高二化學(xué)知識點總結(jié)(水溶液中的離子平衡)

高二化學(xué)知識點總結(jié)(水溶液中的離子平衡)其實，對于高中化學(xué)的學(xué)習(xí)要有一個很好的（學(xué)習(xí)方案）。好的方案是勝利的一半，我們只有設(shè)計好一個好的學(xué)習(xí)方案，學(xué)習(xí)方案包括單元學(xué)習(xí)方案，學(xué)期學(xué)習(xí)方案等等。今日我在這給大家整理了（高二化學(xué)）學(xué)問點（總結(jié)），接下來隨著我一起來看看吧!

高二化學(xué)學(xué)問點總結(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)。

2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)分：

電解質(zhì)——離子化合物或共價化合物非電解質(zhì)——共價化合物

留意：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為強電解質(zhì))——電解質(zhì)的強弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。

3、電離平衡：在肯定的條件下，當電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。

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，電離程度越小;溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。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，有利于電離。

5、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫(第一步為主)

6、電離常數(shù)：在肯定條件下，弱電解質(zhì)在達到電離平衡時，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]

7、影響因素：

a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性打算。

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。

C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO

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,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=1_10-14

留意：KW只與溫度有關(guān)，溫度肯定，則KW值肯定

KW不僅適用于純水，適用于任何溶液(酸、堿、鹽)

2、水電離特點：(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_10-14

②溫度：促進水的電離(水的電離是吸熱的)

③易水解的鹽：促進水的電離KW〉1_10-14

4、溶液的酸堿性和pH：

(1)pH=-lgc[H+]

(2)pH的測定方法：

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，然后與標準比色卡對比即可。

留意：①事先不能用水潮濕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值計算方法公式

1、強酸與強酸的混合：(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、強堿與強堿的混合：(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)(留意:不能直接計算[H+]混)

3、強酸與強堿的混合：(先據(jù)H++OH-==H2O計算余下的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、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：

1、強酸溶液：稀釋10n倍時，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，pH稀〈pH原+n(但始終不能大于或等于7)

3、強堿溶液：稀釋10n倍時，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，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pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液無限稀釋后pH均接近7

6、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。

五、強酸(pH1)強堿(pH2)混和計算規(guī)律w

.w.w.k.s.5.u.c.o.m

1、若等體積混合

pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7

pH1+pH2≥15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3

pH1+pH2≤13則溶液顯酸性pH=pH1+0.3

2、若混合后顯中性

pH1+pH2=14V酸：V堿=1：1

pH1+pH2≠14V酸：V堿=1：10〔14-(pH1+pH2)〕

六、酸堿中和滴定：

1、中和滴定的原理

實質(zhì)：H++OH—=H2O即酸能供應(yīng)的H+和堿能供應(yīng)的OH-物質(zhì)的量相等。

2、中和滴定的操作過程：

(1)儀②滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標數(shù)越來越大，全部容積大于它的最大刻度值，由于下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，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)點后一位。

(2)藥品：標準液;待測液;指示劑。

(3)預(yù)備過程：

預(yù)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。(洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標準液洗(或待測液洗)→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)

(4)試驗過程

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。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：

c堿=

上述公式在求算濃度時很便利，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，由于在滴定過程中c酸為標準酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高;V堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的削減，即V酸減小，則c堿降低了;對于觀看中消失的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。

同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。

七、鹽類的水解(只有可溶于水的鹽才水解)

1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。

2、水解的實質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。

3、鹽類水解規(guī)律：

①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解;誰強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。

②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。(如:Na2CO3NaHCO3)

4、鹽類水解的特點：(1)可逆(與中和反應(yīng)互逆)(2)程度小(3)吸熱

5、影響鹽類水解的外界因素：

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：促進或抑制鹽的水解(H+促進陰離子水解而抑制陽離子水解;OH-促進陽離子水解而抑制陰離子水解)

6、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)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

(2)常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-與NH4+;CO32-(HCO3-)與NH4+其特點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↑

8、鹽類水解的應(yīng)用：

水解的應(yīng)用

實例

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溶液時常加入少量鹽酸

Fe3++3H2O?Fe(OH)3+3H+

②配制Na2CO3溶液時常加入少量NaOH

CO32-+H2O?HCO3-+OH-

4、制備無水鹽

由MgCl2·6H2O制無水MgCl2在HCl氣流中加熱

若不然，則：

MgCl2·6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2O

Mg(OH)2MgO+H2O

5、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)

對于強堿弱酸鹽：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))

對于強酸弱堿鹽：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、水解方程式的書寫原則

1)、多元弱酸(多元弱酸鹽)的電離(水解)的書寫原則：分步書寫

留意：不管是水解還是電離，都打算于第一步，其次步一般相當微弱。

2)、多元弱堿(多元弱堿鹽)的電離(水解)書寫原則：一步書寫

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需滿意的三種守恒關(guān)系：

①電荷守恒：:任何溶液均顯電中性，各陽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全部微粒的量(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學(xué)問

(1)溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。

(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[H+]降至10-7mol/L10-5mol/L，故為完全反應(yīng)，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于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)把握三種微溶物質(zhì)：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4

(5)溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度削減。

(6)溶解平衡存在的前提是：必需存在沉淀，否則不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的書寫

意在沉淀后用(s)標明狀態(tài)，并用“?”。如：Ag2S(s)?2Ag+(aq)+S2-(aq)

3、沉淀生成的三種主要方式

(1)加沉淀劑法：Ksp越小(即沉淀越難溶)，沉淀越完全;沉淀劑過量能使沉淀更完全。

(2)調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

(3)氧化還原沉淀法：

(4)同離子效應(yīng)法

4、沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采納的方法有：①酸堿;②氧化還原;③沉淀轉(zhuǎn)化。

5、沉淀的轉(zhuǎn)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：AgNO3→AgCl(白色沉淀)→AgBr(淡黃色)→AgI(黃色)→Ag2S(黑色)

6、溶度積(Ksp)

1)、定義：在肯定條件下，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)。

2)、表達式：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)

Ksp=[c(An+)]m?[c(Bm-)]n

3)、影響因素：

外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。

②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動。

4)、溶度積規(guī)章

QC(離子積)KSP有沉淀析出

QC=KSP平衡狀態(tài)

QCkspp=飽和，連續(xù)溶解

?？蓟瘜W(xué)常識

能源問題

1.石油：烷烴、環(huán)烷烴、芳香烴的混合物

石油的分餾是物理變化，石油的裂化、裂解都是化學(xué)變化

2.煤：主要成分是碳

煤的干餾、氣化、液化都是化學(xué)變化;

3.生物質(zhì)能：通過光合作用，太陽能以化學(xué)能的形式貯藏在生物質(zhì)中的能量形式;

木材、森林廢棄物、農(nóng)業(yè)廢棄物、植物、動物糞便、沼氣等;

4.新能源：太陽能、風(fēng)能、潮汐能、氫能、核能;

環(huán)境問題與食品平安

1.臭氧層空洞：氟利昂進入平流層導(dǎo)致臭氧削減;

2.溫室效應(yīng)：大氣中CO2、CH4增多，造成全球平均氣溫上升;

3.光化學(xué)煙霧：NxOy在紫外線作用下發(fā)生一系列的光化學(xué)反應(yīng)而生成的有毒氣體;

4.赤潮：海水富養(yǎng)分化;

5.水華：淡水富養(yǎng)分化;

6.酸雨：pH5.6;

7.室內(nèi)污染：HCHO、苯、放射性氡、電磁輻射;

8.PM2.5：直徑≤2.5μm(2.5×10-6m)能在空中長時間懸浮，顆粒小，表面積大，能吸附大量有害有毒物質(zhì)(如金屬、微生物);

霧霾天氣的形成于部分顆粒在空氣中形成氣溶膠有關(guān)

9.非法食品添加劑：吊白塊、蘇丹