電離平衡知識點(diǎn)

1、第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離平衡1. 強(qiáng)弱電解質(zhì)1 .電解質(zhì)與非電解質(zhì)(1) 電解質(zhì)：在 里或 狀態(tài)下能導(dǎo)電的;(2) 非電解質(zhì)：在 里和 狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的。2 .強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)(1) 強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里能夠 電解質(zhì)。(2) 弱電解質(zhì)：在水溶液里 的電解質(zhì)，3 .電離方程式的書寫(1) 強(qiáng)電解質(zhì)用,弱電解質(zhì)用。(2) 多元弱酸分步電離，且第一步電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步，如碳酸電離方程式：,(3) 多元弱堿電離方程式一步寫成，如氫氧化鐵電離方程式：4 .電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力取決于自由移動的離子 和。自由移動離子 越大， 多，溶液導(dǎo)電能力越強(qiáng)。酸式鹽的電離方程式怎么寫？強(qiáng)酸的酸

2、式鹽在 水溶液中完全電離，如NaHSO4=,弱酸的酸式鹽在水溶液中既有完全電離，又有部分電離，如NaHCO,強(qiáng)酸的酸式鹽在熔融狀態(tài)下的電離為KHS 。二、弱電解質(zhì)的電離平衡1 .弱電解質(zhì)的電離平衡(1) 電離平衡是指(2) 電離平衡的特點(diǎn)是：“等”“動”“定”“變”(3) 影響電離平衡的因素 溫度：升高溫度，平衡向 移動，這是因為。 濃度：弱電解質(zhì)溶液的濃度越小，電離程度,向弱電解質(zhì)溶液加水時，平衡向 的方向移動。其他條件對電離平衡的影響，符合勒夏特列原理。例：向醋酸溶液中加入醋酸鈉晶體，電離平衡向 移動，c(H + ), c(CH3COO)。2. 電離常數(shù)(1) 概念：電離常數(shù)表達(dá)式為：K

3、=。(2) K的意義相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越 電離，所對應(yīng)的弱酸或弱堿相對越 。(3) 影響因素電離平衡常數(shù)的影響因素只有,溫度越高，K越 o(4) 多元弱酸各步的電離常數(shù)因為多元弱酸的電離是分步的，第一步電離程度很弱，第二步電離程度更弱，第三步電離 程度比第二步電離還要更弱，所以其酸性主要決定于第一步電離。延伸：從純凈的弱電解質(zhì)開始加水稀釋，電離平衡正向移動，離子數(shù)目增多，離子濃度增大， 導(dǎo)電能力增強(qiáng)；加水稀釋至稀溶液后再加水稀釋，電離平衡正向移動，離子數(shù)目增多，電離程 度增大，但離子濃度減小，導(dǎo)電能力降低。注意以下幾個問題：(1) 電離平衡向右移動，電離程度不一定增大，如向氨

4、水中通入NH o(2) 電離平衡向右移動，離子濃度不一定增大?？梢詮囊韵聨讉€方面來區(qū)分強(qiáng)、弱電解質(zhì)1 .相同條件下利用溶液的導(dǎo)電性來區(qū)別；2 .從實(shí)際物質(zhì)區(qū)分：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿是強(qiáng)電解質(zhì)，弱酸、弱堿是弱電解質(zhì)；3 .從組成和結(jié)構(gòu)上區(qū)分：以離子鍵結(jié)合的化合物是強(qiáng)電解質(zhì)，如大多數(shù)鹽類、強(qiáng)堿、活潑金屬的氧化物、活潑金屬的過氧化物(Na?。)等；4 .從電離程度大小來區(qū)分。第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性知識點(diǎn)：一、水的電離和水的離子積常數(shù)KW25P時 dH十-c(OH-) =純水中Kw=2 .水的電離是 過程，因此升高溫度水的電離平衡向右移動，Kw o如100 C時純水電離的H +濃度c(H + )H2。=

5、 10 - 6mol L1 ,此時Kw= 。3 . Kw不僅適用于純水，向水中加入適量酸或堿或者鹽形成稀溶液時，只要溫度不變，Kw o即酸、堿、鹽的稀溶液中均同時存在H +和OH，且有： c(H + )H2。c(OH )H2。 c(H + ) - c(OH ) = Kw4 .水的電離平衡的移動H2O H + + OH H>0條件變化移動方向c(H + )c(OH )Kw升高溫度加酸加堿加強(qiáng)酸弱堿鹽加強(qiáng)堿弱酸鹽二、溶液的酸堿性和PH1 .溶液酸、堿性的實(shí)質(zhì)在酸、堿溶液中水的電離被抑制，但H +與OH的關(guān)系仍符合。當(dāng)加酸時，水的電離平，c(H + ) c(OH );當(dāng)加堿時，道理也如此，只是

6、c(OH ) c(H + ) o所以說，溶液酸、堿性的實(shí)質(zhì)是溶液中的c(H + )和c(OH )的相對 大小問題2 .溶液酸堿性的表示方法一一pH(1) 定義：pH=。(2) 適用范圍：014(3) 意義：pH大小能反映出溶液中c(H + )(或c(OH )的大小，即能表示溶液的酸堿性強(qiáng)弱。常溫下：pH<7,溶液呈。pH越小，溶液的酸性越；pH每減小1個單位，c(H + );常溫下：pH>7,溶液呈，pH越大，溶液的堿性越，pH每增加1個單位，c(OH -)。(4) 溶液酸堿性的判斷利用c(H + )和c(OH )的相對大小判斷若c(H + )>c(OH ),則溶液呈 ;若c

7、(H + ) = c(OH ),則溶液呈 ;若c(H + )<c(OH ),則溶液呈。利用pH判斷25 C時，若溶液的pH<7 ,則溶液呈，若pH = 7，則溶液呈；若pH>7 ,則溶液呈 。注意： 是無條件的，任何溫度、濃度都適用。 是有條件的，適用溫度為25 °C o在100 C時Kw= 10 - 12 ,pH = 為 中性，pH>為 堿性，pH<為 酸性。3 . pH試紙的使用(1) 方法：把小塊pH試紙放在玻璃片(或表面皿)上，用蘸有待測液的玻璃棒點(diǎn)在試紙的 中央，試紙變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較來確定溶液的pH。(2) 注意：pH試紙使用前不能用蒸

8、留水潤濕，否則將可能產(chǎn)生誤差。延伸：常見指示劑的變色范圍試劑pH范圍對應(yīng)的指示劑顏色甲基橙石 蕊伯猷三、酸堿中和滴定1 .酸堿中和滴定原理用已知物質(zhì)的量濃度的 來測定未知物質(zhì)的量濃度的 的物質(zhì)的量濃度的方法。2 .中和滴定操作(以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定NaO昭液為例)(1) 準(zhǔn)備 滴定管a . 檢驗酸式滴定管;b .洗滌酸式和堿式滴定管后要用 潤洗23次，并排除滴定管尖嘴處的;c . 用漏斗注入標(biāo)準(zhǔn)液至。d .將液面調(diào)節(jié)到“ 0 ”或“ 0 ”以下某一刻度處，記下讀數(shù)。 錐形瓶：只用蒸留水洗滌，不能用待測液潤洗。(2) 滴定 用堿式滴定管取一定體積待測液于錐形瓶中，滴入 滴指示劑(甲基橙)。 用 握活塞

9、旋轉(zhuǎn)開關(guān)，右手不斷旋轉(zhuǎn)搖動錐形瓶，眼睛注視至黃色變?yōu)槌壬?，記下讀數(shù)。(3) 計算每個樣品做 次，取平均值求出結(jié)果。滴定管和量筒讀數(shù)時有什么區(qū)別？提示：滴定管的“0”刻度在上面，越往下刻度值越大，而量筒無零刻度，并且越往上刻度越大，記錄數(shù)據(jù)時滴定管一般到0.01 mL ,而量筒僅為0.1 延伸：酸堿中和滴定操作中應(yīng)注意的幾個問題(1) 酸、堿式滴定管的構(gòu)造以及讀數(shù)準(zhǔn)確度0.01 mL O(2) 指示劑的選擇要注意滴定完成后生成鹽的溶液的酸堿性。(3) 滴定速度，先快后慢，接近滴定終點(diǎn)時，應(yīng)一滴一搖動。(4) 振蕩半分鐘溶液顏色不發(fā)生變化，達(dá)滴定終點(diǎn)。(5) 讀數(shù)時，視線與液面的凹液面的最低處及刻

10、度在同一水平線上。第三節(jié) 鹽類的水解一、鹽類水解的含義1 .定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的 或 結(jié)合生成電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。2 .實(shí)質(zhì)：鹽電離產(chǎn)生的 或 與水電離產(chǎn)生的 或 結(jié)合成難電離的分子或離子，促進(jìn)了水的電離。3 .鹽類的水解規(guī)律(1) 誰弱誰水解，都弱都水解，無弱不水解，誰強(qiáng)顯誰性，都強(qiáng)顯中性；(2) 越弱越水解，水解程度越大，溶液酸性(或堿性)越強(qiáng)；(3) 多元弱酸根離子分步水解，正酸根離子比酸式酸根離子水解程度大。4.鹽類水解方程式的書寫(1) 一般鹽類水解程度很小，水解產(chǎn)物也很少，通常不生成沉淀或氣體，在書寫鹽類水解的離 子方程式時一般不標(biāo)“ f ”或“

11、I ”，也不把生成物(如NH H 2 HtCQ等)寫成其分解產(chǎn)物的 形式。(2) 鹽類水解一般是可逆反應(yīng)，鹽類水解的離子方程式一般不寫"=”，而要寫“(3) 多元弱酸鹽的水解是分步進(jìn)行的，第一步較易發(fā)生，水解時以第一步為主，兩步都要寫。(4) 多元弱堿陽離子的水解實(shí)際也是分步進(jìn)行的，在中學(xué)階段多步并為一步，例如：FeCl3 水解可寫為 Fe3 + + 3fQ e(QH) 3 + 3H + o二、影響鹽類水解的因素1 .內(nèi)因：生成弱電解質(zhì)越弱，對應(yīng)的鹽水解能力越強(qiáng)。2 .外因：(1) 溫度：因鹽水解是吸熱反應(yīng)，升溫可 水解，使水解平衡 移動，水解程度 O(2) 鹽的濃度：稀釋鹽溶液可以

12、 水解，平衡 移動，水解程度。如果增大鹽的濃度，水解平衡雖然 移動，但水解程度。(3) 溶液的酸堿度：H +可抑制 離子水解，促進(jìn) 離子水解；QH-能抑制 離子水解，促進(jìn) 離子水解。三、鹽類水解的應(yīng)用'判斷溶液的酸堿性判斷不同弱雨解質(zhì)的相對強(qiáng)弱比較溶液I同一溶液中不同離子濃度比較中離子濃度不同溶液中相同離子濃度比較何解釋某些化學(xué)現(xiàn)象及在生產(chǎn)生活中的應(yīng)用1 .判斷鹽溶液的酸堿性如N&CO溶液因CO2-的水解而顯堿性，NHCl溶液因NH+的水解而顯酸性。2 .配制鹽溶液如在配制FeCla溶液時，由于Fe3 +的水解使溶液渾濁而得不到澄清溶液，故在配制時，要 加入一定量的鹽酸來抑制F

13、e3 +的水解。同樣在配制FeSO、SnCb等溶液時也需要加入相應(yīng)的酸 來抑制水解。3. 判斷離子能否大量共存： Al3 +與S2、HS、相遇相 互促進(jìn)使水解趨于完全，在溶液中不能大量共存。再如F53 +與 相遇相互促進(jìn)使水解趨于完全，不能大量共存。4 .鹽溶液蒸干產(chǎn)物的判斷(1) 鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時，蒸干后一般得原物質(zhì)，如 CuSQaq)CuSO4(s)。(2) 鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時，蒸干灼燒后一般得對應(yīng)的氧化物，如AlCl 3(aq)Al(OH)3 AlO。為了制取其無水鹽(AlCl 3、 FeCl3),通常將結(jié)晶水合物在HCl氣流中加熱，以防止其水解(3) 酸根陰離子易水解

14、的強(qiáng)堿鹽，如N&CO溶液等蒸干后可得到原物質(zhì)。(4) 考慮鹽受熱是否分解，如Ca(HCO)2、NaHCO、KMn。NHCl等固體受熱易分解。如AlCl 3的制備，不能通過加熱溶液、濃縮結(jié)晶的方法，因為溫度升高，水解程度增大，同時由 于HCl揮發(fā)，生成Al(OH) 3 ,若對沉淀繼續(xù)加熱灼燒，Al(OH) 3將分解生成Al 2。5 .鹽類水解在日常生活中的應(yīng)用(1) 去污：如常把某些鹽當(dāng)作堿使用，如純堿、肥皂具有去污作用，且熱溶液的去污能力比冷 溶液的去污能力強(qiáng)。這是由于純堿、肥皂都屬于強(qiáng)堿弱酸鹽，其水解后溶液均顯堿性，升高溫 度水解的程度增大，溶液的堿性增強(qiáng)。(2) 滅火：泡沫滅火器內(nèi)

15、所盛裝的藥品分別是NaHCO駱液和Al2(SC4)3溶液，在使用時將二者混 合，能 夠水解徹底：Al3 + + 3HCO=Al(OH)3 I + 3CO f。在炸油 條過程中加入純堿、明磯， 利用水解產(chǎn)生的CO氣體，使油條變得松脆可口。(3) 凈水：明磯用于凈水，這是由于鋁鹽水解產(chǎn)生的氫氧化鋁具有吸附性的緣故。其水解的離 子方程式為Al3 + + 3咤。Al(OH) 3 + 3H +。鐵鹽也具有相類似的性質(zhì)，可用于凈水。6 .某些較活潑的金屬(如Mg)和某些強(qiáng)酸弱堿鹽的水溶液(如NH4Cl)作用產(chǎn)生氫氣。7 ,利用鹽的水解可以除雜質(zhì)如除去MgC2酸性溶液中的FeCl3,可以加入MgO或Mg(O

16、H> ,促進(jìn)FeCl3的水解，使FeCl3轉(zhuǎn)化為 Fe(OH)3而除去o四、離子濃度大小的比較1 .電離理論發(fā)生電離粒子的濃度大于電離生成粒子的濃度，如HCO溶液中：c(H2CO)> c(HCO-) ? c(CO32-)(多元弱酸第一步電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步電離)2 .水解理論發(fā)生水解離子的濃度大于水解生成粒子的濃度，如NaCO溶液中：C(CQ2-)>c(HCQ) ? c(H2C)(多元弱酸酸根離子的水解以第一步為主)3 .電荷守恒電荷守恒是指溶液必須保持電中性，即溶液中所有陽離子的電荷總濃度等于所有陰離子的 電荷總濃度。如 NaHCO豁液中：c(Na + ) + c(H +

17、 ) = c(HCO-) + 2c(CO：) + c(OH )4 .物料守恒物料守恒也就是元素守恒，變化前后某種元素的原子個數(shù)守恒。如 0.1 mol L1 NaHC潞液中：c(Na + ) = c(HCO-) + c(CO32-) + c(H2C。= 0.1 mol L 1。5 .質(zhì)子守恒如純堿溶液中 c(OH ) = c(H + ) + c(HCO-) + 2c(H2CO)可以認(rèn)為，N&CO溶液中OH和H +都來源于水的電離，其總物質(zhì)的量是相等的。可水解 的正鹽可直接利用質(zhì)子守恒關(guān)系判斷等量關(guān)系，方便直觀。第四節(jié) 難溶電解質(zhì)的溶解平衡一、難溶電解質(zhì)的溶解平衡1 .難溶電解質(zhì)與易溶電

18、解質(zhì)：難溶電解質(zhì)與易溶電解質(zhì)之間并無嚴(yán)格的界限，習(xí)慣上將溶解 度小于 g 的電解質(zhì)稱為難溶電解質(zhì)。難溶電解質(zhì)的溶解度盡管很小，但不會等2 .沉淀溶解平衡(1) 概念：一定溫度下，當(dāng)沉淀 和 的速率相等時的狀態(tài)。(2) 特點(diǎn)：逆、動、等、定、變(同化學(xué)平衡)。3 .溶度積(1) 一定溫度下，難溶電解質(zhì)在溶液中達(dá)到平衡時的,叫做溶度積常數(shù)或溶度積，通常用 表示。如AnBn(s) mAn + (aq) + nB"(aq),其溶度積的表達(dá)式為：Ksp =.(2) Ksp與其他化學(xué)平衡常數(shù)一樣，只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和 有關(guān)，而與沉淀的量和溶液中離子的濃度無關(guān)。二、溶解平衡的應(yīng)用1 .沉淀的生成原理：利用生成沉淀分離或除去某種離子，首先要使生成沉淀的反應(yīng)