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高三化学二轮复习——化学基本理论
专题一：物质结构 、化学键与元素周期律
1．物质结构
物质结构主要包括：原子结构、分子结构和晶体结构。
(1)原子结构
①原子的组成
原子是由居于原子中心的带正电的原子核和核外带负电的电子构成的。原子核又是由带正电的质子和不带电的中子构成，普通氢原子核内

径约10-10nm)内作高速运动。这就是说，质子、中子和电子是构成原子的三种微粒，在原子中这三种微粒数目之间的关系为：
质量关系：质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)
电性关系：质子数(Z)=核电荷数=核外电子数
(若质子数＞核外电子数时则为阳离子，若质子数＜核外电子数时则为阴离子)。
原子中的质子数决定元素的种类及该元素在周期表中的原子序数；中子数决定同位素；元素的化学性质主要由最外层电子数决定。
质子、中子、电子三种微粒的性质、作用和相互关系，可以列表归纳如下：

②元素与同位素
具有相同核电荷数(即质子数)的同一类原子总称为元素。因此，只要原子核里的质子数相同，不考虑核内中子数与核外电子数，也不管元素是以游离态存在还是以化合态存在，就是同一种元素。由于界定的是同类原子，故元素不包括那些具有一定质子数的原子团，如NH4+、OH-等。
具有相同质子数和不同中子数的同一种元素的不同原子互称同位素。同一元素的各同位素之间，质量数不同，物理性质也有差别，但它们的化学性质几乎完全相同；在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子百分比一般是不变的。


子数不同，它们的质量数也不同，各自形成的单质，其物理性质(如密度等)也不同，但H2、D2、T2的化学性质几乎相同，它们都具有氢气的化学性质。
注意搞清楚同位素与同素异形体的区别。同位素是指同种元素中质量数不同(也就是中子数不同)的几种原子，属于微观概念。同素异形体是指同种元素形成的几种性质不同的单质，属宏观概念。如O2和O3是氧

③同位素的原子量与元素的原子量
同位素的相对原子质量(原子量)是同位素一个原子的实际质量与12C


元素的相对原子质量(元素的原子量)是按各种天然同位素的相对原子质量和各种天然同位素原子所占的一定百分比，计算出来的平均值。
Ar=M1×a％+M2×b％+M3×c％
《国际原子量表》中列出的原子量，就是各元素的平均原子量。
若根据各种天然同位素的质量数和它们所占原子个数的百分比计算出来的平均值，就是该元素的近似原子量。
Ar=A1×a％+A2×b％+A3×c％
④核外电子排布规律
电子云：电子在核外空间的一定范围内作高速运动，好像带负电荷的云雾笼罩在原子核周围，人们形象地称它为电子云。可见电子云是描述核外电子运动特征的图象。
电子层：在含多个电子的原子里，电子的能量并不相同，能量低的通常在离核近的区域运动，能量高的通常在离校远的区域运动。根据电子能量的高低和离核远近的不同，把核外电子分成不同的电子层。到目前为上，只发现了7个电子层，用符号表示为：
电子层序号　 1　 2　 3　 4　 5　 6　 7
电子层符号　 K　 L　 M　 N　 O　 P　 Q

电子能量由低到高
电子运动区域由近到远
核外电子排布规律：首先，各电子层最多容纳的电子数目为2n2(n为层序数)；其次，最外层电子数不超过8个(K层为最外层时不超过2个)；第三，次外层电子数目不超过18个，倒数第三层电子数目不超过32个。还有，核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外依次排布在能量逐步升高的电子层里。
最外层达到8个电子(如核外只有一个电子层时为2个电子)时为稳定结构；稀有气体原子核外最外层电子数是8个(氦最外层为2个电子)。而金属元素的原子最外层电子数小于4个，一般是1-2个电子；非金属元素原子最外层电子数一般大于4个，而小于8个。在化学反应中它们可以通过得、失电子或形成共同电子对等方式，使各元素的原子最外电子层达到8电子稳定结构。
以上几条规律相互联系，不能孤立地理解，即不要只抓住某一条规律而不顾其余。
⑤原子结构的表示方法
原子结构示意图：它可表示核电荷数(质子数)、核外有几个电子层及每层上的电子数。它既可表示原子结构，也可表示离子结构。如：

电子式：在元素符号周围用·或×来表示原子的最外电子层上的电子数。它既可表示原子，也可表示离子。如

注意，当用电子式表示阴离子时，应把元素符号及其最外层电子一起用方括号括起来。
(2)分子结构
①化学键
在分子或晶体里，相邻的两个或多个原子(或离子)之间强烈的相互作用叫化学键。这里的“相邻”和“强烈的相互作用”是关键所在。而强烈的相互作用系指既有相互间的引力，又有相互问的斥力，是引力与斥力的统一。
②化学键的类型
化学键根据成键的方式不同，又可分为离子键、共价键等。化学键的类型与成键原子的原子结构有直接关系。
离子键：阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键。一般活泼金属与活泼非金属化合时可形成离子键，在强碱和大多数盐中(包括含有NH4+的化合物)存在着离子键，活泼金属的氧化物中也含有离子键。离子键的形成可用电子式表示。如：

共价键：原子间通过共用电子对(电子云重叠)所形成的化学键。同种非金属元素间自相结合时，或不同种非金属元素间互相结合时，可形成共价键。若成键的原子为两种相同元素的非金属原子，双方对共用电子对的吸引能力相同，共用电子对不偏向任何一个原子，这种共价键称为非极性键。若成键的原子为两种不同元素的原子，由于双方对共用电子对吸引能力不同，共用电子对偏向吸引电于能力强的原子一方，这种共价键称为极性共价键，简称为极性键。共价键的形成，可用电子式表示。如：

*配位键：如果形成共价键时，电子对是由一个原子单方面提供而跟另一个原子共用，这样的共价键叫做配位键。可见配位键是一种特殊的共价键。形成配位键的条件是，一方有弧对电子， 另一方有空轨道。例如NH3分子与H+离子结合成NH4+，形成的NH4+中就有一个配位键。可用下式表示NH4+的形成过程：

在铵离子中，虽然有一个N-H键跟其它3个N-H键的形成过程不同，但是它们的键长、键能、键角都是一样的，4个键表现的化学性质也完全相同。所以，铵离子通常就用下式表示：

H2O分子与H+结合成的H3O+(水合氢离子)中，也存在着配位键。
*金属键：金属晶体中金属离子与自由电子间的强烈作用，形成金属键。金属单质和合金等晶体中存在金属键。金属键使金属离子形成紧密的堆积，从而形成金属晶体。金属晶体中的自由电子决定了金属具有传热性、导电性与可塑性。
③化学键中的几个物理参数
键能：指在标准状况下，将1mol气态化合物中1mol化学键拆开所需要的能量。键能越大，键越强，结合得越牢固，含有该键的分子也就越稳定。
键长：分子中成键原子的核间平均距离。一般说来，键长越短，键能越大，结合越牢固，含该键的分子也就越稳定。
键角：分子中相邻共价键之间的夹角。根据键角的大小，可以判断分子的空间构型。例如：

此外，键角为108°的还有CS2、CH≡CH； 键角为120°的还有CH2=CH2；键角为109°28′的还有CCl4、CBr4、金刚石、晶体硅、SiH4、SiCl4、NH4+等。白磷分子P4虽然也是正四面体型，但由于它是由四个磷原子结合而成，其键角为60°。
④极性分子和非极性分子
非极性分子：指整个分子的电荷分布是均匀的、对称的。(正、负电荷重心重合)。
极性分子：指整个分子的电荷分布是不均匀、不对称的。(正、负电荷重心不重合)。
分子的极性是由化学键的极性引起的。
如果分子内所有化学键都是非极性键，这种分子必定是非极性分子。如H2、Cl2、N2、P4等。
由极性键结合成的双原子分子，必定是极性分子。如HCl、HBr、HF等。
由极性键结合成的多原子分子，可能是极性分子，也可能是非极性分子，这要看整个分子中电荷分布是否均匀。而电荷分布是否均匀，又是由分子中各个共价键的空间排列是否对称来决定的。含有极性的多原子分子，结构对称、电荷分布均匀的是非极性分子，如CO2分子、CH4分子、CCl4分子都是非极性分子；结构不对称、电荷分布不均匀的是极性分子，如H2O分子、H2S分子、NH3分子都是极性分子。
化学键的极性是由成键的两个原子间电荷是否均匀来决定的；分子的极性是整个分子的电荷分布是否均匀引起的。共价键的极性是指成键的两个原子分别带有部分正、负电荷；分子的极性是指整个分子的一端带部分正电荷，而另一端带部分负电荷。
某些分子的空间构型和分子的极性，可通过下表加以说明：

分子的极性对物质熔、沸点的影响：极性大，则熔、沸点就要高一些。
分子的极性对物质溶解度的影响：相似相溶原理就体现了这一影响。极性分子组成的物质，易溶于极性分子组成的溶剂中，如HCl气体极易溶于水，而不易溶于CCl4；非极性分子组成的物质，易溶于非极性分子组成的溶剂中，如I2易溶于酒精、CCl4，而不易溶于水。
⑤ 范德华力(分子间作用力)
范德华力是分子间存在的较弱的相互作用，其实质是静电作用。范德华力广泛存在于分子与分子之间，但它的作用范围很小，只有在分子与分子充分接近时才有明显的作用。范德华力能量很小，远不如化学键的相互作用。范德华力的大小对物质的熔点、沸点等物理性质有影响。分子间作用力大的物质，其熔沸点也就高。
影响分子间作用力大小的因素很多，对于组成和结构相似的物质来说，随着分子量的增大，分子间作用力也增大，物质的熔点和沸点也随着升高。
(3)晶体结构
① 几种常见晶体的结构与性质
根据晶体质点和质点间作用力的不同，晶体可分为离子晶体、原子晶体、分子晶体。

注意， 石墨晶体实质上是处于由原子晶体向分子晶体和金属晶体的过渡类型，因此石墨软而滑，能够导电。
*金属晶体是由金属阳离子和自由电子形成的晶体。其硬度有的高一些，有的低一些；其熔沸点一般较高，但也有的较低；金属晶体都有良好的传热性和导电性。金属单质与合金在固态时都是金属晶体。
②晶体类型的判断
凡含有离子键的化合物(同时可能含有其他类型的化学键)形成的晶体属于离子晶体。如大多数盐、可溶性强碱、活泼金属的氧化物等。
直接由原子构成，并以共价键结合，互相排列成空间网状结构的晶体均是原子晶体。如金刚石、单晶硅等单质；SiO2、SiC等化合物。
分子间通过范德华力结合成的晶体是分子晶体。在分子晶体中，分子与分子之间通过范德华力结合；在分子内各原子间通过共价键结合，不同非金属原子间是极性共价键，相同非金属原子间是非极性共价键。所有的含氧酸、气态氢化物、大部分非金属氧化物、大部分非金属单质、稀有气体、大部分有机物，在固态时都是分子晶体。
③化学键的强弱与物质性质的关系
化学键的强弱跟多种因素有关，一般规律是原子晶体中的共价键最强，离子键较强。分子间作用力不是化学键，它很弱，约相当于化学键键能的1/10到1/100。
在原子晶体中，共价键键能的大小跟成键原子的原子半径大小有关，原子半径越小，共价键键长越短，键能就越大。如碳原子半径小于硅原子半径，C-C键键长小于Si-Si键键长，因此C-C键键能大于Si-Si键键能。所以金刚石的熔点、沸点、硬度都大于单晶硅。
在离子晶体中，离子键能量大小跟离子半径、离子所带电荷数、阴阳离子的核电荷数等因素有关，一般起决定作用的还是离子半径的大小。离子半径越小，阴阳离子间静电作用越强烈，离子键能量就越大。如Mg2+半径小于Ca2+半径，MgO中的离子键能量强于CaO，所以MgO的熔点、沸点都比CaO高。
分子晶体中分子与分子之间的作用力为范德华力，其能量较小。对于组成和结构相似的物质来说，其分子间作用力随分子量的增大而增大，熔沸点也随之升高。如：

2．元素周期律
元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。它的实质是元素的原子结构中核外电子排布周期性变化的必然结果。这些周期性变化体现在元素原子的核外电子排布、原子半径、元素的化合价、元素的金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性和最高价氧化物水化物的酸碱性等方面。
(1)元素的原子结构周期性变化
①核外电子排布周期性变化
随着原子序数的递增，元素原子的最外电子层上的电子数从1个递增到8个(H、He除外)， 达到稀有气体元素原子的稳定结构．然后又重复出现最外层电子数从1个递增到8个的变化规律。
②原子半径周期性的变化
随着原子序数的递增，元素原子的半径由大逐渐变小(稀有气体的原子除外)，然后又重复出现原子半径由大到小的变化规律。
(2)元素性质周期性的变化
①元素主要化合价周期性的变化
随着原子序数的递增，元素的主要化合价从+1价依次递增到+7价(O、F不显正化合价)，经过稀有气体，然后又重复出现由+1价递增到+7价的变化规律。
②元素原子得失电子能力的周期性变化
随着原子序数的递增，元素原子失电子的能力由强逐渐减弱，得电子的能力从弱逐渐增强。即从易失电子的碱金属开始，逐渐到易得电子的卤素，最后以稀有气体结束，然后又重复上述的变化规律。 所以，元素的金属性、非金属性、与氢化合的能力及气态氢化物的稳定性，最高价氧化物水化物的酸碱性也呈现出周期性的变化。
3．元素周期表
元素周期律是元素周期表的理论基础，元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
(1)元素周期表的结构
①周期
元素周期表中有7个横行，每个横行为一个周期，也就是有7个周期。
三个短周期：

三个长周期：

一个不完全周期：第7周期，现有23种元素，原子序数87～109号。
②族
元素周期表中有18个纵行，分为16个族。
七个主族： IA族～ⅦA族， 由长周期元素和短周期元素共同构成的族。
七个副族：ⅢB族～ⅡB族， 只由长周期元素构成的族。
Ⅷ族：周期表中从左向右数第8、9、10三个纵行的元素构成的族。
0族：由稀有气体元素构成的族，位于元素周期表中第18纵行。
(2)元素周期表与原子结构的关系
原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
周期数=电子层数
主族族序数=最外层电子数
(3)元素周期表与元素性质的关系
①同周期元素性质递变规律
同周期元素从左到右，随核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，原子失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强。因此，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；元素的最高价氧化物水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强；元素与氢化合的能力逐渐增强，气态氢化物的稳定性逐渐增强。
现以第3周期11～17号元素为例说明同周期元素性质递变规律：

②同主族元素性质的相似性与递变性
相似性：同主族元素原子的最外层电子数相同，因此它们的最高化合价相同，最高价氧化物化学式的通式相同，最高价氧化物对应水化物化学式的通式相同，非金属元素的负化合价相同，气态氢化物化学式的通式相同。同主族元素性质上的这些相似性，可以通过下表加以说明。

递变性：同主族元素从上到下，随核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径逐渐增大，原子失电子的能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。所以，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强；非金属与氢气化合的能力逐渐减弱，气态氢化物的稳定性逐渐减弱。例如：

从元素周期表中元素性质的递变规律可知在周期表中越靠左方和越靠下方的元素，其金属性越强；若把放射性元素Fr除外，则Cs是金属性最强的元素，CsOH是最强的碱。周期表中越靠右方和越靠上方的元素，其非金属性就越强(不计稀有气体元素)，所以F是非金属性最强的元素。
③元素金属性与非金属性强弱的判断
所谓元素的金属性强，是指其原子易于失去电子，在形成化学键时成为阳离子的倾向大，或者说它的价电子易于偏离；反之，则为元素的金属性弱。所谓元素的非金属性强，是指其原子易于获得电子，在形成化学键时成为阴离子的倾向大，或者说能强烈吸引成键电子。
一般说来，可以从元素的单质跟水或酸反应置换出氢的难易，元素最高价氧化物对应水化物——氢氧化物的碱性强弱，来判断元素金属性的强弱；可以从元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，或从元素的单质跟氢气反应的难易，及气态氢化物的稳定性强弱，来判断元素非金属性的强弱。
应该引起注意的是，元素的金属性与非金属性的强弱，应当与单质的化学活泼性有所区别。虽然单质的化学性质和元素的金属性、非金属性的强弱有密切关系，但单质的性质还和其分子结构或晶体结构有关。如氮(N)的非金属性远强于磷(P)，但氮气(N2) 的化学性质远不如白磷活泼。这是由于N2中两个氮原子结合得牢固，而P4分子中磷原子结合得不牢固所致。
(4) 元素在周期表中的位置、原子结构和元素性质之间的关系
因为元素的化学性质主要是由原子结构决定的，而元素在周期表中的位置又反映了这种元素的原子结构。所以，元素的性质、原子结构和元素在周期表中的位置，三者之间有着密切的联系。
①根据元素在周期表中的位置，确定该元素及其化合物的性质
如铝位于元素周期表中第3周期，ⅢA族。可知Al的最高价为+3价。铝的上方是硼(非金属)，下方是镓(金属)，左方是镁(金属)，第3周期右方是硅(非金属)。可知铝虽然是金属元素，但其氧化物Al2O3为两性氧化物，其氢氧化物Al(OH)3为两性氢氧化物。铝与氯反应生成的AlCl3是共价化合物。

②推断一些没学过元素的某些性质
如根据ⅡA族元素的氢氧化物中，Ca(OH)2微溶于水，Mg(OH)2难溶于水，则可推知Ba(OH)2可溶于水，其溶解度比 Mg(OH)2大。也可根据同主族元素，从上到下，其最高价氧化物水化物的碱性逐渐增强，则可推知Sr(OH)2是可溶于水的强碱。又根据ⅡA族元素碳酸盐的溶解性，MgCO3微溶于水，CaCO3难溶于水，BaCO3难溶于水，则可推知RaCO3也难溶于水。
如根据卤族元素性质递变规律，可推知砹的单质(At2)是黑色固体，与H2很难化合，具有挥发性，能溶于苯、CCl4等有机溶剂中，AgAt是难溶于水的沉淀。
③确定单质的氧化性和还原性
金属单质都具有还原性。非金属单质(稀有气体除外)中，F2只具有氧化性， 其余的非金属单质一般以氧化性为主，但接近金属区的非金属单质(如H2、B、C、Si、P、As等)则以还原性为主。
④判断气态氢化物的分子构型和分子的极性
ⅣA族中CH4、SiH4的分子构型为正四面体，为非极性分子，难溶于水。
ⅤA族中NH3、PH3、AsH3的分子构型为三角锥形，为极性分了。NH3极易溶于水，氨水显碱性。
ⅥA族中H2O、H2S、H2Se的分子构型为折线型，为极性分子。H2S、H2Se能溶于水，其水溶液均显弱酸性。
ⅦA族中HF、HCl、HBr、HI的分子构型为直线型，为极性分子，都易溶于水，其水溶液都显酸性。除氢氟酸为弱酸外，其余的氢卤酸都是强酸。
⑤根据元素的原子序数，确定元素的性质
例：某元素的原子序数为34，试确定其在周期表中的位置，并推测其主要性质。
方法1：根据电子层排布推导
34-　　　　 2-　　　　 8　　　　　 -18　　 =6
K层　　　　　 L层　　　 　 M层　　　　 N层
所以该元素在第4周期，ⅥA族，为硒Se。
硒为非金属元素，其非金属性大于碲，小于硫；大于砷，小于溴。硒的最高正价为+6价，负价为-2价。硒的最高价氧化物SeO3，其对应的水化物为H2SeO4，硒酸也是一种强酸。硒的气态氢化物H2Se的稳定性小于H2S，大于 H2Te；小于HBr，大于AsH3。H2Se的水溶液显酸性，为氢硒酸。H2Se的还原性大于H2S。
方法2：根据每个周期中的元素种类推导
34　　　　　 -2　　　-8　　　 -8 =16
1周期　　 2周期　　　　 3周期　 4周期第16纵行
第4周期为长周期，第3～12纵行为副族和Ⅷ族。当推导到第4、5周期时，若数字为1或2时， 就是其主族的族序数；若数字≥13，应减去副族和Ⅷ族所占有的10个纵行，即可得主族的族序数。本例题中34号元素所在的主族为16-10＝6，在ⅥA族。
专题二、化学反应速率 与化学平衡
1．化学反应速率
(1) 化学反应速率的概念
化学反应速率是指在一定条件下，某一化学反应进行的快慢。
(2)化学反应速率的表示方法
通常用单位时间(每小时、每分或每秒等)内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示。其表达式为

式中△c为反应物或生成物浓度的变化，其单位是mol/L；△t为时间变化，其单位是小时(h)、分(min)、秒(s)。所以，反应速率的单位为mol/(L·h)、 mol/(L·min)或mol/L·s)等。
对于化学反应速率的理解，要注意以下几点：
①化学反应速率通常是指在某一段时间内的平均反应速率，而不是某一时刻的瞬时反应速率。实际上，在具体反应过程中，每一时刻的反应速率都可能是不同的。
②化学反应速率是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的，所以无论以反应物还是以生成物表示的化学反应速率，都是正值，而不能是负值。
③在同一反应中，可选用反应物中或生成物中某一种物质来表示其反应速率，它们的数值可能是不同的，但这些数值所表示的都是同一个反应的反应速率。因此，表示化学反应速率时，应注明是用哪种物质表示的化学反应速率。
④在同一化学反应中，用各物质表示的化学反应速率之比，等于它们在化学方程式中的化学计量数(即系数)之比。若已知用某物质表示的反应速率，可按化学方程式中的化学计量数的比例关系，求出用其它物质表示的化学反应速率。
例如：　　　　　　　　　　　 N2 + 3H2 2NH3
起始浓度(mol/L)　　　　　　　 1　　　　 3　　　 0
反应进行到5秒钟时　　　　 0.6　　　 1.8　　 0.8
物质的浓度(mol/L)
根据这些数据可以计算出：


V（N2）∶v（H2）∶v（NH3）=0.8∶0.24∶0.16=1∶3∶2
(3)影响化学反应速率的因素
内因：在相同条件下，不同化学反应的反应速率是不相同的，这主要由反应物本身的性质来决定。而反应物的性质又是由参加反应的物质的原子结构、分子结构或晶体结构来决定。例如，镁和铁分别与0.1mol/L的盐酸反应时，镁与盐酸反应较为剧烈(反应速率较快)，这是因为镁的金属活动性大于铁的缘故。
外因：同一个化学反应在不同条件下，由于受到一些外界条件的影响，其反应速率也不相同。对化学反应速率影响较大的外界因素主要有温度、浓度、压强和催化剂。
①浓度对化学反应速率的影响
当其它条件不变时，增大反应物的浓度，会使正反应速率和逆反应速率都增大；若减小反应物的浓度时，会使正反应速率和逆反应速率都减小。
对固体物质或纯液体物质来说无浓度可言，因此所说的反应物(或生成物)的浓度变化，系指气态或溶液。
②压强对化学反应速率的影响
当其它条件不变时，对于有气体参加(或气体生成)的化学反应，加大压强时，由于气体体积缩小，实际上等于增加气体反应物或气体生成物的浓度，会使正反应速率和逆反应速率都增大。反之，若减小压强时，由于气体体积扩大，实际上等于减小气体反应物或气体生成物的浓度，会使正反应速率和逆反应速率都减小。
压强对化学反应速率的影响，仅适用于有气体参加或有气体生成的反应。如果一个反应中，参加反应的物质和生成的物质都是固体、液体或溶液时，改变压强对它们的体积改变很小，因而对它的浓度改变很小，可以认为压强的改变不影响它们的反应速率。
③温度对化学反应速率的影响
当其他条件不变时，升高反应体系的温度会使正反应速率和逆反应速率都增大，但对于吸热反应方向的反应速率增加的倍数更大一些。若降低反应体系的温度，会使正反应速率和逆反应速率都减小，但吸热反应方向的反应速率减少的倍数更大一些。
一般说来，温度每升高10℃，反应速率通常增大到原来的2～4倍，即温度和浓度对反应速率的影响相比，温度对反应速率的影响要显著得多。
④催化剂对化学反应速率的影响
在其他条件不变时，使用正催化剂可以使正反应速率和逆反应速率都增大，且增大的倍数相同。负催化剂则可同等程度地减慢正反应速率和逆反应速率。若无特殊说明，催化剂就是指正催化剂。
必须明确，催化剂虽然能明显地改变化学反应速率，但不能使本来不会发生的反应变为能够发生的反应。
⑤影响化学反应速率的其他因素
表面积：固体反应物的表面积越大(如颗粒越小)，则反应速率就越快。如锌粉与1mol/L盐酸的反应速率，要比等质量的锌粒与1mol/L盐酸的反应速率大。
光的作用：某些反应对光敏感，有光与无光、强光与弱光对化学反应速率的影响是不同的。如浓HNO3见光分解，AgBr见光分解、H2与Cl2的混合气遇强光照射会发生爆炸等。
此外，还有激光、超声波、放射线和电磁波等，也会影响某些化学反应的反应速率。
2．化学平衡
(1)化学平衡状态
化学平衡状态是指在一定条件下的可逆反应里，当正反应速率与逆反应速率相等时，反应混合物中各组成成分的含量保持不变的状态。
不论从正反应开始还是从逆反应开始，都可以达到平衡状态。
化学平衡主要研究可逆反应的规律。可逆反应是在同一条件下，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，常用“ ”表示。在敞口容器中有气体生成的反应，由于气体逸出离开了反应体系，反应就向单一方向进行到底；而在密闭容器中，气体不会逸出，不会离开反应体系，反应就是可逆的。因此有气体参加或有气体生成的反应，一定要在密团体系的条件下才能是可逆的。
(2)化学平衡状态的特点
①处于平衡状态下的化学反应，从表面上看好像反应停止了，但实际上反应并未停止，正反应和逆反应仍在不断地进行着，只是正反应速率与逆反应速率相等。可见化学平衡是动态平衡。
②正反应速率等于逆反应速率，但不等于零(v正=v逆≠0)，v正=v逆是指同一反应物或同一生成物而言。对于某一反应物来说，正反应消耗掉该反应物的速率等于逆反应生成该反应物的速率。
③达平衡时，反应混合物中各组成成分的百分含量保持不变，或者说各反应物与各生成物的浓度不再变化。
④当外界条件发生变化时，平衡状态就变为不平衡状态；若新条件保持不变，过一定时间就会在新条件下建立起新的平衡。可见化学平衡是有条件的、暂时的平衡。
(3)几种常见的平衡体系
除化学平衡外，还有几种常见的平衡体系，现简单介绍如下。
①溶解平衡
在一定条件下，溶质在水中的溶解速率等于溶质从溶液中析出的速率的状态叫溶解平衡。溶解平衡可能存在于难溶物或微溶物的溶液体系中，也可能存在于易溶物或气相溶质的饱和溶液中。如BaCO3在水中的溶解平衡：
BaCO3(固)

BaCO3(溶液中) Ba2+ + CO32-
也可简写成BaCO3(固) Ba2+ +CO32-
其他的溶解平衡如：
AgCl(固) Ag+ + Cl-
Ca(OH)2(固) Ca2+ + 2OH-(饱和石灰水)
NaCl(固) Na+ + Cl-(饱和食盐水)
NH3 + H2O NH3·H2O NH4+ + OH-
②电离平衡
在一定条件下(如温度、浓度一定时)，弱电解质的溶液中，弱电解质电离出自由移动离子的速率与离子相互结合成弱电解质分子的速率相等时，弱电解质的分子与其电离出的各种离子的浓度保持不变的状态，叫电离平衡。如：
CH3COOH CH3COO- + H+
H2CO3 H+ + HCO3-
HCO3- H+ + CO32-
H2O + AlO2- + H+ Al(OH)3 Al3+ + 3OH-
酸式电离　　碱式电离
③水解平衡
指某些盐在溶液中电离出的某些离子(弱酸根阴离子或弱碱金属阳离子或NH4+)与水微弱电离出来的H+或OH-结合，生成弱电解质分子或难电离的离子的速率等于中和反应的速率的状态叫水解平衡。如：
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
CO32-+ H2O HCO3-+ + OH-
HCO3- + H2O H2CO3 + OH-
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
Al3+ + 3H2O Al(OH)3+3H+
④络合平衡
在一定条件下，络离子在溶液中电离的速率与形成络离于的速率相等时的状态，叫络合平衡，此时v络合=v电离。如：
Ag(NH3)2+ Ag+ + 2NH3
Fe(SCN)2+ Fe3+ + SCN-
3．化学平衡的移动
(1)化学平衡移动的概念
已达平衡的可逆反应，由于外界条件的改变，则原平衡破坏，各组分的含量发生变化，使其在新条件恒定的情况下建立起新的平衡。这种由原平衡状态向新平衡状态的转化过程，称为化学平衡的移动。
化学平衡能够发生移动，充分说明了化学平衡是一定条件下的平衡，是一种动态平衡。新的平衡状态与原来平衡状态主要不同点是平衡混合体系中各组分的百分含量发生变化，这也是化学平衡发生移动的重要标志。
(2)影响化学平衡的因素
①浓度对化学平衡的影响
当其他条件不变时，已达平衡的可逆反应，若增加反应物浓度或减少生成物浓度，都会使平衡向正反应方向移动(即向右移动)。若减少反应物浓度或增加生成物浓度，则平衡向逆反应方向移动(即向左移动)。
例如：FeCl3+3KSCN 3KCl+Fe(SCN)3
(黄色) (无色)　　　 (血红色)
达平衡状态时，若往此溶液中加入少量FeCl3固体(或FeCl3浓溶液)，或加入少量KSCN固体(或KSCN浓溶液)后，体系的颜色会变深。这是因为增大FeCl3浓度或增大KSCN浓度后，从而使v正＞v逆，平衡正向移动，Fe(SCN)3的浓度增大，故红色变深。
几点说明：
a．分析浓度对化学平衡移动的影响时，必须强调其他条件(如温度、压强等)不变，否则没有意义。
b．对于有固体参加的反应，因为固体无所谓浓度，因此固体物质量的改变，不会影响平衡的移动。浓度只是对气体或溶液来说才有意义。
c．对于反应 mA(气)+nB(气) pC(气)+qD(气)来说，增大反应物 A的浓度，会使平衡向正反应方向移动，反应物B的转化率会增大，而A的转化率会减小。
②压强对化学平衡的影响
对于有气体参加，且反应前后气体体积不相等的可逆反应，在其它条件不变时，若增大压强，会使平衡向气体体积缩小的方向移动；若减小压强，会使平衡向气体体积增大的方向移动。
例如：2NO2 N2O4达平衡状态时，若缩小密闭器的体积，则NO2
(红棕色) (无色)
的浓度增大，颜色变深，随即颜色在深的基础上变浅；这是因为容器体积缩小后，气体的压强增大，NO2浓度增大，化学平衡正向移动，NO2浓度在变大的基础上又变小，N2O4浓度变大，故颜色变浅。若扩大密闭器的体积，使NO2浓度减小，颜色变浅，随即在浅的基础上变深；这是因为容器体积扩大后，气体的压强减小，NO2的浓度减小，化学平衡逆向移动，NO2浓度在变小的基础上又变大，故颜色又变深。
几点说明：
a．必须是有气体参加(含反应物和生成物)的可逆反应，压强的改变才会引起化学平衡的移动。只有固体或溶液的反应，压强的改变不能使其平衡发生移动。
b．对于有气体参加的可逆反应，增大压强会使正反应速率和逆反应速率都增大，减小压强会使正反应速率和逆反应速率都减小，只不过正、逆反应速率增大或减小的倍数不相同，从而导致化学平衡发生移动。
c．对于反应前后气体总体积相等的平衡体系，压强的改变对其化学平衡移动没有影响。
如：CO(气)+H2O(气) CO2(气)+ H2(气)
H2(气)+Br2(气) 2HBr(气)
压强的改变，不能使其平衡发生移动。
d．在分析某个具体反应达平衡时，若改变体系的压强，必须具体说明由于压强的改变使平衡正向移动还是逆向移动。
例如：N2(气)+3H2(气) 2NH3(气)达平衡时，增大压强会使平衡正向移动，减小压强会使平衡逆向移动。
③温度对化学平衡的影响
当其他条件不变时，升高温度会使化学平衡向吸热反应方向移动；降低温度会使化学平衡向放热反应方向移动。
例如：2NO2 N2O4+Q达到平衡状态时，若将平衡体系温度升高
(红棕色　　 (无色)
(将密闭器浸入热水中)，平衡混合气的颜色会加深。这是因为升高温度后，平衡向吸热反应方向移动，N2O4分解为NO2的反应吸热反应，所以升高温度后平衡会逆向移动，NO2的浓度增大， 从而使平衡体系的颜色加深。若将平衡体系的温度降低(将密闭器浸入冷水中)，平衡混合气的颜色会变浅。这是因为降低温度后，平衡向放热反应方向移动。NO2化合成N2O4的反应是放热反应，所以降低温度后平衡会正向移动，使NO2的浓度减小，N2O4的浓度增大，故平衡体系的颜色变浅。
几点说明：
a．化学反应过程均有热效应，对一个可逆反应来说，如果正反应是放热反应，则逆反应就是吸热反应。
b．当升高温度时，正反应速率和逆反应速率会同时增大，但二者增大的倍数不相同，从而导致化学平衡移动。当降低温度时，正反应速率和逆反应速率会同时减小，但二者减小的倍数不相同，从而导致化学平衡移动。
c．当分析某个具体反应达平衡后，改变温度对平衡的影响时，必须具体说明由于温度的改变，会使平衡向正反应方向移动，还是向逆反应方向移动。
例如：反应2SO2(气)+O2(气) 2SO3(气)+Q达平衡状态时，若将平衡体系的温度升高，平衡会逆向移动；若将平衡体系的温度降低，平衡会正向移动。
(3)化学平衡移动原理
浓度、压强、温度对化学平衡的影响可以概括成一个原理来表示，这就是勒沙特列原理(又称化学平衡移动原理)：如果改变影响化学平衡的一个条件(如浓度、压强或温度等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
勒沙特列原理是通过对外界条件与化学平衡的关系研究之后，总结出来的一条普遍原理。对原理中“减弱这种改变”的正确理解应当是：升高温度时，平衡向能降低温度即吸热反应方向移动；增大反应物浓度时，平衡向能减小反应物浓度的方向即正反应方向移动；增大压强时，平衡向能减小压强的方向即向气体体积缩小的方向移动。
在应用勒沙特列原理研究化学平衡移动方向时，应注意以下四点：
①勒沙特列原理适用的对象是“已达平衡的体系”，对未达平衡的体系则不适用。如对一个从反应物刚开始的气体反应来说，增大压强反应总是向正反应方向进行，由于未达平衡，也就无所谓平衡移动，因而不服从勒沙特列原理。
②勒沙特列原理适用的条件是：只限于改变影响化学平衡的一个条件时，才能根据此原理判断平衡移动的方向。
当有两个或两个以上的条件同时改变时，如果这些条件对平衡移动的方向影响是一致的，则可增强平衡移动。如果这些条件对平衡移动的方向影响不一致，则情况就比较复杂，这就要分析一下哪方面的条件变化是影响平衡移动的决定因素。
③外界条件改变使平衡发生移动的结果，是减弱对这种条件的改变，而不是消除这种改变。
④勒沙特列原理只是说明平衡体系受外界条件影响，平衡移动的方向。因此对那些不能使平衡移动的外界条件的变化(如使用或不使用催化剂)是不适用的。
4．合成氨的适宜条件
在实际生产中，需要综合考虑化学反应速率、化学平衡、原料选择、产量和设备等方面以确定最佳生产条件。
合成氨的化学方程式为：N2(气)+3H2(气) 2NH3(气)+92.4KJ
可知合成氨的反应是一个气体体积缩小的、放热的可逆反应。选择合成氨的适宜条件时，要根据化学反应速率和化学平衡的原理进行全面考虑。
首先要考虑的是提高氨的生成速率。根据影响化学反应速率的条件，应采取的措施可能有：增加反应物的浓度、升高反应体系的温度、增大反应体系的压强、使用催化剂等。
还要考虑提高反应物的转化率。根据影响化学平衡的因素，应采取的措施可能有：增大反应物的浓度、降低反应体系的温度、增大反应体系的压强、减少生成物的浓度等。
综合考虑以上两个方面，既要提高反应速率，又要使平衡向合成氨的方向移动，在增大反应物浓度和增大反应体系压强上，二者是一致的。但也要认识到，如果压强越大时，对设备的要求和技术操作的要求就会越高，消耗的动力也就越大，故选择的压强应大小合适。催化剂虽然对化学平衡移动没有影响，但催化剂能够增大化学反应速率，缩短达到化学平衡所需的时间，所以在化工生产中一般都要使用催化剂。在温度的选择上，从提高化学反应速率的角度看，温度越高越好；但从提高氨的平衡浓度(尽量使合成氨的平衡正向移动)来看，温度越高越会使化学平衡逆向移动，越不利于氨的合成。温度低时，虽有利于平衡向合成氨的方向移动，但反应速率太慢，达到平衡所需时间太长。二者兼顾起来考虑，并考虑到催化剂的活性温度，应选择一个最佳的温度。
根据以上所述，合成氨的适宜条件为：
(1)适当增大氮气、氢气的浓度、及时将生成的氢分离出来。
(2)温度为500℃左右。
(3)压强为2×107Pa～5×107Pa。
(4) 使用以铁为主体的多成分催化剂，又称铁触媒。
5．化学平衡的计算
(1)化学平衡计算中的浓度关系
熟练掌握反应物、生成物之间的起始量、转化量、平衡量之间的相互关系，是解这类题目的关键。
现以mA+nB pC为例说明：
mA + nB pC

本格式也是有关化学平衡计算的一般格式。
几点说明：①对反应物来说：平衡浓度=起始浓度-转化浓度(消耗浓度)。
②对生成物来说：平衡浓度=起始浓度+转化浓度(增生浓度)。
③反应物的消耗浓度和生成物的增生浓度都与化学方程式中的化学计量数成正比例关系。
④平衡时某气体的体积分数为：

⑤将有关浓度改为物质的量或气体物质的体积表示，各物质之间的换算关系，亦可用上列格式进行换算。
(2)求反应物的转化率
①按浓度变化来计算

②按气体体积变化来计算

③按物质的量变化来计算

(3)运用阿佛加德罗定律的计算
在相同温度和压强下，相同体积的任何气体都含有相同数目的分子。这就是阿佛加德罗定律。
还应当熟练掌握阿佛加德罗定律的三个重要推论。
①相同温度和相同压强下，任何气体的体积之比等于气体物质的量之比。

②相同温度和相同体积下，任何气体的压强之比等于气体物质的量之比。

③相同温度和相同压强下，等质量的不同气体所占的体积与其分子量成反比。
(4) 有关化学反应速率与化学平衡计算的基本类型
①求反应速率、不同物质的反应速率比，及不同反应物、生成物速率的换算。
【例1】反应N2+3H2 2NH3，在2L的密闭器内进行到半分钟时，有0.6mol NH3生成。则下列各反应速率不正确的是
A．v(NH3)=0.6mol/L·min B．v(N2)＝0.005mol/L·S
C．v(H2)=0.9mol/L·min D．v(NH3)=0.02mol/L·S
【分析】 由题给条件可知NH3的生成浓度为：0.6mol÷2L＝0.3mol/L，反应时间为0.5min即30s。故用NH3表示的该反应的反应速率为：
可知选项(D)不正确。
根据合成氨化学方程式中各物质的系数关系，可进行以下换算。
【答案】(D)
【点评】1mol/L·s=60mol/L·min
【例2】可逆反应A+3B 2C+2D，在不同条件下的反应速率如下，其中反应速率最快的是
A．vA＝0.5mol/L·s B．vB＝0.6mol/L·s
C．vC＝0.4mol/L·s D．vD＝0.45mol/L·s
【分析】比较反应速率大小时，不仅要看反应速率数值的大小，还要结合化学方程式中物质的化学计量数的大小，进行两两比较。
现把题给四种情况下不同物质的反应速率，统统折算成该条件下某一物质的反应速率，如本题可均折算成以A表示的反应速率。
选项(A)中，vA＝0.5mol/L·s
可知选项(A)中表示的反应速率最快。
【答案】(A)
②求反应物或生成物的起始浓度、转化浓度、平衡浓度(或求起始时物质的量、转化的物质的量、平衡时物质的量)。
【例1】合成氨反应N2+3H2 2NH3中，起始时有110LN2和130L H2，当达到平衡时混合气的总体积为220L，则生成氨气的体积为
A．10L B．20L C．25L D．30L
【分析】设达平衡时N2转化了xL
N2 + 3H2 2NH3
起始时体积(L)　　　　 110　　　　　 130　　　　　　 0
转化的体积(L)　　　　 x　　　　　　 3x　　 　　 2x
依题意：(110-x)+(130-3x)+2x＝220 x＝10(L)
生成氨气的体积为 2×10＝20(L) 【答案】(B)
【例2】合成氨反应N2+3H2 2NH3，在一定条件下达到平衡后，N2的浓度为3mol/L，H2的浓度为8mol/L，NH3的浓度为4mol/L，求N2、H2、NH3的起始浓度各是多少？
【分析】因为是合成氨，所以起始时NH3的浓度为0。
设起始时N2的浓度为x mol/L，H2的浓度为y mol/L
达平衡时NH3的浓度为4mol/L，说明NH3转化浓度为4mol/L，则N2的转化浓度为2mol/L，H2的转化浓度为6mol/L。
N2 + 3H2 2NH3
起始浓度(mol/L)　　　　 x　　　　　　　 y　　　　　　　　 0
转化浓度(mol/L)　　　　 2　　　　　　　 6　　　　　　　　 4
平衡浓度(mol/L)　　　　 3　　　　　　　 8　　　　　　　　 4
x-2＝3　 x＝5(mol/L) y-6＝8　 y＝14(mol/L)
【答案】起始时N2的浓度为5mol/L，H2的浓度为14mol/L，NH3的浓度为0。
③求平衡时各组成成分的百分含量
【例1】在500℃、1.01×105Pa条件下，将2体积SO2和1体积O2通入装有催化剂的密闭容器中，经足够时间能够得到含SO391％(体积组成)的混合气体，此时混合气中各成分的浓度不再发生变化。回答下列各问：
(1)此时混合气体处于_____状态。
(2) 若仍在上述条件下，将2体积SO3通入密闭容器中，经足够时间也能达到______状态，此时混合气中SO3所占的体积分数为______。
(3) 混合气中其他气体的体积分数，SO2占_____，O2占______。
【分析】 外界条件不变时，反应混合气中各组成成分的浓度不再发生变化，是达到平衡的标志之一。一个可逆反应无论从正反应开始，还是从逆反应开始，都可以达到平衡状态。 对于反应2SO2+O2 2SO3来说，以2体积SO2和1体积O2在500℃、1.01×105Pa条件下达到平衡状态；与以2体积SO3在500℃、1.01×105Pa条件下达到平衡状态时，反应混合物的组成与前者完全相同。这二者可以称为等效平衡， 此时在反应混合气中SO3的体积分数均为91％。
设达平衡时SO2转化了x体积
2SO2 + O2 2SO3
起始时体积　　　　　 2　　　　　　 1　　 　　 　 0
转化的体积　　　　　 x　　　　　　 0.5x　 　　　 x
平衡时体积　　　　　 2-x　　　　　 1-0.5x　 　　 x
达平衡时混合气的总体积为：
(2-x)+(1-0.5x)+x＝(3-0.5x) x=1.88
平衡混合气的总体积为2.06，其中含SO20.12，含O2 0.06。
【答案】(1)化学平衡。(2)化学平衡；91％。(3)5.83％；2.91％。
【例2】将a molPCl5充入一只空密闭容器中，200℃时达到如下平衡：
PCl5(气) PCl3(气)+Cl2(气)
测得PCl5体积百分含量为M％，这时再向容器中通入a molPCl5，同温同压下达到平衡，此时PCl5体积百分含量为N％，则M和N的关系为
A．M＜N B．H＝N C．M＞N D．不能确定
【分析】a mol 的PCl5在一定条件下于密闭器中达到平衡后，PCl5的体积百分含量为M％。此时再充入a molPCl5，即增大PCl5的浓度，平衡会正向移动。但由于反应体系中已有一定量的PCl3和Cl2，分解的PCl5肯定没有第一次多。故达新平衡时，PCl5在平衡混合气中的百分含量比原平衡时大，即M％＜N％。
【答案】(A)
④求反应物的转化率
【例1】某密闭容器中，发生下列反应：3A(气)+ B(气) 2C(气)。反应开始时A跟B的体积比为3∶1，达平衡状态时容器内A、B、C的物质的量之比为3∶1∶2。则平衡时A的转化率为
A．50％ B．62.5％ C．40％ D．45％
【分析】 设起始时充入3LA和1LB，达平衡时有xLA转化
3A(气)+ B(气) 2C(气)



【答案】(A)
【例 2】把3molA和2.5molB混合后充入2L的密闭容器中，使它们发生如下反应：3A(气)+ B(气) xC(气)+2D(气)
经5分钟后达到平衡时生成1molD，并测定出C的平均反应速率为0.1mol/L·min，则此反应中B的转化率为_____，C的系数x为____，A的平衡浓度为____。
【分析】达平衡时C转化的物质的量为：
5min×0.1mol/L·min×2L＝1mol
由题给信息可知达平衡时D也转化1mol
故C、D的系数相同，即x=2

3 A(气) + B(气) 2C(气) +2D(气)
起始时物质的量(mol)　　3　　　　　 2.5　　　　 0　　　 0
转化的物质的量(mol)　　1.5　　　　 0.5　　　　 1　　　 1
平衡时物质的量(mol)　　1.5　　　　 2　　　　　 1　　　 1

【答案】20％；2；0.75mol/L。
【例3】煅烧黄铁矿生成的气体中，体积组成为N278％、O211％、SO27％、CO24％。将该气体通过装有催化剂和适宜温度的接触室，达到平衡状态时，混合气体的体积变为原来的96.7％(已折合成原温度、原压强时的体积)。求SO2的转化率与平衡混合气中O2的百分含量。
【分析】 设起始时气体的体积为100L，则合有SO27L，O211L。达平衡时气体的体积变为96.7L。
设达平衡时反应的SO2为xL，O2为yL
2SO2+O2 2SO3 体积缩小
2　　 1　　　2　　　 1
x　　 y　　　　　　　　(100-96.7)L

x＝6.6L　　 y＝3.3L

平衡混合气中O2的体积百分含量为：

【答案】SO2的转化率为94.29％，平衡混合气中O2的体积百分含量为7.96％。
⑤求反应前后的压强、密度、气体体积变化、平衡混合气的平均分子量
【例1】 一定温度、压强下，2NH3 N2+3H2达到平衡时，氨的转化率为50％，此时平衡混合气的密度与氨未分解时的密度之比为
A．1∶1 B．2∶3 C．3∶2 D．2∶1
【分析】 设起始时有1molNH3，其质量为17g，达平衡时有1mol×50％=0.5mol转化
2NH3 N2 + 3H2
起始时物质的量(mol)　 1　　　 　 0　　　　 　0
转化的物质的量(mol) 0.5　　 0.25　　　 　0.75
平衡时物质的量(mol) 0.5　　　 　0.25　　　 　0.75
平衡时混合气总物质的量为：
0.5+0.25+0.75＝1.5(mol)

【答案】(B)。
【例2】将纯净的NO2放入密闭器中，在一定温度下，反应2NO2、N2O4达到平衡时，NO2的转化率为20％，此时混合气体的平均分子量约为
A．36.8 B．41.1 C．51.1 D．57.5
【分析】设起始时有1mol NO2，其质量为46g，达平衡时NO2转化了1mol×20％＝0.2mol
2NO2 N2O4
起始时物质的量(mol)　　　1　　　　　　　 0
转化的物质的量(mol)　　　0.2　　　　　　 0.1
平衡时物质的量(mol)　　 0.8　　　　　　 0.1
达平衡时混合气总物质的量为0.8+0.1＝0.9(mol)
平衡混合气的平衡摩尔质量为：
46g÷0.9mol＝51.1g/mol
平衡混合气的平均分子量为51.1。 【答案】(C)。
【例3】用N2和H2按1∶3的体积比用压缩机压入合成塔，测得其压强为1.5×107Pa，在合成塔反应后出来的气体中氨气占15％(体积比)。求从合成塔出来的气体压强是多少？
【分析】设起始时N2为1mol，H2为3mol
达平衡时有x molN2转化为NH3


　　　　　　　　　　　　　　　N2 + 3H2 2NH3
起始时物质的量(mol)　　　　 1　　 　 3　　 　 0　　　　 总4
转化的物质的量(mol)　　　　 x　　 　 3x　　　 2x
平衡时物质的量(mol)　　　　 1-x　 　 3-3x　 2x　　　　 总4-2x

x=0.26(mol)
则平衡时混合气总物质的量为：
4－2×0.26=3.48(mol)


P平=1.305×107Pa
【答案】从合成塔出来的气体压强为1.305×107Pa。
(5)有关化学反应速率和化学平衡的图象
这种图象是利用温度、压强、反应时间与某反应物的转化率、混合气中某成分的含量等因素与结果之间的变化关系，来分析判断反应的热效应、转化率、成分气体的体积分数的变化以及压强的增大与减小等。其特点是灵活性强、迷惑性大。因此在解图象曲线题时，应注意以下几点：
①要会识图，即会看图像，搞清纵坐标、横坐标所表示的意义，图中曲线表示的是什么量的变化。
②根据图中曲线在坐标系中的形状、走向，理解曲线与影响反应诸因素的关系。
③注意观察清楚曲线是否通过原点，尤其要重视曲线的交点和极点。
④能根据曲线所表示的意义，通过分析判断坐标轴所表示的意义。当用曲线判断坐标轴时，要由给定的化学反应进行回推。
⑤遇有多条曲线时，为便于分析坐标轴与曲线间的关系，可画一条或几条辅助线。
⑥紧紧抓住曲线的特点，曲线的形状与化学反应的关系，对影响曲线形状变化的因素要逐个认真分析，方能得出正确结论。
专题三、电解质溶液与电离平衡
1．电解质和非电解质
(1)电解质
在溶解于水或熔化状态下能够导电的化合物叫电解质。一般是由离子键形成的离子化合物和某些具有极性键的共价化合物，如酸、碱、盐等化合物。
(2)非电解质
在溶于水和熔化状态下均不能导电的化合物叫非电解质。一般是由弱极性键和非极性键形成的共价化合物。如某些非金属氧化物，绝大部分有机物。
(3)电解质溶液导电与金属导电的区别
电解质溶液导电与金属导电有本质的不同。电解质溶液导电的原因有其内因和外因，内因是电解质本身具有离子(如离子化合物)或在一定条件下能够产生离子(如具有极性键的共价化合物)，因此电解质本身的结构特点是电解质导电的根本原因。外因是电解质溶于水或受热熔化状态下能产生自由移动的离子。正因为有自由移动的离子，通电后，阴、阳离子定向移动，在电极上发生氧化还原反应，这就是电解质溶液导电的过程和实质。即电解质溶液的导电是离子导电，电解质溶液导电时有新物质生成，故电解质的导电属于化学变化。
金属导电是因为金属内部有自由移动的电子，导电时是自由电子的定向移动。金属导电过程中不产生新物质，故金属的导电属于物理变化。
(4)电解质的电离
电解质溶于水或受热熔化时离解成自由移动的离子的过程叫电解质的电离。电解质电离出的阴、阳离子所带的负电荷总数与正电荷总数相等，所以整个电解质溶液不显电性。电解质的电离过程也就是破坏化学键的过程，需要消耗能量，故电解质的电离过程一般是吸热过程。
电解质的电离过程可用电离方程式表示，写电离方程式时要遵循质量守恒和电荷守恒。
2．强电解质和弱电解质
(1)强电解质与弱电解质的比较

(2)常见的强电解质
强酸：如HNO3、HCl、H2SO4、HBr、HI、HClO4等。
强碱：如KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等。
大多数的盐类：如NaCl、KNO3、CH3COONH4、Al2(SO4)3等。
(3)常见的弱电解质
弱酸：如H2S、H2CO3、CH3COOH、HF、HCN、HClO等。HF酸是具有强极性共价键的弱电解质。
H3PO4、H2SO3从其酸性强弱看属于中强酸，但仍属于弱电解质。
弱碱：NH3·H2O，多数不溶性的碱[如Fe(OH)3、Cu(OH)2等]、两性氢氧化物[如Al(OH)3、Zn(OH)2等]。
个别的盐：如HgCl2等。
水：是由强极性键构成的极弱的电解质。
3．弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的概念
一定条件(温度、溶液浓度)下，弱电解质在水溶液中，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的状态。弱电解质在水溶液中存在着电离平衡。
(2)电离平衡的特征
电离平衡是相对的、暂时的、有条件的动态平衡。弱电解质在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成分子的速率相等，溶液中各种离子和分子的浓度保持不变。当外界条件改变时，电离平衡就发生移动，在新条件下建立起新的电离平衡。
(3)影响电离平衡的外界条件
①溶液的浓度 溶液冲稀时可使电离平衡正向移动。
②温度　 由于电离是吸热过程，故升高温度时可使电离平衡正向移动。
③在弱电解质溶液中，加入与弱电解质电离出相同离子的强电解质时，可使弱电解质的电离平衡逆向移动。如在0.1mol/L的CH3COOH溶液中，存在着电离平衡CH3COOH CH3COO- +H+，向其中加入少量CH3COONa固体时，由于CH3COO-离子浓度增大，可使醋酸的电离平衡逆向移动。即CH3COONa可以抑制CH3COOH的电离。
(4)电离度
①电离度的概念
一定条件下，弱电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液里已经电离的电解质分子数占原来总分子数(包括已电离的和未电离的)的百分数，称为该电解质的电离度。电解质的电离度常用符号α来表示：

电离度是表示一定条件下弱电解质电离程度的物理量。电离度通常是从电解质溶液的电导测定而求得的，一般用来比较弱电解质的相对强弱，且只表示达平衡状态时的电离情况。
②影响电离度的因素
主要因素由电解质结构决定，不同的弱电解质在相同条件下，其电离度的大小不同，就是这个原因。
同一种弱电解质在不同条件下，其电离度也不相同。随着溶液浓度在有限范围内的稀释，电离度增大；当无限稀释时，电离趋近完全，但离子浓度很小。由于电离是吸热过程，故随着溶液温度的升高，电离度增大。
所以由电离度比较不同弱电解质的强弱时，只有在相同浓度、相同温度条件下才有意义。
(5)多元弱酸的电离
多元弱酸的电离是分步进行的，后一步电离比前一步电离要弱，如H3PO4的电离方程式：
H3PO4 H++H2PO4-
H2PO4- H++HPO42-
HPO42- H++PO43-
在一定条件下每步都存在着电离平衡，溶液的酸性由第一步电离所决定，因此溶液中的[H+]＝[H+]1+[H+]2+[H+]3≈[H+]1。
4．水的电离和溶液的pH值
(1)水的离子积常数
水是极弱的电解质，能够发生微弱的电离，存在着电离平衡：
H2O+H2O H3O++OH-
也可简写成H2O H++OH-
在一定温度下，[H+]与[OH-]的乘积是一个常数，即[H+][OH-]=KW，KW叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
水的电离是一个吸热过程，故随着温度的升高水的KW增大。25℃时KW＝1×10-14，60℃时KW＝1×10-13，100℃时KW＝1×10-12；100℃时水的KW比25℃时水的KW增大了100倍。
水的离子积是水电离平衡时的性质，不仅适用于纯水，也适用于任何水溶液。
水的离子积常数反映了溶液中[H+]和[OH-]的相互依次关系，并说明在任何水溶液中都同时存在着H+和OH-，它们既互相依存，又互相制约。当溶液中[H+]增大时，[OH-]将减小；反之，当溶液中[OH-]增大时，[H+]将减小，这两种离子浓度的乘积是一个常数。如果不特别指明温度时，则指的是常温下水的离子积。
常温下，稀溶液的酸碱性跟[H+]和[OH-]的关系可以表示如下：
中性溶液[H+]＝[OH-]＝1×10-7mol／L
酸性溶液[H+]＞[OH-]，[H+]＞1×10-7mol/L
碱性溶液[H+]＜[OH-]，[H+]＜1×10-7mol/L
但无论在酸性溶液中还是在碱性溶液中，[H+]与[OH-]的乘积仍为1×10-14。
由水的离子积常数可以求出酸、碱溶液的H+和OH-离子浓度。
【例1】求0.1mol/L盐酸中H+和OH-物质的量浓度，以及水电离出的H+物质的量浓度？
【分析】在0.1mol/L HCl溶液中，存在着以下电离过程：HCl＝H++Cl-， H2O H++OH-。
由于HCl完全电离，电离出H+，使[H+]增大，水的电离平衡逆向移动，水电离出的H+和OH-离子浓度都小于10-7mol/L。与HCl电离出的[H+]相比较，水电离出的[H+]在计算中可忽略不计。
溶液中[H+]=盐酸的浓度=0.1mol/L

由水电离出的[H+]＝[OH-]=1×10-13mol／L
【例2】求0.1mol/L氨水(电离度为1.32％)中的OH-和H+物质的量浓度，以及水电离出的OH-物质的量浓度？
【分析】氨水中水电离出的[OH-]也可忽略不计。
[OH-]=c·α=0.1×1.32％=1.32×10-3(mol/L)
氨水中H+浓度为水电离出的H+的浓度。

由水电离出的[OH-]=水电离出的[H+]＝7.58×10-12mol／L
(2)溶液的pH值
①用[H+]、[OH-]这些负指数来表示溶液的酸碱强弱很不方便，为此常采用[H+]的负对数来表示酸碱性的强弱，叫做溶液的pH值。
pH=-lg[H+](其中p为小写，H为大写)
②pH值适用于[H+]小于1mol/L的稀溶液。当溶液中[H+]大于1mol/L时，溶液的pH值将是负值，如[H+]=2mol/L时，pH值=-lg2=-0.3。当溶液中[OH-]大于1mol／L时，溶液的pH值将大于14，如[OH-]=2mol/L时，[H+]=5×10-15mol/L，pH=-lg5×10-15=15-0.7=14.3。此时用pH值表示溶液的酸碱性反而不方便，可直接用[H+]或者直接用[OH-]来表示溶液的酸碱性。
③溶液的酸碱性是由溶液中[H+]和[OH-]的相对大小决定的。
常温时，pH＝7的溶液为中性溶液，pH值小于7的溶液为酸性溶液，pH值大于7的溶液为碱性溶液。溶液中[H+]越大，pH值就越小，酸性就越强。
中性溶液的根本标志是[H+]=[OH-]。常温时[H+]=[OH-]=10-7mol/L，所以常温时中性溶液的pH=7。100℃时[H+]=[OH-]=10-6mol/L，所以100℃时中性溶液的pH=6。
如果溶液的pH值不是在常温下测定的，则必须指明在哪个特定温度下测定的。若没有指明温度，就是指常温下的pH值。
④溶液中[H+]越大，pH值就越小，溶液的酸性就越强。溶液的pH值减小1个数量单位时，溶液中[H+]就变为原来[H+]的10倍，溶液中[OH-]就变为原来[OH-]的1／10。
溶液中[OH-]越大，pH值就越大，溶液的碱性就越强。溶液的pH值增大1个数量单位时，溶液中[OH-]就变为原来[OH-]的10倍，溶液中[H+]就变为原来[H+]的1／10。
⑤一元弱酸溶液中[H+]=c·α。一元弱碱溶液中[OH-]=c·α。
⑥溶液的pH值与水电离出的[H+]的关系
酸在溶液中不能电离出OH-，因此酸溶液中的OH-全部来自水的电离，即酸溶液中的[OH-]必定等于水电离出的[H+]。
碱在溶液中不能电离出H+，因此碱溶液中的H+全部来自水的电离，即碱溶液中的[H+]必定等于水电离出的[OH-]。
正盐在溶液中既不能电离出H+，也不能电离出OH-，所以正盐溶液中的[H+]或 [OH-]全部来自水的电离。
⑦我们也可以用pOH来表示溶液中[OH-]的大小。
pOH=－lg[OH-]
在同一种溶液中，pH值和pOH值之间存在着一定的关系。因为常温下KW＝[H+][OH-]＝1×10-14，所以｛-lg[H+]｝+｛-lg[OH-]｝=-lg(1×10-14)。　　　　　　　　　　可得pH+pOH＝14。
(3)有关pH值计算的题型
①求强酸或强碱的溶液稀释后所得溶液的pH值
【例1】将10mL pH＝4的盐酸稀释到100mL，求稀释后所得溶液的pH值？
【分析】原溶液的pH=4，则[H+]＝10-4mol/L

稀释后溶液的pH＝-lg10-5＝5
【小结】强酸溶液稀释10n倍后，求所得溶液的pH值时，可做快速计算为：原溶液的pH值+n。

+1＝5。
【例2】将pH＝10的NaOH溶液10mL，加水冲稀到1000mL，求稀释后所得溶液的pH值？
【分析】原溶液的pH＝10，则[H+]=10-10mol/L，[OH-]=10-4mol/L

稀释后溶液的pH＝-lg10-8＝8
【小结】强碱溶液稀释10n倍后，求所得溶液的pH值时，可做快速计算为：原溶液的pH值-n。

液的pH值为10-2＝8。
【例3】将pH＝5的盐酸10mL稀释到10000mL后，所得溶液的pH值是多少？

1000倍(103倍)。根据强酸溶液体积稀释10倍后，溶液的[H+]变为原来的　　1／10，pH值比原来增加1个数量单位。本题中的盐酸稀释后pH值将变为8，很显然这种判断是错误的，因为酸溶液无论如何稀释也不可能显碱性。这种判断错误的原因在于忽略了水的电离，当酸电离出的[H+]远远大于水电离出的　[H+]时，水电离出的[H+]可以忽略不计；但当酸电离出的[H+]小于10-7mol/L时，水电离出的[H+]就不能再忽略了。
解：将pH=5的盐酸体积冲稀1000倍后，此时盐酸电离出的[H+]=10-8mol/L，
设水电离出的[H+]为xmol/L，则水电离出的[OH-]也是xmol/L
由盐酸和水的电离方程式可知：
HCl====H+　+　Cl-
10-8 　10-8
H2O H++OH-
x　　　 x
稀释后溶液中H+总物质的量浓度=(10-8+x)mol／L，[OH-]=xmol/L
根据KW＝[H+][OH-]＝1×10-14
得(10-8+x)·x＝10-14
x2+10-8x-10-14=0

x=9.5×10-8(mol/L)
溶液中的[H+]=10-8+x
=10-8+9.5×10-8
=1.05×10-7(mol／L)
pH=－lg1.05×10-7=6.979
由此可知，将强酸溶液无限稀释时，稀释后溶液的pH值近似等于7(但仍略小于7)，即溶液接近中性。
【例4】将pH=11的NaOH溶液冲稀105倍后，求所得溶液的pH值是多少？
【分析】在此水的电离亦不可忽略。
原NaOH溶液的pH＝11，[H+]＝10-11mol/L，则[OH-]＝10-3mol/L。
冲稀后NaOH溶液中[OH-]＝10-8mol/L
设冲稀后水电离出的[OH-]为xmol/L
则冲稀后水电离出的[H+]也是xmol／L
NaOH====Na++OH-
10-8
H2O H++OH-
x　 　　x
稀释后溶液中[OH-]总=(10-8+x)mol／L
根据KW＝[H+][OH-]=1×10-14
得(10-8+x)·x=10-14
x2+10-8x-10-14＝0
解之，得x＝9.5×10-8(mol/L)
溶液中[OH-]总=9.5×10-8+10-8
=1.05×10-7(mol／L)
pOH＝-lg1.05×10-7＝6.979
pH＝14-6.979＝7.021
由此可知，将强碱溶液无限稀释时，稀释后溶液的pH值近似等于7(但仍略大于7)，即溶液接近中性。
②求强酸溶液与强酸溶液混合后所得溶液的pH值
【例5】将0.02mol／L的盐酸300mL与0.01mol/L的盐酸200mL混合后，求混合溶液的pH值。

=0.016(mol／L)
pH＝-lg1.6×10-2＝1.78
【小结】不同浓度的同一种一元强酸的稀溶液，以不同体积相混合后，求所得混合溶液的pH值时，先求出混合溶液中[H+]，再计算出pH值。

V混≈V1+V2
V1、V2、V混的单位必须相同。
【例6】pH＝1的盐酸与pH＝5的盐酸，以等体积混合后求溶液的pH值。
【分析】设pH＝1的盐酸与pH＝5的盐酸各以1L的体积进行混合。
pH=1的盐酸中[H+]＝10-1mol／L
pH＝5的盐酸中[H+]＝10-5mol／L

＝5.0005×10-2≈5×10-2(mol/L)
pH＝-lg5×10-2＝1.3
【小结】两种pH值不同的强酸溶液等体积混合后(pH值的差值≥2时)，则进行近似快速计算时可认为pH混=原较小的pH值+0.3。
若二者pH的差值为1时，可将0.3改为0.26。
③求强碱溶液与强碱溶液混合后所得溶液的pH值。
【例7】将0.01mol／LNaOH溶液10mL与0.2mol/L NaOH溶液50mL混合后，求所得溶液的pH值？
【分析】0.01mol／L NaOH溶液中[OH-]＝0.01mol/L
0.2mol/L NaOH溶液中[OH-]＝0.2mol/L


pH＝-lg5.95×10-14＝14-0.77＝13.23
或pOH=-lg1.68×10-1＝0.77
pH＝14-0.77＝13.23
【小结】不同浓度的同一种强碱溶液，以不同体积相混合后，求所得混合溶液的pH值时，先求出混合后溶液中[OH-]，然后再根据KW求出[H+]，计算出pH值；或求出混合溶液中[OH-]后，先求出pOH值，再根据pH+pOH＝14计算出pH值。

V混≈V1+V2
V1、V2、V混的单位必须相同。
【例8】将pH=12的NaOH溶液与pH=9的NaOH溶液等体积混合后，求所得溶液的pH值。
【分析】设两种NaOH溶液的体积都是1L
pH＝12的NaOH溶液中，[H+]＝10-12mol／L，[OH-]＝10-2mol/L
pH＝9的NaOH溶液中，[H+]＝10-9mol／L，[OH-]＝10-5mol/L

=5.005×10-3≈5×10-3(mol／L)

混合溶液的pH＝-lg2×10-12=11.7
【小结】两种pH值不同的强碱溶液等体积混合后(pH值的差值≥2时)，则进行近似快速计算时，可认为pH混=原较大的pH值-0.3。
若二者pH值的差为1时，可将0.3改为0.26。
④求强酸溶液与强碱溶液混合所得溶液的pH值
【例9】将0.025mol/LH2SO4 10mL与0.01mol/L NaOH溶液30mL混合，充分反应后求所得溶液的pH值？
【分析】0.025mol／L H2SO4中[H+]=0.05mol／L
n(H+)＝0.05mol／L×0.01L＝0.0005mol
0.01mol／L NaOH中[OH-]＝0.01mol/L
n(OH-)=0.01mol/L×0.03L＝0.0003mol／L
根据H++OH-＝H2O，可知H+过量，反应后所得溶液中
[H+]＝
pH＝-lg5×10-3＝2.3
【小结】 求强酸溶液与强碱溶液混合后溶液的pH值时，先判断是酸过量还是碱过量。
若二者混合后溶液显酸性(即酸过量)时，则混合溶液中

再根据[H+]求出混合溶液的pH值。
若二者混合后溶液显碱性(即碱过量)时，则混合溶液中

根据[OH-]求出混合溶液的pOH，然后再按照pH=14-pOH求出pH值；或根据 KW由[OH-]求出[H+]，再进一步求出pH值
⑤求发生化学反应后所得溶液的pH值
【例10】将1.955g Na放入1L 0.01mol／L的Fe2(SO4)3溶液中，求反应后所得溶液的pH值？(不考虑溶液的体积变化和水解等因素)。
【分析】根据2Na+2H2O=2NaOH+H2↑

Fe2(SO4)3物质的量=1L×0.01mol/L＝0.01mol
含Fe3+物质的量0.02mol
Fe3++3OH-=Fe(OH)3↓
0.02　 0.06
可知OH-过量，反应后剩下OH-物质的量为0.085-0.06=0.025(mol)

pOH＝-lg2.5×10-2＝1.6
pH＝14-1.6＝12.4
【例11】将1.3g Zn放入50mL 1mol/L HCl中，充分反应后如果溶液的体积仍是50mL，求所得溶液的pH值？

n(H+)=n(HCl)=1mol／L×0.05L≈0.05mol
Zn + 2H+＝Zn2++H2↑
0.02　 0.04
可知H+过量，反应后剩下H+物质的量为：0.05mol-0.04mol＝0.01mol

pH＝-lg2×10-1＝0.7
【例12】50mL 0.002mol／L的H2S水溶液和150mL较稀的氯水恰好完全反应。求反应后所得溶液的pH值？
【分析】n(H2S)=0.05L×0.002mol/L＝0.0001mol
根据H2S+Cl2＝2HCl+S↓，可知反应后生成HCl物质的量为0.0002mol。

pH＝-lg1×10-3＝3
(4)pH值相同时，酸性(或碱性)强弱不同的两种酸溶液(或碱溶液)的比较
①pH值相同的强酸和弱酸比较，弱酸的物质的量浓度必大于强酸的浓度。
pH值相同的强碱和弱碱比较，弱碱的物质的量浓度必大于强碱的浓度。
②pH值相同、体积也相同的强酸和弱酸相比较，则弱酸中所含溶质物质的量多。
pH值相同、体积也相同的强碱和弱碱相比较，则弱碱中所含溶质物质的量多。
③浓度相同的强酸和弱酸比较，弱酸的pH值大。
浓度相同的强碱和弱碱比较，弱碱的pH值小。
④物质的量浓度、体积均相同的强酸和弱酸比较，它们所含溶质物质的量相等。
物质的量浓度、体积都相同的强碱和弱碱比较，它们所含溶质物质的量相等。
(5)酸碱指示剂
测定溶液pH值的方法很多，通常可用酸碱指示剂、pH试纸和pH计。
指示剂的变色范围，系指示剂发生颜色变化时pH值的范围。
酚酞的变化范围：pH值小于8为无色，pH值8～10为浅红色，pH值大于10为红色。
甲基橙的变色范围：pH值小于3.1为红色，pH值3.1～4.4为橙色，pH值大于4.4为黄色。
石蕊的变色范围：pH值小于5为红色，pH值5～8为紫色，pH值大于8为蓝色。
5．盐类的水解
(1)盐类水解的概念
在水溶液中，盐的离子跟水所电离出来的H+或OH-生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
盐类的水解是中和反应的逆反应：
酸+碱 盐+水+热量
中和反应一般进行得比较彻底；而盐类的水解由于受到中和反应的抑制进行得不彻底，存在盐类的水解平衡。中和反应为放热反应，则盐类的水解为吸热反应。
(2)盐类水解的实质
盐中某些离子(弱酸根阴离子或弱碱的阳离子)跟水电离出的H+或OH-结合成弱电解质(弱酸或弱碱)，破坏了水的电离平衡，使水溶液中的[H+]和[OH-]发生变化，从而引起溶液酸碱性变化。一般情况下，盐类的水解不能进行完全。
(3)盐类水解的条件
①只有可溶性的盐，且在水溶液中，才能够发生水解。
②盐的组成中必须含有弱酸根离子或弱碱阳离子。
(4)盐类水解的规律
①强酸强碱盐不水解，其溶液显中性。如NaCl、KNO3、Na2SO4、NaBr等。
②强酸弱碱盐水解，其溶液显酸性。如NH4Cl、Al2(SO4)3、FeCl3、CuSO4等。
③强碱弱酸盐水解，其溶液显碱性。如Na2S、CH3COONa、Na2CO3、Na3PO4等。
④多元弱酸根离子的水解是分步进行的，以第一步水解为主。如Na2CO3的水解分两步进行：
CO32-+H2O HCO3-+OH-(一级水解为主)
HCO3-+H2O H2CO3+OH-
其溶液的pH值主要由第一行水解所决定。
⑤多元弱碱阳离子的水解，实际上也是分步进行的，但按照教材要求，可以看作是一步完成的，在写其水解的离子方程式时，不必分成几步。如：
Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
Al3++3H2O Al(OH)3+3H+
⑥多元弱酸的酸式酸根离子，既有水解倾向又有电离倾向。如：
HCO3- CO32-+H+(电离)
或HCO3-+H2O CO32-+H3O+(电离)
HCO3-+H2O H2CO3+OH-(水解)
有的以水解为主，其水溶液显碱性，如NaHCO3、Na2HPO4、KHS等。有的以电离为主，其水溶液显酸性，如NaH2PO4、NaHSO3等。
⑦弱酸弱碱盐水解，但其水解情况比较复杂，中学阶段一般不做要求，现简单讨论一下可作为自由选学。弱酸弱碱盐水解，其溶液可能呈酸性、中性或碱性，这主要由水解后生成的弱酸和弱碱的相对强弱来决定。例如醋酸铵水解：CH3COONH4+H2O CH3COOH+NH3·H2O，由于生成的NH3·H2O和CH3COOH在同温、同浓度时电离度接近，CH3COOH电离出来的[H+]与NH3·H2O电离出来的[OH-]几乎相等，因此CH3COONH4的水溶液呈中性。
⑧NaHSO4，的水溶液显酸性。因NaHSO4是强酸强碱盐，不水解，但它完全电离时生成H+而使溶液显酸性：NaHSO4====Na++H++SO42-。
(5)书写盐类水解离子方程式的注意事项
①水解反应是中和反应的逆反应，是可逆反应，因此写盐类水解的离子方程式或化学方程式时要写“ ”，而不用“====”。
如Na2CO3+H2O NaHCO3+NaOH
但在实验室用FeCl3制取Fe(OH)3胶体时，其化学方程式用“====”表示：
FeCl3+3H2O Fe(OH)3(胶体)+3HCl
②判断出盐类组成中的弱离子，这些弱离子才是能够发生水解的离子。如Na2CO3中的CO32-，CuSO4中的Cu2+，NaHS中的HS-，AlCl3中的Al3+，Na2HPO4中的HPO42-等。
③由于水解是微弱的，水解反应达平衡时，生成物中并无气体和沉淀生成，因此盐类水解的离子方程式中，遇有易挥发物时不写“↑”，遇有难溶物时不写“↓”号，遇有不稳定物时不写分解产物。如：
HS-+H2O H2S+OH-
HCO3-+H2O H2CO3+OH-
Al3++3H2O Al(OH)3+3H+
④由于多元弱酸根离子的水解是分步进行的，且以第一步水解为主，故在写多元弱酸根水解的离子方程式时，应根据题目要求去写。例如，题目要求写出Na2S水解的离子方程式，则S2-的两步水解都应写出：
S2-+H2O HS-+OH-
HS-+H2O H2S+OH-
若题要求写出Na2S水溶液显碱性的原因时，则可只写第一步水解的离子方程式：S2-+H2O HS-+OH-
⑤某些强碱弱酸盐溶液与强酸弱碱盐溶液反应时，其中的弱酸根阴离子与弱碱阳离子可互相促进水解，使水解反应趋于完成，写其离子方程式时用“====”表示，若反应的生成物中有难溶物、易挥发物时应写“↑”或“↓”，若生物成中有不稳定物时应写其分解产物。如：
Al2(SO4)3溶液与NaHCO3溶液反应
Al3++3HCO3-====Al(OH)3↓+3CO2↑
AlCl3溶液与Na2CO3溶液反应
2Al3++3CO32-+3H2O====2Al(OH)3↓+3CO2↑
(6)影响盐类水解平衡的因素
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。另外还受以下因素的影响：
①盐的水解是吸热反应，升高温度能促进盐的水解，使盐的水解平衡向右移动。
②盐溶液的浓度越小，水解程度越大，即稀释溶液时可以促进盐的水解，使盐的水解平衡向右移动。
③向盐的水溶液中加入酸溶液(即增大H+浓度)可以抑制阳离子的水解。 如在CuSO4溶液中加入稀H2SO4，可使Cu2++2H2O Cu(OH)2+2H+的水解平衡向左移动，从而抑制Cu2+的水解。
向盐的水溶液中加入碱溶液(即增大OH-浓度)可以抑制阴离子的水解。如在 Na2S溶液中加入NaOH溶液，可使S2-+H2O HS-+OH-的水解平衡向左移动，从而抑制S2-的水解。
6．酸碱中和滴定
(1)酸碱中和滴定的概念
用已知物质的量浓度的酸(或碱)来测定未知物质的量浓度的碱(或酸)的方法叫做酸碱中和滴定。
(2)中和滴定的原理
根据酸碱中和反应的实质是H+和OH-结合生成难电离的水，可知当酸提供的H+物质的量与碱提供的OH-物质的量相等时，即可完全中和。
计算时可按照酸、碱发生中和反应的化学方程式中有关物质的计量数进行。例如用 H2SO4滴定待测NaOH溶液：


(3)中和滴定时指示剂的选择
石蕊试剂的变色范围太宽(pH值5.0～8.0)，且颜色变化不明显，所以中和滴定时不选用。
甲基橙试剂的变色范围是pH值3.1～4.4，酚酞试剂的变色范围是pH值 8.0～10.0，都在强酸与强碱滴定的突跃范围之内，所以强酸与强碱相互滴定时，既可选用甲基橙，也可选用酚酞作指示剂。若用甲基橙作指示剂，强酸滴定强碱时，颜色由黄色刚好变为橙色；强碱滴定强酸时，颜色由红色刚好变为橙色。若用酚酞作指示剂，强酸滴定强碱时，颜色由红色刚好褪色；强碱滴定强酸时，颜色由无色刚好变为浅红色。
强碱滴定弱酸时，应选用酚酞作指示剂；强酸滴定弱碱时，应选用甲基橙作指示剂。
(4)中和滴定过程中，由于操作不当引起的误差。

①盛标准液的滴定管 在其它操作正确的情况下：a．滴定前用蒸馏水洗后未用标准液润洗。由于注入的标准液被滴定管内壁附着的水冲稀，使V标的记录值大于真实值，因为C待∝V标，所以导致C待会偏高。b．盛标准液的滴定管在滴定前下端尖嘴部分有气泡，滴定时原气泡处充满标准液，使V标的记录值大于真实值，因为C待∝V标，所以导致C待会偏高。c．滴定刚达终点时立即读数，由于附在滴定管内壁的标准液尚未完全流下，会使终读数偏大，使V标的记录值大于真实值，因为C待∝V标，所以导致C待会偏高。d．滴定完毕后，滴定管下端尖嘴外留有液滴，使V标的记录值大于真实值，因为C待∝V标，所以导致C标偏高。
②盛待测液的滴定管 在其它操作正确的情况下：a．用蒸馏水洗后未用待测液润洗，由于待测液本身已被冲稀，会导致测出的C待偏低。b．量取待测液前滴定管下端尖嘴处有气泡，量取待测液后原气泡处充满待测液，使V待的记录值大于真实值，因为C待∝，所以导致C待会偏低。
③锥形瓶 在其它操作正确的情况下：a．盛待测液前用待测液润洗，由于锥形瓶内壁已沾有一定体积的待测液，使V标的记录值大于真实值，因为C待∝V标，所以导致C待会偏高。 b．滴定过程中振荡锥形瓶时溅出了一些待测液，使V标的记录值小于真实值，会导致C待偏低。c．用NaOH滴定盐酸时，指示剂变色后未能“保持半分钟不褪色”，就停止滴定。这只是提醒我们终点即将到达，但并非已经到达终点，如此时停止滴定会使V标的记录值小于真实值。因为C待∝V标，所以导致C标会偏低。
④对盛标准液的滴定管读数 在其它操作正确的情况下：a．滴定前平视，滴定后仰视。由于滴定后仰视时视线偏低，终读数偏大，使V标的记录值大于真实值，因为C待∝V标，所以导致C待会偏高。b．滴定前平视，滴定后俯视。由于滴定后俯视时视线偏高，终读数偏小，使V标的记录值小于真实值，因为C待∝V标，所以会导致C待偏低。c．滴定前仰视，滴定后平视。滴定前仰视时视线偏低，初读数偏大，使V标的记录值大于真实值，因为C待∝V标，所以导致C待偏高。d．滴定前仰视，滴定后俯视。滴定前仰视时视线偏低，初读数偏大；滴定后俯视时视线偏高，终读数偏小。使V标的记录值小于真实值，因为C待∝V标，所以会导致C待偏低。
专题四、电
作 者：cxf
更新时间：2003-11-6 21:00:25
点击次数：1870" 专题四、电化学
一、原电池
通过氧化还原反应，把化学能转化为电能的装置叫做原电池。产生电流的原因是发生了氧化还原反应。
(1)构成原电池的条件
①有两个电极，可以是活动性不同的两种金属，也可以是金属和非金属导体(如石墨)或金属氧化物(如PbO2等)。
②要有电解质溶液，且两个电极浸在勾通的同一电解质溶液中，构成离子的通路。
③两个电极经导线相连，构成电子的通路；其中一个电极要能与电解质溶液发生氧化还原反应。
(2)原电池的工作原理
以铜、锌、稀H2SO4组成的原电池为例说明。见图2-1
将锌板与铜板间隔一定距离平行插入盛有H2SO4的烧杯中，并用导线连接锌板与铜板，再串联一个电流计，发现指针偏转，说明导线上有电流通过，组成了原电池。
这是因为锌溶解变成Zn2+，电子从锌极流入导线，经导线流入铜极，在铜极上 H+得到电子变成H2冒出。两极上的电极反应式为
负极(锌极)：Zn-2e-====Zn2+(氧化反应)
正极(铜极)：2H++2e-====H2↑(还原反应)
铜锌原电池发生的总反应跟锌和酸的反应一致，但电子却定向地流经导线而产生电流，使化学能转换为电能。
原电池的工作原理也可概括成下表：

(3)金属的腐蚀和防护
金属的腐蚀过程就是指金属或合金跟周围接触到的气体或液体进行化学反应时，金属原子失电子被氧化而受到腐蚀损耗的过程。
①化学腐蚀
金属跟接触到的物质(一般是非电解质)直接发生化学反应而引起的腐蚀，没有电流产生。如金属跟接触到的O2、Cl2等直接反应，形成金属氧化物或金属氯化物等。
②电化学腐蚀
不纯的金属(或合金)跟接触到的电解质溶液所发生的原电池反应，比较活泼的金属原子失去电子而被氧化所引起的腐蚀。电化腐蚀过程中伴有电流产生。钢铁在潮湿的空气里所发生的腐蚀就是电化学腐蚀。
根据金属接触到的电解质溶液酸性强弱不同，电化腐蚀又分为析氢腐蚀和吸氧腐蚀。在酸性较强的溶液中进行的腐蚀，在正极上有氢气析出，叫析氢腐蚀；在酸性较弱或中性溶液中，正极上是水膜里的氧气得电子被还原，叫吸氧腐蚀。

在钢铁腐蚀的总量中，电化学腐蚀占绝大多数。在电化学腐蚀中，由于在一定条件下 O2在水溶液中转化为OH-比H+转化为H2要容易，故钢铁的吸氧腐蚀比析氢腐蚀更为普遍。
金属的防护原理为破坏原电池的形成条件，具体措施是：改变金属内部组织结构，使其不易腐蚀，如不锈钢等。在金属表面覆盖保护膜，隔离金属与外界的接触，如涂油漆、油脂，覆盖搪瓷或塑料、电镀、喷镀等。电化学保护法中应用较多的是牺牲阳极的阴极保护法。
二、电解
使直流电通过电解质溶液，而在阴、阳两极发生氧化还原反应的过程叫做电解。
(1)电解池
借助电流引起氧化还原反应，而把电能转化为化学能的装置叫做电解池。
①电解池中电极的确定
阴极：与直流电源的负极相连的电极叫电解池的阴极，电解时阴极上发生还原反应。
阳极：与直流电源的正极相连的电极叫电解池的阳极，电解时阳极上发生氧化反应。
②惰性电极与活性电极
惰性电极：用Pt、Au、石墨等为材料制作的电极，惰性电极本身不参与电极上的氧化还原反应，只起导电作用。
活性电极：除Pt、Au及在电解时很容易钝化的Pb、Cr以外的金属制作的电极，它作阳极时电极材料本身失去电子而发生氧化反应，它作阴极时则只起导电作用。
③使用惰性电极进行电解时，溶液中阴、阳离子放电顺序
在离子浓度等其它条件相同的情况下：
常见阳离子放电顺序是：Au3+＞Ag+＞Hg2+＞Cu2+＞H+＞Pb2+＞Fe2+＞Zn2+＞Al3+
常见阴离子放电顺序是：S2-＞I-＞Br-＞Cl-＞OH-＞NO3-＞SO42-＞F-
注意，若阳极是活性电极性时，溶液中的阴离子一律不放电，而是活性电极本身被氧化。
(2)电解规律(用惰性电极电解时)
①电解含氧酸盐溶液、强碱溶液、活泼金属的含氧酸盐溶液时，实际上是电解水。如电解H2SO4、HNO3、NaOH、Na2SO4等溶液时，其电极反应式为：
阳极：4OH-4e-＝2H2O+O2↑
阴极：4H++4e-＝2H2↑
电解方程式为：
2H2O 2H2↑+O2↑
电解后溶液中溶质的质量分数增大。
②电解无氧酸溶液(氢氟酸除外)、不活泼金属的无氧酸盐溶液时，只是电解质本身被电解。如电解盐酸的电极反应式为：
阳极：2Cl--2e-＝Cl2↑
阴极：2H++2e-＝H2↑
电解方程式为：
2HCl H2↑+Cl2↑
又如电解CuCl2溶液的电极反应式为：
阳极：2Cl--2e-＝Cl2↑
阴极：Cu2++2e-＝Cu
电解方程式为：
CuCl2 Cu+Cl2↑
电解后溶液中溶质的质量分数减小。
③电解不活泼金属的含氧酸盐溶液时，电解质和水都有一部分被电解。如电解CuSO4溶液时的电极反应式为：
阳极：4OH--4e-=2H2O+O2↑
阴极：2Cu2++4e-=2Cu
电解方程式为：
2CuSO4+2H2O 2H2SO4+2Cu+O2↑
又如电解AgNO3溶液的电极反应式为：
阳极：4OH--4e-＝2H2O+O2↑
阴极：4Ag++4e-＝4Ag
电解方程式为：
4AgNO3+2H2O 4HNO3+4Ag+O2↑电解后原溶液中溶质的质量分数减小。
④电解活泼金属的无氧酸盐溶液时，电解质和水都有一部分被电解。如电解NaCl溶液时的电极反应式为：
阳极：2Cl--2e-＝Cl2↑
阴极：2H++2e-＝H2↑
电解方程式为：
2NaCl+2H2O 2NaOH+H2↑+Cl2↑
电解后原溶液中溶质的质量分数减小。
(3)电解时溶液pH值的变化
①电解过程中若只有H2生成，而无O2生成时，必同时生成碱，电解后溶液的 pH值增大。如电解NaCl溶液或电解KCl溶液。
②电解过程中若只有O2生成，而无H2生成时，必同时生成酸，电解后溶液的 pH值减小。如电解CuSO4溶液、AgNO3溶液。
③电解过程中既没有H2生成，也没有O2生成时，必既不生成碱也不生成酸，电解后溶液的pH值基本不变。如电解CuCl2溶液。
④电解过程中既有H2生成又有O2生成时，即只电解水时，若原溶液为酸则电解后溶液的pH值变小，若原溶液为碱则电解后溶液的pH值变大，若原溶液为盐则电解后溶液的pH值不变。
⑤电解无氧酸时，由于电解质本身被电解，电解后溶液的pH值变大。
(4)电解的应用
①电镀
应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其它金属或合金的过程。在电镀槽中，把待镀金属制品(镀件)作阴极，把镀层金属作阳极，用含有镀层金属离子的溶液作电镀液。
②电解饱和食盐水——氯碱工业
用石墨作阳极，铁作阴极，在立式隔膜电解槽中电解饱和食盐水，以制取氯气、烧碱和氢气。
③电解法冶炼活泼金属
电解熔融态活泼金属的氯化物或氧化物以制取活泼金属。如电解熔融态的
通电NaCl制取金属钠：2NaCl 2Na+Cl2↑。电解熔融态的MgCl2制取金属镁：MgCl2 Mg+Cl2↑。电解熔融态的Al2O3制取金属铝：2Al2O3 4Al+3O2↑。
④精炼铜
以精铜作阴极，粗铜作阳极，电解硫酸铜水溶液，阳极粗铜溶解，阴极析出铜，电解液浓度基本不变。
2008-2-29
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