8.当溶液中HS^－+H₂OS^2－+H₃O⁺达到平衡时，欲使c(S^2－)增大，应加入

A.Cu²⁺　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 B.CO

C.H₂O　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 D.HCl

7.下列各电离方程式中书写正确的是　

A.CH₃COOHH⁺+CH₃COO^－　

B.KHSO₄K⁺+H⁺+SO

C.Al(OH)₃Al³⁺+3OH^－　

D.NaH₂PO₄Na⁺+H₂PO

6.用水稀释0.1 mol·L^－1氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是　

A.c(OH^－)／c(NH₃·H₂O)　

B.c(NH₃·H₂O)／c(OH^－)　

C.c(H⁺)和c(OH^－)的乘积　

D.OH^－的物质的量　

5.甲酸的下列性质中可以证明它是弱电解质的是　

A.1 mol·L^－1的甲酸溶液的c(H⁺)约为0.01 mol·L^－1

B.甲酸与水以任意比例互溶　

C.10 mL 1 mol·L^－1甲酸恰好与10 mL 1 mol·L^－1NaOH溶液完全反应　

D.在相同条件下，甲酸的导电性比一元强酸溶液的弱　

4.在浓度均为1 mol·L^－1的(NH₄)₂SO₄、(NH₄)₂CO₃、(NH₄)₂Fe(SO₄)₂三种溶液中，若测得其中c(NH)分别为a、b、c(mol·L^－1)，则下列判断正确的是　

A.a=b=c　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 B.c＞a＞b

C.b＞a＞c　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 D.a＞c＞b

3.在无土栽培中，需配制一定量含50 mol NH₄Cl，24 mol K₂SO₄的营养液。若用KCl,NH₄Cl和(NH₄)₂SO₄三种固体为原料来配制，三者的物质的量依次是(单位为mol)　

A.2,64,24　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 B.48,2,24　

C.32,50,12　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 D.16,50,24　

2.当不考虑水的电离时，在氢硫酸溶液中，下列的离子浓度关系中正确的是　

A.c(H⁺)=c(HS^－)+2c(S^2－)　

B.c(H⁺)=c(HS^－)+c(S^2－)　

C.2c(S^2－)=c(H⁺)　

D.c(S^2－)=c(HS^－)　

1.(2001年全国高考题)在含有酚酞的0．1　mol·L^－1氨水中加入少量的NH₄Cl晶体，则溶液颜色　

A.变蓝色　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 B.变深　

C.变浅　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 D.不变　

4、表示方式：电子式、结构式、结构简式(后两者适用于共价键)

定义：把分子聚集在一起的作用力

分子间作用力(范德瓦尔斯力)：影响因素：大小与相对分子质量有关。

作用：对物质的熔点、沸点等有影响。

①、定义：分子之间的一种比较强的相互作用。

分子间相互作用　　　 ②、形成条件：第二周期的吸引电子能力强的N、O、F与H之间(NH₃、H₂O)

③、对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。

④、氢键的形成及表示方式：F^--H···F^--H···F^--H···←代表氢键。

氢键　　　　　　 O　　　　 　　　O

H　　　 H　 　　H　　 　H

　　　 O

　 H　　　 H

⑤、说明：氢键是一种分子间静电作用；它比化学键弱得多，但比分子间作用力稍强；是一种较强的分子间作用力。

定义：从整个分子看，分子里电荷分布是对称的(正负电荷中心能重合)的分子。

非极性分子　　　 双原子分子：只含非极性键的双原子分子如：O₂、H₂、Cl₂等。

举例：　　　　　　　 只含非极性键的多原子分子如：O₃、P₄等

分子极性　　　　　　　　　 多原子分子： 含极性键的多原子分子若几何结构对称则为非极性分子

如：CO₂、CS₂(直线型)、CH₄、CCl₄(正四面体型)

极性分子： 定义：从整个分子看，分子里电荷分布是不对称的(正负电荷中心不能重合)的。

举例　 双原子分子：含极性键的双原子分子如：HCl、NO、CO等

多原子分子： 含极性键的多原子分子若几何结构不对称则为极性分子

如：NH₃(三角锥型)、H₂O(折线型或V型)、H₂O₂

　

非晶体　　　　　　　　　　　　　　 离子晶体

①构成晶体粒子种类 ②粒子之间的相互作用

固体物质　　　　　　　　　　　　　　　　　　 分子晶体

晶体：　　　　　　　　　　 　　　　　原子晶体

金属晶体

　

①构成微粒：离子

②微粒之间的相互作用：离子键

③举例：CaF₂、KNO₃、CsCl、NaCl、Na₂O等

NaCl型晶体：每个Na⁺同时吸引6个Cl^-离子，每个Cl^-同

结构特点　　　　　　　　　　　 时吸引6个Na⁺；Na⁺与Cl^-以离子键结合，个数比为1：1。

④微粒空间排列特点：

CsCl型晶体：每个Cs⁺同时吸引8个Cl^-离子，每个Cl^-同时吸引8个Cs⁺；Cs⁺与Cl^-以离子键结合，个数比为1：1。

离子晶体：　　 　　　⑤说明：离子晶体中不存在单个分子，化学式表示离子个数比的式子。

①、硬度大，难于压缩，具有较高熔点和沸点；

性质特点 ②、离子晶体固态时一般不导电，但在受热熔化或溶于水时可以导电；

③、溶解性：(参见溶解性表)

晶体晶胞中微粒个数的计算：顶点，占1/8；棱上，占1/4；面心，占1/2；体心，占1

①、构成微粒：分子

结构特点 ②、微粒之间的相互作用：分子间作用力

③、空间排列：(CO₂如右图)

分子晶体：　　　　　 ④、举例：SO₂、S、CO₂、Cl₂等

①、硬度小，熔点和沸点低，分子间作用力越大，熔沸点越高；

性质特点 ②、固态及熔化状态时均不导电；

③、溶解性：遵守“相似相溶原理”：即非极性物质一般易溶于非极性分子溶剂，极性分子易溶于极性分子溶剂。

①构成微粒：原子

②微粒之间的相互作用：共价键

③举例：SiC、Si、SiO₂、C(金刚石)等

Ⅰ、金刚石：(最小的环为非平面6元环)

结构特点　　　　　　　　　　　　　 每个C被相邻4个碳包围，处于4个C原子的中心

④微粒空间排列特点：

原子晶体：　　　　　　　　　　　 　　　　Ⅱ、SiO₂相当于金刚石晶体中C换成Si，Si与Si间间插O

⑤说明：原子晶体中不存在单个分子，化学式表示原子个数比的式子。

①、硬度大，难于压缩，具有较高熔点和沸点；

性质特点 ②、一般不导电；

③、溶解性：难溶于一般的溶剂。

①、构成微粒：金属阳离子，自由电子；

结构特点 ②、微粒之间的相互作用：金属键

③、空间排列：

金属晶体：　　　　　 ④、举例：Cu、Au、Na等

①、良好的导电性；

性质特点 ②、良好的导热性；

③、良好的延展性和具有金属光泽。

①、层状结构

结构：②、层内C--C之间为共价键；层与层之间为分子间作用力；

过渡型晶体(石墨)：　　　　 ③、空间排列：(如图)

性质：熔沸点高；容易滑动；硬度小；能导电。

　

化学反应速率、化学平衡

意义：表示化学反应进行快慢的量。

定性：根据反应物消耗，生成物产生的快慢(用气体、沉淀等可见现象)来粗略比较

定量：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增大来表示。

表示方法：　　　　　 ①、单位：mol/(L·min)或mol/(L·s )

说明： 化学 反应速率

②、同一反应，速率用不同物质浓度变化表示时，数值可能不同，但数值之比等于方程式中各物质的化学计量数比。如：

③、一般不能用固体和纯液体物质表示浓度(因为ρ不变)

④、对于没有达到化学平衡状态的可逆反应：v_正≠v_逆

内因(主要因素)：参加反应物质的性质。

①、结论：在其它条件不变时，增大浓度，反应速率加快，反之浓度：　　　　　 则慢。

②、说明：只对气体参加的反应或溶液中发生的反应速率产生影响；与反应物总量无关。

影响因素　　　　　　　 ①、结论：对于有气体参加的反应，增大压强，反应速率加快，压强：　　　　　 反之则慢

②、说明：当改变容器内压强而有关反应的气体浓度无变化时，则反应速率不变；如：向密闭容器中通入惰性气体。

①、结论：其它条件不变时，升高温度反应速率加快，反之则慢。

温度：　　　　　 a、对任何反应都产生影响，无论是放热还是吸热反应；

外因：　　　　 ②、说明　 b、对于可逆反应能同时改变正逆反应速率但程度不同；

c、一般温度每升高10℃，反应速率增大2-4倍,有些反应只有在一定温度范围内升温才能加快。

①、结论：使用催化剂能改变化学反应速率。

催化剂　　　　　 　a、具有选择性；

②、说明： b、对于可逆反应，使用催化剂可同等程度地改变正、逆反应速率；

c、使用正催化剂，反应速率加快，使用负催化剂，反应速率减慢。

原因：碰撞理论(有效碰撞、碰撞的取向及活化分子等)

其它因素：光、电磁波、超声波、反应物颗粒的大小、溶剂的性质等。

化学平衡状态：　指在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合中各组分的百分含量保持不变的状态。

逆：研究的对象是可逆反应

动：是指动态平衡，反应达到平衡状态时，反应没有停止。

平衡状态特征：　等：平衡时正反应速率等于逆反应速率，但不等于零。

定：反应混合物中各组分的百分含量保持一个定值。

变：外界条件改变，原平衡破坏，建立新的平衡。

①、定义：mA(g)+nB(g)　　　 　pC(g)+qD(g)

②、意义：表示可逆反应的反应进行的程度。

③、影响因素：温度(正反应吸热时，温度升高，K增大；正反应放热时，化学平衡常数：　　　　　　　　　　　 温度升高，K减小)，而与反应物或生成物浓度无关。

用化学平衡常数判断化学平衡状态。

④、用途：　 a、Q=K时，处于平衡状态，v_正=v_逆；

b、Q>K时，处于未达平衡状态；v_正<v_逆 向逆向进行；

c、Q<K时，处于未达平衡状态；v_正>v_逆 向正向进行。

原因：反应条件改变引起：v_正≠v_逆

化学平衡：　　　　　　　　　 结果：速率、各组分百分含量与原平衡比较均发生变化。

化学平衡移动：　　　　 v(正)>v(逆)　向右(正向)移

方向： v(正)=v(逆)　平衡不移动

v(正)<v(逆)　向左(逆向)移

注意：其它条件不变，只改变影响平衡的一个条件才能使用。

①、浓度：增大反应物浓度或减少生成物浓度，平衡向正反应方向移动；反之向逆反应方向移动

结论：增大压强，平衡向缩小体积方向移动；减小压强，平衡向扩大体积的方向移动。

②、压强：　　　　 Ⅰ、反应前后气态物质总体积没有变化的反

影响化学平衡移动的因素：　　　　　　　　　　　 应，压强改变不能改变化学平衡状态；

说明： Ⅱ、压强的改变对浓度无影响时，不能改变化学平衡状态，如向密闭容器中充入惰性气体。

Ⅲ、对没有气体参加的反应无影响。

③、温度：升高温度，平衡向吸热反应方向移动；降低温度，平衡向放热反应方向移动。

勒沙特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(如浓度、压强、温度等)平衡就向能减弱这种改变的方向移动。

概念：在一定条件下(定温、定容或定温、定压)，对同一可逆反应，只要起始时加入物质的物质的量不同，而达到化学平衡时，同种物质的含量相同，这样的平衡称为等效平衡。

等效平衡：　　　　 (1)、定温、定容：①、对于一般的可逆反应只改变起始时加入物质的物质的量，如通过可逆反应的化学计量数比换算成同一半边的物质的物质的量与原平衡相同，则两平衡等效。

规律：　　　　　　　　　　 ②、对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物(或生成物)的物质的量的比例与原平衡相同，两平衡等效。

(2)、定温、定压：　 改变起始时加入物质的物质的量，只要按化学计量数换算成同一半边的物质的物质的量之比与原平衡相同，则达平衡后与原平衡等效。

电解质溶液

非电解质：无论在水溶液或熔融状态都不导电的化合物

定义：凡是在水溶液或熔融状态能够导电的化合物

化合物　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　强碱

强电解质→水溶液中全部电离的电解质 大多数盐　　 离子化合物

金属氧化物

电解质：分类　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　强酸　　 　→强极性化合物

弱酸

电解质和　　　　　　　　　 　　弱电解质→水溶液中部分电离的电解质 　弱碱　 弱极性化合物

电解质溶液　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　水

①、(强)一步电离与(弱)分步电离

表示：电离方程式　 ②、(强)完全电离与(弱)可逆电离

③、质量守恒与电荷守恒

电解质溶液 混合物←电解质溶液

能否导电：有自由移动离子，溶液能导电；

导电能力：相同条件下，离子浓度越大，则导电能力越强。

意义：一定条件下，弱电解质离子化速率与分子化速率相等时，则建立平衡。

动：动态平衡，v(电离)=v(结合)≠0

弱电解质的　 特征： 定：条件一定，分子、离子浓度一定

电离平衡　　　　　 变：条件改变，平衡被破坏，发生移动　　 如：H₂CO₃　 H₂CO₃　　　 HCO₃^-+H⁺

表示：电离方程式，可逆符号，多元弱酸分步书写；　　 HCO₃^-　　　 CO₃^2-+H⁺

影响因素：温度越高，电离程度越大；　　　　　　 而多元弱碱不需分步写，如：Cu(OH)₂

浓度越小，电离程度越大。　　　　　　　　 Cu(OH)₂　　　 Cu²⁺+2OH^-

水是极弱电解质：H₂O 　　　　H⁺ + OH^-

①、c(H⁺)=c(OH^-)=1×10^-7_mol^-1

纯水常温下数据：②、Kw=c(H⁺)·c(OH^-)=1×10^-14

③、pH=-lgc(H⁺)=7

水的电离：　　　　　　　　　 c(H⁺)>c(OH^-) 酸性　 PH<7

水溶液的酸碱性：c(H⁺)=c(OH^-) 中性　 PH=7

c(H⁺)<c(OH^-) 碱性　 PH>7

抑制电离：加入酸或碱

影响水电离的因素　　　　　　 加入活泼金属，如Na、K等；

促进电离：加入易水解的盐，如NaAc、NH₄Cl等；

升高温度。

表示方法：p H=-lg(H⁺)

适用范围：浓度小于1mol·L^-的稀酸或稀碱溶液。

pH试纸：用干净的玻璃棒分别蘸取少量的待测溶液点在试纸上，观察试纸颜色变化并跟比色卡比较，确定该溶液的PH值。

石蕊：　 (红) 5.0　 (紫)　 8.0　 (蓝)

测定方法：　 酸碱指示剂　 酚酞：　 (无) 8.2　 (粉红)　 10.0 (红)

及其变色范围　 甲基橙： (红) 3.1　 (橙)　 4.4　 (黄)

甲基红： (红) 4.4　 (橙)　 6.2　 (黄)

pH计：精确测定

　　　　　　　　　　　　　

溶液的pH　 换算关系：

　

两强酸混合：

混合： 两强碱混合： c(OH^-)_混=c(H⁺)_混=Kw/c(OH^-)_混­ →pH

强酸强碱混合：

强酸　 H_nA　 c(H⁺)=n·c(H_nA)

pH值　 单一： 计算：

强碱　 B(OH)_n　 c(OH^-)=n·c{B(OH^-)_n}

弱酸　 H_nA　 c(H⁺)=c(H_nA)·α(H_nA)

弱碱　 B(OH)_n　 c(OH^-)= c{B(OH^-)_n}·α{B(OH^-)_n}

混合前　　　　　　 混合后　　　 条件

两强等体积　 pH₁+pH₂≥15　　　 pH₁-0.3　　　 pH₁>pH₂

速算规律：

混合(近似) pH₁+pH₂=14　　　　 pH= 7　　　

pH₁+pH₂≤13　　　 pH₂+0.3　　　 pH₁>pH₂

pH之和为14的一强一弱等体积相混　 结果：谁强显谁的性质。

实质：盐中弱(弱酸根或弱碱阳离子)离子与水电离出的H⁺或OH^-结合生成难电离的分子或离子，破坏水的电离平衡。

条件：①、盐中必有弱离子　 ②、盐必须能溶于水

①、谁弱谁水解、谁强显谁性；都弱均水解、不弱不水解。

规律：②、弱的程度越大，水解的能力越强。

③、盐的浓度越小，水解程度越大。

④、温度越高，水解程度越大。

特征：

①、属可逆反应，其逆反应为酸碱中和(符合化学平衡规律)；

②、水解程度一般微弱，且吸热。

内因：盐类本身的性质　　 相同条件下，同浓度的　 Na₂CO₃>NaHCO₃ (碱性)

影响因素：　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 Na₂CO₃ >NaAc　 (碱性)

①、温度的影响：升高温度，水解程度变大；

外因　 ②、浓度的影响：稀释可促进盐类的水解，浓度越低水解程度越大；

③、pH的影响： NH₄⁺+H₂O 　　　NH₃·H₂O +H⁺ 加酸抑制，加碱促进。

NaAc　 Ac^-+H₂O 　　　HAc + OH^-

强碱弱酸盐：Na₂SO₃ (分步) SO₃^2-+H₂O 　　　HSO₃^-+OH^-

单水解：　　　　　　　　　　　　 HSO₃^-+H₂O　　　 H₂SO₃ +OH^-

盐类的水解　　　　　　　　　　 强酸弱碱盐：NH₄Cl　 NH₄Cl +H₂O 　　　HCl +NH₃·H₂O

AlCl₃ (应分步但简为一步) Al³⁺+3H₂O 　　　Al(OH)₃+3H⁺

分类　　　　　 ①、常见易双水解的离子组合：

Al³⁺与CO₃^2-、HCO₃^-、S^2-、HS^-、AlO₂^-

Fe³⁺与CO₃^2-、HCO₃^-、AlO₂^-、(S^2-、HS^-主要发生氧化还原)

双水解：　　 NH₄⁺与AlO₂^-、SO₃^2-

能进行到底不用可逆号，用等号，沉淀、气体一般要标出：

表示：　　　　　　　　　　　　　　　　 如：2Al³⁺+2CO₃^2-+3H₂O =2Al(OH)₃↓+3CO₂↑

②、表示：　　　　　　　 Al³⁺+3AlO₂^-+6H₂O= 4Al(OH)₃↓

一般不用“=”，用“　　 ”的如：

NH₄⁺+Ac^-+H₂O 　　　NH₃·H₂O +HAc

NH₄⁺+CO₃^2-+H₂O　　　 NH₃·H₂O +HCO₃^-

①、首先指出弱酸阴离子或弱碱阳离子，再决定如何水解；

说明： ②、某种盐溶液只有一种离子水解，水解程度小，一般用可逆号，不用↑或↓；

③、多无弱酸阴离子分步水解，多元弱碱阳离子只看作一步水解。

正盐：弱酸强碱盐(碱性)、弱碱强酸盐(酸性)、弱酸弱碱盐(视相对强弱)

盐溶液的　　　　　 强酸的酸式盐，不水解如NaHSO₄显酸性；

酸碱性：　 酸式盐　 弱酸的酸式盐，既水解又能电离，酸碱性视电离和水解的相对强弱

应用：　　　　　　　　　 酸性：NaH₂PO₄、NaHSO₃ ；碱性：NaHCO₃、NaHS、Na₂HPO₄。

判断弱电解质的相对强弱：　 碱性 Na₂CO₃>NaAc → 酸性HAc>H₂CO₃

　　　　　　　　　　　　　 酸性 NH₄Cl <AlCl₃　 → 碱性NH₃·H₂O >Al(OH)₃

解释在生活中的应用：①、明矾净水②、纯碱去污③、泡沫灭火器④、FeCl₃溶液配制。

电荷守恒　 c(H⁺)+c(Na⁺)=2c(CO₃^2-)+c(HCO₃^-)+c(OH^-)　 正负电荷相等

相等关系：　 物料守恒　 c(Na⁺)=2c(CO₃^2-)+2c(HCO₃^-)+2c(H₂CO₃)　 C原子守恒

(以Na₂CO₃)质子守恒　 c(OH^-)=c(H⁺)+c(HCO₃^-)+2c(H₂CO₃)　　 H⁺离子守恒

离子浓度比较：　　　　　　　 ①多元弱酸　 H₃PO₄　 c(H⁺)>c(H₂PO₄^-)>c(HPO₄^2-)>c(PO₄^3-)

②多元弱酸形成的正盐 Na₂CO₃　 c(Na⁺)>c(CO₃^2-)>c(OH^-)>c(HCO₃^-)>c(H⁺)

大小关系：　 ③不同溶液中同一离子浓度 浓度0.1mol/L的①、NH₄Cl ②、CH₃COONH₄③、NH₄HSO₄　 则c(NH₄⁺)　 ③>①>②

④混合溶液中各离子浓度　 0.1mol/LNH₄Cl与0.1mol/LNH₃混合　 则：

c(NH₄⁺)>c(Cl^-)>c(OH^-)>c(H⁺)

①、用于精确地放出一定体积溶液的容器；

②、内径均匀，带有刻度的细长玻璃管，下部有控制液体流量的玻璃活塞(或由橡皮管、

概述：　　 玻璃球组成的阀)；

③、规格有25ml、50ml，估读到0.01ml；

④、分为酸式滴定管(不能盛碱液，HF以及Na₂SiO₃、Na₂CO₃等碱性溶液)

碱式滴定管(不能盛放酸性和强氧化性溶液)

滴定管： 使用方法：①检漏→②润洗→③注液→④排气→⑤调零→⑥放液→⑦读数→⑧记录

①、滴定管在装入酸或碱溶液后，要排净滴定管尖嘴内空气使尖嘴内充满液体而无气泡。

方法： 酸式滴定管　　　　　　 碱式滴定管

注意： ②、调整刻度时，应使液面在“0”或“0”以下，但不能太往下以免液体不足。

③、控制滴液速度，使得液体逐滴流出。

④、读数时等液面稳定后，视线与凹液面相切的刻度水平，并估读到0.01ml的精确度。

定义：用已制浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法

中和实质：H⁺+OH^-=H₂O

原理：酸碱中和反应的物质的量之比等于它们的化学计量数之比：　　　　　　　

关键：①准确测定参加反应的两种溶液的体积；②准确判断中和反应是否恰好完全。

仪器：滴定管、锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯等。

作用：通过指示剂颜色的变化来确定终点；

中和滴定：指示剂： 选择：变色要灵敏、明显(终点尽可能与变色范围一致)

①、中和滴定，一般不用石蕊作指示剂，颜色变化不明显；

说明： ②、酸滴碱，一般选甲基橙　 终点由黄色 → 橙色；

③、碱滴酸，一般选酚酞　　 终点由无色 → 红色；

准备：滴定管(锥形瓶)洗涤→滴定管查漏→滴定管的润洗→注液→排气→调零→读数→记录

操作：　　　　 移取待测液，加入指示剂2~3滴，然后滴定，判断终点，读数。

滴定： 左手操管、右手旋瓶、目视瓶中、滴滴入瓶、突变暂停、半分定终、重复两次、求均值。

计算：取两次或多次消耗标准溶液体积平均值然后求c_待

①、滴定管的“0”刻度在上端，刻度值由上往下增大；

②、读数时视线与凹液面相切；

体积： ③、滴定管测量液体，有两次读数

(初、末)两数值之差为液体体积；

④、中和滴定体积测量，有待测液和标准液两方面。

原理：　 误差分析方法是分别判断C_标、V_标和V_测的误差变化而对C_测的影响。

①、装标准液的滴定管在尖嘴内有气泡，滴定后气泡消失；

②、装标准液的滴定管在水洗后没润洗，就装标准液；

中和滴定　　　 偏　 ③、锥形瓶用待测液润洗；

误差分析　　　 高　 ④、滴定后滴定管尖嘴处挂有液滴；

⑤、滴定后仰视读数(前正常)；

举例　　 ⑥、滴定前俯视读数(后正常)；

①、用滴定管取待测液时，没有润洗就取待测液；

偏 ②、滴定时待测液溅出；

低 ③、滴定后俯视读数；

④、滴定前仰视

说明：由于指示剂的变色范围引起的误差，一般可忽略不计。

电化学

装置特点：化学能转化为电能。

①、两个活泼性不同的电极；

形成条件：②、电解质溶液(一般与活泼性强的电极发生氧化还原反应)；

原　　　　　　 ③、形成闭合回路(或在溶液中接触)

电　　　　　　 负极：用还原性较强的物质作负极，负极向外电路提供电子；发生氧化反应。

池　 基本概念： 正极：用氧化性较强的物质正极，正极从外电路得到电子，发生还原反应。

原　　　　　　 电极反应方程式：电极反应、总反应。

失e-,沿导线传递，有电流产生

理

　

　氧化反应 　负极　　　 铜锌原电池　　 正极　 还原反应

反应原理：Zn-2e^-=Zn²⁺　　　　　　　　　　　　　　　　　2H⁺+2e^-=2H₂↑

电解质溶液

电极反应： 负极(锌筒)Zn-2e^-=Zn²⁺

正极(石墨)2NH₄⁺+2e^-=2NH₃+H₂↑

①、普通锌--锰干电池　 总反应：Zn+2NH₄⁺=Zn²⁺+2NH₃+H₂↑

干电池：　　　　　　　　　　　　 电解质溶液：糊状的NH₄Cl

特点：电量小，放电过程易发生气涨和溶液

②、碱性锌--锰干电池 电极：负极由锌改锌粉(反应面积增大，放电电流增加)；

电解液：由中性变为碱性(离子导电性好)。

正极(PbO₂) PbO₂+SO₄^2-+4H⁺+2e^-=PbSO₄+2H₂O

放电

负极(Pb)　 Pb+SO₄^2--2e^-=PbSO₄

充电

铅蓄电池：总反应：PbO₂+Pb+2H₂SO₄　　　　 2PbSO₄+2H₂O

电解液：1.25g/cm³~1.28g/cm³的H₂SO₄ 溶液

蓄电池　　　　　　 特点：电压稳定。

放电 放电`

Ⅰ、镍--镉(Ni--Cd)可充电电池；

其它蓄电池　　 Cd+2NiO(OH)+2H₂O　　　　 Cd(OH)₂+2Ni(OH)₂

Ⅱ、银锌蓄电池

锂电池

①、燃料电池与普通电池的区别

不是把还原剂、氧化剂物质全部贮藏在电池内，而是工作时不断从外界输入，同时

燃料　　　　 电极反应产物不断排出电池。

电池　　 ②、原料：除氢气和氧气外，也可以是CH₄、煤气、燃料、空气、氯气等氧化剂。

负极：2H₂+2OH^--4e^-=4H₂O ；正极：O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-

③、氢氧燃料电池： 总反应：O₂ +2H₂ =2H₂O

特点：转化率高，持续使用，无污染。

废旧电池的危害：旧电池中含有重金属(Hg²⁺)酸碱等物质；回收金属，防止污染。

腐蚀概念：金属或合金与周围接触到的气体或液体进行化学反应而腐蚀损耗的过程。

概述： 腐蚀危害：

腐蚀的本质：M-ne^-→Mⁿ⁺(氧化反应)

分类：　 化学腐蚀(金属与接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀)、电化腐蚀

定义：因发生原电池反应，而使金属腐蚀的形式。

负极(Fe)：Fe-2e^-=Fe²⁺；正极(C)：O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-

电化　　　　　　　　 吸氧腐蚀： 总反应：2Fe+O₂+2H₂O=Fe(OH)₂

腐蚀　　　　　　　　　　　　　 后继反应：4Fe(OH)₂ +O₂ +2H₂O =4Fe(OH)₃

钢铁的腐蚀：　　　　　　　　　　　 2Fe(OH)₃ 　　　Fe₂O₃ +3H₂O

负极(Fe)：Fe-2e^-=Fe²⁺；

析氢腐蚀： 正极(C)：2H⁺+2e^-=H₂↑

总反应：Fe+2H⁺=Fe²⁺+H₂↑

影响腐蚀的因素：金属本性、介质。

金属的防护：　　　　　 ①、改变金属的内部组织结构；

保护方法：②、在金属表面覆盖保护层；

③、电化学保护法(牺牲阳极的阴极保护法)

定义：使电流通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应的过程。

装置特点：电能转化为化学能。

①、与电源本连的两个电极；

形成条件 ②、电解质溶液(或熔化的电解质)

③、形成闭合回路。

电极　 阳极：与直流电源正极相连的叫阳极。

概念　　　　 阴极：与直流电源负极相连的叫阴极。

电极反应：

原理：谁还原性或氧化性强谁先放电(发生氧化还原反应)

离子放电顺序： 阳极：阴离子还原性 S^2->I^->Br^->Cl^->OH^->SO₄^2-(含氧酸根)>F^-

阴极：阳离子氧化性 Ag⁺>Fe³⁺>Cu²⁺>Pb²⁺>Sn²⁺>Fe²⁺>Zn²⁺>H⁺>Al³⁺>Mg²⁺>Na⁺

电子流向　　　　　　　 e^-　　　　　　　　 e^-

　

氧化反应　　　　　 阳极　　　　　　　　　　 阴极　　 还原反应

反应原理：4OH^--4e^-=2H₂O +O₂ 　　　　　　　　　　　　　　　　　Cu²⁺+2e^-=Cu

　　　　　　　　　　　　　　　　

电解质溶液

电解

电解结果：在两极上有新物质生成。

总反应：2CuSO₄+2H₂O　　　 2Cu+2H₂SO₄+O₂↑

粗铜板作阳极，与直流电源正极相连；

①、装置　 纯铜作阴极，与直流电源负极相连；

用CuSO₄ (加一定量H₂SO₄)作电解液。

阴极：Cu²⁺+2e^-=Cu

电解精炼铜　　　　　　 阳极：Cu-2e^-=Cu²⁺、Zn-2e^-=Zn²⁺

②、原理：　　　 Ni-2e^-=Ni²⁺

阳极泥：含Ag、Au等贵重金属；

电解液：溶液中CuSO₄浓度基本不变

③、电解铜的特点：纯度高、导电性好。

①、概念：利用电解原理在某些金属的表面镀上一薄层其它金属或合金的过程。

将待镀金属与电源负极相连作阴极；

②、方法：镀层金属与电源正极相连作阳极；

电镀：　　　　　 用含镀层金属离子的电解质溶液配成电镀液。

③、原理：阳极 Cu-2e^-=Cu²⁺ ；Cu²⁺+2e^-=Cu

④、装置：

⑤、电镀工业：镀件预处理→电镀液添加剂→

装置：(如图)

现象　 ①、阴极上有气泡；②、阳极有刺激性气体产，能使湿润的淀粉KI变蓝；

电解食盐水　　　 ③、阴极区附近溶液变红，有碱生成

原理：　　　　 通电前：　 NaCl =Na⁺+Cl^-　 H₂O 　　　H⁺+OH^-

原理　 　　　　阴极(Fe):Na⁺,H⁺移向阴极；2H⁺+2e^-=H₂↑(还原反应)

电解

通电后：阳极(C)：Cl^-、OH^-移向阳极；2Cl^--2e^-=Cl₂↑(氧化反应)

总反应：2NaCl +2H₂O 　　　　2NaOH +Cl₂↑+H₂↑

氯碱 工业

阳极、阴极、离子交换膜、电解槽、导电铜棒等

①、组成：阳极：金属钛网(涂有钌氧化物)；阴极：碳钢网(涂有Ni涂层)

阳离子交换膜：只允许阳离子通过，阻止阴离子和空气通过；

②、装置：

食盐　　　　　　　 湿氯气　　　　　　　　 氯气

离子交换膜③、生成流程：　　　　　 淡盐水　　　　　　　　　　　　 氢气

法制烧碱：　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 NaOH溶液 →NaOH固体

精制食盐水　　　　 　+　 - 　　　　纯水(含少量NaOH)

粗盐水(含泥沙、Cu²⁺、Mg²⁺、Ba²⁺、SO₄^2-等)

阳离子交换树脂：除Cu²⁺、Mg²⁺等

加BaCl₂，Ba²⁺+SO₄^2-=BaSO₄↓

④、粗盐水精制： 加Na₂CO₃：Ca²⁺+CO₃^2-=CaCO₃↓;Ba²⁺+CO₃^2-=BaCO₃↓

加NaOH：Mg²⁺+2OH^-=Mg(OH)₂↓；Fe³⁺+3OH^-=Fe(OH)₃↓

分散系--胶体

<10^-9m　　 溶液

液溶胶　　 如：Fe(OH)₃、AgI等胶体；

分散质 分散剂

组成

分散质微粒直径

按分散剂　 固溶胶：　 烟水晶、有色玻璃等；

　　 　　　　分散系　 　　　　　　10^-9m~10^-7m　　　　　　 气溶胶　　 如烟、云、雾等。

(胶体)　　　　　　 分子胶体：(高分子胶体)如蛋白质胶

按分散质体 、淀粉胶体；

粒子胶体：如Fe(OH)₃胶体，AgI胶体

>10^-7m　　 浊液(悬浊液、乳浊液)

①、微粒特征：直径在10^-9m~10^-7m，表面积大。

②、鉴别胶体的方法：丁达尔现象

③、净化和精制：渗析

Fe(OH)₃胶体：将1~2mlFeCl₃饱和溶液滴入20ml沸水溶液显红褐色　

FeCl₃+3H₂O=Fe(OH)₃(胶体)+3HCl

Ⅰ、将0.01mol·L^-AgNO₃溶液8~10逐滴滴加到10ml0.01mol/LKI

④、胶体的制备：　　　　　　　　 溶液中边滴加边用力振荡。

AgI胶体：　　 Ⅱ、AgNO₃+KI=AgI(胶体)+KNO₃

Ⅲ、说明：滴加顺序不同AgI胶体带电不同，本法KI过量，AgI胶体吸附I^-带负电反之带正电(Ag⁺)

硅酸胶体：　　 将1ml水玻璃加到5~10ml 1mol/L盐酸中边滴加边振荡。

Na₂SiO₃+2HCl=H₂SiO₃(胶体)+2NaCl

胶体　　　　　　　　　 Ⅰ、丁达尔现象： 定义：光束通过胶体，形成光亮的“通路”的现象。

原因：胶粒对光的散射而形成的。

Ⅱ、布朗运动

ⅰ、在外电场作用下，胶体粒子在分散剂里向电极(阴或阴极)作定向移动现象。

⑤、胶体的性质：Ⅲ、电泳：ⅱ、原因：表面积大，吸附强，胶粒带电。