化學(xué)選修四整體總結(jié) 1

1、第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量復(fù)習(xí),第一章知識(shí)結(jié)構(gòu),一.反應(yīng)熱 焓變,1，定義,化學(xué)反應(yīng)過程中所釋放或吸收的熱量，叫做反應(yīng)熱，恒壓條件下又稱為“焓變”,2、符號(hào)單位,?H,KJ/mol,規(guī)定：,當(dāng)?H為“－”（ ?H<0）時(shí)，為放熱反應(yīng),當(dāng)?H為“＋”（ ?H>0）時(shí)，為吸熱反應(yīng),3、影響因素,(1)反應(yīng)物本性 (2)反應(yīng)物的量 (3)反應(yīng)物,生成物聚集狀態(tài) (4)反應(yīng)程度 (5)測量條件,4、分類,(1)燃

2、燒熱,,定義,Q(放)=n(可燃物)×△H,(2)中和熱,,定義,H+(aq) +OH-(aq)=H2O(l) △H=-57.3kJ·mol -1,二.熱化學(xué)方程式,1.定義,表述參加反應(yīng)物質(zhì)的量和反應(yīng)熱的關(guān)系的化學(xué)方程式，叫做熱化學(xué)方程式。,2.書寫,（1）、化學(xué)方程的右邊必須寫上△H并用“空格”隔開△H：吸熱用“+”，放熱用：“ - ”，單位是kJ/mol,（2）、需注明反應(yīng)的溫度和壓強(qiáng)，如不注明條件，即指

3、: 25℃ 1.01×105Pa；,（3）、物質(zhì)后需標(biāo)聚集狀態(tài)（s、l、g、aq）,（4）、熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)化學(xué)式前面的化學(xué)計(jì)量數(shù)僅表示物質(zhì)的量并不能表示物質(zhì)的分子數(shù)或原子數(shù)，因此化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)也可以是分?jǐn)?shù),（5）、若化學(xué)方程式中各物質(zhì)的系數(shù)加倍，則△H數(shù)值也加倍；若反應(yīng)逆向進(jìn)行，則△H改變符號(hào)，但絕對(duì)值不變,注意：同素異形體間的轉(zhuǎn)化要標(biāo)名稱?。?！,3.熱化學(xué)方程式表示的意義,(1)、反應(yīng)物和生成物的種類、聚集狀態(tài)

4、(2)、反應(yīng)中各物質(zhì)的物質(zhì)的量比和質(zhì)量比(3)、反應(yīng)中放出或吸收的熱量。,三.反應(yīng)熱的計(jì)算,1.利用鍵能算 △H=反應(yīng)物鍵能之和—生成物鍵能之和2.利用反應(yīng)物和生成物總能量算 △H=生成物總能量—反應(yīng)物總能量3.利用活化能算 △H=正反應(yīng)活化能—逆反應(yīng)活化能

5、 即：△H=E1 - E24.利用蓋斯定律算 A B△H=△H1+△H2 C,,,,△H,△H1,△H2,四.中和熱測定,例1下列各組熱化學(xué)方程式中，化學(xué)反應(yīng)的ΔH前者大于后者的是（ ）① C(s)＋O2(

6、g)＝CO2(g) ΔH1 C(s)＋1/2O2(g)＝CO(g) ΔH2② S(s)＋O2(g)＝SO2(g) ΔH3 S(g)＋O2(g)＝SO2(g) ΔH4③ 2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g) ΔH5 2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l)

7、 ΔH6④ CaCO3(s)＝CaO(s)＋CO2(g) ΔH7 CaO(s)＋H2O(l)＝Ca(OH)2(s) ΔH8 A．① B．④ C．②③④ D．①②③,典例精析,

8、典例精析,C,【解析】 ① 由于氧氣與CO反應(yīng)生成CO2放出熱量，所以： ΔH1＜ΔH2； ② 由于固態(tài)硫變?yōu)闅鈶B(tài)硫要吸收熱量，所以氣態(tài)硫燃燒放出的熱量比固態(tài)硫燃燒放出的熱量多，即ΔH3＞ΔH4；③ 氣態(tài)水變?yōu)橐簯B(tài)水要放出熱量，所以生成液態(tài)水比生成氣態(tài)水放出的熱量要多，即ΔH5＞ΔH6； ④ 碳酸鈣分解是吸熱反應(yīng)，氧化鈣與水化合是放熱反應(yīng)，所以ΔH7＞ΔH8。 答案：C,典例

9、精析,【評(píng)注】反應(yīng)放出或吸收熱量的多少，跟反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)和物質(zhì)的量有密切關(guān)系。比較ΔH大小時(shí)要包含正負(fù)號(hào)進(jìn)行對(duì)照。,例2.（2008·海南）白磷與氧可發(fā)生如下反應(yīng)：P4+5O2＝P4O10。 已知斷裂下列化學(xué)鍵需要吸收的能量分別為：P- P a kJ·mol–1、P-O b kJ·mol–1、P＝O c kJ·mol—1、O＝O d kJ·mol–1。

10、根據(jù)圖示的分子結(jié)構(gòu)和有關(guān)數(shù)據(jù)估算該反應(yīng)的ΔH，其中正確的是( )A.（6a+5d-4c-12b）kJ·mol–1B.（4c+12b－6a－5d）kJ·mol–1C.（4c+12b－4a－5d）kJ·mol–1D.（4a+5d－4c－12b）kJ·mol–1,A,【解析】 本題從化學(xué)鍵的角度，考查有關(guān)反應(yīng)熱的簡單計(jì)算技巧。 1 mol白磷（P4）中含有

11、6 mol P－P鍵，1 mol P4O10中含有4 mol P＝O鍵和12 mol P－O鍵，根據(jù)：ΔH=∑E(反應(yīng)物)－∑E(生成物) ＝[6a+5d]─[4c+12b] kJ/mol,,典例精析,例3.灰錫(以粉末狀存在)和白錫是錫的兩種同素異形體。已知：① Sn（s、白）+2HCl（aq）＝SnCl2（aq）+H2（g） ΔH1② Sn（s、灰）+2HCl（aq）＝SnCl2（aq）+H2（g

12、） ΔH2③ Sn（s、灰） Sn（s、白） ΔH3=+2.1 kJ/mol下列說法正確的是A. ΔH1>ΔH2B. 錫在常溫下以灰錫狀態(tài)存在C. 灰錫轉(zhuǎn)化為白錫的反應(yīng)是放熱反應(yīng)D. 錫制器皿長期處于低于13.2℃的環(huán)境中，會(huì)自行毀壞,>13.2℃,<13.2℃,典例精析,【解析】考查有關(guān)蓋斯定律的綜合應(yīng)用能力。 ②-①即得③式，則ΔH2-ΔH1=ΔH3＞0，所

13、以ΔH2＞ΔH1；根據(jù)平衡移動(dòng)原理：常溫（T＞13.2℃），③式向右移動(dòng)，所以錫以白錫形式存在；當(dāng)溫度低于13.2℃，③式向左移動(dòng)，錫以灰錫（粉末狀態(tài)）形式存在，所以長期處于低溫環(huán)境中，錫器會(huì)自行毀壞。,典例精析,例4．以NA代表阿伏加德羅常數(shù)，則關(guān)于熱化學(xué)方程式 C2H2(g)+5/2O2(g)＝2CO2(g)+H2O(l) ΔH＝-1300 kJ/mol 的說法中，正確的是 A．有10NA個(gè)電子轉(zhuǎn)移時(shí)，該反應(yīng)吸

14、收1300 kJ的能量 B．有NA個(gè)水分子生成且為液體時(shí)，吸收1300 kJ的能量 C．有2NA個(gè)碳氧共用電子對(duì)生成時(shí)，放出1300 kJ的能量 D．有8NA個(gè)碳氧共用電子對(duì)生成時(shí)，放出1300 kJ的能量,【解析】考查對(duì)熱化學(xué)方程式的理解。根據(jù)電子守恒原理：1 mol C2H2失去的電子數(shù)等于2.5mol O2得到的電子數(shù)。2.5 mol×4=10 mol電子；每個(gè)CO2分子中含有4對(duì)碳氧共用電子對(duì)

15、。,典例精析,例5．1996年亞特蘭大奧運(yùn)會(huì)火炬所用的燃料是丙烯，2008年北京奧運(yùn)會(huì)的“祥云”火炬所用的燃料的主要成分是丙烷。下表中是一些化學(xué)鍵鍵能的數(shù)據(jù)。（1）丙烷脫氫可得丙烯。 已知：C3H8(g) CH3CH＝CH2(g)+H2(g) ΔH=+126 kJ·mol-1。 試求C＝C雙鍵的鍵能x為 ；（2）下列敘述正確的是

16、A．氫氣和氯氣反應(yīng)生成氯化氫氣體的熱化學(xué)方程式為 H2(g)+Cl2(g)＝2HCl(g)B．氫氣與氯氣反應(yīng)生成2 mol氯化氫氣體，反應(yīng)的ΔH＝+183 kJ/molC．氫氣與氯氣反應(yīng)生成2 mol氯化氫氣體，反應(yīng)的ΔH＝-183 kJ/molD．氫氣與氯氣反應(yīng)生成1 mol氯化氫氣體，反應(yīng)的ΔH＝-183 kJ/mol,,613 kJ/mol,,典例精析,【解析】考查反應(yīng)熱與鍵能的關(guān)系：

17、 ΔH=反應(yīng)物的鍵能總和 -生成物的鍵能總和。（1）根據(jù)ΔH=∑E(反應(yīng)物)-∑E(生成物)：ΔH=[2E(C—C)+8E(C—H)]－[E(C＝C)+E(C—C)+6E(C—H)+E(H—H)]=126 kJ/mol 所以E(C＝C)=613 kJ/mol（2）反應(yīng)可表示為：H-H + Cl-Cl 2H-Cl，可知斷裂了1 mol H-H鍵和1 mol Cl-Cl鍵，同時(shí)生成了2 mol H-C

18、l鍵。根據(jù)反應(yīng)熱與鍵能的關(guān)系：ΔH=∑E（反應(yīng)物）-∑E（生成物）=(436 kJ/mol+243 kJ/mol) - 2×431 kJ/mol＝-183 kJ/mol。,,,典例精析,,第二章 化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡復(fù)習(xí),一、化學(xué)反應(yīng)速率,1、  概念,(1) 表示方法：,υ=,(2) 單位：mol/(L·s)；mol/(L·min),(3) 相互關(guān)系：4NH3 + 5O2 == 4NO +

19、6H2O(g),V(NH3):v(O2): v(NO) : v(H2O) == 4:5:4:6,2、  影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素,(1)內(nèi)因：反應(yīng)物本身的性質(zhì),(2)外因：,濃度、溫度、壓強(qiáng)、催化劑,例1、反應(yīng)4NH3 + 5O2 === 4NO + 6H2O(g) 在10L的密閉容器中進(jìn)行，半分鐘后，水蒸氣的物質(zhì)的量增加了0.45mol，則此反應(yīng)的平均速率可表示為：A、v (NH3)=0.01 mol/(L·s )

20、 B、v (O2)=0.001 mol /(L·s ) C、v (NO)=0.001mol /(L·s ) D、v (H2O)=0.045 mol /(L·s ),C,,（2）速率大小比較,對(duì)于反應(yīng)A(g)+3B(g) 2C(g),下列各數(shù)據(jù)表示不同條件下的反應(yīng)速率，其中反應(yīng)進(jìn)行得最快的是A、v (A)=0.01 mol/(L·s ) B、v

21、 (B)=0.02 mol /(L·s ) C、v (B)=0.06mol /(L·min ) D、v (C)=0.045 mol /(L·min ),A,在同一反應(yīng)中，反應(yīng)速率的大小不能單純地看數(shù)值大小。應(yīng)化為同一種物質(zhì)的反應(yīng)速率再進(jìn)行比較。,例3 100mL6mol/L的H2SO4跟過量的鋅粉反應(yīng)，溫度一定為了減慢反應(yīng)速率，而不影響生成H2的總量，可向其中加入適量的 A、碳酸鈉固體

22、 B、醋酸鈉固體 C、硫酸鉀溶液 D、硫酸銨固體,BC,資料P3例3,影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素,濃度增大,壓強(qiáng)增大,溫度升高,催化劑,體積不變,體積縮小,分子能量增加,降低反應(yīng)所需的能量,單位體積內(nèi)分子總數(shù)增多，活化分子百分?jǐn)?shù)不變,單位體積內(nèi)分子總數(shù)不變，活化分子百分?jǐn)?shù)增大,單位體積內(nèi)活化分子數(shù)增多,有效碰撞次數(shù)增多,反應(yīng)速率加大,,,,,,,,,二

23、、化學(xué)平衡,1、  可逆反應(yīng)：同時(shí)、同一條件,2、  動(dòng)態(tài)平衡特征：等、定、平、動(dòng)、變,3、  影響平衡移動(dòng)的因素：,濃度、溫度、壓強(qiáng),4、  勒沙特列原理,如果改變影響平衡的一個(gè)條件(如濃度、壓強(qiáng)或溫度)，平衡就向著能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。,三、化學(xué)平衡狀態(tài),化學(xué)平衡狀態(tài)建立的標(biāo)志,①v正＝ v逆,②體系中各組分的百分含量保持不變。即各組分的濃度（顏色）、質(zhì)量分?jǐn)?shù)、物質(zhì)的量、摩爾分?jǐn)?shù)、體積分

24、數(shù)、分子數(shù)之比保持不變(但不能具體數(shù)字化）.,混合氣體的總壓、總物質(zhì)的量、總體積、平均相對(duì)分子質(zhì)量、混合氣體的密度、反應(yīng)混合物平衡時(shí)物質(zhì)的量之比，不能用作判斷反應(yīng)前后氣體總分子不變的可逆反應(yīng)建立平衡狀態(tài)的依據(jù),在一定溫度下，向a L密閉容器中加入1 mol X氣體和2 mol Y氣體，發(fā)生如下反應(yīng)：X(g)＋2Y(g) 2Z(g)。此反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡的標(biāo)志是 A．容器內(nèi)壓強(qiáng)不隨時(shí)間變化 B．容器內(nèi)各物質(zhì)

25、的濃度不隨時(shí)間變化 C．容器內(nèi)X、Y、Z的濃度之比為 1 ∶ 2 ∶ 2 D．容器內(nèi)混合氣體平均相對(duì)分子質(zhì)量不變,思考：若將Z的系數(shù)換作3呢？,ABD,B,三、化學(xué)平衡狀態(tài),思考：資料P14T6,C,有關(guān)化學(xué)平衡的計(jì)算包括：求平衡常數(shù)、平衡時(shí)各組分含量，平衡濃度、起始濃度、反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率、混合氣體的密度或平均相對(duì)分子質(zhì)量，某物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)等。解這類試題時(shí)要用到下列方法或規(guī)律：,(1)化學(xué)平衡計(jì)算的基本方法是“始”、“變”

26、、“平”三段分析法,(2)化學(xué)平衡計(jì)算中用到的基本關(guān)系與定律：①各物質(zhì)變化濃度之比=反應(yīng)式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比；②反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率=其消耗濃度與起始濃度之比,四、化學(xué)平衡的有關(guān)計(jì)算,五、幾種平衡圖像,⑴轉(zhuǎn)化率－時(shí)間,對(duì)于反應(yīng),Q>0,m+n>p+q,m+n=p+q,m+n<p+q,⑵含量－時(shí)間圖,Q<0,Q<0,m+n>p+q,m+n>p+q,⑶轉(zhuǎn)化率－溫度－壓強(qiáng)圖,m+n>p+q,Q>

27、;0,m+n<p+q,Q<0,m+n>p+q,Q<0,m+n<p+q,Q>0,⑷含量－溫度－壓強(qiáng)圖,m+n>p+q,Q<0,m+n<p+q,Q<0,m+n>p+q,Q>0,m+n>p+q,Q<0,六、等效平衡,在一定條件（定溫、定容或定溫、定壓）下，只是起始加入情況不同的同一可逆反應(yīng)達(dá)到平衡后，任何相同組分的分?jǐn)?shù)（體積分?jǐn)?shù)、物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)）均相同，這樣的化

28、學(xué)平衡互稱為等效平衡。,（Ⅰ）定溫、定容：①反應(yīng)前后氣體體積改變：轉(zhuǎn)化成平衡式同一邊物質(zhì)物質(zhì)的量與原平衡數(shù)值相同。②反應(yīng)前后氣體體積不變：轉(zhuǎn)化成平衡式同一邊物質(zhì)物質(zhì)的量與原平衡比值相同。（Ⅱ）定溫、定壓：轉(zhuǎn)化成平衡式同一邊物質(zhì)物質(zhì)的量與原平衡比值相同。,（2）類型,(1)定義,六、等效平衡,將3molA和1molB放入恒溫恒容的密閉容器中,發(fā)生如下反應(yīng)：3A(g)+B(g) 2C(g)+D(g)，達(dá)到平衡后C的

29、濃度為 w mol/L，若維持溫度和體積不變，按下列4種配比投料，平衡后C的濃度仍為 w mol/L的是（ ） A. 6mol A + 2mol B B. 3mol A + 1mol B + 2mol C C. 1mol B + 2mol C + 1mol D D. 2mol C + 1mol D,D,恒溫恒壓呢？,AD,,七、化學(xué)平衡常數(shù),1、定義,2、表達(dá)式,對(duì)于一般可逆

30、反應(yīng)：溫度一定時(shí)，則有 為常數(shù)。,3、平衡常數(shù)的意義,4、應(yīng)用,=Kc，反應(yīng)達(dá)平衡狀態(tài)，V(正)=V(逆) Qc V(逆) >Kc, 反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行，V(正)<V(逆),,5、平衡轉(zhuǎn)化率,對(duì)于化學(xué)反應(yīng)： ，則反應(yīng)A的轉(zhuǎn)化率α表示為：,八、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行方向的判斷,1、自發(fā)過程與自發(fā)反應(yīng),

31、2、能量判據(jù)（焓判據(jù)）,日常生活中長期積累的經(jīng)驗(yàn)而總結(jié)得到一條經(jīng)驗(yàn)規(guī)律→能量判據(jù)（焓判據(jù)）∶體系趨向于從高能狀態(tài)轉(zhuǎn)變?yōu)榈湍軤顟B(tài)（這時(shí)體系會(huì)對(duì)外做功或者釋放熱量即△H ﹤0）。,3、熵判據(jù),熵判據(jù)：體系趨向于由有序狀態(tài)轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序狀態(tài)，即混亂度增加（ △S＞0）。且△S越大，越有利于反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行,4、復(fù)合判據(jù)（自由能變化△G）,?G =?H-T?S0)的反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行。 ?G =?H-T?S=0 反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài) ?G=

32、?H-T?S>0 (即?H>0, ?S<0)反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行。,-,+,低溫-高溫+,低溫+高溫-,任何溫度均是自發(fā)進(jìn)行,任何溫度均是不自發(fā)反應(yīng),低溫是非自發(fā)反應(yīng);高溫自發(fā),低溫是自發(fā)反應(yīng);高溫非自發(fā),,第三章 水溶液中的離子平衡復(fù)習(xí),,課標(biāo)中相應(yīng)要求,1．了解強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)在水溶液中電離程度的差異，會(huì)判斷常見的強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)。2．了解電離平衡概念，描述弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。3．會(huì)書寫常見弱電解

33、質(zhì)的電離方程式。4．了解酸堿電離理論。 5．知道水的離子積常數(shù)Kw及其與溫度的關(guān)系。6．了解溶液的pH、溶液中氫離子濃度和氫氧根離子濃度大小、溶液酸堿性之間的關(guān)系。 7．了解pH與c(H+)的定量關(guān)系，能進(jìn)行溶液pH的簡單計(jì)算。 8．初步掌握測定溶液pH的方法。9．學(xué)會(huì)使用滴定管，能進(jìn)行酸堿滴定，并能繪制滴定過程中的pH變化曲線，了解酸堿中和過程中pH的變化規(guī)律。,,知識(shí)點(diǎn)深廣度的建議,10．通過閱讀、查找資料等方法，認(rèn)識(shí)溶

34、液pH的調(diào)控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)研究中的重要應(yīng)用。11．認(rèn)識(shí)鹽類水解的原理，能解釋強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽的水解。弱酸弱堿鹽的水解不作要求。12．運(yùn)用比較、分類、歸納、概括等方法得出鹽類水解規(guī)律，探究影響鹽類水解程度的主要因素。13．能運(yùn)用鹽類水解的規(guī)律判斷常見鹽溶液的酸堿性。14．會(huì)書寫鹽類水解的離子方程式。15．能舉例說明鹽類水解在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用。16．知道難溶物在水中的溶解情況及沉淀溶解平衡的建立過程，能描述沉淀溶解平

35、衡。17．知道溶度積的概念和沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)，能用溶度積判斷沉淀的產(chǎn)生或溶解。有關(guān)溶度積的計(jì)算不作要求。18．知道沉淀溶解平衡在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用（沉淀的生成和分步沉淀，沉淀的溶解和轉(zhuǎn)化）。,化學(xué)平衡理論,,,,§1 弱電解質(zhì)的電離　強(qiáng)弱電解質(zhì)→弱電解質(zhì)電離為　　可逆→電離平衡→　電離常數(shù),§4 難溶電解質(zhì)的溶解平衡　　 難溶≠不溶→溶解平衡　　　　　應(yīng)用：生成、溶解、轉(zhuǎn)化,,§2 水的

36、電離和溶液的酸堿性　　　　　水是極弱電解質(zhì)→水(稀溶液)離子積為常數(shù)→稀溶液酸堿性　及表示方法pH→pH　應(yīng)用,§3 鹽類的水解 水的電離平衡 ＋弱電解質(zhì)的生成→鹽類水解→水 解的應(yīng)用(平衡移動(dòng)),,,深入,綜合運(yùn)用,本章知識(shí)結(jié)構(gòu),一、電解質(zhì)、非電解質(zhì),強(qiáng)、弱電解質(zhì)的比較,表達(dá)方式,變化實(shí)質(zhì),0.1mol/L CH3COONa,0.1mol/L CH3COOH,實(shí) 例,強(qiáng)電解質(zhì)（鹽

37、類）,弱電解質(zhì),研究對(duì)象,水解平衡,電離平衡,,,,,,,,,,,,二、電離平衡和水解平衡,續(xù)前表：,升溫 ，進(jìn)電離離子濃度增大,升溫，促進(jìn)水解,※ 越稀越電離，越熱越電離；越稀越水解，越熱越水解。,三、水的電離和溶液的pH值,1、水的電離,,水的離子積：,影響因素,KW = c（OH-）· c（H+）( 25℃時(shí)，KW = 1.0 ×10 -14 ),,2、溶液的酸堿性和pH值,,水是一種極弱的電解質(zhì)，能微

38、弱的電離。,四、鹽類水解,1、實(shí)質(zhì)：,2、規(guī)律：,3、影響因素,誰弱誰水解，都弱都水解，誰強(qiáng)顯誰性，兩弱具體定。,,鹽電離出來的離子與水電離出來的H + 或OH - 結(jié)合，從而使水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)的過程。,五、酸堿中和滴定,1、原理：,2、主要儀器：,對(duì)于一元酸和一元堿發(fā)生的中和反應(yīng)：,,3、操作步驟：,洗滌→ 檢漏 → 蒸餾水洗 → 溶液潤洗 → 裝液 → 排氣泡→ 調(diào)整液面并記錄 → 放出待測液 → 加入指示劑 → 滴定 →

39、 記錄 → 計(jì)算。,( 酸、堿 )滴定管、錐形瓶、滴定管夾,中和滴定實(shí)驗(yàn)中的誤差因素分析,A、儀器潤洗不當(dāng) ⒈盛標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管用蒸餾水洗后未用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗； ⒉盛待測液的滴定管或移液管用蒸餾水洗后未用待測液潤洗； ⒊錐形瓶用蒸餾水洗后再用待測液潤洗；,B、讀數(shù)方法有誤 ⒈滴定前仰視，滴定后俯視； ⒉滴定前俯視，滴定后仰視； ⒊天平或量筒的使用讀數(shù)方法錯(cuò)誤；,偏大,偏大,偏大,偏小,偏小,D、指示劑選擇欠妥 ⒈用

40、強(qiáng)酸滴定弱堿，指示劑用酚酞；（正確選擇：甲基橙） ⒉用強(qiáng)堿滴定弱酸，指示劑選用甲基橙；（正確選擇：酚酞） （①兩強(qiáng)滴定，原則上甲基橙和酚酞皆可選用； ②中和滴定肯定不用石蕊。）,C、操作出現(xiàn)問題 ⒈盛標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管漏液； ⒉盛待測液的滴定管滴前尖嘴部分有氣泡，終了無氣泡（或前無后有）； ⒊振蕩錐形瓶時(shí)，不小心有待測液濺出； ⒋滴定過程中，將標(biāo)準(zhǔn)液滴到錐形瓶外； ⒌快速滴定后立即讀數(shù)；,偏小,偏大,偏小

41、,偏大,E、終點(diǎn)判斷不準(zhǔn)確 如滴定管的尖嘴部分有半滴或一滴標(biāo)準(zhǔn)液未滴下；F、樣品中含有雜質(zhì) ⒈用鹽酸滴定含 Na2O 的 NaOH 樣品； ⒉用含 Na2CO3 的 NaOH 標(biāo)準(zhǔn)液滴定鹽酸；,G、指示劑的變色范圍,偏大,六、難溶電解質(zhì)的溶解平衡,1、沉淀溶解平衡：（1）概念：在一定條件下，當(dāng)難溶電解質(zhì)的溶解速率與溶液中的有關(guān)離子重新生成沉淀的速率相等時(shí)，此時(shí)溶液中存在的溶解和沉淀間的動(dòng)態(tài)平衡，稱為沉淀溶解平

42、衡。溶解平衡時(shí)的溶液是飽和溶液。（2）特征：逆、等、動(dòng)、定、變（3）影響因素： ①內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì),a、絕對(duì)不溶的電解質(zhì)是沒有的。b、同是難溶電解質(zhì)，溶解度差別也很大。c、易溶電解質(zhì)做溶質(zhì)時(shí)只要是飽和溶液也可存在溶解平衡。,,,,②外因：,a.濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。b.溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)。c.同離子效應(yīng)：在電解質(zhì)A的飽和溶液中，加 入含有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，的溶解平衡會(huì)被抑制。,2.溶度積

43、和溶度積規(guī)則:,(1)、溶度積(Ksp):在一定溫度下,在難溶電解質(zhì)的飽和溶液中,各離子濃度冪之乘積為一常數(shù).,(2)、表達(dá)式：（MmAn的飽和溶液） Ksp=[c(Mn+)]m · [c(Am-)]n,(3)、溶度積規(guī)則:離子積Qc=c(Mn+)m · c(Am-)nQc > Ksp,溶液處于過飽和溶液狀態(tài),生成沉淀.Qc = Ksp,沉淀和溶解達(dá)到平衡,溶液為飽和溶液.Qc < Ksp,溶液未達(dá)

44、飽和,沉淀發(fā)生溶解.,3、沉淀反應(yīng)的應(yīng)用:,(1)、沉淀的生成：反應(yīng)生成沉淀使溶液中某些離子濃度變得更小。,(2)、沉淀的溶解：,(3)、沉淀的轉(zhuǎn)化：,,溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化為溶解度更小的沉淀。兩者差別越大，轉(zhuǎn)化越容易。,這類反應(yīng)發(fā)生的特點(diǎn)：,難溶電解質(zhì)的溶解度小于0.01g，離子反應(yīng)生成難溶電解質(zhì)，離子濃度小于1×10-5mol/L時(shí)，認(rèn)為反應(yīng)完全，但溶液中還有相應(yīng)的離子。,沉淀的轉(zhuǎn)化的實(shí)質(zhì)就是沉淀溶解平衡的移 動(dòng),

45、重難點(diǎn)知識(shí)透析,1、 已知NH3、SO3、NO2、P2O5等的水溶液均可導(dǎo)電，它們都是電解質(zhì)嗎？,解析：NH3、SO3、NO2、P2O5等的水溶液均可導(dǎo)電，是因?yàn)樗鼈兣c水化合后，生成的化合物電離出陰、陽離子而導(dǎo)電，但NH3、SO3、NO2、P2O5等本身并不能電離出自由移動(dòng)的離子，所以它們屬于非電解質(zhì)。,2、電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱與電解質(zhì)強(qiáng)弱的關(guān)系？,影響溶液導(dǎo)電能力的因素: ①自由移動(dòng)離子濃度的大小。(主要決定因素) 溫度一定,離

46、子濃度越大，導(dǎo)電能力越強(qiáng). ②溫度：溫度越高，導(dǎo)電能力越強(qiáng)。(與金屬導(dǎo)電相反) ③離子電荷數(shù)：電荷數(shù)越高，導(dǎo)電能力越強(qiáng)。 由此可知：強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定比弱電解質(zhì)強(qiáng)。如：較濃醋酸的導(dǎo)電能力可比極稀HCl溶液強(qiáng)。CaCO3雖為強(qiáng)電解質(zhì)，但溶于水所得溶液極稀，導(dǎo)電能力極差.,3.有關(guān)pH值的計(jì)算,pH值的計(jì)算一—— 直接求酸和堿的pH,pH= -lgc(H+) pOH= -lgc(OH-) 常溫下：pH+pOH=

47、14,pH值的計(jì)算二——酸和堿的稀釋,pH值的計(jì)算三—— 強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合,pH值的計(jì)算四—— 強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合,關(guān)鍵：抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算！,注意：無限稀釋為中性！,關(guān)鍵：抓住氫氧根離子濃度進(jìn)行計(jì)算！,解答關(guān)鍵：⑴抓住溶液的主體——主導(dǎo)因素⑵當(dāng)稀釋時(shí)引起溶液的酸堿性發(fā)生“改變”時(shí)，需考慮水的電離,4、溶液中粒子濃度大小的比較,⑴多元弱酸溶液，根據(jù)多步電離分析，如H3PO4溶液中，c(H＋) > c (H2PO4-) > c

48、(HPO42-) > c (PO4 3-)。⑵多元弱酸的正鹽溶液根據(jù)弱酸根的分步水解分析，如在Na2CO3溶液中， c (Na＋) > c (CO3 2-) > c (OH－) > c (HCO3 -)。⑶不同溶液中同一離子濃度的比較，要看溶液中其他離子對(duì)它的影響。如在相同物質(zhì)的量濃度的下列各溶液中①NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4HSO4, c (NH4+)由大到小的順序是

49、③>①>②⑷混合溶液中各離子濃度的比較，要進(jìn)行綜合分析，如電離因素、水解因素等。其方法思路是：首先確定溶液中電解質(zhì)的種類然后再分析電解質(zhì)電離程度和鹽類水解程度的大小。當(dāng)遇到弱酸與其強(qiáng)堿鹽共存時(shí)，或者多元弱酸酸式鹽(H2PO4- 、HCO3 -)，要注意考慮電離與水解程度的相對(duì)大小。,5、溶液中的守恒關(guān)系,⑴、電荷守恒規(guī)律：電解質(zhì)溶液中，不論存在多少種離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總

50、數(shù)，也就是所謂的電荷守恒規(guī)律。如NaHCO3溶液中存在著Na＋、H＋、 HCO3 -、 CO3 2- 、OH－，但存在如下關(guān)系:c (Na+) + c (H+) = c (HCO3 -) +c (OH-) + 2c (CO3 2-),⑵、物料守恒規(guī)律：電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解或電離，離子種類增多了，但某些關(guān)鍵性的原子總是守恒的，如Na2S溶液中，S2-能水解，故S元素以S2-、HS-、H2S三種形式存在，它們之間有如下守恒

51、關(guān)系： c (Na+) = 2[c (S2-) +c (HS-) + c (H2S)],⑶、質(zhì)子守恒規(guī)律：任何溶液中，由水電離產(chǎn)生的c (H+)=c (OH-)在電解質(zhì)溶液中，由于某些離子發(fā)生水解，結(jié)合了水電離出來的H＋或OH－；使溶液中c (H＋)≠c (OH－)，但由水電離產(chǎn)生的H＋或OH－守恒；如Na2S溶液中，S2－離子能結(jié)合H＋ 促進(jìn)水解，所以溶液中：c (H＋)＜c (OH－)，此時(shí)：c (O

52、H－)水 =c (OH-)c (H＋) 水 =c (H＋)+ c (HS－) + 2c (H2S)，故c (OH－)=c (H＋)+ c (HS－) + 2c (H2S),,第四章 電化學(xué)基礎(chǔ)復(fù)習(xí),§1原電池,§2化學(xué)電源,§4金屬的電化學(xué)腐蝕與防護(hù),電化學(xué)基礎(chǔ),§3電解池,,,,,,,氧化還原反應(yīng),化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能，自發(fā)進(jìn)行,電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能，外界能量推動(dòng),第四章知識(shí)結(jié)構(gòu),1、池型的判斷,有

53、外加電源一定為電解池，無外加電源一定為原電池；多池組合時(shí)，一般含活潑金屬的池為原電池，其余都是在原電池帶動(dòng)下的電解池。,一、原電池與電解池的比較及判斷,3、電解池放電順序的判斷,陽極放電： 1）惰性電極：則溶液中陰離子放電。 2）非惰性電極：電極材料首先失電子。,陰極放電：電極材料受保護(hù)，溶液中陽離子放電。,2、電極的判斷,原電池，看電極材料，電解池看電源的正負(fù)極。,4、判斷溶液的pH變化,先

54、分析原溶液的酸堿性，再看電極產(chǎn)物。,（1）如果只產(chǎn)生氫氣而沒有氧氣，只pH變大；,（2）如果只產(chǎn)生氧氣而沒有氫氣，只pH變?。?（3）如果既產(chǎn)生氫氣又產(chǎn)生氧氣,①若原溶液呈酸性則pH減??；,②若原溶液呈堿性pH增大；,③若原溶液呈中性pH不變。,1.右圖中x、y分別是直流電源的兩極,通電后發(fā)現(xiàn)a極板質(zhì)量增加,b極板處有無色無臭氣體放出,符合這一情況的,A,練 習(xí),①電極： 陽極——鍍層金屬 陰極——待鍍金屬制品,二、電解池的

55、應(yīng)用----電鍍及氯堿工業(yè),②電鍍液：含有鍍層金屬離子的電解質(zhì)溶液。,③電解質(zhì)溶液：溶液中CuSO4的濃度保持不變。,1、電鍍,⒉ 氯堿工業(yè)原理,三、電解池及原電池的應(yīng)用----金屬的防護(hù),1、金屬腐蝕快慢的判斷,①電解原理引起的腐蝕>原電池原理引起的腐蝕> 化學(xué)腐蝕> 有防腐蝕措施的腐蝕②同一種金屬的腐蝕：強(qiáng)電解質(zhì)>弱電解質(zhì)>非電解質(zhì),2、金屬的防護(hù)方法,①改變金屬內(nèi)部結(jié)構(gòu),②覆蓋保護(hù)層,③電化學(xué)保護(hù)

56、法,,外加電源的陰極保護(hù)法,犧牲負(fù)極的正極保護(hù)法,2、下列圖一、圖二是鐵釘在水中被腐蝕的實(shí)驗(yàn),數(shù)天后,數(shù)天后,,,圖一,圖二,（1）上述兩裝置中鐵釘發(fā)生變化的共性是：（2）圖一說明原溶液呈 性，鐵釘發(fā)生 腐蝕，電極反應(yīng)為： （

57、3）圖二說明原溶液呈 性，鐵釘發(fā)生 腐蝕，電極反應(yīng)為：,發(fā)生了原電池反應(yīng),中性或弱堿,吸氧,負(fù)極：Fe-2e = Fe2+ ；正極：2H2O +O2 +2e　=4OH-,負(fù)極：Fe -2e = Fe2+；正極：2H+ +2e = H2↑,較強(qiáng)酸,析氫,練 習(xí),3.下列裝置暴露空氣中一段時(shí)間,鐵的腐蝕由快到慢 順序

58、 .,Fe,Fe,C,Fe,Zn,A(海水),B(海水),C(海水),D(海水),F(天然水),E(海水),,拓展練習(xí),4、汽車上用的鉛蓄電池是以一組充滿海綿狀灰鉛的鉛板和另一組結(jié)構(gòu)相似的充滿二氧化鉛的鉛板組成，用H2SO4作電解液?？偡磻?yīng)式為：Pb+PbO2+2H2SO4 2PbSO4+2H2O（1）試寫出放電時(shí)的正、負(fù)極反應(yīng)式正極:_________________________

59、_____________負(fù)極:______________________________________（2）試寫出充電時(shí)的陽、陰極反應(yīng)式陽極:______________________________________陰極:______________________________________,PbO2+4H++SO42- +2e- =PbSO4+2H2O,Pb+ SO42--2e- =PbSO4,練 習(xí),PbS

60、O4+2H2O-2e- =PbO2 + 4H++SO42-,PbSO4 +2e- =Pb + SO42-,四、原電池電解池的應(yīng)用----可充電電池,陰極：,正極：,放電：原電池,充電：電解池,負(fù)極：,陽極：,此電池放電時(shí)，負(fù)極發(fā)生反應(yīng)的物質(zhì)為A．Ag B．Zn(OH)2 C．Ag2O D．Zn,充電,放電,2Ag + Zn(OH)2,Ag2O + Zn + H2O,5．銀鋅電池廣泛用于電子儀器的電源，它的充電

61、和放電過程可表示為：,D,拓展練習(xí),6．為下圖所示裝置中，a、b都是惰性電極，通電一段時(shí)間后，b極附近溶液呈紅色。下列說法正確的是A．X是正極，Y是負(fù)極B．X是負(fù)極，Y是正極C．CuSO4溶液的pH值逐漸減小D．CuSO4溶液的pH值不變,AC,練 習(xí),7．一種新型的燃料電池，它以多孔鎳板為電極插入KOH溶液中，然后分別向兩極通入乙烷和氧氣，其總反應(yīng)為：2C2H6+7O2+8KOH==4K2CO3+10H2O，有關(guān)此電池的推