高中化学选修3知识点清单

高中化学选修3知识点

第一章原子结构与性质

一.原子结构

1.能级与能层

能层(n)—二—四五六七

符号KLN0PQ

能级(1)Is2s2P3s3P3d4s4P4d4f5s.......

最多22626102610142.......

电子数281832.......2n2

2.原子轨道

s电子的原子轨道呈球形对称

轨道形I

P电子的原子轨道呈哑铃形

能级上1个

74)能级上3个

各能级上的原子轨道数目能级上5个

〃f能级上一个

①相同能层上原子轨道能量的高低:

7is</tp<7id</if

②形状相同的原子轨道能量的高低：

能量关系ls<2s<3s<4s...

③同一能层内形状相同而伸展方向

不同的原子轨道的能量相等，如

2]〃、2p,、2p融道的能量相等

3.原子核外电子排布规律

⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填

入核外电子运动轨道(能级)，叫做构造原理。

⑥"⑥⑥©

Xx>___

阪@、④、④、⑥

检检''

能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交

错。

说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低(实际上4s能级比3d能级能量高)，

而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不能机

械地看做是各电子所处轨道的能量之和。

(2)能量最低原理

现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态,

简称能量最低原理。

构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。

（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同

的电子。换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“t（"表示），这

个原理称为泡利（Pauli）原理。

（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占

据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund）规则。比如，p3的轨道式为

ttt1tJt

洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较

稳定的状态。即pO>dO、fO、p3、d5、f7、p6、diO,fl4时，是较稳定状态。

前36号元素中，全空状态的有4Be2s22p0、12Mg3s23p0、20Ca4s23d0；半充满状态

的有：7N2s22P3、15P3s23P3、24Cr3d54sl、25Mn3d54s2、33As4s24p3；全充满状态的有

lONe2s22P6、18Ar3s23P6、29Cu3dl04sl>30Zn3dl04s2、36Kr4s24P6。

4.基态原子核外电子排布的表示方法

⑴电子排布式

①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K:

Is22s22P63s23P64sl。

②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相

应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K:[A门4sl。

⑵电子排布图（轨道表示式）

每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。

如基态硫原子的轨道表示式为

自口叵回13叵]回正

Is2s2p3s3p

二.原子结构与元素周期表

1.原子的电子构型与周期的关系

（1）每周期第一种元素的最外层电子的排布式为nsl„每周期结尾元素的最外层电子排布

式除He为1S2外，其余为ns2np6。He核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p

轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。

⑵一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不

一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。

2.元素周期表的分区

⑴根据核外电子排布

①分区

②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点

分区元素分布外围电子排布元素性质特点DIB族〜族、

d轨道可以不同程度地

d区情族（除胸系、啊(〃一1)(17/>

参与化学键的形成

除氢、氢外都是活泼金系外）

IA、uA族

1~2

S区MS属元素；通常是最外层

及He元素

电子参与反应ds区IB族、UB族(«—Dd^ws1-2金属元素

胸系元素化学性质相

UIA族〜WA族、通常是最外层电子CL2)L

21—6f区胸系、啊系近,啊系元素化学性

P区ws(n-1)d°ns"

0族（除氮外）参与反应质相近

③若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的外围

电子排布为4s24P4,由此可知，该元素位于p区，为第四周期VIA族元素。即最大能层为其

周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素（副族与第皿族）的最大能层为其周期数,

外围电子数应为其纵列数而不是其族序数（锢系、钢系除外）。

三.元素周期律

1.电离能、电负性

①电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量，第一电离能是指电中

性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。第一电离能数值越小，

原子越容易失去1个电子。在同一周期的元素中，碱金属（或第IA族）第一电离能最小，稀有

气体（或0族）第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。同主族元素，从上到下，第一电

离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比第一电离能要大

（2）元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。以氟的电负性

为4.0,锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。电负性的大小也可以作为

判断金属性和非金属性强弱的尺度，金属的电负性一般小于1.8,非金属的电负性一般大于

1.8,而位于非金属三角区边界的"类金属”的电负性在1.8左右。它们既有金属性，又有非金

属性。

（3）电负性的应用

①判断元素的金属性和非金属性及其强弱

②金属的电负性一般小于1.8,非金属的电负性一般大于1.8,而位于非金属三角区边界

的“类金属”（如楮、镯等）的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

③金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活

泼。

④同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。

2.原子结构与元素性质的递变规律

性质同周期（从左往右）同主族（自上而下）

（1）能层数相同从1递1曾到6（或7）

Q）最外层电子数从1递增到8（第一周期例外）相同

⑶原子半径够小（稀有气体除外）增强党大遍弱

（4）金属性（原子失电子能力）遍弱增强

（5）非金属性（原子得电子能力）增强够弱

（6）电负性党强遍弱

（7）第一电离能增大的趋势诚小

⑶单质还原性遍弱增强

（9）单质氧化性噜强遍弱

（10）最高价氧化物对应水化物的酸减性减性减弱，酸性增强碱性增强，酸性够弱

（11诽金属形成气态氧化物的难易程度由难到易由易到难

（12）气态氧化物的稳定性增强减弱

（13）主要化合价最高正价从7递增到-7（0、F相同

例外），最低负价从第WA族4

W-1

（14）离子半径r（B月离子）诚小，r（阳离子）遍小，增大

“阴离子）＞r（阳离子）

3.对角线规则

在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如

第二章分子结构与性质

课标要求

1.了解共价键的主要类型0■键和左键，能用键长、键能和键角等说明简单分子的某些性质

2.了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型（sp、sp2、sp3）,能用价层电子对互斥理论或者

杂化轨道理论推测常见的简单分子或离子的空间结构。

3.了解简单配合物的成键情况。

4.了解化学键合分子间作用力的区别。

5.了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含氢键的物质。

要点精讲

一.共价键

L共价键的本质及特征

共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。

2.共价键的类型

①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。

②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。

③按原子轨道的重叠方式分为。键和“键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具

有镜像对称性。

3.键参数

①键能：气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。

②键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。

③键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。

④键参数对分子性质的影响

键长越短，键能越大，分子越稳定.

铤而一］决定

户生分子的稳定性—1决定

键长二Lw产分子的性质

ps分子的空间构型一1

键角」

4.等电子原

原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。

二.分子的立体构型

1.分子构型与杂化轨道理论

杂化轨道的要点

当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。

杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。

分杂杂化类杂化轨道杂化轨道间空间构型实例

子化型数目夹角

构轨sp2180°直线形BeC12

型道sp23120°平面三角BF3

理形

论sp34109°28’正四面体CH4

形

2分子构型与价层电子对互斥模型

价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对

空间构型，不包括孤对电子。

(1)当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；(2)

当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。

分子构型价层电子电子对数成键对数孤对电子电子对空分子空间实例

对互斥模数间构型构型

型220直线形直线形BeC：2

330三角形三角形BF3

21V形SnBr2

440四面体四面体形CH4

31三角觎NH3

12V形H2O

3.配位化合物

(1)配位键与极性键、非极性键的比较

共价键特征有方向性和饱和性

非极性键极性键配位键

「NH3-i

相邻原子间通过共用电子对（电子云的重叠）所形成表示

本质H—HH—C1H3N->CU<NH3

的相互作用方法

NH,

成键原子得、

成键成键原子得、成键原子一方有孤单质H?,共价

失电子能力共价化合物

条件失电子能力电子对（配位体），化合物H,0,,

差别较小（一存在HC1,离子化合离子化合物NH4Cl等

（元素相同（同种非另一方有空轨道（中离子化合物

般指不同种物等

种类）金属）心离子）NaOH

非金属）Na^O,等

（2）配位化合物

①定义：金属离子（或原子）与某些分子或离子（称为配体）以配位键结合形成的化合物。

②组成：如[Ag（NH3）2]OH,中心离子为Ag+,配体为NH3,配位数为2。

三.分子的性质

L分子间作用力的比较

2.分子的极性

（1）极性分子：正电中心和负电中心不重合的分子。

（2）非极性分子：正电中心和负电中心重合的分子。

3.溶解性

⑴“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，

极性溶质一般能溶于极性溶剂.若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越

好。

⑵“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互

溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小.

4.手性

具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能

重叠的现象。

5.无机含氧酸分子的酸性

无机含氧酸可写成（HO）mROn,如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使

R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H+,酸性越强，如HC1O

<HCIO2<HCIO3<HC1O4

范德华力氢键共馀键

概念物质分子之间普遍存由已经与电负性很强原子间通过共用电子

在的一种相互作用的的原子形成共价键的对所形成的相互作用

力，又称分子间作用氢原子与另一个分子

力中电负性很强的原子

之间的作用力

作用粒子分子或原子（稀有气氢原子，氟、氮、氧原原子

体）子（分子内、分子间）

特征无方向性、无饱和性有方向性、有饱和性有方向性、有饱和性

强度比较共价键〉氢键》范德华力

影响强度的因素①随着分子极性和相对于A—H……B—,成键原子半径越小，

对分子质量的噌大而A、B的电负性越大，键长越短，键能越大，

增大B原子的半径越小，氢共价键越稳定

②组成和结构相似的键键能越大

物质，相对分子质量

越大，分子间作用力

越大

对物质性质的影响①影响物质的熔沸分子间氢键的存在，使①影响分子的稳定性

点、溶解度等物理性物质的熔沸点升高，在②共价键键能越大，

质水中的溶解度增大，如分子稳定性越强

②组成和结构相似的熔沸点：H2O>H2S,

物质，随相对分子质HF>HC1,NH3>PH3

量的增大,物质的熔

沸点升高，如F2<

C12<Br2<I2,CF4

<CC14<CBr4

第三章晶体结构与性质

一.晶体常识

1.晶体与非晶体比较

晶体非晶体

结构特性结构微粒周期性有序挪列结构微粒无序排列

性质特性有自范性、固定熔点、对称性、没有自范性、固定熔点、对称

各向异性性、各向异性

2.获得晶体的三条途径

①熔融态物质凝固。②气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）。③溶质从溶液中析

出。

3.晶胞

晶胞是描述晶体结构的基本单元。晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。

4.晶胞中微粒数的计算方法一一均摊法

如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有1/n属于这个晶胞。中学中常见的晶胞为

立方晶胞垣彦X同为8个同胞所共亿“于

属于该晶胞

不二工、同为4个晶胞所共有粒子

向于帖4

属于该晶胞

同为2个晶胞所共有粒子

色于而上」

属于该晶胞

色］讷沌A整个粒子都属F该晶胞

立方晶胞中微粒数的计算方法如下:

注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状

类型比较分子晶体原子晶体金属晶体离子晶体

概念分子间靠分子原子之间以共金属阳离子和阳离子和阴离千

间作用力结合价犍结合而形自由电子以金通过离子暖结合

而形成的晶体成的具有空间属腱结合而形而形成的晶体

网状结构的晶成的晶体

体

结构成粒子分子原子金属阳离子、阴、阳离子

构自由电子

粒子间的相分子间的作用其价腱金属键离子键

互作用力力

性密度较小较大有的很大，有较大

质

的很小

硬度较小很大有的很大，有较大

的很小

烙、沸点较低很高有的很高，有较高

的很低

溶解性相似相溶难溶干任何溶难溶干常见溶大多易溶于水等

剂剂根性溶剂

导电、传热一般不导电，一般不具有导电和热的良导晶体不导电，水溶

性溶干水后有的电性体液或烙融态导电

导电

延展性无无良好无

物质类别及举例大多数非金属一部分非金属金属单质与合

单质（如P4s单质例1金刚石、金曲Na、Al、

Cl：）、气态氢化硅、晶体硼）,一Fes青铜）

物、酸面HCL部分非金属化金属氧化物（如

非金合物（如SiCs

H:SO4）SK：。、Na;O）s强碱

属氧化物（如Si6）曲KOH、NaOH）、

SO：、CO：,SiO绝大部分盐（加

除“卜绝:

NaCI）

大多数有机物

佼口CH4,有机

盐除外）

二.四种晶体的比较

2.晶体熔、沸点高低的比较方法

（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体〉离子

晶体〉分子晶体。

金属晶体的熔、沸点差别很大，如鸨、铝等熔、沸点很高，汞、铭等熔、沸点很低。

（2）原子晶体

由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高.如熔点:

金刚石＞碳化硅＞硅

（3）离子晶体

一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，相应的

晶格能大，其晶体的熔、沸点就越高。

（4）分子晶体

①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。

②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高。

③组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，其熔、沸点越高。

④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。

（5）金属晶体

金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高。

三.几种典型的晶体模型

晶体晶体结构示意图晶体中粒子分布详解

氯化每8个Cs:8个C「各自构成立方体，在每个立方体的中心

铭晶有一个异种离子（CL或CT）.在每个Cs-周围最近的等距离（设

体5为a2）的C「有8个，在每个Cs-周围最近的等距离（必为a）的

有个（上、下、左、右'前、后），在每个周围最近的

OCI•c«*cs-6a-

等距离的CT也有6个

-氧立力3每8个C0：构成立方体且再在6个面的中心又各占据1个CCS

化碳在每个CO?周围等距离（a,a为立方体棱长）最近的C0?有12

晶体个（同层4个、上层4个、下层4个）

金刚每个C与另4个C以共价键结合，采取sp3杂化，前者位于

同就得

石晶0正四面体中心，后者位于正四面体顶点.晶体中均为C—C,

体键长相等、键角相等（109°28'）,晶体中最小碳环由6个C

组成且六者不在同一平面内；晶体中每个C参与了4条C-C

*键的形成，而在每条键中心的贡献只有一半，故C原子数与

C~C键数之比为1：2

石墨层内存在共价键、金属键，层间以范德华力结合，兼具有原子

晶体晶体、金属晶体、分子晶体的特征.在层内，每个C与3个C

形成C~C键，采取sp2杂化构成正六边形，键长相等，键角

相等（均为120°）；在晶体中，每个C参与了3条C-C键的

0形成，而在每条键中的贡献只有一半，每个正六边形平均只占

6X=2个C,C原子个数与C-C键数之比为2：3

SiO2每个Si与4个0结合，前者在正四面体的中心，后四者在正

晶体四面体的顶点；同时每个。被两个正四面体所共用.正四面

体键角为109°28',每个正四面体占有一个完整的Si,四

个“半。原子”，故晶体中S：窗子与0原子个数比为1：（4

C

X）=l：2

高中化学四大定量实验

综观近几年高考，有关定量实验的考题时常出现在高考卷中，命题的方式是定量与定性相结合，题型

以填空、简答为主。定量实验题不仅考查考生的观察能力、操作能力、分析能力，还考查考生的数据处理

能力。

高中化学中最重要的定量实验有：①一定体积一定物质的量浓度溶液的配制；②中和滴定；③硫

酸铜晶体中结晶水含量的测定；④中和热的测定等。下面对这四个定量实验作简要的解读。

定量实验之一：一定体积、一定物质的量浓度溶液的配制

［实验仪器］

容量瓶、托盘天平（或量筒）、烧杯、玻璃棒、胶头滴管和药匙。

［实验步骤］

（1）计算：根据要求计算出固体溶质的质量或液体的体积；

（2）称量或量取；

（3）溶解：往小烧杯中放入溶质，加入适量的蒸储水，用玻璃棒搅拌溶解。（但用98%浓硫酸配制溶液时,

一定要把98%浓硫酸沿烧杯壁倒入盛水的烧杯中，边倒边搅拌）

（4）转移：将溶解的溶液冷却至室温，沿玻璃棒注入容量瓶；

（5）洗涤：用少量蒸镭水冲洗玻璃棒和烧杯2〜3次，并将每次的洗涤液也倒入容量瓶中；

（6）定容：向上述容量瓶继续加蒸情水至离刻度线「2厘米，改用胶头滴管逐滴加入蒸储水，直到凹液面

最低点与刻度线相切；

（7）装瓶：将溶液转入试剂瓶，贴好标签放在指定位置存放。

［注意事项］

（1）容量瓶在使用前要检验是否漏水；（2）转移溶液要用玻璃棒引流；（3）只能配制容量瓶上规定

的容积的溶液，溶液温度需与标注温度相仿。（4）配制好的溶液不能长期存放在容量瓶中，要及时倒入

指定的细口瓶中。（5）定容时，仰视读刻度，液面会看低，所加水量增大，浓度变小；反之，俯视浓度

变大。（6）用胶头滴管滴加蒸储水时，若液面过了刻度线，就宣布实验失败，重做实验。

［经典习题之一］

医用生理盐水是质量分数为0.9%,物质的量浓度是0.154mol/L。现欲配制此溶液1L,请填写下列空白:

（1）配制过程用到的仪器有：托盘天平、烧杯、玻璃棒、和。

（2）如果转移过程中，不慎将烧杯中的溶液洒落于容量瓶外或加水超过刻度线，其处理方法

为。

（3）在配制过程中，其它操作都正确，下列操作会引起误差偏高的是（）

A、未洗涤烧杯和玻璃棒；B、容量瓶不干燥，含有少量水；

C、定容时俯视刻度线；D、定容时仰视刻度线；

参考答案：（1）1000mL容量瓶；胶头滴管；（2）重新配制；（3）C。

定量实验之二：中和滴定

［实验仪器］

酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、烧杯、铁架台、滴定管夹。

［实验的关键］

①准确量取酸液和碱液的体积；②选择适宜的指示剂准确判断滴定终点。

［实验步骤］

（1）滴定前的准备工作

①洗涤滴定管。依次用洗液、自来水、蒸镭水洗涤干净。

②检查滴定管是否漏水，操作中活塞转动是否灵活。

③用待装溶液润洗滴定管2〜3次，以保证装入溶液时不改变原溶液的浓度。

（2）滴定（以已知标准酸液滴定未知碱液为例）

①准备标准酸溶液：注酸液一赶气泡一调节液面（在“0”或“0”以下）一记录读数。

用同样的方法把碱式滴定管准备好并记下读数。

③量取待碱液：取碱溶液一放入锥形瓶一滴加指示剂。把锥形瓶放在酸式滴定管下，垫一张白纸。

④操作：左手控制滴定管活塞，右手不断振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液颜色变化。

边滴边振荡一滴加速度先快后慢一注意指示剂的变化一判断终点（半分钟不再变化）一记下V（终）

读数。

（3）重复滴定2〜3次，计算平均值。

［经典习题之二］

某学生用0.ImoLI?的K0H标准溶液滴定未知浓度盐酸，其操作可分解为如下几步

A、量取20mL待测盐酸溶液注入洁净的锥形瓶，并加2〜3滴酚酬。

B、用标准溶液润洗滴定管2〜3次。

C、把盛有标准溶液的碱式滴定管固定好，调节滴定管尖嘴使之充满溶液；

D、取标准KOH溶液注入碱式滴定管至刻度“0”以上2〜3cm；

E、调节液面至“0”或“0”以下刻度，记下读数；

F、把锥形瓶放在滴定管的下面，用标准KOH溶液滴定至终点并记下滴定管的刻度。

就此实验完成填空：

（1）正确的操作步骤—。（2）上述B步骤操作目的是<,

（3）上述A步骤操作之前，先用待测溶液润洗锥形瓶，则对滴定结果的影响是o

（4）判断到达滴定终点的实验现象是o

参考答案：（1）BDCEAF；（2）洗去滴定管内壁附着的水，防止将标准液稀释而带来误差；（3）偏大；

（4）溶液由无色变为浅红色且半分钟内不褪色。

定量实验之三：硫酸铜晶体中结晶水含量的测定

［实验仪器］

托盘天平、研钵、用埸、用竭钳、三脚架、泥三角、玻璃棒、干燥器、酒精灯。

［实验步骤］

（1）研磨：在研钵中将硫酸铜晶体研碎。

（2）称量：准确称量垣期质量和硫酸铜晶体质量。

（3）加热：将盛有硫酸铜晶体的可堪放在三脚架上面的泥三角上，用酒精灯缓慢加热，同时用玻璃棒轻

轻搅拌硫酸铜晶体，直到蓝色硫酸铜晶体完全变成白色粉末，且不再有水蒸气逸出。然后将用竭放在干燥

器里冷却。

（4）称量：冷却后，称量卅堪和无水硫酸铜的质量。

（5）再加热称量：把盛有无水硫酸铜的珀堪再加热，然后放在干燥器里冷却后再称量，记下质量，到连

续两次称量的质量差不超过0.1g为止。

（6）计算。

［注意事项］

（1）硫酸铜晶体必须研细；（2）加热后的固体必须在干燥器中冷却，防止吸水；（3）两次称量间质量

差须小于0.1g；（4）不能用试管代替可烟；（5）加热要充分但不“过头”（否贝！JCuSO,也会分解）。

［经典习题之三］

根据实验室中测定硫酸铜晶体结晶水含量的实验，填空：

（1）从下列仪器选出所需仪器。（填代号）

A、托盘天平；B、研钵；C、试管夹；D、酒精灯；E、蒸发皿；F、玻璃棒；G、用竭；H、干燥器；I、石

棉网；J、三角架

除上述仪器外，还需要的仪器是o

某学生实验得到以下数据，J必下表：

加热前质量加热前质量加热后质量

M（容器）W2（容器+晶体）W3（容器+无水硫酸铜）

5.4g7.9g6.8g

请写出结晶水含量（x%）的计算公式（用%、%、Ws表示），x%=。

该生测定结果是偏高还是偏低？

从下列分析中选出该学生实验误差的原因可能是（）

A、加热前称量时容器未完全干燥；B、最后两次加热后的质量相差较大；C、加热后容器未放入干燥器中

冷却；D、加热过程中有少量溅失；

参考答案：（1）A、B、D、F、G、H、J；地喝钳、泥三角、药匙；（2）（W2-W3）/（W2-Wi）X100%,偏高。

（3）A、Do

定量实验之四：中和热的测定

［实验用品］

大烧杯（500mL）,小烧杯（100mL）,温度计、2个量筒（50mL）、泡沫塑料或硬纸条、泡沫塑料板或硬

纸板（中心有两个小孔）、环形玻璃搅拌棒。

0.50mol.广盐酸、0.55mol.I?NaOH溶液。

［实验原理］

在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成ImolHzO,这时的反应热叫中和热。实验中通过酸碱中和反应，测

定反应过程中所放出的热量可计算中和热。

+-

H（aq）+0H（aq）=H20（1）；△H=-57.3kJ.mol）

［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，然后在两大小烧杯间隙填

满泡沫或纸条，烧杯上用泡沫塑料作盖板，盖板孔上插入温度计和玻璃搅拌棒。

2、用量筒量取50mlHCl<aq）倒入小烧杯中并测定HCLw温度，记入下表。

3、用另一量筒量取50mlNa0H（@,并用温度计测定NaOH的）的温度，记入下表。

4、把带有硬纸板（泡沫塑料板）的温度计、环形玻璃搅拌器放入小烧杯中，并把量筒中的NaOHg一次性

倒入小烧杯（注意：防止溅出）搅动，准确读取最高温度。记入下表

5、重复实验两次，取测量所得的平均值，做计算的依据

6、数据处理（两个近似）

（1）0.5mol/LHC1和0.55mol/LNaOH（@因为是稀溶液溶液；密度近似于水的密度故=P

HCI•VHCI=lg/mlX50ml=50g

ID（NaOH）=PNaOH*VgOH=lg/mlX50ml=50g

（2）中和后生成溶液为稀溶液，其比热近似于水的比热C=4.18J/g•℃,由此可以计算出50mlHC1（叫>

和50mlNaOH<aq）发生反应时放出的热量为：

Q放=（mi+m2）•C•（t终一t始）

Q放=100g-4.18J/g•℃•（t终一t始）℃

即0放=0.即8（t终一t始）KJ

⑶中和热为生成ImolH20（D时的反应热，现在生成0.025molH20（i）,所以

AH=-［0.418（U—1®）］/0.025（KJ/mol）

实验数据记录：

［注意事项］

（1）为了保证50mL0.50moi.L盐酸完全被氢氧化钠溶液中和，采用50mL0.55mol.『NaOH溶液，使碱稍

稍过量。（2）实

验过程中一定要隔

起始温度trc终止温度温度差

热保温，减少误差。

（3）必须使用稀

HC1NaOH平均值t2℃(t2—tl)

的强酸与稀的强碱

1反应。

2［经典习题之四］

试回答下列中和热

3测定的有关问题：

（1）实验桌上备

有烧杯（大、小两

个烧杯）、泡沫塑料、泡沫板、环形玻璃搅拌棒、0.5mol/LHC1（aq）和0.55mol/LNaOH（aq）,尚缺

少的实验用品是o

（2）实验中能否用环形铜丝搅拌棒代替环形玻璃搅拌棒？答。原因o

（3）实验时所用盐酸及NaOH溶液的体积均为50mL,各溶液密