化学（基础模块）中职PPT完整全套教学课件

原子结构与化学键化学反应及其规律溶液与水溶液中的离子反应常见无机物及其应用简单有机化合物及其应用常见生物分子及合成高分子化合物全套可编辑PPT课件第一章原子结构与化学键章节第一节原子结构元素周期律与元素周期表化学键化学实验基本操作本章小结第二节第三节第四节第五节01原子结构原子是由原子核和核外绕核运动的电子构成的，那么原子中的原子核是不是可以再分呢？第一节原子结构

在一个铅盒里放有少量的放射性元素钋(Po),它发出的α粒子束从铅盒的小孔中射出，形成一束很细的射线射到金箔上，如图A所示。

他推测这些a粒子会穿过金箔顺利到达对面的探测板上。结果却发现：绝大多数的a粒子直接穿过金箔且不改变原来的方向，只有很少的α粒子发生了很大角度的偏转。A

B

1911年，新西兰著名物理学家欧内斯特•卢瑟福(ErnestRutherford)设计了一个使用α粒子轰击金箔的实验。猜想：极少数α粒子发生大角度的偏转是因为它们和金原子中某种极为坚硬密实的核发生了碰撞。原子核：很小，带正电，却集中了原子的大部分质量。据此推测原子是由原子核和核外电子构成的，电子在原子核外“很大”的空间里运动。若用字母Z表示核电荷数。Z=核内质子数=核外电子数原子组成及粒子之间的关系质子和中子的相对质量都近似为1，如果忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫作质量数，用字母A表示。若中子数用字母N表示：质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）则：知识链接：欧内斯特•卢瑟福被公认为20世纪最伟大的实验物理学家放射性和原子结构等

方面都做出了重大的贡献最先研究核物理的人，被称为近代原子核物理学之父1871年8月30日生于新西兰纳尔逊的一个手工业工人家庭，1937年10月19日因病在剑桥逝世，与牛顿和法拉第并排安葬。2、同位素具有相同质子数、不同中子数（或不同质量数）的同一元素的不同核素互为同位素。同位素12C和14C，12C的原子核中有6个质子和6个中子，而14C的原子核中则有6个质子和8个中子；再如氕、氘和氚，它们的原子核中都有1个质子，但是它们的原子核中的中子数分别为0个、1个及2个，所以它们互为同位素。同位素的表示是在该元素符号的左上角注明质量数，如14C、12C等。2.同位素的特性核衰变

放射出各种不同的射线，直至变成另一种稳定的同位素放射线放射出α射线、β射线、γ射线和发生电子俘获等，但是放射性同位素在进行核衰变时并不一定能同时放射出这几种射线。不同的放射性同位素有不同的半衰期，衰变时放射出的射线的种类和数量也不同知识链接放射性元素的原子核有半数发生衰变时所需要的时间叫作半衰期。放射性元素的半衰期越长，说明其衰变得越慢；半衰期越短，说明其衰变得越快。例如，放射性的32P的半衰期是14.28天，即假使原来有100万个32P原子，经过14.28天后，就只剩下50万个了。3核外电子的排布电子层：离核较近的区域内运动的电子的能量较低，在离核较远的区域内运动的电子的能量较高，这些不同的“区域”称为电子层。核外电子总是尽可能地先从内层（能量最低的第1层）排起，当第1层排满后再排第2层，即按由内到外的顺序依次排列。原子的核外电子层最少的只有1层，最多的有7层，最外层的电子层上所排列的电子数不超过8个（电子层只有1层的，所排列的电子数不超过2个）。按照与原子核的距离，从内到外的电子层的顺序分别用n=1、2、3、4、5、6、7或K、L、M、N、0、P、Q来表示。原子核外电子的排布遵守规律（1）原子核外电子尽可能地分布在能量较低的电子层上（离核较近的电子层上）。（2）若电子层数是n，则该电子层上所排列的电子数最多是拼个。（3）无论是第几层，如果作为最外电子层，那么该电子层上所排列的电子数不能超过8个；如果作为倒数第2层（次外层），那么该电子层上所排列的电子数不能超过18个；如果作为倒数第3层，那么该电子层上所排列的电子数不能超过32个。知识链接原子很小，而原子核更小，它的体积只占原子体积的几千亿分之一。如果把原子比喻成一个庞大的体育场，则原子核只相当于体育场中央的一只蚂蚁。因此，原子内部有相当大的空间，电子就在这个空间内绕着原子核做高速运动。课后练习下列说法中正确的是（ ）。A.同一元素各核素的质量数不同，但它们的化学性质几乎完全相同B.任何元素的原子都是由核外电子和核内中子、质子组成的C.钠原子失去一个电子后，它的电子数与氖原子的相同，所以变成氖原子D.K的质量数相同，所以它们互为同位素课后练习将正确的字母填写在对应的位置上A.质子数B.中子数C.核外电子数D.最外层电子数E.电子层数（1）原子的种类是由（）决定的；（2）元素的种类是由（）决定的；（3）核电荷数是由（）决定的；（4）元素的化学性质主要是由（）决定的；（5）元素的原子半径是由（）决定的；（6）元素的化合价主要是由（）决定的。课后练习将空白处补充完整

第二节元素周期律与元素周期表随着科学技术的发展，人们发现的元素种类也在不断增加，这些元素之间是否存在着某些内在的联系或某种规律呢？元素周期律原子序数按照核电荷数由小到大的顺序为元素依次编号，这种序号叫作元素的原子序数。原子序数在数值上等于该元素原子的核电荷数。元素周期律元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫作元素周期律。元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。12.元素周期表元素周期表第1周期只有氢和氦两种元素，为特短周期第2周期从锂开始到氖结束，共有8种元素，称为短周期第3周期从钠开始到氩结束，共有8种元素，称为短周期第4周期从钾开始到氟结束，共有18种元素，称为长周期2.1周期1个周期：电子层数相同且按照原子序数递增的顺序排列的一系列元素，称为1个周期。周期表中共有7个横行，每个横行为1个周期，共有7个周期。第5周期从铷开始到氙结束，共有18种元素，称为长周期第6周期从铯开始到氮结束，共有32种元素，这个周期称为特长周期第7周期元素未排满，称为不完全周期。每个周期从左到右原子最外层电子数都是从1个增加到8个，都是从活泼金属开始逐渐过渡到活泼非金属，最后以稀有气体结束。2.1周期族周期表共有18个纵行，除第8、9、10三个纵行统称为Ⅷ族外，其余每一个纵行为一族。族又分为主族和副族。罗马数字来表示族序，主族元素在族序数后面加上一个“A”字，如第IA族、第IIA族等；副族元素在族序数后面加上一个“B”字，如第IB族、第IIB族等。2.2族稀有气体元素的化学性质非常不活泼，通常状况下难以参加化学反应，它们的化合价为0,因而叫作零族，也称为ⅧA族。周期表中有7个主族、7个副族、1个Ⅷ族和1个零族，共有16个族。副族和Ⅷ族元素位于第ⅡA族和第ⅢA族之间，称为过渡元素。2.2（三）元素周期表中元素性质的递变规律同一周期的元素，从左到右随着核电荷数的递增，其金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。因此，金属元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐减弱，如碱性NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3

；非金属元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强，如酸性H3PO4<H2SO4<HClO4（高氯酸）。（三）元素周期表中元素性质的递变规律同一主族的元素，从上到下随着电子层数的逐渐增多，其非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。因此，其氧化物对应的水化物的碱性逐渐增强，如碱性LiOH<NaOH<KOH；第ⅤA族元素，如非金属性N>P，因此，其最高价氧化物对应的水化物的酸性HNO3>H3PO4。2.3元素周期表中元素性质的递变规律2.3元素周期表中元素性质的递变规律知识链接：元素金属性的强弱通常根据其单质跟水或酸起反应置换出氢气的难易程度或形成的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱来判断。元素非金属性的强弱通常根据单质与氢气生成气态氢化物的难易程度或形成的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱来判断。29可以一目了然地获得元素的一些信息，如元素名称、元素符号、原子序数、相对原子质量等，

2.4元素周期表的作用30可以清楚地确定元素是属于金属元素还是属于非金属元素或是属于过渡元素。对金属元素、非金属元素（包括稀有气体元素）用不同的颜色进行了分区方便根据原子序数确定元素在元素周期表中的位置。

2.4元素周期表的作用课后练习对照元素周期表，下列判断不正确的是（）。A.酸性强弱：HClO/HzSO/H'PO/H'SiO,B.原子半径大小：Na>S>0C.碱性强弱：KOH>NaOH>LiOHD.还原性强弱：F->Cl->I-课后练习2.下列有关元素周期律的叙述正确的是（）。A.元素周期律的本质是元素原子核外电子排布呈周期性变化B.元素周期律的本质是原子半径呈现周期性的变化C.元素周期律的本质是元素的性质随原子序数的递增呈现周期性的变化D.元素周期律的本质是元素的性质随着相对原子质量的递增呈现周期性的变化课后练习3.对照元素周期表，在下列横线上填写正确的答案。（1）含有8个质子、10个中子的原子对应元素的化学符号是________。（2）元素周期表中位于第8纵行的铁元素属于第________族。（3）所含元素超过18种的周期是第________和第________周期。第三节化学键到目前为止，人们已经发现的元素有100多种，而由这些元素的原子组成的物质却数以千万计。元素的原子是通过什么作用形成如此丰富的物质的呢？一、电子式用小黑点“•”或小叉“X”在元素符号周围表示出该元素原子的最外层电子数注意：表示电子的“•”或“X”通常写在元素符号的上、下、左、右四个方向，而不写在“斜角”的位置。原子的电子式（一）原子的电子式离子的电子式阳离子简单的阳离子由于在形成过程中已失去最外层电子，因此其电子式的书写方式就是在离子符号右上角标明所带电荷数，如钠离子、镁离子、钙离子、铝离子的电子式分别如下：离子的电子式阴离子非金属元素的原子在形成阴离子时，总是得到电子以使其最外层达到稳定结构。无论是简单的阴离子，还是复杂的阴离子，在书写其电子式时都应标出电子对，还应加方括号，并在方括号的右上方标出离子所带的电荷，如氯离子、氢氧根离子的电子式分别表示为离子的电子式（三）单质分子的电子式用电子式表示单质分子时必须正确地表示出共用电子对数，并满足每个原子的稳定结构（最外层达到稳定结构），如氯气分子的电子式为。二、离子键（一）金属钠与氯气的反应取一块绿豆大小的金属钠（切去表面氧化层），用滤纸吸净其表面的煤油（金属钠一般保存在煤油中），放在石棉网上，并将盛有氯气的集气瓶倒扣在钠的上方，用酒精灯微热，会发现钠在氯气中剧烈燃烧，产生白烟，如图1-7所示。这是因为金属钠与氯气反应生成了氯化钠，该反应的化学方程式为（二）氯化钠的形成从原子结构来看，钠原子的最外电子层上只有1个电子，容易失去；氯原子的最外电子层上有7个电子，容易夺得1个电子而达到最外层8个电子的稳定结构。当钠原子与氯原子相遇时，钠原子失去最外层的1个电子，变成+1价的钠离子；氯原子得到钠原子失去的1个电子，变成-1价的氯离子，阴阳离子之间通过静电作用而形成了稳定的化合物——氯化钠。氯化钠的形成过程可用图1-8来简单表示。（二）氯化钠的形成图1-8氯化钠的形成过程氯化钠的形成过程用电子式表示如下：（三）离子键的特征离子键具有如下特征：（1）成键的微粒是阴离子和阳离子。（2）成键的本质是静电作用（静电作用包括阴阳离子间的静电吸引作用和电子与电子之间、原子核与原子核之间的静电排斥作用）。活泼的金属原子容易失去电子生成金属阳离子，活泼的非金属原子容易得到电子生成非金属阴离子。化学基础模块三、共价键研究证明，形成非金属单质分子（如H2、Cl2）或非金属分子（如HCl、SO2）等，的原子之间通过共用其最外层电子，在理想情况下各自达到电子饱和的状态，由此组成比较稳定和坚固的化学键，即共价键。下面用电子式来分别表示H2、Cl2、HCl的形成过程：LOGOTEXTHERE三、共价键在H2、Cl2、HCl的形成过程中，电子不是从一个原子转移到另一个原子，而是每个原子各提供一个电子，组成一个电子对，使各原子的电子层都达到稳定结构，这种电子对称为共用电子对。共用电子对在两个原子核周围运动，使每个原子都达到稳定结构。以共用电子对形成分子的化合物就叫作共价化合物。根据电子对是否发生偏移，可将共价键分为非极性共价键和极性共价键。在单质分子中，同种非金属原子形成的共价键，电子对不偏移，称为非极性共价键。例如，Cl—Cl、N≡N中的共价键为非极性共价键。在化合物分子中，不同种非金属原子形成的共价键，电子对发生偏移，称为极性共价键。例如，H—Cl、S—H、F—H中的共价键为极性共价键。课后练习1.下列关于离子键和共价键的说法，正确的是（）。A.共价键只存在于共价化合物中B.离子键可存在于单质中C.离子键和共价键不可能同时存在于一种化合物中D.存在离子键的化合物都是离子化合物课后练习2.下列电子式书写正确的是（）。

A.

B.

C.

D.3.下列说法正确的是（）。A.非金属元素构成的单质中一定存在共价键B.非金属单质的气态氢化物中一定存在共价键C.离子化合物中一定含有离子键D.在一种化合物中只能存在一种类型的化学键化学基础模块学生实验化学实验基本操作实验目的复习药品的取用、物质的加热等基本操作。实验用品器材：试管、药匙（或纸槽）、镊子、试管夹、酒精灯、火柴、胶头滴管、木条、铁架台、烧杯。实验药品：CuSO4

溶液、NaOH溶液、石灰石（CaCO3）、稀盐酸、酚酞试液、CuO粉末、CuSO4·5H2O晶体。学生实验化学实验基本操作实验步骤

1.药品的取用图1-9滴加CuSO4溶液（或酚酞试液）图1-10加酚酞试液学生实验化学实验基本操作实验步骤

（2）在试管中加入2~3块石灰石，用胶头滴管向试管中滴入约2mL稀盐酸，观察石灰石表面发生的变化，然后将一根燃着的木条伸进试管口，观察现象。现象：______________________________________________________________。需要注意的是，取用块状固体药品时要用镊子，取用粉末状固体药品时要用药匙。取用时，先将试管平放，再将盛有药品的药匙或夹持固体的镊子伸到试管底部，然后将试管直立，使药品慢慢滑落至试管底部。学生实验化学实验基本操作2.物质的加热（1）取少量CuO粉末，装入试管中，再向试管中加入约2mL稀盐酸，振荡试管，观察现象；然后加热试管，观察现象。操作如图1-11所示。图1-11加热CuO粉末现象：_______________________________________________。学生实验化学实验基本操作2.物质的加热（2）取少量CuSO4·5H2O晶体放入试管中，将试管固定在铁架台上，试管口要向下倾斜，然后用酒精灯加热试管，观察现象。操作如图1-12所示。图1-12加热CuSO4·5H2O晶体现象：_______________________________________________。化学基础模块本章小结一、原子结构（1）原子核简称“核”，位于原子的核心部分，由质子和中子两种微粒构成。“核”很小，却集中了原子的大部分质量。原子核带正电，其所带的正电荷数称为核电荷数。因为原子呈电中性，所以若用字母Z表示核电荷数，则Z=核内质子数=核外电子数（2）具有相同质子数、不同中子数（或不同质量数）的同一元素的不同核素互为同位素。同位素在元素周期表中占据同一位置，其化学性质几乎相同，但原子质量或质量数不同，因而其物理性质也有所差异。化学基础模块本章小结（3）原子核外电子的排布遵守下列规律：①原子核外电子尽可能地分布在能量较低的电子层上（离核较近的电子层上）。②若电子层数是n，则该电子层上所排列的电子数最多是2n2个。③无论是第几层，如果作为最外电子层，那么该电子层上所排列的电子数不能超过8个；如果作为倒数第2层（次外层），那么该电子层上所排列的电子数不能超过18个；如果作为倒数第3层，那么该电子层上所排列的电子数不能超过32个。化学基础模块本章小结二、元素周期律与元素周期表（1）人们按照核电荷数由小到大的顺序为元素依次编号，这种序号叫作元素的原子序数。原子序数在数值上等于该元素原子的核电荷数。（2）元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫作元素周期律。化学基础模块本章小结三、化学键（1）在化学反应中，一般是原子的最外层电子发生变化。化学中常在元素符号周围用小黑点“·”或小叉“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫作电子式。（2）阴阳离子之间通过静电作用所形成的化学键叫作离子键。由离子键结合而成的化合物叫作离子化合物。（3）形成分子的原子之间通过共用其最外层电子，在理想情况下各自达到电子饱和的状态，由此组成比较稳定和坚固的化学键，即共价键。第二章化学反应及其规律章节CONTENTS第一节氧化还原反应第二节化学反应速率第三节化学平衡本章小结根据化学反应的特点，可将反应分为化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应等不同类型。1892年，德国物理学家奥斯特瓦尔德（图2-1）提出氧化还原反应是由电子得失引起的，他把得电子的过程叫作还原，把失电子的过程叫作氧化。图2-1奥斯特瓦尔德第一节氧化还原反应一、氧化还原反应的基本概念（一）氧化还原反应的实质2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2分析元素的化合价可知，此反应在反应前后元素的化合价发生了改变。我们将有类似上述情况的反应，即在反应过程中元素化合价发生变化的化学反应叫作氧化还原反应。元素化合价的升降与电子的得失或偏移密切相关，因此就电子的观点而言，有电子转移的化学反应称为氧化还原反应。失去电子的半反应称为氧化半反应，得到电子的半反应称为还原半反应，两个半反应中电子的得失数目相等。（一）氧化还原反应的实质在该反应中，钠原子失去最外层的1个电子成为Na+而带正电，化合价由0价升到+1价；氯原子得到1个电子成为Cl-而带负电，化合价由0价降到-1价；生成的NaCl为离子化合物。在该反应的电子转移过程中，氢原子未完全失去电子，而氧原子也未完全得到电子，它们之间是通过共用电子对的偏移来实现化合价的变化（一）氧化还原反应的实质综上所述，氧化反应与还原反应的实质是电子的得失。在氧化还原反应中，失去电子使化合价升高的过程称为氧化，得到电子使化合价降低的过程称为还原。在反应物中，化合价降低的物质为氧化剂，化合价升高的物质为还原剂。在氧化还原反应中，还原剂自身被氧化，氧化剂自身被还原。知识链接氧化还原反应与四种基本反应类型的关系如下：（1）置换反应一定属于氧化还原反应。（2）复分解反应一定不属于氧化还原反应。（3）有单质参与的化合反应和有单质生成的分解反应，均属于氧化还原反应。其关系如图2-2所示。图2-2氧化还原反应与四种基本反应类型的关系（二）氧化还原反应的表示方法氧化还原反应的表示方法一般分为双线桥法和单线桥法两种。1.双线桥法双线桥法能表明反应前后同一元素的电子转移情况。此法不仅能表示出电子转移的方向和总数，而且能表示出元素化合价升降和氧化、还原的关系。双线桥的箭头始于反应物中化合价发生变化的相关元素的原子或离子，箭头指向发生化合价变化后生成物中对应元素的原子或离子。在线上要标明“失去”或“得到”的电子总数、该元素“被氧化”或“被还原”。（二）氧化还原反应的表示方法双线桥法的主要步骤如下：（1）标价态。标明同一元素在氧化还原反应前后的化合价。（2）连双线。一条线从氧化剂中化合价降低的元素指向还原产物中相应的元素，另一条线从还原剂中化合价升高的元素指向氧化产物中相应的元素。（3）注得失。注明元素“得到”或“失去”的电子总数，并注明该元素是“被还原”还是“被氧化”。例如，H2

还原CuO的反应用双线桥法可表示如下：（二）氧化还原反应的表示方法单线桥法能表明反应前后不同元素的电子转移情况，即只在氧化剂和还原剂之间表明电子转移关系。在线上标出电子转移总数，箭头指出电子转移的方向。单线桥法的基本步骤如下：（1）标价态。标明同一元素在氧化还原反应前后的化合价，确定得失电子的元素。（2）连单线。用单线连接反应物中的氧化剂与还原剂，箭头指向氧化剂。（3）注得失。注明得失电子的总数。例如，上述H2还原CuO的反应用单线桥法可表示如下：二、氧化还原反应方程式的配平及常见的氧化剂和还原剂1.氧化还原反应方程式的配平原则在配平氧化还原反应方程式时主要遵循以下原则：（1）使反应中氧化剂得到的电子数和还原剂失去的电子数相等。（2）电荷守恒，即离子反应方程式中反应前后离子所带电荷数相等。（3）质量守恒，即反应前后各元素的原子个数不变。2.氧化还原反应方程式的配平方法以Cu与稀HNO3的反应为例来讲述其配平过程。该反应的化学反应方程式为采用化合价升降法对其进行配平的具体步骤如下：第一步，标出反应中发生氧化反应和还原反应的元素的化合价，并注明每种元素的原子升高或降低的总价数。2.氧化还原反应方程式的配平方法第二步，找出各元素原子的化合价升高和降低的总价数的最小公倍数，然后按照化学反应中氧化剂得到的电子数和还原剂失去的电子数相等的原则在氧化剂、还原剂前配上相应的系数。第三步，根据上一步所标氧化剂和还原剂的系数，进一步标注出对应的还原产物和氧化产物的系数。2.氧化还原反应方程式的配平方法第四步，用观察法配平反应方程式中其他物质的系数，即观察对比反应前后各元素的原子总数，方程式配平后，将方程式中的符号“→”换成“=”；若有气体生成，则标上气体符号“⬆”；若有沉淀生成，则标上沉淀符号“⬇”。3Cu+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO+4H2O（二）常见的氧化剂和还原剂1、常见的氧化剂（1）非金属单质，如Cl2、O2、Br2

等。（2）含有高价态元素的化合物，如浓H2SO4、HNO3、KMnO4、MnO2、KClO3、K2Cr2O7

等。（3）某些金属性较弱的高价态离子，如Pb4+、Cu2+、Fe3+等。（4）过氧化物，如Na2O2、H2O2

等。（二）常见的氧化剂和还原剂1、常见的还原剂（1）活泼的金属单质，如K、Na、Mg、Al等。（2）非金属离子及某些含有低价态元素的化合物，如S2-、I-、H2S、Na2SO3

等。（3）低价态的阳离子，如Fe2+、Cu+

等。（4）某些非金属单质，如H2、C等。（二）常见的氧化剂和还原剂在氧化还原反应中，氧化剂的氧化性要大于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性要大于还原产物的还原性。当一种氧化剂同时遇到几种还原剂时，氧化剂会先与还原性最强的还原剂发生反应；当一种还原剂同时遇到几种氧化剂时，还原剂会先与氧化性最强的氧化剂发生反应。课后练习1.下列类型的反应中，一定会发生电子转移的是（）。A.化合反应B.分解反应C.置换反应D.复分解反应课后练习2.化合反应、分解反应、置换反应和复分解反应是四种基本化学反应类型。下列各反应属于氧化还原反应，但不属于四种基本反应类型的是（）。A.①②

B.②③

C.①

D.③④课后练习3.常温下，往H2O2溶液中滴加少量的FeSO4溶液，可发生如下两个反应：下列说法中正确的是（）。A.H2O2

的氧化性比Fe3+强，其还原性比Fe2+弱B.在H2O2

分解过程中，溶液的pH逐渐下降C.在H2O2

分解过程中，Fe2+

和Fe3+

的总量保持不变D.H2O2

生产过程中混入Fe2+

不影响其使用课后练习4.下列叙述正确的是（）。课后练习5.从矿物学资料查得，一定条件下自然界存在如下反应：14CuSO4+5FeS2+12H2O=7Cu2S+5FeSO4+12H2SO4下列说法中正确的是（）。A.Cu2S既是氧化产物又是还原产物B.5molFeS2

发生反应，有10mol电子转移C.产物中的SO42-

有一部分是氧化产物D.FeS2

只作还原剂第二节化学反应速率化学反应速率是用来表示化学反应进行快慢的物理量，用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量来表示，常用单位是mol/(L·s)或mol/(L·min)。一、化学反应速率的表示方法化学反应速率的表达式为例如，在给定条件下，氮气和氢气在密闭容器中合成氨气：一、化学反应速率的表示方法v(N2)∶v(H2)∶v(NH3)=1∶3∶2二、影响化学反应速率的主要因素1.浓度对化学反应速率的影响实验证明，对于有气体或溶液参与的反应，在其他条件不变的情况下，增加反应物的浓度会使化学反应速率加快，减小反应物的浓度会使化学反应速率减慢。卫生法律法规2、温度对化学反应速率的影响温度是影响化学反应速率的重要因素之一。在一定浓度下，温度升高，化学反应速率加快。荷兰科学家范特霍夫（Van’tHoff）提出，温度每升高10K，化学反应速率增加2~4倍，即假定温度系数为2，若温度由T1升高到T2，则有3、压强对化学反应速率的影响对于有气体参加的化学反应，若其他条件不变，增大压强，就是增大气体的浓度，化学反应速率加快；减小压强，就是减小气体的浓度，化学反应速率减慢。如果反应物是固体或液体，改变压强对化学反应速率没有影响。4、催化剂对化学反应速率的影响催化剂又称触媒，是能改变化学反应速率，而本身的质量、组成和化学性质在参加化学反应前后保持不变的物质。能使化学反应速率加快的催化剂，叫作正催化剂；能使化学反应速率减慢的催化剂，叫作逆催化剂。在实践中，如果没有特殊说明，则所说催化剂都是指正催化剂。除上述因素外，固体反应物颗粒的大小、反应物接触面积等因素对化学反应速率也有影响；某些反应的化学反应速率还会受到光、超声波、磁场等的影响。课后练习1.在373K时，把0.5molN2O4

气体通入体积为5L的真空密闭容器中，容器内立即有红棕色物质产生。反应进行到2s时，NO2

的浓度为0.02mol/L。在60s时，体系达到平衡，此时容器内的压强为反应前的1.6倍。下列说法正确的是（）。A.前2s，以N2O4

浓度变化表示的平均反应速率为0.01mol/(L•s)B.在2s时，体系内压强为反应前的1.1倍C.平衡时，体系内含N2O40.25molD.平衡时，若往容器内充入氮气，则可提高N2O4

的转化率课后练习2.在恒温、体积为2L的密闭容器中进行着如下反应：若反应物在前20s由3mol降为1.8mol，则该反应前20s的平均反应速率为（）。A.v(B)=0.03mol/(L•s)

B.v(B)=0.045mol/(L•s)C.v(C)=0.03mol/(L•s)

D.v(C)=0.06mol/(L•s)4、催化剂对化学反应速率的影响催化剂又称触媒，是能改变化学反应速率，而本身的质量、组成和化学性质在参加化学反应前后保持不变的物质。能使化学反应速率加快的催化剂，叫作正催化剂；能使化学反应速率减慢的催化剂，叫作逆催化剂。在实践中，如果没有特殊说明，则所说催化剂都是指正催化剂。除上述因素外，固体反应物颗粒的大小、反应物接触面积等因素对化学反应速率也有影响；某些反应的化学反应速率还会受到光、超声波、磁场等的影响。第三节化学平衡化学平衡是指在宏观条件一定的可逆反应中，化学反应的正逆反应速率相等，反应物和生成物各组分浓度不再改变的状态。一、放热反应与吸热反应按反应过程中热量的变化，通常把化学反应分为放热反应和吸热反应。一、放热反应与吸热反应反应过程中有热量放出的化学反应称为放热反应。常见的放热反应如燃烧与缓慢氧化反应、中和反应、金属与酸反应制取氢气的反应、生石灰和水的反应等。反应过程中需要吸收热量的化学反应称为吸热反应。常见的吸热反应如氢氧化钡晶体与氯化铵固体的反应、用C和H2及CO还原金属氧化物的反应、某些加热分解反应、水解反应、电离反应等。图2-3放热反应和吸热反应过程中的能量变化一、放热反应与吸热反应在化学反应过程中放出或吸收的热量通常叫作反应热，用符号ΔH表示，单位为kJ/mol。放热反应ΔH<0，吸热反应ΔH>0。图2-3所示为放热反应和吸热反应过程中的能量变化。二、可逆反应与化学平衡科学研究表明，不少化学反应都具有可逆性，即正向反应和逆向反应能同时进行，只是可逆的程度不同。少部分的化学反应在一定条件下几乎能进行到底，这样的反应称为不可逆反应。例如，氢氧化钠和盐酸反应生成氯化钠和水，而氯化钠和水不能反过来反应生成氢氧化钠和盐酸。二、可逆反应与化学平衡在同一条件下，大多数化学反应既能向正向进行又能向逆向进行，这类反应称为可逆反应，如工业合成氨的反应：通常将向右进行的反应称为正反应，将向左进行的反应称为逆反应。反应的可逆性在方程式中用可逆反应符号“”来表示。二、可逆反应与化学平衡化学平衡状态是化学反应在给定条件下所能达到或完成的最大程度，即该反应进行的限度。化学反应的限度决定了反应物在该条件下的最大转化率，即可逆反应达到平衡时，某反应物转化的量（等于某反应物的起始浓度和平衡浓度的差）与该反应物起始的量的比值的百分数，用式子表达为三、化学平衡的移动化学平衡只是可逆反应在一定条件下的一种暂时的、相对的稳定状态。如果影响平衡的条件发生变化，使得正、逆反应速率不再相等，反应的平衡状态就会遭到破坏，各物质的浓度就会发生变化，直到在新的条件下，反应又达到新的平衡。像这种因平衡状态被破坏而建立新的平衡的过程，叫作化学平衡的移动。1.浓度对化学平衡的影响实验表明，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。2.压强对化学平衡的影响对于有气体参加的化学平衡，改变反应系统中某组分气体的分压或系统总压，都会引起化学平衡的移动，具体体现在以下几个方面：（1）改变反应物或生成物的分压，相当于改变其浓度，移动方向的判断与改变浓度的判断相同。（2）反应前后气体分子总数相等的反应，即Δn=0，系统总压力改变，对平衡无影响。反应前后气体分子总数不相等的反应，即Δn≠0，压缩体积、增大压强或增大体积、减小压强都会使平衡发生移动。2.压强对化学平衡的影响当Δn>0，即生成物的分子总数大于反应物的分子总数时，增加压力，平衡向左移动；减小压力，平衡向右移动。反之，当Δn<0，即反应物的分子总数大于生成物的分子总数时，增加压力，平衡向右移动；减小压力，平衡向左移动。（3）恒温、恒压条件下，向反应体系中引入惰性气体（不参加反应的气体）会造成各组分气体的分压减小，化学平衡将向气体分子总数增加的方向移动。3.温度对化学平衡的影响在其他条件不变的情况下，升高温度，化学平衡向吸热反应方向移动；降低温度，化学平衡向放热反应方向移动。综上所述，浓度、压强和温度在一定条件下都能影响化学平衡。关于这些因素对平衡移动方向的影响，1888年，法国化学家勒夏特列（LeChatelier）总结出了一条普遍适用的规律：若改变影响平衡的任意一个条件，平衡就向能减弱这种改变的方向移动。这就是勒夏特列原理。勒夏特列（图2-4），法国化学家，他的一生有很多发现和发明，最主要的是发现了平衡原理，即勒夏特列原理。这一原理不仅适用于化学平衡，而且适用于一切平衡体系，如物理、生理甚至社会上的各种平衡系统。知识链接：勒夏特列4.催化剂对化学平衡的影响由于催化剂能够同等程度地改变正反应和逆反应的反应速率，因此，它对化学平衡的移动没有影响；但它能改变反应达到平衡所需的时间，这对于提高生产效率无疑具有十分重要的意义。课后练习1、在500℃的高温条件下，使10mL的N2

和H2

的混合气体在催化剂作用下发生下列可逆反应：已知反应达到平衡后，在相同条件下混合气体的体积变为6mL。则在原混合气体中，N2和H2

的物质的量之比可能是（）。A.2∶3

B.1∶3

C.1∶4

D.1∶7课后练习2.下列事实不能用勒夏特列原理解释的是（）。A.打开汽水瓶时，有大量气泡溢出B.在配制硫酸亚铁溶液时往往要加入一定量的铁粉C.氨水应密闭保存放置于低温处D.实验室用排饱和食盐水的方法收集氯气课后练习3.在一密闭容器中，反应达到平衡后，保持温度不变，将容器的体积增加一倍，当反应达到新的平衡时，A的浓度变为原来的60%，则（）。A.平衡向正反应方向移动了B.平衡向逆反应方向移动了C.物质B的质量分数增加了D.a<b化学基础模块本章小结一、氧化还原反应（1）氧化反应与还原反应的实质是电子的得失。在氧化还原反应中，失去电子使化合价升高的过程称为氧化，得到电子使化合价降低的过程称为还原。在反应物中，化合价降低的物质为氧化剂，化合价升高的物质为还原剂。在氧化还原反应中，还原剂自身被氧化，氧化剂自身被还原。（2）氧化还原反应的表示方法一般分为双线桥法和单线桥法两种。化学基础模块本章小结一、氧化还原反应（3）在配平氧化还原反应方程式时主要遵循以下原则：①使反应中氧化剂得到的电子数和还原剂失去的电子数相等。②电荷守恒，即离子反应方程式中反应前后离子所带电荷数相等。③质量守恒，即反应前后各元素的原子个数不变。化学基础模块本章小结二、化学反应速率（1）化学反应速率是用来表示化学反应进行快慢的物理量，用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量来表示，常用单位是mol/(L·s)或mol/(L·min)。化学反应速率的表达式为（2）影响化学反应速率的主要因素：浓度、温度、压强、催化剂。化学基础模块本章小结三、化学平衡（1）化学平衡是指在宏观条件一定的可逆反应中，化学反应的正逆反应速率相等，反应物和生成物各组分浓度不再改变的状态。（2）按反应过程中热量的变化，通常把化学反应分为放热反应和吸热反应。反应过程中有热量放出的化学反应称为放热反应，反应过程中需要吸收热量的化学反应称为吸热反应。化学基础模块本章小结三、化学平衡（3）科学研究表明，不少化学反应都具有可逆性，即正向反应和逆向反应能同时进行，只是可逆的程度不同。少部分的化学反应在一定条件下几乎能进行到底，这样的反应称为不可逆反应。在同一条件下，大多数化学反应既能向正向进行又能向逆向进行，这类反应称为可逆反应。感谢聆听2021第三章溶液与水溶液中的离子反应第一节溶液组成的表示方法第二节弱电解质的解离平衡第三节水的离子积和溶液的pH第四节离子反应和离子方程式第五节盐的水解学生实验溶液的配制、稀释和pH的测定本章小结章节概述CONTENTSPAGE一种物质以分子、原子或离子的形式分散在另一种物质中，形成的均匀稳定的分散体系称为溶液。所有溶液都是由溶质和溶剂组成的。通常将形成溶液过程中状态变化的物质称为溶质，而状态不变的物质称为溶剂。水是最常用的溶剂，很多化学反应都是在水溶液中进行的。在水溶液中或熔融状态下，能导电的化合物称为电解质（如NaCl、CH3COOH等），不能导电的物质称为非电解质（如蔗糖、酒精等）。11化学基础模块第一节溶液组成的表示方法一、物质的量及其单位1.物质的量物质的量是表示组成物质的微观粒子多少的物理量。它表示一定数目粒子的集合体。其符号为n，单位是摩尔（简称摩），单位符号为mol。科学上，将0.012kg12C所含有的碳原子数作为一定数量粒子集体的标准，定义为1mol。0.012kg12C所含的碳原子数叫作阿伏伽德罗常数，用符号表示为NA，其近似值为6.02×1023mol-1。1mol任何粒子所含有的微粒个数都为阿伏伽德罗常数。第一节溶液组成的表示方法学习提示第一节溶液组成的表示方法知识链接阿伏伽德罗（Avogadro，1776—1856，图3-1）是意大利物理学家、化学家。他在化学上的重大贡献是建立了分子学说。为了纪念阿伏伽德罗的伟大功绩，人们将0.012kg12C中所含的碳原子数称为阿伏伽德罗常数，它是自然科学中的基本常数之一。图3-1阿伏伽德罗LOGOTEXTHERE物质的量（n）、微粒个数（N）和阿伏伽德罗常数（NA）三者之间的关系如下：【例3-1】

0.5molO2

中含有的氧分子数是多少？含有的氧原子数是多少？解氧分子数为N=n·NA=0.5×6.02×1023=3.01×1023

个氧原子数为N=n(O2)×2×NA=0.5×2×6.02×1023=6.02×1023个即0.5molO2

中含有的氧分子数为3.01×1023

个，氧原子数为6.02×1023

个。1、物质的量物质的量是联系微观粒子和宏观物质的桥梁，那么如何通过物质的量求出物质的质量呢？也就是说，1mol物质的质量到底是多少呢？

规定：单位物质的量（1mol）的物质所具有的质量叫作摩尔质量。也就是说，物质的摩尔质量是物质的质量与物质的量之比。摩尔质量用符号M表示，常用的单位为g/mol或kg/mol。当以g/mol为单位时，物质的摩尔质量在数值上等于其相对分子（或原子）质量，从表3-2中即可看出。2、摩尔质量物质的量（n）、物质的质量（m）、摩尔质量（M）之间的关系如下：2、摩尔质量即2、摩尔质量【例3-2】

24.5gH2SO4

的物质的量是多少？分析可以通过H2SO4

的相对分子质量得知H2SO4

的摩尔质量，然后利用关系式n=M/m计算出24.5gH2SO4

的物质的量。解已知H2SO4的相对分子质量为98，摩尔质量为98g/mol，所以即24.5gH2SO4

的物质的量为0.25mol。2、摩尔质量【例3-3】多少克硫酸所含的分子数与3.65g质量分数为10%的盐酸所含的分子数相等？分析要满足两者分子数相等，只要满足两者的物质的量相等即可。解设质量为x的硫酸所含分子数与3.65g质量分数为10%的盐酸所含分子数相等，则解得x=0.98g即0.98g硫酸所含的分子数与3.65g质量分数为10%的盐酸所含的分子数相等。二、溶液组成的表示方法及其相关计算1.溶液组成的表示方法溶液组成是指一定量溶液或溶剂中所含溶质的量，也称作溶液的浓度。溶质的质量分数是溶质质量与溶液质量之比，计算公式如下：式中，溶液质量=溶质质量+溶剂质量，溶质质量和溶剂质量的单位相同，一般为克（g）。溶质质量=溶液质量×溶质的质量分数二、溶液组成的表示方法及其相关计算学习提示（1）溶质的质量分数只表示溶质质量与溶液质量之比，并不代表具体的溶液质量和溶质质量。（2）溶质的质量分数一般用百分数表示。（3）溶质的质量分数计算式中溶质质量与溶液质量的单位必须统一。（4）计算式中溶质质量是指被溶解的那部分溶质的质量，没有被溶解的那部分溶质的质量不能计算在内。二、溶液组成的表示方法及其相关计算2.溶质的质量分数的计算在一定温度下，饱和溶液中溶质的质量分数a（%）与溶解度S（g）的换算关系式如下：由溶解度计算饱和溶液中溶质的质量分数时的计算公式为由饱和溶液中溶质的质量分数计算溶解度时的计算公式为二、溶液组成的表示方法及其相关计算【例3-4】

20℃时NaCl的溶解度为36g，在此温度下，将180gNaCl加入400g水中，充分搅拌后求所得溶液中溶质的质量分数。分析解此题首先考虑20℃时，180gNaCl是否能全部溶解于400g水中，如果不能全部溶解，则溶质不是180g，溶液的质量也不是（180+400）g。解因在20℃时，400g水中最多溶解144gNaCl，故其质量分数为而不是三、物质的量浓度很多化学反应都是在溶液中进行的，因此常涉及溶液的配制和溶液浓度的计算。在利用化学反应进行定量分析时，用物质的量浓度来表示溶液的组成比较方便。（一）概念以单位体积溶液中所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫作溶质B的物质的量浓度，用符号cB

表示，单位一般为mol/L或mol/m3，其表达式为即三、物质的量浓度学习提示有关物质的量浓度需要注意以下两点：（1）所提到的体积是指溶液的体积，而不是溶剂的体积。（2）在一定物质的量浓度的溶液中取出任意体积的溶液，其物质的量浓度不变，但所含溶质的物质的量或质量因体积的不同而不同。三、物质的量浓度【例3-5】用5g的CuSO4·5H2O和5g的CuSO4

分别配制成50mL的溶液，则这两种溶液的物质的量浓度分别是________。分析当计算溶质为结晶水合物的物质时，要注意结晶水部分的质量是不计在溶质内的，而要计在溶剂内。解已知CuSO4·5H2O和CuSO4的摩尔分子质量分别为250g/mol和160g/mol，则用5gCuSO4·5H2O配置成的溶液的物质的量浓度c1

为用5gCuSO4

配置成的溶液的物质的量浓度c2

为三、物质的量浓度（二）一定物质的量浓度的溶液的配制1.所需要的器材配制一定物质的量浓度的溶液需要用到的主要器材有容量瓶、烧杯、玻璃棒、胶头滴管、量筒（或吸量管、移液管）等。如果用固体物质进行配制，还需用到托盘天平、药匙、滤纸等。图3-2所示为实验室配制一定物质的量浓度的溶液常用的器材。三、物质的量浓度2.配制步骤（1）计算。计算配制溶液所需的固体溶质的质量或液体的体积。如配制100mL1mol/L的氯化钠溶液所需固体氯化钠的质量计算如下：n(NaCl)=c(NaCl)·V(NaCl)=1×0.1=0.1molm(NaCl)=c(NaCl)·M(NaCl)=0.1×58.5=5.85g（2）称量。用托盘天平称量所需固体物质的质量或用量筒（应用移液管，但中学阶段一般用量筒）量取所需液体的体积。三、物质的量浓度（3）溶解。在烧杯中溶解或稀释溶质，如果不能完全溶解可适当加热，并使其冷却至室温。（4）转移。将烧杯内冷却后的溶液沿玻璃棒小心转入一定体积的容量瓶中（玻璃棒下端应靠在容量瓶刻度线以下）。（5）洗涤。用蒸馏水洗涤烧杯和玻璃棒2~3次，并将洗涤液转入容量瓶中，振荡，使溶液混合均匀。（6）定容。向容量瓶中加水，待加至刻度线以下1~2cm处时，改用胶头滴管加水，使溶液凹面恰好与刻度线相切。（7）摇匀。盖好瓶塞，用食指顶住瓶塞，另一只手的手指托住瓶底，反复上下颠倒，使溶液混合均匀。三、物质的量浓度（8）将配制好的溶液倒入试剂瓶中，贴好标签。图3-3所示为一定物质的量浓度的溶液配制过程示意图。三、物质的量浓度3.误差分析在配制溶液的过程中，操作不当就会影响溶液的准确浓度，从而造成误差。例如，用托盘天平称量时将物质和砝码位置放错、往容量瓶中移液时有少量液体溅出、定容时加水过多又用胶头滴管吸出或者摇匀后发现液面未到容量瓶的刻度线再加等，这些不当的操作都会使实际所配置的溶液的浓度比理论计算值偏小。四、有关物质的量浓度的计算示例（一）溶液的稀释溶液在稀释前后，溶质的物质的量不变，即c溶液（稀释前）V溶液（稀释前）=c溶液（稀释后）V溶液（稀释后）【例3-6】要配制500mL0.6mol/L的NaOH溶液，需6mol/L的NaOH溶液多少毫升？解设需6mol/L的NaOH溶液的体积为V，则解得即需6mol/L的NaOH溶液50mL。四、有关物质的量浓度的计算示例（二）溶液中溶质的质量分数与物质的量浓度的换算关系溶液中溶质的质量分数与物质的量浓度存在如下的换算关系：式中，cB

为溶质的物质的量浓度，单位为mol/L；wB

为溶质的质量分数；MB

为溶质分子的摩尔质量，单位为g/mol；ρ为溶液的密度，单位为g/mL。溶质的质量分数是指溶质的质量与溶液的质量之比的百分数，其表达式为四、有关物质的量浓度的计算示例【例3-7】要配制质量分数为30%的盐酸溶液，在240mL水中应溶解HCl（气体，标准状况）的体积为多少？已知此盐酸的密度为1.15g/cm3，求此盐酸溶液的物质的量浓度。分析要注意在240mL水中通入HCl气体后，溶液的体积会发生变化，不再是240mL，其溶液的体积要根据溶液的总质量和溶液密度求得。解根据溶液的质量分数与物质的量浓度的换算公式可知设通入的HCl气体在标准状况下的体积为x，则四、有关物质的量浓度的计算示例即需通入的HCl气体在标准状况下的体积约为63.12L，此盐酸溶液的物质的量浓度约为9.45mol/L。课后练习1.下列说法正确的是（）。A.物质的量是一个基本单位，表示物质所含粒子的多少B.1mol水分子中含有1mol氢分子和1mol氧原子C.1molH2O的质量等于NA个H2O质量的总和D.摩尔就是物质的量课后练习2.将4gNaOH固体溶于水中配成50mL的NaOH溶液，则该溶液的物质的量浓度为（）。A.0.1mol/LB.0.5mol/LC.1mol/LD.2mol/L课后练习3.填空。（1）3molH2SO4

中约含有________个H2SO4，可电离出________molH+。（2）4molO2

含有________mol氧原子，________mol质子。（3）10molNa+

中约含有________个Na+。4.VL硫酸铁溶液中含Fe3+mg，则溶液中SO42-

的物质的量浓度为________。卫生法律法规第二节弱电解质的解离平衡一、电解质的电离电解质在溶解或熔化过程中离解为能自由移动的阴、阳离子的过程称为电离。在水溶液中，电解质电离后，产生一定数量能自由移动的阴、阳离子。当插入电极并接通外电源时，这些阴、阳离子向与其电荷相反的电极移动，并历经在两极得失电子的过程，使得外电路中有电子流动，即产生电流，这就是电解质溶液能够导电的原因。非电解质因其在水溶液中或熔融状态下不能电离出自由移动的离子，故不能导电。第二节弱电解质的解离平衡实践活动把等体积的1mol/L的盐酸、醋酸溶液、氢氧化钠溶液、氯化钠溶液和氨水分别倒入5个烧杯中，然后接通电源，如图3-4所示。注意观察每个灯泡的明亮程度，哪个最亮呢？卫生法律法规第二节弱电解质的解离平衡二、弱电解质的电离平衡电离是电解质导电的前提。用化学式和离子符号表示电离过程的式子称为电离方程式，表示物质溶解于水时电离成离子的化学方程式。强电解质在水溶液里全部以离子形式存在，通常用“=”表示完全解离。例如：卫生法律法规第二节弱电解质的解离平衡二、弱电解质的电离平衡弱电解质在溶液中只有少部分解离成离子，大部分仍以分子形式存在，通常用

表示部分解离。例如：弱电解质溶于水时，部分解离出的阳离子和阴离子在溶液中互相碰撞，又重新结合成弱电解质分子。因而，弱电解质的解离过程是可逆的。例如，醋酸的电离过程为课后练习1.下列有关电解质的说法正确的是（）。A.电解质与非电解质的本质区别是在水溶液或熔化状态下能否电离B.强电解质与弱电解质的本质区别是其水溶液导电性的强弱C.酸、碱和盐类都属于电解质，其他化合物都是非电解质D.常见的强酸、强碱和大部分盐都是强电解质，其他化合物都是弱电解质课后练习2.下列物质中，属于强电解质的是（）。A.醋酸B.Fe(OH)3

C.AgNO3

D.H2O课后练习3.现有以下物质：①NaCl晶体②液态SO2③液态醋酸④汞⑤固体BaSO4⑥纯蔗糖(C12H22O11)⑦酒精(C2H5OH)⑧熔化的KNO3请根据下列题意，将正确的相应序号填在横线上。（1）以上物质能导电的是________。（2）以上物质属于电解质的是________。（3）以上物质属于非电解质的是________。（4）以上物质中溶于水后形成的水溶液能导电的是________。第三节水的离子积和溶液的pH一、水的离子积实验证明，纯水中存在着极少量的H+和OH-，有微弱的导电能力。这说明纯水是一种极弱的电解质，其电离平衡可简单表示为从纯水的导电实验测得，常温下（25℃时），纯水中H+和OH-的浓度都等于1.0×10-7mol/L，其乘积是一个常数，用Kwθ表示，即第三节水的离子积和溶液的pHKwθ为水的离子积常数，简称水的离子积。根据化学平衡原理，水的离子积不仅适用于纯水，对电解质溶液也同样适用。酸性溶液中不是没有OH-，只是含有的H+

多一些；碱性溶液中也不是没有H+，只是含有的OH-

多一些。第三节水的离子积和溶液的pH二、溶液的酸碱性与pH（一）溶液的酸碱性在水溶液中，c（H+）与c（OH-）是相互依存、相互制约的，c（H+）与c（OH-）的相对大小决定了溶液的酸碱性。在室温范围内有以下性质：第三节水的离子积和溶液的pH（二）溶液的pH在生产和科学研究中，经常用到一些酸性很弱的溶液，其c(H+)很小，使用和记忆起来很不方便。为此，通常用c(H+)

的负对数来表示溶液的酸碱性，并称之为pH，定义式为同pH一样，也可将c(OH-)的负对数用pOH来表示。第三节水的离子积和溶液的pH图3-5所示为溶液的pH与溶液中H+浓度的关系。第三节水的离子积和溶液的pH三、酸碱指示剂溶液的pH除了用理论方法计算外，还可以采用酸碱指示剂来测定。借助自身颜色的改变来指示溶液酸碱性的物质叫作酸碱指示剂。表3-3列出了常用酸碱指示剂的变色范围及颜色变化情况。知识链接pH试纸是由干净中性的滤纸在多种指示剂的混合溶液中浸透后晾干制得的，在不同的pH溶液中呈现出不同的颜色。其使用方法是：取一小块pH试纸放在玻璃片上（或表面皿上），用洁净的玻璃棒蘸取待测液并且点在试纸的中部，待试纸变色稳定后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。pH试纸有广泛试纸和精密试纸两种规格，常用的广泛试纸能测出pH的整数位，pH从1~14分别对应14种颜色。第四节离子反应和离子方程式一、离子反应（一）离子反应的概念有离子参加或有离子生成的反应称为离子反应。对于离子反应，需要注意以下几点：（1）在离子反应中，并不一定所有的反应物都以自由移动的离子参加反应，至少有一种即可，如离子反应2NaOH+CO2=Na2CO3+H2O。（2）中职化学学习阶段，离子反应研究的主要是电解质在溶液中的行为，如反应：第四节离子反应和离子方程式一、离子反应（一）离子反应的概念（3）反应物相同的化学反应在一种条件下是离子反应，在另一种条件下就不一定是离子反应。例如：HCl(溶液)+NH3(气)=NH4Cl(溶液)离子反应HCl(气)+NH3(气)=NH4Cl(固)非离子反应第四节离子反应和离子方程式（二）离子反应发生的条件1.有难溶性物质生成如果反应中离子间可以结合生成难溶性的物质，则可以使某些离子浓度减小，因此离子反应能够发生。常见的难溶性物质除了一些金属（如Fe、Cu等）、非金属（如S、Si等）和氧化物（如Al2O3、SiO2

等）外，主要还有两类：一类是难溶性碱［如Cu(OH)2、Fe(OH)3

等］，另一类是难溶性盐（如AgCl、BaSO4、CaCO3

等）。此外，H2SiO4也难溶于水。第四节离子反应和离子方程式（二）离子反应发生的条件2.有挥发性的物质生成若离子间能结合生成气体（如H2、CO2、NH3

等），则可以降低某些离子的浓度，离子反应也可以发生。3.生成更难电离的物质若反应能生成更弱的酸、更弱的碱或生成水等更难电离的物质，则可以降低某些离子的浓度，也可以使离子反应发生。常见的可溶的难电离物质有H2O、NH3·H2O、H2CO3、CH3COOH、HCOOH、HNO2、H3PO4、H2S、H2SO3、HF、HClO等。第四节离子反应和离子方程式4.能发生氧化还原反应离子间能否发生氧化还原反应取决于反应物的氧化性或还原性的强弱。一般来说，氧化性强的物质能够制取氧化性弱的物质，还原性强的物质能够制取还原性弱的物质，具备上述条件的离子可以通过氧化还原反应使某些离子浓度降低而发生离子反应。例如，Cl2

的氧化性比Br2

大，Br-

的还原性比Cl-

强，故能够发生离子反应：第四节离子反应和离子方程式知识链接对下列常见物质的氧化还原能力的准确记忆有助于解决一些常见的氧化还原反应所引起的离子反应：氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞Fe3+＞I2＞S；还原性：F-＜Cl-＜Br-＜Fe2+＜I-＜S2-。第四节离子反应和离子方程式二、离子反应方程式的书写用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子叫作离子反应方程式。例如，当CuSO4

溶液与BaCl2溶液混合时，CuSO4电离出来的Cu2+和BaCl2

电离出来的Cl-都没有发生化学反应，而CuSO4

电离出来的SO42-

与BaCl2

电离出来的Ba2+发生了化学反应，生成了难溶的BaSO4

白色沉淀，因此，这个反应的实质用离子反应方程式可表达为第四节离子反应和离子方程式二、离子反应方程式的书写（1）写出反应的化学方程式，即（2）按照上述化学方程式把易溶于水并且易电离的反应物、生成物改写成离子形式，难溶或难电离以及气态、单质形式的反应物、生成物仍用分子式表示，即第四节离子反应和离子方程式二、离子反应方程式的书写（3）删去方程式两边没参加反应的离子，即（4）检查离子方程式两边各元素的原子个数和离子的电荷数（正电荷或负电荷）是否相等。离子方程式既符合质量守恒定律，又符合电荷守恒定律，因此对离子方程式进行检查时，这两个方面缺一不可。第五节盐的水解盐可以认为是酸碱中和反应的产物。盐溶解在水中可能是中性的，也可能是酸性或碱性的。表3-4为用pH试纸测定的几种盐溶液的酸碱性。第五节盐的水解表3-4中的Na2CO3、CH3COONa、AlCl3、NH4Cl的分子结构中并不含有H+

或OH-，但其水解产生的离子可以与水电离的离子结合，破坏水的电离平衡，使水的电离平衡发生移动，因此其溶液会呈现酸性或碱性。盐电离出的离子与水电离出的H+

或OH-

作用生成弱电解质的反应，称为盐的水解反应，它是中和反应的逆反应。显然，强酸强碱盐（如NaCl、KNO3

等）不会发生水解，而强碱弱酸盐、强酸弱碱盐、弱酸弱碱盐在水溶液中都会进行水解反应。11第五节盐的水解一、强碱弱酸盐的水解强碱弱酸盐是强碱和弱酸反应生成的盐。例如，CH3COONa可看成强碱NaOH与弱酸CH3COOH发生中和反应生成的强碱弱酸盐，其在水溶液中的水解过程可表示如下：11第五节盐的水解一、强碱弱酸盐的水解强电解质CH3COONa在水溶液中完全电离成Na+

和CH3COO-，CH3COO-

与H+结合成弱电解质CH3COOH，同时溶液中H+

浓度的减少，使得H2O的电离平衡向右移动，OH-

的浓度不断增加，当新平衡建立后，溶液中c(OH-)>c(H+)，因此溶液呈碱性。CH3COONa水解的化学反应方程式为11第五节盐的水解一、强碱弱酸盐的水解离子反应方程式为由此可见，强碱弱酸盐的水解实际上是弱酸根（如上述反应中的CH3COO-）发生水解而使溶液呈碱性。第五节盐的水解二、强酸弱碱盐的水解强酸弱碱盐是由强酸和弱碱反应生成的盐。例如，NH4Cl可看成强酸HCl与弱碱NH3·H2O形成的强酸弱碱盐，其在水溶液中的水解过程可表示如下：第五节盐的水解二、强酸弱碱盐的水解强电解质NH4Cl在溶液中完全电离成NH4+

和Cl-，NH4

+

与OH-

作用生成弱电解质NH3·H2O，因此H2O的电离平衡向右移动，达到平衡后，溶液中c(H+)>c(OH-)，因此溶液呈酸性。NH4Cl水解的化学反应方程式为离子反应方程式为第五节盐的水解二、强酸弱碱盐的水解对于强酸强碱盐，如NaCl、KNO3

等，由于其溶于水完全电离出的阴离子、阳离子与水电离出的H+、OH-

不会生成弱酸或弱碱，水的电离平衡