高中化学苏教版选修4知识点总结

化学选修4化学反应与原理 专题1 化学反应与能量变化

第一单元 化学反应中的热效应

一、化学反应的焓变 1、反应热与焓变

（1）反应热：化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同温度时，所吸收或放出的热量称为化学

反应的反应热。

（2）焓变(ΔH)：在恒温、恒压条件下，化学反应过程中吸收或放出的热量称为化学反应的焓变。

符号： △H，单位：kJ/mol

2、 放热反应和吸热反应：

（1）放热反应：在化学反应过程中，放出热量的反应称为放热反应（反应物的总能量大于生成物的总能量）

（2） 吸热反应：在化学反应过程中，吸收热量的反应称为吸热反应（反应物的总能量小于生

成物的总能量）

化学反应过程中的能量变化如图：

放热反应ΔH为“—”或ΔH＜0 吸热反应ΔH为“+”或ΔH ＞0 ?H＝E（生成物的总能量）－ E（反应物的总能量） ?H＝E（反应物的键能）－ E（生成物的键能）

（3）常见的放热反应：1） 所有的燃烧反应 2） 酸碱中和反应 3） 大多数的化合反应 4） 金属与酸的反应

5） 生石灰和水反应 6） 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 常见的吸热反应：1） 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl 2） 大多数的分解反应 3）以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 4）铵盐溶解等

注意：1）化学反应时放热反应还是吸热反应只取决于反应物和生成物总能量的相对大小，与反应条件（如点燃、加热、高温、光照等）和反应类型无关；

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2）物质的溶解过程也伴随着能量变化：NaOH固体溶于水明显放热；硝酸铵晶体溶于水明显吸热，NaCl溶于水热量变化不明显。 3、化学反应过程中能量变化的本质原因： 化学键断裂——吸热 化学键形成——放热 4、热化学方程式

（1） 定义：能够表示反应热的化学方程式叫做热化学方程式。

（2） 意义：既能表示化学反应过程中的物质变化，又能表示化学反应的热量变化。 （3） 书写化学方程式注意要点:

1） 热化学方程式必须标出能量变化。

2） 热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，

水溶液中溶质用aq表示）

3） 热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。

4） 热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数，不表示分子个数，表示对应物

质的物质的量。

5） 各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变。

△H的单位为kJ/mol，它并不是指1mol反应物或是生成物，可以理解为“每摩尔反应”。如：

2H2(g)+O2(g)==2H2O(l) ?H=-285.8KJ﹒mol

-1

是指每摩尔反应——“2molH2(g)和1molO2（g）完全反应生成2molH2O(l)”的焓变。 5、总结：热化学方程式与普通化学方程式的比较

反应式 热化学方程式 普通化学方程式 点燃2H2+O2????2H2O 2H2(g)+O2(g)==2H2O(l) ?H=-285.8KJ﹒mol -1方程式意义 化学计量数 表示反应及反应的吸热放热 表示物质的量，可以是整数或分数 仅表示反应 可以表示物质的量或微粒个数，只能是整数，不能是分数 ΔH 反应条件 右端有表示能量变化的ΔH 不用标明反应条件、“↑”、“↓”等 没有此项 需标明各种反应条件 如点燃，光照、高温等 2

物质的状态 必须标明反应物、生成物的聚集状态，如g，不标明反应物、生成物的聚l，s 集状态

二、反应热的测量与计算： 1、中和热概述：

（1）定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应，生成1mol(l)水时的反应热叫做中和热。 （2）中和热的表示：H+(aq)+OH-(aq)=H2O (l)；△H=-57.3kJ／mol。 （3）要点

1） 条件：”稀溶液”一般是指酸、碱的物质的量浓度均小于或等于1 mol/L的溶液，因为若酸、

碱浓度较大，混合时会产生溶解热，而影响中和热的测定。

2） 反应物：（强）酸与（强）碱。中和热不包括离子在水溶液中的生成热、电解质电离的吸热

所伴随的热效应。

3） 中和热是以生成1mol液态水所放出的热量来定义的，因此在书写中和热的热化学方程式时，

就以生产1mol H2O为标准来配平其余物质的化学计量数。如表示稀NaOH和稀硫酸的中和反应的热化学方程式： NaOH(aq)+11H2SO4(aq)==Na2SO4(aq) +H2O(l) ?H=-57.3KJ﹒mol-1 224） 中和反应的实质是H+和OH-化合生成 H20，若反应过程中有其他物质（如沉淀等）生成，这

部分反应热也不在中和热内。 5） 放出的热量：57.3kJ/mol 2、 中和热的测量： （1）仪器：量热计。

量热计由内、外两个筒组成，外筒的外壁盖有保温层，盖上有温度计和搅拌器。

或者：大烧杯（500 mL）、小烧杯（100 mL）、温度计、量筒（50 mL）两个、泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板（中心有两个小孔）、环形玻璃搅拌棒。 试剂：0.50 mol/L 盐酸、0.55 mol/L NaOH溶液。

（2） 实验原理：测定含x mol HCl的稀盐酸与含x mol NaOH的稀NaOH溶液混合后放出的热量为Q kJ，则?H??Q-1

kJ﹒molx（3） 实验步骤：

3

1）在大烧杯底部垫泡沫塑料（或纸条），使放入的小烧杯杯口与大烧杯杯口相平。然后再在大、小烧杯之间填满碎泡沫塑料（或纸条），大烧杯上用泡沫塑料板（或硬纸板）作盖板，在板中间开两个小孔，正好使温度计和环形玻璃搅拌棒通过，如下图所示。

2）用一个量筒量取50 mL 0.50 mol/L盐酸，倒入小烧杯中，并用温度计测量盐酸的温度，记入下表。然后把温度计上的酸用水冲洗干净。

3）用另一个量筒量取50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液，并用温度计测量NaOH溶液的温度，记入下表。

4）把温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯的盐酸中，并把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯（注意不要洒到外面）。用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度，记为终止温度，记入下表。

5）重复实验两次，取测量所得数据的平均值作为计算依据。 （4）常见问题：

1）教材有注，“为了保证0.50mol·L的盐酸完全被中和，采用0.55mol·LNaOH溶液，使碱稍稍过量”，那可不可以用0.50mol·LNaOH与0.55mol·LHCl，让酸稍稍过量呢?

答案：不是“可以与不可以”而是“不宜”。原因是稀盐酸比较稳定，取50mL、0.50mol·LHCl，它的物质的量就是0.025mol，而NaOH溶液极易吸收空气中的CO2，如果恰好取50mL、0.50mol·LNaOH，就很难保证有0.025molNaOH参与反应去中和0.025mol的HCl。

2）为了确保NaOH稍稍过量，可不可以取体积稍稍过的0.50mol·LNaOH溶液呢?

回答：可以的。比如“量取51mL(或52mL)0.50mol·LNaOH溶液”。只是(m1+m2)再不是100g，而是101g或102g。

3）强酸与弱碱，强碱与弱酸的中和反应热值如何估计?

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鉴于弱酸、弱碱在水溶液中只能部分电离，因此，当强酸与弱碱、强碱与弱酸发生中和反应时同时还有弱碱和弱酸的不断电离(吸收热量，即电离热)。所以，总的热效应比强酸强碱中和时的热效应值(57.3KJ/mol)要小一些。 4）测定酸碱中和热为什么要用稀溶液？

答：中和热是酸碱在稀溶液中发生中和反应生成 lmol水时所放出的热量，为什么要指明在稀溶液中呢？

因为如果在浓溶液中，即使是强酸或强碱，由于得不到足够的水分子，因此也不能完全电离为自由移动的离子。在中和反应过程中会伴随着酸或碱的电离及离子的水化，电离要吸收热量，离子的水化要放出热量，不同浓度时这个热量就不同，所以中和热的值就不同，这样就没有一个统一标准了。

5）为什么强酸强碱的中和热是相同的？

答：在稀溶液中，强酸和强碱完全电离，所以它们的反应就是H+与OH-结合成H2O的反应，每生成lmol水放出的热量（中和热）是相同的，均为 57．3 kJ／mol。 6）为什么弱酸、弱碱参加的中和反应的中和热小于 57．3 kJ／mol？

答：弱酸、弱碱在水溶液中不能完全电离，存在着电离平衡。弱酸或弱碱参与中和反应的同时，伴随着电离，电离过程要吸收热量，此热量就要由H+与OH-结合成水分子放出的热量来抵偿，所以总的来说中和热小于 57．3 kJ/mol。 7）是什么原因使中和热测定结果往往偏低？

答：按照课本中所示装置进行中和热测定，往往所测结果偏低，造成如此现象的主要原因有： （1）仪器保温性能差。课本中用大小烧杯间的碎纸片来隔热保温，其效果当然不好，免不了热量散失，所以结果偏低，这是主要原因；

（2）实验中忽略了小烧杯、温度计所吸收的热量，因此也使结果偏低；

（3）计算中假定溶液比热容为4．18 J／（g·℃），密度为1g／cm3，实际上这是水的比热容和密度，酸碱溶液的比热容、密度均较此数大，所以也使结果偏低。 8）为何说保温效果差是造成中和热测定值偏低的主要原因？

答：实验中温度升高得不多，所以烧杯、玻璃棒吸收的热量甚小，影响不大；而酸、碱溶液是稀溶液，实际密度对比热容与水相差甚微；所以此影响更微弱。因此说，结果偏低的主要原因是保温性能差，若能改进装置，比如用保温杯代替烧杯，使保温性能良好，就更能接近理论值。 9）离子方程式H+＋OH-=H2O代表了酸碱中和反应的实质，能否用此代表所有中和反应的离子方程式？

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答：离子方程式书写要求“将难电离或难溶的物质以及气体等用化学式表示”，所以弱酸、弱碱参与中和反应时应以分子的形式保留。例如，醋酸和氢氧化钠的离子方程式就应当写为：

HAC+OH-=Ac-+H2O

只有可溶性强酸强碱的离子方程式才可能如此表示。 10）为什么中和热测定中要用稍过量的碱？能不能用过量的酸？

答：这是为了保证碱（或酸）能够完全被中和。H+与OH-相互接触碰撞才能发生反应，如果用等量的酸、碱，随着反应的进行， H+与OH-相互碰撞接触的机会越来越少，越来越困难，可能有一部分 H+与OH-就不能反应，而在一种微粒过量的情况下，则大大增加了另一种微粒完全反应的机会。不能用过量的酸，因为碱中含有杂质碳酸钠，酸过量就会有酸与碳酸盐反应导致中和热测定不准．

11）为什么 要用环形玻璃棒搅拌？若用铁丝取代环行玻璃棒会不会有影响？

答 为了使反应充分．若用铁丝取代环行玻璃棒会使铁与酸反应放出热量而且铁丝传热快，使测量值偏低。 3、盖斯定律

① 内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。 三、能源的充分利用 1、标准燃烧热和热值

（1）标准燃烧热概念：在101 kPa时，1 mol物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。 ※注意以下几点： ①研究条件：101 kPa

②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 ③燃烧物的物质的量：1 mol

④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）

（2）热值：在101 kPa时，1 g 物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。热值的单位用kJ/g表示。

四、反应热大小的计算：

（1）根据标准燃烧热、热值或中和热计算： |△H|= n（燃料）×燃料的标准燃烧热；

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|△H|= m（燃料）×燃料的热值 |△H|= n（H2O）×中和热 （2）根据热化学方程式计算：

△H与反应物各物质的物质的量成正比 （3）根据反应物和生成物的键能计算： △H=反应物的总能量- 生成物的总能量 （4）根据盖斯定律计算：

若某热化学方程式可以由其他几个热化学方程式通过适当的“加、减”得到，则该反应的焓变可以根据其他几个热化学方程式的焓变通过相应的“加、减”得到。 （5）根据物质的比热和温度变化进行计算： △H= -Q = -cm△T

第二单元 化学能与电能的转化

一、原电池的工作原理： 1、原电池：

（1） 概念：将化学能转化为电能的装置叫做原电池。 （2）组成原电池的条件：

1） 首要条件：有能自发进行的氧化还原反应； 2） 两个活泼性不同的电极（金属或导电的非金属） 3） 电解质溶液：两个电极均需插入电解质溶液中 4） 两电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路

此电池的优点：能产生持续、稳定的电流 （3）电子流向：外电路： 负 极——导线—— 正 极

内电路（电解质溶液内）：盐桥中 阴 离子移向负极的电解质溶液，盐桥中 阳 离子移向正极的电解质溶液。

内电路中离子的移动可以这样理解：电源内部（内电路）电流方向从负极到正极，因此受电场

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力作用，阳离子向正极移动，阴离子向负极移动。 （4）电极反应：以锌铜原电池为例：

负极：失去电子，氧化反应： Zn－2e＝Zn2（较活泼金属）

＋

正极：得到电子，还原反应： 2H＋2e＝H2↑（较不活泼金属） 总反应式： Zn+2H+=Zn2++H2↑ （5）正、负极的判断：

1）从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。 2）从电子的流动方向 负极流入正极 3）从电流方向 正极流入负极 4）根据电解质溶液内离子的移动方向 阳离子流向正极，阴离子流向负极 5）根据实验现象①__溶解的一极为负极__② 增重或有气泡一极为正极

二、化学电源 1、概念：

（1）电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池 （2）化学电源：将化学能直接转变为电能的装置 （3）化学电源的分类：一次电池、二次电池、燃料电池 2、 一次电池：

概念：活性物质（发生氧化还原反应的物质）消耗到一定程度后，就不能再使用。其电解质溶液制成胶状，也叫干电池。

常见一次电池：普通锌锰电池、碱性锌锰电池、锌银纽扣电池等

电池种类 普通锌锰电池 负极： Zn－2 e?＝Zn 2+＋

电极及电池反应 ?正极： 2NH+4＋2 e＝2NH3↑＋H2 H2＋2MnO2＝Mn2O3＋H2O 总反应式：Zn＋2MnO2＋2NH+4＝Zn＋2NH3↑＋Mn2O3＋H2O 2+碱性锌锰电池 负极：Zn－2e＋2OH ＝ Zn(OH)2 正极：2MnO2＋2e＋2H2O ＝ 2MnO(OH)＋2OH－－ －－总反应式：Zn＋2MnO2＋2H2O ＝Zn(OH)2 ＋2MnO(OH)

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银锌纽扣电池 组成材料：锌、氧化银、氢氧化钾溶液 负极： Zn －2e＋2OH ＝ Zn(OH)2 正极： Ag2O＋2e＋H2O ＝ 2Ag ＋2OH－－ －－总反应式：Zn＋Ag2O＋H2O＝Zn(OH)2＋2Ag

3、 二次电池

1）概念： 放电后可以再充电使活性物质（电极、电解质溶液）获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池或蓄电池。

2）常见二次电池：铅蓄电池、银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池 3）电极反应：

放电反应为原电池反应，电极反应式为：

负极（铅）：Pb＋－2e? ＝PbSO4↓

＋2e? ＝PbSO4↓＋2H2O ＋4H+＝2PbSO4↓＋2H2O

正极（氧化铅）：PbO2＋4H+＋总反应式：Pb＋PbO2＋2充电反应为上述反应的逆反应，电极反应式为：

阳极（失去电子）： PbSO4＋2H2O－2e? ＝PbO2＋4H+＋阴极（得到电子）： PbSO4＋2e? ＝Pb＋

放电 ???两式可以写成一个可逆反应：Pb+PbO2+2H2SO4??????2PbSO4+2H2O 充电4、燃料电池

（1）概念：燃料电池是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池，所以燃料电池也是化学电源。

它与其它电池不同，它不是把还原剂、氧化剂物质全部贮存在电池内，而是在工作时，不断地从外界输入，同时把电极反应产物不断排出电池。燃料电池的正极和负极都用多孔炭和多孔镍、铂、铁等制成。从负极连续通入氢气、煤气、发生炉煤气、水煤气、甲烷等气体；从正极连续通入氧气或空气。电解液可以用碱?如氢氧化钠或氢氧化钾等?把两个电极隔开。化学反应的最终产物和燃烧时的产物相同。燃料电池的特点是能量利用率高，设备轻便，减轻污染，能量转换率可达70%以上。 （2）电极反应：一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。负极发生氧化反应，正极发生还原反应，不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。

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以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性： ① 当电解质溶液呈酸性时：

负极：2H2－4e?=4H+ 正极：Ｏ2＋4 e? 4H+ =2H2O

② 当电解质溶液呈碱性时：

负极：2H2＋4OH?－4e?＝4H2O 正极：Ｏ2＋2H2O＋4 e?＝4OH?

③ 当电解质溶液呈中性：

正极： O2 + 2H2O + 4e- = 4OH- （这个和金属的吸氧腐蚀是一样的） 负极：2H2 - 4e- = 4H+

（3）燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低 5、海水电池：

该电池以海水为电解质溶液，靠空气中的氧气使铝不断氧化而产生电流。

负极材料是铝，正极材料可以用石墨。

电极反应式为：负极反应：Al－3 e?＝Al，

3+

正极反应：2H2O＋O2＋4 e?＝4OH?。

电池总反应式为：4Al＋3O26H2O＝4Al?OH?3

6、原电池正、负极的判断：

1）从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。 2）从电子的流动方向：负极流入正极 3）从电流方向：正极流入负极

4）根据电解质溶液内离子的移动方向：阳离子流向正极，阴离子流向负极 5）根据实验现象：①溶解的一极为负极；②增重或有气泡一极为正极

6）根据电极反应：失电子发生氧化反应的为负极；得电子发生还原反应的为正极。 7、原电池电极反应的书写方法： （1）负极反应式的书写： 1）负极材料本身被氧化：

① 金属电极失去电子生成的金属阳离子不与电解质溶液溶液反应： M-ne-==Mn+

② 金属电极失去电子生成的金属阳离子与电解质溶液溶液反应：将金属失电子的反应、金属阳离子与电解质溶液的反应叠加在一起。如铅蓄电池的负极反应式为：

Pb -2e- + SO42-==PbSO4. 2）若负极材料本身不参与反应：

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如燃料电池，要将燃料失电子的反应极其产物与电解质溶液的反应叠加在一起写。如氢氧燃料电池（KOH溶液为电解质溶液）的负极反应式为： H2 -2e- + 2OH- ==2H2O （2）正极反应式的书写：

① 负极金属与电解质溶液能发生反应：在正极上电解质溶液中氧化性强的离子被还原。阳离子氧化性的强弱顺序：

Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>(稀HNO3电离的NO3-)>H+（指酸电离的) >Pb2+>Sn2+> Fe2+>Zn2

+

>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

如Zn、Cu、稀H2SO4组成的原电池：2H+ + 2e- ==H2↑ 如Zn、Cu、CuSO4组成的原电池：Cu2+ + 2e- ==Cu

如Fe、Cu、稀HNO3组成的原电池：NO3-+4H++3e-===NO↑+2H2O

② 负极金属与电解质溶液不发生反应：在正极上被还原的物质一般是溶解在电解质溶液中的O2.

如铁、铜、氢氧化钠溶液组成的原电池：O2 + 4e- +2H2O ==4OH- （3）原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。 （4）特殊情况：下列情况并不是较活泼金属做负极：

① Mg、Al、稀H2SO4组成的原电池：

负极（Al）反应：2Al-6e- + 8OH- == 2AlO2- + 4H2O 正极（Mg）反应：6H+ + 6e- ==3H2↑ ② Fe（或Al）、Cu、浓HNO3组成的原电池： 负极（Cu）反应：Cu – 2e- == Cu2+

正极（Fe或Al）反应：2NO3- + 4H+ + 2e- ==2NO2 ↑+ 2H2O ③ Mg、Al、NaOH溶液组成的原电池：

由于Mg与NaOH溶液不反应，而Al能与NaOH溶液反应，故Al为负极，Mg为正极。 负极（Al）反应：2Al－6e＋8OH==2AlO2＋4H2O 正极（Mg）反应：6H＋6e==3H2↑

总反应式：2Al＋2OH＋4H2O==2AlO2＋3H2↑

备注：类似的还有Zn也与NaOH会反应，Si、S、P等也会与NaOH反应， 所以如果Mg、Zn、NaOH组成的原电池，Zn是负极；Si、Fe、NaOH组成的原电池，Si是负极。

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--+

----

例：有甲、乙两位学生均想利用原电池反应检测金属的活动性顺序，两人均使用镁片和铝片作电极，但甲同学将电极放入6 mol/L的H2SO4溶液中，乙同学将电极放入6 mol/L的NaOH溶液中，如右图所示。

下列关于电极的判断正确的是( ) A．甲中镁作负极，乙中镁作负极 B．甲中镁作负极，乙中铝作负极 C．甲中铝作正极，乙中铝作正极 D．甲中镁作正极，乙中铝作正极

解析：选B。甲中在酸性溶液中金属镁较金属铝容易失去电子，所以甲中金属镁作为原电池的负极；而乙中在碱性溶液中金属铝较金属镁更容易失去电子，所以乙中金属铝作为原电池的负极。 8、如何设计化学电池：

例如：以2FeCl3＋Cu===2FeCl2＋CuCl2为依据，设计一个原电池。

(1)将氧化还原反应拆成氧化反应和还原反应两个半反应，分别作原电池的负极和正极的电极反应式：负极：Cu－2e－===Cu2＋ 正极：2Fe3＋＋2e－===2Fe2＋ (2)确定电极材料

如发生氧化反应的物质为金属单质，可用该金属直接作负极；如为气体(如H2)或溶液中的还原性离子，可用惰性电极(如Pt、碳棒)作负极。

发生还原反应的电极材料必须不如负极材料活泼。 本例中可用铜棒作负极，用铂丝或碳棒作正极。 (3)确定电解质溶液

一般选用反应物中的电解质溶液即可。如本例中可用FeCl3溶液作电解液。 (4)构成闭合电路。

特别提醒：设计原电池时，若氧化还原方程式中无明确的电解质溶液，可用水作电解质，但为了增强其导电性，通常加入强碱或一般的强酸。如燃料电池，水中一般要加入KOH或H2SO4。 9、常见原电池方程式： （1）Cu─H2SO4─Zn原电池

正极： 2H+ + 2e- → H2↑ 负极： Zn - 2e- → Zn2+

总反应式： Zn + 2H+ == Zn2+ + H2↑ （2）Cu─FeCl3─C原电池

正极： 2Fe3+ + 2e- → 2Fe2+

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负极： Cu - 2e- → Cu2+

总反应式： 2Fe3+ + Cu == 2Fe2+ + Cu2+ （3）钢铁在潮湿的空气中发生吸氧腐蚀

正极：O2 + 2H2O + 4e- → 4OH- 负极：2Fe - 4e- → 2Fe2+

总反应式：2Fe + O2 + 2H2O == 2Fe（OH)2 （4）氢氧燃料电池（中性介质）

正极：O2 + 2H2O + 4e- → 4OH- 负极：2H2 - 4e- → 4H+ 总反应式：2H2 + O2 == 2H2O （5）氢氧燃料电池（酸性介质）

正极：O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O 负极：2H2 - 4e-→ 4H+ 总反应式：2H2 + O2 == 2H2O （6）氢氧燃料电池（碱性介质）

正极：O2 + 2H2O + 4e- → 4OH- 负极：2H2 - 4e- + 4OH- → 4H2O 总反应式：2H2 + O2 == 2H2O （7）铅蓄电池（放电）

正极 (PbO2) ：PbO2 + 2e- + SO42- + 4H+ → PbSO4 + 2H2O 负极 (Pb) ：Pb- 2e-+ (SO4)2-→ PbSO4

总反应式：Pb+PbO2+4H++ 2(SO4)2- == 2PbSO4 + 2H2O （8）Al─NaOH─Mg原电池

正极：6H2O + 6e- → 3H2↑ + 6OH- 负极：2Al - 6e- + 8OH- → 2AlO2- + 4H2O 总反应式：2Al+2OH-+2H2O==2AlO2- + 3H2↑ （9）CH4燃料电池(碱性介质)

正极：2O2 + 4H2O + 8e- → 8OH-

负极：CH4 -8e- + 10OH- → (CO3)2- + 7H2O 总反应式：CH4 + 2O2 + 2OH- == (CO3)2- + 3H2O （10）熔融碳酸盐燃料电池

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（Li2CO3和Na2CO3熔融盐作电解液，CO作燃料）： 正极：O2 + 2CO2 + 4e- → 2(CO3)2- (持续补充CO2气体) 负极：2CO + 2(CO3)2- - 4e- → 4CO2 总反应式：2CO + O2 == 2CO2 （11）银锌纽扣电池(碱性介质)

正极 (Ag2O) ：Ag2O + H2O + 2e- → 2Ag + 2OH- 负极 (Zn) ：Zn + 2OH- -2e- → ZnO + H2O 总反应式：Zn + Ag2O == ZnO + 2Ag

三、电解池 1、电解原理

（1） 电解概念：电流(外加直流电)通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应(被动的不是自发的)的过程叫点解。点解过程吧电脑转化为化学能。 （2） 电解池：

1）定义：把电能转化为化学能的装置，也叫电解槽 2）电解池的组成条件： A．与电源相连的两个电极；

B．两个电极插入电解质溶液（或熔融的电解质）中； C．形成闭合电路。

3）放电：当离子到达电极时，失去或获得电子，发生氧化还原反应的过程 4）电子流向：

（电源）负极→（电解池）阴极→（离子定向运动）电解质溶液→（电解池）阳极→（电源）正极

5）电极名称及反应：

阳极：与直流电源的 正极 相连的电极，发生 氧化 反应 阴极：与直流电源的 负极 相连的电极，发生 还原 反应

隋性电极——只导电,不参与氧化还原反应(C/Pt/Au) 活性电极——既导电又参与氧化还原反应(Cu/Ag)

6）工作原理：

点解的过程是（前提是阳极为惰性电极）电解质溶液（或熔融电解质）中的阴、阳离子在电流的作用下发生定向移动，在阳极和阴极分别被氧化和被还原生成新物质的过程。 7）电解CuCl2溶液的电极反应：

14

阳极： 2Cl- -2e-=Cl2 (氧化) 阴极： Cu2++2e-=Cu(还原) 总反应式：CuCl2 =Cu+Cl2 ↑ （3） 电解时电极产物的判断：

1） 阳极产物的判断： A． 阳极是活性电极：

阳极是金属活动顺序表中Ag或Ag前面的金属，则电极本身失去电子，电极溶解。 B． 阳极是惰性电极（Pt、Au、石墨）：

阳极是惰性电极，则是电解质溶液中的阴离子失去电子，阳极产物要根据阴离子放电顺序来判断：

S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根离子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)

2） 阴极产物的判断：

阴极本身不参与电极反应，阴极是电解质溶液中的阳离子得到电子放电，阳离子放电顺序为： Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>(稀HNO3电离的NO3-)>H+（指酸电离的) >Pb2+>Sn2+> Fe2+>Zn2+>Al3+ >Mg2+>Na+>Ca2+>K+

（4） 电解中电极附近溶液pH值的变化：

1）电极区域 A．阴极H放电产生H2，阴极区域pH变大。 B．阳极OH放电产生O2，阳极区域pH变小。 2）电解质溶液中：

A．电解过程中,既产生H2,又产生O2,则原溶液呈酸性的pH变小,原溶液呈碱

性的pH变大,原溶液呈中性的pH不变（浓度变大）。

B．电解过程中, 无H2和O2产生, pH几乎不变。但象CuCl2变大 C．电解过程中,只产生H2, pH变大。 D．电解过程中,只产生O2, pH变小。

（5） 惰性电极电解电解质水溶液的规律 电解质分类：

1）电解水型：含氧酸（H2SO4、HNO3等），强碱（NaOH、KOH等），活泼金属含氧酸盐（Na2SO4、

KNO3等）

2）电解电解质型：无氧酸（HCl、HBr等，但HF除外），不活泼金属的无氧酸盐（CuCl2等，

15

-+

⑥对于有纯液体或固体参加的反应一般不用纯液体或固体的浓度变化表示化学反应速率。 3、用不同物质表示的同一反应的反应速率的关系：

用不同的物质表示同一反应的反应速率时其数值可能不同，但表达的意义是相同的，各物质表示的反应速率的数值有相互关系，彼此可以根据化学方程式中的各化学计量数进行换算：

VAVBVCVD???mnpq对于反应mA(g)?nB(g)?pc(g)?qD(g)来说，则有

。

即各物质的反应速率之比等于方程式中的系数比：

v(A):v(B):v(C):v(D)=m:n:p:q= ?c(A):?c(B):?c(C):?c(D)

=?n(A):?n(B):?n(C):?n(D)

二、影响化学反应速率的因素 1、分子间的有效碰撞

（1）化学反应的过程：是反应物分子中的原子重新组合成生成物分子的过程，即反应物分子（或离子）间的化学键断裂、生成物分子中化学键形成的过程。

（2）发生化学反应的先决条件：反应物分子（或离子）间的相互碰撞。但并不是所有反应物分子间的每次碰撞都发生化学反应。

（3）有效碰撞理论：能够发生化学反应的碰撞。是发生化学反应的充分条件。 （4）活化分子：能够发生有效碰撞的分子。活化分子能量高。

（5）活化能：活化分子多出的那部分能量（或普通分子转化成活化分子所需的最低能量）。 （6）活化能与化学反应关系：在一定条件下，活化分子所占的百分数是固定不变的。活化分子的百分数越大，单位体积内活化分子数就越多，单位时间内有效碰撞的次数就越多，化学反应速率就越快。

一般来说，活化能低，反应速率快。 2、影响化学反应速率的因素：

（1）决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）

（2）条件因素（外因）：反应所处的条件：浓度、压强、温度、催化剂、固体颗粒大小等。

21

① 浓度对化学反应速率的影响：

本质原因：反应物浓度增大，单位体积内活化分子数增多，有效碰撞的频率增加，反应速率增大。

1）在其他条件不变时，增大反应物浓度，可以增大反应速率；减小反应物的浓度，可以减小化学反应的速率。

2）此规律只适用于气体或溶液的反应，对于纯固体或液体的反应物，一般情况下其浓度是常数，因此改变它们的量一般不会改变化学反应速率。

3）一般来说，固体反应物表面积越大，反应速率越大，固体反应物表面积越小，反应速率越小。

4）随着化学反应的进行，反应物的浓度会逐渐减小，因此一般反应速率也会逐渐减小。 5）用有效碰撞理论解释浓度对反应速率的影响：

在其他条件不变时，对某一反应来说，活化分子在反应物分子中所占的百分数是一定的，因此，单位体积内活化分子的数目与反应物浓度成正比。增大浓度，单位体积内的活化分子数目最多，单位时间内的有效碰撞次数最多，化学反应速率增大。 ② 压强对反应速率的影响： 1）

规律：对于气体反应来说，其它条件不变时，有气体参加的反应中，增大 压强，反应速率加快；减小压强，反应速率减慢。

2）

恒温时：压强增大→体积缩小→浓度增大→单位体积内n活↑→有效碰撞↑→反应速率加快

3）

恒容时：

22

A、充入气体反应物→反应物浓度增大→总压增大→反应速率增大；

B、冲入“惰性气体”（如He、N2等）→引起总压增大，但各反应物的分压不变，各物

质的浓度不变→反应速率不变

4）

恒压时：冲入“惰性气体”（如He等）→引起体积增大， →各反应物浓度减少→反应速率减慢。

5）

用有效碰撞理论解释：

对于有气体参加的反应，当温度一定时，活化分子在反应物分子中所占的百分数一定。增大压强，即缩小体积，单位体积内的活化分子数增多，活化分子碰撞几率增多，反应速率加快。 ③ 温度对反应速率的影响：

1） 规律：其他条件不变，温度升高，反应速率加快

备注：A、温度对反应速率影响的规律，对吸热反应，放热反应都适用。

B、反应若是可逆反应，升高温度，正、逆反应速率都加快，降低温度，正、逆反应速率都减小。

2） 用有效碰撞理论解释：

在浓度一定时，升高温度，反应物分子的能量增加，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子，增大了活化分子的百分数，使有效碰撞次数增多，反应速率加大。此外，温度升高会使分子的运动速率加快，单位时间内的碰撞次数增加，也会加快反应速率，但前者是主要原因。

④ 催化剂对反应速率的影响： 1） 2）

规律：加入催化剂可以加快反应的速率 用有效碰撞理论解释：

使用催化剂，能够降低反应所需的能量，这样会使更多的反应物的分子成为活化分子，大大增加单位体积内反应物分子中活化分子所占的百分数。因而使反应速率加快。

23

活化分子变活化能 没加催化剂 活化分 E1 E2 成生成物分子放出的能量 能量3）

⑤ 其他影响因素：

其他如光照、反应物固体的颗粒大小、电磁波、超声波、溶剂的性质、电化学原理等，也会对化学反应的速率产生影响。

第二单元 化学反应的方向和限度 一、化学反应的方向：

1、自发过程：在一定条件下，不需要外接帮助就能自动进行的过程。

特点：体系趋向于从高能状态转变为低能状态。在密闭条件下，体系有从有序自发转变为无序的倾向。

自发反应：在一定温度好压强下，无需外界帮助就能自动进行的反应，称为自发反应。 2、化学反应进行方向的判据： （1）能量判据（晗判据）

绝大多数放热反应（△H＜0）都能自发进行，且反应放出的热量越多，反应越完全。但有些吸

24

反应物 反应生成物 加了催化剂 反应过 相关说明： A、

凡是能改变反应速率而自身在化学变化前后化学性质和质量没有发生变化的物质叫催化剂。能加快反应速率的称为正催化剂；减慢反应速率的称为负催化剂，如果没有特别说明均指正催化剂。

B、

使用催化剂同等程度的增大（减慢）正逆反应速率，从而改变反应到达平衡所需时间。

C、 D、 E、

催化剂不能改变反应物和生成物的量，也不能使本来不会发生的反应变为可能。 催化剂有一定的选择性和活化温度，在一定的温度范围内，催化活性最好。 酶是一种特殊的、具有催化活性的生物催化剂，具有高效性、选择性及特殊的温度效应。

热过程也能自发进行，如NH4Cl溶于水。因此，焓变不是判断化学反应能否自发进行的唯一因素。 （2）熵判据：

① 熵：用于衡量一个体系混乱程度的物理量，符号为S，单位：J﹒mol﹒K。

熵值越大，混乱程度越大。

② 同种物质熵值大小比较：S(g)＞ S(l) ＞ S(s)

③ 熵变：反应前后体系熵的变化叫该反应的熵变，符号为△S。若发生反应后体系的混乱程度增大，则该过程的△S＞0.

④ 熵变与化学反应自发性关系：化学反应的△S越大，越有利于反应自发进行。 （3）复合判据： 在恒温、恒压时：

① 当△H＜0，△S＞0时，反应可自发进行； ② 当△H ＞0，△S＜0时，反应不能自发进行；

③ 当△H＜0，△S＜0时，反应在较低温度下可自发进行； ④ 当△H＞0，△S＞0时，反应在较高温度下可自发进行；

备注：反应的自发性只能用于判断反应的方向，不能确定反应十分一定会发生或反应发生的速率。

二、化学平衡状态 1、可逆反应：

（1）定义：在同一条件下，既能向正方向进行，又能向逆方向进行的反应称为可逆反应。若一个反应是可逆反应，则反应物不可能完全转化成生成物。 （2）可逆反应的特点：

① 相同条件下，正反应和逆反应同时发生，同时进行； ② 反应物、生成物共同存在；

③ 可逆反应不能进行到底，反应有一定的限度；

-1

-1

???” ④ 化学方程式中不用“==”，而用“?。 ??（3）可逆反应中浓度的变化期刊：

A的起始浓度-A的平衡浓度?100% 对于一个从反应物开始的反应：反应开始时，反应物浓

A的起始浓度度最大，生成物浓度为0；反应进行中，反应物浓度不断减小，浓度不断增大；反应到一定时间，反应物和生成物浓度都不再（4）可逆反应中的反应速率变化情况：

25

生成物改变。

2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似

? 要点总结：压强改变平衡移动的方向取决于压强改变速率值较大的一方。增大压强，无论平衡

移动的方向如何，新平衡状态的速率值一定大于原平衡状态的速率值。

（4）催化剂对化学平衡的影响：

由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。

若反应速率不变（如容积不变时充入惰性气体改变条件使用催化剂速率改变改变程度相同（v正=v逆）气体体积不变的反应改变压强浓度变化压强变化温度变化3、勒夏特列原理(平衡移动原理)

平衡不移动改变程度不（v正≠v逆）平衡移动 （1）化学平衡移动原理：如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强、温度），平衡就会向着减弱这种改变的方向移动。

原理内容：① 影响平衡的因素只有浓度、压强、温度三种； ② 该原理的适用范围是只有一项条件变化的情况；

③ 平衡移动的结果只能减弱（不可能抵消）外界条件的变化。例如，当原平衡体系中气体压强为P时，若其它条件不变，将体系压强增大到2P，当达到新的平衡时，体系压强不会减弱至P甚至小于P，而将介于P～2P之间。 具体地说就是：

增大浓度，平衡就会向着浓度减小的方向移动；减小浓度，平衡就会向着浓度增大的方向移动。 增大压强，平衡就会向着压强减小的方向移动；减小压强，平衡就会向着压强增大的方向移动。

升高温度，平衡就会向着吸热反应的方向移动；降低温度，平衡就会向着放热反应的方向移

31

动。

平衡移动原理对所有的动态平衡都适用，如对后面将要学习的电离平衡，水解平衡也适用。 三、等效平衡

1、概念：在一定条件（恒温恒容或恒温恒压）下，对同一可逆反应体系，不管是从正反应开始，还是从逆反应开始，在达到化学平衡状态时，任何同种物质的百分含量（体积分数、物质的量分数等）．．．．相同，这样的化学平衡称为等效平衡。

2、概念的理解：（1）只要是等效平衡，平衡时同一物质的百分含量（体积分数、物质的量分数等）．．．．一定相同

（2）外界条件相同：通常可以是①恒温、恒容，②恒温、恒压。 （3）平衡状态只与始态有关，而与途径无关：

①无论反应从正反应方向开始，还是从逆反应方向开始； ②投料是一次还是分成几次；

③反应容器经过扩大—缩小或缩小—扩大的过程，）比较时都运用“一边倒”倒回到起始的．．．．．．．．．．．

状态进行比较。 ．．

专题3 溶液中的离子反应 第一单元 弱电解质的电离平衡

一、强电解质和弱电解质： 1、相关定义：

（1）电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。 备注：电解质自身不一定导电。

（2）非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。 （3）强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。

（4）弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。

物质 混和物

单质

纯净物 化合物 电解质 强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4

弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、

H2O??

非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2??

2、电解质与非电解质本质区别：

电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 注意：① 电解质、非电解质都是化合物；

32

② SO2、NH3、CO2等属于非电解质；

③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、电解质在水中的存在形态：

强电解质在水溶液中全部以离子形态存在，而弱电解质在水溶液中电离的趋势很小，主要以分子形态存在。如醋酸达到电离平衡时溶液中H+和CH3COO-很少，大部分以CH3COOH分子才形态存在。 4、常见的强电解质和弱电解质：

（1）离子化合物：都是强电解质，包括：绝大多数盐、强碱、活泼金属的氧化物等。 （2）具有极性键的共价化合物：

可能是非电解质（如CO2、NH3），可能是弱电解质（如CH3COOH），可能是强电解质（如HCl）；具有强极性键的共价化合物也可能是弱电解质（如HF）。 （3）常见的强电解质和弱电解质：

强酸：HCl、H2SO4等易溶的强电解质强电解质弱电解质强碱：NaOH、KOH等大部分盐：NaCl、Na2SO4等难溶的强电解质：难溶性的盐碱性氧化物及两性氧化物：CaO、CuO、Al2O3、ZnO等弱酸：H2S、HF、H2CO3、CH3COOH、HClO等弱碱：Fe(OH)2、Fe(OH)3、NH3﹒H2O两性氢氧化物：Al(OH)3、Zn(OH)2等水：H2O

备注：电解质的强弱与其溶解度无关。某些难溶（或微溶）于水的盐（如AgCl、BaSO4等），其溶解度很小，但其溶于水的部分却是完全电离的，仍属于强电解质。有少数盐尽管能溶于水，但只有部分电离，故属于弱电解质，如(CH3COO)2Pb等。 二、弱电解质的电离平衡：

1、电离平衡：在一定的条件下（如温度、压强），当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

2、弱电解质电离平衡状态的特征：

（1）动——电离过程与离子结合成分子过程始终在进行；

（2）等——弱电解质在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等；

33

（3）定——溶液中各种离子和分子的浓度保持不变；

（4）变——当外界条件改变时，平衡被破坏，在新的条件下建立新的平衡，即平衡发生移动。 （5）吸——电离过程一般是吸热过程。 3、电离方程式的书写：

（1）含有原子团的物质电离时，原子团作为一个整体，不能分开；

（2）表示离子数目的数字要写在离子符号的前面，不能像化学式里写在右下角；

（3）酸、碱、盐电离出的阴、阳离子的个数与其化学式中相应原子或原子团的个数相同；离子所带电荷数应与其化合价相等；

???（4）强电解质用“＝＝”号，弱电解质用“???”号；

（5）多元弱酸分步电离，多元弱碱一步电离；强酸的酸式盐一步电离，弱酸的酸式盐分步电离，第一步把可逆，以后步步可逆，且一步比一步程度小； （6）溶液导电性与离子浓度和所带电荷有关。

注意：1）强酸的酸式盐在熔融和溶解条件下的电离方程式不同，如：

熔融时： NaHSO4＝＝ Na + HSO4 在溶液中：NaHSO4＝＝Na + H + SO4

2）弱酸的酸式盐受热易分解，一般没有熔融状态的电离方程式，在溶液中：

+--+2-??? NaHCO3＝＝ Na + HCO3 HCO3 ??? H + CO4

+

+

2-+

-

4、影响电离平衡的因素：

（1）内因：由电解质本身的结构决定，共价键极性越弱，电解质越弱，其电离程度越小。 （2）外因：温度、浓度、外加试剂等

① 温度：温度越高，电离程度越大。电离一般吸热，升温有利于电离。

② 浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。 ③ 同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。 ④ 发生化学反应：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 三、电离平衡常数和电离度

1、电离平衡常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。 ）

表示方法：AmBn

mA+ nB

+

-

Ki=c(A)﹒c(B)/c(AmBn)

mn+nm-

34

如：CH3COOH?c(CH3COO)?c(H?) CH3COO?H Ka?c(CHCOO)H3??NH3?H2O2、理解电离常数：

?c(NH?)?c(OH)4 NH?OH Kb?c(NH3?H2O)?4?（1）电离常数的大小主要由物质的本性决定。 （2）电离平衡常数化是温度函数，温度不变K不变。

（3）同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 3、电离度：

概念：已电离的溶质分子数占原有溶质分子总数（包括已电离的和未电离的）的百分率，称为电离度，用α表示：

?=已电离的溶质分子数n（电离分子）c（电离分子）?100%=）?100%=）?100%原有溶质分子总数n（分子总数c（分子总数已电离的溶质分子数n（电离分子）c（电离分子）?100%=）?100%=）?100%

原有溶质分子总数n（分子总数c（分子总数?=四、水的电离平衡 1、水电离平衡：

H2O + H2O

H3O+ + OH 简写为：H2O

— H+ + OH

—

2、水的离子积常数：KW = c[H+]·c[OH-]

25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH-] = 1×10-14 100℃时， KW = 5.5×10-13 注意：① KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定

② KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐） 3、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱 4、影响水电离平衡的外界因素：

①酸、碱 ：抑制水的电离 KW＜1*10-14

②温度：促进水的电离（水的电离是 吸 热的） ③易水解的盐：促进水的电离 KW ＞ 1*10-14

影响因素 条件改变 平衡移动 溶液中的c(H+) 溶液中的c(OH-) Kw 35

升高温度 温度 降低温度 加入酸 酸碱性 加入碱

向右 向左 向左 向左 增大 减小 增大 减小 增大 减小 减小 增大 变大 变小 不变 不变 5、水电离出的c(H+)或c(OH-)的计算方法： （1）中性溶液：c(H+ ) = c(OH-) = 1×10-7 mol﹒L-1

（2）溶质为酸：在酸性溶液中，H+来源于酸的电离好水的电离，而OH-只来源于水的电离，故有： c(H+ )水 = c(OH-)水 = c(OH-)

强酸溶液：c(H+ )水 = KW/ c(H+ )酸

一元弱酸溶液：c(H+ )水 = KW/ c(H+ )酸﹒α

酸

（α

酸

是弱酸的电离度。）

（3）溶液为碱：c(H+ )水 = KW/ c(OH- )碱 强碱溶液：c(H+ )水 = KW/ c(OH- )碱﹒α碱

第二单元 溶液的酸碱性

一、 溶液的酸碱性：

1、 利用c（H）和c（OH）的相对大小判断溶液的酸碱性：

25℃时： 中性溶液c(H）= c(OH）= 1×10mol/L

酸性溶液c(H）> c(OH），c(H）> 1×10mol/L 碱性溶液c(H）< c(OH），c(H）< 1×10mol/L

备注：① 溶液显酸性、中性还是碱性，取决于溶液中c(H）和c(OH）的相对大小。 ② 溶液中c（H）越大，酸性越强；c（OH）越大，碱性越强。 2、 利用溶液的PH值判断溶液的酸碱性：

（1） 溶液的pH定义：溶液的PH是溶液中氢离子浓度的负对数，表示为： pH =-lg{c（H）}

（2） 适用范围：氢离子浓度很小的稀溶液，0～14之间。 （3） 有关溶液的pH值的几个注意问题：

① pH值是溶液酸碱性的量度。常温下（25℃），pH=7溶液呈中性；pH值减小，溶液的酸性增强；pH值增大，溶液的碱性增强。当温度不定时，不能用PH与7的关系判断溶液的酸碱性，只能用c(H）和c(OH）的相对大小来判断。

② pH值范围在0-14之间。pH=0的溶液并非没有H+，而是C(H+)=1mol/L；pH=14的溶液并非没有OH-，而是C(OH-)=1mol/L。pH改变一个单位，C(H+)就改变10倍，即pH每增大一个单位，C(H+)

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+

—

+

+

—

+

—

+

—

+

-7

+

—

+

-7

+

—

-7

+

—

就减小到原来的1/10；pH每减小一个单位，C(H+)就增大到原来的10倍。

③当C(H+)>1mol/L时，pH值为负数，当C(OH-)>1mol/L时，pH>14，此时溶液的酸碱性直接用浓度表示。

④也可用pOH来表示溶液的酸碱性，pOH=-lgC(OH--)，因为C(H+)·C(OH-)=10-14，若两边均取负对数，得pH+pOH=14。 （4） 溶液PH的测定方法：

① pH试纸：

1） 方法：用洁净的干玻璃棒直接蘸取少许待测液，滴在pH试纸上（注意不能将pH试纸先

用水沾湿或用湿的玻璃棒，因为这样做，实际上已将溶液稀释，导致所测定的pH不准确）；将pH试纸显示的颜色随即（半分钟内）与标准比色卡对照，确定溶液的pH值（因为时间长了，试纸所显示的颜色会改变，致使测得的pH不准。）

2） PH范围：广泛PH试纸的测量范围为1—14，精度较差，可以判别的PH差约为1；精密

PH试纸的测量范围较窄，可以判别的PH差为0.2或0.3. ② 酸碱指示剂：甲基橙、石蕊、酚酞

变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色）

酚酞8.2~10.0（浅红色）

③ PH计（的酸度计）：精确测量PH的仪器。 3、 溶液PH的计算：

基本思路：pH =-lg{c（H）}，只需确定c(H）的大小。 基本方法：酸溶液直接确定c(H）的大小；

碱溶液先确定c(OH--)大小，再由c(H）= Kw/ c(OH--)换算成c(H）计算。具体有以下几

+

+

+

+

+

种情况：

（1） 单一溶液： 溶液类型 强酸HnA溶液 -1相关计算 设HnA的浓度为c mol﹒L，则c(H）= nc mol﹒L，则： pH =-lgc(H）= -lg nc ++-1强碱B(OH)n 溶液

设B(OH)n的浓度为c mol﹒L，则c(OH-）= nc mol﹒L，则： -1-1c(H）= Kw/ c(OH--)=1.0*10-14/nc，pH =-lgc(H）= 14+lg nc ++（2） 混合溶液：表中[H+]表示H+的浓度，[OH-]表示OH-的浓度

37

溶液类型 强酸与强酸混合 相关计算 先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它 [H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）→ PH 先求[OH-]混：将两种碱中的OH-离子物质的量相加除以总体积，再求其它 强碱与强碱混合 [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）→ [H+]混→ PH 注意 :不能直接计算[H+]混 先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-： ① 完全中和：[H+] = [OH-] = 1?10mol/L ?7强酸与强碱混合 nI(H?)?nII(OH?)VI?VII②酸过量：[H+]混= nI(OH?)?nII(H?)VI?VII③碱过量：[OH-]混=

（3） 溶液稀释pH值的变化规律：设原溶液的PH为a，则： ① 强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 = a+ n （但始终不能大于或等于7） ② 弱酸溶液：稀释10n倍时，a＜pH稀 ＜ a+n （但始终不能大于或等于7） ③ 强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 =a－n （但始终不能小于或等于7） ④ 弱碱溶液：稀释10n倍时，a＞pH稀 ＞a－n （但始终不能小于或等于7）

⑤ 不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7 ⑥ 稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。

（4） 溶液酸碱性pH计算经验规律 ① 两强酸等体积混合： 混合后的pH=小的+0.3 ② 两强碱等体积混合： 混合后的pH=大的－0.3

③ 当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁大谁过剩，溶液呈谁性。

物质的量浓度相同的一元酸与一元碱等体积混合时显强者性，原因是二者恰好完全中和成盐，盐水解则显强的性质。

④ pH = 2 某酸与pH = 12 某碱等体积混合，pH难定：

1） 若二者为强酸、强碱：PH=7；

2） 若二者为弱酸、强碱：则弱酸有余，pH≤7

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3） 若二者为强酸、弱碱：则弱碱有余，pH≥7

⑤ pH 减小一个单位，[H+]扩大为原来的10倍。 PH增大2个单位，[H+]减为原来的1/100 ⑥ 稀释规律：分别加水稀释m倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的 1/m , 强酸中c（H）变为原来的1/m ,但弱酸中c（H）减小 小于m倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。 二、 酸碱中和滴定： 1、 酸碱中和滴定的原理：

（1） 概念：利用已知浓度的酸（或碱）去滴定一定体积未知浓度的碱（或酸），通过测定反应完

全时消耗已知浓度的酸（或碱）的体积，从而推算出未知浓度的碱（或酸）的浓度的方法。

（2） 实质：H++OH=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。

—

+

+

2、 滴定实验所用仪器——滴定管 （1）滴定管的分类：

酸式滴定管：玻璃活塞，量取或盛装酸性溶液或

氧化剂试剂；

碱式滴定管：橡胶管、玻璃珠，量取或盛装碱性

溶液。

（2）滴定管的刻度：

滴定管的“0“刻度均在上方，且有初始好终点 两个读数，越向下刻度越大，可精确到0.01ml。 注意：因下部尖嘴内液体不在刻度内，即全部容积大于最大刻度值，故滴定时不能将尖嘴内的液体放出。 （3） 滴定管的使用方法： ① 准备过程：

检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始) 1） 2） 3）

检查滴定管是否漏水；

润洗滴定管：从滴定管上口加入3～4 mL所要盛装的酸或碱溶液。

调节起始读数：在滴定管下放一只烧杯，调节活塞或挤压玻璃球，使滴定管的尖嘴部分充满反应液（如果碱式滴定管内部有气泡，应快速放液以赶走气泡），使液面处于“0”或“0”刻度以下，准确读取读数并记录为V0.

② 滴定：滴定时，左手控制滴定管的活塞或挤压玻璃球，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶

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液颜色的变化。滴定速度不能太快，一般以每秒3～4滴为宜，滴加完毕记录读数为V1，则反应消耗的液体体积为V1- V0。 （4） 酸碱指示剂的选择： 滴定种类 选用的指示剂 甲基橙 强酸滴定强碱 酚酞 强酸滴定弱碱 强碱滴定强酸 酚酞 强碱滴定弱酸

（5） 酸碱中和滴定过程中的误差分析：

以用已知浓度的酸滴定未知浓度的碱为例： 引起操作及读数 因素 仅用水润洗滴定管（酸式） 洗涤方式 未用待测液洗涤移液管 用碱液洗涤锥形瓶 用蒸馏水洗涤锥形瓶后未干燥 酸液漏在锥形瓶外1滴 滴定过程 碱液飞溅出锥形瓶外1滴 达到终点后，滴定管尖嘴处悬1滴酸液 移液管下端的残留液吹入锥形瓶 有无气泡 读数滴前平视滴定管读数，滴后仰视 方法 滴前仰视滴定管读数，滴后俯视

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到达滴定终点时的颜色变化 黄色→橙色 红色→无色 黄色→橙色 指示剂的用量 滴定终点的判断标准 当指示剂刚好变色，并在半分钟内部恢复，即2～3滴 认为已到达滴定终点 甲基橙 甲基橙 红色→橙色 无色→粉红色 无色→粉红色 酚酞 误差原因 C(酸)变小，消耗V(酸)增大 消耗V(酸)变小 V(碱)增大，消耗V(酸)增大 n(碱)不变 消耗V(酸)增大 V(碱)变小，消耗V(酸)变小 消耗V(酸)增大 V(碱)增大，消耗V(酸)增大 消耗V(酸)增大 消耗V(酸)变小 消耗V(酸)变小 消耗V(酸)增大 消耗V(酸)变小 结果 偏高 偏低 偏高 不变 偏高 偏低 偏高 偏高 偏高 偏低 偏低 偏高 偏低 酸式滴定管滴前有气泡，滴后无气泡 酸式滴定管滴前无气泡，滴后有气泡 滴前仰视滴定管读数，滴后平视

第三单元 盐类的水解

一、盐类的水解反应：

1、定义：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。 特点：可逆（与中和反应互逆）； 程度小； 吸热

2、实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移

动，促进水的电离。水解的结果是破坏了水中H+或OH-浓度的等量关系，使溶液呈酸性或碱性。

盐类水解可看作酸碱中和反应的逆过程，为吸热反应。

以CH3COONa为例：

CH3COONa ═ CH3COO + Na???⑴ H2OCH3COO + H

-+

-+

H + OH???⑵

+-

CH3COOH??⑶

把⑴⑵⑶式联立，可得到水解方程式：

CH3COONa + H2O

３、盐类水解的两个基本条件：

（１）必须溶于水； （２）必须含弱酸阴离子或弱碱阳离子。 ４、盐类水解反应离子方程式的书写： （１）盐类水解是可逆反应，写方程式要用“

”

CH3COOH + NaOH

（２）一般盐类水解程度很小，生成的弱酸或弱碱浓度很小，通常生成气体或沉淀也不发生水解，书写时产物不用“↑”和“↓”。

（３）由强酸弱碱组成的盐：阳离子水解，一般发生一步水解。

如氯化铝水解：Al+3H2O

3+

Al(OH)3+3H

+

由强碱弱酸组成的盐：弱酸根离子水解，多元弱酸根分步水解，生成弱酸过程应分步表示，以第一步为主。

如碳酸钠水解：第一步： CO3+H2O

第二步： HCO3- +H2O

（4）双水解反应：

① 构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

② 常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑

41

2-

HCO3-+OH- （主要）

H2CO3 +OH- （次要）

如Al2(SO 4)3溶液与NaHCO3溶液混合时： 3HCO3- +3H2O Al3+ + 3H2O

3CO2↑+3H2O+3OH- (1.1) Al(OH)3↓+3H+ (1.2)

两个水解反应生成的OH-和H+结合生成H2O，相互促进，不断向右进行，直至完全水解生成Al(OH)3

沉淀和CO2气体，总反应可写为：

3HCO3- + Al3+=== Al(OH)3↓+ 3CO2↑

5、盐类水解的规律：

盐类 实例 能否水解 水解的离子 生成的弱电解质 强碱弱酸盐 CH3COONa， CO3,PO4,S,SO3,ClO,F 强酸弱碱盐 NH4Cl，Al2(SO4)3、FeCl3、CuSO4，Fe(NO3)3,MgCl2 强酸强碱盐 NaCl，KNO3,Na2SO4, NH4F，弱酸电离程度＞弱碱 NH4CN，弱酸＜弱碱 弱酸弱碱盐 CH3COONH4，弱酸=弱碱 能 弱碱阳离子 盐的水解规律可概括为：有弱才水解，无弱不水解，都弱都水解；

谁强谁显性，同强显中性，同弱具体定。

6、影响盐类水解的因素： （1）内因：盐类本身的性质：

① 组成盐的酸越弱，水解程度越大，盐溶液的碱性就越强。 ② 组成盐的碱越弱，水解程度越大，盐溶液的酸性就越强。 （2）外因：温度、浓度、外加试剂，移动规律符合勒夏特烈原理。 ①温度：温度越高，水解程度越大 （水解吸热，越热越水解） ②浓度：浓度越小，水解程度越大 （越稀越水解）

③外加酸或碱：促进或抑制盐的水解：H+促进阴离子水解，而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子

水解而抑制阴离子水解）

二、盐类水解的应用：

42

2-3-2-2---对水的电离平衡的影响 促进水电离 溶液的酸碱性 碱性 能 弱酸阴离子 弱酸 能 弱碱阳离子 弱碱 促进水电离 酸性 不能 无 弱酸阴离子，无 无 中性 酸性 弱酸 弱碱 促进水电离 碱性 中性 水解的应用 1、净水 2、去油污 明矾净水 实例 3+原理 Al+3H2O Al(OH)3(胶体)+3H △ CO3+H2O HCO3+OH 2---+用热碱水冼油污物品 ①配制FeCl3溶液时常加入Fe+3H2O Fe(OH)3+3H 少量盐酸 3、药品的保存 ②配制Na2CO3溶液时常加CO3+H2O HCO3+OH 入少量NaOH 由MgCl2·6H2O制无水MgCl2 若不然，则： 4、制备无水盐 在HCl气流中加热；制取FeCl3一样 用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液5、泡沫灭火器 混合 6、比较盐溶液中离子浓度的大小 7、化肥的施用 与铵态氮肥不能混合施用 加热、浓缩、蒸干盐溶液时，要考虑盐的水解 酸式碳酸盐溶液蒸干后得到正盐 弱酸铵盐蒸干后无固体 比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小 NH4+H2O NH3·H2O+H c(Cl)>c(NH4)>c(H)>c(OH) 2----++-++2---3++ △ △ MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+H2O Al+3HCO3=Al(OH)3↓+3CO2↑ 3+-草木灰（主要成分是K2CO3）(CO3)+H2O=(HCO3)+OH溶液呈碱性， NH4+OH=H2O+NH3↑ NaHCO3→Na2CO3， Ca(CO3)2→Ca2CO3 NH4HCO3，(NH4)2CO3 +-三、溶液中微粒浓度的大小比较

1、基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：

① 电荷守恒：任何溶液均显电 中 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和

＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和

如Na2CO3溶液中：c(Na+) +c(H+) =c(OH-)+c(HCO3-)+2(CO32-) ② 物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒）

某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和 如Na2CO3溶液中：c(Na+)=2{ c(HCO3-)+ c(CO32-)+c(H2CO3)} ③ 质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。

得质子?S2- 如NaHS溶液中：H2S ????HS- ???(电离)(水解)失质子 43

得质子? OH- H3O+ ????HS- ???(电离)(水解)失质子根据水电离出的H+浓度与OH-浓度相等，有： c(H2S)+c(H3O+)=c(S2-)+c(OH-)

又如在K2S溶液中：c(OH-) = c(H+)+c(HS-)+2c(H2S) 2、溶液中离子浓度大小比较的规律：

因为电离和水解一般都较弱，所以产物微粒的浓度要小于原微粒的浓度。 （1）单一溶液中离子浓度的比较：

① 多元弱酸溶液：按照多步电离分析，前一步电离出的离子要比后面电离出的离子浓度大。 如H3PO4溶液：c(H+)＞c(H2PO4-)＞c(HPO42-)＞c(PO43-) ② 多元弱酸的正盐溶液：按照弱酸根的分步水解分析：

如Na2CO3溶液：Na2CO3完全电离： Na2CO3===2Na++ CO32- （1.1）

--

??? CO32- 分两步水解：CO32- + H2O ?（1.2） ??HCO3+OH

- +2---??? HCO3- + H2O ???H2CO3+OH（1.3）所以：c(Na)＞c(CO3)＞c(OH)＞c(HCO3)

③ 一元弱酸强碱溶液：c(阳离子)＞c(酸根离子)＞c(OH-)＞c(H+) 如CH3COONa溶液中：c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+) （2）不同溶液中同一离子的浓度比较：要看溶液中其他离子对其影响

如在相同的物质的量浓度的以下五种溶液中：NH4Cl、NH4HSO4、(NH4)2SO4、(NH4)2CO3: C(NH4+)浓度最大的是(NH4)2SO4，最小的是NH4HSO4

（3）混合溶液中各离子浓度的比较：要综合分析，如电离、水解等

相同温度、浓度条件下：CH3COOH和NH3﹒H2O的电离程度大于CH3COO-和NH4+的水解程度，所以：

0.1 mol﹒L-1的CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中，溶液呈酸性： c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)

0.1 mol﹒L-1的NH3﹒H2O和NH4Cl混合溶液中，有： c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(NH3﹒H2O)＞c(OH-)＞c(H+) 第四单元 难容电解质的沉淀溶解平衡 一、沉淀溶解的平衡原理：

1、概念：在一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时，形成饱和溶液，就达到平衡状态，称为沉淀溶解平衡。

备注：（1）溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质。

44

（2）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。 （3）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4

（4）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。 （5）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。 2、沉淀溶解平衡的特征：

（1）动——沉淀溶解平衡是一种动态平衡； （2）等——v(沉淀)=v(溶解)

（3）定——平衡时，溶液中离子的浓度保持不变；

（4）变——当外界条件改变时，平衡将发生移动，达到新的平衡 3、影响沉淀溶解平衡的因素：

（1）内因：难容电解质本身的性质——主要决定因素。 （2）外因：

①浓度：加水，离子浓度减小，平衡向溶解方向移动。

②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。溶解多数为吸热，升温其溶解度增大；但Ca(OH)2

的溶解为放热，升温其溶解度减小。

③ 同离子效应：在溶液中含有与溶解平衡相同的离子，溶解平衡逆向移动，溶解度减小。如向NaCl溶液中通入HCl气体，则会有NaCl晶体析出。

④ 其他物质：向沉淀溶解平衡体系中加入可与体系中某离子反应的离子，可以生成更难溶的沉淀或更难电离的离子或气体是，平衡向溶解方向移动。 4、溶度积常数：

（1）概念：在一定温度下，难溶电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。其离子浓度的化学计量数次方的乘积为一个常数，称为溶度积常数，简称溶度积，用Ksp表示。

（2）表达式：AmBn(s) mA(aq)+nB(aq) KSP= [c(A)] ?[c(B)] （3）溶度积规则：

根据任意状态时的浓度商Qc与溶度积的大小，可以判断沉淀的生成与溶解：

Qc ＞ Ksp 有沉淀析出 Qc = Ksp 平衡状态，饱和溶液 Qc ＜ Ksp 未饱和，沉淀溶解

备注：（1）Ksp值的大小只与难溶电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关；

45

n+

m

m-nn+

m-

（2）Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。同类型的难溶电解质，在同温度下，Ksp越大，溶解度越大；不同类型的难溶电解质，应通过计算才能进行比较。 （4）溶度积与溶解度的关系： ① 已知溶度积求溶解度：

+-??? 以AgCl ???Ag(aq)+Cl(aq)为例，已知Ksp，则饱和溶液中：

c(Ag+)=c(Cl-)= 利用公式

Ksp,结合溶液体积即求出溶解的AgCl的质量，

Sm(溶质)，即可求出溶解度。 =100gm(溶剂)② 已经溶解度求溶度积：

已知溶解度S（因为溶液中溶解的电解质很少，所以溶液的密度可视为1g﹒cm3），则100g水即0.1L溶液中溶解的电解质的质量m为已知，则1L溶液中所含离子的物质的量可求出，利用公式Ksp=[ Ag+]﹒[Cl-]即可求出。 二、沉淀溶解平衡的应用： 1、沉淀的生成：

原理：若Qc ＞ Ksp ，难溶电解质的沉淀溶解平衡向左移动，就会生成沉淀。 应用：常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。常见方法有： （1）调节溶液的PH法：使杂质离子转化为氢氧化物沉淀。

如除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节PH至7～8： Fe + 3NH3﹒H2O===Fe（OH）3↓+ 3NH4

（2）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。 如用H2S沉淀Cu：Cu + H2S === CuS↓+ 2H2、沉淀生成先后顺序的分析：

对于同一类型的难溶电解质，在离子浓度相同或相近的情况下，溶解度较小的难溶电解质首先沉

淀析出。

如：将AgNO3溶液同时加入NaCl、NaBr、KI溶液中，由于AgCl、AgBr、AgI的Ksp逐渐减小，故首

先析出AgI沉淀，然后是AgBr，最后是AgCl。 3、沉淀的溶解：

原理：若Qc ＜ Ksp ，难溶电解质的沉淀溶解平衡向右移动，沉淀就会溶解。

（1）酸碱溶解法：加入酸或碱与溶解平衡体系中的相应离子反应，降低离子浓度，使平衡向溶解方向移动。

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2+

2+

+

3+

+

（2）盐溶解法：加入盐溶液，与沉淀溶解平衡体系中某种离子生成稳定的配合物，减小离子浓度使沉淀溶解。

如AgCl溶于氨水：AgCl+2 NH3﹒H2O ===[Ag(NH3)2] +Cl+2H2O （3）氧化还原法：通过氧化还原反应是平衡体系中的离子浓度降低。 如Ag2S溶于稀硝酸：3Ag2S+8H+8NO3 ===6Ag+ + 3SO4 +8NO↑+4H2O 3、沉淀的转化：

溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 更小 的。

如：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr（淡黄色） AgI （黄色） Ag2S（黑色） 沉淀转化的应用：

Na2CO3HCl（1）锅炉除水垢：CaSO4(s)????CaCO3(s)????Ca(aq)

2+

+

-2-+

-

???反应有：CaSO4+Na2CO3???CaCO3+Na2SO4，CaCO3+2HCl ==CaCl2+CO2?+H2O

（2）矿物转化：CuSO4溶液遇ZnS(闪锌矿)转化为CuS（铜蓝）： ZnS(s)+Cu(aq)===CuS(s)+Zn(aq) 三、生活中的沉淀溶解平衡实例：

1、医疗上用BaSO4而不用BaCO3作为内服造影剂“钡餐”：

胃酸会与BaCO3反应生成Ba，引起人体中毒。 2、误服可溶性钡餐造成中毒，可用Na2SO4溶液洗胃： 生成Ba SO4沉淀，随后导泻可使钡盐排出。 3、 石笋、钟乳石和石柱的形成：

先是石灰岩中的CaCO3与水及CO2反应转化为Ca(HCO3)2，存在平衡：

2+

2+

2+

???CaCO3+CO2+H2O???Ca(HCO3)2，溶有Ca(HCO3)2的水从溶洞顶滴落时，在水分蒸发、压

强减小、温度升高等条件下，CO2的溶解度减小导致平衡逆向逆向移动而析出CaCO3，逐渐形成这些奇迹。 4、 珊瑚的形成：

海洋中的珊瑚是珊瑚虫利用海水中的Ca2+和HCO3-形成的石灰石外壳：

??? Ca2+ + HCO3-???CaCO3+CO2+H2O，周围CO2减少，则珊瑚生长，否则珊瑚死亡。

5、 水垢的生成：

天然水中含有Ca(HCO3)2、Mg(HCO3)2、MgSO4、CaSO4、CaCl2、MgCl2等钙盐和镁盐。天然水煮沸时，可发生以下反应：

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??Ca(HCO3)2???CaCO3?+CO2?+H2O，Mg(HCO3)2???MgCO3?+CO2?+H2O

2+2-2-???生成的MgCO3在水中建立平衡：MgCO3???Mg + CO3，生成CO3的发生水解反应： ---???CO32-+H2O???HCO3+OH，水中OH浓度增大，生成Mg(OH)2沉淀。

所以，水垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)2。

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本文来源：https://www.bwwdw.com/article/rbx5.html