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苏教版高二化学选修一全册知识点清单
专题一 化学反应与能量
第一单元 化学反应的热效应
一、化学反应的焓变
1．体系、内能和焓
(1)体系和环境：被研究的物质系统称为体系，体系以外的其他部分称为环境或外界。
(2)内能：
①概念：物质的量确定的体系中，物质的各种能量总和称为内能。
②内能的影响因素：
内能受温度、压强、物质的聚集状态和组成的影响。状态发生改变时，内能就会发生变化。
③内能的特点：
内能的绝对值无法直接测得，内能的变化可以通过变化过程中体系吸收(或放出)的热对内(或外)所做的功的形式表现出来。
(3)焓和焓变
①焓是与内能有关的物理量，用符号H表示。
②焓的数值的变化称为焓变，用符号ΔH表示。
2．化学反应的焓变
(1)反应热：在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同温度时，吸收或放出的热量称为化学反应的热效应，也称反应热。
(2)化学反应的焓变
①概念：在恒压条件下，化学反应过程中吸收或放出的热称为反应的焓变。
②焓变的符号：ΔH，常用单位：kJ·mol－1。
③化学反应的焓变与温度、压强、反应物及生成物的聚集状态等因素有关。
3．化学反应中的能量变化
(1)化学反应中的能量变化
若反应物的能量小于生成物的能量，则反应过程中吸收能量；若反应物的能量大于生成物的能量，则反应过程中放出能量。
下图中，图1表示放热反应，图2表示吸热反应。
　
(2)放热反应和吸热反应
吸收热的反应称为吸热反应，吸热反应的ΔH>0。
放出热的反应称为放热反应，反热反应的ΔH<0。
4．记忆常见的放热反应和吸热反应
放热反应 吸热反应
①可燃物的燃烧 ②酸碱中和反应 ③金属与酸的置换反应 ④物质的缓慢氧化 ⑤铝热反应 ⑥大多数化合反应 ①弱电解质的电离 ②盐类的水解反应 ③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应 ④C和H2O(g)、C和CO2的反应 ⑤大多数分解反应
注意：物质在发生物理变化时，也会放出或吸收能量。
常见的放热过程有：①浓硫酸稀释、NaOH溶于水；②物态变化：气态→液态→固态
常见的吸热过程有：①NH4NO3溶于水；②弱电解质的电离；③物态变化：固态→液态→气体
5．热化学方程式
(1)概念：热化学方程式是指能够表示反应热的化学方程式。
(2)意义：热化学方程式不仅表示化学反应中的物质变化，也表示了能量变化。还说明了物质的“量”与“能量”之间的数量关系。
H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1表示的意义是在25 ℃、101 kPa下，1 mol 气态H2与 mol 气态O2反应生成1 mol液态水时，放出的热量是285.8 kJ。
(3)热化学方程式的书写
①标明反应物和生成物的温度、压强和聚集状态。若不标明温度和压强，则表示在25℃，101kPa条件时的反应热。
②标注反应物和生成物的聚集状态，固态、液态、气态和溶液态分别用s、l、g和aq表示。
③化学式前面的化学计量数表示物质的量，可以用整数和分数表示。
④同一化学反应，物质的化学计量数不同，反应的ΔH 也不同。
⑤在热化学方程式的右边注明ΔH的正负号(正号常省略)、数值和单位。
⑥若一个反应的焓变ΔH =akJ·mol-1， 则其逆反应的焓变ΔH =—akJ·mol-1。
6．化学键与化学反应能量变化的关系
(1)化学反应能量变化的本质
①化学反应中中的能量变化，本质上是由于化学变化中旧化学键断裂时吸收的能量和新化学键形成时释放的能量不同造成的。
②化学键与化学反应能量变化的关系
(2)用键能数据计算化学反应的反应热
用键能计算ΔH时，ΔH=反应物的总键能—生成物的总键能，其中：
各物质的键能=该物质的物质的量×化学键数目之和。
二、反应热的测量与计算
1．反应热的测量
(1)实验原理
通过测定一定量的酸、 碱溶液在反应前后温度的变化，计算反应放出的热量，由此求得反应热。
(2)实验装置(如图)
(3)实验步骤
①用量筒量取50 mL 0.50 mol·L－1盐酸，倒入简易量热计中，测量并记录盐酸的温度(t1)。
②另取一量筒量取50 mL 0.50 mol·L－1 NaOH溶液，测量并记录氢氧化钠溶液的温度(t2)。
③将量筒中的氢氧化钠溶液迅速倒入盛有盐酸的简易量热计中，立即盖上盖板。用环形玻璃搅拌棒轻轻搅拌，并准确读出反应体系的最高温度(t3)。
(4)实验数据处理
假设溶液的比热与水的比热相等，溶液的密度与水的密度相等，忽略量热计的比热。
①反应体系的温度变化：Δt = t3-/(℃)
②反应体系的热容：C=(VHCl·ρHCl+ VNaOH·ρNaOH)×4.18/(J·℃-1)
③反应热ΔH= —/(kJ·mol-1)
(5)反应热的测量实验要点
①使用隔热层(碎泡沫塑料或纸条)及杯盖——减少热量损失。
②量取反应物，测反应前温度——要用NaOH稀溶液、稀盐酸。
③混合反应物，测反应后温度——测反应后混合液的最高温度。
④重复实验2~3次，减小系统误差。
2．中和反应反应热
(1)中和反应的反应热：
①概念：中和反应的反应热是指酸和碱在稀溶液中反应生成1molH2O(l)时的反应热，不同的酸和碱反应，中和热并不相同。
②强酸和强碱在稀溶液中发生中和反应时，1 mol H＋和1 mol OH－反应生成1 mol液态H2O，放出57.3 kJ的热量，表示为H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1。
(2)中和反应的反应热的实质
①中和反应的反应热的实质是H+、OH-结合生成H2O。若反应过程中有其他物质生成(如生成沉淀或难电离的其他物质等)，这部分反应热不应计在中和热内。
②如使用浓硫酸或浓碱反应时，浓硫酸或碱稀释要放出热量，放出的热量增加；如使用弱酸或弱碱反应时，弱酸或弱碱电离吸热，放出的热量减少。
3．反应热的计算——盖斯定律
(1)盖斯定律的内容
一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其总的热效应相同。
应用盖斯定律，可以间接地把不易测定的ΔH计算出来。
(2)盖斯定律的应用
利用已知反应焓变求未知反应焓变。
一个反应的化学方程式可由另外几个化学方程式相加减得到，则该化学反应的焓变也可以由几个化学反应焓变的相加减而得到。
恒压条件下，化学反应的反应热仅与反应的起始状态和最终状态有关，而与反应的途径无关。如图所示：
ΔH＝ΔH1+ΔH2 = ΔH3+ΔH4+ΔH5。
三、能源的充分利用
1．标准燃烧热和热值
(1)标准燃烧热
①定义：在101 kPa下，1mol物质完全燃烧的反应热。
②单位：kJ·mol－1。
③意义：如25 ℃、101 kPa时，甲烷的标准燃烧热ΔH=-890.3 kJ·mol-1的意义是：
101 kPa时，1mol CH4完全燃烧生成CO2气体和液态H2O时放出890.31 kJ的热量。
④物质完全燃烧指物质中含有的氮元素转化为N2(g)、氢元素转化为H2O(l)、碳元素转化为CO2(g)。
(2)热值
①定义：在101 kPa，1g物质完全燃烧所放出的热量。
②单位：kJ·g－1。
③热值与标准燃烧热的换算：
如甲烷的热值为55.6kJ·g-1，则甲烷的标准燃烧热为ΔH＝－889.6 kJ·mol－1(或889.6 kJ·mol－1)。
2．能源的分类
(1)概念：能源是指能提供能量的自然资源。
(2)分类
①按产生分类
分为一次能源和二次能源。
一次能源是指在自然界现成存在的能源，包括化石燃料(煤炭、石油、天然气)、水能、太阳能、风能、地热能、海洋能、生物能等。
二次能源是指由一次能源直接或间接转换成其他种类和形式的能量资源，包括电力、煤气、汽油、柴油、焦炭、洁净煤、激光和沼气等。
一次能源又分为可再生能源(水能、风能及生物质能)和非再生能源(煤炭、石油、天然气等)。
②按污染分类
根据能源消耗后是否造成环境污染可分为污染型能源和清洁型能源。
污染型能源包括煤炭、石油等，清洁型能源包括水力、电力、太阳能、风能以及核能等。
③按使用类型分类
分为常规能源和新型能源。
常规能源包括水力资源和煤炭、石油、天然气等。
新型能源包括太阳能、风能、地热能、海洋能、生物能、氢能以及核电的核燃料等。
3．新能源
(1)新能源的特点
新能源应具有资源丰富、可再生、无污染或少污染等特点。
(2)能源的充分利用
①构建清洁低碳、安全高效的能源体系。
②新能源的开发：太阳能、氢能、风能、地热能、海洋能和生物质能是最有希望的新能源。
第二单元 化学能与电能的转化
一、原电池的工作原理
1．铜锌原电池的工作原理
(1)实验探究铜锌原电池的工作原理
【实验1】向CuSO4溶液中加入适量锌粉，用温度计测量溶液的温度。
【实验2】将用导线与电流计相连接的锌片和铜片分别插入ZnSO4和CuSO4溶液中，将盐桥插入两只烧杯的电解质溶液中，观察实验现象；取出盐桥，再观察实验现象。
实验现象 实验结论
实验1 溶液的温度升高 Zn与CuSO4溶液反应放出热量
实验2 插入盐桥：①锌片溶解，铜片加厚变亮 ②CuSO4溶液的颜色变浅 ③电流计指针发生偏转 有电流产生
取出盐桥：电流计指针不发生偏转 无电流产生
(2)实验结论：
实验1的能量变化的主要形式为化学能转化为热能；实验2的能量变化的主要形式为化学能转化为电能。
(3)铜锌原电池的工作原理
Zn片为负极，电极反应式为Zn-2e-=Zn2+，反应类型是氧化反应。
Cu片为正极，电极反应式为Cu2++2e-=Cu，反应类型是还原反应。
总反应式为Zn+Cu2+=Zn2++Cu
电子的流动方向：Zn片→导线→铜片。
盐桥中K+移向CuSO4溶液，Cl-移向ZnSO4溶液。
2．原电池的工作原理
(1)原电池的构成
①半电池
原电池由两个半电池组成，半电池包括电极材料和电解质溶液。
②电极材料
一般情况下，两个活泼性不同的电极，相对活泼的金属作负极，较不活泼的金属(或导电的非金属)作正极。
③形成闭合回路
两个半电池通过盐桥和导线连接，形成闭合回路。
两个隔离的半电池通过盐桥连接起来，盐桥中通常是装有含KCl饱和溶液的琼脂。
(2)原电池的工作原理
①一般，原电池反应为自发的氧化还原反应，且ΔH<0。
②半反应：负极失去电子，发生氧化反应；正极得到电子，发生还原反应。
③电子流向：电子由负极经导线流向正极。
④离子流向：盐桥中的阳离子流向正极，阴离子流向负极。
(3)盐桥的作用：
①将两个半电池隔开，提高电池效率。
②避免还原剂和氧化剂直接接触，造成能量损耗，提高了电池的电流效率；
③原电池工作时，盐桥的存在，阴、阳离子分别移向两个半电池的电解质溶液中，分别中和过剩的电荷，使溶液保持电中性，反应可以继续进行。
3．设计简单的原电池
(1)设计原电池的步骤
①分析氧化还原反应的电子转移方向和数目；
②分别写出正、负极的电极反应式；
③根据电极反应式确定半电池的电极材料和电解质溶液：
电极材料：一般活泼金属作负极，不活泼金属(或非金属导体)作正极；
电解质溶液：负极电解液一般是负极金属对应的阳离子的溶液；正极电解液一般是氧化剂对应的电解质溶液。
(2)设计原电池的要点
①确定从理论上讲，任何一个自发的氧化还原反应都可以设计成原电池。关键是选择合适的电解质溶液和两个电极。
②正确分析氧化还原反应，找出氧化剂和还原剂、电子转移情况。
③根据氧化剂和还原剂选择合适的电极材料和电解质溶液。
一般较活泼的金属作负极，较不活泼的金属(或非金属导体)作正极。
如果负极反应为金属失去电子的反应，则电极材料为该金属，电解质溶液为该金属的阳离子溶液；正极材料选用比负极金属稳定的材料。
二、化学电源
1．一次电池
(1)碱性锌锰电池(干电池)
碱性锌锰电池的负极是Zn，正极是MnO2，电解质是KOH，其电极反应如下： 总反应：Zn＋2MnO2＋2H2O===2MnO(OH)＋Zn(OH)2。 负极：Zn－2e－＋2OH－===Zn(OH)2； 正极：2MnO2＋2e－＋2H2O===2MnO(OH)＋2OH－； 特点：比能量较高，储存时间较长，可适用于大电流和连续放电。
(2)酸性锌锰电池(干电池)
酸性锌锰电池的负极是Zn，正极是石墨棒，电解质是NH4Cl、ZnCl2 和H2O等，其电极反应如下： 总反应：Zn + 2NH4+ + 2MnO2 = Zn2+ + 2MnO(OH) + 2NH3↑。 负极：Zn－2e－ ===Zn2+； 正极：2MnO2 + 2NH4+ + 2e = 2MnO(OH) + 2NH3↑； 特点：优点携带方便；缺点电量小，污染大。
(3)银锌电池(纽扣电池)
银锌电池的负极是Zn，正极是Ag2O，电解质是KOH，其电极反应如下： 总反应：Zn＋Ag2O＋H2O===Zn(OH)2＋2Ag。 负极：Zn－2e－＋2OH－===Zn(OH)2； 正极：Ag2O＋2e－＋H2O===2Ag＋2OH－； 特点：比能量大、电压稳定、储存时间长。
2．二次电池
(1)二次电池的结构分析
(2)二次电池——充电电池或蓄电池
①铅酸蓄电池
铅酸蓄电池是最常见的二次电池，由两组栅状极板交替排列而成，负极材料是Pb，正极材料是PbO2，电解质溶液为稀H2SO4，常作汽车电瓶，电压稳定，使用方便安全。
铅酸蓄电池总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO42PbSO4＋2H2O
①放电时的反应(原电池) 负极：Pb＋SO－2e－===PbSO4； 正极：PbO2＋4H＋＋SO＋2e－===PbSO4＋2H2O。
②充电时的反应(电解池) 阴极：PbSO4＋2e－===Pb＋SO； 阳极：PbSO4＋2H2O－2e－===PbO2＋4H＋＋SO。
②锂离子电池
一种锂离子电池，其负极材料为嵌锂石墨(LixCy)，正极材料为LiCoO2(钴酸锂)，电解质溶液为LiPF6(六氟磷酸锂)的碳酸酯溶液(无水)。放电时，Li＋从石墨中脱嵌移向正极，嵌入钴酸锂晶体中，充电时，Li＋从钴酸锂晶体中脱嵌，由正极回到负极，嵌入石墨中。这样在放电、充电时，锂离子往返于电池的正极、负极之间完成化学能与电能的相互转化。其放电时电极反应式为
总反应为LixCy＋Li1－xCoO2LiCoO2＋Cy，
①放电时的反应(原电池) 负极：LixCy－xe－===xLi＋＋Cy； 正极：Li1－xCoO2＋xLi＋＋xe－===LiCoO2。
②充电时的反应(电解池) 阴极：xLi＋＋Cy+xe－===LixCy； 阳极：LiCoO2－xe－===Li1－xCoO2＋xLi＋。
燃料电池
特点 连续地将燃料和氧化剂的化学能直接转化为电能。电能转化率超过80％
反应原理 燃料电池反应原理类似于燃料的燃烧
正极 是O2或空气或O2与辅助气体
负极 为可燃物，如H2、、CO、NH3、N2N4、水煤气(CO和H2)、烃类(如CH4)及其衍生物如醇类(如CH3OH)、醚类(如CH3OCH3)等
电解质 常有四种类型：酸性条件、碱性条件、固体电解质(可传导O2－)、熔融碳酸盐，不同电解质会对总反应式、电极反应式有影响
书写 电极反应式 应先写出正极反应式，再将总反应式减去正极反应式就得负极反应式
整个过程须考虑一个重要的细节——电池工件的环境(如酸性电池、碱性电池、熔融氧化物电池、熔融碳酸盐电池、熔融硝酸盐电池等)
解题模板
解答燃料电池题目的几个关键点 ①要注意介质是什么，是电解质溶液还是熔融盐或氧化物。 ②通入负极的物质为燃料，通入正极的物质为氧化剂。 ③通过介质中离子的移动方向，可判断电池的正、负极，同时分析该离子参与靠近一极的电极反应。
三、电解池的工作原理
1．电解熔融氯化钠的原理
(1)通电前，熔融NaCl中存在可以自由移动的Na＋、Cl－。
(2)通电后，阴、阳离子发生定向迁移，其中，Na+离子向阴极移动，发生还原反应； Cl－向阳极移动，发生氧化反应。
(3)电极反应和电解反应：
阴极：2Na＋＋2e－===2Na；阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑。
电解反应：2NaCl2Na+Cl2↑
2．电解和电解池
(1) 电解是在直流电作用下，在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程。
(2) 电解池是将电能转化为化学能的装置。
(3)电极名称及反应类型
阴极：与电源负极相连的电极，发生还原反应；
阳极：与电源正极相连的电极，发生氧化反应。
(4)电解池的构成条件
具有与直流电源相连接的两个电极(阴极、阳极)，插入电解质溶液或熔融电解质中，形成闭合回路。
3．电解池的工作原理
(1)与电源正极相连的电极为阳极，阳极发生氧化反应；与电源负极相连的电极为阴极，阴极发生还原反应。
(2)电子流向：负极→阴极、阳极→正极。
(3)离子的移动方向：阳离子向阴极移动，阴离子向阳极移动。
4．电极反应规律
(1)阴极：
一般来说，无论是惰性电极还是活性电极都不参与电极反应，发生反应的是溶液中的阳离子。
阳离子放电顺序：
(2)阳极：
溶液中还原性强的阴离子失去电子被氧化，或者电极材料(电极为活性电极)本身失去电子被氧化而溶入溶液中。
阴离子放电顺序：
5．以惰性电极电解电解质溶液的规律
类型 电解质溶液 电极反应特点 pH 变化 复原加入的物质
电解水型 含氧酸(如H2SO4) 阴极：4H＋＋4e－=2H2↑ 阳极：2H2O-4e-=O2↑+4H+ 减小 H2O
强碱(如NaOH) 阴极：4H2O+4e-=2H2↑+4OH- 阳极：4OH－－4e－=2H2O＋O2↑ 增大 H2O
活泼金属的含氧酸盐溶液(如Na2SO4) 阴极：4H2O+4e-=2H2↑+4OH- 阳极：2H2O-4e-=O2↑+4H+ 不变 H2O
电解电解质型 无氧酸、不活泼金属的无氧酸盐溶液(如HCl、CuCl2) 电解质电离出的阴、阳离子分别在两极放电 阴极：2H++2e-=H2↑、Cu2++2e-=Cu 阳极：2Cl--2e-=Cl2↑ 增大 电解质 HCl、CuCl2
放H2生碱型 活泼金属的无氧酸盐(如NaCl) 阴极：2H2O+2e-=H2↑+2OH- 阳极：电解质阴离子放电2Cl--2e-=Cl2↑ 增大 无氧酸 HCl
放O2生酸型 不活泼金属的含氧酸盐溶液(如AgNO3、CuSO4) 阴极：电解质阳离子放电 Ag++e-=Ag、Cu2++2e-=Cu 阳极：2H2O-4e-=O2↑+4H+ 减小 金属氧化物、氢氧化物或碳酸盐
4．根据实验现象判断阴、阳极和电极产物
实际题目中往往不给出电解池的电源，而是给出一些实验现象，据此先判断出是何种离子放电，从而确定出电源的正负极和电解池的阴阳极，并进行有关问题的分析。
(1)滴入酚酞试剂显红色的一极(说明H+放电显碱性)是阴极，接电源的负极。
(2)滴入石蕊试剂显红色的一极(说明OH-放电显酸性)是阳极，接电源的正极。
(3)电极增重的一极(说明不活泼金属离子放电析出金属)是阴极，接电源的负极。
四、电解原理的应用
1．电解饱和食盐水
(1)电极反应和电解反应
阳极：优先放电的离子：Cl-，电极反应式：2Cl--2e-=Cl2↑，反应类型：氧化反应。
阴极：优先放电的离子：H2O电离出的H+，电极反应式：2H2O+2e-=H2↑+2OH- ，反应类型：还原反应。
电解方程式：2NaCl+2H2OH2↑+2NaOH+Cl2↑。
(2)电解过程中，阳极室Cl-离子浓度减小，Na+离子通过阳离子交换膜进入阴极室，NaCl溶液浓度变小；阴极室OH-离子浓度增大，形成NaOH浓溶液。
(3)阳极产物为Cl2，阴极产物为：NaOH、H2。
(4)阳离子交换膜的作用
①防止阴极区的OH-进入阳极区，OH-与Cl2的反应方程式为Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O。
②防止H2与Cl2混合发生爆炸。
2．铜的电解精炼
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。
(1)电解池的构成：用粗铜作阳极，用纯铜作阴极，用硫酸酸化的硫酸铜溶液作电解质溶液。
(2)电极反应式
阳极反应式：Cu -2e-=Cu2+、Zn -2e-= Zn2+、Fe-2e-= Fe2+等。
阴极反应式：Cu2++2e-=Cu。
(3)电解精炼铜的工作原理
①阳极反应：金属铜和比铜活泼的锌、铁等金属转化为阳离子进入溶液中，不如铜活泼的银、金等在阳极沉积下来，形成阳极泥。
②阴极反应：溶液中的Cu2+比Zn2+、Fe2+等离子优先得到电子，成为金属铜析出。
③电解质溶液中Cu2+浓度先减小后不变。
3．电镀
(1)概念：应用电解的原理在某些金属或其他材料表面镀上一薄层其他金属或合金的过程。
(2)目的：①提升美观和增加表面硬度；②增强材料的抗腐蚀能力，防止金属氧化。
(3)镀层金属通常是一些不易被腐蚀的金属或合金。
(4)电镀池的构成
通常用待镀金属制品为阴极，以镀层金属为阳极，用含有镀层金属离子的溶液作电解质溶液。
(5)基础实验——铁钉镀锌
①镀件的处理：铁钉依次用用细砂纸打磨、NaOH溶液浸泡、浓盐酸浸泡、稀硝酸浸泡，并洗净。
②电镀操作：锌片作阳极，铁钉作阴极。
③电极反应
阳极：Zn-2e-===Zn2+ 阴极：Zn+2e-===Zn
(6)电镀银的工作原理
①电极反应式
阴极：Ag＋＋e－===Ag；阳极：Ag－e－===Ag＋。
②可观察到的现象是待镀金属表面镀上一层光亮的银，阳极上的银不断溶解。
③含银离子的溶液浓度的变化是不变。
第三单元 金属的腐蚀与防护
一、金属的腐蚀
1．金属的腐蚀
(1)概念：金属或合金与周围环境中的物质发生化学反应而腐蚀损耗的现象叫做金属的腐蚀。
(2)金属腐蚀的分类
金属的腐蚀可分为化学腐蚀和电化学腐蚀两种。
①化学腐蚀：金属与其他物质直接接触发生氧化还原反应而引起的腐蚀。
②电化学腐蚀：不纯的金属或合金发生原电池反应，使较活泼的金属失去电子而引起的腐蚀。
在现实生活中，电化学腐蚀现象比化学腐蚀现象严重得多。
2．钢铁的电化学腐蚀
(1)实验探究——钢铁的电化学腐蚀原理
①向铁粉中加入碳粉的目的是碳作原电池的正极；
②实验现象：铁粉变成红棕色，a装置右边的小试管中液面上升；b装置中右边小试管中液面下降。
(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，如下图所示：
①钢铁的吸氧腐蚀：
通常情况下，在潮湿的空气中，钢铁表面凝结了一层溶有氧气的水膜，将会发生吸氧腐蚀。
负极反应式：2Fe - 4e-= 2Fe2+；正极反应式：O2 + 2H2O + 4e- = 4OH-。
总反应式：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2。
Fe(OH)2被进一步氧化成Fe(OH)3：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3，Fe(OH)3部分脱水生成Fe2O3·nH2O，是铁锈的主要成分。
②钢铁的析氢腐蚀：
当钢铁表面的电解质溶液酸性较强时，腐蚀过程中有H2放出。其中，Fe是负极，C是正极。
负极反应式：Fe - 2e-= Fe2+；正极反应式：2H＋＋2e－=H2↑。
总反应式：Fe+2H+=Fe2++H2↑。
随着了氢气的析出，溶液的pH上升，最终形成铁锈。
二、金属的电化学防护
1．金属的防护方法
(1)在金属表面覆盖保护层，如在钢铁表面涂油或油漆、覆盖塑料、镀不活泼金属等。
(2)改变金属组成或结构，如制成合金。
(3)利用电化学原理来保护金属，防止金属腐蚀。
2．金属的电化学防护
金属的电化学防护包括牺牲阳极的阴极保护法和外加电流的阴极保护法。
(1)牺牲阳极的阴极保护法
将被保护的金属与比其更活泼的金属连在一起，更活泼的金属作阳极(负极)，在不断腐蚀后定期更换，作为原电池的阴极(正极)的金属不易被腐蚀。
(2)外加电流的阴极保护法
被保护的钢铁设备作为阴极，另加惰性电极作阳极，两者都处在电解质溶液中，接上外接电源。
通电后，电子流向被保护的钢铁设备，从而抑制钢铁失去电子，阻止钢铁被腐蚀。
3．金属腐蚀原理的应用
(1)将铝片浸入浓硫酸或浓硝酸时，铝片表面产生一层致密的氧化铝膜，从而阻止铝进一步被氧化。可以用铝槽车运输冷的浓硝酸或浓硫酸。
(2)铁在NaOH和NaNO2的混合液中发蓝、发黑，使铁表面形成一层致密的氧化膜，可防止铁被腐蚀。
(3)生活中常用的“暖宝宝”是利用吸氧腐蚀原理制造的。
三、金属的腐蚀的比较
1．影响金属腐蚀的因素
影响金属腐蚀的因素包括金属的本性和介质两个方面。
(1)就金属本性来说，金属越活泼，越容易失去电子而被腐蚀。
(2)介质对金属腐蚀的影响也很大，如果金属在潮湿的空气中，接触腐蚀性气体或电解质溶液，都容易被腐蚀。
2．钢铁析氢腐蚀和吸氧腐蚀比较
因钢铁表面水膜酸碱性不同，钢铁发生析氢腐蚀和吸氧腐蚀，二者正极反应式不同，但负极反应式相同，都是铁失电子被氧化。
3．影响金属腐蚀速率的因素
(1)电解时阳极腐蚀速率最快；电流越大腐蚀速率越快。
(2)发生原电池反应产生的腐蚀，电解质溶液的浓度越大，腐蚀速率越快；两种金属的活动性差别越大，腐蚀速率越快。
(3)化学腐蚀比电化学腐蚀的速率慢。
(4)电解产生的腐蚀比原电池产生的腐蚀速率快。
专题二 化学反应速率与化学平衡
第一单元 化学反应速率
一、化学反应速率的表示方法
1．化学反应速率的表示方法
(1)化学反应速率是衡量化学反应快慢的物理量，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＝。
Δc表示反应物或生成物物质的量浓度的变化(取绝对值)，常用单位mol·L－1。
Δt表示一定的时间间隔，常用单位s、min或h。
(3)常用单位：mol·L-1·min-1或mol·L-1·s-1。
(4)实例分析：对于化学反应：aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)
v(A)=，v(B)=，v(C)=，v(D)=
(5)化学反应速率与化学计量数的关系
①在同一化学反应中，选用不同物质表示化学反应速率，其数值可能相同也可能不相同，但表示的意义相同。
(2)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。
2．平均速率与瞬时速率
根据求得的反应速率是在时间间隔Δt内化学反应的的平均速率。
若Δt非常小，则平均速率接近某一时刻的瞬时速率，瞬时速率也可以在物质的浓度随时间的变化曲线上通过数学方法求得。
3．化学反应速率的计算方法
(1)公式法：v＝＝
(2)关系式法
同一反应中“速率之比等于化学计量数之比”。
对于一个化学反应：mA＋nBpC＋qD来说，存在如下关系：＝＝＝(A、B、C、D均不是固体或纯液体)。
(3)“三段式”法
①利用转化量之比等于化学计量数之比建立各数据间的关系
mA(g) + nB(g) pC(g)
起始浓度(mol/L) a b c
转化浓度(mol/L) mx nx px
某时刻浓度(t/s)(mol/L) a-mx b-nx c+px
②再利用化学反应速率的定义求算
v(A)＝ mol·L－1·s－1；v(B)＝ mol·L－1·s－1；v(C)＝ mol·L－1·s－1。
计算中注意以下量的关系：
①对反应物：c(起始)－c(转化)＝c(某时刻)。
②对生成物：c(起始)＋c(转化)＝c(某时刻)。
③转化率＝×100%。
4．化学反应速率大小的比较方法
(1)定性比较
通过明显的实验现象(如反应的剧烈程度、产生气泡或沉淀的快慢等)来定性判断化学反应的快慢。
(2)定量比较
对同一化学反应，用不同物质表示化学反应速率时，数值可能不同。比较时应统一单位。
①归一法
根据化学反应速率之比等于化学计量数之比，将用不同物质表示的化学反应速率换算为用同一种物质表示的化学反应速率，最后依据数值大小进行比较。
②比值法
比较化学反应速率与化学计量数的比值。如反应aA+bB=cC，要比较v(A)与v(B)的相对大小，即比较与的大小，若>，则A表示的反应速率比B大。
二、化学反应速率的测定
1．测定原理
要测定不同反应物或生成物的浓度，可观察、测量体系中某一物质的相关性质，再进行适当的转换和计算。
2．测定反应速率的方法
(1)对于有气体生成的反应，可测定一定温度和压强下相同时间内收集气体的多少或测定收集等量气体所耗时间的多少。
(2)对于有固体参加的反应，可测定相同时间内消耗固体质量的多少。
(3)对于有酸或碱参加的反应，可测定溶液中c(H＋)或c(OH－)的变化。
(4)溶液中当反应物或产物本身有较明显的颜色时，可利用比色的方法测量溶液颜色的深浅，再根据溶液颜色的深浅与有色物质浓度的正比关系，确定反应物或生成物在不同时刻的浓度。
三、影响化学反应速率的因素
1．浓度对化学反应速率的影响
(1)实验探究浓度对反应速率的影响
①实验原理：Na2S2O3＋H2SO4===Na2SO4＋SO2↑＋S↓＋H2O
通过改变Na2S2O3溶液的浓度观察反应速率的快慢
②实验操作：
③实验现象：硫代硫酸钠溶液的浓度越大，产生沉淀和气体的速率就越快。
④实验结论：其他条件相同时，增大反应物浓度，反应速率增大；减小反应物的浓度，反应速率减小。
(2)微观解释：
增大压强→气体体积缩小→反应物浓度增大→单位体积内活化分子数增多→单位时间内有效碰撞几率增加→反应速率加快；反之，反应速率减慢。
2．压强对反应速的影响
(1)影响规律：
对于有气体参加的反应，其他条件不变时，增大压强，气体体积减小，相当于增大反应物的浓度，化学反应速率增大。减小压强，气体体积增大，相当于减小反应物的浓度，化学反应速率减小。
(2)微观解释：
增大压强→气体体积缩小→反应物浓度增大→单位体积内活化分子数增多→单位时间内有效碰撞几率增加→反应速率加快；反之，反应速率减慢。
(3)适用范围：
压强对反应速率的影响可以归结为浓度改变对反应速率的影响，适用于有气体参加的反应，对于固体、液体之间或溶液中的反应影响很小。
3．温度对反应速的影响
(1)实验探究温度对反应速率的影响
①实验原理：2KMnO4＋5H2C2O4＋3H2SO4===2MnSO4＋K2SO4＋10CO2↑＋8H2O
通过改变反应温度观察反应速率的快慢
②实验操作：
③实验现象：溶液紫红色褪去所需时间长短：甲>乙>丙
④实验结论：反应物的温度越高，反应速率越快
(2)影响规律：其他条件相同时，升高温度，化学反应速率增大；降低温度，化学反应速率减小。
(3)微观解释：升高温度→活化分子数目增多→活化分子有效碰撞的次数增多→反应速率增大。
4．催化剂对反应速率的影响
(1)实验探究催化剂对反应速率的影响
①实验原理：2H2O22H2O＋O2↑
通过使用不同催化剂观察反应速率的快慢
②实验操作：
③实验现象：加入MnO2的试管中产生气泡的速率比加入FeCl3溶液的快。
(2)催化剂对反应速率的影响
①影响规律：当其他条件不变时，使用催化剂，化学反应速率增大。
②微观解释：使用催化剂→改变了反应的路径(如下图)，反应的活化能降低→活化分子的百分数增大→单位时间内有效碰撞几率增加→反应速率加快。
5．酶的催化作用
(1)酶的定义：酶是一种特殊的、具有催化活性的生物催化剂。
(2)酶的催化原理
酶的催化作用是酶与反应物先形成中间化合物，然后中间化合物分解成产物并释放酶。
(3)酶的催化特点
①高效的催化活性；②高度的选择性；③特殊的温度效应。
6．影响化学反应速率的因素
(1)主要因素
影响化学反应速率的主要因素是反应物的性质。例如：金属钠与冷水剧烈反应，而镁和沸水仅能微弱反应。
(2)外部因素(其他条件不变，只改变一个条件)
①浓度：增大反应物浓度，反应速率加快，反之减慢；
②压强：对于有气体参加的反应，增大压强，反应速率加快，反之减慢；
③温度：升高温度，反应速率加快，反之减慢；
④催化剂：使用催化剂，反应速率显著加快。
⑤其他因素：增大反应物间的接触面积，反应速率加快，另外光、电磁波、超声波等因素也会对反应速率产生影响。
四、碰撞理论和过渡态理论
1．碰撞理论
(1)碰撞理论要点
①反应物分子间必须相互碰撞才有可能发生反应，反应速率的大小与单位时间内反应物分子碰撞次数成正比。
②能发生反应的碰撞称为有效碰撞。
③发生有效碰撞的条件：一是分子必须具有足够高的能量，二是分子在一定的方向上发生碰撞。
(2)活化分子和活化能
①活化分子：能量较高，有可能发生有效碰撞的分子。
②活化能：活化分子的平均能量与所有分子的平均能量之差称为活化能。
(3)基元反应和复杂反应
①基元反应：反应物分子经过一次碰撞就转化为产物分子的反应，称为基元反应，反应过程中没有任何中间物生成。
②复杂反应：经过两个或多个步骤完成的反应。
(4)化学反应历程
①反应历程
大多数化学反应往往经过多个反应步骤才能实现。
如H2(g)+I2(g)===2HI(g)，经历了两步基元反应：
I2===2I
H2+2I===2HI
每一步反应都称为基元反应，这两个先后进行的基元反应反映了2HI===H2+ I2 的反应历程。反应历程又称反应机理。
②基元反应发生的条件基元反应发生的条件就是要发生有效碰撞。
③反应物、生成物的能量与活化能的关系
如图所示，是基元反应反应物和生成物的能量与活化能的关系，其中：E1表示正反应的活化能，E2表示逆反应的活化能；E1-E2表示反应热。
(5)基元反应的活化能与反应速率的关系
①每个基元反应都有对应的活化能，活化能越大，活化分子所占比例越小，有效碰撞的比例就越小，化学反应速率越小。
②化学反应速率理论只适用于基元反应。
2．用碰撞理论解释外界条件对反应速率的影响
3．过渡态理论
(1)过渡态理论要点
反应物转化为生成物的过程中要经过能量较高的过渡状态。过渡状态的平均能量与反应物分子的平均能量的差为反应的活化能。
Ea为正反应的活化能，Ea'为逆反应的活化能。
化学反应速率与反应的活化能大小密切相关，活化能越小，反应速率越大。
正反应的ΔH=Ea-Ea'。
(2)基元反应模型
①一个化学反应自开始后所经历的过程称为反应历程。
②基元反应的逆反应也是基元反应，并且经过同一个过渡状态。
③复杂反应中的速率控制步骤决定了该反应的速率。
(3)加入催化剂后反应历程
如图所示：反应A+B→AB的活化能为Ea，加入催化剂K后，反应分两步进行：
①A+K→AK 活化能为Ea1(慢反应)
②AK+B→AB+K 活化能为Ea2(快反应)
总反应：A+BAB 活化能为Ea
加入催化剂K后，两步反应的活化能Ea1和Ea2均小于原反应的活化能Ea，因此反应速率加快。
由于Ea1>Ea2，第1步反应是慢反应，是决定整个反应快慢的步骤，称为“定速步骤”或“决速步骤”，第1步反应越快，则整体反应速率就越快。
对总反应来说，第一步反应的活化能Ea1就是在催化条件下总反应的活化能。
第二单元 化学反应的方向与限度
一、化学反应的方向
1．自发过程和自发反应
(1)自发过程：自发过程是在一定条件下，不借助外力而自发进行的过程。
①体系趋向于从能量较高状态转变为能量较低状态(体系对外部做功或者释放热量)。
②在密闭条件下，体系有从有序自发转变为无序的倾向。
(2)自发反应：在一定条件下能自动进行的反应。
自发反应具有方向性，即反应的某个方向在一定条件下是自发的，而其逆方向在该条件下是肯定不能自发进行的。一定条件指温度、光照、催化剂、压强等条件。
2．焓变与反应的自发性的关系
(1)实验探究自发反应的可能原因
①实验操作：向干燥的锥形瓶中加入约20 g NH4Cl晶体。在一小木板上洒少量水，将锥形瓶放在木板上。再向其中加入约40 g氢氧化钡晶体［Ba(OH)2·8H2O］，用玻璃棒将固体充分混合均匀，静置。片刻后拿起锥形瓶，观察实验现象。
②实验现象：锥形瓶和木板因水结冰粘在了一起。
③实验结论：该反应能自发进行，且为吸热反应。
(2)焓变与化学反应的方向
多数自发进行的化学反应是放热反应，但也有很多吸热反应能自发进行，因此，反应焓变是与反应进行的方向有关的因素之一，但不是决定反应能否自发进行的唯一因素。
3．熵变与反应的自发性的关系
(1)熵
①熵是衡量一个体系混乱度的物理量，其符号为S。
②特点：混乱度越大，体系越无序，体系的熵值就越大。
③影响因素
a．同一物质：S(高温)>S(低温)；S(g)>S(l)>S(s)。
b．相同条件下的不同物质：分子结构越复杂，熵值越大。
c．S(混合物)>S(纯净物)。
(2)熵变
①定义：反应前后体系熵值的变化，符号：ΔS。
②熵增或熵减的判断
a．物质由固态到液态、由液态到气态或由固态到气态的过程，ΔS>0，是熵增大的过程。
b．气态物质物质的量增大的反应，通常ΔS>0，是熵增大的反应。
c．气态物质物质的量减小的反应，通常ΔS<0，是熵减小的反应。
(3)熵变与化学反应的方向
反应熵变是与反应进行的方向有关的因素之一，但不是决定反应能否自发进行的唯一因素。
3．焓变、熵变对反应方向的共同影响
(1)复合判据(ΔH-TΔS)
体系能量降低和混乱度增大都有促使反应自发进行的倾向。判断反应的自发性必须综合考虑反应的焓变和熵变。
①ΔH-TΔS<0 反应能自发进行
②ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态
③ΔH-TΔS>0 反应不能自发进行
(2)用复合判据判断反应方向的有关规律
焓变ΔH 熵变ΔS ΔH-TΔS 反应能否自发进行
<0 >0 <0 一定自发
>0 <0 >0 一定非自发
<0 <0 低温时<0 低温自发
>0 >0 高温时<0 高温自发
二、化学平衡状态
1．可逆反应
(1)概念：可逆反应是指在相同条件下，既能向正反应方向进行，又能向逆反应方向同时进行的化学反应。
(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。
(3)证明一个反应是否可逆反应的方法
①如果有两种以上的反应物，其中一种反应物必须过量，一般容易检验的反应物不足，另一种反应物过量。
②分别检验不过量的反应物和其中一种生成物是否存在，如果都存在，说明该反应时可逆反应。
2．化学平衡状态的建立
在反应物转化为生成物的一瞬间，逆反应开始进行。
反应开始时，反应物的浓度最大，正反应速率最大，由于生成物浓度很小，逆反应速率很小。
随着反应的进行，反应物浓度逐渐减小，正反应速率随着反应物浓度的下降逐渐变小；生成物浓度逐渐增大，逆反应速率随着生成物浓度的上升不断增大。
当正反应速率与逆反应速率相等时，达到一种平衡状态，反应物的浓度和生成物的浓度不再改变，正反应和逆反应都没有停止。
3．化学平衡状态
(1)概念：在一定条件下的可逆反应里，当正、逆两个方向的反应速率相等时，反应体系中所有参加反应的物质的质量或浓度保持恒定的状态。也就是在给定条件下，反应达到了最大“限度”，这种状态称为化学平衡状态，简称为化学平衡。
(2)特征
①研究的对象是可逆反应。
②化学平衡的条件是v正和v逆相等。
③化学平衡是一种动态平衡，此时反应并未停止。
④当可逆反应达到平衡时，各组分的质量(或浓度)为恒定值。
⑤若外界条件改变，平衡可能发生改变，并在新条件下建立新的平衡。
4．化学平衡状态的判断
(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 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。
三、化学平衡常数和平衡转化率
1．化学平衡常数的定义
对于可逆反应：aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)，在温度一定时，无论起始浓度如何，反应达到平衡后，各物质的物质的量浓度满足以下关系式：K=，该结果是一个常数，此常数称为化学平衡常数。
固体、纯液体、水溶液中水的浓度可视为定值，其浓度不列入平衡常数表达式。
2．化学平衡常数的意义
(1)K值的大小反映了化学反应的进行程度 (即反应限度)。K值越大，说明正反应可以进行得越完全；K值越小，说明正反应可以进行得越不完全。
(2)K只受温度的影响，与反应物或生成物的浓度变化无关。
3．平衡常数的表达式的书写
(1)纯液体和固体的浓度为常数，不写入平衡常数表达式。
例如：C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g) K＝；
FeO(s)＋CO(g) Fe(s)＋CO2(g)　K＝。
(2)书写形式与化学方程式的书写有关。例如：
N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)的平衡常数为K1=；
N2(g)＋H2(g)NH3(g)的平衡常数为K2=；
NH3(g)N2(g)＋H2(g)的平衡常数为K3=。
则K1和K2的关系式为K1=K22；K2和K3的关系式为：K2·K3=1；K1和K3的关系式为：K1=。
3．平衡转化率
(1)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，可表示为：
α = ×100%
(2)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。
4．化学平衡的有关计算
(1)化学平衡的有关计算一般采用“三段式：
计算模式
　　　　　　 aA(g) ＋ bB(g ) cC(g)＋dD(g)
c(初)(mol·L－1) x y 0 0
Δc(mol·L－1) am bm cm dm
c(平)(mol·L－1) x-am y-bm cm dm
(2)解题思路
①设未知数：具体题目要具体分析，一般设某物质的转化量或转化率为x。
②确定三个量：根据反应物、生成物及变化量三者之间的关系，代入未知数确定平衡体系中各物质的起始量、变化量、平衡量并按(1)中“模式”列表。
③解题设问题：明确了“始”、“变”、“平”三个量的具体数值，再根据相应关系求平衡时某成分的浓度、反应物转化率等，求出题目答案。
第三单元 化学平衡的移动
一、化学平衡的移动
1．化学平衡移动的概念
从一个平衡状态变为另一个平衡状态，称为化学平衡的移动。化学平衡的移动，就是改变外界条件，破坏原有的平衡状态，建立起新的平衡状态的过程。
2．化学平衡移动的实质
(1)当一个可逆反应达到平衡后，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，化学平衡会移动，在一段时间后会达到新的化学平衡状态。
(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。
3．化学平衡移动的过程分析
新平衡与原平衡相比，平衡混合物中各组分的浓度(或质量)发生相应的变化。
4．化学平衡移动的方向判断
条件改变
二、浓度、压强和温度变化对化学平衡的影响
1．浓度变化对化学平衡移动的影响
(1)实验探究浓度变化对化学平衡的影响
按表中实验操作步骤完成实验，观察实验现象，填写下表：
实验原理
实验步骤 实验1　向试管中加入4 mL 0.1 mol·L－1 K2Cr2O7溶液，再滴加数滴1 mol·L－1 NaOH溶液，观察溶液颜色的变化。 实验2　将上述溶液分成两份，向其中一份中滴加1 mol·L－1 HNO3溶液，观察溶液颜色的变化，并和另一份溶液作对比。
实验现象 实验1中溶液由橙色变为黄色，实验2中加入HNO3的试管中溶液由黄色变为橙色，另一份不变色
实验结论 NaOH溶液使c(H＋)变小，平衡向正反应方向移动；HNO3溶液使c(H＋)增大，平衡向逆反应方向移动
(2)浓度变化对化学平衡的影响规律
①其他条件不变，增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动；减小反应物浓度或增大生成物浓度，平衡向逆反应方向方向移动。
②仅增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，化学平衡不移动。
③在溶液中进行的反应，改变未参加反应的离子的浓度，化学平衡不移动。
(3)浓度变化的v-t图像
已知反应mA(g)＋nB(g)pC(g)，当反应达到平衡后，改变浓度，平衡移动方向及改变条件后的v-t图像如下：
发生变化的条件 增大反应物浓度 减小生成物浓度 增大生成物浓度 减小反应物浓度
平衡移动方向 正反应方向 正反应方向 逆反应方向 逆反应方向
v-t图像
2．用浓度商判断化学平衡移动的方向
(1)浓度商的表达式：
对于可逆反应：aA+bBcC+dD，浓度商表示为：Qc=
(2)计算浓度商Qc只需代入各物质在某一时刻(不一定是平衡状态)的物质的量浓度，计算平衡常数K必须代入各物质在平衡状态时的物质的量浓度。
(3)利用浓度商判断平衡移动的方向
在一定温度下、任意时刻，比较浓度商与平衡常数的相对大小，可以判断反应体系平衡移动情况。
QcQc＝K，体系处于平衡状态；
Qc>K，平衡向逆反应方向移动。
2．压强变化对化学平衡的影响
(1)压强变化对化学平衡的影响原因
若将有气体参加的可逆反应简单表示为：aA(g)bB(g)，则平衡常数K=
减小容器的体积以增大压强，反应物和生成物的浓度同时增大。
若a>b，Qc若a=b，Qc=K，平衡不移动；
若aK，平衡向逆反应方向移动。
(2)压强变化对化学平衡的影响规律
增大压强，平衡向气体分子数目减小的方向移动；
减小压强，平衡向气体分子数目增大的方向移动。
对于反应前后气体分子数目不变的反应，增大压强时，改变反应体系的压强，平衡不发生移动。
(3)充入“惰气”对化学平衡的影响
恒温恒容条件下，充入“惰气”，体系中各物质的浓度没有发生变化，化学平衡不发生移动；
恒温恒压条件下，充入“惰气”，体系所占的体积增大，各物质的浓度减小，化学平衡向气体分子数目增大的方向移动
(4)压强变化的v-t图像
已知反应mA(g)＋nB(g)pC(g)，当反应达到平衡后，改变条件，当反应达到平衡后，改变压强，平衡移动方向及改变条件后的v-t图像如下：
发生变化的条件 m+n>p m+n

增大压强 减小压强 增大压强 减小压强 增大压强 减小压强
平衡移动方向 正反应方向 逆反应方向 逆反应方向 正反应方向 不移动 不移动
v-t图像
(5)压强变化对化学平衡移动影响的原因分析
①压强改变与浓度商(Qc)、K以及化学平衡移动间的关系
②压强改变与化学反应速率、化学平衡移动间的关系
3．温度变化对化学平衡的影响
(1)实验探究温度变化对化学平衡的影响
实验步骤 ①取一支试管向其中加入少量CoCl2晶体，加入浓盐酸使其全部溶解； ②加水至溶液呈紫色； ③将上述溶液分别装于三支试管中，分别置于热水、冰水和室温下
实验现象 室温下试管内液体呈紫色；热水中试管内液体呈蓝色，冰水中试管内液体呈粉红色
结论(平衡移动的方向) 室温平衡不移动，温度升高平衡向正反应方向移动(即吸热方向)，降低温度平衡向逆反应方向移动(即放热方向)
(2)温度变化对化学平衡影响的规律
mA(g)＋nB(g)pC(g)，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：
(1)图①表示的温度变化是升高，平衡移动方向是逆反应方向。
(2)图②表示的温度变化是降低，平衡移动方向是正反应方向。
(3)正反应是放热反应，逆反应是吸热反应。
温度升高，平衡向吸热反应方向移动；温度降低，平衡向放热反应方向移动。
(3)改变温度对平衡常数的影响
①升高温度：K值增大→正反应为吸热反应；K值减小→正反应为放热反应。
②降低温度：K值增大→正反应为放热反应；K值减小→正反应为吸热反应。
(4)温度变化的v-t图像
已知反应mA(g)＋nB(g)pC(g)，当反应达到平衡后，改变温度，平衡移动的方向和条件改变后的v-t图像如下表：
发生变化的条件 ΔH>0 ΔH＜0
升高温度 降低温度 升高温度 降低温度
平衡移动方向 正向 逆向 逆向 正向
v-t图像
三、勒夏特列原理及应用
1．探究外界条件变化化学平衡的影响
向一密闭容器中通入1 mol N2、3 mol H2发生反应N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH<0，一段时间后达到平衡。
(1)若增大N2的浓度，平衡移动的方向是向右移动；达新平衡时，氮气的浓度与改变时相比较，其变化是减小；但新平衡时的浓度大于原平衡时的浓度。
(2)若升高温度，平衡移动的方向是向左移动；达新平衡时的温度与改变时相比较，其变化是降低；但新平衡时的温度高于原平衡时的温度。
(3)若增大压强，平衡移动的方向是向右移动；达新平衡时的压强与改变时相比较，其变化是减小；但新平衡时的压强大于原平衡时的压强。
2．化学平衡移动原理(勒夏特列原理)
(1)改变影响化学平衡的一个因素(如浓度、温度、压强)，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。
(2)勒夏特列原理仅适用于已达到平衡的反应体系，对不可逆过程或未达到平衡的可逆过程均不能使用。
3．勒夏特列原理的应用
工业合成氨反应：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) ΔH＝－92.4 kJ·mol－1
措施 原因
在反应中注入过量的N2 促进平衡正向移动，提高H2的转化率
采用适当的催化剂 加快反应速率
在高压下进行反应 有利于平衡向正反应方向移动
在较高温度下进行反应 加快反应速率同时提高催化剂的活性
不断将氨液化，并移去液氨 有利于平衡向正反应方向移动
4．化学平衡移动原理的正确理解
(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条件”时平衡移动的方向。若同时改变影响平衡移动的几个条件，则不能简单地根据勒夏特列原理来判断平衡移动的方向，只有在改变的条件对平衡移动的方向影响一致时，才能根据勒夏特列原理进行判断。
5．对化学平衡移动原理的适用范围
勒夏特列原理只能解决与平衡移动有关的问题。不涉及平衡移动的问题都不能用勒夏特列原理解释。
①使用催化剂不能使化学平衡发生移动；
②反应前后气体体积不变的可逆反应，改变压强可以改变化学反应速率，但不能使化学平衡发生移动；
③发生的化学反应本身不是可逆反应；
④外界条件的改变对平衡移动的影响与生产要求不完全一致的反应。
四、化学反应速率和平衡图像
1．速率—时间图像(v－t图像)
(1)正反应速率突变，逆反应速率渐变，v′正＞v′逆，说明是增大了反应物的浓度，使正反应速率突变，且平衡正向移动。
(2)v正、v逆都是突然减小的，v′正＞v′逆，平衡正向移动，说明该反应的正反应可能是放热反应或气体分子数目增大的反应，改变的条件是降低温度或减小压强。
(3)v正、v逆都是突然增大的，并且v正、v逆增大程度相同，说明该化学平衡没有发生移动，可能是使用了催化剂，也可能是对反应前后气体气体分子数目不变的反应增大压强(压缩体积)。
(4)解题技法。判断平衡移动方向，根据v′正、v′逆的相对大小；判断改变的哪种外界条件，根据改变条件的那一时刻v′正、v′逆的变化，若v′正或v′逆有一个发生了“突变”，则为改变的浓度；若两个都发生了“突变”，则为改变的温度或压强；若两个都发生了“突变”且仍然相等，则为加入催化剂或等体反应改变压强。
2．百分含量(或转化率)—时间—温度(或压强)图像
(1)T2＞T1，温度升高，平衡逆向移动，正反应是放热反应。
(2)p2＞p1，压强增大，A(反应物)的转化率减小，说明正反应是气体分子数目增大的反应。
(3)生成物C的百分含量不变，说明平衡不发生移动，但反应速率a＞b，故a可能使用了催化剂；若该反应是反应前后气体分子数目的可逆反应，a也可能是增大了压强(压缩体积)。
(4)“先拐先平数值大”。在化学平衡图像中，先出现拐点的反应先达到平衡，先出现拐点的曲线表示的温度较高如图Ⅰ中T2＞T1、压强较大如图Ⅱ中p2＞p1或使用了催化剂如图Ⅲ中a可能使用了催化剂。
5正确掌握图像中反应规律的判断方法，①图Ⅰ中，T2＞T1，升高温度，生成物百分含量降低，平衡逆向移动，正反应为放热反应；②图Ⅱ中，p2＞p1，增大压强，反应物的转化率降低，平衡逆向移动，则正反应为气体体积增大的反应。③图Ⅲ说明了条件改变对化学平衡不产生影响，a可能是加入了催化剂，或该反应是反应前后气体体积不变的反应，a是增大压强压缩体积。
3．百分含量(或转化率)—压强—温度图像
(1)压强不变时，生成物C的百分含量随温度T的升高而逐渐减小，说明正反应是放热反应；
(2)温度T不变，做横坐标的垂线，与压强线出现两个交点，分析生成物C的百分含量随压强p的变化可以发现，压强增大，生成物C的百分含量增大，说明正反应是气体分子数目减小的反应。
(3)在化学平衡图像中，包括纵坐标、横坐标和曲线所表示的三个量。确定横坐标所表示的量，讨论纵坐标与曲线的关系，或者确定纵坐标所表示的量，讨论横坐标与曲线的关系，即“定一议二”。如上图中T1温度下，A→B压强增大，C%增大，平衡正向移动，则正反应是气体体积减小的反应；105 Pa时，A→C温度升高，C%减小，平衡逆向移动，则正反应是放热反应。
4．物质的量 (浓度)—时间图像(n/c－t图像)
在2 L刚性密闭容器中，某一反应有关物质A(g)、B(g)、C(g)的物质的量变化如图所示。根据图像回答下列问题：
(1)横坐标表示反应过程中时间变化，纵坐标表示反应过程中物质的物质的量的变化。
(2)该反应的化学方程式是3A(g)＋B(g)2C(g)。
(3)在反应达2 min时，正反应速率与逆反应速率之间的关系是相等。
(4)若用A物质的量浓度的变化，表示反应达平衡(2 min)时的正反应速率是0.15mol·L－1·min－1。
5．速率—压强(或温度)图像
(1)可逆反应mA(g)nB(g)＋pC(s)　ΔH＝Q kJ·mol－1，温度和压强的变化对正、逆反应速率的影响分别符合下图中的两个图像：
则：Q<0，m>n。
(2)根据正、逆反应速率与温度的变化曲线，可判断反应的ΔH(吸热反应或放热反应)。
(3)根据正、逆反应速率与压强的变化曲线，可判断反应前后气体分子数目的变化。
6．几种特殊的图像
(1)抛物线型
对于化学反应mA(g)＋nB(g)qC(g)＋pD(g)，M点前，表示从反应物开始，则v正>v逆；M点为平衡点。M点后为平衡受温度的影响情况，即升温，A%增加，C%减小，平衡左移，ΔH<0。
(2)平衡曲线型
对于化学反应mA(g)＋nB(g)qC(g)＋pD(g)，A的百分含量与压强的关系如图所示，L线上所有的点都是平衡点。左上方(E点)，A%大于此压强时的平衡体系中的反应物的百分含量，所以E点：v正>v逆；右下方(F点)，A%小于此压强时的平衡体系中的反应物的百分含量，则F点：v正①中图像，由于某一条件对平衡的影响只能向一个方向移动，所以最高点最低点及以后为平衡状态受条件的影响情况，前面为未达到平衡的情况。
②中图像曲线上的点全为对应条件下的平衡点。
在进行，D错误；故选A。
专题三 水溶液中的离子反应
第一单元 弱电解质的电离平衡
一、强电解质和弱电解质
1．电解质和非电解质
电解质 非电解质
定义 在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物 在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物
类别 酸、碱、盐、活泼金属氧化物和水等 多数有机化合物、非金属氧化物(水除外)和氨等
本质区别 在水溶液中或熔融状态下能产生自由移动的离子 在水溶液中或熔融状态下不能产生自由移动的离子
相同点 均为化合物
2．强电解质和弱电解质
根据电解质在水溶液中的电离程度，可把电解质分为强电解质和弱电解质。
(1)强电解质是在水溶液中完全电离的电解质。常见的强电解质有强酸、强碱和大部分盐。
(2)弱电解质是在水溶液中部分电离的电解质。常见的弱电解质有弱酸、弱碱和水。
(3)常见的强电解质
强酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等。
强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。
大部分盐，包括难溶性盐，如BaSO4、CaCO3等。
(4)常见的弱电解质
弱酸：HF、HClO、H2SO3、H2S、H3PO4、H2CO3、CH3COOH(或其他有机酸)、HNO2、HCN、H2SiO3等。
弱碱：NH3·H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、Fe(OH)2、Cu(OH)2等。
(3)常见的非电解质
①包括CO、NO、SiO2及CH4和其他烃类、乙醇和其他醇类、酯类、葡萄糖、蔗糖等。
②本身在水溶液中不能电离，但与水反应生成电解质的，如CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5、NH3等。
3．电离方程式的书写
(1)强电解质的电离方程式
强电解质的在水中完全电离，其电离方程式用“===”表示。如：
H2SO4：H2SO4=2H++SO42-；
Na2CO3：Na2CO3=2Na++CO32-；
Ba(OH)2：Ba(OH)2=Ba2++2OH-。
(2)弱电解质的电离方程式
①弱电解质的电离过程是可逆的，其电离方程式用“”表示。如：
CH3COOH：CH3COOHCH3COO-+H+；
NH3·H2O：NH3·H2ONH4++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：H2CO3H++HCO3-、HCO3-H++CO32-。
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)3Fe3++3OH-。
4．影响溶液导电性的因素
(1)电解质溶液的导电原理
电解质在溶液中电离成自由移动的阴、阳离子，在电源(电场)的作用下沿某一方向定向移动，形成电流。
(2)影响溶液导电性的因素
①离子的浓度：离子的浓度越大，导电性越好。
②离子所带的电荷：离子所带的电荷越多，导电性越好。
二、弱电解质的电离平衡
1．电离平衡的概念
在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离程度达到最大限度时，弱电解质分子电离成离子与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不再发生变化的状态。
2．电离平衡的特征
(1)弱电解质的电离平衡是一种动态平衡，达到平衡时，分子电离成离子和离子结合成分子的过程并没有停止。
(2)弱电解质分子电离成离子速率和离子结合成弱电解质分子速率相等。
(3)溶液中各分子和离子的浓度都保持不变。
(4)外界条件发生变化，电离平衡发生移动。
3．影响电离平衡的因素
(1)内因：弱电解质本身的性质是决定因素。
(2)外部因素：
①温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度，电离平衡右移，电离程度增大。
②浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡右移，但电离程度减小；加水稀释，电离平衡右移，电离程度增大。
③同离子效应：增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可抑制弱电解质的电离，电离平衡左移，电离程度减小。例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，电离平衡逆向移动。
④酸碱效应：加入浓度较大的酸或碱，电离平衡发生移动。例如向CH3COOH溶液中加入盐酸，电离平衡逆向移动；加入NaOH，电离平衡正向移动。
⑤学反应：若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，电离平衡右移，电离程度增大。例如向CH3COOH溶液中加入NaOH溶液、金属Zn或Na2CO3溶液，醋酸电离出的H+与OH-、Zn或CO32-反应，c(H+)减小，电离平衡正向移动。
(3)实例分析：
以0.1 mol·L-1 的CH3COOH溶液为例，分析影响电离平衡的因素及平衡移动结果。
电离方程式为CH3COOHCH3COO-+H+。
影响因素 平衡移动方向 n(H+) c(H+) c(CH3COO-) pH 导电能力
升温(不考虑挥发) 正向 增大 增大 增大 减小 增强
加冰醋酸 正向 增大 增大 增大 减小 增强
加水稀释 正向 增大 减小 减小 增大 减弱
加CH3COONa固体 逆向 减小 减小 增大 增大 增强
通HCl气体 逆向 增大 增大 减小 减小 增强
加NaOH固体 正向 减小 减小 增大 增大 增强
加金属Zn 正向 减小 减小 增大 增大 增强
三、电离平衡常数和电离度
1．电离平衡常数的表示方法
(1)电离平衡常数表达式：
弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱的电离平衡常数用Kb表示。如：
CH3COOH电离常数的表达式：Ka=；
NH3·H2O电离常数的表达式：Kb=。
(2)多元弱酸的分步电离
H2CO3、H3PO4等多元弱酸在水溶液中分步电离，每步电离都有相应的电离平衡常数，如：
H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO，所以Ka1＝，Ka2＝。
一般情况下多步电离时电离平衡常数相差较大。各级电离平衡常数的大小关系是Ka1 Ka2 Ka3，所以其酸性主要决定于第一步电离。
2．电离平衡常数的意义
电离平衡常数越大，表示该弱电解质电离程度越大，弱酸的酸性越强，弱碱的碱性越强。
3．电离平衡常数的影响因素
电离平衡常数只与电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关。
由于电离是吸热的，所以电离平衡常数随着温度的升高而增大。
4．电离度
(1)弱电解质的电离度α可表示为：α＝×100%
(2)电离度与电离平衡常数的关系
在一定温度下，弱电解质的电离平衡常数与弱电解质溶液的初始浓度无关，而电离度与初始浓度有关。
一般而言，弱电解质溶液的浓度越大，电离度越小；弱电解质溶液的浓度越小，电离度越大。
5．电离平衡常数的应用
(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。
(2)判断电离平衡的移动方向。如在一定浓度的CH3COOH溶液中K＝；稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝＝K，Q(3)判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。
6．电离平衡常数与电离度的有关计算
电离平衡常数中，电解质分子和电解质离子的浓度都是平衡浓度。
对电离平衡常数和电离度的计算时，一般采用三段式：
以CH3COOHCH3COO-+H+为例，设CH3COOH的初始浓度为c mol·L-1，电离平衡常数为Ka，电离度为α。
CH3COOH CH3COO- + H+
初始浓度(mol/L) c 0 0
转化浓度(mol/L) cα cα cα
平衡浓度(mol/L) c- cα cα cα
其中：当酸或碱较弱时，c- cα≈c
则：Ka= = = cα2
α=
上式说明，弱电解质的电离度α与初始浓度有关，初始浓度越大，电离度越小；反之，初始浓度越小，电离度越大。
四、水的电离平衡
1．水的电离
(1)水是一种极弱的电解质。
(2)水的电离为吸热过程，自身电离示意图如下：
电离方程式：H2O＋H2OH3O+＋OH-；简写为：H2OH＋＋OH－。
2．水的离子积常数：
(1)水的电离平衡常数表达式为K= 。
纯水和稀溶液中c(H2O)视为常数，则c(H＋)·c(OH－)＝K·c(H2O)为新的常数，用Kw表示。
(2)水的离子积常数表达式为KW= c(H+)·c(OH-)。
①常温时，Kw＝1.0×10－14，不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质溶液。
②不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。
(3)KW及影响因素：
a．25 ℃时：KW=1×10-14。
b．水的电离是中和反应的可逆过程，故温度升高，KW增大。
c．水的离子积常数只受温度的影响，与c(H+)、c(OH-)的变化无关。
3．有关水的离子积常数的计算
(1)常温下，水的离子积常数Kw＝1.0×10－14，则纯水中c(H＋)是1.0×10－7mol·L－1。
若某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－4 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－10mol·L－1。
若某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－13mol·L－1。
(2)不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。
若某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－13mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10－13mol·L－1。
若某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－13mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10－13mol·L－1。
4．影响水的电离平衡的因素
(1)温度：水的电离吸热过程，温度升高，会促进水的电离，水的电离程度增大，KW增大。
(2)酸碱效应：
①外加酸，c(H＋)增大，抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。
③外加碱，c(OH－)增大，抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。
(3)化学反应：加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向右移动，水的电离程度增大。
(4)弱酸根离子或弱碱离子：
①加入弱碱离子(如Al3+、Fe2+、NH4+、Cu2+、Ag+等)，弱碱离子与水电离出的OH-结合，水的电离平衡向右移动，c(H+)增大，溶液呈酸性。
②加入弱酸根离子(如CO32-、HCO3-、CH3COO-等)，弱酸根离子与水电离出的H+结合，水的电离平衡向右移动，c(OH-)增大，溶液呈碱性。
(5)实例分析：在常温下，改变下列条件，分析条件的改变对水的电离平衡H2OH＋＋OH－的影响，填写下表：
改变条件 电离平衡 移动方向 溶液中 c(H＋) 溶液中 c(OH－) pH 溶液的 酸碱性 Kw
升高温度 正向 增大 增大 <7 中性 增大
加入酸 逆向 增大 减小 <7 酸性 不变
加入碱 逆向 减小 增大 >7 碱性 不变
加入活泼金属(如Na) 正向 减小 增大 >7 碱性 不变
加入CH3COONa(s) 正向 减小 增大 >7 碱性 不变
加入NH4Cl(s) 正向 增大 减小 <7 酸性 不变
第二单元 溶液的酸碱性
一、溶液的酸碱性与pH
1．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性的判断标准是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小，其具体关系为：
c(H＋)与c(OH－) 相对大小 c(H＋)的范围(25 ℃)
中性溶液 c(OH－)=c(H＋) c(H＋)=1.0×10－7 mol·L－1
酸性溶液 c(OH－)1.0×10－7 mol·L－1
碱性溶液 c(OH－)>c(H＋) c(H＋)<1.0×10－7 mol·L－1
2．溶液的pH
(1)定义
pH是c(H＋)的负对数，其表达式是pH＝-lgc(H+)。
(2)溶液的pH、c(H＋)及酸碱性的关系(25 ℃)：
pH大小能反映出溶液中c(H+)大小，即能表示溶液的酸碱性强弱。
(3)pH的适用范围：1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1，即0≤pH≤14。
3．溶液酸碱性的测定方法
(1)酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)。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 红色←5.0紫色8.0→蓝色
酚酞 无色←8.2粉红色10.0→红色
甲基橙 红色←3.1橙色4.4→黄色
(2)利用pH试纸测定，使用的正确操作为将pH试纸放在玻璃片上，用玻璃棒或滴管蘸取少量溶液，滴在试纸的中央，然后迅速与标准比色卡对照。
(3)利用pH计测定，仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。
二、溶液pH的计算和酸碱溶液稀释后pH的变化规律
1．单一溶液的pH计算
(1)c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃)，c(H＋)＝nc mol·L－1；pH＝－lg nc
(2)c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (25 ℃)
c(OH－)＝nc mol·L－1；c(H＋)＝＝ mol·L－1；pH＝14＋lg nc。
2．混合溶液pH的计算方法
(1)强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略)
c混(H＋)＝，然后再求pH。
(2)强碱与强碱混合(稀溶液体积变化忽略)
先计算c混(OH－)＝，再求c混(H＋)＝，最后求pH。
(3)强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略)
a．恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)。
b．酸过量：
先求c余(H＋)＝，再求pH。
c．碱过量：
先求c余(OH－)＝，再求c(H＋)＝，最后求pH。
3．酸、碱溶液稀释后的pH变化规律
(1)强酸或弱酸溶液的稀释问题
①对于pH＝a的强酸溶液，每稀释10n倍，强酸的pH就增大n个单位，即pH＝a＋n；
②对于pH＝a的弱酸溶液，由于稀释过程中，弱酸还会继续电离，故弱酸的pH范围是a③酸溶液无限稀释，pH只能无限接近于7，不能大于7。如图Ⅰ所示。
(2)强碱或弱碱溶液的稀释问题
①对于pH＝b的强碱溶液，每稀释10n倍，强碱的pH减小n个单位，即pH＝b－n(其中b－n>7)；
②对于pH＝b的弱碱溶液，由于稀释过程中，弱碱还会继续电离，故弱碱的pH范围是b－n7)；
③碱溶液无限稀释，pH只能无限接近于7，不能小于7。如图Ⅱ所示。
4．一元酸的溶液稀释时pH的变化图像
(1)相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸
加水稀释至相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
(2)相同体积、相同pH的盐酸和醋酸
加水稀释至相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释至相同的pH，醋酸加入的水多
三、酸碱中和滴定
1．酸碱中和滴定原理
(1)利用已知浓度的酸(或碱)去滴定一定体积未知浓度的碱(或酸)，通过测定反应完全时消耗已知浓度的酸(或碱)的体积，从而推算出未知浓度的碱(或酸)的浓度的方法。
其中已知浓度的酸(或碱)溶液常称为标准液，未知浓度的碱(或酸)溶液常称为待测液。
(2)酸碱中和反应的实质可用离子方程式H＋＋OH－===H2O来表示，在中和反应中，H＋、OH－之间的物质的量关系是n(H＋)＝n(OH－)；若用参加反应的c(H＋)、c(OH－)来表示，其关系式为c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱，由此可计算c(H＋)，其表达式是c(H＋)＝；也可计算c(OH－)，其表达式是c(OH－)＝。由c(H＋)、c(OH－)可分别求出相应酸、碱的浓度。
2．主要仪器
(1) 酸碱中和滴定所用的主要仪器是滴定管和锥形瓶。
(2)滴定管
①滴定管分为酸式滴定管和碱式滴定管。
酸式滴定管用于盛放酸性或中性溶液，碱式滴定管用于盛放碱性溶液。
②既能盛放酸性溶液又能盛放碱性溶液的滴定管，活塞由聚四氟乙烯制成；若溶液中的物质见光易分解，可用棕色滴定管盛放。
③滴定管的上都标有规格大小、使用温度、刻度；滴定管的精确读数为0.01mL。
3．滴定管的使用方法
(1)检查：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。
(2)润洗：在加入酸、碱液之前，应使用待装的酸、碱溶液分别润洗滴定管内壁2～3次。
(3)装液：注入待装的酸、碱溶液至滴定管0刻度线以上2～3mL处。
(4)排气泡：酸式滴定管快速打开活塞冲走气泡，碱式滴定管将橡胶管向上弯曲，挤压玻璃球，赶走气泡，使滴定管尖嘴部分充满溶液。
(5)调液面：调整管中液面至“0”或“0”刻度以下，记录读数V0。滴定管的读数时，视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。
(6)滴定：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。滴定过程中，滴加速度不宜过快，接近终点时，应逐渐减慢滴加速度。
(7)终点的判断：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。滴加完毕记录读数V1，消耗溶液的体积为V1-V0。
4．中和滴定曲线和pH突变
(1)中和滴定曲线和pH突变
在酸、碱中和滴定过程中，在接近滴定终点时溶液的pH有一个突变过程，在此范围内，滴加很少的酸(或碱)，溶液的pH就有很大的变化，能使指示剂的颜色变化明显，所以即使酚酞、甲基橙的变色不在恰好中和的pH＝7的点上，但体积差距很小，可以忽略不计。
(2)中和滴定终点的判断
判断滴定终点(中和反应恰好反应完全的时刻)的方法是在待测液中加2～3滴指示剂，观察滴定过程中其颜色的变化，常选用的指示剂是酚酞或甲基橙，而不用石蕊试液的原因是石蕊试液颜色变化不明显。
(3)指示剂的选择
对于不同的酸碱中和反应，指示剂的选择可依据中和滴定曲线来确定。
指示剂 酸色 中间色 碱色 变色的pH范围
甲基橙 红 橙 黄 3.1 ~ 4.4
甲基红 红 橙 黄 4.4 ~ 6.2
酚酞 无色 粉红 红 8.2 ~ 10.0
(4)指示剂的选择和滴定终点的判断
①指示剂的选择：
强酸与强碱相互滴定时，选甲基橙或酚酞都可以，但不能选石蕊试液(遇酸、碱颜色变化不明显)。一般原则是酸滴定碱，选甲基橙；碱滴定酸，选酚酞。
②滴定终点的判断(以NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸为例)：
若用酚酞作指示剂，当滴入最后半滴NaOH溶液时，溶液的颜色由无色突变为粉红色，且半分钟内不褪色，说明达到滴定终点。
若用甲基橙作指示剂，当滴入最后半滴NaOH溶液时，溶液的颜色由红色变为橙色，且半分钟内不变为原色，说明达到滴定终点。
四、酸碱中和滴定实验及误差分析
1．测定未知浓度盐酸的物质的量浓度
(1)实验仪器和药品
仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶
药品：0.1000mol·L-1NaOH溶液，未知浓度的盐酸、酚酞、蒸馏水
(2)实验步骤
①准备阶段：
滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面(赶气泡)→记读数
锥形瓶：洗涤→注待测液→记读数→加指示剂
②滴定阶段：
滴定：左手控制滴定管活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内颜色变化。
③终点判断：溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点。记录消耗标准液的体积。
④计算结果：求出三次测定数值的平均值，计算待测盐酸的物质的量浓度。若几次测定结果相差较大，应重新进行测定。
2．酸碱中和滴定误差分析
(1)酸碱中和滴定误差产生的原因
①操作失误产生的误差
②药品误差(变质或混有杂质)
③读数误差
(2)误差分析的基本依据
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，根据c(待)＝，c(标)、V(待)均为定值，c(待)的大小取决于V(标)的大小。
(3)分析方法
将所有变化量先归结为标准溶液用量V(标)变化，然后根据公式进行判断。
标准溶液用量偏多，V(标)变大，待测溶液浓度c(待)偏高。
标准溶液用量偏少，V(标)变小，待测溶液浓度c(待)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，常见的因操作不正确而引起的误差有：
步骤 操作 V(标) c(待)
洗涤 酸式滴定管未用标准液润洗 偏大 偏大
碱式滴定管未用待测液润洗 偏小 偏小
锥形瓶用待测液润洗 偏大 偏大
锥形瓶洗净后还有蒸馏水 无影响 无影响
取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 偏小 偏小
滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定到终点时气泡消失 偏大 偏大
振荡锥形瓶时部分液体溅出 偏小 偏小
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴溶液颜色无变化 偏大 偏大
读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) 偏小 偏小
滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) 偏大 偏大
(4)读数误差可以用画图的形式来理解和记忆。如开始读数仰视，滴定完毕读数俯视，如图Ⅰ；开始读数俯视，滴定完毕读数仰视，如图Ⅱ。
第三单元 盐类的水解
一、盐类水解的原理
1．盐类水解的概念
在水溶液中盐电离产生的阳离子或阴离子跟水电离出来的OH-或H+结合生成弱电解质的反应。
2．盐类水解的实质
在溶液中盐电离出来的弱碱的阳离子或弱酸的阴离子结合水电离出的OH－或H＋生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显示不同的酸性、碱性或中性。
3．盐类水解的特点
(1)与酸碱中和反应互为可逆反应，是吸热反应。
(2)一般情况下，盐类水解程度极其微弱。
(3)符合化学平衡移动的原理。
4．盐类水解的规律
(1)有弱才水解——必须含有弱酸根或弱碱的离子才能发生水解。
(2)无弱不水解——强酸强碱盐不发生水解。
常见不水解的离子：①强酸阴离子：Cl－、SO、NO、Br－、I－、ClO；②强碱阳离子：K＋、Na＋、Ca2＋、Ba2＋。
(3)谁弱谁水解——发生水解的是弱碱阳离子或弱酸阴离子。
(4)谁强显谁性——组成盐的酸根离子(碱的阳离子)是强酸根离子(强碱的阳离子)，则显酸(碱)性。
(5)都弱都水解——弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度较大，少数可以完全水解。
(6)同强显中性——①强酸强碱盐溶液显中性；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数Kb与盐中的阴离子对应的酸的电离常数Ka相等时，盐溶液呈中性，如CH3COONH4溶液呈中性。
(7)越弱越水解——组成盐的酸根离子对应的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”规律。
5．盐类水解反应离子方程式的书写
(1)盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解反应的离子方程式时，一般用“??”连接，产物不标“↑”或“↓”。如：
NaClO：ClO－＋H2OHClO＋OH－。
(NH4)2SO4：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。
(2)多元弱酸根离子的水解分步进行，以第一步为主。如：
Na2CO3：CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－。
(3)多元弱碱阳离子水解反应过程复杂，要求一步写到底。如AlCl3：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋。
(4)弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进。
①NH与S2－、HCO、CO、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度较小，书写时仍用“”表示。如：NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。
②Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、AlO，Fe3＋与CO、HCO等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀，书写时用“===”表示。如泡沫灭火器原理：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
二、盐的性质与盐的水解平衡常数
1．盐的性质
主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。
填写下表：
序号 0.1mol·L-1盐溶液 水解的离子方程式 对应的弱酸 Ka
① NaClO ClO-+H2OHClO+OH- HClO 3.0×10-8
② CH3COONa CH3COO-+H2OCH3COOH+ OH- CH3COOH 1.8×10-5
③ NaNO2 NO2-+H2OHNO2+OH- HNO2 4.6×10-4
以上3种盐的水解程度由大到小的顺序是①>②>③，溶液的pH大小顺序是①>②>③。
2．水解平衡常数Kh
(1)水解平衡常数(Kh)表达式
水解反应A-+H2OHA+OH-的平衡常数表达式为：Kh =。
HA的电离平衡常数表达式为：Ka =。
Kh与Ka和KW的关系：Kh=。
(2)盐的水解程度与盐的相对应的弱酸或弱碱的强弱的关系：
根据Kh与Ka和KW的关系，一定温度下，Kh 与Ka 呈反比，即：
盐的相对应的弱酸或弱碱越弱，盐的水解程度越大；反之，盐的相对应的弱酸或弱碱越强，盐的水解程度越小。
(3)意义：Kh数值越大，水解程度越大。
(4)影响因素：Kh只受温度影响。温度升高，Kh增大。
3．盐的水解常数(Kh)的应用
(1)判断盐溶液酸碱性强弱(水解程度大小)
由于Kh＝或Kh＝，Ka或Kb越小，Kh越大，对应盐溶液中离子水解程度越大，对应盐溶液碱性或酸性越强(即越弱越水解)。
(2)判断酸式盐的酸碱性
①强酸的酸式盐(如NaHSO4)只电离，不水解，溶液呈酸性。NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
②弱酸的酸式盐NaHA溶液中，存在HA－的电离和水解两个平衡，电离平衡：HA－H＋＋A2－，水解平衡：HA－＋H2OH2A＋OH－，溶液的酸碱性取决于HA－的电离程度和水解程度的相对大小，即Ka2和的相对大小。
如：a.常温下，H2CO3的电离常数Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11，则HCO的电离程度小于水解程度，即Ka2＜，所以NaHCO3溶液呈碱性。类似的离子还有HS－、HPO。
b．常温下，H2SO3的电离常数Ka1＝1.54×10－2，Ka2＝1.02×10－7，则HSO的电离程度大于水解程度，即Ka2＞，所以NaHSO3溶液呈酸性。类似的离子还有H2PO。
(3)判断等浓度的HX和NaX混合液的酸碱性
混合液中存在HX的电离平衡和NaX的水解平衡，溶液的酸碱性取决于HX的电离程度和X－的水解程度的相对大小。
①当Ka(HX)>Kh(X－)时，HX的电离程度大于X－的水解程度，混合液呈酸性。
②当Kh(X－)>Ka(HX)时，X－的水解程度大于HX的电离程度，混合液呈碱性。
2．二元弱酸对应盐的水解常数
H2CO3的电离常数分别为Ka1、Ka2，则
Na2CO3溶液：CO＋H2OHCO＋OH－
Na2CO3的水解常数：Kh＝＝＝。
NaHCO3溶液：HCO＋H2OH2CO3＋OH－
NaHCO3的水解常数：Kh＝＝＝。
三、外界因素对盐类水解的影响
1．影响盐类水解的外界因素
(1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。
(2)浓度：盐溶液的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越大，水解程度越大。
(3)酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制弱碱离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制弱酸根离子水解。
2．实例分析
以0.1mol·L-1FeCl3溶液为例，FeCl3溶液水解的离子方程式为Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。请填写下表。
影响因素 溶液颜色 移动方向 c(H+) n(H+) 水解程度
加热 变深 正向 增大 增大 增大
加入盐酸 变浅 逆向 增大 增大 减小
加入NaOH 变深 正向 减小 减小 增大
加水 变浅 正向 减小 增大 增大
加入FeCl3 变深 正向 增大 增大 减小
加入NH4Cl 变浅 逆向 增大 增大 减小
加入NaHCO3 变深 正向 减小 减小 增大
四、盐类水解的应用
1．【实验探究】盐类水解的应用实验
【实验1】Al2(SO4)3饱和溶液与NaHCO3饱和溶液混合。
实验现象：剧烈反应，有白色沉淀生成，有大量气泡产生。
实验原理：Al3+和HCO3-分别与水电离出的OH-和H+反应，两者相互促进使水解反应正向进行，使Al3+和HCO3-最终水解完全。离子方程式为：Al3++3HCO3-= Al(OH)3↓+3CO2↑。
【实验2】明矾净水原理
实验现象：带有悬浮颗粒的水变澄清。
实验原理：明矾电离出的Al3+水解生成Al(OH)3胶体，离子方程式为：Al3++3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+，Al(OH)3胶体能吸附水中微小的悬浮颗粒，使它们聚集在一起形成较大的颗粒沉降下来，从而除去水中悬浮的杂质。
加入少量NaHCO3，可以促进氢氧化铝胶体的生成，增强明矾的净水能力。
2．利用盐类水解原理解释有关问题
(1)比较相同物质的量浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的碱性强弱。
Na2CO3的水解方程式为CO32-+H2OHCO3-+OH-，NaHCO3的水解方程式为HCO3-+H2OH2CO3+OH-，由于Ka1(H2CO3)> Ka2(H2CO3)，因此CO32-的水解程度大于HCO3-的水解程度，因此Na2CO3溶液的碱性更强。
(2)实验室配制Na2S溶液时，需要抑制S2-水解，采取的措施是将Na2S固体溶解在NaOH溶液中。
(3)泡沫灭火器的外筒是铁皮做的，内筒为塑料(或玻璃)，Al2(SO4)3溶液应放在内筒， NaHCO3溶液应放在外筒，因为Al3+水解呈酸性，会腐蚀铁。
(4)废旧钢铁在焊接前，先用饱和Na2CO3溶液处理焊点，原理是Na2CO3水解的离子方程式为：CO32-+H2OHCO3-+OH-。在碱性条件下，油脂发生水解，起到去污的作用。
(5)铵态氮肥不宜与含碳酸钾的草木灰混合使用，原因是K2CO3水解显碱性，NH4+水解呈酸性，两者发生反应，导致铵态氮肥肥效减弱。
3．盐类水解原理在科学研究中的应用
应用 举例
判断溶液的酸碱性 如FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋
配制或贮存易水解 的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，防止Cu2＋水解；贮存Na2CO3、Na2SiO3溶液时，不能用磨口玻璃塞，应用带有橡胶塞的试剂瓶
胶体的制取　 制取Fe(OH)3胶体的反应：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋
制备某些无水盐 将某些挥发性酸对应的弱碱盐溶液直接蒸干时得不到无水盐。例如：加热AlCl3、FeCl3溶液，在加热过程中水解生成的HCl不断挥发，水解平衡不断向右移动，得到Al(OH)3、Fe(OH)3，继续加热，Al(OH)3、Fe(OH)3分解得到Al2O3、Fe2O3，所以要得到无水AlCl3、FeCl3，只有在HCl气流中加热对应溶液才能实现
物质的提纯 除去MgCl2溶液中的Fe3＋，可在加热搅拌的条件下加入MgO、镁粉、Mg(OH)2或MgCO3，从而降低溶液酸性使Fe3＋转化为Fe(OH)3沉淀，然后通过过滤除去
判断离子共存 Al3＋与AlO2-、CO32-、HCO3-、S2－、HS－等因相互促进水解而不能共存
4．盐类水解原理在工农业生产和生活中的应用
应用 举例
泡沫灭火器原理 主要成分为NaHCO3溶液与Al2(SO4)3溶液，发生的反应为Al3＋＋3HCO3-===Al(OH)3↓＋3CO2↑，灭火器内压强增大，CO2、Al(OH)3一起喷出覆盖在着火物质上使火焰熄灭
化肥的施用 铵态氮肥(溶液显酸性)与草木灰(溶液显碱性)不得混合施用
热的纯碱溶液清洗油污 CO32-＋H2OHCO3-＋OH－，加热，水解平衡右移，溶液碱性增强，去污能力增强
明矾净水 Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋，Al(OH)3胶体具有吸附性，可作净水剂
除锈剂 NH4Cl、ZnCl2溶液因NH4+、Zn2＋水解而显酸性，金属表面的氧化膜可与H＋反应，因此均可作焊接时的除锈剂
5．电解质溶液中的三大守恒
(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。
方法一：可以由电荷守恒与元素质量守恒推导出来。
如Na2CO3中将电荷守恒和物料守恒中的金属阳离子消去得c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)。
方法二：质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH＋＋OH－，水电离产生的H＋和OH－的物质的量总是相等的，无论在溶液中由水电离出的H＋和OH－以什么形式存在。
实例分析：Na2CO3溶液中
即c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(H3O＋)或c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(H＋)。
6．溶液中粒子浓度比较方法
(1)不同溶液中同一离子浓度的大小比较
相同物质的量浓度的A．NH4Cl溶液，B．CH3COONH4溶液，C．NH4HSO4溶液，c中H＋对NH水解有抑制作用，b中CH3COO－的水解对NH水解有促进作用，所以三种溶液中c(NH)由大到小的顺序是c>a>b。
(2)弱酸溶液中离子浓度的大小比较
①CH3COOH溶液微粒浓度由大到小的顺序(H2O除外)是c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。
②碳酸溶液中粒子浓度由大到小的顺序(水分子和CO2分子除外)是c(H2CO3)>c(H＋)> c(HCO) > c(CO) > c(O

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