人教版高中化学选修4教案全册 25页

人教版新课标高中化学选修-4教案化学反应原理的研究内容一、简化后的有效碰撞模型能引起分子之间化学反应的碰撞是有效碰撞，某一化学反应速率的大小与单位时间内有效碰撞的次数有关。分子间的碰撞是化学反应的必要条件，有效碰撞是发生化学反应的充分条件。二、活化分子和活化能1、具有较高的能量，能够发生有效碰撞的分子一定是活化分子；但是活化分子的碰撞不一定是有效碰撞。2、活化分子高出反应物分子平均能量的部分是活化能。3、有活化能为0的化学反应。如溶液中的自由离子间的反应，高空大气中自由离子间的反应，高空大气中自由原子之间的反应，因为这些反应的反应物分子在反应前已经成为自由离子或原子，不需要再破坏或减弱化学键。三、催化剂（1）催化剂是能改变化学反应的速率，但前后本身的性质和质量都不再改变的物质（2）催化剂→降低活化能→提高活化分子数→提高有效碰撞频率→反应速率加快第一章化学反应与能量第一节化学反应与能量变化放热反应如燃烧反应、酸碱中和反应、大多数化合反应等；吸热反应如大多数分解反应、金属氧化物的还原反应，水分子之间存在分子间作用力，当水从液态变成气态时，分子间距离增大，所以要吸收能量，虽然力的种类和大小不同，但是本质都一样，就是形成作用力时要放出能量；破坏作用力时要吸收能量。1、从化学键的角度看化学反应包含两个过程：旧的化学键断裂和新的化学键形成。断裂化学键需要吸收能量，形成化学键要释放出能量，断开化学键吸收的能量和形成化学键释放的能量通常不相等；2、反应物和生成物的总能量通常不相等，当反应物的总能量大于生成物的总能量时，化学能转化为其他形式的能量释放出来，当反应物的总能量小于生成物的总能量时，化学反应将其他形式的能量转化为化学能储存起来。3、我们对反应研究的对象是反应的反应物和生成物，我们把它们称为反应体系，而把除它们之外的物质称为环境，我们把反应体系在化学反应过程中所释放或吸收的能量，用热量（或换算成相应的热量）来表述，叫做反应热，又称作为“焓变”，用符号“△H”表示，单位常采用kJ/mol或kJmol－1一、反应热焓变1、定义：恒压条件下，反应的热效应等于焓变2、符号：△H3、单位：kJ/mol或kJmol-4、反应热表示方法：△H为“＋”或△H＞0时为吸热反应；△H为“一”或△H＜0时为放热反应。5、△H计算的三种表达式：(1)△H==化学键断裂所吸收的总能量—化学键生成所释放的总能量(2)△H==生成的总能量–反应物的总能量(3)△H=反应物的键能之和–生成物的键能之和二、热化学方程式1．定义：表明反应所放出或吸收的热量的化学方程式，叫做热化学方程式。例：H2(g)＋I2(g)2HI(g)；△H=－14.9kJ/mol2．书写热化学方程式的注意事项：(1)需注明反应的温度和压强。因反应的温度和压强不同时，其△H不同。中学化学中所用的△H的数据，一般都是在101kPa和25℃时的数据，因此可不特别注明。(2)要注明反应物和生成物的状态。物质的聚集状态，与它们所具有的能量有关。通常气体用“g”、液体用”l”、固体用“s”、溶液用“aq”，且热化学方程式通常不用“↑”、“↓”。25\n(3)热化学方程式各物质前的化学计量数不表示分子个数，它可以是整数也可以是分数。对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H也不同。3．热化学方程式的应用【点击试题】已知在25℃，101kPa下，1g(辛烷)燃烧生成二氧化碳和液态水时放出48.40kJ热量．表示上述反应的热化学方程式正确的是A．；△H＝－48.40kJ/molB．；△H＝－5518kJ/molC．；△H＝+5518kJ/molD．；△H＝－11036kJ/mol答案BD【实践活动】中和反应反应热的测定一、实验原理中和热的定义是在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O时的反应热叫中和热。【实验】实验2-3：在50mL烧杯中加入0.50mol/L的盐酸，测其温度。另用量筒量取50mL0.55mol/LNaOH溶液，测其温度，并缓缓地倾入烧杯中，边加边用玻璃棒搅拌。观察反应中溶液温度的变化过程，并作好记录。盐酸温度/℃NaOH溶液温度/℃中和反应后温度/℃t(HCl)t(NaOH)t2数据处理：△H＝Q/n＝cm△t/n其中：c＝4.18J/(g·℃)，m为酸碱溶液的质量和，△t＝t2－t1，t1是盐酸温度与NaOH溶液温度的平均值，n为生成水的物质的量。二、实验操作1、为了保证0.50mol·L－1的盐酸完全被NaOH中和，采用0.55mol·L－1NaOH溶液，使碱稍稍过量，因为过量的碱并不参加中和反应。2、实验时亦可选用浓度体积都不相同的酸碱溶液进行中和热的测定，但在计算时，应取二者中量小的一种，因为过量的酸碱并不参加中和反应。三、数据处理1、取三次测量所得数据的平均值作为计算依据(t2－t1)＝2、计算反应热：△H＝Q/n＝cm△t/n。其中：c＝4.18J/(g·℃)，m＝m1＋m2＝100g，△t＝(t2－t1)＝n＝0.50mol·L－1×50mL×10－3＝0.025mol。△H＝注意：单位换算L=1000mL选择题1、下列说法不正确的是(A)A、放热反应不需加热即可发生B、化学反应过程中的能量变化除了热能外，也可以是光能、电能等C、需要加热才能进行的化学反应不一定是吸热反应D、化学反应热效应数值与参加反应的物质多少有关2、已知（1）H2(g)＋1/2O2(g)＝H2O(g)ΔH1=akJ/mol（2）2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g)ΔH2=bkJ/mol（3）H2(g)＋1/2O2(g)＝H2O(l)ΔH3=ckJ/mol（4）2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l)ΔH4=dkJ/mol则a、b、c、d的关系正确的是AC。A、ad>0C、2a=b<0D、2c=d>03、沼气是一种能源，它的主要成分是CH4。0.5molCH4完全燃烧生成CO2和H2O时，放出445kJ的热量。则下列热化学方程式中正确的是(D)A、2CH4(g)＋4O2(g)＝2CO2(g)＋4H2O(l)ΔH=+890kJ/molB、CH4＋2O2＝CO2＋H2OΔH=－890kJ/molC、CH4(g)＋2O2(g)＝CO2(g)＋2H2O(l)ΔH=－890kJ/molD、1/2CH4(g)＋O2(g)＝1/2CO2(g)＋H2O(l)ΔH=-890kJ/mol4、已知1molH2分子中化学键断裂时需要吸收436kJ的能量；1molCl2分子中化学键断裂时需要吸收243kJ由H原子和Cl原子形成1molHCl分子时释放431kJ的能量。下列叙述正确的是(AC)25\nA、氢气和氯气反应生成氯化氢气体的热化学方程式是H2(g)+Cl2(g)==2HCl(g)B、氢气和氯气反应生成2mol氯化氢气体，反应的ΔH==183kJ/molC、氢气和氯气反应生成2mol氯化氢气体，反应的ΔH==--183kJ/molD、氢气和氯气反应生成1mol氯化氢气体，反应的ΔH==--183kJ/mol解析:反应热=生成物的键能减反应物的键能=436kJ?mol-1+243kJ?mol-1-2×431 kJ?mol-1=-183kJ?mol-1，故1mol氢气与1mol氯气反应时放出热量为183KJ，△H=-183kJ/mol，故C正确；第二节燃烧热能源一、燃烧热反应热种类：燃烧热、中和热、溶解热等1．定义：在101kPa时，lmol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。注意：(1)在101kPa时，生成稳定的氧化物。如C完全燃烧应生成CO2(g)，而生成CO(g)属于不完全燃烧。又如H2燃烧生成液态H2O，而不是气态水蒸气。S对应的是SO2等。(1)书写表示燃烧热的热化学方程式时，应以燃烧1mol纯物质为标准来配平其余物质的化学计量数，热化学方程式常以分数表示。例：H2(g)十O2(g)＝H2O(l)；△H=-285.8kJ/mol【强调】燃烧热其ΔH<02．有关燃烧热的计算【点击试题】例1、10g硫磺在O2中完全燃烧生成气态地，放出的热量能使500gH2O温度由18℃升至62.4℃，则硫磺的燃烧热为，热化学方程式为。【讲解】10g硫磺燃烧共放出热量为：Q=m·C(t2－t2)＝500g×10－3×4.18J/(g·C)(62.4－18)℃=92.8kJ，则lmol(32g)硫磺燃烧放热为=-297kJ/mol，硫磺的燃烧热为297kJ/mol，热化学方程式为：S(s)+O2(g)=SO2(g)；△H=-297kJ/mol二、能源1、定义：能源就是能提供能量的资源，它包括化石燃料、阳光、风力、流水、潮汐以及柴草等。。2、新能源：太阳能、生物能、风能、氢能、地热能、海洋能。【小结】燃烧热与中和热的区别与联系燃烧热中和热相同点能量变化都是放出热量ΔHΔH<0不同点反应物的量可燃物为1mol生成物的量生成水为1mol反应热不同可燃物其燃烧热大小不同中和热为ΔH=-57.3kJ/mol选择题1、下列说法正确的是(B)A、1mol硫酸与1molBa(OH)2完全中和所放出的热量为中和热B、在25℃、101kPa下，1mol硫和2mol硫燃烧热相等C、CO是不稳定的氧化物，它能继续和氧气反应生成稳定的CO2，所以CO的燃烧反应一定是吸热反应D、101kPa时，1mol碳燃烧所放出的热量为碳的燃烧热第三节化学反应热计算一、盖斯定律1、盖斯定律：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。有些反应的反应热虽然无法直接测得，但利用盖斯定律不难间接计算求得。2、盖斯定律在生产和科学研究中有很重要的意义【科学探究】对于反应：C（s）+O2（g）=CO（g）因为C燃烧时不可能完全生成CO，总有一部分CO2生成，因此这个反应的ΔH无法直接测得，我们可以测得C与O2反应生成CO2以及CO与O2反应生成CO2的反应热：C（s）＋O2（g）=CO2（g）；ΔH=－393．5kJ／molCO（g）+O2（g）=CO2（g）；ΔH=－283．0kJ／mol25\n【投影】【讲解】根据盖斯定律.可以很容易求算出C（s）+O2（g）=CO（g）的ΔH。∵ΔH1=ΔH2+ΔH3∴ΔH2=ΔH1－ΔH3=－393．5kJ/mol－（－283．0kJ/mol）＝－110．5kJ／mol即：C（s）+O2（g）=CO（g）的ΔH=－110．5kJ／mol【投影】【点击试题】例1、通过计算求的氢气的燃烧热：可以通过两种途径来完成如上图表：已知：H2（g）+O2（g）=H2O（g）；△H1＝－241.8kJ/molH2O(g)＝H2O(l)；△H2＝－44.0kJ/mo根据盖斯定律，则△H＝△H1＋△H2＝－241.8kJ/mol＋(－44.0kJ/mol)＝－285.8kJ/mol第三节化学反应热的计算(二)---典型题专题题型一：已知一定量的物质参加反应放出的热量，计算反应热，写出其热化学反应方程式。例1、将0.3mol的气态高能燃料乙硼烷（B2H6）在氧气中燃烧，生成固态三氧化二硼和液态水，放出649.5kJ热量，该反应的热化学方程式为_____________。又已知：H2O（g）=H2O（l）；△H2＝－44.0kJ/mol，则11.2L（标准状况）乙硼烷完全燃烧生成气态水时放出的热量是_____________kJ。解析：0.3mol乙硼烷完全燃烧生成液态水放出649.5kJ热量，则1mol乙硼烷完全燃烧放出的热量为：因此乙硼烷燃烧的热化学反应方程式为：。由于1mol水汽化需吸热44kJ，则3mol液态水全部汽化应吸热：，所以1mol乙硼烷完全燃烧产生气态水时放热：，则11.2L（标准状况）乙硼烷完全燃烧产生气态水放出热量是：题型二：根据一定量的物质参加反应放出的热量（或根据已知的热化学方程式），进行有关反应热的计算或比较大小。例2、已知下列两个热化学方程式：H2(g)+1/2O2(g)==H2O(l)DH＝-285.8kJ·mol-1C3H8(g)+5O2(g)==3CO2(g)+4H2O(l)DH＝-2220.0kJ·mol-1实验测得氢气和丙烷的混合气体共5mol，完全燃烧时放热3847kJ，则混合气体中氢气和丙烷的体积比是_______，两者放出的热量之比约为_____A、1：3B、3：1C、1：4D、5：13解法一：十字交叉法解法二：估算排除法试题分析：混合气体中氢气和丙烷的物质的量分别是x和y，则根据反应的热化学方程式可知，285.8x＋2220.0y＝3847。又因为x＋y＝5，所以解得x＝3.75mol、y＝1.25mol，又因为在相同条件下，气体的体积之比是相应的物质的量之比，所以混合气体中氢气和丙烷的体积比为3：1。总体积3+1=4，则两者放出的热量之比=答案：BD例3、已知：；25\n；欲得到相同的热量，需分别燃烧固体碳和氢气的质量比约为A.2:3.25B.12:3.25C.1:1D.393.5:241.8解析：由题意可列得方程答案：B题型三：反应热大小比较例4、在同温同压下，下列各组热化学方程式中，的是A.B.CD.解析：反应热数值的大小与反应物、生成物的种类有关，与反应物物质的量的多少有关，与反应物和生成物的聚集状态有关，还与反应时的外界条件有关。A选项：生成物的状态不同，由于从气态水到液态水会放热，所以生成液态水比生成气态水放出的热多即；B选项：反应物的状态不同，由于从固态硫到气态硫要吸热，所以气态硫燃烧放出的热量比固态硫燃烧放出的热量多，即；C选项：生成物的种类不同，由于CO与O2反应生成CO2要放出热量，故；D选项：反应物的物质的量不同，前一反应的物质的量是后一反应的物质的量的2倍，故，即。答案选A、C。2、相同质量的氢气、一氧化碳、辛烷、甲烷完全燃烧时，放出热量最少的是（D）AH2(g)BCO(g)CC8H18(l)DCH4(g)解析：氢气、一氧化碳、辛烷、甲烷的摩尔质量分别是2g·mol-1,28g·mol-1,114g·mol-1,16g·mol-1。假设它们的质量都是114g，则氢气放出的热量求算可以用114g除以其摩尔质量，然后再乘以题目中相关的热化学方程式中给出的反应热数据，可得放出的热量为16290.6kJ。同理，一氧化碳放出的热量为1152.214kJ，辛烷放出的热量为5518kJ，甲烷放出的热量为636.2325kJ，据此正确答案为D。第二章化学反应速率和化学平衡第一节化学反应速率1、化学反应速率的表示方法：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物的浓度增加来表示。单位是：mol/（L·s）或mol/（L·min）或mol/（L·h）。V表示反应速率，C表示反应物或生成物浓度，△C表示其浓度变化（取其绝对值）t表示时间，△t表示时间变化例1、在2L的密闭容器中，加入1mol和3mol的H2和N2，发生N2+3H22NH3，在2s末时，测得容器中含有0.4mol的NH3，求该反应的化学反应速率。解：N2+3H22NH325\n起始量（mol）：1302s末量（mol）：1-0.23-0.60.4变化量（mol）：0.20.60.4则VN2=0.2/2×2==0.05mol/（L·s）VH2=0.6/2×2==0.15mol/（L·s）VNH3==0.4/2×2==0.1mol/（L·s）2.对于在一个容器中的一般反应aA+bB=cC+dD来说有：VA：VB：VC：VD=△CA：△CB：△CC：△CD=a：b：c：d。在同一个反应中，各物质的反应速率之比等于方程式中的系数比。例2、可逆反应A（g）+B（g）==C（g）+D（g），在四种不同情况下的反应速率如下，其中反应进行得最快的是A.VA==0.15mol/L·minB.VB==0.6mol/L·minC.VC==0.4mol/L·minD.VD==0.01mol/L·s解析：解决此题应注意将四种情况下的反应速率换算成同一种物质并统一单位来比较。选B。例3、在密闭容器中A与B反应生成C，其反应速率分别用V(A)、V(B)、V(C)表示。已知V(A)、V(B)、V(C)之间有以下关系2V(B)==3V(A)，3V(C)==2V(B)。则此反应可表示为(A)A、2A+3B==2CB、A+3B==2CC、3A+B==2CD、A+B==C【解析】对于同一个化学反应，不同的物质表示的反应速率是不同的，但表示的意义是相同的，且反应速率之比是相应的化学计量数之比。根据2v(B)=3v(A)、3v(C)=2v(B)可知v(A)︰v(B)︰v(C)＝3︰2︰3，所以正确的答案是A。第二节影响反应速率的因素一、浓度对化学反应速率的影响(1)当其它条件不变时，增加反应物的浓度增大反应速率。减小反应物的浓度反应速率减慢。(2)还需要补充的是，固体和纯液体的浓度是一个常数，所以增加这些物质的量，不会影响反应的速率。二、压强对化学反应速率的影响(1)当增大压强时，固态、液态物质体积基本不变，浓度也不变，反应速率也不变。对于气体来说，增大压强，体积减小，浓度增大，因而反应速率也增大。(2)一定量气体的体积与其所受的压强成正比。这就是说，如果气体的压强增大到原来的2倍，气体的体积就缩小到原来的一半，单位体积内的分子数就增多到原来的2倍，即体系中各个物质的浓度都增加，所以化学反应速率增大。(3)压强对反应速率的影响是通过改变浓度而影响反应速率的。我们在分析压强对反应速率的影响时，应最终落实到浓度上，将压强问题转化为浓度问题。三、温度对化学反应速率的影响(1)在其它条件不变的情况下，升高温度化学反应要加快，降低温度，化学反应减慢。(2)上述结论，对于吸热和放执反应都适用。一般地，温度对化学反应速率的影响比浓度、压强对化学反应速率的影响要大，也更易于控制，是实验室最常用的增大化学反应速率的方法。四、催化剂对化学反应速率的影响化学方程式：2H2O22H2O+O2↑MnO2(1)催化剂能够改变化学反应速率。（2）能加快化学反应速率的催化剂叫正催化剂，能减慢化学反应速率的催化剂叫负催化剂。选择题1、从下列实验事实所引出的相应结论正确的是(AC)选项实验事实结论A其他条件相同时，Na2S2O3溶液浓度增大，析出硫沉淀所需的时间越短当其他条件不变时，增大反应物浓度化学反应速率加快B在化学反应前后，催化剂在质量和化学性质都没有发生改变催化剂一定不参与化学反应CH＋浓度相同的盐酸和醋酸分别与等质量的形状相同的锌粒如出反应反应开始时速率相同D在容积可变的密闭容器中发生反应H2(g)+I2(g)2HI(g)，把容积缩小一倍正反应速率越快，逆反应速率不变第三节化学平衡（一）25\n一、可逆反应与不可逆反应溶解平衡的建立开始时v（溶解）＞v(结晶)平衡时v（溶解）=v（结晶）结论：溶解平衡是一种动态平衡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,叫做可逆反应。二、化学平衡状态1、定义：指在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。选择题1、下列说法可以证明反应N2+3H22NH3已达平衡状态的是(AC)A.1个N≡N键断裂的同时,有3个H－H键形成C.1个N≡N键断裂的同时,有6个N－H键断裂B.1个N≡N键断裂的同时,有3个H－H键断裂D.1个N≡N键断裂的同时,有6个N－H键形成解析：A、1个N≡N键断裂的同时，有3个H-H键形成，表示正逆反应速率相等，达到了平衡状态，故A正确；B、1个N≡N键断裂的同时，有3个H-H键断裂，都是正反应速率，无法判断是否达到平衡状态，故B错误；C、1个N≡N键断裂的同时，有6个N-H键断裂，表示正逆反应速率相等，达到了平衡状态，故C正确；D、1个N≡N键断裂的同时，有6个N-H键形成，表示的都是正反应速率，无法判断是否达到平衡状态，故D错误；故选AC．2、下列说法中可以充分说明反应:P(气)+Q(气)R(气)+S(气),在恒温下已达平衡状态的是（A）A.P、Q、R、S的浓度不再变化B.P、Q、R、S的分子数比为1:1:1:1C.反应容器内P、Q、R、S共存D.反应容器内总物质的量不随时间而变化解析：A是正确答案。B是错的，在达到平衡状态下，容器里的物质不一定是正好完全反应，就是说不一定是1molP和1molQ反应，也许是1molP和2molQ反应，只消耗了1molQ，所以B是错误的。C本来就是共存的，要不然就不叫可逆反应。D的话，都在密闭容器里，质量守恒。3、在一定温度下的恒容容器中,当下列物理量不再发生变化时,表明反应:A(固)+3B(气)2C(气)+D(气)已达平衡状态的是（其中只有B气体有颜色）(D)A.混合气体的压强B.混合气体的密C.气体的平均分子量D.气体的颜色解析：A、由方程式系数即可知，气体体积不变，所以压强一直都不变  B、因为有固体参加反应，固体也变为气体了，所以对于气体体系整个的质量增加了，所以体积不变的话，密度就增加了C、由方程式系数即可知，气体总物质量是不变的，气体平均分子量不变D、对于有有色气体参与的可逆反应，当混合气体的颜色不变时，可以作为达平衡的标志。第三节化学平衡(二)一、浓度对化学平衡的影响在其它条件不变的情况下，增大反应物浓度，正反应速率加快，平衡向正反应方向移动，增大生成物浓度，逆反应速率加快，平衡向逆反应方向移动。二压强对化学平衡的影响1、其他条件不变时，增大压强平衡向气体体积缩小的方向移动，减小压强；平衡向气体体积增大的方向移动。2、如反应前后气体体积没有变化的反应，改变压强不会使平衡移动。三、温度对化学平衡的影响：在其它条件不变的情况下，温度升高，会使化学平衡向着吸热反应的方向移动；温度降低，会使化学平衡向着放热反应的方向移动。四、催化剂对化学平衡的影响:使用催化剂不影响化学平衡的移动。25\n五、可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立过程叫化学平衡的移动。▲勒沙特列原理：如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强、温度）平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。需要我们注意的是：勒夏特列原理中的“减弱”这种改变，不是“消除”。勒夏特列原理只考虑有单个条件改变。勒沙特列原理适用于任何动态平衡体系。例、某化学反应2A(g)B(g)+D(g)在四种不同条件下进行，B、D起始浓度为零，反应物A的浓度随反应时间的变化情况如下表：实验编号010203040506018001.00.800.670.570.500.500.502800C20.600.500.500.500.500.503800C30.920.750.630.600.600.6048001.00.400.250.200.200.200.20根据上述数据，完成下列填空，在(1)中，反应在10-20min内平均速率为____mol/(L·min)在(2)中，A的起始浓度C2=____mol/L在(3)的反应速率为V3，(1)的反应速率为V1，则V3_______V1且C3____1.0mol/L(填>、=、<)比较(4)和(1)，可推测该反应是______反应，理由是_______解析:（1）V1=（0.80-0.67）/10=0.013mol/(L·min)（2）实验2与1在相同的温度下达到平衡时的各物质浓度相同，则其初始浓度也相同。（3）同样是在10至20分钟时间内，实验3的△n=0.17mol，可证明实验3反应速率快；而在0至10分钟时间内的△n>0.17mol，所以C3>1.0mol/L（4）升高温度平衡后，A的量减小，说明平衡右移，正反应是吸热反应。答案：(1)0.013 (2)1 (3)﹥﹥(4)吸热第三节化学平衡(三)化学平衡常数在457.6℃时，反应体系中各物质浓度的有关数据如下：起始时各物质的浓度（mol·L—1）平衡时各物质的浓度（mol·L—1）平衡常数H2I2HIH2I2HI1.197×10—26.944×10—305.617×10—35.936×10—41.270×10—248.381.228×10—29.964×10—303.841×10—31.524×10—41.687×10—248.611.201×10—28.403×10—304.580×10—39.733×10—41.486×10—249.54001.520×10—21.696×10—31.696×10—41.181×10—248.48001.287×10—21.433×10—31.433×10—41.000×10—248.71003.777×10—24.213×10—34.231×10—42.934×10—248.81化学平衡常数平均值48.74例如，=K表中数据算法如下：1.25\n定义：在一定温度下，可逆反应达到平衡时，生成物的浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比是一个常数，这个常数叫做该反应的化学平衡常数，简称平衡常数，用符号K表示。计算平衡常数：起始时各物质的浓度/mol·L-1平衡时各物质的浓度/mol·L-1c(CO)c(H2O)c(CO2)c(H2)c(CO)c(H2O)c(CO2)c(H2)000.010.010.0050.0050.0050.005结论：达到平衡时（常数）平衡常数实际上是平衡混合物中各生成物浓度的化学计量数次方的乘积除以反应物浓度的化学计量数次方的乘积。即浓度商2.表达式对于任意反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)（1）在应用平衡常数表达式时，稀溶液中的水分子浓度可不写。因为稀溶液的密度接近于1g/mL。水的物质的量浓度55.6mol/L。（由来设水为1L，其质量约为1000g，物质的量=1000/18=55.56mol，浓度=55.56/1=55.56mol/L）。(2)当反应中有固体物质参加时，分子间的碰撞只能在固体表面进行，固体的物质的量浓度对反应速率和平衡没有影响。因此，固体的“浓度”作为常数，在平衡表达式中，就不写固体的浓度。3、书写平衡常数表达式时，要注意：(1)反应物或生成物中有固体和纯液体存在时，由于其浓度可以看做“1”而不代入公式。化学平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。但是这些平衡常数可以相互换算。例如：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)的平衡常数为K1，1/2N2(g)+3/2H2(g)NH3(g)的平衡常数为K2，NH3(g)1/2N2(g)+3/2H2(g)的平衡常数为K3；写出K1和K2的关系式：K1=K22。(2)化学平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关4.化学平衡常数的意义：K越大，反应进行的程度越大，反应的转化率也越大；反之K越小，表示反应进行的程度越小，反应物的转化率也越小。一般地说，K>105时，该反应进行得就基本基本完全。K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化无关。【总结】谈到化学平衡常数必须指明温度，反应必须达到平衡状态，表达式中各物质的浓度必须是平衡状态下的值，不能用任一时刻的浓度值。化学平衡常数表示反应进行的程度，不表示反应的快慢，即化学反应速率快，K值不一定大。使用催化剂能改变化学平衡的速率，但不会使平衡移动，因此不会改变平衡常数某指定反应物的转化率=×100%【随堂练习】写出下列反应的平衡常数的表达式①PCl5(g)PCl3(g)+Cl2(g)②2HI(g)H2(g)+I2(g)③CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)④Fe3O4(s)+4H2(g)3Fe(s)+4H2O(g)【分析】在写表达式时注意③、④中固体物质的浓度为1，不写出。①②③k=c(CO2)④【例1】在某温度下，将H2和I2各0.10mol的气态混合物充入10L25\n的密闭容器中，充分反应，达到平衡后，测得c(H2)=0.0080mol/L。（1）求该反应的平衡常数。（2）在上述温度下，该容器中若通入H2和I2蒸气各0.20mol，试求达到化学平衡状态时各物质的浓度。【解】（1）依题意可知，平衡时c(H2)=0.0080mol/L，消耗c(H2)=0.0020mol/L，生成c(HI)=(0.010+0.010)－(0.0080+0.0080)=0.0040mol/LH2+I22HI起始时各物质浓度/mol·L—10.0100.0100平衡时各物质浓度/mol·L—10.00800.00800.0040答：平衡常数为0.25。（2）依题意可知，c(H2)=0.020mol/L，c(I2)=0.020mol/L设H2的消耗浓度为x。则：H2+I22HI平衡时各物质浓度/mol·L—0.020－x0.020－x2x因为K不随浓度发生变化，解得x=0.0040mol/L平衡时c(H2)=c(I2)=0.016mol/Lc(HI)=0.0080mol/L答：c(H2)=c(I2)=0.016mol/L，c(HI)=0.0080mol/L。【例2】在密闭容器中，将2.0molCO与10molH2O混合加热到800℃，达到下列平衡CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)K=1.0求CO转化为CO2的转化率。【解】设x为达到平衡时CO转化为CO2的物质的量，V为容器容积。CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)起始浓度平衡浓度CO转化为CO2的转化率为：答：CO转化为CO2的转化率为83%。专题一、化学平衡移动定义：旧的化学平衡的破坏，新的化学平衡的建立的过程叫化学平衡的移动化学平衡移动方向的判断1、若条件改变，引起V正>V逆，此时正反应占优势，则化学平衡向正反应方向移动。2、若条件变，引起V正2E(g)始002变2xx2x终2xx2-2x根据阿伏加德罗定律可知相同条件下气体的物质的量之比等于压强之比，混合气体的压强比起始时增大了20％，即物质的量变成原来的120%，即2x+x+2-2x=2*120%，解得x=0.4，所以平衡状态时含A物质的量为0.8mol，又因为开始时只充入2molM和1molN的混合气体和原平衡形成完全等效的平衡状态，所以平衡状态时含M物质的量还是为0.8mol，所以M的转化率=(2-0.8)/2=60%专题四化学平衡中的图象问题一、速率—时间图此类图像定性提示了V正、V逆随时间(含条件改变对速率的影响)而变化的规律，体现了平衡的基本特征，以及平衡移动的方向。V正V逆V’逆V’正可用于：1、已知引起平衡移动的因素，判断反应是吸热或放热，反应前后气体体积的变化。2、已知反应，判断引起平衡移动的因素。例1、对达到平衡状态的可逆反应X+YZ+W。在其他条件不变的情况下，增大压强，速率变化如图所示，则图象中关于X、Y、Z、W四种物质的聚集状态为(AB)A、Z、W均为气体，X、Y有一种是气体B、Z、W中有一种是气体，X、Y皆非气体C、X、Y、Z、W皆非气体D、X、Y均为气体，Z、W中有一种有气体【分析】由图可知V逆>V正，逆反应速率比正反应速率增大更多，平衡向逆反应移动，则气态反应物的化学计量数之和小于气态生成物的化学计量数之和，答案AB正确。例2、下图是可逆反应A+2B2C+3D的化学反应速率和化学平衡，随外界条件改变而变化的情况。由图可推断⑴正反应是反应，（填放热或吸热）⑵若A、B是气体，则C的状态是，D的状态是。25\n解析：由图像可知，降温后V正>V逆，平衡正向移动，所以正反应是一个放热反应，加压后V正>V逆，所以平衡正向移动，所以反应物气体系数大于生成物气体系数，所以D一定不可能是气体。答案：放热；气体；固体或纯液体二、浓度—时间图此类图像能说明各平衡体系(或某一成分)在反应过程中的变化情况，此类图像要注意各物质曲线的转折点，即达到平衡的时刻例3、某温度下，在体积为5Ｌ的容器中，Ａ、Ｂ、Ｃ三种物质物质的量随着时间变化的关系如图所示，则该反应的化学方程式为______A的转化率为＿解析：这类题目是讨论同一时间段内各物质的变化量的比例关系，且要注意物质的量减少的为反应物，物质的量增多的为生成物。又因物质的量都不变时，反应物、生成物共存。答案：2A3B+C，50%例4、今有反应x(g)+y(g)2z(g)+热量，若反应开始经t1秒后达到平衡，又经t2秒后由于反应条件的改变使平衡破坏到t3时又过平衡（如图所示），试分析，从t2到t3曲线变化的原因是（D）A．增大了x或y的浓度B．使用了催化剂C．增加了反应体系的压强D．升高了反应的温度解析：根据图像可知，从t2→t3时，生成物Z的浓度逐渐降低，而反应物的浓度逐渐增大，这说明平衡向逆反应方向移动，改变的条件应该是升高温度，答案选D。点评：在分析有关图像时应该注意：一、ν－t图像或c－t图像：1.ν－t图像：分清正逆反应，分清各因素(浓度、温度、压强、催化剂)对反应速率和平衡移动的影响。 二、平衡图像1.出现拐点的图像：分析依据“先拐先平”。在转化率－时间图像或物质的百分含量－时间图像中，先出现拐点的曲线先达到平衡(代表温度高或压强大或使用合适的催化剂等)。三、含量—时间图例5、已知反应：3A(g)+B(g)C(s)+4D(g)+Q下图中a、b表示一定条件下，D的体积分数随时间t的变化情况，若要使曲线b变为曲线a，可采取的措施是（CD）A、增大B的浓度B、升高反应温度C、缩小反应容器的体积D、加入催化剂解析：根据图像可知，使反应过程按b曲线进行，和a曲线比较，反应的平衡状态没有变化，但反应速率加快，达到平衡的时间减少。由于该反应是反应前后体积不变的可逆反应，因此改变的条件只可能是使用了催化剂或增大压强，答案选CD。点评：外界条件对平衡状态的影响一般是温度、浓度、压强等，在具体判断时一般遵循勒夏特列原理进行分析第四节化学反应进行的方向25\n一、自发过程和自发反应1、自发过程：在一定条件下，不需要外力作用就能自动进行的过程。2、自发反应：在给定条件下，能自发地进行到显著程度的反应3、非自发反应：不能自发地进行，必须借助某种外力才能进行的反应。二、反应方向的焓判据。焓判据：放热反应过程中体系能量降低，因此具有自发进行的倾向。若ΔH＜0，正向反应能自发进行；若ΔH＞0，正向反应不能自发进行，而逆向反应能自发进行。多数自发进行的化学反应是放热反应，但也有不少吸热反应能自发进行。而且有一些吸热反应在室温条件下不能自发进行，但在较高温度下则能自发进行，因此，反应焓变是与反应能否自发进行有关的一个因素，但不是唯一因素。第三章水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离。1、H2O+H2OH3O＋+OH-简写：H2OH＋+OH-2、H2O的电离常数K电离＝c（H＋）·c（OH－）＝K电离·C(H2O)3、常数K电离与常数C(H2O)的积作为一新的常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积，记作KW，即KW=c（H＋）·c（OH－）25℃KW=c（H＋）·c（OH－）=1.0×10－14。影响因素：温度越高，Kw越大，水的电离度越大。对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水，二、溶液的酸碱性1、溶液的酸碱性稀溶液中25℃：Kw=c（H＋）·c（OH－）=1×10-14常温下：中性溶液：c（H＋）=c（OH－）=1×10－7mol/L酸性溶液：c（H＋）>c（OH－）,c（H＋）>1×10－7mol/L碱性溶液：c（H＋）c(OH－) pH<7碱性溶液，c(H＋)72、广泛pH的范围：0-14。溶液的酸性越强，其pH越小；溶液的碱性越强，其pH越大。3、pH的测定方法(1)试纸的使用：一般先把一小块的试纸放在表面皿或玻璃片上，用沾有待测溶液的玻璃棒点试纸的中部，，再用标准比色卡与之比较，来确定溶液的pH值。不能用水浸湿，这样会溶液变稀，测定结果向pH=7的方向25\n靠近。(2)酸碱指示剂指示剂甲基橙石蕊酚酞变色范围pH3.1-4.45-88-10溶液颜色红-橙-黄红-紫-蓝无色-浅红-红上述两种测定方法，都不是很精确，要想准确测定溶液的pH应该使用pH计4、pH的应用：用pH来表示溶液的酸碱性，是十分方便，掌握有关的pH计算是十分重要的。四、pH的有关计算1、单一溶液的pH计算(1)求强酸溶液的pH例1：求1×10-3mol/LHCl溶液的PH解：PH=-lg10-3=3(2).求强碱溶液的pH例2、求0.1mol/LNaOH溶液的PH解:C(H+)=1×10-13mol/LPH=-lg10-13=132.混合溶液的pH计算(1)求强酸与强酸混合溶液的pH例1、10mL0.1mol/LHCl与20mL0.2mol/LHCl混合，求该混合溶液的PH值。C(H+)=(0.01×0.1+0.02×0.2)mol/(0.01+0.02)L=0.17mol/LPH=-lg1.7×10-1=1-lg1.7(2)求强碱与强碱混合溶液的PH例2、10mL0.1mol/LNaOH与20mL0.2mol/LBa(OH)2混合，求该混合溶液的PH值。解：C(OH_)=(0.01×0.1+0.02×0.2×2)mol/(0.01+0.02)L=0.3mol/LC(H+)=3×10-14mol/LPH=-lg3×10-14=14-lg3(3)求强酸与强碱混合溶液的PH例3、10mL0.1mol/LHCl与10mL0.2mol/LNaOH混合，求该混合溶液的PH值。解：n(H+)=1×10-3moln(OH_)=0.002mol余:C(OH-)=0.001molC(H+)=1×10-10mol/LPH=1×10-10=10当强酸溶液与强碱溶液等体积混合时，若pH酸+pH碱=14，溶液呈中性。pH酸+pH碱≠14，则H＋或OH过量，则先求剩余C(H＋)或C(OH―)，再求混合溶液的pH第三节盐类的水解（一）一、盐溶液呈现不同酸碱性的原因1、CH3COONa溶于水之后，完全电离。（因为CH3COONa是强电解质。）CH3COONa═CH3COO-+Na+………⑴H2OH++OH-………⑵2、CH3COOH是一种弱酸，在溶液中部分电离，溶液中既然存在CH3COO-和H+，根据，可逆反应，反应物和生成物同时共存，那么就一定有CH3COOH。CH3COO-+H+CH3COOH………⑶3、把⑴⑵⑶式联立，可得到水解方程式：CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH4、把上述化学方程式改写成离子方程式。CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-5、醋酸钠与水反应的实质是：醋酸钠电离出的醋酸根离子和水电离出的氢离子结合生成弱电解质醋酸的过程。总结：强碱弱酸盐水解使溶液显碱性，强酸弱碱盐水解使溶液显酸性。但强酸强碱盐不会发生水解。因为强酸强碱盐所电离出来的离子都不会和水电离出来的H+或OH-发生反应，比如NaCl，电离出来的Na+和Cl-都不会与水电离出来的H+或OH-反应。弱酸弱碱盐：双水解，水解程度增大。1、盐类水解：在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。中和水解2、盐类水解的实质：是酸碱中和反应的逆反应酸+碱盐+水3、盐类水解破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，盐的水解可看作酸碱中和反应的逆反应，为吸热过程。(1)有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。25\n(2)组成盐的酸越弱，水解程度越大(3)同浓度的正盐与其酸式盐相比，正盐的水解程度比酸式盐的水解程度大。(4)弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱。HCO3-,HS-,HPO42-在溶液中以水解为主，其溶液显碱性；HSO3-,H2PO4-在溶液中以电离为主，其溶液显酸性4、盐类水解离子方程式的书写（1）盐类水解的离子方程式中不标“↑”和“↓”。(2)盐类水解不写=，而用“”(3)写法：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成H＋，阴离子水解生成OH―；阴阳离子都水解，生成弱酸和弱碱。（4）多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，以第一步水解为主；而多元弱碱的阳离子水解的离子方程式较复（5）水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。(6)多元酸盐的水解是分步进行的。如：CO32−+H2OHCO3−+OH−HCO3−+H2OH2CO3+OH−(7)多元碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，可写成一步，如：Cu2++2H2OCu(OH)2+2H+Al3++3H2OAl(OH)3+3H+5、双水解方程式的书写：弱酸弱碱盐中阴、阳离子相互促进水解，我们称之为双水解。能相互促进水解的两离子，如果其一含有氢元素，写离子方程式时在反应物端不写H2O，如果促进水解的两离子都不含氢元素，写离子方程式时反应物端必须写H2O，有“=”和“↑”和“↓”例1、物质的量浓度相同的下列溶液中，符合按PH由小到大的顺序排列的是(C)A、Na2CO3、NaHCO3、NaCl、NH4ClC、(NH4)2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2SB、Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaClD、NH4Cl、(NH4)2SO4、Na2S、NaNO3【规律小结】水解造成的酸性没有弱酸的酸性强，水解造成的碱性不如弱碱的碱性强；盐所对应的酸越弱水解造成的碱性越强；盐所对应的碱越弱，水解生成的酸的酸性越强第三节盐类的水解(二)二、盐类水解的影响因素1、内因：盐本身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。另外还受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响2、外因：(1)温度：升温促进水解(2)浓度：稀释促进水解(3)外加酸碱三、盐类水解的应用盐类水解的程度一般很微弱，通常不考虑它的影响，但遇到下列情况时，必须考虑水解。1、分析判断盐溶液酸碱性（或PH范围）要考虑水解等体积、等物质的量浓度的氨水和盐酸混合后，因为完全反应生成强酸弱碱盐NH4Cl，所以PH＜7，溶液显酸性例1、相同温度、相同物质的量浓度的四种溶液：①CH3COONa，②NaHSO4③NaCl④C6H5ONa，按ｐＨ由大到小排列正确的是（D）。Ａ．①＞④＞③＞②Ｂ．①＞②＞③＞④Ｃ．④＞③＞①＞②Ｄ．④＞①＞③＞②解析：硫酸氢钠和氯化钠都是强酸强碱盐，不水解。氯化钠溶液呈中性，硫酸氢钠溶液呈酸性。另外两盐均水解，水溶液都呈碱性，其水溶液碱性的相对强弱可依“越弱越水解”的规律比较，即组成盐的离子与水电离的Ｈ＋或ＯＨ－结合成的弱电解质，电离度越小，该盐水解程度就越大，乙酸钠和苯酚钠的水解产物分别是乙酸和苯酚，因为苯酚是比乙酸更弱的电解质，即苯酚钠的水解程度大，其水溶液的碱性较强，ｐＨ也较大，正确选项为Ｄ。2、比较盐溶液离子浓度大小或离子数时要考虑水解。例1、在磷酸钠晶体中，n(Na＋)=3n(PO43―)，但在Na3PO4溶液中，由于PO43―的水解，有c(Na＋)>3c(PO43―25\n例2在0.1mol/LNa2CO3溶液中，阴离子浓度的大小顺序为：c(CO32―)>c(OH―)>c(HCO3―)3、配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解（1）配制强酸弱碱溶液时，需滴几滴相应的强酸，可使水解平衡向左移动，抑制弱碱阳离子的水解，如配制FeCl3、SnCl2溶液时，因其阳离子发生诸如Fe3＋+3H2OFe(OH)3+3H＋的水解而呈浑浊状，若先将FeCl3溶于稀HCl中，再用水稀释到所需浓度，可使溶液始终澄清。同样配制CuSO4溶液，可先将CuSO4溶于稀H2SO4中，然后加水稀释。（2）配制强碱弱酸盐溶液时，需滴几滴相应的强碱，可使水解平衡向左移动，抑制弱酸根离子的水解。如实验室在配制硫酸铁溶液时，先把硫酸铁晶体溶解在稀硫酸中，再加水稀释至所需浓度，如此操作的目的是（　B　　）A、防止硫酸铁分解　　B、抑制硫酸铁水解　　C、促进硫酸铁溶解　D、提高溶液的PH4、制备某些无水盐时要考虑盐的水解例1、把AlCl3溶液蒸干后再灼烧，最后得到的主要固体产物是＿＿＿＿，其理由是（用化学方程式表示，并配以必要的文字说明）＿＿＿＿＿＿解析：AlCl3在水中存在如下平衡：Al3++3H2OAl（OH）3+3H+，水解后溶液呈酸性，蒸干和灼烧过程中，HCl挥发，Al（OH）3不稳定，灼烧时分解生成Al2O3。5、判断离子能否大量共存时要考虑盐的水解。弱碱阳离子与弱酸根离子在溶液中若能发生双水解，则不能大量共存，能发生双水解反应的离子有：（Al3＋与CO32―、HCO3―、S2―、HS―、AlO2―等）；【Fe3＋与CO32―、HCO3―、AlO2―等】；（NH4＋与SiO32―、AlO2―等）。这里还需要我们注意的是（Fe3＋与S2―、HS―也不能共存），但不是因为发生双水解，而是因为发生氧化还原反应6、化肥的合理施用，有时也要考虑盐类的水解过磷酸钙不能与草木灰混合施用，因Ca(H2PO4)2水溶液显酸性，K2CO3溶液显碱性，两者混合时生成了难溶于水的CaCO3、Ca3(PO4)2或CaHPO4，不能被作物吸收。7、某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解例如Na2CO3、NaHCO3溶液因CO32―、HCO3―水解，使溶液呈碱性，OH―与玻璃中的SiO2反应生成硅酸盐，使试剂瓶颈与瓶塞粘结，因而不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存，必须用带橡皮塞的试剂瓶保存。8、用盐作净水剂时需考虑盐类水解例如，明矾KAl(SO4)2·12H2O净水原理：Al3＋+3H2OAl(OH)3(胶体)+3H＋，Al(OH)3胶体表面积大，吸附能力强，能吸附水中悬浮杂质生成沉淀而起到净水作用。9、Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中产生H210、某些盐的分离除杂要考虑盐类水解例如为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3＋可在加热搅拌条件下加入氧化镁，氧化镁与Fe3＋水解产生H＋反应：MgO＋2H＋＝Mg2＋＋H2O，使水解平衡Fe3＋＋3H2OFe(OH)3+3H＋不断向右移动，Fe3＋会生成Fe(OH)3沉淀而被除去。11、工农业生产、日常生活中，常利用盐的水解知识（1）泡沫灭火器产生泡沫是利用了Al2（SO4）3　和NaHCO3相混合发生双水解反应，产生了CO2，Al3＋＋3HCO3―＝Al(OH)3＋3CO2　（2）日常生活中用热碱液洗涤油污制品比冷碱液效果好，是由于加热促进了Na2CO3水解，使溶液碱性增强。（3）水垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，基本上不会生成MgCO3，是因为MgCO3微溶于水，受热时水解生成更难溶的Mg(OH)2第三节盐类的水解(三)专题：电解质溶液中有关离子浓度的判断。一、电离平衡理论和水解平衡理论1.电离理论：25\n⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；2.水解理论：二、电解质溶液中的守恒关系1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。如在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)=c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。【注意】书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素的原子（或离子）的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子（或离子）的物质的量之和。(1)实质上，物料守恒属于原子个数守恒和质量守恒。注意：（物料守恒式没有H＋和OH―）。在NaHS溶液中存在着HS―的水解和电离及水的电离。HS―＋H2OH2S＋OH―　　HS―H＋＋S2―　H2OH＋＋OH―　（2）从物料守恒的角度分析，有如下等式：c(HS―)+C(S2―)+c(H2S)=c(Na＋)；从电荷守恒的角度分析，有如下等式：c(HS―)+2(S2―)+c(OH―)=c(Na＋)+c(H＋)；将以上两式相加，有：c(S2―)+c(OH―)=c(H2S)+c(H＋)：得出的式子被称为质子守恒。一、典型题―溶质单一型1、弱酸溶液中离子浓度的大小判断:解此类题的关键是紧抓弱酸的电离平衡例1、0.1mol/L的H2S溶液中所存在离子的浓度由大到小的排列顺序是_________________解析：在H2S溶液中有下列平衡：H2SH＋+HS―；HS―H＋+S2―。已知多元弱酸的电离以第一步为主，第二步电离较第一步弱得多，但两步电离都产生H＋，因此答案应为：c(H＋)>c(HS―)>c(S2―)>c(OH―)结论：弱酸溶液中离子浓度大小的一般关系是：C(显性离子)>C(一级电离离子)>C(二级电离离子)>C(水电离出的另一离子)2、弱碱溶液中离子浓度的大小判断例1、室温下，0.1mol/L的氨水溶液中，下列关系式中不正确的是(C)A.c(OH-)＞c(H+)B.c(NH3·H2O)+c(NH4+)=0.1mol/LC.c(NH4+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(H+)D.c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)3、能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较---弱酸强碱型：解此类题型的关键是抓住盐溶液中水解的离子例1、在CH3COONa溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的是(A)A、c(Na＋)>c(CH3COO―)>c(OH―)>c(H＋)B、c(CH3COO―)>c(Na＋)>c(OH―)>c(H＋)C、c(Na＋)>c(CH3COO―)>c(H＋)>c(OH―)D、c(Na＋)>c(OH―)>c(CH3COO―)>c(H＋)解析：在CH3COONa溶液中：CH3COONaNa＋+CH3COO―，CH3COO―+H2OCH3COOH+OH―；而使c(CH3COO―)降低且溶液呈现碱性，则c(Na＋)>c(CH3COO―)，c(OH―)>c(H＋)，又因一般盐的水解程度较小，则c(CH3COO―)>c(OH―),因此A选项正确。结论：一元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C(不水解离子)>C(水解离子)>C(显性离子)>C(水电离出的另外一种离子)例2、在Na2CO3溶液中各离子的浓度由小到大的排列顺序是______解析：在Na2CO3溶液中，Na2CO3=2Na＋+CO32―，CO32―+H2OHCO3―+OH―，HCO3―+H2OH2CO3+OH―。CO32―水解使溶液呈现碱性，则C(OH―)>C(H＋)，由于CO32―少部分水解，则C(CO32―)>C(HCO3―)，HCO3―又发生第二步水解，则C(OH―)>C(HCO3―)，第二步水解较第一步水解弱得多，则C(HCO3―)与C(OH―)相关不大，但C(H＋)比C(OH―)小得多，因此C(HCO3―)>C(H＋)。此题的答案为：C(Na＋)>C(CO32―)>C(OH―)>C(HCO3―>C(H＋)结论：二元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C(不水解离子)>C(水解离子)>C(显性离子)>C(二级水解离子)>C(水电离出的另一离子)25\n4、能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较---强酸弱碱型：例1、在氯化铵溶液中，下列关系正确的是（ A）A.c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)B.c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)C.c(NH4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＝c(OH-)D.c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)二、典型题----两种电解质溶液相混合型的离子浓度的判断1、强酸与弱碱混合例1、PH=13的NH3·H2O和PH=1的盐酸等体积混合后所得溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是____________解析：PH==1的HCl，C(H＋)==0.1mol/L，PH=13的NH3·H2O，C(OH―)=0.1mol/L，则NH3·H2O的浓度远大于0.1mol/L，因此，两溶液混合时生成NH4Cl为强酸弱碱盐，氨水过量，且C(NH3·H2O)>C(NH4Cl)，则溶液的酸碱性应由氨水决定。即NH3·H2O的电离大于NH4＋的水解，所以溶液中的离子浓度由大到小的顺序为：C(NH4＋)>C(Cl―)>C(OH―)>C(H＋)。2、强碱与弱酸混合例1、PH=X的NaOH溶液与PH=Y的CH3COOH溶液，已知X+Y=14，且Y<3。将上述两溶液等体积混合后，所得溶液中各离子浓度由大到小的顺序正确的是(B)A、C(Na＋)>C(CH3COO―)>C(OH―)>C(H＋)B、C(CH3COO―)>C(Na＋)>C(H＋)>C(OH―)C、C(CH3COO―)>C(Na＋)>C(OH―)>C(H＋)D、C(Na＋)>C(CH3COO―)>C(H＋)>C(OH―)解析：同上，PH=X的NaOH溶液中，C(OH―)=10-(14-X)mol/L，PH=Y的CH3COOH溶液中，C(H＋)=10-Ymol/L，因为X+Y=14，NaOH溶液中C(OH―)等于CH3COOH溶液中C(H＋)。因此C(CH3COOH)远大于10-Ymol/L，CH3COOH过量，因此选项B正确。上述两题的特点是PH1+PH2=14，且等体积混合。其溶液中各离子浓度的关系的特点是：C(弱电解质的离子)>C(强电解质的离子)>C(显性离子)>C(水电离出的另一离子)3、强碱弱酸盐与强酸混合和强酸弱碱盐与强碱混合例1、0.2mol/L的CH3COOK与0.1mol/L的盐酸等体积混合后，溶液中下列粒子的物质的量关系正确的是(D)A、C(CH3COO―)=C(Cl―)=C(H＋)>C(CH3COOH)B、C(CH3COO―)=C(Cl―)>C(CH3COOH)>C(H＋)C、C(CH3COO―)>C(Cl―)>C(H＋)>C(CH3COOH)D、C(CH3COO―)>C(Cl―)>C(CH3COOH)>C(H＋)解析：假设都是1体积反应生成氯化钾和醋酸,还有过量的醋酸钾Cl-不参加反应,所以浓度为0.1/2=0.05两溶液混合后CH3COOK+HClKCl+CH3COOH，又知CH3COOK过量，反应后溶液中CH3COOK、CH3COOH和KCl物质的量相等。由于CH3COOH的电离和CH3COO―的水解程度均很小，且CH3COOH的电离占主导地位，因此，C(CH3COO―)>C(H＋)>C(OH―)。又知C(Cl―)=0.05mol/L，C(CH3COOH)<0.05mol/L。因此，选项中D是正确的。4、酸碱中和型 (1)恰好中和型 例1、在10ml0.1mol·L-1NaOH溶液中加入同体积、同浓度HAc溶液，反应后溶液中各微粒的浓度关系错误的是( A )。A．c(Na+)＞c(Ac-)＞c(H+)＞c(OH-)    B．c(Na+)＞c(Ac-)＞c(OH-)＞c(H+)C．c(Na+)＝c(Ac-)＋c(HAC)          D．c(Na+)＋c(H+)＝c(Ac-)＋c(OH-)解析：由于混合的NaOH与HAc物质的量都为0.1mol·L-1×0.01L=0.001mol，两者恰好反应生成NaAc，等同于单一溶质。由于少量Ac-发生水解：Ac-+H2OHAc+OH-。故有c(Na+)＞c(Ac-)＞c(OH-)＞c(H+)，根据物料守恒C正确，根据电荷守恒D正确，A错误。故该题选项为A。 (2)pH等于7型 例1、常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液pH＝7，则此溶液中( C )。A．c(HCOO-)＞c(Na+)      B．c(HCOO-)＜c(Na+)C．c(HCOO-)＝c(Na+)      D．无法确定c(HCOO-)与c(Na+)的关系解析：本题绝不能理解为恰好反应，因完全反应生成甲酸钠为强碱弱酸盐，溶液呈碱性，而现在Ph=7，故酸略为过量。根据溶液中电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(HCOO-)＋c(OH-)  因pH=7，故c(H+)=c(OH-)，所以有c(Na+)=c(HCOO-)，答案为C。(3)反应过量型例1、常温下将稀NaOH溶液与稀CH3COOH溶液混合，不可能出现的结果是(A)A．pH＞7，且c(OH—)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(CH3COO—)B．pH＞7，且c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO—)+c(OH—)C．pH＜7，且c(CH3COO—)＞c(H+)＞c(Na+)＞c(OH—)25\nD．pH＝7，且c(CH3COO—)＞c(Na+)＞c(H+)=c(OH—)解：稀NaOH溶液和稀CH3COOH溶液混合，pH＞7，说明溶液可以是氢氧化钠和醋酸钠的混合物，则c（Na+）＞c（OH-）＞c（CH3COO-）＞c（H+），还可以是醋酸钠溶液，c（Na+）＞c（CH3COO-）＞c（OH-）＞c（H+），故A错误；B、稀NaOH溶液和稀CH3COOH溶液混合，溶液中存在电荷守恒：c（Na+）+c（H+）=c（CH3COO-）+c（OH-），故B正确；C、稀NaOH溶液和稀CH3COOH溶液混合，pH＜7，说明醋酸剩余，所得溶液是等浓度的醋酸和醋酸钠的混合物，醋酸的电离大于醋酸根离子水解，或是醋酸浓度大于醋酸钠浓度，即c（CH3COO-）＞c（H+）＞c（Na+）＞c（OH-）存在，故C正确；D、稀NaOH溶液和稀CH3COOH溶液混合，pH=7，溶液显示中性，c（H+）=c（OH-），根据电荷守恒c（CH3COO-）+c（OH-）=c（Na+）+c（H+），所以c（CH3COO-）=c（Na+），此时一定存在：c（CH3COO-）=c（Na+）＞c（H+）=c（OH-），故D正确．故选A．三、守恒问题在电解质溶液中的应用解此类题的关键是抓住溶液呈中性(即阴阳离子所带电荷总数相等)及变化前后原子的个数守恒两大特点。若题中所给选项为阴阳离子的浓度关系，则应考虑电荷守恒，若所给选项等式关系中包含了弱电解质的分子浓度在内，则应考虑物料守恒。例1、表示0.1mol/LNaHCO3溶液中有关粒子浓度的关系正确的是(CD)A、C(Na＋)>C(HCO3―)>C(CO32―)>C(H＋)>C(OH―)B、C(Na＋)+C(H＋)=C(HCO3―)+C(CO32―)+C(OH―)C、C(Na＋)+C(H＋)=C(HCO3―)+2C(CO32―)+C(OH―)D、C(Na＋)=C(HCO3―)+C(CO32―)+C(H2CO3)解析：A、NaHCO3溶液因为水解大于电离而呈碱性，因此C(OH―)>C(H＋)。B、应考虑电荷守恒，C(CO32―)前应乘以2；C、电荷守恒符合题意；D、含弱电解质分子应考虑物料守恒，在NaHCO3溶液中存在下列关系：NaHCO3==Na＋+HCO3―；HCO3―H＋+CO32―；HCO3―+H2OH2CO3+OH―则C(Na＋)=C(HCO3―)+C(CO32―)+C(H2CO3)符合题意。故选CD1、两种物质混合不反应：例1、用物质的量都是0.1mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中C(CH3COO-)＞C(Na+)，对该混合溶液的下列判断正确的是(AB)A.C(H+)＞C(OH-)B.C(CH3COOH)＋C(CH3COO-)＝0.2mol/LC.C(CH3COOH)＞C(CH3COO-)D.C(CH3COO-)＋C(OH-)＝0.2mol/L解析：c(CH3COO-)>c(Na＋),说明CH3COOH的电离程度>CH3COO-的水解程度。因此，溶液呈酸性。A对，C错。至于B,CH3COOH电离了是CH3COO-，没电离就是CH3COOH啊，同理CH3COONa电离出来的CH3COO-水解了就是CH3COOH，没水解的就还是CH3COO-，只有2种存在形式，所以二者和就等于0.2mol,B对。D用电荷守恒可判定不正确。答案：AB2、两种物质反应，其中一种有剩余：(1)酸与碱反应型关注所给物质的量是物质的量浓度还是pH。在审题时，要关注所给物质的量是“物质的量浓度”还是“pH”，否则会很容易判断错误。（解答此类题目时应抓住两溶液混合后剩余的弱酸或弱碱的电离程度和生成盐的水解程度的相对大小。）例1、高考题：把0.02mol·L-1HAc溶液与0.01mol·L-1NaOH溶液等体积混合，则混合液中微粒浓度关系正确的是(AD)A、c(Ac-)＞c(Na+)B、c(HAc)＞c(Ac-)C、2c(H+)＝c(Ac-)-c(HAc)D、c(HAc)+c(Ac-)＝0.01mol·L-1解析：A、因混合后为0.005mol/LHAc溶液和0.005mol/LNaAc溶液，反应过后由于还有一半的HAC没有反应此时容易呈酸性,则NaAc的水解不计，HAc电离一部分产生了一些AC-离子.所以AC-比Na-多，而剩下的没电离的HAc离子很明显就没有AC-多,故A对，B错误。C、由电荷守恒c（H+）+c（Na+）=c（Ac-）+c（OH-），物料守恒关系c（HAc）+c（Ac-）=2c（Na+），则2c（H+）=（Ac-）+2 c（OH-）-c（HAc），故C错误。D、因混合后为0.005mol/LHAc溶液和0.005mol/LNaAc溶液，由物料守恒可知c（HAc）+c（Ac-）=c（Na+）×2=0.01mol/L，故D正确；故选AD．（2）盐与碱(酸)反应型解答此类题目时应抓住两溶液混合后生成的弱酸或弱碱的电离程度和剩余盐的水解程度的相对大小。例1、将0.1mol·L-1醋酸钠溶液20mL与0.1mol·L-1盐酸10mL混合后，溶液显酸性，则溶液中有关粒子浓度关系正确的是(BD)。25\nA．c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(CH3COOH)B．c(CH3COO-)＞c(Cl-)＋c(CH3COOH)＞c(H+)C．c(CH3COO-)＝c(Cl-)＞c(H+)＞c(CH3COOH)D．c(Na+)＋c(H+)＝c(CH3COO-)＋c(Cl-)＋c(OH-)解析:两溶液混合反应后，溶液实质上是生成等浓度醋酸和醋酸钠、氯化钠的混合溶液。因溶液呈酸性说明CH3COO-的水解程度小于CH3COOH的电离程度，所以c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(CH3COOH)，但CH3COOH电离程度较小，c(CH3COOH)＞c(H+)，故选项A、C错误，B正确。依据电荷守恒原则，可知选项D也正确。综合上述答案选B、D。3、不同物质同种离子浓度比较型：例1、物质的量浓度相同的下列溶液中，NH4+浓度最大的是（  B）。A．NH4Cl     B．NH4HSO4     C．CH3COONH4     D．NH4HCO3解析：NH4+在溶液中存在下列平衡：NH4++H2ONH3·H2O+H+    B中NH4HSO4电离出大量H+，使平衡向左移动，故B中c(NH4+)大于A中的c(NH4+)，C项的CH3COO-和D项的HCO3-水解均呈碱性，使平衡向右移动，故C、D中c(NH4+)小于A中c(NH4+)，正确答案为B。第四节难溶电解质的溶解平衡(一)1、难溶电解质溶解平衡的概念：在一定条件下，难溶电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。（也叫沉淀溶解平衡）。化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于10-5mol/L时,沉淀达到完全2、表达式：如：AgCl(s)Cl－（aq）＋Ag＋（aq）3、影响溶解平衡的因素：（1）内因：电解质本身的性质溶解度大于0.1克，我们通常把它们称作易溶物质。溶解度在0.01克到0.1克之间，我们通常把它们称作微溶物质，物质的溶解度小于0.01克，我们通常把它们称作难溶物质，在水溶液中我们把它们称作沉淀。（2）外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。4、溶度积（平衡常数）——Ksp(1)对于沉淀溶解平衡：（平衡时）MmAn(s)mMn＋（aq）＋nAm—（aq）Ksp＝[c(Mn＋)]m·[c(Am—)]n在一定温度下，Ksp是一个常数，称为溶度积常数，简称溶度积。(2)溶度积常数的意义：对于相同类型的电解质，Ksp越大，其在水中的溶解能力越大。Ksp和S均可衡量物质在水中的溶解能力，只有相同类型的物质，才有Ksp越大S越大的结论。同一物质的Ksp与温度有关，与溶液中的溶质离子浓度无关。5、溶度积的应用1、已知溶度积求离子浓度例1、已知室温下PbI2的溶度积为7.1×10-9，求饱和溶液中Pb2+和I―的浓度;在c(I―)=0.1mol·L-1的溶液中,Pb2+的浓度最大可达到多少?解：PbI2(s)Pb2+(aq)+2I―(aq)Ksp＝[c(Mn＋)]m·[c(Am—)]nKsp＝[c(Pb2＋)]·[c(I-)]2c(Pb2+)=Ksp/[c(I-)]2=7.1×10-9/0.12=7.1×10-7即：该溶液里允许Pb2+的最大浓度为7.1×10-7mol·L-12、已知溶度积求溶解度：例2、已知298K时Mg(OH)2的Ksp=5.61×10－12，求其溶解度S。解：Mg(OH)2Mg2++2OH-Ksp=[c(Mg2＋)]·[c(OH-)]2设Mg(OH)2的溶解度为S，在饱和溶液中，c(Mg2+)=S，c(OH-)=2SKsp[Mg(OH)2]=[c(Mg2＋)]·[c(OH-)]2=S×(2S)2=4S3=5.61×10-1225\n3、已知溶解度求溶度积例3.已知AgCl298K时在水中溶解了1.92×10-3g·L-1，计算其Ksp。解：M(AgCl)=143.5g·mol-1c(AgCl)=1.92×10-3g·L-1/143.5g·mol-1=1.34×10-5mol·L-1Ksp=c2=(1.34×10-5)2=1.8×10-104、利用溶度积判断离子共存例4、已知298K时，MgCO3的Ksp=6.82×10-6，溶液中c(Mg2＋)=0.0001mol·L-1，c(CO32―)=0.0001mol·L-1，此时Mg2＋和CO32―能否共存？解：MgCO3Mg2++CO32―c(Mg2+).c(CO32―)=(0.0001)2=1×10-81×10-8<6.82×10-6所以，此时Mg2+和CO32-能共存第四章电化学基础第一节原电池：原电池是把化学能转变成电能的装置一、原电池工作原理锌片（－）：Zn-2e-＝Zn2＋氧化反应；铜片（＋）：Cu2＋＋2e-＝Cu还原反应总反应式：Cu2＋＋Zn＝Cu＋Zn2＋从分析铜--锌原电池的组成可以看出，原电池是由两个半电池组成的。锌和锌盐溶液组成一个半电池，铜和铜盐溶液组成另一个半电池。中间通过盐桥连接起来。组成半电池的导体叫电极，失去电子的电极为负极，得到电子的电极为正极。不参加电极反应的电极叫惰性电极，如铜电极。二、设计原电池例1、根据下列氧化还原反应，设计原电池，指出正负极，写出电极反应。①Cu+2Fe3＋==2Fe2＋+Cu2＋②2Fe3＋+2I-==2Fe2＋+I2【分析】①铜被氧化，铜作负极，正极应选择比铜不活泼的金属或石墨，用氯化铁溶液作电解质溶液；②发生氧化反应和还原反应的均为离子，因此应选择惰性材料作电极。第二节化学电源一、化学电源1、化学电源的分类：一次电池、二次电池和燃料电池等。2、化学电源的优点：（１）能量转换效率高，供能稳定可靠。（２）可以制成各种形状和大小、不同容量和电压的电池和电池组，使用方便。（３）易维护，可在各种环境下工作。3、原电池的优劣或适合某种需要判断标准：（１）比能量（２）比功率（3）电池的储存时间的长短25\n二、一次碱性锌锰干电池：负极（锌筒）：Zn+2OH－—2e—=Zn（OH）2；正极（石墨）：正极：2MnO2+2H2O+2e－=2MnOOH+2OH－电池的总反应式为：Zn+2MnO2+2H2O=2MnOOH+Zn（OH）2优点：比普通锌锰干电池好，比能量和储存时间有所提高，使用于大电流和连续放电，是民用电池更新换代产品。三、二次电池铅蓄电池可放电亦可充电，在正极板上有一层棕褐色的PbO2，负极是海棉状的金属铅，两极均浸入硫酸溶液中，且两极间用橡胶或微孔塑料隔开，放电时起原电池的作用。1、铅蓄电池负极：Pb-2e-+SO42－=PbSO4正极：PbO2+2e-+4H++SO42-=PbSO4+2H2O蓄电池充电和放电的总化学方程式为：Pb+PbO2+2H2SO42PbSO4+2H2O四、燃料电池：燃料电池是将燃料化学能直接转化为电能的装置。1、氢氧燃料电池（酸性）电极反应：负极：H2—2e—=2H—正极：O2+4eˉ+4H+=2H2O电池的总反应为：2H2+O2=2H2O2、氢氧燃料电池（碱性）电极反应：负极：H2+2OHˉ-2eˉ=2H20正极：O2+2H2O+4eˉ=4OHˉ电池的总反应为：H2+O2+2eˉ=2OHˉ一般来讲，书写燃料电池的化学反应方程式，需要高度注意电解质的酸碱性。在正、负极上发生的电极反应不是孤立的，它往往与电解质溶液紧密联系。如氢—氧燃料电池有酸式和碱式两种，在酸溶液中负极反应式为H2—2e—=2H—：正极反应式为：O2+4H+4eˉ=2H2O;如是在碱溶液中，则不可能有H+出现，在酸溶液中，也不可能出现OHˉ。若电解质溶液是碱溶液则负极反应式为：H2+2OHˉ-2eˉ=2H20正极反应式为：O2+2H2O+4eˉ==4OHˉ第三节电解池(一)1、电解原理：电解池是把电能转变成化学能的装置CuCl2在水溶液中完全电离生成Cu2+和Cl-　CuCl2＝Cu2+＋2Cl－。通电前，Cu2+和Cl－在溶液里自由运动；通电后，在电场的作用下，带负电的Cl－移向阳极，并失去电子被氧化成氯原子，进而结合成Cl2放出，带正电的Cu2+移向阴极，并得到电子被还原成铜原子，覆盖在阴极上。　阴极：　Cu2+＋2e－=Cu　（还原反应）阳极：　2Cl－-2e－=Cl2↑（氧化反应）总的方程式：：CuCl2　Cu＋Cl2↑2、基本概念(1)使电流通过电解质溶液而在阴、阳两极上引起氧化还原反应的过程叫做电解。　(2)把电能转变为化学能的装置叫做电解池或电解槽。(3)当离子到达电极时，失去或获得电子，发生氧化还原反应的过程。3、电解池的两极：　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、电解池中的电子的移动方向电源负极→电解池阴极→电解液中的阳离子（被还原）→电解池中阴离子（被氧化）→电解池阳极→电源正极5、离子的放电顺序阳离子：Ag+＞Hg2+＞Cu2+＞Fe2+＞Zn2+＞H+＞Al3+＞Na+＞K+阴离子：S2-＞I-＞Br-＞Cl-＞OH－＞含氧酸根6、电极产物的判断(1)阳极放电顺序：活泼阳极(金属)>无氧酸根离子>OH―>含氧酸根离子>F―25\n(2)阴极放电：溶液中的阳离子放电7、电极反应式的书写：列物质，标得失；选离子，配电荷；配个数，巧用水；两式加，验总式。H2SO4★8、用惰性电极电解烧杯里的溶液①电解含氧酸阳极：4OH——4e—=2H2O+O2↑阴极：4H++4e—=2H2↑总的方程式：2H2O2H2↑+O2↑结论：用惰性电极电解含氧酸实质是电解水。电解后，酸的浓度增大，即[H+]增大，故溶液的PH减小HCl②电解无氧酸阳极：2Cl——2e—=Cl2↑阴极：2H++2e—=H2↑总的方程式：2HClH2↑+Cl2↑结论：用惰性电极电解无氧酸(除HF)，溶质消耗。电解的结果消耗了HCl，即[H+]减小，溶液的PH增大。NaOH③电解可溶性碱阳极：4OH——4e—=2H2O+O2↑阴极：4H++4e—=2H2↑总的方程式：2H2O2H2↑+O2↑结论：用惰性电极电解强碱实质是电解水。电解后，碱的浓度增大，即[OH-]增大，故溶液的PH增大。Na2SO4④电解活泼金属的含氧酸盐阳极：4OH——4e—=2H2O+O2↑阴极：4H++4e—=2H2↑总的方程式：2H2O2H2↑+O2↑CuCl2结论：用惰性电极电解活泼金属的含氧酸盐实质是电解水。电解后溶液的PH不变，等于7。⑤电解不活泼金属的无氧酸盐阳极：2Cl——2e—=Cl2↑阴极：Cu2++2e—=Cu总的方程式：CuCl22Cu+Cl2↑NaCl结论：用惰性电极电解不活泼金属的无氧酸盐(除氟化物)，溶质消耗。电解的结果使[Cu2+]减小，溶液的[H+]减小，溶液的PH略有增大。⑥电解活泼金属的无氧酸盐阳极：2Cl——2e—=Cl2↑阴极：4H++4e—=2H2↑电解总的方程式：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑CuSO4结论：用惰性电极电解活泼金属的无氧酸盐，溶质、水同时消耗。电解的结果生成碱，电解后溶液的PH增大。⑦电解不活泼金属的含氧酸盐阳极：4OH——4e—=2H2O+O2↑阴极：Cu2++2e—=Cu总的方程式：2CuSO4+2H2O2H2SO4+2Cu+O2↑结论：用惰性电极电解不活泼金属的含氧酸盐，溶质、水同时消耗。电解的结果生成酸，溶液的PH减小。【讲解】判断溶液中pH的变化，先分析原溶液的酸碱性，再看电极产物，如果只产生H2没有O2则pH变大。如果只产生O2而无H2，则pH变小。如果既产生O2又有H2，若原溶液呈酸性，则pH减小；若原溶液呈碱性则pH增大；若原溶液呈中性则pH不变。如果既无O2产生也无H2产生，则溶液的pH均趋于71、电解与电离的比较25\n电离电解条件电解质溶于水或熔化状态。电解质电离后，再通直流电。过程电解质电离成为自由移动的离子阴、阳离子定向移动，在两极上放电。举例CuCl2==Cu2＋+2Cl―CuCl2Cu＋Cl2↑特点只产生自由移动的离子发生氧化还原反应，形成新物质。联系电解必须建立在电离的基础上2、原电池与电解池的比较装置类别原电池电解池举例锌铜原电池电解氯化铜溶液形成条件1、活泼性不同的两电极2、电解质溶液3、形成闭合回路1、两电极接直流电源2、两电极插入电解质溶液中3、形成闭合回路电极名称负极：较活泼金属正极：较不活泼金属由电极本身决定阳极：与电源正极相连的极阴极：与电源负极相连的极由外加电源决定电极反应负极：氧化反应，金属失电子正极：还原反应，溶液中的阳离子得电子阳极：氧化反应，溶液中的阴离子失电子或电极金属失电子阴极：还原反应，溶液中的阳离子得电子电子流向负极---导线---正极电源负极—阴极。电源正极—阳极能量转变化学能转换为电能电能转换为化学能能否自发进行反应能够自发进行反应不能够自发进行主要应用1、金属电化腐蚀分析2、金属牺牲阳极的阴极保护法3、制造多种新化学电源1、电解食盐水(氯碱工业)2、冶炼活泼金属3、电解精炼实质使氧化还原反应中的电子通过导线定向转移形成电流使电流通过电解质溶液而阴阳两极引起氧化还原反应的过程第四节金属的电化学腐蚀与防护一、金属腐蚀1、电化学腐蚀：不纯的金属或合金与电解质溶液接触，会发生原电池反应，比较活泼的金属失电子被氧化的腐蚀。钢铁在潮湿的空气中生锈，就是电化腐蚀最典型的例子。（1）用于连接铜板的铁螺丝容易生锈：因为铁与铜及空气中的水蒸气构成了原电池，铁作电池的负极，因此更容易腐蚀而生锈.（2）当化工厂排出的废气为酸性气体时,工厂附近的铁制品容易生锈：因为铁制品在酸性条件下比在中性条件下更易被腐蚀.2、电化学腐蚀伴随着电流产生，化学腐蚀却没有。二、金属的电化学防护（1）、牺牲阳极保护法：形成原电池反应时，让被保护金属做正极，不反应，起到保护作用；而活泼金属反应受到腐蚀.（2）、外加电流法：将被保护金属与另一附加电极作为电解池的两个极，使被保护的金属作为阴极，在外加直流电的作用下使阴极得到保护。25