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《化学反应原理》知识点2（贴在步步高146页）一、《化学反应速率和化学平衡》 1、 ①一定能自发ΔH <0、ΔS >0 ；②ΔH <0、ΔS <0，低温自发（ΔH <0能自发因素，ΔS <0不能自发因素）；③ΔH >0、ΔS >0，高温自发（ΔH >0不能自发因素，ΔS >0能自发因素）；④一定不能自发ΔH >0、ΔS <02、 v ＝ΔcΔt =tV n ∆⋅∆(注意体积)3、投料比等于系数比则两者转化率相等4、v-t 中V （正）和V （逆）同升同降。
减少生成物，平衡向右移动，先是V （逆）下降，后来V(正)也随之下降。
5、（1）K 只与温度有关，由温度引起的平衡向右移动，K 增大，由温度引起的平衡向左移动，K 减少。
由C 、P 引起的平衡移动，K 不变。
（2）①Q C >K ，Q C 需要减小，平衡向逆方向移动，V （逆）> V （正）②Q C <K ，Q C 需要增加，平衡向正方向移动， V （正）> V （逆）③Q C =K ，平衡不移动。
（3）T 增大，K 增大，平衡向正方向移动，正方向是吸热方向；T 增大，K 减小，平衡向逆方向移动，逆方向是吸热方向，正方向是放热方向。
6、平衡移动规律： （1）使用催化剂，同等程度增加V （正）和V （逆），平衡不移动。
（2）加固体或液体的量，平衡不移动。
（3）压强的变化，△n （气体）=0的反应，平衡不移动。
（4）“惰性气体”对化学平衡的影响 ①恒温、恒容条件：体系总压强增大，体系中各组分的浓度不变，平衡不移动。
②恒温、恒压条件：体积增加，效果相当于减压。
（5）等比例增加反应物效果相当于加压（6）单一气体（反应物或生成物只有一种，且为气体），增加该气体求转化率和百分含量，效果相当于加压。
（7）增加一种物质（气体），提高了另一种物质的转化率，但减低了自身的转化率。
高中化学“四大平衡”考点总结化学平衡是这一平衡理论体系的核心。
系统掌握反应速率与化学平衡的概念、理论及应用对于深入认识其他平衡，重要的酸、碱、盐的性质和用途，化工生产中适宜条件的选择等，具有承上启下的作用；对于深入掌握元素化合物的知识，具有理论指导意义。
正因为它的重要性，所以，在历年高考中，这一部分向来是考试的热点、难点。
1．高中化学常见四大平衡2．常见四大平衡研究对象模型一、化学平衡研究对象：可逆反应。
如：加热不利于氨的生成，增大压强有利于氨的生成。
模型二、电离平衡：研究对象：弱电解质。
如：加热促进电离，稀释电离度增大。
模型三、水解平衡研究对象：弱酸盐或弱碱盐或弱酸弱碱盐。
如：配制溶液应加入少量酸防止水解。
不断加热溶液，蒸干灼烧可得到固体。
模型四、溶解平衡研究对象：气体或固体溶于水形成的饱和溶液中形成的平衡体系。
（1）气体的溶解平衡如：当加入等时平衡会发生移动。
当收集等气体时往往分别通过饱和的等溶液以除去可能有的酸性气体，且抑制气体的溶解。
（2）固体的溶解平衡如：如：加热促进溶解；加热溶解度降低；反应的进行是由于存在溶解平衡；；由于能水解，加热时的水解程度增大，促进了的溶解，最终转化成。
知识结构归纳总结四大平衡无论是理论学习还是解题方法，都有许多的共通之处。
归纳总结四大平衡的共同点是一种有效的复习方法。
1. 所有的平衡都建立在“可逆反应”的基础上2.平衡特征相同3.都可借助v-t图学习平衡的建立及平衡的移动4. 都能用勒夏特列原理解释平衡的移动勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(如温度、浓度、压强等)，平衡就向减弱这个改变的方向移动．平衡的实质是两个变化方向的速率相等，所以影响平衡的因素首先是影响速率的因素：（1）温度：升温促进吸热过程进行（2）浓度：增大某物质浓度，平衡向消耗该物质的方向移动（3）减压或稀释5. 都存在平衡常数K高考分析1.化学平衡2.电离平衡3.水解平衡4.溶解平衡。
反应速率化学平衡、电离平衡专题复习一.化学反应速率(一) 知识要点1. 概念:化学反应进行的快慢定量描述——化学反应速率----在反应中，某物质的浓度（一般指物质的量浓度）随时间的变化率。
2表示:一般用单位时间内某一种反应物或生成物的物质的量浓度的变化值来表示。
化学反应速率的表达式： v＝ΔC／Δt。
其单位为：mol/(L× s) 、mol/(L×min)等．在理解该概念时注意以下几点：(1)以上所指的反应速率是平均反应速率而不是瞬时反应速率．(2)同一反应在不同时刻，瞬时反应速率不同．(3)同一反应在不同时间内，平均反应速率不同．(4)同一反应在同一时间内，用不同物质来表示的反应速率可能不同．(5)中学阶段计算的是平均反应速率，图示的应是瞬时速率．3. 规律对于同一反应：mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)同一时间：vA :vB:vC:vD＝ΔnA :ΔnB:ΔnC:ΔnD＝ΔCA :ΔCB:ΔCC:ΔCD＝m:n:p:q即反应速率的数值之比等于这些物质在化学方程式中的化学计量数之比。
4 影响化学反应速率的因素1. 内因：物质本身结构及性质是反应速率的主要决定因素．2. 外因：外界条件在一定范围内影响反应速率．如浓度、温度、压强、催化剂及其它．(1)温度：升高温度不论对放热反应还是吸热反应，反应速率总是增大的．一般每．升高10℃,反应速率增大到原来的2－4倍．在浓度一定时，温度升高，反应物分子的平均能量增加，反应物分子中活化分子百分数增加，有效碰撞次数增多，从而加大了反应速率。
注意：温度对反应速率的影响实际上是比较复杂的，有的反应随温度的升高，反应速率不一定加快。
例如用酶催化的反应，酶只有在适宜的温度下活性最大，反应速率才达到最大。
故在许多工业生产中温度的选择不许考虑催化剂的活性温度范围。
(2)浓度：（其它条件不变）①若增加一种物质的浓度．．（不论是反应物还是生成物）后，活化分子百分数增加，单位体积内活化分子数目增多，有效碰撞次数增多，反应速率总是加快；反之，则减小．②固体或纯液体浓度视为常数，它们物质的量的变化不会引起反应速率的变化，故不能用它表示反应速率．但固体颗粒的大小导致接触面的大小，故影响反应速率．(3)压强：有气体物质参与，其它条件不变．①增大压强，容器体积减小反应速率总是增大．反之减小．②恒容条件，增加与反应无关的气体，容器总压增加，但与反应有关的气体物质各自的分压不变，各自浓度不变，故反应速率不变．③恒压条件，增加与反应无关的气体，容器体积增加，对于反应有关的气体物质相当于减压，故反应速率减小．总之，有气体参加的反应，压强的影响，实质上是指容器容积的改变，导致各气体的浓度同等程度的改变，从而影响反应速率．4．催化剂对反应速率的影响催化剂是通过降低反应的活化能，使活化分子百分数增大，活化分子增多来加快反应速率的。
赏掌州晴暑市最量学校高考化学二轮复习化学平衡和电离平衡专题训练一、选择题(本题包括16小题，每小题3分，共48分。
每小题只有一个选项符合题意) 1．下列有关工业生产的叙述正确的是A．合成氨生产过程中将NH3液化分离，可加快正反应速率，提高N2、H2的转化率B．硫酸工业中，在接触室安装热交换器是为了利用SO3转化为H2SO4时放出的热量C．电解饱和食盐水制烧碱采用离子交换膜法，可防止阴极室产生的Cl2进入阳极室D．电解精炼铜时，同一时间内阳极溶液铜的质量比阴极析出铜的质量小2．一定条件下，合成氨反应达到平衡时，测得混合气体中氨气的体积分数为20.0%，与反应前．．．的体积相比，反应后体积缩小的百分率是A．16.7% B．20.0% C．80.0% D．83.3% 3．已知：C(s)＋CO2(g)2CO(g)；H＞0。
该反应达到平衡后，下列条件有利于反应向正方向进行的是A．升高温度和减小压强B．降低温度和减小压强C．降低温度和增大压强D．升高温度和增大压强4．向某密闭容器中充入1 mol CO和2 mol H2O(g)，发生反应：CO＋H2O(g)催化剂CO2＋H2。
当反应达到平衡时，CO的体积分数为x。
若维持容器的体积和温度不变，超始物质按下列四种配比充入该容器中，达到平衡时CO的体积分数大于x的是A．0．5 mol CO＋2 mol H2O(g)＋1 mol CO2＋1 mol H2B．1 mol CO＋1 mol H2O(g)＋1 mol CO2＋1 mol H2C．0．5 mol CO＋1.5 mol H2O(g)＋0.4 mol CO2＋0.4 mol H2D．0．5 mol CO＋1.5 mol H2O(g)＋0.5 mol CO2＋0.5 mol H25．把铝条放入盛有过量稀盐酸的试管中，不影响．．．氢气产生速率的因素是A．盐酸的浓度B．铝条的表面积 C．溶液的温度D．加少量Na2SO46．如图是恒温下某化学反应的反应速率随反应时间变化的示意图，下列叙述与示意图不相符合．．．．的是A．反应达平衡时，正反应速率和逆反应速率相等B．该反应达到平衡态I后，增大反应物浓度，平衡发生移动，达到平衡态IIC．该反应达到平衡态I后，减小反应物浓度，平衡发生移动，达到平衡态IID．同一种反应物在平衡态I和平衡态II时浓度不相等7．一定条件下，在体积为10 L的密闭容器中，1 mol X和1 mol Y进行反应：2X(g)＋Y(g)Z(g)，经60 s达到平衡，生成0.3 mol Z，下列说法正确的是A．以X浓度变化表示的反应速率为0.001 mol/(L·s)B．将容器体积变为20 L，Z的平衡浓度变为原来的1/2C．若增大压强，则物质Y的转化率减小D ．若升高温度，X 的体积分数增大，则该反应的H ＞08．X 、Y 、Z 三种气体，取X 和Y 按1︰1的物质的量之比混合，放入密闭容器中发生如下反应：X+2Y 2Z ，达到平衡后，测得混合气体中反应物的总物质的量与生成物的总物质的量之比为3︰2，则Y 的转化率最接近于A ．33%B ．40%C ．50%D ．66% 9．已知：4NH 4(g)＋5O 2(g) = 4NO(g)＋6H 2O(g)，ΔH=－1025kJ ·mol －1，该反应是一个可逆反应。
化学平衡电离平衡水解平衡沉淀溶解平衡习题（较难）一．本题共18小题，每小题有一个正确答案，共54分。
1．决定化学反应速率的根本因素是A．温度和压强 B．反应物的浓度 C．反应物的性质 D．催化剂2．C+CO 22CO △H1＞0，反应速率v1 ，N2+3H22NH3△H2＜0，反应速率v2 。
若升高温度，v1和v2的变化是A．同时增大 B．同时减少 C．v1增大，v2减少 D．v1减少，v2增大3．某温度下在密闭容器中发生如下反应：2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)，若开始时只充入2 molSO3，达到平衡时，混合气体的压强比起始时增大了10%；若开始时只充入了2 mol SO2和1 molO2的混合气体，达到平衡时SO2的转化率为：A．10% B．60% C．80% D．90%4．氢气既是最理想的能源又是重要的化工原料，用甲烷制氢气是一种廉价的制氢方法。
有关的热化学方程式如下：①CH4(g)＋1/2O2(g)CO(g)＋2H2(g)ΔH<0②CH4(g)＋H2O(g)CO(g)＋3H2(g)ΔH>0下列说法不正确的是()A．当反应①中v(CH4)正＝v(CO)逆时，表明该反应达平衡状态B．其他条件不变时，增大体系压强，反应①、②中甲烷的转化率均减小C．使用高效催化剂可以加快反应速率，同时提高CH4的转化率D．同一容器内同时发生反应①与②时，容器内温度可能保持不变5．在一密闭容器中发生反应：2X(g)＋Y(g)aZ(g)ΔH＝Q kJ·mol－1，开始按体积比2∶1将X、Y 充入反应器中，一定条件下发生反应。
图甲和图乙是根据反应绘制的图象，下列有关说法正确的是()甲乙6题图A．图甲，p1>p2，a<3 B．图甲，T1<T2，Q>0C．图乙，t1时表示恒温、恒压条件下，向平衡体系中充入一定量的Z气体D．图乙，如果a＝3，t2时表示向体系中加入了催化剂或增大压强6．在密闭容器中充入一定量的NO2，发生反应2NO2(g)N2O4(g) △H＝－57kJ/mol，在温度为T1、T2时，平衡体系中NO2的体积分数随压强变化的曲线如下图所示。
化学平衡电离平衡复习课教案本节课主要是对化学平衡和电离平衡的复习，帮助同学们巩固基础知识和深化理解，为今后的学习打下坚实的基础。
一、引言在我们的日常生活中，我们很容易就能接触到化学反应。
而化学反应又包括一些核心的概念，如化学平衡和电离平衡。
在我们的学习生涯中，理解和掌握这些概念至关重要。
二、化学平衡1. 概念化学平衡是指化学反应在一定条件下，反应物和生成物的浓度不再发生变化的状态。
在这个状态下，反应物和生成物是在等量程度上存在的。
2. 影响化学平衡的因素温度、压力、浓度、催化剂等因素都会对化学平衡造成影响。
3. 平衡常数平衡常数Kc是用来描述化学平衡状态的一个物理量。
它的大小可以表明反应物和生成物的浓度在平衡状态下的关系。
三、电离平衡1. 概念电离平衡是指在一定条件下，溶液中的解离物和未解离的物质浓度保持稳定的状态。
2. 离子积离子积可以用来描述电离平衡。
它是指溶液中各离子的浓度的乘积，其中溶液中的水合离子也要算入离子积中。
3. pH值pH值是用来描述溶液酸碱性的一个物理量。
它是负对数表示的氢离子浓度，可以被用来描述强酸碱和弱酸碱的强度。
四、课堂练习在本节课的课堂练习中，同学们将有机会测试自己对化学平衡和电离平衡的理解程度。
老师将为同学们提供一系列问题供同学们思考和回答。
五、总结在本节课中，我们深入学习了化学平衡和电离平衡的概念、影响因素和物理量。
我们学习了化学反应中反应物和生成物的平衡状态和描述电离平衡的离子积和pH值等。
同学们通过本节课的学习，不仅夯实了基础知识，还扩展了自己的化学知识面。
高二化学平衡电离平衡复习人教版1、知识目标巩固本章知识。
2、能力和方法目标提高综合分析能力和知识的综合运用能力。
[知识总结]1、化学反应速率、化学平衡的综合联系2、化学平衡状态（1）化学平衡状态的建立（2）化学平衡状态的本质特征是正反应速率和逆反应速率相等，这是判断化学平衡状态的根本标志。
由于υ正=υ逆，可使平衡体系中各组分的百分含量保持不变，所以一般情况下平衡体系的压强、气体密度、浓度等多种宏观性质也保持不变，这些宏观的特征有时也可作为判断化学平衡状态的标志。
平衡的特征五大特点化学平衡逆可逆反应等υ（正）=υ（逆）≠0动动态平衡定各组分含量一定，体积一定时，浓度就一定；有平衡转化率变浓度、温度、压强改变化学平衡即发生移动定量特征一定温度下，化学平衡常数保持不变（3）化学平衡状态的判断举例反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)混合物体系中各成分的含量①各物质的物质的量或各物质的物质的量分数一定平衡②各物质的质量或各物质的质量分数一定平衡③各气体的体积或体积分数一定平衡④总压强、总体积、总物质的量一定不一定平衡正、逆反应速率的关系①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即v正=v逆平衡②在单位时间内消耗了n molB同时生成p molC，则v正=v逆平衡③vA:vB:vC:vD=m:n:p:q，v正不一定等于v逆不一定平衡④在单位时间内生成了n molB，同时消耗q molD，因均指v逆不一定平衡压强①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定）平衡②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定）不一定平衡混合气体的平均分子量（）①一定时，只有当m+n≠p+q时，平衡②一定，但m+n=p+q时不一定平衡温度任何化学反应都伴随着能量变化，在其他条件不变的条件下，体系温度一定时平衡体系的密度密度一定不一定平衡[典型例题]例1 在2SO2 +O22SO3（气）的平衡体系中，分离出SO3时，正反应速率将如何变化？解析有些同学会认为“分离出三氧化硫，化学平衡要向右移动，说明此时正反应速率比逆反应速率大，所以正反应速率必然增大”，这是错误的。
化学平衡和电离平衡复
习
-CAL-FENGHAI-(2020YEAR-YICAI)_JINGBIAN
高二第二章化学平衡和电离平衡
一、化学反应速率与化学平衡
1、化学反应速率：(1)v = △C / t mol/(L·min) -1或mol·(L·S)-1
(2)对于同一化学反应，用不同的物质表示其化学反应速率的数值可能不相同，但其表
示的意义是相同的。
化学反应的速率之比等于化学方程式中的系数比
．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．。
如对：mA + nB pC + qD
有：υ A、∶υ B、∶υ C、∶υ D、＝m∶n∶p∶q
(3)影响因素：C 、P、T、催化剂、固体颗粒大小等
①浓度：浓度越大，反应速率越大 (固体不能改变其浓度)
②温度：温度越高，反应速率越大(注意：正逆反应速率同时增大)
③压强：增大压强(减小体积)，反应速率增大
④催化剂：改变反应速率；(正逆反应速率同时同倍数改变)
练习1、将A与B的混合气体10 mol放入容积为2 L的密闭容器内，在一定条件下发生反应：2A(g)＋3B(g) C(g)＋2D(g)，经过4min达到平衡，此时容器内气体总物质的量为8mol，则以各气体的浓度变化表示的反应速率正确的是( CD )(A)＝·L-1·min-1 (B)＝mol·L-1·min-1C. v(C)＝ mol·L-1·min-1 D. v(D)＝ mol·L-1·min-1
练习2、对于反应N2+O22NO，在密闭容器中进行，下列哪些条件能加快该反应的速率( AB ) A．缩小体积使压强增大 B．体积不变充入N2使压强增大
C．体积不变充入He使压强增大 D．压强不变充入N2使体积增大
2、化学平衡状态：
(1)化学平衡状态——在一定条件下可逆反应中正反应速率和逆反应速率相等，反应混合
物中各组分的质量分数保持不变的状态。
(2)化学平衡的特征：等动定变
等——正逆反应速率相等；动——动态平衡；
定——各物质含量保持不变；变——条件改变，平衡移动。
(3)平衡状态的标志：①V正=V逆(任何一种物质的生成速率等于其消耗速率)
②各成分含量保持不变
a 混合气体的总压总体积总物质的量不随时间而变(不适用于前后无体积变化的反应)
b 各物质的物质的量物质的量浓度不随时间而变化。
(4)化学平衡的移动：
勒沙特列原理：
如果改变影响化学平衡的某一条件，平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。
①浓度: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;
减小反应物浓度或增大生成物浓度,平衡向逆反应方向移动.
②温度: 升温,平衡向吸热方向移动; 降温,平衡向放热方向移动.
③压强:加压,平衡向气体体积减小方向移动;
减压,平衡向气体体积增大方向移动.
④催化剂:对化学平衡无影响,但能缩短到达平衡所需的时间.
3、化学平衡计算的基本模式——平衡“三步曲”
例: mA + nB pC + qD
起始: a b 0 0
转化 :mx nx px qx
平衡: a-mx b-nx px qx
注意①转化量与方程式中各物质的系数成比例;
②这里a、b可指物质的量、浓度、体积等。
③对反应物：平 = 始—转对生成物：平 = 始 + 转
练习3、在一定T下，反应A2(g)+B2(g) 2AB(g)达到平衡状态的标志是( B )
A、单位时间内生成n mol A2的同时生成n mol AB
B、单位时间内生成2n mol AB的同时生成n mol B2
C、单位时间内生成n mol A2的同时生成n mol B2
D、容器内的总压强不随时间而变化
练习4、在一定条件下，下列反应达到化学平衡：2HI(g) H2(g) + I2(g) (正反应为吸热反应)
(1)如果升高温度，平衡混合物的颜色变深。
(2)如果加入一定量的H2，平衡向逆反应方向移动。
(3)如果使密闭容器的体积增大，平衡不移动。
练习5、化学反应2A + B2C达到化学平衡时，根据以下条件各选择正确的选项填空。
(1)升高温度时，C的量增加，则此反应②。
①是放热反应；②是吸热反应；③没有显著的热量变化；④原化学平衡没有发生移动。
(2)如果A、B、C都是气体，达到平衡时减小压强，那么③。
①平衡向正反应方向移动；②平衡不移动；
③平衡向逆反应方向移动；④C的浓度会增大。
二、电离平衡
1、电离平衡
⑴电解质与非电解质电解质----在水溶液里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。
2
⑵强电解质与弱电解质
强电解质----在水溶液里完全电离成离子的电解质。
强酸、强碱和大多数盐属于强电解质。
弱电解质----在水溶液里只有部分分子电离成离子的电解质。
弱酸弱碱和水属于弱电解质
练习6、下列物质中，属于电解质的是( ①②③⑥⑧⑨13 14 ) ，属于非电解质的是(④⑤ 15)；属于强电解质的是(①②③)，属于弱电解质的是(⑥⑧⑨13 14 )①NaC1 ②HC1 ③NaOH ④CH4⑤NH3⑥H2O ⑦Cu ⑧CH3COOH ⑨ NH3·H2O ⑩C 11. P 12. C12
⑶电离平衡--在一定条件(如温度、浓度)下，当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，各微粒的浓度保持不变的状态，就叫电离平衡状态，简称电离平衡。
⑷影响电离平衡的因素：内因(电解质本身的强弱)和外因(c、T) 影响规律同化学平衡。
电离过
程都是吸热的。
2．水和电离和溶液的PH
通常情况下：PH=7 c(H+) =c(OH—) 溶液呈中性；
当c(H+)＞10—7mol/L PH ＜7 溶液呈酸性
当c(H+)= 10—7mol/L PH = 7 溶液呈中性
当c(H+)＜ 10—7mol/L P H ＞7 溶液呈碱性
练习7、在25℃时，纯水中c(H+)·c(OH－) = 1×10-14；在酸性溶液中，c(H+)＞10－7mol/L(填＞、＜或=，下同)，pH ＜7 ；在碱性溶液中，c(H+) ＜10－7mol/L， pH＞7 ；
在中性溶液中，c(H+) = 10－7mol/L，pH =7 。
三、盐类的水解(定义水解的化学方程式和离子方程式影响因素水解的规律水解规律的应用)
1、盐类的水解---在溶液中，盐电离出的离子与水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反
应。
盐类的水解可以看作是酸碱中和反应的逆反应。
中和反应是放热反应，故其逆反应盐类的水解反应是吸热反应。
2、水解的化学方程式和离子方程式由于盐类的水解一般比较微弱，不能完全水解，故书写盐类水解的化学方程式和离子方程式时，一般用可逆符号。
练习8、下列微粒中不会破坏水的电离平衡的是DUV A、F- B、Fe2+ C、S2- D、K+E、C1O- F、CO32- G、HCO3- H、HS-
I、PO43- J、HPO42- K、H2PO4- L、CH3COO- M、SO32- N、HSO3- O、Fe3+
P、Cu2+ Q、A13+ R、HSO4- S、H+ T、OH-U、C1- V、Br-
练习9、实验室中为了配制澄清的FeC13溶液，抑制Fe3+的水解，一般是将FeC13溶于少量浓盐酸中，然后加水稀释到适当浓度。
(FeC13+3H2O Fe(OH)3+3HC1 or
Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+)
若是要得到澄清的A12(SO4)3、Cu(NO3)2 SnC12等溶液，在配制时分别应加入什么试剂
5、酸碱中和滴定(以用·L-1的HC1溶液滴定未知浓度的NaOH溶液为例。
)
⑴原理：n(H+)=n(OH-)
c(NaOH)=
⑵操作步骤：
①准备：检查酸碱式滴定管是否漏水→洗涤→润洗→装溶液→排气泡→调整液面→读数向洗
净的锥形瓶中准确加入一定体积的NaOH溶液，并加入几滴酚酞试液作指示剂。
②滴定在锥形瓶下垫一张白纸作背衬→左手无名指和小指弯向手心，其余三指控制活塞，右
手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化→当滴下最后一滴溶液时，溶液突然由淡红色无色即达滴定终点→记下读数→重复操作2至3次。
③计算取三次滴定所消耗盐酸体积的平均值→代入公式进行计算。
练习10、在CH3COOH溶液
中存在如下平衡：CH3COOH H+ + CH3COO－
向该溶液中分别加入少量NaOH、HCl和CH3COONa溶液后，对上述平衡各有什么影响，将答
加入的物质少量NaOH溶液少量HCl溶液少量CH3COONa溶液
对电离平衡的影响向正反应
方向移动
向逆反应
方向移动
向逆反应
方向移动
3。
