专题02 解题方法清单（期中复习清单）高二化学上学期人教版

专题02 解题方法清单 一、化学反应与能量解题方法汇总 01 热化学方程式的正误判断方法 1.逐项判断要点 （1）物质聚集状态必须标注（最常考） ①s固体、l液体、g气体、aq溶液，不能省略； ②状态不同，反应热数值不同；如H2O(l)和H2O(g)ΔH 不一样； ③易错：燃烧热生成物中H2O一定是液态。 （2）ΔH的符号、单位 ①放热：ΔH<0，写负号；吸热：ΔH >0，写正号； ②单位：kJ·mol-1，不是 kJ；mol-1指“每摩尔反应”，不是每摩尔物质； ③反应方向颠倒：方程式反过来写，ΔH 数值不变，符号相反。 （3）化学计量数与 ΔH 数值成正比 ①计量数可以是整数，也可以是分数（热化学方程式允许） ②计量数加倍，ΔH 同步加倍；不能只改系数不改ΔH。 （4）区分燃烧热、中和热（特殊限定） ①燃烧热：1mol纯物质完全燃烧，生成稳定氧化物， 燃烧元素 C H S N 指定产物及状态 CO2(g) H2O(l) SO2(g) N2(g) ②中和热：稀强酸+稀强碱生成1molH2O(l)，ΔH=-57.3 kJ·mol-1，有弱酸、弱碱、沉淀生成时，ΔH不等于 - 57.3 kJ·mol-1 。 （5）条件：温度压强（常温常压可不写） ①25℃、101 kPa 下的反应，方程式不必注明条件； ①他温度压强需要标注；热化学方程式不写↑↓。 2.快速排查顺序（做题模板） ①扫一眼：所有物质有没有标状态→漏标直接错； ②看吸放热：反应放热 ΔH 是不是负号，吸热是不是正号→符号反了直接错； ③核对计量数：系数放大缩小，ΔH 是否同步变化； ④看单位：是不是kJ·mol-1； ⑤特殊概念：题目说燃烧热/中和热，检查生成物与计量数限定。 02 反应热的计算方法 1.利用热化学方程式进行有关计算 根据已知的热化学方程式和已知的反应物或生成物的物质的量或反应吸收或放出的热量，可以把反应热当作“产物”，计算反应放出或吸收的热量。 2.根据燃烧热数据，计算反应放出的热量 计算公式：Q＝燃烧热×n(可燃物的物质的量) 3.根据旧键断裂和新键形成过程中的能量差计算焓变 若反应物旧化学键断裂吸收能量E1，生成物新化学键形成放出能量E2，则反应的ΔH＝E1－E2。 4.利用键能计算反应热的方法 （1）熟记反应热ΔH的计算公式:ΔH＝E(反应物的总键能之和)－E(生成物的总键能之和) （2）注意特殊物质中键数的判断 物质(1 mol) P4 C(金刚石) 石墨 Si SiO2 CO2 CH4 化学键 P—P C—C C—C Si—Si Si—O C==O C—H 键数(mol) 6 2 1.5 2 4 2 4 5.利用盖斯定律计算 （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，反应热的数值必须也乘上该数。 ②热化学方程式相加减时，物质之间相加减，反应热也必须相加减。 ③将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“－”随之改变，但数值不变。 03 反应热大小比较的方法 1.大小比较原则 （1）比较ΔH的大小时，必须把反应热的“＋”“－”与反应热的数值看作一个整体进行比较；比较反应放出或吸收的热量时只比较数值的大小；比较“标准燃烧热”“中和热”时，只需比较数值的大小。 （2）反应物的状态、化学计量数不同，则ΔH不同。当反应物与生成物的状态相同时，化学计量数越大，放热反应的ΔH越小，吸热反应的ΔH越大。 （3）ΔH是带符号进行比较的，所有吸热反应的ΔH均比放热反应的ΔH大；放热反应的ΔH<0，放热越多，ΔH越小，但|ΔH|越大。 （4）同一物质，状态不同，反应热亦不同。 （5）对于可逆反应，因反应不能进行到底，实际反应过程中放出或吸收的能量要小于热化学方程式中反应热的数值。对于可逆反应，参加反应的物质的量和状态相同时，反应的程度越大，热量变化越大。 2.比较方法 （1）直接比较法 ①物质燃烧时，可燃物物质的量越大，燃烧放出的热量越多。 ②等量的可燃物完全燃烧所放出的热量肯定比不完全燃烧所放出的热量多。 ③生成等量的水时，强酸和强碱的稀溶液反应比弱酸和强碱或弱碱和强酸或弱酸和弱碱的稀溶液反应放出的热量多。 ④对于可逆反应，因反应不能进行完全，实际反应过程中放出或吸收的热量要小于相应热化学方程式中的反应热数值。例如：2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g)　ΔH＝－197 kJ·mol－1，表示2 mol SO2(g)和1 mol O2(g)完全反应生成2 mol SO3(g)时，放出的热量为197 kJ，实际上向密闭容器中通入2 mol SO2(g)和1 mol O2(g)，反应达到平衡后，放出的热量要小于197 kJ。 （2）盖斯定律比较法 ①同一反应，生成物状态不同时 如A(g)＋B(g)===C(g)　ΔH1<0 A(g)＋B(g)===C(l)　ΔH2<0 C(g)===C(l)　ΔH3<0 ΔH1＋ΔH3＝ΔH2，ΔH1<0，ΔH2<0，ΔH3<0， 所以ΔH2<ΔH1。 ②同一反应，反应物状态不同时 如S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH1<0 S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH2<0 S(g)===S(s)　ΔH3<0 ΔH2＋ΔH3＝ΔH1，ΔH1<0，ΔH2<0，ΔH3<0， 所以ΔH1<ΔH2。 二、化学反应速率解题方法汇总 01 化学反应速率的计算方法 1．化学反应速率计算的4种方法 （1）定义式法：v＝。 （2）比例关系式法：化学反应速率之比＝物质的量浓度变化之比＝物质的量变化之比＝化学计量数之比。对于反应mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g)来说，v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q。 （3）三段式法：列起始量、转化量、最终量，再根据定义式或比例关系计算。 ①变化量之比=化学计量数之比； ②某时刻反应物量=起始量-变化量； ③某时刻生成物量=起始量+变化量。 （4）从图像中获取计算的数据及依据图像求反应速率的步骤 ①从图像中获取计算的数据 a.c-t 图像：找出某段时间内的浓度变化量Δc，除以时间 Δt 即得速率；如果纵坐标是物质的量n，找出某段时间内的浓度变化量Δn，除以体积、时间Δt 即得速率。例如：某温度时，在定容（VL）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。根据图像可进行如下计算： A.求某物质的平均速率、转化率，如：v（X）＝ mol/（L·s），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。 b.v-t 图像：图像下的面积表示浓度变化量。 ②依据图像求反应速率的步骤 第一步：找出横、纵坐标对应的物质的量； 第二步：将图中的变化量转化成相应的浓度变化量； 第三步：根据公式v＝进行计算。 2．化学反应速率计算的万能方法——三段式法 （1）写出有关反应的化学方程式。 （2）找出各物质的起始量、转化量、某时刻量。 （3）根据已知条件列方程式计算。 如对于反应mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，起始时A的浓度为a mol·L－1，B的浓度为b mol·L－1，反应进行至t1s时，A消耗了x mol·L－1，则化学反应速率可计算如下： 　　　　　 mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g) 起始/(mol·L－1) a b 0 0 转化/(mol·L－1) x t1/(mol·L－1) a－x b－ 则：v(A)＝ mol·L－1·s－1，v(B)＝ mol·L－1·s－1，v(C)＝ mol·L－1·s－1，v(D)＝ mol·L－1·s－1。 02 化学反应速率大小比较的方法 1.比较原则：比较化学反应速率的大小，不能直接看数值大小，因为： ①同一反应用不同物质表示的速率数值可能不同； ②单位可能不同； ③必须在相同条件下比较才有意义。 2.常用比较方法 1）定性比较 通过明显的实验现象(如气泡产生快慢、沉淀生成快慢等)来定性比较化学反应速率的大小。 2）定量比较 同一化学反应中，不同物质来表示化学反应速率时，数值可能不同，需要进行转化。常用以下两种方法： （1）归一法 ①“一看”：看化学反应速率的单位是否一致，若不一致，需转化为同一单位。 ②“二化”：将不同物质的化学反应速率转化成同一物质的化学反应速率。 ③“三比较”：标准统一后比较数值大小，数值越大，反应速率越大。 （2）比值法:通过化学反应速率与其对应的化学计量数的比值进行比较，比值大的化学反应速率大。 如对于反应aA(g)＋bB(g) cC(g)＋dD(g)，若＞，则A表示的化学反应速率较大。 3）由图像比较反应速率大小的方法： （1）c-t 图像：斜率越大，速率越快（斜率的绝对值表示速率大小）。 （1）v-t 图像：纵坐标数值越大，速率越快。 （3）根据图像看反应达到平衡所需的时间，时间越短，对应的反应的温度、浓度或压强就越大，则对应的反应速率越大。 03 控制变量法探究影响化学反应速率的因素 1.控制变量法的核心思想：研究某一个因素对反应速率的影响时，只改变这一个变量，其余所有条件保持完全相同，对比实验现象判断速率快慢。 2.影响速率四大变量：浓度、温度、压强、催化剂；另外还有接触面积（固体表面积）。注意：压强只对有气体参与的反应有效；改变压强本质是改变气体浓度。 3.各变量探究方案、现象、结论 （1）探究浓度对速率影响 ①不变量：温度、固体表面积、催化剂、溶液体积； ②自变量：反应物浓度； ③示例：不同浓度H2SO4与相同大小Zn粒反应； ④现象：浓度越大，产生气泡越快； ⑤结论：其他条件不变，增大反应物浓度，反应速率加快。 （2） 探究温度对速率影响 ①不变量：浓度、固体表面积、催化剂； ②自变量：温度； ③示例：相同浓度Na2S2O3和稀硫酸，分别冷水、热水混合，Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+S↓+SO2↑+H2O； ④现象：温度越高，溶液越快变浑浊； ⑤结论：其他条件不变，升高温度，反应速率加快。 （3）探究固体表面积（接触面积）影响 ①不变量：温度、浓度； ②自变量：固体形态（块状/粉末）； ③示例：等质量块状CaCO3、粉末CaCO3与同浓度盐酸； ④现象：粉末碳酸钙气泡产生更快； ⑤结论：其他条件不变，增大固体接触面积，速率加快。 （4）探究催化剂对速率影响 ①不变量：温度、浓度； ②自变量：有无催化剂/催化剂种类； ③示例：H2O2分解，一组不加，一组加MnO2； ④现象：加MnO2快速产生大量气泡； ⑤结论：催化剂一般加快反应速率；催化剂有选择性。 （5）探究压强（气体反应） ①不变量：温度 ②自变量：压强（压缩体积，改变气体浓度） ③示例：密闭容器N2、H2反应，压缩体积增大压强 ④结论：其他条件不变，增大压强（缩小体积），气体浓度变大，速率加快 ⑤易错： a.恒容充入惰性气体 → 总压变大，但反应物浓度不变 → 速率不变。 b.恒压充入惰性气体 → 容器体积变大，气体浓度减小 → 速率减慢。 3.实验设计答题模板（考试简答必背） （1）实验思路：控制其他条件相同，只改变XX，对比反应速率（看产生气泡快慢/浑浊时间）。 （2）判断速率快慢的观测指标（可测现象）。 ①产生气体：气泡快慢、收集相同体积气体所需时间； ②生成沉淀：溶液变浑浊的时间； ③颜色变化：褪色时间。 （3）原则：优先测时间，时间越短，速率越快。 三、化学平衡解题方法汇总 01 化学平衡状态的判断方法 1.判断方法分析 化学反应 mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g) 是否平衡 混合物体系中各成分的含量 ①各物质的物质的量或物质的量分数一定 平衡 ②各物质的质量或质量分数一定 平衡 ③各气体的体积或体积分数一定 平衡 ④总体积、总压强、总物质的量一定 不一定平衡 正、逆反 应速率之 间的关系 ①单位时间内消耗了m mol A，同时也生成了m mol A 平衡 ②单位时间内消耗了n mol B，同时也消耗了p mol C 平衡 ③v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q 不一定平衡 ④单位时间内生成了n mol B，同时也消耗了q mol D 不一定平衡 压强 ①其他条件一定、总压强一定，且m＋n≠p＋q 平衡 ②其他条件一定、总压强一定，且m＋n＝p＋q 不一定平衡 混合气体的平均相对分子质量 ①平均相对分子质量一定，且m＋n≠p＋q 平衡 ②平均相对分子质量一定，且m＋n＝p＋q 不一定平衡 温度 任何化学反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时 平衡 气体密度(ρ) ①只有气体参加的反应，密度保持不变(恒容密闭容器中) 不一定平衡 ②m＋n≠p＋q时，密度保持不变(恒压容器中) 平衡 ③m＋n＝p＋q时，密度保持不变(恒压容器中) 不一定平衡 颜色 反应体系内有色物质的颜色稳定不变(其他条件不变) 平衡 2.动态标志：v正＝v逆≠0 ①同种物质：同一物质的生成速率等于消耗速率。 ②不同物质：必须标明是“异向”的反应速率关系。如aA＋bBcC＋dD，＝时，反应达到平衡状态。 3.静态标志：各种“量”不变 ①各物质的质量、物质的量或浓度不变。 ②各物质的百分含量(物质的量分数、质量分数等)不变。 ③压强(化学反应方程式两边气体体积不相等)或颜色(某组分有颜色)不变。 ④绝热容器中温度不变。 ⑤密度不变(注意容器中的气体质量或体积变化)。 ⑥平均相对分子质量不变(注意气体质量或气体物质的量变化)。 总之，若物理量由变量变成了不变量，则表明该可逆反应达到平衡状态；若物理量为“不变量”，则不能作为平衡标志。 02 化学平衡的移动方向的判断方法 1.勒夏特列原理（分条件逐一判断） 反应通式：aA(g)+ bB(g) cC(g) + dD(g) H （1）浓度改变 ①增大反应物浓度/减小生成物浓度：平衡正向移动； ②减小反应物浓度/增大生成物浓度：平衡逆向移动； ③易错：增大固体/纯液体用量，浓度不变，平衡不移动。 （2）压强改变（只看气体分子数，固体液体不计）n(气)=c+d-a-b ①压缩体积→总压增大：平衡向气体分子数减小方向移动（n(气)<0方向）； ②扩大体积→总压减小：平衡向气体分子数增大方向移动。 ③极易错区分： a.恒容，充入惰性气体：总压强增大，但各气体浓度不变 → 平衡不移动； b.恒压，充入惰性气体：容器体积变大，各气体浓度下降，相当于减压 → 平衡向气体分子数增多方向移动。 （3）温度改变 ①升温：平衡向吸热方向移动（H>0的方向）； ②降温：平衡向放热方向移动（H<0的方向）； ③温度改变，K一定改变；浓度、压强改变，K不变。 （4）催化剂：同等程度加快正、逆反应速率，v正=v逆，平衡不移动，转化率不变。 2.浓度商Qc(Qc＝)与平衡常数K比较（定量万能法，推荐培优使用） ①Q＞Kc，反应逆向进行，v正＜v逆； ②Q＝Kc，反应达到平衡状态，v正＝v逆； ③Q＜Kc，反应正向进行，v正＞v逆。 优势：遇到恒压充惰性气体、多种条件同时变化时，勒夏特列容易判断错，用 Q-K 判断永远可靠。 3.通过比较化学平衡破坏瞬时的正、逆反应速率的相对大小来判断平衡移动的方向。 ①外界条件改变对化学平衡的影响 a.若外界条件改变，引起v正>v逆，则化学平衡向正反应方向(或向右)移动； b.若外界条件改变，引起v正<v逆，则化学平衡向逆反应方向(或向左)移动； c．若外界条件改变，虽能引起v正和v逆变化，但变化后新的v′正和v′逆仍保持相等，则化学平衡没有发生移动。 ②常见外界条件的变化对正、逆反应速率的影响规律 a.增大反应物浓度的瞬间，v正变大，v逆不变；减小反应物浓度的瞬间，v正变小，v逆不变；增大生成物浓度的瞬间，v正不变，v逆变大；减小生成物浓度的瞬间，v正不变，v逆变小； b.压强的变化对气体分子数较大的一边反应速率影响较大； c.温度的变化对吸热反应速率影响较大； d.催化剂对正、逆反应速率影响相同。 03 有关化学平衡的计算方法 1.三段式法进行化学平衡的有关计算 可逆反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在体积为V的恒容密闭容器中，反应物A、B的初始加入量分别为a mol、b mol，达到化学平衡时，设A物质转化的物质的量为mx mol mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g) 起始量/mol a b 0 0 转化量/mol mx nx px qx 平衡量/mol a－mx b－nx px qx 对于反应物：n(平)＝n(始)－n(转) 对于生成物：n(平)＝n(始)＋n(转) ①平衡常数K＝ ②平衡时A的物质的量浓度：c(A)＝ mol·L－1。 ③平衡时A的转化率：α＝×100%，A、B的转化率之比为α(A)∶α(B)＝∶ ④平衡时A的体积分数：φ(A)＝×100% ⑤平衡时和开始时的压强比：＝ ⑥混合气体的密度：ρ(混)＝ g·L－1 ⑦平衡时混合气体的平均摩尔质量：＝ g·mol－1 ⑧生成物产率＝×100% ⑨在密闭容器中有气体参加的可逆反应，在计算时经常用到阿伏加德罗定律的两个推论 恒温、恒容时：；恒温、恒压时： 2.化学平衡常数的计算 （1）根据化学平衡常数表达式计算 （2）依据化学方程式计算平衡常数 ①同一可逆反应中，K正·K逆＝1。 ②同一方程式中的化学计量数等倍扩大或缩小n倍，则新平衡常数K′与原平衡常数K间的关系是K′＝Kn或K′＝。 ③几个可逆反应方程式相加，得总方程式，则总反应的平衡常数等于各分步反应平衡常数之积。 ④水溶液中进行的反应，必须拆成离子方程式再计算平衡常数。 3.压强平衡常数的计算技巧 （1）步骤 第一步，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； 第二步，计算各气体组分的物质的量分数或体积分数； 第三步，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)； 第四步，根据平衡常数计算公式代入计算。 例如，N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)，压强平衡常数表达式为Kp＝。 （2）计算Kp的答题模板 计算Kp的两套模板[以N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)为例] 模板1：N2(g)　＋　3H2(g)2NH3(g)(平衡时总压为p0) n(始) 1 mol 3 mol 0 Δn 0.5 mol 1.5 mol 1 mol n(平) 0.5 mol 1.5 mol 1 mol p(X) p0 p0 p0 Kp＝ 模板2：刚性反应器中 　 N2(g)＋ 3H2(g) 2NH3(g) p(始) p0 3p0 0 Δp p′ 3p′ 2p′ p(平) p0－p′ 3p0－3p′ 2p′ Kp＝ 4.气相反应中的多重平衡的计算方法 （1）找出全部独立气相反应，写出Kp/Kc； （2）选择反应进度x1,x2,..，写出各气体平衡物质的量表达式； （3）写出元素守恒方程 ①确定气相反应平衡体系中的所有物种； ②利用元素守恒写出守恒方程。 （4）代入平衡常数或其他已知条件，联立；多个K可以相除消去p总； （5）判断K大小，合理近似；解方程； （6）回代检验近似，保证各分压>0。 04 等效平衡及其应用方法 1.等效平衡的含义 在一定条件下(恒温恒容或恒温恒压)下，同一可逆反应体系，不管是从正反应开始，还是从逆反应开始，还是正、逆反应同时投料，达到化学平衡状态时，任何相同组分的百分含量(质量分数、物质的量分数、体积分数等)均相同。 2.等效平衡的判断方法 （1）恒温恒容条件下反应前后体积改变的反应的判断方法：极值等量即等效。 例如：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g) ① 2 mol 1 mol 0 ② 0  0   2 mol ③ 0.5 mol  0.25 mol  1.5 mol ④ a mol b mol c mol 上述①②③三种配比，按化学方程式的化学计量关系均转化为反应物，则SO2均为2 mol，O2均为1 mol，三者建立的平衡状态完全相同。④中a、b、c三者的关系满足：c＋a＝2，＋b＝1，即与上述平衡等效。 （2）恒温恒压条件下反应前后体积改变的反应判断方法：极值等比即等效。 例如：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g) ① 2 mol 3 mol 0 ② 1 mol 3.5 mol  2 mol ③ a mol b mol c mol 按化学方程式的化学计量关系均转化为反应物，则①②中＝，故互为等效平衡。 ③中a、b、c三者关系满足：＝，即与①②平衡等效。 （3）恒温条件下反应前后体积不变的反应的判断方法：无论是恒温恒容，还是恒温恒压，只要极值等比即等效，因为压强改变对该类反应的化学平衡无影响。 例如：H2(g)＋I2(g)2HI(g) ① 1 mol 1 mol 0 ② 2 mol 2 mol 1 mol ③ a mol b mol c mol ①②两种情况下，n(H2)∶n(I2)＝1∶1，故互为等效平衡。 ③中a、b、c三者关系满足∶＝1∶1或a∶b＝1∶1，c≥0，即与①②平衡等效。 3.虚拟“中间态”法构建等效平衡 （1）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。 （2）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) 新平衡状态可以认为是两个原平衡状态简单的叠加，压强不变，平衡不移动。 05 化学反应方向判断方法 1．传统的判断方法 （1）由不稳定物质向稳定物质转变：2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O，稳定性：NaCO3＞NaHCO3。 （2）离子反应中，对于复分解反应，一般是由易电离的物质向难电离的物质转变，或向离子浓度减小的方向转变。 ①由溶解度大的物质向溶解度小的物质转变。如Na2SO4＋CaCl2===CaSO4↓(微溶)＋2NaCl，CaSO4＋Na2CO3===CaCO3↓＋Na2SO4，所以溶解性：CaCl2＞CaSO4＞CaCO3。 ②由相对强酸(碱)向相对弱酸(碱)转变。如2CH3COOH＋Na2CO3===2CH3COONa＋CO2↑＋H2O，NaSiO3＋CO2＋H2O===H2SiO3↓＋Na2CO3，所以酸性强弱：CH3COOH＞H2CO3＞H2SiO3。 （3）由难挥发(高沸点)性物质向易挥发(低沸点)性物质转变。 ①由难挥发性酸向挥发性酸转变。如NaCl＋H2SO4(浓)NaHSO4＋HCl↑，所以沸点：H2SO4(浓)＞HCl。 ②由难挥发性酸酐向挥发性酸酐转变。如CaCO3＋SiO2CaSiO3＋CO2↑，所以沸点：SiO2＞CO2。 ③由难挥发性金属向挥发性金属转变。如2RbCl＋MgMgCl2＋2Rb，所以沸点：Mg＞Rb。 （4）由氧化性(还原性)强的物质向氧化性(还原性)弱的物质的转变。如2FeCl3＋2KI===2FeCl2＋2KCl＋I2,2FeCl2＋Cl2===2FeCl3，所以氧化性Cl2＞FeCl3＞I2。 2．用焓变和熵变判断反应的方向 体系的自由能变化(符号为ΔG，单位为 kJ/mol)综合考虑了焓变和熵变对体系的影响，可用于化学反应自发进行的方向的判断，ΔG＝ΔH－TΔS。 （1）当ΔH＜0，ΔS＞0时，ΔG＜0，反应自发进行。 （2）当ΔH＞0，ΔS＜0时，ΔG＞0，反应不能自发进行。 （3）当ΔH＞0，ΔS＞0或ΔH＜0，ΔS＜0时，反应是否自发进行与温度有关，在一定温度下可使ΔG＝0，即反应达平衡状态。 注意：①根据ΔH－TΔS＜0判断的只是反应能否自发进行的可能性，具体的反应能否实际发生，还涉及到化学反应速率的问题。 ②判断一个化学反应能否自发进行，若无任何外加条件，可以认为我们所学过的化学反应(电解反应除外)都是能够自发进行的。 四、水溶液中离子反应与平衡解题方法汇总 01 弱电解质的判断方法 1.强电解质和弱电解质的证明实验(以证明某酸(HA)为弱酸为例) 实验方法 结论 （1）测0.01 mol·L－1 HA溶液的pH pH＝2，HA为强酸；pH>2，HA为弱酸 （2）测NaA溶液的pH pH＝7，HA为强酸；pH>7，HA为弱酸 （3）相同条件下，测相同浓度的HA和HCl溶液的导电性 导电性相同，HA为强酸；导电性弱于盐酸，HA为弱酸 （4）往同浓度的HA和HCl溶液中投入大小相同的Zn粒或CaCO3固体 开始反应速率相同，HA为强酸；开始反应速率比盐酸慢，HA为弱酸 （5）测相同pH的HA与HCl稀释相同倍数前后的pH变化 pH变化倍数相同，HA为强酸；pH变化倍数小于盐酸，HA为弱酸 2.根据弱电解质的定义判断：弱电解质不能完全电离 （1）配制一定物质的量浓度的HA溶液(如0. 1 mol·L-1),测其pH,若pH>1,则说明HA是弱酸,若pH=1,则说明HA是强酸。 （2）与同浓度盐酸比较导电性，更弱的为弱酸。 （3）与同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢，更慢的为弱酸。 3.根据弱电解质溶液中存在电离平衡判断：条件改变，平衡移动 （1）从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断，如①向HA溶液中加水稀释100倍后,溶液pH增大值小于2的是弱酸,pH增大值等于2的是强酸。 （2）从升高温度后pH的变化判断，变化大为弱酸。 （3）从等体积、等pH的HA溶液和盐酸分别与过量的锌反应生成H2的量判断，量多的为弱酸。 （4）向HA溶液中加入NaA晶体,溶液pH增大的是弱酸,pH不变的是强酸。 4.根据弱电解质形成的盐类能水解判断：如溶液变为浅红色可用下面两个现象判断CH3COOH为弱酸。 （1）配制某浓度的醋酸钠溶液，向弱电解质形成的一其中加入几滴酚酞溶液。现象：溶液变为浅红色； （2）用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。现象：试纸显示pH>7。 02 电离常数的计算方法 1.已知c(HX)和c(H+)，求电离平衡常数 　　　HX　 H+　+　X- 起始：c(HX)　　 0　　0 平衡：c(HX)-c(H+)　 c(H+) c(H+) 则K=。由于弱酸只有极少一部分电离，c(H+)的数值很小，因此可做近似处理：c(HX)-c(H+)≈c(HX)。则K=，代入数值求解即可。 2.根据分布系数曲线计算 分布分数图及分析[分布曲线是指以pH为横坐标、分布分数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标的关系曲线] 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元酸(以草酸H2C2O4为例) pKa为电离常数的负对数 δ0为CH3COOH分布分数,δ1为CH3COO-分布分数 δ0为H2C2O4分布分数、δ1为HC2分布分数、δ2为C2分布分数 根据分布系数都是50%时的pH值进行计算， Ka=c(CH3COO-)·c(H+)/c(CH3COOH),δ0=δ1,则c(CH3COO-)=c(CH3COOH)，故有Ka=c(H+)，两边取负对数，pH=pKa=4.76 根据分布系数都是50%时的pH值进行计算，Ka1=c(HC2O4-)·c(H+)/c(H2C2O4),δ0=δ1，则c(HC2O4-)=c(H2C2O4),故有Ka1=c(H+)1两边取负对数，pH1=pKa1，同理可得pH2=pKa2 03 溶液酸碱性的判断方法 1.单一溶液酸碱性的判断 溶液呈酸性、碱性还是中性，应看c(H＋)和c(OH－)的相对大小，判断溶液酸碱性的依据主要有三点： 判据1　在25℃时的溶液中： c(H＋)>1×10－7 mol/L　溶液呈酸性，且c(H＋)越大，酸性越强； c(H＋)＝1×10－7 mol/L　溶液呈中性； c(H＋)<1×10－7 mol/L　溶液呈碱性，且c(OH－)越大，碱性越强。 判据2　在25℃时的溶液中： pH<7　溶液呈酸性，且pH越小，酸性越强； pH＝7　溶液呈中性； pH>7　溶液呈碱性，且pH越大，碱性越强 判据3　在任意温度下的溶液中： （1）根据c(H＋)和c(OH－)的相对大小进行判断 c(H＋)>c(OH－)，或c(H＋)＞ mol·L－1，呈酸性； c(H＋)＝c(OH－)，或c(H＋)＝ mol·L－1，呈中性； c(H＋)<c(OH－)，或c(H＋)＜ mol·L－1，呈碱性。 （2）根据pH、pOH、p进行判断 pH＜p＜pOH，呈酸性；pH＝pOH＝p，呈中性；pOH＜p＜pH，呈碱性。 其中：pOH＝－lgc(OH－)，p＝－lg，pH＋pOH＝2p。 2.混合溶液酸碱性的判断方法 （1）等浓度、等体积一元酸与一元碱混合的溶液。 中和反应 反应后所得溶液的酸碱性 强酸与强碱 中性 强酸与弱碱 酸性 弱酸与强碱 碱性 （2）常温下，已知pH之和等于14的酸和碱的溶液等体积混合。 ①两强混合： a．若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH＝7。 b．若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH＞7。 c．若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH＜7。 ②一强一弱混合——“谁弱显谁性”。 pH之和等于14时，一元强酸和一元弱碱的溶液等体积混合呈碱性；一元强碱和一元弱酸的溶液等体积混合呈酸性。 （3）常温下，强酸、强碱恰好完全中和，溶液体积与pH的关系： Va L pH＝a的盐酸与Vb L pH＝b的NaOH溶液混合，二者恰好完全反应，溶液呈中性。 则10－a·Va＝10b－14Vb，＝＝10(a＋b)－14， a＋b＝14 a＋b＞14 a＋b＜14 Va＝Vb Va＞Vb Va＜Vb 04 水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算方法 1.原理：任何水溶液中水电离产生的c(H＋)和(OH－)总是相等的。 2.计算方法 （1）中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1。 （2）溶质为酸的溶液：OH－全部来自水的电离。 c(OH－)溶液＝c(OH－)水＝c(H＋)水，c(H＋)溶液＝c(H＋)酸＋c(H＋)水 例：pH＝2的盐酸中，溶液中c(OH－)＝ mol·L－1＝10－12 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol·L－1。 （3）溶质为碱的溶液：H＋全部来自水的电离。 c(H＋)溶液＝c(H＋)水＝c(OH－)水，c(OH－)溶液＝c(OH－)碱＋c(OH－)水 例：pH＝12的NaOH溶液中，溶液中c(H＋)＝10－12 mol·L－1，由水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1。 （4）盐溶液 ①水解呈酸性的盐溶液 c(H＋)溶液＝c(H＋)水＝c(OH－)水，c(OH－)溶液＜c(OH－)水 例：pH＝5的NH4Cl溶液中，H＋全部来自水的电离，由水电离的c(H＋)＝10－5 mol·L－1，因为部分OH－与部分NH结合，溶液中c(OH－)＝10－9 mol·L－1＜10－5 mol·L－1 ②水解呈碱性的盐溶液 c(OH－)溶液＝c(OH－)水＝c(H＋)水，c(H＋)溶液＜c(H＋)水 例：pH＝12的Na2CO3溶液中，OH－全部来自水的电离，由水电离出的c(OH－)＝10－2 mol·L－1，因为部分H＋与部分CO结合，溶液中c(H＋)＝10－12 mol·L－1＜10－2 mol·L－1 ③强酸强碱中性盐溶液，c(H＋)溶液＝c(H＋)水＝c(OH－)水＝c(OH－)溶液 05 溶液pH的计算方法 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＋)＝nc_mol·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。 06 电解质溶液中粒子浓度大小比较的方法 1．两个理论 （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)。 2．一个比较 比较同浓度的弱酸(或弱碱)的电离能力与对应的强碱弱酸盐(或对应强酸弱碱盐)的水解能力。 （1）如果电离能力大于水解能力，如CH3COOH的电离程度大于CH3COO－水解的程度，则等浓度的CH3COOH与CH3COONa溶液等体积混合后溶液显酸性，溶液中c(H＋)>c(OH－)。 （2）如果是水解能力大于电离能力，如HClO的电离程度小于ClO－水解的程度，则等浓度的HClO与NaClO溶液等体积混合后溶液显碱性，溶液中c(H＋)<c(OH－)。 （3）酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式盐的电离能力和水解能力的相对强弱。如NaHCO3溶液中，HCO的水解能力大于电离能力，故溶液显碱性，c(H＋)<c(OH－)；又如NaHSO3溶液中，HSO的电离能力大于水解能力，故溶液显酸性，溶液中c(H＋)>c(OH－)。 3．三个规律 （1）一般而言，等浓度的弱酸与弱酸盐混合，电离程度大于水解程度，溶液呈酸性；HCN、NaCN混合液除外，它们的溶液呈碱性，水解程度大于电离程度。 （2）对于存在电离和水解过程的NaHA溶液，若溶液呈酸性，则电离程度大于水解程度，则c(A2－)＞c(H2A)；若溶液呈碱性，则电离程度小于水解程度，则c(H2A)＞c(A2－)。 （3）仅含4种离子的溶液，可以根据溶液的电中性判断离子浓度大小。如： a．CH3COOH和NaOH等物质的量混合时溶液显碱性，故c(OH－)＞c(H＋)，则c(Na＋)＞c(CH3COO－)； b．NH3·H2O与HCl等物质的量混合时溶液显酸性，故c(H＋)＞c(OH－)，则c(Cl－)＞c(NH)。 4.电解质溶液中微粒浓度大小比较的类型 1）多元弱酸溶液 判断多元弱酸溶液中离子浓度大小的一般规律是：（显性离子）＞（一级电离离子）＞（二级电离离子）＞（水电离出的另一离子）例如：0.1mol/L的H2S溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是：c(H+)＞c(HS－)＞c(S2－)＞c(OH－)。 2）一元弱碱的正盐溶液， （强酸弱碱盐） ①电荷守恒： ②物料守恒： ③微粒浓度： 判断一元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：（不水解离子）＞（水解离子）＞（显性离子）＞（水电离出的另一离子）。 例如：0.1mol/L的CH3COONa溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是：c (Na+)＞c (CH3COO－)＞c (OH－)＞c (H+)。 3）二元弱酸的正盐溶液， （强碱弱酸盐）溶液 ①电荷守恒： ②物料守恒： ③判断二元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：（不水解离子）＞（水解离子）＞（显性离子）＞（二级水解离子）＞（水电离出的另一离子）。即微粒浓度：c (Na+)＞c (A2－)＞c (OH－)＞c (HA－) ＞c (H+)。 例如：0.1mol/L的Na2CO3溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是： c (Na+)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c (HCO3－) ＞c(H+)。 4）二元弱酸的酸式盐溶液， （弱酸的酸式盐）溶液（ ：水解为主， ：电离为主） ①电荷守恒： ②物料守恒： ③判断二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的一般规律是： 水解大于电离时：（不水解离子）＞（会水解离子）＞（显性离子）＞（水电离出的另一离子）＞（水解生成的微粒）＞（电离得到的酸跟离子）。 电离大于水解时：（不水解离子）＞（会电离离子）＞（显性离子）＞（电离得到的酸跟离子）＞（水电离出的另一离子）＞（水解生成的微粒） 即：微粒浓度 例如：0.1mol/L的NaHCO3溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是： c (Na+)＞c(HCO3－)＞c(OH－)＞c(H+)＞c(CO32－)。 5）不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对其影响的因素。例如：在相同物质的量浓度的下列各溶液中：①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4。c(NH4+)由大到小的顺序③＞①＞②。 6）混合溶液中各离子浓度大小的比较，要进行综合分析，电离因素、水解因素等都是影响离子浓度大小的要素。 （1）同浓度、同体积的 （弱酸）与 混合液（ ） ①电荷守恒： ②物料守恒： ③微粒浓度 例如：0.1mol/L的CH3COONa溶液和0.1mol/L的CH3COOH混合溶液中所存在的离子的浓度由大到小的排列顺序是： c(CH3COO－)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH－)。在该溶液中，CH3COH的电离程度大于CH3COONa的水解程度，溶液显酸性：c (H+)＞c (OH－)，同时c(CH3COO－)＞c(Na+)。 还有分子的电离小于相应离子的水解的如：0.1mol/L的NaCN溶液和0.1mol/L的HCN混合溶液中所存在的离子的浓度由大到小的排列顺序是： c(Na+)＞c(CN－)＞c(OH－)＞c(H+)。在该溶液中，HCN的电离程度小于NaCN的水解程度，溶液显碱性：c(OH－)＞c(H+)，同时c(Na+)＞c(CN－)。 （2）同浓度、同体积的 （弱碱）与 混合液（ ） ①电荷守恒： ②物料守恒： ③微粒浓度 例如：0.1mol/L的NH4Cl溶液和0.1mol/L的氨水混合溶液中所存在的离子的浓度由大到小的排列顺序是： c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H+)。在该溶液中，NH3·H2O的电离与NH4+的水解相互抑制，NH3·H2O的电离程度大于NH4+的水解程度，溶液显碱性：c (OH－)＞c (H+)，同时c (NH4+)＞c (Cl－)。 07 盐溶液蒸干及灼烧后产物的判断方法 1.分类判断 类型1：强酸强碱盐（不水解）——一般：蒸干、灼烧都得原盐，如NaCl溶液：蒸干得到NaCl,灼烧得到NaCl；Na2SO4溶液：蒸干得到Na2SO4,灼烧得到Na2SO4。 类型2:强酸弱碱盐溶液 ①阴离子是挥发性酸根——FeCl3溶液、AlCl3溶液、CuCl2溶液 a.水解：FeCl3+3H2OFe(OH)3+3HCl加热，HCl挥发，平衡不断右移； b.蒸干：得到Fe(OH)3，同理AlCl3、CuCl2蒸干分别得到Al(OH)3、Cu(OH)2； c.灼烧：氢氧化物受热分解，得到金属氧化物Fe2O3，同理AlCl3灼烧后最终产物Al2O3；CuCl2灼烧后最终产物CuO。 ②阴离子为难挥发性酸根(SO42-)——Fe2(SO4)3溶液、Al2(SO4)3溶液 Fe2(SO4)3溶液、Al2(SO4)3溶液水解生成H2SO4，难挥发，不会跑掉，水解不能完全进行，Fe2(SO4)3溶液、Al2(SO4)3溶液蒸干、灼烧均得到原盐Fe2(SO4)3、Al2(SO4)3。 类型3:强碱弱酸盐 ①弱酸根对应酸挥发性(H2CO3、H2SO3)——NaHCO3、Na2CO3 a.Na2CO3:水解CO32-+H2OHCO3-+OH-,生成NaOH(强碱，不挥发),NaOH会和水解产生的CO2重新结合。蒸干、灼烧都是Na2CO3。 b.NaHCO3溶夜：蒸干过程受热分解2NaHCO3=Na2CO3+CO2↑+H2O,NaHCO3溶夜蒸干、灼烧产物Na2CO3。 ②易被氧化的弱酸根——Na2SO3（不是单纯水解，易被氧气氧化），氧化成Na2SO4。 类型4:弱酸弱碱盐(阴阳离子都水解，双水解)溶液——(NH4)2CO3、NH4HCO3 加热时，生成的弱酸、弱碱都易分解挥发，蒸干得不到固体，完全消失。 类型5:硝酸盐(高温易分解，灼烧特殊)溶液 ①NaNO3:蒸干得到NaNO3；高温灼烧会分解生成亚硝酸盐或氧化物 ②金属活动性顺序在Mg~Cu之间金属硝酸盐，灼烧一般得到金属氧化物，如Cu(NO3)2溶液蒸干灼烧得CuO。 ③金属活动性顺序在Mg~Cu之间金属硝酸盐，灼烧一般得到金属单质，如AgNO3溶液蒸干灼烧得Ag。 注意：只蒸干(低温蒸发水分)不一定分解，灼烧(高温)才发生硝酸盐分解 类型6:含结晶水的盐——CuSO4·5H2O溶液 CuSO4·5H2O溶液蒸干得到CuSO4·5H2O,继续灼烧失去结晶水，得到无水CuSO4，注意：FeCl3蒸干得不到结晶水合物，因为HCl挥发。 2.常考盐类溶液蒸干、灼烧产物判断 盐溶液 蒸干产物 灼烧产物 NaCl NaCl NaCl FeCl3 Fe(OH)3 Fe2O3 AlCl3 Al(OH)3 Al2O3 Fe2(SO4)3 Fe2(SO4)3 Fe2(SO4)3 Na2CO3 Na2CO3 Na2CO3 NaHCO3 Na2CO3 Na2CO3 Na2SO3 Na2SO4 Na2SO4 CuSO4 CuSO4·5H2O CuSO4 (NH4)2CO3 无固体 无固体 08 有关溶度积常数的计算方法 1.沉淀开始和沉淀完全时溶液pH的计算方法：[以Cu(OH)2为例]。 室温下，向2 mol·L－1 CuSO4溶液中逐滴加入NaOH溶液调节溶液的pH至多少时开始沉淀？调节溶液pH至多少时Cu2＋沉淀完全？ (已知：室温下Ksp[Cu(OH)2]＝2.0×10－20，离子浓度小于10－5 mol·L－1时视为Cu2＋沉淀完全) ①沉淀开始时pH的求算 Ksp[Cu(OH)2]＝c(Cu2＋)·c2(OH－)＝2×c2(OH－)＝2.0×10－20， c(OH－)＝＝10－10(mol·L－1)， c(H＋)＝＝＝10－4(mol·L－1)， pH＝－lgc(H＋)＝－lg10－4＝4。 ②沉淀完全时pH的求算 Ksp[Cu(OH)2]＝c(Cu2＋)·c2(OH－)＝10－5·c2(OH－)＝2.0×10－20，c(OH－)＝＝×10－8≈4.47×10－8(mol·L－1)，c(H＋)＝＝≈2.24×10－7(mol·L－1)，pH＝－lgc(H＋)＝－lg(2.24×10－7)＝7－lg2.24≈6.6。 2.沉淀先后的计算与判断 ①沉淀类型相同，则Ksp小的化合物先沉淀； ②沉淀类型不同，则需要根据Ksp分别计算出沉淀时所需离子浓度，所需离子浓度小的先沉淀。 3.根据两种含同种离子的化合物的Ksp数据，求溶液中不同离子浓度的比值 如某溶液中含有I－、Cl－等，向其中滴加AgNO3溶液，当AgCl开始沉淀时，求溶液中，则有＝＝。 4.判断沉淀的生成或沉淀是否完全： ①把离子浓度数据代入Ksp表达式得Q，若Q>Ksp，则有沉淀生成； ②利用Ksp的数值计算某一离子浓度，若该离子浓度小于10-5 mol·L-1，则该离子沉淀完全 把离子浓度数值代入Ksp表达式，若数值大于Ksp，沉淀可生成或转化为相应难溶物质。 5.计算沉淀转化反应的平衡常数，并判断沉淀转化的程度 依据沉淀的转化反应和Ksp，计算该反应的平衡常数，K值越大，转化反应越易进行，转化程度越大。 08 溶度积图像突破方法 1.沉淀滴定曲线 沉淀滴定曲线是沉淀滴定过程中构成难溶电解质的离子浓度与滴定剂加入量之间的关系曲线，以向10 mL 0.1 mol·L－1 CuSO4溶液中滴加0.1 mol·L－1的K2S溶液溶液为例，滴加过程中溶液中－lgc(Cu2＋)与K2S溶液体积(V)的关系曲线如图： ①曲线上任一点都代表平衡点，c(Cu2＋)·c(S2－)＝Ksp。 ②滴定终点时(b点)为饱和CuS溶液，c(Cu2＋)＝c(S2－)。 ③滴定终点以前线上点(如a点)，代表c(Cu2＋)＞c(S2－)； 滴定终点以后线上点(如c点)，代表c(Cu2＋)＜c(S2－)。 2.沉淀溶解平衡图像 （1）溶度积曲线是难溶电解质饱和溶液中离子浓度之间的关系曲线，以AgCl悬浊液为例，溶度积曲线如图： ①曲线上任一点都代表沉淀溶解平衡状态，即Qc＝Ksp。 ②曲线上方区域均为过饱和溶液，即Qc＞Ksp。 ③曲线下方区域均为不饱和溶液，即Qc＜Ksp。 ④升高温度，曲线向右上方平移。 （2）沉淀溶解平衡对数曲线 溶度积对数曲线是难溶电解质饱和溶液中离子浓度对数值之间的关系曲线，以CdCO3饱和溶液为例，溶度积曲线如图： ①直线上任一点都代表沉淀溶解平衡状态，即Qc＝Ksp。 ②曲线上方区域均为不饱和溶液，即Qc＜Ksp。 ③曲线下方区域均为过饱和溶液，即Qc＞Ksp。 ④升高温度，直线向左下方平移。 （3）沉淀溶解平衡图像题的解题方法 第一步：明确图像中横、纵坐标的含义：横、纵坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。 第二步：理解图像中线上点、线外点的含义 （1）以氯化银为例，在该沉淀溶解平衡图像上，曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，此时Q＝Ksp。在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线外。 （2）曲线上方区域的点均为饱和溶液与沉淀共存的体系，此时Q>Ksp。 （3）曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Q<Ksp。 第三步：抓住Ksp的特点，结合选项分析判断 （1）溶液在蒸发时，离子浓度的变化分两种情况：①原溶液不饱和时，离子浓度要增大都增大；②原溶液饱和时，离子浓度都不变。 （2）溶度积常数只是温度的函数，与溶液中溶质的离子浓度无关，在同一曲线上的点，溶度积常数相同。 五、化学原理综合类答题模板汇总 01 原因、理由类规范语言表述答题模板 1、答题模板：“有理”——化学原理，“有据”——事实依据 可采取以下两种方式：（1）“正说”——“直接原因＋根本目的”（2）“反说”——“如果……，就……” 2、规范解答归纳 （1）明矾净水的原理：明矾溶于水电离出的Al3＋发生水解反应：Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋，氢氧化铝胶体具有较强的吸附能力，能够吸附水中悬浮的杂质使水澄清。 （2）高铁酸钠既能用作净水剂又能对水进行消毒、杀菌的原理：Na2FeO4中的铁元素呈＋6价，具有很强的氧化性，能对水进行杀菌、消毒，其还原产物Fe3＋发生水解反应：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋，氢氧化铁胶体具有较强的吸附能力，能够吸附水中悬浮的杂质使水澄清。 （3）碳酸铵溶液显碱性的原因：碳酸铵溶于水能发生水解，NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，CO＋H2OHCO＋OH－，CO 的水解程度大于NH的水解程度，故溶液显碱性。 （4）碳酸氢钠溶液显碱性的原因：碳酸氢钠溶于水后，HCOH＋＋CO，HCO＋H2OH2CO3＋OH－，HCO 的水解程度大于其电离程度，故溶液显碱性。 （5）蒸干灼烧FeCl3溶液得到Fe2O3的原理：在FeCl3溶液中存在水解平衡：FeCl3＋3H2OFe(OH)3＋3HCl，在蒸发过程中，由于氯化氢大量挥发导致水解平衡向右移动，蒸干溶液时得到Fe(OH)3，灼烧时发生反应2Fe(OH)3Fe2O3＋3H2O，最后得到Fe2O3。 （6）用酸性过氧化氢溶液溶解铜片的实验中，铜片溶解的速率随着温度的升高先加快后减慢的原因：温度升高能够加快反应Cu＋2H＋＋H2O2===Cu2＋＋2H2O的反应速率，故铜的溶解速率加快，当温度升高到一定程度后，H2O2的分解速率加快，此时H2O2浓度的下降对反应速率的影响超过了温度对反应速率的影响，故铜的溶解速率减慢。 （7）适当升温氮气和氢气合成氨的速率加快，但是温度过高反应速率反而下降的原因：温度升高能够加快合成氨反应的反应速率，但温度过高会使催化剂失去活性，反应速率反而降低。 （8）用惰性电极电解饱和食盐水时，阴极附近溶液呈碱性的原因：在阴极发生反应：2H＋＋2e－===H2↑，由于氢离子不断放电，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，导致溶液中的c(OH－)>c(H＋)，使溶液显碱性。 （9）在氯碱工业中，电解饱和食盐水时常用盐酸控制阳极区溶液的pH在2～3的原因：阳极产生的氯气与水发生反应：Cl2＋H2OHCl＋HClO，增大溶液中盐酸的浓度能够使平衡逆向移动，减少氯气在水中的溶解，有利于氯气的逸出。 （10）在燃料电池中，常在电极表面镀上铂粉的原因：增大电极单位面积吸收气体的分子数，加快电极反应速率。 （11）在尾气吸收装置中试剂的作用：吸收尾气中××气体，防止污染空气。 （12）在定量实验或者制备实验中装置最后连接的干燥管的作用：防止空气中的××气体进入××装置对实验造成干扰(有时还可能同时起到吸收尾气的作用，如在有关氨气的探究实验中，最后连接的盛有浓硫酸的洗气瓶的作用就可以吸收多余的氨气，同时能防止空气中的水蒸气进入)。 （13）在导管末端连接倒置漏斗、干燥管浸入水或溶液中的原因：防倒吸(同时具有扩大吸收面积，加快吸收速率的作用)。 （14）在气体的连续实验中，若有需要用盛有碱石灰的干燥管吸收CO2或H2O(g)等气体来进行定量测定的部分，常常需要在实验开始和结束时通入氮气或稀有气体等与实验无关的气体的作用：1)实验开始时的作用：排尽装置内的空气，防止空气中的××对实验造成干扰。2)实验结束时的作用：将产生的××气体全部排出被××试剂完全吸收，以减少实验误差。 例：TeO2是两性氧化物，微溶于水，可溶于强酸和强碱，从电解精炼铜的阳极泥中提取碲的一种工艺流程如下： “沉碲”时控制溶液的pH为4.5～5.0，生成TeO2沉淀。如果H2SO4过量，溶液酸度过大，将导致碲的沉淀不完全，原因是__________________________。 答案：TeO2是两性氧化物，H2SO4过量会导致TeO2继续与H2SO4反应而损失 02 理论平衡型简答题规范语言表述答题模板 1、答题策略与思维路径 （1）‌明确平衡体系：确定题目情境中的核心平衡体系（如化学平衡、水解平衡、溶解平衡等）。 （2）‌分析条件变化：找出题目中引起平衡移动的变量（如浓度、温度、压强、催化剂等）。 （3）‌应用平衡移动原理：根据勒沙特列原理（或其他平衡理论）判断平衡移动方向。 （4）‌推导实际影响：结合题目实际，说明平衡移动后对体系性质、反应结果或现象的具体影响。 2.规范语言表述模板（三段式） （1）‌模板结构‌：‌前提（理论依据）‌ + ‌推理（条件变化）‌ + ‌结论（实际影响） ①问题所涉及大前提(相关的理论或规律)的表述，一般很熟悉的理论或规律可以只写名称，也可以用化学方程式等化学用语表示，并不需要把其详细内容写出； ②问题的推理过程(具体条件下的变化等)的表述； ③问题所涉及的变化的结果。 （2）‌示例句式‌： ①速率、平衡移动类简答题的答题模板:叙特点(反应特点或容器特点)→变条件→定方向→得结论(或结果); ②溶液中离子平衡简答题模板:“体系中存在……平衡，……（条件变化）使平衡向……（方向）移动，导致……（结论）。” （3）具体应用举例： ①‌化学平衡问题‌ 问题：已知汽缸中生成NO的反应为 N2(g)＋O2(g)2NO(g)　ΔH>0 汽车启动后，汽缸温度越高，单位时间内NO排放量越大，原因是______________________________________ ________________________________________________________________________。 规范回答：N2(g)＋O2(g)2NO(g)ΔH>0，温度升高使平衡向吸热方向（正反应方向）移动，同时升高温度也加快反应速率，因此单位时间内NO生成量增加。 ②‌电离/水解平衡问题‌ 问题：向ZnSO₄溶液中滴加H₂S未生成沉淀，继续滴加氨水后出现ZnS沉淀。 规范回答：初始溶液中Zn2+与S2-的浓度商Q < Ksp(ZnS)，故无沉淀。滴加氨水后，NH3与Zn2+结合生成[Zn(NH3)4]2+，降低Zn²⁺浓度，导致Q > Ksp(ZnS)，最终生成沉淀。 03 图表、图象类试题规范语言表述 1、审题与信息提取规范 （1）‌明确坐标含义‌ ①先标注横纵坐标物理量（如时间、温度、浓度等）及单位，确认坐标系类型（线性/对数坐标系）。 ②若为多曲线图像，需用图例标注物质名称或化学反应式。 一看面：观察纵坐标（外界条件、时间等）和横坐标（反应速率、平衡转化率、含量等）。 二看点：分析重要的点（起点、拐点、终点）的含义。 三看线：观察线的走向和变化趋势； 四看量的变化：如浓度、温度等的变化。 五看辅助线：如等温线、等压线、平衡线； （2）‌关键点描述规范‌ ①拐点：用“当...时达到平衡/转折点”句式，如“当温度升至80℃时，反应速率出现陡升”。 ②平台区：表述为“随...增大，...趋于稳定/不再变化”。 （3）分析作判断：对比图像中重要点或线的变化，分析图象中隐含的信息，将其加工成化学语言，同时联系化学概念、化学原理，从而快速解决问题，得出肯定性结论。 ①三步分析法：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。 ②先拐先平数值大：在含量（转化率）—时间曲线中，先出现拐点的反应则先达到平衡，说明该曲线反应速率快，表示温度较高、有催化剂、压强较大等。 ③定一议二：当图像中有三个量时，先确定一个量不变，再讨论另外两个量的关系，有时还需要作辅助线。 ④想规律做判断：联想化学反应速率、化学平衡移动规律，将图表与原理结合，对照得出结论。 2、现象与数据分析规范 （1）‌变化趋势描述模板‌ ①上升趋势：“呈正相关/线性增长/指数型增长” ②下降趋势：“呈负相关/逐渐衰减” ③波动趋势：“在一定范围内震荡变化” （2）‌定量关系表达‌ ①需标注具体数值区间（如“pH在2-4范围内，腐蚀速率从0.5g/h升至2.3g/h”）。 ②计算斜率时注明单位（如“k=0.02 mol/(L·min)”）。 3、原理关联表述规范 （1）‌能量变化图‌ ①对比物质稳定性：“物质能量越高越不稳定，故A物质的稳定性弱于B物质”。 ②活化能描述：“图中峰值为反应的活化能，催化剂可降低此数值”。 （2）‌平衡移动图‌ ①结合勒沙特列原理：“增大反应物浓度后，体系通过加快正反应速率重新建立平衡”。 ②标注温度/压强对产率的影响时，需区分热力学控制和动力学控制。 4、易错点警示 （1）‌禁止表述‌ ①❌“曲线先上后下” → ✅“产率随温度升高呈现先增大后减小的趋势”。 ②❌“pH越大腐蚀越快” → ✅“当pH＞7时，腐蚀速率与溶液碱性呈正相关”。 （2）‌符号规范‌ ①状态标注：气体（↑）、沉淀（↓）仅用于方程式，现象描述用“产生气泡/生成沉淀”。 ②单位书写：浓度单位用mol/L，避免简写为“M”。 5、特殊图表处理 （1）‌多纵轴图像‌ 分步描述：“左侧纵轴显示反应速率变化，右侧纵轴对应转化率数据”。 （2）‌速率-时间曲线‌ 区分瞬时速率与平均速率：“t₁时刻增大反应物浓度导致正反应速率突跃”‌ 6.答题口诀：图象题要细心，全面观察得高分；曲线题能速答，分析走势好办法；表格题要解好，转化数据离不了。 公5 / 5 学科网（北京）股份有限公司 $