专题01 基础知识清单（期中复习清单）高二化学上学期人教版

专题01 基础知识清单 一、化学反应的热效应 01 反应热 焓变 1.反应热、焓变 （1）反应热：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热。 （2）焓变：在等压条件下进行的化学反应，其 等于反应的焓变。对于一个化学反应，生成物的总焓与反应物的总焓之差称为焓变，用 表示，单位常用 。 （3） 热反应的ΔH为负值， 反应的ΔH为正值。 2.吸热反应和放热反应 放热反应 吸热反应 概念 释放热量的化学反应 吸收热量的化学反应 形成 原因 反应物的内能 (填“＞”或“＜”，下同)生成物的内能 反应物的内能 生成物的内能 与化学键 的关系 生成物成键时释放的总能量 反应物断键时吸收的总能量 生成物成键时释放的总能量 反应物断键时吸收的总能量 图示 图示 E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能； ①放热反应(ΔH 0)：E1 E2 ②吸热反应(ΔH 0)：E1 E2 常见反应 （1）所有的燃烧反应； （2）酸碱中和反应； （3）金属与酸或水的反应； （4）原电池反应； （5）大多数化合反应； （6）用电石制乙炔的反应； （7）铝热反应 （1）大多数分解反应； （2）大多数以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应； （3）Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应； （4）盐的水解； （5）碳酸氢钠与盐酸的反应 注意内能是体系内物质所含各种微观粒子的能量总和。内能的大小除了与物质的种类、数量及聚集状态有关外，还与体系的温度、压强有关。 3.ΔH的计算公式 化学反应ΔH计算 4.燃烧热与中和热 （1）内容： ①燃烧热： 时， mol 纯物质完全燃烧生成 所放热量(如H2→液态水，C→CO2，S→SO2)。 ②中和热： 溶液中，强酸与强碱生成1 mol水放热，△H＝−57.3 kJ/mol。弱酸弱碱因电离吸热会使放出的热量偏小。 ③中和热测定实验：保温量热计＋环形玻璃搅拌棒；核心是 。 （2）应用 ①燃料热值比较、能源选择(氢能、生物质能)。 ②测定实验误差分析：保温差→测出数值偏小；加酸过量不影响(以碱为基准)。 ③易错：燃烧热必须是"1 mol纯物质"＋"稳定氧化物"，写燃烧热的热化学方程式时H2须生成液态水。 5.中和反应反应热的测定 装置 试剂 50 mL 0.50 mol·L－1盐酸与50 mL 0.55 mol·L－1NaOH溶液 中和反应反 应热的计算 反应后生成的溶液的比热容c近似为4.18 J·(g·℃)－1，两溶液的质量均近似为50 g 放出热量 Q＝Δt×m×c 反应热 ΔH＝－(m酸＋m碱)×c×(t终－) 02 热化学方程式 1.内容 ①热化学方程式：表示 "参加反应物质的量 + 反应热" 关系的化学方程式。 ②书写五要点： a.必须注明物质状态(g/l/s/aq)； b.化学计量数可为分数，且与△H 成正比； c.不注明温度压强即默认25℃、101kPa； d.△H单位kJ/mol，放热记"−"，吸热记"+"； e.热化学方程式不需标"＝"、"△"条件(如点燃、加热通常不写)。 ③△H的两种计算视角： a.△H＝反应物总键能−生成物总键能(键能视角)； b.△H＝生成物总能量−反应物总能量(能量视角，注意与键能正负相反)。 2.应用 ①考查方法：判断热化学方程式正误(四步验证——状态是否齐全、系数与△H是否对应、正负号、单位)。 ②解题模板：一看状态、二看比例、三看符号、四看单位。 ③生活应用：氢氧燃烧(液氢液氧做火箭燃料)、天然气/煤炭燃烧供热与碳排放核算。 03 盖斯定律及其应用 1.内容： ①定律：化学反应的反应热只与 和 有关，与反应途径无关。 ②计算方法：把已知方程式相加减组合出目标方程式，△H同步相加减；同乘除则△H同乘除；反写则△H变号。 ③意义：间接求算难以直接测定的反应热(如 C＋1/2O2＝CO 会混有CO2)。 2.应用 ①考查方法：给出若干热化学方程式求目标反应△H；比较两个反应△H大小；结合物质循环图求焓变。 ②工业应用：煤的气化/液化、天然气重整制氢等工艺的反应热设计与能量梯级利用。 04 反应热大小的比较 1.根据反应物量的大小关系比较反应焓变大小 ①H2(g)＋O2(g)H2O(g)ΔH1 ②2H2(g)＋O2(g)2H2O(g)ΔH2 反应②中H2的量更多，因此放热更多，｜ΔH1｜＜｜ΔH2｜，但ΔH1＜0，ΔH2＜0，故ΔH1＞ΔH2。 2.根据反应进行程度的大小比较反应焓变大小 ③C(s)＋O2(g)CO(g)ΔH3 ④C(s)＋O2(g)CO2(g)ΔH4 反应④，C完全燃烧，放热更多，｜ΔH3｜＜｜ΔH4｜，但ΔH3＜0，ΔH4＜0，故ΔH3＞ΔH4。 3.根据反应物或生成物的状态比较反应焓变大小 ⑤S(g)＋O2(g)SO2(g)ΔH5 ⑥S(s)＋O2(g)SO2(g)ΔH6 方法一：图像法 由图像可知：｜ΔH5｜ ｜ΔH6｜，但ΔH5 0，ΔH6 0，故ΔH5 ΔH6。 方法二：通过盖斯定律构造新的热化学方程式 由⑤－⑥可得S(g)S(s)ΔH＝ΔH5－ΔH6＜0，故ΔH5 ΔH6。 4.根据特殊反应的焓变情况比较反应焓变大小 ⑦2Al(s)＋O2(g)Al2O3(s)ΔH7 ⑧2Fe(s)＋O2(g)Fe2O3(s)ΔH8 由⑦－⑧可得2Al(s)＋Fe2O3(s)2Fe(s)＋Al2O3(s)ΔH＝ΔH7－ΔH8。已知铝热反应为放热反应，故ΔH 0，ΔH7 ΔH8。 05 反应机理与能量—过程图像 1.内容： ①反应历程：基元反应、中间体、活化能(Ea)；总反应的 △H＝Ea(正) Ea(逆)。 ②图像判读：生成物总能量低→放热；吸热反之。催化剂通过降低Ea加快正逆速率，不改变△H、不改变平衡、不改变K。 ③决速步骤：活化能最大的基元反应。 2.应用 ①判断吸放热、比较不同途径活化能。 ②判断"催化剂/中间产物"：催化剂先消耗后生成(曲线中出现又消失)；中间体则先在产物侧出现。 ③结合基元反应判断速率控制步骤与总反应书写。 二、化学反应速率 01 化学反应速率 1.化学反应速率及表示方法 （1）含义： 化学反应速率是衡量化学反应快慢的物理量。 （2）表示方法： ①可以用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示化学反应速率。 ②数学表达式：v＝＝。 ③常用单位：mol·L-1·min-1或mol·L-1·s-1。 （3）对化学反应速率的理解 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。 2.化学反应速率与化学计量数的关系 同一化学反应中，用不同反应物表示化学反应速率时，化学反应速率(v)之比=物质的量浓度变化(Δc)之比＝物质的量变化(Δn)之比＝化学计量数之比。 对于化学反应：aA(g)+bB(g)===cC(g)+dD(g)，v(A)：v(B)：v(C)：v(D)= 。 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＝＝＝。 4.化学反应速率的测定 （1）测定原理 利用化学反应中任何一种与物质浓度有关的可观测量进行测定。 （2）测定方法 ①直接观察测定：如释放出气体的体积和体系的压强等。 ②科学仪器测定：如反应体系颜色的变化。在溶液中，当反应物或生成物本身有较明显的颜色时，可利用颜色变化和浓度变化间的比例关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。 a.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。 b.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。 c.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。 d.对于有颜色变化或有沉淀生成的反应，可测定溶液变色或变浑浊所消耗时间的多少。 02 影响化学反应速率的因素 1.主要因素 反应物本身的性质是主要因素。如相同条件下Mg、Al与稀盐酸反应的速率大小关系为Mg Al。 2.外界条件对化学反应速率的影响规律 （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越大，与其他反应物的接触面积越大，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)。 3.有效碰撞理论解释外因对化学反应速率的影响 （1）有效碰撞 能够发生化学反应的碰撞为有效碰撞。化学反应发生的先决条件是反应物分子间必须发生碰撞。有效碰撞必须具备两个条件：一是发生碰撞的分子具有足够的能量，二是碰撞时要有合适的取向。 （2）活化分子和活化能 ①能够发生有效碰撞的分子。对于某一化学反应来说，在一定条件下，反应物分子中活化分子的百分数是一定的。 ②活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量之差，叫做反应的活化能。 （3）反应物、生成物的能量与活化能的关系 E1：正反应的活化能 E2：活化分子变成生成物分子放出的能量，也可认为是逆反应的活化能 E1-E2：反应热，即ΔH= E1-E2 （4）浓度、压强、温度、催化剂与活化分子的关系 影响 外因 单位体积内分子总数 活化分子百分数 单位体积内活化分子数 有效碰撞次数 化学反应速率 增大反应物浓度 增加 不变 增加 增加 加快 增大压强 增加 不变 增加 增加 加快 升高温度 不变 增加 增加 增加 加快 使用催化剂 不变 增加 增加 增加 加快 03 基元反应 过渡态理论 1.基元反应 （1）大多数的化学反应往往经过多个反应步骤才能实现，其中每一步反应都称为基元反应。 （2）基元反应速率方程 对于基元反应aA＋bB===gG＋hH，其速率方程可写为v＝k·ca(A)·cb(B)(其中k称为速率常数，恒温下，k不因反应物浓度的改变而变化)，这种关系可以表述为基元反应的化学反应速率与反应物浓度以其化学计量数为指数的幂的乘积成正比。 2.反应机理 基元反应构成的反应序列称为反应历程(又称反应机理)，基元反应的总和称为总反应。由几个基元反应组成的总反应也称复杂反应。 例如H2(g)＋I2(g)===2HI(g)，它的反应历程有如下两步基元反应： ①I2I·＋I·(快) ②H2＋2I·===2HI(慢) 其中慢反应为整个反应的决速步骤。 3.过渡态理论 （1）化学反应并不是通过反应物分子的简单碰撞就能完成的，而是在反应物到生成物的过程中经过一个高能的过渡态，处于过渡态的分子叫做活化络合物。活化络合物是一种高能量的不稳定的反应物原子组合体，它能较快地分解为新的能量较低的较稳定的生成物。如 AB＋C―→[A…B…C]―→A＋BC 反应物过渡态 生成物 （2）活化能(Ea)是处在过渡态的活化络合物分子平均能量与反应物分子平均能量的差值。 （3）应用举例： 对于反应NO2＋CO===NO＋CO2，CO和NO2先形成活化络合物[O—N…O…C—O]，原有的N…O键部分地破裂，新的C…O键部分地形成，最后旧键完全破裂，新键形成，转变为生成物分子。 (ⅰ)反应过程可表示为 O—N—O＋C—OO—N…O…C—O―→N—O＋O—C—O (ⅱ)反应过程能量图 图示释义 ①Ea1表示正反应的活化能； ②Ea2表示逆反应的活化能； ③反应的焓变ΔH＝Ea1－Ea2； ④一般来说，Ea越小，反应速率越快，反应越易进行。 4.催化剂与反应历程 （1）催化剂对反应速率的影响 催化剂是通过降低化学反应所需的活化能来增大化学反应速率的。有催化剂参与的反应，活化能(Ea1)较小，反应速率较大；没有催化剂参与的反应，活化能(Ea1’)较大，反应速率较小。 使用催化剂同时降低了正反应和逆反应的活化能，但反应的ΔH不变。 （2）加入催化剂后的反应历程 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(慢反应) ②AK+B→AB+K       活化能为Ea2(快反应) 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。因此对总反应来说，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。 三、化学平衡状态 化学平衡的移动 01 化学平衡状态 1.可逆反应 （1）概念：在相同条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应。 （2）特征： 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) 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) 02 化学平衡移动 1.化学平衡的移动 （1）概念 当一个可逆反应达到平衡后，如果改变反应条件(如浓度、温度、压强等)，原来的平衡状态会被破坏，平衡体系的物质组成也会随着改变，直至达到新的平衡，这种由原有的平衡状态达到新的平衡状态的过程叫做化学平衡的移动。 （2）化学平衡移动方向的判断 当Q＝K时：可逆反应处于 状态，v正 v逆； 当Q＜K时：化学平衡向 反应方向移动，v正 v逆； 当Q＞K时：化学平衡向 反应方向移动，v正 v逆。 2.外界因素对化学平衡的影响 条件的改变(其他条件不变) 化学平衡的移动 浓度 增大反应物浓度或减小生成物浓度 向 反应方向移动 减小反应物浓度或增大生成物浓度 向 反应方向移动 压强(对有气体参加的反应) 反应前后气体分子数改变 增大压强 向气体分子数 的方向移动 减小压强 向气体分子数 的方向移动 反应前后气体分子数不变 改变压强 温度 升高温度 向 热反应方向移动 降低温度 向 热反应方向移动 催化剂 使用催化剂 3.v－t图像分析改变条件对化学平衡的影响 （1）v－t图像分析浓度变化对化学平衡的影响 已知反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)，当反应达到平衡后，有关物质的浓度发生改变，其反应速率的变化曲线分别如下图所示： 改变条件 v正、v逆相对大小 平衡移动方向 ① 增大反应物A或B的浓度 v′正＞v′逆 向 反应方向移动 ② 减小生成物C的浓度 v′正＞v′逆 向 反应方向移动 ③ 增大生成物C的浓度 v′正＜v′逆 向 反应方向移动 ④ 减小反应物A或B的浓度 v′正＜v′逆 向 反应方向移动 （2）用v－t图像分析压强对化学平衡的影响 ①对于反应mA(g)＋nB(g)pC(g)m＋n<p，当反应达到平衡后，其他条件不变，在t1时刻改变压强，图像如①、②所示： t1时刻，增大容器容积，压强减小，v正′、v逆′均减小，v逆′减小幅度更大，则v正′＞v逆′，平衡向正反应方向移动。 t1时刻，缩小容器容积，压强增大，v正′、v逆′均增大，v逆′增大幅度更大，则v逆′＞v正′，平衡向逆反应方向移动。 ②对于反应mA(g)＋nB(g)pC(g)m＋n＝p，当反应达到平衡后，其他条件不变，在t1时刻改变压强，图像如③所示。 t1时刻，若缩小容器容积，压强增大，v′正、v′逆均增大，且v′正＝v′逆，平衡不移动，如图中上线。t1时刻，若增大容器容积，压强减小，v′正、v′逆均减小，且v′正＝v′逆，平衡不移动，如图中下线。 （3）用v—t图像分析温度对化学平衡的影响 已知反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)ΔH＜0，当反应达平衡后，若温度改变，其反应速率的变化曲线分别如下图所示。 t1时刻，升高温度，v′正、v′逆均增大，但吸热反应方向的v′逆增大幅度大，则v′逆＞v′正，平衡向逆反应方向移动。 t1时刻，降低温度，v′正、v′逆均减小，但吸热反应方向的v′逆减小幅度大，则v′正＞v′逆，平衡向正反应方向移动。 （4）用v—t图像分析催化剂对化学平衡的影响 t1时刻，加入催化剂，v′正、v′逆同等倍数增大，则v′正＝v′逆，平衡不移动。 4.勒夏特列原理 （1）如果改变影响平衡的一个因素(如温度、压强及参加反应的物质的浓度)，平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。 （2）适用范围 ①勒夏特列原理仅适用于已达到平衡的反应体系，不可逆过程或未达到平衡的可逆过程均不能使用该原理。此外，勒夏特列原理对所有的动态平衡(如溶解平衡、电离平衡和水解平衡等)都适用。 ②勒夏特列原理只适用于判断“改变影响平衡的一个因素”时平衡移动的方向。若同时改变影响平衡移动的几个因素，则不能简单地根据勒夏特列原理来判断平衡移动的方向，只有在改变的因素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。 四、化学平衡常数及相关计算 01 化学平衡常数及应用 1.化学平衡常数 （1）概念：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数(简称平衡常数)，用符号K表示。 （2）意义： K值大小反映了化学反应进行的程度，当K>105时，可以认为反应进行得较完全；当K<10－5时，认为反应很难进行。 2.浓度商与化学平衡常数的表达式 （1）浓度商：对于一般的可逆反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在任意时刻的称为浓度商，常用Q表示，即Q＝。 （2）化学平衡常数表达式：当在一定温度下达到化学平衡时，K＝。 （3）Q与K的关系：当反应中有关物质的浓度商等于平衡常数时，表明反应达到限度，即达到化学平衡状态。 3.化学平衡常数的影响因素 （1）内因：不同的化学反应及化学方程式的书写形式是决定化学平衡常数的主要因素。 （2）外因：在化学方程式一定的情况下，K只受 影响。 4.平衡常数的应用 （1）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 对于化学反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)的任意状态，浓度商Q＝。 Q＜K，反应向 反应方向进行； Q＝K，反应处于平衡状态； Q＞K，反应向 反应方向进行。 （3）判断可逆反应的反应热 ①升高温度 ②降低温度 5.平衡转化率 （1）概念：某一反应的平衡转化率α等于该物质在反应中的已转化量(如物质的量、物质的量浓度等)与该物质起始总量的比值。 α = ×100% （2）意义：反应的平衡转化率表示在一定温度和一定起始浓度下反应进行的限度。 02 平衡常数及转化率的计算 1.常用的四个公式 公式 备注 反应物的转化率 ×100%＝×100% ①平衡量可以是物质的量、气体的体积； ②某组分的体积分数，也可以是物质的量分数 生成物的产率 ×100% 平衡时混合物组分的百分含量 ×100% 某组分的体积分数 ×100% 2.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 ①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。 ②计算各气体组分的物质的量分数或体积分数。 ③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)。 ④根据平衡常数计算公式代入计算。 五、化学反应的方向 化学反应的调控 01 化学反应的方向 1.自发反应 （1）概念：在一定条件下，无需外界帮助就能自发进行的反应称为自发反应。 （2）特征： ①具有方向性，即反应的某个方向在一定条件下是自发的，则其逆反应在该条件下肯定不自发，如：铁器暴露于潮湿的空气中会生锈，是自发的，则铁锈变为铁在该条件肯定不是自发的。 ②体系趋向于从高能量状态转变为低能量状态。 ③体系趋向于从有序体系转变为无序体系。 （3）判断： ①根据条件判断：不是看是否需要条件，而是看是否需要持续施加外力(如加热等)。 ②根据其逆向过程是否自发判断：若逆向过程自发，则正向过程一定不自发；若逆向过程不自发，则正向过程一定自发。 （4）应用： ①可被用来完成有用功。如：H2燃烧可设计成原电池。 ②非自发过程要想发生，必须对它做功。如：通电将水分解为H2和O2。 2.熵和熵变的含义 （1）熵的含义 度量体系混乱程度的物理量，符号为S。熵值越大，体系混乱度越 。 同一条件下，不同物质有不同的熵值；同一种物质在不同状态下熵值也不同，一般规律是S(g) S(l) S(s)。 （2）熵变的含义 ΔS＝S(生成物)－S(反应物)。化学反应的ΔS越 ，越有利于反应自发进行。 3.自由能与化学反应的方向 （1）自由能与焓变、熵变的关系 ΔG＝ΔH－TΔS。ΔG不仅与焓变和熵变有关，还与 有关。 （2）反应方向与自由能的关系 化学反应总是向着自由能减小的方向进行，直到体系达到平衡。 ①当ΔG 0时，反应能自发进行； ②当ΔG 0时，反应处于平衡状态； ③当ΔG 0时，反应不能自发进行。 02 化学反应的调控 1.合成氨反应的特点 合成氨反应：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)。 已知298 K时：ΔH＝－92.4 kJ·mol－1，ΔS＝－198.2 J·mol－1·K－1 （1）可逆性：反应为可逆反应 （2）体积变化：正反应是气体体积缩小的反应 （3）焓变：ΔH<0，熵变：ΔS<0 （4）自发性：常温(298 K)下，ΔH－TΔS<0，能自发进行 2.提高合成氨反应速率和平衡转化率的条件比较 原理分析：根据合成氨反应的特点，利用影响反应速率的因素和勒夏特列原理分析应如何选择反应条件，以增大合成氨的反应速率、提高平衡混合物中氨的含量。 条件 提高反应速率 提高平衡转化率 综合结果 压强 高压 高压 高压 温度 高温 低温 兼顾速率和平衡，且考虑催化剂活性 催化剂 使用 无影响 使用 浓度 增大反应物浓度 增大反应物浓度，降低生成物浓度 增大反应物浓度，且不断减少生成物浓度 3.工业合成氨的适宜条件 外部条件 工业合成氨的适宜条件 压强 10～30 MPa 温度 400～500 ℃ 催化剂 使用铁触媒作催化剂 浓度 液化氨并及时分离，补充原料气并循环利用[n(N2)∶n(H2)＝1∶2.8] 4.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 5.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。 六、化学反应速率和化学平衡图像 01 物质的量(或浓度)、速率-时间图像 1.“渐变”类v－t图像特征：条件改变瞬间，一条速率突变，另一条速率连续渐变，无同步断点。 图像 分析 结论 t1时v′正突然增大，v′逆逐渐增大；v′正＞v′逆，平衡向正反应方向移动 t1时其他条件不变，增大反应物的浓度 t1时v′正突然减小，v′逆逐渐减小；v′逆＞v′正，平衡向逆反应方向移动 t1时其他条件不变，减小反应物的浓度 t1时v′逆突然增大，v′正逐渐增大；v′逆＞v′正，平衡向逆反应方向移动 t1时其他条件不变，增大生成物的浓度 t1时v′逆突然减小，v′正逐渐减小；v′正＞v′逆，平衡向正反应方向移动 t1时其他条件不变，减小生成物的浓度 2.“断点”类v－t图像特征：v(正)、v(逆)瞬间同时突变，二者变化幅度不等 图像 t1时刻所改变的条件 温度 升高 降低 升高 降低 适合正反应为放热的反应 适合正反应为吸热的反应 压强 增大 减小 增大 减小 适合正反应为气体物质的量增大的反应 适合正反应为气体物质的量减小的反应 3.“平台”类v­t图像特征：v(正)、v(逆)同等程度同步突变，始终满足v(正)=v(逆)，平衡不移动 图像 分析 结论 t1时v′正、v′逆均突然增大且v′正＝v′逆，平衡不移动 t1时其他条件不变使用催化剂 t1时其他条件不变增大反应体系的压强且m＋n＝p＋q(反应前后气体体积无变化) t1时v′正、v′逆均突然减小且v′正＝v′逆，平衡不移动 t1时其他条件不变，减小反应体系的压强且m＋n＝p＋q(反应前后气体体积无变化) 4.全程速率—时间图像 （1）OB段反应速率变化的可能原因为： ①反应放热，使温度升高，反应速率加快 ②反应生成催化剂，反应速率加快 （2）BC段反应速率变化的可能原因为：反应物浓度降低，反应速率减慢 例如：Zn与足量盐酸的反应，化学反应速率随时间的变化出现如图所示情况。 原因：（1）AB段(v增大)，反应放热，溶液温度逐渐升高，v增大。 （2）BC段(v减小)，溶液中c(H＋)逐渐减小，v减小。 5.物质的量(或浓度)—时间图像 （1）识图：在c-t图中，一般横坐标表示时间，纵坐标表示浓度或物质的量等变化，分析图时要抓住随着时间的变化曲线的基本走势问题，其重点及易错点应抓住曲线的斜率，某一时刻曲线的斜率大小就表示该时刻反应的速率快慢，曲线越陡表示反应的速率越大，曲线越平缓表示反应的速率越小。 ①横坐标：时间；纵坐标：浓度/物质的量。 ②斜率=瞬时反应速率：曲线越陡，速率越快；曲线越平缓，速率越慢。 ③曲线不再变化(平台区)：反应达到化学平衡。 （2）判断规律： ①曲线下降：反应物；曲线上升：生成物。 ②达到平衡后各物质量不为 0→可逆反应。 ③外界条件影响达到平衡的时长：温度越高、压强越大、加入催化剂，达到平衡所需时间越短。 a.若为温度变化引起，温度较高时，反应达平衡所需时间短。 b.若为压强变化引起，压强较大时，反应达平衡所需时间短。 c.若为是否使用催化剂，使用适宜催化剂时，反应达平衡所需时间短。 （3）实例：某温度时，在定容(V L)容器中，X、Y、Z三种物质的物质的量随时间的变化曲线如图所示。 ①由图像得出的信息 a.X、Y是反应物，Z是产物。 b.t3 s时反应达到平衡状态，X、Y并没有全部反应，该反应是可逆反应。 c.0～t3 s时间段：Δn(X)＝n1－n3mol，Δn(Y)＝n2－n3mol，Δn(Z)＝n2mol。 ②根据图像可进行如下计算 a.某物质的平均速率、转化率，如v(X)＝ mol·L－1·s－1；Y的转化率＝×100%。 b.确定化学方程式中的化学计量数之比，如X、Y、Z三种物质的化学计量数之比为(n1－n3)∶(n2－n3)∶n2。 02 含量(或转化率)-时间-温度(压强)图像 已知不同温度或压强下，反应物的转化率α(或百分含量)与时间的关系曲线，可推断温度的高低和反应的热效应或压强的大小及气体物质间的化学计量数的关系。[以aA(g)+bB(g)cC(g)中反应物的转化率αA为例进行说明] （1）“先拐先平，数值大”原则 分析反应由开始(起始物质相同时)达到平衡所用时间的长短可推知反应条件的变化 ①若为温度变化引起，当温度较高时，反应达到平衡所需时间短，如图甲中T2>T1 ②若为压强变化引起，当压强较大时，反应达到平衡所需时间短，如图乙中p1>p2 ③若为是否使用催化剂引起，当使用适宜的催化剂时，反应达到平衡所需时间短，如图丙中a使用了催化剂 （2）正确掌握图像中反应规律的判断方法 ①图甲中，T2>T1，升高温度，αA降低，平衡逆向移动，正反应为放热反应 ②图乙中，p1>p2，增大压强，αA升高，平衡正向移动，则正反应为气体体积缩小的反应 ③若纵坐标表示A的百分含量，则图甲中正反应为吸热反应，图乙中正反应为气体体积增大的反应 解答速率平衡图像问题的两大方法 ①“定一议二” 当图像中有三个变量时，先确定其中一个变量不变，再讨论另外两个变量的关系，有时还需要作辅助线 ②“三步分析法” 一看反应速率是增大还是减小 二看v正、v逆的相对大小 三看化学平衡移动的方向 03 含量 (或转化率)—温度/压强图像 1.常见图像形式： （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的妆化率增大，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，即正反应是气体体积减小的反应。 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。 2.析图关键——关注曲线变化趋势，采取“定一议二”法。 （1）“定一议二”原则：可通过分析相同温度下不同压强时反应物A的转化率大小来判断平衡移动的方向，从而确定反应方程式中反应物与产物气体物质间的系数的大小关系。如乙中任取两条压强曲线研究，压强增大，αA增大，平衡正向移动，正反应为气体体积减小的反应，甲中任取一曲线，也能得出结论。 （2）通过分析相同压强下不同温度时反应物A的转化率的大小来判断平衡移动的方向，从而确定反应的热效应。如利用上述分析方法，在甲中作垂直线，乙中任取一曲线，即能分析出正反应为放热反应。 04 工业生产中的速率和平衡图像 1.含量/转化率—投料比图像 （1）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。 一定条件下，用Fe2O3、NiO或Cr2O3作催化剂对燃煤烟气进行回收，使SO2转化生成S。催化剂不同，其（2）投料比与转化率或产率相关图像 ①在工业生产中，为了提高转化率或产率，从原料的利用率研究分析，我们可以得到投料比与转化率或产率相关图像，通过图像分析我们可以得到最佳投料比。 ②实例分析：在保持体系总压为105 Pa的条件下进行反应：SO2＋O2SO3，原料气中SO2和O2的物质的量之比m[m＝]不同时，SO2的平衡转化率与温度(t)的关系如图所示： a.同温同压下：m越大(SO2占比越高),α(SO2)越小； b.结论：m1>m2>m3； c.工业启示：增大廉价反应物(O2)比例，提高昂贵原料(SO2)转化率。 2.温度—选择性图像 （1）概念(多平行竞争反应体系)：存在主、副两条竞争反应： A P(目标产物) A Q(副产物) ①选择性(S):已转化的反应物中，生成目标产物的占比 S=(转化为目标产物的反应物物质的重/消耗的反应物总物质的量)×100% ②三大指标关系：目标产物产率=反应物转化率×产物选择性 ③辨析：转化率只看原料消耗多少；选择性看重消耗原料生成目标产物的比例。 （2）实例分析：CO2与H2在催化剂作用下发生以下反应：反应i.CO2(g)+H2(g)HCOOH(g) △H；反应ii.CO2(g)+H2(g)H2O(g)+CO(g) △H>0。下表是几种物质的标准摩尔生成焓(在101 kPa时，由最稳定单质合成1 mol指定产物时所放出的热量)。在一定压强下，按n(H2):n(CO)=1:1投料，反应相同时间，CO2的转化率及HCOOH选择性(甲酸选择性)随温度变化曲线如图所示， 【图像特征】曲线常出现峰值；低温缓慢上升，超过最佳温度后选择性持续下降 【图像解读】 a.峰值左侧(较低温度)：反应未达平衡，升温加快主反应速率，目标产物选择性升高； b.峰值右侧(温度过高)：一方面高温促进副反应发生，副反应竞争增强；若主反应为放热反应，升温使主反应平衡逆向移动，最终选择性下降。 【结论】温度过高，不利于提升目标产物选择性。 七、电离平衡 01 弱电解质的电离平衡及影响因素 1.强电解质与弱电解质 （1）定义 ①强电解质：溶于水后能 电离的电解质 ②弱电解质：溶于水后只能 电离的电解质 （2）与化合物类别的关系 ①强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物，如强酸(H2SO4、HNO3)、强碱(KOH、NaOH)和绝大多数盐； ②弱电解质主要是某些共价化合物，如弱酸(CH3COOH、HClO)、弱碱、水和极少数盐[(CH3COO)2Pb]。 （3）电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离，多元弱碱分步电离一步书写”。 ①强电解质：如H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO ②弱电解质 a.一元弱酸，如CH3COOH：CH3COOHCH3COO－＋H＋。 b.多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO 、HCOH＋＋CO。 c.多元弱碱，分步电离，一步书写。如Fe(OH)3： Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 ③酸式盐 a.强酸的酸式盐 如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO；熔融时：NaHSO4===Na＋＋HSO。 b.弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3： NaHCO3===Na＋＋HCO、HCOH＋＋CO。 （4）弱电解质判断的注意事项 ①酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系，前者看电离程度，后者看溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。 ②弱酸、弱碱是弱电解质，但它们对应的盐一般为强电解质，如醋酸铵：CH3COONH4==NH＋CH3COO－。 2.弱电解质的电离平衡 （1）电离平衡的建立 弱电解质的电离平衡是指在一定条件(温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变时的状态。 平衡建立过程的v－t图像如图所示。 a.开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。 b.平衡建立过程中，v(电离)＞v(结合)。 c.当v(电离)＝v(结合)时，电离达到平衡状态。 （2）电离平衡的特点 ①电离过程是吸热的。 ②动态平衡：即达到平衡时，正反应和逆反应还在继续进行，正反应速率和逆反应速率相等，不等于零。 ③条件改变，平衡被打破。 ④弱电解质在离子反应中电离平衡发生移动。 ⑤弱电解质在溶液中的电离都是微弱的。在弱电解质溶液中，由于存在电离平衡只有一部分分子发生电离，绝大多数以分子形式存在，离子和分子之间存在电离平衡，即分子、离子共存，决定了它在离子方程式书写中要写成分子形式。 （3）影响电离平衡的因素： （1）内因：弱电解质本身的性质，决定了弱电解质在水中达到电离平衡时电离程度的大小。 （2）外因 ①温度：一般情况下，由于弱电解质的电离过程吸热，因此升高温度，电离平衡向电离方向移动，电离程度 。 ②浓度：同一弱电解质，增大溶液的浓度，电离平衡向电离方向移动，但电离程度 ；稀释溶液时，电离平衡向电离方向移动，且电离程度 ，但往往会使溶液中离子的浓度 。 ③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动，如下所示： ④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动，如向CH3COOH溶液中加入NaOH固体，因H＋与OH－反应生成H2O，使c(H＋)减小，CH3COOH的电离平衡正向移动，电离程度增大。 02 电离平衡常数及其应用 1.电离常数 （1）定义 在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度幂之积与溶液中未电离分子的浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。 （2）表达式 ①对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，平衡常数Ka＝。 ②对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，平衡常数Kb＝。 ③对于多元弱酸，以H2CO3为例： H2CO3H＋＋HCOKa1＝、HCOH＋＋COKa2＝ （3）特点 ①电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K值增大。 ②电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。 例如，在25 ℃时，K(HNO2)＝4.6×10－4，K(CH3COOH)＝1.8×10－5，因而HNO2的酸性比CH3COOH强。 ③多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，故其酸性取决于第一步电离。 （4）意义： ①一定温度下，电离常数越大，弱电解质的电离程度越 。 ②相同温度下，等浓度的弱酸或弱碱的电离常数(对于多元弱酸或多元弱碱来说，只看其第一步电离的电离常数)越大，其酸性或碱性越 。 （5）影响因素 ①内因：弱电解质本身的性质。 ②外因：温度越高，K值越 。 （6）电离平衡常数的4大应用 ①判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同温度下，电离常数越大，酸性(或碱性)越 。 ②判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律，如25 ℃时，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1，Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1，故知HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa可以发生。 ③计算弱酸、弱碱溶液中的c(H＋)、c(OH－)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(H＋)＝，弱碱溶液中c(OH－)＝。 ④判断溶液微粒浓度比值的变化：利用温度不变，电离常数不变来判断。如把0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，稀释时，c(H＋)减小，Ka不变，则 。 2.电离度 （1）定义：在一定条件下的弱电解质在溶液里达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质分子总数的百分比。 （2）表示方法：α＝×100% （3）意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。 （4）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）电离度和电离常数的关系α≈或K≈cα2。 八、水的电离和溶液的酸碱性 01 水的电离 1.水的电离：水是极弱的电解质，其电离方程式为：H2O＋H2OH3O＋＋OH－，通常可简写为H2OH＋＋OH－。 2.水的离子积常数 （1）含义：因为水的浓度可看作常数，温度一定，K电离为常数，c(H2O)为常数，因此c(H＋) ·c(OH－)为常数。 （2）表达式：KW＝c(H＋)·c(OH－)。 （3）常温下：KW＝1×10－14。纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1(pH＝7)。 （4）影响因素：只与温度有关，升高温度，KW 。 （5）适用范围：KW不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。 （6）意义：KW揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要 不变，KW不变。 3.水的电离平衡移动的影响因素 体系变化 条件 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(OH－) c(H＋) HCl 逆 不变 减小 减小 增大 NaOH 逆 不变 减小 增大 减小 可水解的盐 Na2CO3 正 不变 增大 增大 减小 NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大 温度 升温 正 增大 增大 增大 增大 降温 逆 减小 减小 减小 减小 其他：如加入Na 正 不变 增大 增大 减小 4.水的电离平衡曲线分析 如图所示，从点线面三维角度认识水的电离平衡曲线： 1）从面的角度——水的离子积 横纵坐标为反比例函数关系，c(H＋) ·c(OH－)＝Kw。 2）从线的角度——温度关系和溶液酸碱性 （1）T1、T2对应线为等温线，每条线上各点对应的离子积相等；升高温度，水的电离程度增大，水的离子积增大，则T2＞T1。 （2）ab线为中性溶液线，ab线上c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，ab线上方c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈碱性，ab线下方c(H＋)＞c(OH－)，溶液呈酸性。 3）从点的角度——条件改变 （1）同一等温线上点的变化，离子积常数不变，即c(H＋)·c(OH－)不变，c(H＋)和c(OH－)之间为反比例关系，可以通过加入酸、碱、盐，如a→d，可以加入HCl等酸或加入AlCl3等强酸弱碱盐。 （2）不同等温线上点的变化，离子积常数改变，即温度发生了改变。若在ab线上，只能通过改变温度，例如a→b，通过升高温度即可实现；若不在ab线上，应先改变温度，再加入酸、碱、盐，例如a→e，应先升高温度，再加入NaOH等碱或CH3COONa等强碱弱酸盐。 5.水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算 1）先定性 根据水的电离平衡影响规律——酸碱抑制，弱盐促进，常温下酸或碱溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)小于10－7mol·L－1，含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)大于10－7mol·L－1。 2）后定量 （1）pH＝a(a＜7)的酸溶液中c(H＋)＝10－amol·L－1主要由酸电离提供，溶液中c(OH－)＝10a－14mol·L－1 由水电离提供； （2）pH＝a(a＞7)的碱溶液中c(OH－)＝10a－14mol·L－1主要由碱电离提供，c(H＋)＝10－amol·L－1由水电离提供； （3）能水解的盐溶液中c(H＋)、c(OH－)都是由水电离提供。若pH＝a(a＜7)，由水电离出c(H＋)＝c(OH－)＝10－amol·L－1，若pH＝a(a＞7)，由水电离出c(H＋)＝c(OH－)＝10a－14mol·L－1。 02 溶液的酸碱性与pH计算 1.溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。 将“＞”“＝”或“＜”填在下表空格中： 溶液 c(H＋)、c(OH－)大小比较 常温/25 ℃ 数值 pH 中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1 酸性溶液 c(H＋)＞c(OH－) c(H＋)＞1×10－7 mol·L－1 碱性溶液 c(H＋)＜c(OH－) c(H＋)＜1×10－7 mol·L－1 2.溶液的pH （1）定义式：pH＝ 。 （2）广范pH的范围：0～14。 即只适用于c(H＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的电解质溶液，当c(H＋)或c(OH－)≥1 mol·L－1时，不用pH表示溶液的酸碱性，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸碱性。 （3）测量： ①pH试纸法：把小片试纸放在玻璃片或表面皿上，用洁净干燥的玻璃棒，蘸取待测液滴在干燥的pH试纸的中部，观察变化稳定后的颜色，与标准比色卡对比，即可确定溶液的pH。 ②pH计测量法。 （4）溶液的酸碱性与pH的关系： 常温(25 ℃)下： 3.常用酸碱指示剂及其变色范围 指示剂 变色范围 石蕊 pH＜5.0红色 5.0～8.0紫色 pH＞8.0蓝色 甲基橙 pH＜3.1红色 3.1～4.4橙色 pH＞4.4黄色 酚酞 pH＜8.0无色 8.2～10.0浅红色 pH＞10.0红色 4.溶液pH的计算 （1）单一溶液pH的计算 ①强酸溶液，如HnA，设溶液物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ncmol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc。 ②强碱溶液，如B(OH)n，设溶液物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc。 （2）两强酸混合后溶液pH的计算 由c(H＋)混＝，先求出混合后的c(H＋)混，再根据公式pH＝－lgc(H＋)混求pH。 （3）两强碱混合后pH的计算 由c(OH－)混＝，先求出混合后的c(OH－)混，再通过KW求出c(H＋)混，最后求pH。 （4）强酸与强碱混合后pH的计算 强酸与强碱混合的实质是发生了中和反应，即H＋＋OH－===H2O，中和后常温下溶液的pH有以下三种情况： ①若恰好中和，pH＝7。 ②若酸剩余，先求中和后剩余的c(H＋)，再求pH。 ③若碱剩余，先求中和后剩余的c(OH－)，再通过KW求出c(H＋)，最后求pH。 （5）溶液稀释后求pH ①对于强酸溶液，每稀释10倍，pH增大1；对于弱酸溶液，每稀释10倍，pH增大不足1。无论稀释多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。 ②对于强碱溶液，每稀释10倍，pH减小1；对于弱碱溶液，每稀释10倍，pH减小不足1，无论稀释多少倍，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。 5.pH的应用 ①人体健康：人体各种体液都有一定的pH，当酸碱平衡失调时，人体就表现出病变，因而可以利用检测血液中的pH来诊断疾病。 ②生活应用：利用护发素保护头发，就是通过调节头发的pH使之达到适宜的酸碱度。 ③环保领域：酸性或碱性的废水的处理，可以利用中和反应调节其pH。 ④农业生产：土壤的pH影响植物对不同形态养分的吸收及养分的有效性，各种作物的生长也都对土壤的pH范围有一定的要求，因而应注意保持土壤的酸碱性。 ⑤科学实验、工业生产：溶液的pH控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的一个关键因素。 03 酸碱中和滴定 1.实验原理 （1）原理：利用酸碱中和反应，用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。 ①反应实质：H＋＋OH－===H2O。 ②定量关系：中和反应中酸提供的H＋与碱提供的OH－的物质的量相等，n(H＋)＝n(OH－)，即c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱，则c(H＋)＝或c(OH－)＝。 （2）酸碱中和滴定的关键： ①准确测定标准液和待测液的体积； ②准确判断滴定终点。 2.实验用品 （1）仪器：图(A)是酸式滴定管，图(B)是碱式滴定管，滴定管夹、铁架台、锥形瓶 （2）试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 （3）滴定管的使用 ①构造：“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。 ②精确度：读数可精确到0.01 mL。 ③洗涤：先用蒸馏水洗涤，再用待装液润洗。 ④排泡：酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。 ⑤使用注意事项： 试剂性质 滴定管 原因 酸性、氧化性 酸式滴定管 氧化性物质易腐蚀橡胶管 碱性 碱式滴定管 碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开 （4）指示剂的选择：变色要灵敏变色范围要小，变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。 ①强酸强碱相互滴定，可选用酚酞或甲基橙作指示剂。 ②若反应生成呈酸性的强酸弱碱盐溶液，则一般选用酸性变色范围的指示剂(甲基橙，变色范围是3.1～4.4)；若反应生成呈碱性的强碱弱酸盐溶液，则一般选用碱性变色范围的指示剂(酚酞，变色范围是8.2～10.0)。 ③酸碱中和滴定中一般不用石蕊作指示剂，因为其颜色变化不明显，且变色范围过宽(5.0～8.0)。 ④并不是所有的滴定都需使用指示剂，如用标准Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时，KMnO4溶液褪色且半分钟不恢复原来的颜色时即为滴定终点。 3.滴定操作 以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例 （1）滴定前的准备 ①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。 （1）检查：使用滴定管前，首先要检查是否漏水，在确保不漏水后方可使用。 （2）润洗：滴定管加入酸、碱反应液之前，先用蒸馏水洗涤干净，然后分别用待盛液润洗2~3遍。 （3）装液：分别将酸、碱反应液加入酸式、碱式滴定管中，使液面位于“0”刻度以上2~3cm处。 （4）调液：调节活塞或玻璃球，使滴定管尖嘴部分充满反应液，并使液面处于“0”刻度或“0”刻度以下。 （5）记录：记录初始液面刻度。 （6）放液：从碱式滴定管中放出一定量的NaOH溶液于锥形瓶中，并滴2～3滴指示剂(甲基橙或酚酞)。 ②锥形瓶：注碱液→记体积→加指示剂。 （2）滴定 ①左手控制滴定管活塞，右手摇动锥形瓶。 ②眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。 （3）终点判断：等到滴入最后半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。 （4）数据处理 按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。 （5）操作注意事项 ①滴速：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇。 ②终点：最后一滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且半分钟内不变色，读出V(标)记录。 ③在滴定过程中，左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。 4.滴定曲线 在酸碱中和滴定过程中，开始时由于被滴定的酸(或碱)浓度较大，滴入少量的碱(或酸)对其pH的影响不大。当滴定接近终点(pH＝7)时，滴入很少量(一滴，约0.04 mL)的碱(或酸)溶液就会引起pH的突变(如图所示)。 提示：酸碱恰好反应时溶液不一定呈中性。溶液的酸碱性取决于生成盐的性质。 5.误差分析 根据计算式c待＝：标准液滴定待测溶液时，c标、V待均为定值，c待的大小取决于V标的大小，所有操作导致消耗标准溶液多或读数大，则结果偏高；消耗标准溶液少或读数小，则结果偏低。 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的不正确操作及可能引起的后果有： 步骤 操作 V(标准) c(待测) 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 碱式滴定管未用待测溶液润洗 变小 锥形瓶用待测溶液润洗 变大 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 取液 放出碱液的滴定管开始时尖嘴处有气泡，放出液体后气泡消失 变小 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 变大 振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 部分酸液滴出锥形瓶外 变大 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后仅加一滴NaOH溶液无变化 变大 读数 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) 变小 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) 变大 九、盐类的水解 01 盐类的水解及其规律 1.定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。 2.实质：盐电离―→―→破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→溶液呈碱性、酸性或中性。 3.特点 →水解反应是可逆反应 ｜ →水解反应是酸碱中和反应的逆反应 ｜ →水解反应程度很微弱 4.规律：有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。 盐的类型 实例 是否 水解 水解的离子 溶液的 酸碱性 溶液的pH 强酸强碱盐 NaCl、KNO3 否 中性 pH＝7 强酸弱碱盐 NH4Cl、Cu(NO3)2 是 NH、Cu2＋ 酸性 pH＜7 弱酸强碱盐 CH3COONa、Na2CO3 是 CH3COO－、CO 碱性 pH>7 5.盐类水解离子方程式的书写 （1）水解离子方程式的一般模式 阴(阳)离子＋H2O弱酸(或弱碱)＋OH－(或H＋)。 （2）盐类水解离子方程式的书写规律 ①一般盐类水解程度很小，水解产物很少，如果产物易分解(如NH3·H2O、H2CO3)也不写成其分解产物的形式。 ②多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式，如Na2CO3的水解离子方程式：CO＋H2OHCO＋OH－。 ③多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如FeCl3的水解离子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。 （3）书写要求 ①一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“”表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。 ②多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。 ③多元弱碱阳离子的水解是分步进行的，但简化成一步写完。 ④水解分别显酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大的，如有沉淀生成，则书写时要用“===”“↑” “↓”等。 （4）不同类型盐水解的离子方程式 ①一元弱酸强碱盐，以CH3COONa为例：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。 ②一元弱碱强酸盐，以NH4Cl为例： NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。 ③多元弱酸强碱盐(正盐)：多元弱酸强碱盐水解是分步进行的，应分步书写。水解程度主要取决于第一步反应，以Na2CO3为例：CO＋H2OHCO＋OH－，HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 ④多元弱碱强酸盐：多元弱碱强酸盐水解也是分步的，由于中间过程复杂，中学阶段写成一步，以CuCl2为例：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋。 ⑤多元弱酸的酸式盐，以NaHCO3为例： HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 ⑥弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进 a.NH与HCO、CO、CH3COO－等构成的盐，虽然水解相互促进，但水解程度较小，仍是部分水解。如NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。 b.Al3＋和CO或HCO等构成的盐，水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀。如Al3＋＋3HCO=Al(OH)3↓＋3CO2。 6.水解平衡常数(能水解的盐表示为MA) （1）表达式： ①用HA表示一元弱酸，MOH表示一元强碱，MA表示由它们生成的盐，MA为强碱弱酸盐，其水解离子方程式为A－＋H2OHA＋OH－，则水解常数：Kh＝ ②用HA表示一元强酸，MOH表示一元弱碱，MA表示由它们生成的盐，MA为强酸弱碱盐，其水解离子方程式为M+＋H2OMOH＋H+，则水解常数：Kh＝ （2）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多元弱酸强碱盐，如Na2CO3的Kh1＝、Kh2＝ ③一元弱酸一元弱碱盐，如醋酸铵：Kh＝。 （3）盐类水解常数的应用 ①‌计算盐溶液中c(H+)或c(OH-)的浓度‌：通过水解常数可以计算出溶液中氢离子或氢氧根离子的浓度。 ②‌判断盐溶液的酸碱性和微粒浓度的大小‌：例如，NaHCO3溶液呈碱性，因为其水解程度大于电离程度；NaHSO3溶液呈酸性，因为其水解程度小于电离程度。 ③‌预测水解平衡的移动方向‌：升温可以使水解平衡向右移动，增大水解程度。 02 盐类水解的影响因素及应用 1.盐类水解的影响因素 （1）内因——盐本身的性质。 形成盐的酸或碱越弱，其对应的弱酸阴离子或弱碱阳离子的水解能力就越大，溶液的碱性或酸性就越强。如酸性：CH3COOH＞H2CO3，则同浓度的NaHCO3、CH3COONa溶液pH： pH(NaHCO3)＞pH(CH3COONa)。 （2）外因 例如，不同条件对FeCl3水解平衡的影响见下表 Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋(填写空格中内容) 条件 移动方向 H＋数 pH 现象 升高温度 向右 增多 降低 颜色变深 通HCl 向左 增多 降低 颜色变浅 加H2O 向右 增多 升高 颜色变浅 加NaHCO3 向右 减小 升高 产生红褐色淀沉及无色气体 2.盐类水解的应用(化学实验、工农业生产、日常生活) 应用 举例 判断溶液的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ 判断酸性强弱 相同浓度NaX、NaY、NaZ三种盐溶液pH分别为8、9、10，则酸性HX＞HY＞HZ 配制或贮存易水解的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量稀硫酸防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶液，加入少量盐酸；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用磨口玻璃塞；NaF、NH4F要用塑料瓶保存。 胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子反应：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋ 泡沫灭火 器原理 成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 作净水剂 明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋ 化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混用：CO＋H2OHCO＋OH－NH＋OH－===NH3↑＋H2O 除锈剂 NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂 物质提纯 除去MgCl2溶液中的氯化铁，可以加入MgO或Mg(OH)2反应掉部分H＋，促进铁离子的水解，使Fe3＋转化为氢氧化铁沉淀而除去 无机物 的制备 硫化铝、氮化镁在水溶液中强烈水解，只能通过单质间化合反应才能制得；用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)TiO2·xH2O＋4HCl 离子的共存 Al3＋与HCO、CO、AlO、SiO、HS－、S2－，Fe3＋与HCO、CO、AlO、SiO、ClO－，NH与SiO、AlO等因水解相互促进而不能大量共存 3.盐溶液蒸干灼烧时所得产物的判断 （1）盐溶液水解生成难挥发性酸和酸根阴离子易水解的强碱盐，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。 （2）盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得到对应的氧化物，如AlCl3溶液蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3，FeCl3(aq)蒸干得Fe(OH)3，灼烧得Fe2O3。 （3）考虑盐受热时是否分解。Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4和MnO2；NH4Cl―→NH3↑＋HCl↑。 （4）还原性盐在蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)，FeCl2(aq)Fe(OH)2(s)Fe(OH)3Fe2O3。 （5）弱酸的铵盐蒸干后无固体。如NH4HCO3、(NH4)2CO3。 （6）NaClO溶液蒸干时，既考虑水解，又考虑HClO分解最后剩下NaCl。 03 溶液中微粒浓度大小的比较 判断电解质溶液中粒子浓度的关系是高考常考题型，一般从单一溶液、混合溶液和不同溶液三个角度进行考查，其中反应过程中不同阶段粒子浓度关系的判断是近几年高考的热点和难点。电离理论和水解理论是比较电解质溶液中粒子浓度大小关系的重要依据，电荷守恒、物料守恒和质子守恒是判断电解质溶液中粒子浓度等量关系的重要依据，该类题目的解题关键是正确判断溶液中溶质成分及其量的关系，以及离子的电离程度和水解程度的大小。 1.微粒浓度的大小比较理论依据 （1）电离理论 ①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离，如氨水溶液中：c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH)。　 ②多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离。如在H2S溶液中：c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。 （2）水解理论 ①弱离子的水解损失是微量的(水解相互促进的除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解产生的弱电解质溶液的浓度。如NH4Cl溶液中：c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(NH3·H2O)。 ②多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：c(CO)>c(HCO)>c(H2CO3)。 2.溶液中微粒种类的判断 我们在判断溶液中微粒浓度大小时，首先要判断溶液中微粒的种类，然后再进行比较。判断溶液中微粒种类的方法是正确写出溶液中所有的电离方程式、水解方程式，然后结合溶液中的溶质即可判断溶液中的微粒种类。 注意：在书写电离方程式时，不要丢掉水的电离方程式。 如：NaHCO3溶液中存在三种电离：NaHCO3===Na＋＋HCO、HCOH＋＋CO、H2OH＋＋OH－；一种水解：HCO＋H2OH2CO3＋OH－，所以溶液中的离子为Na＋、CO、HCO、OH－、H＋，分子为H2CO3、H2O。 3.溶液中粒子等量关系——三大守恒 （1）电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数相等。如在Na2CO3溶液中存在着Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，它们存在如下关系：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，但某些关键性的原子总是守恒的。 c(Na＋)＝2[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)] （3）质子守恒：指在电离或水解过程中，会发生质子(H＋)转移，但在质子转移过程中其数量保持不变，如在Na2CO3溶液中： 所以c(OH－)＝c(HCO)＋2c(H2CO3)＋c(H3O＋) 4.离子浓度大小比较的方法 （1）考虑水解因素：如Na2CO3溶液。 CO＋H2OHCO＋OH－ HCO＋H2OH2CO3＋OH－ 所以c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)。 （2）不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。如相同浓度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三种溶液中c(NH)由大到小的顺序是c＞a＞b。 （3）混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素，如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，因NH3·H2O的电离＞NH的水解，故离子浓度顺序为c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。 十、沉淀溶解平衡 01 沉淀溶解平衡及应用 1.沉淀溶解平衡 （1）沉淀溶解平衡的建立 难溶电解质溶液中的离子 （2）沉淀溶解平衡的特点：逆、等、动、定、变(适用平衡移动原理)。 2.影响沉淀溶解平衡的因素 （1）内因：难溶电解质本身的性质。 ①绝对不溶的电解质是没有的。 ②同是难溶电解质，溶解度差别也很大。 ③易溶电解质作溶质时只要是饱和溶液也可存在溶沉淀解平衡。 （2）外因： ①浓度：加水稀释，平衡向沉淀溶解的方向移动； ②温度：绝大多数难溶电解质的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向沉淀溶解的方向移动；少数平衡向生成沉淀的方向移动，如Ca(OH)2的沉淀溶解平衡。 ③同离子效应：向平衡体系中加入难溶电解质溶解产生的离子，平衡向生成沉淀的方向移动； ④其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向沉淀溶解的方向移动。 ⑤加入难溶物本身：平衡不稳定。 （3）实例：以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)ΔH＞0为例。 外界条件 平衡移动方向 平衡后c(Ag＋) 平衡后c(Cl－) Ksp 升高温度 正向 增大 增大 加水稀释 正向 不变 不变 加入少量 AgNO3(s) 逆向 增大 减小 通入HCl 逆向 减小 增大 通入H2S 正向 减小 增大 3.溶度积 （1）溶度积和离子积(或浓度商) 以MmAn(s)mMn＋(aq)＋nAm－(aq)为例： 溶度积 离子积(或浓度商) 概念 沉淀溶解平衡的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积 符号 Ksp Qc(或Q) 表达式 Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Am－)(浓度都是平衡浓度) Qc＝cm(Mn＋)·cn(Am－)(浓度是任意浓度) 应用 判断一定条件下沉淀能否生成或溶解 ①Qc Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出； ②Qc Ksp：溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态； ③Qc Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出 （2）Ksp的意义 提醒：阴、阳离子个数比不相同时，Ksp大的难溶电解质的溶解度不一定大。 （3）Ksp的影响因素：Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量、离子浓度无关。 4.沉淀溶解平衡的应用 沉 淀 的 生 成 （1）调节pH法。通过控制溶液的酸碱性，可以使某些金属阳离子转化为氢氧化物沉淀。工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，将含杂质的氯化铵溶于水，再加入氨水调节pH，可使Fe3＋生成 Fe(OH)3沉淀而除去，发生的反应为Fe3＋＋3NH3·H2O Fe(OH)3↓＋3N(填离子方程式)。 （2）加沉淀剂法。加入适当沉淀剂，使某些金属阳离子转化为沉淀。以Na2S作沉淀剂处理工业废水中的金属离子Cu2＋、Hg2＋，发生的反应分别为Cu2＋＋S2－CuS↓、Hg2＋＋S2－ HgS↓。 （3）氧化还原法。改变某离子的存在形式，促使其转化为溶解度更小的难溶电解质，便于分离出来。例如将Fe2＋氧化为Fe3＋，从而生成更难溶的Fe(OH)3沉淀而除去 沉 淀 的 溶 解 （1）酸、碱溶解法。如用盐酸溶解Cu(OH)2：Cu(OH)2＋2H＋ Cu2＋＋2H2O(填离子方程式)。 （2）盐溶解法。如用NH4Cl溶液溶解Mg(OH)2：Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，N＋OH－NH3·H2O(填离子方程式)。 （3）配位溶解法。加入某试剂与溶液中的某种离子形成稳定配合物，使该离子的浓度减小。如溶解AgCl可加入NH3·H2O：Ag＋＋2NH3·H2O[Ag(NH3)2]＋＋2H2O(填离子方程式)。 （4）氧化还原溶解法。采用氧化性酸溶解金属硫化物(如CuS、HgS等)。如用稀HNO3溶解CuS：3CuS＋8HNO3(稀)3Cu(NO3)2＋3S＋2NO↑＋4H2O 沉 淀 的 转 化 一般来说，若难溶电解质类型相同，则Ksp较大的沉淀 易转化为Ksp较小的沉淀。沉淀的溶解能力差别越大，越容易转化。 （1）锅炉除水垢 除水垢[CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)]反应为CaSO4(s)＋Na2CO3(aq)CaCO3(s)＋Na2SO4(aq)、CaCO3＋2HCl CaCl2＋CO2↑＋H2O。 （2）矿物转化 ZnS(闪锌矿的主要成分)遇CuSO4溶液转化为CuS(铜蓝的主要成分)的反应为ZnS(s)＋Cu2＋(aq) CuS(s)＋Zn2＋(aq)(填离子方程式) 份有限公5 / 5 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题01 基础知识清单 内容导航 一、化学反应的热效应 01 反应热 焓变 1.反应热、焓变 （1）反应热：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热。 （2）焓变：在等压条件下进行的化学反应，其反应热等于反应的焓变。对于一个化学反应，生成物的总焓与反应物的总焓之差称为焓变，用ΔH表示，单位常用kJ/mol(或kJ·mol－1)。 （3）放热反应的ΔH为负值，吸热反应的ΔH为正值。 2.吸热反应和放热反应 放热反应 吸热反应 概念 释放热量的化学反应 吸收热量的化学反应 形成 原因 反应物的内能＞(填“＞”或“＜”，下同)生成物的内能 反应物的内能＜生成物的内能 与化学键 的关系 生成物成键时释放的总能量＞反应物断键时吸收的总能量 生成物成键时释放的总能量＜反应物断键时吸收的总能量 图示 图示 E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能； ①放热反应(ΔH＜0)：E1＜E2 ②吸热反应(ΔH＞0)：E1＞E2 常见反应 （1）所有的燃烧反应； （2）酸碱中和反应； （3）金属与酸或水的反应； （4）原电池反应； （5）大多数化合反应； （6）用电石制乙炔的反应； （7）铝热反应 （1）大多数分解反应； （2）大多数以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应； （3）Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应； （4）盐的水解； （5）碳酸氢钠与盐酸的反应 注意内能是体系内物质所含各种微观粒子的能量总和。内能的大小除了与物质的种类、数量及聚集状态有关外，还与体系的温度、压强有关。 3.ΔH的计算公式 化学反应ΔH计算 4.燃烧热与中和热 （1）内容： ①燃烧热：25℃、101 kPa 时，1 mol 纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放热量(如H2→液态水，C→CO2，S→SO2)。 ②中和热：稀溶液中，强酸与强碱生成1 mol水放热，△H＝−57.3 kJ/mol。弱酸弱碱因电离吸热会使放出的热量偏小。 ③中和热测定实验：保温量热计＋环形玻璃搅拌棒；核心是减少热量散失。 （2）应用 ①燃料热值比较、能源选择(氢能、生物质能)。 ②测定实验误差分析：保温差→测出数值偏小；加酸过量不影响(以碱为基准)。 ③易错：燃烧热必须是"1 mol纯物质"＋"稳定氧化物"，写燃烧热的热化学方程式时H2须生成液态水。 5.中和反应反应热的测定 装置 试剂 50 mL 0.50 mol·L－1盐酸与50 mL 0.55 mol·L－1NaOH溶液 中和反应反 应热的计算 反应后生成的溶液的比热容c近似为4.18 J·(g·℃)－1，两溶液的质量均近似为50 g 放出热量 Q＝Δt×m×c 反应热 ΔH＝－(m酸＋m碱)×c×(t终－) 02 热化学方程式 1.内容 ①热化学方程式：表示 "参加反应物质的量 + 反应热" 关系的化学方程式。 ②书写五要点： a.必须注明物质状态(g/l/s/aq)； b.化学计量数可为分数，且与△H 成正比； c.不注明温度压强即默认25℃、101kPa； d.△H单位kJ/mol，放热记"−"，吸热记"+"； e.热化学方程式不需标"＝"、"△"条件(如点燃、加热通常不写)。 ③△H的两种计算视角： a.△H＝反应物总键能−生成物总键能(键能视角)； b.△H＝生成物总能量−反应物总能量(能量视角，注意与键能正负相反)。 2.应用 ①考查方法：判断热化学方程式正误(四步验证——状态是否齐全、系数与△H是否对应、正负号、单位)。 ②解题模板：一看状态、二看比例、三看符号、四看单位。 ③生活应用：氢氧燃烧(液氢液氧做火箭燃料)、天然气/煤炭燃烧供热与碳排放核算。 03 盖斯定律及其应用 1.内容： ①定律：化学反应的反应热只与始态和终态有关，与反应途径无关。 ②计算方法：把已知方程式相加减组合出目标方程式，△H同步相加减；同乘除则△H同乘除；反写则△H变号。 ③意义：间接求算难以直接测定的反应热(如 C＋1/2O2＝CO 会混有CO2)。 2.应用 ①考查方法：给出若干热化学方程式求目标反应△H；比较两个反应△H大小；结合物质循环图求焓变。 ②工业应用：煤的气化/液化、天然气重整制氢等工艺的反应热设计与能量梯级利用。 04 反应热大小的比较 1.根据反应物量的大小关系比较反应焓变大小 ①H2(g)＋O2(g)H2O(g)ΔH1 ②2H2(g)＋O2(g)2H2O(g)ΔH2 反应②中H2的量更多，因此放热更多，｜ΔH1｜＜｜ΔH2｜，但ΔH1＜0，ΔH2＜0，故ΔH1＞ΔH2。 2.根据反应进行程度的大小比较反应焓变大小 ③C(s)＋O2(g)CO(g)ΔH3 ④C(s)＋O2(g)CO2(g)ΔH4 反应④，C完全燃烧，放热更多，｜ΔH3｜＜｜ΔH4｜，但ΔH3＜0，ΔH4＜0，故ΔH3＞ΔH4。 3.根据反应物或生成物的状态比较反应焓变大小 ⑤S(g)＋O2(g)SO2(g)ΔH5 ⑥S(s)＋O2(g)SO2(g)ΔH6 方法一：图像法 由图像可知：｜ΔH5｜＞｜ΔH6｜，但ΔH5＜0，ΔH6＜0，故ΔH5＜ΔH6。 方法二：通过盖斯定律构造新的热化学方程式 由⑤－⑥可得S(g)S(s)ΔH＝ΔH5－ΔH6＜0，故ΔH5＜ΔH6。 4.根据特殊反应的焓变情况比较反应焓变大小 ⑦2Al(s)＋O2(g)Al2O3(s)ΔH7 ⑧2Fe(s)＋O2(g)Fe2O3(s)ΔH8 由⑦－⑧可得2Al(s)＋Fe2O3(s)2Fe(s)＋Al2O3(s)ΔH＝ΔH7－ΔH8。已知铝热反应为放热反应，故ΔH＜0，ΔH7 ＜ΔH8。 05 反应机理与能量—过程图像 1.内容： ①反应历程：基元反应、中间体、活化能(Ea)；总反应的 △H＝Ea(正)−Ea(逆)。 ②图像判读：生成物总能量低→放热；吸热反之。催化剂通过降低Ea加快正逆速率，不改变△H、不改变平衡、不改变K。 ③决速步骤：活化能最大的基元反应。 2.应用 ①判断吸放热、比较不同途径活化能。 ②判断"催化剂/中间产物"：催化剂先消耗后生成(曲线中出现又消失)；中间体则先在产物侧出现。 ③结合基元反应判断速率控制步骤与总反应书写。 二、化学反应速率 01 化学反应速率 1.化学反应速率及表示方法 （1）含义： 化学反应速率是衡量化学反应快慢的物理量。 （2）表示方法： ①可以用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示化学反应速率。 ②数学表达式：v＝＝。 ③常用单位：mol·L-1·min-1或mol·L-1·s-1。 （3）对化学反应速率的理解 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。 2.化学反应速率与化学计量数的关系 同一化学反应中，用不同反应物表示化学反应速率时，化学反应速率(v)之比=物质的量浓度变化(Δc)之比＝物质的量变化(Δn)之比＝化学计量数之比。 对于化学反应：aA(g)+bB(g)===cC(g)+dD(g)，v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=a：b：c：d。 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＝＝＝。 4.化学反应速率的测定 （1）测定原理 利用化学反应中任何一种与物质浓度有关的可观测量进行测定。 （2）测定方法 ①直接观察测定：如释放出气体的体积和体系的压强等。 ②科学仪器测定：如反应体系颜色的变化。在溶液中，当反应物或生成物本身有较明显的颜色时，可利用颜色变化和浓度变化间的比例关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。 a.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。 b.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。 c.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。 d.对于有颜色变化或有沉淀生成的反应，可测定溶液变色或变浑浊所消耗时间的多少。 02 影响化学反应速率的因素 1.主要因素 反应物本身的性质是主要因素。如相同条件下Mg、Al与稀盐酸反应的速率大小关系为Mg＞Al。 2.外界条件对化学反应速率的影响规律 （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)。 3.有效碰撞理论解释外因对化学反应速率的影响 （1）有效碰撞 能够发生化学反应的碰撞为有效碰撞。化学反应发生的先决条件是反应物分子间必须发生碰撞。有效碰撞必须具备两个条件：一是发生碰撞的分子具有足够的能量，二是碰撞时要有合适的取向。 （2）活化分子和活化能 ①能够发生有效碰撞的分子。对于某一化学反应来说，在一定条件下，反应物分子中活化分子的百分数是一定的。 ②活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量之差，叫做反应的活化能。 （3）反应物、生成物的能量与活化能的关系 E1：正反应的活化能 E2：活化分子变成生成物分子放出的能量，也可认为是逆反应的活化能 E1-E2：反应热，即ΔH= E1-E2 （4）浓度、压强、温度、催化剂与活化分子的关系 影响 外因 单位体积内分子总数 活化分子百分数 单位体积内活化分子数 有效碰撞次数 化学反应速率 增大反应物浓度 增加 不变 增加 增加 加快 增大压强 增加 不变 增加 增加 加快 升高温度 不变 增加 增加 增加 加快 使用催化剂 不变 增加 增加 增加 加快 03 基元反应 过渡态理论 1.基元反应 （1）大多数的化学反应往往经过多个反应步骤才能实现，其中每一步反应都称为基元反应。 （2）基元反应速率方程 对于基元反应aA＋bB===gG＋hH，其速率方程可写为v＝k·ca(A)·cb(B)(其中k称为速率常数，恒温下，k不因反应物浓度的改变而变化)，这种关系可以表述为基元反应的化学反应速率与反应物浓度以其化学计量数为指数的幂的乘积成正比。 2.反应机理 基元反应构成的反应序列称为反应历程(又称反应机理)，基元反应的总和称为总反应。由几个基元反应组成的总反应也称复杂反应。 例如H2(g)＋I2(g)===2HI(g)，它的反应历程有如下两步基元反应： ①I2I·＋I·(快) ②H2＋2I·===2HI(慢) 其中慢反应为整个反应的决速步骤。 3.过渡态理论 （1）化学反应并不是通过反应物分子的简单碰撞就能完成的，而是在反应物到生成物的过程中经过一个高能的过渡态，处于过渡态的分子叫做活化络合物。活化络合物是一种高能量的不稳定的反应物原子组合体，它能较快地分解为新的能量较低的较稳定的生成物。如 AB＋C―→[A…B…C]―→A＋BC 反应物过渡态 生成物 （2）活化能(Ea)是处在过渡态的活化络合物分子平均能量与反应物分子平均能量的差值。 （3）应用举例： 对于反应NO2＋CO===NO＋CO2，CO和NO2先形成活化络合物[O—N…O…C—O]，原有的N…O键部分地破裂，新的C…O键部分地形成，最后旧键完全破裂，新键形成，转变为生成物分子。 (ⅰ)反应过程可表示为 O—N—O＋C—OO—N…O…C—O―→N—O＋O—C—O (ⅱ)反应过程能量图 图示释义 ①Ea1表示正反应的活化能； ②Ea2表示逆反应的活化能； ③反应的焓变ΔH＝Ea1－Ea2； ④一般来说，Ea越小，反应速率越快，反应越易进行。 4.催化剂与反应历程 （1）催化剂对反应速率的影响 催化剂是通过降低化学反应所需的活化能来增大化学反应速率的。有催化剂参与的反应，活化能(Ea1)较小，反应速率较大；没有催化剂参与的反应，活化能(Ea1’)较大，反应速率较小。 使用催化剂同时降低了正反应和逆反应的活化能，但反应的ΔH不变。 （2）加入催化剂后的反应历程 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(慢反应) ②AK+B→AB+K       活化能为Ea2(快反应) 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。因此对总反应来说，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。 三、化学平衡状态 化学平衡的移动 01 化学平衡状态 1.可逆反应 （1）概念：在相同条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应。 （2）特征： 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 02 化学平衡移动 1.化学平衡的移动 （1）概念 当一个可逆反应达到平衡后，如果改变反应条件(如浓度、温度、压强等)，原来的平衡状态会被破坏，平衡体系的物质组成也会随着改变，直至达到新的平衡，这种由原有的平衡状态达到新的平衡状态的过程叫做化学平衡的移动。 （2）化学平衡移动方向的判断 当Q＝K时：可逆反应处于平衡状态，v正＝v逆； 当Q＜K时：化学平衡向正反应方向移动，v正＞v逆； 当Q＞K时：化学平衡向逆反应方向移动，v正＜v逆。 2.外界因素对化学平衡的影响 条件的改变(其他条件不变) 化学平衡的移动 浓度 增大反应物浓度或减小生成物浓度 向正反应方向移动 减小反应物浓度或增大生成物浓度 向逆反应方向移动 压强(对有气体参加的反应) 反应前后气体分子数改变 增大压强 向气体分子数减小的方向移动 减小压强 向气体分子数增加的方向移动 反应前后气体分子数不变 改变压强 不移动 温度 升高温度 向吸热反应方向移动 降低温度 向放热反应方向移动 催化剂 使用催化剂 不移动 3.v－t图像分析改变条件对化学平衡的影响 （1）v－t图像分析浓度变化对化学平衡的影响 已知反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)，当反应达到平衡后，有关物质的浓度发生改变，其反应速率的变化曲线分别如下图所示： 改变条件 v正、v逆相对大小 平衡移动方向 ① 增大反应物A或B的浓度 v′正＞v′逆 向正反应方向移动 ② 减小生成物C的浓度 v′正＞v′逆 向正反应方向移动 ③ 增大生成物C的浓度 v′正＜v′逆 向逆反应方向移动 ④ 减小反应物A或B的浓度 v′正＜v′逆 向逆反应方向移动 （2）用v－t图像分析压强对化学平衡的影响 ①对于反应mA(g)＋nB(g)pC(g)m＋n<p，当反应达到平衡后，其他条件不变，在t1时刻改变压强，图像如①、②所示： t1时刻，增大容器容积，压强减小，v正′、v逆′均减小，v逆′减小幅度更大，则v正′＞v逆′，平衡向正反应方向移动。 t1时刻，缩小容器容积，压强增大，v正′、v逆′均增大，v逆′增大幅度更大，则v逆′＞v正′，平衡向逆反应方向移动。 ②对于反应mA(g)＋nB(g)pC(g)m＋n＝p，当反应达到平衡后，其他条件不变，在t1时刻改变压强，图像如③所示。 t1时刻，若缩小容器容积，压强增大，v′正、v′逆均增大，且v′正＝v′逆，平衡不移动，如图中上线。t1时刻，若增大容器容积，压强减小，v′正、v′逆均减小，且v′正＝v′逆，平衡不移动，如图中下线。 （3）用v—t图像分析温度对化学平衡的影响 已知反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)ΔH＜0，当反应达平衡后，若温度改变，其反应速率的变化曲线分别如下图所示。 t1时刻，升高温度，v′正、v′逆均增大，但吸热反应方向的v′逆增大幅度大，则v′逆＞v′正，平衡向逆反应方向移动。 t1时刻，降低温度，v′正、v′逆均减小，但吸热反应方向的v′逆减小幅度大，则v′正＞v′逆，平衡向正反应方向移动。 （4）用v—t图像分析催化剂对化学平衡的影响 t1时刻，加入催化剂，v′正、v′逆同等倍数增大，则v′正＝v′逆，平衡不移动。 4.勒夏特列原理 （1）如果改变影响平衡的一个因素(如温度、压强及参加反应的物质的浓度)，平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。 （2）适用范围 ①勒夏特列原理仅适用于已达到平衡的反应体系，不可逆过程或未达到平衡的可逆过程均不能使用该原理。此外，勒夏特列原理对所有的动态平衡(如溶解平衡、电离平衡和水解平衡等)都适用。 ②勒夏特列原理只适用于判断“改变影响平衡的一个因素”时平衡移动的方向。若同时改变影响平衡移动的几个因素，则不能简单地根据勒夏特列原理来判断平衡移动的方向，只有在改变的因素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。 四、化学平衡常数及相关计算 01 化学平衡常数及应用 1.化学平衡常数 （1）概念：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数(简称平衡常数)，用符号K表示。 （2）意义： K值大小反映了化学反应进行的程度，当K>105时，可以认为反应进行得较完全；当K<10－5时，认为反应很难进行。 2.浓度商与化学平衡常数的表达式 （1）浓度商：对于一般的可逆反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在任意时刻的称为浓度商，常用Q表示，即Q＝。 （2）化学平衡常数表达式：当在一定温度下达到化学平衡时，K＝。 （3）Q与K的关系：当反应中有关物质的浓度商等于平衡常数时，表明反应达到限度，即达到化学平衡状态。 3.化学平衡常数的影响因素 （1）内因：不同的化学反应及化学方程式的书写形式是决定化学平衡常数的主要因素。 （2）外因：在化学方程式一定的情况下，K只受温度影响。 4.平衡常数的应用 （1）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 对于化学反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)的任意状态，浓度商Q＝。 Q＜K，反应向正反应方向进行； Q＝K，反应处于平衡状态； Q＞K，反应向逆反应方向进行。 （3）判断可逆反应的反应热 ①升高温度 ②降低温度 5.平衡转化率 （1）概念：某一反应的平衡转化率α等于该物质在反应中的已转化量(如物质的量、物质的量浓度等)与该物质起始总量的比值。 α = ×100% （2）意义：反应的平衡转化率表示在一定温度和一定起始浓度下反应进行的限度。 02 平衡常数及转化率的计算 1.常用的四个公式 公式 备注 反应物的转化率 ×100%＝×100% ①平衡量可以是物质的量、气体的体积； ②某组分的体积分数，也可以是物质的量分数 生成物的产率 ×100% 平衡时混合物组分的百分含量 ×100% 某组分的体积分数 ×100% 2.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 ①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。 ②计算各气体组分的物质的量分数或体积分数。 ③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)。 ④根据平衡常数计算公式代入计算。 五、化学反应的方向 化学反应的调控 01 化学反应的方向 1.自发反应 （1）概念：在一定条件下，无需外界帮助就能自发进行的反应称为自发反应。 （2）特征： ①具有方向性，即反应的某个方向在一定条件下是自发的，则其逆反应在该条件下肯定不自发，如：铁器暴露于潮湿的空气中会生锈，是自发的，则铁锈变为铁在该条件肯定不是自发的。 ②体系趋向于从高能量状态转变为低能量状态。 ③体系趋向于从有序体系转变为无序体系。 （3）判断： ①根据条件判断：不是看是否需要条件，而是看是否需要持续施加外力(如加热等)。 ②根据其逆向过程是否自发判断：若逆向过程自发，则正向过程一定不自发；若逆向过程不自发，则正向过程一定自发。 （4）应用： ①可被用来完成有用功。如：H2燃烧可设计成原电池。 ②非自发过程要想发生，必须对它做功。如：通电将水分解为H2和O2。 2.熵和熵变的含义 （1）熵的含义 度量体系混乱程度的物理量，符号为S。熵值越大，体系混乱度越大。 同一条件下，不同物质有不同的熵值；同一种物质在不同状态下熵值也不同，一般规律是S(g)>S(l)>S(s)。 （2）熵变的含义 ΔS＝S(生成物)－S(反应物)。化学反应的ΔS越大，越有利于反应自发进行。 3.自由能与化学反应的方向 （1）自由能与焓变、熵变的关系 ΔG＝ΔH－TΔS。ΔG不仅与焓变和熵变有关，还与温度有关。 （2）反应方向与自由能的关系 化学反应总是向着自由能减小的方向进行，直到体系达到平衡。 ①当ΔG＜0时，反应能自发进行； ②当ΔG＝0时，反应处于平衡状态； ③当ΔG＞0时，反应不能自发进行。 02 化学反应的调控 1.合成氨反应的特点 合成氨反应：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)。 已知298 K时：ΔH＝－92.4 kJ·mol－1，ΔS＝－198.2 J·mol－1·K－1 （1）可逆性：反应为可逆反应 （2）体积变化：正反应是气体体积缩小的反应 （3）焓变：ΔH<0，熵变：ΔS<0 （4）自发性：常温(298 K)下，ΔH－TΔS<0，能自发进行 2.提高合成氨反应速率和平衡转化率的条件比较 原理分析：根据合成氨反应的特点，利用影响反应速率的因素和勒夏特列原理分析应如何选择反应条件，以增大合成氨的反应速率、提高平衡混合物中氨的含量。 条件 提高反应速率 提高平衡转化率 综合结果 压强 高压 高压 高压 温度 高温 低温 兼顾速率和平衡，且考虑催化剂活性 催化剂 使用 无影响 使用 浓度 增大反应物浓度 增大反应物浓度，降低生成物浓度 增大反应物浓度，且不断减少生成物浓度 3.工业合成氨的适宜条件 外部条件 工业合成氨的适宜条件 压强 10～30 MPa 温度 400～500 ℃ 催化剂 使用铁触媒作催化剂 浓度 液化氨并及时分离，补充原料气并循环利用[n(N2)∶n(H2)＝1∶2.8] 4.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 5.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。 六、化学反应速率和化学平衡图像 01 物质的量(或浓度)、速率-时间图像 1.“渐变”类v－t图像特征：条件改变瞬间，一条速率突变，另一条速率连续渐变，无同步断点。 图像 分析 结论 t1时v′正突然增大，v′逆逐渐增大；v′正＞v′逆，平衡向正反应方向移动 t1时其他条件不变，增大反应物的浓度 t1时v′正突然减小，v′逆逐渐减小；v′逆＞v′正，平衡向逆反应方向移动 t1时其他条件不变，减小反应物的浓度 t1时v′逆突然增大，v′正逐渐增大；v′逆＞v′正，平衡向逆反应方向移动 t1时其他条件不变，增大生成物的浓度 t1时v′逆突然减小，v′正逐渐减小；v′正＞v′逆，平衡向正反应方向移动 t1时其他条件不变，减小生成物的浓度 2.“断点”类v－t图像特征：v(正)、v(逆)瞬间同时突变，二者变化幅度不等 图像 t1时刻所改变的条件 温度 升高 降低 升高 降低 适合正反应为放热的反应 适合正反应为吸热的反应 压强 增大 减小 增大 减小 适合正反应为气体物质的量增大的反应 适合正反应为气体物质的量减小的反应 3.“平台”类v­t图像特征：v(正)、v(逆)同等程度同步突变，始终满足v(正)=v(逆)，平衡不移动 图像 分析 结论 t1时v′正、v′逆均突然增大且v′正＝v′逆，平衡不移动 t1时其他条件不变使用催化剂 t1时其他条件不变增大反应体系的压强且m＋n＝p＋q(反应前后气体体积无变化) t1时v′正、v′逆均突然减小且v′正＝v′逆，平衡不移动 t1时其他条件不变，减小反应体系的压强且m＋n＝p＋q(反应前后气体体积无变化) 4.全程速率—时间图像 （1）OB段反应速率变化的可能原因为： ①反应放热，使温度升高，反应速率加快 ②反应生成催化剂，反应速率加快 （2）BC段反应速率变化的可能原因为：反应物浓度降低，反应速率减慢 例如：Zn与足量盐酸的反应，化学反应速率随时间的变化出现如图所示情况。 原因：（1）AB段(v增大)，反应放热，溶液温度逐渐升高，v增大。 （2）BC段(v减小)，溶液中c(H＋)逐渐减小，v减小。 5.物质的量(或浓度)—时间图像 （1）识图：在c-t图中，一般横坐标表示时间，纵坐标表示浓度或物质的量等变化，分析图时要抓住随着时间的变化曲线的基本走势问题，其重点及易错点应抓住曲线的斜率，某一时刻曲线的斜率大小就表示该时刻反应的速率快慢，曲线越陡表示反应的速率越大，曲线越平缓表示反应的速率越小。 ①横坐标：时间；纵坐标：浓度/物质的量。 ②斜率=瞬时反应速率：曲线越陡，速率越快；曲线越平缓，速率越慢。 ③曲线不再变化(平台区)：反应达到化学平衡。 （2）判断规律： ①曲线下降：反应物；曲线上升：生成物。 ②达到平衡后各物质量不为 0→可逆反应。 ③外界条件影响达到平衡的时长：温度越高、压强越大、加入催化剂，达到平衡所需时间越短。 a.若为温度变化引起，温度较高时，反应达平衡所需时间短。 b.若为压强变化引起，压强较大时，反应达平衡所需时间短。 c.若为是否使用催化剂，使用适宜催化剂时，反应达平衡所需时间短。 （3）实例：某温度时，在定容(V L)容器中，X、Y、Z三种物质的物质的量随时间的变化曲线如图所示。 ①由图像得出的信息 a.X、Y是反应物，Z是产物。 b.t3 s时反应达到平衡状态，X、Y并没有全部反应，该反应是可逆反应。 c.0～t3 s时间段：Δn(X)＝n1－n3mol，Δn(Y)＝n2－n3mol，Δn(Z)＝n2mol。 ②根据图像可进行如下计算 a.某物质的平均速率、转化率，如v(X)＝ mol·L－1·s－1；Y的转化率＝×100%。 b.确定化学方程式中的化学计量数之比，如X、Y、Z三种物质的化学计量数之比为(n1－n3)∶(n2－n3)∶n2。 02 含量(或转化率)-时间-温度(压强)图像 已知不同温度或压强下，反应物的转化率α(或百分含量)与时间的关系曲线，可推断温度的高低和反应的热效应或压强的大小及气体物质间的化学计量数的关系。[以aA(g)+bB(g)cC(g)中反应物的转化率αA为例进行说明] （1）“先拐先平，数值大”原则 分析反应由开始(起始物质相同时)达到平衡所用时间的长短可推知反应条件的变化 ①若为温度变化引起，当温度较高时，反应达到平衡所需时间短，如图甲中T2>T1 ②若为压强变化引起，当压强较大时，反应达到平衡所需时间短，如图乙中p1>p2 ③若为是否使用催化剂引起，当使用适宜的催化剂时，反应达到平衡所需时间短，如图丙中a使用了催化剂 （2）正确掌握图像中反应规律的判断方法 ①图甲中，T2>T1，升高温度，αA降低，平衡逆向移动，正反应为放热反应 ②图乙中，p1>p2，增大压强，αA升高，平衡正向移动，则正反应为气体体积缩小的反应 ③若纵坐标表示A的百分含量，则图甲中正反应为吸热反应，图乙中正反应为气体体积增大的反应 解答速率平衡图像问题的两大方法 ①“定一议二” 当图像中有三个变量时，先确定其中一个变量不变，再讨论另外两个变量的关系，有时还需要作辅助线 ②“三步分析法” 一看反应速率是增大还是减小 二看v正、v逆的相对大小 三看化学平衡移动的方向 03 含量 (或转化率)—温度/压强图像 1.常见图像形式： （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的妆化率增大，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，即正反应是气体体积减小的反应。 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。 2.析图关键——关注曲线变化趋势，采取“定一议二”法。 （1）“定一议二”原则：可通过分析相同温度下不同压强时反应物A的转化率大小来判断平衡移动的方向，从而确定反应方程式中反应物与产物气体物质间的系数的大小关系。如乙中任取两条压强曲线研究，压强增大，αA增大，平衡正向移动，正反应为气体体积减小的反应，甲中任取一曲线，也能得出结论。 （2）通过分析相同压强下不同温度时反应物A的转化率的大小来判断平衡移动的方向，从而确定反应的热效应。如利用上述分析方法，在甲中作垂直线，乙中任取一曲线，即能分析出正反应为放热反应。 04 工业生产中的速率和平衡图像 1.含量/转化率—投料比图像 （1）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。 一定条件下，用Fe2O3、NiO或Cr2O3作催化剂对燃煤烟气进行回收，使SO2转化生成S。催化剂不同，其（2）投料比与转化率或产率相关图像 ①在工业生产中，为了提高转化率或产率，从原料的利用率研究分析，我们可以得到投料比与转化率或产率相关图像，通过图像分析我们可以得到最佳投料比。 ②实例分析：在保持体系总压为105 Pa的条件下进行反应：SO2＋O2SO3，原料气中SO2和O2的物质的量之比m[m＝]不同时，SO2的平衡转化率与温度(t)的关系如图所示： a.同温同压下：m越大(SO2占比越高),α(SO2)越小； b.结论：m1>m2>m3； c.工业启示：增大廉价反应物(O2)比例，提高昂贵原料(SO2)转化率。 2.温度—选择性图像 （1）概念(多平行竞争反应体系)：存在主、副两条竞争反应： A P(目标产物) A Q(副产物) ①选择性(S):已转化的反应物中，生成目标产物的占比 S=(转化为目标产物的反应物物质的重/消耗的反应物总物质的量)×100% ②三大指标关系：目标产物产率=反应物转化率×产物选择性 ③辨析：转化率只看原料消耗多少；选择性看重消耗原料生成目标产物的比例。 （2）实例分析：CO2与H2在催化剂作用下发生以下反应：反应i.CO2(g)+H2(g)HCOOH(g) △H；反应ii.CO2(g)+H2(g)H2O(g)+CO(g) △H>0。下表是几种物质的标准摩尔生成焓(在101 kPa时，由最稳定单质合成1 mol指定产物时所放出的热量)。在一定压强下，按n(H2):n(CO)=1:1投料，反应相同时间，CO2的转化率及HCOOH选择性(甲酸选择性)随温度变化曲线如图所示， 【图像特征】曲线常出现峰值；低温缓慢上升，超过最佳温度后选择性持续下降 【图像解读】 a.峰值左侧(较低温度)：反应未达平衡，升温加快主反应速率，目标产物选择性升高； b.峰值右侧(温度过高)：一方面高温促进副反应发生，副反应竞争增强；若主反应为放热反应，升温使主反应平衡逆向移动，最终选择性下降。 【结论】温度过高，不利于提升目标产物选择性。 七、电离平衡 01 弱电解质的电离平衡及影响因素 1.强电解质与弱电解质 （1）定义 ①强电解质：溶于水后能完全电离的电解质 ②弱电解质：溶于水后只能部分电离的电解质 （2）与化合物类别的关系 ①强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物，如强酸(H2SO4、HNO3)、强碱(KOH、NaOH)和绝大多数盐； ②弱电解质主要是某些共价化合物，如弱酸(CH3COOH、HClO)、弱碱、水和极少数盐[(CH3COO)2Pb]。 （3）电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离，多元弱碱分步电离一步书写”。 ①强电解质：如H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO ②弱电解质 a.一元弱酸，如CH3COOH：CH3COOHCH3COO－＋H＋。 b.多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO 、HCOH＋＋CO。 c.多元弱碱，分步电离，一步书写。如Fe(OH)3： Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 ③酸式盐 a.强酸的酸式盐 如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO；熔融时：NaHSO4===Na＋＋HSO。 b.弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3： NaHCO3===Na＋＋HCO、HCOH＋＋CO。 （4）弱电解质判断的注意事项 ①酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系，前者看电离程度，后者看溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。 ②弱酸、弱碱是弱电解质，但它们对应的盐一般为强电解质，如醋酸铵：CH3COONH4==NH＋CH3COO－。 2.弱电解质的电离平衡 （1）电离平衡的建立 弱电解质的电离平衡是指在一定条件(温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变时的状态。 平衡建立过程的v－t图像如图所示。 a.开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。 b.平衡建立过程中，v(电离)＞v(结合)。 c.当v(电离)＝v(结合)时，电离达到平衡状态。 （2）电离平衡的特点 ①电离过程是吸热的。 ②动态平衡：即达到平衡时，正反应和逆反应还在继续进行，正反应速率和逆反应速率相等，不等于零。 ③条件改变，平衡被打破。 ④弱电解质在离子反应中电离平衡发生移动。 ⑤弱电解质在溶液中的电离都是微弱的。在弱电解质溶液中，由于存在电离平衡只有一部分分子发生电离，绝大多数以分子形式存在，离子和分子之间存在电离平衡，即分子、离子共存，决定了它在离子方程式书写中要写成分子形式。 （3）影响电离平衡的因素： （1）内因：弱电解质本身的性质，决定了弱电解质在水中达到电离平衡时电离程度的大小。 （2）外因 ①温度：一般情况下，由于弱电解质的电离过程吸热，因此升高温度，电离平衡向电离方向移动，电离程度增大。 ②浓度：同一弱电解质，增大溶液的浓度，电离平衡向电离方向移动，但电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡向电离方向移动，且电离程度增大，但往往会使溶液中离子的浓度减小。 ③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动，如下所示： ④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动，如向CH3COOH溶液中加入NaOH固体，因H＋与OH－反应生成H2O，使c(H＋)减小，CH3COOH的电离平衡正向移动，电离程度增大。 02 电离平衡常数及其应用 1.电离常数 （1）定义 在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度幂之积与溶液中未电离分子的浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。 （2）表达式 ①对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，平衡常数Ka＝。 ②对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，平衡常数Kb＝。 ③对于多元弱酸，以H2CO3为例： H2CO3H＋＋HCOKa1＝、HCOH＋＋COKa2＝ （3）特点 ①电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K值增大。 ②电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。 例如，在25 ℃时，K(HNO2)＝4.6×10－4，K(CH3COOH)＝1.8×10－5，因而HNO2的酸性比CH3COOH强。 ③多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，故其酸性取决于第一步电离。 （4）意义： ①一定温度下，电离常数越大，弱电解质的电离程度越大。 ②相同温度下，等浓度的弱酸或弱碱的电离常数(对于多元弱酸或多元弱碱来说，只看其第一步电离的电离常数)越大，其酸性或碱性越强。 （5）影响因素 ①内因：弱电解质本身的性质。 ②外因：温度越高，K值越大。 （6）电离平衡常数的4大应用 ①判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同温度下，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。 ②判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律，如25 ℃时，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1，Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1，故知HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa可以发生。 ③计算弱酸、弱碱溶液中的c(H＋)、c(OH－)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(H＋)＝，弱碱溶液中c(OH－)＝。 ④判断溶液微粒浓度比值的变化：利用温度不变，电离常数不变来判断。如把0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，稀释时，c(H＋)减小，Ka不变，则变大。 2.电离度 （1）定义：在一定条件下的弱电解质在溶液里达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质分子总数的百分比。 （2）表示方法：α＝×100% （3）意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。 （4）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）电离度和电离常数的关系α≈或K≈cα2。 八、水的电离和溶液的酸碱性 01 水的电离 1.水的电离：水是极弱的电解质，其电离方程式为：H2O＋H2OH3O＋＋OH－，通常可简写为H2OH＋＋OH－。 2.水的离子积常数 （1）含义：因为水的浓度可看作常数，温度一定，K电离为常数，c(H2O)为常数，因此c(H＋) ·c(OH－)为常数。 （2）表达式：KW＝c(H＋)·c(OH－)。 （3）常温下：KW＝1×10－14。纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1(pH＝7)。 （4）影响因素：只与温度有关，升高温度，KW增大。 （5）适用范围：KW不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。 （6）意义：KW揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，KW不变。 3.水的电离平衡移动的影响因素 体系变化 条件 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(OH－) c(H＋) HCl 逆 不变 减小 减小 增大 NaOH 逆 不变 减小 增大 减小 可水解的盐 Na2CO3 正 不变 增大 增大 减小 NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大 温度 升温 正 增大 增大 增大 增大 降温 逆 减小 减小 减小 减小 其他：如加入Na 正 不变 增大 增大 减小 4.水的电离平衡曲线分析 如图所示，从点线面三维角度认识水的电离平衡曲线： 1）从面的角度——水的离子积 横纵坐标为反比例函数关系，c(H＋) ·c(OH－)＝Kw。 2）从线的角度——温度关系和溶液酸碱性 （1）T1、T2对应线为等温线，每条线上各点对应的离子积相等；升高温度，水的电离程度增大，水的离子积增大，则T2＞T1。 （2）ab线为中性溶液线，ab线上c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，ab线上方c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈碱性，ab线下方c(H＋)＞c(OH－)，溶液呈酸性。 3）从点的角度——条件改变 （1）同一等温线上点的变化，离子积常数不变，即c(H＋)·c(OH－)不变，c(H＋)和c(OH－)之间为反比例关系，可以通过加入酸、碱、盐，如a→d，可以加入HCl等酸或加入AlCl3等强酸弱碱盐。 （2）不同等温线上点的变化，离子积常数改变，即温度发生了改变。若在ab线上，只能通过改变温度，例如a→b，通过升高温度即可实现；若不在ab线上，应先改变温度，再加入酸、碱、盐，例如a→e，应先升高温度，再加入NaOH等碱或CH3COONa等强碱弱酸盐。 5.水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算 1）先定性 根据水的电离平衡影响规律——酸碱抑制，弱盐促进，常温下酸或碱溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)小于10－7mol·L－1，含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)大于10－7mol·L－1。 2）后定量 （1）pH＝a(a＜7)的酸溶液中c(H＋)＝10－amol·L－1主要由酸电离提供，溶液中c(OH－)＝10a－14mol·L－1 由水电离提供； （2）pH＝a(a＞7)的碱溶液中c(OH－)＝10a－14mol·L－1主要由碱电离提供，c(H＋)＝10－amol·L－1由水电离提供； （3）能水解的盐溶液中c(H＋)、c(OH－)都是由水电离提供。若pH＝a(a＜7)，由水电离出c(H＋)＝c(OH－)＝10－amol·L－1，若pH＝a(a＞7)，由水电离出c(H＋)＝c(OH－)＝10a－14mol·L－1。 02 溶液的酸碱性与pH计算 1.溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。 将“＞”“＝”或“＜”填在下表空格中： 溶液 c(H＋)、c(OH－)大小比较 常温/25 ℃ 数值 pH 中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1 ＝7 酸性溶液 c(H＋)＞c(OH－) c(H＋)＞1×10－7 mol·L－1 ＜7 碱性溶液 c(H＋)＜c(OH－) c(H＋)＜1×10－7 mol·L－1 ＞7 2.溶液的pH （1）定义式：pH＝－lgc(H＋)。 （2）广范pH的范围：0～14。 即只适用于c(H＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的电解质溶液，当c(H＋)或c(OH－)≥1 mol·L－1时，不用pH表示溶液的酸碱性，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸碱性。 （3）测量： ①pH试纸法：把小片试纸放在玻璃片或表面皿上，用洁净干燥的玻璃棒，蘸取待测液滴在干燥的pH试纸的中部，观察变化稳定后的颜色，与标准比色卡对比，即可确定溶液的pH。 ②pH计测量法。 （4）溶液的酸碱性与pH的关系： 常温(25 ℃)下： 3.常用酸碱指示剂及其变色范围 指示剂 变色范围 石蕊 pH＜5.0红色 5.0～8.0紫色 pH＞8.0蓝色 甲基橙 pH＜3.1红色 3.1～4.4橙色 pH＞4.4黄色 酚酞 pH＜8.0无色 8.2～10.0浅红色 pH＞10.0红色 4.溶液pH的计算 （1）单一溶液pH的计算 ①强酸溶液，如HnA，设溶液物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ncmol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc。 ②强碱溶液，如B(OH)n，设溶液物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc。 （2）两强酸混合后溶液pH的计算 由c(H＋)混＝，先求出混合后的c(H＋)混，再根据公式pH＝－lgc(H＋)混求pH。 （3）两强碱混合后pH的计算 由c(OH－)混＝，先求出混合后的c(OH－)混，再通过KW求出c(H＋)混，最后求pH。 （4）强酸与强碱混合后pH的计算 强酸与强碱混合的实质是发生了中和反应，即H＋＋OH－===H2O，中和后常温下溶液的pH有以下三种情况： ①若恰好中和，pH＝7。 ②若酸剩余，先求中和后剩余的c(H＋)，再求pH。 ③若碱剩余，先求中和后剩余的c(OH－)，再通过KW求出c(H＋)，最后求pH。 （5）溶液稀释后求pH ①对于强酸溶液，每稀释10倍，pH增大1；对于弱酸溶液，每稀释10倍，pH增大不足1。无论稀释多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。 ②对于强碱溶液，每稀释10倍，pH减小1；对于弱碱溶液，每稀释10倍，pH减小不足1，无论稀释多少倍，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。 5.pH的应用 ①人体健康：人体各种体液都有一定的pH，当酸碱平衡失调时，人体就表现出病变，因而可以利用检测血液中的pH来诊断疾病。 ②生活应用：利用护发素保护头发，就是通过调节头发的pH使之达到适宜的酸碱度。 ③环保领域：酸性或碱性的废水的处理，可以利用中和反应调节其pH。 ④农业生产：土壤的pH影响植物对不同形态养分的吸收及养分的有效性，各种作物的生长也都对土壤的pH范围有一定的要求，因而应注意保持土壤的酸碱性。 ⑤科学实验、工业生产：溶液的pH控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的一个关键因素。 03 酸碱中和滴定 1.实验原理 （1）原理：利用酸碱中和反应，用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。 ①反应实质：H＋＋OH－===H2O。 ②定量关系：中和反应中酸提供的H＋与碱提供的OH－的物质的量相等，n(H＋)＝n(OH－)，即c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱，则c(H＋)＝或c(OH－)＝。 （2）酸碱中和滴定的关键： ①准确测定标准液和待测液的体积； ②准确判断滴定终点。 2.实验用品 （1）仪器：图(A)是酸式滴定管，图(B)是碱式滴定管，滴定管夹、铁架台、锥形瓶 （2）试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 （3）滴定管的使用 ①构造：“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。 ②精确度：读数可精确到0.01 mL。 ③洗涤：先用蒸馏水洗涤，再用待装液润洗。 ④排泡：酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。 ⑤使用注意事项： 试剂性质 滴定管 原因 酸性、氧化性 酸式滴定管 氧化性物质易腐蚀橡胶管 碱性 碱式滴定管 碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开 （4）指示剂的选择：变色要灵敏变色范围要小，变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。 ①强酸强碱相互滴定，可选用酚酞或甲基橙作指示剂。 ②若反应生成呈酸性的强酸弱碱盐溶液，则一般选用酸性变色范围的指示剂(甲基橙，变色范围是3.1～4.4)；若反应生成呈碱性的强碱弱酸盐溶液，则一般选用碱性变色范围的指示剂(酚酞，变色范围是8.2～10.0)。 ③酸碱中和滴定中一般不用石蕊作指示剂，因为其颜色变化不明显，且变色范围过宽(5.0～8.0)。 ④并不是所有的滴定都需使用指示剂，如用标准Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时，KMnO4溶液褪色且半分钟不恢复原来的颜色时即为滴定终点。 3.滴定操作 以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例 （1）滴定前的准备 ①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。 （1）检查：使用滴定管前，首先要检查是否漏水，在确保不漏水后方可使用。 （2）润洗：滴定管加入酸、碱反应液之前，先用蒸馏水洗涤干净，然后分别用待盛液润洗2~3遍。 （3）装液：分别将酸、碱反应液加入酸式、碱式滴定管中，使液面位于“0”刻度以上2~3cm处。 （4）调液：调节活塞或玻璃球，使滴定管尖嘴部分充满反应液，并使液面处于“0”刻度或“0”刻度以下。 （5）记录：记录初始液面刻度。 （6）放液：从碱式滴定管中放出一定量的NaOH溶液于锥形瓶中，并滴2～3滴指示剂(甲基橙或酚酞)。 ②锥形瓶：注碱液→记体积→加指示剂。 （2）滴定 ①左手控制滴定管活塞，右手摇动锥形瓶。 ②眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。 （3）终点判断：等到滴入最后半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。 （4）数据处理 按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。 （5）操作注意事项 ①滴速：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇。 ②终点：最后一滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且半分钟内不变色，读出V(标)记录。 ③在滴定过程中，左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。 4.滴定曲线 在酸碱中和滴定过程中，开始时由于被滴定的酸(或碱)浓度较大，滴入少量的碱(或酸)对其pH的影响不大。当滴定接近终点(pH＝7)时，滴入很少量(一滴，约0.04 mL)的碱(或酸)溶液就会引起pH的突变(如图所示)。 提示：酸碱恰好反应时溶液不一定呈中性。溶液的酸碱性取决于生成盐的性质。 5.误差分析 根据计算式c待＝：标准液滴定待测溶液时，c标、V待均为定值，c待的大小取决于V标的大小，所有操作导致消耗标准溶液多或读数大，则结果偏高；消耗标准溶液少或读数小，则结果偏低。 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的不正确操作及可能引起的后果有： 步骤 操作 V(标准) c(待测) 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高 碱式滴定管未用待测溶液润洗 变小 偏低 锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响 取液 放出碱液的滴定管开始时尖嘴处有气泡，放出液体后气泡消失 变小 偏低 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 变大 偏高 振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低 部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后仅加一滴NaOH溶液无变化 变大 偏高 读数 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) 变小 偏低 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) 变大 偏高 九、盐类的水解 01 盐类的水解及其规律 1.定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。 2.实质：盐电离―→―→破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→溶液呈碱性、酸性或中性。 3.特点 →水解反应是可逆反应 ｜ →水解反应是酸碱中和反应的逆反应 ｜ →水解反应程度很微弱 4.规律：有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。 盐的类型 实例 是否 水解 水解的离子 溶液的 酸碱性 溶液的pH 强酸强碱盐 NaCl、KNO3 否 中性 pH＝7 强酸弱碱盐 NH4Cl、Cu(NO3)2 是 NH、Cu2＋ 酸性 pH＜7 弱酸强碱盐 CH3COONa、Na2CO3 是 CH3COO－、CO 碱性 pH>7 5.盐类水解离子方程式的书写 （1）水解离子方程式的一般模式 阴(阳)离子＋H2O弱酸(或弱碱)＋OH－(或H＋)。 （2）盐类水解离子方程式的书写规律 ①一般盐类水解程度很小，水解产物很少，如果产物易分解(如NH3·H2O、H2CO3)也不写成其分解产物的形式。 ②多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式，如Na2CO3的水解离子方程式：CO＋H2OHCO＋OH－。 ③多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如FeCl3的水解离子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。 （3）书写要求 ①一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“”表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。 ②多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。 ③多元弱碱阳离子的水解是分步进行的，但简化成一步写完。 ④水解分别显酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大的，如有沉淀生成，则书写时要用“===”“↑” “↓”等。 （4）不同类型盐水解的离子方程式 ①一元弱酸强碱盐，以CH3COONa为例：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。 ②一元弱碱强酸盐，以NH4Cl为例： NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。 ③多元弱酸强碱盐(正盐)：多元弱酸强碱盐水解是分步进行的，应分步书写。水解程度主要取决于第一步反应，以Na2CO3为例：CO＋H2OHCO＋OH－，HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 ④多元弱碱强酸盐：多元弱碱强酸盐水解也是分步的，由于中间过程复杂，中学阶段写成一步，以CuCl2为例：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋。 ⑤多元弱酸的酸式盐，以NaHCO3为例： HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 ⑥弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进 a.NH与HCO、CO、CH3COO－等构成的盐，虽然水解相互促进，但水解程度较小，仍是部分水解。如NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。 b.Al3＋和CO或HCO等构成的盐，水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀。如Al3＋＋3HCO=Al(OH)3↓＋3CO2。 6.水解平衡常数(能水解的盐表示为MA) （1）表达式： ①用HA表示一元弱酸，MOH表示一元强碱，MA表示由它们生成的盐，MA为强碱弱酸盐，其水解离子方程式为A－＋H2OHA＋OH－，则水解常数：Kh＝ ②用HA表示一元强酸，MOH表示一元弱碱，MA表示由它们生成的盐，MA为强酸弱碱盐，其水解离子方程式为M+＋H2OMOH＋H+，则水解常数：Kh＝ （2）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多元弱酸强碱盐，如Na2CO3的Kh1＝、Kh2＝ ③一元弱酸一元弱碱盐，如醋酸铵：Kh＝。 （3）盐类水解常数的应用 ①‌计算盐溶液中c(H+)或c(OH-)的浓度‌：通过水解常数可以计算出溶液中氢离子或氢氧根离子的浓度。 ②‌判断盐溶液的酸碱性和微粒浓度的大小‌：例如，NaHCO3溶液呈碱性，因为其水解程度大于电离程度；NaHSO3溶液呈酸性，因为其水解程度小于电离程度。 ③‌预测水解平衡的移动方向‌：升温可以使水解平衡向右移动，增大水解程度。 02 盐类水解的影响因素及应用 1.盐类水解的影响因素 （1）内因——盐本身的性质。 形成盐的酸或碱越弱，其对应的弱酸阴离子或弱碱阳离子的水解能力就越大，溶液的碱性或酸性就越强。如酸性：CH3COOH＞H2CO3，则同浓度的NaHCO3、CH3COONa溶液pH： pH(NaHCO3)＞pH(CH3COONa)。 （2）外因 例如，不同条件对FeCl3水解平衡的影响见下表 Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋(填写空格中内容) 条件 移动方向 H＋数 pH 现象 升高温度 向右 增多 降低 颜色变深 通HCl 向左 增多 降低 颜色变浅 加H2O 向右 增多 升高 颜色变浅 加NaHCO3 向右 减小 升高 产生红褐色淀沉及无色气体 2.盐类水解的应用(化学实验、工农业生产、日常生活) 应用 举例 判断溶液的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ 判断酸性强弱 相同浓度NaX、NaY、NaZ三种盐溶液pH分别为8、9、10，则酸性HX＞HY＞HZ 配制或贮存易水解的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量稀硫酸防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶液，加入少量盐酸；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用磨口玻璃塞；NaF、NH4F要用塑料瓶保存。 胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子反应：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋ 泡沫灭火 器原理 成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 作净水剂 明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋ 化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混用：CO＋H2OHCO＋OH－NH＋OH－===NH3↑＋H2O 除锈剂 NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂 物质提纯 除去MgCl2溶液中的氯化铁，可以加入MgO或Mg(OH)2反应掉部分H＋，促进铁离子的水解，使Fe3＋转化为氢氧化铁沉淀而除去 无机物 的制备 硫化铝、氮化镁在水溶液中强烈水解，只能通过单质间化合反应才能制得；用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)TiO2·xH2O＋4HCl 离子的共存 Al3＋与HCO、CO、AlO、SiO、HS－、S2－，Fe3＋与HCO、CO、AlO、SiO、ClO－，NH与SiO、AlO等因水解相互促进而不能大量共存 3.盐溶液蒸干灼烧时所得产物的判断 （1）盐溶液水解生成难挥发性酸和酸根阴离子易水解的强碱盐，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。 （2）盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得到对应的氧化物，如AlCl3溶液蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3，FeCl3(aq)蒸干得Fe(OH)3，灼烧得Fe2O3。 （3）考虑盐受热时是否分解。Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4和MnO2；NH4Cl―→NH3↑＋HCl↑。 （4）还原性盐在蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)，FeCl2(aq)Fe(OH)2(s)Fe(OH)3Fe2O3。 （5）弱酸的铵盐蒸干后无固体。如NH4HCO3、(NH4)2CO3。 （6）NaClO溶液蒸干时，既考虑水解，又考虑HClO分解最后剩下NaCl。 03 溶液中微粒浓度大小的比较 判断电解质溶液中粒子浓度的关系是高考常考题型，一般从单一溶液、混合溶液和不同溶液三个角度进行考查，其中反应过程中不同阶段粒子浓度关系的判断是近几年高考的热点和难点。电离理论和水解理论是比较电解质溶液中粒子浓度大小关系的重要依据，电荷守恒、物料守恒和质子守恒是判断电解质溶液中粒子浓度等量关系的重要依据，该类题目的解题关键是正确判断溶液中溶质成分及其量的关系，以及离子的电离程度和水解程度的大小。 1.微粒浓度的大小比较理论依据 （1）电离理论 ①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离，如氨水溶液中：c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH)。　 ②多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离。如在H2S溶液中：c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。 （2）水解理论 ①弱离子的水解损失是微量的(水解相互促进的除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解产生的弱电解质溶液的浓度。如NH4Cl溶液中：c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(NH3·H2O)。 ②多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：c(CO)>c(HCO)>c(H2CO3)。 2.溶液中微粒种类的判断 我们在判断溶液中微粒浓度大小时，首先要判断溶液中微粒的种类，然后再进行比较。判断溶液中微粒种类的方法是正确写出溶液中所有的电离方程式、水解方程式，然后结合溶液中的溶质即可判断溶液中的微粒种类。 注意：在书写电离方程式时，不要丢掉水的电离方程式。 如：NaHCO3溶液中存在三种电离：NaHCO3===Na＋＋HCO、HCOH＋＋CO、H2OH＋＋OH－；一种水解：HCO＋H2OH2CO3＋OH－，所以溶液中的离子为Na＋、CO、HCO、OH－、H＋，分子为H2CO3、H2O。 3.溶液中粒子等量关系——三大守恒 （1）电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数相等。如在Na2CO3溶液中存在着Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，它们存在如下关系：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，但某些关键性的原子总是守恒的。 c(Na＋)＝2[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)] （3）质子守恒：指在电离或水解过程中，会发生质子(H＋)转移，但在质子转移过程中其数量保持不变，如在Na2CO3溶液中： 所以c(OH－)＝c(HCO)＋2c(H2CO3)＋c(H3O＋) 4.离子浓度大小比较的方法 （1）考虑水解因素：如Na2CO3溶液。 CO＋H2OHCO＋OH－ HCO＋H2OH2CO3＋OH－ 所以c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)。 （2）不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。如相同浓度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三种溶液中c(NH)由大到小的顺序是c＞a＞b。 （3）混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素，如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，因NH3·H2O的电离＞NH的水解，故离子浓度顺序为c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。 十、沉淀溶解平衡 01 沉淀溶解平衡及应用 1.沉淀溶解平衡 （1）沉淀溶解平衡的建立 难溶电解质溶液中的离子 （2）沉淀溶解平衡的特点：逆、等、动、定、变(适用平衡移动原理)。 2.影响沉淀溶解平衡的因素 （1）内因：难溶电解质本身的性质。 ①绝对不溶的电解质是没有的。 ②同是难溶电解质，溶解度差别也很大。 ③易溶电解质作溶质时只要是饱和溶液也可存在溶沉淀解平衡。 （2）外因： ①浓度：加水稀释，平衡向沉淀溶解的方向移动； ②温度：绝大多数难溶电解质的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向沉淀溶解的方向移动；少数平衡向生成沉淀的方向移动，如Ca(OH)2的沉淀溶解平衡。 ③同离子效应：向平衡体系中加入难溶电解质溶解产生的离子，平衡向生成沉淀的方向移动； ④其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向沉淀溶解的方向移动。 ⑤加入难溶物本身：平衡不稳定。 （3）实例：以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)ΔH＞0为例。 外界条件 平衡移动方向 平衡后c(Ag＋) 平衡后c(Cl－) Ksp 升高温度 正向 增大 增大 增大 加水稀释 正向 不变 不变 不变 加入少量 AgNO3(s) 逆向 增大 减小 不变 通入HCl 逆向 减小 增大 不变 通入H2S 正向 减小 增大 不变 3.溶度积 （1）溶度积和离子积(或浓度商) 以MmAn(s)mMn＋(aq)＋nAm－(aq)为例： 溶度积 离子积(或浓度商) 概念 沉淀溶解平衡的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积 符号 Ksp Qc(或Q) 表达式 Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Am－)(浓度都是平衡浓度) Qc＝cm(Mn＋)·cn(Am－)(浓度是任意浓度) 应用 判断一定条件下沉淀能否生成或溶解 ①Qc＞Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出； ②Qc＝Ksp：溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态； ③Qc＜Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出 （2）Ksp的意义 提醒：阴、阳离子个数比不相同时，Ksp大的难溶电解质的溶解度不一定大。 （3）Ksp的影响因素：Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量、离子浓度无关。 4.沉淀溶解平衡的应用 沉 淀 的 生 成 （1）调节pH法。通过控制溶液的酸碱性，可以使某些金属阳离子转化为氢氧化物沉淀。工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，将含杂质的氯化铵溶于水，再加入氨水调节pH，可使Fe3＋生成 Fe(OH)3沉淀而除去，发生的反应为Fe3＋＋3NH3·H2O Fe(OH)3↓＋3N(填离子方程式)。 （2）加沉淀剂法。加入适当沉淀剂，使某些金属阳离子转化为沉淀。以Na2S作沉淀剂处理工业废水中的金属离子Cu2＋、Hg2＋，发生的反应分别为Cu2＋＋S2－CuS↓、Hg2＋＋S2－ HgS↓。 （3）氧化还原法。改变某离子的存在形式，促使其转化为溶解度更小的难溶电解质，便于分离出来。例如将Fe2＋氧化为Fe3＋，从而生成更难溶的Fe(OH)3沉淀而除去 沉 淀 的 溶 解 （1）酸、碱溶解法。如用盐酸溶解Cu(OH)2：Cu(OH)2＋2H＋ Cu2＋＋2H2O(填离子方程式)。 （2）盐溶解法。如用NH4Cl溶液溶解Mg(OH)2：Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，N＋OH－NH3·H2O(填离子方程式)。 （3）配位溶解法。加入某试剂与溶液中的某种离子形成稳定配合物，使该离子的浓度减小。如溶解AgCl可加入NH3·H2O：Ag＋＋2NH3·H2O[Ag(NH3)2]＋＋2H2O(填离子方程式)。 （4）氧化还原溶解法。采用氧化性酸溶解金属硫化物(如CuS、HgS等)。如用稀HNO3溶解CuS：3CuS＋8HNO3(稀)3Cu(NO3)2＋3S＋2NO↑＋4H2O 沉 淀 的 转 化 一般来说，若难溶电解质类型相同，则Ksp较大的沉淀 易转化为Ksp较小的沉淀。沉淀的溶解能力差别越大，越容易转化。 （1）锅炉除水垢 除水垢[CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)]反应为CaSO4(s)＋Na2CO3(aq)CaCO3(s)＋Na2SO4(aq)、CaCO3＋2HCl CaCl2＋CO2↑＋H2O。 （2）矿物转化 ZnS(闪锌矿的主要成分)遇CuSO4溶液转化为CuS(铜蓝的主要成分)的反应为ZnS(s)＋Cu2＋(aq) CuS(s)＋Zn2＋(aq)(填离子方程式) 份有限公5 / 5 学科网（北京）股份有限公司 $