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) 。混和物物質(zhì)單質(zhì)純凈物化合物強(qiáng)電解質(zhì)：電解質(zhì)物質(zhì)單質(zhì)純凈物化合物強(qiáng)電解質(zhì)：電解質(zhì)弱電解質(zhì)：H2O??非電解質(zhì)：強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽 。如 HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽， 水。如HClO、NH3·H2O、Cu（OH）2、非金屬氧化物，大部分有機(jī)物 。如 SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH22、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)。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。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??；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)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）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： AB A++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、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：pH=-lgc[H+]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pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求OHpH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求OH-離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再、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-，① H+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）pH值的變化規(guī)律：1、強(qiáng)酸溶液：稀釋2、弱酸溶液：稀釋3、強(qiáng)堿溶液：稀釋4、弱堿溶液：稀釋5、不論任何溶液，稀釋時(shí)接近1、強(qiáng)酸溶液：稀釋2、弱酸溶液：稀釋3、強(qiáng)堿溶液：稀釋4、弱堿溶液：稀釋5、不論任何溶液，稀釋時(shí)接近76、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的五、強(qiáng)酸（ pH1）強(qiáng)堿（1、若等體積混合pH1+pH2=14pH1+pH2≥15pH1+pH2≤132、若混合后顯中性pH1+pH2=14pH1+pH2≠14則溶液顯中性則溶液顯堿性則溶液顯酸性10n倍時(shí)，10n倍時(shí)，10n倍時(shí)，10n倍時(shí)，pH稀=pH原+npH稀〈pH原+npH稀=pH原－npH稀〉pH原－n7）7）（但始終不能小于或等于 7）（但始終不能小于或等于 7）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pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。pH2）混和計(jì)算規(guī)律 w.w.w.k.s.5.u.c.o.mV酸：V堿=1：V酸：V堿=1：pH=7pH=pH2-0.3pH=pH1+0.31〔14-（pH1+pH2）〕10六、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。

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。（由滴定曲線(xiàn)可知）②酸強(qiáng)堿相互滴定，可選用甲基橙或酚酞。②若反應(yīng)生成強(qiáng)酸弱堿鹽溶液呈酸性，則選用酸性變色范圍的指示劑（甲基橙） ；若反應(yīng)生成強(qiáng)堿弱酸鹽，溶液呈堿性，則選用堿性變色范圍的指示劑（酚酞）③蕊試液因顏色變化不明顯，且變色范圍過(guò)寬，一般不作滴定指示劑。實(shí)驗(yàn)重點(diǎn) ⑴．準(zhǔn)確測(cè)定兩種溶液的體積⑵．判斷中和反應(yīng)恰好完全進(jìn)行：選用合適的指示劑。（二）、中和滴定的操作過(guò)程 ：（1）儀②滴定管的刻度， O刻度在上，往下刻度標(biāo)數(shù)越來(lái)越大，全部容積 大于它的最大刻度值， 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。②滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后一位。（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測(cè)液；指示劑。（3）準(zhǔn)備過(guò)程：檢漏（4）試驗(yàn)過(guò)程洗：將實(shí)驗(yàn)所需的滴定管、錐形瓶等儀器洗滌干凈，滴定管需要用對(duì)應(yīng)的酸堿液進(jìn)行潤(rùn)洗；↓?。赫{(diào)節(jié)液面在零刻度或零刻度以下，排除尖嘴部分的氣泡；↓滴：先快后慢， 2~3滴酚酞，左手控制活塞，右手震蕩錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中溶液顏色的變化，滴定終點(diǎn)的判斷：加最后一滴標(biāo)準(zhǔn)溶液，顏色突變， 30s不褪色；↓讀：眼睛與凹液面相平；↓記：記錄滴定前后滴定管的讀數(shù)；↓算：計(jì)算待測(cè)液的濃度。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：ncVc堿=nV步驟操作V標(biāo)C待洗滌滴定前，在用蒸餾水洗滌滴定管后，未用標(biāo)準(zhǔn)液潤(rùn)洗偏高偏高滴定前，在用蒸餾水洗滌滴定管后，未用待測(cè)液潤(rùn)洗偏低偏低錐形瓶用待測(cè)液潤(rùn)洗偏高偏高錐形瓶用蒸餾水潤(rùn)洗不變不變?nèi)∫悍懦龃郎y(cè)也的滴定管開(kāi)始有氣泡，放出液體后氣泡消失。偏低偏低滴定滴定前，標(biāo)準(zhǔn)液滴定管尖端有氣泡，滴定后氣泡消失。偏高偏高震蕩錐形瓶時(shí)部分液體濺出。偏低偏低部分標(biāo)準(zhǔn)液滴出錐形瓶。偏高偏高溶液顏色較淺時(shí)滴入標(biāo)準(zhǔn)液過(guò)快，停止滴定后反加一滴待測(cè)液無(wú)變化。偏高偏高滴定滴定前讀書(shū)正確，滴定后俯視讀數(shù)。偏低偏低滴定前讀書(shū)正確，滴定后仰視讀數(shù)。偏高偏高七、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)的離子跟水電離出來(lái)的 H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。2、水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的 H+或OH-結(jié)合 ,破壞水的電離，使平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)水的電離 。3、鹽類(lèi)水解規(guī)律：①有弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。②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）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）吸熱影響鹽類(lèi)水解的外界因素 ：①溫度：溫度越 高水解程度越大 （水解吸熱，越熱越水解）②濃度：濃度越小，水解程度越 大（越稀越水解）③酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解（ H+促進(jìn) 陰離子 水解而 抑制陽(yáng)離子水解； OH-促進(jìn)陽(yáng)離子水解而抑制陰離子水解）酸式鹽溶液的酸堿性 ：①只電離不水解：如 HSO4-顯酸性②電離程度＞水解程度，顯 酸性（如 :HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞電離程度，顯 堿性（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)。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： Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-（HCO3-）、S2-（HS-）、SO32-（HSO3-）；其特點(diǎn)是相 互水解成沉淀或氣體 。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3++3S2-+6H2O==2Al（OH）3↓+3H2S↑（3）不完全雙水解： NH4+與S2-、CO32-（HCO3-）、CH3COO-8、鹽類(lèi)水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)用實(shí)例原理1、凈水明礬凈水Al3++3H2O Al(OH)3(膠體 )+3H+2、去油污用熱堿水冼油污物品CO32-+H2O△HCO3-+OH-3、藥品的保存①配制 FeCl3溶液時(shí)常加入少量鹽酸Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+②配制 Na2CO3溶液時(shí)常加入少量 NaOHCO32-+H2O HCO3-+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：MgCl2·6H2O△Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2△MgO+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++H2O NH3·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。pH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、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)。 【溶解平衡常為吸熱， 但 Ca（OH）2為放熱，升溫其溶解度減少。 】②同離子效應(yīng)法容度積的計(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/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QC〉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QC==KSP 平衡狀態(tài)QC〈KSP未飽和，繼續(xù)溶解沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動(dòng)。常采用的方法有：①酸堿；②氧化還原；③ 沉淀轉(zhuǎn)化。（2）沉淀的轉(zhuǎn)化容度積大的生成溶解度小的，容度積小的生成容度積 更小的。如： AgNO3 AgCl（白色沉淀 ） AgBr（淡黃色） AgI（黃色） Ag2S（黑色）容度積小的也可以轉(zhuǎn)化為容度積相對(duì)較大的沉淀。如：除去重晶石（ BaSO4）是先將容度積小的 BaSO4轉(zhuǎn)化為容度積相對(duì)較大的 Ba