高二化學(xué)復(fù)習(xí)第三章知識(shí)要點(diǎn)
高二化學(xué)復(fù)習(xí)第三章知識(shí)要點(diǎn)
電解質(zhì)是溶于水溶液中或在熔融狀態(tài)下就能夠?qū)щ?自身電離成陽離子與陰離子)的化合物。下面是學(xué)習(xí)啦小編為您帶來的高二化學(xué)復(fù)習(xí)第三章知識(shí)要點(diǎn)，希望對(duì)大家有所幫助。
高二化學(xué)復(fù)習(xí)第三章知識(shí)要點(diǎn)：強(qiáng)弱電解質(zhì)的判斷
1、電解質(zhì)和非電解質(zhì)均指化合物，單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)又不是非電解質(zhì)。
2、判斷電解質(zhì)的關(guān)鍵要看該化合物能否自身電離。如NH3、SO2等就不是電解質(zhì)。
3、電解質(zhì)的強(qiáng)弱要看它能否完全電離(在水溶液或熔化時(shí))，與其溶解性、導(dǎo)電性無關(guān)。4、離子化合物都是強(qiáng)電解質(zhì)如NaCl、BaSO4等，共價(jià)化合物部分是強(qiáng)電解質(zhì)如HCl、H2SO4等，部分是弱電解質(zhì)如HF、CH3COOH、HCN、HNO2、H3PO4、H2SO3、H2CO3、HClO、NH3•H2O等，部分是非電解質(zhì)如酒精、蔗糖等。
高二化學(xué)復(fù)習(xí)第三章知識(shí)要點(diǎn)：電離平衡
1、弱電解質(zhì)才有電離平衡，如水：2H2O H3O++OH-。
2、電離平衡的特征：等(V電離=V結(jié)合≠0) 動(dòng)(動(dòng)態(tài)平衡) 定(各微粒濃度一定) 變
3、影響電離平衡的外界條件：溫度越高，濃度越小，越有利于電離。加入和弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，能抑制弱電解質(zhì)的電離。
4、電離方程式：
(1)強(qiáng)電解質(zhì)完全電離，用等號(hào)，如：HCl=H++Cl_ NaHSO4=Na++H++SO42-
(2)弱電解質(zhì)部分電離,用可逆符號(hào);多元弱酸分步電離，以第一步電離為主，電離級(jí)數(shù)越大越困難;且各步電離不能合并。如:H3PO4 H++H2PO4- H2PO4- H++HPO42- HPO42- H++PO43-
高二化學(xué)復(fù)習(xí)第三章知識(shí)要點(diǎn)：溶液的pH
1、pH=-lg{c(H+)},溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(25℃)：中性溶液：C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L pH=7 ，酸性溶液：C(H+)>C(OH-) pH<7， 堿性溶液：C(H+)
2、用pH試紙測(cè)定溶液pH的方法：把一小塊pH試紙放在玻璃片(或表面皿或點(diǎn)滴板)上，用蘸有待測(cè)溶液的玻璃棒點(diǎn)試紙的中部，試紙變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較來粗略確定溶液的pH。注意：pH試紙不能事先潤(rùn)濕(會(huì)稀釋待測(cè)液，但不一定產(chǎn)生誤差，如中性溶液)，pH讀數(shù)只能取整數(shù)。(要精確測(cè)定pH，應(yīng)用pH計(jì))
3、pH的有關(guān)計(jì)算：
(1)不同溫度下純水或中性溶液的pH：只有25℃才是7，其余溫度用條件計(jì)算
(2)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液的pH
(3)已知水所電離出的C(H+)或C(OH-)，求溶液的pH：需要分溶液顯酸性或堿性進(jìn)行討論
(4)強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合，先算混合后的c(H+),再算pH;強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合，先算混合后的c(OH_)，再求c(H+),pH。[注意：絕對(duì)不能先直接求c(H+),再按之來算pH] 經(jīng)驗(yàn)公式：已知pH的兩強(qiáng)酸等體積混合，混合液的pH=pH小+0.3;已知pH的兩強(qiáng)堿等體積混合，混合液的pH=pH大-0.3。
(5)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合，要先判斷誰過量，溶液顯什么性質(zhì)，再去計(jì)算
(6)溶液的稀釋問題
4、一元強(qiáng)酸和一元弱酸的有關(guān)問題：對(duì)于c相同的一元強(qiáng)酸和一元弱酸，弱酸的pH較大;對(duì)于pH相同的一元強(qiáng)酸和一元弱酸，弱酸的c遠(yuǎn)大于強(qiáng)酸。對(duì)于弱酸和強(qiáng)酸，稀釋相同倍數(shù)，強(qiáng)酸的c或pH變化較大。
高二化學(xué)復(fù)習(xí)第三章知識(shí)要點(diǎn)：鹽類的水解
1、水解的實(shí)質(zhì)：鹽所電離出的離子與水所電離出的H+或OH—結(jié)合成弱電解質(zhì)的過程，水解可看作中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。溫度越高，濃度越小，越有利于水解。
2、水解規(guī)律：“有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱雙水解，誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性”
注意：
a、因水解而溶液呈酸性的鹽：NH4Cl FeCl3 MgCl2 CuCl2 (NH4)2SO3等，因水解而溶液呈堿性的鹽：CH3COONa Na2CO3 (NH4)2CO3 Na2S NH4CN、NH4HCO3等，因水解而溶液呈中性的鹽：CH3COONH4。
b、弱酸的酸式酸根既電離又水解，若電離大于水解，則溶液顯酸性如HSO3-、H2PO4-等;若水解大于電離，則溶液顯堿性如HCO3-、HPO42-、HS-等。
3、水解方程式：一般用可逆符號(hào)，且無氣體或沉淀生成。多元弱酸根分步水解，以第一步水解為主，各步水解不能合并。注意水解方程式和電離方程式的區(qū)別。
4、劇烈的雙水解：可水解完全，一般用等號(hào)，且要寫“↑”或“↓”，記住常見的例子：Al3+與AlO2- CO32- HCO3- ClO- S2- HS- 等，F(xiàn)e3+與AlO2- CO32- HCO3- ClO-等，NH4+與AlO2- SiO32-等，Mg2+ Cu2+與AlO2-等。常用離子方程式：Al3++3AlO2-+6H2O=4Al(OH)3↓ Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑ 2Al3++3CO32-+3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑
2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑
5、水解的應(yīng)用：判斷溶液的酸堿性、某些物質(zhì)如FeCl3的溶液的配制、離子共存問題、離子濃度大小的比較、某些鹽溶液的加熱蒸干及灼燒問題、一些生活問題如明礬凈水、泡沫滅火器的工作原理、熱的純堿去污能力更強(qiáng)、草木灰不能與銨態(tài)氮肥混施等。離子濃度大小的比較要會(huì)書寫電荷守恒式和物料守恒式。
高二化學(xué)復(fù)習(xí)第三章知識(shí)要點(diǎn)：酸堿中和滴定(重點(diǎn)實(shí)驗(yàn))
1、原理：H++OH-=H2O 完全中和時(shí)酸和堿的物質(zhì)的量之比等于它們的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比。
2、主要儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺(tái)、錐形瓶、燒杯等
3、滴定管的構(gòu)造：滴定管上的刻度分布是：自上而下由小到大，“0”刻度在上部但未到最上端，最大刻度在下但未到活塞(或閥)處。滴定管的全部容積大于它的最大刻度值。普通滴定管的規(guī)格有25mL和50mL，刻度的最小分度為0.1mL，可以估讀到0.01mL。滴定管上標(biāo)有使用溫度(一般為20℃)和規(guī)格。酸式滴定管可裝酸性、中性或氧化性溶液，但不能裝堿性溶液;堿式滴定管可裝堿性、中性溶液，但不能裝酸性、氧化性溶液(會(huì)腐蝕橡膠)。
4、中和滴定的步驟：準(zhǔn)備→滴定→讀數(shù)→重復(fù)操作2～3次，取平均值進(jìn)行計(jì)算
(1)準(zhǔn)備階段：包括：查漏、洗滌、潤(rùn)洗、注液、趕氣泡、調(diào)整液面、加液(待測(cè)液和指示劑)，注意：每一步操作的具體描述(略)、潤(rùn)洗的目的、錐形瓶不能潤(rùn)洗。
(2)滴定：左手控制活塞(或閥)，右手搖動(dòng)錐形瓶，眼睛注視錐形瓶?jī)?nèi)溶液顏色的變化。
注意：
a、錐形瓶下墊一張白紙的作用：便于觀察溶液顏色的變化，減少滴定誤差。
b、指示劑的選用：記住指示劑的變色范圍(略)。強(qiáng)酸、強(qiáng)堿互滴可選擇酚酞或甲基橙作指示劑，不能用石蕊。強(qiáng)酸滴弱堿用甲基橙，強(qiáng)堿滴弱酸用酚酞。注意常考的終點(diǎn)顏色變化：強(qiáng)酸滴強(qiáng)堿(用酚酞作指示劑)—溶液由粉紅色變成無色，強(qiáng)堿滴強(qiáng)酸(用酚酞作指示劑)—溶液由無色變成粉紅色，且在半分鐘內(nèi)不褪色。
5、誤差分析及計(jì)算：誤差分析從公式考慮V標(biāo)的變化，計(jì)算注意格式規(guī)范及有效數(shù)字。