电离平衡和水解平衡专题复习student.docx
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电离平衡和水解平衡专题复习student
电离平衡和水解平衡
一.考纲与考情
1.考纲
电离平衡和水解平衡在考纲中的位置如下所示:
基础型课程部分
电解质溶液
电解质、非电解质、强电解质、弱电解质
B
电离、电离方程式、电离平衡
B
(1)碳酸的分步电离
水的电离、pH
B
(1)水是极弱的电解质
(2)pH的含义(3)pH与酸碱性之间的关系
常见酸碱指示剂
A
(1)常见酸碱指示剂:
酚酞、石蕊、甲基橙
离子方程式
C
(1)置换反应和复分解反应的离子方程式
盐类水解、水解的应用
B
(1)常见强酸弱碱盐和强碱弱酸盐水溶液的酸碱性
2.考情
电离平衡和水解平衡在近几年高考中的出题都集中在选择题,一般为一题单选,一题多选。
综合来说,这一块的内容所占考分不多,但是由于学习水平较高,而且有一题会出现在多项选择题中,考生失分的情况还是十分普遍的,也应该将之看作教学上的重难点来看待。
二.知识点整理
电解质和非电解质强电解质和弱电解质
1、概念
⑴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
①电解质和非电解质均指化合物,单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质。
②电解质必须是自身能直接电离出自由移动的离子的化合物。
③对于电解质来说,只须满足一个条件即可,而对非电解质则必须同时满足两个条件。
例如:
H2SO4、NaHCO3、NH4Cl、Na2O、Na2O2、Al2O3
⑵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
①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。
②电解质的强弱与溶解度无关。
如BaSO4、CaCO3等
③电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。
2、判断
⑴物质结构判断:
离子化合物(含离子键)强电解质;共价化合物(极性强、弱、非极性)
强电解质不一定是离子化合物,如盐酸是共价化合物,但它在水溶液中能完全电离,它是强电解质;弱电解质也不一定是共价化合物,如氢氧化铝是若电解质,但是它是离子化合物
⑵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(酸除外)、多数有机物
注:
单质和混合物(不是电解质也不是非电解质)
⑶性质判断:
熔融导电:
强电解质(离子化合物)
均不导电:
非电解质(必须是化合物)
⑷实验判断:
①测一定浓度溶液pH
②测对应盐溶液pH
③一定pH溶液稀释测pH变化
④同等条件下测导电性
例1:
下列物质的水溶液能导电,但属于非电解质的是()。
A.CH3COOHB.Cl2C.NH4HCO3D.SO2
例2:
甲酸的下列性质中,可以证明它是弱电解质的是()。
A.1mol/L甲酸溶液的c(H+)=10-2mol/LB.甲酸以任意比与水互溶
C.10mL1mol/L甲酸恰好与10mL1mol/LNaOH溶液完全反应
D.在相同条件下,甲酸溶液的导电性比一元强酸溶液的弱
弱电解质的电离平衡
1、定义和特征
⑴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。
⑵电离平衡的特征
①逆:
弱电解质的电离过程是可逆的,存在电离平衡。
②等:
弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等。
③动:
弱电解质电离成离子和离子结合成分子的速率相等,不等于零,是动态平衡。
④定:
弱电解质在溶液中达到电离平衡时,溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变。
⑤变:
外界条件改变时,平衡被破坏,电离平衡发生移动。
2、影响电离平衡的因素
⑴浓度:
越稀越电离
在醋酸的电离平衡CH3COOHCH3COO-+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
⑵温度:
T越高,电离程度越大(电离平衡是一个吸热过程)
⑶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。
⑷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CH3COOHCH3COO-+H+为例,各种因素对平衡的影响可归纳为下表:
平衡移动方向
c(H+)
n(H+)
c(Ac-)
c(OH-)
c(H+)/c(HAc)
导电能力
电离程度
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)
例:
用水稀释0.1mol/L氨水时,溶液中随着水量的增加而减小的是()。
A.c(OH-)/c(NH3·H2O)B.c(NH3·H2O)/c(OH-)C.c(OH-)D.n(OH-)
3、电离方程式的书写
⑴强电解质用=,弱电解质用
⑵多元弱酸分步电离,多元弱碱一步到位。
H2CO3,HCO3-,以第一步电离为主。
⑶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=,HCO3-
⑷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=
溶于水时:
NaHSO4=
例:
KHSO4在稀溶液中和熔融状态下都存在的离子是()。
A.K+B.H+C.SO42-D.HSO4-
4、电离度
电离度=已电离的电解质分子数/原有分子总数(已电离/未电离)
弱酸:
c(H+)/c(酸)=α弱碱:
c(H-)/c(碱)=α
5、强弱电解质的综合比较(与碱,盐,活泼金属的反应)
⑴同浓度一元强酸和弱酸比较
⑵同pH强酸和弱酸比较
6、电解质溶液的导电性和导电能力
经常以化学反应的形式出现,弱电解质转化成强电解质。
又如在溶液导电性实验装置中注入适量Ba(OH)2溶液,再逐滴加入稀H2SO4。
溶液导电性先变弱再变强。
此类问题经常以图像形式呈现。
例:
某一元强酸X的溶液和一元弱酸Y的溶液,它们的c(H+)相等。
将两种酸溶液各取50mL分别与足量镁屑反应。
现有下列叙述:
①X溶液与Y溶液的物质的量浓度相等;②开始反应时两种溶液的反应速率相等;③反应开始后,X的溶液反应速率下降较快;④反应开始后,Y的反应速率下降较快;⑤完全反应后X产生的氢气较多;⑥完全反应后Y产生的氢气较多。
以上叙述正确的是()。
A.①②③⑤B.①②④⑥C.②④⑤D.②③⑥
例:
下列各组物质中,溶液的导电性比反应前明显增强的是()。
A.向亚硫酸钠溶液中加少量液态溴B.向硝酸银中加入少量氯化氢
C.向氢氧化钠溶液中通入少量氯气D.向硫化氢饱和溶液中通入适量氯气
水的电离及溶液的pH
1、水的电离
⑴电离平衡和电离程度
水是极弱的电解质,能微弱电离
H2O+H2OH3O++OH-,通常简写为H2OH++OH-;
25℃时,纯水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L即纯水的电离度为:
α=1×10-7mol/
mol
⑵影响水的电离平衡的因素
1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)。
②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。
③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:
H2OH++OH-
平衡移
动方向
电离
程度
c(H+)与c(OH-)的相对大小
溶液的
酸碱性
离子积
Kw
加热
降温
加酸
加碱
加能结合
H+的物质
加能结合
OH-的物质
⑶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=1×10-14(无单位)。
①KW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KKw=1×10-14,100℃时Kw约为1×10-12。
②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。
例如,在25°C时,c(H+)=0.01mol/L的强酸溶液与c(OH-)=0.01mol/L的强碱溶液中,Kw=1×10-14
⑷水电离的离子浓度计算
例:
常温某无色溶液中,由水的电离产生的C(H+)=1×10-12mol/l,则下列肯定能共存的离子组是()
A、Cu2+NO3-SO42-Fe3+B、Cl-S2-Na+K+
C、SO32-NH4+K+Mg2+D、Cl-Na+NO3-SO42-
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-)=1×10-7mol/L;
酸性溶液:
c(H+)>c(OH-),c(H+)>1×10-7mol/L;
碱性溶液:
c(H+) 思考: c(H+)>1×10-7mol/L(pH<7)的溶液是否一定成酸性? 3、溶液的pH ⑴表示方法 pH=-lgc(H+)c(H+)=10-pHc(H+)=m×10-nmol/L则pH=n-lgm pOH=-lgc(OH-)c(OH-)=10-pOH 常温下,pH+pOH=-lgc(H+)-lgc(OH-)=-lgc(H+)·c(OH-)=14。 例如,已知pH=a,则c(H+)=10-amol·L-1,c(OH-)=10-(14-a)mol·L-1。 ⑵溶液的酸碱性与pH的关系(常温时) ①中性溶液: c(H+)=c(OH-)=1×107mol·L-1,pH=7。 ②酸性溶液: c(H+)>1×10-7mol·L-1>c(OH-),pH<7,酸性越强,pH越小。 ③碱性溶液: c(H+)<1×10-7mol·L-1>c(OH-),pH>7,碱性越强,pH越大。 ①溶液酸碱性与pH的关系可图示为: ⑶溶液pH的测定方法 ①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 甲基橙 石蕊 酚酞 变色范围pH 3.1~4.4 5.0~8.0 8.2~10.0 溶液颜色 红→橙→黄 红→紫→蓝 无色→浅红→红 ②pH试纸法: 粗略测定溶液的pH。 pH试纸的使用方法: 取一小块pH试纸放在玻璃片(或表面皿)上,用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部,随即(30s内)与标准比色卡比色对照,确定溶液的pH。 测定溶液pH时,pH试剂不能用蒸馏水润湿(否则相当于将溶液稀释,使非中性溶液的pH测定产生误差);不能将pH试纸伸入待测试液中,以免污染试剂。 标准比色卡的颜色按pH从小到大依次是: 红橙黄(酸性),绿(中性),蓝靛紫(碱性)。 ③pH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(无强无弱,无法判断),三看浓度(pHorc) 酸性先算c(H+),碱性先算c(OH—) ⑴单一溶液的pH计算 ①由酸碱浓度求pH 强酸(HnA)c(H+)=nc(酸)强碱B(OH)nc(OH—)=nc(碱) 弱酸c(H+)=c(酸)α弱碱c(OH—)=c(碱)α ②已知pH求酸碱浓度 强酸(HnA)c(酸)=c(H+)/n=10-pH/n强碱B(OH)nc(碱)=c(OH-)/n=10-pOH/n 弱酸c(酸)=c(H+)/α弱碱c(碱)=c(OH—)/α ⑵加水稀释计算 ①强酸pH=a,加水稀释10n倍,则pH=a+n。
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