人教版高中化学必修第一册重点知识清单（含解析）

第一章化学反应的热效应

第一节反应热

一、反应热烙变

（一）反应热及其测定

1、体系与环境

被研究的物质系统称为一体系，与体系相互影响的其他部分称为环境。

2、反应热

在等温条件下，化学反应体系向环境回放或从环境吸收的热量,称为化学反应的热效应，简称应

应热

3、实验探究：中和反应反应热的测定

（I）测定原理：环境温度不变时.，根据测得的体系的变化和有关物质的也味等来计算反应热。

即利用公式：0=5的进行计算。

（2）实验装置

玻璃

温度计

①实验装置中各仪器安装如图。、/搅拌器

②各部分仪器的作用

内筒、、杯盖

玻璃搅拌器的作用是一使反应物混合均匀充分接触。

隔热层、

隔热层的作用是减少热晟的散失

、外壳

温度计的作用是测定反应前后反应体系的温度。

简易量热计示意图

（3）实验步骤

①反应物温度测量S）：测量混合前50mL0.50mobL-,盐酸、50mL0.55mol-L「氢氧化钠溶液的温度，取

两温度平均值，记录为起始温度小

②反应后体系温度测量仍）：将酸碱溶液迅速混合,用玻璃搅拌器轻轻搅动溶液,并准确读取混合溶

液的最高温度，记录为终止温度会。

③重复实验操作两次，记录每次的实验数据，取其平均值作为计算依据。

（4）实验数据处理

设溶渣的密度均为1g・cm、，中和后溶酒的比热容c=4.18J-g〕C），根据宾验数据计算出该反应

放出的热量81.42kJ,则生成1molH2O时放出的热量为56.8kJ。

（5）实验结论

大量实验测得，在25℃和101kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液，发生中和反应生成ImolH，0时,

放出57.3kJ的热量。

（二）反应热与焙变

1、内能

内能是体系内物质的各种能显的总和，受温度、压强和物质的包屋等影响。

3、焰与熔变

（1）焰（切：是一个与内能有关的物理量。

（2）燧变（△”）：在恒压下，化学反应过程中吸收或释放的热量称为该反应的燧变。常用单位kJ/mol或

kJ-inolL

（3）反应热与焙变的关系

在q条件下进行的化学反应的反应热等于反应的」±,因此常用表示反应热。

（4）燧变与吸热反应和放热反应的关系

①放热反应：反应体系向环境释放能量,反应体系的燧减小，△〃为负值，即A〃《）。

②吸热反应：反应体系从环境中_蟠_能量，反应体系的一增大，△〃为正值，即A"X）。

.（H）］反应,燎生成物

\AH＜（）MW＞（）

\生成物反应了

放热反应吸热反应

4、从微观角度理解反应热的实质

以H2（g）+C12（g）=2HCl（g）反应的能量变化为例说明，如图所示：

步®蚂弊®®

能量X++

由图可知:

反应中能量变化

化学键

断裂或形成1mol化学键的能量变化断裂或形成化学键的总能量变化

H—H吸收436kJ

共吸收679kJ

Cl—C1吸收243kJ

H—CI放出431kJ共放出862kJ

结论H2（g）+C12（g）=2HCl（g）的反应热△4=-183kJmo「

①图示：化学反应过程中形成化学键、断裂化学键能成变化可用如图表示:

能

量

反应物［反应热（A））、

°反应过程

其中，表示反应物断裂化学键吸收的总热量，表示生成物形成化学键放出的总热量，Ei与E.

的差值表示反应热。上述反应过程表示该反应为放热反应。

②熔变计算公式：（断键）一£◎（成键）

二、热化学方程式

1、定义：表明反应所释放或吸收的热曷的化学方程式。

2、意义：不仅表示化学反应中的j变化，也表明了化学反应中的能量变化。

实例：已知25℃、101kPa下，热化学方程式为2H2（g）+O2（g）=2H2O。）AH=-571.6kJmoL,其表示

在25℃、101kPa,2molH?与1molO?完全反应生成2moi液态水时放出的热软是571.6kJ。

3、热化学方程式的书写方法

（1）热化学方程式中各物质化学式前的化学计量数只友示其物质的量，可以是整数或分数。

（2）标注反应的温度和压强.没有特殊说明是指25C、1（）1kPa°不用标明反应条件（如“加

热虫高温”“催化剂”等）。

（3）标注各物质聚集状态。在物质后面用括号标注各物质的聚集状态：气体用“g”,•液体用“匕

固体用“s”,溶液用“四”。

（4）标注△”的正负。化学方程式后面空一格标注若为放热反应，NH为“一”:若为吸热反应，

为“十

（5）计算的数值。根据化学方程式中的化学计量数计算写出△”的数值。单位是kJ.mo「。

4、△，的单位中“mo「”的含义

对一个化学反应，△〃的单位中“mo「”不是指每摩尔具体」而是指“每摩尔反应因此△”必须

与化学方程式一一对应。

三、燃烧热

1、概念：在101kPa时,1mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。

2、单位：kJmoL或kJ/mol。

3、意义：甲烷的燃烧热为890.3kJ.mo「，或A〃=-890.3kJmo「，它表示25°C、101kPa时，1mol

甲烷完全燃烧生成1molCO?（g）和2moiH?。⑴时放出890.3kJ的热量。

4、热化学方程式的书写

书写表示燃烧热的热化学方程式时，以燃烧1mol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：

1、根据热化学方程式计算

热化学方程式中反应热数值与各物质的化学计量数成正比。例如，

4A(g)+/?B(g)^=(.C(g)+JD(g)AH

abcd|AH|

”(A)〃(B)〃(C)/7(D)Q

则丁丁〃B=三nC=力“D赢Q

2、根据反应物、生成物的键能“算

△〃=反应物的键能总和一生成物的键能总和.

3、根据物质的燃烧热数值计算

。(放)=〃(可燃物户公”(燃烧热)|。

4、根据盖斯定律计算

将两个或两个以上的热化学方程式包括其bH相加或相减，得到一个新的热化学方程式及其△凡，

5、△“大小比较时注意事项

(1)吸热反应的△”为“+”，放热反应的△〃为“一”，所以吸热反应的△”一定大于放热反应的△儿

(2)放热反应的△〃为“一”，所以放热越多，△”越小。

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第二章化学反应速率与化学平衡

第一节化学反应速率

一、化学反应速率

1、化学反应速率：定量描述.化学反应快慢程度的物理量。

2、表示方法：用单位时间内反应物浓度的a也或生成物浓度的」来表示。

(1)表达式：V=Ac/Ar

(2)单位：mol/(L・min)或mol/(L-s)

3、化学反应速率的测定

(1)测定原理：利用与化学反应中任何一种化学物质的虫心相关的可观测量进行测定。

(2)测定方法

①直接观察测定：如释放出气体的体积和体系的压强等。

②科学仪器测定：在溶液中，当反应物或生成物木身有较明显的颜色时，可利用颜色变化

和心色物质与浓度变化间的比例关系测量反应速率c

4、化学反应速率的计算

(1)公式法：

AcAn

v=Z7=VAr

.、一Ac反应物,“43Ac生成物

v(反应物)=----岳----I，(生成物)=—而一

(2)运用同一反应中“速率之比等于化学计量数之比”的规律进行计算。

对于一个化学反应：〃?A+〃B=pC+〃D,u(A)=-%\i，(B)=一4/，v(C)=^y^,

口士vAvBvD

且有：薪=京二万=7。

(3)“三段式”法

①求解化学反应速率计算题的一般步骤：

写出有美反应的化学方程式；找出各物质的起始量、转化量、某时刻量；转化量之比等于

化学计量数之比：

先根据已知条件列方程计算：

反应：〃?A(g)+〃B(g)=pC(g)

起始浓度/mo卜L「：abc

转化浓度/mH・L「：x-

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某时刻（2浓度/molLjarb—c+管

再利用化学反应速率的定义式求算：

v（A）=ymol-L-,s-1；v（B）=,mobL-,-s-1；v（C）=^~molL-,s-,o

②计算中注意以下量的关系。

对反应物：”起始）一。（转化）=C（某时刻）;对生成物：”起始）+c（转化）=c（某

时刻）：

转化率=就'1°0%。

二、影响化学反应速率的因素

I、实验I:定性探究影响化学反应速率的外界因素

实验原理：Na2s2O3+H2SO4=Na2SO4+SO2T+SJ+H2O2H2O2”M2H2。+

02T

影响囚素实验步骤实验现象实验结论

5mL0.1mol-L'15mL0.5mol-L'1

H?SO,溶液H£O,溶液

V1

均出现浑浊，但后者出现增大浓度，化学反应

浓度

浑浊更快速率增大

k]5mL().1molL_,LJ

量…在。,溶液

1

0.1molL-1i

H2SO,

溶液5mL、

0.1moIL-1

Na2s2O3

y水混合后均出现浑浊，但

i容:夜5mL升高温度，化学反应

().1mol-L-1[

温度£70°C热水一组首先出现浑

Na2S2O3速率增大

溶液5mL、F浊_

0.1mol-L-1

H2SO4V

i容:夜5mLJ(水

3min后分别混

合J佛像

5滴1niobL_1ff

Fed溶液T

前者无明显现象,后者上催化剂能加快化

催化剂ny

现大量气泡学反应速率

12mL5%

学HQ?溶液专

2、实验II：反应速率的定量测定和比较

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反应时间反应速率

加入试剂实验结论

（填“长”或“短”）（填“快”或喂”）

40mL\molL-1硫酸长慢4moiLi硫酸与锌反应比1mol-L1

40mL4rnol-L।硫酸短快硫酸与锌反应的速率快。

3、影响化学反应速率的其他因素

（1）浓度：底物浓度越大，化学反应速率越快。

（2）温度：当其他条件相同时，升高温度反应速率增大,降低温度反应速率减小。

（3）催化剂：同一反应，用不同催化剂，反应速率不相同。

（4）压强：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

①对于气体来说，在一定温度下，一定质量的气体所占的体积与压强成一其他条件

不变时，增大压强，气体体积缩小，浓度增大。

②对于有气体参加的化学反应，在相同温度下，增大压强，反应速率增大；减小压强,

反应速率减小。

三、活化能

1、有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞。

2、无效碰撞：不能够发生化学反应的碰撞。

3、活化分子：能够发生有效碰撞的分子。

4、活化能：活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量之差。

5、反应物、生成物的能用:与活化能的关系图

活化能越小，普通分子就越容易变成活化分子。如图所示：反应的活化能是臼，反应热

是E\—Ezo

6、有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的解释

（1）浓度：反应物浓度增大T单位体积内活化分子数增多T单位时间内有效碰撞的次

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数增加反应速率增大；反之，反应速率减小。

(2)压强:增大压强―气体体积缩小T反应物浓度增大T单位体积内活化分子数分

单位时间内有效碰撞的次数增加T反应速率增大；反之，反应速率减小.

(3)温度：升高温度-活化分子的百分数」单，'立时间内有效碰撞的次数」iiyT

反应速率增大；反之，反应速率减小。

(4)催化剂：使用催化剂一改变了反应的历程(如上图)，反应的活化能降低-活化分

子的百分数增大T单位时间内有效碰撞的几率增加T反应速率加快。

第二节化学平衡

一、化学平衡状态

1、可逆反应：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

行的反应。

2、化学平衡状态的建立

(1)如图1所不，N2与H2随着反应的进彳丁，其浓度矮渐减小，心逐渐减小，而

&NH力逐渐增大，可逐渐增大，。时刻，它们的浓度不再改变，，正『逆，反应达到

平衡。

(1)如图2所示，随着N%的分解，其浓度逐渐减小，箕逆逐渐减小，而C(N2)、

dH?)逐渐增大，好正逐渐增大，々时刻起，它们的浓度不再改变，隈，反应

达到平衡。

3、化学平衡状态：在一定条件下的可逆反应，当正、逆反应的速率相等时,反应物和生成

物的迭度均保持不变，即体系的组成不随时间而改变，这表明该反应中物质的转化达到了“限

度”，这时的状态我们称为化学平衡状态，简称化学平衡。

二、化学平衡常数

1、化学平衡状态时浓度数据分析

分析课本表2—1：457.6℃时反应体系H2(g)+b(g)=2HI(g)中各物质的浓度数据，我们可以

发现以下规律：

(1)无论该反应从正向进行还是从逆向进行，平衡时，只要温度一定，喘去的值近似相

等。

『HI

(2)无论反应物或生成物的浓度如何改变，平衡时只要温度一定，的值也近似相等。

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2、化学平衡常数：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度用之积与

反应物浓度箱之积的比值是一个常数,用符号K表示。

3、浓度商与化学平衡常数的表达式

(1)浓度商：对于一般的可逆反应，，〃A(g)+〃B(g)WpC(g)+qD(g),在任意时刻的余缁称

为浓度商，常用0表示,即0=朱洋。

(2)化学平衡常数表达式：当在一定温度下达到化学平衡时，长=］康瑞。

(3)。与K关系：当反应中有关物质的浓度商等于平衡常数时,表明反应达到化学平

衡状态。

三、影响化学平衡的因素

1、浓度对化学平衡移动的影响

实验原理Fe3++3SCN-WFe(SCN)3(红色)

D

5mL0.05mol--'FeCh溶液

5mL0.15mokL^KSCN溶液

实验操作11mol•L_,

Fc粉

;111

1dJ1KSCN溶液

现象与结论b溶液颜色变浅,平衡向逆反应方向移动c溶液颜色变深,平衡向正反应方向移动

发生Fe+2Fe3+=3Fe?+,Fe^浓度减小，Q=c(SCN)增大，Q—泮黜^减小，Q

理论解释霜筮上增大，Q>K,平衡逆向移动

<K,平衡正向移动

2、化学平衡移动：在一定条件当可逆反应达到平衡状态后，如果浓度、压强、温度

等反应条件改变，原来的平衡状态被破坏，平衡体系的物质组成也会随着」!S_，直至达

到新的平衡状态。这种由原有的平衡状态达到新的平衡状态的过程。

3、化学平衡移动方向的判断

当Q=K时：反应处于三衡状态,口=工；

当QVK时：反应向1E反应方向进行，y正二丫逆；

当Q>K时：反应向逆反应方向进行,

4、压强变化对化学平衡移动的影响

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2NOWNO

实验原理224

红棕色无色

h匚工……]....

/处/

实验步骤20mLNO?、N2O,N02,N20t11处

活塞I【处一I处，压强增大活塞I处处，压强减小

实验现象混合气体的颜色先一变深又逐渐变浅混合气体的颜色先重打又逐渐

活塞往里推，体根减小，压强增大，c（NO2）增大，颜色变深，但颜色又变浅，说明《NO2）

减小，平衡向正反应方向移动。

实验结论

活塞往外拉，体积增大，压强减小，c（NO2）减小，颜色变浅，但气体颜色又变深，

说明c（NO2）增大，平衡向逆反应方向移动

5、温度对化学平衡移动的影响

2N02g二NO4gAH=-56.9kJmol

实验原理2

红馀色无色

实验步骤

NO2与N2O4的混合气体

实验现象热水中混合气体颜色.加深；冰水中混合气体颜色_变浅

混合气体受热颜色-加深，说明NO,浓度增大，即平衡向逆反应方向移动:

实验结论

混合气体被冷知时颜色变浅，说明NO?浓度减小，即平衡向正反应方向移动

6、勒夏特列原理：如果改变影响平衡的条件之一（如温度、浓度、压强等），平衡将向着能

够_»1_这种改变的方向移动。

7、化学平衡图像的类型及特点

（1）速率一时间图像（丫一，图像）

I.正反应速率突变，逆反应速率渐变，%:二/逆，说明是增大了反应物的浓度，使正反

应速率突变，且平衡正向移动。

H）正、I，逆都是突然减小的，吟之优£,平衡正向移动,说明该反应的正反应可能是放

热反应或气体总体积增大的反应,改变的条件是一降低温度或减小压强。

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川」，正、y逆都是突然增大的，并且I，正、y逆增大程度相同，说明该化学平衡没有发牛移

动，可能是使用/催化剂，也可能是对反应前后气体总体积不发生变化的反应增大压强

所致。

I.72>7-1，温度升高，平衡逆向移动,正反应是反应。

11/2之6，压强增大，A（反应物）的转化率减小，说明正反应是气体总体积增大的

反应。

HL生成物C的百分含量」说明平衡不发生移动,但反应速率a^b,故a可能

使用了催化剂；若该反应是反应前后气体总体积不变的可逆反应，a也可能是增大了压

强。

第三节化学反应的方向

I、自发过程和自发反应的比较

自发过程自发反应

在一定条件下，不用借助外力，就能自发在给定的条件下，可以进行到显著程

含义

进行的过程。度的化学反应。

具有方向性，即过程的某个方向在一定条f二下自发进行，而该过程逆方向在该条件下肯定

特征

不能自发进行。

举例高山流水，自由落体，冰雪融化钢铁生锈

可被用来完成有用功。如H?燃烧可设计成原电池。

应用

非自发过程要想发生，必须对它做功。如通电将水分解为比和02。

2、化学反应进行方向的判据

（1）焙变与反应的方向

放热反应过程中体系能量一降低，因此具有自发进行的倾向，科学家提出用焰变来

判断反应进行的方向，这就是由判据。

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臼发进

行，如：

2N2O5（g）=4NO2（g）+Oz（g）2N=+109.8kJmoJ

（7）燧变与反应的方向

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①体系的牖值：体系的混乱程度越大,体系的底值就越大。

②同一物质的端值：s（g）zs⑴35（s）,同一条件下，不同物质的燃值不同。

（3）牖判据：体系有自发地向混乱度增加（即燧增1的方向转变的倾向,因此可用焙

变—来判断反应进行的方向。

3、自由能与化学反应的方向

（1）自由能：符号为AG,单位为kJmo「。

（2）自由能变化与焰变、烯变的关系：kG=kH-TbS。AG不仅与焰变有关，还与_温

度有关。

（3）反应方向与自由能的关系

①当AG<0时，反应能自发进行；

②当AG=O时，反应处于平衡状态；

③当AG〉。时，反应不能自发进行。

第四节化学反应的调控

1、合成氨反应的特点

合成氨反应：N2（g）+3H2（g）N2NH3（g）。已知298K时:AW=-92.4kJ-mol_1,AS=-198.2

JnioLK工

（1）自发性：常温（298K）下，bH-TNS<0,能自发进行.

（2）可逆性：反应为可逆反应。

（3）体枳变化（嫡变）：A5<0,正反应是气体体积缩小的反应。

（4）焰变：AH<0,是放热反应。

2、工业合成氨的适宜条件

外部条件工业合成氨的适宜条件

压强10〜30MPa

温度400〜500℃

催化剂使用铁触媒作催化剂

浓度氨及时从混合气中分离出去，剩余气体循环使用；及时补充N2和h

3、合成氨的工艺流程

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第三章水溶液中的离子反应与平衡

第一节电离平衡

一、强电解质和弱电解质

1、电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。

2、非电解质：在水溶液中和熔融状态下均以分子形式存在,因而不能导电的化合物。

3、强电解质和弱电解质

（1）实验探究盐酸和醋酸的电离程度

酸0.1moML-i盐酸0.1mol-L-1醋酸

pH较小较大

导电能力较强较弱

与镁条反应的现象产生无色气泡_较快产生无色气泡.较慢

实验结论实验表明盐酸中更大，说明蛊七酸的电离程度大于醋酸的电离程度

（2）强电解质与弱电解质的比较

强电解质弱电解质

概念在水溶液中能全部电离的电解质在水溶液中只能一部分电只的电解质

电解质在溶液

只有阴、阳离了既有阴、阳离了，又有电解质分子

中的存在形式

化合物类型离子化合物、部分共价化合物共价化合物

①多数盐（包括难溶性盐）；弱酸，如CH3coOH、HCIO等；

实例②强酸，如HQ、H2s。4等；②弱碱，如NH3-H2。等；

③强碱，如KOH、Ba（OH”等③水

二、弱电解质的电离平衡

1、电离平衡状态

（1）概念：在一定条件（如温度、浓度）下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子

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结合成弱电解质分子的速率相等,溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化,电离过

程就达到了电离平衡状态，

（2）建立过程

反

应弱电解质分了■电

速'、、而成岗干的速率

率

两种速率相等.处f电离平衡状态

,一‘离子结合成弱电解质分子的速率

h时间

2、电离方程式的书写

（1）强电解质：完全电离，在写电离方程式时，用“=''。

（2）弱电解质：部分电离，在写电离方程式时，用“二”。

3、电离平衡的影响因素

（1）温度：弱电解质的电离一般是」过程，升高温度使电离平衡向的方向

移动，电离程度增大，

（2）浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，离子相互碰撞结合为分子的几

率越小，电离程度越大°

（3）同岗子效应：加入与弱电解质具有相同禽子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电

解质分子的方向移动，电离程度减小。

（4）化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向电离方

向移动。

三、电离平衡常数

I、概念：在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的」

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,简称电离常数，用

K表示。

2、电离平衡常数的表示方法

,_cA、cB

AB=A++BK=^~

3、弱电解质的电离能力。•定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越一大，酸（或碱）

性越一强。

4.电禽常数的影响因素

（1）内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数坯圆说明电离常数首先由物质的本

性所决定。

（2）外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关,由于电离为吸热过程,

所以电离平衡常数随•温度升高而增大。

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5、电离常数的计算——三段式法

例：25℃amolL_1的CH3coOH

CH3COOHWCH3co0+H'

起始浓度/01011一|：a00

变化浓度/mo卜L'：xxx

平衡浓度/moLLi：a-xxx

二cCHKOOcH'_『『

人JKa—cCH3coOH~a-x^a

6、实验探究：CH3coOH与H2cCh酸性强弱比较

f1mol-L-*

X-Na£O,溶液

实验操作H

g]2mLImol•L'1

bCH.COOH

实验现象有气泡产生

实验结论CH3coOH酸性大于碳酸

Ka大小比较K—CH3coOH)大于KHH?COa)

镁与盐酸、醋酸反应时气体压强随时间的变化示意图

比较项目宏观辨识微观探析

盐酸是强酸，完全电离,醋酸是弱酸，部分电

反应初期盐酸的反应速率比醋酸工_离,同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c（H。较大，

因而反应速率较大

盐酸的反应速率始终比醋酸工，盐醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡」E

反应过程

酸的反应速率减小」醋酸的向移动，消耗的氢离子能及时电离补充，所以一

中

反应速率减小不E月显段时间速率变化不明显

镁条稍微过量，两种酸的物质的量一相同，随醋酸

二者产生的氢气的量基本相等,速率

最终电离，平衡正向移动，醋酸几乎消耗完全，最终

几乎都变为零

二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎

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因而产生的H2的量几乎」S1EL。两种酸都几乎消

耗完全，反应停止，因而反应速率几乎都变为0

第二节水的电离和溶液的pH

一、水的电离

I、水的电离

(1)水是一种极弱的甩解质。

(2)水的电离方程式为H2O+H2OWH-Q++OH,简写为HzOWH'+OH"

(3)水的电离平衡常数K电碑="：；我。

2、水的离子积常数

(1)含义：因为水的浓度可看作常数，所以水中的3H+)-C(0H)可看作常数,称为水

的离了•枳常数，简称水狗离子积，用Kw表示。

(2)表达式与数值：表达式Kw=c(H)c(OH),室温时，Kw=LOxlO-%

(3)影响因素：Kw只受温度影响，由于水的电离是吸热过程,温度升而，Kw增大。

3、外界条件对水的电离平衡的影响

分析下列条件的改变对水的电离平衡HzO二H++OH—△〃>()的影响，并填写下表:

改变条件平衡移动方向c(H+)c(OH-)水的电离程度A

升高温度右移增大增大增大fix

加入HCl(g)左移减小减小

加入NaOH(s)左移减小增大减小不变

加入金属Na右移减小增大增大

加入NaHSO4(s)左移增大减小减小不变

二、溶液的酸碱性与pH

1.25℃时，分析下列溶液的氢离子和氢氧根离子浓度

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纯水0.1mol-L1NaOH溶液0.1mol-L1盐酸

c(H')/mol.L-'1x1071x10-130.1

c(OH)/molL­,1X10—70.11x1073

c(H+)、c(OH)

c(H+)=c(OH)c(H+)<c(OH)c(H+)>c(OH)

的相对大小

溶液的酸碱性中性碱性酸性

2、溶液的酸碱性与溶液中c(H)、c(OH)的关系

以H+)与c(OH)的关系c(H+)的范围(室温下)

酸性溶液c(H+)>c(OH-)IxlQ7mol-L-1

中性溶液c(H+)=c(OH")c(H+)=lxlQ_7mol-L-1

碱性溶液c(H+)<c(OH-)dH+)<lxlQ_7molL-1

任何水溶液中都有H卡和0H，

3.溶液的pH与c(H)及酸碱性的关系

计算公式pH=~lgdH1)

pH越大，溶液的碱性越强；

意义

pH越小，溶液的酸性越强

溶液酸碱性与pH的关系pH<7,为酸性溶液:pH=7,为中性溶液；

(常温下)pH>7,为碱性溶液

适用范围lxl(p4molLrVc(H+)Vlmol-L-1

特别提醒pH计算公式中c(H')：强酸溶液」(H4)=〃《H〃A)；若强碱溶液：c(H，=岛

“[BOH”]。

4、溶液酸碱性的测定方法

(1)利用pH试纸测定。使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃

片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与

标准比色卡对照,读出pH。

①广泛pH试纸：其DH范困是一1〜14(最常用),可以识别的pH差约为

②精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值。

③专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸。

(2)用pH计测量。

DH计也叫酸度计，该仪器可精密测量溶液的pH。其量程为0〜14°

5、pH的应用

pH在医疗、生活、环保、农业生产和科学实验中都有重要的应用。溶液pH的控制常

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常是影响实验结果或产品质量、产量的一个关键因素。

6、酸碱溶液稀释时pH的变化图像

（1）pH相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图

稀释过程稀释过程

（2）c相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图

稀释过程

可以看出无论是c