電解質(zhì)和電離平衡

1、電解質(zhì)復(fù)習(xí)教案考點(diǎn)突破1、關(guān)于電解質(zhì)的概念 2、電離平衡夯基固本一、電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)1、電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。常見：酸堿鹽、金屬氧化物、水。2、非電解質(zhì)： 無論是在水溶液或熔融狀態(tài)下都不導(dǎo)電的化合物。常見：有機(jī)物、非金屬氧化物、氨氣。3、強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。常見：強(qiáng)酸強(qiáng)堿、金屬氧化物、大多數(shù)鹽。4、弱電解質(zhì)： 在水溶液里部分電離成離子的電解質(zhì)。常見：弱酸、弱堿、水。 注意事項(xiàng)：1、化合物：電解質(zhì)、非電解質(zhì)應(yīng)是化合物；2、導(dǎo)電條件：水溶液或熔化狀態(tài)；3、自身電離：電解質(zhì)應(yīng)是一定條件下本身電離而導(dǎo)電的化合物；CO2、SO2、SO3

2、、屬于非電解質(zhì)。 4、電解質(zhì)的強(qiáng)弱由物質(zhì)的內(nèi)部結(jié)構(gòu)決定，與其溶解性無關(guān)，某些難溶于水的化合物。如BaSO4、AgCl。由于他們?nèi)芙舛忍?，測不出（難測）其水溶液的導(dǎo)電性，但他們?nèi)芙獾牟糠质峭耆婋x的，所以是強(qiáng)電解質(zhì)。、電解質(zhì)不一定導(dǎo)電。不導(dǎo)電物質(zhì)不一定是非電解；非電解質(zhì)不導(dǎo)電，導(dǎo)電物質(zhì)不一定是電解質(zhì)。 （1）電解質(zhì)本身不一定導(dǎo)電，導(dǎo)電的也不一定是電解質(zhì)。（2）離子化合物一般在水溶液中和熔化狀態(tài)下都能導(dǎo)電，而共價化合物只能在水溶液中導(dǎo)電，熔化時（即液體）不導(dǎo)電，據(jù)此（熔化狀態(tài)下是否導(dǎo)電）可以區(qū)別離子化合物和共價化合物。（3）溶液的導(dǎo)電能力決定于溶液中自由移動離子的總濃度和所帶的電荷數(shù)，。導(dǎo)電性強(qiáng)

3、的溶液不一定是強(qiáng)電解質(zhì)溶液；強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定強(qiáng)于弱電解質(zhì)。6、強(qiáng)堿：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。 弱酸： H2CO3、CH3COOH、H2SO3、H2S、HClO、HF、H2SiO3、H3PO4。二、電離1、定義：在水溶液或熔融狀態(tài)下電離出離子的過程，叫電離。2、電離方程式 1)、強(qiáng)電解質(zhì)用等號，弱電解質(zhì)用可逆號。2)、多元弱酸分步電離，一般只寫第一步。3)、酸式根：強(qiáng)拆若不拆強(qiáng)電解質(zhì)的電離： NaHCO3Na+HCO3 NaHSO4Na+H+SO42 H2SO4=2H+SO42弱電解質(zhì)的電離：CH3COOH CH3COO- + H+ NH3H2O NH4+

4、+ OH-H2O+ H+AlO2Al(OH)3 Al3+3HOH2CO3H+HCO3 HCO3H+CO32三、弱電解質(zhì)的電離平衡1、電離平衡是指在一定條件（如溫度、濃度）下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等時，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡。（分子電離成離子與離子合成分子的速率相等）2、特征：逆、等、動、定、變3、電離常數(shù)：弱電解質(zhì)，電離平衡時，各組分濃度的關(guān)系4、電離度：在一定條件下的弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時，已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原電解質(zhì)總數(shù)（包括電離的沒有電離的）的分?jǐn)?shù)。5、影響因素： 溫度、濃度、同離子效應(yīng)A、電離是吸熱過程，因此，升高溫度使平衡向電

5、離方向移動。B、稀釋弱電解質(zhì)溶液，平衡向電離方向移動。C、同離子效應(yīng)：增加陰、陽離子的濃度，平衡向左移動（反之亦然）。6、電離平衡的應(yīng)用：1、解釋常見現(xiàn)象：為什么Al(OH)3既溶于強(qiáng)酸、又溶于強(qiáng)堿？2、用于鑒別溶液：有兩瓶PH=2的酸溶液，一瓶是強(qiáng)酸，一瓶是弱酸。現(xiàn)只有石蕊試液、酚酞試液、pH試紙和蒸餾水。簡述用最簡便的實(shí)驗(yàn)方法來判斷哪瓶是強(qiáng)酸。7、電解質(zhì)強(qiáng)弱的判斷方法：1）、同T同C比較導(dǎo)電性；2）、同T同C比較反應(yīng)速率；3）、濃度與PH的關(guān)系：0.l mol/L CH3COOH的PH14）、溶液的稀釋：等體積pH4的鹽酸和醋酸分別稀釋到pH5醋酸所加的水多，若加等體積的水醋酸的PH55）

6、、測定對應(yīng)鹽的酸堿性：氯化鈉溶液呈中性而醋酸鈉溶液呈堿性6）、用實(shí)驗(yàn)證明存在電離平衡：如醋酸鈉溶液中滴入石蕊試液變紅，加入醋酸鈉，顏色變淺。7）、利用強(qiáng)酸制弱酸如將二氧化碳通入苯酚鈉溶液中，出現(xiàn)渾濁說明碳酸的酸性大于苯酚。8）、利用元素周期律判斷9）、相同濃度、相同體積的鹽酸和醋酸與足量的鋅反應(yīng)時，產(chǎn)生氫氣的起始速率和平均速率鹽酸的快，但生成氫氣的總量相等。10）、等體積等pH的鹽酸和醋酸分別跟足量的鋅反應(yīng)時，醋酸產(chǎn)生氫氣的物質(zhì)的量多，但起始速率一樣。 8、以醋酸的電離為例CH3COOH CH3COO - + H+項(xiàng)目平衡移動電離度n（H+）C(H+)C(CH3COO -)PH導(dǎo)電能力加水正升

7、溫正加NaOH(S)正加濃H2SO4 逆加CH3COONa(S)逆加金屬M(fèi)g正加冰乙酸(S)正水的電離和溶液的Ph一、水的電離1電離方程式 ：H2O OH- + H+ 或 H3O OH - + H3O +任何情況下水電離的H+和OH-濃度都相等2影響水的電離因素：溫度、外加酸堿、易水解的鹽。 3水的離子積 25時，Kw = C(H+)C(OH) =10-710-7=10-14注意：1、Kw只與溫度有關(guān)，；2、適用范圍水和所有水溶液例如100，1LH2O有10-6mol電離，此時水的離子積常數(shù)為Kw=10-12二、溶液的pH1. 溶液的酸堿性，取決于溶液中C(H+) 、 C(OH) 的相對大?。?/p>

8、溶液酸堿性 C(H+)與c(OH)關(guān)系 任意溫度 室溫（mol/L） pH值（室溫）酸性 C(H+)c(OH) C(H+) 1107 7中性 C(H+)=c(OH) C(H+)=c(OH)=1107 =7堿性 C(H+)c(OH) C(H+)72、pH的計算： pH=lgc(H+) C(H+)=10-ph pH值的大小取決于溶液中的 大小，pH+ pOH =14 pOH=lgKwpH=pKwpH，三、溶液的pH測定方法：（指示劑法、pH試紙法）1、指示劑法：定性測定溶液的酸堿性2、pH試紙（定量測定）（1）、成分：含有多種指示劑（2）顏色：淡黃色（3）操作：用玻璃棒蘸取待測液，抹到試紙上，半分

9、鐘之內(nèi)與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照。四、有關(guān)pH的計算1、單一強(qiáng)酸強(qiáng)堿溶液的ph： （1）強(qiáng)酸溶液，如HnA，濃度為Cmol/L ，則c(H+)= ，ph= 。（2）強(qiáng)堿溶液，如B(OH)n濃度為Cmol/L 則c(H+)= ，ph= 。 Kw方法總結(jié)：C酸c(H+)ph ；C堿c(OH)c(H+)ph。2、強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合液的ph（1）兩強(qiáng)酸混合先求出總的c(H+) （2）兩強(qiáng)堿混合先求出總的c(OH)c(H+)（3）酸堿混合液，先判斷是否恰好反應(yīng)，若恰好反應(yīng)則呈中性，若有過量，求出過量的酸和堿，求出過量的c(OH)或c(H+)，再算ph。（4）稀釋后的pH：1、強(qiáng)酸、強(qiáng)堿的稀釋當(dāng)C大于等于10-5mol

10、/L時不考慮水的電離 2、弱酸、弱堿的稀釋還要考慮電離因此不能求具體數(shù)值而是一個范圍注意：酸無論怎樣稀釋，不可能成為堿性；則pH只能無限接近7且小于7.堿無論怎樣稀釋，不可能成為酸性；則pH只能無限接近7且大于7當(dāng)強(qiáng)酸、弱酸的pH相同，稀釋后pH仍相同，則稀釋倍數(shù)一定是弱酸大于強(qiáng)酸（堿類同）五、酸堿中和滴定1、定義：用已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）來測定未知物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）的實(shí)驗(yàn)方法。2、（1）實(shí)質(zhì)：H+ +OH= H2O（2）原理：在中和反應(yīng)中使用一種已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）溶液與未知物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）溶液完全中和，測出二者所用的體積，根據(jù)化學(xué)方程式中酸堿物質(zhì)的量比求出未知溶

11、液的物質(zhì)的量濃度。3、關(guān)鍵：準(zhǔn)確測定參加反應(yīng)的兩種溶液的體積和準(zhǔn)確判斷中和反應(yīng)是否恰好完全。準(zhǔn)確測定參加反應(yīng)的兩種溶液的體積所用的儀器是滴定管。準(zhǔn)確判斷中和反應(yīng)是否恰好完全是借助酸堿指示劑。4、酸、堿指示劑的選擇（1）原則：1）終點(diǎn)時，指示劑的顏色變化明顯2）變色范圍越窄越好，對溶液的酸堿性變化較靈敏（2）酸堿指示劑：一般是有機(jī)弱酸或有機(jī)弱堿（定性測定）熟記酚酞、甲基橙、石蕊的變色范圍及顏色酚酞：無色8粉紅10紅色甲基橙：紅色3.1橙色4.4黃色石蕊：紅色5紫色8藍(lán)色1）甲基橙和酚酞的變色范圍較?。?.3 ；=2 對溶液的酸堿性變化較靈敏，石蕊的變色范圍是58，2）指示劑是有機(jī)弱酸或有機(jī)弱堿，

12、它的變色，因發(fā)生化學(xué)變化。指示劑滴加太多將消耗一部分酸或堿，所以低價不能太多，一般為12滴。3）酸堿中和滴定中指示劑的選擇：強(qiáng)酸強(qiáng)堿間的滴定：酚酞溶液、甲基橙強(qiáng)酸滴定弱堿兩者正好完全反應(yīng)，生成強(qiáng)酸弱堿鹽，酸性選用甲基橙作指示劑強(qiáng)堿滴定弱酸 兩者正好完全反應(yīng)，生成強(qiáng)堿弱酸鹽，堿性選用酚酞作指示劑5、注意：“恰好完全反應(yīng)”與“溶液呈中性”兩句話的區(qū)別HCl + NH3H2O = NH4Cl + H2O1mol 1mol 1mol恰好完全反應(yīng)，PH7 溶液呈酸性， 6、主要儀器：7、實(shí)驗(yàn)步驟：例題：用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定未知濃度的氫氧化鈉溶液 1、查：檢查滴定管是否漏水，2、洗滌：先用蒸餾水洗，再用待裝液體

13、潤洗3、裝液：向滴定管中分別裝入酸堿溶液4、趕氣泡：把尖嘴出的氣泡趕出去，酸式滴定管打開玻璃閥門讓液體迅速流下把氣泡趕出去，堿式滴定管把橡膠管彎曲使尖嘴朝上，擠壓玻璃球，讓液體噴出趕氣泡。 5、調(diào)液（讀數(shù)）：再加入足量的液體，將液面調(diào)節(jié)到“0”刻度（或“0”刻度以下某一刻度）記下刻度。6、取：待測液、指示劑7、滴定：左手控制玻璃閥門，右手搖晃錐形瓶，眼睛注視錐形瓶內(nèi)顏色變化。8、讀數(shù)：當(dāng)看到加一滴鹽酸時，錐形瓶中顏色變成無色時，停止滴定，準(zhǔn)確記下鹽酸讀數(shù)，并準(zhǔn)確求得滴定用去的鹽酸體積。9、重復(fù)23次，10、計算：整理數(shù)據(jù)進(jìn)行計算。7、誤差分析： 例題：用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定未知濃度的氫氧化鈉溶液（氫氧

14、化鈉放于錐形瓶中）下列操作（其它操作均正確），對氫氧化鈉溶液濃度有什么影響？一、酸式滴定管：1、未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸潤洗酸式滴定管（偏大）2、滴定管內(nèi)壁不干凈，滴定后，酸式滴定管內(nèi)壁掛水珠（偏大）3、滴定管尖嘴處有氣泡，滴定后氣泡消失（偏大）4、滴定操作時，有少量鹽酸滴于錐形瓶外（偏大）5、滴定前仰視刻度，滴定后俯視刻度（偏?。┒?、錐形瓶 6、錐形瓶內(nèi)用蒸餾水洗滌后，再用待測氫氧化鈉潤洗 2-3次，將潤洗液倒掉，再裝NaOH溶液（偏大）7、錐形瓶用蒸餾水洗后未倒盡即裝NaOH溶液（無影響）8、滴定過程中搖動錐形瓶，不慎將瓶內(nèi)的溶液濺出一部分。（偏?。┤?、堿式滴定管 9、堿式滴定管用水洗后，未用待測液潤

15、洗（偏?。?0、取待測液時，未將盛待測液的堿式滴定管尖嘴的氣泡排除。取液后滴定管尖嘴充滿溶液（偏?。┧?、含雜質(zhì) 11、在配制待測氫氧化鈉溶液時，稱取氫氧化鈉時，內(nèi)含少量的氫氧化鉀，用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸溶液進(jìn)行滴定。（偏?。?2、同上情況，若含有少量的碳酸鈉，結(jié)果如何（偏?。}的水解一、鹽的水解1、定義：鹽電離的弱酸根離子或弱堿的陽離子與水電離的氫離子或氫氧根離子結(jié)合生成弱電解質(zhì)，從而促進(jìn)水電離的過程。2、實(shí)質(zhì)：中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，所以是吸熱反應(yīng)。注意：真正發(fā)生水解的離子僅占極小比例 3、水解規(guī)律：有弱才水解，越弱越水解，誰強(qiáng)顯誰性，都強(qiáng)顯中性。4、水解方程式書寫的注意事項(xiàng)： .可逆符號；.多元弱酸根分步水

16、解，一般只寫第一步。.生成沉淀、氣體不標(biāo)箭頭符號。注意：雙水解時用等號且氣體沉淀標(biāo)出5、鹽類水解的影響因素內(nèi)因：形成鹽的弱酸、弱堿的相對強(qiáng)弱:強(qiáng)堿弱酸鹽：弱酸酸性越弱，其酸根離子越易水解，溶液的堿性越強(qiáng)。強(qiáng)酸弱堿鹽：弱堿堿性越弱，其金屬陽離子越易水解，溶液的酸性越強(qiáng)。外因：濃度、溫度、溶液酸堿性的變化（1）濃度越小，水解程度越大，越稀越水解（2）溫度越高，水解程度越大，因水解是吸熱反應(yīng)（3）外加酸堿，可抑制或促進(jìn)水解。以Fe3+的水解為例完成下表?xiàng)l件移動方向H+數(shù)目pHFe3+水解率現(xiàn)象升溫通HCl加H2O加Fe粉加NaHCO36、鹽類水解的應(yīng)用1判斷或解釋鹽溶液的酸堿性 （取決于弱酸弱堿 相

17、對強(qiáng)弱）（1）正鹽溶液：強(qiáng)酸弱堿鹽呈酸性強(qiáng)堿弱酸鹽呈堿性 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽呈中性弱酸堿鹽不一定如 NH4CN CH3COONH4 NH4F 堿性 中性 酸性（2）酸式鹽若只有電離而無水解強(qiáng)酸的算式鹽，則呈酸性（如NaHSO4）若既有電離又有水解，取決于兩者相對大小 電離程度水解程度，呈酸性：NaHSO3、NaH2PO4 電離程度水解程度，呈堿性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS 例2：正鹽KX、KY、KZ的溶液物質(zhì)的量濃度相同，其pH值分別為7、8、9，則HX、HY、HZ的酸性強(qiáng)弱的順序是_相同條件下，測得NaHCO3 CH3COONa NaAlO2三種溶液的pH值相同。那實(shí)驗(yàn)么它們

18、的物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是_.2微粒種類、離子濃度大小、電荷守恒、物料守恒、由水電離的氫離子或氫氧根離子守恒3某些鹽溶液的配制、保存 在配制FeCl3、 FeCl2 、AlCl3、CuSO4、等溶液時為防止水解，常向鹽溶液中加入少量相應(yīng)的酸；Na2SiO3、Na2CO3、NH4F等不能貯存磨口玻璃塞的試劑瓶中，因Na2SiO3、Na2CO3水解呈堿性，產(chǎn)生較多OH-，NH4F水解產(chǎn)生HF，OH-、HF均能腐蝕玻璃.4判斷鹽溶液加熱濃縮蒸干灼燒后得到的固體例4. AlCl3 、Al2(SO4)3 的溶液分別蒸干灼燒所得固體分別是1.AlCl3+3H2O Al(OH)3+HCl ； H0 升溫

19、，平衡右移升溫，促使HCl揮發(fā)，使水解完全AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl 灼燒 Al2O3 2Al2(SO4)3+6H2O 2Al(OH)3+3H2SO4 ； H0 升溫，平衡右移H2SO4難揮發(fā)，隨c(H2SO4)增大，將抑制水解綜合結(jié)果，最后得到Al2(SO4)3結(jié)論：弱堿易揮發(fā)性酸鹽蒸干得氫氧化物固體（除銨鹽） 弱堿難揮發(fā)性酸鹽蒸干得同溶質(zhì)固體思考：對于FeCl3 CuSO4 Na2CO3 NaCO3 NaHCO3 NaClO溶液呢？5除雜 例：除去MgCl2溶液中的Fe3+可在加熱攪拌條件下，加入足量MgO或MgCO3或Mg(OH)2，攪拌充分反應(yīng)，后過濾除去。想一想：為何不能用NaOH或Na2CO3等溶液？6某些離子間因發(fā)生雙水解而在溶液中不大量共存，如Al3+與S2-、HS-、CO32-、HCO3-、AlO2-、SiO32-、ClO-、C6H5