化学反应原理全册复习方案.ppt

2．等效平衡的分类 Ⅱ类：m+m=p+q，通过化学计量数比换算成同一边物质的物质的量的比例与原平衡相同，则二平衡等效。 Ⅲ类：换算成平衡式同一边物质的物质的量与原平衡比例相同，则达平衡后与原平衡等效。 (2)定T、定p下 (1)定温(T)、定容(V) mA（气）+nB（气） pC（气）+qD(气） I类：对于一般的可逆反应，通过化学计量数比换算成同一边物质的物质的量与原平衡相同，则二平衡等效（等同）。 一.概念辨析: 2.强电解质和弱电解质 专题三.溶液中的离子反应 1.电解质和非电解质 常见的强电解质: ⑴强酸:如HClO4、H2SO4、HNO3、HCl、HBr、HI等 ⑵强碱:如NaOH、KOH、Ba(OH)2等 ⑶大部分盐: 如NaCl等,包括部分难溶性的盐CaCO3、BaSO4、AgCl等 常见的弱电解质: ⑴弱酸：如CH3COOH、H2CO3、H2SiO3、 H3PO4、HNO2、H2S、H2SO3、HF、HClO等 ⑵弱碱:如NH3.H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等 ⑶两性氢氧化物：Al(OH)3 ⑷水、极少数盐[醋酸铅：（CH3COO）2Pb等 强电解质在溶液中完全电离，用“＝” 弱电解质在溶液中部分电离，用“ ” 多元弱酸的电离应分步完成电离方程式，多元弱碱则一步完成电离方程式。 3.电离方程式的书写 电解质的强弱与溶解性、导电性的强弱没有必然联系！！！ 例：下列物质能导电的是 ,属于强电解质的是 ,属于弱电解质的是 ,属于非电解质的是 。 a.铜丝 b.金刚石 c.石墨 d.NaCl e.盐酸 f.蔗糖 g.CO2 h.Na2O i.硬脂酸 j.醋酸 l.碳酸氢铵 m.氢氧化铝 n.氯气 o. BaSO4 a c e d h l o i j m f g 二.电离平衡 1.定义: 2.特征: 逆、等、动、定、变 3.弱电解质电离程度的表示： （1）电离平衡常数： （2）电离度： 4.影响电离平衡的因素 ⑴内因： ⑵外因： 弱电解质本身的性质 ①温度：T升高，难挥发弱电解质的α增大。 ②浓度：一般说来，弱电解质溶液的浓度越大， α越小；反之，则 α越大。 例：冰醋酸加水溶解并不断稀释过程中，溶液导电能力与加入水的体积有如下变化关系：试回答： 冰醋酸中只存在醋酸分子,无离子 a﹥c﹥b C 相等 ⑴“0”点导电能力为0的理由是: 。　　　　　　　 ⑵a、b、c三点对应溶液的pH由大到小的顺序 。　　　 ⑶a、b、c三点中电离程度最大的是 　。电离平衡常数的关系 . ⑷若使c点溶液中 C（CH3COO－）、pH均增大，可采取的措施有: ①加强碱晶体；②加碳酸钠固体；③加镁或锌等 注意点： A、水的电离过程是吸热，升高温度， Kw将增大 25℃时，Kw=c（H+）·c（OH-） =1×10-14 B、水的离子积不仅适用纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液 Kw=c（H+）·c（OH-） 三.水的电离及水的离子积常数Kw 2.影响水的电离平衡的因素 1.表达式: (1)酸、碱：均抑制水的电离，Kw保持不变 （2）温度：升高温度促进水的电离，Kw增大 注意：Kw是一个温度函数，只随温度的升高而增大. 四.pH及计算： 1. pH试纸的使用方法:先把一小块干燥的pH试纸放在表面皿或玻璃片上，用一根洁净且干燥的玻璃棒蘸取待测液滴在pH试纸的中央，过一会儿后，pH试纸上显出的颜色与标准比色卡对照，读出pH。 2.关于酸碱溶液pH的计算 (1)常温下，pH=a的某强酸加水稀释至原来的10n倍时，稀释后溶液的pH=a+n，当稀释的程度大时，pH接近于是7，不能超过7！ pH=a的强酸和弱酸稀释相同的倍数，强酸的pH增加数值更大！ (2)常温下，pH=b的某强碱加水稀释至原来的10n倍时，稀释后溶液的pH=b－n，当稀释的程度大时，pH接近于是7，不能小于7！ pH=b的强碱和弱碱稀释相同的倍数，强碱的pH减小数值更大！ 对于单一的强酸溶液：先求出C（H+），再由pH=－lgC（H+）求pH；对于单一强碱溶液，若已知pH，先求C（H+）， 再通过KW换算为C（OH－），再求pH。 两强酸混合，先求C（H+混），再求出pH。 若已知两强碱溶液的pH，混合后先求 C（OH－混），再由Kw换算为C（H+混），再求出pH。 例:有两