化学反应原理知识清单2027届高三化学一轮复习

该高中化学高考复习知识清单系统覆盖化学反应原理、电解质溶液、电化学等核心模块，含44个专题，结合实验案例、图像分析和高考真题，构建从基础概念到综合应用的知识网络。 清单通过分类分级呈现知识，如“平衡标志”总结口诀培养科学思维，“催化剂考查”结合反应历程图提升证据推理能力，“电化学”涵盖新型电池培养探究实践素养。设重难点标注、记忆口诀和应用提示，助力学生自主复习，教师可精准指导备考。

目 录 页码 内容 解读--诠释 1 影响速率因素(01) 千方百计提速率 效用非凡催化剂 2 影响平衡因素(02) 百转千回正或逆 百无一用催化剂 3 平衡标志 待到风平浪静时 曾经沧海有谁知 4 图像最高点 登顶莫忘来时路 人生真谛是起伏 5 催化剂考查 一路加速降活化 浴火重生再出发 6 能垒(活化能) 山高路陡慢步爬 决速步骤能垒大 7 平衡规律 任凭风云多变幻 不变不变就不变 8 体积分数转化率 充入何去又何从 不妨虚拟先别充 9 绝热体系 自作自受自抑制 限度难达恒温时 10 恒压体系 可大可小任伸缩 转化总比恒容多 11 反应条件 不讲条件问产物 心无所依向何处？ 12 化工条件 高温高压须量力 研发高效催化剂 13 温度控制(01) 趋利避害控温度 踏平坎坷合成路 14 温度控制(02) 趋利避害控温度 踏平坎坷合成路 15 惰性气体 人有惰性万事空 它有惰性建奇功 16 移动特例 减弱改变有特例 勒夏特列没脾气 17 自耦电离 一得一失一瞬间 一阴一阳一世缘 18 酸碱理论 酸含质子是标配 共轭酸碱成双对 19 缓冲溶液 我本有心提酸碱 无动于衷使心寒 20 同离子效应 盐效应 同种离子促析出 异盐增大溶解度 21 交叉氧化 十字连线两个剂 实往虚来不可逆 22 交叉制酸 十字连线酸对盐 实往虚来无波澜 23 试纸使用 触物生花变色快 多彩人生更精彩 24 试剂搭配 一个好汉三个帮 试剂也找好搭档 25 选择指示剂 滴定实验非必需 需要只加两三滴 26 滴定实验 快速反应及时停 察言观色锥形瓶 27 蒸干溶液 为防变质寻良策 最难保持是本色 28 非盐水解 遇水交换重生 再难回到曾经 29 质子守恒(01) 微粒分类列左右 质子提供等接受 30 质子守恒(02) 微粒分类列左右 质子提供等接受 31 水电离 酸碱抑制水电离 水解加热促正移 32 负对数 小作大时大亦小 遇P思维大颠倒 33 放热反应 自降沉稳热量散 谁知高处不胜寒 34 吸热反应 不畏山高路陡峭 迎难而上能自高 35 中和反应反应热的测定 弱水三千千般美 我心专一一摩水 36 燃烧热 生成焓 焓变计算有规则 燃料产物定一摩 37 循环转化机理 昙花一现中间体 始终都在催化剂 38 盖斯定律的应用 殊途同归焓相同 循环往复终归零 39 盐桥 阴阳相依难长久 工作生涯常分手 40 浓差电池 同种溶液也比拼 不患寡而患不均 41 双极膜 阴阳双膜合一体 通电夹层水解离 42 多室电解 通电离子穿梭忙 正向阴极负向阳 43 锂电池 汽车能源研发 有锂走遍天下 44 微生物燃料电池 有机燃料释放碳 厌氧环境速放电 学科网（北京）股份有限公司 影响速率因素——千方百计提速率 效用非凡催化剂 一．浓度的影响： 1． ⑴ 原理：Zn + H2SO4==ZnSO4 + H2↑ ⑵ 实验过程： ① 2 g颗粒大小基本相同的锌粒 + 40 mL 1 mol·L－1的稀硫酸 ② 2 g颗粒大小基本相同的锌粒 + 40 mL 4 mol·L－1的稀硫酸 ⑶ 实验数据： 收集20 mL氢气所需时间：t2<t1，或相同时间生成H2的体积：V2>V1 2． ⑴ 原理：2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4==K2SO4 + 2MnSO4 + 10CO2↑+ 8H2O ⑵ 实验过程：（草酸的量必须足以使KMnO4溶液褪色） ① 向4 mL 0.01 mol·L－1酸性KMnO4溶液中滴入2 mL 0.1 mol·L－1的草酸溶液 ② 向4 mL 0.01 mol·L－1酸性KMnO4溶液中滴入2 mL 0.2 mol·L－1的草酸溶液 ⑶ 实验数据：① KMnO4溶液完全褪色所需时间：t2<t1 ② 相同时间产生气体的体积：V2>V1，或产生相同体积CO2所需时间：t2<t1 〖说明〗 KMnO4与草酸反应的速率变化如图， 速率先增大的原因是：a.反应放热；b.自催化反应 二．温度的影响： 1． ⑴ 原理：Na2S2O3 + H2SO4==Na2SO4 + S↓+ SO2↑+ H2O ⑵ 实验过程：（将四支试管分为两组，一组放入冷水中，一组放入热水中） 将5 mL 0.1 mol·L－1Na2S2O3溶液和5 mL 0.1 mol·L－1稀硫酸先加热到预定温度（25℃、70℃），再相混合。 ⑶ 实验数据：溶液中出现浑浊的时间：t70℃<t25℃ 2． ⑴ 原理：4H+ + 4I－+ O2==2I2 + 2H2O ⑵ 实验过程：在两支试管中分别依次加入0.1 mol·L－1 H2SO4溶液5 mL，1 mol·L－1 KI溶液5 mL，3滴淀粉溶液。将一支试管置于热水中，另一支试管置于冷水中。 实验现象：置于热水中的试管中溶液出现蓝色较快。 三．催化剂的影响：（注意漏斗的特殊用法，可以加固体） ⑴ 原理：2H2O22H2O + O2↑ ⑵ 实验过程：在10%H2O2溶液中未加催化剂，溶液中、小木条没有明显变化。 ① 加入MnO2粉末，溶液中迅速产生大量气泡，木条立刻复燃 ② 若加入1 mL 0.1 mol·L－1 FeCl3溶液，溶液中产生气泡比较快，木条复燃 ⑶ 实验结论：催化效果MnO2>Fe3+ 影响平衡因素——百转千回正或逆 百无一用催化剂 一．浓度的影响： ⑴ 原理：Fe3+ + 3SCN－Fe(SCN)3 ⑵ 实验过程： 向盛有5 mL 0.005 mol·L－1的FeCl3溶液的试管中加 入5 mL 0.015 mol·L－1的KSCN溶液，溶液变红色。 再将溶液平均分装在a、b、c三支试管中，向b中加入少量铁粉，向c中滴加4滴1 mol·L－1的KSCN溶液。 ⑶ 实验现象：b溶液颜色变浅，c溶液颜色变深 ⑷ 实验结论： ①c(反应物)增大或c(生成物)减小，平衡向正向移动。 ②c(反应物)减小或c(生成物)增大，平衡向逆向移动。 〖说明〗若向a试管中加入KCl固体，颜色不会发生改变，原因是加入KCl固体，c(K+)、c(Cl－)增大，但c(K+)和c(Cl－)不参与离子反应，c(Fe3+)、c(SCN－)、c[Fe(SCN)3]不变，所以平衡不移动。 二．温度的影响： ⑴ 原理：2NO2(g)N2O4(g) ΔH=－56.9 kJ·mol－1 ⑵ 实验现象：热水中混合气体颜色加深，冰水中混合气体颜色变浅。 ⑶ 实验结论：温度升高，平衡向吸热反应的方向移动； 温度降低，平衡向放热反应的方向移动。 三．压强的影响： ⑴ 原理：2NO2(g)N2O4(g) ΔH<0 ⑵ 实验过程： 活塞Ⅰ处→Ⅱ处，压强减小，混合气体的颜色先变浅又逐渐变深(但比原来浅) 活塞Ⅱ处→Ⅰ处，压强增大，混合气体的颜色先变深又逐渐变浅(但比原来深) ⑶ 实验结论：增大压强，化学平衡向气体体积缩小的方向移动。 减小压强，化学平衡向气体体积增大的方向移动。 〖学以致用〗利用传感技术可以探究压强对2NO2(g)N2O4(g)化学平衡移动的影响。在室温、100 kPa条件下，往针筒中充入一定体积的NO2气体后密封并保持活塞位置不变。分别在t1、t2时刻迅速移动活塞并保持活塞位置不变，测定针筒内气体压强变化如图所示。下列说法正确的是（ ） A．B点处NO2的转化率为3% B．E点到H点的过程中，NO2的物质的量先增大后减小 C．E、H两点对应的正反应速率大小为vH<vE D．B、E两点气体的平均相对分子质量大小为MB>ME 平衡标志——待到风平浪静时 曾经沧海有谁知 1．口诀： 速率化学键，相反方向算，比例等系数，平衡状态建； 其它各方面，移动试试看，变量不再变，平衡状态建。 2．速率、化学键： ⑴ 同一物质，v(正)=v(逆)，或不同物质v(A)正与v(B)逆之比等于系数比，都证明反应已达到平衡状态。 ⑵ 同一物质，单位时间内断键数目等于合成键数目，或不同物质断键或合成键必须是不同的反应方向，且符合各物质的比例关系，都能证明达到平衡状态。 如，在一定温度下，某恒容容器中进行下列反应：N2(g) + 3H2(g)2NH3(g) ΔH<0 若v(H2)正:v(NH3)逆=3:2，或有1个N≡N键断裂，同时有6个H-N键断裂，都能说明该反应已经达到化学平衡状态。 3．其它物理量：(变量不再变即可) ⑴ 恒容容器中发生：N2(g) + 3H2(g)2NH3(g) ΔH<0 ① v(N2)、n(H2)、NH3的体积分数、反应物的转化率、气体总物质的量、总压强、温度、平均摩尔质量等不再改变，均可以作为平衡状态的标志。 ② 总质量、密度、颜色等不是变量，不能作为平衡状态的标志。 ⑵ 恒压容器中发生：2NO2(g)N2O4(g) ΔH<0 ① 密度、转化率、平均摩尔质量、颜色、温度等能作为标志。 ② 总压强、总质量不可以。 ⑶ 恒容(或恒压)容器中发生：H2(g) + I2(g)2HI(g) ΔH<0 ① 速率、转化率、体积分数、颜色、温度能作为标志。 ② 总体积、压强、密度、平均摩尔质量不可以。 ⑷ 恒容容器中发生：2BaO2(s)2BaO(s) + O2(g) ΔH<0 K=c(O2) ① 速率、转化率、固体的总质量、气体总质量、c(O2)、密度、压强、温度能作为标志。 ② 颜色、总体积、气体摩尔质量等不可以。 （反应达到平衡后K=c(O2)，改变条件平衡发生移动，只要温度不变，c(O2)、压强、密度均保持不变） ⑸ 恒容容器中发生：H2NCOONH4(s)CO2(g) + 2NH3(g) ΔH>0 K= c(CO2)·c2(NH3) ① 速率、转化率、总压强、固体的总质量、气体总质量、c(CO2)、温度、密度能作为标志。 ② 颜色、总体积、体积分数、平均摩尔质量、c(CO2):c(NH3)的比值不可以。 〖说明〗合成氨N2(g) + 3H2(g)2NH3(g)反应中，只要N2和H2等物质的量充入，不管转化率多大，N2的体积分数永远是50%，所以N2的体积分数不再改变，不能作为达到平衡状态的标志。 图像最高点——登顶莫忘来时路 人生真谛是起伏 一．题目信息中没有注明了平衡状态，转化率-温度图像、产量-温度图像： 1．图1：是2NO(g) + O2(g)2NO2(g) 反应过程中NO转化率与温度的关系。 2．图2：是A(g) + B(g)2C(g)反应过程中C的百分含量与温度的关系。 3．图3：是Ni(s) + 4CO(g)Ni(CO)4(g) 反应过程中Ni(CO)4的体积分数与温度的关系。 4．图4：是C4H10(g)C4H8(g) + H2(g) 反应过程中丁烯产率与温度的关系。 以上四个图像，最高点可能是平衡状态，也可能不是平衡状态： ① 若是平衡状态，说明ΔH<0，温度升高，平衡逆向移动，使得反应物的转化率或产物的体积分数降低。 ② 如果题中信息使用了催化剂，测的是相同时间内反应物的转化率或产物的百分含量(产率)，最高点之前温度升高，反应速率加快，相同时间的转化率或产率升高，最高点之后，可能是温度升高，催化剂失活，导致速率变慢；也可能是发生了副反应，使得主产物的产率降低，还可能是平衡逆向移动，所以最高点不一定是平衡点。 二．题目信息中注明了平衡状态，转化率-温度图像、产量-温度图像： 5．图5：是N2(g) + 3H2(g)2NH3(g)反应达到平衡时，NH3的质量分数w(NH3) 与起始n(H2)的关系。 当起始物质的量之比为n(N2): n(H2)=1:3时，平衡w(NH3)最高。曲线上的各点均是平衡点。 6．图6：是2SO2(g) + O2(g)2SO3(g)反应达到平衡时，SO3的体积分数与起始n(SO2)的关系。当起始物质的量之比为n(SO2): n(O2)=2:1时，平衡SO3的体积分数最高。曲线上的各点均是平衡点。 7．图7：是CO(g) + 3H2(g)CH4(g) + H2O(g) ΔH<0反应，H2平衡转化率与温度的关系，曲线上的各点均是平衡点，M点比N点温度高、压强小，有利于平衡逆向移动，所以平衡转化率低一些。 【特别说明】图8是绝热恒容容器中发生SO2(g) + NO2(g)SO3(g) + NO(g)反应，v正与时间(t)的关系。 只有v正不再改变时，反应才会达到平衡状态，所以曲线的各点均不是平衡状态。 前期v正增大，显然是因为反应放热，体系温度升高，后期v正减小是因为反应物浓度减小所致。 若Δt1=Δt2，因为速率逐渐增大，所以SO2的消耗量：a～b段小于b～c段。 催化剂考查——一路加速降活化 浴火重生再出发 高考最常见对催化剂的考查主要从反应历程、活化能、速率、活性等角度考查催化剂对反应的影响。常常融合图像、表格等信息呈现形式，考查吸收和整合陌生信息的能力。 1．催化剂与反应历程 如乙醇的催化氧化(Cu作催化剂)的反应历程为： Cu + O22CuO CuO + CH3CH2OHCH3CHO + Cu + H2O 2．催化剂与活化能 图1 催化剂通过降低反应的活化能而加快反应速率。而且催化剂的性能越好，反应的活化能越低。 如图1中，Cat.2的催化效果优于Cat.1，但不能改变反应的ΔH。 3．催化剂与反应速率 催化剂能加快反应速率，缩短到达平衡所需时间。如图2是 X + Y2Z反应c(X)与时间的关系，②是使用了催化剂， ③采取的措施是升高温度。 4．温度与催化剂活性 H2S和SO2会对环境和人体健康带来极大的危害，工业上采取多种方法减少这些有害气体的排放，生物脱H2S的原理为H2S + Fe2(SO4)3=== S↓+ 2FeSO4 + H2SO4 4FeSO4 + O2 + 2H2SO4=== 2Fe2(SO4)3 + 2H2O硫杆菌存在时，FeSO4被氧化的速率是无菌时的5×105倍，该菌的作用是 。若反应温度过高，反应速率下降，其原因是 。〖答案〗 催化剂，温度过高使硫杆菌因蛋白质变性失去了催化性能。 5．催化剂的来源 化学中有一类特殊反应，叫自催化反应，该类反应中的生成物对自身反应有催化作用。它的特点之一是开始反应速率很小，随着起催化作用的产物的积累速率迅速增大。 如向三颈烧瓶中加入一定量的MnO2和水，搅拌，通入SO2和N2 混合气体，恒温下发生反应：MnO2 + H2SO3=== MnSO4 + H2O。 若将N2换成空气，测c(Mn2+)、c(SO42－)随时间T的变化如图3所示。 导致c(Mn2+)、c(SO42－)变化产生明显差异的原因是 。 〖示例〗在相同条件下研究催化剂Ⅰ、Ⅱ对反应X→2Y的影响，各物质浓度c随反应时间t的部分变化曲线如图，则（ ） A．无催化剂时，反应不能进行 B．与催化剂Ⅰ相比，Ⅱ使反应活化能更低 C．a曲线表示使用催化剂Ⅱ时X的浓度随t的变化 D．使用催化剂Ⅰ时，0～2 min内，v(X)=1.0 mol·L－1·min－1 能垒(活化能)——山高路陡慢步爬 决速步骤能垒大 活化能(能垒)—活化分子的平均能量与反应物分子的平均能量之差。 一．活化能与反应速率 1．对于一个反应，其活化能越小，单位体积的活化分子越多，反应速率越快。 2．向体系提供能量的方法：加热、光照、超声波、核辐射、外加磁场、摩擦等。 3．普通分子成为活化分子的途径：提供能量(加热)；降低标准(加催化剂)。 二．活化能与反应热 1．吸热反应： 正反应活化能(E1) > 逆反应活化能(E2)， (E1) >｜ΔH｜ 2．放热反应： 正反应活化能(E1) < 逆反应活化能(E2)， (E2) >∣ΔH｜ 3．ΔH的计算方法：①ΔH=(前－后)活化能， ②ΔH=(前－后)键能， ③ΔH=(后－前)物质的能量。 三．活化能与催化剂 催化剂的作用是降低反应的活化能，使更多的非活化分子转化为活化分子， 增大活化分子的百分数，增加有效碰撞次数，使反应速率加快，但不影响ΔH。 〖学以致用〗 1．〖2018全国Ⅱ〗CH4-CO2催化重整不仅可以得到合成气（CO和H2），还对温室气体的减排具有重要意义。 反应中催化剂活性会因积碳反应而降低，同时存在的消碳反应则使积碳量减少。 相关数据如下表： 积碳反应 CH4(g) === C(s) + 2H2(g) 消碳反应 CO2(g) + C(s) === 2CO(g) ΔH/(kJ·mol－1) 75 172 活化能/ (kJ·mol－1) 催化剂X 33 91 催化剂Y 43 72 由上表判断，催化剂X Y（填“优于”或“劣于”），理由是 。 2．〖2021河北〗室温下，某溶液初始时仅溶有M和N且浓度相等，同时发生以下两个反应： ①M + N==X + Y； ②M + N==X + Z，反应①的速率可表示为v1=k1c2(M)，反应②的速率可表示为 v2=k2c2(M) (k1、k2为速率常数)。反应体系中M、Z的浓度随时间变化如图，下列说法错误的是（ ） A．0～30min时间段内，Y的平均反应速率为6.67×10－8mol·L－1·min－1 B．反应开始后，体系中Y和Z的浓度之比保持不变 C．如果反应能进行到底，反应结束时62.5%的M转化为Z D．反应①的活化能比反应②的活化能大 平衡规律——任凭风云多变幻 不变不变就不变 1．对饱和NaCl溶液降温，溶液的浓度和密度均减小，但对饱和Ca(OH)2溶液降温，溶液会变为不饱和，溶液的浓度和密度一直保持不变。 2．改变反应物的用量，无论是酸溶液略过量还是碱溶液略过量，测得的中和热ΔH=－57.3 kJ·mol－1一定不变。 3．误用湿润的pH试纸测定中性溶液的pH值，如NaCl溶液，所得的测定结果不变。 4．在反应体系中加入催化剂，可以改变反应的活化能，加快反应速率，但ΔH始终保持不变。 5．反应2SO2(g) + O2(g)2SO3(g) ΔH=－196 kJ·mol－1达到平衡，无论是改变起始量、压强，还是加入催化剂，ΔH始终保持不变。 6．密闭容器中，加入NH2COONH4，使NH2COONH4(s)2NH3(g) + CO2(g)达到平衡，改变温度、压强，使平衡发生移动，CO2的体积分数等于33.3%，永远不变。 7．向容器中充入等物质的量的N2和H2，发生N2(g) + 3H2(g)2NH3(g)，无论加压、减压、升温、降温、加催化剂等，也无论平衡向哪个方向移动，是否达到平衡状态，N2的体积分数一直不变，永远等于50%。 8．反应H2(g) + I2(g)2HI(g) 达到平衡，改变压强，H2的转化率、混合气体的平均相对分子质量保持不变。 9．不管是体积增大的反应还是体积缩小的反应，反应物的转化率，恒压时一定比恒容时的大，不会改变。 不管是吸热反应还是放热反应，反应物的转化率，恒温时一定比绝热时的大，不会改变。 10．反应H2NCOONH4(s)CO2(g) + 2NH3(g) ΔH>0达到平衡，恒温条件下，缩小容器容积、增大容器体积或是再加入H2NCOONH4，c(CO2)、c(NH3)、气体压强、气体密度、气体平均摩尔质量均保持不变。 11．恒容容器，2NO2(g)N2O4(g) 达到平衡，再充入氦气，压强增大，但气体的浓度、转化率和颜色一直保持不变。 12．使用催化剂，反应物的平衡转化率不会改变，但可以提高单位时间内反应物的转化率。催化剂具有选择性，在多平衡反应体系中，理想的催化剂可以大幅度提高目标产物在最终产物中的比率。 13．若两个反应物起始浓度之比等于化学计量数之比，则两反应物的转化率之比(1:1) 一直保持不变。 14．只要温度不变，无论是改变浓度、压强、加入某物质还是加入催化剂，Ka、Kb、Kw、Kh、Ksp均保持不变。 15．升高温度，对于NaCl溶液、稀硫酸、NaOH溶液而言，只有稀硫酸的pH保持不变。 16．用刚刚洗过、湿润的容量瓶配制一定物质的量浓度的溶液，所得溶液的物质的量浓度是准确的，不会改变。 17．用刚刚洗过、湿润的锥形瓶做酸碱中和滴定实验，对实验无影响，测定结果不会改变。 18．向铁制品上镀铜，电镀液CuSO4溶液的浓度、pH一直保持不变。 19．CH3COONH4溶液会促进水的电离，加水稀释，溶液的pH不变。 20．将甲醛(CH2O)、乳酸(C3H6O3)和葡萄糖(C6H12O6)以任意比例混合，其含碳量40%一直不变。 体积分数、转化率——充入何去又何从 不妨虚拟先别充 反应物转化率(α) = ×100% = ×100% 生成物产率 = ×100% 某组分的百分含量(φ) = ×100% α表示转化率，φ表示百分含量或体积分数 1．对于反应：N2(g) + 3H2(g)2NH3(g) ΔH<0达到平衡后： ( 3 ) ⑴ 缩小体积加压，平衡正向移动α(N2)增大，α(H2)增大，φ(NH3)增大。 ⑵ 恒容，平衡后增大c(H2)，平衡正向移动α(N2)增大，α(H2)减小。 (N2、H2按1:3充入，达到平衡时，NH3的体积分数最高，如图所示)。 ⑶ 恒容，平衡后减小c(H2)，平衡逆向移动α(N2)减小，α(H2)增大。 ⑷ 恒容，充入He气，平衡不移动α(N2)不变，α(H2)不变。 ⑸ 恒压，充入He气，平衡逆向移动α(N2)减小，α(H2)减小，φ(NH3)减小。 2．对于反应：2NH3(g)N2(g) + 3H2(g) ΔH>0达到平衡后： ⑴ 恒容，充入NH3，平衡正向移动α(NH3)减小，φ(NH3)增大。 （虚拟等效：先使充入的NH3分解建立平衡，再压进去，相当于“加压，平衡逆向移动”） ⑵ 恒压，充入NH3，平衡正向移动α(NH3)不变，φ(NH3)不变。 （虚拟等效：先使NH3分解建立平衡，再压进去，体积增大，相当于“两个恒压容器摞在一起，平衡不移动”） 3．对于反应：2HI(g)H2(g) + I2(g) ΔH>0达到平衡后： ⑴ 恒容，充入HIα(HI)不变，φ(HI)不变。 ⑵ 恒压条件下，充入HI，也是均不变。（虚拟等效） 4．对于反应：2NO2(g)N2O4(g) ΔH<0达到平衡后： ⑴ 加压，平衡正向移动α(NO2)增大，φ(N2O4)增大。气体的颜色先变深后变浅，但最后比原来深。 ⑵ 减压，平衡逆向移动α(NO2)减小，φ(N2O4)减小。气体的颜色先变浅后变深，但最后比原来浅。 ⑶ 恒容，平衡后再充入NO2平衡正向移动，α(NO2)增大，φ(N2O4)增大。（虚拟等效） ⑷ 恒容，平衡后再充入N2O4平衡逆向移动，α(NO2)增大，φ(N2O4)增大。（虚拟等效） ⑸ 恒压，平衡后再充入NO2平衡正向移动，α(NO2)不变，φ(N2O4)不变。（虚拟等效） 5．反应N2O4(g)2NO2(g) ΔH>0 图像的解读： ① 反应速率：C>A ② 转化率α(N2O4)：A>C ③ 气体颜色：A浅，C深 ④ 温度：A>B ⑤ 平衡常数：A=C>B ⑥ 平均相对分子质量：A<C ⑦ 体积分数：B=C ⑧ 浓度c(NO2)：C>B 绝热体系——自作自受自抑制 限度难达恒温时 所谓绝热就是指反应体系与外界没有热量交换，由于化学反应一定伴随着热能的释放或吸收，在绝热条件下， 反应体系的温度一定会产生变化，导致平衡发生移动， K一定发生变化。反应物的平衡转化率恒温一定大于绝热。 例1．向绝热恒容容器中通入SO2和NO2，在一定条件下使反应SO2(g) + NO2(g)SO3(g) + NO(g)达到平衡， 正反应速率随时间变化的示意图如下所示。由图可得出的正确结论是（ ） A．反应在c点达到平衡状态 B．反应物浓度：a点小于b点 C．反应物的总能量低于生成物的总能量 D．Δt1=Δt2时，SO2的转化率：a～b段小于b～c段 〖简析〗绝热容器内的v正不减反而增大，说明是放热反应。c点后， 浓度对速率的影响大于温度的影响。只有 v正不再改变时，才表明达到平衡状态。相同时间段，v正越大SO2的转化率越高。所以答案选D。 例2．在一个不导热的密闭反应器中，只发生两个反应： ①A(g) + B(g)2C(g) ΔH1<0； ②X(g) + 3Y(g)2Z(g) ΔH2>0进行相关操作且达到平衡后，下列叙述错误的是（ ） A．等压时，通入惰性气体，C的物质的量不变 B．等压时，通入Z气体，反应器中温度升高 C．等容时，通入惰性气体，各反应速率不变 D．等容时，通入Z气体，Y的物质的量浓度增大 〖简析〗等压时，通入惰性气体，反应器体积增大，②逆向移动，温度升高，导致①逆向移动，n(C)减小。等压时，通入Z气体，c(Z)增大，反应器体积也增大，②逆向移动，温度升高。 等容时，通入Z气体，c(Z)增大，②逆向移动，c(Y)增大。所以答案选A。 例3．一定条件下发生反应：CO(g) + H2O(g)CO2(g) + H2(g) ΔH<0。现有三个相同的2 L 恒容绝热密闭容器Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ，在Ⅰ中充入1 mol CO和1 mol H2O，在Ⅱ中充入1 mol CO2和1 mol H2，在Ⅲ中充入2 mol CO和2 mol H2O，700℃条件下开始反应。达到平衡时，下列说法正确的是（ ） A．容器Ⅰ、Ⅱ中正反应速率相同 B．容器Ⅰ、Ⅲ中反应的平衡常数相同 C．容器Ⅰ中CO的物质的量与容器Ⅱ中相等 D．容器Ⅰ中CO的转化率与容器Ⅱ中CO2的转化率之和小于1 〖简析〗容器Ⅰ中温度升高，容器Ⅱ中温度降低，容器Ⅲ中相当于两个容器Ⅰ的加压(平衡不移动)，理论上反应物转化率相等，反应物转化的物质的量是容器Ⅰ的2倍，放出的热量也是2倍。因为绝热抑制了反应的进行，最终容器Ⅲ中放热比容器Ⅰ多，但小于容器的Ⅰ的2倍。所以反应后的温度有：容器Ⅲ>容器Ⅰ>容器Ⅱ。 假设恒温，容器Ⅰ和容器Ⅱ的反应为等效平衡，平衡时，n(CO)相等，且两容器中反应物转化率之和等于1。 而绝热容器中，温度的升高、降低抑制了容器Ⅰ、容器Ⅱ反应的进行，所以平衡时n(CO)：容器Ⅰ>容器Ⅱ； 两容器中反应物转化率之和也是小于1。所以答案选D。 恒压体系——可大可小任伸缩 转化总比恒容多 恒压体系指的是维持压强不变，容积可以改变的体系。对于一个恒温条件的反应前后气体分子数有变化的化学反应，如N2(g) + 3H2(g)2NH3(g)，反应物的平衡转化率：恒压一定大于恒容。 1．改变体积→压强不变： 例1：反应H2NCOONH4(s)CO2(g) + 2NH3(g) 达到平衡，恒温条件下，缩小容器容积、增大容器体积或是再加入H2NCOONH4，平衡时c(CO2)、c(NH3)、气体压强、气体密度、气体平均摩尔质量均保持不变。 2．充入气体→体积改变： 例2：如恒温恒压条件下，按n(N2): n(H2)=1:3比例充入容器并建立 化学平衡，向平衡体系中再充入少量NH3，容器体积增大， v′逆先增大 后减小，同时v′正先减小后增大，直至v′逆=v′正 (如图)，转化率α(H2)，体积分数φ(NH3)均不变。 3．按比例充入各气体，平衡不移动： 例3：某温度下，在一容积可变的容器中，反应2X(g) + Y(g)2Z(g)达到平衡时，X、Y和Z的物质的量分别为4 mol、2 mol和4 mol，保持温度和压强不变，对平衡混合物中三者的物质的量做如下调整，可使平衡右移的是（ ） A．均减半 B．均加倍 C．均增加1 mol D．均减小1 mol 〖简析〗因为是恒压体系，所以按1:0.5:1增加或减少X、Y和Z，可导致容器体积发生变化，但平衡均不移动。若均增加1mol，相当于按 1:0.5:1比例充入后，又充入了0.5 mol的Y物质，平衡会右移。所以答案选C。 4．充入一种反应物，判断平衡移动方向： 例3：在一个恒压容器中进行反应：N2(g) + 3H2(g)2NH3(g)，反应达到平衡后，测得NH3的物质的量为a mol，保持容器内恒温恒压，再通入少量H2，再次达到平衡后，测得n(NH3)=bmol，则a b。 〖简析〗通入H2的瞬间，容器体积增大，c(H2)=x c(H2)原，(x >1)，c(N2)=y c(N2)原，c(NH3)=y c(NH3)原，(y<1)，此时的浓度商Q = = · = ·K <K，所以平衡向正反应方向移动，因此有a<b。 例4：在例3题设条件下，保持恒压，再通入少量N2，再次达到平衡后，测得n(NH3)=bmol，则a b。 〖简析〗通入N2的瞬间，容器体积增大，c(N2)=x c(N2)原，(x >1)，c(H2)=y c(H2)原，c(NH3)=y c(NH3)原，(y<1)，此时的浓度商Q = = · = ·K 讨论： ① 若x·y=1，则Q=K，平衡不移动，a=b； ② 若x·y>1，则Q<K，平衡正向移动，a<b； ③ 若x·y<1，则Q>K，平衡逆向移动，a>b。 反应条件——不讲条件问产物 心无所依向何处？ 1．浓度 ⑴ Cu + 4HNO3(浓)== Cu(NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O 3Cu + 8HNO3(稀)== 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O ⑵ 空气中：4NH3 + 5O24NO + 6H2O 纯氧中：4NH3 + 3O22N2 + 6H2O ⑶ Cu + 2H2SO4(浓)CuSO4 + SO2↑+ 2H2O Cu + H2SO4(稀)不反应 ⑷ MnO2 + 4HCl(浓)MnCl2 + Cl2↑+ 2H2O MnO2 + HCl(稀)不反应 2．温度： ⑴常温：Cl2 + 2NaOH== NaCl + NaClO + H2O ( 图1 反应过程 能量 能量 图2 反应过程 ) 加热：3Cl2 + 6NaOH5NaCl + NaClO3 + 3H2O ⑵常温：4Na + O2==2Na2O（图1） 加热：2Na + O2Na2O2（图2） ⑶CH3CH2OHC2H4↑ + H2O 2CH3CH2OHC2H5OC2H5 + H2O 3．反应物用量： ⑴ 2H2S + O2(不足)2H2O + 2S 2H2S + 3O2(足量)2H2O + 2SO2 ⑵ Fe(不足) + 4HNO3(稀) == Fe(NO3)3 + NO↑+ 2H2O 3Fe(足量) + 8HNO3(稀) == 3Fe(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O ⑶ Al3+ + 3OH－(不足)==Al(OH)3↓ Al3+ + 4OH－(足量) == [Al(OH)4]－ ⑷[Al(OH)4]－+ H+(不足) ==Al(OH)3↓+ H2O [Al(OH)4]－+ 4H+(足量) == Al3+ +4H2O ⑸Ag+ + NH3·H2O(不足)==AgOH↓ + NH4+ Ag+ + 2NH3·H2O(足量)== [Ag(NH3)2]+ + 2H2O 4．酸碱性： ⑴酸性：2S2－+ SO32－+ 6H+==3S↓+ 3H2O 碱性：3S + 6OH－2S2－+ SO32－+ 3H2O ⑵酸性：2MnO4－+ 5NO2－+ 6H+==2Mn2+ + 5NO3－+ 3H2O （紫色褪去） 碱性：2MnO4－+ NO2－+ 2OH－==2MnO42－+ NO3－+ H2O  （紫色溶液变为绿色） 化工条件——高温高压须量力 研发高效催化剂 1．化工生产适宜条件选择的一般原则： ⑴ 反应速率：一般化工生产过程中，反应很难达到平衡，主要考虑提高单位时间的转化率，反应不能太慢； ⑵ 平衡移动：最好是反应向产品方向移动，同时兼顾反应速率； ⑶ 原料利用率：增加廉价原料，提高高价原料的利用率，或原料的循环利用从而降低生产成本； ⑷ 催化剂： 注意温度对催化剂活性的影响，或选用理想催化剂，提高目标产物的比率； ⑸ 生产能力： 考虑设备承受高温、高压能力，以及达到高温、高压条件消耗的能源和动力等。 2．典型实例 ⑴ 工业合成氨 ①反应原理：N2 + 3H22NH3　ΔH=－92.4 kJ·mol－1 ②反应条件的选择： 理论条件 低温 高压 使用催化剂 按1:3投料 实际条件 400～500 ℃ 10～30 MPa 铁触媒 N2、H2按1:3投料, 且循环操作 解释 该温度下，速率较快，催化剂活性最强 压强过大，需要动力大，对材料、设备的要求太高。 保证催化剂活性，防止催化剂中毒 循环操作可提高原料的利 ⑵ SO2催化氧化 ①反应原理：2SO2 + O22SO3 ΔH=－196.6 kJ·mol－1 ②反应条件的选择： 理论条件 低温 高压 使用催化剂 SO2、O2按2:1投料 实际条件 450～500 ℃ 常压(0.1MPa) V2O5 通入过量空气提高SO2的转化率 解释 该温度下，速率较快，催化剂活性最强 450 ℃，0.1MPa时SO2的转化率已达到97%，再加压SO2转化率提高很小，对设备投资会加大 保证催化剂活性，防止催化剂中毒 增加廉价原料 〖学以致用〗1．下列说法不符合生产实际的是（ ） A．硫酸生产中，SO2催化氧化选择20～50 MPa、400～500 ℃条件下进行 B．工业尾气中含有少量的SO2，可用石灰水吸收，然后再用硫酸处理 C．工业上，通常采用以铁为主的催化剂，在400～500 ℃、10～30 MPa条件下合成氨 D．造气中产生的CO，可在催化剂作用下，与高温水蒸气反应生成CO2和H2 2．合成氨反应达到平衡时，NH3的体积分数与温度、压强的关系如图所示。 根据此图分析合成氨工业最有前途的研究方向是（ ） A．提高分离技术 B．研制耐高压的合成塔 C．研制低温催化剂 D．探索不用N2和H2合成氨的新途径 温度控制(01)——趋利避害控温度 踏平坎坷合成路 温度控制是影响化学反应的一项重要条件，对产品质量、生产效率、安全生产及节约能源等方面有着重要的意义。 1．升温产生有利结果 (01) 升温，反应速率增大，使产品的产率增大。 (02) 升温，平衡向正反应方向（吸热反应）移动，产品的平衡产率增大。 (03) 升温，催化剂活性增强，达到最佳催化效果，产品的速率、产率增大。 (04) 升温，可以除杂，除去热稳定差的杂质，如NaHCO3 、Ca(HCO3)2、KMnO4、I2、NH4Cl等物质。 (05) 升温，蒸出产物，使平衡正向移动，提高产品的产率。 如制取乙酸乙酯的实验中，及时分离乙酸乙酯，有利于乙酸乙酯产率的提高。 (06) 升温，可以使胶体聚沉，便于析出过滤得到产品。 2．升温产生不利结果 (01) 升温，平衡向逆反应方向（放热反应）移动，产品的平衡产率减小。 (02) 升温，催化剂活性下降，反应速率减小，导致产品的产率下降。 (03) 升温，易发生题目给定信息的副反应，导致产品的产率下降。 (04) 升温，反应物易分解、挥发或升华，导致原料的利用率降低。如：H2O2、HNO3、氨水、I2、NH4Cl等。 (05) 升温，反应物的水解程度增大，浓度减小，导致原料的利用率降低。 (06) 升温，气体反应物(或氢氧化钙)的溶解度减小，浓度减小，导致原料的利用率降低。 (07) 升温，反应物易被氧化，导致原料的利用率降低。如：醛类、酚类、Fe2+、Na2S、Na2SO3、KI等。 (08) 升温，对于反应非常剧烈的一些反应，温度过高会发生危险。 3．降温产生有利结果 (01) 降温，平衡向正反应方向（放热反应）移动，产品的平衡产率增大。 (02) 降温，防止某物质在高温时会溶解(或分解) 。 (03) 降温，使某个沸点较高的产物液化，有利于其与其它物质分离。 (04) 降温，降低晶体的溶解度，促进晶体析出或减少损失。 (05) 降温，可以减少能源成本，降低对设备的要求，达到绿色化学的要求。 温度控制(02)——趋利避害控温度 踏平坎坷合成路 4．降温产生不利结果 (01) 降温，平衡向逆反应方向（吸热反应）移动，产品的平衡产率减小。 (02) 降温，反应速率减小，使产品的产率下降。 (03) 降温，催化剂活性下降，反应速率减小，导致产品的产率下降。 (04) 降温，会使一些气体物质发生凝华，造成导管堵塞发生危险。 5．控温思维方向： (01) 防止分解：如H2O2、氨水、铵盐、硝酸盐等。 (02) 防止氧化：反应体系中有醛类、酚类等物质，需要控温。 (03) 防止挥发：实验室保存或者制备液溴、一溴乙烷等沸点较低物质，需要加冰水或冷冻控温。 (04) 溶 解 度：温度会影响对晶体或气体的溶解度，根据实际生产要求需控温。 (05) 速 率：温度对反应速率有影响，根据实际生产要求需控温。 (06) 水解程度：温度对离子的水解程度有影响，根据实际生产要求需控温。 (07) 转 化 率：温度对平衡转化率有影响，根据实际生产要求需控温。 (08) 催 化 剂：温度对催化剂的活性有影响，为了使催化剂的活性达到最好需控温。 (09) 反应复杂性：为了减少副反应的发生，反应体系需要控温。 如实验室制取乙烯、制硝基苯，控制温度都是防止发生副反应。 (10) 蒸馏：为了使某物质达到沸点挥发出来，蒸馏时需控制好温度。 6．控温措施： (01) 加热方法有：酒精灯加热，酒精喷灯加热，水浴、油浴、沙浴加热，水蒸气加热，吹热风加热等。 (02) 降温方法有：冷冻法，冰水浴，减压蒸馏，减压烘干，减压蒸发等。 总结：解释选择某温度或某一温区的原因时，应从低于该温度或温区下限和高于该温度或温区上限两个方面回答。 如：正丁醛(沸点76 ℃ )是一种化工原料。某同学利用K2Cr2O7与稀硫酸混合溶液氧化正丁醇(沸点117 ℃)制备。 反应温度应保持在90～95℃，其原因是 。 惰性气体——人有惰性万事空 它有惰性建奇功 1．概念：化学实验中的“惰性气体”一般指那些化学性质比较稳定，不参与反应体系中的反应的气体或能起到避氧功能的气体。 2．范围：稀有气体（He、Ne、Ar、Kr、Xe）、H2、N2等，N2的应用最广泛。 3．惰性气体的作用： ⑴ 作保护气：① 在焊接精密零件或镁、铝等活泼金属时，常用氩气作保护气； ② 原子反应堆的核燃料钚，在空气中会迅速被氧化，需要在氩气保护下进行机械加工； ③ 电灯泡里充入氩气，可以减少钨丝的气化并防止钨丝被氧化； ④ 食品包装袋里常常充入氮气，减少好氧菌的生长，延长食品的保质期。 ⑵ 对反应速率、化学平衡的影响： 【反应a: A(g) + B(g)C(g)； 反应b: D(g) + E(s)2F(g)】 ① 恒容条件下，向反应体系中充入惰性气体： 反应a速率不变，平衡不移动； 反应b速率不变，平衡不移动 ② 恒压条件下，向反应体系中充入惰性气体： 反应a速率减小，平衡逆向移动； 反应b速率减小，平衡正向移动 ⑶ 定性测定，防止干扰 ① 因反应物(生成物)易被氧化，在反应前(反应后)，通入惰性气体排空气，防止氧化。 ② 反应有污染性气体产生，在反应结束后，通入惰性气体排出有毒气体，再用溶液完全吸收。 ⑷ 定量测定，减小误差 实验结束后，通入惰性气体将产生的气体全部排出，被吸收剂完全吸收，测质量。 ⑸ 稀释气体，防止倒吸或爆炸 ① 对极易溶于水的气体稀释，防止溶于水时发生倒吸； ② ClO2在混合气中体积分数大于10%就可能发生爆炸。制备时，一直通入N2对ClO2稀释，防止爆炸。 4．应用举例：次磷酸钠(NaH2PO2)常用作化学镀剂、食品及工业锅炉水添加剂、抗氧剂。实验室可用如图所示装置(A处加热仪器略去)制取一定量的次磷酸钠。已知PH3是一种无色、有毒且能自燃的气体。回答下列问题： ⑴ a中反应的化学方程式为 。 ⑵①实验开始时，首先要打开K1，通入一段时间N2，其目的是 。 ②拆卸装置前，打开K1，继续通入一段时间的N2，其目的是 。 移动特例——减弱改变有特例 勒夏特列没脾气 1．勒夏特列原理又叫化学平衡移动原理，由法国化学家勒夏特列于1888年提出。 内容为：如果改变可逆反应的条件（如浓度、压强、温度等），化学平衡就被破坏，并向着减弱这种改变的方向移动。 2．在很多情况下，利用勒夏特列原理解释平衡移动、减弱改变的问题，得不出正确的结论，这说明勒沙特列原理的应用有一定的局限性。 例1．一定温度下，向某恒容密闭容器投入碳酸钙，发生反应CaCO3 (s)CaO(s) + CO2(g)，达到平衡后，现将体积缩小为原来的一半，当体系再次达到化学平衡时c(CO2) 。（填“增大”“减小”或“不变”） 〖简析〗缩小体积压强增大，平衡逆向移动，但新平衡与原平衡对比，压强不变、c(CO2)不变。 只是因为平衡常数K= c(CO2)，温度不变，平衡常数K永不改变。 例2．恒温时，在一个恒容容器内发生反应 2NO2(g)N2O4(g)  ΔH<0，达到平衡后， =a， ①向反应体系中再充入少量NO2，再次达到平衡时， a。 ②向反应体系中再充入少量N2O4，再次达到平衡时， a。 〖简析〗再次充入NO2或N2O4，虚拟等效，气体建立平衡后再压进去，平衡正向移动，所以①<，②<。 例3．一定温度下，向体积为1 L的恒容容器中通入2 mol SO2和1 mol O2发生2SO2(g) + O2(g)2SO3(g)，达到平衡时，SO2的平衡转化率为60%。继续向容器中加入1 mol SO2(g)和1 mol SO3(g)，此时反应 (填“向正向进行”“向逆向进行”或“处于平衡状态”)。 〖简析〗平衡时，根据转化率得三种气体的浓度分别是0.8mol/L、0.4 mol/L、1.2 mol/L，可得出K=5.6。再充入气体后，浓度变为1.8mol/L、0.4 mol/L、2.2 mol/L，计算此时Q<K，所以反应向正向进行。 例4．浅绿色Fe(NO3)2溶液中存在如下平衡： Fe2+ + 2H2OFe(OH)2 + 2H+，若向该平衡体系中滴加稀硫酸来增大c(H+)，则溶液的颜色 。（填“变深”“变黄”或“无变化”） 〖简析〗加入稀硫酸后，NO3－在H+作用下可氧化Fe2+生成Fe3+，溶液变黄，不可简单地认为平衡逆向移动。 例5．保持温度不变，将pH均为4的盐酸与醋酸溶液等体积混合，醋酸的电离平衡 。（填“正向移动”“逆向移动”或“不移动”），醋酸的pH 。（填“增大”“减小”或“不变”） 〖简析〗醋酸中加等体积盐酸，相当于对醋酸进行稀释，瞬时c(CH3COO－)、c(CH3COOH)均减半，根据醋酸的Ka= ，温度不变，Ka不变，所以醋酸电离平衡不移动，pH不变。 例6．〖2022重庆〗两种酸式碳酸盐的分解反应如下。某温度平衡时总压强分别为p1和p2。 反应1：NH4HCO3(s)NH3(g) + H2O(g) + CO2(g) p1=3.6×104Pa 反应2：2NaHCO3(s)Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g) p2=4×103Pa 该温度下，刚性密闭容器中放入NH4HCO3和Na2CO3固体，平衡后以上3种固体均大量存在。 下列说法错误的是（ ） A．反应2的平衡常数为4×106Pa2 B．通入NH3，再次平衡后，总压强增大 C．平衡后总压强为4.36×105Pa D．缩小体积，再次平衡后总压强不变 自耦电离——一得一失一瞬间 一阴一阳一世缘 1．概念：液态极性共价分子化合物自发发生电离，产生液态极性共价分子“合一组份”的阴离子与液态极性共价分子“失一组份”阳离子的过程。 2．条件：只要是液态极性共价分子化合物，就可发生自偶电离，极性越强电离程度越大。自耦电离程度很微弱， 但在溶剂中普遍存在。 3．常见物质自耦电离的方程式： 2H2OH3O+ + OH－ 2NH3(l)NH4+ + NH2－ 2CH3CH2OHCH3CH2OH2+ + CH3CH2O－ 2SO2SO32－ + SO2+ 2CH3COOHCH3COOH2+ + CH3COO－ N2O4NO+ + NO3－ 2H2O2H3O2+ + HO2－ 2N2H4N2H5+ + N2H3－ 2H2SH3S++ HS－ 2PH3PH4+ + PH2－ 2H2SO4H3SO4+ + HSO4－ 2HNO3H2NO3+ + NO3－ 2PCl5PCl6－+ PCl4+ PBr5Br－+ PBr4+ (与PCl5对比) 4．常见考查： ⑴ 液氨与液态SO2一样会自耦电离。Na能与液氨反应，一种产物是气体，另一种产物在某条件下可以和铵盐反应，产物是一种常见的有刺激性气味的气体，则： ① 液氨和钠反应的化学方程式为： ② 写出另一种产物和铵盐反应的离子方程式： ⑵ ①用化学用语解释PCl5熔体为什么能导电？ 注：、阴、阳离子中的P-Cl键键长不同。 ② PBr5气态分子结构与PCl5相似，它的熔体也能导电，但经测定其中只存在一种P-Br键长，请作出解释。 ⑶ 某温度下，液氨的离子积常数 K=c(NH4+ )·c(NH2－) =1.6×10－29，若用定义 pH 一样来规定 pN=－lgc(NH4+) ，则在该温度下，下列叙述正确的是（ ） A ．纯净的液氨中， pN=7 B ．纯净的液氨中，c(NH4+ )·c (NH2－)>1.0×10－14 C ． 1 L 溶解有 0.001 mol NH4Cl的液氨溶液，其 pN=3 D ． 1 L 溶解有 0.001 mol NaNH2的液氨溶液，其 pN=11 酸碱理论——酸含质子是标配 共轭酸碱成双对 1．酸碱离子理论（也叫酸碱电离理论，是中学化学常用的理论） 该理论是1887年阿仑尼乌斯（Arrhenius）根据他的电离学说提出来的，定义为： ①在水溶液中，电离出的全部阳离子都是H+的物质叫酸，如H2SO4、H2CO3、HF等。 ②在水溶液中，电离出的全部阴离子都是OH－的物质叫碱，如NaOH、Mg(OH)2、NH3·H2O等。 【局限性】 ①仅限于水溶液中，非水溶液中的酸碱问题不能解决； ②盐溶液的酸碱性问题不能解释，如AlCl3溶液显酸性，Na2CO3溶液显碱性。 2．酸碱质子理论：1923年布朗斯特（Brönsted）和劳莱（Lowry）提出的理论。 ⑴ 定义：凡能给出质子(H+)的物质都是酸；凡能接受质子(H+)的物质都是碱。 酸(或碱)既可以是分子，也可以是阴离子或阳离子。 ⑵ 酸碱关系：酸碱 + 质子 HCl(酸)== Cl－(碱) + H+、 H2O(酸)OH－(碱) + H+、 H3O+(酸)H2O(碱) + H+、 NH4+(酸)NH3(碱) + H+、 HCO3－(酸)CO32－(碱) + H+、 H2PO4－(酸)HPO42－(碱) + H+ ⑶ 两性物质：(既可以给出质子，又可以接受质子的物质，既是酸又是碱) H2OH+ + OH－ HCO3－CO32－ + H+ HPO42－H+ + PO43－ H2O + H+H3O+ HCO3－+ H+H2CO3 HPO42－+ H+H2PO4－ ⑷ 共轭酸碱对：仅相差一个质子的一对酸碱叫共轭酸碱对。 如HS－和S2－、H2O和OH－、H3O+和H2O等。 在共轭酸碱对中，酸越强，其共轭碱就越弱；酸越弱，其共轭碱就越强。 ⑸ 酸碱反应：反应方向是强酸(或强碱)向着生成弱酸(或弱碱)的方向进行。 如HCl + NH3NH4+ + Cl－ CH3COOH + OH－CH3COO－ + H2O ⑹ 共轭酸碱的平衡常数： HA + H2OH3O+ + A－ Ka= A－+ H2OHA + OH－ Kb= 2H2OH3O+ + OH－ Kw=c(H3O+)·c(OH－) 相互关系：Ka·Kb=Kw 3．学以致用：根据酸碱质子理论，给出质子(H+)的物质是酸，给出质子的能力越强，酸性越强。 已知：N2H5+ + NH3=== NH4+ + N2H4 N2H4 + CH3COOH=== N2H5+ + CH3COO－ 下列酸性强弱顺序正确的是（ ） A．N2H5+> N2H4> NH4+ B．N2H5+> CH3COOH > NH4+ C．NH3> N2H4> CH3COO－ D．CH3COOH >N2H5+> NH4+ 缓冲溶液——我本有心提酸碱 无动于衷使心寒 1．实验：取常温下纯水、KCl溶液、CH3COOH与CH3COONa的混合液各 90 mL，进行实验 实验样品 测定pH 实验方法 H2O 0.01 mol·L－1 KCl溶液 均为0.01 mol·L－1 CH3COOH与CH3COONa混合液 ① 原始溶液的pH 7.0 7.0 4.75 ② 加入10 mL H2O 7.0 7.0 4.75 ③ 加入10 mL 0.01 mol·L－1盐酸 3.0 3.0 4.74 ④ 加入10 mL 0.01 mol·L－1NaOH溶液 11.0 11.0 4.76 像CH3COOH与CH3COONa混合液，能维持溶液的酸度，使溶液的pH不因外加少量酸、碱或溶液的稀释而发生显著变化，这一类溶液叫缓冲溶液。 2．缓冲原理：（以CH3COOH与CH3COONa混合液为例） ① 电离平衡：CH3COOHCH3COO－ + H+ ② 水解平衡：CH3COO－+ H2OCH3COOH + OH－ 加入酸时，平衡①逆向移动，②中的OH－与H+反应，平衡正向移动，最终溶液pH基本不变； 加入碱时，平衡②逆向移动，①中的H+与OH－反应，平衡正向移动，最终溶液pH基本不变。 3．缓冲溶液的酸碱性： ① 等浓度CH3COOH-CH3COONa混合液，溶液呈酸性。 （醋酸Ka=1.75×10－5） 即：c(CH3COO－)>c(Na+)>c(H+)>c(OH－) ② 等浓度NH3·H2O-NH4Cl混合液，溶液呈碱性。 （氨水Kb=1.8×10－5） 即：c(NH4+)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H+) ③ 等浓度HCN-NaCN混合液，溶液呈碱性。 （氢氰酸Ka=6.2×10－10） 即：c(Na+)>c(CN－)>c(OH－)>c(H+) 4．缓冲溶液中的关系： ① 相互影响： CH3COONa与CH3COOH等物质的量混合，所配制成的稀溶液pH=4.7，则下列说法错误的是（ ） A．CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用 B．CH3COONa的水解作用大于CH3COOH的电离作用 C．CH3COOH的存在抑制了CH3COONa的水解 D．CH3COONa的存在抑制了CH3COOH的电离 ② 稀释问题：在CH3COOH与CH3COONa混合液中，存在CH3COOHCH3COO－ + H+ 根据Ka=，得c(H+)=Ka·，温度不变，Ka不变。 加水稀释时，溶液中的c(CH3COOH)与c(CH3COO－)一直大致相等，所以溶液的pH变化不明显。 同离子效应 盐效应——同种离子促析出 异盐增大溶解度 1．同离子效应 由于加入含相同离子的强电解质，使弱电解质电离度减小或使难溶盐溶解度降低。这种现象叫同离子效应。 ⑴ 使弱电解质电离度减小 ① 向CH3COOH溶液中加入CH3COONa固体，c(CH3COO－)增大，CH3COOHCH3COO－+ H+电离平衡逆向移动，使得醋酸的电离度减小，溶液中c(H+)降低。 ② 向氨水中加入NH4Cl固体，c(NH4+)增大，NH3·H2ONH4+ + OH－电离平衡逆向移动，使得氨水的电离度减小，溶液中c(OH－)降低。 ⑵ 使难溶盐溶解度减小 ① 向BaSO4饱和溶液中加入BaCl2溶液，c(Ba2+)增大，BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42－(aq) 溶解平衡逆向移动，使得BaSO4的溶解度减小，溶液中析出BaSO4固体。 ② 向NaCl饱和溶液中加入浓盐酸或通入HCl气体，也可以使NaCl晶体析出。 2．盐效应 若在难溶电解质溶液中(或弱电解质溶液中)，加入一种与原溶液无共同离子的电解质，难溶电解质的溶解度(或弱电解质的电离度)会增大，这种现象称作盐效应。 ⑴ 使弱电解质电离度增大 向0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中加入少量0.1 mol·L－1的NaCl溶液，电离平衡 CH3COOHCH3COO－+ H+正向移动，c(H+)由1.33×10－3 mol·L－1增大到1.68×10－3 mol·L－1，电离度由1.33%增大到1.68%。 ⑵ 使难溶盐溶解度增大  向BaSO4饱和溶液中(含BaSO4固体)加入KNO3溶液，BaSO4(s)Ba2+(aq) + SO42－(aq) 溶解平衡正向移动，c(SO42－)增大，使得BaSO4的溶解度增大。 3．学以致用 下列说法正确的是（ ） A．向Na2SO4溶液中加入过量的BaCl2溶液，溶液中只含Ba2+、Na+和Cl－，不含SO42－ B．Ksp小的物质其溶解能力一定比Ksp大的物质的溶解能力小 C．为减小洗涤过程中固体的损失，最好选用稀硫酸代替水来洗涤BaSO4沉淀 D．洗涤沉淀时，洗涤次数越多越好 交叉氧化——十字连线两个剂 实往虚来不可逆 强弱排序氧化性，电对上下相对应，两强反应得两弱，跨越氧化也搞定。 1．依据“氧化剂 + 还原剂===还原产物 + 氧化产物”原理，将该原理转变成“交叉”形式： 氧化性强→弱 氧化剂 氧化产物 还原性弱→强 还原产物 还原剂 【规律】 氧化性：氧化剂>氧化产物； 还原性：还原剂>还原产物 氧化剂具有强氧化性，氧化产物具有弱氧化性； 还原剂具有强还原性，还原产物具有弱还原性。 2．可用标准电极电势判断氧化剂与还原剂的相对强弱，电对的电极电势越大，氧化剂的氧化性 越强。在氧化还原反应中，两个电对的电极电势相差越大，反应就进行得越快。 25℃几种电对的电极电势 电对 MnO4－(H+)/Mn2+ Cl2/Cl－ I2/I－ Fe3+/Fe2+ 电极电势Eq/V 1.507 1.36 0.54 0.77 由表中的数据得出： 氧化性强→弱 ( ① ② ③ )MnO4－ Cl2 Fe3+ I2 还原性弱→强 Mn2+ Cl－ Fe2+ I－ 依据“交叉”规律，得以下反应： ① 2MnO4－+ 10Cl－+ 16H+== 2Mn2+ + 5Cl2↑+ 8H2O ② Cl2 + 2Fe2+== 2Fe3+ + 2Cl－ ③ 2Fe3+ + 2I－== 2Fe2+ + I2 还可以跨物质相连： 氧化性强→弱 ( ④ ⑤ )MnO4－ Cl2 Fe3+ I2 还原性弱→强 Mn2+ Cl－ Fe2+ I－ 依据“交叉”规律，得以下反应： ④ MnO4－+ 5Fe2+ + 8H+== Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O ⑤ Cl2 + 2I－== 2Cl－ + I2 同理还可以得： 2MnO4－+ 10I－+ 16H+== 2Mn2+ + 5I2 + 8H2O 交叉制酸——十字连线酸对盐 实往虚来无波澜 由强到弱排好酸，自身酸根写下面，实线两端反应后，虚线两端产物现。 1． 依据“强酸 + 弱酸盐=== 弱酸 + 强酸盐”原理，将该原理转变成“交叉”形式： 酸性强弱 强酸 弱酸 对应盐 强酸盐 弱酸盐 2．25℃几种弱酸的电离常数： 弱酸 HCN H2CO3 HF 电离常数 Ka=6.2×10－10 Ka1=4.4×10－7，Ka2=4.7×10－11 Ka=6.6×10－4 由表中的数据得出： 酸性强弱排序 ( ① ② ③ )HF H2CO3 HCN HCO3－ 阴离子水解能力 F－ HCO3－ CN－ CO32－ 依据“交叉”规律，得以下反应： ① HF + HCO3－== F－+ CO2↑+ H2O ② H2O + CO2 + CN－== HCN + HCO3－ (不论CO2多与少，都只生成HCO3－) ③ HCN + CO32－== CN－+ HCO3－ (不论HCN多与少，都只生成HCO3－) 还可以跨物质相连： 酸性强弱排序 ( ④ ⑤ )HF H2CO3 HCN HCO3－ 阴离子水解能力 F－ HCO3－ CN－ CO32－ 依据“交叉”规律，得以下反应： ④ HF + CN－== F－+ HCN ⑤ H2O + CO2 + CO32－== 2HCO3－ 同理还可以得：HF + CO32－== F－+ HCO3－ 【说明】HF既可以与HCO3－连线，反应生成CO2；又可以与CO32－连线，反应生成HCO3－， 所以向Na2CO3溶液中加入HF的量不同，会发生不同的反应： Na2CO3 + HF(少量) == NaF + NaHCO3 Na2CO3 + 2HF(过量)== 2NaF + H2O + CO2↑ 试纸使用——触物生花变色快 多彩人生更精彩 1．试纸使用方法： ①检验溶液： 取一小块干燥的pH试纸放在玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液体，点在试纸中部，等pH试纸变色后，与标准比色卡对照读出pH值。 ②检验气体： 先用蒸馏水将试纸润湿，用镊子夹取或粘在 玻璃棒的一端，然后再放在集气瓶口或导管 口处，观察试纸的颜色变化。 2．试纸的种类： ⑴ pH试纸：广泛pH试纸（精确到1）、精密pH试纸（精确到0.1），测定溶液的pH值。 pH比色卡颜色 赤 橙 黄 绿 青 蓝 紫 pH值 1～2 3～4 5～6 7～8 9～10 11～12 13～14 【注】 a．pH试纸必须干燥，不可润湿。湿润的pH试纸测溶液的pH值，不一定有误差。 b．pH试纸不能直接伸入溶液，不能测浓硫酸、氯水、84消毒液的pH值。 c．浓硝酸使pH试纸变红后褪色。（浓硝酸的强氧化性漂白） ⑵ 石蕊试纸： ①蓝色石蕊试纸（检验酸性气体，试纸变红） ②红色石蕊试纸（检验NH3，试纸变蓝） 【注】a．Cl2能使湿润的蓝色石蕊试纸先变红，后褪色。 b．SO2能使湿润的蓝色石蕊试纸变红，但不能褪色。 c．试纸不可接触试管口、瓶口、导管口等。 ⑶ 酚酞试纸：湿润的酚酞试纸遇NH3变红。（酚酞试纸的主要作用是检测NH3） ⑷ 品红试纸：用来定性地检验某些漂白性的物质（如SO2）的存在，试纸红色褪去。 ⑸ 淀粉KI试纸：湿润的淀粉KI试纸遇到氧化性气体会变蓝。 如Cl2、Br2、NO2、O3等气体、MnO4－、H2O2、Fe3+等溶液都可以使试纸变蓝。 2NO2 + 2KI== 2KNO2 + I2 O3 + 2KI + H2O == 2KOH + I2 + O2 ⑹ 醋酸铅试纸：一般用于检验H2S气体，试纸变黑。[ Pb(CH3COO)2 + H2S== PbS↓+ 2CH3COOH ] 【注】Pb(CH3COO)2为易溶于水的盐，它是弱电解质，写离子方程式时，醋酸铅不能拆。 ⑺ 试剂试纸： ① 亚铁氰化锌Zn2Fe(CN)6试纸，白色。检验溶液中的 Fe3+（白色变蓝色） 3Zn2Fe(CN)6 + 4FeCl3== Fe4[Fe(CN)6]3↓(蓝色) + 6ZnCl2 ② 铁氰化钾K3[Fe(CN)6]试纸，淡黄色。检验溶液中的 Fe2+（黄色变蓝色）  Fe2+ + K+ + Fe(CN)63－== KFe[Fe(CN)6]↓(蓝色) 试剂搭配——一个好汉三个帮 试剂也找好搭档 1．酸性高锰酸钾 (KMnO4搭配稀H2SO4) KMnO4作氧化剂时往往搭配稀H2SO4，目的是既提高氧化能力，又改善还原产物。 酸性条件下，KMnO4的氧化性较强，且还原产物为Mn2+。如果不加酸，在中性溶液中 KMnO4的还原产物一般为MnO2。在碱性环境下KMnO4的还原产物为墨绿色的K2MnO4。 2．新制氢氧化铜 [Cu(OH)2搭配NaOH] 氧化醛基时，我们经常使用“新制氢氧化铜悬浊液”，配制该试剂时，强调NaOH必须过量。 过量NaOH的主要用途是与Cu(OH)2继续反应，生成深蓝色的络离子[Cu(OH)4]2－，该络离子 存在着电离平衡：[Cu(OH)4]2－Cu2+ + 4OH－，电离出少量的Cu2+去缓慢氧化醛。 3．碘水 (I2搭配KI) 碘难溶于水，常用的碘水是I2的KI溶液。KI易溶于水，与I2形成KI3增大了碘的溶解度。 溶液中存在平衡I2 + KIKI3，使用碘水时，I2被消耗，平衡逆向移动，继续提供I2。 4．抑制水解的搭配： ①配制FeCl3、SnCl2溶液时常加浓盐酸。 ②加热AlCl3·6H2O、MgCl2·6H2O制取无水盐时，常常加入SOCl2共热。 5．防止氧化的搭配： 配制FeSO4溶液时，不仅需加稀硫酸抑制水解，还要加铁粉防止氧化。 6．降低熔点的搭配： 工业上冶炼铝时，Al2O3搭配Na3AlF6。冶炼锂时，LiCl搭配KCl，都是降低熔点的目的。 7．加快速率、增强导电的搭配： 实验室制H2，锌粒搭配少量铜，形成原电池，以增大产生氢气的速率。 导电塑料，聚乙炔搭配少量溴或碘，以提高塑料的导电能力。 8．合并试剂的搭配： H2O2易分解，那就与Na2CO3合并为过碳酸钠(2Na2CO3·3H2O2)，性质就稳定了。 FeSO4易被氧化，那就与(NH4)2SO4合并为摩尔盐[Fe(NH4)2(SO4)2·6H2O]，就不易变质了。 选择指示剂——滴定实验非必需 需要只加两三滴 一．使用原则: ① 选择指示剂时，一般要求变色明显(所以一般不用石蕊)，指示剂的变色范围与恰好中和时的pH要吻合。 ② 指示剂用量常用2～3滴，因指示剂本身也是弱酸或弱碱，若用量过多，会使滴定时酸或碱的消耗量增加。 二．滴定终点的描述: 滴入最后半滴**溶液，溶液由**色变为**色，且半分钟内颜色不再改变，即达到了滴定终点。 三．指示剂的选择: 1．强酸与强碱——使用甲基橙、酚酞均可。 ① HCl滴定未知浓度NaOH溶液时，可以用甲基橙作指示剂。〖黄色→橙色〗 ② NaOH溶液滴定未知浓度HCl时，可以用酚酞作指示剂。 〖无色→浅红色〗 2．弱酸与强碱——因为生成的盐溶液呈碱性，所以使用酚酞作指示剂。 例如：CH3COOH溶液滴定未知浓度NaOH溶液时，用酚酞作指示剂。〖浅红色→无色〗 3．强酸与弱碱——因为生成的盐溶液呈酸性，所以使用甲基橙作指示剂。 例如：HCl滴定未知浓度NH3·H2O时，用甲基橙作指示剂。〖黄色→橙色〗 4．强酸滴定弱酸盐：例如：HCl滴定Na2CO3溶液。 ①用酚酞： 〖浅红色→无色〗 发生H+ + CO32－== HCO3－ ②用甲基橙：〖黄色→橙色〗 发生2H+ + CO32－== H2O + CO2↑ 5．如果涉及到“I2作反应物”时，一般用淀粉溶液作指示剂。 ①用标准I2水溶液测定Vc的含量时，发生C6H8O6 + I2 → C6H6O6 + 2H+ + 2I－ 〖无色→蓝色〗 ②用硫代硫酸钠标准液测定碘水中I2的浓度，发生I2 + 2S2O32－=== S4O62－+ 2I－ 〖蓝色→无色〗 6．如果涉及到KMnO4溶液作反应物时，一般不使用指示剂。 例如：用标准KMnO4溶液测定草酸的浓度时，不用指示剂。 〖无色→粉红色〗 发生 2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 == K2SO4 + 2MnSO4 + 10CO2↑+ 8H2O 四．其它使用指示剂的实验: 在试管中加入3～5mL Na2SiO3溶液，滴入1～2滴酚酞溶液，用胶头滴管逐滴加入稀盐酸，边加边振荡，至溶液红色变浅接近消失时停止，就得到了H2SiO3胶体。 滴定实验——快速反应及时停 察言观色锥形瓶 ( n V 1 V 2 n (CO 2 ) V( HCl) 0 )1．滴定原理：用一种已知准确浓度的试剂滴加到待测物质的溶液中，直到两种物质按化学计量关系完全反应为止，根据标准溶液的浓度和体积，通过定量关系，计算待测物质的含量或浓度。 2．滴定条件：①反应要完全；②反应速度要快；③反应选择性要高； ④准确确定反应终点；⑤反应物间有定量关系。 3．滴定分类： ⑴ 酸碱中和滴定 如：双指示剂法滴定，用盐酸标准溶液滴定混合碱(NaOH、Na2CO3)溶液。 ① 在待测液中加入酚酞做指示剂，滴定至溶液浅红色褪色，达到终点。 （消耗盐酸V1 mL）发生的反应是：NaOH + HCl==NaCl + H2O， Na2CO3 + HCl==NaHCO3 + NaCl ② 此时，再加入甲基橙做指示剂，继续用盐酸滴定至溶液由黄色变为橙色，达到终点。（消耗盐酸V2 mL）发生的反应是：NaHCO3 + HCl===NaCl + H2O + CO2↑ ③判断成分： 盐酸体积范围 V1=0，V2≠0 V1≠0，V2=0 V1=V2≠0 V2>V1>0 V1>V2>0 试样成分 NaHCO3 NaOH Na2CO3 Na2CO3、NaHCO3 Na2CO3、NaOH ⑵ 沉淀滴定（利用不同的难溶物的Ksp不同，发生沉淀反应，进行滴定） ① 银量法：用已知浓度的AgNO3溶液滴定待测NaCl溶液（指示剂：K2CrO4） 滴定反应：Ag+ + Cl－==AgCl↓(Ksp=1.56×10－10) 终点反应：2Ag+ + CrO42－== Ag2CrO4↓(砖红色沉淀，Ksp=2.0×10－12) ② 铁铵盐指示剂法：用已知浓度的KSCN溶液滴定AgNO3待测溶液。〖指示剂：NH4Fe(SO4)2〗 滴定反应：Ag+ + SCN－==AgSCN↓， 终点反应：Fe3+ + 3SCN－== Fe(SCN)3(红色) ⑶ 络合滴定（又叫配位滴定，乙二胺四乙酸简称EDTA，常用H4Y表示） EDTA能与许多金属离子形成稳定的配合物，用标准EDTA滴定金属离子测浓度，加适当指示剂确定终点。 ⑷ 氧化还原滴定：常用的方法有碘量法、铈量法、高锰酸钾法、重铬酸钾法等。 ① 碘量法：（淀粉做指示剂） a．直接碘量法：I2 + SO32－+ H2O== SO42－+ 2I－+ 2H+ 〖直接按消耗I2的量求c(SO32－) 〗 b．间接碘量法（剩余碘量法和置换碘量法两种） 剩余碘量法： 先加入一定量的碘水(过量)：I2 + S2－== S↓+ 2I－， 再用Na2S2O3滴定剩余的I2：I2 + 2S2O32－== 2I－+ S4O62－， 根据Na2S2O3的消耗量和I2总量，列关系式求c(S2－) 置换碘量法： 先加入过量KI溶液： 2Fe3+ + 2I－== 2Fe2+ + I2， 再用Na2S2O3滴定生成的I2，进而求c(Fe3+) ② 高锰酸钾法：（不用另加指示剂） 如：2MnO4－ + 5H2O2 + 6H+ == 2Mn2+ + 5O2↑+ 8H2O 蒸干溶液——为防变质寻良策 最难保持是本色 1．盐中阳离子或阴离子水解、生成易挥发酸或分解： 序号 代表物 蒸干得到 灼烧得到 ① AlCl3 Al(OH)3 Al2O3 ② FeCl3 Fe(OH)3 Fe2O3 ③ CuCl2 Cu(OH)2 CuO ④ NaClO NaCl NaCl ⑴ 反应过程： AlCl3 溶液中存在水解平衡：AlCl3 + 3H2OAl(OH)3 + 3HCl，(FeCl3水解相似) 加热蒸发，平衡正向移动，HCl易挥发，蒸干得到Al(OH)3，灼烧分解得到Al2O3。 CuCl2 + 2H2OCu(OH)2 + 2HCl NaClO + H2ONaOH + HClO 2HClO2HCl + O2↑ ⑵ 从溶液中得到无水AlCl3的方法： 将AlCl3溶液加热浓缩、冷却结晶、过滤、洗涤、干燥得AlCl3·6H2O，然后在干燥的HCl气流中加热，得到无水AlCl3。或将AlCl3·6H2O与SOCl2(氯化亚砜)混合共热，也可得到无水AlCl3。 AlCl3·6H2O + 6SOCl2AlCl3 + 6SO2↑+ 12HCl↑ 2．水解产物中无易挥发物质：（蒸干仍然保持本色） 序号 代表物 蒸干得到 灼烧得到 ⑤ Al2(SO4)3 Al2(SO4)3 Al2(SO4)3 ⑥ CuSO4 CuSO4 CuSO4 ⑦ Na2CO3 Na2CO3 Na2CO3 ⑧ NaAlO2 NaAlO2 NaAlO2 Al2(SO4)3 + 6H2O2Al(OH)3 + 3H2SO4 CuSO4 + 2H2OCu(OH)2 + H2SO4 Na2CO3 + H2ONaHCO3 + NaOH NaAlO2 + 2H2OAl(OH)3 + NaOH 3．受热易分解的物质：（为防变质，NaHCO3溶液可在低压下蒸干） 序号 代表物 蒸干得到 灼烧得到 ⑨ NaHCO3 Na2CO3 Na2CO3 ⑩ Ca(HCO3)2 CaCO3 CaO ⑪ (NH4)2CO3 完全分解 一无所有 2NaHCO3Na2CO3 + H2O↑+ CO2↑ (NH4)2CO32NH3↑+ H2O↑+ CO2↑ 4．受热易氧化的物质：（为防变质可在无氧环境下蒸干） 序号 代表物 蒸干得到 灼烧得到 ⑫ Na2SO3 Na2SO4 Na2SO4 ⑬ FeSO4 Fe2(SO4)3、Fe(OH)3 Fe2(SO4)3、Fe2O3 2NaSO3 + O22Na2SO4 12FeSO4 + 3O2 + 6H2O4Fe2(SO4)3 + 4Fe(OH)3 非盐水解——遇水交换重生 再难回到曾经 水解特点：化合物中显正价的离子结合OH－，显负价的离子结合H+，反应前后化合价不变。 1．金属氢化物： LiH + H2O==LiOH + H2↑ CaH2 + 2H2O== Ca(OH)2 + 2H2↑ 2．金属氮化物、磷化物、砷化物 Li3N + 3H2O==3LiOH + NH3↑ Ca3P2 + 6H2O== 3Ca(OH)2 + 2PH3↑ AlP + 3H2O==Al(OH)3↓+ PH3↑ Ca3As2 + 6H2O== 3Ca(OH)2 + 2AsH3↑ 3．金属碳化物 CaC2 + 2H2O==Ca(OH)2 + C2H2↑ Be2C + 4H2O== 2Be(OH)2↓+ CH4↑ Al4C3 + 12H2O==4Al(OH)3↓+ 3CH4↑ Mg2C3 + 4H2O== 2Mg(OH)2↓+ C3H4↑ 4．非金属元素的卤化物 NCl3 + 3H2O==3HClO + NH3 BCl3 + 3H2O== H3BO3 + 3HCl PCl3 + 3H2O==H3PO3+ 3HCl PCl5 + 4H2O== H3PO4 + 5HCl SiCl4 + 4H2O==H4SiO4↓+ 4HCl SiF4 + 4H2O== H4SiO4↓+ 4HF 5．卤素互化物 IBr + H2O== HIO + HBr ICl + H2O== HIO + HCl IF5 + 3H2O== HIO3+ 5HF 6．常见考点 Mg3N2 + 6H2O== 3Mg(OH)2↓+ 2NH3 ↑ Al2S3 + 6H2O== 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ Mg2Si + 4H2O== 2Mg(OH)2↓+ SiH4↑ BaO2 + 2H2O== Ba(OH)2 + H2O2 TiCl4 + 3H2O== H2TiO3↓+ 4HCl↑ 或 TiCl4 + (2+x)H2O==TiO2·xH2O↓+ 4HCl↑ 〖示例〗 H2O(l)、NH3(l)均可自电离：2H2O(l)H3O+ + OH－、2NH3(l)NH4+ + NH2－。 下列反应与CH3CH2OH + HBr原理不同的是（ ） A．Mg3N2 + 6H2O== 3Mg(OH)2 + 2NH3 B．SiCl4 + 8NH3(l) == Si(NH2)4 + 4NH4Cl C．3Cl2 + 8NH3 == 6NH4Cl + N2 D．PCl3 + 3H2O== H3PO3 + 3HCl 氯胺是由氯气遇到氨气反应生成的一类化合物，主要包括一氯胺(NH2Cl)、二氯胺(NHCl2)和 三氯胺(NCl3)，是常用的饮用水二级消毒剂。 NH2Cl中氯元素的化合价为+1，一氯胺的电子式为： 氯胺消毒时首先发生水解： NH2Cl + H2ONH3 + HClO NHCl2 + 2H2ONH3 + 2HClO NCl3 + 3H2ONH3 + 3HClO 氯胺消毒是通过缓慢释放的HClO作用的，其消毒的持久力比较强。 质子守恒(01)——微粒分类列左右 质子提供等接受 质子即“H+”，质子守恒指的是溶液中水电离的c(H+)=c(OH－) 1．方法一：“守恒合并法”（以Na2CO3溶液为例） ① 元素质量守恒：c(Na+)=2[c(HCO3－) + c(CO32－) + c(H2CO3)] ② 电荷守恒：c(Na+) + c(H+)=c(OH－) + c(HCO3－) + 2c(CO32－) 将①、②合并，得质子守恒：c(OH－)=c(H+) + c(HCO3－) + 2c(H2CO3) 2．方法二：“得失质子守恒法”——单一溶液中的质子守恒 ⑴ 先确定溶液中影响水电离平衡的微粒(溶质)和H2O(溶剂)作为“参考水准物”。 ⑵ 推出参考水准物得质子的产物微粒(或提供质子生成水准物的微粒)和失质子的产物微粒(或接受质子生成水准物的微粒)，H2O得质子的产物是H3O+，通常简写为H+； ⑶ 列质子守恒关系式时，注意得失质子数目与产物粒子的倍数关系。 示例解读： ① NaHCO3溶液： 参考水准物 得质子的产物(提供质子) 失质子的产物(接受质子) H2O → H+ OH－ HCO3－ → H2CO3 CO32－ 质子守恒：c(H+) + c(H2CO3)=c(OH－) + c(CO32－) ② Na2CO3溶液： 参考水准物 得质子的产物(提供质子) 失质子的产物(接受质子) H2O → H+ OH－ CO32－→ HCO3－、H2CO3 —— 〖注意〗H2CO3是CO32－得两个质子的产物，所以得质子数应是H2CO3数目的2倍。 质子守恒：c(H+) + c(HCO3－) + 2c(H2CO3)=c(OH－) ③ (NH4)2CO3溶液： 参考水准物 得质子的产物(提供质子) 失质子的产物(接受质子) H2O → H+ OH－ NH4+ → —— NH3·H2O CO32－→ HCO3－、H2CO3 —— 质子守恒：c(H+) + c(HCO3－) + 2c(H2CO3)=c(OH－) + c(NH3·H2O) 质子守恒(02)——微粒分类列左右 质子提供等接受 ④ Na3PO4溶液： 参考水准物 得质子的产物(提供质子) 失质子的产物(接受质子) H2O → H+ OH－ PO43－ → HPO42－、H2PO4－、H3PO4 —— 〖注意〗H2PO4－是PO43－得2个质子的产物，H3PO4是PO43－得3个质子的产物。 质子守恒：c(H+) + c(HPO42－) + 2c(H2PO4－) + 3c(H3PO4)=c(OH－) ⑤ Na2HPO4溶液： 参考水准物 得质子的产物(提供质子) 失质子的产物(接受质子) H2O → H+ OH－ HPO42－ → H2PO4－、H3PO4 PO43－ 〖注意〗H3PO4是HPO42－得两个质子的产物，所以得质子数应是H3PO4数目的2倍。 质子守恒：c(H+) + c(H2PO4－) + 2c(H3PO4)=c(OH－) + c(PO43－) ⑥ NaH2PO4溶液： 参考水准物 得质子的产物(提供质子) 失质子的产物(接受质子) H2O → H+ OH－ H2PO4－ → H3PO4 HPO42－、PO43－ 〖注意〗PO43－是H2PO4－失两个质子的产物，所以失质子数应是PO43－数目的2倍。 质子守恒：c(H+) + c(H3PO4)=c(OH－) + c(HPO42－) + 2c(PO43－) ⑦ NH4HCO3溶液： 参考水准物 得质子的产物(提供质子) 失质子的产物(接受质子) H2O → H+ OH－ NH4+ → —— NH3·H2O HCO3－ → H2CO3 CO32－ 质子守恒：c(H+) + c(H2CO3)=c(OH－) + c(CO32－) + c(NH3·H2O) ⑧ NH4H2PO4溶液： 参考水准物 得质子的产物(提供质子) 失质子的产物(接受质子) H2O → H+ OH－ NH4+ → —— NH3·H2O H2PO4－ → H3PO4 HPO42－、PO43－ 〖注意〗PO43－是H2PO4－失两个质子的产物，所以失质子数应是PO43－数目的2倍。 质子守恒：c(H+) + c(H3PO4)=c(OH－) + c(NH3·H2O) + c(HPO42－) + 2c(PO43－) 水电离——酸碱抑制水电离 水解加热促正移 水的电离平衡2H2OH3O+ + OH－ 简写为H2OH+ + OH－ ，常温下Kw=1×10－14。向水中加入酸或碱，会抑制水的电离；若加入能水解的盐(如CH3COONa、AlCl3等)或加热，会促进水的电离正向移动。 1．25℃时，向20 mL c mol·L－1 KOH溶液中滴加0.1 mol·L－1甲酸溶液，混合溶液中水电离的 c(OH－)与甲酸溶液体积(V)的关系如图： ① c(KOH)=0.1mol·L－1 ( 10 －7 B V (HCOOH)/mL c(OH － ) 水 E D A V 0 10 －13 )② B点成分为KOH和HCOOK，溶液呈碱性 ③ D点成分为HCOOK和HCOOH，溶液呈中性 ④ 水的电离程度：E>B=D>A ⑤ E点对应的溶液中：c(OH－)=c(H+) + c(HCOOH) ⑥ HCOOH溶液的体积：V=20 mL ⑦ 温度不变，加水稀释D点溶液，溶液的pH值不变 ⑧ 若D点对应的甲酸溶液体积为V1 mL，则甲酸的电离常数Ka= 2．常温下，向20.00 mL 0.1 mol·L－1HA溶液中滴入0.1 mol·L－1NaOH溶液，溶液中由水电离出的 c(H+)的负对数[－lg水c(H+)]与所加NaOH溶液体积(V)的关系如图所示： ① 常温下，Ka(HA)≈10－5 ( 11 7 M P N a b c V (NaOH)/mL －lg 水 c(H + ) Q ● )② M点成分为HA和NaA，溶液呈中性 ③ N点成分为NaA，溶液呈碱性， 此时水的电离度最大 ④ P点成分为NaA和NaOH，溶液呈碱性 ⑤ b=20.00 mL ⑥ 将Q点溶液加热，c(A－)将增大，酸性增强 ⑦ 将N点溶液加热，c(A－)将减小，碱性增强 ⑧ M点后溶液中存在c(Na+)>c(A－)>c(OH－)>c(H+)或c(Na+)>c(OH－)>c(A－)>c(H+) 负对数——小作大时大亦小 遇P思维大颠倒 定义：pH=－lgc(H+)、pOH=－lgc(OH－)、pAg=－lgc(Ag+)、pCl=－lgc(Cl－)、pS=－lgc(S2－)等，p即负对数。 1．若定义pAg=－lgc(Ag+)，pCl=－lgc(Cl－)，根据不同温度下AgCl饱和溶液中pAg和pCl的关系如图， ( pCl pAg ● ● ● ● T 1 D B A C T 2 T 3 0 )已知AgCl的溶解度随温度的升高而增大。 ⑴ 温度关系为：T1>T2>T3，Ksp关系为：C>A>B=D ⑵ 将C点的溶液降温，可能得到A点的饱和溶液 ⑶ T3温度下，向D点饱和溶液加入NaCl，可以变为B点溶液 ⑷ T3温度下，向B点饱和溶液加入AgNO3，可以变为D点溶液 2．25 ℃时，FeS和ZnS的饱和溶液中，金属阳离子(M)与c(S2－)负对数关系如图： ( pM pS )⑴ 溶解度S(FeS)>S(ZnS) ⑵ a点表示FeS的不饱和溶液，且c(Fe2+)>c(S2－) ⑶ 将a点溶液降温，可变为FeS饱和溶液 ⑷ 向c点对应溶液中加入Na2S溶液，可转化为b点溶液 3．pc是溶液中微粒物质的量浓度的负对数，常温下，某浓度草酸 水溶液中pc(H2C2O4)、pc(HC2O4－)、pc(C2O42－)随溶液pH的变化曲线如图： ⑴ 随pH增大，发生的反应是： H2C2O4 + OH－=== HC2O4－+ H2O HC2O4－+ OH－=== C2O42－ + H2O ⑵Ⅰ线表示HC2O4－，Ⅱ线表示H2C2O4，Ⅲ线表示C2O42－ ⑶ 草酸的电离常数Ka1=10－1.3，Ka2=10－4.3 HC2O4－+ H2OH2C2O4 + OH－ Kh= 10－12.7<< Ka2 所以NaHC2O4溶液呈酸性。 ⑷ ＝10－3； C2O42－+ H2OHC2O4－+ OH－ Kh= 10－9.7 ⑸ pH=3时，c(H2C2O4)=c(C2O42－)，pH=4时，c(HC2O4－)>c(C2O42－) ⑹ c(H2C2O4) + c(HC2O4－) + c(C2O42－)可能不变，也可能减小。 放热反应——自降沉稳热量散 谁知高处不胜寒 在化学反应中，反应物总能量大于生成物总能量的反应叫做放热反应。 1．燃烧或爆炸： CH4 + 2O2CO2 + 2H2O， 3Fe + 2O2Fe3O4， H2 + Cl22HCl， S + 2KNO3 + 3C == K2S + N2↑ + 3CO2↑（黑火药爆炸） 2．中和反应： H+(aq) + OH－(aq)==H2O(l)　ΔH=－57.3 kJ·mol－1 CH3COOH(aq) + OH－(aq)==CH3COO－(aq) + H2O(l)　ΔH>－57.3 kJ·mol－1 3．金属被氧化： Cu + Cl2CuCl2， 2Mg + CO22MgO + C 4．金属与酸或水的反应：2Na + 2H2O==2NaOH + H2↑， Mg + 2HCl ==MgCl2 + H2↑ 3Cu + 8HNO3(稀)==3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O 5．铝热反应： 2Al + Fe2O32Fe + Al2O3， 4Al + 3MnO23Mn + 2Al2O3 6．能自发进行的氧化还原反应：Fe + CuSO4==FeSO4 + Cu，2FeCl3 + 2HI== I2 + 2FeCl2 + 2HCl 7．绝大多数的化合反应： ⑴ 氢化物的生成反应：H2 + F2==2HF， N2 + 3H22NH3 ⑵ 氧化物的生成反应：2SO2 + O22SO3， 4NH3 + 5O24NO + 6H2O ⑶ 含氧酸的生成反应：SO3 + H2O=== H2SO4， H2O2 + SO2=== H2SO4 8．少数分解反应：2H2O2(l)2H2O(l) + O2(g) ΔH<0 2KClO32KCl + 3O2↑ ΔH<0 硝酸铵受热或受到撞击爆炸发生分解反应放热：2NH4NO3=== 2N2↑+ O2↑+ 4H2O 9．生成晶体：向Na2CO3中加入少量水后，碳酸钠结块变为晶体，并伴随着放热现象。 10．强酸强碱溶于水放热：（不算化学反应）例如：NaOH固体、浓硫酸溶于水，放出大量热。 【学以致用】自热饭盒是我军最新研制的新一代野战用饭盒，它具有食品接受性好，加热时间短、品质高、不用火、不用电等特点，其发热原理是内置一个水袋和一个无纺布包(内装发热剂)，水袋上安有一根小绳索露到饭盒外，拉动小绳就会将水袋弄破，发热剂与水反应发出大量热，只需几分钟便可惬意享用热气腾腾的饭菜。其发热剂可能是（ ） A．浓硫酸 B．氧化钙 C．氯化钠 D．铝热剂 吸热反应——不畏山高路陡峭 迎难而上能自高 在化学反应中，反应物总能量小于生成物总能量的反应叫做吸热反应。 1．盐类的水解反应：(温度升高，酸性或碱性增强) 如NH4+ + H2ONH3·H2O + H+、Fe3+ + 3H2OFe(OH)3 + 3H+ CO32－+ H2OHCO3－+ OH－ (除金属表面油污：碱煮水洗) 2．弱电解质的电离：（不算化学反应） 如NH3·H2ONH4++ OH－，CH3COOHCH3COO－+ H+ （特别提醒：HF(aq)F－(aq) + H+(aq) ΔH=−10.4 kJ·mol−1 该电离过程是放热的） 3．大多数分解反应： ⑴ 酸：H2SiO3H2O + SiO2 ⑵ 碱：2Al(OH)3 Al2O3 + 3H2O ⑶ 盐：CaCO3CaO + CO2↑ ⑷ 结晶水合物：CuSO4·5H2OCuSO4 + 5H2O↑ 4．个别化合反应： C + CO22CO， N2 + O22NO， I2(s) + H2(g)2HI(g) ΔH=+26.48 kJ·mol−1 （特别提醒：I2(g) + H2(g)2HI(g) ΔH= −9.48 kJ·mol−1，I2为气态时放热） 5．铵盐与碱的反应： Ba(OH)2·8H2O + 2NH4Cl == BaCl2 + 2NH3·H2O + 8H2O 6．NaHCO3与盐酸反应：HCO3－(aq) + H+ (aq)=== H2O(l) + CO2(g) ΔH>0 7．金属的冶炼（特别提醒：铝热反应是放热反应） Fe2O3 + 3CO2Fe + 3CO2， ZnO + CZn + CO，WO3 + 3H2 W + 3H2O 8．必须持续加热的反应： 如石油裂化C16H34C8H18 + C8H16，C + H2O(g) CO + H2 9．一些物质溶于水：如NH4NO3溶于水、NaHCO3溶于水都会吸热，导致温度下降。 【学以致用】市场上有一种俗称“摇摇冰”的罐装饮料，在饮料罐的夹层中分别装入一种固体物质和水(有隔膜)，饮用前用力摇动，隔膜破裂使它们混合，罐内饮料温度就会降低。这种固体物质可能是（ ） A．生石灰 B．烧碱 C．铁粉 D．硝酸铵 中和反应反应热的测定——弱水三千千般美 我心专一一摩水 1．概念：在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成1 mol H2O时的反应热叫中和热。 2．热方程式：H+(aq) + OH－(aq)==H2O(l) ΔH=－57.3 kJ·mol－1 CH3COOH(aq) + OH－(aq)==CH3COO－(aq) + H2O(l) ΔH>－57.3 kJ·mol－1 〖说明〗① 弱酸弱碱电离时吸热，生成1 mol H2O时放出的热量小于57.3 kJ。（即ΔH>－57.3 kJ·mol－1） ② 浓硫酸稀释时放热，生成1 mol H2O时放出的热量大于57.3 kJ。（即ΔH<－57.3 kJ·mol－1） ③ 硫酸与Ba(OH)2反应生成BaSO4沉淀的生成热会影响中和热，生成1 mol H2O时放出的热量大于57.3 kJ。 3．测定原理：ΔH=－，（c=4.18×10－3 kJ·g－1·℃－1） 4．实验步骤： ① 用量筒量取50 mL 0.50 mol·L－1盐酸倒入量热计的内筒，盖好杯盖， 测量并记录盐酸温度。用水把温度计上的酸冲洗干净，擦干。 ② 用另一量筒量取50 mL 0.55 mol·L－1 NaOH溶液，用同一温度计测量并温度； ③ 将NaOH溶液迅速倒入量热计的内筒，立即盖好杯盖，插入温度计，用玻璃搅拌器 均匀搅拌，关注温度变化，记录最高温度。 如实验记录数据如下： 实验序号 反应前反应物的温度t1/ ℃ 反应后体系温度t2/ ℃ 温度差(t2－t1) 盐酸 氢氧化钠溶液 1 20.0 20.1 23.2 3.15 2 20.2 20.4 23.4 3.1 3 20.5 20.6 23.6 3.05 依据以上实验数据，取三次实验的平均值代入公式计算：中和热ΔH=－51.8 kJ·mol－1。 〖说明〗 ① NaOH溶液要稍过量的原因是保证盐酸完全被中和。 ② 为了减少热量损失，倒入NaOH溶液应一次迅速倒入。 ③ 使用玻璃搅拌器上下移动，轻轻搅拌使盐酸与NaOH溶液充分混合并反应。 ④ 实验时不能用金属材质的搅拌器代替玻璃搅拌器，因为金属导热性好，热量损失，导致ΔH偏大。 ⑤为了计算简便，可近似认为酸、碱稀溶液的密度、比热容和水的相同，忽略量热计的比热容。 〖学以致用〗 《本草纲目·29卷·杏》中对药物浸出过程有如下叙述：“药液釜盛之，釜上安盆，盆上钻孔，用弦悬车辖至釜底，以纸塞孔，勿令泄气，初着糠火，一日三动车辖，以衷其汁”下列实验仪器或用品的使用与文中操作原理相同的是（ ） A．漏斗 B．坩埚 C．玻璃搅拌器 D．打好小孔的滤纸 燃烧热 生成焓——焓变计算有规则 燃料产物定一摩 1．燃烧热 在25 ℃、101 kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量，叫该物质的 燃烧热。单位：kJ·mol－1。燃烧热通常用量热计由实验测得。 〖说明〗 ① 燃烧热指常温(25 ℃)、恒压(101 kPa时)、1 mol可燃物、完全燃烧、指定产物等； ② 其中的“完全燃烧”，是指物质中元素完全转变成对应的氧化物： 如C、CO、CH4→CO2(g)， H2→H2O(l)， S、H2S→SO2(g)， NH3、N2H4→N2(g)等。 〖学以致用〗⑴ 已知几种物质的燃烧热如下图所示： 则CH4(g) + H2O(g)==CO(g) + 3H2(g)的ΔH＝ 。 ⑵ 已知有如下反应：i. CH4(g) + H2O(g)== CO(g) + 3H2(g) ΔH1 ii. CO(g) + H2O(g)== CO2(g) + H2(g) ΔH2 iii. CH4(g)== C(s) + 2H2(g) ΔH3 利用ΔH1和ΔH2计算ΔH3时，还需要利用 反应的ΔH。 〖答案〗⑴(a+3b－c) kJ·mol－1 ⑵C(s) + 2H2O(g)== CO2(g) + 2H2(g)或C(s) + CO2(g) == 2CO(g) 2．标准摩尔生成焓 （用ΔfHmθ表示，θ—标准，f—生成，m—摩尔，ΔH—焓变） 在标准压力(100kPa)下，在进行反应的温度时，由最稳定的单质生成1mol化合物时的焓变， 叫该物质的标准摩尔生成焓。 〖说明〗 ① 最稳定单质的ΔfHmθ=0； ② 一种元素有多种同素异形体单质时，只有一种是最稳定的。如碳的单质中，石墨是最稳定的； ③ 常见物质的最稳定态为：S(正交硫)、H2、N2、O2、Cl2、Br2(l)、I2(s)。 〖学以致用〗⑶已知CO2(g)和H2O(g)的生成焓为－394 kJ·mol－1，－242 kJ·mol－1。 由此可知CO2(g) + 2H2(g)C(s) + 2H2O(g)　ΔH＝ kJ·mol－1。 循环转化机理——昙花一现中间体 “始”“终”都在催化剂 1．循环转化机理图像的解读（找准一“剂”三“物”) 一“剂”指催化剂，催化剂在机理图中多数是以完整的循环出现的，即催化剂与反应物一起进入机理图，最终还要完整生成它，须“始”“终”有它。 三“物”指反应物、生成物和中间产物。 反应物：通过一个箭头进入整个历程的物质是反应物。 生成物：通过一个箭头最终脱离整个历程的物质一般是产物。 中间体：在机理图中通过箭头生成，同时又消耗的物质是中间体， 或在机理图中一个位置脱离整个历程，又在另一个位置 进入反应历程的，也是中间体。中间体有时用“[　]”标出。 2．实例：如，在Pd－Mg/SiO2催化剂上CO2甲烷化反应机理如图。 ⑴ 位于“环上”的物质一般是催化剂或中间体，如MgOCO2、MgOCOOH、MgOCO、MgOCOH、MgOC、MgOCH、MgOCH2、MgOCH3均为中间产物，而MgO是催化剂(起始随反应物加入，最后又生成)。 ⑵“入环”的物质为反应物。“入大环”的是CO2，“入小环”的是H2，即反应物是CO2和H2。 ⑶“出环”的物质为生成物。“出环”的是CH4和H2O，即生成物是CH4和H2O。 ⑷ 所以该反应的化学方程式为：CO2 + 4H2CH4 + 2H2O。 〖学以致用〗某种含二价铜微粒[CuⅡ(OH)(NH3)]+的催化剂可用于汽车尾气脱硝，催化机理如图1，反应历程中不同态物质体系所含的能量如图2。下列说法不正确的是（ ） A．总反应的焓变ΔH<0 B．状态②到状态③发生的是氧化还原反应 C．状态③到状态④的变化过程中有O-H键的形成 D．总反应的化学方程式为：8NH3 + 2NO + 5O2==12H2O + 5N2 盖斯定律的应用——殊途同归焓相同 循环往复终归零 1．盖斯定律：一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的。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．盖斯定律的计算方法： ⑴“虚拟路径”法：若反应物A变为生成物D，可以有两个途径。 ①由A直接变成D，反应热为ΔH； ②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。 则有ΔH=ΔH1 + ΔH2 + ΔH3。 ⑵ 加合法：加合法就是运用所给热化学方程式通过加减乘除的方法得到所求的热化学方程式。 例1：根据如下两个反应，选用上述两种方法，计算出C(s) + O2(g)== CO(g)的反应热ΔH。 Ⅰ：C(s) + O2(g)== CO2(g)　 ΔH1=－393.5 kJ·mol－1 Ⅱ：CO(g) + O2(g)== CO2(g)　 ΔH2=－283.0 kJ·mol－1 反应C(s) + O2(g)== CO2(g)的途径可设计如下： 则ΔH=ΔH1－ΔH2=－110.5 kJ·mol－1。 例2：氢卤酸电离的能量关系如图所示。 HX(aq) == H+(aq) + X－(aq) ΔH 则：ΔH=ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + ΔH4 + ΔH5 + ΔH6 例3：根据Ca(OH)2/CaO体系的能量循环图： 可得：ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + ΔH4 + ΔH5=0 例4：氢气作为可持续“零碳”能源被广泛研究， 如图是水煤气变换反应(WGSR) CO(g) + H2O(g)== CO2(g) + H2(g)的氧化还原 机理和羧基机理图。由图可知： ①羧基机理途径：ΔH=ΔH1+ ΔH4 + ΔH5d + ΔH7 ②氧化还原机理途径：ΔH=ΔH1+ΔH2 + ΔH5a + ΔH7 盐桥——阴阳相依难长久 工作生涯常分手 1．为什么使用盐桥？ 以(﹣)Zn∣H2SO4︱Cu(+) 单液电池为例 ① 形成原电池后，依然有少量H+在锌片上直接得电子，降低了放电效率。 ② 铜电极上有许多H2泡聚集，把Cu电极跟H2SO4逐渐隔开，增加了电池内阻，使电流不能畅通。使用盐桥可以避免氧化剂、还原剂直接接触。 2．盐桥的构成与原理： 盐桥里的物质一般是强电解质，而且不与两池中电解质反应，常使用装有饱和KCl琼脂溶胶的U形管，离子可以在其中自由移动，Cl－移向负极，K+移向 正极，形成闭合回路。 3．用作盐桥的溶液需满足以下条件： ① 阴阳离子的迁移速度相近； ② 盐桥溶液的浓度要大； ③ 盐桥溶液不与溶液发生反应或不干扰测定。 (﹣)Zn∣Zn2+|| H+︱Cu(+) 常用的盐桥溶液有：饱和KCl溶液、CH3COOLi溶液、KNO3溶液等。 〖高考回望〗(2020全国I)为验证不同化合价铁的 氧化还原能力，利用下列电池装置进行实验。 ⑴ 电池装置中，盐桥连接两电极电解质溶液。盐桥中阴、阳离子不与溶液中的物质发生化学反应，并且电迁移率(u∞)应尽可能地相近。根据下表数据，盐桥中应选择 作为电解质。 阳离子 u∞×108/(m2·s−1·V−1) 阴离子 u∞×108/(m2·s−1·V−1) Li+ 4.07 HCO3− 4.61 Na+ 5.19 NO3− 7.40 Ca2+ 6.59 Cl− 7.91 K+ 7.62 SO42− 8.27 ⑵ 电流表显示电子由铁电极流向石墨电极。可知，盐桥中的阳离子进入 电极溶液中。 ⑶ 电池反应一段时间后，测得铁电极溶液中c(Fe2+)增加了0.02 mol·L−1。石墨电极上未见Fe析出。可知，石墨电极溶液中c(Fe2+)= 。 ⑷ 根据⑵、⑶实验结果，可知石墨电极的电极反应式为 ， 铁电极的电极反应式为 。 浓差电池——同种溶液也比拼 不患寡而患不均 1．定义：由于两极间电解质浓度不同或电极上反应物的浓度不同的作用而产生电动势的一类电池称为浓差电池。 ( Pt/H 2 ( p 1 ) 稀硫酸 Pt/H 2 ( p 2 ) A B )2．原理：浓差电池的净结果是物质从高浓度状态转入低浓度状态产生的ΔG而获得电动势，在浓差电池中，离子从浓度大向浓度小的方向扩散，是自发ΔS>0的过程，随着离子的扩散，系统不断从环境吸收能量，同时用它作电功。 3．分类：浓差电池可分为电极浓差电池和电解质浓差电池。 ⑴ 电极浓差电池 ① 两个负载有不同压力的H2(p1> p2)的Pt片插入一定浓度的酸性 介质中构成的浓差电池。负极(A)：H2－2e－== 2H+ 正极(B)：2H+ + 2e－== H2↑ 例如：铁片上水滴的不同部位氧的浓度不同，形成“氧浓差腐蚀”， 边缘处O2的浓度大，为正极。 负极(N)：2Fe－4e－== 2Fe2+， 正极(M)：O2 + 2H2O + 4e－== 4OH－ ( Na(a%)/Hg 熔融 Na 2 O A B Na(b%)/Hg )② 两个浓度不同的金属钠汞齐材料(a%> b%)插入一定浓度的Na+ 熔融液中也构成的浓差电池： （钠汞齐为含钠2%～10%的钠汞合金） 负极(A)：Na－e－== Na+ 正极(B)：Na+ + e－== Na ⑵ 电解质浓差电池 ：两个银电极插入不同浓度的AgNO3 溶液中(c2>c1)，构成浓差电池。 ( 甲 阴离子交换膜 B K 1 K 2 1mol/L CuSO 4 溶液 乙 A 1mol/L CuSO 4 溶液 Cu Cu )负极(A)：Ag－e－== Ag+ 正极(B)：Ag+ + e－== Ag ( Ag A B Ag c 1 mol/L AgNO 3 溶液 c 2 mol/L AgNO 3 溶液 阴离子交换膜 ) 例如：① 先闭合K1，为电解池： 阴极(A)：Cu2+ + 2e－== Cu，SO42－向右室移动，甲室CuSO4溶液浓度减小； 阳极(B)：Cu－2e－== Cu2+，乙室CuSO4溶液浓度增大。 ② 断开K1，闭合K2，形成浓差电池： 负极(A)：Cu－2e－== Cu2+， SO42－向左室侧移动，甲室CuSO4溶液浓度增大，恢复到1mol·L－1； 正极(B)：Cu2+ + 2e－== Cu，乙室CuSO4溶液浓度减小。 双极膜——阴阳双膜合一体 通电夹层水解离 一．定义： 双极膜亦称双极性膜，是特种离子交换膜，它是由一张阳膜和一张阴膜复合制成的复合膜。 该膜的特点是在直流电场的作用下，阴、阳膜复合层间的H2O解离成H+和OH－并分别通过 阴膜和阳膜向两侧发生迁移，作为H+和OH－离子源。 二．实例： 1．利用双极膜和维生素C的钠盐(C6H7O6Na)制备 维生素C(C6H8O6)，装置如图所示。 M极(阳极)：2H2O－4e－== O2↑+ 4H+ Na+由①室进入②室，双极膜电离的X离子为OH－， ②室可得到NaOH浓溶液。 N极(阴极)：2H2O + 2e－== H2↑+ 2OH－ Na+由③室进入④室，双极膜电离的Y离子为H+， ③室中的C6H7O6Na逐渐变为维生素C(C6H8O6)。 2．目前可采用“双极膜(BP膜)”法电渗析法淡化海水，同时获得副产品A和B，装置如下图： 由BP膜电离的H+和OH－移动方向可判断出： X极为阳极：2Cl－－2e－== Cl2↑ M膜为阳膜，Na+由①室进入②室，产品A为NaOH。 Y极为阴极：2H2O + 2e－== H2↑+ 2OH－ N膜为阴膜，Cl－由④室进入③室，产品B为盐酸。 3．如图为NaBr溶液的电渗析装置示意图。 阴极：2H2O + 2e－== H2↑+ 2OH－ 左双极膜内H+进入阴极液， OH－进入交换室1，出口2得到NaOH。 阳极：2H2O－4e－== O2↑+ 4H+ 右双极膜内OH－进入阳极液， H+进入交换室2，出口4得到HBr。 出口1和出口5流出的仍是Na2SO4溶液，出口3流出的是极稀的NaBr溶液。 多室电解——通电离子穿梭忙 正向阴极负向阳 多室电解池是利用离子交换膜的选择透过性，即允许带某种电荷的离子通过而限制带相反电 荷的离子通过，将电解池分为两室、三室、多室等，以达到物质制备、浓缩、净化、提纯的目的。 1．两室电解： 电解Na2CrO4溶液制取Na2Cr2O7装置如图： 由NaOH溶液稀→浓，可知M为阴极。 M极(阴极)：4H2O + 4e－== 2H2↑+ 4OH－ N极(阳极)：2H2O－4e－== O2↑+ 4H+，Na+向左移动， 阳极室c(H+)增大，使2CrO42－(黄) + 2H+Cr2O72－(橙) + H2O 正向移动，得到Na2Cr2O7溶液。 2．三室电解： 如图是双膜三室电沉积法回收废水中Ni2+的示意图， 因为Ni2+需要得电子析出Ni，所以N为阴极。 N极(阴极)：2Ni2+ + 4e－==2Ni Cl－进入浓缩室，b膜为阴膜。 M极(阳极)：2H2O－4e－== O2↑+ 4H+ H+进入浓缩室，a膜为阳膜。浓缩室中盐酸的浓度增大。 3．四室电解： 电解法制H3BO3的装置如图： M极(阳极)：2H2O－4e－== O2↑+ 4H+， H+由M室进入产品室，a膜为阳膜。 N极(阴极)：4H2O + 4e－== 2H2↑+ 4OH－ Na+由原料室进入N室，c膜为阳膜。 b膜为阴膜，[B(OH)4] －由原料室进入产品室，[B(OH)4] －+ H+== H3BO3 + H2O，得到产品硼酸。 4．五室电解： 利用“电渗析法”对海水(主要含NaCl)进行淡化如图： X极(阳极)：2Cl－－2e－== Cl2↑ Na+由甲室进入乙室，Cl－由丙室进入乙室， ②为NaCl溶液。 Y极(阴极)：2H2O + 2e－== H2↑+ 2OH－ Cl－由戊室进入丁室，Na+由丙室进入丁室，④为NaCl溶液。 由于甲室Cl－放电，Na+右移；丙室中Cl－和Na+分别向左右移动，所以①③是淡水。 锂电池——汽车能源研发 有锂走遍天下 2019年诺贝尔化学奖授予约翰·古迪纳夫(德国)、斯坦利·惠廷汉姆(英国)和吉野彰(日本)三位被称为“锂电池之父”的科学家，以表彰他们在锂离子电池领域做出的突出贡献。 锂电池可分为“锂金属电池”和“锂离子电池”。它们的区别如下： 锂金属电池 锂离子电池 负极 (也叫阳极) Li或Li合金 石墨 (嵌入Li+，无Li单质) 正极 (也叫阴极) 二氧化锰、亚硫酰氯或其它氧化剂 Li+嵌入化合物 能否充电 大多是一次电池 二次电池 共性 非水电解质溶液 1．锂金属电池 ⑴ 纽扣式Li-MnO2电池： (－)Li∣有机电解液︱MnO2︱C(+) 负极：Li －e−== Li+， 正极：MnO2 + e− + Li+== LiMnO2 总反应：Li + MnO2== LiMnO2 ⑵ 锂-空气电池： 全固态锂硫电池能量密度高成本低，工作原理如图： 负极：2Li －2e−== 2Li+ 正极：S8 + 2e− + 2Li+== Li2S8等 总反应：16Li + xS8== 8Li2Sx 2．锂离子电池： 是指以Li+嵌入化合物为正极材料电池的总称。 锂离子电池的本质实际上是利用锂离子的浓度差进行储能和放电，电池中不存在金属锂。 如，钴酸锂电池： (－)LixC6∣有机电解液︱Li1－xCoO2︱C(+) 总反应：Li1-xCoO2 + LixCy LiCoO2 + Cy (x<1) ⑴ 放电时： 负极：Lix Cy－xe− == xLi+ + Cy（Li+脱嵌） 正极：Li1－xCoO2 + xLi+ + xe− == LiCoO2（Li+嵌入） ⑵ 充电时： 阴极：xLi+ + xe−+ Cy == LixCy（Li+嵌入） 阳极：LiCoO2－xe− == Li1－xCoO2 + xLi+（Li+脱嵌） 微生物燃料电池——有机燃料释放碳 厌氧环境速放电 1．电池简介：微生物燃料电池是利用微生物的作用进行能量转换，以微生物为主体，在阳极将有机物燃料氧化，并将电子捕获，通过电极将其传递至阴极，进而产生电流，最终实现化学能直接转化为电能的装置。 2．工作原理：在阳极室厌氧环境下，有机物在微生物作用下分解并释放出电子和质子，电子依靠合适的电子传递介体在生物组分和阳极之间进行有效传递，并通过外电路传递到阴极形成电流，而质子通过质子交换膜传递到阴极，氧化剂(一般为O2)在阴极得到电子被还原与质子结合成水。 3．微生物燃料电池优势：①燃料来源广；②条件温和、安全性强；③无需能量输入；④无污染；⑤能量利用率高。 4．实例： 图1 图2 ⑴ (2015全国Ⅰ) 微生物电池是指在微生物的作用下将化学能转化为电能的装置，其工作原理如图1所示。下列有关微生物电池的说法错误的是（ ） A．正极反应中有CO2生成 B．微生物促进了反应中电子的转移 C．质子通过交换膜从负极区移向正极区 D．电池总反应为：C6H12O6 + 6O2== 6CO2 + 6H2O ⑵ 一种三室微生物燃料电池可用于污水净化、海水淡化，其工作原理如图2所示。图中有机废水中有机物可用C6H10O5表示。下列有关说法不正确的是（ ） A．Cl－由中间室移向左室 B．X气体为CO2 C．处理后的含NO3－废水的pH降低 D．电路中每通过4 mol电子，产生X气体22.4 L(标况) ⑶ 微生物电解池(MEC)生产甲烷的技术是一种有望成为缓解能源危机与温室效应的重要新型途径。它以外界输入的较小电能为能量来源，以微生物为催化剂，MEC耦合厌氧消化系统生产甲烷的工作原理如图。下列有关说法错误的是（ ） A．b为电源的负极，a为电源的正极 B．电子的移动方向：从b→导线→Y电极， 再经X→导线→a C．若用铅酸蓄电池为电源，理论上消耗98 g H2SO4时， 此装置中有2 mol H+发生迁移 D．Y电极发生的反应：CO2 + 8H+ + 8e－==CH4 + 2H2O、 8H+ + 8e－== 4H2、CO2 + 4H2==CH4 + 2H2O 2 学科网（北京）股份有限公司 $