1、1选修 4复习提纲第一章化学反应与能量一、焓变、反应热要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为 H，单位为 kJ/mol，规定放热反应的 H为“ ”，吸热反应的 H为“+”。特别提醒：（1）描述此概念时，无论是用“反应热”、 “焓变 ”或“ H”表示，其后所用的数值必须带“+”或“”。（2）单位是 kJ/mol，而不是 kJ，热量( Q)的单位是 kJ。（3）在比较大小时，所带“+”“”符号均参入比较。热量(Q)大， H 小。1(2011 年中山高二检测)根据以下三个热化学方程式：2H2S(g)3O 2(g)=2S
2、O2(g) 2H2O(l) H1Q 1kJ/mol2H2S(g)O 2(g)=2S(s)2H 2O(l) H2Q 2 kJ/mol2H2S(g)O 2(g)=2S(s)2H 2O(g) H3Q 3 kJ/mol判断 Q1、Q 2、Q 3 三者关系正确的是( ) H1，H2，H3 三者关系是？AQ 1Q2Q3 BQ 1Q3Q2 CQ 3Q2Q1 DQ 2Q1Q3解析：选 A。H1H2H3要点二：放热反应和吸热反应1放热反应的 H为“ ”或 H0 ；吸热反应的 H为“+” 或 H 0HE（生成物的总能量）E（反应物的总能量）HE（反应物的键能） E（生成物的键能）1(2011 年北京宣武区高三质检
3、 )下列反应中生成物总能量高于反应物总能量的是 ( )A碳酸钙受热分解 B乙醇燃烧C铝粉与氧化铁粉末反应 D氧化钙溶于水解析：选 A。生成物的总能量高于反应物的总能量的反应是吸热反应。在题给四个反应中，只有碳酸钙受热分解为吸热反应，其余的均 为放热反应。2常见的放热反应和吸热反应放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应3需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应4通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。如 C（
4、石墨，s） C（金刚石，s） H 3= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。 （能量高，不稳定）1.（2009莱芜质检）已知 25、101 kPA 下，石墨、金刚石燃烧的热化学方程式分别为：C（石墨，s）+O 2（g） CO2(g);H=-393.51 kJmol -1 C(金刚石,s)+O 2（g） CO2(g);H=-395.41 kJmol -1据此判断，下列说法中正确的是 答案 A A.由于石墨制备金刚石是吸热反应；等质量时，石墨的能量比金刚石的能量低B.由于石墨制备金刚石是吸热反应；等质量时，石墨的能量比金刚石的能量高C.由于石墨制备金刚石是放热
5、反应；等质量时，石墨的能量比金刚石的能量低D.由于石墨制备金刚石是放热反应；等质量时，石墨的能量比金刚石的能量高2二、热化学方程式的书写书写热化学方程式时，除了遵循化学方程式的书写要求外，还要注意以下几点：1反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用 s、l、g 分别表示固体、液体和气体，而不标“、”。2H 只能写在热化学方程式的右边，用空格隔开， H 值“” 表示放热反应， H 值“+”表示吸热反应；单位为“kJ/mol”。3热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数，因此，化学计量数
6、可以是整数，也可以是分数。4H 的值要与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍，H 也要加倍。5正反应若为放热反应，则其逆反应必为吸热反应，二者H 的数值相等而符号相反。1、 1 g 氢气燃烧生成液态水时放出 142.9 kJ 热量，表示该反应的热化学方程式正确的是 A.2H2（g)+O 2(g) 2H2O(l);H=-142.9 kJmol-1B.2H2(g)+O2(g) 2H2O(l);H=-571.6 kJmol-1C.2H2+O2 2H2O;H=-571.6 kJmol-1D.2H2(g)+O2(g) 2H2O(l);H=+571.6 kJmol-1 答案 B三
7、、燃烧热、中和热、能源要点一：燃烧热、中和热及其异同燃烧热 中和热能量变化 放热反应相同点H H0， 单位：kJ/mol反应物的量 1mol（O 2 的量不限） 可能是 1mol，也可能是 0.5mol生成物的量 不限量 H2O 是 1mol不同点 含义 1mol 反应物完全燃烧时放出的热量；不同反应物，燃烧热不同生成 1mol 水时放出的热量；强酸强碱的中和热约为 57.3 kJ/mol特别提醒：1燃烧热指的是 1 mol 可燃物燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量，注意：稳定的化合物，如H2H 2O(l)而不是 H2O(g)、 CCO 2(g)而不是 CO 、SSO 2(g)而不是 SO3。
8、2中和热是指酸、碱的稀溶液发生中和反应生成 1 mol 水所放出的热量。注意：弱酸、弱碱电离出H+、OH -需要吸收热量，故所测定中和热的数值偏小；浓硫酸与碱测定中和热时，因浓硫酸释稀要放热，故测定的中和热的数值偏大。3因燃烧热、中和热是确定的放热反应，具有明确的含义，故在表述时不用带负号，如 CH4 的燃烧热为890KJ/mol。4注意表示燃烧热的热化学方程式和燃烧的热化学方程式；表示中和热的热化学方程式和表示中和反应的热化学方程式的不同。燃烧热以可燃物 1mol 为标准，且燃烧生成稳定的化合物；中和热以生成 1mol水为标准。1(2011 年河北正定中学高二月考 )下列热化学方程式中 H
9、代表燃烧热的是( ) 选 C。ACH 4(g)3/2O 2(g)=2H2O(l)CO(g) H 13BS(s)3/2O 2(g)=SO3(s) H 2CC 6H12O6(s)6O 2(g)=6CO2(g)6H 2O(l) H 3D2CO(g)O 2(g)=2CO2(g) H 45(2011 年云浮高二检测)已知反应：101 kPa 时，2C(s)O 2(g)=2CO(g) H221 kJ/mol； 稀溶液中，H (aq)OH (aq)=H2O(l) H57.3 kJ/mol，下列结论正确的是( ) 选 A。A碳的燃烧热大于 110.5 kJ/molB的反应热为 221 kJ/molC浓 H2S
10、O4 与稀 NaOH 溶液反应的中和热为 57.3 kJ/molD稀醋酸与稀 NaOH 溶液反应生成 1 mol 水，放出 57.3 kJ/mol 的热量要点二：能源新能源的开发与利用,日益成为社会关注的焦点,因此,以新型能源开发与利用为背景材料，考查热化学方程式的书写及求算反应热，已成为高考命题的热点。关于能源问题，应了解下面的几个问题：（1）能源的分类：常规能源（可再生能源，如水等，非再生能源，如煤、石油、天然气等） ；新能源（可再生能源，如太阳能、风能、生物能；非再生能源，如核聚变燃料）（2）能源的开发；太阳能：每年辐射到地球表面的能量为 51019kJ，相当于目前全世界能量消耗的1.3
11、 万倍。生物能：将生物转化为可燃性的液态或气态化合物，再利用燃烧放热。风能：利用风力进行发电、提水、扬帆助航等技术，风能是一种可再生的干净能源。地球能、海洋能。121 世纪人类正由“化石能源时期”逐步向“ 多能源时期” 过渡，下列不属于新能源的是A电力 B核能 C太阳能 D氢能解析：选 A。新能源主要是指核能、地热能、潮汐能、沼气、新方法利用的太阳能、风能等。四、反应热的求算1由盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分步完成，其反应热总是相同的。也就是说，化学反应热只与反应的始态和终态有关，而与具体反应的途径无关。2反应热的数值等于 E（形成新键释放的总能量）与 E（断键所吸收的总能量）之差，放
12、热反应H 的符号为“”，吸热反应H 的符号为“+”。特别提醒：（1）运用盖斯定律的技巧：参照目标热化学方程式设计合理的反应途径，对原热化学方程式进行恰当“变形”（反写、乘除某一个数） ，然后方程式之间进行“ 加 ”，从而得出求算新热化学方程式反应热H 的关系式。（2）具体方法：对原热化学方程式反写（将一个热化学方程式颠倒时，H 的“+”“ ”号也随之改变，但数值不变） 。乘以某一个数（反应热也必须乘上该数） ；对原热化学方程式相加（反应热也随之加） 。（3）注意 1molH2、O 2 分别含有 1molH-H、1mol O=O，1molH 2O 中含有 2molOH，1molNH 3 含有3m
13、olN-H ，1molCH 4 含有 4molC-H。1已知在 298 K 时下述反应的有关数据：C(s)1/2O 2(g)=CO(g) H 1110.5 kJ/molC(s)O 2(g)=CO2(g) H 2393.5 kJ/mol则 C(s)CO 2(g)=2CO(g)的 H 为( )A283.5 kJ/mol B172.5 kJ/mol C172.5 kJ/mol D504 kJ/mol解析：选 B。根据盖斯定律：方程 2 反写，H 2+393.5 kJ/mol，方程 1 乘 2，H1110.5 kJ/mol2，变形的方程式相加（反应热也随之加）。H2 H1+（ H2）2(110.5 k
14、J/mol) + (+393.5 kJ/mol)172.5 kJ/mol2已知破坏 1 mol NN 键、HH 键和 NH 键分别需吸收的能量为 946 kJ、436 kJ、391 kJ。计算 1 4mol N2(g)和 3 mol H2(g)完全转化为 NH3(g)时反应热的理论值。答案： H 92 kJ/mol第二章化学反应速率与化学平衡一、化学反应速率及其简单计算1化学反应速率：通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示，其数学表达式可表示为单位一般为 mol/(Lmin)或 mol.L-1min-12结论：对于一般反应 aA + bB =cC + dD 来说有：VA ：V
15、 B ：V C ：V D =C A ：C B ：C C ：C D = a ：b ：c ：d特别提醒：1化学反应速率指的是平均速率而不是瞬时速率2无论浓度的变化是增加还是减少，化学反应速率均取正值。3同一化学反应速率用不同物质表示时可能不同，但是比较反应速率快慢时，要根据反应速率与化学方程式的计量系数的关系换算成同一种物质来表示，看其数值的大小。注意比较时单位要统一。二、影响化学反应速率的因素1内因（主要因素）：反应物本身的性质（分子结构或原子结构）所决定的。2外因（次要因素）（1）浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，V 正 急剧增大，V 逆 也逐渐增大。若减小反应物浓度，V 逆 急剧减小
16、，V 正 逐渐减小。 （固体或纯液体的浓度可视为常数，故反应速率与其加入量多少无关） 。（2）温度：当其他条件不变时，升温时， V 正 、V 逆 都加快；降温时， V 正 、V 逆 都减小（3）压强：其他条件不变时，对于有气体参加的反应，通过缩小反应容器，增大压强，V 正 、V 逆 都增大；通过扩大反应容器，压强减小，浓度变小，V 正 、V 逆 均减小。（4）催化剂：使用催化剂，成百上千的同等倍数地增加了正、逆反应速率。特别提醒：1改变压强的实质是改变浓度，若反应体系中无气体参加，故对该类的反应速率无影响。2恒容时，气体反应体系中充入稀有气体（或无关气体）时，气体总压增大，物质的浓度不变，反应
17、速率不变。3恒压时，充入稀有气体，反应体系体积增大，浓度减小，反应速率减慢。三、化学平衡状态的标志和判断1化学平衡的标志：（1）V 正 =V 逆 ，它是化学平衡的本质特征（2）各组分的浓度不再改变，各组分的物质的量、质量、体积分数、反应物的转化率等均不再改变，这是外部特点。2化学平衡的状态的判断：举例反应 mA(g)+ nB(g) pC(g)+qD(g)单位时间内消耗了 mmolA 同时生成 mmolA，即 V 正 =V 逆平衡正逆反应速率的关系单位时间内消耗 nmolB，同时生成了 mmolA， 平衡tc5即 V（ B 正 ）：V（ A 逆 ）=n：m各物质的物质的量或各物质的量分数一定 平
18、衡混合物体系中各组分的含量 各物质的质量或各物质的质量分数一定 平衡压强 当 m+np+q 时，压强不变 平衡温度 任何化学反应都伴随能量变化，在其他条件不变的条件下，体系温度一定平衡颜色 当体系的颜色（反应物或生成物的颜色）不再变化平衡混合气体平均相对分子质量 当 m+np+q 时，平均相对分子质量不变 平衡体系的密度 当 m+np+q 时，等压、等温时，气体密度一定 平衡特别提醒：1当从正逆反应速率关系方面描述时，若按化学计量数比例同向说时，则不能说明达到平衡状态；若按化学计量数比例异向说明，则可以说明达到平衡状态。2恒温、恒容下的体积不变的反应，体系的压强或总物质的量不变时，不能说明达到
19、平衡状态。如H2（g）+I 2 （g） 2HI（g） 。3全部是气体参加的体积不变的反应，体系的平均相对分子质量不变，不能说明达到平衡状态。如2HI（g ） H2（g）+I 2（g）4全部是气体参加的反应，恒容条件下体系的密度不变，不能说明达到平衡状态。四、影响化学平衡的因素及勒夏特例原理要点一：反应条件对化学平衡的影响：（1）浓度：在其他条件不变时，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可使平衡向正反应方向移动，反之，平衡向逆反应方向移动。（2）温度：在其他条件不变时，升高温度，平衡向吸热方向移动；降低温度，平衡向放热方向移动；温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。（3）压强：其他条
20、件不变时，在有气体参加的可逆反应里，增大压强，平衡向气体总体积缩小的方向移动；反之，平衡向气体总体积增大的方向移动。在这里，压强改变是通过反应器容积的改变来完成的（即压缩或扩大） 。（4）催化剂：使用催化剂能同等倍数地增大正逆反应速率，平衡不移动，缩短了达到平衡所需的时间，但不会改变化学平衡常数，不会改变反应物的转化率，不会改变各组分的百分含量。特别提醒：1恒容时充入与该反应无关的气体（如稀有气体） ，正逆反应速率不变，平衡不移动2使用催化剂或对气体体积不变的反应改变压强，同等倍数的改变正逆反应速率，平衡不移动。3若改变浓度、压强、温度，不同倍数的改变了正逆反应速率时，化学平衡一定移动。要点二
21、：勒夏特例原理如果改变影响化学平衡的一个条件（如浓度、温度、压强） ，平衡就向能够减弱这种方向移动。对该原理中的“减弱”不能理解为消除、抵消，即平衡移动的变化总是小于外界条件变化对反应的改变。如给已达到平衡状态的可逆体系，增加 5 个大气压，由于化学反应向体积缩小的方向移动，使体系的最终压强大于其初始压强 P0 而小于 P0+5。另外，工业上反应条件的优化，实质上是勒夏特例原理和化学反应速率两方面综合应用的结果。五、化学速率和化学平衡图象1速率 v时间 t 的图象：6（1）由速率的变化判断外界条件的改变：若反应速率与原平衡速率断层，则是由改变温度或压强所致，具体改变的条件，则要结合 V 逆 、
22、V 正 大小关系及平衡移动的方向进行判断。 若反应速率与原平衡连续，则是由改变某一种物质的浓度所致，具体是增大或减小反应物还是生成物的浓度，则要结合 V 逆 、V 正 大小关系及平衡移动的方向进行判断2组分量时间 t、温度 T、压强 P 的图象“先拐先平”：“ 先拐”的先达到平衡状态，即对应的温度高或压强大，从而判断出曲线对应的温度或压强的大小关系。“定一议二”：即固定其中的一个因素（温度或压强等） ，然后讨论另外一个因素与化学平衡中的参量（浓度、质量分数、体积分数、平均相对分子质量）的变化关系，从而判断出该反应为放热反应或吸热反应、反应前后气体体积的大小等。六、化学平衡常数1对于一般的可逆反
23、应：mA(g)+ nB(g) pC(g)+qD(g)，其中 m、n、p、q 分别表示化学方程式中反应物和生成物的化学计量数。当在一定温度下达到化学平衡时，这个反应的平衡常数公式可以表示为：,各物质的浓度一定是平衡时的浓度,而不是其他时刻的 .2在进行 K 值的计算时，固体和纯液体的浓度可视为常数“1” 。例如：Fe 3O4(s)+4H2(g) 3Fe(s)+4H2O(g)，在一定温度下，化学平衡常数表示为 。3利用 K 值可判断某状态是否处于平衡状态。例如，在某温度下，可逆反应 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)，平衡常数为 K。若某时刻时，反应物和生成物的浓度关系如下： ，则有以
24、下结论：QcK ，V(正)V(逆) ，可逆反应处于化学平衡状态；QcK ，V(正)V(逆) ，可逆反应向正反应方向进行；QcK ，V(正)V(逆) ，可逆反应向逆反应方向进行。4化学平衡常数是指某一具体化学反应的平衡常数，当化学反应方程式的各物质的化学计量数增倍或减倍时，化学平衡常数也会发生相应的变化。5化学平衡常数是描述可逆反应进行程度的重要参数，只与温度有关，与反应物、生成物的浓度无关，当然也不会随压强的变化而变化，即与压强无关。八、化学反应进行的方向1放热反应具有自发进行的倾向，但有些吸热反应也能自发进行，故用焓判据判断反应自发进行的方向不全面2反应体系熵值的增大，反应有自发进行的倾向，
25、但有些熵减的反应也能自发进行，故用熵判据判断反应自发进行的方向也不全面3复合判据-自由能变化： G=H-TS，是最全面的判断据：G= HTS0，不能自发进行；G= HTS0，能自发进行；G= HTS=0，反应处于平衡状态。化学反应自发进行的方向 焓变（H）与熵值（S ）综合考虑H0、S 0，一定能自发进行H0、S 0，一定不能自发进行H0、S 0，低温下能自发进行化学反应方向的判断H0、S 0，高温下能自发进行71可逆反应 2A+3B 2C+D 在四种不同条件下的反应速率分别是Av (A) 0.5mol/ (Lmin) Bv (B) 0.6mol/ (Lmin)Cv (C) 0.35mol/
26、(Lmin) Dv (D) 0.4mol/ (Lmin)则该反应在不同条件下反应速率最快的是 （ ）2下列说法中正确的是 （ ）A凡是放热反应都是自发的，由于吸热反应都是非自发的B自发反应在恰当条件下才能实现C自发反应在任何条件下都能实现D自发反应一定是熵增大，非自发反应一定是熵减小或不变3升高温度能加快反应速率的主要原因是 （ ）A活化分子能量明显增加 B降低活化分子的能量C增加活化分子的百分数 D降低反应所需的能量4、一定条件下，可逆反应 C(s) + CO2(g) 2CO(g) H0，达到平衡状态，进行如下操作：升高反应体系的温度； 增加反应物 C 的用量； 缩小反应体系的体积； 减少体
27、系中 CO 的量。上述措施中一定能使反应的正反应速率显著加快的是 A B C D5对可逆反应 4NH3（g）+ 5O 2（g） 4NO（g）+ 6H 2O（g） ，下列叙述正确的是（ ）A达到化学平衡时，4 正 （O 2）= 5 逆 （NO ）B若单位时间内生成 x mol NO 的同时，消耗 x mol NH3 ，则反应达到平衡状态C达到化学平衡时，若增加容器体积，则正反应速率减少，逆反应速率增大D化学反应速率关系是： 2 正 （NH 3）= 3 正 （H 2O）6已知：4NH 3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2(g)； H=-1025kJ/mol 该反应是一个可逆反应。若反应物起
28、始物质的量相同，下列关于该反应的示意图不正确的是( )7将 4 mol A 气体和 2 mol B 气体在 2 L 的容器中混合并在一定条件下发生如下反应：2A（气）B（气） 2C（气），若经 2 s（秒）后测得 C 的浓度为 0.6 molL1 ，现有下列几种说法，其中正确的是A用物质 A 表示的反应的平均速率为 0.3 molL1 s1B用物质 B 表示的反应的平均速率为 0.6 molL1 s1C2 s 时物质 A的转化率为70 D2 s 时物质 B的浓度为 0.7 molL18在 25时，密闭容器中 X、Y 、Z 三种气体的初始浓度和平衡浓度如下表：物质 X Y Z初始浓度/molL
29、-1 0.1 0.2 08平衡浓度/molL -1 0.05 0.05 0.1下列说法正确的是： A反应达到平衡时，X 的转化率为 60B反应可表示为 X+3Y 2Z，其平衡常数为 1600C增大压强使平衡向生成 Z 的方向移动，平衡常数增大D改变温度可以改变此反应的平衡常数 第三章水溶液中的离子平衡一、电解质、非电解质，强弱电解质的比较1电解质、非电解质的概念电 解 质 非 电 解 质相同点 都是化合物通常为酸、碱、盐、水、典型金属氧化物等通常为非金属氧化物、某些非金属氢化物、绝大多数有机物等2强电解质与弱电解质的概念强 电 解 质 弱 电 解 质电离程度 完全 部分与常见物质类别的关系强酸
30、：HCl、H 2SO4、HNO 3 HclO4强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH) 2盐：弱酸：弱碱：水3强弱电解质通过实验进行判断的方法(以 HAc 为例) ：（1）溶液导电性对比实验：相同条件下，HAc 溶液的导电性明显弱于强酸（盐酸、硝酸）（2）测 0.01mol/LHAc 溶液的 pH2（3）测 NaAc 溶液的 pH 值： 常温下，PH7（4）测 pH= a 的 HAc 稀释 100 倍后所得溶液 pHa +2（5）将物质的量浓度相同的 HAc 溶液和 NaOH 溶液等体积混合后溶液呈碱性（6）中和 10mLpH=1 的 HAc 溶液消耗 pH=13 的 NaOH 溶
31、液的体积大于 10mL（7）将 pH=1 的 HAc 溶液与 pH=13 的 NaOH 溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比较物质的量浓度相同的 HAc 溶液与盐酸，分别与同样的锌粒反应产生气体的速率，后者快。二、弱电解质电离平衡及电离平衡常数要点一：影响电离平衡的因素：1温度：升高温度，促进电离（因为电离过程吸热） ，离子浓度增大2 浓度：溶液稀释促进电离，离子浓度反而变小3同离子效应：加入与弱电解质具有相同的离子的物质，将抑制电离，相关离子浓度增大；4加入能反应的物质，促进电离，但相关离子浓度降低。要点二:电离平衡常数1.在一定温度下，弱电解质达到电离平衡时，各种离子浓度之积与溶液中未电离的
32、分子浓度之比是一个常数，该常数就叫电离平衡常数。如 CH3COOH CH3COO-+H+，K=c(CH 3COO-)c(H+)/c(CH3COOH).2.电离平衡常数是描述弱电解质达到平衡状态的标尺。它只受温度的影响，因电离过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。3.对于多元弱酸来说，由于上一级电离产生的 H+对下一级电离起抑制作用，一般是 K1K2K3，即第二步电离通常比第一步电离难得多，第三步电离又比第二步电离难得多，因此在计算多元素弱酸溶液的 c(H+)或比较弱酸酸性相对强弱时，通常只考虑第一步电离。9三、影响水电离平衡的因素和水的离子积常数要点一:影响水电离平衡的因素1温度：升温，促进
33、水电离，c(H )、c(OH )同时增大，但溶液仍呈中性。2加入酸碱：向纯水中加入酸或碱溶液，酸电离出 H+或碱电离出的 OH 均使水的电离平衡受到抑制。3加入可水解的离子（弱酸根或弱碱阳离子）：破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡右移，促进了水的电离。4其他因素：向水中加入活泼金属、电解时有 H+、OH 放电时均可促进水的电离平衡正向移动。要点二：水的离子积常数1水的离子积表示为 KW = c(H ) c(OH ) ，水的离子积只与温度有关，如不指明，则是在 25；升高温度，Kw 增大，降低温度，Kw 减小。2不仅适用于纯水，还适用于以水为溶剂的稀酸、稀碱溶液。碱溶液中：Kw = ，)OH(c
34、)(碱水酸溶液中：Kw = ；在不同的溶液中，c(H )和 c(OH )虽然不一定相等，但由水电)OH(c)(水酸离出的 c(H )和 c(OH )却总是相等的。3当水中加入酸或碱时，水的电离平衡都受到抑制，但 Kw 不变，水电离出的 c(H )和 c(OH ) 小于l07 mol / L。当水中加入 易水解 的盐时，能促进水的电离，但 Kw 不变，水电离出的 c(H )和 c(OH ) 大于 l07 mol / L。4Kw= c(H )c(OH )式中的 c(H )和 c(OH )指的是溶液中的 H+和 OH-的总浓度，一般说来，当溶液中c(H )或 c(OH )大于由水电离出的 H+和 O
35、H-的 100 倍时，水的电离可忽略。四、溶液的酸碱性及 PH 值的计算要点一：溶液的酸碱性及 PH 值1溶液酸碱性的判断依据：c(H ) c(OH )，溶液呈酸性；c(H )=c(OH )，溶液呈中性；c(H )c(OH )，溶液呈碱性。2酸碱性与 PH 值的关系：用 PH 值的大小来判断溶液的酸碱性，须注意温度：常温下，PH=7 的溶液为中性；在 100时，PH=7 时，溶液呈碱性。3释稀溶液与 PH 的关系：对于强酸溶液，每稀释 10 倍，PH 增大一个单位，无论如何冲稀也不会等于或大于 7；对于强碱溶液，每冲稀 10 倍，PH 减小一个单位，无论如何冲稀也不会等于或小于 7。对于 PH
36、 相同的强酸和弱酸（强碱或弱碱）溶液冲稀相同的倍数，强酸或强碱溶液的 PH 变化大，这是因为强酸或强碱已完全电离，而弱酸或弱碱还能继续电离出 H 、OH 。要点二：PH 值的计算1单一溶液的 pH 值计算： pH=-lgc(H+)2酸酸混合或碱碱混合溶液 pH 值计算（1）强酸混合：21v)H(c)(c)(Hc混 合 后（2）强碱混合： 212v)O(c)()O(混 合 后然后，再根据 c（H +）= Kw/ c(OH )，求算 c（H +） 。102 强酸和强碱混合恰好完全反应：pH=7酸过量时：碱过量时：根据 c（H +）= Kw/ c(OH )，求 c（H +）附表 2 常用酸碱指示剂变
37、色范围指示剂 PH 范围 酸色 碱色甲基橙 3.14.4 橙色 红色（pH3.1 ） 黄色（pH4.4 ）酚酞 8.2 10.0 粉红色 无色（pH8.2 ） 红色（pH10.0 ）五、电离方程式和水解方程式的书写要点一：电离方程式的书写1由于弱电解质在溶液中部分电离，故写电离方程式时用“ ”符号，如 CH3COOH H CH 3COO2多元弱酸分步电离，以第一步电离为主：如 H2CO3 电离： H2CO3 HCO3-H + ，HCO 3- CO32-+H+3多元弱碱的电离与多元弱酸的电离情况相似，但常用一步表示：Fe(OH) 3 Fe3+3OH-要点二：水解方程式的书写1因单个离子水解程度较
38、弱，故水解反应方程式用“ ”，生成的产物少，生成物一般不标“” 或“”。2多元弱酸对应的盐水解方程式与多元弱酸的电离方程式一样也是分步进行，不能合并。3多元弱碱阳离子的水解方程式一步完成。例如 FeCl3 水解 ：FeCl 3+3H2O Fe(OH)3+3H+4双水解是指阴阳离子均水解，且水解程度较大，一般能进行到底，此类水解用“=”表示，生成物中的沉淀、气体要用“”或“”标出，如 Al3+与 AlO2-、HCO 3-、HS -、S 2-之间均发生双水解反应，如 Al3+ 3HS-+3H2O=Al(OH)3+3H2S六、盐类的水解要点一：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
39、谁性，两弱相促进，两强不水解。2多元弱酸根，浓度相同时，正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强(如 Na2CO3 NaHCO 3)。要点二：影响盐类的水解的因素1.内在因素:组成盐的弱离子对应的酸或碱越弱 ,盐的水解程度越大.2.外在因素:温度：升高温度，能促进盐的水解(因盐的水解是吸热的) ；冲稀：用水稀释,盐的浓度减小,水解所呈现的酸碱性减弱,但盐的水解程度增大；加入酸或碱：能促进或抑制盐的水解,加入水解呈现的酸碱性相反的盐也能促进盐的水解。要点三：盐类水解的应用1易水解盐溶液的配制：配制 FeCl3、SnCl 2 等溶液时，常将它们溶于较浓的盐酸中，然后再用水稀释到所需浓度。2溶液的蒸干：有些盐如 FeCl3 MgCl2，由溶液蒸干得到晶体时，必须在蒸发过程中不断通入 HCl 气体，以抑制水解。3.物质的制备：如 Al2S3 不能用湿法制备。
