【正文】 － 。V 1 ＋ c 2 ( O H － ) V 2V 1 ＋ V 2 B. 兩種強(qiáng)堿混合，先計算混合后 c(OH－ )，然后計算 c(H＋ )，最后計算 pH。混合后 c (H ＋ )＝ c 1 (H ＋ ) 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。 變 化 改 變 第 10 頁 共 96 頁 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。 c(OH－ )，求出 c(H＋ )，最后再求 pH。 ?改變條件對水的電離平衡的影響 平衡移動方向 c(H＋ )的變化 c(OH－ )的變化 c(H＋ ) 與 c(OH－ )的關(guān)系 Kw 溶液的性質(zhì) 升高溫度 向右 增大 增大 c(H＋ ) ＝ c(OH－ ) 增大 中性 加入少量H2SO4 向左 增大 減小 c(H＋ ) ＞ c(OH－ ) 不變 酸性 加入少量NaOH 向左 減小 增大 c(H＋ ) ＜ c(OH－ ) 不變 堿性 ?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。 c(OH－ )， 25℃時， Kw＝ 1 10－ 14。 L－１ 。 ?混合體系的某些總量保持不變 對于反應(yīng)前后氣體體積發(fā)生變化的可逆反應(yīng)，混合氣體 的總壓強(qiáng)、總體積、總物質(zhì)的量及體系平均相對分子質(zhì)量、密度等不變。 ③ 生成 B 的速率與生成 C 的速率之比為 n： p。 ?加催化劑可同倍地改變 V 正 、 V 逆 可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的標(biāo)志 ? V 正 ＝ V 逆 ，如對反應(yīng) mA(g)＋ nB(g) pC(g) ① 生成 A 的速率與消耗 A 的速率相等。 外界條件同時對 V 正 、 V 逆 的影響 ?增大反應(yīng)物濃度， V 正 急劇增大， V 逆 逐漸增大；減小反應(yīng)物的濃度， V 正 急劇減小， V 逆 逐漸減小 ?加壓對有氣體參加或生成的可逆反應(yīng)， V 正 、 V 逆 均增大，氣體分子數(shù)大的一側(cè)增大的倍第 9 頁 共 96 頁 數(shù)大于氣體分子數(shù)小的一側(cè)增大的倍數(shù)；降壓 V 正 、 V 逆 均減小，氣體分子數(shù)大的一側(cè)減小的倍數(shù)大于氣體分子數(shù)小的一側(cè)減小的倍數(shù)。 使用正催化劑，反應(yīng)速率顯著增大；使用負(fù)催化劑，反應(yīng)速率顯著減慢。 一般來說，溫度每升高 10℃，反應(yīng)速率增大到原來的 2～ 4 倍。 注意：由于壓強(qiáng)對固體、液體的體積幾乎無影響，因此，對無氣體參加的反應(yīng)，壓強(qiáng)對反應(yīng)速率的影響可忽略不計。 注意：增加固體物質(zhì)或純液體的量，因其濃度是個定值，故不影響反應(yīng)速率（不考慮表面積的影響）。 (十二 )化學(xué)平衡 影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素 ?內(nèi)因（決定因素） 化學(xué)反應(yīng)速率是由參加反應(yīng)的物質(zhì)的性質(zhì)決定的。如 CCl NH SiOCS2 等。 化學(xué)鍵與物質(zhì)類別關(guān)系規(guī)律 ?只含非極性共價鍵的物質(zhì)：同種非金屬元素構(gòu)成的單質(zhì)，如 I H P金剛石、晶體硅等。如 BH BF CH CCl CO CS PCl SO3 等均為非極性分子， NHPH PCl H2O、 H2S、 SO2 等均為極性分子。但含有極性鍵的分子不一定是極性分子。這樣的分子為極性分子，以極性鍵結(jié)合的雙原子分子，必為極性分子，以極性鍵結(jié)合的多原子分子，若分子的構(gòu)型不完全對稱，則分子內(nèi)正負(fù)電荷必然不重合，則為極性分子。總之，非極性分子中不一定只含非極性鍵。當(dāng)一個分子中第 8 頁 共 96 頁 各個鍵都相同，均為極性鍵，但該分子的構(gòu)型是對稱的， 則分子內(nèi)正負(fù)電荷中心可以重合。這樣的分子為非極性分子。 元素、核素、同位素的比較 元素 核素 同位素 概念 具有一定核電荷數(shù)（質(zhì)子數(shù)）的同類原子的總稱 具有相同數(shù)目的質(zhì)子和 一定數(shù)目的中子的一種原子 質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的原子或同一元素的不同核素 范圍 宏觀概念，對同類原子而言，既有游離態(tài)又有化合態(tài) 微觀概念，對某種元素的一種原子而言 微觀概念，對某種元素的原子而言。 ?核外電子總數(shù)為 10 個的粒子 ： Ne、 HF 、 H2O、 NH CH4（分子類）； Na＋ 、 Mg2 ＋ 、Al3＋ 、 NH4＋ 、 H3O＋ （陽離子類）； N3－ 、 O2－ 、 F－ 、 OH－ 、 NH2－ （陰離子類）。 使帶正電荷膠粒聚沉的陰離子能力 [Fe(CN)6]4－ ＞ [Fe(CN)6]3－ ，但淀粉膠體微粒因不吸附離子而不帶電荷，所以加入少量電解質(zhì)不凝聚，也無電泳現(xiàn)象。其離子方程式為： Fe3＋ ＋ 3H2O＝＝＝ Fe(OH)3(膠體 )＋ 3H＋ 制備 AgI 膠體是將 8～ 10 滴 中（濃度不能大，否則要產(chǎn)生 AgI 沉淀） ?電解質(zhì)溶液聚沉作用大小除和電解質(zhì)溶液及電解質(zhì)離子本性有關(guān)外，一般是：離子的電荷數(shù)越多，離子半徑越小，聚沉能力越大。 ③書寫膠體制備的反應(yīng)方程式時生成的不溶物質(zhì)不寫“↓”符號，這是因為膠粒帶同種電荷相互排斥，沒有凝集成大顆粒而沉淀下來。 ?幾點說明 ①膠體的電荷是指膠體中膠體微粒帶有的電荷，而不是膠體帶電荷，整個膠體是電中性的。一般來說，金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠粒吸附陽離子，膠體微粒帶正電荷；非金屬氧化物、金屬硫化物的膠體微粒吸附陰離子，膠體微粒帶負(fù)電荷。 ④聚沉：在一定條件下，使膠粒聚集成較大的顆粒形成沉淀，從分散劑里析出的過程叫膠體聚沉，其方法有： a、加熱； b、加入強(qiáng)電解質(zhì)溶液； c、加入帶相反電荷的另一種膠體。 ③電泳：在外加電場的作用下膠體里的微粒在分散劑里向陰極或陽極做定向移動的現(xiàn)象叫做電泳。溶液無此現(xiàn)象，用此法可鑒別膠體和溶液。 ②化學(xué)凝聚法：通過復(fù)分解反應(yīng)使產(chǎn)物 分子逐步凝聚為膠體。 ?滲析 因膠體粒子不能透過半透膜，所以把混有離子或分子雜質(zhì)的膠體裝入半透膜的袋里，并把此袋放在溶劑中，從而使離子或分子從膠體溶液里分離的操作叫做滲析，常用于精制某些膠體。 液溶膠： AgI 水溶膠、 Fe(OH)3 等。 阿伏加德羅定律推論： 同溫、同壓： 同溫、同體積： 同溫、同壓、等質(zhì)量： 同溫、同壓、同體積： (八 )溶液和膠體 膠體 ?定義 分散質(zhì)微粒的直徑大小在 10－ 9～ 10－ 7 m 之間的分散系叫膠體。 氣體分子間距離較大，氣體體積主要取決于分子間的平均距離，而這平均距離又主要取決于氣體的壓強(qiáng)與溫度，因此當(dāng)溫度、壓強(qiáng)相同時，氣體分子間平均距離大致相同，其所占體積相同。目的是避免指代不清引起混淆。 ②摩爾是用來表示微觀粒子（原子、分子、離子、質(zhì)子、中子、電子等）或它們特定組合的物質(zhì)的量的單位，它不能用來表示宏觀物體，如不能說 1mol 蘋果等。寫成“物質(zhì)的質(zhì)量”、“物質(zhì)量”、“物 質(zhì)的數(shù)量”也都不對。物質(zhì)的量和摩爾的關(guān)系正如時間和秒、長度和米、電流和安培的關(guān)系，不能混用。它的物理意義是含一定數(shù)目粒子的集體，符號為 n。 ?物質(zhì)的量不同引起的反應(yīng)熱差異，可根據(jù)反應(yīng)熱的物質(zhì)的量之間的正比例關(guān)系比較。 第 5 頁 共 96 頁 反應(yīng)熱的有關(guān)計算 ?反應(yīng)熱＝物質(zhì)的量 1mol 物質(zhì)反應(yīng)吸收或放出的熱 ?反應(yīng)熱＝反應(yīng)物的總鍵能－生成物的總鍵能 ?根據(jù)蓋斯定律：如果一個反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時的反應(yīng)熱相同。 ③熱化學(xué)方程各物質(zhì)前的化學(xué)計量數(shù)表示物質(zhì)的量的多少，因此，它可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)。 ②要注明反應(yīng)物和生成物的狀態(tài)。 ?書寫熱化學(xué)方程式時注意事項。 ?注意有色離子（有時作為試題附加條件）： Cu2＋ （藍(lán)色）、 Fe3＋ （棕黃色）、 MnO4－ （紫色）、 Fe(SCN)2＋ （紅色）等。 H2O。 ?某些弱酸根與弱堿根不能大量共存，如 S2－ 、 HCO3－ 、 AlO2－ 、 CO32－ 與 Fe3＋ 、 Al3＋ 等不共存。 ?能發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)生成弱電解質(zhì)、沉淀和氣體者不能大量共存。 離子在溶液中不能大量共存幾種情況 ? H＋ 與所有弱 酸陰離子和 OH— 不能大量共存，因生成弱電解質(zhì)（弱酸）和水。對于中強(qiáng)酸（ H3PO H2SO3 等）在離子方程式中寫化學(xué)式。 H2O；當(dāng)為濃溶液，又加熱時離子方程式為： NH4＋ ＋ OH－ △ NH3↑＋ H2O ⑦對微溶物（通常指 CaSO Ca(OH) Ag2SO MgCO3 等）要根據(jù)實際情況來判斷。 ⑥對于生成物是易溶于水的氣體，要特別注意反應(yīng)條件。如 NaHCO3 溶液和稀鹽酸反應(yīng)： HCO3－ ＋ H＋ ＝＝＝ H2O＋ CO2↑ ⑤操作順序或反應(yīng)物相對量不同時離子方程式不同。 ③單質(zhì)、氧化物在離子方程式中一律寫成化學(xué)式。 如： Cu＋ H2SO4(濃 )； NH4Cl（固） ＋ Ca(OH)2； C＋ H2SO4(濃 )反應(yīng)； NaCl（固） ＋ H2SO4(濃 )，均因無自由移動離子參加反應(yīng)，故不可寫離子方程式。 H2 O；弱酸 HF、 HClO、 H2S、 H3PO4 等；還有水、(CH3CO