電離平衡知識點

1、第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離平衡1.強弱電解質(zhì)1電解質(zhì)與非電解質(zhì)(1)電解質(zhì)：在 里或 狀態(tài)下能導電的 ；(2)非電解質(zhì)：在 里和 狀態(tài)下都不能導電的 。2強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)(1)強電解質(zhì)：在水溶液里能夠 的電解質(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遠大于第二步，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)溶液的導電能力電解質(zhì)溶液的導電能力取決于自由移動的離子 和 。自由移動離子 越大， 越多，溶液導電能力越強。酸式鹽的電離方程式怎么寫？強酸的酸式鹽在水溶液

2、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NaHCO3 ，強酸的酸式鹽在熔融狀態(tài)下的電離為KHSO4 。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)表達式為：K 。(2)K的意義相

3、同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越 電離，所對應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 。(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，導電能力增強；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，如向氨水中通入NH3。(2)電離平衡向

4、右移動，離子濃度不一定增大。可以從以下幾個方面來區(qū)分強、弱電解質(zhì)1相同條件下利用溶液的導電性來區(qū)別；2從實際物質(zhì)區(qū)分：強酸、強堿是強電解質(zhì)，弱酸、弱堿是弱電解質(zhì)；3從組成和結構上區(qū)分：以離子鍵結合的化合物是強電解質(zhì)，如大多數(shù)鹽類、強堿、活潑金屬的氧化物、活潑金屬的過氧化物(Na2O2)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：一、 水的電離和水的離子積常數(shù)KW2水的電離是 過程，因此升高溫度水的電離平衡向右移動，Kw 。如100時純水電離的H濃度c(H)H2O106mol·L1，此時Kw 。3Kw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

5、不變，Kw 。即酸、堿、鹽的稀溶液中均同時存在H和OH，且有：c(H)H2O c(OH)H2Oc(H)·c(OH)Kw4水的電離平衡的移動 H2OHOHH>0條件變化移動方向c(H)c(OH)KW升高溫度加酸加堿加強酸弱堿鹽加強堿弱酸鹽二、 溶液的酸堿性和PH1溶液酸、堿性的實質(zhì)在酸、堿溶液中水的電離被抑制，但H與OH的關系仍符合 。當加酸時，水的電離平 ，c(H) c(OH)；當加堿時，道理也如此，只是c(OH) c(H)。所以說，溶液酸、堿性的實質(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pH(1)定義：pH 。(2)適用范圍：014(3)

6、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(H)c(OH)，則溶液呈 ；若c(H)<c(OH)，則溶液呈 。利用pH判斷25時，若溶液的pH<7，則溶液呈 ，若pH7，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

7、條件的，適用溫度為25。在100時Kw1012，pH 為中性，pH> 為堿性，pH< 為酸性。3pH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在試紙的中央，試紙變色后，與標準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餾水潤濕，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范圍對應的指示劑顏色甲基橙 石蕊 酚酞 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(以標準鹽酸滴定NaOH溶液為例)(1)準備滴定管a檢驗酸式滴定管 ；b洗滌酸式和堿式

8、滴定管后要用 潤洗23次，并排除滴定管尖嘴處的 ；c用漏斗注入標準液至 。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：只用蒸餾水洗滌，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 握活塞旋轉開關，右手不斷旋轉搖動錐形瓶，眼睛注視 至黃色變?yōu)槌壬浵伦x數(shù)。(3)計算每個樣品做 次，取平均值求出結果。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注意的幾個問題(1)酸、堿式滴定

9、管的構造以及讀數(shù)準確度0.01 mL。(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，接近滴定終點時，應一滴一搖動。(4)振蕩半分鐘溶液顏色不發(fā)生變化，達滴定終點。(5)讀數(shù)時，視線與液面的凹液面的最低處及刻度在同一水平線上。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 結合生成 電解質(zhì)的反應，叫做鹽類的水解。2實質(zhì)：鹽電離產(chǎn)生的 或 與水電離產(chǎn)生的 或 結合成難電離的分子或離子，促進了水的電離。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，誰強顯誰性，都強顯中性；(2)越弱越水解，水解程度越大，溶液酸性

10、(或堿性)越強；(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“”或“”，也不把生成物(如NH3·H2O、H2CO3等)寫成其分解產(chǎn)物的形式。(2)鹽類水解一般是可逆反應，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際也是分步進行的，在中學階段多步并為一步，例如：FeCl3水解可寫為Fe33H2O Fe(OH)33H。二、影響

11、鹽類水解的因素1內(nèi)因：生成弱電解質(zhì)越弱，對應的鹽水解能力越強。2外因：(1)溫度：因鹽水解是吸熱反應，升溫可 水解，使水解平衡 移動，水解程度 。(2)鹽的濃度：稀釋鹽溶液可以 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 離子水解；OH能抑制 離子水解，促進 離子水解。三、 鹽類水解的應用1判斷鹽溶液的酸堿性如Na2CO3溶液因CO32-的水解而顯堿性，NH4Cl溶液因NH4+的水解而顯酸性。2配制鹽溶液如在配制FeCl3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

12、e3的水解。同樣在配制FeSO4、SnCl2等溶液時也需要加入相應的酸來抑制水解。3. 判斷離子能否大量共存：Al3與S2、HS、 相遇相互促進使水解趨于完全，在溶液中不能大量共存。再如Fe3與 相遇相互促進使水解趨于完全，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CuSO4(aq) 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的氧化物，如AlCl3(aq) Al(OH)3 Al2O3。為了制取其無水鹽(AlCl3、FeCl3)，通常將結晶水合物在HCl氣流中加熱，以防止其水解(3)酸根陰離子易水解的強堿鹽，如Na2

13、CO3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(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl等固體受熱易分解。如AlCl3的制備，不能通過加熱溶液、濃縮結晶的方法，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Al2O3。5鹽類水解在日常生活中的應用(1)去污：如常把某些鹽當作堿使用，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。這是由于純堿、肥皂都屬于強堿弱酸鹽，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。(2)滅火：泡沫滅火器內(nèi)所盛裝的藥品分別是NaHCO3溶液

14、和Al2(SO4)3溶液，在使用時將二者混合，能夠水解徹底：Al33HCO3-=Al(OH)33CO2。在炸油條過程中加入純堿、明礬，利用水解產(chǎn)生的CO2氣體，使油條變得松脆可口。(3)凈水：明礬用于凈水，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Al33H2O Al(OH)33H。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MgCl2酸性溶液中的FeCl3，可以加入MgO或Mg(OH)2，促進FeCl3的水解，使FeCl3轉化為Fe(OH)3而除去。四、離子濃度大

15、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H2CO3溶液中：c(H2CO3)>c(HCO3-)c(CO32- )(多元弱酸第一步電離程度遠遠大于第二步電離)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Na2CO3溶液中：c(CO32-)>c(HCO3-)c(H2CO3)(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NaHCO3溶液中：c(Na)c(H)c(HCO3-)2c(CO32-)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。

16、如0.1 mol·L1 NaHCO3溶液中：c(Na)c(HCO3-)c(CO32-)c(H2CO3)0.1 mol·L1。5質(zhì)子守恒如純堿溶液中c(OH)c(H)c(HCO3-)2c(H2CO3)可以認為，Na2CO3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?？伤獾恼}可直接利用質(zhì)子守恒關系判斷等量關系，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)與易溶電解質(zhì)：難溶電解質(zhì)與易溶電解質(zhì)之間并無嚴格的界限，習慣上將溶解度小于 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，但不會等于 。2沉淀溶解平衡(1)概念：一定溫度下，當沉淀 和 的速率相等時的狀態(tài)。(2)特點：逆、動、等、定、變(同化學平衡)。3溶度積(1)一定溫度下，難溶電解質(zhì)在溶液中達到平衡時的 ，叫做溶度積常數(shù)或溶度積，通常用 表示。如AmBn(s) mAn(aq)nBm(aq)，其溶度積的表達式為：Ksp .(2)Ksp與其他化學平衡常數(shù)一樣，只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和 有關，而與沉淀的量和溶液中離子的濃度無關。二、溶解平衡的應用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能夠 ；其次希望沉淀生成的反應進行得越