高三化學《化學反響原理》學問清單第一章化學反響與能量變化要點一：反響熱〔焓變〕的概念及表示方法為ΔH，kJ/molΔHΔH1〕描述此概念時，無論是用“反響熱”、“焓變”或“的數值必需帶“+”或“—”。單位是kJ/mol，而不是kJ，熱量的單位是kJ。在比較大小時，所帶“+”“—”符號均參入比較。要點二：放熱反響和吸熱反響ΔHΔH＜0ΔHΔH＞0H＝E〔生成物的總能量〕－E〔反響物的總能量〕H＝E〔反響物的鍵能〕－E〔生成物的鍵能〕常見的放熱反響和吸熱反響①放熱反響：活潑金屬與水或酸的反響、酸堿中和反響、燃燒反響、多數化合反響。②吸熱反響：多數的分解反響、氯化銨固體與氫氧化鋇晶體的反響、水煤氣的生成反響、炭與二氧化碳生成一氧化碳的反響需要加熱的反響，不愿定是吸熱反響；不需要加熱的反響，不愿定是放熱反響通過反響是放熱還是吸熱，可用來比較反響物和生成物的相對穩定性。如C〔石墨，s〕 C〔金剛石，s〕△H3=+mol，該反響為吸熱反響，金剛石的能量高，石墨比金屬石穩定。二、熱化學方程式的書寫書寫熱化學方程式時，除了遵循化學方程式的書寫要求外，還要留意以下幾點：1．反響物和生成物的聚攏狀態不同，反響熱的數值和符號可能不同，因此必需注明反響物和生成物的聚攏狀態，用s、l、g分別表示固體、液體和氣體，而不標“↓、↑”。2．△HH值“—”表示放熱反響，△H值“+”表示吸熱反響；單位為“kJ/mol”。△H的值要與熱化學方程式中化學式前面的化學計量數相對應，假設化學計量數加倍，△H正反響假設為放熱反響，則其逆反響必為吸熱反響，二者△H的數值相等而符號相反。三、燃燒熱、中和熱、能源要點一：燃燒熱、中和熱及其異同1．燃燒熱指的是1mol可燃物燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量，留意：穩定的化合物，如H2→H2O(l)而不是H2O(g)、C→CO2(g)而不是CO 、S→SO2(g)而不是SO3。2．中和熱是指酸、堿的稀溶液發生中和反響生成1mol水所放出的熱量。留意：弱酸、弱堿電離出H+、OH－需要吸取熱量，故所測定中和熱的數值偏小；濃硫酸與堿測定中和熱時，因濃硫酸釋稀要放熱，故測定的中和熱的數值偏大。CH4890KJ/mol。留意表示燃燒熱的熱化學方程式和燃燒的熱化學方程式；表示中和熱的熱化學方程式和1mol為標準，且燃燒生成穩定的化合物；中和熱以生成1mol要點二：能源能源的開發與利用,日益成為社會關注的焦點,因此,以型能源開發與利用為背景材料考察熱化學方程式的書寫及求算反響熱，已成為高考命題的熱點。關于能源問題，應了解下面的幾個問題：能源的分類：常規能源〔可再生能源，如水等，非再生能源，如煤、石油、自然氣等；能源〔可再生能源，如太陽能、風能、生物能；非再生能源，如核聚變燃料能源的開發；①太陽能：每年輻射到地球外表的能量為5×1019kJ，相當于目前全世界能量消耗的萬倍。②生物能：將生物轉化為可燃性的液態或氣態化合物，再利用燃燒放熱。③風能：利用風力進展發電、提水、揚帆助航等技術，風能是一種可再生的干凈能源。④地球能、海洋能。四、反響熱的求算，化學反響熱只與反響的始態和終態有關，而與具體反響的途徑無關。反響熱的數值等于E〔形成鍵釋放的總能量〕與E〔斷鍵所吸取的總能量〕之差，放熱反響△H△H五、原電池的工作原理將化學能轉變為電能的裝置叫做原電池，它的原理是將氧化復原反響中復原劑失去的電子經過導線傳給氧化劑，使氧化復原反響分別在兩極上進展。原電池的形成條件〔如以以下圖所示〕〔1〕活潑性不同的電極材料 〔2〕電解質溶液〕構成閉合電路〔用導線連接或直接接觸〔〕自發進展的氧化復原反響是金屬，但應為導體，電解質溶液應合理的選取。推斷原電池正負極常用的方法負極：一般為較活潑金屬，發生氧化反響；是電子流出的一極，電流流入的一極；或陰離子定向移動極；往往表現溶解。正極：一般為較不活潑金屬，能導電的非金屬；發生復原反響；電子流入一極，電流流出一極；或陽離子定向移向極；往往表現為有氣泡冒出或固體析出。4．原電池電極反響式書寫技巧依據給出的化學方程式或題意，確定原電池的正、負極，弄清正、負極上發生反響的具體物質弱電解質、氣體、難溶物均用化學式表示，其余以離子符號表示，寫電極反響式時，要遵循質量守恒、元素守恒定律及正負極得失電子數相等的規律，一般用“=”而不用“→”留意電解質溶液對正、負極反響產物的影響，正、負極產物可依據題意或化學方程式加以確定正負電極反響式相加得到原電池的總反響式，通常用總反響式減去較易寫的電極反響式，從而得到較難寫的電極反響式。5.原電池原理的應用設計原電池〔這是近幾年高考的命題熱點〕加快了化學反響速率：形成原電池后，氧化復原反響分別在兩極進展，使反響速率增CuSO4溶液，能使產生H2的速率加快進展金屬活動性強弱的比較電化學保護法：即金屬作為原電池的正極而受到保護，如在鐵器外表鍍鋅六、化學電源總式：Pb+總式：Pb+PbO+2HSO22 4=充電2PbSO+2HO42干電池〔屬于一次電池〕MnO2NH4Cl的糊狀物。②電極反響 負極：Zn-2e-=Zn2+ 正極：2NH4++2e-=2NH3+H2鉛蓄電池〔屬于二次電池、可充電電池〕①構造：鉛板、填滿PbO2的鉛板、稀H2SO4。②A.放電反響 負極：Pb-2e-+SO42-=PbSO4正極：PbO2+2e-+4H++SO42-=PbSO4+2H2OB.充電反響 陰極：PbSO4+2e-=Pb+SO42- 陽極：PbSO4-2e-+2H2O=PbO2+4H++SO42-鋰電池①構造：鋰、石墨、固態碘作電解質。②電極反響 負極：2Li-2e- =2Li+ 正極：I2+2e-=2I- 總式：2Li+I2=2LiI鋁、空氣燃料電池以鋁—空氣—海水電池為能源的型海水標志燈已研制成功。這種燈以取之不盡的海水為電解質溶液，靠空氣中的氧氣使鋁不斷氧化而源源不斷產生電流。電極反響：鋁是負極4Al-12e-==4Al3+；石墨是正極3O2+6H2O+12e-==12OH-燃料電池正極反響式的書寫由于燃料電池，正極都是氧化劑氧氣得到電子的復原反響，現將與電解質有關的五種狀況歸納如下。⑴電解質為酸性電解質溶液〔如稀硫酸〕 正極反響式為O2＋4H++4e-=2H2O。⑵電解質為中性或堿性電解質溶液〔如氯化鈉溶液或氫氧化鈉溶液〕正極反響式為O2＋2H2O+4e-=4OH-。⑶電解質為熔融的碳酸鹽〔LiCO3和Na2CO3熔融鹽混和物〕在熔融的碳酸鹽環境中，正極反響式為O2＋2CO2+4e-=2CO32-。⑷電解質為固體電解質〔如固體氧化鋯—氧化釔〕該固體電解質在高溫下可允許O2-離子在其間通過，故其正極反響式應為O2＋4e-=2O2-。常見燃料電池電極反響式的書寫〔1〕氫氧燃料電池氫氧燃料電池一般是以惰性金屬〔Pt〕或石墨做電極材料負極通入H2，正極通入O2，總反響為：2H2+O2===2H2O 電極反響特別要留意電解質，有以下三種狀況：電解質是KOH溶液〔堿性電解質〕負極：H2–2e-+2OH—===2H2O 正極：O2+H2O+4e-===OH—電解質是H2SO4溶液〔酸性電解質〕負極：H2–2e-===2H+ 正極：O2+4H++4e-===2H2O電解質是NaCl溶液〔中性電解質〕負極：H2–2e-===2H+(氧化反響) 正極：O2+H2O+4e-===4OH—說明:1、堿性溶液反響物、生成物中均無H+ 2、.水溶液中不能消滅O2-3、中性溶液反響物中無H+和OH-— 4、酸性溶液反響物、生成物中均無OH-甲醇燃料電池堿性電解質〔鉑為兩極、電解液KOH溶液〕正極：3O2+12e-+6H20===12OH-負極：2CH3OH–12e-+16OH—===2CO32-+12H2O總反響方程式 2CH3OH+3O2+4KOH===2K2CO3+6H2O酸性電解質〔鉑為兩極、電解液H2SO4溶液〕正極：3O2+12e--+12H+==6H2O 〔注：乙醇燃料電池與甲醇負極：2CH3OH–12e-+2H2O==12H++2CO2 燃料電池原理根本一樣〕總反響式2CH3OH+3O2===2CO2+4H2OCO燃料電池 〔總反響方程式均為： 2CO＋O2＝2CO2〕熔融鹽〔鉑為兩極、Li2CO3和Na2CO3的熔融鹽作電解質，CO為負極燃氣，空氣與CO2〕正極： O2＋4e-＋2CO2 ＝2CO32-- 負極： 2CO＋2CO32-–4e-==4CO2酸性電解質〔鉑為兩極、電解液H2SO4溶液〕正極：O2+4e--+4H+==2H2O 負極：2CO–4e-+2H2O== 2CO2+4H+肼燃料電池〔鉑為兩極、電解液KOH溶液〕正極： O2+2H2O+4e- ==4OH— 負極： N2H4+4OH—--4e-==N2+4H2O總反響方程式 N2H4 +O2===N2+2H2O甲烷燃料電池a．堿性電解質〔鉑為兩極、電解液KOH溶液〕正極：2O2+2H2O+8e- ==8OH—負極：CH4+10OH—--8e-==CO32-+7H2O總反響方程式 CH4+2KOH+2O2===K2CO3+3H2Ob.酸性電解質〔鉑為兩極、電解液H2SO4溶液〕正極：2O2+8e-+8H+ ==4H2O 負極：CH4--8e-+2H2O==8H++CO2總反響方程式 CH4+2O2===CO2+2H2O丙烷燃料電池〔鉑為兩極、正極通入O2和CO2、負極通入丙烷、電解液有三種〕電解質是熔融碳酸鹽〔K2CO3或Na2CO3〕總反響方程式 C3H8+5O2===3CO2+4H2O正極：5O2+20e-+10CO2==10CO32-負極：C3H8 --20e-+10CO32-==3CO2+4H2O酸性電解質〔電解液H2SO4溶液〕總反響方程式 C3H8+5O2===3CO2+4H2O正極：5O2 +20e-+26H+ ==10H2O 負極：C3H8 --20e-+6H2O==3CO2+20H+堿性電解質〔鉑為兩極、電解液KOH溶液〕正極：5O2+20e-+10H2O==20OH—負極：C3H8--20e-+26OH—==3CO32-+17H2O總反響方程式 C3H8+5O2+6KOH===3K2CO3+7H2O〔7〕乙烷燃料電池〔鉑為兩極、電解液KOH溶液〕正極：7O2+28e-+14H2O==28OH— 負極：2C2H6--28e-+36OH—==4CO32-+24H2O總反響方程式 2C2H6+7O2+8KOH ===4K2CO3+10H2O七、電解原理及規律⒈電極的推斷與電極上的反響。陽極：與電源正極相連的電極，是發生氧化反響；假設惰性材料〔石墨、Pt、Au〕作陽極，失電子的是溶液中的陰離子；假設為活性金屬電極〔、u除外，失電子的是電極本身，表現為金屬溶解。陰極：是與電源負極相連的電極，電極本身不參與反響；溶液中的陽離子在陰極上得電子，發生復原反響。⒉電流或電子的流向：電解池中電子由電源負極流向陰極，被向陰極移動的某種陽離子獲得，而向陽極移動的某種陰離子或陽極本身在陽極上失電子，電子流向電源正極。〔1〕陰極〔得電子力氣Ag+>Fe3+>Cu2+>H+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>〔H+〕a+>+〔如離子濃度等Zn2+可先于H+放電。〕陽極〔失電子力氣：假設陽極材料為活性電極u除外S2－>I－>Br－>Cl－>OH－>含氧酸根離子及F－等。酸、堿、鹽溶液電解規律〔惰性電極〕原電池、電解池、電鍍池的推斷假設無外接電源，可能是原電池，然后依據原電池的形成條件推斷假設有外接電源，兩極插入電解質溶液中，則可能是電解池或電鍍池，當陽極金屬與電解質溶液中的金屬離子一樣，則為電鍍池假設無明顯外接電源的串聯電路，則應利用題中信息找出能發生自發氧化復原反響的裝置為原電池。可充電電池的推斷：放電時相當于原電池，負極發生氧化反響，正極發生復原反響；陰極，與外電源負極相連。2 2 總反響：2NaCl+2HO====H↑+Cl2 2 ⑵設備〔陽離子交換膜電解槽〕①組成：陽極—Ti、陰極—Fe②陽離子交換膜的作用：它只允許陽離子通過而阻擋陰離子和氣體通過。⑶制燒堿生產過程〔離子交換膜法〕

圖20-1八、電解原理的應用1．電解飽和食鹽水〔氯堿工業〕八、電解原理的應用1．電解飽和食鹽水〔氯堿工業〕⑴反響原理陽極：2Cl--2e-== Cl2↑ 陰極：2H++2e-==H2↑①食鹽水的精制：粗鹽〔Ca2+、Mg2+、Fe3+、SO42-等〕→參與NaOH溶液→BaCl2Na2CO3溶液→過濾→參與鹽酸→參與離子交換劑(NaR)〔見圖lO+放電，破壞了水的電離平衡，使OH-濃度增大，OH-和Na+形成NaOH溶液。2．電解冶煉鋁AF+2⑵原理 陽極2O2－－4e-=O↑ 陰極 Al3＋+3e-=Al 反響：4Al3++6O2ˉ====4Al+3O2↑⑶設備：電解槽〔陽極C、陰極Fe〕由于陽極材料不斷地與生成的氧氣反響：C+O2→CO+CO2故需定時補充。3.電鍍：用電解的方法在金屬外表鍍上一層金屬或2合金的過程。⑴鍍層金屬作陽極，鍍件作陰極，電鍍液必需含有鍍層金屬的離子。電鍍鋅原理：陽極 Zn－2eˉ=Zn2+陰極 Zn2++2eˉ=Zn⑵電鍍液的濃度在電鍍過程中不發生變化。⑶在電鍍把握的條件下，水電離出來的H+和OHˉ一般不起反響。九、電化學計算的根本方法依據電子守恒法計算：用于串聯電路、陰陽兩極產物、正負兩極產物、一樣電量等類型的計算，其依據是電路上轉移的電子數相等。依據總反響式計算：先寫出電極反響式，再寫出總反響式，最終依據總反響式列出比例式計算。1．鋼鐵的析氫腐蝕和吸氧腐蝕：析氫腐蝕析氫腐蝕吸氧腐蝕條件水膜呈酸性。水膜呈中性或酸性很弱。電 負極Fe(－)：Fe－2e－=Fe2+2Fe－4e－=2Fe2+極 正極C(+)：2H++2e－=H2↑O2+2H2O+4e－=4OH－反 總電極反響式：Fe+2H+=Fe2+2Fe+2H2O+O2=2Fe(OH)2應 H2↑4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3Fe(OH)3 →Fe2O3·nH2O通常兩種腐蝕同時存在，但后者更普遍。特別提示：金屬腐蝕的快慢：在一樣的電解質溶液中，金屬腐蝕的快慢一般為：電解池的陽負極>化學腐蝕>電解池陰極、原電池正極。其次章化學反響的方向、限度與速率一、化學反響速率及其簡潔計算化學反響速率：通常用單位時間內反響物濃度的減小或生成物濃度的增加來表示，其數學表達式可表示為單位一般為mol/(L·min)mol.·L－1·min－1結論：對于一般反響aA+bB=cC+dDVA：VB：VC：VD=△CA：△CB：△CC：△CD=△nA：△nB：△nC：△nD=a：b：c：d特別提示：化學反響速率指的是平均速率而不是瞬時速率無論濃度的變化是增加還是削減，化學反響速率均取正值。同一化學反響速率用不同物質表示時可能不同，但是比較反響速率快慢時，要依據反響速率與化學方程式的計量系數的關系換算成同一種物質來表示，看其數值的大小。留意比較時單位要統一。二、影響化學反響速率的因素內因〔主要因素：反響物本身的性質〔分子構造或原子構造〕所打算的。外因〔次要因素〕濃度：當其他條件不變時，增大反響物的濃度，V正急劇增大，V逆也漸漸增大。假設減小反響物濃度，V

逆急劇減小，V正〔固體或純液體的濃度可視為常數，故反響速率與其參與量多少無關。溫度：當其他條件不變時，升溫時，V正、V逆都加快；降溫時，V正、V逆都減小壓強：其他條件不變時，對于有氣體參與的反響，通過縮小反響容器，增大壓強，V正、V逆都增大；通過擴大反響容器，壓強減小，濃度變小，V正、V逆均減小。催化劑：使用催化劑，成百上千的同等倍數地增加了正、逆反響速率。特別提示：1．轉變壓強的實質是轉變濃度，假設反響體系中無氣體參與，故對該類的反響速率無影響。恒容時，氣體反響體系中充入稀有氣體〔或無關氣體〕時，氣體總壓增大，物質的濃度不變，反響速率不變。恒壓時，充入稀有氣體，反響體系體積增大，濃度減小，反響速率減慢。溫度每上升10℃，化學反響速率通常要增大為原來的2～4倍。從活化分子角度解釋外界條件對化學反響速率的影響：三、化學平衡狀態的標志和推斷1．化學平衡的標志：〔1〕V正=V逆，它是化學平衡的本質特征〔2〕各組分的濃度不再轉變，各組分的物質的量、質量、體積分數、反響物的轉化率等均不再轉變，這是外部特點。2．化學平衡的狀態的推斷：特別提示：當從正逆反響速率關系方面描述時，假設按化學計量數比例．說時，則不能說明到達平衡狀態；假設按化學計量數比例說明，則可以說明到達平衡狀態。恒溫、恒容下的體積不變的反響，體系的壓強或總物質的量不變時，不能說明到達平衡狀態。如〔〕2〕 〔。3．全部是氣體參與的體積不變的反響，體系的平均相對分子質量不變，不能說明到達平衡狀態。如2HI〔g〕 H2〔g〕+I2〔g〕4．全部是氣體參與的反響，恒容條件系的密度不變，不能說明到達平衡狀態。四、影響化學平衡的因素及勒夏特例原理要點一：反響條件對化學平衡的影響：濃度：在其他條件不變時，增大反響物的濃度或削減生成物的濃度，都可使平衡向正反響方向移動，反之，平衡向逆反響方向移動。溫度：在其他條件不變時，上升溫度，平衡向吸熱方向移動；降低溫度，平衡向放熱方向移動；溫度對化學平衡的影響是通過轉變平衡常數實現的。壓強：其他條件不變時，在有氣體參與的可逆反響里，增大壓強，平衡向氣體總體積縮小的方向移動；反之，平衡向氣體總體積增大的方向移動。在這里，壓強轉變是通過反響器容積的轉變來完成的〔即壓縮或擴大。催化劑：使用催化劑能同等倍數地增大正逆反響速率，平衡不移動，縮短了到達平衡所需的時間，但不會轉變化學平衡常數，不會轉變反響物的轉化率，不會轉變各組分的百分含量。特別提示：1．恒容時充入與該反響無關的氣體〔如稀有氣體使用催化劑或對氣體體積不變的反響轉變壓強，同等倍數的轉變正逆反響速率，平衡不移動。假設轉變濃度、壓強、溫度，不同倍數的轉變了正逆反響速率時，化學平衡確定移動。固體量的轉變既不會影響速率也不會引起平衡的移動。要點二：勒夏特例原理假設轉變影響化學平衡的一個條件〔動。對該原理中的“減弱”不能理解為消退、抵消，即平衡移動的變化總是小于外界條件變化對反響的轉變。如給已到達平衡狀態的可逆體系，增加5個大氣壓，由于化學反響向體積縮小的方向移動，使體系的最終壓強大于其初始壓強P0而小于P0+5。另外，工業上反響條件的優化，實質上是勒夏特例原理和化學反響速率兩方面綜合應用的結果。五、化學速率和化學平衡圖象速率vt的圖象：〔1〕由速率的變化推斷外界條件的轉變：①假設反響速率與原平衡速率斷層，則是由轉變溫V逆、V正大小關系及平衡移動的方向進展推斷。②假設反響速率與原平衡連續，則是由轉變某一種物質的濃度所致，具體是增大或減小反響物還是生成物的濃度，則要結合V逆、V正大小關系及平衡移動的方向進展推斷組重量——時間t、溫度T、壓強P的圖象對應的溫度或壓強的大小關系。1．對于一般的可逆反響：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，其中1．對于一般的可逆反響：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，其中m、n、p、q分別表示六、化學平衡常數化學方程式中反響物和生成物的化學計量數。當在確定溫度下到達化學平衡時，這個反響的平衡常數公式可以表示為：,各物質的濃度確定是時的濃度,而不是其他時刻的.利用K值可推斷某狀態是否處于平衡狀態。①Qc＝K，V(正)＝V(逆)，可逆反響處于化學平衡狀態；②Qc＜K，V(正)＞V(逆)，可逆反響向正反響方向進展；③Qc＞K，V(正)＜V(逆)，可逆反響向逆反響方向進展。4．化學平衡常數是指某一具體化學反響的平衡常數，當化學反響方程式的各物質的化學計量數增倍或減倍時，化學平衡常數也會發生相應的變化。5．化學平衡常數是描述可逆反響進展程度的重要參數，只與溫度有關，與反響物、生成物的濃度無關，固然也不會隨壓強的變化而變化，即與壓強無關。七、等效平衡問題1．等效平衡的概念：在確定條件下(定溫、定容或定溫、定壓)對同一可逆反響，無論反響從何處開頭均可到達平衡且任何同一個的組分的含量一樣，這樣的平衡互稱為等效平衡。2．等效平衡的規律①對于反響前后氣體物質的體積不等的反響A．與原平衡相等就可以建立等效平衡。B質與原平衡相等就可以建立等效平衡。②對于反響前后氣體物質的體積相等的反響不管定溫、定容時還是定溫、定壓時，轉變起始參與狀況，只要按化學計量數換算成方程式兩邊同一物質的與原平衡就可以建立等效平衡。八、化學反響進展的方向復合判據－－－自由能變化：△G=△H－T△S，是最全面的推斷據：①△G=△H—T△S＞0，不能自發進展； ②△G=△H—T△S＜0，能自發進展；③△G=△H—T△S=0，反響處于平衡狀態。第三章物質在水溶液中的行為一、電解質、非電解質，強弱電解質的比較1．電解質、非電解質的概念強電解質與弱電解質的概念強弱電解質通過試驗進展推斷的方法(以HAc為例)：溶液導電性比照試驗：一樣條件下，HAc溶液的導電性明顯弱于強酸〔鹽酸、硝酸〕LHAcpH>2NaAcpH值：常溫下，PH>7pH=aHAc100pH<a+2將物質的量濃度一樣的HAc溶液和NaOH溶液等體積混合后溶液呈堿性中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH10mL將pH=1HAcpH=13NaOH溶液等體積混合后溶液呈酸性比較物質的量濃度一樣的HAc溶液與鹽酸，分別與同樣的鋅粒反響產生氣體的速率，后者快。特別提示：SO2、NH3、CO2的水溶液雖然能導電，但它們仍屬于非電解質電解質強弱的推斷，關鍵是看電解質在水溶液中是否完全電離。電解質電離程度與溶解〔如醋酸〔如硫酸鋇。，一樣濃度的強電解質的導電性明顯強于弱電解質。弱酸〔堿〕與弱堿〔酸〕反響生成了強電解質，溶液的導電性明顯增加。電解質的強弱與溶液的導電性沒有直接的關系。如難溶物BaCO3，它溶于水的局部能完全電離，故屬于強電解質，但溶液的導電性幾乎為零。二、弱電解質電離平衡及電離平衡常數要點一：影響電離平衡的因素：1．溫度：上升溫度，促進電離〔由于電離過程吸熱濃度：溶液稀釋促進電離，離子濃度反而變小參與能反響的物質，促進電離，但相關離子濃度降低。要點二:電離平衡常數之比是一個常數，該常數就叫電離平衡常數。如CH3COOHCH3COO－+H+，K=c(CH3COO－)c(H+)/c(CH3COOH).熱過程，故它隨溫度的上升而增大。對于多元弱酸來說，由于上一級電離產生的 H+對下一級電離起抑制作用，一般是K1≥K2≥K3，即其次步電離通常比第一步電離難得多，第三步電離又比其次步電離難得多，因此在計算多元素弱酸溶液的c(H+)或比較弱酸酸性相對強弱時，通常只考慮第一步電離。三、影響水電離平衡的因素和水的離子積常數要點一:影響水電離平衡的因素溫度：升溫，促進水電離，c(H＋)、c(OH－)同時增大，但溶液仍呈中性。參與酸堿：向純水中參與酸或堿溶液，酸電離出H+或堿電離出的OH－均使水的電離平衡受到抑制。參與可水解的離子〔弱酸根或弱堿陽離子移，促進了水的電離。其他因素：向水中參與活潑金屬、電解時有H+、OH－放電時均可促進水的電離平衡正向移動。要點二：水的離子積常數1．水的離子積表示為KW=c(Hc(OH－)，水的離子積只與溫度有關，如不指明，則25℃；上升溫度，Kw增大，降低溫度，Kw減小。2．不僅適用于純水，還適用于以水為溶劑的稀酸、稀堿溶液。堿溶液中：Kw=c (H)c水

=酸

(H)c水

c(H＋)和c(OH－)雖然不愿定相等，但由水電離出的c(H＋)和c(OH－)卻總是相等的。Kw不變，轉變的只是c(Hc(OH－)相對大小。Kw=c(H＋)×c(OH－)式中的c(H＋)和c(OH－)指的是溶液中的H+和OH－的總濃度，一般說來，當溶液中c(H＋)或c(OH－)大于由水電離出的H+和OH－的1000倍時，水的電離可無視。PH要點一：溶液的酸堿性及PH值溶液酸堿性的推斷依據：(H＋)＞c(OH－)，溶液呈酸性；c(H＋)=c(OH－)，溶液呈中性；c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈堿性。酸堿性與PH值的關系：用PH值的大小來推斷溶液的酸堿性，須留意溫度：常溫下，PH=7的溶液為中性；在100℃時，PH=7時，溶液呈堿性。3PH①對于強酸溶液，每稀釋10倍，PH增大一個單位，無論如何沖稀也不會等于或大于7；對于強堿溶液，每沖稀10倍，PH減小一個單位，無論如何沖稀也不會等于或小于7。②對于PH一樣的強酸和弱酸〔強堿或弱堿〕溶液沖稀一樣的倍數，強酸或強堿溶液的PH變化大，這是由于強酸或強堿已完全電離，而弱酸或弱堿還能連續電離出H＋、OH－。酸PH③溶液的稀釋規律：酸：pH=a，加水稀釋10npH=a+n，弱酸：pH<a+n無限稀釋，pH77堿：pH=b10npH=b－n，弱堿：pH>b－n無限稀釋，pH77。五、電離方程式和水解方程式的書寫要點一：電離方程式的書寫1．由于弱電解質在溶液中局部電離，故寫電離方程式時用“”符號，CH3COOHH＋＋CH3COO－多元弱酸分步電離，以第一步電離為主：H2CO3電離：H2CO3HCO3－＋H+，HCO3－CO32－+H+多元弱堿的電離與多元弱酸的電離狀況相像，但常用一步表示：Fe(OH)3Fe3++3OH－要點二：水解方程式的書寫1．因單個離子水解程度較弱，故水解反響方程式用“”，生成的產物少，生成物一般不標“↓”或“↑”。2．多元弱酸對應的鹽水解方程式與多元弱酸的電離方程式一樣也是分步進展，不能合并。多元弱堿陽離子的水解方程式一步完成。例如FeCl3水解：FeCl3+3H2OFe(OH)3+3H+雙水解是指陰陽離子均水解，且水解程度較大，一般能進展到底，此類水解用“=”表示，生成物中的沉淀、氣體要用“↓”或“↑”標出，如Al3+與AlO2－、HCO3－、HS－、S2Al3++3HS－+3H2O=Al(OH)3↓+3H2S↑六、鹽類的水解要點一：鹽類水解規律1．有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強顯誰性，兩弱相促進，兩強不水解。2．多元弱酸根，濃度一樣時，正酸根比酸式酸水解程度大，堿性更強(如Na2CO3＞NaHCO3)。要點二：影響鹽類的水解的因素內在因素:組成鹽的弱離子對應的酸或堿越弱,鹽的水解程度越大.外在因素:①溫度：上升溫度，能促進鹽的水解(因鹽的水解是吸熱的)；②沖稀：用水稀釋,鹽的濃度減小,水解所呈現的酸堿性減弱,但鹽的水解程度增大；要點三：鹽類水解的應用易水解鹽溶液的配制：配制FeCl3、SnCl2等溶液時，常將它們溶于較濃的鹽酸中，然后再用水稀釋到所需濃度。KNO3溶液中的Fe3CuO或Cu(OH)2等可除去Cu2+Fe3+。溶液的蒸干：有些鹽如FeCl3MgCl2，由溶液蒸干得到晶體時，必需在蒸發過程中不斷HCl物質的制備：如Al2S3不能用濕法制備。較活潑的金屬與鹽溶液作用產生氫氣：如將Mg放入NH4Cl溶液中,會有氫氣產生。化肥的合理使用，如銨態氮肥不能與草木灰〔主要成分K2CO3〕混用泡沫滅火器中藥劑的使用，如Al2(SO4)3和NaHCO3：Al3++3HCO3-====Al(OH)3↓+3CO2↑。明礬凈水：Al3+水解成氫氧化鋁膠體，膠體具有很大的外表積，吸附水中懸浮物而聚沉留意：NH4HCO3〔NH4〕2CO3故它們可以大量共存，配成溶液。溶液蒸發灼燒產物的推斷：蒸發不水解、加熱也不分解的鹽溶液，如NaCl、K2SO4等溶液，得到的晶體為該鹽的晶體。蒸發只能發生水解的鹽溶液時：①蒸發易揮發性強酸弱堿鹽溶液，如AlCl3、Al(NO3)3、FeCl3、AlBr3等溶液，由于水解產物之一為揮發性物質，當加熱蒸干其水份時得到氫氧化物，進一步灼燒得到金屬氧化物。②蒸發多元弱酸強堿的正鹽溶液，如Na2CO3、Na3PO4、Na2SiO3、Na2S等溶液，由于它們水解的產物會重反響生成原物質，最終得到原溶質。③蒸發難揮發性強酸弱堿鹽溶液，如Al2(SO4)3、Fe2(SO4)3、CuSO4等溶液，雖然它們發生水解，但生成的H2SO4④蒸發碳酸鎂鹽溶液，如Mg(HCO3)2、MgCO3的溶液，由于水解產物更難溶于水，當加Mg(OH)2MgO。推斷鹽溶液中有關離子能否大量共存時，要考慮鹽的水解中學階段常見的水解徹底的有以下兩種狀況①是水解產物是簡潔脫離反響體系的溶解度格外小物質如：Al(OH)3、Fe(OH)3或H2、O2等極難溶的氣體有以下這些：Al3HCO3–、CO32–、HS-、S2-、Al(OH)4－；Fe3+與HCO3–、CO32–、Al(OH)4－； NH4+與SiO32-ClO－NH4+與CH3COO-，Mg2+與HCO3-等組合中，雖然兩種離子都能水解且相互促進，但總的水解程度仍很小，他們在溶液中可以大量共存，但加熱時不能大量共存。七、溶液中離子濃度大小的比較多元弱酸、