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水溶液中的行为知识点总结


第三章
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,叫电解质 。 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 : 在水溶液里全部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
混和物 物质 纯净物 化合物 单质 电解质 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,极少数盐,水 。如 HClO、NH3·H2O、 Cu(OH)2、H2O?? 非电解质: 非金属氧化物, 大部分有机物 。 SO3、 2、 6H12O6、 4、 2=CH2?? 如 CO C CCl CH



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:①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2 等属于非电解质 ③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)——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、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。 4、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, 减弱 电离。 会 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。 9、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) 10、电离常数: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 Ki=[ A ][ B ]/[AB] 11、影响因素: 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: H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡:: 水的离子积:KW = c[H+]·c[OH-] 1*10
-14

25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH-] = 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) 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:

①酸、碱 :抑制水的电离

KW〈1*10

-14

②温度:促进水的电离(水的电离是 吸 ③易水解的盐:促进水的电离 KW 〉 1*10

热的)
-14

4、溶液的酸碱性和 pH: (1)pH=-lgc[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 3.1~4.4(橙色) 石蕊 5.0~8.0(紫色) 酚酞 8.2~10.0(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:①事先不能用水湿润 PH 试纸;②广泛 pH 试纸只能读取整数值或范围 三 、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+离子物质的量相加除以总体积,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-离子物质的量相加除以总体积, 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-,①H+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 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) n 4、弱碱溶液:稀释 10 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(pH1)强碱(pH2)混和计算规律 1、若等体积混合 pH1+pH2=14 则溶液显中性 pH=7 pH1+pH2≥15 则溶液显碱性 pH=pH2-0.3 pH1+pH2≤13 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+pH2≠14 V 酸:V 碱=1:10
〔14-(

pH1+pH2) 〕

五、酸碱中和滴定: 1、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、中和滴定的操作过程: (1)仪②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。②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)试验过程 3、酸碱中和滴定的误差分析 误差分析:利用 n 酸 c 酸 V 酸=n 碱 c 碱 V 碱进行分析 式中:n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数;c——酸或碱的物质的量浓度; V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时,则: c 碱=

n酸 ? c酸 ? V酸 n 碱 ? V碱

上述公式在求算浓度时很方便,而在分析误差时起主要作用的是分子上的 V 酸的变化,因 为在滴定过程中 c 酸为标准酸,其数值在理论上是不变的,若稀释了虽实际值变小,但体现 的却是 V 酸的增大,导致 c 酸偏高;V 碱同样也是一个定值,它是用标准的量器量好后注入 锥形瓶中的,当在实际操作中碱液外溅,其实际值减小,但引起变化的却是标准酸用量的减 少,即 V 酸减小,则 c 碱降低了;对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述,当用标 准酸来测定碱的浓度时, 碱的误差与 V 酸的变化成正比, c 即当 V 酸的实测值大于理论值时, c 碱偏高,反之偏低。 同理,用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。 六、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 反应。 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: ①有 弱 才水解,无弱不水解,越弱越水解;谁 强显谁性,两弱都水解,同强显中性。 ②多元弱酸根,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) 4、盐类水解的特点: (1)可逆(与中和反应互逆) (2)程度小 (3)吸热 5、影响盐类水解的外界因素: ①温度:温度越 高 水解程度越大 (水解吸热,越热越水解) ②浓度:浓度越小,水解程度越 大 (越稀越水解) ③酸碱:促进或抑制盐的水解(H+促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解;OH -促进 阳离子水解而抑制阴离子水解) 6、酸式盐溶液的酸碱性: ①只电离不水解:如 HSO4- 显 酸 性 ②电离程度>水解程度,显 酸 性 (如: HSO3- 、H2PO4-) ③水解程度>电离程度,显 碱 性 (如:HCO3- 、HS- 、HPO42-) 7、双水解反应: (1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进,水解程度较大,有的 甚至水解完全。使得平衡向右移。 (2) 常见的双水解反应完全的为: 3+、 3+与 AlO2-、 32-(HCO3-)、 2-(HS-)、 32-(HSO3-); Fe Al CO S SO

S2-与 NH4+;CO32-(HCO3-)与 NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程 式配平依据是两边电荷平衡,如:2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ 8、盐类水解的应用: 水解的应用 1、净水 2、去油污 明矾净水 用热碱水冼油污物品 ①配制 FeCl3 溶液时常加入 少量盐酸 3、药品的保存 ②配制 Na2CO3 溶液时常加 入少量 NaOH 若不然,则: 由 MgCl2· 2O 制无水 MgCl2 6H 4、制备无水盐 在 HCl 气流中加热 Mg(OH)2 用 Al2(SO4)3 与 NaHCO3 溶液 5、泡沫灭火器 混合 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 NH4 +H2O
+ + 3+ -

实例 Al +3H2O CO3 +H2O
23+

原理 Al(OH)3(胶体)+3H
△ HCO -+OH3
+

Fe +3H2O

3+

Fe(OH)3+3H

+

CO3 +H2O

2-

HCO3 +OH

-

-



△ MgCl2·6H2O

Mg(OH)2+2HCl+4H2O MgO+H2O

Al +3HCO3 =Al(OH)3↓+3CO2↑ NH3·H2O+H
+ +

c(Cl )>c(NH4 )>c(H )>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,第二步一般相当微弱。 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 ☆☆基本原则:抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系: ①电荷守恒::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 ②物料守恒: (即原子个数守恒或质量守恒) 某原子的总量(或总浓度)=其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和 ③质子守恒:即水电离出的 H+浓度与 OH-浓度相等。

九、难溶电解质的溶解平衡 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 ) 反 应 后 离 子 浓 度 降 至 1*10-5 以 下 的 反 应 为 完 全 反 应 。 如 酸 碱 中 和 时 [H+] 降 至 10-7mol/L<10-5mol/L,故为完全反应,用“=” ,常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于 -5 10 mol/L,故均用“=” 。 (3)难溶并非不溶,任何难溶物在水中均存在溶解平衡。 (4)掌握三种微溶物质:CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4 (5)溶解平衡常为吸热,但 Ca(OH)2 为放热,升温其溶解度减少。 (6)溶解平衡存在的前提是:必须存在沉淀,否则不存在平衡。 2、溶解平衡方程式的书写 注意在沉淀后用(s)标明状态,并用“ ” 。如:Ag2S(s) 2Ag+(aq)+ S2-(aq) 3、沉淀生成的三种主要方式 (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:①酸碱;②氧化还原;③ 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) n+ m KSP= [c(A )] ?[c(Bm-)]n 3、影响因素: 外因:①浓度:加水,平衡向溶解方向移动。 ②温度:升温,多数平衡向溶解方向移动。 4、溶度积规则 QC(离子积) SP 有沉淀析出 〉K QC= KSP 平衡状态 QC 〈KSP 未饱和,继续溶解



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