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目录
第一章 化学反应的热效应 2
第一节 反应热 2
第二节 反应热的计算 4
第二章 化学反应速率与化学平衡 7
第一节 化学反应速率 7
第二节 化学平衡 11
第三节 化学反应进行的方向 18
第四节 化学反应的调控 19
第三章 水溶液中的离子反应与平衡 20
第一节 电离平衡 20
第二节 水的电离和溶液的pH 23
第三节 盐类的水解 31
第四节 沉淀溶解平衡 39
第四章 化学反应与电能 45
第一节 原电池 45
第二节 电解池 50
第三节 电化学的综合应用 56
第一章 化学反应的热效应
第一节 反应热
一、反应热 焓变
1. 反应热与焓变
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。
焓是与内能有关的物理量，用符号H表示。
对于某一化学反应而言，由于反应物和生成物所含有的能量不同，所以在化学反应中就会有能量的变化，这个能量变化叫作焓变，用符号ΔH表示。ΔH的常用单位是kJ/mol或kJ·mol-1。
2. 常见的吸、放热反应
放热反应 吸热反应
常见的放热反应有金属与酸反应、燃烧反应、中和反应、铝热反应、大部分化合反应。
常见的吸热反应有8Ba(OH)2+NH4Cl的反应、部分C、H2、CO参与的还原反应，大部分分解反应以及水解反应等。
3.反应热的实质
化学键的断裂和形成时的能量变化是化学反应中能量变化的主要原因。
例如：H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)反应的能量变化。
注意：物质的能量（焓）越高，键能越小，越不稳定。
二、中和热与中和热的测定
1. 中和热
在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1 mol H2O时的反应热叫中和热。
2.中和热的测定
许多反应热可以通过量热计直接测量。
（1）实验用品
简易量热计【大小烧杯、泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板（中心有两个小孔）、环形玻璃搅拌棒、温度计】、50mL量筒(2个)、0.50 mol·L－1盐酸、0.55mol·L－1NaOH溶液
（2）实验原理
通过酸碱中和反应中溶液温度的变化计算反应热，进而测定中和热。
（3）实验步骤
①初始温度(t1)
测量混合前50 mL 0.50 mol·L－1盐酸、50 mL 0.55 mol·L－1氢氧化钠溶液的温度，取两温度平均值为t1。
②终止温度(t2)：将酸碱溶液迅速混合，用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度，记录为终止温度t2。
③重复实验操作三次，记录每次的实验数据，取其平均值作为计算依据。
（4）实验数据处理
盐酸、氢氧化钠溶液为稀溶液，其密度近似地认为都是1 g·cm－3，反应后溶液的比热容c＝4.18 J·g－1·℃－1。该实验中盐酸和氢氧化钠溶液反应放出的热量是0.418(t2－t1) kJ，中和热为16.72(t2－t1) kJ·mol－1 [或ΔH＝－ kJ·mol－1]。
三、热化学方程式
热化学方程式是表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式。热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。
2. 热化学方程式的书写方法
（1）需要标注反应的温度和压强。
没有特殊说明是指25 ℃、101 kPa，该条件可以不标注，但其他条件必须标注。
（2）需要标注各物质聚集状态。
在物质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”，溶液用“aq”。
（3）热化学方程式中各物质化学式前的化学计量数只表示其物质的量，可以是整数或分数。
（4）需要标注ΔH的正、负与单位。若为放热反应，ΔH为“－”；若为吸热反应，ΔH为“＋”。
（5）不需要标注反应条件
（6）需要注意特殊的热化学方程式。
四、燃烧热
在25 ℃、101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。燃烧热的单位是kJ·mol－1。
指定产物指的是可燃物中的碳元素变为CO2（g），氢元素变为H2O（l），硫元素变为SO2（g），氮元素变为N2（g），磷元素变为P2O5（s）。
第二节 反应热的计算
一、盖斯定律
盖斯定律：大量实验证明，不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。这说明化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
例：假设始态和终态相同反应的途径有如下3种：
则根据盖斯定律：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH5
二、盖斯定律的应用
可以利用盖斯定律计算不便于实验测量或不能直接发生的反应的ΔH。
1. 计算ΔH
例：Ⅰ.C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1
Ⅱ.CO(g)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH2＝－283.0 kJ·mol－1
选用两种方法，计算出C(s)＋O2(g)===CO(g)的反应热ΔH。
方法1：虚拟路径法
解：反应C(s)＋O2(g)===CO2(g)的途径可设计如下：
则ΔH＝－110.5 kJ·mol－1。
方法2：加合法
①写出目标反应的热化学方程式，确定各物质在各反应中的位置：
C(s)＋O2(g)===CO(g)。
②将已知热化学方程式Ⅱ变形得反应Ⅲ：
CO2(g)===CO(g)＋O2(g) ΔH3＝＋283.0 kJ·mol－1；
③将热化学方程式相加，ΔH也相加：
Ⅰ＋Ⅲ得：C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH＝ΔH1＋ΔH3，
则ΔH＝－110.5 kJ·mol－1。
2. 利用盖斯定律比较反应热
（1）同一物质状态不同时
例：S(g)+O2(g)===SO2(g) ΔH1＜0； S(s)+O2(g)===SO2(g) ΔH2＜0，要比较ΔH1与ΔH2的大小，按照如下思路：
ΔH3+ ΔH2 =ΔH1， 因为ΔH3＜0，所以ΔH1＜ΔH2。
② 两个有联系的不同反应时
例：C(s)+O2(g)===CO2(g) ΔH1＜0； C(s)+O2(g)===CO(g) ΔH2＜0，要比较ΔH1与ΔH2的大小，按照如下思路：
ΔH3+ ΔH2 =ΔH1， 因为ΔH3＜0，所以ΔH1＜ΔH2。
三、 反应热与热量的相关计算
1. 根据热化学方程式计算热量
例：葡萄糖完全氧化时的热化学方程式为C6H12O6(s)+6O2(g)==6CO2(g)+6H2O(l)
ΔH=2800kJ/mol，则100g葡萄糖完全氧化产生的热量是多少。
解：由热化学方程式知1mol C6H12O6 ~ 2800 kJ/mol，则100g（即0.556mol）~x，x=2800 kJ/mol×0.556mol=1557 kJ。
2. 根据盖斯定律将热化学方程式进行适当的“加”“减”等计算反应热
例：已知反应：① C(s)+H2O(g)==CO(g)+H2(g) ΔH1= +131.5kJ/mol
② CH4(g)+H2O(g)==CO(g)+3H2(g) ΔH2= +205.9kJ/mol
试计算③CH4(g)==C(s)+2H2(g)的ΔH。
解：将反应①的逆反应与反应②相加，得反应③。
即ΔH=ΔH2-ΔH1=+74.4kJ/mol。
第二章 化学反应速率与化学平衡
第一节 化学反应速率
一、化学反应速率
（一）化学反应速率
1．化学反应速率的概念及其公式
（1）概念：化学反应速率可以用单位时间、单位体积中反应物或生成物的物质的量变化来表示。可描述化学反应进行的快慢。
（2）公式为：v＝或v＝
（3）单位常用mol/(L· s)、mol/(L· min)或mol · L－1 · s－1、mol · L－1 · min－1表示。
2．化学反应速率与化学计量数之间的关系
用不同反应物表示化学反应速率时，
化学反应速率之比＝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
3. 化学反应速率的比较
（1）定性比较
（2）定量计算
在同一化学方程式中，若用不同物质表示化学反应速率，其数值可能不同，
故比较时需要用“比值法”进行转化。
4. 化学反应速率的计算
（1）公式法：v＝=
（2）根据“速率比=计量数比”计算
（3）“三段式”计算
二、影响化学反应速率的因素
（一）影响化学反应速率的因素
内因：反应物自身的性质。
外因：浓度、压强、温度及催化剂等因素也会影响反应速率。
浓度对化学反应速率的影响
其他条件相同时，增大反应物浓度，反应速率增大；减小反应物气体浓度，反应速率减小。固体和纯液体物质除外。
压强对化学反应速率的影响
对于气体反应，当其他条件相同时，通过减小容器体积来增大压强，浓度增大，速率增大；
通过增大容器体积来减小压强，浓度减小，速率减小。
温度对化学反应速率的影响
其他条件相同时，升高温度，速率增大；降低温度，速率减小。
4. 催化剂对化学反应速率的影响
其他条件相同时，使用催化剂，可较大程度的改变化学反应速率。
5. 其他
如形成原电池会加快化学反应速率等。
（二）活化能
1．基元反应：大多数化学反应经过多个反应步骤才能实现，每一步反应称为基元反应。
2.有效碰撞
3．活化分子和活化能
（1）活化分子：化学反应中，能量较高，有可能发生有效碰撞的分子。
（2）活化能：活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量之差。
4．反应物、生成物的能量与活化能的关系图
5. 催化剂与活化能的关系图
催化剂可改变反应历程和降低活化能。
6. 用活化分子解释外界条件对速率的影响
其中，单位体积内活化分子数=单位体积内分子总数×活化分子百分数
反应机理中的常见考点总结：
1. 反应机理中的慢反应决定反应速率。
2. 能量越低越稳定。
3. 平衡常数K与速率常数k的关系为：K = 。若遇到K=，则错误。
第二节 化学平衡
一、化学平衡状态
（一）可逆反应及其特征
1．可逆反应的概念
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。
可逆反应方程式常用“”连接。
2．特点
（1）同一条件下，正、逆反应同时发生、同时存在。
（2）反应达到限度时，反应仍在进行，没有停止。
（3）反应物不能实现100%转化。
（二）化学平衡状态
1．概念
在一定条件下的可逆反应里，当正、逆方向的速率相等时，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，表明反应中物质的转化达到了“限度”，这时的状态称为化学平衡状态，简称化学平衡。
2. 化学平衡状态判断的两个依据
①反应速率，正逆相等。
②变量不变
以为例，总结平衡判断依据如下：
反应 依据
根本依据 v(正)=v(逆) 单位时间内消耗了m mol A同时生成了m mol A，v(正)=v(逆) 平衡
单位时间内消耗了n mol B同时消耗了p mol C，v(正)=v(逆) 平衡
单位时间内消耗n mol B同时生成了m mol A，v(正)=v(逆) 平衡
v(A):v(B):ν(C):ν(D)=m:n:p:q，v(正)不一定等于v(逆) 不一定
单位时间内生成了n mol B同时消耗了p mol C，均指v(逆) 不一定
单位时间内同一物质断裂的化学键与生成的化学键的物质的量相等 平衡
直接依据 各组分的浓度保持不变 各物质的物质的量或物质的量的分数不再变化 平衡
各物质的质量或质量分数不再变化 平衡
各气体的体积或体积分数不再变化 平衡
总体积、总压强、总物质的量不再变化 不一定
间接依据 压强 m+n≠p+q时，总压强不再变化（其他条件一定） 平衡
m+n=p+q时，总压强不再变化（其他条件一定） 不一定
平均分子质量 m+n≠p+q时，不再变化 平衡
m+n=p+q时，不再变化 不一定
温度 任意化学变化都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变） 平衡
密度 体系的密度保持不变（其他不变） 不一定
颜色 如体系颜色不再变化等（平衡体系中有带颜色气体参加） 平衡
二、化学平衡常数
(一)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。
用平衡分压表示和计算平衡常数（常考）
对于气相反应，用某组分B的平衡分压pB代替物质的量浓度cB来表示平衡常数，记作Kp。
如反应的[分压=总压×物质的量分数（体积分数）]
（二）化学平衡常数的意义
化学平衡常数表示反应进行的程度。
（三）化学平衡常数的数量关系
1. 两个方程式相加，K相乘；
2. 两个方程式相减，K相除；
3. 若方程式系数变为原来的n倍，则K值变为原来K值的n次方。
（四）K的应用
1. 判断化学反应进行的程度。
K值越大，反应进行的程度越大。
2. 判断反应的热效应。
温度升高，K值减小，则正反应为放热反应。
温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应。
温度降低，K值减小，则正反应为吸热反应。
温度降低，K值增大，则正反应为放热反应。
3.判断平衡移动的方向（K、Q比较）
对于可逆反应，mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，当在一定温度下的任意时刻，
浓度商Q＝。
三、影响化学平衡的因素
（一）化学平衡移动的概念与实质
1.概念：在一定条件下，当可逆反应达到平衡状态后，如果浓度、压强、温度等反应条件改变，原来的平衡状态被破坏，平衡体系的物质组成也会随着改变，直至达到新的平衡状态。这种由原有的平衡状态达到新的化学平衡状态的过程就是化学平衡的移动。
2.实质：改变条件后，①v正≠v逆，②各组分的百分含量发生改变。
（二）化学平衡移动的过程分析
（三）化学平衡移动方向的判断
1.条件改变
2.在等温下，对于一个已达到化学平衡的反应，当改变反应物或生成物的浓度时，根据浓度商Q与平衡常数K的大小关系，可判断化学平衡移动的方向。
（四）影响化学平衡的因素
1.浓度对化学平衡移动的影响
当其他条件不变时：
（1）c(反应物)增大或c(生成物)减小，平衡向正反应方向移动。
（2）c(反应物)减小或c(生成物)增大，平衡向逆反应方向移动。
2.压强对化学平衡移动的影响
在其他条件不变时：
（1）增大压强（减小容器的容积），平衡向气体体积减小的方向移动。
（2）减小压强（增大容器的容积），平衡向气体体积增大的方向移动。
3.温度对化学平衡移动的影响
当其他条件不变时：
（1）温度升高，平衡向吸热反应方向移动；
（2）温度降低，平衡向放热反应方向移动。
4.催化剂对化学平衡的影响
催化剂不能促使平衡移动，但能改变反应达到化学平衡所需的时间。
5.勒夏特列原理
如果改变影响平衡的一个因素(如参加反应的物质的浓度、压强和温度)，
平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。
四、化学平衡图像
（一）速率时间图像
1. 改变反应物的浓度(无断点)
2. 改变生成物的浓度(无断点)
3. 改变气体体系的压强(有断点)
①对于正反应为气体体积增大(或减小)的反应
②对于反应前后气体体积不变的反应(有断点)
4. 改变温度(有断点)
对于正反应放热(或吸热)的反应
5. 加催化剂(有断点)
（二）单因素图像
1. 浓度 时间
如A(g)＋B(g) AB(g)
2. 含量 时间 温度(压强)
(C%指某产物的气体体积分数，B%指某反应物的气体体积分数)
（三）双因素图像
(α表示反应物的转化率，φ表示反应物的气体体积分数)
图①，若p1>p2>p3，则正反应为气体体积减小的反应，ΔH<0；
图②，若T1>T2，则正反应为气体体积增大的反应，ΔH<0。
第三节 化学反应进行的方向
化学反应进行方向的判据
（一）焓判据(能量判据)
放热反应过程中体系能量降低，因此具有自发进行的倾向，
科学家提出用焓变(ΔH)来判断反应进行的方向，这就是焓判据(能量判据)。
（二）熵判据
熵：用来度量体系混乱程度的物理量，符号为S。
（三）复合判据（自由能判据）
在等温、等压条件下的封闭体系中，自由能（符号为ΔG，单位为kJ·mol－1）的变化综合反映了体系的焓变和熵变对自发过程的影响：ΔG＝ΔH－TΔS。这时，化学反应总是向自由能减小的方向进行，直到体系达到平衡。
其中，ΔG不仅与焓变和熵变有关，还与温度有关。
第四节 化学反应的调控
工业合成氨
（一）合成氨反应
N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) ΔH＝－92.4 kJ·mol－1
（二）合成氨的工艺流程分析
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第一节 电离平衡
一、强电解质和弱电解质
（一）电解质和非电解质
1.电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。
2非电解质：在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物。
（二）强电解质和弱电解质
1.强电解质：在水溶液中完全电离的电解质，如HNO3，NaOH，NaCl等；
2.弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质，如H2CO3，NH3·H2O，H2O等。
强电解质 弱电解质
相同点 都是电解质，在水溶液中都能电离，都能导电，与溶解度无关
不 同 点 电离程度 完全电离 部分电离
电离过程 不可逆过程 可逆过程
表示方法 电离方程式用“＝” 电离方程式用“ ”
水溶液中微粒存在形式 电离出阴离子、阳离子，不存在电解质分子 电离出阴离子、阳离子，存在电解质分子
实例 （1）强酸：HNO3，H2SO4 （2）强碱：NaOH （3）绝大多数盐：NaCl （1）弱酸：H2CO3 （2）弱碱： NH3·H2O （3）水： H2O
电解质的强、弱与其溶解性无关。难溶的盐如AgCl、CaCO3等，溶于水的部分能完全电离，是强电解质。易溶的如CH3COOH、NH3·H2O等在溶液中电离程度较小，是弱电解质。
二、弱电解质的电离平衡
（一）电离平衡状态
1.概念：在一定条件(如温度、浓度)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到了电离平衡状态。
（二）弱电解质的电离方程式的书写
1.弱电解质电离方程式的书写用“ ”表示。
如NH3·H2O的电离方程式是NH3·H2O NH＋OH－。
2. 多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。
如H2CO3的电离方程式是H2CO3 H＋＋HCO，HCO H＋＋CO，以第一步电离为主。
3.多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。
如Fe(OH)3的电离方程式是Fe(OH)3 Fe3＋＋3OH－。
（三）电离平衡的影响因素
1. 温度：升高温度使电离平衡向电离的方向移动，因为电离一般是吸热过程。
2. 浓度：弱电解质的浓度降低，电离平衡向电离的方向移动，因为离子相互碰撞结合为分子的几率减小。
3. 相同离子的影响：在弱电解质溶液中加入与弱电解质有相同离子的强电解质时，电离平衡逆向移动。
4.加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向电离方向移动。
补充表格：
以0.1 mol/L的CH3COOH溶液为例
实例 CH3COOH CH3COO- + H+
改变条件 平衡移动方向 平衡常数Ka n(H+) c(H+) 导电性 电离度
加水稀释 → 不变 ↑ ↓ ↓ ↑
加少量冰醋酸 → 不变 ↑ ↑ ↑ ↓
通入HCl(g) ← 不变 ↑ ↑ ↑ ↓
加NaOH(s) → 不变 ↓ ↓ ↑ ↑
加入镁粉 （设温度不变） → 不变 ↓ ↓ ↑ ↑
升高温度 → ↑ ↑ ↑ ↑ ↑
加CH3COONa(s) ← 不变 ↓ ↓ ↑ ↓
三、电离平衡常数
（一）概念
在一定温度下，当弱电解质达到电离平衡时，弱电解质电离出的各离子浓度幂之积与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，简称电离常数，用K表示。
（二）表达式
1.醋酸的电离常数表达式是Ka＝。
2.一水合氨的电离常数表达式是Kb＝。
3.H2S在水溶液中分两步电离，即H2S H＋＋HS－、HS－ H＋＋S2－，其电离常数表达式分别为　Ka1＝、Ka2＝。
（三）意义
表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。
（四）电离常数的影响因素
电离常数只与温度有关，升高温度，K值增大；降低温度，K值减小。
第二节 水的电离和溶液的pH
一、水的电离
（一）水的电离
1.水是一种极弱的电解质。
2.水的电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－，简写为H2O H＋＋OH－。
3.水的电离平衡常数K电离＝。
（二）水的离子积常数
1.概念：一定温度下，因为K电离为常数，所以c(H＋)·c(OH－)＝K电离·c(H2O)为一新常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积，记为Kw。
2.表达式Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
3.影响因素
Kw只受温度的影响，与溶液的酸碱性无关；温度升高，Kw增大；25 ℃时，Kw＝1.0×10－14。
（三）外界条件对水的电离平衡的影响
分析下列条件的改变对水的电离平衡H2O H＋＋OH－　ΔH＞0的影响，并填写下表：
改变条件 平衡移动方向 c(H＋) c(OH－) 水的电离程度 Kw
升高温度 右移 增大 增大 增大 增大
加入酸 左移 增大 减小 减小 不变
加入碱 左移 减小 增大 减小 不变
加入CH3COONa固体 右移 减小 增大 增大 不变
加入活泼金属(如Na) 右移 减小 增大 增大 不变
二、溶液的酸碱性与pH
（一）溶液的酸碱性与c(H＋)和c(OH－)的关系
c(H＋)与c(OH－)相对大小 c(H＋)/mol·L－1的范围(25 ℃)
中性溶液 c(OH－)＝c(H＋) c(H＋)＝1.0×10－7
酸性溶液 c(OH－)1.0×10－7
碱性溶液 c(OH－)>c(H＋) c(H＋)<1.0×10－7
（二）溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系
1.pH是c(H＋)的负对数，其表达式是pH＝－lg c(H＋)。
2.溶液的pH、c(H＋)及酸碱性的关系图(25 ℃) ：
3.pH的适用范围：1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1。
（三）溶液酸碱性的测定方法
1. 利用pH试纸测定。使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。
pH试纸的pH范围是1-14，可以识别pH的差值约为1；精密pH试纸的pH范围较窄，可以判别0.2或0.3的pH差值。
2.利用pH计测定。仪器pH计可精确测定试液的pH。
（四）pH的应用
1.医疗上：血液中的pH是诊断疾病的一个重要参数，而利用药物调控血液的pH是辅助治疗的重要手段之一。
2.生活中：人们使用的护发素的主要功能也是调节头发的pH，使之达到适宜的酸碱度。
3.环保领域：酸性和碱性废水的处理常利用中和反应，处理过程中可利用pH自动测定仪进行检测和控制。
4.农业生产中：各种农作物生长都对土壤的pH范围有一定的要求。
5.科学实验和工农业生产中：溶液pH的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。如在用于测定酸碱溶液浓度的酸碱中和反应滴定中，溶液pH的变化是判断滴定终点的依据。
三、酸碱中和滴定
（一）概念和原理
1.概念：是利用中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。
2.原理
在中和反应中，酸提供的H＋与碱提供的OH－之间的物质的量相等。即：c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱，则c(H＋)＝或c(OH－)＝。
3.常见酸碱指示剂的变色范围：
指示剂 变色范围(颜色与pH的关系)
石蕊 <5.0红色 5.0～8.0紫色 >8.0蓝色
酚酞 <8.2无色 8.2～10.0浅红色 >10.0红色
甲基橙 <3.1红色 3.1～4.4橙色 >4.4黄色
4.实验关键
（1）准确测定参加反应酸、碱的体积。
（2）准确判断滴定终点。
（二）主要仪器及使用
1.仪器：滴定管，铁架台，滴定管夹，锥形瓶，烧杯。
仪器a是酸式滴定管， 仪器b是碱式滴定管。
2.滴定管的使用方法
（1）查漏：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。
（2）润洗：在加入反应液之前，洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗2～3遍。（3）装液：分别将反应液加入相应滴定管中，使液面位于滴定管“0”刻度线以上2～3 mL处。
（4）调液面记数据：在滴定管下放一烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分充满反应液，然后调节滴定管液面使其处于某一刻度，准确读取数值并记录。
（三）主要试剂
（1）待测液；（2）标准液；（3）指示剂(一般用酚酞或甲基橙)。
（四）实验操作
以标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例：
1.洗涤：洗涤仪器并进行检漏、润洗。
2.取液：向碱式滴定管中注入待测液氢氧化钠溶液，取一定体积注入锥形瓶中，并加入2～3滴酚酞指示剂；向酸式滴定管中注入标准液盐酸。
3.滴定：在锥形瓶下垫一张白纸，左手控制滴定管的活塞，向锥形瓶中先快后慢地加入标准液(后面逐滴加入)，右手摇动锥形瓶，眼睛观察锥形瓶内溶液的颜色变化。
4.读数：至指示剂发生明显的颜色变化(浅红色变为无色)且半分钟内不变时，停止滴定。平视滴定管中凹液面最低点，读取溶液体积。
5.记录：记录滴定前和滴定终点时滴定管中标准液的刻度，重复滴定2～3次将数据记入表中。
6.计算：以(V终－V始)为消耗的标准液的体积，取2～3次实验结果的平均值，依据
c待＝计算待测液的物质的量浓度。
（五）注意事项
1.滴定操作要点：左手控制活塞或玻璃珠，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。
2.准确判断滴定终点：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，即为滴定终点。
（六）酸碱中和滴定误差分析
1．误差分析依据(一元酸、碱的中和滴定)
中和滴定实验中，产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等，分析误差要根据计算式分析，c待测＝，当用标准酸溶液滴定待测碱溶液时，c标准、V待测均为定值，
c待测的大小取决于V标准的大小。
2．滴定管读数误差分析
滴定管正确的读数方法是视线、刻度线、凹液面最低点在同一水平线上。试分析下列图示读数对滴定结果的影响：
（1）如图Ⅰ，开始仰视读数，滴定完毕俯视读数，滴定结果会偏小。
（2）如图Ⅱ，开始俯视读数，滴定完毕仰视读数，滴定结果会偏大。
3．常见的误差分析
以用标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例：
步骤 操作 c(NaOH)
洗涤 未用标准溶液润洗滴定管 偏高
锥形瓶用待测溶液润洗 偏高
未用待测液润洗取用待测液的滴定管 偏低
锥形瓶洗净后瓶内残留有少量蒸馏水 无影响
读数 滴定前仰视读数或滴定后俯视读数 偏低
滴定前俯视读数或滴定后仰视读数 偏高
滴定 滴定完毕后立即读数，半分钟后颜色又褪去 偏低
滴定前滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后气泡消失 偏高
滴定过程中振荡时有液滴溅出 偏低
滴定过程中，锥形瓶内加少量蒸馏水 无影响
四、酸碱溶液混合后pH的计算方法
（一）强酸、强碱单一溶液pH的计算
1.计算c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃)
①c(H＋)＝nc mol·L－1；
②pH＝－lg c(H＋)＝－lg nc
2.计算c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (25 ℃)
①c(OH－)＝nc mol·L－1；
②c(H＋)＝＝ mol·L－1；
③pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg nc。
（二）酸碱溶液混合后pH的计算
1.强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略)
c(H＋)混＝，然后再求pH。
2.强碱与强碱混合
先计算c(OH－)混＝，
再求c(H＋)混＝，最后求pH。
3.强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略)
①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)。
②酸过量：
先求c(H＋)余＝，再求pH。
③碱过量：
先求c(OH－)余＝，再求c(H＋)＝，最后求pH。
4.总结：
①凡是单一酸溶液、酸酸混合溶液、酸碱混合溶液酸过量时，均直接求c(H＋)，再求pH。
②单一碱溶液、碱碱混合溶液、酸碱混合溶液碱过量时，必须先求c(OH－)，再求c(H＋)，最后求pH。
四、酸碱稀释后的pH变化规律
（一）室温下计算下列酸溶液稀释后的pH
1.pH＝2的盐酸，若加水稀释10倍，其pH为3；若加水稀释10n倍，其pH为2＋n(n≥5时，pH无限接近于7)。
2.若将pH＝5的盐酸加水稀释103倍，其pH接近于7。
3.pH＝2的醋酸溶液，若加水稀释10倍，其pH大小范围应是2（二）室温下计算下列碱溶液稀释后的pH
1.pH＝11的氢氧化钠溶液，若加水稀释10倍，其pH为10；若加水稀释10n倍，其pH为11－n(n≥4时，pH无限接近于7)。
2.pH＝11的氨水，若加水稀释10n倍，其pH大小范围应是(11－n)第三节 盐类的水解
一、盐类水解的实质与规律
（一）盐溶液的酸碱性
通过实验测定室温时下列0.1 mol·L－1盐溶液的pH，填写下表。
盐溶液 盐的类型 溶液pH 酸碱性
NaCl 强酸强碱盐 pH＝7 中性
CH3COONa 弱酸强碱盐 pH>7 碱性
NH4Cl 强酸弱碱盐 pH<7 酸性
（二）盐溶液呈现不同酸碱性的原因
1.CH3COONa水溶液呈碱性的原因
①电离方程式
CH3COONa溶于水完全电离：CH3COONa===CH3COO－＋Na＋。
水的电离：H2O H＋＋OH－。
②水电离平衡的影响
CH3COO－能与H＋结合生成弱电解质CH3COOH。使水的电离平衡向电离的方向移动。
③溶液的酸碱性
溶液中c(H＋)减小，c(OH－)增大，c(H＋)④水解方程式
化学方程式：CH3COONa＋H2O CH3COOH＋NaOH。
离子方程式：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－。
2.NH4Cl溶液呈酸性的原因
①电离方程式
NH4Cl溶于水完全电离：NH4Cl===NH＋Cl－。
水的电离：H2O H＋＋OH－。
②水电离平衡的影响
NH与OH－结合生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向电离的方向移动。
③溶液的酸碱性
溶液中c(OH－)减小，c(H＋)增大，c(H＋)>c(OH－)，故NH4Cl溶液呈酸性。
④水解方程式
化学方程式：NH4Cl＋H2O NH3·H2O＋HCl。
离子方程式：NH＋H2O NH3·H2O＋H＋。
3.NaCl溶液呈中性的原因
NaCl溶于水后电离产生Na＋和Cl－，不能与水电离出的OH－、H＋结合成难电离的物质，水的电离平衡不发生移动，c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。
（三）盐类水解
1.盐类水解的实质
在溶液中盐电离出来的离子(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，使溶液显酸性、碱性或中性。
2.盐类水解的规律
在可溶性盐溶液中：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性。都强显中性，都弱不一定。
常见的“弱”离子
弱碱阳离子：NH、Al3＋、Mg2＋、Zn2＋、Fe3＋、Cu2＋等。
弱酸根离子：CO、HCO、SiO、AlO、SO、HSO、S2－、HS－、ClO－、CH3COO－、F－等。
3.盐类水解的特点
盐类水解的特点可概括为微弱、吸热、可逆。
（四）盐类水解离子方程式的书写
1．书写要求
（1）盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解的离子方程式时，一般用“ ”连接，产物不标“↑”或“↓”。如：
①NaClO：ClO－＋H2O HClO＋OH－；
②(NH4)2SO4：NH＋H2O NH3·H2O＋H＋。
（2）多元弱酸根离子的水解分步进行，水解以第一步为主。如：
Na2CO3：CO＋H2O HCO＋OH－、HCO＋H2O H2CO3＋OH－；
（3）多元弱碱阳离子水解反应过程复杂，只要求一步写到底。如：
AlCl3：Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋。
2．易错辨析
盐类水解离子方程式与其电离方程式辨别的关键：生成离子的种类不同。
盐类水解的离子方程式在形式上一定符合“阴生阴、阳生阳”，即阴离子水解一定生成OH－，阳离子水解一定生成H＋(或H3O＋)。例如：
NaHS电离：HS－＋H2O S2－＋H3O＋
NaHS水解：HS－＋H2O H2S＋OH－
二、影响盐类水解平衡的因素
1. 内因：盐本身的性质：组成盐的弱酸根阴离子相对应的酸越弱(或弱碱阳离子对应的碱越弱)，水解程度就越大。
2.外因：受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。
①温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，盐的水解程度增大。
②浓度：稀释盐溶液，可以促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大。
③外加酸碱：水解呈酸性的盐溶液，加碱会促进水解；加入酸则抑制水解。水解呈碱性的盐溶液，加碱会抑制水解；加酸会促进水解。
④外加盐：加入与盐的水解性质相反的盐会使盐的水解程度增大。
三、盐类水解的应用
1．在工农业生产和日常生活中的应用
（1）热的纯碱液去油污效果更好
用纯碱溶液清洗油污时，加热能促进Na2CO3的水解，溶液中c(OH－)增大。
（2）明矾(铝盐)用作净水剂
明矾[KAl(SO4)2·12H2O]溶于水电离产生的Al3＋水解，生成的Al(OH)3胶体吸附水中悬浮的杂质而使水变澄清。有关的离子方程式是Al3＋＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H＋。
（3）泡沫灭火原理
泡沫灭火器中分别盛装Al2(SO4)3溶液与小苏打溶液，使用时两者混合发生水解相互促进反应，产生CO2气体和Al(OH)3沉淀，将燃烧物质与空气隔离开，其水解的离子方程式为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
（4）铵态氮肥不能与草木灰混合使用
NH与CO水解相互促进放出氨气而降低铵态氮肥的肥效。
（5）工业制备物质
①工业制备某些无水盐时，不能用蒸发结晶的方法，如由MgCl2·6H2O制无水MgCl2要在HCl气流中加热，否则：MgCl2·6H2O===Mg(OH)Cl＋HCl↑＋5H2O。
②利用水解反应来制纳米材料，如用TiCl4制备TiO2：TiCl4＋(x＋2)H2O(过量) TiO2·xH2O↓＋4HCl。制备时加入大量的水，同时加热，促进水解趋于完全，所得TiO2·xH2O经焙烧得TiO2。
2．在化学实验中的应用
（1）配制可水解的盐溶液
某些强酸弱碱盐在配制溶液时因水解而浑浊，需加相应的酸来抑制水解，如在配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸来抑制FeCl3水解。
（2）可水解盐溶液的贮存
某些弱酸强碱盐水解呈碱性，用玻璃试剂瓶贮存时，不能用玻璃塞，如Na2CO3溶液、NaF溶液等不能贮存于磨口玻璃瓶中，应贮存于带橡胶塞的试剂瓶中。
（3）判断加热浓缩某些盐溶液的产物
如加热浓缩FeCl3溶液，FeCl3水解生成Fe(OH)3和HCl，由于盐酸易挥发，使水解平衡向右移动，蒸干后得到的物质为Fe(OH)3。
（4）制备Fe(OH)3胶体
将饱和FeCl3溶液滴入沸水中因水解而得到红褐色Fe(OH)3胶体。
（5）判断溶液中离子能否大量共存
溶液中某些水解显酸性的离子与某些水解显碱性的离子之间因双水解相互促进而不能大量共存。常见的发生双水解的离子如下：
Al3+与CO、HCO、AlO、S2－、HS－
Fe3+与CO、HCO、AlO
NH4+与AlO
（6）物质的提纯
如除去氯化镁酸性溶液中的氯化铁，可加入MgO或Mg(OH)2或MgCO3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。
（7）判断盐所对应酸的相对强弱
如相同浓度的NaA和NaB两种盐溶液，其pH前者大于后者，则酸性HA＜HB。
（8）判断酸碱中和反应至中性时酸或碱的相对用量
如用氨水与盐酸反应至pH＝7时，氨水过量，醋酸与氢氧化钠反应至中性时，醋酸过量。
六、电解质溶液中的三个守恒关系
1．电荷守恒关系
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，n(正电荷)＝n(负电荷)，即：n(Na＋)＋n(H＋)＝2n(CO)＋n(HCO)＋n(OH－)，两边同时除以体积，有c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)。
2．物料守恒关系
电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离成其他离子或分子，离子种类增多，但原子总数是守恒的，如Na2CO3溶液中n(Na＋)与n(C)为2∶1，CO水解后碳元素以CO、HCO、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系为c(Na＋)＝2c(HCO)＋2c(H2CO3)＋2c(CO)。
3．质子守恒关系
质子守恒是根据水电离出的c(OH－)＝c(H＋)，溶液中的H＋或OH－虽与其他离子结合而以不同的形式存在，但其总量相同。如在Na2CO3溶液中有关系式：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)。
四、溶液中离子浓度的大小比较
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
（1）HClO溶液中存在的平衡有：HClO H＋＋ClO－，H2O H＋＋OH－，溶液中微粒有H2O、HClO、H＋、OH－、ClO－，由于HClO电离程度小，且H2O的电离程度更小，所以溶液中微粒浓度由大到小的顺序(H2O除外)是c(HClO)>c(H＋)>c(ClO－)>c(OH－)。
（2）碳酸的电离方程式是H2CO3 HCO＋H＋，HCO H＋＋CO。碳酸溶液中存在的微粒有H2O、H2CO3、H＋、HCO、CO、OH－。
碳酸是弱酸，第一步电离很微弱，第二步电离更微弱。推测其溶液中粒子浓度由大到小的顺序(水分子除外)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
（1）氯化铵溶液
①先分析NH4Cl溶液中的电离、水解过程。
电离：NH4Cl===NH＋Cl－、H2OH＋＋OH－。
水解：NH＋H2O NH3·H2O＋H＋。
判断溶液中存在的离子有NH、Cl－、H＋、OH－。
②再根据其电离和水解程度的相对大小，比较确定氯化铵溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－)。
（2）碳酸钠溶液
①分析Na2CO3溶液中的电离、水解过程：
电离：Na2CO3===2Na＋＋CO、H2O H＋＋OH－。
水解：CO＋H2O HCO＋OH－、HCO＋H2O H2CO3＋OH－。
溶液中存在的离子有Na＋、CO、HCO、OH－、H＋。
②溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋)。
（3）碳酸氢钠溶液
①分析NaHCO3溶液中的电离、水解过程：
电离：NaHCO3===Na＋＋HCO、HCO H＋＋CO、H2O H＋＋OH－。
水解：HCO＋H2O H2CO3＋OH－。
溶液中存在的离子有Na＋、HCO、CO、H＋、OH－。
②由于HCO的电离程度小于HCO的水解程度，所以溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(HCO)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO)。
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NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合
反应的化学方程式：NH4Cl＋NaOH===NH3·H2O＋NaCl；溶液中存在的离子有Na＋、Cl－、NH、OH－、H＋；其浓度由大到小的顺序是
c(Na＋)＝c(Cl－)>c(OH－)>c(NH)>c(H＋)。
（2）物质的量浓度相同的NH4Cl溶液、氨水等体积混合后不发生反应，溶液中的溶质为NH4Cl、NH3·H2O，由于NH3·H2O的电离程度大于NH的水解程度，所以溶液呈碱性；溶液中存在的离子有NH、Cl－、OH－、H＋；其浓度由大到小的顺序是c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。
（3）物质的量浓度相同的CH3COONa溶液和NaClO溶液等体积混合，溶液中的溶质为CH3COONa、NaClO，溶液中存在的离子有Na＋、ClO－、CH3COO－、H＋、OH－，由于ClO－的水解程度大于CH3COO－的水解程度，所以溶液中离子浓度由大到小的顺序为c(Na＋)>c (CH3COO－)>c(ClO－)>c(OH－)>c(H＋)。
（4）物质的量浓度相同的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液等体积混合，溶液中的溶质为Na2CO3和NaHCO3，由于CO的水解程度大于HCO的水解程度，所以溶液中离子浓度由大到小的顺序为c(Na＋)>c(HCO)>c(CO)>c(OH－)>c(H＋)。
第四节 沉淀溶解平衡
一、难溶电解质的溶解平衡
1．AgCl沉淀溶解平衡的建立
（1）在装有少量难溶的AgCl白色固体的试管中，加入约5 mL蒸馏水，充分振荡后静置。
①取约2 mL上层清液于另一试管中，滴加浓盐酸，观察到的现象是有白色沉淀生成。
②由上述实验得出的结论是原上层清液中含有Ag＋。
（2）表示方法：
（3）图像：
（4）反应完全的标志
对于常量的化学反应来说，化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于1.0×10－5 mol·L－1时，沉淀就达完全。
2．影响因素
（1）内因：电解质本身的性质
溶解性 易溶 可溶 微溶 难溶
溶解度 >10g 1g - 10g 0.01g – 1g <0.01g
①物质在水中“溶”与“不溶”是相对的，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易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。
（2）外因：同样满足勒夏特列原理。
①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。多数难溶电解质的溶解度随温度的升高而
增大，升高温度，平衡向溶解方向移动；但也有少数电解质，溶解度随温度升高而
减小，如Ca(OH)2的溶解平衡，升高温度，平衡向沉淀方向移动。
③同离子效应：若向沉淀溶解平衡体系中加入相同的离子，平衡向生产沉淀的方向移动。若向沉淀溶解平衡体系中加入某些离子，可与体系中某些离子反应生成难溶的物质或气体，则平衡向溶解的方向移动。
④其他：加入可与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，溶解平衡向溶解方向移
动。
二、溶度积常数
1．概念
在一定温度下，沉淀达溶解平衡后的溶液为饱和溶液，其离子浓度不再发生变化，溶液中各离子浓度幂之积为常数，叫做溶度积常数(简称溶度积)，用Ksp表示。
2．表达式
AmBn(s) mAn＋(aq)＋nBm－(aq)
Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)。
如Fe(OH)3的Ksp＝c(Fe3＋)·c3(OH－)。
3．意义
Ksp的大小反映难溶电解质的溶解能力。
①相同类型的难溶电解质，溶度积小的电解质，其溶解能力小。
②不同类型的难溶电解质，溶度积小的电解质，其溶解能力不一定比溶度积大的溶解能力小。
4．应用——溶度积规则
通过比较溶度积与溶液的离子积Qc的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解：
Qc>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。
Qc＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。
Qc5．影响因素
溶度积Ksp值的大小只与难溶电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关。
三、沉淀的生成与溶解
1．沉淀的生成
（1）沉淀生成的应用
在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理等领域中，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。
（2）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至7～8，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，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↓。
c．同离子效应法：增大溶解平衡中离子浓度，使平衡向沉淀的方向移动。
2．沉淀的溶解
（1）沉淀溶解的原理
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溶解平衡体系中的相应离子，使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、Mg(OH)2等。
如CaCO3难溶于水，却易溶于盐酸，原因是：CaCO3在水中存在溶解平衡为CaCO3(s) Ca2＋(aq)＋CO(aq)，当加入盐酸后发生反应：CO＋2H＋===H2O＋CO2↑，c(CO)降低，溶解平衡向溶解方向移动。
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。
四、沉淀的转化
沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。一般是难溶的沉淀转化成更难溶的沉淀容易。两种沉淀的溶解程度差别越大，沉淀转化越容易。
1.方法：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。
使平衡向溶解的方向移动。
2.示例：根据难溶电解质的溶解度的大小：
AgCl在水中存在沉淀溶解平衡：
AgCl（s） Ag+（aq）+Cl-（aq） Ksp＝1.8×10-10
AgI在水中存在沉淀溶解平衡：
AgI（s） Ag+（aq）+I-（aq） Ksp＝8.5×10-17
由上可知，在水中Ksp（AgI）远小于Ksp（AgCl），即AgI在水中的溶解程度远比AgCl的溶解程度小。当向AgCl沉淀中滴加KI溶液时，溶液中Ag+与I-的离子积Q（AgI）＞Ksp（AgI），因此，Ag+与I-结合生成AgI沉淀，导致AgCl的沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，直至建立新的沉淀溶解平衡。
反应的离子方程式表示为：
I-（aq）+AgCl（s） AgI（s）+Cl-（aq）
五、沉淀转化的应用
1.锅炉除水垢
水垢CaSO4
有关化学方程式：CaSO4(s)＋Na2CO3(aq) CaCO3(s)＋Na2SO4(aq)、
CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑。
2.自然界中矿物的转化
如原生铜硫化物CuSO4(溶液)CuS(铜蓝)
有关化学方程式：ZnS(s)＋CuSO4(aq) CuS(s)＋ZnSO4(aq)，
PbS(s)＋CuSO4(aq) CuS(s)＋PbSO4(s)。
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)。
4.水垢的形成
硬水煮沸形成的水垢主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，说明它形成的原因(用化学方程式表示)。
，
，
。
第四章 化学反应与电能
第一节 原电池
一、原电池的工作原理
1．原电池的构造与工作原理
铜锌原电池如图所示，请回答下列问题：
→
单液原电池中氧化反应和还原反应并没有完全隔开，如锌和接触的稀硫酸发生反应，电流会逐渐衰减，因此设计了双液原电池避免这个现象。
（1）有关的实验现象
①锌片逐渐溶解，铜片逐渐加厚变亮；
②电流表的指针发生偏转，装置中的能量变化是化学能转化为电能；
③硫酸铜颜色变浅。
（2）电极名称和电极反应
①锌电极为负极，发生氧化反应，电极反应式是Zn－2e－===Zn2＋；
②铜电极为正极，发生还原反应，电极反应式是Cu2＋＋2e－===Cu；
③电池总反应的离子方程式是Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu。
（3）电子流动方向和电流方向
①外电路：电子由锌电极(负极)经过导线流向铜电极(正极)，电流由铜电极(正极)流向锌电极(负极)；
②内电路：阳离子移向铜电极(正极)，阴离子移向锌电极(负极)。
硫酸锌溶液中：Zn2＋向盐桥移动；
硫酸铜溶液中：Cu2＋向铜极移动；
盐桥中：K＋移向正极区(CuSO4溶液)，Cl－移向负极区(ZnSO4溶液)。
盐桥的作用：使Cl-向负极方向移动，K+向正极方向移动，使Zn2+盐和Cu2+盐溶液一直保持电中性，从而使电子不断从Zn极流向Cu极。
（4）原电池构成的条件：具有活动性不同的两个电极，二者直接或间接地连在一起，插
入电解质溶液或熔融电解质中，且能自发地发生氧化还原反应。
（5）原电池工作原理示意图
2.原电池原理的应用
（1）比较金属活动性强弱
对于酸性电解质，一般是负极金属的活动性较强，正极金属的活动性较弱。
例如：a和b两种金属，用导线连接后插入稀硫酸中，观察到a极溶解，b极上有气泡产生，则a为负极，b为正极，金属活动性a>b。
（2）加快氧化还原反应的速率
构成原电池的反应速率比直接接触的反应速率快。
例如：实验室制取氢气时，粗锌比纯锌与稀硫酸反应速率快；或向溶液中滴入几滴硫酸铜溶液，产生氢气的速率加快。
（3）设计化学电池
①理论上，任何自发的氧化还原反应都可以设计成原电池。
②外电路：还原性较强的物质在负极上失去电子，氧化性较强的物质在正极上得到电子。
③内电路：将两电极浸入电解质溶液中，阴、阳离子作定向移动。
二、化学电源
1．化学电池的分类
（1）化学电池按其使用性质常分为如下三类：
①一次电池：又叫干电池，活性物质消耗到一定程度就不能再使用。
②二次电池：又称充电电池或蓄电池，放电后可以再充电使活性物质获得再生。
③燃料电池：一种连续将燃料和氧化剂的化学能直接转化为电能的化学电池。
（2）化学电池按其电解质性质可分为中性电池、酸性电池、碱性电池。
2．判断电池优劣的主要标准
（1）比能量：单位质量或单位体积所能输出电能的多少，单位是(W·h)·kg－1或(W·h)·L－1。
（2）比功率：单位质量或单位体积所能输出功率的大小，单位是W·kg－1或W·L－1。
（3）电池可储存时间的长短。
3．化学电池的回收利用
使用后的废弃电池中含有大量的重金属和酸碱等有害物质，随处丢弃会给土壤、水源等造成严重的污染。废弃电池要进行回收利用。
三、常见的化学电源
1．一次电池
（1）碱性锌锰电池是一种常用的一次电池，总反应式为
Zn＋2MnO2＋2H2O===2MnOOH＋Zn(OH)2 。
①负极是Zn，正极是MnO2，电解质溶液是KOH溶液；
②负极反应式是Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2；
③正极反应式是2MnO2＋2H2O＋2e－===2MnOOH＋2OH－。
（2）锌银电池具有比能量大、电压稳定、储存时间长等特点，总反应式为
Zn＋Ag2O＋H2O===Zn(OH)2＋2Ag。
①负极反应式是Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2；
②正极反应式是Ag2O＋H2O＋2e－===2Ag＋2OH－。
2．二次电池
铅蓄电池是常见的二次电池，其放电反应和充电反应表示如下：
Pb(s)＋PbO2(s)＋2H2SO4(aq)2PbSO4(s)＋2H2O(l)
（1）负极是Pb，正极是PbO2，电解质溶液是H2SO4溶液。
（2）放电反应原理
①负极反应式是Pb(s)＋SO(aq)－2e－===PbSO4(s) ；
②正极反应式是PbO2(s)＋4H＋(aq)＋SO(aq)＋2e－===PbSO4(s)＋2H2O(l)；
③放电过程中，负极质量的变化是增大，电解质溶液pH的变化是增大。
（3）充电反应原理
①阴极(发生还原反应)反应式是 PbSO4(s)＋2e－===Pb(s)＋SO(aq) ；
②阳极(发生氧化反应)反应式是PbSO4(s)＋2H2O(l)－2e－===PbO2(s)＋4H＋(aq)＋SO(aq) ；
③充电时，铅蓄电池正极与直流电源正极相连，负极与直流电源负极相连。
3．燃料电池
燃料电池是一种连续地将燃料和氧化剂的化学能直接转化为电能的化学电源，又称连续电池，一般以天然燃料或其它可燃物质如H2、CH4等作为负极反应物质，以O2作为正极反应物质而形成的。燃料电池体积小、质量轻、功率大，是正在研究的新型电池之一。
（1）氢氧燃料电池
主要用于航天领域，是一种高效低污染的新型电池，一般用金属铂（是一种惰性电极，并具有催化活性）或活性炭作电极，用40%的KOH溶液作电解质溶液。其电极反应式为：
负极：2H2 + 4OH- ― 4e- = 4H2O 正极：O2 + 2H2O +4e- = 4OH-
总反应式为：2H2 + O2 = 2H2O
（2）甲烷燃料电池
用金属铂作电极，用KOH溶液作电解质溶液。其电极反应式为：
负极：CH4 + 10 OH-― 8e- =CO32- +7H2O 正极：2O2 + 4H2O +8e- =8OH-
总反应式为：CH4 + 2O2 +2KOH=K2CO3+ 3H2O
（3）甲醇燃料电池
一种由甲醇和氧气以及强碱作为电解质溶液的新型手机电池，电量是现有镍氢电池或锂电池的10倍。其电极反应式为：
负极：2CH4O + 16OH-―12e- =2CO32- +12H2O 正极：3O2 + 6H2O +12e- = 12OH-
总反应式为：2CH4O + 3O2 +4OH- =2CO32-+ 6H2O
（4）固体氧化物燃料电池
该电池是美国西屋公司研制开发的，它以固体氧化锆—氧化钇为电解质，这种固体电解质在高温下允许O2-在其间通过。其电极反应式为：
负极：2H2 + 2O2- － 4e- = 2H2O 正极：O2 +4e- = 2O2-
总反应式为：2H2 + O2 = 2H2O
（5）熔融盐燃料电池
该电池用Li2CO3和Na2CO3熔融盐混合物作电解质，CO为阳极燃气，空气与CO2的混合气为阴极助燃气，制得在650℃下工作的燃料电池。熔融盐燃料电池具有高的发电效率，因而受到重视。其电极反应式为：
负极：2CO + 2CO32- - 4e- =4CO2 正极：O2 + 2CO2 + 4e- =2CO32-
总反应式为：2CO + O2 = 2CO2
第二节 电解池
一、电解原理
1. 电解和电解池
（1）电解：使电流通过电解质溶液或熔融电解质而在阳极、阴极上引起氧化还原反应的过程。
（2）电解池：在外加电源的作用下，将电能转化为化学能的装置。
（3）电解池的电极名称
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。
例：电解氯化铜溶液的装置
阴极：Cu2++2e－= Cu （还原反应）
阳极：2Cl－-2e－= Cl2↑ （氧化反应）
电解CuCl2溶液的化学方程式就是阴、阳两个电极反应的总和。
Cu2++2Cl－Cu + Cl2↑
（4）电解池的构成条件：
①具有直流电源； ②两个电极(阴极、阳极)；
③电解质溶液或熔融电解质； ④形成闭合回路。
（5）电子和离子移动方向
①电子：从电源负极流向电解池的阴极，从电解池的阳极流向电源的正极。
②离子：阳离子移向电解池的阴极；阴离子移向电解池的阳极。
2．电极反应规律
（1）阳极上失电子的规律（阳极产物的判断）
应首先看电极材料是惰性电极，还是活性电极；
如是惰性电极，则由溶液中的阴离子失电子，阴离子还原性越强越易失电子，阴离子放电顺序为：S2->I－>Br－>Cl－>OH－>最高价含氧酸根离子；
如是活性电极（金属活动性顺序表Ag之前），则这些金属首先失去电子进入溶液，此时溶液中其他离子不再失电子。可总结为：活泼阳极（阳极）> S2->I－>Br－>Cl－>OH->最高价含氧酸根离子>F-
注意：非最高价含氧酸根离子的放电能力一般比OH-要强，如SO32-等。
（2）阴极上得电子的规律（阴极产物的判断）
阴极上只能由溶液中阳离子获得电子，阳离子氧化性越强越易得电子
阳离子放电顺序一般为：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(酸)>Fe2+>Zn2+>H+(盐溶液)
（3）变价的金属
Fe在作阳极发生氧化反应时电极反应为：Fe－2e－=Fe2+
3．酸、碱、盐溶液电解规律(惰性电极)
用惰性电极电解下列酸、碱、盐溶液，请填写下表：
电解类型 电解水型 电解质分解型 放氢生碱型 放氧生酸型
电解质 类型 含氧酸、强碱、活泼金属的含氧酸盐（如NaOH、H2SO4、K2SO4等） 无氧酸（除HF外）、不活泼金属的无氧酸盐（氟化物除外）的电解，如HCl、CuCl2等 活泼金属的无氧酸盐（氟化物除外）溶液的电解，如NaCl、MgBr2 不活泼金属的含氧酸盐溶液的电解，如CuSO4、AgNO3等
电极反应 阴极：4H++4e－=2H2↑ 阳极：4OH－－4e－= O2↑+2H2O 阴极：Cu2++2e－=Cu 阳极：2Cl-－2e－=Cl2↑ 阴极：2H++2e－=H2↑ 阳极：2Cl－-2e－=Cl2↑ 阴极：2Cu2++4e－=Cu 阳极：4OH－－4e－= O2↑+2H2O
总反应 2H2O2H2↑+O2↑ CuClCu+Cl2↑ 2NaCl+2H2O 2NaOH+H2↑+Cl2↑ 2CuSO4+2H2O 2Cu+O2↑+2H2SO4
电解产物 阴极产物：H2； 阳极产物：O2 阴极产物：酸为H2，盐为金属；阳极产物：卤素等非金属单质 阴极产物：碱和H2； 阳极产物：卤素等非金属单质 阴极产物：析出不活泼金属单质；阳极产物是该盐对应的含氧酸和氧气
pH变化 原来酸性的溶液pH变小，原来碱性的溶液pH变大，强酸（含氧酸）强碱的正盐溶液pH不变。 如电解无氧酸溶液pH变大但不会超过7；如为盐溶液的电解则视无氧酸根的情况而定。 电解液pH显著变大 溶液pH显著变小
复原 加入H2O 加入物质为原溶质 加入卤化氢，如电解饱和食盐水，要使电解质溶液复原需加入HCl 不活泼金属的氧化物（金属价态与原盐中相同）。如电解CuSO4溶液，复原需加入CuO。
二、电解原理的应用
1．氯碱工业
（1）概念：用电解饱和氯化钠溶液的方法来制取氢氧化钠、氢气和氯气，并以它们为原料生产一系列化工产品的工业，称为氯碱工业。
（2）原理：
①通电前，氯化钠溶液中含有的离子是Na＋、Cl－、H＋、OH－。
通电时，移向阳极的离子是Cl－、OH－，移向阴极的离子是Na＋、H＋。
②阳极反应式为2Cl－－2e－===Cl2↑；
阴极反应式为2H＋＋2e－===H2↑；
因H＋放电，促进了水的电离，使阴极区溶液显碱性。
③电解的总反应式
化学方程式为2NaCl＋2H2OH2↑＋Cl2↑＋2NaOH；
离子方程式为2Cl－＋2H2OH2↑＋Cl2↑＋2OH－。
（3）氯碱工业生产流程
①阳离子交换膜电解槽
②阳离子交换膜的作用：只允许Na＋等阳离子通过，不允许Cl－、OH－等阴离子及气体分子通过，可以防止阴极产生的氢气与阳极产生的氯气混合发生爆炸，也能避免氯气与阴极产生的氢氧化钠反应而影响氢氧化钠的产量。
2．电镀
（1）电镀的概念：利用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的加工工艺。
电镀的主要目的是使金属增强抗腐蚀能力，增加表面硬度和美观。
（2）某电镀铜实验装置(电镀池)如图所示。
①铜片为镀层金属，与直流电源的正极相连，作阳极；
铁件为待镀金属，与直流电源的负极相连，作阴极；
硫酸铜溶液为电镀液，含有镀层金属离子。
②阳极反应式为Cu－2e－===Cu2＋；
阴极反应式为Cu2＋＋2e－===Cu。
③可观察到的现象是铁件表面镀一层红色的铜，铜片不断溶解。
④硫酸铜溶液浓度的变化是不变。
（3）电镀的特点是阳极参与电极反应，电镀过程中相关离子的浓度、溶液pH等保持不变。
3．电解精炼铜
（1）粗铜中往往含有铁、锌、银、金等多种杂质，常用电解的方法进行精炼。电解池的构成是用粗铜作阳极，用纯铜作阴极，用硫酸铜溶液作电解质溶液。
（2）阳极反应式为Cu－2e－==Cu2＋、Zn－2e－==Zn2＋、Fe－2e－==Fe2＋等；
阴极反应式为Cu2＋＋2e－==Cu。
（3）电解精炼铜的原理：粗铜中比铜活泼的金属锌、铁等，失去电子形成阳离子而溶解(残留在溶液中)；比铜不活泼的金属银、金等，以金属单质的形式沉积在电解槽的底部(形成阳极泥)；粗铜中的铜在纯铜上析出。
4．电冶金
（1）金属冶炼的本质：使矿石中的金属离子获得电子，从它们的化合物中还原出来。如Mn＋＋ne－==M。
（2）电解法用于冶炼较活泼的金属(如钾、钠、镁、铝等)，但不能电解其盐溶液，应电解其熔融态。
如：电解熔融的氯化钠可制取金属钠：
阳极反应式为2Cl－－2e－===Cl2↑；
阴极反应式为2Na＋＋2e－===2Na；
总反应方程式为2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑。
四、电解的有关计算
1．计算的原则
（1）阳极失去的电子数等于阴极得到的电子数。
（2）串联电路中通过各电解池的电子总数相等。
（3）电源输出的电子总数和电解池中转移的电子总数相等。
2．计算的方法
（1）得失电子守恒法计算：用于串联电路、通过阴阳两极的电量相同等类型的计算，其依据是电路上转移的电子数相等。
（2）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比例式计算。
（3）关系式计算：借得失电子守恒关系建立已知量与未知量之间的桥梁，建立计算所需的关系式。
3．计算的步骤
（1）正确书写电极反应式(要注意阳极材料)。
（2）当溶液中有多种离子共存时，要确定放电离子的先后顺序。
（3）最后根据得失电子守恒进行相关的计算。
第三节 电化学的综合应用
一、金属的腐蚀
1．金属的腐蚀
（1）概念：金属与周围的气体或液体物质发生氧化还原反应而引起损耗的现象。其实质是金属原子失去电子变为阳离子，金属发生氧化反应。
（2）根据与金属接触的气体或液体物质不同，金属腐蚀可分为两类：
①化学腐蚀：金属与接触到的干燥气体(如O2、Cl2、SO2等)或非电解质液体(如石油)等直接发生化学反应而引起的腐蚀。腐蚀的速率随温度升高而加快。
②电化学腐蚀：不纯的金属跟电解质溶液接触时，会发生原电池反应，比较活泼的金属失去电子而被氧化。
2．钢铁的电化学腐蚀
根据钢铁表面水溶液薄膜的酸碱性不同，钢铁的电化学腐蚀分为析氢腐蚀和吸氧腐蚀：
（1）析氢腐蚀：当钢铁表面的电解质溶液酸性较强时，腐蚀过程中有氢气放出。
①负极反应式为Fe－2e－===Fe2＋；
②正极反应式为2H＋＋2e－===H2↑；
③总反应方程式为Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑。
（2）吸氧腐蚀：当钢铁表面的电解质溶液呈中性或呈弱酸性并溶有一定量的氧气时，将会发生吸氧腐蚀。
①负极反应式为2Fe－4e－===2Fe2＋；
②正极反应式为2H2O＋O2＋4e－===4OH－；
③总反应方程式为2Fe＋2H2O＋O2===2Fe(OH)2。
铁锈(Fe2O3·xH2O)的形成：4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3,2Fe(OH)3===Fe2O3·xH2O＋(3－x)H2O。
二、金属的防护
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。例如，把铬、镍等加入普通钢中制成不锈钢产品；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。如采用喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面钝化等方法，使金属与空气、水等物质隔离，防止金属被氧化腐蚀。
3．电化学保护法
（1）牺牲阳极法——原电池原理
如图1所示，在被保护的钢闸门上装上若干金属锌块(比铁活泼)，锌块作原电池的负极；钢闸门作原电池的正极。
图1
(2)外加电流法——电解原理
如图2所示，被保护的钢闸门作阴极，与电源的负极相连；惰性电极作阳极，与电源的正极相连。
图2
三、离子交换膜
离子交换膜又叫隔膜，由高分子特殊材料制成，交换膜使离子选择性定向迁移(目的是平衡整个溶液的离子浓度或电荷)。
注解：只能通过水分子和特定离子。
1．作用
(1)能将两极区隔离，阻止两极区产生的物质接触，防止发生化学反应。
拓展：常应用于一些与电解池相关的工业生产。
(2)能选择性地允许通过离子，起到平衡电荷、形成闭合回路的作用。
2．分类与应用
3．两种常考的带膜装置
(1)三室电解池
利用三室电解装置制备NH4NO3，其工作原理如图所示。
阴极的NO被还原为NH：NO＋5e－＋6H＋===NH＋H2O，NH通过阳离子交换膜进入中间室；
阳极的NO被氧化为NO：NO－3e－＋2H2O===NO＋4H＋，NO通过阴离子交换膜进入中间室。根据电路中转移电子数相等可得电解总反应：8NO＋7H2O3NH4NO3＋2HNO3，为使电解产物全部转化为NH4NO3，补充适量NH3可以使电解产生的HNO3转化为NH4NO3。
注解：利用口诀“阴阳相吸”
(2)多室电解池
利用“四室电渗析法”制备H3PO2(次磷酸)，其工作原理如图所示：
电解稀硫酸的阳极反应式：2H2O－4e－===O2↑＋4H＋，产生的H＋通过阳离子交换膜进入产品室，原料室中的H2PO穿过阴离子交换膜进入产品室，与H＋结合生成弱电解质H3PO2；电解NaOH稀溶液的阴极反应式：4H2O＋4e－===2H2↑＋4OH－，原料室中的Na＋通过阳离子交换膜进入阴极室。
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