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《电离平衡》知识复习
内容要求：
1、 电离平衡、水解平衡、水的电离三种平衡的综合定义。
2、 判断溶液中离子浓度的大小及导电性。
3、 判断溶液中离子共存情况。
4、 判断分析溶液中水电离的H+和OH-的浓度，以及溶液的酸碱性分析。
5、 有关溶液的PH的计算。
6、 判断盐的水解程度和应用。
1、 电离平衡
1、 电解质与非电解质
（1）电解质：在水溶液中或和融化状态下均能导电的化合物。
条件
物质种类：酸、 碱、盐、金属氧化物、过氧化物、超氧化物等
共价化合物 离子化合物
（2）非电解质：在水溶液中或和融化状态下均不能导电的化合物
物质种类：非金属氧化物、大多数有机物
共价化合物
2、 强电解质和弱电解质
（1） 强电解质：在水溶液中完全电离的电解质
物质种类：强酸（如硫酸、盐酸、硝酸等）、强碱（如NaOH、KOH等）、大多数盐、活泼金属氧化物
（2） 弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质
弱酸：H3PO 4、H2CO3、H2SO3、HCN、H2S、H2SiO3、HClO、HF、苯酚、CH3COOH等有机酸
物质种类： 弱碱：Al(OH)3、Fe(OH)3、Cu(OH)2、NH3 H2O等
水：
3、电解质、非电解质、强电解质和弱电解质的比较
电解质 非电解质
强电解质 弱电解质
判别依据 电离特点 完全电离、不可逆，不存在电离平衡 部分电离，可逆 存在电离平衡 在熔融状态或水溶液中不能直接电离
物质类别 强酸、强碱、大部分盐、活泼金属的氧化 弱酸、弱碱、水 多数有机物非金属的氧化物
溶液中存在的微粒 （水合）离子、无溶质分子 （水合）离子、溶质分子 溶质分子或反应 产物离子
化合物类型 离子化合物和部分共价化合物 某些共价化合物 一般是共价化合物
4、导电性的比较
（1）金属导电：自由电子
特点：随温度升高导电性逐渐减弱
（2）溶液导电：自由移动的离子
特点：①随温度升高导电性逐渐增强
②离子浓度越大，导电能力越强；离子所带电荷越多，导电能力越强。
（3）离子化合物：在熔融态（液态）均可导电；水溶液中由溶解度决定。注意：即使难容物溶于水的部分也是完全电离的。
共价化合物：在熔融态（液态）均都不可导电；水溶液中由物质的性质和溶解度决定。
5、电离平衡和水解平衡的比较
电离平衡 水解平衡
研究对象 弱电解质 强电解质
实例 0.1mol/L CH3COOH 0.1mol/L CH3COONa
变化实质 弱酸 H++弱酸根离子弱碱 OH-+弱碱的阳离子 弱酸的阴离子+H2O 弱酸+ OH-弱碱阳的离子+ H2O 弱碱+ H+
表达方式(离子方程式) 电离方程式：CH3COOH CH3COO- + H+多元弱酸分步电离：H2CO3 HCO3- + H+HCO3- CO32 -+ H+多元弱碱一步到位:Al(OH) 3 Al3 ++3 OH— 水解离子方程式：CH3COO—+H2O CH3COOH +OH—（产物不能写“↑” 或“↓”）多元弱酸根分步水解;CO32 -+H2O HCO3- + OH—HCO3- +H2O H2CO3 + OH—多元弱碱根离子一步到位:Al3++3H2O Al(OH)3+3H+
影响因素 内因 物质本身的性质
温度 升温 ，进电离离子浓度增大 升温，促进水解 外界因素
浓度 加水 促使电离，离子浓度减小 促进水解
加入同种离子 抑制电离 抑制水解
加入与产物反应的微粒 促进电离 促进水解
练习1．下列仅能在水中导电的电解质是 ( )
A．H3PO4 B．NH3 C ．KOH D．C2H5OH
练习2、下列物质能导电，但属于非电解质的是：（ ）
A．熔融的NaCl B．KNO3溶液
C 、CuSO4晶体 D．无水C2H5OH
练习3、把0.05molNaOH固体分别加入下列100ml液体中，溶液的导电能力变化不大的是
A．自来水 B．0.5mol/L盐酸溶液
C 、0.5mol/L醋酸溶液 D．0.5mol/LNH4Cl溶液
练习5、关于强弱电解质的叙述错误的是 ( )
A．强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡。
B．在溶液里，导电能力强的电解质是强电解质，导电能力弱的电解质是弱电解质。
C．同一弱电解质的溶液，当温度或浓度不同时，其导电能力也不相同。
D．纯净的强电解质液态时有的导电，有的不导电。
练习6、下列电离方程式书写正确的是 ( )
A．CH3COOH+H2O CH3COO— +H2O B．BaSO4 Ba2+ + SO42—
C H2CO3 2H++CO32— D． FeCl3 Fe3++3C1—
练习7、在H2S 的饱和溶液中存在如下平衡①H 2S H ++HS— ② HS—
H++ S2— ，且知第一级电离的程度远大于第二电离的程度，采取下列哪种措施后，既增大c（S2—）又能提高溶液的PH值还能使电离平衡逆向移动 ( )。
A．加 NaOH B．通入H2S C 、降温 D．加入 Na2S晶体
练习8、对室温下PH值相同。体积相同的醋酸和盐酸两中溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是（ ）
A、 加入适量的醋酸钠后，两溶液的PH均增大
B、 使温度都升高20℃后，两溶液的PH均不变
C、 加水稀释2倍后，两溶液的PH均减小
D、 加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的气体一样多
6、弱酸与强酸的比较。如：醋酸与盐酸
（1）浓度相等的一元强酸和弱酸：
①等浓度酸的PH值：强酸的PH值小于弱酸的PH值。如0.1mol/L CH3COOH其PH>1；0.1mol/LHCl其PH=1
②与足量的锌（或碳酸钠等）反应：最终强酸和弱酸放出的气体一样多；初始速率强酸比弱酸的快。
（2）PH值相等的强酸和弱酸：
①与足量的锌（或碳酸钠等）反应：强酸比弱酸放出的气体少；初始速率相等，但一段时间后弱酸的反应速率大于强酸的反应速率。
②若都是一元酸，强酸比弱酸的物质的量浓度小。
③等倍数稀释，稀释后弱酸的PH值小于强酸的PH值。
（3） 强酸和弱酸正盐溶液的PH值：
强酸正盐溶液PH=7; 弱酸正盐溶液PH>7
如0.1mol/L CH3COONa溶液PH>7而0.1mol/L NaCl溶液PH=7
二、水的电离和溶液的PH值
水的离子积：KW =c（OH —）c（H+）( 25℃时，KW = 1.0 ×1014 )
1、水的电离 温度：T ↑， KW↑
酸：抑制水的电离， KW不变，PH ＜7
影响因素 碱：抑制水的电离， KW 不变， PH ＞
可水解的盐：促进水的的电离， KW 不变
3、 溶液的酸碱性和PH值：
（1）溶液的酸碱性
c（OH —）＞c（H+） 酸性 PH ＞7
c（OH —）＝c（H+） 碱性 PH = 7
c（OH —）＜c（H+） 碱性 PH ＜7
（2）关于PH值的计算：PH=— lg c（H+）
酸按酸，碱按碱, 同强混合在中间,
异强混合看过量, 无限稀释7为限.
①
C（H+） = PH=— lg c（H+）
C（H+）= PH=— lg c（H+）
例、0.1mol/LHCl溶液中
PH=— lg c（0.1）=1
溶液中c（H+）为0.1mol/L；而由水产生的H+为
c（H+）水=C（OH-）水= C（OH-）液 = =1×10-13 mol/L
同理：0.1mol/LNaOH溶液中
PH=— lg c（H+）=— lg c（1×10-13 ）=13
溶液中c（OH-）为0.1mol/L；而由水产生的OH-为
C（OH-）水= c（H+）水=c（H+）液=1×10-13 mol/L
②稀释：
PH=a的强酸稀释10n倍，PH=a+n
PH=a的弱酸稀释10n倍，PHPH=b的强碱稀释10m倍，PH=a-m
PH=b的弱碱稀释10m倍，PH>a-m>7
③强酸与强酸混合：（水也可看作酸也可看作碱，其PH=7）
A、 不同体积：按公式计算
PH不等：PH=PH小+0.3
B、等体积
PH相等：PH不变（弱酸与弱酸也如此）
④强碱与强碱混合（水也可看作酸也可看作碱，其PH=7）
A、不同体积：按公式计算
PH不等：PH=PH大-0.3
B、等体积
PH相等：PH不变（弱碱与弱碱也如此）
⑤强酸与强碱混合：看过量，按公式计算
中性:10-a Va =10b-14Vb
酸性: 10-a Va >10b-14Vb
碱性: 10-a Va <10b-14Vb
(3)酸和碱等体积混合后溶液的酸碱性判断：
①：PH=a的强酸和PH=b的强碱
两强： a+b=14， 中性，PH=7；
a+b<14, 酸性，PH〈7；
a+b〉14, 碱性，PH>7
②PH=a的酸和PH=b的碱（a+b=14）：
谁弱显谁性（弱的浓度大，过量）；两强显中性
③一元酸与碱等体积等浓度混合：
谁强显谁性（看生成盐的水解）；两强显中性
三、盐类水解
1、实质：
盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH —结合，从而使水的电离平衡发生移动的过程。盐类的水解是中和反应的逆过程。
2、规律：谁弱谁水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性
3、影响因素
内因：物质本身的性质---越弱越水解
①温度：
影响因素 ②溶液酸碱性： 越稀越水解，越热越水解
③浓度：
1 抑制水解：降温、酸性加酸、碱性加碱、
促进水解：升温、酸性加碱、碱性加酸、加水稀释
例1、已知NaHCO3 、CH3COONa、NaClO PH值相同，三者物质的量浓度？
酸性：CH3COOH> H2CO3>HClO 故浓度: CH3COONa> NaHCO3> NaClO
已知NaHCO3 、CH3COONa、NaClO 物质的量浓度相同，三者PH值
酸性：CH3COOH> H2CO3>HClO 故PH: CH3COONa< NaHCO3< NaClO
4、 水解的利用
(1) 除杂 ①加热法：除去不纯KNO3中Fe3+
②MgCl2中混有FeCl3 ,加入Mg、MgO、 MgCO3或Mg(OH)2
（2）用热的Na2CO3溶液去油污
（3）配制溶液----加酸或碱防水解
如：配制FeCl3、AlCl3、CuCl2、Fe3(SO4)2、Al2(SO4)3、CuSO4、AgNO3等，需加入对应的酸
（4）制取去易水解的无水盐
若蒸干易挥发酸的易水解盐，如FeCl3、AlCl3、CuCl2，则得不到无水盐，而得到对应的弱碱或其氧化物。
（5）化肥：草木灰和氨态氮肥不能混合使用
（6）明矾净水：Al3+水解生成的Al(OH)3具有较强的吸附作用
（7）泡沫灭火器：Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液，双水解,互相促进，水解彻底。
Al3++ 3HCO3-= Al(OH)3↓+ 3CO2↑
专题一：离子浓度的大小比较
（1）判断依据：
①原有的是最多的，盐类的单水解和弱电解质的电离程度是非常微弱的。
CH3COOH; C(CH3COOH)> C(H+) > C(CH3COO-) > C(OH-)
NH4Cl C(Cl-)>C(NH4+)> C(H+) > C(OH-)
②多元弱酸的电离和多元弱酸根的水解程度是分布进行的。第一步远远大于第二步。
Na2CO3 C(Na+) > C(CO32-)> C(OH-)> C(HCO3-)> C(H+)
H2CO3 C (H2CO3) > C(H+) > C(HCO3-) > C(CO32-)> C(OH-)
③盐类水解和弱电解质电离的一般规律
④电荷守恒
Na2CO3 C(Na+)+ C(H+)= 2C(CO32-)+ C(HCO3-)+ C(OH-)
⑤物料守恒(原子守恒)
Na2CO3 C(Na+)=2C(CO32-)+2 C(HCO3-)+ 2C(H2CO3)
C(OH-)= C(H+)+2+ C(HCO3-)
(2)常见题型
①同种溶液中不同离子的比较
例、0.1mol/L Na2CO3溶液中，下列关系正确的是（C）
A、C(Na+)= 2C(CO32-)
B、C(OH-)= 2C(H+)
C、C(HCO3-) >C (H2CO3)
D、C(Na+)②多种溶液中指定离子浓度的比较
例如：常温下，等浓度的下列溶液，按PH值由小到大排列：
H2SO4例如、等浓度的下列溶液，（NH4）2CO3、、（NH4）2Fe（SO4）2）。C(NH4+)最大是（C ）
A、（NH4）2CO3 B 、（NH4）2SO4
C、（NH4）2Fe（SO4）2） D、无法判断
③两中溶液混合后离子浓度的比较：先混合，看结果
例、将0.2mol/LHCN溶液和0.1mol/L NaOH溶液等体积混合后，溶液显碱性，下列关系正确的是（BD ）
A、C(HCN)C(CN-)
C、C(HCN)- C(CN-)= C(OH-) D C(HCN)+C(CN-)=0.1mol/L
专题二：离子共存
1、发生复分解反应的离子不能共存。
（1）生成沉淀：钾钠铵盐均可溶；硫酸不溶铅的钡，盐酸不溶银亚汞。
常见难溶物：BaSO4 PbSO4 AgCl AgBr AgI Al(OH)3 Mg(OH)2 Fe(OH)3
等难溶碱。
（2）生成气体：H+与CO32-、HCO3-、HS-、S2-、SO32-、HSO3-等
（3）生成难电离的物质：生成弱酸、弱碱、水
如：PO43-、HPO42- 、H2PO4-与H+
2、发生氧化还原反应：
常见氧化剂： H++NO3-、ClO-、MnO4-、Fe3+、 Cr2O42-等
常见氧化剂: HS-、S2-、SO32-、HSO3-、Fe2+、I-、 Br-等
3、发生络合反应：
Fe3+与 SCN-
4、发生双水解反应：
Fe3+与CO32-、HCO3-
Al3+与CO32-、HCO3-、HS-、S2-、SO32-、HSO3-、AlO2-
NH4+与SiO3-
四、中和滴定
1、酸碱中和滴定：
用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。又叫标定。（可运用于氧化还原滴定）
（1）中和反应的实质：H++OH－=H2O
（2）、酸碱中和滴定操作的关键：
①准确测定参加反应的已知液即标准液的体积、浓度、未知液的体积。
②准确判断中和反应是否恰好进行完全。
②准确判断中和反应是否恰好进行完全。
思考：向0.1mol/L （pH＝13）25mLNaOH溶液中加入0.1mol/LHCl
反应过程中，溶液的pH值如何变化？
①、当还差一滴（每20滴为1mL）时，溶液的pH＝10
［近似计算］还差一滴时，二者反应时NaOH过量一滴，相当于把一滴0.1mol/L氢氧化钠稀释到50mL。(每20滴约为1mL)
C（OH－）＝(1mL÷20)×0.1mol/L÷50mL＝1×10－4mol/L， 即pH＝10
②、当加入25mL HCl时，二者恰好完全反应，溶液的pH＝7
③、当过量一滴（每20滴为1mL）时，溶液的pH＝4
［近似计算］过量一滴时，二者反应时HCl过量一滴，相当于把一滴0.1mol/L 盐酸稀释到50mL。
C(H+)＝(1mL÷20)×0.1mol/L÷50mL＝1×10－4mol/L， 即pH＝4
判断中和反应的终点：
①选用合适的指示剂。
②只要指示剂的变色范围在pH的突跃范围当中(或一部分在其中也行)，就可选用它为指示剂。
----且要求通过指示剂能迅速判断出溶液pH值的变化，即要求变色灵敏、明显。
2、指示剂的选用：
---- 选用：酚酞和甲基橙 用量：2~3滴
3、滴定管：
（1）、优点：精确度高。
用途：用于精确测量溶液的体积，其精确度为0.01mL
量筒、托盘天平的精确度分别是0.1mL、0.1。
（2）、滴定管的种类：
酸式滴定管：活塞是玻璃，不能装碱液
碱式滴定管：有一段橡皮管，不能装酸和氧化性物质（如酸性高锰酸钾）、腐蚀性物质（如溴水）。
“0”刻度在上部且上端与下端有一部分没有刻度。
※滴定时，所用溶液不得超过最低刻度。
（3）、滴定管的构造：
［思考］(1)、装有24mLHCl的滴定管，当用了20mL后，问还剩下多少毫升？
(2)、下列仪器中无零刻度的是：
①温度计 ②量筒 ③酸式滴定管 ④托盘天平游码刻度。
（3）、滴定管的使用：
①准备工作：检查是否漏水、洗涤、润洗（用待装液润洗2～3次）、除去尖嘴部分的气泡，调整液面到零刻度以下。
②操作方法：左手控制活塞或小球，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。
③滴定速度：先快后慢，当接近终点时应一滴一摇动
④滴定终点：最后一滴刚好使指示剂颜色发生明显变化，且半分钟内不褪色，即为滴定终点。
⑤读数：平视，滴定后应稍等几分钟，当内壁上液体顺利流下后才能读数。
要求：精确到小数点后两位。如：24.37mL①准备工作：
［实验］用0.1000mol/L HCl溶液中测定15.00mLNaOH溶液的浓度。
1、用移液管或通过碱式滴定管向锥形瓶内放入15.00mLNaOH溶液
①锥形瓶不能用未知液润洗会增加未知液的物质的量
②锥形瓶底下垫一张白纸……便于观察颜色变化
2、滴定
3、滴定完后，滴定管尖嘴部分不能悬有液滴，将尖嘴在锥形瓶内壁上靠下，然后再用蒸溜水冲下。
4、重复操作2～3次，取平均值。
4、中和滴定误差分析（釆用指示剂时不会是恰好完全反应，但不考虑）
例］用0.1 mol/L盐酸滴定15mL未知浓度的NaOH 溶液
NaOH溶液――通过碱式滴定管放在锥形瓶中
盐酸――放在酸式滴定管中
指示剂――无色酚酞，2～3滴，滴加到锥形瓶中
真实反应情况：C酸V酸＝C碱V碱
釆用计算式：C酸′V酸′＝C碱′V碱′
（1）、仪器洗涤：
①碱式滴定管水洗后未润洗：
――碱式滴定管中NaOH 溶液浓度降低――滴定、测量的是碱式滴定管中NaOH 溶液浓度，比原瓶中的NaOH 溶液浓度低
――偏低
②酸式滴定管水洗后未润洗：
――标准液溶液降低，C酸′V酸＝C碱′V碱――C碱′＞C碱――偏高
③锥形瓶水洗后用NaOH 溶液润洗：
――锥形瓶中未知液的物质的量增大，消耗标准液溶液体积增多，
C酸V酸＝C碱′V碱′＝n
――偏高
（2）、读数：
①滴定前俯视酸式滴定管，滴定后平视：
――V酸′↑，C酸V酸′＝C碱′V碱
――偏高
②滴定前仰视，滴定后俯视酸式滴定管：
――V酸′↓，C酸V酸′＝C碱′V碱　
――偏低
③滴定完毕后，立即读数：
――管内壁上有液体未流下，V酸′↑，C酸V酸′＝C碱′V碱　
――偏高
（3）、其它不当操作：
①滴定管漏液：
―― V酸′↑，C酸V酸′＝C碱′V碱　
――偏高
②滴定管中有气泡，滴定完后气泡减小或消失：
―― V酸′↑，C酸V酸′＝C碱′V碱　
――偏高
③滴定过程中，振荡锥形瓶时，不小心将溶液溅出：
―― V碱′↑，C酸V酸＝C碱′V碱　′
――偏低―― n (NaOH)不变，因而n（HCl）= n (NaOH)不变，
――无影响
④滴定进程中，锥形瓶内加少量蒸溜水：
⑤用甲基橙作指示剂进行滴定时，溶液由橙色变红色时，停止滴定：
―― V酸′↑，C酸V酸′＝C碱′V碱　
――偏高
⑥用甲基橙作指示剂进行滴定时，锥形瓶内液体由黄色变橙色，5
秒后又退去：
―――V酸′↓，C酸V酸′＝C碱′V碱　
――偏低
⑦所配制标准盐酸的物质的量浓度过大：盐酸易挥发，标准盐酸浓度变小：　
―― V酸′↑，C酸V酸′＝C碱′V碱　
――偏高
c
b
a
o
加入水的量
导电能力
练习4、在一定温度下，冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力如图所示，请回答：
（1）“o”点导电能力为0的理由是
。
（2） a、b、c三点溶液PH由大到小的
顺序是 。
（3） a、b、c三点中电离程度最大
的是 。
（4）若使c点溶液中C(Ac-)增大，
溶液PH也增大，可采取的措施
有 。
KW
C（H+）
KW
C（OH-）
V
C（H+）
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