水溶液中的電離平衡知識點

1、水溶液中的電離平衡知識點水溶液中的電離平衡一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)1、概念電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物非電解質(zhì)：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物強電解質(zhì)：溶于水或熔融狀態(tài)下幾乎完全電離的電解質(zhì)弱電解質(zhì)：溶于水或熔融狀態(tài)下只有部分電離的電解質(zhì)電解質(zhì)的強弱與化學(xué)鍵有關(guān)， 但不由化學(xué)鍵類型決定。強電解質(zhì)含有離子鍵或強極性鍵， 但含有強極性鍵的不一定都是強電解質(zhì)，如 H 2O、HF等都是弱電解質(zhì)。電解質(zhì)的強弱與溶解度無關(guān)。 如 BaSO4、CaCO 3 等電解質(zhì)的強弱與溶液的導(dǎo)電能力沒有必然聯(lián)系。2、如何判斷強弱電解質(zhì)（1）物質(zhì)類別判斷：強電解質(zhì)：強酸、強堿、多數(shù)鹽、 部分金屬氧化

2、物第2頁共16頁弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿、少數(shù)鹽和水非電解質(zhì)：非金屬氧化物、氫化物（酸除外） 、多數(shù)有機物單質(zhì)和混合物（不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)）2）性質(zhì)判斷：熔融導(dǎo)電：強電解質(zhì)（離子化合物）均不導(dǎo)電：非電解質(zhì)（必須是化合物）3）實驗判斷：測一定濃度溶液pH測對應(yīng)鹽溶液pH一定 pH 溶液稀釋測 pH 變化同等條件下測導(dǎo)電性3、電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性和導(dǎo)電能力溶 液離子導(dǎo)電電離離子所電解質(zhì)不一定導(dǎo)電 (如 NaCl 晶體、無水醋酸 )，導(dǎo)電物質(zhì)不一定是電解質(zhì) (如石墨 )，非電解質(zhì)不導(dǎo)電，但不導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是非電解質(zhì)。強電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性不一定比弱電解質(zhì)強。飽和第3頁共16頁強電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性不一定比

3、弱電解質(zhì)強。1：例 2：例 3：二、弱電解質(zhì)的電離平衡1、定義和特征電離平衡的含義在一定條件 (如溫度、濃度 )下，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成分子的速率相等， 溶液中各分子和離子的濃度都保持不變的狀態(tài)叫電離平衡狀態(tài)。任何弱電解質(zhì)在水溶液中都存在電離平衡，達到平衡時，弱電解質(zhì)具有該條件下的最大電離程度。電離平衡的特征逆等動定變2、影響電離平衡的因素濃度：越稀越電離在醋酸的電離平衡CH3COOHCH 3COO -+H +加水稀釋，平衡向右移動，電離程度變大，但+-)變小c(CH COOH) 、c(H)、c(CH COO33加入少量冰醋酸，平衡向右移動， c(CH 3COOH) 、第4

4、頁共16頁c(H +)、c(CH 3COO -)增大，但電離程度變小溫度： T 越高，電離程度越大同離子效應(yīng)加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時，使電離平衡向逆反應(yīng)方向移動?；瘜W(xué)反應(yīng)加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)時，可使平衡向電離方向移動。以電離平衡 CH 33-+ 為COOHCH COO +H例，各種因素對平衡的影響可歸納為下表：平c(Acc(OHc(H +)/衡-)-)c(HA導(dǎo) 電移 c(Hn(Hc)電 離動+)+)能 程方力 度向加水稀向 減增減小增大增大減 增釋右 小多弱 大加冰醋向 增增增多減小減小增 減酸右 大多強 小升高溫向 增增增多增多增 增 增度右 大多多強 大第5

5、頁共16頁加向 減減增多增多增多增 增NaOH(s少強 大)右 小加向 增增減少減少增多增 減HSO(24多強 小左 大濃)加醋酸向 減減增多增多減小增 減銨(s)左 小少強 小加金屬向 減減增多增多增多增 增Mg右 小少強 大加向 減減增多增多增多增 增CaCO 3(右 小少強 大s)例 23、電離方程式的書寫強電解質(zhì)用 =，弱電解質(zhì)用多元弱酸分步電離，多元弱堿一步到位。弱酸的酸式鹽完全電離成陽離子和酸根陰離子，但酸根是部分電離。 NaHCO 3 強酸的酸式鹽如 NaHSO 4 完全電離，但在熔融狀態(tài)和水溶液里的電離是不相同的。第6頁共16頁4+HSO4溶于水熔融狀態(tài)時： NaHSO =Na

6、+2例 3時： NaHSO 4=Na +H+SO4三、水的電離及溶液的pH1、水的電離電離平衡和電離程度水是極弱的電解質(zhì)，能微弱電離22O3 +OH- ，通常簡寫為H O+HH OH2OH+OH -；H025時，純水中 c(H +)=c(OH -)=1 10-7mol/L影響水的電離平衡的因素溫度：溫度越高電離程度越大c(H +)和 c(OH -)同時增大，K W 增大，但 c(H +) 和 c(OH -)始終保持相等，仍顯中性。純水由 25升到 100， c(H +)和 c(OH -)從 110-7mol/L 增大到 110-6mol/L(pH 變?yōu)?6)。酸、堿向純水中加酸、 堿平衡向左移

7、動， 水的電離程度變小，但 K W 不變。加入易水解的鹽由于鹽的離子結(jié)合 H +或 OH -而促進水的電離，使水的電離程度增大。溫度不變時，第7頁共16頁KW不變。練習(xí)：影響水的電離平衡的因素可歸納如下：H 2OH +OH -變化平衡移電離c(H +)與 c(OH -)溶液的離子積條件動方向程度的相對大小酸堿性K W加熱向右增大c(H +)=c(OH - )中性增大降溫向左減小c(H +)=c(OH - )中性減小加酸向左減小c(H +)c(OH - )酸性不變加堿向左減小c(H +)c(OH - )堿性不變加能結(jié)合向右增大c(H +)c(OH - )酸性不變OH - 的物質(zhì)水的離子積在一定溫

8、度時， c(H +)與 c(OH -)的乘積是一個常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。K W =c(H +) c(OH -)，25時，K W =110-14K W 只受溫度影響，水的電離吸熱過程，溫度升高，水的電離程度增大， K W 增大。25時K W =110-14 ， 100時K W 約為110-12。水的離子積不僅適用于純水， 也適用于其他稀溶液。不論是純水還是稀酸、 堿、鹽溶液，只要溫度不變， K W 就不變。水電離的離子濃度計算第8頁共16頁1- 例 42、溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中的 c(H +)與 c(OH -) 的相對大小。在常溫下，中性溶液：c(H +)=c(

9、OH -)=1 10-7mol/L ；酸 性 溶 液 ： c(H +)c(OH -),c(H +)1 10-7mol/L ；堿 性 溶 液 ： c(H+)c(OH -) ，c(H +)1 10-7mol/L（pH1 10-7molL-1c(OH -),pH7 ，酸性越強， pH 越小。第9頁共16頁 堿 性 溶 液 ： c(H +)c(OH -), pH7 ，堿性越強， pH 越大。思考： 1、甲溶液的 pH 是乙溶液的 2 倍，則兩者的 c(H+)是什么關(guān)系？2、pH7 的溶液是否一定成酸性？（注意：pH=0 的溶液 c(H +)=1mol/L 。）pH 的適用范圍c(H +)的大小范圍為：

10、1.0 10-14molL-1c(H +)1mol L-1。即 pH 范圍通常是 014。當(dāng) c(H +) 1mol-1 或 c(OH -1 時，L) 1mol L用物質(zhì)的量濃度直接表示更方便。溶液 pH 的測定方法酸堿指示劑法： 只能測出 pH 的范圍，一般不能準(zhǔn)確測定 pH 。指示劑甲基橙石蕊酚酞變色范圍 pH3.1 4.45.08.08.2 10.0溶液顏色紅橙黃紅紫藍無色 淺紅 紅pH 試紙法：粗略測定溶液的pH 。pH 試紙的使用方法：略注意： pH 試劑不能用蒸餾水潤濕不能將 pH試紙伸入待測試液中第10頁共16頁標(biāo)準(zhǔn)比色卡的顏色按 pH 從小到大依次是：紅 (酸性 )，藍 (堿性

11、 )。pH 計法：精確測定溶液pH 。4、有關(guān) pH 的計算基本原則：一看常溫，二看強弱（無強無弱，無法判斷），三看濃度（ pH or c ）酸性先算 c(H +)，堿性先算 c(OH )單一溶液的 pH 計算已知 pH 求由強酸強堿濃度求 pH強酸強堿濃度例 5加水稀釋計算10n 倍，則 pH=a+n 。強酸 pH=a ，加水稀釋弱酸 pH=a ，加水稀釋10n 倍，則 pHb-n 。酸、堿溶液無限稀釋時， pH 只能約等于或接近于 7，酸的 pH 不能大于 7，堿的 pH 不能小于 7。對于濃度（或pH ）相同的強酸和弱酸，稀釋相同倍數(shù)，強酸的 pH 變化幅度大。例 6酸堿混合計算兩種強酸

12、混合c(H)混 =c(H )1V1)2V+2V1V 2兩種強堿混合)2 V-2c(OH )1V1c(OH )混 =V1 V2酸堿混合，一者過量時|c(H )酸 V酸 c(OH )堿 V堿 |c(OH-)混V或酸V 堿c(H+)混 =若酸過量，則求出 c(H +)，再得出 pH ；若堿適量，則先求 c(OH -)，再由 K W 得出c(H +)，進而求得 pH ，或由 c(OH -) 得 出 pOH 再 得 pH 。例7 - 例8四、鹽的水解1、鹽的分類按組成分：正鹽、酸式鹽和堿式鹽。第11頁共16頁按生成鹽的酸和堿的強弱分：強酸強堿鹽(如Na2SO4、NaCl) 、弱酸弱堿鹽 (如 NH 4H

13、CO 3)、強酸弱堿鹽 (如 NH 4Cl) 、強堿弱酸鹽 (如CH 3COONa) 。按溶解性分：易溶性鹽(如 Na2CO3)、微溶性鹽(如 CaSO4)和難溶性鹽 (如 BaSO4)。2、鹽類水解的定義和實質(zhì)定義鹽電離出的一種或多種離子跟水電離出的H+或OH -結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。實質(zhì)鹽電離出的離子 (弱堿陽離子或弱酸根陰離子 ) 跟水電離出的 OH -或 H +結(jié)合生成弱電解質(zhì) (弱堿或弱酸 )并建立電離平衡，從而促進水的電離。鹽類水解的特點可逆的，其逆反應(yīng)是中和反應(yīng)；微弱的；動態(tài)的，水解達到平衡時v( 水解 )=v( 中和) 0；吸熱的，因中和反應(yīng)是放熱反應(yīng)，故其逆

14、反應(yīng)是吸熱反應(yīng)。3、鹽類水解的規(guī)律1）誰弱誰水解 （2）誰強顯誰性3）越弱越水解 （4）注意雙水解問題第12頁共16頁4、影響鹽類水解的因素主要因素：是鹽本身的性質(zhì) (對應(yīng)的酸堿越弱，水解程度就越大 )。外界條件：1）溫度：鹽的水解是吸熱反應(yīng)，因此升高溫度，水解程度增大。2）濃度：稀釋鹽溶液，可以促進水解，鹽的濃度越小，水解程度越大。3）外加酸堿鹽：外加酸堿能促進或抑制鹽的水解。下面分析不同條件對 FeCl3 水解平衡的影響情況：Fe3+3H 2OFe(OH) 3+3H +(正反應(yīng)為吸熱反應(yīng))條件移動方向H +數(shù)pHFe3+水解程度現(xiàn)象升高溫度向右增加降低增大顏色變深 (黃 紅褐 )加 H2O

15、向右增加升高增大顏色變淺通 HCl向左增加降低減小顏色變淺加 NaOH 溶液向右減小升高增大產(chǎn)生紅褐色沉淀加 CaCO 3 固體向右減少升高增大產(chǎn)生紅褐色沉淀、無色氣體加 NaHCO 3 溶液向右減少升高增大產(chǎn)生紅褐色沉淀、無色氣體5、鹽類水解離子方程式的書寫一般水解程度很小，用可逆符號，不標(biāo) “”或“”，不寫分解產(chǎn)物形式 (如 H2CO3 等)。第13頁共16頁多元弱酸根分步水解，弱堿陽離子一步到位。能進行完全的雙水解反應(yīng)寫總的離子方程式，用“=”且標(biāo)注 “”和“”。6、離子濃度比較守恒關(guān)系電荷守恒：物料守恒：水的電離守恒例 1單一溶質(zhì)溶液酸或堿 0.1mol/L H2S 溶液中，各離子濃度

16、大小關(guān)系？正鹽 0.1mol/L 的 CH 3COONa 微粒中濃度大小關(guān)系？方法： a.鹽的粒子 H 2O 的離子； b.濃度大小決定于水解程度； c.OH 和 H +決定于酸堿性練： 0.1mol/L 的 Na2CO3 中微粒濃度大小關(guān)系？0.1mol/L的(NH4) 2SO4 中微粒濃度大小關(guān)系？弱酸酸式鹽溶液例題 0.1mol/L 的 NaHSO 3 微粒中濃度大小關(guān)系練習(xí) 0.1mol/L 的 NaHCO 3 中微粒濃度大小關(guān)系第14頁共16頁電離水解，則電離產(chǎn)生離子水解產(chǎn)生的離子電離水解，則電離產(chǎn)生離子水解產(chǎn)生的離子例2 例3兩種溶液混合分析反應(yīng)，判斷過量，確定溶質(zhì)?！皟蓚€微弱”：弱酸 ( 堿) 溶液中分子是主要的，鹽溶液中鹽電離產(chǎn)生的離子是主要的。主要離子和少量的離子分別結(jié)合溶質(zhì)物質(zhì)的量、電離水解程度和溶液的酸堿性分析。4-例 8不同溶液中同一離子的比較例 91B 2A 3D 4AB 5C 6A B 7D 8B9B7、鹽類水解的應(yīng)用溶液酸堿性的判斷鹽溶液蒸干所得到的固體配制鹽溶液，如配制FeCl 3、SnCl2 等溶液試劑的貯存 如 Na2CO3、NaHCO 3 溶液用帶橡皮塞的試劑瓶保存。第15頁共16頁化肥的合理使用銨態(tài)氮肥與草木灰不能混合使用過磷酸鈣不能與草木灰混合使用 Mg 、 Zn 等較活潑金屬溶于強酸弱堿鹽