人教版(2019)高中化学选择性必修1各章节知识点复习提纲

人教版（2019）高中化学选择性必修1各章节知识点复习提纲

第一章化学反应的热效应

【重难点】：反应热与键能，热化学方程式的书写和反应热与键能

【知识点】

一、反应热、焙变

1.反应热：当反应物和生成物的温度相同时，化学反应过程中所释放或吸

收的热量，叫做化学反应的热效应，化学反应的热效应一般称为反应热。

2.焰与焰变的含义

①炮的意义：焙是一个物理量，用来表示物质所具有的能量，符号为H,用

焰的变化来描述与反应热有关的能量变化。

②焰变：表示反应产物的总焰与反应物的总焙之差，符号用AH表示。

a、数学表达式：AH=H（反应产物）-H（反应物）

b、单位:kj/mol或（kJ•mol.-"

c、意义：在一定条件下，可以通过焰变（AH）来确定一个反应是吸热反应

还是放热反应。

③影响焙变的因素

a、发生变化的物质的焰变，在其他条件一定时与变化物质的物质的量成正

比。

第1页共25页

b、熔变与反应物、生成物之间的温度、压强有关。

c、物质在固态、液态、气态之间进行转换时也伴随能量的变化，所以焙变

与物质的聚集状态有关。

3、反应热与焰变的关系：是化学反应在恒定压强下且不与外界进行电

能、光能等其他能量的转化时的反应热，即恒压条件下进行的反应的反应热Q

就是焰变。高中阶段二者通用。

二、化学反应过程中的能量变化

1.化学反应过程中能量变化的表现形式

化学反应过程中，不仅有物质的变化，还有能量的变化。这种能量的变化常

以热能、电能、光能等形式表现出来。

2、化学反应中的能量变化

⑴从键能的角度分析化学反应中能量的变化（微观角度）

以1mol也与1molCl?反应生成2molHC1时放出kJ的热量为例，从微

观角度解释化学反应过程中的能量变化。

解答此反应过程的能量变化可表示如下：

A、化学键断裂时需要吸收能量，吸收的总能量为翦kjo

B、化学键形成时需要释放能量释放的总能量为避kJ。

C、反应热的计算：862kJ—679kj=183kJ,即放出183kJ的能量。显然，

分析结果与实验测得的该反应的反应热kJ-moF1很接近（一般用实验数据来表

第2页共25页

示反应热）。

【小结】

1、化学反应过程中能量变化的微观本质是：化学键的断链和形成时的能量

差别是化学反应伴随能量变化的本质原因。

由键能求婚变的公式：AH=E（反应物的总键能）-E（产物的总键能）

2、的正负和吸放热反应的关系

①放热反应：反应完成时，生成生成物释放的总能量大王反应物吸收的总

能量。由于反应后放出热量（释放给环境）而使反应体系的能量隆低，故AHVO

或AH为“一”。

②吸热反应:反应完成时，生成物释放的总能量小王反应物吸收的总能量。

由于反应后吸收环境热量而使反应体系的能量五直，故△冷0或△〃为“十”。

（2）、从物质所具有的能量角度分析化学反应中能量的变化（宏观角度）

①如果反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量，那么由反应物转

化成生成物时能量主要转变成热量形式放出，这是放热反应。反之，如果反应物

所具有的总能量小于生成物所具有的总能量，反应物就需要吸收热量才能转化为

生成物，这是吸热反应。（如下图）

第3页共25页

放热反应吸热过程

②由物质的能量求熔变的公式:

AH=E（产物的总能量）-E（反应物的总能量）

（3）放热反应和吸热反应的比较

［特别提醒］

比较△目的大小时，要连同"+”、“一”包含在内，类似于数学上的

正负数比较。如果只比较反应放出热量的多少，则只须比较数值大小，与“+”、

“一”无关。

（4）常见的放热反应和吸热反应

1.放热反应：燃烧、中和反应、金属的氧化、金属与酸或水的反应、由不

稳定物质转变为稳定物质的反应等。

2.吸热反应:盐类的水解、C与CO2或HQ的反应、CaCO,的分解、Ba（OH）z6乩。

第4页共25页

与NHiCl的反应、由稳定物质转变成不稳定物质的反应等。

［特别提醒］

①化学反应总体遵循“分吸合放”规律，即大多数分解反应吸热，大多数

化合反应放热，且化学反应中吸热反应占少数，所以务必记住常见的吸热反应。

②放热反应或吸热反应必须属于化学变化。如醋酸的电离虽然要吸热，但

不能称为吸热反应，只能称为吸热过程；同样，水蒸气转变成液态水，也不能

称为放热反应。

③不同化学反应发生的条件不同，有的常温下就可以发生，有的则需要加热。

因此往往容易把在加热条件下进行的反应认为是吸热反应，而在常温下进行的

反应认为是放热反应。其实两者之间无必然联系，常温下进行的反应可能是放

热反应，如中和反应；也可能是吸热反应，如NHQL与Ba(0H)2・8H2。的反应。

加热条件下进行的反应，可能是吸热反应，如C+C02==2C0；也可能是放热反

应，如C+O2==CO2。两者的区别是放热反应撤去热源后仍能进行，吸热反应必

须持续加热才能继续进行。由上可见，反应吸热还是放热与反应条件无关，而

是由反应物总能量与生成物总能量的高低决定的。

三、热化学方程式

1.概念：能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式,叫做热

化学方程式。

2.表示意义：热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了

化学反应中的能量变化。

第5页共25页

3、热化学方程式与普通化学方程式的区别

化学方程式热化学方程式

化学

是整数，既可表示粒子个数，既可以是整数，也可以是分数，只表

又可表示该物质的物质的量示该物质的物质的量

计量数

状态不要求注明必须在化学式后注明

正负号

无必须注明

及单位

不仅表明了化学反应中的物质变化，

意义表明了化学反应中的物质变化

也表明了化学反应中的能量变化

久书写热化学方程式的注意事项

①.△〃只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边，并用“空

格”隔开。若为放热反应，△〃为“一”；若为吸热反应，△〃为“+”。△〃

的单位一般为kJ•mol

②.注意反应物和产物的聚集状态不同，反应热数值不同。物质的气、液、

固三态的变化与反应热的关系如下图，因此，必须注明物质的聚集状态（s、1、

g）才能完整地体现出热化学方程式的意义。热化学方程式中不用标“t”或"J

③.△〃的单位“kJ・moL”的含义。并不是指每摩尔具体物质反应时伴随

第6页共25页

的能量变化是多少千焦，而是指给定形式的具体反应以各物质的化学计量数来计

量其物质的量时伴随的能量变化。如2H2(g)+0z(g)=2H20(g)△"=-kJ-mol

7中的反应热是指每摩尔反应，放出的热量为kjo因此△〃与化学方程式的写

法有关，如果化学计量数加倍，则△〃也要加倍。当反应逆向进行时，其反应热

与正反应的反应热数值相等，符号相反。

例如:已知HL(g)+0Kg)=乩0⑴△"=_kJ•mol则

-1

2H2(g)+02(g)=2H20(l)AZ<=—kJ•mol；

H2O(l)=H2(g)+O2(g)^H=+kJ-mor*o

四、中和热的测定与计算

1.中和热测定实验的注意事项

整个实验过程中应把好两关：①隔热关。如量热计保温层内隔热填充材

料要填满；盖板上的两孔只需要正好使温度计和环形玻璃棒通过即可；倒入NaOH

溶液要迅速，尽可能减少实验过程中的热量损失。②准确关。如配制溶液的浓度

要准确；NaOH溶液要新制；量取溶液体积时读数要准确；对温度计的读数要读

到最高点。

2.中和热的计算

由50mLmol•L-1盐酸与50mLmol•L-1NaOH溶液进行实验，根据

所测结果，计算中和反应的中和热为：

CxArxlO3

△〃=kJ-mol-1。为生成溶液的比热容)

0.025

［特别提醒］

第7页共25页

①中和热的测量中碱稍过量的原因是保证酸能完全反应，计算时应以不

足的酸作为计算标准。

②实验中使用的酸和碱不能是浓酸或浓碱，若用浓酸或浓碱，由于稀释

过程中放出热量，会使测得的中和热数值偏高。

3.导致测定误差的因素

求算出的中和热是否接近kJ-mor1,取决于溶液的浓度、溶液的体积

及温度的变化。引起中和热测定有较大误差的因素主要有：①溶液浓度不准确；

②溶液量取不准确；③隔热较差；④室温太低；⑤温度未读取到最高点等。

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）

・⑴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

・⑵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

・⑶计算公式：v=Ac/At（V：平均速率，Ac：浓度变化，At：时间）

单位：mol/（L,s）

•⑷影响因素：

・①决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）

・②条件因素（外因）：反应所处的条件

・2.

外因对化学反应速率影响的变化规律

条件变化活化分子的量的变化V变

化

反应物增大单位体积里总效目增多，百分数不变增大

的浓度

成小单住体积里总数目戌少，百分薮不变减小

气体反增大单住体枳里总数目增多，百分数不变增大

应物的

减小单位体积里总数目或少，百分数不变减小

压强

反应物升高百分数增大，单位体积里总数目增多增大

的温度降低百分数减少，单位体积里总数目减少减小

反应物使用百分数剧增，单位体积里总数目剧增剧用

的催化

撤去百分数刷或，单位体积里总数目剧或剧减

剂

其他光，电磁波，超声波，固体反A物颗粒有影

的大小，溶剂等响

※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

第8页共25页

（2）、惰性气体对于速率的影响

①恒温恒容时：充入惰性气体一总压增大，但是各分压不变，各物

质浓度不变一反应速率不变

②恒温恒体时：充入惰性气体一体积增大一各反应物浓度减小一反

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“壬衡”，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杰的方法和依据

例举反应则g）+^（g）T&（g）+则g）

①含物质的物质的量或各物质的物质的蚩的分数一定平衡

混合物体系中

②各物质的质量或各物质质量分数一定平衡

③各气体的体积或体积分数一定平衡

各成分的含蚩

④总体积、总压力、总物质的量一定不一定平衡

①在单位时间内消耗了m乩同时生成mnolA,即

平衡

V（正）=V（逆）

②在单位时间内消耗了n晦司时消耗了pmolC,则

平衡

正、逆反应V（正）=V（逆）

速率的关系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在单位时间内生成nmolB,同时消耗了qmolD,因均不一定平衡

指V（逆）

①师中R加，时，总压力一定（其他条件一定）平衡

压强

②！时，总压力一定（其他条件一定）不一定平衡

混合气体平均①/”一定时，只有当蝮由时平衡

相对分子质量②Mr一定时,1日mgp+q时不一定平衡

政

任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不

温度平衡

变）

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

第9页共25页

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，所以平衡一不移动.

（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

也一减小V正减小V逆也一减小但是减小的程度不同，总的结果是化

学平衡向反应方转式市初学计量数之和_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一放热反应一方向移动。

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

平衡所需的一时间

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，—生成物浓度暴之

积与反应物浓度基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一变化的浓度「，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

衡时一生成物—的浓度越大，它的一立向反应—进行的程度越大，即该反应进

行得赖—完全—，反应物转化率越一高—o反之，则相反。一般地，K>_105_

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，则正反应为一吸热…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。

第10页共25页

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、反应燧变与反应方向：

(1)端: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：

(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的端增加，这叫做蜡增加原理，也是

反应方向判断的依据。.

(3)同一物质，在气态时端值最大，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：

AH-TAS<0反应能自发进行

AH-TAS=0反应达到平衡状态

AH-TAS)0反应不能自发进行

注意：(1)AH为负，AS为正时，任何温度反应都能自发进行

(2)AH为正，AS为负时，任何温度反应都不能自发进行

第三章水溶液中的离子反应与平衡

一、弱电解质的电离平衡

1.强、弱电解质

(1)概念

全部电离

强电解质

电解质包遒蛔

部分电离

弱电解质

(2)与物质类别的关系

①强电解质主要包括强酸、强碱和大多数盐。

②弱电解质主要包括弱酸、弱碱、少数盐和水。

(3)电离方程式的书写

①弱电解质

a.多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2c电离方程式:

第11页共25页

H2c。3一H++HCO；,HCO]一H++CO厂。

b.多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(0H)3电离方程式：Fe(0H)3^^Fe3++30H

O

②酸式盐

a.强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO1电离方程式：NaHSO,=Na++H++SOr-

b.弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCOs电离方程式：NaHCO3=Na

++HCO；r,HCO]一H++CO厂。

2.电离平衡的建立

在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合

成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。平衡建立过程如图所示:

反

应弱电解质分子।

速'、、电离成离子;

率

、、、一[率，两种速率相等，

扁字结;处于电离平衡状态

/'合成弱电解；

'质分子的速率；

。力时间

3.电离平衡的特征

管一可逆过程

一M电离回(结合)至o

铲

第一条件一定，平衡体系中分子与离子的浓度一定

褛)一条件改变，平衡发生移动

二、影响电离平衡的外界条件

1.温度:温度升高，电离平衡向右移动,电离程度增大。

2.浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动,电离程度增大。

3.同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动,

电离程度减小。

4.加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向右移动,电离程度增大。

考点2电离平衡常数

1.表达式

c()•/?(A-)

(1)对于一元弱酸HA：HA-H++A，电离平衡常数K=…--一右八…一。

c(HA)

⑵对于一元弱碱BOH：BOH-B++OH，电离平衡常数仁c(B),•一c：(0H)。

c(BOH)

2.特点

(1)电离平衡常数只与温度有关，因电离是吸热过程，所以升温，/值增大。

第12页共25页

（2）多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是《»心》9»…,故其酸性取决于

第二步。

3.意义

小值越大，说明弱电解质越易电离，其酸（碱）性越强。

4.影响因素

I—内因（决定因素）-弱电解质本身的性质

影响因素

1-外因一温度（随温度升高而增大）

考点3强、弱电解质的比较与判断

一、强、弱电解质的比较

以一元强酸（HA）与一元弱酸（HB）的比较为例-

浓度均为0.01mol•L-1

pH均为2的

的

强酸HA与弱酸HB

强酸HA与弱酸HB

0.01mol•L-'=

pH或物质的量浓度2—PHIIA^PHIIB

c(HA)<c(HB)

开始与金属反应的速率HA>HBHA=HB

体积相同时与过量的碱

HA=HBHA<HB

反应消耗碱的量

体积相同时与过量活泼

HA=HBHA<HB

金属反应产生H2的量

c（A-）与c（B「）大小c(A-)>c(B-)c(A-)=c(B-)

分别加入固体NaA、NaBHA：不变HA：不变

后pH的变化HB：变大HB：变大

加水稀释10倍后3=PHHA^PHHB3=PHHA>PHHB>2

溶液的导电性HA>HBHA=HB

水的电离程度HA<HBHA=HB

二、强、弱电解质的判断方法（以HA为例）

1.从是否完全电离的角度判断

方法测定一定浓度的HA溶液的若测得0.1mol/L的HA溶液的pH=l,则

1pHHA为强酸;若pH>L则HA为弱酸

方法若导电性和盐酸相同，则为强酸;若比盐

跟同浓度的盐酸比较导电性

2酸弱，则为弱酸

方法跟同浓度的盐酸比较和锌反若反应速率相同，则为强酸;若比盐酸慢，

3应的快慢则为弱酸

2.从是否存在电离平衡的角度判断

第13页共25页

⑴从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断

如将pH=3的HA溶液稀释100倍后，再测其pH,若pH=5,则为强酸,若pH<5,

则为弱酸。

⑵从升高温度后pH的变化判断

若升高温度，溶液的pH明显减小，则是弱酸。因为弱酸存在电离平衡，升高温

度时，电离程度增大，c(M)增大。而强酸不存在电离平衡，升高温度时，只有

水的电离程度增大，pH变化幅度小。

3.从酸根离子是否能发生水解的角度判断

可直接测定NaA溶液的pH：若pH=7,则HA是强酸;若pH>7,则HA是弱酸。

第二讲水的电离和溶液的酸碱性

考点1水的电离

1.水的电离

水是极弱的电解质，其电离方程式为2H2。-HQ++OIT或HQ-H++OH,

2.水的离子积常数

⑴表达式：A=c(H+)•c(OH-)o室温下，X=lX10"1'o

(2)影响因素：只与温度有关，水的电离是吸热过程,升高温度，(增大。

(3)适用范围：片不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。在任何水溶液

中均存在『和0H,只要温度不变，《不变。

3.影响水的电离平衡的因素

(1)升高温度，水的电离程度增大,《增大。

(2)加入酸或碱，水的电离程度减小,(不变。

⑶加入可水解的盐(如FeCL、Na2C0:i),水的电离程度增大,《不变。

4.外界条件对水的电离平衡的影响

体系变化平衡移动方水的电离程

c(0H-)cW)

条件向度

酸逆不变减小减小增大

碱逆不变减小增大减小

可水解的Na2C03正不变增大增大减小

盐NH,C1正不变增大减小增大

升温正增大增大增大增大

温度

降温逆减小减小减小减小

其它，如加入Na正不变增大增大减小

考点2溶液的酸碱性与pH

一、溶液的酸碱性

溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。(用“>”“=”或

第14页共25页

填空)

酸性溶液中中性溶液中碱性溶液中

c(H+)>c(0H-)c(H+)=c(0H-)c(H+)<c(0H")

二、溶液的pH

1.定义式：pH=—lgc(H+)o

2.溶液的酸碱性与pH的关系

室温下：

c(OH-)(mol/L)10-1410-71

c(H*)(mol/L)[1尸1,“

pH0714

酸性增强£碱性增强

3.测量

(l)pH试纸法：取一小块试纸放在干燥洁净的玻璃片或表面皿上,用洁净干燥的

玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对比,即可确定溶液

的pHo

(2)pH计测量法。

三、常见溶液的pH计算

1.单一溶液的pH计算

强酸溶液，如H„A,设浓度为cmol/L,c(H')=ncmol/L,pH=-1gc(H")=一

lg(z?c)o

io-14

强碱溶液(25℃),如B(OH).,设浓度为cmol/L,c(H+)=——mol/L,pH=-

nc

+

lgc(H)=14+lg(nc)o

2.混合溶液的pH计算

⑴两种强酸混合：直接求出c(H+)混，再据此求pHo。田+)盥=

C(仁)匕+◎(心玄

匕+:°

⑵两种强碱混合：先求出。(0『)混，再据人求出c(H+)混，最后求pH。

--

(0H)匕+Q(OH)V

c(0H)；g=C12

匕+七

(3)强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H+或0H一的浓

度，最后求pH。

川+、个小厂、K(酎)殿七一。(OFT)碱嗫|

c(H)混或c(0H)混=----------l+/---------o

考点3酸碱中和滴定

一、实验原理

利用中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。

第15页共25页

二、常用酸碱指示剂及其变色范围

指示剂变色范围的pH

甲基橙<3.1红色3.1~4.4橙色>4.4黄色

8.2〜10.0粉（浅）红

酚献<8.2无色>10.0红色

色

。特别提醒酸碱中和滴定中一般不用石蕊作指示剂，因为其变色范围大，颜色

变化不明显。

三、实验用品

1.仪器：酸式滴定管（如图A）、碱式滴定管（如图B）、滴定管夹、铁架台、筵彪

瓶。

"

1

：

=一

=

=

『

一

一

z自

V

2.试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸储水。

3.滴定管的选择

试剂性质滴定管原因

酸性、强氧化性酸式滴定管酸性和强氧化性物质易腐蚀橡胶

碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法

碱性碱式滴定管

打开

四、实验操作（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例）

1.滴定前的准备

检漏一检查滴定管活塞是否漏水

洗涤一先用蒸储水“洗”，再用待装液“润洗”滴定管

装、排一滴定管中“装”液至0刻度以上,并“排”气泡

I调、读I一调整液面至0或0刻度以下,并读数

第16页共25页

I注、力口I一将一定体积的碱液注入锥形瓶,并加指示剂

©特别提醒酸式滴定管的查漏：向滴定管中装入一定体积的水，固定在滴定管

夹上直立静置两分钟，观察有无水滴滴下，然后将活塞旋转180°,再静置两分

钟，观察有无水滴滴下，若均不漏水，滴定管即可使用。

2.滴定

彳一眼睛注视锥

左手控制滴

'形瓶内溶液

定管活塞一

颜色变化

右手摇动

锥形麻一

3.终点判断

当滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色（酚献作指示剂），且在半分钟内丕

恢复原色,视为滴定终点并记录标准液的体积。

◎特别提醒滴定终点是指示剂颜色的突变点，不是恰好中和的点，也不是pH

等于7的点。

4.数据处理

按上述操作重复2〜3次,求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c（NaOH）=

c（HC1）•P（HC1）、

V（NaOH）计算。

五、误差分析

1.原理

依据原理c（标准）•，（标准）=c（待测）•/（待测），所以c（待测）=

色（叫:篇"隹）-,因。（标准）与，（待测）已确定，因此只要分析出不正确

的操作引起，（标准）的变化，即分析出结果。，（标准）变大，则。（待测）俯置；/（标

准）变小，则C（待测）偏低。

2.常见误差

以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液（酚岷作指示剂）为例，常见的因操作不正确

而引起的误差有

步骤操作，（标准）C（待测）

酸式滴定管未用标准酸溶液润洗变大偏高

碱式滴定管未用待测溶液润洗变小偏低

洗涤

锥形瓶用待测溶液润洗变大偏高

锥形瓶洗净后还留有蒸储水不变无影响

取液取碱液的滴定管开始有气泡，读数时气泡消失变小偏低

第17页共25页

酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消

变大偏高

失

滴定

振荡锥形瓶时部分液体溅出变小偏低

部分酸液滴在锥形瓶外变大偏高

酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数

变小偏低

（或前仰后俯）

读数

酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数

变大偏高

（或前俯后仰）

六、常用量器的读数方法

1.平视读数（如图1）:实验室中用量筒、移液管或滴定管量取一定体积的液体,

读取液体体积时，视线应与凹液面最低点保持水平，视线与刻度的交点即为读数

（即“凹液面定视线,视线定读数”）0

平视

4—

2.俯视读数（如图2）：当用量筒测量液体的体积时，由于俯视视线向下倾斜,

寻找切点的位置在凹液面的上侧，读数高于正确的刻度线位置，即读数偏大。

3.仰视读数（如图3）：读数时，由于视线向上倾斜，寻找切点的位置在液面的

下侧，因滴定管刻度标法与量筒不同，这样仰视读数偏大。

第三讲盐类的水解

考点1盐类的水解及其规律

实质

弱酸的阴离子一结合叱'

盐电离一,一生成弱电解质一破坏了水的电离平衡f水

弱碱的阳离子一结合2Hl

的电离程度增大fc（H+）#c（OI「）f溶液呈碱性或酸性。

二、特点

感＞一水解反应是旦逆反应

懑1水解反应是蛆史却反应的逆反应，反应吸热

磁1水解反应程度很微弱

三、规律

有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。

盐的类型强酸强碱盐强酸弱碱盐弱酸强碱盐

实例

NaCl、KNO3NHC1、CU(NO3)2OLCOONa、Na2cO3

第18页共25页

是否水解否是是

2+

水解的离子NH；、CuCH3C00~.cot

溶液的酸碱性中性酸性碱性

溶液的pH(25℃)pH=7pH<7pH>7

四、水解方程式的书写

1.一般要求

气体或沉淀不标“2”或“(”•易分解

一般盐类水、水解产、

*|=>产物(如NH•H?()等)不写其分

解程度很小物很少3

解产物的形式

例如：NH.C1的水解离子方程式为NH丰+HQ=NH：,・上0+白。

2.三种类型的盐的水解方程式的书写

(1)多元弱酸盐的水解：分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解。

例如：血段的水解离子方程式为C0分+Hq-HCOF+0H，

(2)多元弱碱盐水解：方程式一步写完。

例如：FeCh的水解离子方程式为Fe："+3Ha-Fe(0叽+3心

(3)有些阴、阳离子相互促进的水解：水解相互促进进行到底时，书写时要用“=”

“f“I”等。

i+

例如：NaHC03与A1CL混合溶液反应的离子方程式为Ar+3HCO?=A1(0H)31+

3C02to

考点2盐类水解的影响因素

1.内因

弱酸阴离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解。

决定

例如：酸性：CH:iCOOH>H2CO:!——►相同条件下相同浓度的NaHCO：；、CHCOONa溶液

的pH大小关系为NaHCODCH3coONa。

2.外因

影响因素水解平衡水解程度水解产生离子的浓度

温度升高右移增大增大

增大右移减小增大

浓度

减小(即稀释)右移增大减小

外加酸酸弱碱阳离子水解程度减小

碱碱弱酸阴离子水解程度减小

考点3盐类水解的应用

1.盐类水解的应用

应用举例

第19页共25页

判断溶液

FeCL溶液显酸性，原因是Fe3++3H0-Fe(0H)+3H+

的酸碱性23

判断酸性强

NaX,NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10,则酸性:HX>HY>HZ

弱

配制或贮存

易配制CuSOa溶液时，加入少量H2s0”防止C/+水解;配制FeCL溶液，加

水解的盐溶入少量盐酸；贮存NazCO：,溶液、NazSi。；溶液不能用磨口玻璃塞

液

胶体的制取3++

制取Fe(0H)3胶体的离子方程式：Fe+3H20Fe(OH):i(胶体)+3H

物质的提纯除去MgCL溶液中的Fe'+,可加入MgO、镁粉、Mg(OH)?或MgCO3

3+

泡沫灭火成分为NaHCOs与Ab(SO)3，发生反应为Al+3HC0r=Al(0H)31+3C02

器的原理t

作净水剂明矶可作净水剂，原理为AJ/++3H20一人1(0力3(胶体)+311+

化肥的使用核态氮肥与草木灰不得混用

除锈剂NH,C1与ZnCb溶液可作焊接时的除锈剂

2.盐溶液蒸干时所得产物的判断

(1)盐溶液水解生成难挥发性酸时，酸根阴离子易水解的强碱盐蒸干后一般得原

物质,如CuSO„(aq)蒸干得CuSO,(s)；Na2C0:i(aq)蒸干得Na2C0:i(s)。

(2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCL(aq)

蒸干得Al(OH)3,灼烧得ALO,。

(3)考虑盐受热时是否分解,如Ca(HCO3)2>NaHCOs、KMnO,>NHtCl固体受热易分

解，因止匕蒸干灼烧后分另U为Ca(HC03)2一CaCOKCaO)；NaHCO：,-Na2co：,；KMnO-

fKM1O4和Mn02；NH.C1―*NH31+HC1t。

⑷还原性盐在蒸干时会被0z氧化，如Na2s(Vaq)蒸干得Na2S0.(s)0

(5)弱酸的镂盐蒸干后无固体，如NHHCOs、(NH)2co3。

考点4溶液中粒子浓度的大小比较

1.注意两大理论，构建思维模型

(1)电离理论

①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离，

如氨水溶液中：c(NH3•H20)>c(0H­)>c(NHr)o

②多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离。如在H?S溶液中：cGLS)

⑵水解理论

①弱离子的水解损失是微量的(水解相互促进的除外)，但由于水的电离，故水解

第20页共25页

后酸性溶液中c(H+)或碱性溶液中c(Oir)总是大于水解产生的弱电解质的浓度。

如