2021年杭州高二年级化学下学期第三单元知识点

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2021年杭州高中各年级下学期第三单元知识点汇总

　　一、弱电解质的电离

　　1、定义：电解质： 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质 。

　　非电解质 ： 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 。

　　强电解质 ： 在水溶液里全部电离成离子的电解质 。

　　弱电解质： 在水溶液里只有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

　　注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质 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全部电离，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：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时，电离过程就达到了 平衡状态 ，这叫电离平衡。

　　4、影响电离平衡的因素：

　　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：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。

　　9、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写(先进步为主)

　　10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，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表示酸，Kb表示碱。 )

　　表示方法：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]

　　11、影响因素：

　　a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

　　b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。

　　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

　　注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定

　　KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液(酸、碱、盐)

　　2、水电离特点：(1)可逆 (2)吸热 (3)极弱

　　3、影响水电离平衡的外界因素：

　　①酸、碱 ：抑制水的电离 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的测定方法：

　　酸碱指示剂—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。

　　变色范围：甲基橙 3.1~4.4(橙色) 石蕊5.0~8.0(紫色) 酚酞8.2~10.0(浅红色) pH试纸 —操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可 。 注意：①事先不能用水湿润PH试纸;②广泛pH试纸只能读取整数值或范围

　　三 、混合液的pH值方法公式

　　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) (注意 :不能直接[H+]混)

　　3、强酸与强碱的混合：(先据H+ + OH- ==H2O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、稀释过程溶液pH值的变化规律：

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

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

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

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

　　5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液无限稀释后pH均接近7

　　6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。

　　五、强酸(pH1)强碱(pH2)混和规律 w.w.w.zxxk.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

　　实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。

　　2、中和滴定的操作过程：

　　(1)仪②滴定管的刻度，O刻度在 上 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 大于 它的刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过较低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸(或碱)，也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后 一位 。

　　(2)药品：标准液;待测液;指示剂。

　　(3)准备过程：

　　准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。(洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗(或待测液洗)→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)(4)试验过程

　　3、酸碱中和滴定的误差分析

　　误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析

　　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。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：

　　c碱=

　　上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高;V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了;对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。

　　同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。