2023届高中化学必修三知识点大全

高中化学基础知识总结

IV《化学反应原理》

第一章化学反应与能量

一、婚变反应热

1.反应热：肯定条件下，肯定物质的量的反应物之间完全反应所放出或汲取的热量

2.焙变（AH）的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号：AH（2）.

单位：kj/mol

3.产生缘由：化学键断裂一一吸热化学键形成一一放热

放出热量的化学反应。（放热＞吸热）为或＜0

汲取热量的化学反应。（吸热》放热）4H为“+”或4H＞0

☆常见的放热反应：①全部的燃烧反应②酸碱中和反应

③大多数的化合反应④金属与酸的反应

⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等

☆常见的吸热反应：①晶体Ba（OH）2•840与NH©②大多数的分解反应

③以压、CO,C为还原剂的氧化还原反应④钱盐溶解等

注：①须要加热的反应，不肯定是吸热反应；不须要加热的反应，不肯定是放热反应

②通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。

如C（石墨，s）=_C（金刚石，s）△H3=+L9kJ/mol,该反应为吸热反应，金刚

石的能量高，石墨比金属石稳定。

二、热化学方程式

书写化学方程式留意要点：

①热化学方程式必需标出能量变更。

②热化学方程式中必需标明反应物和生成物的聚集状态（g,1,s分别表示固态，液态,

气态，水溶液中溶质用aq表示）

③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。

④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数

⑤各物质系数加倍，加倍；反应逆向进行，△】【变更符号，数值不变

三、燃烧热

1.概念：25℃,101kPa时，1mol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。

※留意以下几点：

①探讨条件：101kPa

②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。

③燃烧物的物质的量：1mol

④探讨内容：放出的热量。（A1K0,单位kj/mol）

四、中和热

1.概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成lmol1即，这时的反应热叫中和热。

2.强酸与强碱的中和反应其实质是H+和0H-反应，其热化学方程式为：

H+（aq）+0H-（aq）=H20（l）A11=-57.3kJ/mol

3.弱酸或弱碱电离要汲取热量，所以它们参与中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。

4.中和热的测定试验

五、燃烧热、中和热、能源

要点一：燃烧热、中和热及其异同

燃烧热中和热

相能量变化放热反应

AH△H<O,单位：kJ/mol

同

点

反应物的量1mol（Oj的量不限）可能是1mol,也可能是0.5mcil

不生成物的量不限量HjO是1mol

同含义1mol反应物完全燃烧时放出的生成1mol水时放出的热量：强

点热量；不同反应物，燃烧热不同酸强喊的中和热约为57.3kJ/mol

特殊提示：

1.燃烧热指的是1mol可燃物燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量，留意：稳定的

化合物，如H2fH2。（1）而不是HzO（g）、C—COz（g）而不是CO、SfSOz（g）而不是Sth。

2.中和热是指酸、碱的稀溶液发生中和反应生成1mol水所放出的热量。留意：弱酸、

弱碱电离出H\OIF须要汲取热量，故所测定中和热的数值偏小；浓硫酸与碱测定中和

热时，因浓硫酸释稀要放热，故测定的中和热的数值偏大。

3.因燃烧热、中和热是确定的放热反应，具有明确的含义，故在表述时不用带负号，

如CH,的燃烧热为890KJ/mol»

4.留意表示燃烧热的热化学方程式和燃烧的热化学方程式；表示中和热的热化学方程

式和表示中和反应的热化学方程式的不同。燃烧热以可燃物Imol为标准，且燃烧生成

稳定的化合物；中和热以生成Imol水为标准。

要点二：能源

新能源的开发与利用，日益成为社会关注的焦点，因此，以新型能源开发与利用为背景材料，

考查热化学方程式的书写及求算反应热，已成为高考命题的热点。

关于能源问题，应了解下面的几个问题：

（1）能源的分类：常规能源（可再生能源，如水等，非再生能源，如煤、石油、自然气等）;

新能源（可再生能源，如太阳能、风能、生物能；非再生能源，如核聚变燃料）

（2）能源的开发；①太阳能：每年辐射到地球表面的能量为5Xl（TkJ,相当于目前全世界

能量消耗的L3万倍。②生物能：将生物转化为可燃性的液态或气态化合物，再利用燃烧放

热。③风能：利用风力进行发电、提水、扬帆助航等技术，风能是一种可再生的干净能源。

④地球能、海洋能。

六、盖斯定律

1.内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，

而与详细反应进行的途径无关，假如一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和

与该反应一步完成的反应热是相同的。

其次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更

⑵表示方法：单位时间内反应浓度的削减或生成物浓度的增加来表示

（3）计算公式：v=Ac/At（u：平均速率，Ac：浓度变更，At：时间）单位：mol/（L,s）

（4）影响因素：

①确定因素（内因）：反应物的性质（确定因素）

②条件因素（外因）：反应所处的条件

特殊提示：

①化学反应速率指的是平均速率而不是瞬时速率

②无论浓度的变更是增加还是削减，化学反应速率均取正值。

③同一化学反应速率用不同物质表示时可能不同，但是比较反应速率快慢

时，要依据反应速率与化学方程式的计量系数的关系换算成同一种物质来表示,

看其数值的大小。留意比较时单位要统一。

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数目增多，百分数不变增大

的浓度

成小单住体积里总数目减少，百分数不变减小

气体反增大单位体积里总数目增多，百分数不变增大

应物的

戌小单位体积里总数目减少，百分数不变减小

压强

反应物升高百分数增大，单住体积里总数目增多增大

的温度降低百分数戌少，单位体积里总数目或少减小

反应物使用百分数剧增，单住体积里总数目剧增剧增

的催化

撤去百分数刷戌，单位体积里总数目剧戌剧减

剂

其他光，电磁波，超声波，固体反应物菽粒有影

的大小.溶剂等响

※留意：（1）、变更压强的实质是变更浓度，若反应体系中无气体参与，故对该类的反应速

率无影响。

（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

—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

（3）温度每上升10℃,化学反应速率通常要增大为原来的2〜4倍。

（4）从活化分子角度说明外界条件对化学反应速率的影响：

单位体积内有效碰化学反应速率

分子总数活化分子数活化分子百分数撞次数

增大浓度增加增加不变增加加快

增大压强增加增加不变增加加快

升高温度不变增加增加增加加快

加催化剂不变增加增加增加加快

二、化学平衡

（一）1.定义：

化学平衡状态：肯定条件下，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

不再变更，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、化学平衡的标记及特征

标记：（1）Vn=V逆，它是化学平衡的本质特征

（2）各组分的浓度不再变更，各组分的物质的量、质量、体积分数、反应物的转化

率等均不再变更，这是外部特点。

特征：

逆（探讨前提是可逆反应）

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（条件变更，平衡发生变更）

3、推断平衡的依据

推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)

①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数肯定平衡

②各物质的质量或各物质质量分数肯定平衡

混合物体系中

③各气体的体积或体积分数肯定平衡

各成分的含量

④总体积、总压力、总物质的量肯定不肯定平

衡

①在单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA,即

平衡

V（正）斗（逆）

②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了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)不肯定等于不肯定平

V(逆)衡

④在单位时间内生成nmolB,同时消耗了qmolD,因均不肯定平

指V（逆）衡

①m+n^p+q时，总压力肯定（其他条件肯定）平衡

压强②m+n=p+q时，总压力肯定（其他条件肯定）不肯定平

衡

混合气体平均①Mr肯定时，只有当m+nWp+q时平衡

相对分子质量②Mr肯定时,但m+n=p+q时不肯定平

Mr衡

任何反应都伴随着能量变更，当体系温度肯定时（其他不

温度平衡

变）

体系的密度密度肯定不肯定平

衡

其他如体系颜色不再变更等平衡

特殊提示：

1.当从正逆反应速率关系方面描述时，若按化学计量数比例同回说时，则不能

说明达到平衡状态；若按化学计量数比例导回说明，则可以说明达到平衡状态。

2.恒温、恒容下的体积不变的反应，体系的压强或总物质的量不变时，不能说明达到平衡

状态。

如Hz(g)+L(g)=^2HI(g)o

3.全部是气体参与的体积不变的反应，体系的平均相对分子质量不变，不能说明达到平衡

状态。

如2Hl(g)H2(g)+I2(g)

4.全部是气体参与的反应，恒容条件下体系的密度不变，不能说明达到平衡状态。

(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：在其他条件不变的状况下，增大反应物的浓

度或削减生成物的浓度，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，所以平衡一不移动一

(3)在溶液中进行的反应，假如稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，V

正—减小一，V逆也一减小一，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式

中化学计量数之和一大—的方向移动。

2、温度对化学平衡移动的影响

影响规律：在其他条件不变的状况下，温度上升会使化学平衡向着—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。

留意：(1)变更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像

4.催化剂对化学平衡的影响：由于运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，所以平衡一不移动__。但是运用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的一时间一。

5.勒夏特列原理(平衡移动原理)：假如变更影响化学平衡的一个条件(如浓度、温度、压

强)，平衡就向能够减弱这种方向移动。对该原理中的“减弱”不能理解为消退、抵消，即

平衡移动的变更总是小于外界条件变更对反应的变更。如给已达到平衡状态的可逆体系，增

加5个大气压，由于化学反应向体积缩小的方向移动，使体系的最终压强大于其初始压强

P。而小于P°+5。另外，工业上反应条件的优化，实质上是勒夏特例原理和化学反应速率两方

面综合应用的结果。

(三)化学速率和化学平衡图象

1.速率v--时间t的图象：

(1)由速率的变更推断外界条件的变更：①若反应速率与原平衡速率断层，则是由变更温

度或压强所致，详细变更的条件，则要结合V逆、V正大小关系及平衡移动的方向进行推断。

②若反应速率与原平衡连续，则是由变更某一种物质的浓度所致，详细是增大或减小反应物

还是生成物的浓度，则要结合V正大小关系及平衡移动的方向进行推断

2.组重量一一时间t、温度T、压强P的图象

①“先拐先平”：“先拐”的先达到平衡状态，即对应的温度高或压强大，从而推断出曲线对

应的温度或压强的大小关系。

②“定一议二”：即固定其中的一个因素(温度或压强等)，然后探讨另外一个因素与化学平

衡中的参量(浓度、质量分数、体积分数、平均相对分子质量)的变更关系，从而推断出该

反应为放热反应或吸热反应、反应前后气体体积的大小等。

(四)化学平衡常数

1.对于一般的可逆反应：mA(g)+nB(g)=pC(g)+qD(g),其中m、n、p、q分别表示化学

方程式中反应物和生成物的化学计量数。当在肯定温度下达到化学平衡时，这个反应的平衡

f

Kc(C)^(D)

mn

常数公式可以表示为：c(A)c(B)t各物质的浓度肯定是干衡时的浓度,而不是其他时

刻的.

2.在进行K值的计算时，固体和纯液体的浓度可视为常数“1”。例如：

高产K-史则

FeaO,(s)+4H2(g)3Fe(s)+41L0(g),在肯定温度下，化学平衡常数表示为小仆”。

3.利用K值可推断某状态是否处于平衡状态。例如，在某温度下，可逆反应

mA(g)+nB(g)=pC(g)+qD(g),平衡常数为K。若某时刻时，反应物和生成物的浓度关系如

Qc-(C)c^(D)

下："cm(A)c"(B),则有以下结论：

①Qc=K,V(正)=V(逆)，可逆反应处于化学平衡状.态；

②Qc<K,V(正)>V(逆)，可逆反应向正反应方向进行；

③Qc>K,V(正)<V(逆)，可逆反应向逆反应方向进行。

4.化学平衡常数是指某一详细化学反应的平衡常数，当化学反应方程式的各物质的化学计

量数增倍或减倍时，化学平衡常数也会发生相应的变更。

5.化学平衡常数是描述可逆反应进行程度的重要参数，只与温度有关，与反应物、生成物

的浓度无关，当然也不会随压强的变更而变更，即与压强无关。

(五)、等效平衡

1、概念：在肯定条件下(定温、定容或定温、定压)，只是起始加入状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变更的可逆反应:必须要保证化学计量数之比与原来相同；

同时必需保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。

其次类：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。

(六)化学反应进行的方向

1、反应燧变与反应方向：

(1)嫡: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：J・mol'・KT

(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的嫡增加，这叫做烯增加原理，也是反应方向推

断的依据。.

(3)同一物质，在气态时燧值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)〉S(l)>S(s)

2、反应方向推断依据

在温度、压强肯定的条件下，化学反应的判读依据为：

复合判据-----自由能变更：△G=Z\H-TZ\S,是最全面的推断据：

①△G=aH—T4S>0,不能自发进行；

②△G=ZXH—TZ\S<0,能自发进行；

③△G=4H—TZiS=O,反应处于平衡状态。

1.化学反应自发进行的方向燧变（△H）与炳值（△$）综合考虑

AH<0,AS>0.一定能自发进行

△H>0、AS<0,一定不能自发进行

2.化学反应方向的判断

△H<0sAS<0,低温下能自发进行

△H>0、AS>0,高温下能自发进行

第三章水溶液中的离子平衡

（一）电解质、非电解质，强弱电解质的比较

1.电解质、非电解质的概念

电解质非电解质

在水溶液中或熔化状态下能导电的化在水溶液中和熔化状态下都不导电

定义

合物的化合物

相同点都是与溶解性无关的化合物

在一定条件下能电离不能电离

不同点

在水溶液中或熔化状态下能导电在水溶液中和熔化状态下都不导电

离子化合物和部分共价化合物全是共价化合物

与常见物质

通常为酸、喊、盐、水、典型金属氢通常为非金属氧化物、某些非金属氢

类别的关系

化物、某些非金属氢化物等化物、绝大多数有机物等

电解质与非电解质本质区分：

电解质一一离子化合物或共价化合物非电解质一一共价化合物

留意：①电解质、非电解质都是化合物②S02、阳3、COz等属于非电解质

③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO,不溶于水，但溶于水的BaSO,全

部电离，故Ba$O,为强电解质）一一电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

2、物质的划分

,混和物

物质行将,」单质,强电解质：强酸，强碱，大多数盐。如HC1、NaOH、NaCKBaSOj

I纯净物（■电解质-------

,化合物I弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。如HC1O,NFh'HzO、

酢电解质：非金属氧化物，大部分有机物。如SCh、CCh、C6Hl2。6、CC14.CH2=CH2

3、强电解质与弱电解质的概念

强电解质弱电解质

在水溶液中只有一部分电离成离子

概念在水溶液中全部电离成离子的电解质

的电解质

电离程度完全部分

落液里粒子水合离子水合分子、水合离子

物质结构离子化合物、某些共价化合物某些共价化合物

通常为通常为

强酸：HCLH2so4、HNO3等弱酸：CH3coOH、HF,HCIOsHS,

与常见物质2

强碱：NaOH,KOH、Ba(0H)2等H2co3、H2SQ3、H4SQ4等

类别的关系

绝大多数盐：NaCI、CaCO3s弱碱：NH3H2。、Cu(0H)2等

CH3coONa等极少数盐、水

4、强弱电解质通过试验进行推断的方法(以HAc为例)：

(1)溶液导电性对比试验：相同条件下，HAc溶液的导电性明显弱于强酸(盐酸、硝

酸)

(2)测0.Olmol/LHAc溶液的pH>2

(3)测NaAc溶液的pH值：常温下，PH>7

(4)测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pH<a+2

(5)将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性

(6)中和10mLpH=l的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL

(7)将pH=l的HAc溶液与pll=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性

(8)比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸，分别与同样的锌粒反应产生气体的速

率，后者快。

特殊提示：

1.S02>加3、CO?的水溶液虽然能导电，但它们仍属于非电解质

2.电解质强弱的推断，关键是看电解质在水溶液中是否完全电离。电解质电离程

度与溶解度无干脆关系，溶解度大的不肯定是强电解质(如醋酸)，溶解度小的不肯定

是弱电解质(如硫酸领)。

3.电解质溶液导电性取决于溶液中自由移动离子浓度和离子所带电荷数的多少。

一般来说，相同浓度的强电解质的导电性明显强于弱电解质。弱酸(碱)与弱碱(酸)

反应生成了强电解质，溶液的导电性明显增加。

4.电解质的强弱与溶液的导电性没有干脆的关系。如难溶物BaCOs,它溶于水的部

分能完全电离，故属于强电解质，但溶液的导电性几乎为零。

(二)弱电解质电离平衡及电离平衡常数

1、定义：在肯定的条件下，当电解质分子电离成件子的速率和离子结合成

时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

2、影响电离平衡的因素：

A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。

B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。C、

同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。D、

其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。

3、电离平衡常数

1.在肯定温度下，弱电解质达到电离平衡时，各种离子浓度之积与溶液中未电离的分

子浓度之比是一个常数，该常数就叫电离平衡常数。如CHEOOHUnHaCCXT+H',K=C(CH;,COO

_）c（ir）/c（CILCOOH）.

2.电离平衡常数是描述弱电解质达到平衡状态的标尺。它只受温度的影响，因电离过

程是吸热过程，故它随温度的上升而增大。

3.对于多元弱酸来说，由于上一级电离产生的H•对下一级电离起抑制作用，一般是监

NK2NK3,即其次步电离通常比第一步电离难得多，第三步电离又比其次步电离难得多，因

此在计算多元素弱酸溶液的c（H"）或比较弱酸酸性相对强弱时，通常只考虑第一步电离。

4.同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：

H2S03>H3P04>HF>CH3C00H>H2C03>H2S>HC10

（三）水的电离和溶液的酸碱性

1、水电离平衡：：LZLlw

水的离子积：K»=_c[H+]•c[0H]_

25℃时，[H+]=[OH]=107mol/L;K«=[I门•[Olf]=1*10"

留意：K,只与温度有关，温度肯定，则K"值肯定

K”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：

①酸、碱：抑制水的电离K»（1*10"

②温度:促进水的电离（水的电离是吸热的）

③易水解的盐：促进水的电离K»>[*]0一"

（四）溶液的酸碱性和pH

（1）pH=-lgc[H+]

（2）pll的测定方法：

酸碱指示剂一一甲基橙、石蕊、酚一。

变色范围：甲基橙3.广4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚猷;8.2~10.0（浅红色）

pH试纸一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。

留意：①事先不能用水潮湿PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围

（五）混合液的pH值计算方法公式

1、强酸与强酸的混合：

（先求混：将两种酸中的H，离子物质的量相加除以总体积，再求其它）混=

2V2）/（V,+V2）

2、强碱与强碱的混合：

（先求[01门混：将两种酸中的0H离子物质的量相加除以总体积，再求其它）[01「]混=

（[0H]M+[0H[M）/（Vi+Vz）（留意:不能干脆计算[H+]混）

3、强酸与强碱的混合：

（先据H*+OH==HQ计算余下的H,或0H,①印有余，则用余下的M数除以溶液总体积求

口门混；01「有余，则用余下的011数除以溶液总体积求[011]混，再求其它）

4、强酸（pHl）强碱（pH2）混和计算规律

1.若等体积混合

pHl+pH2=14则溶液显中性PH=7

pHl+pH2>15则溶液显碱性plI=pII2-0.3

pHl+pH2W13则溶液显酸性pH=pHl+0.3

2.若混合后显中性

pHl+pH2=14V酸：V碱=1：1

pHl+pH2卉14V酸:V碱=1：10(14-(plll+pH2))

（六）稀释过程溶液pH值的变更规律:

1、强酸溶液:稀释10"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10"倍时,pH稀jpH原一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原一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7

6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变更得慢，强酸、强碱变更得快。

（七）酸碱中和滴定：

1、中和滴定的原理

实质：ir+oir=n2o即酸能供应的和碱能供应的OH物质的量相等。

2、中和滴定的操作过程：

（1）仪②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

次滴定运用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。②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）打算过程：

打算：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗一检漏：滴定管是否

漏水f用水洗一用标准液洗（或待测液洗）一装溶液一排气泡一调液面一记数据V（始）

（4）试验过程

3、酸碱中和滴定的误差分析

误差分析：利用〃酸c酸，酸=〃碱c碱，碱进行分析

式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c一一酸或碱的物质的量浓度；

K-一酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时;则：

c碱/酸酸.丹

“碱W碱

上述公式在求算浓度时很便利，而在分析误差时起主要作用的是分子上的/酸的变更，因为

在滴定过程中C酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的

却是「酸的增大，导致。酸偏高；1/碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥

形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变更的却是标准酸用量的削减,

即，酸减小，则c碱降低了；对于视察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来

测定碱的浓度时，C碱的误差与/酸的变更成正比，即当，酸的实测值大于理论值时，C碱

偏高，反之偏低。

同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。

（八）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0H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：

①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。

②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:Na£03>

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：

①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）

②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）

③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;0H一促进

阳离子水解而抑制阴离子水解）

6、酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：如HSOJ显酸性

②电离程度〉水解程度，显酸性（如：HSOJ、H2PO,）

③水解程度〉电离程度，显碱性（如：HCOJ、ns、HPO3

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\A严与A1OJ、CCVXHCOQ、+（HS）、SO产（HSOJ）;

S?与NHJ；CO/（HCOJ）与NH；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

3+

平依据是两边电荷平衡，如：2A1+3s2一+6H2O==2A1（OH）3I+3Hzst

8、盐类水解的应用：

水解的应用实例原理

3

1、净水明研净水AI4+3H2O=AI(on)3(胶体)+3ir

2

2、去油污用热碱水冼油污物品CO3'+H2O声UICO3+OH

①配制FeCL溶液时常加入___，

3+

Fe+3H20-Fe(OH)3+3H'

少量盐酸__,

3、药品的保存

②配制Na2C0.3溶液时常加

2

C03+H20HCO3+OH

入少量NaOH

若不然，贝A

由MgCb-6H20制无水MgCb

4、制备无水盐MgCl2•Mg(0H)2+2HCl+4H20

在HC1气流中加热

Mg(OH)2MgO+HQ

用A12（SO）3与NaHC03溶液

3t

5、泡沫灭火器Al+3HCO3=A1(OH)3I+3CO2t

混合

6、比较盐溶液中比较NHiCl溶液中离子浓NH4++H2O=：NH3・H2O+H'

离子浓度的大小度的大小C(C1)>c(NH；)>c(H')>c(OH)

9,水解平衡常数（Kh）

对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/Ka（Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸

的电离平衡常数）

对于强酸弱碱盐：Kh=Kw/Kb,Kw为该温度下水的离子积，R,为该条件下该弱碱根形成的弱碱

的电离平衡常数,

(九)电离、水解方程式的书写原则

1、多元弱酸(多元弱酸盐)的电离(水解)的书写原则：分步书写

留意：不管是水解还是电离，都确定于第一步，其次步一般相当微弱。

2、多元弱碱(多元弱碱盐)的电离(水解)书写原则：一步书写

(十)溶液中微粒浓度的大小比较

1.多元弱酸、多元弱酸盐溶液

如H2s溶液:c(If)>c(HS-)>c(S2)>c(Oil).

2--

如Na2CO3溶液：c(Na)>c(CO,)>c(OH)>c(HCO3-)>(fT)«

2.混合溶液：混合溶液中离子浓度的比较，要留意能发生反应的先反应再比较，同时要留

意混合后溶液体积的变更，一般状况下，混合溶液的体积等于各溶液体积之和。在此，常用

到以下两组混合液:①NH£1~NH3.H2O(1：1)；®CH3C00H-CH3C00Na(1：1)<,一般均按电离

程度大于水解程度考虑。即①NH©〜NH3.H2。。：L)中,c(NH；)>c(Cl□>c(OH□>c(H+)；

@CH3C00H-CH3C00Na(1：1)中:c(CH3COO')>c(Na)>c(lO>c(OH)

☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必需满意的三种守恒关系：

驾驭三个守恒关系：

(1)电荷守恒：电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负

电荷总数肯定等于一阳离子所带正电荷总数。如在Na£03溶液中有c(Na+)+c(I/)=c(HC03

-)+2C(C0D+C(0H-)O

(2)物料守恒：电解质溶液中，由于某些离子水解或电离，使离子种类增多，但某些主要原

子的总数是守恒的。如在g2«)3溶液中有©(岫')=2。((：0厂)+2(:田(：0「)+2(:(1«：03)。

(3)质子守恒：任何溶液中，最终溶液中仅由水电离出的H'与3「守恒，即由水电离产生的

c(H')=c(OH-)。在电解质溶液中，由于某些离子发生水解，结合了水电离的H'或0H\使溶

液中c(lD^c(Oir),但由水电离出的H*与OIL守恒。如在Na£O：；溶液中有c(Oil

-)=c(H')+c(HC0「)+2c(H£03),也可由电荷守恒式和物料守恒式叠加得出。

(十一)难溶电解质的溶解平衡

1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见学问

(I)溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。

(2)反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时［H］降至

107mol/L<10-5mol/L,故为完全反应，用“="，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于

lOmol/L,故均用“=”。

(3)难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。

(4)驾驭三种微溶物质：CaSO.„Ca(0H)2、Ag2s0,

(5)溶解平衡常为吸热，但Ca(0II)2为放热，升温其溶解度削减。

(6)溶解平衡存在的前提是：必需存在沉淀，否则不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的书写

留意在沉淀后用(s)标明状态,并用“=如：Ag2s(s)=2Ag*(aq)+S2(aq)

3、沉淀生成的三种主要方式

(1)加沉淀剂法：K*越小(即沉淀越难溶)，沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。

(2)调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCh溶液中FeCL

(3)氧化还原沉淀法：

(4)同离子效应法

4、沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采纳的方法有：①酸碱；②氧化还原;③沉淀

转化。

沉淀溶解平衡是动态平衡，其影响因素主要有：

①温度：一般升温时，沉淀溶解度增大，能促进溶解，但要留意Ca（OH）?的溶解度随温度的

上升而减小。

②同离子效应：增大体系中沉淀溶解平衡中离子浓度，平衡向生成沉淀的方向移动；反之，

则向沉淀溶解的方向移动。

5、沉淀的转化：

实质：就是沉淀溶解平衡的移动，一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀。

溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。

如：AgNft：一►AgCl（白色沉淀）一＞AgBr（淡黄色）一＞AgI（黄色）—Ag2s（黑色）

6、溶度积（KSP）

1、定义：在肯定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀

的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。

2、表达式：AmBn（s）mA'（aq）+nB°（aq）

--[c（BB）]n

3、影响因素：

外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。

②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。

4、溶度积规则

Qc（离子积）〉KSP有沉淀析出

QcKSP平衡状态

Q＜（KSP未饱和，接着溶解

第四章电化学

第一节原电池

（一）原电池：

1、概念：_____化学能转化为电能的装置叫做原电池

2、组成条件：（1）活泼性不同的电极材（2）电解质溶液（3）构成闭合电路（用导线连

接或干脆接触）（4）自发进行的氧化还原反应

3、电极反应：以锌铜原电池为例：

负极：—氧化—反应：Zn-2e=Zn2+（较活泼金属）

正极：—还原—反应：2H++2e=H2t（较不活泼金属）

2

总反应式：_Zn+2H=Zn++H21_

特殊提示：构成原电池的四个条件是相互联系的，电极不肯定参与反应，电极材料不肯定都

是金属，但应为导体，一电解质溶液应合理的选取。

电流(正极一负极)

铜

4、正、负极的推断:

(1)从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。

(2)从电子的流淌方向负极流入正极

(3)从电流方向正极流入负极

(4)依据电解质溶液内离子的移动方向阳离子流向正极，阴离子流向负极

(5)依据试验现象①一溶解的一极为负极②增重或有气泡-极为正极

5、酸、碱、盐溶液电解规律(惰性电极)

电解质电解质溶液

类型电极反应特点实例电解对象浓度PH复原

NaOH水增大增大水

中海阴：2H++2e,-

水增大减小水

H2SO4

水型阳：20H--4e---2H2。+02t

NdzSOv水增大不变水

分解HCI电解质减小增大氯化氢

电解电解质电离出的阴、阳离子分别在两

质型极放电CuCl电解质减小氯化前

z/

放H?

生碱阴极：HQ放出生裱电-55和生成新

NaCl增大氯化氢

£1阳极：电解质阴离子放电水电解质

故5

生酸阴极：电解质阳离子放电电解质和生成新

减小氧化铜

型CUSO4

阳极：HzO放Oz生酸水电解质

6、原电池原理的应用

(1)设计原电池(这是近几年高考的命题热点)

(2)加快了化学反应速率：形成原电池后，氧化还原反应分别在两极进行，使反应速率增

大，例如：试验室用粗锌与稀硫酸反应制取氢气；在锌与稀硫酸反应时加入少量的Cu$O,溶

液，能使产生加的速率加快

(3)进行金属活动性强弱的比较

(4)电化学爱护法：即金属作为原电池的正极而受到爱护，如在铁器表面镀锌

(5)从理论上说明钢铁腐蚀的主要缘由

其次节化学电池

1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池

2、化学电池：借助于化学能干脆转变为电能的装置

3、化学电池的分类：一次电池、二次电池、燃料电池

（一）一次电池

1、常见一次电池：碱性锌镒电池、锌银电池、锂电池等

（二）二次电池

1、二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复运用，又叫充电电

池或蓄电池。

2、电极反应：铅蓄电池