2023年屆高考化學反應原理知識點總結大全

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201*屆高考化學反響原理學問點總結

化學反響速率、化學平衡一．化學反響速率

1．定義：化學反響速率是用來衡量化學反響進展快慢程度的，通常用單位時間內反響物濃度的削減或生成物濃度的增加來表示。單位：mol/(Lmin)或mol/(Ls)v=△c△t

2．規(guī)律：同一反響里用不同物質來表示的反響速率數值可以是不同的，但這些數值，都表示同一反響速率。且不同物質的速率比值等于其化學方程式中的化學計量數之比。如反響mA+nB=pC+qD的v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q3．影響反響速率的因素

內因：參與反響的物質的構造和性質是影響化學反響速率的打算性因素。例如H2、F2混合后，黑暗處都發(fā)生爆炸反響，化學反響速率極快，是不行逆反響。而H2、N2在高溫、高壓和催化劑存在下才能發(fā)生反響，化學反響速率較慢，由于是可逆反響，反響不能進展究竟。

外因：

①濃度：當其他條件不變時，增大反響物的濃度，單位體積發(fā)生反響的分子數增加，反響速率加快。

②壓強：對于有氣體參與的反響，當其他條件不變時，增加壓強，氣體體積縮小，濃度增大，反響速率加快。

③溫度：上升溫度時，分子運動速率加快，有效碰撞次數增加，反響速率加快，一般來說，溫度每上升10℃反響速率增大到原來的2～4倍。

④催化劑：可以同等程度增大逆反響速率。⑤其他因素：增大固體外表積（粉碎），光照也可增大某些反響的速率，此外，超聲波、電磁波、溶劑也對反響速率有影響?！玖粢狻浚孩俎D變外界條件時，若正反響速率增大，逆反響速率也肯定增大，增大的倍數可能不同，但不行能正反響速率增大，逆反響速率減小。

②固體、純液體濃度視為常數，不能用其表示反響速率，它們的量的變化不會引起反響速率的變化，但其顆粒的大小可影響反響速率。

③增大壓強或濃度，是增大了分子之間的碰撞幾率，因此增大了化學反響速率；上升溫度或使用催化劑，提高了活化分子百分數，增大了有效碰撞次數，使反響速率增大。（二）化學平衡

1．化學平衡狀態(tài)：指在肯定條件下的可逆反響里，正反響和逆反響的速率相等，反響混合物中各組分的濃度不變的狀態(tài)。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m2．化學平衡狀態(tài)的特征（1）“等”即V正=V逆>0。

（2）“動”即是動態(tài)平衡，平衡時反響仍在進展。（3）“定”即反響混合物中各組分百分含量不變。

（4）“變”即條件轉變，平衡被打破，并在新的條件下建立新的化學平衡。

（5）與途徑無關，外界條件不變，可逆反響無論是從正反響開頭，還是從逆反響開頭，都可建立同一平衡狀態(tài)（等效）。3．化學平衡狀態(tài)的標志

化學平衡狀態(tài)的推斷（以mA+nBxC+yD為例），可從以下幾方面分析：①v(B耗)=v(B生)

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②v(C耗):v(D生)=x:y

③c(C)、C%、n(C)%等不變

④若A、B、C、D為氣體，且m+n≠x+y，壓強恒定⑤體系顏色不變

⑥單位時間內某物質內化學鍵的斷裂量等于形成量⑦體系平均式量恒定（m+n≠x+y）等4．影響化學平衡的條件

（1）可逆反響中舊化學鍵的破壞，新化學鍵的建立過程叫作化學平衡移動。（2）化學平衡移動規(guī)律勒沙特列原理

假如轉變影響平衡的一個條件（如濃度、壓強或溫度），平衡就向能夠減弱這種轉變的方向移動。

①濃度：增大反響物（或減小生成物）濃度，平衡向正反響方向移動。②壓強：增大壓強平衡向氣體體積減小的方向移動。減小壓強平衡向氣體體積增大的方向移動。

③溫度：上升溫度，平衡向吸熱反響方向移動。降低溫度，平衡向放熱反響方向移動。④催化劑：不能影響平衡移動。5．等效平衡

在條件不變時，可逆反響不管實行何種途徑，即由正反響開頭或由逆反響開頭，最終所處的平衡狀態(tài)是一樣；一次投料或分步投料，最終所處平衡狀態(tài)是一樣的。某一可逆反響的平衡狀態(tài)只與反響條件（物質的量濃度、溫度、壓強或體積）有關，而與反響途徑（正向或逆向）無關。

（1）等溫等容條件下等效平衡。對于某一可逆反響，在肯定T、V條件下，只要反響物和生成物的量相當（即依據系數比換算成生成物或換算成反響物時與原起始量一樣），則無論從反響物開頭，還是從生成物開頭，二者平衡等效。

（2）等溫、等壓條件下的等效平衡。反響前后分子數不變或有轉變同一可逆反響，由極端假設法確定出兩初始狀態(tài)的物質的量比一樣，則到達平衡后兩平衡等效。

（3）在定溫、定容狀況下，對于反響前后氣體分子數不變的可逆反響，只要反響物（或生成物）的物質的量的比值與原平衡一樣，兩平衡等效。6．化學平衡計算時常用的2個率

（1）反響物轉化率=轉化濃度÷起始濃度×100%=轉化物質的量÷起始物質的量×100%。（2）產品的產率=實際生成產物的物質的量÷理論上可得到產物的物質的量×100%。7．催化劑

能轉變其他物質的化學反響速率，本身在反響前后質量和性質都不變的物質。通常說的催化劑是指能加快化學反響速率的正催化劑，也有減慢化學反響速率的負催化劑或阻催化劑。在反響中加負催化劑能大大延緩反響速率，使人們不需要的化學反響如金屬的銹蝕，食物的腐爛，塑料的老化盡可能慢地發(fā)生。

催化劑的催化作用具有很強的選擇性，某種催化劑往往只能催化某一種反響或某一類反響。使用生物酶制劑時的選擇性更為突出。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m常用的催化劑及催化反響

二氧化錳氯酸鉀分解制氧氣；過氧化氫分解成水和氧氣。五氧化二釩二氧化硫催化氧化成三氧化硫。鐵觸媒合成氨。

鉑或鉑銠合金氨的催化氧化。硫酸汞乙炔水化制乙醛。

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醋酸錳乙醛氧化制乙酸。

鎳不飽和烴及其他不飽和有機物與氫氣的加成反響。三溴化鐵笨的溴化制溴苯。使用催化劑進展催化反響時，要留意對反響物的凈化，避開帶入的某些雜質使催化劑丟失催化功能，這種作用稱作催化劑中毒。8．可以利用平衡常數的值作標準推斷反響是否到達平衡及不平衡時向哪個方向進展．如對于可逆反響mA(g)＋nB(g)

pC(g)＋qD(g)，在肯定溫度的任意時刻，反響物與生成

物的濃度有如下關系

Qc＝，Qc叫該反響的濃度商．

Qc＜K，反響向正反響方向進展Qc＝K，反響處于平衡狀態(tài)Qc＞K，反響向逆反響方向進展

電解質溶液一．電解質和非電解質、強電解質和弱電解質1．電解質

但凡水溶液里或熔融狀態(tài)時能電離進而能導電的化合物叫做電解質。電解質溶于水或熔融時能電離出自由移動的陰、陽離子，在外電場作用下，自由移動的陰、陽離子分別向兩極運動，并在兩極發(fā)生氧化復原反響。所以說，電解質溶液或熔融狀態(tài)時導電是化學變化。2．分類

（1）強電解質：是指在水溶液里幾乎能完全電離的電解質。（2）弱電解質：是指在水溶液中只能局部電離的電解質。3．強電解質和弱電解質的比擬強電解質弱電解質定義化學鍵種類電離過程表示方法水溶液里完全電離的電解質離子鍵、強極性鍵完全電離用等號“=”強酸：HCl、H2SO4、HNO3、HI強堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2絕大多數鹽：NaCl、BaSO4水溶液里局部電離的電解質極性鍵局部電離用可逆號“”弱酸：H2S、H2CO3、H3PO4、HF、CH3COOH弱堿：NH3H2O個別鹽：HgCl2、Pb(CH3COO)2代表物4．非電解質但凡在水溶液里或熔融狀態(tài)都不能電離也不能導電的化合物。常見的非電解質

非金屬氧化物：CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5某些非金屬氫化物：CH4、NH3

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大多數有機物：苯、甘油、葡萄糖二．弱電解質的電離平衡1．弱電解質的電離特點

（1）微弱：弱電解質在水溶液中的電離是局部電離、電離程度都比擬小，分子、離子共同存在。

（2）可逆：弱電解質在水分子作用下電離出離子、離子又可重新結合成分子。因此，弱電解質的電離是可逆的。

（3）能量變化：弱電解質的電離過程是吸熱的。（4）平衡：在肯定條件下最終到達電離平衡。

2．電離平衡：當弱電解質分子離解成離子的速率等于結合成分子的速率時，弱電解質的電離就處于電離平衡狀態(tài)。電離平衡是化學平衡的一種，同樣具有化學平衡的特征。條件轉變時平衡移動的規(guī)律符合勒沙特列原理。三．水的電離和溶液的pH值1．水的電離和水的離子積常數

H2O是一種極弱電解質，能夠發(fā)生微弱電離H2OH++OH25℃時c(H+)=c(OH)=107molL1水的離子積Kw=c(H+)c(OH)=1014（25℃）

①Kw只與溫度有關，溫度上升，Kw增大。如：100℃Kw=1012②Kw適用于純水或稀酸、稀堿、稀鹽水溶液中。2．溶液的pH

（1）pH：pH=lg[c(H+)]。在溶液的c(H+)很小時，用pH來表示溶液的酸堿度。

（2）含義：pH越大，c(H+)越小，c(OH)越大，酸性越弱，堿性越強。pH越小c(H+)。c(OH)越小，酸性越強，堿性越弱。

（3）范圍：0～14四．鹽類水解

1．鹽類水解定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或OH結合生成弱電解質的反響叫作鹽類的水解。2．鹽類水解規(guī)律

（1）誰弱誰水解，誰強顯誰性，越弱越水解，都弱都水解，兩強不水解。

（2）多元弱酸根、正酸根離子比酸式酸根離子水解程度大得多，故可只考慮第一步水解。（3）水解是吸熱反響，升溫水解程度增大。（4）單離子水解程度都很小，故書寫水解離子方程式時要用“”，不能用“↑”或“↓”符號。3．鹽類水解的類型

（1）單向水解：強酸和弱堿生成的鹽，溶液呈酸性；強堿和弱酸生成的鹽，溶液顯堿性。如NH4Cl溶于水：

NH4++H2ONH3H2O+H+

CH3COONa溶于水：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-

（2）相互促進水解：弱酸和弱堿生成的鹽溶于水，電離產生弱酸的陰離子和弱堿的陽離子，二者分別結合水電離產生的H+和OH-發(fā)生水解，而水溶液的離子積不變，因此促進水的電離使反響進展的程度較大。溶液的酸堿性取決于生成的弱電解質的相對強弱。如CH3COONH4溶于水：

CH3COO-+NH4+CH3COOH+NH3H2O

（3）相互抑制水解：能電離產生兩種以上的弱酸陰離子或弱堿陽離子的鹽溶于水，弱酸的陰離子或弱堿的陽離子均發(fā)生水解，但是相互抑制，所以這一類的水解程度較小。如

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(NH4)2Fe(SO4)2溶于水：

NH4++H2ONH3H2O+H+Fe2++2H2OFe(OH)2+H+

NH4+水解產生的H+對Fe2+的水解起到抑制作用，反之也成立。五．電離平衡和水解平衡的比擬實例討論對象實質電離平衡H2S水溶液（0.1mol/L）弱電解質（弱酸、弱堿、水）弱酸H++弱酸根離子弱堿OH+弱堿陽子H2O+H2OH3O++OH水解平衡Na2S水溶液（0.1mol/L）強電解質（弱酸鹽、弱堿鹽）弱酸根陰離子+H2O弱酸+OH弱堿陽離子+H2O弱堿+H+水解速率=中和速率“越弱越水解”，多元弱酸根一級水解遠遠大于二級水解，大于三級水解一般中和程度遠遠大于水解程度雙水解程度較大，甚至很徹底。離子化速率=分子化速率酸或堿越弱，電離程度越小，多元酸的一級電離遠遠大于二級電離，大于三級電離程度能量變化吸熱（極少數例外）電離方程式：①用“”②多元弱酸分步電離H2SH++HS吸熱水解反響離子方程式①用“”②多元弱酸根分步水解③除了雙水解反響，產物不寫分解產物，不標↑或↓S2+H2OHS+OH（主要）表達式HSH++S2HS+H2OH2S+OH（次要）微粒濃度大小比擬電荷守恒式物料守恒式溫度c(H2S)>c(H+)>c(HS)>c(S2c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)>c(H+)c(Na+)+c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)c(H2S)+c(HS)+c(S2)=0.1mol/L=)>c(OH-)c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)c(H2S)+c(HS)+c(S)=0.1mol/L升溫促進電離（極少數例外）促進電離，但濃度減小，酸性減弱但2c(Na+)/2升溫促進水解促進水解，但濃度減小，堿性減弱影響因素濃度稀釋

通H2S電離平衡向右移動，酸性增加，S2+H2OHS+OHH2S+OHHS+H2O促使上述平電離程度減小，電離常數不變。衡右移，合并為：H2S+S22HS第5頁

H2SH++HS加Na2SS2+H+HS促使上述平衡水解平衡向右移動，堿性增加，但水解程度減小。右移，合并為：H2S+S22HS七．何時考慮鹽的水解

1．推斷鹽溶液酸堿性及能否使酸堿指示劑變色時，要考慮到鹽的水解。

2．配制某些鹽的溶液時，為了防止溶液變渾濁（水解），需參加對應的酸抑制其水解。如配．．．．制FeCl3溶液時，一般先將FeCl3溶解在鹽酸中，然后再加水稀釋。

3.比擬鹽溶液中離子濃度大小時，要考慮到鹽的水解。如Na3PO4溶液中，c(Na+)>3c(PO434.說明鹽溶液中微粒種類及多少時，要考慮到鹽的水解。例如Na2S溶液中含有Na+、HS-、

OH-、H+、S2、H2S，其濃度關系為：

八．溶液中微粒間的關系

（1）電荷守恒關系指任何電解質溶液在整體上不顯電性，即溶液中全部陽離子帶的

正電總量與全部陰離子帶的負電總量相等。

如在Na2S溶液中：

實質：全部Na+、H+帶的正電荷總物質的量==全部S2、HS、OH帶的負電荷總物質的

量。

表達形式：c(Na+)+c(H+)=2c(S2)+c(HS)+c(OH

)（2）物料守恒關系指不管鹽中的哪種離子水解成多少種形式，它所含的一些元素原

子的總物質的量之比肯定符合它的化學式中的計量數比。

如在Na2S溶液中：

實質：n(Na):n(S的各種存在形式總和)==2:1

表達形式：c(Na+)=2c(S2)+c(HS)+c(H2S)

（3）水電離的離子數守恒關系指在任何電解質溶液中，由水電離產生的H+和OH的數

目肯定相等的關系。如在Na2S溶液中：

實質：n(OH)==溶液中自由H+物質的量與S2結合水電離的H+物質的量之和

表達形式：c(OH

)=c(H+)+c(HS)+2c(H2S)

★該關系式可由電荷守恒式和物料守恒式代數變換得到。如將上述電荷守恒式與物料守恒式相減并移項即可得到上式。

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擴展閱讀：201*屆高三一輪原創(chuàng)化學學案：43化學反響原理學問點

《化學反響原理》學問點總結第一章：化學反響與能量變化

1、反響熱與焓變：△H=H(產物)-H(反響物)2、反響熱與物質能量的關系

3、反響熱與鍵能的關系

△H=反響物的鍵能總和-生成物的鍵能總和4、常見的吸熱、放熱反響⑴常見的放熱反響：

①活潑金屬與水或酸的反響②酸堿中和反響③燃燒反響④多數的化合反響⑤鋁熱反響⑵常見的吸熱反響

①多數的分解反響②2NH4Cl(s)+Ba(OH)28H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O③C(s)+H2O(g)

高溫能量反響物的總能量

反響物能量反響物的總能量

反響物

生成物的總能量

△H0反響過程

CO+H2④CO2+C

高溫2CO

5、反響條件與吸熱、放熱的關系：反響是吸熱還是放熱與反響的條件沒有必定的聯系，而取決與反響物和

產物具有的總能量（或焓）的相對大小。

6、書寫熱化學方程式除了遵循書寫化學方程式的要求外，還應留意以下幾點：①放熱反響△H為“-”，吸熱反響△H為“+”，△H的單位為kJ/mol

②反響熱△H與測定條件（溫度、壓強等）有關，因此應留意△H的測定條件；絕大多數化學反響的△H是在298K、101Pa下測定的，可不注明溫度和壓強。

③熱化學方程式中各物質化學式前面的系數僅表示該物質的物質的量，并不表示物質的分子或原子數，因此化學計量數可以是分數或小數。必需注明物質的聚攏狀態(tài)，熱化學方程式是表示反響已完成的數量，

所以方程式中化學式前面的計量數必需與△H相對應；當反響逆向進展時，反響熱數值相等，符號相反。7、利用蓋斯定律進展簡潔的計算

8、電極反響的書寫：活性電極：電極本身失電子⑴電解：陽極：（與電源的正極相連）發(fā)生氧化反響惰性電極：溶液中陰離子失電子

（放電挨次：I->Br->Cl->OH-）

陰極:（與電源的負極相連）發(fā)生復原反響，溶液中的陽離子得電子

（放電挨次：Ag+>Cu2+>H+）

留意問題：①書寫電極反響式時，要用實際放電的離子來表示．．．．．．．

②電解反響的總方程式要注明“通電”

③若電極反響中的離子來自與水或其他弱電解質的電離，則總反響離子方程式中要用化學式表示

⑵原電池：負極：負極本身失電子，Ｍ→Ｍn++ｎｅ-

①溶液中陽離子得電子Ｎm++mｅ-→Ｎ正極：2H++2e-→H2↑

②負極與電解質溶液不能直接反響：O2+4e-+2H2O→4OH-（即發(fā)生吸氧腐蝕）

書寫電極反響時要留意電極產物與電解質溶液中的離子是否反響，若反響，則在電極反響中應寫最終產物。

9、電解原理的應用：

⑴氯堿工業(yè)：陽極(石墨):2Cl-→Cl2+2e-(Cl2的檢驗：將潮濕的淀粉碘化鉀試紙靠近出氣口，試紙變藍，證明生

成了Cl2)。

陰極：2H++2e-→H2↑（陰極產物為H2、NaOH?，F象（滴入酚酞）：有氣泡逸出，溶液變紅）。⑵銅的電解精煉：電極材料：粗銅做陽極，純銅做陰極。電解質溶液：硫酸酸化的硫酸銅溶液

⑶電鍍：電極材料：鍍層金屬做陽極（也可用惰性電極做陽極），鍍件做陰極。電解質溶液是用含有鍍層金屬

陽離子的鹽溶液。10、化學電源

⑴燃料電池：先寫出電池總反響（類似于可燃物的燃燒）；

再寫正極反響（氧化劑得電子，一般是O2+4e-+2H2O→4OH-（中性、堿性溶液）

O2+4e-+4H+→2H2O(酸性水溶液)。負極反響=電池反響-正極反響（必需電子轉移相等）

⑵充放電電池：放電時相當于原電池，充電時相當于電解池（原電池的負極與電源的負極相連，做陰極，原電池的正極與電源的正極相連，做陽極），

11、計算時遵循電子守恒，常用關系式：2H2~O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4H+~4e-

12、金屬腐蝕：電解陽極引起的腐蝕>原電池負極引起的腐蝕>化學腐蝕>原電池正極>電解陰極鋼鐵在空氣中主要發(fā)生吸氧腐蝕。負極：2Fe→2Fe2++4e-正極：O2+4e-+2H2O→4OH-總反響：2Fe+O2+2H2O＝2Fe(OH)2

其次章：化學反響的方向、限度和速度

1、反響方向的推斷依據：△H-T△S0反響不能自發(fā)。該判據指出的是肯定條件下，自發(fā)反響發(fā)生的可能性，不能說明實際能否發(fā)生反響

（計算時留意單位的換算）課本P40T32、化學平衡常數：

①平衡常數的大小反映了化學反響可能進展的程度，平衡常數越大，說明反響進展的越完全。②純固體或純溶劑

參與的反響，它們不列入平衡常數的表達式

③平衡常數的表達式與化學方程式的書寫方式有關，單位與方程式的書寫形式一一對應。對于給定的化學反響，

正逆反響的平衡常數互為倒數

④化學平衡常數受溫度影響，與濃度無關。溫度對化學平衡的影響是通過影響平衡常數實現的。溫度上升，化

學平衡常數增大還是減小與反響吸放熱有關。

3、平衡狀態(tài)的標志：①同一物質的v正=v逆②各組分的物質的量、質量、含量、濃度（顏色）保持不變③

氣體的總物質的量、總壓強、氣體的平均分子量保持不變只適用于△vg≠0的反響④密度適用于非純氣體反響或體積可變的容器4、惰性氣體對化學平衡的影響

⑴恒壓時充入惰性氣體，體積必增大，引起反響體系濃度的減小，相當于減壓對平衡的影響⑵恒容時充入惰性氣體，各組分的濃度不變，速率不變，平衡不移動

⑶對于△vg=0的可逆反響，平衡體系中參加惰性氣體，恒容、恒壓下平衡都不會移動

5、⑴等效平衡：①恒溫恒壓，適用于全部有氣體參與的可逆反響，只要使轉化后物質的量之比與最初參加的

物質的量之比一樣，均可到達等效平衡；平衡時各組分的百分含量一樣，濃度一樣，轉化率一樣。②恒溫恒容，△vg=0的反響，只要使轉化后物質的量之比與最初參加的物質的量之比一樣，均可到達等效

平衡；平衡時各組分的百分含量一樣，轉化率一樣。

⑵等同平衡：恒溫恒容，適用于全部有氣體參與的可逆反響，只要使轉化后物質的量與最初參加的物質的量一樣，均可到達等同平衡；平衡時各組分的物質的量一樣，百分含量一樣，濃度一樣。6、充氣問題：以aA(g)+bB(g)

cC(g)

⑴只充入一種反響物，平衡右移，增大另一種反響物的轉化率，但它本身的轉化率降低⑵兩種反響物按原比例充，恒容時相當于加壓，恒壓時等效平衡

⑶初始按系數比充入的反響物或只充入產物，平衡時再充入產物，恒容時相當于加壓，恒壓時等效平衡化學反響速率:速率的計算和比擬；濃度對化學速率的影響（溫度、濃度、壓強、催化劑）；V-t圖的

分析

第三章物質在水溶液中的行為

1、強弱電解質：

⑴強電解質：完全電離，其溶液中無溶質分子，電離方程式用“＝”，且一步電離；強酸、強堿、大多數鹽

都屬于強電解質。

⑵弱電解質：局部電離，其溶液中存在溶質分子，電離方程式用“

”，多元弱酸的電離方程式分步寫，

其余的弱電解質的電離一步完成；弱酸、弱堿、水都是弱電解質。⑶常見的堿：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是強堿，其余為弱堿；常見的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是強酸，其余為弱酸；

留意：強酸的酸式鹽的電離一步完成，如：NaHSO4=Na++H++SO42-，而弱酸的酸式鹽要分步寫，如：

NaHCO3=Na++HCO3-,HCO3-2、電離平衡

⑴電離平衡是平衡的一種，遵循平衡的一般規(guī)律。溫度、濃度、參加與弱電解質一樣的離子或與弱電解質

反響的物質，都會引起平衡的移動

⑵電離平衡常數（Ka或Kb）表征了弱電解質的電離力量，肯定溫度下，電離常數越大，弱電解質的電離程

度越大。Ka或Kb是平衡常數的一種，與化學平衡常數一樣，只受溫度影響。溫度上升，電離常數增大。3、水的電離：⑴H2O

H++OH-，△H>0。上升溫度、向水中參加酸、堿或能水解的鹽均可引起水的電離平衡的移動。

CO32-+H+

⑵任何稀的水溶液中，都存在，且[H+][OH-]是一常數，稱為水的離子積（Kw）；Kw是溫度常數，只受溫度

影響，而與H+或OH-濃度無關。

⑶溶液