高中化學(xué)選修4知識(shí)點(diǎn)總結(jié)及精練精析

化學(xué)選修4化學(xué)反響及原理學(xué)問點(diǎn)詳解及典例精講

一、本模塊內(nèi)容的特點(diǎn)

1.理論性、規(guī)律性強(qiáng)

.XEM

3.學(xué)問的綜合性強(qiáng)

4.學(xué)問的內(nèi)容較深

二、本模塊內(nèi)容具體分析

第一章化學(xué)反響及能量

考點(diǎn)一化學(xué)反響中能*變更的有關(guān)概念及計(jì)算

1、焰變反響熱

反響熱：肯定條件下，肯定物質(zhì)的量的反響物之間完全反響所放出或汲取的熱

量

婚變（M）：在恒壓條件下進(jìn)展的化學(xué)反響的熱效應(yīng)；符號(hào)：A//;單位：kJImol

產(chǎn)生緣由：化學(xué)反響過程中化學(xué)鍵的斷裂及形成

化學(xué)鍵斷裂一一吸熱化學(xué)鍵形成一一放熱

放出熱量的化學(xué)反響。（放熱）吸熱）為“-”或A/7<0

汲取熱量的化學(xué)反響。（吸熱〉放熱）AH為“+”或>0

2、燃燒熱

概念：25℃,1O1ZR那寸，1mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的

熱量。燃燒熱的單位用kj/mol表示。

留意以下幾點(diǎn)：

探討條件：101kPa

反響程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物

燃燒的物質(zhì)的物質(zhì)的量標(biāo)準(zhǔn)：

探討內(nèi)容：放出的熱量kMi<0,單位kJ/mol)

3、中和熱

概念：在稀溶液中,酸跟堿發(fā)生中和反響而生成lmolH20,這時(shí)的反響熱叫中

和熱。

強(qiáng)酸及強(qiáng)堿的中和反響其本質(zhì)是和0斤反響，其熱化學(xué)方程式為：

H+(aq)+0H-(aq)=H2O(1)AW=-57.3kJ/mol

弱酸或弱堿電離要汲取熱量，所以它們參與中和反響時(shí)的中和熱小于

57.3kJ/moL因?yàn)槿蹼娊赓|(zhì)的電離是吸熱的。

4.吸熱反響和放熱反響

放熱反響吸熱反響

定義放出熱量的化學(xué)反響汲取熱量的化學(xué)反響

形成反響物具有的總能量大于生成物具反響物具有的總能量小于生成物

緣由有的總能量具有的總能量

及化生成物分子成鍵時(shí)釋放出的總能量生成物分子成鍵時(shí)釋放出的總能

學(xué)鍵大于反響物分子斷鍵時(shí)汲取的總能量小于反響物分子斷鍵時(shí)汲取的

強(qiáng)弱量總能量

的關(guān)

系

表示<0AW<0

方法

圖示

實(shí)例①全部的燃燒反響②酸堿中和①晶體人（0"卜8也0及NH4cl

反響③大多數(shù)的化合反響④金②大多數(shù)的分解反響③以

屬及酸的反響⑤生石灰和水反同、CO、C為復(fù)原劑的氧化復(fù)原反

響⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固響④錢鹽溶解等

體溶解等

考點(diǎn)二熱化學(xué)方程式的書寫及正誤推斷

1.概念：這種說明反響所放出或汲取的熱量的化學(xué)方程式，叫做熱化學(xué)方程式。

意義：①說明化學(xué)反響中的物質(zhì)變更；②說明化學(xué)反響中的能量變更。

2.書寫熱化學(xué)方程式留意事項(xiàng)：

書寫化學(xué)方程式留意以下幾點(diǎn)：

①需注明反響的溫度和壓強(qiáng)，因反響的溫度和壓強(qiáng)不同時(shí)，其也不同。

但中學(xué)所用的數(shù)據(jù)，一般都在lOlkP和25°C時(shí)的數(shù)據(jù)，因此可不特殊注

明。但需注明她的“+”及。

②要注明反響物和生成物的聚集狀態(tài)（g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，

水溶液中溶質(zhì)用aq表示），物質(zhì)呈現(xiàn)哪一種聚焦?fàn)顟B(tài)及它們所具有的能量

有關(guān)。

③及化學(xué)方程式不同，熱化學(xué)方程式各物質(zhì)前的化學(xué)計(jì)量數(shù)不表示分子個(gè)

數(shù)，因此，它可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)。對(duì)于一樣物質(zhì)的反響，當(dāng)化學(xué)

計(jì)量數(shù)不同時(shí)一，其她也不同。各物質(zhì)系數(shù)加倍，U加倍；反響逆向進(jìn)展,

M變更符號(hào)，數(shù)值不變

3.推斷一個(gè)熱化學(xué)方程式是否正確，主要從以下幾個(gè)方面入手：

(1)各物質(zhì)的化學(xué)式是否正確，化學(xué)方程式是否符合客觀事實(shí)

(2)各物質(zhì)的聚焦?fàn)顟B(tài)是否注明

(3)化學(xué)方程式是否配平

(4)反響熱是否及化學(xué)方程式中各物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)相對(duì)應(yīng)，其符號(hào)和

數(shù)值是否正確

B.習(xí)題訓(xùn)練

1.課本第6頁習(xí)題3、4

2.補(bǔ)充習(xí)題：

考點(diǎn)三蓋斯定律及其應(yīng)用

1.內(nèi)容：化學(xué)反響的反響熱只及反響的始態(tài)(各反響物)和終態(tài)(各生成

物)有關(guān),而及具體反響進(jìn)展的途徑無關(guān)，假如一個(gè)反響可以分幾步進(jìn)展，則

各分步反響的反響熱之和及該反響一步完成的反響熱是一樣的。

2.蓋斯定律的應(yīng)用

蓋斯定律的應(yīng)用主要是以熱化學(xué)方程式為依托的對(duì)特定化學(xué)反響過程的培

變的計(jì)算，運(yùn)用蓋斯定律時(shí)的留意事項(xiàng)如下：

①熱化學(xué)方程式同乘以某一個(gè)數(shù)時(shí)，反響熱數(shù)值也應(yīng)當(dāng)乘上該數(shù)；

②熱化學(xué)方程式相加減時(shí)一，同種物質(zhì)之間可以相加減，反響熱也隨之相加

減;

③將一個(gè)熱化學(xué)方程式顛倒時(shí)，A//的“+”、號(hào)必需隨之變更.

B.習(xí)題訓(xùn)練

1.教材第14頁1?6題

2.補(bǔ)充習(xí)題：

第一章學(xué)問點(diǎn)歸納、總結(jié)（復(fù)習(xí)）

第一章檢測(cè)題

專題一化學(xué)反響及能量變更

第二章化學(xué)反響速率和化學(xué)平衡

考點(diǎn)一化學(xué)反響速率

1.化學(xué)反響速率（V）

⑴定義：用來衡量化學(xué)反響的快慢的

⑵表示方法：?jiǎn)挝粫r(shí)間內(nèi)反響濃度的削減或生成物濃度的增加來表示

（3）計(jì)算公式：v=Ac/Ar（v:平均速率，濃度變更，加：時(shí)間）

單位：/（L?y）

（4）化學(xué)反響速率及化學(xué)計(jì)量數(shù)的關(guān)系

對(duì)于反響加施）+〃B（g）=〃C3+也（g）,在同一段時(shí)間內(nèi)化學(xué)反響速率

說明：

（1）化學(xué)反響速率是標(biāo)量，只有大小而沒有方向；

（2）一般計(jì)算出來的化學(xué)反響速率是一段時(shí)間內(nèi)的平均速率，不同時(shí)刻的化學(xué)

反響速率是不一樣的；

（3）對(duì)于固體或氣體反響中的液體物質(zhì)，反響在其外表進(jìn)展，壓強(qiáng)的變更對(duì)濃

度幾乎無影響，是不變的，因此一般不用固體、純液體表示化學(xué)反響速率；

B.習(xí)題訓(xùn)練

1.教材第18頁、19頁全部習(xí)題

2.補(bǔ)充習(xí)題：第二冊(cè)38頁

2、影響化學(xué)反響速率的因素

影響因素對(duì)速率的影響確定因素

內(nèi)因及反響物本身的性質(zhì)，如金

（主要因素）屬及水的反響速率：Na〉Mg

濃度增大反響物的濃度，反響速增大反響物濃度、增大壓強(qiáng)（減

率增大，反之減小小容器體積）都使得單位體積內(nèi)

壓強(qiáng)對(duì)于有氣體參與的反響，增活化分子百分?jǐn)?shù)不變，活化分子

大壓強(qiáng)（減小容器體積），反數(shù)增加，有效碰撞次數(shù)增多，反

外因（當(dāng)響速率增大，反之減小之減小

其他條溫度上升溫度，正反響速率增大，升溫汲取能量，運(yùn)用催化劑降低

件不變逆反響速率增大，反之減小反響的活化能，均導(dǎo)致單位體積

時(shí)變更催化運(yùn)用催化劑，能同等程度地內(nèi)分子數(shù)不變，活化分子百分?jǐn)?shù)

一個(gè)條劑變更同一反響的正反響速率增大，活化分子數(shù)增加，有效碰

件）和逆反響速率撞次數(shù)增多，化學(xué)反響速率增大

其他光，電磁波，超聲波，固體有影響

反響顆粒的大小，溶劑等

惰性氣體對(duì)于速率的影響：

①恒溫恒容時(shí)：充入惰性氣體一總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不

變f反響速率不變

②恒溫恒壓時(shí)：充入惰性氣體一體積增大一各反響物濃度減小一反響速率減

慢

B.習(xí)題訓(xùn)練

1.教材24頁全部習(xí)題

2.補(bǔ)充習(xí)題：

考點(diǎn)二化學(xué)平衡

（1）化學(xué)平衡狀態(tài)：肯定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反響進(jìn)展到正逆反響速率相等時(shí),

體系內(nèi)組成成分濃度不再變更,到達(dá)外表上靜止的一種"平衡〃,這就是這個(gè)反響

所能到達(dá)的最大限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。

（2）建立過程

（3）化學(xué)平衡的特征

逆（探討前提是可逆反響）

等（同一物質(zhì)的正逆反響速率相等）

動(dòng)（動(dòng)態(tài)平衡）

定（各物質(zhì)的濃度及質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定）

變（條件變更，平衡發(fā)生變更）

（4）化學(xué)平衡狀態(tài)的推斷方法

推斷可逆反響到達(dá)平衡狀態(tài)的方法和根據(jù)

例舉反響梯（g）+〃6（g）UpC（g）+qO（g）

①各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的平衡

分?jǐn)?shù)肯定

混合物體系中

②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)肯定平衡

各成分的含量

③各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)肯定平衡

④總體積、總壓力、總物質(zhì)的量肯定不肯定平衡

單位時(shí)間內(nèi)消耗了機(jī)molA同時(shí)生成mmolA，即

平衡

V（正）=V（逆）

在單位時(shí)間內(nèi)消耗了nmolB同時(shí)消耗了

平衡

正、逆反響pmolC,則V（正）=V（逆）

速率的關(guān)系V（A）:V（B）:V（C）:V（D）=/n:n:p:q，V（正）不肯不肯定平衡

定等于叭逆）

在單位時(shí)間內(nèi)生成〃加。出，同時(shí)消耗了q不肯定平衡

molD,因均指V（逆）

a++q時(shí)，總壓力肯定（其他條件肯定）平衡

壓強(qiáng)

加+〃=p+q時(shí)，總壓力肯定（其他條件肯定）不肯定平衡

混合氣體平均Mr肯定時(shí)，只有當(dāng)m+〃wp+q時(shí)平衡

相對(duì)分子質(zhì)量Mr肯定時(shí),但/%+〃=〃+q時(shí)不肯定平衡

Mr

任何反響都伴隨著能量變更，當(dāng)體系溫度肯

溫度平衡

定時(shí)（其他不變）

體系的密度密度肯定不肯定平衡

其他如體系顏色不再變更等平衡

B.習(xí)題訓(xùn)練

1.教材32頁1、5題

2.補(bǔ)充習(xí)題：

（5）影響化學(xué)平衡挪動(dòng)的因素

1、濃度對(duì)化學(xué)平衡挪動(dòng)的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的狀況下，增

大反響物的濃度或削減生成物的濃度，都可以使平衡向正方向挪動(dòng)；增大生成

物的濃度或減小反響物的濃度，都可以使平衡向逆方向挪動(dòng)

(2)增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不挪動(dòng)

(3)在溶液中進(jìn)展的反響，假如稀釋溶液，反響物濃度減小，生成物濃度也減

小，n正減小，丫逆也減小，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反響

方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)之和大的方向挪動(dòng)。

2、溫度對(duì)化學(xué)平衡挪動(dòng)的影響

影響規(guī)律：在其他條件不變的狀況下，溫度上升會(huì)使化學(xué)平衡向著吸熱反響方

向挪動(dòng)，溫度降低會(huì)使化學(xué)平衡向著放熱反響方向挪動(dòng)。

3、壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡挪動(dòng)的影響

影響規(guī)律：A.其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著體積縮小方向挪動(dòng)；減

小壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著體積增大方向挪動(dòng);B.對(duì)于反響前后氣態(tài)物質(zhì)的總體積沒

有變更的化學(xué)反響：，增大或減小壓強(qiáng)都不能使化學(xué)平衡挪動(dòng)。

留意：(1)變更壓強(qiáng)不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生挪動(dòng)

(2)氣體減壓或增壓及溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡挪動(dòng)規(guī)律相像

4.催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響：由于運(yùn)用催化劑對(duì)正反響速率和逆反響速率影響的

程度是等同的，所以平衡不挪動(dòng)。但是運(yùn)用催化劑可以影響可逆反響到達(dá)平衡

所需的時(shí)間。

5.勒夏特列原理(平衡挪動(dòng)原理)：假如變更影響平衡的條件之一(如溫度，壓

強(qiáng)，濃度)，平衡向著可以減弱這種變更的方向挪動(dòng)。

B.習(xí)題訓(xùn)練

1.教材32頁3、6、7、8題

2.補(bǔ)充習(xí)題：

考點(diǎn)三化學(xué)平衡常數(shù)及化學(xué)平衡有關(guān)的計(jì)算

（一）定義：在肯定溫度下,當(dāng)一個(gè)反響到達(dá)化學(xué)平衡時(shí)，生成物濃度幕之積

及反響物濃度幕之積的比值是一個(gè)常數(shù)比值。符號(hào)：K

（二）運(yùn)用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)留意的問題：

1、表達(dá)式中各物質(zhì)的濃度是變更的濃度，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。

2、K只及溫度（T）有關(guān)，及反響物或生成物的濃度無關(guān)。

3、反響物或消費(fèi)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“甘而不代入公式。

4、稀溶液中進(jìn)展的反響，如有水參與，水的濃度不必寫在平衡關(guān)系式中。

（三）化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用：

1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反響進(jìn)展程度的標(biāo)記。K值越大，說明平衡時(shí)一

生成物的濃度越大，它的正向反響進(jìn)展的程度越大，即該反響進(jìn)展得越完全，

反響物轉(zhuǎn)化率越高。反之，則相反。一般地，K>105時(shí)，該反響就進(jìn)展得根本完

全了。

2、可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，推斷正在進(jìn)展的可逆反響是否平衡及不平衡時(shí)向何方

進(jìn)展建立平衡。（Q：濃度積）

Q〈K:反響向正反響方向進(jìn)展；

Q=K:反響處于平衡狀態(tài)；

Q〉K:反響向逆反響方向進(jìn)展

3、利用K值可推斷反響的熱效應(yīng)

若溫度上升，K值增大，則正反響為吸熱反響

若溫度上升，K值減小，則正反響為放熱反響

B.習(xí)題訓(xùn)練

1.教材32頁2題、33頁9題

2.補(bǔ)充習(xí)題:

第二章學(xué)問點(diǎn)歸納、總結(jié)（復(fù)習(xí)）

第二章檢測(cè)題

專題二化學(xué)反響速率和化學(xué)平衡

第三章水溶液中的離子平衡

考點(diǎn)一弱電解質(zhì)的電寓平衡

混和物

A-弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一局部分子電離成離子的電解質(zhì)。

物庫(kù)質(zhì)

質(zhì)2舸解質(zhì)需產(chǎn)既濯t強(qiáng)堿’大多數(shù)鹽。如M…皿Bas。，

4薪k式中患3弱耐遴箍號(hào)弱堿目獺的胞翳細(xì)福、（瀛〈靛止右。業(yè)、

化人|H20

3、弱建解周的電禽平衡

物

電離平衡：在瞥整韻案憚聿修噌策群族啊母鬻我離子的遺率和離2子結(jié)合成弱

電解質(zhì)分子的速率相等時(shí)，電離過程就到達(dá)了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。

影響電離平衡的因素：

A、溫度:電離一般吸熱，升溫有利于電離。

B、濃度：濃度越大，電離程度越小；溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向挪

動(dòng)。

C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里參加及弱電解質(zhì)具有一樣離子的電解質(zhì)，會(huì)

減弱電離。

D、其他外加試劑：參加能及弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反響的物質(zhì)時(shí)，有

利于電離。

4、電離常數(shù)

電離常數(shù)：在肯定條件下，弱電解質(zhì)在到達(dá)電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的

各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)。叫做電離

平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，@表示堿。）

表示方法：AB^A++B-K=[A〔[B]/網(wǎng)

影響因素：

a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性確定。

b、電離常數(shù)受溫度變更影響，不受濃度變更影響，在室溫下一般變更不大。

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：

H2sq>H3PO4>HF>CHyCOOH>H2CO3>H2s>HCIO

B.習(xí)題訓(xùn)練

1.教材43頁1、2、3、4題

2.補(bǔ)充習(xí)題：

考點(diǎn)二水的電離和溶液的酸堿性

1、水的電離

水電離平衡：：H2°K^H++0IT

水的離子積：Kw=

14

25℃時(shí)：[/r]=[ozr]=10-7moi/i；KW=[〃+10"一]=ixio-

留意：Kw只及溫度有關(guān)，溫度肯定，則Kw值肯定

跖不僅適用于純水，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：

①酸、堿：抑制水的電離跖<1X10-14

②溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的）

14

③易水解的鹽：促進(jìn)水的電離Kw>1X10

2、溶液的酸堿性和

1.溶液的酸堿性

常溫時(shí)，酸性溶液中4斤）>dOH~）,pH>7',

堿性溶液中以"+）<C（OHD,pH<7；

中性溶液中c（H+）=c（O/r）,pH=7；

2.溶液的〃”

（1）當(dāng)c（/T）很小時(shí)，干脆用物質(zhì)的量濃度表示溶液的酸堿性的強(qiáng)弱很不便利,

通常采納c（/r）的負(fù)對(duì)數(shù)來表示，稱為溶液的pH,其表達(dá)式為p〃=-lgc[H+]。

P”越小，溶液的酸性越強(qiáng)；P”越大，溶液的堿性越強(qiáng)。

（2）稀釋過程溶液P”值的變更規(guī)律：

強(qiáng)酸溶液：稀釋ICT倍時(shí)-，P”稀=pH原+n（但始終不能大于或等于7）

弱酸溶液：稀釋ICT倍時(shí)-，pH稀〈pH原+n（但始終不能大于或等于7）

強(qiáng)堿溶液：稀釋1（T倍時(shí)、pH稀=pH原一n（但始終不能小于或等于7）

弱堿溶液：稀釋KT倍時(shí)、pH稀〉原一n（但始終不能小于或等于7）

不管任何溶液，稀釋時(shí)均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋

后pH均接近7

稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的p”變更得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變更得快。

（3）〃〃的測(cè)定方法：

酸堿指示劑一甲基橙、石蕊、酚猷o

變色范圍：甲基橙3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚醐8.2~10.0（淺

紅色）

P”試紙一操作：玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后及標(biāo)準(zhǔn)比色卡比照即可。

留意：①事先不能用水潮濕PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍

3.溶液p”的計(jì)算方法

(1)單一溶液

①?gòu)?qiáng)酸溶液，如HnA溶液，設(shè)溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為c/板.L,c(H+)=nc，版Zl

pH=-lgc(//+)=-lgnc

②強(qiáng)堿溶液，如B(OH)n溶液，設(shè)溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為Cmol-U',

14

c(H+)----mol-￡1,pH=-lgc(H+)=14+lgnc

nc

(2)兩強(qiáng)酸混合

由c(”+)=2匕,先求出混合后的c(”+),再根據(jù)公式p"=-lgc[H+]求

pHo若兩強(qiáng)酸溶液等體積混合，可采納速算方法：混合后溶液的〃〃等于混合

前溶液P"小的加0.3。如p”=3和pH=5的兩種鹽酸等體積混合后，pH=3.3

(3)兩強(qiáng)堿混合

由C(OH-)=4°”21k4。"Z匕,先求出混合后的c(O"-),再通過Kw求出c(H+),

最終求p〃。若兩強(qiáng)堿溶液等體積混合，可采納速算方法：混合后溶液的pH等

于混合前溶液pH大的減0.3.如pH=9和pH=11的兩種燒堿溶液等體積混合后,

pH=10.7

(4)強(qiáng)酸及強(qiáng)堿混合

強(qiáng)酸及強(qiáng)堿混合的本質(zhì)為中和反響，中和后溶液的有以下三種狀況：

若恰好中和，pH=7(25°c)

若剩余酸，先求中和后剩余的武”+),再求pH

若剩余堿，先求中和后剩余的c(ar),再通過求出c(H+),最終求p”。

(5)已知酸和堿的pH之和，推斷等體積溶液混合后的pH(25℃)

若強(qiáng)酸及強(qiáng)堿溶液的P"之和等于14,則混合后溶液顯中性，pH=7

若強(qiáng)酸及強(qiáng)堿溶液的〃”之和大于14,則混合后溶液顯堿性，pH>1

若強(qiáng)酸及強(qiáng)堿溶液的P”之和小于14,則混合后溶液顯酸性，pH<7

若強(qiáng)酸及強(qiáng)堿溶液的P”之和為14,酸堿中有一強(qiáng)、一弱。則酸堿溶液混合后，

誰弱顯誰性

考點(diǎn)三酸堿中和滴定（試驗(yàn)）

1、中和滴定的原理

本質(zhì)：H++OH=%。即酸能供應(yīng)的H+和堿能供應(yīng)的0H-物質(zhì)的量相等。

2、中和滴定的操作過程：

（1）儀②滴定管的刻度，。刻度在上，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積大于

它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸痪植繘]有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過最

低刻度，不得一次滴定運(yùn)用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。

②滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后一位。

（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測(cè)液；指示劑。

（3）打算過程：

打算：檢漏、洗滌、潤(rùn)洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗一檢漏：

滴定管是否漏水一用水洗一用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測(cè)液洗）一裝溶液一排氣泡一調(diào)

液面一記數(shù)據(jù)V（始）

（4）試驗(yàn)過程

3、酸堿中和滴定的誤差分析

誤差分析：利用n酸c酸V酸力堿c堿\/堿進(jìn)展分析

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)，貝IJ：

c堿

nV

上述公式在求算濃度時(shí)很便利，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸

的變更，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，但表達(dá)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高；1/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，但引起變更的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的削減，即1/酸減小，則c堿降

低了；對(duì)于視察中出現(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堿的誤差及/酸的變更成正比，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。

同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。

B.習(xí)題訓(xùn)練

1.教材52頁1、2、3、4、5、6、7、8題

2.補(bǔ)充習(xí)題：

考點(diǎn)四鹽類水解

1、定義：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或0H-結(jié)合生成弱電

解質(zhì)的反響。

2、水解的本質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或0H-結(jié)合，破壞

水的電離，是平衡向右挪動(dòng)，促進(jìn)水的電離。

3、鹽類水解方程式的書寫

鹽類水解程度一般很小，水解產(chǎn)物量很小，通常不生成沉淀或氣體，書寫水解

方程式時(shí)，一般不標(biāo)“t”或"I鹽類水解是可逆反響，除發(fā)生劇烈雙水解

反響外，一般水解方程式中不寫“=”而寫可逆符號(hào)。

鹽類水解方程式分為兩種類型：

強(qiáng)堿弱酸所生成鹽的水解：

強(qiáng)酸弱堿所生成鹽的水解：

4、鹽類水解的影響因素

內(nèi)因一鹽本身的性質(zhì)

(1)弱堿的堿性越弱，其陽離子的水解程度越大，對(duì)應(yīng)鹽溶液的酸性越強(qiáng)；

(2)弱酸的酸性越弱，其陰離子的水解程度越大，對(duì)應(yīng)鹽溶液的堿性越強(qiáng)。

外因

(1)溫度：鹽類水解后生成酸和堿，即鹽類的水解反響可以看做是酸堿中和反

響的逆反響，因此鹽類的水解反響式吸熱反響

(2)濃度

A.增大鹽溶液的濃度，水解平衡向正反響方向挪動(dòng)，水解程度減小，但水解產(chǎn)生

的離子濃度增大；加水稀釋，水解平衡向正反響方向挪動(dòng)，水解程度增大，但

水解產(chǎn)生的離子濃度減小

B.增大c(H+),促進(jìn)強(qiáng)堿弱酸鹽的水解，抑制強(qiáng)酸弱堿鹽的水解；增大

促進(jìn)強(qiáng)酸弱堿鹽的水解，抑制強(qiáng)堿弱酸鹽的水解。

5、鹽類水解的規(guī)律

①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；

誰強(qiáng)顯誰性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。

②多元弱酸根，濃度一樣時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。(如:

Na2CO^>NaHCO3)

6、鹽類水解原理的應(yīng)用

水解的應(yīng)用實(shí)例原理

1、凈水明磯凈水A產(chǎn)+3”2。04(0”)3(膠體)+3”+

2、去油污用熱堿水冼油污物CO；-+H20=HCO；+0H-

品

①配制FeR溶液時(shí)

33++3”2。？0好（陽1+H*

常參加少量鹽酸

3、藥品的保存

②配制Nag溶液

CO^+H2O=HCO：+OH-

時(shí)常參加少量NaOH

由MgCl2-6H2O制無若不然，則:

4、制備無水鹽水MgCl?在HCI氣MgCl2?6H204Mg（0H）2+2HCl+4H20

流中加熱Mg（0H）2qMg0+H20

用A/2（5O4）3及

5、泡沫滅火器A『+?+3HCO-=?W（QH）3J+CO2。

NaHCO.溶液混合

6、比擬鹽溶液

比擬NH4cl溶液中NH：+H【O?UNH3Hq+H+

中離子濃度的

離子濃度的大小c（cr）＞c（N4+）＞c（H+）＞C（OH-）

大小

7.溶液中微粒濃度的大小比擬

（1）考慮水解因素：如Nag溶液

CO：+H20wHCO；+OH-（主要）

HCO；-+H8UH2c0、+OH-（次要）

所以c（Na+）＞c（CO；-）＞c（OH）＞c（HCO；）

（2）不同溶液中同一離子濃度的比擬要看溶液中其他離子對(duì)它的影響。如一樣

物質(zhì)的量濃度的a.Naa溶液、b.CH3coONH4溶液、c.NH4HSO4溶液,b中的

CH3coeT水解對(duì)NH：水解有促進(jìn)作用，C中”+對(duì)NH；的水解有抑制作用，則三種

溶液中由大到小的依次是c＞a＞b

（3）混合溶液中各離子濃度的比擬要綜合分析水解因素、電離因素。如一樣物

質(zhì)的量濃度的NHQ和氨水的混合液中，因NH；的水解程度小于Ng.H20的電離

程度，所以離子濃度依次為：c（N〃；）＞c（a-）＞c（OH-）＞c（/T）

（4）濃度一樣時(shí)，弱酸根離子或弱堿陽離子的水解程度越大，平衡濃度越小。

如等濃度的NaHCO.溶液和CH、COONa溶液，由于HCO；的水解程度大于CH.COO

的，故c（HCO；）＜c{CH,COO-）

8.電解質(zhì)溶液中離子之間的三種定量關(guān)系

☆☆根本原則：抓住溶液中微粒濃度必需滿意的三種守恒關(guān)系：

①電荷守恒：：任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度及其所帶電荷數(shù)的乘積之和

=各陰離子濃度及其所帶電荷數(shù)的乘積之和

如小蘇打溶液中c（Na+）+c（〃+）=式HCO；）+2c（CO：）+c（OH-）

N/UPQ,溶液中c（Mf）+c（7T）=c（H2P。；）+2c（HPOj）+3c（P。；）+c（OH）

②物料守恒：（即原子個(gè)數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）

在電解質(zhì)溶液中，粒子的種類可能發(fā)生變更，但變更前后元素的原子個(gè)數(shù)守恒。

某原子的總量（或總濃度）=其以各種形式存在的全部微粒的量（或濃度）之和

如0.1molL-'Na2cq溶液中

③質(zhì)子守恒：即水電離出的？濃度及O"濃度相等。

在電解質(zhì)溶液中，由于電離、水解等的發(fā)生，往往存在質(zhì)子的得失，但得

到的質(zhì)子數(shù)等于失去的質(zhì)子數(shù)

如NaHCQ溶液中：

質(zhì)子守恒關(guān)系比擬抽象，可以由電荷守恒和物料守恒兩種關(guān)系導(dǎo)出

B.習(xí)題訓(xùn)練

1.教材59頁1?10題

2.補(bǔ)充習(xí)題：

考點(diǎn)五沉淀溶解平衡

1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見學(xué)問

（1）溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。

（2）反響后離子濃度降至1x10-5以下的反響為完全反響。如酸堿中和時(shí)c（中）降

至1。7m<10-5mollL,故為完全反響,用“="，常見的難溶物在水中的離

子濃度均遠(yuǎn)低于IO：mol/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）駕馭三種微溶物質(zhì)：CaSOqCa（OH“Ag2SO4

（5）溶解平衡常為吸熱，但CM。”%為放熱，升溫其溶解度削減。

（6）溶解平衡存在的前提是：必需存在沉淀，否則不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的書寫

留意在沉淀后用（S）標(biāo)明狀態(tài)，并用"=："。如：Ag2s（s）Q2Ag+（aq）+S"（的）

3、沉淀生成的三種主要方式

（1）加沉淀劑法：區(qū)。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)p"值除某些易水解的金屬陽離子：如加Mg。除去Mg。2溶液中凡（%。

（3）氧化復(fù)原沉淀法：

（4）同離子效應(yīng)法

4、沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向挪動(dòng)。常采納的方法有：

①酸堿；②氧化復(fù)原；③沉淀轉(zhuǎn)化。

5、沉淀的轉(zhuǎn)化：

溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。

如：AgNQfAgCl（白色沉淀）一AgBr（淡黃色）-Ag/（黃色）

fAg2S（黑色）

6、溶度積（K卬）

1、定義：在肯定條件下，難溶電解質(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)

合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。

2、表達(dá)式：（叩）+〃夕”（㈣）

3、影響因素：

外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向挪動(dòng)。

②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向挪動(dòng)。

4、溶度積規(guī)則

Qc（離子積）＞Ksp有沉淀析出

QC=KSP平衡狀態(tài)

Qc＜Ksp未飽和，接著溶解

B.習(xí)題訓(xùn)練

1.教材67頁1、2、3、4、5題

2.補(bǔ)充習(xí)題：

第三章學(xué)問點(diǎn)歸納、總結(jié)（復(fù)習(xí)）

第三章檢測(cè)題

專題三水溶液中的離子平衡

第四章電化學(xué)根底

考點(diǎn)一原電池根本原理

1＞概念：把化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池.

2、組成條件：①兩個(gè)活潑性不同的電極②電解質(zhì)溶液③電極用導(dǎo)線相連并

插入電解液構(gòu)成閉合回路④能自發(fā)地發(fā)生氧化復(fù)原反響

3、工作原理

如圖是Q,—Z〃原電池示意圖

ZbCu

電極材料

電極名稱負(fù)極正極

電極反響類型氧化反響復(fù)原反響

電極反響式

電子挪動(dòng)方向從負(fù)極流出經(jīng)外電路流入正極

電流方向從正極流出經(jīng)外電路流入負(fù)極

陰陽離子挪動(dòng)方向電解質(zhì)溶液中，陽離子移向正極，陰離子移向負(fù)極

4、原電池原理的應(yīng)用

(1)比擬金屬的活動(dòng)性強(qiáng)弱

原電池中，一般活動(dòng)性相對(duì)較強(qiáng)的金屬作負(fù)極，而活動(dòng)性相對(duì)較弱的金屬作正

極

(2)加快化學(xué)反響速率

由于行成了原電池，導(dǎo)致反響速率加快。如及稀硫酸反響制氫氣時(shí)，可向溶液

中滴加少量溶液，形成原電池，加快反響速率

(3)用于金屬的防護(hù)

使須要愛護(hù)的金屬制品作原電池正極而受到愛護(hù)。例如要愛護(hù)一個(gè)鐵質(zhì)的輸水

管道或鋼鐵橋梁，可將其及一塊鋅塊相連，使鋅作原電池的負(fù)極

(4)設(shè)計(jì)制作原電池

設(shè)計(jì)原電池要緊扣原電池的三個(gè)條件：

必需是能自發(fā)進(jìn)展的氧化復(fù)原反響

根據(jù)氧化復(fù)原反響找出正負(fù)極材料（負(fù)極就是失去電子的物質(zhì)。正極用比負(fù)極

活動(dòng)性差的金屬即可，也可以用石墨）及電解質(zhì)溶液

按要求畫出原電池裝置示意圖

5、原電池正、負(fù)極的推斷

原電池正負(fù)極的推斷

推斷角度負(fù)極正極

電極材料一般是活潑性較強(qiáng)的金屬一般是活潑性較弱的金屬或能導(dǎo)電的非金屬

電子流向電子流出的一極電子流入的極

離子挪動(dòng)方向陰離子移向的極陽離子移向的極

發(fā)生的反響氧化反響復(fù)原反響

反響現(xiàn)象質(zhì)量減小質(zhì)量增加或不變

6.電極反響式的書寫

B.習(xí)題訓(xùn)練

1.教材73頁1?6題

2.補(bǔ)充習(xí)題：

考點(diǎn)二電解原理及其應(yīng)用

一、電解原理

1、相關(guān)概念

電解池：把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置（也叫電解槽）

電解：電流（外加直流電）通過電解質(zhì)溶液而在陰陽兩極引起氧化復(fù)原反響（被動(dòng)的

不是自發(fā)的）的過程

放電：當(dāng)離子到達(dá)電極時(shí)，失去或獲得電子，發(fā)生氧化復(fù)原反響的過程

2、電解池的構(gòu)成條件

直流電源；兩個(gè)電極；電解質(zhì)（熔融態(tài)或溶液）；閉合回路

3、電解池的工作原理一以電解溶液為例

電極材料石墨石墨

電極名稱陰極（及電源負(fù)極相連）陽極（及電源正極相連）

電極反響類型復(fù)原反響氧化反響

電極反響式

電子挪動(dòng)方向從電源的負(fù)極沿導(dǎo)線流入電解池的陰極，再?gòu)碾娊獬?/p>

的陽極流出，并沿導(dǎo)線流回電源的正極

電流方向從正極流出經(jīng)外電路流入負(fù)極

陰陽離子挪動(dòng)方向電解質(zhì)溶液中，陽離子移向陰極，陰離子移向陽極

4、電解原理的應(yīng)用

⑴氯堿工業(yè)一電解飽和食鹽水

陽極（放電依次）：

陰極（放電依次）：

總反響：

離子方程式：

（2）電鍍

⑶電解精煉銅

5、以惰性電極電解電解質(zhì)溶液的類型

電極反響特點(diǎn)

電解對(duì)電解質(zhì)濃電解質(zhì)溶

類型實(shí)例pH

象度液復(fù)原

電解質(zhì)電離出的陰陽

分解電HCI增大HCI

電解質(zhì)減小

離子分別在兩極放電

解質(zhì)型一

CuCl2CuCl2

陰極：水放生生堿

放氫

陽極：電解質(zhì)陰離子電解質(zhì)生成新電

(七)生NaClHCI

放電和水解質(zhì)增大

成堿型

陰極：電解質(zhì)陽離子生成新電

放氧生電解質(zhì)

放電解質(zhì)氧化銅

酸型CuSO4和水減小

陽極：水放。2生酸

陰極：

NaOH