高二化学知识手册（选修四）

知识体系：章节概述：本章包括四节内容，第一节“化学反应与能量变化”表明了在化学反应中不仅有物质的变化同时伴随有能量的变化，并且介绍到一种能够同时表示物质变化和能量变化的方程式——热化学方程式。第二节“燃烧热和能源”主要介绍了特殊的反应热——燃烧热，以及能源的分类及特点。第三节“中和热”主要介绍了特殊的反应热——中和热及相关测定实验，有利于我们从能量角度理解酸碱中和反应。第四节“化学反应热的计算”介绍了三种重要的反应热计算方法，其中盖斯定律能够帮助我们了解总反应和分反应能量之间的联系。本章的教学内容能够帮助我们建立化学反应中能量变化与物质变化之间的关系，有利于我们理解化学反应中能量守恒原则。知识清单：化学反应与能量变化1.反应热(2)化学反应中能量变化的原因：宏观角度：反应物与生成物能量相对高低。微观角度：化学键的变化，即断裂化学键吸收的能量和形成化学键放出的能量不2.焓变(2)符号：ΔH(1)定义：反应过程中吸收热量的反应(反应物的总能量低于生成物的总能量)，吸热反应的ΔH>0。(2)图像：2.放热反应(1)定义：反应过程中放出热量的反应(反应物的总能量高于生成物的总能量)，放热反应的ΔH<0。(2)图像：；3.物质越稳定，其能量则越低，断裂化学键所吸收的能量则越多，故物质所含键式。3.热化学方程式书写三步骤4.注意：(1)书写热化学方程式时应标明反应物及生成物的状态。反应物和生成物的聚集状态是用英文小写字母在其化学式的后面标注的，一般用“g”表示气体，“l”Na2CO3(aq)+CaCl2(aq)====2NaCl(aq)+CaCO3(s)ΔH=-akJ·mol-1(2)书写热化学方程式时应标明反应温度与压强。若不标明温度和压强，则表示是在25C(即298K)、101kPa条件下的反应热，无需标明反应条件。C(s)+CO2(g)====2CO(g)ΔH=+bkJ·mol-1(4)物质化学式前面的化学计量数表示物质的量，可以用整数或简单分数表示。且同一化学反应，热化学方程式中物质的化学计量数不同，反应的ΔH也不同。例：CH4(g)+2O2(g)====CO2(g)+2H2O(l)ΔH=-890.3kJ·mol-1CH4(g)+O2(g)====CO2(g)+H2O(l)ΔH=-445.15kJ·mol-1强。实际反应中反应物的转化率α=Q/ΔH，Q为反应实际吸收或放出的热量。C、101kPa时，1molH2与碘蒸气作用生成HI的热化学方程式为：H2(g)+I2(g)2HI(g)ΔH=-14.9kJ·mol-1，ΔH越大。2NaHCO3(s)====Na2CO3(s)+CO2(g)+H2O(g)2NaHCO3(s)====Na2CO3(s)+CO2(g)+H2O(l)ΔH1>ΔH2ΔH1ΔH2ΔH3ΔH42NH3(g)====N2(g)+3HΔH3ΔH42NH3(l)====N2(g)+3H2(g)ΔH3<ΔH4ΔH11>ΔH12(2)对于放热反应，同一反应中反应物与生成物能量差距越大，放出的能量越多，ΔH越小。ΔH5ΔH62H2(g)+O2(g)====2HΔH5ΔH62H2(g)+O2(g)====2H2O(l)ΔH5>ΔH6ΔH7ΔH8S(g)+O2(g)====ΔH7ΔH8S(s)+O2(g)====SO2(g)ΔH7＜ΔH82.燃烧反应越完全，放出的热量越多，ΔH越小。2C(s)+O2(g)====2CO(g)ΔH92C(s)+2O2(g)====2CO2(g)ΔH10ΔH9>ΔH102NH3(g)====N2(g)+3H2(g)ΔH11NH3(g)====N2(g)+H2(g)ΔH122H2(g)+O2(g)====2H2O(l)4H2(g)+2O2(g)====4H2O(l)ΔH13>ΔH14ΔH13ΔH14知识清单：燃烧热和能源3.注：有的氢元素转化为H2O(l)，碳元素转化为CO2(g)，特例：氮元素转化为N2(g)。CHHkJmol为：CH4(g)+2O2(g)====CO2(g)+2H2O(l)ΔH=-890.3kJ·mol-12.符号：qCH4(g)+2O2(g)====CO2(g)+2H2O(l)ΔH=-890.24kJ·mol-15.热值与燃烧热的关系：ΔH=-M·q，M为该物质的摩尔质量。括：化石燃料(煤、石油、天然气)、阳光、风力、流水、柴草等。2.化石燃料(2)缺点②利用率低；①蕴藏量有限、不能再生；②利用率低；③污染环境，特别是造成酸雨和温室效应。3.新能源(1)类别：新能源主要包括太阳能、氢能、地热能、风能、海洋能和生物质能。源的分类标准分类定义举例按转换过程分一次从自然界直接取得的自然煤、原油、天然气等化石能源、水能、生物质能、太阳能等二次一次能源经过加工转换后获得的能源各种石油制品、煤气、按性质分可再生可持续再生的能源太阳能、潮汐能等不可再生能源经过亿万年形成的短期内无法恢复的能源石油、煤、天然气等化石能源、核能按利用历分在一定历史时期和科学技术水平下，已被人们广泛利用的能源煤、石油、天然气新能源随着科技的不断发展，才开始被人类采用先进的方法加以利用的古老能源以及新发展的利用先进技术所获得的能源地热能、氢能、生物质能、核能、风能、太阳能、海洋能等按来源分来自太阳辐射的能量太阳能、煤、石油、天然气、生物质能、风能来自地球内部的能量地热能、水能来自其他天体的引力能量潮汐能知识清单：2.表示：H+(aq)+OH-(aq)====H2O(l)ΔH=-57.3kJ·mol-13.注意事项互混合因稀释会放出热量。(2)强酸与强碱发生中和反应生成可溶性盐的热化学方程式为H+(aq)+OH-(aq)====H2O(l)ΔH=-57.3kJ·mol-1；中和热与参加反应的强酸、强碱的种类、用量无关。(3)弱酸或弱碱在溶液中不能完全电离，随着反应的进行，继续电离并吸收热量，所以它们反应生成1molH2O的反应热数值小于57.3kJ·mol-1。例如：同样的方法测定氨水与盐酸、NaOH溶液与醋酸的反应热，所测ΔH＞-57.3kJ·mol-1。(4)若测定硫酸与Ba(OH)2溶液的反应热，则所测ΔH数值大于57.3kJ·mol-1，这主要是因为Ba2＋和SO－生成难溶物BaSO4也会放出热量。4.中和热测定实验(1)实验原理：通过测定一定量的酸、碱溶液在反应前后温度的变化，计算反应(2)实验装置和用品①实验装置②实验用品：大烧杯(500mL)、小烧杯(100mL)、温度计、量筒(50mL)两个、碎泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板(中心有两个小孔)、环形玻璃搅拌棒、0.50mol/L盐酸、0.55mol/LNaOH溶液。(3)测量步骤(4)数据处理n(H2O)Hmmctt3kJn(H2O)其中(m1＋m2)表示溶液质量(单位：g)，c为比热容，c＝4.18J·(g·C)—1。(5)实验操作的注意事项①为了保证酸、碱完全中和，常采用碱稍过量的方法。②量热装置中需用碎泡沫塑料对其进行保温、隔热，以减少实验过程中热量的损③读取中和反应的终止温度是反应混合液的最高温度。知识清单：化学反应热的计算全相同的。2.特点：(1)化学反应的反应热仅与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。(2)同一反应的反应热总值一定，如图表示始态到终态的反应热。则ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH53.应用品不纯，无法或较难通过实验测定这些反应的反应热，应用盖斯定律可间接地计算反应热。(2)计算方法：如求C(s)＋O2(g)===CO(g)的反应热ΔH。HHH2，则：ΔH＝ΔH1－ΔH2。(3)利用盖斯定律也可以确定反应物和生成物的相对稳定性。反应放热，则生成4.用已知热化学方程式的焓变求未知反应焓变的方法(1)确定待求反应的热化学方程式。(2)找出待求热化学方程式中各物质出现在已知方程式中的位置(是同侧还是异(3)利用同侧相加、异侧相减进行处理。(4)根据待求方程式中各物质的化学计量数通过乘除来调整已知反应的化学计量(5)将调整后的化学方程式进行叠加并确定反应热的变化。4Fe(s)＋3O2(g)===2Fe2O3(s)ΔH＝－1648kJ·mol－1C(s)＋O2(g)===CO2(g)ΔH＝－393kJ·mol－12Fe(s)＋2C(s)＋3O2(g)===2FeCO3(s)ΔH＝－1480kJ·mol－1FeCO3在空气中加热反应生成Fe2O3的热化学方程式是___________________。解：将所给热化学方程式标号：4Fe(s)＋3O2(g)===2Fe2O3(s)ΔH＝－1648kJ·mol－1①C(s)＋O2(g)===CO2(g)ΔH＝－393kJ·mol－1②2Fe(s)＋2C(s)＋3O2(g)===2FeCO3(s)ΔH＝－1480kJ·mol－1③根据盖斯定律：①＋②×4－③×2可得：4FeCO3(s)＋O2(g)===2Fe2O3(s)＋4CO2(g)ΔH＝－260kJ·mol－1。1.根据反应物和生成物的能量计算：ΔH＝生成物的能量总和-反应物的能量总和。反应类型焓变计算放热反应ΔH＝(E2－E1)kJ/mol=(a－b)kJ/mol＝－ckJ/mol吸热反应ΔH＝(E2－E1)kJ/mol＝(a－b)kJ/mol＝＋ckJ/mol2.根据反应物和生成物的键能计算：ΔH＝反应物的键能总和-生成物的键能总和。键能：断裂1mol化学键所吸收的能量或生成1mol化学键所释放的能量。已知：N≡N键的键能是948.9kJ·mol-1，H—H键的键能是436.0kJ·mol-1；N—H能是391.55kJ·mol-1。则N2(g)＋H2(g)===NH3(g)的ΔH＝×948.9kJ·mol-1＋×436.0kJ·mol-1-第二章化学反应速率与化学平衡知识体系：章节概述：本章包括四节内容，第一节“化学反应速率”主要介绍了表示化学反应快慢的物理量——化学反应速率及相关计算方法，让我们对反应速率有初步了解。第二节“影响化学反应速率的因素”从不同维度探究了物质的内因和反应外界条件对化学反应速率的影响，并从微观层面诠释了影响化学反应速率的根本原因。第三节“化学平衡”主要介绍了一种不能完全进行的反应——可逆反应，以及可逆反应所具有的化学平衡状态，从温度、浓度、压强和催化剂这些角度探究化学平衡状态的影响因素，并用化学平衡常数、转化率等数据量化可逆反应的进行程第四节“化学反应进行的方向”主要探究了体系在自然界中存在着使自身能量趋及其现象在化学反应中的体现，并提出了相互关联的焓判据和熵判据，为人们研究化学反应发生方向提供必要依据。知识清单：化学反应速率2.表示：用单位时间内反应物或生成物的浓度变化来表示，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.符号：v4.表达式：其中Δc表示浓度变化，Δt表示时间变化。6.注意事项(1)在同一化学反应中，用不同的物质表示的反应速率数值可能不同，但意义相(2)固体或纯液体的浓度记为常数，Δc=0，因此不能用固体或纯液体物质表示化(3)化学反应速率是一段时间内的平均反应速率，而不是瞬时反应速率。(4)不论反应物还是生成物，其化学反应速率均取正值。1.测定原理利用化学反应中与某一种化学物质的浓度(或质量)相关的性质进行测定。2.测定方法(1)利用能够直接观察的某些性质测定如通过测量释放出一定体积的气体的时间来测定反应速率，或测定一定时间内气体压强的变化来测定反应速率。(2)利用科学仪器测量如在溶液中：当反应物或产物本身有较明显的颜色时，可利用颜色深浅和显色物质浓度间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。3.实例(锌与稀硫酸的反应)加入试剂反应时间反应速率molL长小molL短大(2)结论可以根据产生相同体积的氢气所需要的时间长短来判断化学反应速率。单位时间内收集到气体的体积越大或收集单位体积的气体所用的时间越短，化学反应速率越大。(1)Δc(A)指物质A浓度的变化，而不是物质的量的变化。(2)根据公式v＝及Δc＝可推出公式v＝。2.化学计量数法：利用化学反应速率之比＝化学计量数之比计算。例：mA+nB====pC+qD，则v(A):v(B):v(C):v(D)=m:n:p:q3.三段式法：利用起始量、变化量、一段时间后的剩余的量的关系计算。例：反应mA＋nB=====pC起始浓度(mol·L－1)abc变化浓度(mol·L－1)x某时刻浓度(mol·L－1)a－xb－c＋则v(A)＝，v(B)＝，v(C)＝。计算中注意以下量的关系：(1)对反应物：c(起始)－c(转化)＝c(某时刻)(2)对生成物：c(起始)＋c(转化)＝c(某时刻)(3)变化的物质的物质的量浓度或物质的量与化学方程式中该物质的化学计量数成正比。(4)计算过程中单位应一致。4.反应速率快慢的比较in(2)比较化学反应速率与化学计量数的比值。>，则A表示的反应速率比B表示的大。知识清单：影响化学反应速率的因素1.有效碰撞应的碰撞。(2)发生条件发生反应的分子具有较高的能(2)发生条件分子在一定方向上发生碰撞2.活化分子与活化能(2)活化能：活化分子比普通分子多出的那部分能量。3.解释化学反应的过程2.微观解释2.微观解释对于有气体参与的反应，在相同温度下，增大压强→反应物浓度增大→反应速率3.注：(1)压强对反应速率的影响，是通过改变气体的浓度来实现的，故一般意义上的增大压强是指压缩气体的体积。影响：原理2KMnO4＋5H2C2O4＋3H2SO4===K2SO4＋2MnSO4＋10CO2↑＋8H2O骤现象KMnO4溶液褪色KMnO4溶液褪色褪色加入0.2mol/LH2C2O4溶液比加入0.1mol/LH2C2O4溶液的试管中溶液褪色时间短。结论若其他条件相同，H2C2O4浓度越大，KMnO4溶液褪色越快，2.规律反应物浓度增大→反应速率加快；反应物浓度减小→反应速率减慢。3.解释反应物浓度增大→单位体积内活化分子数增多→单位时间内有效碰撞次数增加→反应速率加快。4.注：，即增大了单位体积内活化分子的数目，但活化分子的百分数不变。1.影响规律对于有气体参与的反应，在相同温度下，(2)对于无气体参与的化学反应，改变压强对反应速率的影响可以忽略不计。(3)对有气体参加的反应，压强对化学反应速率的影响可简化理解如下：物质浓度改变→反应速率改变物质浓度不变→反应速率不变物质浓度不变→反应速率不变(4)常见的形式有以下几种情况：①恒温时增大压强体积缩小反应速率增大。②恒温恒容时充入反应气体该物质浓度增大反应速率迅速增大；充入“无关气体”(如He、Ne、Ar等不参与本反应也不干扰本反应的气体)压强增大，但反应混合物中各组分浓度没有改变，反应速率不变。原理Na2S2O3＋H2SO4===Na2SO4＋S↓＋SO2↑＋H2O操作现象结论率减小。2.规律3.解释升高温度→活化分子百分数提高，活化分子间的碰撞频率提高→化学反应速率增4.注：(1)温度对反应速率的影响规律对吸热反应、放热反应都适用，且不受反应物状速率的影响：原理2H2O22H2O＋O2↑操作现象nO②加入MnO2后，锥形瓶内立即产生大量气泡，并且带余烬的木条复燃。结论MnO2能加快H2O2的分解。2.规律3.解释使用合适的催化剂→降低反应所需的活化能→活化分子百分数提高→有效碰撞次数增加→化学反应速率加快。4.注：(2)催化剂只有在一定温度下，才能最大限度地发挥其催化作用。(3)在可逆反应中，催化剂可同等程度地改变正、逆反应速率。1.影响反应速率的因素外界条件影响因素外界条件影响因素压强催化剂表面积2.外界条件对反应速率的影响条件变化微观因素变化化学反应速率分子活化分子百分数活化分分子平均运动速率单位体积有效碰撞数增大增加变增加变增加增加加快压强增大变变变变增加增加加快升高变增加增加增大增加增加加快催化剂使用变增加增加变增加增加加快以上以上过程中v-t图像表示如下：知识清单：化学平衡1.概念：在相同条件下，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：采用“=”连接，把从左向右进行的反应称作正反应，把从右向左进行的反应称作逆反应。催化剂例如：SO2和O2的反应可表示为2SO2＋O22SO3。3.特征：(2)双同性：正、逆反应在相同条件下是同时进行的。(3)共存性：反应物和生成物共存于同一体系中，反应物的转化率小于100%。1.化学平衡的建立在一定条件下，向某固定容积的密闭容器中投入一可逆反应的反应物：2.化学平衡状态在一定条件下的可逆反应中，当正、逆两个方向的反应速率相等时，反应体系中所有参加反应的物质的质量或浓度保持恒定的状态。3.化学平衡的特征——研究对象是可逆反应；——正反应速率和逆反应速率相等，即同一物质的消耗速率和生成速率相等，v＝v逆；——化学平衡是动态平衡，即当反应达到平衡时，正反应和逆反应都仍在进行，即v正＝v逆≠0；——在平衡体系中，各组成成分的含量保持不变；——改变影响平衡的条件，平衡会改变，直至达到新的平衡。4.化学平衡状态的判定标志①对于同一物质而言，该物质的生成速率等于它的消耗速率。催化剂例：N2+3H2=2NH3高温高压当v生成(N2)＝v消耗(N2)时，反应达到平衡。②对于不同物质而言，速率之比等于化学方程式中的化学计量数之比，但必须是催化剂例：N2+3H2=2NH3高温高压当2v消耗(H2)＝3v消耗(NH3)时，反应达到平衡。催化剂例：N2+3H2=2NH3高温高压当c(H2)不再改变，n(NH3)不再改变，N2的体积分数不再改变时，反应达到平衡。(3)间接标志：指所表述的内容并非直接而是间接反映“等”和“定”的意义。①反应物的转化率保持不变。②反应体系的颜色保持不变。例：2NO2=N2O4当体系红棕色不再变化时，反应达到平衡。③绝热的恒容反应体系中的温度保持不变。④某些化学键的断开速率和生成速率相等。催化剂例：N2+3H2=2NH3高温高压当生成3molH—H键同时生成6molN—H键时，反应达到平衡。表述内容并不适用于所有反应，只适用于某些反应达到化学平衡状态。①体系中气体物质的总质量保持不变，气体的密度不再发生改变。(全气态反应不适用)催化剂例：2SO2＋O22SO3不适用。②体系中气体物质的总物质的量(或体积或分子个数)保持不变，恒容时气体的总压强不再发生改变。(等体积反应不适用)高温例：H2+I2=2HI不适用。③体系中气体物质的平均相对分子质量保持不变。(全气态等体积反应不适用)高温例：H2+I2=2HI不适用。：1.化学平衡的移动在一定条件下，可逆反应达到化学平衡状态，如果改变影响平衡的条件(如浓度、温度、气体反应的压强等)，化学平衡状态被破坏，直至正、逆反应速率再次相等，在新的条件下达到新的化学平衡状态。这种现象叫做平衡状态的移动，简称平衡移动。(2)图示表示v(正)>v(逆)v(正)＝v(逆)v(正)≠v(逆)v′(正)＝v′(逆)(3)化学平衡移动的根本原因：v(正)≠v(逆)。(4)化学平衡移动的判断①当外界条件改变时，若引起v(正)>v(逆)，则化学平衡向正反应方向移动；②当外界条件改变时，若引起v(正)<v(逆)，则化学平衡向逆反应方向移动；③当外界条件改变时，v(正)、v(逆)都变化，若v(正)和v(逆)仍保持相等，则化学平衡不发生移动。2.浓度对化学平衡的影响探究1依据K2Cr2O7溶液中存在的平衡完成实验。原理Cr2O－(橙色)＋H2O=2CrO－(黄色)＋2H＋骤现象橙黄色变为橙色橙黄色变为黄色结论c(H＋)增大，平衡向逆反应方向移动c(H＋)减小，平衡向正反应方向移动探究2依据Fe3＋与SCN－存在的平衡完成实验。原理Fe3＋＋3SCN－=Fe(SCN)3(红色)实验(1)骤现象溶液颜色变深溶液颜色变深实验(2)骤LNaOH溶液NaOH溶液现象溶液颜色变浅溶液颜色变浅结论对可逆反应Fe3＋＋3SCN－=Fe(SCN)3，分别增大c(Fe3＋)和SCNFeSCN反应方向移动；滴加NaOH溶液，由于3OH－＋Fe3＋===Fe(OH)3↓，减小了Fe3反应方向移动(2)浓度变化对化学平衡的影响规律化学平衡体系浓度增大反应物增大生成物减小生成物减小反应物速率变化v′正＞v′逆v′逆＞v′正v′正＞v′逆v′逆＞v′正平衡移动向正向移动逆向移动正向移动逆向移动速率与时间的图像规律总结在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，都可以使平衡向正反应方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆反应方向移动3.压强对化学平衡(有气体参与的反应)的影响(1)压强变化对化学平衡的影响规律化学平衡aA＋bB=cC＋dDa＋b＞c＋d)aA＋bB=cC＋dDa＋b＜c＋d)体系压强增压减压增压减压速率变化v′(正)＞v′(逆)v′(逆)＞v′(正)v′(逆)＞v′(正)v′(正)＞v′(逆)平衡移动向正向移动逆向移动逆向移动正向移动速率与时间的图像规律总结在其他条件不变的情况下，增大压强，平衡向气态物质体积减小的方向移动；减小压强，平衡向气态物质体积增大的方向移动高温(2)对于反应前后气体分子数不变的反应[如H2(g)＋I2(g)=2HI(g)]，改变压(3)注：①只涉及固体、液体的可逆反应，压强对化学平衡的影响极其微弱，一般不考虑。②在容积不变的密闭容器中，向已达到平衡的气体反应体系中充入与体系中任何物质都不反应的气体，平衡不发生移动。催化剂例：在恒容容器中发生N2+3H2=2NH3，反应平衡后向容器中充入He气高温高压③在压强不变、体积可变的恒压容器中，向已达到平衡的气体体系中充入与体系中任何物质都不反应的气体，会使平衡向着气体体积增大的方向移动。催化剂例：在压强不变、体积可变的恒压容器中发生N2+3H2=2NH3，反应平衡高温高压后向容器中充入He气体，平衡逆向移动。4.温度对化学平衡的影响依据平衡2NO2(g)=N2O4(g)ΔH＝－56.9kJ/mol，完成实验。(红棕色)(无色)原理2NO2(g)=N2O4(g)ΔH＝－569kJ/mol骤现象热水中混合气体颜色加深；冰水中混合气体颜色变浅结论方向移动；混合气体被冷却时颜色变浅，说明NO2浓度减小，即平衡向正反应方向移动(2)温度对化学平衡的影响规律化学平衡aA＋bB=cC＋dDΔH>0aA＋bB=cC＋dDΔH<0体系温度升温升温速率的v′(正)>v′(逆)v′(逆)>v′(正)v′(正)>v′(逆)v′(逆)>v′(正)平衡移动正向移动逆向移动正向移动逆向移动速率与时间的图像规律总结向放热反应方向移动。5.催化剂对化学平衡的影响(1)催化剂能同等程度地改变(一般为增大)正、逆反应的反应速率，对化学平衡移动无影响，但能缩短反应达到平衡所需要的时间。(2)催化剂对化学平衡的影响规律①图像②若某可逆反应在反应前后气体的总体积不发生变化，则增大该体系的压强(压缩容器体积)时，反应速率的变化也可用上述图像表示。6.勒夏特列原理如果改变影响平衡的条件之一(如浓度、压强或温度)，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。(2)注意事项①研究对象一定是处于平衡状态的可逆反应。②勒夏特列原理只适用于判断“改变影响平衡的一个条件”的平衡移动的方向。③平衡移动的结果只能是“减弱”外界条件的改变，但不能完全“消除”这种改变。可概括为“外变大于内变”。1.基本概念：在一定条件(恒温恒容或恒温恒压)下，同一可逆反应体系，不管是从正反应开始，还是从逆反应开始，在达到化学平衡状态时，任何相同组分的百分含量(体积分数、物质的量分数、质量分数等)均相同，这样的化学平衡互称等效平衡。2.注：(1)外界条件相同：①恒温、恒容，②恒温、恒压。(2)“等效平衡”与“完全相同的平衡状态”不同：“等效平衡”只要求平衡混合物中各组分的物质的量分数(或体积分数)对应相同，各组份的浓度、物质的量、反应的速率、压强等可以不同。状态。3.等效平衡的分类和判断方法(1)恒温、恒容条件下对反应前后气体分子数发生变化的反应BCDabcd极值等量为等效在恒温恒容时，根据化学方程式中计量系数比换算到同一边时，反应物(或生成物)中同一组分的物质的量完全相同，则互为等效平衡。此时一般不考虑反应本身的特点，计算的关键是换算到同一边后各组分要完全相同。特点：两次平衡时各组分的百分含量、物质的量、浓度均相同(全等等效)②例：恒温恒容的密闭容器中发生反应2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g)ΔH，起始向SO2O2SO3平衡移动方向①210②002逆向③10.51未知a.达平衡时的各物质浓度c、体积分数φ、总压对比：c(SO2/O2/SO3):①=②=③φ(SO2/O2/SO3):①=②=③容器内气体压强:①=②=③b.达平衡时反应物转化率、吸放热对比：反应吸收或放出的热量：Q1+Q2=|ΔH|(2)恒温、恒容条件下对反应前后气体分子数不发生变化的反应极值等比为等效在恒温恒容时，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计量系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的比例相同，即互为等效平衡。此时的反应特点是无体积变化，计算的关键是换算到同一边后各组分只需要物质的量之比相同即可。特点：两次平衡时各组分的百分含量相同，但物质的量、浓度按比例变化(等比等效)②例：恒温恒容的密闭容器中发生反应H2(g)+I2(g)=2HI(g)ΔH，起始向容器H2HI平衡移动方向①210②102逆向③420a.达平衡时的各物质浓度c、体积分数φ、总压对比：c(H2/I2/HI):2×①=2×②=③φ(H2/I2/HI):①=②=③容器内气体压强:2×①=2×②=③b.达平衡时反应物转化率、吸放热对比：反应吸收或放出的热量：Q1+Q2=|ΔH|，2Q1=Q3(3)恒温、恒压条件下：极值等比为等效在恒温恒压时，可逆反应以不同的投料方式进行反应，如果根据化学方程式中计量系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的比例特点：两次平衡时各组分的百分含量、浓度相同，但物质的量按比例变化(等比等效)②例：恒温恒压的密闭容器中发生反应N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)ΔH，起始向N2H2NH3平衡移动方向①230②102逆向③460a.达平衡时的各物质浓度c、体积分数φ、总压、容器体积对比：c(N2/H2/NH3):①=②=③φ(N2/H2/NH3):①=②=③容器内气体压强:①=②=③容器体积：2×①=2×②=③b.达平衡时反应物转化率、吸放热对比：反应吸收或放出的热量：Q1+Q2=|ΔH|，2Q1=Q3.含义在一定温度下，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K2.表达式对于一般的可逆反应：mA(g)＋nB(g)⇌pC(g)＋qD(g)，平衡常数的表达式为K＝cmA·cnB，K＝cmA·cnB，c为各个物质平衡时的浓度。3.意义与影响因素(1)K值越大，说明正反应进行的程度越大，反应物的转化率越大；反之，就转化K关。4.化学平衡常数的应用(1)判断反应进行的程度K值越大，说明平衡体系中生成物所占的比例越大，正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越大；反之，就越不完全，转化率就越小。(2)判断反应的热效应K为吸热反应；K为放热反应。(3)判断平衡移动方向利用平衡常数可从定量的角度解释恒温下浓度、压强对化学平衡移动的影响。对于可逆反应：mA(g)＋nB(g)⇌pC(g)＋qD(g)，在任意状态下，生成物的浓度当Q＝K时，反应处于平衡状态，v正＝v逆；当Q＜K时，反应向正反应方向进行，v正＞v逆；当Q＞K时，反应向逆反应方向进行，v正＜v逆。注：化学平衡常数K与Q的表达式相同，但各物质的浓度不同，K中各物质的(5)计算转化率依据起始浓度(或平衡浓度)和平衡常数可以计算平衡浓度(或起始浓度)，从而计算反应物的转化率。5.特别提醒(1)平衡常数表达式中的各物质的浓度指平衡时的物质的量浓度，以其化学计量例：例：2NH3高压N2＋3H2，K=催化剂4NH3高压2N2＋6H2，K=c2c6H3H2(2)反应物或生成物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度可看作常数而不代入公式。例：aA(g)＋bB(l)⇌cC(s)＋dD(g)，K=da(3)化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。②若化学方程式中各物质的化学计量数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变。催化剂例如：N2＋3H2⇌2NH3，K＝a，则：高温高压2NH32NH3⇌N2＋3H2，K′＝1高温高压a催化剂1N2＋3H2催化剂22高温高压NH3，K″＝a。1.分析三个量起始量、变化量、平衡量。2.明确三个关系(1)对于同一反应物，起始量－变化量＝平衡量。(2)对于同一生成物，起始量＋变化量＝平衡量。(3)各转化量之比等于各反应物的化学计量数之比。3.计算方法——三段式法aA(g)＋bB(g)=cC(g)＋dD(g)c(初)n1(mol/Ln1Δc(mol/L)n1x(mol/L)c(平衡)(mol/L)(2)解题思路n200bn1xbn1xabcn1xn1xadn1xaacn1xacn1xaa(3)基本计算关系①各物质的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。②反应物的转化率＝c×100%＝n△×100%。③生成物的产率＝×100%。④平衡时各气体组分的体积分数＝该气体组分的物质的量分数＝×100%。4.关于平衡转化率的变化规律反应物的转化率＝c×100%，平衡移动会使Δc发生变化，故转化率的大小与平衡向右进行的程度和初始用量均有关系，恒容条件下，其变化规律按照反应类型有以下两种情况。(1)aA(g)＋bB(g)=cC(g)＋dD(g)类型(反应物有两种或两种以上)，若在平衡后再(2)aA(g)=bB(g)＋cC(g)类型(反应物只有一种)，在平衡后再增加A物质，恒容①a>b＋c，α(A)增大②a＝b＋c，α(A)不变③a<b＋c，α(A)减小知识清单：化学反应进行的方向(2)特点①体系趋向于从高能状态转变为低能状态(体系对外部做功或者释放热量)。②在密闭条件下，体系有从有序自发转变为无序的倾向。(3)自然界中的自发过程①自然界中的水由高处往低处流。③铁器暴露于潮湿的空气中会生锈。在一定条件下无需外界帮助就能自发进行的反应。3.注意事项自发反应和非自发反应是指该反应过程是否有自发进行的倾向，而这个过程是否一定会发生则不能确定。例如：碳的燃烧是一个自发反应，但需要借助外界条件①一般来说，如果一个过程是自发的，则其逆过程往往是非自发的。非自发过程要想发生，则必须对它做功，如利用水泵将水从低处抽向高处，通电使水分解成氢气和氧气等。②自发反应和非自发反应是可能相互转化的，某一条件下的自发反应可能在另一条件下就是非自发反应，如2NO(g)＋O2(g)===2NO2(g)是常温下的自发反应，而在高温条件下其逆反应是自发反应。总之：a.过程的自发性只能用于判断过程的方向，不能确定过程是否一定会发生以及过程发生的速率。b.某些自发反应需要在一定条件下才能自动进行，非自发反应具备了一定条件也能发生。1.焓判据反应进行的方向。(2)局限性有些吸热反应，也能自发进行。例如：①2N2O5(g)===4NO2(g)＋O2(g)ΔH＝＋56.7kJ/mol②(NH4)2CO3(s)===NH4HCO3(s)＋NH3(g)ΔH＝＋74.9kJ/mol3.复合判据(3)焓变对化学反应的影响①多数能自发进行的化学反应是放热反应。例如：NaOH(aq)＋HCl(aq)===NaCl(aq)＋H2O(l)ΔH<0。②有不少吸热反应也能自发进行。例如：NH4HCO3(s)＋CH3COOH(aq)===CO2(g)＋CH3COONH4(aq)＋H2O(l)ΔH>0。③有一些吸热反应在室温条件下不能自发进行，但在较高温度下则能自发进行。例如：高温CaCO3(s)=CaO(s)＋CO2(g)ΔH>0。(4)结论焓变是一个与反应能否自发进行有关的因素，但不是决定反应能否自发进行的唯2.熵判据用来度量体系混乱(或无序)程度的物理量。熵值越大，混乱程度越大，符号为S，(2)熵值大小的比较同一种物质不同状态时熵值大小为S(g)＞S(l)＞S(s)。(3)熵增原理在与外界隔绝的体系中，自发过程将导致体系的熵增大，即熵变(符号ΔS)大于零。(4)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。(5)局限性有些熵值减小的反应，在一定条件下也能自发进行。例如：2Al(s)＋Fe2O3(s)===Al2O3(s)＋2Fe(s)ΔS＝－39.35J/(mol·K)该反应是熵减过程，但在高温下能自发进行。(6)熵变对化学反应的影响①许多熵增加的反应在常温、常压下可以自发进行。例如：2H2O2(aq)===2H2O(l)＋O2(g)ΔS＞0。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高温CaCO3(s)=CaO(s)＋CO2(g)ΔS＞0。③少数熵减少的反应，在一定条件下也可以自发进行。例如：NH3(g)＋HCl(g)===NH4Cl(s)ΔS＜0。(7)结论熵变是与反应能否自发进行有关的另一个因素，但不是决定反应能否自发进行的由焓判据知放热过程常常是自发的；由熵判据知熵增的过程常常是自发的。很多情况下，用不同的判据判断同一个反应，可能会出现相反的判断结果，所以应兼顾两个判据。为了更准确判断化学反应进行的方向，把焓判据和熵判据结合起来组成复合判据——体系自由能变化(符号为ΔG，单位为kJ/mol)判据，更适合于对所有过程的判断。ΔG＝ΔH－TΔS(T为开尔文温度)，这是恒温、恒压下，判断化学反应自发性的判焓变和熵变有关，还与温度有关。ΔG的正、负决定着反应的自发当ΔH>0，ΔS>0或ΔH<0，ΔS<0时，反应能否自发进行与温度有关，一般低温时焓变影响为主，高温时，熵变影响为主，而温度影响的大小要视ΔH、ΔS的具体数值而定。4.温度对反应能否自发进行的影响第三章水溶液中的离子平衡知识体系：章节概述：本章主要分为四节，第一节“弱电解质的电离平衡”首先复习了必修一学习过的强弱电解质，再着重探究了弱电解质的电离及相关影响因素，并引入比较弱电解质电离程度的常数——电离平衡常数。第二节“水的电离和溶液酸碱性”探究了特殊的弱电解质——水的电离，总结出碱中和滴定，能够帮助我们测定未知溶液的pH，对所得结果的误差进行分析。第三节“盐类的水解”为我们揭示了强碱弱酸盐溶液显碱性，强酸弱碱盐溶液显酸性的本质——弱离子的水解，并且将其与弱电解质的电离联系起来，形成一个完整的溶液平衡体系。第四节“粒子浓度大小比较”探究了溶液中粒子的守恒关系与大小关系，是溶液酸碱性应用。第五节“难溶电解质的溶解平衡”表明了任何沉淀都不是绝对不溶于水的，而是在溶液中形成溶解平衡，且沉淀会发生转化，会由难溶物转化成更难溶的物质，利用这个现象能够降低工业生产成本，形成化学与生产生活之间的联系。知识清单：弱电解质的电离平衡1.盐酸和醋酸的比较按图所示，将体积相同、浓度相同的盐酸和醋酸与等量镁条反应，并测量溶液的pH。完成下面的表格：1mol/LHCl1mol/LCH3COOH实验操作与镁反应现象产生无色气泡较快产生无色气泡较慢结论Mg与盐酸反应速率大，表明盐酸中c(H＋)较大，说明在水中盐酸的电离程度大于醋酸的电离程度溶液的pH数值不相同结论相同物质的量浓度的盐酸和醋酸中c(H＋)不相同实验结论不同的电解质在水中的电离程度不相同2.强电解质和弱电解质强电解质—概念――――→在水溶液中完全电离的电解质概念――――→――――→强酸、强碱、大多数盐等弱电解质—概念――――→在水溶液中部分电离的电解质概念――――→――――→弱酸、弱碱、水等3.电离方程式的书写(2)弱电解质①一元弱酸、弱碱一步电离。如CH3COOH：CH3COOH=CH3COO－＋H＋，NH3·H2O：NH3·H2O=NH＋OH－。。如H2CO3：H2CO3=H＋＋HCO(主)，HCO=H＋＋CO－(次)。③多元弱碱分步电离(较复杂)，在中学阶段要求一步写出。如Fe(OH)3：Fe(OH)3=Fe3＋＋3OH－。(3)注意事项①酸式盐电离方程式的书写熔融态时为NaHSO4(熔融)===Na＋＋HSO。HCO=H＋＋CO－。②Al(OH)3电离方程式的书写酸式电离：Al(OH)3=H＋＋AlO＋H2O，碱式电离：Al(OH)3=Al3＋＋3OH－。4.强电解质和弱电解质的比较强电解质弱电解质相同点在水溶液中都能产生自由移动的离子，都是电解质不同点水溶液中粒子存在只存在电解质电离产生的阴、阳存在大量弱电解质分子和少量弱电解质电离产生的过程不可逆，电离方程式用“===”“=”程度完全电离部分电离化学键离子键或极性键一般为极性键绝大多数的盐(包括难溶性盐)；Ca(OH)2等弱酸：H2CO3、HClO、CH3COOH等；Fe(OH)3等；水(1)尽管CO2、SO2、SO3、NH3等物质的水溶液能够导电，但它们并不是电解质。(2)电解质的强弱与其溶解度大小无必然联系，如CaCO3难溶于水，但CaCO3属于强电解质；CH3COOH易溶于水，但CH3COOH属于弱电解质。(3)溶液的导电能力与溶液中离子的浓度和离子所带电荷数有关：溶液中离子的浓度越大，离子所带电荷数越多，溶液的导电能力越强，所以强电解质的导电能(4)电解质不一定导电(如固态NaCl)，导电的物质也不一定是电解质(如石墨、金属等)。(5)熔融状态下能导电的化合物属于离子化合物，不导电的化合物属于共价化合物。物1.弱电解质的电离平衡在一定条件下(如温度和浓度)，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱的速率相等时，电离过程达到电离平衡状态。2.电离平衡的建立过程(用v­t图像描述)3.弱电解质的电离或形成过程中体系各粒子浓度的变化(1)一元弱酸HA电离过程中各粒子浓度的变化比较项目浓度c(HA)HA初溶于水时最小最小最大达到电离平衡前增大增大减小达到电离平衡时变变变(2)一元弱碱BOH电离过程中各粒子浓度的变化比较项目浓度c(OH－)c(BOH)等体积等浓度的B＋、OH－溶液相混合时最大最大最小达到电离平衡前减小减小增大达到电离平衡时变变变4.电离平衡的特征5.影响电离平衡的因素(1)影响电离平衡的因素影响因素程度电解质本身的性质决定电解质的电离程度结构决定性质外因升高温度增大电离过程是吸热的减小浓度(稀释)增大浓度减小，离子结合生成弱电解质分子的速率减小增大弱减小离子(产物)浓度增大，平衡左移消耗弱增大离子(产物)浓度减小，平衡右移(2)实例说明以0.1mol/L的醋酸溶液中存在的平衡为例具体分析平衡移动的情况：CH3COOH=CH3COO－＋H＋，分别改变下列条件时，平衡的变化如表所示：条件改变平衡移动程度导电能力加水增大增大减小减弱升温增大增大增大增强加醋酸铵固体逆向减小减小减小增强加盐酸逆向减小增大增大增强加氢氧化钠固体增大减小减小增强加醋酸钠固体逆向减小减小减小增强加铁粉增大减小减小增强6.一元强酸和一元弱酸的比较(1)相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较酸性与足量活泼金属反应产生H2的总量反应时的起始反应速率溶液导电性一元强酸大强相同相同大强一元弱酸小弱小弱(2)相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较酸性与足量活泼金属反应产生H2的总量反应时的起始反应速率溶液导电性一元强酸相同相同小少相同相同一元弱酸大多1.概念：在一定温度下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中电离出的各离子浓度系数次幂的乘积与弱电解质分子浓度的比值是一个常数。3.有关电离常数的注意事项(2)同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。(3)电离常数K只随温度的变化而变化，升高温度，K值增大。(4)多元弱酸各级电离常数：K1≫K2≫K3，其酸性主要由第一步电离决定，K值越大，相应酸的酸性越强。知识清单：水的电离和溶液酸碱性1.水的电离OHH2O=H＋＋OH－，水的电离常数K电离＝。2.水的离子积常数由精确的实验可知，25C时1L纯水(55.6mol)只有1×10－7molH2O电离，则电(2)表达式Kw＝c(H＋)·c(OH－)。25C时，Kw＝1.0×10－14。(3)影响因素(4)适用范围Kw不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质水溶液。3.影响水电离平衡的因素常温下，水的电离：H2O=H＋＋OH－改变条件水的电离平衡溶液中c(OH－)适当升高温度右移增大增大加入少量酸左移增大减小加入少量碱左移减小增大加入活泼金属Na右移减小增大加入Na2CO3(s)右移减小增大加入FeCl3(s)右移增大减小4.注意事项Kw表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中总物质的量浓度，但是一般情况下有：①酸溶液中Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水电离出的H＋的浓度)。②碱溶液中Kw＝c水(H＋)·c碱(OH－)(忽略水电离出的OH－的浓度)。③水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等。1.溶液的酸碱性与c(H＋)、c(OH－)溶液性质c(H＋)与c(OH－)相对大小c(OH－)c(H＋)＝c(OH－)等于10－7mol/L等于10－7mol/L酸性溶液c(H＋)>c(OH－)大于10－7mol/L小于10－7mol/L碱性溶液c(H＋)<c(OH－)小于10－7mol/L大于10－7mol/L2.溶液的酸碱性与pH③适用范围：c(H＋)和c(OH－)都较小的稀溶液(<1mol/L)。(2)溶液的酸碱性与pH的关系(常温下)3.溶液酸碱性的测定方法(1)酸碱指示剂法pH剂的变色范围(pH)如图所示：(2)pH试纸法①把小片干燥的pH试纸放在玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液滴在pH②广泛pH试纸的比色卡是隔一个pH值一个颜色(如pH=10)，精密pH试纸按测量精度可分为0.5级、0.3级、0.2级或更高精度(如pH=1.2)。③有强氧化性和漂白性的溶液不可用pH试纸测量溶液pH值，如氯水，次氯酸钠溶液等。(3)pH计测量法pH计也叫酸度计，可用于精确测量溶液pH。②准确判断滴定终点。1.单一溶液①计算思路：c(酸)c(H＋)―→pH。pH＝－lgc(H＋)＝－lg(nc)。(2)强碱①计算思路：c(碱)c(OH－)c(H＋)―→pH。2.混合溶液(体积变化忽略不计)(1)强酸与强酸混合(2)强碱与强碱混合(3)强酸与强碱的混合①恰好反应：pH＝7。3.溶液的稀释规律pHn，其pH减小(或减小不到)n个1.酸碱中和滴定的原理利用中和反应，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。(2)原理实质：H＋＋OH===－H2OH碱提供的OH－的物质的量相等。V(3)实验关键①准确测定参加反应酸、碱的体积。2.酸碱中和滴定的基础知识用①仪器碱式滴定管(如图b)酸式滴定管(①仪器碱式滴定管(如图b)滴定管夹、铁架台、烧杯、锥形瓶②滴定管的使用方法(2)主要试剂①待测液。②标准液。③指示剂(一般用酚酞或甲基橙)。(3)滴定操作①实验前的准备工作②滴定③终点判断(以盐酸滴定氢氧化钠溶液为例，酚酞为指示剂)：当滴入最后一滴盐酸时，刚好使锥形瓶中的溶液褪色，且在半分钟内不恢复原色，即达到终点。读数并记录。(4)数据处理为减少实验误差，滴定时，要求重复2~3次，求出所用标准溶液体积的平均值，然后再计算待测液的物质的量浓度。3.注意事项(1)选取适当指示剂，准确判断滴定终点a.指示剂的选择强酸与强碱相互滴定时，选甲基橙或酚酞都可以，但不能选石蕊试液(遇酸、碱颜色变化不明显)。一般原则是酸滴定碱，选甲基橙；碱滴定酸，选酚酞。b.滴定终点的判断(以NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸为例)若用酚酞作指示剂，当滴入最后一滴NaOH溶液时，溶液的颜色由无色突变为粉红色，且半分钟内不褪色，说明达到滴定终点。若用甲基橙作指示剂，当滴入最后一滴NaOH溶液时，溶液的颜色由红色变为黄色，且半分钟内不变为原色，说明达到滴定终点。(2)滴定操作注意事项a.锥形瓶不能用待测液润洗。因润洗后，瓶内壁会附着一定量的待测液而造成测量误差。b.由于酸、碱式滴定管构造不同，所盛装的溶液不同，酸性溶液和强氧化性溶液必须盛装在酸式滴定管中。c.滴定管在装液前一定要用待装溶液润洗，否则，装入的溶液会被稀释，影响测量结果。e.读数时，视线与凹液面最低处、刻度线三者在同一水平线上。f.滴定管的刻度精确至0.1mL，读数时必须读至0.01mL，如25.00mL是正确的，而不能读成25mL。g.判断滴定终点时，溶液必须有颜色变化且保持半分钟不变，才能认定为达到滴定终点。4.中和滴定的误差分析(1)误差分析依据(一元酸、碱的中和滴定)中和滴定实验中，产生误差的主要原因有操作不当，读数不准等，分析误差要根待测(2)常见误差分析(以用标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)骤操作c(NaOH)未用标准溶液润洗酸式滴定管偏高锥形瓶用待测溶液润洗偏高未用待测溶液润洗取用待测液的滴定管偏低锥形瓶洗净后瓶内还残留有少量蒸馏水无影响取液取碱液的滴定管尖嘴部分有气泡且取液结束后气泡消失偏低滴定完毕后立即读数，半分钟后又恢复原色偏低偏高滴定过程中振荡锥形瓶时有液滴溅出偏低滴定过程中，锥形瓶内加少量蒸馏水无影响读数滴定前仰视读数或滴定后俯视读数偏低滴定前俯视读数或滴定后仰视读数偏高(3)实验过程中读数不规范造成的误差，可以用画图的形式来理解和记忆。如开始读数仰视，滴定完毕读数俯视，如图甲所示；开始读数俯视，滴定完毕读数仰知识清单：盐类的水解1.探究盐溶液的酸碱性将广泛pH试纸剪成小段，放在点滴板的凹槽内；然后用干燥而洁净的玻璃棒蘸取溶液分别点在试纸中部，在半分钟内与标准比色卡相对照，读出最接近的pH。完成下表。盐溶液pH盐类型NaClpH＝7强酸强碱盐Na2CO3pH>7强碱弱酸盐NaHCO3pH>7强碱弱酸盐NH4ClpH＜7强酸弱碱盐Na2SO4pH＝7强酸强碱盐CH3COONapH＞7强碱弱酸盐NHSO4pH＜7强酸弱碱盐2.盐溶液酸碱性的理论分析HCl理论解释NH和OH－结合生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向电离方向移动平衡酸碱性离子方程式NH＋H2O=NH3·H2O＋H＋(2)CH3COONa溶液理论解释CH3COO－和H＋结合生成弱电解质CH3COOH，使水的电离平衡向电离方向移动平衡酸碱性离子方程式CH3COO－＋H2O=CH3COOH＋OH－(3)NaCl溶液①电离过程：NaCl===Na＋＋Cl－，H2O=H＋＋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(1)盐的类型与盐溶液酸碱性的关系盐的类型强酸强碱盐强酸弱碱盐强碱弱酸盐盐溶液的酸碱性酸性碱性的强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4等。常见的强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。(3)常见的弱酸：HCOOH(甲酸)、醋酸(CH3COOH)、HClO、H2CO3、H2SiO3、HF、常见的弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3、Cu(OH)2等。.概念在溶液中，由盐电离出来的离子跟水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。生成弱酸或弱碱，使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡。3.特征(1)一般是可逆反应，在一定条件下达到化学平衡。(2)盐类水解反应是中和反应的逆反应。(3)盐类水解是吸热反应。4.盐类水解的规律)有弱才水解(2)越弱越水解：盐中离子对应电解质越弱，其水解程度越大，相应酸碱性越强。④弱酸弱碱盐：弱酸酸根阴离子及弱碱阳离子都水解，溶液酸碱性由弱酸与弱碱所以CH3COONH4的水溶液显中性。5.表示方法(1)用化学方程式表示：盐＋水=酸＋碱。如NH4Cl水解：NH4Cl＋H2O=NH3·H2O＋HCl。(2)用离子方程式表示：如AlCl3的水解：Al3＋＋3H2O=Al(OH)3＋3H＋。6.盐类水解离子方程式的书写方法态符号。模式为“水解的盐离子＋H2O=弱酸(或弱碱)＋OH－(或H＋)”。(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SO－水解的离子方程式为SO－＋H2O=HSO＋OH－，HSO＋H2O=H2SO3＋OH－。的水解比较复杂，一般一步写出。值得注意的是，其最终生生成沉淀，如Fe3＋水解的离子方程式常写成：Fe3＋＋3H2O=Fe(OH)3＋3H＋。(4)水解相互促进的盐①“完全水解”反应(双水解)同一溶液中一种盐的阳离子与另一种盐的阴离子都发生水解，使两种离子水解趋于完全，此时用“===”连接反应物和生成物，水解生成的难溶物和气体可加“↓”2Al3＋＋3CO－＋3H2O===2Al(OH)3↓＋3CO2↑，Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。②“微弱水解”反应水解的阴、阳离子虽然相互促进反应，但水解程度仍然较小，不能趋于完全，其离子方程式的书写同一般盐的水解离子方程式。例如：NH＋CH3COO－＋H2O=CH3COOH＋NH3·H2O。7.酸式盐溶液酸碱性的判断(1)多元弱酸的酸式盐多元弱酸的酸式酸根离子既有水解倾向又有电离倾向，其盐溶液的酸碱性取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。例如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4。例如：NaHSO3、NaH2PO4。(2)多元强酸的酸式盐例如：NaHSO4===Na＋＋SO－＋H＋。8.影响盐类水解的因素(1)内因：盐本身的性质。组成盐的酸根相对应的酸越弱(或阳离子对应的碱越弱)，水解程度就越大——越弱越水解。(2)外因：受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。②浓度：盐的浓度越大，水解程度越小，但盐水解产生的离子浓度越大，溶液的酸碱性越强；向水解的盐溶液中加水，水解程度增大，但盐水解产生的离子浓度以NH4Cl溶液为例(NH＋H2O=NH3·H2O＋H＋)填表：条件平衡移动方向水解程度c(NH)pH升温正增大减小减小加水正增大减小增大加HCl逆减小增大减小加NaOH(s)正增大减小增大加NH4Cl(s)正减小增大减小通入NH3逆减小增大增大(3)盐类的水解常数盐MA水解的方程式为MA＋H2O=HA＋MOH，水解常数为越小(越弱)，其所生成的盐水解的程度就越大。9.盐类水解的应用(1)用纯碱溶液清洗油污时，加热可增强其去污能力。(2)化肥的施用例如：草木灰与铵态氮肥不能混合施用，否则会使肥效损耗，这是两种盐发生水解相互促进反应，放出氨气的缘故。(3)盐溶液的配制(4)用盐作净水剂质，起到净水的作用。(5)泡沫灭火器原理Al2(SO4)3溶液与小苏打溶液发生双水解反应，产生CO2气体和Al(OH)3沉淀，将可燃物与空气隔离开来。离子方程式为：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。10.盐类水解原理的基本应用(1)判断盐溶液的酸碱性如相同物质的量浓度的下列溶液：NaCl、KHSO4、Na2CO3、NaHCO3，其pH由大到小的顺序为Na2CO3>NaHCO3>NaCl>KHSO4。(2)比较盐溶液中离子浓度的大小如Na2CO3溶液中离子浓度的大小顺序为c(Na＋)>c(CO－)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋)。(3)判断盐所对应酸的相对强弱如相同浓度的NaA和NaB两种盐溶液，其pH前者大于后者，则酸性：HB>HA。(4)判断溶液中的离子能否大量共存如Al3＋、Fe3＋与COHCO因发生相互促进的水解反应而不能大量共存。(5)判断某些活泼金属能否与强酸弱碱盐反应如Mg放入NH4Cl、CuCl2、FeCl3溶液中有氢气产生。(6)除杂①采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。如不纯的KNO3溶液中常含有杂质Fe3＋，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3＋。②向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO以除去Fe3＋。11.盐溶液蒸干灼烧后所得产物的判断(1)强酸强碱盐溶液和水解生成难挥发性酸的盐溶液，蒸干后一般得到原物质，如CuSO4溶液蒸干得CuSO4固体，NaCl溶液蒸干得NaCl固体。(2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干后一般得到对应的弱碱，如AlCl3、FeCl3溶液蒸干后一般得到Al(OH)3、Fe(OH)3，若灼烧则会生成Al2O3、Fe2O3。(3)酸根阴离子易水解的强碱盐，如Na2CO3溶液等蒸干后可得到原物质。(4)考虑盐受热时是否分解。NHCl别为Ca(HCO3)2→CaCO3(CaO)；NaHCO3→Na2CO3；KMnO4→K2MnO4＋MnO2；NH4Cl→NH3↑＋HCl↑。(5)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。例如：Na2SO3溶液蒸干得到Na2SO4；FeSO4溶液蒸干得到Fe2(SO4)3。知识清单：粒子浓度大小比较离子所带正电荷总数。例：Na2CO3溶液：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)2.物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其他离子或分子，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数不变。H非O)原子守恒。例：Na2CO3溶液中，n(Na):n(C)=2:1，则c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)]存在，但其总量不变。书写方法：①加减法：质子守恒=电荷守恒—物料守恒；②框图法：例：Na2CO3溶液中的质子守恒为c(OH-)=c(HCO3-)+2c(H2CO3)+c(H+)例：0.1mol/L的氨水中：c(NH3·H2O)＞c(NH4+)，c(NH4+)＜c(OH－)例：c(CO32－)＞c(HCO3－)＞c(H2CO3)，c(OH－)＞c(HCO3－)3.对于酸式酸根：①HSO3－,H2PO4－既可电离又可水解，但均电离大于水解；②HCO3－,HS－既可电离又可水解，但水解大于电离；于水解。4.同