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人教版 高中化学 选择性必修 第一册 知识点
第一章 化学反应的热效应
【重难点】：反应热与键能，热化学方程式的书写和反应热与键能
【知识点】
一、反应热、焓变
1．反应热：当反应物和生成物的温度相同时，化学反应过程中所释放或吸收的热量，叫做化学反应的热效应，化学反应的热效应一般称为反应热。
2.焓与焓变的含义
①焓的意义：焓是一个物理量，用来表示物质所具有的能量，符号为H，用焓的变化来描述与反应热有关的能量变化。
②焓变：表示反应产物的总焓与反应物的总焓之差，符号用ΔH表示。
a、数学表达式：ΔH =H（反应产物）-H（反应物）
b、单位：kJ/mol或(kJ·mol－1)
c、意义：在一定条件下，可以通过焓变（ΔH）来确定一个反应是吸热反应还是放热反应。
③影响焓变的因素
a、发生变化的物质的焓变，在其他条件一定时与变化物质的物质的量成正比。
b、焓变与反应物、生成物之间的温度、压强有关。
c、物质在固态、液态、气态之间进行转换时也伴随能量的变化，所以焓变与物质的聚集状态有关。
3、反应热与焓变的关系：ΔH是化学反应在恒定压强下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。高中阶段二者通用。
二、化学反应过程中的能量变化
　　1．化学反应过程中能量变化的表现形式
化学反应过程中，不仅有物质的变化，还有能量的变化。这种能量的变化常以热能、电能、光能等形式表现出来。
2、化学反应中的能量变化
⑴从键能的角度分析化学反应中能量的变化（微观角度）
以1 mol H2与1 mol Cl2反应生成2 mol HCl时放出 kJ的热量为例，从微观角度解释化学反应过程中的能量变化。
　　解答此反应过程的能量变化可表示如下：
A、化学键断裂时需要吸收能量,吸收的总能量为679 kJ。
B、化学键形成时需要释放能量释放的总能量为862 kJ。
C、反应热的计算：862 kJ－679 kJ＝183 kJ，即放出183 kJ的能量。显然，分析结果与实验测得的该反应的反应热 kJ·mol－1很接近(一般用实验数据来表示反应热)。
【小结】
1、化学反应过程中能量变化的微观本质是：化学键的断链和形成时的能量差别是化学反应伴随能量变化的本质原因。
由键能求焓变的公式：ΔH=E（反应物的总键能）- E（产物的总键能）
2、ΔH的正负和吸放热反应的关系
　①放热反应：反应完成时，生成生成物释放的总能量大于反应物吸收的总能量。由于反应后放出热量(释放给环境)而使反应体系的能量降低，故ΔH＜0或ΔH为“－”。
　②吸热反应：反应完成时，生成物释放的总能量小于反应物吸收的总能量。由于反应后吸收环境热量而使反应体系的能量升高，故ΔH＞0或ΔH为“＋”。
（2）、从物质所具有的能量角度分析化学反应中能量的变化（宏观角度）
①如果反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量，那么由反应物转化成生成物时能量主要转变成热量形式放出，这是放热反应。反之，如果反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量，反应物就需要吸收热量才能转化为生成物，这是吸热反应。（如下图）
放热反应 吸热过程
②由物质的能量求焓变的公式：
ΔH= E（产物的总能量）- E（反应物的总能量）
（3）放热反应和吸热反应的比较
［特别提醒］
　　比较ΔH的大小时，要连同“＋”、“－”包含在内，类似于数学上的正负数比较。如果只比较反应放出热量的多少，则只须比较数值大小，与“＋”、“－”无关。
（4）常见的放热反应和吸热反应
1．放热反应：燃烧、中和反应、金属的氧化、金属与酸或水的反应、由不稳定物质转变为稳定物质的反应等。
　　 2．吸热反应：盐类的水解、C与CO2或H2O的反应、CaCO3的分解、Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应、由稳定物质转变成不稳定物质的反应等。
［特别提醒］
　　①化学反应总体遵循“分吸合放”规律，即大多数分解反应吸热，大多数化合反应放热，且化学反应中吸热反应占少数，所以务必记住常见的吸热反应。
　　②放热反应或吸热反应必须属于化学变化。如醋酸的电离虽然要吸热，但不能称为吸热反应，只能称为吸热过程；同样，水蒸气转变成液态水，也不能称为放热反应。
③不同化学反应发生的条件不同，有的常温下就可以发生，有的则需要加热。因此往往容易把在加热条件下进行的反应认为是吸热反应，而在常温下进行的反应认为是放热反应。其实两者之间无必然联系，常温下进行的反应可能是放热反应，如中和反应；也可能是吸热反应，如NH4Cl与Ba(OH)2·8H2O的反应。加热条件下进行的反应，可能是吸热反应，如C＋CO2 == 2CO；也可能是放热反应，如C＋O2 == CO2。两者的区别是放热反应撤去热源后仍能进行，吸热反应必须持续加热才能继续进行。由上可见，反应吸热还是放热与反应条件无关，而是由反应物总能量与生成物总能量的高低决定的。
三、热化学方程式
　　1．概念：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．表示意义：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。
3、热化学方程式与普通化学方程式的区别
化学方程式 热化学方程式
化学 计量数 是整数，既可表示粒子个数，又可表示该物质的物质的量 既可以是整数，也可以是分数，只表示该物质的物质的量
状态 不要求注明 必须在化学式后注明
正负号 及单位 无 必须注明
意义 表明了化学反应中的物质变化 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
4、书写热化学方程式的注意事项
　　①．ΔH只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边，并用“空格”隔开。若为放热反应，ΔH为“－”；若为吸热反应，ΔH为“＋”。ΔH的单位一般为kJ·mol－1。
②．注意反应物和产物的聚集状态不同，反应热数值不同。物质的气、液、固三态的变化与反应热的关系如下图，因此，必须注明物质的聚集状态(s、l、g)才能完整地体现出热化学方程式的意义。热化学方程式中不用标“↑”或“↓
③．ΔH的单位“kJ·mol－1”的含义。并不是指每摩尔具体物质反应时伴随的能量变化是多少千焦，而是指给定形式的具体反应以各物质的化学计量数来计量其物质的量时伴随的能量变化。如2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g)　ΔH＝－ kJ·mol－1中的反应热是指每摩尔反应，放出的热量为 kJ。因此ΔH与化学方程式的写法有关，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。当反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。
例如：已知H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)　ΔH＝－ kJ·mol－1，则
2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l)　ΔH＝－ kJ·mol－1；
H2O(l)＝H2(g)＋O2(g) ΔH＝＋ kJ·mol－1。
四、中和热的测定与计算
　　1．中和热测定实验的注意事项
　　整个实验过程中应把好两关：①隔热关。如量热计保温层内隔热填充材料要填满；盖板上的两孔只需要正好使温度计和环形玻璃棒通过即可；倒入NaOH溶液要迅速，尽可能减少实验过程中的热量损失。②准确关。如配制溶液的浓度要准确；NaOH溶液要新制；量取溶液体积时读数要准确；对温度计的读数要读到最高点。
　　2．中和热的计算
　　由50 mL mol·L－1盐酸与50 mL mol·L－1 NaOH溶液进行实验，根据所测结果，计算中和反应的中和热为：
　　ΔH＝ kJ·mol－1　(C为生成溶液的比热容)
［特别提醒］
　　①中和热的测量中碱稍过量的原因是保证酸能完全反应，计算时应以不足的酸作为计算标准。
　　②实验中使用的酸和碱不能是浓酸或浓碱，若用浓酸或浓碱，由于稀释过程中放出热量，会使测得的中和热数值偏高。
　　3．导致测定误差的因素
　　求算出的中和热是否接近 kJ·mol－1，取决于溶液的浓度、溶液的体积及温度的变化。引起中和热测定有较大误差的因素主要有：①溶液浓度不准确；②溶液量取不准确；③隔热较差；④室温太低；⑤温度未读取到最高点等。
第二章 化学反应速率与化学平衡
一、化学反应速率
1. 化学反应速率（v）
⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化
⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s）
⑷ 影响因素：
① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）
② 条件因素（外因）：反应所处的条件
2.
※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变
（2）、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变
②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢
二、化学平衡
（一）1.定义：
化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征
逆（研究前提是可逆反应）
等（同一物质的正逆反应速率相等）
动（动态平衡）
定（各物质的浓度与质量分数恒定）
变（条件改变，平衡发生变化）
3、判断平衡的依据
（二）影响化学平衡移动的因素
1、浓度对化学平衡移动的影响
（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动
（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡_不移动_
（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度__减小__，生成物浓度也_减小_， V正_减小__，V逆也_减小__，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和_大_的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着___吸热反应______方向移动，温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着__体积缩小___方向移动；减小压强，会使平衡向着___体积增大__方向移动。
注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡__不移动___。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。
5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
三、化学平衡常数
（一）定义：在一定温度下，当一个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____比值。 符号：__K__
（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：
1、表达式中各物质的浓度是__变化的浓度___，不是起始浓度也不是物质的量。
2、K只与__温度（T）___有关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。
（三）化学平衡常数K的应用:
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应__进行程度__的标志。K值越大，说明平衡时_生成物___的浓度越大，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_高___。反之，则相反。 一般地，K>_105__时，该反应就进行得基本完全了。
2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q：浓度积）
Q_〈__K:反应向正反应方向进行;
Q__=_K:反应处于平衡状态 ;
Q_〉__K:反应向逆反应方向进行
3、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高，K值增大，则正反应为__吸热___反应
若温度升高，K值减小，则正反应为__放热___反应
＊四、等效平衡
1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、分类
（1）定温，定容条件下的等效平衡
第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。
第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。
（2）定温，定压的等效平衡
只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。
五、化学反应进行的方向
1、反应熵变与反应方向：
（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：J mol-1 K-1
(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。.
（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)
2、反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：
ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行
ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态
ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行
注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行
（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
一、弱电解质的电离平衡
1．强、弱电解质
(1)概念
(2)与物质类别的关系
①强电解质主要包括强酸、强碱和大多数盐。
②弱电解质主要包括弱酸、弱碱、少数盐和水。
(3)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，HCOH＋＋CO。
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＋＋SO。
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，HCOH＋＋CO。
2．电离平衡的建立
在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。平衡建立过程如图所示：
3．电离平衡的特征
二、影响电离平衡的外界条件
1．温度：温度升高，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．同离子效应：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．加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。
考点2　电离平衡常数
1．表达式
(1)对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，电离平衡常数K＝。
(2)对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，电离平衡常数K＝。
2．特点
(1)电离平衡常数只与温度有关，因电离是吸热过程，所以升温，K值增大。
(2)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K1 K2 K3 …，故其酸性取决于第一步。
3．意义
K值越大，说明弱电解质越易电离，其酸(碱)性越强。
4．影响因素
考点3　强、弱电解质的比较与判断
一、强、弱电解质的比较
以一元强酸(HA)与一元弱酸(HB)的比较为例。
浓度均为0.01 mol·L－1的 强酸HA与弱酸HB pH均为2的 强酸HA与弱酸HB
pH或物质的量浓度 2＝pHHA开始与金属反应的速率 HA>HB HA＝HB
体积相同时与过量的碱反应消耗碱的量 HA＝HB HA体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量 HA＝HB HAc(A－)与c(B－)大小 c(A－)>c(B－) c(A－)＝c(B－)
分别加入固体NaA、NaB后pH的变化 HA：不变 HB：变大 HA：不变 HB：变大
加水稀释10倍后 3＝pHHApHHB>2
溶液的导电性 HA>HB HA＝HB
水的电离程度 HA二、强、弱电解质的判断方法(以HA为例)
1．从是否完全电离的角度判断
方法1 测定一定浓度的HA溶液的pH 若测得0.1 mol/L的HA溶液的pH＝1，则HA为强酸；若pH>1，则HA为弱酸
方法2 跟同浓度的盐酸比较导电性 若导电性和盐酸相同，则为强酸；若比盐酸弱，则为弱酸
方法3 跟同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢 若反应速率相同，则为强酸；若比盐酸慢，则为弱酸
2.从是否存在电离平衡的角度判断
(1)从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断
如将pH＝3的HA溶液稀释100倍后，再测其pH，若pH＝5，则为强酸，若pH<5，则为弱酸。
(2)从升高温度后pH的变化判断
若升高温度，溶液的pH明显减小，则是弱酸。因为弱酸存在电离平衡，升高温度时，电离程度增大，c(H＋)增大。而强酸不存在电离平衡，升高温度时，只有水的电离程度增大，pH变化幅度小。
3．从酸根离子是否能发生水解的角度判断
可直接测定NaA溶液的pH：若pH＝7，则HA是强酸；若pH>7，则HA是弱酸。
第二讲　水的电离和溶液的酸碱性
考点1　水的电离
1．水的电离
水是极弱的电解质，其电离方程式为2H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。
2．水的离子积常数
(1)表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。室温下，Kw＝1×10－14。
(2)影响因素：只与温度有关，水的电离是吸热过程，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。在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。
3．影响水的电离平衡的因素
(1)升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。
(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。
(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，Kw不变。
4．外界条件对水的电离平衡的影响
　　体系变化 条件　　　 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(OH－) c(H＋)
酸 逆 不变 减小 减小 增大
碱 逆 不变 减小 增大 减小
可水解的盐 Na2CO3 正 不变 增大 增大 减小
NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大
温度 升温 正 增大 增大 增大 增大
降温 逆 减小 减小 减小 减小
其它，如加入Na 正 不变 增大 增大 减小
考点2　溶液的酸碱性与pH
一、溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。(用“>”“＝”或“<”填空)
酸性溶液中 中性溶液中 碱性溶液中
c(H＋)>c(OH－) c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)二、溶液的pH
1．定义式：pH＝－lg_c(H＋)。
2．溶液的酸碱性与pH的关系
室温下：
3．测量
(1)pH试纸法：取一小块试纸放在干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对比，即可确定溶液的pH。
(2)pH计测量法。
三、常见溶液的pH计算
1．单一溶液的pH计算
强酸溶液，如HnA，设浓度为c mol/L，c(H＋)＝nc mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝－lg (nc)。
强碱溶液(25 ℃)，如B(OH)n，设浓度为c mol/L，c(H＋)＝ mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。
2．混合溶液的pH计算
(1)两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H＋)混＝。
(2)两种强碱混合：先求出c(OH－)混，再据Kw求出c(H＋)混，最后求pH。
c(OH－)混＝。
(3)强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。
c(H＋)混或c(OH－)混＝。
考点3　酸碱中和滴定
一、实验原理
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。
二、常用酸碱指示剂及其变色范围
指示剂 变色范围的pH
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(浅)红色 >10.0红色
　酸碱中和滴定中一般不用石蕊作指示剂，因为其变色范围大，颜色变化不明显。
三、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．滴定管的选择
试剂性质 滴定管 原因
酸性、强氧化性 酸式滴定管 酸性和强氧化性物质易腐蚀橡胶
碱性 碱式滴定管 碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开
四、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
—检查滴定管活塞是否漏水
　↓
—先用蒸馏水“洗”，再用待装液“润洗”滴定管
　↓
—滴定管中“装”液至0刻度以上，并“排”气泡
　↓
—调整液面至0或0刻度以下，并读数
　↓
—将一定体积的碱液注入锥形瓶，并加指示剂
　酸式滴定管的查漏：向滴定管中装入一定体积的水，固定在滴定管夹上直立静置两分钟，观察有无水滴滴下，然后将活塞旋转180°，再静置两分钟，观察有无水滴滴下，若均不漏水，滴定管即可使用。
2．滴定
3．终点判断
当滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色(酚酞作指示剂)，且在半分钟内不恢复原色，视为滴定终点并记录标准液的体积。
　滴定终点是指示剂颜色的突变点，不是恰好中和的点，也不是pH等于7的点。
4．数据处理
按上述操作重复 2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。
五、误差分析
1．原理
依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，所以c(待测)＝，因c(标准)与V(待测)已确定，因此只要分析出不正确的操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。V(标准)变大，则c(待测)偏高；V(标准)变小，则c(待测)偏低。
2．常见误差
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 V(标准) c(待测)
洗涤 酸式滴定管未用标准酸溶液润洗 变大 偏高
碱式滴定管未用待测溶液润洗 变小 偏低
锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响
取液 取碱液的滴定管开始有气泡，读数时气泡消失 变小 偏低
滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 变大 偏高
振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低
部分酸液滴在锥形瓶外 变大 偏高
读数 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) 变小 偏低
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) 变大 偏高
六、常用量器的读数方法
1．平视读数(如图1)：实验室中用量筒、移液管或滴定管量取一定体积的液体，读取液体体积时，视线应与凹液面最低点保持水平，视线与刻度的交点即为读数(即“凹液面定视线，视线定读数”)。
2．俯视读数(如图2)：当用量筒测量液体的体积时，由于俯视视线向下倾斜，寻找切点的位置在凹液面的上侧，读数高于正确的刻度线位置，即读数偏大。
3．仰视读数(如图3)：读数时，由于视线向上倾斜，寻找切点的位置在液面的下侧，因滴定管刻度标法与量筒不同，这样仰视读数偏大。
第三讲　盐类的水解
考点1　盐类的水解及其规律
一、实质
盐电离→→生成弱电解质→破坏了水的电离平衡→水的电离程度增大→c(H＋)≠c(OH－)→溶液呈碱性或酸性。
二、特点
三、规律
有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 弱酸强碱盐
实例 NaCl、KNO3 NH4Cl、Cu(NO3)2 CH3COONa、Na2CO3
是否水解 否 是 是
水解的离子 NH、Cu2＋ CH3COO－、CO
溶液的酸碱性 中性 酸性 碱性
溶液的pH (25 ℃) pH＝7 pH<7 pH>7
四、水解方程式的书写
1．一般要求
例如：NH4Cl的水解离子方程式为NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。
2．三种类型的盐的水解方程式的书写
(1)多元弱酸盐的水解：分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解。
例如：Na2CO3的水解离子方程式为CO＋H2OHCO＋OH－。
(2)多元弱碱盐水解：方程式一步写完。
例如：FeCl3的水解离子方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。
(3)有些阴、阳离子相互促进的水解：水解相互促进进行到底时，书写时要用“===”“↑”“↓”等。
例如：NaHCO3与AlCl3混合溶液反应的离子方程式为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
考点2　盐类水解的影响因素
1．内因
弱酸阴离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解。
例如：酸性：CH3COOH>H2CO3相同条件下相同浓度的NaHCO3、CH3COONa溶液的pH大小关系为NaHCO3>CH3COONa。
2．外因
影响因素 水解平衡 水解程度 水解产生离子的浓度
温度 升高 右移 增大 增大
浓度 增大 右移 减小 增大
减小(即稀释) 右移 增大 减小
外加酸碱 酸 弱碱阳离子水解程度减小
碱 弱酸阴离子水解程度减小
考点3　盐类水解的应用
1．盐类水解的应用
应用 举例
判断溶液 的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋
判断酸性强弱 NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10，则酸性：HX>HY>HZ
配制或贮存易 水解的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶液，加入少量盐酸；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用磨口玻璃塞
胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋
物质的提纯 除去MgCl2溶液中的Fe3＋，可加入MgO、镁粉、Mg(OH)2或 MgCO3
泡沫灭火 器的原理 成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑　
作净水剂 明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H＋
化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混用
除锈剂 NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂
2．盐溶液蒸干时所得产物的判断
(1)盐溶液水解生成难挥发性酸时，酸根阴离子易水解的强碱盐蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)；Na2CO3(aq)蒸干得 Na2CO3(s)。
(2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。
(3)考虑盐受热时是否分解，如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4和MnO2；NH4Cl―→NH3↑＋HCl↑。
(4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化，如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。
(5)弱酸的铵盐蒸干后无固体，如NH4HCO3、(NH4)2CO3。
考点4　溶液中粒子浓度的大小比较
1．注意两大理论，构建思维模型
(1)电离理论
①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离，如氨水溶液中：c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(NH)。
②多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离。如在H2S溶液中：c(H2S)＞c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)。
(2)水解理论
①弱离子的水解损失是微量的(水解相互促进的除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解产生的弱电解质的浓度。如NH4Cl溶液中：c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(NH3·H2O)。　
②多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：c(CO)>c(HCO)>c(H2CO3)。
2．把握三种守恒，明确等量关系
(1)电荷守恒→注重溶液呈电中性
溶液中所有阳离子所带的正电荷总浓度等于所有阴离子所带的负电荷总浓度。如NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)。
(2)物料守恒→注重溶液中某元素的原子守恒
在电解质溶液中，粒子可能发生变化，但变化前后其中某种元素的原子个数守恒。如0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L－1。
(3)质子守恒→注重分子或离子得失H＋数目不变
在电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H＋)的得失，但得到的质子数等于失去的质子数。如Na2S水溶液中的质子转移如图所示：
由图可得Na2S水溶液中质子守恒式：c(OH－)＝c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)。
质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。Na2S水溶液中电荷守恒式为c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)①，物料守恒式为 c(Na＋)＝2[c(HS－)＋c(S2－)＋c(H2S)]②，由①式－②式消去没有参与变化的Na＋，即可得质子守恒式：c(OH－)＝c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)。
第四讲　难溶电解质的溶解平衡
考点1　沉淀溶解平衡及其应用
一、沉淀溶解平衡
1．沉淀溶解平衡的概念
在一定温度下，当难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速率和生成沉淀速率相等的状态。
2．沉淀溶解平衡的建立
固体溶质溶液中的溶质
3．沉淀溶解平衡的特点
二、影响沉淀溶解平衡的因素
1．内因：难溶电解质本身的性质，这是决定因素。
2．外因：以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH>0为例
外界条件 移动方向 平衡后c(Ag＋) 平衡后c(Cl－) Ksp
升高温度 正向 增大 增大 增大
加水稀释 正向 不变 不变 不变
加入少量AgNO3 逆向 增大 减小 不变
通入HCl 逆向 减小 增大 不变
通入H2S 正向 减小 增大 不变
三、沉淀溶解平衡的应用
1．沉淀的生成
(1)调节pH法
如除去CuCl2溶液中的杂质FeCl3，可以向溶液中加入CuO，调节溶液的pH，使Fe3＋形成Fe(OH)3沉淀而除去。离子方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋、CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O。
(2)沉淀剂法
如用H2S沉淀Cu2＋，离子方程式为H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋。
2．沉淀的溶解
(1)酸溶解法
如CaCO3溶于盐酸，离子方程式为CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑。
(2)盐溶液溶解法
如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O。
(3)配位溶解法
如AgCl溶于氨水，离子方程式为AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O。
3．沉淀的转化
(1)实质：沉淀溶解平衡的移动。
如MgCl2溶液Mg(OH)2Fe(OH)3，则溶解度：Mg(OH)2>Fe(OH)3。
(2)规律
一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现，沉淀的溶解度差别越大，越容易转化。
(3)应用
锅炉除垢：将CaSO4转化为CaCO3，离子方程式为CaSO4＋CO===CaCO3＋SO。
矿物转化：CuSO4溶液遇ZnS转化为CuS，离子方程式为ZnS＋Cu2＋===CuS＋Zn2＋。
考点2　溶度积常数及其应用
1．溶度积和离子积
以AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)为例：
溶度积 离子积
概念 沉淀溶解的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积
符号 Ksp Qc
表达式 Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)， 式中的浓度都是平衡浓度 Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)， 式中的浓度是任意时刻的浓度
应用 判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解 (1)Qc>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出 (2)Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态 (3)Qc2.Ksp的影响因素
(1)内因：难溶物质本身的性质，这是主要决定因素。
(2)外因
①浓度：加水稀释，平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。
②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解方向移动，Ksp增大。
③其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或更难电离物质或气体的离子时，平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。
第四章 化学反应与电能
知识点总结
　　1、原电池的工作原理
　　(1)原电池的概念：
　　把化学能转变为电能的装置称为原电池。
　　(2)Cu-Zn原电池的工作原理：
　　(3)氢氧燃料电池
　　负极反应：2H2+4OH-→4H2O+4e-
　　正极反应：O2+2H2O+4e-→4OH-
　　电池总反应：2H2+O2=2H2O
　　3、金属的腐蚀与防护
　　(1)金属腐蚀
　　金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀。
　　(2)金属腐蚀的电化学原理。
　　生铁中含有碳，遇有雨水可形成原电池，铁为负极，电极反应为：Fe→Fe2++2e-。水膜中溶解的氧气被还原，正极反应为：O2+2H2O+4e-→4OH-，该腐蚀为“吸氧腐蚀”，总反应为：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2，Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解转化为铁锈。若水膜在酸度较高的环境下，正极反应为：2H++2e-→H2↑，该腐蚀称为“析氢腐蚀”。
　　(3)金属的防护
　　金属处于干燥的环境下，或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层，破坏原电池形成的条件。从而达到对金属的防护;也可以利用原电池原理，采用牺牲阳极保护法。也可以利用电解原理，采用外加电流阴极保护法。
4、化学能转化为电能的方式：
电能 (电力) 火电（火力发电） 化学能→热能→机械能→电能 缺点：环境污染、低效
原电池 将化学能直接转化为电能 优点：清洁、高效
5、原电池原理
（1）概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。
（2）原电池的工作原理：通过氧化还原反应（有电子的转移）把化学能转变为电能。
（3）构成原电池的条件：（1）电极为导体且活泼性不同；（2）两个电极接触（导线连接或直接接触）；（3）两个相互连接的电极插入电解质溶液构成闭合回路。
（4）电极名称及发生的反应：
负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应，
电极反应式：较活泼金属－ne－＝金属阳离子
负极现象：负极溶解，负极质量减少。
正极：较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应，
电极反应式：溶液中阳离子＋ne－＝单质
正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加。
（5）原电池正负极的判断方法：
①依据原电池两极的材料：
较活泼的金属作负极（K、Ca、Na太活泼，不能作电极）；
较不活泼金属或可导电非金属（石墨）、氧化物（MnO2）等作正极。
②根据电流方向或电子流向：（外电路）的电流由正极流向负极；电子则由负极经外电路流向原电池的正极。
③根据内电路离子的迁移方向：阳离子流向原电池正极，阴离子流向原电池负极。
④根据原电池中的反应类型：
负极：失电子，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量减小。
正极：得电子，发生还原反应，现象是常伴随金属的析出或H2的放出。
（6）原电池电极反应的书写方法：
（i）原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，负极反应是氧化反应，正极反应是还原反应。因此书写电极反应的方法归纳如下：
①写出总反应方程式。 ②把总反应根据电子得失情况，分成氧化反应、还原反应。
③氧化反应在负极发生，还原反应在正极发生，反应物和生成物对号入座，注意酸碱介质和水等参与反应。
（ii）原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。
（7）原电池的应用：①加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。②比较金属活动性强弱。③设计原电池。④金属的腐蚀。
6、化学电源基本类型：
①干电池：活泼金属作负极，被腐蚀或消耗。如：Cu－Zn原电池、锌锰电池。
②充电电池：两极都参加反应的原电池，可充电循环使用。如铅蓄电池、锂电池和银锌电池等。
③燃料电池：两电极材料均为惰性电极，电极本身不发生反应，而是由引入到两极上的物质发生反应，如H2、CH4燃料电池，其电解质溶液常为碱性试剂（KOH等）。
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