人教版新课标高中化学教案

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：△H

3、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：H 2(g)＋I 2(g)

2HI(g)；△H = －14.9 kJ/mol 2．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101 kPa 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“↑”、“↓”。 (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 188H C (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 ．)g (O H 9)g (CO 8)g (O 225

)1(H C 222188+=+

；△H＝－48.40kJ/mol B ．)1(O H 9)g (CO 8)g (O 225

)1(H C 22218

8+=+；△H＝－5518kJ/mol C ．)1(O H 9)g (CO 8)g (O 2

25

)1(H C 22218

8+=+；△H＝+5518kJ/mol D ．)1(O H 18)g (CO 16)g (O 25)1(H C 22

22188+=+；△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 1 mol H 2O 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50mL 0.55mol/L NaOH 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

其中：c ＝4.18J/(g·℃)，m 为酸碱溶液的质量和，△t＝t 2－t 1，t 1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 －1

NaOH 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 (t 2－t 1)＝

2、计算反应热：△H＝Q/n ＝cm△t/n。

其中：c ＝4.18J/(g·℃)，m ＝m 1＋m 2＝100g ，△t＝(t 2－t 1)

＝

n ＝0.50mol· L －1×50mL×10－3

＝0.025mol 。△H＝ 注意：单位换算L=1000 mL 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）H 2( g )＋1/2O 2 ( g ) ＝ H 2O ( g ) ΔH1 = a kJ/mol （2）2H 2( g )＋O 2 ( g ) ＝2H 2O ( g ) ΔH2 = b kJ/mol （3） H 2 ( g )＋1/2 O 2 ( g ) ＝ H 2O ( l ) ΔH3 = c kJ/mol （4） 2H 2 ( g )＋O 2 ( g ) ＝2H 2O ( l ) ΔH4 = d kJ/mol 则a 、b 、c 、d 的关系正确的是 AC 。 A 、ad>0 C 、2a=b< 0 D 、2c=d>0

3、沼气是一种能源，它的主要成分是CH 4。0.5 mol CH 4 完全燃烧生成CO 2和H 2O 时，放出445 kJ 的热量。则下列热化学方程式中正确的是(D)

A 、2CH 4( g )＋4O 2( g )＝2CO 2( g )＋4H 2O ( l ) ΔH = +890 kJ/mol

B 、CH 4＋2O 2＝CO 2＋H 2O ΔH = －890 kJ/mol

C 、 CH 4 ( g )＋2 O 2 ( g ) ＝ CO 2 ( g ) ＋ 2 H 2O ( l ) ΔH = －890 kJ/mol

D 、 1/2CH 4 ( g )＋O 2 ( g ) ＝ 1/2CO 2 ( g ) ＋ H 2O ( l ) ΔH = -890 kJ/mol

4、已知○

1 1mol H 2分子中化学键断裂时需要吸收436 kJ 的能量；○

2 1mol Cl 2分子中化学键断裂时需要吸收24

3 kJ ○

3由H 原子和Cl 原子形成1 mol HCl 分子时释放431 kJ 的能量。下列叙述正确的是( AC ) A 、氢气和氯气反应生成氯化氢气体的热化学方程式是 H 2 (g) + Cl 2(g) == 2HCl (g) B 、氢气和氯气反应生成2 mol 氯化氢气体，反应的ΔH==183 kJ/mol C 、氢气和氯气反应生成2 mol 氯化氢气体，反应的ΔH==--183 kJ/mol D 、氢气和氯气反应生成1mol 氯化氢气体，反应的ΔH==--183 kJ/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 101 kPa 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101 kPa 时，生成稳定的氧化物。 如C 完全燃烧应生成CO 2(g)，而生成CO(g)属于不完全燃烧。

又如H 2燃烧生成液态 H 2O ，而不是气态水蒸气。S 对应的是SO 2等。

(1) 书写表示燃烧热的热化学方程式时，应以燃烧1 mol 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：H 2(g)十2

1

O 2 (g)＝H 2O(l)；△H=-285.8kJ/mol 【强调】燃烧热其ΔH <0 2．有关燃烧热的计算

【点击试题】例1、10 g 硫磺在 O 2中完全燃烧生成气态地，放出的热量能使 500 g H 2O 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】 10 g 硫磺燃烧共放出热量为： Q = m ·C(t 2－t 2)＝500 g ×10－3

×4.18 J/(g ·C)(62.4－18) ℃ =

92.8 kJ ，则lmol(32g)硫磺燃烧放热为g

mol g kJ 10328.921

-??=-297 kJ/mol ，硫磺的燃烧热为297 kJ/mol ，

热化学方程式为：S(s) + O 2(g) = SO 2(g)；△H=-297 kJ/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。 燃烧热 中和热 相同点 能量变化 都是放出热量

ΔH ΔH <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

1、下列说法正确的是( B )

A 、1 mol 硫酸与1mol Ba(OH)2 完全中和所放出的热量为中和热

B 、在25℃、101kPa 下，1 mol 硫和2 mol 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CO 2，所以CO 的燃烧反应一定是吸热反应

D 、101 kPa 时，1 mol 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 ）+ O 2（g ）=CO （g ）因为C 燃烧时不可能完全生成CO ，总有一部分CO 2生成，因此这个反应的ΔH 无法直接测得，我们可以测得C 与O 2反应生成CO 2以及CO 与O 2反应生成CO 2的反应热：C （s ）＋O 2（g ） =CO 2（g ）；ΔH=－393．5 kJ ／mol CO （g ）+ O 2（g ）=CO 2（g ）；ΔH=－283．0 kJ ／mol

【投影】

【讲解】根据盖斯定律.可以很容易求算出C （s ）+ O 2（g ）=CO （g ）的ΔH。

∵ΔH 1=ΔH 2+ΔH 3 ∴ΔH 2=ΔH 1－ΔH 3=－393．5kJ/mol －（－283．0kJ/mol ）＝－110．5 kJ ／mol 即：C （s ）+ O 2（g ）=CO （g ）的ΔH=－110．5 kJ ／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：H 2（g ）+O 2（g ）=H 2O （g ）；△H 1＝－241.8kJ/mol H 2O(g)＝H 2O(l)；△H 2＝－44.0kJ/mo 根据盖斯定律， 则 △H＝△H 1＋△H 2＝－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（B 2H 6）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：H 2O （g ）=H 2O （l ）；△H 2＝－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：

H 2 (g) + 1/2 O 2(g) == H 2O (l) ?H ＝-285.8 kJ ·mol -1

C 3H 8(g)+5O 2(g) == 3 CO 2(g) +4H 2O (l) ?H ＝-2220.0 kJ ·mol -1

实验测得氢气和丙烷的混合气体共5 mol ，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 、1：3

B 、3：1

C 、1：4

D 、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=

11285.8 ?223

554=113

54

20.0 ?kJ mol kJ mol --??

--??

答案：BD 例3、已知：)()()(2

2

g CO g O s C =+；mol

kJ H /5.393-=?

)

()(21

)(222l O H g O g H =+；mol kJ H /8.241-=?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. 2:3.25

B. 12:3.25

C. 1:1

D. 393.5:241.8 解析：由题意可列得方程

mol kJ H n mol kJ C n /8.241)(/5.393)(2?=? 5.3938.241)()(2=H n C n 25.312

25.393128.241)()(2=

??=H m C m 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，12Q Q >的是

A. )(2)()(2222g O H g O g H =+ mol kJ Q H /1-=?

)(2)()(2222l O H g O g H =+ mol kJ Q H /2-=?

B. )()()(22g SO g O g S =+ mol kJ Q H /1-=?

)()()(22g SO g O s S =+ mol kJ Q H /2-=?

C )()(2

1

)(2g CO g O s C =+

mol kJ Q H /1-=? )()()(22g CO g O s C =+ mol kJ Q H /2-=? D. )(2)()(22g HCl g Cl g H =+ mol kJ Q H /1-=?

)()(2

1

)(2122g HCl g Cl g H =+ mol kJ Q H /2-=? 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12Q Q >；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12Q Q <；C 选项：生成物的种类不同，由于CO 与O 2反应生成CO 2要放出热量，故12Q Q >；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212Q Q =，即12Q Q <。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 ） A H 2(g) B CO(g) C C 8H 18(l) D CH 4(g)

解析：氢气、一氧化碳、辛烷、甲烷的摩尔质量分别是2 g·mol -1, 28 g·mol -1, 114 g·mol -1, 16 g·mol -1

。假设它们的质量都是114 g ，则氢气放出的热量求算可以用114 g 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16 290.6 kJ 。同理，一氧化碳放出的热量为1 152.214 kJ ，辛烷放出的热量为5 518 kJ ，甲烷放出的热量为636.232 5 kJ ，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。

V t

c ?=? 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H 2和N 2，发生 N 2 + 3H 2 2NH 3 ，在2s 末时，测得容器中含有0.4mol 的NH 3，求该反应的化学反应速率。 解： N 2 + 3H 2 2NH 3 起始量（mol ）： 2s 末量（mol ）： 1-0.2 3-0.6 0.4 变化量（mol ）： 0.2 0.6 0.4

则 VN 2=0.2/2×2==0.05 mol/（L·s） VH 2=0.6/2×2==0.15 mol/（L·s） VNH 3==0.4/2×2==0.1 mol/（L·s）

2.对于在一个容器中的一般反应 aA + bB = cC + dD 来说有： V A ：V B ：V C ：V D = △C A ：△C B ：△C C ：△C D = 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. V A ==0.15mol/L·min

B. V B ==0.6 mol/L·min

C. V C ==0.4 mol/L·min

D.V D ==0.01 mol/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==2C

B、A+3B==2C

C、3A+B==2C

D、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：2H2O2 2H2O + 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

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

C H＋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）

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+3H2 3 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1:1:1:1

C.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。

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

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____1.0 mol/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=0.013 mol/(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C 3>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

)

()()(222I c H c HI c ? H 2 I 2

HI H 2

I 2

HI

1.197×10—2 6.944×10—3

0 5.617×10—3

5.936×10—4

1.270×10—2

48.38 1.228×10—2

9.964×10—3

0 3.841×10—3

1.524×10—4

1.687×10—2

48.61 1.201×10—2

8.403×10—3

4.580×10—3

9.733×10—4 1.486×10—2 49.54 0 0 1.520×10—2

1.696×10—3

1.696×10—4 1.181×10—2 48.48 0 0 1.287×10—2

1.433×10—3

1.433×10—4 1.000×10—2 48.71 0

3.777×10—2

4.213×10—3

4.231×10—4

2.934×10—2

48.81

化学平衡常数平均值

48.74

例如，)()()

(222I c H c HI c ?=K 表中数据算法如下：—34

(1.2701010 5.936)=

48.31085.617k -??=?? 1. 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。 起始时各物质的浓度/mol·L -1

平衡时各物质的浓度/mol·L

-1

)

O H (c )CO (c )H (c )CO (c 222??

c (CO) c (H 2O)

c (CO 2) c (H 2) c (CO)

c (H 2O) c (CO 2)

c (H 2)

0.01

0.01 0.005

0.005

0.005

0.005

结论：达到平衡时

222 1.0()()0.0050.005

c CO c H O ==??（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 ()()()() q m n D k

A B ==P c c C c Q c c 2. 表达式对于任意反应m A (g)+n B (g)

p C (g)+q D (g) ()()()()

q m n D k A B =

P c C c c c （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55.6 mol/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：N 2(g)+3H 2(g)

2NH 3(g)的平衡常数为K 1，1/2N 2(g)+3/2H 2(g)NH 3(g)的平衡常数为K 2，NH 3(g)1/2N 2(g)+3/2H 2

(g)的平衡常数为K 3；写出K 1和K 2的关系式： K 1=K 22

。

(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 =

指定反应物的起始浓度

指定反应物的平衡浓度

指定反应物的起始浓度-×100%

【随堂练习】写出下列反应的平衡常数的表达式 ①PCl 5(g)

PCl 3(g)+Cl 2(g) ②2HI(g)

H 2(g)+I 2(g)

③CaCO 3(s)

CaO(s)+CO 2(g) ④Fe 3O 4(s)+4H 2(g)

3Fe(s)+4H 2O(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。

①()()()325 PCl Cl P k Cl =c c c ②()()()

22 H I HI k =2

c c c ③k=c (CO 2) ④()()2424 H k O H =c c 【例1】在某温度下，将H 2和I 2各0.10mol 的气态混合物充入10L 的密闭容器中，充分反应，达到平衡后，

测得c(H 2)=0.008 0 mol/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H 2和I 2蒸气各0.20 mol ，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(H 2)=0.008 0 mol/L ，消耗c(H 2)=0.002 0 mol/L ，生成c(HI)=(0.010+0.010)－(0.0080+0.0080)=0.004 0 mol/L

H 2 + I 2 2HI

起始时各物质浓度/mol·L —1

0.010 0.010 0

平衡时各物质浓度/ mol·L —1

0.008 0 0.008 0 0.004 0

22222()(0.0040)0.25()()(0.0080)

c HI K c H c I ===? 答：平衡常数为0.25。 （2）依题意可知，c(H 2)=0.020 mol/L ，c(I 2)=0.020 mol/L 设H 2的消耗浓度为x 。 则： H 2 + I 2 2HI

平衡时各物质浓度/ mol·L —

0.020－x 0.020－x 2x

因为K 不随浓度发生变化， 25.0)020.0()2()()()(2

2

222=-=?=

x x I c H c HI c K 解得x=0.004 0 mol/L

平衡时c(H 2)= c(I 2)=0.016 mol/L c(HI)=0.008 0 mol/L 答：c(H 2)= c(I 2)=0.016 mol/L ，c(HI)=0.008 0 mol/L 。

【例2】在密闭容器中，将 2.0 mol CO 与10 mol H 2O 混合加热到800℃，达到下列平衡CO(g)+H 2O(g)

CO 2(g)+H 2(g) K=1.0求CO 转化为CO 2的转化率。

【解】设x 为达到平衡时CO 转化为CO 2的物质的量，V 为容器容积。 CO(g)+H 2O(g) CO 2(g)+H 2(g)

起始浓度 V 0.2 V 10 V 0 V 0

平衡浓度 V x -0.2 V x -10 V x V x

2

2222()() 1.02.010()()x c c H V K x x

c CO CO c H O V v

?===--??

66.112

20

1220)10)(0.2(222==

+-=--=x x x x x x x

CO 转化为CO 2的转化率为：

%83%1000

.266

.1=? 答：CO 转化为CO 2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

3、若条件改变，虽V 正、V 逆变化，但V 正、V 逆仍相等，则平衡没有移动。 专题二 影响化学平衡的条件 ------ 勒夏特列原理 1、浓度对化学平衡的影响

规律：当其他条件不变时，增大反应物浓度或减小生成物浓度，使化学平衡向正向移动。

在这里我们要注意的是，①浓度改变是指气体浓度、溶液浓度的改变，固体或纯液体无法改变浓度；②生产中往往增大成本低的原料浓度，提高成本高的原料的转化率并提高产量。

【随堂练习】可逆反应H 2O(g) +C(s)

CO(g)+H 2(g) ，一定条件下达到平衡状态后，改变下列条件，能

否引起平衡移动？ 1、增大水的浓度 2、加入更多的碳 3、增大H 2 的浓度 解析：1增大水的浓度，平衡右移,因为平衡要向减少水浓度的方向移动。

2 不移动，因为C 是固体，对平衡影响可以忽略

3 增大H 2浓度，平衡左移,因为平衡要向减少H 2浓度的方向移动 2、压强对化学平衡的影响

规律：对于体系有气体，且反应前后气体体积有变化的可逆反应，增大压强，使化学平衡向气体体积减小的方向移动；减小压强，使化学平衡向气体体积增大的方向移动。对于反应前后气体体积无变化的反应，平衡不移动。

我们要注意的是，在容积不变的密闭容器中，气体反应已达到平衡，充入一不反应的气体，平衡不移动。在容积可变的恒压容器中，充入一不反应气体，尽管总压不变，但浓度减小，相当于减小压强。向体积增大的方向移动。也就是说，压强要想改变平衡，必须能改变浓度。

【随堂练习】下列反应达到化学平衡时，压强增大，平衡是否移动？若移动，向哪个方向移动？ （1）2NO(g) +O2(g)

2NO 2(g) （2）H 2O (g) +CO(g)

CO 2 (g)+H 2(g)

(3)H 2O(g) +C(s) CO(g) +H 2(g) (4)CaCO 3(s)

2(g) (5)H 2S(g)

2(g) + S(s)

解析：（1）向右移动。（2）不移动 。(3)向左移动。(4) 向左移动。(5) 不移动。 3、温度对化学平衡的影响

规律：升高温度，反应向吸热方向进行，降低温度，反应向放热方向进行 4、催化剂对化学平衡的影响

使用催化剂，V 正、V 逆同等程度的改变，V 正==V 逆。所以催化剂对化学平衡无影响。但是使用催化剂，能改变反应到达平衡所需的时间。 5、勒夏特列原理

定义：如果改变影响平衡的一个条件，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动

【小结】在这里我们要注意的是，仅适用于已达到平衡的体系，对所有动态平衡都适用，不能用勒夏特列原

理解释的是，使用催化剂，不使平衡发生移动。平衡移动的结果是减弱外界条件的影响，而不是消除外界条件的影响。 【自我评价】

1、对于可逆反应2NO(g)+O 2(g)2NO 2(g)，改变条件，平衡如何移动？

（1）增加氧气的浓度 （2）增大压强 （3）增大密闭容器的体积 （4）向密闭容器中充入N 2

解析：（1）向右移动。（2）向右移动。（3）因减小压强向左移动。（4）在容积不变的密闭容器中，气体反应已达到平衡，充入一不反应的气体，平衡不移动。 2、在化学反应2A+B 2C 达到平衡时，若升高温，C 的含量增加，则以反应的正反应是( B )

A 、放热反应

B 、是吸热反应

C 、没有显著的热量变化

D 、原化学平衡没有发生移动 3、反应2A （g ）2B （g ）＋C （g ）-Q ，在未用催化剂的条件下已达平衡，现要使正反应速率降低，c （B ）减小，应采取的措施是 [ B 、D ]

A ．升温

B ．增大反应器的体积

C ．增大c （A ）

D ．降温

4、在碳酸钙悬浊液中存在着如下平衡：CaCO 3(固) Ca 2++CO 32-。欲使悬浊液中固体的量减少，可采取的措

施是（BD ）。

（A ）加碳酸钠溶液 （B ）通入二氧化碳气体 （C ）加碳酸氢钙溶液 （D ）加氯水

专题三化学平衡的有关计算

1、物质浓度的变化关系

反应物：平衡浓度 = 起始浓度—转化浓度 生成物：平衡浓度 =起始浓度+转化浓度 各物质的转化浓度之比等于它们在化学方程式中物质的化学计量数之比。 2、反应物的转化率

转化率 =%100*)()(体积或浓度反应物起始的物质的量体积或浓度反应物转化的物质的量

3、产品的产率

产率 =%100* 物质的量理论上可得到的产物的的物质的量实际生产产物 4、计算模式：

aA(g) + bB(g)

起始量 m n 0 0 变化量 ax bx cx dx 平衡量 m-ax n-bx cx dx

在这里我们要注意的是，各量的单位必须统一，转化量与计量数成比例时，转化量可以是物质的量，物质的量浓度或速率，但不能是质量

例1、某温度下，密闭容器内发生如下反应：2 M(g)+N(g) 2E(g)。

若开始时只充入2 mol E(g)，达到平衡时，混合气体压强比起始时增大了20%，若开始时，只充入2 mol M 和1 mol N 的混合气体，则达到平衡时M 的转化率为________

解析：解：设充入2molE 达到平衡状态时反应了2xmolE ，根据方程式计算如下

2M(g)＋N(g) <===>2E(g) 始 0 0 2 变 2x x 2x 终 2x x 2-2x

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 2 mol M 和1mol N 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。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+Y

Z+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( A B )

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+2B

2C+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 。

例2下图是可逆反应A+2B 2C+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。v 正

反应速率

0 降温

加压

时间v 逆

v 正v 正v 逆

v 逆

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＿ 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＿＿

＿＿＿D

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：2A

3B+C ，50%

例4、今有反应x(g) + y(g)

2z(g) +热量，若反应开始经t 1秒后达到平衡，又经t 2秒后由于反应条件的改变使平衡破坏到t 3时又过平衡（如图所示），试分析，从t 2到t 3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t 2→t 3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

V 正 V 逆

V ’逆 V ’正

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 含量—时间图

：3A( g ) + B( g ) C( s ) 图中a 、b 表示一定条件下，时间t 的变化情况，若要使曲，可采取的措施是（）度的体积

D%

a

b

时间t

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 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、H 2O + H 2O H 3O ＋ + OH - 简写： H 2O

H ＋+ OH -

2、 H 2O 的电离常数K 电离＝ -2C(H )C(OH )C(H O)

c （H ＋）· c （OH －

）＝K 电离·C(H 2O)

3、常数K 电离与常数C(H 2O)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K W ，

即K W = c （H ＋）· c （OH －） 25℃ K W = 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 －）=1×10－7

mol/L

酸性溶液：c （H ＋）> c （OH －）, c （H ＋）>1×10－7

mol/L

碱性溶液：c （H ＋）< c （OH －）, c （H ＋）<1×10－7

mol/L

例1、如果25℃时，K W ==1×10-14，100℃ K W =1×10-12

。这说明( AC )

A 、100℃水的电离常数较大

B 、前者的C(H ＋

)较后者大 C 、水的电离过程是一个吸热过程 D 、K W 和K 无直接关系

2、已知NaHSO 4在水中的电离方程式为：NaHSO 4==Na ＋+H ＋+SO 42―

。某温度下，向pH==6的蒸馏水中加入NaHSO 4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH 为2。下列对该溶液的叙述中，不正确的是( D ) A 、该温度高于25℃

B 、由水电离出来的C(H ＋)==1×10-10

mol/L

C、NaHSO4晶体的加入抑制了水的电离

D、该温度下加入等体积pH为12的NaOH溶液，可使反应后的溶液恰好呈中性

三、溶液的pH

1、定义：pH=－lg[c(H＋)]

溶液的pH指的是用C(H＋)的负常用对数来表示溶液的酸碱性强弱，即pH=－lg[c(H＋)]，要注意的是，当溶液中C(H＋)或C(OH―)大于1 mol 时，不用pH来表示溶液的酸碱性。广泛pH的范围为0-14

中性溶液，c(H＋)=c(OH－)＝10－7mol/L pH=7

酸性溶液，c(H＋)>c(OH－) pH<7

碱性溶液，c(H＋)7

2、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的方向靠近。

指示剂甲基橙石蕊酚酞

变色范围pH 3.1-4.4 5-8 8-10

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1×10-3 mol/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/L PH=-lg10-13=13

2.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/L PH=-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/L Ba(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/L

C(H+)=3×10-14mol/L PH=-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+)=1×10-3mol n(OH_)=0.002 mol

余: C(OH-)=0.001mol C(H+)=1×10-10mol/L

PH=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+………⑴ H2O H+ + OH-………⑵

2、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………⑶

3、把⑴⑵⑶式联立，可得到水解方程式：CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH

4、把上述化学方程式改写成离子方程式。CH 3COO - + H 2O CH 3COOH + 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。 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。 (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。HCO 3-,HS -,HPO 42-在溶液中以水解为主，其溶

液显碱性；HSO 3-,H 2PO 4-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：CO 32

?+ H 2O

HCO 3? +OH ? HCO 3? +H 2O

H 2CO 3 + 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： Cu 2+

+2H 2O

Cu(OH)2 + 2H

+

Al 3+

+ 3H 2O

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。

○

1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H 2O ，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H 2O ，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 、Na 2CO 3、NaHCO 3 、NaCl 、NH 4Cl C 、(NH 4)2SO 4、NH 4Cl 、NaNO 3、Na 2S B 、Na 2CO 3、NaHCO 3、NH 4Cl 、NaCl D 、NH 4Cl 、(NH 4)2SO 4、Na 2S 、NaNO 3

【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

中和

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，②NaHSO4 ③NaCl ④C6H5ONa

，按ｐＨ由大到小排列正确的是（D）。

Ａ．①＞④＞③＞② Ｂ．①＞②＞③＞④Ｃ．④＞③＞①＞② Ｄ．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―

例2在0.1mol/L Na2CO3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＋ +3H2O F e(O H)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PH

4、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：AlCl 3在水中存在如下平衡：Al3++3H2O Al（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C a(H2P O4)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、C a3(P O4)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＋+3H2O A l(O H)3(胶体)+3H＋，A l(O H)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H2

10、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＋＋3H2O F e(O H)3+3H＋不断向右移动，Fe3＋会生成F e(O H)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―＝A l(O H)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M g(O H)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M g(O H)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：

⑴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―＋H2O H2S＋OH―HS―H＋＋S2―H2O H＋＋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：H2S＋+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/L

C.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： CH3COONa＋+CH3COO―，CH3COO―+H2O CH3COOH+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―+H2O HCO3―+OH―，HCO3―+H2O H2CO3+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)

4、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＋)==0.1 mol/L ，PH=13的NH3·H2O，C(OH―)= 0.1 mol/L ，则NH3·H2O 的浓度远大于0.1 mol/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-Y mol/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-Y mol/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、0.2 mol/L的CH3COOK与0.1 mol/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+HCl KCl+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―)=0.05 mol/L，C(CH3COOH)<0.05 mol/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10ml 0.1mol·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-1×0.01 L =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-+ H2O HAc+ 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—)

D．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0.1 mol/L NaHCO3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―＋+CO32―；HCO3―+H2O2CO3+OH―则C(Na

＋)=C(HCO

3―)+C(CO

3

2―)+C(H

2CO3)符合题意。故选CD

1、两种物质混合不反应：

例1、用物质的量都是0.1 mol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-)＝0.2 mol/L

C.C(CH3COOH)＞C(CH3COO-)

D.C(CH3COO-)＋C(OH-)＝0.2 mol/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：AB

2、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0.02 mol·L-1 HAc溶液与0.01 mol·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-)＝0.01 mol·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 )。

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(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+ + H2O NH3·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）——K sp

(1) 对于沉淀溶解平衡：（平衡时） M m A n(s) mM n＋（aq）＋ nA m—（aq） K sp＝[ c (M n＋) ]m·[c(A m—)]n 在一定温度下，K sp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：

○1对于相同类型的电解质，K sp越大，其在水中的溶解能力越大。

○2K sp 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K sp 越大S越大的结论。

○3同一物质的K sp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)

K sp＝[ c (M n＋) ]m·[c(A m— )]n

K sp ＝[ c (Pb2＋) ]· [c(I-)]2

c (Pb2+) = K sp/[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-1

2、已知溶度积求溶解度：

例2、已知 298K 时M g(O H)2的Ksp = 5.61×10－12，求其溶解度S。

解：M g(O H)2Mg2+ + 2OH-

Ksp = [ c (Mg2＋) ]·[c(OH- )]2

设M g(O H)2的溶解度为S，在饱和溶液中，

c(Mg2+) = S， c(OH-) = 2S

Ksp [M g(O H)2 ] = [ c (Mg2＋) ]·[c(OH- )]2=S× (2S)2= 4S3 = 5.61×10-12

3、已知溶解度求溶度积

例3. 已知AgCl 298 K 时在水中溶解了1.92×10-3g·L-1，计算其Ksp。