電離平衡重要知識(shí)點(diǎn)(學(xué)生用)

1、電離平衡重要知識(shí)點(diǎn)(學(xué)生用)一、電解質(zhì)與非電解質(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。非電解質(zhì)-在水溶液里也熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。2 .二者差不多上化合物，單質(zhì)和混合物什么都不是。即化合物不是電確實(shí)是非。3 電解質(zhì)強(qiáng)調(diào)因本身電離出自由移動(dòng)的離子而導(dǎo)電，假設(shè)是生成物的電離，就不是電解質(zhì)，如SO2、NH3等。4 .電解質(zhì)能夠是離子化合物也能夠是共價(jià)化合物，前者在兩種情形下都能導(dǎo)電，后者只是在水溶液里導(dǎo)電。-要證明一種化合物是離依舊共就看它在熔融狀態(tài)下是否導(dǎo)電。例：證明HCl是共價(jià)化合物，那么只需證明液態(tài)HCl不導(dǎo)電那么可。5 .離子化合物本身含有離子，但因無自由移動(dòng)的離子，

2、因此不能導(dǎo)電。但熔融的離子化合物卻能導(dǎo)電。6 .強(qiáng)酸的酸式鹽如NaHSO4在水溶液中和熔融狀態(tài)下的導(dǎo)電是不同的。前者共價(jià)、離子鍵均斷鍵，后者只有離子鍵斷鍵。7 .把握常見的電解質(zhì)與非電解質(zhì)的類不：電解質(zhì)包括酸、堿、鹽、爽朗金屬氧化物；非電解質(zhì)一樣包括非金屬元素的氧化物、非金屬元素的氫化物除H2S、HX外，絕大多數(shù)的有機(jī)物。摸索：一種物質(zhì)的水溶液能導(dǎo)電，原物質(zhì)一定是電解質(zhì)嗎？二、強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)-一依照水溶液里或熔融狀態(tài)下能否完全電離來區(qū)分。1 .強(qiáng)電解質(zhì)溶液中只有離子無分子，弱電解質(zhì)溶液中兩種都有。因此，只有弱電解質(zhì)溶液才有電離平穩(wěn)。且電離過程是吸熱的，故弱電解質(zhì)的導(dǎo)電性隨T的升高而增強(qiáng)，而

3、金屬反之。2、電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電的強(qiáng)弱無關(guān)，與溶解性的大小無關(guān)。3 .電解質(zhì)的強(qiáng)弱與化學(xué)鍵的關(guān)系：強(qiáng)電解質(zhì)能夠含離子鍵或極性鍵；弱電解質(zhì)只能含極性鍵那個(gè)地點(diǎn)的極性鍵也能夠是強(qiáng)極性鍵。如：HF，即含離子鍵的電解質(zhì)必為強(qiáng)電解質(zhì)。4 .強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的類不：-強(qiáng)電解質(zhì)包括強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)鹽、爽朗金屬氧化物；弱電解質(zhì)弱酸、弱堿、水。三、|電離方程式的書寫：一一第一關(guān)注電解質(zhì)的強(qiáng)弱。1 .強(qiáng)電解質(zhì)用等號(hào)，弱電解質(zhì)用可逆號(hào)。2 .多元弱酸的|電離方程式的書寫：分步進(jìn)行，越向后越困難。要緊由第一步電離決定。3 .多元弱酸的酸式鹽的書寫：4 .NaHSO4在水溶液中和熔融狀態(tài)下電離的兩種表示：5,兩性

4、氫氧化物Al(OH)3的兩種電離：想一想:什么緣故多元的酸電離下一步比上一步困難，電離程度小得多，甚至可忽略四、.比較強(qiáng)、弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)電離程度完全部分電離平穩(wěn)不、不可逆有、可能過程表示=*-溶液中存在的微粒水分子不計(jì)只后電離出的陰、陽離子，小存在電解質(zhì)分子即有電離出的陰、陽離子少部分，又有電解質(zhì)分子大部分。電離方程式H2SO4=2H+SO42CaCl2=Ca2+2ClNH3-H2O、fNH4+OHH2s=fH+HS,HSH+S2實(shí)例絕大多數(shù)的鹽包包括難溶性鹽；強(qiáng)酸：H2SO4、HCl、HclO4等;強(qiáng)堿：Ba(OH)2、Ca(OH)2等。五、弱電解質(zhì)的電離平穩(wěn)：1.概念弱電解質(zhì)的電

5、離平穩(wěn)是指在一定條件下濕度、濃度，弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等的狀態(tài)。2.阻礙電離平穩(wěn)的因素！T:2濃度：包括稀釋效應(yīng)、增濃效應(yīng)、同離子效應(yīng)、反應(yīng)效應(yīng)、加入相同平穩(wěn)體系的溶液注意：1。電離程度正比于T反比于C.2 .平穩(wěn)正向移，電離程度不一定增加。3 .注意同離子效應(yīng)、和反應(yīng)效應(yīng)對(duì)電離程度的阻礙。4 .在0。1mol/LHAC溶液中加入等體積等濃度的HAC溶液。對(duì)原平穩(wěn)無阻礙。5 .HAC、NH3.H2O溶液中電離平穩(wěn)的證明方法：只能加入中性物質(zhì)NH4AC固體.并配加指示劑。6 .稀釋酸、堿溶液將分不導(dǎo)致H+濃度減小、OH-濃度減小7 .判定離子濃度的變化用直截了當(dāng)因素。

6、以0.1mol/1CH3COOH溶液為例：六、電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱與電解質(zhì)強(qiáng)弱阻礙溶液導(dǎo)電能力的因素：決定于自由移動(dòng)離子的電荷濃度的大小。其中C電荷=nC離子。例：1假設(shè)在H2SO4溶液中加Ba(OH)2,因生成BaSO4沉淀和極難電離的水，使溶液中離子濃度降低，導(dǎo)電能力降低。2假設(shè)在H2SO4溶液中加BaCl2,雖有沉淀BaSO4生成，但同時(shí)生成了HCl,相當(dāng)于1molSO42一被2molC代替，故導(dǎo)電能力幾乎不變。3假設(shè)在HCl溶液中加AgNO3,那么導(dǎo)電能力幾乎不變。七、關(guān)于弱酸、弱堿溶液中存在電離平穩(wěn)的運(yùn)用及兩個(gè)重要結(jié)論：1 .弱酸與強(qiáng)酸相比或弱堿與強(qiáng)堿相比在稀釋過程中不斷有H+濃

7、度或OH-濃度的補(bǔ)充。而強(qiáng)酸、強(qiáng)堿那么無。2 .弱酸、弱堿溶液中在稀釋后只有n酸守恒，而nH+不守恒。對(duì)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿在稀釋后只有n酸、nH+均守恒。3 .兩個(gè)重要結(jié)論：1PH相同的強(qiáng)弱酸等倍數(shù)稀釋前者PH較高，或強(qiáng)酸的PH變化較大。2C酸相同的同元強(qiáng)弱酸等倍數(shù)稀釋那么反之。例如pH值變化，圖示如下:等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸，氫氧化鈉和氨水分不加水稀釋。溶液的7HACHCl加水NaOHNH HO7加水假設(shè)把上述咨詢題，換成等pH值，圖示又如何樣呢?pHpHnh hoNaOHHClHAC汪息:VO酸不管如何樣稀釋，不可能成為堿性；假設(shè)無限稀釋，那么pH只能無限接近7且小于7.堿不管如何樣稀釋，不可

8、能成為酸性；假設(shè)無限稀釋，那么pH只能無限接近7且大于7當(dāng)起始強(qiáng)酸、弱酸的pH相同，稀釋后為達(dá)仍相同，那么稀釋倍數(shù)一定是弱酸大小強(qiáng)酸強(qiáng)堿、弱堿類同八、涉及酸或堿反應(yīng)的有關(guān)運(yùn)算：-關(guān)鍵：、涉及強(qiáng)酸或強(qiáng)堿反應(yīng)找離子關(guān)系；涉及弱酸或弱堿反應(yīng)找分子關(guān)系：故：涉及酸或堿反應(yīng)要關(guān)注強(qiáng)弱對(duì)一元弱酸滿足：CH+=C酸8或C酸=注意：酸與堿混合時(shí)發(fā)生中和反應(yīng)，但不一定恰好完呈中和。即使恰好完全中和，也不一定溶液呈中性,由生成的鹽能否水解及水解情形而定，另外酸堿的強(qiáng)弱不同，提供反應(yīng)物的量不同也阻礙著反應(yīng)后溶液的性質(zhì)。一樣酸或堿過量化生成的鹽水解對(duì)溶液的酸堿性阻礙大。下面把常見的幾種情形分列出來.等物質(zhì)的量濃度的一

9、元弱酸一元強(qiáng)堿溶液等體積混合溶液pH>7由生成的強(qiáng)堿弱酸鹽水解決定等物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸與一元弱堿溶液等體積混合后溶液pH<7由生成的強(qiáng)酸弱堿鹽水解決定等物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液等體積混合后溶液pH=7因生成強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解想一想：假設(shè)酸或堿之一是多元，情形又如何樣？當(dāng)pH=pOH的強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液以等體積混合后pH=7與酸、堿的幾元性無尖當(dāng)pH=3的某一元酸溶液與pH=11的一元強(qiáng)堿以等體積混合后pHW7?？紤]酸有強(qiáng)弱之分，假設(shè)分弱酸，制反應(yīng)后酸過量當(dāng)pH=3的某一元強(qiáng)酸pH=11的一元堿溶液的以等體積混合后pH>7同理，弱堿過量將pH=3的酸溶液和pH=11的堿溶

10、液以等體積混合后溶液pH=無法確定.再想一想：與酸、堿的幾元性有無關(guān)系？第二節(jié)水的電離平穩(wěn)和溶液的PH一、水的電離與離子積：1 .實(shí)驗(yàn)證明，純水柔弱的導(dǎo)電性，是極弱的電解質(zhì)：H2O=H+OH,當(dāng)溫度一定時(shí)H+-OH=Kw是一個(gè)常數(shù)稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。其中：25C：H+=OH=107,Kw=H+-OH=1014100C：H+=OH=106Kw=H+OH=10-122 .阻礙Kw的因素Kw與溶液中H+、OH-無關(guān)，只與溫度有關(guān)。水的電離為吸熱過程，因此當(dāng)溫度升高時(shí)，水的電離程度增大，Kw也增大。故談Kw必須指明溫度。3 .不管何種性質(zhì)的溶液，由水電離的H+=OH"始終恒成

11、立。4 .涉及水的電離就要聯(lián)想Kw,要描述Kw的表達(dá)式必須注意H+或OH哪種完全濃度完全來自于水：1在酸溶液中：2在堿性溶液中：3在堿溶液中：4在酸性溶液中：如pH=4的NH4CI溶液與pH=10的NaAc溶液中，室溫由水電離出的1014_1_10AH+*=OH水=-10=104mol/L105.Kw的重要作用：擔(dān)負(fù)著將H+、OH轉(zhuǎn)化的重任；擔(dān)負(fù)著有關(guān)水的電離的運(yùn)算的重任。6 .能夠依照純水電離的H+的大小與25c時(shí)H+的大小相比較，從而判定溶液所處的溫度；假設(shè)溶液所處的溫度均為常溫，還能夠判定溶液的性質(zhì)。；7 .阻礙水的電離平穩(wěn)因素1溫度，升溫度促進(jìn)水的電離，降溫那么相反2向純水中外加酸堿，

12、會(huì)抑制水的電離。只要酸的pH值相等不論強(qiáng)弱、不論幾元對(duì)水的抑制程度相等，堿也同理。假設(shè)酸溶液的pH值與堿溶液的pOH值相等，那么兩種溶液中水的電離度相等。如pH=3的鹽酸溶液與pH=11的氨水溶液在室溫下，由水電離出的1014H+水=OH7仁3-=1011mol/L103向純水中外加弱離子的鹽將促進(jìn)水的電離，且當(dāng)強(qiáng)酸弱的堿鹽的pH和強(qiáng)堿弱酸鹽的pOH值相等時(shí)同一溫度，那么促進(jìn)程度相等。二、溶液的酸堿性及pH的值1. pH的定義：pH=lgH+注意：25c時(shí)：PH+POH=14,100C時(shí)：PH+POH=12(2)常見的PH3PH的適用范疇：CH+(10-14,1),即PH常溫下的范疇為0,14

13、注意：任意水溶液中H+產(chǎn)0,HpH可為0,現(xiàn)在H+=1mol/L,一樣H+>1mol/L時(shí)，pH<0,故直截了當(dāng)用H+表示.2. pH的測定：pH試紙、pH計(jì)。pH試紙：1只能讀整數(shù)2使用方法：用玻棒沾取待測試液于pH試紙中部，趕忙與標(biāo)準(zhǔn)比色卡進(jìn)行比色，以半分鐘的顏色變化為標(biāo)準(zhǔn)。3pH試紙事先不能潤濕4常見指示劑的變色范疇：口訣甲、石、酚要分清，紅-黃紅-藍(lán)無色-紅；3.1-4.45-88-10相對(duì)應(yīng)。3pH的運(yùn)算：關(guān)鍵：1有反應(yīng)的先考慮反應(yīng)忽略體積變化可能情形有三種：假設(shè)酸和堿恰好中和.即nH+=nOH，pH=7.假設(shè)酸過量，求出過量的H+,再求pH值.假設(shè)堿過量，求出過量的OH

14、-,求出pOH后求pH值.2對(duì)單一酸溶液：找CH+_求PH;對(duì)單一堿溶液：找COH-_求POH在轉(zhuǎn)化為PH注意;強(qiáng)酸與強(qiáng)酸或強(qiáng)堿與強(qiáng)堿等體積混合且pHA2應(yīng)滿足0。3規(guī)那么。即：1當(dāng)強(qiáng)酸與強(qiáng)酸等體積混合，那么pH=較小pH+0。32當(dāng)強(qiáng)堿與強(qiáng)堿等體積混合，那么pH=較大pH0。34溶液呈的酸堿性的判定咨詢題：1絕對(duì)標(biāo)準(zhǔn)：取決于溶液中H+、OH的相對(duì)大小。225時(shí)：以pH=7為標(biāo)準(zhǔn)。3100時(shí)：以pH=6為標(biāo)準(zhǔn)。第三課時(shí)鹽類的水解一、鹽的水解：1 一樣通式：鹽提供的弱陽或弱陰離子+H2O=弱酸/弱減+OH-/H+2 實(shí)質(zhì)：促進(jìn)了鹽的水解。3 鹽的水解與中和反應(yīng)的關(guān)系：是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，但一樣認(rèn)

15、為中和反應(yīng)程度大，大多認(rèn)為是完全以應(yīng)，但鹽類的水解程度小得多，真正發(fā)生水解的離子僅占極小比例。故：鹽的水解或弱酸/弱堿的電離差不多上吸熱過程。4水解規(guī)律：有鹽想水解，有弱才水解，越弱越水解，雙弱雙水解誰強(qiáng)顯誰性，等強(qiáng)顯中性，雙弱具體定。（取決于生成弱酸弱堿相對(duì)強(qiáng)弱）如NH4CNCH3COONH4NH4F堿性中性酸性5 注意：1鹽的水解為中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，但進(jìn)行的程度專門小，一樣不超過10%。且為吸熱過程。2鹽的水解不一定阻礙溶液的PH.如CH3COONH4個(gè)。3一樣單一弱離子的水解程度專門小，寫可逆號(hào)且無氣體或沉淀符號(hào)；而雙水解那么反之。且多元弱酸根的水解與多元弱酸的電離相似差不多上分步進(jìn)行的

16、。已第一級(jí)為主。4一樣弱陽離子弱陰離子都要考慮雙水解，如：Fe3+/Al3+CO32-/HCO3-等。但NH4+CO32-/HCO3-/AC-;Cu2+/Fe3+/Fe2+S2-等除外。5弱酸的酸式鹽有水解和電離兩種趨勢(shì)，一樣以水解為主，但NaHSO3NaH2PO4溶液除外。6常用鹽的水解知識(shí)判定溶液中離子濃度的大小和種類。6 水解離子方程式的書寫：3有氫無水，無氫有水原那么對(duì)雙水1有弱才水解原那么。2單可逆雙等號(hào)原那么解4多元弱酸根的水解分步書寫。已第一級(jí)為主原那么。注意：水解離子方程式、電離離子方程式、和離子方程式的區(qū)不。7關(guān)于離子的共存咨詢題： 1有氣體生成： 2有沉淀生成： 3有弱電解

17、質(zhì)生成： 4發(fā)生氧化還原反應(yīng)的微粒： 5發(fā)生雙水解的微粒 6形成配合物的微粒：注意：要專門注意明白得間接告訴溶液人酸堿性的條件。如(!)與Al反應(yīng)產(chǎn)生H2的溶液能夠是H+/OH-(2)常溫下由水電離的CH+=10-12V10-7,為外加了酸、堿的溶液。8阻礙水解的因素內(nèi)因：鹽的本性.外因：濃度、溫度、外加酸堿。水解程度與電離程度一樣均正比于T反比于濃度。注意：1水解平穩(wěn)的正向移動(dòng)，水解程度卻不一定增加。 2外加酸堿能夠抑制或促進(jìn)水解。二、鹽類水解原理的應(yīng)用1 判定或講明鹽溶液的酸堿性例如：正鹽KX、KY、KZ的溶液物質(zhì)的量濃度相同，其pH值分不為7、8、9,那么HX、HY、HZ的酸性強(qiáng)弱的順序

18、是相同條件下，測得NaHCO3CH3COONaNaAlO2三種溶液的pH值相同。那實(shí)驗(yàn)么它們的物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是.因?yàn)殡婋x程度CH3COOH>HAlO2因此水解程度NaAlO2>NaHCO3>CH3COON2在相同條件下，要使三種溶液pH值相同，只有濃度2 分析鹽溶液中微粒種類.例如Na2s和NaHS溶液溶液含有的微粒種類相同，它們是Na+、S2>HS>H2S、OH>H+、H2O,但微粒濃度大小關(guān)系不同.3 比較鹽溶液中離子濃度間的大小關(guān)系.另作專題4 判定加熱濃縮至鹽干溶液能否得到同溶質(zhì)固體。注意：1加熱易揮發(fā)性酸的鹽溶液不能得到相應(yīng)的溶質(zhì)。 2

19、加熱濃縮至鹽干溶液能否得到同溶質(zhì)固體依舊水解產(chǎn)物要緊由產(chǎn)物中的強(qiáng)電解質(zhì)決定，假設(shè)生成的強(qiáng)電解質(zhì)難揮發(fā)就能得到相應(yīng)的溶質(zhì)，反之不能。 3制Al2S3只能是在干態(tài)下制得。例.碳酸鉀與水溶液蒸干得到固體物質(zhì)是緣故是KAl(SO4)2溶液蒸干得到的固體物質(zhì)是,緣故是碳酸鋼溶液蒸干得到的固體物質(zhì)是,緣故是亞硫酸鈉溶液蒸干得到的固體物質(zhì)是氯化鋁溶液蒸干得到的固體物質(zhì)是鹽酸與硫酸各1mol/L的混合酸,緣故是。,緣故是。10mL,加熱濃縮至1mL,最后的溶液為5.某些鹽溶液的配制、儲(chǔ)存在配制FeCl3、A1C13、CuCMSnCl2等溶液時(shí)為防止水解，常先將鹽溶于少量相應(yīng)的酸中，再加蒸儲(chǔ)水稀釋到所需濃度.N

20、a2SiO3、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.6.某些離子間因發(fā)生又水解而在溶液中不大量共存，如Al3+與S2、HS、CO32、HCO3、AlO2,SiO32、ClO、C6H5。等不共存Fe3與CO32、HCO3、AIO2、ClO等不共存NH4+與ClO、SQ32、AIO2等不共存6 .泡沫滅火器內(nèi)反應(yīng)原理.NaHCO3和Al2(SO4)3混合可發(fā)生雙水解反應(yīng)：2HCO3+Al3+=Al(OH3)J+3CO2T生成的CO2將膠狀A(yù)l(OH)3吹出可形成泡沫7 .制備

21、膠體或講明某些鹽有凈水作用FeCl3、Kal2(SO4)212H2O等可作凈水齊1J.緣故：Fe3+、Al3+水解產(chǎn)生少量膠狀的Fe(OH)3、Al(OH)3,結(jié)構(gòu)疏松、表面積大、吸附能力強(qiáng)，故它們能吸附水中懸浮的小顆粒而沉降，從而起到凈水的作用8 .某些化學(xué)肥料不能混合使用如俊態(tài)NH4+氮肥、過磷酸鈣含Ca(HPO4)2均不能與草木灰要緊成分K2CO3混合使用.2NH4+CO32=2NH3T+CO2T+H2OT缺失氮的肥效Ca2+2H2PO4+2CO32=CaHPO4J+2HCO3+HPO42難溶物，不能被值物吸取9 .熱的純堿液去油污成效好.加熱能促進(jìn)純堿Na2CO3水解，產(chǎn)生的OH較大，

22、而油污中的油脂在堿性較強(qiáng)的條件下，水解受到促進(jìn)，故熱的比不冷的成效好.10 .在NH4CI溶液中加入Mg粉，為何有H2放出？NH4+H2O21NH3-H2O+H+Mg+2H+=Mg2+H2T11 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。三、三大守恒及其應(yīng)用：常用于比較離子濃度的大小1 電荷守恒：2 物料守恒原子守恒：3 質(zhì)子守恒：注意：三大守恒的識(shí)不：四溶液中離子濃度大小的比較：1 對(duì)多元弱酸：2 對(duì)多元弱酸正鹽：3 對(duì)多元弱酸的酸式鹽：4 具有同離子效應(yīng)的弱電解質(zhì)體系：一樣想電離略水解。5 不同溶液中同一

23、離子濃度的比較，要看其他離子對(duì)其的阻礙。第四課時(shí)中和滴定一、中和反應(yīng)及中和滴定原理1 概念：注意中和滴定的順序不確定，能夠是標(biāo)滴待，也能夠是待滴標(biāo)。2 .原理：1酸提供的nH+（總產(chǎn)=堿提供的nOH-（總）2參加反應(yīng)的n酸用堿=相應(yīng)的k之比3對(duì)一元強(qiáng)酸與強(qiáng)堿：注意：酸和堿恰好完全中和，溶液不一定呈中性，由生成的鹽性質(zhì)而定。由于所用指示劑變色范疇的限制，滴定至終點(diǎn)不一定是恰好完全反應(yīng)時(shí)，但應(yīng)盡量減少誤差。3、滴定終點(diǎn)及指示劑的選擇：1滴定終點(diǎn)：確實(shí)是滴定完成的時(shí)刻。是憑指示劑的顏色變化判定的由于酚酞、甲基橙的變色范疇分不是堿性、酸性，因此滴定終點(diǎn)嚴(yán)格意義上講并不一定是恰好完全反應(yīng)的點(diǎn)，但常用其代表中和反應(yīng)恰好完全進(jìn)行的時(shí)刻。2指示劑的選擇：常用甲、酚指示劑的選擇常依照達(dá)滴定終點(diǎn)時(shí)生成鹽溶液的性質(zhì)來作選擇，假設(shè)恰好顯堿性那么選酚，反之選甲，假設(shè)為中性那么二者均可。例：0.1mol