作业帮求高二上学期化学知识点．习题［要有解释］
来源：学生作业帮 编辑：作业帮 分类：化学作业 时间：2024/07/02 17:04:55
求高二上学期化学知识点．习题［要有解释］
主要要化学平衡、水的电离,弱电解质的电离、平衡、水解…
主要要化学平衡、水的电离,弱电解质的电离、平衡、水解…
化学平衡
1.定义：
化学平衡状态：一定条件下,当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时,更组成成分浓度不再改变,达到表面上静止的一种“平衡”,这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态.
化学平衡的特征
逆（研究前提是可逆反应）
等（同一物质的正逆反应速率相等）
动（动态平衡）
定（各物质的浓度与质量分数恒定）
变（条件改变,平衡发生变化）
判断平衡的依据
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
例举反应 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
混合物体系中各成分的含量①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡
②各物质的质量或各物质质量分数一定 平衡
③各气体的体积或体积分数一定 平衡
④总体积、总压力、总物质的量一定 不一定平衡
正、逆反应
速率的关系 ①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA,即V(正)=V(逆) 平衡
②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC,则V(正)=V(逆) 平衡
③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q,V(正)不一定等于V(逆) 不一定平衡
④在单位时间内生成n molB,同时消耗了q molD,因均指V(逆) 不一定平衡
压强 ①m+n≠p+q时,总压力一定（其他条件一定） 平衡
②m+n=p+q时,总压力一定（其他条件一定） 不一定平衡
混合气体平均相对分子质量Mr ①Mr一定时,只有当m+n≠p+q时 平衡
②Mr一定时,但m+n=p+q时 不一定平衡
温度 任何反应都伴随着能量变化,当体系温度一定时（其他不变） 平衡
体系的密度 密度一定 不一定平衡
其他 如体系颜色不再变化等 平衡
（二）影响学平衡移动的因素
1、浓度对化学平衡移动的影响
（1）影响规律：在其他条件不变的情况下,增大反应物 的浓度或减少生成物的浓度,都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度,都可以使平衡向逆方向移动
（2）增加固体或纯液体的量,由于浓度不变,所以平衡_不移动_
（3）在溶液中进行的反应,如果稀释溶液,反应物浓度__减小__,生成物浓度也_减小_, V正_减小__,V逆也_减小__,但是减小的程度不同,总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和_大_的方向移动.
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律：在其他条件不变的情况下,温度升高会使化学平衡向着___吸热反应______方向移动,温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动.
3、压强对化学平衡移动的影响
影响规律：其他条件不变时,增大压强,会使平衡向着__体积缩小___方向移动；减小压强,会使平衡向着___体积增大__方向移动.
注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的,所以平衡__不移动___.但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_.
勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度,压强,浓度）,平衡向着能够减弱这种改变的方向移动.
化学平衡常数
（一）定义：在一定温度下,当一个反应达到化学平衡时,___生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数____比值. 符号：__K__
（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：
表达式中各物质 的浓度是__变化的浓度___,不是起始浓度也不是物质的量.
K只与__温度（T）___有关,与反应物或生成物的浓度无关.
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时,由于其浓度是固定不变的,可以看做是“1”而不代入公式.
稀溶液中进行的反应,如有水参加,水的浓度不必写在平衡关系式中.
化学平衡常数K的应用:
化学平衡常数值的大小是可逆反应__进行程度__的标志.K值越大,说明平衡时_生成物___的浓度越大,它的___正向反应__进行的程度越大,即该反应进行得越__完全___,反应物转化率越_高___.反之,则相反. 一般地,K>_105__时,该反应就进行得基本完全了.
可以利用K值做标准,判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡.（Q：浓度积）
Q_〈__K:反应向正反应方向进行;
Q__=_K:反应处于平衡状态 ;
Q_〉__K:反应向逆反应方向进行
利用K值可判断反应的热效应
若温度升高,K值增大,则正反应为__吸热___反应
若温度升高,K值减小,则正反应为__放热___反应
＊
等效平衡
概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压）,只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后,任何相同组分的百分含量均相同,这样的化学平衡互称为等效平衡.
分类
（1）定温,定容条件下的等效平衡
第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同.
第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效.
（2）定温,定压的等效平衡
只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡.
化学反应进行的方向
反应熵变与反应方向：
熵:物质的一个状态函数,用来描述体系的混乱度,符号为S. 单位：J*mol-1*K-1
体系趋向于有序转变为无序,导致体系的熵增加,这叫做熵增加原理,也是反应方向判断的依据..
（3）同一物质,在气态时熵值最大,液态时次之,固态时最小.即S(g)〉S(l)〉S(s)
反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下,化学反应的判读依据为：
ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行
ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态
ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行
注意：（1）ΔH为负,ΔS为正时,任何温度反应都能自发进行
（2）ΔH为正,ΔS为负时,任何温度反应都不能自发进行
水溶液中的离子平衡
一、弱电解质的电离
定义：电解质： 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质
非电解质 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物
强电解质 在水溶液里全部电离成离子的电解质
弱电解质 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质
电解质与非电解质本质区别：
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.
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.
影响电离平衡的因素：
温度：电离一般吸热,升温有利于电离.
B、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.C、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.D、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.
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）
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]
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
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：KW只与温度有关,温度一定,则KW值一定
KW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
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）
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)
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）
稀释过程溶液pH值的变化规律：
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）
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）
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）
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）
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
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.
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：
盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）
盐类水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.
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.
盐类水解规律：
①有 弱 才水解,无弱不水解,越弱越水解；谁 强显谁性,两弱都水解,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)
盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热
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）
酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水如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-）
双水解反应：
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.
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↑
盐类水解的应用：
水解的应用 实例 原理
1、净水
明矾净水 Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+
△
去油污 用热碱水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH-
药品的保存 ①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸 Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH-
4、制备无水盐 由MgCl2`6H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热 若不然,则：
MgCl2`6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2 MgO+H2O
泡沫灭火器 用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑
6、比较盐溶液中离子浓度的大小 比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小 NH4++H2O NH3`H2O+H+
c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
水解平衡常数 （Kh）
对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积,Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)
对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积,Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）
电离、水解方程式的书写原则
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.
多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写
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.
1.定义：
化学平衡状态：一定条件下,当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时,更组成成分浓度不再改变,达到表面上静止的一种“平衡”,这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态.
化学平衡的特征
逆（研究前提是可逆反应）
等（同一物质的正逆反应速率相等）
动（动态平衡）
定（各物质的浓度与质量分数恒定）
变（条件改变,平衡发生变化）
判断平衡的依据
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
例举反应 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
混合物体系中各成分的含量①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡
②各物质的质量或各物质质量分数一定 平衡
③各气体的体积或体积分数一定 平衡
④总体积、总压力、总物质的量一定 不一定平衡
正、逆反应
速率的关系 ①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA,即V(正)=V(逆) 平衡
②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC,则V(正)=V(逆) 平衡
③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q,V(正)不一定等于V(逆) 不一定平衡
④在单位时间内生成n molB,同时消耗了q molD,因均指V(逆) 不一定平衡
压强 ①m+n≠p+q时,总压力一定（其他条件一定） 平衡
②m+n=p+q时,总压力一定（其他条件一定） 不一定平衡
混合气体平均相对分子质量Mr ①Mr一定时,只有当m+n≠p+q时 平衡
②Mr一定时,但m+n=p+q时 不一定平衡
温度 任何反应都伴随着能量变化,当体系温度一定时（其他不变） 平衡
体系的密度 密度一定 不一定平衡
其他 如体系颜色不再变化等 平衡
（二）影响学平衡移动的因素
1、浓度对化学平衡移动的影响
（1）影响规律：在其他条件不变的情况下,增大反应物 的浓度或减少生成物的浓度,都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度,都可以使平衡向逆方向移动
（2）增加固体或纯液体的量,由于浓度不变,所以平衡_不移动_
（3）在溶液中进行的反应,如果稀释溶液,反应物浓度__减小__,生成物浓度也_减小_, V正_减小__,V逆也_减小__,但是减小的程度不同,总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和_大_的方向移动.
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律：在其他条件不变的情况下,温度升高会使化学平衡向着___吸热反应______方向移动,温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动.
3、压强对化学平衡移动的影响
影响规律：其他条件不变时,增大压强,会使平衡向着__体积缩小___方向移动；减小压强,会使平衡向着___体积增大__方向移动.
注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的,所以平衡__不移动___.但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_.
勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度,压强,浓度）,平衡向着能够减弱这种改变的方向移动.
化学平衡常数
（一）定义：在一定温度下,当一个反应达到化学平衡时,___生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数____比值. 符号：__K__
（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：
表达式中各物质 的浓度是__变化的浓度___,不是起始浓度也不是物质的量.
K只与__温度（T）___有关,与反应物或生成物的浓度无关.
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时,由于其浓度是固定不变的,可以看做是“1”而不代入公式.
稀溶液中进行的反应,如有水参加,水的浓度不必写在平衡关系式中.
化学平衡常数K的应用:
化学平衡常数值的大小是可逆反应__进行程度__的标志.K值越大,说明平衡时_生成物___的浓度越大,它的___正向反应__进行的程度越大,即该反应进行得越__完全___,反应物转化率越_高___.反之,则相反. 一般地,K>_105__时,该反应就进行得基本完全了.
可以利用K值做标准,判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡.（Q：浓度积）
Q_〈__K:反应向正反应方向进行;
Q__=_K:反应处于平衡状态 ;
Q_〉__K:反应向逆反应方向进行
利用K值可判断反应的热效应
若温度升高,K值增大,则正反应为__吸热___反应
若温度升高,K值减小,则正反应为__放热___反应
＊
等效平衡
概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压）,只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后,任何相同组分的百分含量均相同,这样的化学平衡互称为等效平衡.
分类
（1）定温,定容条件下的等效平衡
第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同.
第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效.
（2）定温,定压的等效平衡
只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡.
化学反应进行的方向
反应熵变与反应方向：
熵:物质的一个状态函数,用来描述体系的混乱度,符号为S. 单位：J*mol-1*K-1
体系趋向于有序转变为无序,导致体系的熵增加,这叫做熵增加原理,也是反应方向判断的依据..
（3）同一物质,在气态时熵值最大,液态时次之,固态时最小.即S(g)〉S(l)〉S(s)
反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下,化学反应的判读依据为：
ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行
ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态
ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行
注意：（1）ΔH为负,ΔS为正时,任何温度反应都能自发进行
（2）ΔH为正,ΔS为负时,任何温度反应都不能自发进行
水溶液中的离子平衡
一、弱电解质的电离
定义：电解质： 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质
非电解质 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物
强电解质 在水溶液里全部电离成离子的电解质
弱电解质 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质
电解质与非电解质本质区别：
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.
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.
影响电离平衡的因素：
温度：电离一般吸热,升温有利于电离.
B、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.C、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.D、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.
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）
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]
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
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：KW只与温度有关,温度一定,则KW值一定
KW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
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）
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)
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）
稀释过程溶液pH值的变化规律：
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）
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）
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）
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）
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
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.
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：
盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）
盐类水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.
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.
盐类水解规律：
①有 弱 才水解,无弱不水解,越弱越水解；谁 强显谁性,两弱都水解,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)
盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热
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）
酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水如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-）
双水解反应：
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.
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↑
盐类水解的应用：
水解的应用 实例 原理
1、净水
明矾净水 Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+
△
去油污 用热碱水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH-
药品的保存 ①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸 Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH-
4、制备无水盐 由MgCl2`6H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热 若不然,则：
MgCl2`6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2 MgO+H2O
泡沫灭火器 用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑
6、比较盐溶液中离子浓度的大小 比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小 NH4++H2O NH3`H2O+H+
c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
水解平衡常数 （Kh）
对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积,Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)
对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积,Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）
电离、水解方程式的书写原则
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.
多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写
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.