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水溶液中的电离平衡知识点 水溶液中的电离平衡 一、电解质和非电解质 1、概念 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 强电解质：溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质 弱电解质：溶于水或熔融状态下只有部分电离的电解质 电解质的强弱与化学键有关，但不由化学键类型决定。强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的不一定都是强电解质，如H2O、HF等都是弱电解质。 电解质的强弱与溶解度无关。如BaSO4、CaCO3等 电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。 2、如何判断强弱电解质 物质类别判断： 强电解质：强酸、强碱、多数盐、部分金属氧化物 弱电解质：弱酸、弱碱、少数盐和水 非电解质：非金属氧化物、氢化物、多数有机物 单质和混合物 性质判断： 熔融导电：强电解质 均不导电：非电解质 实验判断： 测一定浓度溶液pH 测对应盐溶液pH 一定pH溶液稀释测pH变化 同等条件下测导电性 3、电解质溶液的导电性和导电能力 溶液浓度 离子浓度 电离程度 导电性强弱 离子所带电荷 电解质不一定导电(如NaCl晶体、无水醋酸)，导电物质不一定是电解质(如石墨)，非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。 强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。 例1：例2：例3： 二、弱电解质的电离平衡 1、定义和特征 电离平衡的含义 在一定条件(如温度、浓度)下，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，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态。 任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质具有该条件下的最大电离程度。 电离平衡的特征 逆 等 动 定 变 第 1 页 共 6 页 2、影响电离平衡的因素 浓度：越稀越电离 在醋酸的电离平衡 CH3COOH CH3COO-+H+ 加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)变小 加入少量冰醋酸，平衡向右移动， c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)增大，但电离程度变小 温度：T越高，电离程度越大 同离子效应 加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。 化学反应 加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离方向移动。 以电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+为例，各种因素对平衡的影响可归纳为下表： 加水稀释 加冰醋酸 升高温度 加NaOH(s) 加H2SO4(浓) 加醋酸铵(s) 加金属Mg 加CaCO3(s) 平衡移动方向 向右 向右 向右 向右 向左 c(H) 减小 增大 增大 减小 增大 +n(H) 增多 增多 增多 减少 增多 +c(Ac-) c(OH-) c(H+)/ c(HAc) 导电能力 减弱 增强 增强 增强 增强 电离程度 增大 减小 增大 增大 减小 减小 增多 增多 增多 减少 增大 减小 增多 增多 减少 增大 减小 增多 增多 增多 向左 向右 向右 减小 减小 减小 减少 减少 减少 增多 增多 减小 增强 增强 增强 减小 增大 增大 增多 增多 增多 增多 增多 增多 例1 例2 3、电离方程式的书写 强电解质用=，弱电解质用 多元弱酸分步电离，多元弱碱一步到位。 弱酸的酸式盐完全电离成阳离子和酸根阴离子，但酸根是部分电离。 NaHCO3 强酸的酸式盐如NaHSO4完全电离，但在熔融状态和水溶液里的电离是不相同的。 熔融状态时：NaHSO4=Na+HSO4 溶于水时：NaHSO4=Na+H+SO42 例3 三、水的电离及溶液的pH 1、水的电离 电离平衡和电离程度 水是极弱的电解质，能微弱电离 H2O+H2O H3O+OH-，通常简写为H2O H+OH-；H>0 25时，纯水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L 第 2 页 共 6 页 影响水的电离平衡的因素 温度：温度越高电离程度越大 c(H)和c(OH)同时增大，KW增大，但c(H)和c(OH)始终保持相等，仍显中性。 纯水由25升到100，c(H+)和c(OH-)从1×10-7mol/L增大到1×10-6mol/L(pH变为6)。 酸、碱 向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但KW不变。 加入易水解的盐 由于盐的离子结合H或OH而促进水的电离，使水的电离程度增大。温度不变时，KW不变。 练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下： H2O H+OH- 变化 条件 加热 平衡移 动方向 向右 电离 程度 增大 c(H+)与c(OH-)的相对大小 c(H+)=c(OH-) c(H+)=c(OH-) c(H+)>c(OH-) c(H+)<c(OH-) c(H+)<c(OH-) c(H+)>c(OH-) 溶液的 酸碱性 中性 离子积 KW 增大 +-+-+-降温 向左 减小 中性 减小 加酸 向左 减小 酸性 碱性 不变 不变 加碱 加能结合 H的物质 加能结合 OH-的物质 +向左 减小 向右 增大 碱性 不变 向右 增大 酸性 不变 水的离子积 在一定温度时，c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。 KW=c(H)·c(OH)，25时，KW=1×10 KW只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，KW增大。 25时KW=1×10-14，100时KW约为1×10-12。 水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，KW就不变。 水电离的离子浓度计算 例1-例4 2、溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H+)与c(OH-)的相对大小。 在常温下，中性溶液：c(H)=c(OH)=1×10mol/L； 酸性溶液：c(H+)>c(OH-), c(H+)>1×10-7mol/L； 碱性溶液：c(H+)<c(OH-)，c(H+)<1×10-7-mol/L。 思考：c(H+)>1×10-7mol/L 的溶液是否一定成酸性？ 3、溶液的pH 表示方法 pH=-lgc(H+) c(H+)=10-pH pOH=-lgc(OH-) c(OH-)=10-pOH 常温下，pH+pOH=-lgc(H+)-lgc(OH-)=-lgc(H+)·c(OH-)=14。 第 3 页 共 6 页 +-7+-14溶液的酸碱性与pH的关系(常温时) 中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol·L-1，pH=7。 酸性溶液：c(H)>1×10mol·L>c(OH), pH<7，酸性越强，pH越小。 碱性溶液：c(H+)<1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH>7，碱性越强，pH越大。 +-7-1-思考：1、甲溶液的pH是乙溶液的2倍，则两者的c(H+)是什么关系？ 2、pH<7的溶液是否一定成酸性？ pH的适用范围 +-14-1+-1c(H)的大小范围为：1.0×10mol·L<c(H)<1mol·L。即pH 范围通常是014。 当c(H+)1mol·L-1或c(OH-)1mol·L-1时，用物质的量浓度直接表示更方便。 溶液pH的测定方法 酸碱指示剂法：只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH。 指示剂 变色范围pH 溶液颜色 甲基橙 3.14.4 红橙黄 石蕊 5.08.0 红紫蓝 酚酞 8.210.0 无色浅红红 pH试纸法：粗略测定溶液的pH。 pH试纸的使用方法：略 注意：pH试剂不能用蒸馏水润湿 不能将pH试纸伸入待测试液中 标准比色卡的颜色按pH从小到大依次是：红 (酸性)，蓝 (碱性)。 pH计法：精确测定溶液pH。 4、有关pH的计算 基本原则： 一看常温，二看强弱，三看浓度 酸性先算c(H+)，碱性先算c(OH) 单一溶液的pH计算 由强酸强碱浓度求pH 加水稀释计算 强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n。 弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH<a+n。 强碱pH=b，加水稀释10倍，则pH=b-n。 弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH>b-n。 酸、碱溶液无限稀释时，pH只能约等于或接近于7，酸的pH不能大于7，碱的pH不能小于7。 对于浓度相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH变化幅度大。 例6 酸碱混合计算 两种强酸混合 c(H)混= 两种强碱混合 c(OH)混= -+n已知pH求强酸强碱浓度 例5 c(H)1V1+c(H)2V2V1+V2+c(OH)1V1+c(OH)2V2V1+V2+-酸碱混合，一者过量时 + c(OH)混或c(H)混= |c(H)酸V酸-c(OH)碱V碱|V酸+V碱+- 若酸过量，则求出c(H)，再得出pH； 若碱适量，则先求c(OH-)，再由KW得出c(H+)，进而求得pH，或由c(OH-)得出pOH第 4 页 共 6 页 再得pH。 例7 - 例8 四、盐的水解 1、盐的分类 按组成分：正盐、酸式盐和碱式盐。 按生成盐的酸和碱的强弱分：强酸强碱盐(如Na2SO4、NaCl)、弱酸弱碱盐(如NH4HCO3)、强酸弱碱盐(如NH4Cl)、强碱弱酸盐(如CH3COONa)。 按溶解性分：易溶性盐(如Na2CO3)、微溶性盐(如CaSO4)和难溶性盐(如BaSO4)。 2、盐类水解的定义和实质 定义 盐电离出的一种或多种离子跟水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。 实质 盐电离出的离子(弱碱阳离子或弱酸根阴离子)跟水电离出的OH或H结合生成弱电解质(弱碱或弱酸)并建立电离平衡，从而促进水的电离。 盐类水解的特点 可逆的，其逆反应是中和反应； 微弱的； 动态的，水解达到平衡时v(水解)=v(中和)0；吸热的，因中和反应是放热反应，故其逆反应是吸热反应。 3、盐类水解的规律 谁弱谁水解 谁强显谁性 越弱越水解 注意双水解问题 4、影响盐类水解的因素 主要因素：是盐本身的性质(对应的酸碱越弱，水解程度就越大)。 外界条件： 温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。 浓度：稀释盐溶液，可以促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大。 外加酸碱盐：外加酸碱能促进或抑制盐的水解。 下面分析不同条件对FeCl3水解平衡的影响情况： Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+(正反应为吸热反应) 条件 升高温度 加H2O 通HCl 加NaOH溶液 加CaCO3固体 移动方向 向右 向右 向左 向右 向右 H+数 增加 增加 增加 减小 减少 pH 降低 升高 降低 升高 升高 Fe3+水解程度 增大 增大 减小 增大 增大 现象 颜色变深(黄红褐) 颜色变浅 颜色变浅 产生红褐色沉淀 产生红褐色沉淀、无色气体 产生红褐色沉淀、无色气体 -+加NaHCO3溶液 向右 减少 升高 增大 5、盐类水解离子方程式的书写 一般水解程度很小，用可逆符号，不标“”或“”，不写分解产物形式(如H2CO3等)。 多元弱酸根分步水解，弱碱阳离子一步到位。 能进行完全的双水解反应写总的离子方程式，用“=”且标注“”和“”。 第 5 页 共 6 页 6、离子浓度比较 守恒关系 电荷守恒：物料守恒：水的电离守恒 例1 单一溶质溶液 酸或碱 0.1mol/L H2S溶液中，各离子浓度大小关系？ 正盐 0.1mol/L的CH3COONa微粒中浓度大小关系？ 方法：a.盐的粒子> H2O的离子；b.浓度大小决定于水解程度；c.OH和H决定于酸碱性 练：0.1mol/L的Na2CO3中微粒浓度大小关系？0.1mol/L的(NH4)2SO4中微粒浓度大小关系？ 弱酸酸式盐溶液 例题0.1mol/L的NaHSO3微粒中浓度大小关系 练习0.1mol/L的NaHCO3中微粒浓度大小关系 电离水解，则电离产生离子水解产生的离子 电离水解，则电离产生离子水解产生的离子 例2 例3 两种溶液混合 分析反应，判断过量，确定溶质。 “两个微弱”：弱酸(碱)溶液中分子是主要的，盐溶液中盐电离产生的离子是主要的。 主要离子和少量的离子分别结合溶质物质的量、电离水解程度和溶液的酸碱性分析。 例4- 例8 不同溶液中同一离子的比较 例9 1B 2A 3D 4AB 5C 6A B 7D 8B 9B 7、盐类水解的应用 溶液酸碱性的判断 盐溶液蒸干所得到的固体 配制盐溶液，如配制FeCl3、SnCl2等溶液 试剂的贮存 如Na2CO3、NaHCO3溶液用带橡皮塞的试剂瓶保存。 化肥的合理使用铵态氮肥与草木灰不能混合使用 过磷酸钙不能与草木灰混合使用 Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中，产生H2。 某些盐的分离除杂要考虑盐类的水解。除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+加入氧化镁 判断离子共存时要考虑盐的水解。双水解问题 分析溶液中粒子的种数要考虑盐的水解。 工农业生产、日常生活中，常利用盐的水解知识。 泡沫灭火器 热碱液洗涤油污物品比冷碱液效果好。 水垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，基本上不会生成MgCO3，是因为MgCO3微溶于水，受热时水解生成更难溶的Mg(OH)2。 用盐(铁盐、铝盐等)作净水剂时需考虑盐类的水解。 +第 6 页 共 6 页