2017年高二年級化學(xué)知識點(diǎn)電離平衡總結(jié)

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　　一、強(qiáng)弱電解質(zhì)的判斷

　　1、電解質(zhì)和非電解質(zhì)均指化合物，單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)又不是非電解質(zhì)。

　　2、判斷電解質(zhì)的關(guān)鍵要看該化合物能否自身電離。如NH3、SO2等就不是電解質(zhì)。

　　3、電解質(zhì)的強(qiáng)弱要看它能否完全電離(在水溶液或熔化時(shí))，與其溶解性、導(dǎo)電性無關(guān)。

　　4、離子化合物都是強(qiáng)電解質(zhì)如NaCl、BaSO4等，共價(jià)化合物部分是強(qiáng)電解質(zhì)如HCl、H2SO4

　　等，部分是弱電解質(zhì)如HF、CH3COOH、HCN、HNO2、H3PO4、H2SO3、H2CO3、HClO、NH3·H2O等，

　　部分是非電解質(zhì)如酒精、蔗糖等。

　　二、電離平衡

　　1、弱電解質(zhì)才有電離平衡，如水：2H2O =H3O++OH-。

　　2、電離平衡的特征：等(V電離=V結(jié)合≠0)動(dòng)(動(dòng)態(tài)平衡)定(各微粒濃度一定)變

　　3、影響電離平衡的外界條件：溫度越高，濃度越小，越有利于電離。加入和弱電解質(zhì)具有

　　相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，能抑制弱電解質(zhì)的電離。

　　4、電離方程式：(1)強(qiáng)電解質(zhì)完全電離，用等號，如：HCl=H++Cl_ NaHSO4=Na++H++SO42-

　　(2)弱電解質(zhì)部分電離,用可逆符號;多元弱酸分步電離，以第一步電離為主，電離級數(shù)越大越困難;且各步電離不能合并。如:H3PO4 H++H2PO4- H2PO4- H++HPO42- HPO42- H++PO43-

　　三、水的離子積(Kw)

　　1、由水的電離方程式可知：任何情況下，水所電離出的H+與OH-的量相等.

　　2、Kw=c(H+)·c(OH-),25℃時(shí)，Kw=1×10-14。Kw只與溫度有關(guān)，溫度越高，Kw越大。

　　四、溶液的pH

　　1、pH=-lg{c(H+)},溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(25℃)：中性溶液：C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L pH=7 ，酸性溶液：C(H+)>C(OH-) pH<7， 堿性溶液：C(H+)7。pH越小，溶液酸性越強(qiáng);pH越大，溶液堿性越強(qiáng)。PH減小1，相當(dāng)于C(H+)增大10倍。

　　2、用pH試紙測定溶液pH的方法：把一小塊pH試紙放在玻璃片(或表面皿或點(diǎn)滴板)上，用蘸有待測溶液的玻璃棒點(diǎn)試紙的中部，試紙變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較來粗略確定溶液的pH。注意：pH試紙不能事先潤濕(會(huì)稀釋待測液，但不一定產(chǎn)生誤差，如中性溶液)，pH讀數(shù)只能取整數(shù)。(要精確測定pH，應(yīng)用pH計(jì))

　　3、pH的有關(guān)計(jì)算：(1)不同溫度下純水或中性溶液的pH：只有25℃才是7，其余溫度用

　　條件計(jì)算 (2)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液的pH (3)已知水所電離出的C(H+)或C(OH-)，求

　　溶液的pH：需要分溶液顯酸性或堿性進(jìn)行討論 (4)強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合，先算混合后的c(H+),

　　再算pH;強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合，先算混合后的c(OH_)，再求c(H+),pH。[注意：絕對不能先直接求c(H+),再按之來算pH] 經(jīng)驗(yàn)公式：已知pH的兩強(qiáng)酸等體積混合，混合液的pH=pH小+0.3;

　　已知pH的兩強(qiáng)堿等體積混合，混合液的pH=pH大-0.3。(5)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合，要先判斷誰過量，溶液顯什么性質(zhì)，再去計(jì)算 (6)溶液的稀釋問題

　　4、一元強(qiáng)酸和一元弱酸的有關(guān)問題：對于c相同的一元強(qiáng)酸和一元弱酸，弱酸的pH較大;對于pH相同的一元強(qiáng)酸和一元弱酸，弱酸的c遠(yuǎn)大于強(qiáng)酸。對于弱酸和強(qiáng)酸，稀釋相同倍數(shù)，強(qiáng)酸的c或pH變化較大

　　五、鹽類的水解

　　1、水解的實(shí)質(zhì)：鹽所電離出的離子與水所電離出的H+或OH—結(jié)合成弱電解質(zhì)的過程，水解

　　可看作中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。溫度越高，濃度越小，越有利于水解。

　　2、水解規(guī)律：“有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱雙水解，誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性” 注意：a、因水解而溶液呈酸性的鹽：NH4Cl FeCl3 MgCl2 CuCl2 (NH4)2SO3等，因水解而溶液呈堿性的鹽：CH3COONa Na2CO3 (NH4)2CO3 Na2S NH4CN、NH4HCO3等，因水解而溶液呈中性的鹽：CH3COONH4。 b、弱酸的酸式酸根既電離又水解，若電離大于水解，則溶液顯酸性如HSO3-、H2PO4-等;若水解大于電離，則溶液顯堿性如HCO3-、HPO42-、HS-等。

　　3、水解方程式：一般用可逆符號，且無氣體或沉淀生成。多元弱酸根分步水解，以第一步水解為主，各步水解不能合并。注意水解方程式和電離方程式的區(qū)別。

　　4、劇烈的雙水解：可水解完全，一般用等號，且要寫“↑”或“↓”，記住常見的例子：Al3+與AlO2- CO32- HCO3- ClO- S2- HS- 等，F(xiàn)e3+與AlO2- CO32- HCO3- ClO-等，NH4+與AlO2- SiO32-等，Mg2+ Cu2+與AlO2-等。常用離子方程式：Al3++3AlO2-+6H2O=4Al(OH)3↓ Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑ 2Al3++3CO32-+3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑

　　5、水解的應(yīng)用：判斷溶液的酸堿性、某些物質(zhì)如FeCl3的溶液的配制、離子共存問題、離子濃度大小的比較、某些鹽溶液的加熱蒸干及灼燒問題、一些生活問題如明礬凈水、泡沫滅火器的工作原理、熱的純堿去污能力更強(qiáng)、草木灰不能與銨態(tài)氮肥混施等。離子濃度大小的比較要會(huì)書寫電荷守恒式和物料守恒式。

　　六、酸堿中和滴定(重點(diǎn)實(shí)驗(yàn))

　　1、原理：H++OH-=H2O 完全中和時(shí)酸和堿的物質(zhì)的量之比等于它們的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比。

　　2、主要儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶、燒杯等

　　3、滴定管的構(gòu)造：滴定管上的刻度分布是：自上而下由小到大，“0”刻度在上部但未到最上端，最大刻度在下但未到活塞(或閥)處。滴定管的全部容積大于它的最大刻度值。普通滴定管的規(guī)格有25mL和50mL，刻度的最小分度為0.1mL，可以估讀到0.01mL。滴定管上標(biāo)有使用溫度(一般為20℃)和規(guī)格。酸式滴定管可裝酸性、中性或氧化性溶液，但不能裝堿性溶液;堿式滴定管可裝堿性、中性溶液，但不能裝酸性、氧化性溶液(會(huì)腐蝕橡膠)。

　　4、中和滴定的步驟：準(zhǔn)備→滴定→讀數(shù)→重復(fù)操作2～3次，取平均值進(jìn)行計(jì)算

　　(1)準(zhǔn)備階段：包括：查漏、洗滌、潤洗、注液、趕氣泡、調(diào)整液面、加液(待測液和指示劑)，注意：每一步操作的具體描述(略)、潤洗的目的、錐形瓶不能潤洗。

　　(2)滴定：左手控制活塞(或閥)，右手搖動(dòng)錐形瓶，眼睛注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化。

　　注意：a、錐形瓶下墊一張白紙的作用：便于觀察溶液顏色的變化，減少滴定誤差。

　　b、指示劑的選用：記住指示劑的變色范圍(略)。強(qiáng)酸、強(qiáng)堿互滴可選擇酚酞或甲

　　基橙作指示劑，不能用石蕊。強(qiáng)酸滴弱堿用甲基橙，強(qiáng)堿滴弱酸用酚酞。注意常考的

　　終點(diǎn)顏色變化：強(qiáng)酸滴強(qiáng)堿(用酚酞作指示劑)—溶液由粉紅色變成無色，強(qiáng)堿滴強(qiáng)

　　酸(用酚酞作指示劑)—溶液由無色變成粉紅色，且在半分鐘內(nèi)不褪色。

　　5、誤差分析及計(jì)算：誤差分析從公式考慮V標(biāo)的變化，計(jì)算注意格式規(guī)范及有效數(shù)字。

　　以上就是高二化學(xué)知識點(diǎn)電離平衡總結(jié)，希望能幫助到大家。

　　(責(zé)任編輯：陳海巖)

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