201*届高考化学反应原理知识点总结大全
201*届高考化学反应原理知识点总结
化学反应速率、化学平衡一．化学反应速率
1．定义：化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。单位：mol/(Lmin)或mol/(Ls)v=△c△t
2．规律：同一反应里用不同物质来表示的反应速率数值可以是不同的，但这些数值，都表示同一反应速率。且不同物质的速率比值等于其化学方程式中的化学计量数之比。如反应mA+nB=pC+qD的v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q3．影响反应速率的因素
内因：参加反应的物质的结构和性质是影响化学反应速率的决定性因素。例如H2、F2混合后，黑暗处都发生爆炸反应，化学反应速率极快，是不可逆反应。而H2、N2在高温、高压和催化剂存在下才能发生反应，化学反应速率较慢，由于是可逆反应，反应不能进行到底。
外因：
①浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，单位体积发生反应的分子数增加，反应速率加快。
②压强：对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，增加压强，气体体积缩小，浓度增大，反应速率加快。
③温度：升高温度时，分子运动速率加快，有效碰撞次数增加，反应速率加快，一般来说，温度每升高10℃反应速率增大到原来的2～4倍。
④催化剂：可以同等程度增大逆反应速率。⑤其他因素：增大固体表面积（粉碎），光照也可增大某些反应的速率，此外，超声波、电磁波、溶剂也对反应速率有影响。【注意】：①改变外界条件时，若正反应速率增大，逆反应速率也一定增大，增大的倍数可能不同，但不可能正反应速率增大，逆反应速率减小。
②固体、纯液体浓度视为常数，不能用其表示反应速率，它们的量的变化不会引起反应速率的变化，但其颗粒的大小可影响反应速率。
③增大压强或浓度，是增大了分子之间的碰撞几率，因此增大了化学反应速率；升高温度或使用催化剂，提高了活化分子百分数，增大了有效碰撞次数，使反应速率增大。（二）化学平衡
1．化学平衡状态：指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度不变的状态。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m2．化学平衡状态的特征（1）“等”即V正=V逆>0。
（2）“动”即是动态平衡，平衡时反应仍在进行。（3）“定”即反应混合物中各组分百分含量不变。
（4）“变”即条件改变，平衡被打破，并在新的条件下建立新的化学平衡。
（5）与途径无关，外界条件不变，可逆反应无论是从正反应开始，还是从逆反应开始，都可建立同一平衡状态（等效）。3．化学平衡状态的标志
化学平衡状态的判断（以mA+nBxC+yD为例），可从以下几方面分析：①v(B耗)=v(B生)
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②v(C耗):v(D生)=x:y
③c(C)、C%、n(C)%等不变
④若A、B、C、D为气体，且m+n≠x+y，压强恒定⑤体系颜色不变
⑥单位时间内某物质内化学键的断裂量等于形成量⑦体系平均式量恒定（m+n≠x+y）等4．影响化学平衡的条件
（1）可逆反应中旧化学键的破坏，新化学键的建立过程叫作化学平衡移动。（2）化学平衡移动规律勒沙特列原理
如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
①浓度：增大反应物（或减小生成物）浓度，平衡向正反应方向移动。②压强：增大压强平衡向气体体积减小的方向移动。减小压强平衡向气体体积增大的方向移动。
③温度：升高温度，平衡向吸热反应方向移动。降低温度，平衡向放热反应方向移动。④催化剂：不能影响平衡移动。5．等效平衡
在条件不变时，可逆反应不论采取何种途径，即由正反应开始或由逆反应开始，最后所处的平衡状态是相同；一次投料或分步投料，最后所处平衡状态是相同的。某一可逆反应的平衡状态只与反应条件（物质的量浓度、温度、压强或体积）有关，而与反应途径（正向或逆向）无关。
（1）等温等容条件下等效平衡。对于某一可逆反应，在一定T、V条件下，只要反应物和生成物的量相当（即根据系数比换算成生成物或换算成反应物时与原起始量相同），则无论从反应物开始，还是从生成物开始，二者平衡等效。
（2）等温、等压条件下的等效平衡。反应前后分子数不变或有改变同一可逆反应，由极端假设法确定出两初始状态的物质的量比相同，则达到平衡后两平衡等效。
（3）在定温、定容情况下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量的比值与原平衡相同，两平衡等效。6．化学平衡计算时常用的2个率
（1）反应物转化率=转化浓度÷起始浓度×100%=转化物质的量÷起始物质的量×100%。（2）产品的产率=实际生成产物的物质的量÷理论上可得到产物的物质的量×100%。7．催化剂
能改变其他物质的化学反应速率，本身在反应前后质量和性质都不变的物质。通常说的催化剂是指能加快化学反应速率的正催化剂，也有减慢化学反应速率的负催化剂或阻催化剂。在反应中加负催化剂能大大延缓反应速率，使人们不需要的化学反应如金属的锈蚀，食物的腐烂，塑料的老化尽可能慢地发生。
催化剂的催化作用具有很强的选择性，某种催化剂往往只能催化某一种反应或某一类反应。使用生物酶制剂时的选择性更为突出。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m常用的催化剂及催化反应
二氧化锰氯酸钾分解制氧气；过氧化氢分解成水和氧气。五氧化二钒二氧化硫催化氧化成三氧化硫。铁触媒合成氨。
铂或铂铑合金氨的催化氧化。硫酸汞乙炔水化制乙醛。
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醋酸锰乙醛氧化制乙酸。
镍不饱和烃及其他不饱和有机物与氢气的加成反应。三溴化铁笨的溴化制溴苯。使用催化剂进行催化反应时，要注意对反应物的净化，避免带入的某些杂质使催化剂丧失催化功能，这种作用称作催化剂中毒。8．可以利用平衡常数的值作标准判断反应是否达到平衡及不平衡时向哪个方向进行．如对于可逆反应mA(g)＋nB(g)
pC(g)＋qD(g)，在一定温度的任意时刻，反应物与生成
物的浓度有如下关系
Qc＝，Qc叫该反应的浓度商．
Qc＜K，反应向正反应方向进行Qc＝K，反应处于平衡状态Qc＞K，反应向逆反应方向进行
电解质溶液一．电解质和非电解质、强电解质和弱电解质1．电解质
凡是水溶液里或熔融状态时能电离进而能导电的化合物叫做电解质。电解质溶于水或熔融时能电离出自由移动的阴、阳离子，在外电场作用下，自由移动的阴、阳离子分别向两极运动，并在两极发生氧化还原反应。所以说，电解质溶液或熔融状态时导电是化学变化。2．分类
（1）强电解质：是指在水溶液里几乎能完全电离的电解质。（2）弱电解质：是指在水溶液中只能部分电离的电解质。3．强电解质和弱电解质的比较强电解质弱电解质定义化学键种类电离过程表示方法水溶液里完全电离的电解质离子键、强极性键完全电离用等号“=”强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HI强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2绝大多数盐：NaCl、BaSO4水溶液里部分电离的电解质极性键部分电离用可逆号“”弱酸：H2S、H2CO3、H3PO4、HF、CH3COOH弱碱：NH3H2O个别盐：HgCl2、Pb(CH3COO)2代表物4．非电解质凡是在水溶液里或熔融状态都不能电离也不能导电的化合物。常见的非电解质
非金属氧化物：CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5某些非金属氢化物：CH4、NH3
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大多数有机物：苯、甘油、葡萄糖二．弱电解质的电离平衡1．弱电解质的电离特点
（1）微弱：弱电解质在水溶液中的电离是部分电离、电离程度都比较小，分子、离子共同存在。
（2）可逆：弱电解质在水分子作用下电离出离子、离子又可重新结合成分子。因此，弱电解质的电离是可逆的。
（3）能量变化：弱电解质的电离过程是吸热的。（4）平衡：在一定条件下最终达到电离平衡。
2．电离平衡：当弱电解质分子离解成离子的速率等于结合成分子的速率时，弱电解质的电离就处于电离平衡状态。电离平衡是化学平衡的一种，同样具有化学平衡的特征。条件改变时平衡移动的规律符合勒沙特列原理。三．水的电离和溶液的pH值1．水的电离和水的离子积常数
H2O是一种极弱电解质，能够发生微弱电离H2OH++OH25℃时c(H+)=c(OH)=107molL1水的离子积Kw=c(H+)c(OH)=1014（25℃）
①Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大。如：100℃Kw=1012②Kw适用于纯水或稀酸、稀碱、稀盐水溶液中。2．溶液的pH
（1）pH：pH=lg[c(H+)]。在溶液的c(H+)很小时，用pH来表示溶液的酸碱度。
（2）含义：pH越大，c(H+)越小，c(OH)越大，酸性越弱，碱性越强。pH越小c(H+)。c(OH)越小，酸性越强，碱性越弱。
（3）范围：0～14四．盐类水解
1．盐类水解定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH结合生成弱电解质的反应叫作盐类的水解。2．盐类水解规律
（1）谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解，都弱都水解，两强不水解。
（2）多元弱酸根、正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，故可只考虑第一步水解。（3）水解是吸热反应，升温水解程度增大。（4）单离子水解程度都很小，故书写水解离子方程式时要用“”，不能用“↑”或“↓”符号。3．盐类水解的类型
（1）单向水解：强酸和弱碱生成的盐，溶液呈酸性；强碱和弱酸生成的盐，溶液显碱性。如NH4Cl溶于水：
NH4++H2ONH3H2O+H+
CH3COONa溶于水：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-
（2）互相促进水解：弱酸和弱碱生成的盐溶于水，电离产生弱酸的阴离子和弱碱的阳离子，二者分别结合水电离产生的H+和OH-发生水解，而水溶液的离子积不变，因此促进水的电离使反应进行的程度较大。溶液的酸碱性取决于生成的弱电解质的相对强弱。如CH3COONH4溶于水：
CH3COO-+NH4+CH3COOH+NH3H2O
（3）互相抑制水解：能电离产生两种以上的弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐溶于水，弱酸的阴离子或弱碱的阳离子均发生水解，但是互相抑制，所以这一类的水解程度较小。如
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(NH4)2Fe(SO4)2溶于水：
NH4++H2ONH3H2O+H+Fe2++2H2OFe(OH)2+H+
NH4+水解产生的H+对Fe2+的水解起到抑制作用，反之也成立。五．电离平衡和水解平衡的比较实例研究对象实质电离平衡H2S水溶液（0.1mol/L）弱电解质（弱酸、弱碱、水）弱酸H++弱酸根离子弱碱OH+弱碱阳子H2O+H2OH3O++OH水解平衡Na2S水溶液（0.1mol/L）强电解质（弱酸盐、弱碱盐）弱酸根阴离子+H2O弱酸+OH弱碱阳离子+H2O弱碱+H+水解速率=中和速率“越弱越水解”，多元弱酸根一级水解远远大于二级水解，大于三级水解一般中和程度远远大于水解程度双水解程度较大，甚至很彻底。离子化速率=分子化速率酸或碱越弱，电离程度越小，多元酸的一级电离远远大于二级电离，大于三级电离程度能量变化吸热（极少数例外）电离方程式：①用“”②多元弱酸分步电离H2SH++HS吸热水解反应离子方程式①用“”②多元弱酸根分步水解③除了双水解反应，产物不写分解产物，不标↑或↓S2+H2OHS+OH（主要）表达式HSH++S2HS+H2OH2S+OH（次要）微粒浓度大小比较电荷守恒式物料守恒式温度c(H2S)>c(H+)>c(HS)>c(S2c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)>c(H+)c(Na+)+c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)c(H2S)+c(HS)+c(S2)=0.1mol/L=)>c(OH-)c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)c(H2S)+c(HS)+c(S)=0.1mol/L升温促进电离（极少数例外）促进电离，但浓度减小，酸性减弱但2c(Na+)/2升温促进水解促进水解，但浓度减小，碱性减弱影响因素浓度稀释
通H2S电离平衡向右移动，酸性增强，S2+H2OHS+OHH2S+OHHS+H2O促使上述平电离程度减小，电离常数不变。衡右移，合并为：H2S+S22HS第5页
H2SH++HS加Na2SS2+H+HS促使上述平衡水解平衡向右移动，碱性增强，但水解程度减小。右移，合并为：H2S+S22HS七．何时考虑盐的水解
1．判断盐溶液酸碱性及能否使酸碱指示剂变色时，要考虑到盐的水解。
2．配制某些盐的溶液时，为了防止溶液变浑浊（水解），需加入对应的酸抑制其水解。如配．．．．制FeCl3溶液时，一般先将FeCl3溶解在盐酸中，然后再加水稀释。
3.比较盐溶液中离子浓度大小时，要考虑到盐的水解。如Na3PO4溶液中，c(Na+)>3c(PO434.说明盐溶液中微粒种类及多少时，要考虑到盐的水解。例如Na2S溶液中含有Na+、HS-、
OH-、H+、S2、H2S，其浓度关系为：
八．溶液中微粒间的关系
（1）电荷守恒关系指任何电解质溶液在整体上不显电性，即溶液中所有阳离子带的
正电总量与所有阴离子带的负电总量相等。
如在Na2S溶液中：
实质：所有Na+、H+带的正电荷总物质的量==所有S2、HS、OH带的负电荷总物质的
量。
表达形式：c(Na+)+c(H+)=2c(S2)+c(HS)+c(OH
)（2）物料守恒关系指不论盐中的哪种离子水解成多少种形式，它所含的一些元素原
子的总物质的量之比一定符合它的化学式中的计量数比。
如在Na2S溶液中：
实质：n(Na):n(S的各种存在形式总和)==2:1
表达形式：c(Na+)=2c(S2)+c(HS)+c(H2S)
（3）水电离的离子数守恒关系指在任何电解质溶液中，由水电离产生的H+和OH的数
目一定相等的关系。如在Na2S溶液中：
实质：n(OH)==溶液中自由H+物质的量与S2结合水电离的H+物质的量之和
表达形式：c(OH
)=c(H+)+c(HS)+2c(H2S)
★该关系式可由电荷守恒式和物料守恒式代数变换得到。如将上述电荷守恒式与物料守恒式相减并移项即可得到上式。
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扩展阅读：201*届高三一轮原创化学学案：43化学反应原理知识点
《化学反应原理》知识点总结第一章：化学反应与能量变化
1、反应热与焓变：△H=H(产物)-H(反应物)2、反应热与物质能量的关系
3、反应热与键能的关系
△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和4、常见的吸热、放热反应⑴常见的放热反应：
①活泼金属与水或酸的反应②酸碱中和反应③燃烧反应④多数的化合反应⑤铝热反应⑵常见的吸热反应
①多数的分解反应②2NH4Cl(s)+Ba(OH)28H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O③C(s)+H2O(g)
高温能量反应物的总能量
反应物能量反应物的总能量
反应物
生成物的总能量
△H0反应过程
CO+H2④CO2+C
高温2CO
5、反应条件与吸热、放热的关系：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而取决与反应物和
产物具有的总能量（或焓）的相对大小。
6、书写热化学方程式除了遵循书写化学方程式的要求外，还应注意以下几点：①放热反应△H为“-”，吸热反应△H为“+”，△H的单位为kJ/mol
②反应热△H与测定条件（温度、压强等）有关，因此应注意△H的测定条件；绝大多数化学反应的△H是在298K、101Pa下测定的，可不注明温度和压强。
③热化学方程式中各物质化学式前面的系数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子或原子数，因此化学计量数可以是分数或小数。必须注明物质的聚集状态，热化学方程式是表示反应已完成的数量，
所以方程式中化学式前面的计量数必须与△H相对应；当反应逆向进行时，反应热数值相等，符号相反。7、利用盖斯定律进行简单的计算
8、电极反应的书写：活性电极：电极本身失电子⑴电解：阳极：（与电源的正极相连）发生氧化反应惰性电极：溶液中阴离子失电子
（放电顺序：I->Br->Cl->OH-）
阴极:（与电源的负极相连）发生还原反应，溶液中的阳离子得电子
（放电顺序：Ag+>Cu2+>H+）
注意问题：①书写电极反应式时，要用实际放电的离子来表示．．．．．．．
②电解反应的总方程式要注明“通电”
③若电极反应中的离子来自与水或其他弱电解质的电离，则总反应离子方程式中要用化学式表示
⑵原电池：负极：负极本身失电子，Ｍ→Ｍn++ｎｅ-
①溶液中阳离子得电子Ｎm++mｅ-→Ｎ正极：2H++2e-→H2↑
②负极与电解质溶液不能直接反应：O2+4e-+2H2O→4OH-（即发生吸氧腐蚀）
书写电极反应时要注意电极产物与电解质溶液中的离子是否反应，若反应，则在电极反应中应写最终产物。
9、电解原理的应用：
⑴氯碱工业：阳极(石墨):2Cl-→Cl2+2e-(Cl2的检验：将湿润的淀粉碘化钾试纸靠近出气口，试纸变蓝，证明生
成了Cl2)。
阴极：2H++2e-→H2↑（阴极产物为H2、NaOH。现象（滴入酚酞）：有气泡逸出，溶液变红）。⑵铜的电解精炼：电极材料：粗铜做阳极，纯铜做阴极。电解质溶液：硫酸酸化的硫酸铜溶液
⑶电镀：电极材料：镀层金属做阳极（也可用惰性电极做阳极），镀件做阴极。电解质溶液是用含有镀层金属
阳离子的盐溶液。10、化学电源
⑴燃料电池：先写出电池总反应（类似于可燃物的燃烧）；
再写正极反应（氧化剂得电子，一般是O2+4e-+2H2O→4OH-（中性、碱性溶液）
O2+4e-+4H+→2H2O(酸性水溶液)。负极反应=电池反应-正极反应（必须电子转移相等）
⑵充放电电池：放电时相当于原电池，充电时相当于电解池（原电池的负极与电源的负极相连，做阴极，原电池的正极与电源的正极相连，做阳极），
11、计算时遵循电子守恒，常用关系式：2H2~O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4H+~4e-
12、金属腐蚀：电解阳极引起的腐蚀>原电池负极引起的腐蚀>化学腐蚀>原电池正极>电解阴极钢铁在空气中主要发生吸氧腐蚀。负极：2Fe→2Fe2++4e-正极：O2+4e-+2H2O→4OH-总反应：2Fe+O2+2H2O＝2Fe(OH)2
第二章：化学反应的方向、限度和速度
1、反应方向的判断依据：△H-T△S0反应不能自发。该判据指出的是一定条件下，自发反应发生的可能性，不能说明实际能否发生反应
（计算时注意单位的换算）课本P40T32、化学平衡常数：
①平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的程度，平衡常数越大，说明反应进行的越完全。②纯固体或纯溶剂
参加的反应，它们不列入平衡常数的表达式
③平衡常数的表达式与化学方程式的书写方式有关，单位与方程式的书写形式一一对应。对于给定的化学反应，
正逆反应的平衡常数互为倒数
④化学平衡常数受温度影响，与浓度无关。温度对化学平衡的影响是通过影响平衡常数实现的。温度升高，化
学平衡常数增大还是减小与反应吸放热有关。
3、平衡状态的标志：①同一物质的v正=v逆②各组分的物质的量、质量、含量、浓度（颜色）保持不变③
气体的总物质的量、总压强、气体的平均分子量保持不变只适用于△vg≠0的反应④密度适用于非纯气体反应或体积可变的容器4、惰性气体对化学平衡的影响
⑴恒压时充入惰性气体，体积必增大，引起反应体系浓度的减小，相当于减压对平衡的影响⑵恒容时充入惰性气体，各组分的浓度不变，速率不变，平衡不移动
⑶对于△vg=0的可逆反应，平衡体系中加入惰性气体，恒容、恒压下平衡都不会移动
5、⑴等效平衡：①恒温恒压，适用于所有有气体参加的可逆反应，只要使转化后物质的量之比与最初加入的
物质的量之比相同，均可达到等效平衡；平衡时各组分的百分含量相同，浓度相同，转化率相同。②恒温恒容，△vg=0的反应，只要使转化后物质的量之比与最初加入的物质的量之比相同，均可达到等效
平衡；平衡时各组分的百分含量相同，转化率相同。
⑵等同平衡：恒温恒容，适用于所有有气体参加的可逆反应，只要使转化后物质的量与最初加入的物质的量相同，均可达到等同平衡；平衡时各组分的物质的量相同，百分含量相同，浓度相同。6、充气问题：以aA(g)+bB(g)
cC(g)
⑴只充入一种反应物，平衡右移，增大另一种反应物的转化率，但它本身的转化率降低⑵两种反应物按原比例充，恒容时相当于加压，恒压时等效平衡
⑶初始按系数比充入的反应物或只充入产物，平衡时再充入产物，恒容时相当于加压，恒压时等效平衡化学反应速率:速率的计算和比较；浓度对化学速率的影响（温度、浓度、压强、催化剂）；V-t图的
分析
第三章物质在水溶液中的行为
1、强弱电解质：
⑴强电解质：完全电离，其溶液中无溶质分子，电离方程式用“＝”，且一步电离；强酸、强碱、大多数盐
都属于强电解质。
⑵弱电解质：部分电离，其溶液中存在溶质分子，电离方程式用“
”，多元弱酸的电离方程式分步写，
其余的弱电解质的电离一步完成；弱酸、弱碱、水都是弱电解质。⑶常见的碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是强碱，其余为弱碱；常见的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是强酸，其余为弱酸；
注意：强酸的酸式盐的电离一步完成，如：NaHSO4=Na++H++SO42-，而弱酸的酸式盐要分步写，如：
NaHCO3=Na++HCO3-,HCO3-2、电离平衡
⑴电离平衡是平衡的一种，遵循平衡的一般规律。温度、浓度、加入与弱电解质相同的离子或与弱电解质
反应的物质，都会引起平衡的移动
⑵电离平衡常数（Ka或Kb）表征了弱电解质的电离能力，一定温度下，电离常数越大，弱电解质的电离程
度越大。Ka或Kb是平衡常数的一种，与化学平衡常数一样，只受温度影响。温度升高，电离常数增大。3、水的电离：⑴H2O
H++OH-，△H>0。升高温度、向水中加入酸、碱或能水解的盐均可引起水的电离平衡的移动。
CO32-+H+
⑵任何稀的水溶液中，都存在，且[H+][OH-]是一常数，称为水的离子积（Kw）；Kw是温度常数，只受温度
影响，而与H+或OH-浓度无关。
⑶溶液的酸碱性是H+与OH-浓度的相对大小，与某一数值无直接关系。⑷当溶液中的H+浓度≤1mol/L时，用pH表示。
无论是单一溶液还是溶液混合后求pH，都遵循同一原则：若溶液呈酸性，先求c(H+);若溶液呈碱性，先求c(OH-),由Kw求出c(H+)，再求pH。
⑸向水中加入酸或碱，均抑制水的电离，使水电离的c(H+)或c(OH-)10-7mol/L，如某溶液中水电离的c(H+)=10-5mol/L，此时溶液为酸性，即室温下，pH=5，可能为强酸弱碱盐溶液。4、盐的水解
⑴在溶液中只有盐电离出的离子才水解。本质是盐电离出的离子与水电离出H+或OH-结合生成弱电解质，使H+或OH-的浓度减小，从而促进水的电离。
⑵影响因素：①温度：升温促进水解②浓度：稀释促进水解③溶液的酸碱性④同离子效应⑷水解方程式的书写：
①单个离子的水解：一般很微弱，用
，产物不标“↑”“↓”；多元弱酸盐的水解方程式要分步写
②双水解有两种情况：Ⅰ水解到底，生成气体、沉淀，用＝，标出“↑”“↓”。Ⅱ部分水解，无沉淀、气体，用，产物不标“↑”“↓”；
⑸盐类水解的应用：①判断溶液的酸碱性②判断盐溶液中的离子种类及其浓度大小③判断离子共存④加热浓缩或蒸干某些盐溶液时产物的判断，如AlCl3溶液⑤某些盐溶液的保存与配制，如FeCl3溶液⑥某些胶体的制备，如Fe(OH)3胶体⑦解释生产、生活中的一些化学现象，如明矾净水、化肥的施用等。（解释时规范格式：写上对应的平衡-----条件改变平衡移动-----结果）5、沉淀溶解平衡：⑴Ksp:AmBn
mAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]n。
①Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，溶液中离子浓度的变化只能使平衡移动，不改变Ksp。②对于
阴阳离子个数比相同的电解质，Ksp越大，电解质在水中的溶解能力越强。⑵Q>Ksp,有沉淀生成；Q=Ksp，沉淀与溶解处于平衡状态；Q
6、离子反应：
⑴与量有关的离子方程式的书写：设量少的物质物质的量为1mol，与另一过量的物质充分反应。⑵离子共存推断题解答时应注意：①判断一种离子存在后，一定注意与之不共存的离子一定不存在；②前面加入的试剂对后面的鉴定是否有影响。
⑶离子（或物质）检验的一般步骤：取少量加试剂观现象定结论。
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《201*届高考化学反应原理知识点总结大全》
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