高二化學(xué)知識手冊（選修四）

知識體系：章節(jié)概述：本章包括四節(jié)內(nèi)容，第一節(jié)“化學(xué)反應(yīng)與能量變化”表明了在化學(xué)反應(yīng)中不僅有物質(zhì)的變化同時伴隨有能量的變化，并且介紹到一種能夠同時表示物質(zhì)變化和能量變化的方程式——熱化學(xué)方程式。第二節(jié)“燃燒熱和能源”主要介紹了特殊的反應(yīng)熱——燃燒熱，以及能源的分類及特點。第三節(jié)“中和熱”主要介紹了特殊的反應(yīng)熱——中和熱及相關(guān)測定實驗，有利于我們從能量角度理解酸堿中和反應(yīng)。第四節(jié)“化學(xué)反應(yīng)熱的計算”介紹了三種重要的反應(yīng)熱計算方法，其中蓋斯定律能夠幫助我們了解總反應(yīng)和分反應(yīng)能量之間的聯(lián)系。本章的教學(xué)內(nèi)容能夠幫助我們建立化學(xué)反應(yīng)中能量變化與物質(zhì)變化之間的關(guān)系，有利于我們理解化學(xué)反應(yīng)中能量守恒原則。知識清單：化學(xué)反應(yīng)與能量變化1.反應(yīng)熱(2)化學(xué)反應(yīng)中能量變化的原因：宏觀角度：反應(yīng)物與生成物能量相對高低。微觀角度：化學(xué)鍵的變化，即斷裂化學(xué)鍵吸收的能量和形成化學(xué)鍵放出的能量不2.焓變(2)符號：ΔH(1)定義：反應(yīng)過程中吸收熱量的反應(yīng)(反應(yīng)物的總能量低于生成物的總能量)，吸熱反應(yīng)的ΔH>0。(2)圖像：2.放熱反應(yīng)(1)定義：反應(yīng)過程中放出熱量的反應(yīng)(反應(yīng)物的總能量高于生成物的總能量)，放熱反應(yīng)的ΔH<0。(2)圖像：；3.物質(zhì)越穩(wěn)定，其能量則越低，斷裂化學(xué)鍵所吸收的能量則越多，故物質(zhì)所含鍵式。3.熱化學(xué)方程式書寫三步驟4.注意：(1)書寫熱化學(xué)方程式時應(yīng)標(biāo)明反應(yīng)物及生成物的狀態(tài)。反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)是用英文小寫字母在其化學(xué)式的后面標(biāo)注的，一般用“g”表示氣體，“l(fā)”Na2CO3(aq)+CaCl2(aq)====2NaCl(aq)+CaCO3(s)ΔH=-akJ·mol-1(2)書寫熱化學(xué)方程式時應(yīng)標(biāo)明反應(yīng)溫度與壓強。若不標(biāo)明溫度和壓強，則表示是在25C(即298K)、101kPa條件下的反應(yīng)熱，無需標(biāo)明反應(yīng)條件。C(s)+CO2(g)====2CO(g)ΔH=+bkJ·mol-1(4)物質(zhì)化學(xué)式前面的化學(xué)計量數(shù)表示物質(zhì)的量，可以用整數(shù)或簡單分?jǐn)?shù)表示。且同一化學(xué)反應(yīng)，熱化學(xué)方程式中物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)不同，反應(yīng)的ΔH也不同。例：CH4(g)+2O2(g)====CO2(g)+2H2O(l)ΔH=-890.3kJ·mol-1CH4(g)+O2(g)====CO2(g)+H2O(l)ΔH=-445.15kJ·mol-1強。實際反應(yīng)中反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率α=Q/ΔH，Q為反應(yīng)實際吸收或放出的熱量。C、101kPa時，1molH2與碘蒸氣作用生成HI的熱化學(xué)方程式為：H2(g)+I2(g)2HI(g)ΔH=-14.9kJ·mol-1，ΔH越大。2NaHCO3(s)====Na2CO3(s)+CO2(g)+H2O(g)2NaHCO3(s)====Na2CO3(s)+CO2(g)+H2O(l)ΔH1>ΔH2ΔH1ΔH2ΔH3ΔH42NH3(g)====N2(g)+3HΔH3ΔH42NH3(l)====N2(g)+3H2(g)ΔH3<ΔH4ΔH11>ΔH12(2)對于放熱反應(yīng)，同一反應(yīng)中反應(yīng)物與生成物能量差距越大，放出的能量越多，ΔH越小。ΔH5ΔH62H2(g)+O2(g)====2HΔH5ΔH62H2(g)+O2(g)====2H2O(l)ΔH5>ΔH6ΔH7ΔH8S(g)+O2(g)====ΔH7ΔH8S(s)+O2(g)====SO2(g)ΔH7＜ΔH82.燃燒反應(yīng)越完全，放出的熱量越多，ΔH越小。2C(s)+O2(g)====2CO(g)ΔH92C(s)+2O2(g)====2CO2(g)ΔH10ΔH9>ΔH102NH3(g)====N2(g)+3H2(g)ΔH11NH3(g)====N2(g)+H2(g)ΔH122H2(g)+O2(g)====2H2O(l)4H2(g)+2O2(g)====4H2O(l)ΔH13>ΔH14ΔH13ΔH14知識清單：燃燒熱和能源3.注：有的氫元素轉(zhuǎn)化為H2O(l)，碳元素轉(zhuǎn)化為CO2(g)，特例：氮元素轉(zhuǎn)化為N2(g)。CHHkJmol為：CH4(g)+2O2(g)====CO2(g)+2H2O(l)ΔH=-890.3kJ·mol-12.符號：qCH4(g)+2O2(g)====CO2(g)+2H2O(l)ΔH=-890.24kJ·mol-15.熱值與燃燒熱的關(guān)系：ΔH=-M·q，M為該物質(zhì)的摩爾質(zhì)量。括：化石燃料(煤、石油、天然氣)、陽光、風(fēng)力、流水、柴草等。2.化石燃料(2)缺點②利用率低；①蘊藏量有限、不能再生；②利用率低；③污染環(huán)境，特別是造成酸雨和溫室效應(yīng)。3.新能源(1)類別：新能源主要包括太陽能、氫能、地?zé)崮?、風(fēng)能、海洋能和生物質(zhì)能。源的分類標(biāo)準(zhǔn)分類定義舉例按轉(zhuǎn)換過程分一次從自然界直接取得的自然煤、原油、天然氣等化石能源、水能、生物質(zhì)能、太陽能等二次一次能源經(jīng)過加工轉(zhuǎn)換后獲得的能源各種石油制品、煤氣、按性質(zhì)分可再生可持續(xù)再生的能源太陽能、潮汐能等不可再生能源經(jīng)過億萬年形成的短期內(nèi)無法恢復(fù)的能源石油、煤、天然氣等化石能源、核能按利用歷分在一定歷史時期和科學(xué)技術(shù)水平下，已被人們廣泛利用的能源煤、石油、天然氣新能源隨著科技的不斷發(fā)展，才開始被人類采用先進的方法加以利用的古老能源以及新發(fā)展的利用先進技術(shù)所獲得的能源地?zé)崮?、氫能、生物質(zhì)能、核能、風(fēng)能、太陽能、海洋能等按來源分來自太陽輻射的能量太陽能、煤、石油、天然氣、生物質(zhì)能、風(fēng)能來自地球內(nèi)部的能量地?zé)崮?、水能來自其他天體的引力能量潮汐能知識清單：2.表示：H+(aq)+OH-(aq)====H2O(l)ΔH=-57.3kJ·mol-13.注意事項互混合因稀釋會放出熱量。(2)強酸與強堿發(fā)生中和反應(yīng)生成可溶性鹽的熱化學(xué)方程式為H+(aq)+OH-(aq)====H2O(l)ΔH=-57.3kJ·mol-1；中和熱與參加反應(yīng)的強酸、強堿的種類、用量無關(guān)。(3)弱酸或弱堿在溶液中不能完全電離，隨著反應(yīng)的進行，繼續(xù)電離并吸收熱量，所以它們反應(yīng)生成1molH2O的反應(yīng)熱數(shù)值小于57.3kJ·mol-1。例如：同樣的方法測定氨水與鹽酸、NaOH溶液與醋酸的反應(yīng)熱，所測ΔH＞-57.3kJ·mol-1。(4)若測定硫酸與Ba(OH)2溶液的反應(yīng)熱，則所測ΔH數(shù)值大于57.3kJ·mol-1，這主要是因為Ba2＋和SO－生成難溶物BaSO4也會放出熱量。4.中和熱測定實驗(1)實驗原理：通過測定一定量的酸、堿溶液在反應(yīng)前后溫度的變化，計算反應(yīng)(2)實驗裝置和用品①實驗裝置②實驗用品：大燒杯(500mL)、小燒杯(100mL)、溫度計、量筒(50mL)兩個、碎泡沫塑料或紙條、泡沫塑料板或硬紙板(中心有兩個小孔)、環(huán)形玻璃攪拌棒、0.50mol/L鹽酸、0.55mol/LNaOH溶液。(3)測量步驟(4)數(shù)據(jù)處理n(H2O)Hmmctt3kJn(H2O)其中(m1＋m2)表示溶液質(zhì)量(單位：g)，c為比熱容，c＝4.18J·(g·C)—1。(5)實驗操作的注意事項①為了保證酸、堿完全中和，常采用堿稍過量的方法。②量熱裝置中需用碎泡沫塑料對其進行保溫、隔熱，以減少實驗過程中熱量的損③讀取中和反應(yīng)的終止溫度是反應(yīng)混合液的最高溫度。知識清單：化學(xué)反應(yīng)熱的計算全相同的。2.特點：(1)化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱僅與反應(yīng)體系的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與反應(yīng)的途徑無關(guān)。(2)同一反應(yīng)的反應(yīng)熱總值一定，如圖表示始態(tài)到終態(tài)的反應(yīng)熱。則ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH53.應(yīng)用品不純，無法或較難通過實驗測定這些反應(yīng)的反應(yīng)熱，應(yīng)用蓋斯定律可間接地計算反應(yīng)熱。(2)計算方法：如求C(s)＋O2(g)===CO(g)的反應(yīng)熱ΔH。HHH2，則：ΔH＝ΔH1－ΔH2。(3)利用蓋斯定律也可以確定反應(yīng)物和生成物的相對穩(wěn)定性。反應(yīng)放熱，則生成4.用已知熱化學(xué)方程式的焓變求未知反應(yīng)焓變的方法(1)確定待求反應(yīng)的熱化學(xué)方程式。(2)找出待求熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)出現(xiàn)在已知方程式中的位置(是同側(cè)還是異(3)利用同側(cè)相加、異側(cè)相減進行處理。(4)根據(jù)待求方程式中各物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)通過乘除來調(diào)整已知反應(yīng)的化學(xué)計量(5)將調(diào)整后的化學(xué)方程式進行疊加并確定反應(yīng)熱的變化。4Fe(s)＋3O2(g)===2Fe2O3(s)ΔH＝－1648kJ·mol－1C(s)＋O2(g)===CO2(g)ΔH＝－393kJ·mol－12Fe(s)＋2C(s)＋3O2(g)===2FeCO3(s)ΔH＝－1480kJ·mol－1FeCO3在空氣中加熱反應(yīng)生成Fe2O3的熱化學(xué)方程式是___________________。解：將所給熱化學(xué)方程式標(biāo)號：4Fe(s)＋3O2(g)===2Fe2O3(s)ΔH＝－1648kJ·mol－1①C(s)＋O2(g)===CO2(g)ΔH＝－393kJ·mol－1②2Fe(s)＋2C(s)＋3O2(g)===2FeCO3(s)ΔH＝－1480kJ·mol－1③根據(jù)蓋斯定律：①＋②×4－③×2可得：4FeCO3(s)＋O2(g)===2Fe2O3(s)＋4CO2(g)ΔH＝－260kJ·mol－1。1.根據(jù)反應(yīng)物和生成物的能量計算：ΔH＝生成物的能量總和-反應(yīng)物的能量總和。反應(yīng)類型焓變計算放熱反應(yīng)ΔH＝(E2－E1)kJ/mol=(a－b)kJ/mol＝－ckJ/mol吸熱反應(yīng)ΔH＝(E2－E1)kJ/mol＝(a－b)kJ/mol＝＋ckJ/mol2.根據(jù)反應(yīng)物和生成物的鍵能計算：ΔH＝反應(yīng)物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。鍵能：斷裂1mol化學(xué)鍵所吸收的能量或生成1mol化學(xué)鍵所釋放的能量。已知：N≡N鍵的鍵能是948.9kJ·mol-1，H—H鍵的鍵能是436.0kJ·mol-1；N—H能是391.55kJ·mol-1。則N2(g)＋H2(g)===NH3(g)的ΔH＝×948.9kJ·mol-1＋×436.0kJ·mol-1-第二章化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡知識體系：章節(jié)概述：本章包括四節(jié)內(nèi)容，第一節(jié)“化學(xué)反應(yīng)速率”主要介紹了表示化學(xué)反應(yīng)快慢的物理量——化學(xué)反應(yīng)速率及相關(guān)計算方法，讓我們對反應(yīng)速率有初步了解。第二節(jié)“影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素”從不同維度探究了物質(zhì)的內(nèi)因和反應(yīng)外界條件對化學(xué)反應(yīng)速率的影響，并從微觀層面詮釋了影響化學(xué)反應(yīng)速率的根本原因。第三節(jié)“化學(xué)平衡”主要介紹了一種不能完全進行的反應(yīng)——可逆反應(yīng)，以及可逆反應(yīng)所具有的化學(xué)平衡狀態(tài)，從溫度、濃度、壓強和催化劑這些角度探究化學(xué)平衡狀態(tài)的影響因素，并用化學(xué)平衡常數(shù)、轉(zhuǎn)化率等數(shù)據(jù)量化可逆反應(yīng)的進行程第四節(jié)“化學(xué)反應(yīng)進行的方向”主要探究了體系在自然界中存在著使自身能量趨及其現(xiàn)象在化學(xué)反應(yīng)中的體現(xiàn)，并提出了相互關(guān)聯(lián)的焓判據(jù)和熵判據(jù)，為人們研究化學(xué)反應(yīng)發(fā)生方向提供必要依據(jù)。知識清單：化學(xué)反應(yīng)速率2.表示：用單位時間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的濃度變化來表示，通常用單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。3.符號：v4.表達式：其中Δc表示濃度變化，Δt表示時間變化。6.注意事項(1)在同一化學(xué)反應(yīng)中，用不同的物質(zhì)表示的反應(yīng)速率數(shù)值可能不同，但意義相(2)固體或純液體的濃度記為常數(shù)，Δc=0，因此不能用固體或純液體物質(zhì)表示化(3)化學(xué)反應(yīng)速率是一段時間內(nèi)的平均反應(yīng)速率，而不是瞬時反應(yīng)速率。(4)不論反應(yīng)物還是生成物，其化學(xué)反應(yīng)速率均取正值。1.測定原理利用化學(xué)反應(yīng)中與某一種化學(xué)物質(zhì)的濃度(或質(zhì)量)相關(guān)的性質(zhì)進行測定。2.測定方法(1)利用能夠直接觀察的某些性質(zhì)測定如通過測量釋放出一定體積的氣體的時間來測定反應(yīng)速率，或測定一定時間內(nèi)氣體壓強的變化來測定反應(yīng)速率。(2)利用科學(xué)儀器測量如在溶液中：當(dāng)反應(yīng)物或產(chǎn)物本身有較明顯的顏色時，可利用顏色深淺和顯色物質(zhì)濃度間的正比關(guān)系來跟蹤反應(yīng)的過程和測量反應(yīng)速率。3.實例(鋅與稀硫酸的反應(yīng))加入試劑反應(yīng)時間反應(yīng)速率molL長小molL短大(2)結(jié)論可以根據(jù)產(chǎn)生相同體積的氫氣所需要的時間長短來判斷化學(xué)反應(yīng)速率。單位時間內(nèi)收集到氣體的體積越大或收集單位體積的氣體所用的時間越短，化學(xué)反應(yīng)速率越大。(1)Δc(A)指物質(zhì)A濃度的變化，而不是物質(zhì)的量的變化。(2)根據(jù)公式v＝及Δc＝可推出公式v＝。2.化學(xué)計量數(shù)法：利用化學(xué)反應(yīng)速率之比＝化學(xué)計量數(shù)之比計算。例：mA+nB====pC+qD，則v(A):v(B):v(C):v(D)=m:n:p:q3.三段式法：利用起始量、變化量、一段時間后的剩余的量的關(guān)系計算。例：反應(yīng)mA＋nB=====pC起始濃度(mol·L－1)abc變化濃度(mol·L－1)x某時刻濃度(mol·L－1)a－xb－c＋則v(A)＝，v(B)＝，v(C)＝。計算中注意以下量的關(guān)系：(1)對反應(yīng)物：c(起始)－c(轉(zhuǎn)化)＝c(某時刻)(2)對生成物：c(起始)＋c(轉(zhuǎn)化)＝c(某時刻)(3)變化的物質(zhì)的物質(zhì)的量濃度或物質(zhì)的量與化學(xué)方程式中該物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)成正比。(4)計算過程中單位應(yīng)一致。4.反應(yīng)速率快慢的比較in(2)比較化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)計量數(shù)的比值。>，則A表示的反應(yīng)速率比B表示的大。知識清單：影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素1.有效碰撞應(yīng)的碰撞。(2)發(fā)生條件發(fā)生反應(yīng)的分子具有較高的能(2)發(fā)生條件分子在一定方向上發(fā)生碰撞2.活化分子與活化能(2)活化能：活化分子比普通分子多出的那部分能量。3.解釋化學(xué)反應(yīng)的過程2.微觀解釋2.微觀解釋對于有氣體參與的反應(yīng)，在相同溫度下，增大壓強→反應(yīng)物濃度增大→反應(yīng)速率3.注：(1)壓強對反應(yīng)速率的影響，是通過改變氣體的濃度來實現(xiàn)的，故一般意義上的增大壓強是指壓縮氣體的體積。影響：原理2KMnO4＋5H2C2O4＋3H2SO4===K2SO4＋2MnSO4＋10CO2↑＋8H2O驟現(xiàn)象KMnO4溶液褪色KMnO4溶液褪色褪色加入0.2mol/LH2C2O4溶液比加入0.1mol/LH2C2O4溶液的試管中溶液褪色時間短。結(jié)論若其他條件相同，H2C2O4濃度越大，KMnO4溶液褪色越快，2.規(guī)律反應(yīng)物濃度增大→反應(yīng)速率加快；反應(yīng)物濃度減小→反應(yīng)速率減慢。3.解釋反應(yīng)物濃度增大→單位體積內(nèi)活化分子數(shù)增多→單位時間內(nèi)有效碰撞次數(shù)增加→反應(yīng)速率加快。4.注：，即增大了單位體積內(nèi)活化分子的數(shù)目，但活化分子的百分?jǐn)?shù)不變。1.影響規(guī)律對于有氣體參與的反應(yīng)，在相同溫度下，(2)對于無氣體參與的化學(xué)反應(yīng)，改變壓強對反應(yīng)速率的影響可以忽略不計。(3)對有氣體參加的反應(yīng)，壓強對化學(xué)反應(yīng)速率的影響可簡化理解如下：物質(zhì)濃度改變→反應(yīng)速率改變物質(zhì)濃度不變→反應(yīng)速率不變物質(zhì)濃度不變→反應(yīng)速率不變(4)常見的形式有以下幾種情況：①恒溫時增大壓強體積縮小反應(yīng)速率增大。②恒溫恒容時充入反應(yīng)氣體該物質(zhì)濃度增大反應(yīng)速率迅速增大；充入“無關(guān)氣體”(如He、Ne、Ar等不參與本反應(yīng)也不干擾本反應(yīng)的氣體)壓強增大，但反應(yīng)混合物中各組分濃度沒有改變，反應(yīng)速率不變。原理Na2S2O3＋H2SO4===Na2SO4＋S↓＋SO2↑＋H2O操作現(xiàn)象結(jié)論率減小。2.規(guī)律3.解釋升高溫度→活化分子百分?jǐn)?shù)提高，活化分子間的碰撞頻率提高→化學(xué)反應(yīng)速率增4.注：(1)溫度對反應(yīng)速率的影響規(guī)律對吸熱反應(yīng)、放熱反應(yīng)都適用，且不受反應(yīng)物狀速率的影響：原理2H2O22H2O＋O2↑操作現(xiàn)象nO②加入MnO2后，錐形瓶內(nèi)立即產(chǎn)生大量氣泡，并且?guī)в酄a的木條復(fù)燃。結(jié)論MnO2能加快H2O2的分解。2.規(guī)律3.解釋使用合適的催化劑→降低反應(yīng)所需的活化能→活化分子百分?jǐn)?shù)提高→有效碰撞次數(shù)增加→化學(xué)反應(yīng)速率加快。4.注：(2)催化劑只有在一定溫度下，才能最大限度地發(fā)揮其催化作用。(3)在可逆反應(yīng)中，催化劑可同等程度地改變正、逆反應(yīng)速率。1.影響反應(yīng)速率的因素外界條件影響因素外界條件影響因素壓強催化劑表面積2.外界條件對反應(yīng)速率的影響條件變化微觀因素變化化學(xué)反應(yīng)速率分子活化分子百分?jǐn)?shù)活化分分子平均運動速率單位體積有效碰撞數(shù)增大增加變增加變增加增加加快壓強增大變變變變增加增加加快升高變增加增加增大增加增加加快催化劑使用變增加增加變增加增加加快以上以上過程中v-t圖像表示如下：知識清單：化學(xué)平衡1.概念：在相同條件下，既能向正反應(yīng)方向進行同時又能向逆反應(yīng)方向進行的化學(xué)反應(yīng)。2.表示方法：采用“=”連接，把從左向右進行的反應(yīng)稱作正反應(yīng)，把從右向左進行的反應(yīng)稱作逆反應(yīng)。催化劑例如：SO2和O2的反應(yīng)可表示為2SO2＋O22SO3。3.特征：(2)雙同性：正、逆反應(yīng)在相同條件下是同時進行的。(3)共存性：反應(yīng)物和生成物共存于同一體系中，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率小于100%。1.化學(xué)平衡的建立在一定條件下，向某固定容積的密閉容器中投入一可逆反應(yīng)的反應(yīng)物：2.化學(xué)平衡狀態(tài)在一定條件下的可逆反應(yīng)中，當(dāng)正、逆兩個方向的反應(yīng)速率相等時，反應(yīng)體系中所有參加反應(yīng)的物質(zhì)的質(zhì)量或濃度保持恒定的狀態(tài)。3.化學(xué)平衡的特征——研究對象是可逆反應(yīng)；——正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率相等，即同一物質(zhì)的消耗速率和生成速率相等，v＝v逆；——化學(xué)平衡是動態(tài)平衡，即當(dāng)反應(yīng)達到平衡時，正反應(yīng)和逆反應(yīng)都仍在進行，即v正＝v逆≠0；——在平衡體系中，各組成成分的含量保持不變；——改變影響平衡的條件，平衡會改變，直至達到新的平衡。4.化學(xué)平衡狀態(tài)的判定標(biāo)志①對于同一物質(zhì)而言，該物質(zhì)的生成速率等于它的消耗速率。催化劑例：N2+3H2=2NH3高溫高壓當(dāng)v生成(N2)＝v消耗(N2)時，反應(yīng)達到平衡。②對于不同物質(zhì)而言，速率之比等于化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)之比，但必須是催化劑例：N2+3H2=2NH3高溫高壓當(dāng)2v消耗(H2)＝3v消耗(NH3)時，反應(yīng)達到平衡。催化劑例：N2+3H2=2NH3高溫高壓當(dāng)c(H2)不再改變，n(NH3)不再改變，N2的體積分?jǐn)?shù)不再改變時，反應(yīng)達到平衡。(3)間接標(biāo)志：指所表述的內(nèi)容并非直接而是間接反映“等”和“定”的意義。①反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率保持不變。②反應(yīng)體系的顏色保持不變。例：2NO2=N2O4當(dāng)體系紅棕色不再變化時，反應(yīng)達到平衡。③絕熱的恒容反應(yīng)體系中的溫度保持不變。④某些化學(xué)鍵的斷開速率和生成速率相等。催化劑例：N2+3H2=2NH3高溫高壓當(dāng)生成3molH—H鍵同時生成6molN—H鍵時，反應(yīng)達到平衡。表述內(nèi)容并不適用于所有反應(yīng)，只適用于某些反應(yīng)達到化學(xué)平衡狀態(tài)。①體系中氣體物質(zhì)的總質(zhì)量保持不變，氣體的密度不再發(fā)生改變。(全氣態(tài)反應(yīng)不適用)催化劑例：2SO2＋O22SO3不適用。②體系中氣體物質(zhì)的總物質(zhì)的量(或體積或分子個數(shù))保持不變，恒容時氣體的總壓強不再發(fā)生改變。(等體積反應(yīng)不適用)高溫例：H2+I2=2HI不適用。③體系中氣體物質(zhì)的平均相對分子質(zhì)量保持不變。(全氣態(tài)等體積反應(yīng)不適用)高溫例：H2+I2=2HI不適用。：1.化學(xué)平衡的移動在一定條件下，可逆反應(yīng)達到化學(xué)平衡狀態(tài)，如果改變影響平衡的條件(如濃度、溫度、氣體反應(yīng)的壓強等)，化學(xué)平衡狀態(tài)被破壞，直至正、逆反應(yīng)速率再次相等，在新的條件下達到新的化學(xué)平衡狀態(tài)。這種現(xiàn)象叫做平衡狀態(tài)的移動，簡稱平衡移動。(2)圖示表示v(正)>v(逆)v(正)＝v(逆)v(正)≠v(逆)v′(正)＝v′(逆)(3)化學(xué)平衡移動的根本原因：v(正)≠v(逆)。(4)化學(xué)平衡移動的判斷①當(dāng)外界條件改變時，若引起v(正)>v(逆)，則化學(xué)平衡向正反應(yīng)方向移動；②當(dāng)外界條件改變時，若引起v(正)<v(逆)，則化學(xué)平衡向逆反應(yīng)方向移動；③當(dāng)外界條件改變時，v(正)、v(逆)都變化，若v(正)和v(逆)仍保持相等，則化學(xué)平衡不發(fā)生移動。2.濃度對化學(xué)平衡的影響探究1依據(jù)K2Cr2O7溶液中存在的平衡完成實驗。原理Cr2O－(橙色)＋H2O=2CrO－(黃色)＋2H＋驟現(xiàn)象橙黃色變?yōu)槌壬赛S色變?yōu)辄S色結(jié)論c(H＋)增大，平衡向逆反應(yīng)方向移動c(H＋)減小，平衡向正反應(yīng)方向移動探究2依據(jù)Fe3＋與SCN－存在的平衡完成實驗。原理Fe3＋＋3SCN－=Fe(SCN)3(紅色)實驗(1)驟現(xiàn)象溶液顏色變深溶液顏色變深實驗(2)驟LNaOH溶液NaOH溶液現(xiàn)象溶液顏色變淺溶液顏色變淺結(jié)論對可逆反應(yīng)Fe3＋＋3SCN－=Fe(SCN)3，分別增大c(Fe3＋)和SCNFeSCN反應(yīng)方向移動；滴加NaOH溶液，由于3OH－＋Fe3＋===Fe(OH)3↓，減小了Fe3反應(yīng)方向移動(2)濃度變化對化學(xué)平衡的影響規(guī)律化學(xué)平衡體系濃度增大反應(yīng)物增大生成物減小生成物減小反應(yīng)物速率變化v′正＞v′逆v′逆＞v′正v′正＞v′逆v′逆＞v′正平衡移動向正向移動逆向移動正向移動逆向移動速率與時間的圖像規(guī)律總結(jié)在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)物的濃度或減小生成物的濃度，都可以使平衡向正反應(yīng)方向移動；增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度，都可以使平衡向逆反應(yīng)方向移動3.壓強對化學(xué)平衡(有氣體參與的反應(yīng))的影響(1)壓強變化對化學(xué)平衡的影響規(guī)律化學(xué)平衡aA＋bB=cC＋dDa＋b＞c＋d)aA＋bB=cC＋dDa＋b＜c＋d)體系壓強增壓減壓增壓減壓速率變化v′(正)＞v′(逆)v′(逆)＞v′(正)v′(逆)＞v′(正)v′(正)＞v′(逆)平衡移動向正向移動逆向移動逆向移動正向移動速率與時間的圖像規(guī)律總結(jié)在其他條件不變的情況下，增大壓強，平衡向氣態(tài)物質(zhì)體積減小的方向移動；減小壓強，平衡向氣態(tài)物質(zhì)體積增大的方向移動高溫(2)對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的反應(yīng)[如H2(g)＋I2(g)=2HI(g)]，改變壓(3)注：①只涉及固體、液體的可逆反應(yīng)，壓強對化學(xué)平衡的影響極其微弱，一般不考慮。②在容積不變的密閉容器中，向已達到平衡的氣體反應(yīng)體系中充入與體系中任何物質(zhì)都不反應(yīng)的氣體，平衡不發(fā)生移動。催化劑例：在恒容容器中發(fā)生N2+3H2=2NH3，反應(yīng)平衡后向容器中充入He氣高溫高壓③在壓強不變、體積可變的恒壓容器中，向已達到平衡的氣體體系中充入與體系中任何物質(zhì)都不反應(yīng)的氣體，會使平衡向著氣體體積增大的方向移動。催化劑例：在壓強不變、體積可變的恒壓容器中發(fā)生N2+3H2=2NH3，反應(yīng)平衡高溫高壓后向容器中充入He氣體，平衡逆向移動。4.溫度對化學(xué)平衡的影響依據(jù)平衡2NO2(g)=N2O4(g)ΔH＝－56.9kJ/mol，完成實驗。(紅棕色)(無色)原理2NO2(g)=N2O4(g)ΔH＝－569kJ/mol驟現(xiàn)象熱水中混合氣體顏色加深；冰水中混合氣體顏色變淺結(jié)論方向移動；混合氣體被冷卻時顏色變淺，說明NO2濃度減小，即平衡向正反應(yīng)方向移動(2)溫度對化學(xué)平衡的影響規(guī)律化學(xué)平衡aA＋bB=cC＋dDΔH>0aA＋bB=cC＋dDΔH<0體系溫度升溫升溫速率的v′(正)>v′(逆)v′(逆)>v′(正)v′(正)>v′(逆)v′(逆)>v′(正)平衡移動正向移動逆向移動正向移動逆向移動速率與時間的圖像規(guī)律總結(jié)向放熱反應(yīng)方向移動。5.催化劑對化學(xué)平衡的影響(1)催化劑能同等程度地改變(一般為增大)正、逆反應(yīng)的反應(yīng)速率，對化學(xué)平衡移動無影響，但能縮短反應(yīng)達到平衡所需要的時間。(2)催化劑對化學(xué)平衡的影響規(guī)律①圖像②若某可逆反應(yīng)在反應(yīng)前后氣體的總體積不發(fā)生變化，則增大該體系的壓強(壓縮容器體積)時，反應(yīng)速率的變化也可用上述圖像表示。6.勒夏特列原理如果改變影響平衡的條件之一(如濃度、壓強或溫度)，平衡將向著能夠減弱這種改變的方向移動。(2)注意事項①研究對象一定是處于平衡狀態(tài)的可逆反應(yīng)。②勒夏特列原理只適用于判斷“改變影響平衡的一個條件”的平衡移動的方向。③平衡移動的結(jié)果只能是“減弱”外界條件的改變，但不能完全“消除”這種改變?？筛爬椤巴庾兇笥趦?nèi)變”。1.基本概念：在一定條件(恒溫恒容或恒溫恒壓)下，同一可逆反應(yīng)體系，不管是從正反應(yīng)開始，還是從逆反應(yīng)開始，在達到化學(xué)平衡狀態(tài)時，任何相同組分的百分含量(體積分?jǐn)?shù)、物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)、質(zhì)量分?jǐn)?shù)等)均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱等效平衡。2.注：(1)外界條件相同：①恒溫、恒容，②恒溫、恒壓。(2)“等效平衡”與“完全相同的平衡狀態(tài)”不同：“等效平衡”只要求平衡混合物中各組分的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)(或體積分?jǐn)?shù))對應(yīng)相同，各組份的濃度、物質(zhì)的量、反應(yīng)的速率、壓強等可以不同。狀態(tài)。3.等效平衡的分類和判斷方法(1)恒溫、恒容條件下對反應(yīng)前后氣體分子數(shù)發(fā)生變化的反應(yīng)BCDabcd極值等量為等效在恒溫恒容時，根據(jù)化學(xué)方程式中計量系數(shù)比換算到同一邊時，反應(yīng)物(或生成物)中同一組分的物質(zhì)的量完全相同，則互為等效平衡。此時一般不考慮反應(yīng)本身的特點，計算的關(guān)鍵是換算到同一邊后各組分要完全相同。特點：兩次平衡時各組分的百分含量、物質(zhì)的量、濃度均相同(全等等效)②例：恒溫恒容的密閉容器中發(fā)生反應(yīng)2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g)ΔH，起始向SO2O2SO3平衡移動方向①210②002逆向③10.51未知a.達平衡時的各物質(zhì)濃度c、體積分?jǐn)?shù)φ、總壓對比：c(SO2/O2/SO3):①=②=③φ(SO2/O2/SO3):①=②=③容器內(nèi)氣體壓強:①=②=③b.達平衡時反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率、吸放熱對比：反應(yīng)吸收或放出的熱量：Q1+Q2=|ΔH|(2)恒溫、恒容條件下對反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不發(fā)生變化的反應(yīng)極值等比為等效在恒溫恒容時，對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)，不同的投料方式如果根據(jù)化學(xué)方程式中計量系數(shù)比換算到同一邊時，只要反應(yīng)物(或生成物)中各組分的物質(zhì)的量的比例相同，即互為等效平衡。此時的反應(yīng)特點是無體積變化，計算的關(guān)鍵是換算到同一邊后各組分只需要物質(zhì)的量之比相同即可。特點：兩次平衡時各組分的百分含量相同，但物質(zhì)的量、濃度按比例變化(等比等效)②例：恒溫恒容的密閉容器中發(fā)生反應(yīng)H2(g)+I2(g)=2HI(g)ΔH，起始向容器H2HI平衡移動方向①210②102逆向③420a.達平衡時的各物質(zhì)濃度c、體積分?jǐn)?shù)φ、總壓對比：c(H2/I2/HI):2×①=2×②=③φ(H2/I2/HI):①=②=③容器內(nèi)氣體壓強:2×①=2×②=③b.達平衡時反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率、吸放熱對比：反應(yīng)吸收或放出的熱量：Q1+Q2=|ΔH|，2Q1=Q3(3)恒溫、恒壓條件下：極值等比為等效在恒溫恒壓時，可逆反應(yīng)以不同的投料方式進行反應(yīng)，如果根據(jù)化學(xué)方程式中計量系數(shù)比換算到同一邊時，只要反應(yīng)物(或生成物)中各組分的物質(zhì)的量的比例特點：兩次平衡時各組分的百分含量、濃度相同，但物質(zhì)的量按比例變化(等比等效)②例：恒溫恒壓的密閉容器中發(fā)生反應(yīng)N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)ΔH，起始向N2H2NH3平衡移動方向①230②102逆向③460a.達平衡時的各物質(zhì)濃度c、體積分?jǐn)?shù)φ、總壓、容器體積對比：c(N2/H2/NH3):①=②=③φ(N2/H2/NH3):①=②=③容器內(nèi)氣體壓強:①=②=③容器體積：2×①=2×②=③b.達平衡時反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率、吸放熱對比：反應(yīng)吸收或放出的熱量：Q1+Q2=|ΔH|，2Q1=Q3.含義在一定溫度下，當(dāng)一個可逆反應(yīng)達到化學(xué)平衡時，生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃K2.表達式對于一般的可逆反應(yīng)：mA(g)＋nB(g)?pC(g)＋qD(g)，平衡常數(shù)的表達式為K＝cmA·cnB，K＝cmA·cnB，c為各個物質(zhì)平衡時的濃度。3.意義與影響因素(1)K值越大，說明正反應(yīng)進行的程度越大，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率越大；反之，就轉(zhuǎn)化K關(guān)。4.化學(xué)平衡常數(shù)的應(yīng)用(1)判斷反應(yīng)進行的程度K值越大，說明平衡體系中生成物所占的比例越大，正向反應(yīng)進行的程度越大，即該反應(yīng)進行得越完全，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越大；反之，就越不完全，轉(zhuǎn)化率就越小。(2)判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)K為吸熱反應(yīng)；K為放熱反應(yīng)。(3)判斷平衡移動方向利用平衡常數(shù)可從定量的角度解釋恒溫下濃度、壓強對化學(xué)平衡移動的影響。對于可逆反應(yīng)：mA(g)＋nB(g)?pC(g)＋qD(g)，在任意狀態(tài)下，生成物的濃度當(dāng)Q＝K時，反應(yīng)處于平衡狀態(tài)，v正＝v逆；當(dāng)Q＜K時，反應(yīng)向正反應(yīng)方向進行，v正＞v逆；當(dāng)Q＞K時，反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進行，v正＜v逆。注：化學(xué)平衡常數(shù)K與Q的表達式相同，但各物質(zhì)的濃度不同，K中各物質(zhì)的(5)計算轉(zhuǎn)化率依據(jù)起始濃度(或平衡濃度)和平衡常數(shù)可以計算平衡濃度(或起始濃度)，從而計算反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率。5.特別提醒(1)平衡常數(shù)表達式中的各物質(zhì)的濃度指平衡時的物質(zhì)的量濃度，以其化學(xué)計量例：例：2NH3高壓N2＋3H2，K=催化劑4NH3高壓2N2＋6H2，K=c2c6H3H2(2)反應(yīng)物或生成物中有固體或純液體存在時，由于其濃度可看作常數(shù)而不代入公式。例：aA(g)＋bB(l)?cC(s)＋dD(g)，K=da(3)化學(xué)平衡常數(shù)是指某一具體反應(yīng)的平衡常數(shù)。②若化學(xué)方程式中各物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)等倍擴大或縮小，盡管是同一反應(yīng)，平衡常數(shù)也會改變。催化劑例如：N2＋3H2?2NH3，K＝a，則：高溫高壓2NH32NH3?N2＋3H2，K′＝1高溫高壓a催化劑1N2＋3H2催化劑22高溫高壓NH3，K″＝a。1.分析三個量起始量、變化量、平衡量。2.明確三個關(guān)系(1)對于同一反應(yīng)物，起始量－變化量＝平衡量。(2)對于同一生成物，起始量＋變化量＝平衡量。(3)各轉(zhuǎn)化量之比等于各反應(yīng)物的化學(xué)計量數(shù)之比。3.計算方法——三段式法aA(g)＋bB(g)=cC(g)＋dD(g)c(初)n1(mol/Ln1Δc(mol/L)n1x(mol/L)c(平衡)(mol/L)(2)解題思路n200bn1xbn1xabcn1xn1xadn1xaacn1xacn1xaa(3)基本計算關(guān)系①各物質(zhì)的物質(zhì)的量濃度變化之比＝物質(zhì)的量變化之比＝化學(xué)計量數(shù)之比。②反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率＝c×100%＝n△×100%。③生成物的產(chǎn)率＝×100%。④平衡時各氣體組分的體積分?jǐn)?shù)＝該氣體組分的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)＝×100%。4.關(guān)于平衡轉(zhuǎn)化率的變化規(guī)律反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率＝c×100%，平衡移動會使Δc發(fā)生變化，故轉(zhuǎn)化率的大小與平衡向右進行的程度和初始用量均有關(guān)系，恒容條件下，其變化規(guī)律按照反應(yīng)類型有以下兩種情況。(1)aA(g)＋bB(g)=cC(g)＋dD(g)類型(反應(yīng)物有兩種或兩種以上)，若在平衡后再(2)aA(g)=bB(g)＋cC(g)類型(反應(yīng)物只有一種)，在平衡后再增加A物質(zhì)，恒容①a>b＋c，α(A)增大②a＝b＋c，α(A)不變③a<b＋c，α(A)減小知識清單：化學(xué)反應(yīng)進行的方向(2)特點①體系趨向于從高能狀態(tài)轉(zhuǎn)變?yōu)榈湍軤顟B(tài)(體系對外部做功或者釋放熱量)。②在密閉條件下，體系有從有序自發(fā)轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序的傾向。(3)自然界中的自發(fā)過程①自然界中的水由高處往低處流。③鐵器暴露于潮濕的空氣中會生銹。在一定條件下無需外界幫助就能自發(fā)進行的反應(yīng)。3.注意事項自發(fā)反應(yīng)和非自發(fā)反應(yīng)是指該反應(yīng)過程是否有自發(fā)進行的傾向，而這個過程是否一定會發(fā)生則不能確定。例如：碳的燃燒是一個自發(fā)反應(yīng)，但需要借助外界條件①一般來說，如果一個過程是自發(fā)的，則其逆過程往往是非自發(fā)的。非自發(fā)過程要想發(fā)生，則必須對它做功，如利用水泵將水從低處抽向高處，通電使水分解成氫氣和氧氣等。②自發(fā)反應(yīng)和非自發(fā)反應(yīng)是可能相互轉(zhuǎn)化的，某一條件下的自發(fā)反應(yīng)可能在另一條件下就是非自發(fā)反應(yīng)，如2NO(g)＋O2(g)===2NO2(g)是常溫下的自發(fā)反應(yīng)，而在高溫條件下其逆反應(yīng)是自發(fā)反應(yīng)。總之：a.過程的自發(fā)性只能用于判斷過程的方向，不能確定過程是否一定會發(fā)生以及過程發(fā)生的速率。b.某些自發(fā)反應(yīng)需要在一定條件下才能自動進行，非自發(fā)反應(yīng)具備了一定條件也能發(fā)生。1.焓判據(jù)反應(yīng)進行的方向。(2)局限性有些吸熱反應(yīng)，也能自發(fā)進行。例如：①2N2O5(g)===4NO2(g)＋O2(g)ΔH＝＋56.7kJ/mol②(NH4)2CO3(s)===NH4HCO3(s)＋NH3(g)ΔH＝＋74.9kJ/mol3.復(fù)合判據(jù)(3)焓變對化學(xué)反應(yīng)的影響①多數(shù)能自發(fā)進行的化學(xué)反應(yīng)是放熱反應(yīng)。例如：NaOH(aq)＋HCl(aq)===NaCl(aq)＋H2O(l)ΔH<0。②有不少吸熱反應(yīng)也能自發(fā)進行。例如：NH4HCO3(s)＋CH3COOH(aq)===CO2(g)＋CH3COONH4(aq)＋H2O(l)ΔH>0。③有一些吸熱反應(yīng)在室溫條件下不能自發(fā)進行，但在較高溫度下則能自發(fā)進行。例如：高溫CaCO3(s)=CaO(s)＋CO2(g)ΔH>0。(4)結(jié)論焓變是一個與反應(yīng)能否自發(fā)進行有關(guān)的因素，但不是決定反應(yīng)能否自發(fā)進行的唯2.熵判據(jù)用來度量體系混亂(或無序)程度的物理量。熵值越大，混亂程度越大，符號為S，(2)熵值大小的比較同一種物質(zhì)不同狀態(tài)時熵值大小為S(g)＞S(l)＞S(s)。(3)熵增原理在與外界隔絕的體系中，自發(fā)過程將導(dǎo)致體系的熵增大，即熵變(符號ΔS)大于零。(4)熵判據(jù)體系有自發(fā)地向混亂度增加(即熵增)的方向轉(zhuǎn)變的傾向，因此可用熵變來判斷反應(yīng)進行的方向。(5)局限性有些熵值減小的反應(yīng)，在一定條件下也能自發(fā)進行。例如：2Al(s)＋Fe2O3(s)===Al2O3(s)＋2Fe(s)ΔS＝－39.35J/(mol·K)該反應(yīng)是熵減過程，但在高溫下能自發(fā)進行。(6)熵變對化學(xué)反應(yīng)的影響①許多熵增加的反應(yīng)在常溫、常壓下可以自發(fā)進行。例如：2H2O2(aq)===2H2O(l)＋O2(g)ΔS＞0。②有些熵增加的反應(yīng)在常溫、常壓下不能自發(fā)進行，但在較高溫度下可以自發(fā)進高溫CaCO3(s)=CaO(s)＋CO2(g)ΔS＞0。③少數(shù)熵減少的反應(yīng)，在一定條件下也可以自發(fā)進行。例如：NH3(g)＋HCl(g)===NH4Cl(s)ΔS＜0。(7)結(jié)論熵變是與反應(yīng)能否自發(fā)進行有關(guān)的另一個因素，但不是決定反應(yīng)能否自發(fā)進行的由焓判據(jù)知放熱過程常常是自發(fā)的；由熵判據(jù)知熵增的過程常常是自發(fā)的。很多情況下，用不同的判據(jù)判斷同一個反應(yīng)，可能會出現(xiàn)相反的判斷結(jié)果，所以應(yīng)兼顧兩個判據(jù)。為了更準(zhǔn)確判斷化學(xué)反應(yīng)進行的方向，把焓判據(jù)和熵判據(jù)結(jié)合起來組成復(fù)合判據(jù)——體系自由能變化(符號為ΔG，單位為kJ/mol)判據(jù)，更適合于對所有過程的判斷。ΔG＝ΔH－TΔS(T為開爾文溫度)，這是恒溫、恒壓下，判斷化學(xué)反應(yīng)自發(fā)性的判焓變和熵變有關(guān)，還與溫度有關(guān)。ΔG的正、負(fù)決定著反應(yīng)的自發(fā)當(dāng)ΔH>0，ΔS>0或ΔH<0，ΔS<0時，反應(yīng)能否自發(fā)進行與溫度有關(guān)，一般低溫時焓變影響為主，高溫時，熵變影響為主，而溫度影響的大小要視ΔH、ΔS的具體數(shù)值而定。4.溫度對反應(yīng)能否自發(fā)進行的影響第三章水溶液中的離子平衡知識體系：章節(jié)概述：本章主要分為四節(jié)，第一節(jié)“弱電解質(zhì)的電離平衡”首先復(fù)習(xí)了必修一學(xué)習(xí)過的強弱電解質(zhì)，再著重探究了弱電解質(zhì)的電離及相關(guān)影響因素，并引入比較弱電解質(zhì)電離程度的常數(shù)——電離平衡常數(shù)。第二節(jié)“水的電離和溶液酸堿性”探究了特殊的弱電解質(zhì)——水的電離，總結(jié)出堿中和滴定，能夠幫助我們測定未知溶液的pH，對所得結(jié)果的誤差進行分析。第三節(jié)“鹽類的水解”為我們揭示了強堿弱酸鹽溶液顯堿性，強酸弱堿鹽溶液顯酸性的本質(zhì)——弱離子的水解，并且將其與弱電解質(zhì)的電離聯(lián)系起來，形成一個完整的溶液平衡體系。第四節(jié)“粒子濃度大小比較”探究了溶液中粒子的守恒關(guān)系與大小關(guān)系，是溶液酸堿性應(yīng)用。第五節(jié)“難溶電解質(zhì)的溶解平衡”表明了任何沉淀都不是絕對不溶于水的，而是在溶液中形成溶解平衡，且沉淀會發(fā)生轉(zhuǎn)化，會由難溶物轉(zhuǎn)化成更難溶的物質(zhì)，利用這個現(xiàn)象能夠降低工業(yè)生產(chǎn)成本，形成化學(xué)與生產(chǎn)生活之間的聯(lián)系。知識清單：弱電解質(zhì)的電離平衡1.鹽酸和醋酸的比較按圖所示，將體積相同、濃度相同的鹽酸和醋酸與等量鎂條反應(yīng)，并測量溶液的pH。完成下面的表格：1mol/LHCl1mol/LCH3COOH實驗操作與鎂反應(yīng)現(xiàn)象產(chǎn)生無色氣泡較快產(chǎn)生無色氣泡較慢結(jié)論Mg與鹽酸反應(yīng)速率大，表明鹽酸中c(H＋)較大，說明在水中鹽酸的電離程度大于醋酸的電離程度溶液的pH數(shù)值不相同結(jié)論相同物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸中c(H＋)不相同實驗結(jié)論不同的電解質(zhì)在水中的電離程度不相同2.強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強電解質(zhì)—概念――――→在水溶液中完全電離的電解質(zhì)概念――――→――――→強酸、強堿、大多數(shù)鹽等弱電解質(zhì)—概念――――→在水溶液中部分電離的電解質(zhì)概念――――→――――→弱酸、弱堿、水等3.電離方程式的書寫(2)弱電解質(zhì)①一元弱酸、弱堿一步電離。如CH3COOH：CH3COOH=CH3COO－＋H＋，NH3·H2O：NH3·H2O=NH＋OH－。。如H2CO3：H2CO3=H＋＋HCO(主)，HCO=H＋＋CO－(次)。③多元弱堿分步電離(較復(fù)雜)，在中學(xué)階段要求一步寫出。如Fe(OH)3：Fe(OH)3=Fe3＋＋3OH－。(3)注意事項①酸式鹽電離方程式的書寫熔融態(tài)時為NaHSO4(熔融)===Na＋＋HSO。HCO=H＋＋CO－。②Al(OH)3電離方程式的書寫酸式電離：Al(OH)3=H＋＋AlO＋H2O，堿式電離：Al(OH)3=Al3＋＋3OH－。4.強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的比較強電解質(zhì)弱電解質(zhì)相同點在水溶液中都能產(chǎn)生自由移動的離子，都是電解質(zhì)不同點水溶液中粒子存在只存在電解質(zhì)電離產(chǎn)生的陰、陽存在大量弱電解質(zhì)分子和少量弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的過程不可逆，電離方程式用“===”“=”程度完全電離部分電離化學(xué)鍵離子鍵或極性鍵一般為極性鍵絕大多數(shù)的鹽(包括難溶性鹽)；Ca(OH)2等弱酸：H2CO3、HClO、CH3COOH等；Fe(OH)3等；水(1)盡管CO2、SO2、SO3、NH3等物質(zhì)的水溶液能夠?qū)щ?，但它們并不是電解質(zhì)。(2)電解質(zhì)的強弱與其溶解度大小無必然聯(lián)系，如CaCO3難溶于水，但CaCO3屬于強電解質(zhì)；CH3COOH易溶于水，但CH3COOH屬于弱電解質(zhì)。(3)溶液的導(dǎo)電能力與溶液中離子的濃度和離子所帶電荷數(shù)有關(guān)：溶液中離子的濃度越大，離子所帶電荷數(shù)越多，溶液的導(dǎo)電能力越強，所以強電解質(zhì)的導(dǎo)電能(4)電解質(zhì)不一定導(dǎo)電(如固態(tài)NaCl)，導(dǎo)電的物質(zhì)也不一定是電解質(zhì)(如石墨、金屬等)。(5)熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物屬于離子化合物，不導(dǎo)電的化合物屬于共價化合物。物1.弱電解質(zhì)的電離平衡在一定條件下(如溫度和濃度)，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成弱的速率相等時，電離過程達到電離平衡狀態(tài)。2.電離平衡的建立過程(用v-t圖像描述)3.弱電解質(zhì)的電離或形成過程中體系各粒子濃度的變化(1)一元弱酸HA電離過程中各粒子濃度的變化比較項目濃度c(HA)HA初溶于水時最小最小最大達到電離平衡前增大增大減小達到電離平衡時變變變(2)一元弱堿BOH電離過程中各粒子濃度的變化比較項目濃度c(OH－)c(BOH)等體積等濃度的B＋、OH－溶液相混合時最大最大最小達到電離平衡前減小減小增大達到電離平衡時變變變4.電離平衡的特征5.影響電離平衡的因素(1)影響電離平衡的因素影響因素程度電解質(zhì)本身的性質(zhì)決定電解質(zhì)的電離程度結(jié)構(gòu)決定性質(zhì)外因升高溫度增大電離過程是吸熱的減小濃度(稀釋)增大濃度減小，離子結(jié)合生成弱電解質(zhì)分子的速率減小增大弱減小離子(產(chǎn)物)濃度增大，平衡左移消耗弱增大離子(產(chǎn)物)濃度減小，平衡右移(2)實例說明以0.1mol/L的醋酸溶液中存在的平衡為例具體分析平衡移動的情況：CH3COOH=CH3COO－＋H＋，分別改變下列條件時，平衡的變化如表所示：條件改變平衡移動程度導(dǎo)電能力加水增大增大減小減弱升溫增大增大增大增強加醋酸銨固體逆向減小減小減小增強加鹽酸逆向減小增大增大增強加氫氧化鈉固體增大減小減小增強加醋酸鈉固體逆向減小減小減小增強加鐵粉增大減小減小增強6.一元強酸和一元弱酸的比較(1)相同體積、相同物質(zhì)的量濃度的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較酸性與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的總量反應(yīng)時的起始反應(yīng)速率溶液導(dǎo)電性一元強酸大強相同相同大強一元弱酸小弱小弱(2)相同體積、相同c(H＋)的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較酸性與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的總量反應(yīng)時的起始反應(yīng)速率溶液導(dǎo)電性一元強酸相同相同小少相同相同一元弱酸大多1.概念：在一定溫度下，當(dāng)弱電解質(zhì)在水溶液中達到電離平衡時，溶液中電離出的各離子濃度系數(shù)次冪的乘積與弱電解質(zhì)分子濃度的比值是一個常數(shù)。3.有關(guān)電離常數(shù)的注意事項(2)同一弱電解質(zhì)在同一溫度下改變濃度時，其電離常數(shù)不變。(3)電離常數(shù)K只隨溫度的變化而變化，升高溫度，K值增大。(4)多元弱酸各級電離常數(shù)：K1?K2?K3，其酸性主要由第一步電離決定，K值越大，相應(yīng)酸的酸性越強。知識清單：水的電離和溶液酸堿性1.水的電離OHH2O=H＋＋OH－，水的電離常數(shù)K電離＝。2.水的離子積常數(shù)由精確的實驗可知，25C時1L純水(55.6mol)只有1×10－7molH2O電離，則電(2)表達式Kw＝c(H＋)·c(OH－)。25C時，Kw＝1.0×10－14。(3)影響因素(4)適用范圍Kw不僅適用于純水，還適用于稀的電解質(zhì)水溶液。3.影響水電離平衡的因素常溫下，水的電離：H2O=H＋＋OH－改變條件水的電離平衡溶液中c(OH－)適當(dāng)升高溫度右移增大增大加入少量酸左移增大減小加入少量堿左移減小增大加入活潑金屬Na右移減小增大加入Na2CO3(s)右移減小增大加入FeCl3(s)右移增大減小4.注意事項Kw表達式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整個溶液中總物質(zhì)的量濃度，但是一般情況下有：①酸溶液中Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水電離出的H＋的濃度)。②堿溶液中Kw＝c水(H＋)·c堿(OH－)(忽略水電離出的OH－的濃度)。③水電離出的c(H＋)與水電離出的c(OH－)一定相等。1.溶液的酸堿性與c(H＋)、c(OH－)溶液性質(zhì)c(H＋)與c(OH－)相對大小c(OH－)c(H＋)＝c(OH－)等于10－7mol/L等于10－7mol/L酸性溶液c(H＋)>c(OH－)大于10－7mol/L小于10－7mol/L堿性溶液c(H＋)<c(OH－)小于10－7mol/L大于10－7mol/L2.溶液的酸堿性與pH③適用范圍：c(H＋)和c(OH－)都較小的稀溶液(<1mol/L)。(2)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)3.溶液酸堿性的測定方法(1)酸堿指示劑法pH劑的變色范圍(pH)如圖所示：(2)pH試紙法①把小片干燥的pH試紙放在玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待測液滴在pH②廣泛pH試紙的比色卡是隔一個pH值一個顏色(如pH=10)，精密pH試紙按測量精度可分為0.5級、0.3級、0.2級或更高精度(如pH=1.2)。③有強氧化性和漂白性的溶液不可用pH試紙測量溶液pH值，如氯水，次氯酸鈉溶液等。(3)pH計測量法pH計也叫酸度計，可用于精確測量溶液pH。②準(zhǔn)確判斷滴定終點。1.單一溶液①計算思路：c(酸)c(H＋)―→pH。pH＝－lgc(H＋)＝－lg(nc)。(2)強堿①計算思路：c(堿)c(OH－)c(H＋)―→pH。2.混合溶液(體積變化忽略不計)(1)強酸與強酸混合(2)強堿與強堿混合(3)強酸與強堿的混合①恰好反應(yīng)：pH＝7。3.溶液的稀釋規(guī)律pHn，其pH減小(或減小不到)n個1.酸堿中和滴定的原理利用中和反應(yīng)，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。(2)原理實質(zhì)：H＋＋OH===－H2OH堿提供的OH－的物質(zhì)的量相等。V(3)實驗關(guān)鍵①準(zhǔn)確測定參加反應(yīng)酸、堿的體積。2.酸堿中和滴定的基礎(chǔ)知識用①儀器堿式滴定管(如圖b)酸式滴定管(①儀器堿式滴定管(如圖b)滴定管夾、鐵架臺、燒杯、錐形瓶②滴定管的使用方法(2)主要試劑①待測液。②標(biāo)準(zhǔn)液。③指示劑(一般用酚酞或甲基橙)。(3)滴定操作①實驗前的準(zhǔn)備工作②滴定③終點判斷(以鹽酸滴定氫氧化鈉溶液為例，酚酞為指示劑)：當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏嘻}酸時，剛好使錐形瓶中的溶液褪色，且在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原色，即達到終點。讀數(shù)并記錄。(4)數(shù)據(jù)處理為減少實驗誤差，滴定時，要求重復(fù)2~3次，求出所用標(biāo)準(zhǔn)溶液體積的平均值，然后再計算待測液的物質(zhì)的量濃度。3.注意事項(1)選取適當(dāng)指示劑，準(zhǔn)確判斷滴定終點a.指示劑的選擇強酸與強堿相互滴定時，選甲基橙或酚酞都可以，但不能選石蕊試液(遇酸、堿顏色變化不明顯)。一般原則是酸滴定堿，選甲基橙；堿滴定酸，選酚酞。b.滴定終點的判斷(以NaOH溶液滴定未知濃度的鹽酸為例)若用酚酞作指示劑，當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏蜰aOH溶液時，溶液的顏色由無色突變?yōu)榉奂t色，且半分鐘內(nèi)不褪色，說明達到滴定終點。若用甲基橙作指示劑，當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏蜰aOH溶液時，溶液的顏色由紅色變?yōu)辄S色，且半分鐘內(nèi)不變?yōu)樵?，說明達到滴定終點。(2)滴定操作注意事項a.錐形瓶不能用待測液潤洗。因潤洗后，瓶內(nèi)壁會附著一定量的待測液而造成測量誤差。b.由于酸、堿式滴定管構(gòu)造不同，所盛裝的溶液不同，酸性溶液和強氧化性溶液必須盛裝在酸式滴定管中。c.滴定管在裝液前一定要用待裝溶液潤洗，否則，裝入的溶液會被稀釋，影響測量結(jié)果。e.讀數(shù)時，視線與凹液面最低處、刻度線三者在同一水平線上。f.滴定管的刻度精確至0.1mL，讀數(shù)時必須讀至0.01mL，如25.00mL是正確的，而不能讀成25mL。g.判斷滴定終點時，溶液必須有顏色變化且保持半分鐘不變，才能認(rèn)定為達到滴定終點。4.中和滴定的誤差分析(1)誤差分析依據(jù)(一元酸、堿的中和滴定)中和滴定實驗中，產(chǎn)生誤差的主要原因有操作不當(dāng)，讀數(shù)不準(zhǔn)等，分析誤差要根待測(2)常見誤差分析(以用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)驟操作c(NaOH)未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗酸式滴定管偏高錐形瓶用待測溶液潤洗偏高未用待測溶液潤洗取用待測液的滴定管偏低錐形瓶洗凈后瓶內(nèi)還殘留有少量蒸餾水無影響取液取堿液的滴定管尖嘴部分有氣泡且取液結(jié)束后氣泡消失偏低滴定完畢后立即讀數(shù)，半分鐘后又恢復(fù)原色偏低偏高滴定過程中振蕩錐形瓶時有液滴濺出偏低滴定過程中，錐形瓶內(nèi)加少量蒸餾水無影響讀數(shù)滴定前仰視讀數(shù)或滴定后俯視讀數(shù)偏低滴定前俯視讀數(shù)或滴定后仰視讀數(shù)偏高(3)實驗過程中讀數(shù)不規(guī)范造成的誤差，可以用畫圖的形式來理解和記憶。如開始讀數(shù)仰視，滴定完畢讀數(shù)俯視，如圖甲所示；開始讀數(shù)俯視，滴定完畢讀數(shù)仰知識清單：鹽類的水解1.探究鹽溶液的酸堿性將廣泛pH試紙剪成小段，放在點滴板的凹槽內(nèi)；然后用干燥而潔凈的玻璃棒蘸取溶液分別點在試紙中部，在半分鐘內(nèi)與標(biāo)準(zhǔn)比色卡相對照，讀出最接近的pH。完成下表。鹽溶液pH鹽類型NaClpH＝7強酸強堿鹽Na2CO3pH>7強堿弱酸鹽NaHCO3pH>7強堿弱酸鹽NH4ClpH＜7強酸弱堿鹽Na2SO4pH＝7強酸強堿鹽CH3COONapH＞7強堿弱酸鹽NHSO4pH＜7強酸弱堿鹽2.鹽溶液酸堿性的理論分析HCl理論解釋NH和OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)NH3·H2O，使水的電離平衡向電離方向移動平衡酸堿性離子方程式NH＋H2O=NH3·H2O＋H＋(2)CH3COONa溶液理論解釋CH3COO－和H＋結(jié)合生成弱電解質(zhì)CH3COOH，使水的電離平衡向電離方向移動平衡酸堿性離子方程式CH3COO－＋H2O=CH3COOH＋OH－(3)NaCl溶液①電離過程：NaCl===Na＋＋Cl－，H2O=H＋＋OH－。②水的電離平衡：溶液中沒有弱電解質(zhì)生成，水的電離平衡未受到影響，溶液中(1)鹽的類型與鹽溶液酸堿性的關(guān)系鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽鹽溶液的酸堿性酸性堿性的強酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4等。常見的強堿：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。(3)常見的弱酸：HCOOH(甲酸)、醋酸(CH3COOH)、HClO、H2CO3、H2SiO3、HF、常見的弱堿：NH3·H2O、Fe(OH)3、Cu(OH)2等。.概念在溶液中，由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)。生成弱酸或弱堿，使水的電離平衡被破壞而建立起新的平衡。3.特征(1)一般是可逆反應(yīng)，在一定條件下達到化學(xué)平衡。(2)鹽類水解反應(yīng)是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。(3)鹽類水解是吸熱反應(yīng)。4.鹽類水解的規(guī)律)有弱才水解(2)越弱越水解：鹽中離子對應(yīng)電解質(zhì)越弱，其水解程度越大，相應(yīng)酸堿性越強。④弱酸弱堿鹽：弱酸酸根陰離子及弱堿陽離子都水解，溶液酸堿性由弱酸與弱堿所以CH3COONH4的水溶液顯中性。5.表示方法(1)用化學(xué)方程式表示：鹽＋水=酸＋堿。如NH4Cl水解：NH4Cl＋H2O=NH3·H2O＋HCl。(2)用離子方程式表示：如AlCl3的水解：Al3＋＋3H2O=Al(OH)3＋3H＋。6.鹽類水解離子方程式的書寫方法態(tài)符號。模式為“水解的鹽離子＋H2O=弱酸(或弱堿)＋OH－(或H＋)”。(2)多元弱酸根離子水解的離子方程式應(yīng)分步書寫，水解是以第一步水解為主，如SO－水解的離子方程式為SO－＋H2O=HSO＋OH－，HSO＋H2O=H2SO3＋OH－。的水解比較復(fù)雜，一般一步寫出。值得注意的是，其最終生生成沉淀，如Fe3＋水解的離子方程式常寫成：Fe3＋＋3H2O=Fe(OH)3＋3H＋。(4)水解相互促進的鹽①“完全水解”反應(yīng)(雙水解)同一溶液中一種鹽的陽離子與另一種鹽的陰離子都發(fā)生水解，使兩種離子水解趨于完全，此時用“===”連接反應(yīng)物和生成物，水解生成的難溶物和氣體可加“↓”2Al3＋＋3CO－＋3H2O===2Al(OH)3↓＋3CO2↑，Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。②“微弱水解”反應(yīng)水解的陰、陽離子雖然相互促進反應(yīng)，但水解程度仍然較小，不能趨于完全，其離子方程式的書寫同一般鹽的水解離子方程式。例如：NH＋CH3COO－＋H2O=CH3COOH＋NH3·H2O。7.酸式鹽溶液酸堿性的判斷(1)多元弱酸的酸式鹽多元弱酸的酸式酸根離子既有水解傾向又有電離傾向，其鹽溶液的酸堿性取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小。例如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4。例如：NaHSO3、NaH2PO4。(2)多元強酸的酸式鹽例如：NaHSO4===Na＋＋SO－＋H＋。8.影響鹽類水解的因素(1)內(nèi)因：鹽本身的性質(zhì)。組成鹽的酸根相對應(yīng)的酸越弱(或陽離子對應(yīng)的堿越弱)，水解程度就越大——越弱越水解。(2)外因：受溫度、濃度及外加酸堿等因素的影響。②濃度：鹽的濃度越大，水解程度越小，但鹽水解產(chǎn)生的離子濃度越大，溶液的酸堿性越強；向水解的鹽溶液中加水，水解程度增大，但鹽水解產(chǎn)生的離子濃度以NH4Cl溶液為例(NH＋H2O=NH3·H2O＋H＋)填表：條件平衡移動方向水解程度c(NH)pH升溫正增大減小減小加水正增大減小增大加HCl逆減小增大減小加NaOH(s)正增大減小增大加NH4Cl(s)正減小增大減小通入NH3逆減小增大增大(3)鹽類的水解常數(shù)鹽MA水解的方程式為MA＋H2O=HA＋MOH，水解常數(shù)為越小(越弱)，其所生成的鹽水解的程度就越大。9.鹽類水解的應(yīng)用(1)用純堿溶液清洗油污時，加熱可增強其去污能力。(2)化肥的施用例如：草木灰與銨態(tài)氮肥不能混合施用，否則會使肥效損耗，這是兩種鹽發(fā)生水解相互促進反應(yīng)，放出氨氣的緣故。(3)鹽溶液的配制(4)用鹽作凈水劑質(zhì)，起到凈水的作用。(5)泡沫滅火器原理Al2(SO4)3溶液與小蘇打溶液發(fā)生雙水解反應(yīng)，產(chǎn)生CO2氣體和Al(OH)3沉淀，將可燃物與空氣隔離開來。離子方程式為：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。10.鹽類水解原理的基本應(yīng)用(1)判斷鹽溶液的酸堿性如相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液：NaCl、KHSO4、Na2CO3、NaHCO3，其pH由大到小的順序為Na2CO3>NaHCO3>NaCl>KHSO4。(2)比較鹽溶液中離子濃度的大小如Na2CO3溶液中離子濃度的大小順序為c(Na＋)>c(CO－)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋)。(3)判斷鹽所對應(yīng)酸的相對強弱如相同濃度的NaA和NaB兩種鹽溶液，其pH前者大于后者，則酸性：HB>HA。(4)判斷溶液中的離子能否大量共存如Al3＋、Fe3＋與COHCO因發(fā)生相互促進的水解反應(yīng)而不能大量共存。(5)判斷某些活潑金屬能否與強酸弱堿鹽反應(yīng)如Mg放入NH4Cl、CuCl2、FeCl3溶液中有氫氣產(chǎn)生。(6)除雜①采用加熱的方法來促進溶液中某些鹽的水解，使之生成氫氧化物沉淀，以除去溶液中某些金屬離子。如不純的KNO3溶液中常含有雜質(zhì)Fe3＋，可用加熱的方法來除去KNO3溶液中所含的Fe3＋。②向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO以除去Fe3＋。11.鹽溶液蒸干灼燒后所得產(chǎn)物的判斷(1)強酸強堿鹽溶液和水解生成難揮發(fā)性酸的鹽溶液，蒸干后一般得到原物質(zhì)，如CuSO4溶液蒸干得CuSO4固體，NaCl溶液蒸干得NaCl固體。(2)鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時，蒸干后一般得到對應(yīng)的弱堿，如AlCl3、FeCl3溶液蒸干后一般得到Al(OH)3、Fe(OH)3，若灼燒則會生成Al2O3、Fe2O3。(3)酸根陰離子易水解的強堿鹽，如Na2CO3溶液等蒸干后可得到原物質(zhì)。(4)考慮鹽受熱時是否分解。NHCl別為Ca(HCO3)2→CaCO3(CaO)；NaHCO3→Na2CO3；KMnO4→K2MnO4＋MnO2；NH4Cl→NH3↑＋HCl↑。(5)還原性鹽在蒸干時會被O2氧化。例如：Na2SO3溶液蒸干得到Na2SO4；FeSO4溶液蒸干得到Fe2(SO4)3。知識清單：粒子濃度大小比較離子所帶正電荷總數(shù)。例：Na2CO3溶液：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)2.物料守恒：電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化變成其他離子或分子，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)不變。H非O)原子守恒。例：Na2CO3溶液中，n(Na):n(C)=2:1，則c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)]存在，但其總量不變。書寫方法：①加減法：質(zhì)子守恒=電荷守恒—物料守恒；②框圖法：例：Na2CO3溶液中的質(zhì)子守恒為c(OH-)=c(HCO3-)+2c(H2CO3)+c(H+)例：0.1mol/L的氨水中：c(NH3·H2O)＞c(NH4+)，c(NH4+)＜c(OH－)例：c(CO32－)＞c(HCO3－)＞c(H2CO3)，c(OH－)＞c(HCO3－)3.對于酸式酸根：①HSO3－,H2PO4－既可電離又可水解，但均電離大于水解；②HCO3－,HS－既可電離又可水解，但水解大于電離；于水解。4.同