化学 基础知识思维导图

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1、极其微弱，水中含极少量离子，几乎不导电特点水吸热：升温电离程度增大的电表达式：K+-w=[H]·[OH]离单位：mol2·L-2水的离子积（Kw）适合于任何稀水溶液只与温度有关，升温，Kw增大影响因素加酸碱盐，只影响平衡和电离程度，不改变Kw强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2强电解质盐：NaCl、BaSO4、CaCO3、AgCl、NH4HCO3活泼金属氧化物：K2O、CaO、Na2O、MgO、Al2O3电解质弱酸：CH3COOH、H2

2、CO3、H2SO3、H2S、H3PO4、HClO弱碱：NH3·H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、Cu(OH)2弱电解质水络合物：Fe(SCN)3电解质非金属氧化物：SO2、NO2、CO2与非非电解质气态氢化物：CH4、NH3电解质大多有机物：蔗糖、酒精、CCl4电解质能电离本质非电解质不能电离电解质和非电解质区别电解质是离子化合物或共价化合物非电解质是共价化合物所属化合物判断方法：熔融状态是否导电强电解质：=、一步电离方程式书写弱电解质：可逆号、多元弱酸分步，其他一步形态：水合离

3、子或水和分子决定因素：与离子浓度有关，与离子多少无关导电性：向盐酸中加少量NaOH固体导电性几乎不变向醋酸中通NH3导电性增强[H+]=[OH-]中性本质[H+]>[OH-]酸性，[H+]越大，酸性越强[H+]<[OH-]碱性，[OH-]越大，碱性越强判断：直接比较n(H+)与n(OH-)，或判断n(H+)/n(OH-)石蕊：红色-酸性，紫色-中性，蓝色-碱性酸碱指示剂表示酚酞：无色-酸性，无色-中性，红色-碱性定义：pH=-lg[H+]溶pH范围：1≤pH≤14液的关系：若pH=a，则[H+]=10

4、-a，[OH-]=10a-14酸碱性用pH试纸测定方法：把小块pH试纸放在玻璃片（或表面皿）上，用玻璃棒蘸取待测液点在pH试纸的中央，试纸变色后，与注意：①事先不能用水湿润PH试纸标准比色卡对比确定溶液的pH②广泛pH试纸只能读取整数值或范围中性溶液：25℃，pH=7；99℃，pH=6强酸溶液：[H+]→pH强酸溶液：[OH-]→[H+]→pHpH计算强酸+强酸：[H+]总→pH强碱+强碱：[OH-]→[H+]→pH总混合溶液强酸+强碱：[OH-]→[H+]→pH总lg2=0.3lg5=0.7恰好：p

5、H=7lg3=0.5强酸与强碱酸过量：[H+]余→pH碱过量：[OH-]余→[H+]→pH强酸：[H+]变为原来的1/10n，pH增大n个单位强碱：[OH-]变为原来的1/10n，pH减小n个单位每稀释10n倍弱酸：还要电离，pH增大CH3COOH>HCN意义K值越大，越易电离电离程度：CH3COO

6、H≈NH3·H2O电离常数影响因素只与温度有关，电离吸热，升温利于电离，Ka变大多元弱酸分步电离，逐级减弱，相差很大，第一步为主：Ka1>>Ka2>>Ka3表达式：α=ΔC/C0×100%电离度意义：α越大，电离程度越大，酸性或碱性越强升温，α变大，Ka变大，酸性变强。影响因素（以醋酸为例）稀释，利于电离，α变大，但[H+]变小，酸性变弱。电酸浓度越大，酸性越强，但α越小。离平通HCl，α变小。衡加CH3COONa，α变小加NaOH，α变大。[H+]前者大，pH前者小等V等C的n(酸)相等，消耗n(N

7、aOH)相等盐酸与醋酸─与足量Zn反应，υ0前者大，υ前者大，产生H2一样多强酸与弱酸对比[H+]相等，但C后者大n(酸)后者大，故后者消耗n(NaOH)多─等V等pH的与足量Zn反应，υ0相等，υ后者大，产生H2后者多盐酸与醋酸稀释相同倍数，盐酸的pH大稀释后pH仍相同，醋酸需要的水多已知Ka=1.69×10-5mol·L-1，求用到近似，电离程度很微弱，醋酸的变化量0.1mol·L-1的CH计算3COOH溶液忽略掉，[H+]=1.3×10-3mol·L-1，α=1.3%中[H+]及电离度。pH=8

8、的NaOH溶液和Na2CO3溶液水的电离平衡酸碱都抑制，盐类水解促进中[H+]水分别是10-8mol·L-1和10-6mol·L-1浓度相同的盐酸、硫酸、醋酸溶pH=8的NaOH溶液和氨水、pH=6液中[H+]由大到小的是：醋酸>的盐酸和醋酸溶液中[H+]相等，水水盐酸=硫酸都是是10-8mol·L-1阳离子结合水电离出的OH-生成弱碱促进水的电离，盐电离出的使[H+]≠[OH-]。酸根离子结合水电离出的H+生成原理弱酸特点：中和反应的逆反应微弱、吸热C