化学反应原理-专题三知识要点
化学选修化学反应原理知识点总结
化学选修化学反应原理知识点总结化学反应原理是指化学反应发生的原理和规律。
化学反应是化学物质之间发生的变化过程，它是由分子、离子或原子之间的键的断裂和形成所引起的。
了解化学反应原理可以帮助我们理解和解释化学现象、推断和预测反应产物、优化化学过程、设计新的化学反应等。
下面是化学反应原理的一些重要知识点总结。
1.反应速率和反应的速率方程：反应速率是指单位时间内反应物浓度的变化量。
反应的速率方程描述了反应速率与反应物浓度的关系。
一般情况下，反应速率与浓度成正比，可以用速率常数k来表示。
反应速率还可以由反应物的摩尔反应系数与常数k相结合表示。
2. 反应平衡：当一个反应达到一定的条件下，反应速率的前后变化趋势相同，称为反应达到平衡。
在平衡时，反应物和产物的摩尔浓度不再改变，但是反应仍然在进行。
平衡常数Keq描述了反应物和产物摩尔浓度的关系，它是反应物和产物浓度比的乘积的比值。
3.平衡常数与反应热力学：平衡常数与反应热力学分析有关。
在常温常压下，反应物和产物之间的能量变化可以通过反应焓变ΔH来描述。
根据反应焓变ΔH的正负，可以判断反应是放热反应还是吸热反应。
平衡常数与ΔH之间有关系，当ΔH为正时，平衡常数较小时反应向产物方向偏移，反之，当ΔH为负时，平衡常数较大，反应向反应物方向偏移。
4.化学平衡与莱沃留斯定律：莱沃留斯定律描述了化学反应中浓度变化对平衡常数的影响。
它指出，在一定温度和压强下，当反应达到平衡后，反应物和产物浓度的比值的乘积的倒数等于平衡常数。
当改变反应物浓度或产物浓度时，反应会重新达到平衡，而平衡常数不变。
5.反应速率与反应机理：反应速率与反应机理密切相关。
反应机理是指反应中发生的一系列微观步骤，每个步骤都有一个速率常数。
反应机理包括起始物质的反应、中间物的生成和中间物的反应等步骤。
反应速率决定于速率控制步骤的速率常数。
通常情况下，反应速率与活化能有关，活化能越低，反应速率越快。
温度的升高可以提高反应速率，因为它提供了更多的能量以克服反应的活化能。
化学选修《化学反应原理》知识点总结
《化学反应原理》知识点总结第一章：化学反应与能量变化1、反应热与焓变：△H=H(产物)-H(反应物)2、反应热与物质能量的关系3、反应热与键能的关系△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和4、常见的吸热、放热反应⑴常见的放热反应：①活泼金属与水或酸的反应 ②酸碱中和反应 ③燃烧反应 ④多数的化合反应 ⑤铝热反应⑵常见的吸热反应①多数的分解反应 ② 2NH 4Cl(s)+Ba(OH)2·8H 2O(s)=BaCl 2+2NH 3+10H 2O③ C(s)+ H 2O(g) 高温 CO+H 2 ④CO 2+ C 高温2 CO5、反应条件与吸热、放热的关系： 反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而取决与反应物和产物具有的总能量（或焓）的相对大小。
6、书写热化学方程式除了遵循书写化学方程式的要求外，还应注意以下几点：①放热反应△H 为“-”，吸热反应△H 为“+”，△H 的单位为kJ/mol②反应热△H 与测定条件（温度、压强等）有关，因此应注意△H 的测定条件；绝大多数化学反应的△H 是在298K 、101Pa 下测定的，可不注明温度和压强。
③热化学方程式中各物质化学式前面的系数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子或原子数，因此化学计量数可以是分数或小数。
必须注明物质的聚集状态，热化学方程式是表示反应已完成的数量，所以方程式中化学式前面的计量数必须与△H 相对应；当反应逆向进行时，反应热数值相等，符号相反。
7、利用盖斯定律进行简单的计算8、电极反应的书写：活性电极：电极本身失电子能量 反应物的总能量 生成物的总能量 反应过程 总能量 总能量⑴电解：阳极：（与电源的正极相连）发生氧化反应惰性电极：溶液中阴离子失电子（放电顺序：I->Br->Cl->OH-）阴极:（与电源的负极相连）发生还原反应，溶液中的阳离子得电子（放电顺序：Ag+>Cu2+>H+）注意问题：①书写电极反应式时，要用实际放电的离子．．．．．．．来表示②电解反应的总方程式要注明“通电”③若电极反应中的离子来自与水或其他弱电解质的电离，则总反应离子方程式中要用化学式表示⑵原电池：负极：负极本身失电子，Ｍ→Ｍn+ +ｎｅ-① 溶液中阳离子得电子Ｎm++mｅ-→Ｎ正极:2H++2e-→H2↑②负极与电解质溶液不能直接反应：O2+4e-+2H2O→4OH-（即发生吸氧腐蚀）书写电极反应时要注意电极产物与电解质溶液中的离子是否反应，若反应，则在电极反应中应写最终产物。
《化学反应原理》知识点大全
《化学反应原理》知识点大全第一章、化学反应与能量考点1：吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。
2、常见的放热反应①一切燃烧反应;②活泼金属与酸或水的反应;③酸碱中和反应;④铝热反应;⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。
3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应考点2：反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。
3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
4.根据盖斯定律计算化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。
即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。
②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。
5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。
第二章、化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率1、化学反应速率的表示方法___________。
化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。
表达式：___________ 。
其常用的单位是__________ 、或__________ 。
2、影响化学反应速率的因素1)内因(主要因素)反应物本身的性质。
2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)3、理论解释——有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
②活化能：如图图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。
《化学反应原理》全册知识点归纳
《化学反应原理》知识点归纳第一章化学反应与能量一、焓变反应热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。
⑴符号——△H；⑵单位——kJ/mol。
3．产生原因：化学键断裂——吸热；化学键形成——放热。
键能越大，物质所含能量越低，物质越稳定；键能越小，物质所含能量越高，物质越不稳定。
放热反应——反应物的总能量高于生成物的总能量(放出的热量＞吸收的热量)；△H为“－”或△H＜0。
吸热反应——反应物的总能量低于生成物的总能量(吸收的热量＞放出的热量)△H为“＋”或△H＞0。
常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥钠与水的反应常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④盐的水解二、热化学方程式1．能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式，叫热化学方程式。
2．书写热化学方程式注意要点：⑴热化学方程式必须标出能量变化。
⑵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)。
⑶热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强(对于25℃、101 kPa时进行的反应可以不注明)。
⑷热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数。
⑸各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变。
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。
2．注意点：⑴研究条件：25 ℃，101 kPa。
⑵反应程度：完全燃烧，产物是稳定的化合物。
⑶燃烧物的物质的量：1 mol。
⑷研究内容：放出的热量。
（△H＜0，单位kJ/mol）四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
化学反应原理知识点总结大全
化学反应原理知识点总结大全
一热力学原理
1、热力学第一定律（熵定律）：所有的自然过程都是朝着极大熵（ΔS≥0）的方向
发展的，也就是比较随机化的方向发展的。
2、热力学第二定律（能量守恒定律）：处理系统所有形式的能量（包括热能、机械
能等）总量不变，只会以另一种形式释放和转化。
3、热力学第三定律（温度量定律）：温度是一个绝对量，温度越高，绝对熵就越大。
二化学动力学原理
1、催化原理：催化剂可以加快反应速率，但不会改变反应的方向，也不会影响反应
的热化学原理。
2、平衡原理：动力学过程的反应速率有限，最终会趋向平衡，此时反应的反应路线（反应物与生成物之间的比例关系）就确定了，此时反应的速率为零。
3、反应速率定律：反应物的浓度大小和反应速率大小成正比；反应物的浓度变化会
影响反应速率；反应物的浓度式不同，反应速率也不同。
4、分子模型定律：反应物间共存时，分子之间相互作用的可能性越大，反应速率也
越大；分子间相互作用受到外界环境影响，反应速率也会受影响；某些环境条件有利于某
种特定反应的发生，某些环境条件则会使反应速率受到影响。
三吸收原理
吸收反应是指物质在一定气体压力或溶液浓度等环境条件下，吸取某种溶液中的特定
物质，而发生反应的一种过程，其中吸收剂在改变其构成或结构的情况下，吸收这些特定
物质而形成特定化合物。
吸收反应可以分为物质间吸收（离子质吸收或不离子质吸收）和
物质离子吸收两种。
四酸/碱的电离原理
酸的电离：当酸分子在水溶液中中断，极离子会脱水而成原子或离子，称为酸的电离，结果导致pH值降低。
《化学反应原理》知识点归纳( 三)
《化学反应原理》知识点归纳（三）第三章水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能的化合物,。
非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能的化合物。
强电解质：在水溶液里电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有分子电离成离子的电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）④电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：。
4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大电离程度溶液稀释时，电离平衡向着的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质会电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
5、电离方程式的书写：强电解质的电离用符号；弱电解质的电离用符号；弱酸的电离要写（第一步为主），弱碱的电离则一步到位。
6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，叫做电离平衡常数（一般用Ka 表示酸，Kb表示碱）。
表示方法：AB A++B-Ki=[ A+][ B-]/[AB]7、影响电离常数的因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受变化影响，不受变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越，其电离程度越，酸性越。
如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：K W =25℃时,[H+]=[OH-] =mol/L ; K W=[H+]•[OH-] =注意：K W只与有关，温度，则K W值K W不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）（2）热（3）极3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：水的电离K W〈1*10-14②温度：水的电离（水的电离是热的）③易水解的盐：水的电离K W〉1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=（2）pH的测定方法A.酸碱指示剂法：、、。
化学反应原理知识点总结
化学反应原理知识点总结化学反应原理是化学学科的重要组成部分，它涵盖了许多关键的概念和理论，对于理解化学反应的发生、方向、速率以及能量变化等方面具有重要意义。
以下是对化学反应原理相关知识点的详细总结。
一、化学反应速率化学反应速率是用来衡量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少或生成物浓度的增加来表示。
影响化学反应速率的因素主要包括以下几个方面：1、浓度在其他条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率加快；减小反应物的浓度，反应速率减慢。
这是因为浓度增大，单位体积内活化分子数增多，有效碰撞的几率增加，从而加快了反应速率。
2、压强对于有气体参加的反应，在其他条件不变时，增大压强（减小容器体积），反应速率加快；减小压强（增大容器体积），反应速率减慢。
需要注意的是，压强对反应速率的影响实际上是通过改变气体的浓度来实现的。
3、温度升高温度，反应速率加快；降低温度，反应速率减慢。
一般来说，温度每升高 10℃，反应速率通常增大到原来的 2 4 倍。
这是因为温度升高，分子的运动速率加快，更多的分子成为活化分子，有效碰撞的几率增加。
4、催化剂使用催化剂能显著改变化学反应速率。
正催化剂能加快反应速率，负催化剂能减慢反应速率。
催化剂通过改变反应的路径，降低反应的活化能，从而使更多的分子能够在较低的能量条件下发生反应。
5、其他因素固体表面积、光照、超声波、电磁波等也会对反应速率产生影响。
例如，增大固体反应物的表面积，能够增加反应物之间的接触面积，从而加快反应速率。
二、化学平衡化学平衡是指在一定条件下，可逆反应中正反应和逆反应的速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化的状态。
1、化学平衡的特征（1）逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。
（2）等：正反应速率和逆反应速率相等。
（3）动：化学平衡是一种动态平衡，反应仍在进行，只是正、逆反应速率相等。
（4）定：平衡时反应物和生成物的浓度保持恒定。
（5）变：当外界条件改变时，原平衡会被破坏，在新的条件下建立新的平衡。
化学反应原理知识点总结
化学反应原理知识点总结引言化学反应是化学学科中最重要的基础知识之一，它揭示了物质的性质变化和能量转化的过程。
本文将对化学反应原理的一些关键知识点进行总结和探讨，帮助读者更好地理解化学反应的本质和基本原理。
一、化学反应的定义和基本概念化学反应是指原子、分子或离子之间发生碰撞、组合和重组，导致化学键的断裂和形成的过程。
在化学反应中，反应物转变为产物，伴随着能量的吸收或释放。
反应物与产物之间的化学键的破裂和形成是化学反应的关键。
二、反应物和产物反应物是指参与反应的化学物质，产物则是反应后形成的新物质。
化学反应中，反应物和产物的物质组成和化学性质发生了变化。
反应物和产物之间的摩尔比例称为化学计量比。
根据化学计量比，可以计算反应所需的物质的量。
三、守恒定律和能量转化化学反应中，守恒定律是一个基本原则。
根据守恒定律，质量、能量和电荷在反应中都是守恒的。
质量守恒指反应物的质量之和等于产物的质量之和；能量守恒指反应中的能量总量保持不变。
能量转化是化学反应的重要特征之一，反应过程中能量的转移和转化决定了反应的速率和放热、吸热性质。
四、化学平衡和反应速率化学平衡是化学反应达到稳定状态时的一种特性。
化学平衡的式子用化学方程式表示，可以用摩尔浓度或者压力来描述化学平衡。
平衡常数是一个定值，表征了反应物浓度与产物浓度之间的比率。
反应速率则指单位时间内反应物消耗或产物生成的速度。
反应速率受影响的因素包括浓度、温度、催化剂等。
五、反应类型和反应机理化学反应可以分为许多类型，例如酸碱中和反应、氧化还原反应、置换反应等。
每种反应类型都有其特定的反应机理，即反应过程中的中间态和步骤。
了解反应类型和反应机理可以帮助我们理解反应过程的具体细节和机制。
六、化学反应的应用化学反应的理论和实践应用非常广泛。
它们在日常生活中的应用包括化妆品、洗涤剂、药品等的合成和制备。
在工业生产中，化学反应用于制备合成材料、燃料、肥料等。
此外，化学反应还在环境保护和能源开发等领域发挥着重要作用。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
CHCl、VNaOH均为定值 VHCl为实验测定值
①未用标准液润洗滴定管。
CNaOH偏高
造成CHCl偏小， 消耗的VHCl偏大，
1、溶液酸碱性的判断 C(H+)>C(OH-)
Kw =C(H+)·C(OH-) C(H+)=C(OH-)
2、PH值计算：
C(H+)<C(OH-)
酸性 中性 碱性
基本原理：PH=－lg c(H+) C(H+)=Kw/c(OH-) 计算方法：25℃时，Kw=c(H+)·c(OH-)=10-14 ①酸性溶液： c(H+)→PH=-lgc(H+) ②碱性溶液： c(OH-)→c(H+)→PH=-lgc(H+)
③中性溶液：25℃时，PH=7（1）单一溶液PH值计算：
（2）酸碱加水稀释后溶液的PH值计算：
总结：稀释10n时
强酸：PH’=PH＋n 弱酸：PH<PH’<PH+n 不能＞7
强碱：PH’=PH－n 弱碱：PH-n<PH’<PH 不能＜7
（3）混合溶液的PH值计算：
①强酸+强酸 C(H+)= C(H+)1V1+C(H+)2V2 差100倍忽略
③多元弱酸分步电离，主要取决于第一步。(P68)
★ 四、水的电离: K1>>K2>>K3
1、水的电离: H2电O+离H平2O衡常H数3O：+K+O＝H－C(H+H)×2OC(OHH＋-）+OH－
2、水的离子积:
C(H2O）
一定温度：C(H+)·C(OH-)=Kw， 25℃时，Kw=1×10-14
Kw叫水的离子积常数,简称水的离子积.
b.加入消耗弱电解质离子的电解质 正向移动 5.电离平衡常数：
⑴弱酸电离常数用Ka表示，
CH3COOH
CH3COO - + H+Ka=
⑵弱碱电离常数用Kb表示。
C(CH3COO-)·C(H+) C(CH3COOH)
①K只与温度有关, 与浓度无关。T↑,K↑
②K用来表示弱酸的相对强弱（P67表） K越大，电离程度越大，酸性越强。
NaHCO3
1.定义：在一定温度下，当弱电解质在水溶液中电离达
到最大程度时，电离过成并没有停止。此时弱电解质分
子电离成离子的速率和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。
2.特点：逆,等,定,动,变
3.电离度（α）：
已电离的弱电解质的浓度
α=
弱电解质的初始浓度 ×100%
★ 4. 影响电离平衡的因素： (1)内因：电解质本身的性质
(2)外因：
①温度：T↑，正向移动，电离度↑。 电离吸热 ②浓度：越稀越电离.
a.加水稀释：正向移动，电离度增大 b.增大浓度：正向移动，电离度减小
浓度越小电离程度越大. 浓度越大电离度越小.
③外加电解质
a.加入含弱电解质离子的电解质 逆向移动
强酸、强碱、大部分盐、活泼金属氧化物 弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质 弱酸、弱碱、水： 【注】①导电能力决定于离子的溶度及离子所带电荷数
②强弱电解质的区分：
★ 二、电离方程式的书写 1、强等号，弱可逆。 2、多元弱酸分步电离。
3、酸式盐电离。 NaHSO4 4、多元弱碱一步电离。 三、弱电解质的电离平衡
（1）酸式滴定管用于盛装酸性、
中性、强氧化性溶液；
碱式滴定管用于盛装碱性溶液。
（2）标有：温度、容积、刻度
（3）读数：精确到0.01ml 注：量筒无“0”刻度精确到0.1ml
4、药品： 标准液、待测液、指示剂
5、滴定：（已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH）
（滴1）定滴C管酸=定：C前检碱VV的酸漏碱 准备或
(0.1MOL/L的HCl滴定20ML，的NaOH)
14 0, 13
12
10
8
6
4
2
0
0
10
19.98, 9.7
20, 7
20.02, 4.3
20
30
滴加HCl的体积
40, 1.48
40
50
6、酸碱中和滴定误差分析
(以标准盐酸滴定待测NaOH为例)
CNaOH= （1）洗涤不当
CHClVHCl VNaOH
C(OH-)1V碱－C(OH-)2V酸 V酸+V碱
C(H+)=Kw/c(OH-) PH=－lg c(H+)
二、酸碱中和滴定 1、定义： 用已知浓度的酸（或碱）来测定一定体积
未知浓度的碱（或酸）的浓度的方法 2、原理： （一元酸、碱）H++OH-=H2O
n(H+)=n(OH-)
C酸V酸=C碱V碱
3、仪器： 酸式滴定管，碱式滴定管，锥形瓶
②强碱+强碱
V1+V2
C(OH-)= C(OH-)1V1+C(OH-)2V2
③强酸+强碱
V1+V2
C(H+)=Kw/c(OH-) PH=－lg c(H+)
混合后显中性：25℃时PH=7
混合后显酸性：C(H+)= C(H+)1V酸－C(H+)2V碱 PH=－lg c(H+)
混合后显碱性：
V酸+V碱
C(OH-)=
注：1、温度越高，Kw越大。 2、水的电离是吸热过程。
3、Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他溶液。
★ 4、①影升响高水温的度电促离进平水衡电的离因，素：Kw增大
②加酸、碱 抑制水电离， Kw不变
③盐 可水解 促进水电离，Kw不变 不水解 无影响， Kw不变
第二单元、溶液的酸碱性
一、溶液的酸碱性
左手：控制活塞
右手：摇动锥形瓶 眼睛：注视锥形瓶内溶液颜色的变化
滴定终点的确定：
当最后一滴标准液恰好使指示剂的颜色由红色变为无
色，且在半分钟内不恢复原色，即为滴定终点
读数：V终 （3）重复2~3次
（4）数据处理
最终消耗酸的体积V=V终－V始
－ V酸=
V1+V2+V3
3
（误差大的结果舍去）
溶液pH
酸碱中和滴定突变曲线
专题 3 溶液中的离子反应
第一单元弱电解质的电离平衡
一、强弱电解质相关概念及判断
1、电解质：在水溶液或熔融状态下能导电的化合物 例：酸、碱、盐、金属氧化物
非电解质:在水溶液和熔融状态下都不导电的化合物
【注意】 例：蔗糖、酒精、SO2、CO2、NH3等
①都必须是化合物。(×单质、混×合物)
②导电离子必须是自身电离。 ③电解质固态时不导电。 2、强电解质：在水溶液中完全电离的电解质
C碱=
C酸V酸 V碱
C酸,V碱是定值;只需测 定消耗的V酸
水洗
润洗 目的：滴定管内壁的蒸馏水有稀释作 用，待装液润洗2~3次可减少误差。
装液 0刻度以上2~3ml。
排气调液面 0或0刻度以下。
读数V始 取液或滴定使用 锥形瓶： 水洗→ 装液→ 滴指示剂 （酚酞）
只水洗，不润洗
取20ml待测碱液
（2）滴定