高中化学选修四增补
高中化学选修四教案
高中化学选修四教案同学已学习了学校的氧化还原反应的基本概念，已把握了有关氧化还原反应中特别例子，通过分学校概念的逐步分析，一起看看高中化学选修四教案!欢迎查阅!高中化学选修四教案1教学目标学问与技能：初步把握依据化合价的变化分析及推断氧化还原反应的方法。
过程与方法：学习由表及里以及规律推理的抽象思维方法。
情感，态度，价值观：从氧化还原这一对典型的冲突，领悟对立统一的辩证唯物主义观点。
2学情分析1、同学学习本节课的基础：同学已学习了学校的氧化还原反应的基本概念，已把握了有关氧化还原反应中特别例子，通过分学校概念的逐步分析，使学习能从学校的特别例子转移到高中扩大的概念的实质了来。
若能从理论上、其它概念的进展的类比上进行分析，学习对其实质的理解还是完全可以接受的。
2、同学学习本课内容的力量：通过对本节课内容的深刻理解，肯定会使同学对氧化还原反应有更深层次的熟悉，肯定会理解很多反应的进行的实质，对电化学学问也肯定会达到肯定的理解程度。
对学问的理解肯定会使同学的力量提高，也使同学学习化学的理论水平有很大提高，对同学的今后元素化合物性质的学习会起到相当大的关心作用。
3 同学学习本课内容的心理：新上高一的同学从心理上还未完全从学校的心理、思维方式上转变过来，理解力量还不非常强，但上高中后都有一种奇怪心、好胜心，同时也都有肯定的进取心，特殊是考入重高的同学更是如此，因此，正确引导，逐步培育，是完全可以接受的，也是培育同学心理承受力量、规律思维力量的好时期。
3重点难点本节课的教学重点是在理解学校氧化还原反应(特例)概念的基础是，理解高中氧化还原反应的本质及特征。
4教学过程4.1 第一学时评论(0) 教学目标学问与技能：初步把握依据化合价的变化分析及推断氧化还原反应的方法。
过程与方法：学习由表及里以及规律推理的抽象思维方法。
情感，态度，价值观：从氧化还原这一对典型的冲突，领悟对立统一的辩证唯物主义观点。
评论(0) 教学重点本节课的教学重点是在理解学校氧化还原反应(特例)概念的基础是，理解高中氧化还原反应的本质及特征。
高中化学选修四《化学反应原理》《盖斯定律》【创新教案】
选修4 化学反应原理第一章化学反应与能量第三节盖斯定律及其应用核心素养：通过对盖斯定律的发现过程及其应用的学习，感受化学科学对人类生活和社会发展的贡献。
一、教材分析1、本节教学内容分析前面学生已经定性地了解了化学反应与能量的关系，通过实验感受到了反应热，并且了解了物质发生反应产生能量变化与物质的质量的关系，以及燃烧热的概念。
在此基础上，本节介绍了盖斯定律，并从定量的角度来进一步认识物质发生化学反应伴随的热效应。
本节内容分为两部分：第一部分，介绍了盖斯定律。
教科书以登山经验“山的高度与上山的途径无关”浅显地对特定化学反应的反应热进行形象的比喻，帮助学生理解盖斯定律。
然后再通过对能量守恒定律的反证来论证盖斯定律的正确性。
最后通过实例使学生感受盖斯定律的应用，并以此说明盖斯定律在科学研究中的重要意义。
第二部分，利用反应热的概念、盖斯定律和热化学方程式进行有关反应热的计算，通过三道不同类型的例题加以展示。
帮助学生进一步巩固概念、应用定律、理解热化学方程式的意义。
本节引言部分用几句简短的话说明了学习盖斯定律的缘由以及盖斯定律的应用，本节内容中，盖斯定律是个难点，为了便于学生理解，教科书以测山高为例，并用能量守恒定律来论证。
最后用CO的摩尔生成焓的计算这个实例来加强学生对于盖斯定律的理解。
学生在掌握了热化学方程式和盖斯定律的基础上，利用燃烧热的数据，就可以进行简单的热化学计算。
这样的安排符合学生的认知规律，并让学生掌握一种着眼于运用的学习方式，体现了新课标的精神。
2、课标分析3、本节在本章及本模块中的地位和作用能源是人类生存和发展的重要物质基础，本章通过化学能与热能转化规律的研究帮助学生认识热化学原理在生产、生活和科学研究中的应用，了解化学在解决能源危机中的重要作用，知道节约能源、提高能量利用率的实际意义。
在必修化学2中，学生初步学习了化学能与热能的知识，对于化学键与化学反应中能量变化的关系、化学能与热能的相互转化有了一定的认识，本章是在此基础上的扩展与提高。
【全程复习方略】高中化学(鲁科版)选修四配套课件：3.1.1 水的电离 电解质在水溶液中的存在状态
因水的电离正向是吸热的，故升高温度， KW增大；温度不变，
KW不变。故B、D正确。
【警示钟】
该题容易错选A。原因在于错误地认为加入氨水后水的电离平 衡逆向移动，所以溶液中［OH-］降低。而实际上水的电离平 衡逆向移动的原因是因为氨水电离出的OH-抑制了水的电离， ［OH-］是增大的。
二、强电解质和弱电解质 1.强电解质和弱电解质的“一同”“五不同”
一、外界条件对水的电离平衡的影响
【特别提醒】(1)水的电离平衡遵循化学平衡的一般规律，归
纳为：
﹒﹒﹒ ﹒﹒﹒﹒ ﹒﹒﹒﹒
(2)KW的适用范围：不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液。
(3)任何水溶液中，由水电离出的OH-和H+的浓度都是相等的。
﹒﹒﹒﹒﹒
【典例1】(双选)(2012·塘沽高二检测)25 ℃时，水的电离达
(2)弱电解质：弱电解质的电离方程式用“ ①一元弱酸和弱碱直接写一步电离，如
”连接。
CH3COOH
NH3·H2O
CH3COO-+H+，
NH4++OH-。
②多元弱酸分步电离，主要进行第一步电离，第二步电离较第 一步更微弱，如 H2CO3 HCO3Fe(OH)3 H++HCO3- (主)， H++CO32- (次)。 Fe3++3OH-。
③多元弱碱分步电离，但书写电离方程式时一步写出，如
3.强、弱酸酸式盐的电离 (1)强酸酸式盐在熔融状态下的电离与在水溶液中的电离不相 同。 如NaHSO4 ====Na++H++SO42- (水溶液中)，
W
吸热 的可逆过程，故温度升高,K _____ 增大 。 ②水的电离是_____ W 温度 的影响，与［H+］、［OH-］的变 ③水的离子积常数只受_____ 化无关。
人教版高中化学选修4 化学反应原理 第四章 第二节 化学电源(第1课时)
化学电源
4、衡量电池优劣的指标
比能量：电池单位质量或单位体积所能输出 电能的多少，符号(W·h)/kg ,(W·h)/L 比功率：电池单位质量或单位体积所能输出 功率的大小，符号W/kg ,W/L 储存时间：电池的储存时间的长短 除特殊情况外，质量轻、体积小而输 出电能多、功率大、储存时间长的电池， 更适合使用者的需要。
2NH4++2MnO2 + 2e-=2NH3↑+Mn2O3+H2O
电池反应： Zn+2NH4++2MnO2= Zn2++2NH3↑+Mn2O3+H2O
优点：制作简单、价格便宜。 缺点：放电时间短，电压下降快。
2014年7月8日星期二 10
一次电池
随着用电器朝着
小型化、多功能化发
展的要求，对电池的 发展也提出了小型化、 多功能化发展的要求。
O2 + 2H2O + 4e-= 4OH-
2014年7月8日星期二
28
燃料电池
书写电极反应式应注意以下几点 1．将两极反应的电子得失数配平后，相加得到总反应， 总反应减去一极反应即得到另一极反应； 2．负极失电子所得氧化产物和正极得电子所得还原产 物，与溶液的酸碱性有关（如+4价的C在酸性溶液中以 CO2形式存在，在碱性溶液中以CO32-形式存在）； 3．溶液中不存在O2-：在酸性溶液中它与H+结合成H2O、 在碱性或中性溶液中它与水结合成OH-；
负极：Zn +2OH--2e- =Zn(OH)2 正极：Ag2O + H2O+ 2e- =2Ag+2OH总反应: Zn + Ag2O + H2O ＝ 2Ag + Zn(OH)2
海南省儋州市第一中学人教版高中化学化学选修4 第四章
略过量 BaCl2 溶液
除SO42-
、 Na+、 Cl-、 Ca2+
略过量NaOH 溶液
、 , Ba2+
引入OH- 除Fe3+ Mg2+
Na+、 Cl-、 Mg2+、 Ca2+、 Fe3+ 、引入Ba2+
略过量
Na2CO3 溶液 除Ca2+. Ba2+
Na+、 Cl-、
、 CO32- OH-
适量HCl溶液
由于粗盐中含有泥沙、Ca2+ 、Mg2+、 Fe3+ 、 SO42—等杂质，会在碱液中形成沉淀从而损坏离子 交换膜，那么如何除去这些杂质呢？
、 泥沙 Na+、 Cl-、
Mg2+、 Ca2+、 Fe3+ 、 SO42-
沉降 除泥沙
Na+、 Cl-、 .Mg2+、 Ca2+、 Fe3+ 、 SO42-
(2)避免生成物H2和Cl2混合,
因为: 混合遇火或遇强光爆炸
.
解决方法:使用离子交换膜
氯碱工业:离子交换膜法制烧碱
（1）生产设备名称：离子交换膜电解槽
阴极：碳钢
阳极：钛
阳离子交换膜：只允许阳离子通过(Cl－、 OH－离子和气体不能通过)，把电解槽隔 成阴极室和阳极室。
（2）离子交换膜的作用：
a、防止氢气和氯气混合；
阳极： 6O 2- －12e- == 3O2↑
阴极： 4Al 3+ + 12e- == 4Al
总反应：2Al2O3(熔融)
通电
冰晶石 4Al + 3O2 ↑
助熔剂：冰晶石（Na3AlF6 六氟合铝酸钠）
高中化学选修四第一章第一节-化学反应与能量的变化 课件
焓变：在一定条件下（恒压）的反应热
生成物与反应物的焓值差
①符号：△H
②单位：kJ/mol
③测量条件：恒压下，一般为敞口容器中
④意义： “+”：吸热，环境对体系做功，体系能量增加 “-”：放热，体系对环境做功，体系能量减少
⑤影响焓变的因素
a. 反应物的用量 b. 反应的条件（温度、压强） c. 反应体系中物质的聚集状态
任何一个化学反应都包括物质 的变化和能量的变化。
那么，有什么表达式能把这两种 变化都表示出来？
H2 + I2 = 2HI 只表示物质变化
二、热化学方程式：
定义： 能表示参加反应物质的量和反
应热关系的化学方程式。
H2(g)+I2(g)
200℃ 101kPa
2HI(g)
△H=
-14.9kJ/mol
物质
Cl2 Br2 I2
HCl HBr HI H2
能量（ kJ）243 193 151 432 366 298 436
根据上述数据回答下列问题：
A (1)下列物质本身具有的能量最低的是（ ）
A. H2 B. Cl2 C. Br2 D. I2
A (2)下列氢化物中，最稳定的是（ ）
A. HCl B. HBr C. HI
E （生成物化学键形成时所释放的总能量） 放热反应：△H为“-”或△H＜0
吸热反应：△H为“+” 或△H＞0
思考题
1. 下列说法中不正确的是( ) A．化学变化过程是原子的重新组合过程 B．化学反应可分为吸热反应和放热反应 C．化学反应中能量变化的多少与其反应物的 质量有关 D．化学变化中的能量变化都是以热能形式表 现出来的
2、书写热化学方程式的注意事项
新高中化学选修四教案人教版
新高中化学选修四教案人教版
课程名称：高中化学选修四
教材版本：人教版
课时：1课时
教学内容：第一章元素化学
教学目标：了解元素的性质及其在化学反应中的应用
教学重点：元素的周期性规律和应用
教学难点：掌握元素的周期表结构及元素的应用
教学准备：教材、教具、实验器材等
教学过程：
一、导入
通过展示元素周期表引导学生了解元素的分类和周期性规律。
二、讲解
1. 讲解元素周期表的结构和元素的组成。
2. 讲解元素在化学反应中的应用，如金属元素的性质以及非金属元素的化合物应用等。
三、实验
进行一些简单的实验，如金属氧化反应、非金属氧化反应等，让学生通过实验来加深对元素在化学反应中的应用的了解。
四、讨论
引导学生讨论元素周期表中元素的分类、元素的周期性规律等内容，并引导学生思考元素的应用在生活中的实际意义。
五、总结
总结本节课的内容，对元素周期表的结构、元素的性质和应用等做出总结，并布置相应的作业。
六、作业
1. 阅读相关教材，复习本节课的内容。
2. 完成相应的练习题，巩固所学知识。
七、课后反思
通过教学反思，总结本节课教学的不足之处，并对下节课的教学做出相应的调整和改进。
教学反思：本节课内容较为简单，通过展示元素周期表和开展简单的实验等方式能够引起学生的兴趣，提高他们对元素化学的认识和理解。
在接下来的教学中，需要更多地引导学生自主学习，并提供更多的实践机会，加深学生对元素化学的理解和应用。
高中化学选修四第二章化学平衡知识点
第二节化学平衡大地二中张清泉一、化学平衡1、化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，各组成成分浓度不再变化，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征：逆：研究前提是可逆反应等：同一物质的正逆反应速率相等动：动态平衡定：各物质的浓度与质量分数恒定变：条件改变，平衡发生变化3、判断平衡的依据：4、影响化学平衡移动的因素（1）浓度对化学平衡移动的影响：○1在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动；○2增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动；○3在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，v（）减小，v（逆）减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动（2）温度对化学平衡移动的影响：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向放热反应方向移动。
（3）压强对化学平衡移动的影响：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。
注意：○1改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动○2气体减或增压与溶液稀或浓缩的化学平衡移动规律相似（4）催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。
但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。
（5）勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
【习题一】（2018•长春一模）已知反应A2（g）+2B2（g）⇌2AB2g）△H＜0下列说法正确的是（）A．升高温度，正向反应速率增加，逆向反应速率减小B．升高温度有利于反应速增加，从而短达到平衡的时间C．达到平衡后，升高温度或增大压强都有利于该反应平衡正向移动D．达到平衡后，降低温度或减小压强都有利于该反应平衡正向移动【考点】化学平衡的影响因素．【专题】化学平衡专题．【分析】A、升高温度正、逆反应速率都增大；B、升高度反应速加快；C、温平衡吸热反应方向进行，增大压强平衡向气体体积减小的方向移动；D、降低温度平衡向放热反应移动，减小压强平衡向气体体积增大的方向移动．【解答】解：A、升高温度正、逆反应速率都增大，该反应正反应是放热反应，逆反应速率增大更多，平衡向逆反应移动，故A错误；B、升高温度反应速率加快，缩短到达平衡的时间，故B正确；C、该反应正反应是体积减小的放热反应，升高度有于平衡向逆反应移动，增大压强有利于平衡向气正反应移动，故C错误；D、该反应正反应是体积减小的放热反应，降低温度，平衡正向进行，减小压强平衡向气体体积增大的方向移动，即向逆反应移动，故D错误；故选：B。
【人教版】高中化学选修4知识点总结：第二章化学反应速率和化学平衡
第二章化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率（1）化学反应速率的概念化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度的物理量。
（2）化学反应速率的表示方法对于反应体系体积不变的化学反应，通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化值表示。
某一物质A的化学反应速率的表达式为：式中——某物质A的浓度变化，常用单位为mol·L-1。
——某段时间间隔，常用单位为s,min,h。
υ——物质A的反应速率，常用单位是mol·L-1·s-1，mol·L-1·s-1等。
（3）化学反应速率的计算规律①同一反应中不同物质的化学反应速率间的关系同一时间内，用不同的物质表示的同一反应的反应速率数值之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。
②化学反应速率的计算规律同一化学反应，用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比等于反应方程式中相应的物质的化学计量数之比，这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。
（4）化学反应速率的特点①反应速率不取负值，用任何一种物质的变化来表示反应速率都不取负值。
②同一化学反应选用不同物质表示反应速率时，可能有不同的速率数值，但速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。
③化学反应速率是指时间内的“平均”反应速率。
小贴士：①化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率。
②由于在反应中纯固体和纯液体的浓度是恒定不变的，因此对于有纯液体或纯固体参加的反应一般不用纯液体或纯固体来表示化学反应速率。
其化学反应速率与其表面积大小有关，而与其物质的量的多少无关。
通常是通过增大该物质的表面积（如粉碎成细小颗粒、充分搅拌、振荡等）来加快反应速率。
③对于同一化学反应，在相同的反应时间内，用不同的物质来表示其反应速率，其数值可能不同，但这些不同的数值表示的都是同一个反应的速率。
因此，表示化学反应的速率时，必须指明是用反应体系中的哪种物质做标准。
普通高中课程标准教科书化学选修4
的化 基学 本反 内应 容原 理
的化 学学 习反 方应 法原 理
有 效 碰 撞 理 论
活 化 分 子 与 活 化 能
催 化 剂 作 用 简 介
绪言的特点
• 提出问题 已有知识 反应的条件、速率、 和经验 提 纲 内 限度的不同（有规律可循）
挈 容 领
• 概述全书内容 热、电化学
反应速率、限度、反应
• 注意与必修模块的衔接 • 恰当定位教材的理论水平 • 教材容量适当，留有发展空间 • 栏目设计与装祯，求新务实
交叉内容的处理
内容 角度和重点 知识范围
反应速率
原电池
由定性描述到定量 表达，实验测定 原电池由无盐桥到 有盐桥(铜锌)
深化
深化、 拓展
焓与熵的处理
焓
简化(~反应热)
焓是与内能有关的物理 量。在一定条件下，某一反 应吸热或放热，由生成物与 反应物的焓值差焓变决定。 化学实验和化工生产中，通 常遇到的反应是在敞口容器 中进行的，反应系统的压力 与外界压力（大气压）相等， 也就是说，反应是在恒压条 件下进行的，此时反应的热 效应就是焓变。
1
热化学方程式 焓变 盖斯定律
2
节约能源的意义 能源 开发新能源
化学反应热计算 焓变 3
第一节
化学反应与能量变化
一、反应热 焓变 要点： 1.反应热的概念(举例说明化学键能→反应热效应→ 吸、放热反应) 2.焓变简化后的意义=恒压下反应的反应热H 3.放热反应的H为“－” 资料——体系与环境 二、热化学方程式 要点： 1.注明反应时的温度、压强，反应物、产物的状态 2.化学方程式中的计量数可以是分数
高中必修课标中相关要求
相关知识的前后衔接
初中
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制作人：陈毅博 973955693@qq.com 选修4增补
1.部分弱酸（含一水合氨）电离平衡常数： 名称 化学式 Ka pKa
砷酸 H3AsO4 6.2X10-3(Ka1) 1.2X10-7(Ka2) 3.1X10-12(Ka3) 2.21 6.93 11.51
亚砷酸 H3AsO3 5.1X10-10 9.29 硼酸 H3BO3 5.8X10-10 9.24 次溴酸 HOBr 2.3X10-9 8.63 氢氰酸 HCN 6.2X10-10 9.21 氰酸 HCNO 3.3X10-4 3.48
碳酸 H2CO3 4.45X10-7(Ka1) 4.7×10-11(Ka2) 6.352 10.33
次氯酸 HClO 2.98X10-8 7.526 亚氯酸 HClO2 1.1X10-2 1.95 铬酸氢根 HCrO4- 3.2X10-7
(Ka2) 6.50
氢氟酸 HF 6.8X10-4 3.17 次碘酸 HIO 2.3X10-11 10.64 碘酸 HIO3 0.49 0.31 亚硝酸 HNO2 7.1X10-4 3.15
过氧化氢 H2O2 2.2X10-12 11.65 次磷酸 HPO3 5.9X10-2 1.23
磷酸 H3PO4 7.11X10-3(Ka1) 6.23X10-8(Ka2) 4.5X10-13(Ka3) 2.18 7.199 12.35
焦磷酸 H4P2O7 0.20（Ka1） 6.5X10-3（Ka2） 1.6X10-7（Ka3） 2.6X10-10(Ka4) 0.70 2.19 6.80 9.59
亚磷酸 H3PO3 3.7X10-2（Ka1） 2.9X10-7（Ka2） 1.43 6.54
氢硫酸 H2S 1.3X10-7（Ka1） 7.1X10-15(Ka2) 6.88 14.15
硫酸氢根 HSO4- 1.02X10-2（Ka2） 1.99
亚硫酸 H2SO3 1.23X10-2（Ka1） 5.6X10-8（Ka2） 1.91 7.18
硫氰酸 HSCN 0.13 0.9
硫代硫酸 H2S2O3 0.25(Ka1) 1.9X10-2(Ka2) 0.60 1.72
偏硅酸 H2SiO3 1.7X10-10（Ka1） 1.6X10-12(Ka2) 9.77 11.8
甲酸 HCOOH 1.80X10-4 3.745
草酸 HOOC-COOH 5.60X10-2(Ka1) 5.42X10-5(Ka2) 1.252 4.266
乙酸 CH3COOH 1.75X10-5 4.757 丙酸 C2H5COOH 1.34X10-5 4.874 乳酸（D-2-羟基丙酸） CH3CH(OH)COOH 1.38X10-4 3.860 苯酚 C6H5OH 1.0X10-10 9.98 苯甲酸 C6H5COOH 6.28X10-5 4.202 水杨酸（2-羟基-苯甲酸） C7H6O3 1.0X10-3(COOH) 2.98 制作人：陈毅博 973955693@qq.com 2.2X10-14(OH) 13.66
邻苯二甲酸 C8H6O4 1.12X10-3(Ka1) 3.91X10-6(Ka2) 2.950 5.408
柠檬酸（2-羟基-1，2，3-丙三羧酸） C6H8O7 7.44X10-4(Ka1) 1.73X10-5(Ka2) 4.02X10-7(Ka3) 3.128 4.761
6.396
名称 化学式 Kb pKb 一水合氨 NH3· H2O 1.8X10-5 4.74 2.难溶电解质的溶度积常数： 名称 化学式 Ksp 名称 化学式 Ksp 氯化银 AgCl 1.56×10-10 氢氧化铁 Fe(OH)3 1.1×10-36 溴化银 AgBr 7.7×10-13 硫化铁 FeS 3.7×10-19 碘化银 AgI 1.5×10-16 氯化亚汞 Hg2Cl2 2×10-18 铬酸银 Ag2O4 9.0×10-12 溴化亚汞 Hg2Br2 1.3×10-21 碳酸钡 BaCO3 8.1×10-9 碘化亚汞 Hg2I2 1.2×10-28 铬酸钡 BaCrO4 1.6×10-10 硫化汞 HgS 4×10-53~2×10-49 硫酸钡 BaSO4 1.08×10-10 碳酸锂 Li2CO3 1.7×10-3 碳酸钙 CaCO3 8.7×10-9 碳酸镁 MgCO3 2.6×10-5 草酸钙 CaC2O4 2.57×10-9 氢氧化镁 Mg(OH)2 1.2×10-11 氟化钙 CaF2 3.95×10-11 氢氧化锰 Mn(OH)2 4×10-14 硫酸钙 CaSO4 1.96×10-4 硫化锰 MnS 1.4×10-15 硫化镉 CdS 3.6×10-29 碳酸铅 PbCO3 3.3×10-14 硫化铜 CuS 8.5×10-45 铬酸铅 PbCrO4 1.77×10-14 硫化亚铜 Cu2S 2×10-47 碘化铅 PbI2 1.39×10-8 氯化亚铜 CuCl 1.02×10-6 硫酸铅 PbSO4 1.06×10-3 溴化亚铜 CuBr 4.15×10-8 硫化铅 PbS 3.4×10-28 碘化亚铜 CuI 5.06×10-12 氢氧化锌 Zn(OH)2 1.8×10-14 氢氧化亚铁 Fe(OH)2 1.64×10-14 硫化锌 ZnS 1.2×10-23 3.常见气体的溶解度
以下为室温、常压下，气体在水中的溶解度。
极易溶 易溶 可溶或能溶 微溶 难溶或不溶 与水反应
气体 NH3 HCNO、 HX、SO2 CO2 Cl2 H2S C2H2
O2、H2、CO、NO、CH4、
CH3Cl、C2H6、C2H4 F2、SO2、NO2、CO2
溶解度 702 40 1 2.26 2.6 1.03
O2：0.03102 H2：0.1819
注释：X表示F、Br、I等元素。HCl在常温常压下溶解度为1:500 与气体溶解度有关因素：①相似相溶②氢键③是否发生反应 4.共轭酸碱理论（conjugate acid-base pair） 布朗斯特（Brönsted）和劳莱（Lowry）在1923年提出的质子理论认为，凡是给出质子的任何物质（分子或离子）都是酸；凡是接受质子的任何物质都是碱。简单地说，酸是质子的给予体，而碱是质子的接受体。酸和碱之间的关系表示如下： 酸 = 质子 + 碱 制作人：陈毅博 973955693@qq.com 按照酸碱质子理论，属于酸的有：HCl、HAc、NH4+等。属于碱的有：NH3、[Al(H2O)5OH]2+、Cl-、Ac-、PO43-等。而HCO3-、HPO42-等既是酸也是碱。
同时还可以看出，酸和碱是统一在对质子的关系上：酸放出质子后变成了碱，而碱接受质子后就变成了酸。为了表示它们之间的联系，常把酸碱之间的这种关系叫做共轭酸碱。酸放出质子后形成的碱，叫做该酸的共轭碱；碱接受质子后形成的酸，叫做该碱的共轭酸。我们把相差一个质子的对应酸碱，叫做共轭酸碱。 根据酸碱的质子理论，容易放出质子的物质是强酸，而该物质放出质子后就不容易形成碱，同质子结合能力弱，因而是弱的碱。换言之，酸越强，它的共轭碱就越弱；反之，碱越强，它的共轭酸就越弱。 根据酸碱质子理论，酸碱在溶液中所表现出来的强度，不仅与酸碱的本性有关，也与溶剂的本性有关。我们所能测定的是酸碱在一定溶剂中表现出来的相对强度。同一种酸或碱，如果溶于不同的溶剂，它们所表现的相对强度就不同。例如HAc在水中表现为弱酸，但在液氨中表现为强酸，这是因为液氨夺取质子的能力（即碱性）比水要强得多。这种现象进一步说明了酸碱强度的相对性。 酸的酸性由K
a决定，其共轭碱的碱性由Kh决定，Ka（酸）越大，则Kb
（共轭碱）越小
且K
a（酸）·Kb（共轭碱）=Kw，同理Kb（碱）·Ka（共轭酸）=Kw
特别的：H2CO3的Ka1=4.45X10-7≈10-7，故：
酸性强于碳酸的酸，与其共轭碱等浓度1:1混合后呈酸性 酸性弱于碳酸的酸，与其共轭碱等浓度1:1混合后呈碱性 5.碘量法(iodometric method)
碘量法是一种氧化还原滴定法，以碘作为氧化剂，或以碘化物（如碘化钾）作为还原剂进行滴定的方法，
用于测定物质含量。极微量的碘与多羟基化合物淀粉相遇，也能立即形成深蓝色的配合物，这一性质在碘量法中得到应用。 碘量法分为直接碘量法和间接碘量法，其中间接碘量法有分为剩余碘量法和置换碘量法。 碘量法可用于测定水中游离氯、总氯、溶解氧，气体中硫化氢，食品中维C、葡萄糖等物质的含量。因此碘量法是环境、食品、医药、冶金、化工等领域最为常用的监测方法之一。 操作： 直接碘量法 直接碘量法是用碘滴定液直接滴定还原性物质的方法。在滴定过程中，I2被还原为I： I2＋2e-2I-
滴定条件：弱酸（HAc，pH =5 ）弱碱（Na2CO3，pH =8）溶液中进行；如果溶液pH>9， 可发生副反应使测定结果不准确。 强酸中： 4I-+ O2(空气中) + 4H+ 2I2+ H2O
强碱中： 3I2+ 6OH-IO3-+ 5I-+ 3H2O 指示剂：1)淀粉，淀粉遇碘显蓝色，反应极为灵敏。化学计量点稍后， 溶液中有过量的碘，碘与淀粉结合显蓝色而指示终点到达。 2)碘自身的颜色指示终点，化学计量点后，溶液中稍过量的碘显黄色而指示终点。
可滴定物：I2 是较弱的氧化剂，凡是氧化性大于I2的物质都可用标准溶液直接滴定： S2-、S2O32-、SO32-、As2O3、Vc等
间接碘量法 1)剩余碘量法 剩余碘量法是在供试品（还原性物质）溶液中先加入定量、过量的碘滴定液，待I2与测定组分反应完全后，然后用硫代硫酸钠滴定液滴定剩余的碘，以求出待测组分含量的方法。滴定反应为： I2（定量过量）＋还原性物质2I-＋I2（剩余）
I2（剩余）＋2S2O32-S4O62-＋2I- 2）置换碘量法（专用于测定氧化剂的含量） 置换碘量法是先在供试品（氧化性物质）溶液中加入碘化钾，供试品将碘化钾氧化析出定量的碘，碘再用硫代硫酸钠滴定液滴定，从而可求出待测组分含量。滴定反应为：