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高二化学选修四 (化学反应与能量、化学反应速率与平衡、 弱电解质的电离、盐类的水解) 知识手册

作者:高考题库网
来源:https://www.bjmy2z.cn/gaokao
2020-10-06 03:49
tags:高中数学手册

高中数学函数常见题型解析-高中数学竞赛对大学数学有用吗

2020年10月6日发(作者:岑范)


高二化学选修四
(化学反应与能量、化学反应速率与平衡、
弱电解质的电离、盐类的水解)
知识手册
化学反应与能量
考点一 焓变与反应热
1.化学反应中的能量变化
(1)化学反应中的两大变化:物质变化和能量变化。
(2)化学反应中的两大守恒:质量守恒和能量守恒。
(3)化学反应中的能量转化形式:热能、光能、电能等。通常主要表现为热量的变化。
2.焓变、反应热
(1)定义:在恒压条件下进行的反应的热效应。
(2)符号:ΔH。
(3)单位:kJ·mol

1

或kJmol。
3.吸热反应和放热反应
(1)从反应物和生成物的总能量相对大小的角度分析,如图所示。
(2)从反应热的量化参数——键能的角度分析
(3)记忆常见的放热反应和吸热反应 放热反应:①可燃物的燃烧;②酸碱中和反应;③大多数化合反应;④金属跟酸的置换反应;
⑤物质 的缓慢氧化等。
吸热反应:①大多数分解反应;②盐的水解和弱电解质的电离;③Ba(OH)
2
·8H
2
O与NH
4
Cl
反应;④碳和水蒸气、C和C O
2
的反应等。
正确理解活化能与反应热的关系
(1)催化剂能降低反应所需活化能,但不影响焓变的大小。
(2)在无催化剂的情况下,E
1
为正反应的活化能,E
2
为逆反应的活化能,即E
1
=E
2
+|ΔH|。
1.熟记反应热ΔH的基本计算公式
ΔH=生成物的总能量-反应物的总能量
ΔH=反应物的总键能之和-生成物的总键能之和
2.规避两个易失分点
第 1 页


(1)旧化学键的断裂和新化学 键的形成是同时进行的,缺少任何一个过程都不是化学变化。
(2)常见物质中的化学键数目
物质
键数
CO
2
(C===O)
2
CH
4
(C—H)
4
P
4
(P—P)
6
SiO
2
(Si—O)
4
石墨
1.5
金刚石
2
S
8
(S—S)
8
Si
2
考点二 热化学方程式
1.概念
表示参加反应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:2H
2
(g)+O
2
(g)===2H
2
O(l)
ΔH=-571.6 kJ·mol
1



表示:2 mol氢气和1 mol氧气反应生成2 mol液态水时放出571.6 kJ的热量。
3.热化学方程式书写注意事项
(1)注明反应条件:反应热与测定条件(温度、压强等)有关。绝大多数反应是在25 ℃、101 kPa
下进行的,可不注明。
(2)注明物质状态:常用s、l、g、aq分别表示固体、液体、气体、溶液。
(3)注意符号单位:ΔH应包括“+”或“-”、数字和单位(kJ·mol
1
)。

(4)注意守恒关系:①原子守恒和得失电子守恒;②能量守恒。(ΔH与化学计量数相对应 )
(5)区别于普通方程式:一般不注“↑”、“↓”以及“点燃”、“加热”等。
(6)注意热化学方程式的化学计量数
热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示 该物质的物质的量,可以是整数,也
可以是分数。且化学计量数必须与ΔH相对应,如果化学计量数加倍 ,则ΔH也要加倍。
(7)同素异形体转化的热化学方程式除了注明状态外,还要注明名称。
做到“五看”,快速判断热化学方程式的正误
(1)看热化学方程式是否配平。
(2)看各物质的聚集状态是否正确。
(3)看ΔH的“+”、“-”符号是否正确。
(4)看反应热的单位是否为kJ·mol
1


(5)看反应热的数值与化学计量数是否对应。
第 2 页


考点三 燃烧热、中和热 能源

1.燃烧热
(1)概念

在101 kPa时,1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化 物时所放出的热量,叫做该物质的燃
烧热。燃烧热的单位一般用kJ·mol

1表示。
燃烧热的限定词有恒压(101 kPa时)、可燃物的物质的量(1 mol)、完全燃 烧、稳定的氧化物
等,其中的“完全燃烧”,是指物质中下列元素完全转变成对应的氧化物:C→CO< br>2
(g),
H→H
2
O(l),S→SO
2
(g)等 。
(2)表示的意义:
例如C的燃烧热ΔH为-393.5 kJ·mol
1
,表示在101 kPa时,1 mol C完全燃烧放出393.5 kJ

的热量。
(3)书写热化学方程式:燃烧热是以1 mol纯物质完全燃烧所放出的热量来定义的,因此在书
写它的热化学方程式时,应以燃烧 1 mol 物质为标准来配平其余物质的化学计量数。例如:
25
C
8
H
18
(l)+O
2
(g)===8CO
2
(g)+9H
2
O(l)
2
ΔH=-5 518 kJ·mol
1
,即C
8
H
18
的燃烧热ΔH为-5 518 kJ·mol
1

--
(4)燃烧热的计算:可燃物完全燃烧放出 的热量的计算方法为Q

=n(可燃物)×|ΔH|。
式中:Q

为可燃物燃烧反应放出的热量;n为可燃物的物质的量;ΔH为可燃物的燃烧热。
2.中和热
(1)概念:在稀溶液中,强酸跟强碱发生中和反应生成1 mol液态H
2
O时的反应热叫中和热。
(2)注意几个限定词:①稀溶液;②产物是1 mol液态H
2
O;③用离子方程式 可表示为OH(aq)
+H(aq)===H
2
O(l) ΔH=-57.3 kJ·mol
1

+-

(3)中和热的测定
①测定原理
?m

+m

?·c·?t

-t

?
ΔH=

n
3.能源
(1)能源分类
(2)解决能源问题的措施
①提高能源的利用效率:a.改善开采、运输、加工等各个环节; b.科学控制燃烧反应,使燃
料充分燃烧。
②开发新能源:开发资源丰富、可以再生、没有污染或污染很小的新能源。
反应热答题规范指导
(1)描述反应热时,无论是用“反应热”、“焓变”表示还是用ΔH表 示,其后所跟数值都需
第 3 页


要带“+”、“-”符号。如:某反应的反应热(或焓变)为ΔH=-Q kJ·mol
kJ·mol
1



1
或ΔH=+Q
(2)由于中和反应和燃烧均是放热反应,表 示中和热和燃烧热时可不带“-”号。如:某物
质的燃烧热为ΔH=-Q kJ·mol

1
或Q kJ·mol
1


中和热测定注意事项
(1)碎泡沫塑料(或纸条)及硬纸板(或泡沫塑料板)的作 用是保温、隔热,减少实验过程中热量
的损失。
(2)为保证酸、碱完全中和,常采用碱稍稍过量。
(3)实验时用环形玻璃搅拌棒搅拌溶液 的方法是上下搅动,不能用铜丝搅拌棒代替环形玻璃
搅拌棒的理由是铜传热快,热量损失大。
(4)中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离时的热效应。
(5 )取多次实验t
1
、t
2
的平均值代入公式计算,而不是结果的平均值,计算 时应注意单位的统
一。
考点四 有关反应热的比较与计算
1.ΔH的比较

比较ΔH的大小时需考虑正负号,对放热反应,放热越多,ΔH越 小;对吸热反应,吸热越
多,ΔH越大。
2.反应热的有关计算
(1)根据热化学方程式计算
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或 反应吸收或放出的热量,可
以把反应热当作“产物”,计算反应放出或吸收的热量。
如:16 g固体硫完全燃烧放出148.4 kJ的热量,则1 mol固体硫完全燃烧放出的热量为296.8
kJ。
(2)根据物质燃烧放热的数值计算:Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。
如:已知H
2
的燃烧热ΔH=-285.8 kJ·mol
1
,则1 g H
2
完全燃烧生成液态水放出的热量为

142.9 kJ。
(3)根据盖斯定律计算、比较。根据下列反应过程,试判断ΔH的关系:
①aA――→B
ΔH
2
1
A――→B
a
ΔH
1
则ΔH
1
=aΔH
2

②A――→B
aB――→aA
ΔH
2
ΔH
1
第 4 页


则ΔH
2
=-aΔH
1

则ΔH=ΔH
1
+ΔH
2

注意 在反应过程设计中,会 遇到同一物质的三态(固、液、气)的相互变化,状态由固→液
→气变化时,会吸热;反之会放热。
利用状态,迅速比较反应热的大小
若反应为放热反应
(1)当反应物状态相同,生成物状态不同时,生成固体放热最多,生成气体放热最少。
(2)当反应物状态不同,生成物状态相同时,固体反应放热最少,气体反应放热最多。
(3 )在比较反应热(ΔH)的大小时,应带符号比较。对于放热反应,放出的热量越多,ΔH反而
越小。
化学反应速率与平衡
考点一 化学反应速率
1.表示方法
通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
2.数学表达式及单位 < br>Δc
----
v=
,单位为mol·L
1
·min
1
或mol·L
1
·s
1

Δt
3.化学反应速率与化学计量数的关系
同一反应在同一时间内,用不同物质来表 示的反应速率可能不同,但反应速率的数值之比等
于这些物质在化学方程式中的化学计量数之比。 如在反应aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)中,存在v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D )=a∶b∶c∶d
4.化学反应中各物质浓度的计算模式——“三段式”
(1)写出有关反应的化学方程式。
(2)找出各物质的起始量、转化量、某时刻量。
(3)根据已知条件列方程式计算。
例如:反应 mA + nB

pC
起始浓度(mol·L
1
) a b c
转化浓度(mol·L
1
) x

nxpx

mm
nxpx

某时刻浓度(mol·L
1
) a-x b- c+
mm
化学反应速率大小的比较方法
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由于同一化学反应的反应速率用不同物质表示时数值可能不同,所以比较反应的快慢不能只
看数值的 大小,而要进行一定的转化。
(1)看单位是否统一,若不统一,换算成相同的单位。
(2)换算成同一物质表示的速率,再比较数值的大小。
v?A?
(3)比较化学反 应速率与化学计量数的比值,即对于一般反应aA+bB===cC+dD,比较
a
v?B?v ?A?v?B?
与,若>,则A表示的反应速率比B的大。考点二 影响化学反应速率的因素
bab
考点二 影响化学反应速率的因素
1.内因(主要因素)
反应物本身的性质。
2.外因(其他条件不变,只改变一个条件)
3.理论解释——有效碰撞理论
(1)活化分子、活化能、有效碰撞
①活化分子:能够发生有效碰撞的分子。
②活化能:如图
图中:E
1为正反应的活化能,使用催化剂时的活化能为E
3
,反应热为E
1
-E< br>2
。(注:E
2
为逆
反应的活化能)
③有效碰撞:活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。
(2)活化分子、有效碰撞与反应速率的关系
气体反应体系中充入惰性气体(不参与反应)时
对反应速率的影响
(1)恒容:充入“惰性气体”―→总压增大―→物质浓度不变(活化分子 浓度不变)―→反应速
率不变。
(2)恒压:充入“惰性气体”―→体积增大―→物质浓度减 小(活化分子浓度减小)―→反应速
率减小。
考点三 可逆反应与化学平衡建立
1.可逆反应
(1)定义
在同一条件下既可以向正反应方向进行,同时又可以向逆反应方向进行的化学反应。
(2)特点
①二同:a.相同条件下;b.正、逆反应同时进行。
②一小:反应物与生成物同时存在;任一组分的转化率都小于(填“大于”或“小于”)100%。
第 6 页


(3)表示
在方程式中用“
2.化学平衡状态
(1)概念
一定条件下的可逆反应中,正反应速率与逆反应速率相等,反应体系中所有参加反 应的物质
的质量或浓度保持不变的状态。
(2)化学平衡的建立
(3)平衡特点
极端假设法确定各物质浓度范围
上述题目2可根据极端假设法判断,假设反应正向或逆向进行 到底,求出各物质浓度的最大
值和最小值,从而确定它们的浓度范围。
假设反应正向进行到底 :X
2
(g)+Y
2
(g)
起始浓度(mol·L
1
) 0.1 0.3 0.2

”表示。
2Z(g)
改变浓度(mol·L
1
) 0.1 0.1 0.2

终态浓度(mol·L
1
) 0 0.2 0.4
假设反应逆向进行到底:X
2
(g)+Y
2
(g)
起始浓度(m ol·L
1
) 0.1 0.3 0.2

2Z(g)
改变浓度(mol·L
1
) 0.1 0.1 0.2

终态浓度(mol·L
1
) 0.2 0.4 0
平衡体系中各物质的浓度范围为X
2
∈(0,0.2),Y
2
∈(0.2 ,0.4),Z∈(0,0.4)。
规避“2”个易失分点
(1)化学平衡状态判断“三关注”
关注反应条件,是恒温恒容,恒温恒压,还是绝热恒容容 器;关注反应特点,是等体积反应,
还是非等体积反应;关注特殊情况,是否有固体参加或生成,或固体 的分解反应。
(2)不能作为“标志”的四种情况
①反应组分的物质的量之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比。
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再随时间而变化,如
2HI(g)H
2
(g )+I
2
(g)。
③全是气体参加的体积不变的反应,体系的平均相对分子质量不再 随时间而变化,如
2HI(g)H
2
(g)+I
2
(g)。
④全是气体参加的反应,恒容条件下体系的密度保持不变。
考点四 化学平衡移动
1.化学平衡移动的过程
第 7 页


2.化学平衡移动与化学反应速率的关系
(1)v

>v

:平衡向正反应方向移动。
(2)v

=v

:反应达到平衡状态,不发生平衡移动。
(3)v

<v

:平衡向逆反应方向移动。
3.影响化学平衡的因素
(1)若其他条件不变,改变下列条件对化学平衡的影响如下:
改变的条件(其他条件不变)
浓度
压强
(对有
气体参
加的反
应)
温度
催化剂
(2)勒夏特列原理
如果改变影响化学平衡的条件之一(如温度、压强、以及参加反应的化学物质的浓度),平衡
将 向着能够减弱这种改变的方向移动。
(3)“惰性气体”对化学平衡的影响
①恒温、恒容条件
原平衡体系――――――→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
原平衡体系―――――→容器容积增大,各反应气体的分压减小―→
体系中各组分的浓度同倍数减小
?等效于减压?
化学平衡移动的目的是“减弱” 外界条件的改变,而不是“抵消”外界条件的改变,改变是
不可逆转的。新平衡时此物理量更靠近于改变 的方向。如①增大反应物A的浓度,平衡右
移,A的浓度在增大的基础上减小,但达到新平衡时,A的浓 度一定比原平衡大;②若将体
系温度从50 ℃ 升高到80 ℃,则化学平衡向吸热反应方向移动,达到新的平衡状态时50 ℃
<T<80 ℃;
③若对 体系N
2
(g)+3H
2
(g)2NH
3
(g)加压,例如 从30 MPa加压到60 MPa,化学平衡向气
充入惰性气体
充入惰性气体
化学平衡移动的方向
向正反应方向移动
向逆反应方向移动
向气体分子总数减小的方向移动
向气体分子总数增大的方向移动
增大反应物浓度或减小生成物浓度
减小反应物浓度或增大生成物浓度
反应前后气体体积改变

增大压强
减小压强
反应前后气体体积不变 改变压强 平衡不移动
升高温度
降低温度
向吸热反应方向移动
向放热反应方向移动
同等程度改变v

、v

,平衡不移动
体分子数减小的方向移动,达到新的平衡时30 MPa<p<60 MPa。
第 8 页


平衡转化率的分析与判断方法
(1)反应aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)的转化率分析
①若反应物起始物质的量之比等于化学计量数之比,达到平衡后,它们的转化率相等。
②若只增加A的量,平衡正向移动,B的转化率提高,A的转化率降低。
③若按原比例同倍数 地增加(或降低)A、B的浓度,等效于压缩(或扩大)容器体积,气体反应
物的转化率与化学计量数有 关。
a+b=c+d A、B的转化率不变
?
?
同倍增大c(A)和c(B )
?
a+b>c+d A、B的转化率增大
?
?
a+b<c+d A、B的转化率减小
(2)反应mA(g)nB(g)+qC(g)的转化率分析


在T、V不变时,增加A的量,等效于压缩容器体积,A的转化率与化学计量数有关。
m=n+q A的转化率不变
?
?
增大c(A)
?
m>n+q A的转化率增大
?
?
m<n+q A的转化率减小


考点五 化学平衡常数
1.概念
在一定温度下,当一个可逆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,用符号K表示。
2.表达式
对于反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g),
c
p
?C?· c
q
?D?
K=
m
(固体和纯液体的浓度视为常数,通常不计入平衡 常数表达式中)。
c?A?·c
n
?B?
3.意义及影响因素
(1)K值越大,反应物的转化率越大,正反应进行的程度越大。
(2)K只受温度影响,与反应物或生成物的浓度变化无关。
(3)化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。
4.应用
(1)判断可逆反应进行的程度。
(2)利用化学平衡常数,判断反应是否达到平衡或向何方向进行。
对于化学反应aA(g) +bB(g)
c
c
?C?·c
d
?D?
cC(g)+dD( g)的任意状态,浓度商:Q
c

a

c?A?·c
b
?B?
Q<K,反应向正反应方向进行;
Q=K,反应处于平衡状态;
第 9 页


Q>K,反应向逆反应方向进行。
(3)利用K可判断反应的热效应:若升高 温度,K值增大,则正反应为吸热反应;若升高温
度,K值减小,则正反应为放热反应。
一、传统图像的分类突破
1.图像类型
(1)浓度—时间
如A(g)+B(g)AB(g)
(2)含量—时间—温度(压强)
(C%指产物的质量分数,B%指某反应物的质量分数)
(3)恒压(或恒温)线
(α表示反应物的转化率,c表示反应物的平衡浓度)
图①,若p
1
>p< br>2
>p
3
,则正反应为气体体积减小的反应,ΔH<0;
图②,若T
1
>T
2
,则正反应为放热反应。
(4)几种特殊图像
①对于化学反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g),M点 前,表示从反应物开始,v

>v


M点为刚达到平衡点(如下图 );M点后为平衡受温度的影响情况,即升温,A的百分含量增
加或C的百分含量减少,平衡左移,故正 反应ΔH<0。
②对于化学反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g),L线上所有的点都 是平衡点(如下图)。L
线的左上方(E点),A的百分含量大于此压强时平衡体系的A的百分含量,所 以,E点v

>v

;则L线的右下方(F点),v

<v


2.解题步骤
3.解题技巧
(1)先拐先平
在 含量(转化率)—时间曲线中,先出现拐点的先达到平衡,说明该曲线反应速率快,表示温
度较高、有催 化剂、压强较大等。
(2)定一议二
当图像中有三个量时,先确定一个量不变,再讨论另外两个量的关系,有时还需要作辅助线。
(3)三步分析法
一看反应速率是增大还是减小;二看v

、v

的相对大小;三看化学平衡移动的方向。
弱电解质的电离平衡
第 10 页


考点一 弱电解质的电离平衡
1.弱电解质
(1)概念
(2)与化合物类型的关系
强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物,弱电解质主要是某些共价化合物。
2.弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立
在一定条件下(如温度、压强等) ,当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率
相等时,电离过程达到了平衡。
(2)电离平衡的特征
(3)外界条件对电离平衡的影响
内因:由弱电解质本身的结构或性质决定,电解质越弱,其电离程度越小。
3.以0.1 mol·L
1
CH
3
COOH溶液为例,填写外界条件对CH
3< br>COOH

CH
3
COO+H ΔH
-+
>0的影响。
实例(稀溶液)
改变条件
加水稀释
加入少量
冰醋酸
通入HCl(g)
加NaOH(s)
加入镁粉
升高温度

CH
3
COONa(s)
平衡移动方向







CH
3
COOH
n(H)
增大
增大
增大
减小
减小
增大
减小

H+CH
3
COO ΔH>0
c(H)
减小
增大
增大
减小
减小
增大
减小

+-
导电能力
减弱
增强
增强
增强
增强
增强
增强
K
a

不变
不变
不变
不变
不变
增大
不变
考点二 电离平衡常数
1.表达式
(1)一元弱酸HA的电离常数:根据HA
(2)一元弱碱BOH的电离 常数:根据BOH
2.意义
c?A?·c?H?
H+A,可表示为K
a
=。
c?HA?
+-
-+
c?B?·c?OH?
B+OH,可表示为K
b
=。
c?BOH?
+-
+-
第 11 页


相同条件下,K值越大,表示该弱电解质越易电离,所对应的酸性或碱性相对越强。
3.特点
电离常数只与温度有关,与电解质的浓度、酸碱性无关,由于电离过程是吸热的,故 温度升
高,K增大。多元弱酸是分步电离的,各级电离常数的大小关系是K
1
?K2
……,所以其酸
性主要决定于第一步电离。
4.影响因素
5.有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)
(1)已知c(HX)和c(H),求电离平衡常数。
HX H + X
+-

起始: c(HX) 0 0
平衡: c(HX)-c(H) c(H) c(X)
c?H?·c?X?c
2
?H?
则:K=




c?HX?- c?H?c?HX?-c?H?
+-+
++-
由于弱酸只有极少一部分电离,c(H) 的数值很小,可做近似处理:c(HX)-c(H)≈c(HX),
c
2
?H?
则K=,代入数值求解即可。
c?HX?

++
(2)已知c(HX)和电离平衡常数,求c(H)。
HX H + X
+-

起始: c(HX) 0 0
平衡: c(HX)-c(H) c(H) c(X)
c?H?·c?X?c
2
?H?
则:K=




c?HX?-c?H? c?HX?-c?H?
+-+
++-
由于c(H)的数值很小,可做近似处理:c(H X)-c(H)≈c(HX),则c(H)=K·c?HX?,代入
数值求解即可。
+++
考点三 强酸(碱)与弱酸(碱)的比较
一元强酸与一元弱酸的比较

pH或物质的量浓度
溶液的导电性
水的电离程度
加水稀释等倍数pH的变化量
等物质的量浓度的盐酸(a)
与醋酸溶液(b)
pH:a<b
a>b
a<b
a>b
等pH的盐酸(a)与醋酸溶液
(b)
物质的量浓度:a<b
a=b
a=b
a>b
第 12 页


等体积溶液中和NaOH反应
的量
分别加该酸的钠盐固体后pH
开始与金属反应的速率
等体积溶液与过量活泼金属
产生H
2
的量
水的电离程度
a=b
a:不变
b:变大
a>b
相同
HA<HB
假设法进行有关量的大小比较
a<b
a:不变
b:变大
相同
a<b
HA=HB
在做有 关强酸、弱酸、强碱、弱碱的题目时,可以先假设所给物质全部是强电解质,再在此
基础上结合电离平衡 移动原理进行分析。如第2题中的C选项,分别加水稀释10倍,假设
平衡不移动,那么①②溶液的pH 均为10,然后再根据平衡移动原理进行分析;再如D选
项,假设均是强酸强碱,则V
1
=V
2
,然后再根据弱碱的电离平衡及浓度进行分析。
判断弱电解质的三个思维角度
角度一:弱电解质的定义,即弱电解质不能完全电离,如测0.1 mol·L
的pH>1。
角度二:弱电解质溶液中存在电离平衡,条件改变,平衡移动,如pH=1的CH
3
C OOH加
水稀释10倍后,1<pH<2。
角度三:弱电解质形成的盐类能水解,如判断CH
3
COOH为弱酸可用下面两个现象:
(1)配制某浓度的醋酸钠溶液,向其中加入几滴酚酞溶液。现象:溶液变为浅红色。
(2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上,测其pH。现象:pH>7。

1
的CH
3
COOH溶液
水的电离和溶液的pH
考点一 水的电离
1.水的电离
水是极弱的电解质,水的电离方程式为H
2
O+H
2
O
2.水的离子积常数
K
w
=c(H)·c(OH)。
(1)室温下:K
w
=1 ×10

14
+-
H
3
O+OH或H
2
O
+-
H+OH。
+-

(2)影响因素:只与温度有关,升高温度,K
w
增大。
(3)适用范围:K
w
不仅适用于纯水,也适用于稀的电解质水溶液。
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(4)K
w
揭示了在任何水溶液中均存在H和OH,只要温 度不变,K
w
不变。
3.影响水电离平衡的因素
(1)升高温度,水的电离程度增大,K
w
增大。
(2)加入酸或碱,水的电离程度减小,K
w
不变。
(3)加入可水解的盐 (如FeCl
3
、Na
2
CO
3
),水的电离程度增大,K
w
不变。
4.填写外界条件对水电离平衡的具体影响
体系变化
平衡移动方向
条件
HCl
NaOH
可水解
的盐
温度
Na
2
CO
3

NH
4
Cl
升温
降温
其他:如加入Na







+-
+-
水的电离
Kw
程度
不变
不变
不变
不变
增大
减小
不变
减小
减小
增大
增大
增大
减小
增大

c(OH-)
减小
增大
增大
减小
增大
减小
增大

c(H+)
增大
减小
减小
增大
增大
减小
减小
1.水的离子积常数K
w
=c(H)·c(OH),其 实质是水溶液中的H和OH浓度的乘积,不一
定是水电离出的H和OH浓度的乘积,所以与其说K
w
是水的离子积常数,不如说是水溶
液中的H和OH的离子积常数。即K
w
不仅适用于水,还适用于酸性或碱性的稀溶液。不
管哪种溶液均有
c(H
?
)
H
2
O
?c(OH
?
)
H
2
O< br>。
2.水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡,都有H和OH共存,只是相对含量不同而已。
理清溶液中H或OH的来源
(1)常温下,中性溶液
c(OH)=c(H)=10
7
mol·L
1

-+--
+-
+-
+-
+-
(2)溶质为酸的溶液
①来源
OH全部来自水的电离,水电离产生的c(H)=c(OH)。
②实例 < br>如计算pH=2的盐酸溶液中由水电离出的c(H),方法是先求出溶液中的c(OH)=(K
w
10
+--
-+-
第 14 页


2
) mol·L
1
=10
--
12
mol·L
1
,即 由水电离出的c(H)=c(OH)=10
-+--
12
mol·L
1


(3)溶质为碱的溶液
①来源
H全部来自水的电离,水电离产生的c(OH)=c(H)。
②实例
如计算pH= 12的NaOH溶液中由水电离出的c(OH),方法是知道溶液中的c(H)=10
mol·L
1
,即由水电离出的c(OH)=c(H)=10
--+-
12
-+-12
+-+

mol·L
1


(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液
①pH=5的NH
4
Cl溶液 中H全部来自水的电离,由水电离的c(H)=10
5
mol·L
1
,因为 部
++--
分OH与部分NH
4
结合,溶液中c(OH)=10
9< br> mol·L
1

-+---
②pH=12的Na
2
CO
3
溶液中OH全部来自水的电离,由水电离出的c(OH)=10
2
mol·L
1

----
考点二 溶液的酸碱性和pH
1.溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H)和c(OH)的相对大小。
(1)酸性溶液:c(H)>c(OH),常温下,pH<7。
(2)中性溶液:c(H)=c(OH),常温下,pH=7。
(3)碱性溶液:c(H)7。
2.pH及其测量
(1)计算公式:pH=-lgc(H)。
(2)测量方法
①pH试纸法

+-
+-
+-
+-

用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上,用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中
央,变色后与 标准比色卡对照,即可确定溶液的pH。
②pH计测量法。
(3)溶液的酸碱性与pH的关系
常温下:
3.溶液pH的计算
(1)单一溶液的pH计算
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强酸溶液:如H
n
A,设浓度为c mol·L
1
,c(H)=nc mol·L
1
,pH=-lgc(H)=-lg (nc)。
-+-+
10
14
-+
强碱溶液(25 ℃):如B(OH)
n
,设浓度为c mol·L,c(H)= mol·L
1
,pH=-lgc(H)
nc


1

=14+lg(n c)。
(2)混合溶液pH的计算类型
c?H?
1
V
1
+c?H?
2
V
2
①两种强酸混合:直接求出c(H)

, 再据此求pH。c(H)

=。
V
1
+V
2
++
++
②两种强碱混合:先求出c(OH)

,再据K
w
求出 c(H)

,最后求pH。c(OH)


c?OH?
1< br>V
1
+c?OH?
2
V
2

V
1
+V
2
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OH的浓度 ,最后求
pH。
|c?H?

V

-c?OH?

V

|
c(H)

或c(OH)

=。
V

+V

+-
+-
+-
--
- +-
酸、碱稀释时两个误区
(1)不能正确理解酸、碱的无限稀释规律
常温下任何酸或碱溶液无限稀释时,溶液的pH都不可能大于7或小于7,只能接近7。
(2)不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律
溶液
强酸
弱酸
强碱
弱碱
注:表中a+n<7,b-n>7。
有关pH计算的一般思维模型
考点三 酸、碱中和滴定
1.实验原理
利 用酸碱中和反应,用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。以标准盐
酸溶液滴定 待测的NaOH溶液,待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)=
c?HCl?·V?HC l?

V?NaOH?
稀释前
溶液pH
加水稀释到
pH=a
体积为原来
的10
n

pH=b
稀释后
溶液pH
pH=a+n
a<pH<a+n
pH=b-n
b-n<pH<b



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酸碱中和滴定的关键:
(1)准确测定标准液和待测液的体积;
(2)准确判断滴定终点。
2.实验用品
(1)仪器
图(A)是酸式滴定管,图B是碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
(2)试剂:标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(3)滴定管的使用
①酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管,因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶管。
②碱性的试剂一般用碱式滴定管,因为碱性物质易腐蚀玻璃,致使活塞无法打开。
3.实验操作
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滴定管:查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。
②锥形瓶:注碱液→记体积→加指示剂。
(2)滴定
(3)终点判断
等 到滴入最后一滴标准液,指示剂变色,且在半分钟内不恢复原来的颜色,视为滴定终点并
记录标准液的体 积。
(4)数据处理
c?HCl?·V?HCl?
按上述操作重复二至三次,求出 用去标准盐酸体积的平均值,根据c(NaOH)=
V?NaOH?
计算。
4.常用酸碱指示剂及变色范围
指示剂
石蕊
甲基橙
酚酞
5.指示剂选择的基本原则
变色要灵敏,变色范围要小,使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。
<5.0红色
<3.1红色
<8.2无色
变色范围的pH
5.0~8.0紫色
3.1~4.4橙色
8.2~10.0浅红色
>8.0蓝色
>4.4黄色
>10.0红色
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(1)不能用石蕊作指示剂。
(2)滴定终点为碱性时,用酚酞作指示剂,例如用NaOH溶液滴定醋酸。
(3)滴定终点为酸性时,用甲基橙作指示剂,例如用盐酸滴定氨水。
(4)强酸滴定强碱一般用甲基橙,但用酚酞也可以。
(5)并不是所有的滴定都必须使用指 示剂,如用标准的Na
2
SO
3
溶液滴定KMnO
4
溶液时 ,
KMnO
4
颜色褪去时即为滴定终点。
滴定终点的判断答题模板
当滴入最后一滴×××标准溶液后,溶液变成×××色,且半分钟内不恢复原来的颜色。
解答此类题目注意三个关键点:
(1)最后一滴:必须说明是滴入“最后一滴”溶液。
(2)颜色变化:必须说明滴入“最后一滴”溶液后溶液“颜色的变化”。
(3)半分钟:必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不再恢复原来的颜色”。
氧化还原滴定法
滴定操作不仅适用于酸碱中和反应,也可迁移应用于氧化还原反应进行物质含量的测定,计
算方 法主要用“关系式”法。
(1)原理
以氧化剂或还原剂为滴定剂,直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质。
(2)实例
①酸性KMnO
4
溶液滴定H
2
C
2
O
4
溶液
原理:2MnO
4
+6H+5H
2
C
2
O
4
===10CO
2
↑+2Mn
2
+8H
2
O。
-++
指示剂:酸性KMnO
4
溶液本身呈紫色,不用另外选择指示 剂,当滴入最后一滴酸性KMnO
4
溶液后,溶液由无色变浅红色,且半分钟内不褪色,说明到 达滴定终点。
②Na
2
S
2
O
3
溶液滴定碘液
原理:2Na
2
S
2
O
3
+I
2
===Na
2
S
4
O
6
+2NaI。
指示剂:用 淀粉作指示剂,当滴入一滴Na
2
S
2
O
3
溶液后,溶液的 蓝色褪去,且半分钟内不恢
复原色,说明到达滴定终点。

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