学习要点·了解化学反应速率的概念及表示方法。 ·理解浓度、压强、温度和催化剂对化学反应速率的影响。 ·了解吸热反应和放热反应、可逆反应和化学平衡。 ·理解影响化学平衡移动的因素。 ·了解强电解质、弱电解质，以及弱电解质的解离平衡。 ·理解水的离子积和用pH表示溶液酸碱度的方法。 ·理解离子反应及其发生的条件。 ·了解离子方程式的书写方法。 ·掌握盐类水解的实质及其水溶液酸碱性的判断。 ·理解影响盐水解的因素。 第一节 化学反应速率和化学平衡 我们研究化学反应时，除了关心有哪种物质生成外，还关心另外两个问题： （1）反应进行得快慢，也就是化学反应速率。 （2）反应完成的程度，即有多少反应物可以转化为生成物，也就是化学平衡问题。 在日常生活和化工生成中，我们常常希望反应可以进行得快一些，完全一些，例如氨的合成、接触法制硫酸等；而对某些不利的反应，例如金属的锈蚀、橡胶制品的老化、食物的腐败等，则尽可能地使它们进行得慢一些。这就必须研究化学反应速率和化学平衡的规律性，以便选择适当的条件来控制反应。 一、化学反应速率（一）化学反应速率的表示方法 在化学反应中，随着反应的进行，反应物浓度在不断减小，生成物的浓度在不断增大。通常，我们用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示化学反应速率，其表达式如下： v＝Δc/Δt 式中，v——化学反应速率，单位为mol/（L·min）、mol/（L·s）、mol/（L·h）。 Δc——浓度变化，常用单位为mol/L。 Δt——时间，单位为s、min、h。 例如，反应N2+3H2NH3在密闭容器中进行，开始时，N2的浓度是2mol/L，H2的浓度是6mol/L，经过10s后，N2的浓度为1.8mol/L，H2的浓度为5.4mol/L，生成NH3的浓度为0.4mol/L。该反应的化学反应速率可用如下方法进行表示。 用反应物N2来表示： 因为在这里是用反应物浓度的减少来表示化学反应速率，所以式前要加负号。用反应物H2来表示： 用生成物NH3来表示： 由此可见，在同一化学反应中用不同的物质的浓度变化来表示反应速率时，其数值是不等的，各物质化学反应速率之比等于化学计量数之比，也等于各物质转化浓度之比。例如，化学反应： mA（g）+nB（g）pC（g）+qD（g） v（A）∶v（B）∶v（C）∶v（D）＝m∶n∶p∶q 应当指出的是：公式v＝Δc/Δt求出的化学反应速率指的是在某一时间段内的平均反应速率，而不是某时刻的瞬时速率。但是，当Δt无限的趋近于零时，v就是瞬时反应速率了。此外，由于纯固体、纯液体的浓度视为定值（一般视为1），所以该表达式只适用于有气态物质参加或溶液中的反应。例如，反应CaCO3（s）CaO（s）+CO2（g），在反应中，由于CaCO3、CaO都是固体，随着反应的进行，它们的质量发生了改变，但浓度没有改变，因此只能用气体CO2来表示化学反应速率，即v（CO2）＝Δc（CO2）/Δt。 （二）影响化学反应速率的因素影响化学反应速率的条件有内因和外因：内因是反应物自身的性质；在这里我们主要研究外界条件对化学反应速率的影响，其中主要有浓度、压强、温度、催化剂等的影响。 .浓度对反应速率的影响 实践活动 ［实验］：在一定温度下，在两杯浓度分别为0.01mol/L和0.1mol/L的Na2S2O3溶液中同时加入同体积、同浓度的稀硫酸，实验装置如图3-1所示。发生如下反应：Na2S2O3+H2SO4＝Na2SO4+S↓+SO2↑+H2O，观察出现黄色混浊的快慢。结果Na2S2O3浓度为0.1mol/L的那杯溶液中首先出现黄色混浊物。  图3-1 浓度对反应速率的影响 实验事实证明，在一定温度下，增大反应物的浓度可以加快反应速率；减小反应物的浓度会减慢反应速率。 2.压强对反应速率的影响 判断压强是否会对反应速率造成影响，关键是看改变压强是否会改变相关物质的浓度。若因改变体系压强而造成相关物质的浓度发生变化，则反应速率势必会发生变化。对于有气体参加的反应体系，压强的改变实质是气体物质浓度的改变。例如，对于同一个有气体参加的反应体系，在保持容积不变的条件下做对比实验：若充入气体反应物，相关物质的浓度势必会增大，则反应速率势必会加快；若充入稀有气体，虽然体系的总压会增大，但体系内各物质浓度是不变的，因而反应速率不会改变。 3.温度对反应速率的影响 温度对化学反应速率的影响特别显著。一般来说，升高温度会使化学反应速率增大。这是由于温度升高，分子运动加快，反应物分子间的碰撞频率增大，并且温度升高，能够参加反应的分子增多。荷兰化学家范特霍夫（van’tHoff）总结出：温度每升高10K，化学反应速率一般增加2～4倍。 相关链接 图3-2荷兰化学家雅可比·亨利克·范特霍夫（Jacobus Hendricus Van’tHoff），1852年8月30日生于荷兰。因为在化学动力学和化学热力学研究上的贡献，获得1901年的诺贝尔化学奖，成为第一位获得诺贝尔化学奖的科学家。这位一生痴迷实验的化学巨匠，不仅在化学反应速率、化学平衡和渗透压方面取得了骄人的研究成果，而且开创了以有机化合物为研究对象的立体化学。1911年3月1日，年仅59岁的范特霍夫由于长期超负荷工作，不幸逝世。一颗科学巨星陨落了，化学界为之震惊。为了永远纪念他，范特霍夫的遗体火化后，人们将他的骨灰安放在柏林达莱姆公墓，供后人瞻仰。4.催化剂对反应速率的影响 催化剂是一种能改变化学反应速度而自身的组成和质量在反应前后不发生任何变化的物质。催化剂对化学反应速度的影响叫催化作用。能加快反应速度的催化剂叫正催化剂，使反应速度减慢的催化剂叫阻化剂，又叫负催化剂。催化剂的作用主要是改变了反应的历程，降低了反应的活化能，从而使反应速度增大 需要注意的是，催化剂只能改变化学反应速率，但不能使本不可能发生的反应成为可能；在化学反应中，若没有特别说明，催化剂均指正催化剂。 课堂讨论 请你列举生活中的实例，说明除了温度、浓度、压强、催化剂四种因素外，固体反应物颗粒的大小、扩散速度、各种光线、超声波、溶剂、搅拌等对化学反应速率都有影响。 二、化学平衡 人们在研究物质的化学反应时，不仅会注意反应的快慢，而且十分关注化学反应进行的程度，即有多少反应物可以转化为生成物，这就是化学平衡问题。 （一）可逆反应与不可逆反应 化学反应根据其反应程度的大小不同，分为可逆反应和不可逆反应（完全反应）两类。多数的化学反应属于可逆反应。 化学反应只朝一个方向进行而无逆反应发生的反应称为不可逆反应，以“→”表示反应方向。 例如，在室温下，氢气燃烧成水蒸气，而生成的水蒸气无法在室温下分解产生氢气及氧气，属于不可逆反应。反应式为： 2H2（g）+O2（g）→H2O（g） 在化学反应中，正逆反应同时进行，不但反应物相互反应为生成物，同时生成物也能相互反应为原来反应物的反应称为可逆反应，以“”表示可逆反应。 例如，在如图3-4所示的密闭容器中，无色的N2O4会分解为红棕色的NO2，在反应的同时，NO2也会相互结合为N2O4。该反应属于可逆反应。反应式为： N2O4（g）2NO2（g）  图3-4 NO2与N2O4的相互转化 （二）化学平衡 在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态，称为化学平衡。图3-5表示化学反应达到平衡状态时，正反应和逆反应速率的变化。例如，反应aA+bBcC+dD （1）最初只有反应物（A与B），无生成物（C与D），故正反应速率很大，逆反应速率为零。 （2）随着反应进行，反应物消耗（［A］、［B］会降低），生成物产生（［C］、［D］会增加），因此正反应速率会逐渐降低，逆反应速率会逐渐增加。 （3）直至某一时间t，正反应速率＝逆反应速率，反应达到化学平衡。  图3-5 正反应、逆反应速率的变化 一个化学反应要想达到化学平衡状态就必须满足下面的几个条件，缺一不可。首先，反应本身必须是可逆反应；其次，温度要均一，温度不同，平衡状态不同；最后，反应要处于密闭系统中。所谓密闭系统是指与外界无质量交换，但有能量交换的系统。 我们见到的可逆反应很多，在一定的条件下均能达到化学平衡状态，根据化学反应本质的不同，化学平衡可以分为以下几种。 （1）化学平衡：例如，N2+3H22NH3。 （2）电离平衡：例如，CH3COOHCH3COO-+H+。 （3）水解平衡：例如，Fe3++3H2OFe（OH）3+3H+。 （4）溶解平衡：例如，AgCl（s）Ag++Cl-。 （5）配位平衡：例如，［Ag（NH3）2］+Ag++2NH3。 对于任何一个可逆反应，当正反应和逆反应速率相等时，反应达到化学平衡状态，并且具有以下的特点。 （1）“动”：达到平衡后，正逆反应仍在进行（v正＝v逆≠0）。 （2）“等”：v正＝v逆，即达到平衡时，某一成分的生成速率等于消耗速率（不同的平衡状态对应着不同的反应速率）。 （3）“定”：达到化学平衡时，反应混合物或平衡混合物中各组分含量不变（如分子数、质量、体积、百分含量等）。 （4）“变”：可逆反应的平衡状态是相对的、暂时的，当影响化学平衡的条件发生改变时，v正≠v逆，平衡发生移动，并会在新的条件下逐步建立新的化学平衡。 （5）“同”：在相同条件下，同一个可逆反应可以由不同途径（不同的起始量）达到同一个平衡状态（等效平衡）。 （三）放热反应与吸热反应 吸收热量的化学反应叫做吸热反应。吸热反应则常表现为反应体系温度的降低，或者必须持续供给必要的热量反应才能持续进行。例如，氯酸钾的分解反应是吸热反应，在MnO2催化的条件下要不断加热，反应才能完成。吸热反应反应物的总能量低于生成物的总能量。 有热量放出的化学反应叫做放热反应。放热反应往往可表现为反应体系温度的升高，例如燃料的燃烧、食物的腐败等。放热反应的发生，有时也需加热，很多燃料需点燃方能燃烧。一旦发生反应，放出的热量足以维持反应必要的温度而有余，就不需外界持续提供能量了。放热反应反应物的总能量大于生成物的总能量。 （四）化学平衡的移动 化学平衡是相对的、暂时的、有条件的，当影响化学平衡的外界条件改变时，原来的化学平衡被破坏，建立了新化学平衡的过程叫做化学平衡的移动。 影响化学平衡移动的动力就是正、逆反应速率不相等，即v正≠v逆。 （1）v正＞v逆，平衡向正反应方向移动。 （2）v正＜v逆，平衡向逆反应方向移动。 （3）v正＝v逆，平衡不移动。 影响化学平衡的主要因素有浓度、压力和温度。 1.浓度 实践活动 在一个小烧杯里混合10mL0.01mol/LFeCl3溶液和10mL0.01mol/LKSCN（硫氰化钾）溶液，溶液立即变成红色。如图3-6所示，把该红色溶液平分到3个试管中。在第一个试管中加入少量1mol/LFeCl3溶液，在第二个试管中加入少量1mol/LKSCN溶液。观察这两个试管中溶液颜色的变化，并与第三个试管中溶液的颜色相比较。 FeCl3与KSCN起反应，生成红色的Fe（SCN）3硫氰化铁）和KCl，这个反应可表示如下： FeCl3+3KSCNFe（SCN）3+3KCl 从上面的实验可知，在平衡混合物里，当加入FeCl3溶液或KSCN溶液后，试管中溶液的颜色都变深了。这说明增大任何一种反应物的浓度都促使化学平衡向正反应的方向移动，生成更多的Fe（SCN）3。  图3-6 浓度对化学平衡的影响 其他实验也可证明，在达到平衡的反应里，减小任何一种生成物的浓度，平衡会向正反应的方向移动；减小任何一种反应物的浓度，平衡会向逆反应的方向移动。 综上所述，在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，都可以使化学平衡向正反应的方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使化学平衡向逆反应的方向移动。 在生产上，往往采用增大容易取得的或成本较低的反应物浓度的方法，使成本较高的原料得到充分利 用。例如，在硫酸工业里，常用过量的空气使SO2充分氧化，以生成更多的SO3。 需要注意的是，改变物质浓度不包括固体和纯液体，即固体或纯液体物质的量的增加和减少，不影响浓度，从而不影响化学反应速率，也不影响化学平衡。 2.压强 处于平衡状态的反应混合物里，不管是反应物还是生成物，只要有气态物质存在，那么改变压强也常常会使化学平衡移动。 可以用下列反应来说明压强对化学平衡的影响。  实践活动 用注射器吸入少量NO2和N2O4的混合气体，然后将注射器针头插入橡皮塞中以封口，如图3-7所示。将注射器活塞反复往里推和往外拉，观察压强变化对化学平衡的影响。 当活塞往外拉时，混合气体的颜色先变浅后逐渐变深。应怎样理解呢？这必然是由于针筒内体积增大，使气体的压强减小，浓度也减小，颜色变浅。后来颜色逐渐变深，这必然是由于化学平衡向着生成NO2反应的方向即气体体积增大的方向（每1体积N2O4分解生成2体积NO2）移动了。当活塞往里推时，混合气体的颜色先变深后逐渐变浅。这必然是由于针筒内体积减小，气体的压强增大，浓度也增大，颜色变深。由于化学平衡向着生成N2O4的方向即气体体积缩小的方向移动，因此混合气体的颜色又逐渐变浅了。 上述实验证明，在其他条件不变的情况下，增大压强，会使化学平衡向着气体体积缩小的方向移动；减小压强，会使化学平衡向着气体体积增大的方向移动。 在有些可逆反应里，反应前后气态物质的总体积没有变化，例如：  图3-7 压强对化学平衡的影响  在这种情况下，增大或减小压强都不能使化学平衡移动。 固态物质或液态物质的体积，受压强的影响很小，可以忽略不计。因此，如果平衡混合物都是固体或液体，改变压强不能使化学平衡移动。 在利用压强的改变使化学平衡发生移动时，需要注意以下的事项： （1）若反应前后，气体体积无变化，改变气体的压强，能同时改变正、逆反应速率，保持v正＝v逆，化学平衡不会发生移动。 （2）压强的改变是指平衡混合物体积变化而引起的总压变化，若平衡混合物的体积不变，而加入稀有气体，虽然总压变化了，但平衡混合物的浓度仍不变，速率不变，平衡不移动。 （3）若加入稀有气体，保持总压不变，此时只有增大体系体积，这就相当于降低了平衡体系的压强，平衡向气体体积增大的方向移动。 3.温度 在吸热或放热的可逆反应里，反应混合物达到平衡状态以后，改变温度也会使化学平衡移动。 实践活动 把NO2和N2O4的混合气体盛在两个连通的烧瓶里，然后用夹子夹住橡皮管，把一个烧瓶放进热水里，把另一个烧瓶放进冰水（或冷水）里，如图3-8所示。观察混合气体的颜色变化，并与常温时盛有相同混合气体的烧瓶中的颜色进行对比。  图3-8 温度对化学平衡的影响 在NO2生成N2O4的反应里，正反应是放热反应，逆反应是吸热反应。  从上面的实验可知，混合气体受热颜色变深，说明NO2浓度增大，即平衡向逆反应方向移动。混合气体被冷却时颜色变浅，说明NO2的浓度减小，即平衡向正反应方向移动。 由此可见，在其他条件不变的情况下，温度升高，会使化学平衡向着吸热反应的方向移动；温度降低，会使化学平衡向着放热反应的方向移动。 4.催化剂 催化剂对正、逆反应速率改变的程度相同，所以对化学平衡无影响，但可大大缩短化学反应达到平衡所需的时间。 实践活动 反应物浓度对反应速率的影响 将8g硫代硫酸钠溶解在200mL蒸馏水中配制成溶液。如图3-9所示，取50mL配好的硫代硫酸钠溶液倒入100mL烧杯中，将烧杯放在画有黑色十字的纸上，向烧杯中加入5mL2mol/L的盐酸，立即开始计时，边搅拌边从溶液上方观察溶液的浊度，透过浑浊的硫，当看不见黑色十字时，记录时间t1＝____。 分别将30mL、20mL、10mL配制好的硫代硫酸钠溶液用蒸馏水稀释至50mL，保持盐酸浓度不变，重复以上操作，记录时间t2＝____，t3＝____，t4＝____。 随着硫代硫酸钠溶液稀释程度的加大，看不到黑色十字的时间变长，这表明反应物的浓度越____，反应所需时间越____，即反应速率越____。 
图3-9 浓度对反应速率的影响 浓度对化学平衡的影响 （1）在一个250mL的烧杯里，先加入100mL蒸馏水，然后加入10mL0.01mol/L的三氯化铁溶液和10mL0.01mol/L的硫氰化钾溶液，溶液立即变成____色。 （2）把溶液平分到三支试管里，在第一支试管里滴加少量1mol/L三氯化铁溶液，在第二支试管里滴加少量1mol/L硫氰化钾溶液。振荡后，观察这两支试管里溶液颜色变为____色，并与第三支试管相比较。说明____任何一种反应物的浓度，都会使化学平衡向____方向移动。
相关链接 勒沙特列原理 图3-10是法国化学家勒沙特列（Henry L.Le Chatelier，1850—1936），曾就读于巴黎洛兰学院、埃克勒工学院、矿业学院，在冶金、玻璃、水泥，燃料等方面有许多贡献。 1854年，他提出了著名的勒沙特列原理，即化学平衡移动原理：对于处于平衡状态的体系，如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强、温度），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。根据这一原理可以预测各种条件变化对于化学平衡的影响。在化学实验，尤其是在化学工程中，为寻求最佳条件提供了理论基础。他还发明了铂铑温差热电偶和光学高温计，研制了氧-乙炔切割器。他曾任工程师，也曾任矿业学院、巴黎大学教授，在第一次世界大战期间任法国武装部长。 第二节 弱电解质的解离平衡 溶液对我们来说并不陌生，在小学的自然课、初中的化学课都学习过溶液。在农业生产上，农药和化肥常常是配制成不同浓度的溶液再加以施用。动、植物所摄取的养料也常常是形成溶液后才能被吸收的。溶液在生命现象、工农业生产以及日常生活中，都具有十分重要的意义。因此，我们有必要进一步复习和学习有关溶液的一些知识。 实践活动 按照图3-11把仪器连接好，然后把相同条件下的盐酸、醋酸、NaOH溶液、NaCl溶液和氨水分别倒入五个烧杯中，接通电源。观察灯泡发光的明亮程度。 
图3-11 不同电解质导电能力比较 实验结果表明：连接插入醋酸溶液和氨水的电极上的灯泡比其他三个较暗。可见，它们在同样条件下的导电能力是不相同的。HCl、NaOH和NaCl溶液的导电能力最强，CH3COOH溶液和氨水较弱。 在化学上，根据化合物在水溶液中或在熔融状态下能否导电，通常将化合物分为电解质和非电解质两类。下面介绍电解质及相关内容。 一、电解质 在水溶液中或熔化状态下能够导电的化合物称为电解质（否则，就是非电解质）。 在水溶液中或在熔化状态下，电解质能够电离出阴、阳离子，而这些离子能在外加电场的作用下定向发生移动，并形成电流，从而能够导电。 课堂讨论 指出下列哪些物质是电解质？哪些是非电解质？说出你的依据。硫酸、蔗糖、盐酸、氯气、氨水、二氧化碳、氯化氢气体、金属铁、氯化钠溶液、酒精、蛋白质。 二、强电解质与弱电解质 通过上面的实验，我们不难看出电解质溶液虽然都能够导电，但是，在相同的条件下，电解质的导电能力是有区别的。 事实上，电解质的导电能力取决于电解质在水溶液中解离的程度。因此，根据电解质在水溶液中发生解离的程度，通常把电解质分为强电解质和弱电解质两类。 （一）强电解质 在水溶液中或熔化状态下全部解离成阴阳离子的电解质称为强电解质。常见的强电解质为大多数的盐（包括可溶性盐和难溶性盐）、强酸和强碱，例如KOH、BaSO4、HCl等。 强电解质发生解离后，在水溶液中全部以水合离子状态存在，没有电解质分子，导电性很强。解离方程式用“＝”表示。例如： NaCl＝Na++Cl- 课堂讨论 大多数盐是强电解质，因为它们溶于水全部解离成阴阳离子。为什么难溶盐也是强电解质？ （二）弱电解质 在水溶液中或熔化状态下只有部分解离成离子的电解质称为弱电解质。常见的弱电解质为弱酸、弱碱和水，例如CH3COOH、NH3·H2O、H2O等。 弱电解质发生解离后，在水溶液中既有离子存在，又有弱电解质分子存在，导电能力相对较弱。解离方程式用“”表示。例如： 
三、弱电解质的解离平衡 弱电解质在水溶液中只有部分分子发生解离，解离成阴阳离子，而这些离子又会互相吸引，一部分重新结合成分子，因而解离过程是可逆的，必然会在溶液中建立一个动态的解离平衡。例如：
在一定的条件下，不同的弱电解质在水溶液中的解离程度也不一样。在平衡状态下，弱电解质在水溶液中的解离程度的大小可以定量地用解离度来表示。 （一）解离度 解离度是指在一定温度下弱电解质达到解离平衡时，已发生解离的分子数占原有的弱电解质分子总数的百分率，用符号α表示。 
在实际计算中常用浓度代替分子数，这是因为任何物质的分子数都等于n·NA，而n＝cV，对于在同一溶液中的物质而言，体积是一样的，NA又是常数，所以在上面的公式中，分子数可以用相应的浓度来代替，即 
例如在298.15K时，0.1mol·L-1的HAc溶液中，每1000个乙酸分子里大约有13个分子解离成H+和Ac-离子，所以HAc的解离度是1.3%。 解离度的大小，主要取决于电解质的本性，同时又与溶液的浓度、温度等因素有关。同一弱电解质，通常是溶液越稀，离子互相碰撞而结合成分子的机会越少，解离度就越大。例如，在298.15K时，0.1mol·L-1HAc的解离度为1.3%，0.01mol·L-1的HAc的解离度为4.2%。温度对解离度也有一定影响，但在常温范围内影响不大。 课堂讨论 弱电解质的解离度能否达到100%？ （二）解离常数 在一定温度下，弱电解质在水溶液中达到解离平衡时，解离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未解离的分子的浓度之比是一个常数，称为解离平衡常数，简称解离常数，用Ki表示。弱酸的解离常数用Ka表示，弱碱的解离常数用Kb表示。以乙酸（HAc）和氨水（NH3·H2O）为例，分别讨论一元弱酸和一元弱碱在水溶液中的解离平衡常数。 1.HAc的解离平衡 HAc是弱酸，解离方程式为： HAcH++Ac- HAc解离出H+和Ac-，在同样的反应条件下，H+和Ac-重新结合生成HAc，根据化学平衡常数的定义，可以得到：
Ka为HAc的解离平衡常数，与酸的浓度无关，仅取决于酸的本性和体系的温度；Ka的大小反映了弱酸解离程度的强弱，Ka越小，酸性越弱，反之亦然。例如，在25℃时，醋酸的Ka是1.8×10-5，氢氰酸的Ka是6.2×10-10，说明醋酸的酸性比氢氰酸强。 2.NH3·H2O的解离平衡 NH3·H2O是弱碱，解离方程式为： NH3·H2ONH4++OH- NH3·H2O解离出NH4+和OH-，在同样的反应条件下，NH4+和OH-重新结合生成NH3·H2O。根据化学平衡常数的定义，可以得到：
同样，Kb为的电NH3·H2O离平衡常数，与碱的浓度无关，仅取决于碱的本性和体系的温度；Kb的大小反映了弱碱解离程度的强弱，Kb越小，碱性越弱，反之亦然。表3-1列出了几种常见弱酸和弱碱在水中的解离平衡常数。 表3-1 几种常见弱酸和弱碱在水中的解离平衡常数（25℃）
第三节 水的离子积和溶液的pH实践活动 用灵敏电流计测定纯水的导电性。观察灵敏电流计指针是否有微弱的偏转。 一、水的离子积 实验证明，纯水是一种极弱的电解质，它能够发生十分微弱的解离，如图3-12所示：
图3-12 水的解离 解离方程式可表示为： H2O+H2OH3O++OH- 可简写成： H2OH++OH- 在一定温度下，当水达到解离平衡时，水的解离平衡常数等于，
 由于在水中，水的浓度视为1，所以水中H+的浓度与OH-的浓度的乘积是一个常数，即CH+·COH-＝Kw。Kw称为水的离子积常数，简称水的离子积。 Kw仅仅由温度决定，在不同的温度下，Kw不一样。在常温时，无论是在中性、酸性还是碱性的水溶液里，都有CH+·COH-＝Kw＝1.0×10-14。 因此，在常温下，有以下规律： CH+＞COH-或CH+＞1.0×10-7mol/L溶液呈酸性 CH+＜COH-或CH+＜1.0×10-7mol/L溶液呈碱性 CH+＝COH-或CH+＝1.0×10-7mol/L溶液呈中性 课堂讨论 在酸性溶液中是否存在OH-？在碱性溶液中是否存在H+？ 二、溶液的pH （一）pH CH+虽然可以表示溶液的酸碱性，但我们经常要用到一些H+浓度非常小的溶液，若直接用H+浓度来表示溶液的酸碱性就很不方便。因此，在化学上常用pH来表示溶液的酸碱性，pH等于H+浓度的负对数，即 pH＝-1gCH+ 因此，pH＜7，溶液呈酸性；pH＝7，溶液呈中性；pH＞7，溶液呈碱性。pH值越低，溶液的酸性越强。 与pH类似，COH-、Kw的负对数也可以分别用pOH和pKw来表示，由于在常温时，对于任何水溶液都有CH+·COH-＝Kw＝1.0×10-14，现对式子两边分别负对数，得到pKw＝pH+pOH＝14.00，即在常温下，对任意一个水溶液，pH+pOH＝14.00。 课堂讨论 我们身边吃的、用的物质有很多，哪些是酸性的？哪些是碱性的？ 相关链接 pH试纸 溶液有酸碱之分，检验溶液酸碱性的“尺子”是“广泛pH试纸”。这是一种现成的试纸，pH试纸用来测定pH值为1～14的溶液。 试纸的使用方法如下。 （1）检验溶液的酸碱度：取一小块试纸放在表面皿或玻璃片上，用沾有待测液的玻璃棒或胶头滴管点于试纸的中部，观察颜色的变化，与比色卡（如图3-13所示）对照，判断溶液的性质。
图3-13 比色卡 （2）检验气体的酸碱度：先用蒸馏水把试纸润湿，粘在玻璃棒的一端，用玻璃棒把试纸靠近气体，观察颜色的变化，判断气体的性质。 （3）注意事项如下。 ①试纸不可直接伸入溶液。 ②试纸不可接触试管口、瓶口、导管口等。 ③测定溶液的pH时，试纸不可事先用蒸馏水润湿，因为润湿试纸相当于稀释被检验的溶液，这会导致测量不准确。正确的方法是，用蘸有待测溶液的玻璃棒点滴在试纸的中部，待试纸变色后，再与标准比色卡比较来确定溶液的pH。 ④取出试纸后，应将盛放试纸的容器盖严，以免被实验室的一些气体沾污。 相关链接 土壤的酸碱性 我国土壤的pH一般变化范围为4～9，多数为4.5～8.5，极少低于4或高于10。长江以北的土壤，多数为中性至碱性，长江以南的土壤多为酸性至强酸性，“南酸北碱”就概括了我国土壤酸碱反应的地区性差异。 土壤的酸碱性是土壤的重要性质，它对植物生长、微生物活动、养分的转化以及土壤肥力均有很大的影响。有的作物（如芝麻、油菜、萝卜等）可以生长在较大的pH范围内，有的却对土壤的pH反应非常敏感，如茶树适宜在pH约为4.0～5.5的土壤中生长；pH大于6，则生长不良；葡萄在酸性土常因缺镁而生长受阻，而板栗在碱性土往往因缺锰而不能正常生长。 课堂讨论 表3-2列出了一些农作物的最佳生长环境。请判断在一块碱性土壤里，最适宜种植的农作物是表中的哪一个？ 表3-2 一些农作物的最佳生长环境
实践活动 用pH试纸测定两种未知溶液的酸碱度 （1）用两支试管分别取____少许。 （2）取____两条放在玻璃片上。 （3）分别用____蘸取未知样滴于pH试纸上。 （4）将试纸的显色部分的颜色与____做颜色比较，并记录数据。未知样A的pH＝____，未知样B的pH＝____。
在正常情况下，人体血液略显碱性，医生可以通过测血液pH的办法来帮助诊断病情。同样，在工业生产中反应溶液的酸碱性对化学反应能否发生及反应产物的判断也非常重要。如何定量计算溶液的pH呢？这就是我们下面要解决的问题。 （二）溶液的pH计算 1.强酸溶液的pH计算 强酸溶液的pH计算方法是：首先，根据酸的浓度先求出强酸溶液中的CH+；然后，对其取负对数就可求得pH。 【例3-1】 求25℃时，0.005mol/L的H2SO4溶液的pH。 【解】 0.005mol/L的H2SO4溶液中的CH+＝1×10-2mol/L，故pH＝2。 2.强碱溶液 强碱溶液的pH计算方法是：首先，根据碱的浓度先求出强碱溶液中的COH-；然后，利用该温度下的Kw求出CH+，最后求出pH。 【例3-2】 求25℃时，1×10-5mol/L的NaOH溶液的pH。 【解】 10-5mol/L的NaOH溶液中COH-＝1×10-5mol/L，则 CH+＝KW/COH-＝（1×10-14）/1×10-5mol/L＝1×10-9mol/L，故pH＝9。第四节 离子反应和盐类的水解 一、溶液中的离子反应 （一）离子反应 电解质在水溶液中全部或者部分地解离成离子，因此，电解质在溶液中的化学反应实际上是离子间的反应。 凡是有离子参加的化学反应称为离子反应。离子反应的反应速率很快，相应离子间的反应不受其他离子的干扰。例如，在氢氧化钠溶液中滴加硫酸铜溶液，立即产生蓝色的氢氧化铜沉淀。反应的化学方程式为： 2NaoH+CuSO4=Na2SO4+Cu（OH）2↓ （二）离子反应发生的条件 在溶液中，酸、碱、盐之间互相交换离子的反应，都是离子反应。 是否所有离子之间都能发生离子反应发生呢？实际上，离子间要想发生离子反应，必须满足以下几个条件。 1.生成沉淀，如生成BaSO4、AgCl、CaCO3等 例如，当NaOH溶液与CuSO4溶液相混合时，由于Cu2+与OH-立即结合生成难溶的Cu（OH）2沉淀，使溶液中Cu2+和OH-的浓度迅速减小，因此该离子反应能够发生： Cu2++2OH-＝Cu（OH2）↓ 2.生成弱电解质，如生成CH3COOH、H2O、NH3·H2O、HClO等 例如，当NaOH溶液与盐酸混合时，由于H+与OH-立即结合生成难电离的H2O，使溶液中H+和OH-的浓度迅速减小，因此该离子反应能够发生： H++OH-＝H2O 3.生成气体，如生成CO2、SO2、H2S等 例如，当Na2SO3溶液与稀硫酸混合时，由于生成挥发性的SO2，使H+、SO32-的浓度迅速减小，因此离子反应能发生： 2H++SO2-3＝SO2↑+H2O 只要具备上述三个条件中的任何一个，离子反应就可以发生。否则，离子反应就不能发生。 例如，在KNO3溶液与NaCl溶液混合后，虽然有Na+、Cl-、K+、NO3-四种离子存在于溶液中，但因为没有沉淀或弱电解质或气体生成，所以就不能发生离子反应。 课堂讨论 Ag+、Cl-、Ba2+、CO2-3这几种离子是否能共存于同一个溶液中？ （三）离子方程式 用实际参加化学反应的离子符号来表示离子反应的式子叫做离子方程式。 例如反应NaOH+HCl＝NaCl+H2O中，实际参加化学反应的离子是OH-和H+，二者结合生成弱电解质水，而Na+和Cl-并没有参加反应。这个反应的实质是： OH-+H+＝H2O 离子方程式不仅表示一定物质间的某个反应，而且还可以表示所有同一类型的离子反应。例如Ba2++SO2-4＝BaSO4↓，不仅表示BaCl2溶液与Na2SO4溶液之间的反应，还可以表示所有可溶性钡盐与可溶性硫酸盐溶液的反应。例如反应Ba（NO3）2+K2SO4＝BaSO4↓+2KNO3反应的离子方程式也是： Ba2++SO2-4＝BaSO4↓ 课堂讨论 根据离子方程式H++OH-＝H2O，举例说明实际发生反应的物质可以是哪些。 相关链接 离子方程式的书写方法 书写离子方程式的方法可归纳为四步。 （1）写——写出正确的化学反应方程式。 （2）拆——把易溶于水的强电解质拆写成离子形式，把难溶于水的物质或难解离的物质以及气体、单质、氧化物仍用分子式表示。对于难溶于水但易溶于酸的物质，如CaCO3、FeS、Cu（OH）2、Mg（OH）2等仍写成分子式。 （3）删——把方程式两边都有的且不参加反应的相同离子删除。 （4）查——检查写出的离子方程式是否符合前三项的要求，并检查是否符合质量守恒、是否符合电荷守恒。 二、盐类的水解 课堂讨论 请就下列问题进行讨论：我们知道酸溶液显酸性，碱溶液显碱性，那么盐溶液是否都显中性呢？ 实践活动 将NaAc、NH4Cl、NaCl固体分别加入三支盛有蒸馏水的试管中，振荡溶解，然后用pH试纸加以检验溶液的酸碱性。 NaAc，NH4Cl，NaCl等盐均是酸、碱中和的产物。这些盐的水溶液是否都呈中性呢？实验结果如下。
从上述实验结果可以看出，盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱有密切关系。为什么不同盐的水溶液会显示不同的酸碱性呢？下面就生成盐的不同类型进行讨论。 （一）强酸弱碱盐的水解 例如，NH4Cl在水溶液中发生解离，同时水也发生部分解离，用离子方程式表示如下： 
根据化学平衡移动的原理，NH4Cl解离出的NH+4与H2O解离出的OH-结合生成了弱电解质NH3·H2O，因为消耗了OH-，所以促进了H2O的解离，使水的解离度增大，导致CH+＞COH-，溶液呈酸性。NH4Cl的水解反应如图3-14所示。 
图3-14 NH4Cl的水解反应 由此可见，强酸弱碱盐的水解实质是盐的弱碱离子与H2O解离产生的OH-结合，生成弱碱而使溶液呈酸性。 NH4Cl水解的化学反应方程式表示为： NH4Cl+H2ONH3·H2O+HCl NH4Cl水解的离子反应方程式表示为： NH4++H2ONH3·H2O+H+ （二）强碱弱酸盐的水解 例如，CH3COONa在水溶液中发生解离，同时水也发生部分解离，用离子方程式表示如下：
 根据化学平衡移动的原理，CH3COONa解离出的CH3COO-与H2O解离出的H+结合生成了弱电解质CH3COOH，因为消耗了H+，所以促进了H2O的解离，使水的解离度增大，导致COH-＞CH+，溶液呈碱性。CH3COONa的水解反应如图3-15所示。 由此可见，强碱弱酸盐的水解实质是盐的弱酸离子与H2O解离产生的H+结合，生成弱酸而使溶液呈碱性。 CH3COONa水解的化学反应方程式表示为： CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH 
图3-15 CH3COONa的水解反应 CH3COONa水解的离子方程式表示为： CH3COO-+H2OCH3COOH+OH- 课堂讨论 请就下列问题进行讨论：Na2CO3是盐，可为什么又叫纯碱呢？ （三）强酸强碱盐 例：NaCl＝Na++Cl- H2OH++OH- 由于强酸强碱盐解离出的离子不会与水解离出的H+或OH-结合形成弱电解质，不会破坏H2O的解离平衡，所以强酸强碱盐不会发生水解，溶液呈中性。 综上所述，盐类的离子与溶液中水解离出来的H+或OH-结合生成弱酸、弱碱等弱电解质的反应称为盐类的水解。 不同类型的盐发生水解反应遵循的规律是： （1）在组成盐的阴、阳离子中，至少要有一个是弱酸或弱碱离子，盐才能发生水解反应。 （2）在组成盐的阴、阳离子中，只有弱酸或弱碱离子才与水解离出的H+或OH-结合生成弱酸、弱碱，发生水解反应。 （3）如果盐发生水解反应，则溶液的酸碱性由强酸或强碱离子决定，即如果盐为强酸弱碱盐，则盐溶液显酸性；如果盐为强碱弱酸盐，则盐溶液显碱性。 （四）影响水解平衡的因素 盐在水溶液中是否发生水解及水解程度的大小，主要是由盐本身的性质决定的。生成盐的相应酸或碱，酸性或碱性越弱，其盐水解程度越大。 此外，温度、浓度和溶液的酸碱度也会影响盐的水解程度。例如，水解反应为吸热反应，升高温度，水解程度会增大；盐的浓度越小，水解程度越大；水解呈酸性的盐溶液，若加入碱，就会中和溶液中的H+，使平衡向水解方向移动而促进水解；若加入酸，则抑制水解。 （五）盐类水解的应用 盐类水解在科学实验、生产和生活中都有较广泛的应用。 例如在配制CuCl2溶液时，由于会出现浑浊物，可以加入少量的稀盐酸，抑制水解，从而阻止沉淀物Cu（OH）2的出现。 根据土壤的酸碱性，选择适宜使用的肥料种类。由于强酸土壤和强碱性土壤不利于作物生长。因此，酸性土壤宜施用NH4HCO3肥料；碱性土壤宜施用NH4NO3肥料。 相关链接 手提式泡沫灭火器 我们在公共场所常见的手提式泡沫灭火器主要由筒体、器盖，瓶胆和喷嘴等组成。筒体内装碱性NaHCO3溶液，瓶胆内装酸性Al2（SO4）3溶液，瓶胆用瓶盖盖上，以防酸性溶液蒸发或因振荡溅出而与碱性溶液混合。平时，两种溶液互不接触，不会发生任何化学反应。当需要使用灭火器时，应一手握提环，一手抓底，如图3-16所示，把灭火器颠倒过来，轻轻抖动几下，喷出泡沫，进行灭火。 
图3-16 灭火器的使用 泡沫灭火器为什么能喷出泡沫而灭火呢？原来，当我们一手握提环，一手抓底将泡沫灭火器颠倒过来时，筒体内的碱性NaHCO3溶液与瓶胆内的酸性Al2（SO4）3溶液便会混合，发生双水解产生大量的能够灭火的二氧化碳气体。灭火器中除了装有NaHCO3和Al2（SO4）3两种反应物外，还加入了一些发泡剂。打开开关后，含有大量二氧化碳气体的泡沫会从灭火器中喷射出来，覆盖在燃烧物品上，使燃着的物质与空气隔离，并降低温度，从而达到灭火的目的。泡沫灭火器内发生的主要的化学反应如下： Al3++3H2OAl（OH）3+3H+ HCO3-+H2OH2CO3+OH- 总反应式：Al3++3HCO3-＝Al（OH）3↓+3CO2↑ 相关链接 肥料混施 肥料混施是指将两种或两种以上的肥料混合在一起施用。混合施用化肥具有很多好处，如可以满足作物对多种养分的需求，使各种养分相互调节、相互补充，达到最好的增产效果；可以减少施肥次数，节省劳力，降低施肥成本等。 但是，因为各种肥料的化学性质和物理性状不同，不是任何两种肥料混合施用都是有益的。如果对化肥的性能不了解，胡乱混施化肥，就会使一些农作物干枯、烧死、减产。 化肥混施应掌握三条原则： （1）化肥混合后不能使其中任何一种养分降低。 （2）化肥混合后不能产生任何不良的理化性状。 （3）所选取的化肥养分种类比例必须适合作物的营养需求和土壤肥力状况。 下面介绍一些常用化肥混施时的注意事项。 过磷酸钙不能与草木灰、石灰等碱性肥料混用。因过磷酸钙，呈酸性，而草木灰、石灰等呈碱性且含钙较多，若二者混合施用，不但会发生酸碱反应，降低肥效，还会使钙固定磷素，导致“两败俱伤”。 磷矿粉、骨粉等难溶性磷肥，也不能与草木灰、石灰等碱性肥料混用，因为草木灰、石灰等碱性肥料会中和土壤内的有机酸类物质，使难溶性磷肥更难溶解，作物无法吸收利用。 钙镁磷肥等碱性肥料不能与铵态氮肥混施。因为碱性肥料与铵态氮肥如硫酸铵、碳铵、氯化铵、硝酸铵等混施，会导致和增加氨的挥发损失，降低肥效。 人畜粪尿等农家肥不能与钙镁磷肥、草木灰、石灰氮、石灰等碱性肥料混施。因为人畜粪尿中的主要成分是氮，若与碱性肥料混用，则会中和而失效。 课堂讨论 （1）判断下列水溶液的酸碱性。①NaHCO3。 ②KCl。 ③Cu（NO3）2。 ④KClO。 ⑤NaF。 （2）农业谚语：“灰混粪，粪混灰，灰粪相混损肥分。”思考：为什么灰粪相混会损肥分？（草木灰的成分：K2CO3；铵态氮肥即铵盐，例如NH4Cl。）第五节 缓冲溶液 人体血液的pH能保持恒定值（7.4±0.05），固然大部分依靠各种排泄器官将过多的酸、碱物质排出体外，但更重要的是因为血液中具有多种缓冲体系，以保持其本身和机体的酸碱平衡。在人体血液中主要的缓冲体系有H2CO3-HCO3-、H2PO4-HPO2-4、蛋白质—蛋白质盐等。若人体血液pH改变超过0.4单位，就会有生命危险。下面介绍缓冲溶液。 一、同离子效应 实践活动 取两支试管，各加入10mL1.0mo1/L的HAc溶液及甲基橙指示剂2滴，试管中的溶液呈红色，然后在试管1中加入少量固体NaAc，边振荡边与试管2比较，结果发现试管1中溶液的红色逐渐褪去，最后变成黄色。 实验表明，试管1的溶液中加入NaAc后，酸度降低了，这是因为HAc-NaAc溶液中存在着下列电离关系： HAcH++Ac- NaAc＝Na++Ac- 由于NaAc在溶液中是以Na+和Ac-存在，溶液中Ac-的浓度增加（生成物浓度增大），使它的电离平衡向左移动，结果使溶液中的H+减小，HAc的电离度降低。 这种在弱电解质溶液中加入一种与该弱电解质具有相同离子的易溶强电解质后，使弱电解质的电离度降低的现象称为同离子效应。 实践活动 25℃时，用pH试纸测50mL纯水的pH值。然后在50mL纯水中加入10mL0.01mol/L的HCl或0.01mol/LNaOH，再测溶液的pH值。 结果会发现，往纯水中加入少量强酸或强碱，溶液pH就会发生显著变化。 通过上面两个实验，我们发现有的溶液具有维持pH基本不变的能力，而具有这种特殊能力的溶液就叫做缓冲溶液。 二、缓冲溶液及缓冲作用 能够抵抗外来少量酸、碱或适量稀释，而本身的pH不发生明显改变，这种溶液称为缓冲溶液。 缓冲溶液对外来少量酸、碱或适量水稀释的抵抗作用称为缓冲作用。 缓冲溶液在农业上具有重要的意义。因为动、植物的生长发育都需要保持一定的pH，而能够做到这一点是只有生物体内完善的天然缓冲体系。生物体内细胞的生长和活动需要一定的pH值，体内pH环境的任何改变都将引起与代谢有关的酸碱电离平衡移动，从而影响生物体内细胞的活性。此外，在化学上，也常常需要用缓冲溶液，使某些反应在一定的pH范围内进行。 三、缓冲溶液的组成和分类 缓冲溶液之所以具有缓冲能力，是因为在这种溶液中既含有足够量的能够对抗外加酸的成分，即抗酸成分；又含有足够量的对抗外加碱的成分，即抗碱成分。抗酸成分和抗碱成分组成缓冲对（缓冲体系）。缓冲对一般都是共轭酸碱对。 根据缓冲对的不同，缓冲溶液主要有以下三种类型。 1.弱酸和弱酸对应的盐 其中，弱酸为抗碱成分；弱酸对应的盐为抗酸成分。 例如：HAc—NaAc缓冲溶液，H2CO3—NaHCO3缓冲溶液。 2.弱碱和弱碱对应的盐 其中，弱碱为抗酸成分；弱碱对应的盐为抗碱成分。 例如：NH3·H2O—NH4Cl缓冲溶液。 3.多元酸的酸式盐及其对应的次级盐 其中，多元酸的次级盐为抗酸成分；弱碱对应的盐为抗酸成分。 例如：NaH2PO4—Na2HPO4缓冲溶液。 课堂讨论 如何理解浓的强酸、强碱从某种意义上来讲也是缓冲溶液？ 四、缓冲溶液的缓冲原理 为什么缓冲溶液能够抗拒外界的影响而保持pH基本不变呢？ 下面以HAc—NaAc缓冲溶液为例来说明其缓冲原理。HAc是弱电解质，在溶液中只能部分解离，而NaAc是强电解质，在溶液中是以离子形式存在的，即 HAcH++Ac- NaAc＝Na++Ac- 由于NaAc在溶液中完全解离，所以溶液中有大量的Ac-存在。HAc本身是一种弱电解质，再加上NaAc引起的同离子效应。因此，在HAc—NaAc缓冲溶液中，HAc和Ac-的浓度都较高，而H+浓度相对较小。 （1）如果向该缓冲溶液中加入少量的酸，由于溶液中存在大量的Ac-，它就会与H+结合，生成HAc，即平衡向左移动，消耗了H+，结果溶液中H+的浓度不会明显增加。溶液的pH保持稳定。在该缓冲溶液中，Ac-是抗酸成分。 （2）如果向该缓冲溶液中加入少量的碱，OH-就会与溶液的H+结合生成难解离的H2O。当溶液中的H+浓度稍有降低时，大量存在的HAc解离出相应的H+来补充，溶液的pH几乎也没有升高。HAc是该缓冲溶液的抗碱成分。 （3）如果加水稀释，溶液中H+浓度虽然降低了，但Ac-的浓度也同时降低了，结果是离子效应减弱，使HAc的解离度增加，由HAc解离产生的H+可维持溶液的pH基本不变。 总之，由于缓冲溶液中同时含有较大量的抗碱成分和抗酸成分，它们通过弱酸或弱碱的解离平衡移动以达到消耗掉外来的少量强酸、强碱，或对抗适量的稀释作用，使溶液的H+或OH-浓度没有明显的变化，因此缓冲溶液具有缓冲作用。 相关链接 缓冲能力 在无机化学中，我们把使缓冲溶液的pH值改变1个单位所需要的强酸或强碱的量，称为缓冲能力。缓冲能力的大小与缓冲溶液的总浓度（ca+cb）及其ca/cb或cb/ca比有关。当缓冲溶液的总浓度一定时，ca/cb或cb/ca越接近1，则缓冲能力越强；等于1时，缓冲能力最强。当ca/cb或cb/ca一定时，缓冲溶液的总浓度越大，缓冲能力越强。缓冲溶液的缓冲能力是有限的，当加入酸或碱量过多时，缓冲溶液就失去缓冲能力。 在土壤中，由于含有多种缓冲对，如碳酸和碳酸盐、磷酸和磷酸盐、腐殖酸和腐殖酸盐等复杂的缓冲体系，所以能使土壤维持一定的pH，从而保证了植物的正常生长。 相关链接 验证缓冲溶液的缓冲作用 （1）在两支试管中分别加入10mL0.1mol/L的氨水溶液和1.00g氯化铵，配成缓冲液，用pH试纸测定其pH值，pH＝____。 （2）在其中一支试管中加入1ml0.1mol/L氢氧化钠溶液，测其pH值，pH＝____在另一支试管中加入0.1mol/L盐酸溶液，测其pH值，pH＝____。 （3）观察步骤（2）中测得的pH值与步骤（1）中的pH值有什么关系。
一、化学反应速率
二、化学平衡 外界条件对化学平衡的影响。
三、电解质的定义及代表物
四、盐类的水解
复习题一、填空题 1.化学反应速率的计算公式____。其中化学反应速率的常用单位是____。 2.可逆反应达到化学平衡后，v正____v逆。 3.在一定的温度下，改变反应物的浓度，Kc____。 4.平衡常数数值的大小是____的标志，平衡常数值越大，反应可完成的程度____。 5.影响化学反应速率的外界因素主要有：____、____、____和____。 6.写出下列离子方程式所表示的一个化学方程式 （1）CO2-3+2H+＝H2O+CO2↑____ （2）Ag++Cl-＝AgCl↓____ （3）Cu2++S2-＝CuS↓____ （4）SO2+2OH-＝SO32-+H2O____ （5）Ba2++SO2-4＝BaSO4↓____ 7.有CH3COONa、Na2CO3、NH4Cl、Al2（SO4）3、NaCl、KNO3六种溶液，其中呈酸性的是____；呈碱性的是____；呈中性的是____。 8.写出下列盐类水解的离子方程式。 NaHCO3____。 （NH4）2SO4____。 FeCl3____。 二、选择题 1.通常能缩短反应所需时间，而不能改变化学反应进行程度的是（ ）。 A.浓度 B.压强 C.温度 D.催化剂 2.下列事实不能用化学平衡移动原理解释的是（ ）。 A.强碱存在的条件下，酯的水解程度增大 B.加催化剂，使N2和H2和在一定条件下转化为氨气 C.可用浓氨水和氢氧化钠固体制取氨气 D.加压条件下有利于SO2和O2反应生成SO3 3.一氧化氮与一氧化碳都是汽车尾气里的有害物质，它们能缓慢地起反应生成氮气和二氧化碳。对此反应，下列叙述中正确的是（ ）。 A.改变压强对反应没有影响 B.使用催化剂能改变反应速率 C.降低压强能加大反应速率 D.改变温度能加大的反应速率 4.反应4NH3+5O24NO+6H2O在5L容器中进行，半分钟后，NO的物质的量增加了0.3mol，则此反应的平均速率为（ ）。 A.v（O2）＝0.01mol/（L·s）B.v（NO）＝0.08mol/（L·s） C.v（H2O）＝0.003mol/（L·s）D.v（NH3）＝0.002mol/（L·s） 5.在一定温度下，可逆反应A2（气）+B2（气）2AB（气）达到平衡的标志是（ ）。 A.A2、B2、AB的浓度不再随时间而变化 B.容器中的压强不再随时间变化 C.单位时间内生成nmol的A2同时生成nmol的AB D.A2、B2、AB的浓度之比为1∶1∶2 6.在汽车引擎中，氮气和氧气进行反应，生成会污染大气的一氧化氮：N2+O22NO，这个反应是吸热反应。据此，有人认为废气排出后，温度降低，致使一氧化氮分解，污染问题将自行消除。事实证明上述认识是不正确的，主要是因为（ ）。 A.常温下，NO分解的速度很慢 B.废气排出后，体积增大，NO浓度减小，不利于分解 C.废气排出后，压力减小，不利于平衡向左移动 D.在空气中，NO迅速转化成NO2，不可能分解 7.能使碳酸钙的分解速率显著增大的措施是（ ）。 A.增加少量的CaCO3固体 B.升高温度 C.加入MnO2 D.增大压强 8.在醋酸的下列性质中，不能证明醋酸是弱电解质的是（ ）。 A.1mol·L-1醋酸溶液中［H+］为1×10-3mol·L-1 B.醋酸能与Na2CO3溶液反应放出二氧化碳 C.在温度、浓度相同条件下，醋酸溶液的导电能力比盐酸溶液的弱 D.已知弱酸A和CH3COONa反应能生成CH3COOH 9.能正确表示下列化学反应的离子方程式是（ ）。 A.用碳酸钠溶液吸收少量二氧化硫：2CO2-3+SO2+H2O＝2HCO-3+SO2-3 B.金属铝溶于盐酸中：Al+2H+＝Al3++H2↑ C.硫化钠溶于水中：S2-+2H+＝H2S↑+2OH- D.碳酸镁溶于硝酸中：CO2-3+2H+＝H2O+CO2↑ 10.下列叙述中正确的是（ ）。 A.氯化钾晶体不能导电，所以它是非电解质 B.硫酸钙、氢氧化钙微溶于水，但它们均属于电解质 C.硝酸钾只有在水溶液中才能解离 D.甲、乙两种酸的溶液，甲的导电能力强，则甲是强酸，乙是弱酸 11.下列解离方程式中正确的是（ ）。 A.Ca（HCO3）2＝Ca2++HCO-3 B.MgCl2＝Mg2++Cl2- C.MgCO3＝Mg2++CO2-3 D.KHSO4＝K++H++SO2-4 12.下列溶液的pH小于7的是（ ）。 A.溴化钾 B.硫酸铜 C.硫化钠 D.硝酸钡 三、写出下列反应的离子方程式 1.钠投入水中。 2.硫酸铝溶液和氯化钡溶液混合。 3.大理石投入稀盐酸中。 4.锌投入稀盐酸浓盐酸和二氧化锰共热。 5.氯气通入水中。 四、综合题 1.当人体吸入多量的CO，就会引起CO中毒，这是由于CO跟人体血液中的血红蛋白结合，使血红蛋白不能与O2结合，失去了运输O2的能力，从而导致人因缺氧而死。这个反应可以表示如下： 血红蛋白-O2+CO血红蛋白-CO+O2 试着运用化学平衡原理，简述抢救CO中毒者时应采取哪些措施？ 2.现代医学证明，人类牙齿由一层称为碱式磷酸钙的坚硬物质保护着。碱式磷酸钙的化学式为［Ca5（PO4）3OH］，在口腔中存在以下平衡： ［Ca5（PO4）3OH］5Ca2++3PO3-4+OH- 当糖附着在牙齿上发酵时会产生H+，试着运用化学平衡原理说明经常吃甜食对牙齿的影响。 五、计算题 1.求25℃时，0.001mol/L的H2SO4溶液的pH。 2.求25℃时，0.001mol/L的NaOH溶液的pH。 |
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