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1、1一、焓变一、焓变 反应热反应热 1反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热 量2焓变(H)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号： H（2）.单位：kJ/mol 3.产生原因：化学键断裂吸热 化学键形成放热 放出热量的化学反应。(放热吸热) H 为“-”或H 放热）H 为“+”或H 0常见的放热反应： 所有的燃烧反应 酸碱中和反应 大多数的化合反应 金属与酸的反应 生石灰和水反应 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解 等常见的吸热反应： 晶体 Ba(OH)28H2O 与 NH4Cl 大多数的分解反应 以 H2、CO、C 为还原剂的氧化还原反应 铵盐溶解等注
2、： 需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应 通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。如 C（石墨，s） C（金刚石，s） H3= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金 刚石的能量高，石墨比金属石稳定。二、热化学方程式二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点:热化学方程式必须标出能量变化。热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s 分别表示固态，液 态，气态，水溶液中溶质用 aq 表示） 热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数各物质系数加倍，H 加倍；反应逆向进行，H
3、 改变符号，数值不变 三、燃烧热三、燃烧热 1概念：25 ，101 kPa 时，1 mol 纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热 量。燃烧热的单位用 kJ/mol 表示。 注意以下几点： 研究条件：101 kPa 反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 燃烧物的物质的量：1 mol 研究内容：放出的热量。（H2（3）测 NaAc 溶液的 pH 值： 常温下，PH7（4）测 pH= a 的 HAc 稀释 100 倍后所得溶液 pHH3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO （三）水的电离和溶液的酸碱性（三）水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：KW = cH+cO
4、H- 25时, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 1*10-14 注意：KW只与温度有关，温度一定，则 KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐） 2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱 3、影响水电离平衡的外界因素：酸、碱 ：抑制水的电离 KW1*10-14温度：促进水的电离（水的电离是 吸 热的）易水解的盐：促进水的电离 KW 1*10-14 （四）溶液的酸碱性和（四）溶液的酸碱性和 pHpH （1）pH=-lgcH+ （2）pH 的测定方法： 酸碱指示剂 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。 变色范围：甲基橙 3.14.4（橙色）
5、石蕊 5.08.0（紫色） 酚酞 8.210.0（浅红色） pH 试纸 操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可 。注意：注意：事先不能用水湿润事先不能用水湿润 PHPH 试纸；试纸；广泛广泛 pHpH 试纸只能读取整数值或范围试纸只能读取整数值或范围 （五）混合液的（五）混合液的 pHpH 值计算方法公式值计算方法公式 1、强酸与强酸的混合： （先求H+混：将两种酸中的 H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它） H+混 =（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2） 2、强碱与强碱的混合： （先求OH-混：将两种酸中的 OH-离子物质的量相加除以总体积，再求其它） OH-混
6、 （OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算H+混) 3、强酸与强碱的混合： （先据 H+ + OH- =H2O 计算余下的 H+或 OH-，H+有余，则用余下的 H+数除以溶液总体积 求H+混；OH-有余，则用余下的 OH-数除以溶液总体积求OH-混，再求其它） 4、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律1.若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性 pH=7pH1+pH215 则溶液显碱性 pH=pH2-0.3pH1+pH213 则溶液显酸性 pH=pH1+0.3102.若混合后显中性pH1+pH2=14 V 酸：V 碱=1：1pH1+pH214 V 酸：
7、V 碱=1：1014-（pH1+pH2） （六）稀释过程溶液（六）稀释过程溶液 pHpH 值的变化规律：值的变化规律： 1、强酸溶液：稀释 10n倍时，pH 稀稀 = pH 原原+ n （但始终不能大于或等于 7） 2、弱酸溶液：稀释 10n倍时，pH 稀稀 pH 原原+n （但始终不能大于或等于 7） 3、强碱溶液：稀释 10n倍时，pH 稀 = pH 原n （但始终不能小于或等于 7） 4、弱碱溶液：稀释 10n倍时，pH 稀 pH 原n （但始终不能小于或等于 7） 5、不论任何溶液，稀释时 pH 均是向 7 靠近（即向中性靠近） ；任何溶液无限稀释后 pH 均 接近 7 6、稀释时，弱
8、酸、弱碱和水解的盐溶液的 pH 变化得慢，强酸、强碱变化得快。 （七）酸碱中和滴定：（七）酸碱中和滴定： 1、中和滴定的原理 实质：H+OH=H2O 即酸能提供的 H+和碱能提供的 OH-物质的量相等。 2、中和滴定的操作过程： （1）仪滴定管的刻度，O 刻度在 上 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 大于 它 的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得 一次滴定使用两滴定管酸（或碱） ，也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以读到小数点 后 一位 。 （2）药品：标准液；待测液；指示剂。 （3）准备过程： 准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。 （洗涤：
9、用洗液洗检漏：滴定管是否 漏水用水洗用标准液洗（或待测液洗）装溶液排气泡调液面记数据 V(始) （4）试验过程 3、酸碱中和滴定的误差分析 误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析 式中：n酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c酸或碱的物质的量浓度； V酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：c碱= 碱碱酸酸酸 VnVcn上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因 为在滴定过程中 c 酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体 现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后 注入锥形瓶中的，当
10、在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用 量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述， 当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于 理论值时，c 碱偏高，反之偏低。 同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。 （八）盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）（八）盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解） 1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的 H+或 OH-结合生成弱电解质的 反应。 2、水解的实质： 水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的 H+或 OH-结合,破坏水的电11离，是平衡向右移动，促进水
11、的电离 。 3、盐类水解规律：有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 NaHCO3) 4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热 5、影响盐类水解的外界因素： 温度：温度越 高 水解程度越大 （水解吸热，越热越水解） 浓度：浓度越小，水解程度越 大 （越稀越水解） 酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解；OH -促进 阳离子水解而抑制阴离子水解） 6、酸式盐溶液的酸碱性： 只电离不水解：如 HSO4- 显 酸 性
12、电离程度水解程度，显 酸 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度电离程度，显 碱 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-） 7、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有 的甚至水解完全。使得平衡向右移。（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与 AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32- (HSO3-)；S2-与 NH4+；CO32-(HCO3-)与 NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离 子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(
13、OH)3+ 3H2S8、盐类水解的应用：水解的应用实例原理1、净水明矾净水Al3+3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+ 2、去油污用热碱水冼油污物品CO32-+H2O HCO3-+OH- 配制 FeCl3溶液时常加入少量盐酸Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+ 3、药品的保存 配制 Na2CO3溶液时常加入少量 NaOHCO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制备无水盐由 MgCl26H2O 制无水MgCl2 在 HCl 气流中加热若不然，则：MgCl26H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2 MgO+H2O5、泡沫灭火器用 Al2(SO4)3与 NaHCO3溶液
14、混合Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO2 6、比较盐溶液中离子浓度的大小比较 NH4Cl 溶液中离子浓度的大小NH4+H2O NH3H2O+H+ c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH)- 129、水解平衡常数 （Kh） 对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw 为该温度下水的离子积，Ka 为该条件下该弱酸根形成的弱 酸的电离平衡常数) 对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb（Kw 为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱 碱的电离平衡常数） （九）电离、水解方程式的书写原则（九）电离、水解方程式的书写原则 1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写注
15、意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。 2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 （十）溶液中微粒浓度的大小比较（十）溶液中微粒浓度的大小比较 1.多元弱酸、多元弱酸盐溶液 如 H2S 溶液： c(H+)c(HS)c(S2 一)c(OH一)。如 Na2CO3溶液：c(Na+)c(CO32)c(OH) c(HCO3)(H+)。 2混合溶液：混合溶液中离子浓度的比较，要注意能发生反应的先反应再比较，同时要注 意混合后溶液体积的变化，一般情况下，混合溶液的体积等于各溶液体积之和。在此，常 用到以下两组混合液：NH4C1 NH3.H2O(1：1)；CH3COOHCH3COONa(1：1)。一般均按 电离程度大于水解程度考虑。即NH4C1 NH3.H2O(1：1)中，c(NH4+)c(Cl一) c(OH一) c(H
