人教高中化学选修4第三章知识点归纳

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1、第三章水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物，非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。（混和物物嬖岛联僧非嚼却蜜,献酬：强即强碱,大第数盐如HCI、NaOH、NaCI、BaSCXj弱电解质:电解质弱酸，弱碱,极少数盐，水c如HCIO、NH332。、Cu（OH）2、82、C6Hl2。6、CCla、CH2=CH2注意：电解质、非电解质都是化合物S02、NH3、C02等属于非电解质强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSCh不溶于水，但溶于水的

2、BaSO4全部电离， 故BaSO,为强电解质）电解质的强弱与导电性、溶解性无关。3、影响电离平衡的因素：A、温度：电需一般火热，升温有利于电离。B、浓度：浓度越大，电离程度 越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移 动。C、同禹子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会遂 史电高。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电需产生的某种离子反应的物质时， 有利于电离。4、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主）5、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种 离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常

3、数，（一般用Ka表示敌，Kb .表示碱。）第12页/共10页表示方法：ABA+B。Kl= A+ B /AB6、影响困案:a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。b、电商常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般交化不大。C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如:H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHCIO二、水的电痛和溶液的酸碱性1 、 水电高平衡：:水的离子积：Kw =_cH+ - cOH25 时，H+=OH =10-7 mol/L ; Kw = H+ OH =1*10-注意:Kw只与温度有关，温度一定，则Kw值一定Kw不仅适用于纯水，适

4、用于任何溶液（酸、碱、ft）2、水电高特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：酸、碱：抑制水的电离Kw=P1014温度：促进水的电离（水的电离是 火 热的）易水解的盐：促进水的电离Kw=l*10-144、溶液的唆碱性和pH:（1） pH=-lCH4-（2） pH的测定方法：酸碱指示剂一甲基橙、石蕊、酚歆 。变色范围：甲基橙3.1-4.4 （橙色）石蕊5.08.0 （紫色）酚歆8.270.0 （浅红色）pH试纸一操作 玻癌棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比郎（3） o注意：事先不能用水湿润PH试纸；广泛pH试纸只能读取整数值或范围三、混合液的pH值计算方法公式

5、1、强酸与强酸的混合：（先求H+混：将两种酸中的H+高子物质的量相加除以总体积,再求其它） 混=（H+iVi+H+2V2）/ （V1+V2）2、强碱与强碱的混合：（先求OH1混：将两种被中的OH-离子物质的量相加除以总体积, 再求其它）0用混=（OHiVi+OH2V2）/ （V1+V2）（注意：不能直接计算H+ 混）3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- =比0计算余下的H+或OH-,H+有余，则用 余下的H+数除以溶液总体积求出十混；OH-有余，则用余下的。口数除以溶液总体积求 OH混,再求其它）四、稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释1011倍时，pH稀=pH原+n （但

6、始终不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀释IO11倍时，pH稀 （pH原+n （但始终不能大于或等于7）3、强碱溶液：稀释1011倍时，pH稀 apH原一n （但始终不能小于或等于7）4、弱碱溶液：稀释l()n倍时，pH稀pH原一n (但始终不能小于或等于7)5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近(即向中性靠近)；任何溶液无限稀释后pH均接近76、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强段、强碱变化得快。五、强酸(pHl)强碱(pH2)混和计算规律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m1、苦等体积混合pHl+pH2=14则溶液显中性pH=7pHl+pH2 15则溶液显碱性pH=pH2

7、-0.3pHl+pH2 NaHCO?）4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热5、影响盐类水解的外界因素：温度：温度越二水解程度越大（水解吸热，越热越水解）浓度：浓度越小，水解程度越 大(越稀越水解)酸碱：促进或抑制盐的水解(促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水子;0H促进阳点子水解而抑制阴离子水解)6、酸式盐溶液的酸碱性：只电离不水解：如HS04-显其 性电离程度,水解程度，显 酸 性(如:HSO、H2PoI)水解程度电离程度，显 碱 性(如：HC01、HS-、HP0?)7、双水解反应：(1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，

8、 有的甚至水解完全。使得平衡向右移。(2)常见的双水解反应完全的为：F*、A声与A10八CO3(HCO3), S(HS)、 SO32-(HSO3)； S2-与NH4+； CO32-(HCO3，)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双 水解完全的陶子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2AI3+ + 3S2- + 6H2O = 2A1(OH)3 ! + 3H2sl8、盐类水解的应用:水解的应用实例原理1、净水明矶净水Al3+3H2(tA1(OH)3(胶体)+3H+2、去油污用热碱水冼油污物品CO32+H2Q HCO3+OH-3、药品的保存配制FeCb溶液时常加入少量盐酸Fe3+3H2OFe(O

9、H)3+3H+配制Na2c。3溶液时常加入少量NaOHCO32+H2OHCOr+OH-4、制备无水盐由MgCh 6H2O制无水MgCh在HC1气流中加热若不然，则：4MgCh 6H2。Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2MgO+HiO5、泡沫灭火器用 A12（SO4）3 与 NaHCO3 溶液混合A13+3HCO3 =A1(OH)3! +3CO216、比较盐溶液中离子浓度的大小比较NH4cl溶液中离子浓度的大小NH4+H2F NH3 - H2O+H+c(C1)c(NH4+)c(H+)c(OH)-9、水解平衡常数（Kh）对于强碱弱酸盐：%二Kw/Ka（Kw为该温度下水的离子积，Ka为

10、该条件下该弱酸根形成的弱酸的电商平衡常数）对于强酸弱减盐：Kh=Kw/KKw为该温度下水的高子积，Kb为该条件下该盟碱根形成的弱碱的电离平衡常数I电商、水解方程式的书写原则1、多元弱酸（多元盟酸盐）的电高（水解）的书写原则：分步书写注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。2、多元弱减（多元弱碱盐）的电高（水解）书写原则：一步书写八、溶液中微粒浓度的大小比较六六基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：电荷守恒：:任何溶液均显电中 性,各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和=各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和物料守恒：（即原子个数守恒或质量守恒）某原子的总量（或总

11、浓度）=其以各种形式存在的所有微粒的量（或浓度）之和质子守恒：即水电高出的H+浓度与OH浓度相等。九、难溶电解质的溶解平衡2、溶解平衡方程式的书写注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“ 三 如：Ag2S(s) -g+(aq) + S(aq)3、沉淀生成的三种主要方式(1)加沉淀剂法：Kp越小(即沉淀越难溶)，沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完 全。(2)调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCb溶液中FeCb。(3)氧化还原沉淀法：(4)同离子效应法4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：酸碱；氯化还原;包 淀转化。5、沉淀的转化：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：AgNCf7 AgQ(白色沉岩 AgBr (淡黄旷 Agl(黄色广 Ag2s (黑色)6、溶度积(Ksp)(1)、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成窗子的速率等于离子重新结合成沉 淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m(2)、表达式：AmBnmAn+(aq)+nBm(aq)Ksp二c(An+)m c(Bm-)n (3)、影响因素:外因：浓度：加水，平衡向溶解方向移动。温度：升温，多数平衡向溶解方向移动(4)、溶皮积规则Qc (雷子积)KspQc= KspQc Ksp有沉淀析出平衡状杰未饱和，继续溶解