Ⅰ 水的離子積是水電離平衡時具有的性質，為什麼這個性質不僅適用於純水，也適用於其他稀的水溶液。
水的離子積是水電離平衡時具有的性質，為什麼這個性質不僅適用於純水，也適用於回其他稀的水溶液。
們說答 水的離子積是純水中水分子電離得到的H+與OH- 二者的濃度的乘積
這一濃度 我們稱之為 分析濃度
而在溶液中 水分子是弱電解質 存在電離平衡 雖然水的離子積是溫度的函數 但溶液中的其餘離子 或多或少會對這一平衡產生影響
稀溶液中 其餘離子濃度很低 可認為水的電離平衡與純水中無太大差別 故離子積常數近似不變
但濃溶液中 存在平衡的移動 又有電解質離子間的靜電作用 離子積常數偏差很大 故認為其變化了 即不再適用
參考資料：
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Ⅱ 化學kw只在純水裡是常數嗎
極端情況就是濃硫酸,水很少,體系變了
純硫酸也有自耦電離 (高中不要求),而且導電能力比純水強
2H2SO4H3SO4+ +HSO4- Kw硫酸>10_14
Ⅲ 為什麼濃溶液中Kw不適用
極端情況就是濃硫酸，水很少，體系變了
純硫酸也有自耦電離 (高中不要求)，而且導電能力比純水強
2H2SO4<==>H3SO4+ +HSO4- Kw硫酸>10_14
Ⅳ 水的離子積在水解大於電離時是否增大
不增大。
猜你會認為：水解大於電離時，水解會促進水的電離，導致水電離的氫離子、氫氧根離子濃度增大，根據KW =c(H＋)·c(OH－)推想水的的離子積增大。
其實KW名稱是水的離子積不錯，但其表達式KW =c(H＋)·c(OH－)中的c(H＋)、c(OH－)卻不一定指水電離出的濃度。如果是純水，c(H＋)、c(OH－)的確指水電離的濃度，但如果是水溶液則c(H＋)、c(OH－)卻指的是水溶液里氫離子、氫氧根離子的濃度。
KW不僅適用於純水，適用於任何溶液（酸、鹼、鹽）。KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定。所以只要溫度不變，水的離子積不變，跟水解和電離的程度的相對大小沒有關系。
Ⅳ 水的離子積kw只適用於純水，不適用於稀溶液對嗎
對，添加其他物質後就變了
Ⅵ 為什麼水的離子積不僅適用於純水 也適用於稀的電解質溶液
因為水的離解也是一個平衡，符合平衡的相關原理，比如以下水的電離平衡的體系中存在稀酸時：
H2O = H+ + OH-
初始： C
平衡時： C+ x≈C x
[H+][OH-] = C *x = K = Kw
可見：不管有沒有原來的H+，平衡常數仍為水的離子積，因為稀的電解質溶液中的H+或者OH-影響的是水的電離平衡，溫度沒變，離子積不變。
Ⅶ Kw=c(OH-)•c(H+)這個公式只能用在純水和稀溶液中嗎
對，像濃硫酸這樣的溶夜，百分之幾的水，是無法成立的
Ⅷ 高中化學水和鹽的電離
食鹽的主體成分是NaCl，它的電離方程式為：NaCl=Na+ +Cl-
但是食鹽通常加碘，而所加碘一般以NaIO3形式存在，它的電離方程式為：
NaIO3=Na+ + IO3-
1、電解質
水是一種既能釋放質子也能接受質子的兩性物質。水在一定程度上也微弱地離解，質子從一個水分子轉移給另一個水分子，形成H3O+和OH-。通常將水合氫離子H3O+簡寫為H+，其電離方程式為：H2O+H2O≒H3O++OH-,簡寫為H2O≒H++OH-,是一個吸熱過程。水的電離是吸熱的過程，因此升高溫度水的電離平衡向正移動。
水的電離是水分子與水分子之間的相互作用而引起的，因此極難發生。實驗測得，25℃時1L純水中只有1×10(-7)mol的水分子發生電離，100℃時1L純水中有55×10(-7)mol的水分子發生電離。由水分子電離出的H+和OH-數目在任何情況下總相等，電離前後H2O的物質的量幾乎不變，c(H+)×c(OH-)=K(電離)×c(H2O),既然K(電離)是常數c(H2O)也可以看作是常數，那麼常數的乘積可以看作一個新的常數，我們把它寫作Kw(Kw=c(H+)×c(OH-)),我們把Kw簡稱為水的離子積，25攝氏度時Kw約1×10-14。
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2、水電離平衡：
水的離子積：KW=c[H+]·c[OH-]
25℃時,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=1*10-14
注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定
KW不僅適用於純水，適用於任何溶液(酸、鹼、鹽)
水電離特點：(1)可逆(2)吸熱(3)極弱
3、影響水電離的因素
1)溫度。升溫總是促進水的電離
2)酸，鹼。強酸強鹼(強電解質)總是抑制水的電離，弱酸弱鹼(弱電解質)也抑制水的電離。
3)能水解的鹽，鹽類(除酸式鹽之外)總是促進水的電離，
4)活潑金屬。因為活潑金屬總是與水電離出的氫離子反應，使氫離子濃度減小，所以總是促進水的電離。
Ⅸ 高中化學必修四知識點
一、焓變 反應熱
1．反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量 2．焓變(ΔH)的意義：在恆壓條件下進行的化學反應的熱效應（1）.符號： △H（2）.單位：kJ/mol
3.產生原因：化學鍵斷裂——吸熱化學鍵形成——放熱 放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱) △H 為「-」或△H<0>放熱）△H 為「+」或△H >0
☆ 常見的放熱反應：① 所有的燃燒反應② 酸鹼中和反應③ 大多數的化合反應④ 金屬與酸的反應⑤ 生石灰和水反應⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等
☆ 常見的吸熱反應：① 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl② 大多數的分解反應③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應④ 銨鹽溶解等 二、熱化學方程式 書寫化學方程式注意要點:
①熱化學方程式必須標出能量變化。
②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）
③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。 ④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數
⑤各物質系數加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變 三、燃燒熱
1．概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。 ※注意以下幾點： ①研究條件：101 kPa
②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。 ③燃燒物的物質的量：1 mol
④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol） 四、中和熱
1．概念：在稀溶液中，酸跟鹼發生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。 2．強酸與強鹼的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱鹼電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小於57.3kJ/mol。 4．中和熱的測定實驗 五、蓋斯定律
1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態（各反應物）和終態（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。
第二章 化學反應速率和化學平衡
一、化學反應速率 1. 化學反應速率（v）
⑴ 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化 ⑵ 表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示
⑶ 計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L·s） ⑷ 影響因素：
① 決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素） ② 條件因素（外因）：反應所處的條件
2.
※注意：（1）、參加反應的物質為固體和液體，由於壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。
（2）、惰性氣體對於速率的影響
①恆溫恆容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變
②恆溫恆體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢 二、化學平衡 （一）1.定義：
化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種「平衡」，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。 2、化學平衡的特徵 逆（研究前提是可逆反應）
等（同一物質的正逆反應速率相等） 動（動態平衡）
定（各物質的濃度與質量分數恆定） 變（條件改變，平衡發生變化） 3、判斷平衡的依據
判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據
（二）影響化學平衡移動的因素
1、濃度對化學平衡移動的影響
（1）影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動
（2）增加固體或純液體的量，由於濃度不變，所以平衡_不移動_
高中化學選修四篇二：高中化學選修4知識點歸納總結
高中化學選修4知識點歸納總結
第一章 化學反應與能量
一、焓變 反應熱
1．反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量
2．焓變(ΔH)的意義：在恆壓條件下進行的化學反應的熱效應（1）.符號： △H （2）.單位：kJ/mol 3.產生原因：化學鍵斷裂——吸熱化學鍵形成——放熱 放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱) △H 為「—」或△H<0>放熱）△H 為「+」或△H >0
☆ 常見的.放熱反應：① 所有的燃燒反應② 酸鹼中和反應③ 大多數的化合反應 ④ 金屬與酸的反應
⑤ 生石灰和水反應⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 ☆ 常見的吸熱反應：① 晶體Ba(OH) 2?8H2O與NH4Cl ② 大多數的分解反應 ③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應 ④ 銨鹽溶解等 二、熱化學方程式 書寫化學方程式注意要點:
①熱化學方程式必須標出能量變化。
②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）
③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。
④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數
⑤各物質系數加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變 三、燃燒熱
1．概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。
※注意以下幾點： ①研究條件：101 kPa
②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。 ③燃燒物的物質的量：1 mol ④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol） 四、中和熱
1．概念：在稀溶液中，酸跟鹼發生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。
2．強酸與強鹼的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ，ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱鹼電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小於57.3kJ/mol。
4．中和熱的測定實驗 五、蓋斯定律
1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態（各反應物）和終態（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。
第二章 化學反應速率和化學平衡
一、化學反應速率 1. 化學反應速率（v）
⑴ 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化 ⑵ 表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示
⑶ 計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L?s） ⑷ 影響因素：
① 決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素） ② 條件因素（外因）：反應所處的條件
※注意：
（1）、參加反應的物質為固體和液體，由於壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。
（2）、惰性氣體對於速率的影響
①恆溫恆容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變 ②恆溫恆體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢 二、化學平衡 （一）
1.定義：
化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種「平衡」，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。
2、化學平衡的特徵
逆（研究前提是可逆反應）
等（同一物質的正逆反應速率相等） 動（動態平衡）
定（各物質的濃度與質量分數恆定） 變（條件改變，平衡發生變化）
3、判斷平衡的依據
判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據
（二）影響化學平衡移動的因素
1、濃度對化學平衡移動的影響
（1）影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動
（2）增加固體或純液體的量，由於濃度不變，所以平衡不移動
（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，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，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和大的方向移動。
2、溫度對化學平衡移動的影響
影響規律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。
3、壓強對化學平衡移動的影響
影響規律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓強，會使平衡向著體積增大方向移動。 注意：
（1）改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移動
（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似 4.催化劑對化學平衡的影響：由於使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的_時間_。 5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。 三、化學平衡常數
（一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數比值。符號：K
（二）使用化學平衡常數K應注意的問題：
1、表達式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。
2、K只與溫度（T）關，與反應物或生成物的濃度無關。
3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由於其濃度是固定不變的，可以看做是「1」而不代入公式。
4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。
（三）化學平衡常數K的應用:
1、化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的標志。K應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。
2、可以利用K值做標准，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積） Q〈K:反應向正反應方向進行; Q=K:反應處於平衡狀態 ; Q〉K:反應向逆反應方向進行 3、利用K值可判斷反應的熱效應
若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應 若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應 ＊四、等效平衡
1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡後，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學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：對於反應前後氣體分子數改變的可逆反應：必須要保證化學計量數之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。 第二類：對於反應前後氣體分子數不變的可逆反應：只要反應物的物質的量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
只要保證可逆反應化學計量數之比相同即可視為等效平衡。 五、化學反應進行的方向
1、反應熵變與反應方向：
（1）熵:物質的一個狀態函數，用來描述體系的混亂度，符號為S. 單位：J?mol-1?K-1
(2)體系趨向於有序轉變為無序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據。.
（3）同一物質，在氣態時熵值最大，液態時次之，固態時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)
2、反應方向判斷依據
在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為： ΔH-TΔS〈0 反應能自發進行 ΔH-TΔS=0 反應達到平衡狀態 ΔH-TΔS〉0 反應不能自發進行 注意：
（1）ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發進行
（2）ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發進行
第三章 水溶液中的離子平衡
一、弱電解質的電離
1、定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。
非電解質：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物。強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。
弱電解質： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。混和物物質
強電解質： 強酸，強鹼，大多數鹽 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
純凈物
弱電解質： 弱酸，弱鹼，極少數鹽，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O??
化合物
非電解質：非金屬氧化物，大部分有機物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2??
2、電解質與非電解質本質區別：
電解質——離子化合物或共價化合物非電解質——共價化合物
注意：①電解質、非電解質都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬於非電解質
③強電解質不等於易溶於水的化合物（如BaSO4不溶於水，但溶於水的BaSO4全部電離，故BaSO4 為強電解質）——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。
3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成離子的速率和離子結合成 時，電離過程
就達到了平衡狀態，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，升溫有利於電離。
B、濃度：濃度越大，電離程度越小；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會 減弱 電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利於電離。
9、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫（第一步為主）
10、電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，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常數。叫做電離平衡常數，（一般用Ka表示酸，Kb表示鹼。 ）
+-+-表示方法：ABA+BKi=[ A][ B]/[AB]
11、影響因素：
a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。
b、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。
C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 二、水的電離和溶液的酸鹼性 1、水電離平衡：:
水的離子積：KW = c[H+]·c[OH-]
25℃時, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH--14注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定 KW不僅適用於純水，適用於任何溶液（酸、鹼、鹽） 2、水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱 3、影響水電離平衡的外界因素：
①酸、鹼 ：抑制水的電離 KW〈1*10-14
②溫度：促進水的電離（水的電離是 吸熱的） ③易水解的鹽：促進水的電離 KW 〉 1*10-14 4、溶液的酸鹼性和pH：（1）pH=-lgc[H+] （2）pH的測定方法：
酸鹼指示劑—— 甲基橙、 石蕊、 酚酞。
變色范圍：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（淺紅色）
pH試紙 —操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然後與標准比色卡對比即可。 注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數值或范圍 三 、混合液的pH值計算方法公式 1、強酸與強酸的混合：（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它）[H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2） 2、強鹼與強鹼的混合：（先求[OH-]混：將兩種酸中的OH-離子物質的量相加除以總體積，再求其它） [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接計算[H+]混) 3、強酸與強鹼的混合：（先據H+ + OH- ==H2O計算餘下的H+或OH-，①H+有餘，則用餘下的H+數除以溶液總體積求[H+]混；OH-有餘，則用餘下的OH-數除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它） 四、稀釋過程溶液pH值的變化規律：
1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+ n （但始終不能大於或等於7） 2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀〈pH原+n （但始終不能大於或等於7） 3、強鹼溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原－n（但始終不能小於或等於7） 4、弱鹼溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原－n （但始終不能小於或等於7） 5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋後pH均接近7 6、稀釋時，弱酸、弱鹼和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強鹼變化得快。
高中化學選修四篇三：高中化學選修4知識點分類總結
化學選修4化學反應與原理
章節知識點梳理
第一章 化學反應與能量
一、焓變 反應熱
1．反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量
2．焓變(ΔH)的意義：在恆壓條件下進行的化學反應的熱效應（1）.符號： △H（2）.單位：kJ/mol
3.產生原因：化學鍵斷裂——吸熱化學鍵形成——放
熱
放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱) △H 為「-」或△H<0
吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）△H 為「+」或△H >0
☆ 常見的放熱反應：① 所有的燃燒反應② 酸鹼中和反應③ 大多數的化合反應④ 金屬與酸的反應⑤ 生石灰和水反應⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等
☆ 常見的吸熱反應：① 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl② 大多數的分解反應③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應④ 銨鹽溶解等
二、熱化學方程式
書寫化學方程式注意要點:
①熱化學方程式必須標出能量變化。
②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）
③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。
④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數⑤各物質系數加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變
三、燃燒熱
1．概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。
※注意以下幾點：
①研究條件：101 kPa
②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。
③燃燒物的物質的量：1 mol
④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）
四、中和熱
1．概念：在稀溶液中，酸跟鹼發生中和反應而生成1mol H2O，
這時的反應熱叫中和熱。
2．強酸與強鹼的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：
H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱鹼電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小於57.3kJ/mol。
4．中和熱的測定實驗
五、蓋斯定律
1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態（各反應物）和終態（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。
第二章 化學反應速率和化學平衡
一、化學反應速率
1. 化學反應速率（v）
⑴ 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化
⑵ 表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示
⑶ 計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L·s）
⑷ 影響因素：
① 決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）
② 條件因素（外因）：反應所處的條件
2.
※注意：（1）、參加反應的物質為固體和液體，由於壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。
（2）、惰性氣體對於速率的影響
①恆溫恆容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變
②恆溫恆體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃
度減小→反應速率減慢
二、化學平衡
（一）1.定義：
化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種「平衡」，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。
2、化學平衡的特徵 逆（研究前提是可逆反應）
等（同一物質的正逆反應速率相等）
動（動態平衡）
定（各物質的濃度與質量分數恆定）
變（條件改變，平衡發生變化）
3、判斷平衡的依據
判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據。
Ⅹ 高中化學.Ag+H2S的反應原理，為什麼這個
高中化學高中化學高中化學高中化學選修選修選修選修4444知識點歸納總結知識點歸納總結知識點歸納總結知識點歸納總結 第一章第一章第一章第一章 化學反應與能量化學反應與能量化學反應與能量化學反應與能量 一、焓變 反應熱 1．反應熱：一定條件下,一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量 2．焓變(ΔH)的意義：在恆壓條件下進行的化學反應的熱效應（1）.符號： △H （2）.單位：kJ/mol 3.產生原因：化學鍵斷裂——吸熱 化學鍵形成——放熱 放出熱量的化學反應.(放熱>吸熱) △H 為「—」或△H 放熱）△H 為「+」或△H >0 ☆ 常見的放熱反應：① 所有的燃燒反應 ② 酸鹼中和反應 ③ 大多數的化合反應 ④ 金屬與酸的反應 ⑤ 生石灰和水反應 ⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 ☆ 常見的吸熱反應：① 晶體Ba(OH) 2?8H2O與NH4Cl ② 大多數的分解反應 ③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應 ④ 銨鹽溶解等 二、熱化學方程式 書寫化學方程式注意要點: ①熱化學方程式必須標出能量變化. ②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g,l,s分別表示固態,液態,氣態,水溶液中溶質用aq表示） ③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強. ④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數,也可以是分數 ⑤各物質系數加倍,△H加倍；反應逆向進行,△H改變符號,數值不變 三、燃燒熱 1．概念：25 ℃,101 kPa時,1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量.燃燒熱的單位用kJ/mol表示. ※注意以下幾點： ①研究條件：101 kPa ②反應程度：完全燃燒,產物是穩定的氧化物. ③燃燒物的物質的量：1 mol ④研究內容：放出的熱量.（ΔHH3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H二、水的電離和溶液的酸鹼性 1、水電離平衡：: 水的離子積：KW = c[H+]·c[OH-] 25℃時, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H注意：KW只與溫度有關,溫度一定,KW不僅適用於純水,適用於任何溶液2、水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱3、影響水電離平衡的外界因素： ①酸、鹼 ：抑制水的電離 KW〈1*10②溫度：促進水的電離（水的電離是 ③易水解的鹽：促進水的電離 KW 〉4、溶液的酸鹼性和pH： （1）pH=-lgc[H+] （2）pH的測定方法： 酸鹼指示劑—— 甲基橙 、 石蕊 變色范圍：甲基橙 3.1~4.4（橙色） pH試紙 —操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上 注意：①事先不能用水濕潤PH三 、混合液的pH值計算方法公式 1、強酸與強酸的混合：（先求[H+]混：（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2） 2、強鹼與強鹼的混合：（先求[OH-]混：＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） 3、強酸與強鹼的混合：（先據H+ + OH體積求[H+]混；OH-有餘,則用餘下的四、稀釋過程溶液pH值的變化規律：1、強酸溶液：稀釋10n倍時,pH稀=pH2、弱酸溶液：稀釋10n倍時,pH稀〈3、強鹼溶液：稀釋10n倍時,pH稀=pH4、弱鹼溶液：稀釋10n倍時,pH稀〉5、不論任何溶液,稀釋時pH均是向6、稀釋時,弱酸、弱鹼和水解的鹽溶液的這叫電離平衡. 升溫有利於電離. 越小 ；溶液稀釋時,電離平衡向著電離的方向移動溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質,會 減弱 電離.D、其他外加試劑,有利於電離. 弱酸的電離要分布寫（第一步為主） 弱電解質在達到電離平衡時,溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積.叫做電離平衡常數,（一般用Ka表示酸,Kb表示鹼Ki=[ A+][ B-]/[AB] 電離常數的大小主要由物質的本性決定. 不受濃度變化影響,在室溫下一般變化不大. 不同弱酸,電離常數越大,其電離程度越大>H2S>HClO ] = [H+]·[OH-] = 1*10-14 ,則KW值一定 適用於任何溶液（酸、鹼、鹽） 吸熱 （3）極弱 1*10-14 吸 熱的） 〉 1*10-14 、 酚酞 . 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（淺紅色）玻璃棒蘸取未知液體在試紙上,然後與標准比色卡對比即可 PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數值或范圍 ：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積：將兩種酸中的OH-離子物質的量相加除以總體積 (注意 :不能直接計算[H+]混) + OH- ==H2O計算餘下的H+或OH-,①H+有餘,則用餘下的則用餘下的OH-數除以溶液總體積求[OH-]混,再求其它） ： pH原+ n （但始終不能大於或等於7） 〈pH原+n （但始終不能大於或等於7） pH原－n （但始終不能小於或等於7） 〉pH原－n （但始終不能小於或等於7） 均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋後弱鹼和水解的鹽溶液的pH變化得慢,強酸、強鹼變化得快. 電離平衡向著電離的方向移動.C、同離子效應：在其他外加試劑：加入能與弱電解質溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積,跟溶液表示鹼. ） 其電離程度越大,酸性越強.如：） . 離子物質的量相加除以總體積,再求其它） [H+]混 =離子物質的量相加除以總體積,再求其它） [OH-]混則用餘下的H+數除以溶液總 任何溶液無限稀釋後pH均接近7 五、強酸（pH1）強鹼（pH2）混和計算規律1、若等體積混合 pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7pH1+pH2≥15 則溶液顯鹼性pH=pHpH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、若混合後顯中性 pH1+pH2=14 V酸：V鹼=1：1 pH1+pH2≠14 V酸：V鹼=1：10〔14-（pH1+pH2六、酸鹼中和滴定： 1、中和滴定的原理 實質：H++OH—=H2O 即酸能提供的H2、中和滴定的操作過程： （1）儀②滴定管的刻度,O刻度在 上下端有一部分沒有刻度.滴定時,所用溶液不得超過最低刻度中途向滴定管中添加.②滴定管可以讀到小數點後（2）葯品：標准液；待測液；指示劑（3）准備過程： 准備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡准液洗（或待測液洗）→裝溶液→排氣泡（4）試驗過程 3、酸鹼中和滴定的誤差分析 誤差分析：利用n酸c酸V酸=n鹼c鹼式中：n——酸或鹼中氫原子或氫氧根離子數V——酸或鹼溶液的體積.當用酸去滴定鹼確定鹼的濃度時c鹼=VnVcn??? 上述公式在求算濃度時很方便,而在分析誤差時起主要作用的是分子上的標准酸,其數值在理論上是不變的,若稀釋了雖實際值變小樣也是一個定值,它是用標準的量器量好後注入錐形瓶中的變化的卻是標准酸用量的減少,即V酸減小用標准酸來測定鹼的濃度時,c鹼的誤差與之偏低. 同理,用標准鹼來滴定未知濃度的酸時亦然七、鹽類的水解（只有可溶於水的鹽才水解1、鹽類水在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的2、水解的實質： 水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的促進水的電離. 3、鹽類水解規律： ①有 弱 才水解,無弱不水解,越弱越水解②多元弱酸根,濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應互逆5、影響鹽類水解的外界因素： ①溫度：溫度越 高 水解程度越大 ②濃度：濃度越小,水解程度越 大 ③酸鹼：促進或抑制鹽的水解（H+促進離子水解） 6、酸式鹽溶液的酸鹼性： 混和計算規律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m pH=7 pH=pH2-0.3 pH=pH1+0.3 pH1+pH2）〕 H+和鹼能提供的OH-物質的量相等. 上 ,往下刻度標數越來越大,全部容積 大於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滴定管可以讀到小數點後 一位 . 指示劑. 趕氣泡、調液面.（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水排氣泡→調液面→記數據V(始) 鹼V鹼進行分析 酸或鹼中氫原子或氫氧根離子數；c——酸或鹼的物質的量濃度； 當用酸去滴定鹼確定鹼的濃度時,則： 而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化,若稀釋了雖實際值變小,但體現的卻是V酸的增大它是用標準的量器量好後注入錐形瓶中的,當在實際操作中鹼液外濺酸減小,則c鹼降低了；對於觀察中出現的誤差亦同樣如此鹼的誤差與V酸的變化成正比,即當V酸的實測值大於理論值時用標准鹼來滴定未知濃度的酸時亦然. 只有可溶於水的鹽才水解） 在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離越弱越水解；誰 強顯誰性,兩弱都水解,同強顯中性濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大,鹼性更強. (如:Na2CO3 與中和反應互逆） （2）程度小 （3）吸熱 （水解吸熱,越熱越水解） （越稀越水解） 促進 陰離子 水解而 抑制 陽離子水解；OH大於 它的最大刻度值,因為不得一次滴定使用兩滴定管酸（或鹼）,也不得滴定管是否漏水→用水洗→用標,因為在滴定過程中c酸為酸的增大,導致c酸偏高；V鹼同當在實際操作中鹼液外濺,其實際值減小,但引起對於觀察中出現的誤差亦同樣如此.綜上所述,當酸的實測值大於理論值時,c鹼偏高,反結合生成弱電解質的反應. 破壞水的電離,是平衡向右移動,同強顯中性. ＞NaHCO3) OH -促進陽離子水解而抑制陰①只電離不水如HSO4- 顯 酸 性 ②電離程度＞水解程度,顯 酸 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） ③水解程度＞電離程度,顯 鹼 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-） 7、雙水解反應： （1）構成鹽的陰陽離子均能發生水解的反應.雙水解反應相互促進,水解程度較大,有的甚至水解完全.使得平衡向右移. （2）常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點是相互水解成沉澱或氣體.雙水解完全的離子方程式配平依據是兩邊電荷平衡,如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ 8、鹽類水解的應用： 水解的應用 實例 原理 1、凈水 明礬凈水 Al3++3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+ 2、去油污 用熱鹼水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH- 3、葯品的保存 ①配製FeCl3溶液時常加入少量鹽酸 Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ ②配製Na2CO3溶液時常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制備無水鹽 由MgCl2·6H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱 若不然,則： MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+H2O 5、泡沫滅火器 用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑ 6、比較鹽溶液中離子濃度的大小 比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小 NH4++H2O NH3·H2O+H+ c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)- 9、水解平衡常數 （Kh） 對於強鹼弱酸鹽：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) 對於強酸弱鹼鹽：Kh =Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積,Kb為該條件下該弱鹼根形成的弱鹼的電離平衡常數） 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 注意：不管是水解還是電離,都決定於第一步,第二步一般相當微弱. 2、多元弱鹼（多元弱鹼鹽）的電離（水解）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須滿足的三種守恆關系： ①電荷守恆：:任何溶液均顯電 中 性,各陽離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和 ②物料守恆: （即原子個數守恆或質量守恆） 某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和 ③質子守恆：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等. 九、難溶電解質的溶解平衡 △ △ △ 1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識 （1）溶解度 小於 0.01g的電解質稱難溶電解質（2）反應後離子濃度降至1*10-5以下的反應為完全反應反應,用「=」,常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低於 （3）難溶並非不溶,任何難溶物在水中均存在溶解平衡 （4）掌握三種微溶物質：CaSO4、 （5）溶解平衡常為吸熱,但Ca(OH) （6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉澱2、溶解平衡方程式的書寫 注意在沉澱後用(s)標明狀態,並用3、沉澱生成的三種主要方式 （1）加沉澱劑法：Ksp越小（即沉澱越難溶 （2）調pH值除某些易水解的金屬陽離子 （3）氧化還原沉澱法： （4）同離子效應法 4、沉澱的溶 沉澱的溶解就是使溶解平衡正向移動5、沉澱的轉化： 溶解度大的生成溶解度小的,溶解度小的生成溶解度 如：AgNO3 AgCl(白色沉澱) AgBr6、溶度積（KSP） 1、定義：在一定條件下,難溶電解質電解質溶解成離子的速率等於離子重新結合成沉澱的速率的濃度保持不變的狀態. 2、表達式：AmBn(s) mAn+(aq)+nB KSP= [c(An+)]m ?[c(Bm-)]n 3、影響因素： 外因：①濃度：加水,平衡向溶解方向移動②溫度：升溫,多數平衡向溶解方向移動4、溶度積規則 QC（離子積）〉KSP 有沉澱析出 QC= KSP 平衡狀態 QC〈KSP 飽和,繼續溶解 原電池： 1、概念：化學能轉化為電能的裝置叫做原電池 2、組成條件：①兩個活潑性不同的電極 3、電子流向：外電路： 負 極—— 內電路：鹽橋中 陰 4、電極反應：以鋅銅原電池為例：負極： 氧化反應： Zn－2e＝正極： 還原反應： 2H＋＋總反應式： Zn+2H+=Zn2++H2↑ 5、正、負極的判斷： （1）從電極材料：一般較活潑金屬為負極難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識 的電解質稱難溶電解質. 以下的反應為完全反應.如酸鹼中和時[H+]降至10-7mol/L