化學：三章知識點復習

1、 化學平衡理論化學平衡理論1 1 弱電解質的電離弱電解質的電離強弱電解質強弱電解質弱電解質弱電解質電離為電離為可逆可逆電離平衡電離平衡電離常數(shù)電離常數(shù)4 4 難溶電解質的溶解平衡難溶電解質的溶解平衡 難溶難溶不溶不溶溶解平衡溶解平衡應用：生成、溶解、轉化應用：生成、溶解、轉化2 2 水的電離和溶液水的電離和溶液的酸堿性的酸堿性水是極弱電解質水是極弱電解質水水( (稀溶液稀溶液) )離子積為離子積為常數(shù)常數(shù)稀溶液酸堿性稀溶液酸堿性及表示方法及表示方法phphphph應用應用3 3 鹽類的水解鹽類的水解 水的電離平衡水的電離平衡 弱電解質的生弱電解質的生成成鹽類水解鹽類水解水水 解的應用解的應用(

2、 (平衡移動平衡移動) )深入深入綜合運用綜合運用本章知識結構本章知識結構本章主要知識點本章主要知識點 五、終點判斷不準確五、終點判斷不準確ph1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14甲基橙甲基橙紅色紅色橙橙色色黃色黃色石蕊石蕊紅色紅色紫色紫色藍色藍色酚酞酚酞無色無色淺紅色紅色紅色必考題型必考題型一、實驗題：一、實驗題：1、中和滴定（必考）、中和滴定（必考）課堂練習：課堂練習：下列有關中和滴定的操作：下列有關中和滴定的操作：用標準液潤用標準液潤洗滴定管；洗滴定管；往滴定管內注入標準溶液；往滴定管內注入標準溶液；檢查滴定檢查滴定管是否漏水；管是否漏水；滴定；滴定；滴加指示

3、劑于待測液；滴加指示劑于待測液；洗洗滌。滌。正確的操作順序是正確的操作順序是 ( )ab cd 課堂練習：課堂練習：某學生用堿式滴定管量取某學生用堿式滴定管量取0.1moll-1的的naoh溶液，開始時仰視液面讀數(shù)為溶液，開始時仰視液面讀數(shù)為1.0ml， 取出部分溶液后，俯視液面，讀數(shù)為取出部分溶液后，俯視液面，讀數(shù)為11.0ml，該同學在操作中實際取出的液體體積為該同學在操作中實際取出的液體體積為 ( ) a.大于大于10.0ml b.小于小于10.0ml c.等于等于10.0ml d.等于等于11.0ml 課堂練習：課堂練習：有等體積、等有等體積、等ph的的ba（oh）2、naoh和和nh

4、3h2o三種堿溶液，滴加等濃度的鹽三種堿溶液，滴加等濃度的鹽酸將它們恰好中和，用去酸的體積分別為酸將它們恰好中和，用去酸的體積分別為v1、v2、v3，則三者的大小關系正確的是，則三者的大小關系正確的是 ( )av3v2v1bv3=v2=v1 cv3v2=v1dv1=v2v3a 3、將將0.05mol/l鹽酸溶液和未知濃度的鹽酸溶液和未知濃度的naoh溶溶液以液以1：2的體積比混合，所得溶液的的體積比混合，所得溶液的ph12。用上述用上述naoh溶液滴定溶液滴定ph3的某一元弱酸溶的某一元弱酸溶液液20ml，達到終點時消耗，達到終點時消耗naoh溶液溶液12.6ml，試求：試求：（1）naoh溶

5、液的物質的量濃度溶液的物質的量濃度；（2）此一元弱酸的物質的量濃度）此一元弱酸的物質的量濃度（3）求此條件下的平衡常數(shù)）求此條件下的平衡常數(shù) c(naoh)=0.04mol/l c(弱酸弱酸)0.0252mol/l （3）k=4105 水的電離平衡曲線如右圖所示：水的電離平衡曲線如右圖所示： (1)若以若以a點表示點表示25時水時水 電離平衡時的離子濃度，電離平衡時的離子濃度， b點表示點表示100時水的電時水的電 離平衡狀態(tài)，則此時水的離平衡狀態(tài)，則此時水的 離子積從離子積從 增加到增加到 。 (2)將將ph=8的的ba(oh)2溶液溶液 與與ph=5的鹽酸溶液混合，的鹽酸溶液混合， 并保持

6、并保持100，欲使混合溶液的，欲使混合溶液的ph=7，則，則ba(oh)2溶液與鹽酸的體積比為溶液與鹽酸的體積比為 。110-12110-142925時，若體積為時，若體積為va、ph=a的某一元的某一元強酸與體積強酸與體積vb、ph=b的某一元強堿的某一元強堿混合，恰好中和，且已知混合，恰好中和，且已知vavb和和a=0.5b，請?zhí)顚懴铝锌瞻?；，請?zhí)顚懴铝锌瞻?；a的取值的取值范圍是范圍是_。27314a 難溶電解質的溶解平衡難溶電解質的溶解平衡內因：電解質本身的性質內因：電解質本身的性質 a、絕對不溶的電解質是沒有的。、絕對不溶的電解質是沒有的。b、同是難溶電解質，溶解度差別也很大。、同是難

7、溶電解質，溶解度差別也很大。c、易溶電解質做溶質時只要是飽和溶液也可存在溶解平衡。、易溶電解質做溶質時只要是飽和溶液也可存在溶解平衡。外因：外因： a.濃度：加水，平衡向溶解方向移動。濃度：加水，平衡向溶解方向移動。b.溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動。溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動。c.同離子效應：在電解質同離子效應：在電解質a的飽和溶液中，加的飽和溶液中，加 入含有相同離入含有相同離 子的強電解質時，溶解平衡會被子的強電解質時，溶解平衡會被抑制。抑制。3 3、沉淀反應的應用、沉淀反應的應用: :(1)、沉淀的生成：沉淀的生成：反應生成沉淀使溶液中某些離子濃度變得更小。反應生成沉淀使溶

8、液中某些離子濃度變得更小。(2)、沉淀的溶解：、沉淀的溶解：侯氏制堿法原理：侯氏制堿法原理：nh3+nacl+co2+h2o=nahco3 +nh4cl溶解度小的沉淀轉化為溶解度更小的沉淀。兩者差別越大，轉化越容易。這類反應發(fā)生的特點：難溶電解質的溶解度小難溶電解質的溶解度小于于0.01g0.01g，離子反應生，離子反應生成難溶電解質，離子濃成難溶電解質，離子濃度小于度小于1 11010-5mol/lmol/l時，時，認為反應完全，但溶液認為反應完全，但溶液中還有相應的離子。中還有相應的離子。沉淀的轉化的實質就是沉淀溶解平衡的移 動3.有關有關ph值的計算值的計算:phph值的計算一值的計算一

9、 直接求酸和堿的直接求酸和堿的phph ph= -lgc(h+) poh= -lgc(ohoh- -) 常溫下：常溫下：ph+poh=14phph值的計算二值的計算二酸和堿的稀釋酸和堿的稀釋phph值計算三值計算三 強酸與強酸混合強酸與強酸混合phph值計算四值計算四 強堿與強堿混合強堿與強堿混合關鍵：抓住關鍵：抓住氫離子氫離子進行計算！進行計算！注意：無限稀釋為中性！注意：無限稀釋為中性！關鍵：抓住關鍵：抓住氫氧根離子氫氧根離子濃度進行計算！濃度進行計算！解答關鍵：解答關鍵：抓住溶液的主體抓住溶液的主體主導因素主導因素當稀釋時引起溶液的酸堿性發(fā)生當稀釋時引起溶液的酸堿性發(fā)生“改變改變”時，需

10、考慮水的電離時，需考慮水的電離 4 4、溶液中粒子濃度大小的比較、溶液中粒子濃度大小的比較 同濃度的弱酸和其弱酸鹽同濃度的弱酸和其弱酸鹽 、同濃度的弱堿和其弱、同濃度的弱堿和其弱堿鹽的電離和水解強弱規(guī)律：堿鹽的電離和水解強弱規(guī)律： 中?；瘜W常見的有三對中?；瘜W常見的有三對 等濃度的等濃度的hac與與naac的混合溶液的混合溶液： 弱酸的電離其對應弱酸鹽的水解，弱酸的電離其對應弱酸鹽的水解，溶液呈酸性溶液呈酸性 等濃度的等濃度的nh3h2o與與nh4cl的混合液的混合液： 弱堿的電離其對應弱堿鹽的水解，弱堿的電離其對應弱堿鹽的水解，溶液呈堿性溶液呈堿性 等濃度的等濃度的hcn與與nacn的混合溶

11、液的混合溶液： 弱酸的電離弱酸的電離其對應弱酸鹽的水解，其對應弱酸鹽的水解，溶液呈堿性溶液呈堿性 掌握其處理方法（即抓主要矛盾）掌握其處理方法（即抓主要矛盾）5 5、溶液中的守恒關系、溶液中的守恒關系、物料守恒規(guī)律：物料守恒規(guī)律： 電解質溶液中，由于某些離子能夠水解或電離，離電解質溶液中，由于某些離子能夠水解或電離，離子種類增多了，但某些關鍵性的原子總是守恒的，如子種類增多了，但某些關鍵性的原子總是守恒的，如na2s溶液中，溶液中，s2能水解，故能水解，故s元素以元素以s2、hs-、h2s三三種形式存在，它們之間有如下守恒關系：種形式存在，它們之間有如下守恒關系： c (na) = 2c (s

12、2) c (hs-) c (h2s)溶液混合后離子濃度大小的比較溶液混合后離子濃度大小的比較 【例【例6】將】將0.1mol/l naoh和和0.1mol/lnh4cl溶液等體積混合后，離子濃溶液等體積混合后，離子濃度大小正確的順序是：度大小正確的順序是： anacl-oh-h bcl-na oh-h cna= cl-oh-h dna= cl-hoh-c 【例【例5】在常溫下】在常溫下10mlph=10的的koh溶液溶液中，加入中，加入ph=4的一元酸的一元酸ha溶液至溶液至ph剛好剛好等于等于7（設反應前后體積不變），則對反應（設反應前后體積不變），則對反應后溶液的敘述正確的是后溶液的敘述正確的是 a、a- = k+ b、h+ = oh-k+b=acb=acb=acb=ab=acb=accb=acb=a 物質的量濃度相同的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，物質的量濃度相同的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，ph最小的是最小的是 ，ph最大的是最大的是 ；體積相同；體積相同時分別與同種時分別與同種naoh溶液反應，消耗溶液反應，消耗naoh溶液溶液的體積大小關系為的體積大小關系為 。 ph相同的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，物質的量濃相同的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，物質的量濃度最小的是度最小的是 ，最大的是，最大的是 ；體積相同時；體積相同時分別與同種分別與同種naoh溶液反應，消耗溶液反應，消耗n