高中化学选修4第三章知识点分类总结

第三章水溶液的离子平衡一、弱电解质电离1，定义：电解质：在水溶液中或在熔融状态下传导导电性的化合物，称为电解质。非电解质：水溶液中或熔化状态下不导电的化合物。强电解质：水溶液中全部电离为离子的电解质。弱电解质：水溶液中只有部分分子离子化的电解质。物质元素化合物电解质非电解质：非金属氧化物，大部分有机物。SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2强电解质：强酸，强酸，大部分盐。HCl、NaOH、NaCl和BaSO4弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O.外加剂纯净水2、电解质和非电解质的本质差异：电解质离子化合物或共价键化合物非电解质共价化合物注意：电解质、非电解质属于化合物SO2、NH3、CO2等非电解质强电解质是不溶于水的化合物(例如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，因此BaSO4是强电解质)，电解质的强弱与导电、溶解性无关。3，弱电解质的电离平衡：在一定条件下，弱电解质分子电离离子的速度和离子结合形成分子的速度相同，那么电离过程就称为弱电解质的电离平衡。4、影响电离平衡的因素：a，温度：电离通常吸收热，加热有利于电离。b，浓度：浓度越大，电离程度越小。溶液稀释后，电离平衡向电离方向移动。c，东离子效应：将与药电解质相同的离子的电解质添加到药电解质溶液中，会减弱电离。d，其他添加试剂：添加能对弱电解质电离产生的任何离子反应的物质时，有利于电离。5、编写电离方程：可逆符号弱酸的电离要分散使用(第一阶段主要是)6，电离常数：在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时溶液中电离产生的各种离子浓度的乘积和溶液中未电离分子浓度的比率是常数。电离平衡常数(一般Ka是酸，Kb是碱)。)，以获取详细信息表达：ABA b-ki=a B-/abk越大，弱质越有可能电离，弱酸，弱碱越强。h2so 3h3 po 4h fc h3c oohh 2c O3 H2 s hclo7、影响因素：a，电离常数的大小主要由物质的性质决定。b，电离常数受温度变化的影响，不受浓度变化的影响，一般在室温下很少变化。二、水的电离和溶液的酸碱性质1，水电离平衡：水的离子乘积：KW=cH cOH-25cH=OH-=10-7mol/L；KW=HOH-=1 x 10-14注意：区分水力发电中h，OH-的浓度和水溶液中h，OH-的浓度。注意：KW与温度相关，如果温度恒定，则KW值恒定KW不仅适用于纯净水，也适用于任何溶液(酸、碱、盐)2、水力发电特性：(1)可逆(2)吸热(3)非常弱3、影响水电离平衡的外部因素：酸、碱：抑制水的电离kw 1 * 10-14温度：促进水的电离(水的电离是吸热)KW增加易水解的盐：促进水的电离kw 1 * 10-144、溶液酸碱和pH:(1)pH=-lgcH(2)pH确定方法：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测试条操作玻璃条，将未知液体浸入测试条中，然后与标准比色卡进行对比。注：事先不要把PH测试条弄湿。广泛的pH测试条只能读取整数值或范围。三、混合物pH值计算方法公式1，强酸和强酸的混合： (首先H混合：将两种酸的H离子物质量相加，然后求其他)H混合=(H 1V1 H 2V2)/(V1 V2)2，强碱和强碱的混合： (首先OH-混合：把两种酸的五离子物质的量相加，然后求出其他的)o-混合=(OH- 1 v1 OH- 2v2)(:不能在水的电离大于酸的电离时直接计算H混合)3、强酸和碱的混合： (先根据h-=H2O计算剩下的H或oh，然后用H剩下的溶液总体积除以H求混合；oh-Yu，把剩下的oh-NUE除以溶液的总体积o-混合，其他四、稀释过程溶液pH值的变化：1，强酸溶液：稀释10n倍，pH稀释=pH原始n(但不能总是大于或等于7)2，弱酸溶液：稀释10n倍，ph薄 pH原始n(但不能总是大于或等于7)3，碱溶液：稀释10n倍，pH稀释=pH原始-n(但不能始终小于或等于7)4，弱碱溶液：稀释10n倍，ph稀释 pH原始-n(但不能始终小于或等于7)5、稀释任何溶液时，pH值接近7(即接近中性)。所有溶液无限稀释后，pH接近7。6、稀释后，弱酸、弱碱、水解盐溶液的pH值慢慢改变，强酸、强酸迅速改变。第五，强酸(pH1)强碱(pH2)混合计算定律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m1，混合相同的卷如果PH1 pH2=14，则溶液为中性pH=7PH1 pH215溶液滴定碱性pH=pH2-0.3PH1 pH213溶液悬置pH=pH1 0.32、混合后，如果中性的话PH1 pH2=14 V酸：V碱=1: 1PH1 pH214 V酸：V碱=1: 10 14-(ph1 ph2)六、酸碱中和滴定：(a)，中和滴定原理1.概念：利用中和反应将未知浓度的碱(酸)滴定为已知浓度的酸(碱)的实验方法。原则：h OH-=H2O是酸能提供的h和碱能提供的OH物质量相同。c碱=格式：n酸或碱中的氢原子或氢氧化物离子数；C酸或碱物质浓度；V酸或碱溶液体积。(可以通过滴定曲线知道。)选择强酸碱互滴定、甲基橙或酚酞。如果反应以酸性生成强酸弱碱盐溶液，则选择酸性变色范围指示剂(甲基橙)。产生反应强烈的碱性弱酸性盐，选择溶液为碱性变色范围的指示剂(酚酞)酒试液颜色变化不明显，变色范围太大，一般不用作适当的指示剂。3.实验焦点。正确测量两种溶液的体积判断和反应正确：选择适当的指示剂。(b)中和适当工艺：(1)仪器吸附管的刻度，o刻度在上面，向下刻度越来越大，总体积大于它的最大刻度值。因为底部没有刻度。适当时使用的溶液不得超过最小尺度，一次不得适量两滴酸(或碱)，或在适当中添加适量。适当的管可以读小数点后的位数。(2)药物：标准液体；要测试的液体；指示剂。(3)准备过程：泄漏检测(4)考试过程清洗：实验所需的适当管、锥柄生瓶等器具要清洗干净，适当管要用对应的酸碱液体湿润清洗；选择：将液体水平控制在0刻度或0刻度以下，以排除尖锐部分的气泡。滴：先快后慢，23滴酚酞，左手控制活塞，右手注视锥形瓶的溶液颜色变化，判断合适的终点：添加最后标准溶液，颜色突变，30s不褪色；阅读：眼睛和凹进的液体水平；注：记录滴定前后的滴定管读数。计算：计算要测量的液体的浓度。3、酸碱中和滴定误差分析误差分析：用n酸c酸v酸=n碱c碱v碱进行分析格式：n酸或碱中的氢原子或氢氧化物离子数；C酸或碱物质浓度；V酸或碱溶液体积。使用酸滴定法确定碱的浓度时：c碱=步骤操作v标记c大气洗涤用滴定前蒸馏水清洗滴定管后，没有用标准液洗涤偏高偏高用滴定前蒸馏水清洗滴定管后，没有用试验对象液体洗涤低低锥虫病用试验用液体湿润冲洗偏高偏高锥形瓶用蒸馏水冲洗不变不变取液体释放要测试的气泡，开始产生气泡，释放液体，气泡就消失了。低低适度滴定前标准液滴定管尖端有气泡，滴定后气泡消失。偏高偏高摇晃锥形瓶时，一些液体溅了出来。低低一些标准液体滴落锥形瓶。偏高偏高溶液颜色亮时，标准液体浇得太快，停止滴定，再加一滴要测量的液体，也没有变化。偏高偏高适度适当的前读正确，适当后看读数。低低适当的前读正确，适当后看读数。偏高偏高7、盐水解(只水解溶于水的盐)1，盐类水解：水溶液中的盐类离子离子化后，与水力发电中的h或OH-相结合，产生弱电解质的反应。2、水解的本质：水溶液中盐电离的离子与来自水力发电的h或oh相结合，破坏水的电离，使平衡向右移动，促进水的电离。3、盐水解法：弱水解，无弱水解，越弱水解；谁强，谁弱，水解，谁强，中立。多元弱酸根，相同浓度的结算根比酸根水解程度大，碱性强(例如：Na2CO3 NaHCO3 co 3)4、盐水解的特点：(1)可逆(与中和反应相互对立)(2)小(3)吸热5、影响盐水解的外部因素：温度：温度越高，水解程度越大(水解吸热，加热越多，水解程度越高)浓度：浓度越小，水解程度越大(越稀，水解程度越高)酸碱：促进或抑制盐的水解(h促进阴离子水解，抑制阳离子水解；促进oh-阳离子水解，抑制阴离子水解)6、酸盐溶液酸碱性质：电离不水解：如HSO4-发散性电离程度水解程度，酸(例如： HSO3-，H2PO4-)水解程度电离程度，碱性(如HCO3-，HS-，HPO42-)7、双水解反应：(1)构成盐的阴阳离子会引起水解反应。双水解反应相互促进，水解程度大，部分甚至完全水解。把平衡移到右边。(2)典型的双水解反应完全是Fe3，Al3和AlO2-，CO32-(HCO3-)，S2-(HS-)，so32-(HSO 3-)；以沉淀或气体相互水解为特点。双水解完全离子方程式配平为2al 3 3s 2-6h2o=2al(oh)33h2s，(3)不完全双水解：NH4和S2-，CO32-(HCO3-)，CH3COO-8、盐水解应用：水解的应用是原理1，净水器明矾净水器Al3 3H2O Al(OH)3(胶体)3H蜣螂2、除油用热碱液去除油污CO32- H2O HCO3- OH-3、药物的保存 FeCl3溶液的制备经常添加少量盐酸Fe3 3H2O Fe(OH)3 3H Na2CO3溶液的制备经常添加少量NaOHCO32- H2O HCO3- OH-蜣螂蜣螂4、无水盐的制备MgCl26H2O无水MgCl2在HCl气流中加热否则：Mgcl 26 h2omg (oh) 2 HCl 4h2oMg(OH)2 MgO H2O5，泡沫灭火器混合成Al2(SO4)3和NaHCO3溶液Al3 3 HCO 3-=al (oh) 3 3 CO2 6、盐溶液离子浓度大小比较NH4Cl溶液离子浓度大小的比较NH4 H2O NH3H2O HC(Cl-)c(NH4 )c(H )c(OH)-9，水解平衡常数(Kh)对于强酸性弱酸性盐：Kh=Kw/Ka(Kw是此温度的离子乘积，Ka是在此条件下弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱盐基盐：Kh=Kw/Kb(Kw是在此温度下下水的离子乘积，Kb是在此条件下此弱碱形成的弱碱的电离平衡常数)电离，水解方程的编写原理1、多元弱酸(多元弱酸盐)电离(水解)写原则：分步写注：无论是水解还是电离，都在第一阶段确定，第二阶段通常相当微弱。2、多元弱碱(多元弱碱)电离(水解)写入原则：第一阶段写入强(弱)酸和强(弱)碱混合后溶液pH值判断规律：如果物质量的浓度相同，那么“原”相同的酸和碱等体积混合在一起。谁性格坚强，中立性强。 pH之和混合了14的酸和碱的体积。谁软弱谁是中性的强烈表示。八、溶液颗粒浓度大小比较基本原则：掌握溶液中颗粒浓度必须满足的三种保存关系：保存电荷：所有溶液各阳离子浓度与其电荷数的乘积=各负离子浓度与其电荷数的乘积材料保存：(即原子数量保存或质量保存)原子的总量(或总浓度)=以各种形式存在的所有粒子的数量(或浓度)的总和质子守恒：即水力发电的h浓度等于o浓度。Ix。不溶性电解质的溶解平衡1、关于不溶性电解质溶解平衡的一些一般知识(1)溶解度小于0.01g的电解质称为不溶性电解质。溶解度可溶性可溶性微溶解不溶性的溶解度大于10g1g-10g0.01g-1g小于0.01g(2)反应后离子浓度下降到