高中化学选修4 第三章（水溶液中的离子平衡）专题基础知识总结
第一节弱电解质的电离
电解质：在水溶液或熔融状态下能导电的化合物。
非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。
讨论条件：热稳性较差的电解质只讨论它们在水溶液中的电离，易与水反应的电解质只讨论它们在熔融状态下的电离。【注意】
（1）电解质和非电解质都是指化合物，认为除电解质外的物质均是非电解质的说法是错误的。
单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
（2）必须是在水分子的作用下或受热熔化后，本身直接电离出自由移动的离子的化合物才是电解质。
并不是溶于水能导电的化合物都是电解质。如SO3、NH3等溶于水都能导电，但SO3、NH3是非电解质。
（3）只要具备在水溶液或熔融状态下能够导电其中一个条件的化合物即为电解质。
（4）某些离子型氧化物，如Na2O、CaO等，讨论时要注意讨论条件。
虽然溶于水后电离出来的自由离子不是自身电离的，但在熔化时却可以自身电离，且完全电离，故属于强电解质。（5）电解质不一定在任何状态下都导电，导电物质不一定是电解质；
非电解质不导电，不导电的物质不一定是非电解质。
本质：电解质本身电离出自由移动的离子。
判断化合物是电解质还是非电解质的方法：主要看该化合物在溶于水或熔化时自身是否电离出阴阳离子：能电离的属电解质，不能电离的属非电解质。
水溶液是否能导电，只能是判断是否是电解质的参考因素。酸、碱、盐和离子化的氧化物一般属于电解质。
电离方程式的书写规范：
（1）强电解质的电离用等号，弱电解质的电离用可逆号。
（2）多元弱酸分步电离，故需分步书写电离方程式，但第一步是主要的；应使用可逆号。
（3）多元弱碱分步电离，电离方程式不要求分步写；应使用可逆号。
（4）两性氢氧化物双向电离。
（5）在水溶液中，强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐分步电离，第一步只电离出酸式根离子和阳离子。
（6）在熔融状态下，强酸的酸式盐只电离出酸式根离子和阳离子。
典型电离方程式（参考化学2—必修）：
氯化钠：
盐酸：
氢氧化钠：
硫酸钡（熔融态）：
氢氧化钙（澄清溶液）：
氢氧化钙（浊液、石灰乳）：
氢氧化铝（酸式、碱式电离）：
氢氧化铁（部分电离）：
一水合氨（部分电离）：
醋酸（部分电离）：
碳酸（分步电离）：
磷酸（分步电离）：
明矾（复盐）：
硫酸氢钠（水溶液中）：硫酸氢钠（熔融态）：
碳酸氢钠（水溶液中）：碳酸氢钠（熔融态）：
强电解质：在水溶液里或熔融状态下能够全部电离的电解质叫强电解质。
弱电解质：在水溶液里或熔融状态下不能够全部电离的电解质叫弱电解质。
强电解质和弱电解质的根本区别：发生全部电离还是部分电离。
强电解质、弱电解质比较表：
（1）电解质的强弱由物质的内部结构决定，强弱电解质的主要区别是在水溶液中能否完全电离。
（2）电解质的强弱与其溶解度无关。
电解质的强弱与其水溶液的导电能力没有必然联系。强电解质溶液的导电能力不一定强。
溶液导电能力决定因素：自由移动离子浓度的多少（受电解质离子浓度、溶解度影响）、所带电荷的多少
在物质的量浓度相同的情况下，强电解质溶液的导电能力比弱电解质溶液的导电能力强。
（3）电解质的强弱与化学键没有必然联系。含有强极性键的化合物不一定都是强电解质（如HF）。
一般的，强电解质含有离子键或强极性键。
（4）电解质的强弱与其溶解度无关，对难溶或微溶于水的盐要正确看待，如BaSO4、MgCO3、Ca(OH)2等盐和碱。
虽然溶解度很小，但其溶于水的部分完全电离，因此为强电解质。
某些能溶于水的盐，溶于水的部分只能部分电离，因此为弱电解质。
（5）电解质的电离与有无外加电场无关。
中学化学里常见的离子化合物：
1.绝大多数盐：NaCl、Na2S、CaCO3、AgCl
2.强碱：LiOH、NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2
3.部分金属氧化物、过氧化物：Na2O、Na2O2、K2O、MgO、CaO、BaO、Al2O3
判断电解质是弱电解质的实验方法：
（1）从弱电解质的电离特点分析
1.测定浓度与pH的关系
例1：配制0.1mol/L的醋酸溶液，测定pH>1。
例2：配置相同浓度的盐酸和醋酸，测定两溶液的pH，盐酸的pH小，醋酸的pH大。
2.在相同浓度温度下，与强电解质做导电对比试验。
例：配置相同浓度的盐酸和醋酸，取相同体积分别加入烧杯中并并联，接通电源，观察灯泡亮度，插在盐酸中的灯泡亮度大，插在醋酸中的灯泡亮度小。
3.在相同浓度温度下，与同一物质反应比较速率的大小。
例：配置浓度相同的盐酸和醋酸溶液，加入纯度、质量都相同的同种锌粉。两溶液与锌反应产生氢气的速率：盐酸＞醋酸。（2）从影响弱电解质电离的外界因素分析，利用实验证明其存在电离平衡
1.比较稀释前后溶液pH与稀释倍数的变化关系
例：配制pH相同的盐酸和醋酸溶液，取1mL上述盐酸和醋酸溶液分别用蒸馏水稀释相同倍数（如100倍），在测定稀释后溶液的pH，盐酸pH变化大，醋酸pH变化小。
2.加热后测定酸溶液的pH，观察是否变化（加入指示剂，观察颜色变化）,pH基本不变的是强酸，pH变化的是弱酸。
3.加入其对应的可溶性盐固体的方法
例：把一定浓度的醋酸溶液分成两等分，其中一份加入醋酸钠固体，然后分别测其pH，加入醋酸钠固体的醋酸溶液pH变大，另一份pH无明显变化。
【注意】只要能证明该物质不完全电离，存在电离平衡，既有离子又有分子，则可说明为弱电解质。
弱电解质的电离：Array电离平衡状态的建立：
在一定条件（温度，浓度）下，当溶解的电解质分子电离成
离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达
到平衡状态，称为电离平衡。
电离平衡状态的特征：
（1）弱：存在于弱电解质的溶液里。
（2）等：分子电离成离子的速率等于离子结合成分子的速率。
（3）定：达到平衡时，溶液中离子浓度和分子浓度都保持不变（不随时间变化，但不一定相等）。
（4）动：电离平衡属于动态平衡：v（离子化）＝v（分子化）≠0
（5）变：外界条件（温度、浓度、外加试剂等）发生变化时，电离平衡发生移动，在新的条件下重新建立新的平衡。（6）吸：电离平衡一般是吸热的。
（7）同：电离平衡建立与反应从哪个方向（正向、逆向、双向）开始进行无关。（参见等效平衡）
【注意】电离平衡遵循化学平衡的一般规律，勒夏特列原理同样适用于电离平衡。
影响电离平衡的因素：
（1）内因：由电解质本身的结构决定。共价键极性越弱，电解质越弱，电离程度越小。
常温下绝大多数0.1mol/L弱电解质电离的分子数不超过10％。
（2）外因：
温度：温度升高，电离平衡向右移动，平衡常数增大，电离程度增大。
原因：电离是吸热的。升高温度，电离平衡向电离方向移动。一般的，加热时不考虑电解质挥发、分解等。
浓度：浓度越大，电离程度越小。
注意：在任何电离平衡中，加水稀释溶液促进电离，电离平衡向电离方向移动，离子浓度减小。
原因：加水时溶液体积的增大程度大于电解质电离出离子的增大程度。
同离子效应：加入含有弱电解质对应离子的物质，电离被抑制，弱电解质的电离平衡向逆反应方向移动。
能反应的物质：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质，弱电解质的电离平衡向正反应方向移动。
酸碱度一般结论：在弱酸的电离平衡中，加碱促进电离，加酸抑制电离。
在弱碱的电离平衡中，加酸促进电离，加碱抑制电离。
例：0.1 mol/L CH3COOH溶液中加入下列物质后的变化（见专题附表1）
电离平衡常数：
概念：在一定条件下，弱电解质的达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度
的比是一个常数，称为电离平衡常数，简称电离常数。
符号：K（弱酸：K a弱碱：K b）
表达式：∏∏=
B
m
m
A
i
B
c A c m
K 未电离分子生成离子)
()
(i
i
νν
【注意】弱电解质电离常数表达式中的浓度（生成离子的浓度；未电离分子的浓度）均为达到电离平衡后各粒子在溶液中的浓度值。纯液体的浓度是定值，不列入表达式。
意义：从电离平衡常数的表达式可以看出，分子越大分母越小，则电离平衡常数越大，即弱电解质的电离程度越大。 因此，电离平衡常数可以衡量弱电解质的相对强弱。
K 值越大，电离程度绝大，弱酸的酸性/弱碱的碱性越强。 影响因素：
（1）内因：弱电解质的本性：同温度下不同的弱电解质K 值相同。 （2）外因：
A.是温度的单值函数。电离平衡是一个吸热过程，升高温度电离平衡常数增大。
【注意】K 随温度而变化，但由于电离过程中热效应较小，温度改变对电离常数影响不大，其数量级一般不变，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响。 B.其他：与浓度、酸碱度均无关。 多元弱酸的电离平衡常数：
多元弱酸各级电离平衡常数大小关系：K a1>>K a2>>K a3 ，所以其酸性主要决定于第一步电离。 原因：
（1）一级电离出氢离子后，剩下的酸根离子带负电，增加对氢离子的吸引力，使第二个氢离子电离困难。 （2）一级电离出的氢离子抑制了二级电离过程。
相同条件下弱酸的酸性强弱：H 2SO 3>H 3PO 4>HF>CH 3COOH>H 2CO 3>H 2S>HClO
【注意】H 3PO 4 > H 2PO 3- > H 2CO 3 > HCO 3- > HPO 3- > CO 32- > PO 33- 结合质子能力由弱到强，酸性由强到弱 应用：计算弱酸溶液中的氢离子浓度；比较弱酸酸性的强弱。
弱电解质的电离度： 计算式：原弱电解质浓度
已电离弱电解质浓度
原弱电解质物质的量量已电离弱电解质物质的原弱电解质分子数已电离弱电解质分子数电离度===
α
以一元弱酸HA 为例：
)
()()()()()
(HA c c HA c c HA c HA c A H 初始初始初始已电离电离度-
+=
==α 影响因素：
（1）电离度的大小主要是由弱电解质本身性质决定。在同一条件下，电离度大的弱电解质的电离程度就越大。故电离度可以表示弱电解质的相对强弱。
（2）同一弱电解质的电离度既受温度影响也受浓度影响。 弱电解质浓度越大，电离程度越小。 因此在使用电离度时必须指明温度和浓度，若不指明温度通常认为是25℃。
第二节 水溶液的酸碱性
水的电离：
基本特点：水是极弱电解质，水分子与水分子之间相互作用引起水的微弱电离，通常只有少数水分子电离。 水的电离是吸热的、可逆的，属于自偶电离。
水的电离方程式：精确的实验表明，水是一种极弱的电解质，能够微弱的电离，生成H 3O +和OH -
H 2O+H 2O=H 3O ++OH -
通常把上式简写为： H 2O=H ++OH - 【注意】
（1）在25℃时，纯水中H +浓度和OH -浓度都等于1×10-7mol/L 。 （2）由水电离出的H ++OH -数目相等。
水的电离相关常数：
水的电离平衡常数：在一定温度下，K=c(H+)×c(OH-)/c(H2O)
在室温下，1L水的物质的量为55.6mol，这与发生电离的水的物质的量1×10-7mol相比，水的电离部分可以忽略不计。所以电离前后，水的物质的量浓度几乎不变，可以视为常数。因此上式可以写为：
K×c(H2O)=c(H+)×c(OH-)=K w
水的离子积：水的电离常数与水的物质的量的积为一新的常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。
符号：K w 单位：mol2/L2
性质：
（1）一定温度下是常数，只与温度呈正相关。
（2）升高温度，水的电离程度增大，水的电离平衡向右移动，离子积增大。
降低温度，水的电离程度减小，水的电离平衡向左移动，离子积减小。
意义：反映了一定温度下的水和c(H+)和c(OH-)的关系。水的离子积常数揭示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H+和OH-共存，只是相对含量不同而已。并且在稀酸和稀碱溶液中，温度为25℃时，K w=1×10-14仍为同一常数。
影响因素：水的离子积随温度的变化而变化，不随溶液中离子浓度的改变而改变。
因为水的电离过程是一个吸热过程，所以当温度升高时，有利于水的电离，水的离子积增大。
适用范围：常温下K w=1×10-14，不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液。
【注意】
1.c(H+)和c(OH-)均表示溶液中H+和OH-的总物质的量浓度。
2.离子积常用于c(H+)和c(OH-)的相互换算。
影响水电离平衡的因素：
（1）温度：由于水的电离吸热，
升温促进水的电离。水的电离平衡向右移动，电离常数增大，电离度增大，离子浓度增大，离子积增大；
降温抑制水的电离。水的电离平衡向左移动，电离常数减小，电离度减小，离子浓度减小，离子积减小。
但c(H+)和c(OH-)保持相等，因此溶液呈中性。
（2）加入酸或碱：在水中加入酸或碱，即增大c(H+)或c(OH-)，抑制水的电离，平衡向左移动，电离度减小，离子积不变。
水本身电离出的c(H+)或c(OH-)减小，但两者总量仍相等。
加入酸：直接增大c(H+)，可以在水中通入HCl气体，离子积不变，c(OH-)减小。
加入碱：直接增大c(OH-)，可以在水中加入NaOH固体，离子积不变，c(H+)减小。
（3）加入活泼金属：活泼金属与氢离子反应，使水的电离平衡正向移动，水电离的c(OH-)增大。
（4）加入某些盐：存进水的电离，离子积不变。
（5）加入某些氧化物：加入酸性氧化物：溶于水生成酸，酸电离出H+，增大了c(H+)，使水的电离平衡向左移动。
加入碱性氧化物：溶于水生成酸，酸电离出OH-，增大了c(OH-)，使水的电离平衡向左移动。（6）特殊化合物：某些化合物与水发生反应，如氢化钠，氢负离子与水中的氢离子发生反应，因此平衡向右移动。
【结论】
（1）水中加酸或碱抑制水的电离，离子积不变。
（2）升温会促进水的电离，水电离出的c(H+)＝c(OH-)。
常温下水电离出的c(H＋)、c(OH-)的计算：
（1）中性溶液：c(H＋)＝c(OH-)＝1.0×10-7mol/L
（2）溶质为酸的溶液：H+来源于酸电离和水电离，而OH-只来源于水。
（3）溶质为碱的溶液：OH-来源于酸电离和水电离，H+而只来源于水。
（4）水解呈酸性或碱性的盐溶液：H+、OH-均由水电离产生。
【说明】
（1）离子积不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性溶液。不管哪种溶液均有c(H＋)水＝c(OH-)水，K w=c(H+)×c(OH-)
（2）酸溶液中，[c(H＋)水+c(H＋)酸]×c(OH-)水＝K w 通常忽略c(H＋)水
碱溶液中，[c(OH-)水+c(OH-)酸]×c(H+)水＝K w 通常忽略c(OH-)水
（4）常温下，c(H＋)水＝c(OH-)水＜1.0×10-7mol/L，水的电离受到了抑制，加酸加碱均有可能；
c(H＋)水＝c(OH-)水＞1.0×10-7mol/L，水的电离受到了促进，加活泼金属加能水解的盐均有可能。
溶液的酸碱性：取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。
通用方法：
中性溶液：c(H+)＝c(OH-)
酸性溶液：c(H+)＞c(OH-)
碱性溶液：c(H+)＜c(OH-)
由于在25℃的温度下，K w＝1×10-14，因此：
中性溶液：c(H+)＝c(OH-)＝1×10-7 pH＝7
酸性溶液：c(H+)＞c(OH-) c(H+)＞1×10-7pH＜7
碱性溶液：c(H+)＜c(OH-) c(H+)＜1×10-7 pH＞7
【注意】
（1）溶液的酸碱性是由c(H+)和c(OH-)的相对大小决定的，而不在于c(H+)或c(OH-)绝对数值的大小。
（2）溶液中c(H+)越小，c(OH-)越大，溶液酸性越弱，碱性越强；
溶液中c(OH-)越小，c(H+)越大，溶液碱性越弱，酸性越强。
（3）用c(H+)和c(OH-)与1×10-14相比较，只适用于25℃的情况，而c(H+)和c(OH-)相对大小的比较在任何情况下都适用。（4）在酸碱的水溶液中，水电离出的c(H+)和c(OH-)始终相等，有时某一种需要忽略。
但酸中c(OH-)很小，但这完全是由水电离而来，不能忽略；
同样，碱中的c(H+)也不能忽略。
例：水中加入下列物质后相关参数的变化（见专题附表2）
溶液酸碱性的表示方法：pH
概念：溶液中氢离子浓度的负对数。定义式：pH=-lg[c(H+)]
意义：pH大小能反映出溶液中氢离子浓度的大小，可以表示溶液酸碱性的强弱。.
改变溶液pH的常用方法：
pH和溶液酸碱性的关系：
pH
判断溶液酸碱性的三种方法：
溶液酸碱性与pH
【注意】在25℃时
1.pH＞7，表示溶液呈碱性，pH每增加一个单位，c(OH-)增大10倍。
2.pH＜7，表示溶液呈酸性，pH每减小一个单位，c(H+)增大10倍。
pH值的测定方法：
（1）酸碱指示剂（定性测量范围）：
只能测溶液的酸碱性，即pH的大致范围，不能测出具体数值。
常用的酸碱指示剂及变色范围：
（3）pH试纸（定量粗略测量）：
pH试纸是由多种有机弱酸和有机弱碱浸泡而成的，本身为姜黄色。遇到酸碱度不同的溶液，可显示14种颜色。可以定性测定气态物质的酸碱性，也可定量测定溶液的酸碱度。
pH试纸有广范pH试纸（1—14之间，间隔为1个pH单位）和精密pH试纸（1—14之间，间隔为0.5个pH单位）。中学实验测定某种溶液的pH，一般用广范pH试纸，考试以广范pH试纸作答。
操作方法：用镊子取一块pH试纸放在干燥的表面皿或干燥的玻璃片中央，用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液，滴在pH试纸中央，将变色的试纸与标准比色卡对照，读出pH。
读数：若试纸变红则pH＜7，若试纸变蓝则pH＞7。
标准比色卡比较确定的c(H+)的大小范围[1×10-14，1]，pH的大小范围：[0,14]
当c(H+)不在大小范围内时，pH表示溶液的酸碱性并不简便，应当用AG来表示。
测定时主要情况分析：
(一)定性测定气态物质的酸碱性
气态物质显酸性(或碱性)是说其溶于水后产生，要求使用pH试纸定性测定其酸碱性之前必须将其润湿。
如试纸呈红色，则所测气体显酸性，且红色愈深，酸性愈强；
如试纸显蓝色，则所测气体显碱性，且蓝色愈深，碱性愈强。
(二)定量测定溶液的酸碱度
注意1：pH试纸绝不能预先润湿，否则，相当于把待测液稀释，这样测出的pH就有可能产生误差。
（1）如待测液是中性溶液，不管其浓度是否相同，pH均为7，则不管pH试纸是否预先润湿，均不会产生误差。
（2）如待测液是酸性溶液，pH试纸预先润湿，相当于将原溶液稀释，c(H+)降低，测得pH偏高；
如待测液是碱性溶液，pH试纸预先润湿，相当于将原溶液稀释，c(OH-)降低，测得pH偏低。
（3）对酸溶液或碱溶液而言，pH试纸预先润湿所造成的误差还须从酸或碱的强弱角度去进一步考虑。
现以用预先润湿的pH试纸测溶液的pH为例加以分析。
假定所用pH试纸等大，润湿程度一致，测定时向试纸上加酸体积相等，则相当于把两种待测溶液稀释相同倍数，此时强酸升高的幅度大于弱酸pH升高幅度，最终强酸的pH大于弱酸的pH。即用预先润湿的pH试纸测c(H+)相同的强酸和弱酸的pH，强酸的误差更大。
这是因为强酸和强碱是强电解质，在水中完全电离，稀释到原体积的n倍，c(H+)或c(OH-)就降为原来的1/n；弱酸和弱碱是弱电解质，在水中部分电离，稀释促进其电离。稀释到原体积的n倍，c(H+)就降到比原来1/n大的某值。
注意2：测定溶液的pH时，不能把pH试纸浸到待测液中。
如果测定几种未知溶液的pH，应该用几根洁净的玻璃棒分别蘸取不同的溶液，分别点在小块pH试纸上。
如果只用一根玻璃棒，每蘸取一种溶液后，必须将玻璃棒洗净、擦干后再蘸取另一种溶液。
注意3：玻璃棒应洁净、干燥。
注意4：应在半分钟内观察，时间过长，试纸显示的颜色会改变。
有关溶液pH的计算方法：
【思路】求溶液的pH，关键是求出c(H+)。
【注意】
（1）判断溶液是酸性还是碱性。
如果是酸性溶液，直接求c(H+)；如果是碱性溶液，先求出c(OH-)，再换算为c(H+)进行计算。
（2）判断酸碱溶液是稀还是较浓。
如果是极稀的溶液，水的电离不能忽视；如果是较浓的酸、碱溶液，可忽略水的电离。
pH＝﹣lgc(H+) pOH＝﹣lgc(OH-)
记忆公式：酸性：求c(H+)→pH 碱性：求c(OH-)→c(H+)→pH
c(H+)×c(OH-)＝1×10-14（常温）pH+pOH＝14
题型2：强酸强碱混合后溶液pH的计算：
来自于水的电离，而稀释或混合过程中，水的电离被破坏，OH-的量不再守恒。H+则考虑酸的电离而忽略水的电离。碱性溶液同理，只能首先计算OH-的变化。
酸碱发生中和反应后溶液pH的判断技巧：
（1）酸与碱的pH之和为14，等体积混合
若为强酸与强碱，pH＝7
常温时若为强酸与弱碱，pH＞7
若为弱酸与强碱，pH＜7
规律：pH相当（pH之和为14）谁弱谁过量，谁弱显谁性。
原因：酸与碱已电离的H+与OH-恰好中和，谁弱谁的H+或OH-有储备（即物质过量），中和后还能继续电离。
（2）等体积强酸（pH1）与强碱（pH2）混合
若pH1+pH2＝14，则溶液呈中性，pH＝7
常温时若pH1+pH2＞14，则溶液呈碱性，pH＞7
若pH1+pH2＜14，则溶液呈酸性，pH＜7
（3）强碱（pH1）与强酸（pH2）混合
呈中性时，二者的体积关系有如下规律：
1.若pH1+pH2＝14，则V（酸）=V（碱）。
2.若pH1+pH2≠14，则V（酸）：V（碱）=10pH1+pH2-14
（1）无限稀释7为限度：无论稀释多大倍数，酸溶液不显碱性，碱溶液不显酸性，无限稀释时，溶液pH接近于7。
（2）当酸提供的c(H＋)很小时，不能忽略水电离出的c(H＋)。
（3）碱的稀释先求c(OH-)，再转换成c(H＋)。当碱提供的c(OH-)很小时，不能忽略水电离出的c(OH-)。
酸碱稀释pH轴区间图：
酸碱中和滴定：
定义：利用中和反应，用以知物质的量浓度的酸（或碱）（标准液）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）（待测液）的实验方法。
酸碱中和反应的实质：H2O=H++OH-
酸碱中和滴定的计量依据和计算：c（酸）×V（酸）×酸的元数＝c（碱）×V（碱）×碱的元数
c（标）×V（标）＝c（待）×V（待）
特点：简便快捷准确
应用：广泛应用于科研和工农业生产。
关键：1.准确测定参加反应的两种溶液的体积2.准确判断中和反应是否恰好完全反应
指示剂的选择和滴定终点的判断：
（1）常用的酸碱指示剂及变色范围
研究酸碱中和反应过程中溶液pH变化：
突跃范围：把酸碱恰好中和的最后一滴酸或碱引起溶液pH的突变叫做酸碱中和滴定的突跃范围。
指示剂的选择是根据突跃范围：
选择指示剂时，一般要求变色明显、灵敏、容易观察。指示剂的变色范围与恰好中和时的pH要吻合。
指示剂用量：常用2—3滴，因指示剂本身也是弱酸或弱碱。若用量过多，会使滴定时酸或碱的消耗量增加。
滴定管：
分类：酸式滴定管：下端是用于控制液体流量的玻璃活塞，通过转动活塞控制液体流量。
取酸性和强氧化性溶液；不能装碱液、水解呈碱性的盐溶液、氢氟酸。
碱式滴定管：下端是一段橡皮管，橡皮管内有一个比橡皮管内径稍大的的玻璃小球，通过挤压小球控制液体流量。
取碱性和无氧化性溶液，不能装酸溶液或高锰酸钾等强氧化性物质的溶液。
构造：滴定管是一种具有精确刻度、内径均匀的细长玻璃管。
（1）常有25mL、50mL两种规格。
（2）刻度：零刻度在上，满刻度在下，满刻度一下无刻度。1mL分为10格，每小格是0.1mL,，
故可精读到0.1mL，估读到0.01mL。
（3）滴定管的精度比量筒高得多，是有零刻度的计量仪器。滴定管的零刻度在上方，其刻度由上而下逐渐增大。
用途：准确量取液体体积，中和滴定实验。
仪器：滴定管、锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯
试剂：待测液、标准液、蒸馏水、自来水
滴定准备过程：
（1）仪器的洗涤
三洗：水洗→蒸馏水洗→待装液润洗
三次：每个洗涤过程进行3次
洗净的标志：滴定管内壁不挂水珠。
（2）查漏
酸式滴定管：关闭活塞，向已洗净的滴定管中装上一定体积的水，固定在滴定管夹上直立静置两分钟，观察有无水滴漏下。然后将活塞旋转180°，再静置两分钟，观察有无水滴漏下，如均不漏水，滴定管即可使用。
碱式滴定管：放开小球，向已洗净的滴定管中装上一定体积的水，固定在滴定管夹上直立静置两分钟，观察有无水滴漏下。【酸式滴定管漏水处理】取下玻璃活塞，用滤纸或纱布擦干活塞及活塞槽。用手指蘸少量凡士林抹在活塞粗的一端，沿圆周涂一薄层，尤其在孔的近旁，不能涂多。涂活塞另一端的凡士林最好是涂在活塞槽内壁上，涂完以后将话塞插入槽内，插时活塞孔应与滴定管平行。然后转动活塞，从外面观察活塞与活塞槽接触的地方是否呈透明状态，转动是否灵活，并检查活塞是否漏水。如不合要求则需要新涂凡士林。
【碱式滴定管漏水处理】将橡皮管中的玻璃珠稍加转动.或略微向上推或向下移动一下，进佯处理后仍然漏水，贝懦要更换玻璃珠或橡皮管
（3）润洗
再加入酸碱反应液之前，洁净的酸式滴定管和碱式滴定管还分别用所可盛装的酸或碱溶液润洗2—3次。
润洗方法：从滴定管上口加入3—5mL 所要盛装的酸或碱溶液，倾斜着转动滴定管，是液体润洗全部滴定管内壁，然后一手控制活塞（酸式滴定管轻轻转动活塞，碱式滴定管轻轻挤压小球）另一只手匀速转动滴定管使液体流出，重复3次。 （4）装反应液
分别将酸碱反应液加入到酸式滴定管和碱式滴定管中，使液面位于滴定管刻度“0”以上2—3cm 处，并将滴定管垂直固定在滴定管夹上，在滴定管下放一烧杯，调节活塞或轻挤小球使刻度线以下充满液体，并使液面处于某一刻度。 【排气泡的方法】
酸式滴定管：将酸式滴定管稍稍倾斜,迅速打开活塞,气泡随溶液的流出而被排出。
碱式滴定管：使尖嘴向上，并捏住小球后上部的橡皮管，使溶液流出的同时使气泡排出。 （5）调节起始读数：准确读取读数并记录 【读数时的注意事项】
1.滴定管余水平实验台面保持垂直。
2.三点成一水平线（眼睛、刻度、凹液面最低处） （6）在锥形瓶中加入一定体积的待测液
【注意】锥形瓶只能用蒸馏水洗，一定不能用待测液润洗，否则结果会偏高。锥形瓶取液时一定要用滴定管，不能用量筒。 （7）滴加指示剂
向锥形瓶中滴加2—3滴指示剂，在锥形瓶底放一张白纸，作用是使滴定终点颜色变化更为明显，开始滴定。
【注意】指示剂用量不能过多，因指示剂本身也具有弱酸性或弱碱性，会使滴定中耗液量增大或减小，造成滴定误差。 滴定操作：
（1）滴定：记录起始的碱式滴定管内液面读数，左手轻轻挤压碱式滴定管内的玻璃球，右手不断摇动锥形瓶（使溶液在瓶内按顺时针方向不停做圆周运动），当溶液接近无色时，要控制液滴的速度，眼睛始终注意锥形瓶内溶液颜色的变化。 滴加速度：先快后慢，接近滴定终点时，要慢慢滴加，一滴一摇。
（2）滴定终点的判断：当滴入一滴标准HCl 溶液时，刚好是锥形瓶内溶液由红色变为无色且不再复原。
（3）读数：准确记下酸式滴定管内溶液的体积。在读取滴定管内液面所在体积数时，应使滴定管与实验台面保持垂直，并使视线与滴定管内液体凹液面最低处相切，等液面稳定1min 左右后再读数，要估读到0.01mL 。 【滴定过程中注意事项】
（1）铁架台的底座上放白纸。
（2）拿锥形瓶时，右手前三指拿住瓶颈，边滴边摇动，以顺时针圆周运动，瓶口不能碰滴定管，瓶底不能碰铁架台。 （3）滴定管使用方法：
酸式滴定管：用左手控制活塞，拇指在管前，食、中指在管后，三指平行轻拿活塞柄，无名指及小指弯向手心，轻 轻转动活塞，不要反食指和中指伸直，防止产生将活塞拉出的力，操作轻缓自然。
碱式滴定管：左手拇指在前食指在后，拿住橡皮管中的玻璃球的稍上部位挤压时，不能按玻璃球以下部位，否则放 开手空气将进入管中形成气泡。
（4）滴定过程中禁止手触碰滴定管尖嘴，眼睛要看锥形瓶内溶液颜色，禁止看滴定管内刻度。
（5）滴加速度：开始时可稍快，让标准溶液一滴一滴匀速滴下，渐滴成线。快达滴定终点时，要慢慢滴加，一滴一摇。 （6）滴定终点的判断：
最后一滴刚好使指示剂颜色发生改变且半分钟内不复原。 指示剂变色后关闭活塞或阀。 （7）滴定结束时读数并记录。
（8）滴定应重复三次，最后求三次滴定结果的平均值。 （9）计算
酸碱中和滴定曲线：酸碱中和滴定过程中NaOH 溶液的体积为横坐标，以pH 为纵坐标绘出一条溶液pH 随碱的滴加量而变化的曲线。
意义：酸碱反应曲线描述了酸碱混合过程中溶液pH 的变化情况，其中酸碱反应终点附近的pH 突变情况，这对定量测定酸或碱的实验中如何选择酸碱指示剂具有重要意义。
酸碱中和滴定误差分析：
酸碱中和滴定误差：待测液的实验测定浓度与待测液准确浓度之间的差异。 分析公式：)
()
()()(待标标＝
标V V c c 分析V （标）的变化是分析c （待）误差的关键。
导致V （标）偏大的因素会导致c （待）偏大，导致V （标）偏小的因素会导致c （待）偏小。
例：以酚酞作指示剂，标准酸溶液滴定未知浓度的碱
化学平衡图像专题 基础知识： 对于反应mA(g) + nB(g) pC(g)+qD(g) △H<0 m+n>p+q 条件改变变化结果 K变化平衡移动反应A的浓度C(A)A转化率C的含量条件改变ν逆ν正变 化 1C(A)增大 2C(A)减小 3C(C)增大 4C(C)减小 5温度升高 6温度降低 7压强增大 8压强减小 9加催化剂 课时探究 探究一、图像绘制，读图解题 例题1：氨气有广泛用途，工业上利用反应3H2(g)+ N2(g)2NH3(g) 来合成 氨气；某小组为了探究外界条件对反应的影响，在a b两种条件下分别加入相同浓度 时间t/min02468 条件a c(H2)/10-2mol·L-1 2.00 1.50 1.100.800.80 条件b c(H2)/10-2mol·L-1 2.00 1.30 1.00 1.00 1.00 12 1 T2 下同），△H 0，根据表格数据请在下面画出c(H2)-t图： (2)a条件下，0~4min的反应速率为；平衡时，H2的转化率为 ; 平衡常数为； (3)在a条件下，8min末将容器体积压缩至原来的1/2，11min后达到新的平衡，画出 8min~12min时刻c(H2)的变化曲线。
探究二、图像解题方法 1、反应mA(g) + nB(g) pC(g)+qD(g) △H <0 m+n>p+q 反应速率和时间图如图所示 ，t 1时刻只改变一个影响因素 ①图1所示 ，t 1 时刻改变的因素是 ，平衡向 方向移动， ②图2所示， t 1 时刻改变的因素是 ，平衡向 方向移动， ③图3所示， t 1 时刻改变的因素是 ，平衡向 方向移动， ④图4所示 ，t 1 时刻改变的因素是 ，平衡向 方向移动， ⑤图5所示， t 1 时刻改变的因素是 ，平衡向 方向移动， 2、①对于反应mA(g)+nB(g) pC(g)，右图所示， 请判断温度大小：T 1 T 2，△H 0 ②对于反应mA(g)+nB(g) pC(g)，右图所示， 请判断温度大小：T 1 T 2，△H 0 P 1 P 2， m+n p 探究三、陌生图像的解题技能 1、解决的问题是什么？从图像可以得到什么信息？该信息与所学知识的关联?能用关联解决问题？ △H 0 mA(g)+nB(g) pC(g) ①y 是A 的浓度，△H 0，m+n p ②y 是C 的含量, △H 0，m+n p
最后冲刺15天 10.水溶液中的离子平衡 一、选择题(本题包括16个小题，每小题3分，共48分) 1．下列说法正确的是 ( ) A．向0.1 mol/L Na2CO3溶液中滴加酚酞，溶液变红色 B．Al3＋、NO－3、Cl－、CO2－3、Na＋可大量共存于pH＝2的溶液中 C．乙醇和乙酸都能溶于水，都是电解质 D．分别与等物质的量的HCl和H2SO4反应时，消耗NaOH的物质的量相同 解析：pH＝2的溶液显酸性，CO2－3与H＋不共存，B不正确；乙醇是非电解质，C不正确；与等物质的量的HCl和H2SO4反应，消耗NaOH的物质的量比为1∶2，D不正确． 答案：A 2．(2012·福建质检)有关常温下pH均为3的醋酸和硫酸的说法正确的是 ( ) A．两种溶液中，由水电离出的氢离子浓度均为1×10－11 mol/L B．分别加水稀释100倍后，两种溶液的pH仍相同 C．醋酸中的c(CH3COO－)和硫酸中的c(SO2－4)相等 D．分别加入足量锌片，两种溶液生成H2的体积相同 解析：酸溶液中氢氧根离子全部来自于水的电离，氢离子浓度相同的情况下，氢氧根离子浓度也相同，则由水电离出的氢离子浓度也相同． 答案：A 3．下列各选项中所述的两个量，前者一定大于后者的是 ( ) A．1 L 0.3 mol/L CH3COOH溶液和3 L 0.1 mol/L CH3COOH溶液中的H＋数 B．pH＝1的CH3COOH溶液和盐酸的物质的量浓度 C．pH＝12的氨水和NaOH溶液的导电能力 D．pH相同的等体积的盐酸和醋酸溶液分别与足量锌粒反应产生的气体体积 解析：A项两溶液中CH3COOH的物质的量相同，后者CH3COOH溶液的浓度小电离程度大，后者中H＋数多，A不正确．B项CH3COOH是弱酸，不完全电离，CH3COOH溶液的浓度大，B符合．C项两溶液中c(H ＋)、c(OH－)均相等，则c(NH＋ c(Na＋)，导电能力相同，C不正确．D项中醋酸的浓度大，n(CH3COOH) 4)＝ 大，与足量锌反应产生的H2多，D不正确． 答案：B 4．用标准盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液时，若测定结果偏高，则产生误差的原因可能是 A．滴定时，装NaOH溶液的锥形瓶未用NaOH溶液润洗 B．酸式滴定管用蒸馏水洗后，用标准盐酸润洗
影响化学平衡移动的因素练习 浓度、压强对化学平衡移动的影响 [基础过关] 一、化学反应速率改变与平衡移动的关系 1．对处于化学平衡的体系，由化学平衡与化学反应速率的关系可知 ( ) A．化学反应速率变化时，化学平衡一定发生移动B．化学平衡发生移动时，化学反应速率一定变化 C．正反应进行的程度大，正反应速率一定大D．改变压强，化学反应速率一定改变，平衡一定移动 2．某温度下反应N2O4(g)?2NO2(g)(正反应吸热)在密闭容器中达到平衡，下列说法不正确的是（）A．加压时(体积变小)，将使正反应速率增大B．保持体积不变，加入少许NO2，将使正反应速率减小 C．保持体积不变，加入少许N2O4，再达到平衡时，颜色变深D．保持体积不变，通入He，再达平衡时颜色不变二、浓度对化学平衡移动的影响 3．在一密闭容器中发生反应：2A(g)＋2B(g)?C(s)＋3D(g) ΔH<0，达到平衡时采取下列措施，可以使正反应速率v正增大、D的物质的量浓度c(D)增大的是（）A．移走少量C B．扩大容积，减小压强 C．缩小容积，增大压强 D．体积不变，充入“惰”气4．在容积为2 L的密闭容器中，有反应m A(g)＋n B(g)?p C(g)＋q D(g)，经过5 min达到平衡，此时各物质的变化为A物质的量浓度减少a mol·L－1，B的平均反应速率v(B)＝a/15 mol·L－1·min－1，C物质的量浓度增加2a/3 mol·L－1，这时若增大系统压强，发现A与C的百分含量不变，则m∶n∶p∶q为（） A．3∶1∶2∶2 B．1∶3∶2∶2 C．1∶3∶2∶1 D．1∶1∶1∶1 三、压强对化学平衡移动的影响 5．某温度下，将2 mol A和3 mol B充入一密闭容器中，发生反应：a A(g)＋B(g)?C(g)＋D(g)，5 min 后达到平衡。若温度不变时将容器的体积扩大为原来的10倍，A的转化率不发生变化，则（）A．a＝2 B．a＝1 C．a＝3 D．无法确定a的值 6．恒温下，反应a X(g)?b Y(g)＋c Z(g)达到平衡后，把容器体积压缩到原来的一半且达到新平衡时，X 的物质的量浓度由0.1 mol·L－1增大到0.19 mol·L－1，下列判断正确的是（）A．a>b＋c B．a 第一单元 化学反应中的热效应 第1课时 化学反应的焓变 [学习目标定位] 一、反应热和焓变 1．化学反应的两大基本特征 2．反应热 在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同的温度时，所吸收或放出的热量。 3．焓变 在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中吸收或释放的热量。符号为ΔH ，常用单位 kJ·mol － 1。 4．ΔH与吸热反应和放热反应的关系 (1)当ΔH>0时，反应物的总能量小于生成物的总能量，反应过程吸收热量，为吸热反应。 (2)当ΔH<0时，反应物的总能量大于生成物的总能量，反应过程放出热量，为放热反应。5．化学反应伴随能量变化的原因 (1)从反应物和生成物总能量相对大小角度分析如图所示 反应热的计算公式：ΔH＝∑E(生成物)－∑E(反应物)。 (2)从反应物断键和生成物成键角度分析 N2(g)＋O2(g)===2NO(g)反应的能量变化如图所示： 由图可知： 1 mol N2分子中的化学键断裂吸收的能量是946 kJ， 1 mol O2分子中的化学键断裂吸收的能量是498 kJ， 2 mol NO分子中的化学键形成释放的能量是1 264 kJ， 则N2(g)＋O2(g)===2NO(g)的反应吸收的热量为180 kJ。 反应热的计算公式：ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和。 相关链接理解焓变的“三”注意 (1)反应热ΔH的基本计算公式 ΔH＝生成物的总能量－反应物的总能量 ΔH＝反应物的总键能之和－生成物的总键能之和 (2)物质的物理变化过程中，也会有能量的变化，但不属于吸热反应或放热反应。而化学反应同时有旧键断裂、新键形成的过程(缺少任何一个过程都不是化学变化)，都伴随着能量的变化。在进行反应热的有关计算时，必须要考虑到物理变化时的热效应，如物质的三态变化。 (3)化学反应是放热还是吸热与反应发生的条件没有必然联系。如吸热反应的Ba(OH)2·8H2O 与NH4Cl在常温常压下即可进行，而很多放热反应需要在加热的条件下进行。 例1化学反应A2(g)＋B2(g)===2AB(g)的能量变化如图所示。下列有关叙述正确的是() A．每生成2 mol AB(g)吸收b kJ热量 B．反应热ΔH＝(a－b) kJ·mol－1 C．该反应中反应物的总能量高于生成物的总能量 D．断裂1 mol A—A键和1 mol B—B键，放出a kJ能量 答案 B 解析根据图像可知，反应物的总能量低于生成物的总能量，该反应是吸热反应，每生成2 mol AB(g)吸收(a－b) kJ热量，A、C项错误；根据反应热等于生成物总能量与反应物总能量的差值可知，该反应热ΔH＝(a－b) kJ·mol－1，B项正确；化学键断裂吸收能量，D项错误。 考点焓变反应热 题点能量变化示意图与焓变关系 例2工业合成氨的反应为N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)，已知下列化学键的键能(拆开或形成1 mol化学键所吸收或放出的热量)： 下列说法正确的是() A．该反应为吸热反应 B．该反应中反应物的总能量高于生成物的总能量 C．反应热ΔH＝92 kJ·mol－1 高中化学平衡知识点 1、影像化学反应速率的因素 （1）内因（决定因素） 化学反应是由参加反应的物质的性质决定的。 （2）外因（影响因素） ①浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率加快。 注意：增加固体物质或纯液体的量，因其浓度是个定值，故不影响反应速率（不考虑表面积的影响） ②压强：对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，增大压强，气体的体积减小，浓度增大，反应速率加快。 注意：由于压强对固体、液体的体积几乎无影响，因此，对无气体参加的反应，压强对反应速率的影响可以忽略不计。 ③温度：当其他条件不变时，升高温度，反应速率加快。 一般来说，温度每升高10℃，反应速率增大到原来的2~4倍。 ④催化剂：催化剂有正负之分。使用正催化剂，反应速率显著增大；使用负催化剂，反应速率显著减慢、不特别指明时，指的是正催化剂。 2、外界条件同时对V正、V逆的影响 （1）增大反应物浓度时，V正急剧增加，V逆逐渐增大；减小反应物的浓度，V正急剧减小，V逆逐渐减小 （2）加压对有气体参加或生成的可逆反应，V正、V逆均增大，气体分子数大的一侧增大的倍数大于气体分子数小的一侧增大的倍数；降压V正、V逆均减小，气体分子数大的一侧减小的倍数大于气体分子数小的一侧减小的倍数。 （3）升温，V正、V逆一般均加快，吸热反应增大的倍数大于放热反应增加的倍数；降温时，V正、V逆一般均减小，吸热反应减小的倍数大于放热反应减小的倍数。 3、可逆反应达到平衡状态的标志 （1）V正=V逆，如对反应mA（g）+nB（g)======pC（g） ①生成A的速率与消耗A的速率相等。 ②生成A的速率与消耗B的速率之比为m：n （2）各组成成分的量量保持不变 这些量包括：各组成成分的物质的量、体积、浓度、体积分数、物质的量分数、反应的转换率等。 （3）混合体系的某些总量保持不变 对于反应前后气体的体积发生变化的可逆反应，混合气体的总压强、总体积、总物质的量及体系平均相对分子质量、密度等不变。 高中化学：电离平衡练习(含答案) 一、单选题 1．下列说法正确的是 A．可以用FeCl3溶液和NaOH溶液反应制备Fe(OH)3胶体 B．FeCl3、FeCl2和Fe(OH)3都可以通过化合反应得到 C．40gNaOH固体溶解于500mL水中,所得溶液的物质的量浓度为2mol/L D．根据电解质的水溶液导电能力的强弱将电解质分为强电解质和弱电解质 2．现有常温下pH=2的醋酸溶液,下列有关叙述正确的是（） COO-) A．c(H+)＝c(CH 3 B．醋酸的物质的量浓度为0.01mol·L-1 C．与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后,溶液呈碱性 D．加入醋酸钠固体可抑制醋酸的电离,但电离常数Ka不变 3．在室温下,0.1mol/L100mL的醋酸溶液中,欲使其溶液的pH减小,但又要使醋酸电离程度减少,应采取 A．加入少量CH3COONa固体B．通入少量HCl气体 C．升高温度D．加入水 4．下列说法正确的是 A．酸碱盐都是电解质,其电离的过程属于物理变化 B．电解质是可以导电的化合物 C．在水溶液中能电离出H+的化合物都是酸 D ．强电解质易溶于水导电性强,而弱电解质难溶于水导电性弱 5．已知常温时CH 3COOH 的电离平衡常数为K 。该温度下向20 mL 0.1 mol·L －1 CH 3COOH 溶液中逐滴加入0.1 mol·L －1 NaOH 溶液,其pH 变化曲线如图所示(忽略温度变化)。下列说法中错误的是( ) A ．a 点表示的溶液中c(H +)等于10－3 mol·L －1 B ．b 点表示的溶液中c(CH 3COO －)>c(Na ＋) C ．c 点表示CH 3COOH 和NaOH 恰好反应完全 D ．b 、d 点表示的溶液中33c CH COO c H c CH COOH -+?（）（）（） 均等于K 6．下列说法正确的是() A ．2H S 溶于水的电离方程式为22H S 2H S +-+,向2H S 溶液中加入少量2CuCl 固体,电离平衡 正向移动 B ．4KHSO 在熔融状态下的电离方程式为244KHSO K H SO ++- =++,向醋酸中加入少量4 KHSO 固体,电离平衡逆向移动 C ．向稀氨水中滴加少量432mol /LNH NO ,溶液,4NH +与OH -结合生成 32NH H O ?,使平衡正向移动,电离常数增大 D ．常温下,冰醋酸加水稀释的过程中,溶液的导电能力先增大后减小 7．下列属于弱电解质的是 A ．BaSO 4 B ．CH 3COOH C ．C 2H 5OH D ． Cu 教学目标：1．了解可逆反应，掌握化学平衡状态的建立。 2．化学平衡常数的概念、，运用化学平衡常数进行计算，转化率的计算 教学重点：化学平衡状态的建立，运用化学平衡常数对化学反应进行的程度判断。 教学难点：化学平衡状态的建立 课时安排：1课时 教学过程： 一、化学平衡状态 1、可逆反应 定义：在相同条件下同时向正、反两个方向进行的反应称可逆反应。 例：下列说法是否正确： （1）氢气在氧气中燃烧生成水，水在电解时生成氢气和氧气，H2+O2=H2O是可逆反应。 （2）硫酸铜晶体加热变成白色粉末，冷却又变成蓝色，所以无水硫酸铜结合结晶水的反应是可逆反应。 （3）氯化铵加热变成氨气和氯化氢气体，两种气体又自发变成氯化铵，氯化铵的分解是可逆反应。 可逆反应的特点： （1）不能进行到底，有一定限度 （2）正反两个方向的反应在同时进行 （3）一定条件下，正逆反应达平衡 可逆反应在反应过程中的速率变化： 反应开始V正> V逆 反应过程中V正减小, V逆增大 到一定时间V正＝V逆≠0 2．化学平衡 定义：在一定条件下可逆反应进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化，这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡。 要点：对象——可逆反应 条件——一定条件下，V正=V逆 特征——各成份的浓度不再变化 特点： 动—化学平衡是一种动态平衡V正＝V逆≠0； 定—反应混合物中各组成的浓度保持不变； 变—当外界条件（C、P、T）改变时，V正≠V逆，平衡发生改变 二、化学平衡状态的标志: （1）等速标志，υ正= υ逆（本质特征） ①同一种物质：该物质的生成速率等于它的消耗速率。 ②不同的物质：速率之比等于方程式中各物质的计量数之比，但必须是不同方向 的速率。 （2）恒浓标志，反应混合物中各组成成分的浓度保持不变（外部表现）： ①各组成成分的质量、物质的量、分子数、体积（气体）、物质的量浓度均保持不 变。 ②各组成成分的质量分数、物质的量分数、气体的体积分数均保持不变。 【教学目标】二课时 １.知识与技能 ⑴了解化学反应中能量变化的实质，理解反应热、放热反应、吸热反应、焓及焓变等概念。 ⑵明确测定反应热的要点，测定反应热的基本原理和方法。 ⑶能熟练书写热化学方程式，能利用盖斯定律进行有关反应焓变的简单计算 ２.过程与方法 ⑴通过化学反应中的能量变化，理解放热反应和吸热反应的实质。且会利用量热计测定反应热。 ⑵能从能量的角度说明“焓”及“焓变”的意义，能熟练书写热化学方程式。 ３.情感态度与价值观 通过常见的化学反应的热效应，结合物质的结构，体会化学反应的实质，感受化学反应中的能量变化及能源危机，培养学习化学的兴趣，乐于探究物质变化的奥秘，感受化学世界的奇妙，培养创新精神和实践能力。 【学习重难点】 重点：1. 理解放热反应和吸热反应的实质。 2．熟练书写热化学方程式。 难点：能量变化实质，键能的含义 【教学过程】 引言；在化学必修2中我们已经学习了化学反应中的能量变化，我们说化学反应中不仅是物质的转变，同时还伴随着能量变化。这个能量就是反应热。那什么是反应热呢？ 回顾：一、反应热 1、反应热：在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同的温度时，所吸收或放出的热量叫反应热。 讲述：在化工生产和科学实验中，化学反应通常是在敞口容器中进行的，反应体系的压强与外界压强相等，即反应是在恒压下进行的。 2、焓变：在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中吸收或放出的热量称为焓变。 符号；△H 单位：kJ/mol 两者的关系：焓变与“等压”反应且“能量全部转化为热能”时的反应热相等。一般没特别指明时，两者的数值相等。 问：一个化学反应，根据反应过程是吸收热量还是放出热量，可把反应分为什么？ 3、放热反应和吸热反应 放出热量的反应称为放热反应。△H（焓变）<0表示放热 吸收热量的反应称为吸热反应，△H（焓变）>0表示吸热反应 4、常见的放热反应和吸热反应 放热反应：燃料的燃烧、酸碱中和反应、金属与酸的反应、大多数的化合反应。 第三节化学平衡练习题一、选择题 1．在一个密闭容器中进行反应：2SO 2(g)＋O2(g) 2SO3(g) 已知反应过程中某一时刻，SO2、O2、SO3分别是L、L、L，当反应达到平衡时，可能存在的数据是（） A．SO2为L，O2为L B．SO2为L C．SO2、SO3(g)均为L D．SO3(g)为L 2．在一定温度下，可逆反应A(g)+3B(g) 2C(g)达到平衡的标志是（） A. C生成的速率与C分解的速率相等 B. A、B、C的浓度不再变化 C. 单位时间生成n molA，同时生成3n molB D. A、B、C的分子数之比为1:3:2 3．可逆反应H 2(g)+I2(g) 2HI(g)达到平衡时的标志是（） A. 混合气体密度恒定不变 B. 混合气体的颜色不再改变 C. H2、I2、HI的浓度相等 D. I2在混合气体中体积分数不变 4．在一定温度下的定容密闭容器中，取一定量的A、B于反应容器中，当下列物理量不再改变时，表明反应：A(s)＋2B(g)C(g)＋D(g)已达平衡的是（）A．混合气体的压强B．混合气体的密度 C．C、D的物质的量的比值D．气体的总物质的量 5．在一真空密闭容器中，通入一定量气体A．在一定条件下，发生如下反应： 2A(g) B(g) + x C(g)，反应达平衡时，测得容器内压强增大为P ％，若此时A 的转 化率为a ％，下列关系正确的是（ ） A ．若x=1，则P ＞a B ．若x=2，则P ＜a C ．若x=3，则P=a D ．若x=4，则P≥a 6．密闭容器中，用等物质的量A 和B 发生如下反应：A(g)+2B(g) 2C(g)，反应 达到平衡时，若混合气体中A 和B 的物质的量之和与C 的物质的量相等，则这时A 的转化率为（ ） A ．40％ B ．50% C ．60％ D ．70％ 7．在1L 的密闭容器中通入2molNH 3，在一定温度下发生下列反应：2NH 3 N 2+3H 2， 达到平衡时，容器内N 2的百分含量为a%。若维持容器的体积和温度都不变，分别通入下列初始物质，达到平衡时，容器内N 2的百分含量也为a ％的是（ ） A ．3molH 2+1molN 2 B ．2molNH 3＋1molN 2 C ．2molN 2+3molH 2 D ．＋+ 8．在密闭容器中发生反应2SO 2+O 2 2SO 3(g)，起始时SO 2和O 2分别为20mol 和 10mol ，达到平衡时，SO 2的转化率为80%。若从SO 3开始进行反应，在相同的条件下，欲使平衡时各成分的体积分数与前者相同，则起始时SO 3的物质的量及SO 3的转化率分别为（ ） A 10mol 10% B 20mol 20% C 20mol 40% D 30mol 80% 9．X 、Y 、Z 为三种气体，把a mol X 和b mol Y 充入一密闭容器中，发生反应X+2Y 2Z 。达到平衡时，若它们的物质的量满足：n （X ）+n （Y ）=n （Z ），则Y 的转 化率为（ ） A ． %1005 ?+b a B ．%1005) (2?+b b a C ．%1005)(2?+b a D ．%1005) (?+a b a 考点一弱电解质的电离 (一)强、弱电解质 1．概念 [注意]①六大强酸：HCl、H SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4。②四大强碱：NaOH、 2 KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。③大多数盐包括难溶性盐，如BaSO4。 2．电离方程式书写 (1)弱电解质 ①多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步(通常只写第一步电离)，如H2CO3的电离方程式： H2CO3H＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3。 ②多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式为Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 (2)酸式盐 ①强酸的酸式盐在溶液中完全电离，如NaHSO4的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。 ②弱酸的酸式盐中酸根离子在溶液中不能完全电离，如 NaHCO3===Na＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3。 (二)弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的建立 2．电离平衡的特征 (三)影响弱电解质电离平衡的因素 1．影响电离平衡的内因 弱电解质本身的性质是决定电离平衡的主要因素。 2．外界条件对电离平衡的影响 以弱电解质HB的电离为例：HB H＋＋B－。 (1)温度：弱电解质电离吸热，温度升高，电离平衡向正反应方向移动，HB的电离程度增大，c(H＋)、c(B－)均增大。 (2)浓度：稀释溶液，电离平衡向正反应方向移动，电离程度增大，n(H＋)、n(B－)增大，但c(H＋)、c(B－)均减小。 (3)相同离子：在弱电解质的溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移动，电离程度减小。 (4)加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向正反应方向移动，电离程度增大。 (四)溶液的导电能力 电解质溶液导电能力取决于溶液中自由移动离子浓度和离子所带电荷数。自由移动离子浓度越大，离子所带电荷数越多，则导电能力越强。将冰醋酸、稀醋酸加水稀释，其导电能力随加水的量的变化曲线如图所示。 [说明]①OA段导电能力随加水量的增多导电能力增强，原因是冰醋酸发生了电离，溶液中离子浓度增大。 ②AB段导电能力减弱的原因，随水的加入，溶液的体积增大，离子浓度变小，导电能力减弱。 第三节 化学平衡练习题 一、选择题 1．在一个密闭容器中进行反应：2SO 2(g)＋O 2(g) 2SO 3(g) 已知反应过程中某一时刻，SO 2、O 2、SO 3分别是0.2mol/L 、0.1mol/L 、0.2mol/L ，当反应达到平衡时，可能存在的数据是（ ） A ．SO 2为0.4mol/L ，O 2为0.2mol/L B ．SO 2为0.25mol/L C ．SO 2、SO 3(g)均为0.15mol/L D ．SO 3(g)为0.4mol/L 2．在一定温度下，可逆反应A(g)+3B(g) 2C(g)达到平衡的标志是（ ） A. C 生成的速率与C 分解的速率相等 B. A 、B 、C 的浓度不再变化 C. 单位时间生成n molA ，同时生成3n molB D. A 、B 、C 的分子数之比为1:3:2 3．可逆反应H 2(g)+I 2(g) 2HI(g)达到平衡时的标志是（ ） A. 混合气体密度恒定不变 B. 混合气体的颜色不再改变 C. H 2、I 2、HI 的浓度相等 D. I 2在混合气体中体积分数不变 4．在一定温度下的定容密闭容器中，取一定量的A 、B 于反应容器中，当下列物理量不再改变时，表明反应：A(s)＋2B(g)C(g)＋D(g)已达平衡的是（ ） A ．混合气体的压强 B ．混合气体的密度 C ．C 、 D 的物质的量的比值 D ．气体的总物质的量 5．在一真空密闭容器中，通入一定量气体A ．在一定条件下，发生如下反应： 2A(g) B(g) + x C(g)，反应达平衡时，测得容器内压强增大为P ％，若此时A 的转化率为a ％，下列关系正确的是（ ） A ．若x=1，则P ＞a B ．若x=2，则P ＜a C ．若x=3，则P=a D ．若x=4，则P≥a 6．密闭容器中，用等物质的量A 和B 发生如下反应：A(g)+2B(g) 2C(g)，反应达到平衡时，若混合气体中A 和B 的物质的量之和与C 的物质的量相等，则这时A 的转化率为（ ） A ．40％ B ．50% C ．60％ D ．70％ 7．在1L 的密闭容器中通入2molNH 3，在一定温度下发生下列反应：2NH 3N 2+3H 2，达到平衡时，容器内N 2的百分含量为a%。若维持容器的体积和温度都不变，分别通入下列初始物质，达到平衡时，容器内N 2的百分含量也为a ％的是（ ） A ．3molH 2+1molN 2 B ．2molNH 3＋1molN 2 C ．2molN 2+3molH 2 D ．0.1molNH 3＋0.95molN 2+2.85molH 2 8．在密闭容器中发生反应2SO 2+O 2 2SO 3(g)，起始时SO 2和O 2分别为20mol 和 10mol ，达到平衡时，SO 2的转化率为80%。若从SO 3开始进行反应，在相同的条件下，欲使平衡时各成分的体积分数与前者相同，则起始时SO 3的物质的量及SO 3的转化率分别为（ ） A 10mol 10% B 20mol 20% C 20mol 40% D 30mol 80% 9．X 、Y 、Z 为三种气体，把a mol X 和b mol Y 充入一密闭容器中，发生反应X+2Y 2Z 。达到平衡时，若它们的物质的量满足：n （X ）+n （Y ）=n （Z ），则Y 的转化率为（ ） A ． %1005?+b a B ．%1005)(2?+b b a C ．%1005)(2?+b a D ．%1005)(?+a b a 高中化学选修4 第三章（水溶液中的离子平衡）专题基础知识总结 第一节弱电解质的电离 电解质：在水溶液或熔融状态下能导电的化合物。 非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。 讨论条件：热稳性较差的电解质只讨论它们在水溶液中的电离，易与水反应的电解质只讨论它们在熔融状态下的电离。【注意】 （1）电解质和非电解质都是指化合物，认为除电解质外的物质均是非电解质的说法是错误的。 单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。 （2）必须是在水分子的作用下或受热熔化后，本身直接电离出自由移动的离子的化合物才是电解质。 并不是溶于水能导电的化合物都是电解质。如SO3、NH3等溶于水都能导电，但SO3、NH3是非电解质。 （3）只要具备在水溶液或熔融状态下能够导电其中一个条件的化合物即为电解质。 （4）某些离子型氧化物，如Na2O、CaO等，讨论时要注意讨论条件。 虽然溶于水后电离出来的自由离子不是自身电离的，但在熔化时却可以自身电离，且完全电离，故属于强电解质。（5）电解质不一定在任何状态下都导电，导电物质不一定是电解质； 非电解质不导电，不导电的物质不一定是非电解质。 本质：电解质本身电离出自由移动的离子。 判断化合物是电解质还是非电解质的方法：主要看该化合物在溶于水或熔化时自身是否电离出阴阳离子：能电离的属电解质，不能电离的属非电解质。 水溶液是否能导电，只能是判断是否是电解质的参考因素。酸、碱、盐和离子化的氧化物一般属于电解质。 电离方程式的书写规范： （1）强电解质的电离用等号，弱电解质的电离用可逆号。 （2）多元弱酸分步电离，故需分步书写电离方程式，但第一步是主要的；应使用可逆号。 （3）多元弱碱分步电离，电离方程式不要求分步写；应使用可逆号。 （4）两性氢氧化物双向电离。 （5）在水溶液中，强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐分步电离，第一步只电离出酸式根离子和阳离子。 （6）在熔融状态下，强酸的酸式盐只电离出酸式根离子和阳离子。 典型电离方程式（参考化学2—必修）： 氯化钠： 盐酸： 氢氧化钠： 硫酸钡（熔融态）： 氢氧化钙（澄清溶液）： 氢氧化钙（浊液、石灰乳）： 氢氧化铝（酸式、碱式电离）： 氢氧化铁（部分电离）： 一水合氨（部分电离）： 醋酸（部分电离）： 碳酸（分步电离）： 磷酸（分步电离）： 明矾（复盐）： 硫酸氢钠（水溶液中）：硫酸氢钠（熔融态）： 碳酸氢钠（水溶液中）：碳酸氢钠（熔融态）： 水溶液中的化学平衡 高中化学中，水溶液中的化学平衡包括了：电离平衡，水解平衡，沉淀溶解平衡等。看是三大平衡，其实只有一大平衡，既化学反应平衡。所有关于平衡的原理、规律、计算都是相通的，在学习过程中，不可将他们割裂开来。 化学平衡勒夏特列原理（又称平衡移动原理）是一个定性预测化学平衡点的原理，内容为：在一个已经达到平衡的反应中，如果改变影响平衡的条件之一（如温度、压强，以及参加反应的化学物质的浓度），平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动，但不能完全消除这种改变。 比如一个可逆反应中，当增加反应物的浓度时，平衡要向正反应方向移动，平衡的移动使得增加的反应物浓度又会逐步减少；但这种减弱不可能消除增加反应物浓度对这种反应物本身的影响，与旧的平衡体系中这种反应物的浓度相比而言，还是增加了，转化率还是降低了。 1、不管是电离、水解还是沉淀溶解，一般情况下，正反应的程度都不高，即产物的浓度是较低的，或者说产物离子不能大量共存。双水解除外。 2、弄清楚三类反应的区别和联系。 影响电离平衡的因素 1.温度：电离过程是吸热过程,温度升高,平衡向电离方向移动 2.浓度：弱电解质浓度越大,电离程度越小 3.同离子效应：在弱电解质溶液中加入含有与该弱电解质具有相同离子的强电解质,从而使弱电解质的电离平衡朝着生成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应 4.化学反应：某一物质将电离的离子反应掉,电离平衡向正方向移动 1、电离平衡 定义：在一定条件下，弱电解质的离子化速率（即电离速率)等于其分子化速率（即结合速率） （如：水部分电离出氢离子和氢氧根离子，同时，氢离子和氢氧根离子结合成水分子的可逆过程） 范围：弱电解质（共价化合物）在水溶液中 外界影响因素：1）温度：加热促进电离，既平衡向正反向移动（电离是吸热的） 2）浓度：越稀越电离，加水是促进电离的，因为平衡向电离方向移动（向离子数目增多的方向移动） 3）外加酸碱：抑制电离，由于氢离子或氢氧根离子增多，使平衡向逆方向移动 2、水解平衡 定义：在水溶液中，盐溶液中电离出的弱酸根离子或弱碱根离子能和水电离出的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的过程。 范围：含有弱酸根或弱碱根的盐溶液 外界影响因素：1）温度：加热促进水解，既平衡向正反向移动（水解是吸热的，是中和反应的逆反应） 2）浓度：越稀越水解，加水是促进水解的，因为平衡向水解方向移动 3）外加酸碱盐：同离子子效应。 专题二选做题 1、（2013·唐山一中高三第一次调研）一定温度下有可逆反应：A(g)+2B(g)2C(g)+D(g)。现将4 mol A 和8 mol B 加入体积为2 L 的某密闭容器中，反应至4 min 时，改变某一条件，测得C 的物质的量浓度随时间变化的曲线如图所示。下列有关说法中正确的是（ ） A 、0~2 min 内，正反应速率逐渐增大 B 、4 min 时，A 的转化率为50% C 、6 min 时，B 的体积分数为25% D 、4 min 时，改变条件后，平衡向逆反应方向移动 2、（2013·哈尔滨六中第四次模拟）在密闭容器中，将1.0 mol CO 与1.0 mol H 2O 混合加热到800℃，发生下列反应：CO （g ）+H 2O （g ）CO 2（g ）+H 2（g ）。一段时间后该反应达到平衡，测得CO 的物质的量为0.5 mol 。则下列说法正确的是 A ．800℃下，该反应的化学平衡常数为0.25 B ．427℃时该反应的平衡常数为9.4，则该反应的△H ＞0 C ．800℃下，若继续向该平衡体系中通入1.0 mol 的CO （g ），则平衡时CO 物质的量 分数为33.3% D ．800℃下，若继续向该平衡体系中通入1.0 mol 的H 2O （g ），则平衡时CO 转化率为66.7% 3、（2013·湖北公安县高三开学考试）某温度下，在一个2 L 的密闭容器中，加入4 mol A 和2 mol B 进行如下反应： 3A(g)＋2B(g) 4C(s)＋2D(g)，反应一段时间后达到平衡，测得生成1.6 mol C ，则下列说法正确的是（ ） A ．该反应的化学平衡常数表达式是4232()()()() c C c D k c A c B B ．此时，B 的平衡转化率是40% C ．增大该体系的压强，平衡向右移动，化学平衡常数增大 D ．增加B ，平衡向右移动，B 的平衡转化率增大 4、（2013·江苏淮阴中学高三调研）一定温度下，在甲、乙、丙、丁四个恒容密闭容器中投入SO 2（g ）和O 2（g ），其起始物质的量及SO 2的平衡转化率如下表所示。 甲 乙 丙 丁 密闭容器体积/L 2 2 2 1 起始物质的量 n （SO 2）/mol 0．4 0．8 0．8 0．4 n （O 2）/mol 0．24 0．24 0．48 0．24 SO 2的平衡转化率/% 80 α1 α2 α3 下列判断中，不正确的是 A ．甲中反应的平衡常数小于乙 B ．该温度下，该反应的平衡常数K 为400 C ．SO 2的平衡转化率：α1＜α2＝α3 D ．容器中SO 3的物质的量浓度：丙＝丁＞甲 5、（2013·江苏扬州中学高三开学检测）T ℃时在2 L 密闭容器中使X(g)与Y(g)发生反应生成Z(g)。反应过程中X 、Y 、Z 的浓度变化如图1所示；若保持其他条件不变，温度分别为T 1和T 2时，Y 的体积分数与时间的关系如图2所示。则下列结论正确的是 0246 c (mol/L) 2.55 t (min) 一、几大影响因素对应的基本v-t图像 1．浓度 当其他条件不变时，增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动；增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动。 改变浓度对反应速率及平衡的影响曲线： 2．温度。 在其他条件不变的情况下，升高温度，化学平衡向着吸热的方向进行；降低温度，化学平衡向着放热的方向进行。 化学平衡图像专题知识梳理 由曲线可知：当升高温度时，υ正和υ逆均增大，但吸热方向的速率增大的倍数要大于放热方向的速率增大的倍数，即υ吸>υ放，故化学平衡向着吸热的方向移动；当降低温度时，υ正和υ逆 <υ放，故化学平降低，但吸热方向的速率降低的倍数要大于放热方向的速率降低的倍数，即υ 吸 衡向着放热的方向移动。 3．压强 对于有气体参加且方程式左右两边气体物质的量不等的反应来说，在其他条件不变的情况下，增大压强，平衡向着气体物质的量减小的方向移动；减小压强，平衡向着气体物质的量增大的方向移动。 改变压强对反应速率及平衡的影响曲线[举例反应：mA(g)+n(B)p(C)，m+n>p] 由曲线可知，当增大压强后，υ正和υ逆均增大，但气体物质的量减小的方向的速率增大的 倍数大于气体物质的量增大的方向的速率增大的倍数(对于上述举例反应来说，即'υ正增大的倍 数大于'υ逆增大的倍数)，故化学平衡向着气体物质的量减小的方向移动；当减小压强后，υ正和υ 均减小，但气体物质的量减小的方向的速率减小的倍数大于气体物质的量增大的方向的速率逆 减小的倍数(对于上述举例反应来说，即'υ正减小的倍数大于'υ逆减小的倍数)，故化学平衡向着气体物质的量增大的方向移动。 【注意】对于左右两边气体物质的量不等的气体反应来说： *若容器恒温恒容，则向容器中充入与反应无关的气体(如稀有气体等)，虽然容器中的总压强增大了，但实际上反应物的浓度没有改变(或者说：与反应有关的气体总压强没有改变)，故无论是反应速率还是化学平衡均不改变。 *若容器恒温恒压，则向容器中充入与反应无关的气体(如稀有气体等)，为了保持压强一定，容器的体积一定增大，从而降低了反应物的浓度(或者说：相当于减小了与反应有关的气体压强)，故靴和她均减小，且化学平衡是向着气体物质的量增大的方向移动。 选修四化学速率章末测试题（内含答案） 一．选择题（共20小题） 1．将固体NH4I置于密闭容器中，在一定温度下发生下列反应：①NH4I（s）?NH3（g）+HI（g）；②2HI（g）?H2（g）+I2（g）．达到平衡时，c（H2）=0.5mol/L，c（HI）=4mol/L，则此温度下反应①的平衡常数为（） A．9 B．16 C．20 D．25 2．在体积为V的密闭容器中发生可逆反应3A（？）+B（？）═2C （g），下列说法正确的是（） A．若A 为气态，则气体的平均密度不再变化时反应达到平衡状态 B．升高温度，C的体积分数增大，则该正反应放热 C．达到平衡后，向容器中加入B，正反应速率一定加快 D．达到平衡后，若将容器的容积压缩为原来的一半，C的浓度变为原来的1.8倍，则A一定为非气态 3．在体积均为1.0L的两个恒容密闭容器中加入足量的相同质量的固体B，再分别加入0.1mol A和0.2molA，在不同温度下反应A（g）+B（s）?2C（g）达到平衡，平衡时A的物质的量浓度c（A）随温度的变化如图所示（图中Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ点均处于曲线上）．下列说法正确的是（） A．反应A（g）+B（s）?2C（g）△S＞0、△H＜0 B．A的转化率：a（状态Ⅱ）＞a（状态Ⅲ） C．体系中c（C）：c（C，状态Ⅱ）＞（C，状态Ⅲ） D．化学平衡常数：K （状态Ⅰ）=K （状态Ⅲ）＞K（状态Ⅱ） 4．在醋酸溶液中，CH3COOH电离达到平衡的标志是（） A．溶液显电中性 B．溶液中检测不出CH3COOH分子存在 C．氢离子浓度恒定不变 D．c（H+）=c（CH3COO﹣） 5．对于可逆反应：2A（g）+B（g）?2C（g）△H＜0，下列各图正确的是（）A．B．C． D． 6．工业上用丁烷催化脱氢制备丁烯：C4H10（g）═C4H8（g）+H2（g）（正反应吸热） 将丁烷和氢气以一定的配比通过填充有催化剂的反应器（氢气的作用是活化催化剂），反应的平衡转化率、产率与温度、投料比有关。下列判断不正确的是（） （二）能量图像专题训练 1．化学反应A 2＋B 2 ===2AB的能量变化如下图所示，则下列说法中正确的是( ) A．该反应是吸热反应 B．断裂1 mol A—A键和1 mol B—B键时能放出x kJ的能量C．断裂2 mol A—B键时需要吸收y kJ的能量 D．2 mol AB的总能量高于1 mol A 2和1 mol B 2 的总能量 2．已知：①N 2(g)＋O 2 (g)===2NO(g) ΔH1＝＋180 kJ·mol －1②N 2(g)＋3H 2 (g)?22NH3(g) ΔH2＝－kJ·mol－1 ③2H 2(g)＋O 2 (g)===2H 2 O(g) ΔH3＝－kJ·mol－1 下列说法正确的是( ) A．反应②中的能量变化如图所示，则ΔH2＝E1－E3 B．H 2 的燃烧热为kJ·mol－1 C．由反应②知在温度一定的条件下，在恒容密闭容器中通入1 mol N 2和3 mol H 2 ，反应后放 出的热量为Q1 kJ，若通入2 mol N2和6 mol H2反应后放出的热量为Q2 kJ，则>Q2>2Q1 D．氨的催化氧化反应为4NH 3(g)＋5O 2 (g)===4NO(g)＋6H 2 O(g) ΔH＝＋906 kJ·mol－1 3．单斜硫和正交硫转化为二氧化硫的能量变化图如下图所示。下列说法正确的是( ) A．S(s，单斜)===S(s，正交) ΔH＝＋kJ·mol－1 B．正交硫比单斜硫稳定 C．相同物质的量的正交硫比单斜硫所含有的能量高 D．①表示断裂1 mol O 2中的共价键所吸收的能量比形成1 mol SO 2 中的共价键所放出的能量 少 kJ 4．如图所示，下列说法不正确的是( ) A．反应过程(1) 的热化学方程式 为 A 2 (g)＋q C．x点的混合物中v正
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