高二化學選修4第三章知識點總結
高二化學選修4第三章知識點總結
物質在水溶液中的行為是高二化學選修4第三章知識點，為了方便同學們復習，接下來學習啦小編為你整理了高二化學選修4第三章知識點總結，一起來看看吧。
高二化學選修4第三章知識點：水溶液
1、水的電離
H2OH++OH-
水的離子積常數(shù)KW=[H+][OH-]，25℃時，KW=1.0×10-14mol2·L-2。溫度升高，有利于水的電離， KW增大。
2、溶液的酸堿度
室溫下，中性溶液：[H+]=[OH-]=1.0×10-7mol·L-1，pH=7
酸性溶液：[H+]>[OH-]，[ H+]>1.0×10-7mol·L-1，pH<7
堿性溶液：[H+]<[OH-]，[OH-]>1.0×10-7mol·L-1，pH>7
3、電解質在水溶液中的存在形態(tài)
(1)強電解質
強電解質是在稀的水溶液中完全電離的電解質，強電解質在溶液中以離子形式存在，主要包括強酸、強堿和絕大多數(shù)鹽，書寫電離方程式時用“=”表示。
(2)弱電解質
在水溶液中部分電離的電解質，在水溶液中主要以分子形態(tài)存在，少部分以離子形態(tài)存在，存在電離平衡，主要包括弱酸、弱堿、水及極少數(shù)鹽，書寫電離方程式時用“ ”表示。
高二化學選修4第三章知識點：弱電解質的電離及鹽類水解
1、弱電解質的電離平衡。
(1)電離平衡常數(shù)
在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數(shù)，叫電離平衡常數(shù)。
弱酸的電離平衡常數(shù)越大，達到電離平衡時，電離出的H+越多。多元弱酸分步電離，且每步電離都有各自的電離平衡常數(shù)，以第一步電離為主。
(2)影響電離平衡的因素，以CH3COOHCH3COO-+H+為例。
加水、加冰醋酸，加堿、升溫，使CH3COOH的電離平衡正向移動，加入CH3COONa固體，加入濃鹽酸，降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動。
2、鹽類水解
(1)水解實質
鹽溶于水后電離出的離子與水電離的H+或OH-結合生成弱酸或弱堿，從而打破水的電離平衡，使水繼續(xù)電離，稱為鹽類水解。
(2)水解類型及規(guī)律
①強酸弱堿鹽水解顯酸性。
NH4Cl+H2ONH3·H2O+HCl
②強堿弱酸鹽水解顯堿性。
CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH
?、蹚娝釓妷A鹽不水解。
?、苋跛崛鯄A鹽雙水解。
Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑
(3)水解平衡的移動
加熱、加水可以促進鹽的水解，加入酸或堿能抑止鹽的水解，另外，弱酸根陰離子與弱堿陽離子相混合時相互促進水解。
高二化學選修4第三章知識點：沉淀溶解平衡
1、沉淀溶解平衡與溶度積
(1)概念
當固體溶于水時，固體溶于水的速率和離子結合為固體的速率相等時，固體的溶解與沉淀的生成達到平衡狀態(tài)，稱為沉淀溶解平衡。其平衡常數(shù)叫做溶度積常數(shù)，簡稱溶度積，用Ksp表示。
PbI2(s)Pb2+(aq)+2I-(aq)
Ksp=[Pb2+][I-]2=7.1×10-9mol3·L-3
(2)溶度積Ksp的特點
Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，與沉淀的量無關，且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動，但并不改變溶度積。
Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力。
2、沉淀溶解平衡的應用
(1)沉淀的溶解與生成
根據(jù)濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較，規(guī)則如下：
Qc=Ksp時，處于沉淀溶解平衡狀態(tài)。
Qc>Ksp時，溶液中的離子結合為沉淀至平衡。
Qc
(2)沉淀的轉化
根據(jù)溶度積的大小，可以將溶度積大的沉淀可轉化為溶度積更小的沉淀，這叫做沉淀的轉化。沉淀轉化實質為沉淀溶解平衡的移動。
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