高中化學(xué)選修4-第三章知識點歸納(很不錯)

1、第三章水溶液中的離子平衡-、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，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)。fJA僵露解質(zhì) 物腌質(zhì)獷爭弱物質(zhì)電工弱酸弱堿極少數(shù)鹽，水Q如HCIO、NHgHQ、CU(OH)2ShfeO*非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大部分有機物。如S03、C02、叫、CChsCH2=CH22電解質(zhì)一離子化合物或共價化合物非電解質(zhì)一共價化合物匿意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物SO2、NH3SCO2等屬于非電解質(zhì)窗強電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物(如不溶于水，

2、但溶于水的際。4全部電非影響電離平衡的因素：甩溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。醪濃度：濃度越大，電離程度越??；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移弱有利于電離。髯子濃度阿乘積，跟溶遛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)，(-用&表示酸，K冬麥卻咸。)dB-/ABhB-Ki=A表示方法：aba影響因素：電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。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。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：)3>HaPO4>HF>C3CH工HOOH4HCIOI水電離平衡：舅的離子積：侖cH小c

3、OH邛貪+=OH=1017mol/L;KJ - OH =1*10W= Hc時,H寸又適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）水電離特點：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱影響水電離平衡的外界因素：酸、堿：抑制水的電離KE”一一熱的）溫度：促進水的電離（水的電離易水解的鹽：促進水的電離Kw=rw4、溶液的酸堿性和pH:（1）pH=l（2）pH的測定方法：4混：將兩種酸中的H離子物質(zhì)的量相加除以總體積，強酸與強酸的混合：（先求H寸混二（日勺+再求其它）：H冼求COHJ混：將兩種酸中的。汁離子物質(zhì)的量相加除以總體積, 2+ OH2百/ （U+V2）（注意：不能直接計算H+混）（OH 1+ + OH-=H

4、+或0H-,帝余 則用余下（先據(jù)H °計算余下的hH2y）/（u+V2）強堿與強堿的混合：求其它）0H混二強酸與強堿的混合：+數(shù)除以溶液總體積求H+混；0H有余，則用余下的0H數(shù)除以溶液總體積求0H混，H常霆參解讀取整數(shù)值或范圍強酸溶液：稀釋10弱酸溶液：稀釋W(xué)強堿溶液：稀釋1。弱堿溶液：稀釋1。（但倍時，PH稀二,倍時,PH稀PH 原 + n（但始終不能大于或等于PH原+n（但始終不能大于或等于"倍時，pH稀 =pH原-nn倍時，pH稀pH 原-n小于或等于7）（但始終不能小于或等于始終不能卜論任何溶液,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近7稀

5、H1+pH2“4則溶液顯中性pH=7釋H"pH2n15則溶液顯堿性pH=pHQ30AHUpH2<13則溶液顯酸性pH=pHU0.32,、若混合后顯中性一一§§-H+pH2=14V酸：V堿=1：1幣說（14-（pHVpH）a齡+pH2tl4V酸：V堿“：10次、酸堿中和滴啟：冒中和滴定的原理堿-OH-=H*和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。騏質(zhì)：H20即酸能提供的H水中和滴定的操作過程：解D儀滴定管的刻度?？潭仍谏希驴潭葮?biāo)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

6、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(biāo)準(zhǔn)液；待測液；指示劑。（3）準(zhǔn)備過程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗-檢漏：滴定管是否漏水一用水洗一用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測液洗）一裝溶液一排氣泡調(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酸年堿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(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：nVC堿二.nV七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）+或0H結(jié)合生成弱電解質(zhì)R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的反應(yīng)

7、。一+或0H-結(jié)合，破壞水的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電離，是平衡向右移動，促進水的電離。3、鹽環(huán)解規(guī)律：一有弱才水解，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酸根水解程度大，堿性更強。（如煙血NaHCsQ4、林類水解的特點：可逆（與中和反應(yīng)互逆）程度小吸熱5、影響鹽類水解的外界因素：溫度：溫度越高水解程度遮?。ㄋ馕鼰?，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；0H促進陽離子水解而抑制陰離子一6、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解:如HSO

8、：顯酸性電離程度水解程度，顯酸性（如：HSO3P04-xHJ水解程度電離程度，顯堿性（如：HCOs、HS、HP0。一）7、雙水解反應(yīng)：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，有的甚卒水解完卑。便得平衡向右移。3.、A產(chǎn)與A|IO-SCO2（HCO）sS-（HS-）sSO2（HSO-）；常見的雙水觸反應(yīng)完全白勺為:Fe2-（HC（y）ANHS2333與NH4；COs葉成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程6H式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2AI8、鹽類水解的應(yīng)用：其特點是相A水解3*+3S2'+20=2AI(OH)3|+3H2S|原理水解的應(yīng)用實例3+3H4、凈

9、水2、去油污明磯凈水AI20AI(OH)用熱堿水冼油污物品2+Hg20HCO33(膠體)+3H+0H3、藥品的保存配制FeCb溶液時常加人心毫土卜酸3+3H”+Fe20Fe(OH)3+3H配制NM03溶液時常加卜田NaOH'+0H'仝+H'+0Hf4、制備無水鹽若不攵由制無水MgCI6H02MgCI口可防（2Mg（OH）&則：=二1HQh2HCI+4日在HCI氣流中加熱Mg（OH2）20AMgO+H5、泡沫滅火器6、比較鹽浴枚中用Ak（SO4）3與NaHCs浴欣混合r14一、九、q3+3HCONtgH)Al3|+3CO2f3離子濃度的大小度的大小c(CI4NH4

10、QNH3-HO+H-)>c(NH+)>c(H.)>c(OH)9、水解平衡常數(shù)（K）對于強堿弱酸鹽：K=Kw/Ka（Kw為該溫度下水的離子積，&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：K=Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，K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(dāng)微弱。2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離解）書寫原則：一步書寫入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

11、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)的乘積之和二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）二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0H羲度相等。一九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡O2、溶解平衡方程式的書寫注意在沉淀后用標(biāo)明狀態(tài)，并用“"。如:Ag2s（s）2Ag伽）+沁q）3、沉淀生成的三種主要方式（1）加沉淀劑法：小越?。闯恋碓诫y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MgCd溶液中-3-氧生還原沉淀法：（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。常采用的方法有：酸堿；氧化還原；沉淀轉(zhuǎn)化。5、沉淀的轉(zhuǎn)化：溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的牛成溶解度更小的。如：AgNOAgOtf自色沉淀)AgBr(淡黃色)Agl(黃色)Ag£(黑色6、溶度積、定義：在一定條件下，難溶電解