高二化學(xué)選修4期末復(fù)習(xí)提綱

1、高二化學(xué)選修4期末復(fù)習(xí)提綱第一章知識(shí)網(wǎng)絡(luò)化學(xué)反應(yīng)中的熱量變化本質(zhì)原因：化學(xué)反應(yīng)是舊鍵斷裂和新鍵形成的過程本質(zhì)原因：化學(xué)反應(yīng)是舊鍵斷裂和新鍵形成的過程吸熱反應(yīng)：H0反應(yīng)熱：符號(hào)為H，單位是kJ/mol放熱反應(yīng)：H0反應(yīng)熱的測(cè)量：一般利用量熱計(jì)進(jìn)行測(cè)量反應(yīng)熱的計(jì)算：可利用蓋斯定律計(jì)算無法測(cè)量的反應(yīng)熱常見的吸熱反應(yīng)和放熱反應(yīng)1、活化分子：能夠發(fā)生 的分子叫做活化分子。加入反應(yīng)物，活化分子數(shù)目 ，活化分子百分?jǐn)?shù) （填增大、減小、不變，下同），有氣體參加反應(yīng)的增大容器壓強(qiáng)，活化分子數(shù)目 ，活化分子百分?jǐn)?shù) 升高容器溫度，活化分子數(shù)目 ，活化分子百分?jǐn)?shù) 2、放熱反應(yīng)：反應(yīng)物總能量 (填大于、小于或等于，下同

2、)生成物總能量，從微觀角度講，斷鍵吸收的能量 成鍵放出的能量，H 0吸熱反應(yīng)：反應(yīng)物總能量 (填大于、小于或等于，下同)生成物總能量，從微觀角度講，斷鍵吸收的能量 成鍵放出的能量，H 0利用反應(yīng)物和生成物鍵能之和比較，H = 。利用反應(yīng)物和生成物的總能量比較，H = 。3、常見的放熱反應(yīng)類型有： 、 、 、 常見的吸熱反應(yīng)類型有： 、 、 、 4、熱化學(xué)方程式的正確書寫：要注明反應(yīng)的 、 ，若反應(yīng)是在 和 條件下進(jìn)行的，可以不予注明。要注明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)或晶形。常用 、 、 、 分別表示固體、液體、氣體和溶液。一定要注明反應(yīng)的焓變（H）。注意H由符號(hào)、數(shù)值、單位三個(gè)部分組成。而其中數(shù)

3、值部分與熱化學(xué)方程式中的系數(shù)有關(guān)。即方程式中的焓變的數(shù)值之比等于同意反應(yīng)的不同方程式中同種物質(zhì)的系數(shù)之比。熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)以“mol”為單位，可以是分?jǐn)?shù)，H的單位永遠(yuǎn)是_。5、中和反應(yīng)反應(yīng)熱的測(cè)定實(shí)驗(yàn)中：用到的玻璃儀器有： 、 、 、 、 以及泡沫塑料或紙條、泡沫塑料板或硬紙板。其中泡沫塑料或紙條、泡沫塑料板或硬紙板的作用是： 6、中和熱的定義： 在測(cè)定中和熱的實(shí)驗(yàn)過程中，為保證數(shù)據(jù)的測(cè)量準(zhǔn)確，要用強(qiáng)酸和強(qiáng)堿的稀溶液。7、燃燒熱的定義： 單位： 8、現(xiàn)在正在探索的新能源有： 、 、 、 、 、 9、蓋斯定律的內(nèi)容： 10、在同溫同壓下，下列各組熱化學(xué)方程式中，H1H2的是（ ）A、2

4、H2（g）+ O2(g)=2H2O(g) H1 ； 2H2（g）+ O2(g)=2H2O(l) H2B、S(g) + O2(g) = SO2(g) H1 ； S(s) + O2(g) = SO2(g) H2C、C(s) + 1/2 O2(g) = CO(g) H1 ； C(s) + 1O2(g) = CO2 (g) H2D、H2 (g) + Cl2(g) =2HCl(g) H1 ； 1/2 H2 (g) + 1/2 Cl2(g) = HCl(g) H211、已知下列熱化學(xué)方程式：(1)Fe2O3(S) + 3CO (g) = 2 Fe(S) + 3 CO2(g) H1= 26.7KJ/mol(

5、2) 3Fe2O3(S) + CO (g) = 2 Fe3O4(S) + CO2(g) H2= 50.75KJ/mol(3) Fe3O4(S) + CO (g) = 3 FeO(S) + CO2(g) H3= 36.5KJ/mol不用查表，計(jì)算反應(yīng)FeO（s） + CO(g) = Fe (s) + CO2 (g)的焓變。12、已知H2的燃燒熱是285.8 KJ/mol，C3H8的燃燒熱是2220 KJ/mol，某H2 和C3H8的混合氣體共5mol，完全燃燒時(shí)放出的熱量為3847KJ，則混合氣體中H2和C3H8的體積比為 13、在一定條件下，CH4和CO燃燒熱分別為890 KJ/mol、283

6、 KJ/mol。在該條件下一定量的CH4和CO混合氣體完全燃燒后，放出的熱量為262.9KJ，生成的CO2用過量的飽和石灰水完全吸收，可得到50g白色沉淀。求混合氣體中CH4和CO的體積比 14寫出下列反應(yīng)的熱化學(xué)方程式（1）1摩爾乙醇完全燃燒生成二氧化碳和液態(tài)水，放出1366.8 kJ熱量 （2）1摩爾C（石墨）與適量水蒸氣反應(yīng)生成一氧化碳和氫氣，吸收131.3 kJ熱量 （3）標(biāo)準(zhǔn)狀況下將純凈的CH41L在空氣中完全燃燒，生成CO2氣和液態(tài)水，放出39.75kJ熱量，則CH4燃燒熱的熱化方程式為：_ 。 （4）由氫氣和氧氣反應(yīng)生成1摩爾水蒸氣放熱241.8 kJ熱量，寫出該反應(yīng)的熱化學(xué)方程

7、式 ，反應(yīng)熱為 。若1克水蒸氣轉(zhuǎn)化為液態(tài)水放熱2.444kJ，則氫氣燃燒生成液態(tài)水的熱化學(xué)方程式為 氫氣的燃燒熱為 。15.已知H-H鍵的鍵能為436kJmol1，Cl-Cl鍵的鍵能為243kJmol1，H-Cl鍵的鍵能為431kJmol1，則H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)的反應(yīng)熱（H）等于 。第二章一、化學(xué)反應(yīng)速率1、意義：用來衡量化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的 程度。2、表示方法：通常用單位時(shí)間內(nèi) 或 來表示， v= （單位： 或 或 ）3、影響因素內(nèi)因：參加反應(yīng)物質(zhì)本身的 （最主要因素）外因：對(duì)某一確定的反應(yīng)，外界因素（ ， ， ， 等）都存在影響。4、在應(yīng)用化學(xué)反應(yīng)速率的時(shí)候應(yīng)該注意的幾個(gè)問

8、題：（1）在中學(xué)化學(xué)里通常說的化學(xué)反應(yīng)速率一般是指 速率。（2）由于 c是取濃度的變化的絕對(duì)值，故反應(yīng)速率都取 值。（3）表示一個(gè)化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)速率的時(shí)候必須指明是用哪一種反應(yīng)物或生成物來表示（4）一般不用 和 表示反應(yīng)的化學(xué)反應(yīng)速率。（5）同一個(gè)化學(xué)反應(yīng)，在同一段時(shí)間內(nèi)，用不同物質(zhì)表示反應(yīng)速率時(shí)，數(shù)值不同，各物質(zhì)速率之比等于 。5、化學(xué)反應(yīng)速率的測(cè)量化學(xué)反應(yīng)速率測(cè)量是通過實(shí)驗(yàn)測(cè)定的。因?yàn)榛瘜W(xué)反應(yīng)中發(fā)生的是體系中化學(xué)物質(zhì)（包括反應(yīng)物和生成物），所以與其中任何一種化學(xué)物質(zhì)的濃度（或質(zhì)量）相關(guān)性質(zhì)在測(cè)量反應(yīng)速率都可以加以利用。6、用于化學(xué)反應(yīng)速率測(cè)量的基本性質(zhì)（1）直接可觀察的性質(zhì)，如釋放出氣體和

9、體系壓強(qiáng)。（2）依靠科學(xué)儀器才能測(cè)量的性質(zhì)，如顏色的深淺、光的吸收、光的發(fā)射、導(dǎo)電能力等。（3）在溶液中，當(dāng)反應(yīng)物和產(chǎn)物本身有比較明顯的顏色時(shí)，常常利用顏色深淺和顯色物質(zhì)濃度間的正比關(guān)系來跟蹤反應(yīng)的過程和測(cè)量反應(yīng)速率。二、化學(xué)平衡（一）對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的理解1.定義：可逆反應(yīng)：在相同條件下，既能向 進(jìn)行，同時(shí)又能向 進(jìn)行的反應(yīng)。不可逆反應(yīng)：在同一條件下，不能同時(shí)向兩個(gè)方向進(jìn)行的反應(yīng)?？煽闯烧?、逆反應(yīng)的趨勢(shì)差別很大，反應(yīng)“一邊倒”?；瘜W(xué)平衡狀態(tài)：在一定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到 時(shí)，_ 不再改變，達(dá)到表面上靜止的一種“ ”，這就是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。2、化學(xué)平衡的特征_（研究前

10、提是可逆反應(yīng)）_（同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等） _（動(dòng)態(tài)平衡） _（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定） _（條件改變，平衡發(fā)生變化） 3、判斷平衡的依據(jù)（1）各物質(zhì)濃度、質(zhì)量分?jǐn)?shù)不再變化（2）同物質(zhì)：V正=V逆【生成a molX的同時(shí)消耗a molX 或b molY】 不同物質(zhì)：異方向，量相當(dāng)【生成a molX的同時(shí)生成c molR】（3）體系溫度不再變化（4）a+bc+d時(shí)，壓強(qiáng)不再變化；混合氣體密度或平均分子量不再變化（5）顏色（二）影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素1、濃度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向_方向移動(dòng)；增大生成物的

11、濃度或減小反應(yīng)物的濃度，都可以使平衡向_方向移動(dòng)（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡_（3）在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如果稀釋溶液，反應(yīng)物濃度_，生成物濃度也_， V正_，V逆也_，但減小的程度不同，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)之和_的方向移動(dòng)。2、溫度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會(huì)使化學(xué)平衡向著_方向移動(dòng)，溫度降低會(huì)使化學(xué)平衡向著_方向移動(dòng)。3、壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響影響規(guī)律：其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著_方向移動(dòng)；減小壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著_方向移動(dòng)。注意：（1）改變壓強(qiáng)不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng)（2）氣體減壓或增

12、壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動(dòng)規(guī)律相似（3）在體積恒定的容器內(nèi)，充入不發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的氣體，由于濃度不變，速率不變，所以平衡_（4）在恒壓容器內(nèi)，充入不發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的氣體，由于體積變大，各物質(zhì)的濃度變小，速率變化，所以平衡_（5）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動(dòng)規(guī)律相似。4.催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對(duì)正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，所以平衡_。但是使用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達(dá)到平衡所需的_。5.勒夏特列原理（平衡移動(dòng)原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強(qiáng)，濃度），平衡向著能夠_這種改變的方向移動(dòng)三、化學(xué)平衡常數(shù)（一）定義：在一定溫度下，當(dāng)一個(gè)反應(yīng)達(dá)

13、到化學(xué)平衡時(shí)，_比值。 符號(hào)：_（二）使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問題：1、表達(dá)式中各物質(zhì)的濃度是_，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。2、K只與_有關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度無關(guān)。3、反應(yīng)物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時(shí)，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。4、稀溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關(guān)系式中。5、非水溶液中的反應(yīng)，如有水生成或有水參加反應(yīng)，此時(shí)水的濃度不可視為常數(shù)，必須表示在平衡關(guān)系式中。6、K是指某一具體反應(yīng)的平衡常數(shù)。若反應(yīng)方向改變，則平衡常數(shù)_。若方程式中各物質(zhì)的系數(shù)等倍擴(kuò)大或縮小，盡管是同一反應(yīng)，平衡常數(shù)_。（三）化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用:1、化學(xué)

14、平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)_的標(biāo)志。K值越大，說明平衡時(shí)_的濃度越大，它的_進(jìn)行的程度越大，即該反應(yīng)進(jìn)行得越_，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越_。 一般地，K_時(shí)，該反應(yīng)就進(jìn)行得基本完全了。2、可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進(jìn)行的可逆反應(yīng)是否平衡及不平衡時(shí)向何方進(jìn)行建立平衡。（Q：濃度商）Q_K:反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行;Q_K:反應(yīng)處于平衡狀態(tài) ;Q_K:反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行3、利用K值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)若溫度升高，K值增大，則正反應(yīng)為_反應(yīng)若溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為_反應(yīng)四、等效平衡1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應(yīng)達(dá)到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同

15、，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。2、原因：由于化學(xué)平衡狀態(tài)與條件有關(guān)，而與建立平衡的途徑無關(guān)，因此，同一可逆反應(yīng)，從不同的狀態(tài)開始，只要達(dá)到平衡時(shí)的條件（溫度、濃度、壓強(qiáng)等）相同，則可以形成等效平衡。五、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向1、在熱力學(xué)中有兩條重要的基本自然規(guī)律，控制著所有物質(zhì)體系的變化方向：（1）物質(zhì)體系傾向于取得最低的_；（2）物質(zhì)體系傾向于取得最大的_。 對(duì)于一種物質(zhì)來說，物質(zhì)發(fā)生著從固態(tài)、液態(tài)至氣態(tài)的變化過程，在此過程中，物質(zhì)的混亂度_，其熵值也在_。2、自發(fā)反應(yīng)中的焓變和熵變的關(guān)系：（1）放熱的過程可能是熵_的過程，如鐵生銹、氫氣燃燒等；也可能是熵_或_的過程，如甲烷燃燒、氫氣與氯氣化

16、合等。（2)吸熱的自發(fā)過程是熵_的過程，如冰的融化、硝酸氨溶于水等。（3）無熱效應(yīng)的自發(fā)過程是熵_的過程，如兩種理想氣體的混合等。第三章一、弱電解質(zhì)的電離 1、定義：電解質(zhì)： 。非電解質(zhì) ： 。強(qiáng)電解質(zhì) ： 。弱電解質(zhì)： 。物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)： 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2強(qiáng)電解質(zhì)： 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)： 。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純凈物2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：在一定條件下（溶于水或熔化）能否 （以能否導(dǎo)電來證明是否電離）電解質(zhì)離子化合物或共價(jià)化合物 非電解質(zhì)共價(jià)化合物3、強(qiáng)電解質(zhì)與弱

17、電質(zhì)的本質(zhì)區(qū)別：在水溶液中是否 （或是否存在電離平衡） 注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì) 強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)） 電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。4、強(qiáng)弱電解質(zhì)可通過實(shí)驗(yàn)證明進(jìn)行判定的方法有(以HAc為例)：（1）溶液導(dǎo)電性對(duì)比實(shí)驗(yàn)； （2）測(cè)0.01mol/LHAc溶液的pH 2；（3）測(cè)NaAc溶液的pH值； （4）測(cè)pH= a的HAc稀釋100倍后所得溶液pH a +2（5）將物質(zhì)的量濃度相同的HAc溶液和NaOH溶液等體積混合后溶液呈 性（6）中和10mLpH=

18、1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的體積 10mL;（7）將pH=1的HAc溶液與pH=13的NaOH溶液等體積混合后溶液呈 性（8）比較物質(zhì)的量濃度相同的HAc溶液與鹽酸分別與同樣的鋅粒反應(yīng)產(chǎn)生氣體的速率5、強(qiáng)酸（HA）與弱酸（HB）的區(qū)別：(1)溶液的物質(zhì)的量濃度相同時(shí)，pH(HA) pH(HB) (2)pH值相同時(shí)，溶液的濃度CHA CHB(3)pH相同時(shí)，加水稀釋同等倍數(shù)后，pHHA pHHB6、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成 和離子結(jié)合成 時(shí)，電離過程就達(dá)到了 ，這叫電離平衡。7、電離平衡的特點(diǎn)： 。（具體參看優(yōu)化設(shè)計(jì)P54）8、影響電離平衡的因素：A、溫度：電

19、離一般吸熱，升溫有利于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度 ；溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會(huì) 電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。9、電離方程式的書寫：參看完全解讀124-12510、電離常數(shù)：定義、意義參看完全解讀P125 影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強(qiáng)。如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHC

20、lO二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：通常，上式也可簡(jiǎn)寫為: 水的離子積：KW = 25時(shí), H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）2、水電離特點(diǎn)：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿 ：抑制水的電離（pH之和為14的酸和堿的水溶液中水的電離被同等的抑制） 溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是 熱的）易水解的鹽：促進(jìn)水的電離（pH之和為14兩種水解鹽溶液中水的電離被同等的促進(jìn)）4、溶液的酸堿性和pH： （1）pH= （計(jì)算公式） 注意：

21、酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ；pH7 溶液不一定是酸性溶液（只有溫度為常溫才對(duì)）； 堿性溶液不一定是堿溶液（可能是 溶液）。（2）pH的測(cè)定方法：酸堿指示劑 、 、 。pH試紙 操作 。 注意：事先不能用水濕潤PH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍pH計(jì)三 、混合液的pH值計(jì)算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：（先求H+混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它） H+混 =（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求OH-混：將兩種酸中的OH離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它） OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (注

22、意 :不能直接計(jì)算H+混)3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H+ + OH- =H2O計(jì)算余下的H+或OH-，H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求H+混；OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求OH-混，再求其它）四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 pH原+ n （但始終不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 pH原+n （但始終不能大于或等于7）3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 pH原n （但始終不能小于或等于7）4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 pH原n （但始終不能小于或等于7）5、不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近（即

23、向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近76、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。五、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理中和滴定： 實(shí)質(zhì)：H+OH=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。2、中和滴定的操作過程：（1）儀器： 、 ，移液管，滴定管夾，錐形瓶，燒杯，鐵架臺(tái)。注意：酸式滴定管不能盛放 液、氫氟酸以及Na2SiO3、Na2CO3等堿性溶液；堿式滴定管不能盛放酸性溶液和 溶液。滴定管的刻度，O刻度在 ，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積 它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或

24、堿），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后 。（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測(cè)液；指示劑。（3）準(zhǔn)備過程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗檢漏：滴定管是否漏水用水洗用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測(cè)液洗）裝溶液排氣泡調(diào)液面記數(shù)據(jù)V(始)注意：為什么用水洗后，還要用標(biāo)準(zhǔn)液洗？ 但錐形瓶不能用待測(cè)液洗？（4）滴定方法：手的姿勢(shì)、速度先快后慢注意：手眼：左手操作活塞或小球，右手振蕩錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中溶液的顏色變化速度先快后慢（5）終點(diǎn)確定：最后一滴剛好使指示劑顏色發(fā)生明顯變化。30s內(nèi)不恢復(fù)原色（6）指示劑的選擇：參看完全解讀P134-135.。如（酸滴定堿用甲基橙、堿滴定酸

25、用酚酞）（6）數(shù)據(jù)處理與誤差分析：讀數(shù)：兩位小數(shù)。因一次實(shí)驗(yàn)誤差較大，所以應(yīng)取多次實(shí)驗(yàn)的平均值。 3、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進(jìn)行分析式中：n酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c酸或堿的物質(zhì)的量濃度；V酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，則：c堿=上述公式在求算濃度時(shí)很方便，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實(shí)際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高；V堿同樣也是一個(gè)定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺，其實(shí)際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)

26、準(zhǔn)酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對(duì)于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來測(cè)定堿的濃度時(shí)，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當(dāng)V酸的實(shí)測(cè)值大于理論值時(shí)，c堿偏高，反之偏低。即：c堿=同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。下面是用標(biāo)準(zhǔn)酸滴定待測(cè)堿而引起的結(jié)果變化情況 ：實(shí)驗(yàn)操作情況對(duì)c堿的影響開始滴定時(shí)滴定管尖嘴處留有氣泡讀數(shù)開始時(shí)仰視，終止時(shí)俯視到滴定終點(diǎn)尚有一滴酸掛在滴定管尖嘴外而未滴入錐瓶洗凈的酸管未用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗洗凈的錐瓶用待測(cè)堿潤洗不小心將標(biāo)準(zhǔn)液滴至錐瓶外不小心將待測(cè)堿液濺至錐瓶外滴定前向錐形瓶中加入10 mL蒸餾水，其余操作正常六、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水

27、解）1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子（弱堿的 或弱酸的 ）跟水電離出來的 或 結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。2、水解的實(shí)質(zhì)： 。3、鹽類水解規(guī)律： 有 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰 顯誰性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。 (如:Na2CO3 NaHCO3)4、鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆） （2）程度小 （3）吸熱5、影響鹽類水解的外界因素： 溫度：溫度越 水解程度越大 （水解吸熱，越熱越水解）濃度：濃度越小，水解程度越 （越稀越水解）酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解（H+促進(jìn) 水解而 陽離子水解； -促進(jìn)陽離子水解而抑制陰離

28、子水解）6、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如HSO4- 顯 性 電離程度水解程度，顯 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度電離程度，顯 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）7、雙水解反應(yīng)： （1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)為 （即弱酸弱堿鹽）。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。 （2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的方程式寫 并標(biāo) ，其離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ +

29、 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S 8、鹽類水解的應(yīng)用：詳細(xì)參看完全解讀P147-149七、電離、水解方程式的書寫原則1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫 注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當(dāng)微弱。2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫 注意：電離方程式和水解方程式的區(qū)別。八、溶液中微粒濃度的大小比較 1、基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的兩種守恒關(guān)系：（以Na2CO3溶液為例） 離子電荷守恒：（無分子出現(xiàn)）任何溶液均顯電 性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和 N

30、a2CO3物料守恒: （無H+、OH出現(xiàn)）某原子的總量(或總濃度)其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和 質(zhì)子守恒：（無溶質(zhì)的離子出現(xiàn)）即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。 得質(zhì)子后形成的微粒濃度得質(zhì)子數(shù) = C（OH-）2、同濃度的弱酸和其弱酸鹽 、同濃度的弱堿和其弱堿鹽的電離和水解強(qiáng)弱規(guī)律：中?；瘜W(xué)常見的有三對(duì)等濃度的HAc與NaAc的混合溶液：弱酸的電離其對(duì)應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈 性等濃度的NH3H2O與NH4Cl的混合液：弱堿的電離其對(duì)應(yīng)弱堿鹽的水解，溶液 性等濃度的HCN與NaCN的混合溶液：弱酸的電離其對(duì)應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈 性可參看完全解讀P146-147。九、溶解平衡

31、 1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識(shí) （1）溶解度 0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。生成難溶電解質(zhì)的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“=”。200C常把溶解度S 10g的稱為易溶物，在110g的為可溶物，在0.011g的為微溶物，小于0.01g的為難溶物。 （2）反應(yīng)后離子濃度降至 以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“=”。如酸堿中和時(shí)H+降至10-7mol/L10-5mol/L，故為完全反應(yīng)，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5mol/L，故均用“=”。 （3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。 （4）掌握三種微溶物質(zhì)：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4 （5）溶解平衡常為吸

32、熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。 （6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書寫 注意在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq)注意區(qū)別溶解平衡和電離平衡。3、沉淀生成的三種主要方式 （1）加沉淀劑法：Ksp越?。闯恋碓诫y溶），沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。 （2）調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。 （3）氧化還原沉淀法：4、沉淀的溶解： 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動(dòng)。常采用的方法有： ； ； 。5、沉淀的轉(zhuǎn)化： 溶解度大的生成溶解度小的，

33、溶解度小的生成溶解度 的。 如：AgCl AgBr AgI Ag2S第四章知識(shí)概括一個(gè)反應(yīng)：氧化還原反應(yīng) 兩個(gè)轉(zhuǎn)化：化學(xué)能和電能的相互轉(zhuǎn)化三個(gè)條件：原電池、電解池和電鍍池的形成條件 四個(gè)池子：原電池、電解池、 電鍍池、精煉池第一節(jié) 原電池原電池： 1、概念： _ 2、組成條件：_ 3、電子流向：外電路： 極導(dǎo)線 極 內(nèi)電路：鹽橋中 離子移向負(fù)極的電解質(zhì)溶液，鹽橋中 離子移向正極的電解質(zhì)溶液。 4、電極反應(yīng)：以鋅銅原電池為例：負(fù)極： 反應(yīng)： （較活潑金屬）正極： 反應(yīng)： （較不活潑金屬）總反應(yīng)式： 5、正、負(fù)極的判斷：（發(fā)散思維）（1）從電極材料：一般較活潑金屬為負(fù)極；或金屬為負(fù)極，非金屬為正極

34、。（分別寫鎂鋁氫氧化鈉和銅鋁濃硝酸構(gòu)成的原電池）負(fù)極： 負(fù)極： 正極： 正極： 總： 總： （2）從電子的流動(dòng)方向 （3）從電流方向 （4）根據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的移動(dòng)方向 （5）根據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象_ _ 6、電解質(zhì)溶液的選擇：選擇與電極越容易反應(yīng)的電解質(zhì)溶液越好。7、原電池的設(shè)計(jì)以氧化還原反應(yīng)為基礎(chǔ)，首先要確定原電池的正、負(fù)極，電解質(zhì)溶液及電極反應(yīng)；再利用基礎(chǔ)知識(shí)書寫電極反應(yīng)式，參照ZnCuH2SO4原電池模型處理問題。如根據(jù)反應(yīng)：Cu2FeCl32CuCl22FeCl2設(shè)計(jì)一個(gè)原電池，為： 作負(fù)極， 作正極 作電解質(zhì)溶液，負(fù)極反應(yīng)為： 正極反應(yīng)為： 第二節(jié) 化學(xué)電池1、電池的分類：化學(xué)電池、太陽能

35、電池、原子能電池2、化學(xué)電池： 裝置3、化學(xué)電池的分類： 、 、 4、判斷電池優(yōu)劣的標(biāo)準(zhǔn)：電能和輸出功率的大小、電池儲(chǔ)存時(shí)間的長(zhǎng)短等一、一次電池 1、一次電池：活性物質(zhì)（發(fā)生氧化還原反應(yīng)的物質(zhì)）消耗到一定程度，就不能使用的電池，也叫 2、常見一次電池： 、 、鋅銀電池、鋰電池等 3、電極反應(yīng)：堿性鋅錳電池 負(fù)極：鋅： 氧化錳： 總反應(yīng)式： 鋅銀電池 負(fù)極： 正極： 總反應(yīng)式： 二、二次電池 1、二次電池：放電后可以再充電使活性物質(zhì)獲得再生，可以多次重復(fù)使用，又叫充電電池或蓄電池。2、電極反應(yīng)：鉛蓄電池 放電：作 池 負(fù)極（鉛）： 正極（氧化鉛）： 總反應(yīng)式： 充電：作 池 陰極： 陽極： 總反

36、應(yīng)式： 兩式可以寫成一個(gè)可逆反應(yīng)： 介紹目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池三、燃料電池 1、燃料電池： 2、電極反應(yīng)：一般燃料電池發(fā)生的電化學(xué)反應(yīng)的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可根據(jù)燃燒反應(yīng)寫出總的電池反應(yīng)，但不注明反應(yīng)的條件。，負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)，不過要注意一般電解質(zhì)溶液要參與電極反應(yīng)。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負(fù)極，介質(zhì)分為酸性、堿性和中性。燃料電池的電極反應(yīng)式與其電解質(zhì)的酸堿性緊密聯(lián)系。 當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時(shí)： 負(fù)極： 正極： 當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時(shí)： 負(fù)極： 正極： 3、燃料電池的優(yōu)點(diǎn)：能量轉(zhuǎn)換率高、廢棄物少、運(yùn)行噪音低四、廢

37、棄電池的處理：回收利用第三節(jié) 電解池一、電解原理1、電解池： 也叫電解槽 2、電解 的過程 3、放電：當(dāng)離子到達(dá)電極時(shí)，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應(yīng)的過程 4、電子流向：（電源）負(fù)極（電解池）陰極（離子定向運(yùn)動(dòng)）電解質(zhì)溶液（電解池）陽極（電源）正極 5、電極名稱及反應(yīng)： 陽極：與直流電源的 相連的電極，發(fā)生 反應(yīng) 陰極：與直流電源的 相連的電極，發(fā)生 反應(yīng) 6、電解CuCl2溶液的電極反應(yīng)： 陽極： （ 反應(yīng)） 陰極： （ 反應(yīng)）總反應(yīng)式： 7、電解本質(zhì)：電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電過程，就是電解質(zhì)溶液的電解過程規(guī)律總結(jié)：電解反應(yīng)離子方程式書寫：（1）分清電極：陽極和陰極（2）先看電極材料再分析溶液：

38、陽離子和陰離子（3）放電順序：陽離子的放電順序 陰離子的放電順序 （4）牢記守恒：原子守恒、電荷守恒和電子守恒（5）電極反應(yīng)必須寫離子放電，總反應(yīng)中弱電解質(zhì)寫化學(xué)式（6）注明條件：總反應(yīng)一定要注明條件-通電（或電解）注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極（Fe、Cu)等金屬，則陽極反應(yīng)為電極材料失去電子，變成離子進(jìn)入溶液；若為惰性材料，則根據(jù)陰陽離子的放電順序，依據(jù)陽氧陰還的規(guī)律來書寫電極反應(yīng)式。 二、電解原理的應(yīng)用 1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣 （1）、通電前，溶液中的離子：H+、OH、Cl、Na+ （2）、通電后，H+ 、Cl 優(yōu)先放電 陽極： 陰極：

39、 總反應(yīng)式： （1）、電鍍應(yīng)用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法（2）、電極、電解質(zhì)溶液的選擇：陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進(jìn)入溶液 M ne = M n+陰極：待鍍金屬（鍍件）：溶液中的金屬離子得到電子，成為金屬原子，附著在金屬表面M n+ + ne = M電解質(zhì)溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液鍍銅反應(yīng)原理 陽極(純銅)：Cu-2e-=Cu2+，陰極(鍍件)：Cu2+2e-=Cu， 電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO4溶液 （3）、電鍍應(yīng)用之一：銅的精煉 陽極： ；陰極： 電解質(zhì)溶液： 粗銅中含Zn、Fe、Ni、Ag、Pt、Au等 陽極(粗銅)： （Zn-2e-

40、= Zn2+， Fe-2e- = Fe2+，等） 陰極(精銅)： 電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO4。 Zn2、Ni2等 陽離子得電子能力小于Cu2+而留在電解質(zhì)溶液中。金屬活動(dòng)順序排在Cu后的Ag、Pt、Au等失電子能力小于Cu，以金屬單質(zhì)沉積于陽極，成為“陽極泥”。3、電冶金（1）、電冶金：使礦石中的 獲得電子，從它們的化合物中還原出來用于冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁（2）、電解氯化鈉：通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl = Na + + Cl通直流電后：陽極：2Na+ + 2e = 2Na陰極：2Cl 2e = Cl2規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律 （1）若無外接電源，又

41、具備組成原電池的三個(gè)條件。有活潑性不同的兩個(gè)電極；兩極用導(dǎo)線互相連接成直接插入連通的電解質(zhì)溶液里；較活潑金屬與電解質(zhì)溶液能發(fā)生氧化還原反應(yīng)（有時(shí)是與水電離產(chǎn)生的H+作用），只要同時(shí)具備這三個(gè)條件即為原電池。 （2）若有外接電源，兩極插入電解質(zhì)溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當(dāng)陰極為金屬，陽極亦為金屬且與電解質(zhì)溶液中的金屬離子屬同種元素時(shí)，則為電鍍池。 （3）若多個(gè)單池相互串聯(lián)，又有外接電源時(shí)，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無外接電源時(shí)，先選較活潑金屬電極為原電池的負(fù)極（電子輸出極），有關(guān)裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。第四節(jié) 金屬的電化學(xué)腐蝕和防護(hù)一、金屬的電化學(xué)腐蝕（1）金屬腐蝕： 的現(xiàn)象。（2）金屬腐蝕的本質(zhì)：都是金屬原子 電子而被氧化的過程（3）金屬腐蝕的分類：化學(xué)腐蝕 電化學(xué)腐蝕 （4）、電化學(xué)腐蝕的分類： 析氫腐蝕腐蝕過程中不斷有氫氣放出條件：潮濕空氣中形成的水膜,酸性較強(qiáng)（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等氣體）電極反應(yīng)：負(fù)極： （氧化反應(yīng)） 正極： （還原反應(yīng)）總反應(yīng)式： 吸氧腐蝕反應(yīng)過程吸收氧氣條件：水膜的酸性很弱或中性