化學(xué)選修4 第三章 復(fù)習(xí)知識點總結(jié)練習(xí)(修訂)

第1頁共4頁第三章知識點復(fù)習(xí)一、弱電解質(zhì)的電離1、定義：電解質(zhì)：非電解質(zhì)強電解質(zhì)弱電解質(zhì)物質(zhì)物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)：大多數(shù)。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……強電解質(zhì)：。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)：。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：在一定條件下（）能否（以能否來證明）電解質(zhì)——化合物或化合物非電解質(zhì)——化合物離子化合物與共價化合物鑒別方法：3、強電解質(zhì)與弱電質(zhì)的本質(zhì)區(qū)別：在水溶液中（或是否存在平衡）注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是②SO2、NH3、CO2等屬于③強電解質(zhì)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)）4、強弱電解質(zhì)通過實驗進行判定的方法(以HAc為例)：（1）溶液導(dǎo)電性對比實驗；（2）測0.01mol/LHAc溶液的pH2；（3）測得NaAc溶液的pH7；（4）測pH=a的HAc稀釋100倍后所得溶液pHa+2（5）將物質(zhì)的量濃度相同的HAc溶液和NaOH溶液等體積混合后溶液呈性（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的體積10mL;（7）將pH=1的HAc溶液與pH=13的NaOH溶液等體積混合后溶液呈性（8）比較物質(zhì)的量濃度相同的HAc溶液與鹽酸分別與同樣的鋅粒反應(yīng)產(chǎn)生氣體的速率最佳的方法是和；最難以實現(xiàn)的是，說明理由。（提示：實驗室能否配制0.1mol/L的HAc？能否配制pH=1的HAc？為什么？）5、強酸（HA）與弱酸（HB）的區(qū)別：(1)溶液的物質(zhì)的量濃度相同時，pH（）＜pH（）(2)pH值相同時，溶液的濃度C（）＜C（）(3)pH相同時，加水稀釋同等倍數(shù)后，pH（）＞pH（）二、水的電離和溶液的酸堿性1、水離平衡：H2OH++OH-水的離子積：KW=25℃時,[H+]=[OH-]=mol/L;KW=注意：KW只與有關(guān)，一定，則KW值一定KW不僅適用于，而且適用于（酸、堿、鹽）2、水電離特點：（1）（2）（3）3、影響水電離平衡的外界因素： ①酸、堿：水的電離（pH之和為14的酸和堿的水溶液中水的電離被的抑制）②溫度：水的電離（水的電離是的）③易水解的鹽：水的電離（pH之和為14兩種水解鹽溶液中水的電離被的促進）4、溶液的酸堿性和pH：（1）pH=注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是溶液）；②pH＜7溶液不一定是酸性溶液（只有溫度為才對）；③堿性溶液不一定是堿溶液（可能是溶液）。（2）pH的測定方法：酸堿指示劑——pH試紙——最簡單的方法。操作：將一小塊pH試紙放在上，用沾取未知液點試紙中部，然后即可。注意：①事先用水濕潤PH試紙；②只能讀取整數(shù)值或范圍用濕潤的pH試紙測某稀溶液的pH，所測結(jié)果（填“偏大”、“偏小”、“不變”或“不能確定”），理由是。（3）常用酸堿指示劑及其變色范圍：指示劑變色范圍的PH石蕊＜55～8＞8甲基橙＜3.13.1～4.4＞4.4酚酞＜88～10＞10中和滴定不用石蕊作指示劑的原因是。三、PH的計算兩個公式：三種情況：1、呈酸性2、呈堿性3、呈中性四、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均為。6、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得，強酸、強堿變化得。五、“酸、堿恰好完全反應(yīng)”與“自由H+與OH-恰好中和”酸堿性判斷方法1、酸、堿恰好反應(yīng)恰好生成鹽和水，看判斷溶液酸堿性。（，呈中性）2、自由H+與OH-恰好中和，即“14規(guī)則：pH之和為14的兩溶液等體積混合，誰弱顯誰性，無弱顯中性?！保荷甥}和水，弱者大量剩余，弱者電離顯性。（無弱者，呈中性）六、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類水解規(guī)律：①有弱才水解，。②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸水解程度，堿性更。(如:Na2CO3NaHCO3)③弱酸酸性強弱比較：A、同主族元素最高價含氧酸的酸性，無氧酸的酸性（利用特殊值進行記憶。如酸性：HF<HCl；HNO3>H3PO4）B、一些常見的酸的酸性：HClO、HCN為極弱酸；醋酸>碳酸；磷酸和H2SO3為中強酸；HClO4為最強含氧酸等。2、鹽類水解的特點：（1）（2）（3）3、影響鹽類水解的外界因素：①溫度：溫度越高水解程度（水解吸熱）②濃度：濃度越小，水解程度（越稀越水解）③酸堿：促進或抑制鹽的水解（促進陰離子水解而抑制陽離子水解；促進陽離子水解而抑制陰離子水解）4、酸式鹽溶液的酸堿性：①只電離不水解：如②電離程度＞水解程度，顯酸性（如:）③水解程度＞電離程度，顯堿性（如：）5、雙水解反應(yīng)：（1）反應(yīng)為雙水解反應(yīng)（即弱酸弱堿鹽）。雙水解反應(yīng)相互，水解程度，有的甚至。其促進過程以NH4AcNH4Ac==NH4++Ac-NH4++H2ONH3·H2O+H+Ac—+H2OHAc+OH-兩個水解反應(yīng)生成的H+和OH—反應(yīng)生成水而使兩個水解反應(yīng)的生成物濃度均，平衡均。（2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特點是相互水解成或。雙水解完全的方程式寫并，其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↑七、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：書寫例：H2S的電離H2SH++HS-；HS-H++S2-例：Na2S的水解：H2O+S2-HS-+OH-H2O+HS-H2S+OH-

注意：不管是水解還是電離，都決定于，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：書寫例：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+八、溶液中微粒濃度的大小比較1、基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：①電荷守恒（電荷數(shù)相等）:任何溶液均顯，各陽離子濃度與的乘積之和＝各陰離子濃度與的乘積之和②物料守恒(原子個數(shù)相等):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(得失H+個數(shù)相等):：∑得質(zhì)子后形成的微粒濃度·得質(zhì)子數(shù)==∑失質(zhì)子后形成的微粒濃度·失質(zhì)子數(shù)2、同濃度的弱酸和其弱酸鹽、同濃度的弱堿和其弱堿鹽的電離和水解強弱規(guī)律：①中?；瘜W(xué)常見的有三對等濃度的HAc與NaAc的混合溶液：弱酸的電離其對應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈性等濃度的NH3·H2O與NH4Cl的混合液：弱堿的電離其對應(yīng)弱堿鹽的水解，溶液呈性等濃度的HCN與NaCN的混合溶液：弱酸的電離其對應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈性②掌握其處理方法（即抓主要矛盾）例：0.1mol/LCH3COOH和0.1mol/LCH3COONa溶液等體積混合后溶液呈酸性，則∵溶液呈酸性，∴CH3COOH的電離＞CH3COONa的水解，∴[HAc]<0.1mol/L，[Ac-]>0.1mol/L.（因為NaAc的水解呈堿性被HAc的電離呈酸性所掩蓋，故可當作“只HAc電離，而NaAc不水解”考慮，即只考慮酸的電離。）九、酸堿中和滴定：滴定到終點的特點：溶液呈中性十、溶解平衡1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識（1）溶解度小于的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。生成難溶電解質(zhì)的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“=”。（2）反應(yīng)后離子濃度降至以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“=”。如酸堿中和時[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/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。（4）掌握三種微溶物質(zhì)：（5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。（6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書寫注意在沉淀后用(s)標明狀態(tài)，并用“”。如：Ag2S(s)2Ag++S2-3、沉淀生成的兩種主要方式（1）加沉淀劑法：越?。闯恋碓剑?，沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更