【文章內(nèi)容簡介】 ? 有關(guān) pH計算的主要題型及計算方法 根據(jù) pH＝－ lg c(H＋ )，因此計算溶液的 pH 的關(guān)鍵是計算溶液中 H＋ 的濃度。 常見的題型有： ① 有關(guān)酸堿溶液稀釋后 pH的計算 a、酸稀釋后，先求稀釋后 c(H＋ )，再求 pH；堿稀釋后，先求稀釋后 c(OH－ )，根據(jù) Kw＝ c(H＋ ) c(OH － )，求出 c(H＋ )，最后再求 pH。 b、一定濃度的強酸或強堿溶液用水稀釋 10a倍體積，溶液中 c(H＋ ) 或 c(OH－ )也被稀釋到同樣倍數(shù)，濃度變?yōu)樵瓉淼?1/10a，則溶液的 pH將增大或減小 a個單位。 c、一定濃度的弱酸或弱堿用水稀釋 10a 倍體積，由于電離程度增大，使得 c(H＋ ) 或 c(OH－ )減小的不到 1/10a，因此 pH增大或減小不到 a個單位。 d、稀酸、稀堿無限稀釋后，因水的電離已是影響 pH 的主要因素，因此 pH接近于 7。即稀酸無限稀釋后， pH不可能大于 7，弱堿無限稀釋后 pH不可能小于 7。 ② 有關(guān)酸堿混合 pH的計算 A. 兩種強酸混合，先計算混合后 c(H＋ )，再計算 pH?；旌虾? 變 化 改 變 c (H ＋ )＝ c 1 (H ＋ ) V 1 ＋ c 2 (H ＋ ) V 2V 1 ＋ V 2 B. 兩種強堿混合，先計算混合后 c(OH－ )，然后計算 c(H＋ )，最后計算 pH?；旌虾? c ( O H － )＝ c 1 ( O H － ) V 1 ＋ c 2 ( O H － ) V 2V 1 ＋ V 2 pH＝ — lg c(H＋ )。 C. 強酸、強堿混合后，要發(fā)生酸堿中和反應(yīng)，因此需判斷后再計算 若 n (H＋ )＝ n(OH－ )，酸堿恰好完全反應(yīng)，則 pH＝ 7； 若 n (H＋ )＞ n(OH－ )，則酸過量，先求反應(yīng)后溶液中 c(H＋ )，再計算 pH，此時 pH＜ 7 若 n (H＋ )＜ n(OH－ )，則堿過量，先求反應(yīng)后溶液中 c(OH－ )，再求出 c(H＋ )，然后計算 pH，此時 pH＞ 7 鹽類水解方程式的書寫方法 ? 由于鹽類水解與酸堿中和互為可逆過程，所以鹽類水解一般不徹底，書寫離子反應(yīng)方程式時，只能用 “ ” ，而不能用 “ ” ，生成的不溶物不記 “↓” ，生成的氣態(tài)產(chǎn)物也不記 “↑” 符號，如 AlCl3水解的離子方程式為 Al3＋ ＋ 3H2O Al(OH)3＋ 3H＋ ? 多元弱酸的電離是分步進行的，多元弱酸形成的鹽水解時也是分步進行的，如 H2CO3 H+＋ HCO3－ ，而 Na2CO3的水解，首先 CO32－ ＋ H2O HCO3－ ＋ OH－ ，生成的 HCO3－ 再水解 HCO3－ ＋ H2O CO32－ ＋ OH－ 。 ? 較易水解的陽離子如 Al3+、 Fe3+等，較易水解的陰離子如 CO32－ （或 HCO3－ ）、 AlO2－ 等，在溶液中雙水解十分強烈，可完全水解，此時應(yīng)用 “ ” 并標(biāo)明 “↑” 及 “↓” 符號。 Fe3+＋ 3HCO3－ Fe(OH)3↓ ＋ 3CO2↑ ， 2Al3＋ ＋ 3S2－ ＋ 6H2O 2Al(OH)3↓ ＋ 3H2S↑ 守恒法在處理溶液問題的應(yīng)用 在解答電解質(zhì)溶液中微粒濃度之間的關(guān)系的有關(guān)問題，特別是等式關(guān)系時，經(jīng)常用到守恒原理。 ? 電荷守恒：溶液中陽離子所帶的總正電荷數(shù)與陰離子 所帶的總負(fù)電荷數(shù)相等，整個溶液顯電中性。 如 Na2S溶液中： c(Na＋ )＋ c(H＋ )＝ 2 c(S2－ )＋ c(HS－ )＋ c(OH－ ) ? 物料守恒：在電解質(zhì)溶液中，某物質(zhì)（或微粒）的總濃度等于該物質(zhì)電離或水解所產(chǎn)生的各物質(zhì)平衡濃度之和。 ? 質(zhì)守恒：溶液中得質(zhì)子的微粒得質(zhì)子的總數(shù)與失質(zhì)子的微粒失去質(zhì)子的總數(shù)相等。 質(zhì)子守恒式一般可由上述電荷守恒式、物料守恒式聯(lián)立求得。 中和滴定誤差分析（以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定 NaOH溶液為例） 編號 操作錯誤 待測值 理由 V2－ V1＝ V（酸） 1 未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸洗滴定管 偏高 V（ 酸）變大 2 滴定速度過快，未搖勻，指示劑已變色 偏高 V（酸）變大 3 滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定后消失 偏高 V（酸）讀數(shù)變大 4 滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù) 偏低 V（酸）讀數(shù)變小 5 滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù) 偏高 V（酸）讀數(shù)變大 6 未用待測堿液洗移液管 偏低 V（酸）量減小 7 滴定前，用待測堿液潤洗錐形瓶 偏高 V（酸）量增大 8 快速滴定后，立即讀數(shù) 偏高 V（酸）量增大 c(H ＋ )＝ K Wc(OH － ) 電解時，溶液中陰、陽兩極離子的放電順序 電解時兩極的放電順序，與電極材料（非惰性 金屬為陽極，陽極本身放電），電鍍、電解質(zhì)溶液中離子本身的氧化性、還原性（本性）、離子濃度 [電鍍鋅時，因 c(Zn2＋ )比 c(H＋ )大得多， Zn2＋ 放電而 H＋ 未放電 ]等因素有關(guān)。若以惰性電極進行電解，其陰陽兩極各離子放電順序在不考慮濃度大小影響時，一般為： 陰極（陽離子）放電順序（氧化性） Au3＋ ＞ Ag＋ ＞ Hg2＋ ＞ Cu2＋ ＞ H＋ ＞ Pb2＋ ＞ Sn2＋ ＞ Ni2＋ ＞ Fe2＋ ＞ Zn2＋ ＞ Mn2＋ ＞ Al３＋ ＞ Mg2＋ ＞ Na＋ ＞Ca2＋ ＞ K＋ 陽極（陰離子）放電順序（還原性） S2－ ＞ I－ ＞ Br－ ＞ OH－ ＞ NO3－ ＞ SO42－ ＞ F－ 以惰性電極電解的類型及 pH變化規(guī)律 以惰性電極電解時，按其中 OH－、 、 H＋ 放電情形的不同，電解可分如下幾種類型： ? OH－、 、 H＋ 均放電，相當(dāng)于只電解水。凡含氧酸，可溶性強堿，活潑金屬的含氧酸鹽等電解均屬于此種類型，其電解方程式均為： 2H2O 電解 2H2↑ ＋ O2↑ 。其電解后 pH變化規(guī)律為：含氧酸，電解后 pH變小；強堿，電解后 pH 變大；鹽，電解后 pH 基本不變。 ? 只有 H＋ 放電，而 OH－、 不放電，此類因 H＋ 放電消耗，會使電解后溶液的 pH升高。凡活潑金屬的無氧酸鹽（除氟化物外）均屬此類，如電 解 NaCl溶液： 2NaCl＋ 2H2O 電解 2NaOH＋H2↑ ＋ Cl2↑ 。電解鹽酸： 2HCl 電解 H2↑ ＋ Cl2↑ 等 ? 只有 OH－、 放電，而 H＋ 不放電。此類因 OH－、 放電而消耗，使電解溶液的 pH下降，凡不活潑金屬的含氧酸鹽均如此。如電解 CuSO4溶液： 2CuSO4＋ 2H2O 電解 2Cu＋ O2↑ ＋ 2H2SO4。 ? OH－、 、 H＋ 均未放電，相當(dāng)只電解電解質(zhì)，凡不活潑金屬無氧酸鹽（除氟化物外）均屬此類，因該類大多水解呈酸性，電解時 pH略增大或基本不變，如電解 CuCl2溶液： CuCl2 電解 Cu＋ Cl2↑ 第二部分 元素及其 化合物 元素化合物知識包括金屬和非金屬兩部分，是高中化學(xué)的基礎(chǔ)知識之一。知識特點是作為化學(xué)基本概念、原理、實驗和計算的載體，其信息量大，反應(yīng)復(fù)雜，常作為綜合試題的知識背景或突破思維的解題題眼。 注意處理好兩個關(guān)系，必須先處理好元素化合物知識的內(nèi)部關(guān)系，方法是： “ 抓重點，理關(guān)系，用規(guī)律，全考慮 ” 。 ① 抓重點：以每族典型元素為代表，以化學(xué)性質(zhì)為抓手，依次學(xué)習(xí)其存在、制法、用途、檢驗等 “ 一條龍 ” 知識，做到牽一發(fā)而動全身 ② 理關(guān)系：依據(jù)知識內(nèi)在聯(lián)系，按單質(zhì) → 氧化物 → 氧化物的水化物 → 鹽的順序，將零碎的知識編織成網(wǎng)絡(luò)，建立 起完整的知識結(jié)構(gòu)，做到滴水不漏 ③ 用規(guī)律：用好化學(xué)反應(yīng)特有的規(guī)律，如以強置弱等規(guī)律，弄清物質(zhì)間相互反應(yīng)。 ④ 全考慮：將元素化合物作為一個整體、一個系統(tǒng)理解，從而達到解綜合試題時能將所需的元素化合物知識信手拈來。 另一方面是處理好元素化合物知識與本學(xué)科理論、計算或跨學(xué)科知識間的外部關(guān)系，采取的方法是 “ 分析與綜合、抽象與具體 ” 。 ① 分析：將綜合試題拆分思考。 ② 綜合：將分散的 “ 點 ” 銜接到已有的元素化合物知識 “ 塊 ” 中。 ③ 抽象：在分析綜合基礎(chǔ)上，提取相關(guān)信息。 ④ 具體：將提取出的信息具體化，銜接到綜合試題中，從而完整解題。 (一 ) 元素非金屬性的強弱規(guī)律 ? 常見非金屬元素的非金屬性由強到弱的順序如下： F、 O、 Cl、 N、 Br、 I、 S、 P、 C、 Si、 H。 ? 元素非金屬性與非金屬單質(zhì)活潑性的區(qū)別： 元素的非金屬性是元素的原子吸引電子的能力，影響其強弱的結(jié)構(gòu)因素有： ① 原子半徑：原子半徑越小，吸引電子能力越強； ② 核電荷數(shù)：核電荷數(shù)越大，吸引電子能力越強； ③ 最外層電子數(shù)：同周期元素，最外層電子越多，吸引電子能力越強。但由于某些非金屬單質(zhì)是雙原子分子，原子是以強列的共價鍵相結(jié)合（如 N N等），當(dāng)參加化學(xué)反應(yīng)時，必須消耗很大的能量才能形成原子， 表現(xiàn)為單質(zhì)的穩(wěn)定性。這種現(xiàn)象不一定說明這種元素的非金屬性弱。 ? 非金屬性強弱的判斷依據(jù)及其應(yīng)用 元素的非金屬性的本質(zhì)是元素的原子吸引電子的能力。這種能力的大小取決于原子半徑、 核電荷數(shù)、最外層電子數(shù)，題目常通過以下幾方面比較元素的非金屬性。 ① 非金屬單質(zhì)與 H2化合的條件及難易程度； ② 氫化物的穩(wěn)定性； ③ 最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸性； ④ 非金屬間的置換反應(yīng)； ⑤ 非金屬單質(zhì)對應(yīng)陰離子的還原性； ⑥ 與變價金屬反應(yīng)時，金屬所呈現(xiàn)的化合價； ⑦ 元素在化合物中化合價的相對高低（如在 HClO 中，氯元素顯正價，氧元素顯負(fù)價，則說明氧的 非金屬性比氯強）等。 (二 )鹵族元素 鹵族元素主要性質(zhì)的遞變性（從 F→I ） ? 單質(zhì)顏色逐漸變深，熔沸點升高，水中溶解性逐漸減小； ? 元素非金屬性減弱，單質(zhì)氧化性減弱，鹵離子還原性增強； ? 與 H2化合，與 H2O反應(yīng)由易到難； ? 氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性減弱，還原性增強，水溶液酸性增強； ? 最高價氧化物的水化物酸性減弱； ? 前面元素的單質(zhì)能把后面元素從它們的化合物中置換出來。 鹵化氫 均為無色有刺激性氣味的氣體，極易溶于水，在空氣中形成酸霧。 ? 氟化氫（ HF）：很穩(wěn)定，高溫極難分解，其水溶液是氫氟酸，弱酸 ，有劇毒，能腐蝕玻璃。 ? 氯化氫（ HCl）：穩(wěn)定，在 1000℃ 以上少量分解，其水溶液為氫氯酸，俗稱鹽酸，強酸 ? 溴化氫（ HBr）：較不穩(wěn)定，加熱時少量分解，其水溶液為氫溴酸，酸性比鹽酸強， HBr還原性比 HCl強，遇濃硫酸被氧化為單質(zhì)溴（ Br2）。 ? 碘化氫（ HI）：很不穩(wěn)定，受熱分解，其水溶液為氫碘酸，酸性比氫溴酸強， HI 是強還原劑，遇濃硫酸易被氧化為單質(zhì)硫。 鹵素及其化合物主要特性 ? 氟及其化合物的特殊性質(zhì) ① 鹵素單質(zhì) Cl Br I2與 H2化合都需要一定條件，惟獨 F2在黑暗處就可與 H2化合爆炸。 ② 鹵 素單質(zhì) Cl Br I2與水反應(yīng)的通式為： X2 ＋ H2O＝＝＝ HX＋ HXO（ I2與水反應(yīng)極弱），但 F2與 H2O反應(yīng)卻是： 2F2＋ 2H2O＝＝＝ 4HF＋ O2 ＝＝ ③ 氟無正價，其他都有正價 ④ HF有毒，其水溶液為弱酸，其他氫鹵酸為強酸， HF 能腐蝕玻璃； ⑤ CaF2不溶于水， AgF易溶于水，氟可與某些稀有氣體元素形成化合物。 ? 溴的特性 溴在常溫下為紅棕色液體（惟一的液態(tài)非金屬單質(zhì)），極易揮發(fā)產(chǎn)生紅棕色有毒的溴蒸氣，因而實驗室通常將溴密閉保存在陰冷處，并在盛有液溴的試劑瓶內(nèi)常加適量水。盛裝溴的試劑瓶不能用橡皮塞（ 腐蝕橡膠）。 ? 碘是紫黑色固體，具有金屬光澤，易升華（常用于分離提純碘），遇淀粉變藍色（常用來檢驗碘的存在），碘的氧化性較其他鹵素弱，與變價金屬鐵反應(yīng)生成 FeI2而不是 FeI3。 (三 )氧族元素 氧族元素的相似性和遞變性 最外層均為 6個電子，電子層數(shù)依次增加，次外層 O 為 2 個， S 為 8 個， Se、 Te均為18 個電子。氧通常顯－ 2 價，硫、硒、碲常見的化合物為：－ 2 價、＋ 4 價、＋ 6價，都能與多數(shù)金屬反應(yīng)。氧化物有兩種 RO2和 RO3，其對應(yīng)水化物 H2RO H2RO4均為含氧酸，具有酸的通性。它們的氫化物除 H2O外 ，其余的 H2S、 H2Se、 H2Te均為氣體，有惡臭、有毒，溶于水形成無氧酸，都具有還原性。 核電荷數(shù)增加，電子層數(shù)依次增多，原子半徑逐漸增大，核對最外層電子的引力逐漸減弱，原子得電子能力逐漸減弱，而失電子的能力逐漸增強。單質(zhì)的狀態(tài)由氣態(tài)到固態(tài)，熔沸點也依次升高，非金屬性逐漸減弱，金屬性逐漸增強，氧化性依次減弱。含氧酸的酸性依次減弱，氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性逐漸減弱，還原性逐漸增強。 硫酸根離子的檢驗 值得注意的是，檢驗 SO42－ 時會受到許多離子的干擾。 ? Ag＋ 干擾：用 BaCl2 溶液或鹽酸酸化時防止 Ag＋ 干擾，因為 Ag＋ ＋ Cl－ ＝＝＝ AgCl↓ 。 ? CO32－ 、 SO32－ 、 PO43－ 干擾：因為 BaCO BaSO Ba3(PO4)2也是白色沉淀。與 BaSO4白色沉淀所不同的是，這些沉淀溶于強酸中。因此檢驗 SO42— 時，