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
pH=-lgc(H+) pH +
c(H)
c(H+)=10-pH
溶液的pH 换算关系：C(H +)·c(OH-)=Kw pH+pOH=pKw
pOH=-lgc(OH-)
- c(OH) pOH --pOH c(OH)=10
两强酸混合：c(H)混-+
+c(H+)1V1+c(H+)2V2=→pH
V1+V2c(OH)1V1+c(OH)2V2V1+V2-
混合： 两强碱混合： c(OH)混=
+
→
c(H)混=Kw/c(OH)混 →pH
强酸强碱混合：|c(H+)酸?V酸—c(OH-)碱?V碱|V酸+V碱+
强酸 HnA c(H)=n·c(HnA)
--强碱 B（OH）n c(OH)=n·c{B(OH)n}
+pH值 单一：
弱酸 HnA c(H)=c(HnA)·α（HnA）
---计算： 弱碱 B（OH）n c(OH)= c{B(OH)n}·α{B(OH)n}
混合前 混合后 条件
pH1>pH2 两强等体积 pH1+pH2?15 pH1-0.3
混合（近似） pH1+pH2=14 pH= 7
速算规律： 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。
16
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。
①、属可逆反应，其逆反应为酸碱中和（符合化学平衡规律）； 特征：
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) Na2CO3 >NaAc (碱性)
影响因素： 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 + OH2---强碱弱酸盐：Na2SO3 (分步) SO3+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
3++
AlCl3 (应分步但简为一步) Al+3H2O Al(OH)3+3H 分类 ①、常见易双水解的离子组合：
3+2--2---Al与CO3、HCO3、S、HS、AlO2 3+2---2--Fe与CO3、HCO3、AlO2、(S、HS主要发生氧化还原) +-2-双水解： NH4与AlO2、SO3
能进行到底不用可逆号，用等号，沉淀、气体一般要标出： 3+2-表示： 如：2Al+2CO3+3H2O =2Al(OH)3↓+3CO2↑
3+-②、表示：Al+3AlO2+6H2O= 4Al(OH)3↓
一般不用“=”，用“ ”的如：
+-NH4+Ac+H2O NH3·H2O +HAc +2--NH4+CO3+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 Al(OH)3
17 +
-
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 正负电荷相等
++2---c(H)+c(Na)=2c(CO3)+c(HCO3)+c(OH)
+2--相等关系： 物料守恒 c(Na)=2c(CO3)+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
+-2-3-离子浓度比较： ①多元弱酸 H3PO4 c(H)>c(H2PO4)>c(HPO4)>c(PO4)
②多元弱酸形成的正盐 Na2CO3
+2---+
c(Na)>c(CO3)>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、玻璃球组成的阀）
概述：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：cB=νBcAVA?νAVB 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 18 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：C测=C?V测标V 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。
测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。 理 -失e,沿导线传递，有电流产生
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↑
不溶阳移 断解离子向 电解质溶液 电极反应： 负极（锌筒）Zn-2e-=Zn2+
正极（石墨）2NH4++2e-=2NH3+H2↑
19 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+SO42-+4H++2e-=PbSO4+2H2O 负极（Pb） Pb+SO42--2e-=PbSO放电 4
铅蓄电池：总反应：PbO2+Pb+2H2SO4 2PbSO4+2H2O 充电 33
电解液：1.25g/cm~1.28g/cm的H2SO4 溶液
蓄电池 特点：电压稳定。 化Ⅰ、镍——镉（Ni——Cd）可充电电池； 学放电
电其它蓄电池 Cd+2NiO(OH)+2H2O Cd(OH)2+2Ni(OH)2 充电` 源简Ⅱ、银锌蓄电池 介锂电池
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。
金负极（Fe）：Fe-2e-=Fe2+；正极（C）：O2+2H2O+4e-=4OH- 属的电化 吸氧腐蚀： 总反应：2Fe+O2+2H2O=Fe(OH)2 腐4Fe(OH)2 +O2 +2H2O =4Fe(OH)3 蚀腐蚀 后继反应：△与钢铁的腐蚀： 2Fe(OH)3 Fe2O3 +3H2O 防护负极（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。
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