高二化学电离水解部分
————Believe in yourself
电离平衡
一、相关概念
电解质:熔融状态或水溶液中能导电得化合物??
?
????一部分氧化物盐碱
酸
非电解质:熔融状态或水溶液中都不能导电得化合物???
??
??四氯化碳蔗糖乙醇
一部分有机物： 4 11221252CCl O H C OH H C
电解质 ??
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?????????????2
322 3`32433223343424342COO)CH Pb HgCl O
H NH SO H PO H SiO H S H HF HClO HAc HNO HCO NH NO NH NaCl OH Ba KOH NaOH HClO HNO SO H HCl （、少数盐：弱碱：、、、、、、弱酸：弱电解质、、绝大多数盐：）（、、强碱：、、、强酸：强电解质、
一元强酸与一元弱酸得比较
1 .概念
在一定条件(如温度、浓度)下,当电解质分子电离成离子得速率与离子重新结合成分子得速率相等时,电离过程就达到了平衡状态,这叫做电离平衡。 2 .特征(动态平衡) (1)逆:可逆反应 (2)动:动态平衡
(3)等v (离子化)==v (分子化)≠0
(4)定:平衡时溶液中离子、分子浓度保持不变。 (5)变:条件改变,平衡可能发生移动。 3 .影响因素
( 1 )浓度:浓度越大,电离程度越小。在稀释溶液时,电离平衡向右移动,而离子浓度一般会减小。
( 2 )温度:温度越高,电离程度越大。因电离就是吸热得,升温平衡向吸热方向(电离方向)移动。
( 3 )同离子效应:醋酸溶液中加人醋裁钠晶体,平衡左移,电离程度减小,加人稀盐酸亦然。( 4 )能反应得离子:醋酸溶液中加人 NaOH ,平衡右移,电离程度增大。
电离方程式得书写
要求:
①质量守恒:即:“=”两边原子种类,数目、质量不变。
②电荷守恒:即:正电荷总数=负电荷总数。
③元素或原子团得化合价数等于形成得阳离子所带得正电荷数。同理,元素或原子团得负价数等于形成得阴离子所带得负电荷数。离子得个数用阿拉伯数字标在离子符号之前。
( 1 )强电解质,完全电离用“===” ,
如: CH3COONH4 ===CH3COO一＋ NH4+
A12 ( SO4)3 ==2A13 + + 3 SO42一
( 2 )弱电解质,部分电离用“”,
如: CH3COOH CH3COO一＋ H+
NH3 ·H2O NH4＋+OH—
( 3 )多元弱酸,分步电离,以第一步为主
H2CO3 H+十 HCO3— HCO3—H十十 CO32—
( 4 )多元弱碱一步电离 Cu (O H ) 2Cu2++ 2O H—
( 5 )酸式盐:
强酸得酸式盐完全电离,一步完成 NaHSO4 ==Na+十 H+十SO42—
弱酸得酸式盐强中有弱,分步完成NaHCO3==Na 十十HCO3—
HCO3— H 十+ CO32—
盐类得水解
定义:在水溶液中盐电离出得阴阳离子与H2O电离出得H+或OH-结合生成弱电解质得反应
(有弱才水解)
盐得水解离子方程式书写要点
1)单一离子得水解都就是微弱得,都用“”连接,气体、沉淀都不加“↑”“↓”
2)多元弱酸盐分步水解,以第一步为主。
例:K2CO3得水解
第一步:
第二步:
3)规律:
有弱才水解,无弱不水解;
谁弱谁水解,谁强显谁性。
具体为:
1.正盐溶液
①强酸弱碱盐呈酸性
②强碱弱酸盐呈碱性
③强酸强碱盐呈中性
④弱酸碱盐不一定
如 NH4CN CH3CO2NH4 NH4F
碱性中性酸性
取决于弱酸弱碱 相对强弱
2.酸式盐
①若只有电离而无水解,则呈酸性(如NaHSO 4) ②若既有电离又有水解,取决于两者相对大小 电离程度＞水解程度,呈酸性
电离程度＜水解程度,呈碱性 强碱弱酸式盐得电离与水解、
a) 以H m A n —
表示弱酸酸式盐阴离子得电离与水解平衡、 H m+1A
(n —1)—
n —1
+ H 2 增大 +
]增大 仅能存在于一定pH 值范围 如H 3PO 4及其三种阴离子随溶液pH 变化可相互转化:
pH 值增大
H 3PO 4 H 2PO 4—
HPO 42—
PO 43—
pH 减小
③常见酸式盐溶液得酸碱性
碱性:NaHCO 3、NaHS 、Na 2HPO 4、NaHS 、 酸性:NaHSO 3、NaH 2PO 4、NaHSO 4
(上述表格为普遍情况,并不就是所有得) 4) 影响水解得因素:
① 温度:由于水解反应就是中与反应得逆反应,而中与反应就是放热反应,因此,水解
反应就是吸热反应。所以,升高温度会使盐得水解程度增大。
② 浓度:溶液浓度越小,实际上就是增加了水得量,可使平衡向正反应方向移动,使盐得水解程度增大。(最好用勒夏特列原理中浓度同时减小得原理来解释)。
③ 加入其它离子(根据酸碱性判断)
同性抑制,异性促进
溶液中得几个守恒关系
(1)电荷守恒:电解质溶液呈电中性,即所有阳离子所带得正电荷总数与所有阴离子所带得负电荷总数代数与为零。
(2)物料守恒(原子守恒):即某种原子在变化过程(水解、电离)中数目不变。 (3)质子守恒:即在纯水中加入电解质,最后溶液中[H +
]与其它微粒浓度之间得关系式(由电荷守恒及质子守恒推出)
加热浓缩或蒸干盐溶液,就是否得到同溶质固体
① 弱碱易挥发性酸盐
??→?蒸干 氢氧化物固体(除铵盐)
② 弱碱难挥发性酸盐??
→?蒸干
同溶质固体
高二化学电离水解部分 ————Believe in yourself 电离平衡 一.相关概念 电解质：熔融状态或水溶液中能导电的化合物???????一部分氧化物盐 碱 酸 非电解质：熔融状态或水溶液中都不能导电的化合物?? ? ?? ??四氯化碳蔗糖乙醇 一部分有机物： 4 11221252CCl O H C OH H C 电解质 ?? ?? ? ?? ? ?????????????2 322 3`32433223343424342COO)CH Pb HgCl O H NH SO H PO H SiO H S H HF HClO HAc HNO HCO NH NO NH NaCl OH Ba KOH NaOH HClO HNO SO H HCl （、少数盐：弱碱：、、、、、、弱酸：弱电解质、、绝大多数盐：）（、、强碱：、、、强酸：强电解质、 一元强酸与一元弱酸的比较 ② 相同 pH 、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表：
弱电解质的电离平衡 1 ．概念 在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 2 ．特征（动态平衡） （1）逆：可逆反应 （2）动：动态平衡 （3）等v （离子化）==v （分子化）≠0 （4）定：平衡时溶液中离子、分子浓度保持不变。 （5）变：条件改变，平衡可能发生移动。 3 ．影响因素 ( 1 ）浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。 ( 2 ）温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热的，升温平衡向吸热方向（电离方向）移动。 ( 3 ）同离子效应：醋酸溶液中加人醋裁钠晶体，平衡左移，电离程度减小，加人稀盐酸亦然。 ( 4 ）能反应的离子：醋酸溶液中加人NaOH ，平衡右移，电离程度增大。 电离方程式的书写 要求：? ①质量守恒：即：“=”两边原子种类，数目、质量不变。 ②电荷守恒：即：正电荷总数=负电荷总数。 ③元素或原子团的化合价数等于形成的阳离子所带的正电荷数。同理，元素或原子团的负价数等于形成的阴离子所带的负电荷数。离子的个数用阿拉伯数字标在离子符号之前。( 1 ）强电解质，完全电离用“===”， 如：CH3COONH4 ===CH3COO一＋NH4+ A12 ( SO4)3 ==2A13 + + 3 SO42一 ( 2 ）弱电解质，部分电离用“”， 如：CH3COOH CH3COO一＋H+ NH3 ·H2O NH4＋+OH— ( 3 ）多元弱酸，分步电离，以第一步为主 H2CO3H+十HCO3—HCO3—H十十CO32— ( 4 ）多元弱碱一步电离Cu (O H ) 2Cu2++ 2O H— ( 5 ）酸式盐： 强酸的酸式盐完全电离，一步完成NaHSO4 ==Na+十H+十SO42— 弱酸的酸式盐强中有弱，分步完成NaHCO3==Na 十十HCO3— HCO3—H 十+ CO32— 盐类的水解 定义：在水溶液中盐电离出的阴阳离子与H2O电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应（有弱才水解）
高二化学知识点归纳大全 相信大家在高一的时候已经选好文科和理科，而理科的化学是理科生最烦恼的。以下是我整理高二化学知识点归纳，希望可以帮助大家把知识点归纳好。 1、化学反应的反应热 (1)反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。 (2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。 Q>0时，反应为吸热反应;Q<0时，反应为放热反应。 (3)反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下： Q=-C(T2-T1)式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变 (1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。 (2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。 对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热
能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： ΔH>0，反应吸收能量，为吸热反应。 ΔH<0，反应释放能量，为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+ O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol-1或kJ·mol-1，且ΔH后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算 (1)盖斯定律 对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。 (2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。 常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。
高二化学考试必考知识点归纳整理5篇 高中阶段学习难度、强度、容量加大，学习负担及压力明显加重，不能再依赖初中时期老师“填鸭式”的授课，“看管式”的自习，“命令式”的作业，要逐步培养自己主动获取知识、巩固知识的能力，制定学习计划，养成自主学习的好习惯。下面就是我给大家带来的高二化学知识点总结，希望能帮助到大家！ 高二化学知识点总结1 一、苯C6H6 1、物理性质：无色有特殊气味的液体，密度比水小，有毒，不溶于水，易溶于有机溶剂，本身也是良好的有机溶剂。 2、苯的结构：C6H6(正六边形平面结构)苯分子里6个C原子之间的键完全相同，碳碳键键能大于碳碳单键键能小于碳碳单键键能的2倍，键长介于碳碳单键键长和双键键长之间键角120°。 3、化学性质 (1)氧化反应2C6H6+15O2=12CO2+6H2O(火焰明亮，冒浓烟)不能使酸性高锰酸钾褪色。 (2)取代反应 ①铁粉的作用：与溴反应生成溴化铁做催化剂;溴苯无色密度比水大 ②苯与硝酸(用HONO2表示)发生取代反应，生成无色、不溶于水、密度大于水、有毒的油状液体——硝基苯。+HONO2+H2O反应用水浴加热，控制温度在50—60℃，浓硫酸做催化剂和脱水剂。 (3)加成反应
用镍做催化剂，苯与氢发生加成反应，生成环己烷+3H2 二、乙醇CH3CH2OH 1、物理性质：无色有特殊香味的液体，密度比水小，与水以任意比互溶如何检验乙醇中是否含有水：加无水硫酸铜;如何得到无水乙醇：加生石灰，蒸馏 2、结构:CH3CH2OH(含有官能团：羟基) 3、化学性质 (1)乙醇与金属钠的反应：2CH3CH2OH+2Na=2CH3CH2ONa+H2↑(取代反应) (2)乙醇的氧化反应 ①乙醇的燃烧：CH3CH2OH+3O2=2CO2+3H2O ②乙醇的催化氧化反应2CH3CH2OH+O2=2CH3CHO+2H2O ③乙醇被强氧化剂氧化反应 CH3CH2OH 三、乙酸(俗名：醋酸)CH3COOH 1、物理性质：常温下为无色有强烈刺激性气味的液体，易结成冰一样的晶体，所以纯净的乙酸又叫冰醋酸，与水、酒精以任意比互溶 2、结构：CH3COOH(含羧基，可以看作由羰基和羟基组成) 3、乙酸的重要化学性质 (1)乙酸的酸性： 弱酸性，但酸性比碳酸强，具有酸的通性 ①乙酸能使紫色石蕊试液变红 ②乙酸能与碳酸盐反应，生成二氧化碳气体利用乙酸的酸性，可以用乙酸来除去水垢(主要成分是CaCO3)：2CH3COOH+CaCO3=(CH3COO)2Ca+H2O+CO2↑乙酸还
高二化学水解方程式 导读：我根据大家的需要整理了一份关于《高二化学水解方程式》的内容，具体内容：通过学习化学我们知道，水解是物质与水发生的导致物质发生分解的反应。下面是由我带来的，着重讲解证明它们的重要性。：1、单水解---可逆水解NH4Cl+H2O NH... 通过学习化学我们知道，水解是物质与水发生的导致物质发生分解的反应。下面是由我带来的，着重讲解证明它们的重要性。 ： 1、单水解---可逆水解 NH4Cl+H2O NH3H2O+HCl NH4++H2O H++NH3H2O FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3HCl Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl Al3++3H2O Al(OH)3+3H+ CuSO4+2H2O Cu(OH)2+H2SO4 (金属活动顺序表中Mg2+以后的阳离子均水解) NaHCO3+H2O H2CO3+NaOH (NaHSO4不水解，NaHSO3电离大于水解) Na2CO3+H2O NaHCO3+NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH NaHCO3+H2O H2CO3+NaOH(第一步远远大于第二步，二步不能叠加) Na2SO3+H2O NaHSO3+NaOH SO32-+H2O HSO3-+OH NaHSO3+H2O H2SO3+NaOH(第一步远远大于第二步，二步不能叠加) HSO3-+H2O H2SO3+OH- Na2S+H2O NaHS+NaOH S2-+H2O HS-+OH
NaHS+H2O H2S+NaOH(第一步远远大于第二步，二步不能叠加) HS-+H2O H2S+OH- Na3PO4+H2O Na2HPO4+NaOH PO43-+H2O HPO42-+OH Na2HPO4+H2O NaH2PO4+NaOH HPO42-+H2O H2PO4-+OH NaH2PO4+H2O H3PO4+NaOH H2PO4-+H2O H3PO4+OH CH3COONa+H2O CH3COOH+NaOH CH3COO-+H2O CH3COOH+OH C6H5ONa+H2O C6H5OH+NaOH C6H5O-+H2O C6H5OH+OH 2、双水解 CH3COONH4+H2O CH3COOH+NH3H2O NH4F+H2O HF+NH3H2O Al2S3+6H2O==Al(OH)3+H2S (隔绝空气，密封保存) Mg3N2+6H2O==Mg(OH)2+NH3(隔绝空气，密封保存) Na3P+3H2O==3NaOH+PH3(隔绝空气，密封保存) Zn3P2+6H2O==Zn(OH)2+PH3(Zn3P2一种老鼠药，PH3剧毒神经毒剂) CaC2+2H2O==Ca(OH)3+C2H2(隔绝空气，密封保存) C2H5ONa+H2O==C2H5OH+NaOH 高二化学水解知识点： (1)有弱才水解 要求盐要有弱酸根离子或者弱碱金属离子(包括铵离子). 如：NaCl中的Na+对应的碱是强碱NaOH,则Na+是强碱金属离子,不会水解.NaCl中的Cl-对应的酸是强酸HCl ,则Cl-是强酸根离子,也不会水解.所以,NaCl在水溶液中不会发生水解.
化学有机基础知识点总结精品 1．有机物的溶解性 （1）难溶于水的有：各类烃、卤代烃、硝基化合物、酯、绝大多数高聚物、高级的（指分子中碳原子数目较多的，下同）醇、醛、羧酸等。 （2）易溶于水的有：低级的[一般指N(C)≤4]醇、（醚）、醛、（酮）、羧酸及盐、氨基酸及盐、单糖、二糖。（它们都能与水形成氢键）。 （3）具有特殊溶解性的： ①乙醇是一种很好的溶剂，既能溶解许多无机物，又能溶解许多有机物，所以常用乙醇 来溶解植物色素或其中的药用成分，也常用乙醇作为反应的溶剂，使参加反应的有机物和无机物均能溶解，增大接触面积，提高反应速率。例如，在油脂的皂化反应中，加入乙醇既能溶解NaOH，又能溶解油脂，让它们在均相（同一溶剂的溶液）中充分接触，加快反应速率，提高反应限度。 ②苯酚：室温下，在水中的溶解度是9.3g（属可溶），易溶于乙醇等有机溶剂，当温度 高于65℃时，能与水混溶，冷却后分层，上层为苯酚的水溶液，下层为水的苯酚溶液，振荡后形成乳浊液。苯酚易溶于碱溶液和纯碱溶液，这是因为生成了易溶性的钠盐。 ③乙酸乙酯在饱和碳酸钠溶液中更加难溶，同时饱和碳酸钠溶液还能通过反应吸收挥发 出的乙酸，溶解吸收挥发出的乙醇，便于闻到乙酸乙酯的香味。 。蛋白质在浓轻金属盐（包括铵盐）溶液中溶解④有的淀粉、蛋白质可溶于水形成胶体 ．． 度减小，会析出（即盐析，皂化反应中也有此操作）。但在稀轻金属盐（包括铵盐）溶液中，蛋白质的溶解度反而增大。 ⑤线型和部分支链型高聚物可溶于某些有机溶剂，而体型则难溶于有机溶剂。 ⑥氢氧化铜悬浊液可溶于多羟基化合物的溶液中，如甘油、葡萄糖溶液等，形成绛蓝色
溶液。 2．有机物的密度 （1）小于水的密度，且与水（溶液）分层的有：各类烃、一氯代烃、酯（包括油脂） （2）大于水的密度，且与水（溶液）分层的有：多氯代烃、溴代烃（溴苯等）、碘代烃、 硝基苯 3．有机物的状态[常温常压（1个大气压、20℃左右）] （1）气态： ① 烃类：一般N(C)≤4的各类烃 注意：新戊烷[C(CH 3)4]亦为气态 ② 衍生物类： 一氯甲烷（．．．．．CH ．．3．Cl ．．，沸点为．．．．-．24.2．．．．℃）．． 氟里昂（．．．．CCl ．．．2．F ．2．，沸点为．．．．-．29.8．．．．℃）．． 氯乙烯（．．．．CH ．．2．==CHCl ．．．．．．，沸点为．．．．-．13.9．．．．℃）．． 甲醛（．．．HCHO ．．．．，沸点为．．．．-．21．．℃）．． 氯乙烷（．．．．CH ．．3．CH ．．2．Cl ．．，沸点为．．．．12.3．．．．℃）．． 一溴甲烷（CH 3Br ，沸点为3.6℃） 四氟乙烯（CF 2==CF 2，沸点为-76.3℃） 甲醚（CH 3OCH 3，沸点为-23℃） 甲乙醚（CH 3OC 2H 5，沸点为10.8℃） 环氧乙烷（ ， 沸点为 13.5℃） （2）液态：一般N(C)在5～16的烃及绝大多数低级衍生物。如， 己烷CH 3(CH 2)4CH 3 环己烷 甲醇CH 3OH 甲酸HCOOH 溴乙烷C 2H 5Br 乙醛CH 3CHO 溴苯C 6H 5Br 硝基苯C 6H 5NO 2 ★特殊： 不饱和程度高的高级脂肪酸甘油酯，如植物油脂等在常温下也为液态
高二化学必背知识点整理 【一】 1.纯碱、苏打：Na2CO3 2.小苏打：NaHCO3 3.大苏打：Na2S2O3 4.石膏(生石膏)：CaSO4·2H2O 5.熟石膏：2CaSO4·.H2O 6.莹石：CaF2 7.重晶石：BaSO4(无毒) 8.碳铵：NH4HCO3 9.石灰石、大理石：CaCO310.生石灰：CaO11.食盐：NaCl 12.熟石灰、消石灰：Ca(OH)213.芒硝：Na2SO4·7H2O(缓泻剂) 14.烧碱、火碱、苛性钠：NaOH15.绿矾：FaSO4·7H2O16.干冰：CO2 17.明矾：KAl(SO4)2·12H2O18.漂白粉：Ca(ClO)2、CaCl2(混合物) 19.泻盐：MgSO4·7H2O20.胆矾、蓝矾：CuSO4·5H2O21.双氧水：H2O2 23.石英：SiO224.刚玉：Al2O325.水玻璃、泡花碱：Na2SiO3 26.铁红、铁矿：Fe2O327.磁铁矿：Fe3O428.黄铁矿、硫铁矿：FeS2 29.铜绿、孔雀石：Cu2(OH)2CO330.菱铁矿：FeCO331.赤铜矿：Cu2O 32.波尔多液：Ca(OH)2和CuSO433.玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2 34.天然气、沼气、坑气(主要成分)：CH435.水煤气：CO和H2 36.王水：浓HNO3、浓HCl按体积比1：3混合而成。 37.铝热剂：Al+Fe2O3(或其它氧化物)40.尿素：CO(NH2) 【二】 1.澄清石灰水中通入二氧化碳气体(复分解反应) Ca(OH)2+CO2=CaCO3↓+H2O 现象：石灰水由澄清变浑浊。 相关知识点：这个反应可用来检验二氧化碳气体的存在。 不用它检验，CaCO3+CO2+H2O=Ca(HCO3)2沉淀消失，可用Ba(OH)2溶液。 2.镁带在空气中燃烧(化合反应) 2Mg+O2=2MgO 现象：镁在空气中剧烈燃烧，放热，发出耀眼的白光，生成白色粉末。 相关知识点： (1)这个反应中，镁元素从游离态转变成化合态; (2)物质的颜色由银白色转变成白色。 (3)镁可做照明弹; (4)镁条的着火点高，火柴放热少，不能达到镁的着火点，不能用火柴点燃; (5)镁很活泼，为了保护镁，在镁表面涂上一层黑色保护膜，点燃前要用砂纸打磨干净。 3.水通电分解(分解反应) 2H2O=2H2↑+O2↑ 现象：通电后，电极上出现气泡，气体体积比约为1：2 相关知识点： (1)正极产生氧气，负极产生氢气; (2)氢气和氧气的体积比为2：1，质量比为1：8; (3)电解水时，在水中预先加入少量氢氧化钠溶液或稀硫酸，增强水的导电性; (4)电源为直流电。 4.生石灰和水反应(化合反应) CaO+H2O=Ca(OH)2 现象：白色粉末溶解
知识点总结年级：高二化学化学反应原理复习（一） 【知识讲解】 第1章、化学反应与能量转化 化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。 一、化学反应的热效应 1、化学反应的反应热 (1)反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。 (2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。 Q＞0时，反应为吸热反应；Q＜0时，反应为放热反应。 (3)反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下： Q＝－C(T2－T1) 式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变 (1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。
(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。 对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： ΔH＞0，反应吸收能量，为吸热反应。 ΔH＜0，反应释放能量，为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式， 如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol－1或kJ·mol－1，且ΔH后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算 (1)盖斯定律
一）盐类水解口诀：有弱才水解，越弱越水解，双弱双水解，谁强显谁性。（1）有弱才水解 要求盐要有弱酸根离子或者弱碱金属离子（包括铵离子）。 如：NaCl中的Na+对应的碱是强碱NaOH，则Na+是强碱金属离子，不会水解。NaCl中的Cl-对应的酸是强酸HCl ，则Cl-是强酸根离子，也不会水解。 所以，NaCl在水溶液中不会发生水解。 又如：CH3COONa中的CH3COO-对应的是弱酸CH3COOH，则CH3COO- 是弱酸根离子，会水解。消耗H2O电离出的H+，结合成CH3OOH分子。使得水中OH-多出。 所以，CH3COONa的水溶液显碱性。 （2）越弱越水解 盐中的离子对应的酸或碱的酸性越弱或碱性越弱，水解的程度越大。 如：Na2CO3和Na2SO3 CO3^2-对应的酸是H2CO3；SO3^2-对应的酸是H2SO3 由于H2CO3的酸性弱于H2SO3 则，CO3^2-的水解程度比SO3^2-的水解程度更大，结合的H+更多。 所以，Na2CO3的碱性比NaSO3的碱性强。 （3）双弱双水解 当盐中的阳离子对应的碱是弱碱并且盐中的阴离子对应的是弱酸时，则盐的这两种离子都会发生水解。阳离子水解结合水电离出的OH-；阴离子水解结合水电离出的H+，所以双水解发生的程度往往较大。 如：CH3COONH4 中的NH4+对应的碱是弱碱NH3*H2O ；CH3COO-对应的酸是弱酸CH3COOH 则NH4+和CH3COO-都会发生水解，NH4+结合OH-形成NH3*H2O；CH3COO-结合H+形成CH3COOH，相互促进，水解程度较大。 （4）谁强显谁性 主要是针对双水解的盐，即弱酸弱碱盐，由于盐中的阴离子水解结合H+，阳离子水解结合OH- 要判断盐溶液的酸碱性，则要比较阴离子的水解成度和阳离子的水解程度的大小。 如：(NH4)CO3 ，由于NH3的碱性比H2CO3的酸性强（实际上比较的是两者的电离度，中学不做要求，只需记忆），则NH4+的水解程度比CO3^2-的水解程度弱，使得水溶液中消耗的H+更多，有OH-多出。 所以，(NH4)2CO3 溶液显碱性。 又如：CH3COONH4，由于NH3的碱性和CH3COOH的酸性相当，则NH4+的水解度和CH3COO-的程度差不多，使得水溶液中的H+和OH-也差不多。 所以CH3COONH4溶液显中性。 再如：(NH4)2SO3，由于NH3的碱性比H2SO3的酸性弱，则NH4+的水解度比SO3^2-的水解度大，使得水溶液中消耗的OH-更多，有H+多出。 所以，(NH4)2SO3溶液显酸性。 （二）根据盐类的不同，可分为：强酸强碱盐（不水解）；强酸弱碱盐；强碱弱酸盐；弱酸弱碱盐 （1）强酸弱碱盐 如：NH4Cl的水解离子方程式：
高二化学必考知识点梳理五篇最新 高中学习容量大，不但要掌握目前的知识，还要把高中的知识与初中的知识溶为一体才能学好。在读书、听课、研习、总结这四个环节都比初中的学习有更高的要求。下面就是我给大家带来的高二化学知识点总结，希望能帮助到大家！ 高二化学知识点总结1 1——原子半径 (1)除第1周期外，其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小; (2)同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 2——元素化合价 (1)除第1周期外，同周期从左到右，元素正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1(氟无正价，氧无+6价，除外); (2)同一主族的元素的正价、负价均相同 (3)所有单质都显零价 3——单质的熔点 (1)同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减; (2)同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 4——元素的金属性与非金属性(及其判断) (1)同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易
得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增; (2)同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。 判断金属性强弱 金属性(还原性)1，单质从水或酸中置换出氢气越容易越强 2，价氧化物的水化物的碱性越强(1—20号，K;总体Cs最 非金属性(氧化性)1，单质越容易与氢气反应形成气态氢化物 2，氢化物越稳定 3，价氧化物的水化物的酸性越强(1—20号，F;最体一样) 5——单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱; 元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。 推断元素位置的规律 判断元素在周期表中位置应牢记的规律： (1)元素周期数等于核外电子层数; (2)主族元素的序数等于最外层电子数。 阴阳离子的半径大小辨别规律 由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子 6——周期与主族 周期：短周期(1—3);长周期(4—6，6周期中存在镧系);不完全周期(7)。 主族：ⅠA—ⅦA为主族元素;ⅠB—ⅦB为副族元素(中间包括Ⅷ);0族(即惰
下面是分享的高二化学知识点总结。供大家参考! 高二化学知识点总结篇一 第一章 一、焓变反应热 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 焓变(δH)的意义在恒压条件下进行的化学反应的热效应 (1)。符号△H(2)。单位kJ/mol 3、产生原因化学键断裂——吸热化学键形成——放热 放出热量的化学反应。(放热>吸热)△H为“-”或△H<0 吸收热量的化学反应。(吸热>放热)△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浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 ☆常见的吸热反应①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl②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铵盐溶解等 二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点 ①热化学方程式必须标出能量变化。 ②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) ③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数 ⑤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 概念25℃，101kPa时，1mol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。 ※注意以下几点 ①研究条件101kPa ②反应程度完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 ③燃烧物的物质的量1mol ④研究内容放出的热量。(δH<0，单位kJ/mol) 四、中和热 概念在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O，这时的反应热叫
高二化学知识点总结 化学反应原理复习（一） 第1章、化学反应与能量转化 化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。 一、化学反应的热效应 1、化学反应的反应热 (1)反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。 (2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。 Q＞0时，反应为吸热反应；Q＜0时，反应为放热反应。 (3)反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下： Q＝－C(T2－T1) 式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变 (1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。 (2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。 对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： ΔH＞0，反应吸收能量，为吸热反应。 ΔH＜0，反应释放能量，为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol－1或kJ·mol－1，且ΔH后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算 (1)盖斯定律 对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。 (2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。 常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为
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一、俗名 无机部分： 纯碱、苏打、天然碱、口碱：Ｎa2CO3小苏打：NaHCO3大苏打：Na2S2O3石膏（生石膏）： CaSO4.2H2O 熟石膏：2CaSO4·.H2O 莹石：CaF2 重晶石：BaSO4（无毒）碳铵：NH4HCO3 石灰石、大理石：CaCO3生石灰：CaO 食盐：NaCl 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2 芒硝：Na2SO4·7H2O (缓泻剂) 烧碱、火碱、苛性钠：NaOH 绿矾：FaSO4·7H2O 干冰：CO2明矾：KAl (SO4)2·12H2O 漂白粉：Ca (ClO)2、CaCl2（混和物）泻盐：MgSO4·7H2O 胆矾、蓝矾：CuSO4·5H2O双氧水：H2O2皓矾：ZnSO4·7H2O 硅石、石英：SiO2 刚玉：Al2O3 水玻璃、泡花碱、矿物胶：Na2SiO3 铁红、铁矿：Fe2O3 磁铁矿：Fe3O4黄铁矿、硫铁矿：FeS2铜绿、孔雀石：Cu2(OH)2CO3 菱铁矿：FeCO3赤铜矿：Cu2O 波尔多液：Ca (OH)2和CuSO4 石硫合剂：Ca (OH)2和S 玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2 过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2和CaSO4 重过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2 天然气、沼气、坑气（主要成分）：CH4 水煤气：CO和H2 硫酸亚铁铵（淡蓝绿色）：Fe (NH4)2(SO4)2 溶于水后呈淡绿色光化学烟雾：NO2在光照下产生的一种有毒气体王水：浓HNO3与浓HCl按体积比1：3混合而成。铝热剂：Al + Fe2O3或其它氧化物。尿素：CO（NH2) 2 有机部分： 氯仿：CHCl3电石：CaC2 电石气：C2H2(乙炔) TNT：三硝基甲苯酒精、乙醇：C2H5OH 氟氯烃：是良好的制冷剂，有毒，但破坏O3层。醋酸：冰醋酸、食醋CH3COOH 裂解气成分（石油裂化）：烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。甘油、丙三醇：C3H8O3 焦炉气成分（煤干馏）：H2、CH4、乙烯、CO等。石炭酸：苯酚蚁醛：甲醛HCHO 福尔马林：35%—40%的甲醛水溶液蚁酸：甲酸HCOOH 葡萄糖：C6H12O6 果糖：C6H12O6 蔗糖：C12H22O11 麦芽糖：C12H22O11 淀粉：（C6H10O5）n 硬脂酸：C17H35COOH油酸：C17H33COOH 软脂酸：C15H31COOH 草酸：乙二酸HOOC—COOH使蓝墨水褪色，强酸性，受热分解成CO2和水，使KMnO4 酸性溶液褪色。
高二化学电离水解部分笔记整理 ————Believe in yourself 电离平衡 一.相关概念 电解质：熔融状态或水溶液中能导电的化合物???????一部分氧化物盐 碱 酸 非电解质：熔融状态或水溶液中都不能导电的化合物?? ? ?? ??四氯化碳蔗糖乙醇 一部分有机物： 4 11221252CCl O H C OH H C 电解质 ?? ?? ? ??? ?????????????2 322 3`324332233 43424342COO)CH Pb HgCl O H NH SO H PO H SiO H S H HF HClO HAc HNO HCO NH NO NH NaCl OH Ba KOH NaOH HClO HNO SO H HCl （、少数盐：弱碱：、、、、、、弱酸：弱电解质、、绝大多数盐：）（、、强碱：、、、强酸：强电解质、 一元强酸与一元弱酸的比较 ② 相同 pH 、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表：
弱电解质的电离平衡 1 ．概念 在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 2 ．特征（动态平衡） （1）逆：可逆反应 （2）动：动态平衡 （3）等v （离子化）==v （分子化）≠0 （4）定：平衡时溶液中离子、分子浓度保持不变。 （5）变：条件改变，平衡可能发生移动。 3 ．影响因素 ( 1 ）浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。 ( 2 ）温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热的，升温平衡向吸热方向（电离方向）移动。 ( 3 ）同离子效应：醋酸溶液中加人醋裁钠晶体，平衡左移，电离程度减小，加人稀盐酸亦然。 ( 4 ）能反应的离子：醋酸溶液中加人NaOH ，平衡右移，电离程度增大。 电离方程式的书写 要求： ①质量守恒：即：“=”两边原子种类，数目、质量不变。 ②电荷守恒：即：正电荷总数=负电荷总数。 ③元素或原子团的化合价数等于形成的阳离子所带的正电荷数。同理，元素或原子团的负价数等于形成的阴离子所带的负电荷数。离子的个数用阿拉伯数字标在离子符号之前。( 1 ）强电解质，完全电离用“===”， 如：CH3COONH4 ===CH3COO一＋NH4+ A12 ( SO4)3 ==2A13 + + 3 SO42一 ( 2 ）弱电解质，部分电离用“”， 如：CH3COOH CH3COO一＋H+ NH3 ·H2O NH4＋+OH— ( 3 ）多元弱酸，分步电离，以第一步为主 H2CO3H+十HCO3—HCO3—H十十CO32— ( 4 ）多元弱碱一步电离Cu (O H ) 2Cu2++ 2O H— ( 5 ）酸式盐： 强酸的酸式盐完全电离，一步完成NaHSO4 ==Na+十H+十SO42— 弱酸的酸式盐强中有弱，分步完成NaHCO3==Na 十十HCO3— HCO3—H 十+ CO32 — 盐类的水解 定义：在水溶液中盐电离出的阴阳离子与H2O电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应（有弱才水解）
高中化学全部知识点总结 一、俗名 无机部分： 纯碱、苏打、天然碱、口碱：Ｎa2CO3小苏打：NaHCO3大苏打：Na2S2O3石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O 熟石膏：2CaSO4·.H2O 莹石：CaF2重晶石：BaSO4（无毒）碳铵：NH4HCO3 石灰石、大理石：CaCO3生石灰：CaO 食盐：NaCl 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2芒硝：Na2SO4·7H2O (缓泻剂) 烧碱、火碱、苛性钠：NaOH 绿矾：FaSO4·7H2O 干冰：CO2明矾：KAl (SO4)2·12H2O 漂白粉：Ca (ClO)2、CaCl2（混和物）泻盐：MgSO4·7H2O 胆矾、蓝矾：CuSO4·5H2O 双氧水：H2O2皓矾：ZnSO4·7H2O 硅石、石英：SiO2刚玉：Al2O3 水玻璃、泡花碱、矿物胶：Na2SiO3铁红、铁矿：Fe2O3磁铁矿：Fe3O4黄铁矿、硫铁矿：FeS2铜绿、孔雀石：Cu2 (OH)2CO3菱铁矿：FeCO3赤铜矿：Cu2O 波尔多液：Ca (OH)2和CuSO4石硫合剂：Ca (OH)2和S 玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2和CaSO4重过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2天然气、沼气、坑气（主要成分）：CH4水煤气：CO和H2硫酸亚铁铵（淡蓝绿色）：Fe (NH4)2 (SO4)2溶于水后呈淡绿色 光化学烟雾：NO2在光照下产生的一种有毒气体王水：浓HNO3与浓HCl按体积比1：3混合而成。 铝热剂：Al + Fe2O3或其它氧化物。尿素：CO（NH2) 2 有机部分： 氯仿：CHCl3电石：CaC2电石气：C2H2 (乙炔) TNT：三硝基甲苯酒精、乙醇：C2H5OH 氟氯烃：是良好的制冷剂，有毒，但破坏O3层。醋酸：冰醋酸、食醋CH3COOH 裂解气成分（石油裂化）：烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。甘油、丙三醇：C3H8O3 焦炉气成分（煤干馏）：H2、CH4、乙烯、CO等。石炭酸：苯酚蚁醛：甲醛HCHO 福尔马林：35%—40%的甲醛水溶液蚁酸：甲酸HCOOH 葡萄糖：C6H12O6果糖：C6H12O6蔗糖：C12H22O11麦芽糖：C12H22O11淀粉：（C6H10O5）n 硬脂酸：C17H35COOH 油酸：C17H33COOH 软脂酸：C15H31COOH 草酸：乙二酸HOOC—COOH 使蓝墨水褪色，强酸性，受热分解成CO2和水，使KMnO4酸性溶液褪色。 二、颜色 铁：铁粉是黑色的；一整块的固体铁是银白色的。Fe2+——浅绿色Fe3O4——黑色晶体Fe(OH)2——白色沉淀Fe3+——黄色Fe (OH)3——红褐色沉淀Fe (SCN)3——血红色溶液 FeO——黑色的粉末Fe (NH4)2(SO4)2——淡蓝绿色Fe2O3——红棕色粉末FeS——黑色固体铜：单质是紫红色Cu2+——蓝色CuO——黑色Cu2O——红色CuSO4（无水）—白色CuSO4·5H2O——蓝色Cu2 (OH)2CO3—绿色Cu(OH)2——蓝色[Cu(NH3)4]SO4——深蓝色溶液BaSO4、BaCO3、Ag2CO3、CaCO3、AgCl 、Mg (OH)2、三溴苯酚均是白色沉淀 Al(OH)3白色絮状沉淀H4SiO4（原硅酸）白色胶状沉淀 Cl2、氯水——黄绿色F2——淡黄绿色气体Br2——深红棕色液体I2——紫黑色固体 HF、HCl、HBr、HI均为无色气体，在空气中均形成白雾 CCl4——无色的液体，密度大于水，与水不互溶KMnO4--——紫色MnO4-——紫色 Na2O2—淡黄色固体Ag3PO4—黄色沉淀S—黄色固体AgBr—浅黄色沉淀 AgI—黄色沉淀O3—淡蓝色气体SO2—无色，有剌激性气味、有毒的气体 SO3—无色固体（沸点44.8 0C）品红溶液——红色氢氟酸：HF——腐蚀玻璃 N2O4、NO——无色气体NO2——红棕色气体NH3——无色、有剌激性气味气体 三、现象：
高二化学知识点总结归纳 高二本身的知识体系而言，它主要是对高一知识的深入和新知识模块的补充。下面就是给大家带来的高二化学知识点总结，希望能帮助到大家! 高二化学知识点总结1 1、沉淀溶解平衡与溶度积 (1)概念 当固体溶于水时，固体溶于水的速率和离子结合为固体的速率相等时，固体的溶解与沉淀的生成达到平衡状态，称为沉淀溶解平衡。其平衡常数叫做溶度积常数，简称溶度积，用Ksp表示。 (2)溶度积Ksp的特点 Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量无关，且溶液中离子浓度的变化能引起平衡移动，但并不改变溶度积。 Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。 2、沉淀溶解平衡的应用 (1)沉淀的溶解与生成
根据浓度商Qc与溶度积Ksp的大小比较，规则如下： Qc=Ksp时，处于沉淀溶解平衡状态。 QcKsp时，溶液中的离子结合为沉淀至平衡。 (2)沉淀的转化 根据溶度积的大小，可以将溶度积大的沉淀可转化为溶度积更小的沉淀，这叫做沉淀的转化。沉淀转化实质为沉淀溶解平衡的移动。 高二化学知识点总结2 盐类的水解(只有可溶于水的盐才水解) 1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。 2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。 3、盐类水解规律： ①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解;谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。(如:Na2CO3NaHCO3) 4、盐类水解的特点： (1)可逆(与中和反应互逆) (2)程度小 (3)吸热 5、影响盐类水解的外界因素： ①温度：温度越高水解程度越大(水解吸热，越热越水解) ②浓度：浓度越小，水解程度越大(越稀越水解) ③酸碱：促进或抑制盐的水解(H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解;OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解) 6、酸式盐溶液的酸碱性： ①只电离不水解：如HSO4-显酸性 ②电离程度水解程度，显酸性(如:HSO3-、H2PO4-) ③水解程度电离程度，显碱性(如：HCO3-、HS-、HPO42-) 7、双水解反应：
电离平衡 硫酸钡是强电解质吗？ 一元强酸与一元弱酸的比较 ②相同pH 、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表： 弱电解质的电离平衡 在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 2 ．特征（动态平衡） （1）逆：可逆反应（2）动：动态平衡 （4）定：平衡时溶液中离子、分子浓度保持不变。 （5）变：条件改变，平衡可能发生移动。 3 ．影响因素 ( 1 ）浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。 ( 2 ）温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热的，升温平衡向吸热方向（电离方向）移动。 ( 3 ）同离子效应：醋酸溶液中加人醋裁钠晶体，平衡左移，电离程度减小，加人稀盐酸亦然。 ( 4 ）能反应的离子：醋酸溶液中加人NaOH ，平衡右移，电离程度增大。 盐类的水解（有弱才水解） 1)单一离子的水解都是微弱的，都用“”连接，气体、沉淀都不加“↑”“↓” 2)多元弱酸盐分步水解，以第一步为主。 例：K2CO3的水解 第一步： 第二步： 3)规律： 有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性。 具体为： 1．正盐溶液
①强酸弱碱盐呈酸性②强碱弱酸盐呈碱性③强酸强碱盐呈中性④弱酸碱盐不一定 如 NH 4CN CH 3CO 2NH 4 NH 4F 2．酸式盐 ①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO 4） ②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小 电离程度＞水解程度，呈酸性 电离程度＜水解程度，呈碱性 碳酸氢根 ③常见酸式盐溶液的酸碱性 碱性：NaHCO 3、NaHS 、Na 2HPO 4、NaHS.酸性：NaHSO 3、NaH 2PO 4、NaHSO 4 4) 影响水解的因素： ① 温度：水解反应是吸热反应。所以，升高温度会使盐的水解程度增大。 ② 浓度：溶液浓度越小，实际上是增加了水的量，可使平衡向正反应方向移动，使盐的水解程度增大。（最好用勒夏特列原理中浓度同时减小的原理来解释）。 ③ 加入其它离子（根据酸碱性判断） 同性抑制，异性促进 溶液中的几个守恒关系 （1）电荷守恒：电解质溶液呈电中性，即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数代数和为零。 （2）物料守恒（原子守恒）：即某种原子在变化过程（水解、电离）中数目不变。 （3）质子守恒：即在纯水中加入电解质，最后溶液中[H +]与其它微粒浓度之间的关系式（由电荷守恒及质子守恒推出） 加热浓缩或蒸干盐溶液，是否得到同溶质固体 ① 弱碱易挥发性酸盐 ??→?蒸干 氢氧化物固体（除铵盐） ② 弱碱难挥发性酸盐??→ ?蒸干 同溶质固体