2022年人教版高中化学选修教案全册

1、人教版新课标高中化学选修-4 教 案化学反应原理的研究内容一、简化后的有效碰撞模型能引起分子之间化学反应的碰撞是有效碰撞，某一化学反应速率的大小与单位时间内有效碰撞的次数有关。 分子间的碰撞是化学反应的必要条件，有效碰撞是发生化学反应的充分条件。二、活化分子和活化能 1、具有较高的能量，能够发生有效碰撞的分子一定是活化分子；但是活化分子的碰撞不一定是有效碰撞。2、活化分子高出反应物分子平均能量的部分是活化能。3、有活化能为 0 的化学反应。如溶液中的自由离子间的反应，高空大气中自由离子间的反应，高空大气中 自由原子之间的反应，因为这些反应的反应物分子在反应前已经成为自由离子或原子，不需要再破坏

2、或减弱化学键。三、 催化剂（1）催化剂是能改变化学反应的速率，但前后本身的性质和质量都不再改变的物质（2）催化剂降低活化能提高活化分子数提高有效碰撞频率反应速率加快第一节化学反应与能量变化第一章化学反应与能量放热反应如燃烧反应、酸碱中和反应、大多数化合反应等；吸热反应如大多数分解反应、金属氧化物的还原 反应， 水分子之间存在分子间作用力，当水从液态变成气态时，分子间距离增大，所以要吸收能量，虽然力 的种类和大小不同，但是本质都一样，就是形成作用力时要放出能量；破坏作用力时要吸收能量。1、从化学键的角度看化学反应包含两个过程：旧的化学键断裂和新的化学键形成。断裂化学键需要吸收能 量，形成化学键要

3、释放出能量，断开化学键吸收的能量和形成化学键释放的能量通常不相等；2、反应物和生成物的总能量通常不相等，当反应物的总能量大于生成物的总能量时，化学能转化为其他形式的能量释放出来，当反应物的总能量小于生成物的总能量时，化学反应将其他形式的能量转化为化学能储 存起来。3、我们对反应研究的对象是反应的反应物和生成物，我们把它们称为反应体系，而把除它们之外的物质称为环境，我们把反应体系在化学反应过程中所释放或吸收的能量，用热量（或换算成相应的热量）来表述，叫做反应热，又称作为“ 焓变” ，用符号“ H” 表示，单位常采用kJ/mol 或 kJmol 1-一、反应热焓变 2、符号： H 3、单位： kJ

4、/mol 或 kJmol1、定义：恒压条件下，反应的热效应等于焓变4、反应热表示方法： H为“ ”或 H0 时为吸热反应；5、 H 计算的三种表达式： H为 “一”或 H0 时为放热反应 。(1) H = 化学键断裂所吸收的总能量化学键生成所释放的总能量(2) H = 生成的总能量 反应物的总能量(3) H = 反应物的键能之和生成物的键能之和二、热化学方程式1 定义：表明反应所放出或吸收的热量的化学方程式，叫做热化学方程式。例： H2(g) I2(g) 2HI(g) ； H= 14.9 kJ/mol 2书写热化学方程式的注意事项：(1) 需注明反应的温度和压强。因反应的温度和压强不同时，其H

5、不同。中学化学中所用的H的数据，一般都是在 101 kPa 和 25 时的数据，因此可不特别注明。(2) 要注明反应物和生成物的状态。物质的聚集状态，与它们所具有的能量有关。通常气体用“g” 、液体用”l ” 、固体用“s” 、溶液用“aq” ，且热化学方程式通常不用“ ” 、“ ” 。 (3) 热化学方程式各物质前的化学计量数不表示分子个数，它可以是整数也可以是分数。对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其H也不同。3热化学方程式的应用【点击试题】 已知在 25， 101kPa下， 1g C8H18( 辛烷 ) 燃烧生成二氧化碳和液态水时放出48. 40kJ 热量表示上述反应的热化学方程式

6、正确的是AC8H18( 1 )25O2(g)8CO2(g)9 H2O( g)； H 48. 40kJ/mol 答案 BD 2BC8H18( 1 )8CO2(g )9 H2O( 1 )； H 5518kJ/mol 25O2(g)2CC8H18( 1 )25O2(g)8CO2(g )9 H2O( 1 )； H +5518kJ/mol 2D2C8H18( 1 )16CO2( g18H2O( 1 )； H 11036kJ/mol 25 O2(g)【实践活动】中和反应反应热的测定 一、实验原理 中和热的定义是在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成 1 mol H 2O 时的反应热叫中和热。50mL 0.5

7、5mol/L NaOH【实验 】实验 2-3 ：在 50mL烧杯中加入 0.50mol/L 的盐酸，测其温度。另用量筒量取 溶液，测其温度，并缓缓地倾入烧杯中，边加边用玻璃棒搅拌。观察反应中溶液温度的变化过程，并作好记 录。盐酸温度 / NaOH溶液温度 / 中和反应后温度 / t(HCl) t(NaOH) t 2 数据处理： H Q/ncm t/n其中： c4.18J/(g ) ， m为酸碱溶液的质量和，t t2t1，t1是盐酸温度与NaOH溶液温度的平均值， n 为生成水的物质的量。二、实验操作 1 的盐酸完全被NaOH中和，采用0.55mol L1NaOH溶液，使碱稍稍过量，因为1、为了

8、保证0.50mol L过量的碱并不参加中和反应。2、实验时亦可选用浓度体积都不相同的酸碱溶液进行中和热的测定，但在计算时，应取二者中量小的一种，因为过量的酸碱并不参加中和反应。三、数据处理1、取三次测量所得数据的平均值作为计算依据 (t2t 1) L=1000 mL 2、计算反应热： H Q/ncm t/n 。其中： c4.18J/(g ) ， mm1m2100g， t (t2t 1) n0.50mol L 1 50mL103 0.025mol 。 H注意：单位换算选择题1、下列说法不正确的是( A ) B、化学反应过程中的能量变化除了热能外，也可以是光能、电能等A、放热反应不需加热即可发生C

9、、需要加热才能进行的化学反应不一定是吸热反应 2、已知 D 、化学反应热效应数值与参加反应的物质多少有关（1）H2( g )1/2O2 ( g ) H 2O ( g ) H1 = a kJ/mol（2）2H2( g )O2 ( g ) 2H2O ( g ) H2 = b kJ/mol（3） H2 ( g )1/2 O 2 ( g ) H 2O ( l ) H3 = c kJ/mol （4） 2H2 ( g )O2 ( g ) 2H2O ( l ) H4 = d kJ/mol则 a、b、c、 d 的关系正确的是 AC 。A、acd0 C 、2a=b0 3、沼气是一种能源，它的主要成分是 CH4。

10、0.5 mol CH 4 完全燃烧生成 CO2和 H2O 时，放出 445 kJ 的热量。则下列热化学方程式中正确的是 (D) A、2CH4( g )4O2( g )2CO2( g )4H2O ( l ) H = +890 kJ/molB、CH42O2CO2 H2O H = 890 kJ/mol C、 CH4 ( g )2 O2 ( g ) CO2 ( g ) 2 H 2O ( l ) H = 890 kJ/mol D、 1/2CH 4 ( g )O2 ( g ) 1/2CO 2 ( g ) H 2O ( l ) H = -890 kJ/mol 4、已知1 1mol H 2 分子中化学键断裂时

11、需要吸收 436 kJ 的能量； 2 1mol Cl 2分子中化学键断裂时需要吸收243 kJ 3 由 H原子和 Cl 原子形成 1 mol HCl 分子时释放 431 kJ 的能量。下列叙述正确的是 ( AC ) A、氢气和氯气反应生成氯化氢气体的热化学方程式是 H 2 (g) + Cl 2(g) = 2HCl (g) B、氢气和氯气反应生成 2 mol 氯化氢气体，反应的 H=183 kJ/molC、氢气和氯气反应生成 2 mol 氯化氢气体，反应的 H=-183 kJ/mol D、氢气和氯气反应生成 1mol 氯化氢气体，反应的 H=-183 kJ/mol 解析 : 反应热 =生成物的键

12、能减反应物的键能 =436kJ?mol-1+243kJ?mol-1- 2 431 kJ?mol-1=-183kJ?mol-1 ，故1mol 氢气与 1mol 氯气反应时放出热量为183KJ， H=-183kJ/mol ，故 C正确；第二节燃烧热能源一、燃烧热反应热种类：燃烧热、中和热、溶解热等1定义：在 101 kPa 时， lmol 物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。注意： (1) 在101 kPa 时，生成稳定的氧化物。如C完全燃烧应生成 CO2(g) ，而生成 CO(g)属于不完全燃烧。又如 H2燃烧生成液态 H 2O，而不是气态水蒸气。S对应的是 SO2等

13、。(1) 书写表示燃烧热的热化学方程式时，应以燃烧1 mol 纯物质为标准来配平其余物质的化学计量数，热化学方程式常以分数表示。例：H2(g) 十1 O2 (g) H2O(l) ； H=-285.8kJ/mol 2【强调】燃烧热其 H0 2有关燃烧热的计算【点击试题】 例1、10 g硫磺在 O2中完全燃烧生成气态地，放出的热量能使 500 g H2O温度由 18升至 62.4 ，则硫磺的燃烧热为，热化学方程式为。【讲解】10 g硫磺燃烧共放出热量为： Q = mC(t 2t 2) 500 g 103 4.18 J/(g C)(62.4 18) = 192.8 kJ ，则 lmol(32g) 硫

14、磺燃烧放热为 92 . 8 kJ 32 g mol =-297 kJ/mol，硫磺的燃烧热为 297 kJ/mol，10 g热化学方程式为：S(s) + O 2(g) = SO 2(g) ； H=-297 kJ/mol 二、能源1、定义：能源就是能提供能量的资源，它包括化石燃料、阳光、风力、流水、潮汐以及柴草等。2、新能源：太阳能、生物能、风能、氢能、地热能、海洋能。【小结 】燃烧热与中和热的区别与联系相同点能量变化燃烧热中和热都是放出热量不同点 H H、=、0.17mol，所以C31.0mol/L （4）升高温度平衡后，A 的量减小，说明平衡右移，正反应是吸热反应。答案： (1) 0.013

15、 (2) 1 (3) (4)吸热第三节化学平衡 ( 三) 化学平衡常数在 457.6 时，反应体系中各物质浓度的有关数据如下：平衡常数起始时各物质的浓度平衡时各物质的浓度c2(HI)2)（mol L1）（mol L1）c(H2)c(IH22 I 23HI H23I 24HI 248.38 1.197 106.944 100 5.617 105.936 101.270 101.228 1029.964 1030 3.841 1031.524 1041.687 10248.61 1.201 1028.403 1030 4.580 1039.733 1041.486 10249.54 0 0 1.5

16、20 1021.696 1031.696 1041.181 10248.48 0 0 1.287 1021.433 1031.433 1041.000 10248.71 0 0 3.777 1024.213 1034.231 1042.934 10248.81 化学平衡常数平均值48.74 例如，c (c2(HI)2)=K表中数据算法如下：k=(1.270 102)210448.3825.6171035.936H)c(I1. 定义：在一定温度下，可逆反应达到平衡时，生成物的浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比是一个常数，这个常数叫做该反应的化学平衡常数，简称平衡常数，用符号K 表示。计算平衡常数：

17、起始时各物质的浓度 /mol L-1平衡时各物质的浓度 /mol L-1 c(H2) c( CO2)?c(H2)c(H2) c(CO)?(cH2O)c(CO) c(H2O) c(CO2) c(CO) c(H2O) c(CO2) 0 0 0.01 0.01 0.005 0.005 0.005 0.005 结论：达到平衡时c CO2)?c H2)0.0050.0051.0（常数）c CO)?c H O)0.0050.005平衡常数实际上是平衡混合物中各生成物浓度的化学计量数次方的乘积除以反应物浓度的化学计量数次方P q的乘积。即浓度商 Q c cm C g cn Dkc A g c BP q2.

18、表达式对于任意反应 mA(g) +nB(g) pC(g) +qD(g) k cm C g cn Dc A g c B（1）在应用平衡常数表达式时，稀溶液中的水分子浓度可不写。因为稀溶液的密度接近于 1g/mL。水的物质的量浓度 55.6 mol/L。（由来 设水为 1L，其质量约为 1000g，物质的量 =1000/18=55.56mol ，浓度 =55.56/1=55.56mol/L ）。(2) 当反应中有固体物质参加时，分子间的碰撞只能在固体表面进行，固体的物质的量浓度对反应速率和平 衡没有影响。因此，固体的“ 浓度” 作为常数，在平衡表达式中，就不写固体的浓度。3、书写平衡常数表达式时，

19、要注意：(1) 反应物或生成物中有固体和纯液体存在时，由于其浓度可以看做“1” 而不代入公式。化学平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。但是这些平衡常数可以相互换算。例如：N2(g)+3H 2(g)22NH3(g) 的平衡常数为K1，1/2N 2(g)+3/2H2(g)NH3(g) 的平衡常数为K2，NH3(g)1/2N 2(g)+3/2H(g) 的平衡常数为K3；写出 K1 和 K2的关系式： K2 1=K2。(2) 化学平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关4. 化学平衡常数的意义：K 越大，反应进行的程度越大，反应的转化率也越大；反之 K 越小，表示反应进行的程度越小， 反应物的转

20、化率也越小。一般地说， K10 5 时，该反应进行得就基本基本完全。K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化无关。【总结】 谈到化学平衡常数必须指明温度，反应必须达到平衡状态，表达式中各物质的浓度必须是平衡状态下的值 ，不能用任一时刻的浓度值。化学平衡常数表示反应进行的程度，不表示反应的快慢，即化学反应速率快， K值不一定大。使用催化剂能改变化学平衡的速率，但不会使平衡移动，因此不会改变平衡常数某指定反应物的转化率 =指定反应物的起始浓度指定反应物的平衡浓度 100%指定反应物的起始浓度【随堂练习】 写出下列反应的平衡常数的表达式PCl5(g) PCl3(g)+Cl 2(g) 2HI(g)

21、H2(g)+I 2(g) CaCO 3(s) CaO(s)+CO2(g) Fe3O4(s)+4H 2(g) 3Fe(s)+4H 2O(g) 【分析】 在写表达式时注意、中固体物质的浓度为 1，不写出。4 k c PClc P 3Cl g c5 Cl 2 k c Hc 2 2HI g c I 2 k=c (CO 2) k cc 4 HH 2 O2【例 1】在某温度下，将 H2 和 I 2各 0.10mol 的气态混合物充入 10L 的密闭容器中，充分反应，达到平衡后，测得 c(H2)=0.008 0 mol/L。（1）求该反应的平衡常数。（2）在上述温度下，该容器中若通入H2和 I2 蒸气各 0

22、.20 mol ，试求达到化学平衡状态时各物质的浓度。【解】（1）依题意可知， 平衡时 c(H 2)=0.008 0 mol/L ，消耗 c(H 2)=0.002 0 mol/L ，生成 c(HI)=(0.010+0.010)(0.0080+0.0080)=0.004 0 mol/L H2 + I 2 2HI 1起始时各物质浓度 /mol L 0.010 0.010 0 1平衡时各物质浓度 / mol L 0.008 0 0.008 0 0.004 0 2 2K c ( HI ) (0.0040)2 0.25 答：平衡常数为 0.25 。c H 2 ) c I 2 ) (0.0080)（2）依

23、题意可知，c(H 2)=0.020 mol/L，c(I 2)=0.020 mol/L 设 H2 的消耗浓度为 x。则： H 2 + I 2 2HI 平衡时各物质浓度 / mol L 0.020 x 0.020 x 2x 因为 K不随浓度发生变化，Kc ( H c (2 HI) c )( 2I 2 ) ( 0 . 020 ( 2 x ) 2x ) 2 0 . 25解得 x=0.004 0 mol/L 平衡时 c(H 2)= c(I2)=0.016 mol/L c(HI)=0.008 0 mol/L 800，达到下列平衡CO(g)+H2O(g)答： c(H 2)= c(I2)=0.016 mol/

24、L，c(HI)=0.008 0 mol/L。【例2】在密闭容器中，将2.0 mol CO与 10 mol H2O 混合加热到CO2(g)+H2(g) K=1.0 求 CO转化为 CO2 的转化率。【解】设 x 为达到平衡时CO转化为 CO2 的物质的量， V为容器容积。83%。 CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H 2(g) 起始浓度2 0.1000VVVV平衡浓度2 0.x10 xxxVVVVx2Kc (CO2)c H2)2.0V x2x1.0c CO)c H O)10Vvx2(20.x )(10 x )x22012xx2x201.6612CO 转化为 CO2 的转化率为：1 . 66

25、100 %83 %答： CO转化为 CO2 的转化率为2 .0专题一、化学平衡移动定义：旧的化学平衡的破坏，新的化学平衡的建立的过程叫化学平衡的移动化学平衡移动方向的判断1、若条件改变，引起 V正V逆，此时正反应占优势，则化学平衡向正反应方向移动。2、若条件变，引起 V 正V 逆，此时逆反应占优势，则平衡向逆反应方向移动。3、若条件改变，虽 V正、V逆变化，但 V正、 V逆仍相等，则平衡没有移动。专题二 影响化学平衡的条件 - 勒夏特列原理1、浓度对化学平衡的影响规律：当其他条件不变时，增大反应物浓度或减小生成物浓度，使化学平衡向正向移动。在这里我们要注意的是，浓度改变是指气体浓度、溶液浓度的

26、改变，固体或纯液体无法改变浓度；生产中往往增大成本低的原料浓度，提高成本高的原料的转化率并提高产量。【随堂练习】可逆反应 H2O(g) +C(s) CO(g)+H2(g) ，一定条件下达到平衡状态后，改变下列条件，能否引起平衡移动？ 1 、增大水的浓度 2、加入更多的碳 3、增大 H2 的浓度解析： 1 增大水的浓度，平衡右移 , 因为平衡要向减少水浓度的方向移动。2 不移动，因为 C是固体，对平衡影响可以忽略3 增大 H2浓度，平衡左移 , 因为平衡要向减少 H2浓度的方向移动2、压强对化学平衡的影响规律：对于体系有气体，且反应前后气体体积有变化的可逆反应，增大压强，使化学平衡向气体体积减小

27、的方向移动；减小压强，使化学平衡向气体体积增大的方向移动。对于反应前后气体体积无变化的反应，平衡不移动。我们要注意的是，在容积不变的密闭容器中，气体反应已达到平衡，充入一不反应的气体，平衡不移动。在容积可变的恒压容器中，充入一不反应气体，尽管总压不变，但浓度减小，相当于减小压强。向体积增大的方向移动。也就是说，压强要想改变平衡，必须能改变浓度。【随堂练习】 下列反应达到化学平衡时，压强增大，平衡是否移动？若移动，向哪个方向移动？（1）2NO(g) +O2(g) 2NO 2(g) （2）H2O (g) +CO(g) CO2 (g)+H 2(g) (3)H 2O(g) +C(s) CO(g) +H

28、 2(g) (4)CaCO 3(s) CaO(s) +CO 2(g) (5)H 2S(g) H2(g) + S(s) 解析：（ 1）向右移动。（2）不移动。(3) 向左移动。 (4) 向左移动。 (5) 不移动。3、温度对化学平衡的影响规律：升高温度，反应向吸热方向进行，降低温度，反应向放热方向进行4、催化剂对化学平衡的影响使用催化剂， V 正、V 逆同等程度的改变，反应到达平衡所需的时间。5、勒夏特列原理V 正=V 逆。所以催化剂对化学平衡无影响。但是使用催化剂，能改变定义：如果改变影响平衡的一个条件，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动【小结】在这里我们要注意的是，仅适用于已达到平衡的体系，

29、对所有动态平衡都适用，不能用勒夏特列原理解释的是，使用催化剂，不使平衡发生移动。平衡移动的结果是减弱外界条件的影响，而不是消除外界条 件的影响。【自我评价】1、对于可逆反应2NO(g)+O2(g)2NO2(g) ，改变条件，平衡如何移动？（4）向密闭容器中充入N2（1）增加氧气的浓度（2）增大压强（3）增大密闭容器的体积解析：（1）向右移动。 （2）向右移动。 （3）因减小压强向左移动。反应已达到平衡，充入一不反应的气体，平衡不移动。（4）在容积不变的密闭容器中，气体2、在化学反应2A+B2C 达到平衡时，若升高温，C的含量增加，则以反应的正反应是( B ) c（B）A、放热反应 B、是吸热反

30、应 C、没有显著的热量变化 D、原化学平衡没有发生移动3、反应 2A（g）2B（g）C（g）-Q，在未用催化剂的条件下已达平衡，现要使正反应速率降低，减小，应采取的措施是 B 、D A升温 B增大反应器的体积4、在碳酸钙悬浊液中存在着如下平衡：CaCO 3( 固) 施是（ BD ）。C增大 c（A）D降温Ca 2+CO3 2-。欲使悬浊液中固体的量减少，可采取的措（A）加碳酸钠溶液（ B）通入二氧化碳气体（C）加碳酸氢钙溶液（D）加氯水专题三化学平衡的有关计算1、物质浓度的变化关系反应物：平衡浓度 = 起始浓度转化浓度 生成物：平衡浓度 = 起始浓度 +转化浓度各物质的转化浓度之比等于它们在化

31、学方程式中物质的化学计量数之比。2、反应物的转化率转化率 =反应物转化的物质的量( 体积或浓度)*100 %反应物起始的物质的量( 体积或浓度)3、产品的产率产率 =实际生产产物的物质的量*100%理论上可得到的产物的物质的量4、计算模式：aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) 起始量 m n 0 0 变化量 ax bx cx dx 平衡量 m-ax n-bx cx dx 在这里我们要注意的是，各量的单位必须统一，转化量与计量数成比例时，转化量可以是物质的量，物质的量浓度或速率，但不能是质量例 1、某温度下，密闭容器内发生如下反应：2 M(g)+N(g) 2E(g)。若开始时只

32、充入 2 mol E(g)，达到平衡时，混合气体压强比起始时增大了 20%，若开始时，只充入 2 mol M和 1 mol N 的混合气体，则达到平衡时 M的转化率为 _ 解析：解：设充入 2molE 达到平衡状态时反应了 2xmolE，根据方程式计算如下2M(g)N(g) 2E(g) 始 0 0 2 变 2x x 2x 终 2x x 2-2x 根据阿伏加德罗定律可知相同条件下气体的物质的量之比等于压强之比，混合气体的压强比起始时增大了 20，即物质的量变成原来的120%，即 2x+x+2-2x=2*120%，解得 x=0.4 ，所以平衡状态 时含 A 物质的量为 0.8mol ，又因为开始时

33、只充入 2 mol M 和 1mol N 的混合气体和原平衡形成完全等效的 平衡状态 ，所以 平衡状态 时含 M物质的量还是为 =(2-0.8)/2=60% 0.8mol ，所以 M的转化率专题四 化学平衡中的图象问题一、速率时间图此类图像定性提示了V正、V 逆随时间 ( 含条件改变对速率的影响) 而变化的规律， 体现了平衡的基本特征，以及平衡移动的方向。可用于：1、 已知引起平衡移动的因素，判断反应是吸热或放热，反应前后气体体积的变化。素。2、 已知反应，判断引起平衡移动的因 V逆例 1、对达到平衡状态的可逆反应 X+Y Z+W。在其他条件不变的情况下，增大压强，V正 V 正速率变化如图所示

34、，则图象中关于 X、Y、Z、W四种物质的聚集状态为 ( A B ) A、Z、 W均为气体， X、Y 有一种是气体 B 、 Z 、W中有一种是气体，X、Y皆非气体C、X、 Y、Z、W皆非气体 D、X、Y 均为气体， Z、W中有一种有气体 V逆【分析】 由图可知 V 逆V 正，逆反应速率比正反应速率增大更多，平衡向逆反应移动，则气态反应物的化学计量数之和小于气态生成物的化学计量数之和，答案 AB正确。例 2、下图是可逆反应 A+2B 2C+3D的化学反应速率和化学平衡，随外界条件改变而变化的情况。由图例2 下图是可逆反应 A+2B 2C+3D 的化学反应速率和化学平衡，随外界条件改变而变化的情况。

35、可推断正反应是 反应，（填放热或吸热）若 A、B 是气体，则 C的状态是，D的状态是。反应 v正速 v正 v逆率v正v逆v逆0 降温 加压 时间由图可推断：解析：由图像可知，降温后 V 正V 逆，平衡正向移动，所以正反应是一个放热反应，加压后 V 正V 逆，所以平衡正向移动，所以反应物气体系数大于生成物气体系数，所以 正反应是 反应，（填放热或吸热）D一定不可能是气体。答案：放热；气体；固体或纯液体二、浓度时间图 若 A、B是气体，则 C的状态是D的状态是。，例3、某温度下，在体积为三种物质物质的量随着时间变化的关系如图所示，则 5的容器中，、此类图像能说明各平衡体系 ( 或某一成分 ) 在反

36、应过程中的变化情况，此类图像要注意各物质曲线的转折点，该反应的化学方程式为_A的转化率为即达到平衡的时刻例 3、某温度下，在体积为 5的容器中，、三种物质物质的量随着时间变化的关系D如图所示，则该反应的化学方程式为 _A 的转化率为解析：这类题目是讨论同一时间段内各物质的变化量的比例关系，且要注意物质的量减少的为反应物，物质的量增多的为生成物。又因物质的量都不变时，反应物、生成物共存。答案：2A 3B+C ，50% 例 4、今有反应 x(g) + y(g) 2z(g) + 热量，若反应开始经 t1秒后达到平衡，又经 t2 秒后由于反应条件的改变使平衡破坏到 t 3 时又过平衡（如图所示），试分

37、析，从 t 2 到 t 3 曲线变化的原因是（ D ）A增大了 x 或 y 的浓度 B使用了催化剂 C 增加了反应体系的压强 D升高了反应的温度解析：根据图像可知，从 t 2t 3时，生成物 Z 的浓度逐渐降低，而反应物的浓度逐渐增大，这说明平衡向逆反应方向移动，改变的条件应该是升高温度，答案选 D。点评：在分析有关图像时应该注意：一、 t 图像或 c t 图像： 1. t 图像：分清正逆反应，分清各因素 ( 浓度、温度、压强、催化剂) 对反应速率和平衡移动的影响。二、平衡图像 1. 出现拐点的图像：分析依据“ 先拐先平”。在转化率时间图像或物质的百分含量时间图像中，先出现拐点的曲线先达到平衡

38、 ( 代表温度高或压强大或使用合适的催化剂等 ) 。含量 时间图 三、含量时间图：3A( g ) + B( g ) C( s ) 例 5、已知反应： 3A( g ) + B( g ) C( s ) + 4D( g ) + Q 下图中 a、b 表示一定条件下，D的体积图中 a、 b 表示一定条件下，t 的变化情况，若要使曲线 b 变为曲线 a ，可采取的措施是（ CD ）时间 t的变化情况，若要使曲，可采取的措施是（A、增大 B 的浓度 B）、升高反应温度 C 、缩小反应容器的体积 D、加入催化剂度 D%的体积 a b时间 t解析： 根据图像可知，使反应过程按 b 曲线进行，和 a 曲线比较，反

39、应的平衡状态没有变化，但反应速率加快，达到平衡的时间减少。由于该反应是反应前后体积不变的可逆反应，因此改变的条件只可能是使用了催化剂或增大压强，答案选 CD。点评：外界条件对平衡状态的影响一般是温度、浓度、压强等，在具体判断时一般遵循勒夏特列原理进行分析第四节 化学反应进行的方向一、自发过程和自发反应1、自发过程：在一定条件下，不需要外力作用就能自动进行的过程。2、自发反应：在给定条件下，能自发地进行到显著程度的反应3、非自发反应：不能自发地进行，必须借助某种外力才能进行的反应。二、反应方向的焓判据。焓判据：放热反应过程中体系能量降低，因此具有自发进行的倾向。若 H 0，正向反应能自发进行；若

40、 H 0，正向反应不能自发进行，而逆向反应能自发进行。多数自发进行的化学反应是放热反应，但也有不少吸热反应能自发进行。而且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，但不是唯一因素。因此，反应焓变是与反应能否自发进行有关的一个因素，第三章 水溶液中的离子平衡一 、弱电解质的电离水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离。-+ OH c （OH） K 电离 C(H2O) 1、H2O + H 2O H 3O + OH-简写： H 2O H2、 H2O的电离常数K 电离-C(H ) C(OH )c（H）C(H O)3、常数 K 电离与常数 C(H2O)的积作为一新的常数，叫做水

41、的离子积常数，简称水的离子积，记作 KW，即 K W= c（ H） c （OH）25 K W= c（ H） c （OH）= 1.0 1014。影响因素：温度越高，Kw越大，水的电离度越大。对于中性水，尽管 Kw,电离度增大，但仍是中性水，二、溶液的酸碱性1、溶液的酸碱性-14稀溶液中 25： Kw = c（ H）c（OH）=1 10常温下：中性溶液：c（H）=c（OH）=1 10 7mol/L 酸性溶液： c（H） c （OH）, c （H）1 107mol/L 碱性溶液： c（ H） c （OH）, c （ H）c(OH) pH7 碱性溶液， c(H)7 2、广泛 pH的范围： 0-14 。

42、溶液的酸性越强，其 pH越小；溶液的碱性越强，其 pH 越大。3、pH 的测定方法(1) 试纸的使用：一般先把一小块的试纸放在表面皿或玻璃片上，用沾有待测溶液的玻璃棒点试纸的中部，再用标准比色卡与之比较，来确定溶液的 pH值。不能用水浸湿，这样会溶液变稀，测定结果向 pH=7的方向靠近 。(2) 酸碱指示剂指示剂 甲基橙 石蕊 酚酞变色范围 pH 3.1-4.4 5-8 8-10 溶液颜色 红- 橙-黄 红- 紫 - 蓝 无色 - 浅红 - 红上述两种测定方法，都不是很精确，要想准确测定溶液的 pH 应该使用 pH 计4、pH的应用：用 pH 来表示溶液的酸碱性，是十分方便，掌握有关的 pH

43、计算是十分重要的。四、 pH的有关计算1、单一溶液的pH计算解： PH=-lg10-3=3+ )=1 10-13 mol/L PH=-lg10-13=13 (1) 求强酸溶液的pH 例 1：求 1 10-3 mol/LHCl 溶液的 PH (2). 求强碱溶液的pH 例 2、求 0.1mol/LNaOH 溶液的 PH 解:C(H2. 混合溶液的pH计算PH值。(1) 求强酸与强酸混合溶液的pH 例 1、10mL0.1mol/LHCl 与 20mL0.2mol/LHCl 混合，求该混合溶液的C(H + )=(0.01 0.1+0.02 0.2)mol/(0.01+0.02)L=0.17mol/L

44、(2) 求强碱与强碱混合溶液的 PH PH=- lg1.7 1 0-1=1- lg1.7 例 2、10mL0.1mol/LNaOH 与 20mL0.2mol/L Ba(OH)2混合，求该混合溶液的PH值。解： C(OH _)=(0.01 0.1+0.02 0.2 2)mol/(0.01+0.02)L=0.3mol/LC(H +)=3 10-14mol/L PH=-lg3 10-14=14- lg3 (3) 求强酸与强碱混合溶液的 PH例 3、10mL0.1mol/LHCl 与 10mL0.2mol/LNaOH 混合，求该混合溶液的 PH值。解： n(H +)=1 10-3mol n(OH _)

45、=0.002 mol 余: C(OH-)=0.001mol C(H +)=1 10-10mol/L PH=1 10-10=10 当强酸溶液与强碱溶液等体积混合时，若 pH 酸+pH 碱=14，溶液呈中性。pH 酸+pH 碱 14，则 H或 OH过量，则先求剩余 C(H) 或 C(OH) ，再求混合溶液的 pH 第三节 盐类的水解（一）一、盐溶液呈现不同酸碱性的原因1、CH3COONa溶于水之后，完全电离。 （因为 CH3COONa是强电解质。 ）CH3COONa CH3COO- + Na + H 2O H + + OH- 2、CH3COOH是一种弱酸，在溶液中部分电离，溶液中既然存在 CH3C

46、OO- 和 H +，根据，可逆反应，反应物和生成物同时共存，那么就一定有 CH3COOH。 CH3COO- + H + CH3COOH 3、把式联立，可得到水解方程式：CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH 4、把上述化学方程式改写成离子方程式。CH3COO- + H 2O - CH3COOH + OH5、醋酸钠与水反应的实质是：醋酸钠电离出的醋酸根离子和水电离出的氢离子结合生成弱电解质醋酸的过程。总结： 强碱弱酸盐水解使溶液显碱性，强酸弱碱盐水解使溶液显酸性。但强酸强碱盐不会发生水解。因为强酸强碱盐所电离出来的离子都不会和水电离出来的 H +或 OH-发生反应，比如 Na

47、Cl，电离出来的 Na +和 Cl- 都不会与水电离出来的 H +或 OH-反应。 弱酸弱碱盐：双水解，水解程度增大。1、盐类水解： 在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的 H + 或 OH- 结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。2、盐类水解的实质：是酸碱中和反应的逆反应酸 + 碱中和盐 + 水水解3、盐类水解破坏了水的电离平衡，促进了水的电离 程。，盐的水解可看作酸碱中和反应的逆反应，为吸热过(1) 有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。(2) 组成盐的酸越弱，水解程度越大(3) 同浓度的正盐与其酸式盐相比，正盐的水解程度比酸式盐的水解程度大。( 4)

48、 弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱。HCO- ,HS-,HPO4 2- 在溶液中以水解为主，其溶液显碱性； HSO-,H 2PO4-在溶液中以电离为主，其溶液显酸性4、盐类水解离子方程式的书写（1）盐类水解的离子方程式中不标“ ” 和“ ” 。(2) 盐类水解不写 =，而用“”H ，阴离子水解生成OH ；阴阳离子都水解，生成弱酸(3) 写法：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成和弱碱。（4）多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，以第一步水解为主；而多元弱碱的阳离子水解的离子方程式较复（5）水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。(6) 多元酸盐的水解是分步进行的。如：CO3

49、 2- + H 2OHCO 3- +OH- HCO 3- +H 2O H2CO3 + OH-+ (7) 多元碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，可写成一步，如： Cu2+2H2O Cu(OH)2 + 2HAl3+ + 3H2O Al(OH) 3 + 3H+5、 双水解方程式的书写：弱酸弱碱盐中阴、阳离子相互促进水解，我们称之为双水解。1 能相互促进水解的两离子，如果其一含有氢元素，写离子方程式时在反应物端不写 H2O ，如果促进水解的两离子都不含氢元素，写离子方程式时反应物端必须写 H2O ，有“=” 和“ ” 和“ ”例 1、物质的量浓度相同的下列溶液中，符合按 PH由小到大的顺序排列的

50、是 ( C ) A 、Na2CO3、NaHCO 3 、NaCl 、NH4Cl C B 、Na2CO3、NaHCO 3、NH4Cl 、NaCl D、(NH4)2SO4、NH4Cl 、NaNO 3、Na2S 、NH4Cl 、(NH4)2SO4、Na2S、NaNO【规律小结】水解造成的酸性没有弱酸的酸性强，水解造成的碱性不如弱碱的碱性强；盐所对应的酸越弱水解造成的碱性越强；盐所对应的碱越弱，水解生成的酸的酸性越强第三节 盐类的水解 ( 二) 二、盐类水解的影响因素 1、内因：盐本身的性质主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱（或阳离子对应的碱越弱），水解程度就越大。另外 还受温度、浓度及外

51、加酸碱等因素的影响2、外因： (1) 温度：升温促进水解 (2) 浓度：稀释促进水解 (3) 外加酸碱三、盐类水解的应用盐类水解的程度一般很微弱，通常不考虑它的影响，但遇到下列情况时，必须考虑水解。1、分析判断盐溶液酸碱性（或 PH范围）要考虑水解等体积、 等物质的量浓度的氨水和盐酸混合后，因为完全反应生成强酸弱碱盐NH4Cl ，所以 PH7，溶液显酸性例 1、相同温度、相同物质的量浓度的四种溶液：，按由大到小排列正确的是（D）。CH3COONa， NaHSO4 NaCl C6H5ONa解析：硫酸氢钠和氯化钠都是强酸强碱盐，不水解。氯化钠溶液呈中性，硫酸氢钠溶液呈酸性。另外两盐均水解，水溶液都

52、呈碱性，其水溶液碱性的相对强弱可依“ 越弱越水解” 的规律比较，即组成盐的离子与水电离的或结合成的弱电解质，电离度越小，该盐水解程度就越大，乙酸钠和苯酚钠的水解产物分别是乙酸和苯酚， 因为苯酚是比乙酸更弱的电解质，即苯酚钠的水解程度大，其水溶液的碱性较强，也较大，正确选项为。2、比较盐溶液离子浓度大小或离子数时要考虑水解。c(Na3)3c(PO 4例 1、在磷酸钠晶体中，n(Na )=3n(PO 43) ，但在 Na3PO4 溶液中，由于PO43的水解，有例 2 在 0.1mol/L Na2CO3 溶液中，阴离子浓度的大小顺序为：c(CO32)c(OH)c(HCO3) 3、配制易水解的盐溶液时

53、，需考虑抑制盐的水解（1）配制强酸弱碱溶液时，需滴几滴相应的强酸，可使水解平衡向左移动，抑制弱碱阳离子的水解，如配制 FeCl3、SnCl2 溶液时，因其阳离子发生诸如 Fe 3 +3H2O F e( OH)3 +3H 的水解而呈浑浊状，若先将 FeCl 3 溶于稀 HCl 中，再用水稀释到所需浓度，可使溶液始终澄清。同样配制 CuSO4溶液，可先将 CuSO4溶于稀 H2SO4 中，然后加水稀释。（2）配制强碱弱酸盐溶液时，需滴几滴相应的强碱，可使水解平衡向左移动，抑制弱酸根离子的水解。如实验室在配制硫酸铁溶液时，先把硫酸铁晶体溶解在稀硫酸中，再加水稀释至所需浓度，如此操作的目的是（B ）B

54、、抑制硫酸铁水解C、促进硫酸铁溶解 D、提高溶液的PH A、防止硫酸铁分解4、制备某些无水盐时要考虑盐的水解例 1、把 AlCl 3 溶液蒸干后再灼烧，最后得到的主要固体产物是，其理由是（用化学方程式表示，并配以必要的文字说明）解析： AlCl 3 在水中存在如下平衡：Al 3+3H2O Al （OH） 3+3H +，水解后溶液呈酸性，蒸干和灼烧过程中，HCl 挥发， Al （OH） 3 不稳定，灼烧时分解生成 Al 2O3。5、判断离子能否大量共存时要考虑盐的水解。3弱碱阳离子与弱酸根离子在溶液中若能发生双水解，则不能大量共存，能发生双水解反应的离子有：（Al与 CO3 2、HCO、S 2、

55、HS、AlO2等）；【Fe 3 与 CO3 2、HCO、AlO2等】；（NH4与 SiO3 2 、AlO2等）。这里还需要我们注意的是（Fe 3与 S 2、HS也不能共存） ，但不是因为发生双水解，而是因为发生氧化还原反应6、化肥的合理施用，有时也要考虑盐类的水解过磷酸钙不能与草木灰混合施用，因 Ca ( H2 PO4 ) 2 水溶液显酸性， K2CO3 溶液显碱性， 两者混合时生成了难溶于水的 CaCO 3、 Ca 3( PO4) 2 或 CaHPO 4 ，不能被作物吸收。7、某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解例如 Na2CO3、NaHCO 3 溶液因 CO3 2、HCO水解，使溶液呈碱性，

56、OH与玻璃中的 SiO2反应生成硅酸盐，使试剂瓶颈与瓶塞粘结，因而不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存，必须用带橡皮塞的试剂瓶保存。8、用盐作净水剂时需考虑盐类水解3+3H2O A l ( OH)3( 胶体 ) +3H ，Al ( OH) 3 胶体表面积例如，明矾KAl(SO 4) 2 12H2O 净水原理： Al大，吸附能力强，能吸附水中悬浮杂质生成沉淀而起到净水作用。9、Mg、 Zn 等较活泼金属溶于强酸弱碱盐 ( 如 NH4Cl 、AlCl 3、 FeCl 3等 ) 溶液中产生 H2 10、某些盐的分离除杂要考虑盐类水解例如为了除去氯化镁酸性溶液中的 Fe 3可在加热搅拌条件下加入氧化镁，氧化镁与

57、 Fe 3水解产生 H反应：MgO2HMg 2H2O，使水解平衡 Fe 33H2O F e ( OH)3 +3H 不断向右移动， Fe 3会生成 F e( OH) 3沉淀而被除去。11、工农业生产、日常生活中，常利用盐的水解知识（1）泡沫灭火器产生泡沫是利用了 Al2（SO4）3 和 NaHCO 3相混合发生双水解反应，产生了 CO 2，Al 33HCO Al ( OH) 3 3CO（2）日常生活中用热碱液洗涤油污制品比冷碱液效果好，是由于加热促进了 Na2CO 3 水解，使溶液碱性增强。（3）水垢的主要成分是 CaCO 3和 Mg( OH) 2 ，基本上不会生成 MgCO 3 ，是因为 Mg

58、CO 3微溶于水，受热时水解生成更难溶的 Mg ( OH) 2第三节 盐类的水解 ( 三) 专题：电解质溶液中有关离子浓度的判断。一、电离平衡理论和水解平衡理论1. 电离理论：弱电解质的电离是 微弱 的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；多元弱酸的电离是分步的，主要以 第一步电离为主；2.水解理论 ：二、电解质溶液中的守恒关系1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。如在只含有 A、M、H、OH四种离子的溶液中 c(A +)+c(H)=c(M- )+c

59、(OH), 若 c(H) c(OH) ，则必然有 c(A+)c(M-) 。【注意】书写电荷守恒式必须准确的判断溶液中离子的种类；弄清离子浓度和电荷浓度的关系。2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素的原子（或离子）的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子（或离子）的物质的量之和。(1) 实质上，物料守恒属于原子个数守恒和质量守恒。注意：（物料守恒式没有H和 OH）。在 NaHS溶液中存在着HS的水解和电离及水的电离。HSH2OH2S OHHS2HSH2OHOH（2）从物料守恒的角度分析，有如下等式：下等式： c(HS)+2(S 2)+c(OH)

60、=c(Na)+c(H的式子被称为质子守恒。一、典型题溶质单一型c(HS)+C(S 2)+c(H 2S)=c(Na) ；从电荷守恒的角度分析，有如) ；将以上两式相加，有：c(S 2)+c(OH)=c(H 2S)+c(H) ：得出1、弱酸溶液中离子浓度的大小判断 : 解此类题的关键是紧抓弱酸的电离平衡例 1、0.1mol/L 的 H2S 溶液中所存在离子的浓度由大到小的排列顺序是 _ 解析：在 H2S 溶液中有下列平衡：H2S H+HS；HSH+S 2 。已知多元弱酸的电离以第一步为主，第二步电离较第一步弱得多，但两步电离都产生 H，因此答案应为：c(H)c(HS)c(S 2)c(OH) 结论：