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2 0 2 5 年 上 教 师 资 格 · 化 学 学 科 笔 试
主讲老师 王双奕
粉笔教师教育 粉笔教师目
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1 化学反应与能量
2 化学反应速率和化学平衡
3 水溶液中的离子平衡
4 电化学基础化学反应速率和化学平衡P138
2.化学平衡常数的应用
（1）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，反应
进行得就越不完全，反应物转化率就越小。
（2）若用任意状态的浓度幂之积的比值（称为浓度商，用 Q 表示）与K
c
比较，可判断可逆反应是否达到平衡状态和反应进行的方向。P138
对于一般的可逆反应 aA(g) ＋ bB(g) cC(g) ＋ dD(g) ：
Q < K，反应向正反应方向进行；
c
Q = K，反应达到平衡状态；
c
Q > K，反应向逆反应方向进行。
cP141P139
（3）利用 K 可判断反应的热效应。
若升高温度，K 值增大，则反应正向进行，正反应为吸热反应；
若升高温度，K 值减小，则反应逆向进行，正反应为放热反应。
（4）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），从而计算反应物的转化率。（结合三段式法）P142书上无P139
四、化学反应进行的方向
（一）自发反应
在一定条件下，无需外界帮助就能自发进行的反应称为自发反应。
例如：镁条燃烧，酸碱中和，铁器暴露在潮湿空气中会生锈，甲烷或氢
气与氧气的混合气体遇明火就爆炸，锌与硫酸铜溶液会自动反应生成铜和硫
酸锌等。P139
（二）焓判据
自发过程的体系总是趋向于从高能量状态转变为低能量状态，这时
体系会对外做功，释放能量，表现为焓变 ∆H＜0， 这一判断方式的主要
依据是焓变，也称为焓判据。P139
焓判据 放热反应过程中体系能量降低，具有自发性进行的倾向
多数放热反应 (∆H＜0)能自发进行，
例如酸碱中和反应、钠与水的反应、生石灰与水的反应
自发反应与焓变
部分吸热反应 (∆H＞0)也能自发进行，例如盐类的水解
的关系
有一些吸热反应 (∆H＞0) 常温下不能自发进行，但在较高温度下则能
自发进行，例如碳酸钙受热分解
多数自发进行的化学反应是放热反应，但也有很多吸热反应能自发进
结论
行。因此，只根据焓变判断反应进行的方向是不全面的P139
（三）熵判据
1.熵与熵变
熵：衡量一个体系混乱度的物理量，符号为 S。熵值越大，体系的
混乱度越大。
熵变：发生化学反应时物质熵的变化，符号为 ∆S。P140
【粉笔提示】
影响物质熵值大小的因素：
（1）同一条件下，不同的物质熵值不同。
（2）同一物质的熵，气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小，即 S > S > S 。
g l s
（3）同一物质在相同的聚集状态时，其熵值随温度的升高而增大，即 S > S 。
高温 低温
（4）同一条件下，同一物质物质的量越大，分子数越多，熵值越大。
（5）混合物或溶液的熵值往往比相应的纯物质的熵值大，即 S > S 。
混合物 纯物质P140
2.熵增原理
（1）熵增原理
自发过程的体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，叫作熵增原
理，也是反应方向判断的熵判据。
（2）常见的熵增过程
固体的溶解过程、气体的扩散过程、水的汽化过程及墨水的扩散过程都是
体系混乱度增大的过程，即熵增的过程。P140
（3）常见的熵增反应
产生气体的反应以及气体物质的量增大的反应，熵变通常都是正值，为
熵增加的反应。
例如：碳酸钙受热分解，碳与 H O(g) 反应生成 CO 与 H ，NH HCO 固
2 2 4 3
体溶解于醋酸溶液中。P140
3.反应的熵变与反应方向
（1）熵增加的反应大多能在常温常压下自发进行，例如过氧化氢的分
解反应。
（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
可自发进行，例如碳酸钙受热分解、碳与 H O(g) 反应生成 CO 与 H 。
2 2
（3）有些熵减小的反应（∆S＜0）在一定条件下也可以自发进行，例
如铝热反应。
熵变是判断反应能否进行的又一个因素，但不是唯一因素，只根据熵
变来判断反应进行的方向也是不全面的。P140
（四）吉布斯自由能判据
正确判断一个化学反应是否能自发进行，必须综合考虑反应的焓变（ΔH）
和熵变（ΔS）。为了同时考虑能量和混乱度两方面的因素，化学家 Gibbs 提
出了一个新的热力学函数——吉布斯自由能 G 。
反应自发性的判断依据如下：
ΔG＝ΔH－TΔS＜0，反应能自发进行；
ΔG＝ΔH－TΔS＝0，反应达到平衡状态；
ΔG＝ΔH－TΔS＞0，反应不能自发进行。书上无
ΔH ΔS ΔG = ΔH-TΔS 自发性
＜0 ＞0 永远＜0 任何温度下，正反应自发
＞0 ＜0 永远＞0 任何温度下，正反应非自发
＞0 ＞0 T高时为负值 在高温下，正反应自发
＜0 ＜0 T低时为正值 在低温下，正反应自发P141P142水溶液中的离子平衡P144
一、弱电解质的电离
（一）电离
概念：电解质在水溶液里或熔融状态下产生能够自由移动的离子的过程。
电离的条件：熔融状态（离子化合物）或水溶液里（离子化合物和共价化合
物）。
电解质溶液导电的原因：电解质在溶液中发生电离，产生了能够自由移动的
离子。P145
（ 二 ） 电 解 质 与 非 电 解 质
类别 定义 相同点 不同点 实例
在水溶液里或熔融状态 一定条件下能够电离， NaCl、
电解质
下能够导电的化合物 产生的离子能导电 H SO 、NaOH
都是 2 4
化合物
在水溶液里和熔融状态
非电解质 不能电离，不能导电 蔗糖、酒精
下都不导电的化合物P145
【粉笔提示】
1.必须是化合物自身在水溶液里或熔融状态下电离出离子，该化合物才是电解质。
一种物质溶于水形成的溶液能导电，原物质不一定是电解质，如 SO 、SO 、NH 等都
2 3 3
是非电解质。
2.单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
3.用实验区分离子化合物与共价化合物的常用方法：看熔融状态时是否导电。
4.常见的酸都是共价化合物（液态醋酸、硫酸等均不导电）。（三）电解质的强弱及溶液的导电性 P145
1.强、弱电解质的比较
强电解质 弱电解质
相同点 都是电解质，在水溶液中都能电离，都能导电
电离程度 完全电离 部分电离
电离过程 不可逆过程 可逆过程，存在电离平衡
不
表示方法 用等号 用可逆符号
同
电解质在溶液
点
离子 分子、离子
中的存在形式
电离方程式 HI = H＋＋I－ NH ·H O NH ＋＋OH－
3 2 4
强酸：HCl、H SO 、HNO 、HBr 等；弱酸：CH COOH、 H CO 、HCN 等；
2 4 3 3 2 3
举例 强碱：KOH、NaOH、Ba(OH) 等； 弱碱： NH ·H O、Cu(OH) 等；
2 3 2 2
绝大部分盐：BaSO 、BaCl 等 H O及小部分盐：(CH COO) Pb 等
4 2 2 3 2P146
2.电解质溶液的导电性
溶液的导电性，主要取决于溶液中离子浓度的大小。
对于相同条件（相同温度、相同浓度）下的强、弱电解质来说，强电解
质溶液的导电性比弱电解质溶液的导电性强，这主要是因为强电解质在水溶
液中能完全电离，而弱电解质在水溶液中只有少部分电离，大部分以分子形
式存在于溶液中。P146
（四）弱电解质的电离平衡
1.电离平衡的建立
在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合
成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。平衡建立过程的 ν－t 图像如
下图所示。P146
2.电离平衡的特征
（1）等：ν（电离）＝ν（结合）。
（2）动：ν（电离）＝ν（结合）≠ 0的动态平衡，反应仍在不断进行。
（3）定：达到平衡后，分子和离子浓度一定。
（4）变：条件改变，平衡破坏，发生移动。P146
3.电离平衡的移动
电离平衡受温度、浓度等因素的影响，加入与电解质含相同离子的盐
或能与电解质发生反应的物质也能使电离平衡发生移动。
（1）温度：升高温度，平衡正移，电离程度增大。（因为水解和电离
都是吸热的）P146
（2）浓度：以弱电解质 HB 的电离平衡 HB H++B- 为例。
①增大弱电解质的浓度，平衡正移，但电离程度减弱。
②减小弱电解质的浓度（稀释），平衡正移，但电离程度增加。
所以，溶液越稀越电离。P147
（3）同离子效应：加入与电解质含相同离子的盐，平衡逆向移动，电
离程度减弱。
（4）加入能与电解质离子发生反应的物质使电离平衡正向移动，电离
程度增加。P147
4.电离平衡常数
（1）概念
在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种
离子浓度幂的乘积跟溶液中未电离的分子浓度幂的比是一个常数，这个常数
叫作电离平衡常数，简称电离常数，用 K 表示（酸用 K 表示，碱用 K 表
a b
示）。P147
（2）表示方法
对于可逆反应AB A+ + B-，有：
c(A )c(B )
K
c(AB)
对于多元弱酸（弱碱），其电离是分步进行的，每步电离都有电离常数，
通常用 K 、K 、K 等分别表示，且有 K >>K >>K 。
1 2 3 1 2 3P147
（3）影响因素
温度： K (或 K )只随温度的变化而变化，不随浓度的变化而变化。
a b
（4）意义
反映弱酸、弱碱酸碱性的相对强弱。
在一定温度下， K 越大（多元弱酸以 K 为依据），弱酸的电离程度就越
a a1
大，溶液浓度相同时 c(H＋) 也越大，弱酸的酸性越强。
K 越小，对应强碱弱酸盐的水解程度越大。
aP147
二、水的电离和溶液的酸碱性
（一）水的电离和水的离子积
1.水的电离
水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离：
H O H＋＋OH－
2
实验测得：25 ℃ 时，1 L 纯水中只有 1×10－7 mol 的水分子发生电离，
故 25 ℃ 时的纯水中 c(H＋) = c(OH－) = 10－7 mol/L。P148
2.水的离子积
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 K 表示，即 K = c(H＋)·c(OH－) 。
w w
（1）在一定温度下，水的离子积是一个常数，在 25 ℃ 时 K =1×10－14。
w
（2） K 随温度的变化而变化，温度升高， K 增大。
w w
（3）在酸性或碱性的稀溶液中，由水电离出的 c(H＋) 和 c(OH－) 总是相等
的，即 c(H＋) = c(OH－) 。
水 水P148
3. 水的电离平衡的移动
25℃ 下，纯水能微弱地电离：H O H++OH–，c(H+) = c(OH–) =10–7mol/L，
2
K = 1×10–14。
w
条件变化 移动情况 c(H＋)、c(OH－) 变化 K 电离程度
w
升温 向右移动 c(H＋) = c(OH－) > 10－7 mol/L 增大 增大
加酸 向左移动 c(H＋)变大，c(OH－)<10－7 mol/L 不变 减小
加碱 向左移动 c(OH－)变大，c(H＋)<10－7 mol/L 不变 减小
不水解的正盐 不移动 c(H＋)=c(OH－) =10－7 mol/L 不变 不变
加盐
强酸弱碱盐 向右移动 c(H＋)>c(OH－) 不变 增大
强碱弱酸盐 向右移动 c(H＋) c(OH－) 的溶液为酸性溶液；
c(H＋) < c(OH－) 的溶液为碱性溶液。
由于在 25 ℃ 的温度下，K =1×10－14，所以，在 25 ℃ 时：
w
中性溶液：c(H＋) = c(OH－) = 10－7 mol/L；
酸性溶液：c(H＋) > c(OH－)，c(H＋) > 1×10－7 mol/L；
碱性溶液：c(H＋) < c(OH－)，c(H＋) <1×10－7 mol/L。P148
（三）溶液的酸碱性和pH
1.pH
水溶液里 H＋浓度的负对数叫作 pH，即 pH＝－lg c(H＋) 。
常温条件下：
pH = 7，则为中性溶液；
pH < 7，则为酸性溶液；
pH > 7，则为碱性溶液。
pH 越小，c(H＋) 越大，溶液的酸性越强；
pH 越大，c(OH－) 越大，溶液的碱性越强。P149
用 c(H+) > 1×10－7 mol/L 或 pH < 7 判断溶液呈酸性的前提条件是溶液
温度为 25 ℃。
c(H+) > c(OH－) 或 c(H+) < c(OH－) 是溶液呈酸性或碱性的充分必要条
件。P149
2.pH 的测定方法
（1）pH 试纸；
（2）酸碱指示剂；
（3）pH 计。
用 pH 试纸测定溶液 pH 的实验操作是：用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液点
在 pH 试纸的中部，与标准比色卡对照，读出溶液的 pH 。P149
3.常用酸碱指示剂及其变色范围
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
甲基红 < 4.4 红色 4.4~6.2 橙色 > 6.2 黄色P161P149
三、盐类的水解
（一）盐类水解的概念及实质
1.定义
在溶液中由盐电离出来的离子跟水电离产生的 H＋ 或 OH－ 结合生成弱
电解质的反应，叫作盐类的水解。
以 NaHCO 溶液为例：NaHCO === Na+ + HCO －
3 3 3
H O OH－＋H＋
2
HCO －＋H＋ H CO
3 2 3
HCO － + H O H CO + OH－
3 2 2 3P150
（1）实质
弱酸根阴离子结合 H＋ 或弱碱阳离子结合 OH－，破坏水的电离平衡，促进
水的电离。 HCO － + H O H CO + OH－
3 2 2 3
（2）条件
盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子（有弱才水解，强酸强碱盐不水解）。
2.特征
从形式上看，盐类的水解可看作酸碱中和反应的逆反应：
盐＋水 酸＋碱 NaHCO + H O NaOH + H CO
3 2 2 3
酸碱中和反应为放热反应，所以盐类的水解反应为吸热反应。P150
（二）盐类水解反应的表示方法
1.一般模式
（1）用化学方程式表示：盐＋水 酸＋碱
（2）用离子方程式表示：盐的离子＋水 弱酸（或弱碱）＋OH－(或H＋)
NaHCO + H O NaOH + H CO
3 2 2 3
HCO － + H O H CO + OH－
3 2 2 3P150
2.水解类型
（1）一元弱酸强碱盐和一元弱碱强酸盐
CH COO－＋H O CH COOH＋OH－
3 2 3
NH ＋＋H O NH ·H O＋H＋
4 2 3 2
（2）多元弱酸强碱盐（正盐）
由于多元弱酸的电离是分步进行的，所以多元弱酸的酸根离子的水解也是分步进
行的，必须分步书写。多元弱酸根离子的第一步水解程度远大于第二步，溶液的碱性
主要由第一步水解决定。
CO 2-+H O HCO - + OH-
3 2 3
HCO -+H O H CO + OH-
3 2 2 3P150
（3）多元弱碱强酸盐
不要求分步表示多元弱碱的金属阳离子的水解，而是“一步到位”。
（4）弱酸的铵盐
如(NH ) CO 、NH HCO 、CH COONH 等弱酸的铵盐，弱酸根离子与 NH ＋
4 2 3 4 3 3 4 4
的水解互相促进而使水解程度增大，但其水解程度仍然很小，离子间可以大量共
存，水解方程式仍用可逆符号表示，不标示“↑”和“↓”，不稳定产物也忽略其分解。
此类水解称为不完全双水解。P151
（5）完全双水解
某些盐溶液在混合时，一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子，相互促进
对方的水解，使两种离子的水解趋于完全，这样的水解称为完全双水解。此
类反应的离子方程式用 “ ” 而不用 “ ” 表示，并标示 “↑” 和 “↓” 。
写离子方程式时，一般要根据水解的特征、水解生成的酸和碱的特点确
定反应物和生成物，以离子的电荷守恒和质量守恒相结合的方法进行配平。P151
（三）水解平衡常数
水解反应的平衡常数叫作水解平衡常数或水解常数，用 K 表示。
h
以NH ＋＋H O NH ·H O＋H＋ 为例，NH ＋水解的水解平衡常数表
4 2 3 2 4
达式为：
K 数值越大，水解趋势越大。
hP151
【粉笔提示】
水解平衡常数与水的离子积常数和电离平衡常数的关系：
