高中化學(xué)選修4第三章知識(shí)點(diǎn)分類(lèi)總結(jié)

第三章水溶液中的離子平衡一、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(dǎo)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(dǎo)電的化合物。強(qiáng)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)。物質(zhì)物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大部分有機(jī)物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O……混和物純凈物2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)——離子化合物或共價(jià)化合物非電解質(zhì)——共價(jià)化合物注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)③強(qiáng)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)。3、弱電解質(zhì)的電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離過(guò)程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫弱電解質(zhì)的電離平衡。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?。蝗芤合♂寱r(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)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(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。5、電離方程式的書(shū)寫(xiě)：用可逆符號(hào)弱酸的電離要分布寫(xiě)（第一步為主）6、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，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(gè)常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）表示方法：ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]K越大，弱電解質(zhì)較易電離，其對(duì)應(yīng)弱酸、弱堿較強(qiáng)。H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO7、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。二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：:水的離子積：KW=c[H+]·c[OH-]25℃時(shí),[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=1*10-14注意：區(qū)分由水電離出的H+、OH-的濃度與水溶液中H+、OH-的濃度。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： ①酸、堿：抑制水的電離KW〈1*10-14②溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的）KW增大③易水解的鹽：促進(jìn)水的電離KW〉1*10-144、溶液的酸堿性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的測(cè)定方法：酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞。變色范圍：甲基橙3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（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(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可。注意：①事先不能用水濕潤(rùn)PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍三、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[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+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求[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）[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）(注意:不能直接計(jì)算[H+]混，此時(shí)水的電離大于酸的電離)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-，①H+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(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、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。五、強(qiáng)酸（pH1）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)算規(guī)律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m1、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=pH2-0.3pH1+pH2≤13則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14V酸：V堿=1：1pH1+pH2≠14V酸：V堿=1：10〔14-（pH1+pH2）〕六、酸堿中和滴定：（一）、中和滴定的原理概念：利用中和反應(yīng)，用已知濃度的酸（堿）滴定未知濃度的堿（酸）的實(shí)驗(yàn)方法。原理：H++OH—=H2O即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。c堿=水解的應(yīng)用實(shí)例原理1、凈水明礬凈水Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+△2、去油污△用熱堿水冼油污物品CO32-+H2OHCO3-+OH-3、藥品的保存①配制FeCl3溶液時(shí)常加入少量鹽酸Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+②配制Na2CO3溶液時(shí)常加入少量NaOHCO32-+H2OHCO3-+OH-△△4、制備無(wú)水鹽△△由MgCl2·6H2O制無(wú)水MgCl2在HCl氣流中加熱若不然，則：MgCl2·6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2MgO+H2O5、泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑6、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小NH4++H2ONH3·H2O+H+c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-9、水解平衡常數(shù)（Kh）對(duì)于強(qiáng)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(duì)于強(qiáng)酸弱堿鹽：Kh=Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb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(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)強(qiáng)（弱）酸與強(qiáng)（弱）堿混合后溶液pH判斷規(guī)律：物質(zhì)的量濃度相同，“元”相同的酸與堿等體積混合：誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，都強(qiáng)顯中性。②pH之和為14的酸與堿等體積混合：誰(shuí)弱顯誰(shuí)性，都強(qiáng)顯中性。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：①電荷守恒:任何溶液均顯電中性，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電荷數(shù)的乘積之和②物料守恒:（即原子個(gè)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③質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。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(jiàn)知識(shí)（1）溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱(chēng)難溶電解質(zhì)。溶解性易溶可溶微溶難溶溶解度大于10g1g-10g0．01g-1g小于0.01g（2）反應(yīng)后離子濃度降至1*10-5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時(shí)[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）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（1）溶解平衡的建立在一定條件下，難溶電解質(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)（2）溶解平衡的特征：逆、等、動(dòng)、定、變。（3）沉淀溶解平衡的影響因素外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)?！救芙馄胶獬槲鼰幔獵a(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少?！客x子效應(yīng)法3.容度積的計(jì)算AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)溶度積（KSP）KSP=[c(An+)]m?[c(Bm-)]n注：同類(lèi)型的沉淀，KSP越小，溶解度越小。溶度積與溶解度區(qū)別和轉(zhuǎn)化：區(qū)別：溶度積是一個(gè)標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)，只與溫度有關(guān)。溶解度與溫度有關(guān)，還與系統(tǒng)的組成、pH值的改變及配合物的生成等因素有關(guān)。（1）轉(zhuǎn)化：在溶度積的計(jì)算中，離子濃度是物質(zhì)的量的濃度，其單位為mol·L-1；而溶解度的單位有g(shù)/100g水，g·L-1，mol·L-1。計(jì)算時(shí)一般要先將難溶電解質(zhì)的溶解度S的單位換算為mol·L-1。對(duì)于難溶物質(zhì)飽和溶液濃度極稀，可作近似處理：(xg/100gH2O)×10/Mmol·L-1。沉淀的溶解和生成①Q(mào)C〉KSP有沉淀析出a加沉淀劑法：Ksp越?。闯恋碓诫y溶），沉淀越完全；沉淀劑過(guò)量能使沉淀更完全。b調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽(yáng)離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。c氧化還原沉淀法：d同離子效應(yīng)法②QC==KSP平衡狀態(tài)③QC〈