高二化学教学资料（第一章化学反应与能量）
一、焓变反应热
1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量
2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应
（1）符号：△H
（2）单位：kJ/mol
3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热
放出热量的化学反应。(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0
吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0
☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应
⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应
③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等
二、热化学方程式
书写化学方程式注意要点:
①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态
（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数
⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变
三、燃烧热
1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。
燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：
①研究条件：101 kPa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol ④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）
四、中和热
1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：
H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
4．中和热的测定实验
五、盖斯定律
1．内容：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，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。例1：
①P4(s,白磷)+5O2(g)=P4O10(s)；△H1=-2983.2kJ/mol
②P (s,红磷)+5/4O2(g)=1/4P4O10(s)；△H2=-738.5kJ/mol
则白磷转化为红磷的热化学方程式。
例2：已知下列反应的热化学方程式为：
(1) C(s)+O2(g)=CO2(g) △H1= -393.5kJ/mol
(2) CH3COOH(l)+2O2(g)=2CO2(g)+2H2O(l) △H2= -870.3kJ/mol
(3) H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) △H3= -285.8kJ/mol
试计算下列反应的反应热：2C(s)+2H2(g)+O2(g)=CH3COOH(l)
例3、已知下列反应的反应热:（1）CH3COOH（l）+2O2=2CO2（g）+2H2O（l）
；△H1＝－870.3kJ/mol
（2）C（s）＋O2（g）=CO2（g）；ΔH2=－393．5 kJ／mol
（3）H2（g）+O2（g）=H2O（l）；△H3＝－285.8kJ/mol
试计算下列反应的反应热：
2C（s）+2H2（g）＋O2（g）= CH3COOH（l）；ΔH=？
练习：可能用到的相对原子质量：H-1，O-16，S-32，C-12，N-14，Na-23，Al-27，Cl-35.5
一、单项选择题
1、下列属于新能源的是()。
①天然气②煤③海洋能④石油⑤太阳能⑥生物质能⑦风能⑧氢能
A.①②③④
B.③⑤⑥⑦⑧
C.①③⑤⑥⑦⑧
D.③④⑤⑥⑦⑧
2、下列依据热化学方程式得出的结论正确的是()。
A.已知2H2(g)+O2(g)= 2H2O(g)ΔH=-483.6 kJ·mol-1,则氢气的燃烧热为241.8 kJ·mol-1
B.已知NaOH(aq)+HCl(aq)= NaCl(aq)+H2O(l)ΔH=-57.4 kJ·mol-1,则含
20.0 g NaOH的稀溶液与稀醋酸完全中和,放出小于28.7 kJ的热量
C.已知反应：A+B=C+D为放热反应，则A的能量一定高于C的能量
D.已知2C(s)+2O2(g)= 2CO2(g)ΔH=a、2C(s)+O2(g)= 2CO(g)ΔH=b,则a>b
3、下列说法正确的是()。
A.任何化学反应都伴随着能量的变化
B.1 mol H2SO4和1 mol Ba(OH)2完全反应所放出的热量称为中和热
C.在101 kPa时,1 mol碳燃烧放出的热量就是碳的燃烧热
D.在化学反应中需要加热的反应一定是吸热反应
4、在常温常压下已知:4Fe(s)+3O2(g)= 2Fe2O3(s)ΔH1
4Al(s)+3O2(g)= 2Al2O3(s)ΔH2
2Al(s)+Fe2O3(s)= Al2O3(s)+2Fe(s)ΔH3
则ΔH3与ΔH1和ΔH2间的关系正确的是()。
A.ΔH3=错误！未找到引用源。(ΔH1+ΔH2)
B.ΔH3=ΔH2-ΔH1
C.ΔH3=2(ΔH1+ΔH2)
D.ΔH3=错误！未找到引用源。(ΔH2-ΔH1)
5、能正确表示下列反应的离子方程式是( )
A.金属铝溶于稀硫酸中：Al+2H+=Al3++H2↑
B.碳酸钙溶于稀硝酸中：CO-2
+2H+=H2O+CO2↑
3
C.醋酸钠水溶液中通入足量CO2：2CH3COO－+CO2+H2O=2CH3COOH+CO-2
3
D.少量Cl2通入KI溶液中：Cl2+2I－=2Cl－+I2
6、已知在101 kPa时:CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g)ΔH=-820 kJ·mol-1,则下列说法中正确的是()。
A.反应过程中的能量变化关系可用上图表示
B.CH4的燃烧热是820 kJ
C.11.2 L(标准状况下)CH4完全燃烧生成气态水时放出410 kJ热量
D.该反应发生断裂的化学键只有极性键
7、设N A为阿伏加德罗常数的值,下列叙述正确的是( )
A. 在18 g18O2中含有N A个氧原子
B.1 mol羟基中电子数为10N A
C.在反应KIO3+6HI=KI+3I2+3H2O中,每生成3 mol I2转移的电子数为6N A
D.常温常压下,22.4 L乙烯中C—H键数为4N A
8、在C(s)+CO2(g)= 2CO(g)反应中,可使反应速率增大的措施是()。
①升高温度②增加碳的量③恒容通入CO2④恒压下充入N2⑤恒容下充入N2⑥恒容通入CO
A.①③④
B.②④⑥
C.①③⑥
D.③⑤⑥
9、生活里和化学实验中采取的很多措施都是与反应速率有关的,下列采取的措施及其为了减慢反应速率的是()。
A.实验室制H2加少量胆矾，控制反应速率
B.向工业橡胶中加入硫
C.实验室通常将两种块状或颗粒状的固体药品研细,并混合均匀再进行反应
D.实验室用KClO3制氧气常加入MnO2作催化剂
10、对于化学反应3W(g)+2X(g)=4Y(g)+3Z(g)，下列反应速率关系中，正确的是( )
A.v(W)=3v(Z)
B.2v(X)=3v(Z)
C.2v(X)=v(Y)
D.3v(W)=2v(X
二、非选择题
15、(12分)（1）(6分)反应A(g)+B(g)= C(g)+D(g)过程中的能量变化如下图所示,回答下列问题。
①该反应是(填“吸热”或“放热”)反应。
②反应体系中加入催化剂对反应热是否有影响?,
原因是。
(2)已知有一组数据：破坏1mol氢气中的化学键需要吸收436kJ能量；
破坏1/2mol氧气中的化学键需要吸收249kJ的能量；形成水分子中
1 molH—O键能够释放463kJ能量。
下图表示氢气和氧气反应过程中能量的变化，请将图中①、②、③的能量变化的数值，填在下边的横线上。
①kJ
②kJ
③kJ
16(12分)（1） (4分)氨气催化氧化生产硝酸,硝酸厂常用催化还原法处理尾气:催化剂存在时用H2将NO2还原为N2。
已知:2H2(g)+O2(g)= 2H2O(g)ΔH=-483.6 kJ·mol-1
N2(g)+2O2(g)= 2NO2(g)ΔH=+67.7 kJ·mol-1
则H2还原NO2生成水蒸气反应的热化学方程式是。（2）(8分)氮气和氢气合成氨是化学工业中极为重要的反应,其热化学方程式可表示为:N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)ΔH=-92 kJ·mol-1。请回答下列问题:
①取1 mol N2(g)和3 mol H2(g)放在一密闭容器中,在催化剂存在时进行反应,测得反应放出的热量92 kJ(填“大于”“等于”或“小于”),原因是;若加入催化剂,ΔH (填“变大”“变小”或“不变”)。
②已知:分别破坏1 mol N≡N键、1 mol H—H键需要吸收的能量为:946 kJ、436 kJ,则破坏1 mol N—H键需要吸收的能量为kJ。
高二化学教学资料（第二章化学反应速率与化学平衡）
一、化学反应速率
1. 化学反应速率（v）
⑴定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化
⑵表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
⑶计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s）
⑷影响因素：
①决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）
②条件因素（外因）：反应所处的条件
2.
※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。（2）、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢
二、化学平衡
（一）1.定义：
化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征
逆（研究前提是可逆反应）等（同一物质的正逆反应速率相等）动（动态平衡）定（各物质的浓度与质量分数恒定）变（条件改变，平衡发生变化）
3、判断平衡的依据
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
（二）影响化学平衡移动的因素
1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡
向反应方程式中化学计量数之和_大_的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。
注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。
5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
三、化学平衡常数
（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。符号：K
（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：
1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。
2、K只与温度（T）有关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。
（三）化学平衡常数K的应用:
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。一般地，K>105时，该反应就进行得基本完全了。
2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q：浓度积）Q〈K:反应向正反应方向进行; Q = K:反应处于平衡状态; Q 〉K:反应向逆反应方向进行
3、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应;若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应
＊四、等效平衡
1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、分类
（1）定温，定容条件下的等效平衡
第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。
第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者
等效。
（2）定温，定压的等效平衡
只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。
五、化学反应进行的方向
1、反应熵变与反应方向：
（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：J?mol-1?K-1
(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。. （3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)
2、反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：
ΔH-TΔS〈0，反应能自发进行;
ΔH-TΔS=0,反应达到平衡状态;
ΔH-TΔS〉0，反应不能自发进行
注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行
（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行
练习
某同学为了验证Fe3+是否能氧化H2SO3生成了SO42–，他用50mL0.1mol/L FeCl3溶液吸收制取SO2气体的尾气，进行以下实验：
（1）检验吸收液中的SO42–：，
证明Fe3+能够把H2SO3氧化成SO42–。
（2）请配平并完成上述反应中的化学方程式：
2FeCl3+SO2+ =2FeCl2+H2SO4+2HCl，
反应中的氧化产物是（写化学式）。
（3）吸收液中除了含有H+、C l–、SO42–以外，对其它成份（Fe3+、Fe2+、H2SO3）的可能组合进行探究：
①提出假设。
假设1：溶液中存在Fe3+、Fe2+；
假设2：溶液中存在；
假设3：溶液中存在Fe2+ 而不存在H2SO3（二者恰好完全反应）。
②设计方案、进行实验，验证假设。请在表中写出实验步骤以及预期现象和结论（可以不填满）。限选
．．实
-1-1
第二章化学反应速率与化学平衡
可能用到的相对原子质量：H-1，O-16，S-32，C-12，N-14，Na-23，Al-27，Cl-35.5 Mg-24
一、单项选择题：本大题共10小题，每小题3分，共30分。
1、设阿伏加德罗常数（N A）的数值为n A,下列说法正确的是（）
A. 3 mol NO2与足量H2O反应，转移的电子数为n A
B. 在标准状况下22.4 L CH4与18 g H2O所含有的电子数均为10N A
C.常温常压下，22.4L的NO2和N2O4混合气体含有的原子数为3n A
D. 2.4 g金属镁变为镁离子时失去的电子数为0.1 n A
2、一定条件下可逆反应A2(g)＋B2(g)2AB(g)达到平衡状态的标志是( )
A．2υ(A2) 正＝υ(AB) 逆
B．容器内的总压强不随时间而变化
C．单位时间内生成n mol AB的同时，生成n mol的B2
D．A2、B2、AB的反应速率比为1：1：2的状态
3、已知：C（s,金刚石）=C（s,石墨）△H＝－1.9KJ/mol
C（s,金刚石）+O2(g)=CO2(g) △H1 ；C（s,石墨）+O2(g)=CO2(g) △H2
根据上述反应所得出的结论正确的是（）
A．△H1=△H2 B．△H1>△H2
C．△H1<△H2 D．金刚石比石墨稳定
4、在甲、乙两烧杯溶液中，共含有大量的Cu2＋、K＋、H＋、NO－3、CO2－3、OH－。已知甲烧杯的溶液呈蓝色，则乙烧杯中大量存在的离子是( )
A．Cu2＋、H＋、NO－3 B．K＋、CO2－3、OH－
C．CO2－3、OH－、NO－3 D．K＋、H＋、NO－3
5、右图为元素周期表中短周期的一部分，关于推断Y、Z、M的说法正确的是( )
A．非金属性：Y>Z>M
B．离子半径：M－>Z２－>Y－
C．Z和M的气态氢化物的稳定性：H2Z D．Y、Z、M三种元素中，Y的最高价氧化物对应的水化物酸性最强 6、设C(g)＋CO2(g)2CO(g)；△H＞0 ，反应速率为υ1， N2＋3H22NH3；△H＜0反应速率为υ2，对于上述反应，当温度升高时，υ1和υ2的变化情况为（）A．同时增大B．同时减小C．增大，减小D．减小，增大 7、对某一可逆反应来说,使用催化剂的作用是( ) A．提高反应物的平衡转化率B．以同样程度改变正逆反应的速率 高温 催化剂 C ．增大正反应速率，减小逆反应速率 8、高温下，某反应达到平衡，平衡常数K 。恒容时，温度升高，H 2浓度减小。下列说法正 确的是( ) A ．该反应的焓变为正值 B ．恒温恒容下，增大压强，H 2浓度一定减小 C ．升高温度，逆反应速率减小 D ．该反应的化学方程式为CO ＋H 2O CO 2＋H 2 9、0.1mol/L 的CH 3COOH 溶液中，CH 3COOH CH 3 COO —+H +，对于该平衡，下列叙述正确的是（ ） A. 加水时，平衡向逆反应方向移动 B. 加入少量NaOH 固体，平衡向正反应方向移动 C. 加入少量0.1mol/L 盐酸，溶液中c （H +）减小 D. 加入少量CH 3COONa 固体，平衡向正反应方向移动 10、一定条件下，下列反应中水蒸气含量随反应时间的变化趋势符合题图10 的是（ ） A ．CO 2(g)＋2NH 3(g)CO(NH 2)2(s)＋H 2O(g)； △H ＜0 B ．CO 2(g)＋H 2(g)CO(g)＋H 2O(g)； △H ＞0 C ．CH 3CH 2OH (g)CH 2=CH 2(g)＋H 2O(g)； △H ＞0 D ．2C 6H 5CH 2CH 3(g)＋O 2(g) 2 C 6H 5CH=CH 2(g)＋2H 2O(g)； △H ＜0 二、非选择题 15、(16分) (1)由金红石(TiO 2)制取单质Ti ，涉及的步骤为： 已知：①C(s)+O 2(g)=CO 2(g) ΔH=－393.5 kJ ·mol -1 ②2CO(g)+O 2(g) =2CO 2(g) ΔH=－566 kJ ·mol -1 ③TiO 2(s)+2Cl 2(g) =TiCl 4(s)+O 2(g) ΔH=+141 kJ ·mol -1 则TiO 2(s)+2Cl 2(g)+2C(s) =TiCl 4(s)+2CO(g)的ΔH=____________________。 （2）甲醇是一种可再生能源，具有广泛的开发和应用前景。工业上一般采用如下反应合成甲醇：CO （g ）+2H 2（g ） CH 3O H （g ）△H= xkJ ／mol ① 右图是反应时CO 和CH 3 0H 的浓度, 随时间的变化情况。从反应开始到平衡， 用CO 浓度变化表示平均反应速率 υ（CO ）=__ __。 ②下表所列数据是该反应在不同温度下的化学平衡常数（K ） 由表中数据判断x 0（填“＞”、“<”填“=”） ③某温度下，将2molCO 和6molH 2充入2L 的密闭容器中，充分反应，达到平衡后，测得 c（CO）=0.2mol/L，求该温度下的平衡常数(要求写出计算过程)。 （3）在稀氨水中存在平衡：NH3＋H2O NH3·H2O NH+ 4 ＋OH－,如进行下列操作， 则NH3、NH+ 4 、H＋、OH－浓度如何变化？试用“增大”“减小”“不变”填写。 ①通适量HCl气体时，c(NH3) ,c(H＋) 。 ②加入少量NaOH固体时，c(NH+ 4 ) ,c(OH－) 。 ③加入NH4Cl晶体时，c(NH+ 4 ) ,c(OH－) 。 16(12分)现有反应：m A(g)+n B(g)p C(g)，达到平衡后，当升高温度时，B的转化率变大；当减小压强时，混合体系中C的质量分数也减小，则: (1)该反应的逆反应为_________热反应，且m+n_________p(填“＞”“=”“＜”)。 (2)减压时，A的质量分数________。(填“增大”“减小”或“不变”，下同) (3)若加入B(体积不变)，则A的转化率_________；B的转化率_________ (4)若升高温度，则平衡时B、C的浓度之比 () () c B c C 将______ ___；混合气体的平均摩尔质量将______ ___ (5)若加入催化剂，平衡时气体混合物的总物质的量____ _____。 (6)若B是有色物质，A、C均无色，则加入C(体积不变)时混合物颜色______ ；而维持容器内压强不变，充入氖气时，混合物颜色____ ___(填“变深”“变浅”或“不变”)。 （7）若反应式中m+n=p，当压强增至一定时，A的转化率减小，此时B的状态是___ ___ 17、（1）已知T℃时，水的离子积Kw=1×10-12 ,25℃时Kw=1×10-14 ①T℃________(填“＞”“=”“＜”) 25℃，理由是____ ___ ②T℃时，纯水中c(H+) _______ (填“＞”“=”“＜”)c(OH－)；向其中加入固体NaOH配成 c(NaOH)= 0.1moL·L－1 ，则PH=_______ （2）实验表明，液态纯H2SO4 的电离能力强于纯HNO3，纯H2SO4导电能力强于纯水，又知液态电解质能象水一样发生自身电离（2H2O H3O+＋OH－），且温度一定时，离子积为常数。 ①写出纯H2SO4、纯HNO3自身电离的反应方程式 _______ _____ _______ _____ ②纯H2SO4中，主要的阴离子是HSO4-，而SO42-极少，原因是 _______ _____ 18(14分)纯碱、烧碱等是重要的化工原料。向100 mL2 mol/L的NaOH 溶液中通入一定量CO2，充分反应后将溶液蒸发结晶，得到一定量的白色固体。试设计实验确认该白色固体的成分。 （1）写出符合下列条件的离子方程式： ①向100 mL2 mol/L的NaOH 溶液中通入标准状况下2.24LCO2 _______ _____ ②向100 mL2 mol/L的NaOH 溶液中通入过量的CO2. _______ _____ (2)①提出合理假设。 假设1：NaOH和Na2CO3；假设2：只有Na2CO3；假设3：只有NaHCO3； 假设4：_______ _____。 ②基于假设1，设计实验方案进行实验证明固体的成分是NaOH 和Na 2CO 3。请在答题卡上写出实验步骤及预期现象和结论。限选．．实验试剂及仪器： 1moL·L － 1HCl 溶液、1mol·L － 1 MgCl 2溶液、0.5moL·L － 1BaCl 2溶液、 1mol·L － 1 Ba(OH)2溶液、甲基橙试液、酚酞试液、试管、过滤装置。 （步骤可不填满也可增加） 第三章 水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离 1、定义：电解质:在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。 非电解质 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。 强电解质 ：在水溶液里全部电离成离子的电解质。 弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。 2、电解质与非电解质本质区别： 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物 （如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 4为强电解质） 电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素： 物质 单质 化合物 电解质 非电解质：非金属氧化物，大部分有机物 。如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CCl 4、CH 2=CH 2…… 强电解质：强酸，强碱，大多数盐。如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4 弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO 、NH 3·H 2O 、 Cu(OH)2、H 2O …… 混和物 纯净物 A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。 C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。 D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 5、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主） 6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。）表示方法：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB] 7、影响因素： a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如： H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：: 水的离子积：K W =c[H+]·c[OH-] 25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 1*10-14 注意：K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定 K W不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐） 2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱 3、影响水电离平衡的外界因素： ①酸、碱：抑制水的电离K W〈1*10-14 ②温度：促进水的电离（水的电离是吸热） ③易水解的盐：促进水的电离K W〉1*10-14 4、溶液的酸碱性和pH： （1）pH=-lgc[H+] （2）pH的测定方法： 酸碱指示剂：甲基橙、石蕊、酚酞。 变色范围：甲基橙3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（浅红色） PH试纸操作：玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。 注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围 三、混合液的pH值计算方法公式 1、强酸与强酸的混合：先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它 [H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2） 2、强碱与强碱的混合：先求[OH-]混：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积，再求其它 [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）(注意:不能直接计算[H+]混) 3、强酸与强碱的混合：先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH- ①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混； ②OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它 四、稀释过程溶液pH值的变化规律： 1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀= pH原+ n （但始终不能大于或等于7） 2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀〈pH原+n （但始终不能大于或等于7） 3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀= pH原－n （但始终不能小于或等于7） 4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原－n （但始终不能小于或等于7） 5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7 6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。 五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律 1、若等体积混合 pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7 pH1+pH2?15 则溶液显碱性pH=pH2-0.3 pH1+pH2?13则溶液显酸性pH=pH1+0.3 2、若混合后显中性 pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1 pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10〔14-（pH1+pH2）〕 练习 1. 纯水在10℃和50℃的pH，前者与后者的关系是 ( ) A. 前者大 B. 后者大 C. 相等 D. 不能确定 2. 下列措施能使水的电离程度增大的是（） A. 加热 B. 加入硫酸溶液 C. 加入氢氧化钠溶液 D. 降温 3. 将纯水加热至较高温度，下列叙述正确的是 ( ) A. 水的离子积变大、pH变小、呈酸性 B. 水的离子积不变、pH不变、呈中性 C. 水的离子积变小、pH变大、呈碱性 D. 水的离子积变大、pH变小、呈中性 4. 能说明溶液呈中性的可靠依据是（） A. pH＝7 B. c(H+)＝c(OH-) C. pH试纸不变色 D. 石蕊试液不变色 5. 下列溶液肯定显酸性的是（） A. 含H+的溶液 B. 能使酚酞呈无色的溶液 C. pH<7的溶液 D. c(OH-) 6. 室温下，在pH=12的强碱溶液中，由水电离出的c(OH-)为（） A. 1.0×10-7 mol?L-1 B.1.0×10-6 mol?L-1 C. 1.0×10-2 mol?L-1 D. 1.0×10-12 mol?L-1 7. 在由水电离产生的H+浓度为1×10-13mol·L-1的溶液中，一定能大量共存的离子组是（） ① K+、Cl-、NO3-、S2-② K+、Fe2+、I-、SO42-③ Na+、Cl-、NO3-、SO42- ④Na+、Ca2+、Cl-、HCO3-⑤ K+、Ba2+、Cl-、NO3- A．①③ B．③⑤ C．③④ D．②⑤ 8. 某温度时水的离子积Kw=3.8×10-13，则该温度时纯水的pH是（） A. 等于7 B. 小于7 C. 大于7 D. 无法确定 9. 99℃时，向pH=6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH=2。下列叙述中不正确的是（） A. 此时水的离子积Kw=1×10-14 B. 水电离出的c(H+)=1×10-10mol?L-1 C. 水的电离程度随温度升高而增大 D. c(Na+)=c(SO42-) 10. 25℃时，水的电离可达到平衡：H2O H++OH-△H＞0，下列叙述正确的是（） A. 向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH-)降低 B. 向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H+)增大，K w不变 C. 向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H+)降低 D. 将水加热，K w增大，pH不变 11.下列叙述正确的是（） A．95℃纯水的pH<7，说明加热可导致水呈酸性 B．pH=3的醋酸溶液，稀释至10倍后pH=4 C．0.2 mol?L-1的盐酸，与等体积水混合后pH=1 D．pH=3的醋酸溶液，与pH=11的氢氧化钠溶液等体积混合后pH=7 12.用pH试纸测定溶液pH的正确操作是（） A. 将一小块试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上，再与标准比色卡对照 B. 将一小块试纸用蒸馏水润湿后放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测点在试纸上，与标准比色卡对照 C. 将一小条试纸在待测液中蘸一下，取出后放在表面皿上，与标准比色卡对照 D. 将一小条试纸先用蒸馏水润湿后，在待测液中蘸一下，取出后与标准比色卡对照 13.取浓度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2 体积比相混合，所得溶液的pH 等于12，则原溶液的浓度为（） A．0.01 mol?L-1B．0.017 mol?L-1 C．0.05 mol?L-1 D．0.50 mol?L-1 14.（1）10mLpH ＝4的盐酸，稀释10倍到100mL 时，pH ＝__________。 （2）常温下，pH ＝5和pH ＝3的盐酸溶液等体积混合后溶液的pH ＝_________。 15. 某温度（t ℃）时，水的K W =10-13 ，则该温度（填大于、等于或小于）______25℃，理由是_________________________________________________， 将此温度下pH=11的NaOH 溶液aL 与pH=1的H 2SO 4溶液bL 混合， （1）若所得混合溶液为中性，则a ：b=_________； （2）若所得混合溶液pH=2，则a ：b=__________。 高二化学教学资料第三章 水溶液中的离子平衡 六、酸碱中和滴定： 1、中和滴定的原理 实质：H ++OH — =H 2O 即酸能提供的H +和碱能提供的OH -物质的量相等。 2、中和滴定的操作过程： （1）滴定管的刻度，O 刻度在 上 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 大于 它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以读到小数点后 一位 。 （2）药品：标准液；待测液；指示剂。 （3）准备过程： 准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始) （4）试验过程 3、酸碱中和滴定的误差分析 原理：) ()()()(NaO H V H Cl V H Cl c NaOH c ?= 七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解） 1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。 2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。 3、盐类水解规律： ①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。 ②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。(如:Na2CO3＞NaHCO3) 4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热 5、影响盐类水解的外界因素： ①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解） ②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解） ③酸碱：促进或抑制盐的水解 （H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解） 6、酸式盐溶液的酸碱性： ①只电离不水解：如HSO4-显酸性 ②电离程度＞水解程度，显酸性（如: HSO3-、H2PO4-） ③水解程度＞电离程度，显碱性（如：HCO3-、HS-、HPO42-） 7、双水解反应： （1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。 （2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。 双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ 8、水解平衡常数（K h） 对于强碱弱酸盐：K h =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数) 对于强酸弱碱盐：K h =Kw/K b（Kw为该温度下水的离子积，K b为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）电离、水解方程式的书写原则 1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写 注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。 2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 八、溶液中微粒浓度的大小比较 ☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系： ①电荷守恒：:任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和 ②物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒） 某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和 ③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。 九、难溶电解质的溶解平衡 1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识 （1）溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。 （2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。 （3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。 （4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4 （5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。 （6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。 2、溶解平衡方程式的书写 注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq) 3、沉淀生成的三种主要方式 （1）加沉淀剂法：K sp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。 （2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。 （3）氧化还原沉淀法： （4）同离子效应法 4、沉淀的溶解： 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原；③沉淀转化。 5、沉淀的转化： 溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。 如：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr（淡黄色）AgI （黄色）Ag2S（黑色） 6、溶度积（K SP） 1、定义：在一定条件下，难溶电解质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。 2、表达式：AmBn(s) mA n+(aq)+nB m-(aq) K SP= [c(A n+)]m?[c(B m-)]n 3、影响因素： 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、溶度积规则 Q C（离子积）〉K SP，有沉淀析出； Q C =K SP ，平衡状态； Q C〈K SP ，未饱和，继续溶解 练习 1. 如下对“难溶”的理解正确的是（） A. 在水中难溶的物质，在其他溶剂中也是难溶的 B. 难溶就是绝对不溶 C. 难溶就是溶解度相对较小，没有绝对不溶于水的电解质 D. 如果向某溶液中加入另一种试剂时 , 生成了难溶性的电解质，则说明原溶液中的相应离子已基本沉 淀完全 2. 在含有浓度均为0.01mol?L-1的Cl-、Br-、I-离子的溶液中，缓慢加入AgNO3稀溶液，析出三种沉淀的先后 顺序是（） A. AgCl、AgBr、AgI B. AgI、AgBr、AgCl C. AgBr、AgCl、AgI D. 三种沉淀同时析出 3. 下列说法不正确的是（） A. 不溶于水的物质溶解度为0 B. 绝对不溶解的物质是不存在的 C. 当残留在溶液中的离子浓度小于10-5 mol?L-1时就认为沉淀完全 D. 习惯上将溶解度小于0.01g的电解质称为难溶电解质 4. 除去NaCl溶液中MgC12、CaC12的方法是（） A. 将样品溶于蒸馏水，加入过量NaOH过滤后，加盐酸蒸发 B. 将样品溶于蒸馏水，加入过量 Na2CO3过滤后，加盐酸蒸发 C. 将样品溶于蒸馏水，加入过量Ca(OH)2过滤，然后加过量Na2CO3过滤，在滤液中加过量盐酸后蒸发 D. 用半透膜有选择地除去Ca2+、Mg2+ 5. 下列关于溶解平衡的说法不正确的是（） A. 溶解平衡是一种动态平衡 B. 达到溶解平衡时，物质沉淀和溶解的速率相同 C. 达到溶解平衡时，升高温度平衡将向溶解方向移动 D. 达到溶解平衡时，加入其他物质，溶解平衡一定不移动 6. 有关AgCl沉淀的溶解平衡的说法正确的是（） A. AgCl沉淀的生成和溶解仍在不断进行，但速率相等 B. AgCl不溶于水，溶液中没有Cl-和Ag+ C. 升高温度，AgCl的溶解度增大，K sp增大 D. 向AgCl饱和溶液中加入NaCl固体，AgCl的溶解度和K sp都不变 7. 在一定温度下，向AgI的饱和溶液中：（填“增大”、“减小”或“不变”） （1）若加入AgNO3固体，c(I-) 。 （2）若加入更多的AgI固体，则c(Ag+)。 （3）若加入固体AgBr，c(I-) 。 15. 已知常温下FeS的K sp=6.25×10-18。 （1）常温下FeS的溶解度为多少g？（设饱和溶液的密度为1g?cm-3） （2）在常温下将过量FeS投入到0.10m ol?L-1的Na2S溶液中，则平衡时c(Fe2+)为多少？ 高二化学教学资料（第三章水溶液中的离子平衡） 可能用到的相对原子质量：H：1 O：16 S：32 Ba：137 一、选择题（本题包括14小题，每小题2分，共28分。每小题只有一个选项符合题意） 1．咖喱是一种烹饪辅料，若白衬衣沾上咖喱汁后，用普通肥皂洗涤该污渍时会发现，黄色污渍变为红色。经水漂洗后红色又变为黄色。据此现象，你认为咖喱汁与下列何种试剂可能有相似的化学作用（） A．品红溶液B．石蕊溶液C．氯水D．KI一淀粉溶液 2．有一支50mL酸式滴定管中盛盐酸，液面恰好在a mL刻度处，把管内液体全部放出，盛入量筒内，所得液体体积一定是（） A．a mL B．（50―a）mL C．大于（50―a）mL D．大于a mL 3．在0.01mol/L醋酸中加入少量硫酸后，其变化结果是（） A．氢离子浓度变小B．醋酸分子的浓度减小 C．酸性减小，pH变大D．醋酸根离子浓度变小 4．为了同时对某农作物施用分别含N、P、K三中元素的化肥，对于给定的化肥：①K2CO3、②KCl、③Ca(H2PO4)2、 ④(NH4)2SO4、⑤氨水，最合适的组合是（） A．①③④B．②③④C．①③⑤D．②③⑤ 5．下列水解的离子方程式正确的是（） A．NH 4＋＋H2O NH3·H2O＋H＋B．Br－＋H2O HBr＋OH－ C．CO 32－＋2H2O H2CO3＋2OH－D．Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3↓＋3H＋ 6．下列说法中，正确的是（） A．强电解质一定是离子化合物 B．溶于水的强电解质在水中完全电离 C．强电解质在水中溶解度一定大于弱电解质 D．强电解质溶液的导电性一定大于弱电解质 7．物质的量浓度相同的下列溶液中，NH4+ 浓度最大的是（） A．NH4Cl B．NH4HSO4C．CH3COONH4 D．NH3·H2O 8．pH相等的盐酸溶液和醋酸溶液都稀释相同的倍数后，pH的大小关系是（） A．盐酸>醋酸B．醋酸>盐酸C．盐酸==醋D．无法判断 9．下列事实可证明氨水是弱碱的是（） A．氨水能跟氯化亚铁溶液反应生成氢氧化亚铁B．铵盐受热易分解 C．0.1mol/L氨水可以使酚酞试液变红D．0.1mol/L氯化铵溶液的pH为5 10．将pH=1的盐酸平均分成2份，1份加适量水，另1份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液后，pH都升高了1，则加入的水与NaOH溶液的体积比为（） A．9﹕11 B．10﹕9 C．11﹕1 D．12﹕1 11．将①H+、②Cl－、③Al3＋、④K＋、⑤S2－、⑥OH－、⑦NO3－、⑧NH4＋分别加入H2O中，基本上不影响水的电离平衡的离子是（） A．①③⑤⑦⑧B．②④⑥⑧C．①⑥D．②④⑦ 12．已知次氯酸是比碳酸还弱的酸，反应Cl 2+H2O HCl+HClO达到平衡后，要使HClO浓度增大，可加入（） A．Na2SO3固体B．水C．CaCO3固体D．NaOH固体 13．若溶液中由水电离产生的c(OH－)=1×10－14 mol/L，则此溶液中一定可以大量共存的离子组是（）A．Al3+、Na+、NO3－、Cl－B．K+、Na+、Cl－、NO3－ C．K+、Na+、Cl－、AlO2－D．K+、NH4+、SO42－、NO3－ 14．下列四种溶液（1)pH=0的盐酸溶液（2)0.1mol/L的盐酸溶液（3)0.01mol/L的NaOH （4)pH=11的NaOH溶液由水电离出的c(H+)浓度之比（) A．1：10：100：1000 B．0：1：11：11 C．14：13：12：11 D．100；10：1：0 二、选择题（本题包括6小题，每小题4分，共24分。） 15．下列错误操作中，能造成中和滴定结果偏低的是( ) A.未用标准液润洗滴定管 B.盛标准液的滴定管尖嘴部分有气泡未排除就开始滴定 C.往锥形瓶中加待测液时，滴定管未用待测液润洗 D.振荡时锥形瓶中液滴飞溅出来 16．在平衡体系Ca(OH)2(s)Ca2+(aq)+2OH－(aq)中，能使c(Ca2+)减小，而使c(OH－)增大的是（）A．加入少量MgCl2固体B．加入少量Na2CO3固体 C．加入少量KCl固体D．加入少量Ba(OH)2固体 17．将pH＝11 NaOH溶液和pH＝3的甲酸溶液以等体积混合后，对所得溶液，下列判断一定正确的是（）
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