高中化學選修知識點分章總結(jié)

1、化學選修4化學反應與原理知識點詳解及高考真題體驗（帶詳細解析）一、本模塊內(nèi)容的特點1.理論性、規(guī)律性強2.定量3.知識的綜合性強4.知識的內(nèi)容較深二、本模塊內(nèi)容詳細分析化學反應與能量章節(jié)知識網(wǎng)絡1 一、焓變 反應熱 1反應熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量 2焓變(H)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應（1）.符號： H（2）.單位：kJ/mol 3.產(chǎn)生原因：化學反應過程中化學鍵的斷裂與形成化學鍵斷裂吸熱 化學鍵形成放熱放出熱量的化學反應。(放熱吸熱) H 為“-”或H 放熱）H 為“+”或H 04.可直接測量，測量儀器叫量熱計。 常見的放熱反應： 所

2、有的燃燒反應 酸堿中和反應 大多數(shù)的化合反應 金屬與酸的反應 生石灰和水反應 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 常見的吸熱反應： 晶體Ba(OH)28H2O與NH4Cl 大多數(shù)的分解反應 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應 銨鹽溶解等二、熱化學方程式書寫化學方程式注意要點: 熱化學方程式必須標出能量變化。 熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態(tài)（g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示） 熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。 熱化學方程式中的化學計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù) 各物質(zhì)系數(shù)加倍，H加倍；反應逆向進行，H改變符號，數(shù)值不變?nèi)⑷紵裏?概念：25 ，

3、101 kPa時，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。注意以下幾點：研究條件：101 kPa反應程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。燃燒物的物質(zhì)的量：1 mol研究內(nèi)容：放出的熱量。（H0，單位kJ/mol）四、中和熱1概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。2強酸與強堿的中和反應其實質(zhì)是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) H=57.3kJ/mol3弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol。4中和熱的測定實驗五、蓋

4、斯定律1內(nèi)容：化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)（各反應物）和終態(tài)（各生成物）有關(guān)，而與具體反應進行的途徑無關(guān)，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。2.蓋斯定律的應用蓋斯定律的應用主要是以熱化學方程式為依托的對特定化學反應過程的焓變的計算，運用蓋斯定律時的注意事項如下： 熱化學方程式同乘以某一個數(shù)時,反應熱數(shù)值也應該乘上該數(shù); 熱化學方程式相加減時,同種物質(zhì)之間可以相加減,反應熱也隨之相加減; 將一個熱化學方程式顛倒時,H的“+”、“-”號必須隨之改變.本章難點點撥：難點一：焓變及其計算難在：不能全面把握焓變要素，不能把方程與焓變對應 起來難在：吸

5、放與“+、-”，反應方向、狀態(tài)變化與焓變的關(guān)系解決規(guī)律小結(jié)：1、方程加，焓變加，方程減，焓變減。2、反應的向變符不符：方向不同，焓變變號。3、質(zhì)變對不對：反應前后物質(zhì)不同，焓變值不同。4、態(tài)變符不符：狀態(tài)不同，焓變值不同。晶型不同，焓變不同。5、量變配不配（焓變符號、焓變值、焓變單位）：焓變值為按系數(shù)完全進行的值。對可逆反應是不可能完全反應的，但焓變數(shù)值是對應與方程系數(shù)完全反應的數(shù)據(jù)。6、反應條件符不符：如燃燒熱對應于101kPa、25 難點二：反應方向（恒壓條件下）焓變、熵變以及溫度對反應方向的影響 難在:1、H和 S的理解 2、反應方向判椐的理解和應用 H-T S0，反應不能自發(fā)進行3、易

6、產(chǎn)生焓變正負、熵變正負、反應自發(fā)與否的片面關(guān)系解決策略：關(guān)鍵在于理解并接受，加上適當?shù)挠柧殹Ρ倦y點切勿“一意孤行”，以自己理解為標準，要能聽得進老師正確的指引并欣然接受，哪怕自己覺得不可思議！習題訓練1（2011浙江高考12）下列說法不正確的是A已知冰的熔化熱為6.0 kJ/mol，冰中氫鍵鍵能為20 kJ/mol，假設1 mol冰中有2 mol 氫鍵，且熔化熱完全用于破壞冰的氫鍵，則最多只能破壞冰中15的氫鍵B已知一定溫度下，醋酸溶液的物質(zhì)的量濃度為c，電離度為，。若加入少量醋酸鈉固體，則CH3COOHCH3COOH向左移動，減小，Ka變小C實驗測得環(huán)己烷(l)、環(huán)己烯(l)和苯(l)的標

7、準燃燒熱分別為3916 kJ/mol、3747 kJ/mol和3265 kJ/mol，可以證明在苯分子中不存在獨立的碳碳雙鍵D已知：Fe2O3(s)3C(石墨)2Fe(s)3CO(g)，H489.0 kJ/mol。CO(g)O2(g)CO2(g)，H283.0 kJ/mol。C(石墨)O2(g)CO2(g)，H393.5 kJ/mol。則4Fe(s)3O2(g)2Fe2O3(s)，H1641.0 kJ/mol解析：A正確，熔化熱只相當于0.3 mol氫鍵。B錯誤。Ka只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)。C正確。環(huán)己烯(l)與環(huán)己烷(l)相比，形成一個雙鍵，能量降低169kJ/mol，苯(l)與環(huán)己烷(l

8、)相比，能量降低691kJ/mol，遠大于1693，說明苯環(huán)有特殊穩(wěn)定結(jié)構(gòu)D正確。熱方程式()32，H也成立。答案：B【評析】本題為大綜合題，主要考察了物質(zhì)的鍵能分析應用，化學反應能量變化的蓋斯定律的應用，以及弱電解質(zhì)溶液的電離平衡分析。2.（2011北京高考10）25、101kPa 下：2Na(s)1/2O2(g)=Na2O(s) H1=414KJ/mol 2Na(s)O2(g)=Na2O2(s) H2=511KJ/mol下列說法正確的是A.和產(chǎn)物的陰陽離子個數(shù)比不相等B.和生成等物質(zhì)的量的產(chǎn)物，轉(zhuǎn)移電子數(shù)不同C.常溫下Na與足量O2反應生成Na2O，隨溫度升高生成Na2O的速率逐漸加快D.

9、25、101kPa 下，Na2O2（s）+2 Na（s）= 2Na2O（s） H=317kJ/mol解析：Na2O是由Na和O2構(gòu)成的，二者的個數(shù)比是2：1。Na2O2是由Na和O22構(gòu)成的，二者的個數(shù)比也是2：1，選項A不正確；由化合價變化可知生成1molNa2O轉(zhuǎn)移2mol電子，而生成1molNa2O2也轉(zhuǎn)移2mol電子，因此選項B不正確；常溫下Na與O2反應生成Na2O，在加熱時生成Na2O2，所以當溫度升高到一定程度時就不在生成Na2O，所以選項C也不正確；由蓋斯定律知2即得到反應Na2O2（s）+2 Na（s）= 2Na2O（s） H=317kJ/mol，因此選項D正確。答案：D3.

10、（2011重慶） SF6是一種優(yōu)良的絕緣氣體，分子結(jié)構(gòu)中只存在S-F鍵。已知：1molS(s)轉(zhuǎn)化為氣態(tài)硫原子吸收能量280kJ,斷裂1molF-F 、S-F鍵需吸收的能量分別為160kJ、330kJ。則S(s)3F2(g)=SF6(g)的反應熱H為A. -1780kJ/mol B. -1220 kJ/molC.-450 kJ/mol D. +430 kJ/mol解析：本題考察反應熱的有關(guān)計算。在化學反應中斷鍵需要吸熱，而形成新的化學鍵需要放熱。由題意的1mol S(s)和3molF2(g)形成S原子和F原子共需要吸收能量是280kJ+3160kJ760 kJ。而生成1mol SF6(g)時需

11、形成6molS-F鍵，共放出6330kJ1980 kJ，因此該反應共放出的熱量為1980 kJ760 kJ1220kJ,所以該反應的反應熱H1220 kJ/mol，選項B正確。答案：B4.（2011海南）已知：2Zn（s）+O2（g）=2ZnO（s） H=-701.0kJmol-1 2Hg（l）+O2（g）=2HgO（s） H=-181.6kJmol-1則反應Zn（s）+ HgO（s）=ZnO（s）+ Hg（l）的H為A. +519.4kJmol-1 B. +259.7 kJmol-1 C. -259.7 kJmol-1 D. -519.4kJmol-1 答案C命題立意：考查蓋斯定律。解析：反

12、應的焓值由蓋斯定律直接求出。即(H1-H2)/2=-259.7 kJmol-1。【誤區(qū)警示】本題中兩負數(shù)相減易出錯，此外系數(shù)除以2時，焓值也要除2。5.（2011海南）某反應的H=+100kJmol-1，下列有關(guān)該反應的敘述正確的是A.正反應活化能小于100kJmol-1B.逆反應活化能一定小于100kJmol-1C.正反應活化能不小于100kJmol-1D.正反應活化能比逆反應活化能大100kJmol-1答案CD命題立意：活化能理解考查解析：在可逆反應過程中活化能有正反應和逆反應兩種，焓與活化能的關(guān)系是H=（反應物）-（生成物）。題中焓為正值，過程如圖所以CD正確【技巧點撥】關(guān)于這類題，比較

13、數(shù)值間的相互關(guān)系，可先作圖再作答，以防出錯。6（2011上海）據(jù)報道，科學家開發(fā)出了利用太陽能分解水的新型催化劑。下列有關(guān)水分解過程的能量變化示意圖正確的是解析：分解水屬于吸熱反應，催化劑可以降低活化能。答案：B7（2011上海）根據(jù)碘與氫氣反應的熱化學方程式(i) I2(g)+ H2(g) 2HI(g)+ 9.48 kJ (ii) I2(S)+ H2(g)2HI(g) - 26.48 kJ下列判斷正確的是A254g I2(g)中通入2gH2(g)，反應放熱9.48 kJB1 mol固態(tài)碘與1 mol氣態(tài)碘所含的能量相差17.00 kJC反應(i)的產(chǎn)物比反應(ii)的產(chǎn)物穩(wěn)定D反應(ii)的

14、反應物總能量比反應(i)的反應物總能量低解析：反應是可逆反應，反應物不能完全轉(zhuǎn)化；利用蓋斯定律可得出1 mol固態(tài)碘與1 mol氣態(tài)碘所含的能量相差35.96 kJ；同一種物質(zhì)的能量在相同條件下，能量一樣多。同樣利用蓋斯定律可得出選項D正確。答案：D8.(2011江蘇高考20，14分)氫氣是一種清潔能源，氫氣的制取與儲存是氫能源利用領(lǐng)域的研究熱點。已知： CH4(g)H2O(g)CO(g)3H2(g) H+206.2kJmol1CH4(g)CO2(g)2CO(g)2H2(g) H-247.4 kJmol12H2S(g)2H2(g)S2(g) H+169.8 kJmol1(1)以甲烷為原料制取氫

15、氣是工業(yè)上常用的制氫方法。CH4(g)與H2O(g)反應生成CO2(g)和H2(g)的熱化學方程式為 。(2)H2S熱分解制氫時，常向反應器中通入一定比例空氣，使部分H2S燃燒，其目的是 。燃燒生成的SO2與H2S進一步反應，生成物在常溫下均非氣體，寫出該反應的化學方程式： 。(3)H2O的熱分解也可得到H2，高溫下水分解體系中主要氣體的體積分數(shù)與溫度的關(guān)系如圖11所示。圖中A、B表示的物質(zhì)依次是 。(4)電解尿素CO(NH2)2的堿性溶液制氫的裝置示意圖見圖12（電解池中隔膜僅阻止氣體通過，陰、陽極均為惰性電極）。電解時，陽極的電極反應式為 。 (5)Mg2Cu是一種儲氫合金。350時，Mg

16、2Cu與H2反應，生成MgCu2和僅含一種金屬元素的氫化物（其中氫的質(zhì)量分數(shù)為0.077）。Mg2Cu與H2反應的化學方程式為 。解析：本題以新能源為背景涉及元素化合物性質(zhì)、熱化學方程式和電極反應方程式的書寫、讀圖讀表的綜合題，是以化學知識具體運用的典型試題。（1）利用蓋斯定律即可得出；（2）H2S熱分解制氫屬于吸熱反應，需要提供能量；（3）在很高的溫度下，氫氣和氧氣會分解生成氫原子和氧原子；（4）陽極失去電子，在堿性溶液中碳原子變成CO32?！緜淇继崾尽扛呷龔土曇欢ㄒP(guān)注生活，適度加強綜合訓練與提升。答案：(1)CH4(g)2H2O(g) CO2(g) 4H2(g) H165.0 kJmol

17、1(2)為H2S熱分解反應提供熱量 2H2SSO2 2H2O3S (或4H2S2SO24H2O3S2) (3)H、O（或氫原子、氧原子） (4)CO(NH2)28OH6eCO32N26H2O (5)2Mg2Cu3H2MgCu23MgH2第二章 化學反應速率和化學平衡章節(jié)知識網(wǎng)絡化學反應速率影響化學反應速率的因素化學反應進行的方向化學平衡測量的方法反應的可逆不可逆化學平衡狀態(tài)特點化學平衡常數(shù)影響因素及平衡移動原理熵判據(jù)濃度、壓強溫度催化劑定量表示方法一、化學反應速率1. 化學反應速率（v） 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內(nèi)反應物或生成物的物質(zhì)的量的變化 表示方法：單位時間內(nèi)反應濃度的減少

18、或生成物濃度的增加來表示 計算公式：v=c/t（：平均速率，c：濃度變化，t：時間）單位：mol/（Ls） 影響因素： 決定因素（內(nèi)因）：反應物的性質(zhì)（決定因素） 條件因素（外因）：反應所處的外界條件2. 外界條件對化學反應速率影響的變化規(guī)律注意： 1.化學反應速率是標量，只有大小而沒有方向；2.一般計算出來的化學反應速率是一段時間內(nèi)的平均速率，不同時刻的化學反應速率是不相同的；3.對于固體或氣體反應中的液體物質(zhì)，反應在其表面進行，壓強的變化對濃度幾乎無影響，是不變的，因此一般不用固體、純液體表示化學反應速率；4.對于同一化學反應，用不同的物質(zhì)表示其化學反應速率可能不相同，但其化學反應速率之比

19、等于化學方程式中的化學計量數(shù)之比。 5. 惰性氣體對于速率的影響：(該處知識為學生的易錯點，請注意) 恒溫恒容時：充入惰性氣體總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變反應速率不變恒溫恒體時：充入惰性氣體體積增大各反應物濃度減小反應速率減慢二、化學平衡（一）1.定義：化學平衡狀態(tài)：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，體系內(nèi)組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態(tài)。2、化學平衡的特征逆（研究前提是可逆反應）等（同一物質(zhì)的正逆反應速率相等） 動（動態(tài)平衡） 定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分數(shù)恒定） 變（條件改變，平衡發(fā)生變化） 3、判斷平

20、衡的依據(jù)判斷可逆反應達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)例舉反應mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)混合物體系中各成分的含量各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分數(shù)一定平衡各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分數(shù)一定平衡各氣體的體積或體積分數(shù)一定平衡總體積、總壓力、總物質(zhì)的量一定不一定平衡正、逆反應速率的關(guān)系在單位時間內(nèi)消耗了m molA同時生成m molA，即V(正)=V(逆)平衡在單位時間內(nèi)消耗了n molB同時消耗了p molC，則V(正)=V(逆)平衡V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)不一定平衡在單位時間內(nèi)生成n molB，同時消耗了q molD，因均

21、指V(逆)不一定平衡壓強m+np+q時，總壓力一定（其他條件一定）平衡m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定）不一定平衡混合氣體平均相對分子質(zhì)量MrMr一定時，只有當m+np+q時平衡Mr一定時，但m+n=p+q時不一定平衡溫度任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變）平衡體系的密度密度一定不一定平衡其他如體系顏色不再變化等平衡（二）影響化學平衡移動的因素1、濃度對化學平衡移動的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動（2）增加固體或純液體的量，由于濃度

22、不變，所以平衡不移動（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小， V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學平衡向反應方程式中化學計量數(shù)之和大的方向移動。2、溫度對化學平衡移動的影響影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。3、壓強對化學平衡移動的影響影響規(guī)律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓強，會使平衡向著體積增大方向移動。注意：（1）改變壓強不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學平衡發(fā)生移動（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規(guī)律相似4.催

23、化劑對化學平衡的影響：由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的時間。5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。三、化學平衡常數(shù)（一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)比值。 符號： K（二）使用化學平衡常數(shù)K應注意的問題：1、表達式中各物質(zhì)的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。2、K只與溫度（T）有關(guān)，與反應物或生成物的濃度無關(guān)。3、反應物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時

24、，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關(guān)系式中。（三）化學平衡常數(shù)K的應用:1、化學平衡常數(shù)值的大小是可逆反應進行程度的標志。K值越大，說明平衡時_生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉(zhuǎn)化率越高。反之，則相反。一般地，K105時，該反應就進行得基本完全了。2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積）Q K:反應向正反應方向進行;Q = K:反應處于平衡狀態(tài) ;Q K:反應向逆反應方向進行3、利用K值可判斷反應的熱效應若溫度升高，K

25、值增大，則正反應為吸熱反應若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應四、等效平衡（此為選學高考考點可能性較小，學有余力者可視情況而情況而定）1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。2、分類（1）定溫，定容條件下的等效平衡第一類：對于反應前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應：必須要保證化學計量數(shù)之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來相同。第二類：對于反應前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應：只要反應物的物質(zhì)的量的比例與原來相同即可視為二者等效。（2）定溫，定壓的等效平衡只要

26、保證可逆反應化學計量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。五、化學反應進行的方向1、反應熵變與反應方向：（1）熵:物質(zhì)的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為S. 單位：Jmol-1K-1 (2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據(jù)。.（3）同一物質(zhì)，在氣態(tài)時熵值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。 即S(g)S(l)S(s) 2、反應方向判斷依據(jù) 在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據(jù)為： H-TS0 反應能自發(fā)進行H-TS=0 反應達到平衡狀態(tài)H-TS0 反應不能自發(fā)進行注意：（1）H為負，S為正時，任何溫度反應都能自發(fā)進行 （2）H為正，S為負時

27、，任何溫度反應都不能自發(fā)進行本章難點點撥難點一：化學反應速率表示和影響因素難在: 大小比較，用活化能、有效碰撞理論解釋規(guī)律索引：1、速率比等于系數(shù)比，相等；速率比高出系數(shù)比，速率大；速率比低于系數(shù)比，速率小2、速率測量實驗的原理：圍繞測物質(zhì)的濃度變化，圍繞測反應時間。3、用活化能、有效碰撞理論理解影響速率的因素必須要注意思路難點二：反應限度化學平衡的定義、平衡常數(shù)的計算、影響化學平衡的因素 難在:1、化學平衡狀態(tài)的識別2、平衡常數(shù)及其計算,轉(zhuǎn)化率、產(chǎn)率計算3、影響化學平衡的因素的定性定量解釋4、等效平衡解題對策：1、化學平衡的定義抓住“反向速率比等于系數(shù)比”的標志2、理解平衡常數(shù)、轉(zhuǎn)化率、產(chǎn)率

28、的定義,注重在方程式中用變化量計算轉(zhuǎn)變?yōu)橛闷鹗剂亢推胶饬勘磉_變化量進行計算的訓練. 3、定性定量解釋影響化學平衡的因素加強訓練，提高對這類知識的熟練程度。4、理解等效平衡，務必理解清晰。5、熟練掌握解決化學反應速率和化學平衡的簡單計算問題的模式三階段法習題訓練1.（2011江蘇高考12）下列說法正確的是A.一定溫度下，反應MgCl2(1)Mg(1) Cl2(g)的 H0 S0B.水解反應NH4H2ONH3H2OH達到平衡后，升高溫度平衡逆向移動C.鉛蓄電池放電時的負極和充電時的陽極均發(fā)生還原反應D.對于反應2H2O22H2OO2, 加入MnO2或升高溫度都能加快O2的生成速率解析：本題是化學反

29、應與熱效應、電化學等的簡單綜合題，著力考查學生對熵變、焓變，水解反應、原電池電解池、化學反應速率的影響因素等方面的能力。A.分解反應是吸熱反應，熵變、焓變都大于零，內(nèi)容來源于選修四化學方向的判斷。B.水解反應是吸熱反應，溫度越高越水解，有利于向水解方向移動。C.鉛蓄電池放電時的負極失電子，發(fā)生氧化反應。D.升高溫度和加入正催化劑一般都能加快反應速率。答案：AD2.（2011江蘇高考15）700時，向容積為2L的密閉容器中充入一定量的CO和H2O,發(fā)生反應：CO(g)H2O(g) CO2H2(g) 反應過程中測定的部分數(shù)據(jù)見下表（表中t1t2）:反應時間/minn(CO)/molH2O/ mol

30、01.200.60t10.80t20.20下列說法正確的是A.反應在t1min內(nèi)的平均速率為v(H2)0.40/t1 molL1min1B.保持其他條件不變，起始時向容器中充入0.60molCO和1.20 molH2O，到達平衡時，n(CO2)0.40 mol。C.保持其他條件不變，向平衡體系中再通入0.20molH2O，與原平衡相比，達到新平衡時CO轉(zhuǎn)化率增大，H2O的體積分數(shù)增大D.溫度升至800，上述反應平衡常數(shù)為0.64，則正反應為吸熱反應【分析】本題屬于基本理論中化學平衡問題，主要考查學生對速率概念與計算，平衡常數(shù)概念與計算，平衡移動等有關(guān)內(nèi)容理解和掌握程度。高三復習要讓學生深刻理解

31、一些基本概念的內(nèi)涵和外延。A.反應在t1min內(nèi)的平均速率應該是t1min內(nèi)H2濃度變化與t1的比值，而不是H2物質(zhì)的量的變化與t1的比值。B.因為反應前后物質(zhì)的量保持不變，保持其他條件不變，平衡常數(shù)不會改變，起始時向容器中充入0.60molCO和1.20 molH2O，似乎與起始時向容器中充入0.60molH2O和1.20 molCO效果是一致的，到達平衡時，n(CO2)0.40 mol。C.保持其他條件不變，向平衡體系中再通入0.20molH2O，與原平衡相比，平衡向右移動，達到新平衡時CO轉(zhuǎn)化率增大，H2O轉(zhuǎn)化率減小，H2O的體積分數(shù)會增大。D.原平衡常數(shù)可通過三段式列式計算（注意濃度代

32、入）結(jié)果為1，溫度升至800，上述反應平衡常數(shù)為0.64，說明溫度升高，平衡是向左移動的，那么正反應應為放熱反應。答案：BC3.（2011安徽高考9）電鍍廢液中Cr2O72可通過下列反應轉(zhuǎn)化成鉻黃(PbCrO4)：Cr2O72（aq）+2Pb2（aq）+H2O（l）2 PbCrO4（s）+2H（aq） Ht1，HX的生成反應是 反應（填“吸熱”或“放熱”）。（2）HX的電子式是 。（3）共價鍵的極性隨共用電子對偏移程度的增大而增強，HX共價鍵的極性由強到弱的順序是 。（4）X2都能與H2反應生成HX，用原子結(jié)構(gòu)解釋原因： 。(5)K的變化體現(xiàn)出X2化學性質(zhì)的遞變性，用原子結(jié)構(gòu)解釋原因：_，原子

33、半徑逐漸增大，得電子能力逐漸減弱。（6）僅依據(jù)K的變化，可以推斷出：隨著鹵素原子核電荷數(shù)的增加，_（選填字母）a. 在相同條件下，平衡時X2的轉(zhuǎn)化率逐漸降低b. X2與H2反應的劇烈程度逐漸減弱c. HX的還原性逐漸d. HX的穩(wěn)定性逐漸減弱解析：（1）由表中數(shù)據(jù)可知，溫度越高平衡常數(shù)越小，這說明升高溫度平衡向逆反應方向移動，所以HX的生成反應是發(fā)熱反應；（2）HX屬于共價化合物，HX之間形成的化學鍵是極性共價鍵，因此HX的電子式是；（3）F、Cl、Br、I屬于 A，同主族元素自上而下隨著核電荷數(shù)的增大，原子核外電子層數(shù)逐漸增多，導致原子半徑逐漸增大，因此原子核對最外層電子的吸引力逐漸減弱，從

34、而導致非金屬性逐漸減弱，即這四種元素得到電子的能力逐漸減弱，所以HF鍵的極性最強，HI的極性最弱，因此HX共價鍵的極性由強到弱的順序是HF、HCl、HBr、HI；（4）鹵素原子的最外層電子數(shù)均為7個，在反應中均易得到一個電子而達到8電子的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。而H原子最外層只有一個電子，在反應中也想得到一個電子而得到2電子的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，因此鹵素單質(zhì)與氫氣化合時易通過一對共用電子對形成化合物HX；（5）同（3）（6）K值越大，說明反應的正向程度越大，即轉(zhuǎn)化率越高，a正確；反應的正向程度越小，說明生成物越不穩(wěn)定，越易分解，因此選項d正確；而選項c、d與K的大小無直接聯(lián)系。答案：（1）發(fā)熱 （2） （3）HF、H

35、Cl、HBr、HI； （4）鹵素原子的最外層電子數(shù)均為7個 （5）同一主族元素從上到下原子核外電子層數(shù)依次增多 （6）a、d14、（2011廣東高考31，15分）利用光能和光催化劑，可將CO2和H2O(g)轉(zhuǎn)化為CH4和O2。紫外光照射時，在不同催化劑（I、II、III）作用下，CH4產(chǎn)量隨光照時間的變化如圖13所示。（1）在030小時內(nèi)，CH4的平均生成速率VI、VII和VIII從大到小的順序為 ；反應開始后的12小時內(nèi)，在第 種催化劑的作用下，收集的CH4最多。（2）將所得CH4與H2O(g)通入聚焦太陽能反應器，發(fā)生反應：CH4(g)+H2O(g) AUTOTEXT * MERGEFOR

36、MAT CO(g)+3H2(g)。該反應的H=+206 kJmol-1。在答題卡的坐標圖中，畫出反應過程中體系的能量變化圖（進行必要的標注）將等物質(zhì)的量的CH4和H2O(g)充入1L恒容密閉容器，某溫度下反應達到平衡，平衡常數(shù)K=27，此時測得CO的物質(zhì)的量為0.10mol，求CH4的平衡轉(zhuǎn)化率（計算結(jié)果保留兩位有效數(shù)字）。（3）已知：CH4(g)2O2(g) AUTOTEXT = * MERGEFORMAT =CO2(g)2H2O(g) H=802kJmol-1 寫出由CO2生成CO的熱化學方程式 。解析：本題考察化學反應速率的概念、計算及外界條件對反應速率對影響；反應熱的概念和蓋斯定律的計

37、算；熱化學方程式的書寫；與化學平衡有關(guān)的計算；圖像的識別和繪制。（1）由圖像可以看出，反應進行到30小時時，催化劑生成的甲烷最多，其次是催化劑，催化劑生成的甲烷最少。因此VI、VII和VIII從大到小的順序為VIIIVIIVI；同理由圖像也可以看出，反應進行到12小時時，催化劑生成的甲烷最多，因此在第種催化劑的作用下，收集的CH4最多。（2）由熱化學方程式可知，該反應是吸熱反應，即反應物的總能量小于生成物的總能量，因此反應過程中體系的能量變化圖為。（3）由熱化學方程式CH4(g)+H2O(g) AUTOTEXT * MERGEFORMAT CO(g)+3H2(g) H=+206 kJmol-1

38、 CH4(g)2O2(g) AUTOTEXT = * MERGEFORMAT =CO2(g)2H2O(g) H=802kJmol-1得CO2(g)3H2O(g) AUTOTEXT = * MERGEFORMAT = CO(g)+3H2(g)2O2(g) H=+1008 kJmol-1答案：（1）VIIIVIIVI； （2） 91% （3）CO2(g)3H2O(g) AUTOTEXT = * MERGEFORMAT = CO(g)+3H2(g)2O2(g) H=+1008 kJmol-115.（2011山東高考28，14分）研究NO2、SO2 、CO等大氣污染氣體的處理具有重要意義。（1）NO2

39、可用水吸收，相應的化學反應方程式為 。利用反應6NO2 8NH37N512 H2O也可處理NO2。當轉(zhuǎn)移1.2mol電子時，消耗的NO2在標準狀況下是 L。（2）已知：2SO2（g）+O2（g）2SO3（g） H=-196.6 kJmol-12NO（g）+O2（g）2NO2（g） H=-113.0 kJmol-1 則反應NO2（g）+SO2（g）SO3（g）+NO（g）的H= kJmol-1。 一定條件下，將NO2與SO2以體積比1:2置于密閉容器中發(fā)生上述反應，下列能說明反應達到平衡狀態(tài)的是 。a體系壓強保持不變b混合氣體顏色保持不變cSO3和NO的體積比保持不變d每消耗1 mol SO3的

40、同時生成1 molNO2 測得上述反應平衡時NO2與SO2體積比為1:6，則平衡常數(shù)K 。（3）CO可用于合成甲醇，反應方程式為CO（g）+2H2（g）CH3OH（g）。CO在不同溫度下的平衡轉(zhuǎn)化率與壓強的關(guān)系如下圖所示。該反應H 0（填“”或“ ”）。實際生產(chǎn)條件控制在250、1.3104kPa左右，選擇此壓強的理由是 。解析：（1）NO2溶于水生成NO和硝酸，反應的方程式是3NO2H2O=NO2HNO3；在反應6NO 8NH37N512 H2O中NO2作氧化劑，化合價由反應前的+4價降低到反應后0價，因此當反應中轉(zhuǎn)移1.2mol電子時，消耗NO2的物質(zhì)的量為，所以標準狀況下的體積是。（2）

41、本題考察蓋斯定律的應用、化學平衡狀態(tài)的判斷以及平衡常數(shù)的計算。 2SO2（g）+O2（g）2SO3（g） H1=-196.6 kJmol-1 2NO（g）+O2（g）2NO2（g） H2=-113.0 kJmol-1 。即得出2NO2（g）+2SO2（g）2SO3（g）+2NO（g） H=H2H1=-113.0 kJmol-1 +196.6 kJmol-1+83.6 kJmol-1。所以本題的正確答案是41.8；反應NO2（g）+SO2（g）SO3（g）+NO（g）的特點體積不變的、吸熱的可逆反應，因此a不能說明。顏色的深淺與氣體的濃度大小有關(guān)，而在反應體系中只有二氧化氮是紅棕色氣體，所以混合

42、氣體顏色保持不變時即說明NO2的濃度不再發(fā)生變化，因此b可以說明；SO3和NO是生成物，因此在任何情況下二者的體積比總是滿足1：1，c不能說明；SO3和NO2一個作為生成物，一個作為反應物，因此在任何情況下每消耗1 mol SO3的同時必然會生成1 molNO2，因此d也不能說明；設NO2的物質(zhì)的量為1mol，則SO2的物質(zhì)的量為2mol，參加反應的NO2的物質(zhì)的量為xmol。 （3）由圖像可知在相同的壓強下，溫度越高CO平衡轉(zhuǎn)化率越低，這說明升高溫度平衡向逆反應方向移動，因此正反應是放熱反應；實際生產(chǎn)條件的選擇既要考慮反應的特點、反應的速率和轉(zhuǎn)化率，還要考慮生產(chǎn)設備和生產(chǎn)成本。由圖像可知在1

43、.3104kPa左右時，CO的轉(zhuǎn)化率已經(jīng)很高，如果繼續(xù)增加壓強CO的轉(zhuǎn)化率增加不大，但對生產(chǎn)設備和生產(chǎn)成本的要求卻增加，所以選擇該生產(chǎn)條件。答案：（1）3NO2H2O=NO2HNO3；6.72（2）41.8；b；8/3；（3） 在1.3104kPa下，CO的轉(zhuǎn)化率已經(jīng)很高，如果增加壓強CO的轉(zhuǎn)化率提高不大，而生產(chǎn)成本增加，得不償失。16.（2011重慶，14分）臭氧是一種強氧化劑，常用于消毒、滅菌等。（1）O3與KI溶液反應生成的兩種單質(zhì)是_和_。（填分子式）（2）O3在水中易分解，一定條件下，O3的濃度減少一半所需的時間（t）如題29表所示。已知：O3的起始濃度為0.0216 mol/L。p

44、H增大能加速O3分解，表明對O3分解起催化作用的是_.在30C、pH=4.0條件下，O3的分解速率為_ mol/(Lmin)。據(jù)表中的遞變規(guī)律，推測O3在下列條件下分解速率依次增大的順序為_.（填字母代號） a. 40C、pH=3.0 b. 10C、pH=4.0 c. 30C、pH=7.0（3）O3 可由臭氧發(fā)生器（原理如題29圖）電解稀硫酸制得。圖中陰極為_(填“A”或“B”)，其電極反應式為_。若C處通入O 2 ，則A極的電極反應式為_.若C處不通入O 2 ，D、E處分別收集到xL和有yL氣體(標準情況)，則E處收集的氣體中O 3 所占的體積分數(shù)為_。(忽略 O 3 的分解)。解析：本題考

45、察化學反應速率的概念、計算、外界條件對反應速率對影響以及有關(guān)電化學知識。（1）臭氧是一種強氧化劑，能氧化I生成單質(zhì)碘，方程式為O32KIH2O=I22KOHO2；（2）pH增大，說明堿性增強，因此其催化劑作用的是OH； 由表中數(shù)據(jù)可知，在30C、pH=4.0條件下，O3的濃度減少一半所需的時間是108min，所以其反應速率是；由表中數(shù)據(jù)知溫度越高，pH越大，反應速率越快，所以分解速率依次增大的順序為b、a、c；（3）溶液中2價的O失去電子被氧化得到臭氧，在電解池中陽極失去電子，發(fā)生氧化反應，溶液中的陽離子在陰極得到電子，發(fā)生還原反應，因此A是陰極，B是陽極；溶液中只有陽離子氫離子，所以陰極電極

46、反應式為2H2e=H2；若陰極通氧氣，則氧氣得到電子被還原成OH，然后結(jié)合溶液中氫離子生成水，方程式為O24H4e2H2O；由以上分析知D、E分別產(chǎn)生的氣體是氫氣和氧氣、臭氧的混合氣體。設臭氧的體積是nL，根據(jù)得失電子守恒知，解得nx2y，所以臭氧的體積分數(shù)是。答案：（1）O2 I2 （2）OH； 1.00104 b、a、c （3）2H2e=H2 O24H4e2H2O； 17.（2011新課標全國）科學家利用太陽能分解水生成的氫氣在催化劑作用下與二氧化碳反應生成甲醇，并開發(fā)出直接以甲醇為燃料的燃料電池。已知H2（g）、CO（g）和CH3OH（l）的燃燒熱H分別為-285.8kJmol-1、-2

47、83.0kJmol-1和-726.5kJmol-1。請回答下列問題：（1）用太陽能分解10mol水消耗的能量是_kJ；（2）甲醇不完全燃燒生成一氧化碳和液態(tài)水的熱化學方程式為_；（3）在溶積為2L的密閉容器中，由CO2和H2合成甲醇，在其他條件不變得情況下，考察溫度對反應的影響，實驗結(jié)果如下圖所示（注：T1、T2均大于300）；下列說法正確的是_（填序號）溫度為T1時，從反應開始到平衡，生成甲醇的平均速率為：v(CH3OH)=molL-1min-1該反應在T1時的平衡常數(shù)比T2時的小該反應為放熱反應處于A點的反應體系從T1變到T2，達到平衡時增大（4）在T1溫度時，將1molCO2和3molH

48、2充入一密閉恒容器中，充分反應達到平衡后，若CO2轉(zhuǎn)化率為a,則容器內(nèi)的壓強與起始壓強之比為_；（5）在直接以甲醇為燃料電池中，電解質(zhì)溶液為酸性，負極的反應式為_、正極的反應式為_。理想狀態(tài)下，該燃料電池消耗1mol甲醇所能產(chǎn)生的最大電能為702.1kJ,則該燃料電池的理論效率為_（燃料電池的理論效率是指電池所產(chǎn)生的最大電能與燃料電池反應所能釋放的全部能量之比）解析：（1）氫氣的燃燒熱是-285.8kJmol-1，即每生成1mol的水就放出285.8kJ的能量，反之分解1mol的水就要消耗285.8kJ的能量，所以用太陽能分解10mol水消耗的能量是2858kJ；（2）由CO（g）和CH3OH

49、（l）燃燒熱的熱化學方程式CO(g)1/2O2(g)CO2(g) H-283.0kJmol-1；CH3OH(l) 3/2O2(g)CO2(g)+2 H2O(l) H-726.5kJmol-1；可知得到CH3OH(l) O2(g)CO(g)+2 H2O(l) H-443.5kJmol-1；（3）CO2和H2合成甲醇的化學方程式為CO2(g)3H2(g)CH3OH(g) + H2O(g)。由圖像可知B曲線先得到平衡，因此溫度T2T1，溫度高平衡時甲醇的物質(zhì)的量反而低，說明正反應是放熱反應，升高溫度平衡向逆反應方向移動，不利于甲醇的生成，平衡常數(shù)減小，即錯正確；溫度為T1時，從反應開始到平衡，生成甲

50、醇的物質(zhì)的量為mol，此時甲醇的濃度為，所以生成甲醇的平均速率為：v(CH3OH)= molL-1min-1，因此不正確；因為溫度T2T1，所以A點的反應體系從T1變到T2時，平衡會向逆反應方向移動，即降低生成物濃度而增大反應物濃度，所以正確。 (5)在甲醇燃料電池中，甲醇失去電子，氧氣得到電子，所以負極的電極反應式是CH3OH6eH2O=CO26H，正極的電極反應式是3/2O26e6H=3H2O；甲醇的燃燒熱是-726.5kJmol-1，所以該燃料電池的理論效率為。答案：（1）2858； （2）CH3OH(l) O2(g)CO(g)+2 H2O(l) H-443.5kJmol-1；（3）；

51、（4）1a/2； （5）CH3OH6eH2O=CO26H、3/2O26e6H=3H2O、96.6%18.（2011海南，9分）氯氣在298K、100kPa時，在1L水中可溶解0.09mol，實驗測得溶于水的Cl2約有三分之一與水反應。請回答下列問題：（1）該反應的離子方程式為_;（2）估算該反應的平衡常數(shù)_（列式計算）（3）在上述平衡體系中加入少量NaOH固體，平衡將向_移動；（4）如果增大氯氣的壓強，氯氣在水中的溶解度將_（填“增大”、“減小”或“不變”），平衡將向_移動。答案(1)；（2） (水視為純液體)C起 0.09 0 0 0C變 0.09 0.03 0.03 0.03C平 0.06

52、 0.03 0.03 0.03；（3）正反應方向；（4）增大，正反應方向命題立意：平衡相關(guān)內(nèi)容的綜合考查解析：題干中用“溶于水的Cl2約有三分之一與水反應”給出可逆反應（該反應在教材中通常沒提及可逆）；平衡常數(shù)的計算根據(jù)題中要求列三行式求算；平衡移動是因為H+的減少向正反應方向移動；增大壓強將增大氯氣的濃度，平衡向正反應方向移動?！炯记牲c撥】平衡題在近年的高考題中比較平和，但新課標高考題今年引入了對過程呈現(xiàn)的考查，這是以后高考中應注意的。19(2011全國II卷28)（15分）（注意：在試題卷上作答無效）反應aA(g)+bB(g) AUTOTEXT * MERGEFORMAT cC(g)（H0

53、）在等容條件下進行。改變其他反應條件，在、階段體系中各物質(zhì)濃度隨時間變化的曲線如下圖所示：0.01.02.03.04.05.06.05.010.015.020.00.05.010.015.00.010.015.0濃度/(molL1)BAC3.002.001.001.860.760.621.501.000.50時間/minI回答問題：(1）反應的化學方程式中，a:b:c為_;(2）A的平均反應速率vI(A)、v(A)、v(A)從大到小排列次序為_；(3）B的平衡轉(zhuǎn)化率I(B)、(B)、(B)中最小的是_,其值是_;(4）由第一次平衡到第二次平衡，平衡移動的方向是_,采取的措施是_;(5）比較第階

54、段反應溫度(T2)和第階段反應溫度(T3)的高低：T2 T3(填“”“ 此反應為放熱反應，降低溫度，平衡向正反應方向移動BBA0.05.010.00.05.010.01.02.0時間/min濃度/molL1CAC(注：只要曲線能表示出平衡向逆反應方向移動及各物質(zhì)濃度的相對變化比例即可）20(2011上海25)自然界的礦物、巖石的成因和變化受到許多條件的影響。地殼內(nèi)每加深1km，壓強增大約2500030000 kPa。在地殼內(nèi)SiO2和HF存在以下平衡：SiO2(s) +4HF(g)SiF4(g)+ 2H2O(g)+148.9 kJ根據(jù)題意完成下列填空：（1）在地殼深處容易有 氣體逸出，在地殼淺

55、處容易有 沉積。（2）如果上述反應的平衡常數(shù)K值變大，該反應 （選填編號）。 a一定向正反應方向移動 b在平衡移動時正反應速率先增大后減小 c一定向逆反應方向移動 d在平衡移動時逆反應速率先減小后增大（3）如果上述反應在體積不變的密閉容器中發(fā)生，當反應達到平衡時， （選填編號）。 a2v正(HF)=v逆(H2O) bv(H2O)=2v(SiF4) cSiO2的質(zhì)量保持不變 d反應物不再轉(zhuǎn)化為生成物（4）若反應的容器容積為2.0L，反應時間8.0 min，容器內(nèi)氣體的密度增大了0.12 g/L，在這段時間內(nèi)HF的平均反應速率為 。解析：本題考察外界條件對化學平衡的影響、化學平衡常數(shù)和化學平衡狀態(tài)

56、的的理解以及反應速率的有關(guān)計算。由于反應吸熱，平衡常數(shù)K值變大，說明溫度降低。答案：（1）SiF4 H2O SiO2 （2）ad （3）bc （4）0.0010mol(Lmin)第三章 水溶液中的離子平衡章節(jié)知識網(wǎng)絡一、弱電解質(zhì)的電離 物質(zhì)單質(zhì)化合物 電解質(zhì)非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大部分有機物。 如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2強電解質(zhì)： 強酸，強堿，大多數(shù)鹽 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。 如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純凈物1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電的化合物。非電解質(zhì) ：在

57、水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物。強電解質(zhì) ：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì) 。2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)離子化合物或共價化合物 非電解質(zhì)共價化合物注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì) 強電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質(zhì)）電解質(zhì)的強弱與導電性、溶解性無關(guān)。3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。4、影響電離平衡的因素：A、溫

58、度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度越??；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應的物質(zhì)時，有利于電離。9、電離方程式的書寫：用可逆符號 弱酸的電離要分布寫（第一步為主）10、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）表示方法：ABA+B- K= A+ B-/AB11、影響因素：a、電離常數(shù)的大小

59、主要由物質(zhì)的本性決定。b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：: 水的離子積：KW = cH+cOH- 25時, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 1*10-14 注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）2、水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿 ：抑制水的電離 K

60、W1*10-14溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）易水解的鹽：促進水的電離 KW 1*10-144、溶液的酸堿性和pH： （1）pH=-lgcH+（2）pH的測定方法：酸堿指示劑 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。變色范圍：甲基橙 3.14.4（橙色） 石蕊5.08.0（紫色） 酚酞8.210.0（淺紅色）pH試紙 操作： 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。 注意：事先不能用水濕潤PH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍三 、混合液的pH值計算方法公式1、強酸與強酸的混合：（先求H+混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它） H+混 =（H+1V1+H+2