2023年高二化学选择性必修1期末复习知识点总结

2023期末复习学问点总结第一章化学反响的热效应第一节反响热一、反响热 焓变反响热和焓变等温条件下，化学反响体系向环境释放或从环境吸取的热量，称为化学反响的热效应，简称反响热。焓变：等压条件下的反响热等于反响的焓变，符号为ΔHkJ·mol-1。过程中，化学反响的焓变等于反响热。从宏观和微观的角度解释化学反响过程中能量变化的缘由宏观角度①放热反响：体系向环境释放能量，反响体系的焓减小，ΔH为负值，即ΔH<0。②吸热反响：体系从环境中吸取能量，反响体系的焓增大，ΔH为正值，即ΔH>0。微观角度①化学键的断裂与形成过程中能量的变化②反响热与化学键的关系常见的吸热反响和放热反响①常见的吸热反响：大多数的分解反响,碳和二氧化碳、碳和水的反响,Ba(OH)2·8H2O与铵盐的反响等〔或水〕的反响、燃烧反响、缓慢氧化、大多数化合反响、铝热反响等。二、中和反响反响热的测定计算公式为𝐐=𝐜·𝐦·𝚫𝐭试验装置：试验步骤及留意事项反响物温度𝐭𝟏：分别测量盐酸与𝐍𝐚𝐎𝐇溶液的温度，取两温度平均值为𝐭𝟏反响后体系温度𝐭𝟐：快速混合并搅拌，记录混合溶液的最高温度为𝐭𝟐重复操作三次，取温度差的平均值作为计算依据，其中假设有数据明显偏离正常值数据应舍去。数据处理：所用盐酸、氢氧化钠溶液均为稀溶液，近似地认为溶液的密度均为𝟏𝐠·𝐜𝐦𝟑,反响后溶液容𝐜=𝟒.𝟏𝟖𝐉·𝐠 𝟏·℃𝟏 ,则反响放出的热量𝐐=𝐜·𝐦·𝚫𝐭=𝐜·[𝐦(盐酸)+𝐦(𝐍𝐚𝐎𝐇溶液)]·〔𝐭𝟐 𝐭𝟏〕三、热化学方程式1.热化学方程式是说明反响所释放或吸取的热量的化学方程式。如：N2H4(g)+O2(g) N 2(g)+2H2O(g) ΔH=534.4kJ ·mol1，表示在25℃、101kPa下，1molN2H4(g)与1molO2(g)完全反响生成1molN 2(g)和2molH2O(g)时，放热534.4kJ四、燃烧热1.定义：在101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成指定产物时放出的热量，叫做该物质的燃烧热。特别提示可燃物的物质的量必需是1mol;可燃物完全燃烧生成的产物必需为稳定的物质，完全燃烧时不同的元素对应的稳定物质：N→N2(g)，C→CO2(g)，H→H2O(l)等。五、留意 ΔH与测定条件〔温度、压强〕有关，因此书写热化学方程式时应注明ΔH的测定条件。对于在25℃、101kPa下进展的反响，可不注明温度和压强。留意热化学方程式中各物质的化学式前的化学计量数仅表示该物质的物质的量，不表示物质的分子数或原子数，因此化学计量数可以是整数也可以是分数。 ΔH相对应，假设化学计量数转变，则ΔH也要按比例转变，即化学计量数与ΔH的数值成正比。当反响逆向进展时，其焓变与正反响的焓变数值相等，正、负号相反。 留意反响物、生成物的聚拢状态不同，焓变数值以及符号都可能不同，因此必需注明物质的聚拢、l、g、aq〕才能完整地表达出热化学方程式的意义。化学式一样的同素异形体或同分异构体除标明状态外还需标明其名称，如金刚石应表示为“C〔金刚石，s〕”，葡萄糖应表示为“C6H12O6s〕”，这是由于同素异形体或同分异构体的化学式虽然一样，但构造不同，因此具有的能量也不同。 学方程式中不再用“↑”“↓”来标记气体生成物和难溶生成物。 11mol化为CO2〔g〕，氢元素转化为H2O〔l〕，硫元素转化为SO2〔g〕其次节反响热的计算一、盖斯定律 在确定条件下，化学反响的反响热只与反响体系的始态和终态有关，而与反响的途径无关。 ：应用盖斯定律可以间接计算出反响很慢的、不简洁直接发生的或者伴有副反响发生的反响的反响热。二、反响热的计算依据反响物和生成物的总能量计算：𝚫𝐇=生成物的总能量−反响物的总能量依据反响物和生成物的键能计算：ΔH=E反响物的键能总和−E生成物的键能总和依据物质的燃烧热数值计算：Q放 =n可燃物×|ΔH|燃烧热依据热化学方程式计算：热化学方程式中反响热数值与各物质的化学计量数成正比aAg +bBgcC g +dDg∆Habcd|∆H|nAnBnCnDQ则nAa

=nBb

=nCc

=ndd

= Q|∆H|三、利用盖斯定律计算反响热的两种方法2径法：先依据题意虚拟转化过程，然后依据盖斯定律列式求解，即可求得待求反响的反响热。如：求Cs +1O2gCO g的∆H，可依据如以下图转化过程，∆H=∆H1−∆H22加和法：将所给热化学方程式适当加减得到所求的热化学方程式,反响热也作相应的加减运算。第一步：先确定待求反响的化学方程式∆H时用“+”，假设在“异侧”，计算∆H时用“-”，即“同侧相加、异侧相减”第三步：依据待求方程式中各物质的化学计量数确定方程式的乘数，即“化学计量数定乘数”第四步：依据其次步、第三步的结论，计算待求反响的∆H四、反响热大小的比较直接比较法吸热反响的∆H00)。种可燃物完全燃烧所放出的热量比不完全燃烧所放出的热量多。放出的热量多。学方程式中焓变的数值。盖斯定律比较法〔1〕同一反响的生成物状态不同，如：A(g)+B(g) C (g)∆H 1<0,A (g)+B(g)C (l)∆H2<0∆H1∆H2A∆H1∆H2+B(g)

C(g)∆H3C(l∆H3

C(l)

1H3=∆H2H3＜1＞2〔2〕同一反响的反响物状态不同如S(g)+O2(g) SO 2(g)∆H 1<0,S(s)+O2(g) SO2(g)∆H 2<0∆H3 ∆H2S(g)+O2(g) S(s)+O2(g) SO2(g) ，∆H2+∆H3=∆H1，又∆H3＜0，所以∆H1＜∆H2∆H12〔3两个有联系的不同反响相比较如(s)+2()=2()H 1<,()+12()=()H2＜02{C(s)+O2{1

()1∆H

2(g)1 ∆H

∆H

+∆H

=∆H

＜∆HC(s)+ O2(g)CO

2 (g)+

O2(g)CO 3

2(g)

2 3 1 3 1 22 22据此也可得热化学方程式：CO(g)+1O2(g)CO 2(g)∆H 3=∆H1−∆H22图示比较法：依据反响物的总能量与生成物的总能量的大小关系可以很便利地比较∆H的大小，如S(g)+O2(g)=SO2(g)∆H 1=−akj·mol−1(a＞0)S(s)+O2(g)=SO2(g)∆H 2=−bkj·mol−1(b＞0)其次章化学反响速率与化学平衡第一节化学反响速率一、化学反响速率常用单位时间内反响物或生成物的浓度变化来表示化学反响速率，表示为𝐯=对化学反响速率表达式的理解

∆𝐜=∆𝐭

∆𝐧𝐕·∆𝐭化学反响速率是指某一时间段内的平均反响速率，而不是某一时刻的瞬时速率无论是用反响物还是用生成物表示，其化学反响速率都取正值，不用固体或纯液体来表示〔4𝐀(𝐠+𝐁(𝐠)=𝐘(𝐠+𝐪𝐙(𝐠) ，用不同物质表示的化学反响速率分别为𝐯𝐀=∆𝐜(𝐀)，𝐯𝐁=∆𝐜(𝐁)，𝐯𝐘=∆𝐜(𝐘)，𝐯𝐙=∆𝐜(𝐙)，∆𝐭其数值可能不同，故表示化学反响速率时必需指明具体物质

∆𝐭

∆𝐭

∆𝐭〔5〕同一化学反响里，用不同物质表示化学反响速率时，速率之比等于化学计量数之比测定原理与方法测定原理：物质的某些物理性质〔如压强、体积、吸光度、电导率等〕与其物质的量或浓度存在函数关系，因此人们常用物理方法准确而快速地测定反响物或生成物浓度的变化来确定其化学反响速率测定方法：二、活化能、简洁碰撞理论 有效碰撞。在化学反响中，能量较高，能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子。化学反响的过程反响的活化能化能与反响热的关系如以下图：图中𝐄𝟏为正反响的活化能，𝐄𝟐为逆反响的活化能，使用催化剂时的正反响的活化能为𝐄𝟑，反响热为𝐄𝟏−𝐄𝟐三、影响化学反响速率的因素打算因素〔内因：反响物的组成、构造和性质等外界因素〔外因：浓度、压强、温度、催化剂、反响物间的接触面积、光、电磁波、超声波等四、化学反响速率的计算与大小比较化学反响速率的计算〔1〕利用反响速率的定义式𝐯=∆𝐜=∆𝐭

∆𝐧𝐕·∆𝐭的规律求算“三段式”法计算化学反响速率①写出反响的化学方程式；②找出各物质的起始量、转化量、某时刻量；③依据条件计算化学反响速率的比较方法化学计量数之比换算成同一物质表示的化学反响速率，单位统一，再比较数值大小一样时，数值大得反响速率大。五、外界因素对化学反响速率的影响外接因素对化学反响速率的影响及其留意事项外界因素外界因素对化学反响速率的影响留意事项浓度 化学反响速率增大；减小反响物的浓 的用量(无视外表积变化)不会转变化学反响速率；②对于度，化学反响速率减小 会引起化学反响速率的转变对于有气体参与的化学反响，其他条压强应物的浓度减小，化学反响速率减小①压强只对有气体参与的反响的速率有关②压强对反响速率的影响是通过浓度对反响的影响实现的温度增大；降低温度，反响速率减小催化剂其他因素可加快或减慢化学反响速率①温度对反响速率的影响不受体系的限制②假设是可逆反响，上升温度，正、逆反响速率都增大，反之均减小假设是可逆反响，同等程度地影响正、逆反响速率接触面积、溶剂的性质、光、超声波、磁场等均能影响化学反响速率外界条件的转变反响物浓度外界条件的转变反响物浓度气体反响物的压强温度催化剂工程活化能分子总数单位体积内活化分子数活化分子百分数有效碰撞次数化学反响速率增大减小不变不变增加削减增加削减不变增加削减增大减小增大不变增加增加不变增加增大减小不变削减削减削减减小上升不变不变增加增加增加增大减低不变不变削减削减削减减小使用减低不变增加增加增加增大〔1〕转变浓度和压强，不转变活化分子百分数；上升温度和参与催化剂，可增大活化分子百分数把握变量法探究外界因素对化学反响速率的影响确定变量：明确影响试验探究结果的因素可能有哪些，即变量定多变一：依据试验目确实定需把握的变量。在探究时，应领先确定其他的因素不变，只转变一种因素，看这种因素与探究的问题存在怎样的关系；确定一种因素的影响结果以后，再确定另一种因素数据有效：留意选择数据〔或设置试验〕要有效，且变量统一，否则无法作出正确推断利用反响机理图像分析活化能〔能垒〕对化学反响速率的影响〔1〕𝐄(能垒𝟏)=𝐄(过渡态𝐄(吸附态)=[𝐚−(−𝐛)]𝐞𝐕=(𝐚𝐛)𝐞𝐕。〔2〕𝚫𝐇=𝐄(生成物𝐄(反响物)=(−𝐝−𝟎)𝐞𝐕=−𝐝𝐞𝐕〔3〕反响历程中能垒最大的基元反响是打算反响速率快慢的决速步骤。六、化学反响速率图像：定性图像主要包括反响速率与反响物浓度、气体压强、反响温度、催化剂等外界条件的关系，以及反响过程中的速率变化等定性关系。全程速率—时间图：如𝐙𝐧与足量盐酸的反响，反响速率随时间的变化如以下图。①𝐎𝐀段：𝐙𝐧与盐酸的反响是放热反响,使溶液的温度上升,化学反响速率渐渐增大;②𝐀𝐁段：随着反响的进展，𝐇𝐂𝐥的浓度渐渐减小，化学反响速率渐渐减小。的降低而减小，如以下图。确定，减小气态反响物的压强(增大容器的容积),反响速率减小，如以下图。定量图像主要是指反响物或生成物的物质的量(或物质的量浓度)与反响时间的定量关系,如以以下图所示。该类图像所能解决的问题:确定反响物、生成物；反响起始时进展的方向；确定是否为可逆反响；确定化学方程式、某段时间内的平均反响速率；确定可逆反响到达平衡的时刻及到达平衡时各种物质的量的关系。其次节化学平衡一、化学平衡状态概念：确定条件下的可逆反响体系中，当正、逆反响的速率相等时，反响物和生成物的浓度均保持化学平衡状态建立件下，假设投料量一样，可逆反响不管从正反响开头，还是从逆反响开头，也不管是一次性投料，还是分屡次投料，最终到达的化学平衡是一样的。特征二、化学平衡常数表达式〔1〕对于一般的可逆反响𝐦𝐀(𝐠)+𝐧𝐁(𝐠) 𝐩𝐂(𝐠) +𝐪𝐃(𝐠)，当在确定温度下到达平衡时，平衡常数𝐊=𝐜𝐩(𝐂)·𝐜𝐪(𝐃) (固体和纯液体的浓度被视为常数，通常不计入化学平衡常数表达式中)。𝐜𝐦(𝐀)·𝐜𝐧(𝐁)对于确定的化学反响，𝐊只受温度影响，与反响物或生成物的浓度无关。化学平衡常数与化学方程式的关系化学平衡常数是指某一具体反响的平衡常数，化学方程式的书写不同，平衡常数的表达式不同。如:化学方程式

平衡常数

关系式𝐍𝟐

(𝐠)+

(𝐠)

𝟑(𝐠)

𝐊𝟏

= 𝐜𝟐(𝐍𝐇𝟑)𝐜(𝐍𝟐)·𝐜𝟑(𝐇𝟐)𝟏𝟏 𝟑

𝐜(𝐍𝐇𝟑)

𝐊𝟐=√𝐊𝟏〔或𝐊𝟐〕𝐍(𝐠)+

(𝐠)

(𝐠)

𝐊𝟐= 𝟏 𝟑 𝟏𝟐

𝟐 𝟐 𝟑

𝐜𝟐(𝐍𝟐

)·𝐜𝟐(𝐇𝟐)

𝐊𝟑

=𝟏𝟏𝐊𝟏𝟐𝐍𝐇𝟑(𝐠) 𝐍𝟐(𝐠)+𝟑𝐇𝟐(𝐠)

𝐊𝟑=

𝐜(𝐍𝟐)·𝐜𝟑(𝐇𝟐)𝐜𝟐(𝐍𝐇𝟑)应用〔1〕推断反响进展的程度：通常，𝐊值越大，平衡时反响物的转化率越大，正反响进展的程度越大。〔2〕推断反响是否到达平衡或进展的方向：对于化学反响𝐚𝐀(𝐠)+𝐛𝐁(𝐠) 𝐜𝐂(𝐠) +𝐝𝐃(𝐠)的任意状态，浓度商𝐐=𝐜𝐜(𝐂)·𝐜𝐝(𝐃)𝐜𝐚(𝐀)·𝐜𝐛(𝐁)①𝐐<𝐊，化学平衡向正反响方向进展;②𝐐=𝐊，可逆反响处于平衡状态;③𝐐>𝐊，化学平衡向逆反响方向进展。〔3〕推断可逆反响的热效应:三、影响化学平衡的因素化学平衡的移动〔1〕化学反响速率发生转变，化学平衡不愿定化学平衡的移动是由正、逆反响速率，假设正、逆反响速率变化的趋势和程度都一样，则化学平衡不移动。影响化学平衡的因素浓度浓度转变的外界条件〔其他条件不变〕增大反响物浓度或减小生成物浓度减小反响物浓度或增大生成物浓度压强〔对有气体参与的反应〕反响前后气体体积转变体积不变增大压强〔减小容器的容积〕减小压强〔增大容器的容积〕化学平衡移动的方向向正反响方向移动向逆反响方向移动转变压强平衡不移动上升温度 向吸热反响方向移动温度降低温度 向放热反响方向移动催化剂同等程度地转变𝐯正、𝐯逆，平衡不移动固体或纯液体的浓度被视为常数，故转变固体或纯液体的量，对化学平衡无影响。移动。“惰性气体”对化学平衡的影响：

充入“惰性气体”体系总压强增大 体系中各组分的浓度不变平衡不移动。②恒温、恒压条件下，原平衡体系充入“惰性气体”容器容积增大，各反响气体的分压减小 体系

反响前后气体体积不变的反响 平衡不移动反响前后气体体积变化的反响 平衡向气体体积增大的方向移动对于一个已经到达平衡的体系，假设转变影响化学平衡的一个条件(如参与反响的物质的浓度、温度、压强)，平衡就向着能够减弱这种转变的方向移动。四、推断化学平衡状态的两种方法——“正、逆相等，变量不变”1.动态标志：𝐯 =𝐯 ≠𝟎正 逆〔1〕同种物质:同一物质的生成速率等于消耗速率。〔2〕不同物质：必需标明是“异向”的反响速率关系。如对于反响𝐚𝐀(𝐠)+𝐛𝐁(𝐠) 𝐜𝐂(𝐠) +𝐝𝐃(𝐠)，𝐯 (𝐀)正𝐯 (𝐁)逆

𝐚时，反响到达平衡状态。=𝐛=2.静态标志：种“变量”不变各物质的质量、物质的量或浓度不变。五、“三段式”法突破平衡常数〔𝐊、转化率的相关计算分析三个量：起始量、变化量、平衡量明确三个关系对于同一反响物，起始量-变化量=平衡量对于同一生成物，起始量+变化量=平衡量各物质转化量之比等于对应物质的化学计量数之比计算模式对以下反响：𝐦𝐀(𝐠)+𝐧𝐁(𝐠) 𝐩𝐂(𝐠) +𝐪𝐃(𝐠)，令𝐀、𝐁起始物质的量分别为𝐚𝐦𝐨𝐥、𝐛𝐦𝐨𝐥，到达平衡时，𝐀的消耗量为𝐦𝐱𝐦𝐨𝐥，容器容积为𝐕𝐋。𝐦𝐀(𝐠)+𝐧𝐁(𝐠) 𝐩𝐂(𝐠) +𝐪𝐃(𝐠)起始/𝐦𝐨𝐥 𝐚 𝐛 𝟎 𝟎变化/𝐦𝐨𝐥 𝐦𝐱 𝐧𝐱 𝐩𝐱 𝐪𝐱平衡/𝐦𝐨𝐥 𝐚−𝐦𝐱 𝐛−𝐧𝐱 𝐩𝐱 𝐪𝐱①𝐊=

𝐩𝐱𝐩 𝐪𝐱𝐪( )( )·(

②𝐜

(𝐀)=𝐚−𝐦𝐱𝐦𝐨𝐥·𝐋−𝟏

③平衡时𝐀的转化率=𝐦𝐱×𝟏𝟎𝟎%(𝐚−𝐦𝐱)𝐕

𝐦·(

𝐛−𝐧𝐱)𝐧 平 𝐕 𝐚𝐕六、压强平衡常数〔𝐊𝐩〕的计算𝐊𝐩的含义：在化学平衡体系中，用各气体物质的分压替代浓度计算的平衡常数叫压强平衡常数四步骤计算压强平衡常数①依据“三段式”法计算平衡体系中各物质的物质的量或物质的量浓度②计算平衡体系中各气体组分的物质的量分数或体积分数〔或物质的量分数〕④依据平衡常数计算公式进展计算七、等效平衡〔恒温恒容或恒温恒压〕下，同一可逆反响体系，不管从正反响开头，还是从逆反响开头，到达化学平衡状态时，还是从逆反响开头，到达化学平衡状态时，同种物质的百分含量〔质量分数、物质的量分数、体积分数〕一样，这样的化学平衡互称为等效平衡等效平衡的类型和规律等效平衡类型等效平衡类型全等效平衡相像等效平衡条件恒温、恒容恒温、恒容恒温、恒压反响的特点任何可逆反响反响前后气体分子数相等任何可逆反响换算为化学方程式同换算为化学方程式同一边物 换算为化学方程式同一边物起始投料一边物质，其“量”一样质，其“量”符合同一比例质，其“量”符合同一比例质量分数一样一样一样平衡浓度一样成比例一样〔气体〕特点物质的量一样成比例成比例八、化学平衡图像的类型与解题原则1.速率——时间图像〔𝐯𝐭图像〕图Ⅰ：𝐯′正

突变，𝐯′逆

渐变，且𝐯′正

＞𝐯′，逆说明是增大了反响物的浓度，使𝐯′正

突变，且平衡正向移动如图Ⅱ：𝐯′正

、𝐯′逆

都是突然减小的，且𝐯′正

＞𝐯′逆

，说明平衡正向移动，该反响的正反响可能是放热反响或气体总体积增大的反响如图Ⅲ：𝐯′正

、𝐯′逆

都是突然增大且增发程度一样，说明该化学平衡没有发生移动，可能是使用了催化剂，也有可能是反响前后气体总体积不发生变化的反响压缩体积〔增大压强〕所致百分含量〔或转化率〕——时间-温度〔或压强〕图像解题原则——“先拐先平数值大”平衡逆向移动。图Ⅱ：表示𝐩𝟐＞𝐩𝟏，增大压强，𝐀的转化率减小，说明正反响是气体总体积增大的反响，增大压强，平衡逆向移动。图Ⅲ：生成物𝐂的百分含量不变，说明平衡不发生移动，但反响速率𝐚>𝐛，故𝐚使用了催化剂；也可能该反响是反响前后气体总体积不变的可逆反响，𝐚增大了压强(减小容器的容积)。百分含量—压强—温度图像解题原则——“定一议二”图Ⅰ：中确定压强为𝟏𝟎𝟓𝐏𝐚或𝟏𝟎𝟕𝐏𝐚，则生成物𝐂的𝐓的上升而渐渐减小，说明正反响是放热𝐓不变，作横坐标的垂线，与两个压强曲线消灭交点，分析生成物𝐂的百分含量随压强𝐩的变化可以觉察，增大压强，生成物𝐂的百分含量增大，说明正反响是气体总体积减小的反响第三节化学反响的方向一、化学反响的方向1.自发过程与自发反响的比较自发过程自发过程含义自发反响在确定条件下，不需要借助外力就能自发进展 在给定的条件下可以自发进展的化学反响的过程特征行举例 水从高处流向低处、冰雪溶化 钢铁生锈应用可被用来完成有用功，如𝐇𝟐燃烧可设计成原电池非自发过程要想发生，必需对它做功，如通电使水分解为𝐇𝟐和𝐎𝟐二、化学反响进展的方向与焓变、熵变的关系焓判据体系趋向于从高能量状态转化为低能量状态〔这时体系往往会对外做功或释放能量〕的规律〔∆𝐇＜𝟎〕可能自发进展，但有些吸热反响〔∆𝐇＞𝟎〕也能自发进展熵判据具有自发进展的倾向与焓判据类似，熵判据也不适用于全部反响第四节化学反响的调控一、化学反响的调控1.提高合成氨反响速率和平衡转化率的条件比较提高化学反响速率提高平衡转化率综合结果压强高压高压高压温度高温低温兼顾化学反响速率和平衡转化率，且考虑催化剂活性，选取事宜温度催化剂使用无影响使用浓度增大反响物浓度增大反响物浓度，减小生成物浓度增大反响物浓度，且不断将生成物准时分别出来二、工业合成氨的适宜条件及原理分析。不承受更高压强的理由是压强越大，对设备的要求越高、需要的动力越大温度工业合成氨温度不能太高的理由合成氨反响为放热反响上升温度平衡转化率降低 ②𝟓𝟎𝟎℃左右时催化剂〔铁触媒〕活性最大，温度过高，催化剂活性减弱催化剂：适用铁触媒做催化剂，能够加快反响速率，缩短到达平衡的时间浓度：𝐍𝟐和𝐇𝟐的物质的量之比为𝟏𝟐𝟖的投料比，氨准时从混合气中分别出去，提高原料的利用率第三章水溶液中的离子反响与平衡第一节电离平衡一、电解质1.强电解质和弱电解质强电解质概念 中能够全部电离的电解质在溶液中的存在形式 只有阴、阳粒子化合物类型 离子化合物、局部共价化合物①大局部盐〔包括难溶性盐〕实例 ②强酸，如𝐇𝐂𝐥、𝐇𝟐𝐒𝐎𝟒等③强碱，如𝐊𝐎𝐇、𝐁𝐚(𝐎𝐇)𝟐等

弱电解质共价化合物①弱酸，如𝐂𝐇𝟑𝐂𝐎𝐎𝐇、𝐇𝐂𝐥𝐎等②弱碱，如𝐍𝐇𝟑·𝐇𝟐𝐎等③水〔1〕𝐂𝐎𝟐、𝐒𝐎𝟐、𝐍𝐇𝟑𝐇𝟐𝐂𝐎𝟑、𝐇𝟐𝐒𝐎𝟑、𝐍𝐇𝟑·𝐇𝟐𝐎等电解质导电，不是其本身电离出离子，故应为非电解质。单质、溶液既不是电解质，也不是非电解质强电解质。有少数盐尽管能溶于水，但其在水溶液中只有局部电离，属于假设电解质，如(𝐂𝐇𝟑𝐂𝐎𝐎)𝟐𝐏𝐛二、弱电解质的电离平衡电离平衡状态〔如温度、浓度〕下，溶液中弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离到达平衡状态建立过程电离方程式的书写强电解质：完全电离，在写电离方程式时，用“ ”弱电解质：局部电离，在写电离方程式时，用“ ”①一元弱酸、弱碱一步电离。如𝐂𝐇𝟑𝐂𝐎𝐎𝐇𝐂𝐇 𝟑𝐂𝐎𝐎 +𝐇+ 、𝐍𝐇𝟑·𝐇𝟐𝐎𝐍𝐇

++𝐎𝐇𝟒②多元弱酸分步电离，必需分步写出，不行合并〔其中以第一步电离为主。如𝐇𝟐𝐎𝟑𝐇 ++𝐎𝟑〔主，𝐎𝟑𝐇

++𝟑

〔次〕③多元弱酸分步电离〔较简洁，在中学阶段要求一步写出。如)𝟑𝐞 ++外界因素对电离平衡的影响温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，上升温度使电离平衡向右移动，电离程度增大浓度：在确定温度下，对于同一弱电解质，通常溶液中弱电解质的浓度越小，电离程度越大同离子效应：参与含有弱电解质离子的强电解质时，电离平衡向左移动，电离程度减小三、电离平衡常数表达式〔1〕一元弱酸𝐇𝐀的电离常数：依据𝐇𝐀𝐇

++𝐀，可表示为

=𝐜(𝐀)·𝐜(𝐇+)𝐂(𝐇𝐀)〔2〕一元弱碱𝐁𝐎𝐇的电离常数：依据𝐁𝐎𝐇𝐁特点

++𝐎𝐇 ，可表示为

=𝐜(𝐁+)·𝐜(𝐎𝐇)𝐂(𝐁𝐎𝐇)对于同一弱电解质的稀溶液来说，电离平衡常数只与温度有关，上升温度，𝐊值增大。𝐊越大，表示该弱电解质越易电离，酸性或碱性越强多元弱酸的各级电离常数的大小关系是𝐊𝐚𝟏≥𝐊𝐚𝟐≥𝐊𝐚𝟑···故酸性强弱主要取决于第一步电离〔以证明𝐂𝐇𝟑𝐂𝐎𝐎𝐇是弱电解质为例〕从弱电解质的电离特点分析𝐩𝐇现象：𝐩𝐇＞𝟏②操作：配置一样浓度的盐酸和醋酸，分别测点两溶液的𝐩𝐇。 现象：盐酸的𝐩𝐇小于醋酸的𝐩𝐇在一样温度下，与一样浓度强电解质溶液比较导电力气串联接通电源，观看灯泡亮度②现象：插入盐酸中的灯泡亮度高，插入醋酸中的灯泡亮度低①操作：确定温度下，配置浓度一样的盐酸和醋酸，分别参与纯度、质量都一样的同种锌粉②现象：与锌反响产生氢气的速率：盐酸＞醋酸从影响弱电解质电离的外界因素分析比较稀释前后溶液的𝐩𝐇与稀释倍数的变化关系①操作：配置𝐩𝐇一样的盐酸和醋酸，取𝟏𝐦𝐋上述盐酸和醋酸，分别用蒸馏水稀释一样的倍数，再测定稀释后两溶液的𝐩𝐇②现象：盐酸的𝐩𝐇变化大，醋酸的𝐩𝐇变化小溶液中参与对应的可溶性盐固体，观看𝐩𝐇变化①操作：把确定浓度的醋酸分成两等份，其中一份参与醋酸钠固体，然后分别测其𝐩𝐇②现象：参与醋酸钠固体的醋酸比另一份未加醋酸钠固体的醋酸的𝐩𝐇大，说明醋酸是弱酸五、一元强酸与一元弱酸的比较一样体积、一样物质的量浓度比较工程比较工程酸溶液𝐜(𝐇 )酸性力𝐇𝟐的总量反响速率一元强酸溶液大强大一样 一样一元弱酸溶液小弱小一样体积、一样𝐜(𝐇 )比较工程比较工程酸溶液𝐜(𝐇 )酸性力一元强酸溶液小𝐇𝟐的总量少反响速率一样 一样 一样一元弱酸溶液 大 多六、电离平衡常数的应用推断弱酸〔或弱碱〕的相对强弱，一样条件下，电离平衡常数越大，酸性〔或碱性〕越强推断盐与酸〔或碱〕反响是否发生，一般相对强的酸〔或碱〕制相对弱的酸〔或碱〕依据浓度商𝐐与电离平衡常数𝐊的相对大小推断电离平衡的移动方向4.推断溶液中微粒浓度比值的变化状况。如 加水稀释，

𝐜(𝐂𝐇𝟑𝐂𝐎𝐎)=𝐜(𝐂𝐇𝟑𝐂𝐎𝐎𝐇)𝐜(𝐂𝐇𝟑𝐂𝐎𝐎)·𝐜(𝐇)𝐜(𝐂𝐇𝟑𝐂𝐎𝐎𝐇)·𝐜(𝐇)

=𝐊𝐚(𝐂𝐇𝟑𝐂𝐎𝐎𝐇)𝐜(𝐇)

，加水稀释后，𝐜(𝐇 减小

𝐚(𝐂𝐇

𝟑𝐂𝐎𝐎𝐇)值不变，则𝐜(𝐂𝐇𝟑𝐂𝐎𝐎)增大𝐜(𝐂𝐇𝟑𝐂𝐎𝐎𝐇)其次节水的电离和溶液的𝐏𝐇一、水的电离水的电离方程式：水是极弱的电解质，其电离方程式为𝟐𝐇𝟐𝐎𝐇 𝟑𝐎 𝐎𝐇 ，简写为𝐇𝟐𝐎𝐇 𝐎𝐇 ，电离过程吸热①“难”：极难电离，在𝟐𝟓℃时纯水中𝐜(𝐇 )=𝐜(𝐎𝐇 )=𝟏×𝟏𝟎𝟕 𝐦𝐨𝐥·𝐋𝟏②“逆”：可逆反响③“等”：电离出的𝐇 和𝐎𝐇 浓度相等④“吸”：是吸热过程水的离子积常数①表达式：𝐊𝐖=𝐜(𝐇 )·𝐜(𝐎𝐇 )②影响因素确定温度时𝐊𝐖是个常数𝐊𝐖只与温度有关温度越高𝐊𝐖越大𝟓℃时𝐊𝐖=𝟏×𝟎𝟒 ；𝟏𝟎𝟎℃时，𝐊𝐖=𝟏×𝟏𝟎𝟏𝟐③适用范围：𝐊𝐖不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液外界条件对水电离平衡的影响〔水的电离：𝐇𝟐𝐎𝐇 𝐎𝐇 〕条件变化

平衡移动方向

𝐜(𝐇 )

𝐜(𝐎𝐇 )

𝐊𝐖

电离程度上升温度右移增大增大增大增大加酸左移增大减小不变减小加碱左移减小增大不变减小加活泼金属右移减小增大不变增大𝐩𝐇1.溶液的酸碱性取决于𝐜(𝐇 )和𝐜(𝐎𝐇 )的相对大小溶液的酸碱性 𝐜(𝐇 )与𝐜(𝐎𝐇

𝐜(𝐇 )大小

常温下

𝐩𝐇

𝐜(𝐇 )＞𝐜(𝐎𝐇 )𝐜(𝐇 )=𝐜(𝐎𝐇 )𝐜(𝐇 )＜𝐜(𝐎𝐇 )

𝐜(𝐇 𝐜(𝐇 𝐜(𝐇

＜𝟕=𝟕＞𝟕2.溶液的𝐩𝐇〔1〕计算公式：𝐩𝐇= 𝐥𝐠𝐜(𝐇 )〔2〕溶液的酸碱性与𝐇的关系〔常温下：3.𝐩𝐇的测定方法测定操作：用镊子夹取一小块试纸放在枯燥、干净的玻璃片或外表皿上，用枯燥、干净的玻璃棒蘸取待测液点在试纸上，将试纸显示的颜色与标准比色卡比照，读取𝐩𝐇𝐩𝐇计测定：可用来周密测量溶液的𝐩𝐇0~14，可读取一位或两位小数。三、酸碱中和滴定概念和原理概念：依据中和反响，用浓度的酸〔或碱〕来测定未知浓度的碱〔或酸〕的方法原理在中和反响中酸供给的𝐇 与碱供给的𝐎𝐇 质的量相等即𝐦𝐜酸

·𝐕酸

=𝐧𝐜碱

·𝐕碱

〔𝐦、𝐧分别代表酸和碱的元数〕主要仪器及使用方法仪器：滴定管、铁架台、滴定管夹、锥形瓶、烧杯使用方法：①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录②锥形瓶：注液→记体积→加指示剂指示剂的选择指示剂变色范围〔颜色与𝐩𝐇的关系〕石蕊＜𝟓.𝟎红色 𝟎紫色𝟎蓝色酚酞＜𝟖.𝟐无色 𝟎浅红色𝟎红色甲基橙＜𝟑.𝟏红色 𝟒橙色𝟒黄色滴定操作①滴速：先快后慢，当接近滴定终点时，改为滴加半滴利用锥形瓶内壁承接尖嘴处悬挂的半滴溶液〕②终点的推断：滴入最终半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不变色，视为滴定终点量浓度误差分析=𝐜标准·𝐕 标准𝐕待测

，假设𝐕标准偏大，则𝐜待测偏大；假设𝐕标准偏小，则𝐜待测偏小步骤操作步骤操作𝐕标准𝐜待测洗涤取液滴定读数酸式滴定管未用标准溶液润洗偏大偏高碱式滴定管未用待测液溶液润洗偏小偏低锥形瓶用待测溶液润洗偏大偏高锥形瓶洗净后还留有蒸馏水不变无影响放出碱液的滴定管开头有气泡，放出液体后气泡消逝偏小偏低酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消逝偏大偏高振荡锥形瓶时局部液体溅出偏小偏低局部酸液滴到锥形瓶外偏大偏高溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停顿滴定后加一滴𝐍𝐚𝐎𝐇溶液无变偏大偏高化酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视液面读数偏小偏低酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视液面读数偏大偏高四、𝐊𝐖的应用水的电离平衡曲线的识别与理解曲线上的任意点(如a,b,c)的𝐊𝐖都一样，即𝐜𝐇 ·𝐜𝐎𝐇 一样，温度一样d)与曲线上任意点的𝐊𝐖不同，温度不同转变温度溶液中水电离出的𝐜𝐇 或𝐜𝐎𝐇 的计算方法𝐊𝐖表达式中𝐜𝐇 、𝐜𝐎𝐇 均表示整个溶液中𝐇 、𝐎𝐇 总物质的量浓度，有以下状况：〔1〕酸溶液中𝐊𝐖=𝐜溶液𝐇 ·𝐜水𝐎𝐇 【计算时无视水电离出的𝐇 的浓度，即𝐜溶液𝐇 =𝐜酸𝐇 】〔2〕碱溶液中𝐊𝐖=𝐜水𝐇 ·𝐜溶液𝐎𝐇 【计算时无视水电离出的 𝐎𝐇 的浓度，即𝐜溶液𝐎𝐇 =𝐜碱𝐎𝐇 】〔3〕外界条件转变水的电离平衡可能发生移动但由水电离出的𝐜𝐇 与水电离出的𝐜𝐎𝐇 确定相等〔4〕室温下，由水电离出的𝐜𝐇 =𝟏×𝟏𝟎𝟏𝟑 𝐦𝐨𝐥·𝐋𝟏 的溶液可能呈酸性，也可能呈碱性五、溶液𝐩𝐇的计算𝐩𝐇的计算〔1〕𝐥·𝟏𝐇𝐧〔强酸〕溶液的𝐇〔𝟓℃：①𝐜(𝐇 )=𝐧𝐜𝐦𝐨𝐥·𝐋𝟏 ②𝐩𝐇= 𝐥𝐠𝐧𝐜〔2〕𝐥·𝟏𝐁(𝐎𝐇)𝐧〔强碱〕溶液的𝐇〔𝟓℃：

)=𝐧𝐜𝐦𝐨𝐥·

②𝐜(𝐇

)= 𝐊𝐖𝐜(𝐎𝐇)

=𝐧𝐜

𝐦𝐨𝐥·𝐋𝟏 ③𝐩𝐇=𝟏𝟒 𝐩𝐇的计算方法两强酸溶液混合：𝐜混

(𝐇 )=𝐜𝟏(𝐇)·𝐕𝟏𝐜𝟐(𝐇)·𝐕𝐕𝟏𝐕𝟐

，然后再求𝐩𝐇两强碱溶液混合：先计算𝐜

(𝐎𝐇

)=𝐜𝟏(𝐎𝐇)·𝐕𝟏𝐜𝟐(𝐎𝐇)·𝐕𝟐

，再求𝐜

(𝐇 )= 𝐊𝐖

𝐩𝐇混强酸溶液与强碱溶液混合

𝐕𝟏𝐕𝟐

混 𝐜混

(𝐎𝐇)①恰好完全反响，混合溶液呈中性，𝐩𝐇=𝟕〔𝟐𝟓℃〕②假设酸过量：先求反响后混合溶液中的𝐜混

(𝐇 )=𝐜(𝐇)·𝐕(酸)𝐜(𝐎𝐇)·𝐕(碱)𝐕(酸)𝐕( 碱)

𝐩𝐇𝐜混𝐩𝐇

(𝐎𝐇

)=𝐜(𝐎𝐇)·𝐕(碱)𝐜(𝐇 )·𝐕(酸)𝐕(酸)𝐕( 碱)

𝐜混

(𝐇 )=

𝐊𝐖 ，𝐜 (𝐎𝐇)混六、滴定曲线的分析与应用·𝐋𝟏 𝐍𝐚𝐎𝐇溶液滴定𝟐𝟎.𝟎𝟎𝐦𝐋𝟎.𝟏𝟎𝟎𝟎𝐦𝐨𝐥·𝐋𝟏 酸〕2.强酸〔碱〕滴定弱碱〔酸〕𝐩𝐇曲线比较第三节盐类的水解一、盐类的水解及其规律定义：在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的𝐇 或𝐎𝐇 结合生成弱电解质的反响，叫做盐类的水解实质水溶液中盐电离

弱酸根离子→结合水电离出的𝐇弱碱阳离子→结合水电离出的

破坏了水的电离平衡 水的电离程度增大可能导致溶液中𝐜(𝐇 )≠𝐜(𝐎𝐇 ) 溶液可能呈碱性或酸性特点①可逆：水解反响是可逆反响 ②吸热：水解反响可看做酸碱中和反响的逆反响③微弱：水解反响程度很微弱规律〔有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性〕盐类水解离子方程式的书写要求通常，水解反响是可逆反响，因此，要用“ ”而不用“ 常很小，产物的量也很少，因此水解方程式中一般不标“↓”或“↑”符号，也不把易分解产物的形式多元弱酸盐的水解是分布进展的，水解的离子方程式要分布表示多元弱碱阳离子的水解简洁，可看作一步水解〔4〕像𝐂𝐮𝟐和𝐇𝐂𝐎𝟑、𝐅𝐞𝟑和𝐇𝐂𝐎𝟑等离子组，由于它们相互促进水解，因此水解程度较大，书写离子方程式时要用“ 二、影响盐类水解的主要因素该盐的水解程度越大；对强酸弱碱盐来说，生成盐的弱碱碱性越弱，该盐的水解程度越大外界条件温度：上升温度能够促进水解浓度：盐溶液浓度越小，水解程度阅读大外加酸、碱：水解显酸性的盐溶液，加碱会促进水解，加酸会抑制水解，反之亦然外加盐：参与与盐的水解性质相反的盐会促进盐的水解三、盐类水解的应用在化学试验中的应用〔1〕推断溶液的酸碱性：如𝐅𝐞𝐂𝐥𝟑溶液显酸性缘由是：𝐅𝐞𝟑 𝟑𝐇𝟐𝐎𝐅𝐞(𝐎𝐇) 𝟑 𝟑𝐇〔2〕如𝟐𝟓℃时一样浓度的𝐍𝐚𝐗、𝐍𝐚𝐘、𝐍𝐚𝐙溶液的𝐩𝐇分别为𝟖、𝟗、𝟏𝟎，则酸性：𝐇𝐗＞𝐇𝐘＞𝐇𝐙〔3〕如配置𝐂𝐮𝐒𝐎𝟒𝐇𝟐𝐒𝐎𝟒，抑制𝐂𝐮𝟐𝐍𝐚𝟐𝐂𝐎𝟑溶液不能用磨口玻璃塞𝟑〔4〕胶体的制取：如制取𝐅𝐞(𝐎𝐇)𝟑胶体的离子方程式为：𝐅𝐞𝟑 𝟑𝐇𝟐𝐎𝐅𝐞 (𝐎𝐇)(胶体) 𝟑𝐇𝟑𝐇𝐂𝐥的气流中加热蒸干𝟑〔6〕推断离子是否共存如𝐀𝐥𝟑 与𝐂𝐎𝟐𝟑

、

、𝐒𝟐

、𝐇𝐒 、𝐀𝐥𝐎𝟐

等因发生相互促进的水解反响而不能大量共存〔7〕推断中和反响至中性时试剂的用量：如𝐍𝐇𝟑·𝐇𝟐𝐎与𝐇𝐂𝐥反响至中性时𝐍𝐇𝟑·𝐇𝟐𝐎过量；𝐂𝐇𝟑𝐂𝐎𝐎𝐇与𝐍𝐚𝐎𝐇反响至中性时𝐂𝐇𝟑𝐂𝐎𝐎𝐇过量〔8〕制备无机化合物：如用𝐓𝐢𝐂𝐥𝟒制备𝐓𝐢𝐎𝟐，其反响的化学方程式为𝐓𝐢𝐂𝐥𝟒 (𝐱 𝟐)𝐇𝟐𝐎(过量)𝐓𝐢𝐎 𝟐·𝐱𝐇𝟐𝐎↓𝟒𝐇𝐂𝐥〔9〕如除去𝐌𝐠𝐂𝐥𝟐溶液中混有的少量𝐅𝐞𝐂𝐥𝟑，可参与𝐌𝐠𝐎、𝐌𝐠𝐂𝐎𝟑或𝐌𝐠(𝐎𝐇)𝟐促进𝐅𝐞𝐂𝐥𝟑转化为𝐌𝐠(𝐎𝐇)𝟑沉淀而除去在生产生活中的应用〔1〕泡沫灭火器原理：𝐀𝐥𝟐(𝐒𝐎𝟒)𝟑𝐂𝐎𝟐气体和𝐀𝐥(𝐎𝐇)𝟑沉淀，将燃烧物质与空气隔离开来。𝐀𝐥𝟑 𝟑𝐇𝐂𝐎𝟑𝐀𝐥(𝐎𝐇) 𝟑↓𝟑𝐂𝐎 𝟐↑〔2〕作净水剂：如明矾可作净水剂。𝐀𝐥𝟑 𝟑𝐇𝟐𝐎𝐀𝐥(𝐎𝐇) 𝟑(胶体) 𝟑𝐇〔3〕化肥的使用：如铵态氮肥与草木灰不得混合施用〔4〕除锈剂：如𝐍𝐇𝟒𝐂𝐥溶液与𝐙𝐧𝐂𝐥𝟐溶液可作焊接时的除锈剂。𝐍𝐇𝟒 𝐇𝟐𝐎𝐍𝐇 𝟑·𝐇𝟐𝐎 𝐇𝐙𝐧𝟐 𝟐𝐇𝟐𝐎𝐙𝐧(𝐎𝐇) 𝟐 𝟐𝐇 。𝟑𝟑

𝐇𝟐𝐎𝐇𝐂𝐎 𝟑𝐎𝐇 𝐍𝐚𝟐𝐂𝐎𝟑的水解，使𝐜(𝐎𝐇 大，溶液去污力气增加不同类型盐的溶液蒸干后产物的推断〔1〕金属阳离子易水解的挥发性强酸盐：蒸干时得到氢氧化物，灼烧后得到氧化物，如𝐀𝐥𝐂𝐥𝟑溶液蒸干时得到𝐀𝐥(𝐎𝐇)𝟑灼烧后得到𝐀𝐥𝟐𝐎𝟑〔2〕金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐：蒸干得原溶质，如𝐀𝐥𝟐(𝐒𝐎𝟒)𝟑溶液蒸干得到𝐀𝐥𝟐(𝐒𝐎𝟒)𝟑固体〔3〕酸根离子易水解的强碱盐：蒸干得原溶质，如𝐍𝐚𝟐𝐂𝐎𝟑溶液蒸干得𝐍𝐚𝟐𝐂𝐎𝟑固体(𝐍𝐇𝟒)𝟐𝐒、(𝐍𝐇𝟒)𝟐𝐂𝐎𝟑溶液蒸干后得不到固体物质𝐂𝐚(𝐇𝐂𝐎𝟑)𝟐溶液蒸干后得𝐂𝐚𝐂𝐎𝟑易被氧化的盐：蒸干后得不到原物质，得其氧化产物，如𝐍𝐚𝟐𝐒𝐎𝟑溶液蒸干后得𝐍𝐚𝟐𝐒𝐎𝟒四、溶液中粒子浓度的关系依据“3𝟑如：𝐍𝐚𝟐𝐂𝐎𝟑溶液中：𝐜(𝐍𝐚 ) 𝐜(𝐇 )=𝟐𝐜(𝐂𝐎𝟐𝟑

) 𝟐𝐜(𝐇𝐂𝐎 ) 𝟐𝐜(𝐎𝐇 )𝟑元素养量守恒：在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。就该离子所含的某种元素来说，其质量在变化前后是守恒的，即元素养量守恒𝟑𝟐𝐂𝐎𝟑溶液中：𝐜(𝐍𝐚 )=𝟐𝐜(𝐂𝐎𝟐)𝟑质子守恒：水电离产生的𝐇 和𝐎𝐇 的量总是相等的。无论以什么形式存在如：𝐍𝐚𝟐𝐂𝐎𝟑溶液中：𝐜(𝐎𝐇 )=𝐜(𝐇 ) 𝟐𝐜(𝐇𝐂𝐎𝟑) 𝟐𝐜(𝐇𝟐𝐂𝐎𝟑)锁定“3〔1〕电离力气大于水解力气： 如𝐂𝐇𝟑𝐂𝐎𝐎𝐇的电离程度大于𝐂𝐇𝟑𝐂𝐎𝐎 的水解程度，所以等浓度的𝐂𝐇𝟑𝐂𝐎𝐎𝐇与𝐂𝐇𝟑𝐂𝐎𝐎𝐍𝐚溶液等体积混合后溶液显酸性；〔2〕水解力气大于电离力气如𝐇𝐂𝐥𝐎的电离程度小于𝐂𝐥𝐎 的水解程度所以等浓度的𝐇𝐂𝐥𝐎与𝐍𝐚𝐂𝐥𝐎溶液等体积混合后溶液显碱性〔3〕多元弱酸的酸式盐溶液的酸碱性：主要取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。离子浓度大小的比较单一溶液①对于多元弱酸溶液，依据多步电离进展分析。𝟒如：在𝐇𝟑𝐏𝐎𝟒溶液中，𝐜(𝐇 )＞𝐜(𝐇𝟐𝐏𝐎𝟒)＞𝐜(𝐇𝐏𝐎𝟐𝟒

)＞𝐜(𝐏𝐎𝟑 )𝟒𝟑②对于多元弱酸的正盐溶液，依据弱酸根离子的分布水解进展分析。如：在𝐍𝐚𝟐𝐂𝐎𝟑溶液中，各离子浓度的大小挨次为𝐜(𝐍𝐚 )＞𝐜(𝐂𝐎𝟐𝟑

)＞𝐜(𝐎𝐇 )＞𝐜(𝐇𝐂𝐎 )＞𝐜(𝐇 )𝟑𝟑弱酸的酸式盐溶液，要考虑弱酸的酸式酸根离子的电离程度与水解程度的相对大小。如：𝐇𝐂𝐎𝟑以水解为主，在𝐍𝐚𝐇𝐂𝐎𝟑溶液中，𝐜(𝐍𝐚 )＞𝐜(𝐇𝐂𝐎 )＞𝐜(𝐎𝐇 )＞𝐜(𝐇 )𝟑𝟑而𝐇𝐒𝐎𝟑以电离为主，在𝐍𝐚𝐇𝐒𝐎𝟑溶液中，𝐜(𝐍𝐚 )＞𝐜(𝐇𝐒𝐎 )＞𝐜(𝐇 )＞𝐜(𝐎𝐇 )𝟑④不同溶液中同一离子浓度的大小比较，要考虑溶液中其他离子对该离子的影响。、④(𝐍𝐇𝟒)𝟐𝐒𝐎𝟒溶液中，𝐜(𝐍𝐇𝟒)的大小挨次为④＞①＞②＞③混合溶液①分子的电离大于相应离子的水解。如：等物质的量浓度的𝐍𝐇𝟒𝐂𝐥与𝐍𝐇𝟑·𝐇𝟐𝐎的混合溶液中，𝐜(𝐍𝐇𝟒)＞𝐜(𝐂𝐥 )＞𝐜(𝐎𝐇 )＞𝐜(𝐇 )等物质的量浓度的𝐂𝐇𝟑𝐂𝐎𝐎𝐍𝐚与𝐂𝐇𝟑𝐂𝐎𝐎𝐇混合溶液中，𝐜(𝐂𝐇𝟑𝐂𝐎𝐎 )＞𝐜(𝐍𝐚 )＞𝐜(𝐇 )＞𝐜(𝐎𝐇 )②分子的电离小于相应离子的水解。如：等物质的量浓度的𝐍𝐚𝐂𝐍和𝐇𝐂𝐍的混合溶液中，𝐜(𝐍𝐚 )＞𝐜(𝐂𝐍 )＞𝐜(𝐎𝐇 )＞𝐜(𝐇 )五、借助图像考察酸碱中和滴定、电离平衡、水解平衡的综合应用酸碱中和反响过程中的图像分析液滴定𝟐𝟎.𝟎𝟎𝐦𝐋𝟎. 𝟏𝟎𝟎𝟎𝐦𝐨𝐥·𝐋𝟏𝐇𝐀溶液为例其滴定曲线如图>说明𝐇𝐀是弱酸，此时存在𝐜(𝐇𝐀)>𝐜(𝐇 )>𝐜(𝐀)>𝐜(𝐎𝐇 )点②：此时为等物质的量的𝐇𝐀和𝐍𝐚𝐀的混合液，溶液𝐩𝐇<𝟕，说明𝐇𝐀的电离程度大于𝐀的水解程度，此时存在𝐜(𝐀)>𝐜(𝐍𝐚 )>𝐜(𝐇𝐀)>𝐜(𝐇 )>𝐜(𝐎𝐇 )点③：此时溶液𝐩𝐇=𝟕，溶液呈中性酸有剩余此时存在𝐜(𝐀)=𝐜(𝐍𝐚 )>𝐜(𝐇𝐀)>𝐜(𝐇 )=𝐜(𝐎𝐇 )𝐍𝐚𝐀，𝐍𝐚𝐀为强碱弱酸盐，溶液呈碱性,存在𝐜(𝐍𝐚 )>𝐜(𝐀)>𝐜(𝐎𝐇 )>𝐜(𝐇 )点⑤：此时𝐍𝐚𝐎𝐇过量,溶液显碱性,可能存在𝐜(𝐍𝐚 )>𝐜(𝐀)>𝐜(𝐎𝐇 )>𝐜(𝐇 也可能存在𝐜(𝐍𝐚 )>𝐜(𝐎𝐇 )>𝐜(𝐀)>𝐜(𝐇 )分布系数图像〔分布系数:组分的平衡浓度占总浓度的分数〕〔1〕𝐊

𝐚𝟏

=𝐜(𝐇𝐂𝟐𝐎𝟒)·𝐜(𝐇 𝐜(𝐇𝟐𝐂𝟐𝐎𝟒)

，𝐀点：𝐜(𝐇𝐂𝟐

𝐎𝟒

)=𝐜

𝐂𝟐

𝐎𝟒)，𝐚故𝐊 =𝐜(𝐇 )=𝟏𝟎𝟏.𝟐𝐚𝟏= 〔1〕𝐊=

𝐜(𝐂𝟐𝐎𝟐)·𝐜(𝐇

，𝐁点：𝐜(𝐂𝟐

𝐎𝟐𝟒

)=𝐜

𝐎𝟒)，𝟐 𝐜(𝐇𝐂𝟐𝐎𝟒)𝐚故𝐊 =𝐜(𝐇 )=𝟏𝟎𝟒.𝟐𝐚𝟐3.水电离的𝐜(𝐇 ) 或𝐜(𝐎𝐇 )与酸〔或碱〕溶液体积(𝐕)的关系图像〔1〕常温下，𝟐𝟎𝐦𝐋𝟎.𝟏𝐦𝐨𝐥·𝐋𝟏 确定浓度的稀盐酸，溶液中由水电离的氢离子浓度随参与盐酸体积的变化如以下图①𝐚点：表示未加盐酸，𝐍𝐇𝟑·𝐇𝟐𝐎抑制水的电离。②𝐛点：溶液中溶质为氯化铵和𝐍𝐇𝟑·𝐇𝟐𝐎，溶液呈中性，对水电离的抑制程度与促进程度相当。③𝐜点：酸碱恰好完全中和，溶液中溶质只有氯化铵，促进水的电离，水电离出的氢离子浓度最大。④𝐝点：溶液中溶质为氯化铵和𝐇𝐂𝐥，溶液呈酸性，𝐇𝐂𝐥抑制水的电离。4.对数〔或负对数〕图像对数(或负对数)图像的含义：将溶液中某一微粒的浓度[如𝐜(𝐀)]或某些微粒浓度的比值[如𝐜(𝐀)]取常𝐜(𝐁)[𝐥𝐠𝐜(𝐀)−𝐥𝐠𝐜(𝐀)]其与溶液的𝐩𝐇或溶液的体积等的关系作出𝐜(𝐁)

𝐜(𝐁)图像种类图像种类具体类型含义𝐥𝐠𝐜(𝐇𝐗)𝐜(𝐇𝐗−)𝟐生成物与反响物离子浓度比的常用对数对数图像𝐕稀释后与稀释前体积比的常数对数𝟎𝐀𝐆=𝐥𝐠𝐜(𝐇 )变化规律𝐜(𝐇𝟐𝐗)行的程度越大𝐥𝐠𝐕越大，稀释程度越大𝐕𝟎𝐀𝐆越大，酸性越强；中性时，𝐜(𝐎𝐇−)氢离子与氢氧根离子浓度比的常用对数𝐜(𝐇)𝐜(𝐎𝐇−)=𝟏，𝐀𝐆=𝟎负对数图像𝐩𝐇=−𝐥𝐠𝐜(𝐇 )𝐩𝐂=−𝐥𝐠𝐜(𝐂)氢离子浓度的常用对数负值𝐂离子浓度的常用对数负值𝐩𝐇越大，𝐜(𝐇 )越小，溶液的碱性越强𝐩𝐂越大，𝐜(𝐂)越小图像中有关数据的意义将溶液中某一微粒的浓度[如𝐜(𝐀)]或某些微粒浓度的比值[如𝐜(𝐀)]取常用对数，即𝐥𝐠𝐜(𝐀)或[𝐥𝐠𝐜(𝐀)],反映到图像中:

𝐜(𝐁)

𝐜(𝐁)①假设𝐜(𝐀)=𝟏𝐦𝐨𝐥·𝐋−𝟏[或𝐜(𝐀)=𝟏]时，𝐥𝐠𝐜(𝐀)=𝟎[或𝐥𝐠𝐜(𝐀)=𝟎]𝐜(𝐁) 𝐜(𝐁)②假设𝐜(𝐀)>𝟏𝐦𝐨𝐥·𝐋−𝟏[或𝐜(𝐀＞𝟏]时，𝐥𝐠𝐜(𝐀[或𝐥𝐠𝐜(𝐀)]取正值且𝐜(𝐀)[或𝐥𝐠𝐜(𝐀)]越大，𝐥𝐠𝐜(𝐀[或𝐥𝐠𝐜(𝐀)]𝐜(𝐁)越大

𝐜(𝐁)

𝐜(𝐁)

𝐜(𝐁)③假设𝐜(𝐀)＜𝟏𝐦𝐨𝐥·𝐋−𝟏[或𝐜(𝐀＜𝟏]时，𝐥𝐠𝐜(𝐀[或𝐥𝐠𝐜(𝐀)]取负值且𝐜(𝐀)[或𝐥𝐠𝐜(𝐀)]越大，𝐥𝐠𝐜(𝐀[或𝐥𝐠𝐜(𝐀)]𝐜(𝐁)越大

𝐜(𝐁)

𝐜(𝐁)

𝐜(𝐁)第四节沉淀溶解平衡一、沉淀溶解平衡难溶、可溶、易溶界定〔𝟐𝟎℃时〕沉淀溶解平衡概念：在确定温度下，当某种物质沉淀和溶解速率相等时，形成该物质的饱和溶液，到达平衡状态，人们把这种平衡称为沉淀溶解平衡溶解沉淀溶解平衡的建立：固体物质 溶液中的溶质沉淀①𝐯 ＞𝐯 ，固体溶解 ②𝐯 =𝐯 ，沉淀溶解平衡 ③𝐯 ＜𝐯 ，析出沉淀溶解 沉淀 溶解 沉淀 溶解 沉淀3内因：难溶电解质本身的性质，这是打算因素外因：①浓度:加水稀释,平衡向沉淀溶解的方向移动。②温度：上升温度，多数平衡向沉淀溶解的方向移动；少数平衡向生成沉淀的方向移动③同离子效应：向平衡体系中参与含原体系中某离子的物质，平衡向生成沉淀的方向移动。解的方向移动。二、溶度积常数1溶度积常数，简称溶度积，符号为𝐊𝐬𝐩2.表达式：𝐀𝐦𝐁𝐧(𝐬)𝐦𝐀 𝐧 (𝐚𝐪) 𝐧𝐁𝐦 (𝐚𝐪)的𝐊𝐬𝐩=𝐜𝐦(𝐀𝐧 )·𝐜𝐧(𝐁𝐦)影响因素：𝐊𝐬𝐩只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。〔一般温度上升，𝐊𝐬𝐩增大，但𝐂𝐚(𝐎𝐇)𝟐的𝐊𝐬𝐩减小。𝐊𝐬𝐩的意义：反映了难溶电解质在水中的溶解力气。〔1〕𝐀𝐠𝐂𝐥、𝐀𝐠𝐁𝐫、𝐀𝐠𝐈等),𝐊𝐬𝐩越强。〔2〕一样温度下，对于不同类型的物质，𝐊𝐬𝐩差距不大时不能直接作为比较依据。应用：可定量推断给定条件下有无沉淀生成离子积〔𝐐：对𝐀𝐦𝐁𝐧𝐀 𝐧 () 𝐁𝐦 (𝐪，任意时刻𝐐=𝐜𝐦(𝐧 )·𝐜𝐧(𝐁𝐦 )①𝐐＞𝐊𝐬𝐩，溶液过饱和，有沉淀析出②𝐐=𝐊𝐬𝐩，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态③𝐐＜𝐊𝐬𝐩，溶液未饱和，无沉淀析出三、沉淀溶解平衡的应用沉淀的生成原理：当𝐐＞𝐊𝐬𝐩时，难溶电解质的溶解平衡向左移动，生成沉淀应用：可利用生成沉淀分别或除去溶液中的杂质离子〔3〕方法：①调整𝐩𝐇法：如除去𝐍𝐇𝟒𝐂𝐥溶液中的𝐅𝐞𝐂𝐥𝟑杂质，可参与氨水调整𝐩𝐇，反响的离子方程式为𝐅𝐞𝟑 𝟑𝐍𝐇𝟑·𝐇𝟐𝐎𝐅𝐞(𝐎𝐇) 𝟑↓𝟑𝐍𝐇 𝟒②加沉淀剂法：如用𝐇𝟐𝐒沉淀𝐂𝐮𝟐，反响的离子方程式为𝐂𝐮𝟐 𝐇𝟐𝐒𝐂𝐮𝐒 ↓𝟐𝐇沉淀的溶解〔1〕原理：当𝐐＜𝐊𝐬𝐩时，难溶电解质的溶解平衡向右移动，沉淀溶解〔2〕方法：①酸溶解法：如𝐂𝐚𝐂𝐎𝟑 𝟐𝐇 𝐂𝐚 𝟐 𝐂𝐎𝟐↑𝐇 𝟐𝐎②盐溶液溶解法：如𝐌𝐠(𝐎𝐇)𝟐 𝟐𝐍𝐇𝟒𝐌𝐠 𝟐 𝟐𝐍𝐇𝟑·𝐇𝟐𝐎③氧化复原溶解法：如不溶于盐酸的𝐀𝐠𝟐𝐒可溶于稀𝐇𝐍𝐎𝟑沉淀的转化〔1〕实质：沉淀溶解平衡的移动〔2〕举例：𝐀𝐠𝐍𝐎𝟑溶液

NaCl溶液

白色沉淀)

NaBr溶液

𝐀𝐠𝐁𝐫(淡黄色沉淀)

NaI溶液𝐀𝐠𝐈(黄色沉淀)

𝑁𝑎2𝑆溶

𝐀𝐠𝟐𝐒(黑色沉淀)〔3〕规律：一般来说，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀简洁实现𝟑𝐂𝐚𝐒𝐎𝟒转化为+𝐂𝐎𝟐𝟑

𝐂𝐚𝐂𝐎 +𝐒𝐎𝟐𝟑𝟒𝟑②矿物转化：𝐙𝐧𝐒遇𝐂𝐚𝐒𝐎𝟒溶液转化为𝐂𝐮𝐒：𝐙𝐧𝐒+𝐂𝐮𝟐+𝐂𝐮𝐒 +𝐙𝐧𝟐+第四章化学反响与电能第一节原电池一、原电池的工作原理原电池的形成条件〔1〕能自发进展的氧化复原反响 〔2〕两个活泼性不同的电极〔燃料电池的两个电极可以一样〕〔3〕存在电解质 〔4〕形成闭合回路工作原理单液原电池与双液原电池的比较①单液锌铜原电池(如图Ⅰ𝐂𝐮𝐒𝐎𝟒学能转化为热能，导致电池供电力气减弱。②双液锌铜原电池(如图Ⅱ𝐙𝐧𝐒𝐎𝟒𝐂𝐮𝐒𝐎𝟒𝐂𝐮𝐒𝐎𝟒溶液直接接触，提高了原电池的供电力气。：使溶液保持电中性，形成闭合回路；完全隔离两电极反响，使原电池能持续、稳定地产生电流。原电池输出电能的力气，取决于组成原电池的反响物的氧化、复原力气〕原电池工作原理 〔3〕原电池中正极、负极的推断原电池工作原理的应用或非金属导体)。加快化学反响速率:形成原电池时,氧化复原反响速率加快。设计制作化学电源用于金属的防护:将需要保护的金属制品作原电池的正极。二、化学电源一次电池碱性锌锰电池负极反响：𝐙𝐧+𝟐𝐎𝐇 𝟐𝐞 𝐙𝐧(𝐎𝐇) 𝟐正极反响：𝟐𝐌𝐧𝐎𝟐+𝟐𝐇𝟐𝐎+𝟐𝐞 𝟐𝐌𝐧𝐎(𝐎𝐇) +𝟐𝐎𝐇总反响：𝐙𝐧+𝟐𝐌𝐧𝐎𝟐+𝟐𝐇𝟐𝐎 𝟐𝐌𝐧𝐎(𝐎𝐇) +𝐙𝐧(𝐎𝐇)𝟐锌银电池负极反响：𝐙𝐧+𝟐𝐎𝐇 𝟐𝐞 𝐙𝐧(𝐎𝐇) 𝟐正极反响：𝐀𝐠𝟐𝐎+𝐇𝟐𝐎+𝟐𝐞 𝟐𝐀𝐠 +𝟐𝐎𝐇总反响：𝐙𝐧+𝐀𝐠𝟐𝐎+𝐇𝟐𝐎 𝐙𝐧(𝐎𝐇) 𝟐+𝟐𝐀𝐠锂电池𝐋𝐢−𝐒𝐎𝐂𝐥𝟐电池可用于心脏起搏器，该电池的电极材料分别为锂和碳，电解液是𝐋𝐢𝐀𝐥𝐂𝐥𝟒−𝐒𝐎𝐂𝐥𝟐，电池总反响可表示为𝟒𝐋𝐢+𝟐𝐒𝐎𝐂𝐥𝟐 𝟒𝐋𝐢𝐂𝐥 +𝐒𝐎𝟐↑+𝐒。其中负极材料是𝐋𝐢，负极反响式为𝟒𝐋𝐢−𝟒𝐞− 𝟒𝐋𝐢 +，正极反响式为𝟐𝐒𝐎𝐂𝐥𝟐+𝟒𝐞− 𝐒𝐎 𝟐↑+𝐒+𝟒𝐂𝐥−二次电池铅酸蓄电池①充电时电极的连接：“负接负”后作阴极，“正接正”后作阳极②工作时的电极反响式𝟒放电：负极反响 𝐏𝐛(𝐬)−𝟐𝐞−+𝐒𝐎𝟐−(𝐚𝐪)𝐏𝐛𝐒𝐎 𝟒(𝐬)𝟒𝟒正极反响 𝐏𝐛𝐎𝟐(𝐬)+𝟒𝐇