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高二化學(xué)選修4教案
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第一篇:高二化學(xué)選修4教案
第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量
一、焓變 反應(yīng)熱
1．反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量
2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)
�。�1）.符號： △H （2）.單位：kJ/mol
3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂——吸熱 化學(xué)鍵形成——放熱
放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。(放熱>吸熱) △H 為“-”或△H<0
吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱>放熱）△H 為“+”或△H >0
☆ 常見的放熱反應(yīng)：①所有的燃燒反應(yīng) ②酸堿中和反應(yīng) ③大多數(shù)的化合反應(yīng) ④ 金屬與酸的反應(yīng) ⑤ 生石灰和水反應(yīng) ⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等
☆ 常見的吸熱反應(yīng)：① 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl ② 大多數(shù)的分解反應(yīng) ③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應(yīng) ④ 銨鹽溶解等
小結(jié)：
1、化學(xué)鍵斷裂，吸收能量；
化學(xué)鍵生成，放出能量
2、反應(yīng)物總能量大于生成物總能量，放熱反應(yīng)，體系能量降低，△H為“-”或小于0 反應(yīng)物總能量小于生成物總能量，吸熱反應(yīng)，體系能量升高，△H為“+”或大于0
3、反應(yīng)熱 數(shù)值上等于生成物分子形成時所釋放的總能量與反應(yīng)物分子斷裂時所吸收的總能量之差
二、熱化學(xué)方程式
1.概念:表示化學(xué)反應(yīng)中放出或吸收的熱量的化學(xué)方程式.
2.意義:既能表示化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化,又能表示化學(xué)反應(yīng)中的能量變化.
書寫化學(xué)方程式注意要點:
�、贌峄瘜W(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。
�、跓峄瘜W(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)（g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示）
③熱化學(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時的溫度和壓強。
�、軣峄瘜W(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)
�、莞魑镔|(zhì)系數(shù)加倍，△H加倍；反應(yīng)逆向進行，△H改變符號，數(shù)值不變
三、燃燒熱
1．概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。
※注意以下幾點：
�、傺芯織l件：101 kPa
�、诜磻�(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。C元素轉(zhuǎn)化為CO2，而不是CO；H元素轉(zhuǎn)化為H2O(l)，而不是H2O(g), N元素轉(zhuǎn)化為N2。如：H2(g)+ 1/2 O2(g) = H2O(l); △H =－285.8 kJ/mol ③燃燒物的物質(zhì)的量：燃料是以1mol作為標(biāo)準(zhǔn)，因此書寫熱化學(xué)方程式時，其它物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)可用分數(shù)表示；
�、苎芯績�(nèi)容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）
四、中和熱
1．概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1mol H2O，這時的反應(yīng)熱叫中和
熱。
2．強酸與強堿的中和反應(yīng)其實質(zhì)是H+和OH-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為：
H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應(yīng)時的中和熱小于57.3kJ/mol。
4．中和熱的測定實驗
五、蓋斯定律
1．內(nèi)容：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)（各反應(yīng)物）和終態(tài)（各生成物）有關(guān)，而與具體反應(yīng)進行的途徑無關(guān)，如果一個反應(yīng)可以分幾步進行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。
a： 若某化學(xué)反應(yīng)從始態(tài)（S）到終態(tài)（L）其反應(yīng)熱為△H，而從終態(tài)（L）到始態(tài)（S）的反應(yīng)熱為△H ’，這兩者和為０。
即△H＋ △H ’ = ０
b：若某一化學(xué)反應(yīng)可分為多步進行，則其總反應(yīng)熱為各步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和。
即△H= △H1+ △H2+ △H3+……
c：若多步化學(xué)反應(yīng)相加可得到新的化學(xué)反應(yīng)，則新反應(yīng)的反應(yīng)熱即為上述多步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和。
第二章 化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡
一、化學(xué)反應(yīng)速率
1. 化學(xué)反應(yīng)速率（v）
�、� 定義：用來衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化 ⑵ 表示方法：單位時間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示
�、� 計算公式：v=Δc/Δt（：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L·s）
�、� 影響因素：
�、� 決定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素）
�、� 條件因素（外因）：反應(yīng)所處的條件
應(yīng)用中應(yīng)注意的問題
�、俑拍钪械姆磻�(yīng)速率實際上是某段時間間隔內(nèi)的平均反應(yīng)速率。時間間隔越短，在這段時間發(fā)生的濃度變化越接近瞬時反應(yīng)速率（指在某一瞬間的反應(yīng)速率）
�、趯δ骋痪唧w化學(xué)反應(yīng)來說，在用不同物質(zhì)表示化學(xué)反應(yīng)速率時所得數(shù)值往往不同。用各物質(zhì)表示的化學(xué)反應(yīng)速率的數(shù)值之比等于化學(xué)方程式中各物質(zhì)的系數(shù)之比氣體的'物質(zhì)的量
③、氣體的濃度用 容器的體積來表示
④、無論用任何物質(zhì)來表示，無論濃度的變化是增加還是減少，都取正值，反應(yīng)速率都為正數(shù)（沒有負數(shù)）。
�、�、在反應(yīng)中對于固體或純液體而言，其物質(zhì)的量濃度無意義，所以不用它們來表示化學(xué)反應(yīng)速率
2. 外界條件對化學(xué)反應(yīng)速率的影響
1）、濃度對化學(xué)反應(yīng)速率的影響。
結(jié)論：其他條件不變時，增大反應(yīng)物的濃度，可以增大反應(yīng)速率；減小反應(yīng)物的濃度，可以減小化學(xué)反應(yīng)的速率。
注意：a、此規(guī)律只適用于氣體或溶液的反應(yīng)，對于純固體或液體的反應(yīng)物，一般情況下其濃度是常數(shù)，因此改變它們的量不會改變化學(xué)反應(yīng)速率。
原因：在其他條件不變時，對某一反應(yīng)來說，活化分子百分數(shù)是一定的，所以當(dāng)反應(yīng)物的濃度增大時，單位體積內(nèi)的分子數(shù)增多，活化分子數(shù)也相應(yīng)的增多，反應(yīng)速率也必然增大。
2）、壓強對反應(yīng)速率的影響。
結(jié)論：對于有氣體參加的反應(yīng)，若其他條件不變，增大壓強，反應(yīng)速率加快；減小壓強，反應(yīng)速率減慢。
原因：對氣體來說，若其他條件不變，增大壓強，就是增加單位體積的反應(yīng)物的物質(zhì)的量，即增加反應(yīng)物的濃度，單位體積內(nèi)活化分子數(shù)增多，因而可以增大化學(xué)反應(yīng)的速率。
3）、溫度對化學(xué)反應(yīng)速率的影響。
結(jié)論：其他條件不變時，升高溫度，可以增大反應(yīng)速率，降低溫度，可以減慢反應(yīng)速率。
原因：(1)濃度一定時，升高溫度，分子的能量增加，從而增加了活化分子的數(shù)量，反應(yīng)速率增大。
(2)溫度升高，使分子運動的速度加快，單位時間內(nèi)反應(yīng)物分子間的碰撞次數(shù)增加，反應(yīng)速率也會相應(yīng)的加快。前者是主要原因。
4）、催化劑對化學(xué)反應(yīng)速率的影響。
結(jié)論：催化劑可以改變化學(xué)反應(yīng)的速率。正催化劑：能夠加快反應(yīng)速率的催化劑。負催化劑：能夠減慢反應(yīng)速率的催化劑。
如不特意說明，指正催化劑。
原因：在其他條件不變時，使用催化劑可以大大降低反應(yīng)所需要的能量，會使更多的反應(yīng)物分子成為活化分子，大大增加活化分子百分數(shù)，因而使反應(yīng)速率加快。
5）、其他因素：如光照、反應(yīng)物固體的顆粒大小、電磁波、超聲波、溶劑的性質(zhì)等，也會對化學(xué)反應(yīng)的速率產(chǎn)生影響
6）、有效碰撞：能夠發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的碰撞。
活化分子：能量較高、有可能發(fā)生有效
碰撞的分子。
活化能：活化分子的平均能量與所有分子平均能量之差。
活化分子百分數(shù)： (活化分子數(shù)/反應(yīng)物分子數(shù))×100%
※注意：（1）、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應(yīng)速率不變。
�。�2）、惰性氣體對于速率的影響
�、俸銣睾闳輹r：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變→反應(yīng)速率不變 ②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應(yīng)物濃度減小→反應(yīng)速率減慢
二、化學(xué)平衡
可逆反應(yīng)與不可逆反應(yīng)
(1)可逆反應(yīng)：在相同條件下，能同時向正、逆反應(yīng)方向進行的反應(yīng)。
不可逆反應(yīng)：在一定條件下，進行得很徹底或可逆程度很小的反應(yīng)。
(2)可逆反應(yīng)的普遍性：大部分化學(xué)反應(yīng)都是可逆反應(yīng)。
(3)可逆反應(yīng)的特點：
①相同條件下，正反應(yīng)和逆反應(yīng)同時發(fā)生
�、诜磻�(yīng)物、生成物共同存在
③可逆反應(yīng)有一定的限度(反應(yīng)不能進行到底)
�。ㄒ唬�1.定義：
化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個可逆反應(yīng)進行到正逆反應(yīng)速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應(yīng)所能達到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。
第二篇:高二化學(xué)選修4教案
第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量
一、焓變 反應(yīng)熱
1．反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量
2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)（1）.符號： △H （2）.單位：kJ/mol 3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂——吸熱 化學(xué)鍵形成——放熱 放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。(放熱>吸熱) △H 為“—”或△H<0>放熱）△H 為“+”或△H >0
☆ 常見的放熱反應(yīng)：① 所有的燃燒反應(yīng) ② 酸堿中和反應(yīng) ③ 大多數(shù)的化合反應(yīng) ④ 金屬與酸的反應(yīng)
�、� 生石灰和水反應(yīng) ⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 ☆ 常見的吸熱反應(yīng)：① 晶體Ba(OH) 2?8H2O與NH4Cl ② 大多數(shù)的分解反應(yīng) ③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應(yīng) ④ 銨鹽溶解等 二、熱化學(xué)方程式 書寫化學(xué)方程式注意要點:
�、贌峄瘜W(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。
②熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)（g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示）
�、蹮峄瘜W(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時的溫度和壓強。
�、軣峄瘜W(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)
�、莞魑镔|(zhì)系數(shù)加倍，△H加倍；反應(yīng)逆向進行，△H改變符號，數(shù)值不變 三、燃燒熱
1．概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。
※注意以下幾點： ①研究條件：101 kPa
�、诜磻�(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。 ③燃燒物的物質(zhì)的量：1 mol ④研究內(nèi)容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol） 四、中和熱
1．概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1mol H2O，這時的反應(yīng)熱叫中和熱。 2．強酸與強堿的中和反應(yīng)其實質(zhì)是H+和OH-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ，ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應(yīng)時的中和熱小于57.3kJ/mol。 4．中和熱的測定實驗 五、蓋斯定律
1．內(nèi)容：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)（各反應(yīng)物）和終態(tài)（各生成物）有關(guān)，而與具體反應(yīng)進行的途徑無關(guān)，如果一個反應(yīng)可以分幾步進行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。
第二章 化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡
一、化學(xué)反應(yīng)速率
1. 化學(xué)反應(yīng)速率（v）
�、� 定義：用來衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化 ⑵ 表示方法：單位時間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示
�、� 計算公式：v=Δc/Δt（：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L?s） ⑷ 影響因素：
① 決定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素） ② 條件因素（外因）：反應(yīng)所處的條件
※注意：（1）、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應(yīng)速率不變。
（2）、惰性氣體對于速率的影響
�、俸銣睾闳輹r：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變→反應(yīng)速率不變 ②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應(yīng)物濃度減小→反應(yīng)速率減慢 二、化學(xué)平衡 （一）1.定義：
化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個可逆反應(yīng)進行到正逆反應(yīng)速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應(yīng)所能達到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。 2、化學(xué)平衡的特征
逆（研究前提是可逆反應(yīng)）
等（同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等） 動（動態(tài)平衡）
定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分數(shù)恒定） 變（條件改變，平衡發(fā)生變化） 3、判斷平衡的依據(jù)
判斷可逆反應(yīng)達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)
（二）影響化學(xué)平衡移動的因素
1、濃度對化學(xué)平衡移動的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動 （2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動
�。�3）在溶液中進行的反應(yīng)，如果稀釋溶液，反應(yīng)物濃度減小，生成物濃度也減小， V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計量數(shù)之和大的方向移動。 2、溫度對化學(xué)平衡移動的影響
影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學(xué)平衡向著吸熱反應(yīng)方向移動，溫度降低會使化學(xué)平衡向著放熱反應(yīng)方向移動。
3、壓強對化學(xué)平衡移動的影響
影響規(guī)律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓強，會使平衡向著體積增大方向移動。 注意：（1）改變壓強不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動 （2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動規(guī)律相似 4.催化劑對化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達到平衡所需的_時間_。 5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。 三、化學(xué)平衡常數(shù)
�。ㄒ唬┒x：在一定溫度下，當(dāng)一個反應(yīng)達到化學(xué)平衡時，生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)比值。 符號：K
（二）使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問題：
1、表達式中各物質(zhì)的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。 2、K只與溫度（T）關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度無關(guān)。
3、反應(yīng)物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。 4、稀溶液中進行的反應(yīng)，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關(guān)系式中。 （三）化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用:
1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)進行程度的標(biāo)志。K應(yīng)進行的程度越大，即該反應(yīng)進行得越完全，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越高。反之，則相反。
2、可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進行的可逆反應(yīng)是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積） Q〈K:反應(yīng)向正反應(yīng)方向進行; Q=K:反應(yīng)處于平衡狀態(tài) ; Q〉K:反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進行 3、利用K值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)
若溫度升高，K值增大，則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng) 若溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為放熱反應(yīng) ＊四、等效平衡
1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應(yīng)達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。 2、分類
�。�1）定溫，定容條件下的等效平衡
第一類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)：必須要保證化學(xué)計量數(shù)之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來相同。 第二類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)：只要反應(yīng)物的物質(zhì)的量的比例與原來相同即可視為二者等效。 （2）定溫，定壓的等效平衡
只要保證可逆反應(yīng)化學(xué)計量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。 五、化學(xué)反應(yīng)進行的方向 1、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向：
�。�1）熵:物質(zhì)的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為S. 單位：J?mol-1?K-1
(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的'熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。. （3）同一物質(zhì)，在氣態(tài)時熵值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s) 2、反應(yīng)方向判斷依據(jù)
在溫度、壓強一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為： ΔH-TΔS〈0 反應(yīng)能自發(fā)進行 ΔH-TΔS=0 反應(yīng)達到平衡狀態(tài) ΔH-TΔS〉0 反應(yīng)不能自發(fā)進行 注意：（1）ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進行 （2）ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進行
第三章 水溶液中的離子平衡
一、弱電解質(zhì)的電離
1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì)。
非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。 強電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。
弱電解質(zhì)： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。 混和物 物質(zhì)
強電解質(zhì)： 強酸，強堿，大多數(shù)鹽 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
純凈物
弱電解質(zhì)： 弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O??
化合物
非電解質(zhì)： 非金屬氧化物，大部分有機物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2??
2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：
電解質(zhì)——離子化合物或共價化合物 非電解質(zhì)——共價化合物
注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)
�、蹚婋娊赓|(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4 為強電解質(zhì)）——電解質(zhì)的強弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。
3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成 離子的速率 和離子結(jié)合成 時，電離過程
就達到了 平衡狀態(tài) ，這叫電離平衡。 4、影響電離平衡的因素：
A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。
B、濃度：濃度越大，電離程度 越小 ；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會 減弱 電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時，有利于電離。
9、電離方程式的書寫：用可逆符號 弱酸的電離要分布寫（第一步為主）
10、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。 ）
+- +-表示方法：ABA+BKi=[ A][ B]/[AB]
11、影響因素：
a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。
b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。
C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 二、水的電離和溶液的酸堿性 1、水電離平衡：:
水的離子積：KW = c[H+]·c[OH-]
25℃時, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH--14 注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定 KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽） 2、水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱 3、影響水電離平衡的外界因素：
�、偎�、堿 ：抑制水的電離 KW〈1*10-14
�、跍囟龋捍龠M水的電離（水的電離是 吸 熱的） ③易水解的鹽：促進水的電離 KW 〉 1*10-14 4、溶液的酸堿性和pH： （1）pH=-lgc[H+] （2）pH的測定方法：
酸堿指示劑—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。
變色范圍：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（淺紅色）
pH試紙 —操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比即可 。 注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍 三 、混合液的pH值計算方法公式 1、強酸與強酸的混合：（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它） [H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2） 2、強堿與強堿的混合：（先求[OH-]混：將兩種酸中的OH-離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它） [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接計算[H+]混) 3、強酸與強堿的混合：（先據(jù)H+ + OH- ==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混；OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它） 四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：
1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+ n （但始終不能大于或等于7） 2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀〈pH原+n （但始終不能大于或等于7） 3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原－n （但始終不能小于或等于7） 4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原－n （但始終不能小于或等于7） 5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近7 6、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。
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