合格考化学复习合格考化学复习

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1、电解质溶液重点知识：1、理解电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的概念。2、理解弱电解质电离平衡原理。水是极弱的电解质。3、熟练书写常见电解质电离方程式。4、明确溶液导电性与电解质的强弱、离子浓度关系。5、PH的数学表达式，溶液的酸碱性和PH的关系。知识点梳理：一、电解质的概念电解质非电解质定义相同点都是与溶解性无关的化合物不同点在一定条件下能电离不能电离在水溶液中或熔化状态下能导电在水溶液中和熔化状态下都不导电与常见物质类别的关系离子化合物和部分共价化合物全是共价化合物通常为酸、碱、盐、水、典型金属氧化物、某些非金属氢化

2、物等通常为非金属氧化物、某些非金属氢化物、绝大多数有机物等强电解质弱电解质概念电离程度溶液里粒子水合离子水合分子、水合离子物质结构离子化合物、某些共价化合物某些共价化合物与常见物质类别的关系强酸：HCl、H2SO4、HNO3等强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2等绝大多数盐：NaCl、CaCO3等弱酸：CH3COOH、HF、HClO、H2S、H2CO3、H2SiO3、H4SiO4等弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2等极少数盐、水电解质在水溶液的导电性1．电解质溶于水或受热熔化时成的过程称为电离。２．电解质溶液之所以能够

3、导电，是因为溶液中存在；在一定浓度范围内，溶液导电能力的强弱与溶液中离子的浓度有关：离子浓度越，溶液的导电能力越。二、电离平衡弱电解质在中达到电离平衡时电离程度的大小主要由性质决定，同时受到外界条件的影响。电离过程是热过程，若温度升高，电离程度，离子浓度。在一定温度下，稀释溶液，弱电解质电离程度，离子数目，但由于溶液体积增大而离子浓度。当加入含有弱电解质组成的相同的离子时，弱电解质的电离平衡向移动。5对于CH3COOHH＋＋CH3COO－的电离平衡：条件变化平衡移动电离度Ki离子数目离子浓度加热稀释加冰醋酸加盐酸H＋CH3

4、COO－加醋酸钠H＋CH3COO－三、水的电离及溶液的PH1.水的电离水是极弱的电解质，水的电离方程式:H2O+H2OH3O++OH-｡常温下纯水中c(OH-)=10-7mol/L,c(H+)=10-7mol/L｡100℃时纯水c(H+)=1×10-6mol/L,KW=1×10-12,pH=6,此时溶液显中性｡影响KW的因素是温度,温度升高,KW增大,原因是水的电离吸热｡下列可使水的电离程度变大的是④⑥｡①加H2SO4②加NaOH③加NaCl④加热⑤加氨水⑥加纯碱2.水电离出的c(H+)与c(OH-)在酸性或碱性的稀溶液中

5、,由水电离出的c(H+)和c(OH-)总相等,即c(H+)水=c(OH-)水｡如0.1mol/LHCl或NaOH溶液中,c(H+)水=c(OH-)水=1×10-13mol/L｡酸中c(OH-)很小,但完全是由水电离出来的,不能忽略｡同样,碱溶液中的c(H+)也不能忽略｡3.水的电离平衡的移动 H2OH++OH-Q<0条件变化移动方向c(H+)c(OH-)KW升高温度→↑↑↑加酸←↑↓--加碱←↓↑-加强酸弱碱盐→↑↓-加强碱弱酸盐→↓↑-说明:“→(←)”表示平衡向右(左)移动,“↑(↓)”表示离子浓度增大(减小),“-”

6、表示不变｡二､溶液的酸碱性及pH1.溶液的酸碱性溶液的酸碱性是由溶液中c(H+)与c(OH-)的相对大小决定的｡(1)c(H+)>c(OH-),溶液呈酸性；(2)c(H+)=c(OH-),溶液呈中性；5(3)c(H+)

7、卡比较来确定溶液的pH｡(2)注意:pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿,否则将可能产生误差｡四、盐类水解1.盐类的水解(1)概念：水溶液中盐的离子与水电离出的结合生成的反应。是的逆反应(2)实质：水解反应破坏了水的；水的电离。(3)条件：①盐必须溶于中；②盐中必须有阴离子或阳离子（有弱才水解）。(4)特征：水解属可逆反应，逆反应是中和反应，因此水解方程式要用可逆号“”。2.盐类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。盐的类型实例是否水解离子水解产物溶液的pH强酸强碱盐NaCl、KNO3不

8、水解强酸弱碱盐NH4Cl、CuSO4水解强碱弱酸盐KClO、Na2S水解3.盐类水解影响因素内因：盐本身的性质，组成盐的弱酸根对应的酸越（或组成盐的阳离子对应的碱越），水解程度越。外因：受温度、浓度及外加酸碱的影响。①温度的影响：盐的水解方向是反应，升高温度可水解，水解平衡向移动，使水解程度。②盐的浓度