关于化学高二基础知识点总结.doc

关于化学高二基础知识点总结
第3章、物质在水溶液中的行为
一、水溶液
1、水的电离
H2OH++OH-
水的离子积常数KW=[H+][OH-],25℃时,KW=×10-14mol2·L-2。温度上升,有利于水的电离,KW增大
关于化学高二基础知识点总结
第3章、物质在水溶液中的行为
一、水溶液
1、水的电离
H2OH++OH-
水的离子积常数KW=[H+][OH-],25℃时,KW=×10-14mol2·L-2。温度上升,有利于水的电离,KW增大。
2、溶液的酸碱度
室温下,中性溶液:[H+]=[OH-]=×10-7mol·L-1,pH=7
酸性溶液:[H+][OH-],[H+]×10-7mol·L-1,pH7
碱性溶液:[H+][oh-],[oh-]×10-7mol·L-1,pH7
3、电解质在水溶液中的存在形态
(1)强电解质
强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质,强电解质在溶液中以离子形式存在,主要包括强酸、强碱和绝大多数盐,书写电离方程式时用“=”表示。
(2)弱电解质
在水溶液中局部电离的电解质,在水溶液中主要以分子形态存在,少局部以离子形态存在,存在电离平衡,主要包括弱酸、弱碱、水及极少数盐,书写电离方程式时用“”表示。
二、弱电解质的电离及盐类水解
1、弱电解质的电离平衡。
(1)电离平衡常数
在肯定条件下到达电离平衡时,弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数,叫电离平衡常数。
弱酸的电离平衡常数越大,到达电离平衡时,电离出的H+越多。多元弱酸分步电离,且每步电离都有各自的电离平衡常数,以第一步电离为主。
(2)影响电离平衡的因素,以CH3COOHCH3COO-+H+为例。
加水、加冰醋酸,加碱、升温,使CH3COOH的电离平衡正向移动,参加CH3COONa固体,参加浓盐酸,降温使CH3COOH电离平衡逆向移动。
2、盐类水解
(1)水解实质
盐溶于水后电离出的离子与水电离的H+或OH-结合生成弱酸或弱碱,从而打破水的电离平衡,使水连续电离,称为盐类水解。
(2)水解类型及规律
①强酸弱碱盐水解显酸性。
NH4Cl+H2ONH3·H2O+HCl
②强碱弱酸盐水解显碱性。
CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH
③强酸强碱盐不水解。
④弱酸弱碱盐双水解。
Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑
(3)水解平衡的移动
加热、加水可以促进盐的水解,参加酸或碱能抑止盐的水解,另外,弱酸根阴离子与弱碱阳离子相混合时相互促进水解。
三、沉淀溶解平衡
1、沉淀溶解平衡与溶度积
(1)概念
当固体溶于水时,固体溶于水的速率和离子结合为固体的速率相等时,固体的溶解与沉淀的生成到达平衡状态,称为沉淀溶解平衡。其平衡常数叫做溶度积常数,简称溶度积,用Ksp表示。
PbI2(s)Pb2+(aq)+2I-(aq)
Ksp=[Pb2+][I-]2=×10-9mol3·L-3
(2)溶度积Ksp的特点
Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关,与沉淀的量无关,且溶液中离子浓度的变化能引起平衡移动,但并不转变溶度积。
Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解力量。
2、沉淀溶解平衡的应用
(1)沉淀的溶解与生成
依据浓度商Qc与溶度积Ksp的大小比拟,规章如下:
Qc=Ksp时,处于沉淀溶解平衡状态。
QcKsp时,溶液中的离子结合为沉淀至平衡。
Qc
(2)沉淀的转化
依据溶度积的大小,可以将溶度积大的沉淀可转化为溶度积更小的沉淀,这叫做沉淀的转化。沉淀转化实质为沉淀溶解平衡的移动。
四、离子反响
1、离子反响发生的条件
(1)生成沉淀
既有溶液中的离子直接结合为沉淀,又有沉淀的转化。
(2)生成弱电解质
主要是H+与弱酸根生成弱酸,或OH-与弱碱阳离子生成弱碱,或H+与OH-生成H2O。
(3)生成气体
生成弱酸时,许多弱酸能分解生成气体。
(4)发生氧化复原反响
强氧化性的离子与强复原性离子易发生氧化复原反响,且大多在酸性条件下发生。
2、离子反响能否进展的理论判据
(1)依据焓变与熵变判据
对ΔH-TΔS0的离子反响,室温下都能自发进展。
(2)依据平衡常数判据
离子反响的平衡常数很大时,说明反响的趋势很大。
3、离子反响的应用
(1)推断溶液中离子能否大量共存
相互间能发生反响的离子不能大量共存,留意题目中的隐含条件。
(2)用于物质的定性检验
依据离子的特性反响,主要是沉淀的颜色或气体的生成,定性检验特征性离子。
(3)用于离子的定量计算
常见的有酸碱中和滴定法、氧化复原滴定法。
(4)生