1、高考化學第一輪復習化學反應及能量變化一實質：有電子轉移（得失與偏移）特征：反應前后元素的化合價有變化f氧化還原反應：有元素化合價升降的化學反應是氧化還原反應。有電子轉移（得失或偏移）的反應都是氧化還原反應。概念：氧化劑：反應中得到電子（或電子對偏向）的物質（反應中所含元素化合價降低物） 還原劑：反應中失去電子（或電子對偏離）的物質（反應中所含元素化合價升高物） 氧化產物：還原劑被氧化所得生成物；還原產物：氧化劑被還原所得生成物。失電子，化合價升高，被氧化雙線橋：1氧化劑+還原劑=還原產物+氧化產物|_f得電子，化合價降低，被還原 電子轉移表示方法單線橋：電子還原劑+氧化劑=還原產物+氧化產物二

2、者的主表示意義、箭號起止要區別：電子數目等依據原則：氧化劑化合價降低總數=還原劑化合價升高總數 配找岀價態變化，看兩劑分子式，確定升降總數；平方法步驟：求最小公倍數，得出兩劑系數，觀察配平其它。有關計算：關鍵是依據氧化劑得電子數與還原劑失電子數相等，列岀守恒關系式求解還原性化合價升高弱氧化性概念及轉化關系還原劑氧化劑變化變化-,T氧化反應-分氧化產物亠F T產物還原反應- 還原產物氧化性化合價降低弱還原性氧化還原反應-2 -Page of 231、由元素的金屬性或非金屬性比較；（金屬活動性順序表，元素周期律）2、由反應條件的難易比較；3、由氧化還原反應方向比較；（氧化性：氧化劑氧化產物；還原性

3、：還原劑還原產物）、根據（氧化劑、還原劑）元素的價態與氧化還原性關系比較。元素處于最高價只有氧化性，最低價只有還原性，處于中間價態既有氧化又有還原性。1、活潑的非金屬，如CI2、Br2、O2等；2、元素（如Mn等）處于高化合價的氧化物，如MnO2、KMnO4等氧化劑：:、元素（如S、N等）處于高化合價時的含氧酸，如濃H2SO4、HNO3等4、元素（如Mn、Cl、Fe等）處于高化合價時的鹽， 女口KMnO4、KCIO3、FeCb、K262O75、過氧化物，如Na2O2、H2O2等。1、活潑的金屬，如Na、Al、Zn、Fe等；2、元素（如C、S等）處于低化合價的氧化物，如:、元素（如CI、S等）處

4、于低化合價時的酸，如濃概念：在溶液中（或熔化狀態下）有離子參加或生成的反應。：.離子互換反應離子非氧化還原反應堿性氧化物與酸的反應類型：-；酸性氧化物與堿的反應離子型氧化還原反應-置換反應一般離子氧化還原反應化學方程式：用參加反應的有關物質的化學式表示化學反應的式子。用實際參加反應的離子符號表示化學反應的式子。表示方法/寫：寫出反應的化學方程式；拆：把易溶于水、易電離的物質拆寫成離子形式；離子方程式： 書寫方法：刪：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去；查：檢查方程式兩端各元素原子種類、個數、電荷數是否 相等。I意義：不僅表示一定物質間的某個反應；還能表示同一類型的反應。本質：反應物的某些離子濃

5、度的減小金屬、非金屬、氧化物（AI2O3、SiO2）.中學常見的難溶物:堿：Mg（OH）2、AI（OH）3、Cu（OH）2、Fe（OH）3.生成難溶的物質：CU2+OH-=CU（OH）2$ 鹽：AgCI、AgBr、AgI、CaCO3、BaCO3生成微溶物的離子反應：2Ag+SO42-=Ag2SO4$:發生條件.L由微溶物生成難溶物：Ca（OH）2+CO32-=CaCO3$+2OH生成難電離的物質：常見的難電離的物質有H2O、CH3COOH、H2CO3、NH3 -H2O生成揮發性的物質：常見易揮發性物質有CO2、SO2、NH3等發生氧化還原反應：遵循氧化還原反應發生的條件。Ji!強弱比較氧化劑、

6、還原劑CO、SO2等HCI、還原劑:、元素（如S、Fe等）處于低化合價時的鹽，如Na2SO3、FeSO4等、某些非金屬單質，如H2、C、Si等。離子反應:-3 -Page of 23定義：在化學反應過程中放出或吸收的熱量；符號：H單位：一般采用KJmol-1測量：可用量熱計測量研究對象：一定壓強下在敞開容器中發生的反應所放岀或吸收的熱量。表示方法：放熱反應H0，用“+”表示。燃燒熱：在101KPa下，1mol物質完全燃燒生成穩定氧化物時所放出的熱量。.定義：在稀溶液中，酸跟堿發生反應生成ImolH2O時的反應熱。中和熱：強酸和強堿反應的中和熱：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(|)；H=-

7、57.3KJmol-弱酸弱堿電離要消耗能量，中和熱|H|57.3KJmol-1.原理：斷鍵吸熱，成鍵放熱。反應熱的微觀解釋：反應熱=生成物分子形成時釋放的總能量-反應物分子斷裂時所吸收的總能量(定義：表明所放出或吸收熱量的化學方程式。 意義：既表明化學反應中的物質變化，也表明了化學反應中的能量變化。概念、特征、本質、分析表示方法、應用無變化分類非氧化還原反應按實際反應離子反應本質、特點、分類、發生的條件的微粒分類分子反應反應熱與物質能量的關系按反應中的-放熱反應1熱化學反應方程式、能量變化分-吸熱反應燃燒熱化學反應:中和熱反應熱:化學反應的能量變化熱化學方程式-4 -Page of 23物質的

8、量.、定義：表示含有一定數目粒子的集體。2、符號：n標況下：p(氣體)=-：T=出g ?L22.4L?mol122.4y3、運用:基本概念:物質的量.、單位：摩爾、摩、符號mol、1mol任何粒子（分、原、離、電、質、中子）數與0.012kg12C中所含碳原子 數相同。、架起微觀粒子與宏觀物質之間聯系的橋梁。、定義：1mol任何粒子的粒子數叫阿伏加德羅常數。阿伏加德羅常數:、符號NA、近似值：6.02XI023、定義：單位物質的量氣體所占的體積叫氣體摩爾體積：、符號：Vm、單位：L-mol-1、定義：單位物質的量物質所具有的質量叫摩爾質量：、符號：M、單位：g -mol-1或kg -mol-1

9、、若以gmol-1為單位，數值上與該物質相對原子質量或相對分子質量相等。、定義：單位體積溶液中所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的物理量物質的量物質的量濃度:狄符號：、單位:叫溶質B的物質的量濃度。c(B)mol L-1、定律:在相同溫度和壓強下，相同體積的作何氣體都含有相同數目的分子。阿伏加德羅定律及其推論：、推論:同溫同壓下:同溫同壓下:同溫同體積下:ViniNiN2V2n2P1M1Mr1p2M2Mr2Rn1N1P2n2N2I、氣體休的密度和相對密度:A氣體對B氣體的相對密度:D(B) =他=P(B) M(B)U、摩爾質量M（或平均摩爾質量-5 -Page of 23M=22.4L1、/-

10、molXP,Mn(A)?M (A) +n(B)?M(B) + ?n(A)+ n(B) + ?M =M(A)巾(A)+M(B)巾(B)+巾為體積分數。-6 -Page of 23XVm反應中放出或吸收的熱量（KJ）Q.XV（溶液）I -A/（溶液）溶液的物質的量濃度CA）1、溶液稀釋定律：溶質的量不變，m（濃）w（濃）=m（稀）w（稀）；c（濃）V（濃）=c（稀）V（稀）2、溶解度與溶質質量分數w換算式：S =100?W1wV 方法步驟：計算T稱量T溶解T轉移T洗滌T振蕩T定容T搖勻T裝瓶、溶解度與物質的量濃度的換算:1000?p?sc =M(100 + s)1000cMS= 1000dcM、質

11、量分數與物質的量濃度的換算:1000?p?wc =McMw =1000p、一定物質的量濃度主要儀器：量筒、托盤天平（砝碼）、燒杯、玻璃棒、膠頭滴管、容量瓶識差分析：關鍵看溶質或溶液體積的量的變化。依據n mc= V=MV來判斷。1、以物質的量為中心的有關物理量的換算關系物質所含粒子數N已化合價|電解質電離出離子的“物質的量” |_:x化合價物質的質量（m）電量（C）一96500Cmol-1x96500Cmol-1xVm(22.4L/mol)=Vm(22.4L/mol)氣體的體積（標準狀況）|x H/氣體體積（非標準狀況）物質的量的相關計算關系及其它、物質的量與其它量之間的換算恒等式:m V(g

12、) n =MVm1、理想氣體狀態方程（克拉伯龍方程）PV=nRT或、影響物質體積大小的因素:N Q m(溶液)SNA=AH = M(100+S)=c?V（溶液）mPV = RTM(R=8.314J/molK)決定于1mol固、液體的體積1mol物質的體積決定于1mol氣體的體積、溶液濃度換算式:Sw=x100%100+S溶液的配配制:物質體積-7 -Page of 23原子核物質結構元素周期律中子N（不帶電荷）決定原子種類- 質量數（A=N+Zi同位素（核素）近似相對原子質量質子Z（帶正電荷） -核電荷數原子結構：（AZX）電子數（Z個）:核外電子運動特征最外層電子數決定主族元素的化學性質及最

13、高正價和族序數-決定原子呈電中性體積小，運動速率高（近光速），無固定軌道I電子云（比喻） 小黑點的意義、小黑點密度的意義。 排布規律-電子層數蘭 J 周期序數及原子半徑表示方法 原子（離子）的電子式、原子結構示意圖元素周期律元素周期律和元素周期表編排依據元素周期表隨著原子序數（核電荷數）的遞增：元素的性質呈現周期性變化：1、原子最外層電子數呈周期性變化2、原子半徑呈周期性變化3、元素主要化合價呈周期性變化4、元素的金屬性與非金屬性呈周期性變化、按原子序數遞增的順序從左到右排列；排列原則 、將電子層數相同的元素排成一個橫行；3、把最外層電子數相同的元素（個別除外）排成一個縱行。、短周期（一、二、

14、三周期）周期（7個橫行）Y、長周期（四、五、六周期）周期表結構-、不完全周期（第七周期）I十、主族（IA叩A共7個）:,族（18個縱行）、副族（IB叩B共7個）、別族（8、9、10縱行）、零族（稀有氣體）同周期同主族元素性質的遞變規律1、核電荷數，電子層結構，最外層電子數2、原子半徑性質遞變、主要化合價4、金屬性與非金屬性5、氣態氫化物的穩定性6、最高價氧化物的水化物酸堿性七主七副零和八三長三短一不全-8 -Page of 23相同條件下，電子層越多，半徑越大。 相同條件下，核電荷數越多，半徑越小。 相同條件下，最外層電子數越多，半徑越大1、同周期元素的原子半徑隨核電荷數的增大而減小(稀有氣體

15、除外)如：iNaMgAISiPSCI.2、同主族元素的原子半徑隨核電荷數的增大而增大。如：LiNavKvRbCs具體規律：3、同主族元素的離子半徑隨核電荷數的增大而增大。如：F-CI-Br- NaM+Al3+5、 同一元素不同價態的微粒半徑，價態越高離子半徑越小。如FeFd2+Fe5+1與水反應置換氫的難易2最高價氧化物的水化物堿性強弱(金屬性強弱 MgAl ;非金屬性，隨荷電荷數的增加而增大，如：SiPSCl。規律： 、同主族元素的金屬性，隨荷電荷數的增加而增大，如： “曰曰*只匕只匕 ClBrl。3、金屬活動性順序表：KCaMgAlZnFeSnPb(H)CuHgAgPtAu定義：以12C原

16、子質量的1/12(約1.66X10-27kg)作為標準，其它原子的質量跟它比較所得的值。其國際單位制(SI)單位為一，符號為1(單位1一般不寫).原子質量：指原子的真實質量，也稱絕對質量，是通過精密的實驗測得的。女如:一個Cl2分子的m(Cl2)=2.657X10%。核素的相對原子質量：各核素的質量與12C的質量的1/12的比值。一種元素有幾種同位素，就應有幾種不同的核素的相對原子質量，諸量比較：I女口35Cl為34.969,37Cl為36.966。冷核素的近似相對原子質量：是對核素的相對原子質量取近似整數值，數值上與該核素的質量數相等。如：35Cl為35,37Cl為37o元素的相對原子質量：

17、是按該元素各種天然同位素原子所占的原子百分比算岀的平均值。如：Ar(Cl)=Ar(35Cl)X% + Ar(37Cl)X%；元素的近似相對原子質量：用元素同位素的質量數代替同位素相對原子質量與其 豐度的乘積之和。注意：、核素相對原子質量不是元素的相對原子質量。2、通常可以用元素近似相對原子質量代替元素相對原子質量進行必要的計算。電子層數：判斷的依據 核電荷微粒半徑的比較元素的金屬性或非金屬性強弱的判斷相對原子質量(原子量)-9 -Page of 23定義：核電荷數相同，中子數不同的核素，互稱為同位素。（即：同種元素的不同原子或核素）同位素、結構上，質子數相同而中子數不同；特點： 、性質上，化學

18、性質幾乎完全相同，只是某些物理性質略有不同；3、存在上，在天然存在的某種元素里，不論是游離態還是化合態，同位素的原子（個數不 是質量）百分含量一般是不變的（即豐度一定）。定義：相鄰的兩個或多個原子之間強烈的相互作用。離子化合物（NaCI、NaOH、Na2O2等）；離子晶體。金屬鍵：金屬陽離子與自由電子之間的相互作用。存在于金屬單質、金屬晶體中。4、表示方式：電子式、結構式、結構簡式（后兩者適用于共價鍵）定義：把分子聚集在一起的作用力 分子間作用力（范德瓦爾斯力）：影響因素：大小與相對分子質量有關。作用：對物質的熔點、沸點等有影響。定義：分子之間的一種比較強的相互作用。形成條件：第二周期的吸引電

19、子能力強的N、O、F與H之間（NH3、對物質性質的影響：使物質熔沸點升高。氫鍵的形成及表示方式：F-HF-HF-H 代表氫鍵。離子鍵、定義:1、存在:陰陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵共價鍵分類化學鍵,、定義:、存在:、分類：原子間通過共用電子對所形成的化學鍵。共價化合物，非金屬單質、離子化合物中（如：不同原子間巴非極性鍵相同原子間雙方提供：共價鍵單方提供：配位鍵女口：NH4+、H3O+NaOH、Na2O2)；存在共價化合物非金屬單分子的極性共用電子對的來源（孤對電子）鍵能鍵參數 鍵長鍵角分子的穩定性決定分子的空間構型決定.分子的極性H2O)分子間相互作用氫鍵-10 -Page of 23、

20、說明：氫鍵是一種分子間靜電作用； 它比化學鍵弱得多，但比分子間作用力稍強;是一種較強的分子間作用力-11 -Page of 23定義：從整個分子看，分子里電荷分布是對稱的（正負電荷中心能重合）的分子雙原子分子：只含非極性鍵的雙原子分子如：02、H2、CI2等。只含非極性鍵的多原子分子如：03、P4等多原子分子：（含極性鍵的多原子分子若幾何結構對稱則為非極性分子女口：C02、CS2（直線型）、CH4、CCI4（正四面體型）極性分子： 定義：從整個分子看，分子里電荷分布是不對稱的（正負電荷中心不能重合）的舉例 雙原子分子：含極性鍵的雙原子分子如：HCI、NO、CO等多原子分子：含極性鍵的多原子分子

21、若幾何結構不對稱則為極性分子 如：NH3（三角錐型）、H20（折線型或V型）、H2O21構成微粒：離子2微粒之間的相互作用：離子鍵3舉例：CaF2、KN03、CsCI、NaCI、Na20等NaCI型晶體：每個Na+同時吸引6個CI-離子，每個CI-同 時吸引6個Na+;Na+與CI-以離子鍵結合，個數比為1:1。CsCI型晶體：每個Cs+同時吸引8個CI-離子，每個CI-同時吸 引8個Cs+；Cs+與CI-以離子鍵結合，個數比為1：1。離子晶體：說明：離子晶體中不存在單個分子，化學式表示離子個數比的式子。1、硬度大，難于壓縮，具有較高熔點和沸點；性質特點，、離子晶體固態時一般不導電，但在受熱熔

22、化或溶于水時可以導電；3、溶解性：（參見溶解性表）晶體晶胞中微粒個數的計算：頂點，占1/8;棱上， 占1/4； 面心，占1/2；體心,1、構成微粒：分子2、微粒之間的相互作用：分子間作用力3、空間排列：（C02如右圖）4、舉例：S02、S、C02、CI2等1、硬度小，熔點和沸點低，分子間作用力越大，熔沸點越高;性質特點 、固態及熔化狀態時均不導電；3、溶解性：遵守“相似相溶原理”：即非極性物質一般易溶于非極性分子溶劑，極性非極性分子舉例:分子極性4非晶體固體物質*晶體：1構成晶體粒子種類2粒子之間的相互作用離子晶體分子晶體原子晶體金屬晶體結構特點微粒空間排列特點：結構特點分子晶體：-12 -P

23、age of 23分子易溶于極性分子溶劑。-13 -Page of 231構成微粒：原子2微粒之間的相互作用：共價鍵3舉例：SiC、Si、SiO2、C（金剛石）等I、金剛石：（最小的環為非平面6元環）結構特點 每個C被相鄰4個碳包圍，處于4個C原子的中心4微粒空間排列特點：原子晶體：（H、SiO2相當于金剛石晶體中C換成Si,Si與Si間間插05說明：原子晶體中不存在單個分子，化學式表示原子個數比的式子。、硬度大，難于壓縮，具有較高熔點和沸點；性質特點 、一般不導電；3、溶解性：難溶于一般的溶劑。、構成微粒：金屬陽離子，自由電子; 結構特點 、微粒之間的相互作用：金屬鍵、空間排列：金屬晶體：L

24、、舉例：Cu、Au、Na等、良好的導電性；性質特點、良好的導熱性；、良好的延展性和具有金屬光澤。、層狀結構結構：、層內CC之間為共價鍵；層與層之間為分子間作用力;、空間排列：（如圖）性質：熔沸點高；容易滑動；硬度小；能導電。過渡型晶體（石墨）-14 -Page of 23化學反應速率、化學平衡意義：表示化學反應進行快慢的量。定性：根據反應物消耗，生成物產生的快慢(用氣體、沉淀等可見現象)來粗略比較定量：用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增大來表示。表示方法： c(0H-)酸性PH7水溶液的酸堿性：c(H+)=c(0H-)中性PH=7C(H+)7-抑制電離：加入酸或堿；影響水電離的因素加

25、入活潑金屬，如-促進電離：加入易水解的鹽，如Na、K等；NaAc、NH4CI等;升高溫度-19 -Page of 23表示方法：p H=lg（H+）適用范圍：濃度小于1molL-的稀酸或稀堿溶液。c(OH-)混=日)lVi+ (0H)2也c(H+)混=KW/C(OH-)混TpHVi+ V2+ -|c(H )酸?酸一c(OH )堿?堿1混合前混合后條件兩強等體積pH1+pH215JpH1-0.3pH1pH21速算規律：寸混合（近似）pH1+pH2=14pH= 7pH1+pH2pH2pH之和為14的一強一弱等體積相混結果: 誰強顯誰的性質。r石蕊：（紅）5.0(紫)8.0（藍）酸堿指示劑酚酞：（無

26、）8.2（粉紅）10.0(紅)及其變色范圍甲基橙：（紅）3.1（橙）4.4(黃)甲基紅：（紅）4.4(橙)6.2(黃)測定方法:pH試紙：用干凈的玻璃棒分別蘸取少量的待測溶液點在試紙上，觀察試紙顏色變 化并跟比色卡比較，確定該溶液的PH值。溶液的pH換算關系:pH計：精確測定fH=-lgc(H+)-c(H+)=10-pHpOH=-lgc(OH-)-C(OH-)=10-PHpHpH+pOH=pKwpOH兩強酸混合:+c(H )混=c(H hW + QH )2V2強酸pH值單一:計算：強堿弱酸弱堿HnAc(H+)=nc(HnA)B(0H)nc(0H-)=ncB(0H-)nHnAc(H+)=c(Hn

27、A)a(HnA)B(0H)nc(0H-)= cB(0H-)naB(0H-)n強酸強堿混合:-兩強堿混合:-20 -Page of 23實質：鹽中弱（弱酸根或弱堿陽離子）離子與水電離岀的H+或OH-結合生成難電離的分子或離子，破壞水的電離平衡。條件：、鹽中必有弱離子、鹽必須能溶于水1、誰弱誰水解、誰強顯誰性；都弱均水解、不弱不水解。規律：、弱的程度越大，水解的能力越強。3、鹽的濃度越小，水解程度越大。4、溫度越高，水解程度越大。.、屬可逆反應，其逆反應為酸堿中和（符合化學平衡規律）；特征：、水解程度一般微弱，且吸熱。內因：鹽類本身的性質相同條件下，同濃度的Na2CO3NaHCO3（堿性）影響因素

28、：Na2CO3NaAc（堿性）、溫度的影響：升高溫度，水解程度變大；、外因、濃度的影響：稀釋可促進鹽類的水解，濃度越低水解程度越大；3、pH的影響：NH4+H2O =NH3H2O +H+加酸抑制，加堿促進。-NaAc Ac-+H20 ,- HAc + OH-強堿弱酸鹽：Na2SO3(分步)SO32-+H2O r - HSO3-+OH-彳單水解：HSO3-+H2O* H2SO3+OH-I強酸弱堿鹽：NH4CINH4CI +H2O ”- HCl +NH3H2OAlCl3(應分步但簡為一步)Al3+3H2O . AI(OH)3+3H+.分類 NaAc- 酸性HAcH2CO3酸性NH4CI AI（OH

29、）3解釋在生活中的應用：、明磯凈水、純堿去污、泡沫滅火器、FeCI3溶液配制,鹽類的水解表示:、表示：-21 -Page of 23電荷守恒c(H+)+c(Na+)=2c(CO32)+c(HCO3-)+c(OH-)正負電荷相等相等關系：物料守恒c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)C原子守恒(以Na2CO3)質子守恒c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)H+離子守恒離子濃度比較：，多元弱酸H3PO4C(H+)C(H2PO4-)C(HPO42-)C(PO43-)2多元弱酸形成的正鹽Na2CO3c(Na+)c(CO32-)c(OH-)c(H

30、CO3-)c(H+)大小關系：不同溶液中同一離子濃度濃度O.1mol/L的、NH4CI、CH3COONH4I、NH4HSO4_則c(NH4+)混合溶液中各離子濃度O.1mol/LNH4CI與O.1mol/LNH3混合 貝U:c(NH4+)c(CI-)c(OH-)c(H+)1、用于精確地放出一定體積溶液的容器；2、內徑均勻，帶有刻度的細長玻璃管，下部有控制液體流量的玻璃活塞(或由橡皮管、概述：彳玻璃球組成的閥)；3、規格有25ml、50ml，估讀到0.01ml；、分為酸式滴定管(不能盛堿液，HF以及NazSiOi NazCOs等堿性溶液)堿式滴定管(不能盛放酸性和強氧化性溶液)滴定管： 使用方法

31、：檢漏-潤洗-注液-排氣-調零-放液-讀數-記錄，、滴定管在裝入酸或堿溶液后，要排凈滴定管尖嘴內空氣使尖嘴內充滿液體而無氣泡。方法：酸式滴定管堿式滴定管I注意：、調整刻度時，應使液面在“0”或“0”以下，但不能太往下以免液體不足。3、控制滴液速度，使得液體逐滴流岀。4、讀數時等液面穩定后，視線與凹液面相切的刻度水平，并估讀到0.01ml的精確度。定義：用已制濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法中和實質：H+OH-=H2O關鍵：準確測定參加反應的兩種溶液的體積；準確判斷中和反應是否恰好完全。 儀器：滴定管、錐形瓶、鐵架臺、滴定管夾、燒杯等。作用：通過指示劑顏色的變化來確定終點;選

32、擇：變色要靈敏、明顯(終點盡可能與變色范圍一致)、中和滴定，一般不用石蕊作指示劑，顏色變化不明顯;、說明：、:、酸滴堿，一般選甲基橙終點由黃色 -橙色；、堿滴酸，一般選酚酞終點由無色-紅色；f準備：滴定管(錐形瓶)洗滌-滴定管查漏-滴定管的潤洗-注液-排氣-調零-讀數 記錄操作：.移取待測液，加入指示劑23滴，然后滴定，判斷終點，讀數。滴定：*：左手操管、右手旋瓶、目視瓶中、滴滴入瓶、突變暫停、半分定終、重復兩次、 求均值。計算：取兩次或多次消耗標準溶液體積平均值然后求c待原理： 酸堿中和反應vCB= _v?CAVAVB中和滴定：指示劑:-22 -Page of 231、滴定管的“0”刻度在上

33、端，刻度值由上往下增大;2、讀數時視線與凹液面相切；體積：*、滴定管測量液體，有兩次讀數（初、末）兩數值之差為液體體積；4、中和滴定體積測量，有待測液和標準液兩方面。C測?V原理：。測=測 -誤差分析方法是分別判斷C標、V標和V測的誤差變化而對C測的影響，、裝標準液的滴定管在尖嘴內有氣泡，滴定后氣泡消失;2、裝標準液的滴定管在水洗后沒潤洗，就裝標準液；偏、錐形瓶用待測液潤洗；高、滴定后滴定管尖嘴處掛有液滴；5、滴定后仰視讀數（前正常）；舉例.、滴定前俯視讀數（后正常）；.、用滴定管取待測液時，沒有潤洗就取待測液；.偏、滴定時待測液濺出；低、滴定后俯視讀數；、滴定前仰視說明：由于指示劑的變色范圍

34、引起的誤差，一般可忽略不計。中和滴定誤差分析-23 -Page of 23電化學正極（石墨）2NH4+2e-=2NH3+H2f總反應：Zn+2NH4+=Zn2+2NH3+H2f電解質溶液：糊狀的NH4CI裝置特點:I形成條件:基本概念:化學能轉化為電能。、兩個活潑性不同的電極；、電解質溶液（一般與活潑性強的電極發生氧化還原反應）；、形成閉合回路（或在溶液中接觸）負極：用還原性較強的物質作負極，負極向外電路提供電子；發生氧化反應。q正極：用氧化性較強的物質正極，正極從外電路得到電子，發生還原反應。電極反應方程式：電極反應、總反應。反應原理:失e-,沿導線傳遞，有電流產生2H+2e-=2H2f向氧

35、化反應負Zn-2e-=Zn2+不 斷電解質溶液電極反應：負極（鋅筒）Zn-2e-=zn還原反應化學電源簡介蓄電池鋰電池燃料特點：電量小，放電過程易發生氣漲和溶液、堿性鋅錳干電池電極：負極由鋅改鋅粉（反應面積增大，放電電流增加）電解液：由中性變為堿性（離子導電性好）。正極（Pb02）PbO2+SO42-+4H+2e-=PbSO4+2H2O負極（Pb）Pb+SO42-2e-=PbSO4鉛蓄電池：總反應：PbO2+Pb+2H2SO4丄充二2PbSO4+2H2O電解液：1.25g/cm3i.28g/cm3的H2SO4溶液特點：電壓穩定。I、鎳 鎘（NiCd）可充電電池；Cd+2NiO（OH）+2H2O

36、電Cd（OH）2+2Ni（OH）2H、銀鋅蓄電池放電其它蓄電池、燃料電池與普通電池的區別不是把還原劑、氧化劑物質全部貯藏在電池內，而是工作時不斷從外界輸入，同時 電極反應產物不斷排出電池。、原料：除氫氣和氧氣外，也可以是CH4、煤氣、燃料、空氣、氯氣等氧化劑。負極：2H2+2OH-4e-=4H2O;正極：02+2H2O+4e-=40H-總反應：02+2H2=2H2O特點：轉化率高，持續使用，無污染。廢舊電池的危害：舊電池中含有重金屬（Hg2+）酸堿等物質；回收金屬，防止污染。電池、氫氧燃料電池:干電池:、普通鋅一一錳干電池-24 -Page of 23腐蝕概念：金屬或合金與周圍接觸到的氣體或液

37、體進行化學反應而腐蝕損耗的過程。腐蝕危害：腐蝕的本質：M-ne-Mn+（氧化反應）分類：化學腐蝕（金屬與接觸到的物質直接發生化學反應而引起的腐蝕）金屬的腐蝕與防電化腐蝕而使金屬腐蝕的形式。負極（Fe）:Fe-2e-=Fe2+；正極（C）:O2+2H2O+4e-=4OH-|-Br-CI-OH-SO42-（含氧酸根）F-陰極：陽離子氧化性Ag+Fe3+Cu2+Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+H+AI3+Mg2+Na+F電子流向reI匸氧化反應* 陽極反應原理：4OH-4e-=2H20 +O2 -陰移 離向 子電解質溶液還原反應Cu2+2e-=Cu電解結果：在兩極上有新物質生成。I由解總反應：2CU

38、SO4+2H2O由解2CU+2H2SO4+O2T概述:f、電化腐蝕-25 -Page of 23-26 -Page of 23粗銅板作陽極，與直流電源正極相連； 純銅作陰極，與直流電源負極相連； 用CUS04（加一定量H2SO4）作電解液。陰極：Cu2+2e-=Cu陽極：Cu-2e-=Cu2+、Zn-2e-=zn2+2、原理：Ni-2e-=Ni2+陽極泥：含Ag、Au等貴重金屬；，電解液：溶液中CuSO4濃度基本不變3、電解銅的特點：純度高、導電性好。、概念：利用電解原理在某些金屬的表面鍍上一薄層其它金屬或合金的過程。裝置：（如圖）現象 、陰極上有氣泡；、陽極有刺激性氣體產，能使濕潤的淀粉KI

39、變藍;電解食鹽水、陰極區附近溶液變紅，有堿生成-原理：f通電前：NaCI =Na+Cl-H2O -亠H+OH-原理陰極（Fe）:Na+,H+移向陰極；2H+2e-=H2f（還原反應）L通電后：陽極（C）:Cl-、OH-移向陽極；2CI-2e-=Cl2f（氧化反應）由解總反應：2NaCl +2H2O解2NaOH +CI2f+H2ff粗鹽水(含泥沙、Cu2+、Mg2+、Ba2+、SO42-等) 陽離子交換樹脂：除Cu2+、Mg2+等加BaCl2,Ba2+S042-=BaS04J4、粗鹽水精制：力口Na2CO3:Ca2+CO32-=CaCO3J;Ba2+CO32-=BaCO3J力口NaOH:Mg2+2OH-=Mg(OH)2J；Fe3+3OH-=Fe(OH)3J陽極、陰極、離子交換膜、電解槽、導電銅棒等氯堿工業;陰極：碳鋼網（涂有Ni涂層） 阻止陰離子和空氣通過；2、裝置：1、組成：陽極：金屬鈦網（涂有釘氧化物）陽離子交換膜：只允許陽離子通過,食鹽離子交換膜、生成流程:法制燒堿：I-1淡鹽水V 精制食鹽水I-*濕氯氣- 討氯氣氫氣NaOH溶液|NaOH固體純水（含少量NaOH）+、裝置電解精煉銅電鍍：電解的應用將待鍍金屬與電源負極相連作陰極；方法：鍍層金屬與電源正極相連作陽極；用含鍍層金屬離子的電解質溶液配成電鍍液。原理：陽極Cu-2e-=Cu2+；Cu2+2e-=Cu裝置：、