苏教版化学反应原理第三章知识点归纳

苏教版化学反应原理知识点归纳

第三章

第一单元 弱电解质的电离平衡 电解质：在水溶液中或熔融状态时能够导电的化合物。 非电解质：在水溶液中和熔融状态时都不能导电的化合物。

强弱电解质的区分依据不是看该物质溶解度的大小,也不是看其水溶液导电能力的强弱,而是看溶于水的部分是否完全电离. 二、弱电解质的电离平衡

1.定义：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态——电离平衡

②影响电离平衡常数大小的因素：

A.电离平衡常数大小是由物质的本性决定的，在同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同。

B.弱电解质的电离平衡常数受温度变化的影响，但室温下一般变化不大。

C.弱电解质的电离平衡常数大小不受其浓度变化的影响

3.量度弱电解质电离程度的化学量：

（1）电离平衡常数：

4.影响电离平衡的因素

（1）温度

电离过程是吸热过程，温度升高，平衡向电离方向移动。 （2）浓度

弱电解质浓度越大，电离程度越小。 （3）同离子效应

同离子效应(即在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向逆方向移动) （4）化学反应

在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可以使电离平衡向电离方向移动。 三、电离方程式的书写

强电解质在溶液中完全电离，用“＝” 弱电解质在溶液中部分电离，用“ ” 多元弱酸的电离 应分步完成电离方程式，多元弱碱则一步完成电离方程式。

【小结】

（1）Kw 取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他稀溶液。

K a =

c ( H +) .c ( A -) c (HA)

对于一元弱酸：H A H ++

+A --

，平衡时

对于一元弱碱：M O H M ＋+O H -，平衡时

K b =

c ( M +).c ( OH - ) c (MOH

①意义：K 值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱) 的酸(或碱)性越强。

强、弱电解质的判断：

化合物

非电解质

电 解

质 强电解质 弱电解质

大部分的盐类

强 碱

强 酸 活泼金属的氧化物

弱 酸 弱 碱 水

离

子 化 合

物

共

价

化

合 物

大多数有机物，非金属氧化物，NH 3

强 碱： N a O H 、K O H 、C a (O H )2 、B a (O H )2 弱 碱： N H 3·H 2O

C H 3C O O C H 3C O O - + H +

电离 结合

2.特点：

动 电离平衡是一种动态平衡

定 条件不变，溶液中各分子、离子的

浓度不变，溶液里既有离子又有分子

等 V 电离=V 分子化≠0

逆 弱电解质的电离

α =

已电离的弱电解质浓度 弱电解质的初始浓度 已电离的分子数 弱电解质分子总数

=

弱电解质浓度越大，电离程度越小。

四、水的电离

1、水是一种极弱的电解质，能微弱的电离:

+

+

H 2O+H 2O H 3O ++OH －

( H 2O H ＋

+OH －

)

电离常数：K 电离＝ C(H +

)×C(OH -）

C(H 2O ）

强 酸： √

记住：

H C l 、H 2S O 4、H N O 3、H C l O 4、H B r 、H I 弱 酸： C H 3C O O H 、H 2C O 3、H 2S O 3、H 3P O 4、H C l O 、H F 、所有的有机羧酸

（2）弱电解质的电离度α ：

25℃时， Kw =1×10-14， （2）在水溶液中,Kw 中的C(OH-) 、 C （H+）指溶液中总的离子浓度.

（3）常温下,任何稀的水溶液中 Kw= C(H +)×C(OH －)===1×10－14

（4）不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水电离出的C(H+)＝C(OH －) （5）根据Kw=C(H ＋)×C(OH －) 在特定温度下为定值,C(H ＋) 和C(OH －) 可以互求. 3、影响水的电离平衡移动的因素

常见物质酸性： H 2SO 3>H 3PO 4>HF>CH 3COOH>H 2CO 3>H 2S>HClO 多元弱酸，分步电离，第一步电离大于第二步电离

第二单元 溶液的酸碱性

注意 1、PH 值越小，酸性越强，PH 越大，碱性越强。 2、PH 范围0---14之间。

3、PH 值等于0的溶液不是酸性最强的溶液， PH 值等于14的溶液不是碱性最强的溶液 ４、PH 值增加一个单位C （H+） 减小１０倍

小结：PH 值的计算方法是根据水的离子积常数和已知条件，求得c(H+)，然后求出PH 值。

四、PH 值计算的常见类型

1、溶液的稀释

①强酸：计算稀释后的溶液中的c(H+)，直

接换算成PH ②碱：计算稀释后的溶液中的c(OH-)，换算成c(H+)再求出PH 值。 强酸强碱溶液稀释规律小结：一般情况下，强酸溶液每稀释10倍，pH 值就增加1个单位，但稀释后pH 值一定小于7；强碱溶液每稀释10倍，pH 值就减小 １个单位，但稀释后pH 值一定大于7。

2、强酸与强酸、强碱与强碱混合 通常两种稀溶液混合，可认为混合后体积为

二者体积之和 强酸与强酸混合，先算混合后的［H+］，再算pH 溶液的酸碱性与C(H +),C(OH -) 的关系

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 碱性溶液：C(H +

) C(OH -)，C(H +) 1×10- 7mol/L

＝ ＜ ＞ ＝ ＞ ＜ 常温下（25℃）

注意：任何温度下，溶液的酸碱性取决于c(H +

)和c(OH -)的相对大小，而不能只用c(H +

)的多少来判断溶液的酸、碱性，即：

1.意义： 表示溶液酸碱性的强弱。

2.表示： 用C （H + ）的负对数来表示。

3.计算式： 二：PH 与溶液的酸碱性 PH= -lg c(H +)

➢

注意：适用于稀溶液，当溶液中c(H +)

或c(OH -)大于1mol 时，直接用浓度表示溶液的

4.适用范围：

溶液的 pH 值与 酸碱性 的关系

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

酸性增强

碱性增强

中性

三、测定溶液酸碱性的常用方法

1、酸碱指示剂 （石蕊、酚酞、甲基橙）

2、PH 试纸：广泛PH 试纸：1~14，只能读得整数 精密PH 试纸

PH 试纸的使用方法：剪下一小块PH 试纸，放在玻璃片（或表面皿）上，用玻璃棒沾取一滴溶液滴在

PH 试纸上，半分钟内与比色卡比较，读出PH 值。 注意：玻璃棒和试纸都不得用水润湿！

3、PH 计。

它可以精确测量溶液的PH 值。

中性：c(H +)=c(OH -) 碱性： c(H +)

酸性：c(H +)>c(OH -)