专题03 基础实验清单（期中复习清单）高二化学上学期人教版

专题03 基础实验清单 第一章 化学反应的热效应 实验探究 中和反应反应热的测定（人教版化学选择性必修1p5） 实验装置 实验原理 强酸与强碱中和反应的实质是 H++OH－==H2O，反应放出的热量会引起溶液温度的变化。在一绝热的容器里加入一定量的盐酸和氢氧化钠溶液，通过测定反应前后溶液的温度，再利用比热容公式——Q=cm△t，即可计算出该反应的反应热，最后再换算成生成 1mol 水所放出的热量， 即得该 反应条件下的中和热。 实验用品 0. 50mol/L 盐酸、0. 55mol/L NaOH 溶液；大烧杯(500mL)、小烧杯(100mL)、温度计、量筒(50mL) 两个、泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板(中心有两个小孔)、环形玻璃搅拌棒。 实验步骤 ①在大烧杯底部垫泡沫塑料(或纸条)，使放入的小烧杯杯口与大烧杯杯口相平。然后再在大、小烧杯之间填满泡沫塑料(或纸条)，大烧杯上用泡沫塑料板(或硬纸板)作盖板，在板中间开两个小孔， 正好使温度计和环形玻璃搅拌棒通过，以达到保温、隔热、减少实验过程中热量损失的目的。 ②用一个量筒量取 50mL 0. 50mol/L 盐酸，倒入小烧杯中，并用温度计测量盐酸的温度，记入下表。然后把温度计上的酸用水冲洗干净。 ③用另一个量筒量取 50mL 0. 55mol/LNaOH 溶液，并用温度计测量 NaOH 溶液的温度，记入下表。 ④把套有盖板的温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯的盐酸中，并把量筒中的 NaOH 溶液一次性倒入小烧杯(注意不要洒到外面)，盖好盖板。用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度，记为终止温度，记入下表。 ⑤重复实验步骤②〜④三次。 ⑥计算反应热。 温度 实验次数 起始温度 t1/℃ 终止温度 t2/℃ 温度差 (t2-t1)/℃ HCl NaOH 平均值 1 2 3 实验结论 通常条件下，强酸与强碱溶液反应的中和热约为 57. 3kJ/mol。 巳知生成 1mol 水时的反应热为： △H=－0. 418(t2-t1)/0. 025kJ/mol。取接近的温度差值的平均值代入进行计算。 实验说明 ①本实验成败的关键在于容器的绝热效果及温度测量的准确。因此，若用上述仪器进行组装，则要严格按照操作进行，也可以用保温杯等其他绝热较好的容器代替进行。 ②酸碱溶液的混合要迅速，以减少热量的损失。 ③为了保证盐酸完全被碱中和，使碱稍过量。 第二章 化学反应速率与化学平衡 实验探究Ⅰ（1） 硫代硫酸钠与不同浓度硫酸反应速率的比较（人教版化学选择性必修1p24） 实验装置 实验原理 在实验中，控制温度和Na2S2O3浓度不变，探究H2SO4浓度不同时对反应速率的影响。 本实验涉及的化学方程式为：Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+SO2↑+S↓+H2O 实验用品 0.1mol/LNa2S2O3 溶液、0. 1mol/LH2SO4 溶液、0. 5mol/LH2SO4 溶液；试管、胶头滴管、10mL 量筒、100mL 烧杯、秒表、 温度计。 实验步骤 取两支试管各加入 5mL 0.1mol/LNa2S2O3 溶液；另取两支试管分别加入 5mL 0.1mol/LH2SO4 溶液和 5mL 0.5mol/LH2SO4 溶液；分别将同一烧杯中的两溶液混合并振荡，记录每组中从混合到出现浑浊的时间。 实验现象 硫酸浓度大的一组首先出现浑浊。 实验结论 在其他条件相同时，增大反应物浓度反应速率加快，降低反应物浓度反应速率减小。 实验说明 在实验过程中计时由刚混合两溶液开始按秒表，当溶液出现浑浊时停止计时。为了对比更明显、 观察得更清楚，可在试管后面衬一张白纸来观察现象。 实验探究Ⅰ（2） 不同温度下硫代硫酸钠与硫酸反应速率的比较（人教版化学选择性必修1p24） 实验装置 实验原理 在实验中，控制 Na2S2O3 与H2SO4 溶液浓度不变，探究温度不同时对反应速率的影响。 本实验涉及的化学方程式为：Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+SO2↑+S↓+H2O 实验用品 0.1mol/LNa2S2O3 溶液、0. 1mol/LH2SO4 溶液；试管、胶头滴管、10mL 量筒、100mL 烧杯、秒表、 温度计。 实验步骤 取两支试管各加入 5mL 0.1mol/LNa2S2O3 溶液；另取两支试管各加入 5mL 0.1mol/LH2SO4 溶液；将四支试管分成两组（各有一支盛有 Na2S2O3 和H2SO4 的试管），一组放入盛冷水的烧杯中，另一组放入盛有热水的烧杯中。经过一段时间后，分别将同一烧杯中的两溶液混合并振荡，记录每组中 从混合到出现浑浊的时间。 实验现象 加热的一组首先出现浑浊。 实验结论 在其他条件相同时，升高温度反应速率增大，降低温度反应速度减小。 实验说明 在实验过程中计时由刚混合两溶液开始按秒表，当溶液出现浑浊时停止计时。为了对比更明显、 观察得更清楚，可在试管后面衬一张白纸来观察现象。 实验探究Ⅰ（3） 催化剂对反应速率的影响（人教版化学选择性必修1p24） 实验装置 实验原理 催化剂 2H2O2======2H2O+O2↑ 实验用品 5%的 双氧 水、0.1mol/LFeCl3 、0.1mol/L CuSO4；试管、胶头滴管、10mL 量筒。 实验步骤 在两支试管中分别加入2mL 5%的 H2O2 溶液，再向 H2O2 溶液中分别滴入 0.1mol/L FeCl3 和 CuSO4 (使用 CuCl2更好)溶液各 1mL，摇匀，比较 H2O2 的分解速率。 实验现象 试管中均有气泡产生，且速率均较快。 实验结论 FeCl3 和CuSO4 对H2O2 的分解都有催化作用，可加快反应速率，但催化效果不同。 实验说明 正催化剂能显著加快化学反应速率，且不同催化剂对同一化学反应的催化作用是不同的。 若使用CuCl2，可说明 Fe3+和 Cu2+ 对 H2O2 的分解都有催化作用。 实验探究Ⅱ 锌粒和不同浓度稀硫酸反应速率比较（人教版化学选择性必修1p24） 实验装置 实验原理 通过观察收集10mL H2 所用的时间或1分钟收集到的 H2 的体积来比较反应速率的快慢。 实验用品 锌粒(颗粒大小基本相同)，1mol/L 稀硫酸、4mol/L 稀硫酸；锥形瓶、分液漏斗、双孔塞、注射器、 铁架台、导管、橡胶管、秒表。 实验步骤 ①按上图安装两套装置。检查装置的气密性(关闭分液漏斗的活塞，将注射器往外拉一段距离，松开手后观察是否会迅速回到原位)。 ②在锥形瓶内各盛有 2g 锌粒(颗粒大小基本相同)，然后通过分液漏斗分别加入 40mL 1mol/L 和40mL 4mol/L 的硫酸。比较两者收集 10mL 氢气所用的时间。 实验现象 收集 10mL H2，4mol/L 硫酸所用时间比 1mol/L 硫酸所用时间短。 实验结论 在温度及金属质量大小相同的条件下，酸的浓度越大，速度越快。 实验说明 本实验需要注意的几个关键操作有：①实验装置的气密性要好。②尽可能做好“不变量的控制”——锌粒的表面积、温度、氢气的体积或时间等。③可用恒压漏斗代替分液漏斗滴加稀硫酸，减少滴加硫酸对气体体积测量的影响。 实验2-1 Fe3+、SCN-浓度对 Fe(SCN)3 溶液中平衡移动的影响（人教版化学选择性必修1p34-35） 实验装置 实验原理 Fe3++3SCN-Fe(SCN)3 (红色) 实验用品 0.005mol/L FeCl3 溶液、饱和 FeCl3 溶液、0.01mol/LKSCN 溶液、1mol/LKSCN 溶液；试管、胶头滴管。 实验步骤 ①向盛有5mL0.005mol/L FeCl3溶液的试管中加入5mL0.01mol/LKSCN 溶液，将溶液均分三份置于三个试管（a、b、c）中。 ②向第二支试管b中加入少量铁粉，充分振荡。向第三支试管c中滴加4滴1mol/LKSCN溶液，充分振荡。分别与第一支试管a中的溶液进行颜色比较，观察溶液颜色变化。 实验现象 ①溶液呈红色。②第二试管b中溶液红色变浅、第三支试管c中溶液红色加深。 实验结论 增大反应物浓度，正反应速率明显加快，平衡正向移动。减小反应物浓度，正反应速率明显减慢，平衡逆向移动。 实验说明 ①本实验的关键是第一次获得的溶液浓度要小、红色要浅。 ②本实验所加少量铁粉与Fe3+反应生成Fe2+，减小了Fe3+浓度，使Fe3+浓度明显低于原来的 0.005mol/L ，另一方面体积改变可以忽略不计，很好地控制了单一变量。 ③作为离子反应，只有改变实际参加反应的离子浓度，对平衡才有影响，如增加 KC1 固体量，平衡不移动，因为 KC1 不参与离子反应。 实验2-2 压强对二氧化氮、四氧化二氮平衡体系的影响（人教版化学选择性必修1p36） 实验装置 实验原理 实验用品 NO2 气体；50mL或100mL注射器。 实验步骤 用一支注射器（50mL或更大些的）吸入约30mL二氧化氮和四氧化氮的混合气体，并将针头插入胶塞封闭。然后推针管将二氧化氮急速压缩，观察针管内气体的颜色变化。再拉针管使二氧化氮气体急速膨胀，观察管内气体的颜色变化。 实验现象 当推针管急速压缩气体时，可以看到针管内气体颜色先变深后慢慢变浅。当拉针管急速膨胀气体时，针管内气体颜色先变浅后慢慢变深。 实验结论 管内气体存在平衡，推针管气体颜色先深后浅，是因为管内气体体积减小，浓度增大而变深，后变浅是因压强增大使平衡向生成物方向移动。四氧化二氮为无色气体，所以混合气体颜色变浅。拉针管时气体颜色先浅后深，是因为拉针管，管内气体体积膨胀，压强减小，浓度降低，后变深是因为压强减小，使上述平衡左移，生成较多红棕色气体。综合上述实验可知，在其他条件不变的情况下，增大压强，会使化学平衡向着气体体积缩小的方向移动；减小压强，会使平衡向着气体体积增大的方向移动。 实验2-3 温度对二氧化氮、四氧化二氮平衡体系的影响（人教版化学选择性必修1p37） 实验装置 实验原理 实验用品 冰水、热水、NO2 气体；圆底烧瓶、玻璃导管、单孔橡皮塞、烧杯、止水夹、橡胶管。 实验步骤 ①将两个圆底烧瓶里面分别充满NO2 气体，塞上塞子现察颜色。 ②选取两个烧杯，一边加入冰水，一边加入热水，将上述充满 NO2 气体的圆底烧瓶用玻璃导管和橡胶管连起来，夹住止水夹，观察颜色变化。 实验现象 热水中混合气体颜色加深；冰水中混合气体颜色变浅。 实验结论 混合气体受热颜色加深，说明 NO2 浓度增大，即平衡向逆反应（吸热反应）方向移动；混合气体被冷却时颜色变浅，说明 NO2 浓度减小，即平衡向正反应（放热反应）方向移动。 实验说明 ①热水温度稍高一点为宜，否则颜色变化不明显。②可留一个室温下的参照物便于颜色对比。 第三章 水溶液中离子反应与平衡 实验3-1 等浓度的盐酸、醋酸溶液酸性的比较（人教版化学选择性必修1p56） 实验装置 实验原理 Mg+2H+=Mg2++H2↑，Mg+2CH3COOH=Mg2++2CH3COO- +H2↑ 实验用品 1.0mol/L 盐酸溶液、1.0mol/L 醋酸溶液、镁条；pH 试纸、小灯泡、导线、电极、烧杯、试管、胶头滴管。 实验步骤 ①测定1.0mol/L 盐酸溶液、1.0mol/L 醋酸溶液的 pH2。 ②按上述接好电路，测定等体积1.0mol/L 盐酸溶液、1.0mol/L 醋酸溶液导电能力。 ③分别取等体积的 1.0mol/L 盐酸溶液和 1.0mol/L 醋酸溶液与等量的镁条反应，观察实验现象，。 实验现象 ①1.0mol/L 盐酸溶液的 pH 为 0，1.0mol/L 醋酸溶液的 pH 约为 3。 ②盐酸溶液的灯泡更亮。 ③盐酸溶液中剧烈反应，产生大量气泡，醋酸溶液中缓慢反应，产生少量气泡。 实验结论 ①反应的剧烈程度和 pH 都有差别，说明两溶液中的H+浓度是不同的。 ②盐酸溶液导电能力更强，说明盐酸溶液离子浓度比醋酸溶液浓度大，即 HCl 的电离程度大于 CH3COOH 的电离程度。 ③盐酸溶液中的现象更为剧烈，说明盐酸中H+浓度比醋酸中H+浓度大，即 HCl 的电离程度大于 CH3COOH 的电离程度。 实验3-2 醋酸与饱和硼酸溶液酸性比较（人教版化学选择性必修1p59） 实验装置 实验原理 Na2CO3+2CH3COOH=2CH3COONa+H2O+CO2↑ 实验用品 0.1mol/L 醋酸、1mol/L 碳酸钠溶液；铁架台、试管、胶头滴管。 实验步骤 向洁净的试管中分别加入 0.1mol/L 醋酸，然后向试管中加入 1mol/L的碳酸钠溶液，观察实验现象。 实验现象 醋酸溶液中产生气泡。 实验结论 ①醋酸能与碳酸钠溶液反应，放出 CO2 气体。 ②酸性强弱：CH3COOH>H2CO3。 实验说明 为使实验现象更加明显，易于观察，滴加顺序必须为向酸溶液中滴加碳酸钠。 实验名称 实验测定酸碱中和滴定曲线（人教版化学选择性必修1p65-66） 实验装置 实验原理 酸碱滴定曲线是以酸碱中和滴定过程中滴加酸（或碱）的量为横坐标，以溶液 pH 为纵坐标绘出的一条溶液 pH 随酸（或碱）的滴加量而变化的曲线。它描述了酸碱中和滴定过程中溶液 pH 的变化情况，其中酸碱滴定终点附近的 pH 突变情况（如下滴定曲线图），对于酸碱滴定中如何选择合适 的酸碱指示剂具有重要意义。 实验用品 蒸馏水、0.1000mol/L 盐酸溶液、0.1000mol/L NaOH 溶液、酚酞指示剂、甲基橙指示剂；pH 计、 锥形瓶、烧杯、酸式和碱式滴定管、滴定管夹、铁架台。 实验步骤 ①滴定前的准备工作。滴定管：查漏→水洗→润洗→装液→赶气泡→调液面→记录初始读数； 锥形瓶：水洗→装液→滴加指示剂。 ②滴定。左手控制滴定管，右手不停摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。酸碱中和滴定开始时和达到滴定终点之后，测试和记录 pH 的间隔可稍大些，如每加入 5～10mL 酸（或碱）， 测试和记录一次；滴定终点附近，测试和记录 pH 的间隔要小，每滴加一滴测一次。 ③数据处理。 滴定曲线 实验说明 1．中和滴定的关键 （1）准确测定参加反应的两种溶液的体积。 （2）准确判断中和滴定的终点。 2．指示剂的选择 在酸碱中和滴定时，常选甲基橙和酚酞作指示剂，不能用石蕊试液(因变色范围太大)。 3．操作注意事项 （1）滴速：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇。 （2）终点：最后一滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且半分钟内不变色，读出V(标)记录。 （3）在滴定过程中，左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。 实验探究 探究盐溶液酸碱性（人教版化学选择性必修1p70） 实验装置 实验原理 在溶液中盐电离出来的离子(弱碱的阳离子或弱酸的阴离子)结合水电离出的OH－或H＋生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显示酸性、碱性或中性 实验用品 0.1mol·L-1NaCl、0.1 mol·L－1Na2CO3、0.1 mol·L－1NH4Cl、0.1 mol·L－1KNO3、0.1 mol·L－1CH3COONa、0.1 mol·L－1(NH4)2SO4、蒸馏水；pH 试纸、试管、玻璃棒、表面皿 实验步骤 取6支试管，分别加入上述六种溶液，并用pH试纸测定溶液的pH。 实验现象 盐 NaCl Na2CO3 NH4Cl KNO3 CH3COONa (NH4)2SO4 盐溶液的酸碱性 pH=7 pH>7 pH<7 pH=7 pH>7 pH<7 盐的类型 强酸强碱盐 弱酸强碱盐 强酸弱碱盐 强酸强碱盐 弱酸强碱盐 强酸弱碱盐 实验结论 ①强酸强碱盐溶液呈中性。 ②弱酸强碱盐溶液呈碱性。 ③强酸弱碱盐溶液呈酸性。 实验说明 在可溶性盐溶液中：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性 实验探究 探究反应条件对 FeCl3水解平衡的影响（人教版化学选择性必修1p73） 实验原理 FeCl3（黄色）＋3H2O Fe(OH)3（红褐色）＋3HCl 实验用品 FeCl3溶液、FeCl3 晶体、HCl气体、NaHCO3固体；pH计、试管、胶体滴管、酒精灯。 实验步骤 向FeCl3溶液中加入少量FeCl3 晶体，看溶液颜色变化，并用pH计测其pH变化。 向FeCl3溶液中通入少量HCl气体，看溶液颜色变化。 向 FeCl3溶液中加入少量NaHCO3固体，观察现象。 将FeCl3溶液加热，看溶液颜色变化。 实验现象 溶液颜色变深，pH减小。 溶液颜色变浅。 产生红褐色沉淀，无色气体。 溶液颜色变深。 实验结论 增大反应物浓度或减小生成物浓度或升高温度，水解平衡向右移动；增大生成物浓度，水解平衡向左移动。 实验说明 （1）主要因素——盐本身的性质 相同条件下，组成盐的酸根离子对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。 （2）外界因素 ①温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。 ②浓度：盐的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越小，水解程度越大。 ③酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。 实验3-3 氢氧化镁沉淀在蒸馏水、盐酸中的溶解（人教版化学选择性必修1p80） 实验装置 实验原理 氢氧化镁难溶于水，但与酸反应，溶于酸性溶液。 Mg(OH)2+2H+=Mg2++H2O 实验用品 蒸馏水、盐酸、氢氧化镁固体；试管、胶头滴管。 实验步骤 ①取两支干燥的试管，分别加入等量的氢氧化镁固体。 ②分别向两支试管中依次加入蒸馏水、盐酸，充分振荡，观察沉淀的溶解情况。 实验现象 氢氧化镁中加入蒸馏水沉淀量无明显减少；氢氧化镁中加入盐酸溶液，沉淀迅速完全溶解，得无色溶液； 实验结论 ①氢氧化镁溶于酸。在含有难溶物氢氧化镁的溶液中存在溶解平衡，加入酸能促进沉淀的溶解。 ②加入能与沉淀溶解所产生的离子发生反应的试剂，生成挥发性物质或弱电解质而使溶解平衡向溶解的方向移动。 实验3-4 氯化银、碘化银、硫化银沉淀的转化（人教版化学选择性必修1p80-81） 实验装置 实验原理 Ag+ +Cl－=AgCl↓，AgCl+I－=AgI+Cl－，2AgI+S2－==Ag S+2I－ 2 实验用品 0.1mol/L AgNO3 溶液、0.1mol/L NaCl 溶液、0.1mol/L KI 溶液、0.1mol/L Na2S 溶液；试管、滴管。 实验步骤 ①向盛有2mL 0.1mol/L NaCl溶液试管中滴加5 滴 0.1mol/L AgNO3 溶液，观察并记录现象。 ②振荡试管，向其中滴加4滴0.1mol/L KI 溶液，观察并记录现象。 ③振荡试管，然后再向其中滴加8滴 0.1mol/L Na2S 溶液，观察并记录现象。 实验现象 ①NaCl 溶液和 AgNO3 溶液混合产生白色沉淀。 ②向所得固液混合物中滴加 KI 溶液，沉淀颜色逐渐变成黄色。 ③再向所得固液混合物中滴加 Na2S 溶液，沉淀颜色逐渐变成黑色。 实验结论 ①溶解度由大到小的顺序为：AgCl>AgI>Ag2S[或 Ksp(AgCl)＞Ksp(AgI)，因沉淀类型不同通常不能比较 Ksp(AgCl)、Ksp(AgI)与 Ksp(Ag2S)的大小]。 ②溶解度小的沉淀会转化成溶解度更小的沉淀，且两者差别越大，转化越容易。 实验说明 利用沉淀的转化探究沉淀的溶解度大小时，与多个沉淀均相关的离子(如 Ag+)不能过量。 实验3-5 氢氧化镁、氢氧化铁沉淀的转化（人教版化学选择性必修1 p81） 实验装置 实验原理 Mg2++2OH-=Mg(OH)2↓，3Mg(OH)2+2Fe3+=3Mg2++2Fe(OH)3 实验用品 0.1mol/L MgCl2 溶液、0.1mol/L FeCl3 溶液、2mol/L NaOH 溶液；试管、量筒、胶头滴管。 实验步骤 ①向盛有 2mL 0.1mol/L MgCl2 溶液的试管中滴加 2〜4滴 2mol/L NaOH 溶液，观察并记录现象。 ②向上述试管中再滴加 4滴 0.1mol /LFeCl3 溶液，静置，观察并记录现象。 实验现象 MgCl2 溶液中加入NaOH 得到白色沉淀，再加入FeCl3 后，沉淀逐渐变为红褐色。 实验结论 ①溶解度由大到小的顺序为：Mg(OH)2>Fe(OH)3(因沉淀类型不同通常不能比较两者 Ksp 的大小)。 ②溶解度小的沉淀会转化成溶解度更小的沉淀，且两者差别越大，转化越容易。 实验说明 利用沉淀的转化探究沉淀的溶解度大小时，与多个沉淀均相关的离子(如 OH－)不能过量。 期中考试实验考点汇总 01中和反应反应热的测定——期中考试考法归类 考法1 实验装置、仪器与药品选择 （1）仪器：大小烧杯、泡沫塑料 / 碎纸条（保温隔热）、硬纸板（盖板，减少热量散失）、环形玻璃搅拌棒（不能用金属搅拌棒！金属导热，热量流失）、温度计、量筒 2 个（分别量酸、碱）。 （2）装置要点：小烧杯口和大烧杯口平齐；填充泡沫塑料目的保温、减少热量损失。 （3）药品：用稀溶液（0.5mol/L 盐酸、0.55mol/L NaOH）；碱稍过量，保证酸完全反应，以酸的物质的量计算生成水的物质的量。 考法2 实验操作步骤与读数规范 （1）操作顺序：组装装置→测盐酸温度t1→测NaOH溶液温度t2→混合，环形搅拌→读取最高温度t3。 （2）温度差△ t=t3-(t1+t2)/2 （3）要点： ①混合动作要快，减少散热； ②温度计不能接触烧杯内壁； ③要重复实验 2～3 次，舍去相差过大的异常数据，取平均温差； ④不能连续测完一组不冷却直接做下一组。 考法3 中和热计算(计算类填空) （1）公式： ①Q=cm△t，c:溶液比热容，近似取水的比热容4.18J·g-1·C-1；m：酸+碱溶液总质量(稀溶液密度近似1g·mL-1); ②△H=-Q/n(H2O)，注意单位换算：Q单位J,要转成kJ；△H必须带负号。 考法4 误差分析(重难点，选择+填空高频) （1）核心思想：看热量散失，判断实测△t偏大还是偏小，进而判断|△H|。 （2）误差分析 操作 对△t影响 测得△H 泡沫塑料少、盖板没盖、搅拌慢 △t偏小 偏小 用金属搅拌棒 △t偏小 偏小 碱不足，酸未完全中和 △t偏小 偏小 浓硫酸代替稀盐酸 △t偏大 偏大 测完酸温，温度计没洗直接测碱 △t偏小 偏小 （3）易错表述辨析：测得中和热数值偏小≠△H偏小(△H是负数，数值偏小，△H更大)。 考法5 实验评价与改进——常见设问 （1）本实验测得值略小于57.3kJ/mol，原因：存在热量散失。 （2）改进：更好隔热材料、减少开盖时间。 （3）能不能用醋酸和NaOH测中和热？答：不能，醋酸电离吸热，测量结果不准。 02 中和热测定实验的关键 1．隔热关。如量热计保温层内隔热填充材料要填满，故泡沫塑料板和碎泡沫塑料(或纸条)的作用是保温；盖板上的两孔只需要正好使温度计和环形玻璃棒通过即可；倒入NaOH溶液要迅速，尽可能减少实验过程中的热量损失。中和热测定实验时用环形玻璃搅拌棒搅拌溶液的方法是上下搅动，不能用金属丝搅拌棒代替环形玻璃搅拌棒的理由是金属传热快，热量损失大。 2．准确关。如配制溶液的浓度要准确；NaOH溶液要新制；量取溶液体积时读数要准确；对温度计的读数要读到最高点。为保证酸完全中和，采取的措施是若采用的酸、碱浓度相等，可采用碱体积稍过量。 3．中和热是强酸强碱的稀溶液生成1 mol H2O放出的热量，为57.3 kJ，弱酸弱碱电离时吸热，生成1 mol H2O时放出的热量小于57.3 kJ。若用浓硫酸发生中和反应生成1 mol H2O时放出的热量大于57.3 kJ。 4．计算时应注意单位的统一，且要注意数据的取舍，无效数据要舍去。 03 实验探究影响化学反应速率的因素——期中考试考法归类 考法1 影响速率因素概念辨析（选择必考） （1）因素：浓度、温度、压强（气体）、催化剂、固体表面积。 （2）核心微观解释（高频填空） ①增大反应物浓度：单位体积活化分子数增大，活化分子百分数不变，速率增大； ②升高温度：活化分子百分数增大，单位体积活化分子数增大，速率显著增大； ③增大压强（压缩体积，气体）：单位体积活化分子数增大，百分数不变； ④加入催化剂：降低反应活化能，活化分子百分数大幅增大； ⑤增大固体表面积（粉碎）：增大接触面积，速率增大。 （3）陷阱：固体/纯液体浓度视为常数，增加固体用量，速率不变。压强只对有气体参与的反应有效。 考法2 控制变量实验设计与表格分析（大题核心） （1）实验模板：多组对比实验，表格给出各组条件（浓度、温度、催化剂、颗粒大小），记录反应时间。 （2）设问方向： ①补全表格中缺失的条件（保证单一变量，其他条件相同）； ②判断探究目的：如 “探究浓度对速率影响”→只改变浓度，温度、固体规格、催化剂一致； ③根据反应时间判断速率快慢：时间越短，反应速率越快。 （3）经典反应素材： ①Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+S↓+SO2↑+H2O，以出现浑浊遮挡字的时间判断速率； ②H2O2分解，MnO2、FeCl3作催化剂，观察气泡产生快慢； ③大理石(块状/粉末)+稀盐酸，观察气泡速率。 考法3 实验操作、现象、终点判断 （1）Na2S2O3实验：烧杯下放一张画有十字的白纸，观察浑浊将十字完全遮住的时间。 （2）操作要点：两种溶液混合要迅速，同时开始计时。 （3）现象描述模板：产生气泡速率加快/溶液更快出现浑浊。 （4）易错：不能说“反应更快达到平衡”，本实验只研究速率，不涉及平衡移动。 考法4 实验方案评价与误差/干扰分析——常见设问： （1）能否用该方案探究某因素？判断：是否存在多个变量。例：同时升温+增大浓度，不能直接得出温度影响速率。 （2）催化剂探究陷阱：要验证是催化作用，需做空白对照，排除离子本身反应。例：探究FeCl3催化H2O2，不能只加FeCl3，要对比不加催化剂的对照组。 （3）实验缺陷： ①S2O32-实验：二氧化硫有毒；浑浊判断存在主观视觉误差。 ②大理石与盐酸：CO2逸出，若用排水测气，气体溶解带来误差。 考法 5 拓展探究（拔高小问） （1）催化剂选择性、催化剂用量对速率影响； （2）同离子效应：如盐酸中加NaCl，H+浓度不变，大理石反应速率不变； （3）反应速率的定性与定量区分：肉眼气泡快慢只是定性；测气体体积随时间变化属于定量。 04 定量研究影响化学反应速率的因素——期中考试考法归类 考法1 定量速率表达式与计算（核心） （1）化学反应速率：v=△ c/△t；气体实验中常用单位时间产生气体体积比较速率（相对速率）。 （2）两种定量方案： ①测产生相同体积气体所用时间：时间越短，速率越大； ②测相同时间内收集气体体积：体积越大，速率越大。 （3）注意：实验测得为平均反应速率，不是瞬时速率。 考法2 量气装置识别、操作与读数 （1）常用装置：分液漏斗 + 发生装置 +**量气管（水准管）** / 广口瓶 + 量筒（排水法量气） （2）读数三步（填空默写模板）： ①待装置冷却至室温； ②调节水准管高度，使左右两侧液面相平（保证内部压强 = 外界大气压）； ③视线与凹液面最低处相平读数。 （3）易错：不调液面直接读数，压强不等带来体积误差。 考法3 控制变量实验表格分析（大题高频） （1）表格给出：温度、反应物浓度、催化剂用量、固体颗粒大小，记录时间 / 气体体积。 （2）设问： ①补全表格条件，保证单一变量； ②判断实验目的：探究浓度/温度/催化剂对速率影响； ③根据数据比较速率大小，书写实验结论（必须写：其他条件不变时……）。 考法4 实验误差分析——常见误差： （1）未冷却至室温就读数：气体受热膨胀，测得气体体积偏大； （2）量气管两侧液面不平：压强差导致读数偏差； （3）装置气密性差：气体泄漏，测得体积偏小； （4）分液漏斗滴液占用体积（改进：恒压分液漏斗消除液体滴入带来的气体挤压误差）。 考法5 实验方案评价与改进——常见设问： （1）恒压分液漏斗优点：平衡气压，使液体顺利流下；消除滴入液体体积对气体体积测量的干扰。 （2）排水法量气：气体需要难溶于水；CO2会溶于水，可换饱和NaHCO3溶液减小溶解。 （3）对比定性实验：本实验优点——数据量化，避免肉眼观察浑浊/气泡的主观误差。 05 实验探究影响化学平衡移动的因素 1.核心原理——勒夏特列原理：改变平衡条件，平衡向着减弱这种改变的方向移动（注意：只是 “减弱”，不能抵消） 2.常用可逆反应体系（高中实验首选）： Cr2O72-(橙色)+H2O2CrO42-(黄色)+2H+ FeCl3+3KSCNFe(SCN)3(血红色)+3KCl 2NO2(g,红棕色)N2O4(g,无色) △H<0(放热) 3.实验变量汇总 影响因素 改变条件 平衡移动方向 速率变化 浓度 增大反应物浓度 正向 v(正)瞬间变大，v(逆)随后增大 浓度 减小生成物浓度 正向 v(逆)瞬间变小，v(正)随后减小 温度 升高温度 向吸热方向 v(正)、v(逆)均增大，吸热侧增幅更大 温度 降低温度 向放热方向 v(正)、v(逆)均减小，吸热侧降幅更大 压强（气体） 加压，缩小体积 向气体分子数减小方向 v(正)、v(逆)同时增大 压强（气体） 减压，扩大体积 向气体分子数增大方向 v(正)、v(逆)同时减小 催化剂 加入催化剂 不移动 v(正)、v(逆)同等倍数增大 4.分类探究 实验1 浓度对化学平衡的影响 （1）选用体系：Fe3++3SCN-Fe(SCN)3(血红色，最经典) （2）实验操作 A.取试管，加入少量0.01mol/L FeCl3溶液，滴加0.01mol/L KSCN溶液，溶液变为血红色，建立平衡。均分3支试管编号①②③； B.试管①:滴加饱和FeCl3溶液(增大Fe3+浓度)； C.试管②:滴加饱和KSCN溶液(增大SCN-浓度)； D.试管③:加入少量NaOH固体(OH-结合Fe3+生成Fe(OH)3沉淀，减小Fe3+浓度) E.对比三支试管颜色变化，与原平衡对照。 （3）现象：①②:血红色加深；③:血红色变浅，有红褐色沉淀 （4）结论：增大反应物浓度→平衡正向移动；减小反应物浓度→平衡逆向移动。 （5）注意：加入KCl固体，离子浓度不变，平衡不移动(该反应本质是离子反应，K+、Cl-不参与平衡)。 实验2 温度对化学平衡的影响 （1）选用体系：2NO2(g,红棕色)N2O4(g,无色)△H=-56.9kJ·mol-1(放热) （2）实验操作：取2个连通的封装玻璃球(内部充有NO2、N2O4混合气体),一个浸入热水，一个浸入冰水，对比颜色。 （3）现象：①热水中：气体红棕色加深；②冰水中：气体红棕色变浅 （4）结论：升温，平衡向吸热方向(逆向)移动；降温，平衡向放热方向(正向)移动。 （5）答题要点：温度改变，速率v(正)、v(逆)同时改变，变化幅度不同，平衡发生移动。 （6）易错：颜色加深≠浓度一定变大，要区分“平衡移动”和单纯温度带来的体积/浓度瞬时变化。 实验3 压强对化学平衡的影响 （1）选用体系：2NO2(g)N2O4(g)(气体分子数减小) （2）原理：压强改变本质是改变气体浓度；只有反应前后气体计量数不等的可逆反应，平衡才会移动。 （3）实验操作：注射器内吸入NO2混合气体，密封： （4）现象： ①快速压缩活塞(增大压强，体积减小)：瞬时现象：瞬间颜色变深(体积缩小，NO₂浓度瞬间变大);随后缓慢变浅(平衡正向移动),最终颜色仍比压缩前深。 ②快速拉动活塞(减小压强，体积变大)：瞬时：瞬间颜色变浅；之后慢慢加深(平衡逆向移动)。 （5）结论：增大压强，平衡向气体分子数减小方向移动；减小压强，平衡向气体分子数增大方向移动。 （6）重要特例：H2(g)+I2(g)=2HI(g),前后气体系数相等，改变压强，平衡不移动，只改变反应速率。 （7）补充：恒容下充入惰性气体→总压增大，各反应物生成物浓度不变→平衡不移动恒压下充入惰性气体→容器体积变大，各物质浓度降低，相当于减压，平衡向气体分子数增大方向移动。 5.考试易错警示 （1）浓度改变：固体、纯液体浓度视为常数，增减固体用量，平衡不移动。 （2）压强：压强影响平衡的根本是浓度改变，不是压强本身。 （3）NO2实验，压缩先变深后变浅：先深是浓度瞬时变化，后浅才是平衡移动，很多学生漏写这一点丢分。 （4）勒夏特列原理：减弱变化，不能抵消。加压NO2体系，新平衡NO2浓度依然高于原来。 06 强电解质和弱电解质的证明实验(以证明某酸(HA)为弱酸为例) 实验方法 结论 （1）测0.01 mol·L－1 HA溶液的pH pH＝2，HA为强酸；pH>2，HA为弱酸 （2）测NaA溶液的pH pH＝7，HA为强酸；pH>7，HA为弱酸 （3）相同条件下，测相同浓度的HA和HCl溶液的导电性 导电性相同，HA为强酸；导电性弱于盐酸，HA为弱酸 （4）往同浓度的HA和HCl溶液中投入大小相同的Zn粒或CaCO3固体 开始反应速率相同，HA为强酸；开始反应速率比盐酸慢，HA为弱酸 （5）测相同pH的HA与HCl稀释相同倍数前后的pH变化 pH变化倍数相同，HA为强酸；pH变化倍数小于盐酸，HA为弱酸 07 强酸与强碱的中和滴定 1.滴定前准备 2.中和滴定中指示剂的选择 （1）中和反应恰好完全反应的时刻叫滴定终点。为准确判断滴定终点，必须选用变色明显、变色范围的pH与终点的pH相一致的酸碱指示剂。通常选用酚酞或甲基橙，而不选用颜色变化不灵敏的石蕊。 ①不能用石蕊作指示剂，原因是石蕊溶液变色范围较宽，且在滴定终点时颜色的变化不易区分。 ②滴定终点溶液为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。 ③滴定终点溶液为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。 ④强酸滴定强碱或强碱滴定强酸用甲基橙或酚酞都可以。 （2）中和滴定中，酸碱指示剂的用量及颜色变化 滴定种类 选用的指示剂 指示剂用量 滴定终点颜色变化 滴定终点判断标准 强酸滴 定强碱 甲基橙 2～3滴 黄色→橙色 当指示剂恰好变色并在半分钟内不恢复原色时，即认为达到滴定终点 酚酞 红色→无色 强酸滴 定弱碱 甲基橙 黄色→橙色 强碱滴 定强酸 甲基橙 红色→黄色 酚酞 无色→粉红色 强碱滴 定弱酸 酚酞 无色→粉红色 3.误差分析 （1）误差分析的方法 依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，得c(待测)＝，因为c(标准)与V(待测)已确定，所以只要分析出不正确操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。 （2）常见误差分析(以用标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例) 步骤 操作 c(NaOH) 洗涤 未用标准溶液润洗酸式滴定管 偏高 锥形瓶用待测溶液润洗 偏高 未用待测溶液润洗取用待测液的滴定管 偏低 锥形瓶洗净后瓶内还残留有少量蒸馏水 无影响 取液 取碱液的滴定管尖嘴部分有气泡且取液结束后气泡消失 偏低 滴定 滴定完毕后立即读数，半分钟后颜色又褪去 偏低 滴定前滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后消失 偏高 滴定过程中振荡时有液滴溅出 偏低 滴定过程中，锥形瓶内加少量蒸馏水 无影响 读数 滴定前仰视读数或滴定后俯视读数 偏低 滴定前俯视读数或滴定后仰视读数 偏高 08 中和滴定原理的拓展应用 1.氧化还原滴定法 （1）原理：以氧化剂(或还原剂)为滴定剂，直接滴定一些具有还原性(或氧化性)的物质。 （2）试剂 ①常见的用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7等； ②常见的用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素C等。 （3）指示剂：氧化还原滴定所用指示剂可归纳为三类： ①氧化还原指示剂； ②专用指示剂，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘变蓝； ③自身指示剂，如高锰酸钾标准溶液滴定草酸时，滴定终点为溶液由无色变为浅红色。 （4）实例 ①酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液/H2O2溶液 原理 2MnO4-＋6H＋＋5H2C2O4===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O 2MnO4-＋5H2O2＋6H＋===2Mn2＋＋5O2↑＋ 8H2O 指示剂 酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外选择指示剂 终点判断 当滴入最后半滴酸性KMnO4溶液后，溶液由无色变浅红色，且半分钟内不褪色，说明到达滴定终点 ②酸性K2Cr2O7溶液滴定Fe2＋溶液 原理 6Fe2＋＋Cr2O72-＋14H＋===6Fe3＋＋2Cr3＋＋7H2O 指示剂 二苯胺磺酸钠(无色变为红紫色) 终点判断 当滴入最后半滴酸性K2Cr2O7溶液后，溶液由无色变红紫色，且半分钟内不褪色，说明到达滴定终点 ③Na2S2O3溶液滴定碘液 原理 2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI 指示剂 用淀粉作指示剂 终点判断 当滴入最后半滴Na2S2O3溶液后，溶液的蓝色褪去，且半分钟内不恢复原色，说明到达滴定终点 2.沉淀滴定法 （1）概念：沉淀滴定是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法。生成沉淀的反应很多，但符合条件的却很少，实际上应用最多的是银量法，即利用Ag＋与卤素离子的反应来测定Cl－、Br－、I－浓度。 （2）原理：沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂，滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度小，否则不能用这种指示剂。如用AgNO3溶液测定溶液中Cl－的含量时常以CrO42-为指示剂，这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶。 （3）实例：有莫尔法和佛尔哈德法。 ①莫尔法：是以铬酸钾(K2CrO4)作指示剂，在中性或弱碱性溶液中，用AgNO3标准液直接滴定氯离子或溴离子。滴定定量反应：Ag＋＋Cl－===AgCl↓(白色)，确定终点：2Ag＋＋CrO42-===Ag2CrO4↓(砖红色)。 ②佛尔哈德法：在酸性溶液中，用标准试剂NH4SCN直接滴定Ag＋，生成AgSCN白色沉淀，确定终点的指示剂是铁铵矾[NH4Fe(SO4)2·12H2O]，Fe3＋与SCN－生成红色配合物。 说明：也可以用此法返滴定测定卤素离子：在含有卤素离子的硝酸溶液中，加入一定量过量的AgNO3标准液，再以铁铵矾作指示剂，用NH4SCN标准液返滴定过量的Ag＋。 09 实验探究盐溶液酸碱性——期中考试考法归类 考法1 基本操作与仪器、操作正误判断（选择/填空） （1）考点：pH 试纸的使用规范，是最高频小考点 （2）正确：干燥表面皿；玻璃棒蘸取待测液点在试纸中部；显色后对比标准比色卡；每测一种，玻璃棒洗净擦干。 （3）错误操作（选项挖坑） ①pH试纸预先用水润湿：测盐溶液，相当于稀释待测液。 a.强碱弱酸盐（碱性）：稀释，pH偏小； b.强酸弱碱盐（酸性）：稀释，pH偏大； c.强酸强碱盐：润湿几乎无影响。 ②试纸直接浸入待测液→污染试剂。 ③用湿润的玻璃棒蘸取溶液→同试纸润湿误差。 ④pH 试纸可以测出小数pH（错！pH试纸只能读整数；pH 计可测小数）。 （4）设问示例：测定CH3COONa溶液pH，若pH试纸提前润湿，测得pH比真实值____（偏小）。 考法2 根据实验pH数据，判断盐类型、比较水解程度(必考) （1）考点：给一组实验表格(不同盐、同温同浓度，测出pH),进行推理。 （2）固定逻辑：谁强显谁性；越弱越水解 （3）错误操作：同温、同浓度： ①强碱弱酸盐：pH越大，碱性越强→弱酸根水解程度越大→对应弱酸酸性越弱例：同浓度CH3COONa pH=9；Na2CO3 pH=11→水解程度：CO32->CH3COO-→酸性：CH3COOH>HCO3-。注意：Na2CO3对应的酸是HCO3-,不是H2CO3,极易踩坑! ②强酸弱碱盐：pH越小，酸性越强→阳离子水解程度越大→对应弱碱碱性越弱例：同浓度NH4Cl pH=5；AlCl3 pH=3→水解程度：Al3+>NH4+→碱性：NH3·H20>AL(OH)3 （4）典型设问 ①判断盐溶液酸碱性； ②比较弱酸(或弱碱)相对强弱； ③比较离子浓度大小(衍生考法)。 考法3 控制变量思想（实验探究核心得分点，大题简答） （1）探究水解程度对比，必须控制变量：温度相同、盐溶液物质的量浓度相同，只改变盐的种类。 （2）命题挖坑：浓度不同，不能直接比较水解程度、不能比较弱酸强弱。 （3）简答模板：控制温度、溶液浓度相同，只改变盐的种类，测定 pH 进行比较 （4）设问：为什么实验中选用等浓度的盐溶液？ 答：排除浓度不同对溶液 pH 的干扰，只有浓度相同时，才能通过 pH 比较水解程度。 考法4 原理简答，解释盐溶液为什么显酸/碱性(高频文字描述) （1）答题模板(固定套路) 例①：CH3COONa溶液显碱性：CH3COONa在水中完全电离，电离出CH3COO-和Na+；CH3COO-与水电离出的H+结合生成弱电解质CH3COOH,促进水的电离；使溶液中c(OH-)>c(H+),溶液呈碱性。 例②：NH4Cl溶液显酸性：NH4Cl完全电离出NH4+和C1-；NH4+结合水电离的OH-生成弱电解质NH3·H2O,促进水的电离；c(H+)>c(OH-),溶液呈酸性。 （2）采分关键词：完全电离、弱离子结合水电离离子、促进水的电离、c(H+)与c(OH-)相对大小。 （3）扣分陷阱：不要写“盐电离出H+/OH_”(水解不是盐直接电离氢离子)。 考法5 特殊盐的干扰项(易错辨析，选择题) （1）NaHSO4:强酸的酸式盐，直接电离出H+,不是水解，溶液强酸性NaHSO4=Na++H++SO42-。 （2）NaHCO3:HCO3-既有电离又有水解；水解程度>电离程度，溶液显碱性。 （3）NaHSO3:电离>水解，溶液显酸性，命题套路：看到酸式盐，不能直接认为酸性/碱性，要区分电离和水解谁占主导。 （4）弱酸弱碱盐如CH3COONH4：阴阳离子都水解，CH3COOH和NH3·H2O电离程度接近，溶液接近中性；不能简单用“谁强显谁性”。 考法6 温度改变，探究水解吸热(拓展探究，压轴小问) （1）原理：水解反应是吸热反应，升温水解程度增大。 （2）实验方案：取同一份CH3COONa溶液，测定常温pH；水浴加热后冷却至室温，再次测pH，对比。 （3）现象：升温后碱性增强，pH变大。 （4）结论：盐类水解是吸热反应。 （5）简答：升高温度，水解平衡正向移动，水解程度增大。 考法7 实验方案评价与改进(探究大题难点) （1）常见评价设问 ①方案：测Na2CO3和NaHCO3 pH,比较酸性H2CO3>HCO3-。可行，同浓度，Na2CO3pH更大。 ②错误方案：常温测pH(NaA)>pH(NaB),直接得出酸性HA<HB。缺陷：没有说明两份溶液浓度相等，不能比较。 （2）方案设计类设问：设计实验证明酸性：CH3COOH>HCO3- 思路：配制等浓度的CH3COONa溶液、Na2CO3溶液，常温下测定pH;Na2CO3溶液pH更大，说明CO32-水解程度更大，对应HCO3-酸性弱于醋酸。 考法8 衍生综合考法(结合离子浓度大小比较) 由pH推离子浓度关系： ①碱性的CH3COONa：c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)； ②酸性的NH4Cl：c(C1-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)。 10 实验探究沉淀的溶解、生成与转化——高中化学考法全梳理 1.实验原理： ①溶度积Ksp；沉淀生成：Qc>Ksp； ②沉淀溶解：Qc<Ksp； ③沉淀转化：一般由溶解度大的沉淀转化为溶解度更小的沉淀（Ksp更小)。 2.经典实验体系： ①AgNO3→AgCl（白）→AgBr（浅黄）→AgI（黄）→Ag2S（黑）； ②Mg(OH)2溶于盐酸/NH4Cl；Mg(OH)2转化为Fe(OH)3 3.考法汇总 考法1 沉淀的生成(离子浓度商Qc与Ksp)——命题形式：选择、实验填空 （1）原理：溶液中离子积Qc>Ksp,析出沉淀；Qc=Ksp,饱和平衡；Qc<Ksp,无沉淀。 （2）操作：向含对应离子的溶液滴加沉淀剂，观察沉淀。例：向NaCl溶液滴加AgNO₃,生成白色AgCl沉淀。 （3）设问角度 ①判断能否产生沉淀(给离子浓度，计算Qc对比Ksp)； ②选择合适沉淀剂，除去溶液中某金属离子(除杂)； ③控制pH生成氢氧化物沉淀(调节pH除Fe3+,保留Mg2+,高频工业流程联动)。 （4）易错：不是离子相遇就一定沉淀，要看浓度；极稀溶液Qc<Ksp,无沉淀。 考法2 沉淀的溶解(大题简答高频)——三类溶解方式(必考) （1）酸溶解： ①沉淀电离出的阴离子与H+结合，降低阴离子浓度，Qc<Ksp,平衡正向，沉淀溶解： CaCO3+2H+=Ca2++CO2↑+H₂O；Mg(OH)₂+2H+Mg2++2H2O ②金属氢氧化物、弱酸盐沉淀可溶于强酸； ③BaSO4、AgCl不溶于稀盐酸、稀硝酸。 （2）盐溶液溶解(NH4Cl溶解Mg(OH)2探究实验) ①实验：向Mg(OH)2悬浊液中加饱和NH₄Cl溶液，白色沉淀溶解。 ②两种解释(探究评价题最爱考!) 解释a：NH4+水解显酸性，H+中和OH-,使Mg(OH)2Mg2++2OH-正向移动 解释b：NH4+直接结合OH-生成NH3·H2O,降低c(OH-),沉淀溶解 ③考题会让设计实验区分两种猜想：向Mg(OH)2悬浊液加入中性CH₃COONH4溶液，沉淀溶解，证明是NH4+直接结合OH-,不是水解产生H+的作用。 （3）配位溶解：AgCl沉淀加氨水，先生成Ag2O棕褐色沉淀，氨水过量沉淀溶解，生成[Ag(NH3)2]+(银氨溶液)。原理：Ag+形成配离子，c(Ag+)下降，沉淀溶解平衡右移。 （4）简答模板(沉淀溶解原因)：Mg(OH)2(s)Mg2+(aq)+2OH-(aq);加入XX,消耗OH-,c(OH-)减小，使离子积Qc<Ksp,沉淀溶解平衡正向移动，沉淀溶解。 考法3 沉淀的转化(本实验最重要，探究大题压轴小问) （1）经典实验：AgCl→AgBr→AgI→Ag2S ①操作：AgNO3加过量NaCl,得白色AgCl悬浊液；滴加NaBr,白色沉淀变为浅黄色AgBr;再加KI,变黄AgI;再加Na2S,黑色Ag2S。 ②原理：溶解度大沉淀→溶解度更小沉淀；Ksp减小。AgCl(s)+Br-(aq)AgBr(s)+Cl-(aq) （2）两大设问方向 ①现象描述(采分：写清楚沉淀颜色变化),例：白色沉淀逐渐转化为浅黄色沉淀。 ②结论与评价(最高频坑点) a.错误逻辑：只要沉淀转化，就一定Ksp前者大于后者。 b.前提条件：加入少量沉淀剂，不是大量过量。 c.坑：如果向AgNO3直接加过量NaBr生成AgBr,不能证明Ksp(AgC1)>Ksp(AgBr)! d.正确方案：先制得AgCl悬浊液(AgNO3必须加足量NaCl,保证Ag+完全沉淀),再滴加少量NaBr,观察沉淀变色，才能比较Ksp。 考法4 实验方案评价、实验缺陷分析(探究难点)——常见评价问法： （1）某同学直接向AgNO3溶液滴加NaBr,能否证明Ksp(AgC1)>Ksp(AgBr)? 答：不能，溶液存在大量Ag+,直接和Br-生成AgBr,不是沉淀之间转化，无法比较溶度积。 （2）探究Mg(OH)2溶于NH4Cl是NH4+水解还是结合OH-：选用CH3COONH4(中性铵盐)做对照实验。 考法5 图像与Ksp计算(选择+计算填空) （1）给沉淀溶解平衡曲线，求Ksp;判断某点是饱和/不饱和，判断沉淀生成。 （2）沉淀转化平衡常数K计算，如: AgCl(s)+Br-(aq)AgBr(s)+Cl-(aq) K=c(Cl-)/c(Br-)=Ksp(AgCl)/Ksp(AgBr)。 考法6 生产应用(结合工业除杂) （1）锅炉水垢：CaSO4难溶于酸，用饱和Na2CO3浸泡，转化为CaCO3,再加酸除去。方程式：CaSO4(s)+CO32-(aq)=CaCO3(s)+SO42-(aq)； （2）除杂：MgCl2溶液除去少量Fe3+,加MgO、Mg(OH)2、MgCO3调节pH,使Fe3+生成Fe(OH)3沉淀除去，不引入新杂质。 公5 / 5 学科网（北京）股份有限公司 $