【文章內容簡介】 氫鍵，溶解度也增大；且氫鍵越強，溶解度越大。 2008高考化學復習 重要的化學知識歸納（八）（電解質溶液） 能證明HA為弱電解質的事實有：（1） 溶液中有電解質的分子、離子共存。（2） 相同條件下與同濃度的鹽酸相比較導電能力弱。（3） 1（4） 7（5） 同pH的HCl、 HA稀釋相同倍數，HA溶液的pH比HCl小.（6） 同體積，同pH的HCl、HA與足量的鋅反應時，HA放出的H2 多。（7） 同pH的HCl、HA稀釋后pH值仍相同、HA稀釋的倍數多。（8） 升高溫度，HA溶液的導電能力增強。（9） 升高溫度，滴有紫色石蕊試液的HA溶液紅色加深。（10） 分別用pH=2的HCl和 HA中和一定量NaOH,所用HA的體積小。 同體積同物質的量濃度的HCl、H2SOHAc相比較（1） C（H+）的大小關系為 H2SO4HClHAc（2） 完全中和所消耗NaOH的量。H2SO4HCl＝HAc 同體積同pH值的HCl、H2SOHAc、相比較（1） 與相同的鋅粒反應的起始速率大小H2SO4＝HCl＝HAc。（2） 完全反應放出H2的量 HAc H2SO4＝HCl。（3） 若放出相同量的H2所需酸的體積關系是H2SO4＝HCl Hac所需時間關系是H2SO4＝HCl HAc（4） 稀釋相同倍數后pH值的大小關系H2SO4＝HCl HAc。 某溶液中由水電離的C（H+）=10a若a7,則溶液中的溶質可能是酸或堿若a7 則溶液中的溶質可能是水解顯酸性或堿性的鹽。 若某溶液中由水電離的C（H+）C（OH）=1024 則水電離產生的C（H+）= C（OH）=1012。常溫下，若C（OH）/C（H+）=1012 則ROH為 強堿 對一定物質的量濃度的強酸，溫度適當升高，pH不變 對一定物質的量濃度的強堿，溫度適當升高，pH減小 向水中加酸堿，水的電離一般受到抑制，酸或堿溶液中水電離出的C（H+）107 mol/L 向水中加能水解的鹽，水的電離受到促進，氯化銨溶液中水電離出的C（H+）107 mol/L pH= 4的HCl中水電離出的C（H+）=1010pH= 4的NH4Cl溶液中水電離出的C（H+）=104某溶液中由水電離產生的C（H+）=1012該溶液的pH值為2或12 pH值之和等于14的強酸、強堿等體積混合后，pH＝7pH值之和等于14的強酸、弱堿等體積混合后，pH7pH值之和等于14的弱酸、強堿等體積混合后，pH7pH值之和等于14的酸、堿等體積混合后，pH7,則可能是弱酸與強 堿相混合等體積的HCl與NH3H2O混合后溶液顯中性則C（NH3H2O） C（HCl）混合前HCl中C（H+）與NH3H2O中C（OH）的關系C（H+） C（OH）。100mLPH=10的KOH 溶液與PH=4的HAc 溶液混合后PH=7,則混合后總體積200mL 同體積、同濃度的NaCl、 NaF溶液中離子總數大小關系是NaClNaF11 、NaHCO3溶液中存在的平衡體系有HCO3 H++CO3HCO3 +H2O H2CO3+OH H2O H++OH12 、H2A==H++HA, HAH++A2,則H2A是強酸，HA－ 、 A2中能水解的離子是A2 ，NaHA溶液顯酸性，,C(H+)13 、等濃度的NaA 、HA混合溶液中若PH7,則A的水解程度HA的電離,溶液中微粒濃度之間的大小關系：HANa+A－OHH+ 。若PH7,則A的水解程度HA的電離程度, 溶液中微粒濃度之間的大小關系為A－Na+HA H+ OH14 、物質的量濃度相同的(NH4)2SO4 、 (NH4)2SO3 、 NH4HSO4 、NH4Cl 、 NH4HCO3 NH4+濃度大小順序是 (NH4)2SO4 (NH4)2SO3 NH4HSO4NH4Cl NH4HCO3 若NH4+濃度相同時,它們的物質的量濃度大小順序是(NH4)2SO4 (NH4)2SO3 NH4HSO4NH4Cl NH4HCO31Mg(OH)2的懸濁液中加入飽和的NH4Cl溶液、醋酸銨溶液，固體溶解。1 ,則NaHA與Na2A溶液中離子的種類相同。1增大氫硫酸的PH值C(S2)可能增大（加氫氧化鈉），也可能減?。铀♂專?將CH3COOH和CH3COONa溶液混合，CH3COOH的電離和CH3COO的水解都受到抑制。1C(H+)=C(OH)，溶液一定呈中性。兩份醋酸溶液PH甲=a，PH乙=a+1，溶液中C(H+)、C甲=10C乙，物質的量濃度C甲10C乙，由水電離的H+：C甲=1/10C乙。2PH相同的NaOH、NaCN稀釋相同倍數PH(NaCN)PH(NaOH)。2除去MgCl2溶液中的FeCl3，可加入MgO、Mg(OH)2或MgCO3過濾。2AlClNa2SOKMnONaHCO3溶液加熱蒸干并灼燒，得不到原溶質；NaAlOAl2(SO4)Na2CO3溶液加熱蒸干并灼燒能得到原溶質。2.NH3H2O、NH4Cl的混合溶液，PH可能顯酸性、堿性或中性。2醋酸和醋酸鈉、氨水和氯化銨、碳酸鈉和碳酸氫鈉的混合液中，加入適量的酸、堿、PH值變化不大（緩沖溶液）。2.Na2CO3溶液中，C(OH)== C(H+) +C(HCO3) +2C(H2CO3)。易水解的金屬陽離子在酸性溶液中不一定能大量存在，如當溶液PH＝+，類似的Cu2+、Fe2+、Al3+等也不能在PH=7的溶液中存在。在一定量的硫酸溶液中滴加一定濃度的氨水至混合液的PH=7,此時溶液中存在的電荷守恒式為：CNH4+／CSO42=22常溫下，純水，酸，堿的稀溶液中KW=11014。2不純KNO3溶液中常混有雜質Fe3+，可用加熱的方法來除之。2中滴滴定用酚酞或甲基橙作指示劑也可以用PH計控制，有KMnO4參加的氧化還原滴定無需另用指示劑，有I2參加的氧化還原滴定用淀粉作指示劑。理論上放熱的氧化還原反應可用于設計原電池3原電池的負極可從以下面方面判斷：相對活潑的金屬，電子流出的電極，元素化合價升高的電極，發(fā)生氧化反應的電極，溶解的電極，通燃料的電極。3電解池的陽極可從以下方面判斷，與電池的正極相連，失電子發(fā)生氧化反應的極，溶解的極，有OCl2等生成的極。3活潑金屬作陽極，首先是活潑金屬失電子。3原電池的負極，電解池的陽極都是發(fā)生氧化反應。3蓄電池充電時，蓄電池的正負極分別與電源的正負極相連。3用惰性電極電解CuClNaCl、CuSONa2SO4溶液，一段時間為使溶液復原可加入適量CuClHCl CuO、H2O3電解的離子方程式必須根據電解的化學方程式改寫。*3Mg、Al、NaOH溶液構成的原電池，開始鎂作負極，然后鋁作負極，反應式為Al－3e+4OH=AlO2+2H2OMg、Al、HCl溶液構成的原電池，負極是Mg ；Cu、Al、HCl溶液構成的原電池，負極是AlZn、Al、濃HNO3構成的原電池，負極是Zn3用Cu作電解飽和Na2SO4溶液，每放出1mol氫氣氣體，則電解2mol H2O，而用惰性電極電解飽和Na2SO4溶液，每放出1mol氫氣氣體，則電解1mol H2O。膠粒帶電，但膠體不帶電。布朗運動并不是膠粒特有的運動方式。4在外加電場作用下，膠粒向一極作定向移動，電解質溶液中的溶質微粒向兩極移動。4當物質的粒子小到納米范圍時，一些金屬導體可能變成絕緣體。4區(qū)別溶液和膠體的簡單方法是丁達爾現象4常溫下將PH=5的H2SO4稀釋500倍，則溶液中C(H+)與C(SO42)之比為10：1。4原電池工作時電解質溶液中離子的移動方向是：陽離子向正極移動，陰離子向負極移動。負極發(fā)生氧化反應，正極發(fā)生還原反應，外電路電子的流向是由負極流向正極。4電解池工作時陽離子向陰極移動，陰離子向陽極移動。陽極發(fā)生氧化反應，陰極發(fā)生還原反應。電流由電源的正極流向陽極，電子的流向是電源的負極流向陰極，再由陽極流回電源的正極。4濃度相等時酸的強弱是：CH3COOH＞H2CO3＞苯酚＞HCO3－＞Al(OH)3；濃度相等時溶液的PH由大到小的順序是：NaAlONa2CO苯酚鈉、NaHCOCH3COONa；將NaHCO3溶液和NaAlO2溶液混合，發(fā)生的反應是：HCO3－＋AlO2－＋H2O===Al(OH)3↓＋CO32－4在飽和的石灰水中恒溫下，投入生石灰（CaO），待充分反應后溶液仍為飽和石灰水，即溶液濃度不變（包括Ca2+、OH），但溶液的質量、溶液中Ca2+的數量均減少。將80℃的石灰水降溫到20℃,溶液的質量和各微粒的濃度均沒有改變以及溶液中的Ca2+數目也沒有改變。但是雖然OH濃度沒有改變，溶液的PH值去發(fā)生了改變，因為Kw發(fā)生了改變。50、向100g水中分別加入10g氫氧化鎂、硫酸鈉 、碳酸鈉，陰離子濃度最大的是碳酸鈉。 2008高考化學復習 重要的化學知識歸納（九）（化學平衡）增大反應物濃度 單位體積中的分子總數增大 單位體積中的活化分子數增增大氣體的壓強 加 有效碰撞次數增加 化學反應速率加快。升高溫度 活化分子百分數增加 單位體積中的活化分子數增加 使用適當的催化劑 有效碰撞次數增加 化學反應速率加快。對于固體物質或純液體，一般認為其“濃度”為常數，它們的量的改變不會影響化學反應速率。固體反應物顆粒的大小能影響化學反應速率，固體顆粒小，其表面積增大，與其他反應物接觸面積增大，有效碰撞次數增大，所以，能加快化學反應速率。壓強要通過濃度起作用。在體積不變時填充與反應無關的氣體，雖然總壓強增大，但各組分的濃度不變，反應速率不變。若在保持總壓強不變的情況下填充與反應無關的氣體，雖然總壓強不變，但體積擴大，各組分濃度減小，反應速率減慢。參加反應物質本身的性質是決定化學反應速率的主要因素。 比較反應速率快慢，要換成同一物質，同一單位比較。比較同一反應在不同的外界條件下的反應速率，按照有催化劑的比沒催化劑的快，溫度高的比溫度低的快，濃度大的比濃度低的快。 化學平衡狀態(tài)的判斷。依據：（1）、對同一物質：v正==v逆；（2）、對不同物質：一種物質的正反應速率與另一種物質的逆反應速率之比等于它們的化學計量數之比。（3）反應體系中各組分的百分含量、物質的量濃度保持不變。（4）、對于同一物質而言，斷裂化學鍵和形成化學鍵的物質的量相等。或者對于反應中的不同物質斷裂化學鍵和形成化學鍵成一定比例。（5）有些特定的反應，還可以根據氣體的物質的量、氣體的總體積、總壓強、密度、平均分子量、甚至總質量、顏色等是否變化來判斷。勒沙特列原理：如果改變影響平衡的一個條件，平衡就向著能夠減弱這種改變的方向移動。(1)、增加反應物濃度的瞬間，正反應速率增加,逆反應速率不變,由于正反應速率大于逆反應速率，平衡向正反應方向移動；減少生成物濃度的瞬間，正反應速率不變,逆反應速率減小,由于正反應速率大于逆反應速率，平衡向正方向移動。Vt圖象中新圖象與原圖象相連。但是改變固體或純液體的量，濃度不變，反應速率不變，平衡不移動。（2）在其它條件不變的情況下，增大壓強，正、逆反應速率都增大,但體積減小方向的速率增大得多，平衡向體積減小方向移動。對于反應前后氣體物質的量不變的反應，改變壓強，正、逆反應速率同等程度改變，平衡不移動。在溫度體積不變的情況下，填充與反應無關的氣體，總壓強增加,但各組分濃度不變，反應速率不變,平衡不移動。在溫度壓強一定的情況下，填充與反應無關的氣體，等同于擴大體積，減小壓強。同等程度增大各組分的濃度，等同于增大壓強（3）在其它條件不變的情況下，升高溫度，正、逆反應速率都加快,但吸熱方向的速率增大得多，平衡向吸熱方向移動。增大濃度，增大壓強(縮小體積)，升高溫度，正、逆反應速率都增大。在vt圖象中，新圖象在原圖象上方。溫度越高，壓強越大，反應速率越快，到達平衡的時間越越短。增大一種反應物的濃度，可提高另一種反應物的轉化率，但它本身的轉化率反而降低。如果反應物只有一種，增大反應物的濃度，反應物的轉化率可能增大、減小或不變。（1）同溫、同體積，起始反應物相當，平衡等效。如：同溫同體積的兩容器中，一容器中盛有1molN3molH2,另一個容器中盛有xmol Nymol HzmolNH3,若平衡等效，則x、y、z之間必須滿足的關系是：x+z/2=1,y+3z/2=3,但反應發(fā)出的熱量不等。（2）恒溫恒容時，對反應前后體積不變的反應，只要起始反應物的物質的量之比相同，平衡等效。如：同溫、同體積的兩容器中，一容器中盛有1molH2molBr2 ，另一個容器中x molHy molBrzmolHBr，若兩容器中平衡等效，則x、y、z之間必須滿足的關系是：若x：y=1：2，則z為0，若x：y不等于1：2，則x、y、z之間應滿足的關系是(x+z/2)：(y+3z/2)=1：2此時，各組分的百分含量相等，各組分的濃度不等。（3）同溫、同壓下，起始反應物物質的量之比相等，平衡等效。如：一定溫度下，向一容積可變的容器中充入2molSO2和1molO2, 達到平衡后，再充入2amol SO2和amolO2,或充入a molSO3,平衡時各組分濃度不變,百分含量不變,但物質的量不等。有兩只密閉容器A和B，A容器有一個移動的活塞使容器內保持恒壓，B容器保持恒容，起始時分別向這兩只容器中充入等量