化学反应原理专题三知识要点

化学反应原理专题三知识要点第1页/共23页(单质、混合物)一、强弱电解质相关概念及判断1、电解质：在水溶液或熔融状态下能导电的化合物非电解质:在水溶液和熔融状态下都不导电的化合物例：酸、碱、盐、金属氧化物例：蔗糖、酒精、SO2、CO2、NH3等【注意】①都必须是化合物。××②导电离子必须是自身电离。③电解质固态时不导电。2、强电解质：在水溶液中完全电离的电解质弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质强酸、强碱、大部分盐、活泼金属氧化物弱酸、弱碱、水：【注】①导电能力决定于离子的溶度及离子所带电荷数②强弱电解质的区分：第一单元弱电解质的电离平衡第2页/共23页二、电离方程式的书写1、强等号，弱可逆。2、多元弱酸分步电离。3、酸式盐电离。4、多元弱碱一步电离。NaHSO4NaHCO3

1.定义：在一定温度下，当弱电解质在水溶液中电离达到最大程度时，电离过成并没有停止。此时弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化。三、弱电解质的电离平衡2.特点：逆,等,定,动,变3.电离度（α）：α=×100%已电离的弱电解质的浓度弱电解质的初始浓度★第3页/共23页4.影响电离平衡的因素：(1)内因：电解质本身的性质(2)外因：①温度：电离吸热T↑，正向移动，电离度↑。②浓度：a.加水稀释：正向移动，电离度增大b.增大浓度：正向移动，电离度减小越稀越电离.浓度越小电离程度越大.浓度越大电离度越小.③外加电解质a.加入含弱电解质离子的电解质b.加入消耗弱电解质离子的电解质逆向移动正向移动5.电离平衡常数：CH3COOHCH3COO-+H+Ka=C(CH3COO-)·C(H+)C(CH3COOH)⑴弱酸电离常数用Ka表示，⑵弱碱电离常数用Kb表示。★第4页/共23页②K用来表示弱酸的相对强弱（P67表）③多元弱酸分步电离，主要取决于第一步。(P68)K1>>K2>>K3K越大，电离程度越大，酸性越强。①K只与温度有关,与浓度无关。T↑,K↑四、水的电离:

H2O+H2OH3O++OH－

电离平衡常数：K＝C(H+)×C(OH-）C(H2O）H2OH＋+OH－一定温度：C(H+)·C(OH-)=Kw，Kw叫水的离子积常数,简称水的离子积.2、水的离子积:25℃时，Kw=1×10-141、水的电离:注：1、温度越高，Kw越大。2、水的电离是吸热过程。3、Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他溶液。★第5页/共23页4、影响水的电离平衡的因素：①升高温度抑制水电离，促进水电离，②加酸、碱③盐不水解可水解促进水电离，无影响，Kw增大Kw不变Kw不变Kw不变第二单元、溶液的酸碱性Kw=C(H+)·C(OH-)一、溶液的酸碱性1、溶液酸碱性的判断C(H+)>C(OH-)C(H+)=C(OH-)C(H+)<C(OH-)酸性中性碱性2、PH值计算：PH=－lgc(H+)C(H+)=Kw/c(OH-)25℃时，Kw=c(H+)·c(OH-)=10-14计算方法：c(H+)→PH=-lgc(H+)c(OH-)→c(H+)→PH=-lgc(H+)①酸性溶液：②碱性溶液：③中性溶液：25℃时，PH=7基本原理：★第6页/共23页（1）单一溶液PH值计算：（2）酸碱加水稀释后溶液的PH值计算：总结：稀释10n时强酸：PH’=PH＋n强碱：PH’=PH－n不能＞7不能＜7弱酸：PH<PH’<PH+n弱碱：PH-n<PH’<PH（3）混合溶液的PH值计算：①强酸+强酸差100倍忽略②强碱+强碱PH=－lgc(H+)C(H+)=Kw/c(OH-)③强酸+强碱混合后显中性：25℃时PH=7混合后显酸性：PH=－lgc(H+)混合后显碱性：PH=－lgc(H+)C(H+)=Kw/c(OH-)第7页/共23页二、酸碱中和滴定1、定义：用已知浓度的酸（或碱）来测定一定体积未知浓度的碱（或酸）的浓度的方法2、原理：（一元酸、碱）H++OH-=H2OC酸V酸=C碱V碱n(H+)=n(OH-)3、仪器：酸式滴定管，碱式滴定管，锥形瓶（1）酸式滴定管用于盛装酸性、中性、强氧化性溶液；碱式滴定管用于盛装碱性溶液。（2）标有：温度、容积、刻度（3）读数：精确到0.01ml注：量筒无“0”刻度精确到0.1ml4、药品：标准液、待测液、指示剂

第8页/共23页（已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH）5、滴定：（1）滴定前的准备滴定管：检漏水洗润洗装液排气调液面读数V始目的：滴定管内壁的蒸馏水有稀释作用，待装液润洗2~3次可减少误差。0刻度以上2~3ml。0或0刻度以下。取液或滴定使用锥形瓶：水洗→装液→滴指示剂只水洗，不润洗（酚酞）取20ml待测碱液C酸,V碱是定值;只需测定消耗的V酸第9页/共23页（2）滴定左手：控制活塞右手：摇动锥形瓶眼睛：注视锥形瓶内溶液颜色的变化滴定终点的确定：当最后一滴标准液恰好使指示剂的颜色由红色变为无色，且在半分钟内不恢复原色，即为滴定终点读数：V终（3）重复2~3次（4）数据处理最终消耗酸的体积V=V终－V始V酸=－3V1+V2+V3（误差大的结果舍去）第10页/共23页6、酸碱中和滴定误差分析(以标准盐酸滴定待测NaOH为例)CHCl、VNaOH均为定值CNaOH=VNaOHCHClVHClVHCl为实验测定值（1）洗涤不当①未用标准液润洗滴定管。②锥形瓶用待测液润洗。③未用待测液润洗滴定管。④锥形瓶洗净后瓶内残留蒸馏水。造成CHCl偏小，CNaOH偏高消耗的VHCl偏大，润洗后，溶质偏多，消耗的VHCl偏大CNaOH偏高管内待测液被稀释CNaOH偏低无影响瓶内NaOH的量不变，消耗的VHCl不变第11页/共23页（2）读数不当①滴定前仰视或滴定后俯视。②滴定前俯视或滴定后仰视。CNaOH偏高CNaOH偏低实际体积VHCl偏小仰视俯视实际体积VHCl偏大仰视俯视第12页/共23页（3）操作不当①滴定完毕后立即读数，半分钟后颜色恢复CNaOH偏低消耗的VHCl偏小，②滴定前酸式滴定管尖嘴部分有气泡,(前有后无)气泡部分需一定体积HCl填充，偏高消耗的VHCl偏大③滴定过程中振荡时有液滴溅出。瓶内NaOH减少，CNaOH偏低消耗的VHCl偏小，气泡前无后有，VHCl偏小，C偏小⑥如滴定管的尖嘴部分有半滴或一滴标准液未滴下④滴定过程中锥形瓶内加少量蒸馏水。无影响瓶内NaOH量不变，消耗的VHCl不变⑤所配标准盐酸的物质的量浓度偏大。CHCl偏大，CNaOH偏低消耗的VHCl偏小，这滴液未反应但却计入已耗标准液中偏高VHCl偏大，⑦滴定中，滴定管漏液CNaOH偏高消耗的VHCl偏大，第13页/共23页第三单元盐类的水解一、盐类的水解

1定义:在盐溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+

或OH-结合生成弱电解质的反应,叫做盐类的水解3、实质：破坏了水的电离平衡，促进水的电离。2、条件：a、盐溶于水；b、盐中有弱，生成弱电解质。4、特征：a、可逆反应，水解是中和的逆反应b、水解反应一般程度很微弱。水解吸热5、水解的规律：谁弱谁水解，无弱不水解，谁强显谁性，都强显中性。有弱才水解，6、水解方程式书写：（1）盐类水解是可逆反应，用表示；水解程度不大，不用↓和↑。（2）多元弱酸根的水解是分步进行的。（3）多元弱碱水解：一步。第14页/共23页二、影响盐类水解的因素1、内因：组成盐的酸（或碱）越弱，盐类本身的性质盐溶液的酸性（或碱性）越强。越弱越水解2、外因：（1）温度：盐的水解吸热，温度升高，水解程度增大。越热越水解（2）浓度：a、加水稀释：b、增大浓度：水解平衡正向移动，水解程度增大水解平衡正向移动，水解程度减小越稀越水解（3）外加电解质：①加酸或加碱：a、强酸弱碱盐：b、强碱弱酸盐：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-NH4++H2ONH3·H2O+H+加酸加碱抑制水解；促进水解加酸加碱抑制水解促进水解；←→←→第15页/共23页②加盐溶液：a、加强酸酸式盐(如NaHSO4)：b、加强碱强酸盐溶液：相当于加酸相当于加水c、加可水解的盐溶液：水解显同性：显异性：抑制促进酸性溶液能抑制强酸弱碱盐的水解碱性溶液能抑制强碱弱酸盐的水解三、盐类水解的应用1．用纯碱溶液清洗油污，加热可增强去污能力。2．草木灰与铵态氮肥不能混合施用，否则会使肥效损耗，两种盐发生水解相互促进反应放出氨气3．配制FeCl3溶液时常将FeCl3先溶于盐酸，再加水稀释，目的是抑制Fe3＋的水解；配制Na2S溶液时需滴入几滴NaOH溶液。4．利用FeCl3、明矾在水溶液中发生水解产生的胶体，能吸附水中悬浮的杂质，起到净水的作用。第16页/共23页5．向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，并加热至沸腾以促进铁离子的水解，从而制备Fe(OH)3胶体。6．泡沫灭火器原理Al2(SO4)3溶液与小苏打溶液发生水解相互促进反应，产生CO2气体和Al(OH)3沉淀，将燃烧物质与空气隔离开来。离子方程式为____________________________________。7．加热蒸发盐溶液析出固体8．判断溶液中离子能否共存Al3＋、Fe3＋与CO32-、HCO3-因为能发生水解相互促进反应，在溶液中不能大量共存。第17页/共23页9.离子浓度大小的比较规律（1）分步电离（2）分步水解（3）HCO32-水解>电离；HSO32-电离>水解（4）不同溶液同一离子浓度比较：看其他离子影响（5）混合溶液：①分子电离>离子水解：CH3COOH和CH3COONa；

NH3·H2O和NH4Cl②离子水解>分子电离：HCN和NaCN（6）利用守恒规律第18页/共23页第19页/共23页1.沉淀溶解平衡：一定温度下，当v(溶解)＝v(沉淀),形成AgCl饱和溶液，达到平衡状态第四单元、难溶电解质的沉淀溶解平衡2.表示方法AgCl(s)Ag＋(aq)+Cl－(aq)沉淀

溶解

3.影响沉淀溶解平衡的因素一、沉淀溶解平衡原理(1)内因：沉淀本身的性质(2)外因：遵循平衡移动原理①浓度：加水，向溶解方向移动②温度：升温，多数向溶解方向移动4.溶度积常数Ksp加入相同的离子，向生成沉淀的方向移动①表示方法：Ksp(FeOH)3=c(Fe3+)·c3(OH-)②意义:同类型,Ksp数值越大，溶解能力越强。③影响因素：只与难溶电解质本身的性质和温度有关.与溶液浓度无关。第20页/共23页溶度积规则利用Ksp判断深沉的溶解与生成