高中化学选修4知识点分类总结78896 55页

精品教育 - 可编辑 - 化学选修 4 化学反应与原理 章节知识点梳理 第一章 化学反应与能量 化学反应中的能量变化 (1)化学反应的实质： 反应物化学键 断裂和 生成物化学键 形成。 其中旧键断裂要 吸收 能量，新键形成会 释放 能量。 (2)化学反应的特征：既有 物质 变化，又有 能量 变化。 (3)化学反应中的能量转化形式： 热能 、光能和电能等，通常主要表现为 热能 的变化。 一、焓变 反应热 1．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存 在热量变化，即要么吸热要么放热。反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热） 2．焓变 (ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应 . 符号： △H.单位： kJ/mol ，即：恒压下：焓变 =反应热，都可用Δ H 表示，单位都是 kJ/mol 。 3.产生原因：化学键断裂——吸热 化学键形成——放热 放出热量的化学反应。 (放热 > 吸热 ) △H 为“ -”或△ H <0 ，表示的时候“ -”，“ kJ/mol ”不能省略 吸收热量的化学反应。（吸热 > 放热）△ H 为“ +”或△ H >0 ，表示的时候“ + ”，“ kJ/mol ”不能省略 放热反应和吸热反应判断方法 ①能量图像 左图反应物总能量大于产物总能量，为放热反应； 右图为反应物总能量低于产物总能量，为吸热反应 注意： a.图中可以得知物质的能量越高越不稳定； b.一定是 所有物质 的能量之和，而不是某一个物质的能 量高于产物或者低于产物的能量 ②通过键能的计算△ H 也可以利用计算△ H 来判断是吸热还是放热。 △H= 生成物所具有的总能量 -反应物所具有的总能量 =反应物的总键能 -生成物的总键能 （不建议大家死记硬背公式， 应当理解反应物断键吸收的能量和产物成键时所放出的能量相对大小， 如果断键 吸收能量大于成键释放能量则为吸热反应，如果成键释放的能量大于断键吸收的能量则为放热反应） 根据键能计算反应热的关键是正确找出反应物和生成物所含共价键的数目，注意晶体结构中化学键的情况。 常见物质中的化学键数目 要求掌握氢气和氯气燃烧键能变化 物质 H—H Cl—Cl H—Cl 键能 436kJ/mol 243kJ/mol 432kJ/mol 表中的数值表示断开或者形成 1mol 化学键时所吸收或者释放的能量。 精品教育 - 可编辑 - 根据方程式： H 2+Cl 2=2HCl △E 吸 =436+243=679kJ △E 放 =2×432=864kJ △E 放 -△E 吸 =864kJ-679kJ=185kJ 说明是放热反应，则该反应的△ H=-185kJ/mol ③对常见的反应进行记忆 ☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应② 所有的酸碱中和反应③ 大多数的化合反应④ 自发氧化还原 反应，如金属与水或酸的反应，食物腐败等；⑤ 生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等 ☆ 常见的吸热反应：① 晶体 Ba(OH) 2·8H 2O 与 NH 4Cl② 大多数的分解反应③ 条件一般是持续加热或 高温的反应，如 C 和 CO 2、C 和 H 2O(g)的反应，以 H 2，CO，C 为还原剂的热还原法对金属的冶炼。 温馨警示 (1)物质的物理变化过程中， 也会有能量的变化， 但不属于吸热反应或放热反应， 在进行反应 热的有关计算时， 必须要考虑到物理变化时的热效应， 如物质的三态变化。 同种物质不同状态时所具有的能量： 气态 >液态 > 固态 （2）物质溶解一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。 （3）化学反应是放热还是吸热与反应发生的条件没有必然联系。如吸热反应 NH 4Cl 与 Ba(OH) 2 在常温常 压下即可进行，而很多放热反应需要在加热的条件下才能进行。 （4）能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。 （5）常温是指 25， 101.标况是指 0,101. （6）比较△ H 时必须连同符号一起比较。 正确理解反应过程、能量图象 E1：旧键断裂吸收的能量或称为活化能。 E2：新键形成放出的能量或称为逆反应的活化能。 ΔH＝E1－E2，为此反应的焓变。 催化剂的作用： 降低 E1、E2，但不影响 ΔH，反应放热还是吸热取决于起点 (反应物 )和终点 (生成物 )能量的高低。 利用状态，迅速比较反应热的大小 若反应为放热反应 1．当反应物状态相同，生成物状态不同时，生成固体放热最多，生成气体放热最少。 精品教育 - 可编辑 - 2．当反应物状态不同，生成物状态相同时，固体反应放热最少，气体反应放热最多。 3．在比较反应热 ( ΔH)的大小时，应带符号比较。对于放热反应，放出的热量越多，Δ H 反而越小。 二、热化学方程式 1．概念 表示参加化学反应的物质的 物质的量 和 反应热 的关系的化学方程式。 例如： 在 200 ℃、101 kPa时， H 2 与碘蒸气作用生成 2 mol HI 气体时， 放出 14.9 kJ热量，其热化学方程式为 H 2(g) ＋I 2(g)===== 200 ℃ 101 kPa2HI(g) ΔH＝－ 14.9 kJ · mol－1。 2．意义：表明了化学反应中的 物质 变化和 能量 变化。 如： 2H2(g)＋O2(g)===2H 2O(l) ΔH＝－ 571.6 kJ · mol－1 表示： 2 mol 氢气和 1 mol 氧气反应生成 2 mol 液态水时放出 571.6kJ 的热量 。 3. 书写化学方程式注意要点 : ①热化学方程式必须标出能量变化，即反应热△ H，△ H 对应的正负号都不能省。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（ s,l, g 分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质 用 aq 表示） ③热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整数，也可以是分数 ⑤各物质系数加倍，△ H 加倍，即：△ H 和计量数成比例；反应逆向进行，△ H 改变符号，数值不变。 易错警示 (1)对于同素异形体，除注明聚集状态外，还要注明名称。因为同素异形体虽然构成元素相同，但 属于不同物质，其本身具有的能量不同，所以反应中的 ΔH 也不同。 (2)物质本身具有的能量与物质的聚集状态有关。聚集状态不同，反应热 ΔH 的数值以及符号都可能不同。等量 的同一物质，气态时能量最大，其次为液态，最小的为固态。 (3)不论化学反应是否可逆， 热化学方程式中的反应热 ΔH 表示反应进行到底 (完全转化 )时的能量变化。 如：2SO2(g) ＋O2(g) 2SO3(g) ΔH＝－ 197 kJ · mol－ 1 是指 2 mol SO2(g)和 1 mol O 2(g)完全转化为 2 mol SO 3(g)时放出的能量。 实际上投入 2 mol SO 2(g)和 1 mol O 2(g)不可能转化为 2 mol SO3(g)，因此放的热也没有 197kJ多。 判断热化学方程式正误的“五审” 精品教育 - 可编辑 - 三、燃烧热 (1)概念：在 101 kPa时， 1 mol 纯物质完全燃烧生成 稳定氧化物 时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。单位一 般用 kJ · mol－1(或 kJ/mol) 表示。 注意：①压强—— 101 kPa。 ②量——可燃物的物质的量为 1 mol。 ③完全燃烧。 ④产物——元素完全燃烧时对应的稳定氧化物： C→ CO2(g)， H→ H 2O(l)， S→SO2(g)等。 (2)意义：例如， C 的燃烧热是 393.5 kJ · mol－ 1，表示在 25 ℃，101 kPa条件下 1 mol C 完全燃烧放出 393.5kJ 的 热量 。 (3)燃烧热热化学方程式的书写原则 燃烧热是以 1 mol 物质完全燃烧所放出的热量来定义的，因此在书写它的热化学方程式时，应以燃烧 1 mol 物 质为标准来配平其余物质的化学计量数。例如： C8H 18(l)＋ 25 2 O 2(g)===8CO 2(g)＋9H 2O(l) ΔH＝－ 5518 kJ · mol－ 1，即 C8H 18 的燃烧热为 5518 kJ · mol－ 1。 (4)燃烧热的计算： Q 放 ＝n(可燃物 ) × | ΔH| 式中： Q 放为可燃物燃烧反应放出的热量； n 为可燃物的物质的量；Δ H 为可燃物的燃烧热。 四、中和热 (1)概念：在 稀溶液 中，酸跟碱发生中和反应生成 1_mol_H2O 时的反应热叫做中和热。 注意： ①强酸与强碱的中和反应其实质是 H+ 和 OH- 反应，其热化学方程式为： 用离子方程式可表示为 H ＋(aq)＋OH － (aq)===H 2O(l) ΔH＝－ 57.3 kJ · mol－ 1。 弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于 57.3kJ/mol 。 中和反应写出的离子方程式中只能是 H+(aq) +OH-(aq) =H 2O(l) ，而不能有弱酸、弱碱、沉淀、气体等物质 出现，否则所得的热中就有别的能量。 中和热是一个定值，与取用的酸或碱的物质的量无关。 ②溶液的浓度—— 稀溶液 。如果是浓酸或者浓碱则会有溶解热产生 ③量——产物的物质的量为 1 mol H 2O 。 (2)中和热热化学方程式的书写原则 中和热是以稀的强酸和强碱溶液反应生成 1 mol 水时所放出的热量来定义的，因此在书写热化学方程式时，应 以生成 1 mol H2O 为标准来配平其余物质的化学计量数，如硫酸与氢氧化钠溶液反应，用热化学方程式可表示为 1 2 H 2SO4(aq)＋NaOH(aq)=== 1 2Na2SO4(aq)＋H 2O(l) ΔH＝－ 57.3 kJ · mol－ 1。 （3）中和热的测定实验： 精品教育 - 可编辑 - ①一般用强酸和强碱做实验，且碱要过量（如果酸和碱的物质的量相同，中和热会偏小），一般中和 热为 57.3kJ/mol 。 ②若用弱酸或弱碱做实验，放出的热量会偏小，中和热会偏小。 ③若用浓溶液做实验，放出的热量会偏大，中和热会偏大。 ④在试验中，增大酸和碱的用量，放出的热量会增多但中和热保持不变。 ⑤本实验的关键是操作要快， 保温效果要好。 碎泡沫塑料及泡沫塑料板的作用是 保温隔热， 防止热量 散失 。不能用铜棒代替玻璃棒，以减小热损失。 （4）测定原理 ΔH＝－ m酸＋m碱 ·c· t终 －t 始 n (其中： c＝ 4.18 J ·g－ 1· ℃－1＝ 4.18 × 10－ 3 kJ ·g－1· ℃－1；n 为生成 H2O 的物质的量 ) 易错警示 (1)反应热、燃烧热、中和热均有单位，单位均为 kJ · mol－1。 (2)中和热是一定值，即 ΔH＝－ 57.3 kJ · mol－1，燃烧热、中和热的数值与参加反应的量的多少无关，但在分析 时要注意反应物及生成物的状态及类别 (强酸、强碱、弱酸、弱碱 )。 正确理解中和热，注意操作与计算细节 (1)中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离时的热效应。 (2)酸碱溶液应当用稀溶液 (0.1～ 0.5 mol ·L－1)。若溶液浓度过大，溶液中阴、阳离子间的相互牵制作用越大，电 离程度达不到 100%，这样使酸碱中和时产生的热量会消耗一部分补偿电离时所需的热量，造成较大误差。 (3)使用两只量筒分别量取酸和碱。 (4)使用同一支温度计分别先后测量酸、碱及混合液的最高温度，测完一种溶液后，必须用水冲洗干净并用滤纸 擦干。 (5)取多次实验 t1、t2 的平均值代入公式计算，而不是结果的平均值，如果某次实验温度和其他组相差较大要舍 弃。计算时应注意单位的统一。 五、盖斯定律 1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行 的途径无关， 如果一个反应可以分几步进行， 则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。 利用盖斯定律书写热化学方程式 精品教育 - 可编辑 - 六、能源 1．概念：能提供 能量 的自然资源。 2．发展阶段： 柴草 时期→ 化石能源 时期→ 多能源结构 时期。 3．能源的分类 4．能源问题 (1)我国目前使用的主要能源是 化石燃料 ，它们的蕴藏量有限，而且不能再生，最终将会枯竭。 (2)化石燃料的大量使用带来严重的 环境污染 问题。 5．解决能源问题的措施 (1)提高能源的使用效率 ①改善开采、运输、加工等各个环节。 ②科学控制燃烧反应，使燃料充分燃烧。一是保证燃烧时有 适当过量的空气 ，如鼓入空气、增大 O2 浓度等。 二是保证燃料与空气有 足够大的接触面积 ，如将固体 粉碎成粉末 ，使液体 喷成雾状 等。 (2)开发新的能源 开发资源丰富、可以再生、没有污染或污染很小的新能源。 第二章 化学反应速率和化学平衡 一、化学反应速率 1．化学反应速率的含义：化学反应速率是用来衡量化学反应进行 快慢 的物理量。 2．化学反应速率的表示方法 (1)定性：根据反应物消耗，生成物产生的快慢 (用气体、沉淀等可见现象 )来粗略比较。 (2)定量：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。 精品教育 - 可编辑 - 3．数学表达式及单位 v＝ Δc Δt ，单位： mol ·L－1·s － 1 或 mol ·L －1· min－1，如密闭容器中，合成氨的反应 N 2＋ 3H 2 2NH 3，开始 时 c(N 2)＝ 8 mol ·L－1,2 min 后 c(N 2)＝ 4 mol ·L－ 1，则用 N 2表示该反应的反应速率为 2 mol ·L －1· min－1。 4．规律 (1)同一化学反应的反应速率可以用不同物质的浓度变化来表示，其数值可能 不同 ，因此表示化学反应速率时要 指明具体物质。 (2)用不同物质的浓度变化表示同一化学反应的反应速率时， 反应速率的数值之比等于化学方程式中各物质的 化 学计量数 之比。例如，对于反应 mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，即 q V p V n V m V DCBA ）（）（）（）（ 易错警示 (1)由 v＝ Δc Δt计算的反应速率是一段时间内的平均速率而不是瞬时速率，如某时刻，某秒时速率时 多少的说法是错误的，且无论用反应物还是用生成物表示均取正值。 (2)同一化学反应，相同条件下用不同物质表示的反应速率，其数值可能不同，但表示的意义相同。 (3)比较反应速率时要统一物质统一单位。 (4)对于固体或纯液体反应物，其浓度视为常数，故不能用固体或纯液体物质表示化学反应速率。 5.用好三段式解题模式 “三段式法”的解题模式 对于反应 mA＋nB pC＋qD，t0 s 时 A 的浓度为 a mol ·L－ 1，B 的浓度为 b mol ·L－1，反应进行至 t1 s 时， A 消耗了 x mol ·L－1，则反应速率可计算如下： mA ＋ nB pC ＋ qD 起始浓度 /mol ·L－1 a b 0 0 转化浓度 /mol ·L－1 x nx m px m qx m t1 时刻浓度 /mol ·L－ 1 a－x b－ nx m px m qx m ①求速率： v(A)＝ x t1－t0 mol · (L · s)－ 1， v(B)＝ nx m t 1－t0 mol · (L · s)－ 1， v(C)＝ px m t1－t 0 mol · (L · s)－1， v(D)＝ qx m t1－t 0 mol · (L · s)－1。 ②求转化率 Aα %100 n n%100 C C 00 △△ 如 %100 a x%100 n n %100 C C 00 A A A A A △△α ③求某时刻气体压强与初始压强比 %100 ba m xq m xp) m xn－bx－a %100 nnnn nnnn %100 P DCBA DCBA 0000 tttt 0 t （）（ 总 总p 二、影响化学反应速率的因素 1．内因 (主要因素 ) 精品教育 - 可编辑 - 反应物本身的 性质 是影响化学反应速率的决定因素。如卤素单质与 H 2 反应的速率大小关系为 F2>Cl 2>Br 2>I 2， 镁、铝、锌、铁与稀硫酸反应的速率大小关系为 Mg>Al>Zn>Fe 。 2．外因 (其他条件不变，只改变一个条件 ) 3．理论解释——有效碰撞理论 (1)活化分子、活化能、有效碰撞 ①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。 ②活化能：由普通分子到达活化分子状态所需的最低能量 图中： E1 为正反应的活化能 ；E2 为逆反应的活化能 ； E3 为使用催化剂时的活化能 ； 反应热 ΔH＝E1－E2。 ③有效碰撞：活化分子之间能够引发 化学反应 的碰撞。（两点：足够能量和合适的取向） (2)活化分子、有效碰撞与反应速率的关系 易错警示 (1)由于固体和纯液体的浓度可视为常数，故改变用量反应速率不变。但当固体颗粒变小时，其表 面积将增大，其反应速率将加快。 (2)升高温度，不论正反应还是逆反应，不论放热反应还是吸热反应，反应速率一般都要加快，只不过增加的程 度不同。不可以认为 v(吸 )加快而 v(放)减慢。 (3)改变压强，实质是改变体积而使浓度发生改变来实现反应速率的改变。对于没有气体参加的反应，改变体系 压强，反应物的浓度不变，反应速率不发生改变。 精品教育 - 可编辑 - (4)加入催化剂：由于降低了反应的活化能，增加了活化分子百分数，故成千上万倍地加快反应速率，且对可逆 反应 v(正 )、v(逆 )增大的倍数相等，但它不会使不能发生的化学反应变得自发，也不会改变化学反应的反应热和平 衡状态。 特别说明 改变压强对化学反应速率的影响 改变压强对化学反应速率产生影响的根本原因是引起浓度的改变。所以在讨论压强对反应速率的影响时，应分 析引起压强改变的原因及这种改变对反应体系的浓度产生何种影响。 对于气体反应体系，有以下几种情况： ①恒温时： 增加压强― ―→ 引起 体积缩小― ―→ 引起 浓度增大― ―→ 引起 反应速率加快。 ②恒容时： a．充入气体反应物― ―→ 引起 浓度增大― ―→ 引起 总压增大― →反应速率加快； b．充入“惰气”― ―→ 引起 总压增大 (分压不变 )―→各反应物质浓度不变― →反应速率不变。 ③恒压时： 充入“惰气”― ―→ 引起 体积增大― →各反应物浓度减小― →反应速率减慢。 综合应用：比如 10 mL 浓度为 1 mol ·L－1 的盐酸与过量的锌粉反应，若加入适量的下列溶液，能减慢反应速率 但又不影响氢气生成量的方法可以对盐酸用水或者硫酸钾溶液等进行稀释，加入醋酸钠可以结合 H + 或者降低反应 体系的温度。 要注意的是硫酸的浓度，当硫酸浓度很大时，不但不能加快反应速率还会起阻碍作用，浓硫酸有氧化性，金属 与浓硫酸反应不能产生氢气而是二氧化硫，或者使铁、铝钝化。 还要注意加入的盐或者盐溶液，一定要注意硝酸盐，因为原溶液中有氢离子时，硝酸根进入溶液后形成硝酸， 具有强氧化性，产生的不再是氢气而是氮氧化物。 三、化学反应速率图象及其应用 1．全程速率—时间图象 如 Zn 与足量盐酸的反应，反应速率随时间的变化出现如图情况。 原因解释： AB 段(v 渐大 )，因为该反应为 放热 反应，随着反应的进行， 温度 逐 渐升高，导致反应速率 逐渐增大 ； BC 段(v 渐小 )，则主要因为随着反应的进行，溶 液中 c(H ＋)逐渐减小，导致反应速率 逐渐减小 。 2．物质的量 (或浓度 )—时间图象 例如：某温度时，在定容 (V L) 容器中， X、Y、Z 三种物质的物质的量随时间的 变化曲线如图所示。 (1)由图象得出如下信息 ①反应物是 X、Y，生成物是 Z； 精品教育 - 可编辑 - ②t3 时反应达到平衡， X、Y 没有全部反应。 (2)根据图象可进行如下计算 ①某物质的平均反应速率、转化率，如： v(X) ＝ n1－n3 V·t3 mol · (L · s)－1，Y 的转化率＝ n2－ n3 n2 × 100%。 ②确定化学方程式中的化学计量数之比，如 X、Y、 Z 三种物质的化学计量数之比为 (n1－n3)∶(n2－n3)∶n2。 3．速率—时间图象 平衡体系 条件变化 速率变化 速率变化曲线 任一平 衡体系 增大反 应物浓度 v′ ( 正)立即增大， v′ ( 逆 )逐渐增大，且 v′ ( 正)>v′ ( 逆 ) 减小反 应物浓度 v′ ( 正)立即减小， v′ ( 逆 )逐渐减小，且 v′ ( 逆 )>v′ ( 正) 增大生 成物浓度 v′ ( 逆 )立即增大， v′ ( 正)逐渐增大，且 v′ ( 逆 )>v′ ( 正) 减小生 成物浓度 v′ ( 逆 )立即减小， v′ ( 正)逐渐减小，且 v′ ( 正)>v′ ( 逆 ) 平衡 体系 条件变化 速率变化 速率变化曲线 正反应方向为气 体体积增大的放 热反应 增大压强或升高 温度 v′ ( 正)、v′ ( 逆 )均增大， 且 v′ ( 逆 )>v′ ( 正) 减小压强或降低 温度 v′ ( 正)、v′ ( 逆 )均减小， 且 v′ ( 正)>v′ ( 逆 ) 精品教育 - 可编辑 - 反应前后气体化 学计量数和相等 的平衡体系， 改变 压强或任一平衡 体系使用催化剂 使用催化剂或对 于 m+n=P+q 的反 应增大压强 v′ ( 正)、v′ ( 逆 )均增大 相同倍数 易错警示 (1)条件增强，曲线在原图象的上方；条件减弱，曲线在原图象的下方。 (2)浓度改变时，图象曲线一条连续，一条不连续，其他条件改变，图象曲线不连续。 二、化学平衡 1.化学平衡研究的对象——可逆反应 (1)定义：在 同一 条件下既可以向 正 反应方向进行，同时又可以向 逆 反应方向进行的化学反应。 例如： N 2＋ 3H2 2NH 3 2SO2＋O 2 2SO2 (2)特点 ①二同： a.相同条件下； b.正逆反应同时进行。 ②一小：反应物与生成物同时存在，任一组分的转化率都 小于 (填“大于”或“小于” )100% 。通常考察热化学 方程式能量的转化。 (3)表示：在方程式中用“ ”表示。 2.化学平衡的建立 以 CO(g) ＋ H 2O(g) CO 2(g) ＋ H 2(g) 反应为例。 在一定条件下，将 0.1 mol CO 和 0.1 mol H 2O(g)通入 1 L 密闭容器中，开始反应： (1)反应刚开始时：反应物的浓度 最大 ，正反应速率 最大 。生成物的浓度为 0，逆反应速率为 0。 (2)反应进行中：反应物的浓度 逐渐减小 ，正反应速率 逐渐减小 。 生成物的浓度 逐渐增大 ，逆反应速率 逐渐增 大。 (3)肯定最终有一时刻，正反应速率与逆反应速率 相等 ，此时，反应物的浓度 不再改变 ，生成物的浓度也 不再 改变 。 正反应速率和逆反应速率随时间的变化关系如图所示： 3.化学平衡状态定义： 化学平衡状态： 一定条件下， 当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时， 各组成成分浓度不再改变， 达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。 精品教育 - 可编辑 - 4.化学平衡状态特征 易错警示 (1)可逆反应不等同于可逆过程。可逆过程包括物理变化和化学变化，而可逆反应属于化学变化。 (2)化学反应的平衡状态可以从正反应方向建立，也可以从逆反应方向建立，或者同时从正、逆方向建立。 (3)化学反应达到化学平衡状态的正逆反应速率相等，是指同一物质的消耗速率和生成速率相等，若用不同物质 表示时，反应速率不一定相等。 极端假设法确定各物质浓度范围 先假设反应正向或逆向进行到底，求出各物质浓度的最大值和最小值 (开区间 )，从而确定它们的浓度范围。 假设反应正向进行到底： X 2(g)＋Y 2(g) 2Z(g) 起始浓度 /(mol ·L－1) 0.1 0.3 0.2 改变浓度 /(mol ·L－1) 0.1 0.1 0.2 终态浓度 /(mol ·L－1) 0 0.2 0.4 假设反应逆向进行到底： X 2(g)＋Y 2(g) 2Z(g) 起始浓度 /(mol ·L－1) 0.1 0.3 0.2 改变浓度 /(mol ·L－1) 0.1 0.1 0.2 终态浓度 /(mol ·L－1) 0.2 0.4 0 平衡体系中各物质的浓度范围为 X 2∈ (0,0.2) ，Y2∈ (0.2,0.4) ， Z∈ (0,0.4) ，同时莫要忽略元素守恒。 5.判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据 1．化学平衡状态判断的“两标志” (1)本质标志： v(正 )＝v(逆 ) ≠ 0。对于某一可逆反应来说，正反应消耗掉某反应物的速率等于逆反应生成该反应 物的速率。 (2)等价标志 反应 mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g) 类型 判断依据 平衡状态 精品教育 - 可编辑 - 正、 逆反应速率 的关系 ①在单位时间内消耗了 m mol A ，同时生成 m mol A ，即 v(正 ) ＝v(逆 ) 平衡 ②在单位时间内消耗了 n mol B，同时生成 p mol C，表示一个 方向，则 v(正 )不一定等于 v(逆 ) 不一定 ③v(A) ∶v(B) ∶v(C) ∶v(D)＝m∶n∶p∶q，此时 v(正 )不一定等 于 v(逆 ) 不一定 ④在单位时间内生成 n mol B，同时消耗 q mol D ，二者变化均 表示 v(逆 ) 不一定 压强 ①m＋n≠p＋q 时，总压强一定 (其他条件一定 ) 平衡 ②m＋n＝p＋q 时，总压强一定 (其他条件一定 ) 不一定 平均相对分子 质量 (M－ r) ①m＋n≠p＋q 时， M－ r 一定 平衡 ②m＋n＝p＋q 时， M－ r 一定 不一定 气体密度 ①m＋n≠p＋q，恒温恒压时，密度保持不变 平衡 ②m＋n＝p＋q 时，密度保持不变 不一定 温度 体系温度一定 (其他不变 ) 平衡 颜色 反应体系内有色物质的颜色一定 平衡 2.规避“ 2”个易失分点 (1)注意两审 一审题干条件， 是恒温恒容还是恒温恒压； 二审反应特点： ①全部是气体参与的等体积反应还是非等体积反应； ②是有固体参与的等体积反应还是非等体积反应。 (2)不能作为“标志”的四种情况 ①反应组分的物质的量之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比。 ②恒温恒容下的体积不变的反应，体系的压强或总物质的量不再随时间而变化，如 2HI(g) H 2(g)＋I 2(g)。 ③全是气体参加体积不变的反应，体系的平均相对分子质量不再随时间而变化，如 2HI(g) H 2(g)＋I 2(g)。 ④全是气体参加的反应，恒容条件下体系的密度保持不变。 三、化学平衡的移动及转化率的变化 1．概念 可逆反应达到平衡状态以后，若反应条件 (浓度 、温度 、压强 等)发生了变化，平衡混合物中各组分的浓度也会 随之 改变 ，从而在一段时间后达到 新的平衡状态 。这种由 旧平衡 向 新平衡 的变化过程，叫做化学平衡的移动。 2．过程 原化学平衡状 混合物体 系中各成 分的含量 ①各物质的物质的量或各物质的物质的量分数一定 平衡 ②各物质的质量或各物质的质量分数一定 平衡 ③各气体的体积或体积分数一定 平衡 精品教育 - 可编辑 - 3．化学平衡移动方向与化学反应速率的关系 (1)v 正 >v 逆 ：平衡向 正反应 方向移动。 (2)v 正 ＝ v 逆 ：反应达到平衡状态， 不发生平衡移动。 (3)v 正 v(逆 )，反之， v(正 )p＋q 为例，各类条件改变图象如下： 精品教育 - 可编辑 - 角度二 速率—压强 (或温度 )图象 曲线的意义是外界条件 (如温度、压强等 )对正、逆反应速率影响的变化趋势及变化幅度。图中交点是平衡状态， 温度增大后逆反应速率增大得快，平衡向逆向移动；压强增大后正反应速率增大得快，平衡向正向移动。 角度三 含量 (或转化率 )—时间—温度 (或压强 )图象 常见图象形式有如下几种。其中 C%指生成物的百分含量， B%指反应物的百分含量。其他条件不变，改变任一 条件，如：使用催化剂或升高温度或增大压强时，都能加快反应速率，缩短达到平衡所需的时间。 解答这类图象题时采用“先拐先平，数值大”原则，即该类图象的折点表示反应达到平衡的时间，越先出现折 点，达到平衡所用的时间越短，说明反应速率越快，进一步可以确定 T 的高低或压强的大小；根据平衡线的高低可 判断出平衡移动的方向，确定出可逆反应的特点 ( ΔH 和 ΔVg)。 角度四 转化率 (或浓度 )—温度—压强图象 精品教育 - 可编辑 - [简称恒压 (温)线] 已知不同温度下的转化率—压强图象或不同压强下的转化率—温度图象， 推断反应的热效应或反应前后气体物 质间化学计量数的关系。 [以反应 A(g)＋B(g)―→ C(g) 中反应物的转化率 αA 为例说明 ] 解答这类图象题时应注意以下两点： (1) “定一议二”原则： 可通过分析相同温度下不同压强时反应物 A 的转化率大小来判断平衡移动的方向， 从而 确定反应方程式中反应物与产物气体物质间的化学计量数的大小关系。如甲中任取一条温度曲线研究，压强增大， αA 增大，平衡正向移动，正反应为气体体积减小的反应，乙中任取横坐标一点作横坐标垂直线，也能得出结论。 (2)通过分析相同压强下不同温度时反应物 A 的转化率的大小来判断平衡移动的方向，从而确定反应的热效应。 如利用上述分析方法，在甲中作垂直线，乙中任取一曲线，即能分析出正反应为放热反应。 角度五 几种特殊图象 (1)对于化学反应 mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，M 点前，表示化学反应从反应物开始，则 v(正 )> v(逆 )； M 点为刚达到的平衡点。 M 点后为平衡受温度的影响情况，即升温， A%增大 (C%减小 )，平衡左移，Δ H<0。 (2)对于化学反应 mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，L 线上所有的点都是平衡点。左上方 (E 点 )，A% 大于此压 强时平衡体系中的 A% ，E 点必须朝正反应方向移动才能达到平衡状态，所以， E 点 v(正 )>v(逆 )；右下方 (F 点 )，则 v(正 )< v(逆 )。 拓展了解 --------- 等效平衡 1．含义 在一定条件下 (等温等容或等温等压 )，对同一可逆反应体系， 起始 时加入物质的物质的量不同，而达到化学平 衡时，同种物质的百分含量 相同 。 2．原理 同一可逆反应，当外界条件一定时，反应无论从正反应开始，还是从逆反应开始，最后都能达到平衡状态。其 中平衡混合物中各物质的含量 相同 。 由于化学平衡状态与 条件 有关，而与建立平衡的 途径 无关。因而，同一可逆反应，从不同的状态开始，只要达 精品教育 - 可编辑 - 到平衡时条件 (温度、浓度、压强等 )完全相同，则可形成等效平衡。 3．等效平衡规律 对于可逆反应 aA(g)＋bB(g) cC(g)＋dD(g) 反应特点 a＋b≠c＋d a＋b＝ c＋d 条件 等温等容 等温等压 等温等容 等温等压 起始投料 换算为化学方程式 同一边物质，其 “量”相同 换算为化学方程式同一 边物质，其“量”成比例 换算为化学方程式同一边物质， 其“量”成比例 平衡 特点 物质的量 (n) 相同 成比例 成比例 成比例 百分含量 (w%) 相同 相同 相同 相同 浓度 相同 相同 成比例 相同 ★总结提升 等温等容条件下等效平衡 (1)等温、等容条件下，对于左右气相物质的化学计量数不等的可逆反应，改变起始时加入物质的物质的量，若 按可逆反应计量数之比换算成同一半边物质 (一边倒 )，其物质的量对应相同，则它们互为等效平衡。 (2)等温、等容条件下，对于左右气相物质的化学计量数相等的可逆反应，改变起始时加入物质的物质的量，若 按可逆反应计量数之比换算成同一半边物质 (一边倒 )，其物质的量对应成比例，则它们互为等效平衡。 等温等压条件下等效平衡 等温、等压条件下，对于任何有气相物质参加的可逆反应，改变起始时加入物质的物质的量，若按可逆反应化 学计量数之比换算成同一半边物质 (一边倒 )，其物质的量对应成比例，则它们互为等效平衡。 “虚拟法”思维模型解决等效平衡 设计一个可以 比较的虚拟状态 作为中介 → 恢复到现实状况 或 题干要求的状态 → 得出相应的 判断结果 如：在一个容积可变的容器中，反应 2X(g)＋Y(g) 2Z(g)，达到平衡时， X、Y、Z 分别为 4 mol、2 mol、4 mol，保持温度和压强不变，各物质均增加 1 mol，平衡如何移动。 四、化学平衡常数 1．化学平衡常数 (1)概念：在一定 温度 下，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，用符号 K 表示。 精品教育 - 可编辑 - (2)表达式：对于一般的可逆反应： mA(g)＋ nB(g) pC(g)＋ qD(g) ，在一定温度下达到平衡时： K ＝ cp C ·cq D cm A ·cn B 。 (固体和纯液体的浓度视为常数，通常不计入平衡常数表达式中 )。 (3)书写注意要点： ①表达式中各物质的浓度是平衡时的浓度。 ②不要把反应体系中纯固体、纯液体以及稀溶液中水的浓度写进平衡常数的表达式中。如： CaCO3(s) CaO(s)＋CO 2(g)，K ＝c(CO 2) Cr2O2－ 7 (aq)＋H 2O(l) 2CrO2－ 4 (aq)＋2H ＋(aq)，K ＝c2(CrO 2－ 4 ) ·c2(H ＋)/ c(Cr2O2－ 7 ) 但非水溶液中发生的反应，若有水参加或生成，则此时水的浓度不可视为常数，应写进平衡常数的表达式中。 如： C2H 5OH ＋CH3COOH CH 3COOC 2H 5＋H 2O ， K ＝ c CH3COOC 2H 5 · c H2O c C2H 5OH ·c CH 3COOH 。 ③同一化学反应，化学方程式写法不同，其平衡常数表达式及数值亦不同。如： N 2O4(g) 2NO 2(g) K＝ c2 NO 2 c N 2O 4 ＝ 0.36 1/2N 2O4(g) NO 2(g) K ′＝ c NO 2 c1/2 N 2O 4 ＝ 0.36＝0.60 2NO 2(g) N 2O4(g) K″＝ c N 2O4 c2 NO 2 ＝ 1 0.36≈ 2.8 因此书写化学平衡常数表达式及数值，要与化学反应方程式相对应，否则意义就不明确。 ④离子反应要写入真正参加反应的离子。 如用硫氰化钾检验 FeCl3:化学方程式 FeCl3+3KSCN Fe(SCN)3+3KCl 其平衡常数应该是 3 SCNFe SCNFe -3 3 CC C K ）（）（ ）（ ，而不是 3 SCNFeCl 3 KClSCNFe CC CC K 3 3 ）（）（ ）（）（ K ⑤K 的表达式和方程式书写有关，系数扩大 n 倍，则 K 就变为 K n，方程式颠倒则平衡常数为 1/K 。由于 书写的不同，尽管在同一温度下，但是 K 值却不相同。 (4)意义 ①K 值越大，反应物的转化率 越高 ，正反应进行的程度 越大 。 ②K 只受 温度 影响，与反应物或生成物的浓度变化无关，与压强变化无关。 ③化学平衡常数是指某一具体反应方程式的平衡常数。 若反应方向改变，则平衡常数改变。若方程式中各物质的计量数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数 也会改变，但意义不变。 2．平衡转化率 平衡转化率是指平衡时已转化了的某反应物的量与转化前该反应物的量之比，用来表示反应限度。对于反应： 精品教育 - 可编辑 - aA(g)＋bB(g) cC(g)＋dD(g) ，反应物 A 的转化率可以表示为： α(A)＝ A的初始浓度－ A的平衡浓度 A的初始浓度 × 100% 易错警示 (1)同一个反应中，反应物可以有多种，但不同反应物的转化率可能不同。 (2)增大一种反应物的浓度，可以提高其他反应物的转化率，工业生产中常常提高廉价原料的比例，从而增大昂 贵原料的转化率，如工业合成氨中增大氮气的浓度，从而提高氢气的转化率。 3.化学平衡常数 K 的应用 : ①化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。 K 值越大，说明平衡时生成物的浓度越大， 它的正 向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。一般地， K>10 5 时，该 反应就进行得基本完全了。 ②借助平衡常数，可以判断一个化学反应是否达到化学平衡状态 对于可逆反应 aA(g)＋bB(g) cC(g)＋dD(g)，在一定温度下的任意时刻，反应物与生成物浓度有如下关系： 浓度商 Qc＝ cc C ·cd D ca A ·cb B Qc v 逆 ＝K 反应处于化学平衡状态， v 正 ＝v 逆 > K 反应向逆反应方向进行， v 正 S(l)>S(s)； c．体积增大，反应前无气体，反应后有气体产生的过程； 精品教育 - 可编辑 - d．数目增多，如反应前后都有气体，但气体的物质的量增加的反应。 ③熵判据：体系的混乱度 增大 ，ΔS>0，反应有自发进行的倾向。但有些熵减的过程也能自发进行，故只用熵变 来判断反应方向也不全面。 (3)复合判据 在温度、压强一定的条件下，化学反应方向是反应的焓变和熵变共同影响的结果，反应方向的复合判据为 ΔG ＝ΔH－TΔS。 当 ΔG＝ΔH－TΔS <0时，反应能够自发进行 ＝0时，反应达到平衡状态 >0时，反应不能自发进行 第三章 水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离 1、定义：电解质： 在 水溶液 中 或 熔化状态 下自身能够 电离 出自由移动离子 的化合物 ,叫电解质。 非电解质 ：在水溶液中且熔化状态下自身都不能电离出自由移动离子的化合物。 概念理解： ①电解质、非电解质都是化合物，能导电的物质可能是溶液（混合物）、金属（单质），但他们不属 于电解质非电解质的研究对象，因此他们既不是电解质也不是非电解质； ②自身电离： SO2、NH 3、CO 2、等化合物能和水反应形成酸或碱，但发生电离的并不是他们本身吗， 因此属于非电解质； ③只能在水中发生电离的电解质有酸或者某些易溶于水高温下易分解的盐，如液态氯化氢是化合物， 只存在分子，没有发生电离，因此不能导电，又如 NaHCO 3 在高温时即分解， 不能通过熔融态证明其为电 解质； 只能在熔融状态下电离的电解质是活泼金属氧化物，如 Na2O、CaO，他们在溶液中便不存在，要立 刻反应生成键，因此不能通过溶液中产生离子证明； 既能在水溶液中又能在溶液中发生电离的物质是某些高温难分解盐， 绝大多数盐溶解在水中都能发生 完全电离，某些盐熔融时也发生电离，如 BaSO 4。 ④电离不需要通电等外界条件，在熔融或者水溶液中即能够产生离子； ⑤是电解质，但是要产生离子也要在溶液状态或者熔融状态，否则即便存在离子也无法导电，比如 NaCl，晶体状态不能导电。 ⑥电解质的强弱与导电性、 溶解性无关。 如如 BaSO4 不溶于水， 但溶于水的 BaSO4 全部电离， 故 BaSO4 为强电解质。导电性与自由移动离子的浓度和带电荷数等有关。 强电解质 ：在水溶液里 全部电离 成离子的电解质。 弱电解质：在水溶液里只有一 部分电离 成离子的电解质 。 2.常见的电解质为酸碱盐、活泼金属氧化物、水，其中强电解质与偌电解质常见分类： 精品教育 - 可编辑 - 3、电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离” ①强电解质：如 H 2SO4：H 2SO4===2H ＋＋ SO2－ 4 。 ②弱电解质 a．一元弱酸，如 CH 3COOH ：CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋ 。 b．多元弱酸，分步电离， 分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如 H 2CO 3：H 2CO3 H ＋＋HCO － 3 、 HCO － 3 H ＋＋CO 2－ 3 。原因是上一级电离出的 H ＋ 是下一级电离的产物，对下一级电离电离有抑 制作用 c．多元弱碱，虽然分布电离，但是书写时一步到位。如 Fe(OH) 3：Fe(OH) 3 Fe3＋ ＋3OH － 。 ③酸式盐 a．强酸的酸式盐 b．弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如 NaHCO 3：NaHCO 3===Na ＋＋HCO － 3 、HCO － 3 H ＋ ＋CO 2－ 3 。 4．弱电解质的电离平衡 (1)电离平衡的建立 在一定条件 (如温度、 浓度等 )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， 电离过程就达到平衡。平衡建立过程如图所示。 (2)电离平衡的特征 精品教育 - 可编辑 - (3)影响弱电解质电离平衡的因素 内因：弱电解质本身的性质，是决定因素。 (4)电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。以 0.1 mol ·L －1CH3COOH 溶液为例： CH 3COOH CH3COO － ＋H ＋(正向吸热 )。 实例 (稀溶液 ) CH3COOH H ＋＋CH 3COO － ΔH>0 改变条件 平衡移动方向 n(H ＋) c(H ＋) 导电能力 K a 加水稀释 → 增大 减小 减弱 不变 加入少量冰醋酸 → 增大 增大 增强 不变 通入 HCl(g) ← 增大 增大 增强 不变 加 NaOH(s) → 减小 减小 增强 不变 加入镁粉 → 减小 减小 增强 不变 升高温度 → 增大 增大 增强 增大 加 CH 3COONa(s) ← 减小 减小 增强 不变 （5）电离平衡常数 1．表达式 (1)对于一元弱酸 HA HA H ＋ ＋A－，平衡常数 Ka＝ c H ＋ ·c A － c HA 。 (2)对于一元弱碱 BOH 精品教育 - 可编辑 - BOH B＋＋ OH － ，平衡常数 K b＝ c OH － ·c B＋ c BOH 。 2．特点 (1)电离平衡常数 决定因素：弱电解质本身的性质 影响因素：温度 随温度升高而增大，原因是电离过程是吸热的 与溶液的浓度、酸碱性无关 (2)多元弱酸是分步电离的，各级电离平衡常数的大小关系式是 K 1? K 2? K 3⋯⋯ ，所以多元弱酸的酸性决定于 其第一步电离 。 3．意义 相同条件下， K 值越大，表示该弱电解质越 易 电离，所对应的酸性或碱性相对越 强。如相同条件下常见弱酸的 酸性强弱： H 2SO3>H 3PO 4>HF>CH 3COOH>H 2CO 3>H 2S>HClO 。 4．实例 (1)填写下表 (2)CH 3COOH 酸性 大于 HClO 酸性 (填“大于”“小于”或“等于” ) ，判断的依据：相同条件下，电离常数越 大，电离程度越大， c(H ＋)越大，酸性越强 。 (3)磷酸是三元中强酸 ①磷酸的电离方程式是 H 3PO4 H ＋ ＋H 2PO － 4 、H 2PO － 4 H ＋ ＋HPO 2－ 4 、HPO 2－ 4 H ＋＋ PO3－ 4 。 ② 电 离 平 衡 常 数 表 达 式 是 ： K a1 ＝ c H ＋ ·c H 2PO－ 4 c H 3PO4 ， K a2 ＝ c H ＋ · c HPO 2－ 4 c H 2PO－ 4 ， Ka3 ＝ c H ＋ ·c PO 3－ 4 c HPO 2－ 4 。 ③比较大小： Ka1>K a2> K a3。 5.电离常数的计算 以弱酸 HX 为例： (1)已知 c(HX) 和 c(H ＋)，求电离常数 HX H ＋ ＋ X － 起始 (mol ·L－ 1)：c(HX) 0 0 平衡 (mol ·L－ 1)：c(HX) －c(H ＋ ) c(H＋ ) c(H ＋) 精品教育 - 可编辑 - 则： K＝ c H＋ ·c X － c平 HX ＝ c2 H ＋ c HX － c H ＋ 。 由于弱酸只有极少一部分电离， c(H ＋ )的数值很小，可做近似处理： c(HX) －c(H ＋) ≈c(HX) ，则 K ＝ c2 H ＋ c HX ， 代入数值求解即可。 (2)已知 c(HX) 和电离常数，求 c(H＋ ) HX H ＋ ＋ X－ 起始： c(HX) 0 0 平衡： c(HX) －c(H ＋ ) c(H＋ ) c(H ＋) 则： K＝ c H＋ ·c X － c平 HX ＝ c2 H ＋ c HX － c H ＋ 由于 K 值很小， c(H ＋)的数值很小，可做近似处理： c(HX) －c(H ＋) ≈c(HX) ，则： c(H ＋ )＝ K ·c HX ，代入 数值求解即可。 强酸与弱酸 (或强碱与弱碱 )的比较 1．一元强酸与一元弱酸的比较 浓度均为 0.01 mol ·L －1 的强酸 HA 与弱酸 HB pH 均为 2 的强酸 HA 与弱酸 HB pH 或物质的量浓度 2＝pH HA HB HA ＝HB 体积相同时与过量的碱反应消耗碱的量 HA＝ HB HAc(B－ ) c(A －)＝c(B－) 分别加入固体 NaA、NaB 后 pH 的变化 HA ：不变 HB ：变大 HA ：不变 HB：变大 加水稀释 10 倍后 3＝pH HA pH HB >2 溶液的导电性 HA>HB HA ＝HB 水的电离程度 HA2 ，HA 是 弱酸 。 精品教育 - 可编辑 - (2)测 NaA 溶液的 pH ，若 pH＝7，HA 为强酸 ；若 pH>7 ，则 HA 为弱酸 。 3．稀释时溶液 pH 变化特点比较 如图： a、b 分别为 pH 相等的 NaOH 溶液和氨水稀释曲线。 c、d 分别为 pH 相等的盐酸和醋酸溶液稀释曲线。 请体会图中的两层含义： (1)加水稀释相同倍数后的 pH 大小：氨水 > NaOH 溶液，盐酸 > 醋酸溶液。若稀释 10n 倍，盐酸、 NaOH 溶液 pH 变化 n 个单位，但 pH<7 或 pH>7 ，不能 pH＝7，而氨水与醋酸溶液 pH 变化不到 n 个单位。 (2)稀释后的 pH 仍然相等，则加水量的大小：氨水 >NaOH 溶液，醋酸溶液 > 盐酸。 易错警示 (1)酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系， 前者看电离程度， 后者看溶液中 c(H＋ )和 c(OH －)的相对大小。强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。 (2)弱酸、弱碱是弱电解质，但它们对应的盐一般为强电解质，如醋酸铵： CH 3COONH 4===NH ＋ 4 ＋CH3COO － 。 强、弱电解质的判断方法 (1)在相同浓度、 相同温度下， 比较导电能力的强弱。 如同体积同浓度的盐酸和醋酸， 前者的导电能力强于后者。 (2)在相同浓度、相同温度下，比较反应速率的快慢，如将锌粒投入到等浓度的盐酸和醋酸中，速率前者比后者 快。 (3)浓度与 pH 的关系，如 0.01 mol ·L－ 1 的醋酸溶液 pH>2 ，说明醋酸是弱酸。 (4)测对应盐的酸碱性，如 CH3COONa 溶液呈碱性，则证明醋酸是弱酸。 (5)稀释前后的 pH 与稀释倍数的变化关系。如将 pH＝2 的酸溶液稀释 1000 倍，若 pH<5 ，则证明酸为弱酸；若 pH ＝5，则证明酸为强酸。 (6)采用实验证明存在电离平衡，如醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加 CH3COONH 4 晶体，颜色变浅。 (7)利用较强酸 (碱)制备较弱酸 (碱)判断电解质强弱。 如将 CO2 通入苯酚钠溶液中， 出现浑浊。 说明碳酸酸性大于 苯酚。 (8)同 pH 的强酸和弱酸，分别加该酸的钠盐固体，溶液的 pH 增大的是弱酸， pH 几乎不变的是强酸。 (9)pH 相同、体积相同的强酸和弱酸与碱反应时消耗碱多的为弱酸。 二、极弱电解质 --水的电离和溶液的酸碱性 水的电离 1．电离方程式 水是一种极弱的电解质，电离方程式为 2H 2O H 3O＋ ＋OH － ，简写为 H2O H ＋＋ OH － 。 2．水的离子积常数 K w＝c(H＋ ) ·c(OH －)。 (1)室温下： Kw ＝1× 10－14。 精品教育 - 可编辑 - (2)影响因素：只与温度有关，温度一定，则 K W 值一定。水的电离是 吸热 过程，升高温度， K w 增大 。 25℃时 , [H + ]=[OH -] =10-7 mol/L ; K W = [H +]·[OH -] = 1*10-14 (3)适用范围： Kw 不仅适用于纯水，也适用于稀的 电解质 水溶液。 3．关于纯水的几个重要数据 4．影响水的电离平衡的因素和影响 Kw 的因素 改变条件 水电离平衡移动方向 K w 升高温度 向 右移动 增大 加少量 HCl(aq) 向 左 移动 不变 通少量 SO2(g) 向 左 移动 不变 加少量 NaOH(aq) 向 左 移动 不变 加少量 NaHSO 4(s) 向 左 移动 不变 加少量 NaCl(s) 不移动 不变 加少量 Na2CO 3(s) 向 右移动 不变 加少量 Na(s) 向 右移动 不变 结论： (1)加热， 促进 水的电离， K w 增大 。 (2)加入酸或碱， 抑制 水的电离， K w 不变 。 (3) ①加入强酸强碱的正盐， 不影响 水的电离。 ②加入强酸的酸式盐， 抑制 水的电离。 ③加入可水解的盐 (如 FeCl3、Na 2CO 3、NH 4Cl)，促进 水的电离。 (4)加入与水反应的活泼金属 (如 Na、K)，促进 水的电离。 易错警示 (1)任何情况下水电离产生的 c(H ＋)和 c(OH － )总是相等的。 (2)水的离子积常数适用于任何酸、碱、盐的稀溶液。即 Kw ＝c(H ＋) ·c(OH －)中的 c(H ＋)、c(OH －)分别是溶液中 H ＋、OH － 的总浓度，不一定是水电离出的 c(H ＋)和 c(OH －)。 (3)水中加酸或碱对水的电离均有抑制作用，因此，室温下，若由水电离出的 c(H ＋)<1 × 10－ 7 mol ·L －1，该溶液 可能显酸性，也可能显碱性。 小结：常温下水电离产生 c(H ＋ )和 c(OH －)计算的 5 种类型 任何水溶液中水电离产生的 c(H＋ )和 c(OH －)总是相等的，有关计算有以下 5 种类型 (以常温时的溶液为例 )。 精品教育 - 可编辑 - (1)中性溶液： c(OH － )＝c(H＋ )＝10－ 7 mol ·L－ 1。 (2)酸的溶液—— OH －全部来自水的电离。 实例： pH ＝2 的盐酸中 c(H ＋)＝10－2 mol ·L－ 1，则 c(OH － )＝K w/10 －2＝ 1× 10－12 (mol ·L－1)，即水电离出的 c(H ＋)＝ c(OH － )＝10－ 12 mol ·L－1。 (3)碱的溶液—— H ＋全部来自水的电离。 实例： pH ＝12 的 NaOH 溶液中 c(OH － )＝ 10－2 mol ·L －1，则 c(H＋ )＝K w/10 － 2＝ 1× 10－ 12(mol ·L－ 1)，即水电离 出的 c(OH －)＝c(H ＋)＝ 10－12 mol ·L － 1。 (4)水解呈酸性的盐溶液—— H＋ 全部来自水的电离。 实例： pH＝ 5 的 NH 4Cl 溶液中，由水电离出的 c(H ＋)＝10－ 5 mol ·L －1，因部分 OH － 与部分 NH ＋ 4 结合使 c(OH － ) ＝10－9 mol ·L－ 1。 (5)水解呈碱性的盐溶液—— OH － 全部来自水的电离。 实例： pH＝12 的 Na2CO 3 溶液中， 由水电离出的 c(OH － )＝ 10－2 mol ·L－ 1，因部分 H ＋与部分 CO 2－ 3 结合使 c(H ＋) ＝10－12 mol ·L －1。 注意：要区分清楚溶液组成和性质的关系，酸性溶液不一定是酸溶液，碱性溶液不一定是碱溶液。 溶液的酸碱性和 pH 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中 c(H＋ )和 c(OH －)的相对大小。 c(H＋ )>c(OH －)，溶液呈 酸 性， 25 ℃时， pH< 7。 c(H＋ )＝c(OH －)，溶液呈 中 性， 25 ℃时， pH＝7。 c(H＋ ) 7。 2．溶液的 pH (1)定义式： pH＝－lg c(H ＋ )。 (2)溶液的酸碱性跟 pH 的关系 室温下： (3)pH 的测定 ①用 pH 试纸测定 酸碱指示剂—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。 变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊 5.0~8.0（紫色） 酚酞 8.2~10.0（浅红色） pH 试纸 操作：把小片试纸放在 表面皿 上，用 玻璃棒 蘸取待测液点在干燥的 pH 试纸上，试纸变色后，与 标准 比色卡 对比即可确定溶液的 pH 。 注意： a.pH 试纸使用前不能用蒸馏水湿润，否则待测液因被稀释可能会产生误差。 b．用广泛 pH 试纸读出的 pH 只能是 整数 。 ② pH 计测定：可精确测定溶液的 pH。 精品教育 - 可编辑 - 易错警示 (1)溶液呈现酸、碱性的实质是 c(H＋ )与 c(OH －)的相对大小，不能只看 pH ，一定温度下 pH＝ 6 的 溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。 (2)pH 的取值范围为 0～14，即只适用于 c(H ＋) ≤ 1 mol ·L－ 1 或 c(OH － ) ≤ 1 mol ·L－ 1 的电解质溶液，当 c(H ＋)或 c(OH － ) ≥ 1 mol ·L－1 时，直接用 c(H ＋ )或 c(OH －)表示溶液的酸碱性。 (3)也可以用 pOH 来表示溶液的酸碱度。 pOH 是 OH －浓度的负对数， pOH ＝－ lgc(OH － )。因为常温 下， c(OH －) ·c(H ＋ )＝10－ 14，若两边均取负对数得： pH＋pOH ＝14。 单一溶液 pH 的计算 (1)强酸溶液，如 HnA 溶液，设溶质的物质的量浓度为 cmol ·L － 1，c(H＋)＝nc mol ·L －1，pH＝－ lg c(H＋ )＝－ lg nc。 (2)室温下，强碱溶液，如 B(OH) n 溶液，设溶质的物质的量浓度为 c mol ·L－1，c(H ＋)＝ 10－ 14 nc mol ·L － 1，pH＝ －lg c(H＋ )＝14＋lg nc。 溶液稀释的 pH 计算 (1)pH＝a 的酸 稀释 10n倍 强酸： pH ＝a＋ n 弱酸： a8.0 蓝色 甲基橙 <3.1 红色 3.1～4.4 橙色 >4.4 黄色 酚酞 <8.2 无色 8.2～10.0 浅红色 >10.0 红色 5.指示剂选择的基本原则 变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。 (1)不能用石蕊作指示剂。 精品教育 - 可编辑 - (2)滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用 NaOH 溶液滴定醋酸。 (3)滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。 (4)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。 (5)并不是所有的滴定都须使用指示剂，如用标准的 Na 2SO3 溶液滴定 KMnO 4 溶液时， KMnO 4 颜色褪去时即为滴定 终点。 易错警示 滴定管和量筒读数的区别 (1)滴定管“ 0”刻度在上方，数值从上到下依次增大，因此仰视时读数偏大，俯视时读数偏小。量筒无“ 0”刻 度，数值从下到上依次增大，因此仰视时读数偏小，俯视时读数偏大。 (2)记录数据时，滴定管的读数应记录到小数点后两位，如 20.00 mL；量筒的读数最多记录到小数点后一位，如 8.0 mL。 (3)恰好中和＝酸碱恰好完全反应≠滴定终点≠溶液呈中性。 (4)滴定终点是通过指示剂颜色变化而实际控制的停止滴定的“点”，滴定终点与恰好中和越吻合，测定误差越 小。 七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解） 1、盐类水解：在水溶液中 某些可溶盐 电离出来的 弱酸阴离子或弱碱阳离子离子 跟水电离出来的 H + 或 OH -结合生成弱电解质，从而 促进水的电离 的反应。 2．实质 盐 电 离 → 弱酸的阴离子→结合 H ＋ 弱碱的阳离子→结合 OH － ―→ 破 坏 了 水 的 电 离 平 衡 ―→ 水 的 电 离 程 度 增 大―→ c H ＋ ≠c OH － ―→溶液呈碱性、酸性 c H ＋ ＝c OH － ―→溶液呈中性 3．特点 可逆 →水解反应是 可逆 反应 | 吸热 →水解反应是 酸碱中和 反应的逆反应，是吸热过程 | 微弱 →水解反应程度很微弱 4.盐类水解规律： ①有 弱 才水解， 无弱不水解， 越弱越水解； 谁 强显谁性， 两弱都水解， 同强显中性。 越稀越水解， 越热月水解。 盐的类型 实例 是否水解 水解的离子 溶液的酸碱性 溶液的 pH 强酸强碱盐 NaCl、KNO 3 否 中性 pH ＝7 强酸弱碱盐 NH 4Cl、 是 NH ＋ 4 、Cu2＋ 酸性 pH<7 精品教育 - 可编辑 - Cu(NO 3)2 弱酸强碱盐 CH 3COONa 、 Na2CO3 是 CH3COO － 、 CO 2－ 3 碱性 pH>7 ②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO 3 ＞NaHCO 3) ③弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。 a.若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。 如 NaHCO 3 溶液中： HCO － 3 H ＋＋CO 2－ 3 (次要 )，HCO － 3 ＋ H2O H 2CO 3＋OH － (主要 )。 b.若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。 如 NaHSO 3 溶液中： HSO－ 3 H＋ ＋SO2－ 3 (主要 )，HSO－ 3 ＋H 2O H 2SO3＋OH － (次要 )。 （目前必须知道 HC 2O 4 -、HSO － 3 、HPO 3 2—和 H 2PO4 — 的电离大于水解） 5.表示方法——水解的离子方程式 (1)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，在书写盐类水解方程式时要用“ ”号连接。盐类水解一般不 会产生沉淀和气体，所以不用“↓”或“↑”表示水解产物 (双水解例外 )。不把产物 (如 NH 3·H 2O、 H 2CO 3)写成其 分解产物的形式。 如： Cu(NO 3)水解的离子方程式为 Cu2＋＋2H 2O Cu(OH) 2＋2H ＋。 NH 4Cl 水解的离子方程式为 NH ＋ 4 ＋H 2O NH 3·H 2O＋H ＋ 。 (2)多元弱酸盐的水解分步进行，逐级减弱，离子方程式分步书写，如 Na2CO3 的水解离子方程式： CO 2－ 3 ＋ H 2O HCO － 3 ＋OH － ，HCO － 3 ＋H 2O H 2CO 3＋OH －。一般以第一步水解为主，下一级水解课忽略，原因是 上一级水解出的 OH － 是下一级水解的产物，对下级水解有抑制作用。 (3)多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如：明矾水解的离子方程式： Al 3＋ ＋3H 2O Al(OH) 3＋3H ＋。 (4)若阴、阳离子水解相互促进，由于水解完成，书写时要用“ == =”“↑”“↓”等，如： 常见的双水解反应完全的为： Fe3+ 、Al 3+与 AlO 2 -、CO 3 2-(HCO 3 -)、S2-(HS-)、SO3 2-(HSO 3 -)；S2-与 NH 4 +；CO 3 2-(HCO 3 -) 与 NH 4 + 其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如： 2Al3＋ ＋3S2－＋ 6H 2O===2Al(OH) 3↓＋ 3H 2S↑。 易错警示 (1)判断盐溶液的酸碱性，需先判断盐的类型，因此需熟练记忆常见的强酸、强碱和弱酸、弱碱。 (2)盐溶液呈中性，无法判断该盐是否水解。例如： NaCl 溶液呈中性，是因为 NaCl 是强酸强碱盐，不水解。又 如 CH3COONH 4 溶液呈中性， 是因为 CH 3COO － 和 NH ＋ 4 的水解程度相当， 即水解过程中 H ＋和 OH － 消耗量相等， 所 以 CH3COONH 4 水解仍呈中性。 6.水解平衡常数 （K h） 对于强碱弱酸盐： K h =Kw/Ka(Kw 为该温度下水的离子积， Ka 为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电 离平衡常数 ) 对于强酸弱碱盐： K h =Kw/K b（ Kw 为该温度下水的离子积， K b 为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电 离平衡常数 ） 影响盐类水解的因素 1．内因 弱酸根离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越 弱 ，就越易发生水解。 精品教育 - 可编辑 - 如：酸性： CH 3COOH>H 2CO 3>HCO － 3 ――→ 决定 相同浓度的 Na2CO 3、NaHCO 3、CH 3COONa 溶液的 pH 大小关系为 Na2CO 3>NaHCO 3>CH 3COONa 。 2．外因 (1)温度、浓度 因素 水解平衡 水解程度 水解产生离子的浓度 温度 升高 右移 增大 增大 浓度 增大 右移 减小 增大 减小 (即稀释 ) 右移 增大 减小 外加酸 碱 酸 弱碱阳离子的水解程度减小 碱 弱酸根离子的水解程度减小 (2)外加物质：外加物质对水解反应的影响取决于该物质的性质。 例如： CH 3COONa 水解的离子方程式是 CH3COO －＋H 2O CH 3COOH ＋OH －，当改变下列条件时，将对 CH 3COONa 水解平衡的影响填入下表： 改变条件 移动方向 c(OH － ) pH 水解程度 升温 右移 增大 增大 增大 加 NaOH 左移 增大 增大 减小 加水 右移 减小 减小 增大 加少量 FeCl3固体 右移 减小 减小 增大 加 Na2CO 3 左移 增大 增大 减小 例如，不同条件对 FeCl3水解平衡的影响， Fe3＋＋ 3H2O Fe(OH) 3＋3H ＋(填写空格中内容 ) 条件 移动方向 H ＋数 pH 现象 升温 向右 增多 减小 颜色变深 通 HCl 向左 增多 减小 颜色变浅 精品教育 - 可编辑 - 加 H2O 向右 增多 增大 颜色变浅 加 NaHCO 3 向右 减小 增大 生成红褐色沉淀，放出气体 盐类水解的应用 应用 举例或原理解释 判断溶液的酸碱性 NH 4Cl 溶液显 酸性，原因是 NH ＋ 4 ＋ H 2O NH 3·H 2O ＋H ＋，与 Mg 反应可生成 H 2 比较溶液中离子浓度的大小 如：Na2CO3 溶液中离子浓度由大到小的顺序为 c(Na＋)> c(CO 2－ 3 )> c(OH －)> c(HCO － 3 )>c(H ＋) 判断弱电解质的相对强弱 如：物质的量浓度相同的三种盐溶液 NaX、NaY、NaZ 的 pH 依次为 8、9、10，则 HX 、HY 、HZ 的酸性由强到弱的顺序为 HX>HY>HZ 证明某些电解质是弱酸或弱碱 如：Na 2CO 3溶液能使酚酞试液变红， 证明该溶液显碱性， 证明 H 2CO 3 是弱酸 判断盐溶液蒸干灼烧后的产物 蒸干灼烧 AlCl 3溶液后的产物为 Al 2O3，蒸干灼烧 FeCl3 溶液后的产物 为 Fe2O 3 净水剂原理 明矾用于净水，原理是 Al 3＋ ＋3H2O Al(OH) 3(胶体 )＋3H ＋ 泡沫灭火器原理 成分为 NaHCO 3 与 Al 2(SO4)3，原理是 Al 3＋ ＋3HCO － 3 ===Al(OH) 3↓＋ 3CO2↑ 纯碱溶液去油污 用热碱水洗油污的原理 CO2－ 3 ＋H 2O HCO － 3 ＋OH － 胶体的制备 将饱和 FeCl3 溶液滴入沸水中，制备 Fe(OH) 3胶体，原理是 Fe3＋ ＋ 3H2O===== △ Fe(OH) 3(胶体 )＋3H ＋ 配制或贮存易水解的盐溶液 配制 FeCl3、SnCl2 溶液时，常将它们先溶于较浓的盐酸，再稀释到所 需浓度，目的是 抑制 Fe3＋或 Sn2＋的水解 ，配制 FeSO4 溶液时，需加入 少量 铁粉和稀硫酸 物质的提纯 除去 MgCl2 溶液中的 FeCl3，可加入 Mg、MgO 或 Mg(OH) 2、MgCO 3， 促使 Fe3＋ 水解完全，生成 Fe(OH) 3 沉淀而除去 化肥施用 草木灰与铵态氮肥不能混用，原因是 2NH ＋ 4 ＋CO2－ 3 ===== △ 2NH 3↑＋ CO 2↑＋ H 2O 泡沫灭火器的原理 一种常用的泡沫灭火器构造如图。内筒 a 是玻璃瓶，外筒 b 是钢瓶，平时泡沫灭火器内筒外筒盛有液态试剂，当遇 火警时，将灭火器取下倒置，内外筒液体试剂立即混合产生大量 CO2 泡沫灭火。从液态试剂在灭火器中长久放置和 快速灭火两个角度分析，则 a 中盛 ________________，b 中盛 ________________。 答案 Al 2(SO4)3 溶液 饱和 NaHCO 3 溶液 精品教育 - 可编辑 - 熟记下列因双水解不能大量共存的离子组合 (1)Al3＋ 与 HCO － 3 、CO 2－ 3 、AlO － 2 、SiO2－ 3 、HS－ 、S2－ 、ClO － 。 (2)Fe3＋ 与 HCO － 3 、CO 2－ 3 、AlO － 2 、SiO2－ 3 、ClO －。 (3)NH ＋ 4 与 SiO2－ 3 、AlO － 2 。 特别提醒 ① NH ＋ 4 与 CH 3COO －、HCO － 3 虽能发生双水解反应，但能大量共存。② Fe3＋ 在中性条件下已完全水解。 判断盐类双水解是否共存可以从水解产生的酸或者碱是否更容易发生中和反应，如果容易发生中和反应则，这两种 弱离子可以共存，比如氨水和醋酸可以发生中和反应，因此，铵根离子和醋酸根离子可以共存，若不容易发生中和 反应则不能大量共存，如碳酸和氢氧化铝，因此铝离子和碳酸氢根不能共存。可以看出反应的产物如果脱离体系则 不能共存，若还在同一体系则能共存。 水解除杂警示 利用水解除杂无论在化学工业还是化学实验中都具有非常重要的意义，其原理是根据盐的水解程度的不同，通过调 节溶液 pH 使部分离子转化为沉淀而除去。如 MgCl2 溶液中混有少量 FeCl3 杂质，因 Fe3＋水解程度比 Mg2＋水解程度 大，可加入镁粉、 MgO、Mg(OH) 2 或 MgCO 3 等，调节溶液的 pH，使 Fe3＋的水解平衡正向移动，生成 Fe(OH) 3沉淀 而除去；注意不能加 NaOH 、NH 3·H 2O 等可溶性碱，因加这些物质使溶液 pH 升高太迅速，且碱过量不易觉察， Mg2＋ 也可能转化为 Mg(OH) 2 沉淀，还会引入 NH ＋ 4 、Na＋等杂质。 盐溶液蒸干灼烧时所得产物的几种判断类型 (1)盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质，如 CuSO4(aq)――→ 蒸干 CuSO4(s)； Al 2(SO4)3(aq)――→ 蒸干 Al 2(SO4)3(s)。 盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如 AlCl 3(aq)――→ 蒸干 Al(OH) 3――→ 灼烧 Al 2O3。 制备无水盐如 MgCl2· 6H2O 需要在 HCl 气流中加热蒸干。 (2)酸根阴离子易水解的强碱盐，如 Na 2CO 3 溶液等蒸干后可得到原物质。 (3)考虑盐受热时是否分解。 Ca(HCO 3)2、NaHCO 3、KMnO 4、NH 4Cl 固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为 Ca(HCO 3)2―→ CaCO3(CaO)； NaHCO 3―→ Na2CO 3；KMnO 4―→K 2MnO 4＋MnO 2；NH 4Cl―→ NH 3↑＋ HCl ↑。 (4)还原性盐在蒸干时会被 O2 氧化。 例如， Na2SO3(aq)――→ 蒸干 Na 2SO4(s)。 FeCl2(aq)――→ 蒸干 Fe(OH) 2(s)――→ O 2 Fe(OH) 3(s)――→ 灼烧 Fe2O 3。 (5)NaClO 溶液蒸干时，既考虑水解，又考虑 HClO 分解，最后剩下 NaCl 。 溶液中微粒浓度的大小比较 1．两个理论依据 (1)电离理论 精品教育 - 可编辑 - 弱电解质电离十分微弱，弱电解质发生电离的微粒的浓度大于电离生成微粒的浓度，如 H 2CO 3 溶液中： c(H 2CO 3)>c(HCO － 3 )? c(CO 2－ 3 )(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离 )。 (2)水解理论 盐类水解十分微弱，发生水解的微粒的浓度大于水解生成微粒的浓度，如 Na2CO3 溶液中： c(CO2－ 3 )>c(HCO － 3 ) ? c(H 2CO3)(多元弱酸根离子的水解以第一步为主 )。 2.三个守恒关系 (1)电荷守恒 溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度，即溶液中阴、阳离子所带电荷总数相等。 如 NaHCO 3 溶液中： c(Na＋ )＋c(H ＋)＝c(HCO － 3 )＋2c(CO 2－ 3 )＋c(OH －)。 (2)物料守恒 物料守恒也就是元素守恒，电解质 (电离或水解或反应 )变化前后某种元素的原子个数守恒。 如 0.1 mol ·L－1 NaHCO 3 溶液中： c(Na＋ )＝c(HCO － 3 )＋c(CO 2－ 3 )＋ c(H 2CO3)＝ 0.1 mol ·L－ 1。 (3)质子守恒 由水电离出的 c(H ＋)＝由水电离出的 c(OH －)。 如 Na2CO3 溶液中， c(OH －)＝c(H ＋ )＋c(HCO － 3 )＋2c(H2CO 3)。 NH 4Cl 溶液中， c(H ＋)＝ c(OH － )＋c(NH 3·H 2O)。 3．常见类型及考虑思路 (1)单一溶液 ①多元弱酸溶液考虑多步电离，且电离是少量的 0． 1 mol ·L－1 H 2S酸， c(H ＋ )>c(HS－)>c(S2－)>c(OH － )。 ②多元弱酸正盐溶液考虑多步水解，且水解是少量的 0． 1 mol ·L－1 Na2CO3 溶液， c(Na＋)>c(CO 2－ 3 )>c(OH － )>c(HCO － 3 )>c(H＋ )。 ③多元弱酸酸式盐，考虑水解程度与电离程度的相对大小 a．电离程度大于水解程度 在 0.1 mol ·L－1 NaHSO 3 溶液中， c(Na＋)>c(HSO － 3 )> c(H ＋)> c(SO2－ 3 )>c(OH －)， c(HSO － 3 )>c(SO2－ 3 )>c(H 2SO3)。 b．水解程度大于电离程度 0． 1 mol ·L－1 NaHCO 3 溶液， c(Na＋ )>c(HCO － 3 )>c(OH －)> c(CO 2－ 3 )，c(HCO － 3 )>c(H2CO 3)> c(CO2－ 3 )。 ④一元强酸弱碱盐或一元强碱弱酸盐溶液，考虑水解一般是微弱的 0． 1 mol ·L－1 NH 4Cl 溶液， c(Cl－)> c(NH ＋ 4 )>c(H ＋)>c(NH 3·H 2O)> c(OH － )。 0． 1 mol ·L－1 CH 3COONa 溶液， c(Na＋)> c(CH 3COO － )>c(OH －)>c(CH3COOH)> c(H ＋ )。 (2)混合溶液 ①电离为主 a． 0.1 mol ·L－ 1 NH 3·H 2O 和 0.1 mol ·L－ 1 NH 4Cl 的混合溶液， NH 3·H 2O 电离为主： c(NH ＋ 4 )>c(Cl－ )>c(NH 3·H 2O)> c(OH －)>c(H ＋ )。 精品教育 - 可编辑 - b． 0.1 mol ·L－1 CH 3COOH 和 0.1 mol ·L－1 CH 3COONa 的混合溶液， CH 3COOH 电离为主： c(CH3COO －)>c(Na＋ )>c(CH 3COOH)> c(H ＋)>c(OH － )。 ②水解为主 0． 1 mol ·L－1 NaCN 和 0.1 mol ·L－1 HCN 的混合溶液呈碱性： c(HCN)> c(Na＋ )>c(CN －)>c(OH －)> c(H ＋)。 ③水解能力有差别 a． 0.1 mol ·L－ 1 Na 2CO 3 和 0.1 mol ·L－ 1 NaHCO 3 混合溶液， CO2－ 3 水解能力强于 HCO － 3 ， c(H＋ ) c(HA)> c(HB)> c(H ＋)(B－ 水解能力比 A－弱)。 (3)不同溶液同一离子浓度的比较，考虑其他离子对其影响因素 0．1 mol ·L－1 的 a.NH 4Cl、b.CH 3COONH 4、c.NH 4HSO4、d.NH 4HCO 3 溶液中， c(NH ＋ 4 )由大到小顺序为 c>a>b>d 。 [特别提醒 ] 比较溶液中离子浓度大小的基本思路与方法 难溶电解质的溶解平衡 1．沉淀溶解平衡 (1)概念 在 一定温度 下，当难溶电解质溶于水形成 饱和溶液 时， 沉淀溶解 速率和 沉淀生成 速率相等的状态。 (2)溶解平衡的建立 固体溶质 溶解 沉淀 溶液中的溶质 v溶解 大于 v沉淀 ，固体溶解 v溶解 等于 v沉淀 ，溶解平衡 v溶解 小于 v沉淀 ，析出晶体 (3)特点 (4)表示 精品教育 - 可编辑 - AgCl 在水溶液中的电离方程式为 AgCl===Ag ＋ ＋Cl－。 AgCl 的溶解平衡方程式为 AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－ (aq)。 2．沉淀溶解平衡的影响因素 (1)内因 难溶电解质本身的 性质 。 溶度积 (K sp)反映难溶电解质在水中的溶解能力。 对同类型的电解质而言， K sp 数值越大， 电解质在水中溶解度越 大； K sp 数值越小，难溶电解质的溶解度也越小。 (2)外因 ①浓度 (K sp 不变 ) a．加水稀释，平衡向 溶解的方向 移动； b．向平衡体系中加入难溶物相应的离子，平衡 逆向 移动； c．向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向 溶解的方向 移 动。 ②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向 溶解的方向 移动， K sp 增大 。 (3)实例 [以AgCl s Ag ＋ aq ＋Cl－ aq ΔH>0为例 ] 外界条件 移动方向 平衡后 c(Ag＋ ) 平衡后 c(Cl－) K sp 升高温度 正向 增大 增大 增大 加水稀释 正向 不变 不变 不变 加入少量 AgNO 3 逆向 增大 减小 不变 通入 HCl 逆向 减小 增大 不变 通入 H 2S 正向 减小 增大 不变 3.电解质在水中的溶解度 20 ℃时电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系： 溶解性 难溶 微溶 可溶 易溶 S的 S<0.01g 0.01g 10 g 4.沉淀溶解平衡的应用 (1)沉淀的生成 ①调节 pH 法 如除去 CuCl 2 溶液中的杂质 FeCl3，可以向溶液中加入 CuO，调节溶液的 pH，使 Fe3＋ 形成 Fe(OH) 3 沉淀而除去。 离子方程式为 Fe3＋ ＋3H2O Fe(OH) 3＋3H ＋ ，CuO＋2H＋ ===Cu 2＋＋H 2O。 ②沉淀剂法 如用 H 2S 沉淀 Hg2＋的离子方程式为 Hg 2＋ ＋H 2S===HgS↓＋ 2H ＋。 (2)沉淀的溶解 ①酸溶解法：如 CaCO3 溶于盐酸，离子方程式为 CaCO3＋2H ＋===Ca 2＋ ＋CO 2↑＋ H 2O。 精品教育 - 可编辑 - ②盐溶解法：如 Mg(OH) 2 溶于 NH 4Cl 溶液，离子方程式为 Mg(OH) 2＋2NH ＋ 4 ===Mg 2＋ ＋2NH 3·H 2O 。 ③配位溶解法： 如 Cu(OH) 2 溶于 NH 3·H 2O 溶液， 离子方程式为 Cu(OH) 2＋4NH 3·H 2O===[Cu(NH 3)4]2＋＋2OH －＋4H 2O。 (3)沉淀的转化 ①实质： 沉淀溶解平衡 的移动。 ②特征 a．一般说来，溶解度小的沉淀转化为溶解度 更小 的沉淀容易实现。 如： AgNO 3――→ NaCl AgCl ――→ KI AgI ――→ Na 2S Ag2S。 b．沉淀的溶解度差别 越大 ，越容易转化。 ③应用 a．锅炉除垢：将 CaSO4 转化为 CaCO3，离子方程式为 CaSO4(s)＋CO 2－ 3 (aq)===CaCO 3(s)＋SO2－ 4 (aq)。 b．矿物转化： CuSO4溶液遇 ZnS(闪锌矿 )转化为 CuS(铜蓝 )的离子方程式为 Cu2＋ (aq)＋ZnS(s)===CuS(s)＋Zn 2＋(aq)。 用饱和 Na2CO 3 处理重晶石 (BaSO4)制备可溶性钡盐的离子方程式为 BaSO4＋CO 2－ 3 ===BaCO 3↓＋ SO2－ 4 ；BaCO3 ＋2H ＋ ===Ba 2＋ ＋H 2O ＋CO 2↑ 。 易错警示 (1)难溶电解质不一定是弱电解质，如 BaSO4、AgCl 等都是强电解质。 (2)用沉淀法除杂不可能将杂质离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于 1× 10－ 5 mol ·L－ 1 时，沉淀已经完全。 溶度积常数及应用 溶度积和浓度商 以 AmBn(s) mA n＋(aq)＋nBm－ (aq)为例： 溶度积 离子积 概念 沉淀溶解的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积 符号 Ksp Qc 表达 式 K sp(AmBn)＝cm(A n＋) ·cn(Bm－ )，式 中的浓度都是平衡浓度 Qc(A mBn)＝cm(An＋ ) ·cn(Bm－)，式中 的浓度都是任意浓度 应用 判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解 ① Qc> Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出 ② Qc＝K sp：溶液饱和，处于平衡状态 ③ Qc< Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出 易错警示 (1)K sp 只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量无关。 (2)溶解平衡一般是吸热的，温度升高平衡右移， K sp 增大，但 Ca(OH) 2 相反。 溶度积 K sp 的计算 (1)已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如 K sp＝ a的饱和 AgCl 溶液中 c(Ag＋)＝ a mol ·L－ 1。 精品教育 - 可编辑 - (2)已知溶度积、 溶液中某离子的浓度， 求溶液中的另一种离子的浓度， 如某温度下 AgCl 的 Ksp＝a，在 0.1 mol ·L －1 的 NaCl 溶液中加入过量的 AgCl 固体，达到平衡后 c(Ag＋ )＝ 10amol ·L－ 1。 (3)(3)计算反应的平衡常数，如对于反应 Cu2＋ (aq)＋MnS(s) CuS(s)＋Mn2＋(aq)，K sp(MnS)＝ c(Mn 2＋ ) ·c(S2－ )， Ksp(CuS)＝ c(Cu2＋) ·c(S2－ )，而平衡常数 K＝ c Mn 2＋ c Cu2＋ ＝ Ksp MnS K sp CuS 。 有关沉淀溶解平衡图象问题的思维模板 明确图象中纵、 横坐标的含义 ―→ 理解图象中 线上的点、线 外点的含义 ―→ 抓住 K sp的特点，结 合选项分析判断 (1)曲线上的任意一点，都代表指定温度下的饱和溶液，由对应的离子浓度可求 Ksp。 (2)可通过比较、观察得出溶液是否达到饱和状态，是否有沉淀析出。处于曲线上方的 b 点表明溶液处于过饱和 状态，一定会有沉淀析出，处于曲线下方的 a 点，则表明溶液处于未饱和状态，不会有沉淀析出。 (3)比较溶液的 Qc 与 Ksp 的大小，判断溶液中有无沉淀析出。 (4)涉及 Qc 的计算时，所代入的离子浓度一定是混合溶液中的离子浓度，因此计算离子浓度时，所代入的溶液 体积也必须是混合溶液的体积。 第四章 电化学基础 第一节 原电池 原电池及其工作原理 1．概念和反应本质 原电池是把 化学能 转化为 电能 的装置，其反应本质是 氧化还原反应 。 2．构成条件 (1)一看反应：看是否有能自发进行的 氧化还原 反应发生 (一般是活泼性强的金属与电解质溶液反应 )。 (2)二看两电极：一般是 活泼性 不同的两电极。 (3)三看是否形成闭合回路，形成闭合回路需三个条件： ①电解质 溶液；②两电极直接或间接接触；③两电极插入 电解质 溶液中。 3．工作原理 (以铜—锌原电池为例 ) 装置图 电极名称 负极 正极 精品教育 - 可编辑 - 电极材料 锌 片 铜片 电极反应 Zn－2e－ ===Zn 2＋ Cu2＋ ＋2e－ ===Cu 反应类型 氧化 反应 还原 反应 续表 电子流向 由 锌 片沿导线流向 铜片 电流方向 由 铜片沿导线流向 锌 片 电解质 溶液中 离子流向 电解质溶液中，阴离子向 负极 迁移，阳离子向 正极 迁移 盐桥中 离子流向 盐桥中含有饱和 KCl 溶液， K ＋移向正极， Cl－ 移向负极 电池反应 方程式 Zn ＋Cu2＋===Zn 2＋＋Cu 易错警示 原电池工作原理中四个常见失分点的规避 (1)只有放热的氧化还原反应才能设计成原电池，将化学能转化为电能。 (2)电解质溶液中阴、阳离子的定向移动，与导线中电子的定向移动共同组成了一个完整的闭合回路。 (3)无论在原电池还是在电解池中，电子均不能通过电解质溶液，溶液中的离子不能通过盐桥。 (4)原电池的负极失去电子的总数等于正极得到电子的总数。 原电池正负极的判断方法 说明： (1)活泼性强的金属不一定作负极，但在负极的电极上一定发生氧化反应。 (2)溶液中的离子不能通过盐桥。 (3)负极本身不一定参加反应，如燃料电池中，作为负极的材料不参加反应，只起到了导电的作用。 原电池原理的四大应用 1．比较金属活泼性强弱 两种金属分别作原电池的两极时，一般作 负极 的金属比作 正极 的金属活泼。 精品教育 - 可编辑 - 2．加快氧化还原反应的速率 一个 自发 进行的氧化还原反应， 设计成原电池时反应速率 加快 。例如， 在 Zn 与稀 H 2SO4 反应时加入少量 CuSO4 溶液能使产生 H2 的反应速率加快。 3．设计制作化学电源 (1)必须是能自发进行且放热的 氧化还原 反应。 (2)正、负极材料的选择：根据氧化还原关系找出正、负极材料，一般选择活泼性 较强 的金属作为负极；活泼性 较弱 的金属或可导电的非金属 (如石墨等 )作为正极。 (3)电解质溶液的选择：电解质溶液一般要能够与 负极 发生反应，或者电解质溶液中溶解的其他物质能与负极发 生反应 (如溶解于溶液中的空气 )。但如果氧化反应和还原反应分别在两个容器中进行 (中间连接盐桥 )，则两个容器中 的电解质溶液选择与电极材料相同的阳离子，这样可减少离子极化作用，便于电子和离子的移动，如在 Cu－Zn 构 成的原电池中，负极 Zn 浸泡在含有 Zn 2＋ 的电解质溶液中，而正极 Cu 浸泡在含有 Cu2＋ 的电解质溶液中。 实例：根据 Cu＋2Ag＋===Cu 2＋＋2Ag 设计电池： 例如：将反应 2Fe3＋＋2I － 2Fe2＋＋I 2 设计成如下图所示的原电池。下列判断不正确的是 ( ) A．反应开始时，乙中石墨电极上发生氧化反应 B．反应开始时，甲中石墨电极上 Fe3＋被还原 C．电流表读数为零时，反应达到化学平衡状态 D．电流表读数为零后，在甲中溶入 FeCl2 固体，乙中的石墨电极为负极 答案 D 4．用于金属的防护 使被保护的金属制品作原电池的 正极 而得到保护，这种方法叫做牺牲阳极的阴极保护法。例如，要保护一个铁 质的输水管道或钢铁桥梁等，可用导线将其与一块锌块相连，使锌作原电池的负极。 化学电源 1．分类 精品教育 - 可编辑 - 2．一次电池 (1)碱性锌锰干电池 负极材料： Zn 电极反应： Zn＋ 2OH － －2e－ ===Zn(OH) 2 正极材料： MnO 2 电极反应： 2MnO 2＋ 2H 2O ＋2e－ ===2MnOOH ＋2OH － 总反应： Zn ＋2MnO 2＋2H 2O===2MnOOH ＋Zn(OH) 2。 (2)银锌纽扣电池 (电解质溶液为 KOH 溶液 ) 负极材料： Zn ， 电极反应： Zn －2e－ ＋2OH － ===Zn(OH) 2， 正极材料： Ag 2O， 电极反应： Ag 2O＋2e－ ＋H 2O===2Ag ＋2OH － ， 总反应： Zn ＋Ag2O＋H 2O===Zn(OH) 2＋2Ag。 3．二次电池 (1)铅蓄电池 (电解质溶液为 30%H 2SO4 溶液 ) ①放电时的反应 负极反应： Pb－2e－ ＋SO2－ 4 ===PbSO 4， 正极反应： PbO 2＋2e－ ＋SO2－ 4 ＋ 4H＋ ===PbSO 4＋2H 2O， 总反应： Pb＋PbO2＋2H 2SO4===2PbSO 4＋2H 2O。 电解质溶液的 pH 增大 (填“增大”“减小”或“不变” ) 。 ②充电时的反应 阴极反应： PbSO4＋ 2e－===Pb ＋SO2－ 4 阳极反应： PbSO4＋ 2H2O－2e－ ===PbO 2＋4H ＋＋SO2－ 4 ， 总反应： 2PbSO4＋2H2O===Pb ＋PbO2＋2H 2SO4。 精品教育 - 可编辑 - (2)锂电池 负极材料：锂，正极材料：石墨， 电解质： LiAlCl 4、SOCl2， 放电时的反应： 负极反应： 8Li－8e－===8Li ＋ ， 正极反应： 3SOCl2＋8e－ ===SO 2－ 3 ＋2S＋ 6Cl－， 总反应： 8Li＋3SOCl2===6LiCl ＋Li 2SO3＋2S。 4．燃料电池 (1)氢氧燃料电池 ①氢氧燃料电池是目前最成熟的燃料电池。 电池 酸性 碱性或中性 负极反应式 2H 2－4e－ ===4H ＋ 2H 2－4e－ ＋4OH － ===4H 2O 正极反应式 O 2＋4e－ ＋4H＋ ===2H 2O O 2＋4e－＋ 2H2O===4OH － 总反应式 2H 2＋O2===2H 2O ②燃料电池的电极本身不参与反应，燃料和氧化剂连续地由 外部 供给。 (2)铝—空气—海水电池 负极材料：铝片，正极材料：铂片， 电解质溶液：海水， 负极反应： 4Al－12e－===4Al 3＋， 正极反应： 3O 2＋12e－ ＋6H2O===12OH － ， 总反应： 4Al ＋3O2＋6H2O===4Al(OH) 3。 化学电源电极反应式的书写 书写电极反应式时，首先要根据原电池的工作原理准确判断正、负极，然后结合电解质溶液的环境确定电极产 物，最后再根据得失守恒、质量守恒和电荷守恒写出反应式。电极反应式书写的一般方法有： (1)拆分法 ①写出原电池的总反应，如 2Fe3＋＋ Cu===2Fe 2＋ ＋Cu2＋ 。 ②把总反应按氧化反应和还原反应拆分为两个半反应，注明正、负极，并依据质量守恒、电荷守恒及电子得失 守恒配平两个半反应： 正极： 2Fe3＋＋2e－ ===2Fe 2＋ 负极： Cu－ 2e－===Cu 2＋ 。 (2)加减法 ①写出总反应，如 Li ＋LiMn 2O4===Li 2Mn2O4。 ②写出其中容易写出的一个半反应 (正极或负极 )。如 Li－e－ ===Li ＋ (负极 )。 ③利用总反应与上述的一极反应相减，即得另一个电极的反应式，即 LiMn 2O4＋ Li＋ ＋e－===Li 2Mn2O 4(正极 )。 燃料电池电极反应式的书写 第一步：写出电池总反应式。 燃料电池的总反应与燃料的燃烧反应一致，若产物能和电解质反应则总反应为加和后的反应。 精品教育 - 可编辑 - 如甲烷燃料电池 (电解质为 NaOH 溶液 )的反应式为： CH4＋2O2===CO 2＋2H 2O① CO 2＋2NaOH===Na 2CO 3＋H 2O② ①式＋②式得燃料电池总反应式为 CH4＋2O2＋2NaOH===Na 2CO 3＋3H 2O。 第二步：写出电池的正极反应式。 根据燃料电池的特点， 一般在正极上发生还原反应的物质都是 O2，电解质溶液不同， 其电极反应有所不同， 其 实，我们只要熟记以下四种情况： a．酸性电解质溶液环境下电极反应式： O2＋4H＋ ＋4e－===2H 2O 。 b．碱性或者中性电解质溶液环境下电极反应式： O2＋2H2O＋4e－===4OH － 。 c．固体电解质 (高温下能传导 O2－ )环境下电极反应式： O2＋4e－ ===2O 2－。 d．熔融碳酸盐 (如：熔融 K 2CO 3)环境下电极反应式： O2＋2CO2＋4e－===2CO 2－ 3 。 第三步：根据电池总反应式和正极反应式写出电池的负极反应式。 电池的总反应式－电池正极反应式＝电池负极反应式，注意在将两个反应式相减时，要约去正极的反应物 O2。 可充电电池电极方程式的书写 可充电电池有充电和放电两个过程，放电发生的是原电池反应，充电发生的是电解反应。充电的电极反应与放 电的电极反应过程相反，充电时的阳极反应为放电时正极反应的逆过程，充电时的阴极反应为放电时负极反应的逆 过程。以铅蓄电池为例，该过程可结合图示分析。 由此可见，放电过程中，作为负极的 Pb 需转化成 PbSO4，铅化合价升高，被氧化， Pb 为负极；当放电完毕时， 可看作 Pb 极转化成了 PbSO4，充电时需让 PbSO4 转化为 Pb，铅的化合价降低，被还原， PbSO4 一极为阴极，所以， 放电时的负极就是充电时的阴极，同理可分析放电时： Pb ＋4 O2(正极 )―→Pb ＋2 SO4，充电时： Pb ＋ 2 SO4(阳极 )―→Pb ＋ 4 O 2，即放电时的正极就是充电时的阳极，如图。 精品教育 - 可编辑 - 即充电时电极的连接——正正负负 原电池负极 接 电源负极 原电池正极 接 电源正极 锂离子电池充放电分析 常见的锂离子电极材料 正极材料： LiMO 2(M ：Co、Ni 、Mn 等) LiM 2O4(M：Co、Ni 、Mn 等) LiMPO 4(M：Fe 等) 负极材料：石墨 (能吸附锂原子 ) 负极反应： LixCn－ xe－=== xLi ＋＋nC 正极反应： Li1－xMO 2＋xLi＋ ＋xe－===LiMO 2 总反应： Li1－ xMO 2＋ Li xCn 放电 充电 nC＋LiMO 2。 盐桥原电池的专题突破 1．单池原电池和盐桥原电池的对比 图 1 和图 2 两装置的相同点：正负极、电极反应、总反应、反应现象。 负极： Zn － 2e－===Zn 2＋ 正极： Cu2＋＋ 2e－===Cu 总反应： Zn ＋Cu2＋===Cu ＋Zn 2＋ 不同点：图 1 中 Zn 在 CuSO4 溶液中直接接触 Cu2＋ ，会有一部分 Zn 与 Cu2＋直接反应，该装置中既有化学能和 电能的转化，又有一部分化学能转化成了热能，装置的温度会升高。图 2 中 Zn 和 CuSO4 溶液在两个池子中， Zn 与 Cu2＋ 不直接接触，不存在 Zn 与 Cu2＋直接反应的过程，所以仅是化学能转化成了电能，电流稳定，且持续时间长。 关键点：盐桥原电池中，还原剂在负极区，而氧化剂在正极区。 2．盐桥的组成和作用 (1)盐桥中装有饱和的 KCl 、KNO 3 等溶液和琼胶制成的胶冻。 精品教育 - 可编辑 - (2)盐桥的作用：①连接内电路，形成闭合回路；②平衡电荷，使原电池不断产生电流。 第三节 电解池 1．电解 (1)定义：使电流通过电解质溶液 (或熔融的电解质 )而在阴、阳两极引起 氧化还原反应 的过程。在此过程中， 电 能转化为 化学 能。 (2)特点：①电解是不可逆的；②电解质导电一定发生 化学 变化。 2．电解池 (1)概念：电解池是 把电能转化为化学能 的装置。 (2)电解池的构成条件 ①有与 电源 相连的两个电极。 ②两个电极插入 电解质溶液 (或 熔融电解质 )中。 ③形成 闭合回路 。 (3)电极名称及电极反应式 以用惰性电极电解 CuCl2 溶液为例： 总反应方程式： CuCl2===== 电解 Cu＋Cl2↑。 (4)电解池中电子和离子的移动方向 ①电子：从电源 负极 流出后，流向电解池 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 。 3．电解产物的判断及有关反应式的书写 (1)首先判断阴、阳极，分析阳极材料是惰性电极还是活泼电极。 (2)再分析电解质水溶液的组成，找全离子并分阴、阳两组 (勿忘水溶液中的 H ＋和 OH － )。 (3)排出阴、阳两极的放电顺序 4．电解本质：电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程 ☆规律总结：电解反应离子方程式书写： 稀溶液中离子放电顺序： 阳离子放电顺序 Ag+ >Hg 2+ >Fe 3+>Cu 2+ >H +（指酸电离的 )>Pb 2+>Sn2+ >Fe 2+ >Zn 2+ >H 2O>Al 3+ >Mg 2+ >Na + >Ca2+ >K + 阴离子的放电顺序 是惰性电极时：活性金属 >S2->SO 3 2->I ->Br ->Cl ->OH ->H 2O>NO 3 ->SO 4 2-(等含氧酸根离子 )>F - 是活性电极时：电极本身溶解放电 注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为活性电极（ Fe、Cu)等金属，则阳极 反应为电极材料失去电子，变成离子进入溶液；若为惰性材料，则根据阴阳离子的放电顺序，依据阳氧阴 还的规律来书写电极反应式。 电解规律 （1）电解水型：含氧酸，强碱，活泼金属含氧酸盐 (1)电解水型 电解质 (水溶液 ) 电极方程式 电解 总化学方程式 电解质 溶液 pH 溶液复 精品教育 - 可编辑 - 物质 浓度 原 含氧酸 (如 H 2SO4) 阳极： 4OH －－ 4e－ ===O 2↑＋ 2H 2O 阴极： 4H＋ ＋4e－ ===2H 2↑ H 2O 2H2O=====电解 O 2↑＋ 2H 2↑ 增大 减小 加 H 2O 强碱 (如 NaOH) 增大 加 H 2O 活 泼 金 属 的 含 氧 酸 盐(如 KNO 3、Na2SO4) 不变 加 H 2O ①电解水型电解一段时间后，其电解质的浓度一定增大吗？举例说明。 答案 不一定，如用惰性电极电解饱和 Na2SO4 溶液，一段时间后会析出 Na2SO4· 10 H2O 晶体，剩余溶液仍为该温 度下的饱和溶液，此时浓度保持不变。 （2）电解电解质型：无氧酸，不活泼金属的无氧酸盐（氟化物除外） 电解质 (水溶液 ) 电极方程式 电解 物质 总化学方程式 电解质 浓度 溶液 pH 溶液复 原 无氧酸 (如 HCl) ，除 HF 外 阳极： 2Cl－ －2e－ ===Cl 2↑ 阴极： 2H＋ ＋2e－===H 2↑ 酸 2HCl===== 电解 H 2↑＋ Cl2↑ 减小 增大 通入 HCl 气体 不活泼金属的无氧 酸盐 (如 CuCl 2)，除 氟化物外 阳极： 2Cl－ －2e－ ===Cl 2↑ 阴极： Cu2＋＋2e－===Cu 盐 CuCl2===== 电解 Cu ＋Cl2↑ 加 CuCl2 固体 要使电解后的 NaCl 溶液复原，滴加盐酸可以吗？ 答案 不可以，电解 NaCl 溶液时析出的是等物质的量的 Cl2 和 H 2，所以应通入氯化氢气体，加入盐酸会引入过多 的水。 （3）放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐 电解质 (水溶液 ) 电极方程式 电解 物质 总化学方程式 电解质 浓度 溶液 pH 溶液复原 活泼金属的无氧 酸盐 (如 NaCl) 阳极： 2Cl－－2e－ ===Cl 2↑ 阴极： 2H＋ ＋2e－===H 2↑ 水和 盐 2Cl－ ＋2H 2O=====电解 Cl2↑＋ H 2↑＋ 2OH － 生成新 电解质 增大 通入 HCl 气体 要使电解后的 NaCl 溶液复原，滴加盐酸可以吗？ 答案 不可以，电解 NaCl 溶液时析出的是等物质的量的 Cl2 和 H 2，所以应通入氯化氢气体，加入盐酸会引入过多 的水。 （4）放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐 精品教育 - 可编辑 - 电解质 (水溶液 ) 电极方程式 电解 物质 总化学方程式 电解质 浓度 溶液 pH 溶液复原 不活泼金属 的含氧酸盐 (如 CuSO4) 阳 极 ： 4OH － － 4e － ===2H 2O ＋O 2↑ 阴极： 2Cu2＋ ＋4e－ ===2Cu 水和 盐 2Cu2 ＋ ＋ 2H2O =====电解 2Cu＋O2↑＋ 4H ＋ 生成新 电解质 减小 加 CuO 或 CuCO3 ①电解过程中放 H 2 生碱型和放 O2 生酸型的实质是什么？在放 H 2 生碱型的电解中，若滴入酚酞试液，哪一极附近 溶液变红？ 答案 放 H 2 生碱型实质是水电离出的 H ＋在阴极上放电，破坏了阴极附近水的电离平衡，使 OH － 浓度增大，若滴 入酚酞试液，阴极附近溶液变红；放 O2 生酸型的实质是水电离出的 OH －在阳极上放电，破坏了阳极附近水的电离 平衡，使 H ＋浓度增大。 ②要使电解后的 CuSO4 溶液复原，加入 Cu(OH) 2 固体可以吗？ 答案 应具体情况具体分析，若通电一段时间， CuSO4 未电解完 (即 Cu2＋未全部放电 )，使溶液复原应加入 CuO，而 加入 Cu(OH) 2 会使溶液的浓度减小；若 Cu2＋全部放电，又继续通电一段时间 (此时电解水 )，要使溶液复原应加入 Cu(OH) 2 或 Cu2(OH) 2CO 3，若只加入 CuO，此时浓度偏大。 ③若用惰性电极电解 CuSO4 溶液一段时间后，需加入 98 g Cu(OH) 2 固体，才能使电解质溶液复原，则这段时间，整 个电路中转移的电子数为多少？ 答案 4N A 解析 方法一： 98 g Cu(OH) 2 的物质的量为 1 mol ，相当于电解了 1 mol 的 CuSO4 后，又电解了 1 mol 的水，所以转 移的电子数为 2N A＋ 2N A＝4N A 。 方法二：可以认为整个电路中转移的电子数与 Cu(OH) 2 的 O2－失电子数相等，共 4N A。 (5)通过以上分析，电解质溶液复原应遵循什么原则？ 答案 电解质溶液的复原应遵循“从溶液中析出什么补什么”的原则，即从溶液中析出哪种元素的原子，则应按比 例补入哪些原子。 2．根据金属活动顺序表， Cu 和稀 H 2SO4 不反应，怎样根据电化学的原理实现 Cu 和稀 H 2SO4 反应产生 H 2? 答案 Cu 作阳极， C 作阴极，稀 H2SO4 作电解质溶液，通入直流电就可以实现该反应。电解反应式为阳极： Cu－ 2e－===Cu 2＋，阴极： 2H ＋＋2e－ ===H 2↑。总反应式： Cu＋2H ＋=====电解 Cu2＋＋H 2↑。 易错警示 电解池中方程式书写四个常见失分点的规避 (1)书写电解池中电极反应式时，要以实际放电的离子表示，但书写总电解反应方程式时，弱电解质要写成分子 式。 (2)阴极不管是什么材料，电极本身都不反应，一定是溶液 (或熔融电解质 )中的阳离子放电。 (3)要确保两极电子转移数目相同，且注明条件“电解”。 (4)电解水溶液时，应注意放电顺序中 H ＋ 、OH －之后的离子一般不参与放电。即不可能用电解水溶液的方法得 到 K 、Ca、Na、 Mg、Al 等金属。 电解原理的应用 1．氯碱工业——电解饱和食盐水 (1)概念：用电解饱和 NaCl 溶液的方法来制取 NaOH 、H 2 和 Cl2，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 。 精品教育 - 可编辑 - (2)电极反应 阳极： 2Cl－－ 2e－===Cl 2↑ ( 反应类型： 氧化反应 )， 阴极： 2H ＋＋2e－ ===H 2↑ ( 反应类型： 还原反应 )， 总反应方程式： 2NaCl＋2H2O===== 通电 2NaOH ＋H 2↑＋ Cl2↑ ， 离子方程式： 2Cl－＋2H 2O===== 通电 2OH － ＋H 2↑＋ Cl2↑。 (3)阳离子交换膜的作用： 阳离子交换膜只允许 Na＋ 通过，阻止 Cl2、H 2、OH －通过，这样既能防止阴极产生的 H 2 和阳极产生的 Cl2 相混合而引起爆炸，又能避免 Cl2 和 NaOH 溶液作用生成 NaClO 而影响烧碱的质量 。 (4)电解氯化钠溶液时，如何用简便的方法检验产物？ 答案 阳极产物 Cl2可以用湿润的淀粉 -KI试纸检验， 阴极产物 H 2 可以通过点燃检验， NaOH 可以用酚酞溶液检验。 2．电镀和电解精炼铜 电镀 电解精炼铜 概念 电镀是应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方法 运用电解的方法将粗铜提炼为纯铜 主要目的 使金属增强抗腐蚀能力、增大表面硬度 等 将粗铜提炼为纯铜 示意图 电解精炼铜时，阳极泥是怎样形成的？ 精品教育 - 可编辑 - 答案 粗铜中往往含有锌、铁、镍、银、金等多种金属杂质，当含杂质的铜在阳极不断溶解时，金属活动性位于铜 之前的金属杂质，如 Zn、 Fe、Ni 等也会同时失去电子，但是它们的阳离子比铜离子难以还原，所以它们并不能在 阴极析出，而只能以离子的形式留在电解液里。金属活动性位于铜之后的银、金等杂质，因为失去电子的能力比铜 弱，难以在阳极失去电子变成阳离子而溶解，所以当阳极的铜等失去电子变成阳离子溶解之后，银、金以金属单质 的形式沉积在电解槽底部，形成阳极泥。 3.冶炼金属 (1)原理：利用电解原理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。 (2)适用范围：制取活泼金属单质，如电解 NaCl、MgCl 2、Al 2O 3 制取 Na、Mg、Al ，化学方程式分别为： 2NaCl(熔融 )===== 电解 2Na＋Cl2↑， MgCl2(熔融 )===== 电解 Mg＋Cl 2↑， 2Al2O3(熔融 )===== 电解 冰晶石 4Al＋3O 2↑。 易错警示 电解原理应用中的注意要点 (1)电解或电镀时，电极质量减少的电极必为金属电极——阳极；电极质量增加的电极必为阴极，即溶液中的金 属阳离子得电子变成金属吸附在阴极上。 (2)电镀时，阳极 (镀层金属 )失去电子的数目跟阴极镀层金属离子得到电子的数目相等，因此电镀液的浓度保持 不变。精炼铜时由于阳极发生多个反应，阴极增重质量不等于阳极减少的质量，并且溶液中 c(Cu2＋ )减小。 与电化学有关的定量计算 1．计算类型 原电池和电解池的计算主要包括以下几个方面： (1)根据直流电源提供的电量求产物的量 (析出固体的质量、产生气体的体积等 )； (2)溶液 pH 的计算； (3)相对原子质量和阿伏加德罗常数的计算； (4)产物的量与电荷量关系的计算。 2．解题方法 (1)根据总反应式计算 先写出电极反应式，再写出总反应式，最后根据总反应式列出比例式计算。 (2)根据电子守恒计算 ①用于串联电路中阴阳两极产物、 正负两极产物、 相同电量等类型的计算， 其依据是电路中转移的电子数相等。 ②用于混合溶液中电解的分阶段计算。 (3)根据关系式计算 据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。串联电路中各电极得失电子数 相等，即电路中通过的电量 (电子总数 )相等。 如以通过 4 mol e－为桥梁可构建如下关系式： 该关系式具有总揽电化学计算的作用和价值，熟记电极反应式，灵活运用关系式便能快速解答常见的电化学计 算问题。 易错警示 在电化学计算中，还常利用 Q＝I·t 和 Q＝n(e－) ×N A× 1.60 × 10－ 19 C 来计算电路中通过的电量。 金属的腐蚀与防护 精品教育 - 可编辑 - 1．金属腐蚀的本质 金属原子 失去电子 变为 金属阳离子 ，金属发生氧化反应。 2．金属腐蚀的类型 (1)化学腐蚀与电化学腐蚀 类型 化学腐蚀 电化学腐蚀 条件 金属跟 非金属单质 直接接触 不纯金属或合金跟 电解质溶液 接触 现象 无 电流产生 有微弱 电流产生 本质 金属被 氧化 较活泼金属被 氧化 联系 两者往往同时发生， 电化学 腐蚀更普遍 (2)析氢腐蚀与吸氧腐蚀 以钢铁的腐蚀为例进行分析： 类型 析氢腐蚀 吸氧腐蚀 条件 水膜酸性较强 (pH ≤ 4.3) 水膜酸性很弱或呈中性 电极反应 负极 Fe－2e－ ===Fe 2＋ 正极 2H ＋＋ 2e－===H 2↑ O2＋2H2O＋4e－===4OH － 总反应式 Fe＋2H ＋===Fe 2＋＋H 2↑ 2Fe＋O2＋2H 2O===2Fe(OH) 2 联系 吸氧腐蚀更普遍 铁锈的形成： 4Fe(OH) 2＋O2＋ 2H2O===4Fe(OH) 3，2Fe(OH) 3===Fe 2O3·xH 2O(铁锈 )＋(3－x)H 2O。 3．金属的防护 (1)电化学防护 ①牺牲阳极的阴极保护法—— 原电池 原理 a．负极 ：比被保护金属活泼的金属； b．正极 ：被保护的金属设备。 ②外加电流的阴极保护法—— 电解 原理 a．阴极 ：被保护的金属设备； b．阳极 ：惰性金属。 (2)改变金属的内部结构，如制成合金、不锈钢等。 (3)加防护层，如在金属表面喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面钝化等方法。