高三——电离平衡.总结.doc
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1、高考专题 电离平衡一、 考点、热点考点一、电离(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。(如:非金属氧化物、多数有机物)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。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。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。电解质不一定导电(如NaCl晶体),电解质导电需要一定条件的。导电物质不一定是电解质(如石墨),不导电的物质不一定是非电解质。强电解质:在水溶液里几乎完全电离的电解质。 (如:强酸、强碱、多数盐、部
2、分金属氧化物) 弱电解质:在水溶液里只有部分电离的电解质。 (如:弱酸、弱碱、少数盐和水)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。强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。离子浓度 2、电解质溶液的导电性和导电能力离子所带电荷导电性强弱 (二)判断电解质强弱的方法(1)在相同浓度、相同温度下,与强电解质做导电性对比实验,(2)在相同浓度、相同温度下,比较反应速率的快慢(3)比较浓度与pH的关系(4)比较稀释前后pH与稀释倍数的关系(5)采用实验证明存在电离平衡强弱电解质的区别是它在水溶液中的电离程度。(三)一元强酸与一元弱酸的比较1. 相同物质
3、的量浓度、相同体积的一元强酸(盐酸)与一元弱酸(醋酸)的比较:酸C(H+)pH中和碱的能力与足量活泼金属反应产生H2的量与金属反应的起始速率一元强酸大小相同相同大一元弱酸小大小2. 相同pH、相同体积的一元强酸(盐酸)与一元弱酸(醋酸)的比较:酸C(H+)c (酸)中和碱的能力与足量活泼金属反应产生H2的量与金属反应的起始速率一元强酸相同小小少相同一元弱酸大大多考点二、弱电解质的电离平衡1、定义在一定条件下,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。2 、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
4、碱一步到位。H2CO3 H+HCO3-,HCO3- H+CO32-,以第一步电离为主。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=Na+HCO3-,HCO3- H+CO32-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-呈酸性的酸式盐:NaHSO4、NaH2PO4、NaHSO3呈碱性的酸式盐:NaHCO3、Na2HPO43、影响弱电解质电离平衡的因素以CH3COOH(aq)CH3COO-(aq)+H+(aq)条件变化移动方向C(H+)H+数目Ka加
5、水稀释升高温度加入NaOH(s)通入HCl(g)加CH3COONH4(s)加金属Mg加CaCO3(s)4. 电离平衡常数(1) 概念在一定条件下,弱电解质在达到电离平衡时,溶液中电离所生成的各种离子浓度幂的乘积跟溶液中未电离的分子浓度幂的比值是个常数 ,这个常数就叫电力平衡常数。用K表示。(2) 电离常数的意义K值越大,电离程度越大,弱酸酸性越强。相同条件下常见的弱酸酸性强弱:H2SO3H3PO4HFHNO2HCOOH苯甲酸CH3COOHH2CO3HSO3-H2SH2PO3-HClOHCN苯酚HCO3-(3) 电离常数的影响因素电离常数随温度的变化而变化,但电离过程的热效应较小,温度的改变对电
6、离常数影响不大,数量级一般不变。电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关。考点三、水的电离1、水的电离水是极弱的电解质,能微弱电离H2O+H2O H3O+OH-,通常简写为H2O H+OH-;H0。纯水中c(H+)=c(OH-) 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=110-14(无单位)。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=110-14,100时KW约为110-12。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
7、要温度不变,KW就不变。影响水的电离平衡的因素条件变化升高温度加酸加碱加强酸弱碱盐加强碱弱酸盐移动方向c(H+)c(OH-)Kw2、由水电离出的H+或OH-的计算(25)考点四、溶液的酸碱性1.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。溶液的酸碱性与pH的关系(常温时)中性溶液:c(H+)=c(OH-)=1107molL-1,pH=7。酸性溶液:c(H+)110-7molL-1c(OH-), pH7,酸性越强,pH越小。碱
8、性溶液:c(H+)c(OH-), pH7,碱性越强,pH越大。思考: pH7的溶液是否一定成酸性?(注意:pH=0的溶液c(H+)=1mol/L。)2、有关pH的计算总思路:根据pH的定义:pH=lgc(H+),溶液pH计算的核心是确定溶液中c(H+)的相对大小。具体而言,酸性溶液必先确定溶液中c(H+),碱性溶液必先确定c(OH),再由c(H+)c(OH)= Kw换算成c(H+),然后进行pH的计算。单一溶液的pH计算由强酸强碱浓度求pH 已知pH求强酸强碱浓度加水稀释计算强酸pH=a,加水稀释10n倍,则pH=a+n。 弱酸pH=a,加水稀释10n倍,则pHb-n。酸、碱溶液无限稀释时,p
9、H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。【例如】将pH为5的硫酸溶液稀释500倍,稀释后溶液中c (H+)约为( )【分析】有同学受到思维定势,根据定量计算,稀释后c(H+)=210-8molL-1(10-7/5)很快得到答案。其实,酸性溶液稀释后,c(H+)的最小值不小于110-7molL-1。所以,稀释后氢离子浓度只能近似为110-7molL-1。对于浓度(或pH)相同的强酸和弱酸,稀释相同倍数,强酸的pH变化幅度大。酸碱混合计算两种强酸混合 c(H+)混=两种强碱混合c(OH-)混=酸碱混合,一者过量时 c(OH-)混或c(H+)混=若酸过量,则求出c(H+),再
10、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再得pH。(4) 已知酸和碱的pH之和,判断等体积混合溶液的pH(25) 等于 c酸(H+)=c碱(OH-)pH(酸)+pH(碱) 小于 14 c酸(H+)c碱(OH-) 大于 c酸(H+)c碱(OH-)若酸、碱溶液的pH之和为14,酸、碱中有一强、一弱,则酸、碱溶液混合后,谁弱显谁性。(5)两种pH值不同的强酸等体积混合时 两种pH值不同的强碱等体积混合时pH2时, pH混=pH小+0.3 pH2 时, pH混=pH大- 0.3 pH=1 时,pH混=pH小+0. 26 pH=1 时, p
11、H混= pH大- 0.26 (6)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。指示剂甲基橙石蕊酚酞变色范围pH3.14.45.08.08.210.0溶液颜色红橙黄红紫蓝无色浅红红注意:当用酸滴定碱时,根据实际情况也可选用甲基橙,但石蕊不用作滴定指示剂。pH试纸法:(粗略测定溶液的pH)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
12、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。二、 典型例题例1:在一定温度下,无水醋酸加水稀释的过程中,溶液的导电能力I随加入水的体积V变化的曲线如图所示。请回答:(1)“O”点导电能力为0的理由是 。(2)a、b、c三点处,溶液的c(H+)由小到大的顺序为_ _。(3)a、b、c三点处,电离程度最大的是_ _。(4)若使c点溶液中c(CH3COO)提高,在如下措施中,可选择 ( )A.加热 C.加固体KOH D.加水 E.加CH3COONa(s) F. 加Zn粒(5)在稀释过程中,随着醋酸浓度的降低,下列始终保持增大趋势的量是 ( )A.c(H+)
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