2022届高中化学苏教版选修4知识点复习 第三章 物质在水溶液中的行为 Word版
高中化学选修4知识点分类总结
化学选修4化学反应与原理章节知识点梳理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=－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mol。
高中化学选修4第三章《水溶液中的离子平衡》单元测试(一)
1. 甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是( )A. 1 mol ·L－1 的甲酸溶液中c(H＋)约为1×10－2 mol/LB. 甲酸能与水以任意比例互溶C. 甲酸与盐酸都能与NaOH 发生反应D. 甲酸溶液的导电能力比盐酸溶液的导电能力弱2.硫化汞(HgS)难溶于水，在自然界中呈红褐色，常用于油画颜料，印泥及朱红雕刻漆器等。
某温度时，HgS 在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。
下列说法正确的是( )A. 向硫化汞的浊液中加入硫化钠溶液，硫化汞的K sp 减小B. 图中a 点对应的是饱和溶液C. 向c 点的溶液中加入Hg(NO3)2 ，则c(S2-)减小D.升高温度可以实现c 点到b 点的转化3.氢氧化钙在80℃时的溶解度为xg ，20℃时的溶解度为yg 。
取20℃的氢氧化钙饱和溶液，蒸发掉Wg 水后再恢复到20℃ ，其溶液里面溶质的质量分数为z% ，则下列关系正确的是( )A.y＞x ，y＞zB.x＞y＞zC.y＜x ，y＜zD.x＜y＜z4.在－50℃时液氨中存在着下列平衡：2NH3(液) NH4+＋NH2- ，两种离子的平衡浓度均为 1.0×10－15mol ·L－1 。
以下有关－50℃时离子积的叙述中正确的是( )A.离子积为1.0×10－15B.离子积为1.0×10－30C. 向液氨中加入氨基钠(NaNH2)，液氨的离子积增大D. 向液氨中加入NH4Cl ，c(NH4+)增大，离子积的数值也随之增大5.在氨水中，NH3 ·H2O 电离达到平衡的标志是( )A.溶液显电中性C.c(OH－)恒定不变B.溶液中检测不出NH3 ·H2O 分子的存在D.c( NH ) ＝c(OH－)6.对室温下pH 相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是( )A.加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH 均增大B.使温度都升高20℃后，两溶液的pH 均不变C.加水稀释2 倍后，两溶液的pH 均减小D.加足量的锌充分反应后，盐酸中产生的氢气速率快7.已知室温时，0. 1mo1/L 某一元酸HA 在水中有0.1％发生电离，下列叙述错误的是：( )A.该溶液的pH=4B.升高温度，溶液的pH 增大C.此酸的电离平衡常数约为1×10-7D. 由HA 电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106 倍8.下列物质的水溶液能导电，但其本身属于非电解质的是( )A.CH3COOHB.干冰C.酒精D.Cl29.已知CaCO3 的Ksp=2.8×10-9 ，现将浓度为2×10-4 mol •L- 1 的Na2CO3 溶液与CaCl2 溶液等体积混合，若要产生沉淀，则所用CaCl2 溶液的浓度至少应为( )A.2.8×10-2 mol •L- 1B. 1.4×10-5 mol •L- 1C.2.8×10-5 mol •L- 1D.5.6×10-5 mol •L- 110.下列事实能说明亚硝酸是弱电解质的是( )①25℃时亚硝酸钠溶液的pH 大于7 ②用HNO2 溶液做导电试验，灯泡很暗③HNO2溶液不与Na2SO4 溶液反应④0. 1mol ·L- 1HNO2 溶液的pH＝2A.①②③B.②③④C.①④D.①②④11.关于浓度均为0. 1mol ·L- 1 的三种溶液：①氨水、②盐酸、③氯化铵溶液，下列说法不正确的是( )A.c(NH4+) ：③＞①B.水电离出的c(H＋) ：②＞①C.①和②等体积混合后的溶液：c(H＋)＝c(OH-)＋c(NH3 ·H2O)D.①和③等体积混合后的溶液：c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH- ＞c(H＋)12.25 ℃时，水电离出的H＋浓度是5×10－13mol ·L－1 的硫酸溶液中，硫酸溶液的浓度为( )A.0.01mol ·L－1B.0.02 mol ·L－1C. 1×10－7mol ·L－1D. 1×10－12mol ·L－113.下列各式中属于正确的水解方程式的是( )A.NH4+＋H2O NH3 ·H2O＋H＋B.S2－＋2H2O H2S＋2OH－C.CH3COOH＋H2O CH3COO－＋H3O＋D.CH3COOH＋OH－===CH3COO－＋H2O14.室温下，用0. 100 mol ·L- 1NaOH 溶液分别滴定20.00 mL 0. 100 mol ·L- 1 的盐酸和醋酸，滴定曲线如图所示．下列说法正确的是( )A. Ⅰ表示的是滴定盐酸的曲线B.pH=7 时，滴定醋酸消耗的V(NaOH)小于20mLC.V(NaOH)=20mL 时，两份溶液中c(Cl-)=c(CH3COO-)D.V(NaOH)=10mL 时，醋酸溶液中c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(H+)＞c(OH-)15.25℃时，将某强酸和某强碱溶液按1 ∶ 10的体积比混合后，溶液恰好呈中性，则混合前此强酸和强碱的pH 和为( )A. 12B. 13C. 14D. 1516.某温度(T℃)时，水的离子积为K w＝1×10－13 。
化学选修4知识点总结
精心整理化学选修4第三四章知识点总结第三章 水溶液中的离子平衡一、强、弱电解质1、常见的强电解质包括：强酸：盐酸、H 2SO 4、HNO 3强碱：KOH 、NaOH 、Ca(OH)2、Ba(OH)2大多数盐：NaCl 、K 2SO 4、AgCl 、BaSO 42、常见的弱电解质包括;弱酸：H 2CO 3CH 3COOHH 2SO 3HFHClOH 3PO 4H 2SiO 3H 2S弱碱：NH 3.H 2OAl(OH)3Mg(OH)2Cu(OH)2Fe(OH)3Al(OH)3水：H 2O弱电解质电离用可逆号，多元弱酸的电离应分步书写，且以第一步电离为主；例：写出下列物质的电离方程式：H 2CO 3_____________________________NH 3.H 2O________________________CH 3COOH__________________________Fe(OH)3_____________________________________二、弱电解质的电离平衡以CH 3COOHCH 3COO -+H +的电离平衡为例：（1）加热，平衡正向移动，因为醋酸的电离是吸热过程；（2）加水，平衡向正向移动，C(H +)浓度减小（外界条件改变为主），C(CH 3COOH)浓度减小，但)()(COOH CH C H C 3+比值增大，因为醋酸的浓度减小的幅度更大； （3）加入少量NaOH 固体，平衡正向移动；（消耗了H +）（4）加入少量CH 3COONa 固体，平衡逆向移动；（增大了CH 3COO -的浓度）（5）加入冰醋酸（纯的醋酸），平衡正向移动；（增大了反应物的浓度），但醋酸的电离度减小；三、电离平衡常数以CH 3COOHCH 3COO -+H +的电离平衡为例：电离平衡常数表达式为)()()(COOH CH C H C COO CH C k a 33+-=K a 大小只与温度有关，Ka 的大小可以反映弱电解质的强弱程度，酸越弱，Ka 越小；四、水的电离平衡1、水的电离：H 2OH ++OH -，25℃时，C(H +)=1X10-7mol/L ，C(OH -)=1X10-7mol/L ，此时水的离子积常数Kw=1X10-14，温度升高，Kw 增大，但纯水仍显中性；2、pH 计算公式：pH=-lgc(H +)，反过来已知pH 大小，也可求出c(H +)=10-pH五、盐类的水解：1、写出下列盐类水解的离子方程式：NH 4Cl___________________________CH 3COONa______________________Na 2CO3_________________________FeCl 3__________________________Na 2S____________________________CuSO 4__________________________泡沫灭火器原理（NaHCO 3和AlCl 3的双水解反应）____________________________Al 3+和S 2-的双水解反应：_______________________________________________Al 3+和AlO 2-的双水解反应：____________________________________________Fe 3+和CO 32-的双水解反应：____________________________________________2、盐类的水解常数表达式：（以NH 4+为例）)()()()(+++∙=4234NH C H C O H NH C NH k h 且bw h a w h K K K K K K ==或（酸或碱越弱，对应酸根离子或弱碱阳离子水解程度越大） 3、盐溶液中的三大守恒关系：以碳酸钠（Na 2CO 3）溶液为例a 、电荷守恒：溶液中阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等。
新课标高中化学选修4知识点总结(很全)
化学选修4化学反应与原理章节知识点大全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(1)反应热是化学变化中能量变化的一种通常的表现形式。
此外还有其他形式的能量，如：光、动能等。
(2)物质本身能量状态越低，物质越稳定，要破坏其组成的化学键需要的能量越多（吸热多）；物质本身能量状态越高，越不稳定，要破坏其组成的化学键需要的能量越少（吸热少）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NH4Cl②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。
（0℃、101kPa可不标）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，如：S-S02 C-CO2 H2-H20(l)③燃烧物的物质的量：1 mol④研究内容：放出的热量。
2022学年高中化学 第3章 物质在水溶液中的行为 章末复习课课件 鲁科版选修4
第3章 物质在水溶液中的行为 章末复习课
知识 网络 构 建
专题 总结 对 练
电解质溶液中的离子平衡
类别
电离平衡
水解平衡 沉淀溶解平衡
平衡 状态 特点
离子化与分子化同 中和与水解同 沉淀与溶解同时
逆
时进行
1.沉淀滴定 (1)概念：沉淀滴定是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法。 生成沉淀的反应很多，但符合条件的却很少，实际上应用最多的是 银量法，即利用 Ag＋与卤素离子的反应来测定 Cl－、Br－、I－浓度。
休息时间到啦
同学们，下课休息十分钟。现在是休息时间，你们休息一下眼睛， 看看远处，要保护好眼睛哦~站起来动一动，久坐对身体不好哦~
时进行
进行
v(离子化)＝v(分子 v(中和)＝v(水
等
v(沉淀)＝v(溶解)
化)
解)
C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中[[NCHl－4＋]]>1 D．向 AgCl、AgBr 的饱和溶液中加入少量 AgNO3，溶液中[[BCrl－－]] 不变
2．浓度均为 0.10 mol·L－1、体积均为 V0 的 MOH 和 ROH 溶液， 分别加水稀释至体积 V，pH 随 lgVV0的变化如图所示。下列叙述错误 的是( )
难溶电解质的溶度积 常数(Ksp)
时，弱电解质电离形成的各种 一定温度下，水 在一定温度下，在难溶
概 离子的浓度的乘积与溶液中 或 稀 的 水 溶 液 电解质的饱和溶液中，
念 未电离的分子的浓度之比是 中 [OH － ] 与 [H 各离子浓度幂之积为
一个常数，这个常数称为电离 ＋]的乘积
苏教版高中化学苏教版选修4知识点总结
化学选修4化学反应与原理专题1 化学反应与能量变化第一单元化学反应中的热效应一、化学反应的焓变1、反应热与焓变（1）反应热：化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同温度时，所吸收或放出的热量称为化学反应的反应热。
（2）焓变(ΔH)：在恒温、恒压条件下，化学反应过程中吸收或放出的热量称为化学反应的焓变。
符号：△H，单位：kJ/mol2、放热反应和吸热反应：（1）放热反应：在化学反应过程中，放出热量的反应称为放热反应（反应物的总能量大于生成物的总能量）（2）吸热反应：在化学反应过程中，吸收热量的反应称为吸热反应（反应物的总能量小于生成物的总能量）化学反应过程中的能量变化如图：放热反应ΔH为“—”或ΔH＜0 吸热反应ΔH为“+”或ΔH ＞0∆H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量）∆H＝E（反应物的键能）－E（生成物的键能）（3）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)·8H2O与NH4Cl 2）大多数的分解反应23）以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 4）铵盐溶解等注意：1）化学反应时放热反应还是吸热反应只取决于反应物和生成物总能量的相对大小，与反应条件（如点燃、加热、高温、光照等）和反应类型无关；2）物质的溶解过程也伴随着能量变化：NaOH固体溶于水明显放热；硝酸铵晶体溶于水明显吸热，NaCl溶于水热量变化不明显。
3、化学反应过程中能量变化的本质原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热4、热化学方程式（1）定义：能够表示反应热的化学方程式叫做热化学方程式。
（2）意义：既能表示化学反应过程中的物质变化，又能表示化学反应的热量变化。
（3） 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。
高中化学选修4知识点归纳总结
高中化学选修4知识点归纳总结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 mol ④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。
高中化学鲁科版选修4化学反应原理第3章 物质在水溶液中的行为 综合复习课(共90张PPT)
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3.影响水电离平衡的因素
(1)升高温度，水的电离程度 增大 ，Kw 增大 。 (2)加入酸或碱，水的电离程度 减小 ，Kw 不变 。 (3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度 增大 ，Kw 不变 。
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4.填写外界条件对水电离平衡的具体影响
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可通过实例掌握根据电离常数不变，来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况：如把 0.1
mol·L－1 CH3COOH 溶液加水稀释，[[CCHH33CCOOOOH－]]＝[[CCHH33CCOOOOH－]]··[[HH＋＋]]＝[HK＋a ]，稀释时，
[H＋]减小，K
值不变，则 [CH3COO－] 变大。 [CH3COOH]
鲁科版高中化学选修4化学反应原理第3章综合复习课
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第1讲 弱电解质的电离
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1.弱电解质 (1)概念
考点一 弱电解质的电离
强碱 大多数盐
强酸
弱碱 水
弱酸
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电解质的电离程度大，溶液的导电性不一定强，导电性是由离子浓度及所带的电 荷数决定的。
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(2)电离平衡的特征
＝
≠
离子 分子
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(3)外界条件对电离平衡的影响 ①温度：温度升高，电离平衡 向右 移动，电离程度 增大 。 ②浓度：稀释溶液，电离平衡 向右 移动，电离程度 增大 。 ③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡 向左 移动， 电离程度 减小 。 ④加入能反应的物质：电离平衡 向右 移动，电离程度 增大 。
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第三章物质在水溶液中的行为(一)水溶液1、水的电离和水的离子积水是一种极弱的电解质，存在以下电离平衡2H2O H3O＋＋OH－，ΔH＞0 简写为：H2O H＋＋OH－；ΔH＞0。
25℃时，c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1水的电离程度： 1.8×10－7%水的离子积：K W＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14(25℃ )理解K W时要留意：(1)K W与温度有关，由于水的电离过程是吸热过程，所以温度上升，有利于水的电离，K W增大。
如100℃时，K W ＝10－12。
(2)K W 不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。
不管哪种溶液均有如酸性溶液中{c(H+)酸＋}·＝K W碱性溶液中：{c(OH－)碱＋} ·＝K W(3)K W与c(H+)及c(OH－)的计算对于水溶液，要精确求算c(OH－)、c(H+)的大小，可依靠K W来计算。
对于中性溶液(或纯水)，c(H+)＝c(OH－)＝。
而酸性溶液，若已知c(H＋)、c(OH－)其中之一，另一种离子的浓度即可代入关系：K W＝c(H+)c(OH－)求出。
应留意的是：在酸、碱性很弱的溶液中c(H＋)和c(OH－)都很小，这时由水电离生成的c(H+)和c(OH－)与酸或碱供应的c(H+)或OH－的浓度较接近，因而不行忽视由水电离生成的c(H+)和c(OH－)，应考虑水电离出来的c(H+)和OH－的浓度、并将总的离子浓度代入水的离子积常数关系式中进行求解。
（4）影响水电离平衡的外界因素：(1)酸、碱：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）(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（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）2、溶液的酸碱性和pH(1)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小。
(2)pH：①水溶液里的H＋浓度的负对数叫做pH，即pH＝－lgc(H＋)。
留意：①酸性溶液不肯定是酸溶液；②pH＜7 溶液不肯定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；③碱性溶液不肯定是碱溶液。
②意义：表示稀溶液酸碱性的强弱。
中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝10－7，pH＝7。
酸性溶液：c(H＋)＞c(OH－)，c(H＋)＞10－7，pH＜7。
碱性溶液：c(H＋)＜c(OH－)，c(H＋)＜10－7，pH＞7。
pH越小，c(H＋)越大，溶液酸性越强；pH越大，c(OH－)越大，溶液碱性越强。
③pH适用范围当溶液的酸碱性用pH表示时，c(H＋)的大小范围为：1×10－14mol/L＜c(H＋)＜1mol/L，即14＞pH＞0。
注：当c(OH－)≥1mol/L、c(H＋)≥1mol/L时，一般不用pH值表示溶液的酸碱性，此时，用物质的量浓度直接表示溶液的酸碱性更便利。
④溶液pH的测定方法①pH试纸——最简洁的方法。
操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。
留意：①事先不能用水潮湿PH试纸；②只能读取整数值或范围②酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞常用酸碱指示剂及其变色范围：指示剂变色范围的PH石蕊＜5红色5～8紫色＞8蓝色甲基橙＜3.1红色 3.1～4.4橙色＞4.4黄色酚酞＜8无色8～10浅红＞10红色3 、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：（先求[H＋]混：将两种酸中的H＋离子数相加除以总体积，再求其它）[H＋]混=（[H＋]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH-离子数相加除以总体积，再求其它）[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）(留意:不能直接计算[H+]混)3、强酸与强碱的混合：（先据H＋+ OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H＋有余，则用余下的H＋数除以溶液总体积求[H＋]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）留意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽视不计！4、稀释过程溶液pH值的变化规律：(1)强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n（但始终不能大于或等于7）(2)弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＜pH原+n （但始终不能大于或等于7）(3)强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n（但始终不能小于或等于7）(4)弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n（但始终不能小于或等于7）(5)不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均为7(6)稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
5、“酸、碱恰好完全反应”与“自由H+与OH＋恰好中和”酸碱性推断方法1、酸、碱恰好反应：恰好生成盐和水，看盐的水解推断溶液酸碱性。
（无水解，呈中性）2、自由H＋与OH-恰好中和（现金相等），即“14规章：pH之和为14的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显中性。
”6、酸碱中和滴定： 1、中和滴定的原理实质：H++OH —=H2O 即酸能供应的H+和碱能供应的OH-物质的量相等。
2、中和滴定的操作过程：（1）仪②滴定管的刻度，O 刻度在 上 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 大于 它的最大刻度值，由于下端有一部分没有刻度。
滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。
②滴定管可以读到小数点后 一位 。
（2）药品：标准液；待测液；指示剂。
（3）预备过程：预备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。
（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始) （4）试验过程3、酸碱中和滴定的误差分析误差分析：利用n 酸c 酸V 酸=n 碱c 碱V 碱进行分析式中：n ——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c ——酸或碱的物质的量浓度； V ——酸或碱溶液的体积。
当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：c 碱=碱碱酸酸酸V n V c n ⋅⋅⋅上述公式在求算浓度时很便利，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V 酸的变化，由于在滴定过程中c 酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V 酸的增大，导致c 酸偏高；V 碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的削减，即V 酸减小，则c 碱降低了；对于观看中消灭的误差亦同样如此。
综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c 碱的误差与V 酸的变化成正比，即当V 酸的实测值大于理论值时，c 碱偏高，反之偏低。
同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。
(二) 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分：在肯定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离） 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电 留意：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。
补充：强酸（HA ）与弱酸（HB ）的区分：(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH (HA)＜pH (HB) (2)pH 值相同时，溶液的浓度C HA ＜C HB (3)pH 相同时，加水稀释同等倍数后，pH HA ＞pH HB3、电离常数：在肯定条件下，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] 影响因素：a 、电离常数的大小主要由物质的本性打算。
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： H2SO4>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO4、电离平衡 （1）特征(1)动：指动态平衡。
(2)等：v 电离＝v 结合(分子化)≠0(3)定：条件肯定，分子与离子浓度肯定。
(4)变：条件转变，平衡破坏，发生移动。
（2）影响电离平衡的因素(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。
因电离是吸热反应，升温平衡向吸热方向(电离方向)移动。
(3)同离子效应：醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，平衡左移，电离程度减小，加入稀HCl 亦然。
(4)能反应的离子：醋酸溶液中加入NaOH ，平衡右移，电离程度增大。
5、电离方程式1.书写：用可逆符号2.弱酸分布电离（以第一步为主）3.强酸一步电离（三）、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解） 1、概念在溶液中盐的离子与水电离出来的H +或OH －结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
在盐类水解的概念中要领悟以下要点：(1)能引起盐类水解的离子应是：弱酸阴离子或弱碱阳离子(它们分别与水电离出的H ＋或OH －生成弱酸或弱碱)，如CO 32－、HCO 3－、S 2－、HS －、NH 4＋、Cu 2＋、Fe 3＋、Al 3＋等(要求记住常见的弱酸、弱碱)。
(2)盐类水解的实质是：水的电离平衡发生了移动。
(3)盐类水解的结果是：引起溶液中［H ＋］、［OH －］变化，即酸碱性的变化。
2、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) ③弱酸酸性强弱比较：A 、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。
如酸性：HF<HCl ；HNO 3>H 3PO 4）B 、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOH>CH 3COOH ）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 。