高中化學(xué)選修4第三章知識點分類總結(jié)

1、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) 。物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)： 非金屬氧化物，大部分有機物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2強電解質(zhì)： 強酸，強堿，大多數(shù)鹽 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)： 弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水 。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純凈物2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本

2、質(zhì)區(qū)別：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 注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì) 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、弱電解質(zhì)的電離平衡：在一定的條件下，當弱電解質(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，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫弱電解質(zhì)的電離平衡。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

3、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)：在一定條件下，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-/ABK越大，弱電解質(zhì)較易電離，其對應(yīng)弱酸、弱堿較強。H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO7、影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。

4、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1、水電離平衡：: 水的離子積：KW = cH+cOH- 25時, H+=OH- =10-7 mol/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：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿 ：抑制水的電離 KW1*10-14溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）KW增大易水解的鹽：促進水的電

5、離 KW 1*10-144、溶液的酸堿性和pH： （1）pH=-lgcH+（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 3.14.4（橙色） 石蕊5.08.0（紫色） 酚酞8.210.0（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 。 注意：事先不能用水濕潤PH試紙；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

6、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） (注意 :不能直接計算H+混，此時水的電離大于酸的電離)3、強酸與強堿的混合：（先據(jù)H+ + OH- =H2O計算余下的H+或OH-，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）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

7、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76、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1、若等體積混合pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7pH1+pH215 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3pH1+pH213 則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1pH1+pH214 V酸：V堿=1：1014-（pH1+pH2）六、酸堿中和滴定：（一

8、）、中和滴定的原理1. 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）的實驗方法。2. 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。 c堿=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。（由滴定曲線可知） 酸強堿相互滴定，可選用甲基橙或酚酞。若反應(yīng)生成強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)生成強堿弱酸鹽，溶液呈堿性，則選用堿性變色范圍的指示劑（酚酞） 蕊試液因顏色變化不明顯，且變色范圍過寬，一般不作滴定指示劑。3. 實驗重點 準確測定兩種溶液的體積 判斷中和反應(yīng)恰好完全進行：選用合適的指

9、示劑。 （二）、中和滴定的操作過程：（1）儀滴定管的刻度，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，因為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。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）準備過程：檢漏（4）試驗過程洗 ：將實驗所需的滴定管、錐形瓶等儀器洗滌干凈，滴定管需要用對應(yīng)的酸堿液進行潤洗；?。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，23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，滴定終點的判斷：加最后一

10、滴標準溶液，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：計算待測液的濃度。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=步驟操作V標C待洗滌滴定前，在用蒸餾水洗滌滴定管后，未用標準液潤洗偏高偏高滴定前，在用蒸餾水洗滌滴定管后，未用待測液潤洗偏低偏低錐形瓶用待測液潤洗偏高偏高錐形瓶用蒸餾水潤洗不變不變?nèi)∫悍懦龃郎y也的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失。偏低偏低滴定滴定前，標準液滴定管尖端有氣泡，滴定后氣泡消失。

11、偏高偏高震蕩錐形瓶時部分液體濺出。偏低偏低部分標準液滴出錐形瓶。偏高偏高溶液顏色較淺時滴入標準液過快，停止滴定后反加一滴待測液無變化。偏高偏高滴定滴定前讀書正確，滴定后俯視讀數(shù)。偏低偏低滴定前讀書正確，滴定后仰視讀數(shù)。偏高偏高七、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，使平衡向右移動，促進水的電離。3、鹽類水解規(guī)律：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。多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式

12、酸根水解程度大，堿性更強 (如:Na2CO3 NaHCO3)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：溫度：溫度越 高 水解程度越大 （水解吸熱，越熱越水解）濃度：濃度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）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：只電離不水解：如HSO4- 顯 酸 性 電離程度水解程度，顯 酸 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度電離程度，顯 堿 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）7、雙水解反應(yīng)： （

13、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-)；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 （3）不完全雙水解：NH4+與S2- 、CO32-(HCO3-)、CH3COO- 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

14、水冼油污物品CO32-+H2O HCO3-+OH- 3、藥品的保存配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+ 配制Na2CO3溶液時常加入少量NaOHCO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制備無水鹽由MgCl26H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱若不然，則：MgCl26H2O 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 NH3H2O+H+ c(Cl

15、-)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 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 強（弱）酸與強（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：誰強顯

16、誰性，都強顯中性。 pH之和為14的酸與堿等體積混合：誰弱顯誰性，都強顯中性。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足的三種守恒關(guān)系：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所有微粒的量(或濃度)之和質(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知識 （1）溶解度 小于 0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。溶解性易溶可溶微溶難溶溶解度大于10g1g-10g001g-1g

17、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）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、定、變。（3）沉淀溶解平衡的影響因

18、素外因：濃度：加水，平衡向溶解方向移動。 溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動?！救芙馄胶獬槲鼰幔獵a(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。】 同離子效應(yīng)法3. 容度積的計算AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)溶度積（KSP） KSP= c(An+)m c(Bm-)n注：同類型的沉淀，KSP越小，溶解度越小。4. 溶度積與溶解度區(qū)別和轉(zhuǎn)化：區(qū)別： 溶度積是一個標準平衡常數(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：在溶度積的計算中，離子濃度是物質(zhì)的量的濃度，其單位為molL-1；而溶解度的單位有g(shù)/100g水，gL-1， molL-1。計算時一般要先將難溶電解質(zhì)的溶解度S的單位換算為molL-1。對于難溶物質(zhì)飽和溶液濃度極稀，可作近似處理：(xg/100gH2O)10/M mol 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；沉淀劑過量能使沉淀更完全。 b調(diào)pH值除某些易水