人教版高中化学选修4全册知识点及经典练习.doc

高二化学教学资料（第一章 化学反应与能量）一、焓变 反应热 1反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2焓变(H)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）符号： H （2）单位：kJ/mol 3.产生原因：化学键断裂吸热 化学键形成放热放出热量的化学反应。(放热吸热) H 为“-”或H 放热）H 为“+”或H 0 常见的放热反应：所有的燃烧反应 酸碱中和反应 大多数的化合反应 金属与酸的反应 生石灰和水反应 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 常见的吸热反应： 晶体Ba(OH)28H2O与NH4Cl 大多数的分解反应 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:热化学方程式必须标出能量变化。热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示） 热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数各物质系数加倍，H加倍；反应逆向进行，H改变符号，数值不变三、燃烧热1概念：25 ，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。注意以下几点：研究条件：101 kPa 反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。燃烧物的物质的量：1 mol 研究内容：放出的热量。（Hb3、下列说法正确的是()。A.任何化学反应都伴随着能量的变化B.1 mol H2SO4和1 mol Ba(OH)2完全反应所放出的热量称为中和热C.在101 kPa时,1 mol碳燃烧放出的热量就是碳的燃烧热D.在化学反应中需要加热的反应一定是吸热反应4、在常温常压下已知:4Fe(s)+3O2(g)= 2Fe2O3(s)H14Al(s)+3O2(g)= 2Al2O3(s)H22Al(s)+Fe2O3(s)= Al2O3(s)+2Fe(s)H3则H3与H1和H2间的关系正确的是()。A.H3=(H1+H2) B.H3=H2-H1 C.H3=2(H1+H2) D.H3=(H2-H1)5、能正确表示下列反应的离子方程式是( )A.金属铝溶于稀硫酸中：Al+2H+=Al3+H2B.碳酸钙溶于稀硝酸中：CO+2H+=H2O+CO2C.醋酸钠水溶液中通入足量CO2：2CH3COO+CO2+H2O=2CH3COOH+COD.少量Cl2通入KI溶液中：Cl2+2I=2Cl+I26、已知在101 kPa时:CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g)H=-820 kJmol-1,则下列说法中正确的是()。A.反应过程中的能量变化关系可用上图表示 B.CH4的燃烧热是820 kJC.11.2 L(标准状况下)CH4完全燃烧生成气态水时放出410 kJ热量D.该反应发生断裂的化学键只有极性键7、设NA为阿伏加德罗常数的值,下列叙述正确的是( ) A. 在18 g18O2中含有NA个氧原子 B.1 mol羟基中电子数为10NAC.在反应KIO3+6HI=KI+3I2+3H2O中,每生成3 mol I2转移的电子数为6NAD.常温常压下,22.4 L乙烯中CH键数为4NA8、在C(s)+CO2(g)= 2CO(g)反应中,可使反应速率增大的措施是()。升高温度增加碳的量恒容通入CO2恒压下充入N2恒容下充入N2恒容通入COA. B. C. D.9、生活里和化学实验中采取的很多措施都是与反应速率有关的,下列采取的措施及其为了减慢反应速率的是()。A.实验室制H2加少量胆矾，控制反应速率 B.向工业橡胶中加入硫C.实验室通常将两种块状或颗粒状的固体药品研细,并混合均匀再进行反应D.实验室用KClO3制氧气常加入MnO2作催化剂10、对于化学反应3W(g)+2X(g)=4Y(g)+3Z(g)，下列反应速率关系中，正确的是( )A.v(W)=3v(Z)B.2v(X)=3v(Z)C.2v(X)=v(Y)D.3v(W)=2v(X二、非选择题15、(12分)（1）(6分)反应A(g)+B(g)= C(g)+D(g)过程中的能量变化如下图所示,回答下列问题。该反应是(填“吸热”或“放热”)反应。 反应体系中加入催化剂对反应热是否有影响?,原因是 。 (2)已知有一组数据：破坏1mol氢气中的化学键需要吸收436kJ能量；破坏1/2mol氧气中的化学键需要吸收249kJ的能量；形成水分子中1 molHO键能够释放463kJ能量。下图表示氢气和氧气反应过程中能量的变化，请将图中、的能量变化的数值，填在下边的横线上。 kJ kJ kJ16(12分)（1） (4分)氨气催化氧化生产硝酸,硝酸厂常用催化还原法处理尾气:催化剂存在时用H2将NO2还原为N2。已知:2H2(g)+O2(g)= 2H2O(g)H=-483.6 kJmol-1N2(g)+2O2(g)= 2NO2(g)H=+67.7 kJmol-1则H2还原NO2生成水蒸气反应的热化学方程式是 。（2）(8分)氮气和氢气合成氨是化学工业中极为重要的反应,其热化学方程式可表示为:N2(g)+3H2(g)= 2NH3(g)H=-92 kJmol-1。请回答下列问题:取1 mol N2(g)和3 mol H2(g)放在一密闭容器中,在催化剂存在时进行反应,测得反应放出的热量92 kJ(填“大于”“等于”或“小于”),原因是;若加入催化剂,H (填“变大”“变小”或“不变”)。已知:分别破坏1 mol NN键、1 mol HH键需要吸收的能量为:946 kJ、436 kJ,则破坏1 mol NH键需要吸收的能量为kJ。高二化学教学资料（第二章 化学反应速率与化学平衡）一、化学反应速率1. 化学反应速率（v） 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 计算公式：v=c/t（：平均速率，c：浓度变化，t：时间）单位：mol/（Ls） 影响因素： 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素） 条件因素（外因）：反应所处的条件2.注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。 （2）、惰性气体对于速率的影响 恒温恒容时：充入惰性气体总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变反应速率不变 恒温恒体时：充入惰性气体体积增大各反应物浓度减小反应速率减慢二、化学平衡（一）1.定义：化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。2、化学平衡的特征逆（研究前提是可逆反应） 等（同一物质的正逆反应速率相等） 动（动态平衡） 定（各物质的浓度与质量分数恒定） 变（条件改变，平衡发生变化） 3、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据例举反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)混合物体系中各成分的含量各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡各物质的质量或各物质质量分数一定平衡各气体的体积或体积分数一定平衡总体积、总压力、总物质的量一定不一定平衡正、逆反应速率的关系在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V(正)=V(逆)平衡在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则V(正)=V(逆)平衡V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)不一定平衡在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均指V(逆)不一定平衡压强m+np+q时，总压力一定（其他条件一定）平衡m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定）不一定平衡混合气体平均相对分子质量MrMr一定时，只有当m+np+q时平衡Mr一定时，但m+n=p+q时不一定平衡温度任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）平衡体系的密度密度一定不一定平衡其他如体系颜色不再变化等平衡（二）影响化学平衡移动的因素1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小， V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和_大_的方向移动。2、温度对化学平衡移动的影响影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。3、压强对化学平衡移动的影响影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。三、化学平衡常数（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。 符号：K（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。2、K只与温度（T）有关，与反应物或生成物的浓度无关。3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。（三）化学平衡常数K的应用:1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。 一般地，K105时，该反应就进行得基本完全了。2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q：浓度积）Q K:反应向正反应方向进行; Q = K:反应处于平衡状态 ; Q K:反应向逆反应方向进行3、利用K值可判断反应的热效应若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应;若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应四、等效平衡1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。2、分类（1）定温，定容条件下的等效平衡第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。（2）定温，定压的等效平衡只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。五、化学反应进行的方向1、反应熵变与反应方向：（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：Jmol-1K-1 (2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。.（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)S(l)S(s) 2、反应方向判断依据 在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为： H-TS0，反应能自发进行;H-TS=0,反应达到平衡状态;H-TS0，反应不能自发进行注意：（1）H为负，S为正时，任何温度反应都能自发进行 （2）H为正，S为负时，任何温度反应都不能自发进行练习某同学为了验证Fe3+是否能氧化H2SO3生成了SO42，他用50mL0.1mol/LFeCl3溶液吸收制取SO2气体的尾气，进行以下实验：（1）检验吸收液中的SO42： ，证明Fe3+能够把H2SO3氧化成SO42。（2）请配平并完成上述反应中的化学方程式：2FeCl3+SO2+ =2FeCl2+H2SO4+2HCl，反应中的氧化产物是 （写化学式）。（3）吸收液中除了含有H+、Cl、SO42以外，对其它成份（Fe3+、Fe2+、H2SO3）的可能组合进行探究：提出假设。 假设1：溶液中存在Fe3+、Fe2+； 假设2：溶液中存在 ；假设3：溶液中存在Fe2+ 而不存在H2SO3 （二者恰好完全反应）。设计方案、进行实验，验证假设。请在表中写出实验步骤以及预期现象和结论（可以不填满）。限选实验试剂和仪器：试管、滴管、0.1moLL-1KMnO4、0.1moLL-1KSCN溶液、品红稀溶液。实验步骤预期现象和结论步骤1：用试管取样品溶液23mL，再用滴管取 若出现血红色，则假设1成立；若未出现血红色，则假设2或假设3成立。 步骤2：结合步骤1的现象和结论， 第二章 化学反应速率与化学平衡可能用到的相对原子质量：H-1，O-16，S-32，C-12，N-14，Na-23，Al-27，Cl-35.5 Mg-24 一、单项选择题：本大题共10小题，每小题3分，共30分。 1、设阿伏加德罗常数（NA）的数值为nA,下列说法正确的是（ ）A. 3 mol NO2与足量H2O反应，转移的电子数为nAB. 在标准状况下22.4 L CH4与18 g H2O所含有的电子数均为10NAC.常温常压下，22.4L的NO2和N2O4混合气体含有的原子数为3nAD. 2.4 g金属镁变为镁离子时失去的电子数为0.1 nA2、一定条件下可逆反应A2(g)B2(g)2AB(g)达到平衡状态的标志是( ) A2(A2) 正(AB) 逆B容器内的总压强不随时间而变化C单位时间内生成n mol AB的同时，生成n mol的B2DA2、B2、AB的反应速率比为1：1：2的状态3、已知：C（s,金刚石）=C（s,石墨） H1.9KJ/molC（s,金刚石）+O2(g)=CO2(g) H1 ；C（s,石墨）+O2(g)=CO2(g) H2根据上述反应所得出的结论正确的是（ ） AH1=H2 BH1H2 CH1ZM B离子半径：MZYCZ和M的气态氢化物的稳定性：H2ZHMDY、Z、M三种元素中，Y的最高价氧化物对应的水化物酸性最强6、设C(g)CO2(g)2CO(g)；H0 ，反应速率为 u1，N23H22NH3；H0反应速率为 u2，对于上述反应，当温度升高时，u1和u2的变化情况为 （ ） A同时增大 B同时减小 C增大，减小 D减小，增大7、对某一可逆反应来说,使用催化剂的作用是( ) A提高反应物的平衡转化率 B以同样程度改变正逆反应的速率C(CO2)C(H2)C(CO)C(H2O)C增大正反应速率，减小逆反应速率 D改变平衡混合物的组成8、高温下，某反应达到平衡，平衡常数K= 。恒容时，温度升高，H2浓度减小。下列说法正确的是( ) A该反应的焓变为正值 B恒温恒容下，增大压强，H2浓度一定减小催化剂C升高温度，逆反应速率减小 高温D该反应的化学方程式为COH2O CO2H29、0.1mol/L的CH3COOH溶液中，CH3COOHCH3COO+H+，对于该平衡，下列叙述正确的是（ ）A. 加水时，平衡向逆反应方向移动B. 加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动C. 加入少量0.1mol/L盐酸，溶液中c（H+）减小D. 加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动10、一定条件下，下列反应中水蒸气含量随反应时间的变化趋势符合题图10 的是（ ）ACO2(g)2NH3(g)CO(NH2)2(s)H2O(g)； H0BCO2(g)H2(g)CO(g)H2O(g)； H0CCH3CH2OH (g)CH2=CH2(g)H2O(g)； H0D2C6H5CH2CH3(g)O2(g)2 C6H5CH=CH2(g)2H2O(g)； H0二、非选择题15、(16分) (1)由金红石(TiO2)制取单质Ti，涉及的步骤为：已知：C(s)+O2(g)=CO2(g) H=393.5 kJmol-12CO(g)+O2(g) =2CO2(g) H=566 kJmol-1 TiO2(s)+2Cl2(g) =TiCl4(s)+O2(g) H=+141 kJmol-1则TiO2(s)+2Cl2(g)+2C(s) =TiCl4(s)+2CO(g)的H=_。（2）甲醇是一种可再生能源，具有广泛的开发和应用前景。工业上一般采用如下反应合成甲醇：CO（g）+2H2（g） CH3O H（g）H= xkJmol 右图是反应时CO和CH3 0H的浓度,随时间的变化情况。从反应开始到平衡，用CO浓度变化表示平均反应速率（CO）=_ _。下表所列数据是该反应在不同温度下的化学平衡常数（K）温度250300350K2.040.270.012由表中数据判断x 0（填“”、“H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：: 水的离子积：KW =cH+cOH- 25时, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 1*10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：酸、碱 ：抑制水的电离 KW1*10-14 温度：促进水的电离（水的电离是吸热）易水解的盐：促进水的电离 KW 1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgcH+ （2）pH的测定方法：酸碱指示剂： 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。变色范围：甲基橙 3.14.4（橙色）石蕊5.08.0（紫色）酚酞8.210.0（浅红色）PH试纸操作：玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。注意：事先不能用水湿润PH试纸；广泛pH试纸只能读取整数值或范围三 、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：先求H+混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它 H+混 =（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、强碱与强碱的混合：先求OH-混：将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它 OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算H+混)3、强酸与强碱的混合：先据H+ + OH- =H2O计算余下的H+或OH-H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求H+混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求OH-混，再求其它四、稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原+ n （但始终不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原+n （但始终不能大于或等于7）3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原n （但始终不能小于或等于7）4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原n （但始终不能小于或等于7）5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近76、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律1、若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7pH1+pH215 则溶液显碱性pH=pH2-0.3pH1+pH213 则溶液显酸性pH=pH1+0.32、若混合后显中性pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1pH1+pH214 V酸：V碱=1：1014-（pH1+pH2）练习1. 纯水在10和50的pH，前者与后者的关系是 ( ) A. 前者大 B. 后者大 C. 相等 D. 不能确定2. 下列措施能使水的电离程度增大的是 （ ）A. 加热 B. 加入硫酸溶液 C. 加入氢氧化钠溶液 D. 降温3. 将纯水加热至较高温度，下列叙述正确的是 ( )A. 水的离子积变大、pH变小、呈酸性B. 水的离子积不变、pH不变、呈中性C. 水的离子积变小、pH变大、呈碱性D. 水的离子积变大、pH变小、呈中性4. 能说明溶液呈中性的可靠依据是 （ ）A. pH7 B. c(H+)c(OH-)C. pH试纸不变色 D. 石蕊试液不变色5. 下列溶液肯定显酸性的是 （ ）A. 含H+的溶液 B. 能使酚酞呈无色的溶液C. pH7的溶液 D. c(OH-)c(H+)的溶液6. 室温下，在pH=12的强碱溶液中，由水电离出的c(OH-)为 （ ）A. 1.010-7 molL-1 B.1.010-6 molL-1 C. 1.010-2 molL-1 D. 1.010-12 molL-17. 在由水电离产生的H+浓度为110-13molL-1的溶液中，一定能大量共存的离子组是（ ） K+、Cl-、NO3-、S2- K+、Fe2+、I-、SO42- Na+、Cl-、NO3-、SO42-Na+、Ca2+、Cl-、HCO3- K+、Ba2+、Cl-、NO3-A B C D8. 某温度时水的离子积Kw=3.810-13，则该温度时纯水的pH是（ ）A. 等于7 B. 小于7 C. 大于7 D. 无法确定9. 99时，向pH=6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH=2。下列叙述中不正确的是（ ）A. 此时水的离子积Kw=110-14 B. 水电离出的c(H+)=110-10molL-1C. 水的电离程度随温度升高而增大 D. c(Na+)=c(SO42-)10. 25时，水的电离可达到平衡：H2OH+OH- H0，下列叙述正确的是 （ ）A. 向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH-)降低 B. 向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H+)增大，Kw不变C. 向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H+)降低D. 将水加热，Kw增大，pH不变 11.下列叙述正确的是（ ）A95纯水的pH7，说明加热可导致水呈酸性BpH=3的醋酸溶液，稀释至10倍后pH=4C0.2 molL-1的盐酸，与等体积水混合后pH=1DpH=3的醋酸溶液，与pH=11的氢氧化钠溶液等体积混合后pH=712.用pH试纸测定溶液pH的正确操作是 （）A. 将一小块试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上，再与标准比色卡对照B. 将一小块试纸用蒸馏水润湿后放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测点在试纸上，与标准比色卡对照C. 将一小条试纸在待测液中蘸一下，取出后放在表面皿上，与标准比色卡对照 D. 将一小条试纸先用蒸馏水润湿后，在待测液中蘸一下，取出后与标准比色卡对照 13.取浓度相同的NaOH和HCl溶液，以32 体积比相混合，所得溶液的pH 等于12，则原溶液的浓度为 （ ）A0.01 molL-1 B0.017 molL-1C0.05 molL-1 D0.50 molL-114.（1）10mLpH4的盐酸，稀释10倍到100mL时，pH_。 （2）常温下，pH5和pH3的盐酸溶液等体积混合后溶液的pH_。 15. 某温度（t）时，水的KW=10-13，则该温度（填大于、等于或小于）_25，理由是_，将此温度下pH=11的NaOH溶液aL与pH=1的H2SO4溶液bL混合， （1）若所得混合溶液为中性，则a：b=_；（2）若所得混合溶液pH=2，则a：b=_。高二化学教学资料第三章 水溶液中的离子平衡六、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理实质：H+OH=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。2、中和滴定的操作过程：（1）滴定管的刻度，O刻度在 上 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 大于 它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以读到小数点后 一位 。（2）药品：标准液；待测液；指示剂。（3）准备过程：准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗检漏：滴定管是否漏水用水洗用标准液洗（或待测液洗）装溶液排气泡调液面记数据V(始)（4）试验过程3、酸碱中和滴定的误差分析原理：能引起误差的一些操作V（HCl）c（NaOH）药品不纯（如NaOH中含Na2O）增大偏高锥形瓶用蒸馏水洗净后，未把水倒净锥形瓶用蒸馏水洗净后，用待测液润洗增大偏高酸式滴定管未用标准液润洗增大偏高碱式滴定管未用待测液润洗减小偏低用移液管量取25mL待测时将残液吹出增大偏高内有气泡，滴定后无气泡增大偏高尖嘴未充满标准液就开始滴定增大偏高滴定时部分标准液附在锥形瓶壁上增大偏高滴定时摇匀或HCl成股流下减小偏低滴前仰视读数，滴后俯视读数减小偏低用酚酞做指示剂，当红色褪成无色，反滴一滴无颜色变化增大偏高七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。3、盐类水解规律：有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 NaHCO3)4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热5、影响盐类水解的外界因素：温度：温度越 高 水解程度越大 （水解吸热，越热越水解）浓度：浓度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解；OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解）6、酸式盐溶液的酸碱性：只电离不水解：如HSO4- 显酸性 电离程度水解程度，显酸性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度电离程度，显碱性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）7、双水解反应： （1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。 （2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S8、水解平衡常数 （Kh）对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下