化學(xué)反應(yīng)原理專題三知識要點

化學(xué)反應(yīng)原理專題三知識要點第1頁/共23頁(單質(zhì)、混合物)一、強(qiáng)弱電解質(zhì)相關(guān)概念及判斷1、電解質(zhì)：在水溶液或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物非電解質(zhì):在水溶液和熔融狀態(tài)下都不導(dǎo)電的化合物例：酸、堿、鹽、金屬氧化物例：蔗糖、酒精、SO2、CO2、NH3等【注意】①都必須是化合物。××②導(dǎo)電離子必須是自身電離。③電解質(zhì)固態(tài)時不導(dǎo)電。2、強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液中完全電離的電解質(zhì)弱電解質(zhì)：在水溶液中部分電離的電解質(zhì)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大部分鹽、活潑金屬氧化物弱酸、弱堿、水：【注】①導(dǎo)電能力決定于離子的溶度及離子所帶電荷數(shù)②強(qiáng)弱電解質(zhì)的區(qū)分：第一單元弱電解質(zhì)的電離平衡第2頁/共23頁二、電離方程式的書寫1、強(qiáng)等號，弱可逆。2、多元弱酸分步電離。3、酸式鹽電離。4、多元弱堿一步電離。NaHSO4NaHCO3

1.定義：在一定溫度下，當(dāng)弱電解質(zhì)在水溶液中電離達(dá)到最大程度時，電離過成并沒有停止。此時弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都不再發(fā)生變化。三、弱電解質(zhì)的電離平衡2.特點：逆,等,定,動,變3.電離度（α）：α=×100%已電離的弱電解質(zhì)的濃度弱電解質(zhì)的初始濃度★第3頁/共23頁4.影響電離平衡的因素：(1)內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)(2)外因：①溫度：電離吸熱T↑，正向移動，電離度↑。②濃度：a.加水稀釋：正向移動，電離度增大b.增大濃度：正向移動，電離度減小越稀越電離.濃度越小電離程度越大.濃度越大電離度越小.③外加電解質(zhì)a.加入含弱電解質(zhì)離子的電解質(zhì)b.加入消耗弱電解質(zhì)離子的電解質(zhì)逆向移動正向移動5.電離平衡常數(shù)：CH3COOHCH3COO-+H+Ka=C(CH3COO-)·C(H+)C(CH3COOH)⑴弱酸電離常數(shù)用Ka表示，⑵弱堿電離常數(shù)用Kb表示。★第4頁/共23頁②K用來表示弱酸的相對強(qiáng)弱（P67表）③多元弱酸分步電離，主要取決于第一步。(P68)K1>>K2>>K3K越大，電離程度越大，酸性越強(qiáng)。①K只與溫度有關(guān),與濃度無關(guān)。T↑,K↑四、水的電離:

H2O+H2OH3O++OH－

電離平衡常數(shù)：K＝C(H+)×C(OH-）C(H2O）H2OH＋+OH－一定溫度：C(H+)·C(OH-)=Kw，Kw叫水的離子積常數(shù),簡稱水的離子積.2、水的離子積:25℃時，Kw=1×10-141、水的電離:注：1、溫度越高，Kw越大。2、水的電離是吸熱過程。3、Kw取決于溫度,不僅適用于純水,還適用于其他溶液。★第5頁/共23頁4、影響水的電離平衡的因素：①升高溫度抑制水電離，促進(jìn)水電離，②加酸、堿③鹽不水解可水解促進(jìn)水電離，無影響，Kw增大Kw不變Kw不變Kw不變第二單元、溶液的酸堿性Kw=C(H+)·C(OH-)一、溶液的酸堿性1、溶液酸堿性的判斷C(H+)>C(OH-)C(H+)=C(OH-)C(H+)<C(OH-)酸性中性堿性2、PH值計算：PH=－lgc(H+)C(H+)=Kw/c(OH-)25℃時，Kw=c(H+)·c(OH-)=10-14計算方法：c(H+)→PH=-lgc(H+)c(OH-)→c(H+)→PH=-lgc(H+)①酸性溶液：②堿性溶液：③中性溶液：25℃時，PH=7基本原理：★第6頁/共23頁（1）單一溶液PH值計算：（2）酸堿加水稀釋后溶液的PH值計算：總結(jié)：稀釋10n時強(qiáng)酸：PH’=PH＋n強(qiáng)堿：PH’=PH－n不能＞7不能＜7弱酸：PH<PH’<PH+n弱堿：PH-n<PH’<PH（3）混合溶液的PH值計算：①強(qiáng)酸+強(qiáng)酸差100倍忽略②強(qiáng)堿+強(qiáng)堿PH=－lgc(H+)C(H+)=Kw/c(OH-)③強(qiáng)酸+強(qiáng)堿混合后顯中性：25℃時PH=7混合后顯酸性：PH=－lgc(H+)混合后顯堿性：PH=－lgc(H+)C(H+)=Kw/c(OH-)第7頁/共23頁二、酸堿中和滴定1、定義：用已知濃度的酸（或堿）來測定一定體積未知濃度的堿（或酸）的濃度的方法2、原理：（一元酸、堿）H++OH-=H2OC酸V酸=C堿V堿n(H+)=n(OH-)3、儀器：酸式滴定管，堿式滴定管，錐形瓶（1）酸式滴定管用于盛裝酸性、中性、強(qiáng)氧化性溶液；堿式滴定管用于盛裝堿性溶液。（2）標(biāo)有：溫度、容積、刻度（3）讀數(shù)：精確到0.01ml注：量筒無“0”刻度精確到0.1ml4、藥品：標(biāo)準(zhǔn)液、待測液、指示劑

第8頁/共23頁（已知濃度的鹽酸滴定未知濃度的NaOH）5、滴定：（1）滴定前的準(zhǔn)備滴定管：檢漏水洗潤洗裝液排氣調(diào)液面讀數(shù)V始目的：滴定管內(nèi)壁的蒸餾水有稀釋作用，待裝液潤洗2~3次可減少誤差。0刻度以上2~3ml。0或0刻度以下。取液或滴定使用錐形瓶：水洗→裝液→滴指示劑只水洗，不潤洗（酚酞）取20ml待測堿液C酸,V堿是定值;只需測定消耗的V酸第9頁/共23頁（2）滴定左手：控制活塞右手：搖動錐形瓶眼睛：注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化滴定終點的確定：當(dāng)最后一滴標(biāo)準(zhǔn)液恰好使指示劑的顏色由紅色變?yōu)闊o色，且在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原色，即為滴定終點讀數(shù)：V終（3）重復(fù)2~3次（4）數(shù)據(jù)處理最終消耗酸的體積V=V終－V始V酸=－3V1+V2+V3（誤差大的結(jié)果舍去）第10頁/共23頁6、酸堿中和滴定誤差分析(以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測NaOH為例)CHCl、VNaOH均為定值CNaOH=VNaOHCHClVHClVHCl為實驗測定值（1）洗滌不當(dāng)①未用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗滴定管。②錐形瓶用待測液潤洗。③未用待測液潤洗滴定管。④錐形瓶洗凈后瓶內(nèi)殘留蒸餾水。造成CHCl偏小，CNaOH偏高消耗的VHCl偏大，潤洗后，溶質(zhì)偏多，消耗的VHCl偏大CNaOH偏高管內(nèi)待測液被稀釋CNaOH偏低無影響瓶內(nèi)NaOH的量不變，消耗的VHCl不變第11頁/共23頁（2）讀數(shù)不當(dāng)①滴定前仰視或滴定后俯視。②滴定前俯視或滴定后仰視。CNaOH偏高CNaOH偏低實際體積VHCl偏小仰視俯視實際體積VHCl偏大仰視俯視第12頁/共23頁（3）操作不當(dāng)①滴定完畢后立即讀數(shù)，半分鐘后顏色恢復(fù)CNaOH偏低消耗的VHCl偏小，②滴定前酸式滴定管尖嘴部分有氣泡,(前有后無)氣泡部分需一定體積HCl填充，偏高消耗的VHCl偏大③滴定過程中振蕩時有液滴濺出。瓶內(nèi)NaOH減少，CNaOH偏低消耗的VHCl偏小，氣泡前無后有，VHCl偏小，C偏?、奕绲味ü艿募庾觳糠钟邪氲位蛞坏螛?biāo)準(zhǔn)液未滴下④滴定過程中錐形瓶內(nèi)加少量蒸餾水。無影響瓶內(nèi)NaOH量不變，消耗的VHCl不變⑤所配標(biāo)準(zhǔn)鹽酸的物質(zhì)的量濃度偏大。CHCl偏大，CNaOH偏低消耗的VHCl偏小，這滴液未反應(yīng)但卻計入已耗標(biāo)準(zhǔn)液中偏高VHCl偏大，⑦滴定中，滴定管漏液CNaOH偏高消耗的VHCl偏大，第13頁/共23頁第三單元鹽類的水解一、鹽類的水解

1定義:在鹽溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+

或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng),叫做鹽類的水解3、實質(zhì)：破壞了水的電離平衡，促進(jìn)水的電離。2、條件：a、鹽溶于水；b、鹽中有弱，生成弱電解質(zhì)。4、特征：a、可逆反應(yīng)，水解是中和的逆反應(yīng)b、水解反應(yīng)一般程度很微弱。水解吸熱5、水解的規(guī)律：誰弱誰水解，無弱不水解，誰強(qiáng)顯誰性，都強(qiáng)顯中性。有弱才水解，6、水解方程式書寫：（1）鹽類水解是可逆反應(yīng)，用表示；水解程度不大，不用↓和↑。（2）多元弱酸根的水解是分步進(jìn)行的。（3）多元弱堿水解：一步。第14頁/共23頁二、影響鹽類水解的因素1、內(nèi)因：組成鹽的酸（或堿）越弱，鹽類本身的性質(zhì)鹽溶液的酸性（或堿性）越強(qiáng)。越弱越水解2、外因：（1）溫度：鹽的水解吸熱，溫度升高，水解程度增大。越熱越水解（2）濃度：a、加水稀釋：b、增大濃度：水解平衡正向移動，水解程度增大水解平衡正向移動，水解程度減小越稀越水解（3）外加電解質(zhì)：①加酸或加堿：a、強(qiáng)酸弱堿鹽：b、強(qiáng)堿弱酸鹽：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-NH4++H2ONH3·H2O+H+加酸加堿抑制水解；促進(jìn)水解加酸加堿抑制水解促進(jìn)水解；←→←→第15頁/共23頁②加鹽溶液：a、加強(qiáng)酸酸式鹽(如NaHSO4)：b、加強(qiáng)堿強(qiáng)酸鹽溶液：相當(dāng)于加酸相當(dāng)于加水c、加可水解的鹽溶液：水解顯同性：顯異性：抑制促進(jìn)酸性溶液能抑制強(qiáng)酸弱堿鹽的水解堿性溶液能抑制強(qiáng)堿弱酸鹽的水解三、鹽類水解的應(yīng)用1．用純堿溶液清洗油污，加熱可增強(qiáng)去污能力。2．草木灰與銨態(tài)氮肥不能混合施用，否則會使肥效損耗，兩種鹽發(fā)生水解相互促進(jìn)反應(yīng)放出氨氣3．配制FeCl3溶液時常將FeCl3先溶于鹽酸，再加水稀釋，目的是抑制Fe3＋的水解；配制Na2S溶液時需滴入幾滴NaOH溶液。4．利用FeCl3、明礬在水溶液中發(fā)生水解產(chǎn)生的膠體，能吸附水中懸浮的雜質(zhì)，起到凈水的作用。第16頁/共23頁5．向沸水中滴加FeCl3飽和溶液，并加熱至沸騰以促進(jìn)鐵離子的水解，從而制備Fe(OH)3膠體。6．泡沫滅火器原理Al2(SO4)3溶液與小蘇打溶液發(fā)生水解相互促進(jìn)反應(yīng)，產(chǎn)生CO2氣體和Al(OH)3沉淀，將燃燒物質(zhì)與空氣隔離開來。離子方程式為____________________________________。7．加熱蒸發(fā)鹽溶液析出固體8．判斷溶液中離子能否共存Al3＋、Fe3＋與CO32-、HCO3-因為能發(fā)生水解相互促進(jìn)反應(yīng)，在溶液中不能大量共存。第17頁/共23頁9.離子濃度大小的比較規(guī)律（1）分步電離（2）分步水解（3）HCO32-水解>電離；HSO32-電離>水解（4）不同溶液同一離子濃度比較：看其他離子影響（5）混合溶液：①分子電離>離子水解：CH3COOH和CH3COONa；

NH3·H2O和NH4Cl②離子水解>分子電離：HCN和NaCN（6）利用守恒規(guī)律第18頁/共23頁第19頁/共23頁1.沉淀溶解平衡：一定溫度下，當(dāng)v(溶解)＝v(沉淀),形成AgCl飽和溶液，達(dá)到平衡狀態(tài)第四單元、難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡2.表示方法AgCl(s)Ag＋(aq)+Cl－(aq)沉淀

溶解

3.影響沉淀溶解平衡的因素一、沉淀溶解平衡原理(1)內(nèi)因：沉淀本身的性質(zhì)(2)外因：遵循平衡移動原理①濃度：加水，向溶解方向移動②溫度：升溫，多數(shù)向溶解方向移動4.溶度積常數(shù)Ksp加入相同的離子，向生成沉淀的方向移動①表示方法：Ksp(FeOH)3=c(Fe3+)·c3(OH-)②意義:同類型,Ksp數(shù)值越大，溶解能力越強(qiáng)。③影響因素：只與難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)和溫度有關(guān).與溶液濃度無關(guān)。第20頁/共23頁溶度積規(guī)則利用Ksp判斷深沉的溶解與生成