高二化學(xué)《化學(xué)反應(yīng)原理》期末復(fù)習(xí)提綱

高二化學(xué)《化學(xué)反應(yīng)原理》期末復(fù)習(xí)提綱專題二一、化學(xué)反應(yīng)速率1.化學(xué)反應(yīng)速率（v）⑴定義：用來衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變更⑵表示方法：單位時間內(nèi)反應(yīng)濃度的削減或生成物濃度的增加來表示⑶計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變更，Δt：時間）單位：mol/（L·s）⑷影響因素：①內(nèi)因：反應(yīng)物的性質(zhì)②外因：留意：（1）、參與反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強的變更對濃度幾乎無影響，可以認為反應(yīng)速率不變。（2）、惰性氣體對于速率的影響①恒溫恒容時：充入惰性氣體，總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變，反應(yīng)速率不變。②恒溫恒體時：充入惰性氣體，體積增大，各反應(yīng)物濃度減小，反應(yīng)速率減慢。練習(xí)：1．在密閉容器中發(fā)生可逆反應(yīng)4NH3+5O24NO+6H2O(g)，以下是不同狀況下的反應(yīng)速率，其中最快的是()A．v(O2)=0.01mol·L-1·s-1 B．v(NH3)=0.02mol·L-1·s-1C．v(H2O)=0.04mol·L-1·s-1 D．v(NO)=0.03mol·L-1·s-12．試驗室用足量鎂粉與確定量的某濃度的鹽酸反應(yīng)來制得氫氣。由于反應(yīng)速率太快，不易操作。為減慢反應(yīng)速率，同時又不影響生成H2的總量，可向鹽酸中加入的物質(zhì)是()A.CH3COONa固體B.NaOH溶液C.(NH4)2SO4粉末D.K2SO4固體3．用鐵片與稀硫酸反應(yīng)制取氫氣時，下列措施不能使氫氣生成速率加大的是()A．加熱B．加入硝酸鈉固體C．滴加少量CuSO4溶液D．不用鐵片，改用鐵屑二、化學(xué)平衡（一）1、定義：確定條件下，當(dāng)一個可逆反應(yīng)進行到正逆反應(yīng)速率相等時，各組成成分濃度不再變更2、化學(xué)平衡的特征：逆（探討前提是可逆反應(yīng)）等（同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等）動（動態(tài)平衡）定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定）變（條件變更，平衡發(fā)生變更）3、推斷平衡的依據(jù)推斷可逆反應(yīng)達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)例舉反應(yīng)mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)混合物體系中各成分的含量①各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分?jǐn)?shù)確定平衡②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)確定平衡③各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)確定平衡④總體積、總壓力、總物質(zhì)的量確定不確定平衡正、逆反應(yīng)速率的關(guān)系①在單位時間內(nèi)消耗了mmolA同時生成mmolA，即V(正)=V(逆)平衡②在單位時間內(nèi)消耗了nmolB同時消耗了pmolC，則V(正)=V(逆)平衡③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不確定等于V(逆)不確定平衡④在單位時間內(nèi)生成nmolB，同時消耗了qmolD，因均指V(逆)不確定平衡壓強①m+n≠p+q時，總壓力確定（其他條件確定）平衡②m+n=p+q時，總壓力確定（其他條件確定）不確定平衡混合氣體平均相對分子質(zhì)量Mr①Mr確定時，只有當(dāng)m+n≠p+q時平衡②Mr確定時，但m+n=p+q時不確定平衡溫度任何反應(yīng)都伴隨著能量變更，當(dāng)體系溫度確定時（其他不變）平衡體系的密度密度確定不確定平衡其他如體系顏色不再變更等平衡（二）影響化學(xué)平衡移動的因素1、濃度對化學(xué)平衡移動的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的狀況下，增大反應(yīng)物的濃度或削減生成物的濃度，平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度，平衡向逆方向移動（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動（3）在溶液中進行的反應(yīng)，假如稀釋溶液，反應(yīng)物濃度減小，生成物濃度也減小，V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計量數(shù)之和大的方向移動。2、溫度對化學(xué)平衡移動的影響影響規(guī)律：在其他條件不變的狀況下，溫度上升會使化學(xué)平衡向著吸熱反應(yīng)方向移動，溫度降低會使化學(xué)平衡向著放熱反應(yīng)方向移動。3、壓強對化學(xué)平衡移動的影響影響規(guī)律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓強，會使平衡向著體積增大方向移動。留意：（1）變更壓強不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動規(guī)律相像4、催化劑對化學(xué)平衡的影響：由于運用催化劑對正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是運用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達到平衡所需的時間。總結(jié)：勒夏特列原理（平衡移動原理）：假如變更影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種變更的方向移動。練習(xí)：1．確定條件下，在密閉容器中，能表示反應(yīng)X（氣）+2Y（氣）2Z（氣）確定達到化學(xué)平衡狀態(tài)的是（）X、Y、Z的物質(zhì)的量之比為1:2:2②X、Y、Z的濃度不再發(fā)生變更③容器中的壓強不再發(fā)生變更④單位時間內(nèi)生成nmolZ，同時生成2nmolYA．①②B．①④C．②③D．③④2.右圖曲線a表示放熱反應(yīng)X（g）+Y(g)Z(g)+M(g)+N(s)進行過程中X的轉(zhuǎn)化率隨時間變更的關(guān)系。若要變更起始條件，使反應(yīng)過程按b曲線進行，可實行的措施是（）A．上升溫度B．加大X的投入量C．加催化劑D．增大體積3.已知反應(yīng)A2（g）＋2B2（g）2AB2（g）的ΔH＜0，下列說法正確的是（）A.上升溫度，正向反應(yīng)速率增加，逆向反應(yīng)速率減小B.上升溫度有利于反應(yīng)速率增加，從而縮短達到平衡的時間C.達到平衡后，上升溫度或增大壓強都有利于該反應(yīng)平衡正向移動D.達到平衡后，降低溫度或減小壓強都有利于該反應(yīng)平衡正向移動4.在確定溫度不同壓強（p1＜p2）下，可逆反應(yīng)2X（g）2Y(g)+Z(g)中，生成物Z在反應(yīng)混合物中的體積分?jǐn)?shù)（φ）與反應(yīng)時間（t）的關(guān)系如下圖，正確的是（）三、化學(xué)平衡常數(shù)（一）定義：在確定溫度下，當(dāng)一個反應(yīng)達到化學(xué)平衡時，生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)比值。符號：K（二）運用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)留意的問題：1、表達式中各物質(zhì)的濃度是變更的濃度，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。2、K只與溫度（T）有關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度無關(guān)。3、反應(yīng)物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，不代入公式。4、稀溶液中進行的反應(yīng)，如有水參與，水的濃度不必寫在平衡關(guān)系式中。（三）化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用:1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)進行程度的標(biāo)記。K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應(yīng)進行的程度越大，即該反應(yīng)進行得越完全，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越高。反之，則相反。一般地，K>105時，該反應(yīng)就進行得基本完全了。2、可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，推斷正在進行的可逆反應(yīng)是否平衡及向何方進行建立平衡。（Q：濃度積）Q〈K:反應(yīng)向正反應(yīng)方向進行；Q=K:反應(yīng)處于平衡狀態(tài)；Q〉K:反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進行。3、利用K值可推斷反應(yīng)的熱效應(yīng)若溫度上升，K值增大，則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)若溫度上升，K值減小，則正反應(yīng)為放熱反應(yīng)（四）平衡轉(zhuǎn)化率(1)定義:物質(zhì)在反應(yīng)中已轉(zhuǎn)化的量與該物質(zhì)總量的比值(2)表達式:練習(xí)：1.化學(xué)平衡常數(shù)書寫N2(g)+3H2(g)2NH3(g)Cr2O72-+H2O2CrO42-+2H+CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)2.(1)化學(xué)平衡常數(shù)K表示可逆反應(yīng)的進行程度，K值越大，表示__________，K值大小與溫度的關(guān)系是：溫度上升，K值____________。(填確定增大、確定減小、或可能增大也可能減小)。(2)確定條件下，在體積為3L的密閉容器中，一氧化碳與氫氣反應(yīng)生成甲醇(催化劑為Cu2O/ZnO)：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)，依據(jù)題意完成下列各題：①反應(yīng)達到平衡時，平衡常數(shù)表達式K＝，上升溫度，K值(填“增大”、“減小”或“不變”)。②在500℃，從反應(yīng)起先到平衡，氫氣的平均反應(yīng)速率v(H2)＝。③在其他條件不變的狀況下，對處于E點的體系體積壓縮到原來的1/2，下列有關(guān)該體系的說法正確的是a．氫氣的濃度削減b．正反應(yīng)速率加快，逆反應(yīng)速率也加快c．甲醇的物質(zhì)的量增加d．重新平衡時n(H2)/n(CH3OH)增大3.密閉容器中，CO和H2O混合加熱到800℃H2O(g)+CO(g)CO2(g)+H2(g)K=1.00若反應(yīng)起先時CO和H2O的濃度均為0.200mol/L,求達到平衡CO轉(zhuǎn)化為CO2的轉(zhuǎn)化率四、化學(xué)反應(yīng)進行的方向1、△H（能量）判據(jù)：體系趨向于從高能狀態(tài)轉(zhuǎn)變?yōu)榈湍軤顟B(tài)（△H＜0）。對于化學(xué)反應(yīng)而言，絕大多數(shù)的放熱反應(yīng)能自發(fā)進行，且放出的熱量越多，體系能量降低越多，反應(yīng)越完全。焓變（△H）是確定反應(yīng)能否自發(fā)進行的因素之一，但不是唯一因素2、熵：衡量一個體系混亂度的物理量叫做熵，用符號S表示。對于同一物質(zhì)：S（g）﹥S（l）﹥S（s）熵變：△S=S生成物總熵－S反應(yīng)物總熵反應(yīng)的△S越大,越有利于反應(yīng)自發(fā)進行熵判據(jù)：體系趨向于由有序狀態(tài)轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序狀態(tài)，即△S＞0，且△S越大，越有利于反應(yīng)自發(fā)進行。3、正確推斷一個化學(xué)反應(yīng)是否能夠自發(fā)進行：必需綜合考慮反應(yīng)的焓變和熵變ΔH-TΔS〈0，反應(yīng)能自發(fā)進行；ΔH-TΔS=0，反應(yīng)達到平衡狀態(tài)；ΔH-TΔS〉0，反應(yīng)不能自發(fā)進行。練習(xí)：1.關(guān)于自發(fā)過程的敘述中，正確的是（）A.只有不須要任何條件就能夠自動進行的過程才是自發(fā)過程B.須要加熱才能進行的過程確定不是自發(fā)過程C.同一可逆反應(yīng)的正逆反應(yīng)在不同條件下都有自發(fā)的可能D.非自發(fā)過程在任何條件下都不行能變?yōu)樽园l(fā)過程2.下列關(guān)于化學(xué)反應(yīng)的焓變的敘述中，正確的是（）A.化學(xué)反應(yīng)的焓變與反應(yīng)的方向性無關(guān)B.化學(xué)反應(yīng)的焓變干脆確定了反應(yīng)的方向C.焓變?yōu)檎姆磻?yīng)都是吸熱反應(yīng)D.焓變?yōu)檎姆磻?yīng)都能自發(fā)進行專題三一、基本概念1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì)。包括強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)。強電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。物質(zhì)物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大部分有機物。如SO3、CO2、NH3、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……強電解質(zhì)：強酸，強堿，大多數(shù)鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O……混和物純凈物2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)分：電解質(zhì)——離子化合物或共價化合物非電解質(zhì)——共價化合物留意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)③強電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質(zhì)）電解質(zhì)的強弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。練習(xí)：有以下10種物質(zhì)：①銅，②稀硫酸，③氯化氫，④氨氣，⑤氟化氫，⑥二氧化碳，⑦乙酸，⑧氯化鈉，⑨碳酸鈣，⑩氯氣。填表：序號符合的條件物質(zhì)的序號（1）電解質(zhì)（2）非電解質(zhì)（3）強電解質(zhì)（4）弱電解質(zhì)（5）既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)二、弱電解質(zhì)的電離平衡1、電離平衡：在確定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)。2、影響電離平衡的因素：A、溫度：弱電解質(zhì)的電離吸熱，升溫有利于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度越??；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時，有利于電離。3、電離方程式的書寫：用可逆符號多元弱酸的電離要分布寫（以第一步為主）4、電離常數(shù)：在確定條件下，弱電解質(zhì)在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）（1）表示方法：ABA++B-Ki=C（A+）*C（B-）/C（AB）（2）影響因素：a.電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性確定。b.電離常數(shù)受溫度變更影響，不受濃度變更影響，在室溫下一般變更不大。C.同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強。H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClOc（OH-）c（NH3c（OH-）c（NH3·H2O）練習(xí)：1.稀氨水中存在下列平衡：NH3·H2ONH4++OH-，若要使溶液中增大，可以實行的措施是（）A.加入少量鹽酸B.上升溫度C.通入氨氣D.加水2.下列電離方程式中書寫正確的是（）A.NaHSO4Na++H++SO42-；B.NaHCO3Na++H++CO32-；C.HClO=H++ClO-；D.H2SH++HS-；HS-H++S2-；3.已知一元弱酸（HA）溶液中含有1.01×1022個HA分子和1.00×1020個A-離子，則HA的電離度為（）A.10%B.9.8%C.1.0%D.0.98%4.寫出H2CO3和Fe(OH)3的電離方程式。三、水的電離和溶液的酸堿性（一）水的電離1、水電離平衡：:水的離子積：KW=c[H+]·c[OH-]25℃時,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=1*10-14留意：KW只與溫度有關(guān)，溫度確定，則KW值確定KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）2、水電離特點：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素： ①酸、堿：抑制水的電離KW〈1*10-14②溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）③易水解的鹽：促進水的電離練習(xí)：1.下列關(guān)于水的離子積常數(shù)的敘述中，正確的是（）A.水的離子積表達式是Kw=c（H+）c（OH-），Kw隨溶液c（H+）與c（OH-）的變更而變更；B.水的離子積常數(shù)KW與水的電離平衡常數(shù)K是同一物理量；C.水的離子積常數(shù)僅僅與溫度有關(guān)，隨溫度的變更而變更；D.水的離子積常數(shù)KW與水的電離平衡常數(shù)K是兩個沒有任何關(guān)系的物理量；2.液氨與水的電離相像，存在著微弱的電離：2NH3≒NH4++NH2-。對該體系的說法中錯誤的是（）A.確定溫度下，液氨中c（NH4+）與c（NH2-）的乘積為一常數(shù)；B.液氨的電離達到平衡時，c（NH3）=c（NH2-）=c（NH4+）；C.只要不加入其他物質(zhì)，液氨中c（NH4+）總是與c（NH2-）相等；D.液氨中含有NH3、NH4+和NH2-等微粒。（二）溶液的酸堿性和pH：1、pH=-lgc[H+]2、pH的測定方法：酸堿指示劑：甲基橙、石蕊、酚酞。變色范圍：甲基橙3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（淺紅色）pH試紙：將pH試紙放表面皿（或玻璃片）上，用干凈、干燥的玻璃棒蘸取待測液點在試紙的中間，視察顏色的變更，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比。留意：①事先不能用水潮濕PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍3、混合液的pH值計算方法公式（1）強酸與強酸的混合：（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）c（H+）混=（c（H+）1V1+c（H+）2V2）/（V1+V2）（2）強堿與強堿的混合：（先求[OH-]混：將兩種酸中的OH離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）c（OH-）混＝（c（OH-）1V1+c（OH-）2V2）/（V1+V2）（3）強酸與強堿的混合：（先據(jù)H++OH-==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求c（H+）混；OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求c（OH-）混，再求其它）4、稀釋過程溶液pH值的變更規(guī)律：（1）強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+n（但始終不能大于或等于7）（2）弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀〈pH原+n（但始終不能大于或等于7）（3）強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原－n（但始終不能小于或等于7）（4）弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原－n（但始終不能小于或等于7）（5）不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近7（6）稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變更得慢，強酸、強堿變更得快。練習(xí)：1.分別中和10mL1.0mol/L的HCl溶液，消耗了等體積的氫氧化鈉溶液和氨水溶液，則氫氧化鈉溶液和氨水溶液的關(guān)系是（）A.所含溶質(zhì)質(zhì)量相等；B.所含溶質(zhì)物質(zhì)的量氨水多；C.溶液物質(zhì)的量濃度相等；D.電離度相等2.體積pH＝2.5的鹽酸與10體積某一元強堿溶液恰好完全反應(yīng)，則該堿溶液的pH等于（）A.9.0B.9.5C.10.53.pH＝13的強堿溶液與pH＝2的強酸溶液混合，所得混合液的pH＝11，則強堿與強酸的體積比是（）A.11∶1B.9∶1C.1∶114.計算下列溶液在25℃時的pH（1）0.05mol·L-1的硫酸溶液（2）0.1mol·L-1的氨水（電離度為1％）;四、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實質(zhì)：H++OH—=H2O即酸供應(yīng)的H+和堿供應(yīng)的OH-物質(zhì)的量相等。2、中和滴定的操作過程：（1）滴定管：O刻度在上，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積大于它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定運用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數(shù)點后兩位。（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液，待測液，指示劑。（3）打算過程：打算：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測液洗）→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)（4）滴定過程3、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用c酸V酸=c堿V堿（酸和堿的元數(shù)相同）進行分析，只有一個數(shù)據(jù)會變。練習(xí)：1.用標(biāo)準(zhǔn)的OH滴定未知濃度的鹽酸，選用酚酞為指示劑，造成測定結(jié)果偏高的緣由可能，是。A.Na2CO3雜質(zhì)；B.，俯視滴定管的刻度，其它操作均正確；C.，未用待測液潤洗；D.E.2.用0.1032mol/L的HCl溶液滴定25.00mL未知濃度的NaOH溶液，滴定完成時，用去HCl溶液27.84mL通過中和滴定測得NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度是多少？五、鹽類的水解1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。2、水解的實質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。3、鹽類水解規(guī)律：①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。(如:Na2CO3＞NaHCO3)4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆）（2）程度小（3）吸熱5、影響鹽類水解的外界因素：①溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）②濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸堿：促進或抑制鹽的水解（H+促進陰離子水解而抑制陽離子水解，OH–則相反）6、酸式鹽溶液的酸堿性：①只電離不水解：如HSO4-顯酸性②電離程度＞水解程度，顯酸性（如:HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞電離程度，顯堿性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）7、雙水解反應(yīng)：（1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。（2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑8、鹽類水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)用實例原理1、凈水明礬凈水Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+△2、去油污△用熱堿水冼油污物品CO32-+H2OHCO3-+OH-3、藥品的保存①配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+②配制Na2CO3溶液時常加入少量NaOHCO32-+H2OHCO3-+OH-△△4、制備無水鹽△△由MgCl2·6H2O制無水MgCl2在HCl氣流中加熱若不然，則：MgCl2·6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2MgO+H2O5、泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑6、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小NH4++H2ONH3·H2O+H+c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-9、水解平衡常數(shù)（Kh）對于強堿弱酸鹽：Kh=Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離常數(shù))對于強酸弱堿鹽：Kh=Kw/Kb(Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離常數(shù))電離、水解方程式的書寫原則1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫留意：不管是水解還是電離，都確定于第一步，其次步一般相當(dāng)微弱。2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫練習(xí)：1.常溫下，若200mLc(H+)=1×10－3mol/L的某一元酸和100mLc(OH－)=1×10－3mol/L的某一元堿溶液混合后，溶液pH>7，所用的酸和堿可能是 （）A．等濃度的弱酸和強堿B．稀的強酸和稀的強堿C．稀的弱酸和濃的強堿 D．稀的強酸和濃的弱堿2.（1）將等體積等物質(zhì)的量濃度的醋酸和氫氧化鈉溶液混合后，溶液呈（填“酸性”，“中性”或“堿性”，下同），溶液中c(Na＋)c(CH3COO－)（填“>”或“＝”或“<”）。（2）pH＝3的醋酸和pH＝11的氫氧化鈉溶液等體積混合后溶液呈，溶液中c(Na＋)c(CH3COO－)（3）物質(zhì)的量濃度相同的醋酸和氫氧化鈉溶液混合后，溶液中醋酸根離子和鈉離子濃度相等，則混合后溶液呈，醋酸體積氫氧化鈉溶液體積。（4）將mmol/L的醋酸和nmol/L的氫氧化鈉溶液等體積混合后溶液的pH＝7，則醋酸溶液中c(H＋)氫氧化鈉溶液中c(OH－)，m與n的大小關(guān)系是ｍｎ。3.（1）AgNO3的水溶液呈（填“酸”、“中”、“堿”）性，常溫時的pH7（填“>”、“=”、“<”），緣由是（用離子方程式表示）：；試驗室在配制AgNO3的溶液時，常將AgNO3固體先溶于較濃的硝酸中，然后再用蒸餾水稀釋到所需的濃度，以（填“促進”、“抑制”）其水解。（2）氯化鋁水溶液呈性，緣由是（用離子方程式表示）：_____________________。把AlCl3溶液蒸干，灼燒，最終得到的主要固體產(chǎn)物是。（3）在配制硫化鈉溶液時，為了防止發(fā)生水解，可以加入少量的。六、溶液中微粒濃度的大小比較守恒關(guān)系：①電荷守恒：:任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和②物料守恒:（即原子個數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的全部微粒的量(或濃度)之和練習(xí)：1.將pH＝11NaOH溶液和pH＝3的甲酸溶液以等體積混合后，對所得溶液，下列推斷確定正確的是（）A.c(HCOO－)＜c(Na+)；B.c(HCOO－)<c(Na+)C.c(OH－）＜c(HCOO－）；D．c(OH－）＞c(HCOO－）2.常溫下，將甲酸和氫氧化鈉溶液混合，所得溶液pH＝7，則此溶液中()。Ac(HCOO-)＞c(Na+)B．c(HCOO-)＜c(Na+)C．c(HCOO-)＝c(Na+)D．無法確定3.在氯化銨溶液中，下列關(guān)系正確的是（）A.c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)B.c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)C.c(NH4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＝c(OH-)D.c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)4.在0.1mol/L的H2S溶液中，下列關(guān)系錯誤的是（）A.c(H+)=c(HS-)+c(S2-)+c(OH-)B.c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)C.c(H+)＞[c(HS-)+c(S2-)+c(OH-)]D.c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L5.分別寫出CH3COONa、NaHCO3、Na2CO3溶液中二個守恒關(guān)系式七、難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見學(xué)問（1）溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。（2）反應(yīng)后離子濃度降至1*10-5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。（3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。（4）駕馭三種微溶物質(zhì)：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4（5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度削減。（6）溶解平衡存在的前提是：必需存在沉淀，否則不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書寫如：Ag2S2Ag++S2-3、沉淀生成的三種主要方式（1）加沉淀劑法：Ksp越小（即沉淀越難溶），沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。（2）調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。（3）氧化還原沉淀法：（4）同離子效應(yīng)法4、沉淀的溶解：就是使溶解平衡正向移動。常采納的方法有：①酸堿；②氧化還原；③沉淀轉(zhuǎn)化。5、沉淀的轉(zhuǎn)化：溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。如：AgNO3AgCl(白色沉淀)AgBr（淡黃色）AgI（黃色）Ag2S（黑色）6、溶度積（KSP）（1）定義：在確定條件下，難溶電解質(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。（2）表達式：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)KSP=cm(An+)?cn(Bm-)（3）影響因素：內(nèi)因：物質(zhì)本身的性質(zhì)。外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動。（4）溶度積規(guī)則QC〉KSP有沉淀析出QC=KSP平衡狀態(tài)QC〈KSP未飽和，接著溶解練習(xí)：1.下列對沉淀溶解平衡的描述正確的是（）A.反應(yīng)起先時，溶液中各離子濃度相等B.沉淀溶解達到平衡時，沉淀的速率和溶解的速率相等C.沉淀溶解達到平衡時，溶液中溶質(zhì)的離子濃度相等，且保持不變D.沉淀溶解達到平衡時，假如再加入難溶性的該沉淀物，將促進溶解2.對于難溶鹽MX，其飽和溶液中M+和X-的物質(zhì)的量濃度之間的關(guān)系類似于c(H+)·c(OH-)=KW，存在等式c(M+)·c(X-)=Ksp。現(xiàn)將足量的AgCl分別放入下列物質(zhì)中，AgCl的溶解度由大到小的排列依次是（）①20mL0.01mol·L-1KCl溶液②30mL0.02mol·L-1CaCl2溶液③40mL0.03mol·L-1HCl溶液④10mL蒸餾水⑤50mL0.05mol·L-1AgNO3溶液A.①＞②＞③＞④＞⑤B.④＞①＞③＞②＞⑤C.⑤＞④＞②＞①＞③D.④＞③＞⑤＞②＞①3.為了除去MgCl2溶液中的FeCl3，可在加熱攪拌的條件下加入的一種試劑是（）A.NaOHB.Na2CO3C4.向盛有1mL0.1mol·L-1MgCl2溶液的試管中滴加1—2滴2mol·L-1NaOH,有白色沉淀生成，再滴加2滴0.1mol·L-1FeCl3溶液，靜置。可能視察到的試驗現(xiàn)象為___________________________。〔已知：Fe(OH)3的溶解度小于Mg(OH)2的溶解度〕綜合練習(xí)1．用純凈的碳酸鈣與稀鹽酸反應(yīng)制取二氧化碳氣體。下列對該反應(yīng)的速率幾乎沒有影響的是（）A．用相同濃度但溫度較高的鹽酸代替常溫下的鹽酸B．增大反應(yīng)體系的壓強或減小反應(yīng)體系的壓強C．改用相同質(zhì)量但為粉末狀態(tài)的碳酸鈣代替塊狀碳酸鈣D．改用濃度較大的鹽酸2．下列溶液確定呈中性的是（）A．pH=7的溶液B．c(H+)=1.0×10-7mol/L的溶液C．c(H+)=c(OH—)D．pH=3的酸與pH=11堿等體積混合后的溶液3．反應(yīng)A(g)+3B(g)2C(g)+2D(g)，在不同狀況下測得反應(yīng)速率，其中反應(yīng)速率最快的是（）A．υ(D)=0.4mol/L·s B．υ(C)=0.5mol/L·sC．υ(B)=0.6mol/L·s D．υ(A)=0.15mol/L·s4．在確定溫度下，可逆反應(yīng)Xg＋3Yg2Zg達到平衡的標(biāo)記是（）A．Z生成的速率與Z分解的速率相等B．單位時間生成amolX，同時生成3aC．X、Y、Z的濃度不再變更且都相等D．X、Y、Z的分子數(shù)比為1∶3∶25．精確量取25.00mLKMnO4溶液，可選用的儀器是()A．50mL量筒 B．10mL量筒C．50mL酸式滴定管 D．50mL堿式滴定管6．用pH試紙測定溶液pH的正確操作是（）A．將一小塊試紙用蒸餾水潤濕后放在表面皿上，用玻璃棒蘸少量待測液點在試紙上，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比照B．將一小塊試紙放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待測液點在試紙上，再與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比照C．將一小條試紙放進待測液中蘸一下，取出后放在表面皿上，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比照D．將一小條試紙先用蒸餾水潤濕后，在待測液中蘸一下，取出后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比照7．右圖是反應(yīng)A2（g）+3B2（g）2C（g）△H＜0的平衡移動圖，影響該反應(yīng)平衡移動的緣由是（）A．上升溫度B．增大反應(yīng)物濃度C．增大壓強D．運用催化劑8．氨水中存在電離平衡NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－，下列敘述正確的是()A．加水后，溶液中n(OH－)增大B．加入少量濃鹽酸，溶液中c(OH－)增大C．加入少量濃NaOH溶液，電離平衡向正反應(yīng)方向移動D．加入少量NH4Cl固體，溶液中c(NHeq\o\al(＋,4))減小9．在密閉容器中進行如下反應(yīng)：H2(g)＋I2(g)2HI(g)，在溫度T1和T2時，產(chǎn)物的量與反應(yīng)時間的關(guān)系如圖所示，符合圖示的正確推斷是()A．T1＞T2，ΔH＞0 B．T1＞T2，ΔH＜0C．T1＜T2，ΔH＞0 D．T1＜T2，ΔH＜010．下列說法正確的是（）A.在確定溫度下AgCl水溶液中，Ag+和Cl-濃度的乘積是一個常數(shù)；B.在任何含AgCl固體的溶液中，c(Ag+)=c(Cl-)C.溫度確定時，當(dāng)溶液中Ag+和Cl-濃度的乘積等于Ksp值時，此溶液為AgCl的飽和溶液；D．向飽和AgCl水溶液中加入鹽酸，Ksp值變大。11．（09年浙江理綜·10）已知：25℃時，