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第三章物质在水溶液中的行为-期末冲刺记诵一、水的电离和溶液的酸碱性1、水的电离平衡：H2OH+ + OH- 水的离子积：KW = H+OH- 25时, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 10-14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）酸溶液KW=H+酸OH-水，碱溶液KW=H+水OH-碱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 ：抑制水电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水电离被同等抑制） 升高温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）易水解盐：促进水电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水电离被同等的促进）4、溶液的酸碱性和pH： （1）pH= -lgH+ 注意：酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ；pH7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）； 碱性溶液不一定是碱溶液（可能是 溶液）。任何情况下的纯水一定呈中性：如：25时纯水PH=7或100时纯水PH=6，注意比较酸碱性，要看H+和OH-的相对大小。（2）pH的测定方法：酸碱指示剂甲基橙、石蕊、酚酞pH试纸 最简单的方法。 操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。注意：事先不能用水湿润PH试纸；只能读取整数值或范围二 、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+离子数相加除以总体积，再求其它）H+混 =（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、强碱与强碱的混合：（先求OH-混：将两种酸中的OH离子数相加除以总体积，再求其它） OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (注意:不能直接计算H+混)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） 注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计三、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=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均向7（中性）靠近；任何溶液无限稀释后pH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。 利用稀释后PH的变化可以判定酸碱的强弱，相反可以判定稀释倍数大小四、弱电解质的电离 1、定义：电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质 物质单质化合物电解质非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱电解质：弱酸、弱碱和水。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物纯净物2、电解质与非电解质本质区别：在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）电解质离子化合物或共价化合物 非电解质共价化合物3、强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）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）4、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时，电离过程就达到了 平衡状态 ，这叫电离平衡。5、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、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。6、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）7、电离常数：电离常数越大，说明其电离能力越强，反之其对应弱酸根或弱碱阳离子的水解能力越小。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：AB A+ + B- K=A+ B-/AB8、影响电离常数因素：a、电离常数的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。C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2S HClO 利用同温度下弱酸的电离常数大小判定酸性强弱，相反可以判定电离常数大小9、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc为例)：（1）溶液导电性对比实验； （2）测0.01mol/LHAc溶液的pH2；（3）测NaAc溶液的pH值；（4）测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pHa +2（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL;（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率10、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA)pH(HB) (2)pH值相同，溶液浓度CHACHB(3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHApHHB 利用稀释后PH的变化可以判定酸碱的强弱，相反可以判定稀释倍数（浓度）大小例如：相同PH、相同体积的一元强酸和一元弱酸比较：C(H+)C(酸)中和碱能力与足量活泼金属反应产生H2的量开始与金属反应的速率加水稀释后PH值大小HClCH3COOH 对于电解质电离和水的电离，要注意电离常数与电离平衡的区别。电离常数主要有物质的本性决定只受温度影响不受浓度的影响。而影响电离平衡的因素很多（温度、浓度、其它离子的抑制或加强）。五、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解规律： 有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。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)，水解程度就越大，盐溶液的碱性或酸性越强。上边规律解说：盐类水解的类型和规律：谁弱谁水解，谁强显谁性。(1)强碱弱酸盐，水解显碱性；(2)强酸弱碱盐，水解显酸性；(3)弱酸弱碱盐强烈水解，水解显强者性；(4)强酸强碱盐不水解；(5)弱酸酸式根即电离又水解，溶液的酸碱性取决于酸式根离子的电离程度和水解程度的相对大小。一般H2PO4、HSO3以电离为主，溶液呈酸性，其他弱酸根离子以水解为主，溶液呈碱性。2、盐类水解的特点：（1）可逆 （2）程度小 （3）吸热3、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4、酸式盐溶液的酸碱性：多元弱酸的酸式酸根，既可电离显酸性，又可水解显碱性。只电离不水解：如HSO4- （电离方程式时拆为H+ 、SO42-）电离程度 水解程度，显酸性 （如: HSO3- 、CH3COOH、H2PO4-） 水解程度 电离程度，显碱性 （如：HCO3- 、HS- 、HClO、HPO42-）如CH3COOH和NH3H2O看作弱酸、弱碱，但实际上它们的电离常数还是较大的，所以它们的电离程度较大而对应的弱酸根（CH3COO-）和弱碱阳离子（NH4+）的水解能力均较小，而HClO就相反，电离程度较小而ClO-的水解程度较大电离是电解质在水中离解成离子的过程，如H2SO4=(2H+)+(SO42-），NaCl=(Na+)+(Cl-).水解是盐中的某些离子同水中的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的过程。在一个溶液中氢离子或氢氧根离子不都只是水电离出来的。就拿碳酸氢钠溶液来说，在这个溶液中既有电离过程也有水解过程，而碳酸氢钠显碱性，所以可以判断溶液中的氢氧根离子浓度高于氢离子浓度。对于水来说，它电离出的氢离子和氢氧根离子是一样多的，而溶液中二者的差异来源于溶质的在溶剂中的电离作用和水解作用。对于碳酸氢钠，其电离过程会产生氢离子；而其水解过程会产生氢氧根离子，尤其酸碱性判断，水解强于电离。5、双水解反应： （1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应（即弱酸弱碱盐）。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。其右移。 （2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与Al（OH）4-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的方程式写“=”并标“”，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S 6、盐类水解的应用：混施化肥（N、P、K三元素不能变成和） 泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解）FeCl3溶液止血剂（血浆为胶体，电解质溶液使胶体凝聚）明矾净水（Al3+水解成氢氧化铝胶体，胶体有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉）NH4Cl焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）判断溶液酸碱性（显强者性）比较盐溶液离子浓度的大小 判断离子共存（双水解的离子不能大量共存）配制盐溶液（加对应的酸防止水解）六、溶液中微粒浓度的大小比较 1、基本原则：抓住溶液中微粒浓度三种守恒关系： 电荷守恒（电荷数前移）: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(原子个数前移): 某原子的总量其以各种形式存在的所有微粒的量之和 质子守恒(得失H+个数前移): 质子守恒的实质是水电离出的H+和OH-相等 得质子后形成的微粒浓度得质子数 = 失质子后形成的微粒浓度失质子数2、同浓度的弱酸和其弱酸盐 、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：中学化学常见的有三对(1:1)等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：弱酸的电离 其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性等浓度的NH3H2O与NH4Cl混合液：弱碱的电离其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性掌握其处理方法（即抓主要矛盾）七、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。 （2）生成难溶电解质的反应，反应后离子浓度降至110-5mol/L以下的反应为完全反应，用“=”。如酸碱中和时H+降至10-7mol/LAgBr（淡黄色）AgI （黄色）Ag2S（黑色）6、溶度积（KSP）意义：反映了难溶电解质在水中的溶解能力，相同类型(如AB型)的难溶电解质的Ksp越小，溶解度越小，越难溶。7、影响沉淀溶解平衡的因素：内因：物质本身的性质；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。8、溶度积规则 QCKSP 有沉淀析出;QC= KSP 平衡状态;QC KSP 未饱和继续溶解八、离子反应： 离子反应条件：生成难溶的物质。如生成BaSO4、AgCl、CaCO3等。生成难电离的物质。如生成CH3COOH、H2O、NH3H2O、HClO等。生成挥发性物质。如生成CO2、SO2、H2S等。发生氧化还原反应。如有氧化性的离子（如MnO4-、ClO、Fe3+、NO3-等）与有还原性的离子（如S2、I、Br、SO32-、Cl、Fe2+等）不能大量共存。形成络合物。有Ag+与过量氨水；Fe3+与SCN-离子双水解反应。（见盐类水解知识点总结）九、酸碱中和滴定1、中和滴定的原理 实质：H+OH=H2O 酸能提供H+和碱能提供OH-物质的量相等。2、中和滴定的操作过程：（1）仪器滴定管的刻度，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 。（2）药品：标准液；待测液；指示剂。（3）准备过程：准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗）检漏：滴定管是否漏水用水洗用标准液洗（或待测液洗）装溶液排气泡调液面记数据V(始)（4）实验过程3、酸