第一章 化学反应与能量转化
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
3.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（固态s，液态l，气态g，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 燃烧的条件是在101kPa；
② 标准燃烧热:燃料是以1mol作为标准，因此书写热化学方程式时，其它物质的化学计量数可用分数表示；
③ 物质燃烧都是放热反应，所以表达物质燃烧时的△H均为负值；
④ 燃烧要完全:C元素转化为CO2，而不是CO；H元素转化为H2O(l)，而不是H2O(g), N元素转化为N2。
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(液态)，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/mol
3．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。
4．中和热的测定实验
五、盖斯定律
1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
电化学基础
个人小奥义（升价失电子发生氧化反应的是阳极负极，反之…）即升失氧阳负
(一)、电解(电能→化学能)
1、电解：使电流通过电解质溶液(或熔融的电解质)而在阴、阳两极引起氧化还原反应的过程。
电解池：将电能转化为化学能的装置。
2、构成电解池的条件
(1)与电源相连的两个电极。
(2)电解质溶液(或熔化的电解质)。
(3)形成闭合电路。
3、电解池反应原理
电解结果：在两极上有新物质生成。
☆规律总结：电解反应离子方程式书写：
放电顺序：
阳离子放电顺序
Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(指酸电离的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
阴离子的放电顺序
是惰性电极时：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根离子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)
是活性电极时：电极本身溶解放电
注意:先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为活性电极（Fe、Cu)等金属，则阳极反应为电极材料失去电子，变成离子进入溶液；若为惰性材料，则根据阴阳离子的放电顺序，依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。
4.电解质水溶液电解类型总结
(简易)四种类型电解质分类：
（1）电解水型：含氧酸，强碱，活泼金属含氧酸盐
（2）电解电解质型：无氧酸，不活泼金属的无氧酸盐（氟化物除外）
（3）放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐
（4）放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐
5、电解原理的应用
(1)电解饱和食盐水制取氯气和烧碱(氯碱工业)
电解前应除去食盐溶液中的Ca2＋、Mg2＋、SO42－等杂质离子
电极反应：阳极(石墨)：2Cl－―2e－＝Cl2↑
阴极(铁钢)：2H＋＋2e－＝H2↑
总反应：2NaCl＋2H2O2NaOH＋Cl2↑＋H2↑
(2)电解法冶炼活泼金属
Na、Mg、Al等活泼金属都可用电解它们的熔融盐或氧化物制得。
如制Al：阳极：6O2－―12e－＝3O2↑
阴极：4Al3＋＋12e－＝4Al
总反应：2Al2O34Al＋3O2↑
(3)电镀
①概念：电镀是一种特殊的电解，是应用电解原理在某些金属的表面镀上一薄层其它金属或合金的过程。
②电镀池形成的条件：镀片作阴极、镀层金属作阳极、含镀层金属离子的电解质溶液作电镀液。用直流电源电镀时，电解质溶液的浓度和酸碱性理论上保持不变。
③实例——电解精炼铜。
电解精炼粗铜时，阳极材料是粗铜，阴极材料是纯铜，电解质溶液是CuSO4(或CuCl2)溶液。
④电解产物的计算
准确写出两电极反应式，以阴阳两极得失电子数相等为纽带，对两极产物进行计算。
(二)原电池(化学能→电能)
1、原电池的定义及化学原理
原电池的本质是将化学能转化为电能。一般说来，能自发进行的氧化还原反应，在理论上都可组成原电池。在反应中，电子从发生氧化反应(失电子)的电极流出，经过外线路流向另一极(多为不活泼极，离子或物质在该电极上得电子，发生还原反应)，同时溶液中的阴、阳离子分别不断移向负极、正极，构成闭合电路。
铜锌原电池反应原理：
2、构成原电池的条件
(1)具有活泼性不同的两极，较活泼的金属作负极，发生氧化反应。较不活泼金属或非金属(石墨等)作正极，正极上发生还原反应，正极本身不变。
(2)具有电解质溶液。
(3)具有导线相连，可以组成闭合回路，或具备将化学能转变成电能的条件。
3、原电池正负极的判断
以Zn|H2SO4|Cu原电池为例，如下图所示
负极(Zn)Zn－2e－＝Zn2＋(氧化反应)
正极(Cu)2H＋＋2e－＝H2↑(还原反应)
总反应：Zn＋H2SO4＝ZnSO4＋H2↑或Zn＋2H＋＝Zn2＋＋H2↑
（1）从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。
（2）从电子的流动方向:负极流入正极
（3）从电流方向:正极流入负极
（4）根据电解质溶液内离子的移动方向:阳离子流向正极，阴离子流向负极
（5）根据实验现象 ①溶解的一极为负极 ②增重的一极为正极
4、化学电源
实用电池应具有的特点：能产生稳定而具较高电压的电流，安全、耐用且便于携带；能够适用于特殊用途；便于回收处理，不污染环境或对环境产生的影响较小。
常见化学电源：
(1)干电池
电极反应： 负极：Zn－2e－＝Zn2＋
正极：2NH4＋＋2e－＝2NH3＋H2
正极产生的NH3又和ZnCl2作用：Zn2＋＋4NH3＝［Zn(NH3)4］2＋
淀粉糊的作用：提高阴、阳离子在两个电极的迁移速度。
(2)铅蓄电池：
电极反应： 负极：Pb＋SO42－－2e－＝PbSO4
正极：PbO2＋SO42－＋4H＋＋2e－＝PbSO4＋2H2O
总反应式：Pb＋PbO2＋2H2SO42PbSO4＋2H2O
(3)钮扣电池
电极反应： 负极：Zn＋2OH－－2e－＝ZnO＋H2O
正极：Ag2O＋H2O＋2e－＝2Aｇ＋2OH－
总反应式为：Ag2O＋Zn＝2Ag＋ZnO
(4)氢氧燃烧电池
是一种高效低污染的新型电池。它的电极材料一般为活化电极，具有很强的催化活性，如铂电极、活性炭等，电解质溶液为40%的KOH溶液。
当电解质溶液呈酸性时： 负极：2H2－4e =4H+
正极：Ｏ2＋4 e 4H+ =2H2O
当电解质溶液呈碱性时： 负极：2H2＋4OH－4e＝4H2O
正极：Ｏ2＋2H2O＋4 e＝4OH
电池总反应式为：2H2＋O2＝2H2O
燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低
规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律
（1）若无外接电源，又具备组成原电池的三个条件。
①有活泼性不同的两个电极；
②两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；
③较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还原反应（有时是与水电离产生的H+作用）
只要同时具备这三个条件即为原电池。
（2）若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池；当阴极为金属，阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时，则为电镀池。
（3）若多个单池相互串联，又有外接电源时，则与电源相连接的装置为电解池成电镀池。若无外接电源时，先选较活泼金属电极为原电池的负极（电子输出极），有关装置为原电池，其余为电镀池或电解池。
(三)金属的电化学腐蚀和防护
一、金属的电化学腐蚀
（1）金属腐蚀内容：
（2）金属腐蚀的本质：都是金属原子失去电子而被氧化的过程
（3）金属腐蚀的分类：
化学腐蚀——金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀
电化学腐蚀——不纯的金属跟电解质溶液接触时，会发生原电池反应，比较活泼的金属失去电子而被氧化。
（4）、电化学腐蚀的分类：
析氢腐蚀——腐蚀过程中不断有氢气放出
①条件：潮湿空气中形成的水膜,酸性较强（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等气体）
②电极反应：负极: Fe – 2e- = Fe2+
正极: 2H+ + 2e- = H2 ↑
总式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑
吸氧腐蚀——反应过程吸收氧气
①条件：中性或弱酸性溶液
②电极反应：负极: 2Fe – 4e- = 2Fe2+
正极: O2+4e- +2H2O = 4OH-
总式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2
离子方程式：Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2
生成的 Fe(OH)2被空气中的O2氧化，生成 Fe(OH)3 ， Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3
Fe(OH)3脱去一部分水就生成Fe2O3·x H2O（铁锈主要成分）
规律总结：
金属腐蚀快慢的规律：在同一电解质溶液中，金属腐蚀的快慢规律如下：
电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防腐措施的腐蚀
二、金属的电化学防护
1、利用原电池原理进行金属的电化学防护
（1）、牺牲阳极的阴极保护法
原理：原电池反应中，负极被腐蚀，正极不变化
应用：在被保护的钢铁设备上装上若干锌块，腐蚀锌块保护钢铁设备
负极：锌块被腐蚀；正极：钢铁设备被保护
（2）、外加电流的阴极保护法
原理：通电，使钢铁设备上积累大量电子，使金属原电池反应产生的电流不能输送，从而防止金属被腐蚀
应用：1、把被保护的钢铁设备作为阴极，惰性电极作为辅助阳极，均存在于电解质溶液中，接上外加直流电源。通电后电子大量在钢铁设备上积累，抑制了钢铁失去电子的反应。
2、改变金属结构：把金属制成防腐的合金
3、把金属与腐蚀性试剂隔开：电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等
规律总结：
防腐措施由好到坏的顺序如下：外接电源的阴极保护法＞牺牲负极的正极保护法＞有一般防腐条件的腐蚀＞无防腐条件的腐蚀
分析电解反应的一般思路：
明确溶液中存在哪些离子
根据阳极氧化，阴极还原分析得出产物
阴阳两极附近有哪些离子第二章 化学反应的方向、限度与速率
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(一)化学反应的方向
1、化学反应方向与反应热效应的关系
多数能自发进行的化学反应为放热反应，但很多放热反应也需要加热或点燃才能使反应发生。同时有不少吸热反应能自发进行。
2、焓变与熵变对反应
熵：衡量一个体系混乱度的物理量叫做熵，用符号S表示。
对于同一物质：S（g）﹥S（l）﹥S（s）方向的影响
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。
结论：在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向ΔH－TΔS＜0的方向进行，直至达到平衡状态。
注意：
1．反应的自发性只能用于判断反应的方向，不能确定反应是否一定会发生和过程发生的速率。例如金刚石有向石墨转化的倾向，但是能否发生，什么时候发生，多快才能完成，就不是能量判据和熵判据能解决的问题了。
2．在讨论过程的方向时，指的是没有外界干扰时体系的性质。如果允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果。例如石墨经高温高压还是可以变为金刚石的。
(二)化学反应的限度
1、化学反应平衡常数
(1)定义:在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度系数之幂的积与反应物浓度系数之幂的积比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数。用 K 表示。
(2) 表达式 化学反应：aA＋bBcC＋dD
平衡常数
(1)K 的意义： K 值越大，说明平衡体系中生成物所占的比例越大，它的正反应进行的程度大,反应物的转化率也越大。因此，平衡常数的大小能够衡量一个化学反应进行的程度，又叫反应的限度。
(2)一定温度时，同一个反应,其化学方程式书写方式、配平计量数不同，平衡常数表达式不同。
(3)在平衡常数的表达式中，物质的浓度必须是平衡浓度（固体、纯液体不表达）。在稀溶液中进行的反应，水的浓度可以看成常数，不表达在平衡常数表达式中，但非水溶液中的反应，如果反应物或生成物中有水，此时水的浓度不能看成常数。
(4)K>105 时,可认为反应进行基本完全。
(5)K只与温度有关，与反应物或生成物浓度变化无关，与平衡建立的途径也无关，在使用时应标明温度。温度一定时， K 值为定值。
2、平衡转化率
(1)定义:物质在反应中已转化的量与该物质总量的比值
(2)表达式:
小结：反应的平衡转化率能表示在一定温度和一定起始浓度下反应进行的限度。
利用化学平衡常数可预测一定温度和各种起始浓度下反应进行的限度。
(3)产品的产率:转化率的研究对象是反应物，而产率的研究对象是生成物。
3、化学平衡
(1)化学平衡的概念
化学平衡状态是指在一定条件下的可逆反应里正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。
(2)化学平衡的特征
(3)化学平衡的移动
总结：平衡移动原理
①平衡移动原理(勒夏特列原理)：
如果改变影响平衡的一个条件(如浓度、压强或温度)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
②注意事项：
a、此原理使用的前提是已达平衡的体系；
b、平衡移动的结果是“减弱”影响，而非“清除”影响；
c、当同时改变几个影响平衡的条件时，勒夏特列原理对每个条件来说仍适用，但实际移动方向是多个条件综合影响的结果。
d、适用于一切动态平衡。催化剂：对化学平衡状态无影响
（5）判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
例举反应 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
混合物体系中各成分的含量 ①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定 平衡
②各物质的质量或各物质质量分数一定 平衡
③各气体的体积或体积分数一定 平衡
④总体积、总压力、总物质的量一定 不一定平衡
正、逆反应速率的关系 ①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V(正)=V(逆) 平衡
②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则V(正)=V(逆) 平衡
③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆) 不一定平衡
④在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均指V(逆) 不一定平衡
压强 ①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定） 平衡
②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定） 不一定平衡
混合气体平均相对分子质量Mr ①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时 平衡
②Mr一定时，但m+n=p+q时 不一定平衡
温度 任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变） 平衡
体系的密度 密度一定 不一定平衡
其他 如体系颜色不再变化等 平衡
(三)化学反应的速率
1、化学反应速率
化学反应速率是研究在单位时间内反应物或生成物浓度的变化。通常是用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加表示。某一物质的反应速率的计算式为：
式中：Δc——浓度变化，一般以mol/L为单位：Δt——时间，单位可用s、min、h表示。因此，速率v的单位一般为mol/(L·s)、mol/(L·min)、mol/(L·h)等。
(1)化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢的尺度。它与两个因素有关：一个是时间；另一个是反应物或生成物的浓度。反应物的浓度随着反应的不断进行而减少，生成物的浓度则不断增加。
(2)在同一反应中用不同的物质来表示反应速率时，其数值可以是不同的，但这些数值所表示的都是同一个反应速率。因此，表示化学反应的速率时，必须说明用反应物或生成物中哪种物质做标准。不同物质的速率的比值一定等于化学方程式中相应的化学计量数之比。如：化学反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)的v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q。
(3)一般来说，化学反应速率随反应的进行而逐渐减慢。因此，某一段时间内的反应速率，实际是一段时间内的平均速率，而不是指瞬时速率。
2、影响化学反应速率的因素
① 决定因素（内因）：
反应物的性质（决定因素）
② 条件因素（外因）：
反应所处的条件
※注意：
（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变
②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢
（3）、催化剂：可以同等程度地改变正、逆反应速率，但催化剂不能改变化学反应的平衡常数，不能改变平衡转化率。
（4）、①对于反应前后气体总体积相等的反应，改变压强不能使化学平衡移动；
②对于只有固体或液体参加的反应，改变压强不能使化学平衡移动；
(四)工业合成氨
1、合成氨适宜条件选择
可逆反应：N2＋3H22NH3；ΔH＝－92.4kJ·mol－1。正反应为气体体积缩小的放热反应。
(1)温度：500℃左右。从化学反应速率分析：温度越高越好；从反应平衡分析：温度越低越好。综合考虑以500℃左右为宜，而且在此温度下该反应的催化剂活性最大。
(2)压强2×107～5×107Pa。无论从速率还是平衡考虑，压强越大越有利于合成氨。但压强越大，对设备的制造和材料的强度要求越高，以2×107Pa～5×107Pa为宜。
(3)催化剂：能加快反应速率但不影响平衡，可以提高单位时间氨的产量，目前工业上以铁触媒为催化剂。
(4)浓度：从速率及平衡角度分析，应增大氢气和氮气浓度，降低氨的浓度。
2、合成氨工业简述
(1)原料气的制备、净化和压缩
①N2来源于空气：方法一：空气液化法；方法二：用碳除氧法。
②H2来源于水和燃料：C＋H2O(g)CO＋H2；CO＋H2O(g)CO2＋H2
除去杂质后将N2、H2混合气体用压缩机压缩至高压。
(2)氨的合成：N2＋3H22NH3
(3)氨的分离：通过冷凝器将氨液化，然后将氨分离，分离出的混合气体经循环操作继续参与合成。
(4)工业流程：
原料气的制取→净化→压缩→
动
定
变
c(B)或n(B)或φ(B)一定
条件改变→平衡改变
逆
等
化学平衡的研究对象是可逆反应
V(正)＝V(逆)≠0
动态平衡：V(正)≠0；V(逆)≠0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
2H2OH3O＋＋OH－，ΔH＞0 简写为：H2OH＋＋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：KW＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14(25℃ )
理解KW时要注意：
(1)KW与温度有关，因为水的电离过程是吸热过程，所以温度升高，有利于水的电离，KW增大。如100℃时，KW＝10－12。
(2)KW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＋}·＝KW
碱性溶液中：
{c(OH－)碱＋} · ＝KW
(3)KW与c(H+)及c(OH－)的计算
对于水溶液，要准确求算c(OH－)、c(H+)的大小，可依赖KW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：KW＝c(H+)c(OH－)求出。应注意的是：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－)与酸或碱提供的c(H+)或OH－的浓度较接近，因而不可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＋)。
注意：①酸性溶液不一定是酸溶液 ；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。
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方便。
④溶液pH的测定方法
①pH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
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） (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！
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”酸碱性判断方法
1、酸、碱恰好反应：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。”
6、酸碱中和滴定：
1、中和滴定的原理
实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的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，因为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）准备过程：
准备：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=
上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中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减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。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
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。
补充：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
3、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]
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：
H2SO4>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
4、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：条件一定，分子与离子浓度一定。
(4)变：条件改变，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会以下要点：
(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CO32－、HCO3－、S2－、HS－、NH4＋、Cu2＋、Fe3＋、Al3＋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：HFH3PO4）
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。
3、盐类水解离子方程式的书写
引起水解的盐的离子＋H2O弱电解质 ＋增加的离子
例：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋
注意：
(1)盐的水解是中和反应的逆反应，程度是很小的，方程式中用“”符号。
(2)一般难溶物不形成沉淀，不写“↓”，气体不逸出，不写“↑”(因为产量很少)。
(3)多价阴离子以第一步水解为主，如S2－＋H2OHS－＋OH－(主)，HS－＋H2OH2S＋OH－(次)
4、影响盐类水解的因素：(符合平衡移动原理)
（1）内因——由盐中离子的本性决定“越弱越水解”，即对应的弱酸或弱碱越弱的，水解程度越大。
（2）外因：
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）
5、酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水解：如H2SO4- 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-）
6、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↑
7、盐类水解的应用：
水解的应用 实例 原理
1、净水 明矾净水 Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+
2、去油污 用热碱水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH-
3、药品的保存 ①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸 Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH-
4、制备无水盐 由MgCl2·6H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热 若不然，则：MgCl2`6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2 MgO+H2O
5、泡沫灭火器 用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑
6、比较盐溶液中离子浓度的大小 比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小 NH4++H2O NH3·H2O+H+ c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
9、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三种守恒关系：
①电荷守恒：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：（即原子个数守恒或质量守恒）
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：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。
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中学化学常见的有三对
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）
(四)沉淀溶解平衡
1、溶度积常数
(1)表达式：PbI2(s)Pb2＋(aq)＋2I－(aq)
Ksp＝［Pb2＋］［I－］2
(2)意义
Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀量和溶液的浓度无关，离子浓度变化能引起平衡移动，但不改变溶度积。
Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。
2、沉淀溶解平衡的应用
（1）判断沉淀的溶解与生成
利用浓度商Qc与溶度积Ksp的大小判断：
Qc＞Ksp，平衡向生成沉淀的方向移动；
Qc＝Ksp，沉淀溶解达到平衡；
Qc＜Ksp，沉淀溶解。
（2）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。
（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。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10-5mol/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。
（3）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+(aq）+ S2-(aq)
（4）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）
（5）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。一般为减少生成物的浓度，因为对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。
（6）沉淀的转化：
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。
如：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr（淡黄色） AgI （黄色） Ag2S（黑色）
(五)离子反应
1、离子反应的类型
在溶液中发生的有离子参加的反应都是离子反应，主要类型有3种：
(1)溶液中的复分解反应，如：
H+＋OH－＝H2O；CO32－＋2H＋＝H2O＋CO2
(2)电解质在水溶液中发生的化合反应。如：
Na2O＋H2O＝2NaOH
CaCO3＋H2O＋CO2＝Ca(HCO3)2
(3)在水溶液中的氧化还原反应。如：
2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑
Cl2＋SO2＋2H2O＝2HCl＋H2SO4
2、离子反应发生的条件
离子之间发生反应，从本质上讲是反应混合液中自由移动的离子浓度发生了变化。
复分解反应发生的条件是：
(1)生成难溶的物质(如BaSO4、AgCl)；
(2)生成易挥发物质(如CO2、SO2)；
(3)生成难电离物质(如H2O、HF)；
水溶液中能否发生化合类型的离子反应取决于反应的事实；氧化还原类型的离子反应能否发生取决于离子的氧化性和还原性的相对强弱。
3、离子反应能否进行的理论判据
(1)根据焓变与熵变判断：
ΔH－TΔS＜0的离子反应可自发进行，据此可设计原电池。
ΔH－TΔS＞0的离子反应不能自发进行，有的可在电流作用下发生。
(2)根据平衡常数判断
当K很大时，表明离子反应的趋势很，离子反应可自发进行。
备注：请结合相关试题进行系统复习。忌焦忌躁，脚踏实地。
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SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……
强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O……
混和物
纯净物
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