化學反應原理專題三知識要點

化學反應原理專題三知識要點第1頁/共23頁(單質、混合物)一、強弱電解質相關概念及判斷1、電解質：在水溶液或熔融狀態(tài)下能導電的化合物非電解質:在水溶液和熔融狀態(tài)下都不導電的化合物例：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導電離子必須是自身電離。③電解質固態(tài)時不導電。2、強電解質：在水溶液中完全電離的電解質弱電解質：在水溶液中部分電離的電解質強酸、強堿、大部分鹽、活潑金屬氧化物弱酸、弱堿、水：【注】①導電能力決定于離子的溶度及離子所帶電荷數(shù)②強弱電解質的區(qū)分：第一單元弱電解質的電離平衡第2頁/共23頁二、電離方程式的書寫1、強等號，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，當弱電解質在水溶液中電離達到最大程度時，電離過成并沒有停止。此時弱電解質分子電離成離子的速率和離子結合成弱電解質分子的速率相等，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%已電離的弱電解質的濃度弱電解質的初始濃度★第3頁/共23頁4.影響電離平衡的因素：(1)內因：電解質本身的性質(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a.加入含弱電解質離子的電解質b.加入消耗弱電解質離子的電解質逆向移動正向移動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。①K只與溫度有關,與濃度無關。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?！锏?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，促進水電離，②加酸、堿③鹽不水解可水解促進水電離，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：稀釋10n時強酸：PH’=PH＋n強堿：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強酸+強酸差100倍忽略②強堿+強堿PH=－lgc(H+)C(H+)=Kw/c(OH-)③強酸+強堿混合后顯中性：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、強氧化性溶液；堿式滴定管用于盛裝堿性溶液。（2）標有：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：標準液、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）滴定前的準備滴定管：檢漏水洗潤洗裝液排氣調液面讀數(shù)V始目的：滴定管內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：注視錐形瓶內溶液顏色的變化滴定終點的確定：當最后一滴標準液恰好使指示劑的顏色由紅色變?yōu)闊o色，且在半分鐘內不恢復原色，即為滴定終點讀數(shù)：V終（3）重復2~3次（4）數(shù)據處理最終消耗酸的體積V=V終－V始V酸=－3V1+V2+V3（誤差大的結果舍去）第10頁/共23頁6、酸堿中和滴定誤差分析(以標準鹽酸滴定待測NaOH為例)CHCl、VNaOH均為定值CNaOH=VNaOHCHClVHClVHCl為實驗測定值（1）洗滌不當①未用標準液潤洗滴定管。②錐形瓶用待測液潤洗。③未用待測液潤洗滴定管。④錐形瓶洗凈后瓶內殘留蒸餾水。造成CHCl偏小，CNaOH偏高消耗的VHCl偏大，潤洗后，溶質偏多，消耗的VHCl偏大CNaOH偏高管內待測液被稀釋CNaOH偏低無影響瓶內NaOH的量不變，消耗的VHCl不變第11頁/共23頁（2）讀數(shù)不當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①滴定完畢后立即讀數(shù)，半分鐘后顏色恢復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藴室何吹蜗垄艿味ㄟ^程中錐形瓶內加少量蒸餾水。無影響瓶內NaOH量不變，消耗的VHCl不變⑤所配標準鹽酸的物質的量濃度偏大。CHCl偏大，CNaOH偏低消耗的VHCl偏小，這滴液未反應但卻計入已耗標準液中偏高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-結合生成弱電解質的反應,叫做鹽類的水解3、實質：破壞了水的電離平衡，促進水的電離。2、條件：a、鹽溶于水；b、鹽中有弱，生成弱電解質。4、特征：a、可逆反應，水解是中和的逆反應b、水解反應一般程度很微弱。水解吸熱5、水解的規(guī)律：誰弱誰水解，無弱不水解，誰強顯誰性，都強顯中性。有弱才水解，6、水解方程式書寫：（1）鹽類水解是可逆反應，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、內因：組成鹽的酸（或堿）越弱，鹽類本身的性質鹽溶液的酸性（或堿性）越強。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：①加酸或加堿：a、強酸弱堿鹽：b、強堿弱酸鹽：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-NH4++H2ONH3·H2O+H+加酸加堿抑制水解；促進水解加酸加堿抑制水解促進水解；←→←→第15頁/共23頁②加鹽溶液：a、加強酸酸式鹽(如NaHSO4)：b、加強堿強酸鹽溶液：相當于加酸相當于加水c、加可水解的鹽溶液：水解顯同性：顯異性：抑制促進酸性溶液能抑制強酸弱堿鹽的水解堿性溶液能抑制強堿弱酸鹽的水解三、鹽類水解的應用1．用純堿溶液清洗油污，加熱可增強去污能力。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)生水解相互促進反應放出氨氣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)生水解產生的膠體，能吸附水中懸浮的雜質，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)生水解相互促進反應，產生CO2氣體和Al(OH)3沉淀，將燃燒物質與空氣隔離開來。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)生水解相互促進反應，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v(溶解)＝v(沉淀),形成AgCl飽和溶液，達到平衡狀態(tài)第四單元、難溶電解質的沉淀溶解平衡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)內因：沉淀本身的性質(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。③影響因素：只與難溶電解質本身的性質和溫度有關.與溶液濃度無關。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