高中化學(xué)選修4知識(shí)點(diǎn)分類總結(jié)1

..>化學(xué)選修4化學(xué)反響與原理章節(jié)知識(shí)點(diǎn)梳理第一章化學(xué)反響與能量化學(xué)反響中的能量變化(1)化學(xué)反響的實(shí)質(zhì)：反響物化學(xué)鍵斷裂和生成物化學(xué)鍵形成。其中舊鍵斷裂要吸收能量，新鍵形成會(huì)釋放能量。(2)化學(xué)反響的特征：既有物質(zhì)變化，又有能量變化。(3)化學(xué)反響中的能量轉(zhuǎn)化形式：熱能、光能和電能等，通常主要表現(xiàn)為熱能的變化。一、焓變反響熱1．反響熱：化學(xué)反響過(guò)程中所放出或吸收的熱量，任何化學(xué)反響都有反響熱，因?yàn)槿魏位瘜W(xué)反響都會(huì)存在熱量變化，即要么吸熱要么放熱。反響熱可以分為〔燃燒熱、中和熱、溶解熱〕2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進(jìn)展的化學(xué)反響的熱效應(yīng).符號(hào)：△H.單位：kJ/mol，即：恒壓下：焓變=反響熱，都可用ΔH表示，單位都是kJ/mol。3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂——吸熱化學(xué)鍵形成——放熱放出熱量的化學(xué)反響。(放熱>吸熱)△H為"-〞或△H<0，表示的時(shí)候"-〞，"kJ/mol〞不能省略吸收熱量的化學(xué)反響?！参鼰?gt;放熱〕△H為"+〞或△H>0，表示的時(shí)候"+〞，"kJ/mol〞不能省略放熱反響和吸熱反響判斷方法①能量圖像左圖反響物總能量大于產(chǎn)物總能量，為放熱反響；右圖為反響物總能量低于產(chǎn)物總能量，為吸熱反響所有物質(zhì)的能量之和，而不是*一個(gè)物質(zhì)的能量高于產(chǎn)物或者低于產(chǎn)物的能量②通過(guò)鍵能的計(jì)算△H也可以利用計(jì)算△H來(lái)判斷是吸熱還是放熱。△H=生成物所具有的總能量-反響物所具有的總能量=反響物的總鍵能-生成物的總鍵能〔不建議大家死記硬背公式，應(yīng)當(dāng)理解反響物斷鍵吸收的能量和產(chǎn)物成鍵時(shí)所放出的能量相對(duì)大小，如果斷鍵吸收能量大于成鍵釋放能量則為吸熱反響，如果成鍵釋放的能量大于斷鍵吸收的能量則為放熱反響〕根據(jù)鍵能計(jì)算反響熱的關(guān)鍵是正確找出反響物和生成物所含共價(jià)鍵的數(shù)目，注意晶體構(gòu)造中化學(xué)鍵的情況。常見物質(zhì)中的化學(xué)鍵數(shù)目要求掌握氫氣和氯氣燃燒鍵能變化物質(zhì)H—HCl—ClH—Cl鍵能436kJ/mol243kJ/mol432kJ/mol表中的數(shù)值表示斷開或者形成1mol化學(xué)鍵時(shí)所吸收或者釋放的能量。根據(jù)方程式：H2+Cl2=2HCl△E吸=436+243=679kJ△E放=2×432=864kJ△E放-△E吸=864kJ-679kJ=185kJ說(shuō)明是放熱反響，則該反響的△H=-185kJ/mol③對(duì)常見的反響進(jìn)展記憶☆常見的放熱反響：①所有的燃燒反響②所有的酸堿中和反響③大多數(shù)的化合反響④自發(fā)氧化復(fù)原反響，如金屬與水或酸的反響，食物腐敗等；⑤生石灰〔氧化鈣〕和水反響⑥鋁熱反響等☆常見的吸熱反響：①晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl②大多數(shù)的分解反響③條件一般是持續(xù)加熱或高溫的反響，如C和CO2、C和H2O(g)的反響，以H2，CO，C為復(fù)原劑的熱復(fù)原法對(duì)金屬的冶煉。溫馨警示(1)物質(zhì)的物理變化過(guò)程中，也會(huì)有能量的變化，但不屬于吸熱反響或放熱反響，在進(jìn)展反響熱的有關(guān)計(jì)算時(shí)，必須要考慮到物理變化時(shí)的熱效應(yīng)，如物質(zhì)的三態(tài)變化。同種物質(zhì)不同狀態(tài)時(shí)所具有的能量：氣態(tài)>液態(tài)>固態(tài)物質(zhì)溶解一般銨鹽溶解是吸熱現(xiàn)象，別的物質(zhì)溶于水是放熱?；瘜W(xué)反響是放熱還是吸熱與反響發(fā)生的條件沒有必然聯(lián)系。如吸熱反響NH4Cl與Ba(OH)2在常溫常壓下即可進(jìn)展，而很多放熱反響需要在加熱的條件下才能進(jìn)展。能量與鍵能的關(guān)系：物質(zhì)具有的能量越低，物質(zhì)越穩(wěn)定，能量和鍵能成反比。常溫是指25，101.標(biāo)況是指0,101.比較△H時(shí)必須連同符號(hào)一起比較。正確理解反響過(guò)程、能量圖象E1：舊鍵斷裂吸收的能量或稱為活化能。E2：新鍵形成放出的能量或稱為逆反響的活化能。ΔH＝E1－E2，為此反響的焓變。催化劑的作用：降低E1、E2，但不影響ΔH，反響放熱還是吸熱取決于起點(diǎn)(反響物)和終點(diǎn)(生成物)能量的上下。利用狀態(tài)，迅速比較反響熱的大小假設(shè)反響為放熱反響1．當(dāng)反響物狀態(tài)一樣，生成物狀態(tài)不同時(shí)，生成固體放熱最多，生成氣體放熱最少。2．當(dāng)反響物狀態(tài)不同，生成物狀態(tài)一樣時(shí)，固體反響放熱最少，氣體反響放熱最多。3．在比較反響熱(ΔH)的大小時(shí)，應(yīng)帶符號(hào)比較。對(duì)于放熱反響，放出的熱量越多，ΔH反而越小。二、熱化學(xué)方程式1．概念表示參加化學(xué)反響的物質(zhì)的物質(zhì)的量和反響熱的關(guān)系的化學(xué)方程式。例如：在200℃、101kPa時(shí)，H2與碘蒸氣作用生成2molHI氣體時(shí)，放出14.9kJ熱量，其熱化學(xué)方程式為H2(g)＋I(xiàn)2(g)eq\o(=,\s\up11(200℃),\s\do4(101kPa))2HI(g)ΔH＝－14.9kJ·mol－1。2．意義：說(shuō)明了化學(xué)反響中的物質(zhì)變化和能量變化。如：2H2(g)＋O2(g)=2H2O(l)ΔH＝－571.6kJ·mol－1表示：。書寫化學(xué)方程式注意要點(diǎn):①熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化，即反響熱△H，△H對(duì)應(yīng)的正負(fù)號(hào)都不能省。②熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反響物和生成物的聚集狀態(tài)〔s,l,g分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示〕③熱化學(xué)反響方程式不標(biāo)條件，除非題中特別指出反響時(shí)的溫度和壓強(qiáng)。④熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)表示物質(zhì)的量，不表示個(gè)數(shù)和體積，可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)⑤各物質(zhì)系數(shù)加倍，△H加倍，即：△H和計(jì)量數(shù)成比例；反響逆向進(jìn)展，△H改變符號(hào)，數(shù)值不變。易錯(cuò)警示(1)對(duì)于同素異形體，除注明聚集狀態(tài)外，還要注明名稱。因?yàn)橥禺愋误w雖然構(gòu)成元素一樣，但屬于不同物質(zhì)，其本身具有的能量不同，所以反響中的ΔH也不同。(2)物質(zhì)本身具有的能量與物質(zhì)的聚集狀態(tài)有關(guān)。聚集狀態(tài)不同，反響熱ΔH的數(shù)值以及符號(hào)都可能不同。等量的同一物質(zhì)，氣態(tài)時(shí)能量最大，其次為液態(tài)，最小的為固態(tài)。(3)不管化學(xué)反響是否可逆，熱化學(xué)方程式中的反響熱ΔH表示反響進(jìn)展到底(完全轉(zhuǎn)化)時(shí)的能量變化。如：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)ΔH＝－197kJ·mol－1是指2molSO2(g)和1molO2(g)完全轉(zhuǎn)化為2molSO3(g)時(shí)放出的能量。實(shí)際上投入2molSO2(g)和1molO2(g)不可能轉(zhuǎn)化為2molSO3(g)，因此放的熱也沒有197kJ多。判斷熱化學(xué)方程式正誤的"五審〞三、燃燒熱(1)概念：在101kPa時(shí)，1mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定氧化物時(shí)所放出的熱量，叫做該物質(zhì)的燃燒熱。單位一般用kJ·mol－1(或kJ/mol)表示。注意：①壓強(qiáng)——101kPa。②量——可燃物的物質(zhì)的量為1mol。③完全燃燒。④產(chǎn)物——元素完全燃燒時(shí)對(duì)應(yīng)的穩(wěn)定氧化物：C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)等。(2)意義：例如，C的燃燒熱是393.5kJ·mol－1，表示在25℃，101kPa條件下。(3)燃燒熱熱化學(xué)方程式的書寫原則燃燒熱是以1mol物質(zhì)完全燃燒所放出的熱量來(lái)定義的，因此在書寫它的熱化學(xué)方程式時(shí)，應(yīng)以燃燒1mol物質(zhì)為標(biāo)準(zhǔn)來(lái)配平其余物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)。例如：C8H18(l)＋eq\f(25,2)O2(g)=8CO2(g)＋9H2O(l)ΔH＝－5518kJ·mol－1，即C8H18的燃燒熱為5518kJ·mol－1。(4)燃燒熱的計(jì)算：Q放＝n(可燃物)×|ΔH|式中：Q放為可燃物燃燒反響放出的熱量；n為可燃物的物質(zhì)的量；ΔH為可燃物的燃燒熱。四、中和熱(1)概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反響生成1_mol_H2O時(shí)的反響熱叫做中和熱。注意：①?gòu)?qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反響其實(shí)質(zhì)是H+和OH-反響，其熱化學(xué)方程式為：用離子方程式可表示為H＋(aq)＋OH－(aq)=H2O(l)ΔH＝－57.3kJ·mol－1。弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反響時(shí)的中和熱小于57.3kJ/mol。中和反響寫出的離子方程式中只能是H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)，而不能有弱酸、弱堿、沉淀、氣體等物質(zhì)出現(xiàn)，否則所得的熱中就有別的能量。中和熱是一個(gè)定值，與取用的酸或堿的物質(zhì)的量無(wú)關(guān)。②溶液的濃度——稀溶液。如果是濃酸或者濃堿則會(huì)有溶解熱產(chǎn)生③量——產(chǎn)物的物質(zhì)的量為1molH2O。(2)中和熱熱化學(xué)方程式的書寫原則中和熱是以稀的強(qiáng)酸和強(qiáng)堿溶液反響生成1mol水時(shí)所放出的熱量來(lái)定義的，因此在書寫熱化學(xué)方程式時(shí)，應(yīng)以生成1molH2O為標(biāo)準(zhǔn)來(lái)配平其余物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)，如硫酸與氫氧化鈉溶液反響，用熱化學(xué)方程式可表示為eq\f(1,2)H2SO4(aq)＋NaOH(aq)=eq\f(1,2)Na2SO4(aq)＋H2O(l)ΔH＝－57.3kJ·mol－1。〔3〕中和熱的測(cè)定實(shí)驗(yàn)：①一般用強(qiáng)酸和強(qiáng)堿做實(shí)驗(yàn)，且堿要過(guò)量〔如果酸和堿的物質(zhì)的量一樣，中和熱會(huì)偏小〕，一般中和熱為57.3kJ/mol。②假設(shè)用弱酸或弱堿做實(shí)驗(yàn)，放出的熱量會(huì)偏小，中和熱會(huì)偏小。③假設(shè)用濃溶液做實(shí)驗(yàn)，放出的熱量會(huì)偏大，中和熱會(huì)偏大。④在試驗(yàn)中，增大酸和堿的用量，放出的熱量會(huì)增多但中和熱保持不變。⑤本實(shí)驗(yàn)的關(guān)鍵是操作要快，保溫效果要好。碎泡沫塑料及泡沫塑料板的作用是保溫隔熱，防止熱量散失。不能用銅棒代替玻璃棒，以減小熱損失?！?〕測(cè)定原理ΔH＝－eq\f(m酸＋m堿·c·t終－t始,n)(其中：c＝4.18J·g－1·℃－1×10－3kJ·g－1·℃－1；n為生成H2O的物質(zhì)的量)易錯(cuò)警示(1)反響熱、燃燒熱、中和熱均有單位，單位均為kJ·mol－1。(2)中和熱是一定值，即ΔH＝－57.3kJ·mol－1，燃燒熱、中和熱的數(shù)值與參加反響的量的多少無(wú)關(guān)，但在分析時(shí)要注意反響物及生成物的狀態(tài)及類別(強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、弱酸、弱堿)。正確理解中和熱，注意操作與計(jì)算細(xì)節(jié)(1)中和熱不包括離子在水溶液中的生成熱、物質(zhì)的溶解熱、電解質(zhì)電離時(shí)的熱效應(yīng)。(2)酸堿溶液應(yīng)當(dāng)用稀溶液(0.1～0.5mol·L－1)。假設(shè)溶液濃度過(guò)大，溶液中陰、陽(yáng)離子間的相互牽制作用越大，電離程度達(dá)不到100%，這樣使酸堿中和時(shí)產(chǎn)生的熱量會(huì)消耗一局部補(bǔ)償電離時(shí)所需的熱量，造成較大誤差。(3)使用兩只量筒分別量取酸和堿。(4)使用同一支溫度計(jì)分別先后測(cè)量酸、堿及混合液的最高溫度，測(cè)完一種溶液后，必須用水沖洗干凈并用濾紙擦干。(5)取屢次實(shí)驗(yàn)t1、t2的平均值代入公式計(jì)算，而不是結(jié)果的平均值，如果*次實(shí)驗(yàn)溫度和其他組相差較大要舍棄。計(jì)算時(shí)應(yīng)注意單位的統(tǒng)一。五、蓋斯定律1．內(nèi)容：化學(xué)反響的反響熱只與反響的始態(tài)〔各反響物〕和終態(tài)〔各生成物〕有關(guān)，而與具體反響進(jìn)展的途徑無(wú)關(guān)，如果一個(gè)反響可以分幾步進(jìn)展，則各分步反響的反響熱之和與該反響一步完成的反響熱是一樣的。利用蓋斯定律書寫熱化學(xué)方程式六、能源1．概念：能提供能量的自然資源。2．開展階段：柴草時(shí)期→化石能源時(shí)期→多能源構(gòu)造時(shí)期。3．能源的分類4．能源問(wèn)題(1)我國(guó)目前使用的主要能源是化石燃料，它們的蘊(yùn)藏量有限，而且不能再生，最終將會(huì)枯竭。(2)化石燃料的大量使用帶來(lái)嚴(yán)重的環(huán)境污染問(wèn)題。5．解決能源問(wèn)題的措施(1)提高能源的使用效率①改善開采、運(yùn)輸、加工等各個(gè)環(huán)節(jié)。②科學(xué)控制燃燒反響，使燃料充分燃燒。一是保證燃燒時(shí)有適當(dāng)過(guò)量的空氣，如鼓入空氣、增大O2濃度等。二是保證燃料與空氣有足夠大的接觸面積，如將固體粉碎成粉末，使液體噴成霧狀等。(2)開發(fā)新的能源開發(fā)資源豐富、可以再生、沒有污染或污染很小的新能源。第二章化學(xué)反響速率和化學(xué)平衡一、化學(xué)反響速率1．化學(xué)反響速率的含義：化學(xué)反響速率是用來(lái)衡量化學(xué)反響進(jìn)展快慢的物理量。2．化學(xué)反響速率的表示方法(1)定性：根據(jù)反響物消耗，生成物產(chǎn)生的快慢(用氣體、沉淀等可見現(xiàn)象)來(lái)粗略比較。(2)定量：用單位時(shí)間內(nèi)反響物濃度的減少或生成物濃度的增加來(lái)表示。3．?dāng)?shù)學(xué)表達(dá)式及單位v＝eq\f(Δc,Δt)，單位：mol·L－1·s－1或mol·L－1·min－1，如密閉容器中，合成氨的反響N2＋3H22NH3，開場(chǎng)時(shí)c(N2)＝8mol·L－1,2min后c(N2)＝4mol·L－1，則用N2表示該反響的反響速率為2mol·L－1·min－1。4．規(guī)律(1)同一化學(xué)反響的反響速率可以用不同物質(zhì)的濃度變化來(lái)表示，其數(shù)值可能不同，因此表示化學(xué)反響速率時(shí)要指明具體物質(zhì)。(2)用不同物質(zhì)的濃度變化表示同一化學(xué)反響的反響速率時(shí)，反響速率的數(shù)值之比等于化學(xué)方程式中各物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比。例如，對(duì)于反響mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，即易錯(cuò)警示(1)由v＝eq\f(Δc,Δt)計(jì)算的反響速率是一段時(shí)間內(nèi)的平均速率而不是瞬時(shí)速率，如*時(shí)刻，*秒時(shí)速率時(shí)多少的說(shuō)法是錯(cuò)誤的，且無(wú)論用反響物還是用生成物表示均取正值。(2)同一化學(xué)反響，一樣條件下用不同物質(zhì)表示的反響速率，其數(shù)值可能不同，但表示的意義一樣。(3)比較反響速率時(shí)要統(tǒng)一物質(zhì)統(tǒng)一單位。(4)對(duì)于固體或純液體反響物，其濃度視為常數(shù)，故不能用固體或純液體物質(zhì)表示化學(xué)反響速率。"三段式法〞的解題模式對(duì)于反響mA＋nBpC＋qD，t0s時(shí)A的濃度為amol·L－1，B的濃度為bmol·L－1，反響進(jìn)展至t1s時(shí)，A消耗了*mol·L－1，則反響速率可計(jì)算如下：mA＋nBpC＋qD起始濃度/mol·L－1ab00轉(zhuǎn)化濃度/mol·L－1*eq\f(n*,m)eq\f(p*,m)eq\f(q*,m)t1時(shí)刻濃度/mol·L－1a－*b－eq\f(n*,m)eq\f(p*,m)eq\f(q*,m)①求速率：v(A)＝eq\f(*,t1－t0)mol·(L·s)－1，v(B)＝eq\f(n*,mt1－t0)mol·(L·s)－1，v(C)＝eq\f(p*,mt1－t0)mol·(L·s)－1，v(D)＝eq\f(q*,mt1－t0)mol·(L·s)－1。②求轉(zhuǎn)化率如③求*時(shí)刻氣體壓強(qiáng)與初始?jí)簭?qiáng)比二、影響化學(xué)反響速率的因素1．內(nèi)因(主要因素)反響物本身的性質(zhì)是影響化學(xué)反響速率的決定因素。如鹵素單質(zhì)與H2反響的速率大小關(guān)系為F2>Cl2>Br2>I2，鎂、鋁、鋅、鐵與稀硫酸反響的速率大小關(guān)系為Mg>Al>Zn>Fe。外因(其他條件不變，只改變一個(gè)條件)3．理論解釋——有效碰撞理論(1)活化分子、活化能、有效碰撞①活化分子：能夠發(fā)生有效碰撞的分子。②活化能：由普通分子到達(dá)活化分子狀態(tài)所需的最低能量圖中：E1為正反響的活化能；E2為逆反響的活化能；E3為使用催化劑時(shí)的活化能；反響熱ΔH＝E1－E2。③有效碰撞：活化分子之間能夠引發(fā)化學(xué)反響的碰撞。〔兩點(diǎn)：足夠能量和適宜的取向〕(2)活化分子、有效碰撞與反響速率的關(guān)系易錯(cuò)警示(1)由于固體和純液體的濃度可視為常數(shù)，故改變用量反響速率不變。但當(dāng)固體顆粒變小時(shí)，其外表積將增大，其反響速率將加快。(2)升高溫度，不管正反響還是逆反響，不管放熱反響還是吸熱反響，反響速率一般都要加快，只不過(guò)增加的程度不同。不可以認(rèn)為v(吸)加快而v(放)減慢。(3)改變壓強(qiáng)，實(shí)質(zhì)是改變體積而使?jié)舛劝l(fā)生改變來(lái)實(shí)現(xiàn)反響速率的改變。對(duì)于沒有氣體參加的反響，改變體系壓強(qiáng)，反響物的濃度不變，反響速率不發(fā)生改變。(4)參加催化劑：由于降低了反響的活化能，增加了活化分子百分?jǐn)?shù)，故成千上萬(wàn)倍地加快反響速率，且對(duì)可逆反響v(正)、v(逆)增大的倍數(shù)相等，但它不會(huì)使不能發(fā)生的化學(xué)反響變得自發(fā)，也不會(huì)改變化學(xué)反響的反響熱和平衡狀態(tài)。特別說(shuō)明改變壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)反響速率的影響改變壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)反響速率產(chǎn)生影響的根本原因是引起濃度的改變。所以在討論壓強(qiáng)對(duì)反響速率的影響時(shí)，應(yīng)分析引起壓強(qiáng)改變的原因及這種改變對(duì)反響體系的濃度產(chǎn)生何種影響。對(duì)于氣體反響體系，有以下幾種情況：①恒溫時(shí)：增加壓強(qiáng)eq\o(→,\s\up15(引起))體積縮小eq\o(→,\s\up15(引起))濃度增大eq\o(→,\s\up15(引起))反響速率加快。②恒容時(shí)：a．充入氣體反響物eq\o(→,\s\up15(引起))濃度增大eq\o(→,\s\up15(引起))總壓增大→反響速率加快；b．充入"惰氣〞eq\o(→,\s\up15(引起))總壓增大(分壓不變)→各反響物質(zhì)濃度不變→反響速率不變。③恒壓時(shí)：充入"惰氣〞eq\o(→,\s\up15(引起))體積增大→各反響物濃度減小→反響速率減慢。綜合應(yīng)用：比方10mL濃度為1mol·L－1的鹽酸與過(guò)量的鋅粉反響，假設(shè)參加適量的以下溶液，能減慢反響速率但又不影響氫氣生成量的方法可以對(duì)鹽酸用水或者硫酸鉀溶液等進(jìn)展稀釋，參加醋酸鈉可以結(jié)合H+或者降低反響體系的溫度。要注意的是硫酸的濃度，當(dāng)硫酸濃度很大時(shí)，不但不能加快反響速率還會(huì)起阻礙作用，濃硫酸有氧化性，金屬與濃硫酸反響不能產(chǎn)生氫氣而是二氧化硫，或者使鐵、鋁鈍化。還要注意參加的鹽或者鹽溶液，一定要注意硝酸鹽，因?yàn)樵芤褐杏袣潆x子時(shí)，硝酸根進(jìn)入溶液后形成硝酸，具有強(qiáng)氧化性，產(chǎn)生的不再是氫氣而是氮氧化物。三、化學(xué)反響速率圖象及其應(yīng)用1．全程速率—時(shí)間圖象如Zn與足量鹽酸的反響，反響速率隨時(shí)間的變化出現(xiàn)如圖情況。原因解釋：AB段(v漸大)，因?yàn)樵摲错憺榉艧岱错?，隨著反響的進(jìn)展，溫度逐漸升高，導(dǎo)致反響速率逐漸增大；BC段(v漸小)，則主要因?yàn)殡S著反響的進(jìn)展，溶液中c(H＋)逐漸減小，導(dǎo)致反響速率逐漸減小。2．物質(zhì)的量(或濃度)—時(shí)間圖象例如：*溫度時(shí)，在定容(VL)容器中，*、Y、Z三種物質(zhì)的物質(zhì)的量隨時(shí)間的變化曲線如下列圖。(1)由圖象得出如下信息①反響物是*、Y，生成物是Z；②t3時(shí)反響到達(dá)平衡，*、Y沒有全部反響。(2)根據(jù)圖象可進(jìn)展如下計(jì)算①*物質(zhì)的平均反響速率、轉(zhuǎn)化率，如：v(*)＝eq\f(n1－n3,V·t3)mol·(L·s)－1，Y的轉(zhuǎn)化率＝eq\f(n2－n3,n2)×100%。②確定化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比，如*、Y、Z三種物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比為(n1－n3)∶(n2－n3)∶n2。3．速率—時(shí)間圖象平衡體系條件變化速率變化速率變化曲線任一平衡體系增大反應(yīng)物濃度v′(正)立即增大，v′(逆)逐漸增大，且v′(正)>v′(逆)減小反應(yīng)物濃度v′(正)立即減小，v′(逆)逐漸減小，且v′(逆)>v′(正)增大生成物濃度v′(逆)立即增大，v′(正)逐漸增大，且v′(逆)>v′(正)減小生成物濃度v′(逆)立即減小，v′(正)逐漸減小，且v′(正)>v′(逆)平衡體系條件變化速率變化速率變化曲線正反響方向?yàn)闅怏w體積增大的放熱反響增大壓強(qiáng)或升高溫度v′(正)、v′(逆)均增大，且v′(逆)>v′(正)減小壓強(qiáng)或降低溫度v′(正)、v′(逆)均減小，且v′(正)>v′(逆)反響前后氣體化學(xué)計(jì)量數(shù)和相等的平衡體系，改變壓強(qiáng)或任一平衡體系使用催化劑使用催化劑或?qū)τ趍+n=P+q的反響增大壓強(qiáng)v′(正)、v′(逆)均增大一樣倍數(shù)易錯(cuò)警示(1)條件增強(qiáng)，曲線在原圖象的上方；條件減弱，曲線在原圖象的下方。(2)濃度改變時(shí)，圖象曲線一條連續(xù)，一條不連續(xù)，其他條件改變，圖象曲線不連續(xù)。二、化學(xué)平衡1.化學(xué)平衡研究的對(duì)象——可逆反響(1)定義：在同一條件下既可以向正反響方向進(jìn)展，同時(shí)又可以向逆反響方向進(jìn)展的化學(xué)反響。例如：N2＋3H22NH32SO2＋O22SO2(2)特點(diǎn)①二同：a.一樣條件下；b.正逆反響同時(shí)進(jìn)展。②一?。悍错懳锱c生成物同時(shí)存在，任一組分的轉(zhuǎn)化率都小于(填"大于〞或"小于〞)100%。通?？疾鞜峄瘜W(xué)方程式能量的轉(zhuǎn)化。表示：在方程式中用"〞表示。2.化學(xué)平衡的建立以CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)反響為例。在一定條件下，將0.1molCO和0.1molH2O(g)通入1L密閉容器中，開場(chǎng)反響：(1)反響剛開場(chǎng)時(shí)：反響物的濃度最大，正反響速率最大。生成物的濃度為0，逆反響速率為0。(2)反響進(jìn)展中：反響物的濃度逐漸減小，正反響速率逐漸減小。生成物的濃度逐漸增大，逆反響速率逐漸增大。(3)肯定最終有一時(shí)刻，正反響速率與逆反響速率相等，此時(shí)，反響物的濃度不再改變，生成物的濃度也不再改變。正反響速率和逆反響速率隨時(shí)間的變化關(guān)系如下列圖：3.化學(xué)平衡狀態(tài)定義：化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反響進(jìn)展到正逆反響速率相等時(shí)，各組成成分濃度不再改變，到達(dá)外表上靜止的一種"平衡〞，這就是這個(gè)反響所能到達(dá)的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。4.化學(xué)平衡狀態(tài)特征易錯(cuò)警示(1)可逆反響不等同于可逆過(guò)程。可逆過(guò)程包括物理變化和化學(xué)變化，而可逆反響屬于化學(xué)變化。(2)化學(xué)反響的平衡狀態(tài)可以從正反響方向建立，也可以從逆反響方向建立，或者同時(shí)從正、逆方向建立。(3)化學(xué)反響到達(dá)化學(xué)平衡狀態(tài)的正逆反響速率相等，是指同一物質(zhì)的消耗速率和生成速率相等，假設(shè)用不同物質(zhì)表示時(shí)，反響速率不一定相等。極端假設(shè)法確定各物質(zhì)濃度范圍先假設(shè)反響正向或逆向進(jìn)展到底，求出各物質(zhì)濃度的最大值和最小值(開區(qū)間)，從而確定它們的濃度范圍。假設(shè)反響正向進(jìn)展到底：*2(g)＋Y2(g)2Z(g)起始濃度/(mol·L－1改變濃度/(mol·L－1終態(tài)濃度/(mol·L－1假設(shè)反響逆向進(jìn)展到底：*2(g)＋Y2(g)2Z(g)起始濃度/(mol·L－1改變濃度/(mol·L－1終態(tài)濃度/(mol·L－1)0.20.40平衡體系中各物質(zhì)的濃度范圍為*2∈(0,0.2)，Y2∈(0.2,0.4)，Z∈(0,0.4)，同時(shí)莫要忽略元素守恒。1．化學(xué)平衡狀態(tài)判斷的"兩標(biāo)志〞(1)本質(zhì)標(biāo)志：v(正)＝v(逆)≠0。對(duì)于*一可逆反響來(lái)說(shuō)，正反響消耗掉*反響物的速率等于逆反響生成該反響物的速率。(2)等價(jià)標(biāo)志反響mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)類型判斷依據(jù)平衡狀態(tài)混合物體系中各成分的含量①各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)一定平衡②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)的質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定平衡③各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定平衡正、逆反響速率的關(guān)系①在單位時(shí)間內(nèi)消耗了mmolA，同時(shí)生成mmolA，即v(正)＝v(逆)平衡②在單位時(shí)間內(nèi)消耗了nmolB，同時(shí)生成pmolC，表示一個(gè)方向，則v(正)不一定等于v(逆)不一定③v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q，此時(shí)v(正)不一定等于v(逆)不一定④在單位時(shí)間內(nèi)生成nmolB，同時(shí)消耗qmolD，二者變化均表示v(逆)不一定壓強(qiáng)①m＋n≠p＋q時(shí)，總壓強(qiáng)一定(其他條件一定)平衡②m＋n＝p＋q時(shí)，總壓強(qiáng)一定(其他條件一定)不一定平均相對(duì)分子質(zhì)量(eq\o(M,\s\up6(－))r)①m＋n≠p＋q時(shí)，eq\o(M,\s\up6(－))r一定平衡②m＋n＝p＋q時(shí)，eq\o(M,\s\up6(－))r一定不一定氣體密度①m＋n≠p＋q，恒溫恒壓時(shí)，密度保持不變平衡②m＋n＝p＋q時(shí)，密度保持不變不一定溫度體系溫度一定(其他不變)平衡顏色反響體系內(nèi)有色物質(zhì)的顏色一定平衡2.躲避"2〞個(gè)易失分點(diǎn)(1)注意兩審一審題干條件，是恒溫恒容還是恒溫恒壓；二審反響特點(diǎn)：①全部是氣體參與的等體積反響還是非等體積反響；②是有固體參與的等體積反響還是非等體積反響。(2)不能作為"標(biāo)志〞的四種情況①反響組分的物質(zhì)的量之比等于化學(xué)方程式中相應(yīng)物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比。②恒溫恒容下的體積不變的反響，體系的壓強(qiáng)或總物質(zhì)的量不再隨時(shí)間而變化，如2HI(g)H2(g)＋I(xiàn)2(g)。③全是氣體參加體積不變的反響，體系的平均相對(duì)分子質(zhì)量不再隨時(shí)間而變化，如2HI(g)H2(g)＋I(xiàn)2(g)。④全是氣體參加的反響，恒容條件下體系的密度保持不變。三、化學(xué)平衡的移動(dòng)及轉(zhuǎn)化率的變化1．概念可逆反響到達(dá)平衡狀態(tài)以后，假設(shè)反響條件(濃度、溫度、壓強(qiáng)等)發(fā)生了變化，平衡混合物中各組分的濃度也會(huì)隨之改變，從而在一段時(shí)間后到達(dá)新的平衡狀態(tài)。這種由舊平衡向新平衡的變化過(guò)程，叫做化學(xué)平衡的移動(dòng)。2．過(guò)程原化學(xué)平衡狀3．化學(xué)平衡移動(dòng)方向與化學(xué)反響速率的關(guān)系(1)v正>v逆：平衡向正反響方向移動(dòng)。(2)v正＝v逆：反響到達(dá)平衡狀態(tài)，不發(fā)生平衡移動(dòng)。(3)v正<v逆：平衡向逆反響方向移動(dòng)。4．影響化學(xué)平衡的因素(1)假設(shè)其他條件不變，改變以下條件對(duì)平衡的影響如下：(2)勒夏特列原理如果改變影響化學(xué)平衡的條件(濃度、壓強(qiáng)、溫度等)之一，平衡將向著減弱這種改變的方向移動(dòng)。5．"惰性氣體〞對(duì)化學(xué)平衡的影響(1)恒溫、恒容條件原平衡體系eq\o(→,\s\up15(充入惰性氣體))體系總壓強(qiáng)增大→體系中各組分的濃度不變→平衡不移動(dòng)。(2)恒溫、恒壓條件原平衡體系eq\o(→,\s\up15(充入惰性氣體))容器容積增大，各反響氣體的分壓減小→體系中各組分的濃度同倍數(shù)減小(等效于減壓)易錯(cuò)警示(1)固體或純液體用量的改變，對(duì)平衡沒有影響。(2)當(dāng)反響混合物中不存在氣態(tài)物質(zhì)時(shí)，壓強(qiáng)的變化對(duì)平衡沒有影響。(3)對(duì)于反響前后氣體體積無(wú)變化的反響，如H2(g)＋I(xiàn)2(g)2HI(g)等，壓強(qiáng)的變化對(duì)其平衡也無(wú)影響。但增大(或減小)壓強(qiáng)會(huì)使各物質(zhì)濃度增大(或減小)，混合氣體的顏色變深(或淺)。(4)恒容時(shí)，同等程度地改變反響混合物中各物質(zhì)的濃度時(shí)，應(yīng)視為壓強(qiáng)的影響，增大(減小)濃度相當(dāng)于增大(減小)壓強(qiáng)。5.化學(xué)平衡移動(dòng)和反響物轉(zhuǎn)化率的變化轉(zhuǎn)化率＝eq\f(反響物的起始濃度－反響物的平衡濃度,反響物的起始濃度)×100%(1)溫度或壓強(qiáng)改變引起平衡向正反響方向移動(dòng)時(shí)，反響物的轉(zhuǎn)化率必然增大。(2)反響物用量的改變①假設(shè)反響物只有一種時(shí)，如aA(g)bB(g)＋cC(g)，增加A的量，平衡向正反響方向移動(dòng)，但該反響物A的轉(zhuǎn)化率與氣體物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)有關(guān)：eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(a＝b＋cA的轉(zhuǎn)化率不變,a＞b＋cA的轉(zhuǎn)化率增大,a＜b＋cA的轉(zhuǎn)化率減小))②假設(shè)反響物不只一種時(shí)，如aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)a．假設(shè)只增加A的量，平衡向正反響方向移動(dòng)，則A的轉(zhuǎn)化率減小，B的轉(zhuǎn)化率增大。b．假設(shè)按原比例同倍數(shù)的增加反響物A和B的量，則平衡向正反響方向移動(dòng)，而反響物的轉(zhuǎn)化率與氣體反響物的計(jì)量數(shù)有關(guān)。eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(a＋b＝c＋dA、B的轉(zhuǎn)化率都不變,a＋b＞c＋dA、B的轉(zhuǎn)化率都增大,a＋b＜c＋dA、B的轉(zhuǎn)化率都減小))c．假設(shè)不同倍增加A、B的量，相當(dāng)于增加了一種物質(zhì)，同a。(3)催化劑不改變轉(zhuǎn)化率。(4)反響物起始的物質(zhì)的量之比＝系數(shù)比時(shí)，各反響物轉(zhuǎn)化率相等?！?〕轉(zhuǎn)化率改變，化學(xué)平衡一定發(fā)生移動(dòng)，但是平衡發(fā)生移動(dòng)轉(zhuǎn)化率不一定發(fā)生改變，轉(zhuǎn)化率不變平衡也可能發(fā)生移動(dòng)。6.常見的幾種化學(xué)平衡圖象角度一速率—時(shí)間圖象此類圖象定性提醒了v正、v逆隨時(shí)間(含條件改變對(duì)速率的影響)變化的規(guī)律，從兩點(diǎn)思考：①c、T、p、催化劑對(duì)正、逆速率的影響；②c、T、p、催化劑對(duì)平衡的影響，平衡正移，則v(正)>v(逆)，反之，v(正)<v(逆)。以反響mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)ΔH<0，m＋n>p＋q為例，各類條件改變圖象如下：角度二速率—壓強(qiáng)(或溫度)圖象曲線的意義是外界條件(如溫度、壓強(qiáng)等)對(duì)正、逆反響速率影響的變化趨勢(shì)及變化幅度。圖中交點(diǎn)是平衡狀態(tài)，溫度增大后逆反響速率增大得快，平衡向逆向移動(dòng)；壓強(qiáng)增大后正反響速率增大得快，平衡向正向移動(dòng)。角度三含量(或轉(zhuǎn)化率)—時(shí)間—溫度(或壓強(qiáng))圖象常見圖象形式有如下幾種。其中C%指生成物的百分含量，B%指反響物的百分含量。其他條件不變，改變?nèi)我粭l件，如：使用催化劑或升高溫度或增大壓強(qiáng)時(shí)，都能加快反響速率，縮短到達(dá)平衡所需的時(shí)間。解答這類圖象題時(shí)采用"先拐先平，數(shù)值大〞原則，即該類圖象的折點(diǎn)表示反響到達(dá)平衡的時(shí)間，越先出現(xiàn)折點(diǎn)，到達(dá)平衡所用的時(shí)間越短，說(shuō)明反響速率越快，進(jìn)一步可以確定T的上下或壓強(qiáng)的大小；根據(jù)平衡線的上下可判斷出平衡移動(dòng)的方向，確定出可逆反響的特點(diǎn)(ΔH和ΔVg)。角度四轉(zhuǎn)化率(或濃度)—溫度—壓強(qiáng)圖象[簡(jiǎn)稱恒壓(溫)線]不同溫度下的轉(zhuǎn)化率—壓強(qiáng)圖象或不同壓強(qiáng)下的轉(zhuǎn)化率—溫度圖象，推斷反響的熱效應(yīng)或反響前后氣體物質(zhì)間化學(xué)計(jì)量數(shù)的關(guān)系。[以反響A(g)＋B(g)→C(g)中反響物的轉(zhuǎn)化率αA為例說(shuō)明]解答這類圖象題時(shí)應(yīng)注意以下兩點(diǎn)：(1)"定一議二〞原則：可通過(guò)分析一樣溫度下不同壓強(qiáng)時(shí)反響物A的轉(zhuǎn)化率大小來(lái)判斷平衡移動(dòng)的方向，從而確定反響方程式中反響物與產(chǎn)物氣體物質(zhì)間的化學(xué)計(jì)量數(shù)的大小關(guān)系。如甲中任取一條溫度曲線研究，壓強(qiáng)增大，αA增大，平衡正向移動(dòng)，正反響為氣體體積減小的反響，乙中任取橫坐標(biāo)一點(diǎn)作橫坐標(biāo)垂直線，也能得出結(jié)論。(2)通過(guò)分析一樣壓強(qiáng)下不同溫度時(shí)反響物A的轉(zhuǎn)化率的大小來(lái)判斷平衡移動(dòng)的方向，從而確定反響的熱效應(yīng)。如利用上述分析方法，在甲中作垂直線，乙中任取一曲線，即能分析出正反響為放熱反響。角度五幾種特殊圖象(1)對(duì)于化學(xué)反響mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，M點(diǎn)前，表示化學(xué)反響從反響物開場(chǎng)，則v(正)>v(逆)；M點(diǎn)為剛到達(dá)的平衡點(diǎn)。M點(diǎn)后為平衡受溫度的影響情況，即升溫，A%增大(C%減小)，平衡左移，ΔH<0。(2)對(duì)于化學(xué)反響mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，L線上所有的點(diǎn)都是平衡點(diǎn)。左上方(E點(diǎn))，A%大于此壓強(qiáng)時(shí)平衡體系中的A%，E點(diǎn)必須朝正反響方向移動(dòng)才能到達(dá)平衡狀態(tài)，所以，E點(diǎn)v(正)>v(逆)；右下方(F點(diǎn))，則v(正)<v(逆)。拓展了解---------等效平衡1．含義在一定條件下(等溫等容或等溫等壓)，對(duì)同一可逆反響體系，起始時(shí)參加物質(zhì)的物質(zhì)的量不同，而到達(dá)化學(xué)平衡時(shí)，同種物質(zhì)的百分含量一樣。2．原理同一可逆反響，當(dāng)外界條件一定時(shí)，反響無(wú)論從正反響開場(chǎng)，還是從逆反響開場(chǎng)，最后都能到達(dá)平衡狀態(tài)。其中平衡混合物中各物質(zhì)的含量一樣。由于化學(xué)平衡狀態(tài)與條件有關(guān)，而與建立平衡的途徑無(wú)關(guān)。因而，同一可逆反響，從不同的狀態(tài)開場(chǎng)，只要到達(dá)平衡時(shí)條件(溫度、濃度、壓強(qiáng)等)完全一樣，則可形成等效平衡。3．等效平衡規(guī)律對(duì)于可逆反響aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)反響特點(diǎn)a＋b≠c＋da＋b＝c＋d條件等溫等容等溫等壓等溫等容等溫等壓起始投料換算為化學(xué)方程式同一邊物質(zhì)，其"量〞一樣換算為化學(xué)方程式同一邊物質(zhì)，其"量〞成比例換算為化學(xué)方程式同一邊物質(zhì)，其"量〞成比例平衡特點(diǎn)物質(zhì)的量(n)一樣成比例成比例成比例百分含量(w%)一樣一樣一樣一樣濃度一樣一樣成比例一樣*總結(jié)提升等溫等容條件下等效平衡(1)等溫、等容條件下，對(duì)于左右氣相物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)不等的可逆反響，改變起始時(shí)參加物質(zhì)的物質(zhì)的量，假設(shè)按可逆反響計(jì)量數(shù)之比換算成同一半邊物質(zhì)(一邊倒)，其物質(zhì)的量對(duì)應(yīng)一樣，則它們互為等效平衡。(2)等溫、等容條件下，對(duì)于左右氣相物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)相等的可逆反響，改變起始時(shí)參加物質(zhì)的物質(zhì)的量，假設(shè)按可逆反響計(jì)量數(shù)之比換算成同一半邊物質(zhì)(一邊倒)，其物質(zhì)的量對(duì)應(yīng)成比例，則它們互為等效平衡。等溫等壓條件下等效平衡等溫、等壓條件下，對(duì)于任何有氣相物質(zhì)參加的可逆反響，改變起始時(shí)參加物質(zhì)的物質(zhì)的量，假設(shè)按可逆反響化學(xué)計(jì)量數(shù)之比換算成同一半邊物質(zhì)(一邊倒)，其物質(zhì)的量對(duì)應(yīng)成比例，則它們互為等效平衡。"虛擬法〞思維模型解決等效平衡eq\*(\a\al(設(shè)計(jì)一個(gè)可以,比較的虛擬狀態(tài),作為中介))→eq\*(\a\al(恢復(fù)到現(xiàn)實(shí)狀況或,題干要求的狀態(tài)))→eq\*(\a\al(得出相應(yīng)的,判斷結(jié)果))如：在一個(gè)容積可變的容器中，反響2*(g)＋Y(g)2Z(g)，到達(dá)平衡時(shí)，*、Y、Z分別為4mol、2mol、4mol，保持溫度和壓強(qiáng)不變，各物質(zhì)均增加1mol，平衡如何移動(dòng)。四、化學(xué)平衡常數(shù)1．化學(xué)平衡常數(shù)(1)概念：在一定溫度下，一個(gè)可逆反響到達(dá)化學(xué)平衡時(shí)，生成物濃度冪之積與反響物濃度冪之積的比值是一個(gè)常數(shù)，用符號(hào)K表示。(2)表達(dá)式：對(duì)于一般的可逆反響：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在一定溫度下到達(dá)平衡時(shí)：K＝eq\f(cpC·cqD,cmA·cnB)。(固體和純液體的濃度視為常數(shù)，通常不計(jì)入平衡常數(shù)表達(dá)式中)。書寫注意要點(diǎn)：①表達(dá)式中各物質(zhì)的濃度是平衡時(shí)的濃度。②不要把反響體系中純固體、純液體以及稀溶液中水的濃度寫進(jìn)平衡常數(shù)的表達(dá)式中。如：CaCO3(s)CaO(s)＋CO2(g)，K＝c(CO2)Cr2Oeq\o\al(2－,7)(aq)＋H2O(l)2CrOeq\o\al(2－,4)(aq)＋2H＋(aq)，K＝c2(CrOeq\o\al(2－,4))·c2(H＋)/c(Cr2Oeq\o\al(2－,7))但非水溶液中發(fā)生的反響，假設(shè)有水參加或生成，則此時(shí)水的濃度不可視為常數(shù)，應(yīng)寫進(jìn)平衡常數(shù)的表達(dá)式中。如：C2H5OH＋CH3COOHCH3COOC2H5＋H2O，K＝eq\f(cCH3COOC2H5·cH2O,cC2H5OH·cCH3COOH)。③同一化學(xué)反響，化學(xué)方程式寫法不同，其平衡常數(shù)表達(dá)式及數(shù)值亦不同。如：N2O4(g)2NO2(g)K＝eq\f(c2NO2,cN2O4)1/2N2O4(g)NO2(g)K′＝eq\f(cNO2,c1/2N2O4)＝eq\r(0.36)2NO2(g)N2O4(g)K″＝eq\f(cN2O4,c2NO2)＝eq\f(1,0.36)≈因此書寫化學(xué)平衡常數(shù)表達(dá)式及數(shù)值，要與化學(xué)反響方程式相對(duì)應(yīng)，否則意義就不明確。④離子反響要寫入真正參加反響的離子。如用硫氰化鉀檢驗(yàn)FeCl3:化學(xué)方程式FeCl3+3KSCNFe(SCN)3+3KCl其平衡常數(shù)應(yīng)該是，而不是⑤K的表達(dá)式和方程式書寫有關(guān)，系數(shù)擴(kuò)大n倍，則K就變?yōu)镵n，方程式顛倒則平衡常數(shù)為1/K。由于書寫的不同，盡管在同一溫度下，但是K值卻不一樣。(4)意義①K值越大，反響物的轉(zhuǎn)化率越高，正反響進(jìn)展的程度越大。②K只受溫度影響，與反響物或生成物的濃度變化無(wú)關(guān)，與壓強(qiáng)變化無(wú)關(guān)。③化學(xué)平衡常數(shù)是指*一具體反響方程式的平衡常數(shù)。假設(shè)反響方向改變，則平衡常數(shù)改變。假設(shè)方程式中各物質(zhì)的計(jì)量數(shù)等倍擴(kuò)大或縮小，盡管是同一反響，平衡常數(shù)也會(huì)改變，但意義不變。2．平衡轉(zhuǎn)化率平衡轉(zhuǎn)化率是指平衡時(shí)已轉(zhuǎn)化了的*反響物的量與轉(zhuǎn)化前該反響物的量之比，用來(lái)表示反響限度。對(duì)于反響：aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，反響物A的轉(zhuǎn)化率可以表示為：α(A)＝eq\f(A的初始濃度－A的平衡濃度,A的初始濃度)×100%易錯(cuò)警示(1)同一個(gè)反響中，反響物可以有多種，但不同反響物的轉(zhuǎn)化率可能不同。(2)增大一種反響物的濃度，可以提高其他反響物的轉(zhuǎn)化率，工業(yè)生產(chǎn)中常常提高廉價(jià)原料的比例，從而增大昂貴原料的轉(zhuǎn)化率，如工業(yè)合成氨中增大氮?dú)獾臐舛?，從而提高氫氣的轉(zhuǎn)化率。3.化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用:①化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反響進(jìn)展程度的標(biāo)志。K值越大，說(shuō)明平衡時(shí)生成物的濃度越大，它的正向反響進(jìn)展的程度越大，即該反響進(jìn)展得越完全，反響物轉(zhuǎn)化率越高。反之，則相反。一般地，K>105時(shí)，該反響就進(jìn)展得根本完全了。②借助平衡常數(shù)，可以判斷一個(gè)化學(xué)反響是否到達(dá)化學(xué)平衡狀態(tài)對(duì)于可逆反響aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，在一定溫度下的任意時(shí)刻，反響物與生成物濃度有如下關(guān)系：濃度商Qc＝eq\f(ccC·cdD,caA·cbB)Qceq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(<K反響向正反響方向進(jìn)展，v正>v逆,＝K反響處于化學(xué)平衡狀態(tài)，v正＝v逆,>K反響向逆反響方向進(jìn)展，v正<v逆。))③利用K值可判斷反響的熱效應(yīng)假設(shè)溫度升高，K值增大，則正反響為吸熱反響假設(shè)溫度升高，K值減小，則正反響為放熱反響④根據(jù)一樣溫度下，同一反響的平衡常數(shù)不變，計(jì)算反響物或生成物的濃度、轉(zhuǎn)化率等。4.關(guān)化學(xué)平衡的計(jì)算"三段式法〞是有效解答化學(xué)平衡計(jì)算題的"萬(wàn)能鑰匙〞。解題時(shí)，要注意清楚條理地列出起始量、轉(zhuǎn)化量、平衡量，按題目要求進(jìn)展計(jì)算，同時(shí)還要注意單位的統(tǒng)一。1．解題步驟(1)寫出涉及的可逆反響的化學(xué)方程式。(2)找出起始量、轉(zhuǎn)化量和平衡量中哪些是量，哪些是未知量，按"三段式〞列出。(3)根據(jù)問(wèn)題建立相應(yīng)的關(guān)系式進(jìn)展計(jì)算。2．具體方法(1)分析三個(gè)量：即起始量、轉(zhuǎn)化量、平衡量。(2)明確三個(gè)關(guān)系①對(duì)于同一反響物，起始量－轉(zhuǎn)化量＝平衡量。②對(duì)于同一生成物，起始量＋轉(zhuǎn)化量＝平衡量。③各變化量之比等于各物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比。(3)計(jì)算模式對(duì)于反響：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，令A(yù)、B起始物質(zhì)的量(mol)分別為a、b，到達(dá)平衡后，A的消耗量為m*，容器容積為VL。mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)起始(mol)ab00轉(zhuǎn)化(mol)m*n*p*q*平衡(mol)a－m*b－n*p*q*則有：①平衡常數(shù)：K＝eq\a\vs4\al(\f(\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(p*,V)))p·\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(q*,V)))q,\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(a－m*,V)))m·\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(b－n*,V)))n))②A的平衡濃度：c(A)平＝eq\f(a－m*,V)mol·L－1。③A的轉(zhuǎn)化率：α(A)平＝eq\f(m*,a)×100%，α(A)∶α(B)＝eq\f(m*,a)∶eq\f(n*,b)＝eq\f(mb,na)。④A的體積分?jǐn)?shù)：φ(A)＝eq\f(a－m*,a＋b＋p＋q－m－n*)×100%。⑤平衡與起始?jí)簭?qiáng)之比：eq\f(p平,p始)＝eq\f(a＋b＋p＋q－m－n*,a＋b)。⑥混合氣體的平均密度eq\*\to(ρ混)＝eq\f(a·MA＋b·MB,V)g·L－1。⑦混合氣體的平均摩爾質(zhì)量eq\*\to(M)＝eq\f(a·MA＋b·MB,a＋b＋p＋q－m－n*)g·mol－1。五、化學(xué)反響進(jìn)展的方向1．自發(fā)過(guò)程(1)含義：在一定溫度和壓強(qiáng)下，不需要借助外力作用就能自動(dòng)進(jìn)展的過(guò)程。如碳酸鈣分解，中和反響等。(2)特點(diǎn)①體系趨向于從高能狀態(tài)轉(zhuǎn)變?yōu)榈湍軤顟B(tài)(體系對(duì)外部做功或放出熱量)。②在密閉條件下，體系有從有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o(wú)序的傾向性(無(wú)序體系更加穩(wěn)定)。2．自發(fā)反響在一定條件下無(wú)需外界幫助就能自發(fā)進(jìn)展的反響稱為自發(fā)反響。3．化學(xué)反響方向的判據(jù)(1)焓判據(jù)放熱過(guò)程中體系能量降低，ΔH<0，具有自發(fā)進(jìn)展的傾向，但有些吸熱反響也可以自發(fā)進(jìn)展，故只用焓變判斷反響方向不全面。(2)熵判據(jù)①熵：描述體系混亂程度的物理量，符號(hào)為S。熵值越大，體系混亂度越大。②常見的熵增過(guò)程a．如氣體的擴(kuò)散；b．不同狀態(tài)的同一種物質(zhì)：S(g)>S(l)>S(s)；c．體積增大，反響前無(wú)氣體，反響后有氣體產(chǎn)生的過(guò)程；d．?dāng)?shù)目增多，如反響前后都有氣體，但氣體的物質(zhì)的量增加的反響。③熵判據(jù)：體系的混亂度增大，ΔS>0，反響有自發(fā)進(jìn)展的傾向。但有些熵減的過(guò)程也能自發(fā)進(jìn)展，故只用熵變來(lái)判斷反響方向也不全面。(3)復(fù)合判據(jù)在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反響方向是反響的焓變和熵變共同影響的結(jié)果，反響方向的復(fù)合判據(jù)為ΔG＝ΔH－TΔS。當(dāng)ΔG＝ΔH－TΔSeq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(<0時(shí)，反響能夠自發(fā)進(jìn)展,＝0時(shí)，反響到達(dá)平衡狀態(tài),>0時(shí)，反響不能自發(fā)進(jìn)展))第三章水溶液中的離子平衡一、弱電解質(zhì)的電離1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下自身能夠電離出自由移動(dòng)離子的化合物,叫電解質(zhì)。非電解質(zhì)：在水溶液中且熔化狀態(tài)下自身都不能電離出自由移動(dòng)離子的化合物。概念理解：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物，能導(dǎo)電的物質(zhì)可能是溶液〔混合物〕、金屬〔單質(zhì)〕，但他們不屬于電解質(zhì)非電解質(zhì)的研究對(duì)象，因此他們既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)；②自身電離：SO2、NH3、CO2、等化合物能和水反響形成酸或堿，但發(fā)生電離的并不是他們本身嗎，因此屬于非電解質(zhì)；③只能在水中發(fā)生電離的電解質(zhì)有酸或者*些易溶于水高溫下易分解的鹽，如液態(tài)氯化氫是化合物，只存在分子，沒有發(fā)生電離，因此不能導(dǎo)電，又如NaHCO3在高溫時(shí)即分解，不能通過(guò)熔融態(tài)證明其為電解質(zhì)；只能在熔融狀態(tài)下電離的電解質(zhì)是活潑金屬氧化物，如Na2O、CaO，他們?cè)谌芤褐斜悴淮嬖?，要立刻反響生成鍵，因此不能通過(guò)溶液中產(chǎn)生離子證明；既能在水溶液中又能在溶液中發(fā)生電離的物質(zhì)是*些高溫難分解鹽，絕大多數(shù)鹽溶解在水中都能發(fā)生完全電離，*些鹽熔融時(shí)也發(fā)生電離，如BaSO4。④電離不需要通電等外界條件，在熔融或者水溶液中即能夠產(chǎn)生離子；⑤是電解質(zhì)，但是要產(chǎn)生離子也要在溶液狀態(tài)或者熔融狀態(tài)，否則即便存在離子也無(wú)法導(dǎo)電，比方NaCl，晶體狀態(tài)不能導(dǎo)電。⑥電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無(wú)關(guān)。如如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)。導(dǎo)電性與自由移動(dòng)離子的濃度和帶電荷數(shù)等有關(guān)。強(qiáng)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)：在水溶液里只有一局部電離成離子的電解質(zhì)。2.常見的電解質(zhì)為酸堿鹽、活潑金屬氧化物、水，其中強(qiáng)電解質(zhì)與偌電解質(zhì)常見分類：3、電離方程式的書寫——"強(qiáng)等號(hào)，弱可逆，多元弱酸分步離〞①?gòu)?qiáng)電解質(zhì)：如H2SO4：H2SO4=2H＋＋SOeq\o\al(2－,4)。②弱電解質(zhì)a．一元弱酸，如CH3COOH：CH3COOHCH3COO－＋H＋。b．多元弱酸，分步電離，分步書寫且第一步電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步的電離程度，如H2CO3：H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)、HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)。原因是上一級(jí)電離出的H＋是下一級(jí)電離的產(chǎn)物，對(duì)下一級(jí)電離電離有抑制作用c．多元弱堿，雖然分布電離，但是書寫時(shí)一步到位。如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。③酸式鹽a．強(qiáng)酸的酸式鹽b．弱酸的酸式鹽："強(qiáng)中有弱〞，如NaHCO3：NaHCO3=Na＋＋HCOeq\o\al(－,3)、HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)。4．弱電解質(zhì)的電離平衡(1)電離平衡的建立在一定條件(如溫度、濃度等)下，當(dāng)弱電解質(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(shí)，電離過(guò)程就到達(dá)平衡。平衡建立過(guò)程如下列圖。(2)電離平衡的特征(3)影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)，是決定因素。(4)電離過(guò)程是可逆過(guò)程，可直接用化學(xué)平衡移動(dòng)原理分析電離平衡。以0.1mol·L－1CH3COOH溶液為例：CH3COOHCH3COO－＋H＋(正向吸熱)。實(shí)例(稀溶液)CH3COOHH＋＋CH3COO－ΔH>0改變條件平衡移動(dòng)方向n(H＋)c(H＋)導(dǎo)電能力Ka加水稀釋→增大減小減弱不變參加少量冰醋酸→增大增大增強(qiáng)不變通入HCl(g)←增大增大增強(qiáng)不變加NaOH(s)→減小減小增強(qiáng)不變參加鎂粉→減小減小增強(qiáng)不變升高溫度→增大增大增強(qiáng)增大加CH3COONa(s)←減小減小增強(qiáng)不變〔5〕電離平衡常數(shù)1．表達(dá)式(1)對(duì)于一元弱酸HAHAH＋＋A－，平衡常數(shù)Ka＝eq\f(cH＋·cA－,cHA)。(2)對(duì)于一元弱堿BOHBOHB＋＋OH－，平衡常數(shù)Kb＝eq\f(cOH－·cB＋,cBOH)。2．特點(diǎn)(1)電離平衡常數(shù)eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(決定因素：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì),影響因素：溫度隨溫度升高而增大，原因是電離過(guò)程是吸熱的,與溶液的濃度、酸堿性無(wú)關(guān)))(2)多元弱酸是分步電離的，各級(jí)電離平衡常數(shù)的大小關(guān)系式是K1?K2?K3……，所以多元弱酸的酸性決定于其第一步電離。3．意義一樣條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離，所對(duì)應(yīng)的酸性或堿性相對(duì)越強(qiáng)。如一樣條件下常見弱酸的酸性強(qiáng)弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。4．實(shí)例(1)填寫下表(2)CH3COOH酸性大于HClO酸性(填"大于〞"小于〞或"等于〞)，判斷的依據(jù)：一樣條件下，電離常數(shù)越大，電離程度越大，c(H＋)越大，酸性越強(qiáng)。(3)磷酸是三元中強(qiáng)酸①磷酸的電離方程式是H3PO4H＋＋H2POeq\o\al(－,4)、H2POeq\o\al(－,4)H＋＋HPOeq\o\al(2－,4)、HPOeq\o\al(2－,4)H＋＋POeq\o\al(3－,4)。②電離平衡常數(shù)表達(dá)式是：Ka1＝eq\f(cH＋·cH2PO\o\al(－,4),cH3PO4)，Ka2＝eq\f(cH＋·cHPO\o\al(2－,4),cH2PO\o\al(－,4))，Ka3＝eq\f(cH＋·cPO\o\al(3－,4),cHPO\o\al(2－,4))。③比較大小：Ka1>Ka2>Ka3。5.電離常數(shù)的計(jì)算以弱酸H*為例：(1)c(H*)和c(H＋)，求電離常數(shù)H*H＋＋*－起始(mol·L－1)：c(H*)00平衡(mol·L－1)：c(H*)－c(H＋)c(H＋)c(H＋)則：K＝eq\f(cH＋·c*－,c平H*)＝eq\f(c2H＋,cH*－cH＋)。由于弱酸只有極少一局部電離，c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(H*)－c(H＋)≈c(H*)，則K＝eq\f(c2H＋,cH*)，代入數(shù)值求解即可。(2)c(H*)和電離常數(shù)，求c(H＋)H*H＋＋*－起始：c(H*)00平衡：c(H*)－c(H＋)c(H＋)c(H＋)則：K＝eq\f(cH＋·c*－,c平H*)＝eq\f(c2H＋,cH*－cH＋)由于K值很小，c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(H*)－c(H＋)≈c(H*)，則：c(H＋)＝eq\r(K·cH*)，代入數(shù)值求解即可。強(qiáng)酸與弱酸(或強(qiáng)堿與弱堿)的比較1．一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較濃度均為0.01mol·L－1的強(qiáng)酸HA與弱酸HBpH均為2的強(qiáng)酸HA與弱酸HBpH或物質(zhì)的量濃度2＝pHHA<pHHB0.01mol·L－1＝c(HA)<c(HB)開場(chǎng)與金屬反響的速率HA>HBHA＝HB體積一樣時(shí)與過(guò)量的堿反響消耗堿的量HA＝HBHA<HB體積一樣時(shí)與過(guò)量活潑金屬反響產(chǎn)生H2的量HA＝HBHA<HBc(A－)與c(B－)大小c(A－)>c(B－)c(A－)＝c(B－)分別參加固體NaA、NaB后pH的變化HA：不變HB：變大HA：不變HB：變大加水稀釋10倍后3＝pHHA<pHHB3＝pHHA>pHHB>2溶液的導(dǎo)電性HA>HBHA＝HB水的電離程度HA<HBHA＝HB2.強(qiáng)酸、弱酸的判斷方法判斷一種酸是強(qiáng)酸還是弱酸時(shí)，其實(shí)質(zhì)就是看它在水溶液中的電離程度，完全電離即為強(qiáng)酸，不完全電離即為弱酸。還可以證明溶液中是否存在該電解質(zhì)的電離平衡，存在電離平衡的為弱電解質(zhì)，反之為強(qiáng)電解質(zhì)。最常用實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證方法有：(1)測(cè)0.01mol·L－1HA溶液的pH，假設(shè)pH＝2，HA是強(qiáng)酸；假設(shè)pH>2，HA是弱酸。(2)測(cè)NaA溶液的pH，假設(shè)pH＝7，HA為強(qiáng)酸；假設(shè)pH>7，則HA為弱酸。3．稀釋時(shí)溶液pH變化特點(diǎn)比較如圖：a、b分別為pH相等的NaOH溶液和氨水稀釋曲線。c、d分別為pH相等的鹽酸和醋酸溶液稀釋曲線。請(qǐng)?bào)w會(huì)圖中的兩層含義：(1)加水稀釋一樣倍數(shù)后的pH大?。喊彼?gt;NaOH溶液，鹽酸>醋酸溶液。假設(shè)稀釋10n倍，鹽酸、NaOH溶液pH變化n個(gè)單位，但pH<7或pH>7，不能pH＝7，而氨水與醋酸溶液pH變化不到n個(gè)單位。(2)稀釋后的pH仍然相等，則加水量的大?。喊彼?gt;NaOH溶液，醋酸溶液>鹽酸。易錯(cuò)警示(1)酸堿的強(qiáng)弱和溶液酸堿性的強(qiáng)弱不是等同關(guān)系，前者看電離程度，后者看溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對(duì)大小。強(qiáng)酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性強(qiáng)。(2)弱酸、弱堿是弱電解質(zhì)，但它們對(duì)應(yīng)的鹽一般為強(qiáng)電解質(zhì)，如醋酸銨：CH3COONH4=NHeq\o\al(＋,4)＋CH3COO－。強(qiáng)、弱電解質(zhì)的判斷方法(1)在一樣濃度、一樣溫度下，比較導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱。如同體積同濃度的鹽酸和醋酸，前者的導(dǎo)電能力強(qiáng)于后者。(2)在一樣濃度、一樣溫度下，比較反響速率的快慢，如將鋅粒投入到等濃度的鹽酸和醋酸中，速率前者比后者快。(3)濃度與pH的關(guān)系，如0.01mol·L－1的醋酸溶液pH>2，說(shuō)明醋酸是弱酸。(4)測(cè)對(duì)應(yīng)鹽的酸堿性，如CH3COONa溶液呈堿性，則證明醋酸是弱酸。(5)稀釋前后的pH與稀釋倍數(shù)的變化關(guān)系。如將pH＝2的酸溶液稀釋1000倍，假設(shè)pH<5，則證明酸為弱酸；假設(shè)pH＝5，則證明酸為強(qiáng)酸。(6)采用實(shí)驗(yàn)證明存在電離平衡，如醋酸溶液中滴入石蕊試液變紅，再加CH3COONH4晶體，顏色變淺。(7)利用較強(qiáng)酸(堿)制備較弱酸(堿)判斷電解質(zhì)強(qiáng)弱。如將CO2通入苯酚鈉溶液中，出現(xiàn)渾濁。說(shuō)明碳酸酸性大于苯酚。(8)同pH的強(qiáng)酸和弱酸，分別加該酸的鈉鹽固體，溶液的pH增大的是弱酸，pH幾乎不變的是強(qiáng)酸。(9)pH一樣、體積一樣的強(qiáng)酸和弱酸與堿反響時(shí)消耗堿多的為弱酸。二、極弱電解質(zhì)--水的電離和溶液的酸堿性水的電離1．電離方程式水是一種極弱的電解質(zhì)，電離方程式為2H2OH3O＋＋OH－，簡(jiǎn)寫為H2OH＋＋OH－。2．水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)。(1)室溫下：Kw＝1×10－14。(2)影響因素：只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定。水的電離是吸熱過(guò)程，升高溫度，Kw增大。25℃時(shí),[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=1*10-14(3)適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。3．關(guān)于純水的幾個(gè)重要數(shù)據(jù)4．影響水的電離平衡的因素和影響Kw的因素改變條件水電離平衡移動(dòng)方向Kw升高溫度向右移動(dòng)增大加少量HCl(aq)向左移動(dòng)不變通少量SO2(g)向左移動(dòng)不變加少量NaOH(aq)向左移動(dòng)不變加少量NaHSO4(s)向左移動(dòng)不變加少量NaCl(s)不移動(dòng)不變加少量Na2CO3(s)向右移動(dòng)不變加少量Na(s)向右移動(dòng)不變結(jié)論：(1)加熱，促進(jìn)水的電離，Kw增大。(2)參加酸或堿，抑制水的電離，Kw不變。(3)①參加強(qiáng)酸強(qiáng)堿的正鹽，不影響水的電離。②參加強(qiáng)酸的酸式鹽，抑制水的電離。③參加可水解的鹽(如FeCl3、Na2CO3、NH4Cl)，促進(jìn)水的電離。(4)參加與水反響的活潑金屬(如Na、K)，促進(jìn)水的電離。易錯(cuò)警示(1)任何情況下水電離產(chǎn)生的c(H＋)和c(OH－)總是相等的。(2)水的離子積常數(shù)適用于任何酸、堿、鹽的稀溶液。即Kw＝c(H＋)·c(OH－)中的c(H＋)、c(OH－)分別是溶液中H＋、OH－的總濃度，不一定是水電離出的c(H＋)和c(OH－)。(3)水中加酸或堿對(duì)水的電離均有抑制作用，因此，室溫下，假設(shè)由水電離出的c(H＋)<1×10－7mol·L－1，該溶液可能顯酸性，也可能顯堿性。小結(jié)：常溫下水電離產(chǎn)生c(H＋)和c(OH－)計(jì)算的5種類型任何水溶液中水電離產(chǎn)生的c(H＋)和c(OH－)總是相等的，有關(guān)計(jì)算有以下5種類型(以常溫時(shí)的溶液為例)。(1)中性溶液：c(OH－)＝c(H＋)＝10－7mol·L－1。(2)酸的溶液——OH－全部來(lái)自水的電離。實(shí)例：pH＝2的鹽酸中c(H＋)＝10－2mol·L－1，則c(OH－)＝Kw/10－2＝1×10－12(mol·L－1)，即水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol·L－1。(3)堿的溶液——H＋全部來(lái)自水的電離。實(shí)例：pH＝12的NaOH溶液中c(OH－)＝10－2mol·L－1，則c(H＋)＝Kw/10－2＝1×10－12(mol·L－1)，即水電離出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12mol·L－1。(4)水解呈酸性的鹽溶液——H＋全部來(lái)自水的電離。實(shí)例：pH＝5的NH4Cl溶液中，由水電離出的c(H＋)＝10－5mol·L－1，因局部OH－與局部NHeq\o\al(＋,4)結(jié)合使c(OH－)＝10－9mol·L－1。(5)水解呈堿性的鹽溶液——OH－全部來(lái)自水的電離。實(shí)例：pH＝12的Na2CO3溶液中，由水電離出的c(OH－)＝10－2mol·L－1，因局部H＋與局部COeq\o\al(2－,3)結(jié)合使c(H＋)＝10－12mol·L－1。注意：要區(qū)分清楚溶液組成和性質(zhì)的關(guān)系，酸性溶液不一定是酸溶液，堿性溶液不一定是堿溶液。溶液的酸堿性和pH1．溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對(duì)大小。c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性，25℃時(shí)，pH<7。c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，25℃時(shí)，pH＝7。c(H＋)<c(OH－)，溶液呈堿性，25℃時(shí)，pH>7。2．溶液的pH(1)定義式：pH＝－lgc(H＋)。(2)溶液的酸堿性跟pH的關(guān)系室溫下：(3)pH的測(cè)定①用pH試紙測(cè)定酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞。變色范圍：甲基橙3.1~4.4〔橙色〕石蕊5.0~8.0〔紫色〕酚酞8.2~10.0〔淺紅色〕pH試紙操作：把小片試紙放在外表皿上，用玻璃棒蘸取待測(cè)液點(diǎn)在枯燥的pH試紙上，試紙變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比照即可確定溶液的pH。注意：a.pH試紙使用前不能用蒸餾水濕潤(rùn)，否則待測(cè)液因被稀釋可能會(huì)產(chǎn)生誤差。b．用廣泛pH試紙讀出的pH只能是整數(shù)。②pH計(jì)測(cè)定：可準(zhǔn)確測(cè)定溶液的pH。易錯(cuò)警示(1)溶液呈現(xiàn)酸、堿性的實(shí)質(zhì)是c(H＋)與c(OH－)的相對(duì)大小，不能只看pH，一定溫度下pH＝6的溶液也可能顯中性，也可能顯酸性，應(yīng)注意溫度。(2)pH的取值范圍為0～14，即只適用于c(H＋)≤1mol·L－1或c(OH－)≤1mol·L－1的電解質(zhì)溶液，當(dāng)c(H＋)或c(OH－)≥1mol·L－1時(shí)，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸堿性。(3)也可以用pOH來(lái)表示溶液的酸堿度。pOH是OH－濃度的負(fù)對(duì)數(shù)，pOH＝－lgc(OH－)。因?yàn)槌叵?，c(OH－)·c(H＋)＝10－14，假設(shè)兩邊均取負(fù)對(duì)數(shù)得：pH＋pOH＝14。單一溶液pH的計(jì)算(1)強(qiáng)酸溶液，如HnA溶液，設(shè)溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝ncmol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc。(2)室溫下，強(qiáng)堿溶液，如B(OH)n溶液，設(shè)溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝eq\f(10－14,nc)mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc。溶液稀釋的pH計(jì)算(1)pH＝a的酸eq\f(稀釋10n倍,)eq\b\lc\[\rc\(\a\vs4\al\co1(強(qiáng)酸：pH＝a＋n,弱酸：a<pH<a＋n))(2)pH＝b的堿eq\f(稀釋10n倍,)eq\b\lc\[\rc\(\a\vs4\al\co1(強(qiáng)堿：pH＝b－n,弱堿：b－n<pH<b))注意：酸溶液稀釋時(shí)，pH增大，但無(wú)論稀釋多大倍數(shù)，pH無(wú)限接近于7，卻不會(huì)大于7。堿溶液稀釋時(shí)，pH減小，但無(wú)論稀釋多大倍數(shù)，pH無(wú)限接近于7，卻不會(huì)小于7。(3)對(duì)于pH一樣的強(qiáng)酸和弱酸(或強(qiáng)堿和弱堿)溶液稀釋一樣的倍數(shù)，強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)溶液的pH變化幅度大。這是因?yàn)閺?qiáng)酸(或強(qiáng)堿)已完全電離，隨著加水稀釋，溶液中的H＋(或OH－)的數(shù)目(水電離出的除外)不會(huì)增多，而弱酸(或弱堿)隨著加水稀釋，H＋(或OH－)的數(shù)目還會(huì)增多。(4)對(duì)于物質(zhì)的量濃度一樣的強(qiáng)酸和弱酸(或強(qiáng)堿和弱堿)，稀釋一樣的倍數(shù)，pH的變化幅度不同，強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)稀釋后pH變化幅度大。注意：不管任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近〔即向中性靠近〕；任何溶液無(wú)限稀釋后pH均接近7；稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快?；旌先芤旱膒H計(jì)算(1)兩強(qiáng)酸混合后pH的計(jì)算由c(H＋)混＝eq\f(cH＋1V1＋cH＋2V2,V1＋V2)先求出混合后的c(H＋)混，再根據(jù)公式pH＝－lgc(H＋)求pH。假設(shè)兩強(qiáng)酸溶液等體積混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加0.3。如pH＝3和pH＝5的鹽酸等體積混合后，pH＝3.3。(2)兩強(qiáng)堿混合后pH的計(jì)算由c(OH－)混＝eq\f(cOH－1V1＋cOH－2V2,V1＋V2)先求出混合后的c(OH－)混，再通過(guò)Kw求出混合后c(H＋)，最后求pH。假設(shè)兩強(qiáng)堿溶液等體積混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的減0.3。如pH＝9和pH＝11的燒堿溶液等體積混合后，pH＝10.7。(3)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合后pH的計(jì)算強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合的實(shí)質(zhì)是中和反響即H＋＋OH－=H2O，中和后溶液的pH有以下三種情況：①假設(shè)恰好中和，pH＝7。②假設(shè)剩余酸，先求中和后的c(H＋)，再求pH。③假設(shè)剩余堿，先求中和后的c(OH－)，再通過(guò)Kw求出c(H＋)，最后求pH。酸堿中和滴定1．實(shí)驗(yàn)原理利用酸堿中和反響，用濃度酸(或堿)來(lái)測(cè)定未知濃度的堿(或酸)的實(shí)驗(yàn)方法。以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸溶液滴定待測(cè)的NaOH溶液，待測(cè)的NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度為c(NaOH)＝eq\f(cHCl·VHCl,VNaOH)。酸堿中和滴定的關(guān)鍵：(1)準(zhǔn)確測(cè)定標(biāo)準(zhǔn)液的體積。(2)準(zhǔn)確判斷滴定終點(diǎn)。2．實(shí)驗(yàn)用品(1)試劑：標(biāo)準(zhǔn)液、待測(cè)液、指示劑、蒸餾水。(2)儀器：酸式滴定管(如圖A)、堿式滴定管(如圖B)、滴定管夾、鐵架臺(tái)、燒杯、錐形瓶。(3)滴定管特征和使用要求①"0〞刻度在上，準(zhǔn)確度mL。②查漏—洗滌—潤(rùn)洗—裝液。③制止混用酸式滴定管和堿式滴定管。④滴定管的選用酸性、氧化性的試劑一般用酸式滴定管，因?yàn)樗嵝院脱趸晕镔|(zhì)易腐蝕橡膠。堿性的試劑一般用堿式滴定管，因?yàn)閴A性物質(zhì)易腐蝕玻璃，致使玻璃活塞無(wú)法翻開。3．實(shí)驗(yàn)操作(以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測(cè)NaOH溶液為例)(1)滴定準(zhǔn)備"八動(dòng)詞〞(2)滴定過(guò)程"三動(dòng)作〞(3)終點(diǎn)判斷"兩數(shù)據(jù)〞①最后一滴：滴入最后一滴，溶液顏色發(fā)生突變。②半分鐘：顏色突變后，經(jīng)振蕩半分鐘內(nèi)不復(fù)原，視為滴定終點(diǎn)。(4)數(shù)據(jù)處理按上述操作重復(fù)2～3次，求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值，根據(jù)c(NaOH)＝eq\f(cHCl·VHCl溶液,VNaOH溶液)計(jì)算。(5)誤差分析①原理依據(jù)原理c(標(biāo)準(zhǔn))·V(標(biāo)準(zhǔn))＝c(待測(cè))·V(待測(cè))，所以c(待測(cè))＝eq\f(c標(biāo)準(zhǔn)·V標(biāo)準(zhǔn),V待測(cè))，因c(標(biāo)準(zhǔn))與V(待測(cè))已確定，因此只要分析出不正確的操作引起V(標(biāo)準(zhǔn))的變化，即分析出結(jié)果。V(標(biāo)準(zhǔn))變大，則c(待測(cè))偏高；V(標(biāo)準(zhǔn))變小，則c(待測(cè))偏低。②常見誤差以標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定未知濃度的堿溶液(酚酞作指示劑)為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有：圖解量器的讀數(shù)方法(1)平視讀數(shù)(如圖1)：實(shí)驗(yàn)室中用量筒、移液管或滴定管量取一定體積的液體，讀取液體體積時(shí)，視線應(yīng)與凹液面最低點(diǎn)保持水平，視線與刻度的交點(diǎn)即為讀數(shù)(即凹液面定視線，視線定讀數(shù))。(2)俯視讀數(shù)(如圖2)：當(dāng)用量筒測(cè)量液體的體積時(shí)，由于俯視視線向下傾斜，尋找切點(diǎn)的位置在凹液面的上側(cè)，讀數(shù)高于正確的刻度線位置，即讀數(shù)偏大。(3)仰視讀數(shù)(如圖3)：讀數(shù)時(shí)，由于視線向上傾斜，尋找切點(diǎn)的位置在液面的下側(cè)，因滴定管刻度標(biāo)法與量筒不同，這樣仰視讀數(shù)偏大。至于俯視和仰視的誤差，還要結(jié)合具體儀器進(jìn)展分析，因?yàn)榱客部潭葟南碌缴现饾u增大；而滴定管刻度從下到上逐漸減小，并且滴定管中液體的體積是兩次體積讀數(shù)之差，在分析時(shí)還要看滴定前讀數(shù)是否正確，然后才能判斷實(shí)際量取的液體體積是偏大還是偏小。指示劑變色范圍的pH石蕊紫色甲基橙紅色酚酞淺紅色紅色5.指示劑選擇的根本原則變色要靈敏，變色范圍要小，使變色范圍盡量與滴定終點(diǎn)溶液的酸堿性一致。(1)不能用石蕊作指示劑。(2)滴定終點(diǎn)為堿性時(shí)，用酚酞作指示劑，例如用NaOH溶液滴定醋酸。(3)滴定終點(diǎn)為酸性時(shí)，用甲基橙作指示劑，例如用鹽酸滴定氨水。(4)強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿一般用甲基橙，但用酚酞也可以。(5)并不是所有的滴定都須使用指示劑，如用標(biāo)準(zhǔn)的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液時(shí)，KMnO4顏色褪去時(shí)即為滴定終點(diǎn)。易錯(cuò)警示滴定管和量筒讀數(shù)的區(qū)別(1)滴定管"0〞刻度在上方，數(shù)值從上到下依次增大，因此仰視時(shí)讀數(shù)偏大，俯視時(shí)讀數(shù)偏小。量筒無(wú)"0〞刻度，數(shù)值從下到上依次增大，因此仰視時(shí)讀數(shù)偏小，俯視時(shí)讀數(shù)偏大。(2)記錄數(shù)據(jù)時(shí)，滴定管的讀數(shù)應(yīng)記錄到小數(shù)點(diǎn)后兩位，如20.00mL；量筒的讀數(shù)最多記錄到小數(shù)點(diǎn)后一位，如8.0mL。(3)恰好中和＝酸堿恰好完全反響≠滴定終點(diǎn)≠溶液呈中性。(4)滴定終點(diǎn)是通過(guò)指示劑顏色變化而實(shí)際控制的停頓滴定的"點(diǎn)〞，滴定終點(diǎn)與恰好中和越吻合，測(cè)定誤差越小。七、鹽類的水解〔只有可溶于水的鹽才水解〕1、鹽類水解：在水溶液中*些可溶鹽電離出來(lái)的弱酸陰離子或弱堿陽(yáng)離子離子跟水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)，從而促進(jìn)水的電離的反響。2．實(shí)質(zhì)鹽電離eq\b\lc\{\rc\}(\a\vs4\al\co1(弱酸的陰離子→結(jié)合H＋,弱堿的陽(yáng)離子→結(jié)合OH－))→破壞了水的電離平衡→水的電離程度增大→eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(cH＋≠cOH－→溶液呈堿性、酸性,cH＋＝cOH－→溶液呈中性))3．特點(diǎn)eq\*(可逆)→水解反響是可逆反響|eq\*(吸熱)→水解反響是酸堿中和反響的逆反響，是吸熱過(guò)程|eq\*(微弱)→水解反響程度很微弱4.鹽類水解規(guī)律：①有弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。越稀越水解，越熱月水解。鹽的類型實(shí)例是否水解水解的離子溶液的酸堿性溶液的pH強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽NaCl、KNO3否中性pH＝7強(qiáng)酸弱堿鹽NH4Cl、Cu(NO3)2是NHeq\o\al(＋,4)、Cu2＋酸性pH<7弱酸強(qiáng)堿鹽CH3COONa、Na2CO3是CH3COO－、COeq\o\al(2－,3)堿性pH>7②多元弱酸根，濃度一樣時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。(如:Na2CO3＞NaHCO3)③弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性，取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對(duì)大小。a.假設(shè)電離程度小于水解程度，溶液呈堿性。如NaHCO3溶液中：HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)(次要)，HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－(主要)。b.假設(shè)電離程度大于水解程度，溶液顯酸性。如NaHSO3溶液中：HSOeq\o\al(－,3)H＋＋SOeq\o\al(2－,3)(主要)，HSOeq\o\al(－,3)＋H2OH2SO3＋OH－(次要)?！材壳氨仨氈繦C2O4-、HSOeq\o\al(－,3)、HPO32—和H2PO4—的電離大于水解〕5.表示方法——水解的離子方程式(1)一般鹽類水解程度很小，水解產(chǎn)物很少，在書寫鹽類水解方程式時(shí)要用"〞號(hào)連接。鹽類水解一般不會(huì)產(chǎn)生沉淀和氣體，所以不用"↓〞或"↑〞表示水解產(chǎn)物(雙水解例外)。不把產(chǎn)物(如NH3·H2O、H2CO3)寫成其分解產(chǎn)物的形式。如：Cu(NO3)水解的離子方程式為Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋。NH4Cl水解的離子方程式為NHeq\o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋。(2)多元弱酸鹽的水解分步進(jìn)展，逐級(jí)減弱，離子方程式分步書寫，如Na2CO3的水解離子方程式：COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－，HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－。一般以第一步水解為主，下一級(jí)水解課忽略，原因是上一級(jí)水解出的OH－是下一級(jí)水解的產(chǎn)物，對(duì)下級(jí)水解有抑制作用。(3)多元弱堿陽(yáng)離子的水解方程式一步寫完，如：明礬水解的離子方程式：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋。(4)假設(shè)陰、陽(yáng)離子水解相互促進(jìn)，由于水解完成，書寫時(shí)要用"=〞"↑〞"↓〞等，如：常見的雙水解反響完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3＋＋3S2－＋6H2O=2Al(OH)3↓＋3H2S↑。易錯(cuò)警示(1)判斷鹽溶液的酸堿性，需先判斷鹽的類型，因此需熟練記憶常見的強(qiáng)酸