2011年高考化学考前考点精讲：基本理论
文档属性
| 名称 | 2011年高考化学考前考点精讲：基本理论 |  | |
| 格式 | zip | ||
| 文件大小 | 44.5KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 通用版 | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2011-05-31 08:33:08 | ||
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文档简介
考点6 原子结构
1．几个量的关系(X)
六种量包括 ：质子数 中子数 电子数 质量数 原子序数 元素相对原子质量
1.质量数（A）＝质子数（Z）+ 中子数（N）
2.原子中：质子数＝核电荷数＝原子序数＝原子的核外电子数
3.质子数（Z）＝ 阳离子的核外电子数 + 阳离子的电荷数
4.质子数（Z）＝ 阴离子的核外电子数 － 阴离子的电荷数
5.元素的相对原子质量：各种同位素的相对原子质量与同位素所占原子个数百分比的乘积之和，计算结果是一个平均值。其计算公式为：Mr ＝A×a% + B×b% + C×c% + ……
2．同位素
⑴要点：同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。
⑵特点：同位素的化学性质几乎完全相同；自然界中稳定同位素的原子个数百分数不变。
注意：同种元素的同位素可组成不同的单质或化合物，如H2O和D2O是两种不同的物质。
3．相对原子质量
⑴原子的相对原子质量：以一个12C原子质量的1/12作为标准，其它原子的质量跟它相比较所得的数值。它是相对质量，单位为1，可忽略不写。
⑵元素的相对原子质量：是按该元素的各种同位素的原子百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值。元素周期表中的相对原子质量就是指元素的相对原子质量。
4．原子和离子结构示意图
注意：①要熟练地书写1～20号元素的原子和离子结构示意图。
②要正确区分原子结构示意图和离子结构示意图(通过比较核内质子数和核外电子数)。
5．微粒半径大小比较规律
⑴同周期元素(稀有气体除外)的原子半径随原子核电荷数的递增逐渐减小。
⑵同主族元素的原子半径和离子半径随着原子核电荷数的递增逐渐增大。
⑶电子层结构相同的离子，核电荷数越大，则离子半径越小。
⑷同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。
⑸稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径。
⑹电子层数多的阴离子半径一定大于电子层数少的阳离子半径，但电子层数多的阳离子半径不一定大于电子层数少的阴离子半径。
考点7 元素周期表
周期表
1．位、构、性三者关系
结构决定位置，结构决定性质，位置体现性质。
2．几个量的关系
周期数=电子层数
主族数=最外层电子数=最高正价数 |最高正价|+|负价|=8
3．周期表中部分规律总结
⑴最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族(He)元素；最外层电子数为8的元素是稀有气体元素(He除外)。
⑵在周期表中，第ⅡA与ⅢA族元素的原子序数差别有以下三种情况：①第1～3周期(短周期)元素原子序数相差1；②第4、5周期相差11；③第6、7周期相差15。④各周期元素种类数：2 8 8 18 18 32
考点8 化学反应速率
化学反应的速率:
用单位时间内反应物浓度的减少(或生成物浓度的增加)来表示化学反应进行的快慢叫化学反应的速率.
浓度的单位,常用: mol/L. 则，化学反应速率的单位：mol/(L·min) 或 mol/(L·s)
1． 同一化学反应用不同的物质表示的化学反应速率各不相同，各物质的化学反应速率比等于对应化学计量系数比。如m A＋nB＝ pC＋qD的反应中，υ(A):υ(B):υ(C):υ(D)＝m:n:p:q
2．若其他条件不变时，增大反应物的浓度，化学反应速率增大；减小反应物的浓度，化学反应速率减小。
3．对于有气体参加的化学反应，若其他条件不变，增大压强，反应速率增大；减小压强，化学反应速率减小。
4．若其他条件不变时，升高温度，化学反应速率增大；降低温度，化学反应速率减小。实验测得，温度每升高10℃，化学反应速率增大2～4倍。
5．催化剂能够加快化学反应速率。
6．可逆反应中化学反应速率变化的规律
以 aA(g)+bB(g) cC(g) +dD(g)（正反应为放热反应, a+b＞c+d）为例说明正、逆反应速率的变化情况。
（1）若其他条件不变，加入A或B：υ正、υ逆都增大，但 υ正先增大, υ逆后增大。
（2）若其他条件不变，分离出C或D：υ正、υ逆都减小，但υ逆先减小 ，υ正后减小。
（3）若其他条件不变，增大压强：υ正、υ逆同时增大, 且υ正＞υ逆。
（4）若其他条件不变，减小压强：υ正、υ逆同时减小, 且υ正＜υ逆。
（5）若其他条件不变, 升高温度: υ正、υ逆同时增大, 且υ正＜υ逆。
（6）若其他条件不变，降低温度: υ正、υ逆同时减小, 且υ正＞υ逆。
（7）若其他条件不变，加入催化剂: υ正、υ逆同时增大, 且υ正=υ逆。
考点9 化学平衡
一、化学平衡
化学平衡状态是指在一定条件下的可逆反应里,正反应和逆反应的速率相等,反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态.
1．化学平衡的四特征
动：化学平衡是动态平衡，正、逆反应仍在进行；
等：同一物质的正、逆反应速率相等；
定：反应混合物中各组分的浓度保持一定；
变：影响化学平衡的外界条件改变时，化学平衡会发生移动。
2．化学平衡状态的判断方法
（1）对同一物质, 单位时间内的消耗量与生成量相等。即υ正=υ逆或υ消耗=υ生成。
（2）在反应混合物中各组分的浓度（百分含量）保持不变。即c(B)不随时间的改变而改变。
（3）反应混合物中各物质的物质的量或物质的量分数、各物质的质量或质量分数、各气体的体积或体积分数、体系的温度保持不变。
（4）对反应前后体积改变的可逆反应，其总物质的量、总体积、总压强、密度、平均相对分子质量保持不变。（对反应前后体积不变的可逆反应， 其总物质的量、总体积、总压强、密度、平均相对分子质量始终保持不变。）
（5）对于有颜色变化的可逆反应，颜色不再改变。
二、影响化学平衡的条件
1、勒沙特列原理：如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
（1）浓度 若其它条件不变，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，平衡向正反应方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，平衡向逆反应方向移动。
（2）压强 （1）在反应前后气体总体积改变的可逆反应，若其它条件不变，增大压强，化学平衡向气体体积缩小的方向移动；减小压强，化学平衡向气体体积增大的方向移动。
（2）在反应前后气体总体积不变的可逆反应，如I2(g) + H2(g) 2HI(g), 增大或减小压强都不能使化学平衡发生移动。
（3）改变压强对固态或液态物质的体积几乎无影响。因此平衡混合物都是固体或液体时，改变压强不能使化学平衡发生移动。
（3）温度 若其它条件不变，升高温度，化学平衡向着吸热反应的方向移动；温度降低，化学平衡向着放热反应的方向移动。
（4）催化剂对正、逆反应速率的增大幅度是等同的，因此使用催化剂不影响化学平衡的移动。但使用催化剂可以减小可逆反应达到平衡所需要的时间。
2、反应混合物的浓度
（1）化学平衡发生移动，一般会引起反应速率、反应混合物的平衡浓度、百分含量等发生变化，但反应速率、平衡浓度变了，化学平衡不一定发生移动。
（2）可逆反应达到平衡状态时，反应混合物中各组分的浓度不随时间的变化而变化。
（3）化学平衡向右移动，生成物的物质的量必定增加。
（4）在反应混合物总质量不变的前提下如压强或温度的变化使化学平衡移动时，化学平衡总是向平衡混合物某组成成分百分含量增大的方向移动。百分含量越大，平衡移动的程度越大。
（5）增加某一反应物的浓度时，引起反应混合物总的物质的量增加，生成物的百分含量不一定会提高。
3、反应物的转化率 对于可逆反应aA(g)+bB(g) cC(g) +dD(g)：
（1）若不改变A、B的用量，化学平衡受温度或压强影响向正反应方向移动时，A、B的转化率增大；反之，则减小。
（2）若A、B的投料nA:nB＝a:b时，A、B的转化率相同。
（3）可逆反应达到平衡后，增加A的量，B的转化率增大，而A的转化率减小。反之则成立。
（4）反应物的转化率在化学平衡状态时达到最大。
4、平均摩尔质量
对于均是气体参加的反应，如aA(g)+bB(g) cC(g) +dD(g)， m总始终不变，若平衡向气体体积减小的方向移动，则平均摩尔质量增大；若向气体体积增大方向移动，则平均摩尔质量减小；若反应是气体体积不变的反应，则平均摩尔质量始终不变。
5、等效平衡
1．等效平衡原理:
化学平衡的建立与途径无关：
（1）只要可逆反应在相同条件下，无论是从正反应开始或从逆反应开始，还是从两端同时开始，
都可以建立相同的平衡状态。因此，可把不同的起始状态转化成相同的起始状态。
（2）反应开始时，容器中不论是只有反应物还是只有生成物，或者既有反应物又有生成物，不同的起始状态，只要按反应方程式中的化学计量数之比投入反应物或生成物，建立起的平衡状态都是相同的（各组分体积分数相同）。
（3）若外界条件一致，相同量的反应物，无论是一次加入还是分多次加入，建立的化学平衡都是同一平衡。
2．等效平衡的规律
（1）等温、等容条件下，反应前后气体体积数不相等的可逆反应，改变起始时加入物质的物质的量，若按可逆反应化学计量数之比换算成同一边物质（一边倒），其物质的量相同,则两平衡互为等效平衡。
（2）等温、等容条件下，反应前后气体体积数相等的可逆反应，改变起始时加入物质的物质的量，若按可逆反应化学计量数之比换算成同一边物质（一边倒），其物质的量对应成比例，则两平衡互为等效平衡。
（3）等温、等压条件下，任何有气体物质参加的可逆反应，改变起始时加入物质的物质的量，若按可逆反应化学计量系数之比换算成同一边物质（一边倒），其物质的量对应成比例，则两平衡互为等效平衡。
6、化学平衡图象题的解题步骤一般是：
看图像：一看面（即横纵坐标的意义）； 二看线（即看线的走向和变化趋势）；
三看点（即曲线的起点、折点、交点、终点），先出现拐点的则先达到平衡，说明该曲线表示的温度较高或压强较大，“先拐先平”。 四看辅助线（如等温线、等压线、平衡线等）；五看量的变化（如温度变化、浓度变化等），“定一议二”。
7.化学平衡计算公式
对于可逆反应：
（1）各物质的变化量之比＝方程式中相应系数比
（2）反应物的平衡量＝起始量－消耗量
生成物的平衡量＝起始量＋增加量
考点10 电离平衡
一、强电解质、弱电解质
1．相互关系
否——非电解质
化合物 是——强电解质
能
否——弱电解质
加热或水的作用
电解质 自由移动离子
电离
2．比较强、弱电解质
强电解质 弱电解质
电离程度 完全 部分
电离平衡 不、不可逆 有、可能
过程表示溶液中存在的微粒（水分子不计） ====只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子 即有电离出的阴、阳离子（少部分），又有电解质分子（大部分）。
电离方程式 H2SO4====2H++SO42—CaCl2====Ca2++2Cl— NH3·H2O NH4++OH—H2S H++HS—，HS— H++S2—
实例 绝大多数的盐（包括难溶性盐）；强酸：H2SO4、HCl、HclO4等；强碱：Ba(OH)2、Ca(OH)2等。
二、弱电解质的电离平衡
（1）概念：
弱电解质的电离平衡是指在一定条件下（湿度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等的状态。
（2）特点：
①动——动态平衡：V（闻子化）=V（分子化）≠0。在电离方程式中用“ ”表示。
②定——平衡时各组成成分一定，即平衡时溶液中离子浓度和分子浓度保持不变
③变——条件改变，平衡被打破。
（3）影响电离平衡的因素
以0.1mol/1 CH3COOH溶液为例：
项目 变化项目 加水 升温 加入固体NaOH 加入无水CH3COONa 通入气体HCl 加入等浓度的CH3COOH
平衡移动 右移 右移 右移 左移 左移 不移动
H+的物质的量（mol） 增大 增大 减小 减小 增大 增大
[H+]浓度(mol) 减小 增大 减小 减小 增大 不变
PH值 增大 减小 增大 增大 减小 不变
导电能力 减弱 增强 增强 增强 增强 不变
1．弱电解质的判断：以CH3COOH为例，可从以下角度来判断CH3COOH是弱电解质：
⑴0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液，测其pH大于1。
⑵测CH3COONa溶液的pH大于7。
⑶取pH=3的CH3COOH溶液1 mL，用水稀释到100 mL后，测其pH小于5。
⑷pH相同的HCl和CH3COOH溶液，取相同体积分别用标准NaOH溶液测浓度，CH3COOH溶液消耗的NaOH溶液体积大。
⑸0.1 mol·L－1的HCl与过量的Mg反应，当加入CH3COONa晶体后，反应速率减慢，但生成氢气的总量不变。
⑹0.1 mol·L－1的CH3COOH和HCl溶液，分别与Mg反应，起始时CH3COOH溶液的反应速率慢。
⑺pH与体积均相同的HCl和CH3COOH溶液，分别与过量的Mg反应，生成氢气的总量CH3COOH大于HCl。
⑻pH相同的HCl和CH3COOH溶液与Mg反应，与CH3COOH溶液反应速率减小得慢。
⑼向pH=3的HCl溶液中加入CH3COONa晶体，其pH增大。
⑽分别测同体积0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液和HCl溶液的导电性，HCl强于CH3COOH。
2．相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸的比较
c(H+) pH 中和碱的能力 与过量Zn的反应情况 稀释相同倍数后的pH
产生氢气的量 开始时的反应速率
盐酸 大 小 相等 相同 快 小
醋酸 小 大 慢 大
3．相同pH、相同体积的盐酸与醋酸的比较
c(H+) c(酸) 中和碱的能力 与过量Zn的反应情况 稀释相同倍数后的pH
产生氢气的量 开始时的反应速率
盐酸 相等 小 弱 少 相等 大
醋酸 大 强 多 小
三、电解质溶液导电能力的强弱与电解质强弱影响溶液导电能力的因素：
①自由移动离子浓度的大小。（主要决定因素）湿度一定，离子浓度越在，导电能力越强。
②湿度：湿度越高，导电能力越强。（与金属导电相反）
③离子电荷数：电荷数越高，导电能力越强。
由此可知：强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质强。
如 较浓醋酸的导电能力可比极稀HCl溶液强。 CaCO3虽为强电解质，但溶于水所得溶液极稀，导电能力极差。
思考：若在某溶液中加入一种物质，出现沉淀，则溶液的导电能力一定减弱吗？（湿度不变）
分析：不一定。关键要看溶液中离子浓度有无显著变化。如：
（1）若在H2SO4溶液中加Ba(OH)2，因生成BaSO4沉淀和极难电离的水，使溶液中离子浓度降低，导电能力降低。
（2）若在H2SO4溶液中加BaCl2，虽有沉淀BaSO4生成，但同时生成了HCl，相当于1molSO42—被2molCl—代替，故导电能力有所增强。
（3）若在HCl溶液中加AgNO3，则导电能力几乎不变。
四、水的电离平衡
1．影响Kw的因素：Kw与溶液中[H+]、[OH—]无关，与温度有关。水的电离为吸热过程，所以当温度升高时，水的电离程度增大，Kw也增大。例如100℃，1LH2O有10—6mol电离，此时水的离子积常数为Kw=10—6·10—6=10—12.
2．影响水的电离平衡因素
（1）温度，升温促进水的电离，降温则相反
（2）向纯水中引入H+或OH—，会抑制水的电离
（3）向纯水中引入弱酸酸根阴离子或弱碱阳离子，将促进水的电离，此乃为盐类水解的实质。
酸、碱、盐溶液中水电离的定量计算。（列表比较如下：）
[H+]水与[OH—]水关系 x的计算式 室温x值 对水电离影响
纯水 [H+]水=[OH—]水 x= x=1×10—7mol/L 对水电离影响
酸溶液 x= x＜1×10—7mol/L
碱溶液 x= 抑制
正盐溶液 强酸弱碱盐强碱弱酸盐强碱强酸盐 x=[H+] x＞1×10—7mol/L 促进
x=[OH—]
x= x=1×10—7mol/L 无
注[H+]水、[OH—]水指水电离出的H+、OH—浓度 [H+]水、[OH—]指指溶液中的H+、OH—浓度
由上表可得重要规律：
（1）在任意湿度、任意物质的水溶液中（含纯水）的水本身电离出的[H+]水≡[OH—]水
（2）酸和碱对水的电离均起抑制作用
①只要碱的pH值相等（不论强弱、不论几元）对水的抑制程度相等，碱也同理。
②若酸溶液的pH值与碱溶液的pOH值相等，则两种溶液中水的电离度相等。
如pH=3的盐酸溶液与pH=11的氨水溶液在室温下，由水电离出的
[H+]水=[OH—]水==10—11mol/L
（3）在凡能水解的盐溶液中，水的电离均受到促进，且当强酸弱的碱盐的pH和强碱弱酸盐的pOH值相等时（同一湿度），则促进程度相等。
（4）较浓溶液中水电离出[H+]的大小：
①酸溶液中[OH—]等于水电离的[H+]
②碱溶液中[H+]等于水电离的[H+]
③强酸弱碱盐溶液中的[H+]等于水电离出[H+]
④强碱弱酸盐溶液中的[OH—]等于水电离出的[H+]
如pH=4的NH4Cl溶液与pH=10的NaAc溶液中，（室温）由水电离出的 [H+]水=[OH—]水==10—4mol/L
考点11 水的电离和溶液的PH
一、溶液的酸碱性及pH的值
溶液呈的酸碱性何性，取决于溶液中[H+]、[OH—]的相对大小：pH值的大小取决于溶液中的[H+]大小
pH=－lg[H+]，pOH=－lgKw=pKw
溶液酸碱性 [H+]与[OH—]关系
任意温度 室温（mol/L） pH值（室温）
酸性 [H+]＞[OH—] [H+]＞1×10—7 ＜7
中性 [H+]=[OH—] [H+]=[OH—]=1×10—7 =7
碱性 [H+]＜[OH—] [H+]＞1×与10—7 ＞7
（1）酸性越强，pH值越小，碱性越强，pH值越大，pH值减小一个单位，[H+]就增大到原来的10倍，pH值减小n个单位，[H+]的增大到原来的10n倍.
（2）任意水溶液中[H+]≠0，但pH可为0，此时[H+]=1mol/L，一般[H+]＞1mol/L时，pH＜0，故直接用[H+]表示.
（3）判断溶液呈中性的依据为：[H0]= [OH—]或pH=pOH=1/2pKw
只有当室温时，Kw=1×10—14
[H+]=[OH—]=10—7mol/L
溶液呈中性
pH=pOH=1/2pKw=7
分析 原因：H2O H++OH－Q ， 由于水的电离是吸热的，温度越高，电离程度越大，kw越大.
T↗→Kw↗→pH+pOH↘； T↘→Kw↘→pH=pOH↗
如：100℃，KW=1×10—12.. pKw=12. 中性时pH=pOH=pKw =6＜7.
（4）溶液pH的测定方法：
①酸碱指示剂 ②pH试纸 ③pH计其中①只传判定pH范围
②pH试纸也只能确定在某个值左右（对照标准比色卡），无法精确到小数点后1倍。另外使用时不能预先润湿试纸。否则相当于又稀释了待测液，测定结果误差大。
③pH计测定较精确.
二、酸碱溶液的稀释前后pH值的变化。
由于强酸或强碱在水中完全电离，加水稀释后不会有溶质进一步电离，故仅仅是体积增大的因素导致酸溶液中的[H+]或碱溶液中的[OH—]减小.
弱酸或弱碱由于在水中不完全电离，加水稀释同时，能促使其分子进一步电离，故导致相应[H+]或[OH—]减小的幅度降低。
注意：
①酸无论怎样稀释，不可能成为碱性；若无限稀释，则pH只能无限接近7且小于7.
②碱无论怎样稀释，不可能成为酸性；若无限稀释，则pH只能无限接近7且大于7
③当起始强酸、弱酸的pH相同，稀释后为达仍相同，则稀释倍数一定是弱酸大小强酸（强碱、弱碱类同）
三、有关pH的计算
1．溶液简单混合（不发生反应，忽略混合时体积变化）
若等体积混合且△pH≥2（即等强混合弱点3）：强酸：pH=pH小+0.3 强碱：pH=pH大－0.3
若不等体积混合，物质的量浓度分别为M1、M2体积分别为V1、V2的一元强酸或强碱
强酸[H+]总= 强碱[OH—]总=
注意：强酸直接由[H+]总求pH值， 强碱由[OH—]总求pOH，后再求pH值.
2．强酸和强碱混合（发生中和反应，忽略体积变化）可能情况有三种：
①若酸和碱恰好中和. 即nH+=nOH—，pH=7.
②若酸过量，求出过量的[H+]，再求pH值.
③若碱过量，求出过量的[OH—]，求出pOH后求pH值.
特例：若强酸与强碱等体积混合
①若pH酸+pH碱=14，则完全中和pH=7.
②若pH酸+pH碱＞14，则碱过量pH≈pH碱－0.3
③若pH酸+pH碱＜14，则酸过量pH≈pH酸+0.3
3．关于酸、碱混合时的定性判断（常温）
酸与碱混合时发生中和反应，但不一定恰好完呈中和。即使恰好完全中和，也不一定溶液呈中性，由生成的盐能否水解及水解情况而定，另外酸碱的强弱不同，提供反应物的量不同也影响着反应后溶液的性质。一般酸或碱过量化生成的盐水解对溶液的酸碱性影响大。
下面把常见的几种情况分列出来.
①等物质的量浓度的一元弱酸一元强碱溶液等体积混合溶液pH＞7（由生成的强碱弱酸盐水解决定）
②等物质的量浓度的一元强酸与一元弱碱溶液等体积混合后溶液pH＜7（由生成的强酸弱碱盐水解决定）
③等物质的量浓度的一元强酸与强碱溶液等体积混合后溶液pH=7（因生成强酸强碱盐不水解）
④当pH=pOH的强酸与强碱溶液以等体积混合后pH=7（与酸、碱的几元性无尖）
⑤当pH=3的某一元酸溶液与pH=11的一元强碱以等体积混合后pH≤7。（考虑酸有强弱之分，若分弱酸，制反应后酸过量）
⑥当pH=3的某一元强酸pH=11的一元碱溶液的以等体积混合后pH≥7（同理⑤，弱碱过量）
⑦将pH=3的酸溶液和pH=11的碱溶液以等体积混合后溶液pH=无法确定.
考点12 盐类的水解
一、盐类水解的规律
谁弱谁水解 谁强显谁性 越弱越水解 无弱不水解 双弱双水解
二、盐类水解的应用
1： 确定盐溶液的离子种类和数目；
例2．在相同温度下，等体积等物质的量的浓度的4种稀溶液：①Na2SO4、②H2SO4、③NaHSO4、④Na2S中所含离子种类数由多到少的顺序是（ ）
A. ①=④>③=② B. ④=①>③>② C. ①>④>③>② D. ④>①>③>②
2：判断溶液的酸碱性
例1 温度相同、浓度均为0.2mol/L的①(NH4)2SO4、②NaNO3、③NH4HSO4、④NH4NO3、⑤C6H5－ONa、
⑥CH3COONa溶液，它们的pH值由小到大的排列顺序是
A． ③①④②⑥⑤ B. ①③⑥④②⑤ C. ③②①⑥④⑤ D. ⑤⑥②④①③
3：判断溶液中有关离子能否大量共存
如AI3+ Fe3+ NH4＋与AlO2－ CO32－ HCO3－ S2－ 因发生水解而不能共存。
4：解释平衡体系移动的方向；
1．下列物质的水溶液在加热时pH值变小的是 ( ) A. 氯化铁 B. 氯化钠 C. 盐酸 D. 碳酸钠
5：比较盐溶液中离子浓度的大小
比较盐溶液中离子浓度的大小用到三个守恒：
Na2CO3： c(Na+) > c(CO32－) > c(OH－) > c(HCO3－) > c(H+)
电荷守恒c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3－)＋2c(CO32－)＋c(OH－)
物料守恒：c(Na+)＝2〔c(CO32－) ＋c(HCO3－)＋c(H2CO3)〕
质子守恒：c(OH－) ＝c(H+)＋c(HCO3－) ＋2c(H2CO3)
NaHCO3： c(Na+) > c(HCO3－) > c(OH－) > c(H+)
电荷守恒：c(Na+) ＋c(H+)＝c(HCO3－)＋2c(CO32－)＋c(OH－)
物料守恒：c(Na+) ＝c(CO32－) ＋c(HCO3－)＋c(H2CO3)
质子守恒：c(OH－) ＝c(H2CO3) ＋c(H+) －c(CO32－)
例1 常温下，将NaOH溶液与CH3COONa溶液混合，不可能出现的结果是 （ ）
A．PH＞7 且c(OH－) ＞c(Na+)＞c(H+)＞c(CH3COO－)
B. PH＞7 且c(Na+)+ c(H+)=c(OH－) +c(CH3COO－)
C. PH＜7 且c(CH3COO－) ＞c(H+)＞c(Na+)＞c(OH－)
D. PH =7 且c(CH3COO－) ＞c(Na+)＞c(H+)= c(OH－)
特殊性 ①单一溶液：H2PO4－、HSO3－电离大于水解显酸性；HCO3－、HPO42－、HS－水解大于电离显碱性；②混合溶液中：等物质的量的NH4+－NH3 H2O、CH3COOH－CH3COO – 电离大于水解。
例5 ①在0.1mol/LCH3COONa和0.1mol/LCH3COOH的混合溶液中各离子浓度的大小关系为：
②相同物质的量浓度的NH4CI和NH3 H2O混合：
6：判断中和滴定达到终点时时溶液的pH值及对指示剂的选择
①若用强碱滴定弱酸，反应达到终点时，因生成强碱弱酸盐，溶液显碱性，所以应选用在碱性变色的指示剂 酚酞。如CH3COOH与 NaOH溶液互相滴定时，选用酚酞做指示剂。②若用强酸滴定弱碱，反应达到终点时，因生成强酸弱碱盐，溶液显酸性，应选用在酸性变色的指示剂 甲基橙。如NH3 H2O与HCl的反应。②若用强酸滴定强碱，反应达到终点时，酚酞或甲基橙都可以作指示剂。
例1．实验室现有3种酸碱指示剂，其pH的变色范围如下：甲基橙：3.1～4.4 石蕊：50～8.0 酚酞：8.2～10.0
用0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH
溶液，反应恰好完全时，下列叙述正确的 ( )
A．溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 B．溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂
C．溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 D．溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂
7：加热或制取某些盐（FeCI3、AICI3、MgCO3）晶体时，要考虑到盐的水解。如 ：
AlCl3+3H2O Al(OH)3+HCl △H＞0（吸热）
①升温，平衡右移
②升温，促成HCl挥发，使水解完全
AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl↑
↓灼烧
Al2O3
例1．把三氯化铁溶液蒸干灼烧，最后得到的固体产物是
A. 无水三氯化铁 B. 氢氧化铁 C. 氧化亚铁 D. 三氧化二铁
8：解释某些活泼金属(如Mg)与强酸弱碱溶液反应产生氢气。例如镁条插入CuSO4溶液中有H2放出：
NH4++H2O NH3·H2O+H+ Mg+2H+===Mg2++H2↑
9： 实验室贮存试剂、制备物质、物质的检验。
在配制FeCl3、AlCl3、CuCl2、SnCl2等溶液时为防止水解，常先将盐溶于少量相应的酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度.Na2SiO3、Na2CO3、NH4F等不能贮存磨口玻璃塞的试剂瓶中，因Na2SiO3、Na2CO3水解呈碱性，产生较多OH—，NH4F水解产生HF，OH—、HF均能腐蚀玻璃.
10．除杂
例：除去MgCl2溶液中的Fe3+可在加热搅拌条件下，加入足量MgO或MgCO3或Mg(OH)2，搅拌充分反应，后过滤除去。
考点13 酸碱中和滴定
一、中和反应及中和滴定原理
1、中和反应：酸+碱 正盐+水
如：①Hcl+NaOH===NaCl+H2O ②H2SO4+2NaOH====Na2SO4+2H2O ③N3PO4+3NaOH====Na3PO4+3H2O
注意：①酸和碱恰好完全中和，溶液不一定呈中性，由生成的盐性质而定。
②由于所用指示剂变色范围的限制，滴定至终点不一定是恰好完全反应时，但应尽量减少误差。
2、中和滴定原理
由于酸、碱发生中和反应时，反应物间按一定的物质的量之比进行，基于此，可用滴定的方法确定未知酸或碱的浓度。
对于反应： HA + BOH====BA+H2O
1mol 1mol
C(HA).V(HA) C(BOH).V(BOH)
3、滴定方法的关键
（1）准确测定两种反应物的溶液体积
（2）确保标准液、待测液浓度的准确
（3）滴定终点的准确判定（包括指示剂的合理选用）
4、滴定实验所用的仪器和操作要点
（1）仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹（带铁架台）、锥形瓶（或烧杯+玻棒）、量筒（或移液管）。
（2）操作：①滴定前的准备：查漏、洗涤、润洗、充液（赶气泡）调液面、读数。
②滴定：移液、滴加指示剂、滴定至终点、读数。③计算。
（3）滴定管“0”刻度在上。
二、指示剂的选择
1、酸碱指示剂
（1）酸碱指示剂的变色范围（PH值）
甲基 3.1< 3.1~4.4 >4.4
红 橙 黄
酚酞 5< 8~10 >10
无色 浅红 红
石蕊 8< 5~8 >8
红 紫 蓝
（2）根据滴定曲线和指示剂的发色范围选用指示剂。
①0.1mol/L NaOH 滴定盐酸，酚酞和甲基均可使用，当然两者测定结果不同。
②0.1mol/L NaOH溶液滴定0.1mol/L CH3COOH溶液恰好中和生成CH3COOCa,溶液呈弱碱性,选酚酞为指示剂,PH=8~10浅红色,误差小。
③用HCl滴定NH3.H2O 恰好中和生成NH4Cl,溶液呈弱酸性,选甲基橙为指示剂,3.1~4.4橙色，误差小。
④用HCl滴定0.1mol/L Na2CO3溶液第一步生成N aHCO3时，可选用酚酞为指示剂，由红色→浅红→无色。化学方程式为：Na2CO3+HCl===NaHCO3+NaOH
第二步生成碳酸（CO2↑+H2O），可选用甲基橙为指示剂，由黄色→橙色，化学方程式为：
NaHCO3+HCl===NaCl+H2O+CO2↑
小 结：（1）指示剂的选择：
①强酸强碱相互滴定，可选用甲基橙或酚酞。
②若反应生成强酸弱碱盐溶液呈酸性，则选用酸性变色范围的指示剂（甲基橙）；若反应生成强碱弱酸盐，溶液呈碱性，则选用碱性变色范围的指示剂（酚酞）
③石蕊试液因颜色变化不明显，且变色范围过宽，一般不作滴定指示剂。
（2）终点判断：（滴入最后一滴，溶液变色后，半分钟内不复原）
指示剂操 作 酚酞 甲基橙
强碱滴定强酸 无色变为浅红色 橙色变为黄色
强酸滴定强碱 浅红色变为无色 黄色变为橙色
误差分析
以一元酸和一元碱的中的滴定为例
因C标、V定分别代表标准液浓度、所取待测液体积，均为定值，代入上式计算。
引起误差可能因素有以下几种：
（1）视（读数）
注意：①滴定管中液体读数时精确到0.01mL ②一般需滴定2-3次，取其平均值
（2）洗（仪器洗涤）
正确洗法：
二管二洗——滴定管和移液管先用蒸馏水清洗多次，再用待装液润洗几次。
一瓶一洗——锥形瓶只能用蒸馏水洗。
注意：一般滴定管装标准液，锥形瓶里装待测液。
错误洗法导致结果：
①滴定管仅用水洗，使标准液变稀，故消耗标准液体积一定变大，V读变大，结果偏大。
②移液管仅用水洗，则待测液变稀，所取待测液溶质物质的量变少，V读变小，结果偏小。
③锥形瓶用待测液洗过，则瓶内待测液的溶质量偏多，V读偏大，结果偏大。
④第一次滴定完后，锥形瓶内液体倒去后，尚未清洗，接着第二次滴定，滴定结果如何，取决于上次滴定情况如何。
（3）漏（液体溅漏）
①滴定过程中锥形瓶内液体溅出，则结果偏小。
②终点已到，滴定管下端尖中级有液滴，则V读偏大，测定结果偏大。
（4）泡（滴定管尖嘴气泡）
正确操作应在滴定前把尖嘴管中的气泡赶尽，最后也不能出现气泡。如滴定开始有气泡，后气泡消失，则结果偏大。若先无气泡，后有气泡，则结果偏小。
（5）色（指示剂变色控制与选择）
滴定时，眼睛应紧盯着锥形瓶内溶液的颜色变化。指示剂变色后应半分钟内不复原。如变色后立即复原，则结果偏小。另外，同一种滴定，选择的指示剂不同，测定结果不同。
（6）杂（标准物含杂）
用于配制标准液的固体应该是纯净物。但其中有可能混有杂质，称量时又按需标准物固体质量来称取的，帮一般均会产生误差，在此杂质又分两种情况：
①杂质与待测液不反应
如NaOH中含NaCl，所配的NaOH溶液浓度变小，滴定盐酸时，NaCl不参与反应，所需标准液的体积偏大，故测定结果偏大。
②若杂质与待测液反应，则应作具体分析。关键：比较与等物质的量的待测物反应消耗的杂质质量和标准物的质量。若消耗杂质的质量较大，则相当于削弱了原标准液的作用能力，故与一定量待测物反应时，消耗的标准体积变大，测定结果偏大。或者可用等质量的杂质、标准物分别与待测物反应，根据消耗的待测物质量的多少来判断。如杂质作用待测物质量越多，说明作用能力被增强，故测定结果偏小。
考点14 电解质溶液
1、常用酸、碱指示剂的变色范围：
指示剂 PH的变色范围
甲基橙 ＜3.1红色 3.1——4.4橙色 >4.4黄色
酚酞 ＜8.0无色 8.0——10.0浅红色 >10.0红色
石蕊 ＜5.1红色 5.1——8.0紫色 >8.0蓝色
2、能证明HA为弱电解质的事实有：
溶液中有电解质的分子、离子共存。
相同条件下与同浓度的盐酸相比较导电能力弱。
0.1mol/L HA溶液pH>1
0.1mol/L NaA溶液 pH>7
同pH的HCl、 HA稀释相同倍数，HA溶液的pH比HCl小.
同体积，同pH的HCl、HA与足量的锌反应时，HA放出的H2 多。
同pH的HCl、HA稀释后pH值仍相同、HA稀释的倍数多。
升高温度，HA溶液的导电能力增强。
升高温度，滴有紫色石蕊试液的HA溶液红色加深。
分别用pH=2的HCl和 HA中和一定量NaOH,所用HA的体积小。
3、同体积同物质的量浓度的HCl、H2SO4、HAc相比较
C（H+）的大小关系为 H2SO4>HCl>HAc
完全中和所消耗NaOH的量。H2SO4>HCl＝HAc
4、同体积同pH值的HCl、H2SO4、HAc、相比较
与相同的锌粒反应的起始速率大小H2SO4＝HCl＝HAc。
完全反应放出H2的量 HAc >H2SO4＝HCl。
若放出相同量的H2所需酸的体积关系是H2SO4＝HCl> HAc时间关系是H2SO4＝HCl> HAc
稀释相同倍数后pH值的大小关系H2SO4＝HCl> HAc。
5、常见酸的酸性强弱的判断
（1）含氧酸的酸性强弱的判断：
①不同元素的最高价含氧酸，元素的非金属性越强，酸性越强，如HClO4 >H2SO4
②同种元素的不同价态的含氧酸，元素的化合价越高，酸性越强
氧化性HClO> HClO2> HClO3>HClO4
酸性HClO4> HClO3> HClO2 > HClO
（2）无氧酸（气态氢化物水溶液）酸性强弱的判断：
①同一主族元素，半径越大，氢化物酸性越强，如HI＞HBr
②非同一主族元素的无氧酸酸性，需靠记忆、根据具体性质比较等方法判断
常见酸的酸性顺序
强酸 HClO4 H2SO4 HNO3 HI HBr HCl
弱酸H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>H2SiO3>HAlO2
有机酸 乙二酸 >甲酸 >苯甲酸 >乙酸 >碳酸 >苯酚 >HCO3－
（3）、浓硫酸“五性” ：酸性、强氧化性、吸水性、脱水性、难挥发性
（4）、浓硝酸“四性”：酸性、强氧化性、不稳定性、挥发性
考点15 胶体
一、分散系的概念、种类
1、分散系：由一种物质（或几种物质）以粒子形式分散到另一种物质里所形成的混合物。分散系中分散成粒子的物质叫做分散质；另一种物质叫分散剂。
2、分散系的种类及其比较：
根据分散质微粒的大小，分散系可分为溶液、胶体和浊液（悬浊液和乳浊液）。由于其分散质微粒的大小不同，从而导致某些性质的差异。现将它们的比较如下：
分散系 溶液 胶体 悬浊液、乳浊液
微粒直径 小于1nm 1nm—100nm 大于100nm
外观 均一透明 多数均一透明 不均一、不透明
分散质微粒组成 单个分子或离子 许多离子、分子的集合体，或高分子 巨大数量分子或离子的集合体
能否透过滤纸 能 能 悬浊液不能
能否透过半透膜 能 不能 不能
实例 食盐水，碘酒 Fe(OH)3胶体、淀粉胶体 泥水、牛奶
二、胶体：
1、胶体的本质特征：分散质粒子大小在1nm—100nm之间
2、胶体的制备与提纯：实验室制备胶体的方法一般用凝聚法，利用盐类的水解或酸、碱、盐之间的复分解反应来制备。例如Fe(OH)3、Al(OH) 3胶体就是利用盐类的水解方法来制得。
利用胶体中的杂质离子或分子能穿透半透膜，而胶体微粒不能透过半透膜的特点，可用渗析法来提纯、精制胶体。
3、胶体的性质与应用：
（1）从胶体微粒大小，认识胶体的某些特征。由于胶体微粒在1nm—100nm之间，它对光有一定的散射作用，因而胶体有特定的光学性质——丁达尔现象；也正是由于胶粒直径不大，所以胶体也有它的力学性质——布朗运动；胶体粒子较小，其表面积较大，具有强大的吸附作用，它选择吸附了某种离子，带有电荷，互相排斥，因而胶体具有相对稳定性，且显示胶体的电学性质——电泳现象。
（2）根据胶体的性质，理解胶体发生凝聚的几种方法。正是由于胶体微粒带有同种电荷，当加入电解质或带相反电荷的胶粒时，胶体会发生凝聚；加热胶体，胶粒吸附的离子受到影响，胶体也会凝聚。如果胶粒和分散剂一起凝聚成不流动的冻状物，这便是凝胶。
（3）利用胶体的性质和胶体的凝聚，可区别溶液和胶体。
1）胶体有丁达尔现象，而溶液则无这种现象。
2）加入与分散质不发生化学反应的电解质，溶液无明显现象，而胶体会产生凝聚。
三、胶体的制备方法
制备溶胶的必要条件是要使分散质粒子大小在lnm～100nm之间。由于溶胶是热力学不稳定体系，在制备过程中还要加入稳定剂（如电解质或表面活性物质）。制备方法原则上有两种，一是使固体颗粒变小的分散法，一是使分子或离子聚结成胶体的凝聚法。 例如利用水解反应
教材中介绍的Fe（OH）3溶胶的制备，利用的就是FeCl3的水解反应：
FeCl3（稀溶液）＋H2OFe（OH）3（溶胶）＋3HCl
如果将碱金属硅酸盐类水解，则可制得硅酸溶胶：
Na2SiO3（稀溶液）＋2H20H2SiO3（溶胶）＋2NaOH
考点16 电化学
一、原电池的原理
1．构成原电池的四个条件（以铜锌原电池为例）
①活拨性不同的两个电极 ②电解质溶液 ③自发的氧化还原反应 ④形成闭合回路
2．原电池正负极的确定
①活拨性较强的金属作负极，活拨性弱的金属或非金属作正极。
②负极发生失电子的氧化反应，正极发生得电子的还原反应
③外电路由金属等导电。在外电路中电子由负极流入正极
④内电路由电解液导电。在内电路中阳离子移向正极，阴离子会移向负极区。
Cu－Zn原电池：负极: Zn-2e=Zn2+ 正极：2H+ +2e=H2↑ 总反应：Zn +2H+=Zn2+ +H2↑
氢氧燃料电池，分别以KOH和H2SO4作电解质的电极反应如下：
碱作电解质：负极：H2—2e-+2OH-=2 H2O 正极：O2+4e-+2 H2O=4OH-
酸作电解质：负极：H2—2e-=2H+ 正极：O2+4e-+4H+=2 H2O
总反应都是：2H2+ O2=2 H2O
二、电解池的原理
1．构成电解池的四个条件（以NaCl的电解为例）
①构成闭合回路 ②电解质溶液 ③两个电极 ④直流电源
2．电解池阴阳极的确定
①与电源负极相连的一极为阴极，与电源正极相连的一极为阳极
②电子由电源负极→ 导线→ 电解池的阴极→ 电解液中的（被还原），电解池中阴离子（被氧化）→ 电解池的阳极→导线→电源正极
③阳离子向负极移动；阴离子向阳极移动
④阴极上发生阳离子得电子的还原反应，阳极上发生阴离子失电子的氧化反应。
注意：在惰性电极上，各种离子的放电顺序
三．原电池与电解池的比较
原电池 电解池
（1）定义 化学能转变成电能的装置 电能转变成化学能的装置
（2）形成条件 合适的电极、合适的电解质溶液、形成回路 电极、电解质溶液（或熔融的电解质）、外接电源、形成回路
（3）电极名称 负极 正极 阳极 阴极
（4）反应类型 氧化 还原 氧化 还原
（5）外电路电子流向 负极流出、正极流入 阳极流出、阴极流入
四、在惰性电极上，各种离子的放电顺序：
1、放电顺序：
如果阳极是惰性电极（Pt、Au、石墨），则应是电解质溶液中的离子放电，应根据离子的放电顺序进行书写书写电极反应式。
阴极发生还原反应，阳离子得到电子被还原的顺序为：Ag+＞Hg2+＞Fe3+＞Cu2+＞（酸电离出的H+）＞Pb2+＞Sn2+＞Fe2+＞Zn2+＞（水电离出的H+）＞Al3+＞Mg2+＞Na+＞Ca2+＞K+。
阳极（惰性电极）发生氧化反应，阴离子失去电子被氧化的顺序为：S2-＞SO32-＞I-＞Br -＞Cl-＞OH-＞水电离的OH-＞含氧酸根离子＞F-。
（注：在水溶液中Al3+、Mg2+、Na+、Ca2+、K+这些活泼金属阳离子不被还原，这些活泼金属的冶炼往往采用电解无水熔融态盐或氧化物而制得）。
2、电解时溶液pH值的变化规律
电解质溶液在电解过程中，有时溶液pH值会发生变化。判断电解质溶液的pH值变化，有时可以从电解产物上去看。
①若电解时阴极上产生H2，阳极上无O2产生，电解后溶液pH值增大；
②若阴极上无H2，阳极上产生O2，则电解后溶液pH值减小；
③若阴极上有，阳极上有，且V O2＝2 V H2，则有三种情况：a 如果原溶液为中性溶液，则电解后pH值不变；b 如果原溶液是酸溶液，则pH值变小；c 如果原溶液为碱溶液，则pH值变大；
④若阴极上无H2，阳极上无O2产生，电解后溶液的pH可能也会发生变化。如电解CuCl2溶 液（CuCl2溶液由于Cu2+水解显酸性），一旦CuCl2全部电解完，pH值会变大，成中性溶液。
3、进行有关电化学计算，如计算电极析出产物的质量或质量比，溶液pH值或推断金属原子量等时，一定要紧紧抓住阴阳极或正负极等电极反应中得失电子数相等这一规律。
三、电解原理的应用
（1）制取物质：例如用电解饱和食盐水溶液可制取氢气、氯气和烧碱。
（2）电镀：应用电解原理，在某些金属表面镀上一薄层其它金属或合金的过程。电镀时，镀件作阴极，镀层金属作阳极，选择含有镀层金属阳离子的盐溶液为电解质溶液。电镀过程中该金属阳离子浓度不变。
（3）精炼铜：以精铜作阴极，粗铜作阳极，以硫酸铜为电解质溶液，阳极粗铜溶解，阴极析出铜，溶液中Cu2+浓度减小
（4）电冶活泼金属：电解熔融状态的Al2O3、MgCl2、NaCl可得到金属单质。
四、电解举例
（1）电解质本身：阳离子和阴离子放电能力均强于水电离出H+和OH －。如无氧酸和不活泼金属的无氧酸盐。
①HCl（aq）：阳极（Cl－＞OH－）2Cl――2e－＝Cl2↑ 阴极（H＋） 2H＋＋2e－＝H2↑
总方程式 2HClH2↑＋Cl2↑
②CuCl2（aq）：阳极（Cl－＞OH－）2Cl――2e－＝Cl2↑ 阴极（Cu2＋＞H＋） Cu2＋＋2e－＝Cu
总方程式 CuCl2Cu＋Cl2↑
（2）电解水：阳离子和阴离子放电能力均弱于水电离出H+和OH －。如含氧酸、强碱、活泼金属的含氧酸盐。
①H2SO4（aq）：阳极（SO42－＜OH－＝ 4OH――4e－＝2H2O＋O2↑ 阴极（H＋） 2H＋＋2e－＝H2↑
总方程式 2H2O2H2↑＋O2↑
②NaOH（aq）：阳极（OH－）4OH――4e－＝2H2O＋O2↑ 阴极：（Na＋＜H＋＝ 2H＋＋2e－＝H2↑
总方程式 2H2O2H2↑＋O2↑
③Na2SO4（aq）：阳极（SO42－＜OH－＝ 4OH――4e－＝2H2O＋O2↑阴极：（Na＋＜H＋＝2H＋＋2e－＝H2↑
总方程式 2H2O2H2↑＋O2↑
（3）电解水和电解质：阳离子放电能力强于水电离出H+，阴离子放电能力弱于水电离出OH－，如活泼金属的无氧酸盐；阳离子放电能力弱于水电离出H+，阴离子放电能力强于水电离出OH －，如不活泼金属的含氧酸盐。
①NaCl（aq）：阳极（Cl－＞OH－）2Cl――2e－＝Cl2↑ 阴极：（Na＋＜H＋＝ 2H＋＋2e－＝H2↑
总方程式 2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑
②CuSO4（aq）：阳极（SO42－＜OH－＝4OH――4e－＝2H2O＋O2↑ 阴极（Cu2＋＞H＋） Cu2＋＋2e－＝Cu
总方程式 2CuSO4＋2H2O2Cu＋2H2SO4＋O2↑
结构
确定 决定
反映 反映
推测
位置 性质
推断
能否
电离
是否
完全
加热至干
误读及结果：
若起始平视，终仰视，则V读偏大C测偏大
若起始平视，终俯视，则V读偏小C测偏小
若先仰后俯，则V读偏小，C测偏小
若先俯后仰，则V读偏小，C测偏大
上
0
俯视：看小
平视：正确
仰视：看大
刻度由小到大
下
1．几个量的关系(X)
六种量包括 ：质子数 中子数 电子数 质量数 原子序数 元素相对原子质量
1.质量数（A）＝质子数（Z）+ 中子数（N）
2.原子中：质子数＝核电荷数＝原子序数＝原子的核外电子数
3.质子数（Z）＝ 阳离子的核外电子数 + 阳离子的电荷数
4.质子数（Z）＝ 阴离子的核外电子数 － 阴离子的电荷数
5.元素的相对原子质量：各种同位素的相对原子质量与同位素所占原子个数百分比的乘积之和，计算结果是一个平均值。其计算公式为：Mr ＝A×a% + B×b% + C×c% + ……
2．同位素
⑴要点：同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。
⑵特点：同位素的化学性质几乎完全相同；自然界中稳定同位素的原子个数百分数不变。
注意：同种元素的同位素可组成不同的单质或化合物，如H2O和D2O是两种不同的物质。
3．相对原子质量
⑴原子的相对原子质量：以一个12C原子质量的1/12作为标准，其它原子的质量跟它相比较所得的数值。它是相对质量，单位为1，可忽略不写。
⑵元素的相对原子质量：是按该元素的各种同位素的原子百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值。元素周期表中的相对原子质量就是指元素的相对原子质量。
4．原子和离子结构示意图
注意：①要熟练地书写1～20号元素的原子和离子结构示意图。
②要正确区分原子结构示意图和离子结构示意图(通过比较核内质子数和核外电子数)。
5．微粒半径大小比较规律
⑴同周期元素(稀有气体除外)的原子半径随原子核电荷数的递增逐渐减小。
⑵同主族元素的原子半径和离子半径随着原子核电荷数的递增逐渐增大。
⑶电子层结构相同的离子，核电荷数越大，则离子半径越小。
⑷同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。
⑸稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径。
⑹电子层数多的阴离子半径一定大于电子层数少的阳离子半径，但电子层数多的阳离子半径不一定大于电子层数少的阴离子半径。
考点7 元素周期表
周期表
1．位、构、性三者关系
结构决定位置，结构决定性质，位置体现性质。
2．几个量的关系
周期数=电子层数
主族数=最外层电子数=最高正价数 |最高正价|+|负价|=8
3．周期表中部分规律总结
⑴最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族(He)元素；最外层电子数为8的元素是稀有气体元素(He除外)。
⑵在周期表中，第ⅡA与ⅢA族元素的原子序数差别有以下三种情况：①第1～3周期(短周期)元素原子序数相差1；②第4、5周期相差11；③第6、7周期相差15。④各周期元素种类数：2 8 8 18 18 32
考点8 化学反应速率
化学反应的速率:
用单位时间内反应物浓度的减少(或生成物浓度的增加)来表示化学反应进行的快慢叫化学反应的速率.
浓度的单位,常用: mol/L. 则，化学反应速率的单位：mol/(L·min) 或 mol/(L·s)
1． 同一化学反应用不同的物质表示的化学反应速率各不相同，各物质的化学反应速率比等于对应化学计量系数比。如m A＋nB＝ pC＋qD的反应中，υ(A):υ(B):υ(C):υ(D)＝m:n:p:q
2．若其他条件不变时，增大反应物的浓度，化学反应速率增大；减小反应物的浓度，化学反应速率减小。
3．对于有气体参加的化学反应，若其他条件不变，增大压强，反应速率增大；减小压强，化学反应速率减小。
4．若其他条件不变时，升高温度，化学反应速率增大；降低温度，化学反应速率减小。实验测得，温度每升高10℃，化学反应速率增大2～4倍。
5．催化剂能够加快化学反应速率。
6．可逆反应中化学反应速率变化的规律
以 aA(g)+bB(g) cC(g) +dD(g)（正反应为放热反应, a+b＞c+d）为例说明正、逆反应速率的变化情况。
（1）若其他条件不变，加入A或B：υ正、υ逆都增大，但 υ正先增大, υ逆后增大。
（2）若其他条件不变，分离出C或D：υ正、υ逆都减小，但υ逆先减小 ，υ正后减小。
（3）若其他条件不变，增大压强：υ正、υ逆同时增大, 且υ正＞υ逆。
（4）若其他条件不变，减小压强：υ正、υ逆同时减小, 且υ正＜υ逆。
（5）若其他条件不变, 升高温度: υ正、υ逆同时增大, 且υ正＜υ逆。
（6）若其他条件不变，降低温度: υ正、υ逆同时减小, 且υ正＞υ逆。
（7）若其他条件不变，加入催化剂: υ正、υ逆同时增大, 且υ正=υ逆。
考点9 化学平衡
一、化学平衡
化学平衡状态是指在一定条件下的可逆反应里,正反应和逆反应的速率相等,反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态.
1．化学平衡的四特征
动：化学平衡是动态平衡，正、逆反应仍在进行；
等：同一物质的正、逆反应速率相等；
定：反应混合物中各组分的浓度保持一定；
变：影响化学平衡的外界条件改变时，化学平衡会发生移动。
2．化学平衡状态的判断方法
（1）对同一物质, 单位时间内的消耗量与生成量相等。即υ正=υ逆或υ消耗=υ生成。
（2）在反应混合物中各组分的浓度（百分含量）保持不变。即c(B)不随时间的改变而改变。
（3）反应混合物中各物质的物质的量或物质的量分数、各物质的质量或质量分数、各气体的体积或体积分数、体系的温度保持不变。
（4）对反应前后体积改变的可逆反应，其总物质的量、总体积、总压强、密度、平均相对分子质量保持不变。（对反应前后体积不变的可逆反应， 其总物质的量、总体积、总压强、密度、平均相对分子质量始终保持不变。）
（5）对于有颜色变化的可逆反应，颜色不再改变。
二、影响化学平衡的条件
1、勒沙特列原理：如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
（1）浓度 若其它条件不变，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，平衡向正反应方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，平衡向逆反应方向移动。
（2）压强 （1）在反应前后气体总体积改变的可逆反应，若其它条件不变，增大压强，化学平衡向气体体积缩小的方向移动；减小压强，化学平衡向气体体积增大的方向移动。
（2）在反应前后气体总体积不变的可逆反应，如I2(g) + H2(g) 2HI(g), 增大或减小压强都不能使化学平衡发生移动。
（3）改变压强对固态或液态物质的体积几乎无影响。因此平衡混合物都是固体或液体时，改变压强不能使化学平衡发生移动。
（3）温度 若其它条件不变，升高温度，化学平衡向着吸热反应的方向移动；温度降低，化学平衡向着放热反应的方向移动。
（4）催化剂对正、逆反应速率的增大幅度是等同的，因此使用催化剂不影响化学平衡的移动。但使用催化剂可以减小可逆反应达到平衡所需要的时间。
2、反应混合物的浓度
（1）化学平衡发生移动，一般会引起反应速率、反应混合物的平衡浓度、百分含量等发生变化，但反应速率、平衡浓度变了，化学平衡不一定发生移动。
（2）可逆反应达到平衡状态时，反应混合物中各组分的浓度不随时间的变化而变化。
（3）化学平衡向右移动，生成物的物质的量必定增加。
（4）在反应混合物总质量不变的前提下如压强或温度的变化使化学平衡移动时，化学平衡总是向平衡混合物某组成成分百分含量增大的方向移动。百分含量越大，平衡移动的程度越大。
（5）增加某一反应物的浓度时，引起反应混合物总的物质的量增加，生成物的百分含量不一定会提高。
3、反应物的转化率 对于可逆反应aA(g)+bB(g) cC(g) +dD(g)：
（1）若不改变A、B的用量，化学平衡受温度或压强影响向正反应方向移动时，A、B的转化率增大；反之，则减小。
（2）若A、B的投料nA:nB＝a:b时，A、B的转化率相同。
（3）可逆反应达到平衡后，增加A的量，B的转化率增大，而A的转化率减小。反之则成立。
（4）反应物的转化率在化学平衡状态时达到最大。
4、平均摩尔质量
对于均是气体参加的反应，如aA(g)+bB(g) cC(g) +dD(g)， m总始终不变，若平衡向气体体积减小的方向移动，则平均摩尔质量增大；若向气体体积增大方向移动，则平均摩尔质量减小；若反应是气体体积不变的反应，则平均摩尔质量始终不变。
5、等效平衡
1．等效平衡原理:
化学平衡的建立与途径无关：
（1）只要可逆反应在相同条件下，无论是从正反应开始或从逆反应开始，还是从两端同时开始，
都可以建立相同的平衡状态。因此，可把不同的起始状态转化成相同的起始状态。
（2）反应开始时，容器中不论是只有反应物还是只有生成物，或者既有反应物又有生成物，不同的起始状态，只要按反应方程式中的化学计量数之比投入反应物或生成物，建立起的平衡状态都是相同的（各组分体积分数相同）。
（3）若外界条件一致，相同量的反应物，无论是一次加入还是分多次加入，建立的化学平衡都是同一平衡。
2．等效平衡的规律
（1）等温、等容条件下，反应前后气体体积数不相等的可逆反应，改变起始时加入物质的物质的量，若按可逆反应化学计量数之比换算成同一边物质（一边倒），其物质的量相同,则两平衡互为等效平衡。
（2）等温、等容条件下，反应前后气体体积数相等的可逆反应，改变起始时加入物质的物质的量，若按可逆反应化学计量数之比换算成同一边物质（一边倒），其物质的量对应成比例，则两平衡互为等效平衡。
（3）等温、等压条件下，任何有气体物质参加的可逆反应，改变起始时加入物质的物质的量，若按可逆反应化学计量系数之比换算成同一边物质（一边倒），其物质的量对应成比例，则两平衡互为等效平衡。
6、化学平衡图象题的解题步骤一般是：
看图像：一看面（即横纵坐标的意义）； 二看线（即看线的走向和变化趋势）；
三看点（即曲线的起点、折点、交点、终点），先出现拐点的则先达到平衡，说明该曲线表示的温度较高或压强较大，“先拐先平”。 四看辅助线（如等温线、等压线、平衡线等）；五看量的变化（如温度变化、浓度变化等），“定一议二”。
7.化学平衡计算公式
对于可逆反应：
（1）各物质的变化量之比＝方程式中相应系数比
（2）反应物的平衡量＝起始量－消耗量
生成物的平衡量＝起始量＋增加量
考点10 电离平衡
一、强电解质、弱电解质
1．相互关系
否——非电解质
化合物 是——强电解质
能
否——弱电解质
加热或水的作用
电解质 自由移动离子
电离
2．比较强、弱电解质
强电解质 弱电解质
电离程度 完全 部分
电离平衡 不、不可逆 有、可能
过程表示溶液中存在的微粒（水分子不计） ====只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子 即有电离出的阴、阳离子（少部分），又有电解质分子（大部分）。
电离方程式 H2SO4====2H++SO42—CaCl2====Ca2++2Cl— NH3·H2O NH4++OH—H2S H++HS—，HS— H++S2—
实例 绝大多数的盐（包括难溶性盐）；强酸：H2SO4、HCl、HclO4等；强碱：Ba(OH)2、Ca(OH)2等。
二、弱电解质的电离平衡
（1）概念：
弱电解质的电离平衡是指在一定条件下（湿度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等的状态。
（2）特点：
①动——动态平衡：V（闻子化）=V（分子化）≠0。在电离方程式中用“ ”表示。
②定——平衡时各组成成分一定，即平衡时溶液中离子浓度和分子浓度保持不变
③变——条件改变，平衡被打破。
（3）影响电离平衡的因素
以0.1mol/1 CH3COOH溶液为例：
项目 变化项目 加水 升温 加入固体NaOH 加入无水CH3COONa 通入气体HCl 加入等浓度的CH3COOH
平衡移动 右移 右移 右移 左移 左移 不移动
H+的物质的量（mol） 增大 增大 减小 减小 增大 增大
[H+]浓度(mol) 减小 增大 减小 减小 增大 不变
PH值 增大 减小 增大 增大 减小 不变
导电能力 减弱 增强 增强 增强 增强 不变
1．弱电解质的判断：以CH3COOH为例，可从以下角度来判断CH3COOH是弱电解质：
⑴0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液，测其pH大于1。
⑵测CH3COONa溶液的pH大于7。
⑶取pH=3的CH3COOH溶液1 mL，用水稀释到100 mL后，测其pH小于5。
⑷pH相同的HCl和CH3COOH溶液，取相同体积分别用标准NaOH溶液测浓度，CH3COOH溶液消耗的NaOH溶液体积大。
⑸0.1 mol·L－1的HCl与过量的Mg反应，当加入CH3COONa晶体后，反应速率减慢，但生成氢气的总量不变。
⑹0.1 mol·L－1的CH3COOH和HCl溶液，分别与Mg反应，起始时CH3COOH溶液的反应速率慢。
⑺pH与体积均相同的HCl和CH3COOH溶液，分别与过量的Mg反应，生成氢气的总量CH3COOH大于HCl。
⑻pH相同的HCl和CH3COOH溶液与Mg反应，与CH3COOH溶液反应速率减小得慢。
⑼向pH=3的HCl溶液中加入CH3COONa晶体，其pH增大。
⑽分别测同体积0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液和HCl溶液的导电性，HCl强于CH3COOH。
2．相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸的比较
c(H+) pH 中和碱的能力 与过量Zn的反应情况 稀释相同倍数后的pH
产生氢气的量 开始时的反应速率
盐酸 大 小 相等 相同 快 小
醋酸 小 大 慢 大
3．相同pH、相同体积的盐酸与醋酸的比较
c(H+) c(酸) 中和碱的能力 与过量Zn的反应情况 稀释相同倍数后的pH
产生氢气的量 开始时的反应速率
盐酸 相等 小 弱 少 相等 大
醋酸 大 强 多 小
三、电解质溶液导电能力的强弱与电解质强弱影响溶液导电能力的因素：
①自由移动离子浓度的大小。（主要决定因素）湿度一定，离子浓度越在，导电能力越强。
②湿度：湿度越高，导电能力越强。（与金属导电相反）
③离子电荷数：电荷数越高，导电能力越强。
由此可知：强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质强。
如 较浓醋酸的导电能力可比极稀HCl溶液强。 CaCO3虽为强电解质，但溶于水所得溶液极稀，导电能力极差。
思考：若在某溶液中加入一种物质，出现沉淀，则溶液的导电能力一定减弱吗？（湿度不变）
分析：不一定。关键要看溶液中离子浓度有无显著变化。如：
（1）若在H2SO4溶液中加Ba(OH)2，因生成BaSO4沉淀和极难电离的水，使溶液中离子浓度降低，导电能力降低。
（2）若在H2SO4溶液中加BaCl2，虽有沉淀BaSO4生成，但同时生成了HCl，相当于1molSO42—被2molCl—代替，故导电能力有所增强。
（3）若在HCl溶液中加AgNO3，则导电能力几乎不变。
四、水的电离平衡
1．影响Kw的因素：Kw与溶液中[H+]、[OH—]无关，与温度有关。水的电离为吸热过程，所以当温度升高时，水的电离程度增大，Kw也增大。例如100℃，1LH2O有10—6mol电离，此时水的离子积常数为Kw=10—6·10—6=10—12.
2．影响水的电离平衡因素
（1）温度，升温促进水的电离，降温则相反
（2）向纯水中引入H+或OH—，会抑制水的电离
（3）向纯水中引入弱酸酸根阴离子或弱碱阳离子，将促进水的电离，此乃为盐类水解的实质。
酸、碱、盐溶液中水电离的定量计算。（列表比较如下：）
[H+]水与[OH—]水关系 x的计算式 室温x值 对水电离影响
纯水 [H+]水=[OH—]水 x= x=1×10—7mol/L 对水电离影响
酸溶液 x= x＜1×10—7mol/L
碱溶液 x= 抑制
正盐溶液 强酸弱碱盐强碱弱酸盐强碱强酸盐 x=[H+] x＞1×10—7mol/L 促进
x=[OH—]
x= x=1×10—7mol/L 无
注[H+]水、[OH—]水指水电离出的H+、OH—浓度 [H+]水、[OH—]指指溶液中的H+、OH—浓度
由上表可得重要规律：
（1）在任意湿度、任意物质的水溶液中（含纯水）的水本身电离出的[H+]水≡[OH—]水
（2）酸和碱对水的电离均起抑制作用
①只要碱的pH值相等（不论强弱、不论几元）对水的抑制程度相等，碱也同理。
②若酸溶液的pH值与碱溶液的pOH值相等，则两种溶液中水的电离度相等。
如pH=3的盐酸溶液与pH=11的氨水溶液在室温下，由水电离出的
[H+]水=[OH—]水==10—11mol/L
（3）在凡能水解的盐溶液中，水的电离均受到促进，且当强酸弱的碱盐的pH和强碱弱酸盐的pOH值相等时（同一湿度），则促进程度相等。
（4）较浓溶液中水电离出[H+]的大小：
①酸溶液中[OH—]等于水电离的[H+]
②碱溶液中[H+]等于水电离的[H+]
③强酸弱碱盐溶液中的[H+]等于水电离出[H+]
④强碱弱酸盐溶液中的[OH—]等于水电离出的[H+]
如pH=4的NH4Cl溶液与pH=10的NaAc溶液中，（室温）由水电离出的 [H+]水=[OH—]水==10—4mol/L
考点11 水的电离和溶液的PH
一、溶液的酸碱性及pH的值
溶液呈的酸碱性何性，取决于溶液中[H+]、[OH—]的相对大小：pH值的大小取决于溶液中的[H+]大小
pH=－lg[H+]，pOH=－lgKw=pKw
溶液酸碱性 [H+]与[OH—]关系
任意温度 室温（mol/L） pH值（室温）
酸性 [H+]＞[OH—] [H+]＞1×10—7 ＜7
中性 [H+]=[OH—] [H+]=[OH—]=1×10—7 =7
碱性 [H+]＜[OH—] [H+]＞1×与10—7 ＞7
（1）酸性越强，pH值越小，碱性越强，pH值越大，pH值减小一个单位，[H+]就增大到原来的10倍，pH值减小n个单位，[H+]的增大到原来的10n倍.
（2）任意水溶液中[H+]≠0，但pH可为0，此时[H+]=1mol/L，一般[H+]＞1mol/L时，pH＜0，故直接用[H+]表示.
（3）判断溶液呈中性的依据为：[H0]= [OH—]或pH=pOH=1/2pKw
只有当室温时，Kw=1×10—14
[H+]=[OH—]=10—7mol/L
溶液呈中性
pH=pOH=1/2pKw=7
分析 原因：H2O H++OH－Q ， 由于水的电离是吸热的，温度越高，电离程度越大，kw越大.
T↗→Kw↗→pH+pOH↘； T↘→Kw↘→pH=pOH↗
如：100℃，KW=1×10—12.. pKw=12. 中性时pH=pOH=pKw =6＜7.
（4）溶液pH的测定方法：
①酸碱指示剂 ②pH试纸 ③pH计其中①只传判定pH范围
②pH试纸也只能确定在某个值左右（对照标准比色卡），无法精确到小数点后1倍。另外使用时不能预先润湿试纸。否则相当于又稀释了待测液，测定结果误差大。
③pH计测定较精确.
二、酸碱溶液的稀释前后pH值的变化。
由于强酸或强碱在水中完全电离，加水稀释后不会有溶质进一步电离，故仅仅是体积增大的因素导致酸溶液中的[H+]或碱溶液中的[OH—]减小.
弱酸或弱碱由于在水中不完全电离，加水稀释同时，能促使其分子进一步电离，故导致相应[H+]或[OH—]减小的幅度降低。
注意：
①酸无论怎样稀释，不可能成为碱性；若无限稀释，则pH只能无限接近7且小于7.
②碱无论怎样稀释，不可能成为酸性；若无限稀释，则pH只能无限接近7且大于7
③当起始强酸、弱酸的pH相同，稀释后为达仍相同，则稀释倍数一定是弱酸大小强酸（强碱、弱碱类同）
三、有关pH的计算
1．溶液简单混合（不发生反应，忽略混合时体积变化）
若等体积混合且△pH≥2（即等强混合弱点3）：强酸：pH=pH小+0.3 强碱：pH=pH大－0.3
若不等体积混合，物质的量浓度分别为M1、M2体积分别为V1、V2的一元强酸或强碱
强酸[H+]总= 强碱[OH—]总=
注意：强酸直接由[H+]总求pH值， 强碱由[OH—]总求pOH，后再求pH值.
2．强酸和强碱混合（发生中和反应，忽略体积变化）可能情况有三种：
①若酸和碱恰好中和. 即nH+=nOH—，pH=7.
②若酸过量，求出过量的[H+]，再求pH值.
③若碱过量，求出过量的[OH—]，求出pOH后求pH值.
特例：若强酸与强碱等体积混合
①若pH酸+pH碱=14，则完全中和pH=7.
②若pH酸+pH碱＞14，则碱过量pH≈pH碱－0.3
③若pH酸+pH碱＜14，则酸过量pH≈pH酸+0.3
3．关于酸、碱混合时的定性判断（常温）
酸与碱混合时发生中和反应，但不一定恰好完呈中和。即使恰好完全中和，也不一定溶液呈中性，由生成的盐能否水解及水解情况而定，另外酸碱的强弱不同，提供反应物的量不同也影响着反应后溶液的性质。一般酸或碱过量化生成的盐水解对溶液的酸碱性影响大。
下面把常见的几种情况分列出来.
①等物质的量浓度的一元弱酸一元强碱溶液等体积混合溶液pH＞7（由生成的强碱弱酸盐水解决定）
②等物质的量浓度的一元强酸与一元弱碱溶液等体积混合后溶液pH＜7（由生成的强酸弱碱盐水解决定）
③等物质的量浓度的一元强酸与强碱溶液等体积混合后溶液pH=7（因生成强酸强碱盐不水解）
④当pH=pOH的强酸与强碱溶液以等体积混合后pH=7（与酸、碱的几元性无尖）
⑤当pH=3的某一元酸溶液与pH=11的一元强碱以等体积混合后pH≤7。（考虑酸有强弱之分，若分弱酸，制反应后酸过量）
⑥当pH=3的某一元强酸pH=11的一元碱溶液的以等体积混合后pH≥7（同理⑤，弱碱过量）
⑦将pH=3的酸溶液和pH=11的碱溶液以等体积混合后溶液pH=无法确定.
考点12 盐类的水解
一、盐类水解的规律
谁弱谁水解 谁强显谁性 越弱越水解 无弱不水解 双弱双水解
二、盐类水解的应用
1： 确定盐溶液的离子种类和数目；
例2．在相同温度下，等体积等物质的量的浓度的4种稀溶液：①Na2SO4、②H2SO4、③NaHSO4、④Na2S中所含离子种类数由多到少的顺序是（ ）
A. ①=④>③=② B. ④=①>③>② C. ①>④>③>② D. ④>①>③>②
2：判断溶液的酸碱性
例1 温度相同、浓度均为0.2mol/L的①(NH4)2SO4、②NaNO3、③NH4HSO4、④NH4NO3、⑤C6H5－ONa、
⑥CH3COONa溶液，它们的pH值由小到大的排列顺序是
A． ③①④②⑥⑤ B. ①③⑥④②⑤ C. ③②①⑥④⑤ D. ⑤⑥②④①③
3：判断溶液中有关离子能否大量共存
如AI3+ Fe3+ NH4＋与AlO2－ CO32－ HCO3－ S2－ 因发生水解而不能共存。
4：解释平衡体系移动的方向；
1．下列物质的水溶液在加热时pH值变小的是 ( ) A. 氯化铁 B. 氯化钠 C. 盐酸 D. 碳酸钠
5：比较盐溶液中离子浓度的大小
比较盐溶液中离子浓度的大小用到三个守恒：
Na2CO3： c(Na+) > c(CO32－) > c(OH－) > c(HCO3－) > c(H+)
电荷守恒c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3－)＋2c(CO32－)＋c(OH－)
物料守恒：c(Na+)＝2〔c(CO32－) ＋c(HCO3－)＋c(H2CO3)〕
质子守恒：c(OH－) ＝c(H+)＋c(HCO3－) ＋2c(H2CO3)
NaHCO3： c(Na+) > c(HCO3－) > c(OH－) > c(H+)
电荷守恒：c(Na+) ＋c(H+)＝c(HCO3－)＋2c(CO32－)＋c(OH－)
物料守恒：c(Na+) ＝c(CO32－) ＋c(HCO3－)＋c(H2CO3)
质子守恒：c(OH－) ＝c(H2CO3) ＋c(H+) －c(CO32－)
例1 常温下，将NaOH溶液与CH3COONa溶液混合，不可能出现的结果是 （ ）
A．PH＞7 且c(OH－) ＞c(Na+)＞c(H+)＞c(CH3COO－)
B. PH＞7 且c(Na+)+ c(H+)=c(OH－) +c(CH3COO－)
C. PH＜7 且c(CH3COO－) ＞c(H+)＞c(Na+)＞c(OH－)
D. PH =7 且c(CH3COO－) ＞c(Na+)＞c(H+)= c(OH－)
特殊性 ①单一溶液：H2PO4－、HSO3－电离大于水解显酸性；HCO3－、HPO42－、HS－水解大于电离显碱性；②混合溶液中：等物质的量的NH4+－NH3 H2O、CH3COOH－CH3COO – 电离大于水解。
例5 ①在0.1mol/LCH3COONa和0.1mol/LCH3COOH的混合溶液中各离子浓度的大小关系为：
②相同物质的量浓度的NH4CI和NH3 H2O混合：
6：判断中和滴定达到终点时时溶液的pH值及对指示剂的选择
①若用强碱滴定弱酸，反应达到终点时，因生成强碱弱酸盐，溶液显碱性，所以应选用在碱性变色的指示剂 酚酞。如CH3COOH与 NaOH溶液互相滴定时，选用酚酞做指示剂。②若用强酸滴定弱碱，反应达到终点时，因生成强酸弱碱盐，溶液显酸性，应选用在酸性变色的指示剂 甲基橙。如NH3 H2O与HCl的反应。②若用强酸滴定强碱，反应达到终点时，酚酞或甲基橙都可以作指示剂。
例1．实验室现有3种酸碱指示剂，其pH的变色范围如下：甲基橙：3.1～4.4 石蕊：50～8.0 酚酞：8.2～10.0
用0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH
溶液，反应恰好完全时，下列叙述正确的 ( )
A．溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 B．溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂
C．溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 D．溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂
7：加热或制取某些盐（FeCI3、AICI3、MgCO3）晶体时，要考虑到盐的水解。如 ：
AlCl3+3H2O Al(OH)3+HCl △H＞0（吸热）
①升温，平衡右移
②升温，促成HCl挥发，使水解完全
AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl↑
↓灼烧
Al2O3
例1．把三氯化铁溶液蒸干灼烧，最后得到的固体产物是
A. 无水三氯化铁 B. 氢氧化铁 C. 氧化亚铁 D. 三氧化二铁
8：解释某些活泼金属(如Mg)与强酸弱碱溶液反应产生氢气。例如镁条插入CuSO4溶液中有H2放出：
NH4++H2O NH3·H2O+H+ Mg+2H+===Mg2++H2↑
9： 实验室贮存试剂、制备物质、物质的检验。
在配制FeCl3、AlCl3、CuCl2、SnCl2等溶液时为防止水解，常先将盐溶于少量相应的酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度.Na2SiO3、Na2CO3、NH4F等不能贮存磨口玻璃塞的试剂瓶中，因Na2SiO3、Na2CO3水解呈碱性，产生较多OH—，NH4F水解产生HF，OH—、HF均能腐蚀玻璃.
10．除杂
例：除去MgCl2溶液中的Fe3+可在加热搅拌条件下，加入足量MgO或MgCO3或Mg(OH)2，搅拌充分反应，后过滤除去。
考点13 酸碱中和滴定
一、中和反应及中和滴定原理
1、中和反应：酸+碱 正盐+水
如：①Hcl+NaOH===NaCl+H2O ②H2SO4+2NaOH====Na2SO4+2H2O ③N3PO4+3NaOH====Na3PO4+3H2O
注意：①酸和碱恰好完全中和，溶液不一定呈中性，由生成的盐性质而定。
②由于所用指示剂变色范围的限制，滴定至终点不一定是恰好完全反应时，但应尽量减少误差。
2、中和滴定原理
由于酸、碱发生中和反应时，反应物间按一定的物质的量之比进行，基于此，可用滴定的方法确定未知酸或碱的浓度。
对于反应： HA + BOH====BA+H2O
1mol 1mol
C(HA).V(HA) C(BOH).V(BOH)
3、滴定方法的关键
（1）准确测定两种反应物的溶液体积
（2）确保标准液、待测液浓度的准确
（3）滴定终点的准确判定（包括指示剂的合理选用）
4、滴定实验所用的仪器和操作要点
（1）仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹（带铁架台）、锥形瓶（或烧杯+玻棒）、量筒（或移液管）。
（2）操作：①滴定前的准备：查漏、洗涤、润洗、充液（赶气泡）调液面、读数。
②滴定：移液、滴加指示剂、滴定至终点、读数。③计算。
（3）滴定管“0”刻度在上。
二、指示剂的选择
1、酸碱指示剂
（1）酸碱指示剂的变色范围（PH值）
甲基 3.1< 3.1~4.4 >4.4
红 橙 黄
酚酞 5< 8~10 >10
无色 浅红 红
石蕊 8< 5~8 >8
红 紫 蓝
（2）根据滴定曲线和指示剂的发色范围选用指示剂。
①0.1mol/L NaOH 滴定盐酸，酚酞和甲基均可使用，当然两者测定结果不同。
②0.1mol/L NaOH溶液滴定0.1mol/L CH3COOH溶液恰好中和生成CH3COOCa,溶液呈弱碱性,选酚酞为指示剂,PH=8~10浅红色,误差小。
③用HCl滴定NH3.H2O 恰好中和生成NH4Cl,溶液呈弱酸性,选甲基橙为指示剂,3.1~4.4橙色，误差小。
④用HCl滴定0.1mol/L Na2CO3溶液第一步生成N aHCO3时，可选用酚酞为指示剂，由红色→浅红→无色。化学方程式为：Na2CO3+HCl===NaHCO3+NaOH
第二步生成碳酸（CO2↑+H2O），可选用甲基橙为指示剂，由黄色→橙色，化学方程式为：
NaHCO3+HCl===NaCl+H2O+CO2↑
小 结：（1）指示剂的选择：
①强酸强碱相互滴定，可选用甲基橙或酚酞。
②若反应生成强酸弱碱盐溶液呈酸性，则选用酸性变色范围的指示剂（甲基橙）；若反应生成强碱弱酸盐，溶液呈碱性，则选用碱性变色范围的指示剂（酚酞）
③石蕊试液因颜色变化不明显，且变色范围过宽，一般不作滴定指示剂。
（2）终点判断：（滴入最后一滴，溶液变色后，半分钟内不复原）
指示剂操 作 酚酞 甲基橙
强碱滴定强酸 无色变为浅红色 橙色变为黄色
强酸滴定强碱 浅红色变为无色 黄色变为橙色
误差分析
以一元酸和一元碱的中的滴定为例
因C标、V定分别代表标准液浓度、所取待测液体积，均为定值，代入上式计算。
引起误差可能因素有以下几种：
（1）视（读数）
注意：①滴定管中液体读数时精确到0.01mL ②一般需滴定2-3次，取其平均值
（2）洗（仪器洗涤）
正确洗法：
二管二洗——滴定管和移液管先用蒸馏水清洗多次，再用待装液润洗几次。
一瓶一洗——锥形瓶只能用蒸馏水洗。
注意：一般滴定管装标准液，锥形瓶里装待测液。
错误洗法导致结果：
①滴定管仅用水洗，使标准液变稀，故消耗标准液体积一定变大，V读变大，结果偏大。
②移液管仅用水洗，则待测液变稀，所取待测液溶质物质的量变少，V读变小，结果偏小。
③锥形瓶用待测液洗过，则瓶内待测液的溶质量偏多，V读偏大，结果偏大。
④第一次滴定完后，锥形瓶内液体倒去后，尚未清洗，接着第二次滴定，滴定结果如何，取决于上次滴定情况如何。
（3）漏（液体溅漏）
①滴定过程中锥形瓶内液体溅出，则结果偏小。
②终点已到，滴定管下端尖中级有液滴，则V读偏大，测定结果偏大。
（4）泡（滴定管尖嘴气泡）
正确操作应在滴定前把尖嘴管中的气泡赶尽，最后也不能出现气泡。如滴定开始有气泡，后气泡消失，则结果偏大。若先无气泡，后有气泡，则结果偏小。
（5）色（指示剂变色控制与选择）
滴定时，眼睛应紧盯着锥形瓶内溶液的颜色变化。指示剂变色后应半分钟内不复原。如变色后立即复原，则结果偏小。另外，同一种滴定，选择的指示剂不同，测定结果不同。
（6）杂（标准物含杂）
用于配制标准液的固体应该是纯净物。但其中有可能混有杂质，称量时又按需标准物固体质量来称取的，帮一般均会产生误差，在此杂质又分两种情况：
①杂质与待测液不反应
如NaOH中含NaCl，所配的NaOH溶液浓度变小，滴定盐酸时，NaCl不参与反应，所需标准液的体积偏大，故测定结果偏大。
②若杂质与待测液反应，则应作具体分析。关键：比较与等物质的量的待测物反应消耗的杂质质量和标准物的质量。若消耗杂质的质量较大，则相当于削弱了原标准液的作用能力，故与一定量待测物反应时，消耗的标准体积变大，测定结果偏大。或者可用等质量的杂质、标准物分别与待测物反应，根据消耗的待测物质量的多少来判断。如杂质作用待测物质量越多，说明作用能力被增强，故测定结果偏小。
考点14 电解质溶液
1、常用酸、碱指示剂的变色范围：
指示剂 PH的变色范围
甲基橙 ＜3.1红色 3.1——4.4橙色 >4.4黄色
酚酞 ＜8.0无色 8.0——10.0浅红色 >10.0红色
石蕊 ＜5.1红色 5.1——8.0紫色 >8.0蓝色
2、能证明HA为弱电解质的事实有：
溶液中有电解质的分子、离子共存。
相同条件下与同浓度的盐酸相比较导电能力弱。
0.1mol/L HA溶液pH>1
0.1mol/L NaA溶液 pH>7
同pH的HCl、 HA稀释相同倍数，HA溶液的pH比HCl小.
同体积，同pH的HCl、HA与足量的锌反应时，HA放出的H2 多。
同pH的HCl、HA稀释后pH值仍相同、HA稀释的倍数多。
升高温度，HA溶液的导电能力增强。
升高温度，滴有紫色石蕊试液的HA溶液红色加深。
分别用pH=2的HCl和 HA中和一定量NaOH,所用HA的体积小。
3、同体积同物质的量浓度的HCl、H2SO4、HAc相比较
C（H+）的大小关系为 H2SO4>HCl>HAc
完全中和所消耗NaOH的量。H2SO4>HCl＝HAc
4、同体积同pH值的HCl、H2SO4、HAc、相比较
与相同的锌粒反应的起始速率大小H2SO4＝HCl＝HAc。
完全反应放出H2的量 HAc >H2SO4＝HCl。
若放出相同量的H2所需酸的体积关系是H2SO4＝HCl> HAc时间关系是H2SO4＝HCl> HAc
稀释相同倍数后pH值的大小关系H2SO4＝HCl> HAc。
5、常见酸的酸性强弱的判断
（1）含氧酸的酸性强弱的判断：
①不同元素的最高价含氧酸，元素的非金属性越强，酸性越强，如HClO4 >H2SO4
②同种元素的不同价态的含氧酸，元素的化合价越高，酸性越强
氧化性HClO> HClO2> HClO3>HClO4
酸性HClO4> HClO3> HClO2 > HClO
（2）无氧酸（气态氢化物水溶液）酸性强弱的判断：
①同一主族元素，半径越大，氢化物酸性越强，如HI＞HBr
②非同一主族元素的无氧酸酸性，需靠记忆、根据具体性质比较等方法判断
常见酸的酸性顺序
强酸 HClO4 H2SO4 HNO3 HI HBr HCl
弱酸H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>H2SiO3>HAlO2
有机酸 乙二酸 >甲酸 >苯甲酸 >乙酸 >碳酸 >苯酚 >HCO3－
（3）、浓硫酸“五性” ：酸性、强氧化性、吸水性、脱水性、难挥发性
（4）、浓硝酸“四性”：酸性、强氧化性、不稳定性、挥发性
考点15 胶体
一、分散系的概念、种类
1、分散系：由一种物质（或几种物质）以粒子形式分散到另一种物质里所形成的混合物。分散系中分散成粒子的物质叫做分散质；另一种物质叫分散剂。
2、分散系的种类及其比较：
根据分散质微粒的大小，分散系可分为溶液、胶体和浊液（悬浊液和乳浊液）。由于其分散质微粒的大小不同，从而导致某些性质的差异。现将它们的比较如下：
分散系 溶液 胶体 悬浊液、乳浊液
微粒直径 小于1nm 1nm—100nm 大于100nm
外观 均一透明 多数均一透明 不均一、不透明
分散质微粒组成 单个分子或离子 许多离子、分子的集合体，或高分子 巨大数量分子或离子的集合体
能否透过滤纸 能 能 悬浊液不能
能否透过半透膜 能 不能 不能
实例 食盐水，碘酒 Fe(OH)3胶体、淀粉胶体 泥水、牛奶
二、胶体：
1、胶体的本质特征：分散质粒子大小在1nm—100nm之间
2、胶体的制备与提纯：实验室制备胶体的方法一般用凝聚法，利用盐类的水解或酸、碱、盐之间的复分解反应来制备。例如Fe(OH)3、Al(OH) 3胶体就是利用盐类的水解方法来制得。
利用胶体中的杂质离子或分子能穿透半透膜，而胶体微粒不能透过半透膜的特点，可用渗析法来提纯、精制胶体。
3、胶体的性质与应用：
（1）从胶体微粒大小，认识胶体的某些特征。由于胶体微粒在1nm—100nm之间，它对光有一定的散射作用，因而胶体有特定的光学性质——丁达尔现象；也正是由于胶粒直径不大，所以胶体也有它的力学性质——布朗运动；胶体粒子较小，其表面积较大，具有强大的吸附作用，它选择吸附了某种离子，带有电荷，互相排斥，因而胶体具有相对稳定性，且显示胶体的电学性质——电泳现象。
（2）根据胶体的性质，理解胶体发生凝聚的几种方法。正是由于胶体微粒带有同种电荷，当加入电解质或带相反电荷的胶粒时，胶体会发生凝聚；加热胶体，胶粒吸附的离子受到影响，胶体也会凝聚。如果胶粒和分散剂一起凝聚成不流动的冻状物，这便是凝胶。
（3）利用胶体的性质和胶体的凝聚，可区别溶液和胶体。
1）胶体有丁达尔现象，而溶液则无这种现象。
2）加入与分散质不发生化学反应的电解质，溶液无明显现象，而胶体会产生凝聚。
三、胶体的制备方法
制备溶胶的必要条件是要使分散质粒子大小在lnm～100nm之间。由于溶胶是热力学不稳定体系，在制备过程中还要加入稳定剂（如电解质或表面活性物质）。制备方法原则上有两种，一是使固体颗粒变小的分散法，一是使分子或离子聚结成胶体的凝聚法。 例如利用水解反应
教材中介绍的Fe（OH）3溶胶的制备，利用的就是FeCl3的水解反应：
FeCl3（稀溶液）＋H2OFe（OH）3（溶胶）＋3HCl
如果将碱金属硅酸盐类水解，则可制得硅酸溶胶：
Na2SiO3（稀溶液）＋2H20H2SiO3（溶胶）＋2NaOH
考点16 电化学
一、原电池的原理
1．构成原电池的四个条件（以铜锌原电池为例）
①活拨性不同的两个电极 ②电解质溶液 ③自发的氧化还原反应 ④形成闭合回路
2．原电池正负极的确定
①活拨性较强的金属作负极，活拨性弱的金属或非金属作正极。
②负极发生失电子的氧化反应，正极发生得电子的还原反应
③外电路由金属等导电。在外电路中电子由负极流入正极
④内电路由电解液导电。在内电路中阳离子移向正极，阴离子会移向负极区。
Cu－Zn原电池：负极: Zn-2e=Zn2+ 正极：2H+ +2e=H2↑ 总反应：Zn +2H+=Zn2+ +H2↑
氢氧燃料电池，分别以KOH和H2SO4作电解质的电极反应如下：
碱作电解质：负极：H2—2e-+2OH-=2 H2O 正极：O2+4e-+2 H2O=4OH-
酸作电解质：负极：H2—2e-=2H+ 正极：O2+4e-+4H+=2 H2O
总反应都是：2H2+ O2=2 H2O
二、电解池的原理
1．构成电解池的四个条件（以NaCl的电解为例）
①构成闭合回路 ②电解质溶液 ③两个电极 ④直流电源
2．电解池阴阳极的确定
①与电源负极相连的一极为阴极，与电源正极相连的一极为阳极
②电子由电源负极→ 导线→ 电解池的阴极→ 电解液中的（被还原），电解池中阴离子（被氧化）→ 电解池的阳极→导线→电源正极
③阳离子向负极移动；阴离子向阳极移动
④阴极上发生阳离子得电子的还原反应，阳极上发生阴离子失电子的氧化反应。
注意：在惰性电极上，各种离子的放电顺序
三．原电池与电解池的比较
原电池 电解池
（1）定义 化学能转变成电能的装置 电能转变成化学能的装置
（2）形成条件 合适的电极、合适的电解质溶液、形成回路 电极、电解质溶液（或熔融的电解质）、外接电源、形成回路
（3）电极名称 负极 正极 阳极 阴极
（4）反应类型 氧化 还原 氧化 还原
（5）外电路电子流向 负极流出、正极流入 阳极流出、阴极流入
四、在惰性电极上，各种离子的放电顺序：
1、放电顺序：
如果阳极是惰性电极（Pt、Au、石墨），则应是电解质溶液中的离子放电，应根据离子的放电顺序进行书写书写电极反应式。
阴极发生还原反应，阳离子得到电子被还原的顺序为：Ag+＞Hg2+＞Fe3+＞Cu2+＞（酸电离出的H+）＞Pb2+＞Sn2+＞Fe2+＞Zn2+＞（水电离出的H+）＞Al3+＞Mg2+＞Na+＞Ca2+＞K+。
阳极（惰性电极）发生氧化反应，阴离子失去电子被氧化的顺序为：S2-＞SO32-＞I-＞Br -＞Cl-＞OH-＞水电离的OH-＞含氧酸根离子＞F-。
（注：在水溶液中Al3+、Mg2+、Na+、Ca2+、K+这些活泼金属阳离子不被还原，这些活泼金属的冶炼往往采用电解无水熔融态盐或氧化物而制得）。
2、电解时溶液pH值的变化规律
电解质溶液在电解过程中，有时溶液pH值会发生变化。判断电解质溶液的pH值变化，有时可以从电解产物上去看。
①若电解时阴极上产生H2，阳极上无O2产生，电解后溶液pH值增大；
②若阴极上无H2，阳极上产生O2，则电解后溶液pH值减小；
③若阴极上有，阳极上有，且V O2＝2 V H2，则有三种情况：a 如果原溶液为中性溶液，则电解后pH值不变；b 如果原溶液是酸溶液，则pH值变小；c 如果原溶液为碱溶液，则pH值变大；
④若阴极上无H2，阳极上无O2产生，电解后溶液的pH可能也会发生变化。如电解CuCl2溶 液（CuCl2溶液由于Cu2+水解显酸性），一旦CuCl2全部电解完，pH值会变大，成中性溶液。
3、进行有关电化学计算，如计算电极析出产物的质量或质量比，溶液pH值或推断金属原子量等时，一定要紧紧抓住阴阳极或正负极等电极反应中得失电子数相等这一规律。
三、电解原理的应用
（1）制取物质：例如用电解饱和食盐水溶液可制取氢气、氯气和烧碱。
（2）电镀：应用电解原理，在某些金属表面镀上一薄层其它金属或合金的过程。电镀时，镀件作阴极，镀层金属作阳极，选择含有镀层金属阳离子的盐溶液为电解质溶液。电镀过程中该金属阳离子浓度不变。
（3）精炼铜：以精铜作阴极，粗铜作阳极，以硫酸铜为电解质溶液，阳极粗铜溶解，阴极析出铜，溶液中Cu2+浓度减小
（4）电冶活泼金属：电解熔融状态的Al2O3、MgCl2、NaCl可得到金属单质。
四、电解举例
（1）电解质本身：阳离子和阴离子放电能力均强于水电离出H+和OH －。如无氧酸和不活泼金属的无氧酸盐。
①HCl（aq）：阳极（Cl－＞OH－）2Cl――2e－＝Cl2↑ 阴极（H＋） 2H＋＋2e－＝H2↑
总方程式 2HClH2↑＋Cl2↑
②CuCl2（aq）：阳极（Cl－＞OH－）2Cl――2e－＝Cl2↑ 阴极（Cu2＋＞H＋） Cu2＋＋2e－＝Cu
总方程式 CuCl2Cu＋Cl2↑
（2）电解水：阳离子和阴离子放电能力均弱于水电离出H+和OH －。如含氧酸、强碱、活泼金属的含氧酸盐。
①H2SO4（aq）：阳极（SO42－＜OH－＝ 4OH――4e－＝2H2O＋O2↑ 阴极（H＋） 2H＋＋2e－＝H2↑
总方程式 2H2O2H2↑＋O2↑
②NaOH（aq）：阳极（OH－）4OH――4e－＝2H2O＋O2↑ 阴极：（Na＋＜H＋＝ 2H＋＋2e－＝H2↑
总方程式 2H2O2H2↑＋O2↑
③Na2SO4（aq）：阳极（SO42－＜OH－＝ 4OH――4e－＝2H2O＋O2↑阴极：（Na＋＜H＋＝2H＋＋2e－＝H2↑
总方程式 2H2O2H2↑＋O2↑
（3）电解水和电解质：阳离子放电能力强于水电离出H+，阴离子放电能力弱于水电离出OH－，如活泼金属的无氧酸盐；阳离子放电能力弱于水电离出H+，阴离子放电能力强于水电离出OH －，如不活泼金属的含氧酸盐。
①NaCl（aq）：阳极（Cl－＞OH－）2Cl――2e－＝Cl2↑ 阴极：（Na＋＜H＋＝ 2H＋＋2e－＝H2↑
总方程式 2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑
②CuSO4（aq）：阳极（SO42－＜OH－＝4OH――4e－＝2H2O＋O2↑ 阴极（Cu2＋＞H＋） Cu2＋＋2e－＝Cu
总方程式 2CuSO4＋2H2O2Cu＋2H2SO4＋O2↑
结构
确定 决定
反映 反映
推测
位置 性质
推断
能否
电离
是否
完全
加热至干
误读及结果：
若起始平视，终仰视，则V读偏大C测偏大
若起始平视，终俯视，则V读偏小C测偏小
若先仰后俯，则V读偏小，C测偏小
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