高中化学基础与解法全集（涵盖所有）|长期更新|从零开始拯救所有学渣！

2023-03-12 14:50 作者:Lythrum_- 0人读过 | 我要投稿

【选必一∣周更】其他科笔记见个人专栏

P88 反应热与焓变（课本P4-7）

1.反应热与测定

在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量,称为化学反应的热效应，简称反应热。

2.中和反应反应热出测定实验

NaOH过量：保证盐酸被完全中和

迅速倒入：防止热量散失

【选必一化反热效应】【一化词典... P88 - 08:08

数据处理：

若有一组数据相差较大，计算时应删去。

稀溶液：密度接近水，误差小

3.中和热

4.易错

5.反应热与焓变

△U= U(反应产物)- U(反应物)

△U=Q+ W

焓变：△H= H(反应产物) - H(反应物)

6.焓变，焓，反应热的关系

7.微观角度讨论反应热实质

△H =断键吸收的总能量-成键放出的总能量

P89 热化学方程式（课本P8-11）

【选必一化反热效应】【一化辞典... P89 - 02:55

1.概念:能表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式。

2.意义:热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化,还说明了物质的量与能量之间的关系。

3.物质所具有的能量与它们的聚集状态有关。

即化学反应放出热量的多少与反应物、产物的状态有关。

4.书写热化学方程式的注意事项

1）需注明反应条件:反应热与测定条件(温度、压强等)有关。

绝大多数反应是在25 °C、101 kPa下进行的，可不特别注明。

2）需注明反应物和生成物的聚集状态。因为物质的聚集状态不同时，它们所具有的内能、

s:固体

g：气体

l：液体

aq：溶液

3）热化学方程式一般不标注↑、↓、点燃、加热等反应条件

4）注意符号单位：

5）注意热化学方程式的化学计量数:

热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量,可以是整数,也可以是分数。且化学计量数必须与△H相对应，如果化学计量数加倍,则△H也要加倍。

6）

等值异号

7）注意可逆反应的△H和实际吸收或放出热量的区别:

不论化学反应是否可逆，热化学方程式中的反应热△H都表示反应进行到底时的能量变化。

【例题】

根据所给信息完成下列热化学方程式:

1.已知1 mol C(石墨, s)与适量H2O(g)反应生成CO(g)和H2(g), 吸收131.3 kJ热量,请写出该反应的热化学方程式:

2.1.7 g NH3(g)发生催化氧化反应生成气态产物，放出22.67 kJ的热量,请写出该反应的热化学方程式:

5.燃烧热

1.燃烧热的概念:在25 °C、101kPa时, 1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。燃烧热的单位是kJ/mol。

2.燃烧热的意义:甲烷的燃烧热为△H= - 890.31 kJ/mol它表示25 °C、101kPa时，1mol CH4完全燃烧生成CO2和液态H2O时放出890.31 kJ的热量.

注意事项：

P90 反应热计算与盖斯定律

（课本P14-18）

盖斯定律内容:一个化学反应，不管是一步完成还是分几步完成的，其反应热是相同的。

(1)化学反应的反应热，只与反应体系的始态、终态有关，与反应进行的途径无关。

(2)反应热总值一定,如图表示始态到终态的反应热。

△H=△H1+△H2=△H3+△H4+△H5

注意：

计算例题：（节选）

D：（×）

能量图：

1.(2021天津高考)合成氨反应常使用铁触媒提高反应速率。如图为有、无铁触媒时，反应的能量变化示意图。写出该反应的热化学方程式_

a>b>0 能量差=a-b（正）

△H=-（a-b）kJ/mol

【选必一化反热效应】【一化辞典... P90 - 31:42

能量差：（b+c）-a （正）

P92 化学反应速率（课本P24-25）

1.概念:化学反应速率是定量描述化学反应进行快慢的物理量。

通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示。

4.注意：

(1) 化学反应速率是一段时间内的平均速率，而不是瞬时速率。

(2) 无论用反应物还是用生成物表示均取正值

(3) 不用纯液体或固体来表示化学反应速率,因为固体和纯液体的浓度可以看作是-一个常数。

化学反应速率与化学计量数的关系：

1.同一反应用不同物质表示化学反应速率时，其数值大小可能不同,但表示的意义相同。

2.对于反应mA(g) + nB(g)== pC(g) + qD(g),当单位相同时,化学反应速率的数值之比等于方程式中各物质的化学计量数之比,

即v(A): v(B): v(C): v(D)=.m:n:p:q 或

化学反应速率基本概念判断

【例题】在2L密闭容器内，某气体反应物在2s内由8mol变为7.2mol,则该反应的平均反应速率为0.2mol/(L*s)

【例题】5.6g铁粉投入到盛有100mL 2molL-I稀硫酸的烧杯中，2min 时铁粉刚好溶解(溶解前后溶液体积变化忽略不计)，各物质反应速率为

Fe是固体，不能表示化学反应速率

反应速率大小比较

三段式计算反应速率

【例题】在2L的密闭容器中，发生以下反应: 2A(g)+B(g) = 2C(g)+ Dg) 若最初加入的A和B都是4 mol,在前10s内A的平均反应速率为0.12 mol/ (L*s),则10s时，容器中B的物质的量是1.2mol/L

【例题】（选择改填空）

4min末，用NO表示的反应速率为0.015mol/（L*min）

4min末, NH3的浓度为0.14mol/L

0~4min内,生成的水的质量为3.24g

0~4min内，O2的物质的量减少了0.15mol

【例题】向2L的恒容密闭容器中通入4molA和5molB,发生反应: 4A(g)+5B(g)=3C(g)+3D(s)，5min后，容器内压强变为原来的80% ( 温度不变),则该反应在0~5min内的平均反应速率可表示为(B

D为固体，不能表示化学反应速率

p与n成正比（由PV=nRT)

P93 影响化学反应速率因素

一、化学反应速率的测定

1.化学反应速率是通过实验测定的。因为化学反应中发生变化的是体系中的化学物质(包括反应物和生成物)，所以在测定化学反应速率时，任何一种与物质浓度(或质量)有关的可观测量都可加以利用。

2.可用于测定化学反应速率的物质的性质:只要该物质的性质容易测定且与化学反应速率成正比或反比，则均可用于测定化学反应速率，如气体体积、体系压强、颜色的深浅、光的吸收、导电能力等性质都可用于测定化学反应速率。

二、探究浓度对反应速率的影响

三、探究温度对化学反应速率的影响

四、探究催化剂对化学反应速率的影响

【总结】影响化学反应速率的因素

I.内因:参加反应物质的结构(化学性质、化学键强弱等)，此为影响速率的主要因素。如:常温下F2和H2反应很快，N2和H2反应很困难。

II.外因:

1.浓度:有气体参加或溶液中发生的反应，增大浓度,化学反应速率加快,减小浓度，化学反应速率减慢。

对于纯固体或纯液体的反应物，改变它们的量不会改变化学反应速率。但固体反应物与溶液或气体接触的表面积越大,反应速率越大。

(固体粉碎、液体喷雾状均是加快反应速率）

2.压强(改变压强是通过改变体积实现的)

①对于只涉及液体和固体的反应,压强的改变对反应速率几乎没有影响

②恒温恒容时充入“无关气体”:容器总压强增大,但各反应物的浓度不变，反应速率不变。

③恒温恒压时充入“无关气体”:引起体积增大，各反应物浓度减小，反应速率减慢。

（恒压：体积可变，由PV=nRT知n↑则V↑）

3.温度:升高温度,无论是吸热反应还是放热反应,速率都增大,降低温度,无论是吸热反应还是放热反应,速率都减小。(温度每升高10°C,化学反应速率通常增大为原来的2~4倍)

4.催化剂:催化剂是能改变化学反应速率,但在反应前后本身的质量和化学性质不变的物质，反应历程中必定既包括有催化剂参与的反应，又包括使催化剂再生产的反应。催化剂通过参与反应改变反应历程、改变反应的活化能来改变反应速率。

五、化学反应历程

1.研究发现，大多数化学反应并不是经过简单碰撞就能完成的，而往往经过多个反应步骤才能实现。

例如，2HI=H2+I2, 实际上是经过下列两步反应完成的:

2HI-→H2+2I·

2I·→I2

每一步反应称为基元反应，这两个先后进行的基元反应反映了2HI=H2+I2的反应历程(又称为反应机理)。

有效碰撞模型与化学反应速率的关系

1）碰撞理论的中心内容是:基元反应发生的先决条件是反应物的分子必须发生碰撞，反应速率的大小与单位时间内反应物分子间的碰撞次数成正比，但并不是每次碰撞都能引起反应,能发生化学反应的碰撞称为有效碰撞。单位时间内有效碰撞的次数越多，则反应速率越大。

2）把能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子。活化分子具有比普通分子(非活化分子)更高的能量。

3）活化能:活化能是活化分子平均能量与普通反应物分子平均能量的差值。

4）分子间的自由碰撞必然会有不同的碰撞取向。有效的分子碰撞，分子除了要有足够的能量，还要有合适的碰撞取向。结论：活化分子按照合适的取向所发生的有效碰撞才能发生化学反应。

六、利用碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响

在一定条件下，活化分子在反应物分子中所占的百分数是固定不变的。活化分子百分数越大,或单位体积内活化分子数越多，单位时间内有效碰撞的次数就越多，化学反应速率就越快。

浓度效应:增大反应物浓度- →单位体积内活化分子的数目增多-→单位时间内有效碰撞次数增多- →化学反应速率增大。
压强效应:对于有气体参加的化学反应，若其他条件不变，增大压强，体积减小，反应物浓度增大，单位体积内活化分子数增多，有效碰撞次数增多,化学反应速率增大;减小压强，化学反应速率减小。压强对无气体参加的反应的化学反应速率无影响。
温度效应:升高温度,反应物分子的能量增加，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子-→活化分子百分数增加-→单位时间内有效碰撞次数增多-→化学反应速率增大。升高温度可以增大化学反应速率
催化剂效应:使用适当的催化剂，可改变反应的历程，改变反应的活化能。如图所示，有催化剂时反应的活化能比无催化剂时反应的活化能降低了很多，这就使更多的反应物分子成为活化分子，增大了单位体积内反应物分子中活化分子的数目，从而增大了化学反应速率

【总结】

P94 基元反应反应历程活化能催化剂

一、基元反应

1.由反应物只经一步就转化成生成物的反应,称为基元反应。

2.由多步完成的称为非基元反应或复杂反应,其中的每一步都是一个基元反应。

3.化学反应所经过的步骤,称为反应历程或反应机理。反应历程是用一系列的基元反应来描述的，基元反应的总和称为总反应，平时所写的化学方程式是总反应的化学方程式,只能表示出最初的反应物和最终的生成物之间的化学计量关系。

（删去的为中间产物）

二、浓度对反应速率的影响

k称为反应速率常数，表示单位浓度下的反应速率反应速率常数与浓度无关，但受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响。通常，反应速率常数越大，反应进行得越快。

一个化学反应的速率与参与反应的物质的浓度的关系式是实验测定的结果，不能随意根据反应的化学方程式直接写出。

三、温度对反应速率的影响

活化能越高，反应越难发生

四、催化剂对反应速率的影响

催化剂是能改变化学反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变的物质。
由于催化剂的质量和化学性质在反应前后不变，反应历程中必定既包括有催化剂参与的反应，又包括使催化剂再生成的反应。可见,催化剂通过参与反应改变反应历程、改变反应的活化能来改变化学反应速率。
需要注意的是，催化剂不能改变化学反应的平衡常数，不能改变平衡转化率。
催化剂具有选择性，某种催化剂对某一反应可能是活性很强的催化剂，但对其他反应就不一定具有催化作用。
催化剂发挥作用需要维持在活性温度范围内。

【例题】(20全国3卷)二氧化碳催化加氢合成乙烯皮应往往伴随副反应，生成C3H6、 C3H8、C4H8.等低碳烃。一定温度和压强条件下，为了提高反应速率和乙烯选择性,应当选择合适的催化剂

P96 化学平衡

1.概念:在相同条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应。

3.可逆反应的特征

(1)双向性:可逆反应分为方向相反的两个反应--正反应和逆反应。

(2)双同性:在同一条件下，正、逆反应同时进行。

(3)共存性:反应物的转化率小于100%，反应物与生成物共存。

化学平衡状态

1.概念:在一定条件下的可逆反应中，当正、逆两个方向的反应速率相等，反应体系中所有参加反应的物质的质量或浓度保持恒定时,这个状态叫化学平衡状态。

2.化学平衡状态的建立:

判断化学平衡状态的方法

可逆反应达到化学平衡状态时有两个主要的特征:

正反应速率和逆反应速率相等
变量不变,即达平衡。

压强：看气体计量数

P97 化学平衡常数

一、化学平衡体系中反应物浓度与生成物浓度的关系

二、化学平衡常数

1.概念:在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时,生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，用符号K表示。

使用化学平衡常数注意事项

1.对于有纯固体或纯液体参与的反应，纯固体或纯液体不列入平衡常数的表达式中

2.化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。

(1)若反应方向改变,则平衡常数改变。
(2)若化学方程式中各物质的化学计量数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应,平衡常数也会改变。系数变为原来的几倍，平衡常数变为原来的几次方。
(3)平衡常数表达式中的c(A)c(B)、c(C)、 c(D)是指平衡时各物质的物质的量浓度,不可使用物质的量数据，且不可使用任意时刻的物质的量浓度数据。

3.有水参加或生成的反应的平衡常数表达式的书写

三、化学平衡常数的意义

1.化学平衡常数是指一定温度下一个反应本身固有的内在性质的定量表现，是表示可逆反应进行程度(限度)的一个特征值。

2. K越大,说明平衡体系中生成物所占的比例越大，正反应进行的程度越大,即该反应进行得越完全，平衡时反应物的转化率越大; K越小，该反应进行得越不完全，平衡时反应物的转化率越小。

3.一般来说，如果一一个反应的平衡常数数值大于10五次方,通常认为该反应可以进行得较完全;相反，如果一个反应的平衡常数数值小于10负五次方，则认为这个反应很难进行。

四、化学平衡常数可以判断平衡移动的方向

五、化学平衡转化率

用平衡常数标示反应限度有时不够直观,因此实际应用中常用平衡转化率(α)来表示一定条件下的反应限度

P98 影响平衡因素

1.化学平衡的移动：

可逆反应达到平衡状态以后，若反应条件(如温度、压强、浓度等)发生了变化，平衡混合物中各组分的浓度也会随之改变,从而在一段时间后达到新的平衡状态。这种由原平衡状态向新平衡状态的变化过程，叫做化学平衡的移动。

化学平衡移动方向的判断

如果改变影响平衡的一一个因素( 如温度、压强，以及参加反应的物质的浓度)，平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。

【总结】

1.浓度

2.压强（大P小移，小P大移）

3.温度

4.催化剂（等量增加v正v逆）

对勒夏特列原理中“减弱”的正确理解

1.在已达平衡的可逆反应中,若增大某物质的浓度,则平衡向减少该物质的浓度的方向移动，移动的结果是该物质的浓度比原平衡中的浓度大

2.在已达平衡的可逆反应中，若增大平衡体系的压强(压缩容器体积) ,则平衡向减小压强的方向(气体总体积减小的方向)移动，移动的结果是新平衡的压强比原平衡的压强大

P99 平衡移动图像

1.平衡移动过程

改变条件使V正≠V逆，则平衡被破坏

正、逆反应速率共同决定平衡移动方向

速率改变后，平衡不一定发生移动

浓度

压强：压强对气体计量数和大者效果明显

温度：温度对吸热反应效果明显

平衡不移动：
气体前后总系数相同，压强不影响平衡

催化剂只改变速率，不影响平衡

P100 等效.平衡

1.在一定条件下(等温等容或等温等压)，对同一可逆反应体系，只是起始加入物质的情况不同(不同投料方式)，但达到化学平衡时，同种物质的百分含量（如体积分数、物质的量分数或质量分数)均相同，这样的平衡.称为等效.平衡。

2.化学平衡状态与条件有关，而与建立平衡的途径无关，从不同的起始状态达到了相同的平衡状态。所谓不同的起始状态是指各物质的起始量不同，而相同的平衡状态是指各物质的百分含量均相同

等效.平衡形成条件

状况一:恒温恒容下，反应前后气体分子数改变的可逆反应

:如果按方程式的化学计量关系转化为方程式同一半边的物质,其反应物(或生成物)物质的量与对应组分的起始加入量完全相同，则建立的化学平衡状态是等效的。

:恒温恒容下，反应前后气体分子数改变的可逆反应（等量等效）

D：

例：

等效含义:各物质的物质的量(分数)、体积分数、浓度、混合气体的密度、平均摩尔质量、容器的体积、体系的压强、气体的反应速率.等所有方面均完全对应相等(类似全等三角形)。

状况二:恒温恒容下，反应前后气体分子数不变的可逆反应

:如果按方程式的化学计量关系转化为方程式同一-半边的物质,其反应物( 或生成物)物质的量与对应组分的起始加入量比例相同，则建立的化学平衡状态是等效的。

等效含义:各物质的物质的量分数、体积分数、混合气体的平均摩尔质量、容器的体积相同;但各物质的物质的量、浓度、混合气体的密度、体系的压强、气体的反应速率等不相同且成比例(类似相似三角形)。

状况三:恒温恒压下的可逆反应

:如果根据化学方程式中计量数比换算到同一半边时，只要反应物(或生成物)中各组成的物质的量比例相同，******。

等效含义:各物质的物质的量分数、体积分数、混合气体的平均摩尔后量、浓度、混合气体的密度、体系的压强、气体的反应速率等均相同,但气体的物质的量和容器的体积不相同且成比例( 类似相似三角形)。

P101 化学反应方向

1.自发过程与自发反应

1.自发过程:在一定条件下，不用借助于外力就可以自动进行的过程称为自发过程
2.自发反应与非自发反应:在给定的条件下，无需外力，-经引发即能自动进行的反应，称为自发反应

（看T、P）

2.常见的自发过程和自发反应:

(1)自然界中水总是从高处往低处流
(2)电流总是从电势高的地方向电势低的地方流动
(3)室温下冰块自动融化
(4)铁器暴露在潮湿的空气中会生锈
(5)Zn与CuSO4溶液反应生成Cu和ZnSO4,是自发过程，其逆反应是非自发过程

自发反应与焓变关系

熵(S)的概念

1.自发过程的体系趋向于由有序转变为无序,体系的混乱度增大。

体系的混乱度常用熵来描述,熵的概念是表示体系的混乱或无序程度的物理量,

其符号为S。熵值越大，体系的混乱度越大。

2.影响熵大小的因素

(1)同一条件下，不同的物质熵值不同。

(2)同一物质的熵与其聚集状态及外界条件有关，如对同- -种物质不同状态时熵值大小

为S(g)>S(l)>S(s)。

(3)物质的量越大，分子数越多,熵值越大。

熵变（△S）

4.熵判据(熵增原理) :自发过程的体系趋向于由有序转变为无序,导致体系的熵增加，这一经验规律叫做熵增原理，也就是判断反应进行方向的熵判据。

用焓变与熵变综合判断反应方向

P104 ******:恒温恒容、恒温恒压、恒容绝热

【例题1】现有a、b、c三个容器，a容器恒温恒容，b容器恒温恒压, c容器恒容绝热。在三个容器中各充入lmol I2(g)和2mol H2发生反应I2(g) + H2(g)== 2HI(g)△H<0,初始时三个容器的体积和温度均相等,则反应达到平衡后,三个容器中I2(g)的转化率的大小关系是 a=b>c

C:温度升高，平衡逆移，转化率下降

以甲为基准：乙温度变小，正移

丙：体积变大，逆移

α甲+α乙=1

P105 电离平衡状态

1.强电解质和弱电解质

强酸：HClO4.HI.HBr.HCl.HNO3.H2SO4

弱电解质常见的误区

1.电解质的强弱由物质的内部结构决定,强、弱电解质的主要区别是溶于水的部分能否完全电离。

2. 电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系:强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。

3.电解质的强弱与化学键没有必然联系。-般强电解质含有离子键或强极性键,但含有强极性键的化合物不一定是强电解质，如HF是弱电解质。

4. 电解质的强弱与溶解度无关。有些难溶的物质如硫酸钡，虽然难溶,但溶于水的部分完全电离,故硫酸钡是强电解质。

2.弱电解质的电离平衡

在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速享与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化，电离过程就达到了电离平衡状态。

电离方程式的书写

影响电离平衡的因素

P106 电离平衡常数

1.在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数,这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数,酸用Ka表示、碱用Kb表示

2.电离平衡常数的表示方法.

一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数:

三元弱酸：

电离平衡常数的意义

电离平衡常数的意义:表示弱电解质的电离能力。相同条件下，Ka越大，弱酸的酸性相对越强; Ka越大,弱碱的碱性相对越强;多元弱酸是分步电离的，每一级电离都有相应的电离平衡常数(用Ka1、Ka2等表示),且Ka>>Ka2>>Ka3,其酸性主要由第一步电离决定
电离平衡常数的影响因素:
内因:同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的本性所决定
外因:对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程,所以电离平衡常数随温度升高而增大

电离度及其应用

定义:弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数(包括已电离的和未电离的)百分率，称为电离度,通常用α表示

影响因素:越稀越电离

1.电离度随着溶液浓度的增大而减小，随着溶液浓度的减小而增大

2.升高温度则电离度增大,降低温度则电离度减小

电离度与电离常数的关系

P107 水的电离和水的离子积常数

1.水的电离

精确的导电性实验表明，纯水大部分以H20的形式存在,但其中也存在着极少量的H30+和OH-。这表明水是-种极弱的电解质,能发生微弱的电离:

外界条件对水的电离平衡的影响

水的离子积表达式的应用

P108 溶液的酸碱性与pH

溶液的pH

溶液的酸碱性判断

溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH- )的相对大小

溶液的pH补充几点

1.酸性(碱性)溶液并不一定是含酸(或碱)

2.判断溶液的酸碱性不能根据c(H+)租c(OH-)绝对大小，而应比较二者相对大小,且不受温度影响

3.溶液的酸碱性也不能根据pH来判断，如: pH=7的溶液不一定为中性溶液

4.当c(H+)或c(OH-)大于1mol/L时，通常用c(H+)或c(OH-）直接表示

当c(H+ )或c(0H- )小于或等于1mol/L时，通常用pH表示

1. pH试纸法

使用方法:取一小块试纸放在干净的玻璃板.上，用干净的玻璃棒蘸取溶液点在试纸的中央，待显色后，与标准的比色卡对比，得出溶液的pH
测定溶液的pH时，不能将试纸用水润湿。(将溶液稀释，导致所测定的pH不准确)
用广泛pH试纸测得的pH是整数,不会有小数

P109 强酸与强碱的中和滴定

1.酸碱中和滴定的概念和原理

概念:依据中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。

原理: H+ + OH- = H20,在中和反应中酸提供的H+与碱提供的0H-物质的量相等

酸碱中和滴定的仪器与操作

●主要试剂:标准溶液（浓度已知）、待测溶液（浓度未知）、指示剂、蒸馏水

●主要实验仪器:酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶等

认识滴定管

●构造:滴定管的管身是内径均匀、带有刻度的细长玻璃管,酸式滴定管的下端是玻璃活塞,碱式滴定管的下端是由橡皮管和

●滴定管的使用要求:

酸式滴定管不能盛放碱液、水解呈碱性的溶液和氢氟酸，可以装酸液、氧化性溶液和中性溶液，因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶管;

碱式滴定管不能盛放酸液和强氧化性溶液，可以装碱液和中性溶液，因为碱性物质易腐蚀玻璃,致使活塞无法打开

规格:滴定管的最小分度是0.1 mL,实验室中常用滴定管的规格有25 mL和50 mL两种
精密度:取到小数点后两位，读数时应估读至0.01 mL;如: 24.00 mL、23.38 mL
滴定管的读数方法: 0刻度在上，从上往下读
用途:滴定管主要是用来精确地量取一定体积的液体

滴定管的使用方法

检查仪器:使用滴定管前，首先要检查活塞是否漏水
润洗仪器:在加入酸、碱之前，洁净的酸式滴定管和碱式滴定管要分别用所要盛装的酸或碱润洗2 ~ 3次
加入反应液:分别将酸、碱加到酸式滴定管和碱式滴定管中，使液面位于滴定管“0”刻度以上2~3 mL处,并将滴定管垂直固定在滴定管夹上。
调节起始读数:在滴定管下放一烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分充满溶液，并使液面处于0或0以下刻度，准确记录读数。
放出反应液:根据实验需要从滴定管中逐滴放出一-定量的反应液。

实验操作--以用HCI标准液滴定NaOH溶液为例

1.查漏:使用前先检查滴定管活塞是否漏水

2.洗涤

(1)锥形瓶:只能用蒸馏水洗涤，不能用待测溶液润洗
(2)滴定管洗涤:应先用自来水，再用蒸馏水，然后再用标准溶液(或待测溶液)润洗2~3次，以避免溶液被滴定管内壁上附着的蒸馏水稀释而导致浓度变小
(3)洗涤的原则:少量多次
(4)洗涤的标准:管内壁不挂水珠

3.取液

(1)向润洗过的碱式滴定管中加入待测浓度的NaOH溶液,赶出气泡、调节液面至“0”刻度后，用碱式滴定管向锥形瓶中滴入25.00 mL待测溶液，再向其中滴2滴酚酞溶液
(2)向润洗过的酸式滴定管中加入标准盐酸,赶出气泡、调节液面至“0”刻度后准确记录读数为V1 mL

（滴定终点：指示剂变色，半分钟内不恢复）

4.滴定:在锥形瓶下垫一张白纸，左手控制滴定管的活塞，向锥形瓶电先快后慢地加入标准盐酸(后面逐滴加入, (接近终点时)改成滴加半滴酸，利用锥形瓶内壁承接尖嘴处悬挂的半滴溶液)，右手摇动锥形瓶，眼睛观察锥形瓶内溶液的颜色变化

5.滴定终点判断:

当加入最后半滴标准盐酸,溶液由粉红色变为无色，且半分钟内不变色,停止滴定。平视滴定管中凹液面最低点，读取溶液体积为V2 mL

指示剂的选择

中和滴定曲线:以滴加酸(或碱)的量为横坐标，以溶液的pH为纵坐标绘出一条溶液的pH随酸(或碱)的滴加量而变化的曲线。
指示剂选择的依据:在酸、碱中和滴定过程中，溶液的pH在接近滴定终点时有一个突变过程,在此范围内，滴加很少的酸(或碱)，溶液的pH就有很大的变化，能使指示剂的颜色发生明显变化，有利于确定滴定终点，所以即使酚酞、甲基橙的变色不在恰好中和的pH= 7的点上,但体积差距很小，可以忽略不计