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

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。

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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

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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

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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

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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