（2）ph的測定方法：酸鹼指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞
ph試紙 ——最簡單的方法。 操作：將一小塊ph試紙放在潔淨的玻璃片上，用玻璃棒蘸取未知液點試紙中部，然後與標準比色卡比較讀數即可。
注意：①事先不能用水濕潤ph試紙；②只能讀取整數值或範圍
（3）常用酸鹼指示劑及其變色範圍：
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＋物質的量相加除以總體積，再求其它）[h＋]混 =（[h＋]1v1+[h+]2v2）/（v1+v2）
2、強鹼與強鹼的混合：（先求[oh-]混：將兩種酸中的oh離子數相加除以總體積，再求其它）[oh-]混＝（[oh-]1v1+[oh-]2v2）/（v1+v2） (注意 :
不能直接計算[h+]混)
3、強酸與強鹼的混合：（先據h＋ + oh- ==h2o計算餘下的h+或oh-，①h＋有餘，則用餘下的h＋數除以溶液總體積求[h＋]混；oh-有餘，則用餘下的oh-數除以溶液總體積求[oh-]混，再求其它）
注意：在加法運算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不計！
4、稀釋過程溶液ph值的變化規律：
(1)強酸溶液：稀釋10n倍時，ph稀=ph原+ n（但始終不能大於或等於7）
(2)弱酸溶液：稀釋10n倍時，ph稀＜ph原+n （但始終不能大於或等於7）
(3)強鹼溶液：稀釋10n倍時，ph稀=ph原－n（但始終不能小於或等於7）
(4)弱鹼溶液：稀釋10n倍時，ph稀＞ph原－n（但始終不能小於或等於7）
(5)不論任何溶液，稀釋時ph均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋後ph均為7
(6)稀釋時，弱酸、弱鹼和水解的鹽溶液的ph變化得慢，強酸、強鹼變化得快。
四、「酸、鹼恰好完全反應」與「自由h＋與oh-恰好中和」酸鹼性判斷方法
1、酸、鹼恰好反應：恰好生成鹽和水，看鹽的水解判斷溶液酸鹼性。（無水解，呈中性）
2、自由h＋與oh-恰好中和，即「14規則：ph之和為14的兩溶液等體積混合，誰弱顯誰性，無弱顯中性。」
五、鹽類的水解（只有可溶於水的鹽才水解）
1、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。 ②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸水解程度大，鹼性更強。 (如:na2co3 ＞nahco3)
2、鹽類水解的特點：（1）可逆 （2）程度小 （3）吸熱
3、影響鹽類水解的外界因素：①溫度：溫度越高水解程度越大 （水解吸熱）②濃度：
濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸鹼：促進或抑制鹽的水解（h+促進陰離子水解而抑制陽離子水解；oh-促進陽離子水解而抑制陰離子水解）
4、酸式鹽溶液的酸鹼性：①只電離不水解：如hso4- ②電離程度＞水解程度，顯酸性 （如:
hso3- 、h2po4-） ③水解程度＞電離程度，顯鹼性 （如：hco3- 、hs- 、hpo42-）。
5、雙水解反應：
(1)構成鹽的陰陽離子均能發生水解的反應為雙水解反應（即弱酸弱鹼鹽）。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。其促進過程以nh4ac為例解釋如下：
nh4ac == nh4＋ + ac- nh4＋ + h2onh3·h2o + h＋ ac— + h2ohac + oh-
兩個水解反應生成的h+和oh—反應生成水而使兩個水解反應的生成物濃度均減少，平衡均右移。
(2)常見的雙水解反應完全的為：fe3＋、al3＋與alo2-、co32-(hco3-)、s2-(hs-)、so32-(hso3-)；其特點是相互水解成沉澱或氣體。雙水解完全的方程式寫「==」並標「↑↓」，其離子方程式配平依據是兩邊電荷平衡，如：
2al3＋ + 3s2- + 6h2o == 2al(oh)3↓+ 3h2s↑
6、鹽類水解的應用：
①混施化肥（n、p、k三元素不能變成↑和↓）②泡沫滅火劑（用硫酸鋁和小蘇打為原料，雙水解）③fecl3溶液止血劑（血漿為膠體，電解質溶液使膠體凝聚）④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）⑤nh4cl焊接金屬（氯化銨呈酸性，能溶解鐵鏽）⑥判斷溶液酸鹼性（強者顯性）⑦比較鹽溶液離子濃度的大小 ⑧判斷離子共存（雙水解的離子產生沉澱和氣體的不能大量共存）⑨配製鹽溶液（加對應的酸防止水解）
六、電離、水解方程式的書寫原則
1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫
例：h2s的電離h2s h＋ + hs- ； hs- h＋ + s2-
例：na2s的水解：h2o+ s2- hs- + oh- h2o + hs- h2s + oh-
注意：不管是水解還是電離，都決定於第一步，第二步一般相當微弱。
2、多元弱鹼（多元弱鹼鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫
例：al3＋ + 3h2o al(oh)3 + 3h＋
七、溶液中微粒濃度的大小比較
1、基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的兩種守恆關係：
①電荷守恆（電荷數前移）:任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和
②物料守恆(原子個數前移): 某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和
③質子守恆(得失h＋個數前移):：∑得質子後形成的微粒濃度·得質子數 == ∑失質子後形成的微粒濃度·失質子數
2、同濃度的弱酸和其弱酸鹽 、同濃度的弱鹼和其弱鹼鹽的電離和水解強弱規律：
①中常化學常見的有三對
等濃度的hac與naac的混合溶液：弱酸的電離＞其對應弱酸鹽的水解，溶液呈酸性
等濃度的nh3·h2o與nh4cl的混合液：弱鹼的電離＞其對應弱鹼鹽的水解，溶液呈鹼性
等濃度的hcn與nacn的混合溶液：弱酸的電離《其對應弱酸鹽的水解，溶液呈鹼性
②掌握其處理方法（即抓主要矛盾）
八、溶解平衡
1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識
（1）溶解度小於0.01g的電解質稱難溶電解質。生成難溶電解質的反應為完全反應，用「=」。
（2）反應後離子濃度降至1×10-5mol/l以下的反應為完全反應，用「=」。如酸鹼中和時[h＋]降至10-7mol/l<10-5mol/l，故為完全反應，用「=」，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低於10-5mol/l，故均用「=」。
（3）難溶並非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。
（4）掌握三種微溶物質：caso4、ca(oh)2、ag2so4
（5）溶解平衡常為吸熱，但ca(oh)2為放熱，公升溫其溶解度減少。
（6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉澱，否則不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的書寫:注意在沉澱後用(s)標明狀態，並用「」。如：ag2s(s)2ag＋ + s2-
3、沉澱生成的三種主要方式
（1）加沉澱劑法：ksp越小（即沉澱越難溶），沉澱越完全；沉澱劑過量能使沉澱更完全。
（2）調ph值除某些易水解的金屬陽離子：常加入難溶性的mo、m(oh)2、mco3等除m2+溶液中易水
解的陽離子。如加mgo除去mgcl2溶液中fecl3。
（3）氧化還原沉澱法：加氧化劑或還原劑將要除去的離子變成沉澱而除去（較少見）
4、沉澱的溶解：沉澱的溶解就是使溶解平衡正向移動。常採用的方法有：
①加水；②加熱；③減少生成物（離子）的濃度。使沉澱溶解的方法一般為減少生成物的濃度，因為對於難溶物加水和加熱對其溶解度的影響並不大。
5、沉澱的轉化：溶液中的沉澱反應總是向著離子濃度減少的方向進行，簡而言之，即溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。
第四章電化學基礎
一、原電池
1. 定義：把化學能轉化為電能的裝置
2.構成條件:（1）兩種不同的金屬（或一種金屬與石墨）作電極
（2）插入電解質溶液裡
（3）形成閉合迴路
3.原電池的化學原理
電子從負極（較活潑金屬）流向正極（較不活潑金屬或碳棒），負極發生氧化反應，正極發生還原反應。
4.半電池：包括電極材料和電解質溶液，兩個隔離的半電池通過鹽橋連線起來。
原電池正負極的判斷方法:
負極: (1)相對活潑的金屬 (2)失電子,發生氧化反應 (3)質量減少 (4)電解質溶液中陰離子的定向移動方向
正極: (1)相對不活潑的金屬或非金屬 (2)得電子,發生還原反應 (3)質量增加或生成氣體 (4)電解質溶液中陽離子的定向移動方向
二、化學電池：利用原電池原理製造的供電裝置
①一次電池—不可充電電池—如：乾電池
②二次電池——充電電池——如：蓄電池
③燃料電池：燃料電池是利用氫氣、天然氣、甲醇等燃料與氧氣或空氣進行電化學反應時釋放出來的化學能直接轉化成電能的一類原電池。
書寫電極反應式應注意以下幾點：
1．電極反應是一種離子反應，遵循書寫離子反應的所有規則（如「拆」、「平」）；
2．將兩極反應的電子得失數配平後，相加得到總反應，總反應減去一極反應即得到另一極反應；
3．負極失電子所得氧化產物和正極得電子所得還原產物，與溶液的酸鹼性有關如＋4價的c在酸性溶液中以co2形式存在，在鹼性溶液中以co32－形式存在）；
三、電解池：將電能轉化成化學能的裝置。
電解池形成的條件：
a.有與直流電源相連的兩極
b.電解質溶液或熔融的電解質
c.形成閉合迴路
電解：在直流電作用下，在兩極上分別發生氧化反應和還原反應的過程。電極名稱及判斷：
陰極：與電源負極相連的一極,物質在該得到電子,發生還原反應,陽離子向陰極移動
陽極：與電源正極相連的一極,物質在該失去電子,發生氧化反應,陰離子向陽極移動
離子的放電順序
陽離子（在陰極）： ag+>cu2+ ＞h+＞ na+ (離子得電子能力,氧化性減弱)
《選修4化學反應原理》知識點總結
一 焓變 反應熱 要點一 反應熱 焓變 的概念及表示方法 化學反應過程中所釋放或吸收的能量，都可以用熱量來描述，叫做反應熱，又稱焓變，符號為 h，單位為kj mol，規定放熱反應的 h為 吸熱反應的 h為 特別提醒 1 描述此概念時，無論是用 反應熱 焓變 或 h 表示，其後所用的數值必須帶 或 2...
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