化學(xué)：弱電解質(zhì)的電離平衡歸納總結(jié)

1、弱電解質(zhì)的電離平衡考查方式：本章為歷年高考考試中考點(diǎn)分布的重點(diǎn)區(qū)之一，主要的題型為選擇題，偶有簡(jiǎn)答題，尚未出現(xiàn)過(guò)綜合性的大題，涉及此內(nèi)容的考點(diǎn)將基本不變，熱點(diǎn)將?？汲Ｐ拢鐚W(xué)科的綜合性大題將有可能出現(xiàn)。從近幾年高考命題規(guī)律來(lái)看，今后的高考試題中這部分內(nèi)容出來(lái)的概率仍然很高，這是這部分內(nèi)容在教材中的地位決定的，有關(guān)PH值的計(jì)算、離子共存、離子濃度大小的比較將仍是必考點(diǎn)。命題規(guī)律：1.弱電解質(zhì)的電離平衡電離平衡是化學(xué)平衡理論應(yīng)用的范例，在化學(xué)中占有重要的地位在歷年高考均受到重視，近五年的高考題也承繼了這個(gè)傳統(tǒng)?？疾榈闹饕獌?nèi)容集中點(diǎn)比較某些物質(zhì)導(dǎo)電性強(qiáng)弱；外界條件對(duì)弱電解質(zhì)電離平衡的影響；依據(jù)電離平

2、衡移動(dòng)理論，解釋某些問題。同濃度(或 PH)強(qiáng)弱電解質(zhì)的比較，如氫離子濃度大小，起始反應(yīng)速率，中和堿的能力、 稀釋后的PH的變化等。2 .水的電離與溶液的 PH以水的電離和溶液 pH計(jì)算為考查內(nèi)容的試題能有效地測(cè)試考生的判斷、推理、運(yùn)算等思維能力，仍將是將來(lái)考試的熱點(diǎn)?？荚噧?nèi)容包括：(1) 已知pH 的強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合，或已知濃度的強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合，計(jì)算溶液的pH(2) 已知pH或c的強(qiáng)弱酸堿混合，分析溶液的酸堿性。(3) 已知混合溶液的 pH,推斷混合前的酸堿的各種可能，或已知溶液的pH及強(qiáng)酸、強(qiáng)堿的pH,求混合比例。(4) .中和滴定接近終點(diǎn)時(shí)，溶液 pH計(jì)算。(5) .在新情景下，考查水電離

3、平衡及Kw。3.鹽類水解 考查的內(nèi)容有：1鹽對(duì)水的電離程度的影響做定性判斷或定量計(jì)算2 鹽溶液蒸干灼燒后產(chǎn)物的判斷；3. pH大小的比較；4 .離子濃度大小的比較等。另外，判斷離子共存、配制溶液、試劑貯存、化肥的混用、物質(zhì)鑒別推斷、某些鹽的分離除雜等內(nèi)容在高考中也涉及到鹽的水解。 其中命題的熱點(diǎn)是離子濃度大小的比較。 在高考 試題中，特別是選擇題，常常將鹽類水解與弱電解質(zhì)的電離、酸堿中和滴定、pH等知識(shí)融合在一起，具有一定的綜合性。1【基礎(chǔ)知識(shí)回眸】強(qiáng)電解質(zhì)離子化合物某些具有極性鍵的共價(jià)化合物，女口-電離程度：完全電離，不存在電離平衡F結(jié)構(gòu)類型：某些具有極性鍵的共價(jià)化合物結(jié)構(gòu)類型HC、H2SO

4、4電解質(zhì)水的電離早衡:出0.H+OH滴定原理鹽類的水解如：H2CC3、H2O I酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)操作J指示劑選用誤差分析Kw=c(H+) c(OH)水的離子積: 溶液酸堿性溶液pH電離程度：部分電離，存在電離平衡一、強(qiáng)弱電解質(zhì)1 電解質(zhì)與非電解質(zhì)定義：溶于水或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物叫電解質(zhì)；溶于水和熔融狀態(tài)下都不導(dǎo)電的化合物叫非電解質(zhì)。注意： 要注意“或”字、“和”字。電解質(zhì)是二者有一，非電解質(zhì)是二者都不。 要注意“化合物”三個(gè)字。其意義有兩點(diǎn)：1必須是純凈物，混合物不能叫電解質(zhì)。例如，鹽酸能導(dǎo)電，但因其為混合物，故鹽酸不能稱為電解質(zhì)。n必須是純凈物中的化合物。 單質(zhì)既不是電解質(zhì)，也不是非電

5、解質(zhì)。例如，ai能導(dǎo)電，但不能稱電解質(zhì)；同理，金剛石不導(dǎo)電也不能稱非電解質(zhì)。 電解質(zhì)必須是自身電離去導(dǎo)電。例如，NH3、酸性氧化物（CQ、SQ等）雖然溶于水后都能導(dǎo)電且又是化合物， 但在水溶液中不是它們本身發(fā)生電離，故它們不是電解質(zhì)應(yīng)為非電解質(zhì)。2 強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)比強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念在水溶液里或熔化狀態(tài)下，能 全部電離，導(dǎo)電能力強(qiáng)的電解 質(zhì)稱強(qiáng)電解質(zhì)。在水溶液里或熔化狀態(tài)下，僅 部分電離，導(dǎo)電能力弱的電解 質(zhì)稱弱電解質(zhì)?；衔镱?型典型離子鍵的化合物，某些共 價(jià)化合物，通常是絕大多數(shù) 鹽、強(qiáng)酸、強(qiáng)堿等。某些共價(jià)化合物，通常是弱 酸、弱堿等。電離狀況 與存在形 式完全電離，不可逆、不存在電

6、 離平衡，電解質(zhì)以陰、陽(yáng)離子 或水合離子自由移動(dòng)。不完全電離，可逆，存在電離 平衡，電解質(zhì)以分子和陰、 陽(yáng) 離子或水合離子自由移動(dòng)。電離表示 方式舉例+2Na2CO32Na +C03Ba(0H)2Ba +20H+ HIH +1NH3 H2ONH4 +0HH2SH+HS 1HSH+g分步電離3 .弱電解質(zhì)的電離平衡定義：弱電解質(zhì)在水溶液中部分電離是因?yàn)榉肿釉谌軇┑淖饔孟聰噫I離解成離子，另一方面陰、陽(yáng)離子也相應(yīng)結(jié)合形成分子。在一定溫度下，弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí)所達(dá)到的平衡狀態(tài)稱之為電離平衡。電離平衡的特征：“等”分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成分子的速率相等；“定”末

7、電離的分子的濃度與己電離的離子的濃度，保持一定；“動(dòng)”分子不斷電離，離子不斷結(jié)合成分子成為動(dòng)態(tài)平衡；“變”當(dāng)外界條件改變，電離平衡就可能遭到破壞。影響電離平衡的因素：溫度：因電離平衡過(guò)程是吸熱的，溫度升高，電離平衡向電離方向移動(dòng)。濃度：增大分子的濃度，電離平衡向電離方向移動(dòng)；增大離子濃度，電離平衡向結(jié)合成分子的方向移動(dòng)。二、水的電離和水的離子積1 .水的電離 水是一種極弱的電解質(zhì)，存在有以下電離平衡：+ H20=H +0H+ 7 125 C 時(shí)，c(H )=c(OH )=10 mol L2 水的離子積：Kw= c(H+) c(OH )=1014 (25 C )理解Kw時(shí)要注意：(1) Kw與溫

8、度有關(guān)，因?yàn)樗碾婋x過(guò)程是吸熱過(guò)程，所以溫度升高，有利于水的電離，Kw增大。如 100 C時(shí)，Kw=10 12。(2) Kw不僅適用于純水，還適用于酸性或堿性的稀溶液。不管哪種溶液有 c(H+)H2O=c(OH) H2O；如酸性溶液中：|C(H+)酸 +c(H+)h2o| c(OH)h2o=Kw堿性溶液中：+ + |C(H )堿 +c(H )h2o| c(OH )h2o=Kw3 .影響水電離平衡的因素酸、堿：在純水中加人酸或堿，均使水的電離平衡左移，此時(shí)若溫度不變，Kw不變，c(H+)發(fā)生改變，pH也隨之改變；若向水中加入酸，則。(H+)增大，c(OH)變小，pH變小。溫度：若升溫，由于水電離

9、吸熱，升溫將促進(jìn)水的電離，故平衡右移，c(H+)、c(OH)同時(shí)增大，pH變小，但由于c(H+)與。c(OH )始終保持相等，故純水在溫度高于 25 C, pHc(OH)酸性 c(OH )c(H+)堿性 c(H+)=c(OH)中性在25C時(shí)中性溶液：c(H+)=c(OH)=107mol/L , pH=7。 酸性溶液：c(H+)c(OH), c(H+)107mol/L, pH7。 堿性溶液：c(H+)c(OH), c(H+)7。3 .常用酸堿指示劑及其變色范圍指示劑變色范圍的PH值石蕊8藍(lán)色甲基橙4.4黃色酚酞10紅色四、中和滴定的原理，儀器及操作步驟。1 .中和滴定的概念(1) 定義：用已知濃

10、度的酸(或堿)來(lái)測(cè)定未知濃度的堿(或酸)的實(shí)驗(yàn)方法。原理：在中和反應(yīng)中使用一種已知濃度的酸(或堿)溶液與未知濃度的堿(或酸)溶液完 全中和，測(cè)出二者所用的體積，根據(jù)化學(xué)方程式中酸堿物質(zhì)的量的比求出未知溶液的濃度。關(guān)鍵：準(zhǔn)確測(cè)定參加反應(yīng)的兩種溶液的體積；準(zhǔn)確判斷中和反應(yīng)是否恰好完 全反應(yīng)。(4)中和滴定的儀器及試劑酸式滴定管(不能盛放堿液、水解呈堿性的鹽溶液、氫氟酸 )2 .酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)堿式滴定管(不能盛放酸性溶液和強(qiáng)氧化性溶液 )堿式滴定管(不能盛放酸性溶液錐形瓶、鐵架臺(tái)、滴定管夾、燒杯等 )(2)試劑.標(biāo)準(zhǔn)液及待側(cè)液, 了作用：通過(guò)指示劑顏色變化確定終點(diǎn) 指示劑1L指示劑 選擇：變色要靈

11、敏、明顯(終點(diǎn)與變色范圍一致)3 .中和滴定操作(以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定 NaOH為例)(1) 準(zhǔn)備： 滴定管：a. 檢驗(yàn)酸式滴定管是否漏水；b. 洗滌滴定管后要用標(biāo)準(zhǔn)溶液洗滌23次，并排除管尖嘴處的氣泡;c. 用漏斗注入標(biāo)準(zhǔn)液至0”刻度上方23cm處；d. 將液面調(diào)節(jié)到“ 0”刻度(或“ 0”刻度以下某一刻度)記下刻度。 錐形瓶：只用蒸餾水洗滌，不能用待測(cè)液潤(rùn)洗。 移液管：轉(zhuǎn)移少量溶液用，其洗滌方法與滴定管相同。滴定： 用移液管（或堿式滴定管）取一定體積待測(cè)液于錐形瓶中，滴人23滴指示劑。 用左手握活塞旋轉(zhuǎn)開關(guān)，右手不斷旋轉(zhuǎn)振蕩錐形瓶，眼晴注視錐形瓶中溶液的顏色 變化至橙色或粉紅色出現(xiàn)，記下刻度。計(jì)

12、算：每個(gè)樣品作23次，取平均值求出結(jié)果。五、鹽類的水解1.實(shí)質(zhì)：鹽中弱（弱酸根或弱堿根）離子與水電離出的 H+或0H結(jié)合生成難電離的分子或離 子，破壞水的電離平衡2 .條件：鹽中必須有弱根鹽必須溶于水3 特征：屬可逆反應(yīng)，其逆反應(yīng)為酸堿中和（符合化學(xué)平衡規(guī)律）水解程度一般微弱【重點(diǎn)內(nèi)容突破】重點(diǎn)一、電解質(zhì)導(dǎo)電的條件電解質(zhì)導(dǎo)電條件產(chǎn)生屬性離子化合物J（堿、鹽）k熔化狀態(tài)導(dǎo)電強(qiáng)極性鍵化合物（酸）一.溶于水由于相同條件下強(qiáng)弱電解質(zhì)的導(dǎo)電能力有著本質(zhì)區(qū)別，因此，強(qiáng)弱電解質(zhì)可通過(guò)同條件下電流的大小來(lái)確定，這一導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)是理化學(xué)科的結(jié)合點(diǎn)。此時(shí)常常需用數(shù)學(xué)思維方法（如極值法）。所以，強(qiáng)弱電解質(zhì)的這一考點(diǎn)也會(huì)

13、成為“3+X”綜合測(cè)試命題素材?？梢姡娊赓|(zhì)并不一定導(dǎo)電， 導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì)。 產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子是電解質(zhì)導(dǎo) 電的前提。而電解質(zhì)能產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子， 是電解質(zhì)的內(nèi)因，還必須具備一定的外因條件， 這就是強(qiáng)極性分子水或受熱使電解質(zhì)呈熔化狀態(tài)。離子濃度大，導(dǎo)電能力強(qiáng)。電解質(zhì)的導(dǎo)電性：根據(jù)導(dǎo)電機(jī)理不同， 可將導(dǎo)體分為：a.金屬導(dǎo)體：其導(dǎo)電過(guò)程屬物理現(xiàn)象， 溫度升高時(shí)電阻加大；b.電解質(zhì)溶液（或熔化狀態(tài)）導(dǎo)體：在導(dǎo)電的同時(shí)要發(fā)生化學(xué)變化，溫度升高時(shí)電阻變小，電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力主要由溶液中離子的濃度和電荷數(shù)決定。由于相同條件下強(qiáng)弱電解質(zhì)的導(dǎo)電能力有著本質(zhì)區(qū)別，因此，強(qiáng)弱電解質(zhì)可通過(guò)同條件下電流

14、的大小來(lái)確定，這一導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)是理化學(xué)科的結(jié)合點(diǎn)，同時(shí)弱電解質(zhì)的有關(guān)量也會(huì)因電離程度發(fā)生變化而難以確定其大小，此時(shí)常常需用數(shù)學(xué)思維方法（如極值法）迸行處理。所以，強(qiáng)弱電解質(zhì)的這一考點(diǎn)也會(huì)成為“3+X”綜合測(cè)試命題的素材重點(diǎn)二、影響水電離平衡的因素（1）酸、堿：在純水中加入酸或堿，均使水的電離平衡左移，此時(shí)若溫度不變，Kw不變；a水變?。籋+發(fā)生改變，pH也隨之改變；若向水中加入酸，則 H+增大，0H變小，pH變 小。（2）溫度：若升溫，由于水電離吸熱，升溫將促進(jìn)水的電離，故平衡右移，H+、0H 同時(shí)增大，pH變小，但由于H+與OH始終保持相等，故仍顯中性。(3) 易水解的鹽：在純水中加入能水解的鹽

15、，不管水解后溶液顯什么性；均促進(jìn)水的電離，使水的電離度增大，但只要溫度不變，Kw不變。(4) 其它因素：如向水中加入活潑金屬，由于與水電離出的直接作用，因而促進(jìn)了水的電離平衡向電離的方向移動(dòng)。重點(diǎn)三、有關(guān)pH的計(jì)算f強(qiáng)酸、強(qiáng)堿的稀釋。 弱酸、弱堿的稀釋。 彳強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合。強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合。 I強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合。清單三關(guān)于溶液pH的計(jì)箕1 關(guān)于溶液的pH計(jì)算強(qiáng)酸溶液，如 HnA,設(shè)濃度為c mol/L, c(H+)=nc mol L 1強(qiáng)堿溶液，如B(OH )n，設(shè)濃度為 C mol L114+ 10C(H )=upH=-lg nc+pH= -lgc(H )=14+lgnc。 一元弱酸溶液，

16、設(shè)濃度為c mol/L ,則有：c(H+)c mol/L14一 亠 10 一兀弱堿溶液，則為c(OH )pH-lgc2 酸、堿混合兩強(qiáng)酸混合pH計(jì)算+ +c(H )1V1+ c(H )2V2c(H )混=V1+V25#兩強(qiáng)堿混合V1+V2一，c(OH )1V1+ c(OH)2V2 c(OH )混=一者過(guò)量)+ |c(H )酸2酸-c(OH )堿V堿 | 酸堿混合(c(H+)混工c(OH )混-V酸+V堿c(H+)酸=c(OH )堿 c(H+)酸 c(OH )堿+ c(H )酸 c(OH )堿 酸堿的pH之和與與OH濃度比較 pH(酸)+pH(堿)=14, pH(酸)+pH(堿)14,14八古/

17、+10推導(dǎo)：pH(酸)+pH(堿)=-lgc(H+)酸 + |gc(H+)堿=-lgc(H+)酸c(H+)堿=-lgc(H+)酸= =14- lgc(OH )堿c(OH )堿有關(guān)溶液的pH的注意問題(1) pH是溶液酸堿性的量度，常溫下pH=7溶液呈中性，pH減小，溶液的酸性增強(qiáng)；pH增大，溶液的堿性增強(qiáng)。(2) pH范圍在014之間，pH=0的溶液并非無(wú) H，而是H =1mol L_。Ph=14的溶液 井非無(wú)OH_，而是OH_=1 mol L1。pH每增大1個(gè)單位，H+減小到原來(lái)的1/10,而OH_ 增大到原來(lái)的10倍。pH改變n個(gè)單位，H+或OH_增大到原來(lái)的10n倍或減小到原來(lái)的1/10

18、no當(dāng)H+l mol L_1 時(shí)，pH 為負(fù)數(shù)；OH_1 mol L_1 時(shí)，Ph14,對(duì)于H+或OH_ 大于I mol L 1的溶液，用pH表示反而不方便，所以 pH僅適用于H+或OH pH2)pH1+pH215 pH1+pH2=14 PH1+PH2W 15混合后pH1-0.3 =7 PH2+0.37#pH的關(guān)系規(guī)律4 .強(qiáng)酸(PHl)與強(qiáng)堿(PH2)混合呈中性時(shí)，二者體積與(1)若 pH1+ pH2=14,則 V 酸：V 堿=1: 1,pH1+ pH2-1414-pH1+ pf若 pH1+ pH214,則 V 酸：V 堿=10: 1 若 pH1+ pH2S HS ；93+(2)判斷離子能否

19、共存于同一溶液中，要考慮離子間能否發(fā)生雙水解，如Al與AI02、Fe3+與 aio2、hco3與 &、”巴+與 aio2、Fe3+與 hcq、a產(chǎn)與 hcq、a產(chǎn)與 cq2等就 不能大量共存。用于判斷鹽溶液顯酸性或中性或堿性，如Na2CO3溶液的堿性比 NaHCQ溶液的堿性強(qiáng);判斷鹽溶液中水的電離度的大小;(5) 鹽與鹽溶液反應(yīng)產(chǎn)物的判斷；鹽類水解的應(yīng)用(二)、NaS AgN03、KSCN H2SOH(1)鑒別物質(zhì)時(shí)考慮鹽類雙水解，女口NaOH、Na2CQ、KI、NaCI 9種物質(zhì)水溶液可用 FeC3溶液鑒別。(2) FeC3等溶液的配制(可加n滴稀鹽酸)；(3) 長(zhǎng)時(shí)間保存某些鹽溶液，防止水

20、解變質(zhì)，常加幾滴酸或堿；制取某些無(wú)水鹽，如用 MgCb 6H2O制無(wú)水MgCb 。鹽類水解的應(yīng)用(三)(1)泡沫滅火器的反應(yīng)原理；制備膠體，如Fe(OHp膠體的制備；(3) 化肥的施用，如銨態(tài)氮肥不能與草木灰混合施用：NH4+CO32 +H2O=NH3 H2O+HCQ(4) 明磯、綠磯凈水；(5) NH4CI作焊藥；(6) 蘇打粉用于面粉的發(fā)酵?！疽?guī)律總結(jié)】清單三 溶液中離子濃度相對(duì)大小的比較1.微粒濃度比較(1) 要考慮鹽類水解。大多數(shù)鹽類的單水解是微弱的，一般認(rèn)為與其同溶液對(duì)應(yīng)的弱酸(或弱堿)的電離相比，電離程度大于水解程度。如溶液中相同濃度的CH3COOH CfCOONa、CH3COOH

21、的電離程度大于水解程度，類似的還有NH3 H2O與NH4CI等，但HCN和KCN不同；CN的水解程度大于 HCN的電離程度。(2) 電荷守恒。溶液中陽(yáng)離子所帶總單位正電荷數(shù)等陰離子所帶總單位負(fù)電荷數(shù)。如NaF溶液中Na+H =F+0H 。3)物料守恒。溶液中某元素的各種存在形式守恒，即原子守恒，如0.I mol L 的Na2CQ溶液中，CO32+HCO3+H 2CO3= 0.I mol L1。溶液中水電離產(chǎn)生的 H+、OH_數(shù)目應(yīng)該相同，女口 Na2S溶液中，0=H+HS+2H2S。分為三種類型單一溶液中離子濃度相對(duì)大小的比較。如：判斷一元或多元弱酸溶液和水解的鹽溶液中離子濃度的相對(duì)大小，判斷

22、水解的鹽溶液中離子濃度相對(duì)大小的一般方法是：若為NH4CI等鹽中的陰、陽(yáng)離子價(jià)數(shù)相等，離子濃度為不水解的離子水解的離子水解后呈某性的離子(如H+或OH)水解后呈某性的對(duì)應(yīng)離子如在 NH4CI 溶液中C|NH4+H+OH 若為Na2CO3等鹽中的陰、陽(yáng)離子的價(jià)數(shù)不等時(shí)，判斷離子濃度的大小則要根據(jù)實(shí)際情況具體分析，對(duì)于多元弱酸根的水解， 則是有幾價(jià)則水解幾步，在分步水解中以第一步水解為主，如在 NazCQ 溶液中Na+CO320H HC03。 多種溶液中指定離子濃度相對(duì)大小的比較。 兩種溶液混合后離子濃度相對(duì)大小的比較，其解題規(guī)律首先是判斷兩種電解質(zhì)能否反應(yīng)，混合后溶液的酸堿性； 其次是看反應(yīng)是否過(guò)量；第三是分析電解質(zhì)在水溶液中電離及可能存在的電離平衡、水解平衡等問題；最后比較離子濃度相對(duì)大小。2 .判斷溶液中離子濃度相對(duì)大小的兩個(gè)守恒 電荷守恒：溶液中陰、陽(yáng)離子所帶的正、負(fù)電荷總數(shù)相等，即電解質(zhì)溶液呈電中性。如：NaHCQ 溶液中Na+H+=OH +HCQ+2CQ2 物料守恒：指電解質(zhì)溶液中某一組分的原始濃度(起始濃度)應(yīng)等于它在溶液中各種存在形式的濃度之和。女口： Na