第三章水溶液中的离子平衡知识点归纳。

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第三章水溶液中的离子平衡知识点归纳
一、弱电解质的电离
课标要求
1、了解电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的概念
2、掌握弱电解质的电离平衡
3、熟练掌握外界条件对电离平衡的影响
要点精讲
1、强弱电解质
（1）电解质和非电解质
电解质是指溶于水或熔融状态下能够导电的化合物；非电解质是指溶于水和熔融状态下都不导电的化合物。
注：①单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。
②化合物中属于电解质的有：活泼金属的氧化物、水、酸、碱和盐；于非电解质的有：非金属的氧化物。
（2）强电解质和弱电解质
①强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质称为强电解质（如强酸、强碱和大部分的盐）
②弱电解质：在水溶液里只有部分电离为离子（如：弱酸、弱碱和少量盐）。
注：弱电解质特征：存在电离平衡，平衡时离子和电解质分子共存，而且大部分以分子形式存在。
（3）强电解质、弱电解质及非电解的判断

2、弱电解质的电离
（1）弱电解质电离平衡的建立（弱电解质的电离是一种可逆过程）

（2）电离平衡的特点
弱电解质的电离平衡和化学平衡一样，同样具有“逆、等、动、定、变”的特征。
①逆：弱电解质的电离过程是可逆的。
②等：达电离平衡时，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等③动：动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止。
④定：一定条件下达到电离平衡状态时，溶液中的离子浓度和分子浓度保持不变，溶液里既有离子存在，也有电解质分子存在。且分子多，离子少。
⑤变：指电离平衡是一定条件下的平衡，外界条件改变，电离平衡会发生移动。
（3）电离常数
①概念：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。这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K来表示。
②

③意义：K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的弱酸或弱碱相对较强。
④电离常数的影响因素
a.电离常数随温度变化而变化，但由于电离过程热效应较小，温度改变对电离常数影响不大，其数量级一般不变，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响
b.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。即：电离平衡常数与化学平衡常数一样，只与温度有关。
（3）电解质的电离方程式
①强电解质的电离方程式的书写强电解质在水中完全电离，水溶液中只存在水合阴、阳离子，不存在电离平衡。在书写有关强电解质电离方程式时，应用“”
②弱电解质的电离方程式的书写弱电解质在水中部分电离，水溶液中既有水合阴、阳离子又有水合分子，存在电离平衡，书写电离方程式时应该用“”。
（4）影响电离平衡的因素
①内因：电解质本身的性质，是决定性因素。
②外因
a.温度：因电离过程吸热较少，在温度变化不大的情况下，一般不考虑温度变化对电离平衡的影响。
b.浓度：在一定温度下，浓度越大，电离程度越小。因为溶液浓度越大，离子相互碰撞结合成分子的机会越大，弱电解质的电离程度就越小。因此，稀释溶液会促进弱电解质的电离。
c.外加物质：若加入的物质电离出一种与原电解质所含离子相同的离子，则会抑制原电解质的电离，使电离平衡向生成分子的方向移动；若加入的物质能与弱电解质电离出的离子反应，则会促进原电解质的电离，使电离平衡向着电离的方向移动。
本节知识树
弱电解质的电离平衡类似于化学平衡，应用化学平衡的知识来理解电离平衡的实质和影响因素，并注意电离常数的定义。JAB88.CoM

二、水的电离和溶液的酸碱性
课标要求
1、熟练掌握水的电离平衡，外加物质对水的电离平衡的影响
2、熟练掌握溶液的计算
3、理解酸碱中和滴定的原理就是中和反应
4、熟练掌握中和滴定的步骤，中和滴定实验的误差分析
要点精讲
1、水的电离
（1）水的电离特点
水是极弱的电解质，能发生微弱电离，电离过程吸热，存在电离平衡。其电离方程式为
（2）水的离子积
①定义：一定温度下，水的离子积是一个定值。我们把水溶液中叫做水的离子积常数。
②一定温度时，Kw是个常数，Kw只与温度有关，温度越高Kw越大
③任何水溶液中，水所电离而生成的
④任何水溶液中，
2、溶液的酸碱性与pH
（1）根据水的离子积计算溶液中H+或OH-的浓度

室温下，若已知氢离子浓度即可求出氢氧根离子的浓度。
（2）溶液的酸碱性与C（H+）、C（OH-）的关系
①中性溶液：
②酸性溶液：
③碱性溶液：
（3）溶液的酸碱性与pH的关系

3、酸碱中和滴定
（1）中和滴定的概念
用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的实验方法。
（2）酸碱中和反应的实质
酸碱中和反应的实质是酸电离产生的H+与碱电离产生的OH-结合生成水的反应。
（3）原理：在中和反应中，使用一种已知物质的量浓度的酸（或碱）溶液与未知物质的量浓度的碱（或酸）溶液完全中和，测出二者所用的体积，根据化学方程式中酸碱物质的量比求出未知溶液的物质的量浓度。
（4）指示剂的选择
①强酸和强碱相互滴定时，既可选择酚酞，也可选择甲基橙作指示剂；
②强酸滴定弱碱时，应选择甲基橙作指示剂；
③强碱滴定弱酸时，应选择酚酞作指示剂。
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三、盐类的水解
课标要求
1、了解盐溶液的酸碱性
2、理解盐类水解的实质
3、熟练掌握外界条件对盐类水解平衡的影响
要点精讲
1、探究盐溶液的酸碱性
强碱和弱酸反应生成的盐的水溶液呈碱性；强酸和弱碱反应生成的盐的水溶液呈酸性；强酸和强碱反应生成的盐的水溶液呈中性。
2、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
（1）探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因
盐溶液的酸碱性与盐所含的离子在水中能否与水电离出的H+或OH-生成弱电解质有关。
（2）盐类水解的定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-原结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
盐类水解的实质是水的电离平衡发生了移动。可看作中和反应的逆反应。
（3）盐类水解离子方程式的书写
一般盐类水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生分解，因此盐类水解的离子方程式中不标“↑”或“↓”，也不把生成物写成其分解产物的形式。
3、影响盐类水解的主要因素和盐类水解反应的利用
（1）影响盐类水解平衡的因素
①内因（决定性因素）：盐的组成。盐类水解程度的大小是由盐的本身性质所决定的。
②外因：
a.温度：水解是酸碱中和的逆过程，是吸热反应，故升高温度可促进水解。
b.浓度：稀释溶液，可使水解生成的离子和分子间的碰撞机会减少，故溶液越稀，水解的程度越大。
c.外加酸、碱。
d.两种离子水解且水解后溶液酸碱性相反，则二者的水解相互促进――双水解。
（2）盐类水解反应的应用
①判断盐溶液的酸碱性
一般情况下，按盐水解的规律判断盐溶液的酸碱性情况。
不同弱酸的盐，酸根对应的酸越弱，其水解程度越大，溶液的碱性越强。
②配制溶液
③保存溶液
④除去溶液中的杂质
⑤明矾净水原理：明矾中的Al3+水解产生的胶体具有吸附作用，能吸附水中悬浮的杂质离子形成沉淀。
⑥化肥的施用
小贴士：盐的水解规律可概括为“有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解；都弱都水解；谁强显谁性”。具体理解如下：
（1）“有弱才水解，无弱不水解”是指盐中有弱酸的阴离子或者有弱碱的阳离子才能水解；若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。
（2）“越弱越水解”指的是弱酸阴离子对应的酸越弱，就越容易水解；弱碱阳离子对应的碱越弱，就越容易水解。
（3）“都弱都水解”是指弱酸弱碱盐电离出的弱酸阴离子和弱碱阳离子都发生水解，且水解相互促进。
（4）“谁强显谁性”是指若盐中的弱酸阴离子对应的酸比弱碱阳离子对应的碱更容易电离，则水解后盐溶液显酸性；反之，就显碱性。
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盐类水解的实质是盐电离生成的离子能消耗掉水电离生成的H+或OH-，从而引起水的电离平衡发生移动，致使溶液中自由移动的H+和OH-的浓度不等，使盐溶液显示不同的酸碱性。

四、难溶电解质的溶解平衡
课标要求
1、了解沉淀溶解平衡的定义和影响因素
2、理解沉淀转化的条件及其应用
3、了解溶度积的概念及应用
要点精讲
1、难溶电解质的溶解平衡
（1）Ag+和Cl-的反应真能进行到底吗？
①难溶物质的溶解度根据溶解度大小，我们把物质分为难溶、易溶、微溶和不溶等。
溶解度与溶解性的关系

任何化学反应都具有可逆性，可逆反应达到平衡状态时，反应物和生成物的浓度不再变化，从这种意义上说，生成沉淀的离子反应是不能进行到底的。
（2）Ag+和Cl-的反应
AgCl是难溶的强电解质，在一定温度下，当把AgCl固体放入水中时，AgCl表面上的Ag+和Cl-在H2O分子作用下，会脱离晶体表面进入水中。反过来水中的水合Ag+与水合Cl-不断地做无规则运动，其中一些Ag+和Cl-在运动中相互碰撞，又可能沉积在固体表面。当溶解速率与沉淀速率相等时，在体系中便存在固体与溶液中离子之间的动态平衡。

这种溶液是饱和溶液。上述平衡称为沉淀溶解平衡。这种沉淀溶解平衡的存在，决定了Ag+和Cl-的反应不能进行到底。
（3）沉淀溶解平衡
①沉淀溶解平衡的定义
在一定条件下，难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速度与沉淀速度相等，溶质的离子与该固态物质之间建立了动态平衡，叫做沉淀溶解平衡。
②溶解平衡的特征
“动”――动态平衡，溶解的速率和沉淀的速率并不为0。
“等”――。
“定”――达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变。
“变”――当改变外界条件时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。
2、沉淀反应的应用
由于难溶电解质的溶解平衡也是动态平衡，因此可以通过改变条件使平衡移动――溶液中的离子转化为沉淀，或沉淀转化为溶液中的离子。
（1）不同沉淀方法的应用
①直接沉淀法：除去指定溶液中某种离子或获取该难溶电解质。
②分步沉淀法：鉴别溶液中离子或分别获得不同难溶电解质。
③共沉淀法：加入合适的沉淀剂，除去一组中某种性质相似的离子。
④氧化还原法：改变某种离子的存在形式，促使其转化为溶解度更小的难溶电解质便于分离。
（2）沉淀的溶解
规律：加入的试剂能与沉淀所产生的离子发生反应，生成挥发性物质或弱电解质（弱酸、弱碱或水）使溶解平衡向溶解的方向移动，则沉淀就会溶解。
（3）溶度积
①定义：在一定条件下，难溶强电解质AmBn溶于水形成饱和溶液时，溶质的离子与该固态物质之间建立动态平衡，这时，离子浓度的乘积为一常数，叫做溶度积Ksp。

②表达式：

对于难溶电解质在任一时刻都有。
通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积――离子积Qc的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。
QcKsp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。
Qc=Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。
QcKsp，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。
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沉淀溶解平衡与化学平衡、电离平衡、水解平衡并称为四大平衡体系，均适用于平衡移动原理，本节主要学习了沉淀溶解平衡的形成及其应用。

延伸阅读

中图版高中地理必修一知识点归纳（第三章）

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中图版高中地理必修一知识点归纳（第三章）

第三章地理环境的整体性和区域差异
第一节气候在地理环境中的作用
1．地理环境地理环境：由、水文、、、土壤等要素组成。
地理环境：人类在基础上改造形成的人工环境。
2.影响气候的主要因素：⑴．（最基本因素）⑵.
⑶.下垫面因素①海陆差异的影响：海洋性气候和大陆性气侯
②洋流的影响：暖流起作用、寒流起作用
③地形的影响：气温随海拔的增加而递。坡降水多，坡降水少。
⑷人类活动：释放废热影响；改变大气成分，产生；改变地面状况，影响局部气候。
第二节地理环境的整体性和地域分异
１.陆地环境差异性的体现─自然带　⑴.成因　地理位置　纬度位置—气候植被陆地自然带呈带状分布海陆位置—土壤有一定宽度
２.⑵.自然带的标志是。
3.地域分异规律：
地域分异规律
具体表现
分布的地区
形成基础
纬度地带性
由赤道向两极更替（南北方向）
低纬地区，北半球的高纬地区
以为基础
经度地带性
从沿海向内陆更替（东西方向）
中纬度地区
以为基础
垂直地带性
从山麓到山顶
海拔较高的山地
水热状况随高度而变化
非地带性
无一定形式
实例：
海陆分布、地形起伏
实际运用：1.读“我国部分地区自然带分布示意图”，回答问题。（1）图中字母代表自然带名称是：A．_______带，B．_________带，C．_______带。
（2）自然带沿北纬40°自东向西的分布，体现了自然带的______分布规律。这种分布规律的产生主要受________条件的影响较大。从全球来看，这种分布规律在_______纬度地区表现得最典型。
（3）A自然带的气候类型是_______气候；B自然带的典型植被类型是______，塑造C自然带
地表景观的主要外力作用是_________。
读左下图，回答2-3题：
2.决定该山山麓自然带的主导因素是（）
A．纬度位置B．海陆位置C．山脉走向D．山体坡度
3．该山可能位于（）
A．赤道附近B．40°S附近C．40°N附近D．极圈附近
３.读“理想大陆自然带分布图”：
４.⑴.从1─3、9—10反映了自然带分布的规律，从8—4—5反映了自然带分布的规律。⑵.1是带、2是带、6是带、8是带

高二化学教案：《水溶液中的离子平衡》教学设计

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【学习目标】

1、会区分强弱电解质、弱电解质的电离平衡

2、溶液的酸碱性判断、PH的计算方法、酸碱中和滴定误差分析

3、盐类的水解及应用

4、难容电解质的溶解平衡

知识点1 弱电解质的电离

1、弱电解质电离方程式的书写

(1)弱电解质电离是_______的，用?表示。

如：CH3COOH______________??NH3·H2O_______________??

(2)多元弱酸分步电离，以第一步电离为主。如H2S的电离方程式为H2S______________

(3)多元弱碱用一步电离来表示：如Fe(OH)3________________________________。

2、电离平衡的特征：弱、等、动、定、变

3、电离平衡常数

（1）定义：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的______________与溶液中未电离的分子的________之比是一个常数，用符号___表示

（2）电离常数表示方法：对于AB???A＋＋B－，K＝___________________

（3）意义：表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K越大，弱电解质的电离程度______。

（4）影响因素：K只与_____有关，对同一电解质，温度升高，K_____。

4、影响电离平衡的因素

（1）内因 ： 电解质本身的性质决定电解质电离程度的大小

（2）外因：

a温度：由于电离过程吸热，温度改变，平衡移动，升温促进电离，平衡_____移动

b浓度：电解质浓度降低（加水稀释），电离平衡_____移动，电离程度____；电解质浓度增大（加电解质），电离平衡____移动，电离程度____；电解质溶液浓度越小，电离程度越大

c同离子效应：加入含弱电解质离子的强电解质，抑制电离，电离平衡_____移动

d反应的离子：加入能与电解质电离出的离子反应的离子，促进电离，电离平衡_____移动

【例题1】已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH??CH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)的值增大，可以采取的措施是()

A．加少量烧碱溶液B．升高温度 C．加少量冰醋酸 D．加水

【例题2】1、现有①硫酸铜晶体、②碳酸钙固体、③纯磷酸、④硫化氢、⑤三氧化硫、⑥金属镁、⑦石墨、⑧固态苛性钾、⑨氨水、⑩熟石灰固体，其中(1)属于强电解质的是________ (填序号，下同)；

(2)属于弱电解质的是 (3)属于非电解质的 ；

(4)既不是电解质，又不是非电解质的是 (5)能导电的是

知识点2 水的离子积 溶液的酸碱性

1、水的离子积

a、表达式：___________________常温下：Kw＝________________，此时c(H＋)＝

c(OH－)＝__________________________

b、影响因素：Kw只受________影响，温度越高，Kw________

ｃ、适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的解质水溶液

2、溶液的酸碱性与c(H＋)、c(OH－)的关系

MicrosoftInternetExplorer402DocumentNotSpecified7.8 磅Normal0

溶液酸碱性

任意温度c(H＋)与c(H＋)的关系

c(H＋)的范围（mol/L）(25℃)

pH范围(25℃)

中性溶液

c(OH－)___c(H＋)

c(H＋)___1.0×10－7

__7

酸性溶液

c(OH－)___c(H＋)

c(H＋)___1.0×10－7

__7

碱性溶液

c(OH－)___c(H＋)

c(H＋)___1.0×10－7

__7

【例题3】25 ℃时，0.01 mol·L－1的H2SO4溶液中，水电离出的c(H＋)是()

A．0.01 mol·L－1B．0.02 mol·L－1C．1×10－12 mol·L－1D．5×10－13 mol·L－1

【例题4】下列溶液一定显碱性的是()

A．溶液中c(OH－)>c(H＋)B．溶液中含有OH－C．滴加甲基橙后溶液显红色D．滴加甲基橙后溶液显黄色

知识点3 PH的计算

1.计算方法

pH＝_______________，求pH的关键是求溶液中的c(H＋)。

2、强酸强碱溶液混合后pH的计算

溶液类型

相关计算

两种强酸混合

强酸c2：c2(H＋)(强酸c1：c1(H＋))→c(H＋)混＝V1＋V2(c(H＋)1V1＋c(H＋)2V2)→pH

两种强碱混合

强碱c2：c2(OH－)(强碱c1：c1(OH－))→c(OH-)混＝V1＋V2(c1(OH－)V1＋c2(OH－)V2)→c(H＋)＝c(OH－)混(Kw)→pH

强酸强碱混合

恰好完全反应

显中性，常温下pH＝7

酸过量

先求c(H＋)混＝V酸＋V碱(c(H＋)酸V酸－c(OH－)碱V碱)→pH

碱过量

先求c(OH－)混＝V碱＋V酸(c(OH－)碱V碱－c(H＋)酸V酸)→c(H＋)混＝c(OH－)混(Kw)→pH

3、稀释后溶液pH的变化规律

(1)对于强酸溶液(pH＝a)每稀释10n倍，pH增大___个单位，即pH＝a＋n(a＋n

(2)对于强碱溶液(pH＝b)每稀释10n倍，pH减小___个单位，即pH＝b－n(b－n>7)。

(3)对于弱酸溶液(pH＝a)每稀释10n倍，pH的范围是：__________________(即对于pH相同的强酸与弱酸稀释相同倍数，强酸pH变化的程度大)。

(4)对于弱碱溶液(pH＝b)每稀释10n倍，pH的范围是：__________________(即对于pH相同的强碱与弱碱稀释相同倍数，强碱pH变化的程度大)

【例题5】常温下，下列关于溶液稀释的说法中，正确的是()

A．pH＝3的醋酸溶液稀释100倍，pH＝5

B．pH＝4的H2SO4溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离产生的c(H＋)＝1×10－6mol/L

C．将1 L 0.1 mol/L的Ba(OH)2溶液稀释为2 L，pH＝13

D．pH＝8的NaOH溶液稀释100倍，其pH＝6

【例题6】pH＝10和pH＝12的两种NaOH溶液等体积混合，pH为________

知识点4 酸碱中和滴定

1、操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)

(1)准备工作

①滴定管的检漏。

②洗涤：分别取酸式滴定管和碱式滴定管各一支，用蒸馏水洗涤2～3次，再用标准酸液和待测碱液各润洗2～3次，润洗液必须从滴定管下端排出。

③装液：向碱式滴定管中装入待测NaOH溶液

④赶气泡

⑤调液面：将液面调至_______________

⑥记读数。

(2)滴定操作：放出一定体积NaOH溶液于洗净的锥形瓶中，在锥形瓶的待测溶液中滴加2～3滴酚酞试液，开始滴定。左手控制活塞，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液______。

①滴定速率：先快后慢，逐滴加入，不能____________。

②终点的判断：当滴入最后一滴，刚好使指示剂______，且半分钟内_______，即到终点，读数并记录。

(3)数据处理：为减小误差，滴定时，要求重复实验2～3次，求_________。

2．常见误差分析

可能情况

导致c(待)＝V(待)(c(标)·V(标))

未用标准液润洗滴定管

未用待测液润洗移液管或所用的滴定管

用待测液润洗锥形瓶

洗涤后锥形瓶未干燥

标准液漏滴在锥形瓶外一滴

待测液溅出锥形瓶外一滴

将移液管下部的残留液吹入锥形瓶

滴前有气泡，滴后无气泡

滴前无气泡，滴后有气泡

滴前仰视，滴后平视

滴前平视，滴后仰视

滴前仰视，滴后俯视

达终点后，滴定管尖嘴处悬一滴标准液

【例题7】．实验室中有一未知浓度的稀盐酸，某学生测定盐酸浓度是在实验室中进行的实验。请完成下列填空：

(1)配制100 mL 0.10 mol·L－1 NaOH标准溶液。

①主要操作步骤：计算→称量→溶解→(冷却后)→_________→洗涤(并将洗涤液移入容量瓶)→________→_______→将配制好的溶液倒入试剂瓶中，贴上标签。

②称量________g氢氧化钠固体所需仪器有：天平(带砝码、镊子)、________、________。

(2)取20.00 mL待测盐酸放入锥形瓶中，并滴加2～3滴酚酞作指示剂，用自己配制的标准NaOH溶液进行滴定。重复上述滴定操作2～3次，记录数据如下：

实验编号

NaOH溶液的浓度(mol/L)

滴定完成时，NaOH溶液滴入的体积(mL)

待测盐酸的体积(mL)

1

0.10

22.64

20.00

2

0.10

22.72

20.00

3

0.10

22.80

20.00

①滴定达到终点的标志是________________________________________________________________________。

②根据上述数据，可计算出该盐酸的浓度约为________(保留2位有效数字)。

③排去碱式滴定管中气泡的方法应采用操作(如下图所示)中的________，然后轻轻挤压玻璃球使尖嘴部分充满碱液。

④上述实验中，下列操作(其他操作正确)会造成测定结果偏高的有________。

A．滴定至终点时俯视读数 B．酸式滴定管使用前，水洗后未用待测盐酸润洗

C．锥形瓶水洗后未干燥 D．碱式滴定管尖端部分有气泡，滴定后消失

知识点5 盐类的水解

1、盐类的水解规律

(1)正盐

盐的类型

是否水解

溶液的pH

强酸弱碱盐

水解

pH

强碱弱酸盐

水解

pH>7

强酸强碱盐

不水解

pH＝7

a盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。如相同浓度的Na2CO3和CH3COONa溶液的pH前者_____后者。

b同种水解离子浓度越大，溶液的酸性或碱性越强，如同浓度的氯化铵和硫酸铵溶液，________溶液酸性强。

c相同条件下，水解程度：正盐>酸式盐。Na2CO3>NaHCO3

（2）酸式盐

多元弱酸的酸式酸根离子既_____又_______，溶液酸碱性取决于酸式酸根离子的_____程度和______程度的相对大小。

a水解>电离，溶液显____性，NaHCO3、NaHS、Na2HPO4

b电离>水解，溶液显____性，NaHSO4、NaH2PO4

多元强酸的酸式盐，酸式酸根离子只电离不水解，溶液显___性，NaHSO4

（3）双水解反应

弱酸弱碱盐在水溶液中会发生双水解反应

a、NH4+与CO32-、HCO3-、S2-等会发生不完全双水解，会相互促进。

b、完全双水解，Al3+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-

因素

对盐类水解程度的影响

内因

组成盐的酸或碱越弱，水解程度越____

外界条件

温度

升高温度能够____水解

浓度

盐溶液浓度越小，水解程度越____

外加酸碱

水解显酸性的盐溶液，加碱会_____水解，加酸会_____水解，反之亦然

外加盐

加入与盐的水解性质相反的盐会____盐的水解

高一物理上册第三章知识点归纳

高一物理上册第三章知识点归纳

力与运动（第三章）

(一).力的概念：力是物体对物体的作用。

1.力的基本特征（1）力的物质性：力不能脱离物体而独立存在。（2）力的相互性：力的作用是相互的。（3）力的矢量性：力是矢量，既有大小，又有方向。（4）力的独立性：力具有独立作用性，用牛顿第二定律表示时，则有合力产生的加速度等于几个分力产生的加速度的矢量和。

2.力的分类：（1）按力的性质分类：如重力、电场力、磁场力、弹力、摩擦力、分子力、核力等。（2）按力的效果分类：如拉力、推力、支持力、压力、动力、阻力等．

（二）、常见的三类力。

1.重力：重力是由于地球的吸引而使物体受到的力。

（1）重力的大小：重力大小等于mg，g是常数，通常等于9.8N/kg．（2）重力的方向：竖直向下的．

（3）重力的作用点—重心：重力总是作用在物体的各个点上，但为了研究问题简单，我们认为一个物体的重力集中作用在物体的一点上，这一点称为物体的重心．

①质量分布均匀的规则物体的重心在物体的几何中心．,②不规则物体的重心可用悬线法求出重心位置．

2.弹力：发生弹性形变的物体，由于要恢复原状，对跟它接触的物体会产生力的作用，这种力叫做弹力．

(1)弹力产生的条件：①物体直接相互接触；②物体发生弹性形变．

（2）弹力的方向：跟物体恢复形状的方向相同．

1一般情况：凡是支持物对物体的支持力，都是支持物因发生形变而对物体产生的弹力；支持力的方向总是垂直于支持面并指向被支持的物体．
2一般情况：凡是一根线(或绳)对物体的拉力，都是这根线(或绳)因为发生形变而对物体产生的弹力；拉力的方向总是沿线（或绳）的方向．
3弹力方向的特点：由于弹力（支持力、压力）的方向跟接触面垂直，面面结触、点面结触时弹力的方向都是垂直于接触面的．
（3）弹力的大小：①与形变大小有关,弹簧的弹力F=kx②可由力的平衡条件求得．

3．滑动摩擦力：一个物体在另一个物体表面上存在相对滑动的时候，要受到另一个物体阻碍它们相对滑动的力，这种力叫做滑动摩擦力．（1）产生条件：①接触面是粗糙；②两物体接触面上有压力；③两物体间有相对滑动．

（2）方向：总是沿着接触面的切线方向与相对运动方向相反．

（3）大小：与正压力成正比，即fμ=μFN

4．静摩擦力：当一个物体在另一个物体表面上有相对运动趋势时，所受到的另一个物体对它的力，叫做静摩擦力．

（1）产生条件：①接触面是粗糙的；②两物体有相对运动的趋势；③两物体接触面上有压力．

（2）方向：沿着接触面的切线方向与相对运动趋势方向相反．

（3）大小：由受力物体所处的运动状态根据平衡条件或牛顿第二定律来计算．

（三）、力的合成与分解

1.合力和力的合成：一个力产生的效果如果能跟原来几个力共同作用产生的效果相同，这个力就叫那几个力的合力，求几个力的合力叫力的合成．

2.力的平行四边形定则：求两个互成角度的共点力的合力，可以用表示这两个力的线段为邻边作平行四边形，合力的大小和方向就可以用这个平行四边形的对角线表示出来。

3.分力与力的分解：如果几个力的作用效果跟原来一个力的作用效果相同，这几个力叫原来那个力的分力．求一个力的分力叫做力的分解．

4.分解原则：平行四边形定则．

力的分解是力的合成的逆运算，同一个力F可以分解为无数对大小，方向不同的分力，一个已知力究竟怎样分解，要根据实际情况来确定，根据力的作用效果进行分解．

（四）共点力的平衡

1.共点力：物体受到的各力的作用线或作用线的延长线能相交于一点的力.

2.平衡状态：在共点力的作用下，物体处于静止或匀速直线运动的状态.

3.共点力作用下物体的平衡条件：合力为零，即F合＝0。

4.力的平衡：作用在物体上几个力的合力为零，这种情形叫做力的平衡.

(1)若处于平衡状态的物体仅受两个力作用，这两个力一定大小相等、方向相反、作用在一条直线上，即二力平衡.

(2)若处于平衡状态的物体受三个力作用，则这三个力中的任意两个力的合力一定与另一个力大小相等、方向相反、作用在一条直线上.(3)若处于平衡状态的物体受到三个或三个以上的力的作用，则宜用正交分解法处理，此时的平衡方程可写成：

2016高一化学必修1第三章知识点归纳

2016高一化学必修1第三章知识点归纳
第三章金属及其化合物

1．元素的存在形式有两种：游离态和化合态。

（1）钠镁铝只以化合态形式存在：钠元素的主要存在形式是氯化钠，镁元素的存在形式有菱镁矿，铝元素的存在形式有铝土矿。

（2）铁元素有两种存在形式：游离态的陨铁和化合态的铁矿石。

2．金属单质的用途：

（1）利用钠元素的特征焰色（黄色）制高压钠灯，高压钠灯的透雾力强，可以做航标灯；利用钠单质的熔点低，钠钾合金常温下呈液态，做原子反应堆的导热剂；利用钠单质制备过氧化钠，利用钠单质还原熔融态的四氯化钛制备金属钛。

（2）镁条燃烧发出耀眼的白光，用来做照明弹。

（3）利用铝的良好导电性，做导线。利用铝块和铝粉的颜色都是银白色，铝粉制成银粉（白色涂料）。

3．金属化合物的用途：

（1）过氧化钠做漂白剂，过氧化钠做水下作业、坑道下作业的供氧剂；氯化钠、碳酸钠、碳酸氢钠做食品添加剂；氯化钠做为制备单质钠和氯气的原料，氯化钠做为制备氢氧化钠、氢气、氯气的原料。

（2）氧化镁的熔点高，做耐高温的材料：耐火管、耐火坩埚、耐高温的实验仪器。

（3）明矾做净水剂。

4．金属的分类：

（1）根据冶金工业标准分类：铁（铬、锰）为黑色金属，其余金属（钠镁铝等）为有色金属。

（2）根据密度分类：密度大于4.5g/cm3的金属是重金属：如铁、铜、铅、钡，密度小于4.5g/cm3的金属是轻金属：如钠、镁、铝。

5．氧化物的分类：二元化合物，其中一种元素是氧元素，并且氧元素呈负二价的化合物是氧化物。

（1）氧化物（根据氧化物中非氧元素的种类）分为金属氧化物和非金属氧化物。

（2）金属氧化物分为酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物。

（3）非金属氧化物分为酸性氧化物、不成盐氧化物。

（4）氧化物（根据氧化物是否与碱或酸反应生成盐）分为成盐氧化物和不成盐氧化物（CO、NO）。

（5）成盐氧化物分为酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物。

（6）酸性氧化物分为高价态的金属氧化物（Mn2O7）和非金属氧化物（CO2）。

（7）碱性氧化物只能是金属氧化物（CaO）。

（8）两性氧化物只能是金属氧化物（Al2O3、ZnO）。

6．金属氢氧化物的分类：碱性氢氧化物和两性氢氧化物。

7．含金属阳离子的物质分为金属单质、金属氧化物、金属氢氧化物、金属无氧酸盐、金属含氧酸盐。

8．酸根离子分为三类：

（1）含金属元素的含氧酸根离子（AlO2-、MnO4-）。

（2）含非金属元素的含氧酸根离子（NO3-）。

（3）含非金属元素的无氧酸根离子（Cl-）等。

9．阳离子分类：

（1）金属阳离子（Na+）和非金属阳离子（H+、NH4+）。

+（2）阳离子分单一价态阳离子（Na）和变价态阳离子（Fe2+、Fe3+），单一价态的阳离子和最

高价态的阳离子只有氧化性，氧化性顺序：Ag+Fe3+Cu2+H+；较低价态的金属离子既有氧化性又有还原性，遇到强氧化剂呈还原性，遇到强还原剂呈氧化性。

10．温度不同产物不同的化学方程式：

4Na+O2=2Na2O；2Na+O2=Na2O2

11．量不同产物不同的化学方程式：

CO2+NaOH=NaHCO3CO2+2NaOH=Na2CO3+H2O

Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaClNa2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3+NaOH+H2O2NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+Na2CO3+2H2O

Al2(SO4)3+6NaOH=2Al(OH)3↓+3Na2SO4

Al2(SO4)3+8NaOH=2NaAlO2+3Na2SO4+4H2O

2KAl(SO4)2+3Ba(OH)2=2Al(OH)3↓+3BaSO4↓+K2SO4KAl(SO4)2+2Ba(OH)2=2H2O+2BaSO4↓+KAlO2

12．物质既能跟强酸反应又能跟强碱反应的的化学方程式：

2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑

Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2OAl2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O

Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2OAl(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O

NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2ONaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑

13．相互转化的化学方程式

氧化还原反应实例：除去氯化铁中的氯化亚铁：2FeCl2+Cl2=2FeCl3

氧化还原反应实例：除去氯化亚铁中的氯化铁：2FeCl3+Fe=3FeCl2

酸碱性实例：除去碳酸氢钠中的碳酸钠：Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3

酸碱性实例：除去碳酸钠中的碳酸氢钠：NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O2NaHCO3=Na2CO3+CO2↑+H2O

14．酸碱性强弱区别的化学方程式

硫酸铝溶液中滴入过量的强碱溶液不再有沉淀：

Al2(SO4)3+8NaOH=2NaAlO2+3Na2SO4+4H2O

离子方程式：Al3++4OH-=AlO2-+2H2O

硫酸铝溶液中滴入过量的弱碱氨水溶液始终有沉淀：Al2(SO4)3+6NH3·H2O=2Al(OH)3↓+3(NH4)2SO4

离子方程式：Al3++3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH4+

15．互滴法鉴别无色试剂的实验组：碳酸钠溶液和盐酸，硫酸铝溶液和强碱，偏酸盐溶液和强酸

16．Fe2+的检验：

①取少量待测液于试管中，在试管中滴入可溶性碱溶液，先产生白色沉淀，过一会沉淀变成灰绿色，最终变成红褐色，说明溶液中有Fe2+。

④发生氧化还原反应的离子：S2-、I-；21．与Al3+不能共存的离子有：；①发生复分解反应的离子：OH-；22．与H+不能共存的离子有：；①发生复分解反应产生气体的离子：CO32-、HC；②发生复分解反应产生沉淀的离子：AlO2-、[S；③发生复分解反应没有任何现象的离子：OH-、F-；23．与OH-不能共存的离子有：；①发生复分解反应产生气体的离子：NH

④发生氧化还原反应的离子：S2-、I-。

21．与Al3+不能共存的离子有：

①发生复分解反应的离子：OH-。②发生络合反应的离子：F-。③发生双水解反应的离子：CO32-、HCO3-、S2-、AlO2-。

22．与H+不能共存的离子有：

①发生复分解反应产生气体的离子：CO32-、HCO3-、（S2-、HS-、S2O32-）。

②发生复分解反应产生沉淀的离子：AlO2-、[SiO32-、C6H5O-（石炭酸根）]。

③发生复分解反应没有任何现象的离子：OH-、F-、ClO-、（PO43-、HPO42-、H2PO4-、CH3COO-、HC2O4-、C2O42-）。

23．与OH-不能共存的离子有：

①发生复分解反应产生气体的离子：NH4+。

②发生复分解反应产生沉淀的离子：金属活动顺序表中镁以后的离子：Mg2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Cu2+、Ag+。

③发生复分解反应没有任何现象的离子：H+、HCO3-、（HS-、HSO3-、HPO42-、H2PO4-、HC2O4-）。

24．易失电子的物质除了金属外，还含有强还原性的物质：H2S、K2S、HI、KI。

25．原子的最外层只有1个电子的元素有：

（1）H。（2）Na、K、Rb、Cs。（3）Cu、Ag、Au。

②取少量待测液于试管中，在试管中先滴入KSCN溶液，无现象，再滴入氯水，溶液马上变成血红色，说明溶液中有Fe2+。

17．Fe3+的检验：

①取少量待测液于试管中，在试管中滴入可溶性碱溶液，产生红褐色沉淀，说明溶液中有Fe3+。②取少量待测液于试管中，在试管中先滴入KSCN溶液，溶液马上变成血红色，说明溶液中有Fe3+。

18．指示剂颜色变化：

①在盛有水的试管里，加入过氧化钠，然后滴入指示剂：酚酞先变红后褪色（紫色石蕊先变蓝后褪色）。

②在盛有水的试管里，加入碳酸钠，然后滴入指示剂：酚酞变红（紫色石蕊变蓝）。

③在盛有水的试管里，加入碳酸氢钠，然后滴入指示剂：酚酞变红（紫色石蕊变蓝）。

19．氯化铁溶液可以止血，氯化铁溶液可以用来腐蚀电路板，饱和氯化铁溶液滴入沸水中可以制备氢氧化铁胶体，铝化铁溶液蒸干得到氢氧化铁，灼烧得到氧化铁。

20．与Fe3+不能共存的离子有：

①发生复分解反应的离子：OH-。②发生络合反应的离子：SCN-。③发生双水解反应的离子：CO32-、HCO3-。