水溶液中的電離平衡知識(shí)點(diǎn)

1、水溶液中的電離平衡知識(shí)點(diǎn)水溶液中的電離平衡一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)1、概念電解質(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)：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物強(qiáng)電解質(zhì)：溶于水或熔融狀態(tài)下幾乎完全電離的電解質(zhì)弱電解質(zhì)：溶于水或熔融狀態(tài)下只有部分電離的電解質(zhì)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與化學(xué)鍵有關(guān)， 但不由化學(xué)鍵類(lèi)型決定。強(qiáng)電解質(zhì)含有離子鍵或強(qiáng)極性鍵， 但含有強(qiáng)極性鍵的不一定都是強(qiáng)電解質(zhì)，如 H 2O、HF等都是弱電解質(zhì)。電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶解度無(wú)關(guān)。 如 BaSO4、CaCO 3 等電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液的導(dǎo)電能力沒(méi)有必然聯(lián)系。2、如何判斷強(qiáng)弱電解質(zhì)（1）物質(zhì)類(lèi)別判斷：強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、多數(shù)鹽、 部分金屬氧化

2、物第2頁(yè)共16頁(yè)弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿、少數(shù)鹽和水非電解質(zhì)：非金屬氧化物、氫化物（酸除外） 、多數(shù)有機(jī)物單質(zhì)和混合物（不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)）2）性質(zhì)判斷：熔融導(dǎo)電：強(qiáng)電解質(zhì)（離子化合物）均不導(dǎo)電：非電解質(zhì)（必須是化合物）3）實(shí)驗(yàn)判斷：測(cè)一定濃度溶液pH測(cè)對(duì)應(yīng)鹽溶液pH一定 pH 溶液稀釋測(cè) pH 變化同等條件下測(cè)導(dǎo)電性3、電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性和導(dǎo)電能力溶 液離子導(dǎo)電電離離子所電解質(zhì)不一定導(dǎo)電 (如 NaCl 晶體、無(wú)水醋酸 )，導(dǎo)電物質(zhì)不一定是電解質(zhì) (如石墨 )，非電解質(zhì)不導(dǎo)電，但不導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是非電解質(zhì)。強(qiáng)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性不一定比弱電解質(zhì)強(qiáng)。飽和第3頁(yè)共16頁(yè)強(qiáng)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性不一定比

3、弱電解質(zhì)強(qiáng)。1：例 2：例 3：二、弱電解質(zhì)的電離平衡1、定義和特征電離平衡的含義在一定條件 (如溫度、濃度 )下，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成分子的速率相等， 溶液中各分子和離子的濃度都保持不變的狀態(tài)叫電離平衡狀態(tài)。任何弱電解質(zhì)在水溶液中都存在電離平衡，達(dá)到平衡時(shí)，弱電解質(zhì)具有該條件下的最大電離程度。電離平衡的特征逆等動(dòng)定變2、影響電離平衡的因素濃度：越稀越電離在醋酸的電離平衡CH3COOHCH 3COO -+H +加水稀釋?zhuān)胶庀蛴乙苿?dòng)，電離程度變大，但+-)變小c(CH COOH) 、c(H)、c(CH COO33加入少量冰醋酸，平衡向右移動(dòng)， c(CH 3COOH) 、第4

4、頁(yè)共16頁(yè)c(H +)、c(CH 3COO -)增大，但電離程度變小溫度： T 越高，電離程度越大同離子效應(yīng)加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時(shí)，使電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)?；瘜W(xué)反應(yīng)加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，可使平衡向電離方向移動(dòng)。以電離平衡 CH 33-+ 為COOHCH COO +H例，各種因素對(duì)平衡的影響可歸納為下表：平c(Acc(OHc(H +)/衡-)-)c(HA導(dǎo) 電移 c(Hn(Hc)電 離動(dòng)+)+)能 程方力 度向加水稀向 減增減小增大增大減 增釋右 小多弱 大加冰醋向 增增增多減小減小增 減酸右 大多強(qiáng) 小升高溫向 增增增多增多增 增 增度右 大多多強(qiáng) 大第5

5、頁(yè)共16頁(yè)加向 減減增多增多增多增 增NaOH(s少?gòu)?qiáng) 大)右 小加向 增增減少減少增多增 減HSO(24多強(qiáng) 小左 大濃)加醋酸向 減減增多增多減小增 減銨(s)左 小少?gòu)?qiáng) 小加金屬向 減減增多增多增多增 增Mg右 小少?gòu)?qiáng) 大加向 減減增多增多增多增 增CaCO 3(右 小少?gòu)?qiáng) 大s)例 23、電離方程式的書(shū)寫(xiě)強(qiáng)電解質(zhì)用 =，弱電解質(zhì)用多元弱酸分步電離，多元弱堿一步到位。弱酸的酸式鹽完全電離成陽(yáng)離子和酸根陰離子，但酸根是部分電離。 NaHCO 3 強(qiáng)酸的酸式鹽如 NaHSO 4 完全電離，但在熔融狀態(tài)和水溶液里的電離是不相同的。第6頁(yè)共16頁(yè)4+HSO4溶于水熔融狀態(tài)時(shí)： NaHSO =Na

6、+2例 3時(shí)： NaHSO 4=Na +H+SO4三、水的電離及溶液的pH1、水的電離電離平衡和電離程度水是極弱的電解質(zhì)，能微弱電離22O3 +OH- ，通常簡(jiǎn)寫(xiě)為H O+HH OH2OH+OH -；H025時(shí)，純水中 c(H +)=c(OH -)=1 10-7mol/L影響水的電離平衡的因素溫度：溫度越高電離程度越大c(H +)和 c(OH -)同時(shí)增大，K W 增大，但 c(H +) 和 c(OH -)始終保持相等，仍顯中性。純水由 25升到 100， c(H +)和 c(OH -)從 110-7mol/L 增大到 110-6mol/L(pH 變?yōu)?6)。酸、堿向純水中加酸、 堿平衡向左移

7、動(dòng)， 水的電離程度變小，但 K W 不變。加入易水解的鹽由于鹽的離子結(jié)合 H +或 OH -而促進(jìn)水的電離，使水的電離程度增大。溫度不變時(shí)，第7頁(yè)共16頁(yè)KW不變。練習(xí)：影響水的電離平衡的因素可歸納如下：H 2OH +OH -變化平衡移電離c(H +)與 c(OH -)溶液的離子積條件動(dòng)方向程度的相對(duì)大小酸堿性K W加熱向右增大c(H +)=c(OH - )中性增大降溫向左減小c(H +)=c(OH - )中性減小加酸向左減小c(H +)c(OH - )酸性不變加堿向左減小c(H +)c(OH - )堿性不變加能結(jié)合向右增大c(H +)c(OH - )酸性不變OH - 的物質(zhì)水的離子積在一定溫

8、度時(shí)， c(H +)與 c(OH -)的乘積是一個(gè)常數(shù)，稱(chēng)為水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)水的離子積。K W =c(H +) c(OH -)，25時(shí)，K W =110-14K W 只受溫度影響，水的電離吸熱過(guò)程，溫度升高，水的電離程度增大， K W 增大。25時(shí)K W =110-14 ， 100時(shí)K W 約為110-12。水的離子積不僅適用于純水， 也適用于其他稀溶液。不論是純水還是稀酸、 堿、鹽溶液，只要溫度不變， K W 就不變。水電離的離子濃度計(jì)算第8頁(yè)共16頁(yè)1- 例 42、溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中的 c(H +)與 c(OH -) 的相對(duì)大小。在常溫下，中性溶液：c(H +)=c(

9、OH -)=1 10-7mol/L ；酸 性 溶 液 ： c(H +)c(OH -),c(H +)1 10-7mol/L ；堿 性 溶 液 ： c(H+)c(OH -) ，c(H +)1 10-7mol/L（pH1 10-7molL-1c(OH -),pH7 ，酸性越強(qiáng)， pH 越小。第9頁(yè)共16頁(yè) 堿 性 溶 液 ： c(H +)c(OH -), pH7 ，堿性越強(qiáng)， pH 越大。思考： 1、甲溶液的 pH 是乙溶液的 2 倍，則兩者的 c(H+)是什么關(guān)系？2、pH7 的溶液是否一定成酸性？（注意：pH=0 的溶液 c(H +)=1mol/L 。）pH 的適用范圍c(H +)的大小范圍為：

10、1.0 10-14molL-1c(H +)1mol L-1。即 pH 范圍通常是 014。當(dāng) c(H +) 1mol-1 或 c(OH -1 時(shí)，L) 1mol L用物質(zhì)的量濃度直接表示更方便。溶液 pH 的測(cè)定方法酸堿指示劑法： 只能測(cè)出 pH 的范圍，一般不能準(zhǔn)確測(cè)定 pH 。指示劑甲基橙石蕊酚酞變色范圍 pH3.1 4.45.08.08.2 10.0溶液顏色紅橙黃紅紫藍(lán)無(wú)色 淺紅 紅pH 試紙法：粗略測(cè)定溶液的pH 。pH 試紙的使用方法：略注意： pH 試劑不能用蒸餾水潤(rùn)濕不能將 pH試紙伸入待測(cè)試液中第10頁(yè)共16頁(yè)標(biāo)準(zhǔn)比色卡的顏色按 pH 從小到大依次是：紅 (酸性 )，藍(lán) (堿性

11、 )。pH 計(jì)法：精確測(cè)定溶液pH 。4、有關(guān) pH 的計(jì)算基本原則：一看常溫，二看強(qiáng)弱（無(wú)強(qiáng)無(wú)弱，無(wú)法判斷），三看濃度（ pH or c ）酸性先算 c(H +)，堿性先算 c(OH )單一溶液的 pH 計(jì)算已知 pH 求由強(qiáng)酸強(qiáng)堿濃度求 pH強(qiáng)酸強(qiáng)堿濃度例 5加水稀釋計(jì)算10n 倍，則 pH=a+n 。強(qiáng)酸 pH=a ，加水稀釋弱酸 pH=a ，加水稀釋10n 倍，則 pHb-n 。酸、堿溶液無(wú)限稀釋時(shí)， pH 只能約等于或接近于 7，酸的 pH 不能大于 7，堿的 pH 不能小于 7。對(duì)于濃度（或pH ）相同的強(qiáng)酸和弱酸，稀釋相同倍數(shù)，強(qiáng)酸的 pH 變化幅度大。例 6酸堿混合計(jì)算兩種強(qiáng)酸

12、混合c(H)混 =c(H )1V1)2V+2V1V 2兩種強(qiáng)堿混合)2 V-2c(OH )1V1c(OH )混 =V1 V2酸堿混合，一者過(guò)量時(shí)|c(H )酸 V酸 c(OH )堿 V堿 |c(OH-)混V或酸V 堿c(H+)混 =若酸過(guò)量，則求出 c(H +)，再得出 pH ；若堿適量，則先求 c(OH -)，再由 K W 得出c(H +)，進(jìn)而求得 pH ，或由 c(OH -) 得 出 pOH 再 得 pH 。例7 - 例8四、鹽的水解1、鹽的分類(lèi)按組成分：正鹽、酸式鹽和堿式鹽。第11頁(yè)共16頁(yè)按生成鹽的酸和堿的強(qiáng)弱分：強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽(如Na2SO4、NaCl) 、弱酸弱堿鹽 (如 NH 4H

13、CO 3)、強(qiáng)酸弱堿鹽 (如 NH 4Cl) 、強(qiáng)堿弱酸鹽 (如CH 3COONa) 。按溶解性分：易溶性鹽(如 Na2CO3)、微溶性鹽(如 CaSO4)和難溶性鹽 (如 BaSO4)。2、鹽類(lèi)水解的定義和實(shí)質(zhì)定義鹽電離出的一種或多種離子跟水電離出的H+或OH -結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類(lèi)的水解。實(shí)質(zhì)鹽電離出的離子 (弱堿陽(yáng)離子或弱酸根陰離子 ) 跟水電離出的 OH -或 H +結(jié)合生成弱電解質(zhì) (弱堿或弱酸 )并建立電離平衡，從而促進(jìn)水的電離。鹽類(lèi)水解的特點(diǎn)可逆的，其逆反應(yīng)是中和反應(yīng)；微弱的；動(dòng)態(tài)的，水解達(dá)到平衡時(shí)v( 水解 )=v( 中和) 0；吸熱的，因中和反應(yīng)是放熱反應(yīng)，故其逆

14、反應(yīng)是吸熱反應(yīng)。3、鹽類(lèi)水解的規(guī)律1）誰(shuí)弱誰(shuí)水解 （2）誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性3）越弱越水解 （4）注意雙水解問(wèn)題第12頁(yè)共16頁(yè)4、影響鹽類(lèi)水解的因素主要因素：是鹽本身的性質(zhì) (對(duì)應(yīng)的酸堿越弱，水解程度就越大 )。外界條件：1）溫度：鹽的水解是吸熱反應(yīng)，因此升高溫度，水解程度增大。2）濃度：稀釋鹽溶液，可以促進(jìn)水解，鹽的濃度越小，水解程度越大。3）外加酸堿鹽：外加酸堿能促進(jìn)或抑制鹽的水解。下面分析不同條件對(duì) FeCl3 水解平衡的影響情況：Fe3+3H 2OFe(OH) 3+3H +(正反應(yīng)為吸熱反應(yīng))條件移動(dòng)方向H +數(shù)pHFe3+水解程度現(xiàn)象升高溫度向右增加降低增大顏色變深 (黃 紅褐 )加 H2O

15、向右增加升高增大顏色變淺通 HCl向左增加降低減小顏色變淺加 NaOH 溶液向右減小升高增大產(chǎn)生紅褐色沉淀加 CaCO 3 固體向右減少升高增大產(chǎn)生紅褐色沉淀、無(wú)色氣體加 NaHCO 3 溶液向右減少升高增大產(chǎn)生紅褐色沉淀、無(wú)色氣體5、鹽類(lèi)水解離子方程式的書(shū)寫(xiě)一般水解程度很小，用可逆符號(hào)，不標(biāo) “”或“”，不寫(xiě)分解產(chǎn)物形式 (如 H2CO3 等)。第13頁(yè)共16頁(yè)多元弱酸根分步水解，弱堿陽(yáng)離子一步到位。能進(jìn)行完全的雙水解反應(yīng)寫(xiě)總的離子方程式，用“=”且標(biāo)注 “”和“”。6、離子濃度比較守恒關(guān)系電荷守恒：物料守恒：水的電離守恒例 1單一溶質(zhì)溶液酸或堿 0.1mol/L H2S 溶液中，各離子濃度

16、大小關(guān)系？正鹽 0.1mol/L 的 CH 3COONa 微粒中濃度大小關(guān)系？方法： a.鹽的粒子 H 2O 的離子； b.濃度大小決定于水解程度； c.OH 和 H +決定于酸堿性練： 0.1mol/L 的 Na2CO3 中微粒濃度大小關(guān)系？0.1mol/L的(NH4) 2SO4 中微粒濃度大小關(guān)系？弱酸酸式鹽溶液例題 0.1mol/L 的 NaHSO 3 微粒中濃度大小關(guān)系練習(xí) 0.1mol/L 的 NaHCO 3 中微粒濃度大小關(guān)系第14頁(yè)共16頁(yè)電離水解，則電離產(chǎn)生離子水解產(chǎn)生的離子電離水解，則電離產(chǎn)生離子水解產(chǎn)生的離子例2 例3兩種溶液混合分析反應(yīng)，判斷過(guò)量，確定溶質(zhì)。“兩個(gè)微弱”：弱酸 ( 堿) 溶液中分子是主要的，鹽溶液中鹽電離產(chǎn)生的離子是主要的。主要離子和少量的離子分別結(jié)合溶質(zhì)物質(zhì)的量、電離水解程度和溶液的酸堿性分析。4-例 8不同溶液中同一離子的比較例 91B 2A 3D 4AB 5C 6A B 7D 8B9B7、鹽類(lèi)水解的應(yīng)用溶液酸堿性的判斷鹽溶液蒸干所得到的固體配制鹽溶液，如配制FeCl 3、SnCl2 等溶液試劑的貯存 如 Na2CO3、NaHCO 3 溶液用帶橡皮塞的試劑瓶保存。第15頁(yè)共16頁(yè)化肥的合理使用銨態(tài)氮肥與草木灰不能混合使用過(guò)磷酸鈣不能與草木灰混合使用 Mg 、 Zn 等較活潑金屬溶于強(qiáng)酸弱堿鹽