電離平衡復習講義

1、電 離 平 衡一、概念辨析1、電解質和非電解質 凡是在水溶液里或熔化狀態(tài)下能夠 的 叫做電解質。凡是在水溶液里和熔化狀態(tài)下 的 叫做非電解質。理解時注意：電解質和非電解質都是對化合物而言，單質和混合物既不是 也不是 。 是判斷其是否是電解質的依據(jù)。但要注意有些物質其水溶液雖能導電，但它們并非電解質。如 溶于水均能導電，但并不是它們本身能電離出自由離子，而是它們與H2O反應的生成物 能電離出離子而導電，所以 不是電解質。2、強電解質和弱電解質強 電 解 質弱 電 解 質定 義在水溶液中 電離成離子在水溶液中 電離成離子電離過程溶質微粒常見物質強酸強堿大多數(shù)鹽某些金屬氧化物弱酸弱堿兩性氫氧化物極少

2、數(shù)鹽水舉例H2O二、弱電解質的電離平衡1、弱電解質的電離平衡是指 的狀態(tài)。2、特點: 動 電離平衡是動態(tài)平衡 定 平衡體系中,離子濃度和分子濃度保持一定 變 外界條件(T、C)改變,平衡發(fā)生移動3、電離方程式的書寫：強電解質用“=”，弱電解質用“ ”（1）多元弱酸的分步電離，分步書寫，且第一步電離為主,各步方程式不可疊加。 H2S H3PO4（2）多元弱堿，分步進行，但一步書寫到位：Mg(OH)2（3）多元強酸酸式鹽一步書寫到位：NaHSO4（4）多元弱酸酸式鹽：NaHCO3（5）兩性氫氧化物的電離（以氫氧化鋁為例）: 4、電離平衡移動的條件：濃度：稀釋時，平衡向 移動；溫度：溫度越高，電離程

3、度越 ；加入相關離子導致平衡中離子或分子的濃度減少平衡向 移動。以0.1mol/L CH3COOH溶液為例：CH3COOH CH3COO+H+ H0平衡移動方向平衡移動方向H+H+數(shù)目導電能力加水升溫加NaOH（固）加H2SO4（濃）加CH3COONa（固）5、電離平衡常數(shù)（K）（1）定義：一定溫度（T）下，弱電解質在稀溶液達電離平衡時，溶液中各組分濃度之間的關系跟化學平衡一樣。對一元弱酸或一元弱堿來講，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)，簡稱電離常數(shù)。用K表示（酸、堿電離常數(shù)分別用Ka、Kb表示）。一元弱酸：HA H+A- 一元弱堿：BOH B+OH

4、- (2)影響K值大小的因素內(nèi)因：弱電解質的本性。 其它條件不變時，T時，K ；（因為 ）外因： 其它條件不變時，c時，K ；（3）意義：相同溫度（T）下，用K的大小來衡量弱電解質的相對強弱。同一類型的弱電解質在相同溫度下，K越大，弱電解質的電離能力越 。三、水的電離和溶液的pH值1、水的電離水是極弱的電解質，能微弱地電離出H+和OH-，存在著電離平衡。在25時，水中C（H+）和C（OH-）的乘積為1×10-14。25時，Kw ，Kw只隨溫度的升高而 ，無論是中性、酸性、堿性的稀溶液中都有H+·OH- = KW。2、溶液濃度C mol/L、H+，電離度、PH值之間的關系Cn

5、cKWn元強酸 H+ 一元弱酸Cncn元強堿 OH- 一元弱堿3、測定pH值的常用方法 酸堿指示劑 pH試紙:使用方法 pH計:最精確4、溶液混和后的PH值的計算(1)強酸與強酸溶液混和，先求 ，再求PH值H+若等體積混和，且原溶液PH值相差2時，PH混 (2)強堿與強堿溶液混和，先求 ，通過H+，再求PH值。OH-若等體積混和，且原溶液PH值相差2時，則PH混 (3)強酸與強堿溶液混和：若酸過量：H+若酸堿正好完全反應：PH 若堿過量則OH-.再求 H+和PH值。(4)未標明酸堿的強弱，如把PH3與PH11的溶液等體積混和后，若二者為強酸強堿PH ；若為弱酸強堿，則 有余，PH ，若強酸弱堿

6、混和則 有余，PH 。四、.鹽類的水解1、實質：在溶液中鹽的離子跟水所電離出來的 結合成弱電解質而破壞水的電離平衡，使溶液中H+、OH-發(fā)生變化，使鹽溶液顯示一定的酸堿性。幾類水解反應情況比較鹽的類型舉例溶液的酸堿性強堿弱酸鹽強酸弱堿鹽強酸強堿鹽2、規(guī)律： 有弱即解，無弱不解，雙弱大解，越弱越解，誰強顯誰性3、影響因素：內(nèi)因：鹽的本性。鹽的離子對應的酸或堿越弱，則越 水解，如 ；多元弱酸正鹽的離子比其對應的酸式鹽的離子 水解，如 ；同種元素的離子，離子電荷越高，則越 水解，如 。 外因：濃度：溶液越 ，水解程度越大。溫度：水解是吸熱反應， 溫有利于水解。酸堿度：加酸堿對鹽的水解有 或 作用。4

7、、應用：(1)判斷鹽溶液的酸堿性和PH值。 (2)鹽溶液中各種離子濃度的比較。(3)某些鹽溶液的配制。 (4)膠體的制備。 (5)加熱濃縮鹽溶液時，能否得到相應的固體鹽。 (6)某些鹽溶液之間的反應。 (7)鎂鋁等較活潑金屬跟強酸弱堿生成的鹽溶液的反應。五、酸堿中和滴定1、酸堿中和滴定概念： 叫做酸堿中和。滴定的原理：n元酸與 n元堿恰好完全中和時：n C酸 V酸nC堿 V堿如果用A代表一元酸，用B代表一元堿，可以利用下列關系式來計算未知堿（或酸）的物質的量濃度：CB=2、酸堿中和滴定實驗實驗儀器： 實驗藥品： 、 、 實驗步驟： 查：檢查兩滴定管是否漏水和堵塞；洗： 盛：調(diào)：用小燒杯分別取鹽

8、酸、氫氧化鈉溶液注入酸、堿滴定管中，并趕走氣泡，調(diào)節(jié)滴定管中液面高度，在“ ”ml之間，并記下讀數(shù)。?。簭膲A式滴定管中放出25.00mL氫氧化鈉溶液于錐形瓶中，滴入2滴酚酞試液，將錐形瓶置于酸式滴定管下方，并在瓶底襯一張白紙。滴定：左手 ，右手 ，邊滴入鹽酸，邊不斷搖動錐形瓶，眼睛 。記：當看到加一滴鹽酸時，錐形瓶中溶液紅色突變無色時，停止滴定，準確記下鹽酸讀數(shù)，并準確求得滴定用去的鹽酸體積。算：整理數(shù)據(jù)進行計算。電離平衡專題一：電離平衡、水的電離與溶液的pH一、 判斷電解質、非電解質；強電解質、弱電解質1、下列物質中，屬于強電解質的是 ；屬于弱電解質的是 ；屬于非電解質的是 。(填序號)氨氣

9、 氨水 硫酸鋇 氯氣 醋酸銨 銅 水 酒精 甲酸 福爾馬林（ ）2、下列說法一定正確的是A、強電解質溶液的導電性比弱電解質溶液的導電性強B、投入水中，導電性較弱，故它是弱電解質C、弱電解質溶液中存在兩種共價化合物分子D、氯水能導電，所以也是電解質（ ）3、下列反應的離子方程式正確的是A、氨氣通入醋酸溶液中：CH3COOH +NH3 =CH3COO- + NH4+ B、澄清石灰水跟鹽酸反應：Ca(OH)2 +2H+ =Ca2+ +2H2OC、硫氫化鈉溶液中加入溴水:S2- +Br2 = S +2Br- D、氯氣溶于水:Cl2 +H2O = 2H+ +Cl- + ClO-E、等物質的量的硫酸氫鈉和

10、氫氧化鋇溶液反應:HSO4- + Ba2+ +OH- =BaSO4+H2O二、弱電解質的電離平衡（ ）4、甲酸的下列性質中可以證明它是弱電解質的是 、0.1mol/L甲酸溶液的pH約為、甲酸能與水以任意比例互溶、10mL 1mol/L甲酸恰好與10mL1mol/LNaOH的溶液完全反應、在相同的條件下，甲酸的導電性比一元強酸溶液的弱（ ）5、現(xiàn)有H+ 濃度相同的醋酸溶液和鹽酸，分別用蒸溜水稀釋，至原體積的m倍和n倍，稀釋后兩溶液的H+ 濃度仍然相等，則m和n的關系是 、m n 、m n 、m n 、無法確定（ ）6、在相同溫度時100ml0.01mol/L的醋酸溶液與10ml0.1mol/L的

11、醋酸溶液相比較，下列數(shù)值前者大于后者的是 A、中和時所需的氫氧化鈉的量 B、電離平衡常數(shù)C、.氫離子的物質的量 D、醋酸的物質的量（ ）7、物質的量濃度相同的鹽溶液：NaX、NaY、NaZ，其溶液的pH按NaX、NaY、NaZ的順序依次增大，則它們對應的三種酸HX、HY、HZ的強弱順序是：A、HX < HY < HZB、HX > HZ > HYC、HX > HY > HZD、HX < HZ < HY（ ）8、在-50時液氨存在著下列平衡：2NH3 NH4+ + NH2-,平衡時,陰陽離子濃均為1×10-15mol/L ,下列有關氨離子的

12、正確的是A、-50時,其離子積為1×10-15 B、-50時,其離子積為1×10-30C、-50時,在液氨中加入少量NaNH2并溶解后,液氨的離子積將變大D、-50時,在液氨中加入少量NH4Br并溶解后,液氨中的NH4+不再等于NH2-（ ）9、在一定溫度下難溶鹽AgCl的飽和溶液中，Ag+與Cl-的物質的量濃度類似于H+與0H-的關系，即Ag+Cl-=Ksp(常數(shù))在下列溶液中： (1)20mL濃度為0.1molL的(NH4)2CO3溶液； (2)30mL濃度為O.02molL的CaCl2溶液； (3)40mL濃度為O.03molL的鹽酸； (4)10mL水； (5)50

13、mL濃度為005molL的AgNOs溶液，則AgCl的溶解度由大到小的順序為 三、水的電離與溶液的pH值補充知識點：1、相同物質的量濃度的酸溶液，pH值順序為多元強酸 < 一元強酸 < 弱酸。相同物質的量濃度的堿溶液，pH值順序為多元強堿 > 一元強堿 > 弱堿。pH值相同的酸溶液，則酸的物質的量濃度順序為弱酸 > 一元強酸 >多元強酸。pH值相同的堿溶液，則堿的物質的量的濃度順序為弱堿 > 一元強堿 > 多元強堿。2、稀釋定律：稀釋前后，溶質的物質的量不變（溶質的質量也不變），即C2 =C1 。注意：稀釋前后，溶質所含離子的量不一定守恒。對強電

14、解質而言:c(離子)1V1=c(離子)2V2對弱電解質而言：c(離子)1V1c(離子)2V2pH值的變化強 酸強 堿弱 酸弱 堿稀釋10倍 增1減1增大值1減小值1稀釋100倍 增2減2增大值2 減小值2 無限稀釋 7(<7)7(>7) 7(<7) 7(>7)3、強堿與強堿、強酸與強酸等體積混合例1、將pH=1和pH=3的鹽酸等體積混合后，求其pH值。H混 經(jīng)驗規(guī)律：兩者pH值的差值2的兩種強酸，等體積混合液的pH值等于“原小值0.3”。如pH=1與pH=4、5、6的鹽酸混合，pH值均為：10.3=1.3。例2、將pH=12和pH=10的NaOH溶液等體積混合后溶液的p

15、H值。OH混 故PH=14=11.7經(jīng)驗規(guī)律：兩者pH值的差值2的兩種強堿，等體積混合液的pH值等于“原大值0.3”。如pH=12與pH=10、9、8的NaOH混合，pH值等于：120.3=11.7。（ ）10、99時，向pH=6的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液的pH為2，下列敘述不正確的是。（ ）A此時水的離子積Kw=1×1014。B水電離出的H=1×1010 mol/L。C水的電離度隨溫度升高而增大。DNa=SO42（ ）11、在室溫下，向飽和的H2S溶液中緩慢通入SO2氣體，溶液的pH值隨通入SO2氣體體積的變化曲線合理的是：（ ）12、分別將等

16、pH或等物質的量濃度的鹽酸和醋酸等體積混合，加入足量鎂，產(chǎn)生的體積（同溫同壓下測定）的變化圖示如下：其中正確的是：A BCD（ ）13、下列溶液中與的NaOH溶液的pH值相同的是A把pH=6的鹽酸稀釋1000倍。B把pH=10的Ba(OH)2溶液稀釋10倍。C把10毫升 H2SO4溶液與10毫升的NaOH溶液相混合。 D把pH=8的NaOH溶液稀釋10倍。（ ）14、在常溫下10mL pH10的KOH溶液中，加人pH4的一元酸HA溶液至pH剛好等于7（假設反應前后體積不變），則對反應后溶液的敘述正確的是 A c（A）c（K） B c（H）c（OH）c（K）c（A）C V總20mL D V總20

17、mL （ ）15、將PH試紙用蒸餾水濕潤后,去測定某溶液的PH值,該溶液的PH值將會 A.偏高B.偏低C.不變D.上述三種情況均有可能16、pH=2的某酸稀釋100倍后,其PH 4(用大于、小于、等于表示)pH=12某強堿1mL加水稀釋到100mL后溶液的pH是 pH=10氫氧化鈉和pH=13的氫氧化鋇溶液等體積混和后的pH是 pH=2的硫酸與PH=11的燒堿等體積混和后的pH是 pH=2的鹽酸與PH=11的氫氧化鋇等體積混和后的pH是 17、PH相同的H2SO4 HCl CH3COOH H2S 按物質的量濃度由小到大排列 18、有兩瓶pH=12的堿溶液，一瓶是強堿，一瓶是弱堿?，F(xiàn)有石蕊試液、

18、酚酞試液、pH試紙和蒸餾水而無其它試劑。簡述如何用簡便的方法判斷哪瓶是強堿。 電離平衡專題二：鹽類水解和中和滴定一、鹽類水解：1、水解方程式的書寫書寫： 用分子式表示一般地，單水解程度 ，故水解方程式用“”連接，且生成物中：難溶物 標，易揮發(fā)性產(chǎn)物 標，易分解產(chǎn)物 分解。雙水解若既生成沉淀又生成氣體，則一般進行的比較完全，故進行到底的雙水解方程式用“ ”連接。2、多元弱酸鹽 水解, 且以第 步水解為主，各步水解方程式 疊加；例如：碳酸鈉溶于水，水解離子方程式為 3、多元弱酸的酸式鹽既 ,又 ，溶液酸堿性由_ _來決定,在常見的酸式鹽溶液中: 呈弱酸性, 呈弱堿性。多元強酸的酸式鹽因 而顯 性，

19、如 。例如: NaHCO3溶于水的所有反應為_ _ _ 4、弱酸弱堿鹽相對而言水解程度比上述兩者大,但大多水解仍不徹底。5、極少數(shù)化合物遇水分解，如Al2S3 、Mg3N2等，故不可用濕法制備這類物質。Mg3N2 + H2O Al2S3 + H2OCaC2 + H2O C2H5ONa + H2O6、電解質溶液中的守恒關系 （1）電荷守恒：電解質溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負電荷數(shù)相等。如NaHCO3溶液中：n(Na+)+n(H+)=n(HCO3-)+2n(CO32-)+n(OH-)推出：c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-) （2）

20、物料守恒：電解質溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。如NaHCO3溶液中n(Na+)n(C)=11，推出：c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3) （3）質子守恒：電解質溶液中分子或離子得到或失去質子（H+）的物質的量應相等。例如在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3為得到質子后的產(chǎn)物；NH3、OH-、CO32-為失去質子后的產(chǎn)物，故有以下關系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。7、鹽類水解的應用 （1）常見弱堿鹽的溶液（或結晶水合物）蒸干、

21、灼燒情況及無水物獲得方法常見的弱堿鹽蒸干、燃燒情況無水物的獲得鹽酸的弱堿鹽硫酸的弱堿鹽硝酸的弱堿鹽(2)用于研究某些溶液的酸堿性或用于判斷某些溶液中的離子濃度的大小 如：同物質的量濃度的下列溶液PH值由大到小排列_ a、NaCl b、K2CO3 C、KHCO3 d、NaHSO4 e、(NH4)2SO4 f、NH3·H2O(3)用于分析某些實驗現(xiàn)象 如：將Mg條投入NH4Cl溶液中有氣泡產(chǎn)生，且有刺激性氣味和可燃性。反應的化學方程式為 (4)少數(shù)易水解的離子可用水解法除去：如Fe3+、Al3+(5)溶液配制常要考慮水解因素 如：配制Fe2（SO4）3溶液時:加少量_ _ _以防 ；配制

22、FeCl2溶液時:加少量_ _以防_，并加少量_以防_。(6)明礬凈水利用了水解原理： （7）肥施用要防止因水解而引起肥效下降 草木灰不能與(重)過磷酸鈣混和施用。解釋（用反應式方程式表示） 草木灰不能與銨態(tài)氮肥混和施用(雙水解)。解釋（用反應方程式表示） (8) 泡沫滅火機原理雙水解 原料： 放在鐵筒內(nèi)， 放在玻璃筒內(nèi)。 反應原理： 關于雙水解應注意：下圖實線相連的考慮雙水解，虛線相連的不考慮雙水解。NH4+ Al3+ Fe3+(Fe2+、Cu2+) S2- CO32- AlO2-(CH3COO-)下列離子間不發(fā)生雙水解反應，而發(fā)生復分解反應Ag+ (Cu2+、Zn2+、Fe2+、Pb2+)

23、 + S2- Ag+ + CO32-( SO32- PO43-) 下列離子間不發(fā)生雙水解反應，而發(fā)生氧化還原反應:Fe3+ + S2- （少量） Fe3+ + S2- （大量） 少數(shù)鹽的離子間雙水解反應較微弱，不能進行到底，故它們在水溶液中仍能較大量共存。如 （ ）1、物質的量濃度相同的下列物質，在指定的離子濃度的比較中錯誤的是A：B：C：D：（ ）2、向100 mL0.2 molL的NaOH溶液通入氣體448 mL（標準狀況），所得溶液中各種離子濃度大小順序是：ABCD（ ）3、已知 H2PO4- 以電離為主.在0.1mol/L的NaH2PO4溶液中,下列微粒濃度關系不正確的是 A、c(Na

24、+)+c(H+)=c(OH-) +c(H2PO4- )+2c(HPO42-)+3c(PO43- ) B、 c(H3PO4)+c(H+)=c(OH-) +c(HP42-)+2c(PO43-)C、c(Na+)=c(H2PO4- )+3c(PO43-)+2c(HPO42-)+c(H3PO4)D、c(Na+) C(H2PO4) c(H+) c(HPO42-) c(H3PO4)（ ）4、在25。C時，pH等于11的 NaOH 溶液和NaCN溶液中，水的電離程度大小的比較正確的是 A相等 前者比后者大11倍 后者是前者的101 后者是前者的108（ ）5、下列物質的溶液加熱蒸發(fā)至干、灼燒，所得固體的成分不

25、相同的是 A、FeCl2 、 FeCl3 、Na2CO3 、 NaHCO3 、NaAlO2 、AlCl3 、Mg(HCO3)2 、 MgCl26、SOCl2是一種液態(tài)化合物，沸點為77在盛有10mL水的錐形瓶中，小心地滴加810滴SOCl2，可觀察到劇烈反應，液面上有自霧形成，并有帶刺激性氣味的氣體逸出輕輕振蕩錐形，等白霧消失后，往溶液中滴加AgN03溶液，有不溶于HNO3的白色沉淀析出。(1)根據(jù)上述實驗，寫出SOCl2和水反應的化學方程式 (2)AlCl3溶液蒸干灼燒得不到無水AlCl3，而用SOCl2與AlCl3·6H2O混合共熱，可得到無水AlCl3其原因是 二、酸堿中和滴定：用標準的0.200mol/LHCl溶液去滴定25.00mLNaOH溶液，若操作中沒有任何誤差，消耗標準酸液的體積為12.5mL?，F(xiàn)出現(xiàn)下列情況時，測定的結果是偏高還是偏低？（一）誤差分析：在其它操作正確的前提下，僅于此項進行討論。（填：“偏大”、“偏小”或“影響”）1、酸式滴定管（ ）（1）酸式滴定管用水洗后，未用標準溶液潤洗就裝入標準溶液。（ ）（2）未將盛標準液的酸式滴定管尖嘴的氣泡排除就開始滴定，滴定結束時，尖嘴充滿液體。（ ）（3）快速滴定，立即讀數(shù)。（ ）（4）滴定結束時