高中化学选修4第三章知识点分类总结(共6页).doc

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1、精选优质文档-倾情为你奉上第三章 水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离 1、定义：电解质： 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质 。非电解质 ： 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 。强电解质 ： 在水溶液里全部电离成离子的电解质 。弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 。物质单质化合物电解质非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物纯

2、净物2、电解质与非电解质本质区别：电解质离子化合物或共价化合物 非电解质共价化合物 注意：电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO2等属于非电解质 强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）电解质的强弱与导电性、溶解性无关。3、弱电解质的电离平衡：在一定的条件下，当弱电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 分子的速率相等 时，电离过程就达到了平衡状态，这叫弱电解质的电离平衡。4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。B、浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。C

3、、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。5、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主）6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。 ）表示方法：ABA+B- Ki= A+ B-/ABK越大，弱电解质较易电离，其对应弱酸、弱碱较强。H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO7、影响因素：a、电离常数的

4、大小主要由物质的本性决定。b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：: 水的离子积：KW = cH+cOH- 25时, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 1*10-14 注意：区分由水电离出的H+、OH-的浓度与水溶液中H+、OH-的浓度。注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：酸、碱 ：抑制水的电离 KW1*10-14温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）KW

5、增大易水解的盐：促进水的电离 KW 1*10-144、溶液的酸碱性和pH： （1）pH=-lgcH+（2）pH的测定方法：酸碱指示剂 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。变色范围：甲基橙 3.14.4（橙色） 石蕊5.08.0（紫色） 酚酞8.210.0（浅红色）pH试纸 操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可 。 注意：事先不能用水湿润PH试纸；广泛pH试纸只能读取整数值或范围三 、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：（先求H+混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它） H+混 =（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、强碱与强碱的混合：（先求

6、OH-混：将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它） OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算H+混，此时水的电离大于酸的电离)3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- =H2O计算余下的H+或OH-，H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求H+混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求OH-混，再求其它）四、稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原+ n （但始终不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原+n （但始终不能大于或等于7）3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀

7、 = pH原n （但始终不能小于或等于7）4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原n （但始终不能小于或等于7）5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近76、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m1、若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7pH1+pH215 则溶液显碱性pH=pH2-0.3pH1+pH213 则溶液显酸性pH=pH1+0.32、若混合后显中性pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1pH1+pH214 V

8、酸：V碱=1：1014-（pH1+pH2）六、酸碱中和滴定：（一）、中和滴定的原理1. 概念：利用中和反应，用已知浓度的酸（碱）滴定未知浓度的碱（酸）的实验方法。2. 原理：H+OH=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。 c碱=式中：n酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c酸或碱的物质的量浓度；V酸或碱溶液的体积。（由滴定曲线可知） 酸强碱相互滴定，可选用甲基橙或酚酞。若反应生成强酸弱碱盐溶液呈酸性，则选用酸性变色范围的指示剂（甲基橙）；若反应生成强碱弱酸盐，溶液呈碱性，则选用碱性变色范围的指示剂（酚酞） 蕊试液因颜色变化不明显，且变色范围过宽，一般不作滴定指示剂。3. 实验重点

9、 准确测定两种溶液的体积 判断中和反应恰好完全进行：选用合适的指示剂。 （二）、中和滴定的操作过程：（1）仪滴定管的刻度，O刻度在 上 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 大于 它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以读到小数点后 一位 。（2）药品：标准液；待测液；指示剂。（3）准备过程：检漏（4）试验过程洗 ：将实验所需的滴定管、锥形瓶等仪器洗涤干净，滴定管需要用对应的酸碱液进行润洗；取：调节液面在零刻度或零刻度以下，排除尖嘴部分的气泡；滴：先快后慢，23滴酚酞，左手控制活塞，右手震荡

10、锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液颜色的变化，滴定终点的判断：加最后一滴标准溶液，颜色突变，30s不褪色；读：眼睛与凹液面相平；记：记录滴定前后滴定管的读数；算：计算待测液的浓度。3、酸碱中和滴定的误差分析误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析式中：n酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c酸或碱的物质的量浓度；V酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：c碱=步骤操作V标C待洗涤滴定前，在用蒸馏水洗涤滴定管后，未用标准液润洗偏高偏高滴定前，在用蒸馏水洗涤滴定管后，未用待测液润洗偏低偏低锥形瓶用待测液润洗偏高偏高锥形瓶用蒸馏水润洗不变不变取液放出待测也的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消

11、失。偏低偏低滴定滴定前，标准液滴定管尖端有气泡，滴定后气泡消失。偏高偏高震荡锥形瓶时部分液体溅出。偏低偏低部分标准液滴出锥形瓶。偏高偏高溶液颜色较浅时滴入标准液过快，停止滴定后反加一滴待测液无变化。偏高偏高滴定滴定前读书正确，滴定后俯视读数。偏低偏低滴定前读书正确，滴定后仰视读数。偏高偏高七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，使平衡向右移动，促进水的电离。3、盐类水解规律：有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显

12、谁性，两弱都水解，同强显中性。多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强 (如:Na2CO3 NaHCO3)4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热5、影响盐类水解的外界因素：温度：温度越 高 水解程度越大 （水解吸热，越热越水解）浓度：浓度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解；OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解）6、酸式盐溶液的酸碱性：只电离不水解：如HSO4- 显 酸 性 电离程度水解程度，显 酸 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度电离程度，显 碱 性

13、（如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）7、双水解反应： （1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。 （2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S （3）不完全双水解：NH4+与S2- 、CO32-(HCO3-)、CH3COO- 8、盐类水解的应用：水解的应用实例原理1、净水明矾净水A

14、l3+3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+ 2、去油污用热碱水冼油污物品CO32-+H2O HCO3-+OH- 3、药品的保存配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+ 配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOHCO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制备无水盐由MgCl26H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热若不然，则：MgCl26H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2 MgO+H2O5、泡沫灭火器用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO2 6、比较盐溶液中离子浓度的大小比较NH4Cl

15、溶液中离子浓度的大小NH4+H2O NH3H2O+H+ c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH)- 9、水解平衡常数 （Kh）对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）电离、水解方程式的书写原则1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写 注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 强（弱）酸与强（弱）碱混合后溶液pH判

16、断规律： 物质的量浓度相同，“元”相同的酸与碱等体积混合：谁强显谁性，都强显中性。 pH之和为14的酸与碱等体积混合：谁弱显谁性，都强显中性。八、溶液中微粒浓度的大小比较基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：电荷守恒:任何溶液均显电 中 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒）某原子的总量(或总浓度)其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。九、难溶电解质的溶解平衡1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识 （1）溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质。

17、溶解性易溶可溶微溶难溶溶解度大于10g1g-10g001g-1g小于0.01g（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时H+降至10-7mol/L10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。 （3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。 （4）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。 2、溶解平衡（1）溶解平衡的建立在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。w.w.w.k.s.5.u.c.o.mAmBn(s)

18、mAn+(aq)+nBm-(aq)（2）溶解平衡的特征：逆、等、动、定、变。（3）沉淀溶解平衡的影响因素外因：浓度：加水，平衡向溶解方向移动。 温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。【溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。】 同离子效应法3. 容度积的计算AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)溶度积（KSP） KSP= c(An+)m c(Bm-)n注：同类型的沉淀，KSP越小，溶解度越小。4. 溶度积与溶解度区别和转化：区别： 溶度积是一个标准平衡常数，只与温度有关。溶解度与温度有关，还与系统的组成、pH值的改变及配合物的生成等因素有关。（1）转化：在溶度积的

19、计算中，离子浓度是物质的量的浓度，其单位为molL-1；而溶解度的单位有g/100g水，gL-1， molL-1。计算时一般要先将难溶电解质的溶解度S的单位换算为molL-1。对于难溶物质饱和溶液浓度极稀，可作近似处理：(xg/100gH2O)10/M mol L-1。沉淀的溶解和生成 QC KSP 有沉淀析出a加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。 b调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。 c氧化还原沉淀法： d同离子效应法 QC = KSP 平衡状态 QC KSP 未饱和，继续溶解沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：酸碱；氧化还原； 沉淀转化。（2）沉淀的转化 容度积大的生成溶解度小的，容度积小的生成容度积 更小 的。 如：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr（淡黄色） AgI （黄色） Ag2S（黑色） 容度积小的也可以转化为容度积相对较大的沉淀。如：除去重晶石（BaSO4）是先将容度积小的BaSO4转化为容度积相对较大的BaCO3。 专心-专注-专业