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弱電解質的電離、水的電離和溶液的酸堿性知識點總結及習題(已修改)

2025-08-17 06:47 本頁面
 

【正文】 弱電解質的電離、水的電離和溶液的酸堿性知識點總結及習題一、弱電解質的電離 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 。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SOCOC6H12OCClCH2=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)H2O……混和物純凈物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 ②SONHCO2等屬于非電解質 ③強電解質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。電離平衡:在一定的條件下,當電解質分子電離成 離子的速率 和離子結合成 時,電離過程就達到了 平衡狀態(tài) ,這叫電離平衡。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:濃度越大,電離程度 越小 ;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。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)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)。叫做電離平衡常數(shù),(一般用Ka表示酸,Kb表示堿。 )表示方法:ABA++B Ki=[ A+][ B]/[AB]1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。C、同一溫度下,不同弱酸,電離常數(shù)越大,其電離程度越大,酸性越強。如:H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO二、水的電離和溶液的酸堿性水電離平衡:: 水的離子積:KW = c[H+]c[OH] 25℃時, [H+]=[OH] =107 mol/L 。 KW = [H+][OH] = 1*1014 注意:KW只與溫度有關,溫度一定,則KW值一定KW不僅適用于純水,適用于任何溶液(酸、堿、鹽)水電離特點:(1)可逆 (2)吸熱 (3)極弱影響水電離平衡的外界因素: ①酸、堿 :抑制水的電離 KW〈1*1014②溫度:促進水的電離(水的電離是 吸 熱的)③易水解的鹽:促進水的電離 KW 〉 1*1014溶液的酸堿性和pH: (1)pH=lgc[H+](2)pH的測定方法:酸堿指示劑—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。變色范圍:甲基橙 ~(橙色) ~(紫色) ~(淺紅色)pH試紙 —操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上,然后與標準比色卡對比即可 。 注意:①事先不能用水濕潤PH試紙;②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍三 、混合液的pH值計算方法公式強酸與強酸的混合:(先求[H+]混:將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積,再求其它) [H+]混 =([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)強堿與強堿的混合:(先求[OH]混:將兩種酸中的OH離子物質的量相加除以總體積,再求其它) [OH]混=([OH]1V1+[OH]2V2)/(V1+V2) (注意 :不能直接計算[H+]混)強酸與強堿的混合:(先據(jù)H+ + OH ==H2O計算余下的H+或OH,①H+有余,則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混;OH有余,則用余下的OH數(shù)除以溶液總體積求[OH]混,再求其它)四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律:強酸溶液:稀釋10n倍時,pH稀 = pH原+ n (但始終不能大于或等于7)弱酸溶液:稀釋10n倍時,pH稀 〈 pH原+n (但始終不能大于或等于7)強堿溶液:稀釋10n倍時,pH稀 = pH原-n (但始終不能小于或等于7)弱堿溶液:稀釋10n倍時,pH稀 〉 pH原-n (但始終不能小于或等于7)不論任何溶液,稀釋時pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液無限稀釋后pH均接近7稀釋時,弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢,強酸、強堿變化得快。五、強酸(pH1)強堿(pH2)若等體積混合pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7pH1+pH2≥15 則溶液顯堿性pH=pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+若混合后顯中性pH1+pH2=14 V酸:V堿=1:1pH1+pH2≠14 V酸:V堿=1:10〔14(pH1+pH2)〕六、酸堿中和滴定:中和滴定的原理實質:H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH物質的量相等。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:準備:檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。(洗滌:用洗液洗→檢漏:滴定管是否漏水→用水洗→用標準液洗(或待測液洗)→裝溶液→排氣泡→調液面→記數(shù)據(jù)V(始)(4)試驗過程酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析:利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進行分析式中: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。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時,則:c堿=上述公式在求算濃度時很方便,而在分析誤差時起主
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