化学反应原理-专题三知识要点

1、专题 3 溶液中的离子反应,(单质、混合物),一、强弱电解质相关概念及判断,1、电解质：在水溶液或熔融状态下能导电的化合物,非电解质:在水溶液和熔融状态下都不导电的化合物,例：酸、碱、盐、金属氧化物,例：蔗糖、酒精、SO2、CO2、NH3等,【注意】,都必须是化合物。,导电离子必须是自身电离。,电解质固态时不导电。,2、强电解质：在水溶液中完全电离的电解质,弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质,强酸、强碱、大部分盐、活泼金属氧化物,弱酸、弱碱、水：,【注】,导电能力决定于离子的溶度及离子所带电荷数,强弱电解质的区分：,第一单元弱电解质的电离平衡,二、电离方程式的书写,1、强等号，弱可逆。,2、多元弱酸分步电离。,3、酸式盐电离。,4、多元弱碱一步电离。,NaHSO4,NaHCO3,1.定义：在一定温度下，当弱电解质在水溶液中电离达到最大程度时，电离过成并没有停止。此时弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化。,三、弱电解质的电离平衡,2.特点：,逆,等,定,动,变,3.电离度（）：,4. 影响电离平衡的因素：,(1)内因：,

2、电解质本身的性质,(2)外因：,温度：,电离吸热,T，正向移动，电离度。,浓度：,a.加水稀释：正向移动，电离度增大,b.增大浓度：正向移动，电离度减小,越稀越电离.,浓度越小电离程度越大.,浓度越大电离度越小.,外加电解质,a.加入含弱电解质离子的电解质,b.加入消耗弱电解质离子的电解质,逆向移动,正向移动,5.电离平衡常数：,弱酸电离常数用Ka表示，,弱碱电离常数用Kb表示。,K用来表示弱酸的相对强弱（P67表）,多元弱酸分步电离，主要取决于第一步。(P68),K1K2K3,K越大，电离程度越大，酸性越强。,K只与温度有关, 与浓度无关。,T,K,四、水的电离:,一定温度：C(H+)C(OH-)=Kw， Kw叫水的离子积常数,简称水的离子积.,2、水的离子积:,25时，Kw=110-14,1、水的电离:,注：,1、温度越高，Kw越大。,2、水的电离是吸热过程。,3、Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他溶液。,4、影响水的电离平衡的因素：,升高温度,抑制水电离，,促进水电离，,加酸、碱,盐,不水解,可水解,促进水电离，,无影响，,Kw增大,Kw不变,Kw不变,Kw不变,第二单

3、元、溶液的酸碱性,Kw =C(H+)C(OH-),一、溶液的酸碱性,1、溶液酸碱性的判断,C(H+)C(OH-),C(H+)=C(OH-),C(H+)C(OH-),酸性,中性,碱性,2、PH值计算：,PH=lg c(H+),C(H+)=Kw/c(OH-),25时，Kw=c(H+)c(OH-)=10-14,计算方法：,c(H+)PH=-lgc(H+),c(OH-)c(H+)PH=-lgc(H+),酸性溶液：,碱性溶液：,中性溶液：25时，PH=7,基本原理：,（1）单一溶液PH值计算：,（2）酸碱加水稀释后溶液的PH值计算：,总结：稀释10n时,强酸：PH=PHn,强碱：PH=PHn,不能7,不能7,弱酸：PHPHPH+n,弱碱：PH-nPHPH,（3）混合溶液的PH值计算：,强酸+强酸,差100倍忽略,强碱+强碱,PH=lg c(H+),C(H+)=Kw/c(OH-),强酸+强碱,混合后显中性：25时PH=7,混合后显酸性：,PH=lg c(H+),混合后显碱性：,PH=lg c(H+),C(H+)=Kw/c(OH-),二、酸碱中和滴定,1、定义：,用已知浓度的酸（或碱）来测定一定体积

4、未知浓度的碱（或酸）的浓度的方法,2、原理：,（一元酸、碱）,H+OH-=H2O,C酸V酸=C碱V碱,n(H+)=n(OH-),3、仪器： 酸式滴定管，碱式滴定管，锥形瓶,（1）酸式滴定管用于盛装酸性、 中性、强氧化性溶液；,碱式滴定管用于盛装碱性溶液。,（2）标有：温度、容积、刻度,（3）读数：精确到0.01ml,注：量筒无“0”刻度,精确到0.1ml,4、药品：,标准液、待测液、指示剂,（已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH）,5、滴定：,（1）滴定前的准备,滴定管：,检漏,水洗,润洗,装液,排气调液面,读数V始,目的：滴定管内壁的蒸馏水有稀释作用，待装液润洗23次可减少误差。,0刻度以上23ml。,0或0刻度以下。,取液或滴定使用,锥形瓶：,水洗,装液,滴指示剂,只水洗，不润洗,（酚酞）,取20ml待测碱液,C酸,V碱是定值;只需测定消耗的V酸,（2）滴定,左手：控制活塞,右手：摇动锥形瓶,眼睛：注视锥形瓶内溶液颜色的变化,滴定终点的确定：,当最后一滴标准液恰好使指示剂的颜色由红色变为无色，且在半分钟内不恢复原色，即为滴定终点,读数：V终,（3）重复23次,（4）数据处理,最终消

5、耗酸的体积V=V终V始,（误差大的结果舍去）,6、酸碱中和滴定误差分析,(以标准盐酸滴定待测NaOH为例),CHCl、VNaOH均为定值,VHCl为实验测定值,（1）洗涤不当,未用标准液润洗滴定管。,锥形瓶用待测液润洗。,未用待测液润洗滴定管。,锥形瓶洗净后瓶内残留蒸馏水。,造成CHCl偏小，,CNaOH偏高,消耗的VHCl偏大，,润洗后，溶质偏多，,消耗的VHCl偏大,CNaOH偏高,管内待测液被稀释,CNaOH偏低,无影响,瓶内NaOH的量不变，,消耗的VHCl不变,（2）读数不当,滴定前仰视或滴定后俯视。,滴定前俯视或滴定后仰视。,CNaOH偏高,CNaOH偏低,（3）操作不当,滴定完毕后立即读数，半分钟后颜色恢复,CNaOH偏低,消耗的VHCl偏小，,滴定前酸式滴定管尖嘴部分有气泡,(前有后无),气泡部分需一定体积HCl填充，,偏高,消耗的VHCl偏大,滴定过程中振荡时有液滴溅出。,瓶内NaOH减少，,CNaOH偏低,消耗的VHCl偏小，,气泡前无后有，VHCl偏小，C偏小,如滴定管的尖嘴部分有半滴或一滴标准液未滴下,滴定过程中锥形瓶内加少量蒸馏水。,无影响,瓶内NaOH量不变

6、，,消耗的VHCl不变,所配标准盐酸的物质的量浓度偏大。,CHCl偏大，,CNaOH偏低,消耗的VHCl偏小，,这滴液未反应但却计入已耗标准液中,偏高,VHCl偏大，,滴定中，滴定管漏液,CNaOH偏高,消耗的VHCl偏大，,第三单元 盐类的水解,一、盐类的水解,1定义:在盐溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+ 或OH-结合生成弱电解质的反应,叫做盐类的水解,3、实质：,破坏了水的电离平衡，促进水的电离。,2、条件：,a、盐溶于水；,b、盐中有弱，生成弱电解质。,4、特征：,a、可逆反应，水解是中和的逆反应,b、水解反应一般程度很微弱。,水解吸热,5、水解的规律：,谁弱谁水解，,无弱不水解，,谁强显谁性，,都强显中性。,有弱才水解，,6、水解方程式书写：,水解程度不大，不用和。,（2）多元弱酸根的水解是分步进行的。,（3）多元弱碱水解：一步。,二、影响盐类水解的因素,1、内因：,组成盐的酸（或碱）越弱，,盐类本身的性质,盐溶液的酸性（或碱性）越强。,越弱越水解,2、外因：,（1）温度：,盐的水解吸热，,温度升高，水解程度增大。,越热越水解,（2）浓度：,a、加水稀释：,b、增大浓

7、度：,水解平衡正向移动，水解程度增大,水解平衡正向移动，水解程度减小,越稀越水解,（3）外加电解质：,加酸或加碱：,a、强酸弱碱盐：,b、强碱弱酸盐：,加酸,加碱,抑制水解；,促进水解,加酸,加碱,抑制水解,促进水解；,加盐溶液：,a、加强酸酸式盐(如NaHSO4)：,b、加强碱强酸盐溶液：,相当于加酸,相当于加水,c、加可水解的盐溶液：,水解显同性：,显异性：,抑制,促进,酸性溶液能抑制强酸弱碱盐的水解,碱性溶液能抑制强碱弱酸盐的水解,三、盐类水解的应用,1用纯碱溶液清洗油污，加热可增强去污能力。,2草木灰与铵态氮肥不能混合施用，否则会使肥效损耗，两种盐发生水解相互促进反应放出氨气,3配制FeCl3溶液时常将FeCl3先溶于盐酸，再加水稀释，目的是抑制Fe3的水解；配制Na2S溶液时需滴入几滴NaOH 溶液。,4利用FeCl3、明矾在水溶液中发生水解产生的胶体，能吸附水中悬浮的杂质，起到净水的作用。,5向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，并加热至沸腾以促进铁离子的水解，从而制备Fe(OH)3胶体。,6泡沫灭火器原理 Al2(SO4)3溶液与小苏打溶液发生水解相互促进反应，产生CO2气体和

8、Al(OH)3沉淀，将燃烧物质与空气隔离开来。离子方程式为 _ 。,7加热蒸发盐溶液析出固体,8判断溶液中离子能否共存 Al3、Fe3与CO32-、HCO3-因为能发生水解相互促进反应，在溶液中不能大量共存。,9.离子浓度大小的比较规律,（1）分步电离,（2）分步水解,（3）HCO32-水解电离； HSO32-电离水解,（4）不同溶液同一离子浓度比较：看其他离子影响,（5）混合溶液：,分子电离离子水解：CH3COOH和CH3COONa； NH3H2O和NH4Cl,离子水解分子电离：HCN和NaCN,（6）利用守恒规律,1.沉淀溶解平衡：一定温度下，当v(溶解)v(沉淀),形成 AgCl饱和溶液，达到平衡状态,第四单元、难溶电解质的沉淀溶解平衡,2. 表示方法,3.影响沉淀溶解平衡的因素,一、沉淀溶解平衡原理,(1)内因：沉淀本身的性质,(2)外因：遵循平衡移动原理,浓度：加水，向溶解方向移动,温度：升温，多数向溶解方向移动,4.溶度积常数Ksp,加入相同的离子，向生成沉淀的方向移动,表示方法：Ksp(FeOH) 3=c(Fe3+)c3(OH-),意义:同类型, Ksp数值越大，溶解能力越强。,影响因素：只与难溶电解质本身的性质和温度有关.与溶液浓度无关。,溶度积规则利用Ksp判断深沉的溶解与生成,离子积:任一时刻Qc = cn (Am+) cm (Bn-),QKsp，溶液过饱和，有沉淀析出。,Q=Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态,QKsp，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入难溶电解质，沉淀会溶解直至达到平衡。,二、沉淀溶解平衡原理的应用,1.沉淀的生成：,加入一种离子生成沉淀：,Ba2+SO42-=BaSO4,加入相同离子，平衡向沉淀方向移动：,调节PH值法：除CuSO4溶液中的Fe3+,pH5，Cu2+才转化为Cu(OH)2,CuSO4(aq) (含Fe3+),Cu(OH)2、CuO、Cu(OH)2CO3,调节溶液pH 34,Cu2+,Fe(OH)3 (除去Fe3+),2.沉淀的转化：,沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡移动。一般溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。,3.沉淀的溶解：,

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