新人教版《化学反应原理》全册知识点归纳（4）

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　　三、混合液的pH值计算方法公式　　

　　1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它）[H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）　　

　　2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它）[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）(注意:不能直接计算[H+]混) 　　

　　3、强酸与强碱的混合：（先据H++OH-==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）　　

　　四、稀释过程溶液pH值的变化规律：　　

　　1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+n（但始终不能大于或等于7）　　

　　2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀〈pH原+n（但始终不能大于或等于7）　　

　　3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n（但始终不能小于或等于7）　　

　　4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原－n（但始终不能小于或等于7）　　

　　5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7 　　

　　6、稀释时，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。　　

　　五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律 　　

　　1、若等体积混合　　

　　pH1+pH2=14则溶液显中性pH=7 　　

　　pH1+pH2≥15则溶液显碱性pH=pH2-0.3 　　

　　pH1+pH2≤13则溶液显酸性pH=pH1+0.3 　　

　　2、若混合后显中性　　

　　pH1+pH2=14V酸：V碱=1：1 　　

　　pH1+pH2≠14V酸：V碱=1：10〔14-（pH1+pH2）〕　　

　　六、酸碱中和滴定：　　

　　1、中和滴定的原理　　

　　实质：H++OH—=H2O即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。　　

　　2、中和滴定的操作过程：　　

　　（1）仪②滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后一位。　　

　　（2）药品：标准液；待测液；指示剂。　　

　　（3）准备过程：　　

　　准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始) 　　

　　（4）试验过程　　

　　3、酸碱中和滴定的误差分析　　

　　误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析　　

　　式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；　　

　　V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：　　

　　c碱= 　　

　　上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。　　

　　同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。　　

　　七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）　　

　　1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。　　

　　2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。　　

　　3、盐类水解规律：　　

　　①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。　　

　　②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。(如:Na2CO3＞NaHCO3) 　　

　　4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热　　

　　5、影响盐类水解的外界因素：　　

　　①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）　　

　　②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）　　

　　③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）　　

　　6、酸式盐溶液的酸碱性：　　

　　①只电离不水解：如HSO4-显酸性　　

　　②电离程度＞水解程度，显酸性（如:HSO3-、H2PO4-）　　

　　③水解程度＞电离程度，显碱性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）　　

　　7、双水解反应：　　

　　（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。　　　

　　（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑ 　

　　8、盐类水解的应用：　　

　　水解的应用实例原理　　

　　1、净水　　

　　明矾净水Al3++3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+

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