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考點(diǎn)35膠體

1．復(fù)習(xí)重點(diǎn)

1．掌握溶液、懸濁液、乳濁液、膠體的概念，區(qū)別及鑒別它們的方法；

2．掌握膠體的本質(zhì)特征及性質(zhì)；

3．了解Fe(OH)3、AgI、硅酸溶膠的制備方法；

4．掌握膠體的凝聚方法

2．難點(diǎn)聚焦

（一）分散系的概念、種類

1、分散系：由一種物質(zhì)（或幾種物質(zhì)）以粒子形式分散到另一種物質(zhì)里所形成的混合物。分散系中分散成粒子的物質(zhì)叫做分散質(zhì)；另一種物質(zhì)叫分散劑。

 

2、分散系的種類及其比較：

根據(jù)分散質(zhì)微粒的大小，分散系可分為溶液、膠體和濁液（懸濁液和乳濁液）。由于其分散質(zhì)微粒的大小不同，從而導(dǎo)致某些性質(zhì)的差異。現(xiàn)將它們的比較如下：

 

          分散系

溶液

膠體

懸濁液、乳濁液

微粒直徑

小于1nm

1nm―100nm

大于100nm

外觀

均一透明

多數(shù)均一透明

不均一、不透明

分散質(zhì)微粒組成

單個(gè)分子或離子

許多離子、分子的集合體，或高分子

巨大數(shù)量分子或離子的集合體

能否透過(guò)濾紙

能

能

懸濁液不能

能否透過(guò)半透膜

能

不能

不能

實(shí)例

食鹽水，碘酒

Fe(OH)3膠體、淀粉膠體

泥水、牛奶

 

試題詳情

考點(diǎn)34酸堿中和滴定

1．復(fù)習(xí)重點(diǎn)

1、  理解中和滴定的基本原理

2、  掌握滴定的正確步驟，了解所用儀器的結(jié)構(gòu)（兩種滴定管）。

3、  理解指示劑的選用原則和終點(diǎn)顏色變化判定。

4、  學(xué)會(huì)誤差分析及成因

2．難點(diǎn)聚焦

試題詳情

考點(diǎn)33鹽類的水解

1．復(fù)習(xí)重點(diǎn)

1．鹽類的水解原理及其應(yīng)用

2．溶液中微粒間的相互關(guān)系及守恒原理

2．難點(diǎn)聚焦

（一）   鹽的水解實(shí)質(zhì)

  H2O     H++OH―

 

AB==  Bn―  +  An+

 

      HB（n―1）―  A(OH)n

當(dāng)鹽AB能電離出弱酸陰離子（Bn―）或弱堿陽(yáng)離子（An+），即可與水電離出的H+或OH―結(jié)合成電解質(zhì)分子，從而促進(jìn)水進(jìn)一步電離.

   與中和反應(yīng)的關(guān)系：

鹽+水             酸+堿（兩者至少有一為弱）

     

由此可知，鹽的水解為中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，但一般認(rèn)為中和反應(yīng)程度大，大多認(rèn)為是完全以應(yīng)，但鹽類的水解程度小得多，故為萬(wàn)逆反應(yīng)，真正發(fā)生水解的離子僅占極小比例。

（二）水解規(guī)律

簡(jiǎn)述為：有弱才水解，無(wú)弱不水解

                越弱越水解，弱弱都水解

                誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，等強(qiáng)顯中性

   具體為：

    1．正鹽溶液

①?gòu)?qiáng)酸弱堿鹽呈酸性

②強(qiáng)堿弱酸鹽呈堿性

③強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽呈中性

④弱酸堿鹽不一定

如 NH4CN             CH3CO2NH4         NH4F

   堿性                   中性            酸性

 

取決于弱酸弱堿 相對(duì)強(qiáng)弱

  2．酸式鹽

①若只有電離而無(wú)水解，則呈酸性（如NaHSO4）

②若既有電離又有水解，取決于兩者相對(duì)大小

   電離程度＞水解程度，呈酸性

電離程度＜水解程度，呈堿性

強(qiáng)堿弱酸式鹽的電離和水解.

a)       以HmAn―表示弱酸酸式鹽陰離子的電離和水解平衡.

  

 Hm+1A(n―1)―+OH―       HmAn―1  +  H2O      Hm―1A(n+1)―+ H+

 

                抑制水解             抑制電離

    增大[OH―]  促進(jìn)電離              促進(jìn)水離  [H+]增大

                          僅能存在于一定pH值范圍

如H3PO4及其三種陰離子隨溶液pH變化可相互轉(zhuǎn)化：

     pH值增大

 H3PO4   H2PO4―   HPO42―    PO43―

pH減小

③常見(jiàn)酸式鹽溶液的酸堿性

堿性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS.

酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4

（三）影響水解的因素

內(nèi)因：鹽的本性.

外因：濃度、濕度、溶液堿性的變化

（1）溫度不變，濃度越小，水解程度越大.

（2）濃度不變，濕度越高，水解程度 越大.

（3）改變?nèi)芤旱膒H值，可抑制或促進(jìn)水解。

（四）比較外因?qū)θ蹼娊赓|(zhì)電離和鹽水解的影響.

     HA    H++A――Q       A―+H2O       HA+OH――Q

溫度（T）T↑→α↑       T↑→h↑

加水    平衡正移，α↑    促進(jìn)水解，h↑

增大[H+] 抑制電離，α↑    促進(jìn)水解，h↑

增大[OH―]促進(jìn)電離，α↑   抑制水解，h↑

增大[A―]  抑制電離，α↑   水解程度，h↑

注：α―電離程度       h―水解程度

思考：①弱酸的電離和弱酸根離子的水解互為可逆嗎？

②在CH3COOH和CH3COONO2的溶液中分別加入少量冰醋酸，對(duì)CH3COOH電離程度 和CH3COO―水解程度各有何影響？

   （五）鹽類水解原理的應(yīng)用

   1．判斷或解釋鹽溶液的酸堿性 

  例如：①正鹽KX、KY、KZ的溶液物質(zhì)的量濃度相同，其pH值分別為7、8、9，則HX、HY、HZ的酸性強(qiáng)弱的順序是________________

②相同條件下，測(cè)得①NaHCO3 ②CH3COONa ③NaAlO2三種溶液的pH值相同。那實(shí)驗(yàn)么它們的物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是_______________.

因?yàn)殡婋x程度CH3COOH＞HAlO2所以水解程度NaAlO2＞NaHCO3＞CH3COON2在相同條件下，要使三種溶液pH值相同，只有濃度②＞①＞③

2．分析鹽溶液中微粒種類.

例如 Na­2S和NaHS溶液溶液含有的微粒種類相同，它們是Na+、S2―、HS―、H2S、OH―、H+、H2O，但微粒濃度大小關(guān)系不同.

3．比較鹽溶液中離子濃度間的大小關(guān)系.

（1）一種鹽溶液中各種離子濃度相對(duì)大小

①當(dāng)鹽中陰、陽(yáng)離子等價(jià)時(shí)

[不水解離子] ＞[水解的離子] ＞[水解后呈某性的離子（如H+或OH―）] ＞[顯性對(duì)應(yīng)離子如OH―或H+]

實(shí)例：aCH3COONa. bNH4Cl

a.[Na+]＞[CH3COO―] ＞[OH―] ＞[H+]

b.[Cl―] ＞[NH4+]＞[OH―]

②當(dāng)鹽中陰、陽(yáng)離子不等價(jià)時(shí)。

要考慮是否水解，水解分幾步，如多元弱酸根的水解，則是“幾價(jià)分幾步，為主第一步”，實(shí)例Na2S水解分二步

S2―+H2O       HS―+OH―（主要）

HS―+H2O      H2S+OH―（次要）

各種離子濃度大小順序?yàn)椋?/p>

[Na+]＞[S2―] ＞[OH―] ＞[HS―] ＞[H+]

（2）兩種電解質(zhì)溶液混合后各種離子濃度的相對(duì)大小.

①若酸與堿恰好完全以應(yīng)，則相當(dāng)于一種鹽溶液.

②若酸與堿反應(yīng)后尚有弱酸或弱堿剩余，則一般弱電解質(zhì)的電離程度＞鹽的水解程度.

4．溶液中各種微粒濃度之間的關(guān)系

以Na2S水溶液為例來(lái)研究

（1）寫(xiě)出溶液中的各種微粒

陽(yáng)離子：Na+、H+

陰離子：S2―、HS―、OH―

（2）利用守恒原理列出相關(guān)方程.

10電荷守恒：

[Na+]+[H+]=2[S2―]+[HS―]+[OH―]

20物料守恒：

Na2S=2Na++S2―

若S2―已發(fā)生部分水解，S原子以三種微粒存在于溶液中。[S2―]、[HS―]，根據(jù)S原子守恒及Na+的關(guān)系可得.

[Na+]=2[S2―]+2[HS―]+2[H2S]

30質(zhì)子守恒

H2O      H++OH―

由H2O電離出的[H+]=[OH―]，水電離出的H+部分被S2―結(jié)合成為HS―、H2S，根據(jù)H+（質(zhì)子）守恒，可得方程：

[OH―]=[H+]+[HS―]+2[H2S]

想一想：若將Na2S改為NaHS溶液，三大守恒的關(guān)系式與Na2S對(duì)應(yīng)的是否相同？為什么？

提示：由于兩種溶液中微粒種類相同，所以陰、陽(yáng)離子間的電荷守恒方程及質(zhì)子守恒是一致的。但物料守恒方程不同，這與其鹽的組成有關(guān)，若NaHS只考慮鹽本身的電離而不考慮HS―的進(jìn)一步電離和水解，則[Na+]=[HS―]，但不考慮是不合理的。正確的關(guān)系為[Na+]=[HS―]+[S2―]+[H2S]

小結(jié)：溶液中的幾個(gè)守恒關(guān)系

（1）電荷守恒：電解質(zhì)溶液呈電中性，即所有陽(yáng)離子所帶的正電荷總數(shù)與所有陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)代數(shù)和為零。

（2）物料守恒（原子守恒）：即某種原子在變化過(guò)程（水解、電離）中數(shù)目不變。

（3）質(zhì)子守恒：即在純水中加入電解質(zhì)，最后溶液中[H+]與其它微粒濃度之間的關(guān)系式（由電荷守恒及質(zhì)子守恒推出）

練一練！

寫(xiě)出0.1mol/L Na2CO3溶液中微粒向后三天守恒關(guān)系式。

試題詳情

考點(diǎn)32水的電離和溶液的PH

1．復(fù)習(xí)重點(diǎn)

1．通過(guò)對(duì)水的電離、離子積、pH定義等重要知識(shí)和方法遷移應(yīng)用的練習(xí)，提高認(rèn)知能力；

2．靈活解答水的電離平衡的相關(guān)問(wèn)題；

3．掌握混合溶液pH計(jì)算的方法，并能運(yùn)用數(shù)學(xué)工具解決一些有關(guān)pH計(jì)算的綜合問(wèn)題

4．培養(yǎng)學(xué)習(xí)過(guò)程中探究、總結(jié)的習(xí)慣。

2．難點(diǎn)聚焦

（一）溶液的酸堿性及pH的值

   溶液呈的酸堿性何性，取決于溶液中[H+]、[OH―]的相對(duì)大小：pH值的大小取決于溶液中的[H+]大小

pH=－lg[H+]，pOH=－lgKw=pKw

溶液酸堿性

[H+]與[OH―]關(guān)系

任意濕度

室溫（mol/L）

pH值（室溫）

酸性

[H+]＞[OH―]

[H+]＞1×10―7

＜7

中性

[H+]=[OH―]

[H+]=[OH―]=1×10―7

=7

堿性

[H+]＜[OH―]

[H+]＞1×與10―7

＞7

（1）酸性越強(qiáng)，pH值越小，堿性越強(qiáng)，pH值越大，pH值減小一個(gè)單位，[H+]就增大到原來(lái)的10倍，pH值減小n個(gè)單位，[H+]的增大到原來(lái)的10n倍.

（2）任意水溶液中[H+]≠0，但pH可為0，此時(shí)[H+]=1mol/L，一般[H+]＞1mol/L時(shí)，pH＜0，故直接用[H+]表示.

（3）判斷溶液呈中性的依據(jù)為：[H0]= [OH―]或pH=pOH=pKw

只有當(dāng)室溫時(shí)，Kw=1×10―14

                  [H+]=[OH―]=10―7mol/L

溶液呈中性

pH=pOH=pKw=7

   分析  原因：H2O      H++OH－Q

   由于水的電離是吸熱的，濕度越高，電離程度越大，kw越大.

   中性：pH=pOH=pKw

Tㄊ→Kwㄊ→pH+pOHㄋ

Tㄋ→Kwㄋ→pH=pOHㄊ

    如：100℃，KW=1×10―12.. pKw=12.

中性時(shí)Ph=pKw=6＜7.

 圖示：不同濕度（T1＞T2）時(shí)溶液中[H+]與[OH―]，pH與pOH關(guān)系

 

 

 

 

 

 

 

                 

                  圖一                             圖二

 想一想：圖一與圖二有哪些不同？為何不同？

提示：（①形狀 ②T1、T2相對(duì)位置）

  ③簡(jiǎn)平分錢劃分的兩個(gè)區(qū)域酸堿性不同。建議以[H+]、[OH―]=Kw，和pH+pOH=pKw兩個(gè)關(guān)系或考慮，并注意濕度不同時(shí)Kw的影響。）

  （4）溶液pH的測(cè)定方法：

  ①酸堿指示劑  ②pH試紙  ③pH計(jì)其中①只傳判定pH范圍

  ②pH試紙也只能確定在某個(gè)值左右（對(duì)照標(biāo)準(zhǔn)比色卡），無(wú)法精確到小數(shù)點(diǎn)后1倍。另外使用時(shí)不能預(yù)先潤(rùn)濕試紙。否則相當(dāng)于又稀釋了待測(cè)液，測(cè)定結(jié)果誤差大。

  ③pH計(jì)測(cè)定較精確.

  （二）酸堿溶液的稀釋前后pH值的變化。

  由于強(qiáng)酸或強(qiáng)堿在水中完全電離，加水稀釋后不會(huì)有溶質(zhì)進(jìn)一步電離，故僅僅是體積增大的因素導(dǎo)致酸溶液中的[H+]或堿溶液中的[OH―]減小.

   弱酸或弱堿由于在水中不完全電離，加水稀釋同時(shí)，能促使其分子進(jìn)一步電離，故導(dǎo)致相應(yīng)[H+]或[OH―]減小的幅度降低。

  例如  ①等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸，氫氧化鈉和氨水分別加水稀釋。溶液的pH值變化，圖示如下：

  

 

 

 

 

 

 

 

   ②若把上述問(wèn)題，換成等pH值，圖示又怎樣呢？

              

 

 

 

 

 

 

 

 

 

          強(qiáng)酸弱酸稀釋                        強(qiáng)、弱堿稀釋

          前后                   前后

pH=a   pH(HCl)=a+n＜7                pH=b   Ph(NaOH)=b－n＞7

pH(HAC)＜a+n＜7                       pH(NH3?H2C)＞b－n＞7

△pH(HCl)=n                           △pH(NaOH)=n

△pH(HAC)＜n                          △pH(NH3?H2O)＜n

△pH(HCl)＞△pH(HAC)                   △pH(NaOH)＞△pH(NH3?H2O)

  注意：

  ①酸無(wú)論怎樣稀釋，不可能成為堿性；若無(wú)限稀釋，則pH只能無(wú)限接近7且小于7.

②堿無(wú)論怎樣稀釋，不可能成為酸性；若無(wú)限稀釋，則pH只能無(wú)限接近7且大于7

③當(dāng)起始強(qiáng)酸、弱酸的pH相同，稀釋后為達(dá)仍相同，則稀釋倍數(shù)一定是弱酸大小強(qiáng)酸（強(qiáng)堿、弱堿類同）

（三）有關(guān)pH的計(jì)算

 1．溶液簡(jiǎn)單混合（不發(fā)生反應(yīng)，忽略混合時(shí)體積變化）

                            強(qiáng)酸：pH=pH小+0.3

 若等體積混合，且△pH≥2   

                            強(qiáng)堿：pH=pH大－0.3

 若不等體積混合，物質(zhì)的量濃度    強(qiáng)酸[H+]總=

 分別為M1、M2體積分別為        強(qiáng)堿[OH―]總=

 V1、V2的一元強(qiáng)酸或強(qiáng)堿

注意：強(qiáng)酸直接由[H+]總求pH值

     強(qiáng)堿由[OH―]總求pOH，后再求pH值.

2．強(qiáng)酸和強(qiáng)堿混合（發(fā)生中和反應(yīng)，忽略體積變化）可能情況有三種：

①若酸和堿恰好中和. 即nH+=nOH―，pH=7.

②若酸過(guò)量，求出過(guò)量的[H+]，再求pH值.

③若堿過(guò)量，求出過(guò)量的[OH―]，求出pOH后求pH值.

特例：若強(qiáng)酸與強(qiáng)堿等體積混合

①若pH酸+pH堿=14，則完全中和pH=7.

②若pH酸+pH堿＞14，則堿過(guò)量pH≈pH堿－0.3

③若pH酸+pH堿＜14，則酸過(guò)量pH≈pH酸+0.3

討論：

pH=a的HCl溶液和pH=b的NaOH溶液按體積比V1 ：V2混合.當(dāng)混合液分別呈中性、酸性、堿性時(shí)，且V1 ：V2=10n時(shí)，a+b分別為多少？

分析             ①呈中性：即pH=7.

                   nH+=nOH―

                    10―a?V1=10―（14－b）?V2

                    V1 ：V2=10―14+a+b

                               10n=10a+b－14

                     n=a+b－14

                     a+b=14+n

                  ②若呈酸性. 即pH＜7

                   nH+＞nOH―

                   10―a?V1＞10―（14－b）?V2

                    V1 ：V2＞10―14+a+b

                               10n＞10－14+ a+b

                       a+b＜14+n　

　　　　　　　　　③若呈堿性，即pH＞7，同理可知

                      a+b＞14+n

 想一想：若V1 ：V2=1 ：10n=10―n，三種情況的結(jié)果又如何呢？

 3．關(guān)于酸、堿混合時(shí)的定性判斷（常溫）

 酸與堿混合時(shí)發(fā)生中和反應(yīng)，但不一定恰好完呈中和。即使恰好完全中和，也不一定溶液呈中性，由生成的鹽能否水解及水解情況而定，另外酸堿的強(qiáng)弱不同，提供反應(yīng)物的量不同也影響著反應(yīng)后溶液的性質(zhì)。一般酸或堿過(guò)量化生成的鹽水解對(duì)溶液的酸堿性影響大。

 下面把常見(jiàn)的幾種情況分列出來(lái).

 ①等物質(zhì)的量濃度的一元弱酸一元強(qiáng)堿溶液等體積混合溶液pH＞7（由生成的強(qiáng)堿弱酸鹽水解決定）

②等物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸與一元弱堿溶液等體積混合后溶液pH＜7（由生成的強(qiáng)酸弱堿鹽水解決定）

③等物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液等體積混合后溶液pH=7（因生成強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解）

想一想：若酸或堿之一是多元，情況又怎樣？

④當(dāng)pH=pOH的強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液以等體積混合后pH=7（與酸、堿的幾元性無(wú)尖）

⑤當(dāng)pH=3的某一元酸溶液與pH=11的一元強(qiáng)堿以等體積混合后pH≤7。（考慮酸有強(qiáng)弱之分，若分弱酸，制反應(yīng)后酸過(guò)量）

⑥當(dāng)pH=3的某一元強(qiáng)酸pH=11的一元堿溶液的以等體積混合后pH≥7（同理⑤，弱堿過(guò)量）

⑦將pH=3的酸溶液和pH=11的堿溶液以等體積混合后溶液pH=無(wú)法確定.

再想一想：⑤⑥⑦與酸、堿的幾元性有無(wú)關(guān)系？

 

 

3．例題精講

知識(shí)點(diǎn)一：水的電離

【例1】（1）與純水的電離相似，液氨中也存在著微弱的電離：2NH3  NH4++NH2-

據(jù)此判斷以下敘述中錯(cuò)誤的是                                                                 （    ）

              A．液氨中含有NH3、NH4+、NH2-等微粒

B．一定溫度下液氨中C(NH4+)?C(NH2-)是一個(gè)常數(shù)

C．液氨的電離達(dá)到平衡時(shí)C(NH3) = C(NH4+) = C(NH2-)

D．只要不加入其他物質(zhì)，液氨中C(NH4+) = C(NH2-)

        （2）完成下列反應(yīng)方程式

①在液氨中投入一小塊金屬鈉，放出氣體――――――――――――――――――――――――――――

②NaNH2溶于水的反應(yīng)――――――――――――――――――――――――――――――――――

③類似于“H++OH―=H2O”的反應(yīng)――――――――――――――――――――――――――――

解析：此題要求掌握水自偶的實(shí)質(zhì)(水分子電離產(chǎn)生的H+與H2O結(jié)合形成H3O+)以及水的電離平衡,并能遷移應(yīng)用于對(duì)于NH3電離的認(rèn)識(shí)：NH3分子電離產(chǎn)生H+和NH2―,H+與NH3結(jié)合生成NH4+，液氨電離產(chǎn)生等量的NH2―與NH4+，一定溫度下離子濃度乘積為一常數(shù)；NH4+類似于H+，NH2―類似于OH―。具備上述知識(shí)后，就可順利完成解題。

答案：（1）C

     （2）①2Na+2NH3=H2↑+2NaNH2

②NaNH2+H2O=NaOH+NH3↑或NH2―+H2O=OH―+NH3↑

③NH2―+NH4+ =2NH3↑或NH4Cl+NaNH2=2NH3↑+NaCl

知識(shí)點(diǎn)二：水的離子積

【例2】某溫度下純水中C(H+) = 2×10-7 mol/L，則此時(shí)溶液中的C(OH-) = ___________。

若溫度不變，滴入稀鹽酸使C(H+) = 5×10-6 mol/L，則此時(shí)溶液中的C(OH-) = ___________。

解析：由水電離產(chǎn)生的H+與OH-量始終相等，知純水中C(H+) = C(OH-)。根據(jù)純水中C(H+) 與C(OH-)可求出此溫度下水的Kw的值，由Kw的性質(zhì)（只與溫度有關(guān)，與離子濃度無(wú)關(guān)），若溫度不變，稀鹽酸中Kw仍為此值，利用此值可求出鹽酸中的C(OH-)。

 答案：純水中 C(OH-) = C(H+) = 2×10-7 mol/L

                             Kw = C(H+)?C(OH-) = 2×10-7×2×10-7 = 4×10-14

               稀鹽酸中 C(OH-) = Kw / C(H+) = (4×10-14) / (5×10-6) = 8×10-9 mol/L

  【例3】 .難溶化合物的飽和溶液存在著溶解平衡，例如：
AgCl(s) Ag++Cl―,Ag2CrO4(s) 2Ag++CrO42―,在一定溫度下，難溶化合物飽和溶液離子濃度的乘積為一常數(shù)，這個(gè)常數(shù)用Ksp表示。
     已知：Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl-]=1.8×10-10
         Ksp(Ag2CrO4)=[Ag+]2[CrO42-]=1.9×10-12
     現(xiàn)有0.001摩/升AgNO3溶液滴定0.001摩/升KCl和0.001摩/升的K2CrO4的混和溶液，試通過(guò)計(jì)算回答：
     (1)Cl-和CrO42-中哪種先沉淀?

(2)當(dāng)CrO42-以Ag2CrO4形式沉淀時(shí)，溶液中的Cl-離子濃度是多少? CrO42-與Cl-能否達(dá)到有效的分離?(設(shè)當(dāng)一種離子開(kāi)始沉淀時(shí)，另一種離子濃度小于10-5mol/L時(shí)，則認(rèn)為可以達(dá)到有效分離)

解析：（1）當(dāng)溶液中某物質(zhì)離子濃度的乘積大于Ksp時(shí)，會(huì)形成沉淀。幾種離子共同沉淀某種離子時(shí)，根據(jù)各離子積計(jì)算出所需的離子濃度越小越容易沉淀。（2）由Ag2CrO4沉淀時(shí)所需Ag+濃度求出此時(shí)溶液中Cl―的濃度可判斷是否達(dá)到有效分離。

解答：（1）AgCl飽和所需 Ag+濃度[Ag+]1=1.8×10-7摩/升
        Ag2CrO4飽和所需Ag+濃度[Ag+]2==4.36×10-5摩/升
         [Ag+]1<[Ag+]2，Cl-先沉淀。
        （2） Ag2CrO4開(kāi)始沉淀時(shí)[Cl-]==4.13×10-6<10-5，所以能有效地分離。

知識(shí)點(diǎn)三：水的電離平衡的移動(dòng)

  【例4】 ：某溶液中由水電離出來(lái)的C(OH―)=10-12mol/L，則該溶液中的溶質(zhì)不可能是（   ）

A、HCl    B、NaOH    C、NH4Cl     D、H2SO4

解析：由水電離反應(yīng)式知：此溶液水電離產(chǎn)生的C(H+)=C(OH―) =10-12mol/L，若溶液中的H+全部來(lái)自水的電離，則此溶液顯堿性，是因溶有堿類物質(zhì)所致，若溶液中的H+不僅為水電離所產(chǎn)生，則此溶液顯酸性，為酸性物質(zhì)電離所致。NH4Cl不可能電離產(chǎn)生H+。

解答：C

下列兩題為上題的變式，分析一下變?cè)诤翁帲拷忸}方法、思路與上題是否一樣？差異何在？

（1）室溫下，在純水中加入某物質(zhì)后，測(cè)得溶液中由水電離產(chǎn)生的C(H+)=10-12mol/L，則加入的物質(zhì)可能是（假設(shè)常溫下碳酸、氫硫酸的第一步電離度為0.1%）        （   ）

A、通入CO2    B、通入H2S    C、通入NH3    D、加入NaHSO4

（2）某溶液中水電離產(chǎn)生的C(H+)=10-3mol/L，,該溶液中溶質(zhì)可能是（   ）

  ①Al2(SO4)3 ②NaOH ③NH4Cl ④NaHSO4

A、①②  B、①③  C、②③  D、①④

【例5】能促進(jìn)水的電離，并使溶液中C(H+)>C(OH―)的操作是       （    ）

（1）將水加熱煮沸 （2）向水中投入一小塊金屬鈉 （3）向水中通CO2 （4）向水中通NH3 （5）向水中加入明礬晶體 （6）向水中加入NaHCO3固體 （7）向水中加NaHSO4固體

A、（1）（3）（6）（7）  B、（1）（3）（6）  C、（5）（7）   D、（5）

解析：本題主要考查外界條件對(duì)水的電離平衡的影響，請(qǐng)按如下思路完成本題的解：本題涉及到哪些條件對(duì)水的電離平衡的影響？各自對(duì)水的電離平衡如何影響？結(jié)果任何（C(H+)與C(OH―)相對(duì)大小）？歸納酸、堿、鹽對(duì)水的電離平衡的影響。

解答： D

知識(shí)點(diǎn)四：pH的定義方法

【例6】、下列溶液，一定呈中性的是                    （    ）

A.由等體積、等物質(zhì)的量濃度的一元酸跟氫氧化鈉溶液混合后所形成的溶液

B.[H+]=1×10-7mol?L-1的溶液   

C.pH=14-pOH 的溶液 

D.pH=pOH 的溶液                                （2000年化學(xué)試測(cè)題）                   

解析：此題要求將教材中定義pH方法遷移應(yīng)用于表示pOH以及pH與pOH的關(guān)系，根據(jù)pH的定義方法，可定義pOH= ?lgC(OH?)，將室溫下水的離子積的表達(dá)式C(H+)×C(OH―)=10?14兩邊取負(fù)對(duì)數(shù)，?lgC(H+)?lgC(OH?)= ?lg10?14，整理得pH+pOH=14。應(yīng)用所得關(guān)系式分析可得答案。

解答：D

點(diǎn)評(píng)：pOH= ?lgC(OH?)、pH+pOH=14兩個(gè)關(guān)系式及其應(yīng)用均不在教學(xué)大綱和考綱范圍內(nèi)，我們不一定要掌握，但將教材中的知識(shí)、方法加以遷移應(yīng)用，進(jìn)行探究發(fā)現(xiàn)是教學(xué)大綱和考綱提出的能力要求。此題作為全國(guó)高考化學(xué)測(cè)試題具有重要的指導(dǎo)意義，值得大家認(rèn)真去領(lǐng)悟，在隨后的2001年上海高考題以及2002年全國(guó)理科綜合高考題中又出現(xiàn)了類似的題目。

為更好地表示溶液的酸堿性，科學(xué) 家提出了酸度（AG）的概念，AG＝，則下列敘述正確的是

A  中性溶液的AG＝0

B  酸性溶液的AG＜0

C  常溫下0.lmol/L氫氧化鈉溶液的AG＝12

D  常溫下0.lmol/L鹽酸溶液的AG＝12( 2001年上海)

有人曾建議用AG表示溶液的酸度（acidity arede），AG的定義為AG＝lg（[H＋]/[OH－]）。下列表述正確的是

A  在25℃時(shí)，若溶液呈中性，則pH＝7，AG＝1

B  在25℃時(shí)，若溶液呈酸性，則pH＜7，AG＜0

C  在25℃時(shí)，若溶液呈堿性，則pH＞7，AG＞0

D  在25℃時(shí)，溶液的pH與AG的換算公式為AG＝2(7－pH)   (2002理科綜合)

知識(shí)點(diǎn)五：溶液pH的計(jì)算

【例7】室溫下將n體積pH=10和m體積pH=13兩種NaOH溶液混合得pH=12的NaOH溶液，則n：m=――――――――――――――

解析：此題是關(guān)于兩種不反應(yīng)的溶液混合后溶液pH值的計(jì)算，根據(jù)混合前后溶質(zhì)(NaOH)量守恒，列式求解

解答：pH=10  C(H+)=10-10mol/L  C(OH―) =10-4mol/L

      pH=13  C(H+)=10-13mol/L  C(OH―) =10-1mol/L

      pH=12  C(H+)=10-12mol/L  C(OH―) =10-2mol/L

      10-4?n + 10-1?m = (n+m) ×10-2

             n ：m = 100 ：11

規(guī)律：    有關(guān)混合溶液的pH計(jì)算，題設(shè)條件可千變?nèi)f化，正向、逆向思維，數(shù)字與字母交替出現(xiàn)，但基本題型只有兩種：（1）混合后不反應(yīng)，（2）混合后反應(yīng)。對(duì)于溶液的稀釋，可將水作為濃度為0的溶液，仍屬混合后不反應(yīng)一類，這一類混合溶液的pH應(yīng)介于兩種溶液的pH之間，因而酸、堿溶液無(wú)論加多少水稀釋，其最終pH均不可能等于純水的pH（即常溫不可能為7）。

          混合溶液pH的計(jì)算方法也很簡(jiǎn)單，即設(shè)法求出混合溶液的C(H+)，若是溶液顯堿性，則必須先求出溶液的C(OH―)，然后再換算為C(H+)或按OH―量守恒列式求解。

【例8】25ºC，若10體積的某強(qiáng)堿溶液與1體積的某強(qiáng)酸溶液混合后，溶液呈中性，則混合之前，該堿的pH與強(qiáng)酸的pH之間該滿足的關(guān)系是_______________________

分析：由題意知，本題為酸、堿混合后完全中和，根據(jù)中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)可知，酸中n(H+)與堿中n(OH-)相等，故有C(H+)酸V酸 == C(OH-)堿V堿，由此關(guān)系列式可求得結(jié)果。

解答：設(shè)酸的pH為a，C(H+)酸=10-a，堿的pH為b，C(OH-)堿=10-14 / 10-b=10- (14 - b)

因?yàn)榛旌虾笕芤撼手行裕訡(H+)酸V酸 == C(OH-)堿V堿

    10-a ×V = 10 - (14 - b) ×10V = 10 - (13 - b) ×V       

10-a = 10 - (13 - b)

兩邊取負(fù)對(duì)數(shù)：-lg10-a = -lg10 - (13 - b)，a=13-b      a+b=13

即酸的pH與堿的pH之和為13

點(diǎn)評(píng)：上面解法盡管可順利地得出本題的解，但題中的酸堿體積比可以任意變換，則每一變換都得重新求解，這就啟發(fā)我們能否找出酸、堿pH與兩者體積比之間的關(guān)系呢？同時(shí)若混合后不顯中性其關(guān)系又會(huì)怎樣呢？

將上面的解改為：

C(H+)酸V酸 == C(OH-)堿V堿

10-a ×V酸 = 10 - (14 - b) ×V堿

10-a?10-b=10-14?（V堿 / V酸）

兩邊取負(fù)對(duì)數(shù)得：a+b=14?lg（V堿 / V酸）

若混合后溶液顯酸性――――――――――――――――――――――――：

若混合后溶液顯堿性―――――――――――――――――――――――――：

同學(xué)們?cè)趯W(xué)習(xí)中要善于總結(jié)、積累，把自己積累的經(jīng)驗(yàn)、成果用于指導(dǎo)自己的學(xué)習(xí)。例如掌握了上述關(guān)系后，解下列題目就很輕松。

在20℃時(shí)，有PH值為x（x£6）的鹽酸和PH值為y（y³8）的NaOH溶液，取Vx升該鹽酸同該NaOH溶液中和，需Vy升NaOH溶液
     （1）若x+y=14時(shí)，則=       
     （2）若x+y=13時(shí)，則=        
     （3）若x+y>14時(shí)，則=          （表達(dá)式），且Vx    Vy（填<、>或=）
 

4．實(shí)戰(zhàn)演練

一 選擇題 

1.水是一種極弱的電解質(zhì),在室溫下平均每n個(gè)水分子只有一個(gè)水分子能電離，則n是                                                  （   ）

A.1×10-4    B. 55.6×107            C. 1×107                D. 6.02×1021

2．將1mol?L-1H2SO4溶液100mL與質(zhì)量分?jǐn)?shù)為10%的NaOH溶液50g混合均勻后，滴入甲基橙指示劑，此時(shí)溶液的顏色是                                           （    ）

A．淺紫色     B．黃色      C．紅色    D．無(wú)色

3.pH定義為pH=-lg｛c(H＋)｝，pOH定義為pOH=-lg｛c(OH-)｝，Kw表示25℃時(shí)水的離子積常數(shù)，則弱酸性溶液中的c(H＋)可表示為                                    (     )

A、Kw/pOH   mol/L         B、10pOH-14  mol/L      

C、10 14-pOH   mol/L         D、10-pOH   mol/L

4．能使水的電離平衡正向移動(dòng)，而且所得溶液呈酸性的是                    （     ）

A．將水加熱到100℃時(shí)，水的pH=6       B．向水中滴加少量稀硫酸

C．向水中滴加少量NaHCO3            D．向水中加入少量明礬晶體

5. 常溫下某溶液中水電離出的C(H+) = 1×10-13 mol/L，則下列說(shuō)法中正確的是   （     ）

A．該溶液一定呈酸性                                 B．該溶液一定呈堿性

C．該溶液中一定有C(OH-) = 0.1mol/L     D．該溶液的pH值為1或13

6．25℃時(shí)，在水電離出的C(H+)=1×10-5摩/升的溶液中，一定能大量共存的是     (     )
        A.Al3+、NH4+、SO42-、Cl-        B. Mg2+、K+、SO42-、HCO3-
        C.K+、Na+、Cl-、SO42-             D.Ba2+、Cl-、Na+、PO43-

7.有①、②、③三瓶體積相等，濃度都是1mol/L的HCl溶液，將①加熱蒸發(fā)至體積減小一半，在②中加入CH3COONa固體(加入后溶液仍呈酸性)，③不作改變，然后以酚 酞作指示劑，用溶液滴定上述三種溶液，消耗的NaOH溶液的體積是                 (     )

A、①=③>②    B、③>②>①   C、①=②=③   D、①<②=③

8．NH4Cl溶于重水(D2O)生成一水合氨和水合離子的化學(xué)式為                  （     ）

A、NH3?D2O和HD2O+      B、NH3?HDO和D3O+

C、NH2D?D2O和DH2O+     D、NH2D?HDO和D3O+

 9.室溫時(shí)，pH=10的氨水和Na2CO3溶液中，水電離產(chǎn)生的C(H+)前者與后者之比 （     ）

A．1∶1   B．10¯10∶10¯4     C．10¯4∶10¯10    D10¯10∶10¯7

10.25℃，向VmLpH = a的NaOH溶液中滴加pH = b的鹽酸10VmL時(shí)，溶液中Cl―的物質(zhì)的量恰好等于加入Na+的物質(zhì)的量，則此時(shí)（a+b）的值為                      (     ）

A、13   B、14    C、15    D、無(wú)法判斷

11．在醫(yī)院中，為酸中毒病人輸液不應(yīng)采用                                   （     ）

A  0.9％氯化鈉溶液        B  0.9％氯化銨溶液

C 1.25％碳酸氫鈉溶液     D 5％葡萄糖溶液       

12.若室溫時(shí)PH=a的氨水與PH=b的鹽酸等體積混和，恰好完全反應(yīng)，則該氨水的電離度可表示為                                                          (     ) A.10(a+b-12)%            B.10(a+b-14)%          C.10(12-a-b)%           D.10(14-a-b)%

13.把40毫升Ba(OH)2溶液加入到120毫升鹽酸中，所得的溶液的PH值為2。如果混和前Ba(OH)2和鹽酸兩種溶液PH值之和為14，則鹽酸的物質(zhì)的量濃度接近于          (     )

    A.0.015摩/升      B.0.02摩/升      C.0.03摩/升      D.0.04摩/升

14．已知NaHSO4在水中的電離方程式為NaHSO4 =Na+ +H+ + SO42―。某溫度下，向pH=6的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測(cè)得溶液pH為2，對(duì)于該溶液，下列敘述不正確的是                                                              （     ）

A、該溫度高于25℃

B、水電離出來(lái)的c (H+)=1.0×10-10 mol/L

C、c (H+)= c (OH―)+C(SO42―)

D、該溫度下加入等體積pH值為12的NaOH溶液可使反應(yīng)后的溶液恰好呈中性

15．能表示人體大量喝水時(shí)，胃液的pH變化的是                          （    ）

 pH                 pH               pH                 pH  

 

7                  7                 7                   7  

 

                   

    0         V(H2O)  0          V(H2O)  0        V(H2O)    0         V(H2O)

         A                    B                 C                D

16．4體積pH=9的Ca(OH)2溶液跟1體積pH=13的NaOH溶液混合后，溶液中氫離子濃度為                                                                        （    ）

A．5×10-13mol/L                 B．2×10-12mol/L

C．1/5（4×10-9 + 1×10-13）mol/L D．1/5（4×10-5 + 1×10-1）mol/L

17.a、b、c、d四種溶液PH值都小于7，已知四種溶液中[H+]和[OH-]之和由大到小的順序是b>a>d>c，則這四種溶液PH值由大到小的順序是                             (    )
A.c>d>a>b       B.b>a>d>c       C.a>b>c>d       D.無(wú)法確定

18. 有下列四種溶液：(1)HCl (2)AlCl3(3)NaOH (4)Na2CO3，此四種溶液中水的電離度分別為a1、a2、a3、a4已知a1=a3，a2=a4且=106，則四種溶液的PH值不可能是  （    ）                                                                                                                                                              

A、5  5  10  10                  B、4  4  10  10

 C、3  5  11  9                  D、5  3  9  11

19．NaH是―種離子化合物，它跟水反應(yīng)的方程式為：NaH＋H2O→NaOH＋H2↑，它也能跟液氨、乙醇等發(fā)生類似的反應(yīng)，并都產(chǎn)生氫氣。下列有關(guān)NaH的敘述錯(cuò)誤的是  （    ）

A  跟水反應(yīng)時(shí)，水作氧化劑         B  NaH中H－半徑比Li＋半徑小

C  跟液氨反應(yīng)時(shí)，有NaNH2生成    D  跟乙醇反應(yīng)時(shí)，NaH被氧化

20、常溫下某溶液，水電離出的c (OH-)=1.0×10-4 mol/L,該溶液中溶質(zhì)可能是      (    )

①Al2(SO4)3 ②NaOH ③NH4Cl ④NaHSO4

A、①②  B、①③  C、②③  D、①④

 

二 填空題

21．測(cè)得某溶液的pH = 6.5，且氫離子與氫氧根離子物質(zhì)的量相等，此溶液呈_____性。測(cè)定溫度______室溫（填高于、低于或等于），其理由是                              。 將此溫度下pH=11的NaOH溶液aL與pH=1的H2SO4溶液bL混合。

（1）若所得混合液為中性，則a┱b             。

（2）若所得混合液的pH=2，則a┱b             。

22、水的電離平衡曲線如圖所示。

(1)      若以A點(diǎn)表示25℃時(shí)水的電離平衡的離子

濃度，當(dāng)溫度升高到100℃時(shí)，水的電離平衡狀

態(tài)移動(dòng)到B點(diǎn)，則此時(shí)水的離子積

從________變化到_________。

(2)      將pH=8的Ba(OH)2溶液與pH=5的稀鹽酸混

合，并保持100℃的恒溫，致使混合溶液

的pH=7，則Ba(OH)2和鹽酸的體積比為_(kāi)_________________。

(3)      已知AnBm的離子積為[c(Am+)]n[c(Bn-)]m，若某溫度下Ca(OH)2的溶解度為0.74g，設(shè)飽和溶液的密度為1g/mL，其離子積約為_(kāi)_____________。

三 計(jì)算題

23、某溫度下的溶液中c (H+)=1.0×10x mol/L，c (OH-)=1.0×10y mol/L。x與y的關(guān)系如右圖所示；

(1)求該溫度下，中性溶液的pH。                                                                                                      

                                            

(2)求該溫度下0.01mol/LnaOH溶液的PH  

                          

                                        

（3）該溫度下，pH=a的醋酸溶液與pH=b的NaOH溶液等體積混合，恰好完全反應(yīng)， 

求此醋酸溶液中醋酸的電離度。           

 

 

 

24．（7分）向50ml0.018mol/L的AgNO3溶液中加入50ml0.02mol/L的鹽酸，生成了沉淀。如果溶液中C(Ag+)和C(Cl―)的乘積是一個(gè)常數(shù)，C(Ag+)? C(Cl―)=1.0×10―10，當(dāng)溶液中C(Ag+)? C(Cl―)>常數(shù)，則有沉淀產(chǎn)生，反之沉淀溶解，求

（1）沉淀生成后溶液中C(Ag+)是多少？

 

 

 

（2）如果向沉淀生成后的溶液中再加入50mL0.001mol/L的鹽酸，是否產(chǎn)生沉淀，為什么？

 

 

 

 

 

 

 

 

答案

1 B  2 C  3 B  4D  5 D  6 AC  7  D  8 B  9  B  10  C  11 B  12 A  13 B   14 D    

15       D 16 A  17 A  18 A  19 B  20  B

21 中， 高于 。 水的離解反應(yīng)：H2O=H+ +OH- 吸熱反應(yīng)，升溫有利于水的離解，使Kw

增大  （1）10┱1   （2）9┱2  

  22 (1) 10-14  10-12   (2)  2 ：9  (3) 4×10-3

23（1） 7.5  （2）13  （3）1017－a－b%  

24．解：⑴由Ag++Cl―=AgCl

可知沉淀后C(Cl-)=（0.02―0.018）50/（50+50）=0.001mol/L

所以C(Ag+)=1×10-10/0.001=1×10―7mol/L

⑵再加入50mL鹽酸后 C(Ag+)=1×10-7×100/（100+50）=2/3×10-7mol/L

C(Cl-)=0.001mol/L

C(Ag+)×C(Cl-)=2/3×10-7х10-3=2/3•10-14<1×10-12

所以不產(chǎn)生沉淀

 

試題詳情

考點(diǎn)31電離平衡

1．復(fù)習(xí)重點(diǎn)

1．強(qiáng)、弱電解質(zhì)的概念及電離方程式的書(shū)寫(xiě)；

2．弱電解質(zhì)的電離平衡；電離平衡常數(shù)。

2．難點(diǎn)聚焦

（一）強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)

 1．相互關(guān)系

 

                  否――非電解質(zhì)

   化合物                   是――強(qiáng)電解質(zhì)

                  能         

                            否――弱電解質(zhì)

熱或水的作用

 電解質(zhì)         自由移動(dòng)離子

 

           電離       

思考：一種物質(zhì)的水溶液能導(dǎo)電，原物質(zhì)一定是電解質(zhì)嗎？

分析：不一定！關(guān)鍵要分清發(fā)生電離散是否要原物質(zhì)本身。有可能溶于水時(shí)就發(fā)生了化學(xué)變化

如（1）Cl2      氯水

        ↓               ↓

即不是電解質(zhì)         HCl.HclO

又不是非電解質(zhì)       發(fā)生電離

（2）CO2     碳酸溶液

      ↓                 ↓

 非電解質(zhì)            H2CO3電離

（3）Na2O    NO2OH溶液

      ↓                ↓ 

雖不是本身電離子        NaOH電離

但可在熔融態(tài)電

離，故它屬?gòu)?qiáng)電

解質(zhì)

2．比較強(qiáng)、弱電解質(zhì)

 

強(qiáng)電解質(zhì)

弱電解質(zhì)

電離程度

完全

部分

電離平衡

不、不可逆

有、可能

過(guò)程表示

溶液中存在的微粒

（水分子不計(jì)）

====

只有電離出的陰、陽(yáng)離子，不存在電解質(zhì)分子

即有電離出的陰、陽(yáng)離子（少部分），又有電解質(zhì)分子（大部分）。

電離方程式

H2SO4====2H++SO42―

CaCl2====Ca2++2Cl―

NH3?H2O       NH4++OH―

H2S      H++HS―，HS―      H++S2―

實(shí)例

絕大多數(shù)的鹽（包括難溶性鹽）；

強(qiáng)酸：H2SO4、HCl、HclO4等；

強(qiáng)堿：Ba(OH)2、Ca(OH)2等。

 

注意：多元強(qiáng)酸電離一步完成且完全

如  HnA====Nh++An―

而多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，且第二步電離比第一步電離困難，第三步電離比第二步電離更困難，但每步電離都存在相應(yīng)的電離平衡，因此應(yīng)分步書(shū)寫(xiě)電離方程式。例如磷酸的電離方程式應(yīng)寫(xiě)三步：

H3PO4      H++H2PO4―，  H2PO4―      H++HPO42―      HPO42―    H++PO43―，不能合并成H3PO4      3H++PO43―。由于磷酸溶液中的[H+]主要由第一步電離決定，因此磷酸的電離方程式有時(shí)也可只寫(xiě)第一步。

對(duì)HnA弱酸而言，電離方程式可只考慮：

HnA        H++Hn+A―

想一想：為什么多元的酸電離下一步比上一步困難，電離程度小得多，甚至可忽略？

（二）弱電解質(zhì)的電離平衡

（1）概念

弱電解質(zhì)的電離平衡是指在一定條件下（濕度、濃度），弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等的狀態(tài)。

（2）特點(diǎn)

①動(dòng)――動(dòng)態(tài)平衡：V（聞子化）=V（分子化）≠0。在電離方程式中用“      ”表示。

②定――平衡時(shí)各組成成分一定，即平衡時(shí)溶液中離子濃度和分子濃度保持不變

③變――條件改變，平衡被打破。

（3）影響電離平衡的因素

與化學(xué)平衡一樣，外界條件的改變也會(huì)引起移動(dòng).

以0.1mol/1 CH3COOH溶液為例：

 

項(xiàng)目

  變化

項(xiàng)目

加水

升溫

加入固體

NaOH

加入無(wú)水

CH3COONa

通入氣體

HCl

加入等濃度的CH3COOH

平衡移動(dòng)

右移

右移

右移

左移

左移

不移動(dòng)

H+的物質(zhì)的量（mol）

增大

增大

減小

減小

增大

增大

[H+]濃度(mol)

減小

增大

減小

減小

增大

不變

PH值

增大

減小

增大

增大

減小

不變

導(dǎo)電能力

減弱

增強(qiáng)

增強(qiáng)

增強(qiáng)

增強(qiáng)

不變

 

 

（三）電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱與電解質(zhì)強(qiáng)弱影響溶液導(dǎo)電能力的因素：

①自由移動(dòng)離子濃度的大小。（主要決定因素）濕度一定，離子濃度越在，導(dǎo)電能力越強(qiáng)。

②濕度：濕度越高，導(dǎo)電能力越強(qiáng)。（與金屬導(dǎo)電相反）

③離子電荷數(shù)：電荷數(shù)越高，導(dǎo)電能力越強(qiáng)。

由此可知：強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定比弱電解質(zhì)強(qiáng)。

如  較濃醋酸的導(dǎo)電能力可比極稀HCl溶液強(qiáng)。 CaCO3雖為強(qiáng)電解質(zhì)，但溶于水所得溶液極稀，導(dǎo)電能力極差。

思考：若在某溶液中加入一種物質(zhì)，出現(xiàn)沉淀，則溶液的導(dǎo)電能力一定減弱嗎？（濕度不變）

分析：不一定。關(guān)鍵要看溶液中離子濃度有無(wú)顯著變化。如：

（1）若在H2SO4溶液中加Ba(OH)2，因生成BaSO4沉淀和極難電離的水，使溶液中離子濃度降低，導(dǎo)電能力降低。

（2）若在H2SO4溶液中加BaCl2，雖有沉淀BaSO4生成，但同時(shí)生成了HCl，相當(dāng)于1molSO42―被2molCl―代替，故導(dǎo)電能力有所增強(qiáng)。

（3）若在HCl溶液中加AgNO3，則導(dǎo)電能力幾乎不變。

（四）水的電離平衡

1．  實(shí)驗(yàn)證明，純水微弱的導(dǎo)電性，是極弱的電解質(zhì)：

2．  25℃1LH2O的物質(zhì)的量n(H2O)==55.6(mol)共有10―7mol發(fā)生電離

H2O       H++OH―

   起始(mol)  55.6       0    0

  電離(mol) 10―7        10―7   10―7

  平衡(mol)55.6－10―7     10―7   10―7

   25℃[H+]?[OH―]= 10―7=10―14=Kw的離子積常數(shù)。

2．影響Kw的因素

Kw與溶液中[H+]、[OH―]無(wú)關(guān)，與濕度有關(guān)。

水的電離為吸熱過(guò)程，所以當(dāng)濕度升高時(shí)，水的電離程度增大，Kw也增大。

例如100℃，1LH2O有10―6mol電離，此時(shí)水的離子積常數(shù)為Kw=10―6?10―6=10―12.

3．影響水的電離平衡因素

（1）濕度，升濕度促進(jìn)水的電離，降溫則相反

（2）向純水中引入H+或OH―，會(huì)抑制水的電離

（3）向純水中引入弱酸酸根陰離子或弱堿陽(yáng)離子，將促進(jìn)水的電離，此乃為鹽類水解的實(shí)質(zhì)。

3．  酸、堿、鹽溶液中水電離的定量計(jì)算。（列表比較如下：）

 

[H+]水與[OH―]水關(guān)系

x的計(jì)算式

室溫x值

對(duì)水電離影響

純水

 

 

 

 

 

[H+]水=[OH―]水

x=

x=1×10―7mol/L

對(duì)水電離影響

酸溶液

x=

x＜1×10―7mol/L

 

堿溶液

x=

抑制

正

鹽

溶

液

強(qiáng)酸弱堿鹽

強(qiáng)堿弱酸鹽

強(qiáng)堿強(qiáng)酸鹽

x=[H+]

x＞1×10―7mol/L

促進(jìn)

x=[OH―]

x=

x=1×10―7mol/L

無(wú)

注[H+]水、[OH―]水指水電離出的H+、OH―濃度

 [H+]水、[OH―]指指溶液中的H+、OH―濃度

由上表可得重要規(guī)律：

（1）在任意濕度、任意物質(zhì)的水溶液中（含純水）的水本身電離出的[H+]水≡[OH―]水

（2）酸和堿對(duì)水的電離均起抑制作用

①只要堿的pH值相等（不論強(qiáng)弱、不論幾元）對(duì)水的抑制程度相等，堿也同理。

②若酸溶液的pH值與堿溶液的pOH值相等，則兩種溶液中水的電離度相等。

如pH=3的鹽酸溶液與pH=11的氨水溶液在室溫下，由水電離出的

    [H+]水=[OH―]水==10―11mol/L

（3）在凡能水解的鹽溶液中，水的電離均受到促進(jìn)，且當(dāng)強(qiáng)酸弱的堿鹽的pH和強(qiáng)堿弱酸鹽的pOH值相等時(shí)（同一濕度），則促進(jìn)程度相等。

（4）較濃溶液中水電離出[H+]的大小：

①酸溶液中[OH―]等于水電離的[H+]

②堿溶液中[H+]等于水電離的[H+]

③強(qiáng)酸弱堿鹽溶液中的[H+]等于水電離出[H+]

④強(qiáng)堿弱酸鹽溶液中的[OH―]等于水電離出的[H+]

如pH=4的NH4Cl溶液與pH=10的NaAc溶液中，（室溫）由水電離出的

[H+]水=[OH―]水==10―4mol/L

3．例題精講

例1．下列四種溶液中，由水電離出的[H+]之比（依次）為（    ）

①pH=0的鹽酸  ②0.1mol/L的鹽酸 ③0.01mol/L的NaOH溶液 ④pH=11的NaOH溶液

（A）1 ：10 ：100 ：1000      （B）0 ：1 ：12 ：11

（C）14 ：13 ：12 ：11        （D） 14 ：13 ：2 ：3

解析①[H+]=1mol/L     [H+]水=[OH―]=1×10―14mol/L

②[H+]=1mol/L      [H+]水==1×10―13mol/L

③[OH―]=1×10―2mol/L    [H+]水==1×10―12mol/L

④[OH―]=1×10―3mol/L    [H+]水==1×10―11mol/L

 

例2．某濕度下，純水中的[H+]=2×10―7mol/L，則此時(shí)[OH―]=______，若濕度不變，滴入稀硫酸使[H+]=5×10―6mol/L，則[OH―]=_______，由水電離出[H+]為，該純水的PH值_______（填＞、＜、=＝

解析

純水中  H2O       H++OH―

  mol/L       2×10―7    2×10―7

加酸后，水的電離平衡逆向移動(dòng)，使[OH―]減小，可由Kw、[H+]求出[OH―]，此濕度下Kw值為2×10―7 ×2×10―7= 4×1―14

[OH―]==8×10―9mol/L

由水電離的[H+]=[OH―]=8×10―11mol/L

該濕度下Ph= －lg×10―7= 7?lg2＜7.

 

例3．常溫下某溶液中，由水電離出的[H+]為1×10―12mol/L，該溶液中一定能大量共存的離子組是（    ）

A．K+、Na+、SO42―、NO3―      B．Na+、K+、S2―、CO32―   

C．Fe2+、Mg2+、Cl―、SO42―     D．NH4+、Cl―、K+、SO32―

解析   常溫、由水電離出的[H+]=×10―11mol/L＜1×10―7mol/L說(shuō)明水的電離受到抑制。此溶液可能是pH=1酸溶液，也可能為pH=13的堿溶液，選項(xiàng)B、D中的S2―、CO32―、SO32―不能存在于強(qiáng)酸性溶液中，C中的Fe2+、Mg2+、D中的NH42+、D中的NH4+與OH―均不能大量存共存，故本題答案A。

例4．在圖（1）所示的裝置中，燒杯中盛放的是Ba(OH)2溶液，當(dāng)從滴定管中逐漸加入某種溶液（A）時(shí)，溶液的導(dǎo)電性的變化趨勢(shì)如圖（2）所示。

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

              圖1                              圖2

該根據(jù)離子反應(yīng)的特點(diǎn)分析：A溶液中含有的溶質(zhì)可能是_________或__________（至少寫(xiě)出兩種），并寫(xiě)出相應(yīng)的離子反應(yīng)的離子方程式：

________________________________、____________________________

解析：從圖2可分析知，隨著A的加入溶液導(dǎo)電能力迅速降低，說(shuō)明A必定能與Ba(OH)2發(fā)生反應(yīng)，使溶液中離子濃度變得極小，故不僅與Ba2+反應(yīng)轉(zhuǎn)化為沉淀，還要與OH―反應(yīng)生成水或其它弱電解質(zhì)，當(dāng)反應(yīng)完全后，過(guò)量A的加入，導(dǎo)電能力又顯著上升，說(shuō)明A應(yīng)為強(qiáng)電解質(zhì)，故A可能是H2SO4或CuSO4或MgSO4或(NH4)2SO4等。

離子方程式：2H++SO42―+Ba2++2OH―=BaSO4↓+2H2O

            Mg2++SO42―+Ba2++2OH―=BaSO4↓+Mg(OH)2

想一想：A可否為Na2SO4或H2CO3溶液？為什么？

 

4．實(shí)戰(zhàn)演練

試題詳情

考點(diǎn)30合成氨條件的選擇

1．復(fù)習(xí)重點(diǎn)

1．如何應(yīng)用化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡原理，選擇合成氨的適宜條件。  

2.了解應(yīng)用化學(xué)原理選擇化工生產(chǎn)條件的思路和方法。

2．難點(diǎn)聚焦

1．合成氨條件的選擇

工業(yè)上用N2和H2合成氨：

    N2+3H2       2NH3+Q

  從反應(yīng)速率和化學(xué)平衡兩方面看，選擇什么樣的操作條件才有利于提高生產(chǎn)效率和降低成本呢？

    從速率看，溫度高、壓強(qiáng)大（即N2、H2濃度大）都會(huì)提高反應(yīng)速率；

    從化學(xué)平衡看，溫度低、壓強(qiáng)大都有利于提高N2和H2的轉(zhuǎn)化率。

    可見(jiàn)，壓強(qiáng)增大，從反應(yīng)速率和化學(xué)平衡看都是有利于合成氨的。但從生產(chǎn)實(shí)際考慮，壓強(qiáng)越大，需要的動(dòng)力越大，對(duì)材料的強(qiáng)度和設(shè)備的制造要求越高，將使成本增大。故一般合成氨廠采用的壓強(qiáng)是20~50MPa帕斯卡。

而溫度升高，有利于反應(yīng)速率但不利于N2和H2的轉(zhuǎn)化率。

如何在較低的溫度下保持較大轉(zhuǎn)化率的情況下，盡可能加快反應(yīng)速率呢？選用合適的催化劑能達(dá)到這個(gè)目的。那么，較低的溫度是低到什么限度呢？不能低于所用催化劑的活性溫度。目前使用的催化劑是以鐵為主體的多成分催化劑――又稱鐵觸媒。其活性溫度為450℃~550℃，即溫度應(yīng)在450~550℃為宜。將來(lái)如制出活性溫度更低、活性也很在的新型催化劑時(shí)，合成氨使用的溫度當(dāng)然比現(xiàn)在要低，轉(zhuǎn)化率就能更高了。

選擇適宜的條件：根據(jù)N2+3H2          2NH3+Q這一反應(yīng)的特點(diǎn)，運(yùn)用化學(xué)反應(yīng)速

率和化學(xué)平衡的理論來(lái)選擇適宜條件。該反應(yīng)為可逆、體積減小、正反應(yīng)為放熱等特點(diǎn)。

（1）適宜的壓強(qiáng)：為何強(qiáng)調(diào)適宜？壓強(qiáng)越大、有利于NH3的合成，但太大，所需動(dòng)力大，材料強(qiáng)度高，設(shè)備制造要求高，成本提高，選擇2×107~5×107Pa壓強(qiáng)。

思考：工業(yè)上生產(chǎn)H2SO4：2SO2(g)+O2(g)    2SO3(g)為何不采用加壓方法？（因?yàn)樵诔合耂O2的轉(zhuǎn)化率已達(dá)91%，不需要再加壓）

（2）適宜的溫度：溫度越低越有利于NH3的合成，為何還要選擇5000C高溫？因?yàn)闇囟仍降停磻?yīng)速率越小，達(dá)平衡時(shí)間長(zhǎng)，單位時(shí)間產(chǎn)量低，另外5000C時(shí)，催化劑活性最大。

（3）使用催化劑

（4）及時(shí)分離出NH3，并不斷補(bǔ)充N2和H2（N2要過(guò)量，提高成本較高的H2轉(zhuǎn)化率）

 

小結(jié)：合成氨的適宜條件：

     壓強(qiáng)：20~50MPa帕斯卡

     溫度：500℃左右

 催化劑：鐵觸媒

 

2．合成氨工業(yè)簡(jiǎn)述

蒸發(fā)

壓縮

物理方法： 空氣      液態(tài)空氣          N2

（去CO2）

燃燒

炭

H2O

②制H2：

（去CO2）

催化劑

 赤熱炭

 

催化劑

   △

   △

 

注意：制得的N2、H2需要凈化，清除雜質(zhì)，以防止催化劑“中毒”。

2.合成氨反應(yīng)的特點(diǎn)

    化學(xué)反應(yīng)：N2+3H2 2NH3  ;  △H=-92.4KJ/mol

  （1）可逆反應(yīng)； （2）正反應(yīng)是放熱反應(yīng)； （3）正反應(yīng)是氣體體積縮小的反應(yīng)。

3．工業(yè)合成氨適宜條件的選擇

在實(shí)際生產(chǎn)中，需要考慮反應(yīng)速率、化學(xué)平衡、原料選擇、產(chǎn)量和設(shè)備等多方面情況，以確定最佳的生產(chǎn)條件。

4. 圖示合成氨的原理

 

 

 

 

 

 

 

 

 

3．例題精講

例1 下列說(shuō)法，能夠用勒沙特列原理來(lái)解釋的是（    ）

A.     加入催化劑可以提高單位時(shí)間氨的產(chǎn)量

B.      高壓有利于氨的合成反應(yīng)

   C.  500℃高溫比室溫更有利于合成氨的反應(yīng)

   D.  恒溫恒容下，在合成氨平衡體系中充入He，使壓強(qiáng)增大，則平衡正向移動(dòng)，NH3增多

[解析]

 A. 加入催化劑只能加快反應(yīng)速率，縮短到達(dá)平衡的時(shí)間，提高“單位時(shí)間”的產(chǎn)量，不能使化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng)。注意：催化劑能相同倍數(shù)地改變正、逆反應(yīng)速率，故而不改變化學(xué)平衡狀態(tài)。

B. 合成氨是一個(gè)氣體體積減小的反應(yīng)，所以增大壓強(qiáng)，使平衡正方向移動(dòng)，有利于合成氨，符合勒沙特列原理。

C. 因?yàn)楹铣砂笔且粋�(gè)放熱反應(yīng)，所以從化學(xué)平衡移動(dòng)角度分析，應(yīng)采用較低溫度。500℃高溫較室溫不利于平衡向合成氨方向移動(dòng)。采用500℃既考慮到溫度對(duì)速率的影響，更主要的是500℃左右催化劑活性最大。

D. 恒溫恒容下充He，惰性氣體He不與N2、H2、NH3反應(yīng)。雖總壓強(qiáng)增大了，實(shí)際上平衡體系各成分濃度不變（即分壓不變）所以平衡不移動(dòng)，NH3的產(chǎn)量不變。

[答案] B

[點(diǎn)評(píng)]

 勒沙特列原理是說(shuō)改變影響平衡的一個(gè)條件，平衡就向能夠減弱這種改變的方法移動(dòng)。不要混淆影響速率的條件和影響平衡的條件。

例2：合成氨工業(yè)中，原料氣(N2，H2及少量的CO，NH3的混合氣)在進(jìn)入合成塔前常用乙酸二氨合銅(Ⅰ)溶液來(lái)吸收原料氣中CO，其反應(yīng)為：

[Cu(NH3)2Ac]+CO+NH3 [Cu(NH3)3]Ac?CO；△H<0

(1)必須除去原料氣中CO的原因是什么？

(2)吸收CO的生產(chǎn)適宜條件是什么？

(3)吸收CO后的乙酸銅氨液經(jīng)過(guò)適當(dāng)處理后又可再生，恢復(fù)其吸收CO的能力以供循環(huán)使用，再生的適宜條件是什么？

[解析]

合成氨工業(yè)中要使用催化劑，某些物質(zhì)會(huì)使催化劑的活性降低甚至消失，從而發(fā)生催化劑中毒。故必須除去原料氣中CO。根據(jù)吸收原料氣中CO的反應(yīng)方程式：

[Cu(NH3)2Ac]+CO+NH3 [Cu(NH3)3]Ac?CO；△H<0

可知，加壓和采取較低的溫度可使平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，有利于CO的吸收。要使吸收CO后的乙酸銅氨液經(jīng)過(guò)適當(dāng)處理后又可再生，恢復(fù)其吸收CO的能力以供循環(huán)使用，只要使平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)即可。

答案：(1)防止催化劑中毒；(2)低溫、高壓；(3)高溫、低壓。

[點(diǎn)評(píng)] 在實(shí)際工業(yè)生產(chǎn)過(guò)程中，適宜生產(chǎn)條件的選擇需要考慮反應(yīng)速率、化學(xué)平衡、原料選擇、產(chǎn)量和設(shè)備等多方面因素。

例3溫度、催化劑不變，向某一固定體積的密閉容器內(nèi)按下列各組物質(zhì)的量加入H2、N2、NH3，反應(yīng)達(dá)平衡時(shí)；氨氣濃度最大的一組是（   ）

 

A

B

C

D

H2

6

1

3.5

5

N2

2

0

1

1.5

NH3

0

4

2

1

 [分析]    2NH3       N2＋ 3H2.根據(jù)反應(yīng)“一邊倒”換算.
     B      0       2    6＋1＝7
     C      0       2    3＋3.5＝6.5
     D      0       2    1.5＋5＝6.5
    由此可知，符合題意的是B.

[解答] B

[小結(jié)] 可逆反應(yīng)，在條件相同時(shí)（等溫等容），若達(dá)到等同平衡，其初始狀態(tài)必須能互變，從極限角度看，就是各物質(zhì)的物質(zhì)的量要相當(dāng).因此可以采用一邊倒的原則來(lái)處理以下問(wèn)題：
    （1）化學(xué)平衡等同條件（等溫等容）
         aA(g)＋bB(g)    cC(g)
    ①始  a      b        0   平衡態(tài)Ⅰ
    ②始  0      0        c   平衡態(tài)Ⅱ
    ③始  x      y        z   平衡態(tài)Ⅲ
    為了使平衡Ⅲ ＝Ⅱ＝Ⅰ
    根據(jù)“一邊倒”原則，即可得
    x＋z＝a            ＋＝1
    y＋z＝b            ＋＝1

例4合成氨工廠常通過(guò)測(cè)定反應(yīng)前后混合氣體的密度來(lái)確定氮的轉(zhuǎn)化率。某工廠測(cè)得合成塔中N2、H2混合氣體的密度為0.5536g/L(標(biāo)準(zhǔn)狀況)，從合成塔中出來(lái)的混合氣體在相同條件下密度為0.693g/L(標(biāo)準(zhǔn)狀況)。求該合成氨廠N2的轉(zhuǎn)化率。

[解析]

由于題目中沒(méi)有告訴起始物質(zhì)的量，也沒(méi)有說(shuō)明N2、H2是按化學(xué)方程式中物質(zhì)的計(jì)量數(shù)投放物料，因此部分學(xué)生就假設(shè)N2為1molH2為3mol，進(jìn)行解題，依據(jù)是不足的。故本題解答時(shí)只能設(shè)反應(yīng)前混合氣體中氮?dú)獾奈镔|(zhì)的量分?jǐn)?shù)為x，氫氣物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)為(1-x)，依題意得：

28x+2(1-x)=0.5536×22.4

設(shè)起始有氮?dú)?mol，氫氣為3mol，氮?dú)廪D(zhuǎn)化的物質(zhì)的量為y，

N2　 +　 3H2　 　　2NH3

起始物質(zhì)的量　　　　2mol　　　 3mol　　　　　　 0mol

轉(zhuǎn)化物質(zhì)的量　　　　ymol　　　 3ymol　　　　　 2ymol

平衡物質(zhì)的量　　　  2-ymol　   3-3ymol　　　　 2ymol

n總=(2-y)mol+(3-3y)mol+2ymol=(5-2y)mol

根據(jù)反應(yīng)前后氣體質(zhì)量守恒可知

解得　 y=0.5mol

[答案]25%

[點(diǎn)評(píng)]

本題是一道化學(xué)平衡綜合計(jì)算題，考查學(xué)生綜合計(jì)算的解題能力。正確的計(jì)算方法應(yīng)是先由兩種混合氣體的密度，分別計(jì)算出反應(yīng)前后兩種混合氣體的平均式量，由氫氨混合氣的平均式量求出反應(yīng)氣體中氫氣、氮?dú)獾捏w積比，再按合成氨化學(xué)反應(yīng)中有關(guān)起始，轉(zhuǎn)化、平衡物質(zhì)的量的關(guān)系及平衡時(shí)混合氣體的平均式量，從而求出氮?dú)獾霓D(zhuǎn)化率。

 

 

 

 

 

 

 

4．實(shí)戰(zhàn)演練

試題詳情

考點(diǎn)3   化學(xué)反應(yīng)中的能量變化

1． 復(fù)習(xí)重點(diǎn)

了解化學(xué)反應(yīng)中的能量變化

了解放熱反應(yīng)吸熱反應(yīng)

理解反應(yīng)熱燃燒熱中和熱及書(shū)寫(xiě)熱反應(yīng)方程式

2．難點(diǎn)聚焦

試題詳情

考點(diǎn)2離子反應(yīng)方程式與離子共存

1． 復(fù)習(xí)重點(diǎn)

（1）增加限制條件，如強(qiáng)酸性、無(wú)色透明、堿性、pH=1、甲基橙呈紅色、發(fā)生氧化還原反應(yīng)等。

(2)定性中有定量，如“由水電離出的H+或OH-濃度為1×10-10mol/L的溶液中，……”。

2．難點(diǎn)聚焦

　  (一)、由于發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)，離子不能大量共存。

1、有氣體產(chǎn)生。如CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等易揮發(fā)的弱酸的酸根與H+不能大量共存，主要是由于發(fā)生CO32-＋2H+＝CO2↑＋H2O、HS-＋H+＝H2S↑等。

２、有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+等不能與SO42-、CO32-等大量共存，主要是由于Ba2+＋CO32-＝BaCO3↓、Ca2+＋SO42-＝CaSO4↓（微溶）；Mg2+、Al3+、Cu2+、Fe2+、Fe3+等不能與OH-大量共存是因?yàn)镃u2+＋2OH-＝Cu(OH)2↓，F(xiàn)e3+＋3OH-＝Fe(OH)3↓等；SiO32-、AlO2- 、S2O3２－等不能與H+大量共存是因?yàn)镾iO32-＋2H+＝H2 SiO3↓、AlO2-＋H+＋H2O＝Al(OH)3↓、S2O3２－＋2H＋＝S↓＋SO2↑＋H2O

３、有弱電解質(zhì)生成。如OH-、ClO-、F-、CH3COO-、HCOO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-等與H+不能大量共存，主要是由于OH-＋H+＝H2O、CH3COO-＋H+＝CH3COOH等；一些酸式弱酸根及NH4+不能與OH-大量共存是因?yàn)镠CO3-＋OH-=CO32-＋H2O、HPO42-＋OH-＝PO43-＋H2O、NH4+＋OH-=NH3?H2O等。

４、一些容易發(fā)生水解的離子，在溶液中的存在是有條件的。如：AlO2-、S2-、HS-、CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3- 、ClO-、F-、CH3COO-、HCOO-、PO43- 、SiO32-、C6H5O-等必須在堿性條件下才能在溶液中大量存在；Mg2+、Al3+、Cu2+、Fe2+、Fe3+、NH4+等必須在酸性條件下才能在溶液中大量存在。　　

(二)、由于發(fā)生氧化還原反應(yīng)，離子不能大量共存

　　１、一般情況下，具有較強(qiáng)還原性的離子不能與具有較強(qiáng)氧化性的離子大量共存。如I-、、S2-、HS-和Fe3+不能大量共存是由于2I-＋2Fe3+=I2＋2Fe2+、2Fe3+＋ S2-=S↓＋2Fe2+、2Fe3+＋3S2-=S↓＋2Fe S↓。

　　２、在酸性或堿性的介質(zhì)中由于發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能大量共存。如NO3-和I-在中性或堿性溶液中可以共存，但在有大量H+存在情況下不能共存；SO32- 、S2O32-和S2-在堿性條件下可以共存，但在酸性條件下由于發(fā)生2S2-＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O、2S2-＋S2O32-＋6H+＝4S↓＋3H2O不能共存。ClO-與S2-不論是在酸性條件下還是在堿性條件下都不能大量共存。

　　(三)、由于形成絡(luò)合離子，離子不能大量共存

　　中學(xué)化學(xué)中還應(yīng)注意有少數(shù)離子可形成絡(luò)合離子而不能大量共存的情況。如Fe3+和SCN-、C6H5O-，由于Fe3+＋SCN- [Fe(SCN)]2+等絡(luò)合反應(yīng)的發(fā)生而不能大量共存。

(四)、能水解的陽(yáng)離子與能水解的陰離子一般不能同時(shí)存在在同一溶液中，即離子間能發(fā)生“雙水解”反應(yīng)。例如：Al3＋和HCO3-，Al3＋和CO32-，Al3＋和S２－，Al3＋和HS－，Al3＋和AlO2-，Al3＋和C6H5O-，F(xiàn)e3+和AlO2-，F(xiàn)e3+和HCO3-，F(xiàn)e3+和CO32-，NH4+和AlO2-等。如3AlO2-＋Al3+＋6H2O=4Al(OH)3↓等。特別注意：NH4+和CO32-、NH4+和HCO3-、NH4+和CH3COO-在同一溶液中能大量共存。

注意事項(xiàng)：1．首先必須從化學(xué)基本概念和基本理論出發(fā)，搞清楚離子反應(yīng)的規(guī)律和“離子共存”的條件。在中學(xué)化學(xué)中要求掌握的離子反應(yīng)規(guī)律主要是離子間發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)和離子間發(fā)生氧化還原反應(yīng)，以及在一定條件下一些微粒（離子、分子）可形成絡(luò)合離子等。“離子共存”的條件是根據(jù)上述三個(gè)方面統(tǒng)籌考慮、比較、歸納整理而得出的。因此解決“離子共存”問(wèn)題可從離子間的反應(yīng)規(guī)律入手，逐條梳理。

2．審題時(shí)應(yīng)注意題中給出的附加條件，如：

①酸性溶液（H＋）、堿性溶液（OH－）、能在加入鋁粉后放出可燃性氣體的溶液、由水電離出的H+或OH-濃度為1×10-10mol/L的溶液等。

②有色離子：MnO4－，F(xiàn)e3＋，F(xiàn)e2+，Cu２＋，F(xiàn)e（SCN）２＋使溶液呈現(xiàn)一定的顏色。

③MnO4－、NO3－、Cr2O72－等在酸性條件下具有強(qiáng)氧化性。

④注意題目要求“一定大量共存”、“可能大量共存”還是“不能大量共存” 等要求。

3．審題時(shí)還應(yīng)特別注意以下幾點(diǎn)：

（1）注意溶液的酸堿性對(duì)離子間發(fā)生氧化還原反應(yīng)的影響。如：Fe2＋與NO3－能共存，但在強(qiáng)酸性條件下發(fā)生3Fe2＋+NO3－+4H＋=3Fe3+ + NO↑＋2H2O而不能大量共存；I－與NO3－能共存，但在強(qiáng)酸性條件下不能大量共存；MnO4－ 與Cl－在強(qiáng)酸性條件下也不能大量共存；S2－與SO32－在堿性條件下可共存，但在酸性條件下不能大量共存。

(2) 弱酸的酸式根離子（如HCO3-、HSO3-、HS-、HPO42-、H2PO4-）既不能與H＋大量共存也不能與OH－大量共存。如：HCO3－＋OH－＝CO32－＋H2O (HCO3－遇堿時(shí)進(jìn)一步電離)

HCO3－＋H＋＝CO2↑＋H2O。

(3) 注意挖掘題目中隱含的信息，排除干擾信息，克服非智力因素失分。

離子方程式的書(shū)寫(xiě)正誤是歷年高考必出的試題，考查離子方程式的目的主要是了解考生使用化學(xué)用語(yǔ)的準(zhǔn)確程度和熟練程度，具有一定的綜合性。從命題的內(nèi)容看，存在著三種特點(diǎn)：

⑴所考查的化學(xué)反應(yīng)均為中學(xué)化學(xué)教材中的基本反應(yīng)，錯(cuò)因大都屬于化學(xué)式能否拆分、處理不當(dāng)、電荷未配平、產(chǎn)物不合理和漏掉部分反應(yīng)等。

(2)所涉及的化學(xué)反應(yīng)類型以復(fù)分解反應(yīng)、溶液中的氧化還原反應(yīng)為主。

⑶一些重要的離子反應(yīng)方程式，在歷年考卷中多次重復(fù)。

4． 離子方程式正誤判斷規(guī)律（八“看”）

⑴看離子反應(yīng)是否符合客觀事實(shí)，不可主觀臆造產(chǎn)物及反應(yīng)。

⑵看“=”“ㄐ”“↑”“↓”等是否正確。

⑶看表示各物質(zhì)的化學(xué)式是否正確。如HCO3-不能寫(xiě)成CO32-＋H+

⑷看是否漏掉離子反應(yīng)。

⑸看電荷是否守衡。

⑹看反應(yīng)物或產(chǎn)物的配比是否正確。

⑺看是否符合題設(shè)條件及要求。

⑻看物料是否守衡。

3． 例題精講

 [例1]下列各組中的離子，能在溶液中大量共存的是：

　　　A．K＋、Ag＋、NO3－、Cl－　　　　B．Ba2＋、Na＋、CO32－、OH－

　　　C．Mg2＋、Ba2＋、OH－、NO3－　　 D．H＋、K＋、CO32－、SO42－

　　　E．Al3＋、Fe3＋、SO42－、Cl－　　   F．K＋、H＋、NH4＋、OH－

解析：A組中：Ag＋＋Cl－＝AgCl↓　    B組中，Ba2＋＋CO32－＝BaCO3↓

　　　C組中，Mg2＋＋2OH－＝Mg(OH)2↓  D組中，2H＋＋CO32－＝CO2↑＋H2O

E組中，各種離子能在溶液中大量共存。

F組中，NH4＋與OH－能生成難電離的弱電解質(zhì)NH3?H2O，甚至有氣體逸出。NH4＋＋OH－＝NH3?H2O或NH4＋＋OH－＝NH3↑＋H2O

答案：E

[例2]在pH＝1的無(wú)色透明溶液中，不能大量共存的離子組是：

　　　A．Al3＋、Ag＋、NO3－、I－　　　　　   B．Mg2＋、NH4＋、NO3－、Cl－

　　　C．NH4＋、K＋、S2－、Br－　　　　　　  D．Zn2＋、Na＋、NO3－、SO42－

解析：題目給出兩個(gè)重要條件：pH＝1(即酸性)和無(wú)色透明，并要求找出不能大量共存的離子組。選項(xiàng)A中Ag＋與I－不能共存，生成黃色的AgI不溶于HNO3(H＋和NO3－)，Al3＋、NO3－、H＋都為無(wú)色，符合題意。選項(xiàng)B、D中的各離子雖都是無(wú)色的，但能共存于酸性溶液中，不符合題意。選項(xiàng)C中各離子能夠共存，且為無(wú)色，但S2－與H＋不能大量共存，所以C也符合題意。　　　

答案：A、C

[例3]下列各組離子，在強(qiáng)堿性溶液中可以大量共存的是：

　　　A．K＋、Na＋、HSO3－、Cl－　　　　　　B．Na＋、Ba2＋、AlO2－、NO3－

　　　C．NH4＋、K＋、Cl－、NO3－　　　　　　D．K＋、Na＋、ClO－、S2－

解析：A中HSO3－＋OH－＝SO32－＋H2O　　　 C中NH4＋＋OH－＝NH3?H2O

D中ClO－具有強(qiáng)氧化性，S2－具有還原性，發(fā)生氧化還原反應(yīng)　　　

答案：B

[例4]下列各組離子在水溶液中能大量共存的是：

 (1)I－、ClO－、NO3－、H＋　　       (2)K＋、NH4＋、HCO3－、OH－

　　 (3)SO32－、SO42－ 、Cl－、OH－　　　 (4)Fe3＋、Cu2＋、SO42－ 、Cl－

　　 (5)H＋、K＋、AlO2－、HSO3－　　　   (6)Ca2＋、Na＋、SO42－ 、CO32－　　

　　　A．(1)和(6)　　B．(3)和(4)　　C．(2)和(5)　　D．(1)和(4)

解析：通常組合選擇題需對(duì)題干及各項(xiàng)逐一分析，選出符合題意的組合，然后與各選項(xiàng)比較得出結(jié)論。但本題可用排除法，先判斷出組合(1)由于次氯酸是弱酸，故ClO－與H＋不能大量共存，發(fā)生反應(yīng)：H＋+ClO－＝HClO，次氯酸有較強(qiáng)的氧化性以及硝酸(NO3－、H＋)都能與I－(具有還原性)發(fā)生氧化還原反應(yīng)，因此該組不合題意，凡是含(1)的選項(xiàng)即A和D都不正確，可以排除。(2)中因發(fā)生：NH4＋＋OH－＝NH3?H2O，HCO3－＋OH－=CO32－＋H2O而不能大量共存，由此排除C，正確答案為B。其中(3)和(4)這兩組離子在水溶液中能大量共存。本題涉及的組合(5)也不能大量共存，因?yàn)榘l(fā)生：H＋＋AlO2－＋H2O＝Al(OH)3↓，H＋＋HSO3－＝SO2↑＋H2O而不能大量共存。組合(6)中因Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓析出沉淀而不能大量共存。

　　答案：B

[例5]下列各組離子，能夠在溶液中大量共存的是：

　　　A．Na＋、Al3＋、NO3－、AlO2－　　　 　B．Na＋、Ca2＋、HCO3－、HSO4－

　　　C．Cu2＋、K＋、NO3－、OH－　　　　　 D．S2O32－、Na＋、H＋、SO42－

　　　E．Fe3＋、Cl－、SCN－、K＋　　　 　   F．Fe3＋、NH4＋、Cl－、NO3－

　　　G．Fe2＋、Cl－、NO3－、H＋　　　　　  H．Na＋、Al3＋、SO42－、HCO3－

解析：解本題的關(guān)鍵在于熟悉離子反應(yīng)、鹽類水解、氧化還原反應(yīng)的規(guī)律以及某些特殊離子的存在條件是否由于其它離子的存在而遭破壞。下列各組離子，因?yàn)榘l(fā)生下列反應(yīng)不能大量共存。

　A組：Al3＋＋3AlO2－＋6H2O＝4Al(OH)3↓　B組：HCO3－＋HSO4－＝H2O＋CO2↑＋SO42－

　C組：Cu2＋＋2OH－＝Cu(OH)2↓　D組：S2O32－＋2H＋＝SO2↑＋S↓＋H2O

　E組：Fe3＋＋3SCN－＝Fe(SCN)3　 G組：3Fe2＋＋NO3－＋4H＋＝3Fe3＋＋NO↑＋2H2O

　H組：Al3＋＋3HCO3－＝Al(OH)3↓＋3CO2↑　　　F組：能大量共存　　　

答案：F

[例6]下列離子方程式正確的是

A．AlCl3溶液中加入過(guò)量氨水：Al3++3NH3?H2O＝Al(OH)3↓+3NH4＋；

B．C6H5ONa溶液中通入少量CO2：2C6H5O-+CO2+H2O2C6H5OH+ CO32-；

C．FeBr2溶液中通入少量Cl2：2Br-+Cl2＝Br2+2Cl-；

D．Mg(HCO3)2溶液中加入足量NaOH溶液：

Mg2++2HCO3-+4OH-＝Mg(OH)2↓+2CO32-+2H2O.

解析：Ｂ中不論CO2多少，均得HCO3-；C中應(yīng)先氧化Fe2+。

答案：Ａ、D

[例7]下列離子方程式正確的是

A．向NaHSO4溶液中逐滴加入Ba(OH)2溶液，至沉淀完全：

2H++SO42-+Ba2++2OH-＝BaSO4↓+2H2O

B．碳酸鈉與醋酸溶液反應(yīng)：CO32-+2CH3COOH＝CO2↑+2CH3COO- +H2O

C．將1～2mL氯化鐵飽和溶液加入到20 mL沸水中：

Fe3++3H2OFe(OH)3（膠體）+3H+

D．氫氧化鐵與氫碘酸中和：Fe(OH)3+3H+＝Fe3++3H2O

解析：Ａ應(yīng)為H++SO42-+Ba2++OH-＝BaSO4↓+H2O； D中氫碘酸有還原性，要還原

+3價(jià)的鐵：2Fe(OH)3+6H++2I-＝2Fe2++I2+6H2O

答案：B、C

[例8]下列離子方程式正確的是

A．等物質(zhì)的量濃度的Ba(OH)2溶液與明礬溶液以體積比3比2混合

     3Ba2+＋6OH－＋2Al3+＋3SO42－＝3BaSO4↓＋2Al(OH)3↓

B．Fe(OH)2溶于稀硝酸中  Fe(OH)2＋3H+＝Fe2+＋3H2O

C．H218O中投入Na2O2固體  2H218O＋2O22－＝4OH－＋18O2↑

D．CuCl2溶液中加入Na2S溶液  Cu2+＋S2－＋2H2O＝Cu(OH)2↓＋H2S↑

解析：B中硝酸有氧化性，要氧化+2價(jià)的鐵：3Fe(OH)2＋10H+＋NO3－＝3Fe3+＋NO↑＋8H2O；

C應(yīng)為2H218O＋2 Na2O2＝2 Na OH＋2 Na 18OH＋O2↑；D應(yīng)為Cu2+＋S2－＝Cu S↓

答案：A

[例9]下列離子方程式的書(shū)寫(xiě)正確的是

A．FeS固體與稀HNO3溶液混合    FeS＋2H＋＝2Fe2＋＋H2S↑

B．NH4HSO4溶液中加入足量Ba(OH)2溶液

H＋＋SO42－＋Ba2＋＋OH－＝BaSO4↓＋H2O

C．Ca(ClO)2溶液中通入足量的CO2氣體

Ca2＋＋2ClO－＋CO2＋H2O＝CaCO3↓＋2HClO

D．等濃度等體積的Ca(H2PO4)2溶液與NaOH溶液混合

Ca2＋＋H2PO4－＋OH－＝CaHPO4↓＋H2O

解析：A中硝酸有氧化性，要氧化+2價(jià)的鐵和-2價(jià)的硫；B應(yīng)為NH4＋+H＋＋SO42－＋Ba2＋＋2OH－＝BaSO4↓+NH3?H2O＋H2O； C中CO2足量應(yīng)生成HCO3－。

答案：D

[例10]下列離子方程式書(shū)寫(xiě)正確的是

A．將少量SO2氣體通入NaClO溶液中   SO2+2ClO－+H2O=SO32－+2HClO

B．向KHSO4溶液中加入Ba(OH)2溶液至所得溶液的pH=7

    Ba2++2OH－+2H++SO42－=BaSO4↓+2H2O

C．向Ca(HCO3)2溶液中滴入過(guò)量的NaOH溶液

    Ca2++2 HCO3－+2OH－=CaCO3↓+CO32－+2H2O

D．112mL（S.T.P）Cl2通入10mL1mol/L的FeBr2溶液中

    2Fe2++4Br－+3Cl2=2Fe3++6Cl－+2Br2

解析：A中SO32－要被HClO 氧化；D中Cl2少僅氧化Fe2+

答案：B、C

 

4．實(shí)戰(zhàn)演練

試題詳情

考點(diǎn)29影響化學(xué)平衡的條件

1．復(fù)習(xí)重點(diǎn)

1．濃度,壓強(qiáng)和溫度等條件對(duì)化學(xué)平衡的影響.

2．平衡移動(dòng)原理的應(yīng)用.

2．難點(diǎn)聚焦

我們研究化學(xué)平衡的目的,不是要保持一個(gè)化學(xué)平衡不變.而是要研究如何利用外界條件的改變,去破壞化學(xué)平衡.使之向我們所希望的方向轉(zhuǎn)變,去建立新的化學(xué)平衡.

化學(xué)平衡的移動(dòng):

可逆反應(yīng)中,舊化學(xué)平衡的破壞,新化學(xué)平衡的建立的過(guò)程就叫做化學(xué)平衡的移動(dòng).

(一)     濃度對(duì)化學(xué)平衡的影響:

做實(shí)驗(yàn):2-3實(shí)驗(yàn)證明:

加入FeCl3或KSCN溶液后，試管中的紅色加深了。

說(shuō)明生成物的濃度增大了。

說(shuō)明化學(xué)平衡向正反應(yīng)的方向移動(dòng)了。

無(wú)數(shù)實(shí)驗(yàn)證明：

 增大任何一種反應(yīng)物的濃度，都可以使化學(xué)平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。

增大任何一種生成物的濃度，都可以使化學(xué)平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。

 

減小任何一種反應(yīng)物的濃度，都可以使化學(xué)平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。

減小任何一種生成物的濃度，都可以使化學(xué)平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。

 

(二)     壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡的影響:

處于平衡狀態(tài)的反應(yīng)混合物里，無(wú)論是反應(yīng)物，還是生成物，只要有氣態(tài)物質(zhì)存在，壓強(qiáng)的改變，就有可能使化學(xué)平衡移動(dòng)。

如：

反應(yīng)中，1體積氮?dú)夂?體積的氫氣反應(yīng)，生成了2體積的氨氣。反應(yīng)后，氣體總體積減少了！

參見(jiàn)表2－3數(shù)據(jù)。

可知，對(duì)這種氣體總體積減少的反應(yīng)，增大壓強(qiáng)，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。即：增大壓強(qiáng)，平衡向體積縮小的方向移動(dòng)；減小壓強(qiáng)，平衡向體積增大的方向移動(dòng)。

氣體總體積不變化，改變壓強(qiáng)，化學(xué)平衡不移動(dòng)！

如：

反應(yīng)前后，氣體物質(zhì)總體積不變。

改變壓強(qiáng)，平衡不移動(dòng)！

 

(三)     溫度對(duì)化學(xué)平衡的影響:

在吸熱或放熱的可逆反應(yīng)中,反應(yīng)混合物達(dá)平衡后,改變溫度,也會(huì)使化學(xué)平衡移動(dòng).

在可逆反應(yīng)中,正反應(yīng)如果放熱,則,逆反應(yīng)必定吸熱!反之亦然.

做實(shí)驗(yàn)2－4

由實(shí)驗(yàn)可知:

   升高溫度,(混合氣體顏色加深,)平衡向吸熱反應(yīng)的方向移動(dòng).

   降低溫度,(混合氣體顏色變淺,)平衡向放熱反應(yīng)的方向移動(dòng)

(四)     催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響:

催化劑能同等程度的增加正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率,即,催化劑不能改變達(dá)到化學(xué)平衡狀態(tài)的反應(yīng)混合物的組成.即:催化劑不能使化學(xué)平衡移動(dòng)!但催化劑可以改變達(dá)到化學(xué)平衡所需要的時(shí)間.

 

(五)     平衡移動(dòng)原理:

即:勒夏特列原理:

  如果改變影響平衡的一個(gè)條件,平衡就像削弱這種改變的方向移動(dòng).

 

3．例題精講

化學(xué)平衡圖像題的解法探討

例1.可逆反應(yīng)mA(固)+nB(氣) eC(氣)+fD(氣)反應(yīng)過(guò)程中，當(dāng)其他條件不變時(shí)，C的體積分?jǐn)?shù)j(C)在不同溫度(T)和不同壓強(qiáng)(P)的條件下隨時(shí)間(t)的變化關(guān)系如圖所示。下列敘述正確的是                                      （   ）

A．達(dá)到平衡后，若使用催化劑，C的體積分?jǐn)?shù)將增大

B．當(dāng)平衡后，若溫度升高，化學(xué)平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)

C．化學(xué)方程式中，n＞e+f

D．達(dá)到平衡后，增加A的質(zhì)量有利于化學(xué)平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)

[解析] 從(1)圖中應(yīng)先判斷出T1與T2溫度的大小關(guān)系。在其他條件不變時(shí)，溫度升高，反應(yīng)速率變大，達(dá)到平衡時(shí)間越短。由此可知，T2＞T1。從圖(1)分析可知溫度較高時(shí)j(C)變小，說(shuō)明升高溫度時(shí)，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，所以該正反應(yīng)是放熱反應(yīng)。B選項(xiàng)是正確的。

從(2)圖中，應(yīng)先判斷出P1與P2大小關(guān)系。在其他條件不變情況下，壓強(qiáng)越大，達(dá)到平衡的時(shí)間就越短，由此可知P2＞P1。從圖中可知，壓強(qiáng)增大時(shí)j(C)變小，說(shuō)明增大壓強(qiáng)平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，逆反應(yīng)方向是氣體體積減小方向，即n＜e+f，C項(xiàng)錯(cuò)誤。

由于使用催化劑，并不影響化學(xué)平衡的移動(dòng)，A項(xiàng)錯(cuò)誤。

在化學(xué)平衡中，增大或減小固體物質(zhì)的質(zhì)量不影響化學(xué)平衡的移動(dòng)。因此D項(xiàng)錯(cuò)誤。

[答案]B

[點(diǎn)評(píng)] 解答這類圖象題時(shí)，必須要抓住縱坐標(biāo)(變量)即C的體積分?jǐn)?shù)與外界條件變化的關(guān)系，分析得出相應(yīng)正確的結(jié)論。

例2.已知某可逆反應(yīng)mA(g)＋nB(g)pC(g)在密閉容器中進(jìn)行，右圖表示在不同反應(yīng)時(shí)間t時(shí)，溫度T和壓強(qiáng)P與反應(yīng)物B在混合氣體中的體積分?jǐn)?shù)B%的關(guān)系曲線，由曲線分析，下列判斷正確的是                              （    ）             

    A．T1＜T2  P1＞P2  m＋n＞P  ΔH<0

    B．T1＞T2  P1＜P2  m＋n＞P  ΔH>0      

    C．T1＜T2   P1＞P2  m＋n＜P  ΔH<0     

    D．T1＞T2  P1＜P2  m＋n＜P  ΔH>0

 [解析] 本題考查根據(jù)溫度、壓強(qiáng)變化對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響來(lái)判斷化學(xué)方程式的特點(diǎn)。分析圖象，可以分兩個(gè)層次考慮:（如圖將三條曲線分別標(biāo)為①、②、③）。從①、②曲線可知，當(dāng)壓強(qiáng)相同（為P2）時(shí)，②先達(dá)平衡，說(shuō)明T1＞T2 ；又因?yàn)門2低，B%大，即降低溫度，平衡逆向移動(dòng)，說(shuō)明逆向放熱，正向吸熱。從②、③曲線可知，當(dāng)溫度相同（為T1）時(shí)，②先達(dá)平衡，說(shuō)明P2＞P1 ；又因?yàn)镻2大，B%大，即增大壓強(qiáng)，平衡逆向移動(dòng)，說(shuō)明逆方向?yàn)闅怏w體積減小的方向，m＋n＜P。 綜合以上分析結(jié)果：T1＞T2， P1＜P2，m＋n＜P，正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)。

[答案]  D

[點(diǎn)評(píng)] 識(shí)別此題的圖像，要從兩點(diǎn)入手，其一，斜線的斜率大小與反應(yīng)速率大小關(guān)聯(lián)，由此可判斷溫度、壓強(qiáng)的高低；其二，水平線的高低與B%大小相關(guān)聯(lián)，由此可分析出平衡向那個(gè)方向移動(dòng)。

例3 .在一定溫度下，容器內(nèi)某一反應(yīng)中M、N的物質(zhì)的量隨反應(yīng)時(shí)間變化的曲線如圖，下列表述中正確的是?                                        （    ）

A．反應(yīng)的化學(xué)方程式為：2MN?   B．t2時(shí)，正逆反應(yīng)速率相等，達(dá)到平衡?

C．t3時(shí)，正反應(yīng)速率大于逆反應(yīng)速率?   D．t1時(shí)，N的濃度是M濃度的2倍?

[解析]本題以化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡為素材，考核觀察圖象及其信息加工的能力。從圖象可知，t1時(shí)，N的物質(zhì)的量是6mol，M的物質(zhì)的量是3mol，故N的濃度是M濃度的2倍是正確的；同時(shí)也可得出反應(yīng)的化學(xué)方程式為：2NM；t2時(shí)，正逆反應(yīng)速率雖然相等，但尚未達(dá)到平衡，因?yàn)榇藭r(shí)M、N的物質(zhì)的量還在增大與減少，t3時(shí)M、N的物質(zhì)的量保持不變，說(shuō)明已達(dá)平衡狀態(tài)，則正反應(yīng)速率等于逆反應(yīng)速率。?

[答案]  D?

[點(diǎn)評(píng)] 主要考查化學(xué)反應(yīng)速率、化學(xué)平衡等知識(shí)，已經(jīng)抽象到?jīng)]有具體的元素符號(hào)，并且以看圖設(shè)置情境設(shè)問(wèn)，因此對(duì)觀察能力作了重點(diǎn)考查，思維能力要求也較高。圖的橫坐標(biāo)是時(shí)間，繪出了t1、t2、t33個(gè)時(shí)刻。縱坐標(biāo)既不是速率，也不是濃度，而是物質(zhì)的量。仔細(xì)審視各時(shí)間段中物質(zhì)的量的變化。

例4.反應(yīng) 2X（氣）＋ Y（氣）2Z（氣）+熱量，在不同溫度（T1和T2）及壓強(qiáng)（p1和p2）下，產(chǎn)物Z的物質(zhì)的量（n2）與反應(yīng)時(shí)間（t）的關(guān)系如右圖所示。下述判正確的是                               （    ）                      

  A、T1＞T2，p1＜p2          B、T1＜T2，P1＞p2

  C、T1＞T2，P1＞p2          D、T1＜T2，p1＜p2

 [解析] 首先分析反應(yīng)：這是一個(gè)氣體的總物質(zhì)的量減小（體積減小）、放熱的可逆反應(yīng)，低溫、高壓對(duì)反應(yīng)有利，達(dá)平衡時(shí)產(chǎn)物Z的物質(zhì)的量n2大，平衡點(diǎn)高，即圖示曲線T2、p1。再對(duì)比圖示曲線T2、p2，溫度相同，壓強(qiáng)不同，平衡時(shí)n2不同（pl時(shí)的n2＞P2時(shí)的n2），由此分析p1＞p2，再?gòu)姆磻?yīng)速率驗(yàn)證，T2、P1的曲線達(dá)平衡前斜率大（曲線陡）先到達(dá)平衡，也說(shuō)明壓強(qiáng)是 p1＞p2（增大反應(yīng)壓強(qiáng)可以增大反應(yīng)速率）。然后比較曲線T2、p2與T1、p2，此時(shí)壓強(qiáng)相同，溫度不同，溫度低的達(dá)平衡時(shí)n2大，平衡點(diǎn)高（曲線T2、p2），由此判斷溫度T1＞T2；再由這兩條曲線達(dá)平衡前的斜率比較，也是T1、p2的斜率大于T2、p2，T1、p2先到達(dá)平衡，反應(yīng)速率大，也證明T1＞T2。由此分析得出正確的判斷是T1＞T2，p1＞p2，選項(xiàng)C的結(jié)論正確。

[答案]  C

[方法點(diǎn)撥]

化學(xué)平衡圖象問(wèn)題的識(shí)別分析方法

化學(xué)平衡圖象問(wèn)題的識(shí)別無(wú)外乎是看坐標(biāo)、找變量、想方程、識(shí)圖象四個(gè)方面，即準(zhǔn)確認(rèn)識(shí)橫、縱坐標(biāo)的含義，根據(jù)圖象中的點(diǎn)（起點(diǎn)、終點(diǎn)、轉(zhuǎn)折點(diǎn)）、線（所在位置的上下、左右、升降、彎曲）特征，結(jié)合題目中給定的化學(xué)方程式和數(shù)據(jù)，應(yīng)用概念、規(guī)律進(jìn)行推理判斷．但識(shí)圖是關(guān)鍵，筆者認(rèn)為應(yīng)以橫坐標(biāo)的不同含義把圖象分為兩大類：①時(shí)間（t）類，②壓強(qiáng)（p）或溫度（T）類．這兩類的特征分別如下．

（一）、時(shí)間（t）類

1．圖象中總有一個(gè)轉(zhuǎn)折點(diǎn)，這個(gè)點(diǎn)所對(duì)應(yīng)的時(shí)間為達(dá)到平衡所需時(shí)間，時(shí)間的長(zhǎng)短可確定化學(xué)反應(yīng)速率的大小，結(jié)合濃度、溫度、壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響規(guī)律，可確定濃度的大小，溫度的高低和壓強(qiáng)的大小．

2．圖象中總有一段或幾段平行于橫軸的直線，直線上的點(diǎn)表示可逆反應(yīng)處于平衡狀態(tài)．

3．這幾段直線的相對(duì)位置可確定化學(xué)平衡移動(dòng)的方向．固定其它條件不變，若因溫度升降引起的平衡移動(dòng)，就可確定可逆反應(yīng)中是Q＞0還是Q＜0；若因壓強(qiáng)增減引起的平衡移動(dòng)，就可確定氣態(tài)物質(zhì)在可逆反應(yīng)中，反應(yīng)物的系數(shù)和與生成物的系數(shù)和之間的相對(duì)大小．

（二）、壓強(qiáng)（p）或溫度（T）類

1．圖象均為曲線．

2．曲線上的點(diǎn)表示可逆反應(yīng)在相應(yīng)壓強(qiáng)或溫度下處于平衡狀態(tài)；而不在曲線上的點(diǎn)表示可逆反應(yīng)在相應(yīng)壓強(qiáng)或溫度下未達(dá)到平衡狀態(tài)，但能自發(fā)進(jìn)行至平衡狀態(tài)．

3．曲線的相對(duì)位置、變化趨勢(shì)決定了化學(xué)平衡移動(dòng)的方向．固定其它條件不變，若溫度變化引起的平衡移動(dòng)，即可確定可逆反應(yīng)中是Q＞0還是Q＜0；若因壓強(qiáng)改變引起的平衡移動(dòng)，即可確定氣態(tài)物質(zhì)在可逆反應(yīng)中反應(yīng)物的系數(shù)和與生成物的系數(shù)和之間的相對(duì)大小

等效平衡的探討

1、定溫、定容條件下的等效平衡　
例5：在一個(gè)固定容積的密閉容器中加入2molA和1molB，發(fā)生反應(yīng)2A(g)+B(g)ㄐ3C(g)+D(g)，達(dá)到平衡時(shí)，C的濃度為wmol/L。若維持容器的容積和溫度不變，按下列情況配比為開(kāi)始濃度，達(dá)到平衡后C的濃度仍為wmol/L的是（　　）　

A、4molA+2molB 　

B、2molA+1molB+3molC+1molD

C、3molC+1molD+1molB 　

D、3molC+1molD 　

E、1molA+0.5molB+1.5molC+0.5molD

［解析］

這是一道關(guān)于等效平衡的題，常用極端假設(shè)法分析。將“3molC+1molD”轉(zhuǎn)化為“2molA+1molB”將.5molC+0.5molD”轉(zhuǎn)化為“1molA+0.5molB”。則B組起始狀態(tài)相當(dāng)于4molA+2molB”，C組起始狀態(tài)相當(dāng)于“2molA+2molB”，E組起始狀態(tài)相當(dāng)于“2molA+1molB”。顯然，A、B、C組的起始量與“2molA+1molB”　的起始量不同，均不能達(dá)到與其相同的平衡狀態(tài)，而D、E組的起始量與“2molA+1molB”　的起始量相同，能達(dá)到與其相同的平衡狀態(tài)。故正確答案為D、E。

答案：D  E　

例6．在一定溫度下，把2mol SO2和1molO2通入一個(gè)一定容積的密閉容器里，發(fā)生反應(yīng)2SO2+O2 2SO3，當(dāng)此反應(yīng)進(jìn)行到一定程度時(shí)，就處于化學(xué)平衡狀態(tài)。若該容器中維持溫度不變，令a、b、c分別代表初始時(shí)SO2、O2和SO3的物質(zhì)的量。如果a、b、c取不同的數(shù)值，它們必須滿足一定的相互關(guān)系，才能保證達(dá)到平衡時(shí)，反應(yīng)混合物中三種氣體的體積分?jǐn)?shù)仍跟上述平衡時(shí)完全相同。請(qǐng)?zhí)顚?xiě)下列空白：

(1)若a=0，b=0，則c=____。

(2)若a=0.5mol，則b=____，c=____。

(3)a、b、c取值必須滿足的一般條件是(請(qǐng)用兩個(gè)方程式表示，其中一個(gè)只含a和c，另一個(gè)只含b和c)____。

 [解析] 對(duì)于本題來(lái)說(shuō)，要達(dá)到同一平衡狀態(tài)，其外界條件相同，就是同溫、同壓時(shí)有關(guān)物質(zhì)的物質(zhì)的量要符合如下關(guān)系：

(1)若反應(yīng)從正反應(yīng)開(kāi)始，必須是2molSO2，1molO2；

(2)若反應(yīng)是從逆反應(yīng)開(kāi)始，必須是2molSO3；

(3)若反應(yīng)是從正、逆反應(yīng)兩個(gè)方向開(kāi)始，則把SO3看作是由SO2和O2轉(zhuǎn)化而來(lái)的，把SO3的起始的量全部轉(zhuǎn)化為SO2和O2，然后這部分物質(zhì)的量再分別加上原有的SO2和O2的量，看看是否能達(dá)到2molSO2和1molO2；或使SO2、O2的起始的量全部轉(zhuǎn)化為SO3，然后這部分物質(zhì)的量再加上原有的SO3的量，看看是否能達(dá)到2molSO3。

[答案] (1) 2mol。(2) 0.25mol，1.5mol。(3) a+c=2，2b+c=2。

 

2、定溫、定壓條件下的等效平衡　

例7．在恒溫恒壓條件下，向可變的密閉容器中充入3LA和2LB發(fā)生如下反應(yīng)3A（g）+2B（g）xC（g）+yD（g）,達(dá)到平衡時(shí)C的體積分?jǐn)?shù)為m%。若維持溫度不變，將0.6LA、0.4LB、4LC、0.8LD作為起始物質(zhì)充入密閉容器中，達(dá)到平衡時(shí)C的體積分?jǐn)?shù)仍為m%。則x、y的值分別為（　　　）　

A、x=3、y=1　　B、x=4、y=1 　C、x=5、y=1　　D、x=2、y=3　 E、x=10、y=2 　

解析：

該反應(yīng)起始反應(yīng)物的量比0.6:0.4=3:2符合化學(xué)方程式中反應(yīng)物的系數(shù)比,若4LC、0.8LD恰好完全轉(zhuǎn)化成A、B時(shí)，必須x:y=5:1，但此時(shí)x+y≠2+3，故在恒溫恒壓條件下,符合x(chóng):y=5:1的所有x、y的值不符合題意。若4LC、0.8LD不能恰好完全轉(zhuǎn)化成A、B時(shí)，則不能達(dá)到與開(kāi)始時(shí)等效的平衡狀態(tài)。當(dāng)x=5、y=1時(shí)，用極端假設(shè)法“4LC、0.8LD”可轉(zhuǎn)化為“2.4LA、1.6LB”，反應(yīng)物的起始量相當(dāng)于“3LA、2LB”,與原起始量相同，能達(dá)到與開(kāi)始時(shí)相同的平衡狀態(tài)，故正確答案為C。　

3、定溫、不定壓、不定容條件下的等效平衡  

例8．在一定溫度下,將2molHI氣體充入一容積可變的密閉容器中發(fā)生反應(yīng)

HI(g) H2(g)+I2(g),反應(yīng)達(dá)平衡后,H2的體積分?jǐn)?shù)為m%。若其他條件不變,容器的容積變?yōu)樵瓉?lái)的一半,平衡時(shí)H2的體積分?jǐn)?shù)為????。　

解析：容器的容積變?yōu)樵瓉?lái)的一半,體系的壓強(qiáng)變?yōu)樵瓉?lái)的2倍，由于反應(yīng)前后氣體體積不變，所以平衡不移動(dòng)，H2的體積分?jǐn)?shù)仍為m%，各物質(zhì)的濃度均為原來(lái)的2倍，反應(yīng)速率加快。

答案：H2的體積分?jǐn)?shù)為m%　

 [ 方法提示]

1.等效平衡的含義：在一定條件（恒溫恒容或恒溫恒壓）下，只是起始加入情況不同的同一可逆反應(yīng)達(dá)到平衡后，任何相同組分的分?jǐn)?shù)（體積、物質(zhì)的量）均相等，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。

在等效平衡中，還有一類特殊的平衡，不僅任何相同組分x的分?jǐn)?shù)（體積、物質(zhì)的量）均相同，而且相同組分的物質(zhì)的量均相同，這類等效平衡又互稱為同一平衡。同一平衡是等效平衡的特例。

如：N2+3H22NH3在下列四個(gè)容器A、B、C、D中均處于平衡狀態(tài)，各組分物質(zhì)的量分別為如下所示。

B．a(chǎn) mol N2，b mol H2，c mol NH3

C．1 mol N2，3 mol H2，0 mol NH3

D．0 mol N2，0 mol H2，2 mol NH3

若A、B兩容器T、p相同，則A、B兩平衡互為等效平衡。

若C、D兩容器T、V相同，則C、D兩平衡互為同一平衡。

2.建立等效平衡的條件

（1）．恒溫恒壓下或恒溫恒容下，對(duì)于同一可逆反應(yīng)，若兩初始狀態(tài)有相同的物料關(guān)系，則達(dá)到平衡后兩平衡等效且實(shí)為同一平衡。

此處的相同是指廣義的相同，即只要通過(guò)可逆反應(yīng)的化學(xué)計(jì)量數(shù)關(guān)系換算成平衡式左右兩邊中某一邊的物質(zhì)的量，若兩者相同則為有相同的物料關(guān)系。如：

N2＋3H22NH3

則①②③為具有相同的物料關(guān)系。

（2）．在恒溫恒壓下，對(duì)于同一可逆反應(yīng)，若兩初始狀態(tài)具有相當(dāng)的物料關(guān)系，則達(dá)到平衡后，兩平衡互為等效平衡。

此處的相當(dāng)是指按化學(xué)計(jì)量數(shù)換算成左右兩邊中同一邊物質(zhì)的量之比相同。

例如：N2O（g）＋2O2（g）N2O5（g）

①中n（N2O）∶n（O2）=2∶3

②中n（N2O）∶n（O2）=3∶4.5＝2∶3

③n（N2O）∶（O2）=（2.5+1.5）∶（3+3）=2∶3

則①②③的量相當(dāng)。

由此可知：化學(xué)平衡的建立，僅僅與反應(yīng)條件有關(guān)，而與化學(xué)平衡的建立的過(guò)程無(wú)關(guān)，這就是說(shuō)，對(duì)同一個(gè)可逆反應(yīng)，在同樣的條件下，無(wú)論反應(yīng)是從正反應(yīng)開(kāi)始，或是從逆反應(yīng)開(kāi)始，或是從兩個(gè)方向同時(shí)開(kāi)始(即既有反應(yīng)物轉(zhuǎn)化為生成物，同時(shí)也有生成物轉(zhuǎn)化為反應(yīng)物)，最終都能達(dá)到完全相同的平衡狀態(tài)，也就是平衡體系中各物質(zhì)的質(zhì)量分?jǐn)?shù)(氣體的體積分?jǐn)?shù))各保持一定而不變。

　　 對(duì)于一般可逆反應(yīng)，在定溫、定容條件下，只改變起始加入情況，只要按化學(xué)方程式中各物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)比換算成方程式左右兩邊同一邊物質(zhì)的物質(zhì)的量與原平衡相同，則二平衡等同（也等效）。對(duì)于反應(yīng)前后氣體體積不變的可逆反應(yīng)，在定溫、定容或定溫、定壓條件下，只改變起始時(shí)加入情況，只要按化學(xué)方程式中各物質(zhì)計(jì)量數(shù)比換算成方程式左右兩邊同一邊物質(zhì)的物質(zhì)的量之比與原平衡相同，則二平衡等效（不一定等同）。

例5． 在一個(gè)盛有催化劑容積可變的密閉容器中，保持一定的溫度和壓強(qiáng)，進(jìn)行以下反應(yīng)：     N2＋3H22NH3           已知加入1 mol N2、4 mol H2時(shí)，達(dá)到平衡后生成a mol NH3（見(jiàn)表中已知項(xiàng)），在相同溫度和壓強(qiáng)下保持平衡后各組分體積分?jǐn)?shù)不變，對(duì)下列編號(hào)②～④的狀態(tài)，填寫(xiě)表中空白。

解析：由題意知②與①的平衡狀態(tài)互為等效平衡，②中平衡時(shí)NH3的物質(zhì)的量為①的一半，設(shè)①達(dá)到平衡的過(guò)程如下圖。

設(shè)想我們可以用隔板將①中平衡狀態(tài)均分為A、B兩部分，那么A（B）與整體當(dāng)然處于等效平衡且A（B）中NH3的量為0.5a mol，所以我們可認(rèn)為A（B）部分為②的平衡態(tài)，那么達(dá)到B平衡態(tài)的初始狀態(tài)當(dāng)然也為達(dá)到①平衡態(tài)的初始狀態(tài)的一半，即可用下圖表示：

即達(dá)到②的平衡的初始的物質(zhì)的量為：

n（N2）=0.5mol、n（H2）=2mol、n（NH3）=0 mol

而經(jīng)過(guò)等量互換，當(dāng)n（NH3）＝1mol時(shí)，

n（N2）=0mol n（H2）=1.5mol

同理知①為③這個(gè)整體的2／3，故③達(dá)到平衡時(shí)n（NH3）=

同理，設(shè)始態(tài)NH3為x，平衡時(shí)NH3為y，則

得x=2（g-4m） y=（g-3m）a

[點(diǎn)撥]

 這類等效平衡可形象地理解為整體與局部的關(guān)系。即在恒溫恒壓下，當(dāng)兩初始狀態(tài)符合局部與整體的關(guān)系時(shí)，那么相對(duì)應(yīng)的平衡態(tài)也就符合局部與整體的關(guān)系。反之亦然。

4．實(shí)戰(zhàn)演練

（一）選擇題

1.對(duì)于反應(yīng)A(s)+2B(g)3C(g)；△H＞0，C%跟外界條件X、Y的關(guān)系如圖所示，下列結(jié)論正確的是                                              （    ）                           

    A．Y表示溫度，X表示壓強(qiáng)，且Y3＞Y2＞Y1

B．Y表示壓強(qiáng)，X表示溫度，且Y3＞Y2＞Y1

C．X表示壓強(qiáng)，Y表示溫度，且Y1＞Y2＞Y3

D．X表示溫度，Y表示壓強(qiáng)，且Y1＞Y2＞Y3

 

2. 在容積固定的密閉容器中存在如下反應(yīng)：    A(g)+3B(g) 2C(g)；  △H<0某研究小組研究了其他條件不變時(shí)，改變某一條件對(duì)上述反應(yīng)的影響，并根據(jù)實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)作出下列關(guān)系圖：

下列判斷一定錯(cuò)誤的是                                             （     ）                                              

A．圖I研究的是不同催化劑對(duì)反應(yīng)的影響，且乙使用的催化劑效率較高

B．圖I研究的是壓強(qiáng)對(duì)反應(yīng)的影響，且乙的壓強(qiáng)較高

C．圖Ⅱ研究的是溫度對(duì)反應(yīng)的影響，且甲的溫度較高

D．圖Ⅲ研究的是不同催化劑對(duì)反應(yīng)的影響，且甲使用的催化劑效率較高

3.右圖曲線a表示放熱反應(yīng)X(g)+Y(g)   Z(g)+M(g)+N(s)進(jìn)行過(guò)程中X的轉(zhuǎn)化率隨時(shí)間變化的關(guān)系。若要改變起始條件，使反應(yīng)過(guò)程按b曲線進(jìn)行，可采取的措施是                                                          （      ）

      A．升高溫度      B．加大X的投入量

          
   
          
    
    
          
    
              
           
           
           
           
           
           
          4.反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，溫度和壓強(qiáng)對(duì)該反應(yīng)的影響如圖所示，圖中：，x軸表示溫度，y軸表示平衡混合氣中G的體積分?jǐn)?shù)。有下列判斷：（1）該反應(yīng)是放熱反應(yīng)；  （2）該反應(yīng)是吸熱反應(yīng)；   3）a>b； （4）a<b；其中正確的是                                                  
（     ）
          A. （1）（3）     B. （1）（4）     C. （2）（3）      D. （2）（4）
           
          （二）填空題
          1.加入0.1mol粉末于50mL的中（密度）在標(biāo)準(zhǔn)狀況下放出的氣體體積與時(shí)間的關(guān)系如圖所示：
          （1）實(shí)驗(yàn)時(shí)放出的氣體總體積是      。
          （2）反應(yīng)放出―半氣體所需時(shí)間是      。
          （3）反應(yīng)放出氣體所需的時(shí)間約為      。
          （4）A、B、C、D各點(diǎn)批反應(yīng)速率快慢的順序是      。
          （5）解釋上述A、B、C、D快慢的原因是     。
           
           
          2.二氧化氮在加熱條件下能夠分解成一氧化氮和氧氣。該反應(yīng)進(jìn)行到45秒時(shí)，達(dá)到平衡（NO2濃度約為0.0125mol/L）。右圖中的曲線表示二氧化氮分解反應(yīng)在前25秒內(nèi)的反應(yīng)進(jìn)程。
          （1）請(qǐng)計(jì)算前20秒內(nèi)氧氣的平均生成速度：        ；
          （2）若反應(yīng)延續(xù)至70秒，請(qǐng)?jiān)趫D中用實(shí)線畫(huà)出25秒至70秒的反應(yīng)進(jìn)程曲線。
          （3）若在反應(yīng)開(kāi)始時(shí)加入催化劑
          （其他條件都不變），請(qǐng)?jiān)趫D上用虛線
          畫(huà)出加化劑后的反應(yīng)進(jìn)程曲線。
          3.有mA(g)＋nB(g)3C(g)平衡體系，在不同條件下，反應(yīng)混合物中A、B、C的體積分?jǐn)?shù)和時(shí)間t的關(guān)系如圖所示：
          （1）若圖A的a和b兩條曲線分別表示有無(wú)催化劑的情形，曲線              
表示有催化劑的情形。
          （2）若圖B中c、d兩條曲線分別表示不同溫度的情形，則曲線           
表示高溫時(shí)的情形。
          （3）若圖C中e、f表示不同壓強(qiáng)時(shí)的情形，則曲線           
表示壓強(qiáng)較大時(shí)的情形，方程式中A、B兩種物質(zhì)的系數(shù)m、n分別為           
、           
。
          4.（1）一定溫度下，容器內(nèi)某一化學(xué)反應(yīng)中M、N
          的物質(zhì)的量隨反應(yīng)時(shí)間的變化的曲線如右圖，則此反應(yīng)的化學(xué)方程式為                
；此反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率        。
          (2)在10℃和2×105pa的條件下，反應(yīng)：aA(g)dD(g)+eE(g)建立平衡后，再逐步增大體系的壓強(qiáng)（溫度維持不變），表中列出不同壓強(qiáng)下反應(yīng)建立平衡時(shí)物質(zhì)D的濃度。（已知反應(yīng)過(guò)程中未出現(xiàn)物態(tài)變化。）
          壓強(qiáng)/pa
          2×105
          4×105
          D的濃度（mol/L）
          0.7
          1.5
          則壓強(qiáng)由2×105增大到4×105時(shí)，平衡向       方向移動(dòng)（填“正”或“逆”）。a與（d+e）的關(guān)系是：a          
(d+e)。（填“大于”、“小于”或“等于”。）
           
          		
          試題詳情
           
		
		
          
				
		
           
          考點(diǎn)28化學(xué)平衡
          1．復(fù)習(xí)重點(diǎn)
          1.       建立化學(xué)平衡的觀點(diǎn).
          2.       理解化學(xué)平衡的特征.
          3.       常識(shí)性介紹化學(xué)平衡常數(shù).
          2．難點(diǎn)聚焦
          在化學(xué)研究和化工生產(chǎn)中,只考慮化學(xué)反應(yīng)的速率是不夠的.
          例如:
          這是一個(gè)可逆反應(yīng)！（正反應(yīng)的生成物，是逆反應(yīng)的反應(yīng)物。）
          特點(diǎn)：（二同）同一條件下；同時(shí)進(jìn)行。
          顯然，可逆反應(yīng)不能進(jìn)行到底。（即：反應(yīng)物不能全部轉(zhuǎn)化為生成物。）
          因此，對(duì)任一可逆反應(yīng)來(lái)說(shuō)，都有一個(gè)化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的程度問(wèn)題。
          這就牽涉到化學(xué)平衡。
          化學(xué)平衡主要是研究可逆反應(yīng)規(guī)律的。
          如：可逆反應(yīng)進(jìn)行的程度，以及各種條件對(duì)反應(yīng)進(jìn)行的程度的影響等。
          （一）   化學(xué)平衡的建立：
          當(dāng)我們把蔗糖不斷的溶入水中，直至蔗糖不能繼續(xù)溶解。
          此時(shí)，所得溶液為蔗糖的飽和溶液。
          在此溶液中,繼續(xù)加入蔗糖,蔗糖不再減少.(溫度等其它條件不變時(shí).)
          蔗糖真的不能繼續(xù)溶解了嗎？
          我們做一個(gè)小實(shí)驗(yàn)：用一塊中間有凹痕的蔗糖，放入蔗糖的飽和溶液中。過(guò)一段時(shí)間，我們會(huì)看到，凹痕不見(jiàn)了。取出蔗糖，小心稱量，質(zhì)量未變！
          這是怎么回事呢？
          原來(lái)，在蔗糖的飽和溶液中，蔗糖并非不再溶解，而是蔗糖溶解的同時(shí)，已溶解的蔗糖分子又回到晶體表面。而且，溶解的速率和結(jié)晶的速率相同。
          所以，在蔗糖的飽和溶液中，加入蔗糖晶體。晶體的質(zhì)量不會(huì)減少，但凹痕卻不見(jiàn)了。
          這種狀態(tài)，叫溶解－結(jié)晶平衡狀態(tài)。簡(jiǎn)稱：溶解平衡狀態(tài)。
          顯然，溶解平衡狀態(tài)是動(dòng)態(tài)平衡狀態(tài)。
           
          可逆反應(yīng)的情形又是怎樣呢？
          實(shí)驗(yàn)證明:
          在一氧化碳和水蒸汽的反應(yīng)中:
          如果溫度不變,反應(yīng)無(wú)論進(jìn)行多長(zhǎng)時(shí)間,容器里混合氣體中各種氣體的濃度都不再發(fā)生變化.
          正反應(yīng),逆反應(yīng)都在繼續(xù)進(jìn)行!
          只是:
          正反應(yīng)速率==逆反應(yīng)速率
          這種狀態(tài),稱化學(xué)平衡狀態(tài).簡(jiǎn)稱:化學(xué)平衡.
          化學(xué)平衡是動(dòng)態(tài)平衡.
          當(dāng)可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí),正反應(yīng)和逆反應(yīng)都仍在繼續(xù)進(jìn)行.只是由于在同一瞬間,正反應(yīng)生成的CO2和H2,的分子數(shù),和逆反應(yīng)所消耗的CO2和H2,的分子數(shù)相等!
          即: 正反應(yīng)速率==逆反應(yīng)速率
          反應(yīng)混合物中,各組份的濃度不變!
          化學(xué)平衡: 
            化學(xué)平衡狀態(tài),是指在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).
           
          （二）   化學(xué)平衡常數(shù)：
          參見(jiàn)表2-1 
          分析數(shù)據(jù)可知:
          1.       在一定溫度下,可逆反應(yīng)無(wú)論從正反應(yīng)開(kāi)始,還是從逆反應(yīng)開(kāi)始,最后都能達(dá)到化學(xué)平衡.
          2.       達(dá)到化學(xué)平衡后,反應(yīng)物的濃度之積,比上生成物的濃度之積,是一個(gè)常數(shù).---化學(xué)平衡常數(shù).
          注意:
          1.對(duì)同一個(gè)化學(xué)反應(yīng)來(lái)說(shuō),溫度不變,化學(xué)平衡常數(shù)不變!(但不一定是1)
          2.化學(xué)計(jì)量數(shù)為濃度的指數(shù).
          3.K值越大,反應(yīng)進(jìn)行的程度越大.反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率也越大.反之亦然.
           
           
          3．例題精講
          例1： H2(g)+ I2(g) 2HI(g)已經(jīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的標(biāo)志                     
。
              ①c(H2)=c(I2)=c(HI)時(shí)
          ②c(H2):c(I2):c(HI)=1:1:2時(shí)
          ③c(H2)、c(I2)、c(HI)不再隨時(shí)間而改變
          ④單位時(shí)間內(nèi)生成nmolH2的同時(shí)生成2nmolHI
          ⑤單位時(shí)間內(nèi)生成nmolH2的同時(shí)生成nmolI2
          ⑥反應(yīng)速率v(H2)=v(I2)=v(HI)
          ⑦一個(gè)H-H鍵斷裂的同時(shí)有兩個(gè)H-I鍵斷裂
          ⑧溫度和體積一定時(shí)，容器內(nèi)壓強(qiáng)不再變化
          ⑨溫度和體積一定時(shí)，混合氣體的顏色不再變化
          ⑩溫度和壓強(qiáng)一定時(shí)，混合氣體的密度不再變化
          ⑾條件一定，混合氣體的平均相對(duì)分子質(zhì)量不再變化
          [解析] 
          ①濃度相等，不能說(shuō)明已達(dá)到平衡狀態(tài)；
          ②濃度之比與平衡狀態(tài)無(wú)必然聯(lián)系；
          ③濃度不變，說(shuō)明已達(dá)平衡。注意不要把濃度不變與①、②兩種情況混淆；
          ④“生成nmolH2”指逆反應(yīng)，“生成2nmolHI”指正反應(yīng)，且v正=v逆，正確；
          ⑤“生成nmolH2”、“生成nmolI2”都指逆反應(yīng)，不能判斷；
          ⑥無(wú)論是v正、v逆，用不同物質(zhì)表示時(shí)，一定和化學(xué)計(jì)量數(shù)成正比，與是否達(dá)到平衡狀態(tài)無(wú)關(guān)。
          ⑦從微觀角度表示v正=v逆，正確；
          ⑧由于Δν(g) = 0，壓強(qiáng)始終不改變；
          ⑨顏色不變，說(shuō)明I2(g)濃度不變，可以判斷；
          ⑩由于Δν(g) = 0，體積始終不變，且反應(yīng)混合物總質(zhì)量始終不變，密度不變，不能判斷是否達(dá)到平衡。
          ⑾反應(yīng)前后氣體的物質(zhì)的量、質(zhì)量均不變，所以平均分子量始終不變，不一定達(dá)到平衡狀態(tài)。解答：③④⑦⑨
          [點(diǎn)評(píng)] 此題從多個(gè)角度分析平衡態(tài)或不平衡態(tài)各種相關(guān)物理量的變化情況，有助于加深對(duì)平衡特點(diǎn)的理解。
          [變式]
若反應(yīng)為：2NO2（g）2N2O4（g）呢？
           
          [ 方法提示]
          1．  判斷是否達(dá)到平衡狀態(tài)式可抓住以下標(biāo)志：
           
                  
 ①
          ⑴直接標(biāo)志  ②各組分的m、n不變（單一量）
               
            ③通過(guò)濃度（或百分含量）：各組分的濃度（或百分含量）不變
           
           
           
          ①通過(guò)總量：對(duì)Δn(g) 0的反應(yīng)，n總(或恒溫恒壓下的V總，恒溫恒容下的P總)不變；
          ⑵間接標(biāo)志   ②通過(guò)復(fù)合量：()、ρ()，需具體分析關(guān)系式中上下兩項(xiàng)的變化。
          ③其它：如平衡體系顏色等（實(shí)際上是有色物質(zhì)濃度）
           
          例2   把6molA氣體和5molB氣體混合放入4L密閉容器中，在一定條件下發(fā)生反應(yīng)：
          3A（氣）+B（氣）  2C（氣）+（氣）經(jīng)達(dá)到平衡，此時(shí)生成C為，測(cè)定D的平均反應(yīng)速率為0.1mol/L•min，下列說(shuō)法中錯(cuò)誤的是  
（    ）
          A.x = 2                        
B. B的轉(zhuǎn)化率為20%
          C. 平衡時(shí)A的濃度為0.8mol/L    D. 恒溫達(dá)平衡時(shí)容器內(nèi)壓強(qiáng)為開(kāi)始時(shí)的85%
          [解析]
          本題是一道有關(guān)化學(xué)平衡的基礎(chǔ)計(jì)算題，解題的關(guān)鍵是弄清各量的含義。
          因
          ，所以。
           
           
          3A（氣）+B（氣） 2C（氣）+2D（氣）
          起始量（mol）  6        
5         
0        
0
          變化量（mol）  3        
1         
2        
2
          平衡量（mol）  3        
4         
2        
2
          B的轉(zhuǎn)化率為：
          平衡時(shí)A的濃度：
          ，所以
          [答案]C、D
          例3一定條件下，可逆反應(yīng)A2（g） + B2(g)
 2 C(g)達(dá)到平衡時(shí)，各物質(zhì)的平衡濃度為：
          c（A2）= 0.5mol/L；c（B2）=
0.1mol/L； c（C）= 1.6mol/L。若用a、b、c分別表示A2、B2、C的初始濃度（mol/L）,則：
          （1）a、b應(yīng)滿足的關(guān)系是                   
；
          （2）a的取值范圍是                         
。
           [解析] (1)設(shè)轉(zhuǎn)化過(guò)程中，A2（g）轉(zhuǎn)化濃度為xmol/L，則B2（g）轉(zhuǎn)化濃度也為xmol/L。平衡濃度：
a?x = 0.5   b?x = 0.1 則有：a = b +0.4
            
（2）考慮兩種極端情況：①A2、B2為起始物質(zhì)；②A2、C為起始物質(zhì)。
                                   
A2（g）
+   B2(g)      2 C(g)
          物質(zhì)的平衡濃度（mol/L）   0.5         
0.1          
1.6
              ①A2、B2為起始物質(zhì)   
0.5+0.8     
0.1+0.8       0
              ②A2、C為起始物質(zhì)   
0.5-0.1       0           
1.6+0.2
          故a的取值范圍為0.4≤
b ≤1.3。
          [答案] （1）a
= b +0.4  (2) 0.4≤ b ≤1.3
           [點(diǎn)評(píng)] 
          本題重點(diǎn)考查可逆反應(yīng)的特點(diǎn)，由此可得B2的取值范圍為：0<b≤0.9,C的取值范圍為： 0< C ≤1.8。
           
           [ 方法提示]
          有關(guān)化學(xué)平衡的基本計(jì)算：
          　　可逆反應(yīng)mA＋nBpC+qD達(dá)到平衡時(shí)：
          ①    
用各物質(zhì)表示的反應(yīng)速率之比等于化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比．
          即：vA．∶vB．∶vC．∶vD．=m∶n∶p∶q
          　　②各物質(zhì)的變化量（變化濃度）之比等于化學(xué)方程式中相應(yīng)化學(xué)計(jì)量數(shù)之比
          　　③反應(yīng)物的平衡量（或濃度）=起始量（或濃度）-消耗量（或濃度）
          　　生成物的平衡量（或濃度）=起始量（或濃度）+增加量（或濃度）
          　　
          　　
          　　
          　　⑤阿伏加德羅定律的兩個(gè)重要推論
          　　
          　　⑥混合氣體平均式量的計(jì)算（由A、B、C三種氣體混合）
          　　其中M(A)、M(B)、M(C)分別表示A、B、C的相對(duì)分子質(zhì)量；a％、b％、c％分別表示這3種氣體的體積（或質(zhì)量）分?jǐn)?shù)．
          　　　
          例4:某容積可變的密閉容器中放入一定量的A和B的混合氣體，在一定條件下發(fā)生反應(yīng)：。若維持溫度和壓強(qiáng)不變，當(dāng)達(dá)到平衡時(shí)，容器的體積為V，此時(shí)氣體C的體積占40%，則下列判斷正確的是        
（    ）
          A. 原混合氣體的體積為1.1V  
          B. 原混合氣體的體積為0.9V
          C. 反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，氣體A消耗了0.2V
          D. 反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，氣體B消耗了0.2V
           [解析] 本題可直接結(jié)合反應(yīng)方程式和題中給出的條件計(jì)算，方程式的特征是反應(yīng)掉的A的量就是總體積的減少量。可由C直接求出氣體A消耗了0.2V，所以總體積為1.2V，氣體B消耗了0.4V。
          [答案] C
          [點(diǎn)評(píng)]
本題可以改為考查某物質(zhì)的轉(zhuǎn)化率、體積分?jǐn)?shù)的計(jì)算等等。
           
          4．實(shí)戰(zhàn)演練
           
          		
          試題詳情
           
		
		
          
			
	



          
	




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