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1、2012高中化学重要知识点详细总结、丰富多彩的颜色1红色：Fe(SCN)3（红色溶液）； Cu2O（砖红色固体）； Fe2O3（红棕色固体）； 液溴（深红棕色）； Fe(OH)3（红褐色固体）；Cu（红色固体）；溴蒸气、NO2（红棕色）在空气中久置的苯酚（粉红）； 石蕊遇酸性溶液(红色)； 酚酞遇碱性溶液(红色)。2紫色：石蕊在中性溶液中（紫色）；Fe3+与苯酚反应产物（紫色）； I2（有金属光泽紫黑色固体）KMnO4固体（紫黑色）；MnO4（紫红色溶液） 钾的焰色反应（紫色）I2蒸气、I2在非极性溶剂（苯、CCl4）中（紫色）3 橙色：溴水（橙色）4黄色：AgI（黄色固体）； AgBr（淡黄
2、色固体）； Na2O2（淡黄色固体）； S（黄色固体）； I2的水溶液（黄色）；碘酒（黄褐色）； 久置的KI溶液（黄色）（被氧化为I2）；Na的焰色反应（黄色）； Fe3+的水溶液（黄色）；久置的浓硝酸（黄色）（溶有分解生成的NO2）； 浓硝酸粘到皮肤上（天然蛋白质）（显色反应：黄色）；5绿色： Fe2+的水溶液（浅绿色）； Cl2、氯水（黄绿色）； F2（淡黄绿色）；6蓝色：Cu(OH)2、CuSO45H2O、Cu2+在水溶液中（蓝色）； 石蕊遇碱性溶液（蓝色）； 硫、氢气、甲烷、乙醇在空气中燃烧（淡蓝色火焰）；一氧化碳在空气中燃烧（蓝色火焰）；淀粉遇I2变蓝色；Cu(OH)2溶于多羟基化合
3、物（如甘油、葡萄糖等）的水溶液中（绛蓝色）； 7黑色：FeO； Fe3O4；FeS； CuO； MnO2；C粉； 绝大多数金属在粉末状态时呈黑色或灰黑色。8白色：常见白色固体物质如下（呈白色或无色的固体、晶体很多）：AgCl； Ag2CO3； Ag2SO4； Ag2SO3；BaSO4；BaSO3；BaCO3；Ba3(PO4)2；BaHPO4；CaO；Ca(OH)2；CaCO3；MgO；Mg(OH)；MgCO3；Fe(OH)2；AgOH；PCl5；SO3；三溴苯酚CuSO4铵盐（白色固体或无色晶体）；Fe(OH)2沉淀在空气中的现象：白色（迅速）灰绿色（最终）红褐色pH试纸：干燥时呈黄色；中性时
4、呈淡绿色；酸性时呈红色，酸性越强，红色越深；碱性时呈蓝色，碱性越强，蓝色越深。红色石蕊试纸：红色（用于检验碱性物质）蓝色石蕊试纸：蓝色（用于检验酸性物质）淀粉试纸：白色（用于检验碘单质）KI淀粉试纸：白色（用于检验氧化性物质，变蓝）石蕊：pH5时呈红色；pH介于58时呈紫色；pH8时呈蓝色。酚酞：pH8.2时呈无色；pH介于8.210时呈粉红色；pH10时呈红色。甲基橙: pH3.1时呈红色；pH介于3.14.4时呈橙色；pH4.4时呈黄色。二、重要物质的俗名1生石灰（主要成份是CaO）；消石灰、熟石灰主要成份是Ca(OH)2；水垢主要成份是CaCO3和Mg(OH)2；石灰石、大理石、白垩、蛋
5、壳、贝壳、骨骼中的无机盐（主要成份是CaCO3）；波尔多液（石灰水与硫酸铜溶液的混合物）；碱石灰由NaOH、Ca(OH)2的混合液蒸干并灼烧而成，可以看成是NaOH和CaO的混合物；2烧碱、火碱、苛性钠（NaOH）；苛性钾（KOH）3苏打、纯碱、口碱（Na2CO3）；小苏打（NaHCO3）；纯碱晶体（Na2CO310H2O）；水玻璃、矿物胶（Na2SiO3的水溶液）。4石膏（CaSO42H2O）；熟石膏（2CaSO4H2O）。5胆矾、蓝矾（CuSO45H2O）；明矾KAl(SO4)212H2O或K2 SO4Al2(SO4)324H2O；绿矾（FeSO47H2O）；6磁铁矿（主要成份是Fe3O4
6、）；赤铁矿、铁红（主要成份是Fe2O3）；黄铁矿、硫铁矿（主要成份是FeS2）。7电石（CaC2）；水晶（SiO2）； 玛瑙（主要成份是SiO2）；石英（主要成份是SiO2）； 金刚砂（SiC）。8硫酐SO3 硝酐N2O5碳酐、干冰、碳酸气CO2三、重要物质的用途1干冰、AgI晶体人工降雨剂 2AgBr照相感光剂3K、Na合金（l）原子反应堆导热剂 4钠很强的还原剂，制高压钠灯5NaHCO3、Al(OH)3治疗胃酸过多，NaHCO3还是发酵粉的主要成分之一6Na2CO3广泛用于玻璃、制皂、造纸、纺织等工业，也可以用来制造其他钠的化合物7.明矾净水剂 8SO2漂白剂、防腐剂、制H2SO49氯气漂
7、白（HClO）、消毒杀菌等 10Na2O2漂白剂、供氧剂、氧化剂等11H2O2氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂、火箭燃料等12O3漂白剂（脱色剂）、消毒杀菌剂、吸收紫外线（地球保护伞）13苯酚环境、医疗器械的消毒剂、重要化工原料14乙烯果实催熟剂、有机合成基础原料15甲醛重要的有机合成原料；农业上用作农药，用于制缓效肥料；杀菌、防腐，35%40%的甲醛溶液用于浸制生物标本等16维生素C、E等抗氧化剂17葡萄糖用于制镜业、糖果业、医药工业等18SiO2纤维光导纤维（光纤），广泛用于通讯、医疗、信息处理、传能传像、遥测遥控、照明等方面。 四、各种“水”汇集1 纯净物蒸馏水H2O重水D2O超重水T2O
8、水银Hg水晶SiO22 混和物：双氧水H2O2的水溶液氨水分子（NH3、NH3H2O、H2O）；离子（NH4+、OH、H+）氯水分子（Cl2、HClO、H2O）；离子（H+、Cl、ClO、OH）王水浓HNO3 : 浓HCl = 1 : 3（浓溶液的体积比）硬水溶有较多Ca2+、Mg2+的水暂时硬水溶有较多Ca(HCO3)2、Mg(HCO3) 2的水，用加热煮沸法可降低其硬度（软化）。永久硬水溶有较多Ca2+、Mg2+的盐酸盐、硫酸盐的水，用药剂或阳离子交换法可软化。软水溶有较少量或不溶有Ca2+、Mg2+的水生理盐水质量分数为0.9%的NaCl溶液卤水海水中提取出食盐后含有MgCl2、CaCl
9、2、NaCl及少量MgSO4的水水玻璃Na2SiO3的水溶液水晶高纯度二氧化硅晶体烟水晶含有色金属氧化物小颗粒的二氧化硅晶体水泥主要成份是硅酸二钙（2CaOSiO2）、硅酸三钙（3CaOSiO2）、铝酸三钙（3CaOAl2O3）五、各种“气”汇集1 无机的：水煤气CO与H2空气N2、O2、稀有气体、少量CO2、水蒸气以及其它杂质气体2 有机的：天然气主要成分为CH4。通常含有H2S等有毒气体杂质。又名沼气、坑气、瓦斯气。电石气CHCH，通常含有H2S、PH3等。六、具有漂白作用的物质氧化作用化合作用吸附作用Cl2、O3、Na2O2、浓HNO3SO2活性炭化学变化物理变化不可逆可逆其中能氧化指示
10、剂而使指示剂褪色的主要有Cl2(HClO) 和浓HNO3及Na2O2七、滴加顺序不同，现象不同（书写方程式）1AgNO3与NH3H2O： AgNO3向NH3H2O中滴加开始无白色沉淀，后产生白色沉淀NH3H2O向AgNO3中滴加开始有白色沉淀，后白色沉淀消失2NaOH与AlCl3： NaOH向AlCl3中滴加开始有白色沉淀，后白色沉淀消失 AlCl3向NaOH中滴加开始无白色沉淀，后产生白色沉淀3HCl与NaAlO2： HCl向NaAlO2中滴加开始有白色沉淀，后白色沉淀消失 NaAlO2向HCl中滴加开始无白色沉淀，后产生白色沉淀4Na2CO3与盐酸： Na2CO3向盐酸中滴加开始有气泡，后
11、不产生气泡盐酸向Na2CO3中滴加开始无气泡，后产生气泡5Ca(OH)2或Ba(OH)2与H3PO4 八、比较元素金属性强弱的依据1 在一定条件下金属单质与水反应的难易程度和剧烈程度。一般情况下，与水反应越容易、越剧烈，其金属性越强。2 常温下与同浓度酸反应的难易程度和剧烈程度。一般情况下，与酸反应越容易、越剧烈，其金属性越强。3 依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱。碱性越强，其元素的金属性越强。4 依据金属单质与盐溶液之间的置换反应。一般是活泼金属置换不活泼金属。但是A族和A族的金属在与盐溶液反应时，通常是先与水反应生成对应的强碱和氢气，然后强碱再可能与盐发生复分解反应。5 依据金属活动性顺
12、序表（极少数例外）。6 依据元素周期表。同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性逐渐减弱；同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加，金属性逐渐增强。7 依据原电池中的电极名称。做负极材料的金属性强于做正极材料的金属性。8 依据电解池中阳离子的放电（得电子，氧化性）顺序。优先放电的阳离子，其元素的金属性弱。9 气态金属原子在失去电子变成稳定结构时所消耗的能量越少，其金属性越强。九、比较元素非金属性强弱的依据1 依据非金属单质与H2反应的难易程度、剧烈程度和生成气态氢化物的稳定性。与氢气反应越容易、越剧烈，气态氢化物越稳定，其非金属性越强。2 依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱。酸性越强，其元
13、素的非金属性越强。3 依据元素周期表。同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，非金属性逐渐增强；同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加，非金属性逐渐减弱。4 非金属单质与盐溶液中简单阴离子之间的置换反应。非金属性强的置换非金属性弱的。5 非金属单质与具有可变价金属的反应。能生成高价金属化合物的，其非金属性强。6 气态非金属原子在得到电子变成稳定结构时所释放的能量越多，其非金属性越强。7 依据两非金属元素在同种化合物中相互形成化学键时化合价的正负来判断。如在KClO3中Cl显+5价，O显-2价，则说明非金属性是O Cl；在OF2中，O显+2价，F显-1价，则说明非金属性是F O十、微粒半径大小的
14、比较方法1 原子半径的大小比较，一般依据元素周期表判断。若是同周期的，从左到右，随着核电荷数的递增，半径逐渐减小；若是同主族的，从上到下，随着电子层数增多，半径依次增大。2 若几种微粒的核外电子排布相同，则核电荷数越多，半径越小。3 同周期元素形成的离子中阴离子半径一定大于阳离子半径，因为同周期元素阳离子的核外电子层数一定比阴离子少一层。4 同种金属元素形成的不同金属离子，其所带正电荷数越多（失电子越多），半径越小。判断微粒半径大小的总原则是：1 电子层数不同时，看电子层数，层数越多，半径越大；2 电子层数相同时，看核电荷数，核电荷数越多，半径越小；3 电子层数和核电荷数均相同时，看电子数，电
15、子数越多，半径越大；如r（Fe2+） r（Fe3+）4 核外电子排布相同时，看核电荷数，核电荷数越多，半径越小；5 若微粒所对应的元素在周期表中的周期和族既不相同又不相邻，则一般难以直接定性判断其半径大小，需要查找有关数据才能判断。十一、中学常见物质电子式分类书写Cl1Cl-的电子式为： OHOH2-OH： OH-电子式：ClMg2+ClS 2Na+Na+3Na2S MgCl2Na+Na+OO 2 2Ca2+CCCaC2、 Na2O2HHNHHS 2HHNHHClHHNHH4 NH4Cl (NH4)2SCO2OOC写结构式补孤电子对共用电子对代共价键OOOCOOOC5 ClCl Cl Cl6M
16、gCl2形成过程： + Mg + Mg2+ 十二、原电池：l 原电池形成三条件： “三看”。先看电极：两极为导体且活泼性不同； 再看溶液：两极插入电解质溶液中；三看回路：形成闭合回路或两极接触。l 原理三要点：（1）相对活泼金属作负极，失去电子，发生氧化反应.（2） 相对不活泼金属（或碳）作正极，得到电子，发生还原反应（3）导线中（接触）有电流通过，使化学能转变为电能l 原电池：把化学能转变为电能的装置原电池与电解池的比较原电池电解池（1）定义化学能转变成电能的装置电能转变成化学能的装置（2）形成条件合适的电极、合适的电解质溶液、形成回路电极、电解质溶液（或熔融的电解质）、外接电源、形成回路（
17、3）电极名称负极正极阳极阴极（4）反应类型氧化还原氧化还原（5）外电路电子流向负极流出、正极流入阳极流出、阴极流入十三、“10电子”、“18电子”的微粒小结1“10电子”的微粒：分子离 子一核10电子的NeN3（固）、O2（固）、F、Na+、Mg2+、Al3+二核10电子的HFOH三核10电子的H2ONH2四核10电子的NH3H3O+五核10电子的CH4NH4+2“18电子”的微粒：分 子离 子一核18电子ArK+、Ca2+、Cl、S2二核18电子F2、HClHS三核18电子H2S四核18电子PH3、H2O2五核18电子SiH4、CH3F六核18电子N2H4、CH3OH七核18电子CH3NH2
18、八核18电子CH3CH3 十四、元素周期表1 元素周期表共分18纵行，其中第1、2、13、14、15、16、17七个纵行依次为A族、A族、A族、A族、A族、A族、A族（纵行序号的个位数与主族序数相等）；第3、4、5、6、7、11、12七个纵行依次为B族、B族、B族、B族、B族、B族、B族（纵行序号个位数与副族序数相等）；第8、9、10三个纵行为合称为族；第18纵行称为0族。2 A族称为碱金属元素（氢除外）；A族称为碱土金属元素；A族称为铝族元素；A族称为碳族元素；A族称为氮族元素；A族称为氧族元素；A族称为卤族元素。3 元素周期表共有七个横行，称为七个周期，其中第一（2种元素）、二（8种元素）
19、、三（8种元素）周期为短周期（只有主族元素）；第四（18种元素）、五（18种元素）、六（32种元素）周期为长周期（既有主族元素，又有过渡元素）；第七周期（目前已排26种元素）为不完全周期。4 在元素周期表中，越在左下部的元素，其金属性越强；越在右上部的元素（惰性气体除外），其非金属性越强。金属性最强的稳定性元素是铯，非金属性最强的元素是氟。5 在元素周期表中位于金属与非金属分界处的金属元素，其氧化物或氢氧化物一般具有两性，如Be、Al等。6 主族元素的价电子是指其最外层电子；过渡元素的价电子是指其最外层电子和次外层的部分电子；镧系、锕系元素的价电子是指其最外层电子和倒数第三层的部分电子。7 在
20、目前的112种元素中，只有22种非金属元素（包括6种稀有气体元素），其余90种都是金属元素；过渡元素全部是金属元素。8 在元素周期表中，位置靠近的元素性质相近。一般在周期表的右上部的元素用于合成新农药；金属与非金属分界处的元素用于制造半导体材料；过渡元素用于制造催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料等等。十五、离子方程式的书写. 离子符号的正确书写电解质只有在完全电离时才能写成离子注意：酸式盐的电离情况：NaHSO4（水溶液）=Na+ + H+ + SO42NaHSO4（熔融）=Na+ + HSO4NaHCO3=Na+ + HCO3 NH4HSO3=NH4+ + HSO3 NaH2PO4=Na+ +
21、 H2PO4对微溶物的处理：在澄清的溶液中能写成离子，在浑浊时不能写成离子。如Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4、MgCO3等。对浓强酸的处理：浓H2SO4参加的反应，对H2SO4一般不写成离子，例如，浓H2SO4与Cu的反应，起强氧化性作用的是H2SO4分子，而不是SO42，且浓H2SO4中水很少（硫酸能与水以任意比例互溶），绝大多数是H2SO4分子，未发生电离。浓盐酸、浓硝酸参加的反应，一般都写成离子，因为它们受其溶解度的限制，溶质质量分数不是很大，其中水的量足以使它们完全电离。是离子反应的不一定都能写成离子方程式。例如实验室制取氨气的反应是NH4Cl与Ca(OH)2之间的离子交换反
22、应，但它们是固体之间的反应。. 反应要符合实际 符合离子反应发生的条件（生成溶解度更小的物质或生成更加难电离的物质或生成更易挥发性的物质）； 符合氧化还原反应发生的规律（强氧化剂与强还原剂优先发生反应）； H+优先跟碱性强的微粒（易电离出OH 或易结合H+的微粒）反应； OH优先跟酸性强的微粒（易电离出H+或易结合OH的微粒）反应。. 配平要符合三个“守恒”质量守恒和电荷守恒以及氧化还原反应中的得失电子守恒. 注意离子间量的比例关系：不足物质中参加反应的阴、阳离子的个数比一定符合其化学式中阴、阳离子的个数比。十六、离子共存问题1分析是否能发生复分解反应。一般条件是有难溶、难电离、挥发性物质生成
23、。2分析能否发生氧化还原反应还原性离子（Fe2+、I、S2、SO32等）与氧化性离子（NO3/H+、Fe3+、ClO、MnO4等）因发生氧化还原反应而不能共存。例如（下面的方程式不需要背）：2Fe3+ + S2 = 2Fe2+ + S2Fe3+ + 2I = 2Fe2+ + I22Fe3+ + SO32+ H2O = 2Fe2+ + SO42+ 2H+ 3Fe2+ + NO3+ 4H+ = 3Fe3+ + NO+ 2H2O6Fe2+ + 3ClO+ 3H2O = 2Fe(OH)3+ 3Cl+ 4Fe3+ 5Fe2+ + MnO4+ 8H+ = 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O3SO32+
24、 2NO3+ 2H+ = 3SO42+ 2NO+ H2O SO32+ ClO= SO42+ Cl5SO32+ 2MnO4+ 6H+ = 5SO42+ 2Mn2+ 3H2OS2O32 + 2H+ = S+ SO2+ H2O2S2-SO32-6H+3S3H2O3分析是否发生双水解反应常见的双水解反应有以下几组：AlO2 CO32Fe3+ AlO2SiO32 AlO2 HCO3Fe3+与CO32 Al3+与HCO3 AlO2与Al3+ NH 4+与 HCO3SO32 NH4+ SiO32SO32 S2 HSO36 分析是否发生络合反应如：Fe3+ + 3SCN = Fe(SCN)3（血红色溶液）Fe
25、3+ + 6C6H5OH = Fe(C6H5O)63(紫色溶液) +6H+注意:（1）弱酸的酸式根离子既不能与H+离子大量共存，又不能与OH大量共存，如：HCO3 + H+ = CO2+ H2OHCO3 + OH= CO32 + H2OHSO3 + H+ = SO2+ H2OHSO3 + OH= SO32 + H2O HS + H+ = H2SHS + OH= S2 + H2O H2PO4 + H+ = H3PO4H2PO4 + OH= HPO42 + H2O（2）能生成微溶物质的两种离子也不能大量共存，如Ca2+和SO42、Ag+和SO42、Mg2+和CO32、Ca2+和OH等。（3）Al3
26、+、Fe3+因其在水溶液中当pH为34左右时即能完全水解成Al(OH)3、Fe(OH)3沉淀，所以Al3+、Fe3+几乎与所有的弱酸根离子都不能大量共存。（4）解答此类问题还要抓住题干的附加条件，如溶液的酸性、碱性还是中性；是否有颜色；可能大量共存还是一定能大量共存；能与铝粉反应放出H2（可能是非氧化性酸溶液，也可能是强碱溶液）；由水电离出的H+浓度为1010molL1（可能是酸溶液，也可能是碱溶液）十七、离子方程式判断常见错误及原因分析1离子方程式书写的基本规律要求：（写、拆、删、查四个步骤来写） （1）合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。 （2）式正确：化学式与离子符号使用
27、正确合理。 （3）号实际：“=”“”“”“”“”等符号符合实际。 （4）两守恒：两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等）。 （5）明类型：分清类型，注意少量、过量等。（6）细检查：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。例如：(1)违背反应客观事实 如：Fe2O3与氢碘酸：Fe2O36H+2 Fe3+3H2O错因：忽视了Fe3+与I-发生氧化一还原反应(2)违反质量守恒或电荷守恒定律及电子得失平衡 如：FeCl2溶液中通Cl2 ：Fe2+Cl2Fe3+2Cl- 错因：电子得失不相等，离子电荷不守恒(3)混淆化学式（分子式）和离子书写
28、形式 如：NaOH溶液中通入HI：OH-HIH2OI-错因：HI误认为弱酸.(4)反应条件或环境不分： 如：次氯酸钠中加浓HCl：ClO-H+Cl-OH-Cl2错因：强酸制得强碱(5)忽视一种物质中阴、阳离子配比. 如：H2SO4 溶液加入Ba(OH)2溶液:Ba2+OH-H+SO42-BaSO4H2O 正确：Ba2+2OH-2H+SO42-BaSO42H2O2.判断离子共存时，审题一定要注意题中给出的附加条件。 酸性溶液（H）、碱性溶液（OH-）、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H或OH-=110-amol/L(a7或a c(OH-)；c(H+) 110-7mol/L；碱性溶液
29、中c(H+) c(OH-)，c(H+) 110-7mol/L。、电解质稀溶液的酸碱性可用pH大小来统一度量，其定义式：pH = 1g c(H+)。pH的通常范围是0 14，若pH 1mol/L；若pH 14，则直接用c(OH )来表示也已比较方便了c(OH-) 1mol/L。同样可定义：pOH = 1g c(OH-)，在常温下，同一溶液的pH pOH = 14。4强酸、弱酸与碱、与活泼金属反应的一般规律（1）相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸的比较c(H+)pH中和碱的能力与过量Zn的反应情况稀释相同倍数(10 n)后的pH产生氢气的量l 开始时的l 反应速率盐酸大小相等相同快仍小些醋酸小
30、大慢仍大些（2）相同pH、相同体积的盐酸与醋酸的比较c(H+)c(酸)中和碱的能力与过量Zn的反应情况稀释相同倍数(10 n)后的pH产生氢气的量l 开始时的l 反应速率盐酸相等小小少相等pH(稀)= pH(浓) + n醋酸大大多pH(稀) pH(浓) + n结论: 酸与活泼金属反应时，产生H2的多少是由酸最终电离产生H+的物质的量决定的；产生H2的快慢是由酸中c(H+)决定的。 酸中和碱的能力强弱是由酸最终电离产生H+的物质的量决定的。5证明某酸（如醋酸）是弱酸的实验原理 测定0.01mol/L 醋酸溶液的pH，发现大于2 。说明c(H+) n(盐酸) c(醋酸) c(盐酸) c(醋酸) c
31、(H+) 醋酸是弱电解质（该方案的缺点是：难以配得pH等于2的醋酸） 取等体积、pH都等于2的醋酸和盐酸与足量的Zn粒反应，并将产生的氢气分别收集起来，发现醋酸生成的H2多。原理同（该方案的缺点是：难以配得pH等于2的醋酸，且操作较繁） 将10 mL pH=2的醋酸溶液用蒸馏水稀释成1L，再测定其pH，发现小于4。说明稀释100倍后，溶液中c(H+)稀 c(H+)浓/100，n(H+)有所增加，即又有醋酸分子电离了（该方案的缺点是：难以配得pH等于2的醋酸） 在相同条件下，将表面积相同的锌粒分别跟物质的量浓度相同的盐酸和醋酸反应，前者反应速率快，后者反应速率慢。说明醋酸电离产生的c(H+)小于
32、同浓度盐酸的，即醋酸末完全电离 （该方案的缺点是：锌粒的表面积难以做到完全相同）6电离平衡和水解平衡的比较电 离 平 衡水 解 平 衡实 例H2S水溶液（0.1mol/L）Na2S水溶液（0.1mol/L）研究对象弱电解质（弱酸、弱碱、水）强电解质（弱酸盐、弱碱盐）实 质弱酸 H+ + 弱酸根离子弱碱 OH + 弱碱阳子H2O + H2O H3O+ + OH离子化速率 = 分子化速率弱酸根阴离子+H2O 弱酸 + OH弱碱阳离子+H2O 弱碱 + H+水解速率 = 中和速率程 度酸或碱越弱，电离程度越小，多元酸的一级电离远远大于二级电离，大于三级电离“越弱越水解”，多元弱酸根一级水解远远大于二
33、级水解，大于三级水解一般中和程度远远大于水解程度双水解程度较大，甚至很彻底。能量变化吸热（极少数例外）吸热表达式电离方程式：用“ ”多元弱酸分步电离H2S H+ + HSHS H+ + S2水解反应离子方程式用“ ”多元弱酸根分步水解 除了双水解反应，产物不写分解产物，不标或S2+H2O HS+OH（主要）HS+H2O H2S+OH（次要）微 粒 浓 度大小比较c(H2S)c(H+)c(HS)c(S2) c(OH-)c(Na+)c(S2-)c(OH-)c(HS-)c(H2S) c(H+)电荷守恒式c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-)c(Na+)+ c(H+)= c(HS-
34、)+2c(S2-)+ c(OH-)物料守恒式c(H2S)+c(HS)+c(S2)=0.1mol/Lc(H2S)+c(HS)+c(S2)=0.1mol/L= c(Na+)/2影 响 因 素温 度升温促进电离（极少数例外）升温促进水解浓 度稀 释促进电离，但浓度减小，酸性减弱促进水解，但浓度减小，碱性减弱通H2S电离平衡向右移动，酸性增强，但电离程度减小，电离常数不变。S2+H2O HS+ OHH2S + OH HS+ H2O 促使上述平衡右移，合并为：H2S + S2 2HS加Na2SH2S H+ + HSS2+ H+ HS促使上述平衡右移，合并为：H2S + S2 2HS水解平衡向右移动，碱性
35、增强，但水解程度减小。 十九、何时考虑盐的水解1判断盐溶液酸碱性及能否使酸碱指示剂变色时，要考虑到盐的水解。2配制某些盐的溶液时，为了防止溶液变浑浊（水解），需加入对应的酸抑制其水解。如配制FeCl3溶液时，一般先将FeCl3溶解在盐酸中，然后再加水稀释。3 比较盐溶液中离子浓度大小时，要考虑到盐的水解。如CH3COONa溶液中，c(Na+) c(CH3COO- )。4 说明盐溶液中微粒种类及多少时，要考虑到盐的水解。例如Na2S溶液中含有Na+、HS-、OH-、H+、S2、H2S，其浓度关系为：（1）电荷守恒关系指任何电解质溶液在整体上不显电性，即溶液中所有阳离子带的正电总量与所有阴离子带的
36、负电总量相等。 如在Na2S溶液中：实质：所有Na+、H+带的正电荷总物质的量=所有S2、HS、OH带的负电荷总物质的量。表达形式：c(Na+) + c(H+) = 2c(S2) + c(HS ) + c(OH )（2）物料守恒关系指不论盐中的哪种离子水解成多少种形式，它所含的一些元素原子的总物质的量之比一定符合它的化学式中的计量数比。 如在Na2S溶液中： 实质：n(Na) : n (S的各种存在形式总和) = 2 : 1表达形式：c(Na+) = 2 c(S2) + c(HS ) + c(H2S) （3）水电离的离子数守恒关系（不要求理解）指在任何电解质溶液中，由水电离产生的H+和OH的数
37、目一定相等的关系。如在Na2S溶液中：实质：n(OH) = 溶液中自由H+物质的量与S2结合水电离的H+物质的量之和表达形式：c(OH ) = c(H+) + c(HS ) + 2c(H2S) 该关系式可由电荷守恒式和物料守恒式代数变换得到。如将上述电荷守恒式与物料守恒式相减并移项即可得到上式。二十、水解反应面面观所谓水解反应，即物质跟水发生的相互交换成分的反应，用通式可表示为：反应的机理可简单地认为是：共价键（XY键，HO键）断裂（一般情况下，每个水分子中只有一个HO键断裂），再按异电相吸原则，重新形成新键即得产物，至于离子键则视为共价键的极限情形（一极为非极性键，另一极为离子键）。各类水解反应及其应用列举如下：（一）无机物的水解1单质的水解ClCl + HOH HCl + HClO2盐类的水解。 机理：盐中的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出来的H+或OH结合生成弱酸或弱碱，从而促进水的电离的过程。水解反应与中和反应是互为可逆反应，如： 盐 + 水酸 酸 + 碱；H 0弱碱阳离子 + H2O 弱碱 + H+溶液呈酸性弱酸阴离子 + H2O 弱酸或酸式弱酸根阴离子 + OH溶液呈碱性 基本规律：（1）“无弱不水解，有弱就水
