文档介绍：鲁科版《化学反应原理》 基础知识思维导图 第3章“物质在水溶液中的行为”极其微弱,水中含极少量离子,几乎不导电特点吸热:升温电离程度增大水的表达式:+-电Kw=[H][OH·]离单位:mol2·L-2水的离子积(Kw)适合于任何稀水溶液影响因素只与温度有关,升温,Kw增大加酸碱盐,只影响平衡和电离程度,不改变Kw强酸:HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI强碱:KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2强电解质盐:NaCl、BaSO4、CaCO3、AgCl、NH4HCO3活泼金属氧化物:K2O、CaO、Na2O、MgO、Al2O3电解质弱酸:CH3COOH、H2CO3、H2SO3、H2S、H3PO4、HClO弱碱:NH3·H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、Cu(OH)2弱电解质水络合物:Fe(SCN)3电SO2、NO2、CO2解非金属氧化物:质与非电解质气态氢化物:CH4、NH3非电大多有机物:蔗糖、l4解质电解质能电离本质非电解质不能电离电解质和非电解质区别电解质是离子化合物或共价化合物非电解质是共价化合物所属化合物判断方法:熔融状态是否导电强电解质: =、一步电离方程式书写弱电解质:可逆号、多元弱酸分步,其他一步形态:水合离子或水和分子决定因素:与离子浓度有关,与离子多少无关导电性:向盐酸中加少量 NaOH固体导电性几乎不变向醋酸中通NH3导电性增强1鲁科版《化学反应原理》 基础知识思维导图 第3章“物质在水溶液中的行为”[H+]=[OH-]中性本质[H+]>[OH-]酸性,[H+]越大,酸性越强+--[H]<[OH]碱性,[OH]越大,碱性越强判断:直接比较n(H+)与n(OH-),或判断n(H+)/n(OH-)石蕊:红色-酸性,紫色-中性,蓝色-碱性酸碱指示剂酚酞:无色-酸性,无色-中性,红色-碱性表示定义:pH=-lg[H+]溶pH范围:1≤pH≤14液关系:若pH=a,则[H+]=10-a,[OH-]=10a-14的酸碱用pH试纸测定方法:把小块pH试纸放在玻璃片(或性表面皿)上,用玻璃棒蘸取待测液点注意:①事先不能用水湿润PH试纸在pH试纸的中央,试纸变色后,与标准比色卡对比确定溶液的pH②广泛pH试纸只能读取整数值或范围中性溶液:25℃,pH=7;99℃,pH=6强酸溶液:[H+]→pH强酸溶液:[OH-]→[H+]→pHpH计算强酸+强酸:[H+]总→pH-+强碱+强碱:[OH]总→[H]→pH混合溶液强酸+强碱:[OH-]总→[H+]→pHlg2==:pH=7lg3= 酸过量:[H+]余→pH碱过量:[OH-]余→[H+]→pH强酸:[H+]变为原来的1/10n,pH增大n个单位强碱:[OH-]变为原来的1/10n,pH减小n个单位每稀释10n倍弱酸:还要电离, pH增大<n个单位稀释弱碱:还要电离, pH减小<n个单位弱酸、弱碱和水解的盐溶液的 pH变化得慢,强酸、强碱变化得快。无限稀释(不能忽略水的电离):只能无限靠近 7,但不能超过72鲁科版《化学反应原理》 基础知识思维导图 第3章“物质在水溶液中的行为”表达式弱酸用Ka,弱碱用Kb酸性:HF>CH3COOH>HCN意义K值越大,越易电离电离常数电离程度:CH3COOH≈NH3·H2O影响因素只与温度有关,电离吸热,升温利于电离,Ka变大多元弱酸分步电离,逐级减弱,相差很大,第一步为主:Ka1>>Ka2>>Ka3电离度表达式:α=C/C0×100%意义:α越大,电离程度越大,酸性或碱性越强影响因素(以醋酸为例)电离平衡等V等C的盐酸与醋酸强酸与弱酸对比等V等pH的盐酸与醋酸升温,α变大,Ka变大,酸性变强。稀释,利于电离 ,α变大,但[H+]变小,酸性变弱 。酸浓度越大,酸性越强,但 α越小。通HCl,α变小。CH3COONa,α变小NaOH,α变大。[H+]前者大,pH前者小n(酸)相等,消耗n(NaOH)相等─与足量Zn反应,υ前者大,υ前者大,产生 H一样多0 2[H+]相等,但C后者大n(酸)后者大,故后者消耗 n(NaOH)多─与足量Zn反应,υ相等,υ后者大,产生 H后者多0 2稀释相同倍数,盐酸的 pH大稀释后pH仍相同,醋酸需要的水多已知Ka=×10-5mol·L-1,求用到近似,电离程度很微弱,·L-1的CH3COOH溶液+]=×10-3-1,α=%+忽略掉,[Hmol·L中[H]及电离度。pH=8的NaOH溶液和Na2CO3溶液水的电离平衡酸碱都抑制,盐类水解促进中[H+]水分别是10-8mol·L-1和10-6mol·L-1浓度相同的盐酸、硫酸、醋酸溶pH=8的NaOH溶液和氨水、pH=6液中[H+]水由大到小