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(jiàn)：酸堿鹽、金屬氧化物、水。2、非電解質(zhì)： 無(wú)論是在水溶液或熔融狀態(tài)下都不導(dǎo)電的化合物。常見(jiàn)：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(jiàn)：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(jiàn)：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(wú)關(guān)，某些難溶于水的化合物。如BaSO4、AgCl。由于他們?nèi)芙舛忍?，測(cè)不出（難測(cè)）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(jià)化合物只能在水溶液中導(dǎo)電，熔化時(shí)（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(jià)化合物。（3）溶液的導(dǎo)電能力決定于溶液中自由移動(dòng)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(guò)程，叫電離。2、電離方程式 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(shí)，電離過(guò)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(dòng)、定、變3、電離常數(shù)：弱電解質(zhì)，電離平衡時(shí)，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(shí)，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(méi)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(guò)程，因此，升高溫度使平衡向電

5、離方向移動(dòng)。B、稀釋弱電解質(zhì)溶液，平衡向電離方向移動(dòng)。C、同離子效應(yīng)：增加陰、陽(yáng)離子的濃度，平衡向左移動(dòng)（反之亦然）。6、電離平衡的應(yīng)用：1、解釋常見(jiàn)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?，F(xiàn)只有石蕊試液、酚酞試液、pH試紙和蒸餾水。簡(jiǎn)述用最簡(jiǎn)便的實(shí)驗(yàn)方法來(lái)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(cè)定對(duì)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(shuō)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(shí)，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(shí)，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(dòng)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(shí)，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(shí)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(duì)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(jì)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(cè)定方法：（指示劑法、pH試紙法）1、指示劑法：定性測(cè)定溶液的酸堿性2、pH試紙（定量測(cè)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(cè)液，抹到試紙上，半分

9、鐘之內(nèi)與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照。四、有關(guān)pH的計(jì)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(guò)量，求出過(guò)量的酸和堿，求出過(guò)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(shí)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(gè)范圍注意：酸無(wú)論怎樣稀釋，不可能成為堿性；則pH只能無(wú)限接近7且小于7.堿無(wú)論怎樣稀釋，不可能成為酸性；則pH只能無(wú)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(lái)測(cè)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(cè)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(cè)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(cè)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(shí)，指示劑的顏色變化明顯2）變色范圍越窄越好，對(duì)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(cè)定）熟記酚酞、甲基橙、石蕊的變色范圍及顏色酚酞：無(wú)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(duì)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(jià)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(rùn)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(kāi)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(cè)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?jī)?nèi)顏色變化。8、讀數(shù)：當(dāng)看到加一滴鹽酸時(shí)，錐形瓶中顏色變成無(wú)色時(shí)，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(jì)算：整理數(shù)據(jù)進(jìn)行計(jì)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(duì)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(rùn)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(shí)，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?jī)?nèi)用蒸餾水洗滌后，再用待測(cè)氫氧化鈉潤(rùn)洗 2-3次，將潤(rùn)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(wú)影響）8、滴定過(guò)程中搖動(dòng)錐形瓶，不慎將瓶?jī)?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(cè)液潤(rùn)

15、洗（偏?。?0、取待測(cè)液時(shí)，未將盛待測(cè)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(cè)氫氧化鈉溶液時(shí)，稱取氫氧化鈉時(shí)，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(yáng)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(guò)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(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)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(hào)；.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(hào)。注意：雙水解時(shí)用等號(hào)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(duì)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(yáng)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(dòng)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(duì)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(wú)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(duì)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(cè)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(shí)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(duì)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(guò)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