高中化學《水溶液中的離子平衡》知識點總結(jié)-新人教版選修4

1、1安徽省安慶市第九中學高二化學安徽省安慶市第九中學高二化學《原電池原電池》知識點總結(jié)知識點總結(jié)新人教版選新人教版選修4一、弱電解質(zhì)的電離一、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)。2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)——離子化合物或共價化合物非電解質(zhì)—

2、—共價化合物注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)③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)的強弱與導電性、溶解性無關(guān)。電解質(zhì)的強弱與導電性、溶解性無關(guān)。3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。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

3、離。B、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動。C、同離子效應：在弱電解質(zhì)溶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)生的某種離子反應的物質(zhì)時，有利于電離。9、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）10、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

4、電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）表示方法：ABABKi=[A][B][AB]11、影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。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。C、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：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO二、水的電離和溶液的酸堿性二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：:水的離子積：KW=[H

5、][OH]25℃時[H]=[OH]=107molLKW=[H][OH]=11014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

6、數(shù)鹽，水。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O……混和物純凈物3（3）準備過程：準備：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→用水洗→用標準液洗（或待測液洗）→裝溶液→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、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

7、或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：c堿=VnVcn???上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標準酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導致c酸偏高；V堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現(xiàn)的誤差

8、亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。七、鹽類的水解七、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。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，是平衡向右移動，促進水的電離。3、鹽類水解規(guī)律：①

9、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。②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:Na2CO3＞NaHCO3)4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應互逆）（2）程度?。?）吸熱5、影響鹽類水解的外界因素：①溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）②濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）③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

10、解而抑制陰離子水解）6、酸式鹽溶液的酸堿性：①只電離不水解：如HSO4顯酸性②電離程度＞水解程度，顯酸性（如:HSO3、H2PO4）③水解程度＞電離程度，顯堿性（如：HCO3、HS、HPO42）7、雙水解反應：（1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。（2）常見的雙水解反應完全的為：Fe3、Al3與AlO2、CO32(HCO3)、S2(HS)、SO32(HSO3)；S2