1、蘇教版化學反應原理知識點歸納第三章第一單元 弱電解質的電離平衡電解質：在水溶液中或熔融狀態時能夠導電的化合物。非電解質：在水溶液中和熔融狀態時都不能導電的化合物。HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI 記住：強 酸：強、弱電解質的判斷：化合物非電解質電解質強電解質弱電解質大部分的鹽類強 堿強 酸活潑金屬的氧化物弱 酸弱 堿水離子化合物共價化合物大多數有機物，非金屬氧化物，NH3CH3COOH、H2CO3、H2SO3、H3PO4、HClO、HF、所有的有機羧酸弱 酸：強 堿：NaOH、KOH、Ca(OH)2 、Ba(OH)2弱 堿：NH3·H2O強弱電解質的區分依據不是

2、看該物質溶解度的大小,也不是看其水溶液導電能力的強弱,而是看溶于水的部分是否完全電離.二、弱電解質的電離平衡 CH3COOH CH3COO - + H+電離結合1.定義：在一定條件（如溫度、濃度）下，當電解質分子電離成離子的速率和離子重新結合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態電離平衡2.特點：動 電離平衡是一種動態平衡 定 條件不變，溶液中各分子、離子的 濃度不變，溶液里既有離子又有分子 等 V電離=V分子化0逆 弱電解質的電離影響電離平衡常數大小的因素：A.電離平衡常數大小是由物質的本性決定的，在同一溫度下，不同弱電解質的電離常數不同。B.弱電解質的電離平衡常數受溫度變化的影響，但

3、室溫下一般變化不大。C.弱電解質的電離平衡常數大小不受其濃度變化的影響3.量度弱電解質電離程度的化學量：（1）電離平衡常數：Ka=c ( H+) .c( A-) c(HA)對于一元弱酸：HA H+A-，平衡時對于一元弱堿：MOH M+OH-，平衡時Kb=c ( M+).c( OH- ) c(MOH)意義：K值越大，電離程度越大，相應酸 (或堿) 的酸(或堿)性越強。（2）弱電解質的電離度 ： =已電離的弱電解質濃度弱電解質的初始濃度已電離的分子數 弱電解質分子總數=弱電解質濃度越大，電離程度越小。4.影響電離平衡的因素（1）溫度 電離過程是吸熱過程，溫度升高，平衡向電離方向移動。（2）濃度 弱

4、電解質濃度越大，電離程度越小。（3）同離子效應 同離子效應(即在弱電解質溶液中加入同弱電解質具有相同離子的強電解質，使電離平衡向逆方向移動)（4）化學反應 在弱電解質溶液中加入能與弱電解質電離產生的某種離子反應的物質時，可以使電離平衡向電離方向移動。三、電離方程式的書寫強電解質在溶液中完全電離，用“”弱電解質在溶液中部分電離，用“ ”多元弱酸的電離 應分步完成電離方程式，多元弱堿則一步完成電離方程式。四、水的電離1、水是一種極弱的電解質，能微弱的電離:+ H2O+H2O H3O+OH ( H2O H+OH)電離常數：K 電離C(H+)×C(OH-） C(H2O）【小結】（1）Kw取決

5、于溫度,不僅適用于純水,還適用于其他稀溶液。25時， Kw =1×10-14，（2）在水溶液中,Kw中的C(OH-) 、 C（H+）指溶液中總的離子濃度.（3）常溫下,任何稀的水溶液中 Kw= C(H+)×C(OH)=1×1014（4）不論是在中性溶液還是在酸堿性溶液，水電離出的C(H+)C(OH)（5）根據Kw=C(H)×C(OH) 在特定溫度下為定值,C(H) 和C(OH) 可以互求.3、影響水的電離平衡移動的因素常見物質酸性： H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO多元弱酸，分

6、步電離，第一步電離大于第二步電離第二單元 溶液的酸堿性中性：c(H+)=c(OH-) 堿性： c(H+)<c(OH-)酸性：c(H+)>c(OH-)溶液的酸堿性與C(H+),C(OH-) 的關系一、酸性溶液：C(H+) C(OH-)，C(H+) 1×10 -7mol/L中性溶液：C(H+) C(OH-)，C(H+) 1×10-7mol/L 堿性溶液：C(H+) C(OH-)，C(H+) 1×10- 7mol/L常溫下（25）注意：任何溫度下，溶液的酸堿性取決于c(H+)和c(OH-)的相對大小，而不能只用c(H+)的多少來判斷溶液的酸、堿性，即：1.意

7、義：表示溶液酸堿性的強弱。2.表示：用C（H+ ）的負對數來表示。3.計算式：二：PH與溶液的酸堿性PH= -lg c(H+)Ø 注意：適用于稀溶液，當溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol時，直接用濃度表示溶液的酸堿性。4.適用范圍：注意1、PH值越小，酸性越強，PH越大，堿性越強。2、PH范圍0-14之間。3、PH值等于0的溶液不是酸性最強的溶液， PH值等于14的溶液不是堿性最強的溶液、PH值增加一個單位C（H+） 減小倍溶液的pH值與酸堿性的關系0 100 1001 1012 1023 1034 1045 1056 1067 1078 1089 10910 101011

8、101112 101213 101314 1014酸性增強堿性增強中性小結：PH值的計算方法是根據水的離子積常數和已知條件，求得c(H+)，然后求出PH值。三、測定溶液酸堿性的常用方法1、酸堿指示劑 （石蕊、酚酞、甲基橙）2、PH試紙：廣泛PH試紙：114，只能讀得整數 精密PH試紙PH試紙的使用方法：剪下一小塊PH試紙，放在玻璃片（或表面皿）上，用玻璃棒沾取一滴溶液滴在PH試紙上，半分鐘內與比色卡比較，讀出PH值。注意：玻璃棒和試紙都不得用水潤濕！3、PH計。它可以精確測量溶液的PH值。四、PH值計算的常見類型1、溶液的稀釋強酸：計算稀釋后的溶液中的c(H+)，直接換算成PH堿：計算稀釋后的

9、溶液中的c(OH-)，換算成c(H+)再求出PH值。強酸強堿溶液稀釋規律小結：一般情況下，強酸溶液每稀釋10倍，pH值就增加1個單位，但稀釋后pH值一定小于7；強堿溶液每稀釋10倍，pH值就減小 個單位，但稀釋后pH值一定大于7。2、強酸與強酸、強堿與強堿混合通常兩種稀溶液混合，可認為混合后體積為二者體積之和強酸與強酸混合，先算混合后的H+，再算pHH+混=c1(H+)V1+c2(H+)V2V1+V2強堿與強堿混合，先算混合后的OH-，再由Kw求H+及pH，或先算混合后的OH-及pOH，再求pH（注意：絕對不能先直接求H+再按之來算pH）經驗公式：已知pH的兩強酸等體積混合，混合液的pH=pH

10、小+0.3已知pH的兩強堿等體積混合，混合液的pH=pH大-0.3（其中0.3是lg2的近似值）3、酸堿混合：先判斷過量，求出剩余的酸或堿的濃度，再求c(H+) 注意：（1）強酸的稀釋根據c(H+)計算，強堿的的稀釋首先應c(OH-)濃計算出稀c(OH-)，讓后據Kw計算出c（H+），再計算出PH，不能直接根據c(H+)計算。(2)在稀釋時，當他們的濃度大于10-5moL·L-1時，不考慮水的電離；當他們的濃度小于10-5moL·L-1時，應考慮水的電離。（3）與強酸強堿的稀釋相比，弱酸、弱堿的稀釋過程中既有濃度的變化，又有電離平衡的移動，我們一般不能求得具體的數值，只能確

11、定其范圍。如：PH=10的NH3·H2O溶液稀釋100倍，稀釋后的8PH10總結溶液的稀釋規律：強酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n；弱酸pH=a，加水稀釋10n倍，則a<pH<a+n；強堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pH=b-n；弱堿pH=b，加水稀釋10n倍，則b>pH>b-n；酸、堿溶液無限稀釋時，pH只能接近7，但酸不能大于7，堿不能小于7（室溫時）對于濃度（或pH）相同的強酸和弱酸，稀釋 相同倍數，強酸的pH變化幅度大。（強堿、 弱堿相似）6、強酸與強堿溶液混合其反應的實質是H+OH-=H2O，所以在計算時用離子方程式做比較簡單要從以下三

12、種可能去考慮：(室溫時）（1）若n（H+）=n（OH-），恰好中和，pH=7（2）若n（H+）>n（OH-），酸過量，計算剩下 的H+，再算pH（3）若n（H+）<n（OH-），堿過量，計算剩下的OH-，再算pH酸過量的計算公式： 先求H+余=H+ ×VH+-OH- ×V(OH-)V(H+)+V(OH-)堿過量的計算公式： 先求OH-余=OH- ×V(OH-)- H+ ×VH+V(H+)+V(OH-)再求H+=Kw/OH-余，最后求PH五、弱酸強堿或強酸弱堿混合（3）酸和堿的PH之和為14，等體積混合A、若為強酸與強堿 ，則PH=7B、若為強

13、酸與弱堿。則PH7C、若為弱酸與強堿，則PH7溶液酸堿性判定規律（1）PH相同的酸（或堿），酸（或堿）越弱，其物質的量濃度越大。（2）PH相同的強酸和弱酸溶液，加水稀釋相同的倍數，則強酸溶液PH變化大；堿也如此。（4）等體積的強酸和強堿混合A、若二者PH之和為14，則溶液呈中性，PH=7B、若二者PH之和大于14，則溶液呈堿性。C、若二者PH之和小于14，則溶液呈酸性。知識回顧1.酸堿中和反應的實質是什么？ 2.已知某溶液呈酸性，要想測定其 氫離子濃度，根據中和反應，需要測定 哪些數據？一、酸堿中和滴定原理1.定義：用已知濃度的酸（或堿）來測定未知濃度的堿（或酸）的方法叫做酸堿中和滴定。2.實

14、質：H+OH- =H2O3.原理(P69)：c酸=c堿V堿V酸c堿=c酸V酸V堿未知(待求) 已知已知未知(待求) 注：以上式子僅適用于一元酸和一元堿思考：運用這種方法的關鍵問題是什么？ 關鍵準確測出參加反應的兩種溶液的體積。準確判斷中和反應是否恰好進行完全。解決這兩個關鍵問題的辦法： 1、用滴定管量取溶液的體積。 2、選用恰當的酸堿指示劑。（1）酸式滴定用的是玻璃活塞，堿式滴定管用的是橡皮管。（思考為什么？）（2）滴定管的刻度從上往下標，下面一部分沒有讀數因此使用時不能放到刻度以下。（3）酸式滴定管不能用來盛放堿溶液，堿式滴定管不盛放酸溶液或強氧化性的溶液。 （4）滴定管的精確度為0.01m

15、L，比量筒精確；所以讀數時要讀到小數點后兩位。 實際滴出的溶液體積=滴定后的讀數-滴定前的讀數滴定操作：把滴定管固定在滴定管夾上，錐形瓶放在下面接液體，滴定過程中用左手控制活塞，用右手搖動錐形瓶，眼睛應注視錐形瓶中溶液顏色的變化滴定終點判斷：當滴入最后一滴溶液時顏色發生變化且半分鐘內顏色不再發生變化即已達終點。二、酸堿中和滴定的操作步驟2.滴定階段：3.數據處理階段：NaOH + HCl = NaCl + H2O C標.V標= C待.V待1.準備階段：檢查是否漏水水洗 23遍潤洗23遍裝液并調節液面高度記錄初讀數取待測液加指示劑滴加標準液直至顏色發生明顯變化記錄末讀數計算待測液濃度甲基橙由紅

16、橙酚酞由無色 粉紅常見指示劑甲基紅酚酞甲基橙橙粉紅橙色紅 4.4 6.2黃 無色8.2 10.0紅 紅3.1 4.4黃強酸滴定強堿 甲基橙由黃 橙酚酞由紅 無色強堿滴定強酸5.指示劑的選擇選擇原則：終點時指示劑的顏色變化明顯靈 敏、易觀察。強酸滴定弱堿甲基橙 強堿滴定弱酸酚酞強酸滴定強堿酚酞或甲基橙完全中和時溶液略顯酸性完全中和時溶液略顯堿性因為石蕊試劑變化不靈敏，所以一般不用石蕊作中和滴定的指示劑。中和滴定順口溜： 酸式堿式莫混用，讀數視線要水平； 充滿尖嘴不留氣，液面不要高于零； 適量滴加指示劑，初始讀數要記清； 左手慢慢旋活塞，右手旋搖錐形瓶； 倆眼緊盯待測液，顏色突變立停止； 記下刻度

17、來計算，中和滴定操作完。三、酸堿中和滴定中的誤差分析 產生誤差的原因：操作不當，滴定終點判斷不準等。根據原理：C標·V標V待c待=(1)、酸式滴定管的因素1、未用標準鹽酸標準液潤洗酸式滴定管 2、滴定管內壁不干凈，滴定后，酸式滴定管內壁掛水珠 3、滴定管尖嘴處有氣泡，滴定后氣泡消失4、滴定操作時，有少量鹽酸滴于錐形瓶外5、滴定前仰視刻度，滴定后俯視刻度(2)、錐形瓶因素6、錐形瓶內用蒸餾水洗滌后，再用待測氫氧化鈉潤洗 2-3次，將潤洗液倒掉，再裝NaOH溶液7、錐形瓶用蒸餾水洗后未倒盡即裝NaOH溶液8、滴定過程中搖動錐形瓶，不慎將瓶內的溶液濺出一部分。(3)、堿式滴定管的因素9、堿

18、式滴定管用水洗后，未用待測液潤洗 10、取待測液時，為將盛待測液的堿式滴定管尖嘴的氣泡排除。取液后滴定管尖嘴充滿溶液(4)、配制時因素(含雜質)11、在配制待測氫氧化鈉溶液過程中，稱取一定質量的氫氧化鈉時，內含少量的KOH，用標準鹽酸溶液進行滴定。 12、 配制標準NaOH溶液時，稱量的NaOH 固體中含有Na2O雜質， 然后用此溶液去滴定未知的鹽酸溶液第三單元 鹽類的水解一 鹽類水解1 定義：在溶液中鹽電離出來的離子與水所電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應，叫鹽類的水解。2水解的實質：破壞水的電離平衡，使水的電離平衡正向移動。酸堿鹽水（中和反應）酸有強酸弱酸弱堿強堿有堿生成的鹽1、

19、強酸強堿鹽2、強酸弱堿鹽3、弱酸強堿鹽4、弱酸弱堿鹽NaClFeCl3、NH4ClNH4Ac、(NH4)2CO3NaAc、K2CO3規律：有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解，都弱都水解，誰強顯誰性。1、有弱才水解：必須含有弱酸或弱堿的離子才能發生水解；2、無弱不水解：強酸強堿鹽不水解；3、都弱都水解：弱酸弱堿鹽因陰、陽離子都能發生水解，可相互促進；4、誰強顯誰性：鹽水解后的酸堿性取決于形成鹽的酸和堿的強弱。強酸弱堿鹽水解顯酸性，弱酸強堿鹽水解顯堿性，弱酸弱堿鹽水解后溶液酸堿性取決于水解生成的弱酸和弱堿的相對強弱。多元弱酸的水解多步完成多元弱堿的水解一步完成以下為常見完全雙水解Al3+與AlO2

20、-、HCO3-、CO32-、S2-、HS-、Fe3+與AlO2-、HCO3-、CO32-NH4+與SiO32-多元弱酸的酸式氫根離子，水解和電離程度的比較H2PO4-、HSO3-電離強于水解，顯酸性；HCO3-、 HPO42-、HS-水解強于電離，顯堿性；鹽類水解方程式的書寫規律1、鹽類水解（單水解、一般雙水解）一般是比較微弱的，通常用“ ”表示，同時無沉淀和氣體產生。 2、多元弱酸的酸根離子水解是分步進行的，第一步水解程度比第二步水解程度大得多（與電離類似），（相同物質的量濃度的正鹽比對應酸式鹽的水解程度大得多，故Na2CO3溶液堿性比NaHCO3強。） 3、多元弱堿的陽離子水解過程較為復雜

21、，通常寫成一步完成。（與多元弱堿的電離類似） 4、對于發生“完全雙水解”的鹽類，因水解徹底，故用“=”，同時有沉淀 和氣體 產生。 5、多元弱酸的酸式氫根離子，水解和電離同步進行。二、影響鹽類水解的因素：§ 1、主要因素是鹽本身的性質：§ 組成鹽的酸根對應的酸越弱（或陽離子對應的堿越弱），則弱酸陰離子（或弱堿陽離子）越易跟水電離出來的H（或OH）結合成弱電解質，即水解程度越大。NaA + H2ONaOH + HANaB + H2O NaOH + HB若酸性HA>HB則NaB中B-水解的程度較A-水解程度大則NaA和NaB的溶液堿性：NaA<NaB2、外界影響因素

22、：（1）溫度越高越水解（2）濃度越稀越水解 a、增大鹽溶液的物質的量濃度，平衡向水解方向移動，鹽的水解程度減小 b、稀釋鹽溶液，平衡向水解方向移動，鹽的水解程度增大。c、外加酸或堿：可抑制或促進鹽的水解。三、鹽類水解的應用：1、鹽溶液酸堿性的判斷：2、溶液中離子濃度大小的比較：3、生活中的應用：、實驗室里配制FeCl3溶液時，常加入一定量的鹽酸。、升高溫度促進鹽類的水解，常應用這一原理，采用加熱的方法來促進溶液中某些鹽的水解，使生成氫氧化物沉淀，以除去溶液中某些金屬離子。、熱的純堿水溶液去污能力較強。4、泡沫滅火器：Al3+ + 3HCO3- Al(OH)3+ 3CO25、電荷守恒規律： 電解質溶液中，不論存在多少種離子，整個溶液問題呈電中性；即陰離子所帶負電荷總數一定等于陽離子所帶正電荷總數，也就是所謂的電荷守恒規律。物料守恒：就是某一種離子的原始濃度等于它在溶液中的各種存在形式的濃度之和。蒸干某些鹽溶液時，往往要考慮鹽的水解：在