专题2 化学反应原理（知识清单）（上海专用）2027年高考化学一轮复习讲练测

该高中化学高考复习知识清单聚焦化学反应原理专题，涵盖氧化还原反应、原电池、化学平衡等14个核心考点，系统整合基础概念、反应规律及实际应用，构建从微观机理到宏观调控的完整知识网络。 清单采用分层突破设计，基础梳理夯实核心背记内容，如氧化还原反应双线桥法标注，重难突破提炼科学思维方法，如化学平衡图像“先拐先平”分析技巧。配备优题精练模块，标注高频考点与易错点，如弱电解质电离平衡常数计算示例，培养学生证据推理与模型认知素养，助力学生自主高效复习，为教师提供精准教学支持。

专题2 化学反应原理 1 / 19 学科网（北京）股份有限公司 目录导航 01考点深研·知能分层突破——深挖高频考点，突破重点难点 考点01 氧化还原反应 考点02 原电池 化学电源 考点03 电解池 考点04 金属的腐蚀与防护 考点05 化学反应的热效应 考点06 化学反应速率 考点07 化学平衡 考点08 化学反应的方向与调控 考点09 离子反应和离子方程式 考点10 弱电解质的电离平衡 考点11 水的电离和溶液的酸碱性 考点12 酸碱中和滴定 考点13 盐类的水解 考点14 沉淀溶解平衡 02优题精练·专题实战通关——精选优质试题，强化实战应用 考点深研·知能分层突破 考点01 氧化还原反应 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 氧化还原反应的概念及分析方法 1. 氧化还原反应的特征和本质 (1)氧化还原法的特征：反应中物质所含元素化合价发生改变。 (2)本质：发生了电子转移（得失或偏移）。 2．氧化还原反应的相关概念 (1)氧化还原反应的基本模型 (2)氧化还原反应概念之间的关系 3．氧化还原反应的分析方法 (1)双线桥法：表示反应前后同一元素由反应物转化为生成物时电子转移的情况。 得失电子总数=变价原子个数×化合价差值e- (2)单线桥法：表示反应过程中不同元素原子间的电子转移情况，用箭头标明电子转移的方向。 箭头由反应物中失电子元素原子指向得电子元素原子，箭头的指向即电子转移的方向。 知识点2 氧化剂和还原剂 1．常见的氧化剂 (1)常见的氧化剂： ①活泼的非金属单质，如X2(X指卤素Cl、Br)、O2、O3等； ②高价态的离子，如H＋、Cu2＋、Fe3＋、Hg2＋、Ag＋等； ③含高价态元素的物质，如H2SO4(浓)、HClO4、HNO3、PbO2、MnO2、KClO3、KMnO4等； ④含O的物质，如H2O2、Na2O2等。 (2)常见的氧化剂和对应的还原产物： 氧化剂 Cl2/ClO-/ClO O2 浓硫酸 HNO3 MnO(H+) H2O2 Fe3+ 还原产物 Cl- H2O/OH- SO2 NO2/NO Mn2+ H2O Fe2+ 2．常见的还原剂 (1)常见的还原剂： ①活泼的金属单质，如Na、Mg、Al、Fe、Cu等； ②某些非金属单质，如H2、C、S等； ③低价态离子，如S2－、I－、Fe2＋、Br－等； ④含较低价态元素的物质，如CO、NH3、H2S、HI、SO2、H2SO3、Na2SO3、NO等。 金属氢化物(如NaH等)、NaBH4也是重要还原剂。 (2)常见的还原剂和对应的氧化产物： 还原剂 H2S/S2- SO2/SO I- Fe2+ M(金属) H2 CO 氧化产物 S SO I2 Fe3+ Mn+ H2O CO2 知识点3 氧化还原反应的规律及应用 1．强弱规律及应用 (1)氧化性、还原性的判断 氧化性、还原性的强弱取决于物质得、失电子的难易程度，与得、失电子数目的多少无关。 (2)强弱规律 氧化还原反应中，氧化剂和氧化产物都有氧化性，还原剂和还原产物都有还原性。 氧化性：氧化剂>氧化产物，还原性：还原剂>还原产物 (3)影响氧化性或还原性强弱的其他因素 ①浓度：一般来说，氧化剂的浓度越大，其氧化性越强；还原剂的浓度越大，其还原性越强。 如氧化性：浓硫酸>稀硫酸、浓硝酸>稀硝酸；还原性：浓盐酸>稀盐酸。 ②温度：许多氧化还原反应是在加热条件下进行的，一般升高温度可增强氧化剂的氧化性、还原剂的还原性。如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。 ③溶液的酸碱性： 如：中性环境中NO不显氧化性，酸性环境中NO显氧化性；KMnO4氧化性：酸性>中性>碱性。 (4)强弱规律的应用 ①自发进行的氧化还原反应，一般遵循强氧化剂生成弱氧化性产物、强还原剂生成弱还原性产物，即“由强制弱”。 如根据反应Cl2＋S2－===S↓＋2Cl－，可以确定氧化性Cl2>S，还原性S2－>Cl－。 ②同时含有几种还原剂时，将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。如在FeBr2溶液中通入少量Cl2时，因为还原性Fe2＋>Br－，所以Fe2＋先与Cl2反应。 ③同时含有几种氧化剂时将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。如在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入足量铁粉，因为氧化性Fe3＋>Cu2＋，所以铁粉先与Fe3＋反应，然后与Cu2＋反应。 2．氧化性和还原性强弱的比较 (1)依据反应原理——强弱规律 在一个氧化还原反应中，氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。 如根据反应K2Cr2O7＋14HCl(浓)===2KCl＋2CrCl3＋3Cl2↑＋7H2O可判断： 氧化性：K2Cr2O7>Cl2，还原性：HCl>CrCl3 (2)以元素在周期表中的位置为依据 ①同主族元素，从上到下元素金属性(还原性)增强，非金属性(氧化性)减弱。 ②同周期主族元素，从左向右元素金属性(还原性)减弱，非金属性(氧化性)增强。 (3)依据反应条件及反应的剧烈程度判断 反应条件要求越低，反应越剧烈，对应物质的氧化性或还原性越强。如是否加热、有无催化剂及反应温度高低和反应物浓度大小等。例如： 2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O， O2＋4HCl2Cl2＋2H2O 由化学方程式知氧化性：KMnO4>Cl2，MnO2>Cl2，O2>Cl2，由反应条件知氧化性：KMnO4>MnO2>O2。 (4)依据相同条件下产物中元素价态的高低来判断 相同条件下，不同氧化剂作用于同一种还原剂，氧化产物价态高的其氧化性强。例如： 如2Fe＋3Cl22FeCl3；Fe＋SFeS，则氧化性：Cl2＞S。 (5)依据金属性、非金属活动性比较 ①金属活动顺序 ②非金属活动顺序 (6)根据原电池、电解池的电极反应判断 ①两种不同的金属构成原电池的两极，一般还原性：负极金属＞正极金属。 ②在电解过程中，氧化性越强的金属阳离子优先在阴极放电，还原性强的非金属阴离子优先在阳极放电。 3．价态规律及应用 (1)价态归中规律 ①同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应；当存在中间价态时，同种元素的高价态物质和低价态物质才有可能发生反应，若无中间价态则不能反应。如浓硫酸和SO2不能反应。 ②含不同价态的同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价―→中间价”，而不会出现交叉现象。简记为“两相靠，不相交”。 (2)歧化反应规律 具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应，遵循“中间价―→高价＋低价”。如Cl2与NaOH溶液反应的化学方程式为Cl2＋2NaOH===NaClO＋NaCl＋H2O。 (3)价态规律的应用 ①判断同种元素不同价态的物质间发生氧化还原反应的可能性。如浓H2SO4与SO2不发生反应。 ②根据化合价判断反应体系中的氧化剂、还原剂及氧化产物、还原产物。如对于反应6HCl＋NaClO3===NaCl＋3Cl2↑＋3H2O中，氧化剂为NaClO3，还原剂为HCl，氧化产物和还原产物都为Cl2。 4．守恒规律及氧化还原反应的计算 (1)守恒规律 氧化还原反应遵循以下三个守恒规律 ①质量守恒：反应前后元素的种类和质量不变。 ②电子守恒：即氧化剂得电子的总数等于还原剂失电子的总数。 ③电荷守恒：离子方程式中，反应物中各离子的电荷总数与产物中各离子的电荷总数相等。 (2)氧化还原反应的计算 ①计算原理：氧化剂得电子总数＝还原剂失电子总数。 ②电子守恒法计算的流程 ③复杂氧化还原反应的计算 对于连续(或多个并列)氧化还原反应的计算，可以通过分析反应前后，“始态”“终态”涉及的所有物质，找出所有“始态”物质到“终态”物质中化合价发生变化的元素，建立关系式，列式求解，简化解题步骤。 5．氧化还原反应方程式配平的常用方法 (1)正向配平：氧化剂、还原剂中某元素化合价是全变的，一般从左边反应物着手配平。如： (2)逆向配平：自身氧化还原反应(包括分解、歧化)一般从右边着手配平。如： (3)缺项配平法：先将得失电子数配平，再观察环境，酸性环境一般加H＋，碱性环境一般加OH－，然后进行两边电荷数配平。如： (4)整体配平：指某一氧化还原反应中，有三种元素的化合价发生了变化，但其中一种反应物中同时有两种元素化合价升高或降低，这时要进行整体配平。如： (5)平均配平法：在有机物参与的氧化还原反应方程式的配平中，一般有机物中H显＋1价，O显－2价，根据物质中元素化合价代数和为零的原则，确定碳元素的平均价态，然后进行配平。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．氧化还原反应与四种基本反应类型的关系 2．判断氧化还原反应能否进行的步骤 先假设选项中的化学反应能够发生，依据反应的方程式判断各反应物与生成物的还原性或氧化性的强弱，然后再与题目提供的还原性或氧化性强弱顺序进行对照，若二者表示的还原性或氧化性强弱顺序一致，则此反应能够发生，若不一致，则此反应不能发生。 3．缺项配平氧化还原反应方程式的技巧 (1)缺项配平原则 条件 补项原则 酸性条件下 缺H(氢)或多O(氧)补H＋，少O(氧)补H2O(水) 碱性条件下 缺H(氢)或多O(氧)补H2O(水)，少O(氧)补OH－ (2)缺项组合方式 反应物 生成物 使用条件 组合一 H＋ H2O 酸性溶液 组合二 H2O H＋ 酸性溶液或酸碱性未知 组合三 OH－ H2O 碱性溶液 组合四 H2O OH－ 碱性溶液或酸碱性未知 4．书写氧化还原反应的离子方程式的程序 按照书写氧化还原反应的离子方程式的程序分为6步骤(简称“三配法”)： ①写两剂：写出参与氧化与还原反应的微粒(即氧化剂与还原剂)。 ②推产物：根据信息合理地预测氧化产物与还原产物。 ③配电子：根据电子守恒配平参与氧化还原反应的微粒。 ④配电荷：根据电荷守恒配平可能参加反应的其他离子。 ⑤配原子：根据原子守恒写出未参与氧化还原反应的微粒并配平。 ⑥查规范：根据信息检查有无反应条件等。 5．新情景下氧化还原反应方程式的书写步骤 考点02 原电池 化学电源 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 原电池的工作原理 1. 原电池的构成 (1)半电池：原电池由两个半电池组成，半电池包括电极材料和电解质溶液。 (2)电极 ①还原性强的电极是负极；氧化性强的电极是正极。 ②电极类型： 金属电极：金属导电材料直接参与半反应； 惰性电极：导电材料本身不发生氧化还原反应，如铂、石墨等； 气体电极：吸附在电极表面的气体参与半反应，如标准氢电极。 (3)形成闭合回路 两个半电池通过盐桥和导线连接，形成闭合回路。 两个隔离的半电池通过盐桥连接起来，盐桥中通常是装有含KCl饱和溶液的琼脂。 2．原电池的工作原理 (1)一般，原电池反应为自发的氧化还原反应，且ΔH<0。 (2)半反应：负极失去电子，发生氧化反应；正极得到电子，发生还原反应。 (3)电子流向：电子由负极经导线流向正极。 (4)离子流向：盐桥中的阳离子流向正极，阴离子流向负极。 (5)盐桥的构成及作用 盐桥中大多装有含饱和KCl溶液的琼脂。盐桥的作用有： ①连接内电路，形成闭合回路；②平衡电荷，使原电池不断产生电流。 知识点2 原电池原理的应用 1．设计制作化学电源 (1)拆分反应：将氧化还原反应拆分成两个半反应（即电极反应式）； (2)选择电极材料： 电极材料：将还原剂(一般活泼金属)作负极，活动性比负极弱的金属（或非金属导体）作正极； (3)形成闭合回路： 如果两个半反应分别在两个容器中进行（用盐桥连接），则负极电解液一般是负极金属对应的阳离子的溶液；正极电解液一般是氧化剂对应的电解质溶液； (4)画出装置图： 结合要求及反应特点，画出电池装置图，标出电极材料名称、正负极、电解质溶液等。 2．其他应用 (1)比较金属的活动性强弱： 原电池中，负极一般是活动性较强的金属，正极一般是活动性较弱的金属(或非金属)。 (2)加快化学反应速率：氧化还原反应形成原电池时，反应速率加快。 (3)用于金属的防护：将需要保护的金属制品作原电池的正极而受到保护。 知识点3 化学电源 1．一次电池——干电池 普通锌锰干电池和碱性锌锰干电池，两者的差别在于电解质溶液的不同。普通干电池的电解质溶液为氯化铵和氯化锌，碱性干电池的电解质溶液为氢氧化钾。 (1)碱性干电池：负极是Zn，正极是MnO2，电解质溶液是KOH溶液。 负极反应：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2； 正极反应：2MnO2＋2H2O＋2e－===2MnOOH＋2OH－； 总反应：Zn＋2MnO2＋2H2O===2MnOOH＋Zn(OH)2。 (2)锌银纽扣电池 负极反应：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2； 正极反应：Ag2O＋H2O＋2e－===2Ag＋2OH－； 总反应：Zn＋Ag2O＋H2O===Zn(OH)2＋2Ag。 2．二次电池——可充电电池 铅酸蓄电池是由两组栅状极板交替排列而成，正极上覆盖有PbO2，负极上覆盖有Pb，电解质溶液是硫酸。 总反应为Pb(s)＋PbO2(s)＋2H2SO4(aq)2PbSO4(s)＋2H2O(l)。 (1)铅蓄电池的放电反应为原电池反应 负极：Pb - 2e- + SO42- = PbSO4 正极：PbO2 + 2e- + SO42- + 4H+ === PbSO4+ 2H2O (2)铅蓄电池的充电反应 阴极：PbSO4 + 2e- ===Pb + SO42- 阳极：PbSO4 - 2e- + 2H2O=== PbO2 + SO42- + 4H+ 3．燃料电池 (1)燃料电池的电极本身不参与反应，有很强的催化活性，起导电作用。燃料和氧化剂连续地由外部供给。 (2)氢氧燃料电池 氢氧燃料电池是目前最成熟的燃料电池，分为酸性和碱性两种。 种类 酸性 碱性 负极反应式 2H2－4e－===4H＋ 2H2＋4OH－－4e－===4H2O 正极反应式 O2＋4e－＋4H＋===2H2O O2＋2H2O＋4e－===4OH－ 电池总反应式 2H2＋O2===2H2O (3)若氢氧燃料电池正极上发生反应的物质都是O2，当电解质不同时，正极反应式分别为： ①酸性电解质溶液环境下正极反应式：O2＋4H＋＋4e－===2H2O； ②碱性电解质溶液环境下正极反应式：O2＋2H2O＋4e－===4OH－； ③固体电解质(高温下能传导O2－)环境下正极反应式：O2＋4e－===2O2－； ④熔融碳酸盐(如：熔融K2CO3)环境下正极反应式：O2＋2CO2＋4e－===2CO。 (3)甲烷—氧气燃料电池 甲烷—氧气燃料电池(正极反应式与氢氧燃料电池正极反应式相同，下面只需写出负极反应式即可) ① CH4－8e－＋10OH－===CO＋7H2O　(碱性介质)； ② CH4－8e－＋2H2O===CO2＋8H＋　(酸性介质)； ③ CH4－8e－＋4CO===5CO2＋2H2O　(熔融碳酸盐作介质)； ④ CH4－8e－＋4O2－===CO2＋2H2O　(熔融的金属氧化物作介质，高温下能传导O2－)。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．单液电池和双液电池的比较(以锌铜原电池为例) 装置Ⅰ中还原剂Zn与氧化剂Cu2+直接接触，会直接发生氧化还原反应，易造成能量损耗；装置Ⅱ中，还原剂在负极区，而氧化剂在正极区，能避免能量损耗。 2．原电池正负极的判断方法 (1)看电极材料：一般情况下，两个活泼性不同的电极，相对活泼的金属作负极，较不活泼的金属或导电的非金属作正极。 (2)看电极反应：负极发生氧化反应，正极发生还原反应。 (3)看电子流向：电子从负极经导线流向正极。 (4)看离子移动方向：阳离子向正极移动，阴离子向负极移动。 (5)看电极发生的现象：负极参加反应时，负极材料不断溶解质量减小，正极质量增加或质量不变。 3．原电池中粒子的“移动方向” (1)外电路中电子移动方向：负极→正极。 (2)外电路中电流方向：正极→负极。 (3)电池内部离子移动方向：阴离子→负极，阳离子→正极。 (4)盐桥中(含饱和KCl溶液)离子移动方向：K＋→正极，Cl－→负极。 4．对原电池工作原理的理解 (1)原电池闭合回路的形成有多种方式，可以是导线连接两个电极，也可以是两电极相接触。 (2)电解质溶液中阴、阳离子的定向移动，与导线中电子的定向移动共同组成了一个完整的闭合回路。 (3)无论在原电池还是在电解池中，电子均不能通过电解质溶液(离子不上岸，电子不下水)。 (4)注意盐桥不能用一根导线连接，因为导线是不能传递阴阳离子的。用导线连接后相当于一个是原电池，一个是电解池。 (5)一般：作负极的金属比作正极的金属活泼。 特殊：Mg、Al作电极浸入NaOH溶液中，Al作负极。 关键：以自发进行的氧化还原反应为准，化合价升高，失电子，发生氧化反应的为负极。 5．原电池电极反应式的书写方法 (1)书写电极反应的原则 电极反应必须符合加和性原则，即两电极反应相加，消去电子后得电池总反应式。利用此原则，电池总反应式减去已知的一电极反应得另一电极反应。 若已知总反应和一个电极反应，总反应—电极反应=另一个电极反应(注意：电极反应转移电子必须相等)。 (2)电极反应的书写步骤 ①找出原电池中发生的氧化还原反应，写出方程式并配平； ②分析氧化还原反应中的氧化剂、还原剂及电子转移情况； ③写出电极反应式； ④若不能完整的写出氧化还原反应方程式，但必须找出氧化剂和还原剂。 6．可充电电池的充放电规律及电极反应式书写 (1)二次电池的充放电规律 ①充电时电极的连接：充电的目的是使电池恢复其供电能力，因此负极应与电源的负极相连以获得电子，可简记为“负接负后作阴极，正接正后作阳极”。 ②工作时的电极反应式：同一电极上的电极反应式，在充电与放电时，形式上恰好是相反的；同一电极周围的溶液，充电与放电时pH的变化趋势也恰好相反。 (2)二次电池电极反应式的书写 书写二次电池的电极反应式时，要明确放电和充电过程 ①放电时：负极发生氧化反应，对应元素的化合价升高；正极发生还原反应，对应元素的化合价降低。 ②充电时：阴极反应是放电时负极反应的逆过程；阳极反应是放电时正极反应的逆过程。 7．化学电源中电极反应式书写的一般方法 (1)明确两极的反应物。 (2)明确直接产物：根据负极氧化、正极还原，明确两极的直接产物。 (3)确定最终产物：根据介质环境和共存原则，找出参与的介质粒子，确定最终产物。 (4)配平：根据电荷守恒、原子守恒配平电极反应式。 注意：①H＋在碱性环境中不存在；②O2－在水溶液中不存在，在酸性环境中结合H＋，生成H2O，在中性或碱性环境中结合H2O，生成OH－；③若已知总反应式时，可先写出较易书写的一极的电极反应式，然后在电子守恒的基础上，总反应式减去较易写出的一极的电极反应式，即得到较难写出的另一极的电极反应式。 考点03 电解池 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 电解池的工作原理 1. 电解和电解池 (1) 电解是在直流电作用下，在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程。 (2) 电解池是将电能转化为化学能的装置。 2．电解池的工作原理 (1)电极名称及反应类型 阴极：与电源负极相连的电极，发生还原反应； 阳极：与电源正极相连的电极，发生氧化反应。 (2)电子流向：从电源负极流出后，流向电解池的阴极；从电解池的阳极流出后，流向电源的正极。 (3)离子的移动方向：阳离子移向电解池的阴极，阴离子移向电解池的阳极。 (4)电解池的构成条件 具有与直流电源相连接的两个电极（阴极、阳极），插入电解质溶液或熔融电解质中，形成闭合回路。 知识点2 电解规律及应用 1．电极反应规律 (1)阴极：无论是惰性电极还是活性电极都不参与电极反应，发生反应的是溶液中的阳离子。阳离子放电顺序如下： (2)阳极：溶液中还原性强的阴离子失去电子被氧化，或者电极材料（电极为活性电极）本身失去电子被氧化而溶入溶液中。 ①活性电极(除Au、Pt外的金属)作阳极，则活性电极失去电子。 ②惰性电极(Pt、石墨等)作阳极，要依据阴离子的放电顺序判断。阴离子的放电顺序如下： 2．以惰性电极电解电解质溶液的规律 (1)电解水型（强酸、强碱和活泼金属的含氧酸盐溶液） 实例 电极反应式及总反应式 电解质溶液浓度 复原方法 H2SO4 阴极：2H＋＋2e－===H2↑ 阳极：2H2O－4e－===4H＋＋O2↑ 总反应式：2H2O2H2↑＋O2↑ 增大 加水 NaOH 阴极：4H2O+4e-===2H2↑+4OH- 阳极：4OH－－4e－===2H2O＋O2↑ 总反应式：2H2O2H2↑＋O2↑ 增大 H2O Na2SO4 阴极：4H2O+4e-===2H2↑+4OH- 阳极：2H2O-4e-===O2↑+4H+ 总反应式：2H2O2H2↑＋O2↑ 增大 H2O (2)电解电解质型[无氧酸、不活泼金属的无氧酸盐溶液（如HCl、CuCl2）] 实例 电极反应式及总反应式 电解质溶液浓度 复原方法 HCl 阴极：2H＋＋2e－===H2↑ 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑ 总反应式：2HClH2↑＋Cl2↑ 减小 通入HCl气体 CuCl2 阴极：Cu2＋＋2e－===Cu 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑ 总反应式：CuCl2Cu＋Cl2↑ 加CuCl2固体 (3)放H2生碱型（活泼金属的无氧酸盐） 实例 电极反应式及总反应式 电解质溶液浓度 复原方法 NaCl 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑ 阴极：2H2O＋2e－===H2↑＋2OH－ 总反应式：2Cl－＋2H2OCl2↑＋H2↑＋2OH－ 减小并生成新电解质 通入HCl气体 (4)放O2生酸型（不活泼金属的含氧酸盐溶液） 实例 电极反应式及总反应式 电解质溶液浓度 复原方法 CuSO4 阳极：2H2O－4e－===4H＋＋O2↑ 阴极：2Cu2＋＋4e－===4Cu 总反应式：2Cu2＋＋2H2O2Cu＋O2↑＋4H＋ 减小并生成新电解质 加CuO或CuCO3 AgNO3 阳极：2H2O－4e－===4H＋＋O2↑ 阴极：4Ag＋＋4e－===4Ag 总反应式：4Ag＋＋2H2O4Ag＋O2↑＋4H＋ 减小并生成新电解质 加Ag2O 知识点3 电解原理的应用 1．电解饱和食盐水 (1)电极反应及电解方程式 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑(反应类型：氧化反应)； 阴极：2H2O＋2e－===2OH-+H2↑(反应类型：还原反应)。 电解方程式：2Cl－＋2H2O2OH－＋H2↑＋Cl2↑。 (2)阳离子交换膜法电解饱和食盐水的原理 ①阳离子交换膜的作用 a．阻止OH－进入阳极室与Cl2发生副反应：2NaOH＋Cl2===NaCl＋NaClO＋H2O； b．阻止阳极产生的Cl2和阴极产生的H2混合发生爆炸。 ②)a、b、c、d加入或取出的物质分别是饱和食盐水、稀NaOH溶液、稀食盐水、浓NaOH溶液；X、Y分别为Cl2、H2。 2．电镀的工作原理： (1)电镀时，通常把待镀的金属制品作为阴极，把镀层金属作为阳极，用含有镀层金属离子的溶液作为电解质溶液。 (2)通直流电时，阳极上镀层金属失去电子形成正离子，进入溶液中；阴极区，镀层金属正离子得到电子在待镀的金属表面被还原，形成一层均匀、光洁而致密的镀层。 3．电解精炼铜 (1)装置构成 ①电极材料：阳极为粗铜，阴极为纯铜。 ②电解质溶液：含Cu2＋的盐溶液。 (2)电极反应式 阳极：Zn－2e－===Zn2＋、Fe－2e－===Fe2＋、Ni－2e－===Ni2＋、Cu－2e－===Cu2＋； 阴极：Cu2＋＋2e－===Cu。 (3)阳极泥的形成 粗铜中不活泼的杂质(金属活动性顺序中位于铜之后的银、金等)在阳极难以失去电子，当阳极上的铜失去电子变成离子之后，它们以金属单质的形式沉积于电解槽的底部，成为阳极泥。 4．电冶金 利用电解熔融盐(或氧化物)的方法来冶炼活泼金属Na、Ca、Mg、Al等。 总方程式 阳极、阴极反应式 冶炼钠 2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑ 2Cl－－2e－===Cl2↑、2Na＋＋2e－===2Na 冶炼镁 MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑ 2Cl－－2e－===Cl2↑、Mg2＋＋2e－===Mg 冶炼铝 2Al2O3(熔融)4Al＋3O2↑ 6O2－－12e－===3O2↑、4Al3＋＋12e－===4Al 工业电解氧化铝制取金属铝时，常加入冰晶石(Na3AlF6)，其作用是降低熔化温度。电解过程中还需不断补充阳极(石墨)，其原因是阳极生成的氧气与石墨电极发生了反应。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．电解池阴、阳极的判断方法 2．分析电解过程的思维程序 3．电解池电极反应式的书写方法 (1)书写电解池的电极反应式时，弱电解质要写成分子式。如用惰性电极电解食盐水时，阴极反应式为2H2O＋2e－===H2↑＋2OH－；总反应离子方程式为2Cl－＋2H2O2OH－＋H2↑＋Cl2↑。 (2)电解水溶液时，应注意放电顺序，位于H＋、OH－之后的离子一般不参与放电。 (3)Fe3＋在阴极上放电时生成Fe2＋，而不是得到单质Fe。 (4)判断电解产物、书写电极反应式以及分析电解质溶液的变化时首先要注意阳极是活性材料还是惰性材料。 (5)书写电解化学方程式时，应看清是电解电解质的水溶液还是熔融电解质。Al3＋、Mg2＋、Na＋、Ca2＋、K＋只有在熔融状态下才放电。 4．电解后电解质溶液的复原 需加适量的某物质，该物质可以是阴极与阳极产物的化合物。例如惰性电极电解CuSO4溶液，要恢复原溶液的浓度，可向电解后的溶液中加入CuO，也可以加入CuCO3，但不能加入Cu(OH)2，因为Cu(OH)2与生成的H2SO4反应后使水量增加。 使电解后的溶液恢复原状的方法：先让析出的产物(气体或沉淀)恰好完全反应，再将其化合物投入电解后的溶液中即可。 5．电化学综合计算的三种常用方法 (1)根据总反应式计算 先写出电极反应式，再写出总反应式，最后根据总反应式列出比例式计算。 (2)根据电子守恒计算 ①用于串联电路中阴阳两极产物、正负两极产物、相同电量等类型的计算，其依据是电路中转移的电子数相等。 ②用于混合溶液中电解的分阶段计算。 (3)根据关系式计算 根据得失电子守恒定律建立起已知量与未知量之间的桥梁，构建计算所需的关系式。 6．电镀和电解精炼的特点分析 (1)电镀过程中的“一多，一少，一不变”： ①“一多”指阴极上有镀层金属沉积； ②“一少”指阳极上有镀层金属溶解； ③“一不变”指电镀液(电解质溶液)的浓度基本不变。 (2)电解精炼过程中的“两不等”： ①电解质溶液浓度在电解前后不相等； ②阴极增加的质量和阳极减少的质量不相等。 7．电解冶炼金属易错点 (1)用氧化铝电解冶炼铝时，氧化铝的熔点很高，为降低熔点，加入了助熔剂冰晶石(Na3AlF6)；电解过程中，阳极生成的氧气与石墨电极反应，因此石墨电极需不断补充。 (2)氯碱工业所用的饱和食盐水需要精制，除去NaCl中混有的Ca2＋、Mg2＋、SO。 (3)电镀时，电解质溶液中金属阳离子浓度不变；电解精炼铜时，电解质溶液中c(Cu2＋)减小。 (4)电解熔融MgCl2冶炼镁，而不能电解MgO冶炼镁，是因为MgO的熔点很高。 考点04 金属的腐蚀与防护 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 金属的腐蚀 1. 金属的腐蚀的类型：化学腐蚀与电化学腐蚀 类型 化学腐蚀 电化学腐蚀 条件 金属与接触到的物质直接发生化学反应 不纯的金属接触到电解质溶液发生原电池反应 本质 M－ne－===Mn＋ M－ne－===Mn＋ 现象 金属被腐蚀 较活泼金属被腐蚀 区别 无电流产生 有微弱电流产生 联系 电化学腐蚀比化学腐蚀普遍得多，腐蚀速率更快，危害也更严重 2．金属的电化学腐蚀 (1)钢铁的析氢腐蚀与吸氧腐蚀 类型 析氢腐蚀 吸氧腐蚀 条件 水膜酸性较强 水膜酸性很弱或呈中性 电极反应 负极 Fe－2e－===Fe2＋ 正极 2H＋＋2e－===H2↑ O2＋2H2O＋4e－===4OH－ 总反应式 Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑ 2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2 联系 吸氧腐蚀更普遍 (2)钢铁暴露在潮湿空气中主要发生的是吸氧腐蚀，铁锈的形成过程中主要发生的反应为4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3，2Fe(OH)3===Fe2O3·xH2O(铁锈)＋(3－x)H2O。 知识点2 金属的化学防护 1．金属的防护方法 (1)改变金属材料的组成 在金属中添加其他金属或非金属可以制成性能优异的合金。如普通钢中加入镍、铬等制成不锈钢产品，钛合金不仅具有优异的抗腐蚀性，还具有良好的生物相容性。 (2)在金属表面覆盖保护层 在金属表面覆盖致密的保护层，将金属制品与周围物质隔开是一种普遍采用的防护方法。如，在钢铁制品的表面喷涂油漆、涂矿物性油脂、覆盖搪瓷、塑料等；电镀锌、锡、铬、镍等；利用化学方法、离子注入法、表面渗镀等方式在金属表面形成稳定的钝化膜。 2．金属的电化学保护 金属在发生电化学腐蚀时，总是作为原电池负极(阳极)的金属被腐蚀，作为正极(阴极)的金属不被腐蚀，如果能使被保护的金属成为阴极，则该金属就不易被腐蚀。 ①牺牲阳极的阴极保护法 原理：原电池原理，被保护的金属作为阴极（原电池的正极），活泼性更强的金属作负极。 应用：轮船船体、锅炉内壁、船舶外壳、地下管道等安装镁合金或锌块。 ②外加电流阴极保护法 原理：将作为阴极的被保护金属和作为辅助阳极的惰性电极，置于电解质溶液中，外界直流电源。 应用：钢铁闸门、海水中的船体等。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．金属电化学腐蚀规律 (1)对同一种金属来说，在不同溶液中腐蚀的快慢：强电解质溶液>弱电解质溶液>非电解质溶液。 (2)活动性不同的两金属：活动性差别越大，活动性强的金属腐蚀越快。 (3)对同一种电解质溶液来说，电解质溶液浓度越大，腐蚀越快，且氧化剂的浓度越高，氧化性越强，腐蚀越快。 (4)对同一电解质溶液来说。电解原理引起的腐蚀>原电池原理引起的腐蚀>化学腐蚀>有防护措施的腐蚀。 2．金属腐蚀的类型的判断及电化学防护方法的选择 (1)分析金属发生腐蚀的环境，确定金属发生腐蚀的类型及变化 (2)结合金属发生腐蚀的原理，选择合适的电化学防腐方法 考点05 化学反应的热效应 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 化学反应的焓变 1. 系统的内能与内能的变化 (1)内能是系统内物质各种能量的总和，用符号U表示。内能受温度、压强和物质的聚集状态等影响。 (2)系统内能的变化用符号ΔU来表示。可以通过测定系统变化过程中的功和热得到系统内能的变化量。 2．化学反应的反应热和焓变 (1)反应热(Q)：在一定温度下，化学反应过程中吸收或释放的热称为化学反应的热效应，也称反应热。 (2)焓变(∆H)：在等压、只做体积功条件下的反应热，即：ΔH=Qp。 在一定条件下，一个化学反应是吸热还是放热，是在等压条件下由生成物和反应物的焓的差值决定的。 即：ΔH＝∑H（生成物）－∑H（反应物）。 3．化学反应中能量变化的原因 (1)化学反应中能量变化与反应物和生成物焓（H）的关系 反应物总焓大于生成物总焓，反应放热 反应物总焓小于生成物总焓，反应吸热 (2)化学反应中能量变化的本质原因 ①化学键的断裂和形成时吸收和放出的能量差别是化学反应伴随能量变化的本质原因。 ②化学键与化学反应能量变化的关系 新键生成释放的能量大于旧键断裂吸收的能量，则反应放热。 新键生成释放的能量小于旧键断裂吸收的能量，则反应吸热。 ③用化学键的键能变化计算ΔH 用键能计算ΔH时，ΔH=反应物的总键能—生成物的总键能，其中：各物质的键能=该物质的物质的量×化学键数目之和。 4．热化学方程式 (1)定义：表示一个化学反应中的反应焓变和物质变化的方程式叫做热化学方程式。 (2)意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。 (3)热化学方程式的书写 ①写出相应的化学方程式。在热化学方程式中，各物质化学式前面的化学计量数只表示其物质的量，可以是整数或简单分数。 ②标明反应物及生成物的状态、反应温度和压强。若不标明温度和压强，则表示是在25 ℃（即298 K）、101 kPa条件下的焓变。 ③标注各物质的聚集状态。在物质化学式后面用括号标注各物质的聚集状态：气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，水溶液用“aq”。 ④标注ΔH的正负。化学方程式后面空格标注ΔH，若为放热反应，ΔH为“－”；若为吸热反应，ΔH为“＋”(“＋”可省略不写)。 ⑤计算ΔH的数值。根据化学方程式中的化学计量数计算写出ΔH的数值。ΔH的单位是kJ·mol－1。 知识点2 反应热的测量与计算 1. 反应热的测量 (1)实验原理：通过实验测量一定量的酸、碱稀溶液在反应前后的温度变化，依据Q=cmΔt计算放出的热量，再依据ΔH= -，计算反应热。 (2)实验步骤 ①用量筒量取 50 mL 0.50 mol · L-1盐酸，倒入简易热量计中，用温度传感器测量盐酸的温度，记录数据。 ②用量筒量取 50 mL 0.55 mol · L-1 NaOH 溶液，倒入烧杯中，调节其温度，使之与热量计中盐酸的温度相同。 ③把搅拌磁子放入热量计中，盖好杯盖。启动应用程序，打开磁力搅拌器，开始采集数据。 ④打开杯盖上的橡皮塞，将 NaOH 溶液沿漏斗迅速全部倒入热量计中，塞紧橡皮塞。待温度平稳后，停止采集，将起始温度和最高温度的数据记录在表格中。 ⑤再重复实验步骤①~④两次。 (3)数据处理 为计算简便，近似认为混合液的比热容等于水的比热容，并忽略热量计的比热容，根据反应过程中溶液温度的变化值，计算该中和反应的反应热。 c：比热容，近似认为4.18J/(g·℃)； m：盐酸和氢氧化钠的总质量（密度近似为1g/cm3)； Q=cmΔt =4.18J/(g·℃)×(50mL×1g/mL+50mL×1g/mL)×(t2-t1) × 10-3kJ·J-1=0.418(t2-t1) kJ 本实验中，n(H2O)=0.025 mol，反应热ΔH=—kJ·mol-1。 (4)为了提高测定的准确度，应该采取的措施 ①调节温度，使酸、碱溶液的温度相同。 ②在量热的过程中，操作时动作要快，尽量减少热量的散失。 ③要一次性、迅速地将NaOH溶液倒进装有盐酸的容器里（注意不要洒到外面），并立即用杯盖盖好。 2．盖斯定律及其应用 (1)盖斯定律的内容：化学反应的热效应仅与反应物的最初状态及生成物的最终状态有关，而与其中间步骤无关。换言之，一个反应若能分解成两步或更多步实现，则总反应的ΔH等于各分步反应的ΔH之和。 (2)盖斯定律的应用 利用已知反应焓变求未知反应焓变。 一个化学反应的焓变可以由几个化学反应焓变的相加减而得到。 恒压条件下，化学反应的反应热仅与反应的起始状态和最终状态有关，而与反应的途径无关。如图所示： ΔH＝ΔH1+ΔH2 = ΔH3+ΔH4+ΔH5。 知识点3 燃烧热 1．燃烧热 (1)概念：在指定温度和100 kPa时，1 mol 物质完全燃烧生成稳定产物时所放出的热量叫做该物质的燃烧焓，习惯上又称为该物质的燃烧热，单位是 kJ · mol—1。 (2)表示燃烧热的热化学方程式的书写 由于燃烧热是以1 mol纯物质完全燃烧放出的热量来定义的，因此在书写热化学方程式时，可燃物的化学计量数为1，以此来配平热化学方程式，其余物质的化学计量数常出现分数。 2．正确理解“燃烧热” (1)物质的燃烧热用焓变表示时都为负值，通常可以通过实验测得。 (2)反应条件：100 kPa（书中给出的燃烧热数据均在此条件下测得）。 (3)可燃物的用量：1mol纯物质。 (4)反应程度及产物：完全燃烧时，不同元素对应的指定产物：C → CO2(g)；H →H2O(l)；S → SO2(g)；N → N2(g)。 3．热值：100 kPa时，单位质量或单位体积的燃料完全燃烧所放出的热量叫做该燃料的热值。热值是燃料质量优劣的重要参数。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．放热反应和吸热反应的易混易错点 (1)吸热反应和放热反应均为化学变化。 (2)吸热反应和放热反应与反应条件没有必然联系，需要加热的反应也可能是放热反应。 (3)一般来说，物质具有的能量越低，物质越稳定；物质内的总键能越大，物质越稳定。 (4)物质的物理变化过程中，也会有能量的变化，不属于吸热反应或放热反应。 常见的放热过程有：①浓硫酸稀释、NaOH溶于水；②物态变化：气态→液态→固态。 常见的吸热过程有：①NH4NO3溶于水；②弱电解质的电离；③物态变化：固态→液态→气体。 2．键能与反应热的关系 (1)化学反应过程中形成化学键、断裂化学键能量变化可用如图表示： 其中，E1可看作反应物断裂化学键吸收的总能量，E2可看作生成物形成化学键放出的总能量，E1与E2的差值表示反应热。上述反应过程表示该反应为放热反应。故焓变计算公式：ΔH＝E(反应物的总键能)－E(生成物的总键能)。 (2)化学键断裂和形成是化学反应过程中伴随能量变化的根本原因。 3．热化学方程式的易混易错点 (1)可逆反应中的“ΔH”表示的是完全反应时对应的焓变值。若按该反应的化学计量数投料进行反应，由于可逆反应不能进行彻底，那么吸收或放出的热量一定比该值小。 (2)热化学方程式中的物质必须注明聚集状态，不用标“↑”“↓”，也不用标明反应条件(如加热、高温、催化剂等)，而写发生反应时的温度和压强。 (3)ΔH的单位为kJ·mol－1，注意“＋”“－”且与化学方程式一一对应。 (4)ΔH的数值与化学方程式的书写形式有关。 (5)ΔH单位中的“mol—1”指反应进度为1 mol，此时各种反应物消耗掉的物质的量，各种生成物的物质的量，在数值均等于热化学方程式中各自的化学计量数。 4．中和反应反应热的概念及反应热的数值变化 (1)中和反应反应热是指在稀溶液中酸与碱发生中和反应生成1 mol H2O时的反应热，其数值与反应物的量的多少无关。 (2)若用NaOH固体或NaOH浓溶液代替NaOH溶液，NaOH固体溶于水（NaOH溶液稀释）时放热，使测得的反应热的数值偏大。 (3)用浓硫酸代替盐酸，浓硫酸溶于水时放热，使所测反应热的数值偏大；用醋酸代替盐酸，弱酸、弱碱电离时吸热，使所测反应热的数值偏小；若用稀硫酸和稀Ba(OH)2溶液测定反应热，生成BaSO4沉淀时还会放出一部分热量，使所测反应热的数值偏大。 4．运用盖斯定律计算反应热的技巧 (1)运用盖斯定律的技巧——“三调一加”。 一调：根据目标热化学方程式，调整已知热化学方程式中反应物和生成物的左右位置，改写已知的热化学方程式。 二调：根据改写的热化学方程式调整相应ΔH的符号。 三调：调整中间物质的化学计量数。 一加：将调整好的热化学方程式及其ΔH相加。 (2)运用盖斯定律的三个注意事项。 ①热化学方程式乘以某一个数时，焓变ΔH也必须乘上该数。 ②热化学方程式相加减时，物质之间相加减，焓变ΔH也必须相加减。 ③将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“－”随之改变，但绝对值不变。 5．反应热(ΔH)的大小比较方法 (1)比较反应热(ΔH)时，要带上“+”、“—”号比较，不能只比较数值。对于放热反应(ΔH<0)，ΔH的数值越大，放出的热量越少；对于吸热反应(ΔH>0)， ΔH的数值越大，吸收的热量越多。 (2)同一反应，生成物的状态不同时： A(g)+B(g)===C(g) ΔH1<0 A(g)+B(g)===C(l) ΔH2<0 存在ΔH2＜ΔH1。 (3)同一反应，反应物的状态不同时： A(s)+B(g)===C(l) ΔH1<0 A(g)+B(g)=C(l) ΔH2<0 存在ΔH2＜ΔH1。 (4)同种燃料燃烧时，燃烧产物越稳定，放出的热量越多，ΔH越小。 6．理解燃烧热和中和反应反应热的注意事项 (1)中和热是酸、碱的稀溶液反应生成1 mol液态H2O放出的热量，稀强酸溶液与稀的强碱反应的中和热为为57.3 kJ·mol-1。浓硫酸稀释时放热，与碱反应生成1 mol H2O(l)时放出的热量大于57.3 kJ。当中和反应有沉淀生成时，生成1 mol H2O(l)时放出的热量大于57.3 kJ。 (2)对于中和热、燃烧热，由于它们反应放热是确定的，其焓变(ΔH)为负值。 (3)当用热化学方程式表示中和热时，生成H2O(l)的物质的量必须是1 mol，当用热化学方程式表示燃烧热时，可燃物的物质的量必须为1 mol。 (4)燃烧热概念中的“完全燃烧生成稳定氧化物”是指单质或化合物燃烧后变为最稳定的物质。完全燃烧时，下列元素要生成对应的物质：C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)，N→N2(g)等。 (5)根据燃烧热计算物质完全燃烧放出的热量：Q＝n(可燃物)×|ΔH|，其中ΔH代表燃烧热。 考点06 化学反应速率 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 化学反应速率的表示方法和计算 1. 化学反应速率的表示方法 (1)通常，化学反应速率用单位时间内反应物浓度的减小量或生成物浓度的增加量来表示。 (2)对于化学反应：aA(g)+bB(g)===cC(g)+dD(g) v(A)=，v(B)=，v(C)=，v(D)=，其中Δc取正值。 用不同物质的浓度变化表示的速率是不相等的，所以可统一将化学反应速率表示为 v = · = · = · = · (3)平均速率和瞬时速率 化学反应速率实际上是反应在Δt 内的平均速率，因为化学反应往往都不是匀速进行，所以在不同的时间段，反应的平均速率不同。 若将观察的时间间隔无限缩小，平均速率的极限值即为瞬时速率。 2．化学反应速率的测定方法 常用的物理方法是基于测量与物质浓度相关的一些物理性质（如压强、 体积、吸光度等）的变化，然后间接计算出浓度变化和化学反应速率。 (1)对于有气体生成的反应，可测定相同时间内收集气体体积的多少或测定收集等量气体所耗时间的多少。 (2)对于有固体参加的反应，可测定相同时间内消耗固体质量的多少。 (3)对于有酸或碱参加的反应，可测定溶液中c(H＋)或c(OH－)的变化。 (4)用分光光度法测定反应体系中，某一有色物质在特定波长下的吸光度随时间的变化。 3．化学反应速率的计算方法 (1)用定义公式计算 利用公式v＝＝计算化学反应速率，也可以利用公式计算物质的量或物质的量浓度变化或时间等。 (2)关系式法： 同一反应中，用不同物质表示的化学反应速率之比＝物质的量浓度变化量(Δc)之比＝物质的量变化量(Δn)之比＝化学计量数之比。 如aA(g)+bB(g)===cC(g)+dD(g)，v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=a：b：c：d。或＝＝＝。 (3)“三段式”计算化学反应速率 ①求解化学反应速率计算题的一般步骤： a．写出有关反应的化学方程式； b．找出各物质的起始量、转化量、某时刻量；转化量之比等于化学计量数之比； c．根据已知条件列方程计算。 ②应用举例 mA(g) + nB(g) pC(g) 起始浓度（mol/L） a b c 转化浓度（mol/L） mx nx px 某时刻浓度（mol/L） a-mx b-nx c+px 再利用化学反应速率的定义求算 v(A)＝ mol·L－1·s－1；v(B)＝ mol·L－1·s－1；v(C)＝ mol·L－1·s－1。 知识点2 影响化学反应速率的因素 1．主要因素 影响化学反应速率的主要因素是反应物的性质。 2．外部因素(其他条件不变，只改变一个条件) (1)浓度对化学反应速率的影响 当其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以增大化学反应速率；减小反应物的浓度，可以减小化学反应速率。 (2) 压强对化学反应速率的影响 对于气体反应，当其他条件不变时，增大压强，气体体积缩小，浓度增大，化学反应速率加快；减小压强，气体体积增大，浓度减小，化学反应速率减慢。 对有气体参加的反应，压强对化学反应速率的影响可简化理解如下： 压强改变→ (3) 温度对化学反应速率的影响 当其他条件不变时，升高温度，可以增大化学反应速率；降低温度，可以减小化学反应速率。 (4) 催化剂对化学反应速率的影响 当其他条件不变时，使用催化剂，化学反应速率增大。 (5) 其他因素对化学反应速率的影响 ①固体表面积：固体颗粒越小，其单位质量的表面积越大，与其他反应物的接触面积越大，化学反应速率越大。 ②反应物状态：一般来说，配成溶液或反应物是气体，都能增大反应物之间的接触面积，有利于增大反应速率。 ③形成原电池：可以增大氧化还原反应的反应速率。 ④其它方法：光辐照、放射线辐照、超声波、电弧、强磁场、高速研磨，均是行之有效的改变化学反应速率的方法(块状)。 知识点3 化学反应速率理论——碰撞理论和过渡态理论 1．基元反应与反应历程 (1)基元反应和复杂反应 由反应物只经一步就转化成生成物的反应，称为基元反应。由多步完成的反应称为非基元反应或复杂反应，其中的每一步都是一个基元反应。 (2)反应历程 ①反应历程是用一系列的基元反应来描述的，而我们平时所写的化学方程式只能表示出反应物和生成物之间的化学计量关系。 ②化学反应速率与反应历程有关，相同的反应，条件不同反应历程不同，化学反应速率不同。 2．碰撞理论 (1)碰撞理论要点 ①反应物分子间的相互碰撞是反应发生的前提条件。 ②只有那些能量高于平均能量，并满足一定方向要求的分子的碰撞，才有可能发生化学反应。可能发生化学反应的碰撞称为有效碰撞。 ③在亿万次的碰撞中，只有极少数的活化分子在有合适取向时的碰撞才能够发生化学反应。 (2)基元反应反应物、生成物的能量与活化能的关系 其中：E1表示正反应的活化能，E2表示逆反应的活化能；E1-E2表示反应热。 (3)活化能与化学反应速率的关系 ①增大反应物的浓度，活化分子数目增加，单位时间内的有效碰撞次数增多，化学反应速率加快。 ②增大压强，气体体积缩小，反应物浓度增大，活化分子数增多，单位时间内的有效碰撞次数增多，反应速率加快。 ③提高反应温度，会使反应物分子的能量普遍升高，从而增加了反应物分子中活化分子的百分数，单位时间内有效碰撞的次数增加。因此，对大多数反应而言，升高温度可以提高化学反应速率。 3．催化剂对化学反应速率的影响——过渡态理论 (1)过渡态理论要点 ①从反应物到生成物的变化过程中，必须要经过一个中间状态，这个中间状态被称为过渡态。 ②具有平均能量的反应物分子需要吸收能量，才能到达高能量的过渡态，过渡态分子的平均能量和反应物分子平均能量的差值称为该反应的活化能。 (2)催化剂对化学反应速率的影响 ①有催化剂时，催化剂改变了反应历程，新过渡态的能量下降（也可以形成几个活化能较低的新过渡态），相应地增加了单位体积内活化分子的百分数，从而提高了反应速率。 ②催化剂改变了反应历程，同等程度地提高了正、逆反应的速率，不改变化学平衡常数和平衡转化率。 (3)加入催化剂后反应历程 如图所示：反应A+B→AB的活化能为Ea，加入催化剂K后，反应分两步进行： ①A+K→AK      活化能为Ea1 ②AK+B→AB+K       活化能为Ea2 总反应：A+BAB 活化能为Ea1 加入催化剂K后，两步反应的活化能Ea1和Ea2均小于原反应的活化能Ea，因此反应速率加快。 由于Ea1>Ea2，第1步反应是慢反应，是决定整个反应快慢的步骤，称为“定速步骤”或“决速步骤”，第1步反应越快，则整体反应速率就越快。 对总反应来说，第一步反应的活化能Ea1就是在催化条件下总反应的活化能。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．化学反应速率的表示方法和计算方法 (1)化学反应速率一般指平均速率而不是某一时刻的瞬时速率，且无论用反应物还是用生成物表示均取正值。 (2)同一化学反应，相同条件下用不同物质表示的反应速率，其数值可能不同，但表示的意义相同。 (3)固体或纯液体的浓度视为常数，不能用固体或纯液体的浓度变化计算化学反应速率。 (4)一般计算出来的化学反应速率是一段时间内的平均速率，不同时刻的化学反应速率是不相同的。 (5)对于同一化学反应，用不同的物质表示其化学反应速率在数值上可能不同，但其意义相同，化学反应速率之比等于化学计量系数之比。 (6)由图像确定化学方程式需要解决的问题 ①确定反应物和生成物(根据曲线的变化趋势)。 ②确定反应物和生成物的化学计量数(根据同一时间内浓度或物质的量的变化量)。 ③反应是否为可逆反应(反应最后浓度是否不随时间的变化而变化)。 2．定量化学反应速率的测定方法 (1)对于有气体生成的反应，可测定相同时间内收集气体的多少或测定收集等量气体所耗时间的多少。 (2)对于有固体参加的反应，可测定相同时间内消耗固体质量的多少。 (3)对于有酸或碱参加的反应，可测定溶液中c(H＋)或c(OH－)的变化。 (4)溶液中当反应物或产物本身有较明显的颜色时，可利用比色的方法测定溶液颜色深浅和显色物质浓度间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。 3．外界因素对化学反应速率的影响的了解和分析方法 (1)浓度对化学反应速率的影响的理解 ①固体和纯液体对化学反应速率无影响，但要注意水(液态)对溶液的稀释作用。 ②浓度的改变必须是真正参加反应离子的浓度，如酸碱中和反应影响速率的是H＋、OH－浓度。 (2)压强对反应速率的影响情况 压强只对有气体参与的化学反应速率有影响。 ①恒温时，压缩体积压强增大反应物浓度增大反应速率加快。 ②恒温时，对于恒容密闭容器 a．充入气体反应物气体反应物浓度增大(压强也增大)反应速率加快。 b．充入“惰性”气体总压强增大―→反应物浓度未改变―→反应速率不变。 ③恒温恒压时 充入“惰性”气体体积增大气体反应物浓度减小反应速率减小。 (3)催化剂在化学反应过程中参与了反应，降低了正、逆反应的活化能，同等程度改变正、逆反应速率，但不会改变反应的限度和反应热。 (4)升高温度正反应速率和逆反应速率都加快，但加快的程度不同；降低温度正反应速率和逆反应速率都减慢，但减慢的程度不同，吸热反应的反应速率总是受温度影响大。 (5)对于固体和纯液体反应物，其浓度可视为常数，改变用量速率不变。但当固体颗粒变小时，其表面积增大将导致反应速率增大。 4．化学反应历程能垒图的分析方法 (1)催化剂与化学反应 ①在无催化剂的情况下：E1为正反应的活化能；E2为逆反应的活化能；E1－E2为此反应的焓变(ΔH)。 ②有催化剂时，总反应分成了两个反应步骤(也可能为多个)，反应①为吸热反应，产物为总反应的中间产物，反应②为放热反应，总反应为放热反应。 ③催化剂的作用：降低E1、E2，但不影响ΔH，反应是放热反应还是吸热反应取决于起点(反应物)能量和终点(生成物)能量的相对大小 (2)能垒与决速步骤 能垒：简单可以理解为从左往右进行中，向上爬坡最高的为能垒，而包含此能垒的反应我们称之为决速步骤，也成为慢反应。 例如图中，从第一个中间态到过渡态2的能量就是能垒，而HCOO*+H*=CO2+2H*是在Rh做催化剂时该历程的决速步骤。 注意： ①能垒越大，反应速率越小，即多步反应中能垒最大的反应为决速反应。 ②用不同催化剂催化化学反应，催化剂使能垒降低幅度越大，说明催化效果越好。 ③相同反应物同时发生多个竞争反应，其中能垒越小的反应，反应速率越大，产物占比越高。 5．关于“控制变量法”题目的解题策略 (1)确定变量：明确影响实验探究结构的因素可能有哪些，即变量。 (2)定多变一：根据实验目的确定需要控制的变量。在探究时，先确定其他因素不变，只变化一种因素，研究这种因素的影响结果，再确定另一种因素的影响结果。通过分析每种因素与所研究问题之间的关系，得出所有影响因素与探究问题之间的关系。 (3)数据有效：注意选择数据要有效，且变量统一，否则无法作出正确判断。 考点07 化学平衡 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 可逆反应和化学平衡状态 1. 可逆反应的特点 ①同一条件下，正反应和逆反应同时发生、同时存在。 ②反应不能进行到底，反应物不能实现完全转化。 ③反应体系中，与化学反应有关的各种物质同存于同一反应体系。 ④反应达到限度时，反应仍在进行，没有停止。 2．化学平衡状态 (1)化学平衡状态的概念 在一定条件下的可逆反应，当正、逆反应的速率相等时，反应物和生成物的浓度均保持不变，即体系的组成不随时间而改变，这表明该反应中物质的转化达到了“限度”，这时的状态我们称之为化学平衡状态，简称化学平衡。 (2)化学平衡状态的特征 ①逆：研究对象为可逆反应 ②等：正、逆反应速率相等，即v正=v逆 ③动：化学平衡是动态平衡，即v正=v逆≠0 ④定：平衡混合物中，各组分的浓度保持一定 ⑤变：条件改变，化学平衡状态可能发生改变 3．化学平衡状态的判断 (1)用本质特征判断 判断依据：正反应速率与逆反应速率相等，即v正＝v逆。 ①同一种物质：该物质的生成速率等于它的消耗速率。 ②不同的物质：速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比，但必须是不同方向的速率。 (2)用宏观特征判断 判断依据：反应混合物中各组成成分的浓度、含量保持不变。 ①各组成成分的质量、物质的量、分子数、体积(气体)、物质的量浓度均保持不变。 ②各组成成分的质量分数、物质的量分数、气体的体积分数均保持不变。 ③反应物的转化率、产物的产率保持不变。 (3)用“总压强、混合气体的密度、平均摩尔质量”判断平衡状态的注意事项 ①恒温恒容条件下，用“总压强、平均摩尔质量”判断平衡状态时，要特别关注反应前后气体分子总数的变化，如： mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g) 是否平衡 压强 当m＋n≠p＋q时，总压强一定(其他条件一定) 是 当m＋n＝p＋q时，总压强一定(其他条件一定) 不一定 混合气体的 当m＋n≠p＋q时，一定 是 当m＋n＝p＋q时，一定 不一定 ②恒温恒容条件下，用“混合气体的密度”判断平衡状态时，要特别关注反应前后是否有非气态物质参与反应，如 关注各物质的状态 是否平衡 密度 C(s)＋CO2(g)2CO(g)(ρ一定) 是 N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)(ρ一定) 不一定 H2(g)＋I2(g)2HI(g)(ρ一定) 不一定 知识点2 化学平衡常数及转化率 1．化学平衡常数 (1)概念及表达式 ①在一定温度下，可逆反应达到平衡时，生成物浓度幂的乘积除以反应物浓度幂的乘积的比值是个常数，这个常数叫做该反应的化学平衡常数，简称平衡常数，用符号K表示。 ②对于一般的可逆反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，当在一定温度下达到平衡时 K＝ (2)书写要点 ①平衡常数的表达式必须与化学方程式相对应。 ②在稀溶液中进行的反应，如果反应中有水参加，水的浓度不必写在平衡常数的表达式中，因为水的浓度被视为常数。 ③当有固体和纯液体参与反应时，固体和纯液体的浓度也不写入平衡常数的表达式中。 (3)影响因素 K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化无关，与压强变化、是否使用催化剂无关。 (4)意义 ①根据K的大小，可以推断反应进行的程度，K越大，表示正向反应进行的程度越大，反之越小。 ②一般来说，如果一个反应的平衡常数大于105，通常认为该反应可以进行得较完全；如果一个反应的平衡常数小于10—5， 则认为这个反应进行的程度非常小。 2．平衡转化率 (1)概念 一定温度下，化学反应进行的程度还可以用反应物的平衡转化率（α）表示： α = ×100% (2)影响因素 平衡转化率除了与温度有关外，还与反应物的起始浓度有关。 3．有关化学平衡常数和转化率的计算 (1)计算模型——三段式法 　　　　　　 aA(g) ＋ bB(g)  cC(g)＋dD(g) c(初)(mol·L－1) x y 0 0 Δc(mol·L－1) am bm cm dm c(平)(mol·L－1) x-am y-bm cm dm (2)解题思路 ①设未知数：具体题目要具体分析，一般设某物质的转化量或转化率为x。 ②确定三个量：根据反应物、生成物及变化量三者之间的关系，代入未知数确定平衡体系中各物质的起始量、变化量、平衡量并按（1）中“模式”列表。 ③解题设问题：明确了“始”、“变”、“平”三个量的具体数值，再根据相应关系求平衡时某成分的浓度、反应物转化率等，求出题目答案。 (3)基本计算关系 ①各物质的物质的量浓度变化量之比＝物质的量变化量之比＝化学计量数之比。 ②反应物的转化率＝×100%＝×100%。 ③反应产物的产率＝×100%。 ④平衡时B组分的体积分数＝平衡时B组分的物质的量分数＝×100%。 4．压强平衡常数和速率常数 (1)压强平衡常数 ①以aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)为例， Kp＝，其中，p(X)：X在平衡体系中物质的量分数(或体积分数)×总压强。 ②计算方法 a．根据“三段式”法计算平衡体系中各物质的物质的量或物质的量浓度。 b．计算各气体组分的物质的量分数或体积分数。 c．根据分压计算公式求出各气体物质的分压，某气体的分压＝气体总压强×该气体的体积分数(或物质的量分数)。 d．根据平衡常数计算公式代入计算。 (2)速率常数(k正、k逆) ①表达式：若基元反应为mA ＋nBpC， 则：v正＝k正cm(A)·cn(B)、v逆＝k逆cp (C) 上式中的k为速率常数，是化学反应速率的量化表示方式。 ②表示意义：其数值相当于参加反应的物质都处于单位浓度(1 mol·L－1)时的反应速率。 ③影响因素：不同的反应有不同的速率常数，速率常数与反应温度、反应溶剂、催化剂等有关，与浓度无关。 ④当化学反应达到平衡时，v正＝v逆，即k正cm (A)·cn(B) ＝k逆cp (C)，则化学平衡常数K＝。 知识点3 化学平衡的移动 1．化学平衡的移动 (1)概念：从一个平衡状态变为另一个平衡状态，称为化学平衡的移动。化学平衡的移动，就是改变外界条件，破坏原有的平衡状态，建立起新的平衡状态的过程 (2)化学平衡移动的原因 化学平衡状态是有条件的，当条件发生改变时，化学平衡可能发生移动。 改变的外界条件通常是浓度、压强和温度。 (3)化学平衡移动的方向 条件改变 2．用平衡常数判断平衡移动的方向 以平衡常数的值为标准，可以通过比较浓度商与平衡常数的相对大小判断正在进行的可逆反应是否处于平衡状态，以及将向哪个方向进行最终建立新的平衡。 若Q＞K，平衡向逆反应方向移动； 若Q＝K，体系处于平衡状态，平衡不移动； 若Q＜K，平衡向正反应方向移动。 (3)浓度改变对化学平衡的影响规律 ①Q减小，则Q＜K，平衡向正反应方向移动； ②Q增大，则Q＞K，平衡向逆反应方向移动。 (4)温度改变对化学平衡的影响规律 ①温度升高，平衡向吸热反应方向移动；温度降低，平衡向放热反应方向移动。 ②温度改变与K的关系 a．若正反应为放热反应，升高温度，K减小；减低温度，K增大。 b．若正反应为吸热反应，升高温度，K增大；减低温度，K减小。 (5)压强改变对化学平衡的影响规律 对于可逆反应：aA(g)bB(g)　K＝，在其他条件不变的情况下 ①若a>b，增大压强，Q<K，平衡向正反应方向(气体分子数减少的方向)移动。 ②若a＝b，改变反应体系的压强，Q＝K，平衡不发生移动。 ③若a<b，增大压强，Q>K，平衡逆反应方向(气体分子数减少的方向)移动。 (6)催化剂对化学平衡的影响规律 当其他条件不变时，催化剂不能改变达到化学平衡状态时反应混合物的组成，但是使用催化剂能改变反应达到化学平衡所需的时间。 3．勒夏特列原理(平衡移动原理) (1)内容：改变影响化学平衡的一个因素(如浓度、温度、压强)，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。 (2)适用范围：勒夏特列原理仅适用于已达到平衡的反应体系，对不可逆过程或未达到平衡的可逆过程均不能适用。 知识点4 化学反应速率和化学平衡的图像 1．瞬时速率—时间图像 (1)观察如图，分别找出甲、乙、丙t1时刻所改变的条件。 甲：增大反应物的浓度；乙：减小反应物浓度；丙：增大生成物浓度。 (2)当可逆反应达到一种平衡后，若某一时刻外界条件发生改变，都可能使速率—时间图像的曲线出现不连续的情况，根据出现“断点”前后的速率大小，即可对外界条件的变化情况作出判断。 t1时刻改变的条件是使用催化剂或可能加压(仅适用于反应前后气体物质的量不变的反应)。 (3)常见含“断点”的速率变化图像分析 图像 t1时刻 所改变的条件 温度 升高 降低 升高 降低 正反应为放热反应 正反应为吸热的反应 压强 增大 减小 增大 减小 正反应为气体物质的量增大的反应 正反应为气体物质的量减小的反应 2．过程速率—时间图像 如Zn与足量盐酸反应，反应速率随时间的变化情况如图所示： 解释原因：AB段(v渐大)，因为该反应为放热反应，随着反应的进行，温度逐渐升高，导致反应速率逐渐增大；BC段(v渐小)，主要是因为随着反应的进行，溶液中c(H+)逐渐变小，导致反应速率逐渐变小。 3．含量—时间—温度(压强)图像 常见图像形式有如下几种。其中C%指生成物的百分含量，B%指反应物的百分含量。 析图关键：“先拐先平，数值大”。即曲线先出现拐点的首先达到平衡，反应速率快，以此判断温度或压强的高低，再依据外界条件对平衡的影响分析判断反应的热效应及反应前后气体体积的变化。 4．转化率(或质量分数)与压强—温度图像 (1)恒压线图像 当压强相等（任意一条恒压线）时温度升高，A的转化率增大，平衡正向移动，这则正反应为吸热反应。 当温度相等时，即作垂直于横轴的辅助线，与三条恒压线交于三点，这三点自下而上压强增大，A的转化率增大，平衡正向移动，则正反应为反应前后气体分子数减小的反应。 (2)恒温线图像 当温度相等(任意一条等温线)时，增大压强，A的转化率增大，说明增大压强平衡正向移动，即正反应是气体分子数减小的反应。 当压强相等时，在图3中作直线，与两条等温线交于两点，这两点自下而上为降低温度，A的转化率增大，说明降低温度平衡正向移动，即正反应为放热反应。 (3)含量（转化率）—温度曲线 ①对于反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)　ΔH＜0。 M点之前，温度越高，反应速率越大，反应物浓度减小或生成物浓度增大；M点时达到平衡状态； M点之后，温度升高，反应物浓度增大或生成物浓度减小。发生变化的原因有： a．反应放热，升温，平衡逆向移动； b．温度升高，催化剂活性降低，反应速率减小，反应可能未达到平衡状态。 ②平衡转化率-温度曲线 如图所示曲线是其他条件不变时，某反应物的平衡转化率与温度的关系曲线。图中标出的1、2、3、4四个点，表示v正＞v逆的是点3，表示v正＜v逆的是点1，而点2、4表示v正＝v逆。 图像曲线上的点全为对应条件下的平衡点。 5．工业生产中的速率和平衡图像 (1)含量/转化率—投料比图像 以恒温恒容密闭容器中发生反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，在不同温度平衡时生成物C的体积分数与投料比的关系为例： 曲线上的点均为不同温度下对应投料比下的平衡点，n(A)：n(B)=a时，平衡时C的体积分数最大。 ①改变投料比相当于增加一种反应物的浓度，另一种反应物的转化率升高，而自身的转化率降低。 ②当按化学反应方程式的计量数之比投入反应物，各组分的平衡转化率相同，平衡时产物的体积分数最大。 (2)温度—选择性图像 以一定条件下，使用不同催化剂在相同时间内2SO2+O22SO3，SO2的转化率随反应温度的变化图像为例。 340 ℃左右，催化剂的催化能力较大，二氧化硫的转化率也是较大，反应速率较快，所以选择Fe2O3作催化剂，最适宜温度为340 ℃左右；a点以后，催化剂催化能力需要维持在一定的温度下，温度太高，催化剂活性可能会降低。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．可逆反应的特点和极值法确定浓度范围 (1)可逆反应不等同于可逆过程，可逆过程包括物理变化和化学变化，而可逆反应属于化学变化。 (2)可逆反应体系中， 反应物不能全部转化为生成物，生成物也不能完全转化为反应物。 (3)极值法确定浓度范围的方法 2．化学平衡状态的判断方法 (1)判断化学平衡状态的依据——“正逆相等，变量不变” (2)不能作为判断化学平衡状态“标志”的几种情况 ①反应组分的物质的量之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比。 ②恒温恒容下的气体分子数不变的反应，体系的压强或总物质的量不再随时间而变化。 ③全是气体参加的气体分子数不变的反应，体系的平均相对分子质量不再随时间而变化。 ④全是气体参加的反应，恒容条件下体系的密度保持不变。 3．化学平衡常数的应用 (1)根据K值的大小判断可逆反应进行的程度。 K <10－5 10－5～105 >105 反应程度 很难进行 反应可逆 反应接近完全 (2)判断反应是否达到平衡或进行的方向 Q＜K，反应向正反应方向进行，v正>v逆； Q＝K，反应处于平衡状态，v正=v逆； Q＞K，反应向逆反应方向进行，v正<v逆。 (3) ΔH与K的关系 ①ΔH<0，升高温度，K减小；降低温度，K增大。 ②ΔH>0，升高温度，K增大；降低温度，K减小。 4．有关平衡常数和转化率的计算技巧 (1)“三段式”法的计算模式 ①巧设未知数：具体题目要具体分析、灵活设立，一般设某物质的转化量为x； ②确定三个量：根据化学计量数及变化量之间的关系，代入未知数确定平衡体系中各物质的起始量、变化量和平衡量，并列出“三段式”； ③解题设问题：明确了“始”“变”“平”三个量的具体数值，再根据相应的关系求平衡时某成分的浓度、反应物的转化率等，求出题目答案。 (2)原子守恒法解题的基本思路 5．化学平衡移动的分析思路 (1)分析化学平衡移动的一般思路 (2)构建恒温恒容平衡思维模式 新平衡状态可认为是两个原平衡状态简单的叠加并压缩而成，相当于增大压强。 (3)构建恒温恒压平衡思维模式(以气体物质的量增加的反应为例，见图示) 新平衡状态可认为是两个原平衡状态简单的叠加，压强不变，平衡不移动。 (4)绝热体系的化学平衡分析方法 在绝热条件下，体系与外界不进行热交换，若反应放热，体系内温度升高，平衡向吸热反应方向移动；若反应吸热，体系内温度降低，平衡向放热反应方向移动。 6．充入“惰性”气体对化学平衡的影响 (1)恒容时，通入“惰性”气体，压强增大，平衡不移动；恒压时，通入“惰性”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对于反应前后气体体积相等的反应[如H2g＋I2g2HIg]，当向平衡体系中充入“惰性”气体时，则无论任何情况下平衡都不发生移动。 7．化学平衡移动方向和转化率的判断思路 (1)反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)的转化率分析 ①若反应物起始物质的量之比等于化学计量数之比，达到平衡后，它们的转化率相等。 ②若只增加A的量，平衡正向移动，B的转化率增大，A的转化率减小。 ③若按原比例同倍数地增加(或降低)A、B的浓度，等效于压缩(或扩大)容器体积，气体反应物的转化率与化学计量数有关。 同倍数增大c(A)和c(B) (2)只有一种气体反应物的化学平衡移动方向和转化率分析(恒温恒容，A、B、C均为气体) 可逆反应 改变条件 平衡移动方向 反应物转化率 AB＋C 增大A的浓度 正向移动 α(A)减小 2AB＋C 增大A的浓度 正向移动 α(A)不变 3AB＋C 增大A的浓度 正向移动 α(A)增大 8．理解勒夏特列原理的注意问题 (1)由“化学平衡”可知，勒夏特列原理的适用对象是可逆过程。适用于任何动态平衡(如溶解平衡、电离平衡等)，非平衡状态不能用此来分析。 (2)由“减弱”可知，只能减弱改变，而不能消除改变，更不能“扭转”外界条件的影响。 (3)勒夏特列原理可判断“改变影响平衡的一个条件”的平衡移动的方向。若同时改变影响平衡移动的几个条件，则不能简单地根据勒夏特列原理来判断平衡移动的方向，只有在改变的条件对平衡移动的方向影响一致时，才能根据勒夏特列原理进行判断。 9．化学反应速率与平衡图像读图识图技巧 (1)捕捉图像中的五个关键点 (2)读图识图获取有用信息的技巧 10．化工生产中的速率和平衡图像分析策略 除通过图像获取有用信息和对获取的信息进行加工处理外，还需注意以下4点： (1)曲线上的每个点是否都达到平衡 往往需要通过曲线的升降趋势或斜率变化来判断，如果还未达到平衡则不能使用平衡移动原理，只有达到平衡以后的点才能应用平衡移动原理。 (2)催化剂的活性是否受温度的影响 不同的催化剂因选择性不同受温度的影响也会不同。一般来说，催化剂的活性在一定温度下最高，低于或高于这个温度都会下降。 (3)不同的投料比对产率也会造成影响 可以采用定一议二的方法，根据相同投料比下温度或压强的改变对产率的影响或相同温度或压强下改变投料比时平衡移动的方向进行判断，确定反应的吸放热或化学计量数之和的大小。 (4)考虑副反应的干扰或影响 往往试题会有一定的信息提示，尤其温度的改变影响较大。 考点08 化学反应的方向与调控 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 化学反应的方向 1．自发反应和自发过程 (1)自发反应不是在任何条件下都自发，而是“在给定的条件下”的自发，即自发反应也需要一定条件引发反应，一旦反应后即可自发进行。 (2)自发反应的“一定的条件”，可以是一定的温度和压强，可以是“点燃、光照、加热、高温”等给反应物提供能量的条件，“外界帮助”指通电、放电等，如氢气的燃烧是自发的通过需点燃才能发生。 (3)非自发反应在一定条件下也能发生，如NaCl在通电条件可分解生成Na和Cl2。 (4)判断某反应是否自发，只是判断反应的方向，与是否会发生、反应的快慢无关。 (5)自发过程可以是物理过程，不一定是自发反应，而自发反应一定是自发过程。 (6)不能认为自发反应应用普通，非自发反应没有应用价值。将电能、热能转化为化学能的许多非自发反应是制备物质的重要反应，如电解法去冶炼钠、镁、铝和制取氯气等。 2．熵和熵变 (1)熵、熵变的概念 ①熵：描述系统的混乱或无序程度的物理量，符号为S。 ②熵变：变化前后熵的差值，符号为△S，单位为J·mol－1·K－1。 ③化学反应的熵变：△S =S(生成物)-S(反应物)。 △S>0为熵增反应；△S<0为熵减反应。 (2)熵和熵变的规律 ①同种物质的S(g)＞S(l)＞S(s)； ②同类物质的摩尔质量越大，熵越大；如甲烷的熵小于乙烷。 ③对于有气体参加的反应，反应前后气体分子数增加，则△S>0，反应前后气体分子数减小，则△S<0，反应前后气体分子数不变，△S变化很小。 3．焓变和熵变对反应方向的共同影响 (1)化学反应方向的判据 在温度、压强一定的条件下，对于除了体积功以外不做其他功的化学反应，把焓变、熵变以能量的形式组合在一起，以ΔH－TΔS为判据。 ΔH－TΔS<0　反应能自发进行； ΔH－TΔS＝0　反应达到平衡状态； ΔH－TΔS>0　反应不能自发进行。 (2)对“ΔH－TΔS”的讨论： ①ΔH < 0，ΔS>0的反应，任何温度下都能自发进行； ②ΔH>0，ΔS<0的反应，任何温度下都不能自发进行； ③ΔH和ΔS的作用相反，且相差不大时，温度对反应的方向起决定性作用。 a．当ΔH<0，ΔS<0时，低温下反应能自发进行； b．当ΔH>0，ΔS>0时，高温下反应能自发进行。  ④当反应的焓变和熵变的影响相反时，且大小相差悬殊时，某一因素可能占主导地位。 a．常温下的放热反应，焓变对反应方向起决定性作用。 b．常温下的吸热反应，熵变对反应方向起决定性作用。 知识点2 化学反应的调控 1．化工生产适宜条件选择的一般原则 条件 原则 从化学反应速率分析 既不能过快，又不能过慢 从化学平衡移动分析 既要注意外界条件对速率和平衡影响的一致性，又要注意对二者影响的矛盾性 从原料利用率分析 增加廉价易得原料，提高高价难得原料的利用率，从而降低生产成本 从实际生产能力分析 如设备承受高温、高压能力等 从催化剂的使用活性分析 注意催化剂的活性对温度的限制 2．平衡类问题需考虑的几个方面 (1)原料的来源、除杂，尤其考虑杂质对平衡的影响。 (2)原料的循环利用。 (3)产物的污染处理。 (4)产物的酸碱性对反应的影响。 (5)参加反应的物质的压强对平衡造成的影响。 (6)改变外界条件对多平衡体系的影响。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．判断化学反应自发性的方法 (1)复合判据 体系能量降低和混乱度增大都有促使反应自发进行的倾向。判断反应的自发性必须综合考虑反应的焓变和熵变。 ①ΔH-TΔS<0 反应能自发进行 ②ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态 ③ΔH-TΔS>0 反应不能自发进行 (2)对反应自发性的理解 ①ΔH-TΔS只能应用于温度、压强一定的条件下的化学反应，不能用于其他条件。 ②过程的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。 ③在讨论过程的方向时，指的是没有外界干扰的体系。如果允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果。如高温下石灰石分解，高温高压下石墨转化为金刚石，实现的先决条件是要向体系中输入能量，该过程本质仍然是非直发的。 ④反应的自发性也受外界条件的影响。如常温下石灰石分解是非自发的，但在1273K时，这一反应是自发的。 考点09 离子反应和离子方程式 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 电解质的电离 1. 电解质和非电解质 2．强电解质和弱电解质 强电解质 弱电解质 定义 溶于水后几乎完全电离的电解质 溶于水后只有部分电离的电解质 化合物类型 离子化合物及具有强极性键的共价化合物 某些具有弱极性键的共价化合物 电离程度 几乎完全电离 只有部分电离 电离过程 不可逆过程，无电离平衡 可逆过程，存在电离平衡 溶液中存在的溶质微粒 只存在阴、阳离子，不存在电解质分子 既存在阴、阳离子，又存在电解质分子 实例 绝大多数的盐（包括难溶性盐） 强酸：H2SO4、HCl、HClO4等 强碱：Ba(OH)2 Ca(HO)2等 弱酸：H2CO3 、CH3COOH等。 弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2 Fe(OH)3等。 3．电解质的电离 (1)定义：电解质溶于水或熔化时，形成自由移动的离子的过程。 (2)电离发生的条件 ①离子化合物溶于水或熔化； ②具有强极性键的共价化合物（如HCl、H2SO4等）溶于水； ③某些具有弱极性键的共价化合物溶于水。 (3)电离方程式 强电解质 在水中完全电离，用“===”连接。例如，Ba(OH)2、(NH4)2SO4： Ba(OH)2===Ba2＋＋2OH－、(NH4)2SO4===2NH＋SO 弱电解质 在水中部分电离，用“”表示 ①多元弱酸分步电离，分步书写，以第一步电离为主。例如，H2CO3的电离：H2CO3 H＋＋HCO、HCOH＋＋CO ②多元弱碱分步电离，但一步书写。例如，Fe(OH)3的电离： Fe(OH)3 Fe3＋＋3OH－ 酸式盐 ①在水中强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4：NaHSO4=== Na＋＋H＋＋SO，固体由Na＋和HSO构成 ②多元弱酸酸式盐，第一步完全电离，其余部分电离。例如NaHCO3： NaHCO3===Na＋＋HCO、HCOH＋＋CO 4．电解质溶液的导电性 (1)电解质溶液导电的原因： 电解质电离出的阴、阳离子在外加电场的作用下，发生定向移动实现导电过程，一般情况下，自由移动离子的浓度越大，所带的电荷数越多，电解质溶液的导电能力越强。 (2)电解质的导电性与溶液导电能力强弱的判断 (3)金属导电和电解质溶液导电的区别 ①金属导电是由于自由电子在电场作用下的定向移动，温度高、金属阳离子振动幅度大，自由电子定向移动阻力增大，金属导电性变弱。 ②电解质溶液之所以导电，是由于溶液中有自由移动的离子存在。电解质溶液导电能力的大小，决定于溶液中自由移动离子的浓度和离子的电荷数，和电解质的强弱没有必然联系。但温度升高时，弱电解质电离程度增大、离子浓度增大、导电性会增强。 知识点2 离子反应与离子方程式 1．离子反应 (1)定义：有离子参加或有离子生成的反应统称为离子反应。 (2)反应实质：溶液中离子的种类或浓度发生改变。一般向着减小某些离子浓度的方向进行。 2．离子反应发生的条件 (1)发生复分解反应： ①生成难溶的物质，如Cu(OH)2、BaSO4等； ②生成难电离的物质，如弱酸、弱碱和水等； ③生成易挥发的物质，如CO2、NH3等。 (2)发生氧化还原反应：强氧化性与强还原性物质发生反应，如Fe3+与I-反应。 (3)生成配合物，如Fe3+与SCN-生成Fe(SCN)3。 3．离子方程式的书写 (1)书写步骤 ①写——写出正确的化学方程式 ②拆——将易溶于水且易电离的物质写成离子形式，难溶于水、难电离的物质用化学式表示。 ③删——删去方程式两边不参加反应的离子。 ④查——检查方程式是否符合原子守恒和电荷守恒。 (2)离子方程式中物质的“拆分” ①能拆分写成离子形式的物质是易溶的强电解质，包括强酸、强碱、大多数可溶性盐。例如： 强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4。 强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。 可溶性盐：钾盐、钠盐、铵盐、硝酸盐。 ②氧化物、过氧化物、弱电解质、多元弱酸的酸根离子、沉淀、气体、非电解质在离子方程式中均不能拆分。 ③微溶物作为产物视为沉淀，不拆分；作反应物时，澄清溶液拆分为离子，浑浊液不拆分，如Ca(OH)2。 ④产物NH3·H2O的处理：不加热或稀溶液中，写成NH3·H2O；②加热或浓溶液中，写成NH3和H2O。 知识点3 与量有关的离子方程式的书写 1．连续型离子反应 指反应生成的离子因又能跟剩余（过量）的反应物继续反应而跟用量有关。 (1)可溶性多元弱酸（或其酸酐）与碱溶液反应。如CO2通入NaOH溶液中： ①少量CO2：CO2+2OH－===CO32－+H2O ②过量CO2：CO2+OH－===HCO3－ (2)多元弱酸（或其酸酐）与更弱酸的盐溶液反应。如CO2通入Na［Al(OH)4］溶液中： ①少量CO2：2［Al(OH)4］－+CO2===2Al(OH)3↓+CO32－+H2O ②过量CO2：［Al(OH)4］－+CO2===Al(OH)3↓+HCO3－ (3)多元弱酸盐与强酸反应。如Na2CO3溶液与稀盐酸 ①少量盐酸：CO32－+H+===HCO3－ ②过量盐酸：CO32－+2H+===CO2↑+H2O (4)Fe与稀HNO3溶液反应 ①少量铁：Fe+NO3－+4H+===Fe3++NO↑+2H2O ②过量铁：3Fe+2NO3－+8H+===3Fe2++2NO↑+4H2O 2．先后型离子反应 一种反应物的两种或两种以上的组成离子，都能跟另一种反应物的组成离子反应，但因反应次序不同而跟用量有关。又可称为竞争型。 (1)NH4HSO4溶液与NaOH溶液的反应 ①少量NaOH：H++OH－===H2O ②过量NaOH：NH4++H++2OH－===NH3·H2O+H2O (2)将Fe(NO3)3溶液与HI混合 ①少量HI：8H++2NO3－+6I－===4H2O+3I2+2NO↑ ②过量HI：Fe3++12H++3NO3－+10I－===Fe2++5I2+6H2O+3NO↑ (3)向FeBr2溶液通入Cl2 ①少量Cl2：2Fe2++Cl2===2Fe3++2Cl－ ②过量Cl2：2Fe2++4Br－+3Cl2===2Fe3++2Br2+6Cl－ (4)向FeI2溶液通入Cl2 ①少量Cl2：2I－+Cl2===I2+2Cl－ ②过量Cl2：2Fe2++4I－+3Cl2===2Fe3++2I2+6Cl－ 3．配比型离子反应 当一种反应物中有两种或两种以上组成离子参与反应时，因其组成比例不协调（一般为复盐或酸式盐），当一种组成离子恰好完全反应时，另一种组成离子不能恰好完全反应（有剩余或不足），因而跟用量有关。 (1)Ca(HCO3)2溶液与NaOH溶液反应 ①少量NaOH：Ca2++HCO3－+OH－===CaCO3↓+H2O ②过量NaOH：Ca2++2HCO3－+2OH－===CaCO3↓+2H2O+CO32－ (2)NaHCO3溶液与Ca(OH)2溶液反应 ①少量NaHCO3：HCO3－+OH－+Ca2+===CaCO3↓+H2O ②过量NaHCO3：Ca2++2OH－+2HCO3－===CaCO3↓+CO32－+2H2O (3)Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液反应 ①n［Ba(OH)2］∶n（NaHSO4）＝1∶1，Ba2++OH－+H++SO42－===BaSO4↓+H2O，此时溶液呈碱性； ②n［Ba(OH)2］∶n（NaHSO4）＝1∶2，Ba2++2OH－+2H++SO42－===BaSO4↓+2H2O，此时溶液呈中性，若向该溶液中再加入Ba(OH)2溶液，离子方程式为SO42－+Ba2+===BaSO4↓。 （4）KAl(SO4)2与Ba(OH)2溶液反应 ①n［KAl(SO4)2］∶n［Ba(OH)2］＝1∶1，3Ba2++3SO42－+2Al3++6OH－===3BaSO4↓+2Al(OH)3↓ ②n［KAl(SO4)2］∶n［Ba(OH)2］＝1∶2，Al3++2SO42－+2Ba2++4OH－===［Al(OH)4］－+2BaSO4↓ 重难突破・考向深研——要点提炼 1．电解质及相关概念的判断方法 (1)电解质、非电解质、强电解质、弱电解质的关系 (2)电解质和非电解质均是化合物，单质和混合物既不是电解质，也不是非电解质。 (3)电解质不一定导电，如固态NaCl、液态HCl等；导电物质不一定是电解质，如铁、铝等金属单质。 (4)电解质一定是指自身电离生成离子的化合物，有些化合物的水溶液能导电，但溶液中的离子不是它自身电离产生的，不属于电解质，如CO2、SO2、NH3、SO3等非电解质。它们与水反应生成的产物H2CO3、H2SO3、NH3·H2O、H2SO4自身能电离，是电解质。 2．离子方程式的正误判断 (1)“一查”是否符合客观事实 如2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑是错误的，因为H＋不能把Fe氧化成Fe3＋，而只能氧化成Fe2＋。 (2)“二查”“===”“”“↑”“↓”是否使用恰当 ①用饱和FeCl3溶液制备胶体：若离子方程式写成Fe3＋＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋是错误的，原因是Fe(OH)3胶体不是沉淀，不能标“↓”，只注明“胶体”即可。 ②NaHCO3溶液因水解呈碱性：若离子方程式写为HCO＋H2O===H2CO3＋OH－是错误的，原因是HCO水解程度很微弱，应用“”表示，而不能用“===”。 (3)“三查”拆分是否正确 只有易溶于水的强电解质能拆写成离子，其他物质均不能拆写。如Ca(HCO3)2＋2H＋===Ca2＋＋2CO2↑＋2H2O是错误的，原因是未将Ca(HCO3)2拆分成Ca2＋和HCO。 (4)“四查”是否“漏写”离子反应 如稀硫酸与氢氧化钡溶液反应的离子方程式写成Ba2＋＋SO===BaSO4↓是错误的，原因是忽略了氢离子和氢氧根离子的中和反应。 (5)“五查”反应物的“量”——过量、少量、足量等 如把过量的NaHCO3溶液与Ca(OH)2溶液混合的离子方程式写成HCO＋Ca2＋＋OH－===CaCO3↓＋H2O是错误的，原因是未考虑反应物中量的关系，正确的离子方程式为2HCO＋Ca2＋＋2OH－===CaCO3↓＋2H2O＋CO。 (6)“六查”是否符合三个守恒 ①质量守恒：如Na＋H2O===Na＋＋OH－＋H2↑是错误的，原因是反应前后氢原子的数目不等。 ②电荷守恒：如Fe3＋＋Cu===Fe2＋＋Cu2＋。是错误的，原因是电荷不守恒。 ③得失电子守恒：氧化还原反应型的离子方程式要符合得失电子守恒。如将氯化亚铁溶液和稀硝酸混合发生反应的离子方程式写成Fe2＋＋4H＋＋NO===Fe3＋＋2H2O＋NO↑是错误的，原因是氧化剂得到电子总数和还原剂失去电子总数不相等。 (7)查看是否忽略隐含的反应 如将少量SO2通入漂白粉溶液中发生反应的离子方程式写成Ca2＋＋2ClO－＋SO2＋H2O===CaSO3↓＋2HClO是错误的，原因是忽略了HClO可以将亚硫酸盐氧化。 3．判断离子能否大量共存的要点 判断多种离子能否大量共存于同一溶液中，归纳起来就是：一色、二性、三特殊、四反应。 (1)一色——溶液颜色 几种常见离子的颜色： 离子 Cu2＋ Fe3＋ Fe2＋ MnO 溶液颜色 蓝色 棕黄色 浅绿色 紫红色 (2)二性——溶液的酸碱性 ①在强酸性溶液中，OH－及弱酸根阴离子(如CO、SO、S2－、CH3COO－等)不能大量存在。 ②在强碱性溶液中，H＋及弱碱阳离子(如NH、Al3＋、Fe3＋等)不能大量存在。 (3)三特殊——三种特殊情况： ①AlO与HCO不能大量共存：AlO＋HCO＋H2O===Al(OH)3↓＋CO。 ②“NO＋H＋”组合具有强氧化性，能与S2－、Fe2＋、I－、SO等还原性的离子发生氧化还原反应而不能大量共存。 ③NH与CH3COO－、CO，Mg2＋与HCO等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的水解程度仍很小，它们在溶液中仍能大量共存。 (4)四反应——四种反应类型 四反应是指离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量共存。 ①复分解反应：如Ba2＋与SO，NH与OH－，H＋与CH3COO－等。 ②氧化还原反应：如Fe3＋与I－、S2－，NO(H＋)与Fe2＋等。 ③相互促进的水解反应：如Al3＋与CO、HCO或AlO等。 ④络合反应：如Fe3＋与SCN－等。 4．与量有关的离子方程式的书写方法 (1)分步书写法：如向AlCl3溶液中加入过量NaOH溶液，可按照反应顺序分别写出两步反应：Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓，Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O，相加可得：Al3＋＋4OH－===AlO＋2H2O。 (2)假设定序法：如Cl2与FeBr2溶液反应。在不明确离子反应的先后顺序时，可假设Cl2先与Br－反应，则生成的溴单质还要氧化Fe2＋生成Fe3＋，这样即可确定Cl2先与Fe2＋反应，后与Br－反应，然后再根据量的关系书写即可。 (3)“少定多变”法：如Ca(OH)2溶液与NaHCO3溶液反应，若NaHCO3溶液少量，则按1 mol HCO参加反应着手书写，其他离子根据需要来确定，即HCO＋OH－＋Ca2＋===CaCO3↓＋H2O。 ①“定”量少的反应物，其离子的化学计量数按化学式确定，即取1 mol。 ②“变”过量的反应物，其离子的化学计量数根据反应实际需要量来确定，不受化学式中比例的制约，是可变的。 对与用量有关的离子反应，若能按其成因进行归类梳理，就不仅可以知其然，而且还可以知其所以然。如离子配比型反应，较为多见的问题实际上是Ca2＋(或Ba2＋)、HCO、OH－的几种组合，最后的结果其实只有两种写法的离子方程式。 考点10 弱电解质的电离平衡 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 电离平衡及其影响因素 1. 电离平衡的建立 当弱电解质溶于水，在水分子的作用下，弱电解质分子电离出离子，而电离产生的离子又可以重新结合成分子。弱电解质的电离过程是可逆的，这两种相反的趋势最终将达到电离平衡状态。 2．电离平衡的特征 (1)弱电解质的电离平衡是一种动态平衡，达到平衡时，分子电离成离子和离子结合成分子的过程并没有停止。 (2)弱电解质分子电离成离子速率和离子结合成弱电解质分子速率相等。 (3)溶液中各分子和离子的浓度都保持不变。 (4)外界条件发生变化，电离平衡发生移动。 3．影响电离平衡的因素 (1)弱电解质本身的性质是决定因素。 (2)外因： ①温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度，电离平衡右移，电离程度增大。 ②浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡右移，但电离程度减小；加水稀释，电离平衡右移，电离程度增大。 ③同离子效应：增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可抑制弱电解质的电离，电离平衡左移，电离程度减小。 ④酸碱效应：加入强酸，抑制弱酸的电离，促进弱碱的电离；加入强碱，抑制弱碱的电离，促进弱酸的电离。 ⑤化学反应：若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，电离平衡右移，电离程度增大。 (3)以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，只改变一种条件对CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq)　ΔH＞0的影响，完成下表： 条件改变 平衡移动方向 c(H＋) n(H＋) 电离程度 导电能力 升高温度 向右移动 增大 增大 增大 增强 加H2O 向右移动 减小 增大 增大 减弱 通HCl 向左移动 增大 增大 减小 增强 加少量NaOH(s) 向右移动 减小 减小 增大 增强 加少量CH3COONa (s) 向左移动 减小 减小 减小 增强 加少量CH3COOH 向右移动 增大 增大 减小 增强 知识点2 电离平衡常数和电离度 1．电离平衡常数表达式 弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱的电离平衡常数用Kb表示。如： (1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数 例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝； NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝。 (2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数 多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。例如， H2CO3H＋＋HCO Ka1＝； HCOH＋＋CO Ka2＝。 多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1≫Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。 2．电离平衡常数的影响因素 (1)电离平衡常数只与电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关。 (2)由于电离是吸热的，所以电离平衡常数随着温度的升高而增大。 3．电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸（或弱碱）的相对强弱 电离平衡常数的大小，反映了弱酸、弱碱的相对强弱。K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。 (2)判断盐溶液的酸性（或碱性）强弱 相同条件下，对应酸或碱的电离常数越大，盐的水解程度越小，盐溶液的碱性（或酸性）越弱。 (3)比较酸根离子结合质子(H+)的能力 相同条件下，酸性越弱，对应的酸根离子结合质子(H+)的能力越强。 4．电离度 (1)概念：指在一定条件下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，已电离的分子数占总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分数。 即：电离度α＝×100% (2)影响因素 ①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。 ②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。 5．电离度(α)与电离平衡常数(Ka、Kb)之间的关系 ①一元弱酸(以CH3COOH为例) 设常温下，浓度为c mol·L－1的醋酸的电离度为α 　　　　　　　CH3COOHCH3COO－＋H＋ 起始(mol·L－1) c 0 0 转化(mol·L－1) c·α c·α c·α 平衡(mol·L－1) c－cα≈c c·α c·α Ka＝＝cα2、α＝，c(H＋)＝cα＝。 ②一元弱碱(如NH3·H2O，电离常数为Kb) 同理可得：Kb＝cα2，c(OH－)＝cα＝。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．影响电离平衡的因素易混易错点 (1)电离吸热，升高温度，电离平衡一定正向移动，电离程度增大。 (2)弱电解质的电离程度、溶液的导电能力与电离平衡的移动没有必然的关系。 (3)弱电解质溶液加水稀释时，要注意离子浓度与离子物质的量的变化。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀释，c(CH3COOH)、c(H＋)、c(CH3COO－)均减小，但稀释促进电离，所以n(CH3COOH)减小，n(H＋)、n(CH3COO－)增大。 (4)电离平衡也属于化学平衡，可用勒夏特列原理分析弱电解质的电离平衡。 (5)注意加水稀释和加入冰醋酸都会使平衡正向移动，但是电离度却是相反的。 2．电离平衡常数的应用举例 比较 举例 判断弱酸(或弱碱)酸性(或碱性)的相对强弱 Ka(HF)>Ka(HClO)，同浓度时的酸性：HF>HClO 判断酸与盐能否反应(强酸制弱酸) Ka1(H2CO3)>Ka(HClO)，Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO 判断溶液中粒子浓度比值的变化 向NH4Cl溶液中加水稀释时，的变化：分子、分母同乘以c(OH－)，可得，该比值只与温度有关，则温度不变，比值不变 判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱 K(HF)>K(CH3COOH)，盐所对应的酸(或碱)越弱，盐水解的程度越大，盐的碱(或酸)性越强，同浓度时的碱性：NaF<CH3COONa 判断酸式盐电离程度和水解程度的相对大小 如H2CO3的Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，由于Ka2<，则NaHCO3水解程度大于其电离程度 3．强酸与弱酸的比较方法 (1)相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 　比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱 的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 (2)相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 　比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱 的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 一元弱酸 大 多 考点11 水的电离和溶液的酸碱性 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 水的电离 1．水的电离 水是一种极弱的电解质，存在微弱的电离。 电离方程式：H2O+H2OH3O++OH-，简写为：H2OH++OH-。 2．水的离子积常数KW (1)水的离子积常数表达式为KW= [H+]·[OH-]。 ①常温时，Kw＝1.0×10－14，不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质溶液。 ②不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。 (2)KW及影响因素： a．水的电离是中和反应的可逆过程，故温度升高，KW增大。 b．水的离子积常数只受温度的影响，与c(H+)、c(OH-)的变化无关。 (3) Kw曲线分析 如图所示，两条曲线表示两个不同温度下，水溶液中c(H＋)与 c(OH－)的关系。 ①由于水的电离是吸热过程，升高温度促进水电离，水的离子积常数增大，所以T＞25 ℃。 ②两条曲线上任意点均有Kw＝c(H＋)·c(OH－)。 ③a点和c点溶液：c(H＋)＝c(OH－)，呈中性。 ④b点溶液：c(H＋)＞c(OH－)，呈酸性。 ⑤d点溶液：c(OH－)＞c(H＋)，呈碱性。 ⑥升高温度不能使a点(中性)变为d点(碱性)。 3．影响水的电离平衡的因素 (1)电离是吸热过程，故温度升高，会促进水的电离，水的电离程度增大，KW增大，水仍呈中性。 (2)外加酸，c(H＋)增大，抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。 (3)外加碱，c(OH－)增大，抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。 (4)加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向右移动，水的电离程度增大。 (5)加入弱碱离子（如Al3+、Fe2+、NH4+、Cu2+、Ag+等），弱碱离子与水电离出的OH-结合，水的电离平衡向右移动，c(H+)增大，溶液呈酸性。 (6)加入弱酸根离子（如CO32-、HCO3-、CH3COO-等），弱酸根离子与水电离出的H+结合，水的电离平衡向右移动，c(OH-)增大，溶液呈碱性。 知识点2 溶液的酸碱性 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相对大小。 溶液的酸碱性 2．溶液的pH (1)溶液的 pH常用氢离子浓度的对数的负值来表示，表示为 pH=-lg[H+]。 (2)溶液的pH、c(H＋)及酸碱性的关系(25 ℃)： pH大小能反映出溶液中c(H+)大小，即能表示溶液的酸碱性强弱。 (3)pH的适用范围：1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1，即0≤pH≤14。 3．pH的测量 (1)酸碱指示剂 酸碱指示剂是一些分子结构复杂的有机弱酸或弱碱，根据溶液显示的颜色可以初步判断出溶液的酸碱性。常见的酸碱指示剂有甲基橙、甲基红、石蕊、酚酞等。 (2)pH试纸 ①广范pH 试纸：可以测定1～14范围内溶液的pH，可判别的差值约为1个pH单位。 ②精密pH试纸：可测定的pH范围较窄， 可以判别的差值约为0.2或0.3个pH单位。 (3)pH计：也称酸度计，能更准确地测量溶液的pH，可精确到0.01个pH单位。 3．溶液pH的计算 (1)单一溶液的pH计算 ①c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃) c(H＋)＝nc mol·L－1；pH＝－lg nc ②c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (25 ℃) c(OH－)＝nc mol·L－1；c(H＋)＝＝ mol·L－1；pH＝14＋lg nc。 (2)混合溶液pH的计算方法 ①强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略) c混(H＋)＝，然后再求pH。 ②强碱与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) 先计算c混(OH－)＝，再求c混(H＋)＝，最后求pH。 ③强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) a．恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)。 b．酸过量： 先求c余(H＋)＝，再求pH。 c．碱过量： 先求c余(OH－)＝，再求c(H＋)＝，最后求pH。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．水电离c(H＋)水或c(OH－)水的关键的计算和分析方法 理清溶液中的H＋或OH－的来源是正确计算水电离c(H＋)水或c(OH－)水的关键 (1)溶质为酸的溶液 H＋来源于酸的电离和水的电离，而OH－只来源于水的电离：c(H＋)水＝c(OH－)溶液＝ (2)溶质为碱的溶液 H＋全部来源于水的电离，OH－来源于碱的电离和水的电离：c(OH－)水＝c(H＋)溶液＝。 (3)水解呈酸性的盐溶液 H＋或OH－全部来源于水的电离c(H＋)水＝c(OH－)水＝c(H＋)溶液。 (4)水解呈碱性的盐溶液 H＋或OH－全部来源于水的电离：c(OH－)水＝c(H＋)水＝c(OH－)溶液。 2．水的电离平衡曲线的意义 (1)同一曲线上任意点的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。 (2)同一曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。 (3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定要改变温度。 3．测量溶液pH时的注意事项 (1)不能用湿润的玻璃棒蘸取待测液，也不能将pH试纸先用水润湿，否则会将溶液稀释，可能导致所测定的pH不准确，使酸性溶液的pH变大，碱性溶液的pH变小，但中性溶液不受影响。 (2)有强氧化性和有颜色的物质，不能用pH试纸测定其pH，如新制氯水、NaClO、漂白粉溶液、双氧水、高锰酸钾溶液、氯化铁溶液、硫酸铜溶液等。 (3)pH试纸不能测c(H＋)>1 mol·L－1或c(OH－)>1 mol·L－1的溶液的pH。 4．计算溶液pH计算的方法 5．溶液稀释时pH的变化图像 (1)相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸 加水稀释至相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多 (2)相同体积、相同pH的盐酸和醋酸 加水稀释至相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释至相同的pH，醋酸加入的水多 考点12 酸碱中和滴定 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 酸碱中和滴定 1．酸碱中和滴定原理 (1)酸碱滴定原理 首先准确量取待测溶液的体积，然后用标准溶液进行滴定，当酸和碱恰好完全反应时达到化学计量点。选用合适的酸碱指示剂，根据指示剂颜色的变化判断中和反应的完成，并确定它为滴定终点。 (2)pH突跃范围与指示剂选择 以 0.100 0 mol· L—1 的氢氧化钠溶液滴定 20.00 mL 的 0.100 0 mol· L—1 盐酸为例。 ①起始点：滴定前，溶液的pH 取决于盐酸的浓度， pH为 1.0。 ②计量点：当滴加的氢氧化钠溶液与盐酸的物质的量恰好相同时，达到化学计量点，此时溶液的 pH 等于 7.0。 ③滴定突跃范围：当滴定到盐酸还有 0.02 mL（约半滴）未被中和时，溶液为酸性（ pH = 4.3）；当滴加的氢氧化钠溶液过量 0.02 mL 时，溶液为碱性（ pH = 9.7），溶液的 pH 发生了突变，该pH范围也就是滴定突跃范围。 ④滴定终点：根据滴定突跃范围来选择酸碱指示剂。这里选用酚酞做指示剂，当溶液从无色突变为浅红色时，达到滴定终点。 2．强酸和强碱的中和滴定实验(以氢氧化钠标准溶液滴定未知浓度的盐酸为例) (1)滴定管的使用 ①滴定管是准确测量放出液体体积的仪器，常用规格为50 mL和25 mL， 分度值为0.1 mL，读数可估计到 0.01 mL。 一般用红色手柄滴定管装酸性溶液，用蓝色手柄滴定管装碱性溶液。 ②滴定管的准备： a．检漏：滴定管清洗干净后，注入少量水检查活塞是否漏液。 b．洗涤和润洗：将滴定管用蒸馏水洗涤后，再分次用少量氢氧化钠标准溶液润洗滴定管2～3次，每次润洗液均从下端活塞放出。 c．装液：注入氢氧化钠标准溶液。 d．赶气泡和调节液面：打开活塞放出少量液体，赶尽活塞下端管内气泡使其充满液体，再慢慢调节滴定管内液面在“0”刻度处或“0”以下位置。 ③滴定管的读数：滴定管上一般标有棕色刻度线，读数时正对刻度线，平视观察蓝线粗、细交界点所对的刻度即为准确读数。 (2)溶液的准备：用洗净并经润洗的移液管准确移取20.00 mL（或从另一滴定管内放出）未知浓度的盐酸于150 mL 锥形瓶中，滴加2滴酚酞试液。 (3)滴定的操作：滴定时，一手控制滴定管活塞，另一手用拇指、食指和中指捏住锥形瓶颈部轻轻摇动。 (4)滴定终点的判断 滴定时，要控制好速度，特别是接近终点时滴定速度应减慢。当加入最后半滴氢氧化钠溶液恰好使溶液由无色变成浅粉红色，充分摇动，若在30 s内颜色不褪，即为滴定终点。 (5)计算盐酸的浓度。 3．酸碱中和滴定误差分析 (1)误差分析的基本依据 分析误差要根据计算式分析，根据c(待)＝，c(标)、V(待)均为定值，c(待)的大小取决于V(标)的大小。 (2)分析方法 将所有变化量先归结为标准溶液用量V(标)变化，然后根据公式进行判断。 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有： 步骤 操作 V(标) c(待) 洗涤 酸式滴定管未用标准液润洗 偏大 偏大 碱式滴定管未用待测液润洗 偏小 偏小 锥形瓶用待测液润洗 偏大 偏大 锥形瓶洗净后还有蒸馏水 无影响 无影响 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 偏小 偏小 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定到终点时气泡消失 偏大 偏大 振荡锥形瓶时部分液体溅出 偏小 偏小 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴溶液颜色无变化 偏大 偏大 读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯） 偏小 偏小 滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰） 偏大 偏大 知识点2 滴定法在定量测定中的应用 1．氧化还原滴定法 (1)原理：以氧化剂或还原剂为滴定剂，直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质，或者间接滴定一些本身并没有还原性或氧化性，但能与某些还原剂或氧化剂反应的物质。 (2)试剂 常用于滴定的氧化剂 酸性KMnO4溶液、K2Cr2O7溶液等 常用于滴定的还原剂 亚铁盐、草酸、维生素C等 氧化还原指示剂 ①自身指示剂，如高锰酸钾标准溶液滴定草酸时，滴定终点为溶液由无色变为浅红色 ②专用指示剂，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘变蓝 (3)实例 ①酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液 原理 2MnO＋6H＋＋5H2C2O4===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O 指示剂 酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外选择指示剂 终点判断 当滴入最后半滴酸性KMnO4溶液后，溶液由无色变浅红色，且半分钟内不褪色，说明到达滴定终点 ②Na2S2O3溶液滴定碘液 原理 2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI 指示剂 用淀粉溶液作指示剂 终点判断 当滴入最后半滴Na2S2O3溶液后，溶液的蓝色褪去，且半分钟内不恢复原色，说明到达滴定终点 2．沉淀滴定法 (1)含义：沉淀滴定法是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法。生成沉淀的反应很多，但符合条件的却很少，实际上应用最多的是银量法，即利用Ag＋与卤素离子的反应来测定Cl－、Br－、I－的浓度。 (2)原理：沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂，滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度小，否则不能用这种指示剂。如用AgNO3溶液滴定溶液中的Cl－的含量时常以含CrO的溶液为指示剂，这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．中和滴定实验易混易错点 (1)滴定管的“0”刻度位于上方，最大刻度位于滴定管下部，最大刻度下部没有刻度，因此实际盛装溶液的体积大于最大刻度所标注的体积。 (2)滴定管的最小刻度为0.1mL，精确度为0.01mL。 (3)锥形瓶只能用蒸馏水洗净，不可用待测液润洗。 (4)滴定管使用时的操作要依照查漏—水洗—润洗—装液—调节液面、赶气泡—读数的顺序进行。 (5)强酸与强碱相互滴定时，选甲基橙或酚酞都可以，但不能选石蕊试液(遇酸、碱颜色变化不明显)。一般原则是酸滴定碱，选甲基橙；碱滴定酸，选酚酞。 (6)在酸碱中和滴定前的准备工作中，滴定管用蒸馏水洗净后，还要用标准液润洗2～3次，其原因是标准液的浓度已知，若滴定管未用标准液润洗，滴定管内壁附着的水会使标准液实际浓度减小，消耗标准液体积增大，待测液浓度偏大。 (7)在滴定前，锥形瓶用蒸馏水洗净后，不能用待测液润洗。因为若用待测液润洗锥形瓶，会使量取的待测液的实际体积增大，消耗标准液的体积增大，使测定结果偏大。 (8)滴定管正确的读数方法是视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。 2．抓住“五点”破解中和滴定图像 室温下，向20 mL 0.1 mol·L－1HA溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液pH的变化如图所示： 起始点A：0.1 mol·L－1HA溶液的pH>1，故HA为弱酸。 半反应点B：溶质为NaA和HA，且=1，pH<7，故溶液中c(A-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)。 中性点C：溶质为NaA和HA（稍过量），pH=7，故溶液中c(A-)=c(Na+)>c(H+)=c(OH-)。 反应终点D：溶质为NaA，pH>7，故溶液中c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)。 过量点E：溶质为NaA和NaOH，pH>7，故溶液中c(Na+)> c(OH-)>c(A-)>c(H+)。 利用中和滴定曲线分析离子浓度思路，三看： 一看谁滴定谁，二看坐标，三看特殊点(起点、恰好反应点和中性点)。 考点13 盐类的水解 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 盐类水解的原理 1．盐类水解的原理 (1)盐类水解的实质：在溶液中盐电离出来的弱碱的阳离子或弱酸的阴离子结合水电离出的OH－或H＋生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显示不同的酸性、碱性或中性。 (2)盐类水解的特点 ①与酸碱中和反应互为可逆反应，是吸热反应。 ②一般情况下，盐类水解程度极其微弱。 ③符合化学平衡移动的原理。 2．盐类水解反应的离子方程式 (1)盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解反应的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”。如： CH3COOH：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。 NH4Cl：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。 (2)多元弱酸根离子的水解分步进行，以第一步为主。如： Na2CO3：CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 (3)有些金属离子也是分步水解的，但这类离子的水解反应一般比较复杂，通常以总反应表示。 如FeCl3：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。 3．盐类水解的规律 (1)有弱才水解——必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解。 (2)无弱不水解——强酸强碱盐不发生水解。 常见不水解的离子： ①强酸阴离子：Cl－、SO、NO、Br－、I－、ClO； ②强碱阳离子：K＋、Na＋、Ca2＋、Ba2＋。 (3)谁弱谁水解——发生水解的是弱碱阳离子或弱酸阴离子。 (4)谁强显谁性——组成盐的酸根离子(碱的阳离子)是强酸根离子(强碱的阳离子)，则显酸(碱)性。 (5)都弱都水解——弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度较大，少数可以完全水解。 (6)同强显中性——①强酸强碱盐溶液显中性；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数Kb与盐中的阴离子对应的酸的电离常数Ka相等时，盐溶液呈中性，如CH3COONH4溶液呈中性。 (7)越弱越水解——组成盐的酸根离子对应的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”规律。 电离程度：CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO，水解程度：CH3COO－＜HCO＜CN－＜CO。 知识点2 盐类水解平衡的移动 1．影响盐类水解的外界因素 (1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。 (2)浓度：盐溶液的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越大，水解程度越大。 (3)酸碱效应：向盐溶液中加入H＋，可抑制弱碱离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制弱酸根离子水解。 2．水解常数及应用 (1)盐的水解常数 以CH3COONa为例：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ Kh＝，只与温度有关。 (2)与对应弱酸电离常数的关系 Ka＝ 所以，Kh·Ka＝Kw或Kh＝。 由此可看出，弱酸或弱碱的电离常数越小，其生成的盐水解程度就越大。 (3)Kh与Kw、Ka、Kb之间的关系 ①盐的水解平衡常数与对应的一元弱酸(或弱碱)的电离平衡常数的乘积等于Kw，则Kh＝或Kh＝。 ②二元弱酸H2CO3的电离常数为Ka1、Ka2，则Na2CO3的水解常数Kh为，NaHCO3的水解常数为。 3．利用盐类水解原理解释有关问题 (1)比较相同物质的量浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的碱性强弱。 Na2CO3的水解方程式为CO32-+H2OHCO3-+OH-，NaHCO3的水解方程式为HCO3-+H2OH2CO3+OH-，由于Ka1(H2CO3)> Ka2(H2CO3)，因此CO32-的水解程度大于HCO3-的水解程度，因此Na2CO3溶液的碱性更强。 (2)实验室配制Na2S溶液时，需要抑制S2-水解，采取的措施是将Na2S固体溶解在NaOH溶液中。 (3)泡沫灭火器的外筒是铁皮做的，内筒为塑料（或玻璃），Al2(SO4)3溶液应放在内筒， NaHCO3溶液应放在外筒，因为Al3+水解呈酸性，会腐蚀铁。 (4)废旧钢铁在焊接前，先用饱和Na2CO3溶液处理焊点，原理是Na2CO3水解的离子方程式为：CO32-+H2OHCO3-+OH-。在碱性条件下，油脂发生水解，起到去污的作用。 (5)铵态氮肥不宜与含碳酸钾的草木灰混合使用，原因是K2CO3水解显碱性，NH4+水解呈酸性，两者发生反应，导致铵态氮肥肥效减弱。 4．盐类水解在生产、生活中的应用 (1)盐类作净水剂 铝盐、铁盐等盐类水解生成胶体，有较强的吸附性，常用作净水剂。 (2)某些活泼金属与强酸弱碱盐反应 Mg加入NH4Cl、CuCl2、FeCl3等溶液中产生氢气。 原理：以NH4Cl为例，NH4+水解产生H+，NH4++H2ONH3·H2O+H+，加入金属Mg，Mg+2H+=== Mg2++H2↑，c(H+)减小，使水解平衡正向移动，总反应式为：2NH4Cl+Mg=== 2NH3↑+MgCl2+H2↑。 (3)热碱水去油污 纯碱水解的离子方程式为：CO32-+H2OHCO3-+OH-。在碱性条件下，油脂发生水解，起到去污的作用，加热能促进CO32-的水解，溶液碱性增强，去污能力增强。 (4)盐溶液的配制和保存 配制、保存SnCl2或FeCl3等易水解的盐溶液时，加入少量盐酸，目的是抑制Sn2+或Fe3+的水解。 (5)制备Fe(OH)3胶体 向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，并加热至沸腾，从而制备Fe(OH)3胶体，反应方程式为Fe3++3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+。 (6)碱性溶液的贮存 碱性溶液会腐蚀磨口玻璃塞，不能使用玻璃塞，要使用橡皮塞。 如Na2CO3、Na2SiO3、KF等的溶液，水解呈较强的碱性，OH-与玻璃中的SiO2反应：SiO2+2OH-===SiO32-+H2O，使玻璃发生缓慢的腐蚀作用，磨口玻璃塞由于接触面积大，腐蚀速率较快。 (7)除杂 ①采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。例如，不纯的KNO3溶液中常含有杂质Fe3+，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3+。 ②向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO以除去FeCl3。 Fe3+水解：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+，MgO与H+反应，水解平衡正向移动，生成Fe(OH)3沉淀。 (8)判断溶液中离子能否共存 两种不同性质的离子在水溶液中，会发生双水解，使水解程度增大。 如Al3+、Fe3+等在水溶液中水解呈酸性，CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等离子在水溶液中呈碱性。两种离子发生互相促进水解，使水解程度显著增大，最终生成对应的弱碱和弱酸，因此不能大量共存。 用NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液作泡沫灭火剂就是依据此原理。 知识点3 溶液中的粒子浓度关系 1．溶液中的守恒规律 (1)电荷守恒：电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。 如Na2CO3溶液中存在着Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，它们存之间的守恒关系为： c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－) (2)物料守恒：电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但原子总数是守恒的。 如Na2CO3溶液中CO能水解，故碳元素以CO、HCO、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系式为： c(Na＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3) (3)质子守恒：质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH＋＋OH－得到的，水电离产生的H＋和OH－的物质的量总是相等的，无论在溶液中由水电离出的H＋和OH－以什么形式存在。 如在Na2CO3溶液中 因此质子守恒关系式为：c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(H＋)。 一般质子守恒由电荷守恒、物料守恒整合得来。 2．弱酸溶液中粒子浓度的大小比较 (1)不同溶液中同一离子浓度的大小比较 相同物质的量浓度的a.NH4Cl溶液，b.CH3COONH4溶液，c.NH4HSO4溶液，c中H＋对NH水解有抑制作用，b中CH3COO－的水解对NH水解有促进作用，所以三种溶液中c(NH)由大到小的顺序是c>a>b。 (2)弱酸溶液中离子浓度的大小比较 ①CH3COOH溶液微粒浓度由大到小的顺序(H2O除外)是c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。 ②碳酸溶液中粒子浓度由大到小的顺序(水分子和CO2分子除外)是c(H2CO3)>c(H＋)> c(HCO) > c(CO) > c(OH－)。 (3)单一溶液中离子浓度大小的比较 ①NH4Cl溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－)。 ②CH3COONa溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(CH3COO-)>c(OH－)>c(H＋)。 (4)混合溶液中离子浓度大小的比较 ①物质的量浓度相同的CH3COOH溶液、CH3COONa溶液等体积混合 离子浓度由大到小的顺序是c(CH3COO－) > c(Na＋)>c(H＋) >c(OH－)。 ②物质的量浓度相同的NH4Cl溶液、氨水等体积混合 离子浓度由大到小的顺序是c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。 3．混合溶液中粒子浓度的关系判断 (1)浓度均为0.1 mol·L－1的NaHCO3和Na2CO3混合溶液 ①电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(CO)＋c(HCO)。 ②物料守恒：2c(Na＋)＝3c(CO)＋3c(HCO)＋3c(H2CO3)。 ③离子浓度由大到小的顺序：c(Na＋)＞c(HCO)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(H＋)。 (2)常温下，NaOH和CH3COOH等浓度按1∶2体积比混合后pH＜7 ①溶液中粒子浓度的大小关系：c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(CH3COOH)>c(H＋)>c(OH－) (水分子除外)。 ②电荷守恒：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)。 ③物料守恒：2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)。 (3)①物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合，溶液中粒子(水分子除外)浓度由大到小的顺序为c(Na＋)＝c(Cl－)>c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH)>c(H＋)。 ②0.1 mol·L－1 CH3COONa与0.1 mol·L－1盐酸等体积混合，溶液中粒子(水分子除外)浓度由大到小的顺序为c(Na＋)＝c(Cl－)>c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。 (4)25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4、④(NH4)2SO4、⑤(NH4)2Fe(SO4)2，c(NH)由大到小的顺序为⑤>④>③>①>②。 (5)比较下列几组溶液中指定离子浓度的大小。 a．浓度均为0.1 mol·L－1的①H2S、②NaHS、③Na2S、④H2S和NaHS混合液，溶液pH从大到小的顺序是③>②>④>①。 b．相同浓度的下列溶液中：①CH3COONH4、②CH3COONa、③CH3COOH，c(CH3COO－)由大到小的顺序是②>①>③。 c．c(NH)相等的①(NH4)2SO4溶液、②NH4HSO4溶液、③(NH4)2CO3溶液、④NH4Cl溶液，其物质的量浓度由大到小的顺序为④>②>③>①。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．盐类水解方程式的书写方法 (1)盐的电离方程式和水解方程式的区别 要将盐的电离方程式与盐类水解的离子方程式区别开来。 如HCO3-+H2OCO32-+H3O+是HCO3-的电离方程式，而HCO3-+H2OH2CO3+OH-是HCO3-水解的离子方程式。 (2)弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进。 ①NH与S2－、HCO、CO、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度较小，书写时仍用“”表示。如：NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。 ②Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、AlO，Fe3＋与CO、HCO等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀，书写时用“===”表示。如泡沫灭火器原理：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 2．酸式酸根离子电离与水解程度的相对大小分析思路 3．加热蒸发盐溶液时所得固体的判断方法 (1)热稳定性好的盐的溶液，加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl溶液、Na2CO3溶液。 (2)阳离子能水解，但生成的酸不挥发，加热蒸干，析出该盐的晶体，如Al2(SO4)3溶液。 (3)阳离子能水解，但水解后生成的酸（如HCl、HNO3）有挥发性，加热时，水解程度增大，酸挥发，析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物。如AlCl3溶液和FeCl3溶液加热时，水解程度增大，HCl挥发，分别生成Al(OH)3沉淀和Fe(OH)3沉淀，继续加热蒸干，Al(OH)3和Fe(OH)3受热分解，得到Al2O3和Fe2O3。 (4)盐在较低温度下受热能分解，则加热蒸干其溶液时，盐会分解，如NaHCO3、Ca(HCO3)2加热时会发生分解：2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O、Ca(HCO3)2CaCO3+CO2↑+H2O。 (5)具有较强还原性的盐，加热时被氧气氧化，生成气体物质，如Na2SO3被氧化成Na2SO4：2Na2SO3+O22Na2SO4。 4．比较溶液中微粒浓度大小的基本思路 考点14 沉淀溶解平衡 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 沉淀溶解平衡 1．沉淀溶解平衡 (1)沉淀溶解平衡的概念：在一定的温度下，当沉淀和溶解两个过程的速率相等时建立平衡，称为难溶电解质的沉淀溶解平衡。 (2)沉淀溶解平衡的特征 ①动态平衡：v溶解＝v沉淀≠0。 ②达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变。 ③当改变外界条件时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。 2．沉淀溶解平衡的影响因素 (1)内因：溶质本身的性质。绝对不溶的物质是没有的；同是微溶物质，溶解度差别也很大；易溶溶质只要是饱和溶液也存在沉淀溶解平衡。 (2)外因：温度、浓度、相同离子等，其影响符合“勒夏特列原理”。 ①温度：温度升高，多数沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。 ②浓度：加水稀释，浓度减小，平衡向溶解的方向移动。 ③同离子效应：加入与难溶电解质构成微粒相同的物质，平衡向生成沉淀的方向移动。 ④化学反应：加入与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，平衡向溶解的方向移动。 (3)实例分析：以AgCl(s)⇌Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH>0为例。 外界条件 移动方向 平衡后c(Ag＋) 平衡后c(Cl－) Ksp 升高温度 正向 增大 增大 增大 加水稀释 正向 不变 不变 不变 加入少量AgNO3 逆向 增大 减小 不变 通入HCl 逆向 减小 增大 不变 通入H2S 正向 减小 增大 不变 知识点2 溶度积常数及应用 1．溶度积常数 (1)对于一般的难溶电解质AmBn的沉淀溶解平衡：AmBn(s)  mAn+ + nBm- Ksp = [An+]m×[Bm-]n (2)意义： ①Ksp的大小反映了难溶电解质溶解能力的大小，也反映了难溶电解质生成沉淀的难易程度。 ②对于同类型的难溶电解质（如AgCl、AgBr、AgI）而言，Ksp 越小，其在水中的溶解程度越小。 (3)影响因素：Ksp的大小不受离子浓度的影响，但随温度的改变而改变。 2．溶度积规则 在一定的温度下，通过比较Ksp与难溶强电解质离子浓度幂的乘积Q的相对大小，可以判断沉淀的生成和溶解。 (1)Q>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。 (2)Q＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。 (3)Q<Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。 3．有关溶度积(Ksp)的计算 (1)已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如Ksp＝a的饱和AgCl溶液中c(Ag＋)＝ mol·L－1。 (2)已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度，如某温度下AgCl的Ksp＝a，在0.1 mol·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝10a mol·L－1。 (3)计算反应的平衡常数，如对于反应Cu2＋(aq)＋MnS(s)CuS(s)＋Mn2＋(aq) Ksp(MnS)＝c(Mn2＋)·c(S2－)，Ksp(CuS)＝c(Cu2＋)·c(S2－)，而平衡常数K＝＝。 知识点3 沉淀溶解平衡的应用 1．沉淀的生成 (1)根据沉淀溶解平衡原理，如果加入与溶液中相同的离子，使Q<Ksp，平衡向生成沉淀方向移动，就可以生成沉淀。 (2)生成沉淀的方法 ①调节pH法： 如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入氨水调节pH，使Q[Fe(OH)3]＞Ksp[Fe(OH)3]可使Fe3＋转变为Fe(OH)3沉淀而除去。反应如下：Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH。 ②加沉淀剂法： 如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子，如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，生成沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法。 a．通入H2S除去Cu2＋的离子方程式：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋。 b．加入Na2S除去Hg2＋的离子方程式：Hg2＋＋S2－===HgS↓。 ③同离子效应法： 增大沉淀溶解平衡体系中某种离子的浓度，使平衡向生成沉淀的方向移动，如向AgCl的饱和溶液中加入饱和食盐水可继续生成AgCl沉淀。 (4)氧化还原法： 改变离子的存在形式，促使其转化为溶解度更小的难溶电解质，便于分离出来，例如通过氧化还原反应将Fe2＋氧化为Fe3＋，从而生成更难溶的Fe(OH)3沉淀。 (3)沉淀生成的应用 ①分离离子：同一类型的难溶电解质，如AgCl、AgBr、AgI，溶度积小的物质先析出，溶度积大的物质后析出。 ②控制溶液的pH来分离物质，如除去CuCl2中的FeCl3就可向溶液中加入CuO或Cu(OH)2等物质，将Fe3＋转化为Fe(OH)3而除去。 2．沉淀的溶解 (1)根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去平衡体系中的相应离子，使Q<Ksp，平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。 (2)沉淀溶解的方法 ①酸溶解法：用强酸溶解的难溶电解质有CaCO3、FeS、Al(OH)3、Ca(OH)2等。 如CaCO3难溶于水，却易溶于盐酸，原因是：CaCO3在水中存在沉淀溶解平衡为CaCO3(s)Ca2＋(aq)＋CO(aq)，当加入盐酸后发生反应：CO＋2H＋===H2O＋CO2↑，c(CO)降低，溶液中CO与Ca2＋的离子积Q(CaCO3)＜Ksp(CaCO3)，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。 ②盐溶液溶解法：Mg(OH)2难溶于水，能溶于盐酸、NH4Cl溶液中。溶于NH4Cl溶液反应的离子方程式为Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O。 ③氧化还原法：有些金属硫化物(如CuS、HgS等)不溶于非氧化性酸，只能溶于氧化性酸，则可通过减小c(S2－)来达到使沉淀溶解的目的，例如：3CuS＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋3S＋2NO↑＋4H2O。 3．沉淀的转化 (1)沉淀的转化是指由一种难溶物转化为另一种难溶物的过程，其实质是沉淀溶解平衡的移动。 (2)沉淀转化的条件 两种沉淀的溶解度不同。一般溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现，两者的溶解度差别越大，转化越容易。 (3)沉淀转化的应用 ①锅炉除水垢(含有CaSO4) CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)，反应的化学方程式为CaSO4＋Na2CO3===CaCO3＋Na2SO4，CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑。 ②自然界中矿物的转化 原生铜的硫化物CuSO4溶液铜蓝(CuS)，反应的化学方程式为CuSO4＋ZnS===CuS＋ZnSO4，CuSO4＋PbSCuS＋PbSO4。 ③工业废水处理 工业废水处理过程中，重金属离子可利用沉淀转化原理用FeS等难溶物转化为HgS、Ag2S、PbS等沉淀。 用FeS除去Hg2＋的离子方程式：FeS(s)＋Hg2＋(aq)HgS(s)＋Fe2＋(aq)。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．Ksp的大小比较易混易错点 (1)沉淀溶解平衡一般是吸热的，温度升高平衡右移，Ksp增大，但Ca(OH)2相反。 (2)对于沉淀溶解平衡AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)，对于相同类型的物质，Ksp的大小反映了难溶电解质在溶液中溶解能力的大小，也反映了该物质在溶液中沉淀的难易。 (3)难溶电解质的电离仅仅是沉淀溶解平衡的后一个过程。 总过程 沉淀溶解平衡(可逆) 分过程 沉淀的溶解(可逆) 电解质的电离(可逆或不可逆) 表示形式 用电离方程式形式表示，须标明状态(s)、(aq)，一律用“”。注意与弱电解质的电离方程式区别开来。如Al(OH)3(s)Al3＋(aq)＋3OH－(aq)(沉淀溶解平衡)，Al(OH)3Al3＋＋3OH－(电离平衡) 4对于同类型物质如AgCl、AgBr、AgI等，可直接用溶度积比较难溶电解质的溶解能力，Ksp越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强。 5对于不同类型的物质，Ksp不能直接作为比较依据，而应通过计算将Ksp转化为饱和溶液中溶质的物质的量浓度确定溶解能力的强弱。 2．沉淀溶解平衡曲线中Q和Ksp的关系 难溶电解质(以BaSO4沉淀曲线为例说明)Q和Ksp间的关系有以下三种可能： 点的变化 a→c 曲线上变化，c(SO)增大，c(Ba2＋)减小 b→c 加入1×10－5 mol/L Na2SO4溶液，c(Ba2＋)变小，c(SO)不变(加水不行) d→c 加入少量BaCl2固体，c(Ba2＋)增大，c(SO)不变(无沉淀生成，忽略溶液的体积变化) c→a 曲线上变化，c(Ba2＋)，增大c(SO)减小 3．沉淀转化的条件分析思路 (1)由难溶的沉淀转化为更难溶的沉淀是比较容易实现的一种转化。 如：在PbI2悬浊液中，加入AgNO3溶液后，PbI2＋2Ag＋2AgI＋Pb2＋，K＝＝＝≫1，所以只要较低物质的量浓度的Ag＋即可消耗I－使PbI2不断溶解最终完全转化为更难溶的AgI沉淀。 (2)由难溶的沉淀转化为更易溶的沉淀是比较难以实现的一种转化，但是当两种沉淀的溶度积相差不大时，就可以发生。 如虽然Ksp(BaSO4)＜Ksp(BaCO3)，但两者差异不大，BaSO4(s)＋CO(aq)BaCO3(s)＋SO(aq)，K＝＝＝＜1，只要加入足量的饱和Na2CO3溶液，使c(CO)·c(Ba2＋)＞Ksp(BaCO3)，沉淀转化正向移动，BaSO4就可以转化为BaCO3。 优题精练·专题实战通关 1．二氧化碳作为一种重要的工业气体，具有多种用途，并在各种生产过程中扮演重要角色。CO2经催化加氢可以生成一些低碳有机物，从而减少CO2排放。 (1)我国科学家使用双功能催化剂催化水煤气变换反应：CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)  ΔH<0，在低温下获得高转化率与高反应速率。反应过程示意图如下。下列说法错误的是______。 A．若起始时的水分子为HDO，则生成的氢气可能有三种分子 B．过程Ⅰ、Ⅱ均为放热过程 C．过程Ⅲ中形成了非极性共价键 D．使用催化剂不改变水煤气变换反应的ΔH (2)减缓全球变暖的方法之一是将CO2回收利用，科学家研究利用回收的CO2制取甲醛，反应的热化学方程式CO2(g)+2H2(g)HCHO(g)+H2O(g)  ΔH。请回答下列问题： ①已知：反应①：HCHO(g)+O2(g)CO2(g)+H2O(g)  ΔH=-480kJ·mol-1 相关化学键的键能数据如表所示： 化学键 O=O H-H O-H 键能/kJ·mol-1 497.3 436 462.8 则ΔH=_______。 ②对于反应①，下列措施既能提高HCHO的平衡转化率又能增大反应速率的是_______。 A．升高温度                         B．使用催化剂 C．缩小容器的容积                    D．增加O2的浓度 ③对于反应①，在某压强下，反应在不同温度、不同投料比时HCHO的平衡转化率如图所示。 则温度T1_______T2(填“>”、“<”或“=”)，图中3点A、B、C对应的平衡常数K的大小关系为_______。(用编号排序) ④一定条件下，将CO2和H2按反应系数比投入恒容密闭容器中制备甲醛，下列能表示反应已经达到平衡状态的是_______。 A．容器内气体密度保持不变                        B．H2O(g)的体积分数保持不变 C．该反应的平衡常数保持不变                        D．混合气体的平均相对分子质量不变 某温度下，将物质的量之比为1：2的CO2和H2的混合气体投入2L的恒容密闭容器中模拟合成HCHO的实验，每隔一定时间测得容器内CO2物质的量如表所示： 时间/min 0 10 20 30 40 50 n(CO2)/mol 0.200 0.178 0.163 0.152 0.148 0.148 ⑤0~10min内，用H2表示的平均反应速率为_________mol·L-1·min-1，该温度下，反应的平衡常数K=_________。(保留2位小数) (3)科学家近年发明了一种新型Zn-CO2水介质电池。电池示意图如下，电极为金属锌和选择性催化材料。放电时，温室气体CO2被转化为储氢物质甲酸等，为解决环境和能源问题提供了一种新途径。 ①放电时，正极的电极反应式为_____________________________。 ②充电时，阳极处的电解质溶液pH_________(填“变大”、“变小”或“不变”)。 【答案】(1)B (2)-1.9kJ·mol-1 D < B=C>A BD 2.2×10-3 0.42 (3) 变小 【详解】（1）A．根据反应过程示意图，若起始时的水分子为HDO，则生成的氢气可能有H2、D2、HD三种分子，说法正确； B．过程Ⅰ中水分子解离为吸附态的 和 ，该过程涉及化学键的断裂，属于吸热过程，说法错误； C．过程Ⅲ中，两个H原子形成一个H2分子，涉及H-H非极性共价键的产生，说法正确； D．催化剂只改变反应途径，不改变始末态物质的能量，因此不变，说法正确； 故答案选B； （2）① 根据盖斯定律，目标反应可由逆反应①与氢气燃烧反应相加得到。氢气燃烧反应 的焓变 ，逆反应①的 ，两者相加得目标反应的 ； ② 反应①为放热反应，升高温度平衡逆向移动，转化率降低，A 错误；使用催化剂不改变平衡转化率，B 错误；该反应前后气体分子数不变，缩小容积压强增大，但平衡不移动，转化率不变，C 错误；增加 的浓度，反应物浓度增大使得反应速率加快，同时平衡正向移动，能提高 的转化率，D 正确。故答案选D； ③ 反应①为放热反应，温度越低，平衡正向移动的程度越大， 的转化率越高，由图可知相同投料比时 的转化率更高，故 ；平衡常数 只与温度有关，对放热反应，温度越低 越大，故 ，B、C 两点温度相同，A 点温度更高，故平衡常数大小关系为 ； ④ 恒容密闭容器中，气体总质量和体积均不变，密度始终不变，不能作为平衡标志，A 错误； 的体积分数保持不变，说明各组分含量不再变化，达到平衡状态，B 正确；平衡常数只与温度有关，恒温下平衡常数始终保持不变，不能作为平衡标志，C 错误；该反应正向是气体分子数减小的反应，气体总质量不变，故平均相对分子质量在反应过程中逐渐增大，当其不变时说明达到平衡状态，D 正确。故答案选BD； ⑤内，，根据化学计量数关系，，则 ；40 min 时反应达到平衡，此时 ，消耗了 ，平衡时各物质的浓度：，，，则该温度下的平衡常数； （3）① 放电时，正极发生还原反应， 得到电子并结合双极隔膜解离出的 生成甲酸，电极反应式为 ； ② 充电时，阳极发生氧化反应，结合图示可知水在阳极失电子生成氧气和氢离子，电极反应式为 ，由于生成了 ，阳极处的电解质溶液 会变小。 2．I．利用超干重整技术，可以得到富含CO和的化工原料气，对碳达峰和碳中和有重要意义，反应如下：。 (1)反应过程中断裂的化学键属于______ A．离子键 B．极性共价键 C．非极性共价键 D．金属键 (2)该反应的熵变______0(填“>”“=”或“<”)，需要在______条件下进行(填“低温”或“高温”)。 (3)的电子式为______；分子中碳原子的杂化方式为______杂化，分子的空间构型是______，1mol中含有______mol键。 (4)已知部分化学键的键能如下： 共价键 C-H H-H C=O 键能() 413 436 745 由此计算断裂1molCO分子中的共价键需要吸收______kJ能量。 II．目前生产钛的方法之一是先将转化为，再进一步还原得到钛。以下是碳氯化法制备：。 (5)对于该反应：增大压强，平衡______移动(填“正向”“不”或“逆向”)；温度升高，平衡转化率______(填“增大”“减小”或“不变”)。 (6)恒温恒容时，下列叙述一定能说明该反应达到平衡状态的是______ A．混合气体的压强保持不变 B． C．混合气体的密度保持不变 D．和CO物质的量相等 (7)在某温度下，该恒容体系已经达到平衡，若向其中加入少量炭，的体积分数将______(填选项)。 A．减小                    B．不变                    C．增大 III．燃料燃烧产生的二氧化碳有多种捕捉方式，在自然界中存在着二氧化碳气体与其他物质的反应过程，而实验室中一般使用碱液来吸收二氧化碳气体。 (8)溶液中各离子浓度关系正确的选项有______ A． B． C． D． (9)向500ml的NaOH溶液中通入一定体积的充分反应，再向所得溶液中逐滴滴加的稀盐酸。测得产生的物质的量随加入盐酸的体积变化如图所示。则下列说法正确的是______ A．整个过程中没有参与化学反应，故保持不变 B．图中的， C．稀盐酸滴加在0→0.2L过程中，发生的离子反应是： D．在A、B、C、D四处的溶液中，能与大量、、、共存的只有1处 (10)向饱和溶液中通入足量的气体，会有晶体析出，写出反应的离子方程式______，反应后溶液中水的电离程度______(填“增大”“不变”或“减小”)。 【答案】(1)B (2) > 高温 (3) sp 直线形 2 (4)1011.3 (5)逆向 减小 (6)AC (7)B (8)D (9)BD (10) 减小 【详解】（1）反应过程中断裂C-H键及C=O键，均属于极性共价键，反应物中无离子键、非极性共价键和金属键； （2）该反应中反应物生成物均为气体，该反应是一个气体物质的量增大的反应，故，根据反应自发条件可知，T越大，越有利于自发； （3）CO2的电子式为，中心原子C原子有2个键，无孤电子对，采取sp杂化，分子空间构型是直线形，根据电子式可知，1mol中含有2 mol键； （4）设CO的键为kJmol-1，反应焓变反应物总键能生成物总键能=，解得； （5） TiO2(s)+2Cl2(g)+2C(s)=TiCl4(g)+2CO(g)为气体体积增大的放热反应，增大压强，平衡逆向移动，温度升高，平衡逆向移动，平衡转化率减小； （6）A．该反应为气体体积增大的反应，恒温恒容时，混合气体的压强保持不变，说明反应已达到平衡状态，A正确； B．由可知，正逆反应速率不相等，说明该反应没有达到平衡状态，B错误； C．该反应有固体参加反应，气体的总质量为变量，在容积不变的密闭容器中混合气体的总体积为定值，根据ρ=m/V可知，混合气体的密度不变，说明反应达到平衡状态，C正确； D．Cl2和CO物质的量相等不能说明Cl2或CO的物质的量不再改变，不能证明达到平衡状态，D错误； （7）炭是固体，加入少量炭不能使平衡正向移动，TiCl4的体积分数将不变； （8）A．在Na2CO3溶液中存在和，可知，A错误； B．根据质子守恒可以推出，B错误； C．根据质量守恒，溶液中，，C错误； D．根据电荷守恒，溶液中存在，D正确； （9）A．滴加盐酸过程中溶液总体积不断增大，即使未参与反应，也会逐渐减小，A错误； B．原中，由图像可知，无生成的阶段（0.6L盐酸）消耗的盐酸体积，是 生成阶段（0.6-b）发生的反应是，当a=0.4 mol时，消耗盐酸体积为0.4L，即b=1.0，B正确； C．0→0.2L的过程中，先发生，0.2L~0.6L才发生，C错误； D．A点溶质为、，与生成沉淀，不能共存；B点溶质为、，与发生反应不能共存；C点溶质为，能与选项中的离子大量共存，D点溶质为、过量，与反应生成水，不能共存，四处中仅C点符合共存要求，实际仅1处可满足共存，D正确。 （10）相同温度下溶解度小于，向饱和通足量析出晶体，离子方程式为；的水解程度远大于，水解程度越大对水的电离促进作用越强，反应后溶质变为，水的电离程度比原溶液更小。 3．利用废钴渣（主要成分为，含和）回收制备和，其工艺流程如图所示。 已知：“萃取”可将金属离子进行富集与分离，原理为 (1)下列说法正确的是________（填字母）。 A．废钴渣粉碎可增大反应速率 B．用浓硫酸可提高“酸浸”时的浸取率 C．实验室过滤时用到的玻璃仪器主要有漏斗、烧杯、玻璃棒 D．“滤渣1”的主要成分为 (2)“氧化”时反应的离子方程式为________________；判断已足量的方法为________________（写出具体操作过程）。 (3)“沉铁”过程通过控制不同的条件可以得到不同的沉淀，所得沉淀与温度、pH的关系如图1所示（图1中阴影部分表示的是黄钠铁矾稳定存在区域）。若控制，“沉铁”的最佳温度范围为________。 (4)“滤渣2”的成分为和。若“滤液1”中，当“滤液2”中时，除钙率为________[忽略沉淀前后溶液体积变化；已知：]。 (5)在“萃取”过程中加入适量氨水，其作用是_____________。 (6)从溶液获得晶体的操作依次是_______、过滤、洗涤、干燥。若煅烧晶体，测得剩余固体质量与温度变化曲线如图2所示，则时中________。 【答案】(1)AC (2) 取少量溶液，加入K3[Fe(CN)6]溶液，若无蓝色沉淀出现，说明已足量 (3)40℃~80℃ (4) (5)消耗氢离子，降低溶液酸性，促使萃取平衡正向移动 (6)蒸发浓缩、冷却结晶 2:3 【分析】废钴渣加入硫酸“酸溶”，氧化钙转化为硫酸钙沉淀、二氧化硅不反应，两者成为滤渣，其它金属元素得到相应盐溶液，过滤滤液加入次氯酸钠氧化亚铁离子为铁离子，加入碳酸钠沉铁得到黄钠铁矾渣，过滤滤液1加入NaF生成MgF2、CaF2沉淀得到滤渣2，过滤滤液2加入萃取剂，分离出含镍离子的有机层和含钴离子的水层，有机层反萃取得硫酸镍溶液，硫酸镍溶液经蒸发浓缩、冷却结晶、过滤、洗涤、干燥得到，水层加入碳酸氢钠沉淀得到； 【详解】（1）A．废钴渣粉碎可增大反应接触面积，从而增大反应速率，A正确； B．浓硫酸中硫酸主要以分子存在，氢离子反而较小，故不用浓硫酸可提高“酸浸”时的浸取率，B错误； C．过滤为分离固液的操作，实验室过滤时用到的玻璃仪器主要有漏斗、烧杯、玻璃棒，C正确； D．由分析，“滤渣1”的主要成分为硫酸钙、二氧化硅，D错误； 故选AC； （2）“氧化”时反应为次氯酸钠氧化亚铁离子生成铁离子，同时生成氯离子，离子方程式为；判断已足量的方法为 亚铁离子和K3[Fe(CN)6]溶液会生成蓝色沉淀，故判断已足量，就是检验是否含有亚铁离子，方法可以为：取少量溶液，加入K3[Fe(CN)6]溶液，若无蓝色沉淀出现，说明已足量； （3）由图，控制，“沉铁”的最佳温度范围为40℃~80℃，此时能得到黄钠铁矾； （4）“滤液2”中时，，此时，则除钙率为； （5）已知：“萃取”可将金属离子进行富集与分离，原理为，则“萃取”过程中加入适量氨水，其作用是消耗氢离子，降低溶液酸性，促使萃取平衡正向移动； （6）结合分析，从溶液获得晶体的操作依次是蒸发浓缩、冷却结晶、过滤、洗涤、干燥。26.3g为0.1mol，首先失去结晶水得到0.1mol为15.5g，时，8.3g镍氧化物中镍为0.1mol×59g/mol=5.9g，则含氧，则时中0.1:0.15=2:3。 4．（25-26高三上·上海·期中）柠檬酸(俗称枸橼酸，用表示)是一种有机弱酸，易溶于水，熔点为153℃，可作酸度调节剂、防腐剂等。其结构简式如图所示： (1)关于柠檬酸分子说法正确的是___________。 A．分子中碳原子为杂化 B．分子中含有3个键 C．分子中含有13个键 D．不能形成分子内氢键 (2)证明柠檬酸为共价化合物而非离子化合物的实验方法为___________。 (3)现需柠檬酸溶液作酸度调节剂，配溶液时所需仪器有容量瓶、烧杯、玻璃棒、电子天平、___________。需称量柠檬酸质量为___________g。 (4)配制上述溶液时，导致实验结果偏大的情况是___________。 A．柠檬酸已潮解(吸收水蒸气) B．转移时未进行洗涤操作 C．定容时俯视容量瓶刻度线 D．容量瓶未干燥直接使用 25℃时，用调节溶液的，溶液中各种微粒的分布系数与的关系如图所示[比如的分布系]。 (5)下列叙述错误的是___________。 A．曲线Ⅰ代表，曲线Ⅳ代表 B．当时，溶液的 C．25℃时，反应的 D．25℃时，溶液加水稀释过程中，减小 (6)某浓度均为的和的混合液中 ①___________ A．小于     B．等于     C．大于     D．无法确定 ②___________。 【答案】(1)B (2)将柠檬酸隔绝空气条件下加热到153℃使其完全融化，测量其能否导电 (3)胶头滴管 1.92 (4)C (5)A (6)C 0.300 【详解】（1）A．分子中碳原子形成四个共价单键的为杂化，羧基中的碳原子为杂化，A错误； B．共价双键中含有1个键和1个键，该分子中含有3个碳氧双键，则分子中含有3个键，B正确； C．共价单键是键，共价双键中含有1个键和1个键，则分子中含有20个键，C错误； D．醇羟基中的氢原子和碳氧双键中的氧原子之间可形成分子内氢键，D错误； 故答案选AB。 （2）共价化合物在熔融状态下不导电，离子化合物在熔融状态下导电，因此可将其完全融化测量其能否导电；操作为：将柠檬酸隔绝空气条件下加热到153℃使其完全融化，测量其能否导电； （3）现需柠檬酸溶液作酸度调节剂，所需仪器有胶体滴管、烧杯、玻璃棒、容量瓶、电子天平，需柠檬酸质量为； （4）A．柠檬酸已潮解(吸收水蒸气)则导致溶质的物质的量偏小，所配溶液浓度偏小，A不合题意； B．转移时未进行洗涤操作则导致溶质的物质的量偏小，所配溶液浓度偏小，B不合题意； C．定容时俯视容量瓶刻度线则导致溶液体积偏小，所配溶液浓度偏大，C符合题意； D．容量瓶未干燥直接使用对实验结果无影响，D不合题意； 故答案为C。 （5）A．为有机三元弱酸，与氢氧化钠溶液反应时，随着增大，逐渐失去，含量减少，含量先增多后减少，含量先较少后增多再减少，含量增多，则曲线Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ分别代表、、、的分布系数，A错误； B．由图可知，溶液中、的浓度相等时，溶液pH为3.1，则电离常数，同理可知，、，当时，，因此，，B正确； C．由方程式可知，反应的平衡常数，C正确； D．25℃时，溶液中存在：水解，电离，， 溶液显酸性，加水稀释过程中，减小，增大，减小，D正确； 故答案选A。 （6）①的水解程度（）小于其电离程度（），的电离程度（）大于其水解程度（），则的电离程度（）大于的电离程度（），且电离生成，故，选C；②在混合溶液中有电荷守恒，，因此 5．（25-26高三上·上海·阶段检测）科学家利用多聚物捕获转化成甲醇的过程中涉及以下反应： ①   ②   (1)反应①，则下列温度下反应①可自发进行的是___________。 A．240 K B．270 K C．300 K D．330 K (2)已知：  。根据信息计算反应的焓变___________。 (3)恒容密闭容器中，充入CO与过量，能说明反应达到平衡状态的是___________。 A． B．物质总质量保持不变 C．气体密度保持不变 D．气体平均摩尔质量保持不变 在一定条件下，将0.1 mol 和0.3 mol 2L恒容密闭容器中发生反应： (4)下列措施可以增加反应物分子中活化分子百分数的是___________。 A．缩小容器体积 B．增加浓度 C．升高温度 D．移去生成物甲醇 已知：甲醇选择性[]       (5)反应30 min，达到平衡，加压液化，收集到1.6 mL甲醇液体，此时甲醇的选择性为79%，则0-30 min内，氢气的反应速率为___________。(保留2位有效数字) (6)此时，甲醇和水均为液态，若只发生①、②两个反应，计算此时反应①的平衡常数K=___________。(保留2位有效数字) (7)恒压容器内，以、(x代表物质的量分数)进料，反应达平衡时二氧化碳的转化率与温度的结果如图中曲线b所示。若保持压强不变，以、、进料，则平衡时二氧化碳的转化率与温度的结果是曲线___________。 A．a        B．c 判断的依据是___________。 【答案】(1)AB (2)-128 (3)CD (4)C (5)0.0022 (6) (7)a 恒压下加入惰性气体，相当于减小体系的分压，平衡逆向移动，转化率降低 【详解】（1）由题，反应①，，要使反应自发进行，则要小于0，即，得，故答案选：AB； （2）令反应③  ，则根据盖斯定律①-②+③可得目标反应，因此，故答案为：-128； （3）A．CO与的反应速率之比为1:2，因此要满足时反应才达到平衡状态，A不符合题意； B．反应中要遵循质量守恒，因此物质总质量一直保持不变，不能用来判断是否平衡，B不符合题意； C．密度，反应中生成了液态物质，气体的总质量会变，恒容容器，容器体积不变，因此密度是变量，气体密度保持不变则说明达到平衡，C符合题意； D．反应生成液体，气体的摩尔质量为变量，所以当气体摩尔质量不变时，能说明反应达到平衡状态，D符合题意； 故答案选CD； （4）A．缩小容器的体积，单位体积内活化分子数增加，但活化分子百分数不变，A不符合题意； B．增加浓度，单位体积内活化分子数增加，但活化分子百分数不变，B不符合题意； C．升高温度，分子能量增加，使部分普通分子吸收能量后变为活化分子，活化分子百分数增加，C符合题意； D．移去生成物甲醇，平衡平衡正向移动，但活化分子百分数不变，D不符合题意； 故答案选C； （5）由已知，，因此，又此时甲醇的选择性为79%，则消耗的为，生成CO消耗的为0.0105mol，可列三段式为： ，，则氢气总转化量为，，故答案为：0.0022； （6）由小问5可算得，，同理，，，，且甲醇和水均为液态，因此反应①的平衡常数，故答案为： （7）由已知，反应在恒压条件下进行，初始投料、，新投料、、，新投料中与均为起始投料的0.9倍，说明新投料中与的比例与曲线b一致，但加入氩气后，总压不变，反应体系的分压减小，结合反应为系数减小的反应，因此根据勒夏特列原理，减压使平衡逆向移动，导致转化率下降，平衡时二氧化碳的转化率与温度的结果是曲线a，故答案为：a；恒压下加入惰性气体，相当于减小体系的分压，平衡逆向移动，转化率降低。 6．（25-26高三上·上海·阶段检测）的资源化利用有利于实现碳中和。向两个容积固定为的密闭容器中分别充入比例相同，但总量不同的和气体，进行如下反应：，的平衡转化率与初始充入物质的量(n)、反应温度(T)的关系如图所示。 (1)若时，向容器中充入气体(和)，反应至时达到平衡，则0~5 min内的平均反应速率_______。 (2)判断图中、相对大小，_______。(填“>”“=”或“<”) 加氢制的主要反应如下： ① ② ③ (3)反应②的_______。 A．41 B．4 C．-4 D．-41 (4)为了使反应①自发进行，应将温度控制在_______。 A．较高温度　　B．较低温度　　C．任何温度 (5)在恒容容器内，发生反应③，以下可以说明反应达到平衡的是_______。(不定项) A． B．混合气体的平均相对分子质量保持不变 C．混合气体的密度保持不变 D．断开1根H-H键的同时断开3根C-H键 在下，将的原料气匀速通过如图所示装有催化剂的新型膜反应器。 (6)已知平衡转化率随温度升高而上升，可能的原因是_______。 (7)与未使用新型膜反应器相比，该装置中的平衡转化率明显提高，可能的原因是_____。 催化加氢制依次经历步骤ⅰ、ⅱ，如图所示： (8)Ce正价有+3和+4。x=0.2时，催化剂中_______，若此时参与“步骤ⅱ”反应，写出该反应的化学方程式_______。 【答案】(1)0.03 mol·L-1·min-1 (2)< (3)A (4)B (5)B (6)温度升高，反应①逆向移动，反应②正向移动，反应I逆向移动的程度小于反应Ⅱ正向移动的程度； (7)分子筛膜从反应体系中不断分离出，使反应I正向进行程度增大 (8)1.5 5CeO1.8+CO2+2H2=CH3OH+5CeO2 【详解】（1）若T1时，向容器中充入气体(和)，反应至时达到平衡，H2的平衡转化率为30%，则0~5min内CO2的平均反应速率v(CO2)=v(H2)==0.03 mol·L-1·min-1； （2）在恒容、恒温条件下，增大反应物总量(原料比例相同)，相当于加压，平衡向正反应方向进行，H2的平衡转化率增大。读图可知，同在T2时，曲线n2对应H2的平衡转化率比曲线n1高，所以n2初始充入物质的量多，即n2>n1； （3）已知：① ，② ，③ ，根据盖斯定律，①-2③=②，，故选A； （4）反应①是气体分子数减小的反应，即熵减反应ΔS<0，反应Ⅰ是放热反应，ΔH<0，ΔG=ΔH-TΔS<0可自发，反应Ⅰ在低温条件下能自发进行，故选B； （5）A．未明确正、逆反应速率，不能说明反应达到平衡，A错误； B．该反应气体质量守恒，气体系数减小即物质的量减小，则随反应进行混合气体的平均相对分子质量为变量，故混合气体的平均相对分子质量保持不变可以说明反应达到平衡，B正确； C．该反应气体质量守恒，在恒容容器内，随反应进行混合气体的密度保持不变，则混合气体的密度保持不变不能说明反应达到平衡，C错误； D．断开1条键为正反应速率，同时断开3条键为逆反应速率，正、逆反应速率之比为1:1，不等于化学计量系数之比，故不能说明反应达到平衡，D错误； 故选B； （6）反应①为放热反应，反应②为吸热反应，温度升高，反应①逆向移动，反应②正向移动，反应①逆向移动的程度小于反应②正向移动的程度，所以CO2平衡转化率随温度升高增大； （7）分子筛膜可以从反应体系中不断分离出H2O，使反应①正向进行程度增大，的平衡转化率明显提高； （8）x=0.2时，化学式为CeO1.8，Ce正价有+3和+4，设1个分子中，+3价Ce为a个，+4价Ce为b个，则a+b=1，结合正负化合价代数和为零可知3a+4b=1.8×2=3.6，联立解得，a=0.4，b=0.6，则==1.5；n(CO2):n(H2)=1：2时，结合图像可知，步骤ii反应的化学方程式为5CeO1.8+CO2+2H2=CH3OH+5CeO2。 7．（25-26高三上·上海·阶段检测）地下水中溶解的和在曝气过滤过程中会被氧化生成难溶的FeOOH和MnOOH，前者可作黄色颜料。 (1)基态的价层电子排布式为___________。 (2)写出硫酸亚铁溶液和氧气在催化剂条件下生成FeOOH的化学方程式___________。 在80℃下，向溶液中边搅拌边分批加入固体，同时滴加NaOH溶液，使溶液pH控制在4~4.5之间。一段时间后，过滤、洗涤可得FeOOH固体。 (3)用此法制备2 mol FeOOH固体，理论上需要___________mol；实际生产过程中所加的却低于理论用量，主要原因是___________。 (4)为检验已被NaClO3完全氧化，某同学向滤液中滴加酸性KMnO4溶液，请评价该方案是否合理并简述理由：___________。 (5)赤血盐溶液可检验，生成蓝色沉淀。写出该反应的离子方程式：___________。 α晶型的FeOOH可用于脱除烟气中的。脱硫、再生过程中可能的物种变化如图1所示。生成的S8结构如图2所示。 (6)反应Ⅱ中氧化剂、还原剂的物质的量之比是___________。 A．1：1 B．1：4 C．4：1 D．1：2 (7)工业上常用对二甲苯溶解S8以实现S8和FeOOH的分离，对二甲苯能溶解S8的原因是___________。 MnOOH和S8在化学电源中有广泛的应用 (8)科学家用研制了一种可充电电池(如图所示)。电池工作一段时间后，电极上检测到MnOOH和少量。下列叙述正确的是___________。 A．充电时，向阳极方向迁移 B．充电时，会发生反应 C．放电时，正极反应有 D．放电时，Zn电极质量减少0.65 g，电极生成的MnOOH小于0.02 mol (9)一种室温钠-硫电池的结构如图所示。将钠箔置于聚苯并咪唑膜上作为一个电极，表面喷涂有硫黄粉末的炭化纤维素纸作为另一电极。工作时，在硫电极连续发生反应：，。 ①放电时外电路电子流动的方向是：___________。 A．a→b        B．b→a ②放电时正极上总反应为：___________。 【答案】(1) (2) (3) 能被氧气氧化，减少了的消耗 (4)滤液中的能被酸性高锰酸钾溶液氧化而使酸性高锰酸钾溶液褪色，干扰的检验 (5) (6)A (7)对二甲苯与都是非极性分子，符合相似相溶原理 (8)CD (9)A 【分析】根据工作时硫电极上发生的反应可知，硫电极得电子发生还原反应，则放电时，硫电极(b极)为正极、钠电极(a极)为负极；充电时，a极为阴极、b极为阳极。 【详解】（1）Fe的原子序数为26，电子排布式为，失去两个电子形成，价层电子排布式为，故答案为：； （2）硫酸亚铁溶液和氧气在催化剂条件下生成FeOOH和，根据得失电子守恒得：，故答案为：； （3）根据氧化还原原理分析，，铁原子失1个电子，被还原生成，氯原子得6个电子，制备2 mol FeOOH固体需失2mol电子，分解得失电子守恒，需消耗 mol；能被氧气氧化，减少了的消耗，所以实际生产过程中所加的却低于理论用量，故答案为：；能被氧气氧化，减少了的消耗； （4）滤液中的能被酸性高锰酸钾溶液氧化而使酸性高锰酸钾溶液褪色，干扰的检验，因此设计方案不合理，故答案为：滤液中的能被酸性高锰酸钾溶液氧化而使酸性高锰酸钾溶液褪色，干扰的检验； （5）溶液可检验Fe2+，生成蓝色沉淀，离子方程式为，故答案为：； （6）反应Ⅱ中反应物为和氧气，生成物是FeOOH、，方程式为：，氧化剂为氧气，还原剂为，则氧化剂、还原剂的物质的量之比为1:1，故答案选：A； （7）非极性分子的溶质易溶于非极性分子的溶剂，对二甲苯与都是非极性分子，符合相似相溶原理，因此用对二甲苯溶解S8以实现S8和FeOOH的分离，故答案为：对二甲苯与都是非极性分子，符合相似相溶原理； （8）A．充电时，阳离子向阴极迁移，因此向阴极方向迁移，A错误； B．充电时，放电时的总反应为，则充电时反应应为：，B错误； C．放电时，电极为正极，根据题干描述电极上检测到MnOOH，则正极反应有，C正确； D．放电时，Zn电极反应为，Zn电极质量减少0.65 g（即0.01 mol），转移电子0.02 mol ，由于部分MnO2电极转化为，因此生成的MnOOH小于0.02 mol ，D正确； 故答案选：CD； （9）①放电时，电子经外电路由负极(a极)流向正极(b极)，故答案选：A； ②根据题给硫电极上的反应，结合电荷守恒可得放电时正极反应为，故答案为：。 $专题2 化学反应原理 1 / 19 学科网（北京）股份有限公司 目录导航 01考点深研·知能分层突破——深挖高频考点，突破重点难点 考点01 氧化还原反应 考点02 原电池 化学电源 考点03 电解池 考点04 金属的腐蚀与防护 考点05 化学反应的热效应 考点06 化学反应速率 考点07 化学平衡 考点08 化学反应的方向与调控 考点09 离子反应和离子方程式 考点10 弱电解质的电离平衡 考点11 水的电离和溶液的酸碱性 考点12 酸碱中和滴定 考点13 盐类的水解 考点14 沉淀溶解平衡 02优题精练·专题实战通关——精选优质试题，强化实战应用 考点深研·知能分层突破 考点01 氧化还原反应 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 氧化还原反应的概念及分析方法 1. 氧化还原反应的特征和本质 (1)氧化还原法的特征：反应中物质所含元素化合价____________。 (2)本质：发生了____________（______或偏______）。 2．氧化还原反应的相关概念 (1)氧化还原反应的基本模型 (2)氧化还原反应概念之间的关系 3．氧化还原反应的分析方法 (1)双线桥法：表示反应前后____________由反应物转化为生成物时电子转移的情况。 得失电子总数=____________个数×化合价______e- (2)单线桥法：表示反应过程中______元素原子间的电子转移情况，用箭头标明电子转移的______。 箭头由反应物中______元素原子指向______元素原子，箭头的指向即____________的方向。 知识点2 氧化剂和还原剂 1．常见的氧化剂 (1)常见的氧化剂： ①活泼的非金属单质，如X2(X指卤素Cl、Br)、O2、O3等； ②高价态的离子，如H＋、Cu2＋、Fe3＋、Hg2＋、Ag＋等； ③含高价态元素的物质，如H2SO4(浓)、HClO4、HNO3、PbO2、MnO2、KClO3、KMnO4等； ④含O的物质，如H2O2、Na2O2等。 (2)常见的氧化剂和对应的还原产物： 氧化剂 Cl2/ClO-/ClO O2 浓硫酸 HNO3 MnO(H+) H2O2 Fe3+ 还原产物 2．常见的还原剂 (1)常见的还原剂： ①活泼的金属单质，如Na、Mg、Al、Fe、Cu等； ②某些非金属单质，如H2、C、S等； ③低价态离子，如S2－、I－、Fe2＋、Br－等； ④含较低价态元素的物质，如CO、NH3、H2S、HI、SO2、H2SO3、Na2SO3、NO等。 金属氢化物(如NaH等)、NaBH4也是重要还原剂。 (2)常见的还原剂和对应的氧化产物： 还原剂 H2S/S2- SO2/SO I- Fe2+ M(金属) H2 CO 氧化产物 知识点3 氧化还原反应的规律及应用 1．强弱规律及应用 (1)氧化性、还原性的判断 氧化性、还原性的强弱取决于物质得、失电子的______程度，与得、失电子数目的______无关。 (2)强弱规律 氧化还原反应中，氧化剂和氧化产物都有______性，还原剂和还原产物都有______性。 氧化性：氧化剂____氧化产物，还原性：还原剂_____还原产物 (3)影响氧化性或还原性强弱的其他因素 ①浓度：一般来说，氧化剂的浓度越大，其______性越强；还原剂的浓度越大，其______性越强。 如氧化性：浓硫酸______稀硫酸、浓硝酸______稀硝酸；还原性：浓盐酸______稀盐酸。 ②温度：许多氧化还原反应是在加热条件下进行的，一般升高温度可增强氧化剂的氧化性、还原剂的还原性。如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性______。 ③溶液的酸碱性： 如：中性环境中NO不显氧化性，酸性环境中NO显氧化性；KMnO4氧化性：酸性____中性____碱性。 (4)强弱规律的应用 ①自发进行的氧化还原反应，一般遵循强氧化剂生成弱氧化性产物、强还原剂生成弱还原性产物，即“由强制弱”。 如根据反应Cl2＋S2－===S↓＋2Cl－，可以确定氧化性____________，还原性____________。 ②同时含有几种还原剂时，将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。如在FeBr2溶液中通入少量Cl2时，因为还原性Fe2＋>Br－，所以______先与Cl2反应。 ③同时含有几种氧化剂时将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。如在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入足量铁粉，因为氧化性Fe3＋>Cu2＋，所以______先与Fe3＋反应，然后与______反应。 2．氧化性和还原性强弱的比较 (1)依据反应原理——强弱规律 在一个氧化还原反应中，氧化性：氧化剂______氧化产物；还原性：还原剂______还原产物。 如根据反应K2Cr2O7＋14HCl(浓)===2KCl＋2CrCl3＋3Cl2↑＋7H2O可判断： 氧化性：K2Cr2O7______Cl2，还原性：HCl______CrCl3 (2)以元素在周期表中的位置为依据 ①同主族元素，从上到下元素______性(______性)增强，______性(______性)减弱。 ②同周期主族元素，从左向右元素______性(______性)减弱，______性(______性)增强。 (3)依据反应条件及反应的剧烈程度判断 反应条件要求越低，反应越______，对应物质的氧化性或还原性______。如是否加热、有无催化剂及反应温度高低和反应物浓度大小等。例如： 2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O， O2＋4HCl2Cl2＋2H2O 由化学方程式知氧化性：KMnO4______Cl2，MnO2______Cl2，O2______Cl2，由反应条件知氧化性：KMnO4______MnO2______O2。 (4)依据相同条件下产物中元素价态的高低来判断 相同条件下，不同氧化剂作用于同一种还原剂，氧化产物价态高的其氧化性强。例如： 如2Fe＋3Cl22FeCl3；Fe＋SFeS，则氧化性：Cl2______S。 (5)依据金属性、非金属活动性比较 ①金属活动顺序 ②非金属活动顺序 (6)根据原电池、电解池的电极反应判断 ①两种不同的金属构成原电池的两极，一般还原性：负极金属______正极金属。 ②在电解过程中，______性越强的金属阳离子优先在阴极放电，______性强的非金属阴离子优先在阳极放电。 3．价态规律及应用 (1)价态归中规律 ①同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应；当存在中间价态时，同种元素的高价态物质和低价态物质才有可能发生反应，若无中间价态则不能反应。如浓硫酸和SO2不能反应。 ②含不同价态的同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价―→中间价”，而不会出现交叉现象。简记为“两相靠，不相交”。 (2)歧化反应规律 具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应，遵循“中间价―→高价＋低价”。如Cl2与NaOH溶液反应的化学方程式为____________________________________。 (3)价态规律的应用 ①判断同种元素不同价态的物质间发生氧化还原反应的可能性。如浓H2SO4与SO2不发生反应。 ②根据化合价判断反应体系中的氧化剂、还原剂及氧化产物、还原产物。如对于反应6HCl＋NaClO3===NaCl＋3Cl2↑＋3H2O中，氧化剂为______，还原剂为______，氧化产物和还原产物都为______。 4．守恒规律及氧化还原反应的计算 (1)守恒规律 氧化还原反应遵循以下三个守恒规律 ①质量守恒：反应前后元素的______和______不变。 ②电子守恒：即氧化剂得电子的总数______还原剂失电子的总数。 ③电荷守恒：离子方程式中，反应物中各离子的电荷总数与产物中各离子的电荷总数______。 (2)氧化还原反应的计算 ①计算原理：氧化剂得电子总数＝还原剂失电子总数。 ②电子守恒法计算的流程 ③复杂氧化还原反应的计算 对于连续(或多个并列)氧化还原反应的计算，可以通过分析反应前后，“始态”“终态”涉及的所有物质，找出所有“始态”物质到“终态”物质中化合价发生变化的元素，建立关系式，列式求解，简化解题步骤。 5．氧化还原反应方程式配平的常用方法 (1)正向配平：氧化剂、还原剂中某元素化合价是全变的，一般从左边反应物着手配平。如： (2)逆向配平：自身氧化还原反应(包括分解、歧化)一般从右边着手配平。如： (3)缺项配平法：先将得失电子数配平，再观察环境，酸性环境一般加H＋，碱性环境一般加OH－，然后进行两边电荷数配平。如： (4)整体配平：指某一氧化还原反应中，有三种元素的化合价发生了变化，但其中一种反应物中同时有两种元素化合价升高或降低，这时要进行整体配平。如： (5)平均配平法：在有机物参与的氧化还原反应方程式的配平中，一般有机物中H显＋1价，O显－2价，根据物质中元素化合价代数和为零的原则，确定碳元素的平均价态，然后进行配平。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．氧化还原反应与四种基本反应类型的关系 2．判断氧化还原反应能否进行的步骤 先假设选项中的化学反应能够发生，依据反应的方程式判断各反应物与生成物的还原性或氧化性的强弱，然后再与题目提供的还原性或氧化性强弱顺序进行对照，若二者表示的还原性或氧化性强弱顺序一致，则此反应能够发生，若不一致，则此反应不能发生。 3．缺项配平氧化还原反应方程式的技巧 (1)缺项配平原则 条件 补项原则 酸性条件下 缺H(氢)或多O(氧)补H＋，少O(氧)补H2O(水) 碱性条件下 缺H(氢)或多O(氧)补H2O(水)，少O(氧)补OH－ (2)缺项组合方式 反应物 生成物 使用条件 组合一 H＋ H2O 酸性溶液 组合二 H2O H＋ 酸性溶液或酸碱性未知 组合三 OH－ H2O 碱性溶液 组合四 H2O OH－ 碱性溶液或酸碱性未知 4．书写氧化还原反应的离子方程式的程序 按照书写氧化还原反应的离子方程式的程序分为6步骤(简称“三配法”)： ①写两剂：写出参与氧化与还原反应的微粒(即氧化剂与还原剂)。 ②推产物：根据信息合理地预测氧化产物与还原产物。 ③配电子：根据电子守恒配平参与氧化还原反应的微粒。 ④配电荷：根据电荷守恒配平可能参加反应的其他离子。 ⑤配原子：根据原子守恒写出未参与氧化还原反应的微粒并配平。 ⑥查规范：根据信息检查有无反应条件等。 5．新情景下氧化还原反应方程式的书写步骤 考点02 原电池 化学电源 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 原电池的工作原理 1. 原电池的构成 (1)半电池：原电池由两个半电池组成，半电池包括____________和____________。 (2)电极 ①还原性强的电极是______；氧化性强的电极是______。 ②电极类型： 金属电极：金属导电材料直接参与半反应； 惰性电极：导电材料本身______氧化还原反应，如铂、石墨等； 气体电极：吸附在电极表面的气体参与半反应，如标准氢电极。 (3)形成闭合回路 两个半电池通过______和______连接，形成闭合回路。 两个隔离的半电池通过______连接起来，盐桥中通常是装有含____________的琼脂。 2．原电池的工作原理 (1)一般，原电池反应为______的____________反应，且ΔH______0。 (2)半反应：负极______电子，发生______反应；正极______电子，发生______反应。 (3)电子流向：电子由______经导线流向______。 (4)离子流向：盐桥中的______流向正极，______流向负极。 (5)盐桥的构成及作用 盐桥中大多装有含饱和KCl溶液的琼脂。盐桥的作用有： ①连接内电路，形成____________；②平衡______，使原电池不断产生电流。 知识点2 原电池原理的应用 1．设计制作化学电源 (1)拆分反应：将氧化还原反应拆分成两个半反应（即电极反应式）； (2)选择电极材料： 电极材料：将还原剂(一般活泼金属)作______，活动性比负极弱的金属（或非金属导体）作______； (3)形成闭合回路： 如果两个半反应分别在两个容器中进行（用盐桥连接），则负极电解液一般是负极金属对应的______的溶液；正极电解液一般是______对应的电解质溶液； (4)画出装置图： 结合要求及反应特点，画出电池装置图，标出电极材料名称、正负极、电解质溶液等。 2．其他应用 (1)比较金属的活动性强弱： 原电池中，负极一般是活动性______的金属，正极一般是活动性______的金属(或非金属)。 (2)加快化学反应速率：氧化还原反应形成原电池时，反应速率______。 (3)用于金属的防护：将需要保护的金属制品作原电池的______而受到保护。 知识点3 化学电源 1．一次电池——干电池 普通锌锰干电池和碱性锌锰干电池，两者的差别在于电解质溶液的不同。普通干电池的电解质溶液为氯化铵和氯化锌，碱性干电池的电解质溶液为氢氧化钾。 (1)碱性干电池：负极是______，正极是______，电解质溶液是______溶液。 负极反应：__________________________________________； 正极反应：__________________________________________； 总反应：Zn＋2MnO2＋2H2O===2MnOOH＋Zn(OH)2。 (2)锌银纽扣电池 负极反应：____________________________________； 正极反应：____________________________________； 总反应：Zn＋Ag2O＋H2O===Zn(OH)2＋2Ag。 2．二次电池——可充电电池 铅酸蓄电池是由两组栅状极板交替排列而成，正极上覆盖有______，负极上覆盖有______，电解质溶液是______。 总反应为Pb(s)＋PbO2(s)＋2H2SO4(aq)2PbSO4(s)＋2H2O(l)。 (1)铅蓄电池的放电反应为______反应 负极：________________________________________________ 正极：________________________________________________ (2)铅蓄电池的充电反应 阴极：________________________________________________ 阳极：________________________________________________ 3．燃料电池 (1)燃料电池的电极本身不参与反应，有很强的催化活性，起导电作用。燃料和氧化剂连续地由______供给。 (2)氢氧燃料电池 氢氧燃料电池是目前最成熟的燃料电池，分为酸性和碱性两种。 种类 酸性 碱性 负极反应式 正极反应式 电池总反应式 (3)若氢氧燃料电池正极上发生反应的物质都是O2，当电解质不同时，正极反应式分别为： ①酸性电解质溶液环境下正极反应式：______________________________； ②碱性电解质溶液环境下正极反应式：______________________________； ③固体电解质(高温下能传导O2－)环境下正极反应式：______________________________； ④熔融碳酸盐(如：熔融K2CO3)环境下正极反应式：______________________________。 (3)甲烷—氧气燃料电池 甲烷—氧气燃料电池(正极反应式与氢氧燃料电池正极反应式相同，下面只需写出负极反应式即可) ①____________________________________　(碱性介质)； ② ____________________________________　(酸性介质)； ③ ____________________________________　(熔融碳酸盐作介质)； ④ ____________________________________　(熔融的金属氧化物作介质，高温下能传导O2－)。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．单液电池和双液电池的比较(以锌铜原电池为例) 装置Ⅰ中还原剂Zn与氧化剂Cu2+直接接触，会直接发生氧化还原反应，易造成能量损耗；装置Ⅱ中，还原剂在负极区，而氧化剂在正极区，能避免能量损耗。 2．原电池正负极的判断方法 (1)看电极材料：一般情况下，两个活泼性不同的电极，相对活泼的金属作负极，较不活泼的金属或导电的非金属作正极。 (2)看电极反应：负极发生氧化反应，正极发生还原反应。 (3)看电子流向：电子从负极经导线流向正极。 (4)看离子移动方向：阳离子向正极移动，阴离子向负极移动。 (5)看电极发生的现象：负极参加反应时，负极材料不断溶解质量减小，正极质量增加或质量不变。 3．原电池中粒子的“移动方向” (1)外电路中电子移动方向：负极→正极。 (2)外电路中电流方向：正极→负极。 (3)电池内部离子移动方向：阴离子→负极，阳离子→正极。 (4)盐桥中(含饱和KCl溶液)离子移动方向：K＋→正极，Cl－→负极。 4．对原电池工作原理的理解 (1)原电池闭合回路的形成有多种方式，可以是导线连接两个电极，也可以是两电极相接触。 (2)电解质溶液中阴、阳离子的定向移动，与导线中电子的定向移动共同组成了一个完整的闭合回路。 (3)无论在原电池还是在电解池中，电子均不能通过电解质溶液(离子不上岸，电子不下水)。 (4)注意盐桥不能用一根导线连接，因为导线是不能传递阴阳离子的。用导线连接后相当于一个是原电池，一个是电解池。 (5)一般：作负极的金属比作正极的金属活泼。 特殊：Mg、Al作电极浸入NaOH溶液中，Al作负极。 关键：以自发进行的氧化还原反应为准，化合价升高，失电子，发生氧化反应的为负极。 5．原电池电极反应式的书写方法 (1)书写电极反应的原则 电极反应必须符合加和性原则，即两电极反应相加，消去电子后得电池总反应式。利用此原则，电池总反应式减去已知的一电极反应得另一电极反应。 若已知总反应和一个电极反应，总反应—电极反应=另一个电极反应(注意：电极反应转移电子必须相等)。 (2)电极反应的书写步骤 ①找出原电池中发生的氧化还原反应，写出方程式并配平； ②分析氧化还原反应中的氧化剂、还原剂及电子转移情况； ③写出电极反应式； ④若不能完整的写出氧化还原反应方程式，但必须找出氧化剂和还原剂。 6．可充电电池的充放电规律及电极反应式书写 (1)二次电池的充放电规律 ①充电时电极的连接：充电的目的是使电池恢复其供电能力，因此负极应与电源的负极相连以获得电子，可简记为“负接负后作阴极，正接正后作阳极”。 ②工作时的电极反应式：同一电极上的电极反应式，在充电与放电时，形式上恰好是相反的；同一电极周围的溶液，充电与放电时pH的变化趋势也恰好相反。 (2)二次电池电极反应式的书写 书写二次电池的电极反应式时，要明确放电和充电过程 ①放电时：负极发生氧化反应，对应元素的化合价升高；正极发生还原反应，对应元素的化合价降低。 ②充电时：阴极反应是放电时负极反应的逆过程；阳极反应是放电时正极反应的逆过程。 7．化学电源中电极反应式书写的一般方法 (1)明确两极的反应物。 (2)明确直接产物：根据负极氧化、正极还原，明确两极的直接产物。 (3)确定最终产物：根据介质环境和共存原则，找出参与的介质粒子，确定最终产物。 (4)配平：根据电荷守恒、原子守恒配平电极反应式。 注意：①H＋在碱性环境中不存在；②O2－在水溶液中不存在，在酸性环境中结合H＋，生成H2O，在中性或碱性环境中结合H2O，生成OH－；③若已知总反应式时，可先写出较易书写的一极的电极反应式，然后在电子守恒的基础上，总反应式减去较易写出的一极的电极反应式，即得到较难写出的另一极的电极反应式。 考点03 电解池 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 电解池的工作原理 1. 电解和电解池 (1)电解是在______作用下，在两个电极上分别发生______反应和______反应的过程。 (2)电解池是将______能转化为______能的装置。 2．电解池的工作原理 (1)电极名称及反应类型 阴极：与电源______相连的电极，发生______反应； 阳极：与电源______相连的电极，发生______反应。 (2)电子流向：从电源______极流出后，流向电解池的______极；从电解池的______极流出后，流向电源的______极。 (3)离子的移动方向：阳离子移向电解池的______极，阴离子移向电解池的______极。 (4)电解池的构成条件 具有与____________相连接的两个电极（阴极、阳极），插入______溶液或熔融______中，形成____________。 知识点2 电解规律及应用 1．电极反应规律 (1)阴极：无论是惰性电极还是活性电极都不参与电极反应，发生反应的是溶液中的阳离子。阳离子放电顺序如下： (2)阳极：溶液中还原性强的阴离子失去电子被氧化，或者电极材料（电极为活性电极）本身失去电子被氧化而溶入溶液中。 ①活性电极(除Au、Pt外的金属)作阳极，则活性电极______电子。 ②惰性电极(Pt、石墨等)作阳极，要依据阴离子的放电顺序判断。阴离子的放电顺序如下： 2．以惰性电极电解电解质溶液的规律 (1)电解水型（强酸、强碱和活泼金属的含氧酸盐溶液） 实例 电极反应式及总反应式 电解质溶液浓度 复原方法 H2SO4 阴极：________________________ 阳极：________________________ 总反应式：________________________ NaOH 阴极：________________________ 阳极：________________________ 总反应式：________________________ Na2SO4 阴极：________________________ 阳极：________________________ 总反应式：________________________ (2)电解电解质型[无氧酸、不活泼金属的无氧酸盐溶液（如HCl、CuCl2）] 实例 电极反应式及总反应式 电解质溶液浓度 复原方法 HCl 阴极：________________________ 阳极：________________________ 总反应式：________________________ CuCl2 阴极：________________________ 阳极：________________________ 总反应式：________________________ (3)放H2生碱型（活泼金属的无氧酸盐） 实例 电极反应式及总反应式 电解质溶液浓度 复原方法 NaCl 阴极：________________________ 阳极：________________________ 总反应式：________________________ (4)放O2生酸型（不活泼金属的含氧酸盐溶液） 实例 电极反应式及总反应式 电解质溶液浓度 复原方法 CuSO4 阴极：________________________ 阳极：________________________ 总反应式：________________________ AgNO3 阴极：________________________ 阳极：________________________ 总反应式：________________________ 知识点3 电解原理的应用 1．电解饱和食盐水 (1)电极反应及电解方程式 阳极：____________________________(反应类型：_______反应)； 阴极：____________________________(反应类型：_______反应)。 电解方程式：__________________________________________。 (2)阳离子交换膜法电解饱和食盐水的原理 ①阳离子交换膜的作用 a．阻止_______进入阳极室与Cl2发生副反应：___________________________________； b．阻止阳极产生的Cl2和阴极产生的H2混合发生爆炸。 ②)a、b、c、d加入或取出的物质分别是____________、____________、____________、____________；X、Y分别为_______、_______。 2．电镀的工作原理： (1)电镀时，通常把待镀的金属制品作为_______，把镀层金属作为_______，用含有镀层金属离子的溶液作为______________。 (2)通直流电时，阳极上镀层金属失去电子形成正离子，进入溶液中；阴极区，镀层金属正离子得到电子在待镀的金属表面被还原，形成一层均匀、光洁而致密的镀层。 3．电解精炼铜 (1)装置构成 ①电极材料：阳极为_______，阴极为_______。 ②电解质溶液：含_______的盐溶液。 (2)电极反应式 阳极：___________________、___________________、___________________、___________________； 阴极：_____________________。 (3)阳极泥的形成 粗铜中不活泼的杂质(金属活动性顺序中位于铜之后的银、金等)在阳极难以失去电子，当阳极上的铜失去电子变成离子之后，它们以金属单质的形式沉积于电解槽的底部，成为阳极泥。 4．电冶金 利用电解熔融盐(或氧化物)的方法来冶炼活泼金属Na、Ca、Mg、Al等。 总方程式 阳极、阴极反应式 冶炼钠 冶炼镁 冶炼铝 工业电解氧化铝制取金属铝时，常加入冰晶石(Na3AlF6)，其作用是______________。电解过程中还需不断补充阳极(石墨)，其原因是___________________________________。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．电解池阴、阳极的判断方法 2．分析电解过程的思维程序 3．电解池电极反应式的书写方法 (1)书写电解池的电极反应式时，弱电解质要写成分子式。如用惰性电极电解食盐水时，阴极反应式为2H2O＋2e－===H2↑＋2OH－；总反应离子方程式为2Cl－＋2H2O2OH－＋H2↑＋Cl2↑。 (2)电解水溶液时，应注意放电顺序，位于H＋、OH－之后的离子一般不参与放电。 (3)Fe3＋在阴极上放电时生成Fe2＋，而不是得到单质Fe。 (4)判断电解产物、书写电极反应式以及分析电解质溶液的变化时首先要注意阳极是活性材料还是惰性材料。 (5)书写电解化学方程式时，应看清是电解电解质的水溶液还是熔融电解质。Al3＋、Mg2＋、Na＋、Ca2＋、K＋只有在熔融状态下才放电。 4．电解后电解质溶液的复原 需加适量的某物质，该物质可以是阴极与阳极产物的化合物。例如惰性电极电解CuSO4溶液，要恢复原溶液的浓度，可向电解后的溶液中加入CuO，也可以加入CuCO3，但不能加入Cu(OH)2，因为Cu(OH)2与生成的H2SO4反应后使水量增加。 使电解后的溶液恢复原状的方法：先让析出的产物(气体或沉淀)恰好完全反应，再将其化合物投入电解后的溶液中即可。 5．电化学综合计算的三种常用方法 (1)根据总反应式计算 先写出电极反应式，再写出总反应式，最后根据总反应式列出比例式计算。 (2)根据电子守恒计算 ①用于串联电路中阴阳两极产物、正负两极产物、相同电量等类型的计算，其依据是电路中转移的电子数相等。 ②用于混合溶液中电解的分阶段计算。 (3)根据关系式计算 根据得失电子守恒定律建立起已知量与未知量之间的桥梁，构建计算所需的关系式。 6．电镀和电解精炼的特点分析 (1)电镀过程中的“一多，一少，一不变”： ①“一多”指阴极上有镀层金属沉积； ②“一少”指阳极上有镀层金属溶解； ③“一不变”指电镀液(电解质溶液)的浓度基本不变。 (2)电解精炼过程中的“两不等”： ①电解质溶液浓度在电解前后不相等； ②阴极增加的质量和阳极减少的质量不相等。 7．电解冶炼金属易错点 (1)用氧化铝电解冶炼铝时，氧化铝的熔点很高，为降低熔点，加入了助熔剂冰晶石(Na3AlF6)；电解过程中，阳极生成的氧气与石墨电极反应，因此石墨电极需不断补充。 (2)氯碱工业所用的饱和食盐水需要精制，除去NaCl中混有的Ca2＋、Mg2＋、SO。 (3)电镀时，电解质溶液中金属阳离子浓度不变；电解精炼铜时，电解质溶液中c(Cu2＋)减小。 (4)电解熔融MgCl2冶炼镁，而不能电解MgO冶炼镁，是因为MgO的熔点很高。 考点04 金属的腐蚀与防护 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 金属的腐蚀 1. 金属的腐蚀的类型：化学腐蚀与电化学腐蚀 类型 化学腐蚀 电化学腐蚀 条件 金属与接触到的物质_______发生化学反应 _______金属接触到电解质溶液发生_______反应 本质 现象 金属被腐蚀 _______金属被腐蚀 区别 _______电流产生 _______电流产生 联系 电化学腐蚀比化学腐蚀普遍得多，腐蚀速率更快，危害也更严重 2．金属的电化学腐蚀 (1)钢铁的析氢腐蚀与吸氧腐蚀 类型 析氢腐蚀 吸氧腐蚀 条件 水膜酸性_______ 水膜酸性_______或_______ 电极反应 负极 正极 总反应式 联系 吸氧腐蚀更普遍 (2)钢铁暴露在潮湿空气中主要发生的是吸氧腐蚀，铁锈的形成过程中主要发生的反应为4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3，2Fe(OH)3===Fe2O3·xH2O(铁锈)＋(3－x)H2O。 知识点2 金属的化学防护 1．金属的防护方法 (1)改变金属材料的组成 在金属中添加______________或_______可以制成性能优异的_______。如普通钢中加入镍、铬等制成不锈钢产品，钛合金不仅具有优异的抗腐蚀性，还具有良好的生物相容性。 (2)在金属表面覆盖保护层 在金属表面覆盖_______保护层，将金属制品与周围物质隔开是一种普遍采用的防护方法。如，在钢铁制品的表面喷涂油漆、涂矿物性油脂、覆盖搪瓷、塑料等；电镀锌、锡、铬、镍等；利用化学方法、离子注入法、表面渗镀等方式在金属表面形成稳定的钝化膜。 2．金属的电化学保护 金属在发生电化学腐蚀时，总是作为原电池_______的金属被腐蚀，作为_______的金属不被腐蚀，如果能使被保护的金属成为_______，则该金属就不易被腐蚀。 ①牺牲阳极的阴极保护法 原理：原电池原理，被保护的金属作为阴极（原电池的_______），活泼性更强的金属作_______。 应用：轮船船体、锅炉内壁、船舶外壳、地下管道等安装_______或_______。 ②外加电流阴极保护法 原理：将作为_______的被保护金属和作为___________的惰性电极，置于电解质溶液中，外界直流电源。 应用：钢铁闸门、海水中的船体等。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．金属电化学腐蚀规律 (1)对同一种金属来说，在不同溶液中腐蚀的快慢：强电解质溶液>弱电解质溶液>非电解质溶液。 (2)活动性不同的两金属：活动性差别越大，活动性强的金属腐蚀越快。 (3)对同一种电解质溶液来说，电解质溶液浓度越大，腐蚀越快，且氧化剂的浓度越高，氧化性越强，腐蚀越快。 (4)对同一电解质溶液来说。电解原理引起的腐蚀>原电池原理引起的腐蚀>化学腐蚀>有防护措施的腐蚀。 2．金属腐蚀的类型的判断及电化学防护方法的选择 (1)分析金属发生腐蚀的环境，确定金属发生腐蚀的类型及变化 (2)结合金属发生腐蚀的原理，选择合适的电化学防腐方法 考点05 化学反应的热效应 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 化学反应的焓变 1. 系统的内能与内能的变化 (1)内能是系统内物质各种______的总和，用符号_____表示。内能受_______、_______和______________等影响。 (2)系统内能的变化用符号_______来表示。可以通过测定系统变化过程中的功和热得到系统内能的变化量。 2．化学反应的反应热和焓变 (1)反应热(Q)：在一定温度下，化学反应过程中_______或_______的热称为化学反应的热效应，也称反应热。 (2)焓变(∆H)：在_______、______________条件下的反应热，即：ΔH=Qp。 在一定条件下，一个化学反应是吸热还是放热，是在_______条件下由生成物和反应物的焓的_______决定的。 即：ΔH＝∑H（生成物）－∑H（反应物）。 3．化学反应中能量变化的原因 (1)化学反应中能量变化与反应物和生成物焓（H）的关系 反应物总焓大于生成物总焓，反应_______ 反应物总焓小于生成物总焓，反应_______ (2)化学反应中能量变化的本质原因 ①化学键的断裂和形成时吸收和放出的能量差别是化学反应伴随能量变化的_______原因。 ②化学键与化学反应能量变化的关系 新键生成释放的能量大于旧键断裂吸收的能量，则反应_______。 新键生成释放的能量小于旧键断裂吸收的能量，则反应_______。 ③用化学键的键能变化计算ΔH 用键能计算ΔH时，ΔH=_______的总键能—_______的总键能，其中：各物质的键能=该物质的物质的量×_______数目之和。 4．热化学方程式 (1)定义：表示一个化学反应中的______________和______________的方程式叫做热化学方程式。 (2)意义：表明了化学反应中的_______变化和_______变化。 (3)热化学方程式的书写 ①写出相应的化学方程式。在热化学方程式中，各物质化学式前面的化学计量数只表示其_________，可以是整数或简单分数。 ②标明反应物及生成物的_______、_______和_______。若不标明温度和压强，则表示是在25 ℃（即298 K）、101 kPa条件下的焓变。 ③标注各物质的聚集状态。在物质化学式后面用括号标注各物质的聚集状态：气体用“____”，液体用“____”，固体用“____”，水溶液用“____”。 ④标注ΔH的正负。化学方程式后面空格标注ΔH，若为放热反应，ΔH为“____”；若为吸热反应，ΔH为“_____”(“＋”可省略不写)。 ⑤计算ΔH的数值。根据化学方程式中的化学计量数计算写出ΔH的数值。ΔH的单位是__________。 知识点2 反应热的测量与计算 1. 反应热的测量 (1)实验原理：通过实验测量一定量的酸、碱稀溶液在反应前后的温度变化，依据Q=_______计算放出的热量，再依据ΔH= ____________，计算反应热。 (2)实验步骤 ①用量筒量取 50 mL 0.50 mol · L-1盐酸，倒入简易热量计中，用温度传感器测量盐酸的温度，记录数据。 ②用量筒量取 50 mL 0.55 mol · L-1 NaOH 溶液，倒入烧杯中，调节其温度，使之与热量计中盐酸的温度_______。 ③把搅拌磁子放入热量计中，盖好杯盖。启动应用程序，打开磁力搅拌器，开始采集数据。 ④打开杯盖上的橡皮塞，将 NaOH 溶液沿漏斗_______全部倒入热量计中，塞紧橡皮塞。待温度平稳后，停止采集，将_______温度和_______温度的数据记录在表格中。 ⑤再重复实验步骤①~④两次。 (3)数据处理 为计算简便，近似认为混合液的比热容等于水的比热容，并忽略热量计的比热容，根据反应过程中溶液温度的变化值，计算该中和反应的反应热。 c：比热容，近似认为4.18J/(g·℃)； m：盐酸和氢氧化钠的总质量（密度近似为1g/cm3)； Q=cmΔt =4.18J/(g·℃)×(50mL×1g/mL+50mL×1g/mL)×(t2-t1) × 10-3kJ·J-1=0.418(t2-t1) kJ 本实验中，n(H2O)=0.025 mol，反应热ΔH=—kJ·mol-1。 (4)为了提高测定的准确度，应该采取的措施 ①调节温度，使酸、碱溶液的温度_______。 ②在量热的过程中，操作时动作_______，尽量_______热量的散失。 ③要一次性、_______将NaOH溶液倒进装有盐酸的容器里（注意不要洒到外面），并立即用杯盖盖好。 2．盖斯定律及其应用 (1)盖斯定律的内容：化学反应的热效应仅与反应物的_______状态及生成物的_______状态有关，而与其_______步骤无关。换言之，一个反应若能分解成两步或更多步实现，则总反应的ΔH等于各分步反应的___________。 (2)盖斯定律的应用 利用已知反应焓变求未知反应焓变。 一个化学反应的焓变可以由几个化学反应焓变的_______而得到。 恒压条件下，化学反应的反应热仅与反应的___________和___________有关，而与反应的_______无关。如图所示： ΔH＝______________=______________。 知识点3 燃烧热 1．燃烧热 (1)概念：在指定温度和100 kPa时，_____ mol 物质_________生成_______产物时所放出的热量叫做该物质的燃烧焓，习惯上又称为该物质的燃烧热，单位是 ___________。 (2)表示燃烧热的热化学方程式的书写 由于燃烧热是以____ mol纯物质完全燃烧放出的热量来定义的，因此在书写热化学方程式时，可燃物的化学计量数为____，以此来配平热化学方程式，其余物质的化学计量数常出现分数。 2．正确理解“燃烧热” (1)物质的燃烧热用焓变表示时都为____值，通常可以通过实验测得。 (2)反应条件：100 kPa（书中给出的燃烧热数据均在此条件下测得）。 (3)可燃物的用量：_______纯物质。 (4)反应程度及产物：完全燃烧时，不同元素对应的指定产物：C →_______；H →_______；S →_______；N → _______。 3．热值：100 kPa时，单位_______或单位_______的燃料完全燃烧所放出的热量叫做该燃料的热值。热值是燃料质量优劣的重要参数。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．放热反应和吸热反应的易混易错点 (1)吸热反应和放热反应均为化学变化。 (2)吸热反应和放热反应与反应条件没有必然联系，需要加热的反应也可能是放热反应。 (3)一般来说，物质具有的能量越低，物质越稳定；物质内的总键能越大，物质越稳定。 (4)物质的物理变化过程中，也会有能量的变化，不属于吸热反应或放热反应。 常见的放热过程有：①浓硫酸稀释、NaOH溶于水；②物态变化：气态→液态→固态。 常见的吸热过程有：①NH4NO3溶于水；②弱电解质的电离；③物态变化：固态→液态→气体。 2．键能与反应热的关系 (1)化学反应过程中形成化学键、断裂化学键能量变化可用如图表示： 其中，E1可看作反应物断裂化学键吸收的总能量，E2可看作生成物形成化学键放出的总能量，E1与E2的差值表示反应热。上述反应过程表示该反应为放热反应。故焓变计算公式：ΔH＝E(反应物的总键能)－E(生成物的总键能)。 (2)化学键断裂和形成是化学反应过程中伴随能量变化的根本原因。 3．热化学方程式的易混易错点 (1)可逆反应中的“ΔH”表示的是完全反应时对应的焓变值。若按该反应的化学计量数投料进行反应，由于可逆反应不能进行彻底，那么吸收或放出的热量一定比该值小。 (2)热化学方程式中的物质必须注明聚集状态，不用标“↑”“↓”，也不用标明反应条件(如加热、高温、催化剂等)，而写发生反应时的温度和压强。 (3)ΔH的单位为kJ·mol－1，注意“＋”“－”且与化学方程式一一对应。 (4)ΔH的数值与化学方程式的书写形式有关。 (5)ΔH单位中的“mol—1”指反应进度为1 mol，此时各种反应物消耗掉的物质的量，各种生成物的物质的量，在数值均等于热化学方程式中各自的化学计量数。 4．中和反应反应热的概念及反应热的数值变化 (1)中和反应反应热是指在稀溶液中酸与碱发生中和反应生成1 mol H2O时的反应热，其数值与反应物的量的多少无关。 (2)若用NaOH固体或NaOH浓溶液代替NaOH溶液，NaOH固体溶于水（NaOH溶液稀释）时放热，使测得的反应热的数值偏大。 (3)用浓硫酸代替盐酸，浓硫酸溶于水时放热，使所测反应热的数值偏大；用醋酸代替盐酸，弱酸、弱碱电离时吸热，使所测反应热的数值偏小；若用稀硫酸和稀Ba(OH)2溶液测定反应热，生成BaSO4沉淀时还会放出一部分热量，使所测反应热的数值偏大。 4．运用盖斯定律计算反应热的技巧 (1)运用盖斯定律的技巧——“三调一加”。 一调：根据目标热化学方程式，调整已知热化学方程式中反应物和生成物的左右位置，改写已知的热化学方程式。 二调：根据改写的热化学方程式调整相应ΔH的符号。 三调：调整中间物质的化学计量数。 一加：将调整好的热化学方程式及其ΔH相加。 (2)运用盖斯定律的三个注意事项。 ①热化学方程式乘以某一个数时，焓变ΔH也必须乘上该数。 ②热化学方程式相加减时，物质之间相加减，焓变ΔH也必须相加减。 ③将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“－”随之改变，但绝对值不变。 5．反应热(ΔH)的大小比较方法 (1)比较反应热(ΔH)时，要带上“+”、“—”号比较，不能只比较数值。对于放热反应(ΔH<0)，ΔH的数值越大，放出的热量越少；对于吸热反应(ΔH>0)， ΔH的数值越大，吸收的热量越多。 (2)同一反应，生成物的状态不同时： A(g)+B(g)===C(g) ΔH1<0 A(g)+B(g)===C(l) ΔH2<0 存在ΔH2＜ΔH1。 (3)同一反应，反应物的状态不同时： A(s)+B(g)===C(l) ΔH1<0 A(g)+B(g)=C(l) ΔH2<0 存在ΔH2＜ΔH1。 (4)同种燃料燃烧时，燃烧产物越稳定，放出的热量越多，ΔH越小。 6．理解燃烧热和中和反应反应热的注意事项 (1)中和热是酸、碱的稀溶液反应生成1 mol液态H2O放出的热量，稀强酸溶液与稀的强碱反应的中和热为为57.3 kJ·mol-1。浓硫酸稀释时放热，与碱反应生成1 mol H2O(l)时放出的热量大于57.3 kJ。当中和反应有沉淀生成时，生成1 mol H2O(l)时放出的热量大于57.3 kJ。 (2)对于中和热、燃烧热，由于它们反应放热是确定的，其焓变(ΔH)为负值。 (3)当用热化学方程式表示中和热时，生成H2O(l)的物质的量必须是1 mol，当用热化学方程式表示燃烧热时，可燃物的物质的量必须为1 mol。 (4)燃烧热概念中的“完全燃烧生成稳定氧化物”是指单质或化合物燃烧后变为最稳定的物质。完全燃烧时，下列元素要生成对应的物质：C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)，N→N2(g)等。 (5)根据燃烧热计算物质完全燃烧放出的热量：Q＝n(可燃物)×|ΔH|，其中ΔH代表燃烧热。 考点06 化学反应速率 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 化学反应速率的表示方法和计算 1. 化学反应速率的表示方法 (1)通常，化学反应速率用单位时间内反应物浓度的_______或生成物浓度的_______来表示。 (2)对于化学反应：aA(g)+bB(g)===cC(g)+dD(g) v(A)=_______，v(B)=_______，v(C)=_______，v(D)=_______，其中Δc取正值。 用不同物质的浓度变化表示的速率是不相等的，所以可统一将化学反应速率表示为 v =_____· = _____· = _____· = _____· (3)平均速率和瞬时速率 化学反应速率实际上是反应在Δt 内的_______速率，因为化学反应往往都不是匀速进行，所以在不同的时间段，反应的平均速率_______。 若将观察的时间间隔无限缩小，平均速率的极限值即为_______速率。 2．化学反应速率的测定方法 常用的物理方法是基于测量与物质_______相关的一些物理性质（如压强、 体积、吸光度等）的变化，然后间接计算出浓度变化和化学反应速率。 (1)对于有气体生成的反应，可测定相同时间内收集气体_______的多少或测定收集等量气体所耗_______的多少。 (2)对于有固体参加的反应，可测定相同时间内消耗固体_______的多少。 (3)对于有酸或碱参加的反应，可测定溶液中_______或_______的变化。 (4)用分光光度法测定反应体系中，某一有色物质在特定波长下的_______随时间的变化。 3．化学反应速率的计算方法 (1)用定义公式计算 利用公式v＝_______＝_______计算化学反应速率，也可以利用公式计算物质的量或物质的量浓度变化或时间等。 (2)关系式法： 同一反应中，用不同物质表示的化学反应速率之比＝物质的量浓度变化量(Δc)之比＝物质的量变化量(Δn)之比＝化学计量数之比。 如aA(g)+bB(g)===cC(g)+dD(g)，v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=______________。或＝＝＝。 (3)“三段式”计算化学反应速率 ①求解化学反应速率计算题的一般步骤： a．写出有关反应的化学方程式； b．找出各物质的起始量、转化量、某时刻量；转化量之比_______化学计量数之比； c．根据已知条件列方程计算。 ②应用举例 mA(g) + nB(g) pC(g) 起始浓度（mol/L） a b c 转化浓度（mol/L） mx nx px 某时刻浓度（mol/L） a-mx b-nx c+px 再利用化学反应速率的定义求算 v(A)＝_______ mol·L－1·s－1；v(B)＝_______ mol·L－1·s－1；v(C)＝_______ mol·L－1·s－1。 知识点2 影响化学反应速率的因素 1．主要因素 影响化学反应速率的主要因素是______________。 2．外部因素(其他条件不变，只改变一个条件) (1)浓度对化学反应速率的影响 当其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以_____化学反应速率；减小反应物的浓度，可以_____化学反应速率。 (2) 压强对化学反应速率的影响 对于气体反应，当其他条件不变时，增大压强，气体体积______，浓度______，化学反应速率______；减小压强，气体体积______，浓度______，化学反应速率______。 对有气体参加的反应，压强对化学反应速率的影响可简化理解如下： 压强改变→ (3) 温度对化学反应速率的影响 当其他条件不变时，升高温度，可以______化学反应速率；降低温度，可以______化学反应速率。 (4) 催化剂对化学反应速率的影响 当其他条件不变时，使用催化剂，化学反应速率______。 (5) 其他因素对化学反应速率的影响 ①固体表面积：固体颗粒越小，其单位质量的表面积______，与其他反应物的接触面积______，化学反应速率______。 ②反应物状态：一般来说，配成溶液或反应物是气体，都能增大反应物之间的接触面积，有利于______反应速率。 ③形成原电池：可以______氧化还原反应的反应速率。 ④其它方法：光辐照、放射线辐照、超声波、电弧、强磁场、高速研磨，均是行之有效的改变化学反应速率的方法(块状)。 知识点3 化学反应速率理论——碰撞理论和过渡态理论 1．基元反应与反应历程 (1)基元反应和复杂反应 由反应物只经______就转化成生成物的反应，称为基元反应。由______完成的反应称为非基元反应或复杂反应，其中的每一步都是一个______反应。 (2)反应历程 ①反应历程是用一系列的基元反应来描述的，而我们平时所写的化学方程式只能表示出反应物和生成物之间的____________关系。 ②化学反应速率与反应历程有关，相同的反应，条件不同反应历程不同，化学反应速率______。 2．碰撞理论 (1)碰撞理论要点 ①反应物分子间的____________是反应发生的前提条件。 ②只有那些能量______平均能量，并满足____________要求的分子的碰撞，才有可能发生化学反应。可能发生化学反应的碰撞称为有效碰撞。 ③在亿万次的碰撞中，只有极少数的活化分子在有合适______时的碰撞才能够发生化学反应。 (2)基元反应反应物、生成物的能量与活化能的关系 其中：E1表示______的活化能，E2表示______的活化能；E1-E2表示______。 (3)活化能与化学反应速率的关系 ①增大反应物的浓度，活化分子数目______，单位时间内的有效碰撞次数______，化学反应速率______。 ②增大压强，气体体积______，反应物浓度______，活化分子数______，单位时间内的有效碰撞次数______，反应速率______。 ③提高反应温度，会使反应物分子的能量普遍升高，从而增加了反应物分子中活化分子的______，单位时间内有效碰撞的次数______。因此，对大多数反应而言，升高温度可以______化学反应速率。 3．催化剂对化学反应速率的影响——过渡态理论 (1)过渡态理论要点 ①从反应物到生成物的变化过程中，必须要经过一个______状态，这个中间状态被称为过渡态。 ②具有平均能量的反应物分子需要______能量，才能到达______的过渡态，过渡态分子的平均能量和反应物分子平均能量的______称为该反应的活化能。 (2)催化剂对化学反应速率的影响 ①有催化剂时，催化剂改变了反应历程，新过渡态的能量______（也可以形成几个活化能______的新过渡态），相应地增加了单位体积内活化分子的______，从而提高了反应速率。 ②催化剂改变了_________，_________地提高了正、逆反应的速率，不改变化学平衡______和平衡______。 (3)加入催化剂后反应历程 如图所示：反应A+B→AB的活化能为Ea，加入催化剂K后，反应分两步进行： ①A+K→AK      活化能为______ ②AK+B→AB+K       活化能为______ 总反应：A+BAB 活化能为______ 加入催化剂K后，两步反应的活化能Ea1和Ea2均______原反应的活化能Ea，因此反应速率______。 由于Ea1>Ea2，第1步反应是______反应，是______整个反应快慢的步骤，称为“定速步骤”或“决速步骤”，第1步反应越快，则整体反应速率就______。 对总反应来说，第一步反应的活化能Ea1就是在催化条件下总反应的活化能。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．化学反应速率的表示方法和计算方法 (1)化学反应速率一般指平均速率而不是某一时刻的瞬时速率，且无论用反应物还是用生成物表示均取正值。 (2)同一化学反应，相同条件下用不同物质表示的反应速率，其数值可能不同，但表示的意义相同。 (3)固体或纯液体的浓度视为常数，不能用固体或纯液体的浓度变化计算化学反应速率。 (4)一般计算出来的化学反应速率是一段时间内的平均速率，不同时刻的化学反应速率是不相同的。 (5)对于同一化学反应，用不同的物质表示其化学反应速率在数值上可能不同，但其意义相同，化学反应速率之比等于化学计量系数之比。 (6)由图像确定化学方程式需要解决的问题 ①确定反应物和生成物(根据曲线的变化趋势)。 ②确定反应物和生成物的化学计量数(根据同一时间内浓度或物质的量的变化量)。 ③反应是否为可逆反应(反应最后浓度是否不随时间的变化而变化)。 2．定量化学反应速率的测定方法 (1)对于有气体生成的反应，可测定相同时间内收集气体的多少或测定收集等量气体所耗时间的多少。 (2)对于有固体参加的反应，可测定相同时间内消耗固体质量的多少。 (3)对于有酸或碱参加的反应，可测定溶液中c(H＋)或c(OH－)的变化。 (4)溶液中当反应物或产物本身有较明显的颜色时，可利用比色的方法测定溶液颜色深浅和显色物质浓度间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。 3．外界因素对化学反应速率的影响的了解和分析方法 (1)浓度对化学反应速率的影响的理解 ①固体和纯液体对化学反应速率无影响，但要注意水(液态)对溶液的稀释作用。 ②浓度的改变必须是真正参加反应离子的浓度，如酸碱中和反应影响速率的是H＋、OH－浓度。 (2)压强对反应速率的影响情况 压强只对有气体参与的化学反应速率有影响。 ①恒温时，压缩体积压强增大反应物浓度增大反应速率加快。 ②恒温时，对于恒容密闭容器 a．充入气体反应物气体反应物浓度增大(压强也增大)反应速率加快。 b．充入“惰性”气体总压强增大―→反应物浓度未改变―→反应速率不变。 ③恒温恒压时 充入“惰性”气体体积增大气体反应物浓度减小反应速率减小。 (3)催化剂在化学反应过程中参与了反应，降低了正、逆反应的活化能，同等程度改变正、逆反应速率，但不会改变反应的限度和反应热。 (4)升高温度正反应速率和逆反应速率都加快，但加快的程度不同；降低温度正反应速率和逆反应速率都减慢，但减慢的程度不同，吸热反应的反应速率总是受温度影响大。 (5)对于固体和纯液体反应物，其浓度可视为常数，改变用量速率不变。但当固体颗粒变小时，其表面积增大将导致反应速率增大。 4．化学反应历程能垒图的分析方法 (1)催化剂与化学反应 ①在无催化剂的情况下：E1为正反应的活化能；E2为逆反应的活化能；E1－E2为此反应的焓变(ΔH)。 ②有催化剂时，总反应分成了两个反应步骤(也可能为多个)，反应①为吸热反应，产物为总反应的中间产物，反应②为放热反应，总反应为放热反应。 ③催化剂的作用：降低E1、E2，但不影响ΔH，反应是放热反应还是吸热反应取决于起点(反应物)能量和终点(生成物)能量的相对大小 (2)能垒与决速步骤 能垒：简单可以理解为从左往右进行中，向上爬坡最高的为能垒，而包含此能垒的反应我们称之为决速步骤，也成为慢反应。 例如图中，从第一个中间态到过渡态2的能量就是能垒，而HCOO*+H*=CO2+2H*是在Rh做催化剂时该历程的决速步骤。 注意： ①能垒越大，反应速率越小，即多步反应中能垒最大的反应为决速反应。 ②用不同催化剂催化化学反应，催化剂使能垒降低幅度越大，说明催化效果越好。 ③相同反应物同时发生多个竞争反应，其中能垒越小的反应，反应速率越大，产物占比越高。 5．关于“控制变量法”题目的解题策略 (1)确定变量：明确影响实验探究结构的因素可能有哪些，即变量。 (2)定多变一：根据实验目的确定需要控制的变量。在探究时，先确定其他因素不变，只变化一种因素，研究这种因素的影响结果，再确定另一种因素的影响结果。通过分析每种因素与所研究问题之间的关系，得出所有影响因素与探究问题之间的关系。 (3)数据有效：注意选择数据要有效，且变量统一，否则无法作出正确判断。 考点07 化学平衡 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 可逆反应和化学平衡状态 1. 可逆反应的特点 ①同一条件下，正反应和逆反应______发生、______存在。 ②反应______进行到底，反应物不能实现______转化。 ③反应体系中，与化学反应有关的各种物质______同一反应体系。 ④反应达到限度时，反应仍在______，没有______。 2．化学平衡状态 (1)化学平衡状态的概念 在一定条件下的可逆反应，当正、逆反应的速率______时，反应物和生成物的______均保持不变，即体系的______不随时间而改变，这表明该反应中物质的转化达到了“______”，这时的状态我们称之为化学平衡状态，简称化学平衡。 (2)化学平衡状态的特征 ①逆：研究对象为______反应 ②等：正、逆反应速率______，即v正____v逆 ③动：化学平衡是______平衡，即v正____v逆____0 ④定：平衡混合物中，各组分的浓度__________ ⑤变：条件改变，化学平衡状态可能发生______ 3．化学平衡状态的判断 (1)用本质特征判断 判断依据：正反应速率与逆反应速率______，即v正____v逆。 ①同一种物质：该物质的生成速率______它的消耗速率。 ②不同的物质：速率之比______化学方程式中各物质的化学计量数之比，但必须是______方向的速率。 (2)用宏观特征判断 判断依据：反应混合物中各组成成分的浓度、含量____________。 ①各组成成分的质量、物质的量、分子数、体积(气体)、物质的量浓度均____________。 ②各组成成分的质量分数、物质的量分数、气体的体积分数均____________。 ③反应物的转化率、产物的产率____________。 (3)用“总压强、混合气体的密度、平均摩尔质量”判断平衡状态的注意事项 ①恒温恒容条件下，用“总压强、平均摩尔质量”判断平衡状态时，要特别关注反应前后气体分子总数的变化，如： mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g) 是否平衡 压强 当m＋n≠p＋q时，总压强一定(其他条件一定) 当m＋n＝p＋q时，总压强一定(其他条件一定) 混合气体的 当m＋n≠p＋q时，一定 当m＋n＝p＋q时，一定 ②恒温恒容条件下，用“混合气体的密度”判断平衡状态时，要特别关注反应前后是否有非气态物质参与反应，如 关注各物质的状态 是否平衡 密度 C(s)＋CO2(g)2CO(g)(ρ一定) N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)(ρ一定) H2(g)＋I2(g)2HI(g)(ρ一定) 知识点2 化学平衡常数及转化率 1．化学平衡常数 (1)概念及表达式 ①在一定温度下，可逆反应达到______时，____________的乘积除以____________的乘积的比值是个常数，这个常数叫做该反应的化学平衡常数，简称平衡常数，用符号K表示。 ②对于一般的可逆反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，当在一定温度下达到平衡时 K＝____________ (2)书写要点 ①平衡常数的表达式必须与____________相对应。 ②在稀溶液中进行的反应，如果反应中有水参加，水的浓度不必写在平衡常数的表达式中，因为水的浓度被视为______。 ③当有固体和纯液体参与反应时，固体和纯液体的浓度也不写入平衡常数的表达式中。 (3)影响因素 K只受______影响，与反应物或生成物的浓度变化无关，与压强变化、是否使用催化剂无关。 (4)意义 ①根据K的大小，可以推断反应进行的程度，K越大，表示正向反应进行的程度______，反之______。 ②一般来说，如果一个反应的平衡常数大于105，通常认为该反应可以进行得______；如果一个反应的平衡常数小于10—5， 则认为这个反应进行的程度______。 2．平衡转化率 (1)概念 一定温度下，化学反应进行的程度还可以用反应物的平衡转化率（α）表示： α = ×100% (2)影响因素 平衡转化率除了与______有关外，还与反应物的_________有关。 3．有关化学平衡常数和转化率的计算 (1)计算模型——三段式法 　　　　　　 aA(g) ＋ bB(g)  cC(g)＋dD(g) c(初)(mol·L－1) x y 0 0 Δc(mol·L－1) am bm cm dm c(平)(mol·L－1) x-am y-bm cm dm (2)解题思路 ①设未知数：具体题目要具体分析，一般设某物质的转化量或转化率为x。 ②确定三个量：根据反应物、生成物及变化量三者之间的关系，代入未知数确定平衡体系中各物质的起始量、变化量、平衡量并按（1）中“模式”列表。 ③解题设问题：明确了“始”、“变”、“平”三个量的具体数值，再根据相应关系求平衡时某成分的浓度、反应物转化率等，求出题目答案。 (3)基本计算关系 ①各物质的物质的量浓度变化量之比＝物质的量变化量之比＝化学计量数之比。 ②反应物的转化率＝×100%＝×100%。 ③反应产物的产率＝×100%。 ④平衡时B组分的体积分数＝平衡时B组分的物质的量分数＝×100%。 4．压强平衡常数和速率常数 (1)压强平衡常数 ①以aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)为例， Kp＝，其中，p(X)：X在平衡体系中物质的量分数(或体积分数)×总压强。 ②计算方法 a．根据“三段式”法计算平衡体系中各物质的物质的量或物质的量浓度。 b．计算各气体组分的物质的量分数或体积分数。 c．根据分压计算公式求出各气体物质的分压，某气体的分压＝气体总压强×该气体的体积分数(或物质的量分数)。 d．根据平衡常数计算公式代入计算。 (2)速率常数(k正、k逆) ①表达式：若基元反应为mA ＋nBpC， 则：v正＝k正cm(A)·cn(B)、v逆＝k逆cp (C) 上式中的k为速率常数，是化学反应速率的量化表示方式。 ②表示意义：其数值相当于参加反应的物质都处于单位浓度(1 mol·L－1)时的反应速率。 ③影响因素：不同的反应有不同的速率常数，速率常数与反应温度、反应溶剂、催化剂等有关，与浓度无关。 ④当化学反应达到平衡时，v正＝v逆，即k正cm (A)·cn(B) ＝k逆cp (C)，则化学平衡常数K＝。 知识点3 化学平衡的移动 1．化学平衡的移动 (1)概念：从一个平衡状态变为另一个平衡状态，称为化学平衡的移动。化学平衡的移动，就是改变___________，破坏原有的平衡状态，建立起新的平衡状态的过程 (2)化学平衡移动的原因 化学平衡状态是有条件的，当条件发生改变时，化学平衡可能发生移动。 改变的外界条件通常是______、______和______。 (3)化学平衡移动的方向 条件改变 2．用平衡常数判断平衡移动的方向 以平衡常数的值为标准，可以通过比较浓度商与平衡常数的相对大小判断正在进行的可逆反应是否处于平衡状态，以及将向哪个方向进行最终建立新的平衡。 若Q＞K，平衡向______方向移动； 若Q＝K，体系处于______状态，平衡______； 若Q＜K，平衡向______方向移动。 (3)浓度改变对化学平衡的影响规律 ①Q______，则Q____K，平衡向______方向移动； ②Q______，则Q____K，平衡向______方向移动。 (4)温度改变对化学平衡的影响规律 ①温度升高，平衡向____________方向移动；温度降低，平衡向____________方向移动。 ②温度改变与K的关系 a．若正反应为放热反应，升高温度，K______；减低温度，K______。 b．若正反应为吸热反应，升高温度，K______；减低温度，K______。 (5)压强改变对化学平衡的影响规律 对于可逆反应：aA(g)bB(g)　K＝，在其他条件不变的情况下 ①若a>b，增大压强，Q____K，平衡向______方向(____________的方向)移动。 ②若a＝b，改变反应体系的压强，Q____K，平衡______移动。 ③若a<b，增大压强，Q____K，平衡______方向(____________的方向)移动。 (6)催化剂对化学平衡的影响规律 当其他条件不变时，催化剂不能改变达到化学平衡状态时反应混合物的______，但是使用催化剂能改变反应达到化学平衡所需的______。 3．勒夏特列原理(平衡移动原理) (1)内容：改变影响化学平衡的一个因素(如浓度、温度、压强)，平衡将向着能够______这种改变的方向移动。 (2)适用范围：勒夏特列原理仅适用于____________的反应体系，对不可逆过程或未达到平衡的可逆过程均不能适用。 知识点4 化学反应速率和化学平衡的图像 1．瞬时速率—时间图像 (1)观察如图，分别找出甲、乙、丙t1时刻所改变的条件。 甲：__________________；乙：__________________；丙：__________________。 (2)当可逆反应达到一种平衡后，若某一时刻外界条件发生改变，都可能使速率—时间图像的曲线出现不连续的情况，根据出现“断点”前后的速率大小，即可对外界条件的变化情况作出判断。 t1时刻改变的条件是____________或可能______(仅适用于__________________反应)。 (3)常见含“断点”的速率变化图像分析 图像 t1时刻 所改变的条件 温度 正反应为______反应 正反应为______的反应 压强 正反应为_______________的反应 正反应为_______________的反应 2．过程速率—时间图像 如Zn与足量盐酸反应，反应速率随时间的变化情况如图所示： 解释原因：AB段(v渐大)，因为____________________________________________________________；BC段(v渐小)，主要是因为______________________________________________________。 3．含量—时间—温度(压强)图像 常见图像形式有如下几种。其中C%指生成物的百分含量，B%指反应物的百分含量。 析图关键：“先拐先平，数值大”。即曲线先出现拐点的首先达到平衡，反应速率快，以此判断温度或压强的高低，再依据外界条件对平衡的影响分析判断反应的热效应及反应前后气体体积的变化。 4．转化率(或质量分数)与压强—温度图像 (1)恒压线图像 当压强相等（任意一条恒压线）时温度升高，A的转化率______，平衡______移动，这则正反应为______反应。 当温度相等时，即作垂直于横轴的辅助线，与三条恒压线交于三点，这三点自下而上压强______，A的转化率______，平衡______移动，则正反应为________________________的反应。 (2)恒温线图像 当温度相等(任意一条等温线)时，增大压强，A的转化率______，说明增大压强平衡______移动，即正反应是_________________的反应。 当压强相等时，在图3中作直线，与两条等温线交于两点，这两点自下而上为______温度，A的转化率______，说明降低温度平衡______移动，即正反应为______反应。 (3)含量（转化率）—温度曲线 ①对于反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)　ΔH＜0。 M点之前，温度越高，反应速率越大，反应物浓度减小或生成物浓度增大；M点时达到______状态； M点之后，温度升高，反应物浓度增大或生成物浓度减小。发生变化的原因有： a．反应放热，升温，平衡______移动； b．温度升高，催化剂活性降低，反应速率减小，反应可能未达到平衡状态。 ②平衡转化率-温度曲线 如图所示曲线是其他条件不变时，某反应物的平衡转化率与温度的关系曲线。图中标出的1、2、3、4四个点，表示v正＞v逆的是______，表示v正＜v逆的是______，而______表示v正＝v逆。 图像曲线上的点全为对应条件下的平衡点。 5．工业生产中的速率和平衡图像 (1)含量/转化率—投料比图像 以恒温恒容密闭容器中发生反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，在不同温度平衡时生成物C的体积分数与投料比的关系为例： 曲线上的点均为不同温度下对应投料比下的平衡点，n(A)：n(B)=a时，平衡时C的体积分数______。 ①改变投料比相当于增加一种反应物的浓度，另一种反应物的转化率升高，而自身的转化率______。 ②当按化学反应方程式的计量数之比投入反应物，各组分的平衡转化率相同，平衡时产物的体积分数v。 (2)温度—选择性图像 以一定条件下，使用不同催化剂在相同时间内2SO2+O22SO3，SO2的转化率随反应温度的变化图像为例。 340 ℃左右，催化剂的催化能力较大，二氧化硫的转化率也是较大，反应速率较快，所以选择Fe2O3作催化剂，最适宜温度为340 ℃左右；a点以后，催化剂催化能力需要维持在一定的温度下，温度太高，催化剂活性可能会降低。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．可逆反应的特点和极值法确定浓度范围 (1)可逆反应不等同于可逆过程，可逆过程包括物理变化和化学变化，而可逆反应属于化学变化。 (2)可逆反应体系中， 反应物不能全部转化为生成物，生成物也不能完全转化为反应物。 (3)极值法确定浓度范围的方法 2．化学平衡状态的判断方法 (1)判断化学平衡状态的依据——“正逆相等，变量不变” (2)不能作为判断化学平衡状态“标志”的几种情况 ①反应组分的物质的量之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比。 ②恒温恒容下的气体分子数不变的反应，体系的压强或总物质的量不再随时间而变化。 ③全是气体参加的气体分子数不变的反应，体系的平均相对分子质量不再随时间而变化。 ④全是气体参加的反应，恒容条件下体系的密度保持不变。 3．化学平衡常数的应用 (1)根据K值的大小判断可逆反应进行的程度。 K <10－5 10－5～105 >105 反应程度 很难进行 反应可逆 反应接近完全 (2)判断反应是否达到平衡或进行的方向 Q＜K，反应向正反应方向进行，v正>v逆； Q＝K，反应处于平衡状态，v正=v逆； Q＞K，反应向逆反应方向进行，v正<v逆。 (3) ΔH与K的关系 ①ΔH<0，升高温度，K减小；降低温度，K增大。 ②ΔH>0，升高温度，K增大；降低温度，K减小。 4．有关平衡常数和转化率的计算技巧 (1)“三段式”法的计算模式 ①巧设未知数：具体题目要具体分析、灵活设立，一般设某物质的转化量为x； ②确定三个量：根据化学计量数及变化量之间的关系，代入未知数确定平衡体系中各物质的起始量、变化量和平衡量，并列出“三段式”； ③解题设问题：明确了“始”“变”“平”三个量的具体数值，再根据相应的关系求平衡时某成分的浓度、反应物的转化率等，求出题目答案。 (2)原子守恒法解题的基本思路 5．化学平衡移动的分析思路 (1)分析化学平衡移动的一般思路 (2)构建恒温恒容平衡思维模式 新平衡状态可认为是两个原平衡状态简单的叠加并压缩而成，相当于增大压强。 (3)构建恒温恒压平衡思维模式(以气体物质的量增加的反应为例，见图示) 新平衡状态可认为是两个原平衡状态简单的叠加，压强不变，平衡不移动。 (4)绝热体系的化学平衡分析方法 在绝热条件下，体系与外界不进行热交换，若反应放热，体系内温度升高，平衡向吸热反应方向移动；若反应吸热，体系内温度降低，平衡向放热反应方向移动。 6．充入“惰性”气体对化学平衡的影响 (1)恒容时，通入“惰性”气体，压强增大，平衡不移动；恒压时，通入“惰性”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对于反应前后气体体积相等的反应[如H2g＋I2g2HIg]，当向平衡体系中充入“惰性”气体时，则无论任何情况下平衡都不发生移动。 7．化学平衡移动方向和转化率的判断思路 (1)反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)的转化率分析 ①若反应物起始物质的量之比等于化学计量数之比，达到平衡后，它们的转化率相等。 ②若只增加A的量，平衡正向移动，B的转化率增大，A的转化率减小。 ③若按原比例同倍数地增加(或降低)A、B的浓度，等效于压缩(或扩大)容器体积，气体反应物的转化率与化学计量数有关。 同倍数增大c(A)和c(B) (2)只有一种气体反应物的化学平衡移动方向和转化率分析(恒温恒容，A、B、C均为气体) 可逆反应 改变条件 平衡移动方向 反应物转化率 AB＋C 增大A的浓度 正向移动 α(A)减小 2AB＋C 增大A的浓度 正向移动 α(A)不变 3AB＋C 增大A的浓度 正向移动 α(A)增大 8．理解勒夏特列原理的注意问题 (1)由“化学平衡”可知，勒夏特列原理的适用对象是可逆过程。适用于任何动态平衡(如溶解平衡、电离平衡等)，非平衡状态不能用此来分析。 (2)由“减弱”可知，只能减弱改变，而不能消除改变，更不能“扭转”外界条件的影响。 (3)勒夏特列原理可判断“改变影响平衡的一个条件”的平衡移动的方向。若同时改变影响平衡移动的几个条件，则不能简单地根据勒夏特列原理来判断平衡移动的方向，只有在改变的条件对平衡移动的方向影响一致时，才能根据勒夏特列原理进行判断。 9．化学反应速率与平衡图像读图识图技巧 (1)捕捉图像中的五个关键点 (2)读图识图获取有用信息的技巧 10．化工生产中的速率和平衡图像分析策略 除通过图像获取有用信息和对获取的信息进行加工处理外，还需注意以下4点： (1)曲线上的每个点是否都达到平衡 往往需要通过曲线的升降趋势或斜率变化来判断，如果还未达到平衡则不能使用平衡移动原理，只有达到平衡以后的点才能应用平衡移动原理。 (2)催化剂的活性是否受温度的影响 不同的催化剂因选择性不同受温度的影响也会不同。一般来说，催化剂的活性在一定温度下最高，低于或高于这个温度都会下降。 (3)不同的投料比对产率也会造成影响 可以采用定一议二的方法，根据相同投料比下温度或压强的改变对产率的影响或相同温度或压强下改变投料比时平衡移动的方向进行判断，确定反应的吸放热或化学计量数之和的大小。 (4)考虑副反应的干扰或影响 往往试题会有一定的信息提示，尤其温度的改变影响较大。 考点08 化学反应的方向与调控 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 化学反应的方向 1．自发反应和自发过程 (1)自发反应不是在任何条件下都自发，而是“在给定的条件下”的自发，即自发反应也需要一定条件引发反应，一旦反应后即可自发进行。 (2)自发反应的“一定的条件”，可以是一定的温度和压强，可以是“点燃、光照、加热、高温”等给反应物提供能量的条件，“外界帮助”指通电、放电等，如氢气的燃烧是自发的通过需点燃才能发生。 (3)非自发反应在一定条件下也能发生，如NaCl在通电条件可分解生成Na和Cl2。 (4)判断某反应是否自发，只是判断反应的方向，与是否会发生、反应的快慢无关。 (5)自发过程可以是物理过程，不一定是自发反应，而自发反应一定是自发过程。 (6)不能认为自发反应应用普通，非自发反应没有应用价值。将电能、热能转化为化学能的许多非自发反应是制备物质的重要反应，如电解法去冶炼钠、镁、铝和制取氯气等。 2．熵和熵变 (1)熵、熵变的概念 ①熵：描述系统的_____或______程度的物理量，符号为______。 ②熵变：变化前后熵的差值，符号为______，单位为____________。 ③化学反应的熵变：△S =S(生成物)-S(反应物)。 △S>0为______反应；△S<0为______反应。 (2)熵和熵变的规律 ①同种物质的S(g)____S(l)____S(s)； ②同类物质的摩尔质量越大，熵______；如甲烷的熵______乙烷。 ③对于有气体参加的反应，反应前后气体分子数增加，则△S____0，反应前后气体分子数减小，则△S____0，反应前后气体分子数不变，△S变化______。 3．焓变和熵变对反应方向的共同影响 (1)化学反应方向的判据 在温度、压强一定的条件下，对于除了体积功以外不做其他功的化学反应，把焓变、熵变以能量的形式组合在一起，以ΔH－TΔS为判据。 ΔH－TΔS<0　反应____________； ΔH－TΔS＝0　反应____________； ΔH－TΔS>0　反应____________。 (2)对“ΔH－TΔS”的讨论： ①ΔH < 0，ΔS>0的反应，任何温度下都____自发进行； ②ΔH>0，ΔS<0的反应，任何温度下都____自发进行； ③ΔH和ΔS的作用相反，且相差不大时，温度对反应的方向起决定性作用。 a．当ΔH<0，ΔS<0时，______下反应能自发进行； b．当ΔH>0，ΔS>0时，______下反应能自发进行。  ④当反应的焓变和熵变的影响相反时，且大小相差悬殊时，某一因素可能占主导地位。 a．常温下的放热反应，______对反应方向起决定性作用。 b．常温下的吸热反应，______对反应方向起决定性作用。 知识点2 化学反应的调控 1．化工生产适宜条件选择的一般原则 条件 原则 从化学反应速率分析 既不能过快，又不能过慢 从化学平衡移动分析 既要注意外界条件对速率和平衡影响的一致性，又要注意对二者影响的矛盾性 从原料利用率分析 增加廉价易得原料，提高高价难得原料的利用率，从而降低生产成本 从实际生产能力分析 如设备承受高温、高压能力等 从催化剂的使用活性分析 注意催化剂的活性对温度的限制 2．平衡类问题需考虑的几个方面 (1)原料的来源、除杂，尤其考虑杂质对平衡的影响。 (2)原料的循环利用。 (3)产物的污染处理。 (4)产物的酸碱性对反应的影响。 (5)参加反应的物质的压强对平衡造成的影响。 (6)改变外界条件对多平衡体系的影响。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．判断化学反应自发性的方法 (1)复合判据 体系能量降低和混乱度增大都有促使反应自发进行的倾向。判断反应的自发性必须综合考虑反应的焓变和熵变。 ①ΔH-TΔS<0 反应能自发进行 ②ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态 ③ΔH-TΔS>0 反应不能自发进行 (2)对反应自发性的理解 ①ΔH-TΔS只能应用于温度、压强一定的条件下的化学反应，不能用于其他条件。 ②过程的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。 ③在讨论过程的方向时，指的是没有外界干扰的体系。如果允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果。如高温下石灰石分解，高温高压下石墨转化为金刚石，实现的先决条件是要向体系中输入能量，该过程本质仍然是非直发的。 ④反应的自发性也受外界条件的影响。如常温下石灰石分解是非自发的，但在1273K时，这一反应是自发的。 考点09 离子反应和离子方程式 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 电解质的电离 1. 电解质和非电解质 2．强电解质和弱电解质 强电解质 弱电解质 定义 溶于水后几乎______电离的电解质 溶于水后只有______电离的电解质 化合物类型 离子化合物及具有强极性键的共价化合物 某些具有弱极性键的共价化合物 电离程度 ____________电离 ____________电离 电离过程 ______过程，______电离平衡 ______过程，______电离平衡 溶液中存在的溶质微粒 只存在____________，不存在____________ 既存在____________，又存在____________ 实例 绝大多数的盐（包括难溶性盐） 强酸：H2SO4、HCl、HClO4等 强碱：Ba(OH)2 Ca(HO)2等 弱酸：H2CO3 、CH3COOH等。 弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2 Fe(OH)3等。 3．电解质的电离 (1)定义：电解质溶于水或熔化时，形成____________的离子的过程。 (2)电离发生的条件 ①离子化合物______或______； ②具有强极性键的共价化合物（如HCl、H2SO4等）______； ③某些具有弱极性键的共价化合物______。 (3)电离方程式 强电解质 在水中完全电离，用“===”连接。例如，Ba(OH)2、(NH4)2SO4： ________________________、________________________ 弱电解质 在水中部分电离，用“______”表示 ①多元弱酸分步电离，分步书写，以第一步电离为主。例如，H2CO3的电离：________________________、________________________ ②多元弱碱分步电离，但一步书写。例如，Fe(OH)3的电离： ________________________ 酸式盐 ①在水中强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4：_______________________，固体由______和______构成 ②多元弱酸酸式盐，第一步完全电离，其余部分电离。例如NaHCO3： ________________________、________________________ 4．电解质溶液的导电性 (1)电解质溶液导电的原因： 电解质电离出的阴、阳离子在____________的作用下，发生______移动实现导电过程，一般情况下，自由移动离子的浓度______，所带的电荷数______，电解质溶液的导电能力越强。 (2)电解质的导电性与溶液导电能力强弱的判断 (3)金属导电和电解质溶液导电的区别 ①金属导电是由于____________在电场作用下的定向移动，温度高、金属阳离子振动幅度大，自由电子定向移动阻力增大，金属导电性______。 ②电解质溶液之所以导电，是由于溶液中有____________的离子存在。电解质溶液导电能力的大小，决定于溶液中自由移动离子的______和离子的______，和电解质的强弱没有必然联系。但温度升高时，弱电解质电离程度______、离子浓度______、导电性会______。 知识点2 离子反应与离子方程式 1．离子反应 (1)定义：有______参加或有______生成的反应统称为离子反应。 (2)反应实质：溶液中离子的______或______发生改变。一般向着______某些离子浓度的方向进行。 2．离子反应发生的条件 (1)发生复分解反应： ①生成______的物质，如Cu(OH)2、BaSO4等； ②生成______的物质，如弱酸、弱碱和水等； ③生成______的物质，如CO2、NH3等。 (2)发生氧化还原反应：强______性与强______性物质发生反应，如Fe3+与I-反应。 (3)生成配合物，如Fe3+与SCN-生成Fe(SCN)3。 3．离子方程式的书写 (1)书写步骤 ①写——写出正确的化学方程式 ②拆——将______于水且______的物质写成离子形式，______于水、______的物质用化学式表示。 ③删——删去方程式两边______反应的离子。 ④查——检查方程式是否符合______守恒和______守恒。 (2)离子方程式中物质的“拆分” ①能拆分写成离子形式的物质是易溶的强电解质，包括______、______、大多数__________。例如： 强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4。 强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。 可溶性盐：钾盐、钠盐、铵盐、硝酸盐。 ②氧化物、过氧化物、弱电解质、多元弱酸的酸根离子、沉淀、气体、非电解质在离子方程式中均不能拆分。 ③微溶物作为产物视为沉淀，不拆分；作反应物时，澄清溶液拆分为离子，浑浊液不拆分，如Ca(OH)2。 ④产物NH3·H2O的处理：不加热或稀溶液中，写成NH3·H2O；②加热或浓溶液中，写成NH3和H2O。 知识点3 与量有关的离子方程式的书写 1．连续型离子反应 指反应生成的离子因又能跟剩余（过量）的反应物继续反应而跟用量有关。 (1)可溶性多元弱酸（或其酸酐）与碱溶液反应。如CO2通入NaOH溶液中： ①少量CO2：________________________ ②过量CO2：________________________ (2)多元弱酸（或其酸酐）与更弱酸的盐溶液反应。如CO2通入Na［Al(OH)4］溶液中： ①少量CO2：__________________________________________ ②过量CO2：__________________________________________ (3)多元弱酸盐与强酸反应。如Na2CO3溶液与稀盐酸 ①少量盐酸：________________________ ②过量盐酸：________________________ (4)Fe与稀HNO3溶液反应 ①少量铁：____________________________________ ②过量铁：____________________________________ 2．先后型离子反应 一种反应物的两种或两种以上的组成离子，都能跟另一种反应物的组成离子反应，但因反应次序不同而跟用量有关。又可称为竞争型。 (1)NH4HSO4溶液与NaOH溶液的反应 ①少量NaOH：____________________________________ ②过量NaOH：____________________________________ (2)将Fe(NO3)3溶液与HI混合 ①少量HI：________________________________________________ ②过量HI：________________________________________________ (3)向FeBr2溶液通入Cl2 ①少量Cl2：____________________________________ ②过量Cl2：____________________________________ (4)向FeI2溶液通入Cl2 ①少量Cl2：____________________________________ ②过量Cl2：____________________________________ 3．配比型离子反应 当一种反应物中有两种或两种以上组成离子参与反应时，因其组成比例不协调（一般为复盐或酸式盐），当一种组成离子恰好完全反应时，另一种组成离子不能恰好完全反应（有剩余或不足），因而跟用量有关。 (1)Ca(HCO3)2溶液与NaOH溶液反应 ①少量NaOH：________________________________________________ ②过量NaOH：________________________________________________ (2)NaHCO3溶液与Ca(OH)2溶液反应 ①少量NaHCO3：________________________________________________ ②过量NaHCO3：________________________________________________ (3)Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液反应 ①n［Ba(OH)2］∶n（NaHSO4）＝1∶1，___________________________________，此时溶液呈______； ②n［Ba(OH)2］∶n（NaHSO4）＝1∶2，____________________________________，此时溶液呈______，若向该溶液中再加入Ba(OH)2溶液，离子方程式为________________________。 （4）KAl(SO4)2与Ba(OH)2溶液反应 ①n［KAl(SO4)2］∶n［Ba(OH)2］＝1∶1，__________________________________________ ②n［KAl(SO4)2］∶n［Ba(OH)2］＝1∶2，__________________________________________ 重难突破・考向深研——要点提炼 1．电解质及相关概念的判断方法 (1)电解质、非电解质、强电解质、弱电解质的关系 (2)电解质和非电解质均是化合物，单质和混合物既不是电解质，也不是非电解质。 (3)电解质不一定导电，如固态NaCl、液态HCl等；导电物质不一定是电解质，如铁、铝等金属单质。 (4)电解质一定是指自身电离生成离子的化合物，有些化合物的水溶液能导电，但溶液中的离子不是它自身电离产生的，不属于电解质，如CO2、SO2、NH3、SO3等非电解质。它们与水反应生成的产物H2CO3、H2SO3、NH3·H2O、H2SO4自身能电离，是电解质。 2．离子方程式的正误判断 (1)“一查”是否符合客观事实 如2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑是错误的，因为H＋不能把Fe氧化成Fe3＋，而只能氧化成Fe2＋。 (2)“二查”“===”“”“↑”“↓”是否使用恰当 ①用饱和FeCl3溶液制备胶体：若离子方程式写成Fe3＋＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋是错误的，原因是Fe(OH)3胶体不是沉淀，不能标“↓”，只注明“胶体”即可。 ②NaHCO3溶液因水解呈碱性：若离子方程式写为HCO＋H2O===H2CO3＋OH－是错误的，原因是HCO水解程度很微弱，应用“”表示，而不能用“===”。 (3)“三查”拆分是否正确 只有易溶于水的强电解质能拆写成离子，其他物质均不能拆写。如Ca(HCO3)2＋2H＋===Ca2＋＋2CO2↑＋2H2O是错误的，原因是未将Ca(HCO3)2拆分成Ca2＋和HCO。 (4)“四查”是否“漏写”离子反应 如稀硫酸与氢氧化钡溶液反应的离子方程式写成Ba2＋＋SO===BaSO4↓是错误的，原因是忽略了氢离子和氢氧根离子的中和反应。 (5)“五查”反应物的“量”——过量、少量、足量等 如把过量的NaHCO3溶液与Ca(OH)2溶液混合的离子方程式写成HCO＋Ca2＋＋OH－===CaCO3↓＋H2O是错误的，原因是未考虑反应物中量的关系，正确的离子方程式为2HCO＋Ca2＋＋2OH－===CaCO3↓＋2H2O＋CO。 (6)“六查”是否符合三个守恒 ①质量守恒：如Na＋H2O===Na＋＋OH－＋H2↑是错误的，原因是反应前后氢原子的数目不等。 ②电荷守恒：如Fe3＋＋Cu===Fe2＋＋Cu2＋。是错误的，原因是电荷不守恒。 ③得失电子守恒：氧化还原反应型的离子方程式要符合得失电子守恒。如将氯化亚铁溶液和稀硝酸混合发生反应的离子方程式写成Fe2＋＋4H＋＋NO===Fe3＋＋2H2O＋NO↑是错误的，原因是氧化剂得到电子总数和还原剂失去电子总数不相等。 (7)查看是否忽略隐含的反应 如将少量SO2通入漂白粉溶液中发生反应的离子方程式写成Ca2＋＋2ClO－＋SO2＋H2O===CaSO3↓＋2HClO是错误的，原因是忽略了HClO可以将亚硫酸盐氧化。 3．判断离子能否大量共存的要点 判断多种离子能否大量共存于同一溶液中，归纳起来就是：一色、二性、三特殊、四反应。 (1)一色——溶液颜色 几种常见离子的颜色： 离子 Cu2＋ Fe3＋ Fe2＋ MnO 溶液颜色 蓝色 棕黄色 浅绿色 紫红色 (2)二性——溶液的酸碱性 ①在强酸性溶液中，OH－及弱酸根阴离子(如CO、SO、S2－、CH3COO－等)不能大量存在。 ②在强碱性溶液中，H＋及弱碱阳离子(如NH、Al3＋、Fe3＋等)不能大量存在。 (3)三特殊——三种特殊情况： ①AlO与HCO不能大量共存：AlO＋HCO＋H2O===Al(OH)3↓＋CO。 ②“NO＋H＋”组合具有强氧化性，能与S2－、Fe2＋、I－、SO等还原性的离子发生氧化还原反应而不能大量共存。 ③NH与CH3COO－、CO，Mg2＋与HCO等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的水解程度仍很小，它们在溶液中仍能大量共存。 (4)四反应——四种反应类型 四反应是指离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量共存。 ①复分解反应：如Ba2＋与SO，NH与OH－，H＋与CH3COO－等。 ②氧化还原反应：如Fe3＋与I－、S2－，NO(H＋)与Fe2＋等。 ③相互促进的水解反应：如Al3＋与CO、HCO或AlO等。 ④络合反应：如Fe3＋与SCN－等。 4．与量有关的离子方程式的书写方法 (1)分步书写法：如向AlCl3溶液中加入过量NaOH溶液，可按照反应顺序分别写出两步反应：Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓，Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O，相加可得：Al3＋＋4OH－===AlO＋2H2O。 (2)假设定序法：如Cl2与FeBr2溶液反应。在不明确离子反应的先后顺序时，可假设Cl2先与Br－反应，则生成的溴单质还要氧化Fe2＋生成Fe3＋，这样即可确定Cl2先与Fe2＋反应，后与Br－反应，然后再根据量的关系书写即可。 (3)“少定多变”法：如Ca(OH)2溶液与NaHCO3溶液反应，若NaHCO3溶液少量，则按1 mol HCO参加反应着手书写，其他离子根据需要来确定，即HCO＋OH－＋Ca2＋===CaCO3↓＋H2O。 ①“定”量少的反应物，其离子的化学计量数按化学式确定，即取1 mol。 ②“变”过量的反应物，其离子的化学计量数根据反应实际需要量来确定，不受化学式中比例的制约，是可变的。 对与用量有关的离子反应，若能按其成因进行归类梳理，就不仅可以知其然，而且还可以知其所以然。如离子配比型反应，较为多见的问题实际上是Ca2＋(或Ba2＋)、HCO、OH－的几种组合，最后的结果其实只有两种写法的离子方程式。 考点10 弱电解质的电离平衡 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 电离平衡及其影响因素 1. 电离平衡的建立 当弱电解质溶于水，在水分子的作用下，弱电解质分子电离出离子，而电离产生的离子又可以重新结合成分子。弱电解质的电离过程是______的，这两种相反的趋势最终将达到电离平衡状态。 2．电离平衡的特征 (1)弱电解质的电离平衡是一种______平衡，达到平衡时，分子电离成离子和离子结合成分子的过程并____________。 (2)弱电解质分子电离成离子速率和离子结合成弱电解质分子速率______。 (3)溶液中各分子和离子的浓度都____________。 (4)外界条件发生变化，电离平衡____________。 3．影响电离平衡的因素 (1)弱电解质____________是决定因素。 (2)外因： ①温度：弱电解质的电离一般是______过程，升高温度，电离平衡______，电离程度______。 ②浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡______，但电离程度______；加水稀释，电离平衡______，电离程度______。 ③同离子效应：增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可______弱电解质的电离，电离平衡______，电离程度______。 ④酸碱效应：加入强酸，______弱酸的电离，______弱碱的电离；加入强碱，______弱碱的电离，______弱酸的电离。 ⑤化学反应：若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，电离平衡______，电离程度______。 (3)以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，只改变一种条件对CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq)　ΔH＞0的影响，完成下表： 条件改变 平衡移动方向 c(H＋) n(H＋) 电离程度 导电能力 升高温度 加H2O 通HCl 加少量NaOH(s) 加少量CH3COONa (s) 加少量CH3COOH 知识点2 电离平衡常数和电离度 1．电离平衡常数表达式 弱酸的电离平衡常数用______表示，弱碱的电离平衡常数用______表示。如： (1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数 例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝____________； NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝____________。 (2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数 多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。例如， H2CO3H＋＋HCO Ka1＝____________； HCOH＋＋CO Ka2＝____________。 多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1____Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由____________决定。由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。 2．电离平衡常数的影响因素 (1)电离平衡常数只与电解质____________和______有关，与浓度______。 (2)由于电离是______的，所以电离平衡常数随着温度的升高而______。 3．电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸（或弱碱）的相对强弱 电离平衡常数的大小，反映了弱酸、弱碱的相对强弱。K越大，表示弱电解质越易______，酸性或碱性______。 (2)判断盐溶液的酸性（或碱性）强弱 相同条件下，对应酸或碱的电离常数越大，盐的水解程度______，盐溶液的碱性（或酸性）______。 (3)比较酸根离子结合质子(H+)的能力 相同条件下，酸性越弱，对应的酸根离子结合质子(H+)的能力______。 4．电离度 (1)概念：指在一定条件下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，______的分子数占总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分数。 即：电离度α＝____________×100% (2)影响因素 ①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越_____。 ②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越_____。 5．电离度(α)与电离平衡常数(Ka、Kb)之间的关系 ①一元弱酸(以CH3COOH为例) 设常温下，浓度为c mol·L－1的醋酸的电离度为α 　　　　　　　CH3COOHCH3COO－＋H＋ 起始(mol·L－1) c 0 0 转化(mol·L－1) c·α c·α c·α 平衡(mol·L－1) c－cα≈c c·α c·α Ka＝＝cα2、α＝，c(H＋)＝cα＝。 ②一元弱碱(如NH3·H2O，电离常数为Kb) 同理可得：Kb＝cα2，c(OH－)＝cα＝。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．影响电离平衡的因素易混易错点 (1)电离吸热，升高温度，电离平衡一定正向移动，电离程度增大。 (2)弱电解质的电离程度、溶液的导电能力与电离平衡的移动没有必然的关系。 (3)弱电解质溶液加水稀释时，要注意离子浓度与离子物质的量的变化。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀释，c(CH3COOH)、c(H＋)、c(CH3COO－)均减小，但稀释促进电离，所以n(CH3COOH)减小，n(H＋)、n(CH3COO－)增大。 (4)电离平衡也属于化学平衡，可用勒夏特列原理分析弱电解质的电离平衡。 (5)注意加水稀释和加入冰醋酸都会使平衡正向移动，但是电离度却是相反的。 2．电离平衡常数的应用举例 比较 举例 判断弱酸(或弱碱)酸性(或碱性)的相对强弱 Ka(HF)>Ka(HClO)，同浓度时的酸性：HF>HClO 判断酸与盐能否反应(强酸制弱酸) Ka1(H2CO3)>Ka(HClO)，Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO 判断溶液中粒子浓度比值的变化 向NH4Cl溶液中加水稀释时，的变化：分子、分母同乘以c(OH－)，可得，该比值只与温度有关，则温度不变，比值不变 判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱 K(HF)>K(CH3COOH)，盐所对应的酸(或碱)越弱，盐水解的程度越大，盐的碱(或酸)性越强，同浓度时的碱性：NaF<CH3COONa 判断酸式盐电离程度和水解程度的相对大小 如H2CO3的Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，由于Ka2<，则NaHCO3水解程度大于其电离程度 3．强酸与弱酸的比较方法 (1)相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 　比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱 的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 (2)相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 　比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱 的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 一元弱酸 大 多 考点11 水的电离和溶液的酸碱性 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 水的电离 1．水的电离 水是一种______的电解质，存在______的电离。 电离方程式：________________________，简写为：________________________。 2．水的离子积常数KW (1)水的离子积常数表达式为KW=____________。 ①常温时，Kw＝____________，不仅适用于纯水，还适用于稀的____________。 ②不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是______的。 (2)KW及影响因素： a．水的电离是____________的可逆过程，故温度升高，KW______。 b．水的离子积常数只受______的影响，与c(H+)、c(OH-)的变化无关。 (3) Kw曲线分析 如图所示，两条曲线表示两个不同温度下，水溶液中c(H＋)与 c(OH－)的关系。 ①由于水的电离是吸热过程，升高温度促进水电离，水的离子积常数增大，所以T____25 ℃。 ②两条曲线上任意点均有Kw＝c(H＋)·c(OH－)。 ③a点和c点溶液：c(H＋)____c(OH－)，呈____性。 ④b点溶液：c(H＋)____c(OH－)，呈____性。 ⑤d点溶液：c(OH－)____c(H＋)，呈____性。 ⑥升高温度不能使a点(中性)变为d点(碱性)。 3．影响水的电离平衡的因素 (1)电离是吸热过程，故温度升高，会_____水的电离，水的电离程度_____，KW_____，水仍呈_____性。 (2)外加酸，c(H＋)增大，______水的电离，水的电离程度______，Kw______。 (3)外加碱，c(OH－)增大，______水的电离，水的电离程度______，Kw______。 (4)加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡______移动，水的电离程度______。 (5)加入弱碱离子（如Al3+、Fe2+、NH4+、Cu2+、Ag+等），弱碱离子与水电离出的______结合，水的电离平衡______移动，c(H+)______，溶液呈______性。 (6)加入弱酸根离子（如CO32-、HCO3-、CH3COO-等），弱酸根离子与水电离出的______结合，水的电离平衡______移动，c(OH-)______，溶液呈______性。 知识点2 溶液的酸碱性 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)、c(OH－)的____________。 溶液的酸碱性 2．溶液的pH (1)溶液的 pH常用氢离子浓度的对数的负值来表示，表示为 pH=______。 (2)溶液的pH、c(H＋)及酸碱性的关系(25 ℃)： pH大小能反映出__________________，即能表示溶液的酸碱性强弱。 (3)pH的适用范围：1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1，即____≤pH≤___。 3．pH的测量 (1)酸碱指示剂 酸碱指示剂是一些分子结构复杂的有机弱酸或弱碱，根据溶液显示的颜色可以初步判断出溶液的酸碱性。常见的酸碱指示剂有甲基橙、甲基红、石蕊、酚酞等。 (2)pH试纸 ①广范pH 试纸：可以测定______范围内溶液的pH，可判别的差值约为______个pH单位。 ②精密pH试纸：可测定的pH范围较窄， 可以判别的差值约为0.2或0.3个pH单位。 (3)pH计：也称酸度计，能更准确地测量溶液的pH，可精确到______个pH单位。 3．溶液pH的计算 (1)单一溶液的pH计算 ①c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃) c(H＋)＝______ mol·L－1；pH＝______ ②c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (25 ℃) c(OH－)＝______mol·L－1；c(H＋)＝______＝______ mol·L－1；pH＝_________。 (2)混合溶液pH的计算方法 ①强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略) c混(H＋)＝__________________，然后再求pH。 ②强碱与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) 先计算c混(OH－)＝__________________，再求c混(H＋)＝______，最后求pH。 ③强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) a．恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝_____ (25 ℃)。 b．酸过量： 先求c余(H＋)＝__________________，再求pH。 c．碱过量： 先求c余(OH－)＝__________________，再求c(H＋)＝______，最后求pH。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．水电离c(H＋)水或c(OH－)水的关键的计算和分析方法 理清溶液中的H＋或OH－的来源是正确计算水电离c(H＋)水或c(OH－)水的关键 (1)溶质为酸的溶液 H＋来源于酸的电离和水的电离，而OH－只来源于水的电离：c(H＋)水＝c(OH－)溶液＝ (2)溶质为碱的溶液 H＋全部来源于水的电离，OH－来源于碱的电离和水的电离：c(OH－)水＝c(H＋)溶液＝。 (3)水解呈酸性的盐溶液 H＋或OH－全部来源于水的电离c(H＋)水＝c(OH－)水＝c(H＋)溶液。 (4)水解呈碱性的盐溶液 H＋或OH－全部来源于水的电离：c(OH－)水＝c(H＋)水＝c(OH－)溶液。 2．水的电离平衡曲线的意义 (1)同一曲线上任意点的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。 (2)同一曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。 (3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定要改变温度。 3．测量溶液pH时的注意事项 (1)不能用湿润的玻璃棒蘸取待测液，也不能将pH试纸先用水润湿，否则会将溶液稀释，可能导致所测定的pH不准确，使酸性溶液的pH变大，碱性溶液的pH变小，但中性溶液不受影响。 (2)有强氧化性和有颜色的物质，不能用pH试纸测定其pH，如新制氯水、NaClO、漂白粉溶液、双氧水、高锰酸钾溶液、氯化铁溶液、硫酸铜溶液等。 (3)pH试纸不能测c(H＋)>1 mol·L－1或c(OH－)>1 mol·L－1的溶液的pH。 4．计算溶液pH计算的方法 5．溶液稀释时pH的变化图像 (1)相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸 加水稀释至相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多 (2)相同体积、相同pH的盐酸和醋酸 加水稀释至相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释至相同的pH，醋酸加入的水多 考点12 酸碱中和滴定 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 酸碱中和滴定 1．酸碱中和滴定原理 (1)酸碱滴定原理 首先准确量取待测溶液的体积，然后用____________进行滴定，当酸和碱恰好完全反应时达到化学计量点。选用合适的酸碱指示剂，根据指示剂______的变化判断中和反应的完成，并确定它为_________。 (2)pH突跃范围与指示剂选择 以 0.100 0 mol· L—1 的氢氧化钠溶液滴定 20.00 mL 的 0.100 0 mol· L—1 盐酸为例。 ①起始点：滴定前，溶液的pH 取决于盐酸的浓度， pH为 1.0。 ②计量点：当滴加的氢氧化钠溶液与盐酸的物质的量恰好相同时，达到化学______，此时溶液的 pH 等于 7.0。 ③滴定突跃范围：当滴定到盐酸还有 0.02 mL（约半滴）未被中和时，溶液为_____性（ pH = 4.3）；当滴加的氢氧化钠溶液过量 0.02 mL 时，溶液为_____性（ pH = 9.7），溶液的 pH 发生了突变，该pH范围也就是滴定突跃范围。 ④滴定终点：根据滴定突跃范围来选择酸碱______。这里选用酚酞做指示剂，当溶液从____色突变为______色时，达到滴定终点。 2．强酸和强碱的中和滴定实验(以氢氧化钠标准溶液滴定未知浓度的盐酸为例) (1)滴定管的使用 ①滴定管是准确测量放出液体体积的仪器，常用规格为_____ mL和_____ mL， 分度值为_____mL，读数可估计到______mL。 一般用红色手柄滴定管装______溶液，用蓝色手柄滴定管装______溶液。 ②滴定管的准备： a．检漏：滴定管清洗干净后，注入少量水检查活塞是否______。 b．洗涤和润洗：将滴定管用蒸馏水洗涤后，再分次用少量氢氧化钠标准溶液润洗滴定管______次，每次润洗液均从下端活塞放出。 c．装液：注入氢氧化钠标准溶液。 d．赶气泡和调节液面：打开活塞放出少量液体，赶尽活塞下端管内气泡使其充满液体，再慢慢调节滴定管内液面在__________________位置。 ③滴定管的读数：滴定管上一般标有棕色刻度线，读数时正对刻度线，______观察蓝线粗、细交界点所对的刻度即为准确读数。 (2)溶液的准备：用洗净并经______的移液管准确移取20.00 mL（或从另一滴定管内放出）未知浓度的盐酸于150 mL 锥形瓶中，滴加2滴酚酞试液。 (3)滴定的操作：滴定时，一手控制滴定管______，另一手用拇指、食指和中指捏住____________轻轻摇动。 (4)滴定终点的判断 滴定时，要控制好速度，特别是接近终点时滴定速度应______。当加入最后半滴氢氧化钠溶液恰好使溶液由_____色变成______色，充分摇动，若在______内颜色不褪，即为滴定终点。 (5)计算盐酸的浓度。 3．酸碱中和滴定误差分析 (1)误差分析的基本依据 分析误差要根据计算式分析，根据c(待)＝，c(标)、V(待)均为定值，c(待)的大小取决于______的大小。 (2)分析方法 将所有变化量先归结为标准溶液用量V(标)变化，然后根据公式进行判断。 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有： 步骤 操作 V(标) c(待) 洗涤 酸式滴定管未用标准液润洗 碱式滴定管未用待测液润洗 锥形瓶用待测液润洗 锥形瓶洗净后还有蒸馏水 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定到终点时气泡消失 振荡锥形瓶时部分液体溅出 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴溶液颜色无变化 读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯） 滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰） 知识点2 滴定法在定量测定中的应用 1．氧化还原滴定法 (1)原理：以氧化剂或还原剂为滴定剂，直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质，或者间接滴定一些本身并没有还原性或氧化性，但能与某些还原剂或氧化剂反应的物质。 (2)试剂 常用于滴定的氧化剂 酸性KMnO4溶液、K2Cr2O7溶液等 常用于滴定的还原剂 亚铁盐、草酸、维生素C等 氧化还原指示剂 ①自身指示剂，如高锰酸钾标准溶液滴定草酸时，滴定终点为溶液由无色变为浅红色 ②专用指示剂，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘变蓝 (3)实例 ①酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液 原理 2MnO＋6H＋＋5H2C2O4===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O 指示剂 酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外选择指示剂 终点判断 当滴入最后半滴酸性KMnO4溶液后，溶液由无色变浅红色，且半分钟内不褪色，说明到达滴定终点 ②Na2S2O3溶液滴定碘液 原理 2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI 指示剂 用淀粉溶液作指示剂 终点判断 当滴入最后半滴Na2S2O3溶液后，溶液的蓝色褪去，且半分钟内不恢复原色，说明到达滴定终点 2．沉淀滴定法 (1)含义：沉淀滴定法是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法。生成沉淀的反应很多，但符合条件的却很少，实际上应用最多的是银量法，即利用Ag＋与卤素离子的反应来测定Cl－、Br－、I－的浓度。 (2)原理：沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂，滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度小，否则不能用这种指示剂。如用AgNO3溶液滴定溶液中的Cl－的含量时常以含CrO的溶液为指示剂，这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．中和滴定实验易混易错点 (1)滴定管的“0”刻度位于上方，最大刻度位于滴定管下部，最大刻度下部没有刻度，因此实际盛装溶液的体积大于最大刻度所标注的体积。 (2)滴定管的最小刻度为0.1mL，精确度为0.01mL。 (3)锥形瓶只能用蒸馏水洗净，不可用待测液润洗。 (4)滴定管使用时的操作要依照查漏—水洗—润洗—装液—调节液面、赶气泡—读数的顺序进行。 (5)强酸与强碱相互滴定时，选甲基橙或酚酞都可以，但不能选石蕊试液(遇酸、碱颜色变化不明显)。一般原则是酸滴定碱，选甲基橙；碱滴定酸，选酚酞。 (6)在酸碱中和滴定前的准备工作中，滴定管用蒸馏水洗净后，还要用标准液润洗2～3次，其原因是标准液的浓度已知，若滴定管未用标准液润洗，滴定管内壁附着的水会使标准液实际浓度减小，消耗标准液体积增大，待测液浓度偏大。 (7)在滴定前，锥形瓶用蒸馏水洗净后，不能用待测液润洗。因为若用待测液润洗锥形瓶，会使量取的待测液的实际体积增大，消耗标准液的体积增大，使测定结果偏大。 (8)滴定管正确的读数方法是视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。 2．抓住“五点”破解中和滴定图像 室温下，向20 mL 0.1 mol·L－1HA溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液pH的变化如图所示： 起始点A：0.1 mol·L－1HA溶液的pH>1，故HA为弱酸。 半反应点B：溶质为NaA和HA，且=1，pH<7，故溶液中c(A-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)。 中性点C：溶质为NaA和HA（稍过量），pH=7，故溶液中c(A-)=c(Na+)>c(H+)=c(OH-)。 反应终点D：溶质为NaA，pH>7，故溶液中c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)。 过量点E：溶质为NaA和NaOH，pH>7，故溶液中c(Na+)> c(OH-)>c(A-)>c(H+)。 利用中和滴定曲线分析离子浓度思路，三看： 一看谁滴定谁，二看坐标，三看特殊点(起点、恰好反应点和中性点)。 考点13 盐类的水解 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 盐类水解的原理 1．盐类水解的原理 (1)盐类水解的实质：在溶液中盐电离出来的______的阳离子或______的阴离子结合水电离出的_______生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，______了水的电离，使溶液显示不同的酸性、碱性或中性。 (2)盐类水解的特点 ①与____________互为可逆反应，是______反应。 ②一般情况下，盐类水解程度____________。 ③符合化学平衡移动的原理。 2．盐类水解反应的离子方程式 (1)盐类水解程度一般______，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解反应的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”。如： CH3COOH：______________________________。 NH4Cl：______________________________。 (2)多元弱酸根离子的水解______进行，以______为主。如： Na2CO3：______________________________、______________________________。 (3)有些金属离子也是分步水解的，但这类离子的水解反应一般比较复杂，通常以总反应表示。 如FeCl3：______________________________。 3．盐类水解的规律 (1)有弱才水解——必须含有______或______的离子才能发生水解。 (2)无弱不水解——强酸强碱盐______水解。 常见不水解的离子： ①强酸阴离子：Cl－、SO、NO、Br－、I－、ClO； ②强碱阳离子：K＋、Na＋、Ca2＋、Ba2＋。 (3)谁弱谁水解——发生水解的是____________或____________。 (4)谁强显谁性——组成盐的酸根离子(碱的阳离子)是强酸根离子(强碱的阳离子)，则显____(____)性。 (5)都弱都水解——弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度______，少数可以完全水解。 (6)同强显中性——①强酸强碱盐溶液显_____性；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数Kb与盐中的阴离子对应的酸的电离常数Ka相等时，盐溶液呈_____性，如CH3COONH4溶液呈_____性。 (7)越弱越水解——组成盐的酸根离子对应的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就______，此即“越弱越水解”规律。 电离程度：CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO，水解程度：CH3COO－____HCO____CN－____CO。 知识点2 盐类水解平衡的移动 1．影响盐类水解的外界因素 (1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度______。 (2)浓度：盐溶液的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率______，水解程度______。 (3)酸碱效应：向盐溶液中加入H＋，可抑制______离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制______离子水解。 2．水解常数及应用 (1)盐的水解常数 以CH3COONa为例：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ Kh＝，只与______有关。 (2)与对应弱酸电离常数的关系 Ka＝ 所以，Kh·Ka＝Kw或Kh＝______。 由此可看出，弱酸或弱碱的电离常数越小，其生成的盐水解程度就______。 (3)Kh与Kw、Ka、Kb之间的关系 ①盐的水解平衡常数与对应的一元弱酸(或弱碱)的电离平衡常数的乘积等于Kw，则Kh＝______或Kh＝______。 ②二元弱酸H2CO3的电离常数为Ka1、Ka2，则Na2CO3的水解常数Kh为______，NaHCO3的水解常数为______。 3．利用盐类水解原理解释有关问题 (1)比较相同物质的量浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的碱性强弱。 Na2CO3的水解方程式为____________________，NaHCO3的水解方程式为________________________，由于Ka1(H2CO3)______ Ka2(H2CO3)，因此CO32-的水解程度______HCO3-的水解程度，因此Na2CO3溶液的碱性______。 (2)实验室配制Na2S溶液时，需要抑制S2-水解，采取的措施是______________________________。 (3)泡沫灭火器的外筒是铁皮做的，内筒为塑料（或玻璃），Al2(SO4)3溶液应放在______， NaHCO3溶液应放在______，因为Al3+水解呈______，会腐蚀铁。 (4)废旧钢铁在焊接前，先用饱和Na2CO3溶液处理焊点，原理是Na2CO3水解的离子方程式为：______________________________。在碱性条件下，油脂发生水解，起到去污的作用。 (5)铵态氮肥不宜与含碳酸钾的草木灰混合使用，原因是K2CO3水解显______，NH4+水解呈______，两者发生反应，导致铵态氮肥肥效减弱。 4．盐类水解在生产、生活中的应用 (1)盐类作净水剂 铝盐、铁盐等盐类水解生成______，有较强的______性，常用作净水剂。 (2)某些活泼金属与强酸弱碱盐反应 Mg加入NH4Cl、CuCl2、FeCl3等溶液中产生氢气。 原理：以NH4Cl为例，NH4+水解产生H+，NH4++H2ONH3·H2O+H+，加入金属Mg，Mg+2H+=== Mg2++H2↑，______减小，使水解平衡______移动，总反应式为：______________________________。 (3)热碱水去油污 纯碱水解的离子方程式为：CO32-+H2OHCO3-+OH-。在碱性条件下，油脂发生______，起到去污的作用，加热能促进CO32-的水解，溶液碱性______，去污能力______。 (4)盐溶液的配制和保存 配制、保存SnCl2或FeCl3等易水解的盐溶液时，加入少量______，目的是抑制Sn2+或Fe3+的水解。 (5)制备Fe(OH)3胶体 向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，并加热至沸腾，从而制备Fe(OH)3胶体，反应方程式为 __________________________________________。 (6)碱性溶液的贮存 碱性溶液会腐蚀磨口玻璃塞，不能使用玻璃塞，要使用______。 如Na2CO3、Na2SiO3、KF等的溶液，水解呈较强的碱性，OH-与玻璃中的SiO2反应：__________________，使玻璃发生缓慢的腐蚀作用，磨口玻璃塞由于接触面积大，腐蚀速率较快。 (7)除杂 ①采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。例如，不纯的KNO3溶液中常含有杂质Fe3+，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3+。 ②向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO以除去FeCl3。 Fe3+水解：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+，MgO与____反应，水解平衡______移动，生成____________。 (8)判断溶液中离子能否共存 两种不同性质的离子在水溶液中，会发生双水解，使水解程度增大。 如Al3+、Fe3+等在水溶液中水解呈______，CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等离子在水溶液中呈______。两种离子发生互相促进水解，使水解程度显著增大，最终生成对应的弱碱和弱酸，因此不能大量共存。 用NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液作____________就是依据此原理。 知识点3 溶液中的粒子浓度关系 1．溶液中的守恒规律 (1)电荷守恒：电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。 如Na2CO3溶液中存在着Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，它们存之间的守恒关系为： ____________________________________________ (2)物料守恒：电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但原子总数是守恒的。 如Na2CO3溶液中CO能水解，故碳元素以CO、HCO、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系式为：__________________________________________ (3)质子守恒：质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH＋＋OH－得到的，水电离产生的H＋和OH－的物质的量总是相等的，无论在溶液中由水电离出的H＋和OH－以什么形式存在。 如在Na2CO3溶液中 因此质子守恒关系式为：____________________________________。 一般质子守恒由电荷守恒、物料守恒整合得来。 2．弱酸溶液中粒子浓度的大小比较 (1)不同溶液中同一离子浓度的大小比较 相同物质的量浓度的a.NH4Cl溶液，b.CH3COONH4溶液，c.NH4HSO4溶液，c中H＋对NH水解有______作用，b中CH3COO－的水解对NH水解有______作用，所以三种溶液中c(NH)由大到小的顺序是______。 (2)弱酸溶液中离子浓度的大小比较 ①CH3COOH溶液微粒浓度由大到小的顺序(H2O除外)是______________________________。 ②碳酸溶液中粒子浓度由大到小的顺序(水分子和CO2分子除外)是___________________________。 (3)单一溶液中离子浓度大小的比较 ①NH4Cl溶液中离子浓度由大到小的顺序是______________________________。 ②CH3COONa溶液中离子浓度由大到小的顺序是______________________________。 (4)混合溶液中离子浓度大小的比较 ①物质的量浓度相同的CH3COOH溶液、CH3COONa溶液等体积混合 离子浓度由大到小的顺序是____________________________________。 ②物质的量浓度相同的NH4Cl溶液、氨水等体积混合 离子浓度由大到小的顺序是____________________________________。 3．混合溶液中粒子浓度的关系判断 (1)浓度均为0.1 mol·L－1的NaHCO3和Na2CO3混合溶液 ①电荷守恒：__________________________________________。 ②物料守恒：__________________________________________。 ③离子浓度由大到小的顺序：__________________________________________。 (2)常温下，NaOH和CH3COOH等浓度按1∶2体积比混合后pH＜7 ①溶液中粒子浓度的大小关系：____________________________________ (水分子除外)。 ②电荷守恒：____________________________________。 ③物料守恒：____________________________________。 (3)①物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合，溶液中粒子(水分子除外)浓度由大到小的顺序为__________________________________________。 ②0.1 mol·L－1 CH3COONa与0.1 mol·L－1盐酸等体积混合，溶液中粒子(水分子除外)浓度由大到小的顺序为__________________________________________。 (4)25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4、④(NH4)2SO4、⑤(NH4)2Fe(SO4)2，c(NH)由大到小的顺序为__________________。 (5)比较下列几组溶液中指定离子浓度的大小。 a．浓度均为0.1 mol·L－1的①H2S、②NaHS、③Na2S、④H2S和NaHS混合液，溶液pH从大到小的顺序是__________________。 b．相同浓度的下列溶液中：①CH3COONH4、②CH3COONa、③CH3COOH，c(CH3COO－)由大到小的顺序是__________________。 c．c(NH)相等的①(NH4)2SO4溶液、②NH4HSO4溶液、③(NH4)2CO3溶液、④NH4Cl溶液，其物质的量浓度由大到小的顺序为__________________。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．盐类水解方程式的书写方法 (1)盐的电离方程式和水解方程式的区别 要将盐的电离方程式与盐类水解的离子方程式区别开来。 如HCO3-+H2OCO32-+H3O+是HCO3-的电离方程式，而HCO3-+H2OH2CO3+OH-是HCO3-水解的离子方程式。 (2)弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进。 ①NH与S2－、HCO、CO、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度较小，书写时仍用“”表示。如：NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。 ②Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、AlO，Fe3＋与CO、HCO等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀，书写时用“===”表示。如泡沫灭火器原理：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 2．酸式酸根离子电离与水解程度的相对大小分析思路 3．加热蒸发盐溶液时所得固体的判断方法 (1)热稳定性好的盐的溶液，加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl溶液、Na2CO3溶液。 (2)阳离子能水解，但生成的酸不挥发，加热蒸干，析出该盐的晶体，如Al2(SO4)3溶液。 (3)阳离子能水解，但水解后生成的酸（如HCl、HNO3）有挥发性，加热时，水解程度增大，酸挥发，析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物。如AlCl3溶液和FeCl3溶液加热时，水解程度增大，HCl挥发，分别生成Al(OH)3沉淀和Fe(OH)3沉淀，继续加热蒸干，Al(OH)3和Fe(OH)3受热分解，得到Al2O3和Fe2O3。 (4)盐在较低温度下受热能分解，则加热蒸干其溶液时，盐会分解，如NaHCO3、Ca(HCO3)2加热时会发生分解：2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O、Ca(HCO3)2CaCO3+CO2↑+H2O。 (5)具有较强还原性的盐，加热时被氧气氧化，生成气体物质，如Na2SO3被氧化成Na2SO4：2Na2SO3+O22Na2SO4。 4．比较溶液中微粒浓度大小的基本思路 考点14 沉淀溶解平衡 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 沉淀溶解平衡 1．沉淀溶解平衡 (1)沉淀溶解平衡的概念：在一定的温度下，当沉淀和溶解两个过程的速率______时建立平衡，称为难溶电解质的沉淀溶解平衡。 (2)沉淀溶解平衡的特征 ①动态平衡：____________。 ②达到平衡时，溶液中离子的浓度____________。 ③当改变外界条件时，溶解平衡将____________，达到新的平衡。 2．沉淀溶解平衡的影响因素 (1)内因：溶质____________。绝对不溶的物质是没有的；同是微溶物质，溶解度差别也很大；易溶溶质只要是饱和溶液也存在沉淀溶解平衡。 (2)外因：温度、浓度、相同离子等，其影响符合“勒夏特列原理”。 ①温度：温度升高，多数沉淀溶解平衡向______的方向移动。 ②浓度：加水稀释，浓度减小，平衡向______的方向移动。 ③同离子效应：加入与难溶电解质构成微粒相同的物质，平衡向______的方向移动。 ④化学反应：加入与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，平衡向______的方向移动。 (3)实例分析：以AgCl(s)⇌Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH>0为例。 外界条件 移动方向 平衡后c(Ag＋) 平衡后c(Cl－) Ksp 升高温度 加水稀释 加入少量AgNO3 通入HCl 通入H2S 知识点2 溶度积常数及应用 1．溶度积常数 (1)对于一般的难溶电解质AmBn的沉淀溶解平衡：AmBn(s)  mAn+ + nBm- Ksp =____________ (2)意义： ①Ksp的大小反映了难溶电解质______能力的大小，也反映了难溶电解质生成沉淀的______程度。 ②对于同类型的难溶电解质（如AgCl、AgBr、AgI）而言，Ksp 越小，其在水中的溶解程度______。 (3)影响因素：Ksp的大小不受离子浓度的影响，但随______的改变而改变。 2．溶度积规则 在一定的温度下，通过比较Ksp与难溶强电解质离子浓度幂的乘积Q的相对大小，可以判断沉淀的生成和溶解。 (1)Q>Ksp，溶液______，____________，直至溶液饱和，达到新的平衡。 (2)Q＝Ksp，溶液______，沉淀与溶解处于______状态。 (3)Q<Ksp，溶液______，____________，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至________。 3．有关溶度积(Ksp)的计算 (1)已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如Ksp＝a的饱和AgCl溶液中c(Ag＋)＝______ mol·L－1。 (2)已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度，如某温度下AgCl的Ksp＝a，在0.1 mol·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝______ mol·L－1。 (3)计算反应的平衡常数，如对于反应Cu2＋(aq)＋MnS(s)CuS(s)＋Mn2＋(aq) Ksp(MnS)＝c(Mn2＋)·c(S2－)，Ksp(CuS)＝c(Cu2＋)·c(S2－)，而平衡常数K＝__________＝__________。 知识点3 沉淀溶解平衡的应用 1．沉淀的生成 (1)根据沉淀溶解平衡原理，如果加入与溶液中相同的离子，使Q____Ksp，平衡向____________方向移动，就可以______沉淀。 (2)生成沉淀的方法 ①调节pH法： 如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入_____调节pH，使Q[Fe(OH)3]____Ksp[Fe(OH)3]可使Fe3＋转变为____________而除去。反应如下：____________________________________。 ②加沉淀剂法： 如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子，如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，生成沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法。 a．通入H2S除去Cu2＋的离子方程式：______________________________。 b．加入Na2S除去Hg2＋的离子方程式：______________________________。 ③同离子效应法： 增大沉淀溶解平衡体系中某种离子的浓度，使平衡向____________的方向移动，如向AgCl的饱和溶液中加入饱和食盐水可继续生成AgCl沉淀。 (4)氧化还原法： 改变离子的存在形式，促使其转化为溶解度更小的难溶电解质，便于分离出来，例如通过氧化还原反应将Fe2＋氧化为Fe3＋，从而生成更难溶的Fe(OH)3沉淀。 (3)沉淀生成的应用 ①分离离子：同一类型的难溶电解质，如AgCl、AgBr、AgI，溶度积小的物质先析出，溶度积大的物质后析出。 ②控制溶液的pH来分离物质，如除去CuCl2中的FeCl3就可向溶液中加入CuO或Cu(OH)2等物质，将Fe3＋转化为Fe(OH)3而除去。 2．沉淀的溶解 (1)根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去平衡体系中的相应离子，使Q____Ksp，平衡向____________方向移动，就可以使沉淀溶解。 (2)沉淀溶解的方法 ①酸溶解法：用强酸溶解的难溶电解质有CaCO3、FeS、Al(OH)3、Ca(OH)2等。 如CaCO3难溶于水，却易溶于盐酸，原因是：CaCO3在水中存在沉淀溶解平衡为CaCO3(s)Ca2＋(aq)＋CO(aq)，当加入盐酸后发生反应：CO＋2H＋===H2O＋CO2↑，c(CO)降低，溶液中CO与Ca2＋的离子积Q(CaCO3)＜Ksp(CaCO3)，沉淀溶解平衡向______方向移动。 ②盐溶液溶解法：Mg(OH)2难溶于水，能溶于盐酸、NH4Cl溶液中。溶于NH4Cl溶液反应的离子方程式为____________________________________。 ③氧化还原法：有些金属硫化物(如CuS、HgS等)不溶于非氧化性酸，只能溶于氧化性酸，则可通过减小c(S2－)来达到使沉淀溶解的目的，例如：3CuS＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋3S＋2NO↑＋4H2O。 3．沉淀的转化 (1)沉淀的转化是指由一种难溶物转化为另一种难溶物的过程，其实质是____________的移动。 (2)沉淀转化的条件 两种沉淀的溶解度不同。一般溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现，两者的溶解度差别越大，转化越______。 (3)沉淀转化的应用 ①锅炉除水垢(含有CaSO4) CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)，反应的化学方程式为________________________，____________________________________。 ②自然界中矿物的转化 原生铜的硫化物CuSO4溶液铜蓝(CuS)，反应的化学方程式为____________________________________，______________________________。 ③工业废水处理 工业废水处理过程中，重金属离子可利用沉淀转化原理用FeS等难溶物转化为HgS、Ag2S、PbS等沉淀。 用FeS除去Hg2＋的离子方程式：______________________________。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．Ksp的大小比较易混易错点 (1)沉淀溶解平衡一般是吸热的，温度升高平衡右移，Ksp增大，但Ca(OH)2相反。 (2)对于沉淀溶解平衡AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)，对于相同类型的物质，Ksp的大小反映了难溶电解质在溶液中溶解能力的大小，也反映了该物质在溶液中沉淀的难易。 (3)难溶电解质的电离仅仅是沉淀溶解平衡的后一个过程。 总过程 沉淀溶解平衡(可逆) 分过程 沉淀的溶解(可逆) 电解质的电离(可逆或不可逆) 表示形式 用电离方程式形式表示，须标明状态(s)、(aq)，一律用“”。注意与弱电解质的电离方程式区别开来。如Al(OH)3(s)Al3＋(aq)＋3OH－(aq)(沉淀溶解平衡)，Al(OH)3Al3＋＋3OH－(电离平衡) 4对于同类型物质如AgCl、AgBr、AgI等，可直接用溶度积比较难溶电解质的溶解能力，Ksp越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强。 5对于不同类型的物质，Ksp不能直接作为比较依据，而应通过计算将Ksp转化为饱和溶液中溶质的物质的量浓度确定溶解能力的强弱。 2．沉淀溶解平衡曲线中Q和Ksp的关系 难溶电解质(以BaSO4沉淀曲线为例说明)Q和Ksp间的关系有以下三种可能： 点的变化 a→c 曲线上变化，c(SO)增大，c(Ba2＋)减小 b→c 加入1×10－5 mol/L Na2SO4溶液，c(Ba2＋)变小，c(SO)不变(加水不行) d→c 加入少量BaCl2固体，c(Ba2＋)增大，c(SO)不变(无沉淀生成，忽略溶液的体积变化) c→a 曲线上变化，c(Ba2＋)，增大c(SO)减小 3．沉淀转化的条件分析思路 (1)由难溶的沉淀转化为更难溶的沉淀是比较容易实现的一种转化。 如：在PbI2悬浊液中，加入AgNO3溶液后，PbI2＋2Ag＋2AgI＋Pb2＋，K＝＝＝≫1，所以只要较低物质的量浓度的Ag＋即可消耗I－使PbI2不断溶解最终完全转化为更难溶的AgI沉淀。 (2)由难溶的沉淀转化为更易溶的沉淀是比较难以实现的一种转化，但是当两种沉淀的溶度积相差不大时，就可以发生。 如虽然Ksp(BaSO4)＜Ksp(BaCO3)，但两者差异不大，BaSO4(s)＋CO(aq)BaCO3(s)＋SO(aq)，K＝＝＝＜1，只要加入足量的饱和Na2CO3溶液，使c(CO)·c(Ba2＋)＞Ksp(BaCO3)，沉淀转化正向移动，BaSO4就可以转化为BaCO3。 优题精练·专题实战通关 1．二氧化碳作为一种重要的工业气体，具有多种用途，并在各种生产过程中扮演重要角色。CO2经催化加氢可以生成一些低碳有机物，从而减少CO2排放。 (1)我国科学家使用双功能催化剂催化水煤气变换反应：CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)  ΔH<0，在低温下获得高转化率与高反应速率。反应过程示意图如下。下列说法错误的是______。 A．若起始时的水分子为HDO，则生成的氢气可能有三种分子 B．过程Ⅰ、Ⅱ均为放热过程 C．过程Ⅲ中形成了非极性共价键 D．使用催化剂不改变水煤气变换反应的ΔH (2)减缓全球变暖的方法之一是将CO2回收利用，科学家研究利用回收的CO2制取甲醛，反应的热化学方程式CO2(g)+2H2(g)HCHO(g)+H2O(g)  ΔH。请回答下列问题： ①已知：反应①：HCHO(g)+O2(g)CO2(g)+H2O(g)  ΔH=-480kJ·mol-1 相关化学键的键能数据如表所示： 化学键 O=O H-H O-H 键能/kJ·mol-1 497.3 436 462.8 则ΔH=_______。 ②对于反应①，下列措施既能提高HCHO的平衡转化率又能增大反应速率的是_______。 A．升高温度                         B．使用催化剂 C．缩小容器的容积                    D．增加O2的浓度 ③对于反应①，在某压强下，反应在不同温度、不同投料比时HCHO的平衡转化率如图所示。 则温度T1_______T2(填“>”、“<”或“=”)，图中3点A、B、C对应的平衡常数K的大小关系为_______。(用编号排序) ④一定条件下，将CO2和H2按反应系数比投入恒容密闭容器中制备甲醛，下列能表示反应已经达到平衡状态的是_______。 A．容器内气体密度保持不变                        B．H2O(g)的体积分数保持不变 C．该反应的平衡常数保持不变                        D．混合气体的平均相对分子质量不变 某温度下，将物质的量之比为1：2的CO2和H2的混合气体投入2L的恒容密闭容器中模拟合成HCHO的实验，每隔一定时间测得容器内CO2物质的量如表所示： 时间/min 0 10 20 30 40 50 n(CO2)/mol 0.200 0.178 0.163 0.152 0.148 0.148 ⑤0~10min内，用H2表示的平均反应速率为_________mol·L-1·min-1，该温度下，反应的平衡常数K=_________。(保留2位小数) (3)科学家近年发明了一种新型Zn-CO2水介质电池。电池示意图如下，电极为金属锌和选择性催化材料。放电时，温室气体CO2被转化为储氢物质甲酸等，为解决环境和能源问题提供了一种新途径。 ①放电时，正极的电极反应式为_____________________________。 ②充电时，阳极处的电解质溶液pH_________(填“变大”、“变小”或“不变”)。 2．I．利用超干重整技术，可以得到富含CO和的化工原料气，对碳达峰和碳中和有重要意义，反应如下：。 (1)反应过程中断裂的化学键属于______ A．离子键 B．极性共价键 C．非极性共价键 D．金属键 (2)该反应的熵变______0(填“>”“=”或“<”)，需要在______条件下进行(填“低温”或“高温”)。 (3)的电子式为______；分子中碳原子的杂化方式为______杂化，分子的空间构型是______，1mol中含有______mol键。 (4)已知部分化学键的键能如下： 共价键 C-H H-H C=O 键能() 413 436 745 由此计算断裂1molCO分子中的共价键需要吸收______kJ能量。 II．目前生产钛的方法之一是先将转化为，再进一步还原得到钛。以下是碳氯化法制备：。 (5)对于该反应：增大压强，平衡______移动(填“正向”“不”或“逆向”)；温度升高，平衡转化率______(填“增大”“减小”或“不变”)。 (6)恒温恒容时，下列叙述一定能说明该反应达到平衡状态的是______ A．混合气体的压强保持不变 B． C．混合气体的密度保持不变 D．和CO物质的量相等 (7)在某温度下，该恒容体系已经达到平衡，若向其中加入少量炭，的体积分数将______(填选项)。 A．减小                    B．不变                    C．增大 III．燃料燃烧产生的二氧化碳有多种捕捉方式，在自然界中存在着二氧化碳气体与其他物质的反应过程，而实验室中一般使用碱液来吸收二氧化碳气体。 (8)溶液中各离子浓度关系正确的选项有______ A． B． C． D． (9)向500ml的NaOH溶液中通入一定体积的充分反应，再向所得溶液中逐滴滴加的稀盐酸。测得产生的物质的量随加入盐酸的体积变化如图所示。则下列说法正确的是______ A．整个过程中没有参与化学反应，故保持不变 B．图中的， C．稀盐酸滴加在0→0.2L过程中，发生的离子反应是： D．在A、B、C、D四处的溶液中，能与大量、、、共存的只有1处 (10)向饱和溶液中通入足量的气体，会有晶体析出，写出反应的离子方程式______，反应后溶液中水的电离程度______(填“增大”“不变”或“减小”)。 3．利用废钴渣（主要成分为，含和）回收制备和，其工艺流程如图所示。 已知：“萃取”可将金属离子进行富集与分离，原理为 (1)下列说法正确的是________（填字母）。 A．废钴渣粉碎可增大反应速率 B．用浓硫酸可提高“酸浸”时的浸取率 C．实验室过滤时用到的玻璃仪器主要有漏斗、烧杯、玻璃棒 D．“滤渣1”的主要成分为 (2)“氧化”时反应的离子方程式为________________；判断已足量的方法为________________（写出具体操作过程）。 (3)“沉铁”过程通过控制不同的条件可以得到不同的沉淀，所得沉淀与温度、pH的关系如图1所示（图1中阴影部分表示的是黄钠铁矾稳定存在区域）。若控制，“沉铁”的最佳温度范围为________。 (4)“滤渣2”的成分为和。若“滤液1”中，当“滤液2”中时，除钙率为________[忽略沉淀前后溶液体积变化；已知：]。 (5)在“萃取”过程中加入适量氨水，其作用是_____________。 (6)从溶液获得晶体的操作依次是_______、过滤、洗涤、干燥。若煅烧晶体，测得剩余固体质量与温度变化曲线如图2所示，则时中________。 4．（25-26高三上·上海·期中）柠檬酸(俗称枸橼酸，用表示)是一种有机弱酸，易溶于水，熔点为153℃，可作酸度调节剂、防腐剂等。其结构简式如图所示： (1)关于柠檬酸分子说法正确的是___________。 A．分子中碳原子为杂化 B．分子中含有3个键 C．分子中含有13个键 D．不能形成分子内氢键 (2)证明柠檬酸为共价化合物而非离子化合物的实验方法为___________。 (3)现需柠檬酸溶液作酸度调节剂，配溶液时所需仪器有容量瓶、烧杯、玻璃棒、电子天平、___________。需称量柠檬酸质量为___________g。 (4)配制上述溶液时，导致实验结果偏大的情况是___________。 A．柠檬酸已潮解(吸收水蒸气) B．转移时未进行洗涤操作 C．定容时俯视容量瓶刻度线 D．容量瓶未干燥直接使用 25℃时，用调节溶液的，溶液中各种微粒的分布系数与的关系如图所示[比如的分布系]。 (5)下列叙述错误的是___________。 A．曲线Ⅰ代表，曲线Ⅳ代表 B．当时，溶液的 C．25℃时，反应的 D．25℃时，溶液加水稀释过程中，减小 (6)某浓度均为的和的混合液中 ①___________ A．小于     B．等于     C．大于     D．无法确定 ②___________。 5．（25-26高三上·上海·阶段检测）科学家利用多聚物捕获转化成甲醇的过程中涉及以下反应： ①   ②   (1)反应①，则下列温度下反应①可自发进行的是___________。 A．240 K B．270 K C．300 K D．330 K (2)已知：  。根据信息计算反应的焓变___________。 (3)恒容密闭容器中，充入CO与过量，能说明反应达到平衡状态的是___________。 A． B．物质总质量保持不变 C．气体密度保持不变 D．气体平均摩尔质量保持不变 在一定条件下，将0.1 mol 和0.3 mol 2L恒容密闭容器中发生反应： (4)下列措施可以增加反应物分子中活化分子百分数的是___________。 A．缩小容器体积 B．增加浓度 C．升高温度 D．移去生成物甲醇 已知：甲醇选择性[]       (5)反应30 min，达到平衡，加压液化，收集到1.6 mL甲醇液体，此时甲醇的选择性为79%，则0-30 min内，氢气的反应速率为___________。(保留2位有效数字) (6)此时，甲醇和水均为液态，若只发生①、②两个反应，计算此时反应①的平衡常数K=___________。(保留2位有效数字) (7)恒压容器内，以、(x代表物质的量分数)进料，反应达平衡时二氧化碳的转化率与温度的结果如图中曲线b所示。若保持压强不变，以、、进料，则平衡时二氧化碳的转化率与温度的结果是曲线___________。 A．a        B．c 判断的依据是___________。 6．（25-26高三上·上海·阶段检测）的资源化利用有利于实现碳中和。向两个容积固定为的密闭容器中分别充入比例相同，但总量不同的和气体，进行如下反应：，的平衡转化率与初始充入物质的量(n)、反应温度(T)的关系如图所示。 (1)若时，向容器中充入气体(和)，反应至时达到平衡，则0~5 min内的平均反应速率_______。 (2)判断图中、相对大小，_______。(填“>”“=”或“<”) 加氢制的主要反应如下： ① ② ③ (3)反应②的_______。 A．41 B．4 C．-4 D．-41 (4)为了使反应①自发进行，应将温度控制在_______。 A．较高温度　　B．较低温度　　C．任何温度 (5)在恒容容器内，发生反应③，以下可以说明反应达到平衡的是_______。(不定项) A． B．混合气体的平均相对分子质量保持不变 C．混合气体的密度保持不变 D．断开1根H-H键的同时断开3根C-H键 在下，将的原料气匀速通过如图所示装有催化剂的新型膜反应器。 (6)已知平衡转化率随温度升高而上升，可能的原因是_______。 (7)与未使用新型膜反应器相比，该装置中的平衡转化率明显提高，可能的原因是_____。 催化加氢制依次经历步骤ⅰ、ⅱ，如图所示： (8)Ce正价有+3和+4。x=0.2时，催化剂中_______，若此时参与“步骤ⅱ”反应，写出该反应的化学方程式_______。 7．（25-26高三上·上海·阶段检测）地下水中溶解的和在曝气过滤过程中会被氧化生成难溶的FeOOH和MnOOH，前者可作黄色颜料。 (1)基态的价层电子排布式为___________。 (2)写出硫酸亚铁溶液和氧气在催化剂条件下生成FeOOH的化学方程式___________。 在80℃下，向溶液中边搅拌边分批加入固体，同时滴加NaOH溶液，使溶液pH控制在4~4.5之间。一段时间后，过滤、洗涤可得FeOOH固体。 (3)用此法制备2 mol FeOOH固体，理论上需要___________mol；实际生产过程中所加的却低于理论用量，主要原因是___________。 (4)为检验已被NaClO3完全氧化，某同学向滤液中滴加酸性KMnO4溶液，请评价该方案是否合理并简述理由：___________。 (5)赤血盐溶液可检验，生成蓝色沉淀。写出该反应的离子方程式：___________。 α晶型的FeOOH可用于脱除烟气中的。脱硫、再生过程中可能的物种变化如图1所示。生成的S8结构如图2所示。 (6)反应Ⅱ中氧化剂、还原剂的物质的量之比是___________。 A．1：1 B．1：4 C．4：1 D．1：2 (7)工业上常用对二甲苯溶解S8以实现S8和FeOOH的分离，对二甲苯能溶解S8的原因是___________。 MnOOH和S8在化学电源中有广泛的应用 (8)科学家用研制了一种可充电电池(如图所示)。电池工作一段时间后，电极上检测到MnOOH和少量。下列叙述正确的是___________。 A．充电时，向阳极方向迁移 B．充电时，会发生反应 C．放电时，正极反应有 D．放电时，Zn电极质量减少0.65 g，电极生成的MnOOH小于0.02 mol (9)一种室温钠-硫电池的结构如图所示。将钠箔置于聚苯并咪唑膜上作为一个电极，表面喷涂有硫黄粉末的炭化纤维素纸作为另一电极。工作时，在硫电极连续发生反应：，。 ①放电时外电路电子流动的方向是：___________。 A．a→b        B．b→a ②放电时正极上总反应为：___________。 $