电离平衡重要知识点学生用

1、电离平衡重要知识点(学生用)一、电解质与非电解质：1. 电解质-在水溶液里或熔融状态下能导电的 化合物。非电解质-在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。2. 二者差不多上化合物，单质和混合物什么都不是。即化合物不是电确实是非。3电解质强调因本身电离出自由移动的离子而导电，假设是生成物的电离，就不是电解质，如 S02、NH3 等。4电解质能够是离子化合物也能够是共价化合物，前者在两种情形下都能导电，后者只是在 水溶液里导电。要证明一种化合物是离依旧共就看它在熔融状态下是否导电。例：证明 HCl是共价化合物，那么只需证明液态 HCI不导电那么可。5. 离子化合物本身含有离子，但因无自由移动的离

2、子，因此不能导电。但熔融的离子化合物 却能导电。6. 强酸的酸式盐如 NaHS04在水溶液中和熔融状态下的导电是不同的。前者共价、离子键 均断键，后者只有离子键断键。7把握常见的电解质与非电解质的类不：电解质包括酸、碱、盐、爽朗金属氧化物；非电解质一样包括非金属元素的氧化物、非金属元素的氢化物 除H2S、 HX夕卜，绝大多数的有机物。摸索：一种物质的水溶液能导电，原物质一定是电解质吗？二、强电解质、弱电解质-依照水溶液里或熔融状态下能否完全电离来区分。1强电解质溶液中只有离子无分子，弱电解质溶液中两种都有。因此，只有弱电解质溶液才有电离平稳。且电离过程是吸热的，故弱电解质的导电性随T的升高而增

3、强，而金属反之。2、电解质的强弱与导电的强弱无关，与溶解性的大小无关。3 电解质的强弱与化学键的关系：强电解质能够含离子键或极性键；弱电解质只能含极性键那 个地点的极性键也能够是强极性键。如：HF，即含离子键的电解质必为强电解质。4强电解质、弱电解质的类不：-强电解质包括强酸、强碱、绝大多数盐、爽朗金属氧化物；弱电解质弱酸、弱碱、水。三、|电离方程式的书写：一一第一关注电解质的强弱。1强电解质用等号，弱电解质用可逆号。2 多元弱酸的|电离方程式的书写：分步进行，越向后越困难。要紧由第一步电离决定。3 多元弱酸的酸式盐的书写：4. NaHS04在水溶液中和熔融状态下电离的两种表示：5.两性氢氧化

4、物AI(0H)3的两种电离：想一想:什么缘故多元的酸电离下一步比上一步困难，电离程度小得多，甚至可忽略四、比较强、弱电解质强电解质弱电解质电离程度完全部分电离平稳不、不可逆有、可能过程表示=溶液中存在的微粒水分子不计只有电离出的阴、阳离子，不存 在电解质分子即有电离出的阴、阳离子少部分，又 有电解质分子大部分。电离方程式H2SO4=2H +SO42CaCl 2=Ca 2+2ClNH3 H2O = » NH4+OHH2SWH+HS , HSH+S2实例绝大多数的盐包括难溶性盐； 强酸：H2SO4、HCl、HclO4 等； 强碱：Ba(OH) 2、Ca(OH)2 等。五、弱电解质的电离平

5、稳：1 概念弱电解质的电离平稳是指在一定条件下湿度、浓度，弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等的状态。2 阻碍电离平稳的因素！T :2浓度：包括稀释效应、增浓效应、同离子效应、反应效应、加入相同平稳体系的溶液注意：1。电离程度正比于 T反比于C.2 平稳正向移，电离程度不一定增加。3 .注意同离子效应、和反应效应对电离程度的阻碍。4. 在0。1mol/LHAC溶液中加入等体积等浓度的 HAC溶液。对原平稳无阻碍。5. HAC、NH3.H2O溶液中电离平稳的证明方法：只能加入中性物质NH4AC固体并配加指示剂。6 .稀释酸、碱溶液将分不导致 H +浓度减小、OH-浓度减小7 判定离

6、子浓度的变化用直截了当因素。以 0.1mol/1 CH 3COOH 溶液为例： 六、电解质溶液导电能力的强弱与电解质强弱阻碍溶液导电能力的因素：决定于自由移动离子的电荷浓度的大小。其中C电荷=nC离子。例：1假设在H2SO4溶液中加Ba(OH)2,因生成BaSO4沉淀和极难电离的水，使溶液中离子浓度降 低，导电能力降低。2假设在H2SO4溶液中加BaCl2,虽有沉淀BaSO4生成，但同时生成了 HCI，相当于1molSO42 被 2moICI 代替，故导电能力几乎不变。3假设在HCI溶液中加AgN0 3,那么导电能力几乎不变。七、关于弱酸、弱碱溶液中存在电离平稳的运用及两个重要结论：1 弱酸与

7、强酸相比或弱碱与强碱相比在稀释过程中不断有H+浓度或OH-浓度的补充。而强酸、强碱那么无。2 .弱酸、弱碱溶液中在稀释后只有n酸守恒，而nH+不守恒。对强酸、强碱在稀释后只有n酸、nH+均守恒。3 两个重要结论：1PH相同的强弱酸等倍数稀释前者PH较高，或强酸的 PH变化较大。2C酸相同的同元强弱酸等倍数稀释那么反之。pH值变化，图示如下:例如 等物质的量浓度的盐酸和醋酸，氢氧化钠和氨水分不加水稀释。溶液的pHpHNaOHNHHOHACHCl加水加水77假设把上述咨询题，换成等pH值，图示又如何样呢?pHHClHAC注意:pH NHHO7 NaOH 二7 酸不管如何样稀释，不可能成为碱性；假设

8、无限稀释，那么pH只能无限接近7且小于7. 碱不管如何样稀释，不可能成为酸性；假设无限稀释，那么pH只能无限接近7且大于7 当起始强酸、弱酸的pH相同，稀释后为达仍相同，那么稀释倍数一定是弱酸大小强酸强碱、弱碱类同八、涉及酸或碱反应的有关运算：-关键：、涉及强酸或强碱反应找离子关系；涉及弱酸或弱碱反应找分子关系：故：涉及酸或碱反应要关注强弱对一元弱酸满足：CH+=C酸*或C酸=注意：酸与碱混合时发生中和反应， 但不一定恰好完呈中和。 即使恰好完全中和， 也不一定溶液呈中性, 由生成的盐能否水解及水解情形而定，另外酸碱的强弱不同，提供反应物的量不同也阻碍着反应后溶液的 性质。一样酸或碱过量化生成

9、的盐水解对溶液的酸碱性阻碍大。pH > 7由生成的强碱弱酸盐水解决定 pH V 7由生成的强酸弱碱盐水解决定 pH=7因生成强酸强碱盐不水解下面把常见的几种情形分列出来 等物质的量浓度的一元弱酸一元强碱溶液等体积混合溶液 等物质的量浓度的一元强酸与一元弱碱溶液等体积混合后溶液 等物质的量浓度的一元强酸与强碱溶液等体积混合后溶液 想一想：假设酸或碱之一是多元，情形又如何样？ 当pH=pOH的强酸与强碱溶液以等体积混合后pH=7与酸、碱的几元性无尖 当pH=3的某一元酸溶液与 pH=11的一元强碱以等体积混合后pH< 7。考虑酸有强弱之分，假设分弱酸，制反应后酸过量 当pH=3的某一元

10、强酸pH=11的一元碱溶液的以等体积混合后pH > 7同理，弱碱过量 将pH=3的酸溶液和pH=11的碱溶液以等体积混合后溶液pH=无法确定.再想一想：与酸、碱的几元性有无关系？第二节水的电离平稳和溶液的PH一、水的电离与离子积：1 .实验证明，纯水柔弱的导电性，是极弱的电解质:H20 H+OH ,当温度一定时H+OH =Kw是一个常数称为水的离子积常数，简称水的离子积。其中：25C：H+= OH =107， Kw= H+ 0H = =10 14100C：H+ = OH =106， Kw=H + OH =10-122 .阻碍Kw的因素Kw与溶液中H+、OH 无关，只与温度有关。水的电离为

11、吸热过程，因此当温度升高时，水的电离程度增大，Kw也增大。故谈Kw必须指明温度。3 .不管何种性质的溶液，由 水电离的H+ = OH 始终恒成立。4. 涉及水的电离就要联想Kw，要描述Kw的表达式必须注意H +或OH 哪种完全浓度完全来自于水：1在酸溶液中：2在碱性溶液中：3在碱溶液中：4在酸性溶液中：如pH=4的NH4CI溶液与pH=10的NaAc溶液中，室温由水电离出的14+ - 10 -4H+水=OH 水=荷=10 4mol/L105. Kw的重要作用：担负着将H+、OH 转化的重任；担负着有关水的电离的运算的重任。6. 能够依照纯水电离的H+的大小与25C时H+的大小相比较，从而判定溶

12、液所处的温度；假设溶液所处的温度均为常温，还能够判定溶液的性质。；7 .阻碍水的电离平稳因素1温度，升温度促进水的电离，降温那么相反2向纯水中外加酸碱，会抑制水的电离。 只要酸的pH值相等不论强弱、不论几元对水的抑制程度相等，碱也同理。 假设酸溶液的pH值与碱溶液的pOH值相等，那么两种溶液中水的电离度相等。如pH=3的盐酸溶液与pH=11的氨水溶液在室温下，由水电离出的H+水=OH 水=10 1410 3=10 11mol/L3向纯水中外加弱离子的盐将促进水的电离，且当强酸弱的碱盐的 pH和强碱弱酸盐的pOH值相等时同一温度，那么促进程度相等。二、溶液的酸碱性及pH的值1. pH 的定义：p

13、H= lgH+注意： 25C时：PH +POH=14 ,100 C时：PH +POH=12 常见的PH3PH的适用范畴：CH+ (10-14 ,1),即PH常温下的范畴为0 , 14注意：任意水溶液中H+工0,但pH可为0，现在H+=1mol/L , 一样H + > 1mol/L时，pH V 0，故直 截了当用H+表示.2. pH的测定：pH试纸、pH计。pH试纸：1只能读整数2使用方法：用玻棒沾取待测试液于pH试纸中部，赶忙与标准比色卡进行比色，以半分钟的颜色变化为标准。3pH试纸事先不能润湿4常见指示剂的变色范畴： 口诀甲、石、酚要分清，红 -黄 红-蓝 无色 -红； 3.1-4.4

14、 5-8 8-10 相对 应。3. pH的运算： 关键：1有反应的先考虑反应忽略体积变化可能情形有三种： 假设酸和碱恰好中和 . 即 nH+=nOH，pH=7. 假设酸过量，求出过量的 H+，再求pH值. 假设碱过量，求出过量的 OH ，求出pOH后求pH值. 2对单一酸溶液：找 CH+_ 求 PH;对单一碱溶液：找 COH-_ 求 POH 在转化为 PH注意;强酸与强酸或强碱与强碱等体积混合且pH > 2应满足0。3规那么。即：1当强酸与强酸等体积混合，那么pH=较小pH +0。32当强碱与强碱等体积混合，那么 pH=较大pH 0。34. 溶液呈的酸碱性的判定咨询题： 1 绝对标准：取

15、决于溶液中 H +、OH 的相对大小。225C时：以pH=7为标准。3100C时：以pH= 6为标准。第三课时盐类的水解一、盐的水解：1. 一样通式：盐提供的弱阳或弱阴离子+H2O = 弱酸/弱减 +OH-/H+2. 实质：促进了盐的水解。3. 盐的水解与中和反应的关系：是中和反应的逆反应，但一样认为中和反应程度大，大多认为是完全以应，但盐类的水解程度小得多，真正发生水解的离子仅占极小比例。故：盐的水解或弱酸 /弱碱的电离差不多上吸热过程。4. 水解规律：有盐想水解，有弱才水解，越弱越水解，双弱双水解 谁强显谁性，等强显中性，双弱具体定。(取决于生成弱酸弱碱相对强弱 )如 NH4CNCH3CO

16、ONH 4NH 4F碱性5.注意：中性酸性1盐的水解为中和反应的逆反应，但进行的程度专门小，一样不超过10 %。且为吸热过程。2盐的水解不一定阻碍溶液的PH.如CH3COONH4个。 3一样单一弱离子的水解程度专门小，写可逆号且无气体或沉淀符号；而双水解那么反之。且多元弱酸根的水解与多元弱酸的电离相似差不多上分步进行的。已第一级为主。 4一样弱阳离子弱阴离子都要考虑双水解，如： Fe3+/Al3+ +CO32-/HCO3- 等。但NH4+ + CO32-/HCO3-/AC- ;Cu2+/Fe3+/Fe2+ +S2- 等除外。5弱酸的酸式盐有水解和电离两种趋势，一样以水解为主，但NaHSO3 N

17、aH2PO4 溶液除外。 6常用盐的水解知识判定溶液中离子浓度的大小和种类。6水解离子方程式的书写：1有弱才水解原那么。 2单可逆双等号原那么3有氢无水，无氢有水原那么对双水解 4多元弱酸根的水解分步书写。已第一级为主原那么。注意：水解离子方程式、电离离子方程式、和离子方程式的区不。7关于离子的共存咨询题： 1有气体生成：2有沉淀生成：3有弱电解质生成：4发生氧化还原反应的微粒：5发生双水解的微粒 6形成配合物的微粒： 注意：要专门注意明白得间接告诉溶液人酸碱性的条件。如 (!) 与 Al 反应产生 H2 的溶液能够是H+/OH-(2)常温下由水电离的 CH+ =10-1 2V 10-7，为外

18、加了酸、碱的溶液。8阻碍水解的因素内因：盐的本性 .外因：浓度、温度、外加酸碱。水解程度与电离程度一样均正比于 T 反比于浓度。注意：1 水解平稳的正向移动，水解程度却不一定增加。 2外加酸碱能够抑制或促进水解。二、盐类水解原理的应用1 判定或讲明盐溶液的酸碱性例如：正盐 KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同，其pH值分不为7、8、9,那么HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是 相同条件下，测得 NaHCO3CH3COONaNaAIO 2三种溶液的pH值相同。那实验么它们的物 质的量浓度由大到小的顺序是 .因为电离程度 CH3COOH > HAIO2因此水解程度 NaAIO 2 >

19、NaHCO3> CH3COON2在相同条件下，要使 三种溶液pH值相同，只有浓度'2分析盐溶液中微粒种类 .例如Na2S和NaHS溶液溶液含有的微粒种类相同，它们是Na+、S2、HS、H2S、OH、H+、H2O,但微粒浓度大小关系不同 .3比较盐溶液中离子浓度间的大小关系.另作专题4判定加热浓缩至盐干溶液能否得到同溶质固体。注意：1加热易挥发性酸的盐溶液不能得到相应的溶质。 2加热浓缩至盐干溶液能否得到同溶质固体依旧水解产物要紧由产物中的强电解质决定,假设生 成的强电解质难挥发就能得到相应的溶质,反之不能。 3制 AI2S3 只能是在干态下制得。例碳酸钾与水溶液蒸干得到固体物质是

20、 缘故是KAI(SO 4)2溶液蒸干得到的固体物质是 ，缘故是 碳酸钡溶液蒸干得到的固体物质是 亚硫酸钠溶液蒸干得到的固体物质是 氯化铝溶液蒸干得到的固体物质是 盐酸与硫酸各1mol/L的混合酸，缘故是。，缘故是，缘故是，缘故是10mL，加热浓缩至1mL，最后的溶液为11除杂例：除去MgCl 2溶液中的Fe3+可在加热搅拌条件下，加入足量 MgO或MgCO3或Mg（OH） 2，搅拌充 分反应，后过滤除去。三、三大守恒及其应用： 常用于比较离子浓度的大小1电荷守恒：2物料守恒原子守恒 ：3质子守恒： 注意：三大守恒的识不：四溶液中离子浓度大小的比较：1对多元弱酸：2对多元弱酸正盐：3对多元弱酸的

21、酸式盐： 4具有同离子效应的弱电解质体系：一样想电离略水解。5不同溶液中同一离子浓度的比较，要看其他离子对其的阻碍。第四课时中和滴定一、中和反应及中和滴定原理 1概念：注意中和滴定的顺序不确定，能够是标滴待，也能够是待滴标。2. 原理：1酸提供的nH+（总）=碱提供的nOH-（总）2参加反应的n酸伯碱=相应的k之比 3对一元强酸与强碱：注意：酸和碱恰好完全中和，溶液不一定呈中性，由生成的盐性质而定。由于所用指示剂变色范畴的限制， 滴定至终点不一定是恰好完全反应时， 但应尽量减少误差。3、滴定终点及指示剂的选择： 1滴定终点：确实是滴定完成的时刻。是凭指示剂的颜色变化判定的由于酚酞、甲基橙的变色

22、范畴分 不是碱性、酸性，因此滴定终点严格意义上讲并不一定是恰好完全反应的点，但常用其代表中和反应恰好 完全进行的时刻。2指示剂的选择： 常用甲、酚指示剂的选择常依照达滴定终点时生成盐溶液的性质来作选择，假设恰好显碱性那么选酚，反之选甲，假 设为中性那么二者均可。例：0.1mol/L NaOH滴定盐酸，酚酞和甲基均可使用，因此两者测定结果不同。 0.1mol/L NaOH 溶液滴定 0.1mol/L CH 3COOH 溶液恰好中和生成CH3COOCa,溶液呈弱碱性，选酚酞为指示剂，PH=810浅红色，误差小。 用 HCl 滴定 NH3.H2O恰好中和生成NH4CI,溶液呈弱酸性，选甲基橙为指示剂

23、,3.14.4橙色，误差小。 用HCI滴定0.1mol/L Na2CO3溶液第一步生成N aHCO3时，可选用酚酞为指示剂，由红色t浅红t无色。化学方程式为：Na2CO3+HCl=NaHCO 3+NaOH第二步生成碳酸CO2f +H2O,可选用甲基橙为指示剂，由黄色t橙色，化学方程式为：2-3 滴。NaHC03+HCI=NaCI+H 2O+CO2T注意：指示剂一样为有机弱酸或弱碱，在滴定时不能取得太多，一样为 指示剂不同决定滴定终点的产物不一定相同。 为准确判定滴定终点常在锥型瓶底垫一白纸。 石蕊试液因颜色变化不明显，且变色范畴过宽，一样不作滴定指示剂。3终点判定：滴入最后一滴，溶液变色后，半

24、分钟内不复原7*-、指示剂操作酚酞甲基橙强碱滴定强酸无色变为浅红色橙色变为黄色强酸滴定强碱浅红色变为无色黄色变为橙色4. 中和滴定的运算：在实验时为减小误差，往往要做2-3次平行实验，得出几组 V标数据，在运算 C待时代入公式的 V标应为平均值。二、中和滴定及误差分析：1.要紧仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹带铁架台、锥形瓶或烧杯+玻棒、量筒或移液管。注意：1酸、碱式滴定管的构造特点、使用特点、精度。2锥形瓶使用前不须润洗，既可装标也可装待；但滴定管必须润洗。3滴定管” 0 '刻度在上2 .操作：滴定前的预备：查漏、洗涤、润洗、充液赶气泡调液面、读数。滴定：移液、滴加指 示剂、滴定至终点、读数。运算。2.误差分析以一元酸和一元碱的中的滴定为例关键分析V标5. 某些盐溶液的配制、储存在配制FeCl3、AI