高二化学选择性必修1第三章：水溶液中的离子反应与平衡
http://www.newdu.com 2024/11/24 06:11:06 三好网 佚名 参加讨论
高中化学老师给大家带来高二化学选择性必修1第三章水溶液中的离子反应与平衡知识点总结，一起来温故知新！  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,叫电解质。 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。 非电解质：非金属氧化物，大部分有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CH2=CH2 强电解质：强酸，强碱，大多数盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O?? 2、电解质与非电解质本质区别： 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）——即电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成电解质分子时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素： A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 HF电离为放热，即并不是所有电离都吸热。 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、同离子效应：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，会减弱电离。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 9、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） 10、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幂乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。） 11、影响因素： a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 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。 ※弱酸排行：（硫磷氟醋碳，硫氯氰硅酚） H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO＞HCN＞H2SiO3＞C6H5OH 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：: 水的离子积：KW=c[H+]·c[OH-] 25℃时,[H+]=[OH-]=10-7mol/L KW=[H+]·[OH-]=1*10-14 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，适用于任何溶液（酸、碱、盐） 2、水电离特点： （1）可逆（2）吸热（3）极弱 3、影响水电离平衡的外界因素： ①酸、碱：抑制水的电离KW〈1*10-14 ②温度：升温促进水的电离（水的电离是吸热的） ③易水解的盐：促进水的电离KW〉1*10-144、溶液的酸碱性和pH （1）pH=-lgc[H+] （2）pH的测定方法： 酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。 变色范围： 甲基橙：红色＜3.1~4.4橙色＜黄色 石蕊：5.0~8.0（紫色） 酚酞：无色＜8.2~10.0（浅红色）＜红色 pH试纸—操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。 注意：①事先不能用水湿润PH试纸； ②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 1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它）[H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2） 2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积，再求其它）[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（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-==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-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10n倍时，pH稀=pH原+n（但始终不能大于或等于7） 2、弱酸溶液：稀释10n 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10n 倍时，pH稀=pH原－n（但始终不能小于或等于7） 4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原－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7 6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。 五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律若等体积混合 pH1+pH2=14则溶液显中性pH=7 pH1+pH2≥15则溶液显碱性pH=pH2-0.3pH1+pH2≤13则溶液显酸性pH=pH1+0.3 2、若混合后显中性 pH1+pH2=14V酸：V碱=1：1 pH1+pH2≠14V酸：V碱=1：10 〔14-（pH1+pH2）〕 六、酸碱中和滴定： 1、中和滴定的原理 实质：H++OH—=H2O即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。 2、中和滴定的操作过程： （1）滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以读到小数点后一位。（2）药品：标准液；待测液；指示剂。（3）准备过程： 准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)（4）试验过程 3、酸碱中和滴定的误差分析 误差分析：利用n酸（c酸V酸）=n碱（c碱V碱）进行分析 式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；V——酸或碱溶液的体积。 上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。 同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解） 1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。 2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。3、盐类水解规律： ①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。 ②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。(如:Na2CO3＞NaHCO3)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： ①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解） ②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解） 八、沉淀溶解平衡和溶度积 1、沉淀溶解平衡的建立：一定条件下，强电解质溶解成离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。 2、沉淀溶解平衡常数－－溶度积 （1）定义：在一定条件下，难溶性物质的饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常数叫做溶度积常数或溶度积。 （2）表达式：Ksp （3）意义：溶度积反映了物质在水中的溶解能力。对于阴阳离子个数比相同的电解质，Ksp的数值越大，电解质在水中的溶解能力越强。 （4）影响Ksp的因素 Ksp与其他化学平衡常数一样，只与难溶性电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。 3、沉淀溶解的特征：等、动、定、变。 等——v溶解=v沉淀（结晶） 动——动态平衡，v溶解=v沉淀≠0 定——达到平衡时溶液中离子浓度不再改变。 变——当外界条件改变溶解平衡将发生移动。 4、影响溶解平衡的因素 （1）内因：电解质本身的性质 ①绝对不溶的电解质是没有的。 ②同是难溶电解质，溶解度差别也很大。 ③易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。 （2）外因：遵循平衡移动原理 ①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。 ②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。 ③同离子效应：向沉淀溶解平衡体系中，加入相同的离子，使平衡向沉淀方向移动，但Ksp不变。 ④其他：向沉淀溶解平衡体系中，加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或气体的离子，使平衡向溶解的方向移动，Ksp不变。 二、沉淀溶解平衡的应用 1、溶度积规则 通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积－－浓度商QC的现对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解： QC>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。 QC=Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。 QC＜Ksp，溶液不饱和，无沉淀析出，若加入过量该难容电解质，难溶电解质溶解，直至溶液饱和。 2、沉淀的生成 加入相同离子，平衡向沉淀方向移动。根据物质的溶解性，加入一种离子生成沉淀即可。 ※通常认为，当溶液中被沉淀的离子浓度小于10??mol/L沉淀完全。 3、沉淀的溶解 溶解沉淀的方法 ①加入足量的水 ②使沉淀转化为气体 ③使沉淀转化为弱电解质 4、沉淀的转化 加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子。使平衡向溶解的方向移动。 声明： (责任编辑：admin) |