苏教版化学反应原理第三章知识点归纳.doc

Four short words sum up what has lifted most successful individuals above the crowd: a little bit more.-author-date苏教版化学反应原理第三章知识点归纳考前归纳专题3苏教版化学反应原理知识点归纳第三章第一单元 弱电解质的电离平衡电解质：在水溶液中或熔融状态时能够导电的化合物。非电解质：在水溶液中和熔融状态时都不能导电的化合物。HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI 记住：强 酸：强、弱电解质的判断：化合物非电解质电解质强电解质弱电解质大部分的盐类强 碱强 酸活泼金属的氧化物弱 酸弱 碱水离子化合物共价化合物大多数有机物，非金属氧化物，NH3CH3COOH、H2CO3、H2SO3、H3PO4、HClO、HF、所有的有机羧酸弱 酸：强 碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2 、Ba(OH)2弱 碱：NH3·H2O强弱电解质的区分依据不是看该物质溶解度的大小,也不是看其水溶液导电能力的强弱,而是看溶于水的部分是否完全电离.二、弱电解质的电离平衡 CH3COOH CH3COO - + H+电离结合1.定义：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态电离平衡2.特点：动 电离平衡是一种动态平衡 定 条件不变，溶液中各分子、离子的 浓度不变，溶液里既有离子又有分子 等 V电离=V分子化0逆 弱电解质的电离影响电离平衡常数大小的因素：A.电离平衡常数大小是由物质的本性决定的，在同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同。B.弱电解质的电离平衡常数受温度变化的影响，但室温下一般变化不大。C.弱电解质的电离平衡常数大小不受其浓度变化的影响3.量度弱电解质电离程度的化学量：（1）电离平衡常数：Ka=c ( H+) .c( A-) c(HA)对于一元弱酸：HA H+A-，平衡时对于一元弱碱：MOH M+OH-，平衡时Kb=c ( M+).c( OH- ) c(MOH)意义：K值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱) 的酸(或碱)性越强。（2）弱电解质的电离度 ： =已电离的弱电解质浓度弱电解质的初始浓度已电离的分子数 弱电解质分子总数=弱电解质浓度越大，电离程度越小。4.影响电离平衡的因素（1）温度 电离过程是吸热过程，温度升高，平衡向电离方向移动。（2）浓度 弱电解质浓度越大，电离程度越小。（3）同离子效应 同离子效应(即在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向逆方向移动)（4）化学反应 在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可以使电离平衡向电离方向移动。三、电离方程式的书写强电解质在溶液中完全电离，用“”弱电解质在溶液中部分电离，用“ ”多元弱酸的电离 应分步完成电离方程式，多元弱碱则一步完成电离方程式。四、水的电离1、水是一种极弱的电解质，能微弱的电离:+ H2O+H2O H3O+OH ( H2O H+OH)电离常数：K 电离C(H+)×C(OH-） C(H2O）【小结】（1）Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他稀溶液。25时， Kw =1×10-14，（2）在水溶液中,Kw中的C(OH-) 、 C（H+）指溶液中总的离子浓度.（3）常温下,任何稀的水溶液中 Kw= C(H+)×C(OH)=1×1014（4）不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水电离出的C(H+)C(OH)（5）根据Kw=C(H)×C(OH) 在特定温度下为定值,C(H) 和C(OH) 可以互求.3、影响水的电离平衡移动的因素常见物质酸性： H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO多元弱酸，分步电离，第一步电离大于第二步电离第二单元 溶液的酸碱性中性：c(H+)=c(OH-) 碱性： c(H+)<c(OH-)酸性：c(H+)>c(OH-)溶液的酸碱性与C(H+),C(OH-) 的关系一、酸性溶液：C(H+) C(OH-)，C(H+) 1×10 -7mol/L中性溶液：C(H+) C(OH-)，C(H+) 1×10-7mol/L 碱性溶液：C(H+) C(OH-)，C(H+) 1×10- 7mol/L常温下（25）注意：任何温度下，溶液的酸碱性取决于c(H+)和c(OH-)的相对大小，而不能只用c(H+)的多少来判断溶液的酸、碱性，即：1.意义：表示溶液酸碱性的强弱。2.表示：用C（H+ ）的负对数来表示。3.计算式：二：PH与溶液的酸碱性PH= -lg c(H+)Ø 注意：适用于稀溶液，当溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol时，直接用浓度表示溶液的酸碱性。4.适用范围：注意1、PH值越小，酸性越强，PH越大，碱性越强。2、PH范围0-14之间。3、PH值等于0的溶液不是酸性最强的溶液， PH值等于14的溶液不是碱性最强的溶液、PH值增加一个单位C（H+） 减小倍溶液的pH值与酸碱性的关系0 100 1001 1012 1023 1034 1045 1056 1067 1078 1089 10910 101011 101112 101213 101314 1014酸性增强碱性增强中性小结：PH值的计算方法是根据水的离子积常数和已知条件，求得c(H+)，然后求出PH值。三、测定溶液酸碱性的常用方法1、酸碱指示剂 （石蕊、酚酞、甲基橙）2、PH试纸：广泛PH试纸：114，只能读得整数 精密PH试纸PH试纸的使用方法：剪下一小块PH试纸，放在玻璃片（或表面皿）上，用玻璃棒沾取一滴溶液滴在PH试纸上，半分钟内与比色卡比较，读出PH值。注意：玻璃棒和试纸都不得用水润湿！3、PH计。它可以精确测量溶液的PH值。四、PH值计算的常见类型1、溶液的稀释强酸：计算稀释后的溶液中的c(H+)，直接换算成PH碱：计算稀释后的溶液中的c(OH-)，换算成c(H+)再求出PH值。强酸强碱溶液稀释规律小结：一般情况下，强酸溶液每稀释10倍，pH值就增加1个单位，但稀释后pH值一定小于7；强碱溶液每稀释10倍，pH值就减小 个单位，但稀释后pH值一定大于7。2、强酸与强酸、强碱与强碱混合通常两种稀溶液混合，可认为混合后体积为二者体积之和强酸与强酸混合，先算混合后的H+，再算pHH+混=c1(H+)V1+c2(H+)V2V1+V2强碱与强碱混合，先算混合后的OH-，再由Kw求H+及pH，或先算混合后的OH-及pOH，再求pH（注意：绝对不能先直接求H+再按之来算pH）经验公式：已知pH的两强酸等体积混合，混合液的pH=pH小+0.3已知pH的两强碱等体积混合，混合液的pH=pH大-0.3（其中0.3是lg2的近似值）3、酸碱混合：先判断过量，求出剩余的酸或碱的浓度，再求c(H+) 注意：（1）强酸的稀释根据c(H+)计算，强碱的的稀释首先应c(OH-)浓计算出稀c(OH-)，让后据Kw计算出c（H+），再计算出PH，不能直接根据c(H+)计算。(2)在稀释时，当他们的浓度大于10-5moL·L-1时，不考虑水的电离；当他们的浓度小于10-5moL·L-1时，应考虑水的电离。（3）与强酸强碱的稀释相比，弱酸、弱碱的稀释过程中既有浓度的变化，又有电离平衡的移动，我们一般不能求得具体的数值，只能确定其范围。如：PH=10的NH3·H2O溶液稀释100倍，稀释后的8PH10总结溶液的稀释规律：强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n；弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则a<pH<a+n；强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n；弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则b>pH>b-n；酸、碱溶液无限稀释时，pH只能接近7，但酸不能大于7，碱不能小于7（室温时）对于浓度（或pH）相同的强酸和弱酸，稀释 相同倍数，强酸的pH变化幅度大。（强碱、 弱碱相似）6、强酸与强碱溶液混合其反应的实质是H+OH-=H2O，所以在计算时用离子方程式做比较简单要从以下三种可能去考虑：(室温时）（1）若n（H+）=n（OH-），恰好中和，pH=7（2）若n（H+）>n（OH-），酸过量，计算剩下 的H+，再算pH（3）若n（H+）<n（OH-），碱过量，计算剩下的OH-，再算pH酸过量的计算公式： 先求H+余=H+ ×VH+-OH- ×V(OH-)V(H+)+V(OH-)碱过量的计算公式： 先求OH-余=OH- ×V(OH-)- H+ ×VH+V(H+)+V(OH-)再求H+=Kw/OH-余，最后求PH五、弱酸强碱或强酸弱碱混合（3）酸和碱的PH之和为14，等体积混合A、若为强酸与强碱 ，则PH=7B、若为强酸与弱碱。则PH7C、若为弱酸与强碱，则PH7溶液酸碱性判定规律（1）PH相同的酸（或碱），酸（或碱）越弱，其物质的量浓度越大。（2）PH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数，则强酸溶液PH变化大；碱也如此。（4）等体积的强酸和强碱混合A、若二者PH之和为14，则溶液呈中性，PH=7B、若二者PH之和大于14，则溶液呈碱性。C、若二者PH之和小于14，则溶液呈酸性。知识回顾1.酸碱中和反应的实质是什么？ 2.已知某溶液呈酸性，要想测定其 氢离子浓度，根据中和反应，需要测定 哪些数据？一、酸碱中和滴定原理1.定义：用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法叫做酸碱中和滴定。2.实质：H+OH- =H2O3.原理(P69)：c酸=c碱V碱V酸c碱=c酸V酸V碱未知(待求) 已知已知未知(待求) 注：以上式子仅适用于一元酸和一元碱思考：运用这种方法的关键问题是什么？ 关键准确测出参加反应的两种溶液的体积。准确判断中和反应是否恰好进行完全。解决这两个关键问题的办法： 1、用滴定管量取溶液的体积。 2、选用恰当的酸碱指示剂。（1）酸式滴定用的是玻璃活塞，碱式滴定管用的是橡皮管。（思考为什么？）（2）滴定管的刻度从上往下标，下面一部分没有读数因此使用时不能放到刻度以下。（3）酸式滴定管不能用来盛放碱溶液，碱式滴定管不盛放酸溶液或强氧化性的溶液。 （4）滴定管的精确度为0.01mL，比量筒精确；所以读数时要读到小数点后两位。 实际滴出的溶液体积=滴定后的读数-滴定前的读数滴定操作：把滴定管固定在滴定管夹上，锥形瓶放在下面接液体，滴定过程中用左手控制活塞，用右手摇动锥形瓶，眼睛应注视锥形瓶中溶液颜色的变化滴定终点判断：当滴入最后一滴溶液时颜色发生变化且半分钟内颜色不再发生变化即已达终点。二、酸碱中和滴定的操作步骤2.滴定阶段：3.数据处理阶段：NaOH + HCl = NaCl + H2O C标.V标= C待.V待1.准备阶段：检查是否漏水水洗 23遍润洗23遍装液并调节液面高度记录初读数取待测液加指示剂滴加标准液直至颜色发生明显变化记录末读数计算待测液浓度甲基橙由红 橙酚酞由无色 粉红常见指示剂甲基红酚酞甲基橙橙粉红橙色红 4.4 6.2黄 无色8.2 10.0红 红3.1 4.4黄强酸滴定强碱 甲基橙由黄 橙酚酞由红 无色强碱滴定强酸5.指示剂的选择选择原则：终点时指示剂的颜色变化明显灵 敏、易观察。强酸滴定弱碱甲基橙 强碱滴定弱酸酚酞强酸滴定强碱酚酞或甲基橙完全中和时溶液略显酸性完全中和时溶液略显碱性因为石蕊试剂变化不灵敏，所以一般不用石蕊作中和滴定的指示剂。中和滴定顺口溜： 酸式碱式莫混用，读数视线要水平； 充满尖嘴不留气，液面不要高于零； 适量滴加指示剂，初始读数要记清； 左手慢慢旋活塞，右手旋摇锥形瓶； 俩眼紧盯待测液，颜色突变立停止； 记下刻度来计算，中和滴定操作完。三、酸碱中和滴定中的误差分析 产生误差的原因：操作不当，滴定终点判断不准等。根据原理：C标·V标V待c待=(1)、酸式滴定管的因素1、未用标准盐酸标准液润洗酸式滴定管 2、滴定管内壁不干净，滴定后，酸式滴定管内壁挂水珠 3、滴定管尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失4、滴定操作时，有少量盐酸滴于锥形瓶外5、滴定前仰视刻度，滴定后俯视刻度(2)、锥形瓶因素6、锥形瓶内用蒸馏水洗涤后，再用待测氢氧化钠润洗 2-3次，将润洗液倒掉，再装NaOH溶液7、锥形瓶用蒸馏水洗后未倒尽即装NaOH溶液8、滴定过程中摇动锥形瓶，不慎将瓶内的溶液溅出一部分。(3)、碱式滴定管的因素9、碱式滴定管用水洗后，未用待测液润洗 10、取待测液时，为将盛待测液的碱式滴定管尖嘴的气泡排除。取液后滴定管尖嘴充满溶液(4)、配制时因素(含杂质)11、在配制待测氢氧化钠溶液过程中，称取一定质量的氢氧化钠时，内含少量的KOH，用标准盐酸溶液进行滴定。 12、 配制标准NaOH溶液时，称量的NaOH 固体中含有Na2O杂质， 然后用此溶液去滴定未知的盐酸溶液第三单元 盐类的水解一 盐类水解1 定义：在溶液中盐电离出来的离子与水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫盐类的水解。2水解的实质：破坏水的电离平衡，使水的电离平衡正向移动。酸碱盐水（中和反应）酸有强酸弱酸弱碱强碱有碱生成的盐1、强酸强碱盐2、强酸弱碱盐3、弱酸强碱盐4、弱酸弱碱盐NaClFeCl3、NH4ClNH4Ac、(NH4)2CO3NaAc、K2CO3规律：有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性。1、有弱才水解：必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解；2、无弱不水解：强酸强碱盐不水解；3、都弱都水解：弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解，可相互促进；4、谁强显谁性：盐水解后的酸碱性取决于形成盐的酸和碱的强弱。强酸弱碱盐水解显酸性，弱酸强碱盐水解显碱性，弱酸弱碱盐水解后溶液酸碱性取决于水解生成的弱酸和弱碱的相对强弱。多元弱酸的水解多步完成多元弱碱的水解一步完成以下为常见完全双水解Al3+与AlO2-、HCO3-、CO32-、S2-、HS-、Fe3+与AlO2-、HCO3-、CO32-NH4+与SiO32-多元弱酸的酸式氢根离子，水解和电离程度的比较H2PO4-、HSO3-电离强于水解，显酸性；HCO3-、 HPO42-、HS-水解强于电离，显碱性；盐类水解方程式的书写规律1、盐类水解（单水解、一般双水解）一般是比较微弱的，通常用“ ”表示，同时无沉淀和气体产生。 2、多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，第一步水解程度比第二步水解程度大得多（与电离类似），（相同物质的量浓度的正盐比对应酸式盐的水解程度大得多，故Na2CO3溶液碱性比NaHCO3强。） 3、多元弱碱的阳离子水解过程较为复杂，通常写成一步完成。（与多元弱碱的电离类似） 4、对于发生“完全双水解”的盐类，因水解彻底，故用“=”，同时有沉淀 和气体 产生。 5、多元弱酸的酸式氢根离子，水解和电离同步进行。二、影响盐类水解的因素：§ 1、主要因素是盐本身的性质：§ 组成盐的酸根对应的酸越弱（或阳离子对应的碱越弱），则弱酸阴离子（或弱碱阳离子）越易跟水电离出来的H（或OH）结合成弱电解质，即水解程度越大。NaA + H2ONaOH + HANaB + H2O NaOH + HB若酸性HA>HB则NaB中B-水解的程度较A-水解程度大则NaA和NaB的溶液碱性：NaA<NaB2、外界影响因素：（1）温度越高越水解（2）浓度越稀越水解 a、增大盐溶液的物质的量浓度，平衡向水解方向移动，盐的水解程度减小 b、稀释盐溶液，平衡向水解方向移动，盐的水解程度增大。c、外加酸或碱：可抑制或促进盐的水解。三、盐类水解的应用：1、盐溶液酸碱性的判断：2、溶液中离子浓度大小的比较：3、生活中的应用：、实验室里配制FeCl3溶液时，常加入一定量的盐酸。、升高温度促进盐类的水解，常应用这一原理，采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。、热的纯碱水溶液去污能力较强。4、泡沫灭火器：Al3+ + 3HCO3- Al(OH)3+ 3CO25、电荷守恒规律： 电解质溶液中，不论存在多少种离子，整个溶液问题呈电中性；即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，也就是所谓的电荷守恒规律。物料守恒：就是某一种离子的原始浓度等于它在溶液中的各种存在形式的浓度之和。蒸干某些盐溶液时，往往要考虑盐的水解：在空气中加热蒸干FeCl3溶液后灼烧，最后得到的产物为Fe2O36、判断溶液中的离子能否大量共存第四单元 沉淀溶解平衡按照溶解度的大小，可分为：>10g易溶：1g10g 可溶：0.01g1g 微溶：< 0.01g 难溶：溶解度（S）：在一定温度下，某物质在100g 溶剂里达到饱和状态 时所溶解的质量一、沉淀溶解平衡1、概念：在一定的温度下，当沉淀溶解的 速率和沉淀生成速率相等注意：饱和溶液2、表示方法：AgCl（S）Ag+(aq)+Cl-(aq)3、意义： (不表示 电离平衡) 表示：一方面：少量的Ag+ 和Cl-脱离AgCl表面进入水中，另一方面：溶液中的Ag+和Cl-受AgCl表面的阴、阳离子的吸引回到AgCl的表面4、沉淀溶解平衡的特征：等 定 动 变 5、影响沉淀溶解平衡的因素：（1）内因（决定因素）：溶质本身的性质 （2）外因：温度，外加酸碱盐二、溶度积常数（简称溶度积）1、表示： Ksp 2、意义：Ksp的大小反映了物质在水中的溶解能力。Ksp越大，其溶解能力越强。 3、特点：一定温度下，为一常数 碱性溶液：C(H+) C(OH-)，C(H+) 1×10- 7mol/L溶液的酸碱性与C(H+),C(OH-) 的关系总结：酸性溶液：C(H+) C(OH-)，C(H+) 1×10 -7mol/L中性溶液：C(H+) C(OH-)，C(H+) 1×10-7mol/L 中性：c(H+)=c(OH-) 碱性： c(H+)<c(OH-)酸性：c(H+)>c(OH-)注意：任何温度下，溶液的酸碱性取决于c(H+)和c(OH-)的相对大小，而不能只用c(H+)的多少来判断溶液的酸、碱性（只适合25 ），即：常温下（25）-