高二化学知识点总结:电离平衡

所属专题:高中化学知识点大全  来源:沪江高考资源网    要点:高二化学知识点总结  
编辑点评: 化学是一个很有趣的课程,想学好化学单纯的考认真听课是学不好的,需要多实际操作,这样更能帮助理解其中的知识,同时也需多做题勤思考。本文为大家总结了高二化学中电离平衡的知识点供大家参考。

一、强弱电解质的判断

1、电解质和非电解质均指化合物,单质和混合物既不是电解质又不是非电解质。

2、判断电解质的关键要看该化合物能否自身电离。如NH3、SO2等就不是电解质。

3、电解质的强弱要看它能否完全电离(在水溶液或熔化时),与其溶解性、导电性无关。

4、离子化合物都是强电解质如NaCl、BaSO4等,共价化合物部分是强电解质如HCl、H2SO4

等,部分是弱电解质如HF、CH3COOH、HCN、HNO2、H3PO4、H2SO3、H2CO3、HClO、NH3·H2O等,

部分是非电解质如酒精、蔗糖等。

 

二、电离平衡

1、弱电解质才有电离平衡,如水:2H2O =H3O++OH-。

2、电离平衡的特征:等(V电离=V结合≠0)动(动态平衡)定(各微粒浓度一定)变

3、影响电离平衡的外界条件:温度越高,浓度越小,越有利于电离。加入和弱电解质具有

相同离子的强电解质,能抑制弱电解质的电离。

4、电离方程式:(1)强电解质完全电离,用等号,如:HCl=H++Cl_  NaHSO4=Na++H++SO42-

(2)弱电解质部分电离,用可逆符号;多元弱酸分步电离,以第一步电离为主,电离级数越大越困难;且各步电离不能合并。如:H3PO4  H++H2PO4- H2PO4-  H++HPO42- HPO42- H++PO43-

三、水的离子积(Kw

1、由水的电离方程式可知:任何情况下,水所电离出的H+与OH-的量相等.

2、Kw=c(H+)·c(OH-),25℃时,Kw=1×10-14。Kw只与温度有关,温度越高,Kw越大。

 

四、溶液的pH

1、pH=-lg{c(H+)},溶液的酸碱性与pH的关系(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, 碱性溶液:C(H)<C(OH)  pH>7。pH越小,溶液酸性越强;pH越大,溶液碱性越强。PH减小1,相当于C(H)增大10倍。

2、用pH试纸测定溶液pH的方法:把一小块pH试纸放在玻璃片(或表面皿或点滴板)上,用蘸有待测溶液的玻璃棒点试纸的中部,试纸变色后,与标准比色卡比较来粗略确定溶液的pH。注意:pH试纸不能事先润湿(会稀释待测液,但不一定产生误差,如中性溶液),pH读数只能取整数。(要精确测定pH,应用pH计)

3、pH的有关计算:(1)不同温度下纯水或中性溶液的pH:只有25℃才是7,其余温度用

条件计算  (2)强酸、强碱溶液的pH  (3)已知水所电离出的C(H)或C(OH),求

溶液的pH:需要分溶液显酸性或碱性进行讨论  (4)强酸与强酸混合,先算混合后的c(H+),

再算pH;强碱与强碱混合,先算混合后的c(OH_),再求c(H+),pH。[注意:绝对不能先直接求c(H+),再按之来算pH]  经验公式:已知pH的两强酸等体积混合,混合液的pH=pH+0.3;

已知pH的两强碱等体积混合,混合液的pH=pH-0.3。(5)强酸与强碱混合,要先判断谁过量,溶液显什么性质,再去计算    (6)溶液的稀释问题

4、一元强酸和一元弱酸的有关问题:对于c相同的一元强酸和一元弱酸,弱酸的pH较大;对于pH相同的一元强酸和一元弱酸,弱酸的c远大于强酸。对于弱酸和强酸,稀释相同倍数,强酸的c或pH变化较大

五、盐类的水解

1、水解的实质:盐所电离出的离子与水所电离出的H+或OH结合成弱电解质的过程,水解

可看作中和反应的逆反应。温度越高,浓度越小,越有利于水解。

2、水解规律:“有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解,都弱双水解,谁强显谁性,同强显中性”   注意:a、因水解而溶液呈酸性的盐:NH4Cl FeCl3 MgCl2 CuCl2 (NH4)2SO3等,因水解而溶液呈碱性的盐:CH3COONa Na2CO3 (NH4)2CO3 Na2S NH4CN、NH4HCO3等,因水解而溶液呈中性的盐:CH3COONH4。  b、弱酸的酸式酸根既电离又水解,若电离大于水解,则溶液显酸性如HSO3-、H2PO4-等;若水解大于电离,则溶液显碱性如HCO3-、HPO42-、HS-等。

3、水解方程式:一般用可逆符号,且无气体或沉淀生成。多元弱酸根分步水解,以第一步水解为主,各步水解不能合并。注意水解方程式和电离方程式的区别。

4、剧烈的双水解:可水解完全,一般用等号,且要写“↑”或“↓”,记住常见的例子:Al3+与AlO2- CO32- HCO3- ClO- S2- HS- 等,Fe3+与AlO2- CO32- HCO3- ClO-等,NH4+与AlO2- SiO32-等,Mg2+ Cu2+与AlO2-等。常用离子方程式: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、水解的应用:判断溶液的酸碱性、某些物质如FeCl3的溶液的配制、离子共存问题、离子浓度大小的比较、某些盐溶液的加热蒸干及灼烧问题、一些生活问题如明矾净水、泡沫灭火器的工作原理、热的纯碱去污能力更强、草木灰不能与铵态氮肥混施等。离子浓度大小的比较要会书写电荷守恒式和物料守恒式。

六、酸碱中和滴定(重点实验)

1、原理:H++OH-=H2O    完全中和时酸和碱的物质的量之比等于它们的化学计量数之比。

2、主要仪器:酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶、烧杯等

3、滴定管的构造: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(或阀)处。滴定管的全部容积大于它的最大刻度值。普通滴定管的规格有25mL和50mL,刻度的最小分度为0.1mL,可以估读到0.01mL。滴定管上标有使用温度(一般为20℃)和规格。酸式滴定管可装酸性、中性或氧化性溶液,但不能装碱性溶液;碱式滴定管可装碱性、中性溶液,但不能装酸性、氧化性溶液(会腐蚀橡胶)。

4、中和滴定的步骤:准备→滴定→读数→重复操作2~3次,取平均值进行计算

(1)准备阶段:包括:查漏、洗涤、润洗、注液、赶气泡、调整液面、加液(待测液和指示剂),注意:每一步操作的具体描述(略)、润洗的目的、锥形瓶不能润洗。

(2)滴定:左手控制活塞(或阀),右手摇动锥形瓶,眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。

注意:a、锥形瓶下垫一张白纸的作用:便于观察溶液颜色的变化,减少滴定误差。

b、指示剂的选用:记住指示剂的变色范围(略)。强酸、强碱互滴可选择酚酞或甲

基橙作指示剂,不能用石蕊。强酸滴弱碱用甲基橙,强碱滴弱酸用酚酞。注意常考的

终点颜色变化:强酸滴强碱(用酚酞作指示剂)—溶液由粉红色变成无色,强碱滴强

酸(用酚酞作指示剂)—溶液由无色变成粉红色,且在半分钟内不褪色。

5、误差分析及计算:误差分析从公式考虑V的变化,计算注意格式规范及有效数字。

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