1、精選高二化學(xué)教學(xué)資料（第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量）一、焓變 反應(yīng)熱 1反應(yīng)熱：肯定條件下，肯定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸取的熱量2焓變(H)的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)（1）符號(hào)： H （2）單位：kJ/mol 3.產(chǎn)生緣由：化學(xué)鍵斷裂吸熱 化學(xué)鍵形成放熱放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。(放熱>吸熱) H 為“-”或H <0吸取熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱>放熱）H 為“+”或H >0 常見的放熱反應(yīng)：全部的燃燒反應(yīng) 酸堿中和反應(yīng) 大多數(shù)的化合反應(yīng) 金屬與酸的反應(yīng) 生石灰和水反應(yīng) 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 常見的吸熱反應(yīng)： 晶體Ba(OH)2·8H2

2、O與NH4Cl 大多數(shù)的分解反應(yīng) 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應(yīng) 銨鹽溶解等二、熱化學(xué)方程式書寫化學(xué)方程式留意要點(diǎn):熱化學(xué)方程式必需標(biāo)出能量變化。熱化學(xué)方程式中必需標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)（g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示） 熱化學(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時(shí)的溫度和壓強(qiáng)。 熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)各物質(zhì)系數(shù)加倍，H加倍；反應(yīng)逆向進(jìn)行，H轉(zhuǎn)變符號(hào)，數(shù)值不變?nèi)⑷紵裏?概念：25 ，101 kPa時(shí)，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。留意以下幾點(diǎn)：爭(zhēng)辯條件：101 kPa 反應(yīng)程度：完

3、全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。燃燒物的物質(zhì)的量：1 mol 爭(zhēng)辯內(nèi)容：放出的熱量。（H<0，單位kJ/mol）四、中和熱1概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1mol H2O，這時(shí)的反應(yīng)熱叫中和熱。2強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反應(yīng)其實(shí)質(zhì)是H+和OH-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) H=57.3kJ/mol3弱酸或弱堿電離要吸取熱量，所以它們參與中和反應(yīng)時(shí)的中和熱小于57.3kJ/mol。4中和熱的測(cè)定試驗(yàn)五、蓋斯定律1內(nèi)容：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)（各反應(yīng)物）和終態(tài)（各生成物）有關(guān)，而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無關(guān)，假如一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則各分步反

4、應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。例1： P4(s,白磷)+5O2(g)=P4O10 (s)； H1=-2983.2kJ/mol P (s,紅磷)+5/4O2(g)=1/4P4O10 (s)；H2=-738.5kJ/mol則白磷轉(zhuǎn)化為紅磷的熱化學(xué)方程式 。高二化學(xué)教學(xué)資料（其次章 化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡）一、化學(xué)反應(yīng)速率1. 化學(xué)反應(yīng)速率（v） 定義：用來衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化 表示方法：?jiǎn)挝粫r(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的削減或生成物濃度的增加來表示 計(jì)算公式：v=c/t（：平均速率，c：濃度變化，t：時(shí)間）單位：mol/（L·s） 影響因素：

5、打算因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（打算因素） 條件因素（外因）：反應(yīng)所處的條件2.留意：（1）、參與反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強(qiáng)的變化對(duì)濃度幾乎無影響，可以認(rèn)為反應(yīng)速率不變。 （2）、惰性氣體對(duì)于速率的影響 恒溫恒容時(shí)：充入惰性氣體總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變反應(yīng)速率不變 恒溫恒體時(shí)：充入惰性氣體體積增大各反應(yīng)物濃度減小反應(yīng)速率減慢二、化學(xué)平衡（一）1.定義：化學(xué)平衡狀態(tài)：肯定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時(shí)，更組成成分濃度不再轉(zhuǎn)變，達(dá)到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。2、化學(xué)平衡的特征逆（爭(zhēng)辯前提是可逆反應(yīng)） 等（同一物質(zhì)的正

6、逆反應(yīng)速率相等） 動(dòng)（動(dòng)態(tài)平衡） 定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定） 變（條件轉(zhuǎn)變，平衡發(fā)生變化） 3、推斷平衡的依據(jù)推斷可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)例舉反應(yīng)mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)混合物體系中各成分的含量各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分?jǐn)?shù)肯定平衡各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)肯定平衡各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)肯定平衡總體積、總壓力、總物質(zhì)的量肯定不肯定平衡正、逆反應(yīng)速率的關(guān)系在單位時(shí)間內(nèi)消耗了m molA同時(shí)生成m molA，即V(正)=V(逆)平衡在單位時(shí)間內(nèi)消耗了n molB同時(shí)消耗了p molC，則V(正)=V(逆)平衡V(A):V(B):V(C):V(D)=m

7、:n:p:q，V(正)不肯定等于V(逆)不肯定平衡在單位時(shí)間內(nèi)生成n molB，同時(shí)消耗了q molD，因均指V(逆)不肯定平衡壓強(qiáng)m+np+q時(shí)，總壓力肯定（其他條件肯定）平衡m+n=p+q時(shí)，總壓力肯定（其他條件肯定）不肯定平衡混合氣體平均相對(duì)分子質(zhì)量MrMr肯定時(shí)，只有當(dāng)m+np+q時(shí)平衡Mr肯定時(shí)，但m+n=p+q時(shí)不肯定平衡溫度任何反應(yīng)都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度肯定時(shí)（其他不變）平衡體系的密度密度肯定不肯定平衡其他如體系顏色不再變化等平衡（二）影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素1、濃度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的狀況下，增大反應(yīng)物的濃度或削減生成物的濃度，都可以使平衡向

8、正方向移動(dòng)；增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動(dòng)（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動(dòng)（3）在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，假如稀釋溶液，反應(yīng)物濃度減小，生成物濃度也減小， V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)之和_大_的方向移動(dòng)。2、溫度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響影響規(guī)律：在其他條件不變的狀況下，溫度上升會(huì)使化學(xué)平衡向著吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)，溫度降低會(huì)使化學(xué)平衡向著放熱反應(yīng)方向移動(dòng)。3、壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響影響規(guī)律：其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著體積縮小方向移動(dòng)；減小壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著體積增大方向移動(dòng)。留意：（1

9、）轉(zhuǎn)變壓強(qiáng)不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng)（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動(dòng)規(guī)律相像4.催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對(duì)正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動(dòng)。但是使用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達(dá)到平衡所需的時(shí)間。5.勒夏特列原理（平衡移動(dòng)原理）：假如轉(zhuǎn)變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強(qiáng)，濃度），平衡向著能夠減弱這種轉(zhuǎn)變的方向移動(dòng)。三、化學(xué)平衡常數(shù)（一）定義：在肯定溫度下，當(dāng)一個(gè)反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個(gè)常數(shù)比值。 符號(hào)：K（二）使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)留意的問題：1、表達(dá)式中各物質(zhì)的濃度是變化的濃度，不是起始濃度

10、也不是物質(zhì)的量。2、K只與溫度（T）有關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度無關(guān)。3、反應(yīng)物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時(shí)，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。4、稀溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如有水參與，水的濃度不必寫在平衡關(guān)系式中。（三）化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用:1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)進(jìn)行程度的標(biāo)志。K值越大，說明平衡時(shí)生成物的濃度越大，它的正向反應(yīng)進(jìn)行的程度越大，即該反應(yīng)進(jìn)行得越完全，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越高。反之，則相反。 一般地，K>105時(shí)，該反應(yīng)就進(jìn)行得基本完全了。2、可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，推斷正在進(jìn)行的可逆反應(yīng)是否平衡及不平衡時(shí)向何方進(jìn)行建立平衡。（Q：濃度積）Q K:反應(yīng)向正

11、反應(yīng)方向進(jìn)行; Q = K:反應(yīng)處于平衡狀態(tài) ; Q K:反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行3、利用K值可推斷反應(yīng)的熱效應(yīng)若溫度上升，K值增大，則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng);若溫度上升，K值減小，則正反應(yīng)為放熱反應(yīng)四、等效平衡1、概念：在肯定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入狀況不同的同一可逆反應(yīng)達(dá)到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。2、分類（1）定溫，定容條件下的等效平衡第一類：對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)轉(zhuǎn)變的可逆反應(yīng)：必需要保證化學(xué)計(jì)量數(shù)之比與原來相同；同時(shí)必需保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來相同。其次類：對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)：只要反應(yīng)物的物質(zhì)的量

12、的比例與原來相同即可視為二者等效。（2）定溫，定壓的等效平衡只要保證可逆反應(yīng)化學(xué)計(jì)量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。五、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向1、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向：（1）熵:物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號(hào)為S. 單位：Jmol-1K-1 (2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應(yīng)方向推斷的依據(jù)。.（3）同一物質(zhì)，在氣態(tài)時(shí)熵值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)最小。即S(g)S(l)S(s) 2、反應(yīng)方向推斷依據(jù) 在溫度、壓強(qiáng)肯定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為： H-TS0，反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行;H-TS=0,反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài);H-TS0，反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行留意：（1）

13、H為負(fù)，S為正時(shí)，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行 （2）H為正，S為負(fù)時(shí)，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行高二化學(xué)教學(xué)資料（第三章 水溶液中的離子平衡）一、弱電解質(zhì)的電離 1、定義：電解質(zhì):在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì)。非電解質(zhì) ：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。強(qiáng)電解質(zhì) ：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大部分有機(jī)物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽

14、，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純潔物 2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)分：電解質(zhì)離子化合物或共價(jià)化合物 非電解質(zhì)共價(jià)化合物留意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì) 強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)）電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。3、電離平衡：在肯定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成時(shí)，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。4、影響電離平衡的因素：A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度越小；溶液稀釋時(shí)，電

15、離平衡向著電離的方向移動(dòng)。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會(huì)減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。5、電離方程式的書寫：用可逆符號(hào) 弱酸的電離要分布寫（第一步為主）6、電離常數(shù)：在肯定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。 ）表示方法：ABA+B- Ki= A+ B-/AB7、影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性打算。b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變

16、化不大。C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強(qiáng)。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：: 水的離子積：KW =cH+·cOH- 25時(shí), H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+·OH- = 1*10-14留意：KW只與溫度有關(guān)，溫度肯定，則KW值肯定KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）2、水電離特點(diǎn)：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿 ：抑制水的電離 KW1*10-1

17、4 溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱）易水解的鹽：促進(jìn)水的電離 KW 1*10-144、溶液的酸堿性和pH：（1）pH=-lgcH+ （2）pH的測(cè)定方法：酸堿指示劑： 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。變色范圍：甲基橙 3.14.4（橙色）石蕊5.08.0（紫色）酚酞8.210.0（淺紅色）PH試紙操作：玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可。留意：事先不能用水潮濕PH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍三 、混合液的pH值計(jì)算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：先求H+混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它 H+混 =（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、

18、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：先求OH-混：將兩種酸中的OH離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它 OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (留意 :不能直接計(jì)算H+混)3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：先據(jù)H+ + OH- =H2O計(jì)算余下的H+或OH-H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求H+混；OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求OH-混，再求其它四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 = pH原+ n （但始終不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 pH原+n （但始終不能大于或等于7）3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 = pH原

19、n （但始終不能小于或等于7）4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 pH原n （但始終不能小于或等于7）5、不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近76、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。五、強(qiáng)酸（pH1）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)算規(guī)律1、若等體積混合pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7pH1+pH215 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3pH1+pH213 則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1pH1+pH214 V酸：V堿=1：1014-（pH1+pH2）高二化學(xué)

20、教學(xué)資料（第三章 水溶液中的離子平衡）六、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實(shí)質(zhì)：H+OH=H2O 即酸能供應(yīng)的H+和堿能供應(yīng)的OH-物質(zhì)的量相等。2、中和滴定的操作過程：（1）滴定管的刻度，O刻度在 上 ，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積 大于 它的最大刻度值，由于下端有一部分沒有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后 一位 。（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測(cè)液；指示劑。（3）預(yù)備過程：預(yù)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗檢漏：滴定管是否漏水用水洗用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測(cè)液洗）裝溶液排氣泡調(diào)液面記數(shù)

21、據(jù)V(始)（4）試驗(yàn)過程3、酸堿中和滴定的誤差分析原理：能引起誤差的一些操作V（HCl）c（NaOH）藥品不純（如NaOH中含Na2O）增大偏高錐形瓶用蒸餾水洗凈后，未把水倒凈錐形瓶用蒸餾水洗凈后，用待測(cè)液潤洗增大偏高酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗增大偏高堿式滴定管未用待測(cè)液潤洗減小偏低用移液管量取25mL待測(cè)時(shí)將殘液吹出增大偏高內(nèi)有氣泡，滴定后無氣泡增大偏高尖嘴未布滿標(biāo)準(zhǔn)液就開頭滴定增大偏高滴定時(shí)部分標(biāo)準(zhǔn)液附在錐形瓶壁上增大偏高滴定時(shí)搖勻或HCl成股流下減小偏低滴前仰視讀數(shù)，滴后俯視讀數(shù)減小偏低用酚酞做指示劑，當(dāng)紅色褪成無色，反滴一滴無顏色變化增大偏高七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽

22、類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。2、水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)水的電離。3、鹽類水解規(guī)律：有 弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰 強(qiáng)顯誰性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。 (如:Na2CO3 NaHCO3)4、鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆） （2）程度小 （3）吸熱5、影響鹽類水解的外界因素：溫度：溫度越 高 水解程度越大 （水解吸熱，越熱越水解）濃度：濃度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）酸堿

23、：促進(jìn)或抑制鹽的水解（H+促進(jìn) 陰離子 水解而 抑制 陽離子水解；OH -促進(jìn)陽離子水解而抑制陰離子水解）6、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如HSO4- 顯酸性 電離程度水解程度，顯酸性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度電離程度，顯堿性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）7、雙水解反應(yīng)： （1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。 （2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO

24、3-)與NH4+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S8、水解平衡常數(shù) （Kh）對(duì)于強(qiáng)堿弱酸鹽：Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))對(duì)于強(qiáng)酸弱堿鹽：Kh =Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù)）電離、水解方程式的書寫原則1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫 留意：不管是水解還是電離，都打算于第一步，其次步一般相當(dāng)微弱。2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水

25、解）書寫原則：一步書寫 八、溶液中微粒濃度的大小比較基本原則：抓住溶液中微粒濃度必需滿足的三種守恒關(guān)系：電荷守恒：:任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和物料守恒: （即原子個(gè)數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）某原子的總量(或總濃度)其以各種形式存在的全部微粒的量(或濃度)之和質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見學(xué)問（1）溶解度 小于 0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。（2）反應(yīng)后離子濃度降至1*10-5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時(shí)H+降至10-7mol/L<10-5mol/L

26、，故為完全反應(yīng)，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5mol/L，故均用“=”。（3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。（4）把握三種微溶物質(zhì)：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4（5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度削減。（6）溶解平衡存在的前提是：必需存在沉淀，否則不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書寫 留意在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq)3、沉淀生成的三種主要方式 （1）加沉淀劑法：Ksp越小（即沉淀越難溶），沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。 （2）調(diào)pH值除某些易水解的

27、金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。 （3）氧化還原沉淀法： （4）同離子效應(yīng)法 4、沉淀的溶解： 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動(dòng)。常接受的方法有：酸堿；氧化還原； 沉淀轉(zhuǎn)化 。5、沉淀的轉(zhuǎn)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（淡黃色） AgI （黃色） Ag2S（黑色）6、溶度積（KSP）1、定義：在肯定條件下，難溶電解質(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m2、表達(dá)式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(a

28、q) KSP= c(An+)m c(Bm-)n3、影響因素：外因：濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)。4、溶度積規(guī)章QC（離子積） KSP，有沉淀析出；QC = KSP ，平衡狀態(tài)；QC KSP ， 未飽和，連續(xù)溶解高二化學(xué)教學(xué)資料（第四章 電化學(xué)基礎(chǔ)）第一節(jié) 原電池原電池：1、概念：化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池 2、組成條件：兩個(gè)活潑性不同的電極 電解質(zhì)溶液 電極用導(dǎo)線相連并插入電解液構(gòu)成閉合回路3、電子流向：外電路：負(fù)極導(dǎo)線正極 內(nèi)電路：鹽橋中陰離子移向負(fù)極的電解質(zhì)溶液，鹽橋中 陽 離子移向正極的電解質(zhì)溶液。4、電極反應(yīng)：以鋅銅原電池為例：負(fù)極：氧化反應(yīng)

29、： Zn2eZn2（較活潑金屬）正極：還原反應(yīng)： 2H2eH2（較不活潑金屬）總反應(yīng)式：Zn+2H+=Zn2+H25、正、負(fù)極的推斷： （1）從電極材料：一般較活潑金屬為負(fù)極；或金屬為負(fù)極，非金屬為正極。（2）從電子的流淌方向 負(fù)極流入正極 （3）從電流方向 正極流入負(fù)極 （4）依據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的移動(dòng)方向 陽離子流向正極，陰離子流向負(fù)極 （5）依據(jù)試驗(yàn)現(xiàn)象_溶解的一極為負(fù)極_ 增重或有氣泡一極為正極 其次節(jié) 化學(xué)電池1、電池的分類：化學(xué)電池、太陽能電池、原子能電池2、化學(xué)電池：借助于化學(xué)能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置3、化學(xué)電池的分類：一次電池、二次電池、燃料電池 一、一次電池 1、常見一次電池：

30、堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等二、二次電池 1、二次電池：放電后可以再充電使活性物質(zhì)獲得再生，可以多次重復(fù)使用，又叫充電電池或蓄電池。2、電極反應(yīng)：鉛蓄電池放電：負(fù)極（鉛）：Pb2e- PbSO4正極（氧化鉛）：PbO24H+2e- PbSO42H2O充電：陰極：PbSO42H2O2e- PbO24H+ 放電 充電 陽極： PbSO42e- Pb兩式可以寫成一個(gè)可逆反應(yīng)： PbO2Pb2H2SO4 2PbSO42H2O 3、目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池三、燃料電池1、燃料電池：是使燃料與氧化劑反應(yīng)直接產(chǎn)生電流的一種原電池2、電極反應(yīng)：一般

31、燃料電池發(fā)生的電化學(xué)反應(yīng)的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可依據(jù)燃燒反應(yīng)寫出總的電池反應(yīng)，但不注明反應(yīng)的條件。，負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)，不過要留意一般電解質(zhì)溶液要參與電極反應(yīng)。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負(fù)極，介質(zhì)分為酸性、堿性和中性。當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時(shí)： 負(fù)極：2H24e- =4H+ 正極：24 e- 4H+ =2H2O當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時(shí)： 負(fù)極：2H24OH-4e-4H2O 正極：22H2O4 e-4OH-另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷燃料和氧氣氧化劑)。電極反應(yīng)式為：負(fù)極：C H410 OH- 8 e- CO32- + 7 H2O；正極：4

32、H2O2 O2 8 e- 8 OH-。電池總反應(yīng)式為：C H42 O22KOHK2C O33 H2O3、燃料電池的優(yōu)點(diǎn)：能量轉(zhuǎn)換率高、廢棄物少、運(yùn)行噪音低第三節(jié) 電解池一、電解原理1、電解池：把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置也叫電解槽2、電解：電流(外加直流電)通過電解質(zhì)溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(yīng)(被動(dòng)的不是自發(fā)的)的過程3、放電：當(dāng)離子到達(dá)電極時(shí)，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應(yīng)的過程4、電子流向：（電源）負(fù)極（電解池）陰極（離子定向運(yùn)動(dòng)）電解質(zhì)溶液（電解池）陽極（電源）正極5、電極名稱及反應(yīng)： 陽極：與直流電源的 正極 相連的電極，發(fā)生 氧化 反應(yīng) 陰極：與直流電源的 負(fù)極 相連的電極，發(fā)生

33、 還原 反應(yīng)6、電解CuCl2溶液的電極反應(yīng)：陽極：2Cl- -2e-=Cl2 (氧化) 陰極：Cu2+2e-=Cu(還原)總反應(yīng)式：CuCl2 =Cu+Cl2 7、電解本質(zhì)：電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電過程，就是電解質(zhì)溶液的電解過程規(guī)律總結(jié)：電解反應(yīng)離子方程式書寫：放電挨次：陽離子放電挨次Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+> H+ （指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+ 陰離子的放電挨次 是惰性電極時(shí)：S2->I->Br->Cl->OH-&g

34、t;NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)是活性電極時(shí)：電極本身溶解放電留意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極（Fe、Cu)等金屬，則陽極反應(yīng)為電極材料失去電子，變成離子進(jìn)入溶液；若為惰性材料，則依據(jù)陰陽離子的放電挨次，依據(jù)陽氧陰還的規(guī)律來書寫電極反應(yīng)式。 電解質(zhì)水溶液點(diǎn)解產(chǎn)物的規(guī)律類型電極反應(yīng)特點(diǎn)實(shí)例電解對(duì)象電解質(zhì)濃度pH電解質(zhì)溶液復(fù)原分解電解質(zhì)型 電解質(zhì)電離出的陰陽離子分別在兩極放電HCl  電解質(zhì) 減小   增大  HCl Cu Cl2  Cu

35、Cl2放H2生堿型陰極：水放H2生堿陽極：電解質(zhì)陰離子放電NaCl電解質(zhì)和水生成新電解質(zhì) 增大 HCl放氧生酸型陰極：電解質(zhì)陽離子放電陽極：水放2生酸CuSO4電解質(zhì)和水生成新電解質(zhì) 減小氧化銅電解水型陰極：4H+ + 4e- = 2 H2 陽極：4OH- - 4e- =2+ 2 H2ONaOH  水  增大  增大水H2S O4  減小Na2S O4  不變上述四種類型電解質(zhì)分類：（1）電解水型：含氧酸，強(qiáng)堿，活潑金屬含氧酸鹽（2）電解電解質(zhì)型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽（氟化物除外）（3）放氫生堿型：活潑金屬

36、的無氧酸鹽（4）放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽 二、電解原理的應(yīng)用 1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣（1）、電鍍應(yīng)用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法（2）、電極、電解質(zhì)溶液的選擇：陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進(jìn)入溶液 M ne = M n+陰極：待鍍金屬（鍍件）：溶液中的金屬離子得到電子，成為金屬原子，附著在金屬表面 M n+ + ne = M電解質(zhì)溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液鍍銅反應(yīng)原理 陽極(純銅)：Cu-2e-= Cu2+，陰極(鍍件)：Cu2+2e-=Cu， 電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO4溶液 （3）、電鍍應(yīng)用之一：銅的精煉 陽極：粗銅

37、；陰極： 純銅電解質(zhì)溶液： 硫酸銅 3、電冶金（1）、電冶金：使礦石中的 金屬陽離子 獲得電子，從它們的化合物中還原出來用于冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁（2）、電解氯化鈉：通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl = Na + + Cl通直流電后：陽極：2Na+ + 2e = 2Na陰極：2Cl 2e = Cl2高二化學(xué)教學(xué)資料（第四章 電化學(xué)基礎(chǔ)）（1）若無外接電源，又具備組成原電池的三個(gè)條件即為原電池 有活潑性不同的兩個(gè)電極； 兩極用導(dǎo)線相互連接成直接插入連通的電解質(zhì)溶液里；較活潑金屬與電解質(zhì)溶液能發(fā)生氧化還原反應(yīng)（有時(shí)是與水電離產(chǎn)生的H+作用）。 （2）若有外接電源，兩極插入電解質(zhì)溶液中，則

38、可能是電解池或電鍍池；當(dāng)陰極為金屬，陽極亦為金屬且與電解質(zhì)溶液中的金屬離子屬同種元素時(shí)，則為電鍍池。 （3）若多個(gè)單池相互串聯(lián)，又有外接電源時(shí)，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無外接電源時(shí)，先選較活潑金屬電極為原電池的負(fù)極（電子輸出極），有關(guān)裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。 原電池，電解池，電鍍池的比較性質(zhì) 類別 原電池 電解池 電鍍池定義（裝置特點(diǎn)）將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電能的裝置將電能轉(zhuǎn)變成化學(xué)能的裝置應(yīng)用電解原理在某些金屬表面鍍上一側(cè)層其他金屬反應(yīng)特征 自發(fā)反應(yīng) 非自發(fā)反應(yīng) 非自發(fā)反應(yīng) 裝置特征無電源，兩級(jí)材料不同有電源，兩級(jí)材料可同可不同 有電源 形成條件活動(dòng)性不同的兩極電解質(zhì)溶液

39、形成閉合回路兩電極連接直流電源兩電極插入電解質(zhì)溶液形成閉合回路1鍍層金屬接電源正極，待鍍金屬接負(fù)極；2電鍍液必需含有鍍層金屬的離子 電極名稱負(fù)極：較活潑金屬正極：較不活潑金屬（能導(dǎo)電非金屬）陽極：與電源正極相連陰極：與電源負(fù)極相連名稱同電解，但有限制條件陽極：必需是鍍層金屬陰極：鍍件 電極反應(yīng)負(fù)極：氧化反應(yīng)，金屬失去電子正極：還原反應(yīng)，溶液中的陽離子的電子或者氧氣得電子（吸氧腐蝕）陽極：氧化反應(yīng)，溶液中的陰離子失去電子，或電極金屬失電子陰極：還原反應(yīng)，溶液中的陽離子得到電子陽極：金屬電極失去電子陰極：電鍍液中陽離子得到電子電子流向負(fù)極正極 電源負(fù)極陰極電源正極陽極 同電解池溶液中帶電粒子的移動(dòng)

40、陽離子向正極移動(dòng)陰離子向負(fù)極移動(dòng)陽離子向陰極移動(dòng)陰離子向陽極移動(dòng) 同電解池聯(lián)系 在兩極上都發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)第四節(jié) 金屬的電化學(xué)腐蝕和防護(hù) 電化腐蝕 化學(xué)腐蝕條件不純金屬或合金與電解質(zhì)溶液接觸金屬與非電解質(zhì)直接接觸現(xiàn)象有微弱的電流產(chǎn)生 無電流產(chǎn)生 本質(zhì)較活潑的金屬被氧化的過程 金屬被氧化的過程 關(guān)系 化學(xué)腐蝕與電化腐蝕往往同時(shí)發(fā)生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴(yán)峻一、金屬的電化學(xué)腐蝕（1）金屬腐蝕內(nèi)容：（2）金屬腐蝕的本質(zhì)：都是金屬原子 失去 電子而被氧化的過程（3）、電化學(xué)腐蝕的分類： 析氫腐蝕腐蝕過程中不斷有氫氣放出條件：潮濕空氣中形成的水膜,酸性較強(qiáng)（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S

41、等氣體）電極反應(yīng)：負(fù)極: Fe 2e- = Fe2+ 正極: 2H+ + 2e- = H2 總式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 吸氧腐蝕反應(yīng)過程吸取氧氣條件：中性或弱酸性溶液電極反應(yīng)：負(fù)極: 2Fe 4e- = 2Fe2+ 正極: O2+4e- +2H2O = 4OH-總式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2 離子方程式：Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2生成的 Fe(OH)2被空氣中的O2氧化，生成 Fe(OH)3 ， Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3Fe(OH)3脫去一部分水就生成Fe2O3·x H2O（鐵銹主要成分

42、）規(guī)律總結(jié)：金屬腐蝕快慢的規(guī)律：在同一電解質(zhì)溶液中，金屬腐蝕的快慢規(guī)律如下：電解原理引起的腐蝕原電池原理引起的腐蝕化學(xué)腐蝕有防腐措施的腐蝕 防腐措施由好到壞的挨次如下：外接電源的陰極愛護(hù)法犧牲負(fù)極的正極愛護(hù)法有一般防腐條件的腐蝕無防腐條件的腐蝕二、金屬的電化學(xué)防護(hù)1、利用原電池原理進(jìn)行金屬的電化學(xué)防護(hù)（1）、犧牲陽極的陰極愛護(hù)法 原理：原電池反應(yīng)中，負(fù)極被腐蝕，正極不變化 應(yīng)用：在被愛護(hù)的鋼鐵設(shè)備上裝上若干鋅塊，腐蝕鋅塊愛護(hù)鋼鐵設(shè)備 負(fù)極：鋅塊被腐蝕；正極：鋼鐵設(shè)備被愛護(hù)（2）、外加電流的陰極愛護(hù)法原理：通電，使鋼鐵設(shè)備上積累大量電子，使金屬原電池反應(yīng)產(chǎn)生的電流不能輸送，從而防止金屬被腐蝕應(yīng)用

43、：把被愛護(hù)的鋼鐵設(shè)備作為陰極，惰性電極作為幫助陽極，均存在于電解質(zhì)溶液中，接上外加直流電源。通電后電子大量在鋼鐵設(shè)備上積累，抑制了鋼鐵失去電子的反應(yīng)。（3）金屬腐蝕的分類：化學(xué)腐蝕金屬和接觸到的物質(zhì)直接發(fā)生化學(xué)反應(yīng)而引起的腐蝕 電化學(xué)腐蝕不純的金屬跟電解質(zhì)溶液接觸時(shí)，會(huì)發(fā)生原電池反應(yīng)。比較活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學(xué)腐蝕。2、轉(zhuǎn)變金屬結(jié)構(gòu)：把金屬制成防腐的合金與電化腐蝕的比較3、把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆、涂油脂、表面鈍化等高二化學(xué)教學(xué)資料（第四章 電化學(xué)基礎(chǔ)）一、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系1、電荷守恒：電解質(zhì)溶液中的陰離子的負(fù)電荷總數(shù)等于陽離子的正電荷總數(shù)，電荷守恒的重

44、要應(yīng)用是依據(jù)電荷守恒列出等式，比較或計(jì)算離子的物質(zhì)的量或物質(zhì)的量濃度。如（1）在只含有A、M、H、OH四種離子的溶液中c(A+)+c(H)=c(M-)+c(OH),若c(H)c(OH)，則必定有c(A+)c(M-)。例如，在NaHCO3溶液中，有如下關(guān)系：C(Na)+c(H)=c(HCO3)+c(OH)+2c(CO32)書寫電荷守恒式必需精確的推斷溶液中離子的種類；弄清離子濃度和電荷濃度的關(guān)系。2、物料守恒：就電解質(zhì)溶液而言，物料守恒是指電解質(zhì)發(fā)生變化（反應(yīng)或電離）前某元素的原子（或離子）的物質(zhì)的量等于電解質(zhì)變化后溶液中全部含該元素的原子（或離子）的物質(zhì)的量之和。實(shí)質(zhì)上，物料守恒屬于原子個(gè)數(shù)守

45、恒和質(zhì)量守恒。在Na2S溶液中存在著S2的水解、HS的電離和水解、水的電離，粒子間有如下關(guān)系c(S2)+c(HS)+c(H2S)=1/2c(Na) ( Na,S2守恒)在NaHS溶液中存在著HS的水解和電離及水的電離。HSH2OH2SOHHSHS2H2OHOH從物料守恒的角度分析，有如下等式：c(HS)+C(S2)+c(H2S)=c(Na)；從電荷守恒的角度分析，有如下等式：c(HS)+2(S2)+c(OH)=c(Na)+c(H)；將以上兩式相加，有：c(S2)+c(OH)=c(H2S)+c(H)得出的式子被稱為質(zhì)子守恒3、質(zhì)子守恒：無論溶液中結(jié)合氫離子還是失去氫離子，但氫原子總數(shù)始終為定值，

46、也就是說結(jié)合的氫離子的量和失去氫離子的量相等。現(xiàn)將此類題的解題方法作如下總結(jié)。二、典型題溶質(zhì)單一型1、弱酸溶液中離子濃度的大小推斷解此類題的關(guān)鍵是緊抓弱酸的電離平衡點(diǎn)擊試題0.1mol/L 的H2S溶液中所存在離子的濃度由大到小的排列挨次是_2、弱堿溶液點(diǎn)擊試題室溫下，0.1mol/L的氨水溶液中，下列關(guān)系式中不正確的是A. c(OH-)c(H+) B.c(NH3·H2O)+c(NH4+)=0.1mol/LC.c(NH4+)c(NH3·H2O)c(OH-)c(H+) D.c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)3、能發(fā)生水解的鹽溶液中離子濃度大小比較-弱酸強(qiáng)堿型在CH3CO

47、ONa 溶液中各離子的濃度由大到小排列挨次正確的是( )A、 c(Na)>c(CH3COO)>c(OH)>c(H)B、 c(CH3COO)>c(Na)>c(OH)>c(H)C、 c(Na)>c(CH3COO)>c(H)>c(OH)D、 c(Na)>c(OH)>c(CH3COO)>c(H)點(diǎn)擊試題在Na2CO3溶液中各離子的濃度由小到大的排列挨次是_ _隨堂練習(xí)在Na2S溶液中下列關(guān)系不正確的是A. c(Na+) =2c(HS) +2c(S2) +c(H2S) B. c(Na+) +c(H+)=c(OH)+c(HS)+2c(

48、S2)C c(Na+)c(S2)c(OH)c(HS) Dc(OH)=c(HS)+c(H+)+c(H2S)點(diǎn)擊試題推斷0.1mol/L 的NaHCO3溶液中離子濃度的大小關(guān)系_ _隨堂練習(xí)草酸是二元弱酸，草酸氫鉀溶液呈酸性，在0.1mol/LKHC2O4溶液中，下列關(guān)系正確的是（ ）Ac(K+)+c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+ c(C2O42-) Bc(HC2O4-)+ c(C2O42-)=0.1mol/LCc(C2O42-)c(H2C2O4) Dc(K+)= c(H2C2O4)+ c(HC2O4-)+ c(C2O42-)點(diǎn)擊試題在氯化銨溶液中，下列關(guān)系正確的是（  ）

49、A.c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH-) B.c(NH4+)c(Cl-)c(H+)c(OH-)C.c(NH4+)c(Cl-)c(H+)c(OH-) D.c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH-)三、典型題-兩種電解質(zhì)溶液相混合型的離子濃度的推斷解此類題的關(guān)鍵是抓住兩溶液混合后生成的鹽的水解狀況以及混合時(shí)弱電解質(zhì)有無剩余，若有剩余，則應(yīng)爭(zhēng)辯弱電解質(zhì)的電離。下面以一元酸、一元堿和一元酸的鹽為例進(jìn)行分析。1、強(qiáng)酸與弱堿混合點(diǎn)擊試題PH=13的NH3·H2O和PH=1的鹽酸等體積混合后所得溶液中各離子濃度由大到小的排列挨次是_2、強(qiáng)堿與弱酸混合點(diǎn)擊試題PH=X的NaOH溶液

50、與PH=Y的CH3COOH溶液，已知X+Y=14，且Y<3。將上述兩溶液等體積混合后，所得溶液中各離子濃度由大到小的挨次正確的是( )A、 C(Na)>C(CH3COO)>C(OH)>C(H)B、 C(CH3COO)>C(Na)>C(H)>C(OH)C、 C(CH3COO)>C(Na)>C(OH)>C(H)D、 C(Na)>C(CH3COO)>C(H)>C(OH)歸納：上述兩題的特點(diǎn)是PH1+PH2 = 14，且等體積混合。其溶液中各離子濃度的關(guān)系的特點(diǎn)是C(弱電解質(zhì)的離子)>C(強(qiáng)電解質(zhì)的離子)>C(顯

51、性離子) > C (水電離出的另一離子)3、強(qiáng)堿弱酸鹽與強(qiáng)酸混合和強(qiáng)酸弱堿鹽與強(qiáng)堿混合點(diǎn)擊試題0.2 mol/L的CH3COOK與0.1 mol/L的鹽酸等體積混合后，溶液中下列粒子的物質(zhì)的量關(guān)系正確的是( )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)4、酸堿中和型 (1) 恰好中和型 點(diǎn)

52、擊試題在10ml 0.1mol·L-1NaOH溶液中加入同體積、同濃度HAc 溶液，反應(yīng)后溶液中各微粒的濃度關(guān)系錯(cuò)誤的是(   )。Ac(Na+)c(Ac-)c(H+)c(OH-)     Bc(Na+)c(Ac-)c(OH-)c(H+)Cc(Na+)c(Ac-)c(HAC)           Dc(Na+)c(H+)c(Ac-)c(OH-) (2) pH等于7型 點(diǎn)擊試題常溫下，將甲酸和氫氧化鈉溶液混合，所得溶液pH7，則