高考化学复习手册状元笔记

第六章化学反应与能量

☆知识体系:

蛤变与反应热

吸热反应和放热反应

热化学方程式

化学能与热能

燃烧热、中和热

有关反应热的计算

基础概念

铜锌原电池

带盐桥的原电池

原电池原电池的分类

电极反应式书写

原电池的应用

化学反应与能量

电解

电解池原理

阴、阳极列斯及电极反应式的书写

电解原理的应用

电解池

业冶金

电化学的计算

多池串联装置判断

化学腐蚀和电化学腐蚀的比校

钢铁的腐蚀

金属的腐蚀与防护

金属的防护

O章节概述:

本章节包括四节内容，第一节化学能与热能高考考查点主要是运用盖斯定律进行

计算以及运用化学键进行△”计算和化学反应中的能量变化的有关概念同样

会涉及，本节重点仍以对治变的理解、盖斯定律的应用、△〃计算为主，要注意

以图像、图表为背景考查能量变化、化学键键能、正逆反应的活化能关系。

后三节内容围绕化学能与电能展开讨论，高考对本部分考查以原电池工作原理为

主、新型化学电源、电解原理及应用、金属的防护等为主，主要考察学生的证据

推理与模型认知。学生要注重实物图分析、新型电池分析、电解池与原电池之间

2

的联系，以及依据原电池和电解池的工作原理并结合氧化还原反应知识熟练掌握

电极反应式的书写方法。

3

冒知识清单:

化学能与热能

一、焰变与反应热:

1.反应热：化学反应中放出或吸收的热量。

2.婚变：在恒压条件下的反应热，其符号为AH,单位是kJ/mol。

二、吸热反应和放热反应：

1.反应特点

(1)从能量高低的角度分析

吸热过程放热过程

对于吸热反应：反应物的总能量=生成物的总能量-吸收的热量;

对于放热反应：反应物的总能量=生成物的总能量+放出的热量。

(2)从化学键的角度分析

2.常见的吸热反应和放热反应

(1)吸热反应：大多数分解反应、盐的水解反应、Ba(OH)2•8H2O和NH4cl反应、

C与此0信)反应、C与CO2反应。

(2)放热反应：大多数化合反应、中和反应、金属与酸的反应、所有的燃烧反应、

缓慢氧化、铝热反应。

4

三、热化学方程式：

L概念：表示参加化学反应的物质的量和反应热的关系的化学方程式。

2.意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。

如：2H2(g)+Ch(g尸2H2。⑴AH=1571.6kJ-mo产表示25℃、101kPa时，

2mol氢气和1mol氧气反应生成2moi液态水时放出571.6kJ的热量。

3.书写

(1)写出配平的化学方程式；

(2)标出各物质的聚集状态和反应时的温度、压强；

(3)标明AH的正负号、数值和单位。

4.注意

(1)在右端注明热量变化:吸热反应，A^>0；放热反应，△“<();

(2)绝大多数AH是在25℃、lOlkPa下测定的，此时可不注明温度和压强；

(3)化学计量数只表示物质的量，因此可以是整数,也可以是分数;

(4)要注明反应物和生成物的聚集状态，气态、液态、固态、溶液分别用&、I、s、

aq表示;

(5)化学计量数改变，△“要相应的改变；正、逆反应的数值相等、符号相反;

(6)一般不要求写反应条件，不用“f”和“一，不用"一"或"U”而用“=”

表O

四、燃烧热、中和热：

1.燃烧热和中和热的比较

燃烧热中和热

能量变化放热

相同点

△〃及其单位A77<0,单位均为kJ-mol-1

反应物的量1mol不一定为1mol

生成物的量不确定生成物水为1mol

101kPa时，1mol纯

在稀溶液里，强酸与强碱发

物质完全燃烧生成稳

反应热含义生中和反应生成1mol水时

不同点定的氧化物时所放出

所放出的热量

的热量

强酸与强碱反应的中和热

燃烧热为

表示方法为57.3kJ-mol'1或

A/7=-akJ-mor,(a>0)

△"=-57.3kJ-mol-1

注：完全燃烧指物质中元素完全转变成对应的稳定氧化物，如C-C02(g),

H—H2。⑴，S—S02(g)等。

5

2.中和热的测定

(1)装置：

(2)计算公式

,„(7H|+m2)-C-(t2-Zl)x103,,

A/7=------------------------kJmor1

M(H2O)

ti为起始温度，t2为终止温度，m1、m2为酸、碱溶液的质量(单位为g),c为中和

后生成的溶液的比热容(4.18Jgin为参加反应的酸或碱的物质的量(单位

为mol)0

(3)能源

化煤

石壬;属于不可再生能源

燃

料罪►开源节流：开发新能源和

能节约现有能源

源

五、有关反应热的计算：

1.利用热化学方程式计算

反应热与反应物的物质的量成正比。根据已知的热化学方程式和已知的反应物或

生成物的物质的量，可以计算反应放出或吸收的热量；根据一定量的反应物或生

成物的量计算出反应放出或吸收的热量,换算成1mol反应物或生成物的热效应,

也可以书写热化学方程式。

2.利用旧键断裂和新键形成过程中的能量差计算

△〃=反应物的总键能之和一生成物的总键能之和

若反应物旧化学键断裂吸收能量Ei,生成物新化学键形成放出能量E2,则反应

的A//=EI-E2。

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3.利用盖斯定律计算

（1）盖斯定律是指化学反应不管是一步完成还是分几步完成,其反应热是相同的,

即化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。

（2）书写步骤:

①写：写出目标方程式（题目中要求书写的热化学方程式），配平；

②比：将已知方程式和目标方程式比较，分析物质类别、位置（在反应物中还是

在生成物中）的区别；

③倒：为了将已知方程式相加得到目标方程式，可将方程式颠倒过来，反应热的

数值不变，但符号要相反。这样，可以避免减法运算中容易出现的错误；

④乘：为了将方程式相加得到目标方程式，可将方程式乘以某个数（可以是分数）,

反应热也要进行相应地运算；

⑤加：倒、乘两个方面做好了，只要将方程式相加即可得目标方程式，反应热也

相加即可。注意：△〃要带着“+”“-”符号进行运算。

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冒知识清单:

原电池

一、基础概念：

L本质：自发进行的氧化还原反应。

2.能量：化学能转化为电能的装置。

3.构成条件：

(1)电解质溶液(强弱均可);

(2)两个电极:两种活泼性不同的金属或一种金属与另一种非金属导体(石墨、C

棒)；

①负极：较活泼的金属(发生氧化反应)(除K、Na、Ca)

②正极：不活泼金属或非金属导体(发生还原反应)

(3)形成闭合回路。

形成闭合回路需三个条件：

①电解质溶液；

②两电极直接或间接接触；

③电极插入电解质溶液中。

二、铜锌原电池：

1.实验装置

2.实验现象

(l)Zn片逐渐溶解；

(2)Cu片上有气泡产生;

(3)电流表指针偏转。

3.实验原理

e-沿导线传递，产生电流

氧化反应还原反应

正极

Zn—2e~Zn"Cu2++2e_Cu

匚二电解质溶液

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4.电极反应

(1)负极：电子流出的一极,失已发生氧化反应：Zn-2e=Zn2+；

(2)正极：电子流入的一极,得e1发生还原反应：2H++2e-=H2f;

2+

(3)总反应：Zn+2H+=Zn+H2to

5.三个方向

(D电子：负极流向正极;

(2)电流：正极流向负极;

(3)离子：阳离子流向正极，阴离子流向负极:

三、带盐桥的原电池：

1.实验装置

ZnSO,溶液CuSO,溶液

2.盐桥

(1)盐桥原电池中半电池的构成条件：电极金属和其对应的盐溶液。一般不要任

意替换成其他阳离子盐溶液，否则可能影响效果。盐桥中装有饱和的KCKKN03

等溶液和琼脂制成的胶冻。

(2)作用：连接内电路，形成闭合回路;平衡电荷，使原电池不断产生电流。

3.实验现象

(l)Zn片逐渐溶解；

(2)Cu片有固体析出；

(3)电流表指针偏转。

4.实验原理

电极名称负极正极

电极材料锌片铜片

电极反应Zn-2e=Zn2+Cu2+-2e=Cu

反应类型氧化反应还原反应

电子流向由Zn片沿导线流向Cu片

盐桥中离子移向盐桥含饱和KC1溶液，K*移向正极，C1移向负极

电池反应Zn+Cu2+=Zn2++Cu

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四、原电池的分类：

1.常见的特殊电池

(1)概念：电池正负极要根据电解池溶液而定。

(2)Al-Mg-电解质溶液

①稀HC1

a.正极:2H++2e=H2T

b.负极:Mg-2e'=Mg2+

c.总方程式：Mg+2H+=Mg2++H2T

②稀NaOH

a.正极：6H2O+6e-=3H2f+6OH-

b.负极：2Al-6e-+8OH=2A1O2+4H2O

c.总方程式：2A1+2OH-+2H2O2AIO2-+3H2T

(3)Fe-Cu-电解质溶液

①稀HNO3

a.负极：Fe-2e~=Fe2+

b.正极：4H++NOT+3e-=NOT+2H2。

c.总反应：3Fe+8HNO3=3Fe(NO3)2+2NOT+4H2。

②浓HNOa

a.负极：Cu-2e*=Cu2+

b.正极：4H++2NO3-+2e=2NO2T+2H2。

c.总反应：Cu+4HNO3=Cu(NO3)2+2NO2T+2H2。

2.一次电池

(1)概念：发生氧化还原反应的物质大部分被消耗后就不能再充电的电池，如普

通锌镒电池、锌银电池。

(2)碱性锌镒干电池

①负极材料：Zn,电极反应式：Zn+2OH-2e=Zn(OH)2；

②正极材料：MnO2,电极反应式：2MnO2+2H2O+2e-=2MnOOH+2OH-；

③总反应：Zn+2MnO2+2H2O=2MnOOH+Zn(OH)2o

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3.二次电池

(1)概念：可多次充电的电池，如铅蓄电池、镶镉电池、锂电池等蓄电池。

⑵铅蓄电池：

①放电时的反应

2

负极：Pb(s)+SO4-(aq)-2e「-PbSO4(s)(氧化反应)；

正极：PbO2(s)+4H(aq)+SCV-(aq)+2e「=PbSC)4(s)+2H2O⑴(还原反应)；

总反应：Pb(s)+PbO2(s)+2H2so4(aq)-2PbSO4(s)+2H2O(l)o

②充电时的反应

阴极:PbS04(s)+2e=Pb(s)+S04”(aq)(还原反应)；

+2

阳极:PbSCM⑸+2H2。⑴-2e=PbO2(s)+4H(aq)+SO4-(aq)(氧化反应)；

总反应：2PbSO4(s)+2H2O(l)=Pb(s)+Pb02(s)+2H2so4(aq)。

4.燃料电池

(1)概念：利用燃料燃烧发生氧化还原反应的电池,如氢氧燃料电池、甲醇燃料

电池、乙醇燃料电池等；电极材料一般为惰性电极,具有很强的催化活性，如粕

电极、活性炭电极等。

(2)氢气燃料电池

①酸性

+

a.负极反应：H2-2e-=2H

+

b.正极反应：02+4e+4H=2H2O

c.总反应：2H2+02=2氏0

②中性、碱性

a.负极反应：H2-2e-+2OH-=2H2O

b.正极反应：O2+4e+2H2O=4OH'

c.总反应：2H2+02=2氏0

(3)甲烷燃料电池

①酸性介质(如H2so4)

a.总反应式：CH4+2O2=CO2+2H2O

+

b.负极反应:CH4-8e+2H2O=CO2+8H

c.正极反应：202+85+8丁==4曳0

②碱性介质(如KOH)

2

a.总反应式：CH4+202+20H=CO3+3H2O

2

b.负极反应：CH4-8e+IOOH=CO3-+7H2O

c.正极反应：202+8e+4H2O=8OH

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五、电极反应式书写：

1.先写出电极反应式的主要框架(待配平)

(1)酸性电解液

负极：还原剂-xe-氧化产物+H'

正极：氧化剂+xe-+H'―•还原产物

(2)非酸性电解液(或质)(包括碱溶液、熔融碳酸盐及氧化物)

负极：还原剂-xe-+阴离子一氧化产物

正极：氧化剂+xe-阴离子+还原产物

2.依据化合价变化分别标出氧化剂与电子的比例、还原剂与电子的比例，也就是

配平氧化剂、还原剂和电子的系数。

3.根据电荷守恒配平离子,注意要把得电子看作负电荷，失电子看作正电荷处理。

4最后根据元素守恒配平其余物质。

六、原电池的应用：

1.判断原电池正负电极

(I)根据两极材料和电解质溶液判断

①活泼金属作负极(K、Ca、Na由于与水反应，不能作电极)；

②惰性金属或石墨、碳棒等作正极。

(2)根据电子、电荷、电流方向判断

①外电路电流流出的电极为正极,流入的为负极；

电子流出的电极为负极,流入的为正极。

②内电路阳离子移向原电池正极,阴离子移向原电池负极。

⑶根据原电池电极反应类型判断：

①负极：失电子，发生氧化反应，通常是电极本身反应，质量减少的电极;

②正极：得电子，发生还原反应，常伴随金属的析出或气体放出的电极。

(4)根据电极变化

①质量减小，有溶解的电极一般为负极；

②质量增大有金属析出或气体产生的电极一般为正极；

③溶液中电极附近pH增大的一般为正极。

2.加快氧化还原的速率

电化学速率>普通化学反应速率>有防护的速率

例：在Zn与稀H2s04反应时，加入少量CuS04溶液能使产生H2的反应速率加

快。

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冒知识清单:

电解池

一、电解：

1.原理：使电流通过电解质溶液（或熔融的电解质）而在阴、阳两极引起氧化还原

反应的过程。在此过程中，电能转化为化学能。

二、电解池原理：

L电极名称及电极反应式

例：用惰性电极电解CuCb溶液

电极名称：阴极［电极名称：阳极

反应类型：还原反应反应类型：氧化反应

电极反应式:、电极反应式：

Cu2++2e-：^=Cu2Cl--2e-=C12+

总反应方程式：CuCh^^Cu+Cl2T

2.电解池中电子和离子的移动

注：电子只在导线中移动，不可流经溶液。

三、阴、阳极的判断及电极反应式的书写：

1.判断电解池的阴、阳极

⑴根据外接电源的正、负极判断

①电源正极连接阳极;

②电源负极连接阴极。

⑵根据电极产物判断

①电极溶解、逸出。2（或电极区变酸性）或逸出C12的为阳极;

②析出金属、逸出H2（或电极区变碱性）的为阴极。

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1.氯碱工业——电解饱和食盐水

（1）电极反应

①阳极：2c「-2e（反应类型：氧化反应）；

②阴极：2H++2e-H2T（反应类型：还原反应）。

（2）总反应

①化学方程式：2NaCl+2H2O遭里=2NaOH+H2T+Chf;

②离子方程式：2C「+2H2。墓曳=20H-+H2T+CI2T。

2.电镀和电解精炼铜

电镀

电解精炼铜

（Fe表面镀Cu）

粗铜

电极材料镀层金属铜

（含Zn、Fe、Ni、Ag、Au等杂质）

Zn-2e-=Zn2+

阳极

Fe_2e=Fe2+

电极反应Cu-2e=Cu2+

Ni-2e-=Ni2+

Cu-2e=Cu2+

电极材料待镀金属铁纯铜

阴极

电极反应Cu2++2e=Cu

电解质溶液含Cl?+的盐溶液

注：电解精炼铜时，粗铜中的Ag、Au等不反应，沉积在电解池底部形成阳

极泥

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五、电冶金：

1.冶炼钠

⑴总反应：2NaCl(熔融)至里=2Na+CLf

(2)电极反应

①阳极：2c「一2e「一CLT；

②阴极：2Na*+2e=2Nao

2.冶炼镁

(D总反应：MgCL(熔融)9=Mg+C12T

(2)电极反应

①阳极：2c「一2e「-C12T；

②阴极：Mg2'+2e-=Mgo

3.冶炼铝

(1)总反应：2Al2。3(熔融)=^^=4A1+302T

(2)电极反应

2-

①阳极：6O-12e=3O2T；

②阴极：4Al3++12e=4A1O

六、电化学的计算：

4

4e-2C1(BrJJ~0,-2H~2Cu~4Ag~±M

、2---j、2.

阳极产物—‘阴极产物

(式中M为金属，n为其离子的化合价数值)

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3.综合装置中的相关计算

(1)原理：电子转移的守恒,

(2)注意

①串联电路中各支路电流相等;

②并联电路中总电流等于各支路电流之和。在此基础上分析处理其他各种数据。

CuCl2

溶液

图中装置甲是原电池，乙甲是电解池，若电路中有

0.2mol电子转移,则Zn极溶解6.5g,Cu极上析出Hz2.24L(标准状况),Pt极

上析出CLO.lmol,C极上析出Cu6.4g。甲池中H+被还原，生成H2和ZnSO3

溶液pH变大；乙池中是电解CuCL,由于CM+浓度的减小使溶液pH微弱增大,

电解后再加入适量CuCl2固体可使溶液复原。

六、多池串联装置判断:

1.直接判断

非常直观明显的装置，如有燃料电池、铅蓄电池等在电路中时，则其它装置为电

解池。

如图：A为原电池，B为电解池。

2.根据电池中的电极材料和电解质溶液判断

原电池一般是两个不同的金属电极或一个金属电极和一个碳棒作电极；而电解池

则一般都是两个惰性电极,如两个粕电极或两个碳棒电极。原电池中的电极材料

和电解质溶液之间能发生自发的氧化还原反应，电解池的电极材料一般不能和电

解质溶液自发反应。

如图：A为电解池，B为原电池。

PtLjPtZrrd,Cu

NaCl溶液稀硫酸

A

3•根据电极反应现象判断

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在某些装置中根据电极反应现象可判断电极,并由此判断电池类型。

如图：若C极溶解，D极上析出Cu,B极附近溶液变红，A极上放出黄绿色气

体，则可知乙是原电池，D是正极，C是负极，甲是电解池，A是阳极，B是阴

极。B、D极发生还原反应，A、C极发生氧化反应。

AJ.ITBcTlLD

:-j——y

NaCl、酚低溶液CuSO4溶液

甲乙

4.原电池和电解池的组合装置的思维模型

工小皿广阳极：氧化反应

有电源或电看电极3

电解池

极材料相同f阴极：还原反应*

先判断

乏山广正极：还原反应」

装置类型4tt

电极活动性不同看电极

原电池

或通入反应物f负极：氧化反应一

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冒知识清单:

金属的腐蚀与防护

一、化学腐蚀和电化学腐蚀的比较:

类型化学腐蚀电化学腐蚀

金属与接触到的干燥气体或不纯金属接触到电解质溶液发生

条件

非电解质液体直接反应原电池反应

本质M-ne===Mnl

现象金属被腐蚀较活泼金属被腐蚀

区别无电流产生有电流产生

联系两者往往同时发生，电化学腐蚀更普遍

二、钢铁的腐蚀：

类型析氢腐蚀I吸氧腐蚀

水膜性质(强)酸性弱酸性或中性

正极反应2H'+2e-=H2T2H2O+O2+4e^=40H

负极反应Fe-2e=Fe2+

2+

总反应Fe+2H==Fe+H2T2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2

甘/山l匹铁锈的形成：4Fe(OH)+O2+2HO=4Fe(OH),

其他反应223

2Fe(OH)3-Fe2O33H2O(铁锈)+(3-x)H2O

三、金属的防护：

1.电化学防护

⑴牺牲阳极的阴极保护法—利用原电池原理

①鱼摄(阳极)是作保护材料的金属；

②正极(阴极)是被保护的金属设备。

(2)外加电流的阴极保护法—利用电解池原理

①阴极是被保护的金属设备；

②阳极是惰性电极。

2.其他方法

(1)改变金属内部结构，如制成合金；

(2)使金属与空气、水等物质隔离，如电镀、喷油漆等。

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第八章水溶液中的离子平衡

☆知识体系:

强、弱电解质

◎章节概述:

本章包括四节内容，第一节“弱电解质的电离平衡”和第二节“水的电离和溶液

的酸碱性，在高考真题中“年年考，卷卷有“，在备考中应重点关注弱电解质的

电离平衡、电离平衡常数计算、中和滴定的迁移应用等考点，同时要注意滴定终

点判断的规范表达，试题难度中等偏上。

第三节“盐类水解”和第四节“难溶电解质的溶解平衡”是近年高考的重点，主

要考查的是溶度积常数的相关计算及应用、溶液中的三大守恒关系的应用，试题

通常以图像形式直观呈现微粒浓度变化，考查数形结合能力以及对离子平衡的理

解应用。盐类水解应重点关注水解平衡常数的计算、影响水解平衡的因素、电解

质溶液中电荷守恒关系的应用。

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冒知识清单:

弱电解质的电离平衡

一、强、弱电解质：

1.概念

(1)电解质：水溶液中或熔融状态下能导电的化合物;

(2)非电解质：水溶液中和熔融状态下不能导电的化合物

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)弱电解质主要包括量逡、曼碱、少数盐和水。

3.电离方程式的书写

(1)弱电解质

①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。3电离方程式：H2co3=+HCO3,HCO3+CO3o

②多元弱碱电离方程式一步写成。

如Fe(OH)3电离方程式:Fe(OH。—Fe3++30H一。

(2)酸式盐

①强酸的酸式盐完全电离。

+T

如NaHS04电离方程式：NaHSO4=Na+H+SOFo

②弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离,

如NaHCCh电离方程式：NaHCCh-Na"+HC03,HCO3-H'+COfo

二、电离平衡：

1.概念：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粗箜时，电离过程就达到平衡。

2.特点：(1)动态平衡;

(2)固定不变：平衡一旦建立，溶液中弱电解质分子及其电离出的各离子浓度都

将保持不变;

(3)电离过程一般为吸热过程;

(4)当条件改变,平衡的改变遵循勒夏特列原理。

3.影响电离平衡的因素

⑴浓度:增大分子浓度或者降低离子浓度，都会使电离平衡向电离的方向移动;

(2)温度:弱电解质的电离过程是吸热过程，当升高温度时，电离平衡向电离的

方向移动；

(3)同离子效应:在弱电解质溶液中，加入同弱电解质具有相同离子的强电解质,

使电离平衡发生移动；

21

(4)化学反应:在弱电解质溶液中加入能与其电离出的离子发生反应的物质时,

平衡向电离方向移动。

4.电离平衡常数

⑴表达式

①对于一元弱酸HA：HAiH'+A'电离平衡常数K=二°一\八，

c(HA)

②对于一元弱碱BOH：BOH^B+OH,电离平衡常数

c(B*)c(OH)

K=-------------------------o

c(BOH)

(2)特点

①电离平衡常数只与遍度有关，因电离是吸热过程，所以花通，K值增大;

②多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是KI»K2»K3»",故其酸性取决

于第一步电离。

(3)意义：K值越大,说明弱电解质越易电离，其酸(碱)性越强.

(4)影响因素

①内因(决定因素)：弱电解质本身的性质；

②外因：温度(随温度升高而增大)

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冒知识清单:

水的电离和溶液的酸碱性

一、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。=FBO'+OH或

H2O-H++OH。

2.水的离子积常数

(1)表达式：Kw=c(H)c(OH)。室温下，Kw=lxlO%

(2)影响因素：只与温度有关.水的电离是吸热过程,升高温度，Kw增大。

(3)适用范围：Kw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H*和OH,只要温度不变，Kw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，Kw增大；

(2)加入酸或碱，水的电离程度减小,Kw不变；

(3)加入可水解的盐(如FeCb、Na2co3),水的电离程度增大，Kw不变。

4.外界条件对水的电离平衡的影响

K系变化平衡水的电离

4Kwc(OH)c(H)

条件移动方向程度

酸逆不变减小减小增大

碱逆不变减小增大减小

可水解Na2cCh正不变增大增大减小

的盐NH4CI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

二、溶液的酸碱性与pH：

1.溶液的酸碱性：取决于溶液中c(Hl和c(Oir)的相对大小

酸性溶液中中性溶液中碱性溶液中

c(H+)>c(OH)c(H*)=c(OH)c(H+)<c(OH)

2.pH的定义

(1)定义：化学上常用H+的物质的量浓度的负对数来表示溶液的酸碱性。

+

(2)表示方法:pH=-lgc(H)0

(3)pOH：采用OH-的物质的量浓度的负对数来表示溶液的酸碱性，常温下:

pH+pOH=14o

23

E、G(ITM+C2(H-/2„.,口+、

c(H)=---------凡比---------，pH=-1gc(H)o

②两种强碱混合：先求出c(OH',再落炉，求出c(H*居，最后求pH。

小口\C】(°H)%+C2(OH)匕/口+、C(OH-)TJ1/TT+X

c(OH尸-----乔正-----,C(H尸(),pH=-1gc(H)o

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的浓

度，最后求pH。

a.恰好反应：pH=7。

+

b.酸过量：c(H')=)之熬H'",pH=-lgc(H)o

c.碱过量：c(OH)=筌黑M阳•产黠pH=-IgcH)。

三、酸碱中和滴定：1.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。

2.常用酸碱指示剂及其变色范围

指不剂变色范围的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

酚猷<8.2无色>10.0红色

色

注：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。

24

3.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、锥形

瓶。

E-l

h=

-=

E~=l

h

=

E-Jl

-p

E--l

E-=l

-

「

⑵试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸镭水。

⑶滴定管的选择

试剂性质滴定管原因

酸性、

酸式滴定管酸性和强氧化性物质易腐蚀橡胶

强氧化性

碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无

碱性碱式滴定管

法打开

4.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

①检漏：检查滴定管活塞是否漏水；

②洗涤：先用蒸储水“洗”，再用待测液“润洗”滴定管；

③装、排：滴定管中“装”液至0刻度以上，并“排”气泡;

④调、读：调整液面至0或0刻度以下，并读数；

⑤注、力口：将一定体积的碱液注入锥形瓶，并加指示剂。

(2)滴定

眼睛注视锥

形瓶内溶液

颜色变化

(3)终点判断

当滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色(酚酬作指示剂)，且在半分钟内不

恢复原色，视为滴定终点并记录标准液的体积。

(4)数据处理

25

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(HCI)-r(HC1)

c(NaOH):---计---算---。----------------

V(NaOH)

5.误差分析

（1）原理

依据原理c（标准）-V（标准）=c（待测）-V（待测），所以

c（待测）「（区生）”寿准；因c（标准）与V（待测）已确定，因此只要分析出

V（待测）

不正确的操作引起修（标准）的变化，即分析出结果。V（标准）变大，则c（待测）偏

高；V（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（酚猷作指示剂）为例：

步骤操作V（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

取碱液的滴定管开始有气泡，读数时气泡

取液变小偏低

消失

酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气

变大偏高

泡消失

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

变小偏低

读数（或前仰后俯）

读数

酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视

变大偏高

读数（或前俯后仰）

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围知识清单:

盐类水解

一、盐类的水解及规律:

1.盐的组成：金属阳离子或铁根+酸根。

2.盐的分类

(1)含氧酸盐是指含氧酸对应的盐，例如H2so4对应的Na2s04,还有如Na3Po4；

无氧酸盐是指无氧酸对应的盐，例如H2s对应的NazS,还有如NaCl。

(2)正盐：酸碱完全中和的产物。比如：NaClo

酸式盐：阳离子中含有氢离子的盐。比如：NaHS04o

碱式盐：阴离子中含有氢氧根离子的盐。比如：CU2(0H)2c03。

复盐:由两种或两种以上的简单盐类组成的同晶型化合物，叫做复盐。复盐又叫

重盐。复盐中含有大小相近、适合相同晶格的一些离子，如明矶(十二水合硫酸

铝钾)KA1(SC)4)2T2H2O。

混盐：是指一种金属离子与多种酸根离子所构成的盐。如氯化硝酸钙Ca(NO3)Clo

3.盐类水解实质

.弱酸的阴离子一结合H+

盐电离一，,一生成弱电解质一破坏了水的电离平衡

弱碱的阳离子一结合0H

一水的电离程度增大一＞c(H')于c(OH一)一溶液呈碱性或酸性。

4.盐类水解规律

口诀：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

NHC1、CH3coONa、

实例NaCl、KNO34

CU(NO3)2Na2cO3

是否水解否是是

水解的离子NH；、Cu2+CH3coeV、CO3

溶液的酸碱性中性酸性碱性

溶液的pH(25℃)pH=7pH<7pH>7

27

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。

2.外因

水解产生

影响因素水解平衡水解程度

离子的浓度

温度升高右移增夫增大

增大右移减小增大

浓度减小

右移增大减小

(即稀释)

外加酸弱碱阳离子水解程度减小

酸碱碱弱酸阴离子水解程度减小

注：

(1)能水解的阳离子与能水解的阴离子混合，会相互促进水解。常见的含下列离

子的两种盐混合时，会发生较彻底的双水解反应:

①阳离子：Fe3\Al3+；

2

②阴离子：C03”、HCO3\S\HS\A。-、SO32-、HSO3-等。

22

(2)Fe3+与S\HS\SO3\HSO3-等还原性离子发生氧化还原反应,而不是发生

双水解反应。；

(3)HCO3-与A102-在溶液中也不能共存，可发生反应产生白色沉淀，但不是由于

2

双水解反应，而是：HCO3-+H2O+A1O2-=A1(OH)31+CO3-

28

三、盐类水解应用:

应用举例

判断溶液

FeCh溶液显酸性，原因是Fe3*+3HO^Fe(OH)+3H*

的酸碱性23

判断酸性

NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10,则酸性：11*>11丫>112

强弱

配制或贮存配制CuS04溶液时，加入少量H2s04,防止ClP*水解；

易水解的盐配制FeCb溶液，加入少量盐酸；

溶液贮存Na2c03溶液、NazSiCh溶液不能用磨口玻璃塞

制取Fe(0H)胶体的离子方程式：

胶体