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高中化學知識點規(guī)律大全（一） ——化學反應與能量 1．氧化還原反應 [氧化還原反應] 有電子轉移(包括電子的得失和共用電子對的偏移)或有元素化合價升降的反應．如2Na+ C12＝2NaCl(有電子得失)、H2+ C12＝2HCl(有電子對偏移)等反應均屬氧化還原反應。 氧化還原反應的本質是電子轉移(電子得失或電子對偏移)。 [氧化還原反應的特征] 在反應前后有元素的化合價發(fā)生變化．根據氧化還原反應的反應特征可判斷一個反應是否為氧化還原反應．某一化學反應中有元素的化合價發(fā)生變化，則該反應為氧化還原反應，否則為非氧化還原反應。 [氧化劑與還原劑] 概 念 含 義 概 念 含 義 氧化劑 反應后所含元素化合價降低的反應物 還原劑 反應后所含元素化合價升高的反應物 被氧化 還原劑在反應時化合價升高的過程 被還原 氧化劑在反應時化合價降低的過程 氧化性 氧化劑具有的奪電子的能力 還原性 還原劑具有的失電子的能力 氧化反應 元素在反應過程中化合價升高的反應 還原反應 元素在反應過程中化合價降低的反應 氧化產物 還原劑在反應時化合價升高后得到的產物 還原產物 氧化劑在反應時化合價降低后得到的產物 氧化劑與還原劑的相互關系 ． [氧化還原反應與四種基本反應類型的關系] 如右圖所示．由圖可知：置換反應都是氧化還原反應；復分解反應都不是氧化還原反應，化合反應、分解反應不一定是氧化還原反應． [氧化還原反應中電子轉移的方向、數目的表示方法] (1)單線橋法．表示在反應過程中反應物里元素原子間電子轉移的數目和方向．用帶箭頭的連線從化合價升高的元素開始，指向化合價降低的元素，再在連線上方標出電子轉移的數目． 在單線橋法中，箭頭的指向已經表明了電子轉移的方向，因此不能再在線橋上寫“得”、“失”字樣． (2)雙線橋法．表示在反應物與生成物里，同一元素原子在反應前后電子轉移的數目和方向．在氧化劑與還原產物、還原劑與氧化產物之間分別用帶箭頭的連線從反應前的有關元素指向反應后的該種元素，并在兩條線的上、下方分別寫出“得”、“失”電子及數目．例如： 2．離子反應 [離子反應]有離子參加或有離子生成的反應，都稱為離子反應．離子反應的本質、類型和發(fā)生的條件： (1)離子反應的本質：反應物中某種離子的濃度減?。? (2)離子反應的主要類型及其發(fā)生的條件： ①離子互換(復分解)反應．具備下列條件之一就可以使反應朝著離子濃度減小的方向進行，即離子反應就會發(fā)生． a．生成難溶于水的物質．如：Cu2＋+ 2OH－＝Cu(OH)2↓ 注意：當有關離子濃度足夠大時，生成微溶物的離子反應也能發(fā)生．如： 2Ag＋+ SO42—＝Ag2SO4↓ Ca2＋+ 2OH－＝Ca(OH)2↓ 或者由微溶物生成難溶物的反應也能生成．如當石灰乳與Na2CO3溶液混合時，發(fā)生反應： Ca(OH)2 + CO32—＝CaCO3↓+ 2OH－ b．生成難電離的物質(即弱電解質)．如：H＋+ OH－＝H2O H＋+ CH3COO－＝CH3COOH c．生成揮發(fā)性物質(即氣體)．如：CO32－+ 2H＋＝CO2↑+ H2O NH4＋+ OH－NH3↑+ H2O ②離子間的氧化還原反應．由強氧化劑與強還原劑反應，生成弱氧化劑和弱還原劑，即反應朝著氧化性、還原性減弱的方向進行．例如： Fe + Cu2＋＝Fe2＋+ Cu Cl2 + 2Br－＝2C1－+ Br2 2MnO4－+ 16H＋+ 10C1－＝2Mn2＋+ 5C12↑+ 8H2O 書寫離子方程式時應注意的問題： (1)電解質在非電離條件下(不是在水溶液中或熔融狀態(tài))，雖然也有離子參加反應，但不能寫成離子方程式，因為此時這些離子并沒有發(fā)生電離．如NH4Cl固體與Ca(OH)2固體混合加熱制取氨氣的反應、濃H2SO4與固體(如NaCl、Cu等)的反應等，都不能寫成離子方程式．相反，在某些化學方程式中，雖然其反應物不是電解質或強電解質，沒有大量離子參加反應，但反應后產生了大量離子，因此，仍可寫成離子方程式．如Na、Na2O、Na2O2、SO3、Cl2等與H2O的反應． (2)多元弱酸的酸式鹽，若易溶于水，則成鹽的陽離子和酸根離子可拆開寫成離子的形式，而酸根中的H＋與正鹽陰離子不能拆開寫．例如NaHS、Ca(HCO3)2等，只能分別寫成Na＋、HS－和Ca2＋、HCO3－等酸式酸根的形式． (3)對于微溶于水的物質，要分為兩種情況來處理： ①當作反應物時？，微溶物要保留化學式的形式，不能拆開． ②當作反應物時，若為澄清的稀溶液，應改寫為離子形式，如澄清石灰水等；若為濁液或固體，要保留化學式的形式而不能拆開，如石灰乳、熟石灰等． (4)若反應物之間由于物質的量之比不同而發(fā)生不同的反應，即反應物之間可發(fā)生不止一個反應時，要考慮反應物之間物質的量之比不同，相應的離子方程式也不同．例如，向NaOH溶液中不斷通入CO2氣體至過量，有關反應的離子方程式依次為： CO2+ 2OH—＝CO32—+ H2O（CO2適量） CO2+ OH—＝HCO3—（CO2足量） 在溶液中離子能否大量共存的判斷方法： 幾種離子在溶液中能否大量共存，實質上就是看它們之間是否發(fā)生反應．若離子間不發(fā)生反應，就能大量共存；否則就不能大量共存．離子間若發(fā)生下列反應之一，就不能大量共存． (1)生成難溶物或微溶物．如Ca2＋與CO32－、SO42－、OH－；Ag＋與C1－、Br－、I－、SO32－，等等． (2)生成氣體．如NH4＋與OH－；H＋與HCO3－、CO32－、S2－、HS－、SO32－、HSO3－等． (3)生成難電離物質(弱酸、弱堿、水)．如H＋與C1O－、F－、CH3COO－生成弱酸；OH－與NH4＋、 A13＋、Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋等生成弱堿；H＋與OH－生成H2O． (4)發(fā)生氧化還原反應．具有氧化性的離子(如MnO4－、ClO－、Fe3＋等)與具有還原性的離子( 如S2－、I－、SO32－、Fe2＋等)不能共存．應注意的是，有些離子在堿性或中性溶液中可大量共存，但在酸性條件下則不能大量共存，如SO32－與S2－，NO3－與I－、S2－、SO32－、Fe2＋等． *(5)形成配合物．如Fe3＋與SCN－因反應生成Fe(SCN)3而不能大量共存． *(6)弱酸根陰離子與弱堿陽離子因易發(fā)生雙水解反應而不能大量共存，例如Al3＋與HCO3－、CO32－、A1O2－等． 說明： 在涉及判斷離子在溶液中能否大量共存的問題時，要注意題目中附加的限定性條件： ①無色透明的溶液中，不能存在有色離子，如Cu2＋(藍色)、Fe3＋(黃色)、Fe2＋(淺綠色)、MnO4－(紫色)． ②在強酸性溶液中，與H＋起反應的離子不能大量共存． ③在強堿性溶液中，與OH－起反應的離子不能大量共存． [離子方程式的書寫步驟] (1)“寫”：寫出完整的化學方程式． (2)“拆”：將化學方程式中易溶于水、易電離的物質(強酸、強堿、可溶性鹽)拆開改寫為離子形式；而難溶于水的物質(難溶性鹽、難溶性堿)、難電離的物質(水、弱酸、弱堿)、氧化物、氣體等仍用化學式表示． (3)“刪”：將方程式兩邊相同的離子(包括個數)刪去，并使各微粒符號前保持最簡單的整數比． (4)“查”：檢查方程式中各元素的原子個數和電荷總數是否左右相等． [復分解反應類型離子反應發(fā)生的條件] 復分解反應總是朝著溶液中自由移動的離子數目減少的方向進行．具體表現為： (1)生成難溶于水的物質．如：Ba2＋+ SO42－＝BaSO4↓ (2)生成難電離的物質(水、弱酸、弱堿)．如H＋+ OH－＝H2O (3)生成氣體．如：CO32－+ 2H＋＝CO2↑+ H2O 3．化學反應中的能量變化 [放熱反應] 放出熱量的化學反應．在放熱反應中，反應物的總能量大于生成物的總能量： 反應物的總能量＝生成物的總能量 + 熱量 + 其他形式的能量 放熱反應可以看成是“貯存”在反應物內部的能量轉化并釋放為熱能及其他形式的能量的反應過程． [吸熱反應] 吸收熱量的化學反應．在吸熱反應中，反應物的總能量小于生成物的總能量： 生成物的總能量＝反應物的總能量 + 熱量 + 其他形式的能量 吸熱反應也可以看成是熱能及其他形式的能量轉化并“貯存”為生成物內部能量的反應過程． *[反應熱] (1)反應熱的概念：在化學反應過程中，放出或吸收的熱量，統(tǒng)稱為反應熱．反應熱用符號△H表示，單位一般采用kJmol－1． (2)反應熱與反應物、生成物的鍵能關系：△H＝生成物鍵能的總和 －反應物鍵能的總和 (3)放熱反應與吸熱反應的比較． 反應熱 放熱反應 吸熱反應 含義 反應物所具有的總能量大于生成物所具有的總能量，反應物轉化為生成物時放出熱量 反應物所具有的總能量小于生成物所具有的總能量，反應物轉化為生成物時吸收熱量 反應本身的 能量變化 反應放出熱量后使反應本身的能量降低 反應吸收熱量后使反應本身的能量升高 表示符號或ΔH值 “－” ΔH＜0 “+” ΔH＞0 說明：放熱反應和吸熱反應過程中的能量變化示意圖如圖3—1—2所示． [熱化學方程式] (1)熱化學方程式的概念：表明反應所放出或吸收熱量的化學方程式，叫做熱化學方程式． (2)書寫熱化學方程式時應注意的問題： ①需注明反應的溫度和壓強．因為反應的溫度和壓強不同時，其△H也不同．若不注明時，則是指在101kPa和25℃時的數據． ②反應物、生成物的聚集狀態(tài)要注明．同一化學反應，若物質的聚集狀態(tài)不同，則反應熱就不同．例如： H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) △H＝－241.8kJmol—1 H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(l) △H＝－285.8kJmol—1 比較上述兩個反應可知，由H2與O2反應生成1 mol H2O(l)比生成1 mol H2O(g)多放出44 kJmol—1的熱量． ③反應熱寫在化學方程式的右邊．放熱時△H用“－”，吸熱時△H用“＋”． 例如： H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) －241.8kJmol—1 ④熱化學方程式中各物質前的化學計量數不表示分子個數，而只表示物質的量(mol)，因此，它可用分數表示．對于相同物質的反應，當化學計量數不同時，其△H也不同．例如： 2H2(g) + O2(g)＝2H2O(g) △Hl＝－483.6 kJmol—1 H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) △H2＝－241.8kJmol—1 顯然，△Hl＝2△H2． *[蓋斯定律] 對于任何一個化學反應，不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同的．也就是說，化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)(各反應物)和終態(tài)(各生成物)有關，而與具體反應進行的途徑無關．如果一個反應可以分幾步進行，則各步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱是相同的． *4．燃燒熱和中和熱 燃燒熱 中和熱 定義 在101 kPa時，1 mol物質完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物所放出熱量 在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應而生成1 mol H2O時所放出的熱量 熱化學方程式中的表示形式 以燃燒1mol物質為標準來配平其余物質的化學計量數 物質的化學計量數平其余物質的化學計量數 注意點 “完全燃燒”包含兩個方面的意思：①燃燒的物質全部燃燒完；②生成穩(wěn)定氧化物，如C完全燃燒生成CO2，S完全燃燒生成SO2；等等 當強酸與強堿在稀溶液中發(fā)生中和反應時，1 molH＋與1 molOH－發(fā)生反應生成1 molH2O，都放出57．3kJ的熱量．即： H＋(aq) + OH－(aq)＝H2O(1) △H＝－57.3 kJmol－1 說明 利用燃燒熱可以計算物質在燃燒過程中所放出的熱量 當強酸與弱堿或弱酸與強堿或弱酸與弱堿發(fā)生中和反應時，因生成的鹽會發(fā)生水解而吸熱，故此時中和熱要小于57.3 kJmol－1 高中化學知識點規(guī)律大全（二） ——化學反應速率和化學平衡 1．化學反應速率 [化學反應速率的概念及其計算公式] (1)概念：化學反應速率是用來衡量化學反應進行的快慢程度，通常用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示．單位有molL－1min－1或molL－1s－1 (2)計算公式：某物質X的化學反應速率： 注意 ①化學反應速率的單位是由濃度的單位(molL－1)和時間的單位(s、min或h)決定的，可以是molL－1s－1、molL－1min－1或molL－1h－1，在計算時要注意保持時間單位的一致性． ②對于某一具體的化學反應，可以用每一種反應物和每一種生成物的濃度變化來表示該反應的化學反應速率，雖然得到的數值大小可能不同，但用各物質表示的化學反應速率之比等于化學方程式中相應物質的化學計量數之比．如對于下列反應： mA + nB ＝ pC + qD 有：∶∶∶＝m∶n∶p∶q 或： ③化學反應速率不取負值而只取正值． ④在整個反應過程中，反應不是以同樣的速率進行的，因此，化學反應速率是平均速率而不是瞬時速率． [有效碰撞] 化學反應發(fā)生的先決條件是反應物分子(或離子)之間要相互接觸并發(fā)生碰撞，但并不是反應物分子(或離子)間的每一次碰撞都能發(fā)生化學反應．能夠發(fā)生化學反應的一類碰撞叫做有效碰撞． [活化分子] 能量較高的、能夠發(fā)生有效碰撞的分子叫做活化分子． 說明 ①活化分子不一定能夠發(fā)生有效碰撞，活化分子在碰撞時必須要有合適的取向才能發(fā)生有效碰撞．②活化分子在反應物分子中所占的百分數叫做活化分子百分數．當溫度一定時，對某一反應而言，活化分子百分數是一定的．活化分子百分數越 大，活化分子數越多，有效碰撞次數越多． [影響化學反應速率的因素] 影響因素 對化學反應速率的影響 說明或舉例 反應物本 身的性質 不同的化學反應有不同的反應速率 Mg粉和Fc粉分別投入等濃度的鹽酸中時，Mg與鹽酸的反應較劇烈，產生H2的速率較快 濃 度 其他條件不變時，增大(減小)反應物的濃度，反應速率增大(減小) ①增大(減小)反應物濃度，單位體積內活化分子數增多(減少)，有效碰撞次數增多(減少)，但活化分子百分數不變②氣、固反應或固、固反應時，固體的濃度可認為是常數，因此反應速率的大小只與反應物之間的接觸面積有關，而與固體量的多少無關．改變固體的量不影響反應速率 壓 強 溫度一定時，對于有氣體參加的反應，增大(減小)壓強，反應速率增大(減小) ①改變壓強，實際是改變氣體的體積，使氣體的濃度改變，從而使反應速率改變②改變壓強，不影響液體或固體之間的反應速率 溫 度 升高(降低)反應溫度，反應速率增大(減小) ①通常每升高10℃，反應速率增大到原來的2～4倍②升溫，使反應速率加快的原因有兩個方面：a．升溫后，反應物分子的能量增加，部分原來能量較低的分子變?yōu)榛罨肿樱龃罅嘶罨肿影俜謹?，使有效碰撞次數增?主要方面)；b．升高溫度，使分子運動加快，分子間的碰撞次數增多(次要方面) 催化劑 增大化學反應速率 催化劑增大化學反應速率的原因：降低了反應所需的能量(這個能量叫做活化能)，使更多的反應物分子成為活化分子，增大了活化分子百分數，從而使有效碰撞次數增多 光、反應物顆粒的大小等 將反應混合物進行光照、將塊狀固體粉碎等均能增大化學反應速率 AgBr、HClO、濃HNO3等見光分解加快，與鹽酸反應時，大理石粉比大理石塊的反應更劇烈 2．化學平衡 [化學平衡] (1)化學平衡研究的對象：可逆反應的規(guī)律． ①可逆反應的概念：在同一條件下，既能向正反應方向進行同時又能向逆反應方向進行的反應，叫做可逆反應．可逆反應用可逆符號“”表示． [可逆反應] 向生成物方向進行的反應叫正反應；向反應物方向進行的反應叫逆反應．在同一條件下，既能向正反應方向進行，同時又能向逆反應方向進行的反應，叫做可逆反應． 說明 (1)判斷一個反應是否是可逆反應，必須滿足兩個條件：①在同一條件下；②正、逆反應同時進行．如H2 + I22HI，生成的HI在持續(xù)加熱的條件下同時分解，故該反應為可逆反應．而如：2H2 + O2 2H2O 2H2O 2H2↑+ O2↑ 這兩個反應就不是可逆反應． (2)在化學方程式中，用可逆符號“”表示可逆反應． 說明 a．絕大多數化學反應都有一定程度的可逆性，但有的逆反應傾向較小，從整體看實際上是朝著同方向進行的，例如NaOH + HCl ＝ NaCl + H2O． b．有氣體參加或生成的反應，只有在密閉容器中進行時才可能是可逆反應．如CaCO3受熱分解時，若在敞口容器中進行，則反應不可逆，其反應的化學方程式應寫為：CaCO3CaO + CO2↑；若在密閉容器進行時，則反應是可逆的，其反應的化學方程式應寫為：CaCO3CaO + CO2 ②可逆反應的特點：反應不能進行到底．可逆反應無論進行多長時間，反應物都不可能100％地全部轉化為生成物． (2)化學平衡狀態(tài)． ①定義：一定條件(恒溫、恒容或恒壓)下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物(包括反應物和生成物)中各組分的質量分數(或體積分數)保持不變的狀態(tài)． ②化學平衡狀態(tài)的形成過程：在一定條件下的可逆反應里，若開始時只有反應物而無生成物，根據濃度對化學反應速率的影響可知，此時ν正最大而ν逆為0．隨著反應的進行，反應物的濃度逐漸減小，生成物的濃度逐漸增大，則ν正越來越小而ν逆越來越大．當反應進行到某一時刻，ν正＝ν逆，各物質的濃度不再發(fā)生改變，反應混合物中各組分的質量分數(或體積分數)也不再發(fā)生變化，這時就達到了化學平衡狀態(tài)． (3)化學平衡的特征： ①“動”：化學平衡是動態(tài)平衡，正反應和逆反應仍在繼續(xù)進行，即ν正＝ν逆≠0． ②“等”：達平衡狀態(tài)時，ν正＝ν逆，這是一個可逆反應達平衡的本質．ν正＝ν逆的具體含意包含兩個方面：a．用同一種物質來表示反應速率時，該物質的生成速率與消耗速率相等，即單位時間內消耗與生成某反應物或生成物的量相等；b．用不同物質來表示時，某一反應物的消耗速率與某一生成物的生成速率之比等于化學方程式中相應物質的化學計量數之比． ③“定”：達平衡時，混合物各組分的濃度一定；質量比(或物質的量之比、體積比)一定；各組分的質量分數(或摩爾分數、體積分數)一定；對于有顏色的物質參加或生成的可逆反應，顏色不改變．同時，反應物的轉化率最大． 對于反應前后氣體分子數不相等的可逆反應，達平衡時：氣體的總體積(或總壓強)一定；氣體的平均相對分子質量一定；恒壓時氣體的密度一定(注意：反應前后氣體體積不變的可逆反應，不能用這個結論判斷是否達到平衡)． ④“變”．一個可逆反應達平衡后，若外界條件(濃度、溫度、壓強)改變，使各組分的質量(體積、摩爾、壓強)分數也發(fā)生變化，平衡發(fā)生移動，直至在新的條件下達到新的平衡(注意：若只是濃度或壓強改變，而ν正仍等于ν逆，則平衡不移動)．反之，平衡狀態(tài)不同的同一個可逆反應，也可通過改變外界條件使其達到同一平衡狀態(tài)． ⑤化學平衡的建立與建立化學平衡的途徑無關．對于一個可逆反應，在一定條件下，反應無論從正反應開始，還是從逆反應開始，或是正、逆反應同時開始，最終都能達到同一平衡狀態(tài)．具體包括： a．當了T、V一定時，按化學方程式中各物質化學式前系數的相應量加入，并保持容器內的總質量不變，則不同起始狀態(tài)最終可達到同一平衡狀態(tài)． b．當T、P一定(即V可變)時，只要保持反應混合物中各組分的組成比不變(此時在各種情況下各組分的濃度仍然相等，但各組分的物質的量和容器內的總質量不一定相等)，則不同的起始狀態(tài)最終也可達到同一平衡狀態(tài)． 如在恒溫、恒壓時，對于可逆反應：N2 + 3H22NH3，在下列起始量不同情況下達到的是同一平衡狀態(tài)． N2 H2 NH3 A 1 mol 3 mol 0 B 0.5 mol 1.5 mol 0 C 0 0 2 mol D 1 mol 3 mol 2 mol c．對于反應前后氣體體積相等的可逆反應，不論是恒溫、恒容或是恒溫、恒壓，在不同的起始狀態(tài)下，將生成物“歸零”后，只要反應物的物質的量之比不變，就會達到同一平衡狀態(tài)． 如：H2(g) + I2(g) 2HI(g)等． [判斷化學平衡狀態(tài)的依據] mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 反應混合物中各組分的含量 ①各組分的物質的量或各組分的摩爾分數一定 達平衡狀態(tài) ②各組分的質量或各組分的質量分數一定 達平衡狀態(tài) ③各組分的體積或體積分數一定 達平衡狀態(tài) ④總體積、總壓強或總物質的量一定 不一定達平衡狀態(tài) ν正與ν逆的關系 ①單位時間內消耗m mol A，同時生成m mol A， 達平衡狀態(tài) ②單位時間內消耗m mol A（或n mol B），同時消耗p mol C（或q mol D），既ν正＝ν逆 達平衡狀態(tài) ③∶∶∶＝m∶n∶p∶q，此時ν正不一定等于ν逆 不一定達平衡狀態(tài) ④單位時間內生成了p mol C（或q mol D）同時消耗了m mol A（或n mol B），此時均指ν正 不一定達平衡狀態(tài) 壓 強 ①m+n≠p+q時，總壓強一定 達平衡狀態(tài) ②m+n＝p+q時，總壓強一定 不一定達平衡狀態(tài) 混合氣體的平均相對分子質量Mr ①當m+n≠p+q時，Mr一定 達平衡狀態(tài) ②當m+n＝p+q時，Mr一定 不一定達平衡狀態(tài) 混合氣體的密度 恒溫、恒壓或恒溫、恒容時，密度一定 不一定達平衡狀態(tài) [化學平衡常數] 在一定溫度下，當一個可逆反應達到平衡狀態(tài)時，生成物的平衡濃度用化學方程式中的化學計量數作為指數的乘積與反應物的平衡濃度用化學方程式中的化學計量數作為指數的乘積的比值是一個常數，這個常數叫做化學平衡常數，簡稱平衡常數．用符號K表示． (1)平衡常數K的表達式：對于一般的可逆反應：mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 當在一定溫度下達到化學平衡時，該反應的平衡常數為： 注意：a．在平衡常數表達式中，反應物A、B和生成物C、D的狀態(tài)全是氣態(tài)，c(A)、c(B)、c(C)、c(D)均為平衡時的濃度．b．當反應混合物中有固體或純液體時，他們的濃度看做是一個常數，不寫入平衡常數的表達式中．例如，反應在高溫下 Fe3O4(s) + 4H2 3Fe(s) + H2O(g) 的平衡常數表達式為： 又如，在密閉容器中進行的可逆反應CaCO3(s) CaO(s) + CO2↑的平衡常數表達式為：K＝c(CO2) c．平衡常數K的表達式與化學方程式的書寫方式有關．例如： N2 + 3H22NH3 2NH3N2 + 3H2 N2 +H2NH3 顯然，K1、K2、K3具有如下關系：， (2)平衡常數K值的特征： ①K值的大小與濃度、壓強和是否使用催化劑無關．即對于一個給定的反應，在一定溫度下，不論起始濃度(或壓強)和平衡濃度(或壓強)如何，也不論是否使用催化劑，達平衡時，平衡常數均相同． ②K值隨溫度的變化而變化．對于一個給定的可逆反應，溫度不變時，K值不變(而不論反應體系的濃度或壓強如何變化)；溫度不同時，K值不同．因此，在使用平衡常數K值時，必須指明反應溫度． (3)平衡表達式K值的意義： ①判斷可逆反應進行的方向．對于可逆反應：mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)，如果知道在一定溫度下的平衡常數，并且知道某個時刻時反應物和生成物的濃度，就可以判斷該反應是否達到平衡狀態(tài)，如果沒有達到平衡狀態(tài)，則可判斷反應進行的方向． 將某一時刻時的生成物的濃度用化學方程式中相應的化學計量數為指數的乘積，與某一時刻時的反應物的濃度用化學方程式中相應的化學計量數為指數的乘積之比值，叫做濃度商，用Q表示．即： 當Q＝K時，體系達平衡狀態(tài)；當Q＜K，為使Q等于K，則分子(生成物濃度的乘積)應增大，分母(反應物濃度的乘積)應減小，因此反應自左向右(正反應方向)進行，直至到達平衡狀態(tài)；同理，當Q＞K時，則反應自右向左(逆反應方向)進行，直至到達平衡狀態(tài)． ②表示可逆反應進行的程度． K值越大，正反應進行的程度越大(平衡時生成物的濃度大，反應物的濃度小)，反應物的轉化率越高；K值越小，正反應進行的程度越小，逆反應進行的程度越大，反應物的轉化率越低． [反應物平衡轉化率的計算公式] 某一反應物的平衡轉化率＝％ ＝％ 說明 計算式中反應物各個量的單位可以是molL－1”、mol，對于氣體來說還可以是L或mL，但必須注意保持分子、分母中單位的一致性． 3．影響化學平衡移動的條件 [化學平衡的移動] 已達平衡狀態(tài)的可逆反應，當外界條件(濃度、溫度、壓強)改變時．由于對正、逆反應速率的影響不同，致使ν正≠ν逆，則原有的化學平衡被破壞，各組分的質量(或體積)分數發(fā)生變化，直至在新條件一定的情況下ν正′＝ν逆′，而建立新的平衡狀態(tài)．這種可逆反應中舊化學平衡的破壞、新化學平衡的建立，由原平衡狀態(tài)向新化學平衡狀態(tài)的轉化過程，稱為化學平衡的移動． 說明 (1)若條件的改變使ν正＞ν逆，則平衡向正反應方向移動；若條件的改變使ν正＜ν逆，則平衡向逆反應方向移動．但若條件改變時，ν正仍然等于ν逆，則平衡沒有發(fā)生移動． (2)化學平衡能夠發(fā)生移動，充分說明了化學平衡是一定條件下的平衡狀態(tài)，是一種動態(tài)平衡． (3)化學平衡發(fā)生移動而達到新的平衡狀態(tài)時，新的平衡狀態(tài)與原平衡狀態(tài)主要的不同點是：①新的平衡狀態(tài)的ν正或ν逆與原平衡狀態(tài)的ν正或ν逆不同；②平衡混合物里各組分的質量(或體積)分數不同． [影響化學平衡的因素] (1)濃度對化學平衡的影響．一般規(guī)律：當其他條件不變時，對于已達平衡狀態(tài)的可逆反應，若增加反應物濃度或減少生成物濃度，則平衡向正反應方向移動(即向生成物方向移動)；若減少反應物濃度或增加生成物濃度，則平衡向逆反應方向移動(即向反應物方向移動)． 特殊性：對于氣體與固體或固體與固體之間的反應，由于固體的濃度可認為是常數，因此改變固體的量平衡不發(fā)生移動．如反應C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g)達平衡狀態(tài)后，再加入焦炭的量，平衡不發(fā)生移動． 說明 ①濃度對化學平衡的影響，可用化學反應速率與濃度的關系來說明．對于一個已達平衡狀態(tài)的可逆反應，ν正＝ν逆．若增大反應物的濃度，則ν正增大，而，ν逆增大得較慢，使平衡向正反應方向移動．如果減小生成物的濃度，這時雖然，ν正并未增大，但ν逆減小了，同樣也使，ν正＞ν逆，使平衡向正反應方向移動．同理可分析出：增大生成物的濃度或減小反應物的濃度時，平衡向逆反應方向移動． ②在生產上，往往采用增大容易取得的或成本較低的反應物濃度的方法，使成本較高的原料得到充分利用．例如，在硫酸工業(yè)里，常用過量的空氣使SO2充分氧化，以生成更多的SO3． (2)壓強對化學平衡的影響．一般規(guī)律：對于有氣體參加且反應前后氣體體積不相等的可逆反應，在其他條件不變的情況下，若增大壓強(即相當于縮小容器的體積)，則平衡向氣體總體積減小的方向移動，若減小壓強(即增大容器的體積)，則平衡向氣體總體積增大的方向移動． 特殊性：①對于反應前后氣體總體積相等的可逆反應達平衡后，改變壓強，平衡不發(fā)生移動，但氣體的濃度發(fā)生改變．例如可逆反應H2(g) + I2(g)2HI(g)達平衡后，若加大壓強，平衡不會發(fā)生移動，但由于容器體積減小，使平衡混合氣各組分的濃度增大，氣體的顏色加深(碘蒸氣為紫紅色)．②對于非氣態(tài)反應(即無氣體參加和生成的反應)，改變壓強，此時固、液體的濃度未改變，平衡不發(fā)生移動。 ③恒溫、恒容時充入不參與反應的氣體，此時雖然容器內的壓強增大了，但平衡混合氣中各組分的濃度并未改變，所以平衡不移動． 說明 ①壓強對平衡的影響實際上是通過改變容器的容積，使反應混合物的濃度改變，造成ν正≠ν逆。而使平衡發(fā)生移動．因此，有時雖然壓強改變了，但ν正仍等于ν正，則平衡不會移動． ②對于有氣體參加且反應前后氣體體積不相等的可逆反應，增大壓強，ν正、ν逆都會增大，減小壓強，ν正、ν逆都會減小，但由于ν正、ν逆增大或減小的倍數不相同，從而導致平衡發(fā)生移動．例如，可逆反應N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)在一定溫度和壓強下達到平衡后，其平衡常數K為： 若將壓強增至原來的2倍，則各組分的濃度增至原來的2倍．此時： 由于在一定溫度下，K值為常數，要使上式的值仍等于K，則必須使c(NH3)增大、c(N2)和c(H2)減小，即平衡向合成NH3的方向(正反應方向)移動． ③對于反應前后氣體總體積相等的可逆反應，改變壓強，ν正與ν逆的變化程度相同，ν正仍然等于ν逆。，故平衡不發(fā)生移動．例如，可逆反應H2(g) + I2(g) 2HI(g)在一定溫度和壓強下達到平衡后，其平衡常數K為： 若將壓強增至原來的2倍，則各組分的濃度增至原來的2倍．此時： 上式的值仍與K值相等，即平衡不發(fā)生移動． (3)溫度對化學平衡的影響．一般規(guī)律：當其他條件不變時，升高溫度，使平衡向吸熱方向移動；降低溫度，則使平衡向放熱反應方向移動． 說明 ①化學反應過程均有熱效應．對于一個可逆反應來說，如果正反應是放熱反應，則逆反應必為吸熱反應． ②當升高(降低)溫度時，ν正、ν逆會同時增大(減小)，但二者增大(減小)的倍數不相同，從而導致化學平衡發(fā)生移動．(化學平衡移動原理(勒夏特列原理)) (1)原理內容：如果改變影響平衡的一個條件(如溫度、壓強或溫度等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動． (2)勒夏特列原理適用的范圍：已達平衡的體系(如溶解平衡、化學平衡、電離平衡、水解平衡等)．勒夏特列原理不適用于未達平衡的體系，如對于一個剛從反應物開始進行的氣相可逆反應來說，增大壓強，反應總是朝著正反應方向進行的，由于未達平衡，也就無所謂平衡移動，因而不服從勒夏特列原理． (3)勒夏特列原理適用的條件：只限于改變影響平衡的一個條件．當有兩個或兩個以上的條件同時改變時，如果這些條件對平衡移動的方向是一致的，則可增強平衡移動．但如果這些條件對平衡移動的方向影響不一致，則需分析哪一個條件變化是影響平衡移動的決定因素． (4)勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋：外界條件改變使平衡發(fā)生移動的結果，是減弱對這種條件的改變，而不是抵消這種改變．也就是說：外界因素對平衡體系的影響占主要方面． [催化劑與化學平衡的關系] 使用催化劑能同等程度地增大ν正、ν逆，因此，在一個可逆反應中使用催化劑時，能縮短反應達到平衡時所需的時間．但由于ν正仍等于ν逆，所以，使用催化劑對化學平衡的移動沒有影響，不能改變平衡混合物中各組分的百分比組成． [反應物用量對平衡轉化率的影響] (1)若反應物只有一種，如aA(g) bB(g) + cC(g)，則增加A的量，平衡向正反應方向移動，但A的平衡轉化率究竟如何變化，要具體分析反應前后氣體體積的相對大?。纾孩偃鬭＝b+c，則A的轉化率不變；②若a＞b+c，則A的轉化率增大；③若a＜b+c，則A的轉化率減?。? (2)若反應物不只一種，如aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)．則： ①若只增加反應物A的量，平衡向正反應方向移動，則反應物B的轉化率增大，但由于外界因素占主要方面，故A的轉化率減小． ②若按原比例同倍數地增加反應物A與B的量，A、B的轉化率的變化有以下三種情況： a．當a+b＝c+d時，A、B的轉化率都不變； b．當a+b＞c+d時，A、B的轉化率都減?。? c．當a+b＜c+d時，A、B的轉化率都增大． [化學反應速率與化學平衡的區(qū)別與聯系] 化學反應速率 化學平衡 區(qū)別 概念 略 略 研究對象 所有化學反應 只研究可逆反應 催化劑的影響 使用催化劑能加快化學反應速率 催化劑不能使化學平衡發(fā)生移動 相互聯系 ①在一定條件下，當ν正＝ν逆時，即說明該可逆反應達平衡狀態(tài) ②在可逆反應中，反應速率大，達到平衡所需的時間短；反應速率小，達到平衡所需的時間長 ③改變條件，若ν正增大，平衡不一定向正反應方向移動；同樣，ν逆增大，平衡也不一定向逆反應方向移動．改變條件后，平衡究竟向哪一個方向移動，只有比較出ν正與ν逆哪個更大后，才能確定平衡移動的方向 [化學反應速率和化學平衡計算的基本關系式] 對于可逆反應： mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) (1)用各物質表示的反應速率之比等于化學方程式中相應物質化學式前的化學計量數之比．即：∶∶∶＝m∶n∶p∶q (2)各物質的變化量之比＝化學方程式中相應的化學計量數之比 (3)反應物的平衡量＝起始量－消耗量 生成物的平衡量＝起始量＋增加量 表示為： mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 起始量／mol a b c d 變化量／mol 平衡量／mol a b (4)達平衡時，反應物A(或B)的平衡轉化率α(％)： α(A)(或B)＝100％ α(A)(或B)＝100％ α(A)(或B)＝100％ (5)在一定溫度下，反應的平衡常數 (6)阿伏加德羅定律及其三個重要推論： ①恒溫、恒容時：，Bp任何時刻時反應混合氣體的總壓強與其總物質的量成正比； ②恒溫、恒壓時：，即任何時刻時反應混合氣體的總體積與其總的物質的量成正比； ③恒溫、恒容時：，即任何時刻時反應混合氣體的密度與其反應混合氣體的平均相對分子質量成正比． (7)混合氣體的密度： (8)混合氣體的平均相對分子質量Mr的計算： ①Mr＝M(A)a％ + M(B)b％ + … 其中M(A)、M(B)…分別是氣體A、B…的相對分子質量；a％、b％…分別是氣體A、B…的體積(或摩爾)分數． ② 4．合成氨條件的選擇 [合成氨條件的選擇] (1)合成氨反應的特點：反應物、生成物均為氣體且正反應是氣體體積減小、放熱的可逆反應． N2(g) + H2(g) 2NH3(g) (2)選擇適宜條件的目的：盡可能增大合成氨的反應速率，縮短到達平衡的時間，提高氨的產率． (3)選擇適宜條件的依據：外界條件對化學反應速率和化學平衡影響的規(guī)律． (4)選擇適宜條件的原則： ①既要注意外界條件對二者(合成氨的反應速率和氨的產率)影響的一致性，又要注意對二者影響的矛盾性； ②既要注意溫度、催化劑對反應速率影響的一致性，又要注意催化劑的活性對溫度的限制； ③既要注意理論上生產的要求，又要注意實際操作的可能性． (5)合成氨的適宜條件： ①溫度為500℃左右； ②壓強為20Mpa～50MPa； ③使用以鐵為主體的多成分催化劑(稱為鐵觸媒)． 說明 ①選擇合成氨溫度為500℃的原因：a．溫度高時，雖然能增大合成NH3的反應速率，但溫度越高越會使平衡向逆反應方向移動，越不利于NH3的合成；溫度低時，雖有利于平衡向合成NH3的方向移動，但反應速率太小，達到平衡所需的時間太長．b．鐵觸媒在500℃左右時活性最大． ②選擇合成氨壓強為20 MPa～50 MPa的原因：壓強增大時，既能提高合成氨的反應速率，又能使平衡向合成氨的方向移動，但壓強大時，對設備的要求和技術操作的要求就高，消耗的動力也大． (6)在合成氨生產中同時采取的措施： ①將生成的氨及時從平衡混合氣體中分離出去，未反應的N2、H2重新送回合成塔中進行循環(huán)操作，使平衡向合成氨的方向移動，以提高N2和H2的轉化率． ②不斷向循環(huán)氣體中補充N2、H2，以提高反應物的濃度． ③加入過量的N2，使成本較高的H2得以充分利用． [化學反應速率和化學平衡圖像題的解答關鍵] (1)弄清曲線的起點是否是從“0”點開始；弄清轉折點和終點的位置．先出現轉折點的曲線表示反應速率大、先達到平衡，該曲線對應的溫度高或壓強大；后出現轉折點的曲線則表示反應速率小、后達到平衡，該曲線所對應的溫度低或壓強小； (2)弄清曲線的變化是呈上升趨勢還是下降趨勢； (3)弄清橫坐標、縱坐標所代表的意義． 高中化學知識點規(guī)律大全（三） ——電離平衡 [電解質與非電解質] (1)電解質：在水溶液里或者熔融狀態(tài)下能夠導電的化合物叫電解質．電解質不一定能導電，而只有在溶于水或熔融狀態(tài)時電離出自由移動的離子后才能導電(因此，電解質導電的原因是存在自由移動的離子)．能導電的不一定是電解質，如金屬、石墨等單質． (2)非電解質：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導電的化合物．因為非電解質歸屬于化合物，故如C12等不導電的單質不屬于非電解質． (3)電解質與非電解質的比較． 電解質 非電解質 區(qū) 別 能否導電 溶于水后或熔融狀態(tài)時能導電 不能導電 能否電離 溶于水或受熱熔化時能電離產生自由移動的離子 不能電離，因此沒有自由移動的離子存在 所屬物質 酸、堿、鹽等 蔗糖、酒精等大部分有機物，氣體化合物如NH3、SO2等 聯系 都屬于化合物 說明：某些氣體化合物的水溶液雖然能導電，但其原因并非該物質本身電離生成了自由移動的離子，因此這些氣體化合物屬于非電解質．例如；氨氣能溶于水，但NH3是非電解質．氨水能導電是因為NH3與H2O反應生成了能電離出NH4＋和OH－的NH3H2O的緣故，所以NH3H2O才是電解質． [強電解質與弱電解質] (1)強電解質：溶于水后全部電離成離子的電解質． (2)弱電解質：溶于水后只有一部分分子能電離成離子的電解質． (3)強電解質與弱電解質的比較． 強電解質 弱電解質 代表物質 ①強酸：如H2SO4、HNO3、HCl等②強堿：如KOH、NaOH、Ba(OH)2等③鹽：絕大多數可溶、難溶性鹽，如NaCl、CaCO3等 ①H2O②弱酸：如CH3COOH、HF、HClO、H2CO3等③弱堿：NH3H2O、A1(OH)3、Fe(OH)3等 電離情況 完全電離，不存在電離平衡(電離不可逆)．電離方程式用“＝”表示． 如：HNO3＝H＋+ NO3－ 不完全電離(部分電離)，存在電離平衡．電離方程式用“”表示． 如：CH3COOHCH3COO－+ H十 水溶液中存在的微粒 水合離子(離子)和H2O分子 大部分以電解質分子的形式存在，只有少量電離出來的離子 離子方程式的書寫情況 拆開為離子(特殊：難溶性鹽仍以化學式表示) 全部用化學式表示 注意: (1)在含有陰、陽離子的固態(tài)強電解質中，雖然有陰、陽離子存在，但這些離子不能自由移動，因此不導電．如氯化鈉固體不導電． (2)電解質溶液導電能力的強弱取決于溶液中自由移動離子濃度的大小(注意：不是取決于自由移動離子數目的多少)．溶液中離子濃度大，溶液的導電性就強；反之，溶液的導電性就弱．因此，強電解質溶液的導電能力不一定比弱電解質溶液的導電能力強．但在相同條件(相同濃度、相同溫度)下，強電解質溶液的導電能力比弱電解質的導電能力強． 1．電離平衡 [強電解質和弱電解質] 強電解質 弱電解質 概 念 在水溶液里全部電離為離子的電解質 在水溶液里僅部分電離為離子的電解質 化合物類型 含有離子鍵的離子化合物和某些具有極性鍵的共價化合物 某些具有極性鍵的共價化合物 所含物質 強酸、強堿、鹽等 水、弱酸、弱堿 電離情況 完全電離，不存在電離平衡(電離不可逆) 不完全電離(部分電離)，存在電離平衡 聯 系 都屬于電解質 說明 離子化合物在熔融或溶于水時離子鍵被破壞，電離產生了自由移動的離子而導電；共價化合物只有在溶于水時才能導電．因此，可通過使一個化合物處于熔融狀態(tài)時能否導電的實驗來判定該化合物是共價化合物還是離子化合物． [弱電解質的電離平衡] (1)電離平衡的概念：在一定條件(如溫度、壓強)下，當電解質分子電離成離子的速率與離子重新結合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡． (2)弱電解質的電離平衡的特點： 電離平衡遵循勒夏特列原理，可根據此原理分析電離平衡的移動情況． ①電離平衡是動態(tài)平衡．電離方程式中用可逆符號“”表示．例如： CH3COOHCH3COO－ + H＋ NH3H2ONH4＋ + OH－ ②將弱電解質溶液加水稀釋時，電離平衡向弱電解質電離的方向移動．此時，溶液中的離子數目增多，但電解質的分子數減少，離子濃度減小，溶液的導電性降低． ③由于電離過程是吸熱過程，因此，升高溫度，可使電離平衡向弱電解質電離的方向移動．此時，溶液中離子的數目增多，離子濃度增大，溶液的導電性增強． ④在弱電解質溶液中，加入與弱電解質電離出相同的離子的強電解質時，使弱電解質的電離平衡向逆反應方向移動．例如，在0.1molL－1”滴有氨水的溶液(顯淺紅色)中，存在電離平衡NH3H2ONH4＋ + OH－．當向其中加入少量下列物質時： a.NH4Cl固體由于增大了c(NH4＋)，使NH3H2O的電離平衡逆向移動，c(OH－)減小，溶液紅色變淺． b．NaOH固體．NaOH溶于水時電離產生的OH－抑制了NH3H2O的電離，從而使平衡逆向移動． [電離平衡常數] 在一定溫度下，當弱電解質的電離達到平衡狀態(tài)時，溶液中電離產生的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的弱電解質分子濃度的比值是一個常數，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數．弱酸的電離常數用Ka表示，弱堿的電離常數用Kb表示． (1)電離平衡常數的表達式． ①一元弱酸、一元弱堿的電離常數表達式： 例如，一定溫度下CH3COOH的電離常數為： CH3COOHCH3COO－ + H＋ 一定溫度下NH3H2O的電離常數為： NH3H2ONH4＋ + OH－ ②多元弱酸的電離特點及電離常數表達式： a．分步電離．是幾元酸就分幾步電離．每步電離只能產生一個H＋，每一步電離都有其相應的電離常數． b．電離程度逐漸減小，且K1》K2》K3，故多元弱酸溶液中平衡時的H＋主要來源于第一步．所以，在比較多元弱酸的酸性強弱時，只需比較其K1即可．例如25℃時，H3PO4的電離； H3PO4 H2PO4－ + H＋ H2PO4－ HPO42－ + H＋ HPO42－ PO43－ + H＋ 注意 a．電離常數表達式中各組分的濃度均為平衡濃度． b．多元弱酸溶液中的c(H＋)是各步電離產生的c(H＋)的總和，在每步的電離常數表達式中的c(H＋)是指溶液中H＋的總濃度而不是該步電離產生的c(H＋)． (2)電離常數的特征．同一弱電解質的稀溶液的電離常數的大小與溶液的濃度無關，只隨溫度的變化而變化．溫度不變，K值不變；溫度不同，K值也不同．但由于電離常數隨溫度的變化不大，在室溫時，可不考慮溫度對電離常數的影響． (3)電離常數的意義： ①表明弱電解質電離的難易程度．K值越大，離子濃度越大，該電解質越易電離；反之，電解質越難電離． ②比較弱酸或弱堿相對強弱．例如在25℃時，HNO2的K＝4.610－4，CH3COOH的K＝1.810－5，因此HNO2的酸性比CH3COOH的酸性強． 6．水的電離和溶液的pH [水的電離] (1)水的電離方程式． 水是一種極弱的電解質，它能像酸一樣電離出極少量的H＋，又能像堿一樣電離出少量的OH－(這叫做水的自偶電離)．水的電離方程式可表示為： H2O + H2O H3O＋ + OH－ 簡寫為：H2O H＋ + OH－ (2)水的離子積KW． 一定溫度下，水的電離常數為： 即c(H＋)c(OH－)＝Kc(H2O) 設水的密度為1 gcm3，則1 L H2O＝1 000 mL H2O＝1 000 gH20＝55.6 mol，即H2O的起始濃度為55.6 molL－1．由于水是極弱的電解質，它電離時消耗的水與電離前相比，可忽略不計．例如，25℃時，1 LH2O中已電離的H2O為10－7mol，所以c(H2O)≈55.6 molL－1，即Kc(H2O)為一常數，這個新的常數叫做水的離子積常數，簡稱水的離子積，表示為： c(H＋)c(OH－)＝KW 說明 ①、一定溫度下，由于KW為一常數，故通常不寫單位，如25℃時KW＝110－14． ② KW只與溫度有關，與溶液的酸堿性無關．溫度不變，KW不變；溫度變化，KW也發(fā)生變化． ③、由于水的電離過程是吸熱過程，因此溫度升高時，純水中的c(H＋)、c(OH－)同時增大，KW也隨著增大．例如： 25℃時，c(H’)＝(OH－)＝110－7 molL－1 ，KW＝110－14 100℃時，c(H’)＝(OH－)＝110－6 molL－1 ，KW＝110－12 但由于c(H＋)與c(OH－)始終保持相等，故仍顯中性． ④、在任何以水為溶劑的溶液中都存在H＋和OH－，它們既相互依存，又相互制約．當溶液中的c(H＋)增大時，c(OH－)將減??；反之，當溶液中的c(OH－)增大時，c(H＋)則必然減?。珶o論在中性、酸性還是堿性溶液中，在一定溫度下，c(H＋)與c(OH－)的乘積(即KW)仍是不變的，也就是說，KW不僅適用于純水，也適用于任何酸、堿、鹽的稀溶液．只要溫度相同，不論是在純水中，還是在酸、堿、鹽的水溶液中，KW都是相同的． ⑤、一定溫度下，不論是純水中，還是在酸、堿、鹽的水溶液中，由H2O電離產生的c(H＋)與c(OH－)總是相等的．如25℃時，0.1 molL－1的鹽酸中，c水(H＋)＝c(OH－)＝＝110－13 molL－1． ⑥、水的電離平衡遵循勒夏特列原理．例如，向純水中加入酸或堿，均使水的電離平衡逆向移動(即酸或堿抑制水的電離)；向水中投入活潑金屬如鈉等，由于金屬與水電離產生的H＋直接作用而促進水的電離． [溶液的酸堿性的實質] 任何水溶液中都存在水的電離，因此都含有H＋和OH－．一種溶液是顯酸性、中性還是堿性，是由該溶液中的c(H＋)與c(OH－)的相對大小來決定的． 酸性溶液：c(H＋)＞c(OH－) 中性溶液：c(H＋)＝c(OH－) 堿性溶液：c(H＋)＜c(OH－) 例如：25℃時，因為KW＝110－14，所以：中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝110－7 molL－1 酸性溶液：c(H＋)＞110－7 molL－1，c(OH－)＜110－7 molL－1 堿性溶液：c(H＋)＜110－7 molL－1，c(OH－) ＞110－7 molL－1 100℃時，因為KW＝110－12，所以： 中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝110－6 molL－1 酸性溶液：c(H＋)＞110－6 molL－1，c(OH－)＜110－6 molL－1 堿性溶液：c(H＋)＜110－6 molL－1，c(