5.1 硫 二氧化硫 （Ⅰ）硫
一、硫的物性 黄色固体：溴化银，硫 1
、存在 游离态：S （S 2，S 4，S 6，S 8）
化合态： 金属硫化物：硫铁矿（黄铁矿）Fe +2S -1
2，黄铜矿CuFeS -2
2
硫酸盐：石膏CaSO 4·2H 2O ，芒硝Na 2SO 4·10H 2O 2、物性：不溶于水，易溶解于CS 2（用于分离），易变蒸汽 二、硫的化性
1、原子结构S +16 2 8 6
2、硫与金属反应
Fe + S Fe +2
S （黑色） + Q 对比：Fe + Cl 2 FeCl 3 氧化性（得电子能力） Cl ?S Cu + S Cu 2S （黑色）（硫化亚铜），Cu + Cl 2 CuCl 2 对比：2Cu + O 2 2CuO Hg + S HgS （处理散落在地上的汞的小液滴） 3、硫与非金属反应
① S + O 2 SO 2 （蓝紫色火焰） ② S + H 2 H 2S 三、硫的用途
①制硫酸：S → SO 2 → SO 3 → H 2SO 4 ②医药，农药
③橡胶（加硫——硫化）
④火药 黑火药：S + 2KNO 3 + 3C K 2S + 3CO 2↑+ N 2↑
（Ⅱ）硫化氢
一、结构：共价化合物 H —S —H （H H ） 二、物性：无色，臭鸡蛋气味，溶解1:2.6，有毒 三、化性
1、还原性——H 2S 还原性较强 所有的可燃性都是还原性 ①可以燃烧（H 2S （g ））
少量空气：2H 2S + O 2 2S + 2H 2O 过量空气：2H 2S + 3O 2 2SO 2 + 2H 2O ②H 2S （g ）+Cl 2（g ）→ S （S ）+ 2HCl （g ）
现象：集气瓶内壁有淡黄色固体颗粒生成，原本黄绿色逐渐褪色。H 2S 与Cl 2 不共存 ③2H 2S + SO 2 → 3S + 2H 2O （反歧化反应又称归中反应）
现象：ⅰ有淡黄色固体生成，ⅱ有小水珠生成 H 2S 与SO 2不共存
④H 2S + H 2SO 4 （浓）→ S ↓+SO 2↑+2H 2O 浓H 2SO 4可干燥N 2，O 2，H 2，CO 2，HCl ，Cl 2 不能用浓H 2SO 4 干燥H 2S 气体，可用CaCl 2 ⑤氢硫酸（H 2S ）在空气中放置会变浑浊
2H 2S + O 2 → H 2O + 2S ↓ S ?Cl 2 O 2?S
综上所述：H 2S 是强还原性，能与Fe 3+
，HNO 3，KMnO 4 等反应 2、酸性 H 2S ——ⅰ弱酸ⅱ二元酸
H 2SO 4 → 2H + + SO 42- H 2S H + + HS - H 2CO 3（CO 32-，HCO 3-） HS - H + + S 2- 酸根
练习：H 2S +2NaOH → 2H 2O + Na 2S H 2S + NaOH → H 2O + NaHS H 2S + CuSO 4 → CuS ↓+ H 2SO 4
注：CuS 溶解度特别小 作用：用CuSO 4（aq ）吸收H 2S
·· ··
S →对应2种盐
[类似] H2S + Pb(NO3)2→ PbS↓+ 2HNO3
H2S + Pb(Ac)2→ PbS↓+ 2HAc
Pb(Ac)2试纸检验H2S的存在
四、H2S的实验完制法
FeS（黑色块状） + H2SO4（稀）→ FeSO4 + H2S↑
发生：启普发生器（H2，CO2，H2S）
收集：向上排空气
尾气：NaOH/CuSO4吸收
五、氢硫酸的盐——金属硫化物
可溶于水：所有钾钠铵盐（K2S，Na2S，(NH4)2S）,MgS ,BaS
难溶于水可溶于强酸 FeS 黑色
难溶于强酸 CUS，PbS，Ag2S
（Ⅲ）二氧化硫
一、物性：无色，刺激性气味，易溶于水，1体积水可溶解40体积的二氧化硫
二、化性
1、酸性氧化性与CO2相似
SO2（酸酐）+H2O H2SO3
SO2 + Na2O → Na2SO3
SO2 + CaO → CaSO3
CO2(少)+ Ca(OH)2(过) → CaCO3↓+ H2O
2CO2(过)+ Ca(OH)2(少)→ Ca(HCO3)2
HS- HSO3-
H2S H2SO3
S2- SO32-
SO2 (H2SO3) + NaOH(少) → NaHSO3
SO2 + Ca(OH)2 (少) → Ca(HSO3)2
SO2 + Ca(OH)2 (足) → CaSO3↓+ 2H2O
2、氧化性
①SO2 + 2H2S → 3C + 2H2O
3、还原性
2SO2 + O2 2SO3（V2O5实验室使用催化剂）
催化剂参加反应！！！
纯净SO2，O2，几乎不反应
V2O5的作用：V2O5 + SO2→ V2O4 + SO3， 2V2O4 + O2→ 2V2O5
不能共存：H2S和SO2，H2S和Cl2，NH3和HCl
②SO2 + Cl2 + H2O → H2SO4 + 2HCl
1、生成两大强酸，
2、可将Cl2改为Br2，I2
其他：SO2有较强还原性能与许多强氧化剂反应
eg：HNO3，KMnO4等
4、漂白性（HClO，Na2O2，SO2，活性炭）
原理：SO2与有色物质化合生成不稳定的无色物质
思考：1、向溴水中通入SO2，溴水褪色，故SO2具有漂白性（ ）
注：SO2还原性的体现
2、新制氯水具有漂白性，向新制氯水中通入SO2气体，则漂白性会增强吗？为什么？
答：不增强，向新制氯水中通入SO2气体，它们反应生成没有漂白性物质的H2SO4和HCl，它们的漂白性减弱或消失。
三、亚硫酸及其盐
1、H2SO3中强酸——挥发性、不稳定——二元酸——还原性
H2SO3在空气中放置会缓慢氧化生成H2SO4
2、 NaHSO3,Ca(HSO3)2
Na2SO3,CaSO3↓(白色)
Na2SO3在空气中被氧化生成Na2SO4
（Ⅳ）三氧化硫
SO3无色针状晶体
SO3 + H2O → H2SO4，SO3又称硫酐
浓H2SO4，SO3，CaO，NaOH，NaO 溶于水放出大量热
（Ⅴ）酸雨
一般雨水因CO2的溶解而是酸性 PH≥5.6（5.6是饱和H2CO3情况）酸雨：PH<5.6
酸雨成分：H2SO4，HNO3，H2SO3
酸雨的成因：①含硫的矿物燃料的燃烧：S + O2→ SO2
②H2SO4，HNO3工厂尾气含SO2，NOx（氮氧化物）
③汽油尾气含NOx （N2 + O2电火花 2NO）
防止酸雨形成：
①燃烧含硫的矿物时进行脱硫，即：燃烧的同时加入CaO。
S + O
2 SO2，CaO + SO2→ CaSO3，2CaSO
3 + O2 2CaSO4
②工厂的尾气充分吸收利用
另外：已形成酸雨：酸化的土壤撒CaO
5.4硫酸
一、硫酸的通性
1、物性：无色液体，不挥发
稀H2SO4 <95%
浓H2SO4 98.3% 1。84g/cm3油状
纯H2SO4 H2SO4
发烟H2SO4 H2SO4中吸收了大量SO3
2、化性——酸性——二元强酸 H2SO4→ 2H+ + SO42-
3、酸性，不挥发性的应用
NaCl（S）+ H2SO4(浓)→ NaHSO4 + HCl↑ H2SO4的酸性，不挥发性 Na2SO3 + H2SO4→ Na2SO4 + H2O + SO2↑ H2SO4的强酸性
FeS + H2SO4→FeSO4 + H2S↑ H2SO4的强酸性
二、浓H2SO4的特性
A、吸水性——吸收“H2O”分子
①浓H2SO4放置 m↑，c↓
②干燥剂除了NH3，H2S，HI，HBr 外
B、脱水性——使有机物分子中的H，O原子以2：1之比脱出形成水
① C12H22O11浓H2SO4 12C + 11H2O 碳化变黑
②浓H2SO4使纸张变黑
③浓H2SO4因脱水性而成为许多有机反应的催化剂
eg：HCOOH（甲酸）浓H2SO4 CO↑+ H2O
CH3CH2OH 浓H2SO4 C2H4↑（乙烯）+ H2O
[思考]：1、制取下列气体，用到H2SO4的哪种性质？
H2S，HCl，H2，SO2，CO，C2H4
2、浓H2SO4使胆矾晶体变白是浓H2SO4的什么性质？吸水性
④皮肤溅到浓H2SO4处理：干布擦——大量水冲洗
C、浓H2SO4的强氧化性
浓H2SO4具有强氧化性
稀H2SO4没有强氧化性
浓H2SO4有氧化性
稀H2SO4有氧化性
Zn + H2SO4(稀)→ ZnSO4 + H2↑ H+的弱氧化性
氧化性酸——强氧化性：浓H2SO4，HNO3，HClO
非氧化性酸——
1、与金属反应
Cu与浓H2SO4共热： Cu + 2H2SO4(浓) CuSO4 + SO2↑+ 2H2O
现象：①立刻有气泡②溶液变兰③铜片逐渐消耗，溶解
ⅰn氧化剂：n还原剂= 1：1 ⅱ浓H2SO4的作用1mol氧化剂，1mol酸
金属与浓H2SO4反应规律
ⅰ>浓H2SO4能与“金属活动顺序表中Ag和Ag位以前的金属反应
ⅱ>金属被浓H2SO4氧化成高价硫酸盐
ⅲ>浓H2SO4被还原为SO2
eg：2Ag + 2H 2SO4 Ag2SO4 + 2H2O + 2O2↑
Zn + 2H2SO4（浓）→ ZnSO4 + SO2↑+2H2O （不加热也进行，但稍慢）
[思考]：下列金属放入浓H2SO4中，溶解最快的是（A）最慢（DE）
A、Zn
B、Cu
C、PB
D、Al
E、Fe
钝化（是一种现象）
——铁、铝在冷的浓H2SO4、HNO3中，不溶解的现象
原因：Al、Fe在浓H2SO4中因为迅速反应产生一层致密的氧化膜，阻止了内部金属与浓H2SO4继续反应。（Fe + H2SO4（浓）→Fe3O4，（AL2O3））
打铁：Fe + H2O（g Fe3O4 + H2
运输浓H2SO4、浓HNO3——铁槽车
2、与非金属反应
C + 2H 2SO4 CO2↑+ 2SO2↑+ 2H2O
S + 2H 2SO4 3SO2↑+ 2H2O
[了解]：2P + 5H 2SO4 2H3PO4 + 5SO2↑+ 2H2O
3、浓H2SO4与低价
．．化合物有还原性
H2S + H2SO4（浓）→ S↓+ SO2↑+ 2H2O
2HBr + H2SO4（浓）→Br2 + SO2↑+ 2H2O
[思考]：1、浓H2SO4使蔗糖碳化时常闻到刺激性气味，为什么？（浓H2SO4与蔗糖碳化时，温度升高，碳与浓H2SO4在高温时反应生成SO2）
2、能否用NaBr固体与浓H2SO4共热制取HBr气体，为什么？
三、硫酸盐
（7个 CuSO4 5H2O ……）
5.5 溶液中的离子反应
问题：溶液中各个物质以什么形式存在？
一、电解质——在溶于水或熔化状态下能导电的化合物
1、电解质分类强电解质——能完全电离“→”
弱电解质——
酸强酸——完全电离（H2SO4、HNO3、HCl、HBr、HI、HClO4）以H+和酸根离子形式存在弱酸—不完全电离（HF、HAc、H2CO3、H2S、H2SO3……）?10% 主要以酸的分子形式存在例：HF H+（少）+ F-（少）
碱强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2完全电离 OH-，M n+
弱减：Mg(OH)2、Fe(OH)3、Fe(OH)2、NH3·H2O 不完全电解
例：Mg(OH)2 (S) Mg2+ + 2OH-
特殊：一水和氨 NH3·H2O OH- + NH4+
盐易（可）溶于水：K+、Na+、NH4+、NO3-、HCO3-、AC-
在水中完全电离，以离子形式存在
难溶于水：在水中溶解很少，但溶解了的那部分完全电离为离子
没有溶解的以固体形式存在
例：BaCO3(s)（多） Ba2+（少）+ CO32-（少）
2、电解方程式的书写
HNO3→ H+ + NO3-
HClO H+ + ClO-
Fe(OH)2 Fe2+ + 2OH-
Ba(OH)2→ Ba2+ + 2OH-
Na2SO4→ 2Na+ + SO42-
KHCO3→ K+ + HCO3-
NaHSO4→ Na+ + H+ + SO42-
AgCl → Ag+ + Cl-
H2O OH- + H+ 1*10-7mol 一升水55、5mol
3、导电性比较
向100mol的下列溶液中通入等电压的电流，测得电流强度由大到小的顺序应是D>C>B>A>E A 0.02mol/L NaCl B 0.015mol/L H2SO4 C 0.02mol/L MgSO4
D 0.02mol/L Al2(SO4)3
E 0.1mol/L HAc (1.离子浓度2.离子所带电荷)
二、溶液中的反应——离子反应
HCl + NaOH → H2O + NaCl
H+ + Cl- + Na+ + OH- → Na+ + Cl- + H2O
H+ + OH-→H2O (强酸和强碱)
H2SO4 + 2KOH →2H2O + K2SO4
2H+ + SO42- + 2K+ + 2OH-→ 2H2O + 2K+ + SO42-
H+ + OH-→H2O
BaCO3 + 2HCl → BaCl2 + H2O + CO2↑
BaCO3 + 2H+ + 2Cl-→ Ba2+ +2Cl- + H2O + CO2↑
BaCO3 + 2H+→ H2O + CO2↑+ Ba2+(BaCO3和强酸)
Na2SO3 + H2SO4→ Na2SO4 + H2O + SO2↑
2Na+ + SO32- + 2H+ + SO42-→ 2Na+ + SO42- + H2O + SO2↑
SO32- + 2H+→ H2O + SO2↑(可溶性盐和强酸)
1、书写步骤
写：正确写出反应的化学方程式，配平
改：把化学式改成离子
删：把两边都有的离子删除
查：将上反应整理，检查
2、要改写成离子的物质：
易溶于水的强电解质强酸：盐酸、硫酸、硝酸等
强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2
易溶于水的盐：
3、不能改写成离子的物质
①单质、氧化物
②难溶的盐：BaSO4、PbSO4、AgCl、AgBr、AgI、CaCO3、BaCO3等
③弱电解质：弱酸：HAc、HClO、H2CO3、HF、H2SO3、H3PO4
弱碱：NH3?H2O、Fe(OH)3、Mg(OH)2、Cu(OH)2、
水
④气体:H2、O2、CO2、SO2、NH3等
4、离子方程式正误判断的关键
三看四查
看反应的可能性化学符号书写正误
看反应环境：是否在溶液中进行“→”、“↑、↓”是否运用恰当
看物质的溶解性质量守恒和电荷守恒
电子得失总数是否相等
5、错题类型
（1）强弱电解质不分，易溶与难溶不分
（2）不符合反应事实
（3）没有遵守质量守恒和电荷守恒
（4）漏写离子
（5）系数化简出错
（6）没有参加反应的离子没有删除
（7）不是溶液中的反应写出了离子方程式
6、错例分析：指出下列离子方程式属于哪种错误，并改正
（1）氢氧化铁与盐酸反应：H＋＋ OH－→ H2O
应为：Fe(OH)3 + 3H+ → Fe3+ + 3H2O
（2）石灰石与盐酸反应： CO32－+2H+→ CO2↑+ H2O
应为：CaCO3 + 2H+ → Ca2+ + CO2↑+ H2O
（3）纯碱与醋酸反应： CO32－+ 2H+→ CO2↑+ H2O
应为：CO32－+ 2CH3COOH → 2CH3COO－+ CO2↑+ H2O
（4）铁和稀硫酸反应： 2Fe + 6H+→ 2Fe3+ + 3H2↑
应为：Fe + 2H+ → Fe2+ + H2↑
（5）铁粉放入硫酸铁溶液中： Fe + Fe3+→ 2Fe2+
应为：Fe + 2Fe3+ → 3Fe2+
（6）铜和浓硫酸反应：Cu + 4H+ + SO42- → Cu2+ + SO2↑+ 2H2O
浓硫酸参加的反应不写离子方程式
（7）硫酸与氢氧化钡溶液的反应：H+ + SO42－+ OH－+ Ba2+→ BaSO4↓+ H2O
（8）硫酸与氢氧化钡溶液的反应： Ba2+ + SO42－→ BaSO4↓
均应为：2H+ + SO42－+ 2OH－+ Ba2+ → BaSO4↓+ 2H2O
（9）氯化钠固体和浓硫酸强热制氯化氢： H+ + Cl－→ HCl↑
该反应没有离子方程式
7、离子反应的应用
（i）离子共存问题
1、下列各组离子，在溶液中能大量共存的是（C）
A、Ag+、Na+、NO3-、Br-
B、H+、K+、Cl-、SO32-
C、Ca2+、Na+、HCO3-、Cl-
D、Cu2+、Na+、SO42-、S2-
2、下列各组离子，在强酸性溶液中能大量共存的是（A）
A、Al3+、Na+、SO42-、Cl-
B、Na+、K+、NO3-、Ac-
C、Ba2+、K+、NO3-、AlO2-
D、Mg2+、K+、SO42-、HCO3-
（ii）认识参加反应的离子，同时还要认识未参加反应的离子
例：有甲、乙、丙个烧杯，均盛有等体积等物质的量浓度的硫酸，先将甲加水一倍，乙加入足量氯化钡溶液，丙不做任何改变，再分别与NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的量（B）
A、丙 > 甲 > 乙
B、甲 = 乙 = 丙
C、甲 > 乙 > 丙
D、无法确定
E、甲 = 丙>乙
（iii）在计算题中的应用
例：将10克CaCO3粉末投入400mL 1.0mol/L 盐酸中，充分反应。（1）求产生二氧化碳气体体积(S.T.P) （2）在反应后的溶液中加入足量的AgNO3溶液，能生成多少克沉淀？
（1）CaCO3 + 2HCl →CaCl2 + CO2↑+H2O
1mol 2mol 22.4升
0.1mol 0.4mol （过量）V
∴V=2.24升
（2）上述反应实质是：CaCO3+2H+→Ca2++CO2↑+H2O
∴Cl-没有参加反应，∴nCl– =0.4×1=0.4mol
∴nAgCl=0.4mol
∴mAgCl=0.4×143.5=57.4克
三、硫酸根离子的检验
原理：Ba2+ + SO42–→BaSO4↓且BaSO4不溶于稀酸
操作：在待测溶液中滴入BaCl2溶液，有白色沉淀生成，再滴入稀盐酸或稀硝酸，沉淀不溶解。SO42–白色沉淀(BaSO4↓) 沉淀不溶解
SO32–+BaCl2溶液白色沉淀(BaSO3↓) +稀盐酸沉淀溶解(SO2↑)
CO32–白色沉淀(BaCO3↓) 或稀硝酸沉淀溶解(CO2↑)
PO43–白色沉淀(Ba3(PO4)2↓) 沉淀溶解(无)
Ag+
[Ba3(SO4)2 + HCl →BaCl2 + H3PO4 ]
在某溶液中加入BaCl2产生不溶于稀HCl的白色沉淀，说明原溶液中一定含有SO42-
答：错，Cl-与Ag+也能生成AgCl沉淀
严格的检验方法是：在待测溶液中加入足量稀盐酸，若无沉淀产生，则在溶液中继续滴加BaCl2溶液，出现白色沉淀即有SO42–离子，否则无SO42–离子。
[练习]1、下列反应的离子方程式正确的是（）
A、碳酸钙与盐酸反应CaCO3+2H+→Ca2++CO2↑+H2O
B、氢氧化钡溶液与硫酸反应Ba2++SO42-→BaSO4↓
C、氯水滴入碘化钾溶液中Cl2 + I-→Cl- + I2
D、铁与稀硫酸反应2Fe + 6H+→2Fe3+ + 3H2↑
2、下列反应的离子方程式不正确的是（）
A、氯化钡溶液与硫酸钠溶液反应Ba2++SO42－→BaSO4↓
B、铁屑放入氯化铁溶液中Fe+2Fe3+→3Fe2+
C、硝酸银溶液滴入氯化钠溶液中AgNO3+Cl-→AgCl↓+NO3-
D、氢氧化钠溶液与盐酸反应OH－＋H＋→H2O
3、下列离子方程式中，正确的是（C）
A、稀硫酸滴在铜片上Cu+2H+→Cu2++H2↑
B、盐酸滴在石灰石上CO32-+2H+→H2O+CO2↑
C、氧化铜放入稀硫酸中CuO+2H+→Cu2++H2O
D、氯气通入氯化亚铁溶液中Fe2++Cl2→Fe3++2Cl-
4、下列反应的离子方程式中，正确的是（C）
A、氨气通入稀盐酸溶液中NH3+H++Cl-→NH4Cl
B、氢氧化铝和硫酸反应H++OH-→H2O
C、镁和稀盐酸反应Mg+2H+→Mg2++H2↑
D、金属钠与水反应Na+H2O→Na++OH-+H2↑
5、写出符合离子反应―H++OH-→H2O‖的三个化学方程式：
6、写出下列反应的离子方程式：
（1）向稀氨水中加入稀盐酸；（2）碳酸钙溶于盐酸中
（3）向硫酸铜溶液中滴加氢氧化钡溶液；（4）醋酸铵溶液与KOH 溶液共热 （5）在小苏打溶液中加入稀硫酸；（6）氯化镁溶液与氢氧化钡溶液混合 （7）氯化铝溶液与氨水混合；（8）烧碱与碳酸氢钠溶液反应 （9）铁溶入稀硫酸中；（10）在硫酸氢钠溶液中加入小苏打
7、将17.4克MnO 2 固体与100mL 浓盐酸（ 12mol/L ）混合加热，充分反应。 （1）该反应能产生多少升氯气（S.T.P ）？
（2）向反应后的溶液中加水稀释至500mL ，再加入足量的硝酸银溶液，求产生沉淀的质量。
5.6 氧族元素
S + H 2 H 2S （难）
稳定（与H Fe + S
FeS
S 与Cu 反应较难（2Cu+S
Cu 2S ） CuCl [练习]举例说明氧的非金属性比硫强，并用原子结构的知识加以解释（Cu ，Fe ，H 2，H 2S ，S+O 2）
5.2化学反应速率 化学平衡 化学反应要解决两个问题
1、反应进行快慢——反应速率问题
2、反应进行程度（反应转化率）——化学平衡问题 研究：
Θ如何表示反应的快慢 Θ反应为什么有的快有的慢 Θ反应快慢与哪些因素有关
A 、化学反应速度
物理中所学物体移动的速度 = 化学反应过程中发生变化的量主要有： 反应物
生成物
化学反应的快慢常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增多来表示。
一、化学反应速度——单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增大。 （1）定义式： 300℃
t S ??物质的质量、物质的物质的量、物质的浓度
t
C
v ??=
（2）单位：mol ?L –1?s –1 摩尔/升?秒 或：摩尔/升?分
（3）化学反应速度一般为平均速度(尤其是计算时)，只有极少数情况下要求考虑瞬时速度。 （4）化学反应速度的数值只有大小，没有方向。
（5）同一反应的速度可以用不同的物质的速度表示。
aA(g) + bB(g) → cC(g) + dD(g)
例：常温下，向体积20升的真空密闭容器中充入5molH 2S 和2molSO 2，反应进行到 5 分钟时还剩余0.8molSO 2气体，到10分钟时反应结束。 ⅰ求前5分钟内SO 2 、H 2S 的反应速度
2H 2S + SO 2 → 3S + 2H 2O 2mol 1mol 2.4mol 2 - 0.8mol
ⅱ前5分钟内SO 2 、H2S 的反应速度的关系有什么规律？这种规律是巧合还是必然的？ ⅲ整个反应过程中SO 2 的反应速度为多少？能否快速求出 H 2S 的反应速度？ 另外，反应方程式的系数之比与哪几个数值之比有关？
（6）比较反应速度时，必须换算为同一物质的速度，才能进行比较。
二、影响化学反应速度的因素
1、内因——影响化学反应速度最主要的因素是物质自身的性质
2、外因——影响化学反应速度的外界条件
（1）浓度对反应速度的影响
实验：Na 2S 2O 3 + 2HCl → 2NaCl + S ↓+SO 2↑+H 2O 结论：在相同条件下, 反应物浓度越大, 反应速度越快.
原因：浓度越大, 单位体积内的反应物分子越多, 接触碰撞的机会越多, 因而反应速度越快. 注意：影响反应速度的是反应物的浓度不是其物质的量！
应用：工业上和实验室都可以通过增大反应物浓度的方法来加快化学反应速度， 练习：下列说法正确的是 （ ）
A 、增大反应物CaCO 3的用量，能加快反应CaCO 3+2HCl → CaCl 2 + CO 2↑+H 2O 的速度；
B 、在恒温密闭容器中有反应 2SO 2 + O 2→2SO 3，继续充入氧气能加快该反应的速度；
C 、在恒温恒压容器中有反应 2SO 2 + O 2→2SO 3，继续充入氦气，该反应的速度不变；
D 、对正在进行的反应：AlCl 3 + 3H 2O Al(OH)3 + 3HCl ，加入水能正加快反应速度； 注意
1、固体、溶液反应中的溶剂水、气体反应中的液体物质浓度为定值；
2、确认改变条件时，反应物浓度是否真的改变了。
（2）温度对反应速度的影响
实验：Na 2S 2O 3 + 2HCl → 2NaCl + S ↓+SO 2↑+H 2O
结论：在相同条件下, 反应的温度越高，反应速度越快。
原因: 温度越高，分子运动速度越快， 单位时间单位体积内的反应物分子碰撞的次数越多，因而反应速度越快.
思考：―升高温度能加快反应速度‖ 对放热反应和吸热反应都适用吗？
——都适用。因为不论是放热反应还是吸热反应，升高温度时，分子自身的能量都升高，分子的运动速度都加快，碰撞次数增多，因而反应速度都加快。
d
D c C b B a A )()()()(υυυυ=
==min
/012.05202.15208.02n )(SO 2?=?=?-=???=??=L mol t V t C υmin
/024.05204.2n S)(H 2?=?=???=??=L mol t V t C υ
……温度对反应速度的影响较为显著，一般情况下，每升温十度，反应速度能加快2~4倍。……工业上多采用适当升高温度，使反应更快地完成。
思考题：1、已知某反应在一定条件下每升温十度，反应速度能加快2倍。现在该反应在10°C 时平均反应速度为0.4mol/L?S。若将反应升温至50°C时进行，则平均反应速度为_____mol/L?S。
A、0.4x4
B、0.4x2x3
C、0.4x24
D、0.4x34
（3）压强对反应速度的影响
原因: 对有气体参加的反应，增大压强时，气体体积缩小，气体物质的浓度增大，单位体积内反应物分子数增多，分子碰撞次数增多，因而反应速度加快。
结论：对于有气体参加的反应，其它条件不变时，增大压强，反应速度加快。
思考题：
1、对于反应―CaCO3→CaO + CO2↑‖,增大压强，反应速度是否加快？为什么？
2、对于反应―2A(g) + B(g)→C(g)‖，保持恒容，充入惰性气体使压强增大一倍，反应速度________。
3、对于反应―2A(g) + B(g)→C(g)‖，保持恒压不变充入一定量的惰性气体，反应速度________。压强的改变只是表面现象，反应物浓度的改变才是本质！
（4）固体反应物的表面积对反应速度的影响
——固体物质由于紧密堆积，反应只在表面接触其它反应物处进行，所以固体反应物没有浓度变化可言；但正因如此，当将固体反应物粉碎时，其接触面积增大，反应速度增大。
实验：
结论：在相同条件下, 固体反应物表面积越大, 反应速度越快.
应用：工业上煅烧硫铁矿，先将硫铁矿粉碎，再鼓入空气煅烧。
（5）催化剂对反应速度的影响
①催化剂参加了化学反应，改变了化学反应的进程，使难以进行的反应变得容易进行。
②催化剂在化学反应前后质量和性质不变。
③催化剂能成千成万倍地改变反应速度。
④催化剂有正催化剂和负催化剂之分，正催化剂能加快反应速度。
只有在判断的情况下（如―一定能加快反应速度‖）才需要考虑负催化剂。
⑤催化剂能加快反应速度，缩短反应完成的时间（缩短达到平衡的时间）
⑥对于可逆反应，催化剂不仅能加快正反应速度，也能同样加快逆反应速度。
影响化学反应速度的其它条件：光、波、射线、磁场、激光、溶剂
二、化学平衡
1、溶解结晶平衡——一定条件下，当晶体的溶解速度与溶液中溶质的结晶速度相等时，晶体和溶液中的溶质都保持质量不变的状态。
溶解结晶平衡的特点：V溶解= V结晶
m晶体不变
动态平衡状态——溶解和结晶都在不断进行
2、化学反应平衡
不可逆的反应会进行到底，直到一种反应物消耗完
例如：2摩尔氢气与1摩尔氯气光照时，会迅速反应直到氯气完全反应，剩余1摩尔氢气。
而2摩尔SO2与1摩尔O2在一定条件下反应，无论如何都不会反应到二者消耗完，因为这是一个可逆反应：2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)
那么，可逆反应会进行到什么程度呢？反应进行的结果有什么特征和规律？
以SO2与O2反应为例进行分析：2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)
正：2SO2(g)+O2(g) →2SO3(g) υ正由SO2和O2的浓度决定
逆：2SO3(g)→2SO2(g)+O2(g) υ逆由SO3的浓度决定
由以上分析可知，当一定条件下SO2和O2反应达到平衡状态时：
各物质的物质的量（nSO2、nO2、nSO3）都不变了，则总物质的量n总也不变。
SO2%= 保持定值不变
同理O2%、SO3% 均保持定值不变。
（1）概念：
——在一定条件下进行的可逆反应里，
当正反应速度和逆反应速度相等时，
反应混合物里各组成成分的百分含量
保持不变的状态。
（2）特征：动——正、逆反应都没有停止υ≠0
等——υ正=υ逆
定——各成分的百分含量保持不变（m、n、c、N 也不变）
变——当外界条件发生变化时，化学平衡被破坏，反应将朝某一个方向进行，直到达到新的平衡状态。
练习
1、在一定条件下的密闭容器中，SO2与O2反应达到平衡状态，此时加入极少量18O2气体，达到新的平衡后，18O原子存在于_____________中。
2、在某密闭容器中反应N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)正在进行。某时刻测得以下速度，其中表示反应达到平衡状态的是（）
A、υN2(消耗)=υNH3(生成)
B、υ(正)=υ(逆)
C、2υN2(消耗)=υNH3(生成)
D、υN2（生成)=υNH3(生成)
E、2υH2(生成)=3υNH3(生成)
3、下列说法中，可以表明N2+3H 22NH3已达平衡的是( )
A.1mol N≡N键断裂的同时,有3molH-H形成
B.1mol N≡N键断裂的同时，有3molH-H断裂
C.1mol N≡N键断裂的同时，有6molN-H形成
D.1mol N≡N键断裂的同时，有6molN-H断裂（3
不变
X%、C、
n、m、
d、达到平衡了
P容器、
平均式量
绝对标准：υ正=υ逆
各成分百分含量不变
浓度
物质的量
相对标准：压强视具体反应和容器特征而定
密度
平均式量
容器特点：恒温恒容容器
恒温恒压容器
反应(方程式)特点：
N2(g) + 3H2(g)2NH3(g)
CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
%
100
n
SO
n2
（总）
）
（
C、
、
思考
【例1 】在一定温度下，可逆反应A 2(g)+B 2(g) 2AB(g)达到平衡的标志是
A 、 A 2、
B 2、AB 的浓度不再变化 B 、 容器中的压强不再随时间变化
C 、 5分钟内生成n mol 的A 2同时生成2n mol 的AB
D 、 A 2、B 2、AB 的浓度之比为1:1:2 （4）化学平衡的类型：
溶解结晶平衡
Cl 2 + H 2O HCl + HClO
化学反应平衡 CO(g) + H 2O(g) CO 2(g) + H 2(g) 3(s) CaO(s) + CO 2(g)
络合平衡
弱电解质的电离平衡 知道
1、弱酸、弱碱、水的电离不能完全进行
如：0.1mol/L 的醋酸HAc 溶液中：HAc H + + AC –
H +浓度无论如何也达不到0.1mol/L
2、弱酸、弱碱、水的电离最终达到电离平衡状态
3、弱酸、弱碱、水 各微粒浓度确定不变
达到电离平衡时 该弱电解质的电离程度确定不变 4、通常所说某溶液(弱电解质)均应认为已经达到平衡状态 （5）化学平衡与化学反应速度的计算及表示方法：
一般化学计算以两行进行比例计算 例如：10克碳酸钙与1.5摩尔/升盐酸100毫升充分反应，求产生的二氧化碳气体在标准状况下的体积
CaCO 3 + 2HCl → CaCl 2 + H 2O + CO 2↑ 100克 2mol 22.4 L 10克 0.1*1.5(过量) V L ∴V=2.24 L
而对于可逆反应的化学平衡，由于①反应不能进行到底②起始加入的两决定平衡时剩余量，所以一般以三行进行表示合计算。
1、一定温度下，在体积为2升的密闭容器中加入2摩尔SO 2和1.5摩尔O 2进行反应：2SO 2+O 22SO 3，当达到化学平衡时，SO 3(g)的浓度为0.6mol/L ，求： （1）平衡时SO 2的物质的量
（2）平衡时各成分的物质的量之比
（3）SO 2的转化率 设反应中O 2消耗xmol
2SO 2 + O 2 2SO 3 n 始 2 1.5 0
n 转 2x x mol 2x →符合系数比！ n 平 2–2x 1.5–x 2x+0
∴2x = 0.6×2 ∴x = 0.6 mol (1) n(SO 2) = 2–2x = 0.8 mol
(2) n(SO 2)：n(O 2)：n(SO 3) = 0.8：0.9：1.2=8：9：12 (3) η(SO 2) =
3? H 2O NH 4+
+ OH – H + + Ac –
2O H +
+ OH
– 掌握弱电解质的电离平衡状态 %
60%1002
6.02)()(=??=始转n n
2、一定温度下，在体积为2升的密闭容器中加入2摩尔SO 2和 1.5摩尔O 2进行反应：2SO 2+O 2?2SO 3 ，当达到化学平衡时，容器内压强只有开始时的80%， 求： （1）平衡时SO 2的物质的量
（2）平衡时各成分的物质的量之比
（3）SO 2的转化率 设反应中O 2消耗xmol 2SO 2 + O 2 2SO 3 n 始 2 1.5 0
n 转 2x x mol 2x →符合系数比！ n 平 2–2x 1.5–x 2x+0
∴[(2–2x)+(1.5–x)+(2x+0)] = (2+1.5)×0.8 ∴x = 0.7 mol (1) n(SO 2) = 2–2x = 0.6 mol
(2) n(SO 2)：n(O 2)：n(SO 3) = 0.6：0.8：1.4=3：4：7
(3) η(SO 2) =
5.3硫酸的工业制法 一、原理
含硫矿石（FeS 2、S ）→SO 2 →SO 3 →H 2SO 4 （1）造气：矿石煅烧 沸腾炉
4FeS 2(s)+11O 2 (g) —→2Fe 2O 3 (s) + 8SO 2 (g) （2）接触氧化 接触室 2SO 2(g)+O 2(g) 2SO 3 (g)
该反应的合适条件：常压、500°C 左右、V 2O 5为催化剂 （3）SO 3 的吸收 吸收塔 SO 3 (g) + H 2O → H 2SO 4
二、实验室模拟硫酸的工业制法（阅读课本P103，实验5.9）
注意：1、用酒精灯加热催化剂的原因是——该催化剂的最佳活性温度为450~500°C 。
2、用水或者稀硫酸吸收SO 3时，由于溶解放出的热量使水汽化，形成酸雾，使吸收速度减慢，吸收效率低。所以工业上为了加快吸收速度，提高吸收效率，采用 98%的浓硫酸吸收SO 3。
3、浓硫酸吸收SO 3后得到发烟硫酸。 三、工业过程简介 阅读思考：
1．①黄铁矿为什么要粉碎？ ②为什么通入强大的空气流？
③焙烧黄铁矿的炉子为什么叫沸腾炉？ ④燃烧黄铁矿为什么不要多加燃料？
①扩大反应物的接触面积，加快反应速度,燃烧充分.
②通入强大的空气流可以加快反应，提高原料利用率 。 ③粉碎的硫铁矿在强大的空气流作用下在炉内剧烈翻腾，好像沸腾的液体一样。沸腾炉因而得名. ④ 4FeS 2(s)+11O 2(g)→2Fe 2O 3(s)+8SO 2(g)+3309.2kJ 黄铁矿燃烧反应是放热的，故燃烧的黄铁矿不需要多加燃料。
阅读课本P105 1~4自然段：
2、从沸腾炉内气体混合物得主要成分是什么？ ——SO 2、过量空气、粉尘
3．为什么进入接触室的混合气体必须净化？净化后气体成分是什么？ ——防止催化剂中毒SO 2、过量空气
4、SO 2的催化氧化装置为什么叫―接触室‖？
——因为SO 2和O 2是在催化剂表面接触而发生反应的。
%70%1002
7
.02)()(=??=始转n n （1） （3）
（2） 煅烧
5、接触室中热交换器的作用是？
——进行热交换：使反应后气体降温，并预热冷的反应气体
6、从接触室出来的气体的主要成分是什么？
——SO3、N2、SO2、O2
——因为―2SO 2+O22SO3‖是一个可逆反应，所以平衡混合气中仍含有一定量的SO2气体。同时反应前为了提高SO2的利用率鼓入了大量空气，因而有过量空气成分存在
7、在吸收塔内气体从塔底进入，而浓硫酸则从塔顶喷下，二者流向相反的原因是什么？——逆向吸收效果好。
8、吸收塔内一层层的空心园环的作用是什么？
——减缓浓硫酸的下降速度，增加SO3气体与浓硫酸的接触时间，使吸收充分。
9、从吸收塔顶出来的气体主要成分是什么？
——N2、O2、SO2
10、这些尾气能否直接排入大气中？
——不能。会污染大气，形成酸雨。
11、吸收塔尾气的处理措施是怎样的？
——以氨水吸收。最后将亚硫酸铵转化为硫酸铵，
作为氮肥，这是硫酸工厂的副产品。
12、工业生产硫酸的小结：
——接触法制硫酸分几个阶段？
有几个重要反应？
几种典型设备？
几个地方运用逆流原理？
几个地方采用了加快反应的措施？
几个地方采用了充分利用原料的措施？
练习题
1．我国在接触法制硫酸过程中，普遍采用制SO2的方法是[ B ]
A．燃烧硫B．燃烧Fe2S3 C．燃烧FeS2D．燃烧CuFeS2
2．从沸腾炉中出来的炉气中含有能使催化剂中毒的物质是[ C ]
A．SO2B．N2C．砷化物D．水蒸气
3．接触法制硫酸的尾气中含有的大气污染物是[ D]
A．H2S B．CO2C．SO3D．SO2
4．在接触法制硫酸过程的各步反应中，等物质的量的反应物发生电子转移最多的是[ A ] A．FeS2B．O2C．SO2D．SO3
5．98.3％的浓硫酸（密度1.84g/cm3）的物质的量浓度为[ ]
A．1.84mol/L B．9.8mol/L C．12mol/L D．18.4mol/L
6．接触法制硫酸时，由沸腾炉导出的炉气必须经除尘、洗涤、干燥等净化过程，其理由是[ ] A．杂质与矿尘会使催化剂中毒B．水蒸气对设备和生产有不良影响
C．可提高原料的利用率D．可制取浓硫酸
7．在4FeS2+11O2→2Fe2O3+8SO2的反应中，被氧化的元素是[ ]
A．只有S B．只有Fe C．铁和硫D．氧和铁
8．在O2中灼烧0.40g硫和铁的化合物，使其中的硫全部转化为SO2，把这些SO2全部氧化并转化为H2SO4。这些硫酸与20mL、0.50mol/L NaOH溶液完全中和。则原化合物中硫的质量分数为A．30％B．36.4％C．40％D．53.3％
解一：分步计算
解二：利用关系式→多步计算的简化方法
9、燃烧1吨含FeS2 90%的黄铁矿，在理论上能生产多吨98%的硫酸（设有1.5%的硫留在炉渣里）？解析：由工业生产硫酸的反应方程式可得下列关系式：
设：能生成98%的硫酸x吨
FeS2→2SO2→2SO3→2H2SO4
120 2×98
1t×90%×(1-1.5%) xt×98%
x=1.478
9、燃烧2.50吨含FeS2 90.0%的黄铁矿，在理论上能生产多吨98.0%的硫酸（设有1.50%的硫留在炉渣里，且在催化氧化时只有95.0%的转化率）？
解析：设：能生成98%的硫酸x吨
FeS2→2SO2→2SO3→2H2SO4
120 2×98
2.5t×90%×(1-1.5%)×95% xt×98%
x=3.51
9、燃烧2.50吨含硫45.0%的黄铁矿，在理论上能生产多吨98.0%的硫酸（设有1.00%的硫留在炉渣里，且在催化氧化时只有95.0%的转化率）？
6.1 钠
一、钠的物理性质
质：软，可以用刀切割；
色泽：银白色，有金属光泽；
密度：0.97g/cm3，密度比水小；
熔沸点：熔点97.81℃,沸点882.9℃;
可导性：钠是热和电的良导体。
二、钠的化学性质
钠原子最外电子层上只有1个电子，在化学反应中该电子很容易失去，因此，钠的化学性质非常活泼，能与多种非金属及水反应。
1、钠与非金属的反应
[实验] 观察用刀切开的钠的表面所发生的变化
[实验] 把一小块钠放在石棉网上加热，观察现象
[实验现象]1、新切开的钠的光亮的表面很快就变暗了。
4Na + O2→2Na2O
2、钠与氧气反应可以生成白色的Na2O,但是与充足的氧气剧烈反应生成淡黄色物质( Na2O2），并发出黄色的火焰。
点燃
2Na + O2→Na2O2
回 忆：一块灼热的金属钠投入盛有Cl 2的集气瓶里，有什么现象？ ——钠继续燃烧，产生白色的烟
2Na + Cl 2 →2NaCl
金属钠除了能和O 2直接化合外，还可以与Cl 2、S 等很多非金属直接化合， 例如：钠与硫化合时甚至发生爆炸，生成硫化钠。
2Na + S → Na 2S
2、钠与水的反应
[实验]一个盛有水的小烧杯里滴入几滴酚酞试液，然后把一小块钠投入小烧杯。观察反应的现象和溶液颜色的变化。
钠与水反应原理:2Na + 2H 2O →2NaOH + H 2↑ 钠与水反应实质:钠与水电离所产生的氢离子反应，生成氢气。 思考：
1、钠为什么要保存在煤油中？ 什么可以保存在煤油中？
2、把一小块钠投入盛有煤油和水的烧杯中，可以到的现象是_____ A ．钠浮在烧杯中的液面上 B ．钠沉在烧杯的底部
C ．煤油会燃烧起来，产生很浓的黑烟
D ．钠会在水和煤油的交界面上下浮动，直到反应结束 实验与讨论
1、钠与酸的反应
若将一小块金属钠投入到装有稀盐酸的烧杯里观察现象。 指出钠与水反应和钠与盐酸反应现象的不同点 [实验现象]
钠与酸反应除了有钠与水反应的所有现象外，还有一点，钠与酸反应更加剧烈。 [反应的实质]
2Na + 2H + → 2Na + + H 2↑
——因为酸中H +浓度比水中的要大，所以反应速率要快。 2、钠与盐的反应 [补充实验]
把一块金属钠投入到硫酸铜溶液的烧杯中，观察发生的现象，写出反应的离子方程式。 [实验现象]
浮在水面、熔成小球、四处游动、冒白烟、有蓝色絮状沉淀产生、偶尔有火花。
2Na + 2H 2O →2Na ++ 2OH – + H 2↑ Cu 2+ +2OH –→Cu(OH)2↓
——将钠投入任何稀溶液中，钠先与水反应。
三、钠的保存
∵①常温下钠易被空气中的氧气所氧化，②水及水蒸汽也会与之反应， [ 钠易与空气中的多种成分反应： O 2、N 2、H 2O 、CO 2 ] ∴钠应保存在煤油中，隔绝空气和水。
[讨论]如果一块钠长期露置于空气，会发生哪些化学变化？ Na →Na 2O →NaOH →Na 2CO 3 ↓潮解
Na 2CO 3 ← Na 2CO 3?10H 2O
研磨
风化
四、钠的存在形式
由于钠的性质很活泼，所以它在自然界里不能以游离态存在，只能以化合态形式存在。
钠的化合物在自然界里分布很广，主要以氯化钠的形式存在，如海水中氯化钠的质量分数大约为3%。除此之外，钠也以硫酸钠、碳酸钠、硝酸钠等形式存在。
五、钠的主要用途
1、原子反应堆的导热剂
钠和钾的合金（钾的质量分数约为50%~80%）在室温下呈液态，是原子反应堆的导热剂。
2、作为还原剂，制其它金属
钠是一种很强的还原剂，可以把钛、锆、铌、钽等金属从它们的卤化物里还原出来。
700~800°C
TiCl4 + 4Na →Ti + 4NaCl
3、电光源
钠发出的黄色的光穿透能力强，作为交通信号灯和探照灯。也可用于暗室内，黄光不会使相纸曝光。
05.04.06 作业：
1、欲使每10个水分子中溶有1个Na+，则90mL水中应投入金属钠的质量为______克。
2、将2.3克Na投入97.8克水中，所得溶液的质量分数为多大？
3、将Na在空气中加热一段时间，将产物投入水中，收集产生的气体于密闭容器中引燃，恰好完全反应。向所得的溶液中加入100g质量分数为36.5%的HCl，恰好呈中性。
（1）原来Na的质量为多少克？（已知：2Na2O2+2H2O→4NaOH+O2↑）
（2）求加热后产物中Na与Na2O2的物质的量比。
6.1.2 钠的化合物
二、氢氧化钠NaOH
1、俗名：烧碱、火碱、苛性钠
2、物理性质：易溶于水、易潮解的白色固体。因而常用作干燥剂，干燥氨气和一些中性气体。
3、化学性质：——碱的通性
NaOH + HCl →NaCl + H2O
2NaOH + CO2→Na2CO3 + H2O
NaOH + CO2→NaHCO3
2NaOH + FeCl2→Fe(OH)2 + 2NaCl
NaOH + NaHCO3→Na2CO3 + H2O
4、保存固体：塑料试剂瓶
溶液：带橡皮塞或软木塞的试剂瓶
2NaOH + SiO2→Na2SiO3 + H2O
5、NaOH的工业制取：——电解饱和食盐水
[实验6.6]2NaCl + 2H2O →2NaOH + H2↑+ Cl2↑
↓
阴极产物阳极产物
↓验证↓验证
酚酞、爆鸣气实验湿润的KI 淀粉试纸
6、NaOH的腐蚀性——万一沾到皮肤上，立即用大量水冲洗，并用2%的硼酸水洗涤。
作业
1、将2.3克钠溶于a克水中，能使溶液中Na+与水分子的个数比为1：10。则a=________。
2、标准状况下氮气和二氧化碳的混合气体10升，缓慢通过足量的过氧化钠固体后，气体体积变为8升。求原混合气体中N2和CO2的体积之比。
6.2 酸碱中和滴定
一、水的电离
1、水的电离
水是一种极弱的电解质，水分子之间相互作用会发生微弱电离：
H2O + H2O H3O+ + OH–简写作：H2O H++ OH–
一个重要思想：在任何情况下，水所电离出H+和OH–
——个数相等、物质的量相等、物质的量浓度相等
2、水的离子积
实验测得，在25℃时，1L纯水（55.56mol）中只有10-7mol水电离。
即：纯水25 ℃时C(H+)=1×10–7mol/L =C(OH–)
（1）水的离子积
在一定温度下，c（H+）与c（OH-）的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，用符号Kw来表示
即Kw = c（H+）×c（OH-）
（2）Kw只随温度而变化，常温（25℃）时，纯水中
c（H+）= c（OH-）=1×10–7mol/L，
Kw=1×10-14
（3）水的电离是吸热过程，H2O H+ + OH–– Q当温度升高时，有利于水的电离，Kw会增大。如100℃时，Kw=1×10-12
（4）Kw反映了溶液中c（H+）与c（OH-）的相互依存关系，它不仅适用于纯水，也适用于其它任何水溶液
（5）Kw说明任何水溶液中都同时存在H+和OH-，但不能大量共存。
Kw= c（H+）· c（OH-）中的c（H+）、c（OH-）是指溶液中H+与OH-的总浓度，既包括水电离出的H+与OH- ，也包括酸、碱电离出的H+或OH-
二、溶液的酸碱性
1、在25℃时的溶液中：酸性溶液：pH<7
中性溶液：pH=7
碱性溶液：pH>7
2、判断溶液的酸碱性应看c（H+）与c（OH-）的相对大小。
酸性溶液c（H+）> c（OH-）
中性溶液c（H+）= c（OH-）
碱性溶液c（H+）< c（OH-）
若为25℃，则
c（H+）= 1×10-7mol/L = c（OH–）中性溶液
c（H+）> 1×10-7mol/L > c（OH–）酸性溶液
c（H+）< 1×10-7mol/L < c（OH–）碱性溶液
注意：酸的酸性强弱是指酸电离出H+的难易，
溶液的酸性强弱是指溶液中c（H+）的大小
[练习]1.下列说法正确的是（）
A、HCl溶液中无OH-
B、NaOH溶液中无H+
C、NaCl溶液中无H+也无OH-
D、常温下，任何物质的水溶液中都有H+与OH-,且Kw=1×10-14
2. 如果25℃时Kw=1×10-14 ,100℃时,Kw=1×10-12 ,这说明( )
A、100℃时水的电离程度较大
B、前者纯水的c（H+）较后者大
C、水的电离是一个吸热过程
D、Kw与温度无关
E、100℃时,纯水中[H+]为1×10–6mol/L,大于1×10–7mol/L，则为酸性的。
3. 在100℃时，NaCl稀溶液中c（H+）为1×10-6mol/L ，下列说法正确的是（）
A、该溶液显酸性
B、该溶液显中性
C、该溶液中Kw=1×10-14
D、该溶液中Kw=1×10-12
4、某温度时，测得纯水中 c (H+)=2×10-7mol/L,则c(OH-)= 2×10-7mol/L,此温度时Kw= 4×10-14 ;若此温度下,测得某溶液中c（H+)=1×10-7mol/L,则该溶液显碱性。
5、常温下，0.1mol/LHCl中水电离出的c（H+)=1×10-13mol/L
三、溶液的pH
1、pH的定义：——用c（H+)的负对数表示溶液酸碱性的强弱,叫溶液的pH
2、pH的表达式：pH= －lg [H+]
[例题] 计算常温下浓度均为0.1mol/L的NaCl溶液、HCl溶液、NaOH溶液的pH。
3、溶液的酸碱性与pH的关系
在25℃时的溶液中：中性溶液：pH=7
酸性溶液：pH<7，且pH越小，酸性越强
碱性溶液：pH>7，且pH越大，碱性越强
[思考] 阅读课本131页图6.11，思考：
ⅰ: pH=0的溶液是否显中性？ⅱ: pH是否与c（H+）成反比？
ⅲ: 当c（H+）或c（OH–)大于1.0 mol/L时,用pH表示溶液的酸碱性是否方便?
[指导阅读] 课本P133 资料及阅读,注意人体血液及胃液的pH。
4、溶液pH的测定
（1）粗略测定：可以用酸碱指示剂
红色紫色蓝色
石蕊： 5 8
红色橙色黄色
甲基橙： 3.1 4.4
无色粉红色红色
酚酞：8 10
（2）用pH试纸测定溶液pH的方法：——把一支干燥而洁净的玻棒蘸待测液滴到pH试纸上，试纸变色后，与标准比色卡比较来粗略确定溶液的pH值。
注意：pH试纸不能湿润，玻璃棒必须洁净、干燥pH 读数只取整数。
（3）精确测定：用pH计。
四、pH的计算
1、不同温度下纯水或中性溶液的pH只有25℃才等于7，其余温度下用pH公式计算。
[例题]计算100℃时纯水的pH
2、强酸、强碱溶液的pH
强酸：c→c（H+) →pH
强碱: c→c(OH-) →c(H+)=Kw/c(OH-) →pH
例如：0.1mol/L的HCl
∵C(H+)=0.1mol/L ∴pH=-lgc(H+)=1
例如：0.1mol/L的NaOH
∵C(OH–)=0.1mol/L ∴C(H+)=kw÷0.1=1×10–13 mol/L
∴pH= – lg c(H+) = 13
3、强酸、强碱溶液加水稀释后的pH
例如：①pH=2的硫酸加水稀释100倍。求所得溶液的pH值
规律：强酸稀释10n 倍，pH增大n个单位
②pH=12的NaOH加水稀释100倍。求所得溶液的pH值
规律：强碱稀释10n 倍，pH减小n个单位
4、强酸与强酸、强碱与强碱混合
——强酸与强酸混合，先算混合后的c （H +），再算pH ——强碱与强碱混合，先算混合后的c （OH -），再求c （H +），pH 。 （注意：绝对不能先求c （H +），再按之来算pH ）
例：―pH=1的HCl 与pH=3的HCl 等体积混合，混合后的溶液pH=2。‖是否正确？
C(H +)= ≈ 0.05mol/L
pH = –lg0.05 ≈ 1.3 5、强酸与强碱溶液混合
——其反应的实质是H ++OH -=H 2O ，所以在计算时用离子方程式做比较简单！ 要从以下三种可能去考虑： （1）若n （H +）=n （OH -），恰好中和，pH=7； （2）若n （H +）>n （OH -），酸过量，计算剩下的c （H +)，再算pH ； （3）若n （H +） ◎酸碱中和反应的本质:H + + OH – →H 2O 例题：用0.1200mol/L 的氢氧化钠溶液跟 30.00mL 未知浓度的盐酸反应，当恰好反应时，消耗氢氧化钠溶液的体积为25.00mL 。求盐酸的物质的量浓度。 解：H + + OH – → H 2O 1mol 1mol C ×30.00 0.1200×25.00 ∴C = 0.1000mol/L 思考用什么方法让没有明显现象的反应有易观察到的变化？——滴入指示剂：酚酞 ◎酸碱中和滴定的原理 ——将一定浓度的已知溶液逐滴滴入一定体积的待测溶液中，当滴入最后一滴或半滴，锥形瓶内溶液突然变色且半分钟不褪色时，即为滴定终点。 关键点:1、如何准确确定反应消耗的酸、碱溶液的体积——仪器的准确度高 2、如何控制滴加液体的量达到恰好反应或误差不大。——恰好变色。 注意： 1、虽然指示剂变色时都不是恰好pH=7，但误差很小。 2、酸碱中和滴定的关键是判断终点的颜色变化。 根据人眼对颜色的反映，选择指示剂必须是终点时颜色由浅变深的指示剂。 碱滴酸——酚酞 无色 → 粉红色 酸滴碱——甲基橙 黄色 → 橙色 ◎操作步骤： 1、仪器的准备：洗涤：用蒸馏水洗净锥形瓶；用蒸馏水洗净两滴定管，再用标准溶液润洗滴定管 2、调节初读数：加液体使凹液面与刻度线相切或低于刻度线。 3、待测液准备：取一只洗净的锥形瓶从酸式滴定管放下适量待测酸，记录酸式滴定管的初读数和末读数，滴入2~3滴酚酞，摇允待用。 4、记录碱式滴定管的初读数，右手均匀摇动锥形瓶，左手控制滴定管的开关，小心向锥形瓶中滴入NaOH 溶液，眼睛注视锥形瓶中液体颜色的变化，待溶液由无色突然变为粉红色且半分钟不褪色，停止滴定。记录末读数。 5、计算待测盐酸的物质的量浓度 6、重复步骤2~5测定2~3份待测液，计算盐酸的物质的量浓度的平均值。 ◎酸碱中和滴定过程中容易产生误差的操作： 1、酸式滴定管没有用标准酸润洗； 2、碱式滴定管没有用标准碱润洗； 3、锥形瓶用蒸馏水洗净后用所盛溶液进行了润洗； 4、滴定管在滴定前、后有气泡； 111 001.011.0)(212211+?+?=++=+V V V c V c V H n
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