5、一定物质的量浓度溶液的配制和分析
( 1)物质的量浓度
定义:以单位体积溶液里所含溶质 B的物质的量来表示溶液的组成的物理
量,叫做溶质 B的物质的量浓度,符号: c B,常用单位为 mol· L- 1或 mol· m- 3
物质的量、物质的量浓度、溶液的体积之间的关系:
( 2)配制一定物质的量浓度的溶液
①配制物质的量浓度溶液主要配制仪器:托盘天平(以固体药品配制时)或量筒(以浓溶液配制稀溶液时)、玻璃棒、烧杯、容量瓶、胶头滴管
②配制物质的量浓度溶液步骤如下:
计算:计算配制的溶液所需溶质的质量(固体溶质)或体积(液体溶质、浓溶液);
称量(或量取):用天平称量固体溶质(或用量筒量取液体体积);
溶解:把称量好的溶质放入烧杯中,加适量蒸馏水溶解,搅拌;
转移:待溶液静置到室温,倒入容量瓶中(配多少毫升的溶液选用多少毫升容量瓶);
洗涤:洗涤烧杯 2~ 3次,把每次洗涤的洗涤液一并倒入容量瓶中(洗液及原配液不能超过所配制溶液的体积);
定容:往容量瓶中加水直至液面接近刻度线 1~ 2 cm处,改用胶头滴管加水到瓶颈刻度地方,使溶液的凹液面正好和刻度相平。把瓶塞盖好,反复摇匀。
③关于容量瓶的使用
容量瓶是配制准确物质的量浓度溶液的仪器。容量瓶是细颈、梨形的平底玻璃瓶。瓶口配有磨口玻璃塞或塑料塞,它的颈部有标线,瓶上有温度和容量。
使用容量瓶的注意事项:
按所配溶液的体积选择合适规格的容量瓶。( 50 mL、 100 mL、 250 mL、 500 mL)
使用前要检查容量瓶是否漏水。
使用前要先用蒸馏水洗涤容量瓶。
容量瓶不能将固体或浓溶液直接溶解或稀释,容量瓶不能作反应器,不能长期贮存溶液。
④配制误差分析
若称量固体溶质时,操作无误,但所使用砝码生锈, m偏大,结果偏高。
若没有洗涤烧杯内壁,使 n减小,结果偏低。
若容量瓶中有少量蒸馏水或定容后反复摇匀发现液面低于刻度,则对结果无影响。
俯视刻度线: V偏小, c偏高。
仰视刻度线: V偏大, c偏低。
未冷却至室温就注入容量瓶进行定容,则 V偏小, c偏高。
6、规律总结
物质的量( mol)与其他常用计量的关系
四、氧化还原反应
( 1)氧化还原反应中的概念间的关系
口诀:升(化合价升高)失(失电子)氧(被氧化,发生氧化反应)还(做还原剂,本身具有还原性),降(化合价降低)得(得电子)还(被还原,发生还原反应)氧(做氧化剂,本身具有氧化性)。
( 2)氧化还原反应中电子转移(或得失)的表示方法
双线桥法:表示同种元素在反应前后得失电子的情况。
( 3)氧化还原反应中的守恒
化合价降低总数=化合价升高总数,失去电子总数=得到电子总数;得(失)电子总数=化合价降低(升高)总数;遵循质量守恒,反应前后相同元素的原子个数相等。
( 4)氧化还原反应性质的传递规律
氧化性:氧化剂>氧化产物
还原性:还原剂>还原产物
( 5)价态规律
同种元素:最高价时——只具有氧化性
最低价时——只具有还原性
中间价时——既有氧化性又有还原性
( 6)四种基本反应类型与氧化还原反应的关系
五、离子反应
1、电解质与非电解质
电解质的导电
①电解质的电离:电解质在溶液里或熔化状态下离解成自由移动的离子的过程叫做电离。
②电解质的导电原理:阴、阳离子的定向移动。
③电解质的导电能力:自由移动的离子的浓度越大,离子电荷越多,导电能力越强。
注意:电解质和非电解质均指化合物而言,单质、混合物都不能称为电解质或非电解质。
2、强电解质和弱电解质
3、离子方程式
( 1)离子方程式的书写方法
写——写出反应的化学方程式;
拆——把易溶于水,易电离的物质拆成离子形式
删——将不参加反应的离子从方程式两端删去。
查——检查方程式两端各元素的原子个数和电荷数是否相等。
注意事项:
①难溶物质、难电离的物质、易挥发物质、单质、非电解质、氧化物均保留化学式。
②不在水溶液中反应的离子反应,不能写离子方程式。如:固体与固体反应(实验室用 Ca( OH) 2固体和 NH 4 Cl固体反应制 NH 3)。再如:浓硫酸、浓 H 3 PO 4与固体之间反应不能写离子方程式。
③氨水作为反应物写 NH 3· H 2 O;作为生成物,若加热条件或浓度很大,可写 NH 3(标“↑”号),否则一般写 NH 3· H 2 O。
④有微溶物参加或生成的离子反应方程式书写时:若生成物中有微溶物析出时,微溶物用化学式表示。如 Na 2 SO 4溶液中加入 CaCl 2溶液: Ca 2++ SO 4 2-= CaSO 4↓。
若反应物中有微溶物参加时,分为两种情况,其一澄清溶液,写离子符号。如 CO 2通入澄清石灰水中: CO 2+ 2 OH-= CaCO 3↓+ H 2 O;其二悬浊液,应写成化学式,如在石灰乳中加入 Na 2 CO 3溶液: Ca( OH) 2+ CO 3 2-= CaCO 3↓+ 2 OH-
常见的微溶物有: Ca( OH) 2、 CaSO 4、 MgCO 3、 Ag 2 SO 4、 MgSO 3。
⑤酸式盐参加的离子反应,书写离子方程式时,弱酸的酸式根一律不拆。如 NaHCO 3和 HCl反应: HCO 3-+ H+= H 2 O+ CO 2↑;强酸的酸式根 HSO 4-一般情况下要拆开。
⑥遵守质量守恒和电荷守恒:离子方程式不仅要配平原子个数,还要配平阴、阳离子所带的电荷数。如: FeSO 4溶液中通入 Cl 2不能写成 Fe 2++ Cl 2= Fe 3++ 2 Cl-,必须写成 2 Fe 2++ Cl 2= 2 Fe 3++ 2 Cl-。
⑦必须要考虑反应物间的适量与过量、少量的问题。
( 2)离子方程式的意义
离子方程式不仅可以表示:
①一定物质间的某个反应;而且可以表示:②所有同一类型的离子反应。
( 3)离子方程式正误判断
①看反应能否写离子方程式。如不在溶液中进行的化学反应不能写离子方程式。
②看表示各物质的化学式是否正确。尤其注意是否把有些弱电解质写成了离子的形式。
③看电荷是否守恒。如 FeCl 3溶液加 Fe粉,不能写成 Fe 3++ Fe= 2 Fe 2+。
④看是否漏掉了某些反应。如, CuSO 4溶液与 Ba( OH) 2溶液的反应,若写成:
Ba 2++ SO 4 2-= BaSO 4↓,则漏掉了 Cu 2++ 2 OH-= Cu( OH) 2↓的反应。
⑤看产物是否符合事实。如 Na投入 CuSO 4溶液中,若写成 2 Na+ Cu 2+= 2 Na++ Cu,则不符合事实。
⑥看反应物是否满足定量的配比关系。
( 4)离子共存问题
离子共存是指离子之间不能发生离子反应,离子不能共存的条件:
①生成沉淀,即结合生成难溶性或微溶性物质而不能大量共存。
②产生气体,如结合生成 CO 2、 NH 3、 SO 2等气体不能大量共存。
③生成难电离的物质,如 H 2 O、 H 2 S、 H 2 SiO 3、 H 2 CO 3等。
④发生氧化还原反应,如 Fe 3+和 I-等。