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1、高二化学第三章 电离平衡一、 强电解质和弱电解质 1、电解质和非电解质: 电解质在水溶液里或熔化状态下能导电的化合物。如HCl、HAc、NaOH、NaCl、NH4Ac等是电解质; 非电解质在水溶液里或熔化状态下不能导电的化合物。如蔗糖、酒精是非电解质。例1下列物质中哪些是非电解质( ) A.NaCl B.HCl C.Cu D.NH3例2下列物质中溶于水能导电的非电解质是( ) A.BaSO4 B.CO2 C.C2H5OH D.HCl 2、强电解质和弱电解质: (1)强弱电解质的比较: 强电解质是由离子键、强极性键结合的电解质,它们的电离过程是完全的,不存在电离平衡。如强酸、强碱和大部分盐类。电

2、离方程式写成不可逆的: NaCl = Na+Cl BaCl2 = Ba2+2Cl 弱电解质是由弱极性键结合的电解质,电离过程是可逆的。在溶液中,离子和分子同时存在,是部分电离的。存在电离平衡。如弱酸、弱碱等。电离方程式写成可逆的: H2O H+OH强电解质弱电解质定义在水溶液中完全电离在水溶液中部分电离,存在着电离平衡电离程度100%部分溶液中存在的微粒离子、H2O电解质分子、离子、H2O实例强酸、强碱、大部分盐(Pb(Ac)2为弱电解质)弱酸、弱碱电离方程式=注意:强电解质和弱电解质的主要区分标准是在其水溶液中是否存在分子与离子之间的电离平衡。不能单从键的强弱来区分强弱电解质。如H-F键的极

3、性比HCl强,但HF是弱电解质,而HCl是强电解质。不能从溶解度的大小来区分强弱电解质。如BaSO4、CaCO3等几乎不溶于水,但其溶解了的极少部分全部电离,或在熔化状态下它们全部电离,所以它们是强电解质。属于共价化合物的电解质在液态时不导电,在水溶液里导电;离子化合物在熔融状态下和在水溶液里都能导电,但在晶体状态时不导电。电解质溶液导电能力比较:离子浓度越大,所带电荷越高,导电能力越强。 2、弱电解质和电离平衡: (1)定义:在一定条件下(温度、浓度),弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等的状态,叫弱电解质的电离平衡状态。(2)特征:(提问)“动”“定”“变”(3)弱酸、弱

4、碱的电离特点: 一元:HA H+ + A 弱酸: 多元:H2B H+ + HB HB H+ + B2 弱碱: M(OH)x Mx+ + xOH例3写出下列各物质的电离方程式:(1) NaHCO3溶于水 (2) KHSO4熔化 (3) NH3溶于水 (4) BaSO4电离 练习:1.下列叙述有否错误,为什么? (1)导电能力强的电解质一定是强电解质,强电解质导电能力必定是强的; (2)液氯虽然不导电,但到水中后仍能电离成一个氯离子,导电情况良好,因此,液氯也是强电解质。 (3)无水硫酸铜不能导电,而结晶硫酸铜因分子中含有一定量的水,所以是能导电的; (4)当溶液中分子和离子的浓度达到相等时,电离

5、过程就达到了平衡状态; (5)电离平衡时,由于分子和离子的浓度不断发生变化,所以说电施平衡是一个动态平衡。二、电离度 不同的弱电解质在水中电离的程度是不同的,一般用电离度和电离常数来表示。这里我们只学习电离度。 1、电离度的定义和计算: 电离度弱电解质在溶液里达电离平衡时,已电离的电解质分数占原来总分子数(包括已电离的和未电离的)的百分数。电离度()= =(分子、分母同除以阿氏常数) = (分子、分母同除以溶液体积) 例1 25时,在0.1mol/L醋酸溶液里,每10000个醋酸分子里有132个分子电离成离子。它的电离度是多少? 解: 例2在氟化氢溶液中,已电离的氟化氢为0.2mol,未电离的

6、氟化氢为1.8mol。求该溶液中氟化氢的电离度。 解: 2、影响电离度的因素: 内因:电解质的本性。外因:温度和溶液的浓度等。(1)浓度的影响: 醋酸稀释时电离度变化的数据: 浓度(mol/L) 0.2 0.1 0.001 电离度(%) 0.948 1.32 12.4 可见,电离度随浓度的降低而增大。(因浓度越稀,离子互相碰撞而结合成分子的机会越少,电离度就越大。) (2)温度的影响: 因为电离过程是吸热的,因此温度升高离子化倾向加强,又因大多数电解质电离时没有显著的热量变化,这就导致温度对电离度虽有影响,但影响并不大的必然结果。一般情况下,温度对电离度影响不大,但水的离解过程显著吸热,所以温

7、度升高可以增大水的电离度。因此,用电离度比较几种电解质的相对强弱时,就当注意所给条件,即浓度和温度,如不注明温度通常指25。在相同温度和浓度时,电离度的大小可以表示弱电解质的相对强弱。例3下列关于电离度的叙述正确的是( D ) 与浓度无关;值随温度升高而增大;在相同条件下,值的大小可以表示弱电解质的相对强弱;值增大,相应离子浓度一定增大;值增大相应离子物质的量增大。A. B. C. D.作业:三、水的电离和溶液的PH值 1、水的电离:水是一种极弱的电解质。只要有水存在,就必然存在水的电离平衡: 2H2O H3O+ + OH 简写成 H2O H+ + OH 25时,纯水中H+=OH= mol/L

8、 实验证明,在一定温度下,H+与OH的乘积是一个常数,即H+OH=Kw,Kw叫水的离子积常数,简称水的离子积。 离子积受温度的影响,常温时(25)Kw=,100时Kw=,比25增大了100倍。100时纯水中H+=OH= 。 注:任何物质的水溶液,不论其呈酸性还是呈碱性,H+和OH都同时存在,且H+和OH的乘积在一定温度下均等于该温度下的离子积。 如:某NaOH溶液的浓度为0.001mol/L,求H+为多少。 H+=1×10-14/0.001=1×10-11(mol/L)2、溶液的酸碱性和PH值: pH=-lgH+ 常温下,Kw= 中性溶液 H+ = OH = mol/L P

9、H=7 酸性溶液 H+ >OH H+ > 10-7 PH<7 碱性溶液 H+ <OH H+ < 10-7 PH>7 PH适用于1×10-14 mol/L H+ 1 mol/L的水溶液,如果H+>1mol/L,则用H+更为方便;如果H+ < 1×10-14 mol/L,根据H+OH= 1×10-14得OH>1mol/L,这时,直接用OH表示。 PH值 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 酸性增强 中性 碱性增强 注意: PH值相差1个单位, H+就相差10倍;PH值相差2个单位, H

10、+就相差102即100倍;其余依次类推。 酸、碱溶液无限稀释时,其PH值约等于7。 PH值计算举例: 例1、已知25时0.1mol/LCH3COOH溶液的电离度=1.32%,求该溶液的PH值。 解: 故pH= 例2、在1L溶液里含有4gNaOH,求该溶液的PH值。 解:OH = 4/40 = 0.1 (mol/L) H+=1×10-13 pH = 13 例3、已知PH=3.47,求H+及OH。 解:-lgH+ = pH = 3.47 lgH+ = -3.47 = H+ =mol/L mol/L 注:PH值大于7的有关溶液的PH值的计算,必须先进行OH的计算。 例4、将PH值为8的Na

11、OH溶液与PH值为10的NaOH溶液等体积混合后,溶液中的氢离子浓度最接近于( D ) A. B. C. D. 附:强酸、强碱溶液等体积混合的近似pH计算:混合对象混合前的pH混合后的pHA、B均为强酸PHA < pHBPHA + 0.3A、B均为强碱PHA > pHBpHB 0.3A为强酸B为强碱PHA + pHB = 147PHA + pHB < 14PHA + 0.3PHA + pHB > 14pHB 0.3 3、酸碱指示剂: 测定溶液PH值的方法很多,通常可用酸碱指示剂 、PH试纸或PH计(一种测定溶液PH值的仪器)。 学生看书后总结如下: (1)酸碱指示剂:

12、甲基橙 PH<3.1红色 PH=3.14.4 橙色 PH>4.4 黄色 石 蕊 PH<5.0红色 PH=5.08.0 紫色 PH>8.0 蓝色 酚 酞 pH<8.0无色 pH=8.010 浅红色 pH>10玫瑰红 (2)pH试纸: 测定PH值比较简便的方法是用PH试纸。这种试纸是由多种指示剂的混和溶液浸制而成。把待测试液滴在PH试纸上,试纸上显出的颜色跟标准比色卡相比,就可以知道该溶液的PH值。(作演示) (3)PH计: PH计是一种电化学仪器,测定溶液PH值精确的方法是用PH计。四、盐类的水解 1、盐类的水解 在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH生成

13、弱电解质的反应,叫做盐类的水解。 盐类中并不是所有的盐都能发生水解,这就看它电离出的离子以否与H+或OH反应生成弱电解质。 如: CH3COO+H2O CH3COOH+OH 由于CH3COO消耗了溶液中的H+,H2O的电离平衡向右移动,使OH- > H+,溶液显碱性。 可见,盐类水解后生成了酸和碱,即盐类的水解反应可看作是酸碱中和反应的逆反应: 酸 + 碱 盐 + 水 2、盐类水解的规律: (1)强酸强碱盐 不水解 水溶液呈中性 如NaCl、KNO3 (2)强碱弱酸盐 能水解 水溶液呈碱性 如Na2S、Na2CO3 (3)强酸弱碱盐 能水解 水溶液呈酸性 如NH4NO3 (4)弱酸弱碱盐

14、 能水解 谁强显谁性 如NH4Ac显中性、(NH4)2S显碱性(写出上述所举盐的水解离子方程式) (5)酸式盐的水解: 溶液的酸碱性决定于阴离子是以水解为主要过程还是以电离为主要过程。 阴离子是强酸根,如NaHSO4不水解 NaHSO4 = Na+HSO4- HSO4- H+ SO42- 本身电离出H+,呈酸性。 阴离子是较强或中强的酸根,电离为主: NaH2PO4 = Na+H2PO4- H2PO4- H+ HPO42- (主要,大)呈酸性 H2PO4- +H2O H3PO4 + OH (次要,小) 阴离子是弱酸根,如NaHCO3以水解为主: HCO3 +H2O H2CO3 + OH (主要

15、,大)呈碱性 HCO3 H+ +CO32(次要,小) 这类盐还有:KHCO3、K2HPO4、KHS等。 注意: 由于盐类水解的原因,当酸碱是完全中和时,所得溶液不一定是中性。如NH3·H2O与HCl反应。 3、书写盐的水解离子方程式时应注意的问题: (1)水和弱电解质应写成分子式,不能写成相应的离子。 (2)水解反应是可逆过程,因此要用可逆符号,并不标“”、“”符号。 (Al2S3、Al2(SO4)3例外) (3)多元酸盐的水解是分步进行的,如: CO32+ H2O HCO3 +OH HCO3 +H2O H2CO3 + OH 多元碱的盐也是分步水解的,由于中间过程复杂,可写成一步,如

16、: Cu2+2H2O Cu(OH)2 + 2H+ Al3+3H2O Al(OH)3 + 3H+ 3、盐类水解的利用: 1、利用硫酸铝、碳酸氢钠水解原理,制泡沫灭火器 2、配制溶液时抑制水解:(浓度的影响)以FeCl3、CuSO4为例加以说明。 3、热水碱溶液去油污(温度的影响) 小结: 盐类水解的实质是水的电离平衡发生移动。 只有能与H+或OH结合生成难电离物质的离子,如弱酸阴离子和弱碱阳离子,才能使水的电离平衡发生移动。 在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH生成弱电解质的反应,叫做盐类的水解。 盐类的水解反应可以看作是酸碱中和反应的逆反应。 水解规律为:“有弱才水解,无弱不水解,越弱越

17、水解,谁强显谁性”。课堂练习: 1.现有如下盐,能水解的写出水解的离子方程式,注明水溶液的酸碱性,不能水解的要说明原因: 硝酸钾 氯化锌 碳酸铝 硫化钠 碳酸氢铵 硫酸铝钾 硫酸铵 硫氢化钠 亚硫酸钠 次氯酸钠 2.五、酸碱中和滴定 1、中和反应中酸碱之间的定量计算: 对于中和反应: aA + bB = cY + dZ amol bmol CA·VA CB·VB 当a = b时,有CA·VA = CB·VB 从上述公式可以看出,在酸碱中和反应中,使用一种已知物质的量浓度的酸(或碱)溶液跟未知浓度的碱(或酸)溶液完全中和,测出二者的体积,应可以计算出碱(或

18、酸)溶液的浓度。 例1 为了测定苛性钾的纯度,选用其试样0.56克溶于水制成500毫升溶液,恰好与0.2摩/升的盐酸48毫升完全中和(样品中杂质与酸不反应),该苛性钾的纯度为多少? 解:KOH + HCl = KCl + H2O mol/L 苛性钾的纯度为:KOH%= 例2 向20.00mL未知浓度的NaOH溶液里滴入19.50mL 0.101mol/L的HCl溶液,恰好反应完全。这种NaOH溶液的物质的量浓度是多少?解:设NaOH溶液的物质的量浓度为x mol/L 2、酸碱中和滴定的概念和操作: (1)概念:用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。 (2)使用仪器: 酸式和碱式滴定管、锥形瓶、移液管、滴定台等。 (3)具体操作: 一洗涤、二查漏、三润洗、四装液、五排气、六滴定、七读数、八计算 做用NaOH滴定HCl的演示实验 (4)实验成败的关键: 能否准确测定参加反应的两种溶液的体积以及能否准确判断中和反应是否恰好进行完全。 (5)误差分析: 现以标准NaOH溶液滴定HCl溶液为例,在分析某一错误操作所得到的结果时,假设其

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