高考化學復習手冊狀元筆記

第六章化學反應與能量

☆知識體系:

蛤變與反應熱

吸熱反應和放熱反應

熱化學方程式

化學能與熱能

燃燒熱、中和熱

有關反應熱的計算

基礎概念

銅鋅原電池

帶鹽橋的原電池

原電池原電池的分類

電極反應式書寫

原電池的應用

化學反應與能量

電解

電解池原理

陰、陽極列斯及電極反應式的書寫

電解原理的應用

電解池

業(yè)冶金

電化學的計算

多池串聯(lián)裝置判斷

化學腐蝕和電化學腐蝕的比校

鋼鐵的腐蝕

金屬的腐蝕與防護

金屬的防護

O章節(jié)概述:

本章節(jié)包括四節(jié)內容，第一節(jié)化學能與熱能高考考查點主要是運用蓋斯定律進行

計算以及運用化學鍵進行△”計算和化學反應中的能量變化的有關概念同樣

會涉及，本節(jié)重點仍以對治變的理解、蓋斯定律的應用、△〃計算為主，要注意

以圖像、圖表為背景考查能量變化、化學鍵鍵能、正逆反應的活化能關系。

后三節(jié)內容圍繞化學能與電能展開討論，高考對本部分考查以原電池工作原理為

主、新型化學電源、電解原理及應用、金屬的防護等為主，主要考察學生的證據(jù)

推理與模型認知。學生要注重實物圖分析、新型電池分析、電解池與原電池之間

2

的聯(lián)系，以及依據(jù)原電池和電解池的工作原理并結合氧化還原反應知識熟練掌握

電極反應式的書寫方法。

3

冒知識清單:

化學能與熱能

一、焰變與反應熱:

1.反應熱：化學反應中放出或吸收的熱量。

2.婚變：在恒壓條件下的反應熱，其符號為AH,單位是kJ/mol。

二、吸熱反應和放熱反應：

1.反應特點

(1)從能量高低的角度分析

吸熱過程放熱過程

對于吸熱反應：反應物的總能量=生成物的總能量-吸收的熱量;

對于放熱反應：反應物的總能量=生成物的總能量+放出的熱量。

(2)從化學鍵的角度分析

2.常見的吸熱反應和放熱反應

(1)吸熱反應：大多數(shù)分解反應、鹽的水解反應、Ba(OH)2?8H2O和NH4cl反應、

C與此0信)反應、C與CO2反應。

(2)放熱反應：大多數(shù)化合反應、中和反應、金屬與酸的反應、所有的燃燒反應、

緩慢氧化、鋁熱反應。

4

三、熱化學方程式：

L概念：表示參加化學反應的物質的量和反應熱的關系的化學方程式。

2.意義：表明了化學反應中的物質變化和能量變化。

如：2H2(g)+Ch(g尸2H2。⑴AH=1571.6kJ-mo產(chǎn)表示25℃、101kPa時，

2mol氫氣和1mol氧氣反應生成2moi液態(tài)水時放出571.6kJ的熱量。

3.書寫

(1)寫出配平的化學方程式；

(2)標出各物質的聚集狀態(tài)和反應時的溫度、壓強；

(3)標明AH的正負號、數(shù)值和單位。

4.注意

(1)在右端注明熱量變化:吸熱反應，A^>0；放熱反應，△“<();

(2)絕大多數(shù)AH是在25℃、lOlkPa下測定的，此時可不注明溫度和壓強；

(3)化學計量數(shù)只表示物質的量，因此可以是整數(shù),也可以是分數(shù);

(4)要注明反應物和生成物的聚集狀態(tài)，氣態(tài)、液態(tài)、固態(tài)、溶液分別用&、I、s、

aq表示;

(5)化學計量數(shù)改變，△“要相應的改變；正、逆反應的數(shù)值相等、符號相反;

(6)一般不要求寫反應條件，不用“f”和“一，不用"一"或"U”而用“=”

表O

四、燃燒熱、中和熱：

1.燃燒熱和中和熱的比較

燃燒熱中和熱

能量變化放熱

相同點

△〃及其單位A77<0,單位均為kJ-mol-1

反應物的量1mol不一定為1mol

生成物的量不確定生成物水為1mol

101kPa時，1mol純

在稀溶液里，強酸與強堿發(fā)

物質完全燃燒生成穩(wěn)

反應熱含義生中和反應生成1mol水時

不同點定的氧化物時所放出

所放出的熱量

的熱量

強酸與強堿反應的中和熱

燃燒熱為

表示方法為57.3kJ-mol'1或

A/7=-akJ-mor,(a>0)

△"=-57.3kJ-mol-1

注：完全燃燒指物質中元素完全轉變成對應的穩(wěn)定氧化物，如C-C02(g),

H—H2。⑴，S—S02(g)等。

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2.中和熱的測定

(1)裝置：

(2)計算公式

,?(7H|+m2)-C-(t2-Zl)x103,,

A/7=------------------------kJmor1

M(H2O)

ti為起始溫度，t2為終止溫度，m1、m2為酸、堿溶液的質量(單位為g),c為中和

后生成的溶液的比熱容(4.18Jgin為參加反應的酸或堿的物質的量(單位

為mol)0

(3)能源

化煤

石壬;屬于不可再生能源

燃

料罪?開源節(jié)流：開發(fā)新能源和

能節(jié)約現(xiàn)有能源

源

五、有關反應熱的計算：

1.利用熱化學方程式計算

反應熱與反應物的物質的量成正比。根據(jù)已知的熱化學方程式和已知的反應物或

生成物的物質的量，可以計算反應放出或吸收的熱量；根據(jù)一定量的反應物或生

成物的量計算出反應放出或吸收的熱量,換算成1mol反應物或生成物的熱效應,

也可以書寫熱化學方程式。

2.利用舊鍵斷裂和新鍵形成過程中的能量差計算

△〃=反應物的總鍵能之和一生成物的總鍵能之和

若反應物舊化學鍵斷裂吸收能量Ei,生成物新化學鍵形成放出能量E2,則反應

的A//=EI-E2。

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3.利用蓋斯定律計算

（1）蓋斯定律是指化學反應不管是一步完成還是分幾步完成,其反應熱是相同的,

即化學反應的反應熱只與反應體系的始態(tài)和終態(tài)有關，而與反應的途徑無關。

（2）書寫步驟:

①寫：寫出目標方程式（題目中要求書寫的熱化學方程式），配平；

②比：將已知方程式和目標方程式比較，分析物質類別、位置（在反應物中還是

在生成物中）的區(qū)別；

③倒：為了將已知方程式相加得到目標方程式，可將方程式顛倒過來，反應熱的

數(shù)值不變，但符號要相反。這樣，可以避免減法運算中容易出現(xiàn)的錯誤；

④乘：為了將方程式相加得到目標方程式，可將方程式乘以某個數(shù)（可以是分數(shù)）,

反應熱也要進行相應地運算；

⑤加：倒、乘兩個方面做好了，只要將方程式相加即可得目標方程式，反應熱也

相加即可。注意：△〃要帶著“+”“-”符號進行運算。

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冒知識清單:

原電池

一、基礎概念：

L本質：自發(fā)進行的氧化還原反應。

2.能量：化學能轉化為電能的裝置。

3.構成條件：

(1)電解質溶液(強弱均可);

(2)兩個電極:兩種活潑性不同的金屬或一種金屬與另一種非金屬導體(石墨、C

棒)；

①負極：較活潑的金屬(發(fā)生氧化反應)(除K、Na、Ca)

②正極：不活潑金屬或非金屬導體(發(fā)生還原反應)

(3)形成閉合回路。

形成閉合回路需三個條件：

①電解質溶液；

②兩電極直接或間接接觸；

③電極插入電解質溶液中。

二、銅鋅原電池：

1.實驗裝置

2.實驗現(xiàn)象

(l)Zn片逐漸溶解；

(2)Cu片上有氣泡產(chǎn)生;

(3)電流表指針偏轉。

3.實驗原理

e-沿導線傳遞，產(chǎn)生電流

氧化反應還原反應

正極

Zn—2e~Zn"Cu2++2e_Cu

匚二電解質溶液

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4.電極反應

(1)負極：電子流出的一極,失已發(fā)生氧化反應：Zn-2e=Zn2+；

(2)正極：電子流入的一極,得e1發(fā)生還原反應：2H++2e-=H2f;

2+

(3)總反應：Zn+2H+=Zn+H2to

5.三個方向

(D電子：負極流向正極;

(2)電流：正極流向負極;

(3)離子：陽離子流向正極，陰離子流向負極:

三、帶鹽橋的原電池：

1.實驗裝置

ZnSO,溶液CuSO,溶液

2.鹽橋

(1)鹽橋原電池中半電池的構成條件：電極金屬和其對應的鹽溶液。一般不要任

意替換成其他陽離子鹽溶液，否則可能影響效果。鹽橋中裝有飽和的KCKKN03

等溶液和瓊脂制成的膠凍。

(2)作用：連接內電路，形成閉合回路;平衡電荷，使原電池不斷產(chǎn)生電流。

3.實驗現(xiàn)象

(l)Zn片逐漸溶解；

(2)Cu片有固體析出；

(3)電流表指針偏轉。

4.實驗原理

電極名稱負極正極

電極材料鋅片銅片

電極反應Zn-2e=Zn2+Cu2+-2e=Cu

反應類型氧化反應還原反應

電子流向由Zn片沿導線流向Cu片

鹽橋中離子移向鹽橋含飽和KC1溶液，K*移向正極，C1移向負極

電池反應Zn+Cu2+=Zn2++Cu

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四、原電池的分類：

1.常見的特殊電池

(1)概念：電池正負極要根據(jù)電解池溶液而定。

(2)Al-Mg-電解質溶液

①稀HC1

a.正極:2H++2e=H2T

b.負極:Mg-2e'=Mg2+

c.總方程式：Mg+2H+=Mg2++H2T

②稀NaOH

a.正極：6H2O+6e-=3H2f+6OH-

b.負極：2Al-6e-+8OH=2A1O2+4H2O

c.總方程式：2A1+2OH-+2H2O2AIO2-+3H2T

(3)Fe-Cu-電解質溶液

①稀HNO3

a.負極：Fe-2e~=Fe2+

b.正極：4H++NOT+3e-=NOT+2H2。

c.總反應：3Fe+8HNO3=3Fe(NO3)2+2NOT+4H2。

②濃HNOa

a.負極：Cu-2e*=Cu2+

b.正極：4H++2NO3-+2e=2NO2T+2H2。

c.總反應：Cu+4HNO3=Cu(NO3)2+2NO2T+2H2。

2.一次電池

(1)概念：發(fā)生氧化還原反應的物質大部分被消耗后就不能再充電的電池，如普

通鋅鎰電池、鋅銀電池。

(2)堿性鋅鎰干電池

①負極材料：Zn,電極反應式：Zn+2OH-2e=Zn(OH)2；

②正極材料：MnO2,電極反應式：2MnO2+2H2O+2e-=2MnOOH+2OH-；

③總反應：Zn+2MnO2+2H2O=2MnOOH+Zn(OH)2o

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3.二次電池

(1)概念：可多次充電的電池，如鉛蓄電池、鑲鎘電池、鋰電池等蓄電池。

⑵鉛蓄電池：

①放電時的反應

2

負極：Pb(s)+SO4-(aq)-2e「-PbSO4(s)(氧化反應)；

正極：PbO2(s)+4H(aq)+SCV-(aq)+2e「=PbSC)4(s)+2H2O⑴(還原反應)；

總反應：Pb(s)+PbO2(s)+2H2so4(aq)-2PbSO4(s)+2H2O(l)o

②充電時的反應

陰極:PbS04(s)+2e=Pb(s)+S04”(aq)(還原反應)；

+2

陽極:PbSCM⑸+2H2。⑴-2e=PbO2(s)+4H(aq)+SO4-(aq)(氧化反應)；

總反應：2PbSO4(s)+2H2O(l)=Pb(s)+Pb02(s)+2H2so4(aq)。

4.燃料電池

(1)概念：利用燃料燃燒發(fā)生氧化還原反應的電池,如氫氧燃料電池、甲醇燃料

電池、乙醇燃料電池等；電極材料一般為惰性電極,具有很強的催化活性，如粕

電極、活性炭電極等。

(2)氫氣燃料電池

①酸性

+

a.負極反應：H2-2e-=2H

+

b.正極反應：02+4e+4H=2H2O

c.總反應：2H2+02=2氏0

②中性、堿性

a.負極反應：H2-2e-+2OH-=2H2O

b.正極反應：O2+4e+2H2O=4OH'

c.總反應：2H2+02=2氏0

(3)甲烷燃料電池

①酸性介質(如H2so4)

a.總反應式：CH4+2O2=CO2+2H2O

+

b.負極反應:CH4-8e+2H2O=CO2+8H

c.正極反應：202+85+8丁==4曳0

②堿性介質(如KOH)

2

a.總反應式：CH4+202+20H=CO3+3H2O

2

b.負極反應：CH4-8e+IOOH=CO3-+7H2O

c.正極反應：202+8e+4H2O=8OH

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五、電極反應式書寫：

1.先寫出電極反應式的主要框架(待配平)

(1)酸性電解液

負極：還原劑-xe-氧化產(chǎn)物+H'

正極：氧化劑+xe-+H'―?還原產(chǎn)物

(2)非酸性電解液(或質)(包括堿溶液、熔融碳酸鹽及氧化物)

負極：還原劑-xe-+陰離子一氧化產(chǎn)物

正極：氧化劑+xe-陰離子+還原產(chǎn)物

2.依據(jù)化合價變化分別標出氧化劑與電子的比例、還原劑與電子的比例，也就是

配平氧化劑、還原劑和電子的系數(shù)。

3.根據(jù)電荷守恒配平離子,注意要把得電子看作負電荷，失電子看作正電荷處理。

4最后根據(jù)元素守恒配平其余物質。

六、原電池的應用：

1.判斷原電池正負電極

(I)根據(jù)兩極材料和電解質溶液判斷

①活潑金屬作負極(K、Ca、Na由于與水反應，不能作電極)；

②惰性金屬或石墨、碳棒等作正極。

(2)根據(jù)電子、電荷、電流方向判斷

①外電路電流流出的電極為正極,流入的為負極；

電子流出的電極為負極,流入的為正極。

②內電路陽離子移向原電池正極,陰離子移向原電池負極。

⑶根據(jù)原電池電極反應類型判斷：

①負極：失電子，發(fā)生氧化反應，通常是電極本身反應，質量減少的電極;

②正極：得電子，發(fā)生還原反應，常伴隨金屬的析出或氣體放出的電極。

(4)根據(jù)電極變化

①質量減小，有溶解的電極一般為負極；

②質量增大有金屬析出或氣體產(chǎn)生的電極一般為正極；

③溶液中電極附近pH增大的一般為正極。

2.加快氧化還原的速率

電化學速率>普通化學反應速率>有防護的速率

例：在Zn與稀H2s04反應時，加入少量CuS04溶液能使產(chǎn)生H2的反應速率加

快。

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冒知識清單:

電解池

一、電解：

1.原理：使電流通過電解質溶液（或熔融的電解質）而在陰、陽兩極引起氧化還原

反應的過程。在此過程中，電能轉化為化學能。

二、電解池原理：

L電極名稱及電極反應式

例：用惰性電極電解CuCb溶液

電極名稱：陰極［電極名稱：陽極

反應類型：還原反應反應類型：氧化反應

電極反應式:、電極反應式：

Cu2++2e-：^=Cu2Cl--2e-=C12+

總反應方程式：CuCh^^Cu+Cl2T

2.電解池中電子和離子的移動

注：電子只在導線中移動，不可流經(jīng)溶液。

三、陰、陽極的判斷及電極反應式的書寫：

1.判斷電解池的陰、陽極

⑴根據(jù)外接電源的正、負極判斷

①電源正極連接陽極;

②電源負極連接陰極。

⑵根據(jù)電極產(chǎn)物判斷

①電極溶解、逸出。2（或電極區(qū)變酸性）或逸出C12的為陽極;

②析出金屬、逸出H2（或電極區(qū)變堿性）的為陰極。

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1.氯堿工業(yè)——電解飽和食鹽水

（1）電極反應

①陽極：2c「-2e（反應類型：氧化反應）；

②陰極：2H++2e-H2T（反應類型：還原反應）。

（2）總反應

①化學方程式：2NaCl+2H2O遭里=2NaOH+H2T+Chf;

②離子方程式：2C「+2H2。墓曳=20H-+H2T+CI2T。

2.電鍍和電解精煉銅

電鍍

電解精煉銅

（Fe表面鍍Cu）

粗銅

電極材料鍍層金屬銅

（含Zn、Fe、Ni、Ag、Au等雜質）

Zn-2e-=Zn2+

陽極

Fe_2e=Fe2+

電極反應Cu-2e=Cu2+

Ni-2e-=Ni2+

Cu-2e=Cu2+

電極材料待鍍金屬鐵純銅

陰極

電極反應Cu2++2e=Cu

電解質溶液含Cl?+的鹽溶液

注：電解精煉銅時，粗銅中的Ag、Au等不反應，沉積在電解池底部形成陽

極泥

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五、電冶金：

1.冶煉鈉

⑴總反應：2NaCl(熔融)至里=2Na+CLf

(2)電極反應

①陽極：2c「一2e「一CLT；

②陰極：2Na*+2e=2Nao

2.冶煉鎂

(D總反應：MgCL(熔融)9=Mg+C12T

(2)電極反應

①陽極：2c「一2e「-C12T；

②陰極：Mg2'+2e-=Mgo

3.冶煉鋁

(1)總反應：2Al2。3(熔融)=^^=4A1+302T

(2)電極反應

2-

①陽極：6O-12e=3O2T；

②陰極：4Al3++12e=4A1O

六、電化學的計算：

4

4e-2C1(BrJJ~0,-2H~2Cu~4Ag~±M

、2---j、2.

陽極產(chǎn)物—‘陰極產(chǎn)物

(式中M為金屬，n為其離子的化合價數(shù)值)

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3.綜合裝置中的相關計算

(1)原理：電子轉移的守恒,

(2)注意

①串聯(lián)電路中各支路電流相等;

②并聯(lián)電路中總電流等于各支路電流之和。在此基礎上分析處理其他各種數(shù)據(jù)。

CuCl2

溶液

圖中裝置甲是原電池，乙甲是電解池，若電路中有

0.2mol電子轉移,則Zn極溶解6.5g,Cu極上析出Hz2.24L(標準狀況),Pt極

上析出CLO.lmol,C極上析出Cu6.4g。甲池中H+被還原，生成H2和ZnSO3

溶液pH變大；乙池中是電解CuCL,由于CM+濃度的減小使溶液pH微弱增大,

電解后再加入適量CuCl2固體可使溶液復原。

六、多池串聯(lián)裝置判斷:

1.直接判斷

非常直觀明顯的裝置，如有燃料電池、鉛蓄電池等在電路中時，則其它裝置為電

解池。

如圖：A為原電池，B為電解池。

2.根據(jù)電池中的電極材料和電解質溶液判斷

原電池一般是兩個不同的金屬電極或一個金屬電極和一個碳棒作電極；而電解池

則一般都是兩個惰性電極,如兩個粕電極或兩個碳棒電極。原電池中的電極材料

和電解質溶液之間能發(fā)生自發(fā)的氧化還原反應，電解池的電極材料一般不能和電

解質溶液自發(fā)反應。

如圖：A為電解池，B為原電池。

PtLjPtZrrd,Cu

NaCl溶液稀硫酸

A

3?根據(jù)電極反應現(xiàn)象判斷

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在某些裝置中根據(jù)電極反應現(xiàn)象可判斷電極,并由此判斷電池類型。

如圖：若C極溶解，D極上析出Cu,B極附近溶液變紅，A極上放出黃綠色氣

體，則可知乙是原電池，D是正極，C是負極，甲是電解池，A是陽極，B是陰

極。B、D極發(fā)生還原反應，A、C極發(fā)生氧化反應。

AJ.ITBcTlLD

:-j——y

NaCl、酚低溶液CuSO4溶液

甲乙

4.原電池和電解池的組合裝置的思維模型

工小皿廣陽極：氧化反應

有電源或電看電極3

電解池

極材料相同f陰極：還原反應*

先判斷

乏山廣正極：還原反應」

裝置類型4tt

電極活動性不同看電極

原電池

或通入反應物f負極：氧化反應一

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冒知識清單:

金屬的腐蝕與防護

一、化學腐蝕和電化學腐蝕的比較:

類型化學腐蝕電化學腐蝕

金屬與接觸到的干燥氣體或不純金屬接觸到電解質溶液發(fā)生

條件

非電解質液體直接反應原電池反應

本質M-ne===Mnl

現(xiàn)象金屬被腐蝕較活潑金屬被腐蝕

區(qū)別無電流產(chǎn)生有電流產(chǎn)生

聯(lián)系兩者往往同時發(fā)生，電化學腐蝕更普遍

二、鋼鐵的腐蝕：

類型析氫腐蝕I吸氧腐蝕

水膜性質(強)酸性弱酸性或中性

正極反應2H'+2e-=H2T2H2O+O2+4e^=40H

負極反應Fe-2e=Fe2+

2+

總反應Fe+2H==Fe+H2T2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2

甘/山l匹鐵銹的形成：4Fe(OH)+O2+2HO=4Fe(OH),

其他反應223

2Fe(OH)3-Fe2O33H2O(鐵銹)+(3-x)H2O

三、金屬的防護：

1.電化學防護

⑴犧牲陽極的陰極保護法—利用原電池原理

①魚攝(陽極)是作保護材料的金屬；

②正極(陰極)是被保護的金屬設備。

(2)外加電流的陰極保護法—利用電解池原理

①陰極是被保護的金屬設備；

②陽極是惰性電極。

2.其他方法

(1)改變金屬內部結構，如制成合金；

(2)使金屬與空氣、水等物質隔離，如電鍍、噴油漆等。

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第八章水溶液中的離子平衡

☆知識體系:

強、弱電解質

◎章節(jié)概述:

本章包括四節(jié)內容，第一節(jié)“弱電解質的電離平衡”和第二節(jié)“水的電離和溶液

的酸堿性，在高考真題中“年年考，卷卷有“，在備考中應重點關注弱電解質的

電離平衡、電離平衡常數(shù)計算、中和滴定的遷移應用等考點，同時要注意滴定終

點判斷的規(guī)范表達，試題難度中等偏上。

第三節(jié)“鹽類水解”和第四節(jié)“難溶電解質的溶解平衡”是近年高考的重點，主

要考查的是溶度積常數(shù)的相關計算及應用、溶液中的三大守恒關系的應用，試題

通常以圖像形式直觀呈現(xiàn)微粒濃度變化，考查數(shù)形結合能力以及對離子平衡的理

解應用。鹽類水解應重點關注水解平衡常數(shù)的計算、影響水解平衡的因素、電解

質溶液中電荷守恒關系的應用。

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冒知識清單:

弱電解質的電離平衡

一、強、弱電解質：

1.概念

(1)電解質：水溶液中或熔融狀態(tài)下能導電的化合物;

(2)非電解質：水溶液中和熔融狀態(tài)下不能導電的化合物

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(shù)鹽;

(2)弱電解質主要包括量逡、曼堿、少數(shù)鹽和水。

3.電離方程式的書寫

(1)弱電解質

①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。3電離方程式：H2co3=+HCO3,HCO3+CO3o

②多元弱堿電離方程式一步寫成。

如Fe(OH)3電離方程式:Fe(OH?！狥e3++30H一。

(2)酸式鹽

①強酸的酸式鹽完全電離。

+T

如NaHS04電離方程式：NaHSO4=Na+H+SOFo

②弱酸的酸式鹽中酸式酸根不能完全電離,

如NaHCCh電離方程式：NaHCCh-Na"+HC03,HCO3-H'+COfo

二、電離平衡：

1.概念：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粗箜時，電離過程就達到平衡。

2.特點：(1)動態(tài)平衡;

(2)固定不變：平衡一旦建立，溶液中弱電解質分子及其電離出的各離子濃度都

將保持不變;

(3)電離過程一般為吸熱過程;

(4)當條件改變,平衡的改變遵循勒夏特列原理。

3.影響電離平衡的因素

⑴濃度:增大分子濃度或者降低離子濃度，都會使電離平衡向電離的方向移動;

(2)溫度:弱電解質的電離過程是吸熱過程，當升高溫度時，電離平衡向電離的

方向移動；

(3)同離子效應:在弱電解質溶液中，加入同弱電解質具有相同離子的強電解質,

使電離平衡發(fā)生移動；

21

(4)化學反應:在弱電解質溶液中加入能與其電離出的離子發(fā)生反應的物質時,

平衡向電離方向移動。

4.電離平衡常數(shù)

⑴表達式

①對于一元弱酸HA：HAiH'+A'電離平衡常數(shù)K=二°一\八，

c(HA)

②對于一元弱堿BOH：BOH^B+OH,電離平衡常數(shù)

c(B*)c(OH)

K=-------------------------o

c(BOH)

(2)特點

①電離平衡常數(shù)只與遍度有關，因電離是吸熱過程，所以花通，K值增大;

②多元弱酸的各級電離平衡常數(shù)的大小關系是KI?K2?K3?",故其酸性取決

于第一步電離。

(3)意義：K值越大,說明弱電解質越易電離，其酸(堿)性越強.

(4)影響因素

①內因(決定因素)：弱電解質本身的性質；

②外因：溫度(隨溫度升高而增大)

22

冒知識清單:

水的電離和溶液的酸堿性

一、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。=FBO'+OH或

H2O-H++OH。

2.水的離子積常數(shù)

(1)表達式：Kw=c(H)c(OH)。室溫下，Kw=lxlO%

(2)影響因素：只與溫度有關.水的電離是吸熱過程,升高溫度，Kw增大。

(3)適用范圍：Kw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H*和OH,只要溫度不變，Kw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，Kw增大；

(2)加入酸或堿，水的電離程度減小,Kw不變；

(3)加入可水解的鹽(如FeCb、Na2co3),水的電離程度增大，Kw不變。

4.外界條件對水的電離平衡的影響

K系變化平衡水的電離

4Kwc(OH)c(H)

條件移動方向程度

酸逆不變減小減小增大

堿逆不變減小增大減小

可水解Na2cCh正不變增大增大減小

的鹽NH4CI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

二、溶液的酸堿性與pH：

1.溶液的酸堿性：取決于溶液中c(Hl和c(Oir)的相對大小

酸性溶液中中性溶液中堿性溶液中

c(H+)>c(OH)c(H*)=c(OH)c(H+)<c(OH)

2.pH的定義

(1)定義：化學上常用H+的物質的量濃度的負對數(shù)來表示溶液的酸堿性。

+

(2)表示方法:pH=-lgc(H)0

(3)pOH：采用OH-的物質的量濃度的負對數(shù)來表示溶液的酸堿性，常溫下:

pH+pOH=14o

23

E、G(ITM+C2(H-/2?.,口+、

c(H)=---------凡比---------，pH=-1gc(H)o

②兩種強堿混合：先求出c(OH',再落爐，求出c(H*居，最后求pH。

小口\C】(°H)%+C2(OH)匕/口+、C(OH-)TJ1/TT+X

c(OH尸-----喬正-----,C(H尸(),pH=-1gc(H)o

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的濃

度，最后求pH。

a.恰好反應：pH=7。

+

b.酸過量：c(H')=)之熬H'",pH=-lgc(H)o

c.堿過量：c(OH)=筌黑M陽?產(chǎn)黠pH=-IgcH)。

三、酸堿中和滴定：1.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。

2.常用酸堿指示劑及其變色范圍

指不劑變色范圍的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

酚猷<8.2無色>10.0紅色

色

注：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。

24

3.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、錐形

瓶。

E-l

h=

-=

E~=l

h

=

E-Jl

-p

E--l

E-=l

-

「

⑵試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸鐳水。

⑶滴定管的選擇

試劑性質滴定管原因

酸性、

酸式滴定管酸性和強氧化性物質易腐蝕橡膠

強氧化性

堿性物質易腐蝕玻璃，致使玻璃活塞無

堿性堿式滴定管

法打開

4.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

①檢漏：檢查滴定管活塞是否漏水；

②洗滌：先用蒸儲水“洗”，再用待測液“潤洗”滴定管；

③裝、排：滴定管中“裝”液至0刻度以上，并“排”氣泡;

④調、讀：調整液面至0或0刻度以下，并讀數(shù)；

⑤注、力口：將一定體積的堿液注入錐形瓶，并加指示劑。

(2)滴定

眼睛注視錐

形瓶內溶液

顏色變化

(3)終點判斷

當?shù)稳胱詈笠坏螛藴室?，溶液由紅色變?yōu)闊o色(酚酬作指示劑)，且在半分鐘內不

恢復原色，視為滴定終點并記錄標準液的體積。

(4)數(shù)據(jù)處理

25

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(jù)

c(HCI)-r(HC1)

c(NaOH):---計---算---。----------------

V(NaOH)

5.誤差分析

（1）原理

依據(jù)原理c（標準）-V（標準）=c（待測）-V（待測），所以

c（待測）「（區(qū)生）”壽準；因c（標準）與V（待測）已確定，因此只要分析出

V（待測）

不正確的操作引起修（標準）的變化，即分析出結果。V（標準）變大，則c（待測）偏

高；V（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（酚猷作指示劑）為例：

步驟操作V（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

取堿液的滴定管開始有氣泡，讀數(shù)時氣泡

取液變小偏低

消失

酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣

變大偏高

泡消失

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(shù)正確，滴定后俯視

變小偏低

讀數(shù)（或前仰后俯）

讀數(shù)

酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視

變大偏高

讀數(shù)（或前俯后仰）

26

圍知識清單:

鹽類水解

一、鹽類的水解及規(guī)律:

1.鹽的組成：金屬陽離子或鐵根+酸根。

2.鹽的分類

(1)含氧酸鹽是指含氧酸對應的鹽，例如H2so4對應的Na2s04,還有如Na3Po4；

無氧酸鹽是指無氧酸對應的鹽，例如H2s對應的NazS,還有如NaCl。

(2)正鹽：酸堿完全中和的產(chǎn)物。比如：NaClo

酸式鹽：陽離子中含有氫離子的鹽。比如：NaHS04o

堿式鹽：陰離子中含有氫氧根離子的鹽。比如：CU2(0H)2c03。

復鹽:由兩種或兩種以上的簡單鹽類組成的同晶型化合物，叫做復鹽。復鹽又叫

重鹽。復鹽中含有大小相近、適合相同晶格的一些離子，如明磯(十二水合硫酸

鋁鉀)KA1(SC)4)2T2H2O。

混鹽：是指一種金屬離子與多種酸根離子所構成的鹽。如氯化硝酸鈣Ca(NO3)Clo

3.鹽類水解實質

.弱酸的陰離子一結合H+

鹽電離一，,一生成弱電解質一破壞了水的電離平衡

弱堿的陽離子一結合0H

一水的電離程度增大一＞c(H')于c(OH一)一溶液呈堿性或酸性。

4.鹽類水解規(guī)律

口訣：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

NHC1、CH3coONa、

實例NaCl、KNO34

CU(NO3)2Na2cO3

是否水解否是是

水解的離子NH；、Cu2+CH3coeV、CO3

溶液的酸堿性中性酸性堿性

溶液的pH(25℃)pH=7pH<7pH>7

27

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。

2.外因

水解產(chǎn)生

影響因素水解平衡水解程度

離子的濃度

溫度升高右移增夫增大

增大右移減小增大

濃度減小

右移增大減小

(即稀釋)

外加酸弱堿陽離子水解程度減小

酸堿堿弱酸陰離子水解程度減小

注：

(1)能水解的陽離子與能水解的陰離子混合，會相互促進水解。常見的含下列離

子的兩種鹽混合時，會發(fā)生較徹底的雙水解反應:

①陽離子：Fe3\Al3+；

2

②陰離子：C03”、HCO3\S\HS\A。-、SO32-、HSO3-等。

22

(2)Fe3+與S\HS\SO3\HSO3-等還原性離子發(fā)生氧化還原反應,而不是發(fā)生

雙水解反應。；

(3)HCO3-與A102-在溶液中也不能共存，可發(fā)生反應產(chǎn)生白色沉淀，但不是由于

2

雙水解反應，而是：HCO3-+H2O+A1O2-=A1(OH)31+CO3-

28

三、鹽類水解應用:

應用舉例

判斷溶液

FeCh溶液顯酸性，原因是Fe3*+3HO^Fe(OH)+3H*

的酸堿性23

判斷酸性

NaX、NaY、NaZ三種鹽pH分別為8、9、10,則酸性：11*>11丫>112

強弱

配制或貯存配制CuS04溶液時，加入少量H2s04,防止ClP*水解；

易水解的鹽配制FeCb溶液，加入少量鹽酸；

溶液貯存Na2c03溶液、NazSiCh溶液不能用磨口玻璃塞

制取Fe(0H)膠體的離子方程式：

膠體