基礎(chǔ)梳理篇之電解質(zhì)溶液

基礎(chǔ)梳理之電解質(zhì)溶液一、弱電解質(zhì)的電離平衡注意：(1)解質(zhì)的電離平衡，應(yīng)該像分析化學(xué)平衡一樣，認(rèn)真把握電離平衡的五個特征，運用勒夏特列原理。(2)重點分析當(dāng)改變?nèi)芤褐心骋浑x子的濃度后，平衡向哪個方向移動，特別注意考題中出現(xiàn)率比較高的是往弱電解質(zhì)溶液中加酸或堿，加強酸抑制弱酸的電離，加強堿抑制弱堿的電離，但是加的物質(zhì)的離子濃度會增大。2、電離常數(shù)的影響因素(1)電離常數(shù)隨溫度而變化，但由于電離過程熱效應(yīng)較小，溫度改變對電離常數(shù)影響不大，其數(shù)量級一般不變，所以室溫范圍內(nèi)可忽略溫度對電離常數(shù)的影響。(2)電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度無關(guān)，同一溫度下，不論弱酸、弱堿的濃度如何變化，電離常數(shù)是不會改變的。3、弱酸的判斷方法方法現(xiàn)象醋酸鈉溶液中加入幾滴酚酞溶液溶液為淺紅色測定L的醋酸的pH測出的pH＞1在燒杯里加入濃醋酸，接通電源，然后緩緩加入蒸餾水并不斷攪拌，觀察電流表中電流強度的變化電離強度先逐漸變大，然后逐漸變小取相同體積相同濃度的鹽酸和醋酸，測其導(dǎo)電性電流強度：鹽酸＞醋酸取1mLpH相同的鹽酸和醋酸，用蒸餾水稀釋相同倍數(shù)，再測定兩溶液的pH鹽酸pH變化大，醋酸pH變化小測定相同濃度的鹽酸和醋酸的pH鹽酸的pH小，醋酸的pH大濃度相同的鹽酸和醋酸溶液，加入純度、質(zhì)量相同的同種鋅粉產(chǎn)生氫氣的速率：鹽酸＞醋酸同體積pH=1的鹽酸和醋酸，加入足量的鋅，用排水法收集生成的氫氣生成氫氣的體積：醋酸＞鹽酸滴定相同pH的等體積鹽酸和醋酸消耗NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積：醋酸＞鹽酸4、一元強酸與一元弱酸性質(zhì)的比較(1)相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較比較內(nèi)容c(H+)與金屬反應(yīng)的開始速率與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量中和堿的能力一元強酸相同相同一元弱酸小大小相同相同（2）c(H+)相同，體積相同的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較比較內(nèi)容c(酸)pH與金屬反應(yīng)開始速率與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2量中和堿的能力一元強酸小相同相同少小一元弱酸大多大二、水的電離和溶液pH計算1．水中加入H＋(酸)、OH－(堿)會抑制水的電離，而且H＋、OH－的濃度越大，對水的電離的抑制作用越強；向水中加入能消耗H＋或OH－的物質(zhì)(如：能水解的鹽)，會促進(jìn)水的電離，而且生成鹽的弱酸、弱堿越弱，對水的電離的促進(jìn)作用越強；由于電離吸熱，所以，升溫能促進(jìn)水的電離。但只要溫度不變，水溶液(稀溶液)中的c(H＋)·c(OH－)就不變，溫度升高會使c(H＋)·c(OH－)增大。2、溶液pH的計算(1)酸性溶液：按c→c(H+)→pH(2)堿性溶液：按c→c(OH-)→c(H+)→pH(3)強酸、強堿溶液的稀釋后的溶液：①對于酸溶液中的c(H+)，每稀釋10n倍，pH增大n個單位，但增大后不超過7，酸仍為酸?、趯τ趬A溶液中的c(OH-)，每稀釋10n倍，pH減少n個單位，但減少后不小于7，堿仍為堿?、踦H值相同的強酸與弱酸（或強堿與弱堿），稀釋相同的倍數(shù)，pH變化為強酸變化大，弱酸變化小。④極稀溶液中的pH值的計算，應(yīng)考慮水的電離。3、強酸與強堿溶液混合的計算(1)強酸與強酸溶液混和，先求c(H+)，再求若等體積混和，且原溶液相差≥2時，混≈小+(2)強堿與強堿溶液混和，先求c(OH-)，再計算c(H+)，最后計算。若等體積混和，且原溶液相差≥2時，則混＝大(3)強酸與強堿溶液混和：①若酸過量：先求剩余的c(H+)，再求②若酸堿正好完全反應(yīng)：＝7③若堿過量，先求剩余的c(OH-)，再求c(H+)和。(4)未標(biāo)明酸堿的強弱，如把＝3與＝11的溶液等體積混和后，其不一定，若二者為強酸強堿＝7，若為弱酸強堿，則弱酸有余，＜7，若強酸弱堿混和則弱堿有余，＞7。提醒：酸式鹽溶液酸堿性的判斷酸式鹽的水溶液顯什么性，這要看該鹽的組成微粒的實際表現(xiàn)。如果不考慮陽離子水解的因素，單純考慮酸式酸根離子，即討論強堿的酸式鹽，酸式鹽溶液的酸堿性可以根據(jù)下面幾個方面來判斷。(1)強堿強酸的酸式鹽只電離，不水解，溶液一定顯酸性。如NaHSO4溶液：NaHSO4=Na++H++SO42-(2)弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性，取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小。①若電離程度小于水解程度，則溶液顯堿性。如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等。②若電離程度大于水解程度，則溶液顯酸性。如NaHSO3、NaH2PO4等。三、鹽類的水解1、鹽類水解的特點：(1)可逆：水解反應(yīng)是可逆反應(yīng)(2)吸熱：水解反應(yīng)是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，是吸熱的(3)微弱：水解反應(yīng)程度很微弱，不易產(chǎn)生氣體或沉淀；因此書寫水解的離子方程式時一般要用連接，不標(biāo)“↓”或“↑”，但若能相互促進(jìn)水解，則水解程度一般較大。2、鹽類水解程度大小比較規(guī)律（1）鹽水解生成的弱酸（弱堿）越弱，水解程度越大；常以此判斷弱酸（弱堿）的相對強弱。如等濃度的NaX、NaY、NaZ三種鹽溶液，pH依次增大，則水解程度X-、Y-、Z依次增大，所以酸性HX>HY>HZ.（2）相同條件下：正鹽>相應(yīng)酸式鹽，如CO32->HCO3-。（3）相互促進(jìn)水解的鹽>單水解的鹽>相互抑制水解的鹽。如(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)23、鹽類水解的應(yīng)用應(yīng)用原理解釋促進(jìn)水解熱的純堿溶液去污能力強加熱促進(jìn)了鹽的水解，氫氧根離子濃度增大。泡沫滅火器原理Al3+和HCO3-的水解互相促進(jìn)的結(jié)果明礬凈水鋁離子水解生成的氫氧化鋁膠體來凈水物質(zhì)提純除去氯化鎂酸性溶液中的氯化鐵，可以加入氧化鎂或氫氧化鎂反應(yīng)掉部分H+，促進(jìn)鐵離子的水解，使Fe3+轉(zhuǎn)化為氫氧化鐵而除去。抑制水解配制易水解的鹽溶液配制FeCl3、FeCl2、SnCl2、AlCl3等溶液時，常將他們?nèi)苡谳^濃的鹽酸中，然后再加水稀釋；目的是抑制鐵離子、亞鐵離子、錫離子、鋁離子的水解。保存水解顯堿性的鹽保存碳酸鈉、硫化鈉等溶液時不能用磨口玻璃塞，原因是CO32-、S2-水解顯堿性，OH-與SiO2反應(yīng)生成硅酸鈉，硅酸鈉是一種天然礦物膠，容易把瓶塞粘住。草木灰不能與銨態(tài)氮肥混合施用銨根離子與碳酸根離子相互促進(jìn)水解，使生成的氨氣逸出而降低了氮肥肥效。硫化鋁、氮化鎂的制備硫化鋁、氮化鎂在水溶液中強烈水解，只能通過單質(zhì)間化合反應(yīng)才能制得。比較鹽溶液中離子濃度的大小如Na2S溶液中離子濃度大小的順序為：c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H+)判斷弱電解質(zhì)的相對強弱如等物質(zhì)的量濃度的醋酸鈉溶液、碳酸鈉溶液的堿性，碳酸鈉溶液強于醋酸鈉溶液。證明某些電解質(zhì)是弱酸或弱堿CH3COONa的溶液能使酚酞試液變紅，證明該溶液顯堿性，說明CH3COOH是弱酸。判斷鹽溶液蒸干產(chǎn)物FeCl3溶液蒸干并灼燒產(chǎn)物為Fe2O3。鹽溶液除銹氯化銨溶液除去金屬表面的氧化物，因為NH4+水解顯酸性，和氧化物反應(yīng)。點撥：蒸干鹽溶液所得物質(zhì)的判斷規(guī)律(1)先考慮分解。如NaHCO3溶液、Ca（HCO3）2溶液蒸干灼燒得Na2CO3、CaCO3；KMnO4溶液蒸干灼燒得K2MnO4和MnO2。(2)考慮氧化還原反應(yīng)。如加熱蒸干Na2SO3溶液，所得固體為Na2SO4。(3)鹽水解生成揮發(fā)性酸，蒸干后得到弱堿；鹽水解生成不揮發(fā)性酸得到原物質(zhì)。AlCl3溶液蒸干得氫氧化鋁，再灼燒的Ai2O3；Al2（SO4）3溶液蒸干得本身。(4)Na2CO3溶液蒸干得本身。(5)NH4Cl溶液、（NH4）2S溶液蒸干、灼燒，無殘留物4、溶液中離子濃度的關(guān)系理論依據(jù)理論依據(jù)解題思路5、電解質(zhì)溶液中的守恒規(guī)律⑴電荷守恒規(guī)律：電解質(zhì)溶液中，不論存在多少種離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù)，也就是所謂的電荷守恒規(guī)律。如NaHCO3溶液中存在著：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO3-)＋c(OH－)＋2c(CO32-)。⑵物料守恒規(guī)律：電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解，離子種類增多，但原子總是守恒的，如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三種形式存在，它們之間有如下守恒關(guān)系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。⑶質(zhì)子守恒規(guī)律：質(zhì)子守恒是指電解質(zhì)溶液中粒子電離出氫離子(H+)總數(shù)等于粒子接受的氫離子(H+)總數(shù)加游離的氫離子(H+)數(shù)。如Na2S水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移作用可圖示如下：由上表可得Na2S水溶液中質(zhì)子守恒式可表示為：c(H3O+)+2c(H2S)+c(HS-)=c(OH-)或c(H+)+2c(H2S)+c(HS-)=c(OH-)。質(zhì)子守恒的關(guān)系式也可以從電荷守恒與物料守恒推導(dǎo)得到。四、沉淀溶解平衡1、沉淀溶解平衡的建立2、沉淀溶解平衡的特點：①逆：可逆過程(離子間生成難溶電解質(zhì)的反應(yīng)不能完全進(jìn)行到底)；②動：動態(tài)平衡，即v(沉淀）＝v(溶解）≠0；③等：v(沉淀）＝v(溶解）；④定：達(dá)到平衡時，固體的質(zhì)量和離子的濃度不再變化；⑤變：當(dāng)外界條件改變時，溶解平衡將發(fā)生移動，達(dá)到新的平衡狀態(tài)。3、影響沉淀溶解平衡的因素①溫度：多數(shù)難溶電解質(zhì)的溶解度隨溫度的升高而增大，所以升高溫度，平衡向溶解的方向移動；但少數(shù)電解質(zhì)，升高溫度，平衡向沉淀的方向移動，如氫氧化鈣固體。(2)濃度：加水將溶液稀釋，沉淀溶解平衡向溶解的方向移動。(3)同離子效應(yīng)：若向沉淀溶解平衡體系中加人相同的離子，平衡向沉淀的方向移動。(4)能反應(yīng)的離子：若向沉淀溶解平衡體系中加人某些離子，可與體系中某些離子反應(yīng)生成更難溶的物質(zhì)或氣體，則平衡向溶解的方向移動。4、沉淀溶解平衡常數(shù)——溶度積(1)表達(dá)式：對于反應(yīng)AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)，Ksp＝[An+]m·[Bm-]n(2)意義：反映了電解質(zhì)在水中的溶解能力。(3)影響因素：只與本性和溫度有關(guān)，而與沉淀的量和溶液中離子的濃度無