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文檔簡介
人教版(2019)高中化學選擇性必修1各章節(jié)知識點復習提綱
第一章化學反應的熱效應
【重難點】:反應熱與鍵能,熱化學方程式的書寫和反應熱與鍵能
【知識點】
一、反應熱、焙變
1.反應熱:當反應物和生成物的溫度相同時,化學反應過程中所釋放或吸
收的熱量,叫做化學反應的熱效應,化學反應的熱效應一般稱為反應熱。
2.焰與焰變的含義
①炮的意義:焙是一個物理量,用來表示物質所具有的能量,符號為H,用
焰的變化來描述與反應熱有關的能量變化。
②焰變:表示反應產物的總焰與反應物的總焙之差,符號用AH表示。
a、數學表達式:AH=H(反應產物)-H(反應物)
b、單位:kj/mol或(kJ?mol.-"
c、意義:在一定條件下,可以通過焰變(AH)來確定一個反應是吸熱反應
還是放熱反應。
③影響焙變的因素
a、發(fā)生變化的物質的焰變,在其他條件一定時與變化物質的物質的量成正
比。
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b、熔變與反應物、生成物之間的溫度、壓強有關。
c、物質在固態(tài)、液態(tài)、氣態(tài)之間進行轉換時也伴隨能量的變化,所以焙變
與物質的聚集狀態(tài)有關。
3、反應熱與焰變的關系:是化學反應在恒定壓強下且不與外界進行電
能、光能等其他能量的轉化時的反應熱,即恒壓條件下進行的反應的反應熱Q
就是焰變。高中階段二者通用。
二、化學反應過程中的能量變化
1.化學反應過程中能量變化的表現(xiàn)形式
化學反應過程中,不僅有物質的變化,還有能量的變化。這種能量的變化常
以熱能、電能、光能等形式表現(xiàn)出來。
2、化學反應中的能量變化
⑴從鍵能的角度分析化學反應中能量的變化(微觀角度)
以1mol也與1molCl?反應生成2molHC1時放出kJ的熱量為例,從微
觀角度解釋化學反應過程中的能量變化。
解答此反應過程的能量變化可表示如下:
A、化學鍵斷裂時需要吸收能量,吸收的總能量為翦kjo
B、化學鍵形成時需要釋放能量釋放的總能量為避kJ。
C、反應熱的計算:862kJ—679kj=183kJ,即放出183kJ的能量。顯然,
分析結果與實驗測得的該反應的反應熱kJ-moF1很接近(一般用實驗數據來表
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示反應熱)。
【小結】
1、化學反應過程中能量變化的微觀本質是:化學鍵的斷鏈和形成時的能量
差別是化學反應伴隨能量變化的本質原因。
由鍵能求婚變的公式:AH=E(反應物的總鍵能)-E(產物的總鍵能)
2、的正負和吸放熱反應的關系
①放熱反應:反應完成時,生成生成物釋放的總能量大王反應物吸收的總
能量。由于反應后放出熱量(釋放給環(huán)境)而使反應體系的能量隆低,故AHVO
或AH為“一”。
②吸熱反應:反應完成時,生成物釋放的總能量小王反應物吸收的總能量。
由于反應后吸收環(huán)境熱量而使反應體系的能量五直,故△冷0或△〃為“十”。
(2)、從物質所具有的能量角度分析化學反應中能量的變化(宏觀角度)
①如果反應物所具有的總能量大于生成物所具有的總能量,那么由反應物轉
化成生成物時能量主要轉變成熱量形式放出,這是放熱反應。反之,如果反應物
所具有的總能量小于生成物所具有的總能量,反應物就需要吸收熱量才能轉化為
生成物,這是吸熱反應。(如下圖)
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放熱反應吸熱過程
②由物質的能量求熔變的公式:
AH=E(產物的總能量)-E(反應物的總能量)
(3)放熱反應和吸熱反應的比較
[特別提醒]
比較△目的大小時,要連同"+”、“一”包含在內,類似于數學上的
正負數比較。如果只比較反應放出熱量的多少,則只須比較數值大小,與“+”、
“一”無關。
(4)常見的放熱反應和吸熱反應
1.放熱反應:燃燒、中和反應、金屬的氧化、金屬與酸或水的反應、由不
穩(wěn)定物質轉變?yōu)榉€(wěn)定物質的反應等。
2.吸熱反應:鹽類的水解、C與CO2或HQ的反應、CaCO,的分解、Ba(OH)z6乩。
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與NHiCl的反應、由穩(wěn)定物質轉變成不穩(wěn)定物質的反應等。
[特別提醒]
①化學反應總體遵循“分吸合放”規(guī)律,即大多數分解反應吸熱,大多數
化合反應放熱,且化學反應中吸熱反應占少數,所以務必記住常見的吸熱反應。
②放熱反應或吸熱反應必須屬于化學變化。如醋酸的電離雖然要吸熱,但
不能稱為吸熱反應,只能稱為吸熱過程;同樣,水蒸氣轉變成液態(tài)水,也不能
稱為放熱反應。
③不同化學反應發(fā)生的條件不同,有的常溫下就可以發(fā)生,有的則需要加熱。
因此往往容易把在加熱條件下進行的反應認為是吸熱反應,而在常溫下進行的
反應認為是放熱反應。其實兩者之間無必然聯(lián)系,常溫下進行的反應可能是放
熱反應,如中和反應;也可能是吸熱反應,如NHQL與Ba(0H)2?8H2。的反應。
加熱條件下進行的反應,可能是吸熱反應,如C+C02==2C0;也可能是放熱反
應,如C+O2==CO2。兩者的區(qū)別是放熱反應撤去熱源后仍能進行,吸熱反應必
須持續(xù)加熱才能繼續(xù)進行。由上可見,反應吸熱還是放熱與反應條件無關,而
是由反應物總能量與生成物總能量的高低決定的。
三、熱化學方程式
1.概念:能表示參加反應物質的量和反應熱的關系的化學方程式,叫做熱
化學方程式。
2.表示意義:熱化學方程式不僅表明了化學反應中的物質變化,也表明了
化學反應中的能量變化。
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3、熱化學方程式與普通化學方程式的區(qū)別
化學方程式熱化學方程式
化學
是整數,既可表示粒子個數,既可以是整數,也可以是分數,只表
又可表示該物質的物質的量示該物質的物質的量
計量數
狀態(tài)不要求注明必須在化學式后注明
正負號
無必須注明
及單位
不僅表明了化學反應中的物質變化,
意義表明了化學反應中的物質變化
也表明了化學反應中的能量變化
久書寫熱化學方程式的注意事項
①.△〃只能寫在標有反應物和生成物狀態(tài)的化學方程式的右邊,并用“空
格”隔開。若為放熱反應,△〃為“一”;若為吸熱反應,△〃為“+”?!鳌?/p>
的單位一般為kJ?mol
②.注意反應物和產物的聚集狀態(tài)不同,反應熱數值不同。物質的氣、液、
固三態(tài)的變化與反應熱的關系如下圖,因此,必須注明物質的聚集狀態(tài)(s、1、
g)才能完整地體現(xiàn)出熱化學方程式的意義。熱化學方程式中不用標“t”或"J
③.△〃的單位“kJ?moL”的含義。并不是指每摩爾具體物質反應時伴隨
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的能量變化是多少千焦,而是指給定形式的具體反應以各物質的化學計量數來計
量其物質的量時伴隨的能量變化。如2H2(g)+0z(g)=2H20(g)△"=-kJ-mol
7中的反應熱是指每摩爾反應,放出的熱量為kjo因此△〃與化學方程式的寫
法有關,如果化學計量數加倍,則△〃也要加倍。當反應逆向進行時,其反應熱
與正反應的反應熱數值相等,符號相反。
例如:已知HL(g)+0Kg)=乩0⑴△"=_kJ?mol則
-1
2H2(g)+02(g)=2H20(l)AZ<=—kJ?mol;
H2O(l)=H2(g)+O2(g)^H=+kJ-mor*o
四、中和熱的測定與計算
1.中和熱測定實驗的注意事項
整個實驗過程中應把好兩關:①隔熱關。如量熱計保溫層內隔熱填充材
料要填滿;蓋板上的兩孔只需要正好使溫度計和環(huán)形玻璃棒通過即可;倒入NaOH
溶液要迅速,盡可能減少實驗過程中的熱量損失。②準確關。如配制溶液的濃度
要準確;NaOH溶液要新制;量取溶液體積時讀數要準確;對溫度計的讀數要讀
到最高點。
2.中和熱的計算
由50mLmol?L-1鹽酸與50mLmol?L-1NaOH溶液進行實驗,根據
所測結果,計算中和反應的中和熱為:
CxArxlO3
△〃=kJ-mol-1。為生成溶液的比熱容)
0.025
[特別提醒]
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①中和熱的測量中堿稍過量的原因是保證酸能完全反應,計算時應以不
足的酸作為計算標準。
②實驗中使用的酸和堿不能是濃酸或濃堿,若用濃酸或濃堿,由于稀釋
過程中放出熱量,會使測得的中和熱數值偏高。
3.導致測定誤差的因素
求算出的中和熱是否接近kJ-mor1,取決于溶液的濃度、溶液的體積
及溫度的變化。引起中和熱測定有較大誤差的因素主要有:①溶液濃度不準確;
②溶液量取不準確;③隔熱較差;④室溫太低;⑤溫度未讀取到最高點等。
第二章化學反應速率與化學平衡
?一、化學反應速率
?1.化學反應速率(v)
?⑴定義:用來衡量化學反應的快慢,單位時間內反應物或生成物的物質
的量的變化
?⑵表示方法:單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示
?⑶計算公式:v=Ac/At(V:平均速率,Ac:濃度變化,At:時間)
單位:mol/(L,s)
?⑷影響因素:
?①決定因素(內因):反應物的性質(決定因素)
?②條件因素(外因):反應所處的條件
?2.
外因對化學反應速率影響的變化規(guī)律
條件變化活化分子的量的變化V變
化
反應物增大單位體積里總效目增多,百分數不變增大
的濃度
成小單住體積里總數目戌少,百分藪不變減小
氣體反增大單住體枳里總數目增多,百分數不變增大
應物的
減小單位體積里總數目或少,百分數不變減小
壓強
反應物升高百分數增大,單位體積里總數目增多增大
的溫度降低百分數減少,單位體積里總數目減少減小
反應物使用百分數劇增,單位體積里總數目劇增劇用
的催化
撤去百分數刷或,單位體積里總數目劇或劇減
劑
其他光,電磁波,超聲波,固體反A物顆粒有影
的大小,溶劑等響
※注意:(1)、參加反應的物質為固體和液體,由于壓強的變化對濃度幾乎無
影響,可以認為反應速率不變
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(2)、惰性氣體對于速率的影響
①恒溫恒容時:充入惰性氣體一總壓增大,但是各分壓不變,各物
質濃度不變一反應速率不變
②恒溫恒體時:充入惰性氣體一體積增大一各反應物濃度減小一反
應速率減慢
二、化學平衡
(一)1.定義:
化學平衡狀態(tài):一定條件下,當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時,更組
成成分濃度不再改變,達到表面上靜止的一種“壬衡”,這就是這個反應所能達
到的限度即化學平衡狀態(tài)。
2、化學平衡的特征
逆(研究前提是可逆反應)
等(同一物質的正逆反應速率相等)
動(動態(tài)平衡)
定(各物質的濃度與質量分數恒定)
變(條件改變,平衡發(fā)生變化)
3、判斷平衡的依據
判斷可逆反應達到平衡狀杰的方法和依據
例舉反應則g)+^(g)T&(g)+則g)
①含物質的物質的量或各物質的物質的蚩的分數一定平衡
混合物體系中
②各物質的質量或各物質質量分數一定平衡
③各氣體的體積或體積分數一定平衡
各成分的含蚩
④總體積、總壓力、總物質的量一定不一定平衡
①在單位時間內消耗了m乩同時生成mnolA,即
平衡
V(正)=V(逆)
②在單位時間內消耗了n晦司時消耗了pmolC,則
平衡
正、逆反應V(正)=V(逆)
速率的關系③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q,V(正)不一定等于不一定平衡
V(逆)
④在單位時間內生成nmolB,同時消耗了qmolD,因均不一定平衡
指V(逆)
①師中R加,時,總壓力一定(其他條件一定)平衡
壓強
②!時,總壓力一定(其他條件一定)不一定平衡
混合氣體平均①/”一定時,只有當蝮由時平衡
相對分子質量②Mr一定時,1日mgp+q時不一定平衡
政
任何反應都伴隨著能量變化,當體系溫度一定時(其他不
溫度平衡
變)
體系的密度密度一定不一定平衡
其他如體系顏色不再變化等平衡
(二)影響化學平衡移動的因素
1、濃度對化學平衡移動的影響(1)影響規(guī)律:在其他條件不變的情況下,增大
反應物的濃度或減少生成物的濃度,都可以使平衡向正方向移動;增大生成物的
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濃度或減小反應物的濃度,都可以使平衡向逆方向移動
(2)增加固體或純液體的量,由于濃度不變,所以平衡一不移動.
(3)在溶液中進行的反應,如果稀釋溶液,反應物濃度—減小生成物濃度
也一減小V正減小V逆也一減小但是減小的程度不同,總的結果是化
學平衡向反應方轉式市初學計量數之和_大_的方向移動。
2、溫度對化學平衡移動的影響
影響規(guī)律:在其他條件不變的情況下,溫度升高會使化學平衡向著——吸熱反應
—方向移動,溫度降低會使化學平衡向著一放熱反應一方向移動。
3、壓強對化學平衡移動的影響
影響規(guī)律:其他條件不變時,增大壓強,會使平衡向著—體積縮小—方向移動;
減小壓強,會使平衡向著——體積增大—方向移動。
注意:(1)改變壓強不能使無氣態(tài)物質存在的化學平衡發(fā)生移動
(2)氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規(guī)律相似
4.催化劑對化學平衡的影響:由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的
程度是等同的,所以平衡—不移動但是使用催化劑可以影響可逆反應達到
平衡所需的一時間
5.勒夏特列原理(平衡移動原理):如果改變影響平衡的條件之一(如溫度,壓
強,濃度),平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。
三、化學平衡常數
(一)定義:在一定溫度下,當一個反應達到化學平衡時,—生成物濃度暴之
積與反應物濃度基之積的比值是一個常數—比值。符號:—K_
(二)使用化學平衡常數K應注意的問題:
1、表達式中各物質的濃度是一變化的濃度「,不是起始濃度也不是物質的量。
2、K只與—溫度(T)—有關,與反應物或生成物的濃度無關。
3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時,由于其濃度是固定不變的,可以
看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中進行的反應,如有水參加,水的濃度不必寫在平衡關系式中。
(三)化學平衡常數K的應用:
1、化學平衡常數值的大小是可逆反應—進行程度—的標志。K值越大,說明平
衡時一生成物—的濃度越大,它的一立向反應—進行的程度越大,即該反應進
行得賴—完全—,反應物轉化率越一高—o反之,則相反。一般地,K>_105_
時,該反應就進行得基本完全了。
2、可以利用K值做標準,判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方
進行建立平衡。(Q:濃度積)
Q_〈—K:反應向正反應方向進行;
Q_=_K:反應處于平衡狀態(tài);
Q_)—K:反應向逆反應方向進行
3、利用K值可判斷反應的熱效應
若溫度升高,K值增大,則正反應為一吸熱…反應
若溫度升高,K值減小,則正反應為—放熱…反應
*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
的同一可逆反應達到平衡后,任何相同組分的百分含量均相同,這樣的化學平衡
互稱為等效平衡。
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2、分類
(1)定溫,定容條件下的等效平衡
第一類:對于反應前后氣體分子數改變的可逆反應:必須要保證化學計量數之比
與原來相同;同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。
第二類:對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應:只要反應物的物質的量的比
例與原來相同即可視為二者等效。
(2)定溫,定壓的等效平衡
只要保證可逆反應化學計量數之比相同即可視為等效平衡。
五、化學反應進行的方向
1、反應燧變與反應方向:
(1)端:物質的一個狀態(tài)函數,用來描述體系的混亂度,符號為S.單位:
(2)體系趨向于有序轉變?yōu)闊o序,導致體系的端增加,這叫做蠟增加原理,也是
反應方向判斷的依據。.
(3)同一物質,在氣態(tài)時端值最大,液態(tài)時次之,固態(tài)時最小。即S(g)〉S(l))
S(s)
2、反應方向判斷依據
在溫度、壓強一定的條件下,化學反應的判讀依據為:
AH-TAS<0反應能自發(fā)進行
AH-TAS=0反應達到平衡狀態(tài)
AH-TAS)0反應不能自發(fā)進行
注意:(1)AH為負,AS為正時,任何溫度反應都能自發(fā)進行
(2)AH為正,AS為負時,任何溫度反應都不能自發(fā)進行
第三章水溶液中的離子反應與平衡
一、弱電解質的電離平衡
1.強、弱電解質
(1)概念
全部電離
強電解質
電解質包遒蛔
部分電離
弱電解質
(2)與物質類別的關系
①強電解質主要包括強酸、強堿和大多數鹽。
②弱電解質主要包括弱酸、弱堿、少數鹽和水。
(3)電離方程式的書寫
①弱電解質
a.多元弱酸分步電離,且第一步電離程度遠遠大于第二步,如H2c電離方程式:
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H2c。3一H++HCO;,HCO]一H++CO廠。
b.多元弱堿電離方程式一步寫成,如Fe(0H)3電離方程式:Fe(0H)3^^Fe3++30H
O
②酸式鹽
a.強酸的酸式鹽完全電離,如NaHSO1電離方程式:NaHSO,=Na++H++SOr-
b.弱酸的酸式鹽中酸式酸根不能完全電離,如NaHCOs電離方程式:NaHCO3=Na
++HCO;r,HCO]一H++CO廠。
2.電離平衡的建立
在一定條件(如溫度、濃度等)下,當弱電解質分子電離成離子的速率和離子結合
成弱電解質分子的速率相等時,電離過程就達到平衡。平衡建立過程如圖所示:
反
應弱電解質分子?
速'、、電離成離子;
率
、、、一[率,兩種速率相等,
扁字結;處于電離平衡狀態(tài)
/'合成弱電解;
'質分子的速率;
。力時間
3.電離平衡的特征
管一可逆過程
一M電離回(結合)至o
鏟
第一條件一定,平衡體系中分子與離子的濃度一定
褸)一條件改變,平衡發(fā)生移動
二、影響電離平衡的外界條件
1.溫度:溫度升高,電離平衡向右移動,電離程度增大。
2.濃度:稀釋溶液,電離平衡向右移動,電離程度增大。
3.同離子效應:加入與弱電解質具有相同離子的強電解質,電離平衡向左移動,
電離程度減小。
4.加入能與電離出的離子反應的物質:電離平衡向右移動,電離程度增大。
考點2電離平衡常數
1.表達式
c()?/?(A-)
(1)對于一元弱酸HA:HA-H++A,電離平衡常數K=…--一右八…一。
c(HA)
⑵對于一元弱堿BOH:BOH-B++OH,電離平衡常數仁c(B),?一c:(0H)。
c(BOH)
2.特點
(1)電離平衡常數只與溫度有關,因電離是吸熱過程,所以升溫,/值增大。
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(2)多元弱酸的各級電離平衡常數的大小關系是《?心》9?…,故其酸性取決于
第二步。
3.意義
小值越大,說明弱電解質越易電離,其酸(堿)性越強。
4.影響因素
I—內因(決定因素)-弱電解質本身的性質
影響因素
1-外因一溫度(隨溫度升高而增大)
考點3強、弱電解質的比較與判斷
一、強、弱電解質的比較
以一元強酸(HA)與一元弱酸(HB)的比較為例-
濃度均為0.01mol?L-1
pH均為2的
的
強酸HA與弱酸HB
強酸HA與弱酸HB
0.01mol?L-'=
pH或物質的量濃度2—PHIIA^PHIIB
c(HA)<c(HB)
開始與金屬反應的速率HA>HBHA=HB
體積相同時與過量的堿
HA=HBHA<HB
反應消耗堿的量
體積相同時與過量活潑
HA=HBHA<HB
金屬反應產生H2的量
c(A-)與c(B「)大小c(A-)>c(B-)c(A-)=c(B-)
分別加入固體NaA、NaBHA:不變HA:不變
后pH的變化HB:變大HB:變大
加水稀釋10倍后3=PHHA^PHHB3=PHHA>PHHB>2
溶液的導電性HA>HBHA=HB
水的電離程度HA<HBHA=HB
二、強、弱電解質的判斷方法(以HA為例)
1.從是否完全電離的角度判斷
方法測定一定濃度的HA溶液的若測得0.1mol/L的HA溶液的pH=l,則
1pHHA為強酸;若pH>L則HA為弱酸
方法若導電性和鹽酸相同,則為強酸;若比鹽
跟同濃度的鹽酸比較導電性
2酸弱,則為弱酸
方法跟同濃度的鹽酸比較和鋅反若反應速率相同,則為強酸;若比鹽酸慢,
3應的快慢則為弱酸
2.從是否存在電離平衡的角度判斷
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⑴從一定pH的HA溶液稀釋前后pH的變化判斷
如將pH=3的HA溶液稀釋100倍后,再測其pH,若pH=5,則為強酸,若pH<5,
則為弱酸。
⑵從升高溫度后pH的變化判斷
若升高溫度,溶液的pH明顯減小,則是弱酸。因為弱酸存在電離平衡,升高溫
度時,電離程度增大,c(M)增大。而強酸不存在電離平衡,升高溫度時,只有
水的電離程度增大,pH變化幅度小。
3.從酸根離子是否能發(fā)生水解的角度判斷
可直接測定NaA溶液的pH:若pH=7,則HA是強酸;若pH>7,則HA是弱酸。
第二講水的電離和溶液的酸堿性
考點1水的電離
1.水的電離
水是極弱的電解質,其電離方程式為2H2。-HQ++OIT或HQ-H++OH,
2.水的離子積常數
⑴表達式:A=c(H+)?c(OH-)o室溫下,X=lX10"1'o
(2)影響因素:只與溫度有關,水的電離是吸熱過程,升高溫度,(增大。
(3)適用范圍:片不僅適用于純水,也適用于稀的電解質水溶液。在任何水溶液
中均存在『和0H,只要溫度不變,《不變。
3.影響水的電離平衡的因素
(1)升高溫度,水的電離程度增大,《增大。
(2)加入酸或堿,水的電離程度減小,(不變。
⑶加入可水解的鹽(如FeCL、Na2C0:i),水的電離程度增大,《不變。
4.外界條件對水的電離平衡的影響
體系變化平衡移動方水的電離程
c(0H-)cW)
條件向度
酸逆不變減小減小增大
堿逆不變減小增大減小
可水解的Na2C03正不變增大增大減小
鹽NH,C1正不變增大減小增大
升溫正增大增大增大增大
溫度
降溫逆減小減小減小減小
其它,如加入Na正不變增大增大減小
考點2溶液的酸堿性與pH
一、溶液的酸堿性
溶液的酸堿性取決于溶液中c(H+)和c(OH-)的相對大小。(用“>”“=”或
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填空)
酸性溶液中中性溶液中堿性溶液中
c(H+)>c(0H-)c(H+)=c(0H-)c(H+)<c(0H")
二、溶液的pH
1.定義式:pH=—lgc(H+)o
2.溶液的酸堿性與pH的關系
室溫下:
c(OH-)(mol/L)10-1410-71
c(H*)(mol/L)[1尸1,“
pH0714
酸性增強£堿性增強
3.測量
(l)pH試紙法:取一小塊試紙放在干燥潔凈的玻璃片或表面皿上,用潔凈干燥的
玻璃棒蘸取待測溶液點在試紙的中央,變色后與標準比色卡對比,即可確定溶液
的pHo
(2)pH計測量法。
三、常見溶液的pH計算
1.單一溶液的pH計算
強酸溶液,如H?A,設濃度為cmol/L,c(H')=ncmol/L,pH=-1gc(H")=一
lg(z?c)o
io-14
強堿溶液(25℃),如B(OH).,設濃度為cmol/L,c(H+)=——mol/L,pH=-
nc
+
lgc(H)=14+lg(nc)o
2.混合溶液的pH計算
⑴兩種強酸混合:直接求出c(H+)混,再據此求pHo。田+)盥=
C(仁)匕+◎(心玄
匕+:°
⑵兩種強堿混合:先求出。(0『)混,再據人求出c(H+)混,最后求pH。
--
(0H)匕+Q(OH)V
c(0H);g=C12
匕+七
(3)強酸、強堿混合:先判斷哪種物質過量,再由下式求出溶液中H+或0H一的濃
度,最后求pH。
川+、個小廠、K(酎)殿七一。(OFT)堿囁|
c(H)混或c(0H)混=----------l+/---------o
考點3酸堿中和滴定
一、實驗原理
利用中和反應,用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。
第15頁共25頁
二、常用酸堿指示劑及其變色范圍
指示劑變色范圍的pH
甲基橙<3.1紅色3.1~4.4橙色>4.4黃色
8.2?10.0粉(淺)紅
酚獻<8.2無色>10.0紅色
色
。特別提醒酸堿中和滴定中一般不用石蕊作指示劑,因為其變色范圍大,顏色
變化不明顯。
三、實驗用品
1.儀器:酸式滴定管(如圖A)、堿式滴定管(如圖B)、滴定管夾、鐵架臺、筵彪
瓶。
"
1
:
=一
=
=
『
一
一
z自
V
2.試劑:標準液、待測液、指示劑、蒸儲水。
3.滴定管的選擇
試劑性質滴定管原因
酸性、強氧化性酸式滴定管酸性和強氧化性物質易腐蝕橡膠
堿性物質易腐蝕玻璃,致使玻璃活塞無法
堿性堿式滴定管
打開
四、實驗操作(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)
1.滴定前的準備
檢漏一檢查滴定管活塞是否漏水
洗滌一先用蒸儲水“洗”,再用待裝液“潤洗”滴定管
裝、排一滴定管中“裝”液至0刻度以上,并“排”氣泡
I調、讀I一調整液面至0或0刻度以下,并讀數
第16頁共25頁
I注、力口I一將一定體積的堿液注入錐形瓶,并加指示劑
?特別提醒酸式滴定管的查漏:向滴定管中裝入一定體積的水,固定在滴定管
夾上直立靜置兩分鐘,觀察有無水滴滴下,然后將活塞旋轉180°,再靜置兩分
鐘,觀察有無水滴滴下,若均不漏水,滴定管即可使用。
2.滴定
彳一眼睛注視錐
左手控制滴
'形瓶內溶液
定管活塞一
顏色變化
右手搖動
錐形麻一
3.終點判斷
當滴入最后一滴標準液,溶液由紅色變?yōu)闊o色(酚獻作指示劑),且在半分鐘內丕
恢復原色,視為滴定終點并記錄標準液的體積。
◎特別提醒滴定終點是指示劑顏色的突變點,不是恰好中和的點,也不是pH
等于7的點。
4.數據處理
按上述操作重復2?3次,求出用去標準鹽酸體積的平均值,根據c(NaOH)=
c(HC1)?P(HC1)、
V(NaOH)計算。
五、誤差分析
1.原理
依據原理c(標準)?,(標準)=c(待測)?/(待測),所以c(待測)=
色(叫:篇"隹)-,因。(標準)與,(待測)已確定,因此只要分析出不正確
的操作引起,(標準)的變化,即分析出結果。,(標準)變大,則。(待測)俯置;/(標
準)變小,則C(待測)偏低。
2.常見誤差
以標準酸溶液滴定未知濃度的堿溶液(酚岷作指示劑)為例,常見的因操作不正確
而引起的誤差有
步驟操作,(標準)C(待測)
酸式滴定管未用標準酸溶液潤洗變大偏高
堿式滴定管未用待測溶液潤洗變小偏低
洗滌
錐形瓶用待測溶液潤洗變大偏高
錐形瓶洗凈后還留有蒸儲水不變無影響
取液取堿液的滴定管開始有氣泡,讀數時氣泡消失變小偏低
第17頁共25頁
酸式滴定管滴定前有氣泡,滴定終點時氣泡消
變大偏高
失
滴定
振蕩錐形瓶時部分液體濺出變小偏低
部分酸液滴在錐形瓶外變大偏高
酸式滴定管滴定前讀數正確,滴定后俯視讀數
變小偏低
(或前仰后俯)
讀數
酸式滴定管滴定前讀數正確,滴定后仰視讀數
變大偏高
(或前俯后仰)
六、常用量器的讀數方法
1.平視讀數(如圖1):實驗室中用量筒、移液管或滴定管量取一定體積的液體,
讀取液體體積時,視線應與凹液面最低點保持水平,視線與刻度的交點即為讀數
(即“凹液面定視線,視線定讀數”)0
平視
4—
2.俯視讀數(如圖2):當用量筒測量液體的體積時,由于俯視視線向下傾斜,
尋找切點的位置在凹液面的上側,讀數高于正確的刻度線位置,即讀數偏大。
3.仰視讀數(如圖3):讀數時,由于視線向上傾斜,尋找切點的位置在液面的
下側,因滴定管刻度標法與量筒不同,這樣仰視讀數偏大。
第三講鹽類的水解
考點1鹽類的水解及其規(guī)律
實質
弱酸的陰離子一結合叱'
鹽電離一,一生成弱電解質一破壞了水的電離平衡f水
弱堿的陽離子一結合2Hl
的電離程度增大fc(H+)#c(OI「)f溶液呈堿性或酸性。
二、特點
感>一水解反應是旦逆反應
懣1水解反應是蛆史卻反應的逆反應,反應吸熱
磁1水解反應程度很微弱
三、規(guī)律
有弱才水解,越弱越水解;誰強顯誰性,同強顯中性。
鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽弱酸強堿鹽
實例
NaCl、KNO3NHC1、CU(NO3)2OLCOONa、Na2cO3
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是否水解否是是
2+
水解的離子NH;、CuCH3C00~.cot
溶液的酸堿性中性酸性堿性
溶液的pH(25℃)pH=7pH<7pH>7
四、水解方程式的書寫
1.一般要求
氣體或沉淀不標“2”或“(”?易分解
一般鹽類水、水解產、
*|=>產物(如NH?H?()等)不寫其分
解程度很小物很少3
解產物的形式
例如:NH.C1的水解離子方程式為NH豐+HQ=NH:,?上0+白。
2.三種類型的鹽的水解方程式的書寫
(1)多元弱酸鹽的水解:分步進行,以第一步為主,一般只寫第一步水解。
例如:血段的水解離子方程式為C0分+Hq-HCOF+0H,
(2)多元弱堿鹽水解:方程式一步寫完。
例如:FeCh的水解離子方程式為Fe:"+3Ha-Fe(0嘰+3心
(3)有些陰、陽離子相互促進的水解:水解相互促進進行到底時,書寫時要用“=”
“f“I”等。
i+
例如:NaHC03與A1CL混合溶液反應的離子方程式為Ar+3HCO?=A1(0H)31+
3C02to
考點2鹽類水解的影響因素
1.內因
弱酸陰離子、弱堿陽離子對應的酸、堿越弱,就越易發(fā)生水解。
決定
例如:酸性:CH:iCOOH>H2CO:!——?相同條件下相同濃度的NaHCO:;、CHCOONa溶液
的pH大小關系為NaHCODCH3coONa。
2.外因
影響因素水解平衡水解程度水解產生離子的濃度
溫度升高右移增大增大
增大右移減小增大
濃度
減小(即稀釋)右移增大減小
外加酸酸弱堿陽離子水解程度減小
堿堿弱酸陰離子水解程度減小
考點3鹽類水解的應用
1.鹽類水解的應用
應用舉例
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判斷溶液
FeCL溶液顯酸性,原因是Fe3++3H0-Fe(0H)+3H+
的酸堿性23
判斷酸性強
NaX,NaY、NaZ三種鹽pH分別為8、9、10,則酸性:HX>HY>HZ
弱
配制或貯存
易配制CuSOa溶液時,加入少量H2s0”防止C/+水解;配制FeCL溶液,加
水解的鹽溶入少量鹽酸;貯存NazCO:,溶液、NazSi。;溶液不能用磨口玻璃塞
液
膠體的制取3++
制取Fe(0H)3膠體的離子方程式:Fe+3H20Fe(OH):i(膠體)+3H
物質的提純除去MgCL溶液中的Fe'+,可加入MgO、鎂粉、Mg(OH)?或MgCO3
3+
泡沫滅火成分為NaHCOs與Ab(SO)3,發(fā)生反應為Al+3HC0r=Al(0H)31+3C02
器的原理t
作凈水劑明磯可作凈水劑,原理為AJ/++3H20一人1(0力3(膠體)+311+
化肥的使用核態(tài)氮肥與草木灰不得混用
除銹劑NH,C1與ZnCb溶液可作焊接時的除銹劑
2.鹽溶液蒸干時所得產物的判斷
(1)鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時,酸根陰離子易水解的強堿鹽蒸干后一般得原
物質,如CuSO?(aq)蒸干得CuSO,(s);Na2C0:i(aq)蒸干得Na2C0:i(s)。
(2)鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時,蒸干灼燒后一般得對應的氧化物,如AlCL(aq)
蒸干得Al(OH)3,灼燒得ALO,。
(3)考慮鹽受熱時是否分解,如Ca(HCO3)2>NaHCOs、KMnO,>NHtCl固體受熱易分
解,因止匕蒸干灼燒后分另U為Ca(HC03)2一CaCOKCaO);NaHCO:,-Na2co:,;KMnO-
fKM1O4和Mn02;NH.C1―*NH31+HC1t。
⑷還原性鹽在蒸干時會被0z氧化,如Na2s(Vaq)蒸干得Na2S0.(s)0
(5)弱酸的鏤鹽蒸干后無固體,如NHHCOs、(NH)2co3。
考點4溶液中粒子濃度的大小比較
1.注意兩大理論,構建思維模型
(1)電離理論
①弱電解質的電離是微弱的,電離產生的微粒都非常少,同時還要考慮水的電離,
如氨水溶液中:c(NH3?H20)>c(0H-)>c(NHr)o
②多元弱酸的電離是分步進行的,其主要是第一級電離。如在H?S溶液中:cGLS)
⑵水解理論
①弱離子的水解損失是微量的(水解相互促進的除外),但由于水的電離,故水解
第20頁共25頁
后酸性溶液中c(H+)或堿性溶液中c(Oir)總是大于水解產生的弱電解質的濃度。
如
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