【文章內(nèi)容簡(jiǎn)介】 于7）不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近7稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。五、強(qiáng)酸（pH1）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)算規(guī)律若等體積混合pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7 pH1+pH2≥15 則溶液顯堿性pH= pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+若混合后顯中性pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1 pH1+pH2≠14 V酸：V堿=1：10〔14（pH1+pH2）〕六、酸堿中和滴定：中和滴定的原理 實(shí)質(zhì)：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH物質(zhì)的量相等。中和滴定的操作過程：（1）儀②滴定管的刻度，O刻度在 上，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積 大于 它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后 一位。（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測(cè)液；指示劑。（3）準(zhǔn)備過程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤(rùn)洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測(cè)液洗）→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)（4）試驗(yàn)過程酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進(jìn)行分析式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c——酸或堿的物質(zhì)的量濃度； V——酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，則：c堿= 上述公式在求算濃度時(shí)很方便，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實(shí)際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高；V堿同樣也是一個(gè)定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺，其實(shí)際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對(duì)于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來測(cè)定堿的濃度時(shí)，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當(dāng)V酸的實(shí)測(cè)值大于理論值時(shí)，c堿偏高，反之偏低。同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。水解的實(shí)質(zhì)： 水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)水的電離。鹽類水解規(guī)律：①有 弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰 強(qiáng)顯誰性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。②多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。(如:Na2CO3 ＞NaHCO3)鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆）（2）程度小（3）吸熱影響鹽類水解的外界因素：①溫度：溫度越 高 水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）②濃度：濃度越小，水解程度越 大（越稀越水解）③酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解（H+促進(jìn) 陰離子 水解而 抑制 陽離子水解；OH促進(jìn)陽離子水解而抑制陰離子水解）酸式鹽溶液的酸堿性：①只電離不水解：如HSO4顯 酸 性②電離程度＞水解程度，顯 酸 性（如: HSOH2PO4）③水解程度＞電離程度，顯 堿 性（如：HCOHS、HPO42）雙水解反應(yīng)：（1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。（2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlOCO32(HCO3)、S2(HS)、SO32(HSO3)；S2與NH4+；CO32(HCO3)與NH4+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3S2+ 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑鹽類水解的應(yīng)用： 水解的應(yīng)用凈水實(shí)例 明礬凈水原理Al3++3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+去油污用熱堿水冼油污物品 CO32+H2O HCO3+OH①配制FeCl3溶液時(shí)常加藥品的保存 入少量鹽酸②配制Na2CO3溶液時(shí)常加入少量NaOHFe3++3H2O Fe(OH)3+3H+CO32+H2O HCO3+OH若不然，則：由MgCl26H2O制無水制備無水鹽 MgCl2 在HCl氣流中加熱MgCl26H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+H2O用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合泡沫滅火器 Al3++3HCO3=Al(OH)3↓+3CO2↑比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小NH4++H2O NH3H2O+H+ c(Cl)c(NH4+)c(H+)c(OH)水解平衡常數(shù)（Kh）對(duì)于強(qiáng)堿弱酸鹽：Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))對(duì)于強(qiáng)酸弱堿鹽：Kh =Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù)）電離、水解方程式的書寫原則多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當(dāng)微弱。多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫八、溶液中微粒濃度的大小比較☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：①電荷守恒：:任何溶液均顯電 中 性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和②物料守恒:（即原子個(gè)數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和 ③質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH濃度相等。九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識(shí)（1）溶解度 小于 。（2）反應(yīng)后離子濃度降至1*105以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時(shí)[H+]降至107mol/L（3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。（4）掌握三種微溶物質(zhì)：CaSOCa(OH)Ag2SO4（5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。（6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。溶解平衡方程式的書寫注意在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用― ‖。如：Ag2S(s)2Ag+(aq）+ S2(aq)沉淀生成的三種主要方式（1）加沉淀劑法：Ksp越小（即沉淀越難溶），沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。（2）調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。（3）氧化還原沉淀法：（4）同離子效應(yīng)法沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動(dòng)。常采用的方法有：①酸堿；②氧化還原；③ 沉淀轉(zhuǎn)化。沉淀的轉(zhuǎn)化：溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 更小 的。如：AgNO3 AgCl(白色沉淀)AgBr（淡黃色）AgI（黃色）Ag2S（黑色）溶度積（KSP）定義：在一定條件下，難溶電解質(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。表達(dá)式：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm(aq)KSP= [c(An+)]m ?[c(Bm)]n影響因素：外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)。溶度積規(guī)則QC（離子積）〉KSP 有沉淀析出 QC= KSP平衡狀態(tài) QC〈KSP 飽和，繼續(xù)溶解 第四章 電化學(xué)基礎(chǔ) 第一節(jié) 原電池 原電池：概念：化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池。組成條件：①兩個(gè)活潑性不同的電極② 電解質(zhì)溶液③ 電極用導(dǎo)線相連并插入電解液構(gòu)成閉合回路電子流向：外電路： 負(fù) 極——導(dǎo)線—— 正 極內(nèi)電路：鹽橋中 陰 離子移向負(fù)極的電解質(zhì)溶液，鹽橋中 陽 離子移向正極的電解質(zhì)溶液。電極反應(yīng)：以鋅銅原電池為例：負(fù)極： 氧化反應(yīng)： Zn－2e＝Zn2＋（較活潑金屬）正極： 還原反應(yīng)： 2H＋＋2e＝H2↑（較不活潑金屬）總反應(yīng)式： Zn+2H+=Zn2++H2↑正、負(fù)極的判斷：（1）從電極材料：一般較活潑金屬為負(fù)極；或金屬為負(fù)極，非金屬為正極。（2）從電子的流動(dòng)方向 負(fù)極流入正極（3）從電流方向 正極流入負(fù)極（4）根據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的移動(dòng)方向 陽離子流向正極，陰離子流向負(fù)極（5）根據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象①__溶解的一極為負(fù)極② 增重或有氣泡一極為正極 第二節(jié) 化學(xué)電池電池的分類：化學(xué)電池、太陽能電池、原子能電池化學(xué)電池：借助于化學(xué)能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置化學(xué)電池的分類： 一次電池、二次電池、燃料電池 一、一次電池常見一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等 二、二次電池二次電池：放電后可以再充電使活性物質(zhì)獲得再生，可以多次重復(fù)使用，又叫充電電池或蓄電池。電極反應(yīng)：鉛蓄電池放電：負(fù)極（鉛）： Pb＋－2e＝PbSO4↓正極（氧化鉛）： PbO2＋4H+＋＋2e＝PbSO4↓＋2H2O 充電：陰極： PbSO4＋2H2O－2e＝PbO2＋4H+＋陽極： PbSO4＋2e＝Pb＋兩式可以寫成一個(gè)可逆反應(yīng)： PbO2＋Pb＋2H2SO4 2PbSO4↓＋2H2O目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池三、燃料電池燃料電池： 是使燃料與氧化劑反應(yīng)直接產(chǎn)生電流的一種原電池電極反應(yīng)：一般燃料電池發(fā)生的電化學(xué)反應(yīng)的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可根據(jù)燃燒反應(yīng)寫出總的電池反應(yīng)，但不注明反應(yīng)的條件。，負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)，不過要注意一般電解質(zhì)溶液要參與電極反應(yīng)。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負(fù)極，介質(zhì)分為酸性、堿性和中性。當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時(shí)：負(fù)極：2H2－4e=4H+ 正極：O2＋4e+4H+ =2H2O 當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時(shí)：負(fù)極： 2H2＋4OH－4e＝4H2O 正極：O2＋2H2O＋4 e＝4OH另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷(燃料)和氧氣(氧化劑)。電極反應(yīng)式為：負(fù)極：CH4＋10OH－－8e＝ ＋7H2O； 正極：4H2O＋2O2＋8e＝8OH。電池總反應(yīng)式為：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O燃料電池的優(yōu)點(diǎn)：能量轉(zhuǎn)換率高、廢棄物少、運(yùn)行噪音低四、廢棄電池的處理：回收利用 第三節(jié) 電解池一、電解原理電解池： 把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置 也叫電解槽電解：電流(外加直流電)通過電解質(zhì)溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(yīng)(被動(dòng)的不是