電離方程式和電離平衡電離度,鹽溶液中各離子濃度大小的比較

1、溶液電解質(zhì)復習2009-11-18咼考知識點 強弱電解質(zhì)的概念和判斷 電離概念及電離方程式 弱電解質(zhì)的電離平衡 電離度概念、表示方法、影響因素 溶液酸堿性判斷 水的電離及Kw概念 pH值概念及計算方法 指示劑的變色范圍 鹽類水解實質(zhì)、水解離子方程式的書寫、應用 離子反應和離子方程式的書寫（11）離子共存問題知識框架電解質(zhì)溶液：1、強弱電解質(zhì)電解質(zhì)和非電解質(zhì)強弱電解質(zhì)電離方程式和電離平衡2、水的離子積和 pH值水的電離和pH值 pH值得計算3、鹽溶液鹽類的水解，鹽溶液的酸堿性鹽溶液中的離子濃度大小關系4、離子反應離子反應發(fā)生的條件 離子方程式的書寫離子的共存（一）強弱電解質(zhì)一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)

2、注意概念中的 或” 和” 化合物”等關鍵詞 電解質(zhì)的導電必須有 一定的條件（水溶液或熔化狀態(tài)） CO2、SO2、NH3、CI2、Fe等均不是電解質(zhì)，CO2、SO2、NH3是非電解質(zhì)。C不是非電解質(zhì) 電解質(zhì)溶液的導電能力的強弱取決于溶液里自由移動離子濃度的大小，和電解質(zhì)的強弱不一定有關。 酸、堿、鹽、部分金屬氧化物等屬于電解質(zhì)二、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì) 強、弱電解質(zhì)的根本 區(qū)別在于一定條件下 能否完全電離 強電解質(zhì)電離方程式用“-”無電離平衡弱電解質(zhì)電離方程式用“ #”有電離平衡注意：多元弱酸分步電離 強電解質(zhì)溶液中溶質(zhì)的微粒是 離子弱電解質(zhì)溶液中溶質(zhì)的微粒是-離子和分子共存 強電解質(zhì)是指強酸（HC

3、I、H2SO4、HNO 3、HBr、HI、HCIO 4、HMnO 4 等）；強堿（NaOH、 KOH、Ba（OH） 2、Ca（OH） 2 等）；大部分鹽。弱電解質(zhì)是指弱堿:不溶性的堿和NH 3至0）；弱酸（HCIO、HF、H 2S、CH3COOH、H 2CO3、 H2SO3、H3PO4、H2SiO4、等）；和 H?0、 C6H5OH 等。 電解質(zhì)強、弱和物質(zhì)的溶解性無關；溶液的導電性強弱不一定和電解質(zhì)的強、弱有關。 強電解質(zhì)中是離子鍵和極性共價鍵,弱電解質(zhì)中極性共價鍵。例1下列物質(zhì)的水溶液能導電，但屬于非電解質(zhì)的是A.CH 3CH 2COOHB. CI2 C. NH 4HCO 3D. SO2例

4、2:下列敘述中，能說明鹽酸是強酸，醋酸是弱酸的是A. 將pH = 4的鹽酸和醋酸稀釋到 pH = 5的溶液，醋酸所加的水量多。B. 鹽酸和醋酸都可用相應的鈉鹽與濃硫酸反應制取。C. 相同pH的鹽酸和醋酸溶液中分別加入相應的鈉鹽固體，醋酸的pH變化大。D. 相同pH的鹽酸和醋酸溶液分別跟鋅反應時，產(chǎn)生的氫氣速率相同。例3 :通過那些事實（或?qū)嶒灒┛梢宰C明CH3COOH是弱電解質(zhì)？方法一、取同濃度的 HCI和CH3COOH，進行溶液導電性實驗 方法二、測定 CH 3COONa的水溶液應呈堿性。方法三、測定 0.1mol/L CH 3COOH的pH值。方法四、相同濃度的 HCI和CH3COOH和相同

5、大小顆粒的鋅粒比較反應速率。方法五、相同 pH值，相同體積 的HCI和CH3COOH，和足量的鋅粒反應，CH3COOH產(chǎn)生的氫氣多。方法六、取相同濃度的 HCI和CH 3COOH，稀釋100倍，pH值變化小的是 CH 3COOH。例4 :有0.1 mol/L的鹽酸、硫酸、醋酸、硝酸各50ml，試比較：（A）四種酸里氫離子濃度由大到小的順序是 。（B ）四種酸跟足量的鋅反應，開始實產(chǎn)生H2的速率是 。（C） 四種酸跟足量的鋅反應產(chǎn)生H2的體積是。（D） 四種酸分別跟 0.1 mol/L的NaOH溶液中和，消 耗NaOH體積由大到小的順序是。（E） 四種酸分別跟 50ml 0.1 mol/L的Na

6、OH溶液反應后；溶液的 pH值由大到小的順序是。（F） 四種酸的pH值由大到小的順序是 。例5 :有相同pH值的鹽酸、硫酸、醋酸、硝酸各50ml，試比較：（A）四種酸的物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是 。（B ）四種酸跟足量的鋅反應，開始實產(chǎn)生H2的速率是 。（C） 四種酸跟足量的鋅反應產(chǎn)生H2的體積是 。（D） 四種酸分別跟加水稀釋到原體積的m、n、0、p倍，pH值仍相等，n、m、0、p的大小關系是。（E）四種酸分別跟 足量的0.1 mol/L的NaOH溶液反應；消耗溶液的體積由大到小的順序是。三、電離方程式和電離平衡、電離度書寫電離方程式的基本原則 強電解質(zhì)完全電離，用 弱電解質(zhì)部分電離用 其

7、中多元弱酸分步電離 ；(其中主要是第一步)多元弱堿一步電離思考1 :向Na2SO3溶液中中逐滴加入稀鹽酸，說出有關現(xiàn)象，寫出相關的化學反應方程式 思考2:不用任何試劑，如何鑒別 Na2CO3溶液和HCI溶液(提示：思考因多元弱酸分步電離而引起的反應)電離平衡 弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡 電離平衡的移動可用勒沙特里原理來解釋 影響電離平衡的因素有：1. 溫度:(電解質(zhì)的電離都是吸熱過程 )2. 溶液的濃度：溶液越稀，電離程度越大；溶液越濃電離程度越小實驗4.23. 溶液的酸堿性：H+或OH 變化會影響電離平衡.電離度 電離度的定義和表示符號 數(shù)學表達式 影響電離度大小的因素：相同溫度下：濃度越大

8、，:越 小;濃度越小，：越大. 相同濃度下：溫度越高，:-越大；溫度越低，:-越小 例6:若室溫時pH = a的氨水與pH=b的鹽酸等體積混合，恰好完全反應，則氨水的電離 度可表示為:A. 10 a+ b12 %B. 10 a+b 14 % C. 1012 a b %D. 1014 a b %例7:已知某二元酸 H2A，其電離方程式為 H2A * H + + HA ; +2HA 斗 H +A 。測得 25 C 時 O.1mol/L 的 H 2A 溶液中 c(H)=0.11mol/L,該條件下HA 的電離度是A. 1 % B. 9.1 % C. 10 % D. 20 %例8:某二元弱酸溶液按下式

9、發(fā)生電離H2A H+ +HA , HA * H + + A已知相同濃度的電離度a (H2A) a (HA ),設有下列四種溶液：A .0.01mol/L 的 H2AB . 0.01mol/L 的 NaHA 溶液C . 0.02moI/L的HCI與0.04moI/L的NaHA溶液等體積混合D. 0.02moI/L的NaOH與0.02moI/L的NaHA溶液等體積混合據(jù)此，填寫下列空白c(H )最大的是，最小的是。c(H 2A)最大的是 ，最小的是 。c(A2)最大的是，最小的是 例9:用水稀釋O.1mol/L氨水時，溶液中隨著水量的增加而減小的是AO H B.n 3H?h 2 0N H3?H 2

10、O o匚C. H 和OH 乘積D. OH 的物質(zhì)的量例10：某氨水的pH = a,其中水的電離度為：1;某硝酸的pH=b ,其中水的電離度為 2 ; 且a+b= 14,a 11。將氨水和硝酸等體積混合后，所得溶液中其中水的電離度為3。相同條件下純水的電離度為 ：4o則下列關系中正確的是A. c(N0 3) c(NH 4+) c(H+) c(OH )B. :4 : 3 : 2= : 1C. c(NH 4+) c(N03) c(0H ) c(H+)D ,z3 /：4 :2 ,z18二、 鹽溶液中各離子濃度大小的比較。(一)、基本知識要點： 離子會水解其濃度變小如 : 在 NaHS 溶液中：+ 2

11、+Na HS OH S H 物料守恒的關系： 某元素各種不同存在形態(tài)的微粒，物質(zhì)的量總和不變。女口： Na2CO3溶液中：+2Na = 2 CO 3 + 2 HCO 3 + 2 H 2CO 3 女口 0.1 mol/L NH 4CI 溶液中：c ( NH4+)+ c (NH3 出0)= 0.1 mol/L女口 0.1 mol/L Na 2CO3 溶液中：c (CO32- )+ c (HCO3- )+ c (H2CO3)= 0.1 mol/L 電荷數(shù)平衡的關系如： NaHCO 3 溶液中：+ + 2 Na+ + H+ = HCO 3 +2 CO32 + OH 水的電離離子數(shù)平衡的關系如：Na3P

12、O4溶液中：2 +OH = HPO4 +2 H2PO4 + 3 H 3PO 4 + H 如： Na2CO3 溶液中HCO3 + H+ = OH -2 H2CO3 如： Na2CO3 溶液中 和 要點的合并+ 2 +Na + OH = 2 CO 3 + 3 HCO 3 + 4 H2CO3 + H (二) 、解題方法和步驟1. 判斷水解、電離哪個為主。(1) 鹽離子不水解不電離：強酸強堿鹽，如NaCl、Na2SO4等。(2) 鹽離子只水解不電離：強酸弱堿或弱酸強堿形成的正鹽，如NH4CI、Na2CO3等。( 3)鹽離子既水解又電離： 多元弱酸形成的酸式鹽， 以水解為主的有 NaHCO3、 NaHS

13、、Na2HPO4等；以電離為主的有 NaHSO3和NaH2PO4等。(4)根據(jù)題意判斷：如某溫度下NaHB強電解質(zhì)溶液中，當 c (H+) c (OH)時，以HB的電離為主；當 c ( H+)v c (OH)時，以HB的水解為主。對于弱酸HX與強堿鹽(NaX式)的混合溶液中，當 c ( H+ ) c (OH)時，以HX的電離為主； 當c ( H+)v c (OH)時，以X的水解為主。對于弱堿 ROH與強酸鹽(RCl式)的混 合溶液中，情況則相反。2運用鹽溶液中的以上三種關系進行綜合分析判斷，得出正確結(jié)論。(三) 、例題分析【例題1】將相同物質(zhì)的量濃度的某弱酸HX溶液與NaX溶液等體積混合，測得

14、混合后溶液中c (Na+ ) c ( X)，則下列關系錯誤的是()。A.c ( H+) c (OH)B.c ( HX)v c (X jC. c (X)+ c ( HX )= 2 c ( Na+)D.c ( HX )+ c ( H+ )= c (Na+) + c (OH)【解析】以HX的電離為主，則c ( H + ) c (OH_);以X-的水解為主，則c ( H+)v c (OH)?，F(xiàn)有：(1 )已知條件 c ( Na+) c ( X)；(2) 電荷守恒 c ( Na+)+ c ( H+)= c (X)+ c (OH)；(3) 物料守恒2 c (Na+ )= c (X)+ c ( HX )。由

15、(1)和(2)可知一定有c ( H+)v c (OH),所以應考慮X的水解，故選項 A和B錯，由(3)可知C對, 由(2)和(3) 二式合并得D，故D對。答案：A和B【例題2】相同溫度下，等體積物質(zhì)的量都為 0.1 mol/L的KCl和CH3COOK溶液的 兩種溶液中，離子總數(shù)相比較()。A. 前者多B. 一樣多C.后者多D.無法判斷【解析】錯誤的分析：(1) CH3COO-因水解而減少，選 A 0 (2)因有下列水解平衡：CH3COO+ H2O卜CH3COOH + OH，發(fā)生水解的 CH3COO與生成的OH_個數(shù)相等，選Bo正確分析：根據(jù)電荷守在 KCl和CH3COOK溶液中分別有：c (

16、Na+) + c ( H+)= c (Cl )+ c (OH ),c (Na+)+ c ( H+)= c (CH3COO )+ c (OH)。兩溶液中的 c ( Na+)相等，而 由于CH3COO的水解，便溶液呈堿性，導致c ( H+)前者比后者大，所以有 c ( C)+ c (OH _) c (CH 3COO_)+ c (OH 一)故選A 0四、能力培養(yǎng)1已知某溶液中有四種離子：X+、Y、H+、OH，下列分析結(jié)果肯定錯誤的是()A.c (Y) c (X + ) c (H + ) c (OH)B. c (X+) c (Y) c (OH) c ( H+)C. c (H+) c (Y) c (X

17、+ ) c ( OH_)D. c( OH ) c(X+) c( H+) c( Y)2. 在 Na2S 溶液中存在的下列關系不正確的是()+2A. c (Na )= 2c (S2 )+ 2c ( HS )+ 2c ( H2S)B. c ( Na+) + c (H+)= 2c ( OH ) + c ( HS ) + c (S2 )C. c (OH)= c ( H + )+ c ( HS)+ 2c ( H2S)D. c(Na+) c(S2)c(OH)c( HS)3已知某溫度下0.1 mol/L的NaHB強電解質(zhì)溶液中c ( H + ) c (OH)，則下列關 系式中一定正確的是( )。A. c (

18、Na+ )= c (HB)+ 2c ( B2)+ c (OH j+2B. c (Na )= 0.1 mol/L c (B )C. c (H+) c (OH ) = 10 14D. 溶液的pH = 14. 物質(zhì)的量濃度相同(0.2 mol/L )的弱酸HX與NaX溶液等體積混合，溶液中微粒 濃度關系錯誤的是( )。A.c ( Na+)+ c (H+)= c (X)+ c (OH) B.c (HX )+ c (X)= 2c ( Na+)C. 若混合溶液呈酸性：則 c (X) c (Na+) c ( HX ) c ( H+ ) c (OH)D. 若混合溶液呈堿性：則 c ( Na+ ) c ( HX ) c (X) c ( OH) c ( H+)5、 相同條件下，等體積、等物質(zhì)的量濃度的NaNO3和NaHCOs兩份溶液中，陰離 子總數(shù)相比較( )。A.前者多B. 一樣多C.后者多D.無法判斷解析】1. 由電荷守恒可知：c (H+) + c (X + )= c (OH)+ c (Y)，所以C是不可能的。答案： C2. Na2S 溶液中存在著 S2 、HS 兩種離子的水解平衡和水的電離平衡， 同時還存在兩 個守恒關系：