高考化学一轮化学反应速率与水溶液Word文档格式.docx
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1．内因
反应物本身的性质是主要因素。
如相同条件下Mg、Al与稀盐酸反应的速率大小关系为Mg>
Al。
2．外因（其他条件不变，只改变一个条件）
1．判断正误（正确的打“√”，错误的打“×
”）。
（1）对于反应：
2H2O2===2H2O＋O2↑，加入MnO2或降低温度都能加快O2的生成速率（）
（2）催化剂不能参与化学反应，但可以改变平衡移动（）
（3）（（5）两试管各加入5mL0.1mol·
L－1Na2S2O3溶液，同时分别滴入55mL0.1mol·
L－1硫酸和盐酸，两只试管同时变浑浊（）
（4）100mL2mol·
L－1的盐酸跟锌片反应，加入适量的氯化钠溶液，反应速率不变（）
（5）升高温度可使吸热反应的反应速率增大，使放热反应的反应速率也增大（）
2．按要求填空。
（1）形状大小相同的铁块、铝块分别与等浓度的盐酸反应生成氢气的速率：
铁________铝。
（2）对于Fe＋2HCl===FeCl2＋H2↑，改变下列条件对生成氢气的速率有何影响？
（填“增大”“减小”或“不变”）
①升高温度：
________；
②增大盐酸浓度：
③增大铁的质量：
④增加盐酸体积：
⑤把铁片改成铁粉：
⑥滴入几滴CuSO4溶液：
1．下列说法正确的是（ ）
A．（2014·
安徽高考）因为反应物浓度越大，反应速率越快，所以常温下，相同的铝片中分别加入足量的浓、稀硝酸，浓硝酸中铝片先溶解完
B．（2014·
天津高考）增大反应物浓度可加快反应速率，因此用浓硫酸与铁反应能增大生成H2的速率
C．（2012·
江苏高考）N2（g）＋3H2（g）2NH3（g） ΔH<
0，其他条件不变时升高温度，反应速率v（H2）和H2的转化率均增大
D．（2011·
江苏高考）对于反应2H2O2===2H2O＋O2↑，加入MnO2或升高温度都能加快O2的生成速率
[知能存储]
1．气体反应体系中充入“惰性气体”（不参加反应）时对反应速率的影响结果
（1）恒温恒容：
充入“惰性气体”―→总压增大―→物质浓度不变（活化分子浓度不变）―→反应速率不变。
（2）恒温恒压：
充入“惰性气体”―→体积增大―→物质浓度减小（活化分子浓度减小）―→反应速率减小。
2．外界条件对反应速率的影响结果
（1）温度
①正反应是放热反应：
升高温度，v（正）、v（逆）均增大；
但v（逆）增大的幅度更大。
②正反应是吸热反应：
但v（正）增大的幅度更大。
（2）压强
①正反应是气体物质的量减小的反应：
增大压强，v（正）、v（逆）均增大，但v（正）增大的幅度更大。
②正反应是气体物质的量增大的反应：
增大压强，v（正）、v（逆）均增大，但v（逆）增大的幅度更大。
③反应是反应前后气体物质的量不变的反应：
增大压强，v（正）、v（逆）同等程度的增大。
（3）催化剂
使用催化剂，v（正）、v（逆）同等程度的增大。
利用“断点”突破化学反应速率图像（vt图）
1.对于反应2SO2（g）＋O2（g）2SO3（g） ΔH<
0已达平衡，如果其他条件不变时，分别改变下列条件，对化学反应速率和化学平衡产生影响，下列条件与图像不相符的是（O～t1：
v正＝v逆；
t1时改变条件，t2时重新建立平衡）（ ）
常见含“断点”的速率变化图像分析
图像
t1时刻所改变的条件
温度
升高
降低
适合正反应为放热的反应
适合正反应为吸热的反应
压强
增大
减小
适合正反应为气体物质的量增大的反应
适合正反应为气体物质的量减小的反应
考点一
[记牢主干知识]
1．强、弱电解质
（1）概念
（2）电离方程式的书写
①弱电解质
a．多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3电离方程式：
H2CO3H＋＋
，HCO
H＋＋
。
b．多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe（OH）3电离方程式：
Fe（OH）3Fe3＋＋3OH－。
②酸式盐
a．强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4电离方程式：
NaHSO4===Na＋＋H＋＋
b．弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCO3电离方程式：
NaHCO3===Na＋＋HCO
（3）影响电离平衡的外界条件
①温度：
升高温度，电离平衡向右移动，电离程度增大。
②浓度：
稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
③相同离子：
加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。
④加入能与离子反应的物质：
电离平衡向右移动，电离程度增大。
（1）HClO是弱酸，所以NaClO是弱电解质（）
（2）弱电解质溶液中存在溶质分子，而强电解质溶液中不存在溶质分子（）
（3）AgCl的水溶液不导电，而CH3COOH的水溶液能导电，故AgCl是弱电解质，CH3COOH是强电解质（）
（4）由0.1mol·
L－1氨水的pH为11，可知溶液中存在NH3·
H2ONH
＋OH－（）
（5）为确定某酸H2A是强酸还是弱酸，可测NaHA溶液的pH。
若pH>
7，则H2A是弱酸；
若pH<
7，则H2A是强酸（）
（6）弱电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度一定相等（）
题点
（一） 电离平衡的特点
2．下列说法正确的是（ ）
A．（2015·
全国卷Ⅰ）2L0.5mol·
L－1的亚硫酸溶液中含有的H＋离子数为2NA
B．（2013·
江苏高考）CH3COOH溶液加水稀释后，溶液中
的值减小
重庆高考）稀醋酸加水稀释，醋酸电离程度增大，溶液的pH减小
D．（2012·
浙江高考）常温下，将pH＝3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后，溶液的pH＝4
题点
（二） 影响电离平衡的因素
3．H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。
若向H2S溶液中（ ）
A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大
C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小
D．加入少量硫酸铜固体（忽略体积变化），溶液中所有离子浓度都减小
平衡移动引起结果变化的判断方法
电离平衡属于动态平衡，当外界条件改变时，弱电解质的电离平衡会发生移动，平衡移动遵循勒夏特列原理。
实例（稀溶液）
CH3COOHH＋＋CH3COO－ ΔH>
改变条件
平衡移动方向
n（H＋）
c（H＋）
导电能力
Ka
加水稀释
→
减弱
不变
加入少量冰醋酸
增强
通入HCl（g）
←
加入NaOH（s）
加入镁粉
升高温度
考点二
1．表达式
（1）一元弱酸HA的电离常数：
根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝
（2）一元弱碱BOH的电离常数：
根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝
2．意义：
相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。
3．特点：
电离常数只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是吸热的，故温度升高，K增大。
多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。
电离常数的影响因素及其应用
1．下列关于电离常数的说法正确的是（ ）
A．电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大
B．CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝
C．电离常数只受温度影响，与浓度无关
D．向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小
2．相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是（ ）
酸
HX
HY
HZ
电离常数K
9×
10－7
10－6
1×
10－2
A．三种酸的强弱关系：
HX＞HY＞HZ
B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生
C．相同温度下，0.1mol·
L－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大
D．相同温度下，1mol·
L－1HX溶液的电离常数大于0.1mol·
L－1HX
电离常数的4大应用
（1）判断弱酸（或弱碱）的相对强弱，电离常数越大，酸性（或碱性）越强。
（2）判断盐溶液的酸性（或碱性）强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性（或酸性）越弱。
（3）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
（4）判断微粒浓度比值的变化。
弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，考题中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
如：
0.1mol·
L－1CH3COOH溶液中加水稀释，
＝
，加水稀释时，c（H＋）减小，K值不变，则
增大。
考点三
难点拉分型——讲细练全
1．相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较
比较项目
酸
pH
中和碱的能力
与足量Zn反应产生H2的量
开始与金属反应的速率
一元强酸
大
小
相同
一元弱酸
2．相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较
c（酸）
少
强弱电解质的比较及图像分析
（2016·
高考）25℃时，相同pH的两种一元弱酸HA与HB溶液分别加水稀释，溶液pH随溶液体积变化的曲线如图所示。
下列说法正确的是（ ）
A．同浓度的NaA与NaB溶液中，c（A－）小于c（B－）
B．a点溶液的导电性大于b点溶液
C．a点的c（HA）大于b点的c（HB）
D．HA的酸性强于HB
．以“弱酸的电离平衡常数”为载体串联弱电解质的相关知识
高考载体（2013·
上海高考T18）
部分弱酸的电离常数如下表：
弱酸
HCOOH
HCN
H2CO3
电离常数（25℃）
K＝1.77×
10－4
K＝4.9×
10－10
K1＝4.3×
K2＝5.6×
10－11
[知识串联设计]
（1）依据表格中三种酸的电离常数，判断三种酸酸性强弱的顺序为_________________。
（2）向NaCN溶液中通入CO2气体能否制得HCN？
________。
若能写出反应的化学方程式？
________________________________________________________。
（3）同浓度的HCOO－、HCO
、CO
、CN－结合H＋的能力由强到弱的顺序是_______。
1．水的电离
水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或简写为：
H2OH＋＋OH－。
25℃时，纯水中c（H＋）＝c（OH－）＝1×
10－7_mol·
L－1；
任何水溶液中，由水电离出的c（H＋）与c（OH－）都相等。
2．水的离子积常数
KW＝c（H＋）·
c（OH－）。
（1）室温下：
KW＝1×
10－14。
（2）影响因素：
只与温度有关，升高温度，KW增大。
（3）适用范围：
KW不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
（4）KW揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，KW不变。
3．影响水电离平衡的因素
（1）温度升高，促进水的电离，KW增大；
温度降低，抑制水的电离，KW减小。
（2）加入酸或碱抑制水的电离。
（3）加入可水解的盐，促进水的电离。
（4）加入能与水反应的活泼金属，促进水的电离。
4．外界条件对水的电离平衡的影响
电离平衡移动方向
KW
右移
加入酸或碱
左移
加能水解的盐或活泼金属
（1）纯水中c（H＋）随着温度的升高而降低（）
（2）25℃时，0.10mol·
L－1NaHCO3溶液加水稀释后，n（H＋）与n（OH－）的乘积变大（）
（3）在蒸馏水中滴加浓H2SO4，KW不变（）
（4）向水中加入少量硫酸氢钠固体，促进了水的电离，c（H＋）增大，KW不变（）
（5）向水中加入AlCl3溶液对水的电离不产生影响（）
（6）100℃的纯水中c（H＋）＝1×
10－6mol·
L－1，此时水呈酸性（）
外界条件对水的电离平衡的影响
1．（2016·
模拟）25℃时，水的电离达到平衡：
H2OH＋＋OH－ ΔH>
0，下列叙述正确的是（ ）
A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c（OH－）降低
B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c（H＋）增大，KW不变
C．向水中加入少量盐酸，平衡逆向移动，c（OH－）增大
D．将水加热，KW增大，pH不变，呈中性
水电离出的c（H＋）和c（OH－）的计算
韶关模拟）已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO
某温度下，向c（H＋）＝1×
10－6mol·
L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的c（H＋）＝1×
10－2mol·
L－1。
下列对该溶液的叙述不正确的是（ ）
A．该温度高于25℃
B．由水电离出来的H＋的浓度为1×
10－10mol·
L－1
C．加入NaHSO4晶体抑制水的电离
D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c（OH－）减小
水电离的c（H＋）或c（OH－）的计算技巧（25℃时）
（1）中性溶液：
c（H＋）＝c（OH－）＝1.0×
10－7mol·
（2）酸或碱抑制水的电离，水电离出的c（H＋）＝c（OH－）<
10－7mol·
L－1，当溶液中的c（H＋）<
L－1时就是水电离出的c（H＋）；
当溶液中的c（H＋）>
L－1时，就用10－14除以这个浓度即得到水电离的c（H＋）。
（3）可水解的盐促进水的电离，水电离的c（H＋）或c（OH－）均大于10－7mol·
若给出的c（H＋）>
L－1，即为水电离的c（H＋）；
若给出的c（H＋）<
L－1，就用10－14除以这个浓度即得水电离的c（OH－）。
考点二
1．溶液的酸碱性（25℃时）
溶液的酸碱性
c（H＋）与c（OH－）比较
c（H＋）大小
酸性溶液
c（H＋）>
c（OH－）
<
7
中性溶液
c（H＋）＝c（OH－）
c（H＋）＝1×
＝7
碱性溶液
c（H＋）<
>
2．溶液的pH及其测量
（1）定义式：
pH＝－lg_c（H＋）。
（2）溶液的酸碱性跟pH的关系：
室温下：
（3）pH试纸的适用范围：
0～14。
（4）pH试纸的使用
①方法：
把小片试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
②注意：
pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能会产生误差。
广泛pH试纸只能测出整数值。
混合溶液酸碱性的判断
海南）常温下，下列叙述不正确的是（ ）
A．c（H＋）>
c（OH－）的溶液一定显酸性
B．pH＝3的弱酸溶液与pH＝11的强碱溶液等体积混合后溶液呈酸性
C．pH＝5的硫酸溶液稀释到原来的500倍，稀释后c（SO
）与c（H＋）之比约为1∶10
D．中和10mL0.1mol·
L－1醋酸与100mL0.01mol·
L－1醋酸所需NaOH的物质的量不同
关于pH的计算
2．（2016·
模拟）将pH＝1的盐酸平均分成两份，一份加入适量水，另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液，pH都升高了1，则加入的水与NaOH溶液的体积比为（ ）
A．9 B．10C．11D．12
3．求下列常温条件下溶液的pH（已知lg1.3＝0.1，lg2＝0.3，混合溶液忽略体积的变化）。
（1）0.005mol·
L－1的H2SO4溶液。
（2）0.1mol·
L－1的CH3COOH溶液（已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×
10－5）。
（3）将pH＝8的NaOH与pH＝10的NaOH溶液等体积混合。
（4）常温下，将pH＝5的盐酸与pH＝9的NaOH溶液以体积比11∶9混合。
（5）将pH＝3的HCl与pH＝3的H2SO4等体积混合。
（6）0.001mol·
L－1的NaOH溶液。
混合溶液酸碱性的判断方法
1．等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液
——“谁强显谁性，同强显中性”
中和反应
反应后所得溶液的酸碱性
强酸与强碱
中性
强酸与弱碱
酸性
弱酸与强碱
碱性
2．室温下，已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合
（1）两强混合：
①若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH＝7。
②若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH＞7。
③若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH＜7。
（2）一强一弱混合——“谁弱显谁性”。
pH之和等于14时，一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性；
一元弱酸和一元强碱等体积混合呈酸性。
溶液pH的计算方法
1．总体原则
（1）若溶液为酸性，先求c（H＋）⇨再求pH＝－lgc（H＋）。
（2）若溶液为碱性，先求c（OH－）⇨再求c（H＋）＝KW/c（OH－）⇨最后求pH。
2．单一类的计算方法
（1）浓度为c的强酸（HnA）：
由c（H＋）＝nc可求pH。
（2）浓度为c的强碱[B（OH）n]：
由c（OH－）＝nc可推c（H＋）＝
⇨再求pH。
3．混合类的计算方法
（1）同性混合：
①若为酸的溶液混合，则先求c（H＋）混＝[c（H＋）1V1＋c（H＋）2V2]/（V1＋V2）⇨再求pH。
②若为碱的溶液混合，则先求c（OH－）混＝[c（OH－）1V1＋c（OH－）2V2]/（V1＋V2）⇨再求c（H＋）＝KW/c（OH－）混⇨最后求pH。
（2）异性混合：
①若酸过量，则先求c（H＋）过＝[c（H＋）酸V酸－c（OH－）碱V碱]/（V酸＋V碱）⇨再求pH。
②若碱过量，则先求c（OH－）过＝[c（OH－）碱V碱－c（H＋）酸V酸]/（V酸＋V碱）⇨再求c（H＋）＝KW/c（OH－）过⇨最后求pH。
1．实验原理
利用酸碱中和反应，用已知浓度酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的实验方法。
以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c（NaOH）＝
酸碱中和滴定的关键：
（1）准确测定标准液的体积。
（2）准确判断滴定终点。
2．实验用品
（1）仪器
酸式滴定管（如图A）、碱式滴定管（如图B）、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
（2）试剂
标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
（3）滴定管的使用
试剂性质
滴定管
原因
酸性、氧化性
酸式滴定管
氧化性物质易腐蚀橡胶管
碱式滴定管
碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开
3．实验操作（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例）
（1）滴定前的准备
（2）滴定
（3）终点判断
等到滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色，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
按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c（NaOH）＝
计算。
4．常用酸碱指示剂及变色范围
指示剂
变色范围的pH
石蕊
5.0红色
5.0～8.0紫色
8.0蓝色
甲基橙
3.1红色
3.1～4.4橙色
4.4黄色
酚酞
8.2无色
8.2～10.0粉红色
10.0红色
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