1、專題一：化學(xué)反應(yīng)與能量變化一、反應(yīng)熱、火含變1.反應(yīng)熱：化學(xué)反應(yīng)過程中放出或吸收的熱量，叫反應(yīng)熱。包括燃燒熱和中和熱。f電離：注意：水解：吸熱反應(yīng)的發(fā)生不一定需要常見的吸熱反應(yīng)：錢鹽與堿的反應(yīng)：如NHCl與Ba(OH)2?8hbO加熱才能進(jìn)行。大多數(shù)的分解反應(yīng)：CaCO=CaO+CO2生產(chǎn)水煤氣：C+H2O=CO+H2、碳和二氧化碳的反應(yīng)：C+CO=2CO注意：放熱反應(yīng)不一定常溫下就自發(fā)進(jìn)行，可能需要加熱或點燃條件。r燃燒反應(yīng)金屬與酸(或水)的反應(yīng)常見的放熱反應(yīng)：)酸堿中和反應(yīng)1自發(fā)的氧化還原反應(yīng)CaO(Na2QNaO)與水的反應(yīng),濃酸與強(qiáng)堿溶于水2、始變：在恒溫恒壓的條件下，化學(xué)反應(yīng)過程中吸

2、收或放出的熱量稱為反應(yīng)的烙變。符號：用AH表示單位：kJ/mol放熱反應(yīng)：AH=QkJ/mol;或AH<0吸熱反應(yīng)：AH=+QkJ/mol;或AH>03、反應(yīng)熱產(chǎn)生的原因：宏觀：反應(yīng)物和生成物所具有的能量不同，AH=微觀：化學(xué)反應(yīng)過程中化學(xué)鍵斷裂吸收的能量與新化學(xué)鍵生成所放出的能量不同，AH=二、熱化學(xué)方程式1 .熱化學(xué)方程式的概念：能表示反應(yīng)熱的化學(xué)方程式,叫做熱化學(xué)方程式。熱化學(xué)方程式不僅表示了化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化,也表明了化學(xué)反應(yīng)中的能量變化。2 .書寫熱化學(xué)方程式時的注意點(1)需注明AH的“+”與“一：“+”表示“一”表示;比較AH的大小時，要考慮AH的正負(fù)。(3)要注明

3、反應(yīng)物和生成物的狀態(tài)：g、l、s、aq(3)各物質(zhì)前的化學(xué)計量數(shù)表示物質(zhì)的量，不表示分子個數(shù)，因此,可以是整數(shù)也可以是分?jǐn)?shù)，但系數(shù)與AH的值一定要相對應(yīng)。(4)要注明反應(yīng)溫度和壓強(qiáng)，但中學(xué)化學(xué)中所用AH的數(shù)據(jù)一般都是在101kPa和25c時的數(shù)據(jù)，因此可不特別注明；(5)對于可逆反應(yīng)，其AH同樣要與系數(shù)相對應(yīng)，但若按系數(shù)投料反應(yīng)，則由于可逆反應(yīng)不能進(jìn)行完全，其反應(yīng)熱的數(shù)值會比AH的數(shù)值要小。三、燃燒熱、熱值與中和熱：1.燃燒熱：在1atm下，1mol物質(zhì)完全燃燒的反應(yīng)熱叫做該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)燃燒熱。(物質(zhì)完全燃燒是指含有的氮元素轉(zhuǎn)化為N2(g),氫元素轉(zhuǎn)化為HO(l),碳元素轉(zhuǎn)化為CO(g)2、熱值

4、：在1atm下，1g物質(zhì)完全燃燒的反應(yīng)熱叫做該物質(zhì)的熱值。(糖類、脂肪、蛋白質(zhì)中熱值最高的是脂肪)3、中和熱：是指在稀溶液中的強(qiáng)酸和強(qiáng)堿反應(yīng)生成1mol水時(無沉淀或氣體生成)的反應(yīng)熱。H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l);AH=57.3kJ/mol注意：(1)稀硫酸和稀Ba(OH)2反應(yīng)生成1molH2O時：(2)濃硫酸的稀NaOH應(yīng)生成1molH2O時：(3)有稀的弱酸或弱堿發(fā)生中和反應(yīng)生成1molH2O時：四、反應(yīng)熱的測定：1、用量熱計進(jìn)行測定2、蓋斯定律及其應(yīng)用：一個化學(xué)反應(yīng)，不論是一步完成還是分幾步完成，其總的熱效應(yīng)是完全相同的。例題：科學(xué)家蓋斯曾提出：“不管化學(xué)過程是一步完成

5、或分幾步完成，這個總過程的熱效應(yīng)是相同的。利用蓋斯定律可測某些特別反應(yīng)的熱效應(yīng)。3、利用鍵能進(jìn)行計算：例題：.CH-CH3-CH=CH+H,有關(guān)化學(xué)鍵的鍵能如下：試計算該反應(yīng)的反應(yīng)熱?；瘜W(xué)鍵C-HC=CC-CH-H鍵能kkJ/mol)414.4615.3347.4435.3五、能源：1、化石能源：煤、石油、天然氣；缺點：蘊(yùn)藏量有限，不能再生，利用率低，污染環(huán)境。2、新能源：太陽能、氫能、地?zé)崮?、風(fēng)能、生物質(zhì)能等，特點：資源豐富、可再生，無污染或少污染。六、化學(xué)能與電能的轉(zhuǎn)化：1、原電池與電解池的反應(yīng)原理比較：原電池：將自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)分開在兩極上進(jìn)行，使電子的轉(zhuǎn)移通過導(dǎo)線定向移動形成電流

6、，從而實現(xiàn)化學(xué)能向電能的轉(zhuǎn)變。電解池：利用外電源使氧化還原反應(yīng)(一般不能自發(fā)進(jìn)行)分開在兩極上進(jìn)行，從而將電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能。2、原電池與電解池的構(gòu)造比較：裝置原電池電解池組成條件1、兩個活潑性/、同的電極2、電解質(zhì)溶液；3、形成閉合的電路1、兩個電極(活潑性可同也口不同)；2、電解質(zhì)溶液(或熔化的電解質(zhì))3、直流電源；4、閉合回路電極名負(fù)極：電子流出，還原劑，發(fā)生氧化反應(yīng)陰極：與電源負(fù)極相連，陽離子得電子發(fā)生還稱及電正極：電子流入，氧化劑，發(fā)生還原反應(yīng)原反應(yīng)極反應(yīng)陽極：與電源正極，陰離子（或活性電極）失電子發(fā)生氧化反應(yīng)能量轉(zhuǎn)化化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能電子和電子：電子：陰陽離子電流：電流

7、：的流向電解質(zhì)溶液中的陰離子：電解質(zhì)溶液中的陰離子：電解質(zhì)溶液中的陽離子：電解質(zhì)溶液中的陽離子：電解池中：活性電極：惰性電極3、常見的原電池負(fù)極反應(yīng)正極反應(yīng)原電池總反應(yīng)介質(zhì)酸堿性鋅鎰干電池Zn+2Mn(2+2H2O=2MnO(OH)+Zn(OH)堿性鉛蓄電池Pb+PbO+2H2SO=2PbSG+H2。酸性銀鋅電池Zn+AgO=ZnO+2Ag堿性燃料電池氫氧燃料電池2H2+O2=2H2O酸性堿性中性熔融金屬氧化物（6'）甲醇堿性酸性甲烷堿性酸性熔融鹽燃料電池2CO+2CO4e=4CO22CO+O=2CO2Li2CO和N&CQ熔融鹽鋁、空氣、海水電池4Al+3O2+6H2O=4Al

8、（OH）3（實質(zhì)為金屬的吸氧腐蝕）海水注意：蓄電池要注意充電和放電的方向；蓄電池在充電時與電源連接方式：正接正、負(fù)接負(fù)。提醒：有機(jī)物燃料電池：若電解質(zhì)溶液為酸性溶液，則總是為“有機(jī)物+Q=CQ+H2O"（再配平）若電解質(zhì)溶液為堿性溶液，則總是為“有機(jī)物+Q+OH=CO32-+H2O'（再配平）4、電解規(guī)律：（1）陰陽兩極的放電順序：陰極:陽極：（注意陽極的電極材料，若材料是活性電極，則電極材料優(yōu)先放電，溶液中的陰離子不能放電）（2）常見的電解類型（陰陽極均采用惰性電極）：實例陰極反應(yīng)陽極反應(yīng)總反應(yīng)恢復(fù)原溶液電解電解質(zhì)型HClCuCl2電解水型H2SONaOHN*SO放氫生堿型

9、NaCl放氧生酸型CuSOAgNO5、原電池原理和電解原理的應(yīng)用:（1）原電池原理的應(yīng)用：加快反應(yīng)速率：金屬的腐蝕：化學(xué)腐蝕：電化學(xué)腐蝕：鋼鐵的吸氧腐蝕：鋼鐵的析氫腐蝕：金屬的防護(hù)：（1）覆蓋保護(hù)層、（2）改變內(nèi)部結(jié)構(gòu)、（3）利用原電池原理（犧牲陽極的陰極保護(hù)法）、（4）利用電解原理（外加電源的陰極保護(hù)法）（2）電解原理的應(yīng)用：I:氯堿工業(yè)：實驗原理：化學(xué)反應(yīng)離子反應(yīng)實驗現(xiàn)象及產(chǎn)物的檢驗：陰極區(qū)：陽極區(qū)：飽和食鹽水的精制：泥沙、SO2-、Ca2+、M/的去除：II:銅的電解精煉（或其它金屬的電解精煉）：粗銅中含Zn、Fe、Ag、Au等雜質(zhì)原理：陽極：粗銅，電極反應(yīng)：Cu-2e-=Cu2+（主要

10、），Zn-2e-=Zn2+Fe-2e-=Fe+（次要）陰極：純銅Cu2+2e=Cu電解質(zhì)溶液：CuSO溶液陽極泥：III:電鍍：陰極：鍍件陽極：鍍層金屬電鍍液：含鍍層金屬陽離子的鹽溶液作電鍍液特點：理論上電鍍液的組成及酸堿性保持不變IV：電解熔融鹽制活潑金屬：鈉：陰極：陽極：鎂：陰極：陽極：鋁:陰極：陽極：專題二：化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡一、化學(xué)反應(yīng)速率1.表示方法：化學(xué)反應(yīng)速率通常用單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減小或生成物濃度的增加來表示公式：n=*c/At單位：mol/(L-s)或mol/(L-min)注意：由于反應(yīng)過程中，隨著反應(yīng)的進(jìn)行，物質(zhì)的濃度不斷地發(fā)生變化(有時溫度等也可能變化)因此在不同

11、時間內(nèi)的反應(yīng)速率是不同的。通常我們所指的反應(yīng)速率是指平均速率。同一化學(xué)反應(yīng)的速率可以用不同物質(zhì)濃度的變化來表示，其數(shù)值不一定相同，但都表示該反應(yīng)的反應(yīng)速率。其數(shù)值之比等于化學(xué)計量數(shù)之比：對于反應(yīng)：nA+nB=pC+qD貝U有：Va：Vb：7c：Vd=m：n：p：q固體或純液體(或溶劑)的濃度為常數(shù)，一般不用來表示反應(yīng)速率同一個反應(yīng)的速率在一段時間內(nèi)：一般靠前時間段內(nèi)的反應(yīng)速率比靠后時間段內(nèi)的反應(yīng)速率快，因為濃度隨反應(yīng)進(jìn)行而減小。(但有些放熱反應(yīng)一開始由于溫度升高，反應(yīng)速率可能先加快后再減慢。)2 .有效碰撞(1)有效碰撞是指能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的碰撞，發(fā)生有效碰撞的分子具有足夠的能量，且具有合適的取

12、向。(2)活化分子是指有可能發(fā)生有效碰撞的分子?；罨肿拥哪芰勘确磻?yīng)物分子的平均能量高。(3)活化能：活化分子的平均能量與所有分子的平均能量之差稱為活化能3 .影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素影響速率的因素有內(nèi)部與外部因素，內(nèi)因由參加反應(yīng)的物質(zhì)的性質(zhì)決定，是主要因素。外部因素：當(dāng)反應(yīng)一定時，外部因素對反應(yīng)的影響。(1)濃度：其它條件不變時，增大反應(yīng)物(或生成物)濃度，可以增大反應(yīng)速率。(從微觀上看是單位體積內(nèi)活化分子個數(shù)增多)注意：對固體，反應(yīng)速率與其表面積大小有關(guān)，一般認(rèn)為其濃度為一常數(shù)，它的量的多少對速率無影響，但固體顆粒大小對反應(yīng)速率有影響。純液體濃度也可看成是一常數(shù)。對可逆反應(yīng)而言，在增大反應(yīng)物

13、濃度的瞬間，v正突然增大后減小，v逆不變后增大(2)溫度：其它條件不變時，升高溫度可以加快反應(yīng)速率；降低溫度可以減小反應(yīng)速率。(從微觀上看是增大了活化分子百分?jǐn)?shù))注意：一般溫度每升高10C,反應(yīng)速率增大為原來的24倍。對可逆反應(yīng)而言，升高溫度可使正逆反應(yīng)速率同時增大，但吸熱方向速率增大的倍數(shù)更大。(3)壓強(qiáng)：對于有氣體參加的反應(yīng)，其它條件不變時，增大壓強(qiáng)可以增大反應(yīng)速率；減小壓強(qiáng)，可以減小化學(xué)反應(yīng)速率。(從微觀上看是增大了單位體積內(nèi)的活化分子個數(shù))注意：對可逆反應(yīng)而言，增大壓強(qiáng)可同時增大正逆反應(yīng)速率，但氣體體積縮小方向的速率增大的倍數(shù)更大。(4)催化劑：使用合適催化劑能同等程度地影響正逆反應(yīng)速

14、率。(不會導(dǎo)致化學(xué)平衡的移動。)(從微觀上注意：催化劑增大化學(xué)反應(yīng)速率的原因是催化劑通過參與化學(xué)反應(yīng)，改變了化學(xué)反應(yīng)途徑，（降低了反應(yīng)的活化能）使化學(xué)反應(yīng)速率加快。催化劑本身在反應(yīng)前后質(zhì)量保持不變。酶的催化作用：（5）其他：如：顆粒純度：與稀酸反應(yīng)，粗鋅比純鋅快（形成原電池）；激光、射線、超聲波、紫外線等。二：化學(xué)反應(yīng)的方向：1、反應(yīng)方向的判據(jù)：能量判據(jù)：能量從高到低，次含變AH<0嫡變判據(jù)：混亂度：從有序到無序，嫡變AS>0（嫡變從小到大的過程：SHl-g；固體溶解；氣體分子數(shù)增多）2、反應(yīng)方向的判斷：AH<（0SS>0:反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行AH>。AS<0:反應(yīng)

15、不自發(fā)AH>。AS>0:高溫為自發(fā)AH<。AS<0:低溫下自發(fā)注意：自發(fā)反應(yīng)不一定在任何條件下都能發(fā)生，有些自發(fā)反應(yīng)需要在一定條件下才能發(fā)生。非自發(fā)反應(yīng)并不是一定不能反應(yīng)，在一定條件下，非自發(fā)反應(yīng)也可能發(fā)生（如電解）反應(yīng)的自發(fā)性只能用于判斷反應(yīng)的方向，不能確定反應(yīng)是否一定發(fā)生或發(fā)生的速率的大小。三、化學(xué)平衡：一定條件下可逆反應(yīng)達(dá)到最大反應(yīng)限度時即達(dá)到了化學(xué)平衡。1 .化學(xué)平衡狀態(tài)（1）概念：化學(xué)平衡狀態(tài)是指一定條件下的可逆反應(yīng)里，正反應(yīng)和逆反應(yīng)的速率相等，反應(yīng)混合物中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)。（2）特征：逆、等、動、定、變2 .平衡狀態(tài)的判斷同種物質(zhì)的VV逆各組分的濃

16、度（或百分含量或體積分?jǐn)?shù)）保持不變（注意非相等或與系數(shù)成比例壓強(qiáng)：等體反應(yīng)非等體反應(yīng)恒容時氣體密度：全部為氣體物質(zhì)部分為氣體物質(zhì)氣體的平均分子量：體系的顏色：（體系的顏色變化是否一定有平衡的移動？）3 .化學(xué)平衡常數(shù)：生成物系數(shù)次方的乘積比上反應(yīng)物系數(shù)次方的乘積注意：一個反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，與濃度、壓強(qiáng)等無關(guān)。（溫度升高，K值如何變化？）平衡常數(shù)反映了反應(yīng)進(jìn)行的程度，不表示速率的快慢，（不能說K越大，反應(yīng)速率越快），一定溫度下，K越大，說明反應(yīng)進(jìn)行的越完全。對固體或純液體，濃度視為常數(shù)。平衡常數(shù)的表達(dá)式與化學(xué)方程式的書寫有關(guān)：如：Nb+3H202NH3K尸2NH3=N2+3H2K2

17、=；1/2N2+3/2H2=NH3K3=K1與6的關(guān)系為;K1與K3的關(guān)系為。四、化學(xué)平衡的移動：化學(xué)平衡的建立是有條件的，暫時的，當(dāng)條件改變時，平衡就有可能發(fā)生移動。.'一'1.平衡移動萬向的確定：根據(jù)條件改變時，v正和v逆的相對大小，''_.i(1)條件改變時，若v正v逆，平衡向正反應(yīng)萬向移動'一，,.，、*一、，一，右v正v逆，平衡向逆反應(yīng)方向移動右v正=v逆，平衡不移動(2)勒沙特列原理：改變影響化學(xué)平衡的一個條件，平衡總是向減弱這種改變的方向移動。2.影響化學(xué)平衡的因素(1)濃度：固體量的多少對平衡沒有影響離子反應(yīng)只有改變參與反應(yīng)的離子濃度才會

18、影響平衡增加一個反應(yīng)物的濃度能增大其他反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率，而其本身的轉(zhuǎn)化率則減小。(2)壓強(qiáng)：壓強(qiáng)僅對氣體反應(yīng)的平衡有影響。而且對氣體體積相同的反應(yīng)的平衡無影響。若在平衡體系中充入稀有氣體在等溫等容條件下，對平衡無影響在等溫等壓條件下，使平衡向氣體體積擴(kuò)大方向移動(3)溫度：(4)催化劑：催化劑通過參與反應(yīng)改變化學(xué)反應(yīng)途徑加快化學(xué)反應(yīng)速率催化劑在化學(xué)反應(yīng)前后質(zhì)量保持不變催化劑中毒注意：(1)不要把化學(xué)平衡的移動和反應(yīng)速率變化混為一談(2)不要把化學(xué)平衡的移動和常衡常數(shù)K值變化混為一談3.化學(xué)平衡移動的限度問題：新的平衡值總是介于原平衡值和突變值之間4、等效平衡問題：(1)：外界條件相同時，可逆反應(yīng)

19、只要起始濃度相當(dāng)，無論經(jīng)過何種途徑，都可以達(dá)到相同的平衡狀態(tài)。外界條件相同：通常可以是同T同V,同T同P相同的平衡狀態(tài)：通常是指平衡混合物各組分的百分含量相同，但各組分的物質(zhì)的量、濃度可能不同(2)方法：極限轉(zhuǎn)化后與原平衡比較。同T同V時：非等體反應(yīng)：極限轉(zhuǎn)化后的物質(zhì)投料與原平衡的投料完全相同。L等體反應(yīng)：極限轉(zhuǎn)化后的物質(zhì)投料比與原平衡的投料比相同即可。同T同P時：不管是等體反應(yīng)還是非等體反應(yīng)，極限轉(zhuǎn)化后的物質(zhì)投料比與原平衡的投料比相同即可。例題1、在一固定容積的密閉容器中充入2molA和1molB,發(fā)生反應(yīng)：2A(氣)+B(氣)xC(氣)，達(dá)到平衡后，C的體積分?jǐn)?shù)為W%若維持容器體積和溫度不

20、變，按0.6molA、0.3molB和1.4molC為起始物質(zhì)，達(dá)到平衡后，C的體積分?jǐn)?shù)仍為W%則x值為()A、1B、2C、3D、4例題2、某溫度下，向某密閉容器中加入ImolNa和3molH2,使之反應(yīng)合成NH,平衡后測得NH的體積分?jǐn)?shù)為R!若T不變，只改變起始加入量，使之反應(yīng)平衡后X、Y、Z表示應(yīng)滿足：（1）恒定T、V:1 若X=0,Y=0,貝UZ=。12若X=0.75,Y=,Z=。3X、YZ應(yīng)滿足的一般條件是。NH3的體積分?jǐn)?shù)仍為m若N2、Hk、NH的加入量用（2）恒定T、P:若X=0Y=0,貝UZ。2 若X=0.75,貝UY,Z。3X、YZ應(yīng)滿足的一般條件是。例題3、在一個固定體積的密

21、閉容器中，保持一定溫度，進(jìn)行以下反應(yīng)，降（氣）+Br4氣）=2HBr（氣）,已知加入1molH2和2molBr2時，達(dá)到平衡后生成amolHBr（見下表已知項）,在相同條件下，且保持平衡時各組分的百分含量不變，對下列編號（1）-（3）的狀態(tài)，填寫表中空白：編R起始狀態(tài)（mol）平衡時HBr的物質(zhì)的量（mol）H2Br2HBr已知120a(1)24010.5a(3)mn(n>2m)5、等效假設(shè)法的運(yùn)用：對于同一個可逆反應(yīng)，當(dāng)涉及到物質(zhì)的量改變時，一般考慮用等效假設(shè)法。例題：1、一定溫度下，將2molPCl3和1molCl2充入容積不變的密閉容器內(nèi)，在一定條件下反應(yīng):PCl3+Cl2=PCl

22、50各物質(zhì)均為氣態(tài)，達(dá)到平衡時，PCl3轉(zhuǎn)化率為a1若此時移走1molPCl3和0.5molCl2,相同條件下達(dá)到平衡，PCl3轉(zhuǎn)化率為a2,則A、a>a2B、a1<a2C、aa2D、無法確定若此時充入2molPCl3和1molCl2,相同條件下達(dá)到平衡，PCl3轉(zhuǎn)化率為a2,則A、a>a2B、a1<a2C、a1=a2D、無法確定若此時充入2molPCl3和1molCl2,再次達(dá)到平衡，壓強(qiáng)為P2,與第一次平衡的壓強(qiáng)P相比，則A、2P1>P2B、2P1=P2C、2P1<P2D、無法確定6、有關(guān)化學(xué)平衡圖像問題:常見圖像問題：（1）濃度-時間圖像：（2）速率-

23、時間圖像：（3）平衡圖像：轉(zhuǎn)化率（或百分含量或濃度等）-時間-溫度（或壓強(qiáng)）分析方法：抓起點、拐點、終點；先拐先平；定一議二。7、有關(guān)化學(xué)平衡的計算：設(shè)法列出“三個量”：起始量、變化量、平衡量。其中“變化量”最關(guān)鍵，變化量之比等于系數(shù)比8、速率理論和平衡原理的應(yīng)用：合成氨工業(yè)：反應(yīng)的特點和條件的選擇：硫酸工業(yè)中SO的催化氧化：反應(yīng)的特點和條件的選擇:專題三：溶液中的離子反應(yīng)一、弱電解質(zhì)的電離平衡：1、電解質(zhì)與非電解質(zhì)：電解質(zhì)：非電解質(zhì)：2、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)：強(qiáng)電解質(zhì)：弱電解質(zhì)：注意：電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱：與溶液中離子濃度和離子所帶電荷多少有關(guān)，而與溶質(zhì)的溶解度大小和電解質(zhì)的強(qiáng)弱無關(guān)。3、

24、電解質(zhì)的電離方程式書寫：H2SO:Ba(OH)2：H2SO:NH3?H。KC1O3:NaHCO3：NaHSO4：(NH)2Fe(SO4)24、弱電解質(zhì)的電離平衡的建立與特征：5、弱電解質(zhì)的電離平衡的影響因素：內(nèi)因：電解質(zhì)本身的強(qiáng)弱外因：溫度：濃度：同離了效應(yīng)：例題：1、相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的一元強(qiáng)酸和一元弱酸比較:C(H+)PH中和堿的能力與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量開始與金屬反應(yīng)的速率HClCH3COOH例題：2、相同PH相同體積的一元強(qiáng)酸和一元弱酸比較：C(H+)C(酸)中和堿的能力與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量開始與金屬反應(yīng)的速率加水稀釋后PH值大小HClCHCOOH例題：3、0

25、.1mol/L的氨水，改艾卜列條件，卜列各項如何交化？加H+加水加NaOH固體升高溫度力口NHNO固體加濃氨水平衡移動C(NH+)C(OH)6、電離平衡常數(shù)和電離度：7、證明弱電解質(zhì)的方法：如：證明醋酸為弱酸：(1)導(dǎo)電性實驗：測同濃度的HCl和CHCOO幽導(dǎo)電性:(2)測溶液的PH：a、測0.01mol/L的CHCOO幽PH值：b、測CHCOON溶液的PH值：c、將PH=1的CHCOO晞釋至IJ100倍，測其PH值：d、在PH=1的HCl中加入少量CHCOON固體，測其PH值：(3)與活潑金屬反應(yīng)的劇烈程度：等體積等濃度的HCl和CH3COO仲加鋅：(4)與堿反應(yīng)：等體積等PH的HCl和CH

26、COO由另1J與同濃度NaOFK應(yīng)消耗NaOH勺量：二、水的電離平衡和溶液的酸堿性：1、水的電離平衡：電離方程式：HbO=H+OH-或2H2。=H3O+OH-2、水的電離平衡常數(shù)與水的離子積：K=C(H+)?C(OH)/C(H。，由于水的濃度是一常數(shù)：C(H。=55.5mol/L，水的離子積Kw=K?C(HO)=C(K)?C(OH)注：只要是在水溶液中，不管是酸性溶液還是堿性溶液，都存在水的電離平衡，則水的的離子積一定成立。3、水的電離平衡的影響因素：溫度：TT,水的電離平衡“一”，Kw：T如：25c時Kw=1.0X10-14,當(dāng)溫度升高到100c時K1.0X10-12(課本上是5.5X10-

27、13,為了計I算方便，我這里用了1.0X10-12)加酸或加堿：加鹽：分情況討論：I加酸式鹽：分情況討論：4、溶液的酸堿性判斷：若C(H)>C(OH),溶液呈酸性'看溶液中的C(H+)和C(OH)的相對大?。喝鬋(由=C(OH),溶液呈中性若C(H+)<C(OH),溶液呈堿性_若在常溫下也可以看溶披的PH值：PH=7中性；PH<7酸性；PH>7堿性。(任何情況下的純水一定呈中性：如：25c時純水PH=7或100c時純水PH=65、酸、堿溶液的PH值計算：(1) PH值的大小與溶?酸堿性及C(H+)大小的關(guān)系：(2) PH值使用范圍一般在014之間，當(dāng)C()或C(

28、OH)>1mol/L時，則直接用濃度表示更方便。(3)有關(guān)溶液PH值的計算：I:單一溶液的PH的計算例1:求室溫下純水的PH=;100c時純水的PH=0例2:求0.01mol/L的HCl溶液的PH=;0.01mol/LH2SQ的PH=例3:常溫下PH=2的HCl和PH=2的H2SO溶液中H+離子濃度大小關(guān)系為例4：常溫下0.5x10-3mol/L的Ba(OH)2溶液的PH歸納規(guī)律：若該溶液是酸性溶液，必先確定c(H+),再進(jìn)行PH的計算。若該溶液是堿性溶液，必先確定c(OH-),可根據(jù)c(H+)-c(OH-)=Kw換算成c(H+),再求PH,或引用PH定義，由c(OH-)直接求POH再根

29、據(jù)PH+POH=PKw>算出PHII、溶液稀釋后的PH的計算1、強(qiáng)酸或強(qiáng)堿的稀釋：例1:將PH=2的稀鹽酸加水稀釋至100(即102)倍，則溶液PH=1PH的變化值為_例2:將PH=12的NaO麻釋至100(即102)倍，則溶液PH=PH的變化值為例3:將PH=5的鹽酸稀釋100倍，其PH為將PH=8的NaOFH§M稀釋100倍，其PH為注意點：酸液或堿液無限稀釋時2、弱酸或弱堿的稀釋例4:將PH=3的醋酸溶液，稀釋100倍，PH為;將PH=10的氨水，稀釋100倍，PH為;歸納規(guī)律：在稀釋弱酸或弱堿過程中有濃度的變化，又有電離平衡的移動，不能求得具體數(shù)值，只能確定其PH范圍。

30、PH=3的酸溶液，稀釋100倍，稀釋后3<PHK5;PH=10的堿溶液，稀釋100倍，稀釋后8<PH<10。例5、PH=11的氨水溶液和氫氧化鈉溶液，用蒸儲水稀釋100倍，二者的PH的關(guān)系是A.氨水的PH大于氫氧化鈉的PHB,氨水的PH小于氫氧化鈉的PHC.都比原來小D.氨水比原來的大，氫氧化鈉比原來的小III、溶液混合后的PH的計算兩種溶液混合后，首先應(yīng)考慮是否發(fā)生化學(xué)變化，其次考慮溶液總體積變化，一般來說溶液的體積沒有加和性，但稀溶液混合時，常不考慮混合后溶液的體積的變化，而取其體積之和(除非有特殊說明)。1、兩強(qiáng)酸混合后的PH的計算例1、PH=4的鹽酸和PH=2的鹽酸等

31、體積混合后，溶液的PH最接近于A.2.0B,2.3C,3.5D,3.72、兩強(qiáng)堿混合后的PH的計算例2:PH=10的脂0§液和PH=12的Ba(OH)2溶液等體積混合，其PH=歸納規(guī)律：知識拓展一一0.3規(guī)則(近似規(guī)則)若兩種強(qiáng)酸溶液或兩種強(qiáng)堿溶液等體積混合，且其PH相差2或2以上時，混合?的PH有如下近似規(guī)律：兩強(qiáng)酸等體積混合時，混合液的PH=PH、+0.3;兩強(qiáng)堿等體積混合時，混合液的PH=PH：0.3。如上述例1若用0.3規(guī)則，就很方便，混合液的PH=PH小+0.3=2+0.3=2.3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液混合后的PH的計算例1、60ml0.5mol/LNaOH溶液和40ml0.4m

32、ol/L硫酸混合后，溶液的PH最接近于A.0.5B.1.7C.2D.13.2根據(jù)n(H+)與n(OH-)的相對大小先判斷酸、堿的過量情況。強(qiáng)酸與強(qiáng)堿恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性，PH=7若酸過量，溶液呈酸性，n(H+)>n(OH-),c(H+)混=n(H+)-n(OH-)/V總。若堿過量，溶液呈堿性，n(OH-)>n(H+),c(OH-)?!=n(OH-)-n(H+)/V總，再求出c(H+)混。若未標(biāo)明酸堿的強(qiáng)弱，混合后溶液PH不定，應(yīng)分析討論。例2:若強(qiáng)酸(PH)和強(qiáng)堿(PH)等體積混合，當(dāng)PH+PH2=,溶液呈中性；PH+PH2,則溶液呈堿性；PH+PH2,則溶液呈酸性。例3:若弱

33、酸(PH)和強(qiáng)堿(PH)等體積混合，且PH+PH2=14,則混合后溶液PH例4、在室溫下等體積的酸和堿的溶液，混合后PH一定小于7的是A.PH=3的硝酸和PH=11的氫氧化鈉溶液B.PH=3的鹽酸和PH=11的氨水C.PH=3的硫酸和PH=11的氫氧化鈉溶液D.PH=3的醋酸和PH=11的氫氧化鈉溶液IV:酸、堿液中水的電離分析：例1:PH=2的HCl溶液中，由水電離出來的濃度為mol/LPH=12的NaOH容液中，由水電離出來的H濃度為mol/L常溫下某溶液中，由水電離出的C(H+)=1x10-1omol/L,該溶液的PH為練習(xí)：1、某溫度下純水中C(H)=2.0xi0-7mol/L,則C(

34、OH)=mol/L若溫度不變向水中通入HCl得至ij0.02mol/L的HCl,則PH=;溶?中C(OH)=2、有PH=12的KOH§y夜10ml,要使它的PH降為11;(1)如果加水，應(yīng)該加水ml(2)若加入PH=10的NaOFH§M應(yīng)加ml;(3)若加入0.001mol/L的HSO,應(yīng)加ml。3、在常下，有PH=a的HCl和PH=b的NaOH§液，取MLHCl和V>LNaOH(混合恰好完全中和，(1)若a+b=14,貝UVa/Vb=;(2)若a+b=13,貝UVa/Vb=；(3)若a+b=15,貝UVa/Vb=;(4)若a+b>14,貝UVa/Vb=(填表達(dá)式)；4、PH=12的NaO書口PH=2的某酸溶液等體積混合，混合液的PHA=7B、&