选修4化学反应原理3--4章知识点详细总结

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1、第三章水溶液中的离子平衡物质腳物纯净1丫1-质化合物一、电解质的有关定义‘强电解质：强酸、强碱、绝人多数金屈氧化物和盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4.弱电解质：弱酸、弱碱和水。如HC1O、NH3*H2O、Cu（OHh、H2O……非屯解质：人多数非金屈氧化物和有机物。如so3、co2、c6hi2o6、ecu、m=cu2……1、电解质与非电解质本质区别：在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物离了•化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导屯2、强电解质与弱电质

2、的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离T•衡）注意：①电解质、非屯解质都是化合物②S02、NH>C02等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）4、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：（1）溶液的物质的朵浓度相同时，pH（Ha）pHhb二、水的电离和溶液的酸碱性1、水的电离平衡：H2O^HT+0H水的离子积：KW=[H+]-[OH]25"C时，[H+]=

3、[OH]=10*7mol/L;Kw=[H勹.[OH]=IO'14注意：Kw只与温度柯关，温度一定，则1<%位一定；Kw不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）。2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：（1）酸、碱：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液屮水的电离被同等的抑制）（2）温度：促进水的电离（水的电离足吸热的）（3）易水解的盐：促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）4、溶液的酸碱性和pH:（1）pH=-lglH+]注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是溶液）；②pH<

4、7溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温j对）；③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是溶液）。（2）pH的测定方法：酸碱指示剂——rp葙橙、石蕊、酚酞pH试纸——最简单的方法。操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒蘸取未知液点试纸屮部，然后与标准比色卡比较读数即可。注意：①事先不能用水況润PH试纸；②只能读取整数值或范围（3）常用酸碱指示剂及K变色范围:指示剂变色范围的PH石蕊<5红色5〜8紫色〉8蓝色甲基橙<3.1红色3.1〜4.4橙色>4.4黄色酚酞<8无色8〜10浅红〉10红色三、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的浞合：（先求将两

5、种酸屮的H+物质的朵相加除以总体积，再求«它）fH]）a=（fH+]iV1+[H+]2V2）/（V,+V2）2、强碱与强碱的混合：（先求LOHb:将两种酸中的0H_离子数相加除以总体积，洱求其它）=（[OH'],V,+[OH]2V2）/（V,+V2）（注意:不能直接计算[H+h）3、强酸与强碱的混合：（先据H++OH_==H2O计算余下的H+或0H®H+冇余，则用氽下的H+数除以溶液总体积求人；（）H_科余，贝拥余下的OH_数除以溶液总体积求[OH、，再求K它）注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！4、稀释过程

6、溶液pH值的变化规律：（1）强酸溶液：稀释10n倍吋，（但始终不能大于或等干7）（2）弱酸溶液：稀释10n倍时，pHtt

7、好反;、V::恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。（无水解，呈屮性）2、白由HAOH_恰好屮和，即“14规则：pH之和为14的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显屮性。”五、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解规律：①冇弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度人，碱性更强。（如:Na2CO3>NaHCO3）2、盐类水解的特点：（1）可逆（2）程度小（3）吸热3、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热）②浓度：浓度越小，水解程度越大（

8、越稀越水解）③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH"促进阳离了•水解而抑制阴离了•水解）4、