高中化学知识点规律大全(电离平衡)
高中化学知识点规律大全
——电离平衡
1．电离平衡
说明离子化合物在熔融或溶于水时离子键被破坏，电离产生了自由移动的离子而导电；共价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．
CH33COO－ + H＋
NH3·H24＋ + 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0.1mol·L－1”滴有氨水的溶液(显浅红色)中，存在电离平
衡NH3·H24＋ + OH－．当向其中加入少量下列物质时：
a． NH4Cl固体．由于增大了c(NH4＋)，使NH3·H2O的电离平衡逆向移动，c(OH－)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NH3·H2O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，一定温度下CH3COOH的电离常数为：
CH33COO－ + H＋
)
()()(33COOH CH c COO CH c H c Ka -+?=
一定温度下NH 3·H 2O 的电离常数为：
NH 3·H 2
4＋ + OH －
)
()()(234O H NH c OH c NH c Kb ??=-+
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 1》K 2》K 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 3PO 4
2PO 4－
+ H ＋
343421105.7)
()
()(-+-
?=?=
PO H c H c PO H c K H 2PO 4－
42－ + H ＋
842242102.6)()
()(-+-
?=?=
PO H c H c HPO c K HPO 42－
43－
+ 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c(H ＋)是各步电离产生的c(H ＋
)的总和，在每步的电离常数表达式
中的c(H ＋)是指溶液中H ＋的总浓度而不是该步电离产生的c(H ＋
)．
(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 ＝4.6×10－4，CH 3COOH 的K ＝1.8×10－5
，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 2
3O ＋
+ 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c(H ＋
)·c(OH －
)＝K ·c(H 2O)
设水的密度为1 g ·cm3，则1 L H 2O ＝1 000 mL H 2O ＝1 000 gH 20＝55.6 mol ，即H 2O 的起始
浓度为55.6 mol ·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，1 LH 2O 中已电离的H 2O 为10－7mol ，所以c(H 2O)≈55.6 mol ·L －1
，即K ·c(H 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：
c(H ＋)·c(OH －
)＝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c(H ＋)、c(OH －
)同时增大，K W 也随着增大．例如：
25℃时，c(H ’)＝(OH －)＝1×10－7 mol ·L －1 ，K W ＝1×10－14
100℃时，c(H ’)＝(OH －)＝1×10－6 mol ·L －1 ，K W ＝1×10－12
但由于c(H ＋)与c(OH －
)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c(H ＋)增大时，c(OH －)将减小；反之，当溶液中的c(OH －)增大时，c(H ＋
)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，c(H ＋)与c(OH －
)的乘积(即K W )仍是不变的，也就是说，K W 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，K W 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H 2O 电离产生的c(H ＋
)与c(OH
－
)总是相等的．如25℃时，0.1 mol ·L
－1
的盐酸中，c 水(H ＋
)＝c(OH －
)＝1
.010114-?＝1×10－13
mol ·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c(H ＋)与c(OH －
)的相对大小来决定的．
酸性溶液：c(H ＋)＞c(OH －
)
中性溶液：c(H ＋)＝c(OH －
)
碱性溶液：c(H ＋)＜c(OH －
)
例如：25℃时，因为K W ＝1×10－14
，所以：
中性溶液：c(H ＋)＝c(OH －)＝1×10－7 mol ·L －1
酸性溶液：c(H ＋)＞1×10－7 mol ·L －1，c(OH －)＜1×10－7 mol ·L －1
碱性溶液：c(H ＋)＜1×10－7 mol ·L －1，c(OH －) ＞1×10－7 mol ·L －1
100℃时，因为K W ＝1×10－12
，所以：
中性溶液：c(H ＋)＝c(OH －)＝1×10－6 mol ·L －1
酸性溶液：c(H ＋)＞1×10－6 mol ·L －1，c(OH －)＜1×10－6 mol ·L －1
碱性溶液：c(H ＋)＜1×10－6 mol ·L －1，c(OH －) ＞1×10－6 mol ·L －1
[溶液的pH]
(1)溶液的pH 的概念：在c(H ＋)≤1 mol ·L －1的水溶液中，采用c(H ＋
)的负对数来表示溶液酸碱性的强弱．
(2)数学表达式： pH ＝－1g[c(H ＋
)]
若c(H ＋)＝10－n mol ·L －1
，则pH ＝n ．
若c(H ＋) ＝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，c(H ＋
)＝c(OH －
)＝1×10－7
mol ·L －1
．
Ph ＜7，溶液呈酸性，pH 小(大＋
)大(小(弱)．
PH ＞7，溶液呈碱性，pH 大(小－
)大(小(弱)．
②pH 范围为0～14之间．pH ＝0的溶液中并非无H ＋，而是c(H ＋)＝1mol ·L －1
；pH ＝14的溶液
中并非没有OH －，而是c(OH －)＝1 mol ·L －1．pH 减小(增大)n 倍，则c(H ＋)增大为原来的10
n
倍(减小为原来的1／10n 倍)，相应的c(OH －)减小为原来1／10n 倍(增大为原来的10n
倍)．
③当溶液中的c(H ＋)＞1mol ·L －1时，pH ＜0；c(OH －)＞1mol ·L －1
时，pH ＞14．因此，当溶液
中的c(H ＋)或c(OH －)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c(H ＋
)
或c(OH －)来表示．所以，pH 只适用于c(H ＋)或c(OH －)≤1 mol ·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lg[c(OH －
)]．因
为25℃时，c(H ＋)·c(OH －)＝1×10－14
，所以：pH + pOH ＝14． [溶液中pH 的计算] (1)基本关系式：
①pH ＝－1g[c(H ＋
)]
②c(H ＋)＝10－pH mol ·L －1
③任何水溶液中，由水电离产生
的c(H ＋)与c(OH －)总是相等的，即：c 水(H ＋)＝c 水(OH －
)．
④常温(25℃)时，c(H ＋)·c(OH －)＝1×10－14
⑤n 元强酸溶液中c(H ＋)＝n ·c 酸；n 元强碱溶液中c(OH －
)＝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 ＋)＜10－6 mol ·L －1
时，则必须考虑水的电离．如pH ＝5的盐酸稀释1 000倍时，pH 稀＝6.98，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c(OH －)＜10－6 mol ·L －1
时，则必须考虑水的电离．如pH ＝9的NaOH 溶液稀释1 000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：
2
12
211V V V H c V H c H c ++=
+
++）（）（）（酸 再求；pH 混＝－1g[c 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c(OH －)，再依下式求算c 混(OH －
)：
2
12
211V V V OH c V OH c OH c ++=-
--
）（）（）（混
然后求出c 混(H ＋
)、pH 混．
例如：将pH ＝8的Ba(OH)2溶液与pH ＝10的NaOH 溶液等体积混合后，溶液中的c(H ＋
)应为2
×10－10 mol ·L －1，而不是(10－10 + 10－8)／2 mol ·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n(H ＋)、碱中的n(OH －)→依H ＋ + OH －＝H 2O 比较出n(H ＋)与n(OH －
)的大小．
①n(H ＋)＝n(OH －
)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n(H ＋)＝n(OH －
)]
②n(H ＋
)＞n(OH －
)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．
⑧ n(H ＋
)＜ n(OH －
)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：n(H ＋) ＝n(OH －
)
即：c(H ＋)·V 酸＝c(OH －
)·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 ＋)＝1×10－14
V 碱／V 酸，两边取负对数得：
{－1g [c 酸(H ＋)]} + {－lg[ c 碱(OH －)]}＝{－lg(1×10－14
)} + {－lg (V 碱／V 酸)} 故 pH 酸 + pH 碱 ＝14 + lg(V 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c(H ＋)与c(OH －
)的大小发生变化． (3)各种类型的盐的水解情况比较：
①判断某盐是否水解的简易口诀：
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 ”，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 2n + nH ＋
如CuSO 4水解的离子方程式为： Cu 2＋ + 2H 22 + 2H ＋
说明 溶液中离子浓度大小的顺序为：c(SO 42－)＞c(Cu 2＋)＞c(H ＋)＞c(OH －
) 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：c(Na ＋)＞c(CH 3COO －)＞c(OH －)＞c(H ＋
) 根据“任何电解质溶液中阴、阳离子电荷守恒”可知：
c(Na ＋) + c(H ＋) ＝ c(CH 3COO －) + c(OH －
)
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：
c(K＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H2CO3)＞c(H＋)
根据“任何电解质溶液中电荷守恒”可知：
c(K＋) + c(H＋) ＝2×c(CO32－) + c(OH－) + c(HCO3－)
⑧弱酸弱碱盐：
如CH3COONH4水解的离子方程式为：
CH3COO－+ NH4＋+ H23COOH + NH3·H2O
因为K(CH3COOH)＝K(NH3·H2O)＝1.8×10－5，所以CH3COONH4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c(OH－)越大(小)，pH也越大(小)．例如：相同温度下，等物质的量浓度的CH3COONa溶液与NaClO溶液相比，由于酸性CH3COOH＞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c(H＋)或c(OH－)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FeCl3溶液中存在水解平衡：Fe3＋ + 3H2O Fe(OH)3+ 3H＋．若加入少量的NaOH溶液，则水解平衡向右移动，促进了Fe3＋的水解；若加入少量盐酸，则水解平衡向左移动，Fe3＋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A12(SO4)3。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NH4C1，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，n(Na＋)＝2n(CO32
－)，但在Na
2CO3溶液中，由于CO32－的水解而有c(Na＋)＞2c(CO
3
2－)．
(4)配制盐溶液．配制强酸弱碱盐(如含Fe3＋、A13＋、Cu2＋、、Sn2＋、Fe2＋盐等)的溶液时，加入少量对应的酸以防止水解．如配制FeCl3溶液的步骤是；先将FeCl3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Na2S溶液时，需加入少量的NaOH固体，以抑制S2－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，KNO3中含有Fe(NO3)3时，先将其溶于蒸馏水中，再加热，使Fe3＋水解生成Fe(OH)3沉淀后过滤除去．
(6)Mg、Zn等较活泼金属溶于某些强酸弱碱盐(如NH4C1、A1C13、FeCl3等)的溶液中，产生H2．例如，将Mg条投入浓NH4Cl溶液中，有H2、NH3两种气体产生．有关离子方程式为：
NH4＋+ H23·H2O + H＋
Mg + 2H＋＝ Mg2＋ + H2↑
NH3·H2O ＝ NH3↑+ H2O
(7)用铁盐、铝盐等作净水剂．
(8)挥发性酸对应的盐(如AlCl3、FeCl3等)加热蒸干、灼烧．例如，将FeCl3溶液加热蒸干、
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Fe(OH)3，蒸干后灼烧，则：
2Fe(OH)3 Fe 2O 3 + 3H 2O
(9)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A12(SO 4)3溶液与
NaHCO 3溶液混合，发生反应：A13＋ + 3HCO 3－
＝Al(OH)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A12(SO 4)3溶液中存在的电荷守恒关系为： 2×c(A13＋) + c(H ＋) ＝ 3×c(SO 42－
) + c(OH －
)．
(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c(Na ＋)＝2×c 原始(CO 32－)，而c 原始(CO 32－)＝c(CO 32－) + c(HCO 3－
) + c(H 2CO 3)．
又因为c(Na ＋) + c(H ＋) ＝ 2×c(CO 32－) + c(HCO 3－) + c(OH －
)，所以，在Na 2CO 3溶液中存在
下列关系：c(HCO 3－) + 2×c(H 2CO 3) + c(H ＋) ＝ c(OH －
) 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1 mol H ＋恰好与1 mol OH －
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：
)
()
()()()()(B A B V B c A V A c νν=
?? 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： c(A)·V(A)＝c(B)·V(B)
上式中的c(A)、V(A)、ν(A)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；c(B)、V(B)、ν(B)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0.1mL)．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：
)
()
()()(B V A V A c B c ?=
因为c(A)、V(B)均为定值，所以c(B)的大小取决于V(A)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、Ca(C1O)2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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高中化学元素周期律知识点规律大全
高中化学元素周期律知识点规律大全 1．原子结构 [核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系] 核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数 注意：(1) 阴离子：核外电子数＝质子数＋所带的电荷数 阳离子：核外电子数＝质子数－所带的电荷数 (2)“核电荷数”与“电荷数”是不同的，如Cl－的核电荷数为17，电荷数为1． [质量数] 用符号A表示．将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数． 说明(1)质量数(A)、质子数(Z)、中子数(N)的关系：A＝Z + N． (2)符号A Z X的意义：表示元素符号为X，质量数为A，核电荷数(质子数)为Z的一个原子．例如，23 Na中，Na原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12． 11 [原子核外电子运动的特征] (1)当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时，没有确定的轨道，不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描绘出它的运动轨迹．在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少． (2)描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像，叫做电子云．电子云图中的小黑点不表示电子数，只表示电子在核外空间出现的几率．电子云密度的大小，表明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少． (3)在通常状况下，氢原子的电子云呈球形对称。在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小． [原子核外电子的排布规律] (1)在多电子原子里，电子是分层排布的． (2)能量最低原理：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后，才依次进入能量较高的电子层中．因此，电子在排布时的次序为：K→L→M…… (3)各电子层容纳电子数规律：①每个电子层最多容纳2n2个电子(n＝1、2……)．②最外层容纳的电子数≤8个(K层为最外层时≤2个)，次外层容纳的电子数≤18个，倒数第三层容纳的电子数≤32个．例如：当M层不是最外
高中化学方程式与离子方程式大全
高中化学方程式及离子方程式大全 1、向氢氧化钠溶液中通入少量CO2：2NaOH + CO2 ==== Na2CO3+ H2O 2、在标准状况下 2.24LCO2通入1mol/L 100mLNaOH溶液中：CO2+NaOH NaHCO3 3、烧碱溶液中通入过量二氧化硫：NaOH +SO2==NaHSO3 4、在澄清石灰水中通入过量二氧化碳：Ca（OH）2+ 2CO2══Ca(HCO3)2 5、氨水中通入少量二氧化碳：2NH3?H2O+CO2== （NH4）2 CO3+ H2O 6、用碳酸钠溶液吸收少量二氧化硫：Na2CO3+ SO2Na2SO3+ CO2↑ 7、二氧化碳通入碳酸钠溶液中：Na2CO3+CO2 +H2O══2 NaHCO3 8、在醋酸铅[Pb(Ac)2]溶液中通入H2S气体：Pb(Ac)2+H2S=PbS↓+2HAc 9、苯酚钠溶液中通入少量二氧化碳：CO2+H2O+C6H5ONa→C6H5OH+ NaHCO3 10、氯化铁溶液中通入碘化氢气体：2FeCl32Fe Cl2+ I2+2 H Cl 11、硫酸铁的酸性溶液中通入足量硫化氢：Fe2（SO4）3+ H2S==2 FeSO4+ S↓+ H2SO4 12、少量SO2气体通入NaClO溶液中：2NaClO +2SO2+ 2H2O══Na2 SO4+ 2HCl+H2SO4 13、氯气通入水中：Cl2+H2O HCl+HClO 14、氟气通入水中：2F2+2H2O 4HF+O2↑ 15、氯气通入冷的氢氧化钠溶液中：Cl2+2 NaOH══NaClO+NaCl+ H2O 16、FeBr2溶液中通入过量Cl2：2FeBr2+ 3Cl2══2FeCl3+2 Br2 17、FeBr2溶液与等物质的量Cl2反应：6FeBr2+ 6C124FeCl3+2FeBr3+ 3Br2 18、足量氯气通入碘化亚铁溶液中：3Cl2+2FeI22FeCl3+2I2 19、在FeI2溶液中滴入少量溴水：FeI2 +Br2FeBr2+ I2 20、氯化亚铁溶液中滴入溴水：6FeCl2 + 3Br2══4FeCl3+2 FeBr3 21、钠与水反应：2Na+2H2O 2NaOH +H2↑ 22、铝片投入氢氧化钠溶液：2Al+ 2NaOH +6H2O 2 Na [Al（OH）4]+3H2↑ 23、氯化铁溶液中加入铁粉：2FeCl3+ Fe 3 FeCl2 24、FeCl3溶液与Cu反应：2FeCl3+ Cu CuCl2+2FeCl2 25、硫氢化钠溶液与碘反应：NaHS+I2S↓+ HI+NaI 26、过氧化钠和水反应：2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑ 27、铜与浓硝酸：Cu+4HNO3（浓）Cu（NO3）2+ 2NO2↑+ 2H2O
高中化学基础知识点归纳总结
高中化学基础知识点归纳总结 化学不好的高中生，要注重基础知识的理解。只有将最基础的知识掌握好了，才能进一步有难度的知识。下面是为大家的高中化学必备知识，希望对大家有用! 1、放热反应和吸热反应 化学反应一定伴随着能量变化。 放热反应：反应物总能量大于生成物总能量的反应 常见的放热反应：燃烧，酸碱中和，活泼金属与酸发生的置换反应 吸热反应：反应物总能量小于生成物总能量的反应 常见的吸热反应：Ba(OH)2?8H2O和NH4Cl的反应，灼热的碳和二氧化碳的反应 C、CO、H2还原CuO 2、各物理量之间的转化公式和推论
⑴微粒数目和物质的量：n==N / NA，N==nNA NA——阿伏加德罗常数。规定0.012kg12C所含的碳原子数目为一摩尔，约为6.02×1023个，该数目称为阿伏加德罗常数 ⑵物质的量和质量：n==m / M，m==nM ⑶对于气体，有如下重要公式 a、气体摩尔体积和物质的量：n==V / Vm，V==nVm 标准状况下：Vm=22.4L/mol b、阿伏加德罗定律：同温同压下V(A) / V(B) == n(A) / n(B) == N(A) / N(B) c、气体密度公式：ρ==M / Vm，ρ1/ρ2==M1 / M2 ⑷物质的量浓度与物质的量关系 (对于溶液)a、物质的量浓度与物质的量 C==n / V，n==CV b、物质的量浓度与质量分数 C==(1000ρω) / M
3、配置一定物质的量浓度的溶液 ①计算：固体的质量或稀溶液的体积 ②称量：天平称量固体，量筒或滴定管量取液体(准确量取) ③溶解：在烧杯中用玻璃棒搅拌 ④检漏：检验容量瓶是否漏水(两次) ⑤移液：冷却到室温，用玻璃棒将烧杯中的溶液转移至选定容积的容量瓶中 ⑥洗涤：将烧杯、玻璃棒洗涤2—3次，将洗液全部转移至容量瓶中(少量多次) ⑦定容：加水至叶面接近容量瓶刻度线1cm—2cm处时，改用胶头滴管加蒸馏水至溶液的凹液面最低点刚好与刻度线相切 ⑧摇匀：反复上下颠倒，摇匀，使得容量瓶中溶液浓度均匀
高一化学必修2 教学计划
高一化学必修2 教学计划 本学期，我校高一年级化学学科将使用人民教育出版社、课程教材研究所和化学课程教材研究中心编著的普通高级课程标准实验教科书《化学2》（必修）及其教师用书开展教学活动。为更好的开展工作，特制订教学计划如下： 一、指导思想 认真学习教育部《基础教育课程改革纲要》和《普通高中研究性学习实施建议》，认真学习《普通高中化学课程标准》，明确当前基础教育课程改革的方向，深刻理解课程改革的理念，全面推进课程改革的进行。 在教学中贯彻基础教育课程改革的改变课程过于注重知识传授的倾向，强调形成积极主动的学习态度，使获得基础知识与基本技能的过程同时成为学会学习和形成正确价值观的过程；改变课程内容'难、繁、偏、旧'和过于注重书本知识的现状，加强课程内容与学生生活以及现代社会和科技发展的联系，关注学生的学习兴趣和经验，精选终身学习必备的基础知识和技能；改变课程实施过于强调接受学习、死记硬背、机械训练的现状，倡导学生主动参与、乐于探究、勤于动手，培养学生搜集和处理信息的能力、获取新知识的能力、分析和解决问题的能力以及交流与合作的能力的课程观。 二、教学要求 1．认真研究当前教育改革发展趋势，转变传统教学观念，注重学生能力培养，以培养学生创新意识和综合能力为重点，重视科学态度和科学方法的教育，寓思想教育与课堂教学之中，促进学生健康发展，深化教育改革。 2．加强教学研究，提高教学质量。提倡以科研带教学，以教学促科研，使教学工作课题化。教师要努力提高教科研的意识和能力，积极探讨科学合理、适应性强的实验方案，改革
课堂教学方法，积极进行研究性学习的探索，不断提高教学水平和专业知识水平，开拓新的课堂教学模式。在备课活动中，要把课堂教学改革，德育教育放在首位。 在教学目标、方法、内容的确定、作业的布置与批改、单元的测试与评估、课内外辅导活动中要从有利于培养学生高尚道德情操，创新精神和实践能力去思考设计。 3．做好调查研究，真正了解高一文、理科学生的实际情况。要认真研究学法，加强对学生学习方法的指导，加强分类指导，正确处理对不同类学校和不同类学生的教学要求，注重提高学生学习化学的兴趣。在教学中，努力发挥学生的主体作用和教师的指导作用，提高教学效率。提倡向40分钟要质量，反对加班加点磨学生的低劣教学方法。 4．注重知识的落实，加强双基教学，加强平时的复习巩固，加强平时考查，通过随堂复习、单元复习和阶段复习及不同层次的练习等使学生所学知识得以及时巩固和逐步系统化，在能力上得到提高。 5．加强实验研究，重视实验教学，注重教师实验基本功培训，倡导改革实验教学模式，增加学生动手机会，培养学生实践能力。 6．要发挥群体优势，发挥教研备课组的作用，依靠集体力量，在共同研究的基础上设计出丰富多彩的教学活动。 三、教学进度 第一章物质结构元素周期律 第一节元素周期表 3课时 第二节元素周期律 3课时 第三节化学键 2课时 机动和复习 2 课时 第二章化学反应与能量 第一节化学能与热能 2课时
高中化学重要知识点判断溶液中离子能否大量共存的规律
高中化学重要知识点判断溶液中离子能否大量 共存的规律 多种离子能否大量共存于同一溶液中，归纳起来就是： 一色，二性，三特殊，四反应。 1.一色--溶液颜色 若限定无色溶液，则Cu2+,Fe2+,Fe3+,MnO4-等有色离子不能存在。 2.二性--溶液的酸，碱性 ⑴在强酸性溶液中，OH-及弱酸根阴离子(如 CO32-,SO32-,S2-,CH3COO-等)不能大量存在。 ⑵在强碱性溶液中，弱碱阳离子(如NH4+,Al3+,Mg2+,Fe3+等)不能大量存在。 ⑶酸式弱酸根离子(如HCO3-,HSO3-,HS-)在强酸性或强碱性溶液中均不能大量存在。 3.三特殊--三种特殊情况 ⑴AlO2-与HCO3-不能大量共存： AlO2-+HCO3-+H2O=Al(OH)3+CO32- ⑵NO3-+H+组合具有强氧化性，能与S2-,Fe2+,I-,SO32-等因发生氧化还原反应而不能大量共存 ⑶NH4+与CH3COO-，CO32-，Mg2+与HCO3-等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的水解程度很小，它 们在溶液中能大量共存(加热就不同了)。
4.四反应--四种反应类型 指离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量共存。 ⑴复分解反应 如Ba2+与SO42-，NH4+与OH-，H+与CH3COO-等 ⑵氧化还原反应 如Fe3+与I-,NO3-(H+)与Fe2+,MnO4-(H+)与Br-等 ⑶相互促进的水解反应 如Al3+与HCO3-,Al3+与AlO2-等 ⑷络合反应 如Fe3+与SCN-等。 查字典化学网的编辑为大家带来的高中化学重要知识点：判断溶液中离子能否大量共存的规律，希望能为大家提供帮助。
高中化学：电离平衡练习(含答案)
高中化学：电离平衡练习(含答案) 一、单选题 1．下列说法正确的是 A．可以用FeCl3溶液和NaOH溶液反应制备Fe(OH)3胶体 B．FeCl3、FeCl2和Fe(OH)3都可以通过化合反应得到 C．40gNaOH固体溶解于500mL水中,所得溶液的物质的量浓度为2mol/L D．根据电解质的水溶液导电能力的强弱将电解质分为强电解质和弱电解质 2．现有常温下pH=2的醋酸溶液,下列有关叙述正确的是（） COO-) A．c(H+)＝c(CH 3 B．醋酸的物质的量浓度为0.01mol·L-1 C．与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后,溶液呈碱性 D．加入醋酸钠固体可抑制醋酸的电离,但电离常数Ka不变 3．在室温下,0.1mol/L100mL的醋酸溶液中,欲使其溶液的pH减小,但又要使醋酸电离程度减少,应采取 A．加入少量CH3COONa固体B．通入少量HCl气体 C．升高温度D．加入水 4．下列说法正确的是 A．酸碱盐都是电解质,其电离的过程属于物理变化 B．电解质是可以导电的化合物 C．在水溶液中能电离出H+的化合物都是酸
D ．强电解质易溶于水导电性强,而弱电解质难溶于水导电性弱 5．已知常温时CH 3COOH 的电离平衡常数为K 。该温度下向20 mL 0.1 mol·L －1 CH 3COOH 溶液中逐滴加入0.1 mol·L －1 NaOH 溶液,其pH 变化曲线如图所示(忽略温度变化)。下列说法中错误的是( ) A ．a 点表示的溶液中c(H +)等于10－3 mol·L －1 B ．b 点表示的溶液中c(CH 3COO －)>c(Na ＋) C ．c 点表示CH 3COOH 和NaOH 恰好反应完全 D ．b 、d 点表示的溶液中33c CH COO c H c CH COOH -+?（）（）（） 均等于K 6．下列说法正确的是() A ．2H S 溶于水的电离方程式为22H S 2H S +-+,向2H S 溶液中加入少量2CuCl 固体,电离平衡 正向移动 B ．4KHSO 在熔融状态下的电离方程式为244KHSO K H SO ++- =++,向醋酸中加入少量4 KHSO 固体,电离平衡逆向移动 C ．向稀氨水中滴加少量432mol /LNH NO ,溶液,4NH +与OH -结合生成 32NH H O ?,使平衡正向移动,电离常数增大 D ．常温下,冰醋酸加水稀释的过程中,溶液的导电能力先增大后减小 7．下列属于弱电解质的是 A ．BaSO 4 B ．CH 3COOH C ．C 2H 5OH D ． Cu
高中化学知识点总结材料
高中化学基础知识整理 Ⅰ、基本概念与基础理论： 一、阿伏加德罗定律 1．内容：在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。即“三同”定“一同”。2．推论 （1）同温同压下，V1/V2=n1/n2 同温同压下，M1/M2=ρ1/ρ2 注意：①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。②使用气态方程PV=nRT有助于理解上述推论。 3、阿伏加德罗常这类题的解法： ①状况条件：考查气体时经常给非标准状况如常温常压下，1.01×105Pa、25℃时等。 ②物质状态：考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下非气态的物质来迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。 ③物质结构和晶体结构：考查一定物质的量的物质中含有多少微粒（分子、原子、电子、质子、中子等）时常涉及希有气体He、Ne等为单原子组成和胶体粒子，Cl2、N2、O2、H2为双原子分子等。晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。 二、离子共存 1．由于发生复分解反应，离子不能大量共存。 （1）有气体产生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。 （2）有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存；Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能大量共存。 （3）有弱电解质生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、 CN-、C17H35COO-、等与H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存；NH4+与OH-不能大量共存。 （4）一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。如3AlO2-+Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。 2．由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。 （1）具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。 （2）在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反应不能共在。H+与S2O32-不能大量共存。 3．能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存（双水解）。 例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。 4．溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。
高中化学知识点规律大全(复习资料)
高中化学知识点规律大全（高中复习资料） ——化学反应及其能量变化 1．氧化还原反应 [氧化还原反应]有电子转移(包括电子的得失和共用电子对的偏移)或有元素化合价升降的反应．如2Na+ C12＝2NaCl(有电子得失)、H2+ C12＝2HCl(有电子对偏移)等反应均属氧化还原反应。氧化还原反应的本质是电子转移(电子得失或电子对偏移)。 [氧化还原反应的特征]在反应前后有元素的化合价发生变化．根据氧化还原反应的反应特征可判断一个反应是否为氧化还原反应．某一化学反应中有元素的化合价发生变化，则该反应为氧化还原反应，否则为非氧化还原反应。 重要的氧化剂和还原剂： (1)所含元素的化合价处在最高价的物质只能得到电子，只具有氧化性，只能作氧化剂(注：不一定是强氧化剂)。重要的氧化剂有： ①活泼非金属单质，如X2(卤素单质)、O2、O3等。②所含元素处于高价或较高价时的氧化物，如MnO2、NO2、PbO2等。③所含元素处于高价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3等．④所含元素处于高价时的盐，如KMnO4、KClO3、K2Cr2O7等．⑤金属阳离子等，如Fe3＋、Cu2＋、Ag＋、H ＋等．⑥过氧化物，如Na 2 O2、H2O2等．⑦特殊物质，如HClO也具有强氧化性． (2)所含元素的化合价处在最低价的物质只能失去电子，只具有还原性，只能作还原剂(注：不一定是强还原剂)．重要的还原剂有： ①活泼金属单质，如Na、K、Ca、Mg、Al、Fe等．②某些非金属单质，如C、H2、Si等．③所含元素处于低价或较低价时的氧化物，如CO、SO2等．④所含元素处于低价或较低价时的化 合物，如含有 2 - S、 4 + S、 1 - I、 1 - Br、 2 + Fe的化合物H2S、Na2S、H2SO3、Na2SO3、HI、HBr、FeSO4、 NH3等． (3)当所含元素处于中间价态时的物质，既有氧化性又有还原性，如H2O2、SO2、Fe2＋等． (4)当一种物质中既含有高价态元素又含有低价态元素时，该物质既有氧化性又有还原性．例如，盐酸(HCl)与Zn反应时作氧化剂，而浓盐酸与MnO2共热反应时，则作还原剂．
高中化学电离平衡
高中化学电离平衡 LELE was finally revised on the morning of December 16, 2020
电离平衡和水解平衡专题复习 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：在水溶液中和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。 电解质——离子化合物和部分共价化合物非电解质——大多数共价化合物 ★注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故 BaSO 4电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 2、弱电解质的电离平衡：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分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。 3、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，会抑制电离。 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，则促进电离。 4、电离方程式的书写：用可逆符号，多元弱酸的电离要分步写（第一步为主） 5、电离平衡常数：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] 电离平衡常数的影响因素： 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。 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：H 2SO 3>H 3PO 4>HF>CH 3COOH >H 2CO 3>H 2S>HClO 练习： 1. 下列物质中属于电解质的是（D ） Ａ．干冰 B ．氯水 Ｃ．铜 Ｄ． 氯化氢 2. 下列物质能导电的是（B ） ①固体食盐②溴水③CuSO 4·5H2O④液溴⑤蔗糖⑥氯化氢气体 ⑦盐酸⑧液态氯化氢 A ．①④⑤ B ．②⑦ C ．⑤⑥⑧ D ．④⑧ 3. 下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（D ） A ．CH 3COOH B ．Cl 2 C ．NH 4HCO 3 D ．SO 2 4.下列关于电解质的叙述正确的是(C ) 物质 单质 化合物 电解质 非电解质：非金属氧化物，大部分有机物。如SO 3 、CO 2 、C 6H 12O 6 、CCl 4 、CH 2 =CH 2 …… 强电解质：强酸，强碱，大多数盐。如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4 弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。如HClO 、NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、H 2O …… 混和物 纯净物
高中化学知识点总结
高中化学方程式和重要知识点总结（新课标版） 1．与碱反应产生气体 （1） （2）铵盐：O H NH NH 234+↑?→?+碱 2．与酸反应产生气体 （1） （2）()()()2332222332H H H CO HCO CO S HS H S SO HSO SO ++ +------ ???→↑????→↑ ????→↑??化合物 3．Na 2S 2O 3与酸反应既产生沉淀又产生气体： S 2O 32-+2H +=S ↓+SO 2↑+H 2O 4．与水反应产生气体 （1）单质 （2）化合物 5．强烈双水解 6．既能酸反应，又能与碱反应 （1）单质：Al （2）化合物：Al 2O 3、Al(OH)3、弱酸弱碱盐、弱酸的酸式盐、氨基酸。 7．与Na 2O 2反应 ???? ??? ↑ +=++↑+=++↑ ??→?-232222222232222H SiO Na O H NaOH Si H NaAlO O H NaOH Al H Si Al OH 、单质?? ???????????????????????↑↑??→?↑???→??????↑↑??→?↑↑?? ?→??????↑↑??→?↑?? ?→?↑ ??→?22222222223 4 23 423 4 2NO SO SO S CO NO CO SO C NO NO SO H HNO SO H HNO SO H HNO SO H HCl 、、、非金属、金属单质浓浓浓浓浓???? ?↑+=+↑ +=+22222422222O HF O H F H NaOH O H Na ()()()??? ??? ?↑ +=+↑+↓=+↑ +↓=+↑+=+22222232323222322222326233422H C OH Ca O H CaC S H OH Al O H S Al NH OH Mg O H N Mg O NaOH O H O Na ( ) ()( ) ()()?????↓?? →?↓ +↑??→?↓+↑??→?- ----+32322323233222OH Al AlO OH Al S H HS S OH Al CO HCO CO Al O H O H O H 与???? ?+↑??→?+↑??→?NaOH O CO Na O O H CO 232222
高中化学知识点规律总结《化学反应及其能量变化》
高中化学知识点规律大全 ——化学反应及其能量变化 1．氧化还原反应 [氧化还原反应]有电子转移(包括电子的得失和共用电子对的偏移)或有元素化合价升降的反应．如2Na+ C12＝2NaCl(有电子得失)、H2+ C12＝2HCl(有电子对偏移)等反应均属氧化还原反应。氧化还原反应的本质是电子转移(电子得失或电子对偏移)。 [氧化还原反应的特征]在反应前后有元素的化合价发生变化．根据氧化还原反应的反应特征可判断一个反应是否为氧化还原反应．某一化学反应中有元素的化合价发生变化，则该反应为氧化还原反应，否则为非氧化还原反应。 概念含义概念含义 氧化剂反应后所含元素化合价降低的 反应物 还原剂 反应后所含元素化合价升高的 反应物 被氧化还原剂在反应时化合价升高的 过程 被还原 氧化剂在反应时化合价降低的 过程 氧化性氧化剂具有的夺电子的能力还原性还原剂具有的失电子的能力 氧化反应元素在反应过程中化合价升高 的反应 还原反 应 元素在反应过程中化合价降低 的反应 氧化产物还原剂在反应时化合价升高后 得到的产物 还原产 物 氧化剂在反应时化合价降低后 得到的产物 重要的氧化剂和还原剂： (1)所含元素的化合价处在最高价的物质只能得到电子，只具有氧化性，只能作氧化剂(注：不一定是强氧化剂)。重要的氧化剂有： ①活泼非金属单质，如X2(卤素单质)、O2、O3等。②所含元素处于高价或较高价时的氧化物，如MnO2、NO2、PbO2等。③所含元素处于高价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3等．④所含元素处于高价时的盐，如KMnO4、KClO3、K2Cr2O7等．⑤金属阳离子等，如Fe3＋、Cu2＋、Ag＋、H ＋等．⑥过氧化物，如Na2O2、H2O2等．⑦特殊物质，如HClO也具有强氧化性． (2)所含元素的化合价处在最低价的物质只能失去电子，只具有还原性，只能作还原剂(注：不一定是强还原剂)．重要的还原剂有： ①活泼金属单质，如Na、K、Ca、Mg、Al、Fe等．②某些非金属单质，如C、H2、Si等．③所含元素处于低价或较低价时的氧化物，如CO、SO2等．④所含元素处于低价或较低价时的化 合物，如含有 2- S、 4+ S、 1- I、 1- Br、2+Fe的化合物H2S、Na2S、H2SO3、Na2SO3、HI、HBr、FeSO4、 NH3等． (3)当所含元素处于中间价态时的物质，既有氧化性又有还原性，如H2O2、SO2、Fe2＋等． (4)当一种物质中既含有高价态元素又含有低价态元素时，该物质既有氧化性又有还原性．例如，盐酸(HCl)与Zn反应时作氧化剂，而浓盐酸与MnO2共热反应时，则作还原剂．
新版高中化学电离平衡课时练习题与答案
高中化学电离平衡课时练习题与答案高中化学电离平衡课时练习题与答案 一、选择题 1.下列物质的水溶液中，存在电离平衡的是( )。 A.Ca(OH)2 B.CH3COOH C.BaSO4 D.CH3COONa 答案：B 2.下列电离方程式中，正确的是( )。 A.NH3H2O=NH +OH- B.KClO3=K++Cl-+3O2- C.H2S2H++S2- D.NaOH=Na++OH- 答案：D 3.下列离子方程式中不正确的是( )。 A.碳酸氢钙溶液加足量的苛性钠溶液： Ca2++HCO3+OH=CaCO3↓+H2O B.二氧化碳通人碳酸钠溶液中：CO2+CO +H2O=2HCO C.硫化亚铁固体中加入稀硫酸：FeS+2H+=Fe2+H2S↑ D.氯气通人冷的氢氧化钠溶液中：2Cl2+2oH-=3Cl-+ClO-+H2O 答案：AD
4.某固体化合物A不导电，但熔化或溶于水都能完全电离。下列关于物质A的说法中，正确的是( )。 A.A是非电解质 B.A是强电解质 C. A是离子晶体 D.A是弱电解质 答案：BC 5.下列说法中正确的是( )。 A.强、弱电解质的导电性只由它的浓度决定 B.强、弱电解质的导电性没有本质的区别 C.强电解质的导电能力强，弱电解质的导电能力弱 D.导电性强的溶液里自由移动的离子数目一定比导电性弱的溶液里自由移动的离子数目多 答案：B 6.下列说法中正确的是( )。 A.凡能溶于水的电解质，在溶液中都存在电离平衡 B.强电解质溶液不一定比弱电解质溶液的导电性强 C.电解质电离成离子的过程都是离子键被破坏的`过程 D.氯化氢是电解质，因此盐酸和液态氯化氢都能导电 答案：B 二、填空题
人教版高中化学知识点详细总结(很全面)
高中化学重要知识点详细总结一、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： 1、铝片与盐酸反应是放热的，Ba(OH)2与NH4Cl反应是吸热的； 2、Na与H2O（放有酚酞）反应，熔化、浮于水面、转动、有气体放出；(熔、浮、游、嘶、红) 3、焰色反应：Na 黄色、K紫色（透过蓝色的钴玻璃）、Cu 绿色、Ca砖红、Na+（黄色）、K+（紫色）。 4、Cu丝在Cl2中燃烧产生棕色的烟； 5、H2在Cl2中燃烧是苍白色的火焰； 6、Na在Cl2中燃烧产生大量的白烟； 7、P在Cl2中燃烧产生大量的白色烟雾； 8、SO2通入品红溶液先褪色，加热后恢复原色； 9、NH3与HCl相遇产生大量的白烟；10、铝箔在氧气中激烈燃烧产生刺眼的白光； 11、镁条在空气中燃烧产生刺眼白光，在CO2中燃烧
高中化学课时安排
第一阶段：同步辅导阶段 （共小时） 一、元素周期表（2个小时） 重点掌握内容：元素周期表的结构以及原子结构。 二、元素的性质与原子结构（2个小时） 重点掌握内容：元素的性质与原子结构的关系。 三、核素同位素（2个小时） 重点掌握内容：核素、同位素的概念区分与联系。 四、原子核外电子的排布（2个小时） 重点掌握内容：原子核外电子的排布规律。 五、元素周期律（2个小时） 重点掌握内容：同周期元素金属性和非金属性的递变规律及元素金属性强弱的判断规律。 六、元素周期表和元素周期律的应用（2个小时） 重点掌握内容：元素周期表和元素周期律的综合应用。 七、离子键和离子化合物（2个小时） 重点掌握内容：离子键和离子化合物的概念理解及应用。 八、共价键和共价化合物（2个小时） 重点掌握内容：共价键和共价化合物的概念理解及应用。 九．组织全章复习（包括单元练习题讲评）（2个小时） 重点掌握内容：元素周期表和周期律的综合应用。 十、化学能与热能（2个小时） 重点掌握内容：化学方程式与热量的关系。 十一、化学能与电能—第1课时（2个小时） 重点掌握内容：原电池的原理。 十二、化学能与电能—第2课时（2个小时） 重点掌握内容：原电池的应用。 十三、化学反应速率与限度—第1课时（2个小时） 重点掌握内容：化学反应速率的基本理论知识。
十四、化学反应速率与限度—第2课时（2个小时） 重点掌握内容：影响反应速率的因素及化学平衡状态。 十五、化学反应速率与限度—第3课时（2个小时） 重点掌握内容：化学平衡移动的特点及影响化学平衡的因素。十六、最简单的有机化合物—甲烷（2个小时） 重点掌握内容：甲烷的结构及性质。 十七、烷烃（2个小时） 重点掌握内容：烷烃的性质及命名。 十八、简单的不饱和链烃—乙烯（2个小时） 重点掌握内容：乙烯的结构、性质及用途。 十九、芳香烃—苯（2个小时） 重点掌握内容：苯的结构及苯的性质。 二十、乙醇 重点掌握内容：乙醇的结构及性质。 二十一、乙酸 重点掌握内容：乙酸的结构及 二十二、人类基本营养物质（2个小时） 重点掌握内容：基本营养物质的组成、功能及特征反应。 二十三、开发利用金属矿物（2个小时） 重点掌握内容：常见金属的冶练原理、方法及资源的保护。二十四、海水资源的开发利用（2个小时） 重点掌握内容：海水淡化的方法及从海水中提纯卤素的方法。二十五、资源的合理利用（2个小时） 重点掌握内容：煤、石油、天然气的主要成分及其综合利用二十六、环境保护与绿色化学（2个小时） 重点掌握内容：大气污染的来源、危害及治理。 第二阶段：查漏补缺阶段（针对学生的弱项） （共 28 小时） 一、化学计量——第1课时（2个小时）
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——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。 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。） 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*10-14 ②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*10-14 4、溶液的酸碱性和pH： （1）pH=-lgc[H+] （2）pH的测定方法：
高中化学方程式：电离方程式
高中化学方程式：电离方程式 来源:网络资源 | 作者:未知 | 本文已影响1237 人 1、酸的电离(H2SO4、HNO3、HCl、HBr、HI、H3PO4、HF、H2SO3、CH3COOH、H2CO3、H2S、HNO 2、C6H5OH、HCN、HClO) H2SO4==2H++SO42- 或：H2SO4+2H2O==2H3O++SO42- HNO3==H++NO3- 或：HNO3+H2O==H3O++NO3- (以下雷同) HCl==H++Cl HBr==H++Br HI==H++I H3PO4 H++H2PO H2PO H++HPO HPO H++PO HF H++F H2SO3 H++HSO HSO H++SO CH3COOH H++CH3COO H2CO3 H++ H++ H2S H++ H++ HNO2 H++NO C6H5OH H++C6H5O- (苯酚不是酸，显酸性) HCN H++CN HClO H++ClO H2O H++OH 2H2O H3O++OH 2、碱的电离(NaOH、KOH、Ba(OH)2、Mg(OH)2、Al(OH) 3、NH3?H2O) NaOH==Na++OH KOH==K++OH Ba(OH)2==Ba2++2OH Mg(OH)2 Mg2++2OH Al(OH)3 Al3++3OH 酸式电离：Al(OH)3 H++ +H2O NH3?H2O +2OH Ca(OH)2==Ca2++2OH (澄清石灰水) Ca(OH)2 Ca2++2OH (石灰悬浊液) 3、盐的电离(NaCl、Na2SO 4、NaHSO4、Na2SO3、NaHSO3、MgSO4、CaSO4、Al2(SO4)3、CuSO4、AlCl3、AgNO3、CH3COONa、NH4NO3、FeCl3、Na2CO3、NaHCO3、Na2S、NaHS、NaH2PO4、Na2HPO4、Na3PO4、KI、NaBr、NaClO、AgCl、CaCO3) NaCl==Na++Cl Na2SO4==2Na++ NaHSO4==H++Na++ Na2SO3==2Na++ NaHSO3==Na++HSO3- (错误书写：NaHSO3==Na++H++SO42-) MgSO4==Mg2++ Al2(SO4)3==2Al3++3 CuSO4==Cu2++ AlCl3==Al3++3Cl AgNO3==Ag++NO3
最新最全高中化学知识总结(精心整理)
第一部分高中化学基本概念和基本理论一．物质的组成、性质和分类： （一）掌握基本概念 1．分子 分子是能独立存在并保持物质化学性质的一种微粒。 （1）分子同原子、离子一样是构成物质的基本微粒． （2）按组成分子的原子个数可分为： 单原子分子如：He、Ne、Ar、Kr… 双原子分子如：O2、H2、HCl、NO… 多原子分子如：H2O、P4、C6H12O6…2．原子 原子是化学变化中的最小微粒。确切地说，在化学反应中原子核不变，只有核外电子发生变化。 （1）原子是组成某些物质（如金刚石、晶体硅、二氧化硅等原子晶体）和分子的基本微粒。 （2）原子是由原子核(中子、质子)和核外电子构成的。 3．离子 离子是指带电荷的原子或原子团。 （1）离子可分为： 阳离子：Li+、Na+、H+、NH4+… 阴离子：Cl–、O2–、OH–、SO42–… （2）存在离子的物质： ①离子化合物中：NaCl、CaCl2、Na2SO4… ②电解质溶液中：盐酸、NaOH溶液… ③金属晶体中：钠、铁、钾、铜… 4．元素 元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同—类原子的总称。 （1）元素与物质、分子、原子的区别与联系：物质是由元素组成的（宏观看）；物质是由分子、原子或离子构成的（微观看）。 （2）某些元素可以形成不同的单质（性质、结构不同）—同素异形体。 （3）各种元素在地壳中的质量分数各不相同，占前五位的依次是：O、Si、Al、Fe、Ca。 5．同位素 是指同一元素不同核素之间互称同位素，即具有相同质子数，不同中子数的同一类原子互称同位素。如H有三种同位素：11H、21H、31H（氕、氘、氚）。 6．核素 核素是具有特定质量数、原子序数和核能态，而且其寿命足以被观察的一类原子。 （1）同种元素、可以有若干种不同的核素—同位素。 （2）同一种元素的各种核素尽管中子数不同，但它们的质子数和电子数相同。核外电子排布相同，因而它们的化学性质几乎是相同的。 7．原子团 原子团是指多个原子结合成的集体，在许多反应中，原子团作为一个集体参加反应。原子团有几下几种类型：根（如SO42-、OHˉ、CH3COOˉ