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高中化学电离平衡7大知识点
高中化学电离平衡7大知识点
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一、弱电解质的电离1、定义:电解质:在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。非电解质:在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。强电解质:在水溶液里全部电离成离子的电解质。弱电解质:在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。2、电解质与非电解质本质区别:电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物注意:①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水,但溶于水的BaSO4全部电离,故BaSO4为强电解质)——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。3、电离平衡:在一定的条件下,当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时,电离过程就达到了平衡状态,这叫电离平衡。4、影响电离平衡的因素:A、温度:电离一般吸热,升温有利于电离。 B、浓度:浓度越大,电离程度越小;溶液稀释时,电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应:在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质,会减弱电离。D、其他外加试剂:加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时,有利于电离。5、电离方程式的书写:用可逆符号弱酸的电离要分布写(第一步为主)6、电离常数: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的乘积,跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数,(一般用Ka表示酸,Kb表示碱。)表示方法:ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]7、影响因素:a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。b、电离常数受温度变化影响,不受浓度变化影响,在室温下一般变化不大。C、同一温度下,不同弱酸,电离常数越大,其电离程度越大,酸性越强。如:H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡:水的离子积:KW=c[H+]·c[OH-]25℃时,[H+]=[OH-]=10-7 mol/L;KW=[H+]·[OH-]= 1*10-14注意:KW只与温度有关,温度一定,则KW值一定KW不仅适用于纯水,适用于任何溶液(酸、碱、盐)2、水电离特点:(1)可逆(2)吸热(3)极弱3、影响水电离平衡的外界因素:①酸、碱:抑制水的电离KW〈1*10-14②温度:促进水的电离(水的电离是吸热的)③易水解的盐:促进水的电离KW〉1*10-144、溶液的酸碱性和pH:(1)pH=-lgc[H+](2)pH的测定方法:酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。变色范围:甲基橙3.1~4.4(橙色)石蕊5.0~8.0(紫色)酚酞8.2~10.0(浅红色)pH试纸—操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上,然后与标准比色卡对比即可。 注意:①事先不能用水湿润PH试纸;②广泛pH试纸只能读取整数值或范围三、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合:(先求[H+]混:将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积,再求其它)[H+]混=([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)2、强碱与强碱的混合:(先求[OH-]混:将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积,再求其它)[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)(注意:不能直接计算[H+]混)3、强酸与强碱的混合:(先据H++OH-==H2O计算余下的H+或OH-,①H+有余,则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混;OH-有余,则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混,再求其它)四、稀释过程溶液pH值的变化规律:1、强酸溶液:稀释10n倍时,pH稀=pH原+n(但始终不能大于或等于7) 2、弱酸溶液:稀释10n倍时,pH稀〈pH原+n(但始终不能大于或等于7)3、强碱溶液:稀释10n倍时,pH稀=pH原-n(但始终不能小于或等于7)4、弱碱溶液:稀释10n倍时,pH稀〉pH原-n(但始终不能小于或等于7)5、不论任何溶液,稀释时pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液无限稀释后pH均接近76、稀释时,弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢,强酸、强碱变化得快。五、强酸(pH1)强碱(pH2)混和计算规律1、若等体积混合pH1+pH2=14则溶液显中性pH=7pH1+pH2≥15则溶液显碱性pH=pH2-0.3pH1+pH2≤13则溶液显酸性pH=pH1+0.32、若混合后显中性pH1+pH2=14V酸:V碱=1:1pH1+pH2≠14V酸:V碱=1:10〔14-(pH1+pH2)〕六、酸碱中和滴定: 1、中和滴定的原理实质:H++OH—=H2O即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。2、中和滴定的操作过程:(1)仪②滴定管的刻度,O刻度在上,往下刻度标数越来越大,全部容积大于它的最大刻度值,因为下端有一部分没有刻度。滴定时,所用溶液不得超过最低刻度,不得一次滴定使用两滴定管酸(或碱),也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后一位。(2)药品:标准液;待测液;指示剂。(3)准备过程:准备:检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。(洗涤:用洗液洗→检漏:滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗(或待测液洗)→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)(4)试验过程3、酸碱中和滴定的误差分析误差分析:利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析式中:n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数;c——酸或碱的物质的量浓度;V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时,则: c碱=上述公式在求算浓度时很方便,而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化,因为在滴定过程中c酸为标准酸,其数值在理论上是不变的,若稀释了虽实际值变小,但体现的却是V酸的增大,导致c酸偏高;V碱同样也是一个定值,它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的,当在实际操作中碱液外溅,其实际值减小,但引起变化的却是标准酸用量的减少,即V酸减小,则c碱降低了;对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述,当用标准酸来测定碱的浓度时,c碱的误差与V酸的变化成正比,即当V酸的实测值大于理论值时,c碱偏高,反之偏低。同理,用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。七、盐类的水解(只有可溶于水的盐才水解)1、盐类水解:在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。2、水解的实质:水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离,是平衡向右移动,促进水的电离。3、盐类水解规律:①有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解;谁强显谁性,两弱都水解,同强显中性。 ②多元弱酸根,浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大,碱性更强。(如:Na2CO3>NaHCO3)4、盐类水解的特点:(1)可逆(与中和反应互逆)(2)程度小(3)吸热5、影响盐类水解的外界因素:①温度:温度越高水解程度越大(水解吸热,越热越水解)②浓度:浓度越小,水解程度越大(越稀越水解)③酸碱:促进或抑制盐的水解(H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解;OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解)6、酸式盐溶液的酸碱性:①只电离不水解:如HSO4- 显酸性②电离程度>水解程度,显酸性(如:HSO3-、H2PO4-)③水解程度>电离程度,显碱性(如:HCO3-、HS-、HPO42-)7、双水解反应:(1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进,水解程度较大,有的甚至水解完全。使得平衡向右移。(2)常见的双水解反应完全的为:Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-与NH4+;CO32-(HCO3-)与NH4+其特 点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡,如:2Al3++3S2- +6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑
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高中 - 化学
发布时间:2023-06-17 08:00:02
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文章作者:138****3419
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