一 : 高中化学必背知识点归纳总结
对于高中化学的学习，需要背诵一些重要的知识点。下面是我们网络整理的高中化学必背知识点归纳总结以供大家学习。
(www.61k.com)高中化学必背知识点归纳总结：常见物质分离提纯方法
1.结晶和重结晶：利用物质在溶液中溶解度随温度变化较大，如NaCl，KNO3。
2.蒸馏冷却法：在沸点上差值大。乙醇中(水)：加入新制的CaO吸收大部分水再蒸馏。
3.过滤法：溶与不溶。
4.萃取法：如用CCl4来萃取I2水中的I2。
5.溶解法：Fe粉(A1粉)：溶解在过量的NaOH溶液里过滤分离。
6.增加法：把杂质转化成所需要的物质：CO2(CO)：通过热的CuO;CO2(SO2)：通过NaHCO3溶液。
7.吸收法：除去混合气体中的气体杂质，气体杂质必须被药品吸收：N2(O2)：将混合气体通过铜网吸收O2。
8.转化法：两种物质难以直接分离，加药品变得容易分离，然后再还原回去：Al(OH)3，Fe(OH)3：先加NaOH溶液把Al(OH)3溶解，过滤，除去Fe(OH)3，再加酸让NaAlO2转化成A1(OH)3。
高中化学必背知识点归纳总结：去除杂质的方法
1.杂质转化法:欲除去苯中的苯酚，可加入氢氧化钠，使苯酚转化为酚钠，利用酚钠易溶于水，使之与苯分开。欲除去Na2CO3中的NaHCO3可用加热的方法。
2.吸收洗涤法:欲除去二氧化碳中混有的少量氯化氢和水，可使混合气体先通过饱和碳酸氢钠的溶液后，再通过浓硫酸。
3.沉淀过滤法:欲除去硫酸亚铁溶液中混有的少量硫酸铜，加入过量铁粉，待充分反应后，过滤除去不溶物，达到目的。
4.加热升华法:欲除去碘中的沙子，可用此法。 5.溶剂萃取法:欲除去水中含有的少量溴，可用此法。
6.溶液结晶法(结晶和重结晶):欲除去硝酸钠溶液中少量的氯化钠，可利用二者的溶解度不同，降低溶液温度，使硝酸钠结晶析出，得到硝酸钠纯晶。
7.分馏蒸馏法:欲除去乙醚中少量的酒精，可采用多次蒸馏的方法。
8.分液法:欲将密度不同且又互不相溶的液体混合物分离，可采用此法，如将苯和水分离。
9.渗析法:欲除去胶体中的离子，可采用此法。如除去氢氧化铁胶体中的氯离子。
10.综合法:欲除去某物质中的杂质，可采用以上各种方法或多种方法综合运用。
高中化学必背知识点归纳总结：比较金属性强弱的依据
金属性：金属气态原子失去电子能力的性质;
金属活动性：水溶液中，金属原子失去电子能力的性质。
注：金属性与金属活动性并非同一概念，两者有时表现为不一致。
1、同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性减弱;同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属性增强;
2、依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱;碱性愈强，其元素的金属性也愈强;
3、依据金属活动性顺序表(极少数例外);
4、常温下与酸反应剧烈程度;
5、常温下与水反应的剧烈程度;
6、与盐溶液之间的置换反应;
7、高温下与金属氧化物间的置换反应。
高中化学必背知识点归纳总结：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等的分子数。即“三同”定“一等”。
2.推论
(1)同温同压下，V1/V2=n1/n2 (2)同温同体积时，p1/p2=n1/n2=N1/N2
(3)同温同压等质量时，V1/V2=M2/M1 (4)同温同压同体积时，M1/M2=ρ1/ρ2
注意：
(1)阿伏加德罗定律也适用于混合气体。
(2)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、乙醇等。
(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)时常涉及稀有气体He、Ne等单原子分子，Cl2、N2、O2、H2双原子分子。胶体粒子及晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。
(4)要用到22.4L·mol-1时，必须注意气体是否处于标准状况下，否则不能用此概念;
(5)某些原子或原子团在水溶液中能发生水解反应，使其数目减少;
(6)注意常见的的可逆反应：如NO2中存在着NO2与N2O4的平衡;
(7)不要把原子序数当成相对原子质量，也不能把相对原子质量当相对分子质量。
(8)较复杂的化学反应中，电子转移数的求算一定要细心。如Na2O2+H2O;Cl2+NaOH;电解AgNO3溶液等。
高中化学必背知识点归纳总结：常见元素及其化合物的特性
①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C。
②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。
③地壳中含量最多的元素、气态氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O。
④最轻的单质的元素：H ;最轻的金属单质的元素：Li 。
⑤单质在常温下呈液态的非金属元素：Br ;金属元素：Hg 。
⑥最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Be、Al、Zn。
⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素：N;能起氧化还原反应的元素：S。
⑧元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素：S。
⑨元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。
⑩常见的能形成同素异形体的元素：C、P、O、S。
二 : 高中化学必背知识点归纳与总结
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：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
氟氯烃：是良好的制冷剂，有毒，但破坏O3层。酒精、乙醇：C2H5OH
裂解气成分（石油裂化）：烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。
焦炉气成分（煤干馏）：H2、CH4、乙烯、CO等。醋酸：冰醋酸、食醋CH3COOH
甘油、丙三醇 ：C3H8O3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 （能使蓝墨水褪色，呈强酸性，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
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
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FeS——黑色固体高中化学基本知识点 高中化学必背知识点归纳与总结
15、在常温下：Fe、Al 在浓H2SO4和浓HNO3中钝化；高中化学基本知识点 高中化学必背知识点归纳与总结
阳极（失电子的能力）：S2- >I- >Br– >Cl- >OH- >含氧酸根高中化学基本知识点 高中化学必背知识点归纳与总结
11、胶体的带电：一般说来，金属氢氧化物、金属氧化物的胶体粒子带正电，非金属氧化物、金属硫化物的胶体粒子带负电。三 : 高一化学必修一知识点总结
新课标化学必修一
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1.学习方法
2.研究一种
物质的性质
的程序
3.观察法
4.金属钠的
物理性质
5、金属与水
的反应 第三章 金属及其化合物-1-金属的化学性质
观察物理性质 预测化学性质 验证或探究预测的性质 分析现象并解释 分类、比较、归纳、概括同类物质的性质 （1）含义：是一种有计划、有目的地用感官考察研究对象的方法 （2）内容：可以直接用肉眼观察物质的颜色、状态，用鼻子闻物质的气味，也可以借助一些仪器来进行观察，提高观察的灵敏度。（www.61k.com］人们既在观察过程中，不仅要用感官去搜集信息，还要积极地进行思考，及时储存和处理所搜集的信息。观察要有明确而具体的目的，要对观察到的现象进行分析和综合。 金属钠是一种银白色的金属；熔点低、密度小、硬度小、展性好。查表或看书可知金属钠熔点为97.81。C,沸点为882.9。C；密度为0.97g·cm—3 2Na ＋2H2O ====2NaOH + H2
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6.分类法
7.比较法
8.实验法
9、金属和氧气的反应
10、Na2O2与H2O反应的化学原理：
11．钠的保存
12、铝与氢氧化钠溶液的反应
1、钠的盐—碳酸钠、碳酸氢钠 在研究物质性质时，运用分类的方法，分门别类地对物质及其变化进行研究，可以总结出各类物质的通性和特性；反之，知道某物质的类别，我们就可推知该物质的一般性质。（www.61k.com) 运用比较的方法，可以找出物质性质间的异同，认识物质性质间的内在联系，对物质的性质进行归纳和概括。 （1）含义： 通过实验来验证对物质性质的预测或探究物质未知的性质的方法。 （2）注意的问题：在进行实验时，要注意控制温度、压强、溶液的浓度等条件，这是因为同样的反应物质在不同的条件下可能会发生不同的反应。 （3）实验法的步骤：实验前，要明确实验的目的要求、实验用品和实验步骤等；实验中，要仔细研究实验现象，并做好实验记录；实验后，要写好实验报告，并对实验结果进行分析。 4Na ＋O2 ==== 2Na2O 2Na ＋O2 ==== 2Na2O2 属于自身氧化还原反应；-1价的氧元素具有强氧化性，所以能使色质褪色。表现漂白性。 4.铝箔熔化，失去光泽，但熔化的铝箔并不滴落，好像有一层膜兜着。这是因为铝表面的氧化膜保护了铝，构成薄膜的氧化铝的熔点（2050℃）高于铝的熔点（660℃），包在铝的外面，所以熔化了的液态铝不会滴落下来。 熔化的铝仍不会滴落，因为铝很活泼，磨去原来的氧化膜后，在空气中又会很快的生成一层新的氧化膜。这也正是性质活泼的铝在空气中能稳定存在的原因。 由于钠的化学性质非常活泼，易与空气中的O2和H2O等反应，所以金属钠保存在煤油之中。金属钠在空气中变质的过程可以表示为：银白色的金属钠 表面变暗（生成Na2O） 出现白色固体（NaOH） 表面变成粘稠状（NaOH潮解） 白色块状固体（Na2CO3·10H2O） 风化为白色粉未状物质（Na2CO3） 铝和强碱溶液反应，不是铝直接和碱反应，而是铝先和强碱溶液中的水反应生成氢氧化铝，然后再和强碱反应生成偏铝酸盐： 2Al+6H2O=2Al(OH)3+3H2↑ Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O 总反应： （标电子转移时就必须清楚地理解铝和NaOH溶液反应的实质） 简写为：2Al+2H2O+2NaOH=2NaAlO2+3H2↑ 第二节 几种重要的金属化合物 碳酸钠 （Na2CO3） 碳酸氢钠 （NaHCO3） 分类 正盐 酸式盐 俗称 纯碱、苏打 小苏打 色态 白色粉末 细小的白色晶体
化学性质 与酸反应
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二．铝的化合
物 Na2CO3+HCl=NaCl+NaHCO3 (CO32-+H+=HCO3-) NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑ (HCO3-+H+=H2O+CO2↑) 开始无外观现象（因为首先生成HCO3-），随后出现气泡。(www.61k.com] （若向足量HCl中分别滴入Na2CO3或NaHCO3，则均会立刻出现气泡。） NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑ (HCO3-+H+=H2O+CO2↑) 滴入盐酸后，即刻出现气泡。 与碱反应 Na2CO3不反应 ：NaHCO3+ NaOH=H2O+ Na2CO3 与Ca(OH)2反应：Na2CO3+ Ca(OH)2= CaCO3↓+ 2NaOH 反应的本质是： CO32- + Ca2+= CaCO3↓ NaHCO3与少量石灰水的反应为： 2NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+Na2CO3+2H2O 2HCO3-+Ca2++2OH-=CaCO3↓+CO32-+2H2O 若石灰水过量，则新生成的Na2CO3可与Ca(OH)2继续反应，即： Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH ∴过量石灰水中NaHCO3与Ca(OH)2的反应为： NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+NaOH+H2O HCO3-+Ca2++OH-=CaCO3↓+H2O 热稳定性 (运用此性质可除去Na2CO3中的NaHCO3) 很稳定受热不分解 （分解温度851℃，酒精灯温度达不到） 不很稳定，受热易分解。 2NaHCO加热3Na2CO3+H2O+CO2↑ （分解温度150℃） 二者之间相互转化 注意：将以上知识要灵活应用于识别、除杂及计算中。 （一）氧化铝（Al2O3） 1、物理性质：白色难熔固体、不溶于水。 2、化学性质：Al2O3是典型的两性氧化物，既能与酸反应又能与强碱溶液反应。 与强酸：Al2O3+6H+=2Al3++3H2O 与强碱：Al2O3+2OH-=2AlO2-+H2O 3、用途：耐火材料、制取铝的原料 （二）氢氧化铝[Al(OH)3]
1、Al(OH)3的物理性质：Al(OH)3是不溶于水的白色胶状沉淀，是典型的两性氢氧化物，能凝聚水中的悬浮物，又有吸附色素的性能。
2、Al(OH)3的两性：
H++AlO2-+H2O=Al(OH)3 Al3++3OH-= Al(OH)3
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一．铁的化合
物
酸式电离 碱式电离 当与强酸反应：Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O 当与强碱溶液作用：Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O 3、Al(OH)3的制取： （1）铝盐与碱反应： 用铝盐与可溶性弱碱氨水反应制Al(OH)3：Al3++3NH3·H2O= Al(OH)3↓+3NH4+ 说明：制取 Al(OH)3也可用铝盐与强碱作用，但应严格控制加入碱的量，因为强碱过量会使制得的 Al(OH)3转化为偏铝酸盐：Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O。[www.61k.com)所以，实验室一般不采用这种方法制Al(OH)3 4、Al(OH)3的用途：净水。 Al(OH)3胶体中胶粒有吸附水中悬浮杂质的作用，使其质量增大，沉降水底，达到净化水的目的。 第三节 用途广泛的金属材料 （一）铁的氧化物 名 称 氧化亚铁 氧化铁 四氧化三铁 俗 称 ————— 铁 红 磁性氧化铁 化学式 FeO Fe2O3 Fe3O4 色 态 黑色粉末 红棕色粉末 黑色晶体 化合价 + 2还原性为主 + 3只有氧化性 + 2，+ 3 水溶性 不 溶 不 溶 不 溶 类 型 碱 性 氧 化 物 ———— 共 性 与酸 都能与酸反应 如 Fe2O3 + 6H+=2Fe3+ + 3H2O 与还原剂 都能被还原 如 Fe2O3 + 3CO=2Fe + 3CO2(高温条件下反应) （二）氢氧化物 名称 氢氧化亚铁 氢氧化铁 化学式 Fe(OH)2 Fe(OH)3 分 类 碱 碱 性 质 色 态 白色固体 红褐色固体 水溶性 不溶于水 不溶于水 与酸反应 Fe(OH)2+2H+= Fe2+ + 2H2O Fe(OH)3+3H+==Fe3++3H2O 还原性 稳定性 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3 2Fe(OH)3 =Fe2O3＋ 3H2O（受热分解） 制法 原 理 Fe2+ +2OH- = Fe(OH)2↓ Fe3+ +3OH- = Fe(OH)3↓ 现 象 白色絮状沉淀 红褐色沉淀 （三）铁盐与亚铁盐 铁盐（Fe3+） 亚铁盐（Fe2+） 颜色 黄色 淡绿色 与碱反应 Fe3++3OH—==Fe（OH）3↓， Fe2++2OH—=Fe（OH）2↓
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合金：
合金的特点
1.硅元素：
2、二氧化硅
（SiO2）
3、硅酸
（H2SiO3）
4、硅酸盐 氧化性、还原性 氧化性 2Fe3++Fe=3Fe2+ 氧化性：Fe2++Zn==Zn2++Fe 还原性：2Fe2++Cl—2=2Fe3++2Cl （四）Fe2+、Fe3+的检验 鉴 别 方 法 Fe2+ Fe3+ 直 接 观 色： 淡 绿 色 ， 黄 色 与KSCN ：不显红色 ，血 红 色 与 OH- 作用 ：白色↓→灰绿↓→红褐色↓ 红褐色沉淀 两种或两种以上的金属（或金属与非金属）熔合在一起而形成的具有金属特性的物质 硬度一般比成分金属大而熔点比成分金属低，用途比纯金属要广泛。(www.61k.com） 第四章 非金属及其化合物 第一节 无机非金属材料的主角——硅 无机非金属材料中的主角，在地壳中含量26.3％，次于氧。是一种亲氧元 素，以熔点很高的氧化物及硅酸盐形式存在于岩石、沙子和土壤中，占地壳质量90％以上。位于第3周期，第ⅣA族碳的下方。 天然存在的二氧化硅称为硅石，包括结晶形和无定形。石英是常见的结晶形二氧化硅，其中无色透明的就是水晶，具有彩色环带状或层状的是玛瑙。二氧化硅晶体为立体网状结构，基本单元是[SiO4]，因此有良好的物理和化学性质被广泛应用。（玛瑙饰物，石英坩埚，光导纤维） 物理：熔点高、硬度大、不溶于水、洁净的SiO2无色透光性好 化学：化学稳定性好、除HF外一般不与其他酸反应，可以与强碱（NaOH）反应，是酸性氧化物，在一定的条件下能与碱性氧化物反应 SiO2＋4HF == SiF4 ↑＋2H2O SiO2＋CaO ===(高温) CaSiO3 SiO2＋2NaOH == Na2SiO3＋H2O 不能用玻璃瓶装HF，装碱性溶液的试剂瓶应用木塞或胶塞。 酸性很弱（弱于碳酸）溶解度很小，由于SiO2不溶于水，硅酸应用可溶性硅酸盐和其他酸性比硅酸强的酸反应制得。 Na2SiO3＋2HCl == H2SiO3↓＋2NaCl 硅胶多孔疏松，可作干燥剂，催化剂的载体。 硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称，分布广，结构复杂化学性质稳定。一般不溶于水。（Na2SiO3 、K2SiO3除外）最典型的代表是硅酸钠Na2SiO3 ：可溶，
其水溶液称作水玻璃和泡花碱，可作肥皂填料、木材防火剂和黏胶剂。 常用硅酸盐产品：玻璃、陶瓷、水泥
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5、硅单质
1、氯元素：
2.氯气
1、二氧化硫 与碳相似，有晶体和无定形两种。(www.61k.com)晶体硅结构类似于金刚石，有金属光泽的灰黑色固体，熔点高（1410℃），硬度大，较脆，常温下化学性质不活泼。是良好的半导体，应用：半导体晶体管及芯片、光电池 第二节 富集在海水中的元素——氯 位于第三周期第ⅦA族，原子结构： 容易得到一个电子形成 氯离子Cl－,为典型的非金属元素，在自然界中以化合态存在。 物理性质：黄绿色气体，有刺激性气味、可溶于水、加压和降温条件下可变为液态(液氯)和固态。 制法:MnO2＋4HCl (浓) MnCl2＋2H2O＋Cl2 闻法:用手在瓶口轻轻扇动,使少量氯气进入鼻孔。 化学性质：很活泼，有毒，有氧化性， 能与大多数金属化合生成金属氯化物（盐）。也能与非金属反应： 2Na＋Cl2 ===(点燃) 2NaCl 2Fe＋3Cl2===(点燃) 2FeCl3 Cu＋Cl2===(点燃) CuCl2 Cl2＋H2 ===(点燃) 2HCl 现象：发出苍白色火焰，生成大量白雾。 燃烧不一定有氧气参加，物质并不是只有在氧气中才可以燃烧。燃烧的本质是剧烈的氧化还原反应，所有发光放热的剧烈化学反应都称为燃烧。 Cl2的用途： ①自来水杀菌消毒Cl2＋H2O == HCl＋HClO 2HClO ===(光照) 2HCl＋O2 ↑ 1体积的水溶解2体积的氯气形成的溶液为氯水，为浅黄绿色。其中次氯酸HClO有强氧化性和漂泊性，起主要的消毒漂白作用。次氯酸有弱酸性，不稳定，光照或加热分解，因此久置氯水会失效。 ②制漂白液、漂白粉和漂粉精 制漂白液 Cl2＋2NaOH=NaCl＋NaClO＋H2O ，其有效成分NaClO比HClO稳定多,可长期存放制漂白粉(有效氯35％)和漂粉精(充分反应有效氯70％) 2Cl2＋2Ca(OH)2=CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O ③与有机物反应，是重要的化学工业物质。 ④用于提纯Si、Ge、Ti等半导体和钛 ⑤有机化工：合成塑料、橡胶、人造纤维、农药、染料和药品 氯离子的检验 使用硝酸银溶液，并用稀硝酸排除干扰离子（CO32－、SO32－） HCl＋AgNO3 == AgCl ↓＋HNO3 NaCl＋AgNO3 == AgCl ↓＋NaNO3 Na2CO3＋2AgNO3 ==Ag2CO?3 ↓＋2NaNO3 Ag2CO?3＋2HNO3 == 2AgNO3＋CO2 ↑＋H2O Cl－＋Ag＋ == AgCl ↓ 第三节 硫和氮的氧化物 制法（形成）：硫黄或含硫的燃料燃烧得到（硫俗称硫磺，是黄色粉末） S＋O2 ===(点燃) SO2 物理性质：无色、刺激性气味、容易液化，易溶于水（1：40体积比） 化学性质：有毒，溶于水与水反应生成亚硫酸H2SO3，形成的溶液酸性，有漂白作用，
遇热会变回原来颜色。这是因为H2SO3不稳定，会分解回水和SO2
SO2＋H2O H2SO3 因此这个化合和分解的过程可以同时进行，为可逆反应。
可逆反应——在同一条件下，既可以往正反应方向发生，又可以向逆反应方向发生的化学反应称作可逆反应，用可逆箭头符号 连接。
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2.一氧化氮
和二氧化氮
3.大气污染
1.硫酸
2.硝酸
3.氨气及铵
盐 一氧化氮在自然界形成条件为高温或放电：N2＋O2 ========(高温或放电) 2NO，生成的一氧化氮很不稳定，在常温下遇氧气即化合生成二氧化氮： 2NO＋O2 == 2NO2 一氧化氮的介绍：无色气体，是空气中的污染物，少量NO可以治疗心血管疾病。（www.61k.com］ 二氧化氮的介绍：红棕色气体、刺激性气味、有毒、易液化、易溶于水，并与水反应： 3 NO2＋H2O == 2HNO3＋NO 这是工业制硝酸的方法。 SO2 、NO2溶于雨水形成酸雨。防治措施： ① 从燃料燃烧入手。 ② 从立法管理入手。 ③从能源利用和开发入手。 ④从废气回收利用，化害为利入手。 (2SO2＋O2 2SO3 SO3＋H2O= H2SO4) 第四节 氨 硝酸 硫酸 物理性质：无色粘稠油状液体，不挥发，沸点高，密度比水大。 化学性质：具有酸的通性，浓硫酸具有脱水性、吸水性和强氧化性。是强氧化剂。 C12H22O11 ======(浓H2SO4) 12C＋11H2O放热 2 H2SO4 (浓)＋C CO2 ↑＋2H2O＋SO2 ↑ 还能氧化排在氢后面的金属，但不放出氢气。 2 H2SO4 (浓)＋Cu CuSO4＋2H2O＋SO2 ↑ 稀硫酸：与活泼金属反应放出H2 ，使酸碱指示剂紫色石蕊变红，与某些盐反应，与碱性氧化物反应，与碱中和 物理性质：无色液体，易挥发，沸点较低，密度比水大。 化学性质：具有一般酸的通性，浓硝酸和稀硝酸都是强氧化剂。还能氧化排在氢后面的金属，但不放出氢气。 4HNO3(浓)＋Cu == Cu(NO3)2＋2NO2 ↑＋4H2O 8HNO3(稀)＋3Cu 3Cu(NO3)2＋2NO ↑＋4H2O 反应条件不同，硝酸被还原得到的产物不同，可以有以下产物:N(+4)O2,HN(+3)O2,N(+2)O,N(+1)2O,N(0)2, N(-3)H3△硫酸和硝酸：浓硫酸和浓硝酸都能钝化某些金属（如铁和铝）使表面生成一层致密的氧化保护膜，隔绝内层金属与酸，阻止反应进一步发生。因此，铁铝容器可以盛装冷的浓硫酸和浓硝酸。硝酸和硫酸都是重要的化工原料和实验室必备的重要试剂。可用于制化肥、农药、炸药、染料、盐类等。硫酸还用于精炼石油、金属加工前的酸洗及制取各种挥发性酸。 氨气的性质：无色气体，刺激性气味、密度小于空气、极易溶于水（且快）1：700体积比。溶于水发生以下反应使水溶液呈碱性：NH3＋H2O NH3?H2O NH4＋＋OH－ 可作红色喷泉实验。生成的一水合氨NH3?H2O是一种弱碱，很不稳定，会分解，受热更不稳定：NH3?H2O ===(△) NH3 ↑＋H2O
浓氨水易挥发除氨气，有刺激难闻的气味。
氨气能跟酸反应生成铵盐：NH3＋HCl == NH4Cl (晶体)
高一化学必修一 高一化学必修一知识点总结
氨是重要的化工产品，氮肥工业、有机合成工业及制造硝酸、铵盐和纯碱都离不开它。(www.61k.com）氨气容易液化为液氨，液氨气化时吸收大量的热，因此还可以用作制冷剂。 铵盐的性质：易溶于水（很多化肥都是铵盐），受热易分解，放出氨气： NH4Cl NH3 ↑＋HCl ↑
NH4HCO3 NH3 ↑＋H2O ↑＋CO2 ↑
可以用于实验室制取氨气：（干燥铵盐与和碱固体混合加热）
NH4NO3＋NaOH Na NO3＋H2O＋NH3 ↑
2NH4Cl＋Ca(OH)2 CaCl2＋2H2O＋2NH3 ↑
用向下排空气法收集，红色石蕊试纸检验是否收集满。
四 : 52高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结
水溶液中的离子平衡
§1 知识要点
一、弱电解质的电离
1、定义：电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质
混和物 强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 弱电解质：弱酸、弱碱和水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O??
SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2??
下列说法中正确的是（ ）
A、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质；
B、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子；
C、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质；
D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：
在一定条件下（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
下列说法中错误的是（ ）
A、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质；
B、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电；
C、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强；
D、相同条件下，pH相同的盐酸和醋酸的导电性相同。
3、强电解质与弱电质的本质区别：
在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）
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）
4、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc为例)：
（1）溶液导电性对比实验； （2）测0.01mol/LHAc溶液的pH>2；
（3）测NaAc溶液的pH值； （4）测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pH<a +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
最佳的方法是 和 ；最难以实现的是 ，说明理由
（提示：实验室能否配制0.1mol/L的HAc？能否配制pH=1的HAc？为什么？）
5、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：
(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CHA＜CHB
(3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHA＞pHHB
物质的量浓度相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是 ，pH最大的是 ；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为 。
pH相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，物质的量浓度最小的是，最大的是；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为 。
甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的浓度均为0.10mol/L时，甲酸中的c(H+)为乙酸中c(H+)的3倍，欲使两溶液中c(H+)相等，则需将甲酸稀释至原来的 3倍（填“<”、“>”或“=”）；试推测丙酸的酸性比乙酸强还是弱 。
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水离平衡：H2OH+ + OH- 水的离子积：KW = [H+]·[OH-]
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH-] = 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（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）
试比较pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是 。
4、溶液的酸碱性和pH：
（1）pH= -lg[H]
注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ；
②pH＜7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；
③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是。
-12已知100℃时，水的KW=1×10，则该温度下
（1）NaCl的水溶液中[H+，
（2）0.005mol/L的稀硫酸的pH= ；0.01mol/L的NaOH溶液的pH=
（2）pH的测定方法：
酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞
pH试纸 ——最简单的方法。 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。
注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②只能读取整数值或范围
用湿润的pH试纸测某稀溶液的pH，所测结果（填“偏大”、“偏小”、“不变”或“不能确定”），理由是 。
（3
；②强碱滴定强酸最好选用的指示剂为： ，原因是
。
三 、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） (注意 :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）
注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！
将pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；20mLpH=5的盐酸中加入1滴（0.05mL）0.004mol/LBa(OH)2溶液后pH= 。
四、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。
pH=3的HCl稀释100倍后溶液的pH变为pH=3的HAc溶液稀释100倍后pH为pH变为5，应稀释的倍数应 （填不等号）100；pH=5的稀硫酸稀释1000倍后溶液中[H+] ：[SO42-； pH=10的NaOH溶液稀释100倍后溶液的pH变为 ；pH=10的NaAc溶液稀释10倍后溶液的pH为 。
五、“酸、碱恰好完全反应”与“自由H+与OH-恰好中和”酸碱性判断方法
1、酸、碱恰好反应（现金+存款相等）：
恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。（无水解，呈中性）
+-2、自由H与OH恰好中和（现金相等），即“14规则：pH之和为14的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显中性。”：
生成盐和水，弱者大量剩余，弱者电离显性。（无弱者，呈中性）
(1)100mLpH=3的H2SO4中加入10mL0.01mol/L氨水后溶液呈 性，原因是
pH=3的HCl与pH=11的氨水等体积混合后溶液呈，原因是 。
（2）室温时，0.01mol/L某一元弱酸只有1%发生了电离，则下列说法错误的是
A、上述弱酸溶液的pH＝4
B、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＝7
C、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＞7
D、加入等体积pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH＜7
六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）
1、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 ＞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；HNO3>H3PO4）
B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOH>CH3COOH）
C、一些常见的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸；醋酸>碳酸；磷酸和H2SO3为中强酸；HClO4为最强含氧酸等。
（1）下列物质不水解的是 ；水解呈酸性的是 ；水解呈碱性的是
①FeS ②NaI ③NaHSO4 ④KF ⑤NH4NO3 ⑥C17H35COONa
（2）浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是（ ）
①酸性：H2S>H2Se ②碱性：Na2S>NaHS ③碱性：HCOONa>CH3COONa
④水的电离程度：NaAc<NaAlO2 ⑤溶液的pH：NaHSO3<Na2SO4<NaHCO3<NaClO
2、盐类水解的特点：（1）可逆 （2）程度小 （3）吸热
下列说法错误的是：
A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在；
B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈红色，加热红色变深；
C、NH4Cl溶液呈酸性这一事实能说明氨水为弱碱；
D、在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离。
3、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）
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）
Na2CO3溶液呈碱性原原因用方程式表示为 ；能减少Na2CO3溶液中CO32-浓度的措施可以是（ ）
①加热 ②加少量NaHCO3固体 ③加少量(NH4)2CO3固体
④加少量NH4Cl ⑤加水稀释 ⑥加少量NaOH
4、酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水解：如HSO4-
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-）
写出NaH2PO4溶液中所有的水解和电离方程式
[H3PO4]、[HPO42-]与
[H2PO4-]的大小关系
5、双水解反应：
（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应（即弱酸弱碱盐）。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。其促进过程以NH4Ac为例解释如下：
— NH4Ac == NH4+ + Ac- NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ Ac + H2O HAc + OH-
—两个水解反应生成的H+和OH反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减少，平衡均右移。
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的方程式写“==”并标“↑↓”，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
写出Al3+与CO32-、HCO3-在水溶液中反应的离子方程式： ，
在足量Na2CO3溶液中加少量硫酸铝溶液的离子方程式为 ，泡沫灭火器中使用硫酸铝与小苏打而不用纯碱的原因是 ；能鉴别Na2CO3、NaOH、NaCl、AgNO3和苯酚钠五种溶液的一种试剂是 。
6、盐类水解的应用：
①混施化肥（N、P、K三元素不能变成↑和↓）
②泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解）
③FeCl3溶液止血剂（血浆为胶体，电解质溶液使胶体凝聚）
④明矾净水（Al3+水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉）
⑤NH4Cl焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）
⑥判断溶液酸碱性（强者显性）
⑦比较盐溶液离子浓度的大小
⑧判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存）
⑨配制盐溶液（加对应的酸防止水解）
七、电离、水解方程式的书写原则
1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写
例：H2S的电离H2S +- ； HS- H+例：Na2S的水解：H2O+ S2- OH- H2O + HS- H2-
注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写
例：Al3+ + 3H2O 3 + 3H+ 下列方程式中属于电离方程式的是 ；属于水解方程式的是
A、HCO3- +H2O H3O+ + CO32- B、BaSO4 == Ba2+ + SO42-
C、AlO2- + 2H2O Al(OH)3 + OH- D、CaCO3(s) Ca2+ + CO32-
八、溶液中微粒浓度的大小比较
1、基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系：
①电荷守恒（电荷数前移）:任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘
积之和
②物料守恒(原子个数前移):
某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和
③质子守恒(得失H+个数前移):：
∑得质子后形成的微粒浓度·得质子数 == ∑失质子后形成的微粒浓度·失质子数
2、同浓度的弱酸和其弱酸盐 、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：
①中常化学常见的有三对
等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：弱酸的电离＞其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性
等浓度的NH3·H2O与NH4Cl的混合液：弱碱的电离＞其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性
等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：弱酸的电离<其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性
②掌握其处理方法（即抓主要矛盾）
例：0.1mol/LCH3COOH和0.1mol/LCH3COONa溶液等体积混合后溶液呈酸性，则∵溶液呈酸性，∴CH3COOH 的电离＞CH3COONa的水解，∴[HAc]<0.1mol/L，[Ac-]>0.1mol/L.
九、酸碱中和滴定（见专题）
十、溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
（1）溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。生成难溶电解质的反应为完全反应，用“=”。
-5+ （2）反应后离子浓度降至1×10mol/L以下的反应为完全反应，用“=”。如酸碱中和时[H]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完
全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5
mol/L，故均用“=”。
（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
（4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。
（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的书写
注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+ + S2-
3、沉淀生成的三种主要方式
（1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。
（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：常加入难溶性的MO、M(OH)2、MCO3等除M2+溶液中易水解的阳离子。如加MgO
除去MgCl2溶液中FeCl3。
（3）氧化还原沉淀法：加氧化剂或还原剂将要除去的离子变成沉淀而除去（较少见）
4、沉淀的溶解：
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①加水；②加热；③减少生成物（离子）的浓度。使沉淀溶解的方法一般为减少生成物的浓度，∵对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。
5、沉淀的转化：
溶液中的沉淀反应总是向着离子浓度减少的方向进行，简而言之，即溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。
+2- （1）对于Ag2S(s) 2Ag + S，其Ksp的表达式为 。
（2）下列说法中不正确的是 ①用稀HCl洗涤AgCl沉淀比用水洗涤损耗AgCl小；
②一般地，物质的溶解度随温度的升高而增加，故物质的溶解大多是吸热的；
③对于Al(OH)3(s) Al(OH)3 Al3+ + 3OH-，前者为溶解平衡，后者为电离平衡；
④除去溶液中的Mg2+，用OH-沉淀比用CO32-好，说明Mg(OH)2的溶解度比MgCO3大；
⑤沉淀反应中常加过量的沉淀剂，其目的是使沉淀更完全。
（3）如何除去Mg(OH)2中混有的Ca(OH)2。
§2 方法、归纳和技巧
一、酸的酸性强弱与溶液的酸性强弱的联系与区别
酸的酸性强弱是指酸电离出H的难易（越易电离出H，酸的酸性越强）；溶液酸性的强弱是指溶液中[H]的相对大小（H浓度越大，溶液的酸性越强）。
溶液的酸性可能是由酸电离产生的H+而引起的，也可能是由强酸弱碱盐水解而引起的。
下列说法中错误的是
A、强酸溶液的导电性一定比弱酸的强；
B、酸越难以电离出质子，其对应的酸根离子就越易水解；
C、溶液的酸性越强，则溶液中的[H+]越大，水的电离程度就越小；
D、在水中完全电离的酸一定是强酸，但强酸的水溶液的酸性不一定强。
二、溶液的导电性与电解质强弱的联系与区别
溶液的导电性仅与溶液中的离子浓度及离子所带电荷数的多少相关。电荷数相同时，离子浓度越大，导电性越强；离子浓度相同时，离子所带电荷数越多，溶液导电性越强；电解质溶液导电的同时一定发生电解！
电解质的强弱是指电解质在水中的电离程度。电解质越强，在水中就越完全电离，反之就越难电离。相同条件下，强电解质溶液的导电性比弱电解质的强（即导电性对比实验）。
（1）常见的三种导电方式为 、 和电子空穴导电。
（2）浓度相同的HCl、HAc、NaHSO4三种酸并联入同一电路中，导电性最强的是 ，最弱的是 。
三、电离平衡、水解平衡、溶解平衡的共性
1、加水均能促进三大平衡；
2、加热均能促时三大平衡（溶解平衡个别例外）
3、三大平衡均为水溶液中的平衡，故都不受压强的影响.
4、均遵循勒夏特列原理。
对于AgCl(s) Ag+ + Cl-，平衡后欲使溶液中的[Cl-]增大，可采取的措施是( )
①加氨水 ②加水 ③加NaCl(s) ④加AgCl(s) ⑤加NaBr(s) ⑥加热
四、酸碱盐对水的电离的影响
1、水中加酸：酸电离出的H+使平衡H2O H+ + OH-逆移，溶液中[H+]主要是酸电离产生的，只有极小部分由水电离产生（可忽略）；[OH-]全由水电离产生。
2、水中加碱：碱电离出的OH-使平衡H2O H+ + OH-逆移，溶液中[OH-]主要是碱电离产生的，只有极小部分由水电离产生（可忽略）；[H+]全由水电离产生。
3、正盐溶液中的[H+]、[OH-]均由水电离产生：
（1）强酸弱碱盐：如AlCl3，水电离产生的OH-部分被阳离子结合生成了难电离的弱碱，故使溶液中[H+]>[OH-]。
（2）强碱弱酸盐：如NaAc，水电离产生的H+部分被阴离子结合生成了难电离的弱酸，故使 溶液中[OH-] > [H+]。
4、酸式盐中NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4中酸根离子以电离为主，故显酸性而抑制水的电离，其余均以水解为主而促进水的电
离。
已知某NaHSO3溶液的pH=4，则有关NaHSO3溶液的说法中正确的是（ ）
A、NaHSO3溶液中水的电离程度小于Na2SO3溶液，也小于Na2SO4溶液
B、[HSO3-]>[H2SO3]>[SO32-]
C、该溶液中由水电离出的[H+]为1×10-4mol/L
D、加入少量NaOH使溶液的pH升高会使水的电离受抑制
五、Qc与K
Qc为浓度商：是指刚开始反应（但未反应）时平衡体系各物质浓度幂次方之积之比（对于溶液是指混合后但不反应时的浓度） K为平衡常数：是指可逆反应达到平衡时体系各物质浓度幂次方之积之比。在化学平衡、电离平衡、水解平衡、溶解平衡四大平衡中分别有不同的名称：化学平衡常数(K)、电离常数(Ka)、水解常数(Kh)、溶度积(Ksp)。
Qc与K的相对大小可反映出体系是否为平衡状态：
（1） Qc>K，过平衡状态，反应将逆向进行；
（2） Qc=K，平衡状态；
（3） Qc<K，未平衡状态，反应将正向进行
已知25℃时CaSO4的Ksp=9.1×10-6，若将0.02mol/L的Na2SO4溶液与0.004mol/LCaCl2溶液等体积混合，试通过计算溶液中是否有沉淀析出
六、解题方法
1、溶液导电能力的变化
【例1】把0.05mol NaOH固体分别加入到100mL下列液体中，溶液的导电能力变化最小的是
——A．0.05 mol·L1 硫酸 B．0.6 mol·L1盐酸
——C．0.5 mol·L1的醋酸； D．0.5 mol·L1KCl溶液
方法：写将化学程式改为离子方程式的第一步，比较反应前后溶液中离子数的变化
关键：不需考虑弱电解质的电离及离子的水解；注意加入物质是否过量
2、水电离出的[H+]浓度为已知条件的离子共存判断
【例2】在由水电离产生的c（H+）=1×10-14mol/L的溶液中，一定可以大量共存的离子组是
A)NH4+,Al3+,Br-,SO42- B)Na+,Mg2+,Cl-,NO3- C)K+,Ba2+,Cl-,NO3- D)K+,Na+,SO32-,SO42-
方法：“由水电离产生的c（H+）=1×10-14mol/L的溶液”即溶液的pH可能为14也可能为0；也即“下列各组离子既能大量存在于酸性溶液中也能大量存在于碱性溶液之中的是”。注意：若由水电离产生的H+浓度大于10-7mol/L，则溶液一定呈酸性，溶质中一定有强酸弱碱盐。
【例3】由水电离产生的c（H+）=1×10-5mol/L的溶液，其溶质可能是
52高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结_化学平衡知识点
A、NaHSO4 B、AlCl3 C、H2SO4 D、NaH2PO4
3、14规则的运用
【例4】将pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水等体积混合后，溶液中离子浓度关系正确的是：
＋＋ A． [NH4+]＞[Cl-]＞ [H]＞[OH-] B．[NH4+]＞[Cl-] ＞[OH-]＞[H]
＋＋ C．[Cl-] ＞[NH4+]＞[H] ＞[OH-] D．[Cl-]＞[NH4+]＞[OH-]＞[H]
解析：利用“pH之和为14的酸碱等体积混合后，谁弱谁过量显谁性。”规律，判断反应后溶液为NH4Cl和NH3·H2O的混合溶液且呈碱性，而溶液呈碱性，则以氨水的电离为主，故选B
【例5】在常温下10mLpH=10的KOH溶液中，加入pH=4的一元酸HA溶液至pH刚好等于7（设反应前后体积不变），则对反
应后溶液的叙述正确的是
A、[A-] = [K+] B、[H+] = [OH-]<[K+]<[A-] C、V总≤20mL D、V总≥20mL
解析：分HA为强酸和弱酸两种情况，再结合14规则：假如酸为弱酸，则加入10mL弱酸后溶液呈酸性，而已知溶液呈中性，故加入的弱酸体积小于10mL。
4、溶液混合后离子浓度大小的比较
【例6】将0.1mol/L NaOH和0.1mol/LNH4Cl溶液等体积混合后，离子浓度大小正确的顺序是：
＋＋＋＋ A．[Na]＞[Cl-]＞[OH-]＞[H] B．[Cl-]＞[Na]＞ [OH-]＞[H]
＋＋＋＋ C．[Na]= [Cl-]＞[OH-]＞[H] D．[Na]= [Cl-]＞[H]＞[OH-]
解析：∵NaOH+NH4Cl=NaCl+NH3〃H2O，故先不考虑水解和电离（含水的电离），分别列出反应前后各微粒的物质的量，若反应后有两种或几种微粒的量相等，则要考虑离子的水解和电离。
【例7】将100ml、0.1mol/L的BaCl2溶液中加入到100ml、0.2mol/L的H2SO4溶液中，则溶液中存在的离子浓度的关系的是：
A．[H+]＞[Cl-]＞[Ba2+]＞[SO42-] B．[Cl-]＞[H+]＞[SO42-]＞[Ba2+]
C．[H+]＞[Cl-]＞[SO42-]＞[Ba2+] D．[Cl-]＞[H+]＞[Ba2+]＞[SO42-]
5、量变而量浓度不变
【例8】一定温度下，向足量的石灰乳中加少量生石灰时，下列有关说法错误的是（ ）
A、溶液中Ca2+数不变 B、溶液的pH不变 C、溶液的密度不变 D、溶液中[Ca2+]不变
解析：题目已说明温度不变，故不需考虑热效应。CaO + H2O = Ca(OH)2(s)，使溶液中水减少而析出Ca(OH)2，但溶液依然为饱和溶液！本题就相当于从饱和石灰水中移去部分饱和溶液，各组分的量变小了，但浓度等度并不变。
【例9】一定温度下，向足量Na2CO3饱和溶液中加入1.06g无水碳酸钠，析出Na2CO3·10H2O晶体，下列有关说法正确的是
A、析出晶体质量2.86g； B、溶液的pH不变 C、溶液中Na+数增加 D、溶液质量减少
§3 综合训练
1、下列关于强、弱电解质的叙述中正确的是（ ）
A、强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物
B、强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物
C、强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子
D、强电解质的导电能力强，弱电解质的导电能力弱
2、下列离子方程式中，正确的是（ ）
A、CH3COOH = CH3COO- + H+ B、NaOH = Na+ + OH-
C、KClO
3K+ + ClO3- D、BaSO4 = Ba2+ + S2- +4O2-
3、氨水有下列平衡：NH3·H2O NH4+ + OH- 当其它条件不变时，改变下列条件，平衡向左移动，且c(NH4+)增大的是（ ）
A、加NaOH B、加盐酸 C、加NH4Cl D、加同浓度氨水
4、水是一种极弱电解质，在室温下平均每n个水分子中只有一个水分子发生电离，则n值为（ ）
A、1×10-14 B、55.6×107 C、107 D、55.6
5、在100℃，100 mL蒸馏水中c(OH-) = 1×10-6 mol·L-1，当改变下列条件之一时，c(OH-)仍然等于1×10-6 mol·L-1的是（ ）
A、温度降低到25℃ B、加入10-6 mol NaOH固体，保持100℃
C、加入10-6 mol NaCl固体。温度降低到25℃ D、蒸发掉50 mL水，保持100℃
6、在0.01 mol·L-1的H2SO4溶液中由水电离出的c(OH-)是（ ）
A、5×10-13 mol·L-1 B、0.01 mol·L-1 C、1×10-7 mol·L-1 D、1×10-2mol·L-1
7、pH为4.5的盐酸1 mL稀释为约1 L，稀释前后溶液中指示剂的颜色变化是（ ）
A、稀释前后酚酞均为无色 B、石蕊由红色变为紫色
C、甲基橙由红色变为黄色 D、甲基橙由黄色变为橙色
8、60 mL 0.5 mol·L-1 NaOH溶液和40 mL 0.4 mol·L-1的H2SO4相混合后，溶液的pH约为（ ）
A、0.5 B、1.7 C、2 D、13.2
9、在盐类的水解过程中，下列叙述正确的是（ ）
A、盐的电离平衡被破坏 B、水的电离平衡被破坏
C、没有发生中和反应 D、溶液的pH一定变大
10、物质的量浓度相同、体积也相同的一元酸和一元碱相互中和时，溶液（ ）
A、显酸性 B、显碱性 C、显中性 D、酸碱性无法确定
11、为了配置CH3COO-与Na+离子物质的量浓度值比为1：1的溶液，可向溶液中加入（ ）
A、适量的盐酸 B、适量的NaOH固体
C、适量的KOH 固体 D、适量的NaCl固体
12、下列反应中，属于水解反应且使溶液显酸性的是（ ）
A、NH4 + H2O NH3·H2O + HB、HCO3 + H2O CO3 + H3O
C、S2- + H2O HS- + OH- D、NH3 +H2O NH4+ +OH-
13、实验室在配制硫酸铁溶液时，先把硫酸铁晶体溶解在稀硫酸中，再加水稀释到所需的浓度，这样操作的目的是（ ）
A、提高硫酸铁的溶解度 B、防止硫酸铁分解
C、降低溶液的pH D、抑制硫酸铁水解
14、实验室有下列试剂：①NaOH溶液 ②水玻璃 ③Na2S溶液 ④NH4Cl溶液 ⑤浓H2SO4，其中必须用带橡胶塞的试剂瓶保存的是（ ）
A、①④⑤ B、①②③ C、①②④ D、②④⑤
15、将0.1mol下列物质置于1 L水中充分搅拌后，溶液中阴离子数最多的是（ ）
A、KCl B、Mg(OH)2 C、Na2CO3 D、MgSO4
16、物质的量浓度相同的下列溶液中，含微粒种类最多的是（ ）
A、CaCl2 B、CH3COONa C、NH3 D、K2S
17、下列物质的稀溶液中，溶质的阴、阳离子的个数比为1 ：2的是（ ）
A、(NH4)2SO4 B、NaHSO4 C、K2S D、Na2SO4
18、为了配置NH4+的浓度与Cl-的浓度比为1 ：1的溶液，可在NH4Cl溶液中加入（ ）
① 适量的HCl ②适量的NaCl ③适量的氨水 ④适量的NaOH
A、①② B、③ C、③④ D、④
19、25℃时，在浓度为1 mol·L-1的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2的溶液中，测得其c(NH4+)分别为a、b、c（单位为mol/L）。下列判断正确的是（ ）
A、a = b = c B、a＞b＞c C、a＞c＞b D、c＞a＞b
20、c(NH4+)相同的下列溶液 ①NH4Cl ②(NH4)2SO4 ③NH4HSO4 ④NH4HCO3，其物质的量浓度由大到小的顺序是（ ）
A、②③①④ B、④①③② C、①④③② D、②④①③
21、下列仪器使用前不需检验是否漏水的有（ ）
A、移液管 B、分液漏斗 C、滴定管 D、容量瓶
22、酸碱恰好完全中和时，它们一定相等的是（ ）
A、质量 B、物质的量 C、物质的量浓度 D、H+和OH-的物质的量
23、用酸滴定碱时，滴定前读酸式滴定管读数时，仰视读数，滴定结束时读数正确，这样会使测得的碱溶液的浓度（ ）
A、偏高 B、偏低 C、不受影响 D、不能确定
24、下列实验中，直接采用沾有水滴的仪器，对实验结果没有影响的是（ ）
A、氨的喷泉实验：烧瓶 B、实验室制取氧气：试管
C、中和滴定：锥形瓶 D、中和滴定：滴定管
25、用0.1 mol·L-1NaOH溶液滴定100 mL 0.1 mol·L-1盐酸时，如果滴定误差在±0.1%以内，反应完毕后，溶液的pH范围在（ ）
A、6.9 ~ 7.1 B、3.3 ~ 10.7 C、4.3 ~ 9.7 D、6 ~ 8
26、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
27、已知HClO是比H2CO3还弱的酸，反应：Cl2 + H2O HCl + HClO，达到平衡后要使HClO的浓度增大，可加入（ ）
A、H2S B、HCl C、CaCO3 D、NaOH（固体）
28、下列叙述不正确的是（ ）
A、纯水也是一种电解质
B、无论是酸性、中性还是碱性稀溶液，只要温度恒定，c(H+)×c(OH-)是一个常数
C、一定温度下，0.1 mol·L-1的磷酸溶液中H+主要来自于酸的第一步电离
D、强碱溶液中不存在H+
29、体积相同、pH相同的盐酸和醋酸溶液，再用氢氧化钠溶液中和时，两者消耗氢氧化钠的物质的量是（ ）
A、相同 B、盐酸多 C、醋酸多 D、无法比较
30、等体积的下列溶液中，阴离子的总浓度最大的是（ ）
A、0.2 mol·L-1K2S B、0.1 mol·L-1Ba(OH)2
C、0.2 mol·L-1NaCl D、0.2 mol·L-1(NH4)2SO4
31、能正确表示下列反应的离子方程式是（ ）
A、用碳酸钠溶液吸收少量的二氧化硫：2CO32- + SO2 +H2O = 2HCO3- +SO32-
B、金属铝溶于盐酸中：Al + 2H+ = 2Al3+ + H2↑
C、硫化钠溶于水中：S2- + H2O = H2S↑+ OH-
D、碳酸镁溶于硝酸中：CO32- + 2H+ = CO2↑+ H2O
32、在相同温度时100mL 0.01mol/L的醋酸溶液与10mL0.1mol/L的醋酸溶液相比较，下列数值前者大于后者的
是???????????????????????????（ ）
A. 中和时所需NaOH的量 B. 电离程度
C.H+的物质的量 D.CH3COOH的物质的量
33、在醋酸的下列性质中,可以证明它是弱电解质的是?????????????( )
A.1mol/L的醋酸溶液中[H+]约为10-3mol/L B. 醋酸能与水以任意比互溶
C.10mL 1mol/L的醋酸恰好与10mL 1mol/L NaOH溶液完全反应
D.在相同条件下,醋酸的导电性比强酸溶液弱
34、下列叙述中正确的是??????????????????????????( )
A.固体氯化钠不导电,但氯化钠是电解质 B.氯化钠溶液能导电,氯化钠溶液是电解质
C.氧化钠的水溶液导电,所以氧化钠是电解质 D.碳酸钙难溶于水,碳酸钙不是电解质
35、HClO比H2CO3还弱的酸,为了提高氯水中HClO的浓度,可加入????????( )
A.HCl B.CaCO3(S) C.H2O D.NaOH
36、下列电离方程式中正确的是????????????????????????( )
A. NaHS 溶于水: NaHS ==Na+ + HS- HS- + H2O H3O+2- B. (NH4)2SO4溶于水: (NH4)2SO4 + + SO42-
C.磷酸溶于水中: H3PO4 ==3H+ + PO43-
D.Al(OH)3的电离: Al(OH)3= Al3+ + 3OH-
37、某温度下,有两瓶不同浓度的氨水,甲瓶的浓度为0.1mol/L ,乙瓶的浓度为1mol/L,则甲瓶溶液中[OH-]与乙瓶之比
为?????????????????????????( )
A.= 1/10 B.大于1/10 C小于1/10 D.无法确定
38、可以判定某酸是强电解质的现象是?????????????????????( )
A.该酸加热至沸腾也不分解 B.该酸可以溶解氢氧化铜
C.该酸可跟石灰石反应,放出CO2 D.该酸浓度为0.01mol/L时PH为2
39、已知AG=lg[c(H+)/c(OH-)]，常温下，在AG=-10的溶液中能大量存在的离子组是：
A)Cl-,AlO2-,SO32-,Na+ B)NO3-,Ac-,Na+,NH4+ C)Cl-,NO3-,Mg2+,K+ D)SO42-,HCO3-,Cl-,K+
40、纯水能微弱地电离出。在25℃时，水电离出的H+和OH-浓度为 ，其离子浓度的乘积为 ，该乘积叫做 。在25℃时，其数值为 ，水的电离过程是一个 过程。
41、下列10种物质中：①NaOH溶液 ②H2SO4 ③硫酸铜晶体 ④Cu ⑤CH3COOH ⑥NaOH固体 ⑦蔗糖 ⑧石灰水 ⑨水银 ⑩氨水 能导电的有 ；属于强电解质的有 ；属于弱电解质的有 。
42、有A、B、C三种溶液，其中A的pH = 5，B中c(H+) = 1×10-4 mol·L-1，C中c(OH-) = 1×10-11 mol·L-1，则三种溶液的酸性由强到弱的顺序为
43、有一学生在实验室测某溶液的pH，实验时，他先用蒸馏水润湿pH试纸，然后用纯净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测。该学生的操作方法 （填“正确”或“不正确”），理由是
“一定”或“不一定”）会产生误差，理由是 。
44、BiCl3水解生成BiOCl。
（1）写出BiCl3水解反应方程式： 。
（2）有人把BiCl3叫次氯酸铋，你是否同意此名称 。
（3）如何配置BiCl3溶液 。
（4）把适量固体BiCl3置于浓NaCl溶液中可得澄清溶液，请说出可能的原因 。
45、完全中和某一元强酸，需一定量的NaOH。如改用与NaOH等质量的Ba(OH)2，反应后溶液显 性；如改用与NaOH等物质的量的Ba(OH)2，反应后溶液显 性。
46、盐碱地（含较多NaCl、Na2CO3）不利于作物生长。产生碱性的原因是（用离子方程式表示） ，施加适量石膏可降低盐碱地的碱性，表示其反应原理的离子方程式是 。
47、已知AnBm的离子积 = c(Am+)n·c(Bn-)m，式中的c(Am+)n和c(Bn-)m表示平衡时离子的物质的量浓度。在某温度下，Ca(OH)2的溶解度为0.74 g，其饱和溶液密度为1 g·mL-1，则该温度下，其离子积为 。
48、在某无色溶液里，只含有下列8种离子中的某几种：Na+、H+、Ag、Mg2+、Cl-、OH-、HCO3-、NO3-。已知该溶液能跟金属铝反应，且放出的气体只有氢气。试回答：
（1）若溶液和铝反应后有AlO2-生成，则其中一定含有大量的 离子，还可能含有大量的 离子。
3+（2）若溶液和铝反应有Al生成，则原溶液中一定不含有大量的 离子。
49、甲、乙两位同学分别做中和滴定的试验，甲同学认真地做了一次实验，就取得了实验数据。乙同学认真地做了两次实验，取两次数据的平均值作为试验的测定数据。你认为哪一位同学的方法合理，请简述理由。 .
50、阅读下列材料：已知Cu2+和Fe2+在pH为4~5的环境中不水解，而此种情况下， Fe3+几乎全部水解，双氧水(H2O2 )是强氧化剂，在酸性条件下，它的还原产物为水。用粗氧化铜（含少量铁）制纯CuCl2溶液的过程如下：取①50 mL稀盐酸，加入一定量粗氧化铜，加热、搅拌，充分反应后过滤，经测定溶液pH约为2；②向滤液中加入双氧水搅拌；③向滤液中加入过量的纯氧化铜，微热、充分搅拌，经测定溶液的pH约为5；④过滤；⑤浓缩溶液。思考：
（1）操作①中的离子方程式
（2）操作④中过滤后滤渣的成分是
（3）浓缩过程中溶液颜色的变化
（4）操作中pH升高的原因是发生了反应
51.为什么BaCO3沉淀可溶于盐酸中,而BaSO4却不溶于盐酸中?(由方程式和平衡体系被破坏来说明,并配以文字说明)__________________________________.据上述判断,可以得出盐与酸反应规律之一是:______________________________.
52、试用简单的实验证明,在醋酸溶液中存在CH3COOH CH3COO- + H+ 的电离平衡(写出简单操作 现象及实验能说明的问题)
参考答案
§1 知识要点
一、弱电解质的电离
1、BC 2B
4（3）（4）；（6）（7）；HAc为弱酸，pH=1的HAc难以配制。能；否，HAc为弱酸，随溶液的的稀释而电离程度增加，故难以配制。
5、H2SO4，HAc，V硫酸>V盐酸=V醋酸（或V硫酸=2V盐酸=2V醋酸）。
H2SO4，HAc；V醋酸>V盐酸=V硫酸。 >，弱
二、水的电离和溶液的酸碱性
3、NH4Cl=Na2CO3 >HAc=NaOH
4、（1）①强酸弱碱盐；③强碱弱酸盐。10-6mol/L，6，中；2，10
（2）不能确定；酸性溶液偏大，中性溶液不变，碱性溶液偏小
（3）酚酞；变色明显，酚酞褪色时pH最接近7；甲基橙，甲基橙由橙变黄时，pH最接近7；变色范围广且变色不明显
三、混合溶液pH计算公式
3、1.3；11.7；9
四、
6、5；3~5之间；>；20:1；8；8~10
五、
2、（1）酸；恰好反应生成(NH4)2SO4，NH4+水解呈碱性（将题中pH=2改为pH=3）。碱；氨水过量，电离产生的OH-使溶液呈碱性。
（2）B
六、
1、（1）①②③；⑤；④⑥ （2）①③
2、D
3、CO32- + H2O HCO3- + OH- ；①④⑤
4、H2O H+ +OH- ；H2PO4- HPO42- +H+；HPO42- PO43- +H+；H2PO4- +H2O H3PO4+OH-
[H2PO4-] > [HPO42-] > [H3PO4]
5、2Al3+ + 3CO32- + 3H2O == 2Al(OH)3↓+ 3CO2↑；Al3+ + 3HCO3- == Al(OH)3↓+ 3CO2↑
Al3+ + 3CO32- + 3H2O ==Al(OH)3↓+ 3HCO3-；产生同样多的CO2，用纯碱消耗的Al3+多；用纯碱有可能不产生CO2或产气量很少。 七、
2、AB；C
十、
5（1）Ksp=[Ag+]2·[S2-] （2）④
（3）加足量MgCl2溶液，充分搅拌，过滤，洗涤即得纯Mg(OH)2
§2 方法、归纳和技巧
一、 AC
二、 （1）自由电子导电；自由阴阳离子导电；（2）NaHSO4；HAc
三、 ①③⑤⑥
四、 A
五、 Qc = 2×10-5 > Ksp，∴有沉淀析出
六、 1B 2C 3B 4B 5AC 6C 7C 8A 9BD
§3 综合训练
1C 2B 3C 4B 5D 6A 7AB 8B 9B 10D 11C 12A 13D 14B 15C 16D
17BD 18B 19D 20B 21A 22D 23B 24C 25C 26B 27C 28D 29C 30A 31A
32BC 33AD 34A 35B 36A 37B 38B 39A
40、H+、OH-；10-7mol/L，1×10-14，水的离子积，1×10-14，可逆
41、①④⑧⑨⑩；②③⑥；⑤
42、C >B>A
43、不正确，可能由于稀释而产生误差；不一定，若是中性溶液，则不产生误差，否则产生误差
44、（1）BiCl3 + H2O BiOCl + 2HCl； （2）不同意； （3）将BiCl3溶于盐酸中；
（4）增大溶液中c（Cl-）能抑制BiCl3 的水解
45、酸；碱
46、CO32- + H2O HCO3- + OH- ；CaSO4(s) Ca2+ + SO42- ，Ca2+ + CO32- = CaCO3↓
47、1×10-3
48、（1）OH-、Na+； Cl-，NO3-； （2）OH-、HCO3-、NO3-、Ag+
49、乙；乙能较好地克服实验误差
50、（1）CuO + 2H+ = Cu2+ + H2O；Fe + 2H+=Fe2+ + H2↑； （2）Fe(OH)3
（3）蓝色变绿色； （4）一方面2Fe2++2H++H2O2=2Fe3++2H2O消耗了OH-，另一方面CuO消耗H+。
51、BaCO3(s) Ba2+ + CO32-，加入HCl：2H+ +CO32- = H2O + CO2↑使 c(CO32-)减少，从而使
BaCO3的溶解平衡向溶解方向移动而溶解；而BaSO4(s) Ba2+ + SO42-，加入HCl并不能使平衡移动而溶解。强酸制取弱酸。
52、①测稀醋酸溶液的pH为a；②向稀醋酸中加入CH3COONa固体；③再次测量溶液的pH>a，则说明存在CH3COOH CH3COO-
+ H+。
水溶液中的电离平衡
一、电解质和非电解质
1、概念
?电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物
非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物
①电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质。
②电解质必须是自身能直接电离出自由移动的离子的化合物。
③对于电解质来说，只须满足一个条件即可，而对非电解质则必须同时满足两个条件。
例如：H2SO4、NaHCO3、NH4Cl、Na2O、Na2O2、Al2O3
?强电解质：溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质 弱电解质：溶于水或熔融状态下只有部分电离的电解质
①电解质的强弱与化学键有关，但不由化学键类型决定。强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的不一定都是强电解质，如H2O、HF等都是弱电解质。 ②电解质的强弱与溶解度无关。如BaSO4、CaCO3等
③电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。
2、判断
（1）物质类别判断：
强电解质：强酸、强碱、多数盐、部分金属氧化物 弱电解质：弱酸、弱碱、少数盐和水
非电解质：非金属氧化物、氢化物（酸除外）、多数有机物 单质和混合物（不是电解质也不是非电解质）
（2）性质判断：
熔融导电：强电解质（离子化合物） 均不导电：非电解质（必须是化合物）
（3）实验判断：
①测一定浓度溶液pH ②测对应盐溶液pH ③一定pH溶液稀释测pH变化 ④同等条件下测导电性
3、电解质溶液的导电性和导电能力
溶液浓度
电离程度 导电性强
离子所带电
?电解质不一定导电(如NaCl晶体、无水醋酸)，导电物质不一定是电解质(如石墨)，非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。
?强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。
例1：(上海高考题)下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（ ）。
A．CH3COOH B．Cl2 C．NH4HCO3 D．SO2
例2：（1）有下列物质：①硫酸②固体KCl ③氨④食盐水⑤CO2⑥Cl2⑦CaCO3⑧Na2O⑨铜丝⑩氯化氢气体11氨水12浓硫酸13盐酸14碘化氢15硫酸钡。其中属于电解质的是 ；属于非电解质的是 ；属于强电解质的是 ；属于弱电解质的是 。
例3：(全国高考题)甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是（ ）。
A．1mol/L甲酸溶液的c(H+)=10-2mol/L B．甲酸以任意比与水互溶
C．10mL 1mol/L甲酸恰好与10mL 1mol/L NaOH溶液完全反应
D．在相同条件下，甲酸溶液的导电性比一元强酸溶液的弱
二、弱电解质的电离平衡
1、定义和特征
?电离平衡的含义
在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态。 任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质具有该条件下的最大电离程度。 ?电离平衡的特征
①逆：弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡。
②等：弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等。
③动：弱电解质电离成离子和离子结合成分子的速率相等，不等于零，是动态平衡。
④定：弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变。
⑤变：外界条件改变时，平衡被破坏，电离平衡发生移动。
2、影响电离平衡的因素
?浓度：越稀越电离
在醋酸的电离平衡 CH3
CH3COO-+H+
?温度：T越高，电离程度越大
?同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。
?化学反应 ：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离方向移动。
， 加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)变小 ，加入少量冰醋酸，平衡向右移动， c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)增大，但电离程度变小
52高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结_化学平衡知识点
3
A
．加NaOH(s)
B．加浓盐酸
C．加水
D．加热
例2：(全国高考题)用水稀释0.1mol/L氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（ ）。
A．c(OH-)/c(NH3·H2O)
B．c(NH3·H2O)/c(OH-) C．c(OH-)
D．n(OH-)
3、电离方程式的书写
?强电解质用=，弱电解质用
H2CO3H++HCO3-，HCO3- H++CO32-，以第一步电离为主。 ?弱酸的酸式盐完全电离成阳离子和酸根阴离子，但酸根是部分电离。 NaHCO3=Na++HCO3-，HCO3-H++CO32-
?强酸的酸式盐如NaHSO4完全电离，但在熔融状态和水溶液里的电离是不相同的。
熔融状态时：NaHSO4=Na++HSO4—
，
溶于水时：NaHSO4=Na++H++SO42—
例3：在一定温度下，无水醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力I随加入水的体积V变化的曲线如图回答： （1）“O”点导电能力为0的理由是_________________。
（2）a、b、c三点处，溶液的c(H+)由小到大的顺序为___________。 （3）a、b、c三点处，电离程度最大的是____________。
（4）若要使c点溶液中c(Ac-)增大，溶液c(H+)减小，可采取的措施是：
三、水的电离及溶液的pH
1、水的电离
?电离平衡和电离程度： 水是极弱的电解质，能微弱电离
H2O+H2H3O++OH-，通常简写为H2O H++OH-；ΔH>0 25℃时，纯水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L ?影响水的电离平衡的因素
①温度：温度越高电离程度越大
c(H+)和c(OH-)同时增大，KW增大，但c(H+)和c(OH-)始终保持相等，仍显中性。 纯水由25℃升到100℃，c(H+)和c(OH-)从1×10-7mol/L增大到1×10-6mol/L(pH变为6)。 ②酸、碱：向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但KW不变。 ③加入易水解的盐
由于盐的离子结合H+或OH-而促进水的电离，使水的电离程度增大。温度不变时，KW不变。 所示。请
在一定温度时，c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。
KW=c(H+)·c(OH-)，25℃时，KW=1×10-14(无单位)。
①KW只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，KW增大。 25℃时KW=1×10-14，100℃时KW约为1×10-12。
②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，KW就不变。 ?水电离的离子浓度计算 例1：在25°C时，浓度为1×10-5mol/L的NaOH溶液中，由水电离产生的C(OH-)是多少？ 酸：C(OH) 溶液= C(OH)水 碱：C(H+)溶液= C(H+)水 盐：酸性 C(H+)溶液= C(H+)水 碱性 C(OH) 溶液= C(OH)水 例2：(西安测试题)在25℃时，某溶液中，由水电离出的c(H+)=1×10-12mol/L，则该溶液的pH可能是（ ）。
A．12 B．7 C．6 D．2
+-12
例3：常温某无色溶液中，由水的电离产生的C（H）=1×10mol/l，则下列肯定能共存的离子组是
2+-2-3+ -A、Cu NO3 SO4 Fe B、Cl S2- Na+ K+ C、SO32- NH4+ K+ Mg2+ D、Cl- Na+ NO3- SO42-
+
例4：在25°C时，pH=5的HCl和NH4Cl溶液中，水电离出的．．．．c(H)比值是：
—
—
—
—
2、溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H+)与c(OH-)的相对大小。 在常温下，中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L； 酸性溶液：c(H+)>c(OH-), c(H+)>1×10-7mol/L；
碱性溶液：c(H+)<c(OH-)，c(H+)<1×10-7-mol/L。
思考：c(H+)>1×10-7mol/L （pH<7）的溶液是否一定成酸性？ 3、溶液的pH ?表示方法
pH=-lgc(H+) c(H+)=10-pH pOH=-lgc(OH-) c(OH-)=10-pOH 常温下，pH+pOH=-lgc(H+)-lgc(OH-)=-lgc(H+)·c(OH-)=14。 ?溶液的酸碱性与pH的关系(常温时) ①中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol·L-1，pH=7。 ②酸性溶液：c(H+)>1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH<7，酸性越强，pH越小。 ③碱性溶液：c(H+)<1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH>7，碱性越强，pH越大。 思考：1、甲溶液的pH是乙溶液的2倍，则两者的c(H+)是什么关系？
2、pH<7的溶液是否一定成酸性？（注意：pH=0的溶液c(H+)=1mol/L。） ?pH的适用范围
c(H+)的大小范围为：1.0×10-14mol·L-1<c(H+)<1mol·L-1。即pH 范围通常是0～14。 当c(H+)≥1mol·L-1或c(OH-)≥1mol·L-1时，用物质的量浓度直接表示更方便。 ?溶液pH的测定方法 ①酸碱指示剂法：
②pH试纸法：pH试纸的使用方法：取一小块pH试纸放在玻璃片(或表面皿)上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部，随即(30s内)与标准比色卡比色对照，确定溶液的pH。
测定溶液pH时，pH试剂不能用蒸馏水润湿(否则相当于将溶液稀释，使非中性溶液的pH测定产生误差)；不能将pH试纸伸入待测试液中，以免污染试剂。
标准比色卡的颜色按pH从小到大依次是：红 (酸性)，蓝 (碱性)。 ③pH计法：精确测定溶液pH。 4、有关pH的计算
基本原则：一看常温，二看强弱（无强无弱，无法判断），三看浓度（pH or c） 酸性先算c(H+)，碱性先算c(OH—) ?单一溶液的pH计算
①由强酸强碱浓度求pH ②已知pH求强酸强碱浓度
例5：同浓度同体积的HCl、H2SO4、HAc中c(H+)、中和NaOH量及与Zn反应快慢和H2产量比较？同pH同体积的HCl、H2SO4、
HAc中c(H+)、中和NaOH量及与Zn反应快慢和H2产量比较？ ?加水稀释计算
①强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n。 ②弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH<a+n。 ③强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n。④弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH>b-n。 ⑤酸、碱溶液无限稀释时，pH只能约等于或接近于7，酸的pH不能大于7，碱的pH不能小于7。 ⑥对于浓度（或pH）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH变化幅度大。
例6：PH=2的两种一元酸HX，HY各1ml,分别加水稀释至100ml，其PH值分别变为a,b,且a>b,则下列说法不正确的是
A．酸的相对强弱是：HX>HY
B．相同温度，相同浓度的NaX，NaY溶液，其PH值前者大。 C．与足量锌粉反应产生氢气的体积在相同条件下HY比HX多。 D．若a=4，则为HX强酸，HY为弱酸。 ?酸碱混合计算
①两种强酸混合 c(H)混=
②两种强碱混合c(OH)混= ③酸碱混合，一者过量时 c(OH)混或c(H)混=
-+
-+
c(H?)1V1?c(H?)2V2
V1?V2
c(OH?)1V1?c(OH?)2V2
V1?V2
若酸过量，则求出c(H+)，再得出pH；
|c(H?)酸V酸?c(OH?)碱V碱|
V酸?V碱
若碱适量，则先求c(OH-)，再由KW得出c(H+)，进而求得pH，或由c(OH-)得出pOH再得pH。
例7：把pH=13的NaOH溶液与pH=2的硫酸溶液混合后，所得溶液的pH=11，则NaOH溶液和硫酸溶液的体积之比为？
例8：25℃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中性，则混合前此强酸与强碱溶液的pH之和是 A.12 B.13 C.14 D.15 四、盐的水解 1、盐的分类
?按组成分：正盐、酸式盐和碱式盐。
?按生成盐的酸和碱的强弱分：强酸强碱盐(如Na2SO4、NaCl)、弱酸弱碱盐(如NH4HCO3)、强酸弱碱盐(如NH4Cl)、强碱弱酸盐(如CH3COONa)。
?按溶解性分：易溶性盐(如Na2CO3)、微溶性盐(如CaSO4)和难溶性盐(如BaSO4)。 2、盐类水解的定义和实质
?定义：盐电离出的一种或多种离子跟水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
?实质：盐电离出的离子(弱碱阳离子或弱酸根阴离子)跟水电离出的OH-或H+结合生成弱电解质(弱碱或弱酸)并建立电离平衡，从而促进水的电离。
?盐类水解的特点：①可逆的，其逆反应是中和反应； ②微弱的； ③动态的，水解达到平衡时v(水解)=v(中和)≠0；④吸热的，因中和反应是放热反应，故其逆反应是吸热反应。 3、盐类水解的规律
?有弱才水解：含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐才发生水解。
?无弱不水解：不含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐即强酸强碱盐不水解。 ?谁弱谁水解：发生水解的是弱酸根阴离子和弱碱阳离子。 ?谁强显谁性：弱酸弱碱盐看水解生成的酸和碱的强弱。
?越弱越水解：弱酸根阴离子所对应的酸越弱，则越容易水解，水解程度越大。
若酸性HA>HB>HC，则相同浓度的NaA、NaB、NaC溶液的碱性逐渐增强，pH逐渐增大。 2-CO3和HCO3-所对应的弱酸分别是HCO3- 和H2CO3，HCO3-比H2CO3的电离程度小得多，
相同浓度时Na2CO3溶液的pH比NaHCO3的大。
?都弱双水解：当溶液中同时存在弱酸根阴离子和弱碱阳离子时，离子水解所生成的OH-和H+相互结合生成水而使其水解相互促进，称为“双水解”。
①NH4+与S2-、HCO3-、CO32-、CH3COO-等虽然相互促进，水解程度仍然很小，离子间能大量共存。 ②彻底双水解离子间不能大量共存。
Al与S、HS、AlO2、CO3、HCO3
———
Fe3+与AlO2、CO32、HCO3
——
NH4+与AlO2、SiO32
如：2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑ Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑(泡沫灭火器原理) ③特殊情况下的反应
FeCl3和Na2S溶液发生氧化还原反应(生成Fe2+、S)
Na2S和CuSO4溶液发生复分解反应(Na2S+CuSO4=CuS↓+Na2SO4) 生成更难溶物 FeCl3和KSCN溶液发生络合反应[FeCl3+3KSCN=Fe(SCN)3+3KCl]
4、影响盐类水解的因素
主要因素：是盐本身的性质(对应的酸碱越弱，水解程度就越大)。 外界条件：（1）温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。（2）浓度：稀释盐溶液，可以促进水解，盐的浓—
—
—
——度越小，水解程度越大。（3）外加酸碱盐：外加酸碱能促进或抑制盐的水解。
下面分析不同条件对FeCl3水解平衡的影响情况：
5?一般水解程度很小，用可逆符号，不标“↓”或“↑”，不写分解产物形式(如H2CO3等)。
NH4++H2 NH3·H2O+H+ HCO3-+H2 H2CO3+OH-
NH4++CH3COO-+H2 NH3·H2O+CH3COOH
?多元弱酸根分步水解，弱碱阳离子一步到位。
?能进行完全的双水解反应写总的离子方程式，用“=”且标注“↓”和“↑”。 2Al3++3CO3-+3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑
注意区别酸式盐的阴离子的电离和水解
HS-+H2H3O++S2-即HS- HS-+H2H2S+OH-
6、离子浓度比较 ?守恒关系
①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：c (Na+)＋c (H+)＝c (HCO3-)＋2c (CO32-)＋c(OH-)
Na＋＋－－－
2CO3溶液中：c(Na) ＋c(H)＝2c(CO32)＋c(OH)＋c(HCO3) ②物料守恒：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，0.1mol/L CH3COONa和0.1mol/L CH3COOH混合溶液， c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.2mol/L Na2S溶液中，c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)= 1/2c(Na+)；在NaHS溶液中，c(HS-)+c(S2-)+c(H2S)=c(Na+)。
③水的电离守恒（也称质子守恒）：是指溶液中，由水所电离的H＋与OH－
量相等。
如：0.1mol·L－1的Na－＋－
2S溶液中：c(OH)＝c(H)＋c(HS)＋2c(H2S)
例1：(四川高考题)25℃时，将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的pH=7时，下列关系正确的是（ ）。
A．c(NH4+)=c(SO42-) B．c(NH4+)>c(SO42-) C．c(NH4+)<c(SO42-) D．c(OH-)+c(SO42-)=c(H+
)+ c(NH4+) ?单一溶质溶液
①酸或碱 0.1mol/L H2S溶液中，各离子浓度大小关系？ ②正盐 0.1mol/L的CH3COONa微粒中浓度大小关系？
方法：a.盐的粒子> H的离子；b.浓度大小决定于水解程度；c.OH－
2O和H+决定于酸碱性 练：0.1mol/L的Na2CO3中微粒浓度大小关系？0.1mol/L的(NH4)2SO4中微粒浓度大小关系？
③弱酸酸式盐溶液
［例题］0.1mol/L的NaHSO3微粒中浓度大小关系 电离＞水解，则电离产生离子＞水解产生的离子 ［练习］0.1mol/L的NaHCO3中微粒浓度大小关系 电离＜水解，则电离产生离子＜水解产生的离子
例2：已知某温度下0.1mol·L－1的NaHB(强电解质)溶液中c(H＋)＞ c(OH－
)，则下列有关说法或关系式一定正确的是（ ①HB－的水解程度小于HB－的电离程度； ②c(Na+)=0.1mol·L－1 ≥ c(B2－
)；
)
－－－
③溶液的pH=1； ④ c(Na)= c(HB)+2 c(B)+ c(OH)、 A、①② B、②③ C、②④ D、①②③
例3：已知某酸的酸式盐NaHY的水溶液的pH=8，则下列说法中正确的是（ )
A、在Na2Y、NaHY、H2Y的溶液中，阴离子的种类不同
－－－＋
B、NaHY的溶液中，离子浓度大小顺序为：c(Na+)＞ c(Y)＞ c(HY)＞ c(OH)＞ c(H)
－－－
C、HY的水解离子方程式为：HY+H2OY+H3O+
D、相同物质的量浓度的Na2Y和NaHY溶液，前者的pH大于后者 ?两种溶液混合
①分析反应，判断过量，确定溶质。 ②“两个微弱”：弱酸(碱)溶液中分子是主要的，盐溶液中盐电离产生的离子是主要的。 ③主要离子和少量的离子分别结合溶质物质的量、电离水解程度和溶液的酸碱性分析。
例4：用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH与CH3COONa配成1 L混合溶液，已知其中c(CH3COO-)大于c(Na+),对该混合溶液下列
判断正确的是( )
A、c(H+)＞c(OH-) B、c(CH3COOH)＋c(CH3COO-)＝0.2 mol·L-1 C、c(CH3COOH)＞c(CH3COO-) D、c(CH3COO-)＋c(OH-)＝0.1 mol·L-1
例5：CH3COOH与CH3COONa等物质的量混合配制成稀溶液，pH值为4.7，下列说法错误的( )
A、CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用 B、CH3COOH的存在抑制了CH3COONa的水解
C、CH3COONa的水解作用大于CH3COOH的电离作用 D、CH3COONa的存在抑制了CH3COOH的电离
例6：等体积等浓度的醋酸与NaOH溶液相混合,所得溶液中离子浓度由大到小的顺序是( )
A、c(Na+)＞c(Ac-)＞c(OH-)＞c(H+) B、c(Na+)＝c(Ac-)＞c(OH-)＞c(H+) C、c(Na+)＞c(OH-)＞c(Ac-)＞c(H+) D、c(Na+)＞c(OH-)＞c(H+)＞c(Ac-)
如果一定量的醋酸和氢氧化钠混合后，溶液的pH=7，则各离子浓度的关系为（ ） A、c(Na+)＞c(Ac-) B、c(Na+)＝c(Ac-) C、c(Na+)<c(Ac-) D、c(OH-)＞c(H+)
例7：将0.2 mol·L-1 CH3COOK 与0.1 mol·L-1盐酸等体积混合后，溶液的pH＜7，则溶液中下列微粒的物质的量浓度的关系正确的
是( )
A、c(CH3COO-)＝c(Cl-)＝c(H+)＞c(CH3COOH) B、c(CH3COO-)＝c(Cl-)＞c(CH3COOH)＞c(H+) C、c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(CH3COOH) D、c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(CH3COOH)＞c(H+)
例8：将pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合，在所得的混合溶液中，下列关系式正确的是（ )
A、c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(OH-)＞c(H+) B、c(NH4+)＞c(Cl-)＞ c(OH-)＞c(H+) C、c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＝c(OH-) D、c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)
?不同溶液中同一离子的比较
例9：物质的量浓度相同的下列溶液①(NH4)2CO3 ②(NH4)2SO4 ③NH4HCO3 ④NH4HSO4⑤NH4Cl ⑥NH3·H2O ⑦CH3COONH4；按c(NH4+)由小到大的排列顺序正确的是（ )
A.③⑦⑤④⑥①②③ B.⑥③⑦⑤④①② C.⑥⑦⑤③④①② D.⑥⑦③⑤④②①
1B 2A 3D 4AB 5C 6A B 7D 8B 9B
7、盐类水解的应用 ?溶液酸碱性的判断
①等浓度不同类型物质溶液pH：
多元强碱＞一元强碱＞弱碱＞强碱弱酸盐＞水＞强酸弱碱盐＞弱酸＞一元强酸＞多元强酸
②对应酸(碱)越弱，水解程度越大，碱(酸)性越强。
——
常见酸的强弱：H2SO3>H3PO4>HF>HAc >H2CO3 >H2S >HClO > HCN>HCO3>HS ③弱酸酸式盐溶液
—、—
当电离程度大于水解程度时，溶液成酸性，如HSO3、H2PO4（一般只此两种）
———
当水解程度大于电离程度时，溶液成碱性，如HCO3、HPO32、HS等
④同pH溶液浓度比较：相同条件下，测得：①NaHCO3②CH3COONa③NaClO④Na2CO3四种盐溶液pH相同，那么它们的物质的量浓度由大到小顺序为 。 ?盐溶液蒸干所得到的固体 ①将挥发性酸对应的盐(AlCl3、FeBr3、Fe(NO3)3等)的溶液加热蒸干，得不到盐本身。
△ AlCl3溶液中，AlCl3+3H2O 3+3HCl 2Al(OH)3 Al2O3②如果水解生成的酸难挥发，则可以得到原固体，如Al2(SO4)3、Fe2(SO4)3等。 ③强碱弱酸盐的溶液蒸干可以得到原固体，如K2CO3、Na2CO3等 ④不稳定的盐的溶液：发生分解，如Ba(HCO3)2溶液蒸干得到BaCO3。 ⑤具有强还原性盐的溶液：发生氧化反应，如2Na2SO3+O2=2Na2SO4。
52高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结_化学平衡知识点
⑥由易水解变质的盐的结晶水合物得到无水物，应在抑制其水解的氛围中加热脱水。
MgCl2·6H2O加热：MgCl2·6H2O △ Mg(OH)Cl+HCl↑+5H2O
MgCl2·6H2O MgO+2HCl↑+5H2O)
在干燥的HClMgCl2。
?配制盐溶液，需考虑抑制盐的水解。
如配制FeCl3、SnCl2等溶液，可滴入几滴盐酸或直接将固体溶解在盐酸中再稀释到所需浓度。
?试剂的贮存要考虑盐的水解。
如Na2CO3、NaHCO3溶液不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存，必须用带橡皮塞的试剂瓶保存。
?化肥的合理使用，有时要考虑盐类水解。
①铵态氮肥与草木灰不能混合使用 ②过磷酸钙不能与草木灰混合使用
?Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中，产生H2。
?某些盐的分离除杂要考虑盐类的水解。
如为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+可在加热搅拌条件下加入氧化镁
?判断离子共存时要考虑盐的水解。
Al3+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等，Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-等。无法在溶液中制取Al2S3，只能由单质直接反应制取。 ?分析溶液中粒子的种数要考虑盐的水解。
?工农业生产、日常生活中，常利用盐的水解知识。
①泡沫灭火器产生泡沫是利用了Al2(SO4)3和NaHCO3相混合发生双水解反应：Al3++3HCO3=Al(OH)3↓+3CO2↑。
②日常生活中用热碱液洗涤油污物品比冷碱液效果好。
③水垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，基本上不会生成MgCO3，是因为MgCO3微溶于水，受热时水解生成更难溶的Mg(OH)2。
④用盐(铁盐、铝盐等)作净水剂时需考虑盐类的水解。
（一）典型例题
－【例2】室温下，在pH=12的某溶液中，由水电离生成的c(OH)为（ ）
－－－－－－－－A.1.0×107 mol·Ｌ1 B.1.0×106 mol·Ｌ1 C.1.0×102 mol·Ｌ1 D.1.0×1012 mol·Ｌ1
【分析】本题以水的离子积为知识依托，考查学生对不同条件下水电离程度的认识，同时考查了思维的严密性。错解分析：pH=12的溶液，可能是碱溶液，也可能是盐溶液。忽略了强碱弱酸盐的水解，就会漏选D。
＋－＋－＋－－－解题思路：先分析pH=12的溶液中c(H)、c(OH)的大小。由c(H)=10pH得：c(H)=1.0×1012 mol·L1 c(OH)=1.0×
－－，＋102 mol·L1 再考虑溶液中的溶质：可能是碱，也可能是强碱弱酸盐。最后进行讨论：(1)若溶质为碱，则溶液中的H都是水电离
－＋－－－－－生成的：c水(OH)=c水(H)=1.0×1012 mol·Ｌ1(2)若溶质为强碱弱酸盐，则溶液中的OH都是水电离生成的：c水(OH)=1.0×102
－mol·Ｌ1。【答案】CD
【例3】室温下，把1mL0.1mol/L的H2SO4加水稀释成2L溶液，在此溶液中由水电离产生的H+，其浓度接近于（ ）
A. 1×10-4 mol/L B. 1×10-8 mol/L C. 1×10-11 mol/L D. 1×10-10 mol/L
【分析】温度不变时，水溶液中氢离子的浓度和氢氧根离子的浓度乘积是一个常数。在酸溶液中氢氧根离子完全由水电离产生，而氢离子则由酸和水共同电离产生。当酸的浓度不是极小的情况下，由酸电离产生的氢离子总是远大于由水电离产生的(常常忽略水电离的部分)，而水电离产生的氢离子和氢氧根离子始终一样多。所以，酸溶液中的水电离的氢离子的求算通常采用求算氢氧根离子。
+-3-4--14-4-10稀释后c(H)=（1×10L×0.1mol/L）/2L = 1×10mol/L c(OH) = 1×10/1×10 = 1×10 mol/L【答案】D
－【例4】将pH为5的硫酸溶液稀释500倍，稀释后溶液中c (SO42）：c (H+)约为（ ）
A、1：1 B、1：2 C、1：10 D、10：1
【分析】根据定量计算，稀释后c(H+)=2×10-8mol·L-1，c(SO42-)=10-8 mol·L-1，有同学受到思维定势，很快得到答案为B。其实，题中设置了酸性溶液稀释后，氢离子浓度的最小值不小于1×10-7mol·L-1。所以，此题稀释后氢离子浓度只能近似为1×10-7mol·L-1。 【答案】C
【例6】将体积均为10 mL、pH均为3的盐酸和醋酸，加入水稀释至a mL和b mL，测得稀释后溶液的pH均为5，则稀释后溶液的体积（ ）
A.a=b=100 mL B.a=b=1000 mL C.a＜b D.a＞b
【分析】盐酸是强电解质，完全电离。在加水稀释过程中盐酸电离出的H+离子的物质的量不会增加。溶液中c(H+)与溶液体积成反比，故加水稀释时，c(H+)会随着水的加入而变小。醋酸是弱电解质，发生部分电离。在加水稀释过程中未电离的醋酸分子发生电离，从而使溶液中H+离子的物质的量增加，而c(H+)与溶液体积同样成反比，这就使得此溶液中c(H+)受到n(H+)的增加和溶液体积V增加的双重影响。很明显，若将盐酸和醋酸同等程度的稀释到体积都为a，则盐酸的c(H+)比醋酸的c(H+)小。若要稀释到两溶液的c(H+)相等，则醋酸应该继续稀释，则有b＞a。 【答案】C
【例7】99mL0.1mol/L的盐酸和101mL0.05mol/L氢氧化钡溶液混合后，溶液的c(H+)为（ ）（不考虑混合时的体积变化）。
-8-10-8-10-14-5-11 A. 0.5×（10+10）mol/L B. （10+10）mol/L C.（1×10-5×10）mol/L D. 1×10 mol/L
【分析】把101mL的Ba(OH)2分差成99mL和2mL，其中99mLBa(OH)2溶液和99mL盐酸溶液恰好完全反应，这样就相当于将2mL0.05mol/L的Ba(OH)2加水稀释至200mL，先求溶液中的[OH-]，然后再化成[H+]，故应选D。[答案]D
【例8】将pH=8的NaOH溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH值最接近于（ ）。
A. 8.3 B. 8. C. 9 D. 9.7
?
[解析]同种溶质的酸或碱溶液混合后溶液的pH值约为大的pH减去0.3（两溶液的pH值必须相差2以上）。[答案]D
【例9】室温下xL pH=a的盐酸溶液和yL pH=b的电离度为α的氨水恰好完全中和，则x/y的值为（ ）
A.1 B. 10-14-a-b /α C. 10a+b-14/α D.10a-b/α
【分析】c(HCl)=c(H+)=10-amol·L-1，盐酸的物质的量=10-a×x mol·L-1，c(NH3·H2O)·α=c(OH-)=10b-14 mol·L-1，NH3·H2O物质的量为10b-14÷α×y mol·L-1。根据题意：10-a·x=10b-14÷α×y，得x/y=10a+b-14/α。【答案】C
【例10】若在室温下pH=a的氨水与pH=b的盐酸等体积混合，恰好完全反应，则该氨水的电离度可表示为（ ）
A.10a+b-12 % B. 10a+b-14 % C. 1012-a-b % D. 1014-a-b %
【分析】设氨水和盐酸各取1L。氨水电离出的c(OH-)=10-14÷10-a mol·L-1=10a-14mol·L-1, 即氨水电离出的OH-的物质的量为10a-14mol，而NH3·H2O的物质的量=盐酸的物质的量=10-bmol·L-1×1L=10-bmol；所以氨水的电离度为10a+b-12 %。【答案】A
【例11】用0.01mol/LH2SO4滴定0.01mol/LNaOH溶液，中和后加水至100mL。若滴定时终点判断有误差：①多加了1滴H2SO4；
+②少加了1滴H2SO4(设1滴为0.05mL)。则①和②c(H)之比为（ ）
A. 10 B. 50 C. 5×103 D. 104
【分析】多加1滴H2SO4，则酸过量，相当于将这1滴硫酸由0.05mL稀释至100mL。少加1滴H2SO4，相当NaOH溶液过量2
0.05?0.01?2
100滴，即将这部分NaOH溶液稀释至100mL。现计算如下: ①多加1滴硫酸时，c(H+)==10-5(mol/L)，
KW10?140.05?0.01?2??5?c(OH)10=10-9(mol/L)，故二者比值为104。100②少加1滴硫酸时，c(OH-)=10-5(mol/L)，c(H+)=【答案】D
【例12】有①、②、③三瓶体积相等，浓度都是1mol·L-1的盐酸溶液，将①加热蒸发至体积一半；向②中加入少量的CH3COONa固体（加入后仍显酸性）；③不作任何改变，以酚酞作指示剂，用NaOH溶液滴定上述三种溶液，所耗NaOH溶液的体积为（ ）
A. ①=②>③ B. ③>②>① C. ③=②>① D. ①=②=③
【分析】本题着重考查酸碱中和、溶液的酸碱性判断及抽象思维能力。对①加热蒸发，由于HCl的挥发性比水大，故蒸发后溶质可以认为没有，消耗的NaOH溶液的体积最少。在②中加入CH3COONa固体，发生反应：HCl+CH3COONa==CH3COOH+NaCl，当以酚酞作指示剂时，HCl、CH3COOH被NaOH中和：HCl+NaOH==NaCl+H2O，CH3COOH+NaOH==CH3COONa+H2O，此过程中被中和的H+物质的量与③相同。若改用甲基橙作指示剂，因为甲基橙的变色范围（pH）为3.1~4.4，此时，部分CH3COOH不能被NaOH完全中和，三种溶液所消耗的NaOH溶液体积为③>②>①。【答案】C
【例13】以标准的盐酸溶液滴定未知的氢氧化钠为例，判断以下操作所引起的误差（填“偏大”、“偏小”或“无影响”） ?读数：滴定前俯视或滴定后仰视； （ ）
?未用标准液润洗滴定管； （ ）
?用待测液润洗锥形瓶； （ ）
?滴定前滴定管尖嘴有气泡，滴定后尖嘴气泡消失； （ ）
?不小心将标准液滴在锥形瓶的外面； （ ）
?指示剂用量过多。 （ ）
【分析】本题主要考查学生的实验操作规范及误差分析能力。（1）滴定前俯视或滴定后仰视会导致标准液读数偏大，造成滴定结果偏高。（1）未用标准液润洗滴定管，会使标准液浓度降低，造成滴定结果偏高。（3）用待测液润洗锥形瓶，会使标准液用去更多，造成滴定结果偏高。（4）气泡不排除，结束后往往气泡会消失，所用标准液读数增大，造成测定结果偏高。（5）不小心将标准液滴在锥形瓶的外面，导致标准液读数偏大，造成滴定结果偏高。（6）指示剂本身就是一种弱电解质，指示剂用量过多会导致标准液耗去偏多，造成测定结果偏高
基础练习
一、选择题
1．下列溶液肯定是酸性的是（ ）
A 含H+的溶液 B 加酚酞显无色的溶液 C pH<7的溶液 D [OH-]<[H+]的溶液
2．将pH试纸用蒸馏水湿润后，去测定某溶液的pH，该溶液的pH将会
A.偏高 B.偏低 C.不变 D.上述三种情况均有可能
3．pH相同的氨水、氢氧化钠和氢氧化钡溶液，分别用蒸馏水稀释到原来的X倍、Y倍、Z倍，稀释后三种溶液的pH同，则X、Y、Z的关系是
A.X＝Y＝Z B.X＞Y＝Z C.X＜Y＝Z D.X＝Y＜Z
＋4．pH＝2的溶液，其H浓度为0.01mol/L，下列四种情况的溶液：①25℃的溶液、②100℃的溶液、③强酸溶液、④弱酸溶液，
与上述符合的有
A.①③ B.①②③④ C.③④ D.①③④
＋＋5．有甲、乙两种溶液，甲溶液的pH是乙溶液的两倍，则甲溶液中[H]与乙溶液中[H]的关系
A.2︰1 B.100︰1 C.1︰100 D.无法确定
6．有两瓶pH值都等于2的酸溶液，一瓶是强酸，另一瓶是弱酸，可用来鉴别它们的一组试剂是
A.石蕊试液和水 B.pH试纸和水
C.酚酞试液和水 D.酚酞试液和苛性钠溶液
7．一元碱A与0.01mol/L的一元强酸等体积混合后所得溶液的pH为7。以下说法中正确的是（ ）
①若A为强碱，其溶液的物质的量浓度等于0.01mol/L
②若A为弱碱，其溶液的物质的量浓度大于0.01mol/L
③反应前，A溶液中c(OH)-一定是0.01mol/L
④反应后，混合溶液中阴离子的浓度大于阳离子的浓度
A．①② B．①③ C．①②③ D．①②③④
8．下列叙述正确的是（ ）
A pH=3和pH=4的盐酸各10mL混合，所得溶液的pH=3.5
B 溶液中[H+]越大，pH值也越大，溶液的酸性就越强
C 液氯虽然不导电，但溶解于水后导电情况良好，因此，液氯也是强电解质
D 当温度不变时，在纯水中加入强碱溶液不会影响水的离子积常数
＋－－9．在室温下，某溶液中由水电离出的H浓度为1.0×1013 mol·L1，则此溶液中一定不可能大量存在的离子组是( )
＋－＋＋－＋ A.Fe3、NO3-、Cl、Na B.Ca2、HCO3-、Cl、K
＋－＋＋C.NH4+、Fe2、SO42-、NO3- D.Cl、SO42-、K、Na
c(H?)
?c(OH)，则下列叙述正确的是( ) 10．为更好地表示溶液的酸碱性，科学家提出了酸度(AG)的概念，AG=lg
A.中性溶液的AG=0
B.酸性溶液AG＜0
－C.常温下0.1 mol·L1氢氧化钠溶液的AG=12
－D.常温下0.1 mol·L1盐酸溶液的AG=12
水的电离和溶液的酸碱性参考答案
1．D 2.D 3.B 4.B 5.D 6.BD 7．A 8．D
＋－－9．BC c水(H)=1.0×1013 mol·L1，则该溶液可能是强碱性溶液，也可能是强酸性溶液，总之，水的电离被抑制。因而“一
定不可能大量存在”是指酸性和碱性条件下都不能大量存在。评注：若去掉题干中的“不可”，则选D。若去掉题干中的“一定不”，则选AD。
10．AD
五 : 高中化学《化学平衡》知识点总结 新人教版选修4
安徽省安庆市第九中学高二化学《化学平衡》知识点总结 新人教版
选修4
（一）1.定义：
化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。（www.61k.com)
2、化学平衡的特征
逆（研究前提是可逆反应）
等（同一物质的正逆反应速率相等） 动（动态平衡）
定（各物质的浓度与质量分数恒定） 变（条件改变，平衡发生变化） 3、判断平衡的依据
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
（二）影响化学平衡移动的因素 1、浓度对化学平衡移动的影响
（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，
1
化学平衡知识点 高中化学《化学平衡》知识点总结 新人教版选修4
都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动
（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡_不移动_
（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度__减小__，生成物浓度也_减小_， V正_减小__，V逆也_减小__，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和_大_的方向移动。［www.61k.com］
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着__吸热反应__方向移动，温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着__体积缩小___方向移动；减小压强，会使平衡向着___体积增大__方向移动。
注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡__不移动___。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。
5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
三、化学平衡常数
（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，___生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数____比值。 符号：__K__
（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：
1、表达式中各物质的浓度是__变化的浓度___，不是起始浓度也不是物质的量。
2、K只与__温度（T）___有关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。
（三）化学平衡常数K的应用:
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应__进行程度__的标志。K值越大，说明平衡时_生成物___的浓度越大，它的___正向反应__进行的程度越大，即该反应进行得越__完全___，反应
5物转化率越_高___。反之，则相反。 一般地，K>_10__时，该反应就进行得基本完全了。
2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q：浓度积）
Q_〈__K:反应向正反应方向进行;
Q__=_K:反应处于平衡状态 ;
Q_〉__K:反应向逆反应方向进行
3、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高，K值增大，则正反应为__吸热___反应
若温度升高，K值减小，则正反应为__放热___反应
＊四、等效平衡
1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、分类
（1）定温，定容条件下的等效平衡
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化学平衡知识点 高中化学《化学平衡》知识点总结 新人教版选修4
第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。［www.61k.com）
第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。
（2）定温，定压的等效平衡 只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。 五、化学反应进行的方向 1、反应熵变与反应方向：
-1-1 （1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：J?mol?K
(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。.
（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)
2、反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：
ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行
ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态
ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行
注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行
（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行
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本文标题：高一化学必修一知识点总结-高中化学必背知识点归纳总结61阅读| 精彩专题| 最新文章| 热门文章| 苏ICP备13036349号-1