高二化学反应原理-全册知识点.doc

化学反应原理内容要点总结

1.1.1化学反应的反应热与焓变
一、反应热与键能的关系
反应物
生成物
吸能E1
旧键断裂
新键形成放能E2
E1>E2 吸热反应
E1<E2 放热反应

二、化学反应必然伴随着物质变化和能量变化。物质变化源于化学反应的定义：有新物质的生成。能量变化源于物质本身具有的能量，即焓。H（产物）≠H（反应物），其差值为焓变。∆H= H（产物）-H（反应物），该差值∆H等压条件下等于反应热Q。
吸热反应 ∆H>0 Q>0
放热反应 ∆H<0 Q<0

识图求焓变
反应物
产物
0
能量
时间
反应物
产物
能量
0
时间
吸热反应
放热反应

【总结】
（1）焓变计算公式 ∆H= H（产物）-H（反应物） ∆H= E吸 - E放
（2）常见放热反应：
酸碱中和、燃烧反应、活泼金属与水或酸反应、铝热反应、大多数化合反应
（3）常见吸热反应：

三、酸碱中和反应的反应热测定
公式 Q=－C∙m∙∆t
比热 C水=4.18kJ∙K－1∙kg－1
溶液总质量m=m酸+m碱
温差∆t=T2－T1 T1初始温度 T2末温（反应后最高温度）
仪器－－－简易量热计

补充：
中和热：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1molH2O时放出的热量，单位KJ•mol—1
燃烧热：1mol某燃料充分燃烧，生成稳定氧化物和液态水时放出的热量，单位KJ•mol—1

1.1.2 热化学方程式及盖斯定律
【教学目标】
1. 掌握热化学方程式的书写和意义
2. 了解盖斯定律的含义，能运用盖斯定律计算化学反应的反应热
一、热化学方程式
定义：把一个化学反应中的物质变化和反应的焓变同时表示出来的化学方程式。
注意事项：
1.物质的状态。固体s，气体g，液体l，溶液中的溶质aq； 2.注明温度。常温298K可不注；
3. ∆H单位kJ∙mol−1 4.系数加倍，则∆H加倍；反应逆向进行，∆H改变符号，绝对值不变；
5.系数表示物质的量，不表示分子的个数，系数可整可分。
热化学方程式的含义

含义：298K时，1mol与0.5mol反应生成1mol，放热285.8kJ

含义：298K时，2mol与1mol反应生成2mol，放热571.3kJ
二、盖斯定律
概念：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，起反应的焓变都是一样的。
应用：如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热和与该反应一步完成的反应热
是相同的。
反应=+，故∆H3=∆H1+∆H2

拓展:已知 反应,∆H1
,∆H2
求 未知反应,∆H3=？
若=a+b，则∆H3=a∆H1+b∆H2

CO2
CO
C
∆H3
∆H2
∆H1

例1． 298K时，

求反应
【答】由于=-，则∆H3=∆H1-∆H2=-110.5 kJ∙mol-1
例2. 已知反应

求反应 Zn(s)+HgO(s)=ZnO(s)+Hg(l) ∆H=?
【答】由于=(-) , 则

1.2.1 电解的原理
【教学目标】
1. 通过学习电解熔融NaCl，了解电解池的构成、原理；
2. 掌握电解池阴极、阳极的判断，掌握带电粒子的移动方向；
3. 掌握电解池中电极反应与总反应的书写步骤。
一、电解池原理
Fe
【电解池】
电解------在直流电源作用下，电解质溶液或熔融电解质在两电极上分别发生氧化反应和还原反应。
电解池------将电能转变为化学能的装置
构成：直流电源、固体电极材料、电解质溶液或熔融电解质
规定：阳极（接电源正极），发生氧化反应，化合价↗
阴极（接电源负极），发生还原反应。化合价↘
带电粒子的移动方向：
+ －
(1) 导线（电子）
阳 极
电源
阴 极
导线
导线
e－
e－

（2）溶液（离子）：
阳离子移向阴极，阴离子移向阳极
【总结】电解池的电极反应和总反应的书写步骤
1. 确定电极阴极、阳极，确定溶液离子种类
2. 阳极 活性电极（其他金属电极）---电极本身反应
惰性电极（Pt,Au,Ti，石墨）---阴离子反应
3. 阴极---阳离子反应
4. 总反应。注意---若反应物中的H+或OH－来自水，应知离子方程式中H2O不能拆
补充 离子放电顺序
阴离子 S2－>I－>Br－>Cl－>OH－>SO2－ 4
阳离子 Ag+>Fe3+>Cu2+>H+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Na+>Ca2+>K+

例1. 用石墨电极电解CuCl2溶液
【答】确定溶液离子种类Cu2+ ,H+ ,Cl－ ,OH－
阳极：2Cl－－2e－= Cl2↑ 阴极：Cu2+ + 2e－= Cu 总反应：
例2.用石墨电极电解NaCl溶液
【答】确定溶液离子种类Na+, H+,Cl－,OH－
阳极：2Cl－－2e－= Cl2↑ 阴极：2H+ + 2e－= H2↑ 总反应：
注意：反应物中的H+ 来自水的电离，应知道离子方程式中的水不拆 2H2O=2H++ 2OH－
两者相加可得：

1.2.2 电解的应用
【教学目标】
1. 掌握电解的4种应用
2. 掌握电解饱和食盐水阴极和阳极产物的判断
【教学过程】
一、 电解饱和食盐水
溶液离子种类:Na+ 、Cl－ 、H+ 、OH－
阴极 2H++2e-=H2↑ 阳极 2Cl-+2e-=Cl2↑
总反应

【现象】①两电极上均有气体生成；
②阴极区域溶液变红色，阴极气体收集到试管，移近酒精灯有“噗”声；
③阳极气体有刺激性气味，能使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝色，即是Cl2。
【解释】阴极区域溶液变红色
H2O电离生成H+和OH－，H+参加反应，促进H2O的电离，OH－浓度增大，
湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝色
Cl2+2KI=2KCl+I2， I2使淀粉变蓝色
二、 铜的电解精炼
【要点】粗铜做阳极，精铜做阴极，电解液为H2SO4酸化的CuSO4溶液
阳极(粗铜) Zn，Fe，Ni，Cu，Ag，Au，Pt
Zn-2e-= Zn2+ Fe-2e-= Fe2+ Ni-2e-= Ni2+
Cu-2e-= Cu2+
阴极（精铜） Cu2++2e-= Cu

【原理】①活性电极做阳极，电极本身反应。Zn,Fe,Ni,Cu均反应，Ag,Au,Pt因不如Cu活泼，以单质沉降，形成阳极泥。②阴极反应Zn2+,Fe2+,Ni2+,Cu2+,其中Cu2+更易反应，Zn2+,Fe2+,Ni2+则留在电解液里。 【结果】粗铜变成精铜，溶液中CuSO4浓度逐渐减小
三、 电镀（铁片上镀铜）
阴极----镀件Cu2++2e-= Cu 阳极----镀层金属Cu-2e-= Cu2+
电镀液----含镀层金属的盐溶液
注意：电镀液中CuSO4浓度不变
四、 惰性电极电解下列溶液
1. AgNO3溶液
阳极：4OH——4e—=2H2O+O2↑ 阴极：4Ag++4 e—=4Ag
总式：4Ag++2H2O=4 Ag + O2↑+4H+
2. CuSO4溶液
阳极：4OH——4e—=2H2O+O2↑ 阴极：4H++4 e—=H2↑
总式：2Cu2++2H2O=2Cu + O2↑+4H+

1.3.1原电池的工作原理
【课程目标】
1. 通过铜锌原电池的学习，掌握原电池的构成，学会判断正、负极，能写出电极反应及总反应；
2.掌握原电池原理的应用
【原电池】------将化学能转变为电能的装置
较活泼的电极（负极）本身失去电子发生氧化反应，电子经导线移动使电流计指针偏转，并聚集到不活泼电极（正极）表面，溶液中的阳离子移向正极得到电子发生还原反应。
【原电池形成条件】
1.活性不同的两个电极；2.电解质溶液；3.形成闭合回路；4.能自发地进行氧化还原反应。
【规定】负极------较活泼电极，失电子，发生氧化反应，通常溶解，质量减小
正极------不活泼电极，得电子，发生还原反应，通常质量增大或产生气泡
【带电粒子的移动方向】
导线（电子）：负极→正极
溶液（离子）：阳离子移向正极，阴离子移向负极
【拓展】
负极：Zn-2e-=Zn2+ 正极：Cu2++2e-=Cu
总式：Zn+Cu2+=Cu+ Zn2+
认识盐桥（内有离子移动，形成闭合回路）
（−）Zn│ZnSO4││CuSO4│Cu（+）

【原电池的应用】
1. 加快氧化还原反应。
如Zn与稀硫酸反应制H2，粗Zn比纯Zn反应快
再如Zn与稀硫酸反应制H2，加入适量CuSO4固体，反应加快
2. 比较金属活动性强弱，负极比正极活泼。

1.3.2化学电源
（1）一次电源（用完即弃）如锌锰干电池
A．锌锰干电池（−）Zn│NH4Cl，ZnCl2│MnO2，C（+）
特点：自放电而使存放时间缩短，放电后电压下降较快
B．碱性锌锰干电池（−）Zn│KOH│MnO2，C（+）
特点：单位质量所输出的电能多且存储时间长
（2）二次电源（可反复充电放电）如铅蓄电池，镍镉电池，镍氢电池，银锌电池，锂电池。
充电电池的充放电过程恰好相反：充电时原来的负极作阴极，正极作阳极
放电时---原电池 负极（氧化反应），正极（还原反应）
充电时---电解池 阴极（还原反应），阳极（氧化反应）
【举例】铅蓄电池 PbO2+2H2SO42PbSO4+2H2O
放电时（原电池） 负极：−2e−=PbSO4 正极：PbO2+4H+++2e−= PbSO4+2H2O
充电时（电解池） 阴极：PbSO4+2e−=阳极：PbSO4+2H2O−2e−= PbO2+4H++
（3）燃料电池
【原理】电池的正负极反应气体分别储存在电池之外的容器中。两种气体分别不断地输入燃料电池的两极，通过燃料气体在负极发生的氧化反应和O2在正极发生的还原反应，实现一个相当于燃烧反应的电池反应，将化学能转变为电能。
【燃料电池电极反应的书写】
第一步 写电池总反应
燃料电池的总反应与燃料的燃烧反应一致，若产物能和电解质反应，则总反应为加和后的反应（主要是碱性条件下CO2+2NaOH=Na2CO3+H2O）
第二步 写正极反应 O2
a.酸性O2+4H++4e−=2H2O b.碱性O2+2H2O+4e−=4OH−
c.熔融碳酸盐O2+2CO2+4e−=2 d.固体电解质O2+4e−=2
第三步 写负极反应（总反应−正极反应）
【举例】
例1. 酸性H2-O2燃料电池 2H2+ O2=2H2O
正极O2+4H++4e−=2H2O 负极H2 −2e−=2H+
例2. 碱性H2-O2燃料电池电池 2H2+ O2=2H2O
正极O2+2H2O +4e−=4OH− 负极H2 +2OH− −2e−=2H2O
例3. 酸性CH4 -O2燃料电池CH4+ 2O2=CO2+2H2O
正极O2+4H++4e−=2H2O 负极CH4+ 2H2O −8e−= CO2+8H+
例4. 碱性CH4 -O2燃料电池 CH4+ 2O2+2OH−=+3H2O
正极O2+2H2O +4e−=4OH− 负极CH4+ 10OH− −8e−= +7H2O

1.3.3金属的腐蚀与防护
【教学目标】
1. 知道金属腐蚀的两种类型
2. 掌握析氢腐蚀和吸氧腐蚀的原理
3. 运用电化学知识防止金属腐蚀
【教学过程】
金属腐蚀的实质是金属被氧化的过程
化学腐蚀--------金属与接触到的物质（O2，Cl2等）发生化学反应引起
电化学腐蚀-----两种金属接触（或不纯金属）暴露在潮湿空气（即电解质溶液）时，形成原电池，被腐蚀的金属作负极，失电子变成金属阳离子进入溶液发生损耗。
电化学腐蚀比化学腐蚀常见
【金属电化学腐蚀的原理】
铁铆钉---负极，铜板---正极
水膜（溶有CO2，NaCl等）---电解质溶液

1. 析氢腐蚀（酸性较强）
负极Fe−2e−=Fe2+ 正极2H++2e−=H2↑
2. 吸氧腐蚀（酸性较弱或中性或碱性）
负极Fe−2e−=Fe2+ 正极O2+2H2O+2e−=4OH− 总反应2Fe+O2+2H2O=2 Fe(OH)2
Fe(OH)2不稳定迅速被氧化 4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3
【金属的防护】
（1） 改变内部结构，钢铁+Ni/Cr制不锈钢
（2） 防止形成原电池
a保持干燥 b覆盖保护层隔绝空气（油漆，搪瓷，塑料等）
c镀上一层金属（Zn，Sn，Cr，Ni） d铁钝化（致密氧化膜）
（3） 电化学保护法
A——牺牲阳极保护法
让被保护的金属作正极，还原性强的金属作负极（即阳极---氧化反应），负极被消耗，正极避免了腐蚀。如航海的船只的船底四周镶嵌锌块，用牺牲锌块的方法来保护船身，锌块必须定期更换
B——阴极电保护法
电解池中，阴极金属再活泼也不参与反应，故可将被保护的金属与外加直流电源的负极相连成为阴极，得到保护。

【金属腐蚀的快慢规律】电解原理引起的腐蚀>原电池原理引起的腐蚀>化学腐蚀>有保护措施的腐蚀。
2.1化学反应的方向
【学习目标】
1.理解焓变、熵变与反应方向的关系
2.学会运用关系式△H-T•△S判断反应的方向
一、自发过程
概念：在一定温度和压强下，不借助外部力量就能自动进行的过程
特点：具有方向性，即过程的某个方向在一定条件下是自发的，而其逆方向在该条件下肯定是不能自发进行。
1. 焓判据---放热反应有利于自发进行（表现为大多数能自发进行的反应为放热反应）
2. 熵判据---熵增大有利于反应自发进行（表现为大多数自发进行的反应为熵增大）
熵 S 体系的混乱度，越混乱，熵值越大
△S= S（产物） - S（反应物）
△S
气体体积增大的反应，△S>0; 气体体积减小的反应，△S<0
对于同一物质S（g）> S（l）> S（s）
△H>0, △S>0
高温有利于自发进行

△H<0, △S>0
任意温度均可自发进行行

3. 复合判据△H-T•△S
△H-T•△S<0反应能自发进行；
△H
△H-T•△S=0反应达到平衡状态；
△H-T•△S>0反应不能自发进行
△H<0, △S<0
低温有利于自发进行
△H>0, △S<0
任意温度均不能自发进行

2.2化学反应的限度
【学习目标】
1. 了解化学平衡常数K，浓度商Q，转化率α的含义，表达式
2. 能够利用Q vs K，v(正) vs v(逆)来判断平衡移动的方向
3. 了解温度、浓度、压强和催化剂对化学平衡移动的影响
4. 了解化学平衡移动原理（勒夏特列原理）
5. 了解等效平衡原理及应用
【化学平衡状态判断依据】
同种物质，v(正) =v(逆)，即其生成速率=消耗速率
1. 不同物质，要求v(正)与v(逆)同时出现，并且速率之比等于化学计量数之比
2. 变量不再改变（如压强，密度，气体平均相对分子质量，颜色等，需判断）
一、K--Q--α
1.化学平衡常数K
定义：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡状态时，生成物浓度的幂之积与反应物的幂之积的比值
表达式：对于任意可逆反应
（纯固体或溶剂不出现在平衡常数表达式中）
意义：平衡常数K的大小反映化学反应可能进行的限度，K值越大，反应进行的程度越大

K
K<10-5
10-5<K<10-5
K>105
反应程度
很难进行
可逆反应
进行得较完全

影响因素：K只与温度有关。吸热反应，T↗则K↗；放热反应，T↗则K↘。
2.浓度商Q
对于任意可逆反应
（纯固体或溶剂不出现在浓度商表达式中）
3.平衡转化率α

二、化学平衡移动的方向
平衡状态 Q=K v(正) = v(逆)
平衡正向移动 Q<K v(正) > v(逆)
平衡逆向移动 Q>K v(正) < v(逆)
三、影响平衡移动的因素
1.浓度
增大c(反应物)或减小c(生成物) 平衡正向移动
减小c(反应物)或增大c(生成物) 平衡逆向移动
2.温度
升高温度，平衡向吸热反应方向移动;降低温度，平衡向放热反应方向移动
3.压强
增大压强，平衡向气体体积减小的方向移动;减小压强，平衡向气体体积增大的方向移动
对于气体体积不变的反应，改变压强平衡不移动
特例：容器体积固定，充入惰性气体，P增大，平衡不移动
容器体积可变，充入惰性气体，总压不变，相当于减小分压，平衡向气体体积增大的方向移动
4.催化剂
加催化剂，加快反应速率，平衡不移动
四、勒夏特列原理（化学平衡移动原理）
在封闭体系中，如果仅改变影响平衡体系的一个条件（如浓度、温度、压强），平衡就将向减弱这个改变的方向移动。注意：只能减弱这个改变造成的影响，不能抵消，更不能超过。
五、等效平衡
定义：对于同一个可逆反应，在一定条件下（恒温恒容或恒温恒压）下，以不同投料方式（即从正向、逆向或双向），只要达到平衡时，同组分在混合物中的百分数（体积分数、物质的量分数或质量分数）相等，这种化学平衡互称等效平衡。
1.气体体积变化的反应
A．恒温恒容，极值等量即等效
按方程式的化学计量数之比换算成生成物或反应物时，与原起始量相同，则无论是从反应物开始，还是从生成物开始，两平衡等效。
B．恒温恒压，极值等比即等效
按方程式的化学计量数之比转化为方程式同一半边的物质，若转化后反应物（或生成物）的量的比例与起始状态相同，则二者等效。
A． 恒温恒容，极值等量即等效
B.恒温恒压，极值等比即等效

a.
2 1 0
x.
2 3 0
b.
0 0 2
y.
1 3.5 2
c.
0.5 0.25 1.5
z.
4 6 0
a.b.c转化后n(SO2)=2mol,n(O2)=1mol
x.y.z转化后 n(SO2)：n(O2)=2:3
2.气体体积不变的反应 恒温恒容（或恒温恒压），只要极值等比即等效
按方程式的化学计量数之比转化为方程式同一半边的物质，若转化后反应物（或生成物）的量的比例与起始状态相同，则二者等效。
恒温恒容（或恒温恒压），只要极值等比即等效

e.
1 1 0
f.
2 2 1
g.
0 0 a
e.f.g 转化后n(H2)：n(I2)=1:1

2.3化学反应的快慢
【学习目标】
1. 掌握化学反应速率的概念和表示方法
2. 知道化学反应速率大小的比较方法
3. 掌握浓度、温度、压强和催化剂对化学反应速率的影响
4. 掌握化学反应速率图像的意义。
一、 化学反应速率
意义：描述化学反应进行快慢的物理量
定义：对于反应体系体积不变的反应，用单位时间内某物质浓度的改变量（取绝对值）来表示该物质的化学反应速率
公式： 单位：mol·L-1·min-1 或mol·L-1·s-1
计算方法：1.用公式； 2.化学反应速率之比等于化学计量数之比。
二、 速率大小比较
方法1：换算成同一物质表示（单位相同）
方法2：化学反应速率与其系数的比值
例题 在反应中，表示该反应速率最快的是（ B ）
A. v（A）=0.5 mol·L-1·s-1 B. v（B）=0.3 mol·L-1·s-1
C. v（C）=0.8 mol·L-1·s-1 D. v（D）=1.0 mol·L-1·s-1
方法1.全部转化为A
A 0.5
B 0.6
C 0.533
D 0.5
方法2. 化学反应速率与其系数的比值

三、 影响化学反应速率的因素
主要因素---内因，即反应物自身的性质
次要因素---外因（浓度，温度，压强，催化剂）
1． 浓度—速率方程 ， v= k·cm(A)·cn(B)
其中k为速率常数，k,m,n由实验测得，与方程式系数无关
浓度越大，反应越快；浓度越小，反应越慢。
V(逆)
V(正)
反应速率
反应速率

V(正)
V(逆)

V(逆)
V(正)

V(逆)
V(正)

t3 t4 时间
t1 t2 时间

t1 c(反应物)↘, t2 c(反应物)↗ ； t3 c(生成物)↘, t4 c(生成物)↗,
2.温度
经验规律：对于在溶液中发生的反应，温度每升高10K，反应速率增加到原来的2-4倍
经验公式（阿伦尼乌斯公式）：
V(逆)
V(逆)
V(正)
V(正)
升高温度，v(正)，v(逆)均增大；降低温度，v(正)，v(逆)均减小。
V(逆)
反应速率
反应速率

V(正)
V(正)

V(逆)

t3 t4 时间
t1 t2 时间

放热反应 t3降温 t4升温
吸热反应 t1降温 t2升温

3.压强
压强对速率的影响是通过改变气体浓度实现的，通常压缩气体体积使压强增大。
P增大，v(正)，v(逆)均增大；P降低，v(正)，v(逆)均减小。
V(逆)
V(逆)
V(正)
V(正)

V(正)
V(正)
V(逆)
V(逆)

反应速率
反应速率
反应速率

v(正)=v(逆)

v(正)=v(逆)

t3 t4 时间
t5 t6 时间
t1 t2 时间

t3减小P t4增大P
t5减小P t6增大P
t1减小P t2增大P

4.催化剂
V(正)=V(逆)

反应速率
通过参与反应，降低活化能Ea，改变反应
历程，来加快反应速率，但平衡不移动。
特点：选择性，高效性，需适宜的温度

t1(加催化剂) 时间

2.4工业合成氨
【学习目标】
1. 运用化学反应速率理论和化学平衡理论选择合成氨的适宜条件
2. 了解工业条件选择的依据和原则
△H=—92.2 KJ·mol-1
理论分析:为了使平衡正向移动提高产率，应降低温度，增大压强。
实际反应条件：
（1）压强1×107—1×108Pa（高压）
（2）温度700K（450℃）左右（温度比较高）
（3）催化剂—铁触媒（铁），
（4）浓度----使气态NH3变成液态NH3并及时从平衡混合物中分离出去，及时补充N2和H2
分析：a、压强不能无限高，高压对设备的要求高，增大成本
b、温度不能过低，700K时催化剂活性最大，反应速率最快
c、减小生成物浓度，增大反应物浓度平衡正向移动
d、N2和H2分压比约为1 : 2.8。由于氮气在催化剂上的吸附为总反应中最难发生的步骤，即影响反应速率的关键步骤，当适当提高氮气的比例，即N2和H2物质的量之比为1:2.8时，更能加快合成氨反应的进行。

3.1水溶液
【学习目标】
1. 了解水的电离过程及水的离子积常数的含义，并能应用水的离子积常数进行相关的计算
2. 掌握强、弱电解质电离方程式的书写
3. 能够进行溶液酸碱性的判断
4. 掌握与强酸、强碱溶液稀释、混合等有关PH的简单计算
一、 水的电离和Kw

电离特点：微弱（即只有很少量的水发生电离），吸热过程
水的离子积 25℃时，Kw=1.0×10-14mol-2·L-2
因为水的电离吸热，故升高温度，Kw变大。如100℃，Kw=1.0×10-12mol-2·L-2。
注意：Kw只与温度有关，与[H+]、[OH-]的变化无关。不仅适用于纯水，也适用于稀的酸碱盐的水溶液
在酸溶液中，本来，但是H+主要由酸提供，水提供的可忽略不计，即有
在碱溶液中，本来，但是OH-主要由碱提供，水提供的可忽略不计，即有
加酸或加碱能抑制水的电离。
如：25℃时某溶液中，由水电离得到的=1.0×10-12mol·L-1，表明该溶液中水的电离受到抑制，该溶液PH=2（酸性）或12（碱性）。
二、 强弱电解质的判断和电离方程式的书写
1. 强弱电解质的判断
强电解质：在水溶液中完全电离 弱电解质：在溶液中部分电离
强酸HCl,H2SO4,HNO3,HBr,BI,HClO4 弱酸 CH3COOH，HClO，HF，H2CO3，H2SO3，H2SiO3,HCN
强碱NaOH,KOH,Ca(OH)2,Ba(OH)2 弱碱 NH3· H2O，Al(OH)3, Cu(OH)2, Fe(OH)e, Fe(OH)2, Zn(OH)2,
绝大多数盐NaCl,Na2SO4 水
2. 电离方程式的书写
（1）强电解质完全电离，用“=” 。例如HCl=H++OH-，Ba(OH)2=Ba2++2OH-
（2）弱电解质部分电离，用“”
一元弱酸、弱碱 ，
多元弱酸分步电离，须分开写
（主，Ka1） （次，Ka2）
Ka1 》Ka2，第一步电离产生的H+对第二部的电离产生抑制作用
多元弱碱分步电离，但要求一步写出，如
【注意】
（熔融），（水溶液）
（水溶液）， （水溶液）
三、 溶液酸碱性的判断
25℃时， pH 〈 7， 酸性（PH越小，酸性越强）；
pH 〉7， 碱性（PH越大，碱性越强）；
pH = 7 , 中性 ；
任意温度时，[H+] vs [OH-] 或 n(H+) vs n(OH-) 判断溶液酸碱性
四、 pH计算
pH=-lg[H+]
1. 单一溶液
强酸 [H+] → pH ；
强碱 [OH-] → → pH
2. 强酸，强碱稀释
强酸，每稀释10倍,pH+1;稀释10n倍,则pH+n；无限稀释，pH无限接近7，不会大于7
强碱，每稀释10倍,pH-1;稀释10m倍,则pH-m；无限稀释，pH无限接近7，不会小于7
3. 强酸强碱混合
强酸混合 → pH
强碱混合 → [H+] → pH
【特例】两强酸混合，若pH之差 》2，且等体积混合，则pH混=pH(小)+0.3
两强碱混合，若pH之差 》2，且等体积混合，则pH混=pH(大)-0.3
4. 强酸+强碱
[H+] >[OH-] 或 n(H+) >n(OH-) 溶液呈酸性
→ pH
[H+] <[OH-] 或 n(H+) <n(OH-) 溶液呈碱性
→ [H+] → pH
[H+]=[OH-] 或 n(H+) =(OH-) 溶液呈中性

3.2弱电解质的电离 盐类的水解
【学习目标】
1. 掌握弱酸的电离平衡及影响因素
2. 掌握弱碱的电离平衡及影响因素
3. 理解盐类水解的规律、实质及类型
4. 了解影响盐类水解的主要因素
5. 了解盐类水解在生产、生活中的应用
6. 掌握盐溶液中的守恒关系及微粒浓度的比较
【电离平衡的影响因素】
内因（主因）：弱电解质自身的性质
外因（次因）： 浓度，温度，外加物质（消耗离子，增加离子）
一、 掌握弱酸的电离平衡

平衡移动方向
n（H+）
[H+]
[CH3COO-]
pH
导电
能力
电离
程度
升温
右移
变大
变大
变大
变小
变大
变大
加冰醋酸
右移
变大
变大
变大
变小
变大
变小
CH3COONa(s)
左移
变小
变小
变大
变大
变大
变小
HCl(g)
左移
变大
变大
变小
变小
变大
变小
NaOH(s)
右移
变小
变小
变大
变大
变大
变大
加水稀释
右移
变大
变小
变小
变大
变小
变大
练习。醋酸溶液在加水稀释过程中，分析比值变化
(1) (2) (3) (4)
析(1)方法一 根据CH3COOH的电离平衡常数表达式，可得
其中，Ka只和温度有关，稀释过程中Ka不变，c(H+)变小，故比值变大

稀释过程中，平衡正向移动，n(CH3COOH)减小，n(CH3COO-)变大，故比值变大

方法二
(3)Kw=[H+]·[OH-],稀释过程中，[H+]变小，[OH-]变大，故比值变小
二、掌握弱碱的电离平衡常数

（1）加入HCl：使平衡体系中c(OH-)减小，平衡向右移动；
（2）加入NaOH：使平衡体系中c(OH-)增大，平衡向左移动
（3）加入NH4Cl：使平衡体系中c()增大，平衡向左移动；
（4）加水稀释：平衡向右移动，n(OH-)增大，但c(OH-)减小，c()减小。
三、盐类水解的实质、规律及类型
1.盐类水解的定义：在溶液中由盐电离产生的离子与水电离产生的H+或OH-结合生成弱电解质的的反应，叫作盐类的水解。
（1） ，
其中与由水电离得到的OH-结合生成NH3·H2O
于是
（2） ，
其中CH3COO-与由水电离得到的H+结合生成CH3COOH
于是
2.盐类水解的实质
在溶液中，由于盐电离出的离子与水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向电离的方向移动，显示出不同程度的酸性、碱性或中性。
盐类水解后生成酸和碱，即盐类的水解反应可看作酸碱中和反应的逆反应，为吸热过程。 即
3.盐类水解的规律
谁弱谁水解，无弱不水解，双弱双水解；
谁强显谁性，弱弱具体定，同强显中性；
越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。
4.盐类水解的类型
（1）强酸弱碱盐水解，其溶液呈酸性。如 NH4Cl
（2）强碱弱酸盐水解，其溶液呈碱性。如CH3COONa
（3）弱酸弱碱盐水解，其溶液的酸碱性取决于对应酸碱的相对强弱，谁强显谁性。
如CH3COONH4溶液水解：
相同条件下，CH3COOH和NH3·H2O的电离度相等，故CH3COO-和的水解程度相等，则CH3COONH4溶液显中性
（4）强酸强碱盐不水解，溶液呈中性。如NaCl，Na2SO4
5.盐类水解反应离子方程式的书写
（1）大多数盐的水解都是微弱的，而且反应是可逆的，故其离子方程式要用“”，且水解生成的难溶物及气体，一般不标“↓”或“↑”（剧烈的双水解反应除外）
（2）多元弱酸盐的水解是分步进行的，且以第一步为主，书写时，分步写；多元弱碱的水解也是分步进行的，但中学阶段只要求一步写到底即可。
如 Na2CO3溶液

AlCl3溶液
四、影响盐类水解平衡的因素
内因：盐本身的性质。
盐中的酸根离子对应的酸越弱，或盐中的阳离子对应的碱越弱，水解程度越大。
外因：
1.温度越高，水解程度越大（盐类水解反应是中和反应的逆反应，是吸热反应）
2.浓度。盐浓度越小，水解程度越大（对应的离子浓度越小）；盐的浓度越大，水解程度越小（对应的离子浓度越大）
3.外加酸碱
水解呈酸性的溶液中，加酸抑制水解，加碱促进水解；
水解呈碱性的溶液中，加碱抑制水解，加酸促进水解。
如 NH4Cl 溶液水解呈酸性，加H+抑制水解，加OH-促进水解
4.加入某些盐的离子，可以促进水解。
（1）完全双水解------水解相互促进，进行彻底的反应
【注意】有的双水解反应进行的比较彻底，该类反应要用“=”，生成的气体或难溶物需要标“↓”或“↑”
如Al3+与，，S2-，HS-； Fe3+与，，ClO-；

2.一般的互促水解
溶液中同时存在弱酸酸根离子与弱碱阳离子，两者都能水解且相互促进，但仍是少量水解，用“=”，气体符号↑，沉淀符号↓不写。
五、水解原理的应用
1、判断盐溶液的酸碱性或判断某些盐溶液能否使某种指示剂变色时，要考虑盐的水解。如NH4Cl溶液呈酸性，原因是：NH4＋＋H2O NH3·H2O＋ H+；Al2(SO4)3溶液显酸性，原因是： Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+。
2、比较盐溶液中离子浓度的大小或离子数目的多少，要考虑盐的水解。如Na2CO3溶液中,因存在：CO32-+H2OHCO3-+OH- ，所以有c（Na＋）﹥2c（CO32-）；
3、配制某些易水解的盐溶液时，需考虑盐的水解。如配制Al2(SO4)3溶液时需加少量的H2SO4，配制FeCl3溶液时需加少量的HCl抑制盐中阳离子的水解（加组成盐相应的强酸或强碱）；
4、判断盐溶液中有关离子能否大量共存时，要考虑盐的水解（主要是双水解问题）。如水解显酸性的Al3+、Fe3+与水解显碱性的HCO3-、CO32-等都不能都不能大量共存。
5、选择制备盐的途径时需考虑盐的水解。有些盐（如Al2S3）遇水即水解，无法在溶液中制取，只能由单质直接反应制取（干法制取）；还有些盐（如FeCl3 、AlCl3 ）必须在蒸发过程中不断通入HCl气体，以抑制阳离子的水解，才能得到其固体。
6、施用化肥时需要考虑到水解。如草木灰（含K2CO3）不能与铵态氮肥相混用。因为
CO32-+H2OHCO3-+OH- ，NH4＋＋ OH- NH3·H2O NH3＋H2O，随NH3挥发，氮肥肥效降低；过磷酸钙不宜与草木灰混合施用，同样是因草木灰中的K2CO3水解显碱性，使可溶的磷酸二氢钙[Ca(H2PO4)2]转化为难溶的Ca3（H2PO4）2，不易被植物吸收。
7.某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解。如贮存Na2CO3溶液不能用玻璃塞，因为Na2CO3溶液水解后碱性较强，这样SiO2＋2 OH-==SiO32-＋H2O，Na2SiO3具有粘性，使瓶颈与瓶塞粘结在一起；NH4F溶液不能用玻璃瓶盛装，因为水解时产生的的氢氟酸腐蚀玻璃，
F-＋H2O