高二化學(xué)選修四 化學(xué)反應(yīng)與能量化學(xué)反應(yīng)速率與平衡 弱電解質(zhì)的電離鹽類的水解 知識手冊

1、高二化學(xué)選修四（化學(xué)反應(yīng)與能量、化學(xué)反應(yīng)速率與平衡、弱電解質(zhì)的電離、鹽類的水解）知識手冊化學(xué)反應(yīng)與能量考點一焓變與反應(yīng)熱1化學(xué)反應(yīng)中的能量變化(1)化學(xué)反應(yīng)中的兩大變化：物質(zhì)變化和能量變化。(2)化學(xué)反應(yīng)中的兩大守恒：質(zhì)量守恒和能量守恒。(3)化學(xué)反應(yīng)中的能量轉(zhuǎn)化形式：熱能、光能、電能等。通常主要表現(xiàn)為熱量的變化。2焓變、反應(yīng)熱(1)定義：在恒壓條件下進(jìn)行的反應(yīng)的熱效應(yīng)。(2)符號：H。(3)單位：kJ·mol1或kJ/mol。3吸熱反應(yīng)和放熱反應(yīng)(1)從反應(yīng)物和生成物的總能量相對大小的角度分析，如圖所示。(2)從反應(yīng)熱的量化參數(shù)鍵能的角度分析(3)記憶常見的放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)放熱反

2、應(yīng)：可燃物的燃燒；酸堿中和反應(yīng)；大多數(shù)化合反應(yīng)；金屬跟酸的置換反應(yīng)；物質(zhì)的緩慢氧化等。吸熱反應(yīng)：大多數(shù)分解反應(yīng)；鹽的水解和弱電解質(zhì)的電離；Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl反應(yīng)；碳和水蒸氣、C和CO2的反應(yīng)等。正確理解活化能與反應(yīng)熱的關(guān)系(1)催化劑能降低反應(yīng)所需活化能，但不影響焓變的大小。(2)在無催化劑的情況下，E1為正反應(yīng)的活化能，E2為逆反應(yīng)的活化能，即E1E2|H|。1熟記反應(yīng)熱H的基本計算公式H生成物的總能量反應(yīng)物的總能量H反應(yīng)物的總鍵能之和生成物的總鍵能之和2規(guī)避兩個易失分點(1)舊化學(xué)鍵的斷裂和新化學(xué)鍵的形成是同時進(jìn)行的，缺少任何一個過程都不是化學(xué)變化。(2)常見物

3、質(zhì)中的化學(xué)鍵數(shù)目物質(zhì)CO2(C=O)CH4(CH)P4(PP)SiO2(SiO)石墨金剛石S8(SS)Si鍵數(shù)24641.5282考點二熱化學(xué)方程式1概念表示參加反應(yīng)物質(zhì)的量和反應(yīng)熱的關(guān)系的化學(xué)方程式。2意義表明了化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化和能量變化。如：2H2(g)O2(g)=2H2O(l)H571.6 kJ·mol1表示：2 mol氫氣和1 mol氧氣反應(yīng)生成2 mol液態(tài)水時放出571.6 kJ的熱量。3熱化學(xué)方程式書寫注意事項(1)注明反應(yīng)條件：反應(yīng)熱與測定條件(溫度、壓強(qiáng)等)有關(guān)。絕大多數(shù)反應(yīng)是在25 、101 kPa下進(jìn)行的，可不注明。(2)注明物質(zhì)狀態(tài)：常用s、l、g、aq分

4、別表示固體、液體、氣體、溶液。(3)注意符號單位：H應(yīng)包括“”或“”、數(shù)字和單位(kJ·mol1)。(4)注意守恒關(guān)系：原子守恒和得失電子守恒；能量守恒。(H與化學(xué)計量數(shù)相對應(yīng))(5)區(qū)別于普通方程式：一般不注“”、“”以及“點燃”、“加熱”等。(6)注意熱化學(xué)方程式的化學(xué)計量數(shù)熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)化學(xué)式前面的化學(xué)計量數(shù)僅表示該物質(zhì)的物質(zhì)的量，可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)。且化學(xué)計量數(shù)必須與H相對應(yīng)，如果化學(xué)計量數(shù)加倍，則H也要加倍。(7)同素異形體轉(zhuǎn)化的熱化學(xué)方程式除了注明狀態(tài)外，還要注明名稱。做到“五看”，快速判斷熱化學(xué)方程式的正誤(1)看熱化學(xué)方程式是否配平。(2)看各物質(zhì)的聚集狀

5、態(tài)是否正確。(3)看H的“”、“”符號是否正確。(4)看反應(yīng)熱的單位是否為kJ·mol1。(5)看反應(yīng)熱的數(shù)值與化學(xué)計量數(shù)是否對應(yīng)?？键c三燃燒熱、中和熱能源1燃燒熱(1)概念在101 kPa時，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的熱量，叫做該物質(zhì)的燃燒熱。燃燒熱的單位一般用kJ·mol1表示。燃燒熱的限定詞有恒壓(101 kPa時)、可燃物的物質(zhì)的量(1 mol)、完全燃燒、穩(wěn)定的氧化物等，其中的“完全燃燒”，是指物質(zhì)中下列元素完全轉(zhuǎn)變成對應(yīng)的氧化物：CCO2(g)，HH2O(l)，SSO2(g)等。(2)表示的意義：例如C的燃燒熱H為393.5 kJ

6、3;mol1，表示在101 kPa時，1 mol C完全燃燒放出393.5 kJ的熱量。(3)書寫熱化學(xué)方程式：燃燒熱是以1 mol純物質(zhì)完全燃燒所放出的熱量來定義的，因此在書寫它的熱化學(xué)方程式時，應(yīng)以燃燒 1 mol 物質(zhì)為標(biāo)準(zhǔn)來配平其余物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)。例如：C8H18(l)O2(g)=8CO2(g)9H2O(l)H5 518 kJ·mol1，即C8H18的燃燒熱H為5 518 kJ·mol1。(4)燃燒熱的計算：可燃物完全燃燒放出的熱量的計算方法為Q放n(可燃物)×|H|。式中：Q放為可燃物燃燒反應(yīng)放出的熱量；n為可燃物的物質(zhì)的量；H為可燃物的燃燒熱。2中和

7、熱(1)概念：在稀溶液中，強(qiáng)酸跟強(qiáng)堿發(fā)生中和反應(yīng)生成1 mol液態(tài)H2O時的反應(yīng)熱叫中和熱。(2)注意幾個限定詞：稀溶液；產(chǎn)物是1 mol液態(tài)H2O；用離子方程式可表示為OH(aq)H(aq)=H2O(l)H57.3 kJ·mol1。(3)中和熱的測定測定原理H3能源(1)能源分類(2)解決能源問題的措施提高能源的利用效率：a.改善開采、運輸、加工等各個環(huán)節(jié)；b.科學(xué)控制燃燒反應(yīng)，使燃料充分燃燒。開發(fā)新能源：開發(fā)資源豐富、可以再生、沒有污染或污染很小的新能源。反應(yīng)熱答題規(guī)范指導(dǎo)(1)描述反應(yīng)熱時，無論是用“反應(yīng)熱”、“焓變”表示還是用H表示，其后所跟數(shù)值都需要帶“”、“”符號。如：某

8、反應(yīng)的反應(yīng)熱(或焓變)為HQ kJ·mol1或HQ kJ·mol1。(2)由于中和反應(yīng)和燃燒均是放熱反應(yīng)，表示中和熱和燃燒熱時可不帶“”號。如：某物質(zhì)的燃燒熱為HQ kJ·mol1或Q kJ·mol1。中和熱測定注意事項(1)碎泡沫塑料(或紙條)及硬紙板(或泡沫塑料板)的作用是保溫、隔熱，減少實驗過程中熱量的損失。(2)為保證酸、堿完全中和，常采用堿稍稍過量。(3)實驗時用環(huán)形玻璃攪拌棒攪拌溶液的方法是上下攪動，不能用銅絲攪拌棒代替環(huán)形玻璃攪拌棒的理由是銅傳熱快，熱量損失大。(4)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)電離時的熱效應(yīng)。(

9、5)取多次實驗t1、t2的平均值代入公式計算，而不是結(jié)果的平均值，計算時應(yīng)注意單位的統(tǒng)一?？键c四有關(guān)反應(yīng)熱的比較與計算1H的比較比較H的大小時需考慮正負(fù)號，對放熱反應(yīng)，放熱越多，H越??；對吸熱反應(yīng)，吸熱越多，H越大。2反應(yīng)熱的有關(guān)計算(1)根據(jù)熱化學(xué)方程式計算根據(jù)已知的熱化學(xué)方程式和已知的反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量或反應(yīng)吸收或放出的熱量，可以把反應(yīng)熱當(dāng)作“產(chǎn)物”，計算反應(yīng)放出或吸收的熱量。如：16 g固體硫完全燃燒放出148.4 kJ的熱量，則1 mol固體硫完全燃燒放出的熱量為296.8 kJ。(2)根據(jù)物質(zhì)燃燒放熱的數(shù)值計算：Q(放)n(可燃物)×|H|。如：已知H2的燃燒熱H28

10、5.8 kJ·mol1，則1 g H2完全燃燒生成液態(tài)水放出的熱量為142.9 kJ。(3)根據(jù)蓋斯定律計算、比較。根據(jù)下列反應(yīng)過程，試判斷H的關(guān)系：aABAB則H1aH2；ABaBaA則H2aH1；則HH1H2。注意在反應(yīng)過程設(shè)計中，會遇到同一物質(zhì)的三態(tài)(固、液、氣)的相互變化，狀態(tài)由固液氣變化時，會吸熱；反之會放熱。利用狀態(tài)，迅速比較反應(yīng)熱的大小若反應(yīng)為放熱反應(yīng)(1)當(dāng)反應(yīng)物狀態(tài)相同，生成物狀態(tài)不同時，生成固體放熱最多，生成氣體放熱最少。(2)當(dāng)反應(yīng)物狀態(tài)不同，生成物狀態(tài)相同時，固體反應(yīng)放熱最少，氣體反應(yīng)放熱最多。(3)在比較反應(yīng)熱(H)的大小時，應(yīng)帶符號比較。對于放熱反應(yīng)，放出

11、的熱量越多，H反而越小?；瘜W(xué)反應(yīng)速率與平衡考點一化學(xué)反應(yīng)速率1表示方法通常用單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。2數(shù)學(xué)表達(dá)式及單位v，單位為mol·L1·min1或mol·L1·s1。3化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)計量數(shù)的關(guān)系同一反應(yīng)在同一時間內(nèi)，用不同物質(zhì)來表示的反應(yīng)速率可能不同，但反應(yīng)速率的數(shù)值之比等于這些物質(zhì)在化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)之比。如在反應(yīng)aA(g)bB(g)cC(g)dD(g)中，存在v(A)v(B)v(C)v(D)abcd4化學(xué)反應(yīng)中各物質(zhì)濃度的計算模式“三段式”(1)寫出有關(guān)反應(yīng)的化學(xué)方程式。(2)找出各物質(zhì)的起始量、轉(zhuǎn)化量、某

12、時刻量。(3)根據(jù)已知條件列方程式計算。例如：反應(yīng)mAnB pC起始濃度(mol·L1) a b c轉(zhuǎn)化濃度(mol·L1) x 某時刻濃度(mol·L1) ax b c化學(xué)反應(yīng)速率大小的比較方法由于同一化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)速率用不同物質(zhì)表示時數(shù)值可能不同，所以比較反應(yīng)的快慢不能只看數(shù)值的大小，而要進(jìn)行一定的轉(zhuǎn)化。(1)看單位是否統(tǒng)一，若不統(tǒng)一，換算成相同的單位。(2)換算成同一物質(zhì)表示的速率，再比較數(shù)值的大小。(3)比較化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)計量數(shù)的比值，即對于一般反應(yīng)aAbB=cCdD，比較與，若，則A表示的反應(yīng)速率比B的大?？键c二影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素考點二影響化學(xué)反

13、應(yīng)速率的因素1內(nèi)因(主要因素)反應(yīng)物本身的性質(zhì)。2外因(其他條件不變，只改變一個條件)3理論解釋有效碰撞理論(1)活化分子、活化能、有效碰撞活化分子：能夠發(fā)生有效碰撞的分子?；罨埽喝鐖D圖中：E1為正反應(yīng)的活化能，使用催化劑時的活化能為E3，反應(yīng)熱為E1E2。(注：E2為逆反應(yīng)的活化能)有效碰撞：活化分子之間能夠引發(fā)化學(xué)反應(yīng)的碰撞。(2)活化分子、有效碰撞與反應(yīng)速率的關(guān)系氣體反應(yīng)體系中充入惰性氣體(不參與反應(yīng))時對反應(yīng)速率的影響(1)恒容：充入“惰性氣體”總壓增大物質(zhì)濃度不變(活化分子濃度不變)反應(yīng)速率不變。(2)恒壓：充入“惰性氣體”體積增大物質(zhì)濃度減小(活化分子濃度減小)反應(yīng)速率減小?？键c

14、三可逆反應(yīng)與化學(xué)平衡建立1可逆反應(yīng)(1)定義在同一條件下既可以向正反應(yīng)方向進(jìn)行，同時又可以向逆反應(yīng)方向進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)。(2)特點二同：a.相同條件下；b.正、逆反應(yīng)同時進(jìn)行。一?。悍磻?yīng)物與生成物同時存在；任一組分的轉(zhuǎn)化率都小于(填“大于”或“小于”)100%。(3)表示在方程式中用“”表示。2化學(xué)平衡狀態(tài)(1)概念一定條件下的可逆反應(yīng)中，正反應(yīng)速率與逆反應(yīng)速率相等，反應(yīng)體系中所有參加反應(yīng)的物質(zhì)的質(zhì)量或濃度保持不變的狀態(tài)。(2)化學(xué)平衡的建立(3)平衡特點極端假設(shè)法確定各物質(zhì)濃度范圍上述題目2可根據(jù)極端假設(shè)法判斷，假設(shè)反應(yīng)正向或逆向進(jìn)行到底，求出各物質(zhì)濃度的最大值和最小值，從而確定它們的濃度范圍

15、。假設(shè)反應(yīng)正向進(jìn)行到底：X2(g)Y2(g)2Z(g)起始濃度(mol·L1) 0.1 0.3 0.2改變濃度(mol·L1) 0.1 0.1 0.2終態(tài)濃度(mol·L1) 0 0.2 0.4假設(shè)反應(yīng)逆向進(jìn)行到底：X2(g)Y2(g)2Z(g)起始濃度(mol·L1) 0.1 0.3 0.2改變濃度(mol·L1) 0.1 0.1 0.2終態(tài)濃度(mol·L1) 0.2 0.4 0平衡體系中各物質(zhì)的濃度范圍為X2(0,0.2)，Y2(0.2,0.4)，Z(0,0.4)。規(guī)避“2”個易失分點(1)化學(xué)平衡狀態(tài)判斷“三關(guān)注”關(guān)注反應(yīng)條件

16、，是恒溫恒容，恒溫恒壓，還是絕熱恒容容器；關(guān)注反應(yīng)特點，是等體積反應(yīng)，還是非等體積反應(yīng)；關(guān)注特殊情況，是否有固體參加或生成，或固體的分解反應(yīng)。(2)不能作為“標(biāo)志”的四種情況反應(yīng)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)計量數(shù)之比。恒溫恒容下的體積不變的反應(yīng)，體系的壓強(qiáng)或總物質(zhì)的量不再隨時間而變化，如2HI(g)H2(g)I2(g)。全是氣體參加的體積不變的反應(yīng)，體系的平均相對分子質(zhì)量不再隨時間而變化，如2HI(g)H2(g)I2(g)。全是氣體參加的反應(yīng)，恒容條件下體系的密度保持不變?？键c四化學(xué)平衡移動1化學(xué)平衡移動的過程2化學(xué)平衡移動與化學(xué)反應(yīng)速率的關(guān)系(1)v正>v逆：平衡向

17、正反應(yīng)方向移動。(2)v正v逆：反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)，不發(fā)生平衡移動。(3)v正v逆：平衡向逆反應(yīng)方向移動。3影響化學(xué)平衡的因素(1)若其他條件不變，改變下列條件對化學(xué)平衡的影響如下：改變的條件(其他條件不變)化學(xué)平衡移動的方向濃度增大反應(yīng)物濃度或減小生成物濃度向正反應(yīng)方向移動減小反應(yīng)物濃度或增大生成物濃度向逆反應(yīng)方向移動壓強(qiáng)(對有氣體參加的反應(yīng))反應(yīng)前后氣體體積改變增大壓強(qiáng)向氣體分子總數(shù)減小的方向移動減小壓強(qiáng)向氣體分子總數(shù)增大的方向移動反應(yīng)前后氣體體積不變改變壓強(qiáng)平衡不移動溫度升高溫度向吸熱反應(yīng)方向移動降低溫度向放熱反應(yīng)方向移動催化劑同等程度改變v正、v逆，平衡不移動(2)勒夏特列原理如果改變影

18、響化學(xué)平衡的條件之一(如溫度、壓強(qiáng)、以及參加反應(yīng)的化學(xué)物質(zhì)的濃度)，平衡將向著能夠減弱這種改變的方向移動。(3)“惰性氣體”對化學(xué)平衡的影響恒溫、恒容條件原平衡體系體系總壓強(qiáng)增大體系中各組分的濃度不變平衡不移動。恒溫、恒壓條件原平衡體系容器容積增大，各反應(yīng)氣體的分壓減小化學(xué)平衡移動的目的是“減弱”外界條件的改變，而不是“抵消”外界條件的改變，改變是不可逆轉(zhuǎn)的。新平衡時此物理量更靠近于改變的方向。如增大反應(yīng)物A的濃度，平衡右移，A的濃度在增大的基礎(chǔ)上減小，但達(dá)到新平衡時，A的濃度一定比原平衡大；若將體系溫度從50 升高到80 ，則化學(xué)平衡向吸熱反應(yīng)方向移動，達(dá)到新的平衡狀態(tài)時50 T80 ；若對

19、體系N2(g)3H2(g)2NH3(g)加壓，例如從30 MPa加壓到60 MPa，化學(xué)平衡向氣體分子數(shù)減小的方向移動，達(dá)到新的平衡時30 MPap60 MPa。平衡轉(zhuǎn)化率的分析與判斷方法(1)反應(yīng)aA(g)bB(g)cC(g)dD(g)的轉(zhuǎn)化率分析若反應(yīng)物起始物質(zhì)的量之比等于化學(xué)計量數(shù)之比，達(dá)到平衡后，它們的轉(zhuǎn)化率相等。若只增加A的量，平衡正向移動，B的轉(zhuǎn)化率提高，A的轉(zhuǎn)化率降低。若按原比例同倍數(shù)地增加(或降低)A、B的濃度，等效于壓縮(或擴(kuò)大)容器體積，氣體反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率與化學(xué)計量數(shù)有關(guān)。同倍增大c(A)和c(B)(2)反應(yīng)mA(g)nB(g)qC(g)的轉(zhuǎn)化率分析在T、V不變時，增加A的

20、量，等效于壓縮容器體積，A的轉(zhuǎn)化率與化學(xué)計量數(shù)有關(guān)。增大c(A)考點五化學(xué)平衡常數(shù)1概念在一定溫度下，當(dāng)一個可逆反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時，生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)，用符號K表示。2表達(dá)式對于反應(yīng)mA(g)nB(g)pC(g)qD(g)，K(固體和純液體的濃度視為常數(shù)，通常不計入平衡常數(shù)表達(dá)式中)。3意義及影響因素(1)K值越大，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率越大，正反應(yīng)進(jìn)行的程度越大。(2)K只受溫度影響，與反應(yīng)物或生成物的濃度變化無關(guān)。(3)化學(xué)平衡常數(shù)是指某一具體反應(yīng)的平衡常數(shù)。4應(yīng)用(1)判斷可逆反應(yīng)進(jìn)行的程度。(2)利用化學(xué)平衡常數(shù)，判斷反應(yīng)是否達(dá)到平衡或向何方向進(jìn)行。對于化學(xué)反應(yīng)

21、aA(g)bB(g)cC(g)dD(g)的任意狀態(tài)，濃度商：Qc。QK，反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行；QK，反應(yīng)處于平衡狀態(tài)；QK，反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行。(3)利用K可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)：若升高溫度，K值增大，則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)；若升高溫度，K值減小，則正反應(yīng)為放熱反應(yīng)。一、傳統(tǒng)圖像的分類突破1圖像類型(1)濃度時間如A(g)B(g)AB(g)(2)含量時間溫度(壓強(qiáng))(C%指產(chǎn)物的質(zhì)量分?jǐn)?shù)，B%指某反應(yīng)物的質(zhì)量分?jǐn)?shù))(3)恒壓(或恒溫)線(表示反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率，c表示反應(yīng)物的平衡濃度)圖，若p1>p2>p3，則正反應(yīng)為氣體體積減小的反應(yīng)，H0；圖，若T1>T2，則正反應(yīng)為放熱反應(yīng)。(4

22、)幾種特殊圖像對于化學(xué)反應(yīng)mA(g)nB(g)pC(g)qD(g)，M點前，表示從反應(yīng)物開始，v正>v逆；M點為剛達(dá)到平衡點(如下圖)；M點后為平衡受溫度的影響情況，即升溫，A的百分含量增加或C的百分含量減少，平衡左移，故正反應(yīng)H0。對于化學(xué)反應(yīng)mA(g)nB(g)pC(g)qD(g)，L線上所有的點都是平衡點(如下圖)。L線的左上方(E點)，A的百分含量大于此壓強(qiáng)時平衡體系的A的百分含量，所以，E點v正>v逆；則L線的右下方(F點)，v正v逆。2解題步驟3解題技巧(1)先拐先平在含量(轉(zhuǎn)化率)時間曲線中，先出現(xiàn)拐點的先達(dá)到平衡，說明該曲線反應(yīng)速率快，表示溫度較高、有催化劑、壓強(qiáng)較

23、大等。(2)定一議二當(dāng)圖像中有三個量時，先確定一個量不變，再討論另外兩個量的關(guān)系，有時還需要作輔助線。(3)三步分析法一看反應(yīng)速率是增大還是減??；二看v正、v逆的相對大??；三看化學(xué)平衡移動的方向。弱電解質(zhì)的電離平衡考點一弱電解質(zhì)的電離平衡1弱電解質(zhì)(1)概念(2)與化合物類型的關(guān)系強(qiáng)電解質(zhì)主要是大部分離子化合物及某些共價化合物，弱電解質(zhì)主要是某些共價化合物。2弱電解質(zhì)的電離平衡(1)電離平衡的建立在一定條件下(如溫度、壓強(qiáng)等)，當(dāng)弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時，電離過程達(dá)到了平衡。(2)電離平衡的特征(3)外界條件對電離平衡的影響內(nèi)因：由弱電解質(zhì)本身的結(jié)構(gòu)或性質(zhì)決定，電

24、解質(zhì)越弱，其電離程度越小。3以0.1 mol·L1 CH3COOH溶液為例，填寫外界條件對CH3COOHCH3COOHH0的影響。實例(稀溶液)CH3COOHHCH3COO H>0改變條件平衡移動方向n(H)c(H)導(dǎo)電能力Ka加水稀釋增大減小減弱不變加入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)不變加入鎂粉減小減小增強(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)不變考點二電離平衡常數(shù)1表達(dá)式(1)一元弱酸HA的電離常數(shù)：根據(jù)HAHA，可表示為Ka。(2)一元弱堿BOH的電離常數(shù)：根據(jù)BOHBOH，可表示為Kb。2

25、意義相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離，所對應(yīng)的酸性或堿性相對越強(qiáng)。3特點電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度、酸堿性無關(guān)，由于電離過程是吸熱的，故溫度升高，K增大。多元弱酸是分步電離的，各級電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1K2，所以其酸性主要決定于第一步電離。4影響因素5有關(guān)電離平衡常數(shù)的計算(以弱酸HX為例)(1)已知c(HX)和c(H)，求電離平衡常數(shù)。 HXHX起始： c(HX) 0 0平衡： c(HX)c(H) c(H) c(X)則：K由于弱酸只有極少一部分電離，c(H)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)c(H)c(HX)，則K，代入數(shù)值求解即可。(2)已知c(HX)和電離平衡常

26、數(shù)，求c(H)。 HXHX起始： c(HX) 0 0平衡： c(HX)c(H) c(H) c(X)則：K由于c(H)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)c(H)c(HX)，則c(H)，代入數(shù)值求解即可?？键c三強(qiáng)酸(堿)與弱酸(堿)的比較一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較等物質(zhì)的量濃度的鹽酸(a)與醋酸溶液(b)等pH的鹽酸(a)與醋酸溶液(b)pH或物質(zhì)的量濃度pH：ab物質(zhì)的量濃度：ab溶液的導(dǎo)電性a>bab水的電離程度abab加水稀釋等倍數(shù)pH的變化量abab等體積溶液中和NaOH反應(yīng)的量abab分別加該酸的鈉鹽固體后pHa：不變b：變大a：不變b：變大開始與金屬反應(yīng)的速率ab相同等體積溶液與

27、過量活潑金屬產(chǎn)生H2的量相同ab水的電離程度HAHBHAHB假設(shè)法進(jìn)行有關(guān)量的大小比較在做有關(guān)強(qiáng)酸、弱酸、強(qiáng)堿、弱堿的題目時，可以先假設(shè)所給物質(zhì)全部是強(qiáng)電解質(zhì)，再在此基礎(chǔ)上結(jié)合電離平衡移動原理進(jìn)行分析。如第2題中的C選項，分別加水稀釋10倍，假設(shè)平衡不移動，那么溶液的pH均為10，然后再根據(jù)平衡移動原理進(jìn)行分析；再如D選項，假設(shè)均是強(qiáng)酸強(qiáng)堿，則V1V2，然后再根據(jù)弱堿的電離平衡及濃度進(jìn)行分析。判斷弱電解質(zhì)的三個思維角度角度一：弱電解質(zhì)的定義，即弱電解質(zhì)不能完全電離，如測0.1 mol·L1的CH3COOH溶液的pH>1。角度二：弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動，如

28、pH1的CH3COOH加水稀釋10倍后，1pH2。角度三：弱電解質(zhì)形成的鹽類能水解，如判斷CH3COOH為弱酸可用下面兩個現(xiàn)象：(1)配制某濃度的醋酸鈉溶液，向其中加入幾滴酚酞溶液?，F(xiàn)象：溶液變?yōu)闇\紅色。(2)用玻璃棒蘸取一定濃度的醋酸鈉溶液滴在pH試紙上，測其pH?，F(xiàn)象：pH>7。水的電離和溶液的pH考點一水的電離1水的電離水是極弱的電解質(zhì)，水的電離方程式為H2OH2OH3OOH或H2OHOH。2水的離子積常數(shù)Kwc(H)·c(OH)。(1)室溫下：Kw1×1014。(2)影響因素：只與溫度有關(guān)，升高溫度，Kw增大。(3)適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電

29、解質(zhì)水溶液。(4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H和OH，只要溫度不變，Kw不變。3影響水電離平衡的因素(1)升高溫度，水的電離程度增大，Kw增大。(2)加入酸或堿，水的電離程度減小，Kw不變。(3)加入可水解的鹽(如FeCl3、Na2CO3)，水的電離程度增大，Kw不變。4填寫外界條件對水電離平衡的具體影響體系變化條件平衡移動方向Kw水的電離程度c(OH)c(H)HCl逆不變減小減小增大NaOH逆不變減小增大減小可水解的鹽Na2CO3正不變增大增大減小NH4Cl正不變增大減小增大溫度升溫正增大增大增大增大降溫逆減小減小減小減小其他：如加入Na正不變增大增大減小1水的離子積常數(shù)Kwc(H)&#

30、183;c(OH)，其實質(zhì)是水溶液中的H和OH濃度的乘積，不一定是水電離出的H和OH濃度的乘積，所以與其說Kw是水的離子積常數(shù)，不如說是水溶液中的H和OH的離子積常數(shù)。即Kw不僅適用于水，還適用于酸性或堿性的稀溶液。不管哪種溶液均有。2水的離子積常數(shù)顯示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H和OH共存，只是相對含量不同而已。理清溶液中H或OH的來源(1)常溫下，中性溶液c(OH)c(H)107 mol·L1(2)溶質(zhì)為酸的溶液來源OH全部來自水的電離，水電離產(chǎn)生的c(H)c(OH)。實例如計算pH2的鹽酸溶液中由水電離出的c(H)，方法是先求出溶液中的c(OH)(Kw/102)

31、mol·L11012 mol·L1，即由水電離出的c(H)c(OH)1012 mol·L1。(3)溶質(zhì)為堿的溶液來源H全部來自水的電離，水電離產(chǎn)生的c(OH)c(H)。實例如計算pH12的NaOH溶液中由水電離出的c(OH)，方法是知道溶液中的c(H)1012 mol·L1，即由水電離出的c(OH)c(H)1012 mol·L1。(4)水解呈酸性或堿性的鹽溶液pH5的NH4Cl溶液中H全部來自水的電離，由水電離的c(H)105 mol·L1，因為部分OH與部分NH結(jié)合，溶液中c(OH)109 mol·L1。pH12的Na2C

32、O3溶液中OH全部來自水的電離，由水電離出的c(OH)102 mol·L1?？键c二溶液的酸堿性和pH1溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中c(H)和c(OH)的相對大小。(1)酸性溶液：c(H)>c(OH)，常溫下，pH<7。(2)中性溶液：c(H)c(OH)，常溫下，pH7。(3)堿性溶液：c(H)<c(OH)，常溫下，pH>7。2pH及其測量(1)計算公式：pHlgc(H)。(2)測量方法pH試紙法用鑷子夾取一小塊試紙放在潔凈的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待測液點在試紙的中央，變色后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照，即可確定溶液的pH。pH計測量法。(3)溶液的酸堿性與

33、pH的關(guān)系常溫下：3溶液pH的計算(1)單一溶液的pH計算強(qiáng)酸溶液：如HnA，設(shè)濃度為c mol·L1，c(H)nc mol·L1，pHlgc(H)lg (nc)。強(qiáng)堿溶液(25 )：如B(OH)n，設(shè)濃度為c mol·L1，c(H) mol·L1，pHlgc(H)14lg(nc)。(2)混合溶液pH的計算類型兩種強(qiáng)酸混合：直接求出c(H)混，再據(jù)此求pH。c(H)混。兩種強(qiáng)堿混合：先求出c(OH)混，再據(jù)Kw求出c(H)混，最后求pH。c(OH)混。強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合：先判斷哪種物質(zhì)過量，再由下式求出溶液中H或OH的濃度，最后求pH。c(H)混或c(OH)

34、混。酸、堿稀釋時兩個誤區(qū)(1)不能正確理解酸、堿的無限稀釋規(guī)律常溫下任何酸或堿溶液無限稀釋時，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。(2)不能正確理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律溶液稀釋前溶液pH加水稀釋到體積為原來的10n倍稀釋后溶液pH酸強(qiáng)酸pHapHan弱酸apHan堿強(qiáng)堿pHbpHbn弱堿bnpHb注：表中an7，bn7。有關(guān)pH計算的一般思維模型考點三酸、堿中和滴定1實驗原理利用酸堿中和反應(yīng)，用已知濃度酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸溶液滴定待測的NaOH溶液，待測的NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度為c(NaOH)。酸堿中和滴定的關(guān)鍵：(1)準(zhǔn)確測定標(biāo)準(zhǔn)液和待測液的體積；(2)準(zhǔn)確判斷滴定終點