高中化学重难点讲解 超详细地哦.doc

盐类的水解重难点知识讲解 1、根据强碱弱酸盐溶液的pH大小判断弱酸的相对强弱 　　强碱弱酸盐的溶液因水解而呈碱性，例 NaAc、NaCN、NaClO、Na2CO3、NaF……。影响水解平衡的外界条件有温度、盐溶液的浓度、等，但决定水解程度大小的主要因素是盐本身的性质，当其它条件相同时，水解生成的酸越弱水解程度越大，碱性越强，pH越大，那么就可根据强碱弱酸盐溶液的pH大小，判断对应酸的酸性强弱，若溶液的pH越大，水解所得的对应酸的酸性就越弱。 2、酸式盐溶液酸碱性的判断 　　NaHSO4、NaHCO3、NaHS、NaH2PO4等均是酸式盐，酸式盐溶液不一定呈酸性，若是强酸的酸式盐溶液一定呈酸性，例如NaHSO4，但弱酸的酸式盐呈酸性还是碱性，要看酸式酸根的电离程度和水解程度谁更大。常见盐溶液酸碱性归纳如下： 　　碱性： NaHCO3、NaHS、NaHPO4 　　酸性： NaHSO4、NaH2PO4 3、盐溶液中离子种类及浓度关系的判断 　　如 K2S溶液中离子有K＋、S2－、HS－、H＋、OH－。下面以0.1mol·L－1 Na2CO3溶液为例说明盐溶液中离子浓度间的关系，溶液中存在电离和水解： 　　 　　（1）离子浓度大小关系 　　　　C(Na＋)＞C(CO32－)＞OH－＞H＋ 　　（2）电荷守恒关系（溶液对外不显电性） 　　　　C(Na＋)＋C(H＋)＝2C(CO32－)＋C(OH－)＋C(HCO3－) 　　（3）物料守恒 　　　　Na2CO3固体中n(Na＋)＝2n(CO32－)，即为n(Na＋)＝2n(C) 　　　　溶液中 CO32－一部分变为HCO3－、H2CO3，故有： 　　　　C(Na＋)＝2[C(CO32－)＋C(HCO3－)＋C(H2CO3)] 　　（4）水电离出的H＋和OH－物质的量相等. 　　　　C(OH－)＝C(H＋)＋C(HCO3－)＋2C(H2CO3) 水的电离和溶液的酸碱性重难点知识剖析 （一）溶液pH的计算方法（25℃） 1、酸溶液 　　（1）强酸溶液，如HnA，设物质的量浓度为C mol·L－1，C(H＋)＝nC mol·L－1，pH＝－lgC(H＋)＝－lg（nc）。 　　（2）一元弱酸溶液，设物质的量浓度为C mol·L－1，电离度为α，则C(H＋)＝C·α，pH＝－lg(Cα)。 　　（3）两强酸混合 　　 2、碱溶液 　　（1）强碱溶液，如B(OH)n，设物质的量为 　　C mol·L－1，C(OH－)＝nC mol·L－1， 　　（2）一元弱碱溶液，设物质的量浓度为C mol·L－1，电离度为α，C(OH－)＝Cα， 　　（3）两强碱混合 　　由，先求出混合后的C(OH－)，再通过Kw求混合后C(H＋)，最后求pH。 3、强酸与强碱混合 　　先依据H＋＋OH－＝H2O，判断是否有过量的情况，可以分为下面三种情况： 　　（1）若恰好中和，在25℃时，pH＝7； 　　（2）若酸过量，先求出中和后的剩余C(H＋)，再求pH； 　　（3）若碱过量，先求中和后剩余的C(OH－)，再通过Kw求C(H＋)，最后求pH。 （二）酸碱中和滴定 1、酸碱中和滴定的原理 　　X元酸A和Y元碱B发生完全中和反应，根据中和反应的实质，A与B反应的化学方程式为： 　　 　　利用上面这些关系式，并根据中和反应完全时滴定用去的已知浓度的酸（或碱）溶液的体积，就很容易计算出酸或碱溶液的浓度。 2、酸碱中和滴定的关键 　　（1）关键有两个：准确测定参加反应的两种溶液的体积，以及准确判断中和反应是否恰好进行完全。 　　为准确测定溶液的体积，应选用精确度较高的滴定管和移液管（不作要求），并注意正确使用。 　　（2）指示剂的选择 　　选择指示剂时，一般要求变色明显（所以一般不选用石蕊），指示剂的变色范围与恰好中和时的pH要吻合。 　　①在酸碱中和滴定的实验中，不用石蕊作指示剂，主要原因是：石蕊的“红色→紫色”、“紫色→蓝色”的颜色变化不够明显，不利于及时、准确地作出酸碱是否恰好完全中和的判断。 　　②强酸强碱相互滴定，生成的盐不水解，溶液显中性，可选择酚酞或甲基橙作指示剂。 酚酞：酸滴定碱——颜色由红刚好褪色； 　　　碱滴定酸——颜色由无色到浅红色。 甲基橙：酸滴定碱——颜色由黄色到橙色； 　　　　碱滴定酸——颜色由红色到橙色。 　　③强酸弱碱相互滴定时，由于生成强酸弱碱盐使溶液显酸性，所以应选择甲基橙作指示剂。 　　④强碱弱酸相互滴定时，由于生成强碱弱酸盐，溶液显碱性，而应选用酚酞作指示剂。 ●说明： 　　①根据指示剂的变色判断出的滴定终点，并不是酸和碱完全反应的等当点，但没有一种指示剂的变色恰好是酸碱完全中和之点，因此把滴定终点看作等当点。 　　②指示剂用量常用2—3滴，因指示剂本身也