知识点归纳2—化学反应原理

1、化学平衡将分子碰撞理论进行简要讲解，并贯穿整个教学过程化学反应之所以进行是因为不同分子之间发生有效碰撞产生的，分子间的碰撞不一定是有效地，需要具有一定能量的碰撞才能发生化学反应，该能量称为活化能。一、热化学反应方程式：1、反应热的概念：反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量，在恒压条件下，它等于反应前后体系的烙变。单位：kJ/mol。注意：吸热反应4H>0,放热反应H<0。.类型比较形成原因放热反应吸热反应E（反应物）>E（生成物）E（反应物）<E（生成物）与化学键的关系表示为生成物成键时释放的总能量（E2）>反应物断键时需要的总能量（E1）H<0生成物成键

2、时释放的总能量（E2）反应物断键时需要的总能量（E1）H>0图像中同在"<0'、-7注意：Ei在某些反应中可以为0,但不会小于0。H=反应后物质所含所有能量一反应前物质所含所有能量（=E（生成物）一E（反应物）注意：4H代表发生1mol该反应方程式的反应所产生的始变，量。（即：2H2+O2=2H20（g）,H1与H2+1/2O2=H2O（g）,始变比较：（g）（l）（s）,H<0；（s）（l）-不是其中任一物质的H2中HiAH2)(g),AH>0燃烧热：101kPa时，imol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。101Kpa时；imol纯物质

3、；完全燃烧（或生成稳定氧化物）中和热：酸和碱发生中和反应生成1molH2O时所释放的热量在稀的酸溶液中；强酸和强碱反应；生成H+(aq)+OH(aq)H2O(l)1molH2OH=57.3kJ/mol2、热化学方程式：表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。书写注意：（1）注明反应的温度和压强（25C、101kPa下进行的反应可省略）（2）注明反应物和生成物的状态：固态（s）、液态（I）、气态（g）、溶液（aq）（3）热化学方程式中的化学计量数只表示物质的量，而不代表分子个数，因此可以写成分数。例1:28、（2015新课标1）（15分）碘及其化合物在合成杀菌剂、药物等方面具有广泛用途。

4、回答下列问题：(3)已知反应2HI(g)=H2(g)+12(g)的AH=+11kJmol1,1molH2(g)>1molI2(g)分子中化学键断裂时分别需要吸收436kJ、151kJ的能量，则1molHI(g)分子中化学键断裂时需吸收的能量为kJ。解析：运用H=反应后物质所含所有能量一反应前物质所含所有能量列出方程：11=(436+151)2XHI解得：HI=288(kJ)答案：2883、盖斯定律：不管化学反应是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的，即化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。反应的始态；反应的终态；注意物质的状态(s、l、g、aq)例2:12

5、.(2013,新课标2)在1200c时，天然气脱硫工艺中会发生下列反应()3H2s(g)+2O2(g)=SO2(g)+H2O(g)AHiH2?2H2s(g)+SO2(g尸?S2(g)+2H2O(g)H2s(g)+ ?O2(g) = S(g) + H 2O(g)2s(g) =S2(g)则的正确表达式为2A.AH4= - (AH1+AH2-3AH3)3H3H42B.H4=- ( 3AH 3- AH1-AH 2)3C.AH4=2 ( AHi + AH2-3AH3)D.AH4= 2 (AHi-AH2-3AH3)解析：运用盖斯定律，根据S守恒，要得到方程式4可以用2X(1/3)X(方程式1+方程式2)一

6、方程式2)=(2X(1/3)X(AHi+AH2)AH3)=2(AH1+AH2-3AH3)3答案：A二、化学反应速率：1、化学反应速率的表示：用单位时间内某反应物或生成物的物质的量浓度的变化来表示，不管用哪种物质表示，均为正值。计算公式：v=4c/4t单位：mol/(Ls)对于反应aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g),在同一时间段内化学反应速率有：v(A):v(B):v(C):v(D)=a：b：c：d三段式：运用列表的方式，简洁的写出物质的量的变化(或量浓度的变化)：对于反应aA+bB凸cC而言，当一定条件下，mmolA与nmolB反应，平衡时生成pmolC:aA+bB=cC起始量mnq

7、转化量axbxcx平衡量maxn-bxcx+q列表步骤：(1)确定反应物或生成物的起始量(加入量)(2)确定反应过程的转化量（3）确定平衡量2、影响因素：（注意与影响化学平衡的因素相区分）内因：物质的结构和性质是决定化学反应速率的重要因素外因：（1）浓度：其他条件不变，增大反应物浓度，反应速率加快；减小反应物浓度，速率减慢。（2）压强（实质是浓度的改变）：对于有气体参与的反应，在其他条件不变时，增大压强，反应速率加快；减小压强反应速率减慢。注意，对于在恒容体系中加入稀有气体使压强增大时，反应速率不变。（3）温度：升温，反应速率加快；降温反应速率减慢。（4）催化剂：使用催化剂能加快化学反应速率。

8、（5）其他因素：光、电磁波、超声波、反应物颗粒大小、溶剂性质等。例3:9.（2014,新课标1）已知分解1molH2O2放出热量98kJ。在含少量的溶液中，H2O2分解的机理为：H2O2+I-H2O+IO-（慢）H2O2+IO-H2O+O2+I（快）下列有关该反应的说法正确的是（）A.反应速率与I-浓度有关B.IO-也是该反应的催化剂C反应活化能等于98kJ/molD（H2O2）=（H2O）=（O2）解析：H2O2的分解反应主要由慢反应决定，且浓度越大反应速率越快，A项正确；合并题中两反应，可知I为催化剂，而IO为中间产物，B项错误；1molH2O2分解时反应热为98kJ/mol,并不是活化能

9、，C项错误；根据化学计量数关系可确定v（H2O2）=v（H2O）=2v（O2）,D项错误。答案：A三、化学平衡（重要考点）：1、化学平衡概念：在一定条件下的可逆反应里，当正反应速率与逆反应速率相等时，反应混合物中各组分的浓度保持一定的状态正逆反应速率相等；各组分浓度保持一致化学平衡的移动：一个可逆反应达到平衡状态后，反应条件改变了，原平衡体系中各组分的含量也随着改变而达到新的平衡状态的过程。2、影响化学平衡移动的因素：勒夏特列原理：如果改变影响平衡的条件之一（如：温度、压强、某物质浓度），平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动（1）浓度：增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡正向移动；反之平衡逆向

10、移动。（2）压强：（压强对平衡的移动改变是由于改变了平衡中的浓度。）通入惰性气体：在有气体参与的可逆反应中，增大压强，平衡不移动。（恒温、恒压时通入惰性气体其实浓度没有改变）通入反应相关气体：压强改变，平衡移动方向类似浓度的改变，但新平衡不等效。（恒温、恒压时通入气体其实是浓度的改变）理想气体方程：PV=nRT（P压强、V所占体积、n物质的量、R常数、T温度）（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：对平衡移动无影响。例4：28（2014）（15分）乙醇是重要有机化工原料，可由乙烯气相直接水合法或间接水合法生产。回答下列问题：3 ） 如图为气

11、相直接水合法中乙烯的平衡转化率与温度、压强的关系（其中nH2O:nC2H4=1:1）200250300350MC图中压强(pi、p2、P3、P4)的大小关系为,理由是。气相直接水合法常采用的工艺条件为：磷酸/硅藻土为催化剂，反应温度为290C、压强为6.9Mpa,nH2O：nC2H4=0.6:1o乙烯的转化率为5%,若要进一步提高乙烯的转化率，除了可以适当改变反应温度和压强外，还可以采取的措施有、。增大压强，平衡将正向移动，能提高C2H4的转化率，即压强piVp2Vp3Vp4。为了使平衡正向移动，还可以将乙醇液化及时分离，或增大n(H2O):n(C2H4)之比等措施。答案：(3)反应分子数减少

12、，相同温度下，压强升高乙炜转化率提高。产物乙醇液化移去增加口足口:%必比3、化学平衡常数：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度哥之积与反应物浓度哥之积的比值是一个常数，称为化学平衡常数，用(K)表示。对于一个可逆反应aA(g)+bB(g)三/cC(g)+dD(g),在一定温度下达到化学平衡时有：K=c(C)cc(D)d/c(A)a-c(B)bo(当出现液态或固体时，其浓度视为1并保持不变)K代表了平衡移动的趋势K的运用：确定反应方向：对于该化学反应的任意状态，浓度嫡Qc=c(C)c-c(D)d/c(A)a-c(B)b,当Qc>K时，反应向逆方向进行；当Qc=K时，反应达

13、到平衡；当Qc<K时，反应向正方向进行。通过改变温度前后K的大小判断反应的能量变化：K前>K后，反应放热，平衡逆移；K前<K后，反应吸热，平衡正移。通过K值计算平衡时的各物质浓度例5:28、(2015新课标1)(15分)碘及其化合物在合成杀菌剂、药物等方面具有广泛用途。回答下列问题：(4)Bodensteins研究了下列反应：2HI(g)H2(g)+12(g)在716K时，气体混合物中碘化氢的物质的量分数x(HI)与反应时间t的关系如下表：t/min020406080120x(HI)10.910.850.8150.7950.784x(HI)00.600.730.7730.78

14、00.784根据上述实验结果，该反应的平衡常数K的计算式为：。解析：观察表格，可看出表格互为逆反应，平衡时，x(HI)为0.784,可算出x(H2)=x(I2)=0.108根据等量代换，可得：K=c(H2)c(I2)/c(HI)2=x(H2)-x(I2)/x(HI)2=0.1082/0.7842答案：K=0.1082/0.78424、平衡转化率：平衡转化率是指平衡时已转化了的某反应物的量与转化前该反应物的量之比，用于表示反应程度。对于反应aA(g)+bB(g)二cC(g)+dD(g),反应物A的转化率表示为：a(A)=(A的初始浓度一A的平衡浓度)/A的初始浓度(X100%)。例6:8.(20

15、11,新课标)在容积可变的密闭容器中，2molN2和8molH2在一定条件下发生反应，达到平衡时，H2的转化率为25%,则平衡时氮气的体积分数接近于()A.5%B.10%C.15%D.20%解析：通过题目可得列式为N2+3H2-2NH3起始物质的量(mol)280转化物质的量(mol)2/38X25%=24/3平衡时物质的量(mol)22/3=4/364/3平衡时氮气的体积分数=(4/3)/(4/3+6+4/3)X100%15%答案：C5.各类外界条件的影响反应速率化学平衡转化率浓度浓度t,反应速率t反应物浓度平衡正移；生成物浓度t,平衡逆移反应物多种，改变其中一种：反应物t,转化率1,其他反

16、应物转化率t反应物多种，同比例增加(反应物一种，增加)：转化率t;温度温度t反应速率t温度t,平衡向吸热方向移动；温度平衡向放热方向移动温度t,吸热反应转化率t,放热反应;温度，吸热反应转化率，放热反应t压强(实质是改变浓度)充入惰性气体/、变/、变/、变(充入反应相关气体)与浓度改变相同反应物多种，改变其中一种：平衡正移反应物多种，同比例增加(反反应物多种，改变其中一种：反应物t,转化率,其他反应物一种，增加）：平衡向气体体积减小的方向移动应物转化率t反应物多种，同比例增加（反应物一种，增加）：平衡正移，转化率t;平衡逆移，转化率1恒压卜充入气体（充入惰性气体）减小（如同浓度等比例1）（充入

17、反应相关气体）/、变催化剂增加无影响6、反应自发进行的条件：自发反应和非自发反应的区别在于在一定条件下，反应的发生是需要外界对体系作功，还是反应体系具有能对外界作功的能力。反应自发进行的判断 G=AH-TAS G吉布斯自由能变 H始变（H<0为放热反应，H>0为吸热反应）(1) S嫡变（物质混乱度的量度，如固体变成气体或气体体积增大，则混乱度增加，S。）T开式温度（永远不可能为负值）判断反应能否自发进行用吉布斯自由能判据。如果G<0反应可以自发进行；反之则不可以自发进行。恒温恒压下：当H<0,AS>。时，反应自发进行；当H>0,4Sv。时，反应不自发进行；当

18、H>0,AS>。时，需要在较高温度的条件下，才能自发进行。当H<0,4Sv。时，需要在较低温度的条件下，才能自发进行。一般低温时烙变影响为主；高温时，嫡变影响为主，而温度影响的大小要看4体数值而定。7、化学平衡图象题的解题步骤:看图像：一看面（即横纵坐标的意义）；二看线（即看线的走向和变化趋势）,先出现拐点的则先达到平衡，说明 “先拐先平”。;五看量的变化（如温度变化、浓度三看点（即曲线的起点、折点、交点、终点）该曲线表示的温度较高或压强较大,四看辅助线（如等温线、等压线、平衡线等）变化等），“定一议二”。例7（综合考察）：26.（13分）（2014,新课标2）在容积为1.0

19、0L的容器中，通入一定量的N2O4,发生反应N2O«g）=2NO2（g）,随温度升高，混合气体的颜色变深。回答下列问题:（1）反应的AH0（填大于“小于"）；100c时，体系中各物质浓度随时间变化如上图所示。在。60s时段，反应速率v（N2O4）为mol?L-1?-1反应的平衡常数K1为。（2）100c时达到平衡后，改变反应温度为T,c（N2O4）以0.0020mol?L-1e-1的平均速率降低，经10s又达到平衡。T100C（填大于“小于”），判断理由是。列式计算温度T时反应的平衡常数K2（3）温度T时反应达平衡后，将反应容器的容积减少一半，平衡向（填芷反应”或逆反应”）

20、方向移动，判断理由是。解析:仃)温度升高，体系的颜色加深，化学平衡正何移前，反应放热，AH<0；MN2Oi)=O.OGmcl/L/SOS=0JtDlmGl/L/S起始：O.lmol/L转化 0,06mol/,012mol/L平衡 i 0.04 moi；L0.12mol/L011-仁N0f/NQ4=-036;0.04(2)也升高温度，化学平衡正向移动，T大于lOQ-Ci4N二0以。0020mo卜匚七的平K速率噂低，经注7达至I平此丰衡4,工，的希首*"-I.J.不冲母子(M6md/i.化学平面等数为0.02(3)在有气体参与的可逆反应中，增大压强，平衡向气体总体积减小的方向移动答

21、案：(1)大于0.00100.36molL-1(2)：大于反应正方向吸热，反应向吸热方向进行，故温度升高：K2=(0.16molL1)2/(0.020molL-1)=1.3molL-1(3)逆反应在有气体参与的可逆反应中，增大压强，平衡向气体总体积减小的方向移动7、等效平衡：(1)、概念：在相同条件下，只要起始量相当，平衡时混合物中各组成物质的百分含量保持不变。即化学平衡状态的达到与化学反应途径无关。(2)等效平衡的相似三角形模型：等效平衡有两种，等同平衡(全等)和一般等效平衡(相似)：&同T,P时，起始物质比例相同达到等效平衡同T,V时，当？n(g)=0,起始物质比例相同达到等效平衡

22、当？n(g)才0,起始物质量相同才达到等效平衡。(3)数轴模型:a1a2I|起始物平衡终产物在等效平衡中：两次反应同一物质的两次转化率a1,a2满足：a1+a2=1在等同平衡中：两次反应导致的能量变化Q1,Q2满足：Q1+Q2=|?H|(4)运用等效平衡的标志：多组投料，求的取值范围，改变条件后平衡仍相同解题步骤：一看条件，二判等效，三论移动方向，四求不等关系水溶液中的电离一、相关概念：1、电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电(发生电离)的化合物。在水溶液或熔融时；能电离；化合物强电解质：在水中或熔融状态下能完全电离的电解质主要包括：强酸(HC1O4、H2SO4、HNO3、HCl、HBr、HI

23、)、强碱(NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH”)、大多数盐及活泼金属氧化物弱电解质：在水中或熔融状态下只能部分电离的电解质主要包括：弱酸、弱碱2、电离方程式书写：(1)强电解质的电离用"="；弱电解质的电离用“一”。(2)多元弱酸分步电离，以第一步为主，是衡量弱酸酸性相对强弱的标志，如碳酸电离：H2CO3-HCO3-+H+,HCO3CO32+H+,第一步决定碳酸酸性强弱多元弱碱以一步电离表示，如：Fe(OH”=Fe3+3OHo(3)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。如：NaHSO4：NaHSO4=Na+H+SO42(水溶液中)NaHSO4=N

24、a+HSO4(熔融状态)NaHCO3：NaHCO3=Na+HCO3例1:27.(2014,新课标1)(15分)次磷酸(H3P02)是一种精细磷化工产品，具有较强的还原性。回答下列问题：(2) H3P02是一元中强酸。写出其电离方程式。解析：(1)H3P02为一元弱酸，为弱电解质，用“一”其电离方程式应为H3P02l-、H+H2PO2答案：h3P02H+H2PO2二、弱电解质的电离平衡：弱电解质的电离平衡类似化学平衡1、弱电解质的电离一般是吸热反应，温度升高，电离程度增大。浓度改变时符合化学平衡改变注意：稀释时，电离程度增强，但生产的离子浓度下降；水电离出的H+(碱)或0H(酸)浓度增加2、电离

25、平衡常数：弱电解质溶液中，在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度事的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比为一个常数。通常用Ka表示弱酸的电离平衡常数，Kb表示弱碱的电离平衡常数。对于某一弱酸：HaBb而百，Ka=C(Hb1Bb)c(H+)/c(HaBb)对于某一弱碱：A(0H)b而言，Kb=c(Ab+)c(OH)b/c(A(OH)b)电离平衡常数随温度变化而变化，与溶质的浓度无关。多元弱酸一步比一步电离弱。电离平衡常数只受温度影响，与离子浓度无关。对于两种不同弱酸/弱碱，K值越大表示其酸性/碱性越强，同时可利用两者K值的不同用K值大的制取K值小的(强酸/碱制弱酸/碱)例4:6

26、.(2011,全国大纲卷)等浓度的下列稀溶液：乙酸、苯酚、碳酸、乙醇，它们的pH由小到大排列正确的是()A.B.C.D.解析：因为乙酸、苯酚、碳酸、乙醇在水溶液中电离出H+的能力，所以等浓度下，溶液pH由小到大排列为答案：D三、水的电离1、水是一种极弱的电解质： H2Ov-H+OH o水的离子积：当温度为25c时，Kw=c(H+)c(OH)=1X1014水的电离过程是吸热过程，所以降温时Kw降低，升温时Kw升高。在纯水中，c(H+)=c(OH)Kw不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液中，在这些溶液中，均满足：当温度为25c时，Kw=c(H+)-c(OH)=1X10140注意，Kw只与温度

27、有关，只随温度改变而改变。2、溶液的酸碱性与pH(1)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH)的相对大小:当 c (H + ) > c (OH )时,溶液呈酸性;当 c (H + ) = c (OH )时,溶液呈中性;当 c (H + ) < c (OH )时,溶液呈碱性。(3) pH值:pH=lgc(H+)适用于稀溶液中，数值在014之间，表示了溶液中 H+的浓度大小。注意：pH=7代表溶液中性是因为在25c时，Kw=c(H+)-c(OH)=1X1014,所以当c(H+)=1X107mol/L时，c(H+)=c(OH)。即pH=7溶液中性仅适用于25c时，由水的离子积决定。

28、pH强酸=7<pH弱酸n (强酸)<n (弱酸)。Kw,该温度下，将浓度(3)酸碱滴定时，如果有弱酸/碱，则滴定终点时，溶液不显中性(酸碱滴定的终点是要酸和碱全部形成对应盐。)：等浓度强酸和弱酸用同种碱滴定，终点时消耗碱的量相等，但等pH值的强酸和弱酸用同种碱滴定，终点时消耗碱的量不同,例5:11.(2012,新课标)已知温度T时水的离子积常数为为amolL-1的一元酸HA与bmolL-1的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是A. a=bB.混合溶液的PH=7C.混合溶液中，c(H+尸而mol LD.混合溶液中，c(H +)+ c(B+户 c(OH -)+ c(A-)

29、解析：A项，因无法确定酸与碱是否为强酸、强碱，故等量反应后的溶液不一定成中性;B项，因温度T不一定指常温25，pH=7溶液中性仅适用于25时。故不能说明溶液是中性的；C项，通过分析可知，题给条件实际上即C（H+）=C（OH-），故溶液必然显中性；D项，根据溶液中的电荷守衡，无论溶液呈酸性、碱性或中性都成立，故无法判断。答案：C四、盐类水解（重要考点）1、概念：强碱弱酸盐或强酸弱碱盐溶于水时，电离产生的阴离子或阳离子可分别与水电离出的H+或OH生成弱电解质（弱酸/弱碱）的过程。盐的水解促进了水的电离。但Kw保持不变。对象：弱酸/弱碱对应的阴/阳离子；过程：与水电离出的H+或OH一生成弱电解质分子

30、；结果：促进了水的电离，打破H+与OH的相等关系注意：多元弱酸的酸根离子水解方程式应写为分步水解，且一步比一步弱；多元弱碱的水解方程式应一步水解。2、影响因素：（1）弱碱越弱，其阳离子水解程度就越大，溶液酸性越强；弱酸越弱，其阴离子水解程度就越大，溶液碱性越强。（2）温度：升高温度水解平衡正向移动（吸热反应）；水解程度增大；浓度：增大盐浓度，水解平衡正向移动，水解产生的离子浓度增大，但水解程度减小（相当于转化率）加水稀释，水解平衡正向移动，水解产生的离子浓度减小，水解程度增大。增大c（H+），促进强碱弱酸盐的水解，抑制强酸弱碱盐的水解；增大c（OH），促进强酸弱碱盐的水解，抑制强碱弱酸盐的水解

31、。3、盐类水解规律：有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。盐对应的酸（碱）越弱，水解程度越大，相应盐溶液碱性（酸性）越强。注意：CH3COONH4呈中性；强烈双水解：CO32 HCO3H 2OCO2 Al OHAl3与S2HSH2OH2SAlOH3AlO2H2OAlOH33Fe3+与AlO2、CO32、HCQ;Mg2+与AIO2;NH4+与SiO32、AIO2酸式盐的酸碱性看酸式酸根的水解程度强还是电离程度强：如：HCO3是水解大于电离，所以碳酸氢盐呈碱性；HSO3是水解小于电离，所以亚硫酸氢盐呈酸性。4、电解质溶液中存在三种定量关系：(1)物料守恒(没有H+和OH一时使用)：如Na

32、2CO3溶液中：c(Na+)=2c(CO32)变化前=2c(CO3")+c(HCO3)+c(H2CO3)(2)电荷守恒(都是离子，没有分子时使用)：如Na2CO3溶液中：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32)+c(HCO3)+c(OH)(3)质子守恒(H质子守恒)：不符合(1)、(2)时使用如Na2CO3溶液中：c(OH)=c(OH)水飞(H+)水=c(HCO3)+2c(H2CO3)+c(H+)例6：11(2014，新课标2)一定温度下，下列溶液的离子浓度关系式正确的是()A. pH=5的H2s溶液中，c(H+尸c(HS-)=1M0-5mol?L-1B. pH=a的氨水溶液，稀释

33、10倍后，其pH=b,则a=b+1C. pH=2的H2c2O4溶液与pH=12的NaOH溶液任意比例混合：c(Na+)+c(H+)=c(OH)+c(HC2O4)D. pH相同的CH3COONaNaHCO3NaClO三种溶液的c(Na+):，解析：由电荷守恒：c(H)=c(HS)c(OH)2c(S2)，不符合A选项等式，A错；弱碱溶液稀释电离平衡正向移动，所以稀释10倍溶液的pH减小小于1，B错；由电荷守恒：c(Na)+c(H)=c(OH)+c(HC2O4)+2c(C2O42),C错；根据酸性：CH3COOH>H2CO3>HClO，相应的盐在PH值相同时，c(CH3COONa)>

34、;c(NaHCO3)>c(NaClO)，D正确。答案：Damol/L的CH3COOH溶液和bmol/L的CH3COONa溶液混合(可以相互转化的缓冲体系)，质子守恒为：bc(CH3COOH)+(a+b)c(H+)=(a+b)c(OH)+ac(CH3COONa)5、离子浓度大小关系：同种溶液中不同离子：完全电离不水解的离子不完全电离或会水解的离子酸碱性离子(H+/OH)第一步电离或水解出的离子第二步电离或水解出的离子酸碱性相反离子(OH/H+)不同溶液中同种离子：看是否水解，水解程度的大小(详见影响水解的因素)例7(综合考察)：10.(2014,福建卷)下列关于0.10molL1NaHCO

35、3溶液的说法，正确的是()A.溶质的电离方程式为NaHCO3=Na+H+CO32B.25c时，加水稀释后，n(H+)与n(OH)的乘积变大C.离子浓度关系：c(Na+)+c(H+)=c(OH)+c(HCO3)+c(CO32)D.温度升高，c(HCO3一)增大解析：NaHCO3的正确电离方程式为NaHCO3=Na+HCO3,A项错误；根据Kw=c(H+)c(OH)可得Kw-V2=n(H+)n(OH),温度一定时，则KW不变，V2增大，B项正确；根据电荷守恒，c(Na+)+c(H+)=c(OH)+c(HCO3)+2c(CO32),C项错误；温度升高，HCO3一的水解和电离程度都增大，则c(HCO3

36、)减小，D项错误答案：B五、溶液蒸干问题1、考虑盐是否分解：如碳酸氢(HCO3)盐蒸干后得到碳酸(CO32)盐。2、考虑氧化还原反应：如亚硫酸(SO32)盐蒸干后得到硫酸(SO42)盐，次氯酸(ClO)盐蒸干后得到氯(Cl)盐和氯酸(ClO3)盐。3、盐水解生成挥发性酸时，蒸干得到弱碱(部分弱碱会脱水形成氧化物)：如：蒸干AlCl3时，得到Al(OH)3，蒸干FeCl3时，得到Fe2O3注意：盐要水解，如蒸干NaCl,仍得到NaCl；要有挥发性酸(HF、HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO3、H2S、CH3COOH)4、盐水解生成强碱时，蒸干后得到原物质：如Na2CO3蒸干，仍为Na2CO3。5、水合物蒸干得到无水物质：CuSd5H2O蒸干得到CuSO4。六、沉淀溶解平衡1、溶解平衡：溶质溶解的过程是一个可逆过程，符合化学平衡原理。溶解过程吸热反应和放热反应都存在：如NH4NO3溶解吸热，NaOH、H2SO4溶解放热。固体溶质溶液中的溶质：v溶解v结晶，固体溶解；v溶解<v结晶，固体结晶。2、溶度积：(1)溶度积常数(Ksp):一定温度下难溶电解质的饱和溶液中，各组分离子浓度塞的乘积为一常数。对于溶解平衡AmBn(s)mAn+(aq)+nBm(aq),Ksp=c(A