水溶液中的行為知識點總結(jié)

1、第三章一、弱電解質(zhì)的電離1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電的化合物,叫電解質(zhì) 。非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物。強電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)?；旌臀镂镔|(zhì)單質(zhì)強電解質(zhì)：強酸，強堿，大多數(shù)鹽。如 HCl 、 NaOH 、 NaCl、 BaSO4純凈物電解質(zhì)弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如 HClO 、NH 3· H 2O、化合物Cu(OH) 、H O。如 SO3、CO 2、C6H 12O6、CCl 4、CH2=CH 2 非電解質(zhì)：非金屬氧化物， 大部分有機物2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)

2、別：電解質(zhì)離子化合物或共價化合物非電解質(zhì)共價化合物注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 SO2、 NH 3、 CO2 等屬于非電解質(zhì)強電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如 BaSO4 不溶于水，但溶于水的BaSO4 全部電離，故 BaSO 4 為強電解質(zhì)） 電解質(zhì)的強弱與導電性、溶解性無關(guān)。3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。4、影響電離平衡的因素：A 、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度越??；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應： 在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的

3、電解質(zhì)，會 減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應的物質(zhì)時，有利于電離。9、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫（第一步為主）10、電離常數(shù)： 在一定條件下，弱電解質(zhì)在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積， 跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)， （一般用Ka表示酸， Kb 表示堿。）+-+-11、影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H 3PO4>

4、;HF>CH 3 COOH>H 2CO3>H2S>HClO二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：:+-水的離子積： K W = cH · cOH 25時 , H +=OH - =10 -7 mol/L; KW = H +·OH- =1*10-14注意： K W 只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定K W 不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）2、水電離特點： （ 1）可逆（2）吸熱（ 3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿 ：抑制水的電離K W 1*10 -14溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）易水解的鹽：促進水的電離KW 1*1

5、0-144、溶液的酸堿性和pH ：（ 1） pH=-lgcH+（ 2） pH 的測定方法：酸堿指示劑甲基橙、 石蕊、 酚酞。變色范圍：甲基橙3.14.4（橙色）石蕊 5.08.0（紫色）酚酞 8.210.0（淺紅色）pH 試紙 操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。注意：事先不能用水濕潤PH 試紙；廣泛pH 試紙只能讀取整數(shù)值或范圍三 、混合液的 pH 值計算方法公式1、強酸與強酸的混合： （先求 H + 混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）H +混 =（H +1V 1+H +2V 2） /（V 1+V 2）2、強堿與強堿的混合： （先求 OH -混：

6、將兩種酸中的OH- 離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）OH - 混（ OH - 1V 1+OH -2V 2） /（ V 1+V 2）(注意 :不能直接計算 H+ 混 )3、強酸與強堿的混合： （先據(jù) H + + OH - =H 2O 計算余下的 H+ 或 OH -， H + 有余，則用余下的 H +數(shù)除以溶液總體積求H +混； OH-有余，則用余下的 OH -數(shù)除以溶液總體積求OH - 混，再求其它）四、稀釋過程溶液pH 值的變化規(guī)律：1、強酸溶液：稀釋10n 倍時， pH 稀=pH 原 + n（但始終不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀釋10n 倍時， pH 稀pH 原+n（但始終不能大于

7、或等于7）3、強堿溶液：稀釋10n 倍時， pH 稀= pH 原 n（但始終不能小于或等于7）4、弱堿溶液：稀釋10n 倍時， pH 稀 pH 原 n（但始終不能小于或等于7）5、不論任何溶液，稀釋時pH 均是向 7 靠近（即向中性靠近） ；任何溶液無限稀釋后pH 均接近 76、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH 變化得慢，強酸、強堿變化得快。五、強酸（ pH1 ）強堿（ pH2）混和計算規(guī)律1、若等體積混合pH1+pH2=14則溶液顯中性 pH=7pH1+pH2 15則溶液顯堿性 pH=pH 2-0.3pH1+pH2 13則溶液顯酸性 pH=pH 1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH

8、2=14V 酸：V 堿=1：114- （pH1+pH2 pH1+pH2 14V 酸： V 堿=1： 10）五、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實質(zhì)： H+OH =H2O即酸能提供的H +和堿能提供的OH -物質(zhì)的量相等。2、中和滴定的操作過程：（1）儀滴定管的刻度， O 刻度在 上 ，往下刻度標數(shù)越來越大，全部容積 大于 它的最大刻度值， 因為下端有一部分沒有刻度。 滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以讀到小數(shù)點后一位。（ 2）藥品：標準液；待測液；指示劑。（ 3）準備過程：準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗

9、滌：用洗液洗檢漏：滴定管是否漏水用水洗用標準液洗（或待測液洗）裝溶液排氣泡調(diào)液面記數(shù)據(jù)V( 始)（4）試驗過程3、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用n 酸 c 酸 V 酸=n 堿 c 堿 V 堿進行分析式中： n酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c酸或堿的物質(zhì)的量濃度；V酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：n酸c酸 V酸c 堿=n堿 V堿上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的 V 酸的變化，因為在滴定過程中 c 酸為標準酸， 其數(shù)值在理論上是不變的， 若稀釋了雖實際值變小， 但體現(xiàn)的卻是 V 酸的增大， 導致 c 酸偏高； V 堿同樣也是一個定值， 它是

10、用標準的量器量好后注入錐形瓶中的， 當在實際操作中堿液外濺， 其實際值減小， 但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即 V 酸減小，則 c 堿降低了；對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c 堿的誤差與V 酸的變化成正比， 即當 V 酸的實測值大于理論值時，c 堿偏高，反之偏低。同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。六、鹽類的水解 （只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或 OH -結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應。2、水解的實質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H +或 OH -結(jié)合 ,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水

11、的電離。3、鹽類水解規(guī)律：有 弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。( 如 :Na 2CO3NaHCO 3)4、鹽類水解的特點： （ 1）可逆（與中和反應互逆）（ 2）程度小（ 3）吸熱5、影響鹽類水解的外界因素：溫度：溫度越高 水解程度越大 （水解吸熱，越熱越水解）濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）酸堿： 促進或抑制鹽的水解 （ H +促進陰離子水解而抑制陽離子水解； OH -促進陽離子水解而抑制陰離子水解）6、酸式鹽溶液的酸堿性：-只電離不水解：如HSO4顯酸性電離程度水解程度，顯酸性（如

12、 : HSO3- 、 H2PO4-）水解程度電離程度，顯堿性 （如： HCO 3- 、HS-、 HPO42-）7、雙水解反應：（ 1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應。雙水解反應相互促進， 水解程度較大， 有的甚至水解完全。使得平衡向右移。（ 2）常見的雙水解反應完全的為：3+、Al3+-2-2-2-Fe與 AlO 2、CO3(HCO 3 )、S(HS)、SO3(HSO 3 )；2-+2-+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程S與 NH4 ；CO3(HCO 3 )與 NH 4式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al 3+ + 3S2- + 6H 2O = 2Al(OH) 3 + 3

13、H 2S8、鹽類水解的應用：水解的應用實例原理1、凈水明礬凈水3+2Al(OH)3(膠體 )+3H+Al +3H O2、去油污用熱堿水冼油污物品2-+HO-COHCO3+OH32配制 FeCl3 溶液時常加入Fe3+3H2OFe(OH)3+3H+少量鹽酸3、藥品的保存配制 Na CO 溶液時常加232-+HOHCOCO3+OH32入少量 NaOH由 MgCl2·6H2O制無水 MgCl2若不然，則：4、制備無水鹽MgCl · 6H OMg(OH)+2HCl+4HO222在 HCl 氣流中加熱Mg(OH)2MgO+H2O24335、泡沫滅火器用 Al (SO )與 NaHCO

14、溶液Al 3+3HCO- =Al(OH) 3 +3CO2混合6、比較鹽溶液中比較 NH4Cl溶液中離子濃+NH+NH4 +H2O3· H2O+H離子濃度的大小度的大小c(Cl-+-)>c(NH 4)>c(H)>c(OH)9、水解平衡常數(shù)（ Kh）對于強堿弱酸鹽：Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka 為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))對于強酸弱堿鹽： K h =Kw/K b（Kw 為該溫度下水的離子積，K b 為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù)）電離、水解方程式的書寫原則1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫注意：

15、不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當微弱。2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫八、溶液中微粒濃度的大小比較基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：電荷守恒： :任何溶液均顯電 中 性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和物料守恒 : （即原子個數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）某原子的總量 (或總濃度 ) 其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度 )之和+-九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識（ 1）溶解度小于0.01g 的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。-5（ 2 ）反應后離子濃 度降 至1*10以 下的反應為完

16、全反應。如酸堿中和時H + 降至-7-510 mol/L<10mol/L ，故為完全反應，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于-510 mol/L ，故均用“ =”。（ 3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。（ 4）掌握三種微溶物質(zhì)： CaSO4、 Ca(OH) 2、 Ag 2SO4（ 5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH) 2 為放熱，升溫其溶解度減少。（ 6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書寫2Ag +(aq） + S2-(aq)注意在沉淀后用 (s)標明狀態(tài)，并用“”。如： Ag 2S(s)3、沉淀生成的三種主要方式（ 1）加沉淀劑法： K sp 越?。闯恋碓诫y溶） ，沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。（ 2）調(diào) pH 值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO 除去 MgCl 2 溶液中 FeCl 3。（ 3）氧化還原沉淀法：（ 4）同離子效應法4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法有：酸堿；氧化還原； 沉淀轉(zhuǎn)化 。5、沉淀的轉(zhuǎn)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： Ag