考點35膠體
1．復習重點
1．掌握溶液、懸濁液、乳濁液、膠體的概念，區(qū)別及鑒別它們的方法；
2．掌握膠體的本質(zhì)特征及性質(zhì)；
3．了解Fe(OH)3、AgI、硅酸溶膠的制備方法；
4．掌握膠體的凝聚方法
2．難點聚焦
（一）分散系的概念、種類
1、分散系：由一種物質(zhì)（或幾種物質(zhì)）以粒子形式分散到另一種物質(zhì)里所形成的混合物。分散系中分散成粒子的物質(zhì)叫做分散質(zhì)；另一種物質(zhì)叫分散劑。
2、分散系的種類及其比較：
根據(jù)分散質(zhì)微粒的大小，分散系可分為溶液、膠體和濁液（懸濁液和乳濁液）。由于其分散質(zhì)微粒的大小不同，從而導致某些性質(zhì)的差異�，F(xiàn)將它們的比較如下：
分散系
溶液
膠體
懸濁液、乳濁液
微粒直徑
小于1nm
1nm―100nm
大于100nm
外觀
均一透明
多數(shù)均一透明
不均一、不透明
分散質(zhì)微粒組成
單個分子或離子
許多離子、分子的集合體，或高分子
巨大數(shù)量分子或離子的集合體
能否透過濾紙
能
能
懸濁液不能
能否透過半透膜
能
不能
不能
實例
食鹽水，碘酒
Fe(OH)3膠體、淀粉膠體
泥水、牛奶
考點34酸堿中和滴定
1．復習重點
1、 理解中和滴定的基本原理
2、 掌握滴定的正確步驟，了解所用儀器的結(jié)構(gòu)（兩種滴定管）。
3、 理解指示劑的選用原則和終點顏色變化判定。
4、 學會誤差分析及成因
2．難點聚焦
考點33鹽類的水解
1．復習重點
1．鹽類的水解原理及其應用
2．溶液中微粒間的相互關系及守恒原理
2．難點聚焦
（一） 鹽的水解實質(zhì)
H2O H++OH―
AB== Bn― + An+
HB（n―1）― A(OH)n
當鹽AB能電離出弱酸陰離子（Bn―）或弱堿陽離子（An+），即可與水電離出的H+或OH―結(jié)合成電解質(zhì)分子，從而促進水進一步電離.
與中和反應的關系：
鹽+水 酸+堿（兩者至少有一為弱）
由此可知，鹽的水解為中和反應的逆反應，但一般認為中和反應程度大，大多認為是完全以應，但鹽類的水解程度小得多，故為萬逆反應，真正發(fā)生水解的離子僅占極小比例。
（二）水解規(guī)律
簡述為：有弱才水解，無弱不水解
越弱越水解，弱弱都水解
誰強顯誰性，等強顯中性
具體為：
1．正鹽溶液
①強酸弱堿鹽呈酸性
②強堿弱酸鹽呈堿性
③強酸強堿鹽呈中性
④弱酸堿鹽不一定
如 NH4CN CH3CO2NH4 NH4F
堿性 中性 酸性
取決于弱酸弱堿 相對強弱
2．酸式鹽
①若只有電離而無水解，則呈酸性（如NaHSO4）
②若既有電離又有水解，取決于兩者相對大小
電離程度＞水解程度，呈酸性
電離程度＜水解程度，呈堿性
強堿弱酸式鹽的電離和水解.
a) 以HmAn―表示弱酸酸式鹽陰離子的電離和水解平衡.
Hm+
抑制水解 抑制電離
增大[OH―] 促進電離 促進水離 [H+]增大
僅能存在于一定pH值范圍
如H3PO4及其三種陰離子隨溶液pH變化可相互轉(zhuǎn)化：
pH值增大
H3PO4 H2PO4― HPO42― PO43―
pH減小
③常見酸式鹽溶液的酸堿性
堿性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS.
酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4
（三）影響水解的因素
內(nèi)因：鹽的本性.
外因：濃度、濕度、溶液堿性的變化
（1）溫度不變，濃度越小，水解程度越大.
（2）濃度不變，濕度越高，水解程度 越大.
（3）改變?nèi)芤旱膒H值，可抑制或促進水解。
（四）比較外因?qū)θ蹼娊赓|(zhì)電離和鹽水解的影響.
HA H++A――Q
A―+H2O HA+OH――Q
溫度（T）T↑→α↑ T↑→h↑
加水 平衡正移，α↑ 促進水解，h↑
增大[H+] 抑制電離，α↑ 促進水解，h↑
增大[OH―]促進電離，α↑ 抑制水解，h↑
增大[A―] 抑制電離，α↑ 水解程度，h↑
注：α―電離程度 h―水解程度
思考：①弱酸的電離和弱酸根離子的水解互為可逆嗎？
②在CH3COOH和CH3COONO2的溶液中分別加入少量冰醋酸，對CH3COOH電離程度 和CH3COO―水解程度各有何影響？
（五）鹽類水解原理的應用
1．判斷或解釋鹽溶液的酸堿性
例如：①正鹽KX、KY、KZ的溶液物質(zhì)的量濃度相同，其pH值分別為7、8、9，則HX、HY、HZ的酸性強弱的順序是________________
②相同條件下，測得①NaHCO3 ②CH3COONa ③NaAlO2三種溶液的pH值相同。那實驗么它們的物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是_______________.
因為電離程度CH3COOH＞HAlO2所以水解程度NaAlO2＞NaHCO3＞CH3COON2在相同條件下，要使三種溶液pH值相同，只有濃度②＞①＞③
2．分析鹽溶液中微粒種類.
例如 Na2S和NaHS溶液溶液含有的微粒種類相同，它們是Na+、S2―、HS―、H2S、OH―、H+、H2O，但微粒濃度大小關系不同.
3．比較鹽溶液中離子濃度間的大小關系.
（1）一種鹽溶液中各種離子濃度相對大小
①當鹽中陰、陽離子等價時
[不水解離子] ＞[水解的離子] ＞[水解后呈某性的離子（如H+或OH―）] ＞[顯性對應離子如OH―或H+]
實例：aCH3COONa. bNH4Cl
a.[Na+]＞[CH3COO―] ＞[OH―] ＞[H+]
b.[Cl―] ＞[NH4+]＞[OH―]
②當鹽中陰、陽離子不等價時。
要考慮是否水解，水解分幾步，如多元弱酸根的水解，則是“幾價分幾步，為主第一步”，實例Na2S水解分二步
S2―+H2O HS―+OH―（主要）
HS―+H2O H2S+OH―（次要）
各種離子濃度大小順序為：
[Na+]＞[S2―] ＞[OH―] ＞[HS―] ＞[H+]
（2）兩種電解質(zhì)溶液混合后各種離子濃度的相對大小.
①若酸與堿恰好完全以應，則相當于一種鹽溶液.
②若酸與堿反應后尚有弱酸或弱堿剩余，則一般弱電解質(zhì)的電離程度＞鹽的水解程度.
4．溶液中各種微粒濃度之間的關系
以Na2S水溶液為例來研究
（1）寫出溶液中的各種微粒
陽離子：Na+、H+
陰離子：S2―、HS―、OH―
（2）利用守恒原理列出相關方程.
10電荷守恒：
[Na+]+[H+]=2[S2―]+[HS―]+[OH―]
20物料守恒：
Na2S=2Na++S2―
若S2―已發(fā)生部分水解，S原子以三種微粒存在于溶液中。[S2―]、[HS―]，根據(jù)S原子守恒及Na+的關系可得.
[Na+]=2[S2―]+2[HS―]+2[H2S]
30質(zhì)子守恒
H2O H++OH―
由H2O電離出的[H+]=[OH―]，水電離出的H+部分被S2―結(jié)合成為HS―、H2S，根據(jù)H+（質(zhì)子）守恒，可得方程：
[OH―]=[H+]+[HS―]+2[H2S]
想一想：若將Na2S改為NaHS溶液，三大守恒的關系式與Na2S對應的是否相同？為什么？
提示：由于兩種溶液中微粒種類相同，所以陰、陽離子間的電荷守恒方程及質(zhì)子守恒是一致的。但物料守恒方程不同，這與其鹽的組成有關，若NaHS只考慮鹽本身的電離而不考慮HS―的進一步電離和水解，則[Na+]=[HS―]，但不考慮是不合理的。正確的關系為[Na+]=[HS―]+[S2―]+[H2S]
小結(jié)：溶液中的幾個守恒關系
（1）電荷守恒：電解質(zhì)溶液呈電中性，即所有陽離子所帶的正電荷總數(shù)與所有陰離子所帶的負電荷總數(shù)代數(shù)和為零。
（2）物料守恒（原子守恒）：即某種原子在變化過程（水解、電離）中數(shù)目不變。
（3）質(zhì)子守恒：即在純水中加入電解質(zhì)，最后溶液中[H+]與其它微粒濃度之間的關系式（由電荷守恒及質(zhì)子守恒推出）
練一練！
寫出0.1mol/L Na2CO3溶液中微粒向后三天守恒關系式。
考點32水的電離和溶液的PH
1．復習重點
1．通過對水的電離、離子積、pH定義等重要知識和方法遷移應用的練習，提高認知能力；
2．靈活解答水的電離平衡的相關問題；
3．掌握混合溶液pH計算的方法，并能運用數(shù)學工具解決一些有關pH計算的綜合問題
4．培養(yǎng)學習過程中探究、總結(jié)的習慣。
2．難點聚焦
（一）溶液的酸堿性及pH的值
溶液呈的酸堿性何性，取決于溶液中[H+]、[OH―]的相對大�。簆H值的大小取決于溶液中的[H+]大小
pH=－lg[H+]，pOH=－lgKw=pKw
溶液酸堿性
[H+]與[OH―]關系
任意濕度
室溫（mol/L）
pH值（室溫）
酸性
[H+]＞[OH―]
[H+]＞1×10―7
＜7
中性
[H+]=[OH―]
[H+]=[OH―]=1×10―7
=7
堿性
[H+]＜[OH―]
[H+]＞1×與10―7
＞7
（1）酸性越強，pH值越小，堿性越強，pH值越大，pH值減小一個單位，[H+]就增大到原來的10倍，pH值減小n個單位，[H+]的增大到原來的10n倍.
（2）任意水溶液中[H+]≠0，但pH可為0，此時[H+]=1mol/L，一般[H+]＞1mol/L時，pH＜0，故直接用[H+]表示.
（3）判斷溶液呈中性的依據(jù)為：[H0]= [OH―]或pH=pOH=
pKw
只有當室溫時，Kw=1×10―14
[H+]=[OH―]=10―7mol/L
溶液呈中性
pH=pOH=pKw=7
分析 原因：H2O H++OH－Q
由于水的電離是吸熱的，濕度越高，電離程度越大，kw越大.
中性：pH=pOH=pKw
Tㄊ→Kwㄊ→pH+pOHㄋ
Tㄋ→Kwㄋ→pH=pOHㄊ
如：
中性時Ph=pKw=6＜7.
圖示：不同濕度（T1＞T2）時溶液中[H+]與[OH―]，pH與pOH關系
 |
圖一 圖二
想一想：圖一與圖二有哪些不同？為何不同？
提示：（①形狀 ②T1、T2相對位置）
③簡平分錢劃分的兩個區(qū)域酸堿性不同。建議以[H+]、[OH―]=Kw，和pH+pOH=pKw兩個關系或考慮，并注意濕度不同時Kw的影響。）
（4）溶液pH的測定方法：
①酸堿指示劑 ②pH試紙 ③pH計其中①只傳判定pH范圍
②pH試紙也只能確定在某個值左右（對照標準比色卡），無法精確到小數(shù)點后1倍。另外使用時不能預先潤濕試紙。否則相當于又稀釋了待測液，測定結(jié)果誤差大。
③pH計測定較精確.
（二）酸堿溶液的稀釋前后pH值的變化。
由于強酸或強堿在水中完全電離，加水稀釋后不會有溶質(zhì)進一步電離，故僅僅是體積增大的因素導致酸溶液中的[H+]或堿溶液中的[OH―]減小.
弱酸或弱堿由于在水中不完全電離，加水稀釋同時，能促使其分子進一步電離，故導致相應[H+]或[OH―]減小的幅度降低。
例如 ①等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸，氫氧化鈉和氨水分別加水稀釋。溶液的pH值變化，圖示如下：
②若把上述問題，換成等pH值，圖示又怎樣呢？
強酸弱酸稀釋 強、弱堿稀釋
前
后
前后
pH=a pH(HCl)=a+n＜7 pH=b Ph(NaOH)=b－n＞7
pH(HAC)＜a+n＜7
pH(NH3?H
△pH(HCl)=n △pH(NaOH)=n
△pH(HAC)＜n △pH(NH3?H2O)＜n
△pH(HCl)＞△pH(HAC) △pH(NaOH)＞△pH(NH3?H2O)
注意：
①酸無論怎樣稀釋，不可能成為堿性；若無限稀釋，則pH只能無限接近7且小于7.
②堿無論怎樣稀釋，不可能成為酸性；若無限稀釋，則pH只能無限接近7且大于7
③當起始強酸、弱酸的pH相同，稀釋后為達仍相同，則稀釋倍數(shù)一定是弱酸大小強酸（強堿、弱堿類同）
（三）有關pH的計算
1．溶液簡單混合（不發(fā)生反應，忽略混合時體積變化）
強酸：pH=pH小+0.3
若等體積混合，且△pH≥2
強堿：pH=pH大－0.3
若不等體積混合，物質(zhì)的量濃度 強酸[H+]總=
分別為M1、M2體積分別為 強堿[OH―]總=
V1、V2的一元強酸或強堿
注意：強酸直接由[H+]總求pH值
強堿由[OH―]總求pOH，后再求pH值.
2．強酸和強堿混合（發(fā)生中和反應，忽略體積變化）可能情況有三種：
①若酸和堿恰好中和. 即nH+=nOH―，pH=7.
②若酸過量，求出過量的[H+]，再求pH值.
③若堿過量，求出過量的[OH―]，求出pOH后求pH值.
特例：若強酸與強堿等體積混合
①若pH酸+pH堿=14，則完全中和pH=7.
②若pH酸+pH堿＞14，則堿過量pH≈pH堿－0.3
③若pH酸+pH堿＜14，則酸過量pH≈pH酸+0.3
討論：
pH=a的HCl溶液和pH=b的NaOH溶液按體積比V1 ：V2混合.當混合液分別呈中性、酸性、堿性時，且V1 ：V2=10n時，a+b分別為多少？
分析 ①呈中性：即pH=7.
nH+=nOH―
10―a?V1=10―（14－b）?V2
V1 ：V2=10―14+a+b
10n=
n=a+b－14
a+b=14+n
②若呈酸性. 即pH＜7
nH+＞nOH―
10―a?V1＞10―（14－b）?V2
V1 ：V2＞10―14+a+b
10n＞10－14+ a+b
a+b＜14+n
�、廴舫蕢A性，即pH＞7，同理可知
a+b＞14+n
想一想：若V1 ：V2=1 ：10n=10―n，三種情況的結(jié)果又如何呢？
3．關于酸、堿混合時的定性判斷（常溫）
酸與堿混合時發(fā)生中和反應，但不一定恰好完呈中和。即使恰好完全中和，也不一定溶液呈中性，由生成的鹽能否水解及水解情況而定，另外酸堿的強弱不同，提供反應物的量不同也影響著反應后溶液的性質(zhì)。一般酸或堿過量化生成的鹽水解對溶液的酸堿性影響大。
下面把常見的幾種情況分列出來.
①等物質(zhì)的量濃度的一元弱酸一元強堿溶液等體積混合溶液pH＞7（由生成的強堿弱酸鹽水解決定）
②等物質(zhì)的量濃度的一元強酸與一元弱堿溶液等體積混合后溶液pH＜7（由生成的強酸弱堿鹽水解決定）
③等物質(zhì)的量濃度的一元強酸與強堿溶液等體積混合后溶液pH=7（因生成強酸強堿鹽不水解）
想一想：若酸或堿之一是多元，情況又怎樣？
④當pH=pOH的強酸與強堿溶液以等體積混合后pH=7（與酸、堿的幾元性無尖）
⑤當pH=3的某一元酸溶液與pH=11的一元強堿以等體積混合后pH≤7。（考慮酸有強弱之分，若分弱酸，制反應后酸過量）
⑥當pH=3的某一元強酸pH=11的一元堿溶液的以等體積混合后pH≥7（同理⑤，弱堿過量）
⑦將pH=3的酸溶液和pH=11的堿溶液以等體積混合后溶液pH=無法確定.
再想一想：⑤⑥⑦與酸、堿的幾元性有無關系？
3．例題精講
知識點一：水的電離
【例1】（1）與純水的電離相似，液氨中也存在著微弱的電離：2NH3 
NH4++NH2-
據(jù)此判斷以下敘述中錯誤的是 （ ）
A．液氨中含有NH3、NH4+、NH2-等微粒
B．一定溫度下液氨中C(NH4+)?C(NH2-)是一個常數(shù)
C．液氨的電離達到平衡時C(NH3) = C(NH4+) = C(NH2-)
D．只要不加入其他物質(zhì)，液氨中C(NH4+) = C(NH2-)
（2）完成下列反應方程式
①在液氨中投入一小塊金屬鈉，放出氣體――――――――――――――――――――――――――――
②NaNH2溶于水的反應――――――――――――――――――――――――――――――――――
③類似于“H++OH―=H2O”的反應――――――――――――――――――――――――――――
解析：此題要求掌握水自偶的實質(zhì)(水分子電離產(chǎn)生的H+與H2O結(jié)合形成H3O+)以及水的電離平衡,并能遷移應用于對于NH3電離的認識：NH3分子電離產(chǎn)生H+和NH2―,H+與NH3結(jié)合生成NH4+，液氨電離產(chǎn)生等量的NH2―與NH4+，一定溫度下離子濃度乘積為一常數(shù)；NH4+類似于H+，NH2―類似于OH―。具備上述知識后，就可順利完成解題。
答案：（1）C
（2）①2Na+2NH3=H2↑+2NaNH2
②NaNH2+H2O=NaOH+NH3↑或NH2―+H2O=OH―+NH3↑
③NH2―+NH4+ =2NH3↑或NH4Cl+NaNH2=2NH3↑+NaCl
知識點二：水的離子積
【例2】某溫度下純水中C(H+) = 2×10-7 mol/L，則此時溶液中的C(OH-) = ___________。
若溫度不變，滴入稀鹽酸使C(H+) = 5×10-6 mol/L，則此時溶液中的C(OH-) = ___________。
解析：由水電離產(chǎn)生的H+與OH-量始終相等，知純水中C(H+) = C(OH-)。根據(jù)純水中C(H+) 與C(OH-)可求出此溫度下水的Kw的值，由Kw的性質(zhì)（只與溫度有關，與離子濃度無關），若溫度不變，稀鹽酸中Kw仍為此值，利用此值可求出鹽酸中的C(OH-)。
答案：純水中 C(OH-) = C(H+) = 2×10-7 mol/L
Kw = C(H+)?C(OH-) = 2×10-7×2×10-7 = 4×10-14
稀鹽酸中 C(OH-) = Kw / C(H+) = (4×10-14) / (5×10-6) = 8×10-9 mol/L
【例3】 .難溶化合物的飽和溶液存在著溶解平衡，例如：
AgCl(s) Ag++Cl―,Ag2CrO4(s) 2Ag++CrO42―,在一定溫度下，難溶化合物飽和溶液離子濃度的乘積為一常數(shù)，這個常數(shù)用Ksp表示。
已知：Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl-]=1.8×10-10
Ksp(Ag2CrO4)=[Ag+]2[CrO42-]=1.9×10-12
現(xiàn)有0.001摩/升AgNO3溶液滴定0.001摩/升KCl和0.001摩/升的K2CrO4的混和溶液，試通過計算回答：
(1)Cl-和CrO42-中哪種先沉淀?
(2)當CrO42-以Ag2CrO4形式沉淀時，溶液中的Cl-離子濃度是多少? CrO42-與Cl-能否達到有效的分離?(設當一種離子開始沉淀時，另一種離子濃度小于10-5mol/L時，則認為可以達到有效分離)
解析：（1）當溶液中某物質(zhì)離子濃度的乘積大于Ksp時，會形成沉淀。幾種離子共同沉淀某種離子時，根據(jù)各離子積計算出所需的離子濃度越小越容易沉淀。（2）由Ag2CrO4沉淀時所需Ag+濃度求出此時溶液中Cl―的濃度可判斷是否達到有效分離。
解答：（1）AgCl飽和所需 Ag+濃度[Ag+]1=1.8×10-7摩/升
Ag2CrO4飽和所需Ag+濃度[Ag+]2=
=4.36×10-5摩/升
[Ag+]1<[Ag+]2，Cl-先沉淀。
（2） Ag2CrO4開始沉淀時[Cl-]=
=4.13×10-6<10-5，所以能有效地分離。
知識點三：水的電離平衡的移動
【例4】 ：某溶液中由水電離出來的C(OH―)=10-12mol/L，則該溶液中的溶質(zhì)不可能是（ ）
A、HCl B、NaOH C、NH4Cl D、H2SO4
解析：由水電離反應式知：此溶液水電離產(chǎn)生的C(H+)=C(OH―) =10-12mol/L，若溶液中的H+全部來自水的電離，則此溶液顯堿性，是因溶有堿類物質(zhì)所致，若溶液中的H+不僅為水電離所產(chǎn)生，則此溶液顯酸性，為酸性物質(zhì)電離所致。NH4Cl不可能電離產(chǎn)生H+。
解答：C
下列兩題為上題的變式，分析一下變在何處？解題方法、思路與上題是否一樣？差異何在？
（1）室溫下，在純水中加入某物質(zhì)后，測得溶液中由水電離產(chǎn)生的C(H+)=10-12mol/L，則加入的物質(zhì)可能是（假設常溫下碳酸、氫硫酸的第一步電離度為0.1%） （ ）
A、通入CO2 B、通入H2S C、通入NH3 D、加入NaHSO4
（2）某溶液中水電離產(chǎn)生的C(H+)=10-3mol/L，,該溶液中溶質(zhì)可能是（ ）
①Al2(SO4)3 ②NaOH ③NH4Cl ④NaHSO4
A、①② B、①③ C、②③ D、①④
【例5】能促進水的電離，并使溶液中C(H+)>C(OH―)的操作是 （ ）
（1）將水加熱煮沸 （2）向水中投入一小塊金屬鈉 （3）向水中通CO2 （4）向水中通NH3 （5）向水中加入明礬晶體 （6）向水中加入NaHCO3固體 （7）向水中加NaHSO4固體
A、（1）（3）（6）（7） B、（1）（3）（6） C、（5）（7） D、（5）
解析：本題主要考查外界條件對水的電離平衡的影響，請按如下思路完成本題的解：本題涉及到哪些條件對水的電離平衡的影響？各自對水的電離平衡如何影響？結(jié)果任何（C(H+)與C(OH―)相對大�。�？歸納酸、堿、鹽對水的電離平衡的影響。
解答： D
知識點四：pH的定義方法
【例6】、下列溶液，一定呈中性的是 （ ）
A.由等體積、等物質(zhì)的量濃度的一元酸跟氫氧化鈉溶液混合后所形成的溶液
B.[H+]=1×10-7mol?L-1的溶液
C.pH=14-pOH 的溶液
D.pH=pOH 的溶液 （2000年化學試測題）
解析：此題要求將教材中定義pH方法遷移應用于表示pOH以及pH與pOH的關系，根據(jù)pH的定義方法，可定義pOH= ?lgC(OH?)，將室溫下水的離子積的表達式C(H+)×C(OH―)=10?14兩邊取負對數(shù)，?lgC(H+)?lgC(OH?)= ?lg10?14，整理得pH+pOH=14。應用所得關系式分析可得答案。
解答：D
點評：pOH= ?lgC(OH?)、pH+pOH=14兩個關系式及其應用均不在教學大綱和考綱范圍內(nèi)，我們不一定要掌握，但將教材中的知識、方法加以遷移應用，進行探究發(fā)現(xiàn)是教學大綱和考綱提出的能力要求。此題作為全國高考化學測試題具有重要的指導意義，值得大家認真去領悟，在隨后的2001年上海高考題以及2002年全國理科綜合高考題中又出現(xiàn)了類似的題目。
為更好地表示溶液的酸堿性，科學 家提出了酸度（AG）的概念，AG＝
，則下列敘述正確的是
A 中性溶液的AG＝0
B 酸性溶液的AG＜0
C 常溫下0.lmol/L氫氧化鈉溶液的AG＝12
D 常溫下0.lmol/L鹽酸溶液的AG＝12( 2001年上海)
有人曾建議用AG表示溶液的酸度（acidity arede），AG的定義為AG＝lg（[H＋]/[OH－]）。下列表述正確的是
A 在
B 在
C 在
D 在
知識點五：溶液pH的計算
【例7】室溫下將n體積pH=10和m體積pH=13兩種NaOH溶液混合得pH=12的NaOH溶液，則n：m=――――――――――――――
解析：此題是關于兩種不反應的溶液混合后溶液pH值的計算，根據(jù)混合前后溶質(zhì)(NaOH)量守恒，列式求解
解答：pH=10 C(H+)=10-10mol/L C(OH―) =10-4mol/L
pH=
pH=
10-4?n + 10-1?m = (n+m) ×10-2
n ：m = 100 ：11
規(guī)律： 有關混合溶液的pH計算，題設條件可千變?nèi)f化，正向、逆向思維，數(shù)字與字母交替出現(xiàn)，但基本題型只有兩種：（1）混合后不反應，（2）混合后反應。對于溶液的稀釋，可將水作為濃度為0的溶液，仍屬混合后不反應一類，這一類混合溶液的pH應介于兩種溶液的pH之間，因而酸、堿溶液無論加多少水稀釋，其最終pH均不可能等于純水的pH（即常溫不可能為7）。
混合溶液pH的計算方法也很簡單，即設法求出混合溶液的C(H+)，若是溶液顯堿性，則必須先求出溶液的C(OH―)，然后再換算為C(H+)或按OH―量守恒列式求解。
【例8】25ºC，若10體積的某強堿溶液與1體積的某強酸溶液混合后，溶液呈中性，則混合之前，該堿的pH與強酸的pH之間該滿足的關系是_______________________
分析：由題意知，本題為酸、堿混合后完全中和，根據(jù)中和反應的實質(zhì)可知，酸中n(H+)與堿中n(OH-)相等，故有C(H+)酸V酸 == C(OH-)堿V堿，由此關系列式可求得結(jié)果。
解答：設酸的pH為a，C(H+)酸=10-a，堿的pH為b，C(OH-)堿=10-14 / 10-b=10- (14 - b)
因為混合后溶液呈中性，所以C(H+)酸V酸 == C(OH-)堿V堿
10-a ×V = 10 - (14 - b) ×10V = 10 - (13 - b) ×V
10-a = 10 - (13 - b)
兩邊取負對數(shù)：-lg10-a = -lg10 - (13 - b)，a=13-b a+b=13
即酸的pH與堿的pH之和為13
點評：上面解法盡管可順利地得出本題的解，但題中的酸堿體積比可以任意變換，則每一變換都得重新求解，這就啟發(fā)我們能否找出酸、堿pH與兩者體積比之間的關系呢？同時若混合后不顯中性其關系又會怎樣呢？
將上面的解改為：
C(H+)酸V酸 == C(OH-)堿V堿
10-a ×V酸 = 10 - (14 - b) ×V堿
10-a?10-b=10-14?（V堿 / V酸）
兩邊取負對數(shù)得：a+b=14?lg（V堿 / V酸）
若混合后溶液顯酸性――――――――――――――――――――――――：
若混合后溶液顯堿性―――――――――――――――――――――――――：
同學們在學習中要善于總結(jié)、積累，把自己積累的經(jīng)驗、成果用于指導自己的學習。例如掌握了上述關系后，解下列題目就很輕松。
在20℃時，有PH值為x（x£6）的鹽酸和PH值為y（y³8）的NaOH溶液，取Vx升該鹽酸同該NaOH溶液中和，需Vy升NaOH溶液
（1）若x+y=14時，則
=
（2）若x+y=13時，則=
（3）若x+y>14時，則=
（表達式），且Vx Vy（填<、>或=）
4．實戰(zhàn)演練
一 選擇題
1.水是一種極弱的電解質(zhì),在室溫下平均每n個水分子只有一個水分子能電離，則n是 （ ）
A.1×10-4
B. 55.6×
2．將1mol?L-1H2SO4溶液100mL與質(zhì)量分數(shù)為10%的NaOH溶液50g混合均勻后，滴入甲基橙指示劑，此時溶液的顏色是 （ ）
A．淺紫色 B．黃色 C．紅色 D．無色
3.pH定義為pH=-lg｛c(H＋)｝，pOH定義為pOH=-lg｛c(OH-)｝，Kw表示25℃時水的離子積常數(shù)，則弱酸性溶液中的c(H＋)可表示為 ( )
A、Kw/pOH mol/L B、10pOH-14 mol/L
C、10 14-pOH mol/L D、10-pOH mol/L
4．能使水的電離平衡正向移動，而且所得溶液呈酸性的是 （ ）
A．將水加熱到100℃時，水的pH=6 B．向水中滴加少量稀硫酸
C．向水中滴加少量NaHCO3 D．向水中加入少量明礬晶體
5. 常溫下某溶液中水電離出的C(H+) = 1×10-13 mol/L，則下列說法中正確的是 （ ）
A．該溶液一定呈酸性 B．該溶液一定呈堿性
C．該溶液中一定有C(OH-) = 0.1mol/L D．該溶液的pH值為1或13
6．25℃時，在水電離出的C(H+)=1×10-5摩/升的溶液中，一定能大量共存的是 ( )
A.Al3+、NH4+、SO42-、Cl- B. Mg2+、K+、SO42-、HCO3-
C.K+、Na+、Cl-、SO42- D.Ba2+、Cl-、Na+、PO43-
7.有①、②、③三瓶體積相等，濃度都是1mol/L的HCl溶液，將①加熱蒸發(fā)至體積減小一半，在②中加入CH3COONa固體(加入后溶液仍呈酸性)，③不作改變，然后以酚 酞作指示劑，用溶液滴定上述三種溶液，消耗的NaOH溶液的體積是 ( )
A、①=③>② B、③>②>① C、①=②=③ D、①<②=③
8．NH4Cl溶于重水(D2O)生成一水合氨和水合離子的化學式為 （ ）
A、NH3?D2O和HD2O+ B、NH3?HDO和D3O+
C、NH2D?D2O和DH2O+ D、NH2D?HDO和D3O+
9.室溫時，pH=10的氨水和Na2CO3溶液中，水電離產(chǎn)生的C(H+)前者與后者之比 （ ）
A．1∶1 B．10¯10∶10¯4 C．10¯4∶10¯10 D10¯10∶10¯7
10.25℃，向VmLpH = a的NaOH溶液中滴加pH = b的鹽酸10VmL時，溶液中Cl―的物質(zhì)的量恰好等于加入Na+的物質(zhì)的量，則此時（a+b）的值為 ( ）
A、13 B、14 C、15 D、無法判斷
11．在醫(yī)院中，為酸中毒病人輸液不應采用 （ ）
A 0.9％氯化鈉溶液 B 0.9％氯化銨溶液
C 1.25％碳酸氫鈉溶液 D 5％葡萄糖溶液
12.若室溫時PH=a的氨水與PH=b的鹽酸等體積混和，恰好完全反應，則該氨水的電離度可表示為 ( ) A.10(a+b-12)% B.10(a+b-14)% C.10(12-a-b)% D.10(14-a-b)%
13.把40毫升Ba(OH)2溶液加入到120毫升鹽酸中，所得的溶液的PH值為2。如果混和前Ba(OH)2和鹽酸兩種溶液PH值之和為14，則鹽酸的物質(zhì)的量濃度接近于 ( )
A.0.015摩/升 B.0.02摩/升 C.0.03摩/升 D.0.04摩/升
14．已知NaHSO4在水中的電離方程式為NaHSO4 =Na+ +H+ + SO42―。某溫度下，向pH=6的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液pH為2，對于該溶液，下列敘述不正確的是 （ ）
A、該溫度高于25℃
B、水電離出來的c (H+)=1.0×10-10 mol/L
C、c (H+)= c (OH―)+C(SO42―)
D、該溫度下加入等體積pH值為12的NaOH溶液可使反應后的溶液恰好呈中性
15．能表示人體大量喝水時，胃液的pH變化的是 （ ）
pH
pH
pH
pH
7 7
7
7
0
V(H2O) 0
V(H2O) 0 V(H2O) 0
V(H2O)
A B C D
16．4體積pH=9的Ca(OH)2溶液跟1體積pH=13的NaOH溶液混合后，溶液中氫離子濃度為 （ ）
A．5×10-13mol/L B．2×10-12mol/L
C．1/5（4×10-9 + 1×10-13）mol/L D．1/5（4×10-5 + 1×10-1）mol/L
17.a、b、c、d四種溶液PH值都小于7，已知四種溶液中[H+]和[OH-]之和由大到小的順序是b>a>d>c，則這四種溶液PH值由大到小的順序是
( )
A.c>d>a>b B.b>a>d>c C.a>b>c>d D.無法確定
18. 有下列四種溶液：(1)HCl (2)AlCl3(3)NaOH (4)Na2CO3，此四種溶液中水的電離度分別為a1、a2、a3、a4已知a1=a3，a2=a4且
=106，則四種溶液的PH值不可能是 （ ）
A、5 5 10 10 B、4 4 10 10
C、3 5 11 9 D、5 3 9 11
19．NaH是―種離子化合物，它跟水反應的方程式為：NaH＋H2O→NaOH＋H2↑，它也能跟液氨、乙醇等發(fā)生類似的反應，并都產(chǎn)生氫氣。下列有關NaH的敘述錯誤的是 （ ）
A 跟水反應時，水作氧化劑 B NaH中H－半徑比Li＋半徑小
C 跟液氨反應時，有NaNH2生成 D 跟乙醇反應時，NaH被氧化
20、常溫下某溶液，水電離出的c (OH-)=1.0×10-4 mol/L,該溶液中溶質(zhì)可能是 ( )
①Al2(SO4)3 ②NaOH ③NH4Cl ④NaHSO4
A、①② B、①③ C、②③ D、①④
二 填空題
21．測得某溶液的pH = 6.5，且氫離子與氫氧根離子物質(zhì)的量相等，此溶液呈_____性。測定溫度______室溫（填高于、低于或等于），其理由是 。 將此溫度下pH=11的NaOH溶液aL與pH=1的H2SO4溶液bL混合。
（1）若所得混合液為中性，則a┱b 。
（2）若所得混合液的pH=2，則a┱b 。
22、水的電離平衡曲線如圖所示。
(1) 若以A點表示25℃時水的電離平衡的離子
濃度，當溫度升高到100℃時，水的電離平衡狀
態(tài)移動到B點，則此時水的離子積
從________變化到_________。
(2) 將pH=8的Ba(OH)2溶液與pH=5的稀鹽酸混
合，并保持100℃的恒溫，致使混合溶液
的pH=7，則Ba(OH)2和鹽酸的體積比為__________________。
(3) 已知AnBm的離子積為[c(Am+)]n[c(Bn-)]m，若某溫度下Ca(OH)2的溶解度為0.74g，設飽和溶液的密度為1g/mL，其離子積約為______________。
三 計算題
23、某溫度下的溶液中c (H+)=1.0×10x mol/L，c (OH-)=1.0×10y mol/L。x與y的關系如右圖所示；
(1)求該溫度下，中性溶液的pH。
(2)求該溫度下0.01mol/LnaOH溶液的PH
（3）該溫度下，pH=a的醋酸溶液與pH=b的NaOH溶液等體積混合，恰好完全反應，
求此醋酸溶液中醋酸的電離度。
24．（7分）向50ml0.018mol/L的AgNO3溶液中加入50ml0.02mol/L的鹽酸，生成了沉淀。如果溶液中C(Ag+)和C(Cl―)的乘積是一個常數(shù)，C(Ag+)? C(Cl―)=1.0×10―10，當溶液中C(Ag+)? C(Cl―)>常數(shù)，則有沉淀產(chǎn)生，反之沉淀溶解，求
（1）沉淀生成后溶液中C(Ag+)是多少？
（2）如果向沉淀生成后的溶液中再加入50mL0.001mol/L的鹽酸，是否產(chǎn)生沉淀，為什么？
答案
1 B 2 C 3 B 4D 5 D 6 AC 7 D 8 B 9 B 10 C 11 B 12 A 13 B 14 D
15 D 16 A 17 A 18 A 19 B 20 B
21 中， 高于 。 水的離解反應：H2O=H+ +OH- 吸熱反應，升溫有利于水的離解，使Kw
增大 （1）10┱1 （2）9┱2
22 (1) 10-14 10-12 (2) 2 ：9 (3) 4×10-3
23（1） 7.5 （2）13 （3）1017－a－b%
24．解：⑴由Ag++Cl―=AgCl
可知沉淀后C(Cl-)=（0.02―0.018）50/（50+50）=0.001mol/L
所以C(Ag+)=1×10-10/0.001=1×10―7mol/L
⑵再加入50mL鹽酸后 C(Ag+)=1×10-7×100/（100+50）=2/3×10-7mol/L
C(Cl-)=0.001mol/L
C(Ag+)×C(Cl-)=2/3×10-7х10-3=2/3•10-14<1×10-12
所以不產(chǎn)生沉淀
考點31電離平衡
1．復習重點
1．強、弱電解質(zhì)的概念及電離方程式的書寫；
2．弱電解質(zhì)的電離平衡；電離平衡常數(shù)。
2．難點聚焦
（一）強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)
1．相互關系
否――非電解質(zhì)
化合物 是――強電解質(zhì)
能
否――弱電解質(zhì)
熱或水的作用
電解質(zhì) 自由移動離子
電離
思考：一種物質(zhì)的水溶液能導電，原物質(zhì)一定是電解質(zhì)嗎？
分析：不一定！關鍵要分清發(fā)生電離散是否要原物質(zhì)本身。有可能溶于水時就發(fā)生了化學變化
如（1）Cl2 
氯水
↓ ↓
即不是電解質(zhì) HCl.HclO
又不是非電解質(zhì) 發(fā)生電離
（2）CO2 碳酸溶液
↓ ↓
非電解質(zhì) H2CO3電離
（3）Na2O NO2OH溶液
↓ ↓
雖不是本身電離子 NaOH電離
但可在熔融態(tài)電
離，故它屬強電
解質(zhì)
2．比較強、弱電解質(zhì)
強電解質(zhì)
弱電解質(zhì)
電離程度
完全
部分
電離平衡
不、不可逆
有、可能
過程表示
溶液中存在的微粒
（水分子不計）
====
只有電離出的陰、陽離子，不存在電解質(zhì)分子
即有電離出的陰、陽離子（少部分），又有電解質(zhì)分子（大部分）。
電離方程式
H2SO4====2H++SO42―
CaCl2====Ca2++2Cl―
NH3?H2O NH4++OH―
H2S H++HS―，HS―
H++S2―
實例
絕大多數(shù)的鹽（包括難溶性鹽）；
強酸：H2SO4、HCl、HclO4等；
強堿：Ba(OH)2、Ca(OH)2等。
注意：多元強酸電離一步完成且完全
如 HnA====Nh++An―
而多元弱酸的電離是分步進行的，且第二步電離比第一步電離困難，第三步電離比第二步電離更困難，但每步電離都存在相應的電離平衡，因此應分步書寫電離方程式。例如磷酸的電離方程式應寫三步：
H3PO4 H++H2PO4―， H2PO4― H++HPO42― HPO42― H++PO43―，不能合并成H3PO4 3H++PO43―。由于磷酸溶液中的[H+]主要由第一步電離決定，因此磷酸的電離方程式有時也可只寫第一步。
對HnA弱酸而言，電離方程式可只考慮：
HnA H++Hn+A―
想一想：為什么多元的酸電離下一步比上一步困難，電離程度小得多，甚至可忽略？
（二）弱電解質(zhì)的電離平衡
（1）概念
弱電解質(zhì)的電離平衡是指在一定條件下（濕度、濃度），弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等的狀態(tài)。
（2）特點
①動――動態(tài)平衡：V（聞子化）=V（分子化）≠0。在電離方程式中用“ ”表示。
②定――平衡時各組成成分一定，即平衡時溶液中離子濃度和分子濃度保持不變
③變――條件改變，平衡被打破。
（3）影響電離平衡的因素
與化學平衡一樣，外界條件的改變也會引起移動.
以0.1mol/1 CH3COOH溶液為例：
項目
變化
項目
加水
升溫
加入固體
NaOH
加入無水
CH3COONa
通入氣體
HCl
加入等濃度的CH3COOH
平衡移動
右移
右移
右移
左移
左移
不移動
H+的物質(zhì)的量（mol）
增大
增大
減小
減小
增大
增大
[H+]濃度(mol)
減小
增大
減小
減小
增大
不變
PH值
增大
減小
增大
增大
減小
不變
導電能力
減弱
增強
增強
增強
增強
不變
（三）電解質(zhì)溶液導電能力的強弱與電解質(zhì)強弱影響溶液導電能力的因素：
①自由移動離子濃度的大小。（主要決定因素）濕度一定，離子濃度越在，導電能力越強。
②濕度：濕度越高，導電能力越強。（與金屬導電相反）
③離子電荷數(shù)：電荷數(shù)越高，導電能力越強。
由此可知：強電解質(zhì)溶液的導電能力不一定比弱電解質(zhì)強。
如 較濃醋酸的導電能力可比極稀HCl溶液強。 CaCO3雖為強電解質(zhì)，但溶于水所得溶液極稀，導電能力極差。
思考：若在某溶液中加入一種物質(zhì)，出現(xiàn)沉淀，則溶液的導電能力一定減弱嗎？（濕度不變）
分析：不一定。關鍵要看溶液中離子濃度有無顯著變化。如：
（1）若在H2SO4溶液中加Ba(OH)2，因生成BaSO4沉淀和極難電離的水，使溶液中離子濃度降低，導電能力降低。
（2）若在H2SO4溶液中加BaCl2，雖有沉淀BaSO4生成，但同時生成了HCl，相當于1molSO42―被2molCl―代替，故導電能力有所增強。
（3）若在HCl溶液中加AgNO3，則導電能力幾乎不變。
（四）水的電離平衡
1． 實驗證明，純水微弱的導電性，是極弱的電解質(zhì)：
2． 
=55.6(mol)共有10―7mol發(fā)生電離
H2O H++OH―
起始(mol) 55.6 0 0
電離(mol) 10―7 10―7 10―7
平衡(mol)55.6－10―7 10―7 10―7
2．影響Kw的因素
Kw與溶液中[H+]、[OH―]無關，與濕度有關。
水的電離為吸熱過程，所以當濕度升高時，水的電離程度增大，Kw也增大。
例如
3．影響水的電離平衡因素
（1）濕度，升濕度促進水的電離，降溫則相反
（2）向純水中引入H+或OH―，會抑制水的電離
（3）向純水中引入弱酸酸根陰離子或弱堿陽離子，將促進水的電離，此乃為鹽類水解的實質(zhì)。
3． 酸、堿、鹽溶液中水電離的定量計算。（列表比較如下：）
[H+]水與[OH―]水關系
x的計算式
室溫x值
對水電離影響
純水
[H+]水=[OH―]水
x=
x=1×10―7mol/L
對水電離影響
酸溶液
x=
x＜1×10―7mol/L
堿溶液
x=
抑制
正
鹽
溶
液
強酸弱堿鹽
強堿弱酸鹽
強堿強酸鹽
x=[H+]
x＞1×10―7mol/L
促進
x=[OH―]
x=
x=1×10―7mol/L
無
注[H+]水、[OH―]水指水電離出的H+、OH―濃度
[H+]水、[OH―]指指溶液中的H+、OH―濃度
由上表可得重要規(guī)律：
（1）在任意濕度、任意物質(zhì)的水溶液中（含純水）的水本身電離出的[H+]水≡[OH―]水
（2）酸和堿對水的電離均起抑制作用
①只要堿的pH值相等（不論強弱、不論幾元）對水的抑制程度相等，堿也同理。
②若酸溶液的pH值與堿溶液的pOH值相等，則兩種溶液中水的電離度相等。
如pH=3的鹽酸溶液與pH=11的氨水溶液在室溫下，由水電離出的
[H+]水=[OH―]水=
=10―11mol/L
（3）在凡能水解的鹽溶液中，水的電離均受到促進，且當強酸弱的堿鹽的pH和強堿弱酸鹽的pOH值相等時（同一濕度），則促進程度相等。
（4）較濃溶液中水電離出[H+]的大小：
①酸溶液中[OH―]等于水電離的[H+]
②堿溶液中[H+]等于水電離的[H+]
③強酸弱堿鹽溶液中的[H+]等于水電離出[H+]
④強堿弱酸鹽溶液中的[OH―]等于水電離出的[H+]
如pH=4的NH4Cl溶液與pH=10的NaAc溶液中，（室溫）由水電離出的
[H+]水=[OH―]水=
=10―4mol/L
3．例題精講
例1．下列四種溶液中，由水電離出的[H+]之比（依次）為（ ）
①pH=0的鹽酸 ②0.1mol/L的鹽酸 ③0.01mol/L的NaOH溶液 ④pH=11的NaOH溶液
（A）1 ：10 ：100 ：1000 （B）0 ：1 ：12 ：11
（C）14 ：13 ：12 ：11 （D） 14 ：13 ：2 ：3
解析①[H+]=1mol/L [H+]水=[OH―]=1×10―14mol/L
②[H+]=1mol/L [H+]水=
=1×10―13mol/L
③[OH―]=1×10―2mol/L [H+]水=
=1×10―12mol/L
④[OH―]=1×10―3mol/L [H+]水=
=1×10―11mol/L
例2．某濕度下，純水中的[H+]=2×10―7mol/L，則此時[OH―]=______，若濕度不變，滴入稀硫酸使[H+]=5×10―6mol/L，則[OH―]=_______，由水電離出[H+]為，該純水的PH值_______（填＞、＜、=＝
解析
純水中
H2O H++OH―
mol/L 2×10―7 2×10―7
加酸后，水的電離平衡逆向移動，使[OH―]減小，可由Kw、[H+]求出[OH―]，此濕度下Kw值為2×10―7 ×2×10―7= 4×1―14
[OH―]=
=8×10―9mol/L
由水電離的[H+]=[OH―]=8×10―11mol/L
該濕度下Ph= －lg×10―7= 7?lg2＜7.
例3．常溫下某溶液中，由水電離出的[H+]為1×10―12mol/L，該溶液中一定能大量共存的離子組是（ ）
A．K+、Na+、SO42―、NO3― B．Na+、K+、S2―、CO32―
C．Fe2+、Mg2+、Cl―、SO42― D．NH4+、Cl―、K+、SO32―
解析 常溫、由水電離出的[H+]=×10―11mol/L＜1×10―7mol/L說明水的電離受到抑制。此溶液可能是pH=1酸溶液，也可能為pH=13的堿溶液，選項B、D中的S2―、CO32―、SO32―不能存在于強酸性溶液中，C中的Fe2+、Mg2+、D中的NH42+、D中的NH4+與OH―均不能大量存共存，故本題答案A。
例4．在圖（1）所示的裝置中，燒杯中盛放的是Ba(OH)2溶液，當從滴定管中逐漸加入某種溶液（A）時，溶液的導電性的變化趨勢如圖（2）所示。
 |
圖1 圖2
該根據(jù)離子反應的特點分析：A溶液中含有的溶質(zhì)可能是_________或__________（至少寫出兩種），并寫出相應的離子反應的離子方程式：
________________________________、____________________________
解析：從圖2可分析知，隨著A的加入溶液導電能力迅速降低，說明A必定能與Ba(OH)2發(fā)生反應，使溶液中離子濃度變得極小，故不僅與Ba2+反應轉(zhuǎn)化為沉淀，還要與OH―反應生成水或其它弱電解質(zhì)，當反應完全后，過量A的加入，導電能力又顯著上升，說明A應為強電解質(zhì)，故A可能是H2SO4或CuSO4或MgSO4或(NH4)2SO4等。
離子方程式：2H++SO42―+Ba2++2OH―=BaSO4↓+2H2O
Mg2++SO42―+Ba2++2OH―=BaSO4↓+Mg(OH)2
想一想：A可否為Na2SO4或H2CO3溶液？為什么？
4．實戰(zhàn)演練
考點30合成氨條件的選擇
1．復習重點
1．如何應用化學反應速率和化學平衡原理，選擇合成氨的適宜條件。
2.了解應用化學原理選擇化工生產(chǎn)條件的思路和方法。
2．難點聚焦
1．合成氨條件的選擇
工業(yè)上用N2和H2合成氨：
N2+3H2 2NH3+Q
從反應速率和化學平衡兩方面看，選擇什么樣的操作條件才有利于提高生產(chǎn)效率和降低成本呢？
從速率看，溫度高、壓強大（即N2、H2濃度大）都會提高反應速率；
從化學平衡看，溫度低、壓強大都有利于提高N2和H2的轉(zhuǎn)化率。
可見，壓強增大，從反應速率和化學平衡看都是有利于合成氨的。但從生產(chǎn)實際考慮，壓強越大，需要的動力越大，對材料的強度和設備的制造要求越高，將使成本增大。故一般合成氨廠采用的壓強是20~50MPa帕斯卡。
而溫度升高，有利于反應速率但不利于N2和H2的轉(zhuǎn)化率。
如何在較低的溫度下保持較大轉(zhuǎn)化率的情況下，盡可能加快反應速率呢？選用合適的催化劑能達到這個目的。那么，較低的溫度是低到什么限度呢？不能低于所用催化劑的活性溫度。目前使用的催化劑是以鐵為主體的多成分催化劑――又稱鐵觸媒。其活性溫度為450℃~550℃，即溫度應在450~550℃為宜。將來如制出活性溫度更低、活性也很在的新型催化劑時，合成氨使用的溫度當然比現(xiàn)在要低，轉(zhuǎn)化率就能更高了。
選擇適宜的條件：根據(jù)N2+3H2 2NH3+Q這一反應的特點，運用化學反應速
率和化學平衡的理論來選擇適宜條件。該反應為可逆、體積減小、正反應為放熱等特點。
（1）適宜的壓強：為何強調(diào)適宜？壓強越大、有利于NH3的合成，但太大，所需動力大，材料強度高，設備制造要求高，成本提高，選擇2×107~5×107Pa壓強。
思考：工業(yè)上生產(chǎn)H2SO4：2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)為何不采用加壓方法？（因為在常壓下SO2的轉(zhuǎn)化率已達91%，不需要再加壓）
（2）適宜的溫度：溫度越低越有利于NH3的合成，為何還要選擇5000C高溫？因為溫度越低，反應速率越小，達平衡時間長，單位時間產(chǎn)量低，另外5000C時，催化劑活性最大。
（3）使用催化劑
（4）及時分離出NH3，并不斷補充N2和H2（N2要過量，提高成本較高的H2轉(zhuǎn)化率）
小結(jié)：合成氨的適宜條件：
壓強：20~50MPa帕斯卡
溫度：
催化劑：鐵觸媒
2．合成氨工業(yè)簡述
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物理方法： 空氣
液態(tài)空氣
N2 
化學反應：N2+3H2 
2NH3 ; △H=-92.4KJ/mol
[Cu(NH3)3]Ac?CO；△H<0
[分析] 2NH3 N2＋ 3H2.根據(jù)反應“一邊倒”換算.
z＝a
＋
＝1
z＝b
＋
2NH3
[Fe(SCN)]2+等絡合反應的發(fā)生而不能大量共存。
Fe(OH)3（膠體）+3H+
eC(氣)+fD(氣)反應過程中，當其他條件不變時，C的體積分數(shù)j(C)在不同溫度(T)和不同壓強(P)的條件下隨時間(t)的變化關系如圖所示。下列敘述正確的是 （ ）
例2.已知某可逆反應mA(g)＋nB(g)
pC(g)在密閉容器中進行，右圖表示在不同反應時間t時，溫度T和壓強P與反應物B在混合氣體中的體積分數(shù)B%的關系曲線，由曲線分析，下列判斷正確的是 （ ）
N? B．t2時，正逆反應速率相等，達到平衡?
例4.反應 2X（氣）＋
Y（氣）
2SO3，當此反應進行到一定程度時，就處于化學平衡狀態(tài)。若該容器中維持溫度不變，令a、b、c分別代表初始時SO2、O2和SO3的物質(zhì)的量。如果a、b、c取不同的數(shù)值，它們必須滿足一定的相互關系，才能保證達到平衡時，反應混合物中三種氣體的體積分數(shù)仍跟上述平衡時完全相同。請?zhí)顚懴铝锌瞻祝?/p>
2NH3在下列四個容器A、B、C、D中均處于平衡狀態(tài)，各組分物質(zhì)的量分別為如下所示。
A．Y表示溫度，X表示壓強，且Y3＞Y2＞Y1
2. 在容積固定的密閉容器中存在如下反應： A(g)+3B(g) 
達到平衡時，溫度和壓強對該反應的影響如圖所示，圖中：
，x軸表示溫度，y軸表示平衡混合氣中G的體積分數(shù)。有下列判斷：（1）該反應是放熱反應； （2）該反應是吸熱反應； 3）a>b； （4）a<b；其中正確的是
（ ）
粉末于50mL的
中（密度
）在標準狀況下放出的氣體體積與時間的關系如圖所示：
氣體所需的時間約為 。
（1）請計算前20秒內(nèi)氧氣的平均生成速度： ；
4.（1）一定溫度下，容器內(nèi)某一化學反應中M、N
2HI(g)已經(jīng)達到平衡狀態(tài)的標志
。
v(HI)
2N2O4（g）呢？
①
①通過總量：對Δn(g) 
0的反應，n總(或恒溫恒壓下的V總，恒溫恒容下的P總)不變；
(
)、ρ(
)，需具體分析關系式中上下兩項的變化。
（氣）經(jīng)
達到平衡，此時生成C為
，測定D的平均反應速率為0.1mol/L•min，下列說法中錯誤的是
（ ）
，所以
。
，所以
pC+qD達到平衡時：
。若維持溫度和壓強不變，當達到平衡時，容器的體積為V，此時氣體C的體積占40%，則下列判斷正確的是
（ ）