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            期末必看——高中化学选修四知识点总结(第三章)

            admin 2019-05-22 314人围观 ,发现0个评论

            点击标题下方"高中化学”重视咱们,即可获取教育经历、办法、学习材料等,每天与您相约!

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            第三章  水溶液中的离子平衡

            一、弱电解质的电离

            1、界说:电解质:在水溶液中或熔化状况下能导电的化合物,叫电解质 。

            非电解质 :在水溶液中或熔化状况下都不能导电的化合物。

            强电解质 :在水溶液里悉数电离成离子的电解质 。

            弱电解质: 在水溶液里只要一部分分子电离成离子的电解质。

             

             

            2、电解质与非电解质本质区别:

            电解质——离子化合物或共价化合物   非电解质——共价化合物

                留意:①电解质、非电解质都是化合物         ②SO2、NH3、CO2等归于非电解质

                      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悉数电离,故BaSO4为强电解质)——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

            3、电离平衡:在必定的条件下,当电解质分子电离成   离子的速率   和离子结组成          时,电离进程就到达了   平衡状况      ,这叫电离平衡。

            4、影响电离平衡的要素:

            A、温度:电离一般吸热,升温有利于电离。

            B、浓度:浓度越大,电离程度   越小   ;溶液稀释时,电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应:在弱电解质溶液里参加与弱电解质具有相同离子的电解质,会 削弱 电离。D、其他外加试剂:参加能与弱电解质的电离发作的某种离子反响的物质时,有利于电离。

            5、电离方程式的书写:用可逆符号   弱酸的电离要散布写(第一步为主)

            6、电离常数:在必定条件下,弱电解质在到达电离平衡时,溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积,跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数,(一般用Ka表明酸,Kb表明碱。 )

            表明办法:ABA++B-      Ki=[ A+][ B-]/[AB]

            7、影响要素:

            a、电离常数的巨细首要由物质的赋性决议。

            b、电离常数受温度改变影响,不受浓度改变影响,在室温下一般改变不大。

            C、同一温度下,不同弱酸,电离常数越大,其电离程度越大,酸性越强。如:H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO



            二、水的电离和溶液的酸碱性

            1、水电离平衡::     

            水的离子积:KW =  c[H+]c[OH-]   

            25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L  ; KW = [H+][OH-] =      1*10-14    

            留意:KW只与温度有关,温度必定,则KW值必定

            KW不只适用于纯水,适用于任何溶液(酸、碱、盐)

            2、水电离特色:(1)可逆 (2)吸热 (3)极弱

            3、影响水电离平衡的外界要素:

            ①酸、碱 :按捺水的电离    KW〈1*10-14

            ②温度:促进水的电离(水的电离是  吸   热的)

            ③易水解的盐:促进水的电离  KW 〉 1*10-14


            4、溶液的酸碱性和pH:

              (1)pH=-lgc[H+]

            (2)pH的测定办法:

            酸碱指示剂——  甲基橙   、 石蕊   、 酚酞   。

            变色规模:甲基橙 3.1~4.4(橙色)  石蕊5.0~8.0(紫色)  酚酞8.2~10.0(浅赤色)

            pH试纸 —操作    玻璃棒蘸取不知道液体在试纸上,然后与规范比色卡比照即可         。

                  留意:①事前不能用水湿润PH试纸;②广泛pH试纸只能读取整数值或规模




            三 、混合液的pH值核算办法公式


            1、强酸与强酸的混合:(先求[H+]混:将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积,再求其它)   [H+]混 =([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)


            2、强碱与强碱的混合:(先求[OH-]混:将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积,再求其它)  [OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)  (留意 :不能直接核算[H+]混)


            3、强酸与强碱的混合:(先据H+ + OH- ==H2O核算余下的H+或OH-,①H+有余,则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混;OH-有余,则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混,再求其它)


            四、稀释进程溶液pH值的改变规矩:

            1、强酸溶液:稀释10n倍时,pH稀  =   pH原+ n  (但一直不能大于或等于7)

            2、弱酸溶液:稀释10n倍时,pH稀   〈  pH原+n  (但一直不能大于或等于7)

            3、强碱溶液:稀释10n倍时,pH稀    = pH原-n   (但一直不能小于或等于7)

            4、弱碱溶液:稀释10n倍时,pH稀    〉 pH原-n  (但一直不能小于或等于7)

            5、不管任何溶液,稀释时pH均是向7挨近(即向中性挨近);任何溶液无限稀释后pH均挨近7

            6、稀释时,弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH改变得慢,强酸、强碱改变得快。


            五、强酸(pH1)强碱(pH2)混和核算规矩w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

            1、若等体积混合

            pH1+pH2=14     则溶液显中性pH=7

            pH1+pH2≥15    则溶液显碱性pH=pH2-0.3

            pH1+pH2≤13    则溶液显酸性pH=pH1+0.3

            2、若混合后显中性

            pH1+pH2=14     V酸:V碱=1:1

            pH1+pH2≠14    V酸:V碱=1:10〔14-(pH1+pH2)〕


            六、酸碱中和滴定:

            1、中和滴定的原理

            本质:H++OH—=H2O  即酸能供给的期末必看——高中化学选修四知识点总结(第三章)H+和碱能供给的OH-物质的量持平。

            2、中和滴定的操作进程:

            (1)仪②滴定管的刻度灵魂战车,O刻度在 上  ,往下刻度标数越来越大,悉数容积  大于   它的最大刻度值,由于下端有一部分没有刻度。滴守时,所用溶液不得超越最低刻度,不得一次滴定运用两滴定管酸(或碱),也不得半途向滴定管中增加。②滴定管能够读到小数点后   一位  。

            (2)药品:规范液;待测液;指示剂。

            (3)预备进程:

            预备:检漏、洗刷、润洗、装液、赶气泡、调液面。(洗刷:用洗液洗→检漏:滴定管是否漏水→用水洗→用规范液洗(或待测液洗)→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)

            (4)实验进程

            3、酸碱中和滴定的差错剖析

            差错剖析:使用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行剖析

            式中:n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数;c——酸或碱的物质的量浓度;

            V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确认碱的浓度时,则:

            c碱=

            上述公式在求算浓度时很便利,而在剖析差错时起首要效果的是分子上的V酸的改变,由于在滴定进程中c酸为规范酸,其数值在理论上是不变的,若稀释了虽实践值变小,但表现的却是V酸的增大,导致c酸偏高;V碱相同也是一个定值,它是用规范的量器量好后注入锥形瓶中的,当在实践操作中碱液外溅,其实践值减小,但引起改变的却是规范酸用量的削减,即V酸减小,则c碱降低了;关于调查中呈现的差错亦相同如此。综上所述,当用规范酸来测定碱的浓度时,c碱的差错与V酸的改变成正比,即当V酸的实测值大于理论值时,c碱偏高,反之偏低。

            同理,用规范碱来滴定不知道浓度的酸时亦然。


            七、盐类的水解(只要可溶于水的盐才水解)

            1、盐类水解:在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反响。

            2、水解的本质:   水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离,是平衡向右移动,促进水的电离。

            3、盐类水解规矩:

            ①有 弱 才水解,无弱不水解,越弱越水解;谁  强显谁性,两弱都水解,同强显中性。

            ②多元弱酸根,浓度相一起正酸根比酸式酸根水解程度大,碱性更强。  (如:Na2CO3 >NaHCO3)

            4、盐类水解的特色:(1)可逆(与中和反响互逆) (2)程度小 (3)吸热

            5、影响盐类水解的外界要素:

            ①温度:温度越  高  水解程度越大 (水解吸热,越热越水解)

            ②浓度:浓度越小,水解程度越  大  (越稀越水解)

            ③酸碱:促进或按捺盐的水解(H+促进  阴离子   水解而  按捺   阳离子水解;OH -促进阳离子水解而按捺阴离子水解)

            6、酸式盐溶液的酸碱性:

            ①只电离不水解:如HSO4-   显  酸    性  

            ②电离程度>水解程度,显  酸    性  (如: HSO3- 、H2PO4-)  

            ③水解程度>电离程度,显   碱   性 (如:HCO3- 、HS- 、HPO42-)


            7、双水解反响:

             (1)构成盐的阴阳离子均能发作水解的反响。双水解反响彼此促进,水解程度较大,有的乃至水解彻底。使得平衡向右移。

             (2)常见的双水解反响彻底的为:Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-与NH4+;CO32-(HCO3-)与NH4+其特色是彼此水解成沉积或气体。双水解彻底的离子方程式配平根据是两头电荷平衡,如:2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑

             8、盐类水解的使用:



            9、水解平衡常数 (Kh)

            关于强碱弱酸盐:Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积,Ka为该条件下该弱酸根构成的弱酸的电离平衡常数)

            关于强酸弱碱盐:Kh =Kw/Kb(Kw为该温度下水的离子积,Kb为该条件下该弱碱根构成的弱碱的电离平衡常数)

            电离、水解方程式的书写准则

            1、多元弱酸(多元弱酸盐)的电离(水解)的书写准则:分步书写

                  留意:不管是水解仍是电离,都决议于第一步,第二步一般适当弱小。

            2、多元弱碱(多元弱碱盐)的电离(水解)书写准则:一步书写



            八、溶液中微粒浓度的巨细比较

            ☆☆基本准则:捉住溶液中微粒浓度有必要满意的三种守恒联络:

            ①电荷守恒::任何溶液均显电  中   性,各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和=各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和

            ②物料守恒: (即原子个数守恒或质量守恒)

            某原子的总量(或总浓度)=其以各种形式存在的一切微粒的量(期末必看——高中化学选修四知识点总结(第三章)或浓度)之和

            ③质子守恒:即水电离出的H+浓度与OH-浓度持平。


            九、难溶电解质的溶解平衡

             1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见常识

               (1)溶解度  小于  0.01g的电解质称难溶电解质。

            (2)反响后离子浓度降至1*10-5以下的反响为彻底反响。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L,故为彻底反响,用“=”,常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L,故均用“=”。

               (3)难溶并非不溶,任何难溶物在水中均存在溶解平衡。

            &n期末必看——高中化学选修四知识点总结(第三章)bsp;  (4)把握三种微溶物质:CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4

               (5)溶解平衡常为吸热,但Ca(OH)2为放热,升温其溶解度削减。

               (6)溶解平衡存在的条件是:有必要存在沉积,不然不存在平衡。

            2、溶解平衡方程式的书写

               留意在沉积后用(s)标明状况,并用“    ”。如:Ag2S(s)    2Ag+(aq)+ S2-(aq)

            3、沉积生成的三种首要办法

              (1)加沉积剂法:Ksp越小(即沉积越难溶),沉积越彻底;沉积剂过量能使沉积更彻底。

              (2)调pH值除某些易水解的金属阳离子:如加MgO除掉MgCl2溶液中FeCl3。

              (3)氧化复原沉积法:

               (4)同离子效应法

            4、沉积的溶解:

               沉积的溶解便是使溶解平衡正向移动。常选用的办法有:①酸碱;②氧化复原;③ 沉积转化 。

            5、沉积的转化:

              溶解度大的生成溶解度小的,溶解度小的生成溶解度  更小   的。

              如:AgNO3       AgCl(白色沉积)    AgBr(淡黄色)   AgI (黄色)    Ag2S(黑色)

            6、溶度积(KSP)

            1、界说:在必定条件下,难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子从头结组成沉积的速率,溶液中各离子的浓度坚持不变的状况。

            2、表达式:AmBn(s)    mAn+(aq)+nBm-(aq)

                    KSP= [c(An+)]m •[c(Bm-)]n

            3、影响要素:

            外因:①浓度:加水,平衡向溶解方向移动。

            ②温度:升温,大都平衡向溶解方向移动。

            4、溶度积规矩

            QC(离子积)〉KSP  有沉积分出

            QC= KSP                  平衡状况

            QC 〈KSP                 未饱满,持续溶解


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            ▍本文修改:化学姐

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