2025年高考化学抢押秘籍（浙江专用）抢分法宝1回归教材用心看（3）选择性必修1-
文档属性
| 名称 | 2025年高考化学抢押秘籍（浙江专用）抢分法宝1回归教材用心看（3）选择性必修1- |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 2.6MB | ||
| 资源类型 | 试卷 | ||
| 版本资源 | 其它版本 | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2025-04-20 19:38:52 | ||
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文档简介
抢分法宝 回归教材用心看（二）
必读教材基础知识
目 录
《第一章 化学反应的热效应》回看索引
《第一章 化学反应的热效应》重点知识总结
《第二章 化学反应速率与化学平衡》回看索引
《第二章 化学反应速率与化学平衡》重点知识总结
《第三章 水溶液中的离子反应与平衡》回看索引
《第三章 水溶液中的离子反应与平衡》重点知识总结
《第四章 化学反应与电能》回看索引
《第四章 化学反应与电能》重点知识总结
《选择性必修1》回看测试
《第一章 化学反应的热效应》回看索引
P4：体系、环境
P4：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热
P5：探究 中和反应反应热的测定 中和反应反应热的测定。该实验中，为了达到保温、隔热、减少实验过程中的热量损失，采取了哪些措施？每一次实验一共要测量几次温度？测定混合溶液的温度时是测量最高温度。除大小两个烧杯外，还有有两种重要的玻璃仪器名称是什么？注意观察它们的位置。50mL 0.5 mol/L盐酸温度为t1℃，50mL 0.55mol/L NaOH溶液温度为t2℃，混合溶液最高温度为t3℃，写出生成1 mol H2O的反应热的表达式（注意单位）。为了使盐酸充分中和，采用0.55mol/L NaOH的溶液，使碱过量。
P6：内能是体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强和物质的聚集状态等影响。
P6：焓：一个与内能有关的物理量。在等压条件下进行的化学反应（严格地说，对反应体系做功还有限定，中学阶段一般不考虑），其反应热等于反应的焓变。
P7：化学键断裂和形成时的能量变化是化学反应中能量变化的主要原因。
P8：热化学方程式 利用盖斯定律书写热化学方程式；表示燃烧热的热化学方程式（生成最稳定的氧化物，生成液态水）；表示中和热的热化学方程式（除有H+、OH-外，如弱酸、浓硫酸、弱碱或生成沉淀的反应热与中和热的对比）。可逆反应的热化学方程式的意义。如299 K时，合成氨反应 N2 (g ) + 3H2 ( g )＝2NH3 ( g ) △H = -92.0 kJ/mol，将此温度下的1 mol N2 和3 mol H2 放在一密闭容器中，在催化剂存在时进行反应，达到平衡时，反应放出的热量一定小于92.0 kJ。
P10：资料卡片——△H的单位中“mol-1”的含义。
P10：燃烧热：在101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量，稳定氧化物C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)，N→N2(g)，X→HX(g)。
P11：科学·技术·社会 重要的体内能源——脂肪
P12:火箭推进剂 ①液氢+液氧（燃烧效率高，昂贵，不易储存）。②肼—50：液态NO2+肼（燃烧效率一般，较易储存，相对便宜，腐蚀性极强）。③液氧+煤油（燃烧效率一般，价格适中，不易储存）
P14：盖斯定律
P16：科学史话 热化学研究的先驱——盖斯
《第一章 化学反应的热效应》重点知识总结
1.体系是与周围其他部分区分开来的根据需要所研究的对象。如将试管中的盐酸、NaOH溶液及发生的反应等看作一个反应体系，简称体系(又称系统)。
2.环境是与体系相互影响的其他部分。如盛有溶液的试管和溶液之外的空气等看作环境。
3.反应热：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热。
4.热量：指因温度不同而在体系与环境之间交换或传递的能量，可以是吸收能量也可以是放出能量。
强。
5.中和热
（1）概念：在稀溶液里，酸与碱发生中和反应生成1 mol水时所放出的热量。
（2）单位：kJ·mol－1或kJ/mol
（3）意义：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ·mol－1。它表示25℃、101kPa时，稀的强酸与稀的强碱反应生成生成水的量为1 mol水时的反应热就是中和热。
6.内能
①内能是体系内物质的各种能量的总和。
②符号：U
③影响因素：温度、压强和物质的聚集状态。
7.焓及焓变
①焓的意义：焓是一个物理量，用来表示物质所具有的能量，符号为H，用焓的变化来描述与反应热有关的能量变化。
②焓变：表示反应产物的总焓与反应物的总焓之差，符号用ΔH表示。
a、数学表达式：ΔH =H（反应产物）-H（反应物）
b、单位：kJ/mol或(kJ·mol－1)
c、意义：在一定条件下，可以通过焓变（ΔH）来确定一个反应是吸热反应还是放热反应。
③影响焓变的因素
a、发生变化的物质的焓变，在其他条件一定时与变化物质的物质的量成正比。
b、焓变与反应物、生成物之间的温度、压强有关。
c、物质在固态、液态、气态之间进行转换时也伴随能量的变化，所以焓变与物质的聚集状态有关。
8.反应热与焓变的关系：ΔH是化学反应在恒定压强下且不与外界进行电能、光能等其他能量的转化时的反应热，即恒压条件下进行的反应的反应热Q就是焓变，因此常用ΔH表示反应热。高中阶段二者通用。
9．化学反应过程中能量变化的表现形式
化学反应过程中，不仅有物质的变化，还有能量的变化。这种能量的变化常以热能、电能、光能等形式表现出来。
10.化学反应中的能量变化
⑴从键能的角度分析化学反应中能量的变化（微观角度）
以1 mol H2与1 mol Cl2反应生成2 mol HCl时放出184.6 kJ的热量为例，从微观角度解释化学反应过程中的能量变化。
解答此反应过程的能量变化可表示如下：
A、化学键断裂时需要吸收能量,吸收的总能量为436kJ+143kJ=679 kJ。
B、化学键形成时需要释放能量释放的总能量为2×431kJ=862 kJ。
C、反应热的计算：862 kJ－679 kJ＝183 kJ，即放出183 kJ的能量。显然，分析结果与实验测得的该反应的反应热184.6kJ·mol－1很接近(一般用实验数据来表示反应热)。
【归纳小结】（1）化学反应过程中能量变化的微观本质是：化学键的断链和形成时的能量差别是化学反应伴随能量变化的本质原因。
由键能求焓变的公式：ΔH=E（反应物的总键能）- E（产物的总键能）
（2）ΔH的正负和吸放热反应的关系
①放热反应：反应完成时，生成生成物释放的总能量大于反应物吸收的总能量。由于反应后放出热量(释放给环境)而使反应体系的能量降低，故ΔH＜0或ΔH为“－”。
②吸热反应：反应完成时，生成物释放的总能量小于反应物吸收的总能量。由于反应后吸收环境热量而使反应体系的能量升高，故ΔH＞0或ΔH为“＋”。
（2）从物质所具有的能量角度分析化学反应中能量的变化（宏观角度）
①如果反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量，那么由反应物转化成生成物时能量主要转变成热量形式放出，这是放热反应。反之，如果反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量，反应物就需要吸收热量才能转化为生成物，这是吸热反应。（如下图）
放热反应 吸热反应
②由物质的能量求焓变的公式：
ΔH= E（产物的总能量）- E（反应物的总能量）
③图解反应热与活化能的关系
A.在无催化剂的情况下，E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能，ΔH＝E1－E2。
B.催化剂能降低反应所需活化能，但不影响焓变的大小。
（3）放热反应和吸热反应的比较
类型 放热反应 吸热反应
能量图像
化学反应中的 能量变化与计 算 ①a表示断裂旧化学键吸收的能量,也可以表示反应的活化能。 ②b表示生成新化学键放出的能量,也可以表示活化分子变成生成物分子所放出的能量。 ③c表示反应的反应热。
ΔH=(a-b)kJ·mol-1=-ckJ·mol-1 ΔH=(a-b)kJ·mol-1=+ckJ·mol-1
ΔH=H(生成物)-H(反应物),单位:kJ·mol-1
ΔH=反应物键能总和-生成物键能总和,单位:kJ·mol-1
【特别提醒】比较ΔH的大小时，要连同“＋”、“－”包含在内，类似于数学上的正负数比较。如果只比较反应放出热量的多少，则只须比较数值大小，与“＋”、“－”无关。
11.放热反应：
①可燃物的燃烧
②酸碱中和反应
③金属与酸的置换反应
④物质的缓慢氧化
⑤铝热反应
⑥大多数化合反应
⑦由不稳定物质转变为稳定物质的反应等
12.吸热反应：
①由稳定物质转变成不稳定物质的反应等。
②盐类的水解反应
③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应
④C和H2O(g)、C和CO2、N2和O2的反应
⑤大多数分解反应
13.正确判断吸、放热反应
①化学反应总体遵循“分吸合放”规律，即大多数分解反应吸热，大多数化合反应放热，且化学反应中吸热反应占少数，所以务必记住常见的吸热反应。
②放热反应或吸热反应必须属于化学变化，物质的物理变化过程中，也会有能量的变化，不属于吸热反应或放热反应。如醋酸的电离虽然要吸热，但不能称为吸热反应，只能称为吸热过程；同样，水蒸气转变成液态水，也不能称为放热反应。
③化学反应是放热还是吸热与反应发生的条件没有必然联系。不同化学反应发生的条件不同，有的常温下就可以发生，有的则需要加热，因此往往容易把在加热条件下进行的反应认为是吸热反应，而在常温下进行的反应认为是放热反应，其实两者之间无必然联系，常温下进行的反应可能是放热反应，如中和反应；也可能是吸热反应，如NH4Cl与Ba(OH)2·8H2O的反应。加热条件下进行的反应，可能是吸热反应，如C＋CO2 == 2CO；也可能是放热反应，如C＋O2 == CO2。两者的区别是放热反应撤去热源后仍能进行，吸热反应必须持续加热才能继续进行。由上可见，反应吸热还是放热与反应条件无关，而是由反应物总能量与生成物总能量的高低决定的。
14.热化学方程式
（1）概念：能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式，叫做热化学方程式。
（2）表示意义：热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。
例如：2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－571.6 kJ·mol－1，表示在25 ℃和101 kPa下，
2 mol气态H2与1 mol气态O2反应生成2 mol液态H2O时，放出571.6 kJ的热量。
（3）热化学方程式与普通化学方程式的区别
化学方程式 热化学方程式
化学 计量数 是整数，既可表示粒子个数，又可表示该物质的物质的量 既可以是整数，也可以是分数，只表示该物质的物质的量
状态 不要求注明 必须在化学式后注明
正负号及单位 无 必须注明
意义 表明了化学反应中的物质变化 不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化
（4）书写热化学方程式的步骤及要求
一写化学方程式——写出配平的化学方程式。
二标状态——用s、1、g、aq标明物质的聚集状态，不标“↑”或“↓”。
三标条件——标明反应的温度和压强(101kPa、25℃时可不标注)。
四标△H——在方程式后写出△H,并根据信息注明△H的“+”或“-”。
五标数值——根据化学计量数计算写出△H的值，并注明单位kJ·mol－1。
（5）书写热化学方程式的注意事项
①ΔH只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边，并用“空格”隔开。若为放热反应，ΔH为“－”；若为吸热反应，ΔH为“＋”。ΔH的单位一般为kJ·mol－1。
②注意反应物和产物的聚集状态不同，反应热数值不同。物质的气、液、固三态的变化与反应热的关系如下图，因此，必须注明物质的聚集状态(s、l、g、aq)才能完整地体现出热化学方程式的意义。热化学方程式中不用标“↑”或“↓”。
③ΔH的单位“kJ·mol－1”的含义——指每摩尔反应。并不是指每摩尔具体物质反应时伴随的能量变化是多少千焦，而是指给定形式的具体反应以各物质的化学计量数来计量其物质的量时伴随的能量变化。ΔH的值与化学方程式的写法有关，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。当反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。
例如：已知H2(g)＋（1/2）O2(g)＝H2O(l) ΔH＝－285.8kJ·mol－1，则
2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l) ΔH＝－571.6kJ·mol－1；
H2O(l)＝H2(g)＋（1/2）O2(g) ΔH＝＋285.8kJ·mol－1。
④可逆反应中的“ΔH”表示的是完全反应时对应的焓变值，逆反应的“ΔH”数值相等，符号相反。若按该反应的化学计量数投料进行反应，由于可逆反应不能进行彻底，那么吸收或放出的热量一定比该值小。
15.燃烧热
（1）概念：在101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。
（2）单位：kJ·mol－1或kJ/mol
（3）意义：甲烷的燃烧热为890.3 kJ·mol－1，或ΔH＝－890.3 kJ·mol－1，它表示25 ℃、101 kPa时，1 mol甲烷完全燃烧生成1 mol CO2(g)和2 mol H2O(l)时放出890.3 kJ的热量。
（4）书写：书写表示燃烧热的热化学方程式时，以燃烧1 mol可燃物为标准来配平其余物质的化学计量数，同时可燃物要完全燃烧且生成指定产物。例如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l) ΔH＝－285.8 kJ·mol－1。
（5）【特别提醒】关于燃烧热的理解：①燃料1 mol；②完全燃烧；③生成指定产物：C元素→CO2(g)、H元素→H2O(l)、S元素→SO2(g)、N元素→N2(g)、X(卤素)→HX(g)；④燃烧热的数值与化学计量数无关。
（6）反应热与燃烧热的比较
反应热 燃烧热
能量的变化 放热或吸热 放热
ΔH的大小 放热时，ΔH＜0；吸热时，ΔH＞0 ΔH＜0
反应物的量 不限 1 mol纯物质
生成物 无要求 指定产物
热化学方程式 有无数个 唯一
（7）燃烧热和中和热的比较
燃烧热 中和热
相同点 能量变化 放热
ΔH及其单位 ΔH＜0，单位均为kJ·mol－1
不同点 反应物的量 1 mol 不一定为1 mol
生成物的量 不确定 生成水的量为1 mol
反应热的含义 101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，即C―→CO2(g)、H―→H2O(l)、S―→SO2(g)、N元素→N2(g)、X(卤素)→HX(g)。 在稀溶液里，酸与碱发生中和反应生成1 mol水时所放出的热量
表示方法 燃烧热ΔH＝－a kJ·mol－1(a＞0) 强酸与强碱反应的中和热ΔH＝－57.3 kJ·mol－1
特点 物质燃烧一定放热，ΔH一定为负值 弱酸、弱碱电离吸热，中和热数值比57.3小，有沉淀生成的中和热数值比57.3大
16.盖斯定律
（1）内容：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。即：化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
（2）本质：能量守恒定律
（3）意义：应用盖斯定律可以间接计算以下情况(不能直接测定)的反应热
a.反应进行得很慢的反应；
b.不容易直接发生的反应；
c.伴有副反应发生的反应。
（4）对盖斯定律的理解
a.从反应途径角度：反应热只与始态、终态有关，与途径无关。
b.从能量角度：不管反应历程如何，一个反应的反应热只取决于反应物与生成物的总能量的差值。
从S→L，△H1<0，体系放热，从L→S，△H2>0，体系吸热，据能量守恒，△H1+△H2=0。
c.从反应热角度：
则ΔH＝ΔH1＋ΔH2=ΔH3+ΔH4 +ΔH5。
17.反应热的计算
（1）利用热化学方程式进行有关计算
反应热与反应物各物质的物质的量成正比，根据已知的热化学方程式和已知的反应物或生成物的物质的量或反应吸收或放出的热量，可以把反应热当作“产物”，计算反应放出或吸收的热量。
（2）根据燃烧热数据，计算反应放出的热量
计算公式：Q＝燃烧热×n(可燃物的物质的量)
（3）根据反应物和生成物的总能量计算:△H=E生成物-E反应物。
（4）根据旧键断裂和新键形成过程中的能量差计算焓变
若反应物旧化学键断裂吸收能量E1，生成物新化学键形成放出能量E2，则反应的ΔH＝E1－E2。
（5）利用键能计算反应热的方法
A.熟记反应热ΔH的计算公式:ΔH＝E(反应物的总键能之和)－E(生成物的总键能之和)
B.计算关键：利用键能计算反应热的关键，就是要算清物质中化学键的种类和数目。
【易错提醒】规避易失分点：计算物质中键的个数时，不能忽略物质的结构，如1 mol晶体硅中含2 mol Si—Si键，1 mol SiO2中含4 mol Si—O键，注意特殊物质中键数的判断：
物质(1 mol) P4 C(金刚石) 石墨 Si SiO2 CO2 CH4
化学键 P—P C—C C—C Si—Si Si—O C==O C—H
键数(mol) 6 2 1.5 2 4 2 4
（6）根据中和热计算反应热的方法：中和反应放出的热量＝n(H2O)×|ΔH|
（7）利用盖斯定律计算
A.运用盖斯定律的技巧——“三调一加”
一调：根据目标热化学方程式，调整已知热化学方程式中反应物和生成物的左右位置，改写已知的热化学方程式。
二调：根据改写的热化学方程式调整相应ΔH的符号。
三调：调整中间物质的化学计量数。
一加：将调整好的热化学方程式及其ΔH相加。
B.运用盖斯定律的三个注意事项
①热化学方程式乘以某一个数时，反应热的数值必须也乘上该数。
②热化学方程式相加减时，物质之间相加减，反应热也必须相加减。
③将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“－”随之改变，但数值不变。
《第二章 化学反应速率与化学平衡》回看索引
P26：探究 定性与定量研究影响化学反应速率的因素 实验探究I：完成反应的离子方程式，硫酸起酸的作用，Na2S2O3发生歧化反应。实验探究II：明确实验目的，如何检查该装置的气密性？[关闭分液漏斗活塞，向外（内）拉（压）针筒活塞，松开后又回到原来的位置，表明装置不漏气。]
P27：自由基、基元反应、有效碰撞
P27:大量实验证明，温度每升高10℃，化学反应速率通常增大为原来的2—4倍。
P28：活化分子、活化能
P28：活化能和简单碰撞理论解释影响化学反应速率的因素
P30：科学·技术·社会 飞秒化学
P30：T2
P31：T6
P33：化学平衡状态，简称化学平衡
P33：方法导引——图像分析
P34：浓度商、化学平衡常数（固体或液体纯物质一般不列入浓度商和平衡常数），化学平衡常数的表达式的正确书写，只与温度有关。
P34：一般来说，当K＞105时，该反应就进行得基本完全
P36：【实验2-1】浓度对化学平衡的影响 用平衡移动原理解释在血红色溶液中加入铁粉颜色变浅。[血红色溶液中存在如下平衡：Fe3++3SCN-≒Fe(SCN)3，加入铁粉时，2Fe3++Fe= 3Fe2+平衡左移， Fe(SCN)3浓度变小，血红色变浅。加入KSCN时，Fe3++3SCN-≒Fe(SCN)3平衡右移]。
P37：浓度商与平衡常数的大小关系可以判断化学平衡移动的方向
P38：【实验2-2】压强对化学平衡的影响
P39：【实验2-3】温度对化学平衡的影响 记住该反应为放热反应。升高温度，平衡左移，阻止温度升高，但温度最终比原来高，颜色变深；降低温度，平衡右移，阻止温度降低，但最终比原来低，颜色变浅。理解只能减弱不能抵消。
P40：勒夏特列原理
P40：科学史话——勒夏特列
P42：T4、T5
P44：熵、熵增、孤立体系、绝热体系
P45：资料卡片——自由能与化学反应的方向 自由能的变化。具体某反应能自发进行的时，判断外界条件。如：2NO(g)＋2CO(g)=N2(g)＋2CO2(g)，在常温下能自发进行，则该反应的△H＜0。
P46：以工业合成氨为例进行化学反应的调控：压强：10~30 MPa，温度：400~500℃，催化剂：铁触媒 合成氨一般选择400~500 ℃进行的重要原因是铁触媒在500℃左右时的活性最大。
P48：催化剂“中毒”：因吸附或沉积毒物而使催化剂活性降低或丧失的过程。
P49：图2-13 合成氨生产流程示意图
P53：T4、T5、T6
P54：T7、T8、T9
P55-56：实验活动1 探究影响化学平衡移动的因素
《第二章 化学反应速率与化学平衡》重点知识总结
1.化学反应速率概念及表示方法
（1）概念：用来衡量化学反应进行快慢的物理量
（2）表示方法：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。
（3）数学表达式及单位：v＝，单位为mol·L－1·min－1或mol·L－1·s－1。
（4）同一反应中各物质化学反应速率的关系
mA（g）+nB（g）pY（g）+qZ（g）
a.同一反应在同一时间内，用不同物质来表示的反应速率可能不同，但表示的意义相同，且反应速率的数值之比等于这些物质在化学方程式中的化学计量数之比。
b.在反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)中，存在v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝a∶b∶c∶d
2．化学反应速率计算的4个方法
（1）定义式法：
a.常规公式：v＝＝
①常用单位：mol·L－1·s－1或mol·L－1·min－1或mol·L－1·h－1
②适用范围：表示气体物质或溶液中可溶性物质的速率，不表示固体或纯液体物质的速率
b.非常规公式：v＝（X代表n、P、m、V等量）
①常用单位：mol·min－1、Pa·min－1、g·min－1、L·min－1
②适用范围：任何物质的反应速率
（2）比例关系式法：化学反应速率之比＝物质的量浓度变化之比＝物质的量变化之比＝化学计量数之比。对于反应mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g)来说，v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q。
【易错提醒】同一化学反应用不同物质表示的反应速率其数值可能不同，因此，一定要标明是哪种具体物质的反应速率。
（3）三段式法：列起始量、转化量、最终量，再根据定义式或比例关系计算。
（4）从图像中获取计算的数据及依据图像求反应速率的步骤
①从图像中获取计算的数据
纵坐标可以是物质的量，也可以是物质的量浓度，横坐标是时间。
例如：某温度时，在定容（VL）容器中，X、Y、Z三种物质的物质的量随时间的变化曲线如图所示。根据图像可进行如下计算：
A.求某物质的平均速率、转化率，如：v（X）＝ mol/（L·s），Y的转化率＝×100%。
B. 确定化学方程式中的化学计量数之比，如：X、Y、Z三种物质的化学计量数之比为（n1－n3）∶（n2－n3）∶n2。
②依据图像求反应速率的步骤
第一步：找出横、纵坐标对应的物质的量；
第二步：将图中的变化量转化成相应的浓度变化量；
第三步：根据公式v＝进行计算。
3.化学反应速率的实验测定
（1）定性描述:（根据实验现象）
①观察产生气泡的快、慢；
②观察试管中剩余锌粒的质量的多、少；
③用手触摸试管，感受试管外壁温度的高、低
（2）定量描述：（根据实验测量，单位时间内）
①测定气体的体积;
②测定物质的物质的量的变化；
③测定物质或离子的浓度变化；
④测定体系的温度或测定反应的热量变化。
（3）测量化学反应速率的常见方法
①量气法
②比色法
③电导法
④激光技术法
（4）化学反应速率的测量——实验
a.反应原理：Zn＋H2SO4＝ZnSO4＋H2↑
b.实验装置
c.测量数据
①单位时间内收集氢气的体积；
②收集相同体积氢气所需要的时间
③用pH计测相同时间内pH变化，即△c(H＋)。
④用传感器测△c(Zn2＋)变化。
⑤测相同时间内△m(Zn)。
⑥相同时间内恒容压强变化；
⑦相同时间内绝热容器中温度变化。
4．影响化学反应速率内因：反应物的组成、结构和性质等因素。
5．影响化学反应速率外界因素（其他条件相同）
（1）温度
①基本规律：温度越高，化学反应速率越快
②经验规律：一般温度每升高10℃，其反应速率增加2～4倍
（2）压强：气体反应的压强越大，化学反应速率越快
（3）浓度：浓度越大，化学反应速率越快
（4）催化剂：使用适当的催化剂可以显著改变化学反应速率
（5）接触面积：反应物的颗粒越小，接触面积越大，化学反应速率越快
（6）原电池：形成原电池，可以加快氧化还原反应的速率
6．特殊情况
（1）温度
①催化反应，升高温度，催化剂可能失活，反应速率减慢
②有机反应，升高温度，有可能发生副反应，主反应速率减慢
（2）压强
①改变非气体反应的压强，反应速率不变
②改变等体反应的压强，v正和v逆变化幅度相同
（3）浓度
①固体和纯液体的浓度为定值，改变固体或纯液体的用量，反应速率不变
②加入固体物质，有可能改变接触面积，反应速率可能加快
（4）无关气体
①恒容容器通无关气体，压强增大，浓度不变，速率不变
②恒压容器通无关气体，体积变大，浓度减小，速率减慢
7.活化能
（1）基元反应
①含义：大多数化学反应都是分几步完成的，其中的每一步反应叫基元反应。
②特点：大多数化学反应都是由几个基元反应组成的。
（2）反应历程（反应机理）：大多数化学反应并不是经过简单碰撞就能完成的，而往往经过多个反应步骤才能实现。反应历程就是多个基元反应构成的反应序列。反应历程中的每一步反应都称为基元反应。
（3）有效碰撞理论与活化能
a.相关概念
①有效碰撞：能够发生化学反应的反应物分子的碰撞；
②活化分子一能量较高，能够发生有效碰撞的分子；
③活化能：活化分子的平均能量与所有反应物分子的平均能量的差。
b.发生有效碰撞的条件
①发生效碰撞的分子具有较高的能量；
②碰撞时有合适的取向。
8．反应历程中的速率
（1）决速反应：活化能最大的反应或速率最慢的反应；
（2）决速浓度：最慢反应中反应物的浓度决定总反应的反应速率。
（3）实例：H2（g）＋I2（g）2HI（g），它的反应历程可能是如下两步基元反应：
①I2I＋I（快）②H2＋2I2HI（慢），其中慢反应为整个反应的决速步骤。
9．活化分子、有效碰撞与反应速率的关系
（1）关系：活化分子的百分数越大，单位时间内有效碰撞的次数越多，化学反应速率越快。
（2）解释
解释说明：①影响化学反应速率的内因——反应物的组成、结构和性质，决定了反应的活化能的大小；
②使用催化剂可降低反应的活化能，增大了活化分子百分数，进而单位体积内活化分子数增大，从而增大反应速率；
③升高反应体系的温度，吸收能量，可增大活化分子百分数，进而单位体积内活化分子数增大，从而增大反应速率；
④增大反应物的浓度，单位体积内分子总数增大，活化分子百分数不变，单位体积内活化分子数增大，从而增大反应速率；
⑤增大气体压强，减小反应体系的体积，单位体积内分子总数增大，活化分子百分数不变，单位体积内活化分子数增大，从而增大反应速率；
⑥增大固体的表面积，增大单体时间和单体体积内的有效碰撞次数，从而增大反应速率。
（3）催化剂对反应的影响
①催化剂参与反应，降低反应的活化能，加快反应速率
②催化剂不能改变反应热，可以降低反应所需的温度，减小反应的能耗
③总反应的活化能大于催化反应过程中各分反应的活化能
④催化剂具有选择性：相同反应物用不同催化剂生成物不同
A+BC A+BD
10.可逆反应
（1）可逆反应的概念：一定条件下既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的化学反应。
（2）表示方法：可逆反应在写化学方程式时不用“”而用“”。如工业制硫酸时，SO2与O2的反应是可逆反应，化学方程式为。
（3）可逆反应的特点：
①双向：向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行。
②双同：由正反应和逆反应2个反应组成，分别用v(正)和v(逆)来衡量各自反应进行的快慢，并同时进行。
③共存：反应不能进行到底，反应物和生成物同时存在。
④相反：正反应和逆反应的热效应相反。
⑤限度：若条件保持一定，最终都会建立一个化学平衡状态，即可逆反应在一定条件下有限度，任一组分的转化率都小于100%，即不能全部转化。
11.化学平衡状态:在一定条件下的可逆反应中，当反应进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相等，反应物的浓度和生成物的浓度保持不变的状态。
12.化学平衡的特征
（1）逆:可逆反应；
（2）动:化学平衡是一种动态平衡，v（正）=v（逆）≠0；
（3）等:正反应速率=逆反应速率；
（4）定:反应物和生成物的质量或浓度保持不变；
（5）变:条件改变，平衡状态可能改变，新条件下建立新的化学平衡。
13.化学平衡的标志
1）动态（速率）标志（本质标志）：v正＝v逆≠0
（1）同一组分的生成速率和消耗速率相等
（2）不同物质，必须标明是“异向”的反应速率关系，正逆反应速率比等于化学计量数之比
2）宏观（静态）标志：某些量开始变化，后来不变，即变量不变。
（1）一定达到平衡的情况
①某组分的质量、物质的量、浓度、颜色不再变化
②反应物的转化率不再变化
（2）特殊情形
①绝热容器：容器的温度不变时，一定达到平衡状态
②可逆电池：电流或电压等于零时，一定达到平衡状态
（3）判断化学平衡状态的常用公式
①混合气体的密度：ρ＝＝
②混合气体的平均摩尔质量：＝＝
③气体状态方程：PV＝nRT
3）限度标志
（1）反应物的转化率最大，百分含量最小
（2）生成物的产率最大，百分含量最大
（3）图像获取
①前提：在多个相同的容器中，加入相同量的反应物
②过程：测相同时间内，不同条件下相关量，描点绘出图像
（4）图像解读
①极限点：刚好达到平衡
②极限点前：非平衡点，受速率控制，加催化剂，反应物的转化率变大
③极限点后：新平衡点，受平衡控制，加催化剂，反应物的转化率不变
4）几种特殊反应的平衡依据
（1）量比不变型
①反应物或生成物量的比不变，不一定达到平衡状态
②反应物和生成物量的比不变，一定达到平衡状态
（2）量相等型
①反应物和生成物的量相等，不一定达平衡状态
②反应物和反应物的量相等，不一定达平衡状态
③量不变≠量相等≠量或量的比等于某一具体的数
（3）等体反应型：3A（g）2B（g）+C（g）
①恒温恒压：混合气体的体积不变，一定达到平衡状态
②恒温恒容：混合气体的压强不变，不一定达到平衡状态
（4）固液参与型：2A（g）2B（g）+C（s）
①混合气体的密度不变，一定达到平衡状态（恒T、V）
②混合气体的平均摩尔质量不变，一定达到平衡状态
（5）固液分解型：2A（s）2B（g）+C（g）
①混合气体的密度不变，一定达到平衡状态（恒T、V）
②混合气体的平均摩尔质量不变，不一定达到平衡状态
③某种气体组分的物质的量分数不变，不一定达到平衡状态
5）注意平衡标志和平衡特征的区别
（1）平衡标志：能够说明反应达到平衡状态的某些事实
（2）平衡特征：平衡时存在的某些事实，但不一定能用于判断是否达到平衡
14.【易错归纳】下列标志不能判断化学反应是否达到平衡
①反应组分的物质的量之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比。
②恒温恒容下的气体体积不变的反应，体系的压强或总物质的量不再随时间而变化，如2HI(g)H2(g)＋I2(g)。
③全是气体参加的气体体积不变的反应，体系的平均相对分子质量不再随时间而变化，如2HI(g)H2(g)＋I2(g)。
④全是气体参加的反应，恒容条件下体系的密度保持不变。
15.浓度平衡常数Kc
（1）概念
①条件：一定温度下一个可逆反应达到化学平衡状态时
②叙述：生成物浓度的系数次幂之积与反应物浓度的系数次幂之积的比值，叫化学平衡常数
③符号：Kc
（2）表达式
①可逆反应：aA（g）+bB（g）cC（g）+dD（g）
②表达式：Kc＝（固体和液体不列入平衡常数表达式）
③单位：（mol·L－1）（c+d）－（a+b）
④平衡常数与书写方式的关系
a.正逆反应平衡常数的关系是：Kc正·Kc逆＝1
b.化学计量数变成n倍，平衡常数变为n次方倍
c.反应③＝反应①+反应②，则：△H3＝△H1+△H2，K3＝K1·K2
c.反应③＝反应①－反应②，则：△H3＝△H1－△H2，K3＝
d.反应③＝a×反应①－×反应②，则：△H3＝a△H1－△H2，K3＝
（3）速率常数和平衡常数的关系
A.基元反应：a A（g）+b B（g）c C（g）+d D（g）
B.速率方程
①抽象化速率方程：笼统的正逆反应速率
v正＝k正·ca（A）·cb（B）、v逆＝k逆·cc（C）·cd（D）
②具体化速率方程：以具体物质表示的正逆反应速率
vA正＝k正·ca（A）·cb（B）、vC逆＝k逆·cc（C）·cd（D）
C.速率常数和平衡常数的关系
①抽象化：平衡条件v正＝v逆，＝＝Kc
①具体化：平衡条件＝， ＝×＝×Kc
（4）升温对k正、k逆的影响
①放热反应：K值减小；k正值增大，k逆值增大，k逆变化更大
②吸热反应：K值增大；k正值增大，k逆值增大，k正变化更大
（5）K的意义
①对于同类型反应，平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的程度；
②平衡常数的数值越大，反应物的转化率越大，说明反应可以进行得越完全。
K值 ＜10－5 10－5～105 ＞105
反应程度 很难进行 反应可逆 进行完全
（6）影响因素
①内因：反应物的本身性质（某一具体反应）。
②外因：反应体系的温度，升高温度。
16.浓度熵：Qc＝
（1）浓度为任意时刻的浓度
（2）意义：Q越大，反应逆向进行的程度越大
（3）应用：判断反应是否达到平衡或反应进行的方向
①Q＞Kc，反应逆向进行，v正＜v逆
②Q＝Kc，反应达到平衡状态，v正＝v逆
③Q＜Kc，反应正向进行，v正＞v逆
17.化学平衡常数的应用
（1）判断、比较可逆反应进行的程度
一般来说，一定温度下的一个具体的可逆反应：
K值 正反应进行的程度 平衡时生成物浓度 平衡时反应物浓度 反应物转化率
越大 越大 越大 越小 越高
越小 越小 越小 越大 越低
【特别提醒】K值大小与反应程度的关系
K <10－5 10－5～105 >105
反应程度 很难进行 反应可逆 反应接近完全
（2）判断正在进行的可逆反应是否达到平衡或反应进行的方向
对于可逆反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，浓度商Qc＝，则将浓度商和平衡常数作比较可判断可逆反应所处的状态。
（3）判断可逆反应的热效应
①：；。
②：；。
（4）计算平衡体系中的相关量
根据相同温度下，同一反应的平衡常数不变，计算反应物或生成物的浓度、转化率、反应速率等。
注意：计算时注意问题
①平衡量必须为平衡时的浓度
②等体反应：可以用平衡时的物质的量代替平衡时的浓度
③恒压条件下：先计算平衡体积，再算平衡常数
18.压强平衡常数Kp
（1）Kp含义：在化学平衡体系中，用各气体物质的分压替代浓度计算的平衡常数叫压强平衡常数。
（2）计算技巧：
第一步，根据“三段式”法计算平衡体系中各物质的物质的量或物质的量浓度；
第二步，计算各气体组分的物质的量分数或体积分数；
第三步，根据分压计算公式求出各气体物质的分压，某气体的分压＝气体总压强×该气体的体积分数(或物质的量分数)；
第四步，根据平衡常数计算公式代入计算。例如，N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)，压强平衡常数表达式为Kp＝。
19.化学平衡移动
（1）概念：当一个可逆反应达到平衡后，由于温度、压强、浓度的变化而使可逆反应由一个平衡状态变为另一个平衡状态的过程。
（2）化学平衡移动的过程：
（3）平衡移动方向的判断
a.根据速率判断
①若v（正）＞v（逆），则平衡正向移动。
②若v（正）＝v（逆），则平衡不移动。
③若v（正）＜v（逆），则平衡逆向移动。
b.根据结果判断
①如果平衡移动的结果使反应产物浓度更大，则称平衡正向移动或向右移动；
②如果平衡移动的结果使反应产物浓度更小，则称平衡逆向移动或向左移动。
【特别提醒】反应速率改变时平衡不一定移动，但平衡移动时反应速率一定改变，反应速率改变化学平衡状态一定改变，但平衡不一定移动。
20.影响化学平衡的外界因素
（1）浓度:①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。②增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动。
（2）压强:①增大压强，平衡向气体体积减小的方向移动；②减小压强，平衡向气体体积增大的方向移动；③改变压强，气体体积不变的反应，平衡不移动。
（3）温度:①升高温度，平衡向吸热方向移动；②降低温度，平衡向放热方向移动。
（4）催化剂:因为催化剂能同等程度地改变正、逆反应的化学反应速率，所以加入催化剂只能改变化学反应速率，缩短达到平衡的时间，化学平衡不移动。
21.勒夏特列原理及其应用
（1）内容：对于一个已经达到平衡的体系，如果改变影响化学平衡的一个条件 (如浓度、温度、压强)，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。注意：①“减弱”不等于“消除”更不是“扭转”。
②若同时改变影响平衡移动的几个条件，则不能简单地根据勒夏特列原理来判断平衡移动的方向。
（2）适用范围：仅适用于已达到平衡的反应体系，不可逆过程或未达到平衡的可逆过程均不能使用该原理。
（3）必须有平衡移动，且实际移动方向符合理论移动方向
22.“加的多，剩的多”原理
①增大X的浓度，新平衡时c（X）一定比原平衡时的大
②增大压强，新平衡时P一定比原平衡时的大
③升高温度，新平衡时T一定比原平衡时的大
23.“单一气体型”反应的特殊性
①反应形式：A（s）xB（s）+yC（g）
②改变压强、浓度，平衡移动，新平衡时P、c不变
24.“单侧气体型”反应的特殊性
①反应形式：A（s）xB（g）+yC（g）
②改变压强、同倍数改变浓度，平衡移动，新平衡时P、c不变
③改变一种气体浓度，平衡移动，新平衡时c变大
25.勒夏特列原理应用：可以更加科学有效地调控和利用化学反应，尽可能让化学反应按照人们的需要进行。
26．自发过程
（1）含义：在一定条件下，不用借助外力，就能自发进行的过程。
（2）特征：具有方向性，即过程的某个方向在一定条件下自发进行，而该过程逆方向在该条件下肯定不能自发进行。
（3）举例：高山流水，自由落体，冰雪融化，电流总是从电势高的地方向电电势低的地方流动，钢铁生锈。
27．自发反应
（1）含义：在温度和压强一定的条件下无需借助外力就能自发进行的反应称为自发反应。
（2）特点：
①体系趋向于从高能状态转变为低能状态(体系释放热量)。
②在密闭条件下，体系有从有序转变为无序的倾向性(无序体系更加稳定)。
（3）举例：钢铁生锈，Zn与CuSO4溶液反应生成Cu。
28.化学反应方向与焓变的关系:放热反应过程中体系能量 降低 ，因此具有 自发 进行的倾向，科学家提出用 焓变 来判断反应进行的方向，这就是 焓判据 。
①多数放热反应是自发进行的。例如燃烧反应、中和反应等。
②有些吸热反应也可以自发进行，如：2N2O5(g) 4NO2(g)＋O2(g) ΔH＝＋109.8 kJ·mol－1，故不能根据放热或吸热来判断反应方向。
③有些吸热反应在常温下不能自发进行，但在较高温度能自发进行，如碳酸钙在高温下就能自发进行。
④只用焓判据判断反应是否自发不全面。
29．熵、熵变的概念
（1）熵：衡量体系混乱程度的物理量，符号为S,单位为：J·mol－1·K－1。
（2）熵变：生成物与反应物熵值之差，符号为△S。
30．熵值大小
（1）同一条件下，不同的物质熵值不同。
（2）体系的熵值：体系的混乱程度越大，体系的熵值就越大。
（3）同一物质的熵值：S（g）＞S（l）＞S（s），同一物质的物质的量越大，分子数越多，熵值越大；同一条件下，不同物质的熵值不同。
（4）物质的复杂程度：一般组成物质的原子种类相同时，分子中的原子数目越多，其混乱度越大，熵值越大
（5）对于一个特定的气相反应,熵变的大小取决于反应前后的气体物质的化学计量数大小。
31．熵变与反应的方向
①反应熵变的计算式：△S＝S（生成物）－S（反应物）
变化过程 熵变 反应类型
增体反应 △S＞0 熵增反应
减体反应 △S＜0 熵减反应
盐的溶解 △S＞0 熵增反应
电离过程 △S＞0 熵增反应
②熵判据：体系有自发地向混乱度 增加 (即熵增)的方向转变的倾向，因此可用 熵变 来判断反应进行的方向。
③有些熵减的反应也能自发进行，如铝热反应，故只用熵变来判断反应方向也不全面，只有孤立体系或绝热体系，才能用熵增来判断反应方向。
32．熵变正、负的判断
（1）物质由固态到液态、由液态到气态或由固态到气态的过程，熵变为正值，是熵增过程。
（2）气体体积增大的反应，熵变通常都是正值，是熵增反应。
（3）气体体积减小的反应，熵变通常都是负值，是熵减反应。
33．自由能变化：符号为ΔG，单位为kJ·mol－1。
34．自由能变化与焓变、熵变的关系：ΔG＝ΔH－TΔS。ΔG不仅与焓变有关，还与温度有关。
35．反应方向与自由能的关系
（1）化学反应总是向着自由能减小的方向进行，直到体系达到平衡。
①当ΔG＜0时，反应能自发进行；
②当ΔG＝0时，反应处于平衡状态；
③当ΔG＞0时，反应不能自发进行。
【易错提醒】①适用条件：恒温恒压；②局限性：只能判断反应发生的可能性，不能判断反应是否实际发生。
（2）温度对化学反应自发性的影响
①△H＜0，△S＞0：在任何温度时都能够自发进行
②△H＞0，△S＜0：在任何温度时都不能自发进行
③△H＜0，△S＜0：低温自发
④△H＞0，△S＞0：高温自发
36．反应自发进行的最低或最高温度的计算
（1）计算依据：△H－T△S≤0
①若△S＞0，则T≥，为最低温度
②若△S＜0，则T≤，为最高温度
（2）注意单位的换算
①△S的单位为：J·mol－1·K－1
②△H的单位为：kJ·mol－1
③T的单位为：K
37.合成氨反应的适宜条件
（1）压强
①原理分析：压强越大越好。
②选用条件：目前，我国合成氨厂一般采用的压强为10～30MPa。
③合成氨时不采用更高压强的理由：压强越大，对材料的强度和设备的制造要求越高，需要的动力也越大，这将会大大增加生产投资，并可能降低综合经济效益。
（2）温度
①原理分析：低温有利于提高原料的平衡转化率。
②选用条件：目前，在实际生产中一般采用的温度为400～500℃。
③不采用低温的理由：温度降低会使化学反应速率减小，达到平衡所需时间变长，这在工业生产中是很不经济的。合成氨反应一般选择400～500℃进行的又一重要原因为铁触媒在500℃左右时的活性最大。
（3）催化剂
①原理分析：在高温、高压下，N2和H2的反应速率仍然很慢。
②选用条件：通常采用加入以铁为主体的多成分催化剂，又称铁触媒。
③选择催化剂的理由：改变反应历程，降低反应的活化能，使反应物在较低温度时能较快地进行反应。另外，为了防止混有的杂质使催化剂“中毒”，原料气必须经过净化。
（4）浓度
①原理分析：在500℃和30MPa时，平衡混合物中NH3的体积分数及平衡时N2和H2的转化率仍较低。
②采取的措施：合成氨生产通常采用N2和H2物质的量之比为1∶2.8的投料比；采取迅速冷却的方法，使气态氨变成液氨后及时从平衡混合物中分离出去；应将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。
③采取该措施的理由：分离出NH3以促使平衡向生成NH3的方向移动，此外原料气的循环使用并及时补充原料气，既提高了原料的利用率，又提高了反应速率，有利于合成氨反应。
38.选择工业合成适宜条件的原则
（1）温度
①所选温度兼顾反应速率快，产品含量高。
②尽可能选择催化剂的最大温度。
（2）压强
①所选压强对反应物转化率的影响变化幅度大。
②压强不能无限大，防止增大设备成本和动力成本。
（3）催化剂
①选用催化效率高的催化剂。
②催化剂对反应有选择性，同一反应物选用不同的催化剂，产物可能不同。
A+BC A+BD
③某些物质能够使催化剂中毒，失去活性。
（4）浓度：原料尽可能循环利用
①适当增大廉价物质的浓度，提高难获得原料的转化率。
②必要时可以采用循环反应，以增大原料利用率。
（5）反应热的综合利用：一般采用热交换器。
（6）反应容器的选择：恒压容器有利于提高反应物的转化率。
39.化学反应的调控:通过改变反应条件使一个可能发生的反应按照某一方向进行。
40.化学反应调控的目的：促进有利的化学反应，抑制有害的化学反应。
41.化学反应调控考虑实际因素：结合设备条件、安全操作、经济成本等情况，综合考虑影响化学反应速率和化学平衡的因素，寻找合适的生产条件；根据环境保护及社会效益等方面的规定和要求做出分析，权衡利弊，才能实施生产。
42.控制的措施与效果
①加快或减慢反应速率（改变温度、浓度、压强，使用催化剂等)。
②提高或降低反应物的转化率（控制温度、浓度、压强等)。
③减少甚至消除有害物质的生成。
④控制副反应的发生。
43.化工生产中控制反应条件的原则
在化工生产中，为了提高反应进行的程度而调控反应条件时，需要考虑控制反应条件的成本、安全操作、环境保护和实际可能性等。
《第三章 水溶液中的离子反应与平衡》回看索引
P58：【实验3-1】盐酸和醋酸的pH、导电能力、与镁条反应
P59：强电解质、弱电解质 弱电解质部分电离，多元弱酸分步电离，如H2S≒2H++S2-是错误的。盐酸、氨水是混合物。
P59：电离平衡、电离平衡常数 电离平衡常数只与温度有关。Ka大小反应酸的相对强弱。醋酸的电离平衡常与氨水的电离平衡常数几乎相等，所以CH3COONH4溶液呈中性。
P60：计算多元弱酸中的c(H+)，或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离，多元弱碱的情况与多元弱酸类似。
P61：【实验3-2】通过醋酸溶液与碳酸钠溶液反应比较醋酸和碳酸的Ka1的大小
P61：图3-4 镁与盐酸、醋酸反应时气体压强随时间的变化示意图
P62：T4、T5
P63：水的离子积常数，简称水的离子积，Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液 P65：资料卡片——pH试纸和pH计
P67：科学·技术·社会——血液的酸碱平衡
P67：图3-10 酸碱中和滴定常用的仪器
P67-68：酸碱中和滴定。区别酸、碱式滴定管，读数保留一位，下面有一段没有刻度，检查是否漏液，如何除去碱式滴定管胶管中的气泡，绘滴淀曲线，领会突变，指示剂的选择。滴定终点现象的描述。有效数据的处理（舍弃不合理的）。
P68：图3-11 酸碱中和滴定过程中的pH变化
P68：资料卡片——酸碱指示剂的变色范围
P69：方法导引——定性分析与定量分析
P71：探究 盐溶液的酸碱性
P73：盐类的水解 常见的完全双水解的离子：Al3＋与CO32－、HCO3－ 、S2－、HS－、AlO2－；Fe3＋与CO32－、HCO3－、AlO2－；NH4+ 与AlO2－、SiO32－等（与CO32－、HCO3－、S2－、HS－为双水解，但不完全）。特别注意实验室制备Fe(OH)3胶体，明矾净水作用离子方程式的书写以及NaAlO2溶液NaHCO3溶液混合不是双水解等。
P74：方法导引——电解质溶液中的电荷守恒与元素质量守恒 补充：质子守恒。
熟练掌握NH4Cl、CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3物料守恒、电荷守恒、质子守恒、及离子溶液比较。
变式的物料守恒：等浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液；CH3COONa和CH3COOH等浓度混合。
相同的电荷守恒：Na2CO3、NaHCO3、Na2CO3和NaHCO3、Na2CO3和NaOH电荷守恒表达式相同。
变式的电荷守恒：NaHSO4溶液中电荷守恒表达式中Na+和SO42-浓度相等。
变式的质子守恒：CH3COONa和CH3COOH等浓度混合质子守恒表达式。
酸式盐的离子浓度比较：NaHA溶液各种离子浓度比较（PH大于7，PH小于7）。常温下，PH=2的CH3COOH和PH=12的NaOH等体积混合。
P75：探究 反应条件对FeCl3水解平衡的影响
P76：盐类水解的应用：碳酸钠溶液清洗油污，加热苏打(Na2CO3)洗涤去油污，去油污能力增强；配制FeCl3溶液时加入一定量酸(盐酸)；可溶性铝盐、铁盐作净水剂；Mg放入NH4Cl、CuCl2、FeCl3溶液中产生氢气；泡沫灭火器灭火原理；铵态氮肥不能与草木灰(K2CO3)混用；加热蒸发盐溶液析出固体（CuSO4、FeCl3、FeCl2、Na2CO3、）Na2SO3、NaClO、明矾）；可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3＋；Na2CO3溶液、Na3PO4溶液、Na2SiO3溶液等不能贮存于磨口玻璃瓶中；向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO以除去FeCl3，TiCl4制备TiO2。
P77：盐的水解常数
P78：T3、T4、T9、T10,SOCl2在考题中常出现。
P79：根据物质溶解度的大小，将物质分为易溶物、可溶物、微溶物和难溶物
P80：难溶电解质的溶解平衡。（1）溶度积常数（简称溶度积）Ksp表达式（2）沉淀的转化：溶解度小的转化为溶解度更小的（3）沉淀的溶解、转化符合平衡移动原理。
P80：一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于1×10-5 mol/L时，化学上通常认为生成沉淀的反应就进行完全了。
P81：沉淀溶解平衡的应用：沉淀的生成（沉淀Fe3+、Cu2+、Hg2+）
P81: 以Na2S作沉淀剂，使废水中的某些金属离子如Cu2+、Hg2+等，生成极难溶的CuS、HgS等沉淀而除去。
P82：沉淀的溶解：碳酸钙的溶解、FeS、Mg(OH)2的溶解
P82：【实验3-3】 Mg(OH)2的溶解 学会用平衡原理解释。如实验3-3中有少量Mg(OH)2沉淀的试管中加入盐酸、NH4Cl溶液，沉淀减少至最后消失，可以理解为：Mg(OH)2存在溶解平衡：Mg(OH)2(s) Mg2+(aq)+2OH-(aq)加盐酸，NH4Cl溶液，发生H++OH-=H2O，NH4++OH—=NH3·H2O生OH-离子浓度减小，平衡右移。欲探究是NH4+水解生成的H+和OH-反应，还是NH4+直接结合OH-，可以向溶液换加哪一种物质？Mg(OH)2在水中的溶解度和在在饱和MgCl2溶液中的溶解度哪个大？
P82：【实验3-4】沉淀的转化：AgCl→AgI→Ag2S
P83：【实验3-5】沉淀的转化：Mg(OH)2→Fe(OH)3
【实验3-4】和【实验3-5】沉淀能转化的原因是由于生成了溶解度更小的物质。两个实验中，向生成的沉淀中加入另一种物质时，无多余的上一步反应的离子。如实验3-4中，加入NaCl至不再产生沉淀为止，说明已无Ag+，滴加KI溶液时，出现黄色沉淀，是I-和AgCl反应。用平衡移动原理解释叙述为：氯化银固体存在如下衡：AgCl（s）≒Ag+(aq)+Cl-(aq)，加入KI时，生成了溶解度更小的AgI，平衡向右移动，最终转化为AgI。
P84：一般来说，溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现。
P84：水垢（水垢的主要成分：碳酸钙、氢氧化镁）中的CaSO4转化为CaCO3，然后用酸除去
P85：自然界也发生着溶解小的矿物转化为溶解度更小的矿物的现象
P85：科学·技术·社会——氟化物预防龋齿的化学原理
P87：T5、T6、T7、T8、T9
P89：T3、T8
P90：T9、T10
P91：实验活动2 强酸与强碱的中和滴定
P93：实验活动3 盐类水解的应用
《第三章 水溶液中的离子反应与平衡》重点知识总结
1.强电解质：溶于水后能完全电离的电解质，强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物，如强酸(H2SO4、HNO3)、强碱(KOH、NaOH)和绝大多数盐。
2.弱电解质：溶于水后只能部分电离的电解质，弱电解质主要是某些共价化合物，如弱酸(CH3COOH、HClO)、弱碱、水和极少数盐[(CH3COO)2Pb]。
3.强电解质与弱电解质的判断
（1）从结构判断：离子化合物和某些具有强极性键的共价化合物(如强酸、强碱和大部分盐类)是强电解质。某些具有弱极性键的共价化合物(如弱酸、弱碱和水等)是弱电解质。
（2）从在水中能否完全电离判断。全部电离的是强电解质，部分电离的是弱电解质。
4.电离平衡的定义：在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
5.电离平衡的建立与特征
①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。
②平衡的建立过程中，v(电离)＞v(结合)。
③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
6.电离平衡的特点
1)电离过程是吸热的。
2)动态平衡：即达到平衡时，正反应和逆反应还在继续进行，正反应速率和逆反应速率相等，不等于零。
3)条件改变，平衡被打破。
4)弱电解质在离子反应中电离平衡发生移动。
5)弱电解质在溶液中的电离都是微弱的。在弱电解质溶液中，由于存在电离平衡只有一部分分子发生电离，绝大多数以分子形式存在，离子和分子之间存在电离平衡，即分子、离子共存，决定了它在离子方程式书写中要写成分子形式。
7.弱电解质的电离方程式
（1）弱电解质的电离方程式的书写用“”表示。如NH3·H2O的电离方程式是NH3·H2ONH＋OH－、CH3COOH 的电离方程式为CH3COOHCH3COO－＋H＋。
（2）多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。如H2CO3的电离方程式是H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
（3）多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。如Fe(OH)3的电离方程式是Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
（4）弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，即“强中有弱”，如NaHCO3的电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
8．电离平衡的影响因素
（1）内因：弱电解质本身的性质，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
①温度：一般情况下，由于弱电解质的电离过程吸热，因此升高温度，电离平衡向电离方向移动，电离程度增大。
②浓度：同一弱电解质，增大溶液的浓度，电离平衡向电离方向移动，但电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡向电离方向移动，且电离程度增大，但往往会使溶液中离子的浓度减小。
③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动，如下所示：
④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动，如向CH3COOH溶液中加入NaOH固体，因H＋与OH－反应生成H2O，使c(H＋)减小，CH3COOH的电离平衡正向移动，电离程度增大。
9．电离常数的概念：在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对于一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示(弱酸用Ka表示，弱碱用Kb表示)。
10．电离常数表达式
（1）一元弱酸、一元弱碱的电离常数
①一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝。例如：3COOHCH3COO－＋H＋，Ka＝；
②一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝。例如：NH3·H2ONH＋OH－，Kb＝。
（2）多元弱酸、多元弱碱的电离常数
①多元弱酸或多元弱碱的每一步电离都有电离常数，这些电离常数各不相同，通常用Ka1、Ka2或Kb1、Kb2等加以区别。例如25 ℃时，H2CO3的电离分两步：
H2CO3H＋＋HCO，Ka1＝＝4.5×10－7，
HCOH＋＋CO，Ka2＝＝4.7×10－11。
②一般多元弱酸或多元弱碱各步电离常数的大小为Ka1 Ka2，Kb1 Kb2，因此，多元弱酸(或弱碱)的酸性(或碱性)主要由第一步电离决定(八字诀：分步进行，一步定性)。
12.电离常数特点
（1）电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K值增大。
（2）电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。
例如，在25 ℃时，K(HNO2)＝4.6×10－4，K(CH3COOH)＝1.8×10－5，因而HNO2的酸性比CH3COOH强。
（3）多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1 K2 K3……，故其酸性取决于第一步电离。
13.K的意义：
（1）一定温度下，电离常数越大，弱电解质的电离程度越大。
（2）相同温度下，等浓度的弱酸或弱碱的电离常数(对于多元弱酸或多元弱碱来说，只看其第一步电离的电离常数)越大，其酸性或碱性越强。
14.K的影响因素
①内因：弱电解质本身的性质。
②外因：温度越高，K值越大。
15.电离平衡常数的应用
（1）判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同温度下，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
（2）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律，如25 ℃时，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1，Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1，故知HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa可以发生。
（3）计算弱酸、弱碱溶液中的c(H＋)、c(OH－)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(H＋)＝，弱碱溶液中c(OH－)＝。
（4）判断溶液微粒浓度比值的变化
利用温度不变，电离常数不变来判断。如把0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，稀释时，c(H＋)减小，Ka不变，则变大。
15.电离度概念：在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总数的百分比。
16.电离度表示方法
α＝×100%，也可表示为α＝×100%。
17.电离度意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。
18.电离度影响因素
（1）内因：弱电解质本身的性质。
（2）外因：
①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。
②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。
19.电离度和电离常数的关系α≈或K≈cα2。
20.水的离子积常数：因为水的浓度可看作常数，温度一定，K电离为常数，c(H2O)为常数，因此c(H＋) ·c(OH－)为常数。
21.水的离子积常数表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
22.Kw数据：室温下，Kw＝1×10－14，100℃时，Kw＝1×10－12。
23.Kw影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。
24.Kw的适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
25.Kw意义：Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。
26.溶液酸碱性的判断
溶液呈酸性、碱性还是中性，应看c(H＋)和c(OH－)的相对大小，判断溶液酸碱性的依据主要有四点：
判据1 在25℃时的溶液中：
c(H＋)>1×10－7 mol/L 溶液呈酸性，且c(H＋)越大，酸性越强；
c(H＋)＝1×10－7 mol/L 溶液呈中性；
c(H＋)<1×10－7 mol/L 溶液呈碱性，且c(OH－)越大，碱性越强。
判据2 在25℃时的溶液中：
pH<7 溶液呈酸性，且pH越小，酸性越强；
pH＝7 溶液呈中性；
pH>7 溶液呈碱性，且pH越大，碱性越强
判据3 在任意温度下的溶液中：
（1）根据c(H＋)和c(OH－)的相对大小进行判断
c(H＋)>c(OH－)，或c(H＋)＞ mol·L－1，呈酸性；
c(H＋)＝c(OH－)，或c(H＋)＝ mol·L－1，呈中性；
c(H＋)（2）根据pH、pOH、p进行判断
pH＜p＜pOH，呈酸性；pH＝pOH＝p，呈中性；pOH＜p＜pH，呈碱性。
其中：pOH＝－lgc(OH－)，p＝－lg，pH＋pOH＝2p。
判据4 混合溶液酸碱性的判断方法
（1）等浓度等体积一元酸与一元碱溶液的混合——“谁强显谁性，同强显中性”。
（2）常温下，等体积、pH之和等于14的一强一弱酸与碱混合溶液——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。
（3）强酸、强碱等体积混合(常温下)
①pH之和等于14呈中性；②pH之和小于14呈酸性；③pH之和大于14呈碱性。
27.pH及其测量
（1）pH计算公式：pH＝－lg c(H＋)，如：c(H＋)＝1.0×10－5 mol·L－1的酸性溶液pH＝5。
（2）pH意义：pH越大，溶液碱性越强；pH越小，酸性越强。
（3）溶液的酸碱性与pH的关系(常温下)
【特别提醒】pH的范围为0~14,即只有c(H+)或c(OH-)≤1 mol·L-1时才能适用。
（4）测量方法
a.酸碱指示剂法
酸碱指示剂一般是有机弱酸或弱碱，它们的颜色在一定的pH范围内发生变化，因此，可以用这些弱酸、弱碱来粗略测定溶液的pH范围，不能准确测定出pH的具体值。几种常用指示剂的变色范围和颜色变化如表所示：
指示剂 变色范围(pH) 遇酸的颜色 遇碱的颜色
甲基橙 3.14.4 红色(pH<3.1) 黄色(pH>4.4)
石蕊 5.08.0 红色(pH<5.0) 蓝色(pH>8.0)
酚酞 8.210.0 无色(pH<8.2) 红色(pH>10.0)
b.pH试纸法：
①种类
广泛pH试纸：其pH范围是1～14(最常用)。
精密pH试纸：其pH范围较窄，可判别0.2或0.3的pH差值。
专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸。
②使用方法：用镊子夹取一小块试纸放在干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，30s变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。
c.pH计测量法，pH计又称酸度计，可以用来精密测量溶液的pH。测得的溶液pH可以是整数或小数。
28.溶液pH的计算
（1）单一溶液的pH计算
①强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg (nc)。
②强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。
（2）混合溶液pH的计算类型
①两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H＋)混＝。
②两种强碱混合：先求出c(OH－)混，再据Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝。
③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。
c(H＋)混或c(OH－)混＝。
（3）稀释后溶液pH的变化规律
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：a④对于弱碱溶液(pH＝b)每稀释10n倍，pH的范围是：b－n7)(即对于pH相同的强碱和弱碱稀释相同倍数，强碱pH变化的程度大)。
（4）25 ℃时，将强酸、强碱溶液以某体积之比混合，若混合液呈中性，pH酸＋pH碱＝14－lg，现举例如下：
V酸∶V碱 c(H＋)∶c(OH－) pH酸＋pH碱
10:1 1∶10 15
1∶1 1∶1 14
1:10 10∶1 13
29.pH的应用
①人体健康：人体各种体液都有一定的pH，当酸碱平衡失调时，人体就表现出病变，因而可以利用检测血液中的pH来诊断疾病。
②生活应用：利用护发素保护头发，就是通过调节头发的pH使之达到适宜的酸碱度。
③环保领域：酸性或碱性的废水的处理，可以利用中和反应调节其pH。
④农业生产：土壤的pH影响植物对不同形态养分的吸收及养分的有效性，各种作物的生长也都对土壤的pH范围有一定的要求，因而应注意保持土壤的酸碱性。
⑤科学实验、工业生产：溶液的pH控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的一个关键因素。
30.盐的概念：电离时生成金属阳离子或NH4+和酸根阴离子的化合物。
31.盐的分类：
（1）按组成分：正盐（如NaCl、KNO3）、酸式盐（如KHSO4）、碱式盐（如Mg(OH)Cl）。
（2）按溶解性分：易溶性盐（如KNO3）、微溶性盐（如CaSO4）、难溶性盐（如BaSO4）。
（3）按形成盐的酸和碱的强弱分：强酸强碱盐（如KNO3）、强碱弱酸盐（如Na2CO3）、强酸弱碱盐（如NH4Cl）、弱酸弱碱盐（如CH3COONH4）。
32.盐溶液的酸碱性：
盐的类型 强酸强碱盐 强碱弱酸盐 强酸弱碱盐
盐溶液的酸碱性 中性 碱性 酸性
33.盐溶液的酸碱性的解释
（1）强酸弱碱盐（以氯化铵溶液呈酸性为例）
由于NH4Cl电离产生的NH能与水电离出来的OH－结合，生成弱电解质NH3·H2O，破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向右移动，从而使c(H+)>c(OH－)，溶液呈酸性。
（2）强碱弱酸盐(以CH3COONa溶液呈碱性为例)：
由于CH3COONa电离产生的CH3COO－能和水电离出来的H＋结合，生成弱电解质CH3COOH，破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向右移动，从而使c（H＋）＜c（OH－），溶液呈碱性。
（3）强酸强碱盐（以NaCl溶液呈中性为例）
①电离过程：NaCl===Na＋＋Cl－，H2OH＋＋OH－。
②水的电离平衡：溶液中没有弱电解质生成，水的电离平衡未受到影响，溶液中c（H＋）＝c（OH－），溶液呈中性。
34.盐类水解：在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。
35.盐类水解的实质：盐电离―→―→破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→溶液呈碱性、酸性或中性。
36.盐类水解的特点
（1）水解反应是可逆反应
（2）水解反应是酸碱中和反应的逆反应
（3）水解反应程度很微弱
37.盐类水解的规律：有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
38.盐类水解离子方程式的一般模式:阴(阳)离子＋H2O弱酸(或弱碱)＋OH－(或H＋)。
39.盐类水解离子方程式的书写规律
①一般盐类水解程度很小，水解产物很少，如果产物易分解(如NH3·H2O、H2CO3)也不写成其分解产物的形式。
②多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式，如Na2CO3的水解离子方程式：CO＋H2OHCO＋OH－。
③多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如FeCl3的水解离子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。
40.盐类水解离子方程式的书写要求
（1）一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“”表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。
（2）多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。
（3）多元弱碱阳离子的水解是分步进行的，但简化成一步写完。
（4）水解分别显酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大的，如有沉淀生成，则书写时要用“===”“↑” “↓”等。
41．不同类型盐水解的离子方程式的书写
（1）一元弱酸强碱盐，以CH3COONa为例：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。
（2）一元弱碱强酸盐，以NH4Cl为例： NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。
（3）多元弱酸强碱盐(正盐)：多元弱酸强碱盐水解是分步进行的，应分步书写。水解程度主要取决于第一步反应，以Na2CO3为例：CO＋H2OHCO＋OH－，HCO＋H2OH2CO3＋OH－。
（4）多元弱碱强酸盐：多元弱碱强酸盐水解也是分步的，由于中间过程复杂，中学阶段写成一步，以CuCl2为例：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋。
（5）多元弱酸的酸式盐，以NaHCO3为例： HCO＋H2OH2CO3＋OH－。
（6）弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进
①NH与HCO、CO、CH3COO－等构成的盐，虽然水解相互促进，但水解程度较小，仍是部分水解。如NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。
②Al3＋和CO或HCO等构成的盐，水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀。如Al3＋＋3HCO=Al(OH)3↓＋3CO2。
42.影响盐类水解的内因——反应物本身性质：盐类水解程度的大小主要由盐的性质所决定的，盐与水作用生成弱电解质(弱酸或弱碱)的倾向越大，对水电离平衡的影响越大，水解程度越大。也就是说生成弱电解质越难电离(电离常数越小)，水解程度越大。如：CH3COOH、H2CO3、HCO的电离常数依次减小，CH3COO－、HCO、CO的水解程度依次增大，其溶液的pH依次增大。
33.影响盐类水解的外因
【特别提醒】盐类的水解平衡移动，符合勒夏特列原理。
43．水解常数的概念：在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸(或弱碱)浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱的阳离子)浓度之比是一个常数，该常数就叫水解平衡常数。
44．水解常数(Kh)与电离常数的关系
（1）水解常数(Kh)表达式：
①用HA表示一元弱酸，MOH表示一元强碱，MA表示由它们生成的盐，MA为强碱弱酸盐，其水解离子方程式为A－＋H2OHA＋OH－，则水解常数：Kh＝
②用HA表示一元强酸，MOH表示一元弱碱，MA表示由它们生成的盐，MA为强酸弱碱盐，其水解离子方程式为M+＋H2OMOH＋H+，则水解常数：Kh＝
（2）水解常数(Kh)与电离常数的关系
①CH3COONa溶液中存在如下水解平衡：
CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
Kh＝＝＝＝
②NH4Cl溶液中存在如下水解平衡：
NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
Kh＝＝＝＝
因而Ka(或Kh)与Kw的定量关系为：
A.Ka·Kh＝Kw或Kb·Kh＝Kw
B.Na2CO3的水解常数Kh1＝
C.NaHCO3的水解常数Kh2＝
45．Kh的意义及影响因素
①Kh越大，表示盐的水解程度越大。
②水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。它只受温度的影响，因水解过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。
46.盐类水解常数的应用
① 计算盐溶液中c(H+)或c(OH-)的浓度 ：通过水解常数可以计算出溶液中氢离子或氢氧根离子的浓度。
② 判断盐溶液的酸碱性和微粒浓度的大小 ：例如，NaHCO3溶液呈碱性，因为其水解程度大于电离程度；NaHSO3溶液呈酸性，因为其水解程度小于电离程度。
③ 预测水解平衡的移动方向 ：升温可以使水解平衡向右移动，增大水解程度。
47.盐类水解的重要应用
（1）热的纯碱溶液去油污效果更好：纯碱（Na2CO3）水解呈碱性，加热能促进水解，溶液的碱性增强，去污效果增强。水解的离子方程式为CO＋H2OHCO＋OH－。
（2）明矾（铝盐）、铁盐用作净水剂：明矾、铁盐溶于水电离产生的Al3＋、Fe3＋水解，生成的Al（OH）3胶体、Fe（OH）3胶体可以使水中细小的悬浮颗粒聚集成较大颗粒而沉降，从而除去水中的悬浮物，起到净水作用。Al3＋水解的离子方程式为Al3＋＋3H2OAl（OH）3＋3H＋。
（3）泡沫灭火剂：泡沫灭火器内所盛装药品分别是NaHCO3溶液和Al2（SO4）3溶液，在使用时将两者混合，铝离子的水解会促进碳酸氢根离子的水解，从而使水解完全，产生CO2和Al（OH）3。水解的离子方程式为Al3＋＋3HCO===Al（OH）3↓＋3CO2↑。
（4）铵态氮肥不能与草木灰混合施用：NH在水溶液中水解生成H＋，CO在水溶液中水解生成OH－，当二者同时存在时，二者水解产生的H＋和OH－发生中和反应，使水解程度都增大，铵盐水解产生的NH3·H2O易分解为NH3而挥发，降低了肥效。
（5）在工业生产中广泛应用
①焊接工业上用氯化铵作为金属的除锈剂，是因为NH4Cl水解溶液呈酸性，与金属表面的锈发生反应而将其除去。
②工业制备某些无水盐时，不能用蒸发结晶的方法，如由MgCl2·6H2O制无水MgCl2要在HCl气流中加热，否则易发生反应：MgCl2·6H2OMg（OH）2＋2HCl↑＋4H2O。
③工业上利用水解原理制备无机化合物等。如用TiCl4制备TiO2：TiCl4＋（x＋2）H2O===TiO2·xH2O↓＋4HCl。在制备时加入大量的水，同时加热，促使水解趋于完全，所得TiO2·xH2O经焙烧得到TiO2。类似的方法也可用于制备SnO、SnO2和Sn2O3等。
（6）配制可水解的盐溶液：某些强酸弱碱盐在配制溶液时因水解而变浑浊，需加相应的酸来抑制水解，如在配制FeCl3溶液时常将FeCl3晶体溶于较浓的盐酸中再加水稀释至所需浓度来抑制FeCl3水解。
（7）可水解盐溶液的储存：某些强碱弱酸盐水解呈碱性，用玻璃试剂瓶贮存时，不能用玻璃塞，如Na2CO3溶液、NaF溶液等不能贮存于磨口玻璃瓶中。
（8）制备胶体：将饱和FeCl3溶液滴入沸水中，因Fe3＋的水解而得到红褐色 Fe（OH）3胶体。
(9)物质制取如制取Al2S3，不能用湿法，若用Na2S溶液和AlCl3溶液，两种盐溶液在发生的水解反应中互相促进，得不到Al2S3。制取时要采用加热铝粉和硫粉的混合物：2Al＋3SAl2S3。
(10)判断离子能否大量共存：若阴、阳离子发生相互促进的水解反应，水解程度较大而不能大量共存，有的甚至水解完全。常见的相互促进的水解反应进行完全的有：Fe3＋、Al3＋与AlO、CO、HCO。
(11)判断盐溶液蒸干时所得的产物
①盐溶液水解生成难挥发性酸和酸根阴离子易水解的强碱盐，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。
②盐溶液水解生成挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。
③考虑盐受热时是否分解，如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4和MnO2；NH4Cl―→NH3和HCl。
④还原性盐在蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。
⑤弱酸的铵盐蒸干后无固体。如：NH4HCO3、(NH4)2CO3。
(12)Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中，产生H2。例如：将镁条投入NH4Cl溶液中，有H2、NH3产生，有关离子方程式为：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑。
48.饱和溶液与不饱和溶液：一定温度下，一定量的溶剂里不能再溶解溶质的溶液叫饱和溶液；能继续溶解溶质的溶液叫不饱和溶液。
49.溶解性与溶解度：
（1）溶解性：是一种物质溶解在另一种物质中的能力，是物理性质，其大小与溶质、溶剂的性质有关，但只能粗略地表示物质溶解能力的强弱。
（2）溶解度：在一定温度下，某物质在100g溶剂里达到饱和时所能溶解的质量，叫做这种溶质在该溶剂里的溶解度，可精确表示物质溶解能力(如果不指明溶剂，通常是指物质在水中有溶解度）。
（3）20℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系——难溶、可溶、易溶界定：
注意：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。0.01g的量是很小的，化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10-5 mol·L-1,沉淀就达完全。
（4）溶解度与质量分数的换算：
50．沉淀溶解平衡：在一定温度下，当难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速率和生成沉淀速率相等的状态，建立了动态平衡。
51.沉淀溶解平衡表达式：
（1）沉淀溶解平衡与难溶电解质的电离
①沉淀溶解平衡是指固体沉淀与溶液中相关离子间的平衡关系，包含了沉淀的溶解和溶解后电解质的电离两个过程。如：BaSO4(s)Ba2＋(aq)＋SO(aq)包含了BaSO4(s)BaSO4(aq)和BaSO4===Ba2＋＋SO两个过程。
②难溶电解质的电离仅仅是沉淀溶解平衡的后一个过程。
总过程 沉淀溶解平衡(可逆)
分过程 沉淀的溶解(可逆) 电解质的电离(可逆或不可逆)
如Al(OH)3(s)Al3＋(aq)＋3OH－(aq) (沉淀溶解平衡)，Al(OH)3Al3＋＋3OH－ (电离平衡)
（2）沉淀溶解平衡表达式：难溶电解质(s) 溶质离子(aq)，如AgCl沉淀体系中的溶解平衡可表示为AgCl(s) Cl－(aq)＋Ag＋(aq)。由于沉淀、溶解之间的这种动态平衡的存在，决定了Ag＋和Cl－的反应不能完全进行到底。
注意：沉淀溶解平衡的表达式，①须标明状态(s)、(aq)，②一律用“”。
52.沉淀溶解平衡的特征:逆、等、定、动、变(适用平衡移动原理)
①逆——可逆过程
②动——动态平衡，溶解速率和沉淀速率不等于0。
③等——溶解速率和沉淀速率相等。
④定——平衡状态时，溶液中的离子浓度保持不变。
⑤变——当改变外界条件时，溶解平衡发生移动。
52．影响沉淀溶解平衡的内因：难溶电解质本身的性质，这是决定因素。
①绝对不溶的电解质是没有的。
②同是难溶电解质，溶解度差别也很大。
③易溶电解质作溶质时只要是饱和溶液也可存在溶沉淀解平衡。
53．影响沉淀溶解平衡的外因
①浓度：加水稀释，平衡向沉淀溶解的方向移动；
②温度：绝大多数难溶电解质的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向沉淀溶解的方向移动；少数平衡向生成沉淀的方向移动，如Ca(OH)2的沉淀溶解平衡。
③同离子效应：向平衡体系中加入难溶电解质溶解产生的离子，平衡向生成沉淀的方向移动；
④其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向沉淀溶解的方向移动。
⑤加入难溶物本身：平衡不稳定。
54.溶度积概念：在一定温度下，沉淀达溶解平衡后的溶液为饱和溶液，其离子浓度不再发生变化，溶液中各离子浓度幂之积为常数，称为溶度积常数(简称溶度积)，用Ksp表示。
55．溶度积和离子积
以AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)为例：
溶度积 离子积
概念 沉淀溶解的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积
符号 Ksp Qc
表达式 Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)， 式中的浓度都是平衡浓度 Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)， 式中的浓度是任意时刻的浓度
应用——溶度积规则 判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解 （1）Qc>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出 （2）Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态 （3）Qc56.Ksp的意义：溶度积的大小与溶解度有关，它反映了物质的溶解能力。对同类型的难溶电解质，如AgCl、AgBr、AgI等，在相同温度下，Ksp越大，溶解度就越大；Ksp越小，溶解度就越小。
57.Ksp的影响因素
（1）内因：难溶物质本身的性质，这是主要决定因素。
（2）外因
①浓度：加水稀释，平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。
②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解方向移动，Ksp增大。
③其他：向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更难电离物质或气体的离子时，平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。
58.沉淀的生成
（1）调节pH法：如除去CuCl2溶液中的杂质FeCl3，可以向溶液中加入CuO，调节溶液的pH，使Fe3＋形成Fe(OH)3沉淀而除去。离子方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋、CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O。
（2）沉淀剂法：
①工业废水中以Na2S沉淀剂，使废水中的某些金属离子Cu2＋、Hg2-，离子方程式为S2-＋Cu2＋=CuS↓、S2-＋Hg2-=HgS↓。
②沉淀剂的选择:利用生成沉淀分离或除去某种离子,首先要使生成沉淀的反应能够发生,其次沉淀生成的反应进行得越完全越好。如除去溶液中的Mg2+,用NaOH溶液比使用Na2CO3溶液好,原因是Mg(OH)2的溶解度比MgCO3的小。
③相同离子法：增大沉淀溶解平衡体系中某种离子的浓度，使平衡向生成沉淀的方向移动，如向AgCl饱和溶液中加入饱和食盐水可继续生成AgCl沉淀。
④氧化还原法：改变离子的存在形式，促使其转化为溶解度更小的难溶电解质，便于分离出来，例如通过氧化还原反应将Fe2＋氧化为Fe3＋，从而生成更难溶的Fe(OH)3沉淀。
59.沉淀的溶解
（1）酸溶解法：如CaCO3溶于盐酸，离子方程式为CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑，其溶解原理可表示为
CO2气体的生成和逸出，使CaCO3溶解平衡体系中的CO32-浓度不断减小，平衡向沉淀溶解的方向移动
（2）盐溶液溶解法：如Mg(OH)2溶于盐酸和NH4Cl溶液，离子方程式为Mg(OH)2+2H+=Mg2++H2O、Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O。
（3）生成配合物溶解法：如AgCl沉淀可溶于氨水，其溶解原理为AgCl电离出的Ag＋与NH3·H2O作用生成可溶但难电离的配离子[Ag(NH3)2]＋，则AgCl溶解平衡体系中c(Ag＋)减小，溶解平衡向右移动直至AgCl完全溶解，反应的离子方程式为AgCl＋2NH3·H2O[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O。
（4）氧化还原溶解法：有些金属硫化物(如CuS、HgS等)不溶于非氧化性酸，只能溶于氧化性酸，则可通过减小c(S2－)来达到使沉淀溶解的目的，例如：3CuS＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋3S＋2NO↑＋4H2O。
60.沉淀转化的实质：沉淀溶解平衡的移动。
①NaCl溶液AgClAgIAg2S，则溶解度：AgCl>AgI>Ag2S。
②MgCl2溶液Mg(OH)2Fe(OH)3，则溶解度：Mg(OH)2>Fe(OH)3。
61.沉淀转化的规律
①两种沉淀的溶解度不同，一般来说溶解度小的沉淀可以转化为溶解度更小的沉淀，沉淀的溶解度差别越大，沉淀转化越容易。
②当两种沉淀的Ksp的大小相差不大时，溶解小也可以转化为溶解度稍大的沉淀，通过控制反应条件也能实现，如BaSO4(Ksp=1.1×10-10)用饱和Na2CO3溶液浸泡可部分转化为BaCO3(Ksp=2.58×10-9)。
③当一种试剂能沉淀溶液中的几种离子时，生成沉淀所需要试剂离子浓度越小的越先沉淀，如果生成各种沉淀所需要试剂离子的浓度相差较大，就能分步沉淀，从而达到分离的目的。
62.沉淀转化的应用
①锅炉除垢：
水垢[CaSO4(s)] CaCO3(s) Ca2＋(aq)，即将CaSO4转化为易溶于酸的CaCO3，离子方程式为CaSO4(s)＋CO(aq)===CaCO3(s)＋SO(aq)。
②矿物转化：
CuSO4溶液铜蓝(CuS)，即CuSO4溶液遇ZnS转化为CuS，离子方程式为ZnS(s)＋Cu2＋(aq)===CuS(s)＋Zn2＋(aq)。
《第四章 化学反应与电能》回看索引
P95：原电池、电解池都以发生在电子导体（如金属）与离子导体（如电解质溶液）接触面上的氧化还原反应为基础
P96：【实验4-1】双液原电池：锌铜原电池
P96：盐桥中装有含KCl饱和溶液的琼胶，离子可在其中自由移动
P97：化学电源包括一次电池、二次电池和燃料电池等
P98：比能量、比功率
P98：一次电池中电解质溶液制成胶状，不流动，也叫做干电池。
P98：图4-3 碱性锌锰电池的构造示意图、碱性锌锰电池的电极反应和电池反应
P98：二次电池又称可充电电池或蓄电池
P98-99：明确一次电池、二次电池和燃料电池。碱性锌锰电池、铅蓄电池总反应和电极反应的正确书写。
P99：图4-4 铅酸蓄电池的构造示意图、铅酸蓄电池的电极反应和电池反应
P99：倒数第二自然段：废弃电池中含有重金属和酸碱等有害物质，随意丢弃，对生态环境和人体健康有很大的危害。
P99：资料卡片——锂离子电池
P100：燃料电池是一种连续地将燃料和氧化剂的化学能直接转化为电能的化学电源
P100：图4-7 氢氧燃料电池工作原理示意图
P101：科学史话——历史上第一个化学电源
P103：T4、T5、T6
P104：【实验4-2】氯化铜溶液的电解
P104：注解①电化学中规定：发生氧化反应的为阳极，发生还原反应的为阴极
P105：放电：在阳极失去电子发生氧化反应，在阴极得到电子发生还原反应的过程
P105：电解：电流通过电解质溶液（或熔融电解质）而在阳极、阴极引起氧化还原反应的过程 电解池（电解槽）
P106：电解原理的应用：电解饱和食盐水 图4-11 氯碱工业产品及其应用
P107：图4-13 离子交换膜法电解饱和食盐水原理示意图
P107：电镀和铜的精炼 都是用活泼金属作阳极，精炼铜时，电解质溶液中Cu2+浓度几乎不变，阳极减少的质量和阴极增加的质量不等。用惰性电极电解MgCl2溶液的特殊性。书写用惰性电极分别电解以下几种电解质溶液的电极反应及总反应。CuSO4、AgNO3、NaCl、CuCl2。
P107：电冶金
P109：资料卡片 电解与元素的发现
P109：资料卡片 电有机合成
P112：析氢腐蚀和吸氧腐蚀的区别，吸氧腐蚀正极的电极反应式。
P113：在金属表面覆盖保护层：喷涂油漆、矿物性油脂或覆盖搪瓷、塑料等；电镀；化学方法在钢铁部件表面进行发蓝处理（生成一层致密的四氧化三铁薄膜）；利用阳极氧化处理铝制品的表面，使之形成致密的氧化膜而钝化。
P113：白铁、马口铁
P113：金属的电化学防护的两种方法的名称。牺牲阳极法、外加电流法
P110：实验4-4 牺牲阳极法 图4-24 牺牲阳极法示意图
P115：资料卡片——Fe2+的检验 铁氰化钾的化学式，及溶液的颜色，用它检验Fe2+的离子方程式。
P115：外加电流法 图4-28 外加电流法示意图
P116：研究与实践——暖贴的设计与制作
P117：T2、T4、T5、T6、T7
P119：T1、T2、T3、T4、T5、T6、T7
P120：T8、T9、T10、T11
P122：实验活动4 简单的电镀实验
P123：实验活动5 制作简单的燃料电池
《第四章 化学反应与电能》重点知识总结
1.原电池的概念和反应本质：原电池是把化学能转化为电能的装置，其反应本质是自发进行的氧化还原反应。
2.构成条件
（1）一看反应：看是否有能自发进行的氧化还原反应发生(一般是活泼性强的金属与电解质溶液反应)。
（2）二看两电极：一般是活泼性不同的两电极，较活泼的做负极。
（3）三看是否形成闭合回路，形成闭合回路需三个条件：
①电解质溶液；
②两电极直接或间接接触；
③两电极插入电解质溶液中。
3.工作原理
以锌铜原电池为例
（1）反应原理
①电子移动方向：锌失电子逐渐溶解变成Zn2＋进入溶液，电子从负极经导线流入正极。
②离子移动方向：阴离子向负极移动(如SO)，阳离子向正极移动(如Zn2＋和H＋，溶液中H＋在正极上得电子形成氢气在铜片上冒出)。
③电流方向：正极→导线→负极→电解质溶液→正极。
④两极电极反应式
负极(锌极)：Zn－2e－===Zn2＋(氧化反应)。
正极(铜极)：2H＋＋2e－===H2(还原反应)。
总反应：Zn＋2H＋===Zn2＋＋H2↑。
（2）单液原电池和双液原电池对比
比较项目 单液原电池 双液原电池
相同点 正负极，电极反应，总反应式，电极现象
不 同 点 能量 变化 化学能转化为电能和热能 化学能只转化为电能
反应 区域 两极反应在相同区域 两极反应在不同区域
（3）双液原电池中盐桥的组成和作用
①盐桥中装有饱和的KCl、KNO3等溶液和琼胶制成的胶冻。
②盐桥中离子移向：盐桥含饱和KCl（KNO3）溶液，K＋移向正极，Cl－（NO3－）移向负极
③盐桥的作用：a.导电：连接内电路，形成闭合回路；b.平衡电荷，使原电池不断产生电流。c.隔离：使相互反应的物质不接触。
4.原电池原理的应用
（1）比较金属的活动性强弱：
①原理：一般原电池中活动性较强的金属作负极，活动性较弱的金属作正极。
②应用：A、B两种金属用导线连接后插入稀H2SO4中，若A极溶解，B极上有气泡冒出，则金属活动性：A＞B。
（2）加快化学反应速率：
①原理：一个自发进行的氧化还原反应，形成原电池时会使反应速率增大。在原电池中，氧化反应和还原反应分别在两极进行，溶液中的粒子运动时相互间的干扰小，使化学反应速率加快。
②应用：实验室中用Zn与稀H2SO4反应制取H2时，通常滴入几滴CuSO4溶液。这样做的原因是Zn与置换出的Cu、稀H2SO4构成了原电池，加快了反应的进行。
【特别提醒】在理解形成原电池可加快反应速率时，要注意对产物量的理解，Zn与稀硫酸反应时加入少量CuSO4溶液，锌足量时，不影响产生H2的物质的量，但稀硫酸足量时，产生H2的物质的量要减少。
（3）用于金属的防护：使被保护的金属制品作原电池正极而得到保护。如要保护一个铁质的输水管道或钢铁桥梁等，可用导线将其与一块锌块相连，使锌作原电池的负极。
（4）设计制作化学电源
①拆分反应：将氧化还原反应分成两个半反应。
②选择电极材料：将还原剂（一般为比较活泼的金属）作负极，活泼性比负极弱的金属或非金属导体作正极。如果还原剂不是金属而是其它还原性物质，可选择惰性电极——石墨棒、铂片作负极。
③构成闭合回路：电解质溶液一般要能够与负极发生反应，或者电解质溶液中溶解的其他物质能与负极发生反应(如溶解于溶液中的空气)。如果两个半反应分别在两个容器进行（中间连接盐桥），则两个容器中的电解质溶液应含有与电极材料相同的金属的阳离子。
④画装置图：结合要求及反应特点，画出原电池装置图，标出电极材料名称、正负极、电解质溶液等。
5.化学电源的优点和优
必读教材基础知识
目 录
《第一章 化学反应的热效应》回看索引
《第一章 化学反应的热效应》重点知识总结
《第二章 化学反应速率与化学平衡》回看索引
《第二章 化学反应速率与化学平衡》重点知识总结
《第三章 水溶液中的离子反应与平衡》回看索引
《第三章 水溶液中的离子反应与平衡》重点知识总结
《第四章 化学反应与电能》回看索引
《第四章 化学反应与电能》重点知识总结
《选择性必修1》回看测试
《第一章 化学反应的热效应》回看索引
P4：体系、环境
P4：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热
P5：探究 中和反应反应热的测定 中和反应反应热的测定。该实验中，为了达到保温、隔热、减少实验过程中的热量损失，采取了哪些措施？每一次实验一共要测量几次温度？测定混合溶液的温度时是测量最高温度。除大小两个烧杯外，还有有两种重要的玻璃仪器名称是什么？注意观察它们的位置。50mL 0.5 mol/L盐酸温度为t1℃，50mL 0.55mol/L NaOH溶液温度为t2℃，混合溶液最高温度为t3℃，写出生成1 mol H2O的反应热的表达式（注意单位）。为了使盐酸充分中和，采用0.55mol/L NaOH的溶液，使碱过量。
P6：内能是体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强和物质的聚集状态等影响。
P6：焓：一个与内能有关的物理量。在等压条件下进行的化学反应（严格地说，对反应体系做功还有限定，中学阶段一般不考虑），其反应热等于反应的焓变。
P7：化学键断裂和形成时的能量变化是化学反应中能量变化的主要原因。
P8：热化学方程式 利用盖斯定律书写热化学方程式；表示燃烧热的热化学方程式（生成最稳定的氧化物，生成液态水）；表示中和热的热化学方程式（除有H+、OH-外，如弱酸、浓硫酸、弱碱或生成沉淀的反应热与中和热的对比）。可逆反应的热化学方程式的意义。如299 K时，合成氨反应 N2 (g ) + 3H2 ( g )＝2NH3 ( g ) △H = -92.0 kJ/mol，将此温度下的1 mol N2 和3 mol H2 放在一密闭容器中，在催化剂存在时进行反应，达到平衡时，反应放出的热量一定小于92.0 kJ。
P10：资料卡片——△H的单位中“mol-1”的含义。
P10：燃烧热：在101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量，稳定氧化物C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)，N→N2(g)，X→HX(g)。
P11：科学·技术·社会 重要的体内能源——脂肪
P12:火箭推进剂 ①液氢+液氧（燃烧效率高，昂贵，不易储存）。②肼—50：液态NO2+肼（燃烧效率一般，较易储存，相对便宜，腐蚀性极强）。③液氧+煤油（燃烧效率一般，价格适中，不易储存）
P14：盖斯定律
P16：科学史话 热化学研究的先驱——盖斯
《第一章 化学反应的热效应》重点知识总结
1.体系是与周围其他部分区分开来的根据需要所研究的对象。如将试管中的盐酸、NaOH溶液及发生的反应等看作一个反应体系，简称体系(又称系统)。
2.环境是与体系相互影响的其他部分。如盛有溶液的试管和溶液之外的空气等看作环境。
3.反应热：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热。
4.热量：指因温度不同而在体系与环境之间交换或传递的能量，可以是吸收能量也可以是放出能量。
强。
5.中和热
（1）概念：在稀溶液里，酸与碱发生中和反应生成1 mol水时所放出的热量。
（2）单位：kJ·mol－1或kJ/mol
（3）意义：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ·mol－1。它表示25℃、101kPa时，稀的强酸与稀的强碱反应生成生成水的量为1 mol水时的反应热就是中和热。
6.内能
①内能是体系内物质的各种能量的总和。
②符号：U
③影响因素：温度、压强和物质的聚集状态。
7.焓及焓变
①焓的意义：焓是一个物理量，用来表示物质所具有的能量，符号为H，用焓的变化来描述与反应热有关的能量变化。
②焓变：表示反应产物的总焓与反应物的总焓之差，符号用ΔH表示。
a、数学表达式：ΔH =H（反应产物）-H（反应物）
b、单位：kJ/mol或(kJ·mol－1)
c、意义：在一定条件下，可以通过焓变（ΔH）来确定一个反应是吸热反应还是放热反应。
③影响焓变的因素
a、发生变化的物质的焓变，在其他条件一定时与变化物质的物质的量成正比。
b、焓变与反应物、生成物之间的温度、压强有关。
c、物质在固态、液态、气态之间进行转换时也伴随能量的变化，所以焓变与物质的聚集状态有关。
8.反应热与焓变的关系：ΔH是化学反应在恒定压强下且不与外界进行电能、光能等其他能量的转化时的反应热，即恒压条件下进行的反应的反应热Q就是焓变，因此常用ΔH表示反应热。高中阶段二者通用。
9．化学反应过程中能量变化的表现形式
化学反应过程中，不仅有物质的变化，还有能量的变化。这种能量的变化常以热能、电能、光能等形式表现出来。
10.化学反应中的能量变化
⑴从键能的角度分析化学反应中能量的变化（微观角度）
以1 mol H2与1 mol Cl2反应生成2 mol HCl时放出184.6 kJ的热量为例，从微观角度解释化学反应过程中的能量变化。
解答此反应过程的能量变化可表示如下：
A、化学键断裂时需要吸收能量,吸收的总能量为436kJ+143kJ=679 kJ。
B、化学键形成时需要释放能量释放的总能量为2×431kJ=862 kJ。
C、反应热的计算：862 kJ－679 kJ＝183 kJ，即放出183 kJ的能量。显然，分析结果与实验测得的该反应的反应热184.6kJ·mol－1很接近(一般用实验数据来表示反应热)。
【归纳小结】（1）化学反应过程中能量变化的微观本质是：化学键的断链和形成时的能量差别是化学反应伴随能量变化的本质原因。
由键能求焓变的公式：ΔH=E（反应物的总键能）- E（产物的总键能）
（2）ΔH的正负和吸放热反应的关系
①放热反应：反应完成时，生成生成物释放的总能量大于反应物吸收的总能量。由于反应后放出热量(释放给环境)而使反应体系的能量降低，故ΔH＜0或ΔH为“－”。
②吸热反应：反应完成时，生成物释放的总能量小于反应物吸收的总能量。由于反应后吸收环境热量而使反应体系的能量升高，故ΔH＞0或ΔH为“＋”。
（2）从物质所具有的能量角度分析化学反应中能量的变化（宏观角度）
①如果反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量，那么由反应物转化成生成物时能量主要转变成热量形式放出，这是放热反应。反之，如果反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量，反应物就需要吸收热量才能转化为生成物，这是吸热反应。（如下图）
放热反应 吸热反应
②由物质的能量求焓变的公式：
ΔH= E（产物的总能量）- E（反应物的总能量）
③图解反应热与活化能的关系
A.在无催化剂的情况下，E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能，ΔH＝E1－E2。
B.催化剂能降低反应所需活化能，但不影响焓变的大小。
（3）放热反应和吸热反应的比较
类型 放热反应 吸热反应
能量图像
化学反应中的 能量变化与计 算 ①a表示断裂旧化学键吸收的能量,也可以表示反应的活化能。 ②b表示生成新化学键放出的能量,也可以表示活化分子变成生成物分子所放出的能量。 ③c表示反应的反应热。
ΔH=(a-b)kJ·mol-1=-ckJ·mol-1 ΔH=(a-b)kJ·mol-1=+ckJ·mol-1
ΔH=H(生成物)-H(反应物),单位:kJ·mol-1
ΔH=反应物键能总和-生成物键能总和,单位:kJ·mol-1
【特别提醒】比较ΔH的大小时，要连同“＋”、“－”包含在内，类似于数学上的正负数比较。如果只比较反应放出热量的多少，则只须比较数值大小，与“＋”、“－”无关。
11.放热反应：
①可燃物的燃烧
②酸碱中和反应
③金属与酸的置换反应
④物质的缓慢氧化
⑤铝热反应
⑥大多数化合反应
⑦由不稳定物质转变为稳定物质的反应等
12.吸热反应：
①由稳定物质转变成不稳定物质的反应等。
②盐类的水解反应
③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应
④C和H2O(g)、C和CO2、N2和O2的反应
⑤大多数分解反应
13.正确判断吸、放热反应
①化学反应总体遵循“分吸合放”规律，即大多数分解反应吸热，大多数化合反应放热，且化学反应中吸热反应占少数，所以务必记住常见的吸热反应。
②放热反应或吸热反应必须属于化学变化，物质的物理变化过程中，也会有能量的变化，不属于吸热反应或放热反应。如醋酸的电离虽然要吸热，但不能称为吸热反应，只能称为吸热过程；同样，水蒸气转变成液态水，也不能称为放热反应。
③化学反应是放热还是吸热与反应发生的条件没有必然联系。不同化学反应发生的条件不同，有的常温下就可以发生，有的则需要加热，因此往往容易把在加热条件下进行的反应认为是吸热反应，而在常温下进行的反应认为是放热反应，其实两者之间无必然联系，常温下进行的反应可能是放热反应，如中和反应；也可能是吸热反应，如NH4Cl与Ba(OH)2·8H2O的反应。加热条件下进行的反应，可能是吸热反应，如C＋CO2 == 2CO；也可能是放热反应，如C＋O2 == CO2。两者的区别是放热反应撤去热源后仍能进行，吸热反应必须持续加热才能继续进行。由上可见，反应吸热还是放热与反应条件无关，而是由反应物总能量与生成物总能量的高低决定的。
14.热化学方程式
（1）概念：能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式，叫做热化学方程式。
（2）表示意义：热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。
例如：2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－571.6 kJ·mol－1，表示在25 ℃和101 kPa下，
2 mol气态H2与1 mol气态O2反应生成2 mol液态H2O时，放出571.6 kJ的热量。
（3）热化学方程式与普通化学方程式的区别
化学方程式 热化学方程式
化学 计量数 是整数，既可表示粒子个数，又可表示该物质的物质的量 既可以是整数，也可以是分数，只表示该物质的物质的量
状态 不要求注明 必须在化学式后注明
正负号及单位 无 必须注明
意义 表明了化学反应中的物质变化 不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化
（4）书写热化学方程式的步骤及要求
一写化学方程式——写出配平的化学方程式。
二标状态——用s、1、g、aq标明物质的聚集状态，不标“↑”或“↓”。
三标条件——标明反应的温度和压强(101kPa、25℃时可不标注)。
四标△H——在方程式后写出△H,并根据信息注明△H的“+”或“-”。
五标数值——根据化学计量数计算写出△H的值，并注明单位kJ·mol－1。
（5）书写热化学方程式的注意事项
①ΔH只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边，并用“空格”隔开。若为放热反应，ΔH为“－”；若为吸热反应，ΔH为“＋”。ΔH的单位一般为kJ·mol－1。
②注意反应物和产物的聚集状态不同，反应热数值不同。物质的气、液、固三态的变化与反应热的关系如下图，因此，必须注明物质的聚集状态(s、l、g、aq)才能完整地体现出热化学方程式的意义。热化学方程式中不用标“↑”或“↓”。
③ΔH的单位“kJ·mol－1”的含义——指每摩尔反应。并不是指每摩尔具体物质反应时伴随的能量变化是多少千焦，而是指给定形式的具体反应以各物质的化学计量数来计量其物质的量时伴随的能量变化。ΔH的值与化学方程式的写法有关，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。当反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。
例如：已知H2(g)＋（1/2）O2(g)＝H2O(l) ΔH＝－285.8kJ·mol－1，则
2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l) ΔH＝－571.6kJ·mol－1；
H2O(l)＝H2(g)＋（1/2）O2(g) ΔH＝＋285.8kJ·mol－1。
④可逆反应中的“ΔH”表示的是完全反应时对应的焓变值，逆反应的“ΔH”数值相等，符号相反。若按该反应的化学计量数投料进行反应，由于可逆反应不能进行彻底，那么吸收或放出的热量一定比该值小。
15.燃烧热
（1）概念：在101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。
（2）单位：kJ·mol－1或kJ/mol
（3）意义：甲烷的燃烧热为890.3 kJ·mol－1，或ΔH＝－890.3 kJ·mol－1，它表示25 ℃、101 kPa时，1 mol甲烷完全燃烧生成1 mol CO2(g)和2 mol H2O(l)时放出890.3 kJ的热量。
（4）书写：书写表示燃烧热的热化学方程式时，以燃烧1 mol可燃物为标准来配平其余物质的化学计量数，同时可燃物要完全燃烧且生成指定产物。例如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l) ΔH＝－285.8 kJ·mol－1。
（5）【特别提醒】关于燃烧热的理解：①燃料1 mol；②完全燃烧；③生成指定产物：C元素→CO2(g)、H元素→H2O(l)、S元素→SO2(g)、N元素→N2(g)、X(卤素)→HX(g)；④燃烧热的数值与化学计量数无关。
（6）反应热与燃烧热的比较
反应热 燃烧热
能量的变化 放热或吸热 放热
ΔH的大小 放热时，ΔH＜0；吸热时，ΔH＞0 ΔH＜0
反应物的量 不限 1 mol纯物质
生成物 无要求 指定产物
热化学方程式 有无数个 唯一
（7）燃烧热和中和热的比较
燃烧热 中和热
相同点 能量变化 放热
ΔH及其单位 ΔH＜0，单位均为kJ·mol－1
不同点 反应物的量 1 mol 不一定为1 mol
生成物的量 不确定 生成水的量为1 mol
反应热的含义 101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，即C―→CO2(g)、H―→H2O(l)、S―→SO2(g)、N元素→N2(g)、X(卤素)→HX(g)。 在稀溶液里，酸与碱发生中和反应生成1 mol水时所放出的热量
表示方法 燃烧热ΔH＝－a kJ·mol－1(a＞0) 强酸与强碱反应的中和热ΔH＝－57.3 kJ·mol－1
特点 物质燃烧一定放热，ΔH一定为负值 弱酸、弱碱电离吸热，中和热数值比57.3小，有沉淀生成的中和热数值比57.3大
16.盖斯定律
（1）内容：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。即：化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
（2）本质：能量守恒定律
（3）意义：应用盖斯定律可以间接计算以下情况(不能直接测定)的反应热
a.反应进行得很慢的反应；
b.不容易直接发生的反应；
c.伴有副反应发生的反应。
（4）对盖斯定律的理解
a.从反应途径角度：反应热只与始态、终态有关，与途径无关。
b.从能量角度：不管反应历程如何，一个反应的反应热只取决于反应物与生成物的总能量的差值。
从S→L，△H1<0，体系放热，从L→S，△H2>0，体系吸热，据能量守恒，△H1+△H2=0。
c.从反应热角度：
则ΔH＝ΔH1＋ΔH2=ΔH3+ΔH4 +ΔH5。
17.反应热的计算
（1）利用热化学方程式进行有关计算
反应热与反应物各物质的物质的量成正比，根据已知的热化学方程式和已知的反应物或生成物的物质的量或反应吸收或放出的热量，可以把反应热当作“产物”，计算反应放出或吸收的热量。
（2）根据燃烧热数据，计算反应放出的热量
计算公式：Q＝燃烧热×n(可燃物的物质的量)
（3）根据反应物和生成物的总能量计算:△H=E生成物-E反应物。
（4）根据旧键断裂和新键形成过程中的能量差计算焓变
若反应物旧化学键断裂吸收能量E1，生成物新化学键形成放出能量E2，则反应的ΔH＝E1－E2。
（5）利用键能计算反应热的方法
A.熟记反应热ΔH的计算公式:ΔH＝E(反应物的总键能之和)－E(生成物的总键能之和)
B.计算关键：利用键能计算反应热的关键，就是要算清物质中化学键的种类和数目。
【易错提醒】规避易失分点：计算物质中键的个数时，不能忽略物质的结构，如1 mol晶体硅中含2 mol Si—Si键，1 mol SiO2中含4 mol Si—O键，注意特殊物质中键数的判断：
物质(1 mol) P4 C(金刚石) 石墨 Si SiO2 CO2 CH4
化学键 P—P C—C C—C Si—Si Si—O C==O C—H
键数(mol) 6 2 1.5 2 4 2 4
（6）根据中和热计算反应热的方法：中和反应放出的热量＝n(H2O)×|ΔH|
（7）利用盖斯定律计算
A.运用盖斯定律的技巧——“三调一加”
一调：根据目标热化学方程式，调整已知热化学方程式中反应物和生成物的左右位置，改写已知的热化学方程式。
二调：根据改写的热化学方程式调整相应ΔH的符号。
三调：调整中间物质的化学计量数。
一加：将调整好的热化学方程式及其ΔH相加。
B.运用盖斯定律的三个注意事项
①热化学方程式乘以某一个数时，反应热的数值必须也乘上该数。
②热化学方程式相加减时，物质之间相加减，反应热也必须相加减。
③将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“－”随之改变，但数值不变。
《第二章 化学反应速率与化学平衡》回看索引
P26：探究 定性与定量研究影响化学反应速率的因素 实验探究I：完成反应的离子方程式，硫酸起酸的作用，Na2S2O3发生歧化反应。实验探究II：明确实验目的，如何检查该装置的气密性？[关闭分液漏斗活塞，向外（内）拉（压）针筒活塞，松开后又回到原来的位置，表明装置不漏气。]
P27：自由基、基元反应、有效碰撞
P27:大量实验证明，温度每升高10℃，化学反应速率通常增大为原来的2—4倍。
P28：活化分子、活化能
P28：活化能和简单碰撞理论解释影响化学反应速率的因素
P30：科学·技术·社会 飞秒化学
P30：T2
P31：T6
P33：化学平衡状态，简称化学平衡
P33：方法导引——图像分析
P34：浓度商、化学平衡常数（固体或液体纯物质一般不列入浓度商和平衡常数），化学平衡常数的表达式的正确书写，只与温度有关。
P34：一般来说，当K＞105时，该反应就进行得基本完全
P36：【实验2-1】浓度对化学平衡的影响 用平衡移动原理解释在血红色溶液中加入铁粉颜色变浅。[血红色溶液中存在如下平衡：Fe3++3SCN-≒Fe(SCN)3，加入铁粉时，2Fe3++Fe= 3Fe2+平衡左移， Fe(SCN)3浓度变小，血红色变浅。加入KSCN时，Fe3++3SCN-≒Fe(SCN)3平衡右移]。
P37：浓度商与平衡常数的大小关系可以判断化学平衡移动的方向
P38：【实验2-2】压强对化学平衡的影响
P39：【实验2-3】温度对化学平衡的影响 记住该反应为放热反应。升高温度，平衡左移，阻止温度升高，但温度最终比原来高，颜色变深；降低温度，平衡右移，阻止温度降低，但最终比原来低，颜色变浅。理解只能减弱不能抵消。
P40：勒夏特列原理
P40：科学史话——勒夏特列
P42：T4、T5
P44：熵、熵增、孤立体系、绝热体系
P45：资料卡片——自由能与化学反应的方向 自由能的变化。具体某反应能自发进行的时，判断外界条件。如：2NO(g)＋2CO(g)=N2(g)＋2CO2(g)，在常温下能自发进行，则该反应的△H＜0。
P46：以工业合成氨为例进行化学反应的调控：压强：10~30 MPa，温度：400~500℃，催化剂：铁触媒 合成氨一般选择400~500 ℃进行的重要原因是铁触媒在500℃左右时的活性最大。
P48：催化剂“中毒”：因吸附或沉积毒物而使催化剂活性降低或丧失的过程。
P49：图2-13 合成氨生产流程示意图
P53：T4、T5、T6
P54：T7、T8、T9
P55-56：实验活动1 探究影响化学平衡移动的因素
《第二章 化学反应速率与化学平衡》重点知识总结
1.化学反应速率概念及表示方法
（1）概念：用来衡量化学反应进行快慢的物理量
（2）表示方法：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。
（3）数学表达式及单位：v＝，单位为mol·L－1·min－1或mol·L－1·s－1。
（4）同一反应中各物质化学反应速率的关系
mA（g）+nB（g）pY（g）+qZ（g）
a.同一反应在同一时间内，用不同物质来表示的反应速率可能不同，但表示的意义相同，且反应速率的数值之比等于这些物质在化学方程式中的化学计量数之比。
b.在反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)中，存在v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝a∶b∶c∶d
2．化学反应速率计算的4个方法
（1）定义式法：
a.常规公式：v＝＝
①常用单位：mol·L－1·s－1或mol·L－1·min－1或mol·L－1·h－1
②适用范围：表示气体物质或溶液中可溶性物质的速率，不表示固体或纯液体物质的速率
b.非常规公式：v＝（X代表n、P、m、V等量）
①常用单位：mol·min－1、Pa·min－1、g·min－1、L·min－1
②适用范围：任何物质的反应速率
（2）比例关系式法：化学反应速率之比＝物质的量浓度变化之比＝物质的量变化之比＝化学计量数之比。对于反应mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g)来说，v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q。
【易错提醒】同一化学反应用不同物质表示的反应速率其数值可能不同，因此，一定要标明是哪种具体物质的反应速率。
（3）三段式法：列起始量、转化量、最终量，再根据定义式或比例关系计算。
（4）从图像中获取计算的数据及依据图像求反应速率的步骤
①从图像中获取计算的数据
纵坐标可以是物质的量，也可以是物质的量浓度，横坐标是时间。
例如：某温度时，在定容（VL）容器中，X、Y、Z三种物质的物质的量随时间的变化曲线如图所示。根据图像可进行如下计算：
A.求某物质的平均速率、转化率，如：v（X）＝ mol/（L·s），Y的转化率＝×100%。
B. 确定化学方程式中的化学计量数之比，如：X、Y、Z三种物质的化学计量数之比为（n1－n3）∶（n2－n3）∶n2。
②依据图像求反应速率的步骤
第一步：找出横、纵坐标对应的物质的量；
第二步：将图中的变化量转化成相应的浓度变化量；
第三步：根据公式v＝进行计算。
3.化学反应速率的实验测定
（1）定性描述:（根据实验现象）
①观察产生气泡的快、慢；
②观察试管中剩余锌粒的质量的多、少；
③用手触摸试管，感受试管外壁温度的高、低
（2）定量描述：（根据实验测量，单位时间内）
①测定气体的体积;
②测定物质的物质的量的变化；
③测定物质或离子的浓度变化；
④测定体系的温度或测定反应的热量变化。
（3）测量化学反应速率的常见方法
①量气法
②比色法
③电导法
④激光技术法
（4）化学反应速率的测量——实验
a.反应原理：Zn＋H2SO4＝ZnSO4＋H2↑
b.实验装置
c.测量数据
①单位时间内收集氢气的体积；
②收集相同体积氢气所需要的时间
③用pH计测相同时间内pH变化，即△c(H＋)。
④用传感器测△c(Zn2＋)变化。
⑤测相同时间内△m(Zn)。
⑥相同时间内恒容压强变化；
⑦相同时间内绝热容器中温度变化。
4．影响化学反应速率内因：反应物的组成、结构和性质等因素。
5．影响化学反应速率外界因素（其他条件相同）
（1）温度
①基本规律：温度越高，化学反应速率越快
②经验规律：一般温度每升高10℃，其反应速率增加2～4倍
（2）压强：气体反应的压强越大，化学反应速率越快
（3）浓度：浓度越大，化学反应速率越快
（4）催化剂：使用适当的催化剂可以显著改变化学反应速率
（5）接触面积：反应物的颗粒越小，接触面积越大，化学反应速率越快
（6）原电池：形成原电池，可以加快氧化还原反应的速率
6．特殊情况
（1）温度
①催化反应，升高温度，催化剂可能失活，反应速率减慢
②有机反应，升高温度，有可能发生副反应，主反应速率减慢
（2）压强
①改变非气体反应的压强，反应速率不变
②改变等体反应的压强，v正和v逆变化幅度相同
（3）浓度
①固体和纯液体的浓度为定值，改变固体或纯液体的用量，反应速率不变
②加入固体物质，有可能改变接触面积，反应速率可能加快
（4）无关气体
①恒容容器通无关气体，压强增大，浓度不变，速率不变
②恒压容器通无关气体，体积变大，浓度减小，速率减慢
7.活化能
（1）基元反应
①含义：大多数化学反应都是分几步完成的，其中的每一步反应叫基元反应。
②特点：大多数化学反应都是由几个基元反应组成的。
（2）反应历程（反应机理）：大多数化学反应并不是经过简单碰撞就能完成的，而往往经过多个反应步骤才能实现。反应历程就是多个基元反应构成的反应序列。反应历程中的每一步反应都称为基元反应。
（3）有效碰撞理论与活化能
a.相关概念
①有效碰撞：能够发生化学反应的反应物分子的碰撞；
②活化分子一能量较高，能够发生有效碰撞的分子；
③活化能：活化分子的平均能量与所有反应物分子的平均能量的差。
b.发生有效碰撞的条件
①发生效碰撞的分子具有较高的能量；
②碰撞时有合适的取向。
8．反应历程中的速率
（1）决速反应：活化能最大的反应或速率最慢的反应；
（2）决速浓度：最慢反应中反应物的浓度决定总反应的反应速率。
（3）实例：H2（g）＋I2（g）2HI（g），它的反应历程可能是如下两步基元反应：
①I2I＋I（快）②H2＋2I2HI（慢），其中慢反应为整个反应的决速步骤。
9．活化分子、有效碰撞与反应速率的关系
（1）关系：活化分子的百分数越大，单位时间内有效碰撞的次数越多，化学反应速率越快。
（2）解释
解释说明：①影响化学反应速率的内因——反应物的组成、结构和性质，决定了反应的活化能的大小；
②使用催化剂可降低反应的活化能，增大了活化分子百分数，进而单位体积内活化分子数增大，从而增大反应速率；
③升高反应体系的温度，吸收能量，可增大活化分子百分数，进而单位体积内活化分子数增大，从而增大反应速率；
④增大反应物的浓度，单位体积内分子总数增大，活化分子百分数不变，单位体积内活化分子数增大，从而增大反应速率；
⑤增大气体压强，减小反应体系的体积，单位体积内分子总数增大，活化分子百分数不变，单位体积内活化分子数增大，从而增大反应速率；
⑥增大固体的表面积，增大单体时间和单体体积内的有效碰撞次数，从而增大反应速率。
（3）催化剂对反应的影响
①催化剂参与反应，降低反应的活化能，加快反应速率
②催化剂不能改变反应热，可以降低反应所需的温度，减小反应的能耗
③总反应的活化能大于催化反应过程中各分反应的活化能
④催化剂具有选择性：相同反应物用不同催化剂生成物不同
A+BC A+BD
10.可逆反应
（1）可逆反应的概念：一定条件下既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的化学反应。
（2）表示方法：可逆反应在写化学方程式时不用“”而用“”。如工业制硫酸时，SO2与O2的反应是可逆反应，化学方程式为。
（3）可逆反应的特点：
①双向：向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行。
②双同：由正反应和逆反应2个反应组成，分别用v(正)和v(逆)来衡量各自反应进行的快慢，并同时进行。
③共存：反应不能进行到底，反应物和生成物同时存在。
④相反：正反应和逆反应的热效应相反。
⑤限度：若条件保持一定，最终都会建立一个化学平衡状态，即可逆反应在一定条件下有限度，任一组分的转化率都小于100%，即不能全部转化。
11.化学平衡状态:在一定条件下的可逆反应中，当反应进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相等，反应物的浓度和生成物的浓度保持不变的状态。
12.化学平衡的特征
（1）逆:可逆反应；
（2）动:化学平衡是一种动态平衡，v（正）=v（逆）≠0；
（3）等:正反应速率=逆反应速率；
（4）定:反应物和生成物的质量或浓度保持不变；
（5）变:条件改变，平衡状态可能改变，新条件下建立新的化学平衡。
13.化学平衡的标志
1）动态（速率）标志（本质标志）：v正＝v逆≠0
（1）同一组分的生成速率和消耗速率相等
（2）不同物质，必须标明是“异向”的反应速率关系，正逆反应速率比等于化学计量数之比
2）宏观（静态）标志：某些量开始变化，后来不变，即变量不变。
（1）一定达到平衡的情况
①某组分的质量、物质的量、浓度、颜色不再变化
②反应物的转化率不再变化
（2）特殊情形
①绝热容器：容器的温度不变时，一定达到平衡状态
②可逆电池：电流或电压等于零时，一定达到平衡状态
（3）判断化学平衡状态的常用公式
①混合气体的密度：ρ＝＝
②混合气体的平均摩尔质量：＝＝
③气体状态方程：PV＝nRT
3）限度标志
（1）反应物的转化率最大，百分含量最小
（2）生成物的产率最大，百分含量最大
（3）图像获取
①前提：在多个相同的容器中，加入相同量的反应物
②过程：测相同时间内，不同条件下相关量，描点绘出图像
（4）图像解读
①极限点：刚好达到平衡
②极限点前：非平衡点，受速率控制，加催化剂，反应物的转化率变大
③极限点后：新平衡点，受平衡控制，加催化剂，反应物的转化率不变
4）几种特殊反应的平衡依据
（1）量比不变型
①反应物或生成物量的比不变，不一定达到平衡状态
②反应物和生成物量的比不变，一定达到平衡状态
（2）量相等型
①反应物和生成物的量相等，不一定达平衡状态
②反应物和反应物的量相等，不一定达平衡状态
③量不变≠量相等≠量或量的比等于某一具体的数
（3）等体反应型：3A（g）2B（g）+C（g）
①恒温恒压：混合气体的体积不变，一定达到平衡状态
②恒温恒容：混合气体的压强不变，不一定达到平衡状态
（4）固液参与型：2A（g）2B（g）+C（s）
①混合气体的密度不变，一定达到平衡状态（恒T、V）
②混合气体的平均摩尔质量不变，一定达到平衡状态
（5）固液分解型：2A（s）2B（g）+C（g）
①混合气体的密度不变，一定达到平衡状态（恒T、V）
②混合气体的平均摩尔质量不变，不一定达到平衡状态
③某种气体组分的物质的量分数不变，不一定达到平衡状态
5）注意平衡标志和平衡特征的区别
（1）平衡标志：能够说明反应达到平衡状态的某些事实
（2）平衡特征：平衡时存在的某些事实，但不一定能用于判断是否达到平衡
14.【易错归纳】下列标志不能判断化学反应是否达到平衡
①反应组分的物质的量之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比。
②恒温恒容下的气体体积不变的反应，体系的压强或总物质的量不再随时间而变化，如2HI(g)H2(g)＋I2(g)。
③全是气体参加的气体体积不变的反应，体系的平均相对分子质量不再随时间而变化，如2HI(g)H2(g)＋I2(g)。
④全是气体参加的反应，恒容条件下体系的密度保持不变。
15.浓度平衡常数Kc
（1）概念
①条件：一定温度下一个可逆反应达到化学平衡状态时
②叙述：生成物浓度的系数次幂之积与反应物浓度的系数次幂之积的比值，叫化学平衡常数
③符号：Kc
（2）表达式
①可逆反应：aA（g）+bB（g）cC（g）+dD（g）
②表达式：Kc＝（固体和液体不列入平衡常数表达式）
③单位：（mol·L－1）（c+d）－（a+b）
④平衡常数与书写方式的关系
a.正逆反应平衡常数的关系是：Kc正·Kc逆＝1
b.化学计量数变成n倍，平衡常数变为n次方倍
c.反应③＝反应①+反应②，则：△H3＝△H1+△H2，K3＝K1·K2
c.反应③＝反应①－反应②，则：△H3＝△H1－△H2，K3＝
d.反应③＝a×反应①－×反应②，则：△H3＝a△H1－△H2，K3＝
（3）速率常数和平衡常数的关系
A.基元反应：a A（g）+b B（g）c C（g）+d D（g）
B.速率方程
①抽象化速率方程：笼统的正逆反应速率
v正＝k正·ca（A）·cb（B）、v逆＝k逆·cc（C）·cd（D）
②具体化速率方程：以具体物质表示的正逆反应速率
vA正＝k正·ca（A）·cb（B）、vC逆＝k逆·cc（C）·cd（D）
C.速率常数和平衡常数的关系
①抽象化：平衡条件v正＝v逆，＝＝Kc
①具体化：平衡条件＝， ＝×＝×Kc
（4）升温对k正、k逆的影响
①放热反应：K值减小；k正值增大，k逆值增大，k逆变化更大
②吸热反应：K值增大；k正值增大，k逆值增大，k正变化更大
（5）K的意义
①对于同类型反应，平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的程度；
②平衡常数的数值越大，反应物的转化率越大，说明反应可以进行得越完全。
K值 ＜10－5 10－5～105 ＞105
反应程度 很难进行 反应可逆 进行完全
（6）影响因素
①内因：反应物的本身性质（某一具体反应）。
②外因：反应体系的温度，升高温度。
16.浓度熵：Qc＝
（1）浓度为任意时刻的浓度
（2）意义：Q越大，反应逆向进行的程度越大
（3）应用：判断反应是否达到平衡或反应进行的方向
①Q＞Kc，反应逆向进行，v正＜v逆
②Q＝Kc，反应达到平衡状态，v正＝v逆
③Q＜Kc，反应正向进行，v正＞v逆
17.化学平衡常数的应用
（1）判断、比较可逆反应进行的程度
一般来说，一定温度下的一个具体的可逆反应：
K值 正反应进行的程度 平衡时生成物浓度 平衡时反应物浓度 反应物转化率
越大 越大 越大 越小 越高
越小 越小 越小 越大 越低
【特别提醒】K值大小与反应程度的关系
K <10－5 10－5～105 >105
反应程度 很难进行 反应可逆 反应接近完全
（2）判断正在进行的可逆反应是否达到平衡或反应进行的方向
对于可逆反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，浓度商Qc＝，则将浓度商和平衡常数作比较可判断可逆反应所处的状态。
（3）判断可逆反应的热效应
①：；。
②：；。
（4）计算平衡体系中的相关量
根据相同温度下，同一反应的平衡常数不变，计算反应物或生成物的浓度、转化率、反应速率等。
注意：计算时注意问题
①平衡量必须为平衡时的浓度
②等体反应：可以用平衡时的物质的量代替平衡时的浓度
③恒压条件下：先计算平衡体积，再算平衡常数
18.压强平衡常数Kp
（1）Kp含义：在化学平衡体系中，用各气体物质的分压替代浓度计算的平衡常数叫压强平衡常数。
（2）计算技巧：
第一步，根据“三段式”法计算平衡体系中各物质的物质的量或物质的量浓度；
第二步，计算各气体组分的物质的量分数或体积分数；
第三步，根据分压计算公式求出各气体物质的分压，某气体的分压＝气体总压强×该气体的体积分数(或物质的量分数)；
第四步，根据平衡常数计算公式代入计算。例如，N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)，压强平衡常数表达式为Kp＝。
19.化学平衡移动
（1）概念：当一个可逆反应达到平衡后，由于温度、压强、浓度的变化而使可逆反应由一个平衡状态变为另一个平衡状态的过程。
（2）化学平衡移动的过程：
（3）平衡移动方向的判断
a.根据速率判断
①若v（正）＞v（逆），则平衡正向移动。
②若v（正）＝v（逆），则平衡不移动。
③若v（正）＜v（逆），则平衡逆向移动。
b.根据结果判断
①如果平衡移动的结果使反应产物浓度更大，则称平衡正向移动或向右移动；
②如果平衡移动的结果使反应产物浓度更小，则称平衡逆向移动或向左移动。
【特别提醒】反应速率改变时平衡不一定移动，但平衡移动时反应速率一定改变，反应速率改变化学平衡状态一定改变，但平衡不一定移动。
20.影响化学平衡的外界因素
（1）浓度:①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。②增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动。
（2）压强:①增大压强，平衡向气体体积减小的方向移动；②减小压强，平衡向气体体积增大的方向移动；③改变压强，气体体积不变的反应，平衡不移动。
（3）温度:①升高温度，平衡向吸热方向移动；②降低温度，平衡向放热方向移动。
（4）催化剂:因为催化剂能同等程度地改变正、逆反应的化学反应速率，所以加入催化剂只能改变化学反应速率，缩短达到平衡的时间，化学平衡不移动。
21.勒夏特列原理及其应用
（1）内容：对于一个已经达到平衡的体系，如果改变影响化学平衡的一个条件 (如浓度、温度、压强)，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。注意：①“减弱”不等于“消除”更不是“扭转”。
②若同时改变影响平衡移动的几个条件，则不能简单地根据勒夏特列原理来判断平衡移动的方向。
（2）适用范围：仅适用于已达到平衡的反应体系，不可逆过程或未达到平衡的可逆过程均不能使用该原理。
（3）必须有平衡移动，且实际移动方向符合理论移动方向
22.“加的多，剩的多”原理
①增大X的浓度，新平衡时c（X）一定比原平衡时的大
②增大压强，新平衡时P一定比原平衡时的大
③升高温度，新平衡时T一定比原平衡时的大
23.“单一气体型”反应的特殊性
①反应形式：A（s）xB（s）+yC（g）
②改变压强、浓度，平衡移动，新平衡时P、c不变
24.“单侧气体型”反应的特殊性
①反应形式：A（s）xB（g）+yC（g）
②改变压强、同倍数改变浓度，平衡移动，新平衡时P、c不变
③改变一种气体浓度，平衡移动，新平衡时c变大
25.勒夏特列原理应用：可以更加科学有效地调控和利用化学反应，尽可能让化学反应按照人们的需要进行。
26．自发过程
（1）含义：在一定条件下，不用借助外力，就能自发进行的过程。
（2）特征：具有方向性，即过程的某个方向在一定条件下自发进行，而该过程逆方向在该条件下肯定不能自发进行。
（3）举例：高山流水，自由落体，冰雪融化，电流总是从电势高的地方向电电势低的地方流动，钢铁生锈。
27．自发反应
（1）含义：在温度和压强一定的条件下无需借助外力就能自发进行的反应称为自发反应。
（2）特点：
①体系趋向于从高能状态转变为低能状态(体系释放热量)。
②在密闭条件下，体系有从有序转变为无序的倾向性(无序体系更加稳定)。
（3）举例：钢铁生锈，Zn与CuSO4溶液反应生成Cu。
28.化学反应方向与焓变的关系:放热反应过程中体系能量 降低 ，因此具有 自发 进行的倾向，科学家提出用 焓变 来判断反应进行的方向，这就是 焓判据 。
①多数放热反应是自发进行的。例如燃烧反应、中和反应等。
②有些吸热反应也可以自发进行，如：2N2O5(g) 4NO2(g)＋O2(g) ΔH＝＋109.8 kJ·mol－1，故不能根据放热或吸热来判断反应方向。
③有些吸热反应在常温下不能自发进行，但在较高温度能自发进行，如碳酸钙在高温下就能自发进行。
④只用焓判据判断反应是否自发不全面。
29．熵、熵变的概念
（1）熵：衡量体系混乱程度的物理量，符号为S,单位为：J·mol－1·K－1。
（2）熵变：生成物与反应物熵值之差，符号为△S。
30．熵值大小
（1）同一条件下，不同的物质熵值不同。
（2）体系的熵值：体系的混乱程度越大，体系的熵值就越大。
（3）同一物质的熵值：S（g）＞S（l）＞S（s），同一物质的物质的量越大，分子数越多，熵值越大；同一条件下，不同物质的熵值不同。
（4）物质的复杂程度：一般组成物质的原子种类相同时，分子中的原子数目越多，其混乱度越大，熵值越大
（5）对于一个特定的气相反应,熵变的大小取决于反应前后的气体物质的化学计量数大小。
31．熵变与反应的方向
①反应熵变的计算式：△S＝S（生成物）－S（反应物）
变化过程 熵变 反应类型
增体反应 △S＞0 熵增反应
减体反应 △S＜0 熵减反应
盐的溶解 △S＞0 熵增反应
电离过程 △S＞0 熵增反应
②熵判据：体系有自发地向混乱度 增加 (即熵增)的方向转变的倾向，因此可用 熵变 来判断反应进行的方向。
③有些熵减的反应也能自发进行，如铝热反应，故只用熵变来判断反应方向也不全面，只有孤立体系或绝热体系，才能用熵增来判断反应方向。
32．熵变正、负的判断
（1）物质由固态到液态、由液态到气态或由固态到气态的过程，熵变为正值，是熵增过程。
（2）气体体积增大的反应，熵变通常都是正值，是熵增反应。
（3）气体体积减小的反应，熵变通常都是负值，是熵减反应。
33．自由能变化：符号为ΔG，单位为kJ·mol－1。
34．自由能变化与焓变、熵变的关系：ΔG＝ΔH－TΔS。ΔG不仅与焓变有关，还与温度有关。
35．反应方向与自由能的关系
（1）化学反应总是向着自由能减小的方向进行，直到体系达到平衡。
①当ΔG＜0时，反应能自发进行；
②当ΔG＝0时，反应处于平衡状态；
③当ΔG＞0时，反应不能自发进行。
【易错提醒】①适用条件：恒温恒压；②局限性：只能判断反应发生的可能性，不能判断反应是否实际发生。
（2）温度对化学反应自发性的影响
①△H＜0，△S＞0：在任何温度时都能够自发进行
②△H＞0，△S＜0：在任何温度时都不能自发进行
③△H＜0，△S＜0：低温自发
④△H＞0，△S＞0：高温自发
36．反应自发进行的最低或最高温度的计算
（1）计算依据：△H－T△S≤0
①若△S＞0，则T≥，为最低温度
②若△S＜0，则T≤，为最高温度
（2）注意单位的换算
①△S的单位为：J·mol－1·K－1
②△H的单位为：kJ·mol－1
③T的单位为：K
37.合成氨反应的适宜条件
（1）压强
①原理分析：压强越大越好。
②选用条件：目前，我国合成氨厂一般采用的压强为10～30MPa。
③合成氨时不采用更高压强的理由：压强越大，对材料的强度和设备的制造要求越高，需要的动力也越大，这将会大大增加生产投资，并可能降低综合经济效益。
（2）温度
①原理分析：低温有利于提高原料的平衡转化率。
②选用条件：目前，在实际生产中一般采用的温度为400～500℃。
③不采用低温的理由：温度降低会使化学反应速率减小，达到平衡所需时间变长，这在工业生产中是很不经济的。合成氨反应一般选择400～500℃进行的又一重要原因为铁触媒在500℃左右时的活性最大。
（3）催化剂
①原理分析：在高温、高压下，N2和H2的反应速率仍然很慢。
②选用条件：通常采用加入以铁为主体的多成分催化剂，又称铁触媒。
③选择催化剂的理由：改变反应历程，降低反应的活化能，使反应物在较低温度时能较快地进行反应。另外，为了防止混有的杂质使催化剂“中毒”，原料气必须经过净化。
（4）浓度
①原理分析：在500℃和30MPa时，平衡混合物中NH3的体积分数及平衡时N2和H2的转化率仍较低。
②采取的措施：合成氨生产通常采用N2和H2物质的量之比为1∶2.8的投料比；采取迅速冷却的方法，使气态氨变成液氨后及时从平衡混合物中分离出去；应将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。
③采取该措施的理由：分离出NH3以促使平衡向生成NH3的方向移动，此外原料气的循环使用并及时补充原料气，既提高了原料的利用率，又提高了反应速率，有利于合成氨反应。
38.选择工业合成适宜条件的原则
（1）温度
①所选温度兼顾反应速率快，产品含量高。
②尽可能选择催化剂的最大温度。
（2）压强
①所选压强对反应物转化率的影响变化幅度大。
②压强不能无限大，防止增大设备成本和动力成本。
（3）催化剂
①选用催化效率高的催化剂。
②催化剂对反应有选择性，同一反应物选用不同的催化剂，产物可能不同。
A+BC A+BD
③某些物质能够使催化剂中毒，失去活性。
（4）浓度：原料尽可能循环利用
①适当增大廉价物质的浓度，提高难获得原料的转化率。
②必要时可以采用循环反应，以增大原料利用率。
（5）反应热的综合利用：一般采用热交换器。
（6）反应容器的选择：恒压容器有利于提高反应物的转化率。
39.化学反应的调控:通过改变反应条件使一个可能发生的反应按照某一方向进行。
40.化学反应调控的目的：促进有利的化学反应，抑制有害的化学反应。
41.化学反应调控考虑实际因素：结合设备条件、安全操作、经济成本等情况，综合考虑影响化学反应速率和化学平衡的因素，寻找合适的生产条件；根据环境保护及社会效益等方面的规定和要求做出分析，权衡利弊，才能实施生产。
42.控制的措施与效果
①加快或减慢反应速率（改变温度、浓度、压强，使用催化剂等)。
②提高或降低反应物的转化率（控制温度、浓度、压强等)。
③减少甚至消除有害物质的生成。
④控制副反应的发生。
43.化工生产中控制反应条件的原则
在化工生产中，为了提高反应进行的程度而调控反应条件时，需要考虑控制反应条件的成本、安全操作、环境保护和实际可能性等。
《第三章 水溶液中的离子反应与平衡》回看索引
P58：【实验3-1】盐酸和醋酸的pH、导电能力、与镁条反应
P59：强电解质、弱电解质 弱电解质部分电离，多元弱酸分步电离，如H2S≒2H++S2-是错误的。盐酸、氨水是混合物。
P59：电离平衡、电离平衡常数 电离平衡常数只与温度有关。Ka大小反应酸的相对强弱。醋酸的电离平衡常与氨水的电离平衡常数几乎相等，所以CH3COONH4溶液呈中性。
P60：计算多元弱酸中的c(H+)，或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离，多元弱碱的情况与多元弱酸类似。
P61：【实验3-2】通过醋酸溶液与碳酸钠溶液反应比较醋酸和碳酸的Ka1的大小
P61：图3-4 镁与盐酸、醋酸反应时气体压强随时间的变化示意图
P62：T4、T5
P63：水的离子积常数，简称水的离子积，Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液 P65：资料卡片——pH试纸和pH计
P67：科学·技术·社会——血液的酸碱平衡
P67：图3-10 酸碱中和滴定常用的仪器
P67-68：酸碱中和滴定。区别酸、碱式滴定管，读数保留一位，下面有一段没有刻度，检查是否漏液，如何除去碱式滴定管胶管中的气泡，绘滴淀曲线，领会突变，指示剂的选择。滴定终点现象的描述。有效数据的处理（舍弃不合理的）。
P68：图3-11 酸碱中和滴定过程中的pH变化
P68：资料卡片——酸碱指示剂的变色范围
P69：方法导引——定性分析与定量分析
P71：探究 盐溶液的酸碱性
P73：盐类的水解 常见的完全双水解的离子：Al3＋与CO32－、HCO3－ 、S2－、HS－、AlO2－；Fe3＋与CO32－、HCO3－、AlO2－；NH4+ 与AlO2－、SiO32－等（与CO32－、HCO3－、S2－、HS－为双水解，但不完全）。特别注意实验室制备Fe(OH)3胶体，明矾净水作用离子方程式的书写以及NaAlO2溶液NaHCO3溶液混合不是双水解等。
P74：方法导引——电解质溶液中的电荷守恒与元素质量守恒 补充：质子守恒。
熟练掌握NH4Cl、CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3物料守恒、电荷守恒、质子守恒、及离子溶液比较。
变式的物料守恒：等浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液；CH3COONa和CH3COOH等浓度混合。
相同的电荷守恒：Na2CO3、NaHCO3、Na2CO3和NaHCO3、Na2CO3和NaOH电荷守恒表达式相同。
变式的电荷守恒：NaHSO4溶液中电荷守恒表达式中Na+和SO42-浓度相等。
变式的质子守恒：CH3COONa和CH3COOH等浓度混合质子守恒表达式。
酸式盐的离子浓度比较：NaHA溶液各种离子浓度比较（PH大于7，PH小于7）。常温下，PH=2的CH3COOH和PH=12的NaOH等体积混合。
P75：探究 反应条件对FeCl3水解平衡的影响
P76：盐类水解的应用：碳酸钠溶液清洗油污，加热苏打(Na2CO3)洗涤去油污，去油污能力增强；配制FeCl3溶液时加入一定量酸(盐酸)；可溶性铝盐、铁盐作净水剂；Mg放入NH4Cl、CuCl2、FeCl3溶液中产生氢气；泡沫灭火器灭火原理；铵态氮肥不能与草木灰(K2CO3)混用；加热蒸发盐溶液析出固体（CuSO4、FeCl3、FeCl2、Na2CO3、）Na2SO3、NaClO、明矾）；可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3＋；Na2CO3溶液、Na3PO4溶液、Na2SiO3溶液等不能贮存于磨口玻璃瓶中；向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO以除去FeCl3，TiCl4制备TiO2。
P77：盐的水解常数
P78：T3、T4、T9、T10,SOCl2在考题中常出现。
P79：根据物质溶解度的大小，将物质分为易溶物、可溶物、微溶物和难溶物
P80：难溶电解质的溶解平衡。（1）溶度积常数（简称溶度积）Ksp表达式（2）沉淀的转化：溶解度小的转化为溶解度更小的（3）沉淀的溶解、转化符合平衡移动原理。
P80：一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于1×10-5 mol/L时，化学上通常认为生成沉淀的反应就进行完全了。
P81：沉淀溶解平衡的应用：沉淀的生成（沉淀Fe3+、Cu2+、Hg2+）
P81: 以Na2S作沉淀剂，使废水中的某些金属离子如Cu2+、Hg2+等，生成极难溶的CuS、HgS等沉淀而除去。
P82：沉淀的溶解：碳酸钙的溶解、FeS、Mg(OH)2的溶解
P82：【实验3-3】 Mg(OH)2的溶解 学会用平衡原理解释。如实验3-3中有少量Mg(OH)2沉淀的试管中加入盐酸、NH4Cl溶液，沉淀减少至最后消失，可以理解为：Mg(OH)2存在溶解平衡：Mg(OH)2(s) Mg2+(aq)+2OH-(aq)加盐酸，NH4Cl溶液，发生H++OH-=H2O，NH4++OH—=NH3·H2O生OH-离子浓度减小，平衡右移。欲探究是NH4+水解生成的H+和OH-反应，还是NH4+直接结合OH-，可以向溶液换加哪一种物质？Mg(OH)2在水中的溶解度和在在饱和MgCl2溶液中的溶解度哪个大？
P82：【实验3-4】沉淀的转化：AgCl→AgI→Ag2S
P83：【实验3-5】沉淀的转化：Mg(OH)2→Fe(OH)3
【实验3-4】和【实验3-5】沉淀能转化的原因是由于生成了溶解度更小的物质。两个实验中，向生成的沉淀中加入另一种物质时，无多余的上一步反应的离子。如实验3-4中，加入NaCl至不再产生沉淀为止，说明已无Ag+，滴加KI溶液时，出现黄色沉淀，是I-和AgCl反应。用平衡移动原理解释叙述为：氯化银固体存在如下衡：AgCl（s）≒Ag+(aq)+Cl-(aq)，加入KI时，生成了溶解度更小的AgI，平衡向右移动，最终转化为AgI。
P84：一般来说，溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现。
P84：水垢（水垢的主要成分：碳酸钙、氢氧化镁）中的CaSO4转化为CaCO3，然后用酸除去
P85：自然界也发生着溶解小的矿物转化为溶解度更小的矿物的现象
P85：科学·技术·社会——氟化物预防龋齿的化学原理
P87：T5、T6、T7、T8、T9
P89：T3、T8
P90：T9、T10
P91：实验活动2 强酸与强碱的中和滴定
P93：实验活动3 盐类水解的应用
《第三章 水溶液中的离子反应与平衡》重点知识总结
1.强电解质：溶于水后能完全电离的电解质，强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物，如强酸(H2SO4、HNO3)、强碱(KOH、NaOH)和绝大多数盐。
2.弱电解质：溶于水后只能部分电离的电解质，弱电解质主要是某些共价化合物，如弱酸(CH3COOH、HClO)、弱碱、水和极少数盐[(CH3COO)2Pb]。
3.强电解质与弱电解质的判断
（1）从结构判断：离子化合物和某些具有强极性键的共价化合物(如强酸、强碱和大部分盐类)是强电解质。某些具有弱极性键的共价化合物(如弱酸、弱碱和水等)是弱电解质。
（2）从在水中能否完全电离判断。全部电离的是强电解质，部分电离的是弱电解质。
4.电离平衡的定义：在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
5.电离平衡的建立与特征
①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。
②平衡的建立过程中，v(电离)＞v(结合)。
③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
6.电离平衡的特点
1)电离过程是吸热的。
2)动态平衡：即达到平衡时，正反应和逆反应还在继续进行，正反应速率和逆反应速率相等，不等于零。
3)条件改变，平衡被打破。
4)弱电解质在离子反应中电离平衡发生移动。
5)弱电解质在溶液中的电离都是微弱的。在弱电解质溶液中，由于存在电离平衡只有一部分分子发生电离，绝大多数以分子形式存在，离子和分子之间存在电离平衡，即分子、离子共存，决定了它在离子方程式书写中要写成分子形式。
7.弱电解质的电离方程式
（1）弱电解质的电离方程式的书写用“”表示。如NH3·H2O的电离方程式是NH3·H2ONH＋OH－、CH3COOH 的电离方程式为CH3COOHCH3COO－＋H＋。
（2）多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。如H2CO3的电离方程式是H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
（3）多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。如Fe(OH)3的电离方程式是Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
（4）弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，即“强中有弱”，如NaHCO3的电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
8．电离平衡的影响因素
（1）内因：弱电解质本身的性质，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
①温度：一般情况下，由于弱电解质的电离过程吸热，因此升高温度，电离平衡向电离方向移动，电离程度增大。
②浓度：同一弱电解质，增大溶液的浓度，电离平衡向电离方向移动，但电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡向电离方向移动，且电离程度增大，但往往会使溶液中离子的浓度减小。
③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动，如下所示：
④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动，如向CH3COOH溶液中加入NaOH固体，因H＋与OH－反应生成H2O，使c(H＋)减小，CH3COOH的电离平衡正向移动，电离程度增大。
9．电离常数的概念：在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对于一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示(弱酸用Ka表示，弱碱用Kb表示)。
10．电离常数表达式
（1）一元弱酸、一元弱碱的电离常数
①一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝。例如：3COOHCH3COO－＋H＋，Ka＝；
②一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝。例如：NH3·H2ONH＋OH－，Kb＝。
（2）多元弱酸、多元弱碱的电离常数
①多元弱酸或多元弱碱的每一步电离都有电离常数，这些电离常数各不相同，通常用Ka1、Ka2或Kb1、Kb2等加以区别。例如25 ℃时，H2CO3的电离分两步：
H2CO3H＋＋HCO，Ka1＝＝4.5×10－7，
HCOH＋＋CO，Ka2＝＝4.7×10－11。
②一般多元弱酸或多元弱碱各步电离常数的大小为Ka1 Ka2，Kb1 Kb2，因此，多元弱酸(或弱碱)的酸性(或碱性)主要由第一步电离决定(八字诀：分步进行，一步定性)。
12.电离常数特点
（1）电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K值增大。
（2）电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。
例如，在25 ℃时，K(HNO2)＝4.6×10－4，K(CH3COOH)＝1.8×10－5，因而HNO2的酸性比CH3COOH强。
（3）多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1 K2 K3……，故其酸性取决于第一步电离。
13.K的意义：
（1）一定温度下，电离常数越大，弱电解质的电离程度越大。
（2）相同温度下，等浓度的弱酸或弱碱的电离常数(对于多元弱酸或多元弱碱来说，只看其第一步电离的电离常数)越大，其酸性或碱性越强。
14.K的影响因素
①内因：弱电解质本身的性质。
②外因：温度越高，K值越大。
15.电离平衡常数的应用
（1）判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同温度下，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
（2）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律，如25 ℃时，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1，Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1，故知HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa可以发生。
（3）计算弱酸、弱碱溶液中的c(H＋)、c(OH－)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(H＋)＝，弱碱溶液中c(OH－)＝。
（4）判断溶液微粒浓度比值的变化
利用温度不变，电离常数不变来判断。如把0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，稀释时，c(H＋)减小，Ka不变，则变大。
15.电离度概念：在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总数的百分比。
16.电离度表示方法
α＝×100%，也可表示为α＝×100%。
17.电离度意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。
18.电离度影响因素
（1）内因：弱电解质本身的性质。
（2）外因：
①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。
②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。
19.电离度和电离常数的关系α≈或K≈cα2。
20.水的离子积常数：因为水的浓度可看作常数，温度一定，K电离为常数，c(H2O)为常数，因此c(H＋) ·c(OH－)为常数。
21.水的离子积常数表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
22.Kw数据：室温下，Kw＝1×10－14，100℃时，Kw＝1×10－12。
23.Kw影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。
24.Kw的适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
25.Kw意义：Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。
26.溶液酸碱性的判断
溶液呈酸性、碱性还是中性，应看c(H＋)和c(OH－)的相对大小，判断溶液酸碱性的依据主要有四点：
判据1 在25℃时的溶液中：
c(H＋)>1×10－7 mol/L 溶液呈酸性，且c(H＋)越大，酸性越强；
c(H＋)＝1×10－7 mol/L 溶液呈中性；
c(H＋)<1×10－7 mol/L 溶液呈碱性，且c(OH－)越大，碱性越强。
判据2 在25℃时的溶液中：
pH<7 溶液呈酸性，且pH越小，酸性越强；
pH＝7 溶液呈中性；
pH>7 溶液呈碱性，且pH越大，碱性越强
判据3 在任意温度下的溶液中：
（1）根据c(H＋)和c(OH－)的相对大小进行判断
c(H＋)>c(OH－)，或c(H＋)＞ mol·L－1，呈酸性；
c(H＋)＝c(OH－)，或c(H＋)＝ mol·L－1，呈中性；
c(H＋)
pH＜p＜pOH，呈酸性；pH＝pOH＝p，呈中性；pOH＜p＜pH，呈碱性。
其中：pOH＝－lgc(OH－)，p＝－lg，pH＋pOH＝2p。
判据4 混合溶液酸碱性的判断方法
（1）等浓度等体积一元酸与一元碱溶液的混合——“谁强显谁性，同强显中性”。
（2）常温下，等体积、pH之和等于14的一强一弱酸与碱混合溶液——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。
（3）强酸、强碱等体积混合(常温下)
①pH之和等于14呈中性；②pH之和小于14呈酸性；③pH之和大于14呈碱性。
27.pH及其测量
（1）pH计算公式：pH＝－lg c(H＋)，如：c(H＋)＝1.0×10－5 mol·L－1的酸性溶液pH＝5。
（2）pH意义：pH越大，溶液碱性越强；pH越小，酸性越强。
（3）溶液的酸碱性与pH的关系(常温下)
【特别提醒】pH的范围为0~14,即只有c(H+)或c(OH-)≤1 mol·L-1时才能适用。
（4）测量方法
a.酸碱指示剂法
酸碱指示剂一般是有机弱酸或弱碱，它们的颜色在一定的pH范围内发生变化，因此，可以用这些弱酸、弱碱来粗略测定溶液的pH范围，不能准确测定出pH的具体值。几种常用指示剂的变色范围和颜色变化如表所示：
指示剂 变色范围(pH) 遇酸的颜色 遇碱的颜色
甲基橙 3.14.4 红色(pH<3.1) 黄色(pH>4.4)
石蕊 5.08.0 红色(pH<5.0) 蓝色(pH>8.0)
酚酞 8.210.0 无色(pH<8.2) 红色(pH>10.0)
b.pH试纸法：
①种类
广泛pH试纸：其pH范围是1～14(最常用)。
精密pH试纸：其pH范围较窄，可判别0.2或0.3的pH差值。
专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸。
②使用方法：用镊子夹取一小块试纸放在干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，30s变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。
c.pH计测量法，pH计又称酸度计，可以用来精密测量溶液的pH。测得的溶液pH可以是整数或小数。
28.溶液pH的计算
（1）单一溶液的pH计算
①强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg (nc)。
②强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。
（2）混合溶液pH的计算类型
①两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H＋)混＝。
②两种强碱混合：先求出c(OH－)混，再据Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝。
③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。
c(H＋)混或c(OH－)混＝。
（3）稀释后溶液pH的变化规律
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）25 ℃时，将强酸、强碱溶液以某体积之比混合，若混合液呈中性，pH酸＋pH碱＝14－lg，现举例如下：
V酸∶V碱 c(H＋)∶c(OH－) pH酸＋pH碱
10:1 1∶10 15
1∶1 1∶1 14
1:10 10∶1 13
29.pH的应用
①人体健康：人体各种体液都有一定的pH，当酸碱平衡失调时，人体就表现出病变，因而可以利用检测血液中的pH来诊断疾病。
②生活应用：利用护发素保护头发，就是通过调节头发的pH使之达到适宜的酸碱度。
③环保领域：酸性或碱性的废水的处理，可以利用中和反应调节其pH。
④农业生产：土壤的pH影响植物对不同形态养分的吸收及养分的有效性，各种作物的生长也都对土壤的pH范围有一定的要求，因而应注意保持土壤的酸碱性。
⑤科学实验、工业生产：溶液的pH控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的一个关键因素。
30.盐的概念：电离时生成金属阳离子或NH4+和酸根阴离子的化合物。
31.盐的分类：
（1）按组成分：正盐（如NaCl、KNO3）、酸式盐（如KHSO4）、碱式盐（如Mg(OH)Cl）。
（2）按溶解性分：易溶性盐（如KNO3）、微溶性盐（如CaSO4）、难溶性盐（如BaSO4）。
（3）按形成盐的酸和碱的强弱分：强酸强碱盐（如KNO3）、强碱弱酸盐（如Na2CO3）、强酸弱碱盐（如NH4Cl）、弱酸弱碱盐（如CH3COONH4）。
32.盐溶液的酸碱性：
盐的类型 强酸强碱盐 强碱弱酸盐 强酸弱碱盐
盐溶液的酸碱性 中性 碱性 酸性
33.盐溶液的酸碱性的解释
（1）强酸弱碱盐（以氯化铵溶液呈酸性为例）
由于NH4Cl电离产生的NH能与水电离出来的OH－结合，生成弱电解质NH3·H2O，破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向右移动，从而使c(H+)>c(OH－)，溶液呈酸性。
（2）强碱弱酸盐(以CH3COONa溶液呈碱性为例)：
由于CH3COONa电离产生的CH3COO－能和水电离出来的H＋结合，生成弱电解质CH3COOH，破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向右移动，从而使c（H＋）＜c（OH－），溶液呈碱性。
（3）强酸强碱盐（以NaCl溶液呈中性为例）
①电离过程：NaCl===Na＋＋Cl－，H2OH＋＋OH－。
②水的电离平衡：溶液中没有弱电解质生成，水的电离平衡未受到影响，溶液中c（H＋）＝c（OH－），溶液呈中性。
34.盐类水解：在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。
35.盐类水解的实质：盐电离―→―→破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→溶液呈碱性、酸性或中性。
36.盐类水解的特点
（1）水解反应是可逆反应
（2）水解反应是酸碱中和反应的逆反应
（3）水解反应程度很微弱
37.盐类水解的规律：有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
38.盐类水解离子方程式的一般模式:阴(阳)离子＋H2O弱酸(或弱碱)＋OH－(或H＋)。
39.盐类水解离子方程式的书写规律
①一般盐类水解程度很小，水解产物很少，如果产物易分解(如NH3·H2O、H2CO3)也不写成其分解产物的形式。
②多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式，如Na2CO3的水解离子方程式：CO＋H2OHCO＋OH－。
③多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如FeCl3的水解离子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。
40.盐类水解离子方程式的书写要求
（1）一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“”表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。
（2）多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。
（3）多元弱碱阳离子的水解是分步进行的，但简化成一步写完。
（4）水解分别显酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大的，如有沉淀生成，则书写时要用“===”“↑” “↓”等。
41．不同类型盐水解的离子方程式的书写
（1）一元弱酸强碱盐，以CH3COONa为例：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。
（2）一元弱碱强酸盐，以NH4Cl为例： NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。
（3）多元弱酸强碱盐(正盐)：多元弱酸强碱盐水解是分步进行的，应分步书写。水解程度主要取决于第一步反应，以Na2CO3为例：CO＋H2OHCO＋OH－，HCO＋H2OH2CO3＋OH－。
（4）多元弱碱强酸盐：多元弱碱强酸盐水解也是分步的，由于中间过程复杂，中学阶段写成一步，以CuCl2为例：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋。
（5）多元弱酸的酸式盐，以NaHCO3为例： HCO＋H2OH2CO3＋OH－。
（6）弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进
①NH与HCO、CO、CH3COO－等构成的盐，虽然水解相互促进，但水解程度较小，仍是部分水解。如NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。
②Al3＋和CO或HCO等构成的盐，水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀。如Al3＋＋3HCO=Al(OH)3↓＋3CO2。
42.影响盐类水解的内因——反应物本身性质：盐类水解程度的大小主要由盐的性质所决定的，盐与水作用生成弱电解质(弱酸或弱碱)的倾向越大，对水电离平衡的影响越大，水解程度越大。也就是说生成弱电解质越难电离(电离常数越小)，水解程度越大。如：CH3COOH、H2CO3、HCO的电离常数依次减小，CH3COO－、HCO、CO的水解程度依次增大，其溶液的pH依次增大。
33.影响盐类水解的外因
【特别提醒】盐类的水解平衡移动，符合勒夏特列原理。
43．水解常数的概念：在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸(或弱碱)浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱的阳离子)浓度之比是一个常数，该常数就叫水解平衡常数。
44．水解常数(Kh)与电离常数的关系
（1）水解常数(Kh)表达式：
①用HA表示一元弱酸，MOH表示一元强碱，MA表示由它们生成的盐，MA为强碱弱酸盐，其水解离子方程式为A－＋H2OHA＋OH－，则水解常数：Kh＝
②用HA表示一元强酸，MOH表示一元弱碱，MA表示由它们生成的盐，MA为强酸弱碱盐，其水解离子方程式为M+＋H2OMOH＋H+，则水解常数：Kh＝
（2）水解常数(Kh)与电离常数的关系
①CH3COONa溶液中存在如下水解平衡：
CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
Kh＝＝＝＝
②NH4Cl溶液中存在如下水解平衡：
NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
Kh＝＝＝＝
因而Ka(或Kh)与Kw的定量关系为：
A.Ka·Kh＝Kw或Kb·Kh＝Kw
B.Na2CO3的水解常数Kh1＝
C.NaHCO3的水解常数Kh2＝
45．Kh的意义及影响因素
①Kh越大，表示盐的水解程度越大。
②水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。它只受温度的影响，因水解过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。
46.盐类水解常数的应用
① 计算盐溶液中c(H+)或c(OH-)的浓度 ：通过水解常数可以计算出溶液中氢离子或氢氧根离子的浓度。
② 判断盐溶液的酸碱性和微粒浓度的大小 ：例如，NaHCO3溶液呈碱性，因为其水解程度大于电离程度；NaHSO3溶液呈酸性，因为其水解程度小于电离程度。
③ 预测水解平衡的移动方向 ：升温可以使水解平衡向右移动，增大水解程度。
47.盐类水解的重要应用
（1）热的纯碱溶液去油污效果更好：纯碱（Na2CO3）水解呈碱性，加热能促进水解，溶液的碱性增强，去污效果增强。水解的离子方程式为CO＋H2OHCO＋OH－。
（2）明矾（铝盐）、铁盐用作净水剂：明矾、铁盐溶于水电离产生的Al3＋、Fe3＋水解，生成的Al（OH）3胶体、Fe（OH）3胶体可以使水中细小的悬浮颗粒聚集成较大颗粒而沉降，从而除去水中的悬浮物，起到净水作用。Al3＋水解的离子方程式为Al3＋＋3H2OAl（OH）3＋3H＋。
（3）泡沫灭火剂：泡沫灭火器内所盛装药品分别是NaHCO3溶液和Al2（SO4）3溶液，在使用时将两者混合，铝离子的水解会促进碳酸氢根离子的水解，从而使水解完全，产生CO2和Al（OH）3。水解的离子方程式为Al3＋＋3HCO===Al（OH）3↓＋3CO2↑。
（4）铵态氮肥不能与草木灰混合施用：NH在水溶液中水解生成H＋，CO在水溶液中水解生成OH－，当二者同时存在时，二者水解产生的H＋和OH－发生中和反应，使水解程度都增大，铵盐水解产生的NH3·H2O易分解为NH3而挥发，降低了肥效。
（5）在工业生产中广泛应用
①焊接工业上用氯化铵作为金属的除锈剂，是因为NH4Cl水解溶液呈酸性，与金属表面的锈发生反应而将其除去。
②工业制备某些无水盐时，不能用蒸发结晶的方法，如由MgCl2·6H2O制无水MgCl2要在HCl气流中加热，否则易发生反应：MgCl2·6H2OMg（OH）2＋2HCl↑＋4H2O。
③工业上利用水解原理制备无机化合物等。如用TiCl4制备TiO2：TiCl4＋（x＋2）H2O===TiO2·xH2O↓＋4HCl。在制备时加入大量的水，同时加热，促使水解趋于完全，所得TiO2·xH2O经焙烧得到TiO2。类似的方法也可用于制备SnO、SnO2和Sn2O3等。
（6）配制可水解的盐溶液：某些强酸弱碱盐在配制溶液时因水解而变浑浊，需加相应的酸来抑制水解，如在配制FeCl3溶液时常将FeCl3晶体溶于较浓的盐酸中再加水稀释至所需浓度来抑制FeCl3水解。
（7）可水解盐溶液的储存：某些强碱弱酸盐水解呈碱性，用玻璃试剂瓶贮存时，不能用玻璃塞，如Na2CO3溶液、NaF溶液等不能贮存于磨口玻璃瓶中。
（8）制备胶体：将饱和FeCl3溶液滴入沸水中，因Fe3＋的水解而得到红褐色 Fe（OH）3胶体。
(9)物质制取如制取Al2S3，不能用湿法，若用Na2S溶液和AlCl3溶液，两种盐溶液在发生的水解反应中互相促进，得不到Al2S3。制取时要采用加热铝粉和硫粉的混合物：2Al＋3SAl2S3。
(10)判断离子能否大量共存：若阴、阳离子发生相互促进的水解反应，水解程度较大而不能大量共存，有的甚至水解完全。常见的相互促进的水解反应进行完全的有：Fe3＋、Al3＋与AlO、CO、HCO。
(11)判断盐溶液蒸干时所得的产物
①盐溶液水解生成难挥发性酸和酸根阴离子易水解的强碱盐，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。
②盐溶液水解生成挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。
③考虑盐受热时是否分解，如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4和MnO2；NH4Cl―→NH3和HCl。
④还原性盐在蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。
⑤弱酸的铵盐蒸干后无固体。如：NH4HCO3、(NH4)2CO3。
(12)Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中，产生H2。例如：将镁条投入NH4Cl溶液中，有H2、NH3产生，有关离子方程式为：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑。
48.饱和溶液与不饱和溶液：一定温度下，一定量的溶剂里不能再溶解溶质的溶液叫饱和溶液；能继续溶解溶质的溶液叫不饱和溶液。
49.溶解性与溶解度：
（1）溶解性：是一种物质溶解在另一种物质中的能力，是物理性质，其大小与溶质、溶剂的性质有关，但只能粗略地表示物质溶解能力的强弱。
（2）溶解度：在一定温度下，某物质在100g溶剂里达到饱和时所能溶解的质量，叫做这种溶质在该溶剂里的溶解度，可精确表示物质溶解能力(如果不指明溶剂，通常是指物质在水中有溶解度）。
（3）20℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系——难溶、可溶、易溶界定：
注意：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。0.01g的量是很小的，化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10-5 mol·L-1,沉淀就达完全。
（4）溶解度与质量分数的换算：
50．沉淀溶解平衡：在一定温度下，当难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速率和生成沉淀速率相等的状态，建立了动态平衡。
51.沉淀溶解平衡表达式：
（1）沉淀溶解平衡与难溶电解质的电离
①沉淀溶解平衡是指固体沉淀与溶液中相关离子间的平衡关系，包含了沉淀的溶解和溶解后电解质的电离两个过程。如：BaSO4(s)Ba2＋(aq)＋SO(aq)包含了BaSO4(s)BaSO4(aq)和BaSO4===Ba2＋＋SO两个过程。
②难溶电解质的电离仅仅是沉淀溶解平衡的后一个过程。
总过程 沉淀溶解平衡(可逆)
分过程 沉淀的溶解(可逆) 电解质的电离(可逆或不可逆)
如Al(OH)3(s)Al3＋(aq)＋3OH－(aq) (沉淀溶解平衡)，Al(OH)3Al3＋＋3OH－ (电离平衡)
（2）沉淀溶解平衡表达式：难溶电解质(s) 溶质离子(aq)，如AgCl沉淀体系中的溶解平衡可表示为AgCl(s) Cl－(aq)＋Ag＋(aq)。由于沉淀、溶解之间的这种动态平衡的存在，决定了Ag＋和Cl－的反应不能完全进行到底。
注意：沉淀溶解平衡的表达式，①须标明状态(s)、(aq)，②一律用“”。
52.沉淀溶解平衡的特征:逆、等、定、动、变(适用平衡移动原理)
①逆——可逆过程
②动——动态平衡，溶解速率和沉淀速率不等于0。
③等——溶解速率和沉淀速率相等。
④定——平衡状态时，溶液中的离子浓度保持不变。
⑤变——当改变外界条件时，溶解平衡发生移动。
52．影响沉淀溶解平衡的内因：难溶电解质本身的性质，这是决定因素。
①绝对不溶的电解质是没有的。
②同是难溶电解质，溶解度差别也很大。
③易溶电解质作溶质时只要是饱和溶液也可存在溶沉淀解平衡。
53．影响沉淀溶解平衡的外因
①浓度：加水稀释，平衡向沉淀溶解的方向移动；
②温度：绝大多数难溶电解质的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向沉淀溶解的方向移动；少数平衡向生成沉淀的方向移动，如Ca(OH)2的沉淀溶解平衡。
③同离子效应：向平衡体系中加入难溶电解质溶解产生的离子，平衡向生成沉淀的方向移动；
④其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向沉淀溶解的方向移动。
⑤加入难溶物本身：平衡不稳定。
54.溶度积概念：在一定温度下，沉淀达溶解平衡后的溶液为饱和溶液，其离子浓度不再发生变化，溶液中各离子浓度幂之积为常数，称为溶度积常数(简称溶度积)，用Ksp表示。
55．溶度积和离子积
以AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)为例：
溶度积 离子积
概念 沉淀溶解的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积
符号 Ksp Qc
表达式 Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)， 式中的浓度都是平衡浓度 Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)， 式中的浓度是任意时刻的浓度
应用——溶度积规则 判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解 （1）Qc>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出 （2）Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态 （3）Qc
57.Ksp的影响因素
（1）内因：难溶物质本身的性质，这是主要决定因素。
（2）外因
①浓度：加水稀释，平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。
②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解方向移动，Ksp增大。
③其他：向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更难电离物质或气体的离子时，平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。
58.沉淀的生成
（1）调节pH法：如除去CuCl2溶液中的杂质FeCl3，可以向溶液中加入CuO，调节溶液的pH，使Fe3＋形成Fe(OH)3沉淀而除去。离子方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋、CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O。
（2）沉淀剂法：
①工业废水中以Na2S沉淀剂，使废水中的某些金属离子Cu2＋、Hg2-，离子方程式为S2-＋Cu2＋=CuS↓、S2-＋Hg2-=HgS↓。
②沉淀剂的选择:利用生成沉淀分离或除去某种离子,首先要使生成沉淀的反应能够发生,其次沉淀生成的反应进行得越完全越好。如除去溶液中的Mg2+,用NaOH溶液比使用Na2CO3溶液好,原因是Mg(OH)2的溶解度比MgCO3的小。
③相同离子法：增大沉淀溶解平衡体系中某种离子的浓度，使平衡向生成沉淀的方向移动，如向AgCl饱和溶液中加入饱和食盐水可继续生成AgCl沉淀。
④氧化还原法：改变离子的存在形式，促使其转化为溶解度更小的难溶电解质，便于分离出来，例如通过氧化还原反应将Fe2＋氧化为Fe3＋，从而生成更难溶的Fe(OH)3沉淀。
59.沉淀的溶解
（1）酸溶解法：如CaCO3溶于盐酸，离子方程式为CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑，其溶解原理可表示为
CO2气体的生成和逸出，使CaCO3溶解平衡体系中的CO32-浓度不断减小，平衡向沉淀溶解的方向移动
（2）盐溶液溶解法：如Mg(OH)2溶于盐酸和NH4Cl溶液，离子方程式为Mg(OH)2+2H+=Mg2++H2O、Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O。
（3）生成配合物溶解法：如AgCl沉淀可溶于氨水，其溶解原理为AgCl电离出的Ag＋与NH3·H2O作用生成可溶但难电离的配离子[Ag(NH3)2]＋，则AgCl溶解平衡体系中c(Ag＋)减小，溶解平衡向右移动直至AgCl完全溶解，反应的离子方程式为AgCl＋2NH3·H2O[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O。
（4）氧化还原溶解法：有些金属硫化物(如CuS、HgS等)不溶于非氧化性酸，只能溶于氧化性酸，则可通过减小c(S2－)来达到使沉淀溶解的目的，例如：3CuS＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋3S＋2NO↑＋4H2O。
60.沉淀转化的实质：沉淀溶解平衡的移动。
①NaCl溶液AgClAgIAg2S，则溶解度：AgCl>AgI>Ag2S。
②MgCl2溶液Mg(OH)2Fe(OH)3，则溶解度：Mg(OH)2>Fe(OH)3。
61.沉淀转化的规律
①两种沉淀的溶解度不同，一般来说溶解度小的沉淀可以转化为溶解度更小的沉淀，沉淀的溶解度差别越大，沉淀转化越容易。
②当两种沉淀的Ksp的大小相差不大时，溶解小也可以转化为溶解度稍大的沉淀，通过控制反应条件也能实现，如BaSO4(Ksp=1.1×10-10)用饱和Na2CO3溶液浸泡可部分转化为BaCO3(Ksp=2.58×10-9)。
③当一种试剂能沉淀溶液中的几种离子时，生成沉淀所需要试剂离子浓度越小的越先沉淀，如果生成各种沉淀所需要试剂离子的浓度相差较大，就能分步沉淀，从而达到分离的目的。
62.沉淀转化的应用
①锅炉除垢：
水垢[CaSO4(s)] CaCO3(s) Ca2＋(aq)，即将CaSO4转化为易溶于酸的CaCO3，离子方程式为CaSO4(s)＋CO(aq)===CaCO3(s)＋SO(aq)。
②矿物转化：
CuSO4溶液铜蓝(CuS)，即CuSO4溶液遇ZnS转化为CuS，离子方程式为ZnS(s)＋Cu2＋(aq)===CuS(s)＋Zn2＋(aq)。
《第四章 化学反应与电能》回看索引
P95：原电池、电解池都以发生在电子导体（如金属）与离子导体（如电解质溶液）接触面上的氧化还原反应为基础
P96：【实验4-1】双液原电池：锌铜原电池
P96：盐桥中装有含KCl饱和溶液的琼胶，离子可在其中自由移动
P97：化学电源包括一次电池、二次电池和燃料电池等
P98：比能量、比功率
P98：一次电池中电解质溶液制成胶状，不流动，也叫做干电池。
P98：图4-3 碱性锌锰电池的构造示意图、碱性锌锰电池的电极反应和电池反应
P98：二次电池又称可充电电池或蓄电池
P98-99：明确一次电池、二次电池和燃料电池。碱性锌锰电池、铅蓄电池总反应和电极反应的正确书写。
P99：图4-4 铅酸蓄电池的构造示意图、铅酸蓄电池的电极反应和电池反应
P99：倒数第二自然段：废弃电池中含有重金属和酸碱等有害物质，随意丢弃，对生态环境和人体健康有很大的危害。
P99：资料卡片——锂离子电池
P100：燃料电池是一种连续地将燃料和氧化剂的化学能直接转化为电能的化学电源
P100：图4-7 氢氧燃料电池工作原理示意图
P101：科学史话——历史上第一个化学电源
P103：T4、T5、T6
P104：【实验4-2】氯化铜溶液的电解
P104：注解①电化学中规定：发生氧化反应的为阳极，发生还原反应的为阴极
P105：放电：在阳极失去电子发生氧化反应，在阴极得到电子发生还原反应的过程
P105：电解：电流通过电解质溶液（或熔融电解质）而在阳极、阴极引起氧化还原反应的过程 电解池（电解槽）
P106：电解原理的应用：电解饱和食盐水 图4-11 氯碱工业产品及其应用
P107：图4-13 离子交换膜法电解饱和食盐水原理示意图
P107：电镀和铜的精炼 都是用活泼金属作阳极，精炼铜时，电解质溶液中Cu2+浓度几乎不变，阳极减少的质量和阴极增加的质量不等。用惰性电极电解MgCl2溶液的特殊性。书写用惰性电极分别电解以下几种电解质溶液的电极反应及总反应。CuSO4、AgNO3、NaCl、CuCl2。
P107：电冶金
P109：资料卡片 电解与元素的发现
P109：资料卡片 电有机合成
P112：析氢腐蚀和吸氧腐蚀的区别，吸氧腐蚀正极的电极反应式。
P113：在金属表面覆盖保护层：喷涂油漆、矿物性油脂或覆盖搪瓷、塑料等；电镀；化学方法在钢铁部件表面进行发蓝处理（生成一层致密的四氧化三铁薄膜）；利用阳极氧化处理铝制品的表面，使之形成致密的氧化膜而钝化。
P113：白铁、马口铁
P113：金属的电化学防护的两种方法的名称。牺牲阳极法、外加电流法
P110：实验4-4 牺牲阳极法 图4-24 牺牲阳极法示意图
P115：资料卡片——Fe2+的检验 铁氰化钾的化学式，及溶液的颜色，用它检验Fe2+的离子方程式。
P115：外加电流法 图4-28 外加电流法示意图
P116：研究与实践——暖贴的设计与制作
P117：T2、T4、T5、T6、T7
P119：T1、T2、T3、T4、T5、T6、T7
P120：T8、T9、T10、T11
P122：实验活动4 简单的电镀实验
P123：实验活动5 制作简单的燃料电池
《第四章 化学反应与电能》重点知识总结
1.原电池的概念和反应本质：原电池是把化学能转化为电能的装置，其反应本质是自发进行的氧化还原反应。
2.构成条件
（1）一看反应：看是否有能自发进行的氧化还原反应发生(一般是活泼性强的金属与电解质溶液反应)。
（2）二看两电极：一般是活泼性不同的两电极，较活泼的做负极。
（3）三看是否形成闭合回路，形成闭合回路需三个条件：
①电解质溶液；
②两电极直接或间接接触；
③两电极插入电解质溶液中。
3.工作原理
以锌铜原电池为例
（1）反应原理
①电子移动方向：锌失电子逐渐溶解变成Zn2＋进入溶液，电子从负极经导线流入正极。
②离子移动方向：阴离子向负极移动(如SO)，阳离子向正极移动(如Zn2＋和H＋，溶液中H＋在正极上得电子形成氢气在铜片上冒出)。
③电流方向：正极→导线→负极→电解质溶液→正极。
④两极电极反应式
负极(锌极)：Zn－2e－===Zn2＋(氧化反应)。
正极(铜极)：2H＋＋2e－===H2(还原反应)。
总反应：Zn＋2H＋===Zn2＋＋H2↑。
（2）单液原电池和双液原电池对比
比较项目 单液原电池 双液原电池
相同点 正负极，电极反应，总反应式，电极现象
不 同 点 能量 变化 化学能转化为电能和热能 化学能只转化为电能
反应 区域 两极反应在相同区域 两极反应在不同区域
（3）双液原电池中盐桥的组成和作用
①盐桥中装有饱和的KCl、KNO3等溶液和琼胶制成的胶冻。
②盐桥中离子移向：盐桥含饱和KCl（KNO3）溶液，K＋移向正极，Cl－（NO3－）移向负极
③盐桥的作用：a.导电：连接内电路，形成闭合回路；b.平衡电荷，使原电池不断产生电流。c.隔离：使相互反应的物质不接触。
4.原电池原理的应用
（1）比较金属的活动性强弱：
①原理：一般原电池中活动性较强的金属作负极，活动性较弱的金属作正极。
②应用：A、B两种金属用导线连接后插入稀H2SO4中，若A极溶解，B极上有气泡冒出，则金属活动性：A＞B。
（2）加快化学反应速率：
①原理：一个自发进行的氧化还原反应，形成原电池时会使反应速率增大。在原电池中，氧化反应和还原反应分别在两极进行，溶液中的粒子运动时相互间的干扰小，使化学反应速率加快。
②应用：实验室中用Zn与稀H2SO4反应制取H2时，通常滴入几滴CuSO4溶液。这样做的原因是Zn与置换出的Cu、稀H2SO4构成了原电池，加快了反应的进行。
【特别提醒】在理解形成原电池可加快反应速率时，要注意对产物量的理解，Zn与稀硫酸反应时加入少量CuSO4溶液，锌足量时，不影响产生H2的物质的量，但稀硫酸足量时，产生H2的物质的量要减少。
（3）用于金属的防护：使被保护的金属制品作原电池正极而得到保护。如要保护一个铁质的输水管道或钢铁桥梁等，可用导线将其与一块锌块相连，使锌作原电池的负极。
（4）设计制作化学电源
①拆分反应：将氧化还原反应分成两个半反应。
②选择电极材料：将还原剂（一般为比较活泼的金属）作负极，活泼性比负极弱的金属或非金属导体作正极。如果还原剂不是金属而是其它还原性物质，可选择惰性电极——石墨棒、铂片作负极。
③构成闭合回路：电解质溶液一般要能够与负极发生反应，或者电解质溶液中溶解的其他物质能与负极发生反应(如溶解于溶液中的空气)。如果两个半反应分别在两个容器进行（中间连接盐桥），则两个容器中的电解质溶液应含有与电极材料相同的金属的阳离子。
④画装置图：结合要求及反应特点，画出原电池装置图，标出电极材料名称、正负极、电解质溶液等。
5.化学电源的优点和优
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