高考化學必備知識要點

　　化學是一門非常有魅力的學科。下面是由小編整理的，希望對大家有所幫助。

　　：鹽類的水解

　　要點一：鹽類水解規律

　　1.有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解;誰強顯誰性，兩弱相促進，兩強不水解。

　　要點二：影響鹽類的水解的因素

　　1.內在因素:組成鹽的弱離子對應的酸或鹼越弱,鹽的水解程度越大.

　　2.外在因素:

　　①溫度：升高溫度，能促進鹽的水解***因鹽的水解是吸熱的***;

　　②衝稀：用水稀釋,鹽的濃度減小,水解所呈現的酸鹼性減弱,但鹽的水解程度增大;

　　③加入酸或鹼：能促進或抑制鹽的水解,加入水解呈現的酸鹼性相反的鹽也能促進鹽的水解。

　　要點三：鹽類水解的應用

　　1.易水解鹽溶液的配製：配製FeCl3、SnCl2等溶液時，常將它們溶於較濃的鹽酸中，然後再用水稀釋到所需濃度。

　　2.物質雜質：加熱法可除去KNO3溶液中的Fe3+雜質;加CuO或Cu***OH***2等可除去Cu2+溶液中的Fe3+。

　　3.溶液的蒸乾：有些鹽如FeCl3 MgCl2，由溶液蒸乾得到晶體時，必須在蒸發過程中不斷通入HCl氣體，以抑制水解。

　　4.物質的製備：如Al2S3不能用溼法制備。

　　5.較活潑的金屬與鹽溶液作用產生氫氣：如將Mg放入NH4Cl溶液中,會有氫氣產生。

　　6.化肥的合理使用，如銨態氮肥不能與草木灰***主要成分K2CO3***混用

　　7.泡沫滅火器中藥劑的使用，如Al2***SO4***3和NaHCO3

　　8.明礬淨水：Al3+水解成氫氧化鋁膠體，膠體具有很大的表面積，吸附水中懸浮物而聚沉

　　注意：NH4HCO3、***NH4***2CO3溶液兩種離子均可水解且互相促進，但不能水解進行到底,故它們可以大量共存，配成溶液。

　　：溶液的酸鹼性及PH值的計算

　　要點一：溶液的酸鹼性及PH值

　　1.溶液酸鹼性的判斷依據：

　　c***H+*** >c***OH-***，溶液呈酸性;c***H+***=c***OH-***，溶液呈中性;c***H+***< p="">

　　2.酸鹼性與PH值的關係：

　　用PH值的大小來判斷溶液的酸鹼性，須注意溫度：

　　常溫下，PH=7的溶液為中性;在100℃時，PH=7時，溶液呈鹼性。

　　3.釋稀溶液與PH的關係：

　　①對於強酸溶液，每稀釋10倍，PH增大一個單位，無論如何衝稀也不會等於或大於7;對於強鹼溶液，每衝稀10倍，PH減小一個單位，無論如何衝稀也不會等於或小於7。

　　②對於PH相同的強酸和弱酸***強鹼或弱鹼***溶液衝稀相同的倍數，強酸或強鹼溶液的PH變化大，這是因為強酸或強鹼已完全電離，而弱酸或弱鹼還能繼續電離出H+、OH-。

　　要點二：PH值的計算

　　1.單一溶液的pH值計算：pH=-lgc***H+***

　　2.溶液的稀釋：

　　規律：酸：pH= a，加水稀釋10n倍，強酸：pH= a + n，弱酸：pH < a + n

　　無限稀釋，pH接近7，但不會小於7

　　鹼：pH= b，加水稀釋10n倍，強鹼：pH= b-n，弱鹼：pH > b-n

　　無限稀釋，pH接近7，但不會小於7。

　　：等效平衡

　　1.等效平衡的概念：在一定條件下***定溫、定容或定溫、定壓***對同一可逆反應，無論反應從何處開始均可達到平衡且任何同一個的組分的含量相同，這樣的平衡互稱為等效平衡。

　　2.等效平衡的規律

　　①對於反應前後氣體物質的體積不等的反應

　　A定溫、定容時，改變起始加入情況，只要按化學計量數換算成方程式兩邊同一物質的物質的量與原平衡相等就可以建立等效平衡。

　　B定溫、定壓時，改變起始加入情況，只要按化學計量數換算成方程式兩邊同一物質的物質的量之比與原平衡相等就可以建立等效平衡。

　　②對於反應前後氣體物質的體積相等的反應

　　不論定溫、定容時還是定溫、定壓時，改變起始加入情況，只要按化學計量數換算成方程式兩邊同一物質的物質的量之比與原平衡相等就可以建立等效平衡。