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、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时，电离过程就达到了 平衡状态 ，这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素：
① 温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
② 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。
③ 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。 ④ 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] 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。 c.同一温度下,不同弱酸,电离常数越大,其电离程度越大,酸性越强。 如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
二、水的电离和溶液的酸碱性
1.水电离平衡： 水的离子积：KW= c[H+]·c[OH-] 25℃时,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1*10-14 注意：①KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定 ②KW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 3.影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱：抑制水的电离 KW〈1*10-14 ②温度：促进水的电离（水的电离是 吸 热的） ③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉1*10-14 4、溶液的酸碱性和pH： （1）pH=-lgc[H+] （2）pH的测定方法：
酸碱指示剂—— 甲基橙 、石蕊 、酚酞 。
变色范围：甲基橙3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（浅红色） pH试纸—操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可 。 注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围 三、混合液的pH值计算方法公式 1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它） [H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）
2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积，再求其它） [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意:不能直接计算[H+]混, [H+]为H+的浓度)
3、强酸与强碱的混合：（先据H++ OH-==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）
5
四、稀释过程溶液pH值的变化规律：
1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+n （但始终不能大于或等于7） 2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀〈pH原+n （但始终不能大于或等于7） 3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n （但始终不能小于或等于7） 4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原－n （但始终不能小于或等于7）
5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7 6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。 五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律 1、若等体积混合
pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7
pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pH2-0.3 pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+0.3 2、若混合后显中性
pH1+pH2=14 V酸:V碱=1：1
（）
pH1+pH2≠14 V酸:V碱=1：10[14-pH1+pH2] 六、酸碱中和滴定： 1、中和滴定的原理
实质：H++OH-=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。 2、中和滴定的操作过程：
（1）仪②滴定管的刻度，0刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积 大于 它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后 一位 。 （2）药品：标准液；待测液；指示剂。 （3）准备过程：
准备：洗涤、检漏、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始) （4）试验过程
3、酸碱中和滴定的误差分析
误差分析：利用n酸﹒c酸﹒V酸=n碱﹒c碱﹒V碱进行分析式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：
c碱=
上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。
七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）
1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。 2、水解的实质： 水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。 3、盐类水解规律：
6
①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；都弱双水解，谁强显谁性，同强显中性。 ②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3＞NaHCO3) 4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热 5、影响盐类水解的外界因素： ①温度：温度越高 水解程度越大（水解吸热，越热越水解） ②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解） ③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解） 6、酸式盐溶液的酸碱性： ①只电离不水解：如HSO4- 显 酸 性 ②电离程度＞水解程度，显 酸 性 （如: HSO3-、H2PO4-） ③水解程度＞电离程度，显 碱 性（如：HCO3-、HS-、HPO42-） 7、双水解反应： （1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。 （2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3++ 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑ 8、盐类水解的应用： 水解的应用 净水 去油污 药品的保存 明矾净水 用热碱水冼油污物品 ①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸 ②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH 实例 Al3++3H2O CO32-+H2OFe3++3H2OCO32-+H2O 原理 Al(OH)3(胶体)+3H+ HCO3-+OH- Fe(OH)3+3H+ HCO3-+OH- 制备无水盐 泡沫灭火器 若不然，则： 由MgCl2·6H2O制无水MgCl2 在HCl气流MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O 中加热 Mg(OH)2 MgO+H2O 用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑ NH4++H2O NH3·H2O+H+ c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)- 比较盐溶液中离比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小 子浓度的大小 电离、水解方程式的书写原则 1）多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写 注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。 2）多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 八、溶液中微粒浓度的大小比较 ☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系： ▲①电荷守恒：任何溶液均显电 中 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和 ▲②物料守恒:（即原子个数守恒或质量守恒） 某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和 ③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。 九、难溶电解质的溶解平衡 1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识 7
（1）溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。
（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。（4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。 （6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。 2、溶解平衡方程式的书写
注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+S2-(aq) 3、沉淀生成的三种主要方式
（1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。 （2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。 （3）氧化还原沉淀法（4）同离子效应法
4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法：①酸碱；②氧化还原；③沉淀转化。
5、沉淀的转化：溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。 如：AgNO3 →AgCl(白色沉淀) → AgBr（淡黄色）→AgI （黄色）→Ag2S（黑色） 6、溶度积（KSP）
1）定义：在一定条件下，难溶电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。 2）表达式：AmBn(s) m An+ (aq) + n Bm- (aq) KSP= [c(An+)]m ?[c(Bm-)]n 3）影响因素：
外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。 4）溶度积规则
QC（离子积）>KSP 有沉淀析出；QC=KSP 平衡状态；QC 第四章 电化学 一、化学能转化为电能——电池 1、原电池的工作原理 (1)原电池的概念：把化学能转变为电能的装置称为原电池。 (2)Cu－Zn原电池的工作原理： 如图为Cu－Zn原电池，其中Zn为负极，Cu为正极，构成闭合回路后的现象是：Zn片逐渐溶解，Cu片上有气泡产生，电流计指针发生偏转。该原电池反应原理为：Zn失电子， －＋＋＋－ 负极反应为：Zn-2e→Zn2；H得电子，正极反应为：2 H＋2e→H2。电子定向移动形成电流。总反应为：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu。 (3)原电池的电能 若两种金属做电极，活泼金属为负极，不活泼金属为正极；若一种金属和一种非金属做电极，金属为负极，非金属为正极。 2、化学电源 (1)锌锰干电池 －＋＋－ 负极反应：Zn-2e→Zn2； 正极反应：2NH4＋2e→2NH3＋H2； (2)铅蓄电池 －－＋－－ 负极反应：Pb＋SO42＝PbSO4＋2e 正极反应：PbO2＋4H＋SO42＋2e＝PbSO4＋2H2O 放电时总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O。 8
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