高中化學(xué)原理每周知識(shí)點(diǎn)回顧

原理每周知識(shí)點(diǎn)回顧

班級(jí)：姓名：

一、原電池、電解池的比較

原電池電解池

化學(xué)原理自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)（一般性）非自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)

本質(zhì)化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能

裝置判斷有外接電源

負(fù)極：還原性較強(qiáng)的電極或電子流出

陽(yáng)極：與直流電源正極相連的電極

電極判斷的電極

陰極：________________________

正極：________________

負(fù)極：負(fù)極材料本身或還原劑失去電陽(yáng)極：發(fā)生氧化反應(yīng)，即陽(yáng)極金屬或

電極上發(fā)子，發(fā)生氧化反應(yīng)溶液中的陰離子失去電子的反應(yīng)

生的反應(yīng)正極：________________________陰極：________________________

電解池陽(yáng)極f電源正極

電子流向負(fù)極一外電路一正極

電流方向正極一外電路一負(fù)極

電源正極f電解池陽(yáng)極

離子流向陽(yáng)離子f正極陰離子一_______陽(yáng)離子f陰極陰離子一________

二、幾個(gè)應(yīng)該掌握的方程式

電解池中：（以惰性材料作電極）通電

①CuSCh溶液：2CUSO4+2H^===

②NaCl溶液：2NaCl+2H2O====

③AgNCh溶液：4AgN%星氏0====

④CuCL溶液：CuCL=通看Cu+CLt

⑤Na2sCh溶液：2H2。=====2氏t+O2t（電解NaOH溶液和稀H2SO4同樣）

原電池中:

?CH4+O2——OH

負(fù)：CH4+10OH-==正：2O2+4H2O+8e==8OH-

2

總：CH4+2O2+2OH==CO3+3H2O

1

②CH4+O2——H+

負(fù)：CH4+2H2O====正：2O2+8H++8e==4%0

總：CH4+2O2===CO2+2H2O

③CH3OH+O2——OH

負(fù)：CH3OH+8OH===正：O2+2H2O+4e==4OH

2

總：CH3OH+O2+2OH==CO3+3H2O

④CH3OH+O2——H+

+

負(fù)：CH3OH+H2O====正：O2+4H+4e==2H2O

總：2CH3OH+3O2==2CO2+4H2O

三、△!!的計(jì)算方法及正負(fù)判斷

①△!!=的鍵能一的鍵能②蓋斯定律的運(yùn)用

③當(dāng)T升高，平衡常數(shù)K增大時(shí)，AH—O

當(dāng)T升高，平衡常數(shù)K減小時(shí)，△1!_()

四'幾個(gè)細(xì)節(jié)

1

1.關(guān)于工業(yè)合成氨的反應(yīng)N2(g)+3H2(g)12NH￡g)AH=-92.4kJ?mol-

既要提高NH3的產(chǎn)率，又要加快化學(xué)反應(yīng)速率，可采取的辦法有：①減壓②加壓③

升溫④降溫⑤及時(shí)從平衡混合物中分離出N%⑥補(bǔ)充N2或H2⑦加催化劑⑧減

小N2或H2的量，其中可行的是關(guān)于上述反應(yīng)，平衡后下列說(shuō)法正確的是()

A.恒T恒容，充入N2,變大

B.恒T恒容，按原比例充入N2和H2,a*與均變大

C.恒T恒容，充入He,速率不變，平衡不移動(dòng)

D.恒T恒壓，充入He,速率變小，平衡左移

E.恒T恒容時(shí)，氣體的密度不變時(shí)則該反應(yīng)已達(dá)平衡

F.恒T恒容時(shí)，氣體的壓強(qiáng)不變時(shí)則該反應(yīng)已達(dá)平衡

G.恒T恒容時(shí)，氣體的平衡摩爾質(zhì)量不變時(shí)該反應(yīng)已達(dá)平衡

H.當(dāng)VH2=3VN2時(shí)，該反應(yīng)已達(dá)平衡

I.當(dāng)V正(H2)=3v迪(N2)時(shí)，該反應(yīng)已達(dá)平衡

++

2.NaHCO3溶液中各離子濃度大小關(guān)系：c(Na)>c(HCO3)>c(OH)>c(H)

該溶液中的電荷守恒關(guān)系為：___________________________________

該溶液中的物料守恒關(guān)系為：___________________________________

2

該溶液中的質(zhì)子守恒關(guān)系為：C(H2CO3)+C(H+)=C(CO3*)+C(OIT)

該溶液顯堿性的原因：HCO3-IH++CO32-HCO3+H2O^H2CO3+OH

因?yàn)樗怨嗜芤猴@堿性

3.同濃度的Na2cCh、NaHCOa、CH3coONa三種溶液的pH大小關(guān)系為：Na2cCh

>>___________

4.同pH的Na2cO3NaHCOjCH3coONa三種溶液的濃度大小關(guān)系為：

C(CH3COONa)>>

△KI=_

N2(g)+3H2(g)一2N%(g)Hi

工N2(g)+：H2(g)^^NH3(g)

△H2K=_

222

((△H

2NH3(g)—N2g)+3H2g)3K3=_

上述三個(gè)方程式中△!!之間的關(guān)系為：△HI=24H2；AHI=-AH3

2

上述三個(gè)方程式中△!<之間的關(guān)系為：K!=K2；KI?K3=l

7.常溫下：

a.等C等V的HC1和NH3比2?；焓?溶液顯,離子濃度大小關(guān)系為[C1-]>[NH4+]

>[H+]>[OH]

b.pH=2的HC1和pH=12的NH3?H2O等體積混合，溶液顯離子濃度大小關(guān)

系：[NH力>

c.一定濃度的HC1和一定濃度的NH3?H2O等體積混合，要使溶液顯中性，則混合

液中[NH4+]=[C1],混合前C(HC1)C(NH3?H2O)

d.0.2mol?L”的NH3?H2O與O.lmol?L“HC1等體積混合，則混合溶液顯堿性，混

合液中的物料守恒關(guān)系為C(NH3?H2O)+=

注：與上述情況類似的是CH3COOH和NaOH混合。

五,電解原理的應(yīng)用

1.氯堿工業(yè)(電解飽和食鹽水制取C12、%和燒堿):

2.銅的電解精煉(粗銅中含有Zn、Fe、Ni、Au、Ag等雜質(zhì))

陽(yáng)極(用粗銅)：_______________________________

陽(yáng)極泥：金、銀、鉗等金屬雜質(zhì)，

陰極(用純銅)：_______________________________

電解質(zhì)溶液用CuSO4或CuCL溶液。長(zhǎng)時(shí)間電解后，電解質(zhì)溶液必須補(bǔ)充。

3.電鍍

3

陰極：陽(yáng)極：電解質(zhì)溶液(作為電

鍍液)：含鍍層金屬離子的可溶性鹽溶液。電鍍時(shí)，理論上電解質(zhì)溶液的濃度保持不變。

4.電解法冶煉滔潑金屬

(1)冶煉鈉：2ZaCl(熔砒+t;

(2)冶煉鎂：MgCH2(熔融)=^^=IVIg+Cl2t:

(3)冶煉鋁：2AI2O3=^^==4Al-4-3O2t；

5.電解原速防■護(hù)金屬鹿蝕

將被防護(hù)的金屬與直通電源的我極相逢。

六、鐵的電化學(xué)腐蝕

吸氧腐蝕析氫腐蝕

條件水膜呈中性或_弱酸性水膜呈酸性

正極反應(yīng)+

4H+4e-—*2H2t

負(fù)極反應(yīng)

總反應(yīng)+2+

Fe+2H===Fe+H2t

七.金屬的電化學(xué)防護(hù)：

⑴犧牲陽(yáng)極的陰極保護(hù)法：

保護(hù)鐵，鐵作極，鋅作極。

(2)外加電流的陰極保護(hù)法：

外加直流電源，使被保護(hù)金屬與電源的極相連。

【特別提醒】(1)負(fù)極本身不一定都參加反應(yīng),如燃料電池中，

作為負(fù)極的材料本身并不參加反應(yīng)。

(2)不注意電解質(zhì)溶液的成分，容易誤導(dǎo)電極反應(yīng)式，如A1負(fù)板，

在酸性溶液中生成AF+,在堿性溶液中生成[A1(OH)4]-。

(3)電子從負(fù)極經(jīng)夕卜電路流向正極，但電子不能通過(guò)電解液，是

通過(guò)陰陽(yáng)離子的移動(dòng)形成閉合電路。

(4)用總電極反應(yīng)減去一極的電極反應(yīng)時(shí)，須在兩式電子轉(zhuǎn)移數(shù)

相等的前提下迸行。

八、解答化學(xué)平衡問(wèn)題需注意的問(wèn)題

4

(1)分析化學(xué)平衡移動(dòng)的一般思路。

速率不變(女口容積不變

時(shí)充入不參與反應(yīng)的氣體)

改變程度相［司「I使用催化劑卜

w(lE)=氣體體積不變的

速反應(yīng)改變壓強(qiáng)

率一

改d濃度變面］D(正)＞。(逆)

變改變程度不同

T壓強(qiáng)變化；-平衡正向移動(dòng)

口(正)#逆)

4溫度變化P鬻。(正)v

平衡逆向移動(dòng)

(2)化學(xué)平衡問(wèn)題中的“三不混同”。

①不要將平衡的移動(dòng)和速率的變化混同起來(lái)。如化學(xué)反應(yīng)速率改變，平衡不一定發(fā)生

移動(dòng)，但平衡發(fā)生移動(dòng)，化學(xué)反應(yīng)速率一定改變；不能認(rèn)為平衡正向移動(dòng)一定是v(正)加快,

v(逆)減慢等。

②不要將平衡的移動(dòng)和濃度的變化混同起來(lái)。如不能認(rèn)為平衡正向移動(dòng)時(shí)，反應(yīng)物濃

度一定減少，生成物濃度一定增加等。

③不要將平衡的移動(dòng)和反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率混同起來(lái)。不能認(rèn)為平衡正向移動(dòng)時(shí)，反應(yīng)物

的轉(zhuǎn)化率一定提高。

九、化學(xué)反應(yīng)速率

1.牢記1個(gè)表達(dá)式：等。

2.掌握1條規(guī)律：對(duì)于可逆反應(yīng)/nA(g)+nB(g)〃C(g),

v(A)：v(B)：v(C)=An(A)：An(B)：An(C)=Ac(A)：Ac(B)：Ac(C)

=m:n:〃。

3.理解影響化學(xué)反應(yīng)速率的5個(gè)因素：增大反應(yīng)物濃度、增大

氣體反應(yīng)物壓強(qiáng)、升高溫度、使用催化劑、增大反應(yīng)物表面積，化

學(xué)反應(yīng)速率均增大。

4.熟記1個(gè)圖像:

E。一活化能

E'。一逆反應(yīng)活化能

5

&H=Ea—E'a=Ea'c-E'a-c

十,有關(guān)化學(xué)反應(yīng)速率的易錯(cuò)點(diǎn)

（1）化學(xué)反應(yīng)速率是某一段時(shí)間內(nèi)的平均速率，而不是瞬時(shí)速率。

（2）進(jìn)行化學(xué)反應(yīng)速率的相關(guān)計(jì)算時(shí)，錯(cuò)誤地用某物質(zhì)的物質(zhì)的量代替物質(zhì)的量濃度計(jì)

算，速率大小比較時(shí)易忽視各物質(zhì)的速率的單位是否一致，單位書寫是否正確。

（3）錯(cuò)誤地認(rèn)為純固體和純液體不會(huì)改變化學(xué)反應(yīng)速率，實(shí)際上不能用純固體和純液體

物質(zhì)的變化表示化學(xué)反應(yīng)速率，但若將固體的顆粒變?。ㄔ龃蠊腆w的接觸面積）則化學(xué)反應(yīng)

速率會(huì)加快。

（4）錯(cuò)誤地認(rèn)為只要增大壓強(qiáng)，化學(xué)反應(yīng)速率一定增大；實(shí)際上反應(yīng)在密閉固定容積的

容器中進(jìn)行，若充入氮?dú)猓ɑ虿粎⑴c反應(yīng)的氣體），壓強(qiáng)增大，但參與反應(yīng)的各物質(zhì)的濃度

不變，反應(yīng)速率不變；若反應(yīng)在密閉容積可變的容器中進(jìn)行，充入氮?dú)猓ɑ虿粎⑴c反應(yīng)的氣

體）而保持壓強(qiáng)不變，相當(dāng)于壓強(qiáng)減小，反應(yīng)速率減小。

（5）不能正確區(qū)分外界條件對(duì)可逆反應(yīng)的正、逆反應(yīng)速率的影響趨勢(shì)。如對(duì)V0的

反應(yīng)升高溫度，平衡逆向移動(dòng)，正、逆反應(yīng)速率都增大，并不是只增大逆反應(yīng)速率，只是

逆反應(yīng)速率增大的程度大于正反應(yīng)速率；工業(yè)合成氨中，移出部分氨氣（平衡右移），正逆

反應(yīng)速率都減小，并不是增大了正反應(yīng)速率。

十一、等效平衡的解決思路（平衡時(shí)各物質(zhì)的百分含量相同）

①恒溫恒容下

a.反應(yīng)前后，氣體的化學(xué)計(jì)量數(shù)不同（即△vWO）,“極值轉(zhuǎn)化”后數(shù)值相同即為等效

如Ni(g)+3H2(g)2NH3(g)

起始I/mol130

起始II/molabc

等效條件：a+0.5c=l(b+L5c)=3

b.反應(yīng)前后，氣體的化學(xué)計(jì)量數(shù)相同（即Av=0）,“極值轉(zhuǎn)化”后數(shù)值相同即為等效

同①的起始I和起始II,其等效條件：（a+0.5c）/（b+L5c）=l:3

②恒溫恒壓下，△vNO和Av=（）都是比值相同即為等效。

2.常見的平衡圖像

以反應(yīng)znA（g）+〃B（g）=#?C（g）+qD（g）,m+">p+q且A">0為例

（1）0”圖像

i?（IE）[巴氏"（正）=W逆）

VJE）=^（逆）1

----逆）

增大c（A）’升高溫度'

足學(xué)&正）="（逆）?,+%'（正逆）

!--------------6

逆）

增大壓強(qiáng)加催化劑

。是在6的Q上加AJE假的

十三、

(1)注意區(qū)分溶液組成和性質(zhì)的關(guān)系

酸性溶液不一定是酸溶液，堿性溶液不一定是堿溶液。

(2)溫度相同、pH相同的溶液對(duì)水的電離程度影響并不一定相同。如pH=3的鹽酸和

NH4C1溶液，前者抑制水的電離，后者反而促進(jìn)水的電離；pH=10的NaOH溶液和

CH3coONa溶液，前者抑制水的電離，后者反而促進(jìn)水的電離。

(3)常溫時(shí)，由水電離產(chǎn)生的c(H+)V10-7mol/L的溶液，因水的電離受到抑制，可能

是酸性溶液也可能是堿性溶液。

者向二溶液酸堿性的判斷

1.由溶液中c(H+)、c(QH-)的關(guān)系判斷

酸性：c(H+)>c(OHi)或

中性：C(H+)=C(OH-)SK1^^=1

碘性：C(HL+)VC(QH-)或噂獲吉VI

2.由溶液的pH判斷(25-C)

酸性：pH<7,中性：pH=7,堿性：pH>7

3.不能理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律

溶液稀釋前溶液pH稀釋后溶液pH

強(qiáng)酸加水稀釋到pH=a+〃

酸pH=a

弱酸體積為原來(lái)aVpHVa+〃

強(qiáng)堿的10"倍pH=Z1-n

堿pH=b

弱堿b-nVpHVb

常溫下任何酸或堿溶液無(wú)限稀釋時(shí)，溶液的pH都不可能大于7

或小于7,只能接近7。

誤區(qū)警示——弱電解質(zhì)電離的十種常見誤區(qū)

1.酸的強(qiáng)弱與導(dǎo)電能力不一定一致，不能誤認(rèn)為強(qiáng)酸溶液的導(dǎo)

電能力一定強(qiáng)。溶液的導(dǎo)電能力決定于溶液電荷濃度。

2.中和堿的能力易混淆兩個(gè)前提條件，同體積同物質(zhì)的貴濃度

的兩種酸比較與同體積同pH的兩種酸比較，結(jié)果不同。

3.同pH的兩種酸與活潑金屬反應(yīng)時(shí)易混淆開始產(chǎn)生H2的速率

與整個(gè)過(guò)程速率O

4.誤認(rèn)為不穩(wěn)定性、揮發(fā)性、易溶性是判斷強(qiáng)弱酸的依據(jù)。

5.強(qiáng)酸制弱酸的復(fù)分解反應(yīng)一定能進(jìn)行，但能進(jìn)行的復(fù)分解反

應(yīng)不一定符合強(qiáng)酸制弱酸，如H2S+CUSO4=CUSI+H2SO4O

6.弱電解偵電離方程式應(yīng)用“”，不能用“一”。

7.弱電解質(zhì)稀溶液稀釋過(guò)程中，溶液中離子濃度不一定減小，

如弱酸稀釋時(shí)，溶液中c(OH-)增大。

8.弱電解質(zhì)電離平衡右移，電離平衡常數(shù)不一定不變，如加熱

時(shí)，電離平衡右移，電離平衡常數(shù)增大。

9.醋酸溶液中加入CH3coONa,抑制醋酸的電離。不能誤認(rèn)

為CH3coONa水解呈堿，促進(jìn)醋酸的電離。

10.對(duì)弱酸溶液，誤認(rèn)為電離常數(shù)越大，溶液的酸性越強(qiáng)，這

是缺少“相同溫度、相同濃度”這個(gè)條件所致。

-+

舉例說(shuō)明如下，U4CH3COOH=5=^CH3COOH-H為例：

平衡電離

改變C導(dǎo)電

(CH3C(CH3C

移動(dòng)w(H+)c(H+)程度Ka

條件COO-)OOH)能力

方向(a)

加水稀釋向右增大減小減小減小增大減弱不變

加入少■:

向右增大增大增大增大減小增強(qiáng)不變

冰醋酸

通入

向左增大增大減小增大減小增強(qiáng)不變

HCl(g)

力口入

問(wèn)右減小減小增大減小增大增強(qiáng)不變

NaOH(s)

加入

減小減小增大增大減小增強(qiáng)

CH3COO向左不變

Na(s)

力口入鎂粉問(wèn)名減小減小增大減小增大增強(qiáng)不變

升離溫度向右增大增大增大減小增大增強(qiáng)瑞女

工特別提醒】若溫度不變，改變影響CH3CQCH電離的算他

條件時(shí)，Kw不變，［H+］與［?？?］成反比。

(3)多元弱堿陽(yáng)離子的水解方程式一步寫完，如：FeCb的水解離

3++

子方程式：Fe+3H2OFe(OH)3+3Ho

(4)若陰、陽(yáng)離子水解相互促進(jìn)，由于水解程度較大，書寫時(shí)要

用“一，，、"f”、“I”等，如：NaHCCh與A1CL混合溶液的反

3+

應(yīng)離子方程式：A1+3HCO3=A1(OH)3I+3CO2t。

二、鹽類水解的影響因素

1.內(nèi)因---鹽本身的性質(zhì)

(1)陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿越弱，其水解程度就,溶液酸性越

(2)陰離子對(duì)應(yīng)的酸越弱，其水解程度就越溶液堿性越

2.(1)溫度：升高溫度，水解平衡向_移動(dòng)，水解程度-

(2)濃度：①增大鹽溶液的濃度，水解平衡向_移動(dòng)，水解程度

，但水解產(chǎn)生的離子濃度;加水稀釋，水解平衡向—移動(dòng),

水解程度,但水解產(chǎn)生的離子濃度o

②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c(OHD，促進(jìn)強(qiáng)酸弱堿鹽的水解，抑制強(qiáng)堿弱酸鹽的水解。

鹽類水解原理應(yīng)用十條

應(yīng)用舉例原囪解釋

+

NH14-H2oNH3H2O4-H

化肥的合理使用，如錢態(tài)

COi-+HOHCO7+OH-

氮肥不能與草木茨(主要2

兩平衡相互促進(jìn)，N%逸出，肥

成分K2co3)混用

效降低

COi-4-HOHCOa+OH-

熱的純堿液去污能力強(qiáng)2

溫度升高，平衡右移，堿性增強(qiáng)

易水解鹽溶液的配制，如

3++

Fe4-3H2OFe(OH)3+3H[H

配制FeCh溶液時(shí)常加少

+]增大，抑制Fe3+水解

量稀鹽酸

3++

Al4-3H2OA1(OH)3+3H

物質(zhì)的制備，如Al2s3不S2+H2OHS-+OH-

能用濕法制備兩水解平衡相互促進(jìn)，生成A1(OH)3

和H2S,得不到Al2s3

某些試劑的實(shí)驗(yàn)室貯存，CO打+H2OHCO74-OH-,OH

如Na2cCh溶液不能用帶一與玻璃中SiO2生成硅酸鹽，使瓶頸

玻璃容的試劑瓶貯存與瓶塞黏結(jié)

3++

Al4-3H2OA1(OH)3+3H

泡沫滅火器中的藥劑使用

HCO74-H2OH2co3+0H-

AI2(SO4)3和NaHCO3兩水解平衡相互促進(jìn)，產(chǎn)生大■的

co2

3++

Al4-3H2OA1(OH)3+3H

用鹽(鐵鹽、鋁鹽)作凈水

AI(OH)膠體吸附水中懸浮物等雜

劑，如明研凈水3

質(zhì)

較活潑金屬與鹽溶液作用

+

NH|+H2ONH3-H2O+H

產(chǎn)生H2,如Mg和NH4C1

+2+

Mg4-2H=Mg4-H2t

溶液

混合鹽溶液的除雜和提純，如

3++

用MgOI或Mg(OH)2或Fe4-2H2OFe(OH)3-f-3H

+2+

MgCCh］除去MgCl2溶液中的MgO+2H=Mg+2H2O

FeCb雜質(zhì)

無(wú)水鹽的制備，如A1C1晶體、

33++

Al4-3H2OA1(OH)3+3H

FeCl,晶體需在HC1氣泵中加

HC1氣氛抑制AU+的水解

熱失水得到其無(wú)水鹽

鹽溶液除銹，如NH4cl(或

+

NHj+H2ONH3-H2O+H

ZnCb)溶液可除去金屬表面

氧化物和H+反應(yīng)而溶解

的氧化物

規(guī)律方法——鹽溶液蒸干后產(chǎn)物的判斷

1.金屬陽(yáng)離子易水解的揮發(fā)性強(qiáng)酸鹽蒸干得到氫氧化物，該氫

氧化物受熱分解為相應(yīng)的氧化物，如FeCb、AlCb等。

FeCl3+3H2O=^=Fe(OH)3I+3HC1t

2Fe(OH)3=^=Fe2O34-3H2O

2.金屬陽(yáng)離子易水解的難揮發(fā)性強(qiáng)酸鹽蒸干得到原物質(zhì)，如

Fe2(SO4)3、A12(SO4)3等。

3.酸根陰離子易水解的強(qiáng)堿鹽蒸干得到原物質(zhì)，如Na2cCh等

10

4.NH4HCO3.(NH4)2CO3水解，蒸干后得不到固體物質(zhì)。

NH4HCO3+H2ONH3-H2O-1-H2CO3

NH3-H2O=^=NH3f4-H2O

H2CO3=^=CO2t+H2O

5.不穩(wěn)定的化合物水溶液，加熱時(shí)在溶液中就能分解，也得不

到原物質(zhì)，如Ca(HCO3)2溶液蒸干得到CaCO3,而Mg(HCO3)2

液蒸干后得到Mg(OH)2o

Ca(HCO3)2=^=CaCO3+H2O+CO2t

Mg(HCO3)2=^=Mg(OH)2H-2CO2t

6.易被氧化的物質(zhì)蒸干后得不到原物質(zhì)，如FeSO4.Na2SO3

分別得到Fe2(SO4)3Na2so4。

鹽類水解的規(guī)律：有弱才水解，,越弱越水解，,

同強(qiáng)顯中性。

考向一水的電離

1.影響水電高的因索

平衡移

條件改變c(OH-)c(H+)Kw

動(dòng)方向

加HCI向左減小增大不變

NaOH(s)向左增大減小不交

升溫向右增大增大增大

加Na2c€>3向右增大減小不變

【特別提醒】(1)溶度積曲線上的點(diǎn)表示該條件下，達(dá)到溶解

與沉淀平衡狀態(tài)；在曲線下方的點(diǎn)表示該溫度下未達(dá)到平衡；在曲線

上方的點(diǎn)表示過(guò)飽和狀態(tài)。

(2)對(duì)于陰陽(yáng)離子比例不同的物質(zhì)，不能根據(jù)溶度積直接比較離

子濃度，而應(yīng)代入數(shù)據(jù)計(jì)算。

(3)涉及2的計(jì)算時(shí)，易忽視等體積混合后離子的濃度均減半而

使計(jì)算出錯(cuò)。故離子濃度一定是混合溶液中的離子濃度，所代入的溶

液體積也必須是混合液的體積。

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（2）常見誤差

以標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定未知濃度的堿溶液（酚猷作指示劑）為例，常見

的因操作不正確而引起的誤差有：

步驟操作

VACB

酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)酸溶液潤(rùn)洗交大偏高

堿式滴定管未用待測(cè)溶液潤(rùn)洗變小偏低

洗滌

錐形瓶用待測(cè)溶液潤(rùn)洗變大偏高

錐形瓶洗凈后還留有蒸儲(chǔ)水不變無(wú)影響

放出堿液的滴定管開始有氣泡，放

取液變小偏低

出液體后氣泡消失

酸式湎定管滴定前有氣泡，湎定終

變大偏高

點(diǎn)時(shí)氣泡消失

振蕩錐形瓶時(shí)部分液體派出變小偏低

滴定

部分酸液湎在錐形瓶外變大偏高

溶液顏苞較淺時(shí)滴入酸液過(guò)快，停

變大偏高

止淌定后反加一滴堿液顏色無(wú)變化

酸式滴定管清定前讀數(shù)正確，滴定

變小偏低

后俯視讀數(shù)（或前仰后俯）

讀數(shù)

酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定

變大偏高

后仰視讀數(shù)（成前俯后仰）

精要總結(jié)——試紙的使用、指示劑的使用

1.化學(xué)實(shí)驗(yàn)中試紙的種類很多，常用于各種氣體或溶液性質(zhì)的

檢驗(yàn)和測(cè)定。中學(xué)化學(xué)實(shí)驗(yàn)常用的試紙主要有pH試紙，碘化鉀淀粉

試紙，紅色石蕊試紙，藍(lán)色石蕊試紙等。

（1）各種試紙的使用范圍

①pH試紙，它可用于粗略地測(cè)定溶液酸堿性的相對(duì)強(qiáng)弱。

②碘化鉀淀粉試紙，它可用于定性地檢驗(yàn)氧化性物質(zhì)的存在或

氧化性氣體收集時(shí)的驗(yàn)滿o

③紅色石蕊試紙，可用于定性檢驗(yàn)堿性氣體、堿性溶液和堿性

氣體收集時(shí)的驗(yàn)滿。

④藍(lán)色石蕊試紙，可用于定性地檢驗(yàn)酸性氣體、酸性溶液和酸

性氣體收集時(shí)的驗(yàn)滿。

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2.滴定實(shí)驗(yàn)不僅有中和滴定，而且高考試卷中還經(jīng)常遇到氧化

還原反應(yīng)滴定，不同反應(yīng)的滴定選用的指示劑不同，還有的滴定由

于反應(yīng)自身有顏色變化而無(wú)需指示劑，常見的指示劑如下

酚?！饕m用于酸堿完全反應(yīng)后溶液顯中性或弱堿性

甲基橙——主要運(yùn)用于酸堿完全反應(yīng)后溶液顯弱酸性

淀粉——主要適用于“間接碘量法”測(cè)定氧化性物質(zhì)的量（質(zhì)

量、含量等）其原理是氧化劑+KI-b，L+2S2O歹邈揖SQ「+

21-,溶液藍(lán)色消失，恰好完全反應(yīng)。，通過(guò)S2O：-的消耗量能確定氧

化劑的量。

自身可作指示劑——KMnO4溶液參加的氧化還原反應(yīng)滴定

注意：在中和滴定中，石蕊