1、化学选修 4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
2、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：
3、放出的热量。（HQ2Q3 B Q1Q3Q2 C Q3Q2Q1 D Q 2Q1Q3 21用 50mL0.50mol/L 盐酸与 50mL0.55mol/LNaOH 溶液在如图所示的装置中进行中和反应。通过测定反应过程中所放出的热量可计算中和热。回答下列问题：（1）从实验装置上看，图中尚缺少的一种玻璃用品是 。（2）烧杯间填满碎纸条的作用是 。（3）大烧杯上如不盖硬纸板，求得的中和热数值 (填“偏大、偏小、无影响”)（4）如果用 60mL0.50mol/L 盐酸与 50mL0.55mol/LNaOH 溶液进行反应，与上述实验相比，所放出的热量 (填“相等、不相等 ”)，所求中和热 (填“相等、不相
4、等”)，简述理由 （5）用相同浓度和体积的氨水（NH 3H2O）代替 NaOH 溶液进行上述实验，测得的中和热的数值会 ；（填“偏大”、“偏小”、“无影响”）。24盖斯定律在生产和科学研究中有很重要的意义。有些反应的反应热虽然无法直接测得，但可通过间接的方法测定。现根据下列3个热化学反应方程式：Fe2O3(s)+3CO(g)= 2Fe(s)+3CO2(g) H 24.8kJmol3Fe2O3(s)+ CO(g)=2Fe3O4(s)+ CO2(g) H 47.2kJmolFe3O4(s)+CO(g)=3FeO(s)+CO2(g) H +640.5kJmol写出CO气体还原FeO固体得到Fe固体和
5、CO 2气体的热化 学 反 应 方 程 式 ：_ 6下列变化属于吸热反应的是液态水汽化 将胆矾加热变为白色粉末 浓硫酸稀释 氯酸钾分解制氧气 生石灰跟水反应生成熟石灰 （ ）A B C D71g 碳与适量水蒸气反应生成 CO和 H2，需吸收 10.94KJ热量，此反应的热化学方程式为AC + H 2O = CO + H2 ; H= +131.3KJmol1BC(s)+ H 2O(g) = CO(g) + H2(g) ; H= +10.94KJmol1CC(s)+ H 2O(l) = CO(g) + H2(g) ; H= +131.3KJmol1DC(s)+ H 2O(g) = CO(g) +
6、H2(g) ; H= +131.3KJmol18. 已知 101KPa时的辛烷的燃烧热为-5518kJ/mol，强酸与强碱在稀溶液中发生反应时的中和热为-57.3kJ/mol，则下列热化学方程式书写正确的是（ ）C 8H18（l）+ 25/2O 2（g） 8CO 2（g）+ 9H 2O（l） ； H +5518kJ/molC 8H18（l）+ 25/2O 2（g） 8CO 2（g）+ 9H 2O（l） ； H 5518kJ/molH +（aq）+ OH （aq） H 2O（l） ； H 57.3kJ/mol1/2H 2SO4(aq) + NaOH(aq) 1/2Na 2SO4(aq) + H2
7、O(l)； H +57.3kJ/molA B C D9、已知 HH键能为 436 KJ/mol，HN 键能为 391KJ/mol，根据化学方程式：N 2 + 3H2 = 2NH3 H=-92.4 KJ/mol， 则 N N键 的 键 能 是 （ ）A431 KJ/mol B946 KJ/mol C649 KJ/mol D869 KJ/mol10、下列关于反应热的说法正确的是A当H 为“ ”时，表示该反应为吸热反应B已知 C(s)+ O2(g)=CO(g)的反应热为 110.5kJ/mol，说明碳的燃烧热为 110.5kJ1C反应热的大小与反应物所具有的能量和生成物所具有的能量无关D化学反应的反
8、应热只与反应体系的始态和终点状态有关，而与反应的途径无关13下列说法或表示方法正确的是（ ）A等物质的量的硫蒸气和固体硫分别完全燃烧，后者放出热量多B由 C（石墨） C（金刚石） ；H1.90 kJ/mol 可知，金刚石比石墨稳定C在 101kPa时，2g 氢气完全燃烧生成液态水，放出 285.8kJ热量，氢气燃烧的热化学方程式表示为：2H 2(g)+O2(g)= 2H2O(l); H285.8kJ/molD在稀溶液中，H +(aq)+ OH-(aq) = H2O(l); H57.3kJ/mol, 若将含 0.5molH2SO4的浓硫酸与含1molNaOH的溶液混合，放出的热大于 57.3kJ
9、2下列说法中正确的是A在化学反应过程中，发生物质变化的同时不一定发生能量变化B生成物全部化学键形成时所释放的能量大于破坏反应物全部化学键所吸收的能量时，反应为吸热反应C反应产物的总焓大于反应物的总焓时，反应吸热，H0DH 的大小与热化学方程式的计量系数无关 3.下列过程中H 小于零的是 A. 氯酸钾分解制氧气 B. 氯化铵分解得氨气 C.碳酸钙分解得二氧化碳 D. 实验室制备氢气4已知 1 g 氢气完全燃烧生成水蒸气时放出热量 121 kJ。且氧气中 1 mol OO 键完全断裂时吸收热量496 kJ，水蒸气中 1 mol HO 键形成时放出热量 463 kJ，则氢气中 1mol HH 键断裂
10、时吸收热量为A920 kJ B557 kJ C436 kJ D188 kJ14 （10 分）已知 2H2（g）+ O 2（g）=2H 2O（l） H = 571.6 kJ mol 1CO(g) + 1/2O2(g) = CO2(g) H = 283 kJ mol 1某 H2和 CO 的混合气体完全燃烧时放出 113.74 kJ 热量，同时生成 3.6 g 液态水，求原混合气体中H2和 CO 的物质的量。6. 已知：（1）Zn（s）+ 1O2（g） = ZnO(s)，H= -348.3 kJmol -1，（2）2Ag(s)+ O2（g） = Ag2O(s)，H= -31.0 kJmol -1，则
11、 Zn（s）+ Ag 2O(s) = ZnO(s)+ 2Ag(s)的 H 等于（ ）A-379.3 kJmol -1 B-317.3 kJmol-1 C-332.8 kJmol -1 D317.3 kJmol -1第二章 化学反应速率和化学平衡一、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.
12、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。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)各物质的物质的量或各物质的物质的
13、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 平衡混合物体系中各成分的含量总体积、总压力、总物质的量一定 不一定平衡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) 不一定平衡正、逆反应速率的关系在单位时间内生成 n molB，同时消耗了 q molD，因均指 V(逆 )不一定平衡m+np+q 时，总压力一定（其他条件一定） 平衡压强m+n=p
14、+q 时，总压力一定（其他条件一定） 不一定平衡Mr 一定时，只有当 m+np+q 时 平衡混合气体平均相对分子质量MrMr 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
15、，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
16、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：_（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
17、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，K_10 5_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:
18、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 _ _反应若温度升高，K 值减小，则正反应为 _ _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
19、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
20、行（2）H 为正，S 为负时，任何温度反应都不能自发进行1. 反应 A(g)+3B(g) 2C(g)+2D(g)，在不同情况下测得反应速率，其中反应速率最快的是（ ）A(D)=0.4 mol / Ls B(C)=0.5 mol / Ls C(B)=0.6 mol / Ls D(A)=0.15 mol / Ls2. 在 2L 密 闭 容 器 中 加 入 4molA 和 6molB， 发 生 以 下 反 应 ： 4A(g)+6B(g) 4C(g) +5D(g)。若经 5s 后，剩下的 A 是 2.5mol，则 B 的反应速率是（ ）A0.45 mol / Ls B0.15 mol / Ls C0.
21、225 mol / Ls D0.9 mol / Ls3. 可逆反应达到平衡的根本原因是（ A反应混合物中各组分的浓度 B正逆反应都还在继续进行 C正逆反应的速率均为零 D正逆反应的速率相等6. 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. 某温度下，在固定容积的密闭容器中，可逆反应 A(g)+3B(g) 2C(g)达到平衡时，各物质的物质的量之比为 n(A)n(B)n(C)=221。保持温度不变，以 221 的物质的量之比再充入A、B、C ，则（ ）A平衡不移动 B再达平衡时，n
22、(A)n(B)n(C) 仍为 221C再达平衡时，C 的体积分数增大 D再达平衡时，正反应速率增大，逆反应速率减小9. 下列事实不能用勒夏特列原理解释的是（ ）A溴水中有下列平衡 Br2+H2O HBr+HBrO，当加入硝酸银溶液后，溶液颜色变浅B合成氨反应，为提高氨的产率，理论上应采取降低温度的措施C反应 CO（ g）+NO 2（g） CO2（g）+NO（g） （正反应为放热反应） ，达平衡后，升高温度体系颜色变深D对于 2HI（g） H2（g）+I 2（g） ，达平衡后，缩小容器体积可使体系颜色变深14. 当下列反应达到平衡时，保持温度不变，向容器中充入氩气，平衡一定不移动的是（ ）A.
23、N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) B. 2HI(g) H2(g)+I2(g)C.PCl5(g) PCl3(g)+Cl2(g) D. 2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)15. 在两个恒容容器中有平衡体系：A(g) 2B(g)和 2C(g) D(g)，X 1和 X2分别是 A 和 C 的转化率。在温度不变情况下，均增加相同的 A 和 C 的物质的量，下列判断正确的是（ ）AX 1降低，X 2增大 BX 1、X 2均降低 CX 1增大，X 2降低 DX 1、X 2均增大22. （10 分）已知一定温度和压强下，在容积为 VL 的密闭容器中充入 1mol A 和 1mol B，保持恒温
24、恒压下反应：A(g) + B(g) C(g) Hq,在恒容密闭容器中反应达到平衡时，下列说法正确的是A.通入稀有气体使压强增大，平衡将正向移动 B.X的正反应速率是 Y的逆反应速率的 m/n倍 C.降低温度，混合气体的平均相对分子质量变小 D.增加 X的物质的量，Y 的转化率降低6. 一定条件下的反应： PCl5(g) PCl3(g)Cl 2(g)(正反应吸热)达到平衡后，下列情况使 PCl5分解率降低的是A. 温度、体积不变，充入氩气 B. 体积不变，对体系加热C. 温度、体积不变，充入氯气 D. 温度不变，增大容器体积12. 对于反应 2SO2+O2 2SO3，下列判断正确的是A. 2体积
25、 SO2和足量 O2反应，必定生成 2体积 SO3B. 其他条件不变，增大压强，平衡必定向右移动C. 平衡时，SO 2消耗速度必定等于 O2的生成速率D. 平衡时，SO 2浓度必定等于 O2浓度的两倍15. 某温度下，C 和 H2O(g)在密闭容器里发生下列反应：C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g)， CO(g)+H 2O(g) CO2(g)+H2(g)当反应达到平衡时， c(H2)=1. 9 molL1 ,c(CO)=0. 1 molL1 。则下列叙述正确的有A. CO在平衡时转化率为 10%B. 平衡浓度 c(CO2)=c(H2)C. 平衡时气体平均相对分子质量约为 23. 3D
26、. 其他条件不变时，缩小体积，H 2O(g)的转化率随之降低19 （6 分）反应 m An B p C在某温度下达到平衡。若 A、B、C 都是气体，减压后正反应速率小于逆反应速率，则 m、n、p 的关系是_ _。若 C为气体，且 m + n = p，在加压时化学平衡发生移动，则平衡必定向_方向移动。如果在体系中增加或减少 B 的量，平衡均不发生移动，则 B 肯定不能第三章 水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离 1、定义：电解质： 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质 。非电解质 ： 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 。强电解质 ： 在水溶液里全部电离成离子的电解质 。弱电解质
27、： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 。2、电解质与非电解质本质区别：电解质离子化合物或共价化合物 非电解质共价化合物注意：电解质、非电解质都是化合物 SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质强电解质不等于易溶于水的化合物（如 BaSO4不溶于水，但溶于水的 BaSO4全部电离，故 BaSO4为强电解质）电解质的强弱与导电性、溶解性无关。3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 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。4、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
28、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。9、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主）10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数， （一般用 Ka 表示酸，Kb 表示碱。 ）表示方法：AB A+B- Ki= A+ B-/AB11、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在
29、室温下一般变化不大。C、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：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：: 水的离子积：K W = cH+cOH- 25时, H +=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 1*10-14 注意：K W 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
30、的）易水解的盐：促进水的电离 KW 1*10 -144、溶液的酸碱性和 pH：物质 单质化合物电解质非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。如SO3、 CO2、C 6H12O6、CCl 4、CH 2=CH2强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如 HCl、NaOH、NaCl、BaSO 4弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO、NH 3H2O、Cu(OH) 2、H 2O混和物纯净物（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
31、 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）/ （V 1+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）/（V 1+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
32、+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
33、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w.w.w.k.s.5.u.c.o.m1、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 =1：10 14-（pH1+pH2 ） 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
34、操作过程：（1）仪滴定管的刻度，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误差分析：利用 n 酸 c 酸 V 酸=n 碱 c 碱 V 碱进行分析式中：n酸或碱中氢原子或氢氧根
35、离子数；c酸或碱的物质的量浓度；V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= Vn上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的 V 酸的变化，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 V 酸的增大，导致c 酸偏高；V 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，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即 V 酸减小，则 c 碱降低了；对于观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 V 酸的变化成正比，即当 V酸的实测值大于
36、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。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:Na 2CO3 NaHCO 3)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
37、、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: HSO 3- 、H 2PO4-） 水解程度电离程度，显 碱 性 （如：HCO 3- 、HS - 、HPO 42-）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
38、解反应完全的为：Fe 3+、Al 3+与 AlO2-、CO 32-(HCO3-)、S 2-(HS-)、SO 32-(HSO3-)；S 2-与NH4+；CO 32-(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：2Al 3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H 2S8、盐类水解的应用：水解的应用 实例 原理1、净水 明矾净水 Al3+3H2O Al(OH)3(胶体)+3H + 2、去油污 用热碱水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH- 配制 FeCl3溶液时常加入少量盐酸Fe3+3H2O Fe(OH)3+
39、3H+ 3、药品的保存配制 Na2CO3溶液时常加入少量 NaOHCO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制备无水盐由 MgCl26H2O制无水MgCl2 在 HCl气流中加热若不然，则：MgCl26H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2 MgO+H2O5、泡沫灭火器用 Al2(SO4)3与 NaHCO3溶液混合Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO 2 6、比较盐溶液中离子浓度的大小比较 NH4Cl溶液中离子浓度的大小NH4+H2O NH3H2O+H+ c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH)- 9、水解平衡常数 （K h）对于强碱弱酸盐：K h =Kw/K
40、a(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：K h =Kw/Kb（ Kw 为该温度下水的离子积，K b 为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数 ）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：分步书写注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 八、溶液中微粒浓度的大小比较基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：电荷守恒：:任何溶液均显电 中 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和
41、物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒）某原子的总量(或总浓度)其以各种形式存在的所有微粒的量 (或浓度)之和质子守恒：即水电离出的 H+浓度与 OH-浓度相等。九、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知识（1）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 10-7mol/L”、“=”、“bc Cacb Dcab13在由水电离产生的 H浓度为 11013mol/L 的溶液中，一定能大量共存的离子组（ ） K、Cl、NO3、S2 K、Fe2、I、SO42 Na、Cl、NO3、SO42Na、Ca
42、2、Cl、HCO3 K、Ba2、Cl、NO3A B C D26今有CH3COOH；HCl；H2SO4 三种溶液，选择填空：A B C= E= D= F= G= H=(1)当它们 pH相同时，其物质的量浓度关系是 。(2)当它们的物质的量浓度相同时，其 pH的关系是 。(3)中和等体积、等物质的量浓度的烧碱溶液，需同物质的量浓度的三种酸溶液的体积关系为 。(4)体积和物质的量浓度相同的、三溶液，分别与同浓度的烧碱溶液反应，要使反应后的溶液呈中性，所需烧碱溶液的体积关系为 。(5)当它们 pH相同、体积相同时，分别加入足量锌，相同状况下产生气体体积关系为 。(6)当它们 pH相同、体积相同时，同时
43、加入锌，则开始时反应速率 ，若产生相同体积的气体(相同状况)，所需时间 。(7)将 pH相同的三种酸均稀释 10倍后，pH 关系为 。6下列方程式书写正确的是（ ）A.HCO3在水溶液中的电离方程式：HCO3H2O H3OCO32B.H2SO3的电离方程式 H2SO3 2HSO32C.CO32的水解方程式：CO322H2O H2CO32OHD.CaCO3的电离方程式：CaCO3 Ca2+CO3211（1）AgNO3 的水溶液呈 （填“酸”、“中”、“碱”）性，实验室在配制 AgNO3的溶液时，常将 AgNO3固体先 ，然后再 ，以抑制其水解。（2）氯化铝水溶液呈 性，原因是： （用离子方程式表
44、示）。把 AlCl3溶液蒸干，灼烧，最后得到的主要固体产物是。（3）硫化钠溶于水时发生水解，其水解的离子方程式为 ，在配制硫化钠溶液时可以加入少量的 以抑制其水解。1、氨水中所含有的分子和离子有（ ） H2O NH3 NH3H2O H+ OH-4NHA. B. C. D.2、某酸溶液中 C(H+)=0.1molL-1，则该酸溶液的物质的量浓度 （ ）A一定等于 0.1molL-1 B一定大于 0.1molL-1C一定小于 0.1molL-1 D无法确定3、下列溶液中导电性最强的是（ ）A 醋酸 B 溶液10Lmol. 0124.LmolHSOC 盐酸 D 溶液5. 3P24、下列溶液一定呈中性
45、的是（ ）ApH=7 的溶液 Bc(H+)=c(OH-)=10-6mol/L 溶液C使石蕊试液呈紫色的溶液 D酸与碱恰好完全反应生成正盐的溶液5、下列方程式书写正确的是（ ）A.HCO3在水溶液中的电离方程式：HCO3H2O H3OCO32B.H2SO3的电离方程式 H2SO3 2HSO32C.CO32的水解方程式：CO322H2O H2CO32OHD.CaCO3的电离方程式：CaCO3Ca2+CO326、下列有关“电离平衡”的叙述中正确的是 （ ）A电解质在溶液里达到电离平衡时，溶质电离出的离子浓度相等B电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生变化，所以说电离平衡是动态平衡C电离平衡是相对的、暂时的，外界条件改变时，平衡就会发生移动D电解质达到电离平衡后，各种离子的浓度不再变化7、为了配制 NH4的浓度与 Cl的浓度比为 1:1的溶液，可在 NH4Cl溶液中加入：适量的 HCl； 适量的 NaCl； 适量的氨水； NaOHA B
