上合成氨一般采用400~500 ℃的温度,其原因是(　　) ①适当提高氨的合成速率　②提高氢气的转化率　③提高氨的产率　④催化剂在500 ℃时活性最大 A.只有① B.①② C.②③④ D.①④ 答案 D 解析 从合成氨反应的特点可知,升高温度有利于增大反应速率,但对提高反应物的转化率不利。综合各方面的因素,选择500 ℃左右的温度,一是有较大的反应速率,二是此温度下催化剂的活性最大。 任务 化工生产反应条件的优化与选择 [问题探究] 在硫酸工业中,通过下列反应使SO2氧化成SO3: 2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)　ΔH=-198 kJ·mol-1。(已知催化剂是V2O5,在400~500 ℃时催化效果最好)下表为不同温度和压强下SO2的转化率: 温度 转化率 1×105 Pa 1×106 Pa 5×106 Pa 1×107 Pa 450 ℃ 97.5% 99.2% 99.6% 99.7% 550 ℃ 85.6% 94.9% 97.7% 98.3% 1.根据化学理论和以上数据综合分析,为了使二氧化硫尽可能转化为三氧化硫,可控制的条件是什么? 提示 常压、450 ℃、催化剂。 2.在实际生产中,选定400~500 ℃作为操作温度,其原因是什么? 提示 兼顾速率和平衡,且在此温度下催化剂的活性最高。 3.根据上表中的数据分析,制取SO3时为什么不采用高压? 提示 在常压下SO2的转化率就已经很高了(97.5%),若采用高压,平衡能向右移动,但效果并不明显,且采用高压时会增大设备的成本,得不偿失。 4.在生产中,通入过量空气的目的是什么? 提示 增大反应物O2的浓度,提高SO2的转化率。 5.尾气中的SO2必须回收的目的是什么? 提示 防止污染环境;循环利用,提高原料的利用率。 [深化拓展] 工业生产中选择适宜生产条件的原则 外界 条件 有利于增大反应速率的条件控制 有利于平衡正向移动的条件控制 综合分析结果 浓度 增大反应物的浓度 增大反应物的浓度、减小生成物的浓度 不断地补充反应物、及时地分离出生成物 催化剂 加合适的催化剂 不需要 加合适的催化剂 外界 条件 有利于增大反应速率的条件控制 有利于平衡正向移动的条件控制 综合分析结果 温度 高温 ΔH<0 低温 兼顾速率和平衡,考虑催化剂的适宜温度 ΔH>0 高温 在设备条件允许的前提下,尽量采取高温并考虑催化剂的活性 压强 高压(有 气体 参加) 反应后气体体积减小的反应 高压 在设备条件允许的前提下,尽量采取高压 反应后气体体积增大的反应 低压 兼顾速率和平衡,选取适宜的压强 [素能应用] 典例有关合成氨工业的说法正确的是(　　) A.增大H2的浓度,可提高H2的转化率 B.由于氨易液化,N2、H2在实际生产中会循环使用,所以总体来说氨的产率很高 C.合成氨工业的反应温度控制在400~500 ℃,目的是使化学平衡向正反应方向移动 D.合成氨厂采用的压强是10 MPa~30 MPa,因为该压强下铁触媒的活性最大 答案 B 解析 A项,增大H2的浓度,H2的转化率减小;C项,温度控制在400~500 ℃主要是为了兼顾速率与平衡,且500 ℃左右时催化剂活性最大;D项,压强采用10 MPa~30 MPa主要是考虑对设备材料的要求。 变式训练1硫酸是一种重要的化工产品,目前主要采用“接触法”进行生产。有关接触氧化反应2SO2+O2 2SO3的说法中正确的是(　　) A.只要选择适宜的条件,SO2和O2就能全部转化为SO3 B.该反应达到平衡后,反应就完全停止了,即正、逆反应速率均为零 C.在达到平衡的体系中,充入由18O原子组成的O2后,SO2中18O含量减少,SO3中18O含量增多 D.在工业合成SO3时,要同时考虑反应速率和反应能达到的限度两方面的问题 答案 D 解析 该反应为可逆反应,SO2和O2不能全部转化为SO3,A错;达到平衡后反应不停止,正、逆反应速率相等,B错;达到平衡后充入由18O原子组成的O2,平衡正向移动,SO3中18O含量增多,因为反应可逆,SO2中18O含量也增多,C错。 变式训练2有平衡体系:CO(g)+2H2(g) CH3OH(g)　ΔH<0。为了增加甲醇(CH3OH)的产量,应采取的正确措施是(　　) A.高温,高压 B.适宜温度,高压,催化剂 C.低温,低压 D.高温,高压,催化剂 答案 B 解析 该反应是一个气体体积减小的放热反应,为增加甲醇的产量,需使平衡正向移动,理论上可采用低温、高压的方式,但在实际生产中还需考虑反应速率、设备承受的压力及催化剂的活性等因素的影响。 素养脉络 随堂检测 1.利用原料气在合成塔中合成NH3,为提高N2的转化率所采取的措施是(　　) A.高温 B.高压 C.使用催化剂 D.增大N2的浓度 答案 B 解析 合成氨反应是气体体积减小的放热反应,据勒夏特列原理可知,高压利于提高N2的转化率。 2.NH3是一种重要的工业原料。下列关于合成氨的说法中,不正确的是(　　) A.工艺涉及催化技术 B.工艺涉及高温高压技术 C.原料之一的氮气来自空气 D.从合成塔出来的气体中,氨的体积分数为100% 答案 D 解析 合成氨反应为可逆反应,N2和H2的转化率小于100%,则从合成塔出来的气体中,氨气的体积分数小于100%。 3.在一定条件下,可逆反应N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)(正反应是放热反应)达到平衡,当单独改变下列条件后,有关叙述错误的是(　　) A.加催化剂,v(正)、v(逆)都发生变化且变化的倍数相等 B.加压,v(正)、v(逆)都增大,且v(正)增大的倍数大于v(逆)增大的倍数 C.降温,v(正)、v(逆)都减小,且v(正)减小的倍数小于v(逆)减小的倍数 D.等容条件下加入氩气,v(正)、v(逆)都增大,且v(正)增大的倍数大于v(逆)增大的倍数 答案 D 解析 等容条件下加入氩气,反应物和生成物浓度均不变,则v(正)、v(逆)均不发生变化,且v(正)=v(逆)。 4.在硫酸工业中,通过下列反应使SO2转化为SO3:2SO2+O2 2SO3　ΔH<0,已知常压下平衡混合气体中SO3体积分数为91%。试回答: (1)在生产中常用过量的空气是为了　　　　　　　　　　　　　。  (2)加热到400~500 ℃是由于　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (3)压强采用　　　　(填“高压”“加压”或“常压”),原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (4)尾气中的SO2必须回收,是为了　　　　　　　　　　　　　　　。  答案 (1)增大氧气浓度,提高成本较高的SO2的转化率 (2)在此温度下,催化剂活性强,反应速率较大,可缩短到达平衡的时间,提高单位时间内SO3的产率 (3)常压　常压下平衡混合气体中SO3的体积分数已达91%,若再加压,对设备动力系统要求高,成本提高,加压已无实际意义 (4)防止SO2对大气的污染 解析 选择适宜的反应条件,要从浓度、压强、温度、催化剂等因素中考虑对反应的速率、转化率有利的一面,同时还要考虑工业生产的实际情况。 实验活动1　探究影响化学平衡移动的因素 素养目标 [原理梳理] 5.勒夏特列原理:改变影响化学平衡的一个因素(如温度、压强及参加反应的物质的浓度等),平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。 [实验探究] 一、浓度对化学平衡的影响 1.【微思考1】向FeCl3溶液滴加几滴KSCN溶液,溶液变为红色。 (1)若向上述溶液中滴加较浓的FeCl3溶液或KSCN溶液,溶液的红色将如何变化?为什么? (2)若向上述溶液中加少量铁粉,会发生什么反应?上述溶液的红色如何变化? 提示 (1)溶液红色变深,滴加较浓的FeCl3溶液或KSCN溶液时,c(Fe3+)或c(SCN-)增大,使平衡Fe3++3SCN- Fe(SCN)3向右移动,Fe(SCN)3浓度增大,溶液红色变深。 (2)发生反应Fe+2Fe3+ === 3Fe2+,溶液红色变浅。 2.【微思考2】向K2Cr2O7溶液中滴加NaOH溶液,NaOH溶液的作用是什么?向K2Cr2O7溶液中滴加硫酸溶液,又会引起怎样的变化? 提示 K2Cr2O7溶液中存在平衡 +H2O 2 +2H+,若加入NaOH溶液,OH-中和H+,减小了氢离子浓度,使平衡向右移动,溶液黄色加深。若滴加硫酸溶液,增大了氢离子浓度,使上述平衡左移,溶液橙色加深。 二、温度对化学平衡的影响 1.【微思考1】根据[Cu(H2O)4]2+(蓝色)+4Cl- [CuCl4]2-(黄色)+4H2O　ΔH>0 试讨论: (1)将盛有CuCl2溶液的试管加热,溶液颜色如何变化? (2)将(1)中试管置于冷水中,溶液颜色又会如何变化? 提示 (1)加热时,平衡[Cu(H2O)4]2+(蓝色)+4Cl- [CuCl4]2-(黄色)+4H2O　ΔH>0正向移动,溶液蓝色变浅,黄色加深。 (2)将(1)中试管置于冷水中,平衡[Cu(H2O)4]2+(蓝色)+4Cl- [CuCl4]2-(黄色)+4H2O　ΔH>0逆向移动,溶液蓝色变深,黄色变浅。 2.【微思考2】将两个封装有NO2和N2O4混合气体的圆底烧瓶分别浸入热水和冷水中,气体颜色将如何变化?为什么? 提示 浸入热水中,混合气体温度升高,平衡2NO2(红棕色) N2O4(无色)　ΔH<0逆向移动,二氧化氮的浓度变大,气体颜色加深。而浸入冷水中,混合气体温度降低,平衡正向移动,NO2浓度减小,气体颜色变浅。 [实验反思] 1.实验注意事项:对于离子反应,只有改变实际参加反应的离子浓度才对平衡有影响,如FeCl3+3KSCN Fe(SCN)3+3KCl,增加KCl固体的量平衡不移动,因KCl没有参加离子反应。 2.【微思考】(1)向红色的FeCl3和KSCN混合溶液中,加入少量KOH固体,有何现象发生?为什么? (2)在外界条件对化学平衡影响的实验中,我们如何判断化学平衡状态是否发生了改变? 提示 (1)有红褐色沉淀生成,且溶液红色变浅。OH-与Fe3+结合生成红褐色Fe(OH)3沉淀,引起平衡Fe3++3SCN- Fe(SCN)3向左移动,溶液红色变浅。 (2)一般根据平衡时溶液或气体的颜色是否发生变化来判断。 随堂检测 1.放热反应2NO(g)+O2(g) 2NO2(g)达到平衡后,若分别采取下列措施:①增大压强　②减小NO2的浓度　③增大O2浓度　④升高温度　⑤加入催化剂,能使平衡向正反应方向移动的是(　　) A.①②③ B.②③④ C.③④⑤ D.①②⑤ 答案 A 解析 ①增大压强,平衡向气体体积减小的方向移动,即正向移动。②减小NO2的浓度,平衡向生成NO2的方向移动,即正向移动。③增大O2浓度,平衡向消耗O2的方向移动,即正向移动。④升温,平衡向吸热的方向移动,即逆向移动。⑤使用催化剂,平衡不移动。 2.CuCl2溶液有时呈黄色,有时呈蓝色,这是因为CuCl2的水溶液中存在如下平衡: [Cu(H2O)4]2++4Cl- [CuCl4]2-+4H2O　ΔH>0 蓝色　　　　　　　　黄色 现欲使溶液由黄色变成蓝色,请写出两种可采用的方法。 (1)　　　　　　　　　　　　　　;  (2)　　　　　　　　　　　　　　。  答案 (1)降温　(2)加AgNO3溶液 解析 欲使溶液由黄色变成蓝色,即使平衡向逆反应方向移动,根据勒夏特列原理,可采取降温或加AgNO3溶液的方法。 3.(2020湖北武汉高二期末)已知化学反应①:Fe(s)+CO2(g) FeO(s)+CO(g),其化学平衡常数为K1;化学反应②:Fe(s)+H2O(g) FeO(s)+H2(g),其化学平衡常数为K2,在温度为973 K和1 173 K的情况下,K1、K2的值分别如下: 温度 K1 K2 973 K 1.47 2.38 1 173 K 2.15 1.67 请填空: (1)平衡常数K1的表达式为　　　　　　。  (2)现有反应③:CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g),该反应的平衡常数为K3,根据反应①与②可推导出K1、K2与K3之间的关系式为　　　　　,据此关系式及上表数据,能推断出反应③是　　　　(填“吸热”或“放热”)反应。  (3)能判断反应③一定处于化学平衡状态的依据是　　　　(填字母)。  A.压强不随时间改变 B.气体密度不随时间改变 C.H2的体积分数不随时间改变 D.单位时间内生成H2和H2O(g)的物质的量相等 (4)图甲、乙分别表示反应③在t1时刻达到平衡,在t2时刻因改变某个条件而发生变化的情况: ①图甲中t2时刻发生改变的条件是　　　　　　　　　　　　　。  ②图乙中t2时刻发生改变的条件是　　　　　　。  (5)一定条件下处于化学平衡状态的反应③,当使CO2和CO的浓度同时增大为原来的两倍时,该反应的化学平衡　　　　(填“不”“逆向”或“正向”)移动。  (3)反应③在反应前后气体分子数不变,因此反应过程中压强一直不变,不能判断是否处于平衡状态,故A错误;反应③中反应物和生成物都是气体,反应过程中混合气体的质量保持不变,由于反应前后气体分子数不变,因此反应过程中混合气体的体积不变,故反应过程中,混合气体的密度一直不变,因此不能判断反应是否处于平衡状态,故B错误;反应过程中,H2的体积分数发生变化,当H2的体积分数不变时,说明反应达到平衡状态,故C正确;生成H2代表逆反应,生成H2O(g)代表正反应,若单位时间内生成H2和H2O(g)的物质的量相等,说明正逆反应速率相等,说明反应达到平衡状态,故D正确。 (4)①图甲t2时刻之后正逆反应速率同等程度增大,平衡不移动,则改变的条件可以是加入催化剂;由于反应③反应前后气体分子数不变,因此增大压强时平衡不移动,故t2时刻改变的条件也可能为增大压强。②图乙t2时刻之后c(CO2)增大,c(CO)减小,平衡逆向移动,由于该反应为吸热反应,因此改变的条件为降低温度。 (5)反应③为反应前后气体分子数不变的反应,因此同时增大CO2和CO的浓度为原来的两倍时,化学平衡不移动。 第一节　电离平衡 第1课时　水的电离　溶液的酸碱性 第2课时　pH的计算 第3课时　酸碱中和滴定 第二节 水的电离和溶液PH 第1课时　盐类水解 第2课时　影响盐类水解的主要因素　 盐类水解的应用 第三节　盐类的水解 第四节　沉淀溶解平衡 实验活动2　强酸与强碱的中和滴定 实验活动3　盐类水解的应用 第三章水溶液中的离子反应与平衡 素养目标 1.能准确判断强电解质和弱电解质,培养宏观辨识与微观探析的核心素养。 2.会用变化观念与平衡思想描述弱电解质的电离平衡,能正确书写弱电解质的电离方程式,会分析电离平衡的移动。 3.知道电离平衡常数的意义,培养证据推理与模型认知的核心素养。 [知识铺垫] 1.电解质是在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。非电解质是在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物。 2.电解质溶液的导电能力取决于溶液中自由移动离子浓度的大小以及 离子所带电荷的多少。 3.写出下列物质的电离方程式。 (1)Ba(OH)2 Ba(OH)2 === Ba2++2OH-; (2)Fe2(SO4)3 Fe2(SO4)3 === 2Fe3++3 ; (3)NaHCO3 NaHCO3 === Na++ ; (4)NaHSO4(水溶液中) NaHSO4 === Na++H++ 。 [必备知识] 一、强电解质和弱电解质 1.盐酸和醋酸的比较 (1)实验 酸溶液 0.1 mol·L-1盐酸 0.1 mol·L-1醋酸溶液 pH 小 大 导电能力 强 弱 与镁条反应的现象 反应剧烈 反应不剧烈 (2)实验结论 ①盐酸中c(H+)大于醋酸溶液中c(H+),即盐酸中HCl的电离程度比醋酸溶液中CH3COOH的电离程度大; ②同浓度的盐酸与醋酸溶液比较,HCl全部电离,CH3COOH部分电离。 2.强、弱电解质 (1)定义 ①强电解质:在水溶液中能够全部电离的电解质。 ②弱电解质:在水溶液中只能部分电离的电解质。 (2)常见的强、弱电解质 ①强电解质:强酸、强碱、大部分盐等。 ②弱电解质:弱酸、弱碱、水等。 【微思考1】氨水可导电,且呈弱碱性,氨水是否属于弱碱? 提示 氨水是氨气的水溶液,属于混合物,而碱属于化合物,所以氨水不属于弱碱,但氨水中的NH3·H2O属于弱碱。 二、弱电解质的电离平衡 1.电解质电离方程式的书写 (1)强电解质 全部电离,在写电离方程式时,用“”。如NaCl的电离方程式为NaClNa++Cl-。 (2)弱电解质 部分电离,在写电离方程式时,用“”。 ①一元弱酸、弱碱一步电离: 如CH3COOH:CH3COOH CH3COO-+H+。 NH3·H2O:NH3·H2O +OH-。 ②多元弱酸或多元弱碱分步电离(其中以第一步电离为主): 如H2CO3:H2CO3 H++ (主), (次)。 2.电离平衡 (1)定义 在一定条件下的弱电解质溶液中,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时,电离过程达到电离平衡状态。 (2)建立过程(用v-t图像描述) (3)电离平衡的特征 (4)浓度、温度对电离平衡的影响 ①浓度:对于同一弱电解质,一般浓度越小,电离程度越大。 ②温度:因电离一般需吸收热量,所以温度升高,电离程度增大。 三、电离平衡常数 1.定义 对一元弱酸或一元弱碱来说,溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积,与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数,这个常数叫做电离平衡常数,简称电离常数。 2.表示方法 3.规律与应用 (1)一定温度下,Ka或Kb越大,对应弱电解质越易电离,电离程度越大。如25 ℃时,Ka(CH3COOH)>Ka(HCN),则HCN的酸性比CH3COOH的酸性弱。 (2)同一种多元弱酸的各步电离常数 时,计算多元弱酸中的c(H+),或比较多元弱酸酸性的相对强弱时,通常只考虑第一步电离。多元弱碱的情况与多元弱酸相似。 4.影响因素 [自我检测] 1.正误判断 (1)强电解质稀溶液中不存在溶质分子,弱电解质稀溶液中存在溶质分子。(　　) (2)CaCO3难溶于水,其属于弱电解质。(　　) (3)离子化合物一定是强电解质,共价化合物一定是弱电解质。(　　) (4)电离平衡时,由于分子和离子的浓度不断发生变化,所以说电离平衡是动态平衡。(　　) (5)一定温度下,醋酸的浓度越大,电离常数也越大。(　　) √ × × × × 2.常温下向0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa晶体时,会引起(　　) A.溶液中的c(H+)减小 B.电离平衡左移,电离平衡常数减小 C.溶液的导电能力减弱 D.溶液的pH减小 答案 A 解析 CH3COOH的电离方程式为CH3COOH CH3COO-+H+,CH3COOH溶液中加入CH3COONa晶体时,溶液中的c(CH3COO-)增大,平衡向左移动,c(H+)减小,pH增大;由于体系温度不变,电离平衡常数不变,由于加入CH3COONa,使溶液中的c(CH3COO-)增大,同时增加了Na+,溶液导电性增强。 任务一 强电解质、弱电解质的比较 [问题探究] 1.BaCO3难溶于水,所以属于弱电解质。该说法对吗? 答案 不对;尽管BaCO3在水中的溶解度很小,但溶于水的部分能够全部电离,所以BaCO3属于强电解质。 3.强、弱电解质的本质区别是什么? 答案 强、弱电解质的本质区别是在水中的电离程度不同,强电解质全部电离,弱电解质部分电离且在水溶液中存在电离平衡。 4.电解质一定能导电,导电的一定是电解质。该说法对吗? 答案 不对;电解质不一定能导电,导电的也不一定为电解质。原因:电解质导电是有条件的;有些单质、混合物也能导电,这些物质既不是电解质也不是非电解质。 [深化拓展] 强、弱电解质的比较 电解质类型 强电解质 弱电解质 定义 在水溶液中能够全部电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质 电离程度 全部电离 部分电离 电解质在溶液 中的存在形式 只存在电解质电离产生的阴、阳离子,不存在强电解质分子 存在大量电解质分子,存在少量弱电解质分子电离产生的离子 电离过程 不可逆,强电解质全部电离,电离方程式用“===”连接 可逆,存在电离平衡,电离方程式用“ ”连接 [素能应用] 典例1下列关于强、弱电解质的叙述正确的是(　　) A.强电解质都是离子化合物,弱电解质都是共价化合物 B.强电解质都是可溶性化合物,弱电解质都是难溶性化合物 C.强电解质的水溶液中无溶质分子,弱电解质的水溶液中有溶质分子 D.强电解质的导电能力强,弱电解质的导电能力弱 答案 C 解析 A项,HCl、HNO3是强电解质,但属于共价化合物,A错误;B项,BaSO4、CaCO3为强电解质,尽管它们难溶于水,但它们溶于水的部分是全部电离的,B错误;D项,若强电解质溶液的浓度很小,其导电能力也会很弱,D错误;C项,强电解质在水溶液中全部电离为离子,不存在溶质分子,而弱电解质在水溶液中只能部分电离,溶液中还存在溶质分子,C正确。 (1)强电解质和弱电解质的分类依据是在水溶液中是否全部电离,全部电离的电解质是强电解质,部分电离的电解质是弱电解质。 (2)常见的强电解质有强酸(H2SO4、HNO3、HClO4、HCl、HBr、HI等)、强碱[KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等]、大部分盐。 (3)电解质的强弱与其溶液的导电性没有直接关系,强电解质溶液的导电性不一定比弱电解质溶液的导电性强。 (4)电解质的强弱与物质的溶解性没有关系,只要溶解到水中的部分全部电离就是强电解质。比如CH3COOH易溶于水,但溶于水后只能部分电离,所以CH3COOH是弱电解质;BaSO4难溶于水,但溶于水的部分全部电离,所以BaSO4是强电解质。 变式训练1现有以下物质:①硫酸铜晶体　②碳酸钙固体　③纯磷酸　④硫化氢　⑤三氧化硫　⑥金属镁　⑦石墨　⑧固态苛性钾　⑨氨水　⑩熟石灰固体。 (1)属于强电解质的是　　　　　(填序号,下同)。  (2)属于弱电解质的是　 。  (3)属于非电解质的是　 。  (4)既不是电解质,又不是非电解质的是　　　　　。  (5)能导电的是　 。  答案 (1)①②⑧⑩　(2)③④　(3)⑤　(4)⑥⑦⑨ (5)⑥⑦⑨ 解析 (1)强电解质是溶于水全部电离的电解质,故①②⑧⑩是强电解质。(2)③④是溶于水部分电离的电解质,属于弱电解质。(3)⑤属于化合物,它的水溶液虽然能导电,但并不是它自身电离使溶液导电,所以是非电解质。(4)⑥⑦都是单质,⑨是混合物,它们既不是电解质也不是非电解质。(5)⑥⑦中均有能够自由移动的电子,⑨中有自由移动的离子,都能导电。 任务二 电离平衡的影响因素 [问题探究] 1.向100 mL 0.1 mol·L-1醋酸溶液中加水稀释,醋酸的电离程度怎样变化?H+的物质的量怎样变化?H+浓度怎样变化? 答案 加水稀释时,CH3COOH的电离平衡向右移动,电离程度增大,H+的物质的量增大,H+的浓度减小。 2.向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体,醋酸的电离程度怎样变化?H+浓度怎样变化? 答案 向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体,增大了CH3COO-浓度,CH3COOH的电离平衡向左移动,电离程度减小,H+浓度减小。 [深化拓展] 外界条件对电离平衡的影响 电离平衡的移动符合勒夏特列原理,达到平衡时,离子浓度相当于可逆反应中生成物的平衡浓度,电解质分子浓度相当于可逆反应中反应物的平衡浓度,外界条件对其影响可归纳为: (1)浓度:对于同一弱电解质,浓度越大,电离程度越小;浓度越小,电离程度越大,即对溶液加水稀释时,电离平衡向着电离的方向移动。 (2)温度:由于弱电解质的电离过程一般是吸热的,升高温度,电离平衡向着电离的方向移动。 (3)同离子效应:在弱电解质溶液中加入与弱电解质电离产生相同离子的强电解质,电离平衡将向电离的反方向移动。 (4)化学反应:在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质,电离平衡将向电离的方向移动。 以CH3COOH CH3COO-+H+为例: 当外界条件(如浓度、温度等)发生变化时,电离平衡就会发生移动。弱电解质的电离平衡移动遵循化学平衡移动原理。 影响因素 平衡移 动方向 n(H+) c(H+) c(CH3COO-) K pH 导电 能力 升温(不考虑挥发) 右 增大 增大 增大 增大 减小 增强 加冰醋酸 右 增大 增大 增大 不变 减小 增强 加入 其他 物质 CH3COONa固体 左 减小 减小 增大 不变 增大 增强 通HCl气体 左 增大 增大 减小 不变 减小 增强 NaOH固体 右 减小 减小 增大 不变 增大 增强 加水稀释 右 增大 减小 减小 不变 增大 减弱 [素能应用] 典例2现有0.1 mol·L-1氨水10 mL,加蒸馏水稀释到1 L后,下列变化中正确的是(　　) ①电离程度增大　②c(NH3·H2O)增大　③ 数目增多　④c(OH-)增大　⑤导电性增强 A.①②③　　　　　　　　B.①③⑤ C.①③⑥ D.②④⑥ 答案 C 用化学平衡理论分析电解质的电离平衡问题时,考虑的主要影响因素有稀释、改变温度、加入含有相同分子或离子的物质、发生化学反应等,在分析此类问题时应注意以下两点: (1)平衡向“削弱”这种改变的方向移动,移动结果不能“抵消”或“超越”这种改变。 (2)加水稀释有利于电离,但是离子浓度降低,因为溶液体积增大程度大于离子增多程度。 变式训练2 0.1 mol·L-1CH3COOH溶液中存在电离平衡: CH3COOH CH3COO-+H+。加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时,都会引起(　　) A.溶液的酸性减弱 B.CH3COOH电离程度变大 C.溶液的导电能力减弱 D.溶液中c(CH3COO-)减小 答案 A 任务三 有关电离常数的计算 [问题探究] 1.两种酸HA与HB的电离常数分别为K1、K2,若K1<K2,能说明两者酸性的强弱吗? 答案 可以。对于组成相似的弱酸,电离常数越大,酸性越强,故酸性: HB>HA。 (1)H+的浓度:H2A　　　　　　　　H2B。  (2)酸根离子的浓度:c(A2-)　　　　　c(B2-)。  (3)酸分子的浓度:c(H2A)　　　　　　　　c(H2B)。  (4)溶液的导电能力:H2A　　　　　　　　H2B。  答案 (1)>　(2)>　(3)<　(4)> 解析 H2A和H2B都是二元弱酸,二元弱酸的电离分两步,第一步比第二步电离程度大得多,溶液的酸性(或H+浓度)、酸式酸根离子的浓度、酸分子的浓度、溶液的导电能力均由第一步电离决定。同温、同浓度的H2A、H2B溶液,H2A的第一步电离常数大于H2B的第一步电离常数,故H+浓度是H2A>H2B,酸分子的浓度是c(H2A)<c(H2B),溶液导电能力是H2A>H2B。酸根离子A2-、B2-的浓度取决于两酸的第二步电离,H2A的第二步电离常数大于H2B的第二步电离常数,故c(A2-)>c(B2-)。 [深化拓展] 有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例) (1)已知起始时c(HX)和电离产生的c(H+),求电离平衡常数。 　　 HX　　　　 H+　+　X- 起始: c(HX) 0 0 平衡: c(HX)-c(H+) c(H+) c(X-) (2)已知起始时c(HX)和电离平衡常数,求溶液中c(H+)。 　　 HX　　　　H+　+　X- 起始: c(HX) 0 0 平衡: c(HX)-c(H+) c(H+) c(X-) [素能应用] 典例3 25 ℃时,在0.5 L 0.2 mol·L-1的HA溶液中,有0.001 mol的HA电离。 (1)求该温度下HA的电离常数。 (2)计算25 ℃时,0.1 mol·L-1的该酸溶液中的c(H+)。 答案 (1)2.02×10-5 (2)1.42×10-3 mol·L-1 解析 (1)由题意可得: 　　　　　　 HA　　　　 H+　+　A- 起始物质的量/mol 0.1 0 0 已电离物质的量/mol 0.001 0.001 0.001 平衡时物质的量/mol 0.099 0.001 0.001 变式训练3某酸HX是一种弱酸,25 ℃时电离常数Ka=4×10-4。 (1)写出该酸的电离常数表达式:Ka=　　　　　　。  (2)25 ℃时,往HX溶液中加入1 mol·L-1的盐酸,能　　　　　　　　(填“抑制”或“促进”)HX的电离,Ka值将　　　　　　　　(填“增大”“减小”或“不变”)。  (3)若HX的起始浓度为0.010 mol·L-1,则平衡时c(H+)=　　　　　　　　[提示:因Ka很小,平衡时的c(HX)仍可近似为0.010 mol·L-1]。  任务四 一元强酸与一元弱酸的比较 [问题探究] 1.等浓度的盐酸和醋酸溶液中,哪种溶液中的氢离子浓度大? 答案 盐酸中的H+浓度大。 2.取等体积氢离子浓度相等的盐酸和醋酸,两溶液中溶质的物质的量浓度有怎样的大小关系?加入足量金属锌完全反应,产生H2的物质的量有怎样的大小关系? 答案 氢离子浓度相等的盐酸和醋酸,醋酸的浓度大。等体积的两种酸与足量锌反应,醋酸产生H2的物质的量大。 [深化拓展] 一元强酸和一元弱酸在溶液中的电离程度不同,一元强酸在溶液中完全电离,一元弱酸电离程度很小。 等浓度的一元强酸和一元弱酸中,强酸中H+的浓度大,因此与金属反应开始时强酸反应速率快。等浓度等体积的两种酸与金属或碱液反应,随着反应的进行,弱酸可不断电离,最终弱酸可完全电离,产生的H+可完全反应,即两种酸最终都生成正盐,因此中和碱的量相同,与金属反应放出H2的量相同。 等pH一元强酸和一元弱酸,H+浓度相同,由于弱酸电离程度很小,因此溶液中有大量的弱酸分子没有发生电离,则弱酸的浓度远比强酸的浓度大。H+浓度相同,因此与金属反应开始时反应速率相同。等pH等体积的两种酸,与金属或碱液反应,由于弱酸浓度大,溶液中弱酸的物质的量大,因此弱酸消耗碱的量多,弱酸与金属反应放出的H2多。 [素能应用] 典例4(双选)c(H+)相等的盐酸(甲)和醋酸(乙),分别与锌反应,若最后锌已全部溶解且放出气体一样多,则下列说法正确的是(　　) A.反应开始时的速率:甲=乙 B.反应所需时间:甲<乙 C.反应开始时,酸的物质的量浓度:甲<乙 D.反应结束时c(H+):甲>乙 答案 AC 解析 因两种酸中c(H+)相等,故开始的反应速率相等,A正确;因为醋酸是弱酸,电离程度很小,故其物质的量浓度远比盐酸的大,C正确;随着反应的进行,溶液中c(H+)减小,醋酸可继续电离,醋酸中反应速率快,因此醋酸反应所需时间短,B错误;反应结束两种酸中消耗H+的物质的量相等,由于醋酸不断电离,导致结束时醋酸中H+的浓度大于盐酸,D错误。 变式训练4在室温下pH相同、体积相同的醋酸和盐酸,对两种溶液分别采取下列措施,有关叙述正确的是(　　) A.加适量的醋酸钠晶体后,两溶液的pH均增大 B.使溶液都升高20 ℃,两溶液的pH均不变 C.加水稀释到体积为原来的两倍后,两溶液的pH均减小 D.加足量的锌充分反应后,两溶液产生的气体一样多 答案 A 解析 加入醋酸钠晶体后,CH3COO-浓度增大,使醋酸的电离平衡向逆方向移动,消耗了H+,故pH会增大,盐酸与醋酸钠反应后也消耗了H+,pH也会增大,故A正确;升温后醋酸的电离程度增大,氢离子浓度增大,pH会减小,B错误;加水稀释后,两溶液的pH均增大,C错误;因醋酸是弱酸,则CH3COOH的物质的量大,所以加足量的锌充分反应后,醋酸中产生的气体多,故D错误。 (1)同浓度、同体积的盐酸与醋酸的比较 物质 c(H+) pH 中和碱 的能力 与足量金属反应产生H2量 与金属反应的速率(开始时) 稀释相同倍数后pH变化 盐酸 大 小 相同 相同 快 大 醋酸 小 大 慢 小 (2)同pH、同体积的盐酸与醋酸 物质 c(H+) pH 中和碱 的能力 与足量金属反应产 生H2量 与金属反应的速率(开始时) 稀释相同倍数后pH变化 盐酸 相同 相同 小 少 相同 大 醋酸 大 多 小 素养脉络 随堂检测 1.下列属于强电解质的是(　　) A.硫酸钡 B.食盐水 C.二氧化硅 D.醋酸 答案 A 解析 硫酸钡是强电解质,A项正确;食盐水为混合物,不属于电解质,B项错误;二氧化硅是非电解质,C项错误;醋酸在水中只能部分电离,为弱电解质,D项错误。 2.下列关于稀盐酸与醋酸溶液两种稀溶液的说法正确的是(　　) A.相同物质的量浓度的两溶液中c(H+)相同 B.100 mL 0.1 mol·L-1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠 C.c(H+)=10-3 mol·L-1的两溶液稀释到原溶液体积的100倍,c(H+)都为 10-5 mol·L-1 D.两溶液中分别加入少量对应的钠盐,c(H+)均明显减小 答案 B 解析 相同物质的量浓度时,盐酸中c(H+)大于醋酸中c(H+),故A错;c(H+) =10-3 mol·L-1的HCl溶液和CH3COOH溶液,稀释到体积为原来的100倍,盐酸中c(H+)=10-5 mol·L-1,醋酸中c(H+)大于10-5 mol·L-1,因为加水稀释时, CH3COOHCH3 COO-+H+电离平衡右移,故C错;加入少量对应的钠盐时,对盐酸无影响,CH3COOH电离平衡左移,c(H+)减小,故D错。 3.将0.01 mol的下列物质分别加入(或通入)到100 mL水中,假设溶液体积变化不计,水溶液的导电能力最强的是(　　) A.HF B.NH4HCO3 C.BaSO4 D.NH3 答案 B 4.有以下物质: ①石墨　②铝　③酒精　④氨水　⑤二氧化碳　⑥碳酸氢钠固体　⑦氢氧化钡溶液　⑧纯醋酸　⑨氧化钠固体　⑩氯化氢气体 其中能导电的是　;  属于非电解质的是　;  属于强电解质的是　;  属于弱电解质的是　。  答案 ①②④⑦　③⑤　⑥⑨⑩　⑧ 解析 石墨和铝都能导电,氨水和氢氧化钡溶液都有自由移动的离子,所以能导电。酒精和二氧化碳为非电解质。碳酸氢钠固体和氯化氢气体在水溶液中能完全电离,氧化钠固体在熔融状态时能完全电离,为强电解质。纯醋酸在水中只能部分电离,为弱电解质。 第1课时　水的电离　溶液的酸碱性 第2课时　pH的计算 第3课时　酸碱中和滴定 第二节 水的电离与溶液PH值 素养目标 1.了解水的电离平衡,特别是温度、酸、碱等对水电离平衡的影响。培养变化观念与平衡思想等学科核心素养。 2.知道水的离子积常数的表达式及其应用。 3.初步了解溶液的酸碱性与pH的关系,会用pH试纸和pH计等测定溶液的pH。培养证据推理与模型认知、科学态度与社会责任等学科核心素养。 第1课时　水的电离　溶液的酸碱性 [必备知识] 一、水的电离 1.水的电离 水是一种极弱的电解质,电离方程式为H2O+H2O H3O++OH-, 简写为H2O H++OH-。 2.水的离子积常数 (1)定义 当水的电离达到平衡时,电离产物H+和OH-的浓度之积是一个常数,叫做水的离子积常数,记作KW。 (2)表达式 KW=c(H+)·c(OH-),25 ℃时,KW=1.0×10-14。 (3)影响因素 水的离子积KW只受温度的影响,温度升高,KW增大。 (4)适用范围 KW不仅适用于纯水,还可适用于稀的电解质水溶液。 【微思考1】酸性溶液中是否存在OH-?碱性溶液中是否存在H+?试解释原因。 提示 酸性溶液中存在OH-,碱性溶液中存在H+。因这些溶液中都存在弱电解质水的电离。 二、溶液的酸碱性与pH 1.溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH-)的关系 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。 (1)c(H+)>c(OH-),溶液呈酸性。 (2)c(H+)=c(OH-),溶液呈中性。 (3)c(H+)<c(OH-),溶液呈碱性。 2.溶液的pH (1)表达式:pH=-lgc(H+)。 (2)意义:pH越大,溶液碱性越强;pH越小,溶液酸性越强。 (3)适用范围:1×10-14 mol·L-1≤c(H+)≤1 mol·L-1的溶液。 3.常温下溶液的酸碱性与pH的关系 (1)pH < 7,溶液呈酸性。 (2)pH = 7,溶液呈中性。 (3)pH > 7,溶液呈碱性。 4.溶液pH的测量 (1)pH试纸 ①测量原理:pH试纸对不同pH的溶液能显示不同的颜色,可迅速测定溶液的pH。 ②pH试纸种类: a.广泛pH试纸——pH范围是1~14或0~10,可以识别的pH差约为1。 b.精密pH试纸——pH范围较窄,可以判别0.2或0.3的pH差。 c.专用pH试纸。 【微思考2】回顾初中所学pH试纸的使用方法,试回答如何用pH试纸测定溶液的pH? 提示 把小片pH试纸放在表面皿或玻璃片上,用干燥洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在干燥的pH试纸上,试纸变色后,与标准比色卡对比,即可确定溶液的pH。 (2)pH计 又叫酸度计,可用于精密测量溶液的pH,其量程为0~14。 5.溶液酸碱性与pH的应用 (1)人体体液都有一定的pH。 (2)环保领域,酸性或碱性废水的处理常利用中和反应。 (3)农业生产中,各种农作物的生长对土壤的pH范围有一定的要求。 (4)酸碱中和滴定实验中,溶液pH的变化是判断滴定终点的依据。 [自我检测] 1.正误判断 (1)在蒸馏水中滴加浓硫酸,KW不变。(　　) (2)25 ℃与60 ℃时,水的pH相等。(　　) (3)25 ℃时NH4Cl溶液的KW大于100 ℃时NaCl溶液的KW。(　　) (4)任何水溶液中均存在H+和OH-,且水电离出的c(H+)和c(OH-)相等。(　　) (5)室温下,0.1 mol·L-1的HCl溶液与0.1 mol·L-1的NaOH溶液中水的电离程度相同。(　　) (6)向水中加入少量硫酸氢钠固体,促进了水的电离,c(H+)增大,KW不变。(　　) × × × √ √ × 2.90 ℃时,水的离子积KW=3.8×10-13,该温度时纯水的c(H+)(　　) A.等于1.0×10-7 mol·L-1 B.小于1.0×10-7 mol·L-1 C.大于1.0×10-7 mol·L-1 D.无法确定 答案 C 解析 25 ℃时,在纯水中c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7 mol·L-1,KW=1×10-14。当温度升高时,纯水的电离程度增大,则90 ℃时,纯水中 任务一 水的电离及水的离子积 [问题探究] 1.加水稀释盐酸,溶液中的c(H+)、c(OH-)都减小,对吗? 答案 不对;稀释盐酸时,溶液中的c(H+)减小,但因为KW=c(H+)·c(OH-)不变,所以c(OH-)增大。 2.试分析酸性溶液中c(H+)、c(OH-)的来源及KW的计算方法。 答案 c(H+)来源于酸的电离和水的电离,且c(H+)酸≫c(H+)水;c(OH-)来源于水的电离,且电离程度很小;KW=[c(H+)酸+c(H+)水]·c(OH-)水≈c(H+)酸·c(OH-)水。 [深化拓展] 1.水的离子积常数 (1)水的电离常数表达式为 。 (2)水的离子积常数表达式为KW=c(H+)·c(OH-)。 (3)KW及影响因素: ①25 ℃时:KW=1.0×10-14。 ②水的电离是吸热的可逆过程,故温度升高,KW增大。 ③水的离子积常数只受温度的影响,与c(H+)和c(OH-)的变化无关。 2.水的电离平衡移动 影响因素 水的电离平衡移动 影响结果 方向 原因 KW c(H+)变化 c(OH-)变化 c(H+)与c(OH-)的关系 温度 升温 右移 水的电离 过程吸热 增大 增大 增大 c(H+)=c(OH-) 降温 左移 减小 减小 减小 c(H+)=c(OH-) 加酸 左移 增大了c(H+) 不变 增大 减小 c(H+)>c(OH-) 加碱 左移 增大了c(OH-) 不变 减小 增大 c(H+)<c(OH-) 外加活 泼金属 右移 金属消耗水电 离出的H+ 不变 减小 增大 c(H+)<c(OH-) [素能应用] 典例125 ℃时,水的电离达到平衡:H2O H++OH-　ΔH>0。下列叙述正确的是(　　) A.向水中加入稀氨水,平衡逆向移动,c(OH-)减小 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钠,平衡逆向移动,c(H+)减小 D.将水加热,KW增大,c(H+)不变 答案 B 解析 向水中加入稀氨水,OH-浓度增大,水的电离平衡逆向移动,A项错误;硫酸氢钠是强酸酸式盐,向水中加入少量固体硫酸氢钠,其在水溶液中完全电离: ,c(H+)增大,由于KW只与温度有关,所以KW不变,B项正确;向水中加入少量固体钠,由于金属钠非常活泼,可与水电离出的H+直接发生置换反应,产生H2,故促进了水的电离,使平衡正向移动,C项错误;将水加热,KW增大,c(H+)、c(OH-)同等倍数增大,D项错误。 在分析水的电离平衡的移动方向时,要充分利用在化学平衡中所学习的平衡移动原理。需注意: (1)向水中加入酸或碱,使c(H+)或c(OH-)增大,则抑制水的电离,如向水中加入少量NaOH固体可抑制水的电离。 (2)向水中加入某种物质,若该物质与H+或OH-发生反应而使c(H+)或c(OH-)减小,则促进水的电离。如向水中加入钠等活泼金属可促进水的电离。 (3)KW只受温度的影响。 变式训练1下列叙述正确的是(　　) A.某温度下,蒸馏水中的c(H+)=2.0×10-7 mol·L-1,则该温度一定高于25 ℃ B.25 ℃时,某液体中c(H+)和c(OH-)的乘积为1×10-14,该液体一定为纯水 C.25 ℃时,向水中加入氢氧化钠固体,水的电离平衡逆向移动,水的离子积减小 D.25 ℃时,0.1 mol·L-1的盐酸与0.1 mol·L-1的NaOH溶液中,水的电离程度不同 答案 A 解析 某温度下,蒸馏水中的c(H+)=2.0×10-7 mol·L-1,水的离子积为4×10-14,比25 ℃时的水的离子积大,因为水的电离吸热,则该温度必然高于25 ℃;25 ℃时,任何水溶液中c(H+)和c(OH-)的乘积均为1×10-14;水中加入氢氧化钠固体,水的电离平衡逆向移动,但水的离子积不变;同浓度的H+和OH-对水的电离的抑制程度相同。 任务二 溶液的酸碱性 [问题探究] 1.室温下,将pH=5的盐酸稀释到体积为原来的100倍所得的溶液是否呈中性? 答案 所得溶液不呈中性;室温下,将酸溶液无限稀释,其pH无限接近7但不会等于7,溶液呈酸性。 2.室温下,由水电离出的c(H+)=10-10 mol·L-1,该溶液呈什么性? 答案 可能呈酸性也可能呈碱性。 3.某溶液中c(H+)=10-6 mol·L-1,该溶液一定呈酸性吗?某溶液的pH=7,该溶液一定呈中性吗? 答案 因为温度不确定,故不能确定溶液的酸碱性。 [深化拓展] 判断溶液酸碱性的标准 (1)判定溶液酸碱性的依据是c(H+)与c(OH-)的相对大小,如果c(H+)>c(OH-),溶液显酸性;如果c(H+)<c(OH-),溶液显碱性;如果c(H+)=c(OH-),溶液显中性。 (2)用pH判断溶液酸碱性时,要注意的条件是温度,不能简单地认为pH=7的溶液一定呈中性,如100 ℃时,纯水的pH<7,所以使用pH判断溶液酸碱性时需注明温度。 (3)用酸碱指示剂判断溶液酸碱性时,要注意指示剂的变色范围。 [素能应用] 典例2(双选)下列关于溶液酸碱性的说法正确的是(　　) A.常温下,pH=7的溶液呈中性 B.中性溶液中一定有c(H+)=1.0×10-7 mol·L-1 C.c(H+)=c(OH-)的溶液呈中性 D.在100 ℃时,纯水的pH<7,因此呈酸性 答案 AC 解析 25 ℃时,中性溶液pH=7,A项正确;在中性溶液中,c(H+)和c(OH-)一定相等,但并不一定等于1.0×10-7 mol·L-1,所以B项错误,C项正确;100 ℃的纯水中,虽然pH<7,但c(H+)=c(OH-),还是呈中性,所以D项错误。 溶液酸碱性与c(H+)、c(OH-)及pH的关系 变式训练2下列溶液一定呈中性的是(　　) A.使石蕊溶液呈紫色的溶液 B.c(H+)=c(OH-)的溶液 C.由强酸、强碱等物质的量反应得到的溶液 D.非电解质溶于水得到的溶液 答案 B 解析 等物质的量的强酸与强碱,由于它们所含H+和OH-的物质的量未知,因此无法判断它们混合后溶液的酸碱性,故C错误;非电解质溶于水,可以使溶液显酸性、碱性或中性,如SO2溶于水生成H2SO3,溶液显酸性,NH3溶于水生成NH3·H2O,溶液显碱性,乙醇、蔗糖等溶于水,溶液显中性,故D错误。 典例3常温下,在pH=12的某碱溶液中,由水电离出的c(OH-)为(　　) A.1.0×10-7 mol·L-1 B.1.0×10-6 mol·L-1 C.1.0×10-3 mol·L-1 D.1.0×10-12 mol·L-1 答案 D 解析 由水电离出的c(H+)=10-pH mol·L-1=1.0×10-12 mol·L-1,由水电离出的c(OH-)等于由水电离出的c(H+),所以,由水电离出的c(OH-)也等于1.0×10-12 mol·L-1。 (1)计算溶液中水电离出的c(H+)与c(OH-)时注意以下几点: ①因为H2O H++OH-,所以由水电离出的c(H+)=c(OH-)。 ②酸溶液中的OH-和碱溶液中的H+都是水电离出的。 (2)计算溶液中水电离出的c(H+)与c(OH-)的方法: ①计算酸溶液中水电离出的c(H+)时,首先根据已知条件计算溶液中的c(H+),再根据KW=c(H+)·c(OH-)计算出溶液中的c(OH-),然后根据水电离出的c(H+)=c(OH-),确定由水电离出的c(H+)。 ②计算碱溶液中水电离出的c(OH-)时,首先根据已知条件计算溶液中的c(OH-),再根据KW=c(H+)·c(OH-)计算出溶液中的c(H+),然后根据水电离出的c(OH-)=c(H+),确定由水电离出的c(OH-)。 变式训练3常温下,在pH=2的某酸溶液中,由水电离出的c(H+)为(　　) A.1.0×10-7 mol·L-1 B.1.0×10-6 mol·L-1 C.1.0×10-3 mol·L-1 D.1.0×10-12 mol·L-1 答案 D 解析 溶液中的c(H+)=10-pH mol·L-1=1.0×10-2 mol·L-1,根据 KW=c(H+)·c(OH-),得出水电离的c(OH-)=1.0×10-12 mol·L-1。因为由水电离出的c(H+)等于由水电离出的c(OH-),所以,由水电离出的c(H+)也等于1.0×10-12 mol·L-1。 素养脉络 随堂检测 1.下列关于水的离子积常数的叙述正确的是(　　) A.因为水的离子积常数的表达式是KW=c(H+)·c(OH-),所以KW随溶液中c(H+)和c(OH-)的变化而变化 B.水的离子积常数KW与水的电离平衡常数K电离是同一个物理量 C.水的离子积常数仅仅是温度的函数,随着温度的变化而变化 D.水的离子积常数KW与水的电离平衡常数K电离是两个没有任何关系的物理量 答案 C 解析 水的离子积常数KW=K电离·c(H2O),一定温度下K电离和c(H2O)都是不变的常数,所以KW仅仅是温度的函数。水的离子积常数的表达式是KW=c(H+)·c(OH-),但是只要温度一定,KW就是不变的常数。溶液中H+的浓度变大,则OH-的浓度会变小,反之亦然。 2.常温时,向水中加入少量NaOH溶液,水的电离改变和溶液中KW的变化正确的是(　　) A.被促进　不变 B.被促进　变小 C.被抑制　不变 D.被抑制　变小 答案 C 解析 NaOH溶于水电离出OH-,抑制了水的电离。水的离子积常数只与温度有关,所以KW不变。 3.下列说法正确的是(　　) A.强碱的水溶液中不存在H+ B.pH=0的溶液是酸性最强的溶液 C.在温度不变时,水溶液中的c(H+) 和c(OH-)不能同时增大 D.某温度下,纯水中c(H+)=2×10-7 mol·L-1,其呈酸性 答案 C 解析 在酸性或碱性水溶液中均存在H+和OH-;pH=0的溶液中c(H+)=1.0 mol·L-1,并不是酸性最强的溶液;温度一定时,KW=c(H+)·c(OH-)是一个定值,故c(H+)和c(OH-)不能同时增大;纯水中,c(H+)=c(OH-),呈中性。 4.某温度下,纯水中c(H+)=2.0×10-7 mol·L-1,则此时c(OH-)=　　　　　　;温度不变,向水中滴入盐酸使c(H+)=5.0 mol·L-1,则溶液中 c(OH-)=　　　　　　。  答案 2.0×10-7 mol·L-1　8.0×10-15 mol·L-1 解析 纯水中c(H+)始终等于c(OH-),所以c(OH-)=2.0×10-7 mol·L-1。此温度下,KW=c(H+)·c(OH-)=4.0×10-14。向水中滴加盐酸,KW不变, 第2课时　pH的计算 素养目标 1.学会用证据推理意识进行pH的简单计算。 2.了解溶液稀释时pH的变化规律,会计算各类混合溶液的pH,培养变化观念与平衡思想。 1.pH计算公式:pH=-lgc(H+)。 2.强酸和强碱溶液的pH计算: (1)强酸溶液(以c mol·L-1的HnA溶液为例) c(H+)=nc mol·L-1,pH=-lgc(H+)=-lgnc。 (2)强碱溶液[以c mol·L-1的B(OH)n溶液为例] c(OH-)=nc mol·L-1,c(H+)= mol·L-1,pH=-lgc(H+)= 。 【微思考】下列问题中的溶液都处于常温下。 (1)pH=3的某盐酸中,c(H+)为多少mol·L-1?由水电离产生的c(H+)又是多少 mol·L-1? (2)0.05 mol·L-1 H2SO4溶液中,c(OH-)为多少mol·L-1?其pH等于多少? (3)将0.4 g NaOH固体溶于水,得到1 L溶液,c(OH-)为多少mol·L-1?pH为多少? 提示 (1)1.0×10-3　1.0×10-11 (2)1.0×10-13　1 (3)0.01　12 [自我检测] 1.正误判断 (1)某溶液的pH=7,该溶液一定显中性。(　　) (2)用pH试纸测定氯水的pH为3。(　　) (3)一定温度下,pH=a的氨水,稀释10倍后,其pH=b,则a=b+1。(　　) (4)25 ℃时,某溶液中水电离出的c(H+)=10-13 mol·L-1,则该溶液的pH一定为13。(　　) (5)室温下,pH=3的盐酸跟pH=11的氨水等体积混合后,pH一定大于7。(　　) (6)室温下,pH=3的磷酸跟pH=11的氢氧化钾溶液等体积混合后,pH一定大于7。(　　) × × × × √ × 2.常温下,向纯水中加入氢氧化钠,使溶液的pH为10,则由氢氧化钠电离出的OH-的浓度与水电离出的OH-的浓度之比为(　　) A.1010∶1　　　　B.108∶1 C.106∶1 D.1∶1 答案 C 解析 pH=10的NaOH溶液中水电离的c(H+)=10-10 mol·L-1,根据水的离子积常数由NaOH电离产生的c(OH-)= mol·L-1=10-4 mol·L-1,而由水电离产生的c(OH-)=c(H+)=10-10 mol·L-1,所以由氢氧化钠电离出的OH-的浓度与水电离出的OH-的浓度之比为10-4 mol·L-1∶10-10 mol·L-1=106∶1,故选C。 任务一 溶液pH的计算 [问题探究] pH=10的NaOH溶液与pH=12的NaOH溶液等体积混合,混合后的c(H+)是否 答案 不是,混合后溶液呈碱性,应先求c(OH-)混,再通过 求出c(H+)。 [深化拓展] 1.单一溶液pH的计算 (1)强酸溶液,pH=-lgc(H+)。 (2)强碱溶液,c(H+)= ,pH=-lgc(H+)。 2.混合溶液pH的计算 (1)强酸溶液与强酸溶液混合 (3)强酸溶液与强碱溶液混合 常温下,若恰好完全反应,溶液呈中性,pH=7; 常温下,酸、碱溶液等体积混合,且酸与碱溶液的pH之和为14: 若为强酸与强碱,则pH=7; 若为强酸与弱碱,则pH>7; 若为弱酸与强碱,则pH<7。 [素能应用] 典例1(1)常温下,某H2SO4溶液的浓度是0.005 mol·L-1,此溶液的pH为　　　　。用水稀释到原来体积的100倍,pH为　　　　。再继续稀释到溶液体积的104倍,pH　　　　。  (2)常温下,pH=3的盐酸与pH=5的硫酸溶液等体积混合后溶液的pH为　　　　。  (3)常温下,pH=10和pH=12的两种NaOH溶液等体积混合后溶液的pH为　　　　。  (4)常温下,pH=12的NaOH溶液和pH=4的HCl溶液等体积混合后,溶液的pH为　　　　。  答案 (1)2　4　接近7　(2)3.3 (3)11.7　(4)11.7 解析 (1)c(H+)=0.005 mol·L-1×2=0.01 mol·L-1,pH=-lg10-2=2。稀释为原体积的100倍后,c(H+)=0.01 mol·L-1÷100=10-4 mol·L-1,pH=-lg10-4=4。再稀释到溶液体积的104倍后,pH接近7(酸溶液无限稀释后不会显中性或碱性)。 不同浓度的强酸(或强碱)溶液等体积混合的pH速算技巧 当不同浓度的强酸(或强碱)溶液等体积混合时,若pH之差≥2,则混合后溶液的pH的计算有如下口诀: 强酸强酸等体掺,小值加上0.3; 强碱强碱等体掺,大值减去0.3。 变式训练1常温下,将pH为8的NaOH溶液与pH为10的NaOH溶液等体积混合后,溶液的氢离子浓度最接近于(　　) A.2×10-10 mol·L-1 B. (10-8+10-10)mol·L-1 C.(10-8+10-10) mol·L-1 D. (10-6+10-4) mol·L-1 答案 A 任务二 酸(或碱)溶液稀释后pH的计算及大小比较 [问题探究] 对于pH=a的强酸和弱酸溶液,均稀释到原溶液体积的10n倍(a+n<7),试写出稀释后溶液的pH或范围。 答案 稀释到原溶液体积的10n倍,pH=a的强酸溶液的pH就增大n(a+n<7)个单位,即稀释后强酸溶液的pH=a+n;弱酸溶液稀释过程中会电离出H+,因此弱酸溶液的pH变化小于强酸,弱酸溶液的pH范围:a<pH<a+n。 [深化拓展] 酸、碱溶液稀释时pH的变化可用数轴表示 (1)强酸、弱酸溶液的稀释: (2)强碱、弱碱溶液的稀释: [素能应用] 典例2 常温下,pH=11的X、Y两种碱溶液各1 mL,分别稀释至100 mL,其pH与溶液体积(V)的关系 如图所示,下列说法正确的是(　　) A.X、Y两种碱溶液中溶质的物质的量浓度一定相等 B.稀释后,X溶液的碱性比Y溶液的碱性强 C.分别完全中和X、Y这两种碱溶液时,消耗同浓度盐酸的体积:V(X)>V(Y) D.若9<a<11,则X、Y都是弱碱 答案 D 解析 因为pH=11的X、Y两种碱溶液稀释到原溶液体积的100倍时,pH:Y>X,所以物质的量浓度:c(Y)>c(X),稀释后溶液碱性:Y>X,故A、B均错误;因为c(Y)>c(X)且V(Y)=V(X),故n(Y)>n(X),所以消耗同浓度的盐酸时,Y消耗得多,C错误;若9<a<11,说明稀释到原溶液体积的100倍时,X、Y的pH均减小不到2个单位,故X、Y都是弱碱,D正确。 (1)酸、碱溶液无限稀释。 pH只能无限接近于7,酸溶液pH不可能大于7,碱溶液pH不可能小于7。 (2)对于物质的量浓度相同的强酸溶液和弱酸溶液稀释到原溶液体积的相同倍数。 强酸溶液pH变化程度比弱酸溶液大(强碱和弱碱类似)。 弱酸、弱碱在稀释过程中有浓度的变化,又有电离平衡的移动,不能求得具体数值,只能确定其pH范围。 变式训练2将体积为10 mL、pH为3的乙酸溶液和盐酸分别加水稀释至a mL和b mL,测得稀释后pH均为5,则稀释后溶液的体积(　　) A.a=b=100 mL B.a>b C.a=b=1 000 mL D.a<b 答案 B 解析 稀释后,弱酸溶液中n(H+)增加,强酸溶液中n(H+)不变,要使稀释后两溶液中c(H+)仍相同,则弱酸溶液中加入水的体积大于强酸的,即a>b。 素养脉络 随堂检测 1.pH=2的盐酸与pH=6的盐酸等体积混合后,溶液的pH约为(　　) A.2 B.2.3 C.1.7 D.5.7 答案 B 2.将pH=2的盐酸平均分为2份,一份加入适量水,另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量氢氧化钠溶液后,pH都升高了1,则加入的水与氢氧化钠溶液的体积比为(　　) A.9∶1 B.10∶1 C.11∶1 D.12∶1 答案 C 解析 设每份盐酸的体积为1 L,将pH=2的盐酸加水,pH升高1,说明加入水的体积为9 L;另一份加入与盐酸物质的量浓度相同的适量氢氧化钠溶液后,pH升高1,可设加入氢氧化钠溶液的体积为x,则0.01 mol·L-1×1 L-0.01 mol·L-1×x=0.001 mol·L-1×(1+x),解得x= L,所以加入的水与氢氧化钠溶液的体积比为11∶1。 3.(双选)下列叙述正确的是(　　) A.用水稀释0.1 mol·L-1的氨水,则溶液中 减小 B.pH=3的盐酸和醋酸溶液分别升高相同的温度,pH均不变 C.在等体积等pH的盐酸和醋酸溶液中分别加入等质量的相同锌粒,若只有一种溶液中的锌粒有剩余,则该溶液一定是盐酸 D.两种氨水的物质的量浓度分别为c1和c2,pH分别为a和a+1,则c2=10c1 答案 AC 解析 A项,加水稀释时,n(NH3·H2O)减小,n(OH-)增大,所以 减小,正确;B项,盐酸升温,pH不变,但醋酸溶液升温,CH3COOH电离度增大,pH减小,错误;C项,等体积等pH的盐酸和醋酸溶液,醋酸是弱酸,浓度更大,能与更多的锌粒反应,正确;D项,溶液越稀,电离程度越大,若电离程度相同时,c2=10c1,由于c1对应的NH3·H2O电离程度大,所以c2>10c1。 4.(1)现有pH=2的稀盐酸100 mL,要使它的pH=3,如果加入蒸馏水,需加水 　　　mL;如果加入pH=4的稀盐酸,需加入此稀盐酸　　　　mL(假定溶液体积有加和性,溶液所处温度为常温,下同)。  (2)将pH=8的NaOH溶液与pH=11的NaOH溶液等体积混合后,溶液的pH≈　　　　。  (3)将0.1 mol·L-1盐酸和0.06 mol·L-1氢氧化钡溶液等体积混合后,该混合溶液的pH=　　　　。  (4)pH=a的X体积的某强酸溶液与pH=b的Y体积的某强碱溶液混合后,溶液呈中性,已知a+b=15,则X∶Y=　　　　。  答案 (1)900　1 000　(2)10.7　(3)12　(4)10∶1 第3课时　酸碱中和滴定 素养目标 1.了解酸碱中和滴定的原理,熟记酸碱中和滴定的主要仪器的名称及用途,培养科学探究与创新意识。 2.掌握酸碱中和滴定的实验操作、计算方法和误差分析。 [知识铺垫] 1.氢氧化钠溶液与稀盐酸混合时发生反应的离子方程式为 OH-+H+ === H2O,该反应的反应类型为复分解反应中的中和反应。 2.紫色石蕊溶液遇酸(或酸性溶液)变为红色,遇碱(或碱性溶液)变为蓝色;无色酚酞溶液遇酸(或酸性溶液)不变色,遇碱(或碱性溶液)变为红色。 3.OH-+H+ === H2O是否只能代表强酸与强碱之间的反应?试用实例说明。 提示 不是,OH-+H+ === H2O还可代表某些盐(如NaHSO4)与碱(如NaOH)之间的反应。 4.强酸与强碱溶液的反应都可用离子方程式H++OH- === H2O表示吗?试用实例说明。 提示 不能。如硫酸溶液与Ba(OH)2溶液反应的离子方程式为 [必备知识] 一、酸碱中和滴定的原理 1.定义 依据中和反应,用已知浓度的酸(或碱)(也叫标准溶液)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。 2.原理 (1)实质:H++OH- === H2O(填离子方程式)。 (2)原理:中和反应中酸提供的H+与碱提供的OH-的物质的量相等。即c(H+)·V酸=c(OH-)·V碱。 【微思考1】酸、碱恰好完全中和时,所用酸和碱的物质的量是否一定相等? 提示 不一定。若酸和碱的元数相同,则所用酸和碱的物质的量相等,否则不相等。 二、酸碱中和滴定的基础知识 1.仪器及使用 (2)滴定管的使用: ①检查仪器:使用前先检查滴定管活塞是否漏水。 ②润洗仪器:在加入反应液之前,洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗2~3次。 ③加入反应液:分别将反应液加入到相应滴定管中,使液面位于滴定管刻度“0”以上2~3 mL处。  ④调节起始读数:在滴定管下放一烧杯,调节活塞,使滴定管尖嘴部分 充满反应液,并使液面处于“0”刻度,准确读取数值并记录。 2.试剂 酸碱中和滴定所用试剂为标准液、待测液和指示剂,酸碱中和滴定中通常用甲基橙或酚酞作指示剂。 3.常见酸碱指示剂的变色范围 指示剂 变化范围 石蕊 pH<5红色 5~8紫色 >8蓝色 酚酞 pH<8.2无色 8.2~10浅红色 >10红色 甲基橙 pH<3.1红色 3.1~4.4橙色 >4.4黄色 【微思考2】酸碱中和滴定实验中,为何一般不用紫色石蕊作指示剂? 提示 石蕊的颜色变化不明显,会使滴定误差变大。 4.实验数据的处理(以用标准盐酸滴定NaOH溶液为例) 重复实验2~3次,根据c(NaOH)= ,计算出每一次实验中待测NaOH溶液的浓度c(NaOH),然后求其平均值即可。 [自我检测] 1.正误判断 (1)任何酸、碱反应的离子方程式都可写作H++OH- === H2O。(　　) (2)对滴定管内的溶液读数时,仰视使读数偏小。(　　) (3)酸式滴定管可用于量取酸性溶液,碱式滴定管可用于量取碱性溶液。(　　) (4)酸碱滴定实验中,用待滴定溶液润洗锥形瓶以减小实验误差。(　　) × × √ × 2.酸和碱完全中和时,下列有关说法正确的是(　　) A.酸和碱的质量一定相等 B.酸和碱的物质的量一定相等 C.酸和碱的物质的量浓度相等 D.酸能提供的H+与碱能提供的OH-的物质的量相等 答案 D 解析 酸碱完全反应时,酸提供的H+与碱提供的OH-的物质的量相等。 任务一 酸碱中和滴定实验的关键及重要操作 [问题探究] 1.中和滴定原理是酸的物质的量与碱的物质的量相等时,二者恰好反应,对吗? 答案 不对;酸、碱完全反应时,n(H+)=n(OH-),但酸与碱的物质的量不一定相等,因为酸有一元酸、多元酸之分,碱也有一元碱和多元碱之分。 2.酸式滴定管和碱式滴定管能交换使用吗? 答案 不能交换使用,因为酸式滴定管有磨砂的玻璃活塞,容易被碱液腐蚀;碱式滴定管有橡胶管,容易被酸性溶液腐蚀。 3.某一50.00 mL的酸式滴定管液面的读数是25.00 mL,若将溶液全部放完,则放出溶液的体积是25.00 mL吗? 答案 不是;要大于25.00 mL,因为酸式滴定管最大刻度线下有一定的空间,所以放出溶液的体积大于25.00 mL。 [深化拓展] (1)中和滴定通过溶液颜色变化来判定终点,主要用来测定消耗标准液的体积。 (2)“二管二洗”——酸式滴定管、碱式滴定管先用蒸馏水洗,再用待盛液润洗;“一瓶一洗”——锥形瓶只用蒸馏水洗。 (3)在中和滴定实验中,已知浓度的标准溶液是放在锥形瓶中还是滴定管中是人为规定的,只要指示剂和滴定管能够和实验要求相符合(指示剂变色范围在终点pH突变范围之内,滴定管不过大或过小)即可。当然,一般情况下,待测液和指示剂放在锥形瓶中,标准溶液放在滴定管中。 [素能应用] 典例1阅读下列实验内容,根据题目要求回答问题。 某学生为测定未知浓度的硫酸溶液,实验如下:用1.00 mL待测硫酸溶液配制100 mL稀硫酸;以0.14 mol·L-1的NaOH溶液滴定上述稀硫酸25.00 mL,滴定终止时消耗NaOH溶液15.00 mL。 (1)该学生用0.14 mol·L-1NaOH标准溶液滴定稀硫酸的实验操作如下: A.用酸式滴定管取稀硫酸25.00 mL,注入锥形瓶中,加入指示剂 B.用待测液润洗酸式滴定管 C.用蒸馏水洗干净滴定管 D.取碱式滴定管用标准NaOH溶液润洗后,将标准液注入碱式滴定管“0”刻度以上2~3 mL处,再把碱式滴定管固定好,调节液面至“0”刻度 E.检查滴定管是否漏水 F.另取锥形瓶,再重复操作两次 G.把锥形瓶放在滴定管下面,瓶下垫一张白纸,边滴边摇动锥形瓶直至滴定终点,记下滴定管液面所在刻度 ①滴定操作的正确顺序是　　　　　　　　　　(用序号填写);  ②该滴定操作中应选用的指示剂是　　　　　　　;  ③在G操作中判断滴定终点的方法是　　　　　　　　　　　。  (2)如有1 mol·L-1和0.1 mol·L-1的NaOH溶液,应用　　　　　 mol·L-1的NaOH溶液,原因是　　　　　　　　　　。  答案 (1)ECDBAGF　②酚酞　③滴入半滴NaOH溶液后,溶液由无色变为浅红色(或粉红色),且半分钟不褪色 (2)0.1　溶液浓度越稀,误差就越小 解析 (1)①中和滴定实验的步骤为检漏→洗涤→润洗→加液→滴定,故顺序为ECDBAGF;②指示剂可以使用酚酞;③达到滴定终点时,滴入半滴NaOH溶液后,溶液由无色变为浅红色(或粉红色),且半分钟不褪色。(2)进行滴定时,所用标准溶液浓度越稀,误差就越小,故选用0.1 mol·L-1氢氧化钠溶液。 滴定管使用的注意事项 (1)检漏:滴定管使用之前应首先检查是否漏液。 (2)适用范围:酸式滴定管可用于取用酸性溶液、氧化剂、有机物等;碱式滴定管可用于取用碱性溶液。 (3)读数特点:滴定管可用于准确量取一定体积的液体,读数可精确到0.01 mL。 变式训练1用物质的量浓度为a mol·L-1的标准NaOH溶液去滴定V mL盐酸,请填写下列空白: (1)碱式滴定管用蒸馏水洗净后,接下来应该进行的操作是　　　　　　　　　　　　　。  (2)用标准NaOH溶液滴定时,应将标准NaOH溶液注入 　　　　(填“甲”或“乙”)中。  (3)如图是碱式滴定管中液面在滴定前后的读数, c(HCl)=　　　　　　　　 mol·L-1。  (4)取20.00 mL待测盐酸放入锥形瓶中,并滴加2~3滴酚酞作指示剂,用自己配制的标准NaOH溶液进行滴定。重复上述滴定操作2次,记录数据如下。 实验 编号 NaOH溶液的 浓度/(mol·L-1) 滴定完成时,NaOH 溶液滴入的体积/mL 待测盐酸 的体积/mL 1 0.10 22.62 20.00 2 0.10 22.72 20.00 3 0.10 22.80 20.00 ①滴定达到终点的标志是　　　　　　　　　　　　　　　　　。  ②根据上述数据,可计算出该盐酸的浓度约为　　　　　　　　(保留两位有效数字)。  答案 (1)用标准NaOH溶液润洗 (2)乙　(3)　 (4)①当滴入半滴标准溶液,溶液由无色恰好变成浅红色,且半分钟内不褪色　②0.11 mol·L-1 解析 滴定管用蒸馏水洗净后应用待装液润洗。 任务二 酸碱中和滴定误差分析 [问题探究] 1.滴定管在用蒸馏水洗净后,若不用标准溶液润洗,将会对滴定结果有何影响? 答案 使滴定结果偏大。 2.盛放待测液的锥形瓶在加待测液之前未干燥,将会对滴定结果有何影响? 答案 无影响。 [深化拓展] 1.误差分析的依据(以一元酸、碱溶液的滴定为例) 2.常见的误差分析(标准溶液在滴定管中) 可能情况 操作及读数 结果 仪器的洗 涤或润洗 未用标准液润洗滴定管 偏高 未用待测液润洗移液管或所用的滴定管 偏低 用待测液润洗锥形瓶 偏高 洗涤后锥形瓶未干燥 无影响 滴定时 溅落液体 标准液滴在锥形瓶外一滴 偏高 待测液溅出锥形瓶外一滴 偏低 将移液管下部的残留液吹入锥形瓶 偏高 可能情况 操作及读数 结果 尖嘴处气泡处理不当 滴定前有气泡,滴定后无气泡 偏高 滴定前无气泡,滴定后有气泡 偏低 读数不正确 滴定前仰视,滴定后平视 偏低 滴定前平视,滴定后仰视 偏高 滴定前仰视,滴定后俯视 偏低 达终点后,滴定管尖嘴处悬一滴标准液 偏高 [素能应用] 典例2下列实验操作不会引起误差的是(　　) A.酸碱中和滴定时,用待测液润洗锥形瓶 B.酸碱中和滴定时,用蒸馏水冲洗干净的滴定管直接盛装标准溶液 C.用NaOH标准溶液测定未知浓度的盐酸时,选用酚酞做指示剂,实验时不小心多加了几滴指示剂 D.用标准盐酸测定未知浓度NaOH溶液,结束实验时,酸式滴定管尖嘴部分有气泡,开始实验时无气泡 答案 C 解析 A项,锥形瓶一定不要用待测液润洗,否则使待测液的体积偏大,消耗标准液的体积偏大,从而使所测浓度偏大。B项,用蒸馏水冲洗干净的滴定管无论是盛装标准溶液,还是量取待测溶液,都必须用待装溶液润洗2~3次,否则会使待装溶液比原来溶液的浓度偏小,影响结果。C项,在滴定过程中,指示剂多加了几滴,一般不影响实验结果。D项,开始实验时酸式滴定管中无气泡,结束实验时有气泡,会导致所读取的V(盐酸)偏小,依据 V(盐酸)·c(HCl)=V(NaOH溶液)·c(NaOH),所测的c(NaOH)偏小。 俯视或仰视所产生的误差分析 在进行误差分析时,要特别注意俯视(视线偏高)及仰视(视线偏低)的含义,并注意区分俯视、仰视对量筒、滴定管产生误差的不同(如图)。 变式训练2用标准NaOH溶液滴定未知浓度盐酸的下列操作中,会使测定结果偏高的是(　　) A.碱式滴定管用蒸馏水洗净后,未经标准液润洗就注入标准NaOH溶液 B.用酸式滴定管取待测液时,尖嘴部分有气泡,使用过程中变无 C.锥形瓶中有少量蒸馏水 D.滴定前,读碱液体积时,仰视读数 答案 A 解析 A项未润洗,会使V(NaOH溶液)增大,使c(HCl)偏高;B项气泡体积充当了盐酸的体积,会使消耗V(NaOH溶液)偏少,c(HCl)偏低;锥形瓶中有少量水对测定结果无影响;D项滴定前仰视,会使V(NaOH溶液)偏小,使测得c(HCl)偏低。 素养脉络 随堂检测 1.某同学在实验报告中记录了下列数据,其中正确的是(　　) A.用25 mL量筒量取12.36 mL盐酸 B.用广泛pH试纸测出某溶液pH为3.5 C.用托盘天平称取8.75 g食盐 D.用酸式滴定管测出消耗盐酸的体积为15.60 mL 答案 D 解析 量筒的精确度为0.1 mL,pH试纸只能读到整数,托盘天平的精确度为0.1 g。 2.(双选)用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度,所选用的滴定管如图甲、乙所示,从下表中选出正确选项(　　) 选项 锥形瓶 中溶液 滴定管 中溶液 选用 指示剂 选用 滴定管 A 碱 酸 石蕊 乙 B 酸 碱 酚酞 甲 C 碱 酸 甲基橙 甲 D 酸 碱 酚酞 乙 答案 CD 解析 甲为酸式滴定管,乙为碱式滴定管。酸碱中和滴定中一般不选用石蕊溶液作指示剂,且碱式滴定管不能盛放酸液,故A项不正确;酸式滴定管不能盛放碱液,故B项不正确。 3.准确移取20.00 mL某待测HCl溶液置于锥形瓶中,用0.100 0 mol·L-1标准NaOH溶液滴定。下列说法正确的是(　　) A.滴定管用蒸馏水洗涤后,装入NaOH溶液进行滴定 B.随着NaOH溶液滴入,锥形瓶中溶液pH由小变大 C.用酚酞作为指示剂,当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定 D.达到滴定终点时,发现滴定管尖嘴部分有悬滴,则测定结果偏小 答案 B 解析 滴定管用蒸馏水洗涤后,还要用标准NaOH溶液润洗,否则将要引起误差,A错误;在用NaOH溶液滴定盐酸的过程中,锥形瓶内溶液的酸性逐渐减弱,溶液的pH由小变大,B正确;用酚酞作指示剂,滴定终点时锥形瓶中溶液应由无色变为浅红色,且半分钟内不恢复原来的颜色,C错误;达到滴定终点时,发现滴定管尖嘴部分有悬滴,则碱溶液的体积偏大,测定结果偏大,D错误。 4.某同学欲用已知物质的量浓度为0.100 0 mol·L-1的盐酸测定未知物质的量浓度的氢氧化钠溶液时,选择酚酞作指示剂。请填写下列空白: (1)用标准的盐酸滴定待测的氢氧化钠溶液时,左手把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,溶液的颜色由　　　　色变为　　　　色,半分钟不恢复原色,立即停止滴定。  (2)下列操作中可能使所测氢氧化钠溶液的浓度数值偏 低的是　　　　(填序号)。  A.酸式滴定管未用标准盐酸润洗就直接注入标准盐酸 B.滴定前盛放氢氧化钠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 E.滴定过程中,锥形瓶的振荡过于激烈,使少量溶液溅出 (3)若第一次滴定开始和结束时,酸式滴定管中的液面如下图所示。则起始读数为V1=　　　　 mL,终点读数V2=　　　　 mL。  (4)再结合下表数据,计算被测氢氧化钠溶液的物质的量浓度是 　　　　 mol·L-1。  滴定 次数 待测溶液 体积/mL 标准盐酸的体积 滴定前的刻度/mL 滴定后的刻度/mL 第一次 10.00 V1 V2 第二次 10.00 4.10 21.10 第三次 10.00 0.40 17.60 答案 (1)锥形瓶内溶液颜色的变化　红　无 (2)DE　(3)9.00　26.12　(4)0.171 1 第1课时　盐类水解 第2课时　影响盐类水解的主要因素　 盐类水解的应用 第三节　盐类的水解 素养目标 1.通过实验归纳盐溶液的酸碱性与其类型之间的关系,从盐的构成上探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因,总结其规律,形成宏观辨识与微观探析的能力。 2.熟练掌握盐类水解的表示方法——水解离子方程式的书写。 第1课时　盐类水解 [知识铺垫] 1.通过必修第一册课程的学习,我们知道了Na2CO3溶液显碱性,NaHCO3溶液显碱性。物质的量浓度相同的Na2CO3溶液比NaHCO3溶液的pH大。 2.现有以下几种离子:① 　②　 ③Fe3+　④Al3+　⑤CH3COO- 其中能与H+反应的离子有①⑤,能与OH-反应的离子有②③④(填序号)。 3.下列化合物:①CH3COOH　②Fe(OH)3　③NaOH ④NH3·H2O　⑤HClO　⑥NaCl 其中属于强电解质的是③⑥,属于弱电解质的是①②④⑤。 [必备知识] 一、盐溶液的酸碱性 1.盐的分类 将下列8种盐:NaCl、FeCl3、K2SO4、(NH4)2SO4、Na2CO3、(NH4)2CO3、CH3COONa、CH3COONH4按生成盐的酸、碱的强弱分类,填入下列空白处。 2.盐溶液的酸碱性 盐 NaCl KNO3 Na2CO3 CH3COONa NH4Cl (NH4)2SO4 盐溶液的 酸碱性 中性 中性 碱性 碱性 酸性 酸性 盐的类型 强酸强碱盐 强碱弱酸盐 强酸弱碱盐 【微思考1】某溶液呈酸性,则该溶液可能是某酸的溶液、强酸弱碱盐溶液或某强酸的酸式盐溶液,这种说法是否正确? 提示 正确,如盐酸、氯化铵溶液、硫酸氢钠溶液都呈酸性。 3.盐溶液酸碱性的理论分析 (1)NH4Cl溶液: ②水的电离平衡移动: 与OH-结合生成弱电解质NH3·H2O,使水的电离平衡向电离的方向移动,当达到新的平衡时,溶液中c(H+)>c(OH-),溶液显酸性。 ③总反应的离子方程式为: (2)CH3COONa溶液: ②水的电离平衡移动: CH3COO-与水电离出的H+结合生成弱电解质CH3COOH,使水的电离平衡向电离的方向移动,当达到新平衡时,溶液中c(OH-)>c(H+),溶液显碱性。 ③总反应的离子方程式为: 【微思考2】碳酸钠中的碳酸根也水解,碳酸根水解分几步进行?与碳酸的元数有何对应关系? 提示 由于碳酸为二元弱酸,则碳酸根水解分两步进行。 (3)NaCl溶液: ②水的电离平衡的移动: 溶液里没有弱电解质生成,H2O的电离平衡未受到影响,c(H+)=c(OH-),溶液显中性。 4.结论 (1)当强酸弱碱盐溶于水时,盐电离产生的阳离子与水电离出的OH-结合生成弱碱,使溶液中的c(H+)>c(OH-),溶液呈酸性。 (2)当强碱弱酸盐溶于水时,盐电离产生的阴离子与水电离出的H+结合生成弱酸,使溶液中的c(OH-)>c(H+),溶液呈碱性。 (3)当强酸强碱盐溶于水时,盐电离产生的阴离子、阳离子都不能与水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质,即强酸强碱盐不水解,溶液中的 c(OH-)=c(H+),溶液呈中性。 二、盐类的水解 1.实质 盐电离出来的阴离子或阳离子与水电离出来的H+或OH-结合生成了 弱电解质,破坏了水的电离平衡。 2.条件 (1)盐必须溶于水中。 (2)盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子(有弱才水解,都强不水解)。 3.特征 (1)从形式上看,盐类的水解反应可看作酸碱中和反应的逆反应: 盐+水 酸+碱。 (2)水解反应为吸热反应。 (3)强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解反应程度一般比较微弱。 三、电解质溶液中的电荷守恒与元素质量守恒 1.电荷守恒 (1)内容: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,即电荷守恒,溶液呈中性。 (2)实例: 碳酸钠溶液中的电荷守恒式为 [自我检测] 1.正误判断 (1)酸式盐溶液可能呈酸性,也可能呈碱性。(　　) (2)某盐溶液呈酸性,该盐一定发生了水解反应。(　　) (3)常温下,pH=10的CH3COONa溶液与pH=4的NH4Cl溶液,水的电离程度相同。(　　) (5)常温下,pH=11的CH3COONa溶液与pH=3的CH3COOH溶液,水的电离程度相同。(　　) (6)NaHCO3、NaHSO4都能促进水的电离。(　　) √ × √ × × × 2.相同温度、相同物质的量浓度的四种溶液:①CH3COONa　②NaHSO4　③NaCl　④NaOH,按pH由大到小的顺序排列正确的是(　　) A.④>①>③>②　　　　　B.①>④>③>② C.①>②>③>④ D.④>③>①>② 答案 A 解析 NaHSO4在水中完全电离,使溶液显酸性: 。NaCl溶液显中性。CH3COONa为强碱弱酸盐,水解后溶液显碱性;NaOH为一元强碱,在溶液中完全电离,故相同浓度时NaOH溶液的碱性强于CH3COONa溶液的碱性。所以四种溶液pH由大到小的顺序是④>①>③>②,A项正确。 2.元素质量守恒 (1)内容:在电解质溶液中,由于某些离子发生水解或电离,离子的存在形式发生了变化,就该离子所含的某种元素来说,其质量在变化前后是守恒的,即元素质量守恒。 (2)实例: 0.1 mol·L-1碳酸钠溶液中,根据碳元素质量守恒,可得关系式: 任务一 盐类水解的规律 [问题探究] 1.等物质的量浓度的碳酸钠与碳酸氢钠溶液相比,pH较大的是哪个?为什么? 答案 碳酸钠溶液;因为碳酸钠经第一步水解生成的是碳酸氢根,碳酸氢钠水解生成的是碳酸,碳酸的酸性强于碳酸氢根,所以等物质的量浓度碳酸钠溶液碱性强于碳酸氢钠溶液。 2.物质的量浓度均为0.1 mol·L-1的HClO和NaClO溶液相比,c(ClO-)较大的是哪种溶液? 答案 NaClO溶液;HClO是弱电解质,NaClO是强电解质,ClO-的水解比较微弱,所以NaClO溶液中ClO-的浓度大于HClO溶液中ClO-的浓度。 [深化拓展] 1.盐类的水解规律 (1)无弱(弱离子:弱酸提供的阴离子或弱碱提供的阳离子)不水解、有弱才水解——判断某种盐是否水解。 (2)谁弱谁水解、都弱都水解——判断盐溶液中哪种微粒水解,据此书写水解的离子方程式。 (3)谁强(强离子:强酸提供的阴离子或强碱提供的阳离子)显谁性、同强(都为强离子或同为弱离子且弱的程度相同)显中性——判断某种盐溶液的酸碱性。 2.酸式盐溶液酸碱性的判断 酸式盐的水溶液显什么性,这要看该盐的组成微粒的实际表现。如果不考虑阳离子水解的因素,单纯考虑酸式酸根离子,如强碱的弱酸酸式盐,其酸式酸根离子在水溶液中既可以电离也可以水解。 (1)强酸的酸式盐只电离,不水解,溶液一定显酸性。如NaHSO4溶液: (2)强碱的弱酸酸式盐溶液的酸碱性,取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等的酸式酸根离子在溶液中的水解程度大于电离程度,溶液呈碱性;NaHSO3、NaH2PO4等的酸式酸根离子在溶液中电离程度大于水解程度,溶液呈酸性。 [素能应用] 典例1相同物质的量浓度的NaCN和NaClO溶液相比,NaCN溶液的pH较大,则下列关于同温、同体积、同浓度的HCN和HClO的说法中正确的是(　　) A.酸的强弱:HCN>HClO B.pH:HClO>HCN C.与NaOH恰好完全反应时,消耗NaOH的物质的量:HClO>HCN D.酸根离子浓度:c(CN-)<c(ClO-) 答案 D 解析 根据越弱越水解的盐类水解规律可知,酸性:HClO>HCN,相同浓度时溶液的pH:HClO<HCN,A、B两项错误;同体积、同浓度的HCN和HClO溶液与NaOH溶液恰好完全反应时,消耗NaOH的物质的量相等,C项错误;因为酸性:HClO>HCN,所以溶液中c(CN-)<c(ClO-),D项正确。 变式训练1温度相同、浓度均为0.2 mol·L-1的 ①(NH4)2SO4、②NaNO3、③NH4HSO4、④NH4NO3、 ⑤Na2CO3、⑥CH3COONa溶液,它们的pH由小到大的排列顺序为(　　) A.③①④②⑥⑤ B.①③⑥④②⑤ C.③②①⑥④⑤ D.②④①③⑤⑥ 答案 A 解析 六种溶液中,①④水解显酸性,pH<7;③电离出H+,显强酸性,pH<7;②不水解,pH=7;⑤⑥水解显碱性,pH>7。①④相比,①中c( )大,水解生成的c(H+)大,pH较小。①③相比,后者电离出的c(H+)比前者水解出的c(H+)大,pH较小。⑤⑥相比,H2CO3酸性比醋酸弱,其正盐水解生成的c(OH-)大,pH较大。综合以上可得pH由小到大的顺序为③①④②⑥⑤,A正确。 任务二 盐类水解离子方程式的书写 [问题探究] 1.NaHCO3溶液中既存在电离平衡又存在水解反应,请分别写出相关的离子方程式。 2.已知NaHSO3、NaH2PO4水溶液呈酸性,试分析在NaHSO3、NaH2PO4水溶液中,电离与水解程度的大小关系。 答案 两种盐溶液中酸式酸根离子的电离程度均大于水解程度。 [深化拓展] 1.书写盐类水解的离子方程式时须注意的问题 2.区分盐的电离方程式与盐类水解的离子方程式 [素能应用] 典例2下列物质在常温下发生水解时,对应的离子方程式正确的是(　　) 答案 B 变式训练2下列水解离子方程式正确的是　　　　　　　(填字母)。  答案 CE 素养脉络 随堂检测 1.下列溶液呈碱性的是(　　) A.NH4NO3 B.(NH4)2SO4 C.KCl D.K2CO3 答案 D 2.(双选)有关盐类水解的说法不正确的是(　　) A.盐类的水解过程破坏了水的电离平衡 B.盐类的水解是酸碱中和反应的逆过程 C.盐类水解的结果使溶液一定不呈中性 D.Na2CO3水解的实质是Na+与H2O电离出的OH-结合生成了NaOH 答案 CD 3.物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY和NaZ的溶液,其pH分别为8、9、10,则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是(　　) A.HX、HZ、HY B.HX、HY、HZ C.HZ、HY、HX D.HY、HZ、HX 答案 B 解析 利用盐类水解规律“越弱越水解,谁强显谁性”,结合同浓度三种酸对应的钠盐溶液的pH可推知,盐溶液碱性越强则对应的酸越弱。 4.(1)25 ℃时,pH=12.0的KOH溶液中,由水电离出来的 c(OH-)=　　　　 mol·L-1;pH=12.0的KCN溶液中,由水电离出来的 c(OH-)=　　　　mol·L-1。  (2)在25 ℃时,pH=4的HCl溶液和pH=4的NH4Cl溶液中c(OH-)各为多少?在上述两溶液中,NH4Cl溶液中由水电离的c(OH-)是HCl溶液中的多少倍? 答案 (1)10-12　10-2 (2)两溶液中c(OH-)均为1×10-10 mol·L-1;NH4Cl溶液中由水电离的c(OH-)是HCl溶液中的1×106倍。 解析 (1)25 ℃时,pH=12.0的KOH溶液中,由水电离出的c(OH-)等于由水电离出来的c(H+),为10-12 mol·L-1;pH=12.0的KCN溶液中,由水电离出来的c(OH-)就是溶液中的c(OH-),所以c(OH-)=10-2 mol·L-1。 (2)在25 ℃时,pH=4的HCl溶液和pH=4的NH4Cl溶液中c(OH-)均为 1×10-10 mol·L-1;在上述两溶液中,NH4Cl溶液中由水电离出的c(OH-)是HCl溶液中由水电离出的c(OH-)的 =1×106倍。 第2课时　影响盐类水解的主要因素　 盐类水解的应用 素养目标 1.会用变化观念与平衡思想分析外界条件对盐类水解平衡的影响。 2.了解盐类水解在生产生活、化学实验、科学研究中的应用,培养科学态度与社会责任。 [知识铺垫] 1.写出下列溶液中存在的水解平衡: 2.根据生活常识我们知道,热的纯碱溶液去污能力更强,这说明加热后Na2CO3溶液的碱性增强。 3.Na2CO3发生水解后,溶液中粒子数目比水解前增多(填“增多”“减少”或“不变”)。 4.实验室中利用在沸水中滴加饱和FeCl3溶液的方法来制备Fe(OH)3胶体,是利用了盐类的水解,反应的离子方程式为 Fe3++3H2O Fe(OH)3(胶体)+3H+。 [必备知识] 一、影响盐类水解的主要因素 1.主要因素 盐水解的程度大小主要是由盐的性质所决定的。生成盐的弱酸酸性越弱,其盐中弱酸根离子的水解程度越大;生成盐的弱碱碱性越弱,其盐中弱碱阳离子的水解程度越大,通常称为“越弱越水解”。 【微思考1】已知酸性:HF>CH3COOH,则0.1 mol·L-1 NaF溶液与0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液的pH大小关系如何? 提示 根据越弱越水解的规律可知,同浓度时,CH3COO-的水解程度大于F-的水解程度,则溶液pH大小关系为:NaF<CH3COONa。 2.外界因素 (1)温度 升高温度,盐类水解程度增大,因为盐类水解都是吸热反应。 (2)浓度 加水稀释可以促进平衡向水解反应的方向移动,盐的水解程度增大。 (3)外加物质 在盐溶液中加入适量酸或碱,都会引起盐类水解平衡的移动和水解程度的改变。 【微思考2】向NH4Cl溶液中滴加几滴浓盐酸或浓NaOH溶液,对 的水解平衡起什么作用? 二、盐类水解的应用 1.热的纯碱溶液去油污 纯碱水解的离子方程式为: 加热促进 的水解,溶液碱性增强,去污能力增强。 2.盐溶液的配制 实验室配制FeCl3溶液时,常将FeCl3晶体溶于较浓的盐酸中,然后再用水稀释到所需的浓度,目的是通过增大溶液中的H+浓度来抑制Fe3+的水解。 3.盐类作净水剂 铝盐、铁盐等部分可溶性盐类水解可生成胶体,胶体有较强的吸附性,常用作净水剂。 如明矾水解的离子方程式为:Al3++3H2O Al(OH)3+3H+。 4.制备无机化合物 如用TiCl4制备TiO2。其反应的化学方程式为 TiCl4+(x+2)H2OTiO2·xH2O↓+4HCl。 三、盐的水解常数 【微思考3】若HA为一元弱酸,MOH为一元弱碱,则MA水解常数Kh与HA的电离常数Ka、MOH的电离常数Kb之间的关系表达式如何? [自我检测] 1.正误判断 × × √ × × √ 2.下列事实与盐类的水解无关的是(　　) A.用明矾净水 B.用稀盐酸清除铁锈 C.用热的纯碱溶液清洗油污 D.配制FeCl3溶液时加入少量盐酸 答案 B 解析 明矾中的Al3+水解生成氢氧化铝胶体具有吸附性,可用于净水,与盐类的水解有关,故A不符合题意;稀盐酸与铁锈反应6HCl+Fe2O3 === 2FeCl3+3H2O,可用于清除铁锈,与盐类的水解无关,故B符合题意;纯碱溶液中碳酸根水解呈碱性,油污在碱性条件下发生水解反应生成可溶性物质,用于清洗油污,与盐类水解有关,故C不符合题意;FeCl3溶液中铁离子易发生水解反应Fe3++3H2O === Fe(OH)3+3H+,加入少量盐酸增大H+浓度,会使平衡逆向移动,可以抑制Fe3+的水解,与盐类水解有关,故D不符合题意。 任务一 盐类水解的影响因素 [问题探究] 1.将0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液分别加热、加水稀释,CH3COO-浓度及水解平衡如何变化? 答案 水解是吸热的,加热促进水解,使水解平衡向右移动,CH3COO-浓度减小;加水稀释促进水解,水解平衡向右移动,CH3COO-浓度减小。 2.在NH4Cl溶液中加入:①Zn　②HCl　③NaOH　④Na2CO3,对 的水解平衡有何影响? 答案 ①③④可促进 的水解,而②抑制 的水解。 [深化拓展] 影响盐类水解的主要因素 因素 对盐类水解程度的影响 内因 组成盐的酸或碱越弱,水解程度越大 外界条件 温度 升高温度能够促进水解 浓度 盐溶液浓度越小,水解程度越大 外加 酸、碱 水解显酸性的盐溶液,加非组成盐的碱会促进水解,加非组成盐的酸会抑制水解,反之亦然 外加盐 加入与盐的水解性质相反的盐会促进盐的水解 [素能应用] 典例1向纯碱溶液中滴入酚酞溶液。 (1)观察到的现象是　 ,  原因是  　;  (2)若微热溶液,观察到的现象是　　　　　　　　　　　　　　　　　,原因是　  　;  (3)若向溶液中加入少量氯化铁溶液,观察到的现象是　,原因是  　;  (4)若向该溶液中滴入过量的氯化钡溶液,观察到的现象是　　　　　　　　　　　　　　　　　　,原因　。  解析 碳酸钠属于强碱弱酸盐,水解呈碱性: Na2CO3+H2O NaOH+NaHCO3,水解反应是吸热反应。 (1)碳酸钠水解,溶液呈碱性,使酚酞溶液变红; (2)加热促进碳酸钠水解,溶液碱性更强,所以溶液颜色变深; (3)氯化铁溶液与OH-反应生成红褐色的氢氧化铁沉淀,减小了溶液中OH-的浓度,促进碳酸根离子水解,并产生二氧化碳,相当于发生相互促进的水解反应; (4)向溶液中加入过量的氯化钡溶液,生成碳酸钡沉淀,降低了溶液中 的浓度,减弱了碳酸根离子的水解程度,溶液碱性减弱直至消失,溶液褪色。 答案 B 盐类水解的影响因素 若以CH3COONa溶液的水解平衡为例:CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-,结果如下: 条件 移动 方向 c(CH3COO-) c(CH3COOH) c(OH-) c(H+) pH 水解 程度 加热 右 减小 增大 增大 减小 增大 增大 加水 右 减小 减小 减小 增大 减小 增大 加CH3COOH 左 增大 增大 减小 增大 减小 减小 加CH3COONa 右 增大 增大 增大 减小 增大 减小 加NaOH 左 增大 减小 增大 减小 增大 减小 加HCl 右 减小 增大 减小 增大 减小 增大 变式训练1对滴有酚酞溶液的下列溶液,操作后颜色变深的是(　　) A.明矾溶液加热 B.CH3COONa溶液加热 C.氨水中加入少量NH4Cl固体 D.小苏打溶液中加入少量NaCl固体 答案 B 解析 明矾水解显酸性,加热促进水解,酚酞在酸性溶液中不显色,故A项错误;CH3COONa水解显碱性,加热促进水解,c(OH-)增大,溶液红色加深,B项正确;氨水显弱碱性,NH4Cl水解显酸性,溶液中c(OH-)减小,红色变浅,C项错误;加入少量NaCl固体对NaHCO3水解不产生影响,溶液颜色无变化,D项错误。 任务二 盐类水解的应用 [问题探究] 1.泡沫灭火器中的Al2(SO4)3溶液能否盛放在铁桶里?为什么? 答案 不能;因为Al2(SO4)3溶液水解呈酸性,铁与H+反应,将促进Al2(SO4)3的水解,导致灭火器失效。 2.分别将FeCl3溶液、Fe2(SO4)3溶液加热、蒸干、再灼烧,得到固体的主要成分是什么? 答案 前者得到固体的主要成分是Fe2O3,后者得到固体的主要成分是Fe2(SO4)3。 [深化拓展] 盐类水解的应用 (1)设计物质水溶液的配制方法。 凡配制能水解的盐溶液时,通常需采取防水解措施。 ①配制强酸弱碱盐溶液:滴几滴相应的强酸,可使水解平衡向左移动,抑制弱碱阳离子的水解。如配制FeCl3的水溶液:FeCl3溶于水时会发生水解反应Fe3++3H2O === Fe(OH)3+3H+,通常先将FeCl3溶于较浓盐酸中,抑制Fe3+的水解,使溶液保持澄清,再加水稀释至所需浓度。 ②配制强碱弱酸盐溶液:加入少量相应的强碱,可抑制弱酸根离子水解。如配制硫化钠的水溶液时,可加入少量氢氧化钠,抑制S2-的水解。 (2)选择试剂的保存方法。 某些实验试剂贮存时要考虑到盐的水解。如Na2SO3溶液因水解使溶液呈碱性,OH-与玻璃的主要成分SiO2反应生成硅酸盐,使试剂瓶颈与瓶塞黏结,因而不能用带磨口玻璃塞的试剂瓶贮存,可用带橡胶塞或软木塞的试剂瓶保$