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化學(xué)選修四期末知識點(diǎn)總結(jié)(2)

學(xué)習(xí)總結(jié) 時(shí)間:2018-03-14 我要投稿
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  只要保證可逆反應(yīng)化學(xué)計(jì)量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。

  五、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向

  1、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向:

  (1)熵:物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù),用來描述體系的混亂度,符號為S.單位:J•••mol-1•K-1

  (2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序,導(dǎo)致體系的熵增加,這叫做熵增加原理,也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。.

  (3)同一物質(zhì),在氣態(tài)時(shí)熵值最大,液態(tài)時(shí)次之,固態(tài)時(shí)最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)

  2、反應(yīng)方向判斷依據(jù)

  在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下,化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為:

  ΔH-TΔS〈0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行

  ΔH-TΔS=0反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)

  ΔH-TΔS〉0反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行

  注意:(1)ΔH為負(fù),ΔS為正時(shí),任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行

  (2)ΔH為正,ΔS為負(fù)時(shí),任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行

  第三章水溶液中的離子平衡

  一、弱電解質(zhì)的電離

  1、定義:電解質(zhì):在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì)。

  非電解質(zhì):在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。

  強(qiáng)電解質(zhì):在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。

  弱電解質(zhì):在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。

  2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別:

  電解質(zhì)——離子化合物或共價(jià)化合物非電解質(zhì)——共價(jià)化合物

  注意:①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)

  ③強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水,但溶于水的BaSO4全部電離,故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì))——電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。

  3、電離平衡:在一定的條件下,當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成時(shí),電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài),這叫電離平衡。

  4、影響電離平衡的因素:

  A、溫度:電離一般吸熱,升溫有利于電離。

  B、濃度:濃度越大,電離程度越小;溶液稀釋時(shí),電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應(yīng):在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì),會減弱電離。D、其他外加試劑:加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí),有利于電離。

  9、電離方程式的書寫:用可逆符號弱酸的電離要分布寫(第一步為主)

  10、電離常數(shù):在一定條件下,弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí),溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積,跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù),(一般用Ka表示酸,Kb表示堿。)

  表示方法:ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]

  11、影響因素:

  a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。

  b、電離常數(shù)受溫度變化影響,不受濃度變化影響,在室溫下一般變化不大。

  C、同一溫度下,不同弱酸,電離常數(shù)越大,其電離程度越大,酸性越強(qiáng)。如:H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

  二、水的電離和溶液的酸堿性

  1、水電離平衡::

  水的離子積:KW=c[H+]•c[OH-]

  25℃時(shí),[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]•[OH-]=1*10-14

  注意:KW只與溫度有關(guān),溫度一定,則KW值一定

  KW不僅適用于純水,適用于任何溶液(酸、堿、鹽)

  2、水電離特點(diǎn):(1)可逆(2)吸熱(3)極弱

  3、影響水電離平衡的外界因素:

  ①酸、堿:抑制水的電離KW〈1*10-14

  ②溫度:促進(jìn)水的電離(水的電離是吸熱的)

  ③易水解的鹽:促進(jìn)水的電離KW〉1*10-14

  4、溶液的酸堿性和pH:

  (1)pH=-lgc[H+]

  (2)pH的測定方法:

  酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞。

  變色范圍:甲基橙3.1~4.4(橙色)石蕊5.0~8.0(紫色)酚酞8.2~10.0(淺紅色)

  pH試紙—操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上,然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比即可。

  注意:①事先不能用水濕潤PH試紙;②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍

  三、混合液的pH值計(jì)算方法公式

  1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合:(先求[H+]混:將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積,再求其它)[H+]混=([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)

  2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合:(先求[OH-]混:將兩種酸中的OH離子物質(zhì)的量相加除以總體積,再求其它)[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)(注意:不能直接計(jì)算[H+]混)

  3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合:(先據(jù)H++OH-==H2O計(jì)算余下的H+或OH-,①H+有余,則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混;OH-有余,則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混,再求其它)

  四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律:

  1、強(qiáng)酸溶液:稀釋10n倍時(shí),pH稀=pH原+n(但始終不能大于或等于7)

  2、弱酸溶液:稀釋10n倍時(shí),pH稀〈pH原+n(但始終不能大于或等于7)

  3、強(qiáng)堿溶液:稀釋10n倍時(shí),pH稀=pH原-n(但始終不能小于或等于7)

  4、弱堿溶液:稀釋10n倍時(shí),pH稀〉pH原-n(但始終不能小于或等于7)

  5、不論任何溶液,稀釋時(shí)pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液無限稀釋后pH均接近7

  6、稀釋時(shí),弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢,強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。

  五、強(qiáng)酸(pH1)強(qiáng)堿(pH2)混和計(jì)算規(guī)律w.w.w.zxxk.c.o.m

  1、若等體積混合

  pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7

  pH1+pH2≥15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3

  pH1+pH2≤13則溶液顯酸性pH=pH1+0.3

  2、若混合后顯中性

  pH1+pH2=14V酸:V堿=1:1

  pH1+pH2≠14V酸:V堿=1:10〔14-(pH1+pH2)〕

  六、酸堿中和滴定:

  1、中和滴定的原理

  實(shí)質(zhì):H++OH—=H2O即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。

  2、中和滴定的操作過程:

  (1)儀②滴定管的刻度,O刻度在上,往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大,全部容積大于它的最大刻度值,因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度。滴定時(shí),所用溶液不得超過最低刻度,不得一次滴定使用兩滴定管酸(或堿),也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后一位。

  (2)藥品:標(biāo)準(zhǔn)液;待測液;指示劑。

  (3)準(zhǔn)備過程:

  準(zhǔn)備:檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。(洗滌:用洗液洗→檢漏:滴定管是否漏水→用水洗→用標(biāo)準(zhǔn)液洗(或待測液洗)→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)

  (4)試驗(yàn)過程

  3、酸堿中和滴定的誤差分析

  誤差分析:利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進(jìn)行分析

  式中:n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù);c——酸或堿的物質(zhì)的量濃度;

  V——酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí),則:

  c堿=

  上述公式在求算濃度時(shí)很方便,而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸的變化,因?yàn)樵诘味ㄟ^程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸,其數(shù)值在理論上是不變的,若稀釋了雖實(shí)際值變小,但體現(xiàn)的卻是V酸的增大,導(dǎo)致c酸偏高;V堿同樣也是一個(gè)定值,它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的,當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺,其實(shí)際值減小,但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少,即V酸減小,則c堿降低了;對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述,當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來測定堿的濃度時(shí),c堿的誤差與V酸的變化成正比,即當(dāng)V酸的實(shí)測值大于理論值時(shí),c堿偏高,反之偏低。

  同理,用標(biāo)準(zhǔn)堿來滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。

  七、鹽類的水解(只有可溶于水的鹽才水解)

  1、鹽類水解:在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。

  2、水解的實(shí)質(zhì):水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離,是平衡向右移動,促進(jìn)水的電離。

  3、鹽類水解規(guī)律:

  ①有弱才水解,無弱不水解,越弱越水解;誰強(qiáng)顯誰性,兩弱都水解,同強(qiáng)顯中性。

  ②多元弱酸根,濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大,堿性更強(qiáng)。(如:Na2CO3>NaHCO3)

  4、鹽類水解的特點(diǎn):(1)可逆(與中和反應(yīng)互逆)(2)程度小(3)吸熱

  5、影響鹽類水解的外界因素:

  ①溫度:溫度越高水解程度越大(水解吸熱,越熱越水解)

  ②濃度:濃度越小,水解程度越大(越稀越水解)

  ③酸堿:促進(jìn)或抑制鹽的水解(H+促進(jìn)陰離子水解而抑制陽離子水解;OH-促進(jìn)陽離子水解而抑制陰離子水解)

  6、酸式鹽溶液的酸堿性:

  ①只電離不水解:如HSO4-顯酸性

  ②電離程度>水解程度,顯酸性(如:HSO3-、H2PO4-)

  ③水解程度>電離程度,顯堿性(如:HCO3-、HS-、HPO42-)

  7、雙水解反應(yīng):

  (1)構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn),水解程度較大,有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

  (2)常見的雙水解反應(yīng)完全的為:Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-與NH4+;CO32-(HCO3-)與NH4+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡,如:2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑

  8、鹽類水解的應(yīng)用:

  水解的應(yīng)用實(shí)例原理

  1、凈水

  明礬凈水Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+ 2、去油污用熱堿水冼油污物品CO32-+H2OHCO3-+OH-

  3、藥品的保存①配制FeCl3溶液時(shí)常加入少量鹽酸Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+

  ②配制Na2CO3溶液時(shí)常加入少量NaOHCO32-+H2OHCO3-+OH-

  4、制備無水鹽由MgCl2•6H2O制無水MgCl2在HCl氣流中加熱若不然,則:

  MgCl2•6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2O

  Mg(OH)2MgO+H2O

  5、泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑

  6、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小NH4++H2ONH3•H2O+H+

  c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-

  9、水解平衡常數(shù)(Kh)

  對于強(qiáng)堿弱酸鹽:Kh=Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積,Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))

  對于強(qiáng)酸弱堿鹽:Kh=Kw/Kb(Kw為該溫度下水的離子積,Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù))

  電離、水解方程式的書寫原則

  1、多元弱酸(多元弱酸鹽)的電離(水解)的書寫原則:分步書寫

  注意:不管是水解還是電離,都決定于第一步,第二步一般相當(dāng)微弱。

  2、多元弱堿(多元弱堿鹽)的電離(水解)書寫原則:一步書寫

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