高二化學(xué)知識點(diǎn)電離平衡總結(jié)

1、2019高二化學(xué)知識點(diǎn)電離平衡總結(jié)下面查字典化學(xué)網(wǎng)為大家整理了高二化學(xué)知識點(diǎn)電離平衡總結(jié) ,希望大家在空余時(shí)間進(jìn)行復(fù)習(xí)練習(xí)和學(xué)習(xí) ,供參考。一、強(qiáng)弱電解質(zhì)的判斷1、電解質(zhì)和非電解質(zhì)均指化合物 ,單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)又不是非電解質(zhì)。2、判斷電解質(zhì)的關(guān)鍵要看該化合物能否自身電離。如NH3、SO2等就不是電解質(zhì)。3、電解質(zhì)的強(qiáng)弱要看它能否完全電離(在水溶液或熔化時(shí)) ,與其溶解性、導(dǎo)電性無關(guān)。4、離子化合物都是強(qiáng)電解質(zhì)如NaCl、BaSO4等 ,共價(jià)化合物局部是強(qiáng)電解質(zhì)如HCl、H2SO4等 ,局部是弱電解質(zhì)如HF、CH3COOH、HCN、HNO2、H3PO4、H2SO3、H2CO3、HClO、

2、NH3H2O等 ,局部是非電解質(zhì)如酒精、蔗糖等。二、電離平衡1、弱電解質(zhì)才有電離平衡 ,如水：2H2O =H3O+OH-。2、電離平衡的特征：等(V電離=V結(jié)合0)動(動態(tài)平衡)定(各微粒濃度一定)變3、影響電離平衡的外界條件：溫度越高 ,濃度越小 ,越有利于電離。參加和弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì) ,能抑制弱電解質(zhì)的電離。4、電離方程式：(1)強(qiáng)電解質(zhì)完全電離 ,用等號 ,如：HCl=H+Cl_ NaHSO4=Na+H+SO42-(2)弱電解質(zhì)局部電離,用可逆符號;多元弱酸分步電離 ,以第一步電離為主 ,電離級數(shù)越大越困難;且各步電離不能合并。如:H3PO4 H+H2PO4- H2PO4-

3、 H+HPO42- HPO42- H+PO43-三、水的離子積(Kw)1、由水的電離方程式可知：任何情況下 ,水所電離出的H+與OH-的量相等.2、Kw=c(H+)c(OH-),25時(shí) ,Kw=110-14。Kw只與溫度有關(guān) ,溫度越高 ,Kw越大。四、溶液的pH1、pH=-lgc(H+),溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(25)：中性溶液：C(H+)=C(OH-)=110-7mol/L pH=7 ,酸性溶液：C(H+)C(OH-) pH7 , 堿性溶液：C(H+)7。pH越小 ,溶液酸性越強(qiáng);pH越大 ,溶液堿性越強(qiáng)。PH減小1 ,相當(dāng)于C(H+)增大10倍。2、用pH試紙測定溶液pH的方法：把一小

4、塊pH試紙放在玻璃片(或外表皿或點(diǎn)滴板)上 ,用蘸有待測溶液的玻璃棒點(diǎn)試紙的中部 ,試紙變色后 ,與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比擬來粗略確定溶液的pH。注意：pH試紙不能事先潤濕(會稀釋待測液 ,但不一定產(chǎn)生誤差 ,如中性溶液) ,pH讀數(shù)只能取整數(shù)。(要精確測定pH ,應(yīng)用pH計(jì))3、pH的有關(guān)計(jì)算：(1)不同溫度下純水或中性溶液的pH：只有25才是7 ,其余溫度用條件計(jì)算 (2)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液的pH (3)水所電離出的C(H+)或C(OH-) ,求溶液的pH：需要分溶液顯酸性或堿性進(jìn)行討論 (4)強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合 ,先算混合后的c(H+),再算pH;強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合 ,先算混合后的c(OH_) ,再求c(H+

5、),pH。注意：絕對不能先直接求c(H+),再按之來算pH 經(jīng)驗(yàn)公式：pH的兩強(qiáng)酸等體積混合 ,混合液的pH=pH小+0.3;pH的兩強(qiáng)堿等體積混合 ,混合液的pH=pH大-0.3。(5)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合 ,要先判斷誰過量 ,溶液顯什么性質(zhì) ,再去計(jì)算 (6)溶液的稀釋問題4、一元強(qiáng)酸和一元弱酸的有關(guān)問題：對于c相同的一元強(qiáng)酸和一元弱酸 ,弱酸的pH較大;對于pH相同的一元強(qiáng)酸和一元弱酸 ,弱酸的c遠(yuǎn)大于強(qiáng)酸。對于弱酸和強(qiáng)酸 ,稀釋相同倍數(shù) ,強(qiáng)酸的c或pH變化較大五、鹽類的水解1、水解的實(shí)質(zhì)：鹽所電離出的離子與水所電離出的H+或OH結(jié)合成弱電解質(zhì)的過程 ,水解可看作中和反響的逆反響。溫度越高

6、,濃度越小 ,越有利于水解。2、水解規(guī)律：有弱才水解 ,無弱不水解 ,越弱越水解 ,都弱雙水解 ,誰強(qiáng)顯誰性 ,同強(qiáng)顯中性 注意：a、因水解而溶液呈酸性的鹽：NH4Cl FeCl3 MgCl2 CuCl2 (NH4)2SO3等 ,因水解而溶液呈堿性的鹽：CH3COONa Na2CO3 (NH4)2CO3 Na2S NH4CN、NH4HCO3等 ,因水解而溶液呈中性的鹽：CH3COONH4。 b、弱酸的酸式酸根既電離又水解 ,假設(shè)電離大于水解 ,那么溶液顯酸性如HSO3-、H2PO4-等;假設(shè)水解大于電離 ,那么溶液顯堿性如HCO3-、HPO42-、HS-等。3、水解方程式：一般用可逆符號 ,且

7、無氣體或沉淀生成。多元弱酸根分步水解 ,以第一步水解為主 ,各步水解不能合并。注意水解方程式和電離方程式的區(qū)別。4、劇烈的雙水解：可水解完全 ,一般用等號 ,且要寫或 ,記住常見的例子：Al3+與AlO2- CO32- HCO3- ClO- S2- HS- 等 ,Fe3+與AlO2- CO32- HCO3- ClO-等 ,NH4+與AlO2- SiO32-等 ,Mg2+ Cu2+與AlO2-等。常用離子方程式：Al3+3AlO2-+6H2O=4Al(OH)3 Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO2 2Al3+3CO32-+3H2O=2Al(OH)3+3CO22Al3+3S2-+6H2O

8、=2Al(OH)3+3H2S5、水解的應(yīng)用：判斷溶液的酸堿性、某些物質(zhì)如FeCl3的溶液的配制、離子共存問題、離子濃度大小的比擬、某些鹽溶液的加熱蒸干及灼燒問題、一些生活問題如明礬凈水、泡沫滅火器的工作原理、熱的純堿去污能力更強(qiáng)、草木灰不能與銨態(tài)氮肥混施等。離子濃度大小的比擬要會書寫電荷守恒式和物料守恒式。六、酸堿中和滴定(重點(diǎn)實(shí)驗(yàn))1、原理：H+OH-=H2O 完全中和時(shí)酸和堿的物質(zhì)的量之比等于它們的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比。2、主要儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶、燒杯等3、滴定管的構(gòu)造：滴定管上的刻度分布是：自上而下由小到大 ,0刻度在上部但未到最上端 ,最大刻度在下但未到活

9、塞(或閥)處。滴定管的全部容積大于它的最大刻度值。普通滴定管的規(guī)格有25mL和50mL ,刻度的最小分度為0.1mL ,可以估讀到0.01mL。滴定管上標(biāo)有使用溫度(一般為20)和規(guī)格。酸式滴定管可裝酸性、中性或氧化性溶液 ,但不能裝堿性溶液;堿式滴定管可裝堿性、中性溶液 ,但不能裝酸性、氧化性溶液(會腐蝕橡膠)。4、中和滴定的步驟：準(zhǔn)備滴定讀數(shù)重復(fù)操作23次 ,取平均值進(jìn)行計(jì)算(1)準(zhǔn)備階段：包括：查漏、洗滌、潤洗、注液、趕氣泡、調(diào)整液面、加液(待測液和指示劑) ,注意：每一步操作的具體描述(略)、潤洗的目的、錐形瓶不能潤洗。(2)滴定：左手控制活塞(或閥) ,右手搖動錐形瓶 ,眼睛注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化。注意：a、錐形瓶下墊一張白紙的作用：便于觀察溶液顏色的變化 ,減少滴定誤差。b、指示劑的選用：記住指示劑的變色范圍(略)。強(qiáng)酸、強(qiáng)堿互滴可選擇酚酞或甲基橙作指示劑 ,不能用石蕊。強(qiáng)酸滴弱堿用甲基橙 ,強(qiáng)堿滴弱酸用酚酞