知识点7_电离平衡.doc

第一部分 化学基本概念与基础理论知识点7 电离平衡1 弱电解质的电离平衡（P65页）考点整合一、电解质和非电解质1、电解质和非电解质比较(是否化合物、是否电离、是否完全电离)在溶解或熔化状况下能导电的化合物叫做电解质（酸、碱、盐、金属氧化物）。在溶解和熔化状况下不能导电的化合物叫做非电解质（非金属氧化物、酸酐、多数有机物）。2、概念理解注意要点（1）概念要点：“或”与“和”，两者必是化合物。单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。（2）电解质是溶质本身能电离。就是说：如NH3、SO2的水溶液能导电者，但它们不是电解质。其水合物NH3H2O、H2SO3才是电解质。（3）在水中不导电的化合物，不一定不是电解质。如：BaSO4、CaCO3等难溶盐，因为其溶解度太小，导电性不易测出。但所溶解的极少部分，却能全部电离生成离子，故均为强电解质。（是否是电解质与溶解性无关）。二、强电解质和弱电解质1、强弱电解质的比较强电解质弱电解质定义在水溶液中全部电离成离子的电解质在水溶液中只有部分电离成离子的电解质物构特征离子化合物、强极性共价化合物弱极性共价化合物物质类别强酸、强碱、盐、金氧化物弱酸、弱碱电离程度完全（不可逆）部分（可逆）电离平衡不存在平衡存在电离平衡溶液微粒离子分子（多）、离子（少）举例H2SO4=2H+SO42-H2S H+HS-2、电解质溶液导电性分析（1）电解质溶液的导电性强弱决定于溶液离子浓度大小。强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强（浓度可不同）。（2）电解质的导电条件是水溶液或高温熔融液（熔液）。共价化合物只能在溶液中导电，离子化合物在熔液和溶液均可导电。(区别离子与共价化合物)（3）电解质溶液靠自由移动离子导电，发生化学变化。金属和石墨靠自由移动电子导电。只发生物理变化。三、弱电解质的电离平衡1、概念：一定条件（温度、浓度）下，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，各微粒的浓度不再发生变化。（属于化学平衡）2、特征： “逆”、“等”、“动”、“定”、“变”（具有化学平衡特征）3、影响电离平衡的因素（符合勒沙特列原理）（1）内因弱电解质的本性。（2）外因：温度越高越电离（电离吸热），电离度增大。 浓度越稀越电离（水促电离），电离度增大，离子浓度减小。4、电离度（）（相当转化率，与温度、浓度均有关）电离度（）=5、电离平衡常数（相当化学平衡常数）AB A+B （1）K的意义：K值越大，则电离程度越大，电解质（即酸碱性）越强；K值越小，电离程度越小，离子结合成分子就越容易，电解质（即酸碱性）越弱。（2）K的影响因素：K只随温度的变化，且温度越高K越大。（电离吸热）（3）多元弱酸的K：多元弱酸的电离是分步电离的，每步电离平衡常数，通常用K1、K2、K3 分别表示，但第一步电离是主要的。如：磷酸的三个K值，K1K2K3 ，磷酸的电离只写第一步。6、电离方程式书写（注意：可逆否、分步否、水合否）四、一元弱酸和一元强酸的比较（以醋酸和盐酸为例）1、醋酸电离的分析 CH3COOH CH3COO + H+ 项目 变化添加平衡移动n(H+)（mol）H+(mol/L)PH值导电性电离度水向右增大减小增大减弱增大升温向右增大增大减小增强增大NaOH(s)向右减小减小增大增强增大CH3COONa向左减小减小增大增强减小通HCl向左增大增大减小增强减小CH3COOH向右增多增多减小增强减小金属锌向右减小减小增大增强增大2、相同物质的量浓度、相同体积稀盐酸和稀醋酸比较（见左下表）同C、同体积盐酸醋酸盐酸醋酸同PH、同体积C(H+) /molL-1=C(H+) /molL-1PHC(酸)/mol中和NaOH能力=中和NaOH能力与锌反应气体积V(H2)=始速率(H2)3、相同PH值、相同体积稀盐酸和醋酸比较（见右上表） 2水的电离和溶液的PH（P70页）一、水的电离平衡（中和逆反应、吸热反应H=+57.3KJ mol-1）水是极弱的电解质，H2O+H2OH3O+OH简写成H2OH+OH。1、影响水的电离因素（1）温度，升温度促进水的电离，降温则相反（吸热反应）（2）酸碱抑制水的电离（加酸碱增加了生成物H+或OH）（3）水解性盐促进水的电离（加入弱酸根或弱碱阳离子消耗H+或OH）（4）加强酸强碱的正盐，不影响水的电离。2、水的电离浓度的的计算（水电离出H+或OH的计算）在任何条件下，水溶液（含纯水）：H+水= OH水=H2O电离，但一定等于溶液中的H+或OH中的一个值。酸碱抑制，取小值 H2O电离= min H+，OH水解促进，取大值 H2O电离= max H+，OH3、水的离子积（Kw）Kw=c(OH)c(H+)，单位 (mol/L)2 。Kw只与温度有关，与溶液酸碱性无关。温度升高，水的电离程度增大。Kw增大。常温时（25）Kw=11014， 100，Kw=11012。二、溶液的PH值1、PH值相关概念（1）表示方法：pH= lgc(H+)、pOH= lgc(OH-)、pKw= lgKw)（2）性质pH+pOH=pKw 25(常温) pH+pOH=_ 100pH+pOH=_。pH值每增加一个单位，H+减少10倍，OH-增大10倍。（3）范围 定义范围为R有正负，使用范围1-14，超出用物质的量浓度。（4）测定pH试纸（玻棒-玻片）测整数（114）。（不可湿润）先将pH试纸置于玻璃片上，用玻璃棒蘸待测液，点在pH值试纸中部，对照比色卡读数。赤(1-2)橙(3-4)黄(5-6)绿(7-8)青(9-10)蓝(11-12)紫(13-14)。酸碱指示剂测范围甲基橙：(红)-3.1-(橙)-(4.4)-(黄) 酚酞：(无)-8.0-(浅红)-(10)-(红)石 蕊：(红)-5-(紫)-(8)-(蓝) 注:石蕊不用于定量实验(中和滴定)。pH计：可精确测定溶液的pH值。三、溶液的酸碱性1、溶液的酸碱性与H+和OH-大小关系任何温度下酸性 c (H+)c (OH) 中性 c (H+)= c (OH) 碱性 c (H+)c (OH)25时（常温下）：KW=1.01014酸性c (H+)1107mol/L pH7 中性c (H+)= 1107mol/L pH =7 碱性c (H+)1107mol/L PH7四、有关PH值的计算1、求算公式2、分类例析（1）加水稀释【规律小结】加水冲稀时，溶液的pH值趋近水的pH值（7），每稀释10倍强变一个单位弱变0.5个单位（即酸加碱减Lg（稀释倍数）趋近7为止）。pH=7碱酸碱-Lg(稀释倍数)酸+Lg(稀释倍数)加水pH当加等体积的水时，冲稀倍数为2，则溶液的pH为酸+0.3、碱-0.3。另外，当浓度相差100倍的酸碱等体积混合，稀当水相当于把浓的冲稀2倍，混合后的pH值为酸小加0.3、碱大减0.3。（2）酸碱间的混合两种强酸溶液混合时，先求H+，再求pH两种强碱溶液混合时，先求OH-，再通过Kw求H+，最后求pH强酸与强碱溶液混合：H+OH-=H2O酸过量 碱过量 【规律小结】当pH(酸)+pH(碱)=14的酸和碱等体积混合，则混合后，溶液的pH值为：强酸+强碱=7、弱酸+强碱7。3 盐类的水解（P74页）一、盐类水解要点1、概念：盐水酸+碱 （中和逆反应，吸热反应）2、实质：盐电离出来的离子，跟水所电离出来的H或OH，结合生成弱电解质，从而破坏水的电离平衡（促进水的电离）。3、条件：盐中必有弱离子（弱酸或弱碱） 盐必须能溶于水4、规律：弱水解、强显性谁_谁水解，谁_显谁性，无_不水解，都_显中性（填“强”“弱”）5、书写（分步、可逆、水合）（1）可逆：一般盐类水解程度很小，生成弱酸弱碱的浓度很小，书写时一般用“ ”不用“”气体和沉淀不用“ ”和“ ”也不把生成物（如H2CO3、NH3H2O等）写成其分解产物的形式。（2）分步：多元弱酸的阴离子的水解要分步表示，且第一步为主；例碳酸钠 CO32-+H2O HCO3-+OH-（主要）。（3）水合：水解生成H+可以写成水合氢离子H3O+。二、盐类水解程度（影响水解的因素）1、内因（主要）：盐的组成与性质.越弱越水解2、外因（次要）：浓度、温度、酸碱度（1）温度越高越水解.（2）浓度越稀越水解（程度大、浓度小）.（3）酸碱度酸碱同抑异促。三、水解的应用1、水中实验要考虑水解（1）溶液的配制要抑制水解: 例：配制SnCl2溶液时，要滴加盐酸。类似Al2(SO4)3、FeCl3、AgNO3、Na2S溶液如何配（2）热碳酸钠溶液易去污: 例：碳酸钠水解呈碱性，可使油脂水解溶于水，且温度越高，水解程度越大，生成碱越多，去污能力越强。（3）溶液蒸发结晶防水解。 例：加热蒸干FeCl3溶液，先得Fe(OH)3胶体，后得Fe2O3固体，得不到FeCl3晶体。（思考如何从水中得FeCl3晶体）2、判定离子间能否完全水解。（1）完全双水解条件水解反应相互促进且产物常温是气体或沉淀 。 “完全双水解”是不可逆的。故用“=，”符号。2）常温部分水解，煮沸完全水解碳酸铵 、Mg(NO3)2、AlCl3等可溶性弱碱挥发性酸盐。（3）弱酸弱碱盐发生互促双水解，水解程度较大，溶液酸碱性决定两者相对强弱，例：醋酸铵溶呈中性（两者的Ka=Kb）。3、比较溶液酸碱性、PH值、离子浓度大小（ 例题见后面）4、其它方面用途（1）判断盐溶液中离子种类多少（2）某些Al3+和Fe3+盐有净水作用。（3）判断中和滴定达到滴定终点溶液的酸碱性（4）某些酸式盐溶液显碱性的原因是水解大于电离。电离：HCO3+H2OCO32-+H3O+ 水解HCO3+H2OH2CO3+OH（5）化肥混施。例：铵态氮肥和草木灰（含K2CO3）不能混用（6）某些试剂的实验室贮存。例：Na2CO3、Na2SiO3等溶液，不能存放在磨口玻璃塞的试剂瓶中。 附：证明酸HA是弱酸的实验方法归纳1、用盐酸作参照设计实验（1）在相同浓度、相同温度下，与盐酸比较导电性强弱（2）在相同浓度、相同温度下，与盐酸比较与Zn粒反应快慢（3）测相同浓度、相同温度下，与盐酸比较PH值大小（4）在同pH值、同体积下，与盐酸比较与Zn粒反应快慢或产生H2体积（5）在同pH值、同体积下，与盐酸比较中和碱的能力2、利用是化学平衡设计实验（1）将一定PH的HA溶液稀释10n倍，稀释后PH值变化是否为n（2）测定NaA溶液，若溶液的PH大于7，则HA为弱酸（3）配置0.1mol/L的HA溶液，若测定其PH值大于1，则HA为弱酸。 （4）向一定PH的HA溶液中加入NaA晶体，若PH增大，则HA为弱酸。4 物质酸碱性（pH），离子浓度大小比较一、PH值大小比较（PH值越大，碱性越强、酸性越弱）注、酸（或碱）的PH值越大、对应盐的PH值也越大 例：同浓度pH：HClCH3COOHNaClNH3H2ONaClNH4Cl同浓度酸性：H2CO3C6H5OHNaHCO3NaHCO3C6H5ONaNa2CO3二、离子浓度大小比较1、重要关系（1）等量关系电荷守恒：溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3溶液中：Na+H+HCO3-+2CO32-+OH-或n(Na+)+n(H+)n(HCO3-)+2n(CO32-)+n(OH-)物料守恒：由于电离或水解离子会发生变化，变成其它离子或分子等，但变化之后，某些特定元素的原子的总数比是不会变的。如NaHCO3溶液中n(Na+)：n(c)1：1，推出：c(Na+)c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)。质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。如在NaHCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物；OH-、CO32-为失去质子后的产物，故：c(H3O+) +c(H2CO3)=c(OH-)+c(CO32-)。（质子守恒也可由电荷守恒及质量子守恒推出）中性溶液c(H+) =c(OH-)（2）不等关系多步电离（或水解）主次引起多元弱酸的电离分步，但第一步的程度远远大于第二步(第一步为主)例：氢硫酸中，H2S H+ HS（主）， HSS2-+H+（次）故：各离子浓度大小为：C(H+)C(HS-)C(S2-)多元弱酸根的水解分步,但但第一步的程度远远大于第二步(第一步为主)例：Na2S溶液，S2+H2OHS+OH（主），HS+H2OH2S+OH（次）故：各离子浓度大小为：Na+S2OHHSH+(注意OH排位)电离与水解主次引起例：NaHCO3和Na2CO3混合溶液中水解电离引起配比相等的离子不等例NH4Cl溶液中 Cl-NH4+水解电离程度很小引起生成离子比反应离子小例NH4Cl溶液中 NH4+H+溶液酸碱性引起酸性溶液 H+OH- 碱性溶液 H+水解离子(一般)溶质离子其水解或电离出离子2、解题思路（找出溶液溶质列出所有离子分清主次反应）5 沉淀的溶解平衡（P79页）考点整合一、沉淀溶解平衡与溶度积1、