2013-2014年《金版学案》鲁科版化学选修4(化学反应原理)全册同步教学课件

课件6张PPT。化学选修(化学反应原理)配鲁科版目录第1节　化学反应的热效应
第2节　电能转化为化学能——电解
第3节　化学能转化为电能——电池化学反应与能量转化 化学反应的方向、限度与速率第1节　化学反应的方向
第2节　化学反应的限度
第3节　化学反应的速率
第4节　化学反应条件的优化——工业合成氨 物质在水溶液中的行为第1节　水溶液
第2节　弱电解质的电离　盐类的水解
第3节　沉淀溶解平衡
第4节　离子反应祝您学业有成课件35张PPT。第1节　化学反应的热效应化学反应与能量转化 《拯救大兵瑞恩》里面有一个美军用燃烧弹烧死坑道中敌兵的镜头，这就是燃烧弹在现代坑道战、堑壕战中的作用之一。由于汽油密度较小，发热量高，便宜，所以被广泛用作燃烧弹原料。加入能与汽油结合成胶状物的黏合剂，就制成了凝固汽油弹。为了攻击水中目标，有的还在凝固汽油弹里添加活泼金属钾、钙、钡，金属与水结合放出的氢气又发生燃烧，提高了燃烧威力。对于有装甲的坦克，燃烧弹也有对付的高招，由于铝粉和氧化铁能发生壮观的铝热反应(2Al＋Fe2O3 Al2O3＋2Fe＋热量)，该反应放出的热量足以使钢铁熔化成液态，所以用铝热剂制成的燃烧弹可熔掉坦克厚厚的装甲，使其望而生畏。
那么，燃烧弹为什么能释放出这么巨大的热量呢？还有哪些物质在反应过程中能放出这么巨大的能量？如何根据这些物质的性质设计出可被我们利用于造福人类的能源？本课时我们将深入分析这些问题。一、化学反应的焓变
1．化学反应中除了物质的变化还伴随着________的变化，因此化学反应还可以分为_______反应和_______反应。
2．当化学反应在一定的________下进行时，反应所________或________的热量称为在此温度下的________。
3．“焓”是用来描述物质所具有的________的物理量，其符号为________，可用它的变化来描述与________有关的能量变化。
在反应中反应体系________时，所发生的反应的反应热称为________，用________表示。1.能量　吸热　放热
2．温度　吸收　放出　反应热
3．能量　H　化学反应　恒温恒压　反应的焓变　ΔH 4．若ΔH＞0时，________物所具有的能量大于________物所具有的能量(即体系的能量________)，反应为________反应；反之，若ΔH＜0时，________物所具有的能量小于________物所具有的能量(即体系的能量________)，反应为________反应。生成　反应　升高　吸热　生成　反应　降低　放热二、热化学方程式
1．在热化学中，将一个化学反应的________变化和反应的________变化同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式。因此，热化学方程式既遵循________守恒，又遵循________守恒。物质　能量　质量　能量2．书写热化学方程式的注意事项
(1)要在物质的________后面用括号注明物质的________。一般用英文字母g、l和s分别表示物质为________态、________态和________态。水溶液中的溶质则用________表示。
(2)ΔH后要注明________，因为在不同________下进行同一反应，其________是不同的。在溶液中的反应应注明________以及________的浓度。
(3)ΔH的单位是________或________。2．(1)化学式　状态　气　液　固　aq
(2)反应条件　条件　能量变化　温度　溶液
(3)kJ·mol－1　J·mol－1(4)若化学方程式中各物质的________加倍，则ΔH的________也加倍，因此热化学方程式中各物质的化学计量数只表示反应中各物质的________，而不表示粒子个数；若反应逆向进行，则ΔH改变________，但ΔH的________不变。化学计量数　值　物质的量　符号　值三、反应热的测量与计算
1．用于测定反应热的仪器称为________。使用时，将两种反应物加入________并使之迅速混合，测量________，即可根据________，利用式子________计算出反应所释放或吸收的热量Q。量热计　量热计　最高温度　温度差　
Q＝ΔT·m·c2．测量中和反应的反应热时，参加反应的物质必须是________或________，因为它们在水中________，所发生的反应都是________。
3．一个化学反应无论是一步完成还是分几步完成，________是完全相同的。利用盖斯定律计算化学反应的焓变的方法：若一个化学方程式可由另外几个化学方程式相加减而得到，则该反应的焓变即为________。2．强酸　强碱　完全电离　进行到底的
3．总的热效应　这几个反应焓变相加减的结果四、能源的充分利用
1．能源是可以提供能量的自然资源，包括________、________、________、________等。
2．质量相同、组成不同的燃料，完全燃烧后放出的热量不相等，人们通常用________或________来衡量燃料燃烧放出热量的大小。在101 kPa的压强下，__________叫做该物质的标准燃烧热，__________叫做该物质的热值。1.化石燃料　阳光　风力　流水
2．标准燃烧热　热值　1 mol物质完全燃烧的反应热
1 g物质完全燃烧的反应热化学反应的反应热中的概念辨析 1．反应热、焓变的概念
当一个化学反应在一定温度下进行时，反应过程中所释放或吸收的热量，称为此反应在该温度下的反应热，又称为焓变，用符号ΔH表示，单位常用kJ·mol－1。许多化学反应的反应热都可以通过实验来测定。
2．放热反应与吸热反应的异同（见下表）3．中和热
中和热：在稀溶液中，酸和碱发生中和反应生成1 mol水时所放出的热量。
(1)对于强酸和强碱的稀溶液反应，其中和热基本上是相等的，都约是57.3 kJ·mol－1。H＋(aq)＋OH－(aq) H2O(l)；ΔH＝－57.3 kJ·mol－1。
(2)对于强酸和弱碱(或弱酸和强碱)的稀溶液反应，中和热一般低于57.3 kJ·mol－1，因为弱电解质的电离是吸热的。如：CH3COOH(aq)＋OH－(aq) CH3COO－(aq)＋H2O(l)；ΔH＝－a kJ·mol－1(其中a＜57.3)。(3)中和反应的实质是H＋和OH－中和生成H2O。若反应过程中有其他物质生成(如生成不溶性物质或难电离的其他物质等)，这部分反应热不在中和热内。
4．燃烧热
燃烧热：25℃、101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。单位为kJ·mol－1。热化学方程式的书写及热量的计算 1．热化学方程式的书写
书写热化学方程式时除遵循化学方程式的书写要求外，还要注意以下几点：
(1)反应的焓变与各反应物和生成物的聚集状态有关，因此必须在方程式中每种物质的化学式后面用括号注明物质的聚集状态(s、l、g)，不用标“↑”或“↓”，水溶液中的溶质则用“aq”表示。
(2)焓变与温度和压强等测定条件有关，所以书写时必须指明反应的温度和压强(298 K、101 kPa时，可不注明)。
(3)化学计量数只表示该物质的物质的量，不表示分子个数或原子个数。(4)ΔH的单位是J·mol－1或kJ·mol－1，ΔH只能写在化学方程式的右边，表示正向反应的焓变。若ΔH为“－”表示反应为放热反应；若ΔH为“＋”，则表示反应为吸热反应。
(5)由于ΔH与反应完成的物质的量有关，所以方程式前面的化学计量数必须与ΔH相对应，若化学方程式中各物质的化学计量数加倍，则ΔH的数值也加倍；若反应逆向进行，则ΔH改变符号，但绝对值不变。2．常用的有关反应焓变的简单计算的方法归类
(1)根据热化学方程式进行计算：焓变(ΔH)与反应物各物质的物质的量成正比。如：2H2(g)＋O2(g) 2H2O(l)；ΔH＝－571.6 kJ·mol－1，生成2 mol H2O(l)时，ΔH＝－571.6 kJ·mol－1；生成1 mol H2O(l)时，ΔH＝－285.8 kJ·mol－1。(2)根据反应物和生成物的能量计算：
ΔH＝生成物的能量之和－反应物的能量之和。
(3)根据反应物和生成物的键能计算：
ΔH＝反应物的总键能－生成物的总键能。
(4)根据盖斯定律计算：将热化学方程式进行适当的“加”、“减”等变形后，由过程的焓变进行计算、比较。
(5)根据比热公式进行计算：Q＝－c·m·(T2－T1)。 下列变化中，属于吸热反应的是(　　)
①液态水汽化　②将胆矾加热变为白色粉末　③浓H2SO4稀释　④KClO3分解制O2　⑤生石灰跟水反应生成熟石灰　⑥CaCO3高温分解　⑦CO2＋C 2CO　⑧Ba(OH)2·8H2O与固体NH4NO3混合　⑨C＋H2O(g) CO＋H2　⑩Al＋HCl反应
A．①②④⑥⑦⑧⑨ B．②④⑥⑦⑧⑨
C．①④⑥⑧ D．①②④⑧⑨解析：化学反应过程中伴随着能量的吸收或放出，清楚哪些反应放热，哪些反应吸热，知道归类。分解反应为吸热反应，②④⑥都是分解反应；①液态水汽化是物理变化，不是化学反应；⑧在教材中专门设有实验，为吸热反应；⑦⑨是在高温下进行，故吸热。
答案：B
点评：常见的吸热反应绝大多数为分解反应，再就是某些高温下的反应；对物理变化的放热、吸热不应归类为放、吸热反应判断依据。 　已知下列热化学方程式：
2H2(g)＋O2(g) 2H2O(g)；
ΔH＝－483.6 kJ·mol－1
H2(g)＋O2(g) H2O(g)；
ΔH＝－241.8 kJ·mol－1
2H2(g)＋O2(g) 2H2O(l)；
ΔH＝－571.6 kJ·mol－1
则氢气的燃烧热是(　　)
A．－483.6 kJ·mol－1 B．－241.8 kJ·mol－1
C．－571.6 kJ·mol－1 D．－285.8 kJ·mol－1解析：本题通过方程式考查燃烧热的定义，即298 K、101 kPa时，1 mol可燃物燃烧生成稳定的化合物放出的热量为燃烧热。H2生成稳定的化合物为液态水，所以由第三个方程式求燃烧热为： ×(－571.6 kJ·mol－1)＝－285.8 kJ·mol－1。
答案：D 已知在25℃、101 kPa下，1 g C8H18燃烧生成CO2和H2O(l)时放出48.40 kJ的热量，表示上述反应的热化学方程式正确的是(　　)
A．C8H18(l)＋ O2(g) 8CO2(g)＋9H2O(g)；
ΔH＝－48.40 kJ·mol－1
B．C8H18(l)＋ O2(g) 8CO2(g)＋9H2O(l)；
ΔH＝－5518 kJ·mol－1
C．C8H18(l)＋ O2(g) 8CO2(g)＋9H2O(l)；
ΔH＝＋5518 kJ·mol－1
D．C8H18(l)＋ O2(g) 8CO2(g)＋9H2O(l)；
ΔH＝－48.40 kJ·mol－1解析：本题考查热化学方程式的书写，应注意以下几点：①标明各物质的聚集状态，A中H2O的状态标错；②标明吸热还是放热，ΔH＞0时为吸热，ΔH＜0时为放热，本题放热ΔH＜0，故C错；③物质变化和能量变化要对应，显然D错。
答案：B盖斯定律 1．盖斯定律的内容：化学反应的焓变只与反应体系的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。如果一个反应分几步进行，则各分步反应的反应焓变之和与该反应一步完成时的焓变是相同的，这就是盖斯定律。
2．盖斯定律的特点
(1)反应热效应只与始态、终
态有关，与过程无关，就像登山至
山顶，不管选哪一条路走，山的海
拔总是不变的。即从途径角度理解
如右图所示。(2)反应热总值一定。下图表示从始态到终态的反应热。则有ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH5。
(3)热化学方程式之间可以进行代数变换等数学处理。H已知：C(s)＋O2(g) CO2(g)；
ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1①
CO(g)＋ O2(g) CO2(g)；
ΔH2＝－283.0 kJ·mol－1②
①式－②式得：C(s)＋ O2(g) CO(g)；
ΔH3＝－110.5 kJ·mol－13．盖斯定律的意义：因为有些反应进行很慢，有些反应不容易直接发生，有些不反应，此时如果应用盖斯定律，就可以间接地把它们的反应热计算出来。 根据盖斯定律，结合下列反应方程式，回答问题。
已知：
(1)NH3(g)＋HCl(g) NH4Cl(s)；
ΔH＝－176 kJ·mol－1
(2)NH3(g)＋H2O(l) NH3·H2O(aq)；
ΔH＝－35.1 kJ·mol－1
(3)HCl(g)＋H2O(l) HCl(aq)；
ΔH＝－72.3 kJ·mol－1
(4)NH3(g)＋HCl(aq) NH4Cl(aq)；
ΔH＝－52.3 kJ·mol－1
(5)NH4Cl(s)＋H2O(l) NH4Cl(aq)；ΔH
则第(5)个方程式中的反应热是__________________。解析：新的信息是盖斯定律和上述方程式，已有信息是方程式之间可以进行数学运算。新旧信息相结合，即(4)＋(3)＋(2)－(1)与(5)相比较，得反应热是＋16.3 kJ·mol－1。
答案：＋16.3 kJ·mol－1 1840年，俄国化学家盖斯(G.H.Hess)指出，一个化学反应的热效应仅与反应物的最初状态及生成物的最终状态有关，而与中间步骤无关，这就是著名的“盖斯定律”。按此规律回答下列问题。
已知火箭发射时可用肼(N2H4)作燃料。二氧化氮作氧化剂，这两者反应生成氮气和水蒸气。
且N2(g)＋2O2(g) 2NO2(g)；
ΔH1＝+67.7 kJ·mol－1①
N2H4(g)＋O2(g) N2(g)＋2H2O(g)；
ΔH2＝－534 kJ·mol－1②
请计算1 mol气体肼和NO2完全反应时放出的热量为____________ kJ。并写出肼与NO2反应的热化学方程式。解析：本题是一道信息题，考查对“盖斯定律”的理解和应用。根据题意，要求下列反应的反应热ΔH3的值：
N2H4(g)＋NO2(g) N2(g)＋2H2O(g)；ΔH3③
根据盖斯定律，一个反应仅与其始态和终态有关，而与其过程无关，有
②－①÷2＝③，即ΔH2－ΔH1÷2＝ΔH3。
ΔH3＝－534 kJ·mol－1－67.7 kJ·mol－1÷2
＝－567.85 kJ·mol－1。
答案：567.85　N2H4(g)＋NO2(g) N2(g)＋2H2O(g)；ΔH3＝－567.85 kJ·mol－11．下列关于燃烧热的说法，正确的是(　　)
A．1 mol纯物质完全燃烧时所放出的热量，叫该物质的燃烧热
B．放热反应热化学方程式中ΔH就是该反应物的燃烧热
C．物质的燃烧热可利用仪器由实验测得
D．物质燃烧必然伴随发光发热现象，且肯定是氧化还原反应解析：燃烧热的量标为“1 mol”可燃物，选项B错误；产物为稳定的氧化物，选项A错误；物质燃烧一般伴随发光发热现象，而非必然，选项D错误。唯有选项C正确。
答案：C2．下列反应既是氧化还原反应，又是吸热反应的是(　　)
A．铝片与稀硫酸反应
B．Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应
C．灼热的炭与CO2反应
D．甲烷在O2中的燃烧反应解析：已知属吸热反应的是B和C ，但B反应方程式为Ba(OH)2·8H2O＋2NH4Cl BaCl2＋2NH3↑＋10H2O，是非氧化还原反应，C反应方程式为C＋CO2 2CO，是氧化还原反应。
答案：C祝您学业有成课件44张PPT。第2节　电能转化为化学能——电解化学反应与能量转化 自从伏打发明电池后，“电”的应用就风起云涌，席卷全球。1800年科学家采用伏打电池电解水获得成功后，戴维将苛性钾制成饱和水溶液进行电解，结果在电池两极分别得到的是氧气和氢气，加大电流强度仍然没有其他收获。随后他改用熔融的苛性钾，在电流作用下，熔融的苛性钾发生明显变化，在导线与苛性钾接触的地方不停地出现紫色火焰。在1807年皇家学会的学术报告会上，戴维是这样介绍的：通电后，看到正极相连的部位沸腾不止，有许多气泡产生，负极接触处，只见有形似小球、带金属光泽、非常像水银的物质产生。这种小球的一部分一经生成就燃烧起来，并伴有爆鸣声和紫色火焰，剩下来的那部分的表面慢慢变得暗淡无光，随后被白色的薄膜所包裹。
这小球状的物质是什么？一、电解过程中电能转化为化学能
1．交流·讨论
离子在电场中的________是电解质溶液和熔融电解质导电的原因。在电场作用下，熔融氯化钠中的________和________分别移向与电源________和________相连的电极。与电源负极相连的电极带有________，Na＋在这个电极上得到电子，被还原成钠原子，电极反应式为________________；与电源正极相连的电极带有________，Cl－将电子转移给这个电极，自身被氧化成________，最终生成________，电极反应：__________________。将两个电极发生的反应组合起来，就得到电解氯化钠制备金属钠的化学反应：___________________________________________。定向移动Na＋Cl－负极正极电子正电性ClCl22Na++2e- Na2．活动·探究
电解CuCl2(aq)的实验中，在阴极________得电子生成________，电极反应为________________；在阳极________失去电子变成________进而生成________，电极反应为________________。总的电解反应为________________。Cu2＋　Cu　Cu2＋＋2e－ Cu　Cl－　Cl　Cl2　2Cl－－2e－ Cl2↑　CuCl2 Cu＋Cl2↑二、电解饱和食盐水
1．饱和食盐水中可能存在的离子有________，在电场中它们的移动方向是________向阴极移动，________向阳极移动。
2．指出阴极和阳极上产生的现象，写出电极反应式和电解反应的化学方程式。二、1.Na＋、Cl－、OH－、H＋　阳离子　阴离子
2．2H＋＋2e－ H2↑　2Cl－－2e－ Cl2↑　2NaCl＋2H2O 2NaOH＋Cl2↑＋H2↑3.电解过程中，由于阴极区________浓度变小，水的电离平衡向________的方向移动，使阴极区溶液中________富集。因此，电解食盐水的总反应为
2NaCl＋2H2O 2NaOH＋H2↑＋Cl2↑
　　　　　　　　　____产物　　____产物
如果设法用隔膜阻止OH－移向阳极，则氢氧化钠可以在________附近的溶液中富集，由阴极区放出的溶液可以得到________，这就是电解食盐水制备烧碱的原理。电解食盐水还可以得到另外两种重要的化工产品——________和________。H＋　生成离子　OH－　阴极　阳极　阴极　NaOH　Cl2　H2三、电镀
1．应用电解原理，在________表面上镀上一薄层________的过程称为电镀。
2．金属电镀时，通常以________为阴极，用含有________阳离子的溶液作电解质溶液，________作阳极。在________电源作用下，________在待镀金属表面形成________而________的镀层。1.金属或非金属　其他金属或合金
2．待镀金属制品　镀层金属　镀层金属　直流　镀层金属　均匀光滑　致密电解的定义及原理1．电解的概念：在直流电的作用下，电解质在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。
注意：(1)电解时所用电流必须是直流电而不是交流电。
(2)熔融状态的电解质可被电解，电解质溶液也可被电解。
(3)电解过程中，电能转化为化学能而“储存”在反应产物中。2．电解池的概念：借助于电流将电能转化为化学能的装置叫做电解池，也可以叫做电解槽。
3．电解池的构成条件
(1)直流电源；(2)两个固定电极；(3)电解质溶液或熔融态电解质；(4)形成闭合回路。
4．电极反应
(1)半反应：在电解池中，氧化反应和还原反应是在两个电极上分别进行的，相当于氧化还原反应的一半，这种反应常称为半反应，也叫电极反应。(2)阳极：按照电化学的规定，与电源正极相连的发生氧化反应的电极，叫做阳极。
(3)阴极：按照电化学的规定，与电源负极相连的发生还原反应的电极，叫做阴极。
如：电解熔融NaCl的电极反应式为： ( (2Na+ +2e- 2Na5．实验探究—
电解熔融氯化钠 (1)实验步骤：
如图所示，在容器中
装有熔融的氯化钠，
两侧分别插入石墨片
和铁片作电极材料，两个电极分别与电源的正极和负极相连。接通电源后，一段时间，再切断电源。
(2)实验现象：
石墨片上有黄绿色气体产生，并可闻到刺激性气味；铁片上逐渐覆盖一层银白色物质。(3)实验结论：
①在通直流电的条件下，熔融的氯化钠发生了化学反应，其化学方程式为2NaCl 2Na＋Cl2↑。
②Cl2生成于与电源正极相连的石墨片上，Na生成于与电源负极相连的铁片上。 右图是电解CuCl2溶液的装置，其中c、d为石墨电极，则下列有关的判断正确的是(　　)
A．a为负极、b为正极
B．a为阳极、b为阴极
C．电解过程中，d电极质量增加
D．电解过程中，氯离子浓度不变解析：电流由正极流出，即a为电源正极，b为电源负极，则c极为电解池阳极，d为电解池的阴极，电极为惰性电极，溶液中的离子放电，Cu2＋在阴极d析出，阴离子Cl－在c极上放电产生Cl2。
答案：C电解时电极产物的判断1．阳极产物的判断：首先看电极，如果是活性电极(除Pt、Au、石墨外)，则是电极材料失电子，电极被溶解，溶液中的阴离子不能失去电子而被氧化；若是惰性电极(Pt、Au、石墨)，则要看溶液中阴离子的失电子能力。此时应根据阴离子的放电顺序加以判断(放电顺序即为得或失电子的能力顺序)；阴离子在阳极上的放电顺序为：S2－＞I－＞Br－＞Cl－＞OH－＞SO ，即：无氧酸根离子＞OH－＞含氧酸根离子。注意：(1)在中学化学中无氧酸根离子通常只考虑：S2－、I－、Br－、Cl－的放电情况。
(2)在溶液中我们常说含氧酸根离子不放电，常指最高价(中心原子)含氧酸根离子不放电，但非最高价(中心原子)含氧酸根离子的放电能力比OH－的放电能力强，2．阴极阳离子的放电(得电子)顺序：
K＋＜Ca2＋＜Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜Zn2＋＜Fe2＋＜Sn2＋＜Pb2＋＜H＋＜Cu2＋＜Fe3＋＜Hg2＋＜Ag＋。注意：(1)Fe3＋得电子能力比Cu2＋的强，即当两者共存时Fe3＋先放电。
(2)通常情况下：
Ag＋、Hg2＋、Fe3＋、Cu2＋、H＋
水溶液中只考虑此部分
Pb2＋、Sn2＋、Fe2＋、Zn2＋
浓度很大(常指电镀时)排在H＋前
Al3＋、Mg2＋、Na＋、Ca2＋、K＋
只在熔融状态下放电 用石墨作电极电解CuCl2和KCl混合溶液，电解初期阴极和阳极分别析出的物质是(　　)
A．H2、Cl2　　　　　　　　B．Cu、Cl2
C．H2、O2 D．Cu、O2解析：本题考查离子放电顺序，溶液中的离子有：Cu2＋、K＋、H＋及Cl－、OH－五种离子，得电子能力Cu2＋＞H＋＞K＋，失电子能力：Cl－＞OH－，所以电解初期：阴极：Cu2＋＋2e－
Cu，阳极：2Cl－ Cl2＋2e－，故选B。
答案：B点评：记住常见离子的放电顺序，阴离子：S2－＞I－＞Br－＞Cl－＞OH－，阳离子：活性阳极＞Ag＋＞Hg2＋＞Cu2＋＞H＋，再就是看清题目要求的是初期的电解产物。用惰性电极电解的一般规律注意：(1)电解水型：含氧酸、强碱、活泼金属的含氧酸盐(如NaOH、H2SO4、K2SO4等)的电解。
(2)电解电解质型：无氧酸(除HF外)、不活泼金属的无氧酸盐(氟化物除外)溶液的电解。
(3)放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐(氟化物除外)溶液的电解。
(4)放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐溶液的电解。 如图所示，在U形管中装入滴有紫色石蕊溶液且混合均匀的某溶液，通直流电，一段时间后U形管内会形成一个倒立的“彩虹”，则U形管内的溶液可能为(　　)
A．H2SO4溶液
B．NaOH溶液
C．AgNO3溶液
D．Na2SO4溶液解析：本题考查电解规律，彩虹意味着多种颜色，当电解质溶液为Na2SO4时，阴极区生成OH－，使溶液变蓝，阳极区生成H＋，使溶液变红，中间石蕊呈紫色，并且颜色逐渐改变，像彩虹一样，故选D。
答案：D 在室温下，NaCl在水中的溶解度是36 g。以石墨作阳极对饱和食盐水进行电解，化学反应式为2NaCl＋2H2O 2NaOH＋Cl2↑＋H2↑。电解一段时间后，欲使食盐水恢复到原来的状态，下列做法中合理的是(　　)
A．向电解后的溶液中通适量HCl气体
B．向电解后的溶液中加适量浓盐酸
C．将电解后的溶液先分离出NaOH，再加入NaCl
D．将电解后的溶液先分离出NaOH，再加入水
E．向电解后的溶液中先加入适量的MgCl2，搅拌后再过滤解析：由NaCl溶液的电解方程式
2NaCl＋2H2O 2NaOH＋Cl2↑＋H2↑可知，实质出来的是H2和Cl2，A项合理，B项不合理；饱和NaCl溶液中，NaCl与H2O的质量比为36∶64＝9∶16，被电解的NaCl与H2O的质量比为58.5∶18，C、D两项都不合理；加MgCl2后，2NaOH＋MgCl2===Mg(OH)2↓＋2NaCl，虽然使NaCl恢复原状，但水的总量未恢复，E项不合理。
答案：A电解原理的应用 1．电解食盐水制备烧碱、氢气和氯气
(1)实验装置
按右图装置，在U形管
里倒入饱和食盐水，插入一
根石墨棒作阳极，一根铁棒
作阴极。同时两边管中各滴
入几滴酚酞溶液，并用湿润
的碘化钾淀粉试纸检验阳极放出的气体，接通直流电源后，注意管内发生的现象，看到阴极区溶液变红且有气泡，阳极区有Cl2产生。(2)实验原理分析
饱和食盐水中存在以下电离方程式：
NaCl Na＋＋Cl－　H2O??H＋＋OH－
在食盐水中存在着Na＋、Cl－、H＋、OH－四种离子，通电时，Na＋、H＋向阴极移动，OH－、Cl－向阳极移动。由于放电顺序H＋＞Na＋、Cl－＞OH－，因此两极上的电极反应分别为阳极：2Cl－－2e－ Cl2↑(氧化反应)；阴极：2H＋＋2e－ H2↑(还原反应)。
在上述反应中，由于H＋在阴极上得到电子而生成H2，破坏了水的电离平衡，促进了水的继续电离，结果阴极区溶液里OH－的浓度增大而呈碱性。
总反应：注意：(1)弄清楚食盐水中的离子放电顺序。
(2)碱在阴极区产生的原因是H2O电离的H＋在阴极上得电子而生成H2从而引起水的电离平衡被破坏，在阴极区积累了大量的OH－而生成碱。
2．电解精炼铜
(1)电解精炼铜的装置②粗铜中往往含锌、铁、镍、金等多种金属，当含杂质的铜在阳极不断溶解时，位于金属活动性顺序表铜以前的金属杂质如Zn、Fe、Ni等，也会同时失去电子，
如Zn－2e－ Zn2＋、Ni－2e－ Ni2＋。
但是它们的阳离子比铜离子难以还原，所以它们并不在阴极获得电子析出，而只是留在电解液里。而位于金属活动性顺序表铜之后的银、金等杂质，因为失电子能力比铜弱，难以在阳极失去电子变成阳离子溶解下来，当阳极上的铜失去电子变成离子溶解后，它们以金属单质的形式沉积在电解槽底，形成阳极泥(阳极泥可作为提炼金、银等贵重金属的原料)。3．电镀
(1)定义：电镀是应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法。
(2)目的：电镀的目的主要是使金属增强抗腐蚀能力、增加美观和表面硬度。
(3)镀层金属：通常是在空气或溶液中不易起变化的金属，如Cr、Zn、Ag、Cu等。
(4)原理：电镀时，把待镀金属制品作为阴极；用镀层金属作为阳极；用含有镀层金属离子的电解质配成电镀液。通低压直流电，阳极金属溶解在溶液中成为阳离子，移向阴极，在阴极获得电子被还原成金属，在待镀件表面覆盖上一层均匀光洁而致密的镀层。如图例如：铁件上镀锌。放电能力不仅与本身性质相关，还与离子浓度、pH等有关。当c(Zn2＋)较大时，Zn2＋放电能力大于H＋，在直流电作用下，电极反应：阳极的锌不断被氧化成Zn2＋进入溶液，阴极溶液中Zn2＋被还原成锌镀层，因此电镀液中c(ZnCl2)保持不变。
(5)电镀特点：“一多、一少、一不变”。
一多指阴极上有镀层金属沉积，一少指阳极上有镀层金属溶解，一不变指电解液浓度不变。
注意：电镀生产过程中产生的废水、废气、废渣中含有多种对环境有害的物质，处理后应符合国家规定的排放标准，对其中的有用成分要回收利用。 如下图所示，甲、乙为相互串联的两个电解池。(1)甲池若为用电解原理精炼铜的装置，则A电极名称为________极，电极材料是________，电极反应式为________，电解质溶液可以是________。
(2)乙池中铁极电极反应式为________，若在乙池中滴入少量酚酞试液，开始电解一段时间后，铁极附近呈________色。(3)若乙电解池中的电解质溶液为等物质的量浓度的Cu(NO3)2和MgCl2溶液。分阶段写出乙池中电解反应的化学方程式________________________。解析：(1)在一条电路上串联两个电解池，使同学们对阴、阳极的判断容易受到干扰，在分析甲池时，把乙池视为一段导线，反之，分析乙池时，把甲池视为一段导线。据此分析得出：A为阴极，B为阳极，Fe为阴极，C为阳极。又根据工业上电解精炼铜的原理判断A电极材料应为纯铜，电极反应式为Cu2＋＋2e－ Cu，电解质溶液用含Cu2＋的溶液(如CuSO4溶液)。(2)乙池中是用惰性电极电解NaCl溶液(阴极材料是否是活泼金属对电解无影响)，铁极反应式为2H＋＋2e－ H2↑，由于水提供的H＋放电，铁极附近溶液中OH－越来越多，加入酚酞溶液由无色变为红色。
(3)电解多种电解质的混合溶液，分析电解反应的方法步骤为：①分析电解质溶液中的所有离子，分为阴、阳两组(包括水电离出的H＋和OH－)；②将阴、阳离子分别按放电先后顺序进行排列；③写出阴、阳两极上的反应式和电解的总反应式并据此判断反应现象或进行计算。 答案：(1)阴；纯铜；Cu2＋＋2e－ Cu2＋；含Cu2＋的溶液(如CuSO4溶液)　(2)2H＋＋2e－ H2↑；红　(3)第一阶段： ，
第二阶段：1．下列金属中：①铁、②镁、③锰、④钒、⑤铬，可用铝热法制备的有(　　)
A．①②④　　　　　 　　B．①②③⑤
C．①③④⑤ D．①②③④⑤解析：本题考查金属冶炼，难熔金属的氧化物可做铝热剂，如Fe2O3、Fe3O4、V2O5、Cr2O3、MnO2等，从而可用铝热法制备Fe、V、Cr、Mn。
答案：C 2.Cu2O是一种半导体材料，
基于绿色化学理念设计的制取。
Cu2O的电解池示意图如右，电
解总反应：2Cu＋H2O Cu2O＋H2↑。下列说法正确的是(　　)
A．石墨电极上产生氢气
B．铜电极发生还原反应
C．铜电极接直流电源的负极
D．当有0.1 mol电子转移时，有0.1 mol Cu2O生成解析：由电解总反应式可知，Cu参加了反应，所以Cu作电解池的阳极，发生氧化反应，B选项错误；石墨作阴极，阴极上是溶液中的H＋反应，电极反应为：2H＋＋2e－ H2↑，A选项正确；阳极与电源的正极相连，C选项错误；阳极反应为2Cu＋2OH－－2e－ Cu2O＋H2O，当有0.1 mol电子转移时，有0.05 mol Cu2O生成，D选项错误。
答案：A祝您学业有成课件60张PPT。第3节　化学能转化为电能——电池化学反应与能量转化 1780年11月的一天，意大利生物学家伽伐尼教授正在厨房里做菜，今天他准备做的菜是烩蛙腿——这是一道传统的波洛尼亚名菜。伽伐尼教授是位解剖专家，当用铜钩将剥光了皮的青蛙勾住挂在铁制架子上时，他发现蛙腿抽搐了几下，这使他大为惊奇，难道青蛙又复活了？1791年伽伐尼发表了一篇关于蛙腿抽搐的论文，错误地指出：
使蛙腿抽搐的电流来自青蛙本身，并
称之为“动物电”。著名科学家伏特教授通过多次的反复对比实验发现，在铜制解剖盘里做实验，蛙腿出现抽搐现象，在木板上实验时蛙腿不再出现抽搐现象了，终于找到了一个重要的事实：只有用活泼性不同的两种金属同时接触蛙腿时才会产生抽搐现象，由此伏特得出一个重要的结论，并据此设计出了世界上第一个将化学能转化为电能的装置——伏打电池(伏打曾叫它伽伐尼电池)。
问题：伏特得出的一个重要的结论是什么？一、原电池的工作原理
1．原电池是将________能转化为________能的装置。
2．原电池的工作原理(以铜锌原电池为例进行研究)：Zn为________极，Cu为________极；负极上发生________反应，电极反应式为_________________，正极上发生________反应，电极反应式为________________；电子流出的极是________极，电子流入的极是________极；电流方向________________。电解质溶液中离子定向移动方向：阳离子→________，阴离子→________。该原电池工作一段时间后，两电极的质量将会____________________________。化学电负正氧化Zn Zn2＋＋2e－还原Cu2＋＋2e－ Cu负正从正极流向负极正极负极负极质量减小，正极质量增加3．组成原电池的条件
(1)________不同的两块电极材料(金属和金属或金属和非金属)；
(2)电极均与_____________接触；
(3)两极用导线相连或组成闭合电路；
(4)能自发地发生_____________反应。
所以在铜锌原电池中，铜片的作用：一是形成电势差，二是导电。不仅铜，任何比锌活泼性差的金属，都能起到铜的两个作用，在电解质溶液中也都能与锌形成原电池，还可以用导电的碳棒(石墨)来替代铜片，作为原电池的正极。活动性电解质溶液氧化还原二、化学电源
1．根据原电池的反应原理，人们设计和生产了多种化学电源，包括________、可充电电池和燃料电池等。可充电电池也称为________。可充电电池放电时是一个________，充电时是一个________。锂电池是一种________电池。
2．目前常见的一次锌锰干电池分为________和________两种。碱性锌锰池比普通锌锰干电池性能优越，它单位质量所输出的电能多，能提供较大电流并________。碱性锌锰电池的负极是________，正极是________，电解质是________。其电极反应为：负极：____________________________，正极：__________________________________，总反应式为：_________________________________。一次电池二次电池原电池电解池高能酸性碱性连续放电ZnMnO2KOHZn＋2OH－ ZnO＋H2O＋2e－MnO2＋2H2O＋2e－ Mn(OH)2＋2OH－Zn＋MnO2＋H2O Mn(OH)2＋ZnO3．铅蓄电池是常见的________。它由两组栅状极板交替排列而成，正极板上覆盖有________，负极板上覆盖有________，电解质是________。放电时电极反应：负极：______________________，正极：________________________________________，放电时总反应式：________________________________。铅蓄电池充电时电极反应：阴极：_______________________________，阳极：_____________________________________________，充电时总反应式：____________________________。可见充电过程和放电过程是可逆的，可用一个反应式表示为__________________________________。随着放电反应的进行，硫酸的浓度不断下降，密度不断减小，人们常常根据__________________的大小来判断铅蓄电池是否需要充电。二次电池PbO2PbH2SO4Pb＋SO PbSO4＋2e－PbO2＋4H＋＋SO42-+2e－ PbSO4＋2H2OPb＋PbO2＋2H2SO4=2PbSO4＋2H2OPbSO4＋2e－ Pb＋SO(还原反应)PbSO4＋2H2O PbO2＋4H＋＋SO42-＋2e－(氧化反应)硫酸溶液的密度Pb＋PbO2＋2H2SO4 2PbSO4＋2H2O4．氢氧燃料电池正极通入________，负极通入________。其电极反应为负极：____________，正极：____________，总反应：____________。燃料电池的能量转换效率远高于普通燃料的燃烧的能量转换效率。氧气　氢气　2H2＋4OH－ 4H2O＋4e－
O2＋2H2O＋4e－ 4OH－　2H2＋O2 2H2O三、金属的腐蚀
1．金属腐蚀是指金属表面跟周围接触到的气体或液体发生化学反应或因________反应而遭到破坏。金属的腐蚀可分为________与________两种。化学腐蚀是指金属与其他物质直接触发生________而引起的腐蚀。在现实生活中主要的金属腐蚀是________。电化学(或原电池)　化学腐蚀　电化学腐蚀　氧化还原反应　电化学腐蚀2．电化学腐蚀是指不纯的金属或合金发生________，使较活泼的金属________而引起的腐蚀。钢铁在潮湿的空气中生锈就是最典型的电化学腐蚀。
3．钢铁表面的电解质溶液不同，发生的电化学腐蚀也不同，分为________和________。
(1)钢铁的析氢腐蚀：当钢铁表面的电解质溶液酸性较强时，将发生析氢腐蚀。发生的电极反应为：负极：______________；正极：______________。2．原电池反应　失去电子被氧化
3．析氢腐蚀　吸氧腐蚀　
(1)Fe Fe2＋＋2e－　2H＋＋2e－ H2↑　(2)钢铁的吸氧腐蚀：当钢铁表面的电解质溶液________或呈________并溶有________时，将会发生吸氧腐蚀。负极反应为：________；正极反应为：________。总反应的方程式为：______________。生成的Fe(OH)2在空气中发生变化的化学方程式是：________________________________________________________________________。酸性很弱　中性　一定量的氧气　
Fe Fe2＋＋2e－　O2＋2H2O＋4e－ 4OH－　2Fe＋O2＋2H2O 2Fe(OH)2↓4Fe(OH)2＋2H2O＋O2
4Fe(OH)3四、金属的防护
1．防止金属锈蚀最常用的方法是________，通过种种措施使金属与外界隔开，以达到防止金属锈蚀的目的。常见方式有：涂油脂、油漆或覆盖搪瓷、塑料等；也可以在表面镀上一层耐腐蚀的金属(锌、锡、铬、镍)或合金，但是当金属镀层部分损坏时，镀层金属与被保护金属会形成________，如：表层镀锌的镀锌铁破损后，________为正极，不腐蚀；________为负极，被腐蚀，可以不断补充锌，保护铁，延长钢铁的使用期。而表层镀锡的镀锡铁表层磨损后，________为正极，________为负极，却加快了钢铁的腐蚀。在金属的表面覆盖保护层　原电池　铁　锌　锡　铁2．电化学防腐蚀
(1)牺牲阳极保护法
这种方法通常是在被保护的钢铁设备(如锅炉内壁、船体外壳等)上装上若干________，作原电池的________，不断遭受腐蚀，定期拆换，而作为________的钢铁被保护了下来。
(2)阴极电保护法
这种方法是将被保护的钢铁设备(如钢闸门)与外加直流电源的________极相连作为________极，而将直流电源的正极接到一些废铁上，使废铁成为________极。(1)锌块　负极　正极　(2)负　阴　阳注意：防腐效果由好到差的顺序为：外加电源的阴极电保护法防腐＞牺牲阳极保护法防腐＞有一般防护条件的防腐＞无防护条件的防腐。原电池及原电池工作原理1．原电池
(1)概念：把化学能转化为电能的装置。
(2)实质：利用自发进行的氧化还原反应把化学能转化为电能。
(3)电池反应：原电池的两个电极反应组成电池的总反应，这个总反应叫做电池反应。
(4)构成原电池的条件
①两种活动性不同的金属(或一种是非金属导体)作电极。
②电极材料均插入电解质溶液中。
③两极相连形成闭合回路。注意：(1)原电池反应是建立在自发的氧化还原反应基础上的。
(2)原电池中失电子的一极为负极，得电子的一极为正极。一般说来，负极的金属性比正极的金属性强。
(3)原电池中，电极可能与电解质反应，也可能与电解质不反应。如下图：(4)形成闭合回路的方式有多种，可以是导线连接两个电极，也可以是两电极接触。如下图：2．原电池工作原理的实验探究
(1)实验设计如下，按照下列两图所示装置进行实验：
铜锌原电池装置示意图(Ⅰ)请观察图Ⅰ、图Ⅱ两个金属片插入溶液后电流计指针位置的变化，金属电极表面的变化，分析是否有电流产生，测定溶液温度的变化。e- 下列各组电极材料和电解液，不能组成原电池的是(　　)
A．铜片、石墨棒、稀硫酸
B．铜片、石墨棒、硝酸银溶液
C．锌片、铜片、稀盐酸
D．铜片、银片、FeCl3溶液解析：自发的氧化还原反应是形成原电池的关键，铜片、石墨棒、稀硫酸三者没有氧化还原反应发生。选项B、C、D对应的氧化还原反应分别是：Cu＋2AgNO3 Cu(NO3)2＋2Ag，Zn＋2HCl ZnCl2＋H2↑，Cu＋2FeCl3 CuCl2＋2FeCl2，这些反应都是能够自发进行的。
答案：A 在盛有稀H2SO4的烧杯中放入导线连接的锌片和铜片，下列叙述正确的是(　　)
A．正极附近的SO 离子浓度逐渐增大
B．电子通过导线由铜片流向锌片
C．正极有O2逸出
D．铜片上有H2逸出解析：本题符合铜锌原电池的形成条件，原电池工作时，电子由负极(锌)经外电路(导线)流向正极(铜)。负极锌片：Zn Zn2＋＋2e－；正极铜片：2H＋＋2e－ H2↑，总反应为：Zn＋2H＋ Zn2＋＋H2↑，原电池中没有产生O2。没有参与反应的SO ，离子浓度不会逐渐增大。
答案：D判断原电池的正负极及电极反应式的书写1．判断原电池的正负极
(1)由组成原电池的两极电极材料判断。一般是活动性较强的金属为负极，活动性较弱的金属或能导电的非金属为正极(注：一定要注意实际情况，如：Mg—Al—NaOH，Al才是负极；Al—Cu—浓硝酸，Cu才是负极)。(2)根据电流方向或电子流动方向判断。电流是由正极流向负极；电子流动方向是由负极流向正极。
(3)根据原电池里电解质溶液内离子的定向流动方向判断。在原电池的电解质溶液内，阳离子移向的极是正极，阴离子移向的极是负极。
(4)根据原电池两极发生的变化来判断。原电池的负极总是失电子发生氧化反应(负失氧)，其正极总是得电子发生还原反应(正得还)。(5)根据原电池的两极发生的现象判断。溶解或质量减轻的电极为负极，电极增重(有金属析出)或有气泡放出的一极为正极(此规则具有相当的局限性，可用于一些非常规的原电池的电极判定，如Al—Cu—稀硫酸，但不适用于目前许多的新型燃料电池的电极的判定)。学习中常犯的错误是原电池正负极的判断，不一定是较活泼的金属一定作负极，而要看是否发生氧化反应。如：铁、铜和浓硝酸组成的原电池，虽然铁的活泼性比较强，但不能与浓硝酸反应，而铜可以，因此铜作负极，铁作正极。2．电极反应式的书写
(1)如果题目给定的是图示装置，先分析正、负极，再根据正、负极反应规律去写电极反应式。
(2)如果题目给定的是总反应式，可分析此反应中的氧化反应或还原反应(即分析有关元素的化合价变化情况)，建议选择一个简单变化情况去写电极反应式。另一极的电极反应式可直接写或将各反应式看作数学中的代数式，用总反应式减去已写出的电极反应式即可(加、减法)。加减法书写电极反应式归纳：电池总反应：还原剂＋氧化剂＋介质 氧化产物＋还原产物＋其他
负极：还原剂＋介质 氧化产物＋ne－(还原剂失去电子，发生氧化反应)
正极：氧化剂＋ne－＋介质 还原产物(氧化剂得到电子，发生还原反应)
介质通常是定向移动到该电极附近的导电离子如H＋、OH－、H2O等等，若氧化(或还原)产物能与之发生复分解反应，则其一般书写在电极方程式中。两个电极反应式相加即得电池总反应离子方程式，用电池总反应离子方程式减去较简单电极的反应式即为较复杂电极的反应式。原电池反应式一般都可以用加、减法书写。
书写时，无论是总反应式还是电极反应式都既要满足电子转移守恒、电荷守恒、又要满足质量守恒。 我国首创以铝—空气—海水电池作为能源的新型海水标志灯，它以海水为电解质溶液，靠空气中的氧气使铝不断氧化而产生电流。只要把灯放入海水中数分钟，就会发出耀眼的白光。则该电源负极材料为________，正极材料为________，正、负极反应式分别为________________________________________________________________________。解析：Al、O2(空气)之间的氧化还原反应为：
2Al2O3
将该反应与原电池的原理、Al的导电性等知识进行综合分析可知，铝既是负极反应物，又是负极材料，O2是正极反应物，正极材料应该选择还原性比Al弱的导电性强的材料，如石墨等。
Al、O2的氧化反应、还原反应分别为：答案：铝　石墨　负极反应：4Al－12e－ 4Al3＋；正极反应：3O2＋6H2O＋12e－ 12OH－化学电源2．一次电池与二次电池的不同点
(1)一次电池的活性物质(发生氧化还原反应的物质)消耗到一定程度就不能使用了，如普通的锌锰干电池、碱性锌锰干电池。
(2)二次电池又称充电电池或蓄电池。放电后可以再充电使活性物质获得再生。这类电池可以多次重复使用，如铅蓄电池等。
(3)可充电电池放电时是一个原电池，将化学能转化为电能；充电时是一个电解池，将电能转化为化学能。放电时二氧化铅电极上发生还原反应，铅电极发生氧化反应。充电时二氧化铅电极上发生氧化反应，铅电极上发生还原反应。3．常见的化学电池
(1)锌锰干电池 (2)铅蓄电池
铅蓄电池的电极反应
负极：Pb ＋SO PbSO4＋2e－正极：PbO2＋4H＋＋SO ＋2e－ PbSO4＋2H2O
电极总反应式：Pb＋PbO2＋2H2SO4 2PbSO4＋2H2O(3)氢氧燃料电池
①写电极反应时要考虑介质是否参与反应，下面分别为碱性、酸性、中性介质时的电极反应。
a．电解质溶液为KOH溶液时：电池总反应式：2H2＋O2 2H2O②燃料电池的燃料除H2外，还有CH4、CH3OH和乙醇(C2H5OH)等。氢氧燃料电池因为产物只有水，不产生任何污染而备受关注。
③书写燃料电池的电极反应式应注意的问题：
a．电池的负极一定是可燃性气体，失电子，发生氧化反应，也称阳极。电池的正极一定是助燃性气体，得电子，发生还原反应，也称阴极。b．电极材料一般不参加化学反应，只起传导电子的作用。
c．电极反应式作为一种特殊的离子反应方程式，也必须遵循原子守恒、电荷守恒规律。
d．写电极反应式时，一定要注意电解质是什么，其中的离子要和电极反应式中出现的离子相对应，在碱性电解质中，电极反应式中不能出现H＋，中酸性电解质溶液中，电极反应式中不能出现OH－。e．正负极两极的电极反应式在得失电子守恒的条件下，相加后的电池反应必是燃料燃烧反应和燃烧产物与电解质溶液反应的叠加反应式。 镍镉(Ni－Cd)可充电电池，在现代生活中有广泛应用。已知某镍镉电池的电解质溶液为KOH溶液，其充、放电按下式进行
Cd＋2NiOOH＋2H2O Cd(OH)2＋2Ni(OH)2，有关该电池的说法正确的是(　　)
A．充电时阳极反应：Ni(OH)2＋OH－ NiOOH＋H2O＋e－
B．充电过程是化学能转化为电能的过程
C．放电时负极附近溶液的碱性不变
D．放电时电解质溶液中的OH－向正极移动
解析：充电时作为电解装置，电能转化为化学能， 阳极发生氧化反应，电极反应为：Ni(OH)2＋OH－ NiOOH＋H2O＋e－，A正确，B错误。放电是一原电池装置，化学能转变为电能，Cd作负极，失去电子发生氧化反应，Cd＋2OH－ Cd(OH)2＋2e－，Cd周围的[OH－]下降，OH－向负极移动。所以C、D错误。
答案：A金属的腐蚀与防护1．金属的腐蚀
(1)金属的腐蚀指的是金属及其合金跟周围接触到的气体或液体发生化学反应被氧化而损耗的过程。
(2)金属腐蚀的实质都是金属原子失去电子被氧化的过程，其反应方程式(M代表金属元素)为：
M－ne－ Mn＋(3)金属腐蚀的分类(4)化学腐蚀与电化学腐蚀的比较2.钢铁析氢腐蚀和吸氧腐蚀的比较3.金属的防护
(1)内因：改变内部组成和结构。如与铬、镍形成不锈钢。
(2)外因：防止形成原电池。①改变电解质溶液为非电解质：如涂上油漆、矿物性油脂等。②镀上一层纯金属(锌、锡、铬、镍)以改变电极，使不存在活动性不同的两个电极，只有一极不形成原电池。如：表层镀锌的镀锌铁破损后，铁为正极，不腐蚀；锌为负极，被腐蚀，可以不断补充锌，保护铁，延长钢铁的使用期。而表层镀锡的镀锡铁，价格虽比镀锌铁低，但表层磨损后，锡为正极，铁为负极，加快了钢铁的腐蚀。此外，还可将铁钝化使之表面形成一层致密的Fe3O4氧化膜。(3)电化学保护法：①接锌块形成原电池，牺牲锌(负极)保护铁(正极)，习惯上叫做牺牲阳极的阴极保护法(如图)。如船壳上打上锌块；②钢铁外接电源负极形成电解池，使之成为阴极而被保护，习惯上叫做外加电流的阴极保护法。如钢闸门接低压直流作负极，石墨接电源正极作阳极，浸入水中(如图)。就防护效果而言：②法优于①法。4．金属腐蚀的快慢的判断方法
(1)电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防护措施的腐蚀。
(2)同一金属在不同溶液中的腐蚀速率：强电解质＞弱电解质＞非电解质。
(3)原电池原理引起的腐蚀速率：两极金属活动性相差越大，腐蚀越快。
(4)同一电解质溶液，电解质溶液浓度越大，腐蚀越快。5．常见金属防护的措施
(1)改变金属的内部结构。
(2)在金属表面覆盖保护层。 家用炒菜铁锅用水清洗放置后，出现红棕色的锈斑，在此变化过程中不发生的化学反应是(　　)
A．4Fe(OH)2＋O2＋2H2O 4Fe(OH)3
B．2Fe＋2H2O＋O2 2Fe(OH)2
C．O2＋2H2O＋4e－ 4OH－
D．Fe－3e－ Fe3＋解析：洗过的铁锅在空气中放置，可发生吸氧腐蚀。负极：2Fe－4e－ 2Fe2＋，正极：O2＋2H2O＋4e－ 4OH－，总反应式为2Fe＋O2＋2H2O 2Fe(OH)2，而Fe(OH)2又被O2氧化为红褐色的Fe(OH)3。本题考查了电化学腐蚀中的吸氧腐蚀，以家用炒菜锅为话题，考查学生对吸氧腐蚀过程的掌握程度。
答案：D1．有关原电池的下列说法中正确的是(　　)
A．在外电路中，电子由正极流向负极
B．在原电池中，只有金属锌能作负极
C．原电池工作时，阳离子向正极方向移动
D．原电池工作时，阳离子向负极方向移动解析：在原电池中，电子从负极流向正极，A错误；原电池中是活泼金属作负极，而不一定是锌；随着反应的进行，阳离子在正极被还原，所以电解质溶液中的阳离子向正极移动，而阴离子向负极移动。
答案：C2．LiFePO4电池具有稳定性高、安全、对环境友好等优点，可用于电动汽车。电池反应为：FePO4＋Li LiFePO4，电池的正极材料是LiFePO4，负极材料是石墨，含Li＋导电固体为电解质。下列有关LiFePO4电池说法正确的是(　　)
A．可加入硫酸以提高电解质的导电性
B．放电时电池内部Li＋向负极移动
C．充电过程中，电池正极材料的质量减少
D．放电时电池负极反应为：
FePO4＋Li＋＋e－ LiFePO4解析：当加入硫酸时，硫酸将与Li单质发生反应，使原电池反应不能发生，所以不能加入硫酸，故A错；放电时，Li＋(带正电荷)在电池内部(电解质中)向正极移动，故B错；放电时，负极：Li－e－ Li＋，正极：FePO4＋Li＋＋e－ LiFePO4；充电时，阳极：LiFePO4－e－ FePO4＋Li＋，阴极：Li＋＋e－ Li，所以易知C正确，D错误。
答案：C祝您学业有成课件35张PPT。第1节　化学反应的方向化学反应的方向、限度与速率冬天降临的时候，驻守在彼得堡的俄军换装，发棉衣服时发现，成千上万套的棉衣服上，所有的扣子都没有了。俄皇知道了这件事，大发雷霆，传令，要把负责监制军服的大臣问罪。
这位大臣明知道，所有军服都是钉了用锡做的扣子的，可为什么都丢了呢？他拿过几套衣服一看，果真没有扣子。但是，在钉扣子的地方，却有一小堆灰色的粉末。这是怎么回事呢？难道扣子会化了吗？这件事被一位科学家知道了，他对愁眉苦脸的大臣说：“包上这些粉末，跟我去见皇帝，我会帮助你。”见了皇帝，科学家说：“扣子是用锡做的，锡这种东西一遇低温，它的晶体就会改变，成为粉末，人们管这种现象叫‘锡疫’。一般情况下，只要在13.2℃以下，锡就会变成粉末。”
已知0℃、100 kPa条件下白锡→灰锡反应的焓变和熵变分别为ΔH＝－2180.9 J·mol－1，
ΔS＝－6.61 J·mol－1·K－1。
你会扮演科学家，从化学原理上“计算”出锡怕冻吗？一、反应焓变与反应方向的关系
1．焓：热力学上定义物质的状态函数，是体系的性质，符号：________，单位：________。
2．焓变：体系的状态改变时，某状态时每一物质的焓变。符号：________，单位：________，公式：________。1 ． H　kJ·mol－1
2．ΔH　kJ·mol－1　ΔH＝H生成物－H反应物3．吸热反应：化学反应中吸收热量，ΔH为正值，表示从体系中吸收能量，即H反应物放热反应：化学反应中放出热量，ΔH为负值，表示体系放热给环境，即H反应物>H生成物。
4．化学反应的自发过程与焓变
体系总是趋向于从高能状态变为低能状态(这时体系会对外部做功或释放热量)，这一经验规律就是能量判据。二、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。单位为___________。
2．熵变：化学反应发生物质的变化或物质状态的变化，符号为ΔS，单位为____________。
3．反应的自发过程与熵变
(1)体系由有序转变为无序，导致体系的熵增加，这一经验规律叫做熵增加原理。
(2)熵变是反应能否自发进行________的一种因素。(填“有关”、“唯一”或“决定”)J·mol－1·K－1J·mol－1·K－1有关4．(1)在密闭条件下，体系由有序自发地转变为无序的倾向，这种推动体系变化的因素称作熵。熵用来描述体系的________，符号为S。
(2)同一物质，在气态时熵值______，液态时________，固态时________。即S(g)________S(l)________S(s)。如水在固态冰时混乱度较小，Sm(s)很小；在液态水时混乱度较大，Sm(l)较大；在气态水中混乱度最大，Sm(g)最大。
(3)固体的溶解过程、墨水的扩散过程和气体的扩散过程，都是体系混乱度________的过程，即熵________的过程。混乱度最大次之最小>>增大增加(4)反应的熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差。对于确定的化学反应，在一定条件下具有确定的熵变。
(5)产生气体的反应，气体物质的量增大的反应，熵变通常都是________值，为熵________的反应。
①许多熵增加的反应在常温、常压下可以自发进行，如：2H2O2(aq) 2H2O(l)＋O2(g)；
ΔS＝57.16 J·mol－1·K－1正增加NH4HCO3(s)＋CH3COOH(aq) CO2(g)＋CH3COONH4(aq)＋H2O(l)；
ΔS＝184.0 J·mol－1·K－1。
②有些熵增加的反应在常温、常压下不能自发进行，但在较高温度下可以自发进行，如：CaCO3(s) CaO(s)＋CO2(g)；ΔS＝169.6 J·mol－1·K－1　C(s，石墨)＋H2O(g)
CO(g)＋H2(g)；ΔS＝133.8 J·mol－1·K－1。
③铝热反应是熵减小的反应，它在一定条件下也可以自发进行。2Al(s)＋Fe2O3(s) Al2O3(s)＋2Fe(s)；ΔS＝－39.35 J·mol－1·K－1。三、焓变与熵变对反应方向的共同影响
1．焓和熵都为化学热力学函数，其变化只决定于体系的________态和________态，与________无关。
2．ΔH和ΔS共同影响一个化学反应在一定条件下能否自发进行，它们与化学反应速率无关。始终变化途径3．化学反应方向的判据
在温度和压力一定的条件下，自发反应总是向：ΔH－TΔS________0的方向进行，直至反应达化学平衡状态即：<　ΔH－TΔS<0　ΔH－TΔS＝0　ΔH－TΔS>04．对反应方向判据的讨论
(1)在温度下、压力一定的条件下，_____________的反应一定能够自发进行。如2KClO3(s) 2KCl(s)＋3O2↑(g)；ΔH＝－78.03 kJ·mol－1，ΔS＝494.4 J·mol－1· K－1。
(2)在温度、压力一定的条件下：____________的反应一定不能自发进行。如CO(g) C(s，石墨)＋ O2(g)；ΔH＝110.5 kJ·mol－1；ΔS＝－89.36 J·mol－1·K－1。放热的熵增加吸热的熵减少(3)当焓变和熵变的影响相反时，如果二者大小相差悬殊，可能是某一因素占主导地位。如：
4Fe(OH)2(s)＋2H2O(l)＋O2(g) 4Fe(OH)3(s)；ΔH＝－444.3 kJ·mol－1，ΔS＝－280.1 J·mol－1·K－1________对反应的方向起决定性的作用。
再如：NH4HCO3(s)＋CH3COOH(aq) CO2(g)＋CH3COONH4(aq)＋H2O(l)；ΔH＝37.30 kJ·mol－1，ΔS＝184.0 J·mol－1·K－1，则ΔH－TΔS<0，此时________对反应起决定性作用(以上反应均在常温下进行)。熵变焓变(4)当焓变与熵变的影响相反且相差不大时，________有可能对反应的方向起决定性作用。
5．温度与反应方向的关系图为：温度所有温度高温低温反应焓变和反应方向1．反应焓及焓变
(1)焓：是描述物质具有能量的一个物理量。符号：H，单位：kJ·mol－1。
(2)焓变：体系状态改变时，反应产物的总焓与反应物的总焓之差，与变化的途径无关，只与初态和终态有关。ΔH＝ΔH2－ΔH1，单位：kJ·mol－1
(3)吸热反应：化学反应吸收热量，ΔH为正值，表示体系从环境吸收热量，即H反应物＜H生成物。
放热反应：化学反应放出热量，ΔH为负值，表示体系放热给环境，即H反应物>H生成物。2．自发过程和自发反应
(1)自发过程：在一定条件下不借助外部力量就能自动进行的过程。如：生活中的自发过程：
①自然界中的水由高处往低处流，而不会自动从低处往高处流。
②物理学中研究的电流总是从电位高的地方向电位低的地方流动。
③日常生活中，气温一升高，冰雪自动融化。
(2)自发反应：在一定条件(如温度、压强)下，一个反应可以自发进行到一定程度，称为自发反应。常见的自发反应如下表：3.规律总结
(1)大量化学实验事实证明：多数能自发进行的化学反应是放热的，例如表中的几个放热反应。
(2)不少吸热反应也能自发进行，例如表中前两个吸热反应。
(3)还有一些吸热反应在室温下不能自发进行，但在较高温度下则能自发进行，像表中最后一个吸热反应(碳酸钙分解)。
(4)体系总是趋向于从高能状态转变为低能状态(这时体系往往会对外做功或释放热量)。这一经验规律就是能量判断依据，即焓变与一个反应能否自发进行是有关的因素。
4．结论：反应放热有利于反应自发进行，反应吸热也有可能自发进行，说明反应焓变是与反应能否自发进行有关的一个因素，但不是唯一因素。 下列过程是非自发的是(　　)
A．水由高处向低处流
B．天然气的燃烧
C．铁在潮湿空气中生锈
D．室温下水结成冰 解析：自然界中水由高处向低处流，天然气的燃烧，铁在潮湿空气中的生锈，室温下冰的融化，都是自发过程，其逆过程都是非自发的。
答案：D焓变与熵变对反应方向的共同影响1．焓和熵均为热力学函数
其变化只决定于体系的始态和终态，与变化的途径无关。且ΔH与ΔS共同影响一个化学反应在一定条件下能否自发进行，它们与化学反应速率无关。
2．化学反应方向的判据
在温度和压力一定的条件下，自发反应总是向 ΔH－TΔS<0的方向进行，直至达到平衡状态，这就是化学反应的综合判据。因为放热反应的焓变小于零，熵增加的反应的熵变大于零，都对ΔH－TΔS<0作出贡献，因此放热和熵增加有利于反应的自发进行，其规律为：(1)放热的熵增加反应一定能自发进行。(2)吸热的熵减小反应一定不能自发进行。(3)当焓变和熵变的作用相反时，如果二者大小相差悬殊，可能某一因素占主导地位。(4)此外，如果焓变和熵变的作用相反且相差不大时，温度有可能对反应的方向起决定性作用。总之，在判断反应的方向时，应该同时考虑焓变与熵变这两个因素，用ΔH－TΔS作为判据。 注意：(1)反应自发性的判据只是指出了反应自发进行的可能性，但不能确定化学反应是否一定会发生，因为反应能否实际发生还涉及到反应速率的问题。如：用于汽车尾气净化的一个反应：2NO(g)＋2CO(g) N2(g)＋2CO2(g)在298 K,101 kPa下，该反应的ΔH＝－113.0 kJ·mol－1，ΔS＝－145.3 J·mol－1·K－1，则ΔH－TΔS＝－69.70 kJ·mol－1 <0，因此该反应在室温下能自发进行。但是该反应在室温下的反应速率极慢，几乎不能进行。但是该反应在室温下的反应速率极慢，几乎不能进行。(2)在讨论反应进行的方向时，我们得出的结论是在一定条件下，不能随意应用于其他场合。
(3)在讨论过程的方向时，指的是没有外界干扰时体系的性质。若允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果。例如石墨经高温高压是可以变成金刚石的。 碳酸铵[(NH4 )2CO3]在室温下就自发的分解产生氨气，对其说法中正确的是(　　)
A．碳酸铵分解是因为生成了易挥发的气体，使体系的熵增大
B．碳酸铵分解是因为外界给予了能量
C．碳酸铵分解是吸热反应，根据能量判据不能自发分解
D．碳酸盐都不稳定，都能自发分解解析：解决此题的依据是：熵增加原理是解释部分自发过程的判据。(NH4)2CO3自发分解，是因为体系中气态氨气的生成而使熵增大。
答案：A温度与反应方向的关系1．焓与熵都是物质的状态函数，在一定温度范围内，温度变化对反应物与反应产物的焓、熵的影响程度几乎相等，所以对ΔH、ΔS的影响不大。当温度变化范围不大时，可以假定它们为常数。
2．从化学反应方向的判据表达式ΔH－TΔS看，温度T出现在熵变ΔS的系数上，所以也会对化学反应的方向有影响。温度与反应方向的关系如下图所示： 已知298 K下反应HCl(g)＋NH3(g) NH4Cl(s)，ΔH＝－176.4 kJ·mol－1，ΔS＝－284.3 J·mol－1 · K－1。试判断该反应的自发性。解析：根据焓变和熵变作用相反；二者大小相差悬殊，可能某一因素占主导地位。此题中焓变对反应方向起决定性作用。由化学反应方向的判据计算如下：ΔH－TΔS＝－176.4 kJ·mol－1－298 K×(－284.3×10－3kJ· mol－1·K－1)＝－91.7 kJ·mol－1<0。
答案：该反应在298 K下为自发反应
点评：焓变和熵变是一定温度下化学反应能否自发进行的复合判据，运用ΔH－TΔS<0公式。1．过程的自发性的作用是(　　)
A．判断过程的方向
B．确定过程是否一定会发生
C．判断过程发生的速率
D．判断过程的热效应解析：反应过程的自发性用于判断反应过程的方向。
答案：A　2．下列反应中，熵显著增加的反应是(　　)
A．CO(g)＋2H2(g) CH3OH(g)
B．CaCO3(s)＋2HCl(l) CaCl2(l)＋CO2(g)＋H2O(l)
C．C(s)＋O2(g) CO2(g)
D．2HgO(s) 2Hg(l)＋O2(g)解析：一个化学反应能够进行，从熵变化角度来讲一般是增加的，熵增加的标志是反应中分子数增加，特别是气态分子数增多。A中分子数由3→1，B中分子数由无→1，C中不变，D中分子数由无→1。
答案：BD祝您学业有成课件75张PPT。第2节　化学反应的限度 化学反应的方向、限度与速率在19世纪后期，人们发现炼铁高炉所排出的高炉气中含有相当量的CO。有人认为是CO与铁矿石的接触时间不长所造成的。于是英国钢铁企业主耗巨资造成了一座高大的炼铁高炉，用以增加CO与铁矿石的接触时间，结果发现CO的含量仍然没有减少，为什么？1．在同一条件下既能发生____________________________________________，同时又能发生_____________________________________________，这类反应属于可逆反应。
2．当可逆反应达到平衡状态时，正反应速率________逆反应速率，但是正、逆反应都________，当外界条件不变时，反应物和生成物的含量________。向正反应方向进行的反应向逆反应方向进行的反应等于没有停止保持不变3．化学平衡常数的定义是在一定________下，当一个________达到________时，生成物________幂之积与反应物________的幂之积的________是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数(简称平衡常数)，用符号______表示。
对于化学反应：aA＋bB??cC＋dD
如果反应物和生成物均为气体，平衡常数的表达式为________。温度　化学反应　平衡状态　物质的量浓度的　物质的量浓度　比值　K说明：(1)K越大，说明平衡体系中________所占的比例越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越________，反应物________越________；反之，就越不完全，转化率就越小。K只受________影响，与反应物或生成物的浓度变化无关。
(2)平衡常数表达式与________的书写方式有关。对于同一化学反应，由于________不同，各________、生成物的______不同，平衡常数的表达式就不同。(1)产物　彻底　所占比例　小　温度
(2)化学反应方程式　书写方式　反应物　化学计量数4．除了化学平衡常数外，还可以运用___________表示一定温度下某反应的限度，可逆反应在一定条件下达到平衡时，某一反应物的平衡转化率可表示为α＝
_________________________________________。
5．化学平衡的移动：化学平衡研究的对象是可逆反应，化学平衡是有条件的动态平衡，在一定条件下才能保持平衡状态。当影响化学平衡的条件(浓度、压强、温度)改变时，原平衡就会被破坏，反应混合物里_____________会随之改变，引起v正≠v逆，然后在新条件下重新建立平衡。这种可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立过程叫做化学平衡的移动。平衡转化率×100%各组分的含量(1)化学平衡移动的原因：化学平衡移动的原因是反应条件的改变，移动的结果是正、逆反应速率发生变化，平衡混合物中各组分的含量发生相应的变化。
(2)化学平衡移动的标志：①从反应速率来看：如有v正＝v逆到v正≠v逆，再到v ＝v 这样的过程表明化学平衡发生了移动。②从混合物组成来看：各组分的含量从保持一定状态到条件改变时含量发生变化，最后在新条件下保持新的一定状态，同样表明化学平衡发生了移动。 (3)化学平衡移动的方向：①若外界条件改变，引起v正>v逆，此时正反应占优势，化学平衡向正反应方向(右)移动。②若外界条件改变，引起v正(1)温度对化学平衡的影响
研究发现，升高温度，化学平衡向________方向移动；降低温度，化学平衡向________方向移动。
(2)浓度对化学平衡的影响
温度一定时，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度都可以使平衡向________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________移动。左吸热放热右(3)压强对化学平衡的影响
在一定温度下，增大压强，会使化学平衡向着气态物质计量数________的方向移动；减小压强，会使化学平衡向着气态物质计量数________的方向移动。
7．勒·夏特列原理：如果改变影响化学平衡的一个条件(如温度、浓度或压强)，平衡就向着能够________这种改变的方向移动。减弱减小增大化学平衡状态1．可逆反应
(1)定义：在同一条件下，既能向正反应方向进行，又能向逆反应方向进行的反应。
例如：在N2和H2的反应中，无论怎样改变反应条件都不能使N2和H2完全转化为NH3。这是因为在N2和H2生成NH3的同时，NH3也分解生成N2和H2。即：N2＋3H2 2NH3(2)注意：
①可逆反应的前提：反应物和产物必须同时存在于同一反应体系中，而且在相同条件下，正逆反应都能自发进行。
②表示方法：在可逆反应的化学方程式中，用“??”号来表示。
③重要的可逆反应：盐类水解、酯的水解等。
④可逆反应的特征：难以进行到底，存在平衡状态。2．化学平衡状态
如图： (1)定义：在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。(2)注意：
①前提是一定条件下的可逆反应。
②实质：“正逆反应速率相等”。
③标志：反应混合物中各组分的浓度不随时间变化，保持不变。
(3)特征：
①逆：能建立化学平衡的反应一定是可逆反应。
②动：化学平衡是一种动态平衡，v正＝v逆≠0。
③定：条件不变时，各组分的浓度保持不变。
④等：处于化学平衡状态时，v正＝v逆。 ⑤变：条件改变时，化学平衡发生移动。
⑥同：无论是从正反应开始还是从逆反应开始所建立的化学平衡，只要平衡时各物质的含量相同，所建立的平衡是等效的。
如：N2(g)＋3H2(g)? ?2NH3(g)，在温度、体积一定时，以1 mol N2和3 mol H2开始建立的平衡状态与2 mol NH3开始所建立的平衡状态中NH3的体积分数是相同的。
3．可逆反应达到平衡状态的标志
(1)本质标志：同一物质的消耗速率与生成速率相等，即v正＝v逆，各组分的百分含量保持不变(不再随时间而变化)。 (2)等价标志：
①可逆反应的正、逆反应速率不再随时间而发生变化且相等。
②体系中各组分的含量即物质的量浓度、物质的量分数、体积分数、质量分数等保持不变(但不一定相等)。
③对同一物质而言，单位时间内该物质所代表的正反应的转化浓度和所代表的逆反应的转化浓度相等的状态(vB正＝vB逆)。
④对不同物质而言，一种物质所代表的正反应速率和另一种物质所代表的逆反应速率的比值等于其化学反应方程式中的化学计量数(系数)之比。(3)特殊标志：
①对于aA(g)＋bB(g)??cC(g)＋dD(g)类型，反应物和生成物全部都是气体且a＋b≠c＋d的可逆反应，若反应混合物体系中混合气体的平均相对分子质量、体系的总压不再随时间而改变，则反应达到平衡状态。但对于a＋b＝c＋d，由于 ，无论反应到达平衡状态与否， 、p始终不变，因此无法用 、p来判断反应是否处于平衡状态。②对于有气体参加的反应，且反应中气体反应物和气体生成物的化学计量数之和不同的可逆反应(体系中可存在固、液态物质)，当恒温恒压时，若反应体系的体积不变，混合气体的密度不变，则反应处于平衡状态。
③由于任何化学反应都伴有能量的变化，因此在其他条件不变的情况下，当总体系的温度一定时，则反应达到平衡状态。④对于有有色物质参加的可逆反应，如H2(g)＋I2(g)??2HI(g)，若体系的颜色不变，则反应达到平衡状态。　　化学平衡状态的判断方法具体总结如下： 一定温度下的密闭容器中，反应A2(g)＋B2(g)??2AB(g)达到平衡的标志是(　　)
A．单位时间内生成n mol A2的同时生成n mol AB
B．容器内的总压强不随时间的变化而变化
C．单位时间内生成2n mol AB的同时生成n mol B2
D．单位时间内生成n mol A2的同时生成n mol B2解析：在一定条件下，判断一个反应是否达到平衡，主要看正、逆反应速率是否相等，体系中各组分的浓度(或含量)是否保持不变。A项生成A2是逆反应，生成AB是正反应，但是v(正)＜v(逆)，没有达到平衡。对于左右两边气体的化学计量数相等的反应来说，B项压强不随时间的变化而变化，不能说明反应混合物中A2、B2和AB的浓度是否保持一定，v(正)是否等于v(逆)。该反应前后气体总的物质的量保持不变，在其他条件一定时，反应从开始至反应达到平衡就一直保持不变，故压强不变不能说明反应是否达到平衡状态。C项表明v(正)＝v(逆)，反应已达到平衡状态。D项只说明了逆反应速率，没有说明正反应速率，且不管平衡是否建立，只要反应在进行，生成A2和B2的物质的量之比始终为1∶1。
答案：C化学平衡常数化学平衡常数的含义及表示方法
(1)在一定的温度下，当一个可逆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，这个常数就是该反应的化学平衡常数(简称为平衡常数)。
(2)符号：K
对于一般的可逆反应：
aA(g)＋bB(g)? ?cC(g)＋dD(g)，(纯固体或溶剂参加的反应，它们不列入平衡常数的表达式中)
(3)化学平衡常数的物理意义：平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度)；平衡常数的数值越大，说明反应可以进行得越完全。若K平数值在105左右，通常认为反应进行得较完全，若K平数值在10－5左右，则认为这个反应很难进行。
(4)平衡常数是反应的特性常数。
K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化无关。对于可逆反应：H2(g)＋I2(g)??2HI(g)，在698.6 K时，K＝ ＝54.5。
从教材中的表中数据我们可以看出，平衡常数不随物质的起始浓度而改变，仅取决于反应的本性。反应一定，温度一定，平衡常数就是定值。在恒定的温度下，可逆反应无论从正反应开始还是从逆反应开始，最后都能达到同一平衡状态。因此我们说平衡常数是反应的特性常数。 (5)若用任意状态的浓度幂之积的比值(称为浓度商，用Qc表示)与Kc相比较，可判断可逆反应是否达到平衡状态和反应进行的方向，即：Qc＝ ，对于反应aA＋bB?? cC＋dD而言：
Qc＞Kc，可逆反应向左进行；
Qc＝Kc，可逆反应处于平衡状态；
Qc②在书写平衡常数表达式时，要注意以下几点：
a．在应用平衡常数表达式时，稀溶液中的水分子浓度可不写。因为稀溶液的密度接近于1 g/mL。水的物质的量浓度为55.6 mol·L－1。在化学反应中，水量的改变对水的浓度变化影响极小，所以水的浓度是一个常数，此常数可归并到平衡常数中去。对于非水溶液中的反应，溶剂的浓度同样是常数。 b．当反应中有固体物质参加时，分子间的碰撞只能在固体表面上进行，固体的物质的量浓度对反应速率和平衡均没有影响。因此，固体的“浓度”视为常数，在平衡常数的表达式中，不写固体的浓度。 抽烟对人体有害。烟草不完全燃烧产生的一氧化碳被吸进肺里跟血液中的血红蛋白(用Hb表示)化合，发生下述反应：CO＋Hb·O2??O2＋Hb·CO。实验表明，Hb·CO的浓度即使只有Hb·O2浓度的2%，也足以使人的智力受损。试回答：
(1)上述反应的平衡常数表达式为K＝________。
(2)抽烟后，吸入肺部的空气中测得的CO和O2的浓度分别为10－6 mol·L－1和10－2 mol·L－1。已知37℃时，平衡常数K＝220，这时Hb·CO的浓度________Hb·O2浓度的0.02倍。(填“大于”“等于”或“小于”)平衡转化率1．定义：平衡转化率是指用平衡时已转化了的某反应物的量与反应前(初始时)该反应物的量之比来表示反应在该条件下的反应限度。
对于反应aA＋bB? ?cC＋dD
反应物A的转化率可以表示为：2．经验总结
(1)可逆反应达到平衡后各物质浓度的变化关系
①反应物：平衡浓度＝起始浓度－转化浓度
②生成物：平衡浓度＝起始浓度＋转化浓度
③各物质的转化浓度之比等于它们在化学方程式中相应的化学计量数之比。 (2)转化率的推导公式 3．反应物量的改变对平衡转化率的影响
(1)如果反应物只有一种，如aA(g)? ?bB(g)＋cC(g)，在容器的体积不变时，增加A的量，平衡向正反应方向移动，但该反应物A的转化率的变化与气体物质的化学计量数有关：①若a＝b＋c，A的转化率不变。②若a>b＋c，A的转化率增大。③若ac＋d，A、B的转化率都增大。 在密闭容器中，将2.0 mol CO与10 mol H2O混合加热到800℃，达到平衡：CO(g)＋H2O(g)? CO2(g)＋H2(g)，且K＝1.0。求CO转化为CO2的转化率。
解析：设CO转化为CO2的转化率为α。
　　　 CO(g) ＋H2O(g)? ?CO2(g)＋H2(g)
初始状态/mol 2.0 10 0 0
已转化/mol 2.0α 2.0α 2.0α 2.0α
平衡状态/mol 2.0(1－α) 10－2.0α 2.0α 2.0α反应条件对化学平衡的影响规律1．浓度对化学平衡的影响
当其他条件保持不变时，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；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。
注意：固体或纯液体，改变其用量化学平衡不移动。2．压强对化学平衡的影响
(1)体积改变的反应
增大压强，平衡向气体体积缩小的方向移动。
减小压强，平衡向气体体积增大的方向移动。
(2)体积不变的反应
改变压强，化学平衡不移动。注意：对于无气体参加的可逆反应，改变压强时化学平衡不移动。对于aA(g)＋bB(g)?? cC(g)且a＋b>c的可逆反应。对于aA(g)＋bB(g)? ?cC(g)，且a＋b＝c的可逆反应，如下图：新(V′正＝V′逆)>旧(V正＝V逆)　新(V′正＝V′逆)<旧(V正＝V逆)(3)在容积不变的密闭容器中，气体反应已达平衡，若向该容器中充入一种不能发生化学反应的气体，化学平衡不移动，原因是气态反应物、生成物的浓度未变化。
例如可逆反应2SO2 (g)＋O2 (g)? ?2SO3 (g)，达到平衡后，在温度和气体体积不变的条件下充入N2，因c (SO2)，c(O2)和c(SO3)均未发生变化，故化学平衡不移动。
(4)在容积可变的恒压容器中，充入一种不反应的气体，这时尽管总压强不变，但各气态物质的浓度发生了变化，故应考虑化学平衡发生移动的问题。相当于其他条件不变时，减小压强。3．温度对化学平衡的影响
其他条件保持不变时，升温，平衡向吸热反应方向移动；降温，平衡向放热反应方向移动。
对于aA＋bB? ?cC＋dD；ΔH>0的反应4．催化剂对化学平衡的影响
催化剂的作用：使用催化剂不影响化学平衡。由于使用催化剂对正反应速率与逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但应注意：虽然催化剂不使化学平衡移动，但使用催化剂可影响可逆反应达到平衡的时间。
对于任意化学反应： （双选题） 对于密闭容器中进行的反应N2＋3H2??2NH3，达到平衡时，如果温度保持不变，增加N2的浓度(　　)
A．正反应速率先增大
B．逆反应速率先减小
C．化学平衡常数增大
D．化学平衡常数不变 解析：在温度和其他条件不变时，增大反应物的浓度，化学反应速率增大。增大N2的浓度，正反应速率加快，随着反应的进行，NH3浓度逐渐增大，逆反应速率逐渐加快(如下图所示)。故A选项正确，B选项错误。在温度一定时，平衡常数K与浓度无关，故D选项正确，C选项错误。
答案：AD 已知常温下气体NO2和气体N2O4之间存在如下平衡：
2NO2?? N2O4；ΔH<0
(红棕色) (无色)
如图所示，烧杯甲中盛放
100 mL 6 mol·L－1的HCl溶液，
烧杯乙中盛放100 mL冷水，现向烧杯甲的溶液中放入25 g NaOH固体，同时向烧杯乙中放入25 g NH4NO3固体，搅拌使之溶解。(1)A瓶中气体的颜色：________，简述理由：________________________________________________________________________。
(2)B瓶中气体的颜色：________，简述理由：________________________________________________________________________答案：(1)变深　NaOH溶解放热，中和反应的发生也放热，甲中溶液及A中气体温度升高，2NO2??N2O4；ΔH<0，平衡向左移动，NO2浓度增大，颜色加深
(2)变浅　NH4NO3溶解吸热，乙中溶液及B中气体温度降低，2NO2??N2O4；ΔH<0，平衡向右移动，NO2浓度减小，颜色变浅等效平衡原理及其应用1．等效平衡的含义
化学平衡状态与条件息息相关，而与建立平衡的途径无关。对于同一可逆反应，在一定条件(恒温、恒容或恒温、恒压)下，以不同投料方式(即从正反应、逆反反或从中间状态开始)进行反应，只要达到平衡时各混合物中的百分数(体积分数、物质的量分数或质量分数)相等，这样的化学平衡即互称为等效平衡。 2．等效平衡的分类
(1)恒温恒容条件下的等效平衡
第一类：对于在恒温恒容条件下的可逆反应，只改变起始物质的加入情况，只要通过可逆反应的化学计量数比换算为同一边的物质，其物质的量与原平衡相同，则平衡体系中各组分的百分含量和浓度均相同，简称为“恒温恒容量相等”。例如：2SO2　＋　O2　??　2SO3
a. 2 mol 1 mol 0
b. 0 0 2 mol
c. 0.5 mol 0.25 mol 1.5 mol
a．从正反应开始　b．从逆反应开始　c．正逆反应同时开始
上述三种配比，按方程式的计量关系均转化为反应物，则SO2为2 mol；O2均为1 mol，三者建立的平衡状态完全相同。 第二类：恒温恒容时，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，不同的投料方式，如果根据化学方程式中化学计量数之比换算成同一边物质时，反应物(或生成物)中各组分的物质的量的比例相同，则互称为等效平衡。各组分的百分含量相同，但各组分的浓度不一定相同。 例如：H2(g)＋I2(g) ??2HI(g)
a. 1 mol 1 mol 0
b. 0 0 3 mol
c. 2 mol 2 mol 1 mol
b、c配比经转化后，都满足n (H2)∶ n(I2)＝1∶1，则a、b、c为等效平衡。(2)对于恒温恒压下的可逆反应
如果根据方程式中化学计量数比换算到同一边时，只要反应物(或生成物)中各组分的物质的量比例相同，即为等效平衡，归纳为“恒温恒压比相等”。例如：恒温恒压时N2＋3H2?? 2NH3　平衡时 NH3的物质的量
a. 1 mol 3 mol 0 x mol
b. 0 0 2 mol x mol
c. 0 0 4 mol 2x mol
d. 1 mol 3 mol 2 mol 2x mol
a、b、c、d达到的平衡为等效平衡，都换算到左边时符合 ，即按比例投料，故为等效平衡。 密闭容器中，保持一定温度，进行如下反应：N2(气)＋3H2(气)? ?2NH3(气)。已知加入1 mol N2和3 mol H2，在恒压条件下，达到平衡时生成a mol NH3[见表中编号(1)的一行]；在恒容条件下，达到平衡时生成b mol NH3[见表中编号(4)的一行]。若相同条件下，达到平衡时混合物中各组分的百分含量不变，请填空： 解析：这是典型的等效平衡问题。
对于N2(g)＋3H2 (g) ? ?2NH3 (g)的反应。恒容下的等效平衡是向一边倒后，所得的量与原起始物必须相同，而恒压下的等效平衡是向一边倒后，所得的量之比与原起始物的量之比相同即可。
恒压下：
N2(g)＋3H2 (g) ?2NH3 (g)　平衡时n(NH3)
(1) 1 mol 3 mol 0 mol a mol
(2) 3 mol y1 mol 0 mol w mol
(3) x2 mol y2 mol 0.2 mol 0.5 a mol 恒压下一边倒后所得的量之比与原起始物量之比相同，故有： ，此时(2)中的n(NH3)是(1)中的3倍，故w＝3a。对于(3)，一边倒之后，
，故x2＝0.4，y2＝1.2。据恒压下等效平衡时的条件知：y＝3x(且x≥0，y≥0)或z≥0(x、y、z不同时为0)。恒容下：
N2 (g)＋3H2 (g)?? 2NH3(g)　平衡时n(NH3)
(4) 1 mol 3 mol 0 mol b mol
(5) 0 mol 0 mol z1 mol b mol
(6) x3 mol 2.25 mol z2 mol b mol恒容时，x、y、z需满足的条件是：2x＋z＝2；2y＋3z＝6。
答案：(2)9　3a　(3)0.4　1.2　y＝3x(x≥0，y≥0)或z≥0(x、y、z不同时为0)　(5)2　(6)0.75　0.5　2x＋z＝2　2y＋3z＝6　>1．在一密闭容器中进行反应：2SO2(g)＋O2(g)?? 2SO3(g)。已知反应过程中某一时刻SO2、O2、SO3的浓度分别为0.2 mol/L、0.1 mol/L、0.2 mol/L。当反应达到平衡时可能存在的数据是(　　)
A．SO2为0.4 mol/L，O2为0.2 mol/L
B．SO2为0.25 mol/L
C．SO2、SO3均为0.15 mol/L
D．SO3为0.4 mol/L解析：A项数据表明，题中0.2 mol/L的SO3完全转化成了SO2和O2，即平衡时，c(SO3)＝0，这是不可能的；B项说明在题给浓度的基础上又有0.05 mol/L SO2和0.025 mol/L O2化合生成0.05 mol/L SO3，这是可能的；C项数据表明SO2、SO3的浓度都在原浓度基础上减少了0.05 mol/L，这也是不可能的；D项数据说明SO2完全转化成了SO3，即平衡时c(SO2)＝0，c(O2)＝0，这也是不可能的。
答案：B2．(2011年惠州调研)一定条件下，在容积为10 L的密闭容器中，将1 mol X和1 mol Y进行如下反应：2X(g)＋Y(g)? Z(g)，经60 s达到平衡生成0.3 mol的Z，下列说法正确的是(　　)
A．60 s时Z的平衡浓度为0.03 mol/L
B．将容器容积变为20 L，Z的新平衡浓度将小于原平衡浓度的一半
C．若温度和体积不变，往容器内增加1 mol X，X的转化率将增大
D．若升高温度，X的体积分数增大，则该反应的ΔH >0 解析：60 s时Z的平衡浓度＝0.3 mol/10 L，A正确；将容器容积变为20 L，浓度变为一半，同时相当于减压，化学平衡向逆反应方向移动，故Z的新平衡浓度将小于原平衡浓度的一半，B也正确；若温度和体积不变，往容器内增加1 mol X，Y的转化率将增大，但X的转化率将减小，C错；升高温度，X的体积分数增大，说明化学平衡向逆反应方向移动，则该反应为放热反应，ΔH<0，D错。
答案：AB祝您学业有成课件56张PPT。第3节　化学反应的速率 化学反应的方向、限度与速率北京的故宫是世界著名的古建筑群，是世界珍贵的文化遗产。保和殿后面的那块巨大的“云龙陛石”上曾经雕刻有精美的蟠龙图案，近些年来，尤其是20世纪，这些浮雕遭到严重的损坏，那上边好多的细小花纹已经模糊不清了。据统计，世界上的古建筑在20世纪所遭受的腐蚀(如下面的雕像)比过去几百年甚至上千年所遭受的腐蚀还要严重，有的已经面目全非了。我们知道CaCO3在风吹日晒、雨淋时会和H2O、CO2反应生成可溶性的Ca(HCO3)2而使石雕、建筑受损，但是历史上几千年这种腐蚀都是很慢的。为什么上世纪的腐蚀就这么快呢？ 1．化学反应速率通常用__________________或者________________来表示。对于化学反应：aA＋bB??cC＋dD，若以v表示化学反应速率，Δc表示反应物或生成物浓度的变化(取绝对值)，Δt表示一定的时间间隔。
则v(A)＝______，v(B)＝______，v(C)＝______，v(D)＝________。反应物(或生成物)的浓度单位可以用______表示，反应时间的单位可以用________等表示，由此得出反应速率的单位为________、________或________。
对某一具体化学反应来说，在用________表示化学反应速率时所得________往往不相同。2．交流与探讨(见教材P31交流与讨论)
数据处理如下表所示： 通过分析上述数据发现，以浓度随时间的变化来表示反应速率时，v(反应物)及v(生成物)的________不同，________也不相等，但是，用各物质表示的________之比等于化学方程式中各自的________之比，即对于任一化学反应：aA＋bB??dD＋eE，用A、B、 D、E四种不同物质表示其化学反应速率时其比值应为________。化学计量数　速率数值　化学反应速率数值　化学计量数　a∶b∶d∶e3．对于CaCO3＋2HCl CaCl2＋CO2↑＋H2O的反应，能否用CaCO3来表示该反应的反应速率？不能。化学反应速率是用反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示的，而CaCO3是固体，其浓度是一常数。4．在化学反应中，能量较高，有可能发生有效碰撞的分子称为________。活化分子的平均能量与所有分子的平均能量之差称为________。当改变影响化学反应速率的一个条件，使单位体积内活化分子数目增多，________，所以，反应速率________。 活化分子　活化能　活化分子发生有效碰撞的次数增多　加快5．影响化学反应速率的因素主要有内因和外因两个方面，内因指__________________，外因包括____________、____________、____________、____________等因素。反应物本身的性质　浓度　压强　温度　催化剂6．浓度的影响
在其他条件不变时，增加反应物的浓度可________化学反应速率，减小反应物的浓度可________化学反应速率。
注意：改变________或________对化学反应速率无影响，但改变固体________会影响化学反应速率，因为当固体或纯液体参加反应时，反应速率只与________、________有关。加快　减慢　反应物的质量　体积　接触面积　接触面积　本身活泼性7．压强的影响
在其他条件不变时，增大压强会________气体物质的化学反应速率，减小压强会________气体物质的化学反应速率。压强对化学反应速率的影响是通过改变气体反应物的________实现的，不改变浓度的压强变化对化学反应速率________影响。加快　减慢　浓度　没有8．温度的影响
在其他条件不变的条件下，升高温度________化学反应速率，降低温度________反应速率。
一般说来，温度每升高10℃，化学反应速率增大到原来的________倍。
9．催化剂的影响
在其他条件不变时，使用催化剂能够________化学反应速率。由于催化剂的________及________在反应前后不变，反应历程中必定既包括有催化剂________的反应，又包括催化剂________的反应，可见，催化剂通过参加反应，降低______________，从而提高了化学反应速率。反应的活化能加快减慢2～4加快性质质量参加生成对化学反应进行的认识1．反应历程
(1)自由基(又称自由原子)：有未成对电子的原子或原子团，如H＋O2 OH＋O中，微粒H、OH、O均称为自由基，自由基的活性很强，寿命极短。
(2)基元反应：能够一步完成的反应，如O＋H2 OH＋H就是基元反应。
(3)反应历程：基元反应构成的反应序列称为反应历程(又称反应机理)，基元反应的总和称为总反应。
(4)复杂反应和简单反应：由几个基元反应组成的总反应也称为复杂反应。大多数反应都是复杂反应，如氢气和氧气反应生成水。由一个基元反应一步完成的反应，称为简单反应。如酸碱中和反应H＋＋OH－ H2O。 2．化学反应的控制
一个看似简单的化学反应通常要分几步完成，有的步骤完成得快，有的步骤完成得慢，整个化学反应的快慢取决于反应慢的步骤。反应物的结构决定化学反应能否进行及进行的方向，而反应的条件则是化学反应是否进行的前提。如材料中若无催化剂或常温、常压下无点燃条件，体系中也就没有引发反应的H自由基，该反应的速率就慢得测不出来。
3．化学反应速率不同的原因
反应物的结构是造成化学反应速率千差万别的本质因素(内因)；反应条件是速率差异的外部因素(外因)，外因通过内因而起作用。如常温、常压下：2H2(g)＋O2(g) 2H2O(l)的化学平衡常数数量级高达1023，表明反应正向反应的趋势极大，但在常温常压下即使经过几千年的时间H2和O2混合也不会生成水，但在点燃的条件下却能快速地反应。 关于Cl2＋H2 2HCl的反应历程如下：
①Cl2 2Cl·　②Cl·＋H2 HCl＋H·　③H·＋Cl2 HCl＋Cl·　④2Cl· Cl2
关于CH3COOC2H5＋OH CH3COO－＋C2H5OH的反应历程如下：
⑤CH3COOC2H5＋OH－ CH3COO－＋C2H5OH
根据上述材料回答下列问题：
(1)在上述反应中，属于基元反应的是(　　)
A．只有①　　　　　 B．①②③④
C．只有⑤ D．①②③④⑤ (2)在上述反应中，属于简单反应的是(　　)
A．Cl2 2Cl·
B．H·＋Cl2 HCl＋Cl·
C．Cl2＋H2 2HCl
D．CH3COOC2H5＋OH－ CH3COO－＋C2H5OH
(3)在上述反应中，属于复杂反应的是(　　)
A．Cl2 2Cl·
B．H·＋Cl2 HCl＋Cl·
C．Cl2＋H2 2HCl
D．CH3COOC2H5＋OH－ CH3COO－＋C2H5OH解析：本题考查对化学反应历程的认识，基元反应是指反应历程中的每一步反应，简单反应和复杂反应都是针对总反应来说的，只有一个基元反应的总反应叫做简单反应，有多个基元反应的总反应叫做复杂反应。
答案：(1) D　(2)D　(3)C化学反应速率 1．化学反应速率的概念
化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的物理量。
2．化学反应速率的表示方法
化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。符号为v，单位为
mol·L－1·min－1或mol·L－1·s－1或mol·L－1·h－1。3．化学反应速率的表达式
某一物质A的化学反应速率的表达式为：
v(A)＝
式中：Δc(A) 某物质A的浓度变化，常用单位为mol·L－1。
Δt 时间，常用单位为s、min、h。
v(A) 物质A的反应速率，常用单位是mol·L－1·s－1、mol·L－1·min－1等。4．化学反应速率的计算规律
在同一化学反应中，若用不同物质的浓度变化来表示化学反应速率，它们之间的关系是速率之比等于反应方程式中相应的物质的化学计量数之比。如：对于化学反应aA(g)＋bB(g) cC(g)＋dD(g)，有下列恒等式：
v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝a∶b∶c∶d 5．有关化学反应速率的注意事项
(1)化学反应速率均为正值，没有负值。
(2)化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率。
(3)由于在反应中纯固体和纯液体的浓度是恒定不变的，因此对于有纯液体或固体参加的反应一般不用纯液体或固体来表示化学反应速率。通常固体物质间的反应是通过增大该物质的接触面积(如粉碎成细小颗粒、充分搅拌、振荡等)来达到加快反应的目的。
(4)对于同一化学反应，在相同的反应时间段内，用不同的物质来表示其反应速率，其数值可能不同，但这些不同的数值表示的都是同一个反应的速率。因此，表示化学反应的速率时，必须指明是用反应体系中的何种物质作标准。6．测定化学反应速率的物理方法
(1)量气法：对于反应∶2H2O2 2H2O＋O2↑，可测量反应中唯一的气体产物氧气在温度、压强一定时的体积变化。
(2)比色法：对于某些对特定波长的光的吸收性能不同的物质，可以通过吸光度来测定反应物浓度。例如，在丙酮的溴化反应过程中：
CH3COCH3＋Br2 CH3COCH2Br＋HBr有色反应物Br2吸收波长为450 nm的光波，因此可用分光光度计测量溶液对该波长的吸光度，据此计算化学反应速率。
(3)电导法：根据离子导电能力的差异，通过电导率的变化测定反应物中离子浓度变化，从而计算化学反应速率。例如：在乙酸乙酯皂化反应中：
CH3COOC2H5＋OH－ CH3COO－＋C2H5OH
由于OH－的电导远大于CH3COO－的电导，可以利用电导仪测量出溶液电导的变化，据此求得OH－浓度的变化，从而求得化学反应速率。
(4)此外，激光技术也已广泛应用于化学反应速率的测定。 下列说法正确的是(　　)
A．化学反应速率是对可逆反应而言的，非可逆反应不谈化学反应速率
B．在可逆反应里，正反应的化学反应速率是正值，逆反应的化学反应速率是负值
C．在同一化学反应里，其化学反应速率可以用反应物浓度的改变来表示，也可以用生成物浓度的改变来表示，其数值可能相同，也可能不相同
D．化学反应速率的单位可以是g·(L·s)－1，也可以是kg·(L·s)－1，甚至可以用t·(L·s)－1等来表示 解析：化学反应速率适合所有的反应，并非专指可逆反应，所以A项不正确；单位时间是正值，反应物浓度的减小或生成物浓度的增大也是正值，那么其比值即速率也必为正值，所以B项不正确；由化学反应速率的概念及反应速率与计量数的关系可知C项正确；由化学反应速率的概念公式vB＝ ，可以看出vB的单位中不会出现“kg”“g”“t”等质量单位，D项不正确。
答案：C浓度对化学反应速率的影响1．规律总结：通常增大反应物的浓度可以提高化学反应速率，化学反应速率与反应物浓度存在一定的定量关系。
2．实验探究
(1)实验内容：在298 K时，测H2O2＋2HI 2H2O＋I2在不同浓度时的化学反应速率，结果如表所示：(2)实验结论：在HI浓度一定时，化学反应速率与c(H2O2)成正比，在H2O2浓度一定时，化学反应速率与c(HI)成正比，因此化学反应速率的数学表达式为：
v＝k·c(H2O2)·c(HI)。
3．反应速率常数(k)
(1)含义：表示单位浓度下的化学反应速率。
(2)意义：通常反应速率常数越大，反应进行得越快。
(3)影响因素：反应速率常数(k)与浓度无关，但受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响。一般来说，k随温度变化很明显，温度升高，k值通常增大。 4．K与反应物浓度的关系
分析以下三个反应的速率方程知：
H2＋Cl2 2HCI　v＝kc(H2)· (Cl2)
H2＋I2 2HI　v＝kc(H2)·c(I2)
CO＋NO2 CO2＋NO　v＝kc(NO2)
总反应的化学反应速率与参加反应的物质的浓度的关系式是实验测定的结果，不能随意根据化学方程式直接写出。在很多反应中，这种关系式中浓度的方次与化学反应方程式中的系数并无确定关系。 5．压强对化学反应速率的影响
对于气态物质，在温度、体积一定时，压强与浓度成正比。因此上述关系式中的浓度可以用分压表示。而对于只涉及液体和固体的反应，压强的改变对化学反应速率几乎没有影响。
对于气体反应体系，有以下几种情况：
(1)恒温时
增大压强 体积缩小 浓度增大 反应速率加快。(2)恒温恒容时
①充入反应物浓度增大总压强增大反应速率加快。
②充入“惰性气体”总压增大，但反应体系中各组分分压不变，即各组分的浓度不变，反应速率不变。
(3)恒温恒压时
充入“惰性气体” 体积增大 各反应物浓度减小 反应速率减慢。 下列不同条件下的化学反应A＋B C＋D，反应速率由大到小的顺序正确的一组是(　　)
①常温下20 mL溶液含A和B各0.001 mol
②常温下100 mL溶液含A和B各0.01 mol
③常温下10 mL溶液含A和B各0.0005 mol 的溶液再加入蒸馏水30 mL
④常温下100 mL溶液含A 0.01 mol和B 0.005 mol
A．①②③④　　　　　　　B．④③②①
C．②④①③ D．②①④③ 解析：根据题意可知，其他条件相同，只有A、B的浓度不同，根据浓度对反应速率的影响，浓度越大，反应速率越快。将题目给出的A、B不同的量转化为物质的量浓度进行比较。①中A、B物质的量浓度均为0.05 mol·L－1；②中A、B物质的量浓度均为0.1 mol·L－1；③中A、B物质的量浓度均为0.0125 mol·L－1；④中A物质的量浓度为0.1 mol·L－1，B物质的量浓度为0.05 mol·L－1；即浓度的大小顺序为②＞④＞①＞③，其速率顺序与之相同，C选项符合题意。
答案：C温度对化学反应速率的影响1．经验规律
(1)范托夫的近似经验规律：温度每升高10 K，反应速率增加2～4倍。利用这个规律可以对一些反应的化学反应速率做粗略的估计，但这个规律的适用范围有限。
(2)阿伦尼乌斯的经验公式： ，其中式中k为反应速率常数；A为比例系数；e为自然对数的底；R为摩尔气体常量；Ea为活化能，单位为J·mol－1或kJ·mol－1。该经验公式表明，当Ea＞0时，升高温度，反应速率常数增大，化学反应速率随之增大。 2．教材交流研讨总结
(1)温度会影响反应速率常数，从而影响化学反应速率，从实验可知，升高温度可增大反应速率常数，从而加快反应速率。
(2)升高温度虽然增大反应速率常数，但对不同的反应的影响程度是不一样的，即升高相同的温度，对不同的反应其反应速率常数增大的倍数是不同的。
3．活化能Ea
(1)不同的反应，活化能差值很大。
(2)活化能越大，反应越难进行，反应速率常数越小。(3)只有基元反应的活化能才是活化分子平均能量与普通反应物分子平均能量的差值。
(4)基元反应碰撞理论认为，化学反应之所以能发生，是反应物分子碰撞的结果，但只有能量超过某一限度Ec(相当于活化能)并满足一定方向要求的活化分子间的碰撞，才是真正发生反应的有效碰撞。这个理论解释了温度、活化能对化学反应速率的影响。 (5)基元反应过渡理论认为基元反应在从反应物到产物的变化过程中要经历一个中间状态，这个状态称为过渡态。
如：AB＋C [A……B……C] A＋BC
反应物 过渡态 产物
过渡态是处在反应过程中具有最高能量的一种分子构型。过渡态能量与反应物的平均能量的差值相当于活化能。实验研究已证实过渡态确实存在。 　已知硫代硫酸钠溶液与稀H2SO4反应可析出单质硫沉淀：Na2S2O3＋H2SO4 Na2SO4＋S↓＋SO2↑＋H2O，某同学按下表进行实验，请你判断哪一组先出现浑浊。解析：反应物的浓度越大，反应温度越高，反应速率越快。由编号1和3可看出，两反应物浓度相同，但温度3高于1，故3先出现浑浊。再将3和2比较，3的浓度、温度均比2高，故最先出现浑浊的应为第3组。
答案：先出现浑浊的是第3组催化剂对化学反应速率的影响1．规律总结：催化剂能够改变化学反应速率。能加快化学反应速率的催化剂叫正催化剂，能减慢化学反应速率的催化剂叫负催化剂，在实际应用中，如不特别说明，凡是说催化剂都是指正催化剂。
2．实验探究：下表列出一些反应在使用催化剂前后的活化能的数据以及化学反应速率常数之比。理论解释：使用催化剂 降低反应所需的能量 更多的分子成为活化分子 大大增加单位体积内的活化分子百分数 成千上万倍地增大化学反应速率。
3．催化剂的含义及对反应速率的影响
(1)催化剂是能改变化学反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变的物质。
(2)催化剂在整个化学反应的历程中(由于质量和化学性质不变)，必定包括有催化剂参与的反应，也包括有催化剂生成的反应。 (3)催化剂不改变化学反应平衡常数，不能改变平衡转化率，不能使化学平衡移动。但其能大大加快化学反应速率，从而缩短达到平衡所用时间。
(4)催化剂具有选择性。酶催化剂还具有催化效率高、专一、反应条件温和等特点。
(5)使用催化剂的意义
采用升温、加压等往往对设备有很高的要求，增大反应物浓度又造成转化率不高。因此，研制高效催化剂来提高相关反应的化学速率具有重大的意义。
说明：①在化学工业中往往会提到催化剂中毒这一现象，它是指催化剂与杂物相接触后其活性大大降低。
②除了浓度、压强、温度、催化剂等能改变化学反应速率外，反应物颗粒的大小、溶剂的性质、光、超声波、磁场等也会对化学反应速率产生影响。 某中学化学小组查阅资料发现金属氧化物A也能催化氯酸钾的分解，且A和二氧化锰的最佳催化温度均在500℃左右，于是对A和二氧化锰的催化性能进行了定量对照实验。实验时均以收集500 mL氧气为准(其他可能影响实验的因素均已忽略)。
用MnO2作催化剂用A作催化剂请回答：上述实验中的待测数据是________。
完成此研究后，他们准备发表一篇研究报告，请你替他们拟一个报告的题目：________。解析：催化剂是参与化学反应但反应前后的质量和性质保持不变的物质。对A和二氧化锰的催化性能进行比较，必须进行定量对照实验，测定相同条件下收集500 mL氧气的时间为多少，计算出反应速率，从而得出两者的催化性能。
答案：时间　A与二氧化锰催化效果的对照研究1．(2011年临沂模拟)将4 mol A气体和2 mol B气体在2 L的容器中混合并在一定条件下发生如下反应：2A(g)＋B(g)?? 2C(g)，若经2 s后测得C浓度为0.6 mol·L－1，现有下列几种说法：①用物质A表示的反应的平均速率为0.3 mol·L－1·s－1　②用物质B表示的反应的平均速率为0.6 mol·L－1·s－1　③2 s时物质A的转化率为70%　④2 s时物质B的浓度为0.7 mol·L－1
其中正确的是(　　)
A．①③　　B．①④　　C．②③　　D．③④ 解析：解决本题的关键是抓住有关化学反应速率的计算公式及转化率的含义，即可速解。具体分析如下：
解题时先利用所给条件列出反应式：
2A(g)　＋　B(g)??　　2C(g)
起始浓度/mol·L－1 ＝2 ＝1 02 s时浓度/mol·L－1 2－0.6 1－ 0.6
＝1.4 ＝0.7利用算出的数据，就可以对问题进行分析。④2 s时B的浓度为0.7 mol·L－1。
检查4种说法，只有①④正确，B项正确。
答案：B2．（双选题）下列说法正确的是(　　)
A．化学反应速率通常用单位时间内反应物或生成物的质量变化来表示
B．用不同物质的浓度变化表示同一时间内、同一反应的速率时，其数值之比等于反应方程式中对应物质的化学计量数之比
C．化学反应速率的单位由时间单位和浓度单位决定
D．在反应过程中，反应物的浓度逐渐变小，所以用反应物表示的化学反应速率为负值解析：化学反应速率通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化来表示，化学反应速率是取浓度变化的绝对值，所以都为正值。
答案：BC祝您学业有成课件39张PPT。第4节　化学反应条件的优化——工业合成氨 化学反应的方向、限度与速率用N2和H2为原料实现合成氨的工业化生产曾是一个艰巨的课题。从第一次实验室研制到工业化生产，经历了从18世纪末到20世纪初的一百多年的时间。由于化学反应的快慢和限度、催化剂等基础理论的发展，高温、高压等工业技术条件的改善，以及许多研究工作者的反复实验，德国化学家哈伯科学地创造适宜的条件调控合成氨的反应，终于在1913年实现了合成氨的工业化生产，满足了20世纪世界人口由30亿增至60亿对粮食的需求，因此人们赞扬哈伯是用空气制造面包的圣人。问题：根据合成氨反应原理：N2 (g)＋3H2 (g)??2NH3(g)；ΔH＝－92.2 kJ·mol－1，外界条件对合成氨反应平衡有何影响？1．合成氨反应是一个能自发进行的放热反应，同时也是气体的物质的量________的________反应。因此，________温度、________压强将有利于化学平衡向生成氨的方向移动。在一定温度、压强下，反应物氮气、氢气的体积比为________时，平衡混合物中氨的含量最高。
2．依据平衡移动的原理可知，合成氨反应在____压和______温的条件下进行时，才能得到较高的产率。但是，高压条件对设备提出了苛刻的要求，而反应温度的降低势必________达到化学平衡的时间，致使生产效率降低，失去工业化生产的意义。 1∶3减小熵减降低增大延长高低3．由反应速率与参与反应物质的浓度的关系式可知，合成氨反应的速率与氮气浓度的____次方成正比，与氢气浓度的____次方成正比，与氨气浓度的____次方成反比。在反应过程中，随着氨的浓度的增大，反应速率会逐渐____，因此为了保持足够高的反应速率，应适时将______从混合气中分离出来。在其他条件相同的情况下，使用________可以使合成氨反应的速率提高上万亿倍。温度对合成氨反应的速率也有显著影响：温度越高，反应进行得越快。 催化剂11.51降低氨4．目前，合成氨生产中一般选择____作为催化剂；控制反应温度在________左右。根据反应器可使用的钢材质量及综合指标来选择压强；通常采用氮气与氢气的物质的量之比为________的投料比。1∶2.8铁700 K 5．对合成氨反应条件的综合分析
(1)从合成氨的化学平衡分析：
有利于提高转化率的措施
(2)从合成氨的反
应速率分析：
(3)选择合成氨的条件时，既不能片面的追求高转化率，也不能只追求高反应速率，而应该寻找较高的反应速率获得适当平衡转化率的反应条件。此外，还应该考虑原料的价格、未转化的合成气(H2和N2)的循环使用、反应热的综合利用等问题。分离降低提高提高使用(正)合成氨反应的限度1．分析合成氨反应的自发性
已知：N2(g)＋3H2(g)? ?2NH3(g)；ΔH＝－92.2 kJ·mol－1，ΔS＝－198.2 J·K－1·mol－1
在298 K 时，ΔH－TΔS＝－92.2 kJ·mol－1－298 K×(－198.2×10－3)kJ·K－1·mol－1＝－33.1 kJ·mol－1<0。
故该反应在298 K时能自发进行。
2．合成氨的条件
该反应是正反应体积减小、放热、熵减的可逆反应，由化学平衡移动原理及影响平衡移动的条件知，合成氨的理想条件是：低温、高压。实验表明：在一定的温度和压强下，反应物N2、H2的体积比为1∶3时，平衡混合物中氨的含量最高。 保持温度、压强不变，合成氨反应达到平衡状态时，进行如下操作，平衡不发生移动的是(　　)
A．恒温、恒压时，充入NH3
B．恒温、恒容时，充入N2
C．恒温、恒压时，充入He
D．恒温、恒容时，充入He 解析：本题考查浓度对化学平衡的影响。在恒温、恒压时，向平衡体系中加入NH3，体系体积增大，由于加入物质是生成物，实际上是等于减少了反应物的浓度(反应物的体积变大，而物质的量没变)，此时，正反应速率小于逆反应速率，平衡向左移，故A将发生移动。在恒温、恒容时，充入N2使容器内压强增大。由于整个体系的体积不变，所以加入N2后，反应物N2的浓度增大，所以平衡向右移动。故B发生移动。在恒温、恒压时，加入He，使整个体系做等压膨胀，体积变大，He虽然不参与化学反应，但由于体积的膨胀，而使平衡混合物中的N2、H2、NH3的浓度都相应减小，结果，反应物浓度减小的程度比生成物浓度减小的程度大，此时正反应速率小于逆反应速率，平衡左移。故C发生移动。在恒温、恒容时，向体系中加入He，使整个体系压强增大，但由于He不参与反应，对于参加反应的物质而言，它们的物质的量和体积都没有变化，所以浓度没变，故平衡不发生移动。
答案：D合成氨的反应速率1．由平衡移动的原理可知，合成氨要在高压和低温下才能得到较高的产率。但是高压条件对设备的要求高，而反应温度的降低势必延长达到化学平衡的时间，致使生产效率降低，失去了工业生产的意义。因此在寻找最佳的生产条件时，除了考虑反应的限度外，还需要研究哪些措施可以用来提高化学反应速率。
2．增大反应速率的方法：可以采用升高温度、增大压强、增大反应物N2(或H2)的浓度及使用催化剂等措施来提高合成NH3的反应速率。 3．浓度对化学反应速率的影响
从v＝kc(N2)·c1.5(H2)·c－1(NH3)知，在一定的温度、压强下，化学反应速率与反应物浓度c(N2)或c1.5(H2)成正比关系，与生成物浓度c(NH3)成反比关系。因此可以采用增大反应物浓度、减小生成物浓度来提高化学反应速率。
4．催化剂对化学反应速率的影响 加催化剂可以使反应的活化能从335 kJ·mol－1降低
为167 kJ·mol－1， ＝3.4×1012(700 K)表明，使用
催化剂后可以使合成氨的反应速率提高上万亿倍，因为催化剂改变了反应的历程，降低了反应所需的活化能，增大了反应速率常数，大大提高了化学反应速率。
结论：从化学反应速率理论方面分析：增大反应物浓度、使用合适的催化剂、增大压强及升高温度都可以增大合成氨的反应速率。 对于合成氨的反应来说，使用催化剂和施加高压，下列叙述中正确的是(　　)
A．都能提高反应速率，都对化学平衡状态无影响
B．都对化学平衡状态有影响，都不影响达到平衡状态所用的时间
C．都能缩短达到平衡状态所用的时间，只有压强对化学平衡状态有影响
D．催化剂能缩短反应达到平衡状态所用的时间，而压强无此作用解析：本题考查运用平衡移动原理及化学反应速率理论来解决问题的实际应用能力。对于化学反应N2 (g)＋3H2(g)??2NH3(g)，催化剂只能降低反应所需活化能，增大反应速率常数，提高反应速率，缩短达到平衡状态所用时间，不能使化学平衡发生移动。高压能提高反应速率，使反应达到平衡状态所用时间缩短，也能使化学平衡向生成NH3的方向移动。答案为C。
答案：C 在一定条件下，将10.0 mol H2和1.0 mol N2充入恒容密闭容器中，发生反应N2(g) ＋3H2(g)??2NH3(g)，并达到平衡状态，则H2的转化率可能是(　　)
A．15%　　B．30%　　C．35%　　D．75%
解析：对可逆反应而言，任何一种物质都不能完全转化。为方便解题，假设N2完全转化，则消耗H2的物质的量为：n消耗(H2)＝3n(N2)＝3.0 mol
事实上，N2完全转化是不可能的，因而消耗H2的物质的量绝对小于3.0 mol，故H2的最大转化率：α最大
(Η2)< ×100%＝30%，观察备选项可知答案。
答案：A合成氨的适宜条件1．化学反应条件的优化
化学反应速率和化学平衡的调控在生活、生产和科学研究领域起着重要的作用，在实际生产中应当运用对立统一的规律，综合化学反应速率和化学平衡移动原理，既考虑反应的快慢(反应速率的大小)，又考虑反应进行的程度(化学平衡)。在这个过程中还要坚持以下三个原则：①既要注意外界条件对化学反应速率和化学平衡影响的一致性，又要注意对二者影响的矛盾性；②既要注意温度、催化剂对反应速率影响的一致性，又要注意催化剂的活性对温度的限制；③既要注意理论上的需要，又要注意实际生产的可能性。2．对于某一特定的实际反应，选取适宜的外界条件的基本思路
(1)从可逆性、反应前后条件系数的变化、焓变三个角度分析化学反应的特点。
(2)根据反应特点具体分析外界条件对速率和平衡的影响；从速率和平衡的角度进行综合分析，再充分考虑。例如：合成氨的工业生产：
①压强：温度一定时，增大混合气体的压强对合成氨的速率和平衡都有利，但压强越大需要的动力越大，对材料的强度和设备的制造要求越高，一般采用2×107～5×107 Pa。
②温度：从平衡的角度考虑，合成氨低温有利，但是温度过低反应速率变慢，需要很长时间才能达到平衡，很不经济，所以实际生产中，采用500℃左右的适宜温度(在此温度时催化剂的活性最大)。
③催化剂：为了加快反应速率，采用以铁为主体的铁催化剂。
④浓度：不断地补充氮气和氢气，及时地分离出氨气。 可逆反应3H2(g)＋N2(g) 2NH3(g)；ΔH<0达到平衡后，为了使H2的转化率增大，下列选项中采用的三种方法都正确的是(　　)
A．升高温度，降低压强，增加氮气
B．降低温度，增大压强，加入催化剂
C．升高温度，增大压强，增加氮气
D．降低温度，增大压强，分离出部分氨 解析：本题旨在考查影响化学平衡的外界因素的应用与分析。本题要求增大合成氨反应中氢气的转化率，就是在不增加氢气的情况下，改变合成氨反应的其他条件，使更多的氢气转化为氨。从化学平衡分析也就是使平衡向正反应方向移动。先分析温度的影响，合成氨是放热反应，从理论上分析应采用尽可能低的温度，选项A、C中升高温度是错误的。合成氨反应前后都是气体物质，反应前气体体积比反应后气体体积更大，所以增大压强会使平衡向气体体积减小的方向移动，即向正反应方向移动，选项A是错误的，其他选项中增大压强是正确的。有关浓度的影响，增大反应物浓度或减小生成物浓度，会使平衡向正反应方向移动，在合成氨反应中增加氮气和减少(分离出)氨可以使反应向正方向移动。加入催化剂可加快反应，但对平衡移动无影响，选项B是错误的。所以只有选项D是正确的。
答案：D 合成氨的反应：N2(g)＋3H2(g)?? 2NH3(g)，在一定条件下已达到平衡状态。
(1)此时__________相等，________保持不变，而________却仍在进行，因此化学平衡是________平衡。
(2)若降低温度，会使上述化学平衡向生成氨的方向移动，则正反应是________反应，生成1摩尔氨的反应热是46.1 kJ，则该反应的热化学方程式为______________。
(3)合成氨时，选择500℃高温的目的是______________。
(4)若反应容器的体积不变，原反应温度不变，而将平衡体系中的混合气体的浓度增大1倍，则上述平衡向________移动；若在平衡体系中加入氦气，则上述平衡________移动。解析：解决此问题的关键是：(1)根据化学平衡状态的定义及特点可知，反应达到平衡状态时，正、逆反应速率相等，各反应物和生成物的浓度保持不变，而正、逆反应却仍在进行，因此化学平衡是动态平衡。(2)由温度对化学平衡的影响可知，降低温度使化学平衡向正反应方向移动，则正反应一定是放热反应。由题意知，生成2 mol氨的反应热是46.1 kJ×2，即92.2 kJ，则合成氨反应的热化学方程式为N2(g) ＋3H2(g)??2NH3 (g)；ΔH＝－92.2 kJ·mol－1。(3)升高温度和加入催化剂都能加快反应速率，工业上用的催化剂在该温度时活性最大。(4)若保持反应容器的体积和反应温度不变，将平衡体系中的混合气体的浓度增大1倍，其效果相当于增大体系的压强，根据压强对化学平衡的影响，可判断上述平衡应该向正反应方向移动。若在平衡体系中加入氦气，氦气不参与反应，由于反应容器的体积和反应温度都不变，氦气的加入只是增大了容器内总的压强，并未改变反应体系的压强，因此氦气的加入对上述平衡没有影响即化学平衡不移动。
答案：(1)正、逆反应速率　各反应物和生成物的浓度　正、逆反应　动态　(2)放热　N2(g) ＋3H2(g)??2NH3(g)；ΔH＝－92.2 kJ·mol－1　(3)加快反应速率，工业上用的催化剂在该温度时活性最大　(4)正反应方向　不合成氨生产的工艺流程探究1．生产流程：制气→净化除杂→压缩→合成→冷却分离→循环压缩。
合成氨生产示意图：2．原料气的制备
(1) N2　物理方法：将空气液化蒸发分离出N2。由于相对分子质量越大，分子间作用力越大，空气中所含气体的沸点：N2＜O2＜CO2＜H2O(g)，因此，高压下将空气液化后，经减压蒸发，最先得到的是N2，然后还可以得到O2等。此法是目前工业上制取N2和O2的主要方法。
工业上的化学方法：用煤在空气中燃烧，除去O2，吸收CO2(如用氨水吸收制NH4HCO3)后，得到N2。(2) H2　工业上用水蒸气与焦炭在高温下反应，吸收CO2后制得。
C＋H2O(g) CO＋H2
CO＋H2O(g) CO2＋H2
工业上也可用碳氢化合物与氧气或水蒸气反应生成CO2和H2，吸收CO2后制得H2。如CH4＋H2O CO＋3H2，CO＋H2O CO2＋H2。
3．原料气净化、除杂、压缩后通入合成塔。 催化剂4．NH3的合成
在合成塔中进行。从塔口进气，经热交换器与塔内反应后的高温气体逆流交换热量后，进入接触室与铁触媒接触反应，从塔下口出气。
5．NH3的分离
混合气经冷却后，进入氨分离器，只有氨气在该压强下液化得到液氨，而未反应的N2和H2经循环压缩机压缩后，再通入合成塔中进行反应。因此，虽然合成氨反应的产率不高，但经过循环反应后，N2和H2可以全部转化为NH3。
此外，如果让N2和H2的混合气体，只一次通过合成塔起反应也是很不经济的，应将与NH3分离后的原料气循环使用，并及时补充N2和H2，使反应物保持一定的浓度，以有利于合成氨反应。 下面是合成氨的简要流程示意图：
请回答下列问题：
沿X路线回去的物质是______，其体积比为______。解析：合成氨的反应是一个可逆反应，所以从合成塔中出来的气体主要是N2、H2和NH3，在冷凝器中NH3因沸点低被冷凝，沿X路线回去的气体是N2和H2，且其体积比为1∶3。因为充入的N2和H2的体积比是1∶3，反应的N2和H2的体积比是1∶3，所以剩余的N2和H2的体积比也是1∶3。
答案：N2和H2　1∶31. 碳酸铵[(NH4)2CO3)]在室温下就能自发地分解产生氨气，对其说法正确的是(　　)
A．碳酸铵分解是因为生成了易挥发的气体，使体系的熵增大
B．碳酸铵分解是因为外界给予了能量
C．碳酸铵分解是吸热反应，根据能量判据不能自发分解
D．碳酸盐都不稳定，都能自发分解
解析：碳酸铵自发分解，是因为体系由于氨气的生成而使熵增大。
答案：A2．有关合成氨工业的说法中，正确的是(　　)
A．从合成塔出来的混合气体，其中NH3只占15%，所以生产氨的工厂的效率都很低
B．由于氨易液化，N2、H2在实际生产中是循环使用，所以总体来说氨的产率很高
C．合成氨工业的反应温度控制在500℃，目的是使化学平衡向正反应方向移动
D．合成氨厂采用的压强是2×107～5×107 Pa，因为该压强下铁触媒的活性最大2．解析：合成氨的反应在适宜的生产条件下达到平衡时，原料的转化率并不高，但生成的NH3分离出后，再将未反应的N2、H2循环利用，这样处理后，可使生产氨的产率都较高，据此可知A项错误，B项正确；合成氨工业选择500℃左右的温度，是综合了多方面的因素确定的。因合成氨的反应是放热反应，低温才有利于平衡向正反应方向移动，故C项错误；无论从反应速率还是化学平衡考虑，高压更有利于合成氨，但压强太大，对设备、动力的要求更高，基于此选择了2×107～5×107 Pa的高压，催化剂活性最大时的温度是500℃，故D项错误。
答案：B祝您学业有成课件48张PPT。第1节　水溶液物质在水溶液中的行为 电解质在水溶液中的存在形态的问题，从19世纪初就为科学界所关注。阿伦尼乌斯研究发现电解质分子会自动离解，他认为酸、碱、盐在水溶液中自动地部分离解为带不同电荷的离子，而不需要借助电流的作用
产生离子。
年仅25岁阿伦尼乌斯用崭新的电
离学说思想揭示了电解质水溶液的本质。
范特霍夫称赞他的学说是“物理化学史上
的一次革命”。经过大量的事实验证，电
离学说终于用大量的无可辩驳的科学事
实，取得了最后胜利。阿伦尼乌斯成为
世界上第三个诺贝尔化学奖获得者。
问题：电解质不通电的条件下就
能够电离。请分析电解质的结构与电离
的条件有什么关系。 一、水的电离及水的离子积常数
1．水的电离：水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离：H2O＋H2O?? H3O＋＋OH－，常简写为H2O??H＋＋OH－；实验测得：在室温(25℃)下，1 L H2O(设H2O的密度为1 g·cm－3，则1 L H2O的物质的量为55.6 mol)中只有1×10－7mol H2O发生电离。故25℃时纯水中[H＋]＝[OH－]＝1.0×10－7 mol·L－1。H2O的电离是一个可逆过程，在一
定条件下可达到电离平衡，平衡常数为K＝________。
2．水的离子积常数：因为水的电离极其微弱，在室温下电离前后n(H2O)几乎不变，因此[H2O]可视为常数，则K·[H2O]＝[H＋]·[OH－]，其中K和[H2O]的积为一个新常数，叫做______________，简称______________，记作Kw。即Kw＝______________，Kw反映了水中[H＋]和[OH－]的关系。[H＋]·[OH－]水的离子积常数水的离子积3．影响水电离的因素
由H2O(l) ??H＋(aq)＋OH－(aq)；ΔH>0知：
(1)促进水电离的因素有：①________温，②加入活泼金属如Na、K等，③加入能水解的盐：CuSO4、NH4Cl、Na2CO3等(在第二节将学习到)，④电解。
(2)抑制水电离的因素有：①________温，②加入________，③加入碱。酸升降二、溶液的酸碱度
1．溶液酸碱性的判断
(1)25℃时，Kw＝1.0×10－14mol2·L－2，据此填下表：2×10－21.0×10－121.0×10－111.0×10－3从上表总结出的规律：在酸性溶液中也存在OH－，只是[H＋]比[OH－]大。在碱性溶液中也存在着H＋，只是[OH－]大于[H＋]。室温下水溶液中[H＋]和[OH－]的关系可用图表示。(2)溶液酸碱性的判断标准：是由溶液中[H＋]和[OH－]的相对大小决定的，即：[H＋]＝[OH－]的溶液为________性溶液；[H＋]>[OH－]的溶液为________性溶液；[H＋]<[OH－]的溶液为________性溶液。
由于在25℃的温度下，Kw＝1×10－14 mol2·L－2；所以，在25℃时：
中性溶液[H＋]＝[OH－]________1×10－7mol·L－1；
酸性溶液[H＋]>[OH－]，[H＋]________1×10－7mol·L－1；
碱性溶液[H＋]<[OH－]，[H＋]________1×10－7mol·L－1。中　酸　碱　＝　>　<注意：溶液的酸、碱性是由[H＋]和[OH－]的相对大小决定的，而不在于[H＋]或[OH－]的值的大小。溶液中[H＋]越小，[OH－]越大，溶液酸性越弱，碱性越强；[H＋]越大，[OH－]越小，溶液的酸性越强，碱性越弱。2．溶液的酸碱性与pH的定义
(1)溶液pH的定义：pH＝________；这也是计算某溶液pH的公式。
(2)溶液的酸碱性、溶液的pH和[H＋]、[OH－]的相对大小关系：第1节表格.doc－lg[H＋]3.pH的测定
(1)用pH计较精确的测量。
(2)用pH试纸粗略测量。
(3)用酸碱指示剂加以粗略估计(在第四节将详细介绍)。
注意：用pH试纸测量某溶液的pH时得到的是个估量值而非确切值，如说用pH试纸测得某盐酸的pH为3.6是错误的。三、电解质在水溶液中的存在形态
1．电解质与非电解质
(1)电解质是指在水溶液中或熔融状态下能导电的________。而无论是在水溶液中还是在熔融状态下______导电的________叫非电解质。
(2)电解质主要有________、________、________、碱性氧化物和水。
(3)电解质溶液的导电性强弱决定于溶液中自由移动的离子________的大小和离子所带电荷的多少；电解质溶液的导电性不同于金属的导电性。(1)化合物　都不能　化合物　(2)酸　碱　盐　(3)浓度注意：(1)电解质导电必须是其本身电离出的离子导电，否则不属于电解质。如SO3的水溶液能导电，但SO3却是非电解质，因为导电的离子不是SO3电离产生的。
(2)电解质不一定导电，导电的物质不一定是电解质；非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。如固态NaCl不导电，NaCl是电解质；Cu能导电，Cu却不是电解质。
(3)“溶于水或熔融状态下能否导电”是判断化合物是否是电解质的依据，只要一种情况下能导电即为电解质。对于一些难溶物质BaSO4，由于其溶解度太小，很难测出溶液的导电性，但将其熔融时却能导电，所以BaSO4是电解质。2．强电解质与弱电解质
(1)强电解质是指在水溶液中或熔融状态下________电离的电解质，包括________、________和大多数盐类。书写强电解质的电离方程式时常用________。
(2)弱电解质是指在水溶液中或熔融状态下________电离的电解质，________、________和水都是弱电解质，由于弱电解质的水溶液中存在电离平衡，书写弱电解质的电离方程式时常用________。(1)完全　强酸　强碱　“ ”　
(2)部分(或不完全)　弱酸　弱碱　“ ??”　(3)强电解质在水溶液中全部以________的形态存在，而弱电解质在水溶液中电离的趋势很小，主要以________形态存在。
(4)电解质溶于水后形成的离子和分子并不是单独存在的，而是以“________”或“________”的形态存在。这种溶质分子或离子与溶剂相互吸引的作用称为________。(3)离子　分子　
(4)水合离子　水合分子　溶剂化作用注意：(1)强、弱电解质的本质区别在于其在水溶液中或熔融状态下是否完全电离而与其导电性及溶解度的大小无关。即强电解质溶液的导电性不一定比弱电解质溶液强，溶解度不一定比弱电解质的大。
(2)离子化合物全部为强电解质，而共价化合物有的是强电解质如HCl、H2SO4，有的则为弱电解质如HF、CH3COOH等。 (3)多元弱酸分步电离，必须分步写，不可合并(其中以第一步电离为主)

多元弱碱的电离在中学阶段要求一步写出。
以NaHSO4为代表的强电解质在水溶液中和熔融
状态下其电离方程式不一样：
水的电离及溶液的酸碱度1．水的电离
在水溶液或纯水中均存在：H2O?? H＋＋OH－，并且Kw＝[H＋]·[OH－]。Kw为水的离子积常数。因水的电离是吸热过程，故升温Kw将增大。如：25℃时Kw＝1×10－14 mol2·L－2；100℃时Kw＝5.5×10－13 mol2·L－2。Kw反映了溶液中[H＋]和[OH－]的关系，任何水溶液中都同时存在着H＋和OH－，而Kw＝[H＋]·[OH－]中的[H＋]、[OH－]是指总浓度，包括水电离出的H＋和OH－，也包括酸、碱电离出的H＋和OH－。在酸溶液中的H＋主要是由酸电离出来的，在碱溶液中的OH－主要是由碱电离出来的。在计算中如果酸或碱浓度大，水电离出来的H＋或OH－可忽略不计，但不论是酸溶液还是碱溶液，水电离出的H＋和OH－的浓度关系为[H＋]＝[OH－]。水的电离不但受温度的影响，也受到溶液酸碱性强弱及在水中溶解的不同电解质的影响。如无论强酸、弱酸溶液或强碱、弱碱溶液，由于酸电离出的H＋或碱电离出的OH－均能使H2O?? H＋＋OH－平衡向左移动，即抑制了水的电离，故水的电离程度将减小。也就是说，向纯水中加入酸或碱，不管其强弱，均能使水中的c(H＋)或c(OH－)增大，致使水的电离平衡向逆反应方向移动，使水的电离程度减小，即酸、碱对水的电离起抑制作用。任何水溶液中的水均要发生电离，且由水电离出的c(H＋)与c(OH－)大小相等，即酸溶液中水电离出的H＋的浓度应以c(OH－)为标准，碱溶液中水电离出的OH－的浓度应以c(H＋)为标准，常温下二者均小于1.0×10－7 mol·L－1。2．溶液酸碱性的判断
判断溶液是呈酸性、碱性还是中性的根本标准是[H＋]与[OH－]的相对大小。在实际中，判断溶液酸碱性的依据有：
判据1：在任意温度下的溶液中规律：[H＋]越大、[OH－]越小，pH越小，酸性越强；[H＋]越小，[OH－]越大，pH越大，碱性越强。
注意：(1)用[H＋]与1.0×10－7 mol·L－1，pH与7相比较来判断水溶液的酸碱性，是在25℃时适用的，即25℃时，[H＋]＝[OH－]＝10－7 mol·L－1，pH＝7，溶液呈中性；而100℃时，[H＋]＝[OH－]＝7.4×10－7 mol·L－1，pH＝6.13<7，但溶液仍呈中性。
(2)抑制水电离的因素：因水的电离是吸热的，所以降温抑制水的电离；加入酸、碱(强酸的酸式盐)，因增大[H＋]或[OH－]，平衡左移也能抑制水的电离。 下列说法正确的是(　　)
A．HCl溶液中无OH－
B．NaOH溶液中无H＋
C．NaCl溶液中既无OH－也无H＋
D．常温下，任何物质的水溶液中都有H＋和OH－，且Kw＝[H＋][OH－]＝10－14解析：纯水和稀溶液中，Kw＝[H＋][OH－]，H＋和OH－都存在。在25℃时，Kw＝[H＋][OH－]＝10－14。所以A、B、C三项错，D项对。
答案：D　 下列溶液一定呈中性的是(　　)
A．pH＝7的溶液
B．[H＋]＝[OH－]的溶液
C．由强酸、强碱等物质的量反应得到的溶液
D．非电解质溶于水得到的溶液解析：溶液呈中性的根本标志是：[H＋]＝[OH－]。当pH＝7时，只说明[H＋]＝10－7 mol·L－1，当温度升高时，中性溶液中的[H＋]>10－7 mol·L－1，即pH<7，故A错误。等物质的量的强酸与强碱，由于它们所含的H＋和OH－的物质的量未知，因此无法判断它们混合后溶液的酸碱性，若n(H＋)>n(OH－)，H＋过量，溶液呈酸性；若n(OH－)>n(H＋)，OH－过量，溶液呈碱性，只有当n(H＋)＝n(OH－)时，H＋与OH－恰好完全反应，溶液才呈中性，故C也错误。非电解质只是它本身不能直接电离产生离子，当它溶于水时可能与水反应生成能电离的物质，使溶液显酸性或碱性，如SO2溶于水生成H2SO3，溶液显酸性；NH3溶于水生成NH3·H2O，溶液显碱性。
答案：B溶液pH的计算(设温度为25℃)1．单一溶液的pH计算
强酸溶液(HnA)，设其物质的量浓度为c mol·L－1，则[H＋]＝nc mol·L－1，pH＝－lg[H＋]＝－lg nc。
强碱溶液[B(OH)n]，设其物质的量浓度为
c mol·L－1，则[OH－]＝nc mol·L－1，2．强酸、强碱混合的pH计算
两种强酸混合后溶液中H＋的物质的量浓度为强碱与强碱混合后溶液中OH－的物质的量浓度为强酸与强碱混合后，若两种物质恰好反应则溶液pH等于7；若两种物质中有一种过量，则pH的计算分别为：3．当强酸溶液(pH<7)与弱碱溶液(pH>7)混合呈中性时，二者的体积与pH的关系
(1)若pH酸＋pH碱＝14，V酸∶V碱＝1∶1
(2)若pH酸＋pH碱>14，
V酸∶V碱＝10pH酸＋pH碱－14∶1
(3)若pH酸＋pH碱<14，
V酸∶V碱＝1∶1014－(pH酸＋pH碱)
4．强酸(强碱)，弱酸(弱碱)加水稀释后pH的计算
(1)对于强酸溶液(pH＝a)每稀释10n倍，pH增大n个单位，即pH＝a＋n(a＋n<7)。(2)对于强碱溶液(pH＝b)每稀释10n倍，pH减小n个单位，即pH＝b－n(b－n>7)。
(3)对于弱酸溶液(pH＝a)每稀释10n倍，pH的范围是：a(4)对于弱碱溶液(pH＝b)每稀释10n倍，pH的范围是：7(5)对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释相同倍数，pH变化也不同，其结果是强酸稀释后，pH增大的程度比弱酸稀释后pH增大的程度大(强碱、弱碱类似)。
注意：本节知识的易出错点有：一定pH的强碱与强碱混合后pH的求算，在计算过程中，易出现直接用[H＋]进行混合计算的错误。5．pH计算的规律
(1)酸按酸、碱按碱，同强混合在中间，异强混合看过量，无限稀释7为限。
(2)pH不同的两强酸溶液等体积混合，混合液的pH比小的大，比大的小。 （双选题）常温下，某溶液由水电离出的c(OH－)＝1×10－13 mol·L－1，对该溶液叙述正确的是(　　)
A．溶液一定显酸性
B．溶液一定显碱性
C．溶液一定不显中性
D．溶液可能是pH＝13的溶液解析：根据水的离子积原理(Kw＝[H＋]·[OH－]适用于任何水溶液)，溶液中由水电离出的[H＋]水＝[OH－]水＝1.0×10－13 mol·L－1<1.0×10－7 mol·L－1，说明是由于往水中加入了酸或碱，抑制了水的电离，如水中加酸时，[H＋]·[OH－]水＝1.0×10－14 mol2·L－2，[H＋]酸＝1.0×10－1 mol·L－1，pH＝1；如水中加碱时，Kw＝[H＋]水·[OH－]碱＝1.0×10－14 mol2·L－2，[H＋]水＝[OH－]水＝1.0×10－13 mol·L－1，知[OH－]碱＝1.0×10－1 mol·L－1，pH＝13。
答案：CD 为更好地表示溶液的酸碱性，科学家提出酸度(AG)的概念：AG＝lg ，则下列叙述正确的是(　　)
A．中性溶液的AG＝0
B．酸性溶液的AG<0
C．常温下0.1 mol·L－1 NaOH溶液的AG＝12
D．常温下0.1 mol·L－1盐酸溶液的AG＝12解析：本题考查溶液的酸碱性，知[H＋]>[OH－]一定为酸性；[H＋]＝[OH－]为中性；[H＋]<[OH－]为碱性，所以A项中AG＝0，正确。B项中AG>0，C项中[OH－]＝0.1 mol·L－1，[H＋]＝ ＝10－13 mol·L－1，AG＝－12。D项中[H＋]＝0.1 mol·L－1，[OH－]＝ ＝10－13 mol·L－1，则AG＝12。
答案：AD电解质在水溶液中的存在状态1．溶液导电性的原因
(1)实验操作和现象
实验：在四只烧杯中分别盛有等体积的0.5 mol·L－1的盐酸、氨水、CH3COOH溶液、NaCl溶液，按图所示装置连接仪器，接通电源，注意观察灯泡的亮度。
实验现象：盐酸、NaCl溶液的灯泡最亮，而氨水和CH3COOH溶液的灯泡发暗。(2)现象解释和结论：在加盐酸、NaCl溶液的烧杯内的灯泡很亮，而加CH3COOH、氨水的烧杯内的灯泡却很暗，说明以上四种溶液的导电能力是不相同的，原因是溶液中自由移动的离子的多少不同。在盐酸、NaCl溶液中：HCl H＋＋Cl－、NaCl Na＋＋Cl－，全部变为自由移动离子；而在CH3COOH、氨水中存在CH3COOH? ?CH3COO－＋H＋、NH3·H2O? ， 没有全部电离为离子，仍有溶质分子存在。2．强弱电解质的概念
强电解质：在水溶液里完全电离的电解质。
弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质。
注意：理解强弱电解质必须弄清下列几点：
①电解质的强弱由其内部结构决定。
②电解质的强弱与溶液导电能力没有必然联系。
③电解质的强弱与化学键没有必然联系。
④电解质的强弱与溶解性大小没有必然联系。3．电解质电离方程式的书写技巧
(1)强电解质完全电离，用“ ”号，如：NaCl Na＋＋Cl－；H2SO4 2H＋＋SO 。
(2)弱电解质部分电离，用“? ?”号，如：CH3COOH? ?CH3COO－＋H＋；NH3·H2O??NH ＋OH－。4．电解质在水溶液中的存在形态
强电解质在水溶液中全部以离子形态存在，而弱电解质在水溶液中电离的少，主要以分子形态存在。例CH3COOH溶液主要以CH3COOH分子形态存在，H＋和CH3COO－很少；在盐酸溶液中找不到HCl分子，全部为离子存在形态。电解质溶于水后形成的离子或分子并不是单独存在的，而是与水分子结合，以“水合离子”或“水合分子”的形态存在的，这种溶质分子或离子与溶剂相互吸引的作用叫做溶剂化作用。溶剂化作用实际上就是各种微粒的存在状态是被溶剂分子围绕着。 下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是(　　)
A．CH3CH2COOH　　　　　B．Cl2
C．NH4HCO3 D．SO2解析：选项中的4种物质的水溶液都能导电，但原因有所不同。CH3CH2COOH和NH4HCO3均为电解质，水溶液理应能导电；Cl2和SO2水溶液能导电，是因为它们与水反应，Cl2＋H2O? ?HCl＋HClO，SO2＋H2O?? H2SO3，因生成物均为电解质，故溶液也导电。电解质和非电解质都是化合物，Cl2是单质，因此只有SO2为非电解质。
答案：D
下列物质的电离方程式书写正确的是(　　)
A．Fe(OH)2??2OH－＋Fe2＋
B．NaHSO4熔化：NaHSO4 Na＋＋H＋＋SO
C．H2SO3??2H＋＋SO
D．AgCl??Ag＋＋Cl－
解析：NaHSO4熔化时电离不出H＋，它只能在水中电离出H＋，B错；H2SO3是多元弱酸，应分步电离，不能合成一步书写，C错；AgCl是难溶的强电解质，在溶液中是全部电离，应用“ ”，D错。所以正确选项为A。
答案：A1．（双选题）在100 ℃时，水的离子积为1×10－12，若该温度下某溶液中的H＋浓度为1×10－7mol/L，则该溶液(　　)
A．呈碱性　　　　　　B．呈酸性
C．呈中性 D．c(OH－)＝100c(H＋)解析：100 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝10－6 mol/L、c(H＋)＝1×10－7 mol/L，c(OH－)＝ mol/L＝10－5 mol/L，c(OH－)＝100c(H＋)，故选AD。
答案：AD2．常温下，某溶液中由水电离的c(H＋)＝1×10－13 mol/L，该溶液可能是(　　)
①二氧化硫水溶液　②氯化铵水溶液　③硝酸钠水溶液
④氢氧化钠水溶液
A．①④　　　B．①②　　　C．②③　　　D．③④祝您学业有成溶液的酸碱性
[H＋]与[OH－]的相对大小
25℃
溶液的pH
[H＋]/ mol·L－1
[OH－]/ mol·L－1
Kw
备注
酸性
[H+]>[OH-]
pH<7
>10-7
<10-7
pH越小，[H＋]越大，溶液的酸性越__强_____；pH越_大_，[OH－]越大，溶液的碱性越_强__
碱性
[H+]<[OH-]
pH>7
<10-7
>10-7
中性
[H+]=[OH-]
pH=7
=10-7
=10-7
课件65张PPT。第2节　弱电解质的电离　盐类的水解物质在水溶液中的行为300多年前的一天早晨，英国化学家、物理学家波义耳(1627～1691)，在一次实验中，不小心将浓盐酸溅到一束紫罗兰上，为了洗掉花瓣上的酸，他把花浸泡在水中。过了一会儿，他惊奇地发现紫罗兰变成了红色。意外的发现，使波义耳极度兴奋。他请助手把紫罗兰花瓣分成小片投到其他的酸溶液中，结果花瓣都变成了红色。他敏锐地觉察到，把紫罗兰花瓣投进一种溶液中，就能确定这种溶液是否显酸性。波义耳从各种花和一些植物中提取汁液，并用它制成了试纸。用试纸对酸性溶液和碱性溶液进行多次试验，终于发明了我们今天还在使用的酸碱指示剂。
问题：你了解酸碱指示剂的变色原理吗？
一、弱电解质的电离平衡
1．对电解质知识的综合分析：强、弱电解质的判断依据是化合物在水溶液或熔融状态下________电离。常见的强电解质有________、________、________，常见的弱电解质有________、________、________。是否完全　强酸　强碱　大多数盐　弱酸　弱碱　水2．弱电解质的电离平衡的建立与特征
(1)弱电解质的电离平衡指的是在一定条件(如温度、压强)下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率________时，电离过程就达到了平衡状态，其电离平衡的建立可用下图表示。相等(2)电离平衡的特征
电离平衡与化学平衡相似，也具有“等”“定”“动”“变”等特点：不变(3)电离方程式：强电解质的电离一步完成，如HCl H＋＋Cl－，Ba(OH)2 Ba2＋＋2OH－；弱电解质的电离是可逆过程，其中多元弱酸的电离是________进行的，以第________步电离为主，一级比一级难电离。
3．描述弱电解质电离程度大小的物理量：电离平衡常数
(1)电离平衡常数：是指在一定条件下，弱电解质达到________时，弱电解质电离形成的各种离子的____________与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数；用K表示(弱酸在水中的电离常数用Ka表示，弱碱在水中的电离常数用Kb表示)。浓度的乘积　分步一电离平衡(2)表示方法：以HA? ?H＋＋A－，MOH?? M＋＋OH－为例，Ka＝ ，Kb＝ 。
(3)意义：电离平衡常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的________。即：弱酸的电离常数越________，达到电离平衡时电离出的H＋越________，酸性越强；反之，酸性越弱。故可用同一温度下电离平衡常数的大小来判断弱电解质电离能力的相对强弱。多大小大4．电离度
(1)定义：当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，已电离的溶质分子数占原有溶质分子总数(包括已电离的和未电离的)的百分率，称为电离度，通常用α表示。
(2)表达式：α＝________×100%。
(3)意义：①电离度实质上是一种平衡转化率，表示弱电解质在水中的________。②温度相同，浓度相同时，不同弱电解质的电离度是不同的，a越________，表示酸类的酸性越________。③同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越________，电离度越________。(2)已电离的弱电解质分子数/原有的弱电解质分子数
(3)电离程度　大　强　稀　大二、影响电离平衡的因素
1．内因：弱电解质在水中达到电离平衡时电离程度的大小主要是由电解质________决定的。
2．外界条件对电离平衡的影响
(1)温度：由于弱电解质的电离是吸热的，因此升高温度，电离平衡将向________方向移动，弱电解质的电离程度将________。
(2)浓度：同一弱电解质，增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向________方向移动，但电解质的电离程度________；稀释溶液时，电离平衡将向________方向移动，且电解质的电离程度________。二、1.本身的性质
2．(1)电离　增大　(2)电离　减小　电离　增大　(3)加入试剂：增大弱电解质电离出的某离子的浓度[如在CH3COOH溶液中加入CH3COONa固体，增大了c(CH3COO－)]，电离平衡将向离子结合成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的电离程度将________；减小弱电解质电离出的离子的浓度[如在CH3COOH溶液中加入NaOH固体，因H＋与OH－反应生成H2O，使c(H＋)减小]，电离平衡将向电离方向移动，弱电解质的电离程度将________。
3．以0.1 mol·L－1的CH3COOH为例(CH3COOH??CH3COO－＋H＋)，当改变外界条件，其平衡移动的方向、Ka、n(H＋)、导电性的变化：(3)减小　增大答案：三、盐类的水解
1．盐类水解的原理
(1)盐类水解的实质：在溶液中，由于盐电离产生的离子和水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质，从而________了水的电离平衡，使水的电离平衡向电离的方向移动，显示出不同程度的酸性、碱性或中性。盐的水解可看作酸碱中和反应的逆过程，为________过程。盐＋水 水解中和酸＋碱。
(2)盐类水解的类型及规律：
①判断盐类能否水解及水解后溶液的酸碱性要看组成盐的离子所对应的酸或碱的相对强弱，其水解的规律是：破坏 吸热 ②盐的类型及溶液的酸、碱性(2)中　酸　碱　＝　<　>2.盐类水解离子方程式的书写
(1)盐类的水解离子方程式一般用________连接，单离子的水解过程是可逆的，并且由于水解程度较小，生成的弱电解质即便是难溶、易挥发或不稳定的物质也只能写化学式，且不能标上“↑、↓”等符号。
(2)多元弱酸根(如 、S2－等)的水解________且以________水解为主，写出 的水解离子方程式：______________________________。2．(1)“? ?”　(2)分步进行　第一步　 ＋H2O??
＋OH－， ＋H2O ??H2CO3＋OH－(3)多元弱碱的阳离子的水解离子方程式在中学阶段只要求一步书写到底，如Fe3＋、Cu2＋的水解离子方程式分别为：________________，______________________。
(4)弱酸弱碱盐中的弱离子的水解相互促进，水解彻底的用“ ”，不彻底的仍用“??”。如Al3＋与 相互促进时水解较完全，则其水解离子方程式为：Al3＋＋3 Al(OH)3↓＋3CO2↑；而NH与CH3COO－虽相互促进但仍可大量共存，其水解离子方程式为：NH+＋CH3COO－＋H2O?NH3·H2O＋CH3COOH。(3)Fe3＋＋3H2O? Fe(OH)3＋3H＋　Cu2＋＋2H2O??Cu(OH)2＋2H＋3．盐类水解平衡及其影响因素
(1)盐类水解平衡和化学平衡、电离平衡一样，具备平衡的特征，如v正＝v逆等，若改变条件，水解平衡就会发生移动，遵循勒·夏特列原理。
(2)影响盐类水解的因素：主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸(或阳离子所对应的碱)越________其水解程度就越________；此外还受外界条件的影响。
①温度：盐类的水解是________热反应，因此升高温度，水解程度________。
②浓度：加水稀释时可以促进盐的水解且盐的浓度越小，其水解程度越________。
③外加酸、碱：对于 ＋H2O?? ＋OH－而言，加入碱抑制水解；加入酸则可促进水解。弱 大 吸 增大 大 填写以下空白：CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－(正反应吸热)。答案：4.盐类水解的应用
(1)配制某些物质的水溶液时加相应酸及碱的原因。(2)比较溶液中离子浓度的大小及判断离子能否大量共存。(3)判断溶液的酸、碱性。(4)热的纯碱溶液去污能力强。弱电解质的电离平衡 1．弱电解质在水溶液中电离的特点
(1)弱电解质难电离
弱电解质分子里原子之间的共价键键能较大，原子之间相互结合得比较牢固，所以只能部分电离。
(2)可逆性
弱电解质溶于水后，在水分子的作用下，弱电解质分子电离出离子，同时离子又可以重新结合成分子。因此，弱电解质的电离过程是可逆的，如：CH3COOH ? CH3COO－＋ H＋。
(3)能量变化
弱电解质分子电离成离子的过程是吸热过程，离子之间相互结合成弱电解质分子的过程是放热过程。2．弱电解质的电离平衡
(1)弱电解质的电离平衡指的是在一定条件(如温度、压强)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，电离过程就达到了平衡状态。
弱电解质的电离平衡的建立可用下图表示：例如弱酸(设分子式为HA)和弱碱(设分子式为BOH)的电离过程。
①电离方程式：HA??H＋＋A－，BOH? ?B＋＋OH－。
②HA电离过程中各粒子浓度的变化。(2)电离平衡与化学平衡相似，也具有“逆”“等”“动” “定” “变”等特点。电离平衡 (3)探究影响电离平衡的条件
①内因：电解质本身的性质，决定了弱电解质在水中达到电离平衡时电离程度的大小。
②外因
a．温度：由于弱电解质的电离是吸热的，因此升高温度，电离平衡将向电离方向移动，其电离程度将增大。b．浓度：同一弱电解质，增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离方向移动，但电解质的电离程度减小，稀释溶液时，电离平衡将向电离方向移动，且电解质的电离程度增大。
c．加入试剂：增大与弱电解质电离出的相同离子的浓度(如在CH3COOH溶液中加入CH3COONa固体，增大了[CH3COO－])，电离平衡将向离子结合成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的电离程度将减小；)减小弱电解质电离出的离子的浓度(如在CH3COOH溶液中加NaOH固体，因H＋与OH－反应生成H2O，使[H＋]减小)，电离平衡将向电离方向移动，弱电解质的电离程度将增大。 欲使醋酸溶液中的CH3COO－浓度增大，且不放出气体，可向醋酸中加入少量固体(　　)
A．NaOH　　　　　　　　B．NaHCO3
C．CH3COOK D．Mg
解析：A项由于加入NaOH会减少H＋的物质的量，使平衡向右移动；C项由于加入CH3COOK会增加CH3COO－的物质的量，故A、C均可以。B项中加入NaHCO3会降低H＋的物质的量浓度，使平衡右移，但产生了CO2；D项中加入Mg会降低H＋的物质的量浓度，使平衡右移，但产生了H2，故B和D错误。
答案：AC电离平衡常数 1．概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中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，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示(酸用Ka表示，碱用Kb表示)。
2．表示方法：AB??A＋＋B－　K＝3．电离平衡常数的意义
(1)电离常数数值的大小，可以估算弱电解质电离的趋势。Ka值越大，电离程度越大，酸性越强。如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
(2)多元弱酸溶液中的离子浓度比较依据
如H3PO4三步电离，第一步最强(Ka1＝7.5×10－3 mol·L－1)，第二步较弱(Ka2＝6.2×10－8 mol·L－1)，第三步最弱(Ka3＝4.5×10－13mol·L－1)。则有[H＋]>[ ]>[ ] > [ ]。　 在25℃时，0.1 mol·L－1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，它们的电离平衡常数分别为4.6×10－4、1.8×10－4、4.9×10－10、Ka1＝4.3×10－7和Ka2＝5.6×10－11，其中氢离子浓度最小的是(　　)
A．HNO2　　　　　B．HCOOH
C．HCN D．H2CO3
解析：电离平衡常数大小可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，K(多元弱酸则比较Ka1)越小，其电离程度越小，[H＋]越小，题中4.9×10－10最小，则HCN酸性最弱，[H＋]最小。
答案：C 已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：
NaCN＋HNO2 HCN＋NaNO2；
NaCN＋HF HCN＋NaF；
NaNO2＋HF HNO2＋NaF。
由此可判断下列叙述中不正确的是(　　)
A．K(HF)＝7.2×10－4
B．K(HNO2)＝4.9×10－10
C．根据两个反应即可得出结论
D．K(HCN)HNO2>HCN；由此可判断：K(HF)>K(HNO2)>K(HCN)，其对应数据依次为：
K(HF)＝7.2×10－4
K(HNO2)＝4.6×10－4
K(HCN)＝4.9×10－10
答案：B探究电离度 1．定义：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数(包括已电离的和未电离的)的百分率，称为电离度，通常用α表示。
2．表达式：α＝ ×100%
3．意义：(1)电离度实质上是一种平衡转化率。表示弱电解质在水中的电离程度。
(2)温度和浓度相同时，不同弱电解质的电离度是不同的，α越大，表示酸类的酸性越强。
(3)同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度越大。 25℃时，在0.5 L 0.2 mol·L－1的HA溶液中，有0.01 mol的HA电离成离子。求该温度下的电离常数和电离度。解析：由题意可得如下“电离平衡模式”：
　　　　　　　　　 HA??　H＋　＋　A－
起始物质的量/mol　　0.5×0.2　　0　　　　0
已电离的物质的量/mol　0.01　　0.01　　　0.01
平衡时的物质的量/mol　0.09　　0.01　　　0.01
该溶液中含H＋和A－的物质的量浓度为：[H＋]＝[A－]＝0.01 mol/0.5 L＝0.02 mol·L－1。HA分子的平衡浓度为：[HA]＝0.09 mol/0.5 L＝0.18 mol·L－1。
故HA的电离平衡常数为：探究盐类水解的实质、类型和规律 1．盐类水解的定义
在溶液中盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应叫做盐类水解。
2．盐类水解的实质
在溶液中，由于盐电离出的离子与水电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向电离的方向移动，显示出不同程度的酸性、碱性或中性。
盐的水解可看作酸碱中和反应的逆过程，为吸热过程。
盐＋水 酸＋碱(正反应吸热)3．盐类水解的类型和规律
判断盐类能否水解及水解后溶液的酸碱性要看组成盐的离子所对应的酸或碱的相对强弱，其水解的规律是：
有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。
举例(具体分析如下表)：小结：①弱酸弱碱盐也能水解，如CH3COONH4、(NH4)2S，水解程度较NH4Cl、CH3COONa大，溶液中存在水解平衡，但不能水解完全。水解后溶液的酸、碱性由水解所生成的酸、碱的相对强弱决定(比较电离常数大小)，如CH3COONH4溶液pH＝7。
②酸式盐溶液是显酸性还是显碱性，要看其电离和水解的相对强弱。若电离能力比水解能力强(如NaHSO3、NaH2PO4)，则水溶液呈酸性，NaHSO4只电离不水解也显酸性。若水解能力超过电离能力(如NaHCO3、Na2HPO4、NaHS)，则水溶液显碱性。
4．盐类水解离子方程式的书写技巧
(1)盐类的水解的离子方程式一般应用“??”连接，并且水解生成的弱电解质即使是难溶或易挥发不稳定的物质也应写其化学式，且不标“↑”“↓”等状态符号。(2)多元弱酸根离子水解的离子方程式应分步书写，水解是以第一步水解为主，如 水解的离子方程式为：
＋H2O?? ＋OH－(主要)
＋H2O??H2CO3＋OH－(次要)
若写成 ＋2H2O??H2CO3＋2OH－或 ＋H2O??CO2＋2OH－等，则都是错误的。
(3)多元弱碱的阳离子水解应也是分步进行的，中学阶段只要求一步写到底即可。值得注意的是，其最终生成的弱碱即使是难溶物也不标“↓”等状态符号，因其水解生成的量极少，不会生成沉淀(但可形成胶体)，如Al3＋水解的离子方程式常写成：Al3＋＋3H2O??Al(OH)3(胶体)＋3H＋。(4)弱酸、弱碱盐中阴、阳离子相互促进水解。如 与 S2－、 、 、CH3COO－等虽然相互促进，仍是部分水解。
＋CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋NH3·H2O
(5)盐类水解的离子方程式同样遵循质量守恒定律和电荷守恒规律。
(6)要将盐的电离方程式与盐类水解的离子方程式区别开来。如HS－＋H2O??S2－＋H3O＋是HS－的电离方程式，而HS－＋H2O??H2S＋OH－是HS－水解的离子方程式。　 关于FeCl3水解的说法错误的是(　　)
A．稀FeCl3溶液水解达到平衡时无论加FeCl3的饱和溶液还是加水稀释，平衡均向正反应方向移动
B．浓度为5 mol·L－1和0.5 mol·L－1的两种FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋水解程度前者比后者低
C．有50℃和20℃的同浓度的FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋的水解程度前者比后者低
D．为抑制Fe3＋水解，较好地保存FeCl3溶液，应加入少量HCl解析：解本题时应依据平衡移动的原理，从影响盐类水解的因素入手，抓住盐类水解主要受浓度、温度等因素的影响。A项，加FeCl3饱和溶液或稀释FeCl3溶液均使Fe3＋＋3H2O?? Fe(OH)3＋3H＋的平衡正向移动，故A项正确。B项中FeCl3的浓度越大，其水解程度越小，所以B项也正确。C项中水解是中和反应的逆过程，即水解反应是吸热过程，故温度越高，Fe3＋的水解程度越大，故C项错误。FeCl3水解呈酸性，故加入HCl能抑制FeCl3的水解，可以较好地保存FeCl3溶液，故D项正确。
答案：C影响盐类水解平衡的因素 1．盐类水解平衡
当水解速率与中和反应速率相等时，处于水解平衡状态。若改变条件，水解平衡就会发生移动，遵循勒·夏特列原理。
2．实验探究——水解平衡的移动
对教材中“活动·探究”的解释(P97)CH3COONa和NH4Cl溶液中的水解平衡在下列情况下的移动情况及水解程度变化如表：3.实验结论——影响盐类水解平衡的因素
主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱(或阳离子对应的碱越弱)，水解程度就越大。另外还受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。
(1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。
(2)浓度：稀释盐溶液，可以促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大。
(3)外加酸碱：外加酸碱能促进或抑制盐的水解。例如水解呈酸性的盐溶液，若加入碱，就会中和溶液中的H＋，使平衡向水解方向移动而促进水解，若加酸则抑制水解。
下面具体分析不同条件对FeCl3和CH3COONa水解平衡的影响情况。a．Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋(正反应吸热)b.CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－(正反应为吸热反应) (1)欲使Na2S(aq)中N(Na＋)∶N(S2－)接近2∶1，应加入适量________。
(2)配制FeSO4(aq)时，常加入少量Fe粉，目的是________；常加入少量H2SO4，目的是______________。解析：(1)Na2S(aq)中存在S2－的水解反应：
S2－＋H2O ??HS－＋OH－
HS－＋H2O? ?H2S＋OH－
加入少量NaOH，加入了Na＋，同时使上述平衡左移，因此可使N(Na＋)∶N(S2－)＝2∶1。
(2)FeSO4(aq)中，Fe2＋易被空气氧化为Fe3＋：
12Fe2＋＋3O2＋6H2O 8Fe3＋＋4Fe(OH)3↓这样，加入Fe粉，可使Fe3＋转化为Fe2＋：2Fe3＋＋Fe 3Fe2＋，加入H2SO4可防止Fe(OH)3沉淀的生成。同时FeSO4又能发生水解反应：Fe2＋＋2H2O?? Fe(OH)2＋2H＋，加入H2SO4可抑制Fe2＋的水解。
答案：(1)NaOH(s)[或浓NaOH(aq)]　(2)使氧化生成的Fe3＋转化为Fe2＋　反应掉氧化生成的Fe(OH)3、抑制Fe2＋的水解
点评：关于加入H2SO4的作用，多数认识不到防止生成Fe(OH)3沉淀，究其根本原因是对Fe2＋的氧化过程认识不清所致，Fe2＋(aq)的氧化反应是测试题中多次涉及的反应，应该掌握这个变化过程，即：
12FeSO4＋3O2＋6H2O 4Fe2(SO4)3＋4Fe(OH)3↓。盐类水解的应用 1．判断(比较)溶液的酸、碱性
(1)判断如Na2CO3、CuSO4、NaCl等溶液的酸、碱性。
(2)比较如相同条件下相同浓度的NH4Cl、Na2CO3、NaCl、NaClO等pH的相对大小(利用了越弱越水解的原理)。
2．某些水溶液的配制与保存
如SnCl2溶液、FeCl3溶液配制时加盐酸的目的及Na2CO3溶液不能盛放在带玻璃塞子的试剂瓶中的原因。
3．解释有关盐的化学反应
如分析Mg和NH4Cl溶液、Mg和FeCl3溶液反应时要考虑盐类的水解。4．日常生活、生产中化学现象的解释
(1)明矾为什么能净水？
(2)FeCl3溶液制备时加入盐酸的原因。
(3)草木灰和铵盐不能混用。
(4)泡沫灭火器的反应原理。
(5)热纯碱去污效果好的原因。
5．判断离子共存
(1)先看能否发生复分解反应：生成沉淀、气体、弱电解质或彻底双水解。
(2)再看能否发生氧化还原反应：强氧化性离子和强还原性离子、介质条件。6．比较溶液中离子浓度的大小(要抓住“一弱三守恒”)
“一弱”是指发生了水解反应的离子占少数，“三守恒”是指：元素、电荷、质子守恒。
(1)不等关系：如NH4Cl：NH4Cl NH＋Cl－，H2O? ?H＋＋OH－。如果不考虑水解因素，则[ ]＝[Cl－]>[H＋]＝[OH－]，实际情况是有少量 水解变为NH3·H2O而使 的浓度略微减小，并使溶液呈酸性，最终结果是[Cl－]>[ ] >[H＋]>[OH－]。
(2)等量关系如Na2CO3溶液7．加热浓缩或灼烧盐溶液时剩余物质的判断(分5种情况加以分析)
(1)CuCl2：CuCl2＋2H2O??Cu(OH)2＋2HCl
升高温度，平衡右移，水解产物——Cu(OH)2和HCl的浓度都增大；浓度大到一定程度，前者沉淀而后者变为气体都离开水溶液体系，使平衡持续右移，最后蒸干得到Cu(OH)2，灼烧时Cu(OH)2分解变为CuO。
(2)Fe2(SO4)3：Fe2(SO4)3＋6H2O??2Fe(OH)3＋3H2SO4
升高温度，平衡右移，水解产物浓度增大；浓度大到一定程度，Fe(OH)3可能会沉淀而H2SO4则留在溶液中；当H2SO4浓度大到一定程度后，平衡就不再右移，此时H2O蒸发，平衡再左移，最后得到Fe2(SO4)3固体，灼烧不发生变化。(3)Na2CO3：Na2CO3＋H2O??NaHCO3＋NaOH
升高温度，平衡右移，水解产物的浓度都增大，因两种产物都不能离开水溶液体系，当其浓度增大到一定程度后，水蒸发，平衡左移，最后余下的固体为Na2CO3，灼烧不发生变化。
(4)(NH4)2S：(NH4)2S＋2H2O??2NH3·H2O＋H2S
升高温度，平衡右移，两种产物的浓度都增大；增大到一定程度，H2S挥发，NH3·H2O分解放出NH3，使平衡持续右移；蒸干到最后不存在任何物质了。
(5)NaHCO3：NaHCO3＋H2O??H2CO3＋NaOH升高温度，平衡右移，两种水解产物的浓度都增大；增大到一定程度，H2CO3部分分解放出CO2，使H2CO3浓度降低，平衡继续右移；NaOH浓度增大到一定程度，水分蒸发，平衡左移，但由于部分CO2逸出，所以NaOH不可能全部转化，NaOH与剩余的NaHCO3反应生成Na2CO3，这样继续进行，NaHCO3会全部转化为Na2CO3。8．利用盐的水解可以除杂质
如除去MgCl2酸性溶液中的FeCl3，可以加入MgO或Mg(OH)2，促进FeCl3水解，使FeCl3转化为Fe(OH)3而除去。 为了同时对某农作物施用分别含有N、P、K三种元素的化肥，对于给定的化肥：① K2CO3、 ② KCl、③ Ca(H2PO4)2、④ (NH4)2SO4、⑤ 氨水，最适合的组合是(　　)
A．① ③ ④ B．② ③ ④
C．① ③ ⑤ D．② ③ ⑤解析：农作物吸收的是易溶的氮、磷、钾的某种可溶性离子形式，因此要保证它们的组合不能导致营养成分的缺失，K2CO3水解呈碱性， ＋H2O? ? ＋OH－，铵态氮肥中的NH遇OH－逸出NH3使氮元素损失，造成肥效降低： ＋OH－ NH3↑＋H2O；OH－与 作用生成的 与Ca2＋反应生成Ca3(PO4)2沉淀，不能被农作物吸收；氨水电离出的OH－也会发生上述反应生成不溶性Ca3(PO4)2。
答案：B1．将1 mol冰醋酸加入到一定量的蒸馏水中最终得到1 L溶液。下列各项中，表征已达到电离平衡状态的是(　　)
A．醋酸的浓度达到1 mol·L－1
B．H＋的浓度达到0.5 mol·L－1
C．醋酸的浓度、醋酸根离子的浓度、H＋的浓度均为0.5 mol·L
D．醋酸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解析：电离平衡状态与化学平衡状态的判断依据是类似的，其一是可逆过程的正、逆反应速率相等，其二是各种反应混合物的质量、体积、浓度等都保持定值不发生变化。
在反应开始时c(CH3COOH)＝1 mol·L－1，当醋酸、H＋、CH3COO－的浓度不再变化时(但此时三者的浓度不一定是0.5 mol·L－1)，醋酸的电离达到平衡状态，故A、B、C均错。依据平衡状态的第一个标志即正逆反应速率相等，可知D项正确。
答案：D2．硝酸亚铁溶液中存在的主要平衡关系是Fe2＋＋H2O? ?Fe(OH)＋＋H＋，若加入HCl，则溶液颜色的主要变化是(　　)
A．变黄　　　　　　　B．变浅
C．绿色加深 D．无明显变化解析：原溶液中存在 和Fe2＋，当加入HCl后，溶液中便同时存在着 和H＋，两者相当于稀HNO3，具有强氧化性，而Fe2＋具有强还原性，立即会发生氧化还原反应生成Fe3＋，溶液的颜色会变黄。
答案：A祝您学业有成课件37张PPT。第3节　沉淀溶解平衡 物质在水溶液中的行为自然界中有许多神奇的景观，其中溶洞景观就是一绝，石灰石岩层在经历了数万年的岁月侵蚀之后，会形成各种奇形异状的溶洞(见下图)，溶洞里的石笋、石柱，千奇百怪，引人入胜，你一定会惊叹大自然的妙笔神工。在惊叹自然界美丽之余，你也一定会疑问：如此坚硬的石头怎么会溶成一个大洞呢？溶洞里造型奇特的石柱、石笋又是怎样形成的呢？一、沉淀溶解平衡
1．不同的电解质在水中的________差别很大，习惯上将溶解度小于________的电解质称为难溶电解质。
2．在有AgCl沉淀生成的溶液中存在着如下平衡：________。上述平衡存在两个过程：一方面，在水分子的作用下，少量的________和________脱离AgCl表面进入水中；另一方面________和________受AgCl表面________的吸引，回到AgCl表面析出。在一定温度下，当________的速率与________的速率相等时，形成________，达到平衡状态。人们把这种平衡称为沉淀溶解平衡。一、1.溶解性　0.01 g
2．AgCl(s)?? Ag＋（aq）＋Cl－(aq)　Ag＋　Cl－　溶液中Ag＋　Cl－　阴阳离子　沉淀溶解　沉淀生成　AgCl饱和溶液3．描述难溶电解质在水中的沉淀溶解平衡的平衡常数称为________或简称________，用________表示。
4．一定________下，Ksp为一常数。难溶电解质的Ksp的大小反映了难溶电解质在水中的________。
二、沉淀溶解平衡的应用
1．沉淀溶解平衡是一个________平衡，当条件发生改变时，平衡也会相应地发生________。
2．如果误食可溶性钡盐，造成钡中毒，应尽快用_________________________________给患者洗胃。3．溶度积常数　溶度积　Ksp
4．温度　溶解能力
二、1.动态　移动 2．Na2SO4溶液3．精制食盐水时，可加入适量的________除去氯化钠溶液中的镁离子。
4．除去CuSO4溶液中的少量铁离子，可向溶液中加入________或________调节溶液的pH至3～4，铁离子即可转化为氢氧化铁除去。
5．20世纪50年代，流行病学研究发现________具有防治龋齿的作用。含氟牙膏的重要功能之一是防治________。
6．当糖粘在牙齿上后，在酶的作用下产生了一种有机弱酸——________，而________是造成龋齿的主要原因。3．NaOH溶液
4．Cu(OH)2　Cu2(OH)2CO3
5．氟化物　龋齿
6．乳酸　乳酸7．AgNO3溶液和NaCl溶液反应，生成________沉淀。当向体系中滴加KI溶液时，溶液中的________和________结合生成了更难溶解的________，由于________减小，促进了AgCl的溶解，最终AgCl全部转化为________。
8．重晶石是制备钡化合物的重要原料，但________不溶于酸，若用________处理即可转化为易溶于酸的BaCO3。总反应的离子方程式为________。7．AgCl　Ag＋　I－　AgI　c(Ag＋)　AgI
8．BaSO4　饱和Na2CO3溶液　BaSO4＋ ?? BaCO3＋ 沉淀溶解平衡与溶度积 1．探究物质的溶解性
电解质在水中的溶解度，有的很大，有的很小。
在20℃时溶解性与溶解度的关系如表：

说明：物质在水中“溶”与“不溶”是相对的，“不溶”是指难溶，没有绝对不溶的物质。
2．难溶物的转化
(1)实验：水垢成分，污水处理加固体FeS。
①水垢成分是CaCO3和Mg(OH)2Ca(HCO3)2 CaCO3↓＋CO2↑＋H2O
Mg(HCO3)2 MgCO3↓＋CO2↑＋H2O
而水垢中Mg(OH)2的形成可以用以下化学方程式或离子方程式来表示：
Mg(HCO3)2 MgCO3↓＋H2O＋CO2↑
MgCO3??Mg2＋＋
＋H2O?? ＋OH－
Mg2＋＋2OH－? ?Mg(OH)2↓
MgCO3转化为Mg(OH)2的过程涉及到盐的水解。
MgCO3的溶解性大于Mg(OH)2。
MgCO3＋H2O Mg(OH)2＋CO2↑②污水中的Cu2＋、Hg2＋、Pb2＋等重金属离子要用FeS固体除去，加入FeS后，发生的离子反应有：
Cu2＋(aq)＋FeS(s) CuS(s)＋Fe2＋(aq)
Hg2＋(aq)＋FeS(s) HgS(s)＋Fe2＋(aq)
Pb2＋(aq)＋FeS(s) PbS(s)＋Fe2＋(aq)
(2)在溶液中，沉淀向溶解性更小的物质转化。
结论：难溶物之间是可以转化的。
3．难溶电解质的含义：像CaCO3、FeS、Mg(OH)2等物质是盐或碱，因而属于电解质，却因其在水中的溶解度不大，是难溶的电解质。但在水中也会建立一种溶解平衡。4．实验探究PbI2固体的溶解平衡
见下表：5.沉淀溶解平衡的建立
以PbI2沉淀溶解为例。从固体PbI2溶于水时所发生的过程分析有两个方面，一方面是在水分子的作用下，部分Pb2＋和I－离开固体表面进入溶液，同时另一方面进入溶液中的Pb2＋和I－又会在固体表面沉积下来，当这两个过程的速率相等时，Pb2＋和I－的沉积与PbI2固体的溶解达到平衡状态，固体的量不再减少，从而得到PbI2的饱和溶液。此时PbI2沉淀溶解的速率和Pb2＋与I－结合成沉淀的速率相等，Pb2＋与I－的浓度不再变化，即建立下列动态平衡：
PbI2(s) Pb2＋(aq)＋2I－(aq)
6．溶度积
(1)含义：在一定的温度下，难溶电解质的饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常数叫做溶度积常数或溶度积。(2)符号：Ksp
(3)表达式：[以PbI2(s)? Pb2＋(aq)＋2I－(aq)为例来表示]Ksp＝[Pb2＋][I－]2
(4)影响因素：Ksp只与难溶电解质的性质、温度有关，而与沉淀的量无关，并且溶液中的离子浓度的变化只能使平衡移动，并不改变溶度积。
(5)意义：①Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。当化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，Ksp数值越大的难溶电解质在水中的溶解性越大。②可以利用Ksp来计算饱和溶液中某种离子的浓度。
注意：(1)对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶电解质，不能直接比较Ksp的大小来确定其溶解能力的大小，需转化为溶解度。
(2)溶液中的各离子浓度的变化只能使沉淀溶解平衡移动，并不改变溶度积。7．沉淀溶解平衡的影响因素
(1)沉淀溶解平衡是众多平衡中的一种，具有化学平衡的特征。
(2)影响沉淀溶解平衡的因素
内因：难溶电解质本身的性质。
外因：①浓度：加水冲稀，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，但Ksp不变。
②温度：升高温度，沉淀溶解平衡向吸热的方向移动，同时Ksp变化。
③同离子效应：向沉淀溶解平衡体系中，加入相同的离子，使平衡向沉淀方向移动，但Ksp不变。
④其他：向沉淀溶解平衡体系中，加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或气体的离子，使平衡向溶解的方向移动，Ksp不变。 下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是(　　)
A．反应开始时，溶液中各离子浓度相等
B．沉淀溶解达到平衡时，沉淀的速率和溶解的速率相等
C．沉淀溶解达到平衡时，溶液中溶质的离子浓度相等，且保持不变
D．沉淀溶解达到平衡时，如果再加入难溶性的该沉淀物，将促进溶解解析：本题考查了沉淀溶解平衡的建立与特征。A项，反应开始时，各离子的浓度没有必然的关系。B项正确。C项，沉淀溶解达到平衡时，溶液中溶质的离子浓度保持不变，但不一定相等。D项，沉淀溶解达到平衡时，如果再加入难溶性的该沉淀物，由于固体的浓度为常数，故平衡不发生移动。
答案：B
点评：沉淀溶解平衡是平衡的一种，平衡移动原理仍适于该平衡体系。在学习该部分知识时，要注重平衡移动原理对该部分知识的指导作用。 对于难溶盐MX，其饱和溶液中M＋和X－的物质的量浓度之间的关系类似于[H＋][OH－]＝Kw，存在等式[M＋][X－]＝Ksp。现将足量的AgCl分别放入下列物质中，AgCl的溶解度由大到小的排列顺序是(　　)
①20 mL 0.01 mol·L－1 KCl溶液
②30 mL 0.02 mol·L－1 CaCl2溶液
③40 mL 0.03 mol·L－1 HCl溶液
④10 mL蒸馏水
⑤50 mL 0.05 mol·L－1 AgNO3溶液A．①>②>③>④>⑤
B．④>①>③>②>⑤
C．⑤>④>②>①>③
D．④>③>⑤>②>① 解析：AgCl(s)??Ag＋＋Cl－，由于[Ag＋][Cl－]＝Ksp，[Cl－]或[Ag＋]越大，越能抑制AgCl的溶解，AgCl的溶解度就越小。注意AgCl的溶解度大小只与溶液中Ag＋或Cl－的浓度有关，而与溶液体积无关。①中[Cl－]＝0.01 mol·L－1，②中[Cl－]＝0.04 mol·L－1，③中[Cl－]＝0.03 mol·L－1，④中[Cl－]＝0 mol·L－1，⑤中[Ag＋]＝0.05 mol·L－1。Ag＋或Cl－浓度由小到大的顺序为④<①<③<②<⑤，故AgCl的溶解度由大到小的排列顺序为④>①>③>②>⑤。
答案：B
沉淀溶解平衡的应用——沉淀的溶解与生成 由于沉淀的溶解平衡也是动态平衡，因此可以改变条件使平衡发生移动——溶液中的离子转化为沉淀，或沉淀转化为溶液中的离子。
1．利用难溶电解质达到沉淀平衡时(温度一定)，各离子浓度的系数次方的乘积是个常数(Ksp)，利用Ksp计算溶液中某种离子的浓度。即已知某种难溶盐的Ksp，利用Ksp的表达式，可以求出溶液中相关离子的浓度。
2．判断沉淀生成与否的方法——比较溶度积与浓度商的大小。
通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积——浓度商Qc的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解：Qc>Ksp溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。
Qc＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。
Qc说明：①溶度积和溶解度的值都可用来表示物质的溶解能力。
②用溶度积直接比较时，物质的类型必须相同。
3．沉淀的溶解
根据平衡移动原理，对于水中难溶的电解质，如果能不断地移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。
难溶于水的CaCO3沉淀可以溶于盐酸中。CaCO3(s)?? (aq)＋Ca2＋(aq)
H＋
　 H2CO3 H2O＋CO2↑
说明：(1)上述反应中CO2气体的生成和逸出使CaCO3溶解平衡体系中的CO浓度不断减小，平衡向沉淀溶解的方向移动。
(2)当盐酸的量足够时，CaCO3就可以完全溶解。
(3)难溶电解质FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2也可溶于强酸，其反应的方程式如下：
FeS＋2H＋ Fe2＋＋H2S↑
Al(OH)3＋3H＋ Al3＋＋3H2O
Ca(OH)2＋2H＋ Ca2＋＋2H2O
除了酸可以溶解难溶电解质外，某些盐溶液也可用来溶解沉淀。沉淀的转化 1．硫化锌是一种难溶于水的白色固体，硫化铜为难溶于水的黑色固体，它们在水中分别存在如下沉淀溶解平衡：
ZnS(s)??Zn2＋(aq)＋S2－(aq)
Ksp＝1.6×10－24 mol2·L－2
CuS(s)??Cu2＋(aq)＋S2－(aq)
Ksp＝6.3×10－36 mol2·L－2
ZnS与CuS的阴、阳离子个数比相同，因此可以用Ksp比较它们的溶解能力。由于Ksp(CuS)?Ksp(ZnS)，所以CuS的溶解能力要比ZnS差很多。当向ZnS固体中加入CuSO4溶液时，对于CuS，Qc>Ksp，因此ZnS电离生成的S2－可与Cu2＋结合生成更难溶的CuS，并促进ZnS的沉淀溶解平衡向沉淀溶解的方向移动，结果使ZnS沉淀逐渐转化为CuS沉淀，总反应为：ZnS(s)＋Cu2＋(aq)
CuS(s)＋Zn2＋(aq)。2．FeS固体在水中存在如下平衡：FeS(s)??Fe2＋(aq)＋S2－(aq)，Ksp＝6.3×10－18 mol2·L－2，与FeS的Ksp对比可知，CuS、HgS、PbS等重金属离子的硫化物的溶解能力更小。将FeS固体投入到含Cu2＋、Hg2＋、Pb2＋等重金属离子的废水中，FeS溶解生成的S2－可以和这些离子结合生成更难溶的硫化物沉淀(对于这些硫化物而言，Q>Ksp)，以达到除去这些离子的目的。以Hg2＋为例，沉淀转化反应为：FeS(s)＋Hg2＋(aq) HgS(s)＋Fe2＋(aq)。
小结：沉淀的转化是一种难溶电解质转化为另一种难溶电解质的过程，沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。 为了除去MgCl2溶液中的FeCl3，可在加热搅拌的条件下加入的一种试剂是(　　)
A．NaOH　　B．Na2CO3　　C．氨水　　D．MgO
解析：要除FeCl3，实际上是除去Fe3＋。除Fe3＋的方法是加入某物质使之成为沉淀，过滤即可。同时该题巧妙运用了Fe(OH)3的溶解度小于Mg(OH)2的溶解度，从而可以使Fe3＋沉淀，而不致使Mg2＋转化为沉淀而析出。
答案：D 难溶电解质在水溶液中存在着电离平衡。在常温下，溶液里各种离子的浓度以它们化学计量数为方次的乘积是一个常数，叫溶度积常数(Ksp)。例如：Cu(OH)2??Cu2＋＋2OH－，Ksp＝[Cu2＋][OH－]2＝2×10－20 mol3·L－3。当溶液中各种离子的浓度方次的乘积大于溶度积时，则产生沉淀，反之固体溶解。
(1)某CuSO4溶液里[Cu2＋]＝0.02 mol·L－1，如要生成Cu(OH)2沉淀，应调整溶液的pH，使之大于________。
(2)要使0.2 mol·L－1 CuSO4溶液中Cu2＋沉淀较为完全(使Cu2＋浓度降至原来的千分之一)，则应向溶液里加入NaOH溶液，使溶液的pH为________。影响沉淀溶解平衡的因素 1．内因
难溶性电解质本身的性质。
2．外因
(1)浓度：加水冲稀，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，但Ksp不变。
(2)温度：多数难溶性电解质溶解于水是吸热的，所以升高温度，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，同时Ksp变大。
(3)同离子效应：向沉淀溶解平衡体系中，加入相同的离子，使平衡向沉淀方向移动，但Ksp不变。(4)其他：向沉淀溶解平衡体系中，加入可与体系中某些离子反应生成更难溶的物质或气体的离子，使平衡向溶解的方向移动，Ksp不变。
注意：一定温度下，当改变难溶电解质溶液中对应的离子浓度大小时，使溶解平衡移动，该难溶电解质的溶解度可能会发生变化，但不能改变该难溶电解质的溶度积Ksp。 Al(OH)3为两性氢氧化物，在水溶液中存在酸式电离和碱式电离两种形式，试根据平衡移动原理，解释下列有关问题。
(1)向Al(OH)3沉淀中加入盐酸，沉淀溶解，其原因是________________________，有关离子方程式是________________________。
(2)向Al(OH)3沉淀中加入苛性钠溶液，沉淀溶解，其原因是________，有关离子方程式是________________________________________________。答案：(1)Al(OH)3的碱式电离为Al(OH)3??Al3＋＋3OH－，加入酸溶液，由于H＋与Al(OH)3电离出来的少量OH－中和生成水，使Al(OH)3的电离平衡向正反应方向移动　Al(OH)3＋3H＋ Al3＋＋3H2O
(2)Al(OH)3的酸式电离为Al(OH)3＋H2O??H＋＋[Al(OH)4]－，当向Al(OH)3沉淀中加入碱溶液时，OH－与H＋反应生成水，Al(OH)3的酸式电离平衡向正方向移动　Al(OH)3＋OH－ [Al(OH)4]－
点评：Al(OH)3为两性氢氧化物，在强酸或强碱中都能反应生成盐和水。从而破坏了Al(OH)3的溶解平衡，故Al(OH)3既能溶于酸又能溶于碱。1．已知：25 ℃时，Ksp[Mg(OH)2]＝5.61×10－12，Ksp[MgF2]＝7.42× 10－11 。下列说法正确的是(　　)
A．25 ℃时，饱和Mg(OH)2溶液与饱和MgF2溶液相比，前者的C(Mg2＋)大
B．25 ℃时，在Mg(OH)2的悬浊液加入少量的NH4Cl固体，C(Mg2＋)增大
C．25 ℃时， Mg(OH)2固体在20 mL 0.01 mol·L－1氨水中的Ksp比在20 mL 0.01 mol·L－1 NH4Cl溶液中的Ksp小
D．25 ℃时，在Mg(OH)2的悬浊液加入NaF溶液后，Mg(OH)2不可能转化成为MgF2 解析：A项中，Mg(OH)2的溶度积较小，故其电离出的Mg2＋浓度要小一些，A错；B项中，NH可以结合Mg(OH)2电离出的OH－离子，从而促使Mg(OH)2的电离平衡正向移动，c(Mg2＋)增大，故B正确；C项中，Ksp仅与温度有关，故C错；D项中，由于MgF2的溶度积也比较小，故在Mg(OH)2的悬浊液加入NaF溶液后，由于F－浓度较大，所以可以生成MgF2沉淀，故D不正确。
答案：B2．Cu(OH)2在水中存在着如下沉淀溶解平衡：Cu(OH)2(s)? Cu2＋(aq)＋2OH－(aq)，在常温下，Ksp＝2×10－20 mol3· L－3。某CuSO4溶液中，c(Cu2＋)＝0.02 mol·L－1，在常温下如果要生成Cu(OH)2沉淀，需要向CuSO4溶液中加入碱溶液来调整pH，使溶液的pH大于(　　)
A．2　　　　　　　　　　B．3
C．4 D．5解析：[Cu2＋]·[OH－]2＝Ksp＝2×10－20 mol3·L－3
[OH－]＝ mol·L－1＝1×10－9 mol·L－1，
即pH＝5时，溶液中刚好不能生成Cu(OH)2，pH>5时，即OH－浓度大于1×10－9 mol·L－1就会有Cu(OH)2析出。
答案：D祝您学业有成课件62张PPT。第4节　离子反应 物质在水溶液中的行为 诸葛亮的难题
《三国演义》中有这样一个故事：诸葛亮
第四次释放孟获后，孟获逃至秃龙洞。秃龙大
王便夸口要借用四毒泉消灭汉军。四毒泉中有
一个叫“哑泉”(含硫酸铜)，“人若饮之，则不能
言，不过旬日必死。”不久，汉军先锋王平率数百军士前往探路，由于天气炎热，人马均争先恐后误喝哑泉水。回到大营果然大难临头，军士们个个说不出话来，性命也危在旦夕，诸葛亮却毫无办法。此时，巧遇一老叟，经其指点，汉军众将士及时苦饮万安溪乐泉水(含碱)，终于逐渐转危为安，渡过了难关。
你能借助离子反应帮助诸葛老前辈弄清其中的“奥秘”吗？一、离子反应
1．定义：通常将溶液中________，以及________与________之间发生的反应称为离子反应。
2．离子反应的本质：使溶液中某种或某些离子浓度________。
3．离子反应的类型
(1)________型：此类离子反应能够发生的前提是离子间可相互结合生成溶解度更小的物质；生成挥发性的物质(H2CO3、NH3·H2O等)；生成难电离的物质或难电离的离子(生成了弱酸、弱碱， 、 等)，生成配位离子的反应属于生成难电离离子的反应。一、1.离子之间　离子　原子或分子
2．降低 3．(1)复分解(2)________型：氧化性的离子与还原性的离子因可发生氧化还原反应而使离子的种类发生改变，如：Fe3＋、酸性条件下的ClO－、 、 与I－、S2－、Br－、Fe2＋之间的反应就是此类，如：2Fe3＋＋2I－===2Fe2＋＋I2。
(3)________型：弱酸、弱碱的离子与水分子间发生的离子反应，其实质是生成了更难电离的物质或离子，由于其都是与水反应，所以单独划为一类便于同学们掌握。
如： ＋H2O?? ＋OH－，Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋，2Al3＋＋3 ＋3H2O 2Al(OH)3↓＋3CO2↑。(2)氧化还原　(3)相互促进水解(4)电解池中离子的反应，其原理应该是 ________型，但由于是在电源参与下离子被动发生的氧化还原反应且离子间并不直接发生电子转移，不同于一般的氧化还原型离子反应，特单独分为一类，以便于理解。如电解NaCl溶液：阳极：2Cl－－2e－ Cl2↑，阴极：2H＋＋2e－ H2↑。
(5)配合反应型：一些离子可以在溶液中形成配位离子。如Fe3＋＋SCN－ [Fe(SCN)]2＋。
4．离子反应发生的条件
(1)生成________(或________转化)。
(2)生成________(或弱电解质之间转化)。
(3)生成________(或________物质)。
(4)发生________反应。(4)氧化还原
4．(1)沉淀　沉淀　(2)弱电解质　(3)气体　挥发性　(4)氧化还原5．判断以下离子反应发生的原因5．生成沉淀　沉淀的转化　生成气体　生成弱电解质　氧化还原反应二、离子反应的应用
1．用于物质检验与含量测定
(1)利用离子的________反应检验一些常见离子。
如Cl－、Br－、 、 、 、Al3＋、Ag＋、 、Fe2＋、Cu2＋、Ca2＋、Ba2＋等。
(2)测定溶液中某离子浓度的方法
①沉淀质量法：把所测定离子完全转化为沉淀，然后测沉淀的质量。
②____________________。
③氧化还原滴定法。如：KMnO4滴定H2C2O4溶液二、1.(1)特征　(2)②酸碱中和滴定法原理：______________________________________。
指示剂：KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外选择指示剂，当滴入一滴KMnO4溶液后，溶液由________，且半分钟内不褪色，说明达到滴定终点。
2．用于物质制备与纯化
氯碱工业电解饱和食盐水的化学方程式为________。
3．生活中常见的离子反应
胃舒平(主要成分为氢氧化铝)能消除过多的胃酸，其反应式为_______________________________________。③2KMnO4＋5H2C2O4＋3H2SO4 K2SO4＋2MnSO4＋10CO2↑＋8H2O　无色变为紫色
2．2NaCl＋2H2O 2NaOH＋H2↑＋Cl2↑
3．Al(OH)3＋3HCl AlCl3＋3H2O三、酸碱中和滴定
1．定义：用已知物质的量浓度的________来测定未知物质的量浓度的________的方法。
2．原理：a·c酸·V酸 b·c碱·V碱(a、b分别表示酸和碱的元数)，实质是：H＋＋OH－ H2O，若用标准盐酸去滴定未知浓度的NaOH溶液，则：c碱＝________。
3．酸碱中和滴定的关键
(1)用滴定管准确量取酸液和碱液的体积。
(2)准确判断________(用酸碱指示剂)。三、1.酸(或碱)　碱(或酸)
2.
3．滴定终点4．中和滴定的仪器与药品
仪器：________、________、滴定台(带滴定管夹)、锥形瓶
药品：标准液、待测液、指示剂
5．操作步骤
(1)检漏：滴定管在使用前，应先检验其________。
(2)润洗：在向用蒸馏水洗净的滴定管加入酸或碱溶液以前，分别要用________润洗滴定管2～3次。
(3)装液：分别将酸、碱装入到酸式滴定管和碱式滴定管中，并使液面位于“0”刻度之上。4．酸式滴定管　碱式滴定管
5．(1)是否漏水　(2)酸或碱　(4)赶气泡并调零：在滴定管下放一__________，调节________，使滴定管尖嘴部分________(如滴定管内部有气泡，需先赶出气泡)，以免引起实验误差，并使液面处于“0”刻度或“0”刻度以下的某一刻度，准确读数并记录。
(5)中和滴定：滴定时，左手________、右手________，眼睛观察______________________________。
(6)终点判断：等到________，指示剂变色，且在30 s秒内不恢复原来的颜色，视为滴定终点，读取此时的刻度并记录。
(7)取两次或多次消耗标准溶液体积的平均值，依方程式求待测液的浓度。(4)烧杯　活塞(或玻璃珠)　充满液体　(5)控制滴定管　旋摇锥形瓶　锥形瓶内溶液颜色的变化　(6)加入最后一滴标准液 6．数据处理
按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的
平均值，根据c(NaOH)＝ 计算待测NaOH溶
液的浓度c(NaOH)。
四、离子方程式的书写及正误判断
1．离子方程式的书写步骤
(1)写：写出正确的________。
(2)改：把在溶液中是________的物质改写成离子形式。
(3)删：删去方程式两边________的离子。
(4)查：检查方程式两边是否遵守质量守恒和________守恒，是氧化还原反应的还要保证________守恒。四、1.(1)化学反应方程式　(2)可溶性的强电解质　(3)实际不参加反应 (4)电荷　电子得失2．离子方程式的正误判断
判断一个离子方程式的正确与否，其方法可以概括为“三看四查”。三看：一看反应环境，不在________中进行的反应不能用离子方程式表示；二看物质的溶解性，一般来说生成物的________越小，就越容易发生离子反应；三看反应的可能性，这里指既要看________反应，又要看是否有多个反应可能发生。四查：一查化学符号的书写，主要是看________能不能写成离子形式；二查________号、箭头、气体符号、沉淀符号用得是否正确；三查三个守恒，即质量守恒、________守恒、得失________守恒；四查________离子的比例是否符合化合物的固定组成。2．溶液　溶解度　主要　参加反应的物质　可逆符　电荷　电子　参加反应的3．离子方程式的常见错误例析
(1)违背反应事实，与实际产物不符。如Fe和稀H2SO4反应：2Fe＋6H＋ 2Fe3＋＋3H2↑。
(2)只考虑原子(质量)守恒，忽视电荷守恒，如Cu和AgNO3溶液反应：Cu＋Ag＋ Cu2＋＋Ag。
(3)忽视阴、阳离子均参加反应，如CuSO4溶液与Ba(OH)2溶液反应：Cu2＋＋2OH－ Cu(OH)2↓或Ba2＋＋
BaSO4↓。
(4)忽用简约原则：如稀H2SO4和Ba(OH)2溶液的反应：Ba2＋＋OH－＋H＋＋ BaSO4↓＋H2O。(5)忽视电解质的溶解性和弱电解质的性质，把难溶物质或弱电解质写成离子形式，如CaCO3和醋酸溶液反应写成：
＋2H＋ H2O＋CO2↑。
(6)忽视量的关系，与物质的组成不符，如向FeBr2溶液中通入过量Cl2写成：2Fe2＋＋2Br－＋2Cl2 2Fe3＋＋Br2＋4Cl－；向Ca(OH)2的澄清溶液中加入少量NaHCO3溶液写成：Ca2＋＋2OH－＋2 CaCO3↓＋ ＋2H2O。
(7)忽视物质所处的状态，如石灰乳和盐酸反应写成：OH－＋H＋ H2O。
(8)忽视作为溶剂的水有时也发生了反应，如Na与CuSO4溶液反应写成：2Na＋Cu2＋ Cu＋2Na＋。离子反应发生的条件 1．离子反应的含义及本质的探究
(1)含义：溶液中离子之间，以及离子与原子或分子之间发生的反应统称为离子反应。
(2)本质：是反应物的某些离子浓度的减小。
2．离子反应发生的条件
(1)生成沉淀
两种离子相互混合时往往会迅速反应生成沉淀并且现象很明显，如：Ba2＋与 、Ca2＋与 、Mg2＋与OH－、Ag＋与Cl－、Fe3＋与OH－等，由于以上两种离子相互结合生成相应的BaSO4、CaCO3、Mg(OH)2、AgCl、Fe(OH)3沉淀，使溶液中的上述各种离子的浓度迅速降低，具体的离子反应方程式为：Ba2＋＋ BaSO4↓　白色沉淀
Ca2＋＋ CaCO3↓　白色沉淀
Mg2＋＋2OH－ Mg(OH)2↓　白色沉淀
Ag＋＋Cl－ AgCl↓　白色沉淀
Fe3＋＋3OH－ Fe(OH)3↓　红褐色沉淀
以上各组生成沉淀的反应，常常用于相应离子的检验。
(2)沉淀的转化
实质是由一种难溶电解质在水中溶解生成的离子与其他离子反应生成另一种难溶电解质，使相应离子浓度降低，促进原沉淀继续溶解并转化为新的沉淀。如MgCO3与NaOH溶液反应可转化生成溶解性更小的Mg(OH)2沉淀：MgCO3??Mg2＋＋
　　　　　　＋
2NaOH 2OH－＋2Na＋
　　　　　　??
　　　　 Mg(OH)2
总反应为：MgCO3(s)＋2OH－(aq) Mg(OH)2(s)＋CO(aq)
注意：当相应离子浓度足够大时，生成的微溶物质转变为沉淀。如CaSO4、MgCO3、Ca(OH)2、Ag2SO4等。
(3)生成弱电解质
①生成水：强酸与强碱反应：H＋＋OH－ H2O[生产易溶易电离盐，不表示Ba(OH)2和H2SO4间的反应等]。 反应原因解释：H＋与OH－结合生成了难电离的H2O，使溶液中的H＋与OH－的浓度迅速降低。
②生成弱酸(CH3COOH、HF、HClO等)、弱碱(NH3·H2O)
和 ，符合较强酸制弱酸、较强碱制弱碱。
其离子反应方程式为：③水解反应：弱酸根离子及弱碱的阳离子的水解反应。(4)生成气体
生成气体的离子反应与生成弱电解质的离子反应实质上都是生成了弱电解质，某些弱电解质不稳定会进一步分解生成气体或某些弱电解质，因溶解度较小从溶液中逸出，从而发生有关离子反应。
常涉及到的有：CO2、SO2、H2S、NH3、H2O。如：应用：实验室中常根据以上反应的特点，对某些离子，如NH进行检验。
(5)发生氧化还原反应
常见氧化还原反应的离子反应：
Zn＋2H＋ Zn2＋＋H2↑
Cl2＋2Br－ Br2＋2Cl－
Fe＋Cu2＋ Fe2＋＋Cu
Cu＋2Fe3＋ Cu2＋＋2Fe2＋
Cl2＋2Fe2＋ 2Fe3＋＋2Cl－
5Fe2＋＋ ＋8H＋ 5Fe3＋＋Mn2＋＋4H2O
其次原电池反应、电解池反应是氧化还原反应，有离子参加时，亦为离子反应。
如Cu－Zn原电池：Zn＋2H＋ Zn2＋＋H2↑
电解饱和食盐水：2Cl－＋2H2O 2OH－＋H2↑＋Cl2↑ 下列物质间的反应属于离子反应的有哪些？能用离子方程式表示的写出离子方程式。
(1)NaOH溶液与H2SO4反应。
(2)固体食盐与浓H2SO4反应。
(3)盐酸与石灰石反应。
(4)CaO与CO2反应。
(5)钠与水反应。
(6)澄清石灰水(足量)中通入少量CO2。解析：对初学者来讲要按离子方程式书写的步骤(四步)来写有关离子方程式，应特别注意对难溶、难电离、易挥发物质和单质、氧化物等物质的书写方法(写化学式)，其余用离子形式表示。如：题中第(6)个反应，Ca(OH)2为微溶物，但它在反应物中且浓度很小，所以要用“Ca2＋”“OH－”表示，题中还强调CO2少量即产物为CaCO3而不是Ca(HCO3)2。如果向石灰乳中通CO2发生反应，Ca(OH)2就不能用离子形式表示。答案：上述反应中属于离子反应的有(1)(2)(3)(5)(6)，其中(2)不能用离子方程式表示。
(1)H＋＋OH－ H2O
(3)2H＋＋CaCO3 Ca2＋＋CO2↑＋H2O
(5)2Na＋2H2O 2Na＋＋2OH－＋H2↑
(6)Ca2＋＋2OH－＋CO2 CaCO3↓＋H2O 下列离子方程式中，正确的是(　　)
A．将金属铁放入稀硫酸中：
2Fe＋6H＋ 2Fe3＋＋3H2↑
B．碳酸钡和稀硫酸反应：
BaCO3＋2H＋ Ba2＋＋CO2↑＋H2O
C．向硫酸铜溶液中加入适量氢氧化钡溶液：
Ba2＋＋ BaSO4↓
D．向澄清石灰水中通入过量的CO2：
OH－＋CO2 解析：检查各选项A中不符合反应的实际情况，因为铁和稀硫酸反应生成硫酸亚铁和氢气，正确的离子方程式为Fe＋2H＋ Fe2＋＋H2↑；选项B的错误是忽略了生成物硫酸钡是不溶性物质，碳酸钡和稀硫酸反应的离子方程式应是：BaCO3＋2H＋＋ BaSO4↓＋CO2↑＋H2O；选项C的错误是只注意书写Ba2＋与SO反应，犯了“只顾其一，不顾其二”的过失，应写成：Ba2＋＋2OH－＋Cu2＋＋ BaSO4↓＋Cu(OH)2↓；选项D正确，澄清石灰水中通入过量的CO2后的产物为Ca(HCO3)2。
答案：D离子反应的应用 1．用于物质的检验
离子反应往往会出现一些特征现象，如生成沉淀的颜色、所产生气体的性质及络合物的特征颜色，常用来检验离子的存在。
(1)常见阳离子的检验方法(2)常见阴离子的检验方法2.离子反应还可以用于测定相关离子的浓度
(1)沉淀法：如测定溶液中 的浓度，可以用Ba2＋先将其转化为BaSO4沉淀，再称量沉淀的质量所得。
(2)酸碱中和滴定法：用已知浓度的酸(碱)来测定未知浓度的碱(酸)的方法，利用c酸·V酸＝c碱·V碱。
(3)氧化还原滴定法：如用已知准确浓度的Fe2＋溶液来滴定，定量计算溶液中 的浓度。
3．用于物质制备与纯化
(1)物质的制备
离子反应可以用于制备一些酸、碱、盐、气体等。
如：①Cu(OH)2：Cu2＋＋2OH－ Cu(OH)2↓
②FeSO4：Fe＋2H＋ Fe2＋＋H2↑(用稀H2SO4)③CO2：CaCO3＋2H＋ Ca2＋＋CO2↑＋H2O
④H2S：FeS＋2H＋ Fe2＋＋H2S↑
⑤NaOH和Cl2：2Cl－＋2H2O Cl2↑＋2OH－＋H2↑
(2)物质的纯化
①精制饱和食盐水
粗盐中的主要成分是NaCl，此外还含有泥沙、Ca2＋、Mg2＋、Fe3＋、 杂质，其纯化过程是：其中涉及的离子方程式：
Ba2＋＋ BaSO4↓
Mg2＋＋2OH－ Mg(OH)2↓
Fe3＋＋3OH－ Fe(OH)3↓
Ca2＋＋ CaCO3↓
Ba2＋＋ BaCO3↓
OH－＋H＋ H2O
＋2H＋ CO2↑＋H2O
②除去污水中的重金属离子
用沉淀剂可以使污水中的重金属离子沉淀而除去，达到净水的目的。4．生活中的离子反应
(1)治胃酸过多，服用胃舒平[成分Al(OH)3]，其反应的离子方程式为Al(OH)3＋3H＋ Al3＋＋3H2O。
(2)硬水的形成：自然界中的水中的CO2与岩石中的CaCO3、MgCO3发生反应，生成可溶性的碳酸氢盐而使Ca2＋、Mg2＋进入水中。
CaCO3＋CO2＋H2O Ca2＋＋2
MgCO3＋CO2＋H2O Mg2＋＋2
(3)硬水的软化
硬水的软化是除去Ca2＋、Mg2＋的过程，通常硬水中含有Mg(HCO3)2、Ca(HCO3)2、MgCl2、CaCl2等物质，其软化可用石灰—纯碱法，其过程如下：涉及的离子方程式：
Ca2＋＋ ＋OH－ CaCO3↓＋H2O
Mg2＋＋2 ＋4OH－＋2Ca2＋ Mg(OH)2↓＋2CaCO3↓＋2H2O
Mg2＋＋2OH－ Mg(OH)2↓
Ca2＋＋ CaCO3↓
OH－＋H＋ H2O
＋2H＋ CO2↑＋H2O 下面是对溶液中有无 检验的实验方案：
试评价上述各种方案是否严密？分别说明理由。解析：方案甲：如果试液中含有Ag＋(或Pb2＋、 )而不含 ，当加入BaCl2溶液时同样产生白色沉淀，并且加入稀HNO3后沉淀不溶解，故方案甲不严密(Ag＋等干扰)。方案乙：只有含 的无色透明溶液才会出现此方案的现象，故方案乙严密。
方案丙：如果试液中含有 而不含 ，当加入足量稀HNO3溶液后， 被氧化成 ，再加入Ba(NO3)2试液后出现不溶于稀HNO3的白色沉淀，故方案丙也不严密( 干扰)。
答案：甲方案不能排除Ag＋干扰，丙方案不能排除SO干扰，故均不严密。乙方案严密。 氯碱厂电解饱和食盐水制取NaOH的工艺流程示意图如下：依据上图，完成下列填空：
(1)在电解过程中，与电源正极相连的电极上所发生反应的化学方程式为________。与电源负极相连的电极附近，溶液pH________(填“不变”“升高”或“下降”)。(2)工业食盐含Ca2＋、Mg2＋等杂质。精制过程中发生反应的离子方程式为____________、____________。
(3)如果精盐中 含量较高，必须添加钡试剂除去 ，该钡试剂可以是 ________(填a、b、c)。
a．Ba(OH)2　 b．Ba(NO3)2　 c．BaCl2
(4)为了有效除去Ca2＋、Mg2＋、 ，加入试剂的合理顺序为________(填a、b、c)。
a．先加NaOH，后加Na2CO3，再加钡试剂
b．先加NaOH，后加钡试剂，再加Na2CO3
c．先加钡试剂，后加NaOH，再加Na2CO3
(5)脱盐工序中利用NaOH和NaCl在溶解度上的差异，通过________、冷却、________(填操作名称)除去NaCl。(6)在隔膜法电解食盐水时，电解槽分隔为阴极区和阳极区，防止Cl2与NaOH反应；采取无隔膜电解冷的食盐水时，Cl2与NaOH充分接触，产物仅是NaClO和H2，相应的化学方程式为______________。
解析：第(1)问要熟练运用电解原理，与电源正极相连的电极是电解池的阳极，应是溶液中的Cl－发生氧化反应，而电解池的阴极反应为2H＋＋2e－ H2↑，阴极附近c(H＋)减小，导致水的电离平衡破坏，使周围c(OH－)增大。第(2)问中如何除去Ca2＋、Mg2＋，由题中信息，这步加了NaOH、Na2CO3溶液，根据Ca2＋、Mg2＋的特性，加NaOH是与Mg2＋生成Mg(OH)2沉淀，加Na2CO3是与Ca2＋生成CaCO3沉淀。第(3)问要遵循除杂质不能带进新的杂质的原则，因此Ba(NO3)2不能加入，而题中BaCl2、Ba(OH)2两种试剂皆可。第(4)问考虑问题的出发点是为使杂质离子“除净”，所加试剂均应“稍过量”，为使后加试剂有利于除去先加试剂的过量离子，应把加入Na2CO3放在加入钡试剂之后，而钡试剂与NaOH加入的先后顺序可以颠倒。第(5)问的实验操作是什么，分析题中信息，脱盐前为10% NaOH、10% NaCl溶液，脱盐后为50% NaOH溶液和NaCl晶体，显然需要蒸发、过滤。第(6)问，因电解得到的Cl2与NaOH反应，可将NaCl电解方程式与Cl2和NaOH反应的方程式合并。
答案：(1)2Cl－－2e－ Cl2↑　升高　(2)Ca2＋＋
CaCO3↓　Mg2＋＋2OH－ Mg(OH)2↓
(3)ac　(4)bc　(5)蒸发　过滤
(6)NaCl＋H2O NaClO＋H2↑离子在水溶液中能否大量共存的问题 常见离子不能大量共存的原因分析：
1．不能在酸性溶液中大量共存的离子：酸性溶液中不能大量共存的离子，一般为弱酸根离子或易分解的酸的酸根，易挥发的酸的酸根，水解呈碱性的离子。如： OH－、 、CH3COO－等。
2．不能在碱性溶液中大量共存的离子：一般为能生成不溶性碱的金属离子或生成弱碱的离子或酸式盐的酸根离子等，如：①H＋、②Fe2＋、③Fe3＋、④Cu2＋、⑤Ag＋、⑥Zn2＋、⑦Mg2＋、⑧Al3＋、⑨ 、⑩ 、? 、? 、? 、?HS－等。3．相互间反应生成沉淀或微溶物的离子不能大量共存，如：① 与Ba2＋、Pb2＋、Ag＋、Ca2＋等不共存； ② 与Ca2＋、Mg2＋、Ba2＋等不共存；③S2－与Cu2＋、 Pb2＋、Hg2＋、Ag＋、Fe2＋等不共存；④C17H35COO－与Ca2＋、Mg2＋等。
4．因氧化性强而不能与强还原性离子大量共存，如：①酸性条件下 与I－、Fe2＋、S2－、 等；②酸性条件下 与S2－等不共存(但在碱性条件下可以共存)；③ 与I－、S2－、 、Br－、Cl－等。5．离子能相互结合形成络合物的离子不能大量共存。如：
①Fe3＋与SCN－：Fe3＋＋SCN－ [Fe(SCN)]2＋；
②Ag＋与NH3·H2O：
Ag＋＋2NH3·H2O [Ag(NH3)2]＋＋2H2O。6．水解显酸性的离子(如Al3＋、Fe3＋等)和水解显碱性的离子( 、 、 、ClO－等)不能大量共存。如：①Al3＋与 、 ：Al3＋＋3 ＋6H2O 4Al(OH)3↓，Al3＋＋3 Al(OH)3↓＋3CO2↑；②Fe3＋与ClO－：Fe3＋＋3ClO－＋3H2O===Fe(OH)3↓＋3HClO；③Fe2＋与ClO－：2Fe2＋＋ClO－＋4OH－＋H2O===2Fe(OH)3↓＋Cl－。
7．溶液若无色，则不存在有色(溶液中)离子。如： Fe3＋、Cu2＋、 、Fe2＋等。 室温下，在强酸性和强碱性溶液中都不能大量共存的离子组是(　　)
A． 、Cu2＋、Cl－、
B．K＋、Na＋、 、S2－
C．K＋、Na＋、[Al(OH)4]－、
D．Ba2＋、Fe2＋、 、Br－
解析：A强酸性可共存，B、C强碱性可共存，D在强酸中Fe2＋被 氧化，在强碱中Fe2＋生成Fe(OH)2沉淀。
答案：D中和滴定法测强酸强碱的浓度 1．酸碱中和反应实质
酸电离出的H＋与碱电离出的OH－以等物质的量的关系结合成H2O的反应，即H＋＋OH－ H2O。
2．中和滴定定义：用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法叫中和滴定法。
3．中和滴定原理：在中和反应中使用一种已知浓度的酸(或碱)溶液与未知浓度的碱(或酸)溶液完全中和，测出二者所用的体积，根据化学方程式中酸、碱化学计量数关系求出未知浓度溶液的浓度。
例如：设酸A为a元强酸，溶液浓度为cA，溶液体积为VA，碱B为b元强碱，溶液浓度为cB，溶液体积为VB，则酸A与碱B恰好完全中和反应时应有：acAVA＝bcBVB。欲求cA或cB只要知其他五个量即可。4．中和滴定关键问题
(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(选好指示剂)。
5．中和滴定的仪器和试剂
(1)仪器：酸式滴定管(不能盛放碱性溶液、水解呈碱性的盐溶液、氢氟酸)、碱式滴定管(不能盛放酸性溶液和强氧化性溶液)、锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯等。
(2)试剂：标准溶液、待测溶液。6．中和滴定的准备过程
(1)滴定管
①检验酸式滴定管是否漏水(碱式滴定管同样检验)：
②洗净滴定管后要用标准液润洗2～3次，并排除滴定管尖嘴处的气泡；
③注入标准液至“0”刻度上方2～3 cm处；
④将液面调节到“0”刻度(或“0”刻度以下某一刻度)，记下刻度。
(2)锥形瓶：只用蒸馏水洗涤，不能用待测液润洗。
注意：(1)锥形瓶不能用待测液润洗。因洗后，瓶内壁会附着一定量的待测液；
(2)在滴定过程中，锥形瓶中若有水，对实验结果无影响；
(3)取待测液的滴定管，必须用待测液润洗，否则，装入的液体会被稀释，影响结果。7．滴定操作
以标准盐酸滴定NaOH溶液为例：
(1)用碱式滴定管取一定体积待测的NaOH溶液于锥形瓶中，滴入2～3滴指示剂(甲基橙)。
(2)用左手握活塞旋转开关，右手不断振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液的颜色变化至橙色出现，记下刻度。
注意：(1)滴定速率，先快后慢，当接近终点时应一滴一摇动：
(2)水平读数，视线与液面凹面处、刻度三者都在同一水平线上：
(3)滴定后应稍等几分钟，使内壁上液体顺壁流下，然后才能读数；
(4)读数应精确到小数点后两位。如25.00 mL是准确的，而不是25 mL或25.000 mL。8．计算
做2～3次平行实验，取平均值求出结果。
经验小结：(1)酸碱恰好中和时溶液不一定呈中性，最终溶液的酸碱性还取决于生成盐的水解情况。
(2)滴定终点与完全中和点是有差距的，滴定终点是指示剂变色点，完全中和点指酸碱恰好反应点。 用标准NaOH滴定盐酸时，若配制标准溶液称取的NaOH固体中含有下列杂质时，会引起滴定结果偏低的是(　　)
A．NaCl　　　　　 B．Na2O
C．Na2CO3 D．NaHCO3
解析：若含NaCl，因NaCl不会消耗盐酸，所配NaOH浓度变小，滴定同样量的盐酸消耗的标准溶液要多，导致结果偏高。B、C、D均是耗盐酸的，每消耗1 mol HCl时，需要31 g Na2O或53 g Na2CO3或84 g NaHCO3，或40 g NaOH。如果NaOH固体内含Na2O，则配得的标准溶液实际耗酸能力强于纯NaOH溶液，只需较少的标准溶液就可把同样多的酸中和，结果偏低。如果含Na2CO3或NaHCO3，则标准溶液的耗酸能力降低，消耗标准溶液体积增大，使结果偏高。
答案：B1．下列反应的离子方程式书写正确的是(　　)
A．浓烧碱溶液中加入铝片：
Al＋2OH－ ＋H2↑
B．以石墨作电极电解氯化铝溶液：
2Cl－＋2H2O 2OH－＋H2↑＋Cl2↑
C．硫酸亚铁溶液与稀硫酸、双氧水混合：
2Fe2＋＋H2O2＋2H＋ 2Fe3＋＋2H2O
D．硫酸氢钠溶液与足量氢氧化钡溶液混合：
2H＋＋ ＋Ba2＋＋2OH－ BaSO4↓＋2H2O解析：本题是考查离子反应方程式的正误判断，解题时一般可从电荷是否守恒，强弱电解质的拆写是否正确，氧化还原反应中电子得失是否相等，是否符合实际等方面去思考。A选项中电荷、电子得失不守恒，不正确；由于电解产生的OH－会与Al3＋发生反应，故B不正确；C选项所给离子方程式符合上述要求是正确的，显然D选项不正确。
答案：C2．下列反应的离子方程式正确的是(　　)
A．向Ba(OH)2溶液中滴加稀盐酸：
2H＋＋2Cl－＋Ba2＋＋2OH－ 2H2O＋BaCl2
B．往FeCl3溶液中加入Fe粉：2Fe3＋＋Fe 3Fe2＋
C．往澄清石灰水中通入过量二氧化碳：
Ca2＋＋2OH－＋CO2 CaCO3↓＋H2O
D．往FeCl3溶液中加入Cu粉：
Fe3＋＋Cu Fe2＋＋Cu2＋解析：本题考查了离子方程式的书写，一般从电荷守恒、质量守恒及物质的拆分去分析并由此得出结论。A项BaCl2易溶于水应写成离子形式，即Ba2＋、Cl－未参与离子反应，A不正确，正确的是OH－＋H＋ H2O；B项正确；C项中CO2过量时，OH－ +
；D项正确的是2Fe3＋＋Cu 2Fe2＋＋Cu2＋。
答案：B祝您学业有成