2023年高中化学选修知识点归纳很不错.doc

第三章 水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离一、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,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：在水溶液里所有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 。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所有电离，故 BaSO4为强电解质）电解质的强弱与导电性、溶解性无关。电解质的强弱与导电性、溶解性无关。3 3、影响电离平衡的因素：、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热，升温有助于电离。B、浓度：浓度越大，电离限度 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映的物质时，有助于电离。4、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）5、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达成电离平衡时，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 表达酸，Kb 表达碱。）表达方法：ABA+B-Ki=AKi=A+B B-/AB/AB 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，很少数盐，水。如 HClO、NH3H2O、混和物 纯净物 6、影响因素：a a、电离常数的大小重要由物质的本性决定。、电离常数的大小重要由物质的本性决定。b 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。、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 C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离限度越大，酸性越强。如：、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离限度越大，酸性越强。如：H H2 2SOSO3 3HH3 3POPO4 4HFCHHFCH3 3COOHHCOOHH2 2COCO3 3HH2 2SHClOSHClO 二、水的电离和溶液的酸碱性二、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：KW只与温度有关，温度一定，则 KW值一定 KW不仅合用于纯水，合用于任何溶液（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：克制水的电离 K KW W=1*101*10-1414 温度：促进水的电离（水的电离是 吸 热的）易水解的盐：促进水的电离 KW=1*10-14 4 4、溶液的酸碱性和、溶液的酸碱性和 pHpH：（1 1）p pH=H=-lgclgcH+H+（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 三三 、混合液的、混合液的 pHpH 值计算方法公式值计算方法公式 1、强酸与强酸的混合：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）HH+混混 =（HH+1 1V V1 1+H+H+2 2V V2 2）/（V V1 1+V+V2 2）2、强碱与强碱的混合：强碱与强碱的混合：（先求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）OHOH-混（混（OHOH-1 1V V1 1+OH+OH-2 2V V2 2）/（V V1 1+V+V2 2）(注意:不能直接计算H+混)3 3、强酸与强碱的混合：（、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、稀释过程溶液四、稀释过程溶液 pHpH 值的变化规律：值的变化规律：1、强酸溶液：稀释 10n倍时，pH稀稀 =pH原原+n （但始终不能大于或等于 7）2、弱酸溶液：稀释 10n倍时，pH稀稀 pH原原+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、不管任何溶液，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 7 6、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（五、强酸（pH1pH1）强碱（）强碱（pH2pH2）混和计算规律）混和计算规律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m 1、若等体积混合 pH1+pH2=14 则溶液显中性 pH=7 pH1+pH215 则溶液显碱性 pH=pH2-0.3 pH1+pH213 则溶液显酸性 pH=pH1+0.3 2、若混合后显中性 pH1+pH2=14 V 酸：V 碱=1：1 pH1+pH214 V 酸：V 碱=1：1014-（pH1+pH2）六、酸碱中和滴定：六、酸碱中和滴定：1 1、中和滴定的原理、中和滴定的原理 实质：H+OH=H2O 即酸能提供的 H+和碱能提供的 OH-物质的量相等。2 2、中和滴定的操作过程：、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，所有容积 大于 它的最大刻度值，由于下端有一部分没有刻度。滴定期，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），也不得半途向滴定管中添加。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：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 3、酸碱中和滴定的误差分析、酸碱中和滴定的误差分析 误差分析：运用误差分析：运用n n酸酸c c酸酸V V酸酸=n n碱碱c c碱碱V V碱进行分析碱进行分析 式中：式中：n n酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c c酸或碱的物质的量浓度；酸或碱的物质的量浓度；V V酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱拟定碱的浓度时，则：酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱拟定碱的浓度时，则：c c碱碱=VnVcn 七、盐类的水解七、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映。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，是平衡向右移动，促进水的电离。3、盐类水解规律：有有 弱弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强强显谁性，两弱都水解，同强显显谁性，两弱都水解，同强显中性。中性。多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解限度大，碱性更强。多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解限度大，碱性更强。(如如:Na:Na2 2COCO3 3 NaHCONaHCO3 3)4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反映互逆）（2）限度小（3）吸热 5 5、影响盐类水解的外界因素：、影响盐类水解的外界因素：温度：温度越温度：温度越 高高 水解限度越大水解限度越大 （水解吸热，越热越水解）（水解吸热，越热越水解）浓度：浓度越小，水解限度越浓度：浓度越小，水解限度越 大大 （越稀越水解）（越稀越水解）酸碱：促进或克制盐的水解（酸碱：促进或克制盐的水解（H H+促进促进 阴离子阴离子 水解而水解而 克制克制 阳离子水解；阳离子水解；OHOH -促进阳离子水解而克制阴离子水解）促进阳离子水解而克制阴离子水解）6、酸式盐溶液的酸碱性：只电离不水解：如 HSO4-显 酸 性 电离限度水解限度，显 酸 性 （如:HSO3-、H2PO4-）水解限度电离限度，显 碱 性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）7、双水解反映：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反映。双水解反映互相促进，水解限度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。（2）常见的双水解反映完全的为：FeFe3+3+、AlAl3+3+与与 AlOAlO2 2-、COCO3 32 2-(HCO(HCO3 3-)、S S2 2-(HS(HS-)、SOSO3 32 2-(HSO(HSO3 3-)；S S2 2-与与 NHNH4 4+；COCO3 32 2-(HCO(HCO3 3-)与与 NHNH4 4+其特点是互相水解成沉淀或气体。双水解完全的其特点是互相水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al2Al3+3+3S+3S2 2-+6H+6H2 2O=2Al(OH)O=2Al(OH)3 3+3H+3H2 2S S 8、盐类水解的应用：水解的应用 实例 原理原理 1、净水 明矾净水 AlAl3+3+3H+3H2 2O Al(OH)O Al(OH)3 3(胶体胶体)+3H)+3H+2、去油污 用热碱水冼油污物品 COCO3 32 2-+H+H2 2O HCOO HCO3 3-+OH+OH-3、药品的保存 配制 FeCl3溶液时常加入少量盐酸 FeFe3+3+3H+3H2 2O Fe(OH)O Fe(OH)3 3+3H+3H+配制 Na2CO3溶液时常加入少量 NaOH COCO3 32 2-+H+H2 2O HCOO HCO3 3-+OH+OH-4、制备无水盐 由 MgCl26H2O 制无水MgCl2 在 HCl 气流中加热 若不然，则：若不然，则：MgClMgCl2 26H6H2 2O Mg(OH)O Mg(OH)2 2+2HCl+4H+2HCl+4H2 2O O Mg(OH)Mg(OH)2 2 MgO+HMgO+H2 2O O 5、泡沫灭火器 用 Al2(SO4)3与 NaHCO3溶液混合 AlAl3+3+3HCO+3HCO3 3-=Al(OH)=Al(OH)3 3+3CO+3CO2 2 6、比较盐溶液中离子浓度的大小 比较 NH4Cl 溶液中离子浓度的大小 NHNH4 4+H+H2 2O O NHNH3 3H H2 2O+HO+H+c c(C(Cl l-)c(NH)c(NH4 4+)c(H)c(H+)c(OH)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）电电离、水解方程式的书写原则离、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，第二步一般相称薄弱。2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 八、溶液中微粒浓度的大小比较八、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：电荷守恒：:任何溶液均显电任何溶液均显电 中中 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和性，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各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和 物料守恒物料守恒:（即原子个数守恒或质量守恒）（即原子个数守恒或质量守恒）某原子的总量某原子的总量(或总浓度或总浓度)其以各种形式存在的所有其以各种形式存在的所有微粒的量微粒的量(或浓度或浓度)之和之和 质子守恒：即水电离出的质子守恒：即水电离出的 H H+浓度与浓度与 OHOH-浓度相等。浓度相等。九、难溶电解质的溶解平衡九、难溶电解质的溶解平衡 。2、溶解平衡方程式的书写 注旨在沉淀后用(s)标明状态，并用“”。如：Ag2S(s)2Ag+(aq）+S2-(aq)3、沉淀生成的三种重要方式（1）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。（2）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。（3）氧化还原沉淀法：（4）同离子效应法 4、沉淀的溶解：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。5、沉淀的转化：溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 更小 的。如：AgNO3 AgCl(白色沉淀)AgBr（淡黄色）AgI（黄色）Ag2S（黑色）6、溶度积（KSP）(1)、定义：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。(2)、表达式：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)K KSP=SP=c(Ac(An+n+)m m c(Bc(Bm m-)n n (3)、影响因素：外因：浓度：加水，平衡向溶解方向移动。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。温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。(4 4)、溶度积规则、溶度积规则 Q QC C（离子积）（离子积）K KSP SP 有沉淀析出有沉淀析出 Q QC=C=K KSP SP 平衡状态平衡状态 Q QC C K KSP SP 未饱和，继续溶解未饱和，继续溶解 dddd