【正文】 O3)與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。水解的實質(zhì)： 水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進(jìn)水的電離。同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來滴定未知濃度的酸時亦然。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：c堿=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V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高；V堿同樣也是一個定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。（3）準(zhǔn)備過程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。②滴定管可以讀到小數(shù)點后 一位 。中和滴定的操作過程：（1）儀②滴定管的刻度，O刻度在 上 ，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積 大于 它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。 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(shù)值或范圍三 、混合液的pH值計算方法公式強酸與強酸的混合：（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它） [H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）強堿與強堿的混合：（先求[OH]混：將兩種酸中的OH離子物質(zhì)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)強酸與強堿的混合：（先據(jù)H+ + OH ==H2O計算余下的H+或OH，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混；OH有余，則用余下的OH數(shù)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(guī)律：強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀 = pH原+ n （但始終不能大于或等于7）弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀 〈 pH原+n （但始終不能大于或等于7）強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 = pH原－n （但始終不能小于或等于7）弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 〉 pH原－n （但始終不能小于或等于7）不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近7稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。[OH] = 1*1014 注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱影響水電離平衡的外界因素： ①酸、堿 ：抑制水的電離 KW〈1*1014②溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是 吸 熱的）③易水解的鹽：促進(jìn)水的電離 KW 〉 1*1014溶液的酸堿性和pH： （1）pH=lgc[H+]（2）pH的測定方法：酸堿指示劑—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。c[OH] 25℃時, [H+]=[OH] =107 mol/L 。C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強。 ）表示方法：ABA++B Ki=[ A+][ B]/[AB]1影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。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）電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)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(shù)。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會 減弱 電離。影響電離平衡的因素：A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。H2O、Cu(OH)H2O……混和物純凈物電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)——離子化合物或共價化合物 非電解質(zhì)——共價化合物 注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 ②SONHCO2等屬于非電解質(zhì) ③強電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質(zhì)）——電解質(zhì)的強弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)： 弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水 。物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)： 非金屬氧化物，大部分有機物 。強電解質(zhì) ： 在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì) 。反應(yīng)方向判斷依據(jù) 在溫度、壓強一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為： ΔHTΔS〈0 反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行ΔHTΔS=0 反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)ΔHTΔS〉0 反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行注意：（1）ΔH為負(fù)，ΔS為正時，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行 （2）ΔH為正，ΔS為負(fù)時，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行第三章 水溶液中的離子平衡一、弱電解質(zhì)的電離 定義：電解質(zhì)： 在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì) 。.（3） 同一物質(zhì)，在氣態(tài)時熵值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。（2）定溫，定壓的等效平衡只要保證可逆反應(yīng)化學(xué)計量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。分類（1）定溫，定容條件下的等效平衡第一類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)：必須要保證化學(xué)計量數(shù)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(zhì)的量與原來相同。Q__=_K:反應(yīng)處于平衡狀態(tài) ?？梢岳肒值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進(jìn)行的可逆反應(yīng)是否平衡及不平衡時向何方進(jìn)行建立平衡。反之，則相反。（三）化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用:化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)進(jìn)行程度的標(biāo)志。反應(yīng)物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。 符號：K（二）使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問題：表達(dá)式中各物質(zhì)的濃度是平衡時的濃度。（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。注意：（1）改變壓強不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動規(guī)律相似：由于使用催化劑對正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。（二）影響化學(xué)平衡移動的因素濃度對化學(xué)平衡移動的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)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(yīng)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，由于濃度不變，所以平衡不移動溫度對化學(xué)平衡移動的影響影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學(xué)平衡向著吸熱反應(yīng)方向移動，溫度降低會使化學(xué)平衡向著放熱反應(yīng)方向移動?；旌蠚怏w平均相對分子質(zhì)量Mr或密度用公式判斷推出公式是一個變化的量就能判斷平衡溫度任何反應(yīng)都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度