新教材人教版高中化學選擇性必修1全冊各章節(jié)知識點考點重點難點歸納總結

人教版高中化學選擇性必修1知識點歸納總結第一章化學反應的熱效應 第一節(jié)反應熱 第二節(jié)反應熱的計算 第二章化學反應速率與化學平衡 第一節(jié)化學反應速率 第二節(jié)化學平衡 26-第三節(jié)化學反應的方向 41-第四節(jié)化學反應的調控 44-第三章水溶液中的離子反應與平衡 47-第一節(jié)電離平衡 47-第二節(jié)水的電離和溶液的pH 第三節(jié)鹽類的水解 第四節(jié)沉淀溶解平衡 第四章化學反應與電能 第三節(jié)金屬的腐蝕與防護 第一章化學反應的熱效應第一節(jié)反應熱一、反應熱及其測定1.認識體系與環(huán)境(以研究鹽酸與NaOH溶液的反應為例)體系與環(huán)境之間存在物質交換或能量傳遞圍其他部分區(qū)分開來的根據需要所研究的對象。如我們將試管中(1)含義：在等溫條件下，化學反應體系向環(huán)境釋放或從環(huán)境吸收的熱量，稱為化學反應的熱效應，簡稱反應熱。(2)測定方法：通過量熱計直接測定。注意：反應熱概念中的“等溫條件下”是指化學反應發(fā)生后，使反應后體系的溫度恢復到反應前體系的溫度，即反應前后體系的溫度相等。3.中和反應反應熱的測定外殼①反應物溫度(t1)的測量用一個量筒量取50mL0.50mol-L-1鹽酸，打開杯蓋，倒入量熱計的內筒，蓋上杯蓋，插入溫度計，測量并記錄鹽酸的溫度。用水把溫度計上的酸沖洗干凈，擦干備用；用另一個量筒量取50mL0.55molL-1NaOH溶液，用溫度計測量并記錄NaOH溶液的溫度，取兩溫度平均值為t?。②反應后體系溫度(t2)的測量打開杯蓋，將量筒中的NaOH溶液迅速倒入量熱計的內筒，立即蓋上杯蓋，插入溫度計，用攪拌器勻速攪拌。并準確讀取混合溶液的最高溫度，并記錄為t2。③重復上述步驟①至步驟②兩次，記錄每次的實驗數據，取其平均值作為計算依據。④實驗數據處理鹽酸、氫氧化鈉溶液為稀溶液，其密度近似地認為都是1g.cm-3,反應后生成的溶液的比熱容c=4.18J/(g.℃)。該實驗中鹽酸和NaOH溶液反應放出的熱量是想一想(1)裝置中的玻璃攪拌器能否用金屬(不與酸、堿反應)質攪拌器代替?為什么?[提示]不能。原因是金屬質攪拌器易導熱，(2)實驗中為何使用0.55mol.L-1NaOH溶液與0.50mol-L1鹽酸反應，而不是(3)能否用濃硫酸代替鹽酸?對結果會產生什么影響?[提示]否。濃硫酸溶解于水時放熱，所測中和熱數值會偏大。二、反應熱與焓變(1)內能(符號為U):體系內物質的各種能量的總和，受溫度、壓強和物質的聚中學階段一般不考慮),其反應熱等于反應的焓變，符號：△H,單位：kJ/mol(或反應熱-吸熱反應△H>0生成物的總能量-反應物的總能量2.從微觀角度認識反應熱的實質能量~能量鍵形成鍵形成反應中能量變化1molA—B化學鍵反應中能量變化結論學習任務1[實驗探究]某學?；瘜W興趣小組的同學利用如圖裝置測定中和反應反應熱，實驗步驟如②用另一個量筒量取50mL0.55mol.L-1NaOH溶液，并用另一溫③將NaOH溶液倒入小燒杯中，設法使之混合均勻，測出混合液最高溫度。[問題1]實驗中NaOH溶液的濃度為什么是0.55mol.L-1?實驗步驟③倒入[提示]本實驗中硫酸和氫氧化鈉溶液的體積相[問題2]實驗中使硫酸與NaOH溶液混合均勻的正確操作是怎樣的?[問題3]該實驗小組獲得實驗數據如下表，請?zhí)顚懴卤碇械目瞻?，并思考應溫度實驗次數起始溫度t?℃終止溫度溫度差溫度差平均值(t?-t?)℃1234[提示]3.4℃本實驗應先求終止溫度和起始溫度的差值，再取平均值，以便發(fā)現(xiàn)差別較大的數據。若某數據與其他數據相差太大，應舍去。[問題4]近似地認為0.55mol-L-1NaOH溶液和0.25mol-L-1硫酸溶液的密度應中和熱△H?1.中和反應熱的測定實驗步驟量取反應物，測反應前溫度混合反應物，測反應后溫度測反應后混合液的最高溫度重復實驗減小實驗誤差△H=kJ·mol?1[比熱容c=4.18J/(g·℃)]學習任務2從宏觀和微觀的角度理解反應熱產生的原因[情境素材]十十E反應物總能量E生成物總能量熱量即反應前后化學反應除了遵循質量守恒外還要遵循能量守恒，如圖所示，請從能量的角度分析化學反應中為什么一定存在能量變化?化學反應放熱還是吸熱取決于什么因素?E反應中一定有能量變化。一個化學反應是釋放能量還是吸收能量取決于：反應物[問題2]如圖是氫氣與氧氣反應的示意圖，從化學鍵的角度分析本圖并完成2H?+O?=2H?O反應過程0從化學鍵的角度分析，為什么化學反應中一定存在能量的變化?能量放出能量放出△H>0能量2.從反應熱的量化參數——鍵能的角度分析生成物反應物熱化學方程式燃燒熱3.書寫熱化學方程式時應注意的問題否可逆，熱化學方程式中的反應熱△H都表示反應進行到底時的1.燃燒熱的概念：在25℃、101kPa時，1mol純物質完全燃燒生成指定產物時所放出的熱量。燃燒熱的單位是kJ·mol1。2.注意事項：“完全燃燒生成指定產物”是指單質或化合物燃燒后變?yōu)樽罘€(wěn)定的物質。完全燃燒時，下列元素要生成對應的物質：C→CO?(g),H→H?O(D,3.燃燒熱的意義：甲烷的燃燒熱為△H=—890.3kJmol1,它表示在25℃、想一想可燃物的物質的量發(fā)生變化，其燃燒熱變嗎?如何配平燃燒熱的熱[提示]燃燒熱指1mol可燃物燃燒放出的熱量，與可燃物的物質的量無關。配平燃燒熱的熱化學方程式時先把可燃物的化學計量數定為1,再配平其他物質。學習任務1[情境素材]能源是人類賴以生存和發(fā)展的重要物質基礎，常規(guī)能源的合理使用和新能源[問題2]已知3.0g乙烷在常溫下完全燃燒放出的熱量為155.98kJ,請寫出[提示]燃燒熱的熱化學方程式應以1mol燃料為標準書寫且生成的水為液1.熱化學方程式的書寫步驟及要求寫出配平的化學方程式正負[情境素材]2020年11月6日我國在太原衛(wèi)星發(fā)射中心用長征六號運載火箭，成功系列運載火箭的第351次飛行。長征火箭燃料為偏二甲基肼(CH?NCH?NH?)。[問題1]在計算偏二甲基肼的燃燒熱時，碳、氫元素的產物應該是什么?[問題2]通過素材中所給數據計算偏二甲基肼的燃燒熱是多少?所以1mol偏二甲基肼燃燒時放出的熱量為2000kJ-mol1,即燃燒熱為2000kJmol1。1.對燃燒熱的理解(1)反應條件：25℃和101kPa(書中給出的燃燒熱數值均為此條件下測得)。(2)物質的燃燒熱要求的是純物質。(3)“完全燃燒生成指定產物”是指單質或化合物燃燒后變?yōu)樽罘€(wěn)定的物質。C→CO不是完全燃燒；而S→SO?,SO?不是燃燒產物；生成的水為液態(tài)不能是氣-1或△H=—890.3kJ·mol1。2.表示燃燒熱的熱化學方程式的書寫燃燒熱是以1mol純物質完全燃燒所放出的熱量來定義的，因此在書寫表示燃燒熱的熱化學方程式時，應以燃燒1mol物質為標準來配平其余物質的化學計量數，故在表示燃燒熱的熱化學方程式中常出現(xiàn)分數。例如，C?H?8燃燒的熱化學方程式為2C?H??(1)+250?(g)===16CO?(g)+18H?O(1)△H=—11036kJ·mol1,C?H?8的燃燒熱為5518kJ·mol1,而不是11036kJ-mol-1,表示其燃燒熱的熱化學方程式為)△H=—5518kJ-mol1。3.燃燒熱的計算由燃燒熱的定義可知：可燃物完全燃燒產生的熱量=可燃物的物質的量×其此公式中的△H是指物質的燃燒熱，而不是指一般反應的反應熱。第二節(jié)反應熱的計算一、蓋斯定律一個化學反應，不管是一步完成的還是分幾步完成的，其反應熱是相同的。(1)在一定條件下，化學反應的反應熱只與反應體系的始態(tài)、終態(tài)有關，而與反應的途徑無關。(2)反應熱總值一定，如圖表示始態(tài)到終態(tài)的反應熱。有些反應的反應熱雖然無法直接測得，但可通過間接的方法測定。如：C(s)反應的△H無法直接測得，但下列兩個反應的△H可以直接測得：C(s)+O?(g)===CO?(g)△H?=-393.5)△H?=—283.0kJ·mol1上述三個反應具有如下關系：則在此溫度下反應的△H=△H?一△H?=—110.5kJ·mol二、反應熱的計算1.依據熱化學方程式：反應熱的絕對值與各物質的物質的量成正比，依據熱化學方程式中的△H求反應熱，如aA十bB==cC十dD△HabCd△H2.依據蓋斯定律：根據蓋斯定律，可以將兩個或兩個以上的熱化學方程式包括其△H相加或相減，得到一個新的熱化學方程式，同時反應熱也作相應的改變。3.依據反應物斷鍵吸收熱量Q吸與生成物成鍵放出熱量Q放進行計算：△H=6.依據比熱公式計算：Q=cm△t。學習任務1[情境素材]發(fā)射衛(wèi)星時可用肼(N?H?)為燃料和二氧化氮(NO?)為氧化劑，兩者反應生成氮N?H?(g)+O?(g)===N?(g)+2H?O(g)[問題1]你能否依據蓋斯定律寫出肼和二氧化氮反應的熱化學方程式?4H?O(g),其反應熱△H=(-543kJmol1)×2—(+67.7kJmol1)=—1153.7kJ·mol-1,即2N?H?(g)+2NO?(g)===3N?(g)+4H?O(g)△H=—1153.7kJ·mol1。1)×2=—1135k運用蓋斯定律解題的常用方法1.虛擬路徑法：若反應物A變?yōu)樯晌顳,可以有兩個途徑：①由A直接變成D,反應熱為△H;②由A經過B變成C,再由C變成D,每步的反應熱分別2.加合法：即運用所給化學方程式就可通過加減的方法得到新化學方程式。即可用①-②×4得出白磷轉化為紅磷的熱化學方程式：P?(白磷，s)===4P(紅3.解題注意事項[情境素材]CH?COOH(1)+20?(g)==2CO?(g)+2H?O(1)△H?=-870.3kJ·mol1C(s)+O?(g)=CO?(g)△H?=—393.5kJmol1[問題1]根據信息①,求生成2molNaCl的反應熱。[提示]△H′=2△H=-411kJ·mol1×2=-822kJ·mol1。[問題2]根據信息②,求1kg乙醇充分燃燒后放出多少熱量?[問題3]根據信息③,計算反應2C(s)+2H?(g)+O?(g)==CH?COOH(1)的反應[提示]根據蓋斯定律，將已知中的后2個方程式分別乘以2,然后相加，最計算依據熱化學方程式與數學上的方程式相似，可以左右顛倒同時改變正、負號，各項的化學計量數包括△H的數值可以同時擴大或縮小相同的倍數根據燃燒熱可燃物完全燃燒產生的熱量=可燃物的物質的量×其燃燒熱△H=反應物的化學鍵斷裂所吸收的能量和一生成物的化學鍵形成所放出的能量和根據反應物和生成物的總能量△H=E(生成物)一E(反應物)1.高考主要以生產生活、科學技術和能源問題為背景，將熱化學方程式的書求焓檢查2.運用蓋斯定律的三個注意事項△H?=—121kJ·反應Ⅱ反應Ⅱ反應I太陽能電能反應I:2H?SO?(1)===2SO?(g)+2H?O(g)+O?(g)△H?=+551kJ·mol1反應Ⅲ:S(s)+O?(g)===SO?(g)△H?=-297提取信息CuO(s)+2HClg)=CuCl(s)+H?O(g)則4HCI(g)+O?(g)===2Cz(g)+2H?O(g)可由①×2+②×2+③×2得到，所以2H?O=2H?SO?+S↓。根據蓋斯定律，反應Ⅱ=—(反應I+反應ⅢI)可得3SO?(g)+2H?O(g)==2H?SO?(1)+S(s)△H?=—2542H?SO?(1)+S(s)△H?=—254kJmol1[問題3]發(fā)酵的垃圾中含有沼氣，沼氣可以很好地助燃，爐內溫度可達850℃以上。含鉛汽油、煤、防腐處理過的木材等各種廢棄物在燃燒溫度低于400℃時容易產生二噁英。但是燃燒爐溫度保持在850℃以上，可以有效分解二噁英，基本可以消除二噁英對環(huán)境的不良影響。沼氣的主要成分是甲烷，已知1g甲烷完全燃燒生成液態(tài)水時放出55.64kJ的熱量，寫出甲烷燃燒的熱化學方程式，并計算出甲烷的燃燒熱△H是多少?(素養(yǎng)角度——宏觀辨識與微觀探析)第二章化學反應速率與化學平衡第一節(jié)化學反應速率一、化學反應速率1.概念：化學反應速率是定量描述化學反應進行快慢的物理量。如果反應體系的體積是恒定的，則通常用單位時間內反應物濃度的減小或生成物濃度的增加來表示。2.數學表達式為或3.單位常用molL-1.s-1或molL-1.min-1表示。4.注意事項(1)一般來說，隨著反應的逐漸進行，反應物濃度會逐漸減小，化學反應速率也會逐漸減慢。因此，化學反應速率通常是指某一段時間內的平均反應速率，而不是瞬時反應速率。(2)由于在反應中純液體和固體的濃度是恒定不變的，因此對于有純液體或固體參加的反應一般不用純液體或固體來表示化學反應速率。(3)在同一化學反應中，選用不同物質表示化學反應速率，其數值可能相同也可能不相同，但表示的意義相同。因此，表示化學反應速率時，必須指明用哪種物質作標準，在速率v的后面將該物質的化學式用括號括起來。減小。(2)化學反應一般需要一個活化的過程，即能發(fā)生反應的分子，必須是先(3)活化分子具有的平均能量與反應物分子具有2.利用碰撞理論解釋外界條件對化學反應速率的影響的活化能，如加入催化劑),即反應物自身的性質影響著化學反應所需的活化能，從而影響化學反應速率的大小。例如：活化能小→普通分子容易變成活化分子→活化分子百分數大→單位體積內活化分子數多→單位時間、單位體積內有效碰撞條件變化微觀因素變化化學反應速率變化分子總數活化分子百分數活化分子數目分子平均運動速率單位體積內活化分子數目有效濃度增大增加不變增加不變增加增加壓強增大不變不變不變不變增加增加溫度升高不變增加增加增加增加增加催化劑使用不變增加增加不變增加增加學習任務1[情境素材]物理學科中可以利用速度來描述物質運動的快慢，化學學科中我們利用化學[問題1]計算化學反應速率時，我們應該知道哪些物理量?[提示]起始濃度、終態(tài)濃度、反應時間。EQ\*jc3\*hps8\o\al(\s\up8(),)化率應物質的化學計量數之比，列出關系式計算。1.化學反應速率的計算方法(2)利用速率之比=化學計量數之比=各物質濃度的變化量(△c)之比=各物質C轉化濃度/(molL-1)計算中注意以下量的關系：②對生成物：c(起始)+c(轉化)=c(某時2.比較化學反應速率大小的三步驟(1)變換單位——將各反應速率的單位統(tǒng)一。(2)轉換物質——將各反應速率轉換成用同一物質表示的反應速率(一般轉換成化學計量數最小的物質)。(3)比較大小比較各反應速率的數值大小。[情境素材]過氧化氫化學式為H?O?,其水溶液俗稱雙氧水。外觀為無色透明液體，是一種強氧化劑，由于其還原產物為水，因此在工業(yè)上稱為綠色氧化劑。其水溶液適用于醫(yī)用傷口消毒及環(huán)境消毒和食品消毒。在一般情況下會分解成水和氧氣，但分解速度極慢，改變條件可以加快反應速度，例如升高溫度、加入適當的催化劑(MnO?、某些金屬離子如Fe3+、Cu2+等)。[問題1]為比較Fe3+和Cu2+對H?O?分解的催化效果，某實驗小組的同學設計了如圖所示的實驗裝置進行實驗。[提示]二者的陰離子不同，對實驗會造成干擾。為消除陰離子不同造成的干實驗序號1a2a1bCed2Cbef或1bCed2Cbef[歸納總結]E?能能量第二節(jié)化學平衡一、化學平衡狀態(tài)1.化學平衡狀態(tài)的概念在一定條件下的可逆反應體系中，當正、逆反應的速率相等時，反應物和生成物的濃度均保持不變，即體系的組成不隨時間而改變，這表明該反應中物質的轉化達到了“限度”,這時的狀態(tài)稱為化學平衡狀態(tài)，簡稱化學平衡。2.化學平衡的特征化學平衡的特征可以概括為逆、等、動、定、變。(1)逆：研究的對象是可逆反應。(2)等：化學平衡的條件是v正和v逆相等。(3)動：化學平衡是一種動態(tài)平衡，此時反應并未停止。(4)定：當可逆反應達到平衡時，各組分的質量(或濃度)為一定值。(5)變：若外界條件改變，平衡可能發(fā)生改變，并在新條件下建立新的平衡。二、化學平衡常數1.濃度商對于一般的可逆反應mA(g)+nB(g)——pC(g)+qD(g),在任意時刻的2.化學平衡常數對于一般的可逆反應mA(g)+nB(g)—pC(g)+qD(g),K②反應物或生成物中有固體或純液體存在時，由于其濃度平衡常數的表達式不同，如N?(g)+3H?(g)——2NH?(g),K=aN?(g)+3H?(g),NH?,K”=√a。K越大→平衡體系中生成物所占的比例越大→正反應進行的程度越大→反應全，平衡時反應物的轉化率就越小。一般來說，當K>10?時，該反應就進行得基3.利用濃度商、化學平衡常數判斷反應方向Q>K,反應向逆反應方向進行。[情境素材]德國化學家哈伯(F.Haber,1868～1934)從1902年開始研究由氮氣和氫氣直接合成氨。于1908年申請專利，即“循環(huán)法”,在此基礎上，他繼續(xù)研究，于1909年改進了合成工藝，氨的產率達到8%。這是工業(yè)普遍采用的直接合成法。合成氨假設該反應在體積不變的密閉容器中發(fā)態(tài)?[問題3]單位時間內生成2amolNH?,同時消耗a [情境素材][問題1]利用反應可處理[問題2]汽車排氣裝置中的三元催化裝置，可以利用反應2十時間/s012345=0.45×10-3molL1,c(CO2)=0.9×10-3mol-L-1,則平衡常數為2.計算公式p不(8)混合氣體的平均摩爾質量影響化學平衡的因素一、化學平衡的移動1.含義：在一定條件下，當可逆反應達到平衡狀態(tài)后，如果改變反應條件，平衡狀態(tài)被破壞，平衡體系的物質組成也會隨著改變，直至達到新的平衡狀態(tài)的2.實質：改變條件后(2)各組分的百分含量發(fā)生改變。二、影響化學平衡的因素生命過程與化學平衡移動密切相關。例如，在人體利用氧氣的過程中，血紅蛋白與氧氣的結合過程中，就涉及化學平衡的移動。人體中的血紅蛋白分子(Hb)[問題1]閱讀材料并解釋為什么空氣中一氧化碳濃度增大時會發(fā)生一氧化碳中毒?[問題2]思考并討論如何利用平衡移動原理設計合理的方法救治一氧化碳中毒的病人?簡述你的理由?；瘜W平衡aA+bB——cC+dD(A、B、C、D為非固體)體系濃度增大反應物濃度增大生成物濃度減小生成物濃度減小反應物濃度0正瞬間增大，v′正>v′逆瞬間不變，v'通>v′正瞬間不變，v'正>v′逆瞬間不變，v'通>v′正平衡移動正向移動逆向移動正向移動逆向移動方向圖像vv在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減小生成物的濃度，都可以使平衡向正反應方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆反應方向移動計量關系增壓增壓7正、v逆同時增0正、U逆同時減小，v′逆>v′正0正、U逆同時增大，v′逆>v'正平衡移動方向正向移動逆向移動逆向移動正向移動v-t圖像在其他條件不變的情況下，增大壓強，平衡向氣體物質的量減小的方向移動；減小壓強，平衡向氣體物質的量增大的方向移動原平衡體系充入惰性氣體容器容積增大，各反應氣體的分壓減小一→體系中各組分的濃度同倍數減小(等效于減壓)氣體體積不變的反應平衡不移動氣體體積不變的反應平衡不移動平衡向氣體體積增大的方向移動化學平衡溫度改變降溫0正、U逆同時增大，且v′>v′逆移動方向正向移動逆向移動v(正)(逆)0(逆)0(正)在其他條件不變的情況下，升高溫度，平衡向吸熱反應的方向移動；化學平衡常數的應用物質的量的差值，也可用差量法解題?！纠?】在1.5L的密閉容器中通入2molN?和3molH?,混合氣體在一定溫度下發(fā)生反應。達到平衡時，容器內壓強為反應開始時的0.8,則該反應的化學平衡常數約為()A.0.34B.0.64C.0C[定T、V的情況下，壓強之比等于物質的量之比，設N?轉化xmol,則解得x=0.5,2.考查利用K值變化判斷反應的熱效應其他條件不變時，若正反應是吸熱反應，由于升高(或降低)溫度時平衡向正(或逆)反應方向移動，K值增大(或減小);若正反應是放熱反應，由于升高(或降低)溫度時平衡向逆(或正)反應方向移動，K值減小(或增加);所以溫度升高時平衡常數可能增大，也可能減小，但不會不變?！纠?】高爐煉鐵過程中發(fā)生的主要反應CO?(g)。已知該反應在不同溫度下的平衡常數如下：溫度/℃該反應的平衡常數表達式K=,△H_0(填“>”“<”或K在800℃時，發(fā)生上述反應，某一時刻測得容器內各物質的濃度分別為c(CO?)表示為_oXxX260yyyyyy[答案](1)60%(2)85%化學反應速率與化學平衡圖像0正確判斷化學平衡的移動方向；熟記濃度、壓強、溫度、催化劑等對化學平衡移移動，可能是使用了催化劑，也可能是對反應前后氣體總體積不發(fā)生變化的反應I在化學平衡圖像中，先出現(xiàn)拐點的反應則先達到平衡，先出現(xiàn)拐點的曲線表I.表示T?>Ti,正反應是Ⅱ.表示p?>p1,A的轉化率減小，說明正反應是氣體總體積增大的反應，壓TP解題原則——“定一議二”。在化學平衡圖像中，包括縱坐標、橫坐標和曲線所表示的三個變量，分析方法是確定其中一個變量，討論另外兩個變量之間的關系。如上圖I中確定壓強為10?Pa或107Pa,則生成物C的百分含量隨溫度T的升高而逐漸減小，說明正反應是放熱反應；再確定溫度T不變，作橫坐標的垂線，與壓強線出現(xiàn)兩個交點，分析生成物C的百分含量隨壓強p的變化可以發(fā)現(xiàn)，壓強增大，生成物C的百分含量增大，說明正反應是氣體總體積減小的反應。2.化學平衡圖像題的解題流程看想做對于反應2SO?(g)+O?(g)——2SO?(g)△H<0已達平衡，如果其他條件不變時，分別改變下列條件，對化學反應速率和化學平衡產生影響，下列條件與圖像A.增加氧氣的濃度B.增大壓強C.升高溫度D.加入催化劑v-t圖像中無“斷點”,曲線是“漸變”的，即逐漸升高或降低，則改變的條件是濃度。若曲線是向上“漸變”,表示改變的條件是“增強”,反之，改變的條件是“減弱”,如工業(yè)合成氨的反應：N?(g)+3H?(g)——2NHti時刻改變條件后，v′通>0′正，平衡逆向移動，故改變的條件是增大NH?第三節(jié)化學反應的方向化學反應的方向一、自發(fā)過程與自發(fā)反應的比較自發(fā)過程自發(fā)反應含義能自發(fā)進行的過程特征具有方向性，即過程的某個方向在一定條件下自發(fā)進行，而該過程逆方向在該條件下肯定不能自發(fā)進行舉例高山流水，自由落體，冰雪融化鋼鐵生銹應用(1)可被用來完成有用功。如H?燃燒可設計成原電池(2)非自發(fā)過程要想發(fā)生，必須對它做功。如通電將水分解為H?和O?二、化學反應的方向與焓變的關系1.分析下列反應進行的方向與△H之間的關系(4)CaCO?(s)===CaO(s)+CO?(g)△H>0,該反應在常溫下不能自發(fā)進行，但在較高溫度下能自發(fā)進行。2.自發(fā)反應與焓變的關系大多數放熱反應是可以自發(fā)進行的，但也有很多吸熱反應能自發(fā)進行，因此，反應焓變是與反應進行的方向有關的因素之一，但不是決定化學反應能否自發(fā)進行的唯一因素。三、化學反應的方向與熵變的關系1.熵的含義自發(fā)過程的體系趨向于由有序轉變?yōu)闊o序，體系的混亂度增大。體系的混亂度常用熵來描述，熵的概念是表示體系的混亂或無序程度的物理量，其符號為S。熵值越大，體系的混亂度越大。2.影響熵大小的因素(1)同一條件下，不同的物質熵值不同。(3)物質的量越大，分子數越多，熵值越大。3.反應熵變與反應方向也有些是熵減小的反應4.反應熵變是與反應進行的方向有關的因素之一，但不是決定反應能否自發(fā)-1,上述反應為熵減少的反應，但在一定條件下，該反應也能學習任務1[情境素材]汽車尾氣中的主要污染物是一氧化氮和一氧化碳，它們是現(xiàn)代化城市中的重[問題1]閱讀素材分析如何判斷上述反應能否自發(fā)進行?[提示]該反應室溫時，△G=△H一T△S≈-687.9kJmol-1<0,能自發(fā)進行。[問題3]汽車中的尾氣處理裝置中都使用了催化劑，分析催化劑的作用是什么?[提示]加快反應速率。3.復合判據-△H第四節(jié)化學反應的調控化學反應的調控條件提高反應速率提高平衡轉化率綜合結果壓強高壓高壓高壓溫度高溫兼顧速率和平衡，且考慮催化劑活性劑使用無影響使用濃度增大反應物濃度增大反應物濃度，降低生成物濃度增大反應物濃度，且不斷減少生成物濃度外部條件工業(yè)合成氨的適宜條件壓強根據反應器可使用的鋼材質量及綜合指標來選擇壓強(10MPa～30溫度適宜溫度，400～500℃催化劑使用鐵觸媒做催化劑濃度N?和H?的物質的量之比為1:2.8的投料比，氨及時從混合氣中分離出去是[情境素材]后建造了日產氨1000噸的大型裝置?？昭栏咂鞫仍降驮胶?為什么?外界條件率的條件控制有利于平衡正向移動的條件控制綜合分析結果濃度增大反應物的濃度增大反應物的濃度、減小生成物的濃度不斷地補充反應物、及時地分離出生成物催化劑劑無加合適的催化劑溫度高溫兼顧速率和平衡，考慮催化劑的適宜溫度高溫在設備條件允許的前提下，盡量采取高溫并考慮催化壓強高壓(有氣體參高壓在設備條件允許的前提下，盡量采取高壓兼顧速率和平衡，選取適宜的壓強第三章水溶液中的離子反應與平衡1.實驗探究酸1.0mol-L-1鹽酸1.0mol-L-1醋酸pH大小小大導電能力強弱與鎂反應現(xiàn)象緩慢反應，產生氣體結論Mg與鹽酸反應速率大，表明鹽酸中c(H+)較大，說明在水的電離程度大于醋酸的電離程度實驗結論鹽酸比醋酸電離程度大電解質微點撥：①電解質的強弱與溶液導電能力沒有必然聯(lián)系。電解質溶液的導電能力與離子濃度和離子所帶電荷數有關，強電解質溶液的導電能力不一定強。②電解質的強弱與其溶解度無關。某些難溶鹽，雖然溶解度小，但其溶于水的部分完全電離，仍屬于強電解質。有少數鹽盡管能溶于水，但只有部分電離，屬于弱電解質，如(CH?COO)?Pb等。二、弱電解質的電離平衡1.弱電解質的電離平衡在一定條件下(如溫度和濃度),弱電解質電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等時，電離過程達到電離平衡狀態(tài)。如圖所示：反反應速率弱電解質分子電離成離子的速率2.影響電離平衡的條件(1)溫度：由于電離過程吸熱，升高溫度，電離平衡向電離的方向移動；降低溫度，電離平衡向逆反應方向移動。(2)濃度：電解質溶液的濃度越小，它的電離程度就越大。(3)其他因素：加入含有弱電解質離子的強電解質時，電離平衡向逆反應方向移動；加入能與弱電解質離子反應的物質時，電離平衡向正反應方向移動。3.弱電解質的電離方程式(1)弱電解質的電離方程式的書寫用“——”表示。如NH?·H?O的電離方程式是NH?·H?O——NHi+OH,CH?COOH的電離方程式為CH?COOH——CH?CO0(2)多元弱酸是分步電離的，電離程度逐步減弱，可分步書寫電離方程式。如(3)多元弱堿的電離也是分步進行的，但是一般按一步電離的形式書寫。如Fe(OH)3的電離方程式是Fe(OH)?——Fe3++30H。三、電離平衡常數1.含義：在一定條件下，當弱電解質的電離達到平衡時，溶液里各組分的濃度之間存在一定的關系。對一元弱酸或一元弱堿來說，溶液中弱電解質電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一個常數，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數。2.表示方法：對于AB——A++B~。3.K的意義：它能表示弱電解質的電離能力。學習任務1[情境素材]持血液的pH基本不變?條件改變平衡移動電離程度導電能力正向增大增大減小減弱正向增大增大增大增強加醋酸鈉(s)逆向減小減小減小增強通HCl(g)逆向減小增大增大增強加NaOH(s)正向增大減小減小增強情境素材][問題2]已知醋酸的Ka=1.75×10-5,檸檬酸的Ka?=7.44×10-4,Ka?=第二節(jié)水的電離和溶液的pH2.水的離子積常數“減小”“1×10-7mol-L-1”“相等”)體系純水向純水中加入少向純水中加入少量氫氧化鈉溶液增大減小減小增大c(H)和c(OH)的大小比較相等2.溶液的酸堿性與c(H)、c(OH7)的關系(選填“>”“<”或“=”) 中性溶液c(OH)三c(H)c(H+)三1.0×10-7 3.溶液的酸堿性與pH學習任務1[問題1]由以上實驗判斷水是不是電解質?若是，請寫出水的電離方程式，并判斷由水分子電離出的OH和H+數目是否相等?[問題2]結合弱電解質電離平衡的影響因素，填寫下表空白。水的電離平衡：H?O——H++OH△H>0影響因素移動方向升溫向右移動增大增大加酸向左移動減小不變向左移動增大不變出的c(H)、c(OH)嗎?在酸或堿溶液中水電離出的c(H+)與c(OH)還相等嗎?)=√Kw。[實驗探究]+)k=1×10-12mol-L-1,則pH=12。[歸納總結]酸的稀釋先求最終溶液中n(OH-),再求c(OH-),最后再根據1.單一溶液pH的計算酸堿中和滴定一、酸堿中和滴定實驗[含實驗活動2]1.概念：利用中和反應，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)3.儀器及試劑4.實驗操作(以用鹽酸標準液滴定NaOH溶液為例)錐錐形瓶裝入一定量的待測液滴入2~3滴指示劑微點撥：強酸與強堿相互滴定時，選甲基橙或酚酞都可以，但不能選石蕊試眼睛注視錐眼睛注視錐形瓶內溶液的顏色變化錐形瓶左手控制滴終點判斷：當滴入最后一滴標準液時，剛好使錐形瓶中的溶液變色，且在半分鐘內不變色，即到滴定終點。讀數并記錄。5.實驗數據的處理重復滴定操作2～3次，取消耗標準液體積的平均值，根據c(NaOH)=計算出待測NaOH溶液的濃度c(NaOH)。學習任務1[實驗探究]c0[問題1]乙同學操作上的不足之處是什么?的間隔過大，應在滴定突變時記錄消耗NaOH溶液的體積。[問題2]造成丙組同學的曲線與甲組同學不同的原因可能是什么?[提示]甲同學所用NaOH溶液體積較少，丙同學所用NaOH原因可能用待測液潤洗錐形瓶或者滴定使用的滴定管的尖嘴部分在滴定前有氣泡步驟操作洗滌未用標準溶液潤洗酸式滴定管未用待測溶液潤洗取用待測液的滴定管偏低無影響取液取堿液的滴定管尖嘴部分有氣泡且取液結束前氣泡消失偏低滴定滴定完畢后立即讀數，半分鐘后顏色又變紅偏低滴定前滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定后消失滴定過程中振蕩時有液滴濺出偏低滴定過程中，向錐形瓶內加少量蒸餾水無影響滴定前仰視讀數或滴定后俯視讀數偏低滴定前俯視讀數或滴定后仰視讀數4.實例滴定內容指示劑終點顏色①用標準Na?S?O3溶液滴淀粉溶溶液由藍一般根據得失電子守恒或配平的定未知濃度的碘水液色變?yōu)闊o化學方程式，列出相關物質的關色系式，列比例計算液滴定未知濃度的不需外劑溶液由無色變?yōu)闇\紅色③用標準酸性KMnO?溶液滴定未知濃度的Fe2+溶液由淺綠色變?yōu)闇\紅色【例1】I.某工廠廢水中含游離態(tài)氯，通過下列實驗測定其濃度。為Ch+2KI===2KCl+I?,滴入指示劑2～3滴。調整液面至0刻度或0刻度下某一位置，記 應選擇堿式滴定管。(3)碘遇淀粉變藍色，所以溶液呈藍色，隨反應I十到終點，判斷達到滴定終點的實驗現(xiàn)象是：滴入最后一滴溶液，由藍色恰好變?yōu)閇答案](1)淀粉溶液(2)堿(3)滴入最后一滴溶液，由藍色恰好變?yōu)闊o色，且半分鐘內不變色(4)B反應很多，但符合條件的卻很少，實際上應用最多的是銀量法，即利用Ag+與鹵應的生成物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應的生成物的溶解度小，否則不能用這種指示劑。如用AgNO?溶液測定溶液中CI的含量時，常以CrO2-為指示劑，這是因為AgCl比Ag?CrO4更難溶。3.實例滴定內容指示劑終點顏色變化用標準AgNO3溶液滴定含CI的溶液K?CrO?溶液出現(xiàn)淡紅色沉淀(Ag?CrO?為磚紅色沉淀)利用沉淀的先后順利用反應物與生成行計算【例2】用沉淀滴定法快速測定NaI等碘化物溶液中c(I),實驗過程包括I.準備標準溶液a.準確稱取AgNO3基準物4.2468g(0.0250mol)后，配制成250mL標準溶d.用0.1000mol-L-1NH?SCN溶液滴定過量的Ag+,使其恰好完全轉化為實驗序號123消耗NH?SCN標準溶液體積/mL,說明理由(5)所消耗的NH?SCN標準溶液平均體積為mL,測得c(IT)= (6)在滴定管中裝入NH?SCN標準溶液的前一步，應進行的操作為 0耗盡，無法判斷滴定終點。(5)第1組數據誤差較大，舍去，取第2組、第3組實L×0.1000mol-L1—0.01L×0.1000m第三節(jié)鹽類的水解鹽鹽溶液的中性中性鹽的類型強酸強弱酸強堿鹽強酸弱堿鹽強酸強弱酸強堿鹽強酸弱堿鹽鹽的類型強酸弱堿鹽強酸強堿鹽弱酸強堿鹽溶液的酸堿性中性想一想在某些肉類制品中加入適量亞硝酸鈉=7的溶液是NaCl溶液。1.理論分析NH?Cl=十十理論解釋動溶液中c(H1)≥c(OHT),溶液呈酸性離子方程式NH4十H?O——NH?·H?O+H(2)CH?COONa溶液理論解釋CH?CO0-和H+結合生成弱電解質CH?COOH,使水的電離平衡向右移動溶液中c(H+)≤c(OH7),溶液呈堿性離子方程式(3)Na?CO?溶液由于H?CO?是二元酸，Na?CO?溶液水解分兩步進行的。H?O——OH+H+,NaCl===Na++CI,溶液中鹽電離的離子不能與電離出的H+或OH生成弱電解質。溶液中c(H)=c(OHT),溶液呈中性。2.鹽類水解的原理在水溶液中，鹽電離出來的離子與水電離出的H+或OH結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解。3.實質弱酸的陰離子→結合H+弱堿的陽離子一→結合OH離程度增大一c(H+)≠c(OH)一→溶液呈堿性、酸性。學習任務1鹽類水解的實質海洋面積約占地球表面積的71%。海水中主要含有Na+、K*、Ca2+、Mg2+、[問題1]請從化學的角度分析海水呈堿性的原因是什么?HCO?+H?O——OH+H?CO?。[問題2]在預測NaHCO?溶液的酸堿性時，甲同學認為NaHCO?為酸式鹽，電離又會發(fā)生水解，溶液的酸堿性取決于電離程度、水解程度的相對大小。上述H?CO?+OHT,由于HCO3[提示]Na?CO3堿性更強。因為CO3-的水解程度大于HCO?。1.鹽類的水解規(guī)律2.鹽類水解的特點誰性中性 微弱水解反應程度很微弱3.酸式鹽溶液的酸堿性硫化鈉又稱臭堿、臭蘇打、黃堿、硫化堿。染料工業(yè)中用于生產硫化染料，是硫化青和硫化藍的原料。印染工業(yè)用作溶解硫化染料的助染劑。制革工業(yè)中用[問題1]請分析在Na?S溶液中，是否發(fā)生水解反應，如果反應，哪種離子會與水電離出的H+部分結合成HS-,發(fā)生水解反應，導致溶液中c(OH)>c(H),[問題2]請判斷AlCl?溶液中哪種離子發(fā)生了水解反應，溶液顯什么性?[提示]Aβ+發(fā)生了水解反應，結合水中的OH7,溶液顯酸性。[問題3]CO3-對應的酸是H?CO?,所以其水解離子方程式為CO3-十[提示]不對。多元弱酸酸根離子的水解方程式應分步書寫，應為CO3-+H?O——HCO?+OH(主要);HCO?+H?O——H?CO?+OH(次要)。1.水解離子方程式的一般模式及特點生分解，因此鹽類水解的離子方程式中不標“↓”或“個”,也不把生成物(如2.不同類型鹽水解的離子方程式因素對鹽類水解程度的影響內因鹽類水解的程度大小主要由鹽的本性所決定。生成鹽的弱酸酸性越弱，其鹽中弱酸根離子的水解程度越大；生成鹽的弱堿堿弱，其鹽中弱堿陽離子的水解程度越大，通常稱為“越弱越水解”外界條件溫度濃度鹽溶液濃度越小，水解程度越大外加水解顯酸性的鹽溶液，加堿會促進水解，加酸會抑制水解，反之亦然外加鹽2.實驗探究外界因素對FeCl?水解平衡Fe3++3H?O——Fe(OH)?+3H+的影如明礬水解的離子方程式為Aβ++3H?OAl(OH)3(膠體)+3H+。備Fe(OH)?膠體。學習任務1[情境素材][問題2]請與同學討論，滅火器中NaHCO3溶液換為Na?CO?溶液，效果如[提示]NaHCO?溶液換為Na?CO?溶液，反應離子方程式為2燒Ab(SO?)?溶液呢?常見類型溶液蒸干所得物質的揮發(fā)性強酸鹽蒸干時得氫氧化物和氧化物的混合物，灼燒時得氧化物，如AlCl?(FeCl?)溶液蒸干時得到Al(OH)?和AbO?[Fe(OH)3和Fe?O?]的混合物的難揮發(fā)性強酸鹽蒸干得原溶質，如A?(SO?)?溶液蒸干仍得Ab(SO?)?固體的強堿鹽蒸干得原溶質，如Na?CO?溶液蒸干得Na?CO?3固體陰、陽離子均易水蒸干后得不到任何物質，如(NH?)?S、(NH?)2CO?等蒸干后得不到任何物質不穩(wěn)定的化合物的水溶液加熱時在溶液中就能分解，得不到原物質，如Ca(HCO3)2溶液蒸干后得CaCO?,Mg(HCO?)2溶液蒸干后得Mg(OH)2,KHCO?溶液蒸干后得K?CO?易被氧化的鹽蒸干后得不到原物質，蒸干后得其氧化產物，如FeSO?溶液蒸干后得Fe?(SO?)3,Na?SO3溶液蒸干后得Na?SO?水溶液中離子濃度的關系+)>c(CH?CO07)>c(OH)>c(CH?CO=1:1,因HCO?水解：HCO?+H?O—H?CO?+OH以及HCO原子)=1:1,得c(Na+)=c(HCO3)+c(CO3)+c(H?CO3)。得質子—基準態(tài)物質—失質子物料守恒式為c(K+)=c(HS-)+c(S2)+c(H?S類型一單一溶液中各粒子濃度的比較類型二混合溶液中各粒子濃度的比較類型三不同溶液中同一粒子濃度的比較先分類先分類后分析再組合再組合②CH?COONH?;③NH?HSO?,c(NH?)由大到小的順序為③>①>②。哪些平衡進行的程度相對大一些，哪些平衡進行的程度相對小一些，再依此比較溶液中各粒子濃度的大小。這一步是溶液中粒子濃度大小比較最重要的一步，關第四節(jié)沉淀溶解平衡在一定溫度下，固體溶質在水中形成飽和溶液時，溶液中溶質質量保持不變2.沉淀溶解平衡在一定溫度下，當沉淀和溶解的速率相等時，即建立了動態(tài)平衡，叫做難溶電解質的沉淀溶解平衡。如AgCl溶于水的沉淀溶解平衡表示為AgCl(s)Ag+(aq)+CI(aq)。想一想常溫下，分別將AgCl溶于水和0.1molL-1的NaCl溶液中，其溶解度相同嗎?為什么?向左移動，使AgCl溶解度更小。3.沉淀溶解平衡的移動3.通過比較溶度積與溶液中有關離子濃度冪的乘積——離子積(Q的相對大(2)Q=Ksp,溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)。學習任務1[情境素材]聞名于世的桂林溶洞、北京石花洞、婁底梅山龍宮，它們就是由于水和二氧石灰石的主要成分為CaCO?,當它遇到溶有CO?的水時就會發(fā)生反應變成可溶性的碳酸氫鈣，溶有碳酸氫鈣的水，當從溶洞頂滴到洞底時，由于水分的蒸發(fā)或壓強減小，以及溫度的變化都會使二氧化碳溶解度減小而析出碳酸鈣的沉淀。這些沉淀經過千百萬年的積聚，漸漸形成了鐘乳石、石筍等，洞頂的鐘乳石與地面的石筍連接起來了，就會形成奇特的石柱。反應的化學方程式為時，可逆過程達到一種什么樣的狀態(tài)?畫出v-t圖。[問題2]向CaCO?飽和溶液中加水，CaCO?的溶解度增大嗎?溶解平衡移動嗎?Ksp是否增大?升高溫度Ksp如何變化?總過程沉淀溶解平衡(可逆)分過程沉淀的溶解(可逆)電解質的電離(可逆或不可逆)沉淀溶解平衡也用電離方程式表示，①須標明狀態(tài)(s)、(aq),②一律用④加入與難溶電解質溶解所得的離子反應的物質，沉淀溶解平衡向溶解的方[情境素材]7×10-7i[提示]Ksp(AgBr)=c(Ag+)·c([問題2]相同溫度下，AgCl和AgBr的溶解度相對大小關系[問題3]a點是否有沉淀析出?b點是否有沉淀析出?[問題4]采取什么措施可以使溶液由c點到d點?該過程中Ksp(AgBr)是否變化?[提示]增大c(Br);不變化。圖像展示[以BaSO4為例：BaSO4(s)——Ba2*(aq)+SO2-(aq)]0點的變化曲線上變化，增大c(SO2)加入1×10-?mol-L1Na?SO4溶液(加水不可以)加入BaCl固體(忽略溶液的體積變化)曲線上變化，增大c(Ba2+)沉淀溶解平衡的應用Fe3++3NH?·H?O===Fe(OH2.沉淀的溶解(1)原理：根據平衡移動原理，對于在水中難溶的電解質，如果能設法不斷地除去平衡體系中的相應離子，使平衡向沉淀溶解的方向移動，就可以使沉淀溶解。(2)溶解沉淀的試劑類型①用強酸溶解：例如，溶解CaCO?、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等難溶電解質。Mg(OH)2+2NH?Cl===MgCl+23.沉淀的轉化①銀鹽之間的轉化實驗操作①Na?S溶液③各步反應的離子方程式實驗結論(2)沉淀轉化的實質：溶解度小的沉淀轉化成溶解度更小的沉淀。兩者的溶解度差別越大，轉化越容易。①鍋爐除水垢：其反應的化學方程式如下：CaSO4(s)+Na?CO?(ag)——Na?SO?(ag)+CaCO?(s)、②自然界中礦物的轉化：其反應的化學方程式如下：CuSO?(ag)+ZnS(s)——CuS(CuSO4(ag)+PbS(s)——CuS(s)+P想一想(1)難溶性銀鹽之間的轉化實驗中沉淀顏色由“白色→黃色→黑色”的原因是什么?與溶解度的大小有何聯(lián)系?[提示]顏色變化是由于AgCl轉化成AgI,AgI再轉化成Ag?S,其轉化的原(2)AgCl可以轉化為AgBr,那AgBr有可能轉化為AgC1嗎?之積大于Ksp(AgCl)時，就會使AgBr轉化為AgCl素材1利用X-射線對鋇的穿透能力較差的特性，醫(yī)學上在進行消化系統(tǒng)的X-射線透視時，常使用BaSO?做內服造影劑，這種透視技術俗稱鋇餐透視。由于BaCO?和BaSO?的沉淀溶解平衡分別為：BaSO?(s)——Ba2+(aq)+SO2-(aq)Ksp=1素材2如果誤將可溶性鋇鹽[如BaCh、Ba(NO?)?等]當作食鹽或純堿食用，會造成鋇中毒。中毒者應盡快用5%的Na?SO?溶液洗胃，隨后腹瀉使鋇鹽盡快排[問題1]由溶度積常數可知BaSO4、BaCO?都難溶于水，而且二者的溶解度均不大，醫(yī)學上能用BaCO?作鋇餐嗎?為什么?[提示]由于胃酸的酸性很強(pH為0.9～1.5),如果BaCO3入胃，胃酸可與解平衡正向移動，使Ba2+濃度增大而導致人體中用5.0%的Na?SO4溶液洗胃的原因是什么?[提示]中毒后服用5.0%的Na?SO4溶液洗胃，SO?-與Ba2+結合生成BaSO?溶液中被沉淀的離子突破水溶液中的兩類離子反應圖像題型一對數圖像o越大。越大，但數值越小。2.常考對數圖像的類型圖像種類具體類型含義對數圖像生成物與反應物離子向進行的程度越大稀釋后與稀釋前體積比的常用對數氫離子與氫氧根離子濃負對數圖像負值越強負值pC越大，c(C)越小含義已知：pM=—lgc(M)(M:Mg2+、Ca2+、橫坐標數值越大，c(CO37)越小縱坐標數值越大，c(M)越小線上方的點為不飽和溶液線上的點為飽和溶液線下方的點表示有沉淀生成線上任意點，坐標數值越大，其對應的離子濃度越小【例】(2018·全國卷Ⅲ)用0.100mol-L-1AgNO3滴定50.0mL0.0500mol-L1CI溶液的滴定曲線如圖所示。下列有關描述錯誤的是()C.相同實驗條件下，若改為0.0400molL1CI,反應終點c移到點aD.相同實驗條件下，若改為0.0500molL-1Br,反應終點c向點b方向移動的各點是沉淀溶解平變化圖97643C[根據滴定曲線，當加入25mLAgNO3溶液時，Ag+與CI剛好完全反應，AgCl處于沉淀溶解平衡狀態(tài)，此時溶液中c(Ag+)=c(Cl7)=10-4.75molL-1,Ksp(AgCl)=c(Ag+)·c(CI)=10-9.5≈3.16×10-10,A項正確；曲線上各點都處于沉淀溶解平衡狀態(tài)，故符合c(Ag+)·c(CI)=Ksp(AgCl),B項正確；根據圖示，CI濃度為0.0500mol-L1時消耗25mLAgNO3溶液，則CI濃度為0.0400mol-L1時消耗20mLAgNO3溶液，a點對應AgNO3溶液體積為15mL,所以反應終點不可能)相同時，反應終點時消耗的AgNO3溶液體積相同，但Br濃度小于CI濃度，即題型二分布系數圖像舉例一元弱酸(以CH?COOH為例)二元酸(以草酸為三元酸(以H?PO?為弱電解質分布系數圖 δδ0、δ1分別為CH?CO0-分布系數δ0為H?C?O4分布系數、δ1為HC?O4分布系數、δ2為C?O4-分布系數8o為H?PO4分布系數、δ1為H?PO4分布系數、δ2為為PO3-分布系數含義當pH<pKa時，主要存在形式是pKa時，主要存在形式是當溶液的pH=1.2時δo=δ1,pH=4.2時δ1=δ2;當pH<1.2時，H?C?O4占當溶液的pH=2時δo=δ1,pH=7.1時時δ2=δ3;當pH<2時，H?PO?占優(yōu)=δ1=0.5處，此時即pH=pKa<4.2區(qū)間，HC?O4占優(yōu)勢；而當pH>4.2時，C?O4-為主要存在形式勢；在2<pH<7.1區(qū)間，H?PO4占優(yōu)勢；在7.1<pH<12.2區(qū)間，HPO4-占優(yōu)勢；而當pH>12.2時，式離子方程式的離子方程式：CH?CO0~十H?OHC?O4十C?O2-十H?O式：HPO2-+OH從圖可知，時pH=pK=4.76。K(CH?COOH)=一從c(HC?O4)時pH=從c(PO4)時pH=【例】常溫下，0.1mol-L1的H?C?O4溶液中H?C?O?、HC?O4、C?O2-三者分分布系數pHH?C?O4溶液中三種微粒分布曲線A.HC?O?—H++C?O2-,Ka?=1×10-4.3B.將等物質的量的NaHC?O4和Na?C?O4溶于水中，所得溶液pH恰好為4.3C.常溫下HF的Ka=1×10-3.4,將少量H?C?O4溶液加入足量NaF溶液中，發(fā)生的反應為H?C?O?+F-===HF+HC?O4D.在0.1mol-L-1NaHC?O4溶液中，各離子濃度大小關系為c(Na+)>c(HC?O4)=c(HC?O4),所以Ka?=1×10-4.3,A項正確；將等物質的量的NaHC?O4和Na?C?O?溶于水中，HC?O4的電離程度大于C?O2-的水解程度，溶液中c(C?則溶液pH大于4.3,B項錯誤；結合題圖及A項的分析，可知常溫下H?C?O4的Ka?=1×10-13、Ka?=1×10-4.3,又因為HF的Ka=1×10-34,則酸性強弱關系：H?C?O?>HF>HC?O4,所以將少量H?C?O4溶液加入足量NaF溶液中，發(fā)生的反應為H?C?O?+F-=HF+HC?O4,C項正確；結合圖像知：NaHC?O?溶液顯酸性，HC?O4的電離程度大于水解程度，在溶液中HC?O4部分電離，則各離子濃度大小關系為c(Na+)>c(HC?O4)>c(H+)>c(C?O4)>c(OH),D項正確。]第四章化學反應與電能 條件條件 AA電流表ZnSO?溶液CuSO?溶液現(xiàn)象鋅片逐漸溶解，銅片上有紅色物質析出，電流表指針發(fā)生偏轉電極名稱得失電子失電子得電子電子流向流出反應類型電極反應式總反應式想想鹽橋在原電池中有何作用?若撤去鹽橋，電流表的指針如何變化?2.比較金屬活動性強弱比較方法-電極質量減少，作負極，較活潑有氣體生成、電極質量不斷增加或不變，作正極，較不活潑3.設計原電池或學習任務1[情境素材]法尼認為這種肌肉收縮作用是“動物電”引起的。同的金屬接觸，中間隔著濕的硬紙、皮革或其他海綿狀物品，不管有沒有接觸蛙[合作探究]酒精溶液酒精溶液稀硫酸[提示]電子是從負極經過導線移向正極；在原電池電解質溶液中，陽離子移向正極，陰離子移向負極。[歸納總結]原電池的工作原理向L陰陽離子移向(1)反應類型：負極發(fā)生氧化反應，正極發(fā)生還原反應。(2)電子的移動方向：從負極流出，經導線流向正極。(3)離子的移動方向：陽離子向正極移動，陰離子向負極移動。[情境素材]2019年諾貝爾化學獎授予了三位在鋰離子電池發(fā)展做出突出貢獻的化學家。由于金屬鋰的化學性質非?；顫?，使得金屬鋰在加工、保存、使用等環(huán)節(jié)要求很高，所以鋰電池長期沒有得到廣泛應用，隨著電子技術的發(fā)展，在科學家的努力下鋰離子電池進入了大規(guī)模的實用階段。某種鋰電池的總反應方程式為Li十[合作探究][問題1]你能依據總反應方程式書寫該電池的正極、負極電極反應式嗎?[提示]負極反應式為Li—e==Li+,正極反應式為MnO?+e===MnO2。[問題2]有人用原電池原理除去銀器皿表面的黑色硫化銀，其處理方法：將一定濃度的食鹽溶液放入一鋁制容器中，再將變黑的銀器浸入溶液中，放置一段時間后，有臭雞蛋氣味的氣體放出，銀表面的黑色會褪去而銀不會損失。你能否依據信息材料書寫其電池總反應式、電極反應式?[提示]要善于抓住題示信息?！昂谏嗜ザy不會損失”,必然發(fā)生變化：Ag?S→Ag,顯然這是原電池的正極反應：3Ag?S+6e-==6Ag+3S2-,負極反應化學電源化學電源隨著使用，一次電池中能發(fā)生氧化還原反應的物質逐漸被消耗，當這些物質不流動，也叫做干電池。2.堿性鋅錳電池土想一想堿性鋅錳電池比普通鋅錳電池有哪些優(yōu)良性能?介質負極反應式正極反應式酸性中性3.燃料電池的燃料除氫氣外，還有烴、肼、甲醇、氨、煤氣CO=,負極反應式是2CH?OH—12e?+16OH?===2CO}=+12H?O;正極反應式是302+6H?O+12e-===12OH~;總反應式是2CH?OH+302+4OH-===2CO3=十想一想燃料電池的正、負兩極必須是兩種活潑性不同的金屬或一種金屬與學習任務1[情境素材]化?(3)充、放電電池電極反應式的書寫充電時陰極(或陽極)的電極反應式與該電池放電時負極(或正極)的電極反應剛好相反。例如，鉛酸蓄電池充電、放電的過程如圖所示。鉛酸蓄電池注意：書寫鉛酸蓄電池電極反應式時一定要考慮電解質溶液，放電時兩極生成的Pb2+和電解質溶液中的SO2-不能共存，Pb2+與SO2-結合生成PbSO4沉淀，因此將負極反應式寫成Pb-2e-==Pb2+是錯誤的，應寫成Pb+SO2-—2e-===PbSO?。學習任務2有機燃料電池電極反應式書寫方法一種新型熔融鹽燃料電池具有高發(fā)電效率?，F(xiàn)用Li?CO?和Na?CO?的熔融混合物作電解質，一極通CO氣體，另一極通O?和CO?混合氣體，其總反應式為2CO+O?===2CO?。BxA-[問題1]判斷該電池的正極、負極情況?A、B為何種物質?[提示]電極a為負極，電極b為正極，A為CO,B為O?。[問題2]你能寫出該電池的正極反應式和負極反應式嗎?[提示]負極的電極反應式為2CO+2CO3--4e-===4CO?,正極的電極反應式有機燃料電池電極反應式的書寫方法電池的負極一定是可燃物，有機燃料中各元素的化合價變化遵循一般化合價規(guī)則，燃料失電子發(fā)生氧化反應，電池的正極多為氧氣或空氣得電子，發(fā)生還原反應，特別注意電解質溶液酸堿性不同的區(qū)別。可根據電荷守恒來配平電極反應如乙醇堿性(KOH溶液)燃料電池負極反應式的書寫方法。第一步：確定生成物。乙醇燃燒生成CO?和H?O,其中CO?與KOH溶液反應生成K?CO?和H?O,故生成物為K?CO?和H?O。第二步：確定價態(tài)的變化及轉移電子數。乙醇(C?H?O)中碳元素的化合價為一2,CO}-中碳元素的化合價為+4,故1mol乙醇完全反應失去2mol×[4—(一2)]=12mol電子。第三步：列出表達式。第四步：確定電極反應式中各物質的化學計量數。由碳原子守恒確定CO3-的化學計量數為2,由電荷守恒確定OH的化學計量數為16。(注：失去12個電子，相當于帶12個單位正電荷)再由氫原子守恒確定H?O的化學計量數為11,故負極反應式為C?H?OH+16OH?—12e-==2CO3-+11H?O。1.新型電池中正、負極的判斷方法陽離子陰離子特別提醒：判斷一個原電池中的正、負極，最根本的方法是失電子(發(fā)生氧化反應)的一極是負極，得電子(發(fā)生還原反應)的一極是正極。如果給出一個化學方程式判斷正、負極，可以直接根據化合價的升降來判斷，化合價升高、發(fā)生氧化反應的一極為負極，化合價降低、發(fā)生還原反應的一極為正極。2.新型電池“放電”“充電”時電極反應式的正誤判斷①若給出新型電池的裝置圖：先找出電池的正、負極，即找出氧化劑和還原劑；再結合電解質確定出還原產物和氧化產物；最后判斷相應的電極反應式的正②若給出新型電池的總反應式：分析總反應式中各元素化合價的變化情況，找出氧化劑及其對應的還原產物，還原劑及其對應的氧化產物，最后考慮電解質是否參加反應，判斷電極反應式的正誤。①充電時陰極的電極反應式是該電池放電時的負極反應式的“逆反應”。②充電時陽極的電極反應式是該電池放電時的正極反應式的“逆反應”。(2019·全國卷I)利用生物燃料電池原理研究室溫下氨的合成，電池工作時MV2+/MV+在電極與酶之間傳遞電子，示意圖如下所示。下列說法錯誤的是()氫化酶固氮酶交換膜NH?N?A.相比現(xiàn)有工業(yè)合成氨，該方法條件溫和，同時還可提供電能B.陰極區(qū)，在氫化酶作用下發(fā)生反應H?+2M