高中化学选修4各章知识点归纳与总结
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高中化学选修 4 知识点归纳总结
第一章 化学反应与能量
第一节 化学反应与能量的变化
一、焓变 反应热
知识点一 焓变、反应热
1．焓变、反应热
(1)焓 (H)：是与物质内能有关的物理量，是物质固有的性质。
(2)焓变：生成物与反应物的焓值之差。焓变决定了在一定条件下的某一化学反应是吸
热反应还是放热反应。
①符号：用 ΔH 表示。
②单位：常用 kJ/mol 或 kJ·mol －1。
③表示方法： ΔH＝H(生成物 )－H(反应物 )。
(3)反应热：化学反应过程中放出或吸收的能量。
(4)反应热与焓变的关系：
在恒压条件下进行的化学反应， 反应过程中的反应热等于焓变， 所以我们常用焓变 ( ΔH)
表示反应热。
(5)反应热和焓变的比较
反应热 焓变
含义 化学反应中吸收或放出的热量 化学反应中生成物所具有的焓与反
应物所具有的焓之差
符号 Q ΔH
单位 kJ·mol －1
kJ ·mol －1
与能量变
化的关系
Q>0，反应吸收热量
Q<0，反应放出热量
ΔH>0，反应吸收热量
ΔH<0，反应放出热量
二者的相
互联系
ΔH 是化学反应在恒定压强下 (即敞口容器中进行的化学反应 )且不与外
界进行电能、光能等其他能量的转化时的反应热，即恒压条件下进行
的反应的反应热 Q 就是焓变 ΔH。高中阶段二者通用
2.化学反应中能量变化的原因
(1)从化学键的角度 (微观角度 )看：在化学反应中当反应物分子中旧化学键断裂时， 需要
克服原子间的相互作用而吸收能量； 当原子重新组成生成物分子， 新化学键形成时， 又要释
放能量。即化学反应的反应热＝ (反应物所有键能之和 )－(生成物所有键能之和 )。
如图：
1 mol H 2 分子和 1 mol Cl 2 分子中化学键断裂时吸收总能量为： 436 kJ＋243 kJ＝679 kJ；
2 mol HCl 分子中的化学键形成时释放总能量为： 431 kJ＋431 kJ＝ 862 kJ；
H2(g)＋Cl 2(g)===2HCl(g) 反应过程释放的能量为： 862 kJ ·mol
－1－679 kJ·mol － 1＝ 183
2
kJ ·mol
－ 1。
(2)从反应物和生成物所具有能量的相对大小来考虑 (宏观角度 )：如果反应物所具有的总
能量大于生成物所具有的总能量， 反应物转化为生成物时放出热量， 反应为放热反应； 如果
反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量， 反应物转化为生成物时吸收热量， 反应
为吸热反应。
反应热＝ (所有生成物能量之和 )－(所有反应物能量之和 )
两者联系： 分子中键能越大， 物质能量越低， 性质越稳定； 反之， 键能越小， 物质能量越高，
性质越活泼。
3．理解反应热、焓变要注意的问题
(1)反应热描述的是化学反应前后的热量变化。
(2)反应热描述的是一定温度下的热量变化。
(3)任何化学反应都有反应热，不存在不发生能量变化的化学反应。
(4)ΔH的单位为 kJ ·mol －1 或 J·mol－1，式中的 “ mol－1”不能理解为每摩尔反应物或生
成物，应理解为 “每摩尔反应 ”。
(5)焓是物质固有的性质之一，不能进行测量，但焓变 (即反应热 )可以直接测量，其测量
仪器叫作量热计。
知识点二 吸热反应与放热反应
1．放热反应和吸热反应的比较
用 E(反应物 )、E(生成物 )分别代表反应物、生成物的总能量； Q(吸 )、Q(放)分别代表反应物
断键吸收的热量、生成物成键放出的热量。
放热反应 吸热反应
定义 放出热量的化学反应 吸收热量的化学反应
宏 观
角度
比较 E(反应物 )>E(生成物 ) E(反应物 )
Q( 放)
表示方法 ΔH<0 ΔH>0
2.常见的放热反应和吸热反应
(1)常见的放热反应。
①绝大多数化合反应，如 CaO＋H2O===Ca(OH) 2。
②所有的燃烧反应，如 CH4＋ 2O2=====
点燃
CO2＋2H 2O。
③酸碱中和反应，如 NaOH ＋HCl===NaCl ＋H2O。
④活泼金属与酸或水的反应，如 2Na＋2H2O===2NaOH ＋H2↑。
⑤中学阶段所学的置换反应多为放热反应 (除 C＋H2O=====
加热
CO＋ H2，H2＋CuO=====△ Cu
＋H 2O 等)
⑥部分特殊反应，如铝热反应、过氧化钠与水或 CO2 的反应、氨的催化氧化等。
3
(2)常见的吸热反应。
①绝大多数分解反应，如 CaCO3=====
高温
CaO＋CO2↑。
②铵盐与碱的反应，如
2NH 4Cl(s) ＋Ba(OH) 2·8H 2O(s)===BaCl 2＋ 2NH 3↑＋ 10H2O。
③某些特殊的化合反应：如 N 2＋O2=====
高温
2NO ΔH>0，CO2＋ C=====加热
2CO ΔH>0
④以 C、CO 和 H 2 为还原剂的氧化还原反应，如
C(s)＋H 2O(g)=====高温 CO(g) ＋H 2(g)。
3．吸热反应与放热反应判断
(1)必须是化学反应，不是一般物理吸热、放热过程。
(2)比较反应物、生成物总能量高低、大小。 Δ H>0时，反应吸热， Δ H<0时，反应放热。
(3)比较反应物、生成物总键能大小。
(4)对照常见的吸热反应、放热反应分析。
4．对化学反应中的能量变化的正确认识
(1)放热反应、吸热反应都属于化学反应。
(2)并非所有的分解反应都为吸热反应，如双氧水的分解为放热反应。
(3)并非所有的化合反应都为放热反应，如 CO2＋C=====△ 2CO 为吸热反应。
重点记忆
1．反应热 “三要素 ”
(1)符号： ΔH；
(2)常用单位： “ kJ/mol ”或 “ kJ · mol－1”；
(3)正、负号： Δ H<0为放热反应， Δ H>0为吸热反应。
2．反应热计算 “两公式 ”
(1) ΔH＝生成物的总能量－反应物的总能量；
(2) ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和。
3．理解化学反应中能量变化的两个原因：
(1)反应物和生成物的能量不同。
(2)破坏旧化学键吸收能量，形成新化学键释放能量，二者不可能完全相同。
4．牢记反应热和焓变的表示方法，理解二者的相互关系
恒压条件下进行的反应的反应热 Q 就是焓变 ΔH，高中阶段二者通用。
5．牢记三个重要的吸热或放热反应：
(1)放热反应：硝酸铵爆炸分解、过氧化氢分解。
(2)吸热反应： C＋ CO2=====
高温
2CO。
反应热的实质及简单计算方法
1．化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。由键能求反应热： ΔH＝反
应物的键能总和－生成物的键能总和。
2．ΔH＝E(生成物具有的总能量 )－E(反应物具有的总能量 )。
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二、热化学方程式
知识点一 热化学方程式
1．热化学方程式的定义
能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式，叫做热化学方程式。
2．热化学方程式表示的意义
热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化， 也表明了化学反应中的能量变化， 还
说明了物质的“量”与“能量”之间的数量关系。
例如：在 25 ℃、 101 kPa 时， H 2(g)＋1
2O2(g)===H 2O(l) ΔH＝－ 285.8 kJ/mol，表示 298
K、101 kPa 时， 1 mol H2(g)与 1
2 mol O2(g)反应生成 1 mol H2O(l)，放出热量 285.8 kJ。
3．热化学方程式书写三步骤：
一写 —— 写出配平的化学方程式
?
二注 —— 注明物质的聚集状态
?
三求 —— 计算出 ΔH 的数值，并写出单位及符号
4．思考与交流 —— 热化学方程式的有关问题
(1)热化学方程式与普通化学方程式的区别
(2)书写热化学方程式时应注意的问题
①热化学方程式的基础是化学方程式，因此必须遵循化学方程式的要求，如原子守恒、
元素守恒等。
②要在物质的化学式后用括号注明反应物和生成物的聚集状态。一般用英文字母 g、l
和 s 分别表示物质的气态、液态和固态，水溶液中的溶质则用 aq 表示。化学方程式一般不
写反应条件。
③要在化学方程式的右边标出焓变 (ΔH)。放热反应， ΔH 为“－”；吸热反应， ΔH 为
“＋”。 ΔH 的单位是 kJ/mol(或 kJ·mol －1
)。方程式与 ΔH 应用空格隔开。
④由于 ΔH 与测定条件有关， 因此应在 ΔH 后注明反应温度和压强。 在 25 ℃、101 kPa 下进
行的反应，可不注明。
⑤热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量， 并不表示
物质的分子数或原子数，因此化学计量数可以是整数，也可以是分数，一般不用小数。
⑥根据焓变的性质， 若热化学方程式中各物质前的化学计量数加倍， 则 ΔH 的数值也加
倍；若反应逆向进行，则 ΔH 改变符号，但绝对值不变。
例如：已知 H2(g)＋
1
2O2(g)===H2O(l)
ΔH(298 K)＝－ 285.8 kJ/mol
则 H2O(l)===H2(g)＋
1
2O2(g)
ΔH(298 K)＝＋ 285.8 kJ/mol
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l )
化学方程式 热化学方程式
化学
计量数
只能是整数，既表示微粒个数
又表示该物质的物质的量
既可以是整数，也可以是分数，只表示
物质的物质的量
状态 不要求注明 必须在化学式后注明
ΔH 的正
负号、数
值及单位
无
(右端无反应热 )
必须注明
(右端有反应热 )
意义 表明了化学反应中的物质变化 既表明了化学反应中的物质变化，也表
明了化学反应中的能量变化
5
ΔH＝(298 K)＝－ 571.6 kJ/mol
特别提示
①物质的状态不同，自身具有的能量也不同，一般说来，气态时能量最高，液态次之，
固态最小。
②不管化学反应是可逆反应还是不可逆反应， 热化学方程式中的反应热都是指反应完全
时的反应热。
如 300 ℃时，氢气和碘蒸气反应的热化学方程式为 H 2(g)＋I2(g) 2HI (g) ΔH＝－ 9.48
kJ·mol－1，它不代表在 300 ℃时，将 1 mol H2(g)和 1 mol I 2(g)反应就有 9.48 kJ 的热量放出，
而是代表有 2 mol HI(g)生成时，才有 9.48 kJ 的热量放出。
5．热化学方程式书写的正误判断 —— 六个 “必看 ”
(1)看物质的化学变化是否符合客观事实。例如： CH4 完全燃烧，生成的碳的氧化物是
CO2 而不是 CO；N2 与 O2反应 (放电 )的产物是 NO 而不是 NO2。
(2)看表示物质化学变化的部分是否配平。热化学方程式同时表达了化学反应中的物质
变化和能量变化，因此它应同时符合质量守恒定律和能量守恒定律。
(3)看物质的表示形式是否正确。例如： NaOH 与 HCl 在稀溶液里反应的热离子方程式
为 OH －
(aq)＋H＋
(aq)===H 2O(l) ΔH<0；NaOH 与 CH 3COOH 在稀溶液里反应的热离子方程
式为 OH －
(aq)＋CH 3COOH (aq)===H 2O(l)＋CH 3COO －
(aq) ΔH<0。
(4)看物质聚集状态的标注是否正确。任何物质都可以呈现不同的聚集状态，如固态、
液态、气态。一种物质在固态与液态、液态与气态、固态与气态等之间转化时，也要伴随着
能量的变化。 因此， 热化学方程式中的物质必须在化学式右边的括号内标注其所呈现的聚集
状态，否则， ΔH的值就无意义。
(5)看 ΔH的正、负号是否正确。在热化学方程式中，放热反应的 ΔH为“－”；吸热反应
的 ΔH为“＋”。
(6)看 ΔH 值(包括数值和单位 )与有关物质的物质的量是否对应一致 (与化学计量数是否
对应 )。
知识点二 中和反应反应热的测定
1．中和反应的反应热
(1)定义：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成 1 mol 水时的反应热叫作中和热。
(2)示例： 1 L 1 mol·L －1 的盐酸与 1 L 1 mol·L －1 的 NaOH 溶液发生中和反应时， 放出 57.3
kJ 的热量，该反应的热化学方程式为 HCl (aq)＋NaOH (aq)===NaCl (aq)＋H2O(l) ΔH＝－ 57.3
kJ·mol－1。
2．中和反应反应热的测定
(1)实验目的：
测定强酸与强碱反应的反应热，体验化学反应的热效应。
(2)实验用品： (以盐酸和 NaOH 溶液反应为例 )
大烧杯 (500 mL)、小烧杯 (100 mL)、温度计、量筒 (50 mL)两个、碎泡沫塑料或纸条、泡
沫塑料板或硬纸板 (中心有两个小孔 )、环形玻璃搅拌棒。 0.50 mol·L－ 1 盐酸、 0.55 mol·L －1
NaOH 溶液。
(3)实验装置如图：
(4)实验原理：
6
实验时，先分别测出盐酸和氢氧化钠溶液的温度，求其平均温度 t1，两溶液混合充分反
应后，读取混合液最高温度 t2，再根据公式 ΔH＝－ m1＋m2 ·c·t2－t1
n H2O 求得中和热。
(5)实验步骤：
①按上图所示组装量热计。
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把套有盖板的温度计和环形玻璃搅拌棒放入盛盐酸的小烧杯中， 并把量筒中的 NaOH
溶液一次倒入小烧杯中， 盖好盖板。 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。
(6)数据处理
①取三次测量所得数据的平均值作为计算依据。
②计算反应热。 为了计算简便， 我们近似地认为实验所用酸、 碱溶液的密度和比热容与
水相同，并忽略实验装置的比热容，则：
a．500 mL 0.50 mol/L 盐酸的质量 m1＝50 g,50 mL 0.55 mol/L NaOH 溶液的质量 m2＝ 50 g。
b．中和后生成的溶液的比热容 c＝4.18 J/(g ·℃)，上述盐酸与 NaOH 溶液发生中和反应时放
出的热量为： (m1＋m2)·c·(t2 －t1)＝0.418(t2－t1)kJ
生成 1 mol H2O 时的反应热为： ΔH＝ －
0.025 kJ/mol
(7)误差分析
由于在本实验中涉及量筒、温度计两种计量仪器，故其实验误差主要来源于： (1) 体积、
温度测量不准； (2)仪器保温效果不好或操作缓慢造成热量损失； (3)实验过程中液体外溅等。
特别提示
中和反应的反应热的测定易错提示
①实验中改变酸碱的用量时， 反应放出的热量发生改变， 误认为中和反应的反应热也发
生改变，因为中和反应的反应热是酸碱发生中和反应生成 1 mol H2O(l) 的反应热，故中和反
应的反应热与酸碱用量无关。
②误认为中和反应的反应热的数值是 57.3 kJ/mol 是针对所有酸碱中和反应， 57.3 kJ/mol
是稀的强酸和强碱反应生成可溶性盐和水时的反应热， 浓酸或浓碱溶于水时也要放热， 中和
反应的反应热数值会大于 57.3 kJ/mol ，而弱酸或弱碱参与的中和反应， 因弱酸或弱碱电离时
要吸收热量，则中和反应的反应热数值小于 57.3 kJ/mol 。
③误认为酸碱混合后立即读数即是终止温度， 实际是读取反应混合液的最高温度是终止
温度。
④操作时动作要快，尽量减少热量的散失。
第二节 燃烧热 能源
7
知识点一 燃烧热
教材解读
1．定义
在 25 ℃、 101 kPa 时， 1 mol 纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫作
该物质的燃烧热。
2．理解燃烧热的定义时注意以下几点
(1)研究条件： 25 ℃、 101 kPa。
(2)标准：可燃物的用量为 1 mol 纯物质。
(3)反应程度：完全燃烧，并生成稳定的氧化物。
如
C s ―→CO2 g ，而不是 CO g
H2 g ―→H2O l ，而不是 H2O g
S s ―→SO2 g ，而不是 SO3 g
(4)单位： kJ·mol －1。
(5)表示方法：
ΔH＝－ a kJ·mol－1 文字叙述燃烧热时，用正值；用 ΔH 表示时，带上负号。如 CH 4 的燃
烧热为 890.31 kJ·mol －1 或 ΔH＝－ 890.31 kJ·mol －1。
(6)燃烧热表示的意义：
例如： H2 的燃烧热 ΔH＝－ 285.8 kJ·mol－1 所表示的含义是 25 ℃、101 kPa 时， 1 mol H 2
完全燃烧生成液态水放出的热量是 285.8 kJ。
3．研究燃烧热的意义：
在工业生产上， 许多过程需要热量， 这些热量大多数是通过可燃物燃烧产生的。 热量多
了既造成浪费又可能对生产不利， 热量少了不能满足工业生产的要求， 对生产也不利。 因此，
研究燃烧热可实现合理使用能源，充分利用能源，节约能源，减少环境污染。
4．燃烧热的热化学方程式的书写
书写表示燃烧热的热化学方程式时， 以燃烧 1 mol 纯物质为标准来配平其余物质的化学
计量数。例如：
C8H18(l)＋25
2 O2(g)===8CO2(g)＋9H2O(l) ΔH＝－ 5 518 kJ·mol －1
特别提示
(1)判断某物质燃烧热的热化学方程式书写是否正确可从以下三个方面着手：①是否注
明反应条件，若没写反应条件，说明是在 25 ℃、 101 kPa 条件下；②可燃物的化学计量数
是否为 1；③产物是否为稳定的氧化物。
(2)热化学方程式与燃烧热的热化学方程式的比较
热化学方程式 燃烧热的热化学方程式
相同点 都要标明反应条件、物质状态、反应焓变等
不同点
反应物的化学计量数可为整数或分
数；条件不一定为 25 ℃、 101 kPa；
产物不一定是稳定的氧化物
可燃物的化学计量数只能为 1；条件必须
是在 25 ℃、 101 kPa 下；产物一定是稳
定的氧化物
5.燃料充分燃烧的条件
(1)要有足够的空气。
(2)燃料与空气要有足够大的接触面积。
6．提高燃料燃烧的效率应采取的措施
(1)通入足够空气，使燃料充分燃烧。空气足量但要适当，否则，过量的空气会带走部
分热量。
(2)增大燃料与空气的接触面积。通常将大块固体燃料粉碎、液体燃料雾化。
(3)将煤气化或液化。煤的气化或液化更易增大燃料与空气的接触面积，使燃烧更充分。
同时又防止煤炭直接燃烧产生的 SO2 和烟尘污染环境。
7．选择燃料的标准
根据物质的燃烧热，燃料的储量、开采、储存条件、价格，对生态环境的影响等综合考
8
虑。
8．燃烧热与中和热的比较
9.有关燃烧热的计算
由燃烧的定义可知，相同状态下，可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量 ×其
燃烧热的绝对值，即 Q 放＝ n(可燃物 ) ×| ΔH|或物质的燃烧热 ΔH＝ Q放
可燃物
知识点二 能源
1．能源的含义
能源就是提供能量的资源，它包括化石燃料 (煤、石油、天然气 )、阳光、风力、流水、
潮汐以及柴草等。
2．能源的分类
标准 分类 定义 举例
按转换
过程分
一次能源 从自然界直接取得的自然资源
煤、石油、天然气等化石能源，
水能、 风能、 生物质能、 太阳能
等
二次能源 一次能源经过加工转换后获得的
能源
各种石油制品、 煤气、 蒸汽、 电
力、氢能、沼气等
按是否
可再生
分
可再生
能源
可持续再生、永远利用的一次能
源
风能、 水能、生物质能、 太阳能、
潮汐能等
不可再 经过亿万年形成的短期内无法恢 石油、煤、天然气等化石能源，
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3.我国的能源状况
我国目前使用的主要能源是化石燃料， 它们的蕴藏量有限， 而且不能再生， 最终将会枯
竭。解决的办法是开源节流，即开发新的能源和节约现有的能源，提高能源的利用率。
4．当前化石燃料的利用中存在着亟待解决的问题
通常燃料燃烧放出的热量不可能全部被有效利用， 总有部分热量转化为废热排出或损耗
掉。此外，燃料利用还存在着下列亟待解决的问题：
(1)煤和石油燃烧时，常发生不完全燃烧，排放出大量烟尘和 CO 气体。
(2)有些煤的含灰量大，水分多，产热值较低。
(3)某些燃料燃烧排出的废气中含有二氧化硫和氮的氧化物，直接被排放到大气中会污染空
气并形成酸雨。
5．解决能源危机的方法
(1)加强科技投入，提高管理水平，改善开采、运输、加工等各个环节。
(2)科学地控制燃烧反应，使燃料充分燃烧，提高能源的使用效率是节约能源的重要措
施。
(3)寻找新的能源，现在正在探索的新能源有太阳能、氢能、风能、地热能、海洋能和
生物质能等。它们资源丰富，可以再生，没有污染或很少污染，是未来的主要能源。
6．化石能源与新能源特点比较
7.几种常见新能源的比较
能源 优点 缺点
太阳能
①能量巨大，取之不尽，用之不竭；
②清洁无污染；
③不需开采和运输
①能量密度低；
②受地域和季节的影响大
氢能
①燃烧热值高；
②资源丰富；
③无毒、无污染
①制取成本高；
②储存、运输困难
地热能 蕴藏丰富 开发成本较高
风能 能量巨大 ①不稳定；
②受地区、季节、气候影响大
8.能源之间的相互转化关系
生能源 复的能源 核能
按利用
历史分
常规能源 在一定历史时期和科学技术水平
下，已被人们广泛利用的能源
煤、石油、 天然气、 水能、 生物
质能等
新能源
随着科技的不断发展，才开始被
人类采用先进的方法加以利用的
古老能源以及新发展的利用先进
技术所获得的能源
地热能、氢能、 核能、风能、太
阳能、海洋能等
按来源分
来自太阳辐射的能量
太阳能、煤、石油、 天然气、生
物质能、风能
来自地球内部的能量 地热能、核能、水能
来自天体的引力能量 潮汐能
化石能源 新能源
贮量 有限，最终枯竭 资源丰富
能否再生 不能再生 可再生
污染程度 对环境的污染和破坏程度大 没有污染或很少污染
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第三节 化学反应热的计算
知识点一 盖斯定律
1．能量守恒定律
能量既不会凭空产生， 也不会凭空消失， 它只能从一种形式转化为别的形式， 或者从一
个物体转移到别的物体， 在转化或转移的过程中其总量不变。 能量守恒定律是自然界最普遍、
最重要的基本定律之一，只要有能量转化，就一定服从能量守恒定律。
2．盖斯定律
一个化学反应不论是一步完成还是分几步完成， 其反应热是相同的。 换句话说， 化学反
应的反应热只与反应体系的始态 (各反应物 )和终态 (各生成物 )有关，而与反应的途径无关。
盖斯定律是质量守恒定律和能量守恒定律的共同体现。
3．盖斯定律的理解
理解角度 图示 论述
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反应热取
决于始态
和终态物
质的能量
的高低
反应热只与反应体系的始态和
终态有关，与反应过程无关。
无论你翻山越岭还是坐缆车到
达一座山的山顶，山的高度与
上山途径无关
反应热总
值一定
则： ΔH 1＋ΔH2＝ΔH＝途径①的 途径②的热效
应热效应 ΔH3＋ΔH4＋ΔH5 途径③的热效应
若一个反应可以分几步进行，
则各分步反应的反应热之和与
该反应一步完成时的反应热是
相同的
能量守恒
从始态 S→终态 L，ΔH 1<0，体系放热； 从终态 L→
始态 S，ΔH 2>0，体系吸热。根据能量守恒定律
可知 ΔH 1＋ΔH2＝0
能量既不会增加也不会减少，
只会从一种形式转化为另一种
形式
4.盖斯定律在科学研究中的重要意义
因为有些反应进行得很慢，有些反应不容易直接发生，有些反应的产品不纯 (有副反应
产生 )，这给测定反应热造成了困难。此时如果应用盖斯定律，就可以间接地把它们的反应
热计算出来。
5．运用盖斯定律解题的常用方法
通常有两种方法：
(1)加和法：
方法：将所给热化学方程式通过适当加、减、乘、除的方法得到所求的热化学方程式，
反应热也作相应的变化。
已知：① 2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH1＝－ 483.6 kJ·mol －1
②H2O(g)===H 2O(l) ΔH 2＝－ 44.0 kJ·mol －1
写出 H 2(g)＋
1
2O2(g)===H 2O(l)的热化学方程式。根据盖斯定律：将①×
1
2＋②便得出
H2(g)＋1
2O2(g)===H2O(l)
ΔH＝ΔH1×1
2＋ΔH2＝(－483.6 kJ·mol －1)×1
2＋(－44.0 kJ·mol －1)＝－ 285.8 kJ·mol－1
所求热化学方程式为
H2(g)＋1
2O2(g)===H2O(l) ΔH＝－ 285.8 kJ·mol －1
(2)虚拟途径法：
方法：
先根据题意虚拟转化过程，然后根据盖斯定律列式求解，即可求得待求的反应热。
举例：
若反应物 A 变为生成物 D，可以有两个途径：
①由 A 直接变成 D，反应热为 ΔH；
12
②由 A 经过 B 变成 C，再由 C 变成 D，每步的反应热分别为 ΔH 1、ΔH 2、ΔH3。
如图所示：
则有： ΔH＝ΔH 1＋ΔH 2＋ΔH3。
6．盖斯定律的应用
(1)同素异形体转化的反应热的计算及稳定性的比较。
(2)根据一定量的物质参加反应放出的热量 (或根据已知的热化学方程式 )，进行有关反应
热的比较或计算。
知识点二 有关反应热的计算
1．计算反应热的 6 种方法
(1)根据热化学方程式计算：反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
(2)根据反应物和生成物的能量和计算： ΔH＝生成物的能量和－反应物的能量和。
(3)根据反应物和生成物的键能和计算： ΔH＝反应物的键能和－生成物的键能和 (键能是
指破坏 1 mol 化学键所吸收的能量或形成 1 mol 化学键所释放的能量 )。
(4)根据盖斯定律计算：反应热只与化学反应的始态和终态有关，与反应的途径无关。
注意将热化学方程式进行适当的“加”“减”等变形后，由过程的热效应进行计算、比较。
(5)根据物质燃烧放热数值计算： Q 放＝n 可燃物 × ΔH。
(6)根据比热公式进行计算： Q＝ cmΔt。
2．反应热的计算应注意的问题
(1)运用热化学方程式进行反应热的计算，可以从反应式中各物质的物质的量、质量、
标准状况下气体体积、反应热等对应关系，列式进行简单计算。
(2)注意热化学方程式中化学计量数只表示物质的物质的量， 必须与 ΔH 相对应， 如果化
学计量数加倍，则 ΔH 也要加倍。尤其是利用盖斯定律计算反应热时，热化学方程式可以直
接相加减，化学计量数必须与 ΔH 相对应。
(3)热化学方程式中的反应热是指按所给形式反应完全时的反应热。
运用盖斯定律的技巧 —— “三调一加 ”。
一调： 根据目标热化学方程式， 调整已知热化学方程式反应物和生成物的左右位置， 改
写已知的热化学方程式。
二调：根据改写的热化学方程式调整相应 ΔH 的符号。
三调：调整中间物质的化学计量数。
一加：将调整好的热化学方程式及其 ΔH 加起来。
第二章 化学反应速率和化学平衡
第一节 化学反应速率
知识点一 化学反应速率
1．定义
化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢的物理量。
2．研究化学反应速率的一般方法
要想准确表达化学反应进行的快慢，必须明确以下几点：
(1)确定起点 (速率为零 )。
(2)确定时间单位 (和速率大小相匹配，如爆炸反应最好精确到 10－2～ 10－3 秒，研究岩石
变化要用 106～108 年等 )。
(3)找出易于测量的某种量或性质的变化 (如质量、体积、压强、浓度等 )。
3．化学反应速率的表示方法
(1)化学反应速率的通常表示方法：当体系为气体或溶液时，化学反应速率通常用单位
13
时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
(2)化学反应速率的数学表达式为 v(B)＝Δc B
Δt [c 为反应物或生成物的浓度， Δc 表示其浓
度变化， 单位为 mol·L－ 1，t 表示时间， Δt 表示时间变化， 单位为秒 (s)或分 (min)或小时 (h)等]。
(3)速率单位： mol·(L·s)－1、mol·(L·min)－1、mol·(L·h)－ 1。
4．化学反应速率的正确理解
(1)描述反应速率时应指明物质
一个确定的化学反应涉及反应物或生成物， 在中学化学里， 通常笼统地说化学反应速率
快慢时， 往往是对整个化学反应而言。 定量地表示化学反应速率时， 是对某种具体物质而言，
例如，在 N2＋ 3H2 2NH 3 中 v(N2)＝0.5 mol/(L·min)等。故描述反应速率时应指明具体物
质。
(2)一般来说，某一段时间内的反应速率，是一段时间内的平均速率，而不是指瞬时速
率。
(3)无论是反应物还是生成物，其化学反应速率值都取正值。
(4)固体或纯液体 (注意：不是溶液 )的物质的量浓度可视为不变的常数，因此，一般不用
固体或纯液体表示化学反应速率。
(5)一个确定的化学反应涉及的反应物和生成物往往有多种，在中学化学里，通常说化学反
应速率快慢时，往往是针对整个化学反应而言，例如 H 2＋F 2===2HF 反应很快， CH 3COOH
＋CH 3CH 2OH CH 3COOCH 2CH3＋ H2O 反应很慢等。
5．化学反应速率的计算
(1)定义式法：
利用公式 v(A)＝Δc A
Δt 计算化学反应速率。
其中 Δc(A)—— 某物质 A 浓度的变化，常用单位： mol·L－1；
Δt—— 时间变化，常用单位： s、min 等；
v(A)—— 物质 A 的化学反应速率，单位： mol·L －1
·s－1 或 mol·L －1
·min－ 1。
(1 mol·L －1
·s－1＝ 60 mol·L－1
·min －1
)
(2)关系式法：
利用速率之比＝化学计量数之比＝各物质浓度的变化量 (Δc)之比＝各物质物质的量的
变化量 (Δn)之比。
(3)“三段式”法求解化学反应速率计算题的一般步骤
①写出有关反应的化学方程式。
②找出各物质的起始量、转化量、某时刻量。
③根据已知条件列方程计算。
计算中注意以下量的关系
①对反应物： c(起始 )－c(转化 )＝c(某时刻 )
②对生成物： c(起始 )＋c(转化 )＝c(某时刻 )
③转化率＝ c 转化
c 起始
×100%
特别提示
可先求得用某一种物质表示该反应的化学反应速率， 然后运用化学反应中各物质计量数
关系式求出其他各物质表示的化学反应速率
(4)化学反应中气体的反应速率的求算
气体发生的反应一般在密闭的容器内进行， 因此气体的浓度等于气体的物质的量除以容器的
容积，即 c(气体 )＝ n 气体
V 容器
。所以气体的反应速率的计算公式为： v＝Δc
Δt＝ Δn
Δt ·V。
知识点二 化学反应速率大小的比较方法
1．化学反应速率大小的比较方法
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(1)归一法：依据化学反应速率之比等于化学计量数之比，将同一反应中的用不同物质
表示的反应速率， 转化成用同一种物质表示的反应速率， 然后直接依据数值进行比较。 例如：
对于反应 2SO2＋O2 2SO3，如果：
a．v(SO2)＝2 mol·L－1
·min－1，
b．v(O2)＝3 mol·L －1
·min－1，
c．v(SO3)＝4 mol·L－ 1
·min －1，比较反应速率的大小，可以将三者表示的反应速率都转化
为用 O2表示的反应速率再作比较。
换算得出： a.v(O2)＝1 mol·L －1
·min －1，c.v( O2)＝2 mol·L － 1
·min －1，则反应速率的大小关
系为 b>c>a。
(2)比值法：用各物质的量表示的反应速率除以对应各物质的化学计量数，然后再对求
出的数值进行大小排序，数值大的反应速率快。例如：
对于反应 mA＋nB pC＋qD，若 v(A)/m>v( B)/n，则反应速率 A>B。
特别提示
化学反应速率大小比较时应注意的问题
由于化学反应速率的单位常用 mol·L －1
·min －1 或 mol·L－1
·s－ 1，因此在比较反应速率大小
时一定要注意单位是否统一，不要只比较数值大小。
2．化学反应速率大小比较的一般步骤
对于同一化学反应速率用不同物质表示的数值可能不同， 但比较反应速率的大小不能只
看数值的大小，而要进行一定的转化，具体比较方法如下：
(1)“一看”：看化学反应速率的单位是否统一。
(2)“二化”：将不同物质的化学反应速率转化成同一物质的化学反应速率或分别除以
相应物质的化学计量数。
(3)“三比较”：比较同一物质化学反应速率或除以化学计量数之后的数值。数值越大，
反应进行得越快。
如反应 aA＋bB===cC，比较 v A
a 与 v B
b ，若 v A
a >v B
b ，则 A 的反应速率比 B 大。
知识点三 由化学反应速率图像确定化学方程式
1．确定反应物和生成物
反应物的物质的量、 质量或浓度随反应的进行不断减少； 生成物的物质的量、 质量或浓
度随反应的进行不断增加。
2．确定反应物和生成物的化学计量数
对于反应 aA(g)＋bB(g)===cC(g)＋dD(g)，在相同时间内， a∶b∶c∶d＝Δn(A)∶Δn(B)∶
Δn(C)∶Δn(D)＝Δc(A)∶Δc(B)∶Δc(C)∶Δc(D)＝v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)。
3．确定反应可逆与否
观察最后浓度是否随时间的变化而变化，即是否具有与 x 轴平行的直线存在。
知识点四 化学反应速率的测量
1．化学反应速率测量的原理
化学反应的速率是通过实验测定的。因为化学反应中发生变化的是体系中的化学物质
(包括反应物和生成物 )，所以与其中任何一种化学物质的浓度 (或质量 )相关的性质在测量反
应速率时都可以加以利用，包括能够直接观察的某些性质 (如释放出气体的体积和体系压
强)，也包括必须依靠科学仪器才能测量的性质 (如颜色的深浅、光的吸收、光的发射、导电
能力等 )。在物质的诸多性质中，特别是在溶液中，当反应物或产物本身有比较明显的颜色
时，人们常利用颜色深浅和显色物质浓度间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。
2．实验 2－ 1 测量锌和稀硫酸反应的速率
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测量锌与硫酸反应速率的装置
(1)测量方法
按图组装两套装置，在锥形瓶内各加入 2 g 锌粒 (颗粒大小基本相同 )，通过分液漏斗分
别加入 40 mL 1 mol/L 和 40 mL 4 mol/L 的硫酸， 比较二者收集 10 mL H2 所用的时间。 把实验
结果填入下表 [假设 V(H 2)为标准状况值、反应前后稀硫酸的体积不变 ]：
加入试剂 t
min
v H2SO4
mol·L－ 1
·min－1
1 mol/L H 2SO4 x( 长 ) 1
89.6x(小)
4 mol/L H 2SO4 y(短) 1
89.6y(大)
说明 上表中的反应时间为实验值，本书用字母 x、y 表示。 x>y 。
(2)思考：你还能根据反应速率相关量的哪些变化来测定该反应的反应速率？
【答案】 对于锌和硫酸的反应，测定反应速率的方法不止一种，如测量溶液中 H＋浓度
的变化， 测量锌粒质量的变化， 甚至使用一些物理仪器测量溶液的导电变化、 溶液的温度变
化等。 采用不同的反应速率测量方法，速率单位可能不同。如测量锌粒质量的变化时， 可用
g/min 或 mol/min 表示锌的反应速率。
特别提示
1．量气法测定反应速率的关键：
(1)锌粒的颗粒大小基本相同； (2)40 mL 稀硫酸要快速加入； (3)装置的气密性要好； (4)
计时要迅速、准确；
(5)气体收集可以用排水量气装置代替 (如图 )。
2．在锌和不同浓度稀硫酸反应的实验中，比较反应速率快慢的常用方法有：
(1)定性描述 —— 通过在相同时间点，不同的实验现象来判断反应的快慢。
①观察产生气泡的快慢；
16
②观察试管中剩余锌粒的多少；
③用手接触试管，感受试管外壁温度的高低。
(2)定量描述 —— 通过实验测量来判断反应的快慢。
①测定气体的体积或体系的压强；
②测定物质的物质的量的变化；
③测定物质或离子的浓度变化；
④测定体系的温度或反应的热量变化。
5 新视点 · 化学反应速率图像题的解题技巧
(1)化学反应速率图像一般有两种：
①速率－时间图像：此类图像定性地揭示了各物质的速率随时间而变化的规律。
②浓度 (或物质的量 )－时间图像：此类图像能说明各反应体系组分 (或某一成分 )在反应
过程中的变化情况。
(2)解答此类题目时，应注意的问题：
①要看清楚 “ 横轴和纵轴 ”的意义。 横轴一般表示时间， 要看清纵轴表示的物理量， 是
速率还是浓度 (或者物质的量 )。
②弄清图像上 “点 ”的意义，特别是一些特殊点 (如与坐标轴的交点、转折点、几条曲
线的交叉点 )的意义，找出曲线上的特殊点，并理解其含义。
③弄清图像 “ 线”所示的增减性， 弄清图像斜率的大小及意义。 根据纵轴随横轴的变化
情况，正确判定曲线走势，理解曲线斜率出现变化的原因。
(3)由图像推导化学方程式的方法
由图像求化学方程式一般应解决三个问题：①确定反应物和生成物 (根据曲线的走势，
一般情况下，逐渐减小的为反应物，逐渐增大的为生成物 )；②反应物和生成物的化学计量
数(根据同一时间内浓度的变化量 )；③反应可逆与否 (观察最后浓度是否随时间的变化而变
化，即是否具有与横轴平行的直线存在 )。
第二节 影响化学反应速率的因素
知识点一 有效碰撞理论与活化分子
1．有效碰撞
化学反应发生的先决条件是反应物分子之间必须发生碰撞。 但并不是反应物分子之间的所有
碰撞都能发生反应， 只有少数分子的碰撞能发生化学反应， 这种能够发生化学反应的碰撞称
为有效碰撞， 有效碰撞是发生化学反应的充要条件。 研究发现， 只有既具有足够的能量又有
合适的碰撞取向的分子碰撞，才是有效碰撞。
2．活化分子和活化能
(1)活化分子：能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子。活化分子之间之所以能够发生有效
碰撞， 是由于它们的能量高，发生碰撞时，能克服相撞分子间的排斥力，破坏分子内原子间
的“结合力”，从而导致反应物分子被破坏，重新组合成生成物分子，发生化学反应。
(2)活化能：活化分子比普通分子所多出的那部分能量 (或普通分子转化成活化分子所需
的最低能量 )叫做活化能。如下图所示， E1 指反应的活化能， E2 是活化分子变成生成物分子
放出的能量，能量差 E2－E1 是反应热。活化能越小，普通分子变成活化分子越容易，普通
17
分子＋活化能 活化分子。 虽然活化能的大小意味着一般分子成为活化分子的难易，
但是对这个化学反应前后的能量变化并不产生影响。
3．活化能与化学反应速率
一个反应要发生一般经历以下几个过程：
总之， 某一化学反应的速率大小与单位时间内有效碰撞次数有关； 而有效碰撞次数的多
少与单位体积内反应物中活化分子的多少有关； 活化分子的多少又与该反应的活化能的大小
有关。 活化能的大小是由反应物分子的性质决定的， 而反应物分子的性质又与分子的内部结
构密切相关，可以说，反应物分子的内部结构是决定化学反应速率快慢的内因。
知识点二 影响化学反应速率的因素
1．影响化学反应速率的内部因素
不同的化学反应具有不同的反应速率， 影响反应速率的主要因素是内因， 即反应物本身
的性质是决定化学反应速率的主要因素。
例如：将相同大小的 Mg、Zn、Cu 分别放入相同浓度的稀硫酸中， Mg 与稀硫酸剧烈反
应产生大量气体； Zn 与稀硫酸反应较快产生气体； Cu 与稀硫酸不反应。它们反应速率的快
慢是由 Mg、Zn、Cu 的化学性质决定的。物质的性质越活泼，反应速率越大，即内因对化
学反应速率的大小起决定作用。
化学反应的实质是旧化学键的断裂和新化学键的形成，物质不同，化学键的强弱不同，
决定了化学反应速率不同。归根结底反应物本身的性质是决定化学反应速率的主要因素。
2．影响化学反应速率的外部因素
(1)[ 实验探究 ]浓度对化学反应速率的影响
①实验原理： 2KMnO 4＋5H 2C2O4＋3H2SO4===K 2SO4＋2MnSO4＋10CO2↑＋ 8H2O。
②实验过程：
加入试剂 4 mL 0.01 mol·L－1
KMnO 4溶液
2 mL 0.1 mol·L －1
H2C2O4 溶液
4 mL 0.01 mol·L － 1
KMnO 4 溶液
2 mL 0.2 mol·L－1
H 2C2O4 溶液
实验现象 紫色溶液逐渐褪色 紫色溶液逐渐褪色
褪色时间 褪色所需时间相对较长 褪色所需时间相对较短
结论 其他条件相同时，反应物浓度越大反应越快
③实验注意事项：
KMnO 4 溶液的浓度不要太大，否则溶液颜色过重，需要草酸的量及褪色时间都要发生
相应的变化，配制成 0.01 mol·L－ 1 较合适。 KMnO 4溶液用硫酸酸化效果更好。
④理论解释：从有效碰撞的角度解释浓度对反应速率的影响：对某一具体的化学反应，
在其他条件不变时， 反应物中活化分子的百分数是一定的， 反应物浓度越大， 单位体积内分
子总数越多。 而单位体积内活化分子数＝单位体积内分子总数×活化分子百分数， 故随着反
18
应物浓度的增大，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。
(2)压强对化学反应速率的影响
①影响对象： 压强只影响有气体参与的反应。 对于没有气体参与的反应， 压强对反应速
率的影响可以忽略不计。
②规律：对于有气体参加的反应，若其他条件不变，增大压强，反应速率加快；减小压
强，反应速率减慢。
③理论解释：对气体来说，若其他条件不变，增大压强，就相当于增大了浓度― →单位
体积内活分子数增多― →有效碰撞几率增大― →化学反应速率加快。因此，增大压强可以加
快化学反应速率。相反 ，减小压强，气体的体积就扩大，浓度减小，单位体积内活化分子
数目减少， 有效碰撞的几率减小， 因而反应速率减小。 压强对反应速率的影响实质是通过改
变气体浓度实现的。
(3)[ 实验探究 ]温度对化学反应速率的影响
①实验原理： Na2S2O3＋ H2SO4===Na 2SO4＋SO2↑＋ S↓＋ H 2O
②实验过程：
实验
操作
实验
现象 混合后，两组均出现浑浊，但在热水中的一组首先出现浑浊 (所用时间短 )
结论 当其他条件相同时，升高温度反应速率增大，降低温度反应速率减小
③规律：在其他条件不变的情况下，升高温度，化学反应速率加快，降低温度，化学反
应速率减慢。
A．实验测定，温度每升高 10 ℃，反应速率通常要增大到原来的 2～4 倍； B.温度对化
学反应速率的影响对吸热反应、放热反应都适用，且不受反应物状态的限制。
④理论解释：
温度是分子平均动能的反映， 温度升高， 使得整个体系中分子的能量升高， 分子运动速
率加快。
在其他条件不变时， 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― →活化分子百分数增加→有效碰撞次数增多― →化学反应速率加快。因此，
升高温度可以加快化学反应速率。
⑤应用： 在实验室进行化学反应时， 常常通过给反应物加热来增大反应的速率。 为防止
食品变质，我们将食品放入冰箱中保存，以降低食品变质的速率等。
(4)[ 实验探究 ]催化剂对化学反应速率的影响
①实验原理： 2H 2O2===2H2O＋O2↑
②实验过程：
试剂种类 10 mL 5%的 H2O2溶液 10 mL 5%的 H2O2 溶液、 MnO 2
实验现象 有少量气泡， 余烬复燃，
所需的时间长
立即有大量气泡产生， 余烬复燃，
所需的时间短
结论 催化剂能加快反应速率
化学
方程式 2H2O2=====MnO2
2H 2O＋O2↑
③催化剂： 在化学反应里能改变其他物质的化学反应速率， 而本身的质量和化学性质在
反应前后都没有发生变化的物质叫作催化剂， 又叫触煤。 催化剂在化学反应中所起的作用叫
催化作用。 能加快反应速率的催化剂叫正催化剂； 能减慢化学反应速率的催化剂叫负催化剂。
19
如不作特殊说明， 均指正催化剂。 催化剂只能催化可能发生的反应， 对不发生的反应无作用。
④理论解释：
在其他条件不变时，使用催化剂可以大大降低反应所需要的能量 (即降低活化能 )，从而
使更多的反应物分子成为活化分子，大大增加了活化分子的百分数，因而使反应速率加快。
(5)影响化学反应速率的其他因素
其他因素如光照、反应物颗粒的大小、电磁波、超声波、溶剂的性质等，也会对化学反
应的速率产生影响。
(6)分析外界条件对速率影响的注意事项
①对于固体来说，若表面积不变，只改变用量不影响反应速率，若改变固体状态， 改变
了表面积，会影响反应速率。
②压强是否影响化学反应速率，取决于是否影响反应物的浓度。如：
A．恒容下充入惰性气体，气体压强增大但反应物的浓度不变，故速率不变。 B.恒压下
充入惰性气体，气体压强不变，但体积增大，反应物浓度减小，反应速率减小。
③升高温度， 不论正反应还是逆反应， 不论放热反应还是吸热反应， 反应速率都要加快，
只不过增加的程度不同。
④催化剂能成千成万倍地增大反应速率， 使可逆反应的 v(正 )、v(逆 )同时、 同倍地增大，
它能缩短可逆反应达到化学平衡的时间， 但它不会使不自发进行的化学反应变得自发， 也不
会改变化学反应的反应热和平衡状态。
长话短说 ·重点记忆
1．影响化学反应速率的因素
(1)内因：反应物本身性质的影响是决定反应快慢的主要因素。
(2)外因 (其他条件不变，改变一个条件 )
2．理解活化分子理论能解释反应速率快慢的原因：
(1)单位体积活化分子数目； (2)活化分子的百分数。
3．理解压强对反应速率影响的四种情况：
(1)固体和纯液体；
(2)恒温恒容下充入反应气体；
(3)恒温恒容下充入惰性气体；
(4)恒温恒压下充入惰性气体。
新视点 ·
有关化学反应速率的图象和表格问题
1．化学反应速率图象的基本分析思路
(1)明确坐标含义：要知道横坐标和纵坐标所代表的量。
(2)看起点：分清反应物或生成物，浓度减小的是反应物，浓度增大的是生成物。反应
物以高于原点为起点，生成物多数以原点为起点。
(3)看变化趋势：分清正反应和逆反应，分清放热反应和吸热反应，注意浓度、温度、
压强的改变等对化学反应速率的影响。
(4)看终点：确定反应物消耗的浓度或生成物增加的浓度，反应物消耗的浓度和生成物
增加的浓度之比等于反应方程式中各物质的化学计量数之比。
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(5)对于时间－速率图像，看清曲线是连续的还是跳跃的，分清 “渐变 ”和 “突变 ” ，
“大变 ”和 “小变 ”。
2．化学反应速率图像的分析方法
(1)定性型图像的分析
此类问题主要包括反应速率 (或量化为物质的量、浓度等 )与反应物浓度、气体压强、反
应温度、 催化剂等外界条件的关系以及反应过程中的速率变化等定性关系。 分析的方法为关
注曲线的起点、折点、变化趋势 (逐渐加快、逐渐减慢、先增后减或先减后增等 )，结合外界
条件影响反应速率的相关理论知识进行分析。
如化学反应 CaCO3＋2HCl ===CaCl 2＋CO2↑＋H2O。
①其他条件一定，反应速率随着 c(HCl )的增大而增大，如下图 A 所示。
②其他条件一定，反应速率随着温度的升高而增大，如下图 B 所示。
③其他条件一定，随着反应时间延长，当反应速率达到最大值后， c(HCl)逐渐减小，化
学反应速率逐渐减小，如下图 C 所示。
(2)定量型图像的分析
定量型图像主要是指反应物或生成物的物质的量 (或物质的量浓度、 反应速率 )与反应时
间 t 的定量关系，右图就是一例。
该类图像所能解决的问题主要有： ①反应物、 生成物的确定； ②反应可逆或不可逆的确
定； ③反应方程式的确定； ④某时间段内的平均反应速率； ⑤化学反应达到平衡所用的时间。
分析的方法为灵活应用 “反应速率之比＝化学计量数之比＝浓度变化量之比＝物质的量的
变化量之比 ”。
(3)定性与定量相结合的图像的分析
此类图像通常既包括反应速率的定性比较，如曲线的斜率、趋势等，也包括反应速率、
物质的量或物质的量浓度的计算和定量比较， 需要依据相关的计算公式和外界条件影响反应
速率的规律从定量和定性两个方面加以分析。
3．表格 (对照 )分析技巧
(1)分析表格，找出影响探究结果的因素。
(2)确定要控制的实验条件，不变或相同因素，一次只能改变一个影响因素。
(3)对照规律，逐组分析探究结果和 (影响 )因素关系，得出结论。
21
第三节 化学平衡
第一课时 可逆反应 化学平衡状态
1．可逆反应和不可逆反应
(1)溶解过程的可逆性
一定温度下的饱和溶液，存在溶解、结晶平衡，即溶解平衡状态。
①表示：固体溶质 溶液中的溶质
②溶解平衡状态的含义
在一定温度下的饱和溶液中固体溶质溶解的速率和溶液中溶质分子结晶的速率相等时，
饱和溶液的浓度和固体溶质的质量都保持不变。
(2)可逆反应
在同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应。用
“ ”表示。
(3)不可逆反应
有些反应因逆反应进行程度太小而可忽略， 正反应几乎完全进行到底， 一般认为这些反应不
可逆。例如， H 2 的燃烧、酸碱中和等。用 “===”表示。
22
(4)可逆反应的特点：
例如：将 2 mol SO2 与 1 mol O2 在密闭容器中发生反应： 2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g)，
充分反应后，容器中存在的物质有： SO2、 O2、SO3。
2．化学平衡状态 (1)化学平衡的建立
如：在一定条件下，把 1 mol N2 和 3 mol H2 充入某密闭容器中：
以上过程用 v－t 图像表示如右图所示：
(2)化学平衡状态
在一定条件下的可逆反应中， 当正、 逆两个方向的反应速率相等时， 反应体系中所有参
加反应的物质的质量或浓度保持恒定的状态。
(3)化学平衡的特征
23
知识点一 可逆反应与不可逆反应
教材解读
1．可逆反应 ：
在同一条件下， 既能向正反应方向进行， 同时又能向逆反应方向进行的反应叫作可逆反
应；在化学方程式中用“ ”表示。如 2SO2＋O2 2SO3。
2．不可逆反应：
在一定条件下，只能向一个反应方向 (生成物方向 )进行的反应叫作不可逆反应；在化学
方程式中用 “===”表示。如 NaOH ＋HCl ===NaCl＋H 2O。
3．可逆反应特征：
(1)“两同”：同一条件下，正、逆反应同时进行。
(2)“共存”：反应物和生成物必须同时存在于同一反应体系中且不为零 (即反应不能进
行到底 )。
(3)能量转化类型相反，若正反应放热，则逆反应就吸热。
4．重要的可逆反应：
合成氨、二氧化硫的催化氧气、氢气与碘蒸气的反应、酯化反应等。
特别提示
判断一个反应是否为可逆反应的关键是可逆反应必须在同一条件下进行。如 2H2＋
O2=====
点燃
2H2O、2H 2O=====
通电
2H2↑＋O2↑，这两个反应是在不同条件下进行的，所以它们不
互为可逆反应。
知识点二 化学平衡状态
1．化学平衡的研究对象
化学平衡研究的是可逆反应的规律， 如反应进行的程度以及外界条件对反应进行情况的影响
等。
2．化学平衡状态的建立
(1)可借助速率－时间图像来理解化学平衡状态的建立与化学反应速率之间的关系。
以可逆反应 mA(g)＋nB(g) pC(g)为例，若开始时只有反应物而没有生成物，此
时 A 和 B 的浓度最大，因而 v 正 最大而 v 逆 为零。随着反应的进行，反应物不断减少，生成
物不断增多，则 v 正 逐渐减小，而 v 逆 逐渐增大。当反应进行到某一时刻时， v 正 ＝v 逆 ，这时
就达到了化学平衡状态，如下图甲所示。
若开始时只有生成物而没有反应物， 同理，可用 v 正 和 v 逆 的变化来说明上述化学平衡的建立，
如上图乙所示。
(2)可借助浓度－时间图象来理解化学平衡的建立与反应过程中物质浓度间的关系，如
下图所示。
24
3．化学平衡状态的概念
在一定条件下， 可逆反应里的正反应速率和逆反应速率相等， 反应体系中所有反应物和
生成物的质量或浓度保持不变的状态，称为化学平衡状态。
特别提示
理解化学平衡的概念应注意三点： (1)前提：一定条件、可逆反应； (2)实质： v 正 ＝v 逆
≠0；(3)标志：反应混合物中各组分的浓度保持不变。
4．化学平衡状态的特征 (重点 )—— 五大特征
(1)逆：能建立化学平衡的反应一定是可逆反应。
(2)等：处于化学平衡状态时， v 正 ＝v 逆 ≠0。
(3)定：各组分的含量 (即反应物、生成物的物质的量、物质的量浓度、质量分数等 )保持
不变 (即不随时间的改变而改变，但不一定相等 )。
(4)动：化学平衡是一种动态平衡，正、逆反应仍在进行， v 正 ＝v 逆 ≠ 0。
(5)变：若外界条件改变，使 v 正 ≠v 逆 ，各组分含量发生改变，则化学平衡发生移动。
5．判断可逆反应达到平衡状态的依据
以 mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)为例分析：
(1)“等”： v(正 )＝v(逆 )，要求大小相等，方向相反，它有两层含义：
①若对同一物质而言，该物质的消耗速率等于它的生成速率，如 vA(耗 )＝vA(生)；
②若对不同物质而言，则符合 v(正 )∶v(逆 )等于方程式中对应物质的化学计量数之比，
如 vA(耗 )∶vB(生)＝m∶n 或 vA(耗 )∶vC(耗 )＝m∶p。
(2)“定”：条件不变的前提下，反应混合物中各组分的质量、浓度保持不变。
(3)“间接特征”：反应混合物中各组分的质量分数、体积分数保持不变，反应物的转
化率、生成物的产率保持不变。
(4)“特殊特征”：对于不同类型的可逆反应，某一物理量不变是否可作为平衡已到达
的标志，取决于该物理量在反应过程中是否发生变化。若该物理量在反应过程中发生变化，
则它保持不变可作为已到达平衡的标志；否则，不行。
5 新视点 ·名师讲座
化学平衡状态的判定
以化学平衡状态的基本特征 “ 等”“ 定 ”为依据， 灵活运用， 判断各种情况下的可逆反
应是否达到化学平衡状态，常见题型有选择题、填空题等。
化学平衡状态有两个主要特征“等”和“定”， 这两个特征是判断可逆反应达到化学平
衡状态的核心依据。
现以 mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)为例进行说明：
可能的情况举例
是否已
达平衡
混合物体
系中各成
分的含量
各物质的物质的量或物质的量分数一定 是
各物质的质量或质量分数一定 是
各气体的体积或体积分数一定 是
总体积、总压强或总物质的量一定 不一定
25
特别提示
判断某反应是否达到平衡的 “ 三看 ”“ 三注意 ”
三看：一看物质的状态；二看气体的化学计量数；三看反应是否为可逆反应。
三注意： 一注意不同物质的平衡浓度之间无必然关系； 二注意公式 M ＝m
n 在讨论混合气
体的平均相对分子质量时的应用；三注意公式 ρ＝m
V 在讨论混合气体密度时的应用。
第二课时 化学平衡的移动
知识点一 化学平衡的移动
1．化学平衡移动
(1)化学平衡移动的概念：化学平衡状态是在一定条件下建立起来的，由于浓度、温度、
压强等外界条件的变化而使可逆反应由一个平衡状态变为另一个平衡状态的过程， 称为化学
平衡移动。
(2)化学平衡移动的标志：
①从混合物组成来看：反应混合物中各组分的浓度发生了改变。
②从反应速率来看：使原化学平衡状态时的 v 正 和 v 逆 都发生了改变。
若 v 正 >v 逆 ，平衡向正反应方向移动；
若 v 正 0 aA＋bB cC＋dD ΔH<0
体系温度
的变化 升温 降温 降温 升温
速率的
变化
v 正 、v 逆 同时增大，
且 v′ 正 >v′ 逆
v 正 、v 逆 同时减小，
且 v′ 正 v′ 逆
v 正 、v 逆 同时增大，
且 v′ 正 v ′(逆 )
v(逆 )先突然增大，
v(正 )后增大，且
v′(逆 )>v′(正 )
v(正 )先突然减小，
v(逆 )后减小且
v′(逆 )>v ′(正 )
v(逆 )先突然减小，
v(正 )后减小，且
v′(正 )>v′ (逆 )
图像
规律 在其他条件不变的情况下，增大反应物浓度或减小生成物浓度都可以使平衡向正反应方
向移动；增大生成物浓度或减小反应物浓度，都可以使平衡向逆反应方向移动。
28
v－ t
图象
平衡移动
的方向 正向移动 逆向移动 正向移动 逆向移动
规律 在其他条件不变的情况下，升高温度，平衡向吸热反应的方向移动；降低温度，平
衡向放热反应的方向移动
特别提示
①任何化学反应都伴随着能量的变化 (放热或吸热 )，所以任意可逆反应的化学平衡状
态，都能受温度的影响而发生移动。②若某反应的正反应为放 (吸 )热反应，则逆反应必为吸
(放)热反应，吸收的热量与放出的热量数值相等，但符号相反。③对同一化学反应，正反应
为吸热反应，升高温度，使 v 正 、v 逆 都增大，但 v 正 增大的倍数更大，即 v′ 正 >v ′逆 ，平衡
向吸热反应方向移动； 反之，降低温度， 使 v 正 、v 逆 都 减小， 但 v 正 减小的倍数更大， 即 v′
正 p＋q m＋nv ′(逆 )
v(逆 )、v(正 )均减
小，且
v′ (逆 )>v ′(正 )
v(正 )、v(逆 )均增
大，且
v′(逆 )>v ′(正 )
v(逆 )、 v(正 )均减
小，且
v′(正 )>v′(逆 )
图像
规律
在其他条件不变的情况下， 增大压强平衡向气体体积减小的反应方向移动， 减
小压强平衡向气体体积增大的反应方向移动， 反应物与生成物的气体分子数相
等时，改变压强平衡不移动。
5.催化剂对化学平衡的影响
由于使用催化剂是同等程度地改变正、 逆反应速率， 所以催化剂不影响化学平衡的移动。
但使用催化剂可影响可逆反应达到平衡的时间。如下图甲所示
29
达到平衡后，又加入催化剂，相应的速率－时间图像如上图乙所示。
6．勒夏特列原理
(1)勒夏特列原理 (也叫平衡移动原理 )的内容：如果改变影响平衡的一个条件 (如温度、
压强以及参加反应的化学物质的浓度 )，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。
(2)勒夏特列原理的适用范围：只适用于已达平衡状态的可逆反应，未达到平衡状态的
体系不能用此原理分析；只适用于判断“改变一个条件”时平衡移动的方向。
(3)适用对象： 所有的动态平衡 (如溶解平衡、 化学平衡、 电离平衡、 水解平衡等 )都适用。
特别提示
化学平衡的本质特征是 v 正 ＝v 逆 ，那么平衡移动的根本原因也就是 v 正 ≠v 逆 ，凡是导致
v 正 ≠v 逆 的变化都能使平衡发生移动。
(4)平衡移动原理中的“减弱”具有的双重含义：
①从定性角度看， 平衡移动的方向为减弱外界条件变化的方向， 如增大反应物浓度， 平
衡就向减弱这种改变即反应物浓度减小的方向移动； 增大压强， 平衡就向气体体积减小即气
体的物质的量减少、 压强减小的方向移动； 升高温度， 平衡就向吸热反应即使温度降低的方
向移动。这种移动可以理解为与条件改变“对着干”。
②从定量角度看， 平衡移动的结果只是减弱了外界条件的变化， 而不能完全抵消外界条
件的变化量。如向平衡体系 N2(g)＋3H2(g) 2NH 3(g)(平衡时， N2、H 2、NH 3 的物
质的量分别为 a mol、b mol、c mol)中又充入 a′ mol N2，则达到新平衡时， n(N2)的取值范
围为 a molv′ 逆 ―→
平衡向正反应方向移动
(b)减小生成物 C 的浓度。
v 逆 减小， v′ 正 >v′ 逆 ―→
平衡向正反应方向移动
b．平衡向逆反应方向移动。
(a)增大生成物 C 的浓度。
v 逆 增大， v′ 正 v′ 逆 ―→
平衡向正反应方向移动
③催化剂：
加入催化剂― →v 正 、v 逆
均增大，且 v′ 正 ＝v′ 逆
―→平衡不移动
(3)含量－时间－温度 (压强 )图像。
这类图像反映了反应物或生成物的量在不同温度 (压强 )下与时间的关系， 解题时要注意
一定条件下物质含量不再改变是化学反应达到平衡的特征。
例如反应 aA＋bB cC＋dD
32
(4)转化率 (或质量分数等 )－压强、温度图像。
该类图像的纵坐标为物质的质量分数或反应物的转化率， 横坐标为温度或压强。 对于反
应 aA＋bB cC＋dD
2．化学平衡图像题的分析方法及技巧
以可逆反应 aA(g)＋bB(g) cC(g)为例：
(1)三步分析法
一看反应速率是增大还是减小； 二看 Δv 正 、Δv 逆 的相对大小； 三看化学平衡移动的方向。
(2)四要素分析法
看曲线的起点，看曲线的变化趋势，看曲线的转折点，看曲线的终点。
(3)“定一议二”原则。
在化学平衡图像中， 包括纵坐标、 横坐标和曲线所表示的意义三个量， 确定横坐标所表
示的量后，讨论纵坐标与曲线的关系或确定纵坐标所表示的量，讨论横坐标与曲线的关系。
如图：
这类图像的分析方法是“定一议二”， 当有多条曲线及两个以上条件时， 要固定其中一
个条件，分析其他条件之间的关系，必要时，作一辅助线分析。
(4)“先拐先平，数值大”原则。
在化学平衡图像中， 先出现拐点的反应先达到平衡， 先出现拐点的曲线表示的温度较高
(如图 A)或表示的压强较大 (如图 B)。
图 A 表示 T2>T1 正反应是放热反应。
图 B 表示 p1c。
3．三步突破化学平衡图像
33
名师讲座
化学平衡四种解题技巧
1．过渡法
虚拟一个过渡态： 这只是一种解题技巧， 对于一些复杂的抽象的过程， 我们很难判断其
正确结果，所以假设为若干个简单的具体过程，帮助我们得出正确的结论。
2．假设法
在解题时，会遇到这样的问题：把一种状态与另一种状态平衡时的情况 (如转化率、物
质的量浓度及含量等 )进行比较。在解这类题时，可以假设一个中间转化过程，便于比较。
3．守恒法
在任何化学反应中， 均存在某些守恒关系， 在化学平衡中有时运用某种量的守恒， 能很
快得出正确答案。
4．极值法
可逆反应的特点是不能完全进行， 在解题时， 我们可以利用完全反应和完全不反应这两
个极端点，求出可逆反应达到某一平衡状态时的取值范围或取值。
第三课时 化学平衡常数
新知预习
1．化学平衡常数
(1)概念
在一定温度下， 当一个可逆反应达到化学平衡时， 生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之
积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数。
(2)表达式
对于可逆反应： mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)：
K＝
cp C ·cq D
cm
A ·cn
B 。
(3)特点
K 只受温度影响，与反应物或生成物的浓度无关。
34
2．化学转化率
知识点一 化学平衡常数
1．化学平衡常数
(1)定义：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物的浓度幂之积与反
应物的浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数 (简称平衡常
数)，用符号 K 表示。
(2)数学表达式：对于一般的可逆反应，如 mA(g)＋ nB(g) pC(g)＋qD(g)，在一定
温度下，平衡常数的数学表达式为 K＝cp C ·cq D
cm A ·cn B 。
特别提示
①对于有固体或纯液体参加的反应， 固体或纯液体的浓度视为常数， 平衡常数表达式中
不列出。如 Fe2O3(s)＋3CO(g) 2Fe(s)＋ 3CO2(g) K＝ c3
CO2
c3 CO 。
②化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。 若化学方程式的化学计量数等倍扩大或
缩小，化学平衡常数也会改变。
2．化学平衡常数的意义
K 值越大， 说明平衡体系中生成物所占的比例越大， 它的正向反应进行的程度越大， 即
该反应进行得越完全，反应物转化率越大；反之，就越不完全，转化率就越小。一般地说，
K>10 5时，该反应进行得就基本完全了。
3．影响化学平衡常数的因素
K 只受温度影响， 与反应物或生成物的浓度变化无关。 与压强以及是否使用催化剂无关。
升高温度， 吸热反应的平衡常数增大，放热反应的平衡常数减小， 降低温度，吸热反应的平
衡常数减小，放热反应的平衡常数增大。
4．化学平衡常数的应用
(1)判断反应进行的程度
K 值越大， 说明平衡体系中生成物所占的比例越大， 正反应进行的程度越大， 即该反应
进行得越完全，反应物转化率越大；反之，就越不完全，转化率就越小。
(2)判断反应的热效应
升高温度， K 值增大，正反应为吸热反应；
升高温度， K 值减小，则正反应为放热反应。
(3)计算转化率
依据起始浓度 (或平衡浓度 )和平衡常数可以计算平衡浓度 (或起始浓度 )，从而计算反应
35
物的转化率。
(4)判断平衡移动方向
对于可逆反应 mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，在一定的温度下的任意时刻，浓度
商(Q) 表达式为： Q＝cp C ·cq D
cm A ·cn B 。浓度商与平衡常数有如下关系：
当 Q＝K 时，反应处于平衡状态， v 正 ＝v 逆 ；
当 Qv 逆 ；
当 Q>K 时，反应向逆反应方向进行， v 正 0) 能自发进行。
如 2N2O5(g)===4NO2(g)＋O2(g) ΔH＝＋ 56.7 kJ·mol－ 1
(NH 4)2CO3(s)===NH 4HCO 3(s)＋NH 3(g) ΔH＝＋ 74.9 kJ·mol －1
有一些吸热反应在室温下不能自发进行， 但在较高温度下则能自发进行。
如 CaCO 3(s)===CaO(s)＋CO2(g)
ΔH(298 K)＝＋ 178.2 kJ·mol－ 1
ΔH(1 200 K)＝＋ 176.5 kJ·mol－1
结论 反应焓变是反应能否自发进行的一个因素，但不是唯一因素。只根据焓
变来判断反应进行的方向是不全面的。
2.熵判据
(1)熵
用来描述体系混乱度的一个状态函数；体系混乱度越大，熵值越大；体系混乱度越小，
熵值越小。符号用 S 表示，单位： J·mol －1
·K－1。
(2)熵变
39
系统发生变化前后体系熵的变化叫作熵变，用 ΔS 表示。
表达式： ΔS＝ S(生成物 )－S(反应物 )
(3)熵判据
在与外界隔离的体系中，自发过程将导致体系的熵增大，即熵变大于零 (ΔS>0)，这个原
理叫作熵增原理；在用来判断过程的方向时，就成为熵判据。
(4)熵值大小判断方法：
①从物质状态判断： 物质在气态时熵值最大， 液态较小， 固态时最小， 即 S(g)>S(l)>S(s)。
②从物质的量的大小判断：物质的量越大、分子数越多，熵值越大。
③不同物质熵值间的关系： 物质的组成越复杂其熵值越大， 一般组成物质的原子种类相
同时，一个分子中原子数目越多，其混乱度就越大，熵值也越大。
④固体的溶解过程、液体和气体的扩散过程，是熵增加的过程。
⑤产生气体的反应和气体的物质的量增加的反应，是熵增加的过程。
(5)自发反应与熵变的关系：
①许多熵增加的反应在常温、 常压下可以自发地进行。 如产生气体的反应， 气体物质的
物质的量增大的反应，熵变都是正值，为熵增加反应。
②有些熵增加的反应在常温、常压下不能自发进行，但在较高温度下可以自发进行。
例如： CaCO 3(s)===CaO(s)＋CO2(g) ΔS＝＋ 169.6 J·mol －1
·K －1
C(s，石墨 )＋H 2O(g)===CO(g)＋H2(g) ΔS＝＋ 133.8 J·mol－ 1
·K－1
③少数熵减的反应在一定条件下也可能自发进行。
例如： 2Al(s)＋Fe2O3(s)===Al 2O3(s)＋2Fe(s) ΔS＝－ 39.4 J·mol－1
·K －1
所以熵变是与反应能否自发进行有关的又一个因素，但也不是唯一因素。只用 ΔS 来判
断反应的自发性是不全面的。
3．复合判据 (难点 )
(1)复合判据 (自由能判据 )：为了更准确判断化学反应进行的方向， 把焓判据和熵判据结
合起来组成复合判据 —— 自由能变化 (ΔG)判据， ΔG＝ΔH－TΔS(T 为开尔文温度 )。在温度、
压强一定的条件下， ΔG 的正、负决定着反应的自发与否。
(2)ΔG 与反应能否自发进行的关系：① ΔG＝ΔH－TΔS<0，反应能自发进行；② ΔG＝ΔH
－TΔS＝ 0，反应达到平衡状态；③ ΔG＝ΔH－TΔS>0，反应不能自发进行。
(3)有关规律 (如右图所示 )：① ΔH<0，ΔS>0? ΔG<0(第二象限 )，放热的熵增大反应一定
能自发进行；
②ΔH>0， ΔS<0? ΔG>0(第四象限 )，吸热的熵减小反应一定不能自发进行；
③ΔH>0， ΔS>0(第一象限 )，吸热的熵增大反应在高温时可能自发进行；
④ΔH<0， ΔS<0(第三象限 )，放热的熵减小反应在低温时可能自发进行。
特别提示
利用自由能变化结合四个象限来判断化学反应进行的方向非常方便、 快捷； 当焓变与熵
变的符号一致，利用自由能变化计算反应自发进行所需的温度时，要注意单位的统一。
(4)理解复合判据应注意以下四点：
①焓变与熵变共同影响一个化学反应在一定条件下能否自发进行。
②焓和熵的变化都只取决于体系的始态和终态，与变化的途径无关。
③反应方向的判断与反应条件有关， 不能随意将常温、 常压下的结论用于其他温度、 压
强下的反应。
40
④反应发生的条件有多种， ΔH－TΔS 这个判据只能用于温度、压强一定的条件下的反
应，不能用于其他条件 (如温度、体积一定 )下的反应。
【点拨】 化学反应方向判断的易错警示
①不能片面地用焓判据、熵判据孤立判断。
②不能忽视温度在大多数化学反应方向判断中的作用。
③不能错误认为 “自发反应 ” 不需要任何条件。
④不能笼统认为吸热反应、熵减反应一定不自发。
⑤不能忽视 ΔH、T、ΔS 单位的协调一致。
新视点 ·
化学平衡常数考查方式面面观
化学平衡常数是中学化学中的一个重要物理量， 它不仅可以表示一个可逆反应进行的程
度、还可以判断一个可逆反应是否达到平衡状态。 平衡常数是新旧教材的区别点， 又是每年
高考考查的重点，特别是涉及化学平衡常数的计算及影响因素几乎是年年必考。
1．判断反应进行的程度
如果一个化学反应的平衡常数的数值在 105 左右， 通常认为， 反应可以进行得比较完全；
相反，一般，如果一个化学反应的平衡常数的数值在 10－5 左右，则认为这个反应很难进行。
2．判断可逆反应是否达到平衡状态
在温度一定的条件下， 判断一个化学反应是否达到平衡的根据是： 计算出来某一时刻该
反应的浓度商 Qc，将其与平衡常数 K 进行比较，如果二者相等，则说明反应已达到平衡状
态， 否则该反应处于非平衡状态。 如果反应中有固体或纯液体参加， 则它们的浓度不列入平
衡常数表达式中，一般步骤为设任一时刻的浓度商 (即同样应用 K 的计算式，但为某一时刻
的)为 Qc 若 Qc＝K，说明反应平衡； Qc>K，说明反应向逆向进行； Qcc(H 2PO－
4 )>c(HPO2－
4 )>c(PO3－
4 )>c(OH －
)
(2)利用电离常数数值的大小，可以估算弱电解质电离的趋势。对弱酸而言， K 值越大，
电离程度越大，酸性越强。如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：
H2SO3>H3PO4>HF>CH 3COOH>H 2CO3>H 2S>HClO
(3)实验 3－2 探究醋酸、硼酸和碳酸的酸性
实验步骤：按右图进行操作。
实验现象：试管 1 中产生气体，试管 2 中不产生气体。
实验结论：酸的酸性：
CH3COOH>H 2CO3>H 3BO3。
5 新视点 ·名师讲座 强、弱电解质与电离平衡
1．一元强酸与一元弱酸的比较
(1)相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸与一元弱酸的比较：
比较项目 c(H ＋) pH
中和碱
的量
与足量活泼金属
产生 H 2 的总量
与同一活泼金属
反应的起始速率
加少量相应钠
盐(s)后的 pH
一元强酸 大 小 相同 相同 快 不变
一元弱酸 小 大 慢 变大
(2)相同体积、相同 c(H＋
)的一元强酸的一元弱酸的比较：
比较项目 c(酸) pH 中和碱
的量
与足量活泼金属
产生 H 2的总量
与同一活泼金属
反应的起始速率
加少量相应钠
盐(s)后的 pH
一元强酸 小
相同
少 少
相同
不变
一元弱酸 大 多 多 变大
2．弱电解质的电离平衡
当外界条件发生改变时， 电离平衡会被破坏， 平衡的移动会导致弱电解质电离平衡体系
中各微粒的浓度发生变化，但变化的情况需运用勒夏特列原理去具体分析。以 0.1 mol·L －1
的 CH3COOH 溶液为例 (CH 3COOH H ＋＋CH 3COO－
)，当改变条件，其平衡移动方向、
Ka、 n(H＋
)、c(H ＋
)、导电性、电离度变化如下表所示：
条件改变 平衡移
动方向
平衡常
数 K a
n(H ＋
) c(H ＋
) 导电性 电离度
加热 右移 增大 增大 增大 增强 增大
加盐酸 左移 不变 增大 增大 增强 减小
加水稀释 右移 不变 增大 减小 减弱 增大
加冰醋酸 右移 不变 增大 增大 增强 减小
46
加 CH3COONa 左移 不变 减小 减小 增强 减小
加 NaOH 右移 不变 减小 减小 增强 增大
3．电离常数的应用
根据电离常数判断电解质的相对强弱、判断复分解反应的发生及电离常数的相关计算，
题型有选择题、填空题、实验题、计算题等。
电离常数的应用：
(1)同一条件下，根据电离常数的相对大小，判断弱电解质的相对强弱。 (注意：判断多
元弱酸强弱时只考虑第一步电离常数 K1)
弱酸的 K 值越大，电离程度越大，相应的酸性越强。如相同条件下常见弱酸的酸性强
弱： H2SO3>H3PO4>HF>CH 3COOH>H 2CO3>H 2S>HClO 。
(2)同一条件下，根据电离常数的相对大小，利用 “较强制备较弱原理 ”判断复分解反
应能否发生。
(3)在相同条件下，根据电离常数的相对大小，比较溶液中离子浓度的大小。
如 H2S 分两步电离， 第一步强 (25 ℃时， K1＝1.3×10－ 7
)，第二步弱 (25 ℃时， K2＝7.1× 10
－15
)，则溶液中 c(H
＋
)>c(HS
－
)>c(S2－
)>c(OH
－
)。
(4)注意：弱电解质的电离常数越大，只能说明其分子发生电离的程度越大，但溶液中
离子浓度不一定大，溶液的导电能力也不一定强。如： 1 mol·L －1
CH 3COOH 溶液就比 0.01
mol ·L －1 的 HF 溶液中的 c(H＋ )大。
第二节 水的电离和溶液的酸碱性
第 1 课时 水的电离的溶液的酸碱性和 pH
新知预习
1．水的电离
水是一种极弱的电解质。电离方程式为 H2O ＋ H 2O H3O ＋ ＋ OH －，也可简写为
H2O H＋＋OH －。
2．水的离子积常数
(1)水的电离常数： K 电离 ＝
c H＋
·c OH －
c H 2O 。
(2)水的离子积常数
47
KW ＝c(H ＋
) ·c(OH
－
)。随着温度的升高，水的离子积增大，在室温下，纯水中的 c(H
＋
)＝
c(OH －
)＝10－7
mol ·L －1，KW ＝1.0×10－ 14。
(3)适用范围
KW 不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液。
3．判断溶液酸碱性的依据
c(H ＋
)和 c(OH －
)的相对大小。
4．溶液的酸碱性与溶液中 c(H ＋)、c(OH －)的关系：
c(H ＋
)与 c(OH －
)的关系 c(H ＋
)的范围 (25 ℃)
酸性溶液 c(H ＋
)>c(OH
－
) c(H
＋
)>1×10
－ 7
_mol ·L
－1
中性溶液 c(H ＋
)＝c(OH －
) c(H＋
)＝1×10－7
_mol ·L －1
碱性溶液 c(H ＋
)c(OH －
)的溶液为酸性溶液；
c(H ＋
)c(OH －
)，c(H ＋
)>1.0×10－ 7
mol/L ；
碱性溶液： c(H ＋
)c(OH －) c(H ＋)7 。
(4)室温下强酸、强碱反应后呈中性的有关计算：
一般通式：若酸的 pH＝ a，体积为 V(酸)，碱的 pH＝ b，体积为 V(碱)，混合后溶液呈中
性，则酸碱溶液的 pH 与它们体积的关系为：
根据中性溶液中： n(H ＋)＝n(OH －)，
有： 10－ n×V(酸)＝(10－ 14
/10－b
)×V(碱)，
所以， V(酸)∶V(碱)＝ 10a＋b－14
长话短说 ·重点记忆
1．溶液的稀释规律 “ 两情况 ”
(1)酸稀释， pH 增大，强酸 (或弱酸 )每稀释至 10n 倍，其 pH 增大 (或增大不到 )n 个单位。
(2)碱稀释， pH 减小，强碱 (或弱碱 )每稀释 10n 倍，其 pH 减小 (或减小不到 )n 个单位。
2．溶液 pH 计算 “一个凡是 ”，“一个必须 ”
(1)凡是单一酸溶液、酸酸混合溶液、酸碱混合酸过量时，均直接求 c(H＋
)，再求 pH；
(2)单一碱溶液、碱碱混合溶液、酸碱混合碱过量时，必须先求 c(OH －
)，再求 c(H ＋
)，
最后求 pH。
3．溶液 pH 计算口诀
酸按酸 (H＋
)—— 先计算混合后的 c(H ＋
)。
碱按碱 (OH －
)—— 先计算混合后的 c(OH －
)。
同强相混 0.3—— 即 25 ℃两强酸等体积混合， pH＝pH 小＋0.3；两强碱等体积混合， pH
＝pH 大－0.3。
异强相混看过量 —— 强酸、强碱混合先判断过量。
无限稀释 “7”为限 —— 酸、碱无限稀释，最终溶液都接近中性。
5 新视点 ·名师讲座
pH 试纸简介
1. pH 试纸的制备： pH 试纸是将试纸用多种酸碱指示剂的混合溶液浸透， 经晾干制成的。
2．pH 试纸的使用方法：取一片 pH 试纸，放在洁净的表面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸
取待测液滴在试纸中部，然后与标准比色卡对照读数。
3．pH 试纸的种类。常用的 pH 试纸有广泛 pH 试纸和精密 pH 试纸。此外还有用于酸
性、中性或碱性溶液的专用 pH 试纸。
4．pH 试纸的 pH 范围：广泛 pH 试纸的 pH 范围是 1～14(最常用 )或 0～10，可以识别
的 pH 差值约为 1；精密 pH 试纸的 pH 范围较窄，可以判别 0.2 或 0.3 的 pH 差值。
水的电离与溶液酸碱性的关系
1．外界因素对水电离平衡影响的实质
(1)酸或碱： 向纯水中加入酸或碱时， 酸电离出的 H
＋
或碱电离出的 OH －
，都抑制了水的
电离，使水的电离程度减小，但由水电离出的 H＋和 OH －浓度一定是相等的， KW 也不变。
(2)盐：向纯水中加入盐时，某些盐电离出的弱酸阴离子 (如 CH3COO
－
)或弱碱阳离子 (如
NH ＋
4 )结合水电离出的 H ＋或 OH －生成难电离的弱电解质， 促进了水的电离， 使水的电离程度
增大， 盐溶液也呈一定的酸碱性 (盐类的水解， 第 3 节学习 )；某些盐能电离出 H＋
(如 NaHSO4)，
使水的电离程度减小，其作用同酸溶液，但无论加入何种盐 K W 均不变。
(3)温度：水的电离是吸热过程。升高温度，促进了水的电离，水的电离程度增大， c(H
＋
)和 c(OH －
)同时增大但保持相等， KW 增大。纯水一定呈中性。
(4)压强：水为液体，改变压强其体积几乎不变，即压强对水的电离平衡无影响。
2．在酸、碱溶液中水电离出的 c(H＋
)和 c(OH －
)
54
(1)在酸溶液中， c(OH
－
)等于水电离出的 c(OH
－
)。
(2)在碱溶液中， c(H ＋
)等于水电离出的 c(H ＋
)。
第 3 课时 pH 的应用
新知预习
1．pH 在生产、生活中的应用
(1)医疗上
①测试血液的 pH，诊断疾病。
②调控体液的 pH，辅助治疗疾病。
(2)生活中： 人们洗发时使用的护发素， 其主要功能是调节头发的 pH 使之达到适宜的酸
碱度。
(3)在环保领域中： 酸性或碱性废水的处理常常利用中和反应原理结合 pH 自动测定仪进
行监测和控制。
(4)在农业生产中： 因土壤的 pH 影响植物对不同形态养分的吸收及养分的有效性， 各种
作物的生长都对土壤的 pH 范围有一定的要求。
(5)在科学实验和工业生产中： 溶液 pH 的控制常常是影响实验结果或产品质量、 产量的
一个关键因素。
2．酸碱中和滴定
(1)概念
利用中和反应，用已知浓度的酸 (或碱 )来测定未知浓度的碱 (或酸 )的实验方法。
(2)原理
①实质： H ＋
＋OH －
===H 2O。
②定量关系： n(H＋
)＝n(OH －
)或 c(H＋
) ·V 酸 ＝c(OH －
) ·V 碱。
(3)主要试剂
①溶液：标准液和待测液。
②指示剂
A．酸碱指示剂的变色范围在中和滴定过程中溶液的 pH 突变范围内。
B．中和滴定通常选择甲基橙或酚酞作指示剂，一般不选用石蕊试液。
(4)主要仪器及使用
①仪器：酸碱式滴定管、铁架台、滴定管夹、锥形瓶、烧杯。
②滴定管的结构及使用方法
A．滴定管的结构
仪器 A 是酸式滴定管 仪器 B 是碱式滴定管
B．使用方法。
55
3．中和滴定过程及滴定曲线
(1)主要试剂：待测液、标准液、指示剂 (一般用酚酞或甲基橙 )、蒸馏水。
(2)滴定操作：
①实验前的准备工作。
②滴定。
③终点的判断： 等到滴入最后一滴标准液， 指示剂变色， 且在半分钟内不恢复原来的颜
色，视为滴定终点并记录标准液的体积。
④数据处理：为减少实验误差，滴定时，要求重复实验 2～3 次，求出所用标准溶液体
积的平均值，然后再计算待测液的物质的量浓度。
(3) 酸碱滴定曲线。
以滴加酸 ( 或碱 ) 的量为横坐标， 以溶液 pH为纵坐标绘出一条溶液 pH 随酸 ( 或碱 ) 的滴加
量而变化的曲线。
56
知识点一 酸碱中和滴定 (重难点 )
教材解读
1．滴定管的类型和使用方法
(1)类型：常用的滴定管分酸式和碱式两种，如下图所示。
①酸式滴定管下方用玻璃活塞控制滴速， 量取或盛装酸性溶液、 氧化性试剂或有机溶剂。
为了防止玻璃塞和碱性试剂发生反应生成具有黏性的 Na2SiO3，又因为氢氟酸能腐朽玻璃，
因此不能量取或盛装碱液、碳酸钠、硅酸钠等碱性盐溶液和氢氟酸。
②碱式滴定管下方用带有玻璃珠的橡胶管控制滴速， 量取或盛装碱性溶液。 由于酸性和氧化
性试剂能腐蚀橡胶， 橡胶又能溶于有机溶剂， 因此不能量取或盛装酸性和强氧化性溶液及有
机溶剂。
(2)使用方法：
①检漏：使用滴定管前，要检查活塞是否漏水，确保不漏水后方可使用。
②润洗： 从洁净滴定管上口倒入 3～5 mL 所要盛装的酸性 (或碱性 )溶液， 倾斜着转动滴
定管，使液体润湿整个滴定管内壁。然后轻轻转动酸式滴定管的活塞 (或轻轻挤压碱式滴定
管的玻璃球 )，将液体从滴定管下部放入预置的烧杯。反复操作 2～3 遍。
③注液：将酸、碱反应液加入到酸式、碱式滴定管中，使液面位于滴定管 “0”刻度以上
2～3 mL 处，并将滴定管垂直固定在滴定管夹上。
④调节起始读数：在滴定管下方放一烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分充满溶液，并
使液面处于 “0”刻度或 “0”刻度下某一位置，准确读数并记录。
⑤赶气泡： 如果滴定管内部有气泡， 一定要将尖嘴部分的气泡排出。排气方法：酸式滴
定管应快速将玻璃活塞旋转到最大流量， 让快速下流的液体将气泡带出； 碱式滴定管应将胶
管弯成 90°，然后挤压玻璃球，将气泡排出 (如右下图所示 )。
⑥放出反应液：根据需要，从滴定管中逐滴放出液体。
(3)注意事项：
①酸式和碱式滴定管的 “0”刻度均在上，从上往下刻度标数越来越大，全部容积大于它
的最大刻度值 (下端有一部分没有刻度 )。
②不能用量筒代替滴定管， 因为计量的精确度不同。 在量取液体的体积时， 量筒只能精
确至 0.1 mL，而滴定管可精确至 0.01 mL 。
③在加入反应液时如果不用所要盛装的反应液润洗， 管内壁附着的蒸馏水就会将反应液
稀释，使溶液浓度降低，影响测定结果。
57
④滴定管下端若有气泡， 则有可能在滴定过程中被排出， 导致该反应液的用量读数偏高，
所以滴定前一定要先排气。
2．酸碱中和滴定
(1)概念：用已知物质的量浓度的酸 (或碱 )来测定未知物质的量浓度的碱 (或酸 )的方法叫
做酸碱中和滴定。
(2)实验原理： H ＋＋OH －
===H2O，即中和反应中酸提供的 H ＋
(总量 )与碱提供的 OH－
(总
量)的物质的量相等。
计算公式： cB＝ cAVA
VB
·υA
υB
(c、V、υ分别表示溶液物质的量浓度、溶液体积、酸或碱的元
数)。
(3)实验仪器和试剂：
①仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、铁架台、滴定管夹、锥形瓶、烧杯等。
②试剂：标准溶液、待测溶液、指示剂。
(4)指示剂的选择：
①中和反应恰好完全的时刻叫滴定终点， 为准确判断滴定终点， 必须选用变色明显、 变
色范围的 pH 与终点的 pH 相一致的酸碱指示剂。通常选用酚酞或甲基橙，而不能选用石蕊
溶液，因石蕊的颜色变化不灵敏。
②中和滴定中，酸碱指示剂用量及颜色变化：
滴定种类 选用的指示剂 滴定终点颜色变化 指示剂用量 滴定终点的判断
标准
强酸滴定强碱
甲基橙 黄色→橙色
2～3 滴
当指示剂刚好变
色，并在半分钟
内不变色，即认
为达到滴定终点
酚酞 红色→无色
强酸滴定弱碱 甲基橙 黄色→橙色
强碱滴定强酸
甲基橙 红色→橙色
酚酞 无色→粉红色
强碱滴定弱酸 酚酞 无色→粉红色
(5)实验步骤：以标准盐酸滴定待测 NaOH 溶液为例。
①滴定前的准备工作：
滴定管：检漏→水洗涤→润洗→装液→赶气泡→调液面→记录初始读数。
锥形瓶：水洗→装液→滴加指示剂。
②滴定：
滴定时， 左手旋转酸式滴定管活塞， 右手不停摇动锥形瓶， 眼睛注视锥形瓶内溶液颜色
的变化。 当滴入最后一滴， 指示剂颜色发生明显变化， 且在半分钟内不变色时即为滴定终点。
读取滴定管刻度并记录。
为保证测定的准确性，上述滴定操作应重复 2～3 次。
特别提示
①滴加标准液的速率先快后慢， 并保证是逐滴加入， 不可形成一股水流。 当接近终点时，
每滴入一滴应停下振荡一会儿再滴入下一滴。 ②重复操作时，每次所取待测液体积要相同。
③数据处理
c(NaOH) ＝
c HCl ·V HCl
V NaOH
58
实验中取 2～3 次消耗标准盐酸体积的平均值进行计算。
(6)酸碱中和滴定的误差分析：
由 cB＝cA·VA
VB
·υA
υB
可知， υA、υB、VB、cA 均为定值，所以 cB 的大小取决于 VA 的大小， VA
大则 cB 大， VA 小则 cB 小。
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液 (酚酞作指示剂 )为例， 常见的因操作不正确而引起
的误差有：
步骤 操作 VA cB
洗涤
未用标准液润洗酸式滴定管 变大 偏高
锥形瓶用待测液润洗 变大 偏高
未用待测液润洗碱式滴定管 变小 偏低
锥形瓶用蒸馏水洗净后未烘干 不变 无影响
取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体
后气泡消失 变小 偏低
滴定
酸式滴定管滴定前尖嘴有气泡，滴定后气
泡消失 变大 偏高
振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低
部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定
后反加一滴 NaOH 溶液无变化 变大 偏高
读数
滴定前仰视读数或滴定后俯视读数 变小 偏低
滴定前俯视读数或滴定后仰视读数 变大 偏高
3.酸碱滴定曲线的绘制
(1)酸碱滴定过程中溶液 pH 的变化特点：
在酸碱反应过程中，溶液的 pH 会发生变化，对于强酸强碱的反应，开始时由于被中和
的酸 (或碱 )浓度较大， 加入少量的碱 (或酸 )对其 pH 的影响不大。 当反应接近终点 (pH≈7)时，
很少量的碱 (或酸 )就会引起溶液 pH 突变，酸、碱的浓度不同， pH 突变范围不同。
(2)酸碱滴定曲线的绘制：
酸碱滴定曲线是以酸碱混合过程中滴加酸 (或碱 )的量为横坐标，以溶液 pH 为纵坐标绘
出一条溶液 pH 随酸 (或碱 )的滴加量而变化的曲线。
以 0.100 0 mol ·L －1 NaOH 溶液滴定 20.00 mL 0.100 0 mol ·L －1 HCl 溶液为例，其滴定曲
线如下图所示。
由曲线可以看出，在酸、碱中和滴定过程中，溶液的 pH 在接近滴定终点时有一个突变
过程，在此范围内，滴加很少的酸 (或碱 )，溶液的 pH 就有很大的变化，能使指示剂的颜色
59
变化明显，有利于确定滴定终点。
4．pH 的应用
pH 的应用
人体健康 人体内各种体液都有一定的 pH，当体内的酸碱平衡失调时，血液的
pH 是诊断疾病的一个重要参数
生活中 人们洗发时使用的护发素， 其主要功能是调节头发的 pH 使之达到适
宜的酸碱度
环保领域 酸性或碱性废水的处理常常利用中和反应
农业生产 土壤的 pH 影响植物对不同形态养分的吸收及养分的有效性， 各种作
物的生长对土壤的 pH 范围有一定的要求
科学实验和
工业生产
溶液 pH 的控制常常是影响实验结果或产品质量、 产量的一个关键因
素
知识点二 酸碱中和滴定原理的迁移
教材解读
酸碱中和滴定的原理可以迁移到氧化还原反应中， 依据滴定原理， 通过适当的指示剂来
判断氧化剂和还原剂恰好反应完全的时刻，从而测定物质的浓度。例如，可通过 KMnO 4 酸
性溶液滴定 H2C2O4 溶液来计算 c(H2C2O4)；通过 Na2S2O3 溶液滴定碘溶液来确定溶液中 I2
的物质的量。
具体方法如下：
示例 KMnO 4 酸性溶液滴定 H 2C2O4 或 C2O2－
4 或 Fe2＋等
还原性溶液 Na2S2O3 溶液滴定 I2 溶液 (或反滴 )
原理
2MnO －
4 ＋ 5H2C2O4＋6H ＋
===2Mn 2＋＋10CO 2↑＋
8H 2O 或 MnO －
4 ＋5Fe2＋＋8H＋
===Mn 2＋＋ 5Fe3＋＋
4H 2O
2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI
指示剂 不需另加指示剂 淀粉溶液
滴定
终点
的现象
溶液由无色 (或浅绿色 )变为紫红色且半分钟不褪
去
蓝色恰好褪去且半分钟无变化 (或由
无色变为蓝色且半分钟不褪去 )
计算
依据
2×n(H 2C2O4)＝5×n(MnO －
4 )或 n(Fe2＋
)＝
5×n(MnO －
4 ) n(I2)＝
1
2n(Na2S2O3)
特别提示
①KMnO 4 溶液有强氧化性， 会腐蚀橡胶， 故应用酸式滴定管取用 KMnO 4 溶液而不用碱
式滴定管。 ②实验室用稀 H2SO4酸化 KMnO 4 溶液， 而不能用盐酸或稀 HNO 3，这是因为 c(H
＋
)较大时 Cl －有明显的还原性， NO －
3 有强氧化性。
长话短说 ·重点记忆
1．酸碱中和滴定实验选用的指示剂为酚酞或甲基橙、一般不选用石蕊试液作指示剂。
2．进行中和滴定的实验时，滴定管一定要润洗，而锥形瓶不能润洗。
3．中和滴定操作口诀：
左手塞，右手瓶；一边滴，一边摇；眼向下， 别上瞧；颜色变，等等看；半分钟，记
数据。
4．滴定管读数时，仰视读数，视线偏低，读数偏大；俯视读数，视线偏高，读数偏小。
读数误差可以用画图的形式来理解和记忆。 如开始读数仰视， 滴定完毕读数俯视， 如图
Ⅰ；开始读数俯视，滴定完毕读数仰视，如图 Ⅱ。
60
5．量筒和滴定管读数时引起误差的区别
(1)量筒的刻度由底部开始，按从小到大的顺序排列。若俯视读数，结果偏高；若仰视
读数，结果偏低。
(2)滴定管的刻度由上到下，从零开始 (零刻度以上还有一段没有刻度 )逐渐增大，因此，
读数值的偏差与量筒相反。即若俯视读数，则结果偏小；若仰视读数，则结果偏大。但对滴
定结果的影响由滴定前后两次读数的差值决定。
5 新视点 ·名师讲座
常见的几种滴定方法
1．酸碱中和滴定 (利用中和反应 )
2．氧化还原滴定法
3．沉淀滴定法 (利用生成沉淀的反应 )
第三节 盐类的水解
第 1 课时 盐类的水解
新知预习
1．盐溶液的酸碱性
(1)盐的分类 (按生成盐的酸、碱的强弱划分 )：
61
盐
强酸强碱盐，如 NaCl、NaNO 3
强酸弱碱盐，如 NH4Cl、CuSO4
强碱弱酸盐，如 Na2CO3、 CH3COONa
弱酸弱碱盐，如 NH 4HCO 3、CH3COONH 4
(2)盐溶液的酸碱性和对应盐的类型的关系：
盐溶液 NaCl 、Na2SO4
Na 2CO3、NaHCO 3、
CH 3COONa
NH 4Cl、
(NH 4)2SO4
酸碱性 中性 碱性 酸性
盐的类型 强酸强碱盐 弱酸强碱盐 强酸弱碱盐
(3)盐溶液呈酸碱性的理论解释：
①强酸弱碱盐 (以 NH 4Cl 为例 )。
理论解释 NH ＋
4 和 OH －结合生成弱电解质 NH 3·H 2O，使水的
电离平衡向电离的方向移动
平衡时酸碱性 使溶液中 c(H ＋
)>c(OH
－
)，溶液呈酸性
总的离子方程式 NH ＋
4 ＋H2O NH 3·H2O＋H ＋
②弱酸强碱盐 (以 CH 3COONa 为例 )。
理论解释 CH 3COO－ 和 H ＋结合生成弱电解质 CH 3COOH ，使水的电离平
衡向电离的方向移动
平衡时酸碱性 使溶液中 c(H ＋
)7 pH>7 pH<7
酸碱性 中性 碱性 碱性 酸性
盐类型 强酸强碱盐 强碱弱酸盐 强碱弱酸盐 强酸弱碱盐
盐溶液 Na2SO4 CH3COONa (NH 4)2SO4
pH pH＝7 pH>7 pH<7
酸碱性 中性 碱性 酸性
盐类型 强酸强碱盐 强碱弱酸盐 强酸弱碱盐
(2)实验结果分析
盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐
实例 NaCl 、Na2SO4
NH 4Cl、
(NH 4)2SO4
Na2CO3、
NaHCO 3、
CH3COONa
溶液的酸碱性 中性 酸性 碱性
由此可见：并不是所有的盐溶液都呈中性，有的盐溶液呈酸性，有的盐溶液呈碱性。
3．盐溶液呈现不同酸碱性的原因 (重点 )
三类不同盐溶液酸碱性的理论分析如下表：
63
通过上表分析可以知道， 盐溶液的酸碱性与盐所含离子在水中与水电离出的 H＋或 OH －
能否生成弱电解质有关。若盐电离产生的离子与水电离产生的 H＋或 OH －结合，生成弱电解
质，则促进水的电离，从而使溶液中的 c(H＋
)和 c(OH －
)不相等，溶液呈酸性或碱性。
特别提示
若弱酸弱碱盐溶液中弱酸根阴离子和弱碱阳离子分别结合 H＋ 和 OH －的程度相同， 则溶
液也会呈中性 (如 CH 3COONH 4)。因此，不能判断出中性溶液中离子所对应酸、碱的强弱。
知识点二 盐类的水解
教材解读
1．盐类的水解
(1)定义： 在盐溶液中， 盐电离出的离子与水电离出的 H＋ 或 OH －结合生成弱电解质的反
应，叫做盐类的水解。
(2)实质：盐电离出的离子 (弱酸根阴离子或弱碱阳离子 )与水电离出的 H ＋或 OH －结合生
成弱电解质 (弱酸或弱碱 )并建立平衡，从而破坏了水的电离平衡，导致溶液中 c(H ＋
)≠c(OH
－
)，溶液呈酸性或碱性。其过程可表示为：
64
盐＋水 酸＋碱
水解反应可看成是中和反应的逆反应， 中和反应是放热反应， 那么， 水解反应是吸热反
应。
(3)盐类水解与盐的电离的区别 (重点记忆 )
如 HCO －
3 ＋H2O CO2－
3 ＋H3O ＋是 HCO －
3 的电离，而 HCO －
3 ＋H 2O H2CO3＋OH －是
HCO －
3 的水解。电离是微粒离解后组成变小，水解是结合后组成变大。
2．盐类水解的规律
判断盐类能否水解及水解后溶液的酸碱性要看组成盐的离子所对应的酸或碱的相对强
弱，其水解的“口诀”是：
“水解看组成，有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性，同
强显中性，规律要记清。”
(1)“有弱才水解，无弱不水解” —— 盐中有弱酸阴离子或弱碱阳离子才水解，若没有，
则是强酸强碱盐，不发生水解反应，溶液呈中性。
(2)“越弱越水解” —— 弱酸阴离子对应的酸越弱，水解程度越大；弱碱阳离子对应的
碱越弱，其水解程度越大。
(3)“都弱都水解” —— 弱酸弱碱盐电离出的弱酸阴离子和弱碱阳离子都发生水解，且
相互促进，又称都弱双水解。
①NH ＋
4 与 S2－、HCO －
3 、CH 3COO －的水解虽然相互促进，水解程度有所增大，但仍然很
微弱，离子间能在溶液中大量共存，水解方程式用“ ”表示。如：
NH
＋
4 ＋CH 3COO
－
＋H 2O CH3COOH ＋NH 3·H2O(不写 “===”，不写成“ NH3↑” )
②Al 3＋与 S2－ 、HS －、CO2－
3 、HCO －
3 、AlO －
2 的水解进行彻底，离子之间不能在溶液中大
量共存，水解方程式用 “===”表示，标示“↑”和“↓”。如：
Al 3＋＋3HCO －
3 ===Al(OH) 3↓＋ 3CO2↑(泡沫灭火器原理 )
Al 3＋＋3AlO －
2 ＋6H 2O===4Al(OH) 3↓[制取 Al(OH) 3]
③Fe3＋能与 CO2－
3 、HCO －
3 发生彻底的双水解反应。如：
2Fe3 ＋
＋3CO 2－
3 ＋3H2O===2Fe(OH) 3↓＋ 3CO2↑ (产生红褐色沉淀、无色气体 )
特别提示
Fe3＋
与 S2－
发生氧化还原反应而不是双水解反应： 2Fe3＋
＋S2－
===2Fe2＋
＋S↓(或 2Fe3＋
＋
3S2－
===2FeS↓＋S↓)。
拓展： 弱酸弱碱盐溶液的酸碱性有如下三种情况：
①相同条件下，生成的弱酸的电离程度大于弱碱的电离程度，溶液呈酸性。如：
NH 4F＋H 2O NH 3·H 2O＋HF
因为 K(HF)> K(NH 3·H2O)，所以 NH 4F 溶液显酸性。
②相同条件下，生成的弱碱的电离程度大于弱酸的电离程度，溶液呈碱性。如：
NH 4CN＋H2O NH 3·H 2O＋HCN
因为 K(NH 3·H 2O)> K(HCN) ，所以 NH 4CN 溶液显碱性。
③相同条件下，生成的弱酸的电离程度等于弱碱的电离程度，溶液呈中性。如：
CH3COONH 4＋H 2O NH 3·H2O＋CH3COOH
因为 K(NH 3·H 2O)≈K(CH 3COOH) ，所以 CH3COONH 4 溶液显中性。
④“谁强显谁性” —— 当盐中的阴离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时， 水解
后盐溶液呈酸性，反之，呈碱性，即强酸弱碱盐显酸性，强碱弱酸盐显碱性。
弱酸的酸式钠盐 (设为 NaHA) 在溶液中既电离又水解：
HA －
H＋＋A 2－
(电离 )
HA －＋H2O OH －＋H2A(水解 )
若电离程度 >水解程度，则溶液显酸性；
若水解程度 >电离程度，则溶液显碱性。
65
常见的显酸性的酸式盐有 NaHSO 3、NaHC 2O4、NaHSO 4、NaH 2PO4 等；显碱性的酸式盐有
NaHCO 3、 NaHS、Na2HPO 4等。
特别提示
在弱酸的酸式盐 NaHA 溶液中， c(H ＋
)>c(OH －
)与 c(A 2－
)>c(H 2A) 是等价条件，都表明溶
液呈酸性 (HA －的电离程度大于水解程度 )，反之亦然。
高中化学必修课中所学的“离子反应发生的条件”是生成沉淀、 放出气体或生成水， 盐的水
解因为有弱电解质生成而能发生，所以上述条件是有局限性的。凡具备生成难 (微)溶物质、
生成易挥发的物质或生成弱电解质三个条件之一， 离子反应便能发生。 而氧化还原型离子反
应的条件另当别论。
3．盐类水解类型
盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐
实例 NaCl、K 2SO4
NH 4Cl、CuSO4、
FeCl3
Na2S、 Na2CO3、
NaHCO 3
是否水解 (无弱 )不水解 (谁弱谁 )水解 (谁弱谁 )水解
水解离子 无 NH ＋
4 、Cu2 ＋、
Fe3＋
S2－ 、CO2 －
3 、
HCO －
3
溶液酸碱性 中性 酸性 碱性
pH pH＝7 pH<7 pH>7
4.盐类水解的特点 —— 逆、吸、弱、动、变
(1)可逆反应：盐类水解生成酸和碱，即盐类的水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
(2)吸热反应：中和反应放热，盐类的水解过程吸热。
(3)微弱的过程：通常情况下，盐类的水解程度很小，但对溶液酸碱性的影响较大。
(4)动态平衡：盐类水解是可逆的，其平衡状态属于动态平衡。
(5)改变条件，平衡移动：外界条件改变时，水解平衡可能发生移动。
5．酸式盐溶液的酸碱性
(1)多元弱酸的酸式盐：
多元弱酸的酸式酸根离子既有水解倾向又有电离倾向， 其盐溶液的酸碱性取决于酸式酸
根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
①若水解程度大于电离程度，溶液显碱性。
如 NaHCO 3、NaHS。
②若水解程度小于电离程度，溶液显酸性。如 NaHSO3。
(2)多元强酸的酸式盐：
酸式酸根离子只电离不水解，溶液显酸性。如 NaHSO4===Na＋＋SO2－
4 ＋H ＋。
6．比较同浓度溶液的酸碱性 (pH) 大小的方法
(1)首先对物质分类， pH 大小规律是碱 >盐>酸。
(2)同类物质的 pH 大小规律是
①碱：二元强碱 >一元强碱 >一元弱碱；
②酸：一元弱酸 >一元强酸 >二元强酸；
③盐：强碱弱酸盐 >强酸强碱盐 >强酸弱碱盐。
知识点三 盐类水解离子方程式的书写
教材解读
1．一般模式及特点
阴(阳)离子＋ H 2O 弱酸 (或弱碱 )＋OH －
(或 H＋
)。
(1)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生分解，
因此盐类水解的离子方程式中不标“↓”或“↑”，也不把生成物 (如 NH 3·H 2O、H 2CO3 等)
写成其分解产物的形式。
(2)盐类水解是可逆反应，是中和反应的逆反应，而中和反应是趋于完全的反应，所以
盐的水解反应是微弱的，盐类水解的离子方程式一般不写 “===”而写“ ”。
2．不同类型盐水解的离子方程式
66
(1)一元弱酸强碱盐，以 CH3COONa 为例：
CH3COO －＋H 2O CH 3COOH ＋OH－ 。
(2)一元弱碱强酸盐，以 NH 4Cl 为例：
NH ＋
4 ＋H2O NH 3·H2O＋ H＋。
(3)多元弱酸强碱盐 (正盐 )：多元弱酸强碱盐水解是分步进行的，应分步书写。水解程度
主要取决于第一步反应，以 Na2CO3 为例： CO2－
3 ＋H 2O HCO
－
3 ＋OH －
，(主要 )，HCO －
3 ＋
H2O H2CO3＋OH －
(次要 )。
(4)多元弱碱强酸盐：多元弱碱强酸盐水解也是分步的，由于中间过程复杂，中学阶段
仍写成一步，以 CuCl 2 为例： Cu2＋＋ 2H2O Cu(OH) 2＋2H＋ 。
(5)多元弱酸的酸式盐，以 NaHCO 3 为例： HCO －
3 ＋ H 2O H2CO3＋OH －。
(6)“弱酸弱碱盐”中阴、阳离子水解相互促进
①NH ＋
4 与 HCO －
3 、CO2－
3 、CH 3COO －等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度仍然较
小，仍是部分水解。
如 NH ＋
4 ＋CH 3COO －＋ H2O CH 3COOH ＋NH 3·H2O
②Al 3＋、Fe3＋和 CO2－
3 或 HCO －
3 等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀。
如 Al 3＋＋3HCO －
3 ===Al(OH) 3↓＋ 3CO2↑。
3．书写水解方程式的注意事项
(1)误把电离方程式看成水解方程式，如 HS－＋H2O S2－＋ H3O ＋，此方程式为 HS－的
电离方程式，不是 HS－ 的水解方程式，因为其化简可写为 HS －
S2－＋H＋ 。HS －的水解方
程式应为 HS －＋H2O H2S＋OH －。
(2)书写盐类水解方程式常见错误有：
①把“ ”误写为 “===”，如： Fe3＋＋3H2O===Fe(OH) 3＋3H ＋是错误的，正确的为：
Fe3＋
＋ 3H2O Fe(OH) 3＋3H＋
。
②水解产物量很小时，标上“↑”或“↓”，如 Al 3＋＋3H2O Al(OH) 3↓＋ 3H ＋是错误的，
正确的为： Al 3＋＋3H 2O Al(OH) 3＋3H＋。
长话短说 ·重点记忆
1．水解的实质
在水溶液中盐电离出来的离子 (弱碱的阳离子或弱酸的阴离子 )结合水电离出的 OH －
或
H＋，促进了水的电离。
2．盐类水解的 4 个特点
①可逆反应； ②吸热反应； ③ 微弱的过程； ④动态平衡。
3．盐类的水解规律
4．水解离子方程式书写 “两规则 ”
(1)多元弱酸阴离子是分步水解的，以第一步水解为主。
(2)多元弱碱阳离子水解复杂，可一步写出。
新视点 ·名师讲座
如何计算醋酸溶液中的 c(H ＋
)和 c(OH －
)
67
在 CH 3COOH 溶液中同时存在水的电离平衡和醋酸的电离平衡，其中醋酸的电离能力
远强于水的电离能力。醋酸电离出较多的 H＋ ，促使水的电离平衡向结合成水分子的方向移
动，抑制了水的电离，因此 CH 3COOH 溶液中绝大部分的 H ＋是由醋酸电离产生的，由水电
离产生的 H ＋极少。当然，溶液中还存在着极少量由水电离产生的 OH － 。
利用电离平衡常数可以计算醋酸溶液中 H＋和 OH－ 的浓度。 25 ℃时，醋酸的电离常数
Ka 为 1.7× 10－5
mol ·L －1，设浓度为 0.10 mol ·L －1 的 CH 3COOH 溶液中醋酸电离达到平衡时 H
＋的浓度为 x。
CH3COOH H＋＋CH3COO－
初始浓度 0.10 mol ·L －1 0 0
平衡浓度 0.10 mol ·L －1－x x x
Ka＝c H ＋
·c CH3COO－
c CH 3COOH ＝ x2
0.10 mol ·L－1－ x
当 Ka 数值很小时， x 的数值很小，可做近似处理：
0．10 mol ·L －1－x≈0.10 mol ·L －1
所以 K a＝ x2
0.10 mol ·L －1
x＝ K a×0.10 mol ·L －1
＝ 1.7×10－5
mol ·L －1×0.10 mol ·L － 1
＝1.3×10－3
mol ·L － 1
即 c(H＋
)＝1.3×10 －3
mol ·L －1
c(OH －
)＝
KW
c H＋ ＝1.0×10－14
mol 2·L －2
1.3×10－ 3
mol ·L－1 ＝7.7×10 －12
mol ·L －1
第 2 课时 盐类水解反应的应用
新知预习
1．盐类水解的影响因素
因素 对盐类水解程度的影响
内因 盐组成中对应的酸或碱越弱，水解程度越大
外
界
条
件
温度 升高温度能够促进水解
浓度 盐溶液浓度越小，水解程度越大
外加酸
碱
水解显酸性的盐溶液，加碱会促进水解，加酸会抑制水解；水解显
碱性的盐溶液，加酸会促进水解，加碱会抑制水解
外加盐 加入水解性质相反的盐会促进盐的水解
典型实例：氯化铵水解平衡移动。
NH ＋
4 ＋H2O NH 3·H2O＋H＋
(正反应为吸热反应 )。
加热 加水 加 NH 3 加 NH4Cl 加 HCl 加 NaOH
c(NH ＋
4 ) 降低 降低 升高 升高 升高 降低
c(NH 3·H2O
) 升高 降低 升高 升高 降低 升高
c(H ＋
) 升高 降低 降低 升高 升高 降低
c(OH －
) 降低 升高 升高 降低 降低 升高
pH 降低 升高 升高 降低 降低 升高
水解程度 增大 增大 减小 减小 减小 增大
2.盐类水解的重要应用
(1)热纯碱溶液去油污： 纯碱水解的离子方程式为 CO2－
3 ＋H 2O HCO －
3 ＋OH －。加热促
68
进 CO2－
3 的水解，溶液碱性增强，去污能力增强。
(2)盐溶液的配制和保存：配制、保存 FeCl3 等易水解的盐溶液时，加入少量盐酸的目的
是抑制 Fe3 ＋水解。
(3)盐类作净水剂：铝盐、铁盐等部分盐类水解生成胶体，有较强的吸附性，常用作净
水剂。
如明矾水解的离子方程式为 Al 3＋＋3H2O Al(OH) 3＋3H ＋。
(4)制备胶体： 向沸水中滴加 FeCl3 饱和溶液， 并加热至沸腾以增大 Fe3＋
的水解程度， 从
而制备 Fe(OH) 3 胶体。
(5)制备无机化合物：如用 TiCl 4 制备 TiO 2。其反应的方程式为 TiCl 4＋(x＋ 2)H 2O(过量 )
TiO 2·xH2O↓＋ 4HCl 。
3．水解平衡常数
水解反应的平衡常数叫做水解平衡常数或水解常数，用 Kh 表示。对 MA ＋H2O HA
＋MOH ，其平衡常数为 K h＝c HA ·c MOH
c MA 。
K 数值越大，水解趋势越大。水解平衡常数如化学平衡常数，只受温度影响。
知识点一 盐类的水解平衡及其影响因素
1．盐类的水解平衡
在一定条件 (如温度、浓度 )下的盐溶液中，当盐类水解的速率和酸碱发生中和反应的速
率相等时， 就达到了水解平衡状态。 和所有平衡体系一样， 水解平衡具有“逆”“吸热”“程
度小”“等”“定”“动”“变”等特征。
2．影响盐类水解的因素
(1)内因：组成盐的阴离子或阳离子水解的难易程度决定了盐类水解程度的大小，即越
弱越水解。 如同浓度的 Na2CO3 与 NaHCO 3 溶液的 pH 大小； Na2CO3 溶液的 pH 大，因 CO2－
3
的水解程度大。
(2)外因：盐类的水解程度还受到盐的浓度、温度及溶液酸碱度的影响；勒夏特列原理
也适用于水解平衡。
①温度：因水解是吸热过程，故升高温度可促进水解，使水解平衡向右移动，水解程度
增大，即越热越水解。
②浓度： 增大盐溶液的浓度， 水解平衡向右移动， 但水解率 (水解率相当于转化率 )减小；
加水稀释可以促进水解，平衡右移，水解率增大。
③酸碱度：向盐溶液中加入 H＋
，可以促进阴离子的水解，抑制阳离子的水解；向盐溶
液中加入 OH －，可以促进阳离子的水解，抑制阴离子的水解。
④化学反应等。
(3)下面具体分析不同条件对 FeCl3 水解平衡的影响情况： Fe3＋＋3H 2O Fe(OH) 3＋
3H ＋
(正反应吸热 )。
条件 移动方向 c(H ＋
) pH Fe3＋
水解率 现象
升高温度 向右 增 降 增大 颜色变深
通 HCl 向左 增 降 减小 颜色变浅
加 H2O 向右 减 升 增大 颜色变浅
加 Mg 粉 向右 减 升 增大 红褐色沉淀， 无色气体
加少量 NaF 向右 减 升 增大 颜色变深
加少 NaOH 向右 减 升 增大 红褐色沉淀
加少量 NaHCO 3 向右 减 升 增大 红褐色沉淀， 无色气体
3.盐的水解常数
水解反应的平衡常数叫做水解平衡常数或水解常数，用 K h 表示。
Kh＝KW
K a
或 Kh＝K W
K b
69
上述两个关系式表明，弱酸或弱碱的电离常数越小 (越弱 )，其所生成的盐水解的程度就
越大。水解常数只受温度影响。
4．电离平衡常数 K a 与水解平衡常数 K h 之间的关系以 H2CO3、Na2CO3 为例
H2CO3 H＋＋HCO －
3 Ka1＝c H＋
·c HCO －
3
c H2CO3
HCO －
3 H＋＋CO2－
3 Ka2＝c H＋
·c CO2－
3
c HCO －
3
CO2－
3 ＋H 2O HCO
－
3 ＋ OH－
Kh1＝c HCO －
3 ·c OH －
c CO2 －
3
，上下同乘以 c(H ＋
)得 Kh1＝c HCO －
3 ·c OH －
·c H ＋
c CO2－
3 ·c H
＋ ＝ KW
Ka2
HCO －
3 ＋H 2O H 2CO3＋OH －
Kh2＝c H2CO3 ·c OH －
c HCO －
3
＝c H 2CO3 ·c OH －
·c H＋
c HCO －
3 ·c H＋ ＝ KW
Ka1
①因为 Ka1? Ka2 得出 Kh1? Kh2，即 CO2－
3 的第一步水解远大于第二步水解。
②由 K h＝K W
Ka
可以得出酸的电离常数越大， 即酸性越强， 其对应盐溶液的水解常数越小，
即盐溶液的碱性越弱，弱碱盐也有相同规律。
③弱酸或弱碱的电离程度较弱， 对应的弱酸盐或弱碱盐的水解程度也较弱。 例如 H 2CO3
的 Ka1＝4.2×10－7， Ka2＝5.6×10－11， CO2－
3 的水解常数 Kh1＝ 1×10 －14
5.6×10－ 11＝ 1.78× 10－4，Kh2
＝ 1×10 －14
4.2×10－7＝2.4×10－8。
知识点二 盐类水解原理的利用
教材解读
1．判断盐溶液的酸碱性或 pH
例如，相同物质的量浓度的下列溶液， pH 由大到小：
Na2CO3>NaHCO 3>NaCl>CH 3COOH>KHSO 4。
2．比较盐溶液中离子浓度的大小
例如， NaHCO 3 溶液中各离子浓度大小顺序为
c(Na ＋
)>c(HCO －
3 )>c(OH －
)>c(H ＋
)>c(CO 2 －
3 )。
3．选择制备某些物质的途径
(1)不能在溶液中制取 Al 2S3 等物质，因为 Al 3＋和 S2 －在溶液中水解相互促进，生成
Al(OH) 3沉淀，放出 H 2S 气体。
(2)不能用加热浓缩或蒸发的方法制取某些盐，如： FeCl3、Al(NO 3)3 等。为了得到无水
FeCl3，必须在 HCl 气流中加热蒸干； 海水提镁在 HCl 气流中加热 MgCl 2·6H 2O 得到 MgCl 2。
4．判断盐所对应酸的相对强弱
测定物质的量浓度相同的两种盐溶液 NaA 和 NaB 的 pH 前者大于后者，则酸性强弱为
HB>HA 。通过测定常温下 NaB 溶液 pH>7，也可证明 HB 为弱酸。
5．判断溶液中离子能否共存
例如： Al 3＋
、Fe3＋
与 CO2－
3 、HCO －
3 ，Al 3＋
与 AlO －
2 ，因为能相互促进水解，而在溶液中
不能大量共存。
6．判断盐溶液中粒子种类多少
例如： Na2CO3、NaHCO 3 溶液中存在 Na＋ 、CO2－
3 、HCO －
3 、H＋、OH －5 种离子和 H2CO3、
H2O 两种分子。
7．除去溶液中的某些杂质离子
采用加热或加入合适物质的方法，促进溶液中某些金属离子水解生成氢氧化物沉淀除
去， 如 Cu2＋溶液中含有 Fe3＋，可加入 CuO 或 CuCO 3促进 Fe3＋水解生成 Fe(OH) 3 沉淀而除去
杂质 Fe3＋，KNO 3 溶液中含有 Fe3 ＋可加热除去。
8．解释生产、生活、化学实验中的措施与现象
70
(1)农业生产中铵态氮肥与草木灰不能混合施用，因为两种盐发生水解相互促进的反应
放出氨气而损失肥效。
(2)泡沫灭火器中用 Al 2(SO4)3 代替 H2SO4 和 NaHCO 3 溶液发生水解相互促进的反应生成
Al(OH) 3沉淀和 CO2气体，隔离燃烧物质与空气接触。
(3)活泼金属 Mg 投入 NH 4Cl、CuCl 2、 FeCl3 等溶液中有氢气产生。
(4)加热蒸干不挥发性酸的盐和不水解的盐得到盐溶质本身，如 Al 2(SO4)3，而加热蒸干
某些挥发性酸的盐得到氢氧化物，如 AlCl 3→Al(OH) 3。
知识点三 溶液中离子浓度大小的比较
1．离子浓度大小比较的正确思路
2．离子浓度大小的比较规律
(1)多元弱酸溶液
根据多步电离分析。例如：在 H 2CO3 的溶液中， H 2CO3 HCO
－
3 ＋H ＋
(主要 )， HCO
－
3
CO2－
3 ＋H＋
(次要 )，故 c(H ＋
)>c(HCO －
3 )>c(CO 2－
3 )。
(2)多元弱酸的正盐溶液
根据弱酸根的分步水解分析。 例如： Na2CO3 溶液中， CO2－
3 ＋H2O HCO －
3 ＋OH －
(主要 )，
HCO －
3 ＋H2O H2CO3＋OH －
(次要 )，故 c(Na ＋
)>c(CO 2－
3 )>c(OH －
)>c(HCO －
3 )>c(H ＋
)。
(3)多元弱酸的酸式盐溶液
要考虑酸根离子的电离程度与水解程度的相对大小。如 HCO －
3 以水解为主， NaHCO 3 溶
液中 c(Na＋
)>c(HCO －
3 )>c(OH －
)>c(H ＋
)>c(CO 2－
3 )；而 HSO－
3 以电离为主， NaHSO 3 溶液中 c(Na
＋
)>c(HSO －
3 )>c(H ＋
)>c(SO2 －
3 )>c(OH －
)。
(4)不同溶液中同一离子浓度的比较
要看溶液中其他离子对其影响的因素。例如：在相同物质的量浓度的下列溶液中：
a.NH 4Cl、b.CH 3COONH 4、c.NH 4HSO4，c(NH ＋
4 )由大到小的顺序： c>a>b。
(5)混合溶液中各离子浓度的大小比较
根据电离程度、水解程度的相对大小分析。
①分子的电离大于相应离子的水解
例如：等物质的量浓度的 NH 4Cl 与 NH 3·H 2O 混合溶液中， c(NH ＋
4 )>c(Cl －
)>c(OH －
)>c(H ＋
)。
②分子的电离小于相应离子的水解
例如：在 0.1 mol·L －1 的 NaCN 和 0.1 mol·L －1 的 HCN 溶液的混合液中，各离子浓度的
大小顺序为 c(Na ＋
)>c(CN －
)>c(OH －
)>c(H ＋
)。
(6)利用守恒规律
71
原子守恒→
分析：电解质溶液中，原子的数目不变化，符合原
子守恒。
举例： NaHCO3溶液中： c Na＋
＝c HCO －
3
＋c CO2－
3 ＋c H 2CO3
电荷守恒→
分析：电解质溶液中，阳离子的电荷
总数与阴离子的电荷总数相等，
溶液呈电中性。
举例： NaHCO 3溶液中：
c Na＋
＋c H＋
＝c HCO －
3 ＋
c OH －
＋2c CO2－
3
质子守恒→
分析：根据 H2O H ＋＋OH －，由水
电离出的 c H ＋
与 c OH －
始终相等，溶液中
的H＋或 OH －虽与其他离子结合，
以不同形式存在，但其总量不变。
举例： K 2S溶液中： c OH －
＝c H＋
＋c HS－
＋2c H 2S
特别提示
①质子守恒可由原子守恒和电荷守恒合并得到。 ②比较离子浓度大小时， 若为混合溶液，
则应先判断溶液中的溶质及其浓度， 再分情况分析。 ③比较离子浓度大小时， 需分清主要离
子和次要离子， 溶质直接电离出来的是主要离子， 离子水解或弱电解质电离出来的离子是次
要离子。
长话短说 ·重点记忆
1．熟记影响盐类水解的 3 个因素
①温度：升高温度，促进水解。②浓度：稀释，促进水解。③外加酸碱：酸性盐溶液加
碱，促进水解；碱性盐溶液加酸，促进水解。
2．盐类水解的 9 个常见应用
①判断溶液的酸碱性； ②配制或贮存易水解的盐溶液； ③判断盐溶液蒸干灼烧后的产物；
④胶体的制取；⑤物质的提纯；⑥离子共存的判断；⑦泡沫灭火器原理；⑧净水原理；⑨化
肥的使用。
3．离子浓度大小比较的 3 个定量关系
物料守恒、电荷守恒、质子守恒。
4．配制易水解的盐溶液的注意事项
若配制强酸弱碱盐的水溶液， 应加入少量强酸， 抑制弱碱离子的水解； 若配制强碱弱酸
盐的水溶液，应加入少量强碱，抑制弱酸根的水解。
5．盐溶液蒸干灼烧时产物的判断
(1)盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质，如 CuSO4 溶液；盐溶液水解
生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应氧化物，如 AlCl 3→ Al(OH) 3→ Al 2O3。
(2)酸根阴离子易水解的强碱盐蒸干后可得到原物质，如 Na2CO3 溶液。
(3)要考虑盐受热时是否分解。如 Ca(HCO 3)2、NaHCO 3、KMnO 4、NH 4Cl 固体受热易分
解 ， 因 此 蒸 干 灼 烧 后 分 别 为 ： Ca(HCO 3)2→ CaCO3 高 温 ,CaO ； NaHCO 3→ Na2CO3 ；
KMnO 4→K 2MnO 4＋MnO 2；NH 4Cl → NH3↑＋HCl↑。
名师讲座
72
溶液中离子大量共存问题
离子能否在同一溶液里大量存在决定于离子间能否发生化学反应或离子是否符合题目
的相关条件。 因此， 要弄清离子能否在同一溶液中大量共存的问题， 关键是掌握离子的性质。
(1)一色：即溶液的颜色。
若限定无色溶液，则 Cu2＋、Fe3＋ 、Fe2＋ 、MnO －
4 等有色离子不能存在。
(2)二性：即溶液的酸性和碱性。
①强酸性溶液中， OH －及弱酸根阴离子 (如 CO2－
3 、 SO2－
3 、S2－、AlO －
2 、F－、CH 3COO－ 、
ClO －等)均不能大量存在。
②强碱性溶液中， H ＋及弱碱阳离子 (如 NH ＋
4 、Al 3＋、Fe3＋、Mg 2＋、Cu 2＋、Ag ＋ 等)均不能
大量存在。
③弱酸的酸式酸根离子 (如 HCO －
3 、HSO －
3 、HS－
等)在强酸性或强碱性溶液中均不可能大
量存在。
(3)三特：指三种特殊情况。
①AlO －
2 水解程度大，其溶液碱性强，所以与 HCO －
3 、Al 3＋、NH ＋
4 等不能共存。
②“NO－
3 ＋H＋
”组合具有强氧化性 (常常较为隐蔽，不易被察觉 )，不能与强还原性的离子
(如 Fe2＋、S2－ 、I －等)共存。
③NH ＋
4 与 CH 3COO －、CO2－
3 ，Mg 2＋与 HCO －
3 等组合中， 虽然两种离子都能水解且水解相
互促进，但总的水解程度仍很小，它们在溶液中能大量共存。
(4)四反应：指离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量
共存。
①复分解反应：根据复分解反应发生的条件，又可将其分为三类。
a．生成微溶、难溶物不共存。如：
OH －与 Al 3＋、 Fe3＋、Mg 2＋、 Cu2＋、Ag ＋、Fe2 ＋等阳离子产生沉淀；
Ag ＋ 与 Cl －、Br －、I－、SO2－
4 、 CO2－
3 、SiO2－
3 、PO3－
4 、SO2－
3 、S2－、OH －等产生沉淀；
Ba2＋与 SO2－
4 、SO2 －
3 、 CO2－
3 、SiO2－
3 、PO3－
4 等产生沉淀。
b．生成易挥发性气体不共存。如：
H＋与 CO2－
3 、SO2－
3 、S2－、 HCO －
3 、HSO －
3 、HS－等， OH －与 NH ＋
4 等。
c．生成弱电解质不共存。如：
H＋与 OH －、CH3COO －、ClO －、SiO2－
3 、PO3－
4 、AlO －
2 等。
②氧化还原反应：
强氧化性的 Fe3＋、MnO －
4 、ClO －、Cr2O2－
7 、NO －
3 (H ＋)与强还原性的 S2－、SO2－
3 、Fe2 ＋、I
－一般不能共存。
③相互促进的水解反应 (双水解 )：
a．NH ＋
4 与 AlO －
2 、SiO2 －
3 等。
b．Al 3 ＋与 CO2－
3 、 HCO －
3 、S2－、 HS－ 、AlO －
2 等。
c．Fe3 ＋与 CO2－
3 、 HCO －
3 、AlO －
2 等。
④络合反应：如 Fe3＋与 SCN －等。
73
第四节 难溶电解质的溶解平衡
新知预习
1．难溶电解质的溶解平衡
(1)25 ℃时，溶解性与溶解度的关系：
(2)沉淀溶解平衡：
①定义： 在一定温度下， 当沉淀溶解和生成的速率相等时， 即达到溶解平衡 (如图所示 )。
②溶解平衡的建立
固体溶质 溶液中的溶质
v(溶解 )>v(沉淀 )，固体溶解；
v(溶解 )＝v(沉淀 )，溶解平衡；
v(溶解 )v(沉淀 ) 溶液未饱和，无沉淀析出
Qc＝K sp v(溶解 )＝v(沉淀 ) 溶液饱和，处于沉淀溶解平衡状态
Qc>K sp v(溶解 )b。
(3)用于金属的防护。如要保护一个铁闸，可用导线将其与一锌块相连，使锌作原电池
的负极，铁闸作正极从而被保护。 (本知识点将在本章第四节学习 )
(4)制造各种化学电源。原电池能将化学能转化为电能，所以其最重要的应用是制造各
种实用电池。
如：以 2FeCl 3＋Cu===2FeCl 2＋CuCl 2 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。本例的电极反应式为负极： Cu－2e－
===Cu2＋，正极： 2Fe3＋ ＋2e－
===2Fe2＋。
②确定电极材料。
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 H 2)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一般不如负极材料活泼。
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。
电解质是使负极放电的物质， 因此电解质溶液一般要能够与负极发生反应。 或者电解质
溶液中溶解的其他物质能与负极发生反应 (如空气中的氧气 )。但如果两个半反应分别在两个
容器中进行 (中间连接盐桥 )，则左右两个容器中的电解质溶液选择与电极材料相同的阳离
86
子。
如本例中可用 FeCl3 溶液作电解液。
④构成闭合回路：将电极用导线连接，使之构成闭合回路。
⑤图示：
长话短说 ·重点记忆
1．原电池构成 “三条件 ”
(1)正、负两个电极；
(2)电解质溶液；
(3)形成闭合回路。
2．原电池正、负极判断 “四方法 ”
(1)负极： ① 活泼性较强的金属； ②流出电子的一极； ③ 发生氧化反应的一极； ④阴离
子移向的一极。
(2)正极： ①活泼性较弱的金属或导电的非金属 (碳棒 )；②流入电子的一极； ③发生还原
反应的一极； ④阳离子移向的一极。
3．明确原电池原理的 3 个应用
(1)加快氧化还原反应的速率。
(2)比较金属活动性强弱。
(3)设计原电池。
新视点 ·名师讲座
易错案例剖析
1．确定原电池的正负极
正、 负极的判断是考试常考的问题， 由于同学们对正负极的定义和判断方法记不准导致
错解。
2．运用原电池原理判断金属活动性顺序
对原电池原理理解不深刻， 不能利用原电池原理准确判断正负极， 导致不能准确判断金
属活动性顺序。
第二节 化学电源
知识点一 化学电池
化学电池是将化学能变成电能的装置。 化学电池的主要部分是电解质溶液和浸在溶液中
的正极和负极，使用时将两极用导线接通，就有电流产生，因而获得电能。
87
1．一次电池和二次电池
一次电池的活性物质 (发生氧化还原反应的物质 )消耗到一定程度，就不能使用了。一次
电池中电解质溶液制成胶状，不流动，也叫干电池。 例如， 普通锌锰电池和碱性锌锰电池等
都是干电池。
二次电池又称充电电池或蓄电池， 放电后可以再充电使活性物质获得再生。 这类电池可
以多次重复使用。
2．碱性锌锰电池简介
(1)构造
碱性锌锰电池构造的概况如图
(2)工作原理 (化学反应 )
负极： Zn＋2OH －－2e－
===Zn(OH) 2
正极： 2MnO 2＋2H 2O＋2e－
===2MnOOH氢氧化氧锰 ＋ 2OH －
3．铅蓄电池
(1)构造
铅蓄电池由两组栅状板交替排列而成，正极板上覆盖有 PbO2，负极板上覆盖有 Pb，电
解质溶液是 H 2SO4 溶液，如右图所示。
(2)铅蓄电池放电和充电时的反应原理。
①放电电极的反应
负极： Pb(s)＋SO2－
4 (aq)－2e－===PbSO4(s)(氧化反应 )
正极： PbO2(s)＋4H＋
(aq)＋SO2－
4 (aq)＋2e－
===PbSO4(s)＋2H 2O(l)( 还原反应 )
②充电电极反应
阴极： PbSO4(s)＋2e－
===Pb(s)＋SO2－
4 (aq)(还原反应 )
阳极： PbSO4(s)＋2H 2O(l) －2e－
===PbO2(s)＋4H ＋
(aq)＋ SO2－
4 (aq)(氧化反应 )
③充电、放电总反应
Pb(s)＋PbO2(s)＋2H2SO4(aq) 2PbSO4(s)＋2H 2O(l)
特别提示
①电化学上常把发生氧化反应的电极叫做阳极，发生还原反应的电极叫做阴极。
②铅蓄电池充电时， 铅板 (铅蓄电池负极 )与直流电源负极相连， 二氧化铅板 (铅蓄电池正
极 )与直流电源正极相连，在电解过程中，上述电极反应都逆向进行，其充电示意图如图所
示。
88
4．氢氧燃料电池
(1)氢氧燃料电池的构造
如下图所示，以 H2 为燃料， O2 为氧化剂，铂作电极，使用酸性或碱性电解质，在负极
室通入 H2，在正极室通入 O2，即组成氢氧燃料电池。
氢氧燃料电池工作原理
(2)氢氧燃料电池的反应原理
电解质
溶液
电极
名称 发生反应 电极反应 总反应
稀硫酸
负极 氧化反应 H 2－2e－
===2H＋
H2＋1
2O2===H2O
正极 还原反应 1
2O2＋2H ＋＋2e－
===H 2O
NaOH
溶液
负极 氧化反应 H2－2e－＋2OH －
===2H2O
正极 还原反应 1
2O2＋2e－
＋ H2O===2OH
－
(3)氢氧燃料电池的特点
①在工作时不断从外界输入氧化剂和还原剂， 同时将电极反应产物不断排出电池， 使电
池连续不断地提供电能；
②能量转化率很高，可持续使用；
③产物不污染环境。
(4)常见燃料电池的比较
名称 电解
质 电极反应 (正极通 O2) 总反应
甲烷
燃料
电池
KO
H
正极： 2O2＋ 4H2O＋8e－
===8OH －
负极： CH 4＋10OH －－8e－
===CO2－
3 ＋7H 2O
CH4＋ 2O2＋
2KOH===K 2CO3＋3H2O
甲醇
燃料
电池
KO
H
正极： 3O2＋6H 2O＋12e－
===12OH －
负极： 2CH 3OH＋16OH －－12e－
===2CO2－
3 ＋12H2O
2CH 3OH ＋3O2＋
4KOH===2K 2CO3＋6H 2O
氢燃
料电
池
KO
H
正极： O2＋2H2O＋4e－
===4OH －
负极： 2H 2＋4OH －＋4e－
===4H2O 2H 2＋O2===2H 2O
(5)有机燃料电池电极反应式书写注意事项
电池的负极一定是可燃物， 有机燃料中各元素的化合价变化遵循一般化合价规则， 燃料
失电子发生氧化反应，电池的正极多为氧气或空气，得电子， 发生还原反应， 特别注意电解
89
质溶液酸碱性不同的区别。可根据电荷守恒来配平电极反应式。
例如：甲烷在碱性介质 (KOH 溶液 )中燃烧电池负极反应式的书写方法：
第一步：确定生成物。
甲烷燃烧生成 CO2 和 H2O，而 CO2 与 KOH 溶液反应生成 K 2CO3 和 H2O，故生成物为
CO2－
3 和 H2O。
第二步：确定价态的变化及转移电子数。
甲烷 (CH 4)中碳元素的化合价为－ 4，CO2－
3 中碳元素的化合价为＋ 4，故 1 mol 甲烷完全
反应失去 8 mol 电子。
第三步：列出表达式。
CH4＋ OH－ －8e－―→ CO2－
3 ＋ H2O
第四步：确定电极反应式中各物质的化学计量数。
由碳原子守恒确定 CO2－
3 的化学计量数为 1，由电荷守恒确定 OH －的化学计量数为 10(注：
失去 8 个电子相当于带 8 个单位正电荷 )，再由氢原子守恒确定 H 2O 的化学计量数为 7。
故负极反应式为 CH4＋10OH －－ 8e－
===CO2－
3 ＋7H 2O
知识点二 化学电源电极反应式的书写
1．根据装置书写电极反应式
首先判断该电池所依据的化学反应，从而确定两个半反应即电极反应。
(1)先分析装置图，确定原电池的正负极上的反应物质。
(2)书写电极反应式
(3)正负电极反应式相加得到电池反应的总反应方程式。
2．给出总反应式，写电极反应式
各类电极反应式的一般书写步骤为①列出物质，标电子的得失；②选离子， 配电荷；③
配个数，巧用水；④两式加，验总式。
以 2H2＋O2===2H2O 为例，当电解质溶液为 KOH 溶液时的负极反应式的书写步骤：
(1)根据总反应方程式列出总式两边化合价升高的有关物质为 H 2，转移电子数为 4e－：
2H 2－4e－
===4H ＋。
(2)根据电解质溶液的酸碱性， 用 H＋或 OH －或其他离子配平， 使两边电荷总数相等。 2H 2
－4e－＋4OH －
===4H 2O
注意：电子带负电荷；在碱性溶液中，电极反应式不出现 H＋ 。
90
(3)利用元素守恒验证，即得 2H2－4e－
＋ 4OH －
===4H 2O。
3．可充电电池电极反应式的书写
在书写可充电电池电极反应式时，由于电极都参加反应，且正方向、逆方向都能反应，
所以要明确电池和电极， 放电为原电池， 充电为电解池； 原电池的负极与电解池的阳极发生
氧化反应， 对应元素的化合价升高； 原电池的正极与电解池的阴极发生还原反应， 对应元素
的化合价降低。
4．给出电极反应式书写总反应方程式
根据给出的两个电极反应式， 写出总反应方程式时， 首先要使两个电极反应式的得失电
子相等后将两式相加， 消去反应物和生成物中相同的物质即可。 注意若反应式同侧出现不能
共存的离子，如 H＋
和 OH －
、Pb2＋
和 SO2－
4 ，要写成反应后的物质，如 H 2O、PbSO4。
特别提示
书写电极反应式要遵循的三原则
①原电池两电极上分别发生氧化反应和还原反应， 因此电极反应式的书写要遵循三个守
恒：质量守恒、电子守恒及电荷守恒。
②弱电解质、气体和难溶物均写成化学式，其余的用离子符号表示。
③正极反应产物、 负极反应产物根据题意或化学方程式确定， 也要注意电解质溶液的成
分对电极产物的影响。
新视点 ·名师讲座
原电池的有关计算
与原电池有关的计算常将原电池原理、 物质的量、 物理电学等知识联系起来， 是理综试
题的结合点，也是考试命题的热点。
1．电化学计算的核心 —— 守恒法
电化学的本质是氧化还原反应， 在氧化还原反应中得失电子守恒， 故守恒思想贯穿电化
学的始终，利用它能够简化解题过程，从而快速准确地解答题目。
2．常用到的物理电学公式
(1)欧姆定律： I＝U
R
(2)功率公式： P＝ UI
(3)电功公式： Q＝W＝Pt＝UIt ＝
U2t
R ＝I 2
Rt
第三节 电解池
知识点一 电解原理
1．实验探究电解原理 —— 实验 4－2 电解 CuCl 2溶液
91
(1)实验步骤
按右图所示组装实验装置，然后把湿润的 KI 淀粉试纸放在阳极附近。接通直流电源，
观察 U 形管内的现象和试纸颜色的变化。
(2)实验现象
阴极石墨棒上逐渐覆盖了一层红色固体， 阳极石墨棒上有气泡产生， 同时看到湿润的碘
化钾淀粉试纸变成蓝色。
(3)实验结论
在通直流电的条件下，溶液里的 CuCl 2 发生了反应： CuCl 2=====
电解
Cu＋Cl 2↑， Cu2＋在阴
极上得到电子生成 Cu，Cl－
在阳极上失去电子析出 Cl 2。
(4)原理分析
CuCl 2 在溶液中电离为自由移动的 Cu2 ＋
和 Cl －
。通电时，在电极的作用下， Cl －
移向阳
极发生氧化反应生成 Cl 2，Cu2＋移向阴极发生还原反应。
阳极反应： 2Cl －
－2e－
===Cl 2↑(氧化反应 )
阴极反应： Cu2＋＋2e－===Cu(还原反应 )
总反应： CuCl 2电解 ,Cu＋Cl 2↑
Cu2＋＋2Cl －电解 ,Cu＋Cl 2↑
2．电解的定义
使电流通过电解质溶液而在阴、 阳两极引起氧化还原反应的过程叫做电解。 电解时使用
的电离必须是直流电。在电解过程中，电能转化成化学能。
3．电解池
(1)电解池的定义
将电能转化为化学能的装置叫做电解池，电解池又叫做电解槽。
(2)电解池的构造
①直流电源；②两个固体电极；③电解质溶液或熔融电解质；④形成闭合回路。
(3)电极及电极反应
阳极 阴极
与电源电极的连接 正极 负极
得失电子 失去电子 得到电子
反应类型 氧化反应 还原反应
电极反应式 (举例 ) 2Cl －
－2e－
===Cl 2↑ Cu2＋
＋2e－
===Cu
(4)电解池工作原理
通电时电子从电源的负极出发， 流向电解池的阴极， 在该电极上， 阳离子获得电子发生
还原反应； 与此同时， 阴离子在阳极上失去电子发生氧化反应， 失去的电子再从电解池的阳
极流向电源的正极，从而在两部分导体中形成闭合回路。
92
由上述分析可知： 电解质溶液的导电过程必须有阴阳离子参加反应， 电解质溶液的导电过程
就是电解质溶液的电解过程。
(5)电解池与原电池比较
电解池 原电池
原理 电能转化为化学能 化学能转化为电能
构成 阴极、阳极、电解质溶液、电源 正极、负极、电解质溶液、盐桥
电极反应 阳极发生氧化反应
阴极发生还原反应
负极发生氧化反应
正极发生还原反应
反应是否自发 非自发的氧化还原反应 自发的氧化还原反应
4.电解时阴、阳两极物质的放电顺序
(1)阳极物质的放电顺序
①首先要看电极材料；
②如果阳极材料是活性电极 (金属活动性顺序中银以前的金属，包括银 )，则电解时电极
材料失电子，电极不断消耗。溶液中的阴离子不能失电子。
③如果是惰性电极 (如 Pt、Au、石墨等 )，应根据溶液中阴离子的放电 (失电子 )顺序加以
判断。阴离子的放电顺序为 S2－
>I －
>Br －
>Cl －
>OH －
>含氧酸根离子 (SO2－
4 、NO －
3 等)>F －。
即：活性阳极 (金属 )>无氧酸根离子 >OH －>含氧酸根离子 >F －。
(2)阴极物质的放电顺序
阴极物质的放电顺序与电极材料无关，直接根据溶液中阳离子的放电 (得电子 )顺序进行
判断。 阳离子的放电顺序为 Ag ＋
>Hg 2 ＋
>Fe3＋
>Cu2＋
>H ＋
(H ＋浓度较大时， 由酸提供 )>Pb2＋
>Sn2
＋
>Fe2＋
>Zn 2＋
>H ＋
(H＋浓度较小时， 由水电离提供 )>Al 3＋
>Mg 2＋
>Na ＋
>Ca2＋
>K ＋，即在水溶液中，
活泼金属的阳离子 (K ＋、Ca2＋、Na＋ 、Mg2 ＋、Al 3＋等)不可能放电析出金属。
特别提示
①离子放电顺序还与离子浓度有关。 如果离子浓度相差悬殊的情况下， 离子浓度大的有
可能先放电。 H＋的放电能力大于 Fe2＋ 、Zn2 ＋，但在电解浓度大的硫酸亚铁或硫酸锌溶液时，
由于溶液中 c(Fe2 ＋
)或 c(Zn 2＋
)? c(H＋
)，则先在阴极上放电的是 Fe2＋或 Zn 2＋。因此，阴极上
的主要产物则为 Fe 和 Zn ，工业上镀锌就是利用这个原理。
②最常用、最重要的放电顺序是：
阳极： M( 金属电极 )>Cl －
>OH －，阴极： Ag ＋
>Cu 2＋
>H ＋。
③最常见的电极产物：阳极有 M n＋、Cl 2、O2；阴极有 Ag 、Cu、H 2。
5．用惰性电极电解电解质溶液的一般规律
93
知识点二 电解原理的应用 (重难点 )
1．电解饱和食盐水制烧碱、氯气和氢气
实验步骤： 按右图所示组装实验装置。接通直流电源，观察碳棒、 铁钉及食盐水中的现
象。
实验现象：碳棒上生成黄绿色气铁，铁钉上生成无色气体，铁钉周围的溶液变为红色。
实验结论：用碳棒作阳极、铁钉作阴极、电解饱和食盐水，生成 Cl 2、 H2 和 NaOH 。
原理分析
食盐水中 NaCl 和 H2O 发生电离：
NaCl===Na ＋＋Cl －
H2O H＋＋ OH －
在食盐溶液中存在着 Na＋、Cl －、H ＋、OH－ 四种离子，其中放电能力 H＋
>Na＋，Cl －
>OH
－，通电时发生反应：
阳极： 2Cl －－2e－===Cl 2↑ (阳极上生成 Cl 2)
阴极： 2H ＋＋2e－
===H2↑(阴极上生成 H 2)
在电解池的阴极区， H＋放电，浓度减小，电离平衡 H2O H＋＋OH －正向移动， OH －
94
浓度增大，同时 Na＋
受阴离子负电性的吸引而移向阴极区， Na＋
与 OH －
组成了 NaOH 。
电解饱和食盐水的总反应为：
2Cl － ＋2H2O 电解 ,2OH－＋H 2↑＋ Cl 2↑
特别提示
①食盐溶液被电解的产物与阳极材料、食盐浓度等有关。以惰性电极电解饱和食盐水，
生成 NaOH 、Cl 2 和 H 2。烧碱 (NaOH) 、氯气是重要的化工原料，产量很大。习惯上把电解饱
和食盐水的工业生产叫做氯碱工业。
②工业上电解饱和食盐水的主要装置叫做电解槽。
2．电镀
(1)电镀的含义
电镀是应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属合金的方法。
(2)电镀的目的
电镀的主要目的是使金属增强抗腐蚀能力，增加美观和表面硬度。
(3)电镀原理
电镀时， 一般都是用含有镀层金属离子的溶液作电镀液； 把待镀金属制品浸入电镀液， 作为
阴极； 用镀层金属作为阳极。接通低压直流电，阳极金属溶解在溶液中成为阳离子，移向阴
极。这些离子在阴极获得电子被还原成金属，覆盖在需要电镀的金属制品上。
电镀铜实验装置
特别提示
①在电镀槽中， 可以用镀层金属做阳极， 利用阳极镀层金属， 也可以用惰性电极材料做
阳极，镀层电镀液提供。
②对电镀特点的巧记： “一多、一少、一不变 ”。“一多 ”指阴极上有镀层金属沉积， “ 一
少” 指阳极上有镀层金属溶解。 “ 一不变 ”指电解液浓度不变。
3．电解精炼铜
(1)电解精炼铜装置
(2)电解精炼铜原理
①电极反应：
阳极 (粗铜 )：Cu－ 2e－
===Cu2＋
阴极 (纯铜 )：Cu2＋＋ 2e－===Cu
②粗铜中往往含有 Zn、Fe、Ni 、Ag 、Au 等多种杂质，当含杂质的铜在阳极不断溶解
95
时，位于金属活动性顺序表铜以前的金属杂质如 Zn、Fe、Ni 等，也会同时失去电子，但是
它们的阳离子放电能力比铜离子弱， 所以它们并不在阴极获得电子析出， 而是留在电解液里。
而位于金属活动性顺序表铜之后的 Ag、Au 等杂质， 因为放电能力比铜弱， 难以在阳极失去
电子变成阳离子而溶解， 当阳极上的铜失去电子变成离子溶解之后， 它们以金属单质的形式
沉积在电解槽底部，形成阳极泥 (阳极泥可作为提炼 Ag 、Au 等贵重金属的原料 )。
特别提示
阳极上溶解的铜与阴极上析出的铜的质量是不相等的，电解质溶液中 c(Cu2＋)有所减小，且
引入 Zn2＋、Fe2 ＋、 Ni 2＋等杂质，需要定时除去杂质。
4．电冶金
冶炼金属就是使矿石中的金属离子获得电子， 从它们的化合物中还原出来， 反应通式为
M n＋＋ne－
===M，由于电解是最强有力的氧化还原手段，所以电解法是冶炼金属的一种重要
的方法。对于冶炼像钠、钙、镁、铝这样的活泼金属，电解法几乎是唯一可行的工业方法。
(1)电解熔融的 NaCl 制取单质 Na：
阳极： 2Cl －－2e－
===Cl 2↑
阴极： 2Na ＋＋2e－
===2Na
总反应： 2NaCl( 熔融 )电解 ,2Na＋ Cl 2↑
5．原电池、电解池和电镀池的比较
原电池 电解池 电镀池
定
义
将化学能转变成电
能的装置
将电能转变成化学能
的装置
应用电解原理在某些金
属表面镀上一层其他金
属的装置
装
置
举
例
形
成
条
件
①活动性不同的两
电极 (连接 )
②电解质溶液
③形成闭合回路
①两电极接直流电源
②两电极插入电解质
溶液 (或熔融电解质 )
中③形成闭合回路
①镀层金属接电源正极，
待镀金属接电源负极
②电镀液必须含有镀层
金属的离子
电
极
名
称
负极：较活泼金属；
正极：较不活泼金属
(或能导电的非金
属)(由电极本身性质
决定 )
阳极：与电源正极相
连的极；阴极：与电
源负极相连的极 (由
外加电源决定 )
名称同电解池， 但有限制
条件： 阳极必须是镀层金
属；阴极是镀件 (由外加
电源决定 )
96
电
极
反
应
负极：氧化反应，金
属失电子或氢气失
电子；正极：还原反
应，溶液中的阳离子
得电子或氧气得电
子
阳极：氧化反应，溶
液中的阴离子失电子
或电极金属失电子；
阴极：还原反应，溶
液中的阳离子得电子
阳极：金属电极失电子；
阴极： 电镀液中的阳离子
得电子
电
子
流
向
负极导线正极 电源负极导线阴极
电源正极导线阳极 同电解池
①同一原电池的正、负极的电极反应中得、失电子数相等
②同一电解池的阴、阳极的电极反应中得、失电子数相等
③串联电路中的各个电极反应得或失电子数相等。上述三种情况下，在计算电
解产物的量时，应按得、失电子数相等计算
知识点三 电化学计算的基本方法
原电池和电解池的计算包括两极产物的定量计算、溶液组成和浓度的计算、溶液 pH 的
计算、相对原子质量和阿伏加德罗常数的计算、 根据电量求产物的量与根据产物的量求电量
等计算。
不论哪类计算，均可概括为下列三种方法：
特别提示
要想正确解答电解中的有关计算，还应注意以下几点：
(1)正确书写出电极反应式。
(2)当多种离子共存时，要根据氧化性、还原性强弱判断离子放电的先后顺序。
(3)计算的原则
①阳极失去的电子数＝阴极得到的电子数。
②串联电路中通过电解池的电子总数相等。
③电源输出的电子总数和电解池中转移的电子总数相等。
长话短说 ·重点记忆
1．熟记两个概念
(1)电解：使电流通过电解质溶液而在阴、阳两极引起氧化还原反应的过程。
(2)电解池：把电能转变为化学能的装置。
2．掌握电解池组成 “ 三条件 ”
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(1)外接电源； (2)电解质溶液； (3)闭合回路。
3．牢记电解过程中两极的放电顺序
(1)阳极 (惰性电极 )：S2－
>I －
>Br －
>Cl －
>OH －
>含氧酸根 >F－。
(2)阴极： Ag ＋
>Hg 2 ＋
>Fe3＋
>Cu2＋
>H ＋
(H ＋浓度较大时 )>Pb 2＋
>Sn2＋
>Fe2＋
>Zn 2＋
>H ＋
(H ＋浓度较小
时 )>Al 3＋ >Mg 2＋>Na＋>Ca2＋>K ＋。
4．理解电解池阴、阳极 “四特点 ”
阳极：外接直流电源正极 —— 流出电子 —— 发生氧化反应 —— 阴离子移向
阴极：外接直流电源负极 —— 流入电子 —— 发生还原反应 —— 阳离子移向
新视点 ·名师讲座
易错案例剖析
1．没有考虑电解产物与溶液的反应
电解过程中对溶液 pH 的判断必须考虑电解产物与溶液的反应，否则易得出错误结论。
2．忽视离子的放电顺序
在计算电极产物质量时，忽视了离子的放电顺序，而导致分析结果错误。
3．忽视对电解整个过程的分析
(1)对电解的整个过程分析不到位，只考虑了电解的初始阶段而忽视了后期阶段； (2) 不
能根据串联电路中阴、阳两极转移的电子数相等进行计算。
第四节 金属的电化学腐蚀与防护
知识点一 金属电化学腐蚀
1．金属的腐蚀及其分类
金属或合金与周围的气体或液体物质发生氧化还原反应而引起损耗的现象叫做金属腐
蚀。
金属或合金与接触到的干燥气体 (如 O2、Cl 2、SO2 等)或非电解质液体 (如石油 )等直接发
生反应而引起的腐蚀，叫做化学腐蚀。
金属或合金通过原电池反应而引起的腐蚀，叫做电化学腐蚀。
金属腐蚀的危害：①金属被腐蚀后， 在外形、 色泽以及机械性能方面就会发生变化，从
而使机器设备、仪器、仪表的精度和灵敏度降低，直至报废。②金属腐蚀还会使桥梁、建筑
物的金属构架强度降低而造成坍塌，地下金属管道发生泄漏，轮船船体损坏等。
2．钢铁的电化学腐蚀
(1)析氢腐蚀
当钢铁表面的水膜酸性较强时， 钢铁、 少量的碳和酸性水膜构成了原电池， 如下图所示。
反应如下：
负极 (Fe)：Fe－2e－
===Fe2＋
(氧化反应 )
正极 (C)：2H ＋＋2e－
===H 2↑(还原反应 )
总反应： Fe＋ 2H＋
===Fe2＋＋H 2↑
(2)吸氧腐蚀
当钢铁表面的水膜酸性很弱或呈中性， 但溶有一定量的氧气时， 钢铁发生吸氧腐蚀， 如
下图所示。反应如下：
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负极 (Fe)：2Fe－4e－===2Fe2＋(氧化反应 )
正极 (C)：2H 2O＋O2＋4e－
===4OH－
(还原反应 )
总反应： 2Fe＋O2＋2H 2O===2Fe(OH) 2
(3)实验 4－3 铁钉发生的吸氧腐蚀
[实验步骤 ]将经过酸洗除锈的铁钉，用饱和食盐水浸泡一下，放入下图所示的具支试管
中。几分钟后，观察导管中水柱的变化，思考引起变化的原因。
[实验现象 ]导管中水柱上升，铁钉表面生锈。
[实验分析 ]装置中 Fe－C－饱和食盐水一起构成了原电池， Fe 作负极，碳作正极，由于
NaCl 溶液呈中性，故电极反应如下：
负极： 2Fe－4e－
===2Fe2＋
正极： O2＋2H 2O＋4e－
===4OH－
总反应方程式： 2Fe＋ O2＋2H2O===2Fe(OH) 2
Fe(OH) 2 被空气中的氧气氧化：
4Fe(OH) 2＋O2＋2H 2O===4Fe(OH) 3
Fe(OH) 3 脱去一部分水生成铁锈：
2Fe(OH) 3===Fe2O3·xH 2O＋(3－x)H 2O
(4)化学腐蚀与电化学腐蚀的比较
类型 化学腐蚀 电化学腐蚀
条件 金属接触到腐蚀性物
质，如氯气等
不纯的金属或合金接触到电解质
溶液
区别
(有无电流产生 )
无电流产生 有微弱电流产生
本质 金属失去电子被氧化 较活泼金属失去电子被氧化
联系 化学腐蚀和电化学腐蚀往往同时发生， 但电化学腐蚀更为普
遍，危害更严重，吸氧腐蚀比析氢腐蚀更普遍。
反应式 2Fe＋3Cl2===2FeCl3
负极： Fe－2e－===Fe2＋
正极：吸氧腐蚀
2H 2O＋O2＋
4e－
===4OH －
正极： 析氢腐
蚀
2H ＋＋2e－
===H2↑
3.判断金属腐蚀快慢的规律
(1)电解原理引起的腐蚀 >原电池原理引起的腐蚀 >化学腐蚀 >有防护措施的腐蚀 (原电池
原理的防护 >电解原理的防护 )。
(2)对同一种金属来说，腐蚀的快慢：强电解质溶液 >弱电解质溶液 >非电解质溶液
(3)活泼性不同的两金属，活泼性差别越大，活泼性强的金属腐蚀越快。
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(4)对同一种电解质溶液来说，电解质溶液浓度越大，腐蚀越快。
4．析氢腐蚀和吸氧腐蚀
(1)由于在通常情况下，金属表面不会遇到酸性较强的溶液，所以吸氧腐蚀是金属腐蚀
的主要形式。
(2)电化学腐蚀中吸氧腐蚀比析氢腐蚀更普遍，在金属活动顺序表中位于氢前面和氢之后的
金属都能发生吸氧腐蚀，但只有在金属活动顺序表中位于氢前面的金属才可能发生析氢腐
蚀。
知识点二 金属的电化学防护
教材解读
1．金属的防护原理
金属防护
防止化学腐蚀：增加保护涂层
防止
电化学
腐蚀
①置于干燥环境中
②提高金属纯度
③原电池原理防护：牺牲阳极的阴极保护法
④电解池原理防护：外加电流的阴极保护法
综合防护：改变内部结构，掺加特殊元素
2．金属的电化学防护
(1)牺牲阳极的阴极保护法。
浸于海水中的钢闸门，铁易发生电化学腐蚀。当在
钢门上装上锌块以后，则构成了锌为负极 (阳极 )、铁为
正极 (阴极 )的原电池 (如下图 )，外加的锌块被腐蚀， 钢闸
门被防护。 像这样的金属保护方法叫做牺牲阳极的阴极
保护法。
科学探究 用实验验证牺牲阳极的阴极保护法
实验步骤： 按下图连接好装置， 观察电压表和 Fe 电极上有什么现象发生？往 Fe 电极区
滴入 2 滴黄色 K 3[Fe(CN) 6]( 铁氰化钾 )溶液， 观察烧杯内溶液颜色有无变化。
①原理：应用原电池原理；
②要求：被保护金属作正极，
另一活泼性较强的金属作负极；
③实例：
负极： Zn－2e－
===Zn2＋ 正极： 2H＋＋2e－
===H2↑
铁作正极被保护。
Fe2＋与 [Fe(CN) 6] 3－反应生成带有特征蓝色的铁氰化亚铁沉淀：
3Fe2 ＋＋2[Fe(CN) 6] 3－
===Fe3[Fe(CN) 6] 2↓
(2)外加电流的阴极保护法
如下图所示，用导线将浸于海水中的钢闸门和外部的惰性电极 (辅助阳极 )分别连接于直
流电源的负极、 正极接通电源， 则构成了钢闸门为阴极、 惰性电极为阳极的电池， 钢闸门被
保护。像这样的金属保护方法叫做外加电流阴极保护法。
①原理：应用电解池原理；
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②要求： 将被保护金属与电源的负极相连， 作电解池的阴极， 在外加直流电源的前提下
使阴极得到保护。
3．金属防护的其他方法
除了电化学防腐蚀外，金属防腐蚀的方法还有很多种。例如把金属制成防腐蚀的合金，
如不锈钢，就是有效的方法。还可以采用喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面钝化等其他方
法使金属与空气、水等物质隔离，以防止金属腐蚀。
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巧解电解计算题
常考的题型
(1)电子守恒在电解计算中的应用。 (2)计算电解后溶液中的离子浓度。
(3)计算电解质溶液的 pH。 (4)计算电解后析出的固体质量。
(5)串联电路中的物质关系。
