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溶液红色变浅. b.NaOH 固体.NaOH 溶于水时电离
作者:亚博网址    发布日期:2021-01-18 11:38


  高中化学知识点—电离平衡_高三理化生_理化生_高中教育_教育专区。高中化学知识点规律大全 ——电离平衡 1.电离平衡 [强电解质和弱电解质] 强电解质 概念 在水溶液里全部电离为离子的电解 质 化合物类 含有离子键的离子化合物和某些具 型 有极性键

  高中化学知识点规律大全 ——电离平衡 1.电离平衡 [强电解质和弱电解质] 强电解质 概念 在水溶液里全部电离为离子的电解 质 化合物类 含有离子键的离子化合物和某些具 型 有极性键的共价化合物 所含物质 强酸、强碱、盐等 电离情况 完全电离,不存在电离平衡(电离不 可逆) 联 系 都属于电解质 弱电解质 在水溶液里仅部分电离为离子的电 解质 某些具有极性键的共价化合物 水、弱酸、弱碱 不完全电离(部分电离),存在电离 平衡 说明 离子化合物在熔融或溶于水时离子键被破坏,电离产生了自由移动的离子而导电;共价化合物只有在溶于水时 才能导电.因此,可通过使一个化合物处于熔融状态时能否导电的实验来判定该化合物是共价化合物还是离子化合物. [弱电解质的电离平衡] (1)电离平衡的概念:在一定条件(如温度、压强)下,当电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成分子的速 率相等时,电离过程就达到了平衡状态,这叫做电离平衡. (2)弱电解质的电离平衡的特点: 电离平衡遵循勒夏特列原理,可根据此原理分析电离平衡的移动情况. ①电离平衡是动态平衡.电离方程式中用可逆符号“ ”表示.例如: CH3COOH CH3COO- + H+ NH3·H2O NH4+ + OH- ②将弱电解质溶液加水稀释时,电离平衡向弱电解质电离的方向移动.此时,溶液中的离子数目增多,但电解质的分 子数减少,离子浓度减小,溶液的导电性降低. ③由于电离过程是吸热过程,因此,升高温度,可使电离平衡向弱电解质电离的方向移动.此时,溶液中离子的数目 增多,离子浓度增大,溶液的导电性增强. ④在弱电解质溶液中,加入与弱电解质电离出相同的离子的强电解质时,使弱电解质的电离平衡向逆反应方向移动.例 如,在 0.1mol·L-1”滴有氨水的溶液(显浅红色)中,存在电离平衡 NH3·H2O 下列物质时: NH4+ + OH-.当向其中加入少量 a. NH4Cl 固体.由于增大了 c(NH4+),使 NH3·H2O 的电离平衡逆向移动,c(OH-)减小,溶液红色变浅. b.NaOH 固体.NaOH 溶于水时电离产生的 OH-抑制了 NH3·H2O 的电离,从而使平衡逆向移动. [电离平衡常数] 在一定温度下,当弱电解质的电离达到平衡状态时,溶液中电离产生的各种离子浓度的乘积与溶液中 未电离的弱电解质分子浓度的比值是一个常数,这个常数叫做电离平衡常数,简称电离常数.弱酸的电离常数用 Ka 表 示,弱碱的电离常数用 Kb 表示. (1)电离平衡常数的表达式. ①一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式: 例如,一定温度下 CH3COOH 的电离常数为: CH3COOH CH3COO- + H+ Ka ? c(H ? ) ? c(CH3COO?) c(CH3COOH ) 一定温度下 NH3·H2O 的电离常数为: NH3·H2O NH4+ + OH- Kb ? c(NH4? ) ? c(OH ?) c(NH3 ? H2O) ②多元弱酸的电离特点及电离常数表达式: a.分步电离.是几元酸就分几步电离.每步电离只能产生一个 H+,每一步电离都有其相应的电离常数. b.电离程度逐渐减小,且 K1》K2》K3,故多元弱酸溶液中平衡时的 H+主要来源于第一步.所以,在比较多元弱酸的 酸性强弱时,只需比较其 K1 即可.例如 25℃时,H3PO4 的电离; H3PO4 H2PO4- + H+ K1 ? c(H2PO4? ) ? c(H ? ) c( H3PO4 ) ? 7.5 ?10?3 H2PO4- HPO42- + H+ K2 ? c(HPO42? ) ? c(H ? ) c(H2PO4? ) ? 6.2 ?10?8 高中化学知识点——电离平衡 第1页共6页 HPO42- PO43- + H+ K3 ? c(PO43? ) ? c(H ? ) c(HPO42? ) ? 2.61?10?13 注意 a.电离常数表达式中各组分的浓度均为平衡浓度. b.多元弱酸溶液中的 c(H+)是各步电离产生的 c(H+)的总和,在每步的电离常数表达式中的 c(H+)是指溶液中 H+ 的总浓度而不是该步电离产生的 c(H+). (2)电离常数的特征.同一弱电解质的稀溶液的电离常数的大小与溶液的浓度无关,只随温度的变化而变化.温度不变, K 值不变;温度不同,K 值也不同.但由于电离常数随温度的变化不大,在室温时,可不考虑温度对电离常数的影响. (3)电离常数的意义: ①表明弱电解质电离的难易程度.K 值越大,离子浓度越大,该电解质越易电离;反之,电解质越难电离. ②比较弱酸或弱碱相对强弱.例如在 25℃时,HNO2 的 K=4.6×10-4,CH3COOH 的 K=1.8×10-5,因此 HNO2 的酸 性比 CH3COOH 的酸性强. 6.水的电离和溶液的 pH [水的电离] (1)水的电离方程式. 水是一种极弱的电解质,它能像酸一样电离出极少量的 H+,又能像碱一样电离出少量的 OH-(这叫做水的自偶电 离).水的电离方程式可表示为: H2O + H2O H3O+ + OH- 简写为:H2O H+ + OH- (2)水的离子积 KW. 一定温度下,水的电离常数为: K ? c(H ?) ? c(OH ?) c(H2O) 即 c(H+)·c(OH-)=K·c(H2O) 设水的密度为 1 g·cm3,则 1 L H2O=1 000 mL H2O=1 000 gH20=55.6 mol,即 H2O 的起始浓度为 55.6 mol·L-1.由 于水是极弱的电解质,它电离时消耗的水与电离前相比,可忽略不计.例如,25℃时,1 LH2O 中已电离的 H2O 为 10- 7mol,所以 c(H2O)≈55.6 mol·L-1,即 K·c(H2O)为一常数,这个新的常数叫做水的离子积常数,简称水的离子积, 表示为: c(H+)·c(OH-)=KW 说明 ①一定温度下,由于 KW 为一常数,故通常不写单位,如 25℃时 KW=1×10-14. ②KW 只与温度有关,与溶液的酸碱性无关.温度不变,KW 不变;温度变化,KW 也发生变化. ③由于水的电离过程是吸热过程,因此温度升高时,纯水中的 c(H+)、c(OH-)同时增大,KW 也随着增大.例如: 25℃时,c(H’)=(OH-)=1×10-7 mol·L-1 ,KW=1×10-14 100℃时,c(H’)=(OH-)=1×10-6 mol·L-1 ,KW=1×10-12 但由于 c(H+)与 c(OH-)始终保持相等,故仍显中性. ④在任何以水为溶剂的溶液中都存在 H+和 OH-,它们既相互依存,又相互制约.当溶液中的 c(H+)增大时,c(OH-)将 减小;反之,当溶液中的 c(OH-)增大时,c(H+)则必然减小.但无论在中性、酸性还是碱性溶液中,在一定温度下,c(H +)与 c(OH-)的乘积(即 KW)仍是不变的,也就是说,KW 不仅适用于纯水,也适用于任何酸、碱、盐的稀溶液.只要温 度相同,不论是在纯水中,还是在酸、碱、盐的水溶液中,KW 都是相同的. ⑤一定温度下,不论是纯水中,还是在酸、碱、盐的水溶液中,由 H2O 电离产生的 c(H+)与 c(OH-)总是相等的.如 25℃ 时,0.1 mol·L-1 的盐酸中,c 水(H+)=c(OH-)= 1?10?14 =1×10-13 mol·L-1. 0.1 ⑥水的电离平衡遵循勒夏特列原理.例如,向纯水中加入酸或碱,均使水的电离平衡逆向移动(即酸或碱抑制水的电离); 向水中投入活泼金属如钠等,由于金属与水电离产生的 H+直接作用而促进水的电离. [溶液的酸碱性的实质] 任何水溶液中都存在水的电离,因此都含有 H+和 OH-.一种溶液是显酸性、中性还是碱性, 是由该溶液中的 c(H+)与 c(OH-)的相对大小来决定的. 酸性溶液:c(H+)>c(OH-) 中性溶液:c(H+)=c(OH-) 碱性溶液:c(H+)<c(OH-) 例如:25℃时,因为 KW=1×10-14,所以: 中性溶液:c(H+)=c(OH-)=1×10-7 mol·L-1 酸性溶液:c(H+)>1×10-7 mol·L-1,c(OH-)<1×10-7 mol·L-1 碱性溶液:c(H+)<1×10-7 mol·L-1,c(OH-) >1×10-7 mol·L-1 100℃时,因为 KW=1×10-12,所以: 中性溶液:c(H+)=c(OH-)=1×10-6 mol·L-1 酸性溶液:c(H+)>1×10-6 mol·L-1,c(OH-)<1×10-6 mol·L-1 碱性溶液:c(H+)<1×10-6 mol·L-1,c(OH-) >1×10-6 mol·L-1 高中化学知识点——电离平衡 第2页共6页 [溶液的 pH] (1)溶液的 pH 的概念:在 c(H+)≤1 mol·L-1 的水溶液中,采用 c(H+)的负对数来表示溶液酸碱性的强弱. (2)数学表达式: pH=-1g[c(H+)] 若 c(H+)=10-n mol·L-1,则 pH=n. 若 c(H+) =m×10-n mol·L-1,则 pH=n-lgm. (3)溶液酸碱性的强弱与 pH 的关系. ①常温(25℃)时: pH=7,溶液呈中性,c(H+)=c(OH-)=1×10-7 mol·L-1. Ph<7,溶液呈酸性,pH 小(大) c(H+)大(小) 溶液的酸性强(弱). PH>7,溶液呈碱性,pH 大(小) c(OH-)大(小) 溶液的碱性强(弱). ②pH 范围为 0~14 之间.pH=0 的溶液中并非无 H+,而是 c(H+)=1mol·L-1;pH=14 的溶液中并非没有 OH-,而是 c(OH-)=1 mol·L-1.pH 减小(增大)n 倍,则 c(H+)增大为原来的 10n 倍(减小为原来的 1/10n 倍),相应的 c(OH-)减小 为原来 1/10n 倍(增大为原来的 10n 倍). ③当溶液中的 c(H+)>1mol·L-1 时,pH<0;c(OH-)>1mol·L-1 时,pH>14.因此,当溶液中的 c(H+)或 c(OH-)大 于 mol·L-1 时,一般不用 pH 来表示溶液的酸碱性,而是直接用 c(H+)或 c(OH-)来表示.所以,pH 只适用于 c(H+)或 c(OH-)≤1 mol·L-1 的稀溶液. ④也可以用 pOH 来表示溶液的酸碱性.pOH 是 OH-离子浓度的负对数,即 pOH=一 lg[c(OH-)].因为 25℃时,c(H+)·c(OH -)=1×10-14,所以:pH + pOH =14. [溶液中 pH 的计算] (1)基本关系式: ①pH=-1g[c(H+)] ②c(H+)=10-pH mol·L-1 ③任何水溶液中,由水电离产生 的 c(H+)与 c(OH-)总是相等的,即:c 水(H+)=c 水(OH-). ④常温(25℃)时,c(H+)·c(OH-)=1×10-14 ⑤n 元强酸溶液中 c(H+)=n·c 酸;n 元强碱溶液中 c(OH-)=n·c 碱· (2)强酸与弱酸、强碱与弱碱溶液加水稀释后 pH 的计算. ①强酸与弱酸分别加水稀释相同倍数时,由于弱酸中原来未电离的弱酸分子进一步电离出离子,故弱酸的 pH 变化小.设 稀释 10n 倍,则: 强酸:pH 稀 = pH 原 + n 弱酸:pH 稀 < pH 原 + n 当加水稀释至由溶质酸电离产生的 c 酸(H+)<10-6 mol·L-1 时,则必须考虑水的电离.如 pH=5 的盐酸稀释 1 000 倍时,pH 稀=6.98,而不是等于 8.因此,酸溶液无论如何稀释,溶液的 pH 都不会大于 7. ②强碱与弱碱分别加水稀释相同倍数时,弱碱的 pH 变化小.设均稀释 10n 倍,则: 强碱:pH 稀 = pH 原 — n 弱碱:pH 稀 > pH 原 — n 当加水稀释至由溶质碱电离产生的 c(OH-)<10-6 mol·L-1 时,则必须考虑水的电离.如 pH=9 的 NaOH 溶液稀 释 1 000 倍时,pH 稀≈7,而不是等于 6.因此,碱溶液无论如何稀释,溶液的 pH 都不会小于 7. (3)两强酸或两强碱溶液混合后 pH 的计算. ①两强酸溶液混合.先求出: c酸(H ?)? c(1 H ?)V1 ? c(2 H ?)V2 V1 ? V2 再求;pH 混=-1g[c 混(H+)] 注:V1、V2 的单位可为 L 或 mL,但必须一致. ②两强碱溶液混合.求算两强碱溶液混合后溶液的 pH 时,不能直接根据题中给出的碱的 pH 求算混合液的 pH,而必 须先分别求出两强碱溶液中的 c(OH-),再依下式求算 c 混(OH-): c混(OH ?)? c(1 OH ?)V1 ? c(2 OH ?)V2 V1 ? V2 然后求出 c 混(H+)、pH 混. 例如:将 pH=8 的 Ba(OH)2 溶液与 pH=10 的 NaOH 溶液等体积混合后,溶液中的 c(H+)应为 2×10-10 mol·L-1,而 不是(10-10 + 10-8)/2 mol·L-1. (4)强酸与强碱溶液混合后 pH 的计算. 解题步骤:分别求出酸中的 n(H+)、碱中的 n(OH-)→依 H+ + OH-=H2O 比较出 n(H+)与 n(OH-)的大小. ①n(H+)=n(OH-)时,恰好中和,混合液显中性;pH=7.[反之,若混合液的 pH=7,则必有 n(H+)=n(OH-)] ②n(H+)>n(OH-)时,酸过量,则: c酸(H ?)? n(H ?)? n(OH ?) ? V酸 ? V碱 n余(H ?) V酸 ? V碱 高中化学知识点——电离平衡 第3页共6页 再求出 pH 混(求得的 pH 混必小于 7). 注:若已知 pH 混<7,则必须利用上式进行相关计算. ⑧ n(H+)< n(OH-)时,碱过量.则: c酸(OH ? )? n(OH ?)? n(H ?) ? V酸 ? V碱 n余(OH ?) V酸 ? V碱 然后求出 c 混(H+)、pH 混. 注:若已知 pH 混>7,则必须利用上式进行相关计算. (5)强酸与强碱混合反应后溶液呈中性时,强酸的 pH 酸、强碱的 pH 碱与强酸溶液体积 V 酸、强碱溶液体积 V 碱之间的关 系: 当溶液呈中性时:n(H+) =n(OH-) 即:c(H+)·V 酸=c(OH-)·V 碱 25℃时,有 c 酸(H+)·V 酸=1×10-14/c 碱(H+)·V 碱,整理得: c 酸(H+)·c 碱(H+)=1×10-14 V 碱/V 酸,两边取负对数得: {-1g [c 酸(H+)]} + {-lg[ c 碱(OH-)]}={-lg(1×10-14)} + {-lg (V 碱/V 酸)} 故 pH 酸 + pH 碱 =14 + lg(V 酸/V 碱) ①若 pH 酸+pH 碱=14,则 V 酸∶V 碱=1∶1,即强酸与强碱等体积混合. ②若 pH 酸+pH 碱>14,则:V 酸∶V 碱=10( pH酸 ? pH碱)?14 ∶1 ③若 pH 酸+pH 碱<14,则:V 酸∶V 碱=1∶1014?( pH酸 ? pH碱) 7.盐类的水解 [盐类的水解] (1)盐类水解的概念:在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生出来的 H+或 OH-结合生成弱电解质的反应,叫做盐类 的水解. 说明 盐类的水解反应与中和反应互为可逆过程: 盐+水 酸 + 碱 - 热量 (2)盐类水解的实质:盐溶于水时电离产生的弱碱阳离子(如 NH4+、A13+、Fe3+等)或者弱酸阴离子(如 CH3COO-、CO32 -、S2-等)与水电离产生的 OH-或 H+结合生成了难电离的弱碱、弱酸(弱电解质),使水的电离平衡发生移动,从而引起 水电离产生的 c(H+)与 c(OH-)的大小发生变化. (3)各种类型的盐的水解情况比较: 盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 弱酸强碱盐 弱酸弱碱盐 水解情况 不水解 水解 水解 水解 参与水解的离子 弱碱阳离子 弱酸阴离子 弱酸阴离子和弱碱阳 离子 酸性 碱性 依组成盐对应的酸、 溶液的酸碱性 正盐显中性;酸式盐 因电离产生 H’而显 酸性 [弱碱阳离子与 H2O 电 离产生的 OH-结合而 使得 c(H+)> c(OH-)] [弱酸阴离子与 H2O 电 离产生的 OH-结合而 使得 c(H+)<c(OH-)] 碱的电离常数尺的相 对大小而定 K 酸>K 碱: 溶液呈酸性 K 酸<K 碱: 溶液呈碱性 实例 正 盐:KCl、Na2SO4、 NaNO3、KNO3 等 酸式盐:NaHSO4 等 CuCl2、NH4C1、FeCl3、 A12(SO4)3 CH3COONa、NaClO、 NaF、K2S、K2CO3 CH3COONH4、NH4F、 (NH4)2CO3 ①盐类的水解程度很小,水解后生成的难溶物的微粒数、易挥发性物质的微粒数都很少,没有 说明 沉淀、气体产生,因此不能用“↑”、“↓”符号表示②发生水解的盐都是使水的电离平衡正向 移动而促进水的电离(而酸或碱则总是抑制水的电离) ①判断某盐是否水解的简易口诀: 不溶不水解,无弱不水解,谁弱谁水解,都弱都水解. ②判断盐溶液酸碱性的简易口诀: 谁强显谁性,都强显中性,都弱具体定(比较等温时 K 酸与 K 碱的大小). (4)盐类水解离子方程式的书写方法 书写原则:方程式左边的水写化学式“H2O”,中间符号用“ 质量要守恒. ”,右边不写“↓”、“↑”符号.整个方程式中电荷、 ①强酸弱碱盐: 弱碱阳离子: Mn+ + nH2O M(OH)n + nH+ 如 CuSO4 水解的离子方程式为: Cu2+ + 2H2O Cu(OH)2 + 2H+ 高中化学知识点——电离平衡 第4页共6页 说明 溶液中离子浓度大小的顺序为:c(SO42-)>c(Cu2+)>c(H+)>c(OH-) ②弱酸强碱盐: a. 一元弱酸对应的盐.如 CH3COONa 水解的离子方程式为: CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- 说明 溶液中离子浓度大小的顺序为:c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+) 根据“任何电解质溶液中阴、阳离子电荷守恒”可知: c(Na+) + c(H+) = c(CH3COO-) + c(OH-) b.多元弱酸对应的盐.多元弱酸对应的盐发生水解时,是几元酸就分几步水解,且每步水解只与 1 个 H2O 分子结合, 生成 1 个 OH-离子.多元弱酸盐的水解程度是逐渐减弱的,因此,多元弱酸盐溶液的酸碱性主要由第一步水解决定. 例如 K2CO3 的水解是分两步进行的: 第一步:CO32- + H2O HCO3- + OH- 第二步:HCO3- +H2O H2CO3 + OH- 水解程度:第一步>第二步.所以 K2CO3 溶液中各微粒浓度大小的顺序为: c(K+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H2CO3)>c(H+) 根据“任何电解质溶液中电荷守恒”可知: c(K+) + c(H+) =2×c(CO32-) + c(OH-) + c(HCO3-) ⑧弱酸弱碱盐: 如 CH3COONH4 水解的离子方程式为: CH3COO- + NH4+ + H2O CH3COOH + NH3·H2O 因为 K(CH3COOH)=K(NH3·H2O)=1.8×10-5,所以 CH3COONH4 溶液呈中性. [影响盐类水解程度的因素] (1)盐本身的组成决定盐是否水解及水解程度的大小. 对于强碱弱酸盐来说,组成盐的阴离子对应的酸越弱(强),则盐的水解程度越大(小),溶液中的 c(OH-)越大(小),pH 也越大(小).例如:相同温度下,等物质的量浓度的 CH3COONa 溶液与 NaClO 溶液相比,由于酸性 CH3COOH>HClO, 故 pH 较大<碱性较强)的是 NaClO 溶液.又如:相同温度下,等物质的量浓度的 NaA、NaB、NaC 三种溶液的 pH 的 大小顺序为:NaA>NaB>NaC,则三种酸 HA、HB、HC 的酸性强弱顺序为:HA<HB<HC. (2)盐类的水解平衡遵循勒夏特列原理. ①温度.因为盐水解时吸热,所以升温,盐的水解程度增大,盐溶液的酸性或碱性增强. ②浓度.盐溶液越稀,水解程度越大,故加水稀释能促进盐的水解.但因为溶液体积增大得更多,所以盐溶液中的 c(H +)或 c(OH-)反而减小(即酸性或碱性减弱). ③向能水解的盐溶液中加入与水解产物相同的离子,水解被抑制;若将水解产物反应掉,则促进盐的水解.例如,在 FeCl3 溶液中存在水解平衡:Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+.若加入少量的 NaOH 溶液,则水解平衡向右移动,促 进了 Fe3+的水解;若加入少量盐酸,则水解平衡向左移动,Fe3+的水解受到抑制. [盐类水解的应用] (1)判断盐溶液的酸碱性(或 pH 范围).如 A12(SO4)3。溶液的 pH<7,显酸性. (2)判断酸碱完全中和(恰好反应)时溶液的酸碱性.例如,等体积、等物质的量浓度的氨水跟盐酸混合后,因为完全反 应生成了强酸弱碱盐 NH4C1,故 pH<7,溶液显酸性. (3)比较盐溶液中离子浓度的大小或离子数目的多少.例如:在碳酸钠晶体中,n(Na+)=2n(CO32-),但在 Na2CO3 溶液 中,由于 CO32-的水解而有 c(Na+)>2c(CO32-). (4)配制盐溶液.配制强酸弱碱盐(如含 Fe3+、A13+、Cu2+、、Sn2+、Fe2+盐等)的溶液时,加入少量对应的酸以防止水解.如 配制 FeCl3 溶液的步骤是;先将 FeCl3 固体溶于较浓的盐酸中,再用蒸馏水稀释到所需的浓度. 配制弱酸强碱盐时,加入少量对应的碱以防止水解.如配制 Na2S 溶液时,需加入少量的 NaOH 固体,以抑制 S2- 的水解. (5)利用升温促进盐水解的原理,使某些弱碱阳离子水解生成氢氧化物沉淀而将其除去.例如,KNO3 中含有 Fe(NO3)3 时,先将其溶于蒸馏水中,再加热,使 Fe3+水解生成 Fe(OH)3 沉淀后过滤除去. (6)Mg、Zn 等较活泼金属溶于某些强酸弱碱盐(如 NH4C1、A1C13、FeCl3 等)的溶液中,产生 H2.例如,将 Mg 条投入 浓 NH4Cl 溶液中,有 H2、NH3 两种气体产生.有关离子方程式为: NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ Mg + 2H+ = Mg2+ + H2↑ NH3·H2O = NH3↑+ H2O (7)用铁盐、铝盐等作净水剂. (8)挥发性酸对应的盐(如 AlCl3、FeCl3 等)加热蒸干、灼烧.例如,将 FeCl3 溶液加热蒸干、灼烧,最后的固体残留物为 Fe2O3,原因是:FeCl3 + 3H2O Fe(OH)3 + 3HCl,升温促进了 FeCl3 的水解,同时加热使生成的 HCl 从溶液中逸出 而产生大量的 Fe(OH)3,蒸干后灼烧,则: 2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O (9)水解显酸性的溶液与水解显碱性的溶液混合——双水解反应.例如,将 A12(SO4)3 溶液与 NaHCO3 溶液混合,发生反 高中化学知识点——电离平衡 第5页共6页 应:A13+ + 3HCO3- =Al(OH)3↓ + 3CO2↑(泡沫灭火器的灭火原理). · 此外,还有盐溶液的鉴别、化肥的混施等也需要考虑盐类的水解. [电解质溶液中的电荷守恒和物料守恒] (1)电荷守恒:在任何一种电解质溶液中,所有阳离子所带的正电荷总数等于所有阴离子所带的负电荷总数.即溶液呈 电中性. 例如,在 A12(SO4)3 溶液中存在的电荷守恒关系为: 2×c(A13+) + c(H+) = 3×c(SO42-) + c(OH-). (2)物料守恒:电解质溶液中,某一组分的原始浓度等于该组分在溶液中以各种形式存在的浓度之和.例如,在 Na2CO3 溶液中,由于 CO32-离子的水解,碳元素以 CO32-、HCO3-、H2CO3 三种形式存在. 因为 c(Na+)=2×c 原始(CO32-),而 c 原始(CO32-)=c(CO32-) + c(HCO3-) + c(H2CO3). 又因为 c(Na+) + c(H+) = 2×c(CO32-) + c(HCO3-) + c(OH-),所以,在 Na2CO3 溶液中存在下列关系:c(HCO3-) + 2× c(H2CO3) + c(H+) = c(OH-) 8.酸碱中和滴定 [酸碱中和滴定] (1)酸碱中和的实质:H++ OH-=H2O,即 1 mol H+恰好与 1 mol OH-中和生成水. 说明:酸与碱在发生中和反应时,是按有关化学方程式中酸与碱的化学计量数之比进行的. (2)酸碱中和滴定的概念:用已知物质的量浓度的酸(或碱)来测定未知物质的量浓度的碱(或酸)的方法,叫做酸碱中和滴 定. (3)酸碱中和滴定原理:酸碱发生中和反应时的物质的量之比等于它们的化学计量数之比.即: c( A) ?V ( A) ? ? ( A) c(B) ?V (B) ? (B) 当参与中和滴定的酸碱为一元酸和一元碱时,由于 ? ( A) ? 1 ,则: ? (B) c(A)·V(A)=c(B)·V(B) 上式中的 c(A)、V(A)、? (A)分别表示酸的物质的量浓度、酸溶液的体积和发生中和反应时酸的化学计量数;c(B)、V(B)、 ? (B)分别表示碱的物质的量浓度、碱溶液的体积和发生中和反应时碱的化学计量数. (4)所需主要仪器:①滴定管(精确到 0.1mL).滴定管有酸式滴定管和碱式滴定管两种,其中,酸式滴定管带有玻璃活塞, 碱式滴定管是橡皮管连接玻璃尖嘴.②锥形瓶(用于盛装待测液). (5)所需药品:指示剂(用来准确判断中和反应是否恰好进行完全),标准液,待测液. (6)主要操作步骤:润洗滴定管一调整滴定管内液面在“0”或“0”以下并读数→在锥形瓶中注入待测液和指示剂→滴 定(重复 2~3 次)→计算. ⑺酸碱中和滴定误差分析:若用一元强酸滴定一元强碱,则: c(B) ? c( A) ?V ( A) V (B) 因为 c(A)、V(B)均为定值,所以 c(B)的大小取决于 V(A)的大小.在测定待测液的物质的量浓度时,若消耗标准液的体 积过多,则结果偏高;若消耗标准液的体积过少,则结果偏低. (8)应注意的问题: ①滴定管的零(“0”)刻度在上方,最大标称容量在下方.在滴定管下端还有一段空间没有刻度线,滴定时不能滴至刻 度线以下. ②酸式滴定管不能盛放碱性溶液(碱性物质与玻璃活塞作用生成硅酸盐,导致活塞黏结而失灵);碱式滴定管不能盛放酸 性溶液、氯水、溴水及强氧化性物质的溶液[如 KMnO4、K2CrO4、Ca(C1O)2 等),它们会腐蚀橡胶管. ③滴定管在使用之前应检查玻璃活塞转动是否灵活,挤压玻璃球是否灵活,有无漏液及阻塞情况. ④洗净的滴定管在注入溶液时,先用少许所盛的溶液润洗 2~3 次,以保证所盛溶液不被稀释. ⑤用蒸馏水洗净后的锥形瓶不能再用待测液润洗,也无需干燥.根据实验需要,在滴定过程中,可向锥形瓶中注入蒸 馏水. [混合液的酸碱性的确定方法] (1)若酸、碱的量按有关化学计量数之比恰好反应,则反应后溶液的酸碱性由生成的盐的性质决定. (2)若酸、碱混合反应后,有一种过量,则混合液的酸碱性由过量的酸或碱决定. 高中化学知识点——电离平衡 第6页共6页

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