選修4第三章復(fù)習(xí)提綱

1、第三章一、弱電解質(zhì)的電離 物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)： 。如SO3 、CO2 、C6H12O6 、CCl4、CH2=CH2強(qiáng)電解質(zhì)： 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)： 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、 混合物純凈物1、 2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：在一定條件下（溶于水或熔化）能否 （以能否導(dǎo)電來(lái)證明是否電離）電解質(zhì)離子化合物或共價(jià)化合物 非電解質(zhì)共價(jià)化合物3、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電質(zhì)的本質(zhì)區(qū)別：在水溶液中是否 （或是否存在電離平衡） 注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì) 強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于

2、水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)） 電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無(wú)關(guān)。練：有以下物質(zhì)濃HNO3 CaCO3 CO2 H2S HBr H2O 酒精 NH3·H2O Ba（OH）2 NaHCO3 屬于強(qiáng)電解質(zhì)的是 屬于弱電解質(zhì)的是 屬于非電解質(zhì)的是 4、強(qiáng)弱電解質(zhì)可通過(guò)實(shí)驗(yàn)證明進(jìn)行判定的方法有(以CH3COOH為例)：（1）溶液導(dǎo)電性對(duì)比實(shí)驗(yàn)； （2）測(cè)0.01mol/LCH3COOH溶液的pH 2；（3）測(cè)CH3COONa溶液的pH值； （4）測(cè)pH= a的CH3COOH稀釋100倍后所得溶液pH a +2（5）將物質(zhì)的量濃度相同的CH3COOH溶液和NaOH溶

3、液等體積混合后溶液呈 性（6）中和10mLpH=1的CH3COOH溶液消耗pH=13的NaOH溶液的體積 10mL;（7）將pH=1的CH3COOH溶液與pH=13的NaOH溶液等體積混合后溶液呈 性（8）比較物質(zhì)的量濃度相同的CH3COOH溶液與鹽酸分別與同樣的鋅粒反應(yīng)產(chǎn)生氣體的速率13.氫氰酸（HCN）的下列性質(zhì)中,可以證明它是弱電解質(zhì)的是A. 1mol/L甲酸溶液的pH約為3B. HCN易溶于水C. 10 mL1mol/LHCN恰好與10 mL 1mol/L NaOH溶液完全反應(yīng)D. 在相同條件下，HCN溶液的導(dǎo)電性比強(qiáng)酸溶液的弱5、強(qiáng)酸（HA）與弱酸（HB）的區(qū)別：(1)溶液的物質(zhì)的量

4、濃度相同時(shí)，pH(HA) pH(HB) (2)pH值相同時(shí)，溶液的濃度CHA CHB(3)pH相同時(shí)，加水稀釋同等倍數(shù)后，pHHA pHHB6、電離方程式: (1)強(qiáng)電解質(zhì)的電離:用“=”號(hào)(2)弱電解質(zhì)的電離：存在電離平衡，用“”號(hào)(只有多元弱酸分步電離)練：寫(xiě)出下列物質(zhì)的電離方程式：H2O ： Ba（OH）2： H2CO3： NH3·H2O： 8、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：溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會(huì) 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

5、種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。練：下列條件可以抑制氨水電離的是：（ ）A加水 B.升高溫度 C.加入鹽酸 D.加入NH4Cl固體 E.加入NaOH溶液二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：通常，上式也可簡(jiǎn)寫(xiě)為: 水的離子積：KW = 25時(shí), C（H+）= C（OH-） =10-7 mol/L ; KW = C（H+）·C（OH-） = 注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）2、水電離特點(diǎn)：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿 ：抑制水的電離溫度：升高溫度，促進(jìn)水的電離（水的電離是 熱的）

6、易水解的鹽：促進(jìn)水的電離 如CH3COONa、NH4Cl4、溶液的酸堿性和pH： （1）pH= （計(jì)算公式） 注意：酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ；pH7 溶液不一定是酸性溶液（只有溫度為常溫才對(duì)）； 堿性溶液不一定是堿溶液（可能是 溶液）。（2）pH的測(cè)定方法：酸堿指示劑 、 、 。pH試紙 操作 。 注意：事先不能用水濕潤(rùn)PH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍pH計(jì)三 、混合液的pH值計(jì)算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：（先求C（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） C（H+）混 =（C（H+）1V1+ C（H+）2V2）/（V1+V2）2、強(qiáng)堿與強(qiáng)

7、堿的混合：（先求C（OH-）混：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） C（OH-）混（C（OH-）1V1+ C（OH-）2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接計(jì)算C（H+）混)3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H+ + OH- =H2O計(jì)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C（H+）混；OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求C（OH-）混，再求其它）(1)25時(shí), 0.05mol/LH2SO4溶液的PH=_；0.05mol/LBa(OH)2溶液C(H+)=_（2）某溫度下純水中的C（H+）= 2×10-7mol/L，則此時(shí)溶液中的

8、C（OH-）= ；若溫度不變，滴入稀鹽酸，使C（H+）= 5×10-4mol/L，則溶液中C（OH-）= ,此時(shí)溶液中由水電離產(chǎn)生的C（H+）= 。四、稀釋過(guò)程溶液pH值的變化規(guī)律：1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，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(shí)，pH稀 pH原+n （但始終不能大于或等于7）3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，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(shí)，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(shí)pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無(wú)限稀釋后pH均接近76、稀釋時(shí)，弱酸、

9、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。20室溫下，pH相同體積相同的醋酸和鹽酸兩種溶液分別采取下列措施，有關(guān)敘述正確的是 CDA. 加水稀釋2倍后，兩溶液的pH均減小 B. 使溫度都升高20后，兩溶液的pH均不變C. 加適量的醋酸鈉晶體后，兩溶液的pH均增大D. 加足量的鋅充分反應(yīng)后，醋酸產(chǎn)生的氫氣比鹽酸多五、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理中和滴定： 實(shí)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(guò)程：（1）儀器： 、 ，移液管，滴定管夾，錐形瓶，燒杯，鐵架臺(tái)。注意：酸式滴定管不能盛放 液、氫氟酸以及Na2SiO3、Na2CO3等堿

10、性溶液；堿式滴定管不能盛放酸性溶液。滴定管的刻度，O刻度在 ，往下刻度標(biāo)數(shù)越來(lái)越大，全部容積 它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀](méi)有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過(guò)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(diǎn)后 。（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測(cè)液；指示劑。（3）準(zhǔn)備過(guò)程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤(rùn)洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面、記數(shù)據(jù)V(始)注意：為什么用水洗后，還要用標(biāo)準(zhǔn)液洗？ 但錐形瓶不能用待測(cè)液洗？（4）滴定方法：手的姿勢(shì)、速度先快后慢注意：手眼：左手操作活塞或小球，右手振蕩錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中溶液的顏色變化速度先快后慢（5）終點(diǎn)確定：最后一滴剛好使指示劑顏

11、色發(fā)生明顯變化。30s內(nèi)不恢復(fù)原色（6）指示劑的選擇：（6）數(shù)據(jù)處理與誤差分析：讀數(shù)：兩位小數(shù)。因一次實(shí)驗(yàn)誤差較大，所以應(yīng)取多次實(shí)驗(yàn)的平均值。 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(jìn)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(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，則：c堿=上述公式在求算濃度時(shí)很方便，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^(guò)程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實(shí)際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高；V堿同樣也是一個(gè)定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實(shí)際操

12、作中堿液外濺，其實(shí)際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對(duì)于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來(lái)測(cè)定堿的濃度時(shí)，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當(dāng)V酸的實(shí)測(cè)值大于理論值時(shí)，c堿偏高，反之偏低。即：c堿=同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來(lái)滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。下面是用標(biāo)準(zhǔn)酸滴定待測(cè)堿而引起的結(jié)果變化情況 ：實(shí)驗(yàn)操作情況對(duì)c堿的影響開(kāi)始滴定時(shí)滴定管尖嘴處留有氣泡讀數(shù)開(kāi)始時(shí)仰視，終止時(shí)俯視到滴定終點(diǎn)尚有一滴酸掛在滴定管尖嘴外而未滴入錐瓶洗凈的酸管未用標(biāo)準(zhǔn)液潤(rùn)洗洗凈的錐瓶用待測(cè)堿潤(rùn)洗不小心將標(biāo)準(zhǔn)液滴至錐瓶外不小心將待測(cè)堿液濺至錐瓶外滴定前向錐形瓶中加入10 mL蒸餾水，其

13、余操作正常3.某學(xué)生的實(shí)驗(yàn)報(bào)告所列出的下列數(shù)據(jù)中合理的是 DA.用10mL量筒量取7.13mL稀鹽酸B.用托盤(pán)天平稱(chēng)量25.20g NaClC.用廣泛pH試紙測(cè)得某溶液的pH為2.3D.用25mL滴定管做中和滴定時(shí)，用去某濃度的堿溶液21.70mL六、鹽類(lèi)的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類(lèi)水解：在水溶液中鹽電離出來(lái)的離子（弱堿的 或弱酸的 ）跟水電離出來(lái)的 或 結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。2、水解的實(shí)質(zhì)： 。3、鹽類(lèi)水解規(guī)律： 有 才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解；誰(shuí) 顯誰(shuí)性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。 (如:Na2CO3 NaHCO3

14、)4、鹽類(lèi)水解的特點(diǎn)：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆） （2）程度小 （3）吸熱5、影響鹽類(lèi)水解的外界因素：溫度：溫度越 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 （越稀越水解）酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解6、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如HSO4- 顯 性 電離程度水解程度，顯 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度電離程度，顯 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）7、雙水解反應(yīng)： （1）構(gòu)成鹽的陰陽(yáng)離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)為 （即弱酸弱堿鹽）。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。 （2）常見(jiàn)的雙水解反應(yīng)完全的為：F

15、e3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的方程式寫(xiě) 并標(biāo) 8、鹽類(lèi)水解的應(yīng)用：七、電離、水解方程式的書(shū)寫(xiě)原則1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書(shū)寫(xiě)原則：分步書(shū)寫(xiě) 注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當(dāng)微弱。2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書(shū)寫(xiě)原則：一步書(shū)寫(xiě) 注意：電離方程式和水解方程式的區(qū)別。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(mǎn)足的三種守恒關(guān)系： 電荷守恒：:任何溶液均顯電 性，各陽(yáng)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

16、電荷數(shù)的乘積之和物料守恒: 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 質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。在0.1 mol/l的NH3·H2O溶液中，下列關(guān)系正確的是 AAC(NH3·H2O)C(OH-)C(NH4+)C(H+) BC(NH4+)C(NH3·H2O)C(OH-)C(H+)CC(NH3·H2O)C(NH4+)C(OH-)C(H+) DC(NH3·H2O)C(NH4+)C(H+)C(OH-)用物質(zhì)的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中C(CH3CO

17、O-)C(Na+)，對(duì)該混合溶液的下列判斷正確的是( B )A.C(H+)C(OH-) B.C(CH3COOH)C(CH3COO-)0.2 mol/LC.C(CH3COOH)C(CH3COO-) D.C(CH3COO-)C(OH-)0.2 mol/L1、在0.1molLNaHSO3溶液中存在著微粒濃度的關(guān)系式，正確的是AC(Na)>C(HSO3)> C(SO32)> C(H)>C(OH)BC(Na)+C(H)= C(HSO3)+ C(SO32)+C(OH)CC(Na)+C(H)=C(HSO3)+2C(SO32)+ C(OH)DC(Na)= C(HSO3)+C(SO32)

18、+ C(H2SO3)九、溶解平衡 1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見(jiàn)知識(shí) （1）溶解度 0.01g的電解質(zhì)稱(chēng)難溶電解質(zhì)。生成難溶電解質(zhì)的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“=”。200C時(shí)，常把溶解度S 10g的稱(chēng)為易溶物，在110g的為可溶物，在0.011g的為微溶物，小于0.01g的為難溶物。 （2）反應(yīng)后離子濃度降至 以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“=”。如酸堿中和時(shí)C（H+）降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應(yīng)，用“=”，常見(jiàn)的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5mol/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、Ag2SO4 （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