苏教版化学反应原理第三章知识点归纳.docx

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1、苏教版化学反响原理学问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可以导电的化合物。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、弱电解质的推断：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、全部的有机羧酸弱 酸：强 碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2 、Ba(OH)2弱 碱：NH3H2O强弱电解质的区分根据不是看该物质溶解

2、度的大小,也不是看其水溶液导电实力的强弱,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：在肯定条件如温度、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，电离过程就到达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确定的，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改变的影响，但室温下一般改变不

3、大。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。1温度 电离过程是吸热过程，温度上升，平衡向电离方向挪动。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参与同弱电解质具有一样离子的强

4、电解质，使电离平衡向逆方向挪动)4化学反响 在弱电解质溶液中参与能及弱电解质电离产生的某种离子反响的物质时，可以使电离平衡向电离方向挪动。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，多元弱碱那么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】1Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他稀溶液。25时， Kw =110-14，2在水溶液中,Kw中的C(OH-) 、 CH+指溶液中总的

5、离子浓度.3常温下,任何稀的水溶液中 Kw= C(H+)C(OH)=110144不管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、影响水的电离平衡挪动的因素常见物质酸性： H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO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-)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+) 110 -7mol/L中性溶液：C(

6、H+) C(OH-)，C(H+) 110-7mol/L 碱性溶液：C(H+) C(OH-)，C(H+) 110- 7mol/L常温下25留意：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+)的多少来推断溶液的酸、碱性，即：1.意义：表示溶液酸碱性的强弱。2.表示：用CH+ 的负对数来表示。3.计算式：二：PH与溶液的酸碱性PH= -lg c(H+) 留意：适用于稀溶液，当溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol时，干脆用浓度表示溶液的酸碱性。4.适用范围：留意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

7、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CH+ 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酸性增加碱性增加中性小结：PH值的计算方法是根据水的离子积常数和条件，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 精细PH试纸PH试纸的运用方法：剪下一小块PH试纸，放在玻璃片或外表皿上，用玻璃棒沾取一滴

8、溶液滴在PH试纸上，半分钟内与比色卡比较，读出PH值。留意：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+)，干脆换算成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：一般状况下，强酸溶液每稀释10倍，pH值就增加1个单位，但稀释后pH值肯定小于7；强碱溶液每稀释10倍，pH值就减小 个单位，但稀释后pH值肯定大于7。2、强酸及强酸、强碱及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及强酸混合，先算混合后的H+，再算pHH+混=c1(

9、H+)V1+c2(H+)V2V1+V2强碱及强碱混合，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留意：肯定不能先干脆求H+再按之来算pH经验公式：pH的两强酸等体积混合，混合液的pH=pH小pH的两强碱等体积混合，混合液的pH=pH大其中是lg2的近似值3、酸碱混合：先推断过量，求出剩余的酸或碱的浓度，再求c(H+) 留意：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cH+，再计算出PH，不能干脆根据c(H+)计算。(2)在稀释时，当他们的浓度大于10-5moLL-1时，不考虑水的电离；当他们的浓度

10、小于10-5moLL-1时，应考虑水的电离。3及强酸强碱的稀释相比，弱酸、弱碱的稀释过程中既有浓度的改变，又有电离平衡的挪动，我们一般不能求得详细的数值，只能确定其范围。如：PH=10的NH3H2O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，那么pH=a+n；弱酸pH=a，加水稀释10n倍，那么apHpHb-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一样的强酸和弱酸，稀释 一样倍数，强酸的pH改变幅度大。强碱、 弱碱相像6、强酸及强碱溶液混合其反响的本质是H+OH-=H2O，所以在计算时用离子方程式做比

11、较简洁要从以下三种可能去考虑：(室温时1假设nH+=nOH-，恰好中和，pH=72假设nH+nOH-，酸过量，计算剩下 的H+，再算pH3假设nH+HB那么NaB中B-水解的程度较A-水解程度大那么NaA和NaB的溶液碱性：NaA10g易溶：1g10g 可溶：1g 微溶： 难溶：溶解度S：在肯定温度下，某物质在100g 溶剂里到达饱和状态 时所溶解的质量一、沉淀溶解平衡1、概念：在肯定的温度下，当沉淀溶解的 速率和沉淀生成速率相等留意：饱和溶液2、表示方法：AgClSAg+(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外表进入水中，另

12、一方面：溶液中的Ag+和Cl-受AgCl外表的阴、阳离子的吸引回到AgCl的外表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内因确定因素：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实力。Ksp越大，其溶解实力越强。 3、特点：肯定温度下，为一常数 碱性溶液：C(H+) C(OH-)，C(H+) 110- 7mol/L溶液的酸碱性及C(H+),C(OH-) 的关系总结：酸性溶液：C(H+) C(OH-)，C(H+) 110 -7mol/L中性溶液：C(H+) C(OH-)，C(H+) 110-7mol/L 中性：c(H+)=c(OH-) 碱性： c(H+)c(OH-)留意：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+)的多少来推断溶液的酸、碱性只合适25 ，即：常温下25