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高中化学选修4讲义第一章 化学反应与能量 1.1 化学反应的热效应知识概要：一、焓变、反应热1.反应热：当生成物与反应物的温度相同时，化学反应过程中吸收或放出的热量叫做化学反应的热效应，化学反应的热效应一般称为反应热。2.焓与焓变的含义焓的意义：焓是一个物理量，用来描述物质所具有的能量，符号为H，用焓的变化来描述与反应热有关的能量变化。反应焓变：生成物的总焓与反应物的总焓之差，用“H”表示。 a.数学表达式：H=H(生成物)H(反应物) b.单位：kJmol1 c.意义：如果H0，即生成物的焓大于反应物的焓，说明反应是吸收能量的，为吸热反应； 如果H0，即生成物的焓小于反应物的焓，说明反应是释放能量的，为放热反应。影响焓变的主要因素：a.发生变化的物质的焓变，在其他条件一定时与变化物质的物质的量成正比。b.物质的温度和压强：在298.15K（298K）、101KPa的条件下的焓变叫做标准焓变。c.反应体系中物质的聚集状态：由于物质在固态、液态、气态之间进行转化时也伴随着能量的变化，所以焓变与物质的聚集状态有关。3.反应热和焓变的关系反应热焓变含义化学反应中吸收或放出的热量化学反应中生成物所具有的焓与反应物所具有的焓之差符号QH单位kJmol1kJmol1与能量变化的关系Q0，反应吸收热量Q0，反应放出热量H0，反应吸收热量H0，反应放出热量二者的相互联系H是化学反应在恒定压强下且不与外界进行电能、光能等其他能量的转化时的反应热，即恒压条件下进行的反应的反应热Q就是焓变H。高中阶段二者通用。二、化学反应中的物质变化和能量变化1.化学反应的本质和特征化学反应的本质是发生物质变化即生成新物质，特征之一是伴随能量变化即吸收能量或放出能量，可图示如下：化学 发生物质变化化学键的断裂和形成反应 伴随能量变化化学能与热能、光能、电能等相互转化2.化学反应中的能量变化（1）决定因素和变化图示一个化学反应是吸收能量还是放出能量，由反应物的总能量（E反）与生成物的总能量（E生）的总能量相对大小来决定。若E反E反，则会放出能量；若E反E反，则会吸收能量。【特别提醒】任何化学反应都伴随着能量变化，不存在不发生能量变化的化学反应。（2）微观解释和本质原因一个化学反应的过程，本质上就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。旧化学键断裂需要吸收能量，新化学键形成会放出能量。化学键的断裂和形成时的能量差别是化学反应伴随能量变化的本质原因。三、放热反应和吸热反应（1）定义：放出热量的反应称为放热反应，H0；吸收热量的反应称为吸热反应，H0。 （2）微观分析：如果反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量，则生成物中的化学键形成所释放的能量小于反应物中的化学键断裂所吸收的能量，该反应为吸热反应，反之则为放热反应。（3）常见的放热反应：一切燃烧反应； 活泼金属与酸或水的反应； 酸碱中和反应； 大多数化合反应； 物质的缓慢氧化； 铝热反应。（4）常见的吸热反应：大多数的分解反应； 一些晶体的反应； 水解反应：如NH4+H2ONH3H2O+H+ 以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应。【特别提醒】物质的溶解过程也都伴随着能量的变化，需要熟记的实例有：苛性钠和浓硫酸溶于水明显放热，硝酸铵晶体溶于水明显吸热，食盐溶于水热量变化不明显等。四、热化学方程式（1）定义：把一个化学反应中物质的变化和反应的焓变同时表示出来的化学方程式。（2）意义：不仅表明物质变化，还表面化学反应中的焓变。（3）热化学方程式与普通化学方程式的区别：化学方程式热化学方程式化学计量数是整数，既表示微粒个数又表示该物质的物质的量是整数也可以是分数，只表示物质的物质的量状态不要求注明必须在分子式后注明H正负号及单位无必须注明意义表明了化学反应中的物质变化不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化（4）热化学方程式的书写：标明物质的聚集状态，固体用s，液体用l，气体用g，溶液用aq，不用“”和“”。不写反应条件，但需注明测定条件（温度和压强）。化学计量数既可以是整数，也可以是分数。H写在方程式的右边，放热用“”，吸热用“+”，且数值与化学计量数相对应。五、物质的能量高低与物质稳定性比较（1）物质化学键能越大，其能量越低，物质越稳定。（能量越低越稳定）（2）H=反应物的键能总和生成物的键能总和 =生成物的能量总和反应物的能量总和 1.2 反应热的测定及计算知识概要：一、燃烧热（1）概念：1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热，单位为kJmol1。（2）表示燃烧热的热化学方程式的书写：应以燃烧1mol物质为标准来配平其余物质的化学计量数，故在其热化学方程式中常出现分数。（3）对燃烧热的理解：燃烧热是反应热的一种，其H为“”或H0.可燃物完全燃烧，生成稳定的氧化物。CCO2 H2H2O(l) SSO2燃烧热通常是由实验测得的，可燃物以1mol纯物质作为标准进行测量。文字叙述燃烧热时，用“正值”或“H”表示。 例如：CH4的燃烧热为890.31 kJmol1或H=890.31 kJmol1。（4）有关燃烧热的计算： Q放=n(可燃物)Hc二、中和热（1）定义：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1molH2O（l）时所释放的热量为中和热。（2）对中和热的理解：定义中的“稀溶液”一般是指酸、碱的物质的量浓度均小于1molL1的溶液，因为溶液混合时会产生溶解热效应而影响中和热的测定。中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离的吸热所伴随的热效应。中和反应的实质是H+（aq）+OH（aq）=H2O(l)，若反应过程中有其他物质生成，这部分反应热也不在中和热内。强酸与强碱反应的中和热的表示：H+（aq）+OH（aq）=H2O(l) H=57.3 kJmol1 中和热是以生成1mol水为标准来配平其余物质的化学计量数。三、反应热的测定（1）仪器：量热计 量热计由内、外两个筒组成，外筒的外壁覆盖有保温层。盖上有温度计和搅拌器。（2）原理：将两种反应物加入内筒并使之迅速混合，测量反应前后溶液温度的变化值，即可根据溶液及量热计的热容C，利用下式计算出反应释放或吸收的热量Q。Q=C（T2T1），C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。【注意】热容和比热容的含义。【答案】当物质吸收热量温度升高时，温度每升高1K所吸收的热量，称为该物质的热容，用符号C表示，单位为JK1。单位质量的物质的热容称为该物质的比热容，单位为JK1kg1。（3）中和反应的反应热的测定四、盖斯定律（1）内容：化学反应的焓变只与反应体系的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与反应的途径无关。（2）特点： 反应热效应只与始态、终态有关，与过程无关。反应热总值一定。热化学方程式之间可以进行代数变换等数学处理。第二章 化学反应速率与化学平衡2.1 化学反应速率知识概要：一、化学反应速率1.化学反应速率的概念：化学反应速率是用量衡量化学反应进行快慢程度的物理量。2.化学反应速率的表示方法： 化学反应速率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。符号为v，单位为molL1min1或molL1s1。3.化学反应速率的表达式 某一物质A的化学反应速率的表达式为 c(A) V(A)= t(A) 4.化学反应速率的计算规律 对于某一化学反应，虽然用不同物质表示的化学反应速率不一定相同，但各物质的速率之比一定等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比。 例如：mA+nB=pC+qD v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q 5.有关化学反应速率的注意事项（1）化学反应速率均为正值，没有负值。 （2）化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是某一时刻的瞬时速率。（3）化学反应速率不用固体或纯液体物质的“浓度变化”来表示。二、化学反应速率的测量常用方法：（1）量气法（2）比色法（3）电导法三、有效碰撞理论1.有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞。两个条件：分子有较高的能量 有合适的碰撞取向2.活化分子和活化能（1）活化分子：能够发生有效碰撞的分子。（2）活化能：活化分子所多出的那部分能量。 活化 普通分子+活化能活化分子 去活化（3）活化能与化学反应速率：在一定条件下，活化分子所占的百分数是固定不变的。 活化能低普通分子易变成活化分子活化分子百分数大有效碰撞次数多反应速率快四、影响化学反应速率的因素1.内因（1）化学键的强弱。（2）化学性质。2.外因对于同一化学反应，外界条件不同，反应速率不同，其中重要的外界条件为浓度、压强、温度、催化剂等。（1）浓度对化学反应速率的影响重要理论：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以增大化学反应速率；减小反应物的浓度，可以减小化学反应速率。【注意】纯液态或固体物质，可以认为其浓度为“常数”，它们的量的改变不会影响化学反应速率。固体反应物颗粒的大小能影响化学反应速率。固体颗粒越小，其表面积越大，与其他反应物的接触面积越大，有效碰撞次数将增加，所以能加快化学反应速率。（2）压强对化学反应速率的影响重要理论：对于有气体参加的化学反应来说，当其他条件不变时，增大气体的压强，可以增大化学反应速率；减小气体的压强，可以减小化学反应速率。理论解释：在其他条件不变时，增大压强，就是增大了浓度单位体积内活化分子数增多有效碰撞次数增多有效碰撞增多化学反应速率增大。【注意】A对于气体反应体系，有以下几种情况： I 恒温时：增大压强体积缩小浓度增大反应速率加快 II恒容时：充入气体反应物总压增大浓度增大反应速率加快 充入“惰性气体”总压增大，各物质浓度不变，反应速率不变 III恒压时：充入“惰性气体”体积增大各反应物浓度减小反应速率减慢B 压强对固体、液体的反应速率影响忽略不计。（3）温度对化学反应速率的影响 重要理论：当其他条件不变时，升高温度，可以增大化学反应速率；降低温度，可以减小化学反应速率。 理论解释：在其他条件不变时，升高温度，反应物分子的能量增加，使一部分原理能量较低的分子变成活化分子活化分子百分数增加有效碰撞次数增多化学反应速率增大。【注意】温度每升高10，化学反应速率通常增大到原来的24倍。上述结论，对吸热和放热反应均适用。一般地，温度对化学反应速率的影响比浓度、压强对化学反应速率的影响要大，也易于控制。（4）催化剂对化学反应速率的影响 重要理论：催化剂能够改变化学反应速率。 理论解释：使用催化剂降低反应所需的能量更多反应物分子成为活化分子大大增加单位体积内的活化分子百分数成千成万倍地增大化学反应速率。（5）其他因素对化学反应速率的影响 除了浓度、压强、温度和催化剂等能改变化学反应速率外，反应物颗粒的大小，溶剂的性质、光、超声波、磁场等也会对化学反应速率产生影响。五、外界条件对可逆反应中正逆反应速率的影响（1）浓度 增加反应物浓度（或减小生成物浓度），反应向正反应方向移动； 增加生成物浓度（或减小反应物浓度），反应向逆反应方向移动。（2）温度“升吸降放”升高温度，向吸热反应方向移动；降低温度，向放热反应方向移动。（3）压强增大压强，反应向气体分子数减小的方向移动；减小压强，反应向气体分子数增大的方向移动。若反应前后气体分子数不变，则增大压强，正逆反应速率增大相同倍数；减小压强，正逆反应速率减小相同倍数。（4）催化剂对可逆反应速率的影响是同等倍数的增大或减小，不改变化学平衡。2.2 化学反应的方向和限度知识概要：一、可逆反应与不可逆反应1.可逆反应（1）定义：在同一条件下，同时向正、反两个方向进行的化学反应称为可逆反应。（2）表示方法：在可逆反应的化学方程式中，用“”来表示。（3）可逆反应的特征：正反应和逆反应发生条件相同。各反应物、生成物同时存在，正反应和逆反应同时存在、同时进行。能量转化类型相反，若正反应放热，则逆反应就吸热。可逆反应是不可进行彻底的反应。2.不可逆反应在一定条件下，几乎只能向一定方向（向生成物方向）进行的反应。二、化学反应的方向1.自发过程与自发反应（1）自发过程：在一定条件下不借助外部力量就能自动进行的过程。如：生活中的自发过程。 A自然界中的水由高处往低处流，而不会自动从低处往高处流。B物理学中研究的电流总是从电位高的地方向电位低的地方流动。C日常生活中，气温一升高，冰雪自动融化。（2）自发反应：在一定条件下，无需外界帮助就能自动进行的反应称为自发反应。如：Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu会自发进行。2.反应的焓变与反应方向自发过程的体系总是趋向于从高能量状态转变为低能量状态，这是体系会对外部做功或释放能量，表现为焓变H0，这一经验规律就是能量判据。大量实验事实证明，多数能自发进行的化学反应是放热的，并且反应放出的热量越多，体系能量降低的也越多，反应越完全。但是，不少吸热过程和吸热反应也能自发进行。3.反应熵变与反应方向（1）熵的含义：在密闭的条件下，体系由有序自发地转变为无序的倾向，这种推动体系变化的因素称作熵。符号：S。单位：Jmol1K1。（2）影响熵大小的因素： 同一条件下，不同的物质熵值不同。同一物质的熵与其聚集状态及外界条件有关，如对同一物质而言，S(g)S(l)S(s)。（3）熵变：化学反应发生物质的变化或物质状态的变化，是生成物总熵与反应物总熵之差。 符号：S。单位：Jmol1K1。（4）规律总结： 熵增加原理：自发过程的体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这一经验规律叫做熵增加原理，也是反应方向判断的熵依据。常见的熵增加的过程：固体的溶解过程、气体的扩散过程、水的气化过程及墨水的扩散过程都是体系混乱度增大的过程，即熵增加的过程。常见的熵增加的反应：A产生气体的反应。气体物质的量增大的反应，熵变的数值通常都是正值，为熵增加反应。有些反应在常温常压下可以自发进行。如：2H2O2(aq)=2H2O(l)+O2(g)B有些熵增加反应在常温常压下不能自发进行，但在较高温度下可以自发进行。如： CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g) 有些熵减小的反应即S0的反应在一定条件下也可以自发进行，如铝热反应。（5）结论：事实证明，熵变是反应能否自发进行的又一个主要因素，但也不是唯一的因素。4.焓变与熵变对反应方向的共同影响（1）焓和熵都为化学热力学函数，其变化只决定于体系的始态和终态，与变化的途径无关。（2）焓变和熵变共同影响一个化学反应在一定条件下能否自发进行，它们与化学反应速率无关。（3）化学反应方向的判据 在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向HTS0的方向进行，直到达到平衡状态。HTS0 反应能自发进行HTS=0 反应达到平衡状态 HTS0 反应不能自发进行 三、化学平衡状态1.化学平衡的研究对象：化学平衡研究的是可逆反应的规律，如反应进行的程度以及外界条件对反应进行情况的影响等。2.化学平衡状态的概念：化学平衡状态指的是一定条件下的可逆反应中，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。3.化学平衡状态的特征：“逆”、“等”、“动”、“定”、“变”4.判断可逆反应达到平衡状态的标志：（1）直接特征：v正=v逆，要求大小相等，方向相反。（2）间接特征：反应物的转化率保持不变； 产物的产率保持不变； 平衡体系的颜色保持不变； 绝热的恒容反应体系中的温度保持不变。（3）“特殊”特征：体系中气体物质的总质量保持不变； 体系中气体物质的总物质的量（或体积或分子数）保持不变； 体系中气体物质的平均相对分子质量保持不变； 气体的总压强不再发生改变； 体系中气体的密度不再发生改变。5.等效平衡原理及其应用等效类型IIIIII条件恒温、恒容恒温、恒容恒温、恒压起始投料换算为相同物质，其“量”相同换算为相同物质，其“量”符合同一比例换算为相同物质，其“量”符合同一比例对反应的要求反应前、后气体分子数不相等的可逆反应反应前、后气体分子数相等的可逆反应任何可逆反应平衡特点气体的物质的量分数相同相同相同浓度c相同成比例相同物质的量n相同成比例成比例2.3 影响化学平衡的条件知识概要：一、化学平衡移动1.化学平衡移动：可逆反应中旧化学键的破坏、新化学键的建立的过程。2.化学平衡移动的原因：反应条件的改变，移动的结果是正、逆反应速率发生变化，平衡混合物中各组分的含量发生相应的变化。3.化学平衡移动的特征： 从反应速率来看：若有v正=v逆到v正v逆，再到v正=v逆这样的过程表明化学平衡发生了移动。从混合物组成来看：合组分的含量从保持一定到条件改变时含量发生变化，最后在新条件下保持新的一定，同样表明化学平衡发生了移动。4.化学平衡移动的方向： 若外界条件改变，引起v正v逆时，正反应占优势，化学平衡向正反应方向移动。若外界条件改变，引起v正v逆时，逆反应占优势，化学平衡向逆反应方向移动。若外界条件改变，引起v正和v逆都发生变化，如果v正和v逆仍保持相等，化学平衡就没有发生移动。二、影响化学平衡的条件参加反应的物质的性质是影响化学平衡的内在因素，影响化学平衡的外界条件主要有浓度、压强和温度。外界条件的改变对化学平衡的影响实在上是通过改变正、逆反应速率来实现的。（1）浓度对化学平衡的影响 参看（5），“对着干”。（2）压强对化学平衡的影响 增大压强就向气体分子数减小的方向移动；减小压强就向气体分子数增多的方向移动。（3）温度对化学平衡的影响 “升吸降放”（4）催化剂对化学平衡的影响 使用催化剂不影响化学平衡的移动，但使用催化剂可影响可逆反应达到平衡的时间。（5）勒夏特列原理如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。三、化学平衡常数1.概念：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物的浓度幂之积与反应物的浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数（简称平衡常数），用符号K表示。 对于一般的可逆反应，mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g) 在一定温度下cp(C)cq(D) Cm(A)cn(B) =K2.注意：（1）化学平衡常数K只与温度有关，与反应物或生成物的浓度无关。（2）化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。（3）K值越大，说明平衡体系中生成物所占比例越大，它的正向反应进行的程度越大。（4）反应物或生成物中有固体或液体存在时，由于其浓度可以看作“1”而不代入公式。（5）化学平衡时指某一具体反应的平衡常数。若反应方向改变，则平衡常数改变。若方程式中各物质的系数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变。3.化学平衡常数的应用利用K可判断反应的热效应：若升高温度，K值增大，则正反应为吸热反应；若升高温度，K值减小，则正反应为放热反应。四、合成氨的适宜条件结合化学反应速率和化学平衡原理以及材料、设备等生产实际，合成氨工业中实际采用的适宜条件是：使用铁触媒催化剂，温度为500左右，压强为2050MPa，及时分离氨、不断补充N2和H2。五、惰性气体的加入对化学平衡的影响1.恒温、恒容下：向化学平衡体系中通入“惰性气体”，虽然能使反应容器的总压强增大，但并不改变原平衡体系中各组分的浓度，因此，化学平衡不发生移动。2.恒温、恒压下：向化学平衡体系中通入“惰性气体”，要保持反应体系的总压强不变，则容器的体积必然增大，即相当于原平衡体系的压强将减小，因此化学平衡向气体体积增大的方向移动。（注意：对反应前后气体物质的总体积不变的可逆反应，平衡将不移动）第三章 水溶液中的离子平衡3.1 弱电解质的电离知识概要：一、强弱电解质与结构的关系1.电解质和非电解质 电解质非电解质定义在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物化合物类型离子化合物，部分共价化合物共价化合物（包括大多数有机物）能否直接电离溶于水或熔融状态时能直接电离溶于水和熔融时，不能直接电离通电时的现象溶于水或熔融时能导电溶于水和熔融时不能实例H2SO4、NaOH、NaCl、Na2O等SO2、NH3、CH4、C2H5OH、C12H22O11等2.强电解质和弱电解质强电解质弱电解质定义在水溶液中能完全电离的电解质在水溶液中只能部分电离的电解质化合物类型离子化合物、部分共价化合物部分共价化合物电离程度几乎完全电离只有部分电离电离过程不可逆过程，无电离平衡可逆过程，存在电离平衡溶液中存在的粒子（水分子不计）只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子实例绝大多数盐：如；强酸：；强碱：等弱酸：；弱碱：；水、极少数盐3.关于强电解质和弱电解质的几点说明（1）电解质的强弱是由物质的内部结构决定的。强弱电解质的主要区别是在水溶液中能否完全电离。（共价化合物在水溶液中能电离，但在熔融状态下不电离，不导电）（2）电解质的强弱与溶液导电能力没有必然联系。 溶液导电能力关键是由单位体积内自由移动的离子数目（即离子浓度）的大小决定的。（3）电解质的强弱与其溶解度无关。（4）大多数盐是强电解质，少数的盐有形成共价键的倾向，电离程度很小，属于弱电解质。 二、弱电解质的电离平衡1.弱电解质的电离平衡： 指的是在一定条件下（如温度、压强）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。2.电离平衡与化学平衡相似，也具有“逆”、“等”、“动”、“定”、“变”等特点。3.影响电离平衡的条件：（1）温度：由于弱电解质的电离一般是吸热的，因此升高温度，电离平衡将向电离方向移动，弱电解质的电离程度将增大。（2）浓度：同一弱电解质，增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离方向移动，但电解质的电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡将向电离方向移动，且电解质的电离程度增大。（3）加入试剂：三、电解质的电离方程式1.电离：电解质在水溶液或熔融状态下离解成自由离子的过程。电离不需通电，且一般为吸热。2.电离方程式的书写如下：（1）符号：强电解质完全电离：用“=”；弱电解质部分电离，用“”。（2）多元弱酸弱碱的电离：多元弱酸分步电离，必须分步书写电离方程式，一般只写第一步；多元弱碱也分步电离，但可按一步电离写出。例如： H2SH+HS HSH+S2 Fe(OH)3Fe3+3OH（3）酸式盐的电离：强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐中酸式酸根不完全电离。 例如：NaHSO4=Na+H+SO42 NaHCO3=Na+HCO3 HCO3H+ CO32四、电离常数1.概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，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，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示（酸用Ka表示，碱用Kb表示）。2.表示方法： ABA+B c(A+)c(B) K= c(AB)【注意】（1）在温度一定时，其电离常数就是一个定值。（2）多元弱酸电离是分步进行的，且K1K2K3。3.电离常数的影响因素（1）电离常数随温度而变化。（2）电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关。同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数是不会改变的。4.电离常数的意义：（1）多元弱酸溶液中的离子浓度关系。（2）利用电离常数数值的大小，可以估算弱电解质电离的趋势。K值越大，电离程度越大，酸性越强。五、弱电解质的电离度1.概念：当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来总分子数的百分数叫做电离度。常用表示。2. 数学表达式： 已电离的电解质的分子数（物质的量/物质的量浓度） = 溶液中原有电解质的分子总数（总物质的量/总物质的量浓度） 100% 3.意义：表示了弱电解质的电离程度相对强弱。4.一元弱酸、弱碱电离度的计算。设c为一元弱酸、一元弱碱的物质的量浓度。 一元弱酸：HAH+A c(H+) = c 100% c(H+) =c一元弱碱：BOHB+O c(OH) = c 100% c(OH) =c 5.影响因素：（1）内因电解质的本性。相同条件下，电解质越弱，电离度越小。（2）外因溶液的浓度、温度和加入的试剂等。以0.1molL1的CH3COOH为例： 加水升温加NaOH加H2SO4电离度（）增大增大增大减小H+数量增大增大减小增大C(H+)/(molL1)减小增大减小增大导电能力减小增大增大增大（3）浓度大小对电离度影响的解释有两种方法：从碰撞结合成分子的机会解释。（越稀越电离）从水合离子的生成解释，如：CH3COOH+H2OCH3COO+H3O+,把水作反应物，认为加水平衡右移。（4）对比分析强、弱酸稀释时c(H+)变化的倍数。强酸稀释到n倍，c(H+)变为1/n倍；弱酸稀释到n倍，c(H+)变化小于1/n倍。3.2 水的电离和溶液的酸碱性知识概要：一、水的电离和水的离子积1.水的电离：水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离：H2OH+OH。 实验测得：在室温下1LH2O中只有1107molH2O电离。故25时纯水中c(H+)= c(OH)= 1107molL1。 平衡常数K电离= c(H+) c(OH) c(H2O)2.水的离子积：因为水的电离极其微弱，在室温下电离前后n(H2O)几乎不变，因此c(H2O)可视为常数，则c(H+) c(OH)= K电离c(H2O)。常数K电离与常数c(H2O)的积为一个常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积，记做Kw。即：Kw= c(H+) c(OH).（1）Kw与温度有关，随温度升高而逐渐增大。25时，Kw为11014,100时Kw约为11012。（2）Kw=1.0不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。（3）在不同溶液中c(H+)、c(OH)可能不同，但任何溶液中水电离出的c(H+)与c(OH)总是相等的。Kw= c(H+) c(OH)式中，c(H+)、c(OH)均表示整个溶液中总物质的量浓度。3.影响水的电离平衡的因素（1）温度：因水的电离是吸热的，所以温度越高，Kw越大。（2）酸、碱：加入酸能电离出H+，加入碱能电离出OH，加强酸的酸式盐（NaHSO4）也能电离出H+，都抑制了水的电离，但水电离出的H+和OH一定是相等的，Kw也是不变的。（3）加入活泼金属： 因金属置换出水中的H+而会促进水的电离。【经验总结】任何水溶液中均存在水的电离平衡。Kw是温度的函数，与c(H+)、c(OH)的变化无关。 Kw 一定温度下，在不同的溶液中，c(H+)= c(OH) ，故c(H+)和c(OH)成反比，但在任何溶液中水电离出的c(H+)和c(OH)一定相等。二、溶液的酸碱性和PH1.引进PH概念的必要性：当c(H+)很小时，用物质的量浓度表示溶液的酸碱性很不方便，为简便起见，引进PH的概念。2.溶液的PH指的是用c(H+)的负对数来表示溶液的酸碱性强弱，即PH=lgc(H+)。3.溶液的酸碱性，溶液的PH和c(H+)、c(OH)的相对大小之间的关系见下表：溶液的酸碱性c(H+)与c(OH)的相对大小 25溶液的PH值c(H+)(molL1)c(OH)(molL1)Kw备注酸性c(H+) c(OH)PH710710711014PH越小，c(H+)越大，溶液的酸性越强；PH越大，c(OH)越大，溶液的碱性越强。碱性c(H+) c(OH)PH7107107中性c(H+) =c(OH)PH=7=107=107 4.PH的范围通常是014，即PH仅适用于c(H+)1 molL1或 c(OH)1 molL1的 电解质稀溶液。当溶液中c(H+)或c(OH)大于1 molL1时，则直接用c(H+)或c(OH)表示溶液的酸碱性。 5.溶液PH的测定方法 （1）酸碱指示剂 （2）PH试纸 （3）PH计 三、中和滴定实验1.定义：利用中和反应，用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的浓度的实验方法叫做酸碱中和滴定。 2.原理： vB cAVA cB= vA VB （vB、vA分别表示反应方程式中酸、碱的化学计量数） 3.中和滴定实验仪器和试剂 酸式滴定管（不能盛放碱液、水解呈碱性的盐溶液、氢氟酸）仪器 碱式滴定管（不能盛放酸性溶液和强氧化性溶液） 锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯等。 标准溶液、待测溶液试剂 作用：通过指示剂颜色的变化确定终点 指示剂 选择：变色要灵敏、明显（终点与变色范围一致）4.指示剂的选择酸碱恰好完全中和的时刻叫滴定终点，为准确判定滴定终点，须选用变色明显，变色范围的PH与恰好中和时的PH吻合的酸碱指示剂。通常是甲基橙或酚酞试剂，而不能选用石蕊试液。四、水电离出的c(H+)和c(OH)与溶液中的c(H+)与c(OH)的关系1.在酸溶液中，c(OH)等于水电离出的c(OH)。2.在碱溶液中，c(H+)等于水电离出的c(H+)。3.在水解呈酸性的盐溶液中，c(H+)等于水电离出的c(H+)。4.在水解呈碱性的盐溶液中，c(OH)等于水电离出的c(OH)。3.3 盐类的水解知识概要：一、盐类的水解1.盐类水解的实质： 在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向电离的方向移动，显示出不同程度的酸性、碱性或中