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无机化学反应无机化学反应是无机化学研究的重要内容。
无机化学反应是指由两种或多种物质相互作用，以生成新的物质的过程。
这些过程在自然界和实验室中广泛存在，包括许多重要的化学反应，如水的电离，酸碱反应和氧化还原反应等。
本文将从这三个方面阐述无机化学反应的原理和应用。
一、水的电离水的电离是无机化学反应中最基本的反应之一，是指水分子自行发生断裂，产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
这一反应也被称为自离化反应，其反应式为H2O = H+ + OH-。
水的电离是掌握无机化学反应的基础，因为它涉及到酸碱性质、氧化还原反应和一些其他反应。
利用水的电离反应，我们可以同样理解酸碱反应。
当强酸（如盐酸）与水混合时，Cl-离子和H2O之间发生反应，产生H3O+（称为氢离子），反应式为HCl + H2O= Cl-+H3O+；而当强碱（如氢氧化钠）与水混合时，会产生OH-离子，反应式为NaOH + H2O= Na+ + OH-。
二、酸碱反应酸碱反应是无机化学反应中最常见的类型之一，也是生活中最常见的化学反应之一。
酸碱反应发生在酸和碱之间，其原理是明确的。
“酸”是指能从化学物质中释放H+离子的物质；“碱”是指能从化学物质中释放OH-离子的物质。
这些离子相互结合生成水分子，以及一些其它生成产物。
例如，HCl（氯化氢）与NaOH（氢氧化钠）结合反应生成NaCl（氯化钠）和H2O（水）。
这一反应同时也反映了水的电离，因为HCl释放的H+离子与NaOH释放的OH-离子参与了水的电离反应，生成了H2O。
三、氧化还原反应氧化还原反应是另一类非常重要的无机化学反应。
在这类反应中，电荷从一种物质转移到另一种物质。
原子或离子上的电子会跳跃到其他原子或离子中，从而改变它们的价态（电荷状态）。
这一反应是广泛出现在生活和工业环境中的。
例如，当铜与氧反应时，铜离子（Cu2+离子）会被还原为铜原子（Cu0）；当铁与氯化氢反应时，铁离子（Fe2+离子）被氯离子还原成了铁原子（Fe0）。
高考化学无机化学反应原理无机化学反应原理是高考化学中的重要内容之一，它涉及到化学反应的基本规律和反应机制。
在高考化学考试中，无机化学反应原理占据了相当大的比重，因此对于考生来说，掌握好无机化学反应原理是非常重要的。
本文将围绕无机化学反应原理展开讨论，帮助考生全面了解和掌握相关知识。
一、离子反应原理离子反应是无机化学中常见的一种反应类型。
离子反应是指以离子为反应物的化学反应。
在离子反应中，正离子与负离子按照一定的规律结合形成新的物质。
常见的离子反应有酸碱中和反应、氧化还原反应等。
酸碱中和反应是指酸与碱反应生成盐和水的过程，氧化还原反应是指物质的氧化态和还原态发生变化的反应。
离子反应原理是高考无机化学中的重点内容，考生需要重点掌握离子反应的特点和计算方法。
二、配位反应原理配位反应是指配位化合物中配位剂与中心金属离子发生配位结合的反应。
配位反应在高考无机化学中占据了重要的地位，主要涉及到配位键、配位数、配位体系和配位理论等方面的内容。
在配位反应中，配位剂可以是单原子离子，也可以是配位分子。
在配位反应中，中心金属离子与配位剂之间的配位键一般是通过配位作用力来形成的。
配位反应原理对于了解和预测配位化合物的性质和反应行为具有重要意义。
三、盐类反应原理盐类反应是指盐类化合物（包括金属盐和非金属盐）之间发生的化学反应。
盐类反应在高考无机化学中常常涉及到盐的晶体结构、盐溶液的电离性、盐的水溶液中的化学反应等方面的内容。
在盐类反应中，常见的反应类型有沉淀反应、溶解反应、水解反应等。
沉淀反应是指在盐溶液中，两种盐发生反应生成的产物不溶于水从而形成沉淀的过程。
水解反应是指盐溶液中的盐离子与水分子发生反应生成酸或碱的过程。
四、氧化还原反应原理氧化还原反应是高考化学中的重点内容之一。
氧化还原反应是指物质中的氧化态发生变化的化学反应。
在氧化还原反应中，发生氧化反应的物质被称为氧化剂，而发生还原反应的物质被称为还原剂。
氧化还原反应涉及到氧化态、电子转移、氧化数以及平衡反应等方面的内容。
第二章 化学反应的基本原理知识点一、基本概念：体系和环境；状态和状态函数；过程和途径；热与功；相；化学计量数与反应进度；焓；熵；吉布斯自由能。
① 状态函数的特征：状态一定值一定，途殊回归变化等，周而复始变化零。
② 热和功（非状态函数）符号：体系吸热 Q 为+ 体系放热 Q 为— 体系做功 W 为— 环境做功 W 为+ 体积功 ： W=－P 外·ΔV ③ 化学计量数与反应进度：N 2 (g) + 3 H 2 (g) = 2 NH 3 (g)化学计量数 ν(N 2）= -1 ν(H 2) =-3 ν(NH 3) = 2 反应进度1mol ：表示1mol N 2与3mol H 2作用生成2mol NH 312N 2 (g) + 32H 2 (g) = NH 3 (g) 化学计量数：ν(N 2）=－12 ν(H 2)=－32 ν(NH 3) = 1反应进度1mol ：表示12mol N 2与32mol H 2作用生成1mol NH 3④ 熵：S(g)>S(l)>S(s) ； S （复杂）> S(简单) ； 气体：S(高温) > S （低温）； S(低压) > S （高压）； 固~液相溶，S 增大； 晶体析出，S 减小；气~液相溶，S 减小； 固体吸附气体，S 减小； 气体等温膨胀，S 增大 二、盖斯定律总反应的反应热等于各分反应的反应热之和。
若反应①+反应②→反应③，则()()()312r mr m r m H H H θθθ∆=∆+∆若反应①×2—反应②→反应③，则()()()3212r mr m r m H H H θθθ∆=∆-∆三、热力学第一定律：U Q W ∆=+ 四、化学反应的方向(298.15)()r m B f m BH k H B θθν∆=∆∑(298.15)()r m B m BS k S B θθν∆=∑(298.15)()r m B f m BG k G B θθν∆=∆∑(注：指定单质通常为稳定单质的()0f m H B θ∆=，()0f m G B θ∆=()()()()T (298k)T 298r m r m r m r m r m G T H T S T H S K θθθθθ∆=∆-∆≈∆-∆ 反应在标准状态下进行：若()0r mG T θ∆<,则反应正向自发进行；若()0r m G T θ∆=,则反应处于平衡状态；若()0r m G T θ∆>,则反应逆向自发进行。
无机化学反应的机理无机化学反应是指由无机物质之间的相互作用而导致物质转化的过程。
了解无机化学反应的机理对于理解和掌握化学反应的本质和规律具有重要意义。
本文将以无机化学反应的机理为主题，探讨无机化学反应中的关键概念和机制。
一、反应速率与活化能在无机化学反应中，反应速率是衡量反应进行快慢的关键指标。
反应速率受到多种因素的影响，其中一个重要因素是反应物的活化能。
活化能是指反应物分子必须克服的能量障碍，才能发生有效碰撞并进行反应。
反应速率与活化能之间存在直接的关系，活化能越低，反应速率越快。
二、反应机理的探索为了揭示无机化学反应的机理，化学家们采用了多种实验方法和理论模型。
其中一种常用的方法是观察反应的速率随温度的变化关系，利用阿累尼乌斯（Arrhenius）方程可以计算活化能。
此外，化学家们还通过分析反应物和产物之间的摩尔比例关系、利用质谱仪和红外光谱仪等仪器对反应的中间体进行分析，来推断反应的细节过程。
三、无机化学反应的分类根据反应机理的不同，无机化学反应可以分为几种常见的类型。
1. 酸碱反应：酸碱反应是指酸与碱之间的中和反应，产生盐和水。
典型的酸碱反应包括盐酸与氢氧化钠反应生成氯化钠和水。
2. 氧化还原反应：氧化还原反应是指物质中的氧化剂与还原剂之间的电子转移反应。
典型的氧化还原反应是金属与非金属之间的反应，例如铁和氧气反应生成铁的氧化物。
3. 沉淀反应：沉淀反应是指溶液中的两种离子发生反应生成难溶性盐，从而形成沉淀。
一个常见的例子是铵盐与硫酸铜反应生成硫酸铵和硫酸铜沉淀。
4. 配位反应：配位反应是指配体与中心金属离子之间的反应，形成配合物。
常见的配位反应是氯化钾与六水合铜离子反应生成四水合铜离子和氯化钠。
四、反应速率与反应物浓度反应物浓度是决定反应速率的重要因素之一。
根据速率论，反应速率与反应物浓度之间存在正比关系，即反应速率随着反应物浓度的增加而增加，反之亦然。
五、催化剂的作用催化剂是一种能够改变反应速率但不参与反应的物质。
无机化学中的固相合成反应机制解析无机化学是研究无机物质及其反应性质的科学领域。
其中，固相合成反应是一种重要的合成方法，通过在固相条件下进行反应，可以得到高纯度的无机化合物。
本文将从反应机制的角度对固相合成反应进行解析。
一、固相合成反应的基本原理固相合成反应是指在固相条件下，以固体物质为反应物，通过热力学驱动力进行反应，得到所需的产物。
其基本原理是利用固相反应物的热力学性质，通过控制温度和反应时间，使反应物相互作用并形成新的化合物。
二、固相合成反应的反应机制1. 离子交换反应机制离子交换反应是固相合成反应中常见的一种机制。
在这种反应中，固相反应物中的阳离子和阴离子与溶液中的反应物发生交换，形成新的化合物。
例如，氧化铝和硫酸钠反应生成硫酸铝和氧化钠的反应可以描述为：Al2O3 + Na2SO4 → NaAl(SO4)2 + Na2O2. 氧化还原反应机制氧化还原反应是固相合成反应中的另一种常见机制。
在这种反应中，固相反应物中的元素发生氧化或还原，并与其他反应物发生反应。
例如，氧化铁和铝反应生成铝氧化物和金属铁的反应可以描述为：Fe2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Fe3. 水合反应机制水合反应是固相合成反应中的一种特殊机制。
在这种反应中，固相反应物与水分子发生反应，形成水合物。
例如，硫酸铜和水反应生成硫酸铜的水合物的反应可以描述为：CuSO4 + H2O → CuSO4·H2O三、固相合成反应的影响因素固相合成反应的效果受到多种因素的影响，包括反应物的物理性质、反应条件和反应时间等。
以下是几个常见的影响因素：1. 反应物的物理性质：反应物的粒度、形状和比表面积等物理性质会影响反应速率和反应程度。
通常情况下，反应物的细粉末形式有利于反应的进行。
2. 反应条件：反应温度和压力是固相合成反应中重要的控制参数。
适当的反应温度和压力可以提高反应速率和产物的纯度。
3. 反应时间：反应时间是固相合成反应中需要考虑的重要因素。
化学反应的无机化学原理化学反应是化学科学中极其重要的一个概念。
它涉及热力学、动力学、结构、电子结构和原子核结构等多个方面的知识。
而无机化学反应则是化学反应中的一个部分，它涉及有机物质以外的所有化合物。
本文将围绕无机化学反应的原理展开。
无机化学反应包括原子、离子和分子间的相互作用。
它们都是由化学键的形成和断裂引起的。
化学键是原子或离子之间的电子对共享或转移产生的相互作用，它们决定了分子中原子的组合方式。
无机化学反应中的化学键通常分为离子键、共价键和金属键。
离子键是由阳离子和阴离子之间的静电相互作用形成的，离子化通常在化合物中存在。
共价键是当两个或多个原子通过共享电子对来形成共价键。
共价键分为单键、双键和三键。
通常来说，单键是两个原子共享一对电子，双键是两个原子共享两对电子，三键是两个原子之间共享三对电子。
金属键是由金属原子之间的电子互相共享而形成的。
这种键的特别之处在于，金属原子不分离，形成一个金属晶格，这个晶格的特性决定了金属的物理和化学性质。
在无机化学反应中，化学键可以形成和断裂，导致化学反应发生。
反应的各个阶段可以根据反应的机理分为不同的步骤。
在各步骤中，反应物的分子或离子之间发生了相互作用，导致反应物被转化为产物。
无机反应中最常见的反应类型是酸碱反应。
这种反应涉及到质子转移。
酸是一种可以释放出H+离子的物质，在水中会释放出一个氢离子，形成氢离子（H+）。
碱是一种能接受H+离子的物质，在水中会释放出羟离子（OH-）。
当一个酸与一个碱反应时，它们中间的质子通常转移到碱上。
例如，当氢氧化钠（NaOH）和盐酸（HCl）反应时，氧化钠的羟基接受了盐酸中的质子，形成了水（H2O）和氯化钠（NaCl）。
还有其他常见的反应类型，如氧化还原反应、置换反应和复分解反应。
在氧化还原反应中，电子从一种物质转移到另一种物质。
在具体的化学反应中，电子以淘汰一对电子或吸收一对电子的形式转移。
在置换反应中，多种离子互相交换它们的离子组成。
新人教版《化学反应原理》全册知识点归纳第一章化学反应与能量一、焓变反应热1．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2．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/mol3.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NH4Cl ②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1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol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：101 kPa②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：1 mol④研究内容：放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
4．中和热的测定实验五、盖斯定律1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
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（v）⑴定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化⑵表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示⑶计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L?s）⑷影响因素：①决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）②条件因素（外因）：反应所处的条件2.※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢二、化学平衡（一）1.定义：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，更组成成分浓度不再改变，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、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据例举反应[来源:学科网] mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)②各物质的质量或各物质质量分数一定平衡③各气体的体积或体积分数一定平衡④总体积、总压力、总物质的量一定不一定平衡正、逆反应速率的关系①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V(正)=V(逆) 平衡②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则V(正)=V(逆) 平衡③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆) 不一定平衡④在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均指V(逆) 不一定平衡压强①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定）平衡②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定）不一定平衡混合气体平均相对分子质量Mr ①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时平衡②Mr一定时，但m+n=p+q时不一定平衡温度任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）平衡体系的密度密度一定不一定平衡其他如体系颜色不再变化等平衡（二）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）影响规律：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正_减小__，V逆也_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影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着___吸热反应______方向移动，温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响影响规律：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）气体减压或增压与溶液稀释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。
三、化学平衡常数（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，___生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数____比值。
符号：__K__（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：1、表达式中各物质的浓度是__变化的浓度___，不是起始浓度也不是物质的量。
2、K只与__温度（T）___有关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。
（三）化学平衡常数K的应用:1、化学平衡常数值的大小是可逆反应__进行程度__的标志。
K值越大，说明平衡时_生成物___的浓度越大，它的___正向反应__进行的程度越大，即该反应进行得越__完全___，反应物转化率越_高___。
反之，则相反。
一般地，K>_105__时，该反应就进行得基本完全了。
2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。
（Q：浓度积）Q_〈__K:反应向正反应方向进行;Q__=_K:反应处于平衡状态;Q_〉__K:反应向逆反应方向进行3、利用K值可判断反应的热效应若温度升高，K值增大，则正反应为__吸热___反应若温度升高，K值减小，则正反应为__放热___反应＊四、等效平衡1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、分类（1）定温，定容条件下的等效平衡第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。
第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。
（2）定温，定压的等效平衡只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。
五、化学反应进行的方向1、反应熵变与反应方向：（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：J???mol-1?K-1(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。
.（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。
即S(g)〉S(l)〉S(s)2、反应方向判断依据在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行第三章水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
9、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。
）表示方法：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]11、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：KW = c[H+]?c[OH-]25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]?[OH-] = 1*10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离KW〈1*10-14②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐：促进水的电离KW 〉1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。
