化学选修4第四章第三节盐类的水解知识总结

化学选修四第四章第3节《盐类的水解》知识总结

一、探究盐溶液的酸碱性

强碱弱酸盐的水溶液，呈碱性；强酸弱碱盐的水溶液，呈酸性；强酸强碱盐的水溶液，呈中性。

二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因

弱酸强碱盐，水解显碱性

CH3COONa= CH3COO?+ Na+

+

H2O H++ OH?

CH3COOH

CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH

CH3COO? + H2O CH3COOH + OH?

强酸弱碱盐水解

NH4Cl = NH4++ Cl?

+

H2O OH?+ H+

NH3·H2O

NH4Cl + H2O NH3·H2O + HCl

NH4+ + H2O NH3·H2O + H+

强酸强碱盐：不水解

弱酸弱碱盐：双水解，水解程度增大。

1、盐类水解(hydrolysis of salts)：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的过程中。

2、盐类水解的实质：是酸碱中和反应的逆反应

酸+ 碱

盐+ 水

3、盐类水解破坏了水的电离平衡，促进了水的电离

4、盐类水解的类型及规律

由强碱和弱酸反应生成的盐，称为强碱弱酸盐，含有以下（CH3COONa）CO32-、PO43-、S2-、SO32-、ClO-、F-，弱酸根的盐，常会发生水解。NH4Cl可以看作是强酸HCl和弱碱NH3·H2O反应生成的盐，我们把这种盐叫做强酸弱碱盐。类似这样的盐还有Al2(SO4)3、FeCl3、CuSO4等。由于NaCl电离出的Na+和Cl-都不能与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质，所以强碱强酸盐不能水解，不会破坏水的电离平衡，因此其溶液显中性。强酸强碱盐、难溶于水的盐不水解。对于弱酸弱碱盐（NH4Ac），由于一水合氨和醋酸的电离度相近，因此铵离子、醋酸跟离子水解程度相近，从二溶液显中性。

(1)有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。

(2) 组成盐的酸越弱，水解程度越大

例如，已知物质的量浓度相同的两种盐溶液，NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，则酸HA 和HB的相对强弱为HB>HA，这条规律可用于利用盐的pH值判断酸性的强弱。

酸的强弱顺序：H3PO4>H2SO3>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>Al(OH)3

(3) 同浓度的正盐与其酸式盐相比，正盐的水解程度比酸式盐的水解程度大。

(4) 弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱。HCO3-、HS-、HPO42-在溶液中以水解为主，其溶液显碱性；HSO3-、H2PO4-在溶液中以电离为主，其溶液显酸性

5、盐类水解离子方程式的书写

(1) 写法：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成H＋，阴离子水解生成OH― ；阴阳离子都水解，生成弱酸和弱碱。

以CO32-为例，的水解的离子方程式：

CO32- +H2O HCO3- +OH- (主要)

HCO3- +H2O H2CO3 +OH- (次要)

Al3+水解的离子方程式：Al3++3H2O Al(OH)3 +3H+

(2) 注意的问题：水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。水解反应是可逆过程，因此要用可逆符号，并不标“↑”、“↓” 符号。（Al2S3、Al2(SO4)3例外）多元酸盐的水解是分步进行的。如：

CO32?+ H2O HCO3? +OH?

HCO3? +H2O H2CO3 + OH?

多元碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，可写成一步，如：

Cu2++2H2O Cu(OH)2 + 2H+

Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+

多元弱酸的酸根离子既有水解倾向，又有电离倾向，以水解为主，溶液显碱性，以电离为主的，溶液显酸性。

些盐溶液在混合时，一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子在一起都发生水解，相互促进对方的水解，使两种离子的水解趋于完全。例如，将Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液混合，立即产生白色沉淀和大量气体。这是由于混合前Al2(SO4)3溶液显酸性，Al3++3H2O Al(OH)3 +3H+，NaHCO3溶液显酸性：HCO3-+H2O H2CO3 +OH-，混合后由于H++OH- = H2O，使两个水解反应互相促进，使其水解反应互相促进，使其各自水解趋于完全，所以产生白色沉淀和CO2气体，Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓ +3CO2↑

(3) 双水解方程式的书写：弱酸弱碱盐中阴、阳离子相互促进水解，我们称之为双水解。

常见的能发生相互促进水解的离子有：Al3+与S2-、HS-、CO32-、HCO3-、AlO2-；Fe3+与AlO2-、CO32-、HCO3-；NH4+与AlO2-、SiO32-等。

三、盐类水解的影响因素

当水解速率与中和反应速率相等时，处于水解平衡状态。若改变条件，水解平衡就会发生移动，遵循勒沙特列原理。

1、内因：盐本身的性质。主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱（或阳离子对应的碱越弱），水解程度就越大。另外还受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响

2、外因：(1) 温度：升温促进水解(2) 浓度：稀释促进水解(3) 外加酸碱

盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。稀释盐溶液，可促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大；但增大盐的浓度，水解平衡虽然正向移动，但水解程度减小。外加酸碱能促进或抑制盐的水解，例如，水解酸性的盐溶液，若加入碱，就会中和溶液中的H＋，使平衡向水解方向移动而促进水解，若加酸则抑制水解。

3、不考虑水解的情况

不水解的两种可溶性强酸强碱盐溶液相混合，按复分解进行分析，如BaCl2+Na2SO4=BaSO4+2NaCl。水解反应不能相互促进的、可溶性强酸强碱盐相混合，一般按复分解进行，如BaCl2+Na2CO3=BaCO3+2NaCl。若是具有氧化性的盐和具有还原性的盐溶液反应时，一般可发生氧化还原反应：2FeCl3+Na2S=2FeCl2+2NaCl+S。

四、盐类水解的应用

盐类水解的程度一般很微弱，通常不考虑它的影响，但遇到下列情况时，必须考虑水解。

1、分析判断盐溶液酸碱性（或PH范围）要考虑水解

(1)、等体积、等物质的量浓度的氨水和盐酸混合后，因为完全反应生成强酸弱碱盐NH4Cl，所以pH＜7，溶液显酸性。。

(2)、相同温度、相同物质的量浓度的四种溶液：①CH3COONa，②NaHSO4，③NaCl，④苯酚钠，按pH 由大到小排列正确的是（）。

A．①＞④＞③＞②B ．①＞②＞③＞④C．④＞③＞①＞②D．④＞①＞③＞②

解析：此题考查学生对盐类水解规律的掌握和理解，硫酸氢钠和氯化钠都是强酸强碱盐，不水解。氯化钠溶液呈中性，硫酸氢钠溶液呈酸性。另外两盐均水解，水溶液都呈碱性，其水溶液碱性的相对强弱可依“越弱越水解”的规律比较，即组成盐的离子与水电离的Ｈ＋或ＯＨ－结合成的弱电解质，电离度越小，该盐水解程度就越大，乙酸钠和苯酚钠的水解产物分别是乙酸和苯酚，因为苯酚是比乙酸更弱的电解质，即苯酚钠的水解程度大，其水溶液的碱性较强，ｐＨ也较大，正确选项为Ｄ。［板书］2、比较盐溶液离子浓度大小或离子数时要考虑水解。

(3)、例如在磷酸钠晶体中，n(Na+ )=3n(PO43-)，但在Na3PO4溶液中，由于PO43-的水解，有c(Na+)>3c(PO43-)，又如，在0.1mol/L Na2CO3 溶液中，阴离子浓度的大小顺序为：

c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)

3、配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解

配制强酸弱碱溶液时，需滴几滴相应的强酸，可使水解平衡向左移动，抑制弱碱阳离子的水解，如配制FeCl3、SnCl2溶液时，因其阳离子发生诸如Fe3+ +3H2O Fe(OH)3 +3H+的水解而呈浑浊状，若先将FeCl3溶于稀HCl中，再用水稀释到所需浓度，可使溶液始终澄清。同样配制CuSO4溶液，可先将CuSO4溶于稀H2SO4中，然后加水稀释。

配制强碱弱酸盐溶液时，需几滴相应的强碱，可使水解平衡向左移动，抑制弱酸根离子的水解。如配制Na2CO3、Na2S溶液时滴几滴NaOH溶液。

(1)、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，再加水稀释至所需浓度，如此操作的目的是（）

A、防止硫酸铁分解

B、抑制硫酸铁水解

C、促进硫酸铁溶解

D、提高溶液的PH

4、制备某些无水盐时要考虑盐的水解

例如将挥发性酸对应的盐(AlCl3、FeBr2、Fe(NO3)3等)的溶液加热蒸干，得不到盐本身。以蒸干AlCl3溶液来说，AlCl3溶液中AlCl3+3H2O Al(OH)3 +3HCl，蒸干过程中，HCl挥发，水解平衡向右移，生成Al(OH)3，Al(OH)3加热分解：2Al(OH)3Al2O3+3H2O，故最终加热到质量不再变化时，固体产物是Al2O3。又如，有些盐(如Al 2S3)会发生双水解(能进行几乎彻底的水解)，无法在溶液中制取，只能由单质直接反应制取。。

5、判断离子能否大量共存时要考虑盐的水解

弱碱阳离子与弱酸根离子在溶液中若能发生双水解，则不能大量共存，能发生双水解反应的离子有：Al3+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-等；NH4+与SiO32-、AlO2-等。这里还需要我们注意的是Fe3+与S2-、HS-也不能共存，但不是因为发生双水解，而是因为发生氧化还原反应。

6、化肥的合理施用，有时也要考虑盐类的水解

铵态氮肥与草木灰不能混合施用。因草木灰的成分是K2CO3水解呈碱性；CO32-+H2O

HCO3-+OH-，铵态氮肥中NH4+遇OH-逸出NH3，使氮元素损失，造成氮肥肥效降低；过磷酸钙不能与草木灰混合施用，因Ca(H2PO4)2水溶液显酸性，K2CO3溶液显碱性，两者混合时生成了难溶于水的CaCO3、Ca3(PO4)2或CaHPO4，不能被作物吸收。长期施用(NH4)2SO4的土壤因NH4+的水解而使土壤的酸性增强：NH4++H2O NH3·H2O+H+。

7、某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解

例如Na2CO3、NaHCO3溶液因CO32-、HCO3-水解，使溶液呈碱性，OH-与玻璃中的SiO2反应生成硅酸盐，使试剂瓶颈与瓶塞粘结，因而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。

8、用盐作净水剂时需考虑盐类水解

例如明矾KAl(SO4)2·12H2O净水原理：Al3++3H2O Al(OH)3 (胶体)+3H+，Al(OH)3胶体表面积大，吸附能力强，能吸附水中悬浮杂质生成沉淀而起到净水作用。

9、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

将Mg条投入NH4Cl溶液中，有H2、NH3产生，有关离子方程式为NH4++H2O NH3·H2O+H+，Mg+2H+=Mg2++H2，Mg与FeCl3、AlCl3、NH4Cl溶液均能反应。

10、某些盐的分离除杂要考虑盐类水解

例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，氧化镁与Fe3+水解产生H+反应：MgO+2H+=Mg2++H2O，使水解平衡Fe3++3H2O Fe(OH)3 +3H+不断向右移动，Fe3+会生成Fe(OH)3沉淀而被除去。

11、工农业生产、日常生活中，常利用盐的水解知识

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，产生了CO2，

Al3++3HCO3-＝＝Al(OH)3+3CO2。

日常生活中用热碱液洗涤油污制品比冷碱液效果好，是由于加热促进了Na2CO3水解，使溶液碱性增强。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。小苏打片可治疗胃酸过多。磨口试剂瓶中不能盛放Na2SiO3、Na2CO3等试剂。

12、加热蒸干盐溶液析出固体

不水解、不分解的盐的溶液加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl；但能水解，生成的酸不挥发，也能析出该盐的晶体，如Al2(SO4)3；能水解，但水解后生成的酸有挥发性，则析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物，如AlCl3；若盐在较低温度下受热能水解，则加热蒸干其溶液时，盐已分解，如Ca(HCO3)2。

13、判断盐对应酸的相对强弱

例如，已知物质的量浓度相同的两种盐溶液，NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，则酸HA 和HB的相对强弱为HB>HA。

14、制备纳米材料

例如，用TiCl4制备TiO2：TiCl4+(x+2) H2O (过量)TiO2·xH2O↓+4HCl 。制备时加入大量的水，同时加热，促进水解趋于完全，所得TiO2·xH2O经焙烧得TiO2。类似的方法也可用来制备SnO、SnO2、Sn2O3等。

五、电离平衡理论和水解平衡理论

1.电离理论：⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主。

2.水解理论：从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3-)》c(H2CO3)或c(OH- )

理清溶液中的平衡关系并分清主次：

⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+) ＞c(HCO3-)。⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。

六、电解质溶液中的守恒关系

1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数

电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。如在只含有A+、M-、H+、OH-四种离子的溶液中c(A+)+c(H+)=c(M-)+c(OH-)，若c(H+)＞c(OH-)，则必然有c(A+)＜c(M-)。

［投影］例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系：

c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-)

书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。

2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素的原子（或离子）的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子（或离子）的物质的量之和。

实质上，物料守恒属于原子个数守恒和质量守恒。

在Na2S溶液中存在着S2-的水解、HS-的电离和水解、水的电离，粒子间有如下关系

c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)=1/2c(Na+) ( Na+，S2-守恒)

c(HS-)+2c(S2-)+c(H)=c(OH-) (H、O原子守恒)

在NaHS溶液中存在着HS-的水解和电离及水的电离。

HS-＋H2O H2S＋OH-；HS-H+＋S2-；H2O H+＋OH-从物料守恒的角度分析，有如下等式：c(HS-)+c(S2-)+c(H2S)=c(Na+)；从电荷守恒的角度分析，有如下等式：c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)；将以上两式相加，有：c(S2-)+c(OH-)==c(H2S)+c(H+)，得出的式子被称为质子守恒

3、质子守恒：无论溶液中结合氢离子还是失去氢离子，但氢原子总数始终为定值，也就是说结合的氢离子的量和失去氢离子的量相等。

三、典型题—溶质单一型

1、弱酸溶液中离子浓度的大小判断

解此类题的关键是紧抓弱酸的电离平衡

0.1mol/L 的H2S溶液中所存在离子的浓度由大到小的排列顺序是_________________

解析：在H2S溶液中有下列平衡：H2S H++HS-；HS -H++S2-。已知多元弱酸的电离以第一步为主，第二步电离较第一步弱得多，但两步电离都产生H+，因此答案应为：c(H+)>c(HS-)>c(S2-)>c(OH-) 弱酸溶液中离子浓度大小的一般关系是：

C(显性离子) > C(一级电离离子) > C(二级电离离子) > C(水电离出的另一离子)

2、弱碱溶液（同样的思考方式可以解决弱碱溶液的问题）

室温下，0.1mol/L的氨水溶液中，下列关系式中不正确的是（ C ）

A. c(OH-)＞c(H+)

B.c(NH3·H2O)+c(NH4+)=0.1mol/L

C.c(NH4+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(H+)

D.c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)

3、能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较—弱酸强碱型

解此类题型的关键是抓住盐溶液中水解的离子

在CH3COONa 溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的是( A )

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+)

(1)、一元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：

C(不水解离子) > C(水解离子)>C(显性离子)>C(水电离出的另外一种离子) 在Na2CO3溶液中各离子的浓度由小到大的排列顺序是C(H+)

(2)、二元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：

C(不水解离子)> C(水解离子)>C(显性离子)>C(二级水解离子)>C(水电离出的另一离子)

在Na2S溶液中下列关系不正确的是( )

A．c(Na+) =2c(HS-) +2c(S2-) +c(H2S) B．c(Na+) +c(H+)=c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)

C．c(Na+)＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-) D．c(OH-)=c(HS-)+c(H+)+c(H2S)

判断0.1mol/L 的NaHCO3溶液中离子浓度的大小关系C(Na+)>C(HCO3-)>C(OH-)>C(H+) > C(CO32-)

(3)、二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的一般关系是：

C(不水解离子)>C(水解离子)>C(显性离子)>C(水电离出的另一离子)>C(电离得到的酸根离子)

草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性，在0.1mol/LKHC2O4溶液中，下列关系正确的是（CD）A．c(K+)+c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+ c(C2O42-) B．c(HC2O4-)+ c(C2O42-)=0.1mol/L

C．c(C2O42-)＞c(H2C2O4) D．c(K+)= c(H2C2O4)+ c(HC2O4-)+ c(C2O42-) 在氯化铵溶液中，下列关系正确的是（ A ）

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-) 七、典型题—两种电解质溶液相混合型的离子浓度的判断

解此类题的关键是抓住两溶液混合后生成的盐的水解情况以及混合时弱电解质有无剩余，若有剩余，则应讨论弱电解质的电离。下面以一元酸、一元碱和一元酸的盐为例进行分析。

1、强酸与弱碱混合

pH=13的NH3·H2O和pH=1的盐酸等体积混合后所得溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是

C(NH4+)>C(Cl-)>C(OH-)>C(H+)。

解析：pH=1的HCl，C(H+)=0.1 mol/L ，pH=13的NH3·H2O，C(OH-)=0.1 mol/L ，则NH3 ·H2O 的浓度远大于0.1 mol/L ，因此，两溶液混合时生成NH4Cl为强酸弱碱盐，氨水过量，且C(NH3 ·H2O)>C(NH4Cl)，则溶液的酸碱性应由氨水决定。即NH3·H2O的电离大于NH4+的水解，所以溶液中的离子浓度由大到小的顺序为：C(NH4+)>C(Cl-)>C(OH-)>C(H+)。

2、强碱与弱酸混合

pH=X的NaOH溶液与pH=Y的CH3COOH溶液，已知X+Y=14，且Y<3。将上述两溶液等体积混合后，所得溶液中各离子浓度由大到小的顺序正确的是( )

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-)

解析：同上，pH=X的NaOH溶液中，c(OH-)=10-(14-X) mol/L，pH=Y的CH3COOH 溶液中，c(H+)=10-Y mol/L，因为X+Y=14，NaOH溶液中c(OH-)等于CH3COOH溶液中c(H+)。因此C(CH3COOH)远大于10-Y mol/L，CH3COOH过量，因此选项B正确。

上述两题的特点是pH1+pH2=14，且等体积混合。其溶液中各离子浓度的关系的特点是C(弱电解质的离子)>C(强电解质的离子)>C(显性离子) > C (水电离出的另一离子)

3、强碱弱酸盐与强酸混合和强酸弱碱盐与强碱混合

0.2 mol/L的CH3COOK与0.1 mol/L的盐酸等体积混合后，溶液中下列粒子的物质的量关系正确的是( )

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+)

解析：两溶液混合后CH3COOK+HCl KCl+CH3COOH，又知CH3COOK过量，反应后溶液中

CH3COOK、CH3COOH和KCl物质的量相等。由于CH3COOH的电离和CH3COO-的水解程度均很小，且CH3COOH的电离占主导地位，因此，C(CH3COO-)>C(H+)>C(OH-)。又知C(Cl-)=0.05 mol/L，

C(CH3COOH)<0.05 mol/L。因此，选项中D是正确的。

4、酸碱中和型

(1) 恰好中和型

在10ml 0.1mol·L-1NaOH溶液中加入同体积、同浓度HAc 溶液，反应后溶液中各微粒的浓度关系

错误的是( )。

A．c(Na+)＞c(Ac-)＞c(H+)＞c(OH-) B．c(Na+)＞c(Ac-)＞c(OH-)＞c(H+)

C．c(Na+)＝c(Ac-)＋c(HAC) D．c(Na+)＋c(H+)＝c(Ac-)＋c(OH-)

解析：由于混合的NaOH与HAc物质的量都为1×10-3mol，两者恰好反应生成NaAc，等同于单一溶质，故与题型①方法相同。由于少量Ac-发生水解：Ac- + H2O HAc+OH-。故有c(Na+)＞c(Ac-)＞c(OH-)＞c(H+)，根据物料守恒C正确，根据电荷守恒D正确，A错误。故该题选项为A。

(2) pH等于7型

常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液pH＝7，则此溶液中( )。

A．c(HCOO-)＞c(Na+) B．c(HCOO-)＜c(Na+)

C．c(HCOO-)＝c(Na+) D．无法确定c(HCOO-)与c(Na+)的关系

解析：本题绝不能理解为恰好反应，因完全反应生成甲酸钠为强碱弱酸盐，溶液呈碱性，而现在Ph=7，故酸略为过量。根据溶液中电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)= c(HCOO-)＋c(OH-) 因pH=7，故c(H+)= c(OH-)，所以有c(Na+)= c(HCOO-)，答案为C。

(3) 反应过量型

常温下将稀NaOH溶液与稀CH3COOH溶液混合，不可能出现的结果是

A．pH＞7，且c(OH-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(CH3COO-)

B．pH＞7，且c(Na+) + c(H+) = c(CH3COO-) + c(OH-)

C．pH＜7，且c(CH3COO-)＞c(H+)＞c(Na+)＞c(OH-)

D．pH＝7，且c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+) = c(OH-)

向0.1mol·L－1NaOH溶液中通入过量CO2后，溶液中存在的主要离子是（）

A Na+、CO32-

B Na+、HCO3-

C HCO3-、CO32-

D Na+、OH-

四、守恒问题在电解质溶液中的应用

解此类题的关键是抓住溶液呈中性(即阴阳离子所带电荷总数相等)及变化前后原子的个数守恒两

大特点。若题中所给选项为阴阳离子的浓度关系，则应考虑电荷守恒，若所给选项等式关系中包含了弱电解质的分子浓度在内，则应考虑物料守恒。

表示0.1 mol/L NaHCO3溶液中有关粒子浓度的关系正确的是( )

A、C(Na+)>C(HCO3-)>C(CO32-)>C(H+)>C(OH-)

B、C(Na+)+C(H+)=C(HCO3-)+C(CO32-)+C(OH-)

C、C(Na+)+C(H+)=C(HCO3-)+2C(CO32-)+C(OH-)

D、C(Na+)=C(HCO3-)+C(CO32-)+C(H2CO3)

解析：A、NaHCO3溶液因为水解大于电离而呈碱性，因此C(OH-)>C(H+)。B、应考虑电荷守恒，c(CO32-)前应乘以2；C、电荷守恒符合题意；D、含弱电解质分子应考虑物料守恒，在NaHCO3溶液中存在下列关系：NaHCO3=Na++HCO3-；HCO3-H++CO32-；HCO3-+H2O H2CO3+OH-，则

C(Na+)=C(HCO3-)+C(CO32-)+C(H2CO3)符合题意。故选CD 1、两种物质混合不反应：

用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中c(CH3COO-)＞c(Na+)，对该混合溶液的下列判断正确的是( )

A.C(H+)＞C(OH-)

B.C(CH3COOH)＋C(CH3COO-)＝0.2 mol/L

C.C(CH3COOH)＞C(CH3COO-)

D.C(CH3COO-)＋C(OH-)＝0.2 mol/L

2、两种物质恰好完全反应

在10ml 0.1mol·L-1NaOH溶液中加入同体积、同浓度HAc溶液，反应后溶液中各微粒的浓度关系错误的是( )。

A．c(Na+)＞c(Ac-)＞c(H+)＞c(OH-) B．c(Na+)＞c(Ac-)＞c(OH-)＞c(H+)

C．c(Na+)＝c(Ac-)＋c(HAC) D．c(Na+)＋c(H+)＝c(Ac-)＋c(OH-)

3、两种物质反应，其中一种有剩余：

(1)酸与碱反应型

关注所给物质的量是物质的量浓度还是pH。在审题时，要关注所给物质的量是“物质的量浓度”还是“pH”，否则会很容易判断错误。（解答此类题目时应抓住两溶液混合后剩余的弱酸或弱碱的电离程度和生成盐的水解程度的相对大小。）

［点击试题］把0.02 mol·L-1 HAc溶液与0.01 mol·L-1NaOH溶液等体积混合，则混合液中微粒浓度关系正确的是( )

A、c(Ac-)＞c(Na+)

B、c(HAc)＞c(Ac-)

C、2c(H+)＝c(Ac-)-c(HAc)

D、c(HAc)+c(Ac-)＝0.01 mol·L-1（2）盐与碱(酸)反应型

解答此类题目时应抓住两溶液混合后生成的弱酸或弱碱的电离程度和剩余盐的水解程度的相对大小。

将0.1mol·L-1醋酸钠溶液20mL与0.1mol·L-1盐酸10mL混合后，溶液显酸性，则溶液中有关粒子浓度关系正确的是( )。

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(Na+)＋c(H+)＝c(CH3COO-)＋c(Cl-)＋c(OH-)

4、不同物质同种离子浓度比较型：

物质的量浓度相同的下列溶液中，NH4+浓度最大的是（）。

A．NH4Cl B．NH4HSO4 C．CH3COONH4D．NH4HCO3

解析：NH4+在溶液中存在下列平衡：NH4+ + H2O NH3·H2O + H+；B中NH4HSO4电离出大量H+，使平衡向左移动，故B中c(NH4+)大于A中的c(NH4+)，C项的CH3COO-和D项的HCO3-水解均呈碱性，使平衡向右移动，故C、D中c(NH4+)小于A中c(NH4+)，正确答案为B。

人教版高中化学选修四《盐类的水解》

第一讲盐类的水解 【知识一览】 一、盐类的水解： 1、水解过程： 醋酸钠水解的实质是： 氯化铵与水解的实质是： 水解的结果：生成了酸和碱，因此盐的水解反应是酸碱中和反应的逆反应。 酸＋碱盐＋水 2、水解离子方程式的书写： ①盐类水解是可逆反应，要写“”符号 ②一般水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，不用“↑”“↓”符号。生 成物（如H2CO3、NH3·H2O等）也不写分解产物。 ③多元弱酸盐分步水解，以第一步为主。 3、规律： 有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性。 4、影响水解的因素： 内因：盐的离子与水中的氢离子或氢氧根离子结合的能力的大小，组成盐的酸或碱的越弱，盐的水解程度越大。“无弱不水解，有弱即水解，越弱越水解，谁强显谁性” 外因： ①温度： ②浓度： 二、盐类水解的应用 1. 比较盐溶液的pH大小 2. 酸式盐溶液酸碱性的判断 3. 判断溶液中离子种类、浓度大小 4. 判断离子是否共存 5. 配制易水解的盐的溶液 6. 金属与盐溶液反应 7. 加热盐溶液 8. 在生产、生活中的应用：如泡沐灭火器的反应原理、焊接时可用氯化锌、氯化铵溶液 除锈、某些肥料不宜混合使用（如：草木灰、碳酸铵、重钙等）、明矾的净水作用。 【知识与基础】 1．在盐类发生水解的过程中正确的说法是（） A．盐的电离平衡被破坏B．水的电离程度逐渐增大 C．溶液的pH发生改变D．没有中和反应发生 2．下列说法中正确的

是…………………………………………………………………………………（） (A) HCO- 在水溶液中只有电离，不水解(B) 硝酸钠溶液水解之后呈中性 3 (C) 可溶性的铝盐都能发生水解反应(D) 可溶性的钾盐都不发生水解反应3．在水中加入下列物质，可使水的电离平衡向右移动的是……………………………………………（） (A) H2SO4(B) KOH(C) NaF(D) Ba(NO3)2 4．下列离子方程式中，属于水解反应的是…………………………………………………………………（） (A) H2O＋H2O H3O＋＋OH－(B) HCO- ＋H2O H2CO3＋OH－ 3 (C) NH+ ＋H2O NH3·H2O＋H＋(D) HS－＋H2O S2－＋H3O＋ 4 5．物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY和NaZ的溶液，其pH值依次为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是………………………………………………………………………………（） (A) HX、HZ、HY(B) HZ、HY、HX(C) HX、HY、HZ(D) HY、HZ、HX 6．指出下列溶液的酸碱性，并用离子方程式表示其显酸性或碱性的原因。 ①NaHSO4_______________，原因：________________________________________________________。 ②NaHCO3_______________，原因：________________________________________________________。 ③KAl(SO4)2______________，原因：________________________________________________________。 ④FeCl3__________________，原因：________________________________________________________。 ⑤H2S___________________，原因：________________________________________________________。 7．现有0.01mol／L的下列溶液：① CH3COOH ② NaHCO3 ③ NaHSO4 ④ KOH ⑤H2SO4按pH由小到大的顺序排列的是（） A．⑤③①②④B．③⑤①②④C．⑤②③①④D．④②①③⑤8．下列物质能跟镁反应并产生氢气的是（） A．醋酸溶液B．氢氧化钠溶液C．氯化铵溶液D．碳酸钠溶液9．（1）明矾水溶液呈酸性的离子方程式是________________________________________，出现浑浊时，消除浑浊的方法是________________________________________________________。 （2）纯碱与水作用的离子方程式__________________________________________________________， 若要增加其洗涤力应__________________________________________________________。 （3）实验室配制硫酸亚铁溶液，溶解时先要加入少量的稀硫酸，其原因是___________________________。

人教版高中化学选修四知识点总结

化学选修4化学反应与原理 第一章化学反应与能量 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 （1）.符号：△H（2）.单位：kJ/mol 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NH4Cl②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（g,l,s分别表示固态，液态，气态，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℃，101kPa时，1mol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研究条件：101kPa②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 ③燃烧物的物质的量：1mol④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol） 四、中和热 1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O，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。 第二章化学反应速率和化学平衡 一、化学反应速率 1.化学反应速率（v） ⑴定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化 ⑵表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 ⑶计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s）

【最新】高中化学选修4知识点分类总结(1)

化学选修4化学反应与原理 章节知识点梳理 第一章化学反应与能量 一、焓变反应热 1．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热， 因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热） 2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应.符号：△H.单位：kJ/mol ，即：恒压下：焓变=反应热，都可用ΔH表示，单位都是kJ/mol。 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 也可以利用计算△H来判断是吸热还是放热。△H=生成物所具有的总能量-反应物所具有的总能量=反应物的总键能-生成物的总键能 ☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②所有的酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与水或酸的反应⑤生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等 ☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应③条件一般是加热或高温的反应 ☆区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化），一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。 4.能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。 5.同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态>固态 6.常温是指25，101.标况是指0,101.

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，即反应热△H，△H对应的正负号都不能省。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（s,l, g分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示） ③热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整 数，也可以是分数 ⑤各物质系数加倍，△H加倍，即：△H和计量数成比例；反应逆向进行，△H 改变符号，数值不变。 6.表示意义：物质的量—物质—状态—吸收或放出*热量。 三、燃烧热 1．概念： 101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物（二氧化碳、二 氧化硫、液态水H2O）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研究条件：101 kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 ③燃烧物的物质的量： 1 mol ④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol） 2.燃烧热和中和热的表示方法都是有ΔH时才有负号。 3.石墨和金刚石的燃烧热不同。不同的物质燃烧热不同。

高中化学选修4知识点归纳总结

高中化学选修4知识点归纳总结 高中化学选修4知识点归纳总结 高中化学选修4知识 化学守恒 守恒是化学反应过程中所遵循的基本原则，在水溶液中的化学反应，会存在多种守恒关系，如电荷守恒、物料守恒、质子守恒等。 1.电荷守恒关系： 电荷守恒是指电解质溶液中，无论存在多少种离子，电解质溶液必须保持电中性，即溶液中阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带的负电荷总数相等，用离子浓度代替电荷浓度可列等式。常用于溶液中离子浓度大小的比较或计算某离子的浓度等，例如： ①在NaHCO3溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-); ②在(NH4)2SO4溶液中：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(SO42—)。 2.物料守恒关系： 物料守恒也就是元素守恒，电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的'。 可从加入电解质的化学式角度分析，各元素的原子存在守恒关系，要同时考虑盐本身的电离、盐的水解及离子配比关系。例如： ①在NaHCO3溶液中：c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3);

②在NH4Cl溶液中：c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O)。 3.质子守恒关系： 酸碱反应达到平衡时，酸(含广义酸)失去质子(H+)的总数等于碱(或广义碱)得到的质子(H+)总数，这种得失质子(H+)数相等的关系就称为质子守恒。 在盐溶液中，溶剂水也发生电离：H2OH++OH-，从水分子角度分析：H2O电离出来的H+总数与H2O电离出来的OH—总数相等(这里包括已被其它离子结合的部分)，可由电荷守恒和物料守恒推导，例如： ①在NaHCO3溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(CO32-)+c(H2CO3); ②在NH4Cl溶液中：c(H+)=c(OH-)+c(NH3·H2O)。 综上所述，化学守恒的观念是分析溶液中存在的微粒关系的重要观念，也是解决溶液中微粒浓度关系问题的重要依据。 高中化学选修4必背知识 电解的原理 (1)电解的概念： 在直流电作用下,电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解.电能转化为化学能的装置叫做电解池. (2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例： 阳极：与电源正极相连的电极称为阳极,阳极发生氧化反应：2Cl-→Cl2↑+2e-. 阴极：与电源负极相连的电极称为阴极,阴极发生还原反应：Na++e-→Na.

化学选修四《盐类的水解知识点和经典习题》原创

盐类的水解知识点和经典习题 基础考点梳理 最新考纲 1. 理解盐类水解的原理，掌握盐类水解的规律和应用。 2. 了解盐溶液的酸碱性，会比较盐溶液中离子浓度的大小。 自主复习 一、盐类水解的定义和实质 1. 盐类水解的定义 在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H1或0H「结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。 2. 盐类水解的实质 盐类的水解是盐跟水之间的化学反应，水解(反应)的实质是生成难电离的物质，使水的电离平衡被破坏而建立起了新的平衡。 3. 盐类水解反应离子方程式的书写 盐类水解一般程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀或气体，书写水解方程式时，一般不用“T”或“ J”。盐类水解是可逆反应,除发生强烈双水解的盐外，一般离子方程式中不写===号，而写号。 4. 盐类的水解与溶液的酸碱性 ① NaCI ② NH4CI ③Na2CO3 ④CH s COONa ⑤AICI 3 五种溶液中呈酸性的有：②⑤。 呈碱性的有：③④。 呈中性的有：①。 二、盐类水解的影响因素及应用 1. 内因：盐本身的性质 (1) 弱碱越弱，其阳离子的水解程度就越大，容液酸性越强。— (2) 弱酸越弱，其阴离子的水解程度就越大，容液碱性越强。_ 2. 外因 (1) 温度：升高温度，水解平衡正向移动，水解程度增大。 ⑵浓度 ①增大盐溶液的浓度，水解平衡正向移动,水解程度减小,但水解产生的离子浓度增大，加水稀释，水解平衡正向移动，水解程度增大，但水解产生的离子浓度减小。 ②增大c(H +)，促进强碱弱酸盐的水解,抑制强酸弱碱盐的水解:增大c(OH -)，促进强酸弱碱盐的水解，抑制强碱弱酸盐的水解。 3. 盐类水解的应用(写离子方程式) (1) 明矶净水：Al3 + + 3H2O AI(OH) 3 + 3H +0 (2) 制备Fe(OH)3 胶体：Fe3* + 3H2O=====Fe(OH)3(胶体)+ 3H 十。 (3) 制泡沫灭火剂：AI3+ + 3HCO3===AI(OH)3 J + 3CO2 T。 ⑷草木灰与铵态氮肥混施：NH；+ CO i「+ H2O NH3 H2O+ HCO3 网络构建

高二化学选修4知识点总结

高二化学知识点总结 化学反应原理复习（一） 第1章、化学反应与能量转化 化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。 一、化学反应的热效应 1、化学反应的反应热 (1)反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。 (2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。 Q＞0时，反应为吸热反应；Q＜0时，反应为放热反应。 (3)反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下： Q＝－C(T2－T1) 式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变 (1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。 (2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。 对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： ΔH＞0，反应吸收能量，为吸热反应。 ΔH＜0，反应释放能量，为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol－1或kJ·mol－1，且ΔH后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算 (1)盖斯定律 对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。 (2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。 常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为

最全面高二化学选修4知识点归纳总结大全(精华版)

高二化学选修 4 知识点归纳总结大全 高二部分理科生可能觉得学习化学知识点归纳不重要，可一到考试就不知道怎么去复习了。为了方便大家的时间， 第 1 章、化学反应与能量转化 化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形 成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。 一、化学反应的热效应 1、化学反应的反应热 (1)反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量 称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q 表示。 (2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。 Q0 时，反应为吸热反应;Q0 时，反应为放热反应。 (3)反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下： Q=-C(T2-T1) 式中C 表示体系的热容，T1、T2 分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变 (1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为焓的物理量

来描述，符号为H，单位为kJmol-1。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用H 表示。 (2)反应焓变H 与反应热Q 的关系。 对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全 部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为： Qp=H=H( 反应产物)-H( 反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： H0，反应吸收能量，为吸热反应。 H0，反应释放能量，为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学 方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+ O2(g)=H2O(l);H(298K)=-285.8kJmol-1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态 (g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变H，H 的单位是Jmol-1 或kJmol-1，且H 后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍，H 的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算 (1)盖斯定律 对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反

高中化学选修4知识点总结(详细版)知识讲解

化学选修4 化学反应与原理 第一章化学反应与能量 一、焓变反应热 1 ．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热） 2 .焓变（△ H）的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应.符号：△ H.单位： kJ/mol ，即：恒压下：焓变二反应热，都可用△ H表示，单位都是kJ/mol。 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“+”或厶H ＞0 也可以利用计算厶H来判断是吸热还是放热。△日=生成物所具有的总能量-反应物所具有的总能量=反应物的总键能-生成物的总键能☆常见的放热反应：① 所有的燃烧反应② 所有的酸碱中和反应③ 大多数的化合反应④ 金属与水或酸的反应⑤ 生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等 ☆常见的吸热反应：① 晶体Ba（OH）? 8H2O与NH4C②大多数的分解反应③ 条件一般是加热或高温的反应 ☆区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化），一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。 4. 能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。 5. 同种物质不同状态时所具有的能量：气态＞液态＞固态 6. 常温是指25，101. 标况是指0,101. 7. 比较△ H时必须连同符号一起比较。 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，即反应热△ H,A H对应的正负号都不能省。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（s,l, g 分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq 表示） ③热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整数，也可以是分数 ⑤各物质系数加倍，△ H加倍，即：△ H和计量数成比例；反应逆向进行，△ H改变符号数值不变。 6. 表示意义：物质的量—物质—状态—吸收或放出*热量。 三、燃烧热 1．概念：101 kPa 时，1 mol 纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物（二氧化碳、二氧化硫、液态水H2Q）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研究条件：101 kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 ③燃烧物的物质的量：1 mol ④研究内容：放出的热量。（△ HvO,单位kJ/mol ） 2. 燃烧热和中和热的表示方法都是有△ H时才有负号。 3. 石墨和金刚石的燃烧热不同。不同的物质燃烧热不同。 四、中和热 1. 概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应

新人教版高中化学选修4知识点总结：第四章电化学基础

电化学基础 一、原电池 课标要求 1、掌握原电池的工作原理 2、熟练书写电极反应式和电池反应方程式 要点精讲 1、原电池的工作原理 （1）原电池概念：化学能转化为电能的装置，叫做原电池。 若化学反应的过程中有电子转移，我们就可以把这个过程中的电子转移设计成定向的移动，即形成电流。只有氧化还原反应中的能量变化才能被转化成电能；非氧化还原反应的能量变化不能设计成电池的形式被人类利用，但可以以光能、热能等其他形式的能量被人类应用。 （2）原电池装置的构成 ①有两种活动性不同的金属（或一种是非金属导体）作电极。 ②电极材料均插入电解质溶液中。 ③两极相连形成闭合电路。 （3）原电池的工作原理 原电池是将一个能自发进行的氧化还原反应的氧化反应和还原反应分别在原电池的负极和正极上发生，从而在外电路中产生电流。负极发生氧化反应，正极发生还原反应，简易记法：负失氧，正得还。 2、原电池原理的应用 （1）依据原电池原理比较金属活动性强弱 ①电子由负极流向正极，由活泼金属流向不活泼金属，而电流方向是由正极流向负极，二者是相反的。

②在原电池中，活泼金属作负极，发生氧化反应；不活泼金属作正极，发生还原反应。 ③原电池的正极通常有气体生成，或质量增加；负极通常不断溶解，质量减少。 （2）原电池中离子移动的方向 ①构成原电池后，原电池溶液中的阳离子向原电池的正极移动，溶液中的阴离子向原电池的负极移动； ②原电池的外电路电子从负极流向正极，电流从正极流向负极。 注：外电路：电子由负极流向正极，电流由正极流向负极； 内电路：阳离子移向正极，阴离子移向负极。 3、原电池正、负极的判断方法： （1）由组成原电池的两极材料判断 一般是活泼的金属为负极，活泼性较弱的金属或能导电的非金属为正极。 （2）根据电流方向或电子流动方向判断。 电流由正极流向负极；电子由负极流向正极。 （3）根据原电池里电解质溶液内离子的流动方向判断 在原电池的电解质溶液内，阳离子移向正极，阴离子移向负极。 （4）根据原电池两极发生的变化来判断 原电池的负极失电子发生氧化反应，其正极得电子发生还原反应。 （5）根据电极质量增重或减少来判断。 工作后，电极质量增加，说明溶液中的阳离子在电极（正极）放电，电极活动性弱；反之，电极质量减小，说明电极金属溶解，电极为负极，活动性强。 （6）根据有无气泡冒出判断 电极上有气泡冒出，是因为发生了析出H2的电极反应，说明电极为正极，活动性弱。 本节知识树

化学选修四所有知识点总结

化学选修四所有知识点总结 2016-09-25 第1章、化学反应与能量转化 化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。 一、化学反应的热效应 1、化学反应的反应热 (1) 反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。(2) 反应热与吸热反应、放热反应的关系。 Q> 0时，反应为吸热反应；C K 0时，反应为放热反应。 (3) 反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下： Q=- CE—T1) 式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变 (1) 反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H单位为kJ ?mol-1。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。 (2) 反应焓变ΔH与反应热Q的关系。 对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH= H(反应产物)—H(反应物)。 (3) 反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： ΔH> 0，反应吸收能量，为吸热反应。 ΔH< 0,反应释放能量，为放热反应。 (4) 反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H(g) + Q(g)= fθ(l) ; ΔH(298K)=- 285.8kJ ? mol -1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(S)、液态(I)、气态(g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH,ΔH的单位是J ?mol-1或kJ ?mol-1,且ΔH后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH 的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算 (1) 盖斯定律 对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。 (2) 利用盖斯定律进行反应焓变的计算。 常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。 (3) 根据标准摩尔生成焓，△ f H mθ计算反应焓变ΔHo 对任意反应：aA+ bB= cC+ dD

高中化学选修4第三章知识点分类总结

第三章水溶液中的离子平衡 一、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： 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 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。 3、弱电解质的电离平衡：在一定的条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离 子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫弱电解质的电离平衡。 4、影响电离平衡的因素： A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。 C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。 D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 5、电离方程式的书写： 用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主） 6、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：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB] K越大，弱电解质较易电离，其对应弱酸、弱碱较强。 H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 7、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。 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：: 水的离子积：K W = c[H+]·c[OH-] 25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 1*10-14 注意：区分由水电离出的H+、OH-的浓度与水溶液中H+、OH-的浓度。 注意：K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定 K W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 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

高二化学选修4知识点总结

高二化学知识点总结 化学反应原理复习(一) 第1章、化学反应与能量转化 化学反应得实质就是反应物化学键得断裂与生成物化学键得形成,化学反应过程中伴随着能量得释放或吸收。 一、化学反应得热效应 1、化学反应得反应热 (1)反应热得概念: 当化学反应在一定得温度下进行时,反应所释放或吸收得热量称为该反应在此温度下得热效应,简称反应热。用符号Q表示。 (2)反应热与吸热反应、放热反应得关系。 Q＞0时,反应为吸热反应;Q＜0时,反应为放热反应。 (3)反应热得测定 测定反应热得仪器为量热计,可测出反应前后溶液温度得变化,根据体系得热容可计算出反应热,计算公式如下: Q＝－C(T2－T1) 式中C表示体系得热容,T1、T2分别表示反应前与反应后体系得温度。实验室经常测定中与反应得反应热。 2、化学反应得焓变 (1)反应焓变 物质所具有得能量就是物质固有得性质,可以用称为“焓”得物理量来描述,符号为H,单位为kJ·mol-1。 反应产物得总焓与反应物得总焓之差称为反应焓变,用ΔH表示。 (2)反应焓变ΔH与反应热Q得关系。 对于等压条件下进行得化学反应,若反应中物质得能量变化全部转化为热能,则该反应得反应热等于反应焓变,其数学表达式为:Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应,放热反应得关系: ΔH＞0,反应吸收能量,为吸热反应。 ΔH＜0,反应释放能量,为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式: 把一个化学反应中物质得变化与反应焓变同时表示出来得化学方程式称为热化学方程式,如:H2(g)＋O2(g)＝ H2O(l);ΔH(298K)＝－285、8kJ·mol－1 书写热化学方程式应注意以下几点: ①化学式后面要注明物质得聚集状态:固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH,ΔH得单位就是J·mol－1或 kJ·mol－1,且ΔH后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质得系数加倍,ΔH得数值也相应加倍。 3、反应焓变得计算 (1)盖斯定律 对于一个化学反应,无论就是一步完成,还就是分几步完成,其反应焓变一样,这一规律称为盖斯定律。 (2)利用盖斯定律进行反应焓变得计算。 常见题型就是给出几个热化学方程式,合并出题目所求得热化学方程式,根据盖斯定律可知,该方程式得ΔH为 上述各热化学方程式得ΔH得代数与。 (3)根据标准摩尔生成焓,Δf H mθ计算反应焓变ΔH。对任意反应:aA＋bB＝cC＋dD ΔH＝［cΔf H mθ(C)＋dΔf H mθ(D)］－［aΔf H mθ(A)＋bΔf H mθ(B)］ 二、电能转化为化学能——电解

(完整版)化学选修四第一章知识点归纳

新人教版《化学反应原理》全册知识点归纳 第一章化学反应与能量 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 （1）.符号：△H（2）.单位：kJ/mol 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?6?18H2O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（g,l,s分别表示固态，液态，气态，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研究条件：101 kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 ③燃烧物的物质的量：1 mol ④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol） 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，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。

高二化学选修4知识点归纳总结大全

高二化学选修4知识点归纳总结大全 高二部分理科生可能觉得学习化学知识点归纳不重要，可一到考试就不知道怎么去复习了。为了方便大家的时间， 第1章、化学反应与能量转化 化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。 一、化学反应的热效应 1、化学反应的反应热 (1)反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。 (2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。 Q0时，反应为吸热反应;Q0时，反应为放热反应。 (3)反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下： Q=-C(T2-T1) 式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变 (1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为焓的物理量

来描述，符号为H，单位为kJmol-1。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用H表示。 (2)反应焓变H与反应热Q的关系。 对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=H=H(反应产物)-H(反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： H0，反应吸收能量，为吸热反应。 H0，反应释放能量，为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+ O2(g)=H2O(l);H(298K)=-285.8kJmol-1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态 (g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变H，H的单位是Jmol-1或kJmol-1，且H后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍，H的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算 (1)盖斯定律 对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反

(人教版)化学选修四思维导图：3-3盐类的水解(含答案)

第三章水溶液中的离子平衡 第三节盐类的水解 【思维导图】 【微试题】 1.(北京理综)有4种混合溶液，分别由等体积0.1 mol/L的2种溶液混合而成：①CH3COONa与HCl；②CH3COONa与NaOH；③CH3COONa与NaCl；④CH3COONa与NaHCO3，下列各项排序正确的是() A．pH：②＞③＞④＞①B．c(CH3COO－)：②＞④＞③＞① C．溶液中c(H＋)：①＞③＞②＞④D．c(CH3COOH)：①＞④＞③＞② 【答案】B

2.(全国卷理综)已知乙酸(HA)的酸性比甲酸(HB)弱，在物质的量浓度均为0.1 m ol/L的NaA和NaB混合溶液中，下列排序正确的是( ) A．c(OH－)>c(HA)>c(HB)>c(H＋) B．c(OH－)>c(A－)>c(B－)>c(H＋) C．c(OH－)>c(B－)>c(A－)>c(H＋) D．c(OH－)>c(HB)>c(HA)>c(H＋) 【答案】A

3.（2015山东卷）室温下向10mL 0.1mol·L－1NaOH溶液中加入0.1 mol·L－1的一元酸HA溶液pH的变化曲线如图所示。下列说法正确的是（） A、a点所示溶液中c(Na+)>c(A—)>c(H+)>c(HA) B、a、b两点所示溶液中水的电离程度相同 C、pH=7时，c(Na+)= c(A—)+ c(HA) D、b点所示溶液中c(A—)> c(HA) 【答案】D

4.（2014山东卷节选29.（3））实验室可用NaOH溶液吸收NO2，反应为2NO2+2Na OH=NaNO3+NaNO2+H2O。含0.2mol NaOH的水溶液与0.2mol NO2恰好完全反应得1L溶液A，溶液B为0.1mol?L￣1的CH3COONa溶液，则两溶液中c（NO3￣）、c（NO2-）和c（CH3COO￣）由大到小的顺序为。（已知HNO2的电离常数Ka=7.1×10-4mol?L￣1，CH3COOH的电离常数K a=1.7×10-5mol?L￣1，可使溶液A和溶液B的pH相等的方法是。 a．向溶液A中加适量水 b.向溶液A中加适量NaOH c．向溶液B中加适量水 d..向溶液B中加适量NaOH 【答案】c(NO3￣) > c(NO2-) > c(CH3COO￣)；b、c 【解析】根据盐类水解规律，越弱越水解，所以CH3COO￣的水解程度大于NO2-，故离子浓度大小是c（NO3￣）>c（NO2-）>c（CH3COO￣）；因为CH3COO￣的水解程度大于NO2-，所以溶液A的PH小于溶液B的PH。a．向溶液A中加适量水（使A的PH减小），b．向溶液A中加适量NaOH（使A的PH增大），c．向溶液B中加适量水（使B的PH减小），d.向溶液B中加适量NaOH （使B的PH增大），只有bc满足题意。

高中化学选修4第一章知识点总结及精练精析

化学选修4化学反应与原理知识点详解 一、本模块内容的特点 1.理论性、规律性强 ２．定量 3.知识的综合性强 4.知识的内容较深 二、本模块内容详细分析 第一章化学反应与能量 一、焓变反应热 1．反应热:化学反应过程中所放出或吸收的热量,任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化,即要么吸热要么放热。反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热） ２．焓变（ΔＨ）的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应.符号: △H．单位:kJ/mol，即:恒压下：焓变=反应热,都可用ΔＨ表示,单位都是kJ/moｌ。 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 也可以利用计算△H来判断是吸热还是放热。△Ｈ=生成物所具有的总能量—反应物所具有的总能量=反应物的总键能—生成物的总键能＝反应物的活化能—生成物的活化能 ☆常见的放热反应:①所有的燃烧反应②所有的酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与水或酸的反应⑤生石灰（氧化钙)和水反应⑥铝热反应等 ☆常见的吸热反应：①晶体Ba（OH)2·8H２Ｏ与NＨ4Cｌ②大多数的分解反应③条件一般是加热或高温的反应 ☆区分是现象(物理变化）还是反应(生成新物质是化学变化),一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。 ４.能量与键能的关系:物质具有的能量越低,物质越稳定,能量和键能成反比。 5.同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态＞固态 6.常温是指25,101.标况是指0,101． 7.比较△H时必须连同符号一起比较。 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,即反应热△H，△H对应的正负号都不能省。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(s,l, ｇ分别表示固态,液态，气态,水溶液中溶质用ａｑ表示)

人教版高中化学选修四教案-盐类的水解

第三节盐类的水解 第一课时 知识目标:1、使学生理解盐类水解的本质及盐类水解对溶液酸、碱性的影响及变化规律。 2、盐类水解的离子方程式与化学方程式。 能力目标：1、培养学生分析问题的能力，使学生学会透过现象看本质。 2、培养学生归纳思维能力和逻辑推理能力。 3、培养学生的实验技能，对学生进行科学态度和科学方法教育。 美育目标：通过对盐类水解规律的总结，体会自然万物变化的丰富多彩。 教学重点：盐类水解的本质，理解强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解的规律。 教学难点：盐类水解方程式的书写和分析。 教学方法：启发式实验引导法 教学过程： 复习提问：当溶液中，c(H+) = c(OH-) 中性，常温下，pH = 7 c(H+) < c(OH-) 碱性，常温下，pH > 7 c(H+) < c(OH-) 酸性，常温下，pH < 7 酸的溶液显酸性，碱的溶液显碱性，那么酸与碱反应生成的盐，溶液显什么性？ 讲解：同学们，实验是我们探求未知问题的好方法，下面我们做一个实验来看看，将盐溶于水后，溶液的酸碱性到底如何呢？ 实验：①取少量CH3COONa溶于水，滴加几滴酚酞试剂，观察颜色变化。 ②取少量NH4Cl溶于水，滴加几滴紫色石蕊试剂，观察颜色变化。 ③取少量NaCl，溶于水，找一名同学测一下pH值。 注：对于②可以做一个对比，清水中加几滴紫色石蕊试剂，进行比较。 结论：①CH3COONa 碱性②NH4Cl 酸性③NaCl 中性 学生实验：用PH试纸检验Na2CO3、Al2(SO4)3、KNO3溶液的酸碱性。 讨论：由上述实验结果分析，盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱有什么关系？ 小结：盐的组成与盐溶液酸碱性的关系： 强碱弱酸盐的水溶液显碱性