高中化学盐类水和电离知识点总结
高中化学 水的电离和溶液的酸碱性
课时38水的电离和溶液的酸碱性知识点一水的电离（一）水的电离平衡【考必备·清单】1．水的电离(1)水是极弱的电解质，其电离方程式为H2O＋H2O⇌H3O＋＋OH－，可简写为H2O⇌H＋＋OH－。
(2)25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1。
[名师点拨]任何情况下，水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。
2．水的离子积常数[名师点拨]K W＝c(H＋)·c(OH－)中的H＋和OH－不一定都是由水电离出来的，而是指溶液中的c(H＋)和c(OH－)。
3．水电离平衡的影响因素(1)温度：温度升高，促进水的电离；温度降低，抑制水的电离。
(2)酸、碱：抑制水的电离。
(3)能水解的盐：促进水的电离。
(4)实例(填写下表)：体系变化条件移动方向K W电离程度c(OH－)c(H＋)加酸逆不变减小减小增大加碱逆不变减小增大减小[名师点拨] ①给水加热，水的电离程度增大，c (H ＋)＞10－7 mol ·L －1，pH<7，但水仍显中性。
②酸、碱能抑制水的电离，故室温下，酸、碱溶液中水电离产生c (H ＋)<1×10－7 mol ·L －1而能水解的盐溶液中，水电离产生的c (H ＋)[或c (OH －)]>1×10－7 mol ·L －1。
(二)水电离出的c 水(H ＋)或c 水(OH －)的计算 【考必备·清单】1．当抑制水的电离时(如酸或碱溶液)在溶液中c (H ＋)、c (OH －)较小的数值是水电离出来的。
如下表：2．当促进水的电离时(如盐的水解)在溶液中c (H ＋)、c (OH －)较大的数值是水电离出来的。
如下表：【探题源·规律】[示例] 25 ℃时，在等体积的①pH ＝0的H 2SO 4溶液、②0.05 mol ·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH ＝10的Na 2S 溶液、④pH ＝5的NH 4NO 3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是( ) A ．1∶10∶1010∶109 B ．1∶5∶(5×109)∶(5×108) C ．1∶20∶1010∶109 D ．1∶10∶104∶109[解析] H 2SO 4与Ba(OH)2抑制水的电离，Na 2S 与NH 4NO 3促进水的电离。
高三化学水解电离知识点
高三化学水解电离知识点化学是高中学习中的一门重要科目，其中水解和电离是化学中的两个基本概念，在高三学习中也是重点内容。
下面将介绍高三化学中关于水解和电离的知识点。
一、水解的概念和分类1. 水解的概念：水解是指化合物与水分子发生反应，被水分子分解成更简单的物质的过程。
2. 水解的分类：水解反应可以分为酸性水解、碱性水解和盐类水解三种类型。
- 酸性水解：当化合物与酸反应时，发生酸性水解，产生酸根离子或酸。
- 碱性水解：当化合物与碱反应时，发生碱性水解，产生碱根离子或碱。
- 盐类水解：当盐类溶解在水中时，发生盐类水解，产生盐的阳离子或阴离子与水分子反应生成的溶液。
二、水解反应的影响因素1. 温度：温度升高会加速水解反应的进行，反之则会减缓反应速率。
2. 浓度：反应物浓度的增加会导致水解反应速率的加快。
3. 原料的性质：不同种类的原料发生水解反应的速率也会不同。
三、电离的概念和分类1. 电离的概念：电离是指化合物在溶液中分解成带电离子的过程。
2. 电离的分类：电离可以分为离子的形成和电解质的分类两个方面。
- 离子的形成：当化合物溶解在水中时，其中的分子会分解成带电的离子。
- 电解质的分类：电解质可以分为强电解质和弱电解质两种类型。
四、强电解质和弱电解质1. 强电解质：具有完全电离的性质，溶解度大，溶液中离子的浓度高。
2. 弱电解质：仅部分电离，溶解度小，溶液中离子的浓度低。
五、电离度和电离常数1. 电离度：电离度是描述溶液中电解质溶解程度的物理量，用符号α 表示。
2. 电离常数：反映溶液中电解质电离程度的物理量，用符号 K 表示。
六、酸碱中的水解和电离1. 酸的水解：酸溶液中的水会发生水解反应，生成氢离子（H+），使溶液呈酸性。
2. 碱的水解：碱溶液中的水会水解生成氢氧根离子（OH-），使溶液呈碱性。
3. 酸的电离：酸溶液中的酸分子会电离生成氢离子（H+）。
4. 碱的电离：碱溶液中的碱分子会电离生成氢氧根离子（OH-）。
【高中化学】高中化学知识点总结：水的电离
【高中化学】高中化学知识点总结：水的电离1、电解质水是一种两性物质，可以释放和接收质子。
水在一定程度上也会弱解离，质子从一个水分子转移到另一个水分子，形成H3O+和oh-。
通常，水合氢离子H3O+缩写为H+，其电离方程式为：H2O+H2O？H3O++OH-，缩写为H2O？H++OH-是一个吸热过程。
水的电离是一个吸热过程，因此水的电离平衡随着温度的升高而向前移动。
水的电离是水分子与水分子之间的相互作用而引起的，因此极难发生。
实验测得，25℃时1l纯水中只有1×10(-7)mol的水分子发生电离，100℃时1l纯水中有55×10(-7)mol的水分子发生电离。
由水分子电离出的h+和oh-数目在任何情况下总相等，电离前后h2o的物质的量几乎不变，c(h+)×c(oh-)=k(电离)×c(h2o),既然k(电离)是常数c(h2o)也可以看作是常数，那么常数的乘积可以看作一个新的常数，我们把它写作kw(kw=c(h+)×c(oh-)),我们把kw简称为水的离子积，25摄氏度时kw约1×10-14。
点击查看：高中化学知识点2、水电离平衡：水的离子积：kW=C[H+]？c[oh-]25℃时,[h+]=[oh-]=10-7mol/l;kw=[h+]?[oh-]=1*10-14注：千瓦仅与温度有关。
如果温度恒定，则功率值恒定kw不仅适用于纯水，适用于任何溶液(酸、碱、盐)水电离特性：（1）可逆（2）吸热（3）非常弱3、影响水电离的因素1）温度。
加热总是促进水的离子化2)酸，碱。
强酸强碱(强电解质)总是抑制水的电离，弱酸弱碱(弱电解质)也抑制水的电离。
3）可水解盐，盐（酸盐除外）总是促进水的离子化，4)活泼金属。
因为活泼金属总是与水电离出的氢离子反应，使氢离子浓度减小，所以总是促进水的电离。
高中化学水的电离知识点总结，供大家参考和学习，希望对大家的化学学习和化学成绩的提高有所帮助。
高中化学知识点详解盐类的水解
盐类水解知识点及习题考点1盐类水解反应的本质一盐类水解的实质：溶液中盐电离出来的某一种或多种离子跟结合生成 ,从而了水的电离;二盐类水解的条件：盐必须能；构成盐的离子中必须有,如NH4+、Al3+、CO32-、S2-等;三盐类水解的结果1 了水的电离;2盐溶液呈什么性,取决于形成盐的对应的酸、碱的相对强弱；如强酸弱碱盐的水溶液显 ,强碱弱酸盐的水溶液显 ,强酸强碱盐的水溶液显 ,弱酸弱碱盐的水溶液是 ;3生成了弱电解质;四特征1水解：盐+水酸 + 碱,ΔH 02盐类水解的程度一般比较 ,不易产生气体或沉淀,因此书写水解的离子方程式时一般不标“↓”或“↑”；但若能相互促进水解,则水解程度一般较大;特别提醒：分析影响盐类水解的主要因素是盐本身的性质；外界因素主要有温度、浓度及外加酸碱等因素;强碱弱酸盐：弱酸根离子与水电离出的H+结合生成弱酸或弱酸酸式酸根离子,从而使溶液中cH+减小,cOH-增大,即cOH->cH+;如Na2CO3,NaHCO3强酸弱碱盐：弱碱阳离子与水电离出的OH-结合生成弱碱,从而使溶液中cH+增大,cOH-减小,即cOH->cH+;NH4Cl,AlCl3弱碱弱酸盐：弱碱阳离子与水电离出的OH-结合生成弱碱,弱酸根离子与水电离出的H+结合生成弱酸或弱酸酸式酸根离子;CH3COONH4例1 25℃时,相同物质的量浓度下列溶液中,水的电离程度由大到小排列顺序正确的是①KNO3②NaOH③CH3COO NH4④NH4Cl A、①>②>③>④ B、④>③>①>②C、③>④>②>① D、③>④>①>②解析①KNO3为强酸强碱盐,在水溶液中电离出的K+和NO—对水的电离平衡无影响；②NaOH为强碱在水溶液中电离出的OH—对水的电离起抑制作用,使水的电离程度减小；③CH3COONH4为弱酸弱碱盐,在水溶液中电离出的NH4+和CH3COO—均可以发生水解生成弱电解质NH3·H2O和CH3COOH,并能相互促进,使水解程度加大从而使水的电离程度加大;④NH4Cl为强酸弱碱盐,在水溶液中电离出的NH4+可以发生水解生成弱电解质NH3·H2O,促进水的电离,但在相同浓度下其水解程度要小于CH3COONH4,该溶液中水的电离程度小于CH3COONH4中的水的电离程度;答案D规律总结酸、碱对水的电离起抑制作用,盐类的水解对水的电离起促进作用;考点2溶液中粒子浓度大小的比较规律1.多元弱酸溶液,根据电离分析,如在H3PO4的溶液中,2.多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析,如Na2 S溶液中cNa+＞cS2-＞cOH－＞cHS-3.不同溶液中同一离子浓度的比较,要看溶液中其他离子对其影响的因素;如相同物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4HSO4,cNH4+由大到小的顺序是 ;4.混合溶液中各离子浓度的比较,要进行综合分析,如电离因素,水解因素等;1弱酸与含有相应酸根的盐混合,若溶液呈酸性,说明弱酸的电离程度相应酸根离子的水解程度;如CH3COOH与CH3COONa溶液呈 ,说明CH3COOH的电度程度比CH3COO—的水解程度要大,此时,c CH3COOH<c CH3COO—;2弱酸与含有相应酸根的盐混合,若溶液呈碱性,说明弱酸的电离程度相应酸根离子的水解程度;如HCN与NaCN的混合溶液中,c CN—<c Na+,则说明溶液呈碱性,HCN的电度程度比CN—的水解程度要 ,则c HCN>c CN—;3弱碱与含有相应弱碱阳离子的盐的混合的情况,与1、2的情况类似;特别提醒理解透水解规律：有弱才水解,越弱越水解,谁强显谁性;例2 在mol·L－1的 NH4Cl和mol·L－1的氨水混合溶液中,各离子浓度的大小顺序;答案cNH4+＞cCl－＞cOH－＞cH+;在该溶液中,NH3·H2O的电离与NH4+的水解互相抑制,NH3·H2O电离程度大于NH4+的水解程度时,溶液呈碱性：c OH－＞c H+,同时c NH4+＞c Cl－;规律总结要掌握盐类水解的内容这部分知识,一般来说要注意几个方面：1、盐类水解是一个可逆过程；2、盐类水解程度一般都不大；3、要利用好守恒原则即电量守恒和物料守恒这两个方法在比较离子浓度和相关计算方面有较多的运用;考点3 盐类水解的应用1.判断盐溶液的酸碱性和比较盐溶液酸碱性的强弱时,通常需考虑 ;如：相同条件,相同物质的量浓度的下列八种溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaHCO3、NaOH 、NH42SO4、NaHSO4等溶液,pH值由大到小的顺序为：NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa >Na2SO4>NH42SO4>NaHSO42.比较盐溶液中各离子浓度的相对大小时,当盐中含有的离子,需考虑盐的水解;3.判断溶液中离子能否大量共存;当有和之间能发出双水解反应时, 在溶液中大量共存;如：Al3+、NH4+与HCO3-、CO32-、SiO32-等,不能在溶液中大量共存;4.配制易水解的盐溶液时,需考虑抑制盐的水解,如在配制强酸弱碱盐溶液时,需滴加几滴 ,来盐的水解;5.选择制备盐的途径时,需考虑盐的水解;如制备Al2S3时,因无法在溶液中制取会完全水解,只能由干法直接反应制取;加热蒸干AlCl3、MgCl2、FeCl3等溶液时,得不到AlCl3、MgCl2、FeCl3晶体,必须在蒸发过程中不断通入气体,以抑制AlCl3、MgCl2、FeCl3的水解,才能得到其固体;6.化肥的合理使用,有时需考虑盐的水解;如：铵态氮肥和草木灰不能混合施用；磷酸二氢钙和草木灰不能混合施用;因草木灰有效成分K2CO3水解呈 ;7.某些试剂的实验室存放,需要考虑盐的水解;如：Na2CO3、Na2SiO3等水解呈碱性,不能存放在的试剂瓶中；NH4Ｆ不能存放在玻璃瓶中,应NH4Ｆ水解应会产生HF,腐蚀玻璃 ;8.溶液中,某些离子的除杂,需考虑盐的水解;9.用盐溶液来代替酸碱10.明矾能够用来净水的原理特别提醒：盐类水解的应用都是从水解的本质出发的;会解三类习题：1比较大小型,例：比较PH值大小；比较离子数目大小等;2实验操作型,例：易水解物质的制取；中和滴定中指示剂选定等;3反应推理型,例：判断金属与盐溶液的反应产物；判断盐溶液蒸干时的条件；判断离子方程式的正误；判断离子能否共存等;例3蒸干FeCl3水溶液后再强热,得到的固体物质主要是A. FeCl3B. FeCl3·6H2OC. FeOH3D. Fe2O3解析 FeCl3水中发生水解：FeCl3+3H2O FeOH3 + 3HCl,加热促进水解,由于HCl具有挥发性,会从溶液中挥发出去,从而使FeCl3彻底水解生成FeOH3,FeOH3为不溶性碱,受热易分解,最终生成Fe2O3;答案D规律总结易挥发性酸所生成的盐在加热蒸干时水解趋于完全不能得到其晶体;例如：AlCl3、FeCl3；而高沸点酸所生成的盐,加热蒸干时可以得到相应的晶体,例：CuSO4、NaAlO2;参考答案考点1 一水电离出来的H+或OH- 弱电解质促进；二溶于水弱酸的酸根离子或弱碱阳离子三1促进； 2酸性碱性中性谁强显谁性四 1吸热 >；2小考点2 1.多步c H+＞c H2PO4-＞c HPO42-＞c PO43-;3. ③＞①＞②；4.1大于酸性 2小于小考点3 1. 盐的水解 2. 易水解 3. 弱碱阳离子弱酸阴离子不能4. 对应的强酸抑制5. HCl6. 碱性7. 磨口玻璃塞盐类水解盐类水解,水被弱解；有弱才水解,无弱不水解；越弱越水解,都弱双水解；谁强呈谁性,同强呈中性;电解质溶液中的守恒关系电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等;如NaHCO3溶液中：nNa＋＋nH+＝nHCO3-＋2nCO32-＋nOH-推出：Na＋＋H＋＝HCO3-＋2CO32-＋OH-物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素,离子会发生变化变成其它离子或分子等,但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的;如NaHCO3溶液中：nNa＋：nc＝1:1,推出：C Na＋＝c HCO3-＋c CO32-＋c H2CO3质子守恒：不一定掌握电解质溶液中分子或离子得到或失去质子H＋的物质的量应相等;例如：在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物；NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物,故有以下关系：c H3O++c H2CO3=c NH3+c OH-+c CO32-;。
高中化学选修水的电离和溶液的
离子组是
① K＋、Cl－、NO3－、S2－
酸性条件不能共存
② K＋、Fe2＋、I－、SO42－ ③ Na＋、Cl－、NO3－、SO42－
碱性条件不能共存
④Na＋、Ca2＋、Cl－、HCO3－
能共存
⑤ K＋、Ba2＋、Cl－、NO3－
酸、碱性条件都不能共存
A．①③ B．③⑤ C．③④ D能．共②存⑤
√
1000 g
18 g·mol-1
1L
室温下(250)，纯水中 c(H＋) =1×10-7 mol·L－ Kw = = 1×10-14 c(H＋) •c(OH－)
科学研究证明：
250C, KW不仅是纯水的KW = 1×10-14 ，稀电解质（酸、碱、
盐）溶液的KW = 1×10-14 。
H2O
H＋ ＋OH－
二、 与溶液酸碱性
１、溶液酸碱性的表示法 （1）c(H+) 和 c(OH-)
（2）c(H+) 和 c(OH-)都较小的稀溶液（＜1mol/L）
用pH表示。
pH = - lgc(H+) 例： c(H+) = 1×10-7
pH = - lg10-7 = 7
c(H+)与pH、溶液酸碱性的关系：
常温下
c(H )+ 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5
高考链接
（08上海卷）常温下，某溶液中由水电离出来的
c(H＋)＝1.0×10-13 mol/L ，该溶液可能是( )A
①二氧化硫
②氯化铵水溶液
③硝酸钠水溶液 ④氢氧化钠水溶液
A．①④
B．①②
C．②③
D．③④
高考链接
【07北京】在由水电离产生的H＋浓度为
22人教版高中化学新教材选择性必修1--水的电离和溶液的pH-课时1 水的电离 溶液的酸碱性与pH
体液
尿液
胃液
血浆
胰液
pH
4.7 ∼ 8.4
0.9 ∼ 1.5
7.35 ∼ 7.45
7.5 ∼ 8.0
① 人体的尿液一定呈碱性吗？
[答案] 不是。尿液的 pH 为 4.7 ∼ 8.4 ，可能显酸性、中性或碱性。
② 人体的胃液能使紫色石蕊溶液变红吗？
[答案] 能。胃液的 pH 为 0.9 ∼ 1.5 ，小于7，显酸性，因此人体的胃液能使
(H+ )−(OH− )
， pH
V1 +V2
=
= −lg混 (H+ ) ；
(OH− )−(H+ )
， (H + )
V1 +V2
=
W
， pH
(OH− )
= −lg(H + ) 。
混
常温下，酸、碱溶液等体积混合，且酸溶液与碱溶液的 pH 之和为14：
若为强酸与强碱，则 pH = 7 ；
碱
. (H + )＜(OH − ) ，溶液呈③_______________性。
2.溶液的 pH 与 (H + ) 及酸碱性的关系
计算公式
+
−lg(H
)
pH＝ ④________________________________
意义
越强
pH 越大，溶液的碱性⑤________________；
的 pH 吗？
提示
可以通过测量 pH 来鉴别二者。普通水应为中性或因为溶解了二氧化
碳而呈弱酸性。广泛 pH 试纸能测量整数值，所以应用 pH 计测量其 pH 。
问题2： 常温下，取该品牌水 100 mL ，加水稀释到100倍，则 pH = 5.3 吗？
高中化学总复习之知识讲解—《盐类的水解》的核心知识(提高)
高考总复习 《盐类的水解》的核心知识(提高)【考纲要求】1．理解盐类水解的原理。
2．了解影响盐类水解的主要因素。
3．认识盐类水解在生产、生活中的应用。
4．解盐溶液蒸干后所得产物的判断。
【考点梳理】要点一、盐类水的定义和实质 【363384盐类的水解原理】1、定义：在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H +或OH -生成弱电解质的过程，叫做盐类的水解。
2、实质：在溶液中盐电离产生的弱酸根离子或弱碱阳离子与水电离产生的H +或OH ―结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，从而促进水的电离平衡的过程。
大多数盐的水解使得溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度不相等，从而使溶液显示出不同程度的酸碱性。
3、规律：概括为“有弱才水解，越弱越水解，都弱双水解，谁强显谁性”。
要点诠释：即盐的组成中出现弱碱阳离子或弱酸根阴离子，该盐就会水解；这些离子对应的碱或酸越弱，水解程度越大，溶液的pH 变化越大；水解后溶液的酸碱性由构成该盐离子对应的酸和碱相对强弱决定，酸强显酸性，碱强显碱性。
盐类水解可以看成是中和反应的逆反应：盐＋水垐垐?噲?水解中和酸＋碱4、盐类水解离子方程式的书写（1）一般盐类水解程度很小，水解产物也很少，在书写盐类水解方程式时要写“ ”，产物不标“↑”或“↓”，不把生成物（如NH 3·H 2O 、H 2CO 3等）写成其分解产物的形式。
⑵多元弱酸盐的水解是分步进行的，第一步较易发生，水解时以第一步为主，可用多步水解方程式表示。
如Na 2CO 3溶液的水解可表示为：CO 32－+H 2OHCO 3－+OH －、HCO3－+H2O H2CO3+OH－，不能写成：CO32－+2H2O H2CO3+2OH－。
⑶多元弱碱盐水解也是分步进行的，而高中现阶段不要求分步写，一步完成。
例如：FeCl3水解可写为：Fe3++ 3H2O Fe(OH)3+3H+。
CuSO4水解：Cu2++2H2O Cu(OH)2+2H+（4）能彻底水解的离子组，如NaAlO3溶液与AlCl3溶液混合：3AlO3―+Al3++6H2O==4Al(OH)3↓。
高中化学酸碱盐知识点归纳
高中化学酸碱盐知识点归纳高中化学酸碱盐知识点归纳一、酸、碱、盐的组成酸是由氢元素和酸根组成的化合物如：硫酸(H2SO4)、盐酸(HCl)、硝酸(HNO3)碱是由金属元素和氢氧根组成的化合物如：氢氧化钠、氢氧化钙、氨水(NH3H2O)盐是由金属元素元素(或铵根)和酸根组成的化合物如：氯化钠、碳酸钠酸、碱、盐的水溶液可以导电(原因：溶于水时离解形成自由移动的阴、阳离子)二、酸1、浓盐酸、浓硫酸的物理性质、特性、用途浓盐酸浓硫酸颜色、状态纯净：无色液体工业用盐酸：黄色(含Fe3+)无色粘稠、油状液体气味有刺激性气味无特性挥发性(敞口置于空气中，瓶口有白雾)吸水性脱水性强氧化性腐蚀性用途①金属除锈②制造药物③人体中含有少量盐酸，助消化①金属除锈②浓硫酸作干燥剂③生产化肥、精炼石油2、酸的通性(具有通性的原因：酸离解时所生成的阳离子全部是H+)(1)与酸碱指示剂的反应：使紫色石蕊试液变红色，不能使无色酚酞试液变色(2)金属 + 酸盐 + 氢气(3)碱性氧化物 + 酸盐 + 水(4)碱 + 酸盐 + 水(5)盐 + 酸另一种盐 + 另一种酸(产物符合复分解条件)3、三种离子的检验试剂Cl-AgNO3 及HNO3SO42-①Ba(NO3)2及HNO3②HCl 及BaCl2CO32-HCl 及石灰水三、碱1、氢氧化钠、氢氧化钙的物理性质、用途氢氧化钠氢氧化钙颜色、状态白色固体，极易溶于水(溶解放热)白色粉末，微溶于水俗名烧碱、火碱、苛性钠(具有强腐蚀性)熟石灰、消石灰制法Ca(OH)2+Na2CO3== CaCO3+2NaOHCaO +H2O== Ca(OH)2用途①氢氧化钠固体作干燥剂②化工原料：制肥皂、造纸③去除油污：炉具清洁剂中含氢氧化钠①工业：制漂白粉②农业：改良酸性土壤、配波尔多液③建筑：2、碱的通性(具有通性的原因：离解时所生成的阴离子全部是OH-)(1)碱溶液与酸碱指示剂的反应：使紫色石蕊试液变蓝色，使无色酚酞试液变红色(2)酸性氧化物+碱盐+水(3)酸+碱盐+水(4)盐+碱另一种盐+另一种碱(反应物均可溶，产物符合复分解条件)注：①难溶性碱受热易分解(不属于碱的通性)如Cu(OH)2 CuO +H2O2Fe(OH)3 Fe2O3+3H2O②常见沉淀：AgCl BaSO4 Cu(OH)2 F e(OH)3 Mg(OH)2 BaCO3 CaCO3③复分解反应的条件：当两种化合物互相交换成分，生成物中有沉淀或有气体或有水生成时，复分解反应才可以发生。
人教版高中化学必修一--第二章 《离子反应》--知识点归纳
2―《离子反应》--知识点归纳一、电离1、电离：电解质溶于水或受热熔化时解离成自由离子的过程。
2、酸、碱、盐的水溶液可以导电，说明他们可以电离出自由移动的离子。
不仅如此，酸、碱、盐等在熔融状态下也能电离而导电，于是我们依据这个性质把能够在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物统称为电解质。
二、电离方程式H 2SO 4 = 2H + + SO 42-HCl = H + + Cl -HNO 3 = H + + NO 3-硫酸在水中电离生成了两个氢离子和一个硫酸根离子。
盐酸，电离出一个氢离子和一个氯离子。
硝酸则电离出一个氢离子和一个硝酸根离子。
1、电离时生成的阳离子全部都是氢离子的化合物我们就称之为酸。
酸 —→ H ++ 酸根离子2、电离时生成的阴离子全部都是氢氧根离子的化合物叫做碱。
碱 —→ 金属离子 + OH -3、电离时生成的金属阳离子（或 NH 4+）和酸根阴离子的化合物叫做盐。
盐 —→ 金属离子/ NH 4+ + 酸根离子书写下列物质的电离方程式：KCl 、Na 2SO 4、AgNO 3、BaCl 2、NaHSO 4、NaHCO 3KCl == K ++ Cl ―Na 2SO 4 == 2 Na ++ SO 42 -AgNO 3 ==Ag + + NO 3―CH 3COOH == CH 3COOH ― + H + NH 3·H 2O == NH 4+ + OH ―酸式盐：NaHSO 4 == Na + + H + +SO 42 - NaHCO 3 == Na + + HCO 3―［小结］注意： 1、 HCO 3-（弱酸不能拆）、OH -、SO 42-等原子团不能拆开;2、HSO 4―在水溶液中拆开写，在熔融状态下不拆开写。
三、电解质与非电解质1、 ①电解质：在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物，如酸、碱、盐等。
②非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物，如蔗糖、酒精等。
2、总结： ①能够导电的物质不一定全是电解质。
高中化学 水参与的化学反应总结
水参与的化学反应水是一种弱电解质，存在着电离平衡：H 2O=H ++OH -。
温度、H +的浓度、OH -的浓度将影响水的电离。
关于水的知识点在近几年的高考中屡见不鲜，因此复习中注重“水”的专题，加强系统演练，是非常必要的。
一、氧化还原反应中的水1．在氧化还原反应中充当氧化剂。
水中氢元素的化合价为＋1价，是氢元素的最高价态，与某些金属、非金属单质、还原性强的化合物等反应时化合价降低，得到电子，作氧化剂。
2Na+2H 2O=2NaOH+H 2↑Mg （去膜）+2H 2O （热水）= Mg(OH)2+H 2↑2Al+2H 2O+2NaOH=2NaAlO 2+3H 2↑3Fe+4H 2O(气) Fe 3O 4+4H 23Fe+4H 2OC+H 2O CO+H 2（工业上制水煤气，合成氨工业的原料）Si+2NaOH+H 2O=Na 2SiO 3+2H 2↑NaH+H 2O=NaOH+H 2↑2．在氧化还原反应中充当还原剂水中氧元素的化合价为－2价，是氧元素的最低价态，在与F 2反应时，化合价升高，失去电子，作还原剂。
2F 2+2H 2O=4HF+O 2↑3．在氧化还原反应中既充当还原剂又充当氧化剂用惰性电极电解强含氧酸溶液、强碱溶液、强含氧酸的强碱溶液时，实质上是电解溶剂水，此时水既体现氧化性又体现还原性2H 2O 2H 2↑+O 2↑用惰性电极电解硫酸铜溶液、氯化钠溶液时，溶质和溶剂都参与了电解过程：（1）电解硫酸铜溶液时，水在阳极参与电极反应（氧化反应），电极反应式为：2H 2O-4e - =4H + +O 2↑，高温高温电解（2）电解氯化钠溶液时，水在阴极参与电极反应（还原反应），电极反应式为：2H2O+2e- =H2↑+2OH-4、在氧化还原反应中既不作氧化剂又不作还原剂在歧化反应中：X2+H2O=HX+HXO ，X2={Cl2、Br2、I2}，3NO2+H2O=2HNO3+NO（红棕色气体与无色液体反应产生无色气体，该气体遇到空气变成红棕色）2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑（淡黄色固体与无色液体反应产生无色气体，该气体具有助燃性）Cl2+SO2+2H2O=2HCl+H2SO4在水环境中的反应4Fe +3O2+2n H2O=2Fe2O3•nH2O（铁生锈的原理）2Cu+O2+H2O+CO2=Cu2(OH)2CO3（铜生锈的原理）4Fe(OH)2 + O2 +2H2O=4Fe(OH)3（无机框图的题眼，重要的颜色变化）O2+2H2O+4e-=4OH-（钢铁发生吸氧腐蚀时正极反应式（强碱做电解质溶液时燃料电池的正极反应式）水在氧化还原反应中充当催化剂：Zn+I2ZnI2二、非氧化还原反应中的水1、化合反应中充当物质类别的转化试剂⑴与碱性氧化物反应生成碱：CaO+H2O=Ca(OH)2 , Na2O+H2O=2NaOH⑵与酸性氧化物反应生成含氧酸：CO2+H2O=H2CO3 ,SO2+H2O=H2SO3 ,SO3+H2O=H2SO4⑶与盐反应生成结晶水合物：CuSO4+5H2O=CuSO4·5H2O，2CaSO4·H2O+3H2O=2CaSO4·2H2O⑷与氨气反应成氨水：NH3+H2O=NH3·H2O⑸与氨气和酸酐反应成盐：NH3+H2O+CO2=NH4HCO3；2NH3+H2O+CO2=(NH4)2CO32、在盐类水解中充当水解试剂：⑴在“盐类”的水解反应中充当水解试剂：Al 2S 3+6H 2O=2Al(OH)3↓+3H 2S↑ ，C 6H 5ONa+H 2O→C 6H 5OH+NaOHCH 3CH 2COONa+H 2O CH 3COOH+NaOH ，NH 4Cl+H 2O NH 3•H 2O+HCl ， 2AlCl 3+3Na 2CO 3+3H 2O=2Al(OH)3↓+3CO 2↑+6NaCl⑵在“类盐” 的水解反应中充当水解试剂：Mg 3N 2+6H 2O=3Mg(OH)2↓+2NH 3↑ ，CaC 2+2H 2O→Ca(OH)2+CH≡CH↑ ，三、有机化学中的水1、在有机加成反应中充当加成试剂：⑴烯烃与水的加成：CH 2=CH 2+H-OH→CH 3CH 2OH⑵炔烃与水的加成：CH≡CH+ H -OH→CH 3CHO2、水解反应有机物中的卤代烃、酯类、二糖、多糖、油脂、蛋白质等能在一定条件下发生水解。
高中化学电离平衡九大知识点
高中化学电离平衡九大知识点一、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：电解质一一离子化合物或共价化合物非电解质一一共价化合物注意：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）一一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：人、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。
5、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）6、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。
）二^ 表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]7、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。
高中化学知识之弱电解质的电离、盐类的水解解析
弱电解质的电离、盐类的水解知识精讲一. 学习内容弱电解质的电离、盐类的水解二. 学习目的1. 掌握弱电解质的电离平衡的建立过程2. 了解电离平衡常数和电离度3. 理解盐类水解的本质，掌握盐类水解的方程式的书写4. 了解影响盐类水解的因素以及水解平衡的移动，了解盐类水解的利用三.学习教学重点、难点盐类水解的过程四.知识分析（一）、弱电解质的电离平衡1. 电离平衡（1）研究对象：弱电解质（2）电离平衡的建立：CH3COOH CH3COO— + H+（3）定义：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
（4）电离平衡的特点：动：v电离=v结合、定：条件一定时，各组分浓度一定；变：条件改变时，平衡移动2. 电离平衡常数（1）定义：电离常数受温度影响，与溶液浓度无关，温度一定，电离常数一定。
根据同一温度下电离常数的大小可判断弱电解质电离能力的相对强弱。
（2）表达式：CH3COOH CH3COO— + H+Ka = [CH3COO—][H+]/ [CH3COOH]注：弱酸的电离常数越大，[H+]越大，酸性越强；反之，酸性越弱。
H3PO4H2PO4— + H+ Ka1 = 7.1 × 10—3mol·L—1H2PO4—HPO42— + H+ Ka2 = 6.2 × 10—8mol·L—1HPO42—PO43— + H+ Ka3 = 4.5× 10—13mol·L—1注：多元弱酸各级电离常数逐级减少，且一般相差很大，故氢离子主要由第一步电离产生弱碱与弱酸具类似规律：NH3·H2O NH4+ + OH—K b=[NH4+][OH—]/[NH3·H2O]室温：K b（NH3·H2O）= 1.7 × 10—5mol·L—13. 电离度α=已电离的溶质分子数/原始溶质分子总数× 100％注：①同温同浓度，不同的电解质的电离度不同②同一弱电解质，在不同浓度的水溶液中，电离度不同；溶液越稀，电离度越大。
高二化学知识点总结归纳(30篇)
高二化学知识点总结归纳（30篇）高二化学知识点总结归纳最新（精选30篇）高二化学知识点总结归纳最新篇1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:Na2CO3>NaHCO3)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：(1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。
双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。
使得平衡向右移。
(2)常见的'双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-与NH4+;CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。
双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑高二化学知识点总结归纳最新篇21、功能高分子材料：功能高分子材料是指既有传统高分子材料的机械性能，又有某些特殊功能的高分子材料。
高中化学 水参与的化学反应总结
水参与的化学反应水是一种弱电解质，存在着电离平衡：H 2O=H ++OH -。
温度、H +的浓度、OH -的浓度将影响水的电离。
关于水的知识点在近几年的高考中屡见不鲜，因此复习中注重“水”的专题，加强系统演练，是非常必要的。
一、氧化还原反应中的水1．在氧化还原反应中充当氧化剂。
水中氢元素的化合价为＋1价，是氢元素的最高价态，与某些金属、非金属单质、还原性强的化合物等反应时化合价降低，得到电子，作氧化剂。
2Na+2H 2O=2NaOH+H 2↑Mg （去膜）+2H 2O （热水）= Mg(OH)2+H 2↑2Al+2H 2O+2NaOH=2NaAlO 2+3H 2↑3Fe+4H 2O(气) Fe 3O 4+4H 23Fe+4H 2OC+H 2O CO+H 2（工业上制水煤气，合成氨工业的原料）Si+2NaOH+H 2O=Na 2SiO 3+2H 2↑NaH+H 2O=NaOH+H 2↑2．在氧化还原反应中充当还原剂水中氧元素的化合价为－2价，是氧元素的最低价态，在与F 2反应时，化合价升高，失去电子，作还原剂。
2F 2+2H 2O=4HF+O 2↑3．在氧化还原反应中既充当还原剂又充当氧化剂用惰性电极电解强含氧酸溶液、强碱溶液、强含氧酸的强碱溶液时，实质上是电解溶剂水，此时水既体现氧化性又体现还原性2H 2O 2H 2↑+O 2↑用惰性电极电解硫酸铜溶液、氯化钠溶液时，溶质和溶剂都参与了电解过程：（1）电解硫酸铜溶液时，水在阳极参与电极反应（氧化反应），电极反应式为： 2H 2O-4e - =4H + +O 2↑，（2）电解氯化钠溶液时，水在阴极参与电极反应（还原反应），电极反应式为： 2H 2O+2e - =H 2↑+2OH -4、在氧化还原反应中既不作氧化剂又不作还原剂高温高温 电解在歧化反应中：X2+H2O=HX+HXO ，X2={Cl2、Br2、I2}，3NO2+H2O=2HNO3+NO（红棕色气体与无色液体反应产生无色气体，该气体遇到空气变成红棕色）2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑（淡黄色固体与无色液体反应产生无色气体，该气体具有助燃性）Cl2+SO2+2H2O=2HCl+H2SO4在水环境中的反应4Fe +3O2+2n H2O=2Fe2O3•nH2O（铁生锈的原理）2Cu+O2+H2O+CO2=Cu2(OH)2CO3（铜生锈的原理）4Fe(OH)2 + O2 +2H2O=4Fe(OH)3（无机框图的题眼，重要的颜色变化）O2+2H2O+4e-=4OH-（钢铁发生吸氧腐蚀时正极反应式（强碱做电解质溶液时燃料电池的正极反应式）水在氧化还原反应中充当催化剂：Zn+I2ZnI2二、非氧化还原反应中的水1、化合反应中充当物质类别的转化试剂⑴与碱性氧化物反应生成碱：CaO+H2O=Ca(OH)2 , Na2O+H2O=2NaOH⑵与酸性氧化物反应生成含氧酸：CO2+H2O=H2CO3 ,SO2+H2O=H2SO3 ,SO3+H2O=H2SO4⑶与盐反应生成结晶水合物：CuSO4+5H2O=CuSO4·5H2O，2CaSO4·H2O+3H2O=2CaSO4·2H2O⑷与氨气反应成氨水：NH3+H2O=NH3·H2O⑸与氨气和酸酐反应成盐：NH3+H2O+CO2=NH4HCO3；2NH3+H2O+CO2=(NH4)2CO32、在盐类水解中充当水解试剂：⑴在“盐类”的水解反应中充当水解试剂：Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑ ，C6H5ONa+H2O→C6H5OH+NaOHCH3CH2COONa+H2O CH3COOH+NaOH ，NH4Cl+H2O NH3•H2O+HCl，2AlCl3+3Na2CO3+3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑+6NaCl⑵在“类盐”的水解反应中充当水解试剂：Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2↓+2NH3↑ ，CaC2+2H2O→Ca(OH)2+CH≡CH↑ ，三、有机化学中的水1、在有机加成反应中充当加成试剂：⑴烯烃与水的加成：CH 2=CH 2+H-OH→CH 3CH 2OH⑵炔烃与水的加成：CH≡CH+ H -OH→CH 3CHO2、水解反应有机物中的卤代烃、酯类、二糖、多糖、油脂、蛋白质等能在一定条件下发生水解。
高中化学一轮复习水的电离和溶液的PH
水的电离和溶液的PH1．复习重点1．通过对水的电离、离子积、pH 定义等重要知识和方法迁移应用的练习，提高认知能力；2．灵活解答水的电离平衡的相关问题；3．掌握混合溶液pH 计算的方法，并能运用数学工具解决一些有关pH 计算的综合问题4．培养学习过程中探究、总结的习惯。
2．难点聚焦（一）溶液的酸碱性及pH 的值溶液呈的酸碱性何性，取决于溶液中[H +]、[OH —]的相对大小：pH 值的大小取决于溶液中的[H +]大小pH=－lg[H +]，pOH=－lgKw=pKw（1）酸性越强，pH 值越小，碱性越强，pH 值越大，pH 值减小一个单位，[H +]就增大到原来的10倍，pH 值减小n 个单位，[H +]的增大到原来的10n 倍.（2）任意水溶液中[H +]≠0，但pH 可为0，此时[H +]=1mol/L ，一般[H +]＞1mol/L 时，pH ＜0，故直接用[H +]表示.（3）判断溶液呈中性的依据为：[H 0]= [OH —]或pH=pOH=21pKw 只有当室温时，Kw=1×10—14[H +]=[OH —]=10—7mol/L溶液呈中性pH=pOH=21pKw=7 分析 原因：H 2O H ++OH －Q由于水的电离是吸热的，湿度越高，电离程度越大，kw 越大. 中性：pH=pOH=21pKw T ↗→Kw ↗→pH+pOH ↘ T ↘→Kw ↘→pH=pOH ↗ 如：100℃，KW=1×10—12.. pKw=12.中性时Ph=21pKw=6＜7. 图示：不同湿度（T 1＞T 2）时溶液中[H +]与[OH —]，pH 与pOH 关系想一想：图一与图二有哪些不同？为何不同？ 提示：（①形状 ②T 1、T 2相对位置）③简平分钱划分的两个区域酸碱性不同。
建议以[H +]、[OH —]=Kw ，和pH+pOH=pKw 两个关系或考虑，并注意湿度不同时Kw 的影响。
高二化学 电离水解知识点整理
高二化学电离水解知识点整理高二化学电离水解知识点整理高二化学电离水解部分Believeinyourself电离平衡一.相关概念酸碱电解质：熔融状态或水溶液中能导电的化合物盐一部分氧化物一部分有机物：C2H5OH乙醇非电解质：熔融状态或水溶液中都不能导电的化合物C12H22O11蔗糖CCl4四氯化碳强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4强电解质2强碱：NaOH、KOH、Ba（OH）绝大多数盐：NaCl、NH4NO3、NH4HCO3电解质弱酸：HNO3、HAc、HClO、HF、H2S、H2SiO3、H3PO4、H2SO3弱电解质弱碱：NH3`H2O少数盐：HgCl2、Pb（CH3COO)2一元强酸与一元弱酸的比较①相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸（如盐酸）与一元弱酸（如醋酸）的比较一元强酸一元弱酸C（H+）大小pH小大中和碱的能力相同与活泼金属反应生成H2相同与活泼金属反应的υ（始）大小②相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表：一元强酸一元弱酸1C（H+）相同pH小大中和碱的能力小大与活泼金属反应生成H2小大与活泼金属反应的υ（始）相同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。
高中化学选修四--水的电离和溶液的酸碱性-
练习：
lg5=0.7
1)10-5mol/L、0.1mol/L、 0.5mol/L、 1mol/L盐酸溶液Lg的5.5p=H0值.74
分别为多少？
2) 10-5mol/L、0.1mol/L 、1mol/LNaOH溶液的pH值为多少？
计算碱溶液pH值应先算c(OH-) ，再利用KW计算出c(H+)
若pOH用OH-物质的量浓度的负对数来表示 则0.1mol/LNaOH 溶液的pOH值为多少？
忽略不计，而对于NaOH溶液来说，pH越大，碱性越强，NaOH浓
度越大，cH+越小，把浓溶液忽略不计，显然是错误的。
正解：pH=10的NaOH溶液中cH+=10-10mol/L，cOH-=10-4mol/L， pH=12的NaOH溶液中cH+=10-12mol/L，cOH-=10-2mol/L。所以:
50℃
5.47×10-
14
90℃
3.8×1013
100℃
1×10-12
三、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的关 系 1.重要规律：
在一定温度时,稀电解质溶液里C(H+)与C(OH-) 的乘积是一个常数。
C(稀) ≤1mol/L 例：25℃时，Kw=1×10-14 100℃时，Kw=1×10-12
②酸性溶液：C(H+)>C(OH-) ;C(H+)越大酸性越强
③碱性溶液：C(H+)<C(OH-) ;C(OH-)越大碱性越
思考1.（1）常温下，浓度为1×10-5mol/l的盐酸 溶液中，由水电离产生的C（H+）是多少？
1×10-9mol/L
（2）常温下，浓度为1×10-5mol/l的NaOH溶 液中，由水电离产生的C(OH-)是多少？
高三化学盐类知识点
高三化学盐类知识点化学是一门门类繁多而又极其重要的科学。
在高中化学学科中，盐类是一个关键的知识点。
作为无机化合物的重要组成部分，盐类在日常生活和工业生产中都扮演着重要角色。
本文将对高三化学盐类知识点进行全面介绍。
一、盐类的定义和性质盐类是由金属离子和非金属离子组成的化合物，其晶体结构呈离子晶体。
盐类具有以下性质：1. 盐类的晶体形态多样，如NaCl为立方晶系，CaCO3为斜方晶系。
2. 盐类在水中溶解时，会导致电离产生离子溶液，具有良好的导电性。
3. 盐类的溶液呈中性或酸性，不会呈碱性。
二、盐类的分类盐类可根据阳离子和阴离子的不同进行分类：1. 金属阳离子+单质阴离子的盐类，如NaCl、MgO等。
2. 金属阳离子+酸性氧化物阴离子的盐类，如CaSO4、Fe2O3等。
3. 金属阳离子+无机酸阴离子的盐类，如CuCl2、FeSO4等。
4. 金属阳离子+有机酸阴离子的盐类，如CH3COONa、C6H5COONa等。
三、盐类的制备和性质1. 直接合成法：将阳离子和阴离子直接反应得到盐类。
例如，NaOH和HCl反应生成NaCl。
2. 酸碱中和法：将酸性溶液和碱性溶液加以中和反应，生成盐和水。
例如，HCl和NaOH反应生成NaCl和H2O。
3. 盐类的性质包括溶解性、热稳定性和氧化性等。
不同的盐类在这些性质方面表现出不同的特点。
四、盐类的应用盐类在生活中有广泛的应用，下面列举几个重要的应用：1. 食盐：NaCl是人们日常生活中不可或缺的调味品。
2. 肥料：含有钾、磷、氮等元素的盐类可作为植物的肥料，提供营养。
3. 医药：盐类如硝酸银可用于医疗和消毒，碳酸氢钠可用于中和胃酸等医药应用。
4. 工业生产：盐类广泛应用于化工、冶金、纺织等工业生产过程中，如氯化钠用于制备氯气和氢氧化钠的生产。
五、盐类的实验室检验方法为了确认盐类的存在和性质，实验室中常采用以下检验方法：1. 氯盐的检验：加入硫酸铜溶液，观察是否产生淡绿色沉淀，证明存在氯离子。
高中化学知识点—电离平衡
高中化学知识点规律大全——电离平衡1．电离平衡化合物只有在溶于水时才能导电．因此,可通过使一个化合物处于熔融状态时能否导电的实验来判定该化合物是共价化合物还是离子化合物． 弱电解质的电离平衡1电离平衡的概念：在一定条件如温度、压强下,当电解质分子电离成离子的速率与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弱电解质的电离平衡的特点：电离平衡遵循勒夏特列原理,可根据此原理分析电离平衡的移动情况．CH 33COO －+H ＋NH 3·H 24＋+OH －②将弱电解质溶液加水稀释时,电离平衡向弱电解质电离的方向移动．此时,溶液中的离子数目增多,但电解质的分子数减少,离子浓度减小,溶液的导电性降低．③由于电离过程是吸热过程,因此,升高温度,可使电离平衡向弱电解质电离的方向移动．此时,溶液中离子的数目增多,离子浓度增大,溶液的导电性增强．④在弱电解质溶液中,加入与弱电解质电离出相同的离子的强电解质时,使弱电解质的电离平衡向逆反应方向移动．例如,在·L －1”滴有氨水的溶液显浅红色中,存在电离平衡NH 3·H 24＋+OH －．当向其中加入少量下列物质时：a ．NH 4Cl 固体．由于增大了cNH 4＋,使NH 3·H 2O 的电离平衡逆向移动,cOH －减小,溶液红色变浅．b ．NaOH 固体．NaOH 溶于水时电离产生的OH －抑制了NH 3·H 2O 的电离,从而使平衡逆向移动． 电离平衡常数在一定温度下,当弱电解质的电离达到平衡状态时,溶液中电离产生的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的弱电解质分子浓度的比值是一个常数,这个常数叫做电离平衡常数,简称电离常数．弱酸的电离常数用K a 表示,弱碱的电离常数用K b 表示． 1电离平衡常数的表达式．①一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式： 例如,CH 3COOH 的电离常数为：CH 33COO －+H ＋一定温度下NH ·H 2O 的电离常数为：NH 3·H 24＋+OH －②多元弱酸的电离特点及电离常数表达式：a ．分步电离．是几元酸就分几步电离．每步电离只能产生一个H ＋,每一步电离都有其相应的电离常数．b ．电离程度逐渐减小,且K 1K 2K 3,故多元弱酸溶液中平衡时的H ＋主要来源于第一步．所以,在比较多元弱酸的酸性强弱时,只需比较其K1即可．例如25℃时,H 3PO 4的电离； H 3PO2PO 4－+H＋343421105.7)()()(-+-⨯=⋅=PO H c H c PO H c KH 2PO 442－+H ＋842242102.6)()()(--+-⨯=⋅=PO H c H c HPO c KHPO 4243－+H＋132********.2)()()(--+-⨯=⋅=HPO c H c PO c K注意a ．电离常数表达式中各组分的浓度均为平衡浓度．b ．多元弱酸溶液中的cH ＋是各步电离产生的cH ＋的总和,在每步的电离常数表达式中的cH ＋是指溶液中H ＋的总浓度而不是该步电离产生的cH ＋．2电离常数的特征．同一弱电解质的稀溶液的电离常数的大小与溶液的浓度无关,只随温度的变化而变化．温度不变,K 值不变；温度不同,K 值也不同．但由于电离常数随温度的变化不大,在室温时,可不考虑温度对电离常数的影响． 3电离常数的意义：①表明弱电解质电离的难易程度．K 值越大,离子浓度越大,该电解质越易电离；反之,电解质越难电离．②比较弱酸或弱碱相对强弱．例如在25℃时,HNO 2的K ＝×10－4,CH 3COOH 的K ＝×10－5,因此HNO 2的酸性比CH 3COOH 的酸性强． 6．水的电离和溶液的pH 水的电离1水的电离方程式．水是一种极弱的电解质,它能像酸一样电离出极少量的H ＋,又能像碱一样电离出少量的OH －这叫做水的自偶电离．水的电离方程式可表示为： H 2O+H 23O ＋+OH － 简写为：H 2＋+OH － 2水的离子积K W ．一定温度下,水的电离常数为：)()()(2O H c OH c H c K -+⋅=即cH ＋·cOH －＝K ·cH 2O设水的密度为1g ·cm3,则1LH 2O ＝1000mLH 2O ＝1000gH 20＝,即H 2O 的起始浓度为·L －1．由于水是极弱的电解质,它电离时消耗的水与电离前相比,可忽略不计．例如,25℃时,1LH 2O 中已电离的H 2O 为10－7mol,所以cH 2O ≈·L －1,即K ·cH 2O 为一常数,这个新的常数叫做水的离子积常数,简称水的离子积,表示为： cH ＋·cOH －＝K W说明①一定温度下,由于K W 为一常数,故通常不写单位,如25℃时K W ＝1×10－14．②K W 只与温度有关,与溶液的酸碱性无关．温度不变,K W 不变；温度变化,K W 也发生变化． ③由于水的电离过程是吸热过程,因此温度升高时,纯水中的cH ＋、cOH －同时增大,K W 也随着增大．例如：25℃时,cH ’＝OH －＝1×10－7mol ·L －1,K W ＝1×10－14 100℃时,cH ’＝OH －＝1×10－6mol ·L －1,K W ＝1×10－12 但由于cH ＋与cOH －始终保持相等,故仍显中性．④在任何以水为溶剂的溶液中都存在H＋和OH－,它们既相互依存,又相互制约．当溶液中的cH＋增大时,cOH－将减小；反之,当溶液中的cOH－增大时,cH＋则必然减小．但无论在中性、酸性还是碱性溶液中,在一定温度下,cH＋与cOH－的乘积即KW 仍是不变的,也就是说,KW不仅适用于纯水,也适用于任何酸、碱、盐的稀溶液．只要温度相同,不论是在纯水中,还是在酸、碱、盐的水溶液中,KW都是相同的．⑤一定温度下,不论是纯水中,还是在酸、碱、盐的水溶液中,由H2O电离产生的cH＋与cOH－总是相等的．如25℃时,·L－1的盐酸中,c水H＋＝cOH－＝1.010114-⨯＝1×10－13mol·L－1．⑥水的电离平衡遵循勒夏特列原理．例如,向纯水中加入酸或碱,均使水的电离平衡逆向移动即酸或碱抑制水的电离；向水中投入活泼金属如钠等,由于金属与水电离产生的H＋直接作用而促进水的电离．溶液的酸碱性的实质任何水溶液中都存在水的电离,因此都含有H＋和OH－．一种溶液是显酸性、中性还是碱性,是由该溶液中的cH＋与cOH－的相对大小来决定的．酸性溶液：cH＋＞cOH－中性溶液：cH＋＝cOH－碱性溶液：cH＋＜cOH－例如：25℃时,因为KW＝1×10－14,所以：中性溶液：cH＋＝cOH－＝1×10－7mol·L－1酸性溶液：cH＋＞1×10－7mol·L－1,cOH－＜1×10－7mol·L－1碱性溶液：cH＋＜1×10－7mol·L－1,cOH－＞1×10－7mol·L－1100℃时,因为KW＝1×10－12,所以：中性溶液：cH＋＝cOH－＝1×10－6mol·L－1酸性溶液：cH＋＞1×10－6mol·L－1,cOH－＜1×10－6mol·L－1碱性溶液：cH＋＜1×10－6mol·L－1,cOH－＞1×10－6mol·L－1溶液的pH1溶液的pH的概念：在cH＋≤1mol·L－1的水溶液中,采用cH＋的负对数来表示溶液酸碱性的强弱．2数学表达式：pH＝－1gcH＋若cH＋＝10－n mol·L－1,则pH＝n．若cH＋＝m×10－n mol·L－1,则pH＝n－lgm．3溶液酸碱性的强弱与pH的关系．①常温25℃时：pH＝7,溶液呈中性,cH＋＝cOH－＝1×10－7mol·L－1．Ph＜7,溶液呈酸性,pH＋PH＞7,溶液呈碱性,pH－②pH范围为0～14之间．pH＝0的溶液中并非无H＋,而是cH＋＝1mol·L－1；pH＝14的溶液中并非没有OH－,而是cOH－＝1mol·L－1．pH减小增大n倍,则cH＋增大为原来的10n倍减小为原来的1／10n倍,相应的cOH－减小为原来1／10n倍增大为原来的10n倍．③当溶液中的cH＋＞1mol·L－1时,pH＜0；cOH－＞1mol·L－1时,pH＞14．因此,当溶液中的cH ＋或cOH－大于mol·L－1时,一般不用pH来表示溶液的酸碱性,而是直接用cH＋或cOH－来表示．所以,pH只适用于cH＋或cOH－≤1mol·L－1的稀溶液．④也可以用pOH来表示溶液的酸碱性．pOH是OH－离子浓度的负对数,即pOH＝一lgcOH－．因为25℃时,cH＋·cOH－＝1×10－14,所以：pH+pOH＝14．溶液中pH的计算1基本关系式：①pH＝－1gcH＋②cH ＋＝10－pH mol ·L －1③任何水溶液中,由水电离产生的cH ＋与cOH －总是相等的,即：c 水H ＋＝c 水OH －． ④常温25℃时,cH ＋·cOH －＝1×10－14⑤n 元强酸溶液中cH ＋＝n ·c 酸；n 元强碱溶液中cOH －＝n ·c 碱· 2强酸与弱酸、强碱与弱碱溶液加水稀释后pH 的计算．①强酸与弱酸分别加水稀释相同倍数时,由于弱酸中原来未电离的弱酸分子进一步电离出离子,故弱酸的pH 变化小．设稀释10n 倍,则： 强酸：pH 稀＝pH 原+n 弱酸：pH 稀＜pH 原+n当加水稀释至由溶质酸电离产生的c 酸H ＋＜10－6mol ·L －1时,则必须考虑水的电离．如pH ＝5的盐酸稀释1000倍时,pH 稀＝,而不是等于8．因此,酸溶液无论如何稀释,溶液的pH 都不会大于7．②强碱与弱碱分别加水稀释相同倍数时,弱碱的pH 变化小．设均稀释10n 倍,则： 强碱：pH 稀＝pH 原—n 弱碱：pH 稀＞pH 原—n当加水稀释至由溶质碱电离产生的cOH －＜10－6mol ·L －1时,则必须考虑水的电离．如pH ＝9的NaOH 溶液稀释1000倍时,pH 稀≈7,而不是等于6．因此,碱溶液无论如何稀释,溶液的pH 都不会小于7．3两强酸或两强碱溶液混合后pH 的计算． ①两强酸溶液混合．先求出：212211V V V H c V H c H c ++=+++）（）（）（酸再求；pH 混＝－1gc 混H ＋注：V 1、V 2的单位可为L 或mL,但必须一致．②两强碱溶液混合．求算两强碱溶液混合后溶液的pH 时,不能直接根据题中给出的碱的pH 求算混合液的pH,而必须先分别求出两强碱溶液中的cOH －,再依下式求算c 混OH －： 然后求出c 混H ＋、pH 混．例如：将pH ＝8的BaOH 2溶液与pH ＝10的NaOH 溶液等体积混合后,溶液中的cH ＋应为2×10－10mol ·L －1,而不是10－10+10－8／2mol ·L －1． 4强酸与强碱溶液混合后pH 的计算．解题步骤：分别求出酸中的nH ＋、碱中的nOH －→依H ＋+OH －＝H 2O 比较出nH ＋与nOH －的大小． ①nH ＋＝nOH －时,恰好中和,混合液显中性；pH ＝7．反之,若混合液的pH ＝7,则必有nH ＋＝nOH － ②nH ＋＞nOH－时,酸过量,则：碱酸余碱酸酸）（）（）（）（V V H n V V OH n H n H c +=+-=+-++再求出pH 混求得的pH 混必小于7．注：若已知pH 混＜7,则必须利用上式进行相关计算． ⑧nH ＋＜nOH－时,碱过量．则：碱酸余碱酸酸）（）（）（）（V V OH n V V H n OH n OH c +=+-=-+--然后求出c 混H ＋、pH 混．注：若已知pH 混＞7,则必须利用上式进行相关计算．5强酸与强碱混合反应后溶液呈中性时,强酸的pH 酸、强碱的pH 碱与强酸溶液体积V 酸、强碱溶液体积V 碱之间的关系： 当溶液呈中性时：nH ＋＝nOH － 即：cH ＋·V 酸＝cOH －·V 碱25℃时,有c 酸H ＋·V 酸＝1×10－14／c 碱H ＋·V 碱,整理得：c 酸H ＋·c 碱H ＋＝1×10－14V 碱／V 酸,两边取负对数得：{－1gc 酸H ＋}+{－lgc 碱OH －}＝{－lg1×10－14}+{－lgV 碱／V 酸} 故pH 酸+pH 碱＝14+lgV 酸／V 碱①若pH 酸+pH 碱＝14,则V 酸∶V 碱＝1∶1,即强酸与强碱等体积混合． ②若pH 酸+pH 碱＞14,则：V 酸∶V 碱＝14)(10-+碱酸pH pH ∶1 ③若pH 酸+pH 碱＜14,则：V 酸∶V 碱＝1∶)(1410碱酸pH pH +- 7．盐类的水解 盐类的水解1盐类水解的概念：在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生出来的H ＋或OH －结合生成弱电解质的反应,叫做盐类的水解．说明盐类的水解反应与中和反应互为可逆过程：盐+水酸+碱－热量2盐类水解的实质：盐溶于水时电离产生的弱碱阳离子如NH 4＋、A13＋、Fe 3＋等或者弱酸阴离子如CH 3COO －、CO 32－、S 2－等与水电离产生的OH －或H ＋结合生成了难电离的弱碱、弱酸弱电解质,使水的电离平衡发生移动,从而引起水电离产生的cH ＋与cOH －的大小发生变化．不溶不水解,无弱不水解,谁弱谁水解,都弱都水解． ②判断盐溶液酸碱性的简易口诀：谁强显谁性,都强显中性,都弱具体定比较等温时K 酸与K 碱的大小． 4盐类水解离子方程式的书写方法书写原则：方程式左边的水写化学式“H 2O ”,中间符号用“”,右边不写“↓”、“↑”符号．整个方程式中电荷、质量要守恒． ①强酸弱碱盐： 弱碱阳离子： M n ＋+nH 2O MOH n +nH ＋如CuSO 4水解的离子方程式为：Cu 2＋+2H 2O CuOH 2+2H ＋说明溶液中离子浓度大小的顺序为：cSO 42－＞cCu 2＋＞cH ＋＞cOH －②弱酸强碱盐：a ．一元弱酸对应的盐．如CH 3COONa 水解的离子方程式为：CH 3COO －+H 23COOH+OH － 说明溶液中离子浓度大小的顺序为：cNa ＋＞cCH 3COO －＞cOH －＞cH ＋ 根据“任何电解质溶液中阴、阳离子电荷守恒”可知： cNa ＋+cH ＋＝cCH 3COO －+cOH －b ．多元弱酸对应的盐．多元弱酸对应的盐发生水解时,是几元酸就分几步水解,且每步水解只与1个H 2O 分子结合,生成1个OH －离子．多元弱酸盐的水解程度是逐渐减弱的,因此,多元弱酸盐溶液的酸碱性主要由第一步水解决定． 例如K 2CO 3的水解是分两步进行的：第一步：CO 32－+H 23－+OH －第二步：HCO 3－+H 22CO 3+OH －水解程度：第一步＞第二步．所以K 2CO 3溶液中各微粒浓度大小的顺序为： cK ＋＞cCO 32－＞cOH －＞cHCO 3－＞cH 2CO 3＞cH ＋ 根据“任何电解质溶液中电荷守恒”可知： cK ＋+cH ＋＝2×cCO 32－+cOH －+cHCO 3－ ⑧弱酸弱碱盐：如CH 3COONH 4水解的离子方程式为：CH 3COO －+NH 4＋+H 23COOH+NH 3·H 2O因为KCH 3COOH ＝KNH 3·H 2O ＝×10－5,所以CH 3COONH 4溶液呈中性． 影响盐类水解程度的因素1盐本身的组成决定盐是否水解及水解程度的大小．对于强碱弱酸盐来说,组成盐的阴离子对应的酸越弱强,则盐的水解程度越大小,溶液中的cOH －越大小,pH 也越大小．例如：相同温度下,等物质的量浓度的CH 3COONa 溶液与NaClO 溶液相比,由于酸性CH 3COOH ＞HClO,故pH 较大＜碱性较强的是NaClO 溶液．又如：相同温度下,等物质的量浓度的NaA 、NaB 、NaC 三种溶液的pH 的大小顺序为：NaA ＞NaB ＞NaC,则三种酸HA 、HB 、HC 的酸性强弱顺序为：HA ＜HB ＜HC ． 2盐类的水解平衡遵循勒夏特列原理．①温度．因为盐水解时吸热,所以升温,盐的水解程度增大,盐溶液的酸性或碱性增强． ②浓度．盐溶液越稀,水解程度越大,故加水稀释能促进盐的水解．但因为溶液体积增大得更多,所以盐溶液中的cH ＋或cOH －反而减小即酸性或碱性减弱．③向能水解的盐溶液中加入与水解产物相同的离子,水解被抑制；若将水解产物反应掉,则促进盐的水解．例如,在FeCl 3溶液中存在水解平衡：Fe 3＋+3H 23+3H ＋．若加入少量的NaOH 溶液,则水解平衡向右移动,促进了Fe 3＋的水解；若加入少量盐酸,则水解平衡向左移动,Fe 3＋的水解受到抑制． 盐类水解的应用1判断盐溶液的酸碱性或pH 范围．如A12SO 43;溶液的pH ＜7,显酸性．2判断酸碱完全中和恰好反应时溶液的酸碱性．例如,等体积、等物质的量浓度的氨水跟盐酸混合后,因为完全反应生成了强酸弱碱盐NH 4C1,故pH ＜7,溶液显酸性．3比较盐溶液中离子浓度的大小或离子数目的多少．例如：在碳酸钠晶体中,nNa ＋＝2nCO 32－,但在Na 2CO 3溶液中,由于CO 32－的水解而有cNa ＋＞2cCO 32－．4配制盐溶液．配制强酸弱碱盐如含Fe 3＋、A13＋、Cu 2＋、、Sn 2＋、Fe 2＋盐等的溶液时,加入少量对应的酸以防止水解．如配制FeCl 3溶液的步骤是；先将FeCl 3固体溶于较浓的盐酸中,再用蒸馏水稀释到所需的浓度．配制弱酸强碱盐时,加入少量对应的碱以防止水解．如配制Na 2S 溶液时,需加入少量的NaOH 固体,以抑制S 2－的水解．5利用升温促进盐水解的原理,使某些弱碱阳离子水解生成氢氧化物沉淀而将其除去．例如,KNO 3中含有FeNO 33时,先将其溶于蒸馏水中,再加热,使Fe 3＋水解生成FeOH 3沉淀后过滤除去．6Mg 、Zn 等较活泼金属溶于某些强酸弱碱盐如NH 4C1、A1C13、FeCl 3等的溶液中,产生H 2．例如,将Mg 条投入浓NH 4Cl 溶液中,有H 2、NH 3两种气体产生．有关离子方程式为： NH 4＋+H 2O NH 3·H 2O+H ＋ Mg+2H ＋＝Mg 2＋+H 2↑ NH 3·H 2O ＝NH 3↑+H 2O7用铁盐、铝盐等作净水剂．8挥发性酸对应的盐如AlCl 3、FeCl 3等加热蒸干、灼烧．例如,将FeCl 3溶液加热蒸干、灼烧,最后的固体残留物为Fe 2O 3,原因是：FeCl 3+3H 2O FeOH 3+3HCl,升温促进了FeCl 3的水解,同时加热使生成的HCl 从溶液中逸出而产生大量的FeOH 3,蒸干后灼烧,则： 2FeOH 3Fe 2O 3+3H 2O9水解显酸性的溶液与水解显碱性的溶液混合——双水解反应．例如,将A12SO 43溶液与NaHCO 3溶液混合,发生反应：A13＋+3HCO 3－＝AlOH 3↓+3CO 2↑泡沫灭火器的灭火原理．· 此外,还有盐溶液的鉴别、化肥的混施等也需要考虑盐类的水解． 电解质溶液中的电荷守恒和物料守恒1电荷守恒：在任何一种电解质溶液中,所有阳离子所带的正电荷总数等于所有阴离子所带的负电荷总数．即溶液呈电中性．例如,在A12SO 43溶液中存在的电荷守恒关系为：2×cA13＋+cH ＋＝3×cSO 42－+cOH －．2物料守恒：电解质溶液中,某一组分的原始浓度等于该组分在溶液中以各种形式存在的浓度之和．例如,在Na 2CO 3溶液中,由于CO 32－离子的水解,碳元素以CO 32－、HCO 3－、H 2CO 3三种形式存在．因为cNa ＋＝2×c 原始CO 32－,而c 原始CO 32－＝cCO 32－+cHCO 3－+cH 2CO 3．又因为cNa ＋+cH ＋＝2×cCO 32－+cHCO 3－+cOH －,所以,在Na 2CO 3溶液中存在下列关系：cHCO 3－+2×cH 2CO 3+cH ＋＝cOH － 8．酸碱中和滴定 酸碱中和滴定1酸碱中和的实质：H ＋+OH －＝H 2O,即1molH ＋恰好与1molOH －中和生成水．说明：酸与碱在发生中和反应时,是按有关化学方程式中酸与碱的化学计量数之比进行的． 2酸碱中和滴定的概念：用已知物质的量浓度的酸或碱来测定未知物质的量浓度的碱或酸的方法,叫做酸碱中和滴定．3酸碱中和滴定原理：酸碱发生中和反应时的物质的量之比等于它们的化学计量数之比．即：当参与中和滴定的酸碱为一元酸和一元碱时,由于1)()(=B A νν,则：cA ·VA ＝cB ·VB上式中的cA 、VA 、νA 分别表示酸的物质的量浓度、酸溶液的体积和发生中和反应时酸的化学计量数；cB 、VB 、νB 分别表示碱的物质的量浓度、碱溶液的体积和发生中和反应时碱的化学计量数．4所需主要仪器：①滴定管精确到．滴定管有酸式滴定管和碱式滴定管两种,其中,酸式滴定管带有玻璃活塞,碱式滴定管是橡皮管连接玻璃尖嘴．②锥形瓶用于盛装待测液． 5所需药品：指示剂用来准确判断中和反应是否恰好进行完全,标准液,待测液．6主要操作步骤：润洗滴定管一调整滴定管内液面在“0”或“0”以下并读数→在锥形瓶中注入待测液和指示剂→滴定重复2～3次→计算．⑺酸碱中和滴定误差分析：若用一元强酸滴定一元强碱,则：因为cA、VB均为定值,所以cB的大小取决于VA的大小．在测定待测液的物质的量浓度时,若消耗标准液的体积过多,则结果偏高；若消耗标准液的体积过少,则结果偏低．8应注意的问题：①滴定管的零“0”刻度在上方,最大标称容量在下方．在滴定管下端还有一段空间没有刻度线,滴定时不能滴至刻度线以下．②酸式滴定管不能盛放碱性溶液碱性物质与玻璃活塞作用生成硅酸盐,导致活塞黏结而失灵；碱式滴定管不能盛放酸性溶液、氯水、溴水及强氧化性物质的溶液如KMnO4、K2CrO4、CaC1O2等,它们会腐蚀橡胶管．③滴定管在使用之前应检查玻璃活塞转动是否灵活,挤压玻璃球是否灵活,有无漏液及阻塞情况．④洗净的滴定管在注入溶液时,先用少许所盛的溶液润洗2～3次,以保证所盛溶液不被稀释．⑤用蒸馏水洗净后的锥形瓶不能再用待测液润洗,也无需干燥．根据实验需要,在滴定过程中,可向锥形瓶中注入蒸馏水．混合液的酸碱性的确定方法1若酸、碱的量按有关化学计量数之比恰好反应,则反应后溶液的酸碱性由生成的盐的性质决定．2若酸、碱混合反应后,有一种过量,则混合液的酸碱性由过量的酸或碱决定．。
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高中化学盐类水和电离知识点总结
精品管理1
高中化学盐类水和电离知识点总结
一、盐类的水解反应
1.定义：在水溶液中，盐电离产生的离子与水电离的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的反应。
2.实质：由于盐的水解促进了水的电离，使溶液中c(H+)和c(OH)-不再相等，使溶液呈现酸性或碱性。
3.特征
(1)一般是可逆反应，在一定条件下达到化学平衡。
(2)盐类水解是中和反应的逆过程：，中和反应是放热的，盐类水解是吸热的。
(3)大多数水解反应进行的程度都很小。
(4)多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
4.表示方法
(1)用化学方程式表示：盐＋水⇌酸＋碱
如AlCl3的水解：AlCl3 +3H20 ⇌Al+3+ 3Cl-
(2)用离子方程式表示：盐的离子＋水⇌酸(或碱)＋OH－(或H＋)
如AlCl3的水解：Al+3+ 3H2O ⇌Al(OH)3 + 3H+
二、影响盐类水解的因素
1.内因——盐的本性
(1)弱酸酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强。
(2)弱碱碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。
2．外因
(1)温度：由于盐类水解是吸热的过程，升温可使水解平衡向右移动，水解程度增大。
(2)浓度：稀释盐溶液可使水解平衡向右移动，水解程度增大；
增大盐的浓度，水解平衡向右移动，水解程度减小。
(3)外加酸碱：H+可抑制弱碱阳离子水解，OH-能抑制弱酸阳离子水解。
（酸性溶液抑制强酸弱碱盐的水解，碱性溶液促进强酸弱碱盐的水解；碱性溶液抑制强碱弱酸盐的水解，酸性溶液促进强碱弱盐盐的水解）
三、盐类水解的应用
1.判断盐溶液的酸碱性
(1)多元弱酸的强碱盐的碱性：正盐＞酸式盐；
如 mol·L－1的Na2CO3和NaHCO3溶液的碱性：Na2CO3＞NaHCO3。
(2)根据“谁强显谁性，两强显中性”判断。
如mol·L－1的①NaCl，②Na2CO3，③AlCl3溶液的pH大小：③＜①＜②。
2．利用明矾、可溶铁盐作净水剂
如：Fe+3+3H2O ⇌Fe(OH)3＋3H+
3．盐溶液的配制与贮存
配制FeCl3溶液时加入一定量酸(盐酸)抑制水解；
配制CuSO4溶液时加入少量稀硫酸，抑制铜离子水解。
4.制备胶体
如：向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，产生红褐色胶体。
F e+3+3H2O Fe(OH)3（胶体）＋3H+
5.热碱去油污
升温促进碳酸钠水解：CO3-2+ H2O ⇌HCO3-+ OH-，溶液碱性增强6.泡沫灭火器原理
(1)成分：NaHCO3、 Al2(SO4)3
(2)原理：NaHCO3水解：HCO3-+ H2O ⇌H2CO3 + OH-
Al2(SO4)3水解：Al+3 + 3H2O ⇌Al(OH)3↓+3H+
当两盐溶液混合时，氢离子与氢氧根离子结合生成水，双方相互促进水解：
Al+3 + 3HCO3 -== Al(OH)3↓+3CO2↑
7.合理施用化肥
(1)普钙[主要成分Ca(H2PO4)2]、铵态氮肥不能与草木灰(K2CO3)混用。
(2)原因：Ca(H2PO4)2电离强于水解、铵态氮肥水解显酸性，K2CO3水解显碱性，若混用，相互促进，易造成肥效降低。
8．除杂
(1)采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。
例如，不纯的KNO3溶液中常含有杂质Fe3＋，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3＋。
(2)向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO以除去FeCl3。
9.判断溶液中离子能否共存
在水溶液中水解相互促进的离子：(1)若相互促进程度较小，则可以大量共存，如NH4+和CH3COO-、C03-2等。
(2)若相互促进的程度很大、很彻底,则不能大量共存, 如Al+3与HCO3 -在溶渡中不能共存,因发生反应Al+3 + 3HCO3 -== Al(OH)3↓+3CO2↑，这类离子组合常見的有：
Fe+3与S-2、 HS-因发生氧化还原反应也不能大量共存。
10．加热蒸发盐溶液时所得固体
(1)不水解、不分解的盐溶液加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl溶液；
(2)能水解，但生成的酸不挥发，也能析出该盐的晶体，如Al2(SO4)3溶液；
(3)能水解，但水解后生成的酸有挥发性，则析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物，如AlCl3、FeCl3；(4)若盐在较低温度下受热能分解，则加热蒸干其溶液时，盐已分解，如Ca(HCO3)2。
四、离子浓度大小的比较
1．“一个比较”
比较分子和离子或离子和离子水解能力与电离能力的相对大小。
(1)分子的电离大于相应离子的水解能力，如CH3COOH的电离程度大于CH3COO-水解的程度，所以等浓度的CH3COOH与CH3COONa溶液等体积混合后溶液显酸性。
则有：c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)。
(2)分子的电离小于相应离子的水解能力，如HClO的电离程度小于ClO-水解的程度，则等浓度的HClO与NaClO溶液等体积混合后溶液显碱性。
则有：c(Na)+＞c(ClO-）＞c(OH-)＞c(H+)。
(3)酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式盐的电离能力和水解能力的相对强弱。
如①NaHCO3溶液, HCO3-的水解能力大于电离能力,故溶液显碱性。
则有:c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)>c(H2CO3)>c(H+)>c(C03-2)
②NaHSO3溶液,HSO3-的电离能力大于HSO3-的水解能力,故溶液显酸性。
则有:c(Na+)>c(HSO3-) >c(H+)>c(SO3-2) >c(OH-)>c(H2SO3)
2．“两个微弱”
(1)弱电解质的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。
如在稀醋酸中：CH3COOH ⇌H2O + H+；H2O ⇌OH-+ H+；
则有：c(CH3COOH)＞c(H+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)。
(2)弱酸根或弱碱阳离子的水解是很微弱的，但水的电离程度远小于盐的水解程度。
如在稀NH4Cl中：NH4Cl ==NH4++ Cl-；NH4++ H2O ⇌NH3•H2O + H+；H2O ⇌OH-+ H+；
则有：c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(NH3•H2O )＞c(OH-)
3.“三个守恒”
(1)电荷守恒
溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。
如：在NaHCO3溶液中 c(Na+) + c(H+) = c(HCO3-) + 2c(CO3-2)
+ c(OH -)。
(2)物料守恒（原子守恒）
变化前后某个元素的原子个数守恒（元素守恒）。
①单一元素守恒，如1moLNH3通入水中形成氨水，就有n(NH3)+N(NH3•H2O )+n(NH4+)=1moL,
即N 元素守恒。
②两元素守恒，如NaHCO3溶液中 c(Na +) = c(HCO3-) + c(CO3-2) + c(H2CO3) ，即Na 元素
和C 元素的守恒
(3)质子守恒
电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H ＋)的转移，但转移过程中质子数量保持不变，称为质子守恒。
如在NaHS
溶液中，存在NaHS 的电离和水解，H2O 的电离，其质子转移情况可作如下分析： H2S HS - S -2
H3O + H2O OH -
则在NaHS 溶液中有如下守恒：
c(H2S) + c(H3O +) = c(S -2) + c(OH -) 即 c(H2S) + c(H
+) = c(S -2) + c(OH -)
得到质子(H +)
得到质子(H +) 失去质子(H +) 失去质子(H +)。