新教材人教版高中化學(xué)選擇性必修第一冊知識點

人教版高中化學(xué)選擇性必修第一冊知識點第一章化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)【重難點】：反應(yīng)熱與鍵能，熱化學(xué)方程式的書寫和反應(yīng)熱與鍵能【知識點】一、反應(yīng)熱、焓變1．反應(yīng)熱：當(dāng)反應(yīng)物和生成物的溫度相同時，化學(xué)反應(yīng)過程中所釋放或吸收的熱量，叫做化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)，化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)一般稱為反應(yīng)熱。2.焓與焓變的含義=1\*GB3①焓的意義：焓是一個物理量，用來表示物質(zhì)所具有的能量，符號為H，用焓的變化來描述與反應(yīng)熱有關(guān)的能量變化。=2\*GB3②焓變：表示反應(yīng)產(chǎn)物的總焓與反應(yīng)物的總焓之差，符號用ΔH表示。a、數(shù)學(xué)表達式：ΔH=H（反應(yīng)產(chǎn)物）-H（反應(yīng)物）b、單位：kJ/mol或(kJ·mol－1)c、意義：在一定條件下，可以通過焓變（ΔH）來確定一個反應(yīng)是吸熱反應(yīng)還是放熱反應(yīng)。=3\*GB3③影響焓變的因素a、發(fā)生變化的物質(zhì)的焓變，在其他條件一定時與變化物質(zhì)的物質(zhì)的量成正比。b、焓變與反應(yīng)物、生成物之間的溫度、壓強有關(guān)。c、物質(zhì)在固態(tài)、液態(tài)、氣態(tài)之間進行轉(zhuǎn)換時也伴隨能量的變化，所以焓變與物質(zhì)的聚集狀態(tài)有關(guān)。3、反應(yīng)熱與焓變的關(guān)系：ΔH是化學(xué)反應(yīng)在恒定壓強下且不與外界進行電能、光能等其他能量的轉(zhuǎn)化時的反應(yīng)熱，即恒壓條件下進行的反應(yīng)的反應(yīng)熱Q就是焓變。高中階段二者通用。二、化學(xué)反應(yīng)過程中的能量變化1．化學(xué)反應(yīng)過程中能量變化的表現(xiàn)形式化學(xué)反應(yīng)過程中，不僅有物質(zhì)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(xué)反應(yīng)中的能量變化=1\*GB2⑴從鍵能的角度分析化學(xué)反應(yīng)中能量的變化（微觀角度）以1molH2與1molCl2反應(yīng)生成2molHCl時放出kJ的熱量為例，從微觀角度解釋化學(xué)反應(yīng)過程中的能量變化。解答此反應(yīng)過程的能量變化可表示如下：A、化學(xué)鍵斷裂時需要吸收能量,吸收的總能量為679kJ。B、化學(xué)鍵形成時需要釋放能量釋放的總能量為862kJ。C、反應(yīng)熱的計算：862kJ－679kJ＝183kJ，即放出183kJ的能量。顯然，分析結(jié)果與實驗測得的該反應(yīng)的反應(yīng)熱kJ·mol－1很接近(一般用實驗數(shù)據(jù)來表示反應(yīng)熱)?！拘〗Y(jié)】1、化學(xué)反應(yīng)過程中能量變化的微觀本質(zhì)是：化學(xué)鍵的斷鏈和形成時的能量差別是化學(xué)反應(yīng)伴隨能量變化的本質(zhì)原因。由鍵能求焓變的公式：ΔH=E（反應(yīng)物的總鍵能）-E（產(chǎn)物的總鍵能）2、ΔH的正負(fù)和吸放熱反應(yīng)的關(guān)系=1\*GB3①放熱反應(yīng)：反應(yīng)完成時，生成生成物釋放的總能量大于反應(yīng)物吸收的總能量。由于反應(yīng)后放出熱量(釋放給環(huán)境)而使反應(yīng)體系的能量降低，故ΔH＜0或ΔH為“－”。=2\*GB3②吸熱反應(yīng)：反應(yīng)完成時，生成物釋放的總能量小于反應(yīng)物吸收的總能量。由于反應(yīng)后吸收環(huán)境熱量而使反應(yīng)體系的能量升高，故ΔH＞0或ΔH為“＋”。（2）、從物質(zhì)所具有的能量角度分析化學(xué)反應(yīng)中能量的變化（宏觀角度）=1\*GB3①如果反應(yīng)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(yīng)物轉(zhuǎn)化成生成物時能量主要轉(zhuǎn)變成熱量形式放出，這是放熱反應(yīng)。反之，如果反應(yīng)物所具有的總能量小于生成物所具有的總能量，反應(yīng)物就需要吸收熱量才能轉(zhuǎn)化為生成物，這是吸熱反應(yīng)。（如下圖）ΔH＞0或ΔH為“+ΔH＞0或ΔH為“+”吸收熱量↘ΔH＜0或ΔH為“－”放出↙熱量=2\*GB3②由物質(zhì)的能量求焓變的公式：ΔH=E（產(chǎn)物的總能量）-E（反應(yīng)物的總能量）（3）放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)的比較［特別提醒］比較ΔH的大小時，要連同“＋”、“－”包含在內(nèi)，類似于數(shù)學(xué)上的正負(fù)數(shù)比較。如果只比較反應(yīng)放出熱量的多少，則只須比較數(shù)值大小，與“＋”、“－”無關(guān)。（4）常見的放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)1．放熱反應(yīng)：燃燒、中和反應(yīng)、金屬的氧化、金屬與酸或水的反應(yīng)、由不穩(wěn)定物質(zhì)轉(zhuǎn)變?yōu)榉€(wěn)定物質(zhì)的反應(yīng)等。2．吸熱反應(yīng)：鹽類的水解、C與CO2或H2O的反應(yīng)、CaCO3的分解、Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl的反應(yīng)、由穩(wěn)定物質(zhì)轉(zhuǎn)變成不穩(wěn)定物質(zhì)的反應(yīng)等。［特別提醒］①化學(xué)反應(yīng)總體遵循“分吸合放”規(guī)律，即大多數(shù)分解反應(yīng)吸熱，大多數(shù)化合反應(yīng)放熱，且化學(xué)反應(yīng)中吸熱反應(yīng)占少數(shù)，所以務(wù)必記住常見的吸熱反應(yīng)。②放熱反應(yīng)或吸熱反應(yīng)必須屬于化學(xué)變化。如醋酸的電離雖然要吸熱，但不能稱為吸熱反應(yīng)，只能稱為吸熱過程；同樣，水蒸氣轉(zhuǎn)變成液態(tài)水，也不能稱為放熱反應(yīng)。=3\*GB3③不同化學(xué)反應(yīng)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(yīng)認(rèn)為是吸熱反應(yīng)，而在常溫下進行的反應(yīng)認(rèn)為是放熱反應(yīng)。其實兩者之間無必然聯(lián)系，常溫下進行的反應(yīng)可能是放熱反應(yīng)，如中和反應(yīng)；也可能是吸熱反應(yīng)，如NH4Cl與Ba(OH)2·8H2O的反應(yīng)。加熱條件下進行的反應(yīng)，可能是吸熱反應(yīng)，如C＋CO2==2CO；也可能是放熱反應(yīng)，如C＋O2==CO2。兩者的區(qū)別是放熱反應(yīng)撤去熱源后仍能進行，吸熱反應(yīng)必須持續(xù)加熱才能繼續(xù)進行。由上可見，反應(yīng)吸熱還是放熱與反應(yīng)條件無關(guān)，而是由反應(yīng)物總能量與生成物總能量的高低決定的。三、熱化學(xué)方程式1．概念：能表示參加反應(yīng)物質(zhì)的量和反應(yīng)熱的關(guān)系的化學(xué)方程式，叫做熱化學(xué)方程式。2．表示意義：熱化學(xué)方程式不僅表明了化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化，也表明了化學(xué)反應(yīng)中的能量變化。3、熱化學(xué)方程式與普通化學(xué)方程式的區(qū)別化學(xué)方程式熱化學(xué)方程式化學(xué)計量數(shù)是整數(shù)，既可表示粒子個數(shù)，又可表示該物質(zhì)的物質(zhì)的量既可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)，只表示該物質(zhì)的物質(zhì)的量狀態(tài)不要求注明必須在化學(xué)式后注明正負(fù)號及單位無必須注明意義表明了化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化不僅表明了化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化，也表明了化學(xué)反應(yīng)中的能量變化4、書寫熱化學(xué)方程式的注意事項=1\*GB3①．ΔH只能寫在標(biāo)有反應(yīng)物和生成物狀態(tài)的化學(xué)方程式的右邊，并用“空格”隔開。若為放熱反應(yīng)，ΔH為“－”；若為吸熱反應(yīng)，ΔH為“＋”。ΔH的單位一般為kJ·mol－1。=2\*GB3②．注意反應(yīng)物和產(chǎn)物的聚集狀態(tài)不同，反應(yīng)熱數(shù)值不同。物質(zhì)的氣、液、固三態(tài)的變化與反應(yīng)熱的關(guān)系如下圖，因此，必須注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)(s、l、g)才能完整地體現(xiàn)出熱化學(xué)方程式的意義。熱化學(xué)方程式中不用標(biāo)“↑”或“↓=3\*GB3③．ΔH的單位“kJ·mol－1”的含義。并不是指每摩爾具體物質(zhì)反應(yīng)時伴隨的能量變化是多少千焦，而是指給定形式的具體反應(yīng)以各物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)來計量其物質(zhì)的量時伴隨的能量變化。如2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g)ΔH＝－kJ·mol－1中的反應(yīng)熱是指每摩爾反應(yīng)，放出的熱量為kJ。因此ΔH與化學(xué)方程式的寫法有關(guān)，如果化學(xué)計量數(shù)加倍，則ΔH也要加倍。當(dāng)反應(yīng)逆向進行時，其反應(yīng)熱與正反應(yīng)的反應(yīng)熱數(shù)值相等，符號相反。例如：已知H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)ΔH＝－kJ·mol－1，則2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l)ΔH＝－kJ·mol－1；H2O(l)＝H2(g)＋O2(g)ΔH＝＋kJ·mol－1。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(yīng)把好兩關(guān)：①隔熱關(guān)。如量熱計保溫層內(nèi)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(zhǔn)確關(guān)。如配制溶液的濃度要準(zhǔn)確；NaOH溶液要新制；量取溶液體積時讀數(shù)要準(zhǔn)確；對溫度計的讀數(shù)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(jù)所測結(jié)果，計算中和反應(yīng)的中和熱為：ΔH＝kJ·mol－1(C為生成溶液的比熱容)［特別提醒］①中和熱的測量中堿稍過量的原因是保證酸能完全反應(yīng)，計算時應(yīng)以不足的酸作為計算標(biāo)準(zhǔn)。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(shù)值偏高。3．導(dǎo)致測定誤差的因素求算出的中和熱是否接近kJ·mol－1，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(zhǔn)確；②溶液量取不準(zhǔn)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(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡一、化學(xué)反應(yīng)速率1.化學(xué)反應(yīng)速率（v）⑴定義：用來衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化⑵表示方法：單位時間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示⑶計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L·s）⑷影響因素：①決定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素）②條件因素（外因）：反應(yīng)所處的條件2.※注意：（1）、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認(rèn)為反應(yīng)速率不變（2）、惰性氣體對于速率的影響①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變→反應(yīng)速率不變②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應(yīng)物濃度減小→反應(yīng)速率減慢二、化學(xué)平衡（一）1.定義：化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個可逆反應(yīng)進行到正逆反應(yīng)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“平衡”，這就是這個反應(yīng)所能達到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。2、化學(xué)平衡的特征逆（研究前提是可逆反應(yīng)）等（同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等）動（動態(tài)平衡）定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定）變（條件改變，平衡發(fā)生變化）3、判斷平衡的依據(jù)（二）影響化學(xué)平衡移動的因素1、濃度對化學(xué)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(yīng)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；增大生成物的濃度或減小反應(yīng)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_不移動_（3）在溶液中進行的反應(yīng)，如果稀釋溶液，反應(yīng)物濃度__減小__，生成物濃度也_減小_，V正_減小__，V逆也_減小__，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計量數(shù)之和_大_的方向移動。2、溫度對化學(xué)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(xué)平衡向著___吸熱反應(yīng)______方向移動，溫度降低會使化學(xué)平衡向著_放熱反應(yīng)__方向移動。3、壓強對化學(xué)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(zhì)存在的化學(xué)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(xué)平衡移動規(guī)律相似4.催化劑對化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，所以平衡__不移動___。但是使用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達到平衡所需的_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(xué)平衡常數(shù)（一）定義：在一定溫度下，當(dāng)一個反應(yīng)達到化學(xué)平衡時，___生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)____比值。符號：__K__（二）使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問題：1、表達式中各物質(zhì)的濃度是__變化的濃度___，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。2、K只與__溫度（T）___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，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(yīng)，如有水參加，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)值的大小是可逆反應(yīng)__進行程度__的標(biāo)志。K值越大，說明平衡時_生成物___的濃度越大，它的___正向反應(yīng)__進行的程度越大，即該反應(yīng)進行得越__完全___，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越_高___。反之，則相反。一般地，K>_105__時，該反應(yīng)就進行得基本完全了。2、可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進行的可逆反應(yīng)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(yīng)向正反應(yīng)方向進行;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__吸熱___反應(yīng)若溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為__放熱___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)達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。2、分類（1）定溫，定容條件下的等效平衡第一類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)：必須要保證化學(xué)計量數(shù)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(zhì)的量與原來相同。第二類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)：只要反應(yīng)物的物質(zhì)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(yīng)化學(xué)計量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。五、化學(xué)反應(yīng)進行的方向1、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向：（1）熵:物質(zhì)的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為S.單位：J???mol-1?K-1(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。.（3）同一物質(zhì)，在氣態(tài)時熵值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)2、反應(yīng)方向判斷依據(jù)在溫度、壓強一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為：ΔH-TΔS〈0反應(yīng)能自發(fā)進行ΔH-TΔS=0反應(yīng)達到平衡狀態(tài)ΔH-TΔS〉0反應(yīng)不能自發(fā)進行注意：（1）ΔH為負(fù)，ΔS為正時，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進行（2）ΔH為正，ΔS為負(fù)時，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進行第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡一、弱電解質(zhì)的電離平衡1．強、弱電解質(zhì)(1)概念(2)與物質(zhì)類別的關(guān)系①強電解質(zhì)主要包括強酸、強堿和大多數(shù)鹽。②弱電解質(zhì)主要包括弱酸、弱堿、少數(shù)鹽和水。(3)電離方程式的書寫①弱電解質(zhì)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H2CO3電離方程式：H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)，HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)。b．多元弱堿電離方程式一步寫成，如Fe(OH)3電離方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。②酸式鹽a．強酸的酸式鹽完全電離，如NaHSO4電離方程式：NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)。b．弱酸的酸式鹽中酸式酸根不能完全電離，如NaHCO3電離方程式：NaHCO3=Na＋＋HCOeq\o\al(－,3)，HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)。2．電離平衡的建立在一定條件(如溫度、濃度等)下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)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：3．電離平衡的特征二、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(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，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(yīng)的物質(zhì)：電離平衡向右移動，電離程度增大。考點2電離平衡常數(shù)1．表達式(1)對于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，電離平衡常數(shù)K＝eq\f(c（H＋）·c（A－）,c（HA）)。(2)對于一元弱堿BOH：BOHB＋＋OH－，電離平衡常數(shù)K＝eq\f(c（B＋）·c（OH－）,c（BOH）)。2．特點(1)電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，因電離是吸熱過程，所以升溫，K值增大。(2)多元弱酸的各級電離平衡常數(shù)的大小關(guān)系是K1?K2?K3?…，故其酸性取決于第一步。3．意義K值越大，說明弱電解質(zhì)越易電離，其酸(堿)性越強。4．影響因素考點3強、弱電解質(zhì)的比較與判斷一、強、弱電解質(zhì)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的強酸HA與弱酸HBpH均為2的強酸HA與弱酸HBpH或物質(zhì)的量濃度2＝pHHA<pHHB0.01mol·L－1＝c(HA)<c(HB)開始與金屬反應(yīng)的速率HA>HBHA＝HB體積相同時與過量的堿反應(yīng)消耗堿的量HA＝HBHA<HB體積相同時與過量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量HA＝HBHA<HBc(A－)與c(B－)大小c(A－)>c(B－)c(A－)＝c(B－)分別加入固體NaA、NaB后pH的變化HA：不變HB：變大HA：不變HB：變大加水稀釋10倍后3＝pHHA<pHHB3＝pHHA>pHHB>2溶液的導(dǎo)電性HA>HBHA＝HB水的電離程度HA<HBHA＝HB二、強、弱電解質(zhì)的判斷方法(以HA為例)1．從是否完全電離的角度判斷方法1測定一定濃度的HA溶液的pH若測得0.1mol/L的HA溶液的pH＝1，則HA為強酸；若pH>1，則HA為弱酸方法2跟同濃度的鹽酸比較導(dǎo)電性若導(dǎo)電性和鹽酸相同，則為強酸；若比鹽酸弱，則為弱酸方法3跟同濃度的鹽酸比較和鋅反應(yīng)的快慢若反應(yīng)速率相同，則為強酸；若比鹽酸慢，則為弱酸2.從是否存在電離平衡的角度判斷(1)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。(2)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(H＋)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(zhì)，其電離方程式為2H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。2．水的離子積常數(shù)(1)表達式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。室溫下，Kw＝1×10－14。(2)影響因素：只與溫度有關(guān)，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(zhì)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FeCl3、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體系變化條件平衡移動方向Kw水的電離程度c(OH－)c(H＋)酸逆不變減小減小增大堿逆不變減小增大減小可水解的鹽Na2CO3正不變增大增大減小NH4Cl正不變增大減小增大溫度升溫正增大增大增大增大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“<”填空)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－)二、溶液的pH1．定義式：pH＝－lg_c(H＋)。2．溶液的酸堿性與pH的關(guān)系室溫下：3．測量(1)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(biāo)準(zhǔn)比色卡對比，即可確定溶液的pH。(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HnA，設(shè)濃度為cmol/L，c(H＋)＝ncmol/L，pH＝－lgc(H＋)＝－lg(nc)。強堿溶液(25℃)，如B(OH)n，設(shè)濃度為cmol/L，c(H＋)＝eq\f(10－14,nc)mol/L，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lg(nc)。2．混合溶液的pH計算(1)兩種強酸混合：直接求出c(H＋)混，再據(jù)此求pH。c(H＋)混＝eq\f(c1（H＋）V1＋c2（H＋）V2,V1＋V2)。(2)兩種強堿混合：先求出c(OH－)混，再據(jù)Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝eq\f(c1（OH－）V1＋c2（OH－）V2,V1＋V2)。(3)強酸、強堿混合：先判斷哪種物質(zhì)過量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的濃度，最后求pH。c(H＋)混或c(OH－)混＝eq\f(|c（H＋）酸V酸－c（OH－）堿V堿|,V酸＋V堿)?？键c3酸堿中和滴定一、實驗原理利用中和反應(yīng)，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。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黃色酚酞<8.2無色8.2～10.0粉(淺)紅色>10.0紅色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、錐形瓶。2．試劑：標(biāo)準(zhǔn)液、待測液、指示劑、蒸餾水。3．滴定管的選擇試劑性質(zhì)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(zhì)易腐蝕橡膠堿性堿式滴定管堿性物質(zhì)易腐蝕玻璃，致使玻璃活塞無法打開四、實驗操作(以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)1．滴定前的準(zhǔn)備eq\x(檢漏)—檢查滴定管活塞是否漏水↓eq\x(洗滌)—先用蒸餾水“洗”，再用待裝液“潤洗”滴定管↓eq\x(裝、排)—滴定管中“裝”液至0刻度以上，并“排”氣泡↓eq\x(調(diào)、讀)—調(diào)整液面至0或0刻度以下，并讀數(shù)↓eq\x(注、加)—將一定體積的堿液注入錐形瓶，并加指示劑酸式滴定管的查漏：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(zhuǎn)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3．終點判斷當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)液，溶液由紅色變?yōu)闊o色(酚酞作指示劑)，且在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原色，視為滴定終點并記錄標(biāo)準(zhǔn)液的體積。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．?dāng)?shù)據(jù)處理按上述操作重復(fù)2～3次，求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值，根據(jù)c(NaOH)＝eq\f(c（HCl）·V（HCl）,V（NaOH）)計算。五、誤差分析1．原理依據(jù)原理c(標(biāo)準(zhǔn))·V(標(biāo)準(zhǔn))＝c(待測)·V(待測)，所以c(待測)＝eq\f(c（標(biāo)準(zhǔn)）·V（標(biāo)準(zhǔn)）,V（待測）)，因c(標(biāo)準(zhǔn))與V(待測)已確定，因此只要分析出不正確的操作引起V(標(biāo)準(zhǔn))的變化，即分析出結(jié)果。V(標(biāo)準(zhǔn))變大，則c(待測)偏高；V(標(biāo)準(zhǔn))變小，則c(待測)偏低。2．常見誤差以標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定未知濃度的堿溶液(酚酞作指示劑)為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有步驟操作V(標(biāo)準(zhǔn))c(待測)洗滌酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)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錐形瓶用待測溶液潤洗變大偏高錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水不變無影響取液取堿液的滴定管開始有氣泡，讀數(shù)時氣泡消失變小偏低滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失變大偏高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讀數(shù)酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯)變小偏低酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰)變大偏高六、常用量器的讀數(shù)方法1．平視讀數(shù)(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(yīng)與凹液面最低點保持水平，視線與刻度的交點即為讀數(shù)(即“凹液面定視線，視線定讀數(shù)”)。2．俯視讀數(shù)(如圖2)：當(dāng)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(cè)，讀數(shù)高于正確的刻度線位置，即讀數(shù)偏大。3．仰視讀數(shù)(如圖3)：讀數(shù)時，由于視線向上傾斜，尋找切點的位置在液面的下側(cè)，因滴定管刻度標(biāo)法與量筒不同，這樣仰視讀數(shù)偏大。第三講鹽類的水解考點1鹽類的水解及其規(guī)律一、實質(zhì)鹽電離→eq\b\lc\{\rc\}(\a\vs4\al\co1(弱酸的陰離子→結(jié)合H＋,弱堿的陽離子→結(jié)合OH－))→生成弱電解質(zhì)→破壞了水的電離平衡→水的電離程度增大→c(H＋)≠c(OH－)→溶液呈堿性或酸性。二、特點三、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、KNO3NH4Cl、Cu(NO3)2CH3COONa、Na2CO3是否水解否是是水解的離子NHeq\o\al(＋,4)、Cu2＋CH3COO－、COeq\o\al(2－,3)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1．一般要求例如：NH4Cl的水解離子方程式為NHeq\o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋。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：Na2CO3的水解離子方程式為COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－。(2)多元弱堿鹽水解：方程式一步寫完。例如：FeCl3的水解離子方程式為Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。(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“=”“↑”“↓”等。例如：NaHCO3與AlCl3混合溶液反應(yīng)的離子方程式為Al3＋＋3HCOeq\o\al(－,3)=Al(OH)3↓＋3CO2↑?？键c2鹽類水解的影響因素1．內(nèi)因弱酸陰離子、弱堿陽離子對應(yīng)的酸、堿越弱，就越易發(fā)生水解。例如：酸性：CH3COOH>H2CO3eq\o(→,\s\up12(決定),\s\do4())相同條件下相同濃度的NaHCO3、CH3COONa溶液的pH大小關(guān)系為NaHCO3>CH3COONa。2．外因影響因素水解平衡水解程度水解產(chǎn)生離子的濃度溫度升高右移增大增大濃度增大右移減小增大減小(即稀釋)右移增大減小外加酸堿酸弱堿陽離子水解程度減小堿弱酸陰離子水解程度減小考點3鹽類水解的應(yīng)用1．鹽類水解的應(yīng)用應(yīng)用舉例判斷溶液的酸堿性FeCl3溶液顯酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋判斷酸性強弱NaX、NaY、NaZ三種鹽pH分別為8、9、10，則酸性：HX>HY>HZ配制或貯存易水解的鹽溶液配制CuSO4溶液時，加入少量H2SO4，防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶液，加入少量鹽酸；貯存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用磨口玻璃塞膠體的制取制取Fe(OH)3膠體的離子方程式：Fe3＋＋3H2Oeq\o(=,\s\up7(△))Fe(OH)3(膠體)＋3H＋物質(zhì)的提純除去MgCl2溶液中的Fe3＋，可加入MgO、鎂粉、Mg(OH)2或MgCO3泡沫滅火器的原理成分為NaHCO3與Al2(SO4)3，發(fā)生反應(yīng)為Al3＋＋3HCOeq\o\al(－,3)=Al(OH)3↓＋3CO2↑作凈水劑明礬可作凈水劑，原理為Al3＋＋3H2OAl(OH)3(膠體)＋3H＋化肥的使用銨態(tài)氮肥與草木灰不得混用除銹劑NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接時的除銹劑2．鹽溶液蒸干時所得產(chǎn)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(zhì)，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(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(yīng)的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼燒得Al2O3。(3)考慮鹽受熱時是否分解，如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固體受熱易分解，因此蒸干灼燒后分別為Ca(HCO3)2→CaCO3(CaO)；NaHCO3→Na2CO3；KMnO4→K2MnO4和MnO2；NH4Cl→NH3↑＋HCl↑。(4)還原性鹽在蒸干時會被O2氧化，如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。(5)弱酸的銨鹽蒸干后無固體，如NH4HCO3、(NH4)2CO3?？键c4溶液中粒子濃度的大小比較1．注意兩大理論，構(gòu)建思維模型(1)電離理論①弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離產(chǎn)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·H2O)＞c(OH－)＞c(NHeq\o\al(＋,4))。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H2S溶液中：c(H2S)＞c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)。(2)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，故水解后酸性溶液中c(H＋)或堿性溶液中c(OH－)總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)的濃度。如NH4Cl溶液中：c(Cl－)>c(NHeq\o\al(＋,4))>c(H＋)>c(NH3·H2O)。②多元弱酸酸根離子的水解是分步進行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：c(COeq\o\al(2－,3))>c(HCOeq\o\al(－,3))>c(H2CO3)。2．把握三種守恒，明確等量關(guān)系(1)電荷守恒→注重溶液呈電中性溶液中所有陽離子所帶的正電荷總濃度等于所有陰離子所帶的負(fù)電荷總濃度。如NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋2c(COeq\o\al(2－,3))＋c(OH－)。(2)物料守恒→注重溶液中某元素的原子守恒在電解質(zhì)溶液中，粒子可能發(fā)生變化，但變化前后其中某種元素的原子個數(shù)守恒。如0.1mol·L－1NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(COeq\o\al(2－,3))＋c(H2CO3)＝0.1mol·L－1。(3)質(zhì)子守恒→注重分子或離子得失H＋數(shù)目不變在電解質(zhì)溶液中，由于電離、水解等過程的發(fā)生，往往存在質(zhì)子(H＋)的得失，但得到的質(zhì)子數(shù)等于失去的質(zhì)子數(shù)。如Na2S水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移如圖所示：由圖可得Na2S水溶液中質(zhì)子守恒式：c(OH－)＝c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)。質(zhì)子守恒的關(guān)系式也可以由電荷守恒式與物料守恒式推導(dǎo)得到。Na2S水溶液中電荷守恒式為c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)①，物料守恒式為c(Na＋)＝2[c(HS－)＋c(S2－)＋c(H2S)]②，由①式－②式消去沒有參與變化的Na＋，即可得質(zhì)子守恒式：c(OH－)＝c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)。第四講難溶電解質(zhì)的溶解平衡考點1沉淀溶解平衡及其應(yīng)用一、沉淀溶解平衡1．沉淀溶解平衡的概念在一定溫度下，當(dāng)難溶電解質(zhì)溶于水形成飽和溶液時，溶解速率和生成沉淀速率相等的狀態(tài)。2．沉淀溶解平衡的建立固體溶質(zhì)eq\o(,\s\up12(溶解),\s\do4(沉淀))溶液中的溶質(zhì)eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(v溶解>v沉淀，固體溶解,v溶解＝v沉淀，溶解平衡,v溶解<v沉淀，析出晶體))3．沉淀溶解平衡的特點二、影響沉淀溶解平衡的因素1．內(nèi)因：難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)，這是決定因素。2．外因：以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)ΔH>0為例外界條件移動方向平衡后c(Ag＋)平衡后c(Cl－)Ksp升高溫度正向增大增大增大加水稀釋正向不變不變不變加入少量AgNO3逆向增大減小不變通入HCl逆向減小增大不變通入H2S正向減小增大不變?nèi)?、沉淀溶解平衡的?yīng)用1．沉淀的生成(1)調(diào)節(jié)pH法如除去CuCl2溶液中的雜質(zhì)FeCl3，可以向溶液中加入CuO，調(diào)節(jié)溶液的pH，使Fe3＋形成Fe(OH)3沉淀而除去。離子方程式為Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋、CuO＋2H＋=Cu2＋＋H2O。(2)沉淀劑法如用H2S沉淀Cu2＋，離子方程式為H2S＋Cu2＋=CuS↓＋2H＋。2．沉淀的溶解(1)酸溶解法如CaCO3溶于鹽酸，離子方程式為CaCO3＋2H＋=Ca2＋＋H2O＋CO2↑。(2)鹽溶液溶解法如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，離子方程式為Mg(OH)2＋2NHeq\o\al(＋,4)=Mg2＋＋2NH3·H2O。(3)配位溶解法如AgCl溶于氨水，離子方程式為AgCl＋2NH3·H2O=[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O。3．沉淀的轉(zhuǎn)化(1)實質(zhì)：沉淀溶解平衡的移動。如MgCl2溶液eq\o(→,\s\up12(加入NaOH（少量）),\s\do4())Mg(OH)2eq\o(→,\s\up12(加入FeCl3),\s\do4())Fe(OH)3，則溶解度：Mg(OH)2>Fe(OH)3。(2)規(guī)律一般說來，溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化成溶解度更小的沉淀容易實現(xiàn)，沉淀的溶解度差別越大，越容易轉(zhuǎn)化。(3)應(yīng)用鍋爐除垢：將CaSO4轉(zhuǎn)化為CaCO3，離子方程式為CaSO4＋COeq\o\al(2－,3)=CaCO3＋SOeq\o\al(2－,4)。礦物轉(zhuǎn)化：CuSO4溶液遇ZnS轉(zhuǎn)化為CuS，離子方程式為ZnS＋Cu2＋=CuS＋Zn2＋。考點2溶度積常數(shù)及其應(yīng)用1．溶度積和離子積以AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)為例：溶度積離子積概念沉淀溶解的平衡常數(shù)溶液中有關(guān)離子濃度冪的乘積符號KspQc表達式Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的濃度都是平衡濃度Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的濃度是任意時刻的濃度應(yīng)用判斷在一定條件下沉淀能否生成或溶解(1)Qc>Ksp：溶液過飽和，有沉淀析出(2)Qc＝Ksp：溶液飽和，處于平衡狀態(tài)(3)Qc<Ksp：溶液未飽和，無沉淀析出2.Ksp的影響因素(1)內(nèi)因：難溶物質(zhì)本身的性質(zhì)，這是主要決定因素。(2)外因①濃度：加水稀釋，平衡向溶解方向移動，但Ksp不變。②溫度：絕大多數(shù)難溶鹽的溶解是吸熱過程，升高溫度，平衡向溶解方向移動，Ksp增大。③其他：向平衡體系中加入可與體系中某些離子反應(yīng)生成更難溶物質(zhì)或更難電離物質(zhì)或氣體的離子時，平衡向溶解方向移動，但Ksp不變。第四章化學(xué)反應(yīng)與電能

知識點總結(jié)

1、原電池的工作原理

(1)原電池的概念：

把化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)殡?/p>