高中化學選修4第三章知識點分類總結

1、第三章水溶液中的離子平衡一、弱電解質的電離一、弱電解質的電離1、定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電的化合物叫電解質。非電解質：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物。強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。2、電解質與非電解質本質區(qū)別：電解質——離子化合物或共價化合物非電解質——共價化合物注意：①電解質、非電解質都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質③強電解質

2、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為強電解質）——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。電解質的強弱與導電性、溶解性無關。3、弱電解質的電離平衡弱電解質的電離平衡：在一定的條件下，當弱電解質分子電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫弱電解質的弱電解質的電離平衡。4、影響電離平衡的因素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

3、：濃度越大，電離程度越??；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。5、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）6、電離常數(shù)電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，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常數(shù)。叫做電離平

4、衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）表示方法：ABABKi=[A][B][AB]K越大，弱電解質較易電離，其對應弱酸、弱堿較強。H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO7、影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質的本性決定。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。二、水的電離和溶液的酸堿性二、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[H]=

5、[OH]=107molLKW=[H][OH]=11014注意：區(qū)分由水電離出的H、OH的濃度與水溶液中H、OH的濃度。注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定物質單質化合物電解質非電解質：非金屬氧化物，大部分有機物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2強電解質：強酸，強堿，大多數(shù)鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O……

6、混和物純凈物c堿=堿堿酸酸酸VnVcn???式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c——酸或堿的物質的量濃度；V——酸或堿溶液的體積。（由滴定曲線可知）②酸強堿相互滴定，可選用甲基橙或酚酞。②若反應生成強酸弱堿鹽溶液呈酸性，則選用酸性變色范圍的指示劑（甲基橙）；若反應生成強堿弱酸鹽，溶液呈堿性，則選用堿性變色范圍的指示劑（酚酞）③蕊試液因顏色變化不明顯，且變色范圍過寬，一般不作滴定指示劑。3.實驗重點⑴準確測定兩種溶液的體積⑵判斷中

7、和反應恰好完全進行：選用合適的指示劑。（二）（二）、中和滴定的操作過程、中和滴定的操作過程：（1）儀②滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標數(shù)越來越大，全部容積大于它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，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)點后一位。（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。（3）準備過程：檢漏（4）試驗過程洗：將實驗所需的滴定管、錐形瓶等儀器洗滌