2022年化学弱电解质的电离平衡归纳总结 .docx

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1、考查方式：弱电解质得电离平稳【基础学问回眸】结构类型一、强弱电解质强电解质离子化合物某些具有极性键得共价化合物,如HCl、H2SO41电解质与非电解质电离程度：完全电离,不存在电离平稳定义： 溶于水或熔融状态下能导电得化合物叫电解质；结构类型：某些具有极性键得共价化合物电解合物叫非电解质；质水得电离早衡：溶于水与熔融状态下都不导电得化实质盐类得水解H O2H+OH弱电解质如： H2CO3、H2O类型影响因素 滴定原理酸碱中与滴定试验操作指示剂选用误差分析本章为历年高考考试中考点分布得重点区之一,主要得题型为挑选题, 偶有简答题, 尚未显现过综合性得大题, 涉及此内容得考点将基本不变,热点将常考

2、常新, 跨学科得综合性大题将有可能显现； 从近几年高考命题规律来瞧,今后得高考试题中这部分内容出来得概率仍旧很高,这就是这部分内容在教材中得位置打算得,有关PH 值得运算、离子共存、离子浓度大小得比较将仍就是必考点；命题规律：1. 弱电解质得电离平稳电离平稳就是化学平稳理论应用得范例,在化学中占有重要得位置在历年高考均受到重视, 近五年得高考题也承继了这个传统；考查得主要内容集中点比较某些物质导电性强弱；外界条件对弱电解质电离平稳得影响； 依据电离平稳移动理论,说明某些问题；同浓度（或 PH）强弱电解质得比较,如氢离子浓度大小,起始反应速率,中与碱得才能、稀释后得 PH 得变化等；2. 水得电

3、离与溶液得PH以水得电离与溶液pH 运算为考查内容得试题能有效地测试考生得判定、推理、运算等思维才能,仍将就是将来考试得热点；考试内容包括：1已知 pH得强酸、强碱混合,或已知浓度得强酸、强碱混合,运算溶液得pH 2已知 pH 或 c 得强弱酸碱混合,分析溶液得酸碱性；3已知混合溶液得pH,推断混合前得酸碱得各种可能,或已知溶液得pH 及强酸、强碱得 pH,求混合比例；4中与滴定接近终点时,溶液pH 运算；5在新情形下,考查水电离平稳及Kw；3、 盐类水解考查得内容有：1. 盐对水得电离程度得影响做定性判定或定量运算2. 盐溶液蒸干灼烧后产物得判定；3. pH 大小得比较；4. 离子浓度大小得

4、比较等；另外,判定离子共存、配制溶液、试剂贮存、化肥得混用、物质鉴别推断、某些盐得分离除杂等内容在高考中也涉及到盐得水解； 其中命题得热点就是离子浓度大小得比较； 在高考试题中,特殊就是挑选题,经常将盐类水解与弱电解质得电离、酸碱中与滴定、 pH 等学问融合在一起,具有肯定得综合性；留意：要留意“或”字、 “与”字；电解质就是二者有一,非电解质就是二者都不；要留意 “化合物” 三个字； 其意义有两点： 必需就是纯洁物, 混合物不能叫电解质；例如, 盐酸能导电, 但因其为混合物,故盐酸不能称为电解质；必需就是纯洁物中得化合物；单质既不就是电解质,也不就是非电解质；例如,Al 能导电,但不能称电解

5、质；同理,金刚石不导电也不能称非电解质；电解质必需就是自身电离去导电；例如, NH3、酸性氧化物（ CO2、SO2 等）虽然溶于水后都能导电且又就是化合物, 但在水溶液中不就是它们本身发生电离, 故它们不就是电解质应为非电解质；2. 强电解质与弱电解质比强电解质弱电解质概念化合物类型电离状况与存在形式在水溶液里或熔化状态下, 能全部电离, 导电才能强得电解质称强电解质；典型离子键得化合物, 某些共价化合物, 通常就是绝大多数盐、强酸、强碱等；完全电离, 不行逆、 不存在电离平稳, 电解质以阴、 阳离子或水合离子自由移动；在水溶液里或熔化状态下, 仅部分电离,导电才能弱得电解质称弱电解质；某些共

6、价化合物, 通常就是弱酸、弱碱等；+不完全电离, 可逆, 存在电离平稳,电解质以分子与阴、 阳离子或水合离子自由移动；2+23Na CO2Na +CO3NH3 H2ONH4+OH电离表示方式举例BaOH2+Ba +2OHHIH+IH2S+2H+HSHSH +S分步电离3. 弱电解质得电离平稳定义：弱电解质在水溶液中部分电离就是由于分子在溶剂得作用下断键离解成离子,另一方面阴、 阳离子也相应结合形成分子；在肯定温度下, 弱电解质电离成离子得速率与离子结合成分子得速率相等时所达到得平稳状态称之为电离平稳；电离平稳得特点： “等”分子电离成离子得速率与离子结合成分子得速率相等； “定”末电离得分子得

7、浓度与己电离得离子得浓度,保持肯定； “动”分子不断电离,离子不断结合成分子成为动态平稳； “变”当外界条件转变,电离平稳就可能遭到破坏；影响电离平稳得因素：温度：因电离平稳过程就是吸热得,温度上升,电离平稳向电离方向移动；浓度： 增大分子得浓度,电离平稳向电离方向移动；增大离子浓度,电离平稳向结合成分子得方向移动；二、水得电离与水得离子积1. 水得电离水就是一种极弱得电解质,存在有以下电离平稳：2OH+OHH+25时, cH+=cOH =10 7mol L 12. 水得离子积：K+14W= cH cOH =1025 KW 时要留意 :懂得(1) KW 与温度有关,由于水得电离过程就是吸热过程

8、,所以温度上升,有利于水得电离,KW增大；如 100时, KW12；=10+(2) KW 不仅适用于纯水, 仍适用于酸性或碱性得稀溶液； 不管哪种溶液有cH H2O=cOH如酸性溶液中：|CH+酸 +cH+H2O| cOHH2O=KW碱性溶液中： H2O；+|CH碱 +cH H2O| cOHH2O=KW3. 影响水电离平稳得因素酸、碱：在纯水中加人酸或碱,均使水得电离平稳左移,此时如温度不变,KW 不变, cH+发生转变, pH 也随之转变；如向水中加入酸,就；H+增大, cOH 变小, pH 变小；温度 :如升温,由于水电离吸热,升温将促进水得电离,故平稳右移,cH+、cOH 同时增大, p

9、H 变小, 但由于 cH+与；但仍显中性；cOH始终保持相等, 故纯水在温度高于25,pHcOH酸性+cOH cH 碱性cH+=cOH 中性在 25时中性溶液： cH+=cOH=10 7mol/L , pH=7；酸性溶液：cH+cOH ,cH+107mol/L, pH7；碱性溶液： cH+7cOH, cH 7；常用酸碱指示剂及其变色范畴指示剂变色范畴得 PH 值石蕊8 蓝色甲基橙4、4 黄色酚酞10 红色四、中与滴定得原理,仪器及操作步骤；1. 中与滴定得概念(1) 定义：用已知浓度得酸或碱 来测定未知浓度得碱 或酸得试验方法；(2) 原理：在中与反应中使用一种已知浓度得酸或碱 溶液与未知浓度

10、得碱 或酸 溶液完全中与,测出二者所用得体积,依据化学方程式中酸碱物质得量得比求出未知溶液得浓度；(3) 关键：精确测定参与反应得两种溶液得体积；精确判定中与反应就是否恰好完全反应；(4) 中与滴定得仪器及试剂酸式滴定管不能盛放碱液、水解呈碱性得盐溶液、氢氟酸 2酸碱中与滴定试验(1) 仪器碱式滴定管 不能盛放酸性溶液与强氧化性溶液碱式滴定管 不能盛放酸性溶液锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯等3中与滴定标操准作液及待以侧标液准盐酸滴定 NaOH 为例(2) 试剂作用：通过指示剂颜色变化确定终点(1) 预备：指示剂滴定管：挑选：变色要灵敏、明显终点与变色范畴一样 a. 检验酸式滴定管就是否漏水；b

11、. 洗涤滴定管后要用标准溶液洗涤23 次,并排除管尖嘴处得气泡； c用漏斗注入标准液至“0”刻度上方 23cm 处； d将液面调剂到“0”刻度 或“ 0”刻度以下某一刻度 登记刻度；锥形瓶：只用蒸馏水洗涤,不能用待测液润洗；移液管：转移少量溶液用,其洗涤方法与滴定管相同；(2) 滴定：用移液管 或碱式滴定管 取肯定体积待测液于锥形瓶中,滴人23 滴指示剂；用左手握活塞旋转开关,右手不断旋转振荡锥形瓶,眼晴凝视锥形瓶中溶液得颜色变化至橙色或粉红色显现,登记刻度；(3) 运算：每个样品作 23 次,取平均值求出结果；五、 盐类得水解实质： 盐中弱 弱酸根或弱碱根离子与水电离出得H+或 OH 结合生

12、成难电离得分子或离子,破坏水得电离平稳 条件：盐中必需有弱根盐必需溶于水特点：属可逆反应,其逆反应为酸碱中与符合化学平稳规律水解程度一般柔弱【重点内容突破】重点一、电解质导电得条件由于相同条电件解下质强弱电解质得导电才能导有电着条本件质区分,产生属性因此, 强弱电解质可通过同条件下电流得大离小子来化确合定物, 这一导电试验就是理化学科得结合点；此经经常需用数学思维方法（如极值法）；所以,强弱电解质得这一考点熔也化会状成态为“3+X”综合测试命题素材；碱、盐 可见, 电解质并不肯定导电, 导电得物质不肯定就是电解质；产生自由移动得离子就是电解导电质导电强得极前性提键；化而合电物解质能产生自由移动

13、得离子,就是电解质得内因, 仍必需具备肯定得外因条件,这就酸就是强极性分子水或受热溶使于电水解质呈熔化状态；离子浓度大,导电才能强；电解质得导电性 :依据导电机理不同, 可将导体分为： a金属导体： 其导电过程属物理现象, 温度上升时电阻加大；b电解质溶液 或熔化状态 导体：在导电得同时要发生化学变化, 温度上升时电阻变小,电解质溶液得导电才能主要由溶液中离子得浓度与电荷数打算；由于相同条件下强弱电解质得导电才能有着本质区分,因此, 强弱电解质可通过同条件下电流得大小来确定, 这一导电试验就是理化学科得结合点,同时弱电解质得有关量也会因如极值法 迸行处理；所电离程度发生变化而难以确定其大小,此

14、经经常需用数学思维方法以,强弱电解质得这一考点也会成为“3+X”综合测试命题得素材重点二、影响水电离平稳得因素(1) 酸、碱：在纯水中加入酸或碱,均使水得电离平稳左移,此时如温度不变,KW 不变；OH 水 变小； H +发生转变, pH 也随之转变；如向水中加入酸,就H+增大, 变小, pH 变小；OH (2) 温度：如升温,由于水电离吸热,升温将促进水得电离,故平稳右移,H+、OH 始终保持相等,故仍显中性；同时增大, pH 变小,但由于 H+与(3) 易水解得盐：在纯水中加入能水解得盐,不管水解后溶液显什么性；均促进水得电离,使水得电离度增大,但只要温度不变,KW 不变；(4) 其它因素：

15、如向水中加入活泼金属,由于与水电离出得H+直接作用,因而促进了水得电离平稳向电离得方向移动；重点三、有关 pH 得运算pH强酸、强碱得稀释；清单三关于溶液得计箕弱酸、弱碱得稀释；1. 关于溶液得pH 运算强酸与强酸得混合；+ 1强酸溶液,如 HnA,设浓度为 c mol/L , cH =nc mol LpH=-lgnc+强碱与强碱得混合；强强酸碱与溶强液碱,得如混合；BOH 1+10 14n,设浓度为 c mol LcH =nc；pH= -lgcH =14+lgnc；一元弱酸溶液,设浓度为c mol/L ,就有： cH+-lgc1014c一元弱碱溶液,就为cOH 2. 酸、碱混合pH 运算cH

16、+1V1+ cH+2V2pH14+lgc两强酸混合cH+混 =V1+V2两强碱混合cOHcOH混=1V1+ cOH V1+V22V2酸碱混合 一者过量 +cH 混cOH 混|cH + V -cOH V |酸酸碱 碱=V酸+V碱酸碱得 pH 之与与 H+与 OH浓度比较+pH酸+pH碱=14, cH 酸=cOH 碱+pH酸+pH碱 cOH 碱+pH酸+pH碱14, cH 酸1 mol (3) 当H+l mol 1 时, pH 为负数； OH 1 时, Ph14,对于 H+OH 大于 l mol L1 得溶液,用H+或OH 1 mol L 1pH 表示反而不便利,所以pH 仅适用于得稀溶液；(4)

17、 也可以用 pOH 来表示溶液得酸碱性,pOH 就是 OH离子浓度得负对数； pOH=-lgOH,由于OH H+=10 14,如两边均取负对数得：pH+pOH=14；3. 关于溶液 pH 得运算(1) 单一溶液得 pH 运算强酸溶液,如 Hn A,设浓度为 C mol1, +HL=nC, pH=-lgnC；强碱溶液,如 BOH n,设浓度为 C molL10141, +H= nC, pH=14+lgnC；一元弱酸溶液,设浓度为C mol L1,电离度为, H+=C； pH=-lgC；一元弱碱溶液, pH=-lgH+=14+lgC（2）酸碱混合 PH 值运算+H+ 1V1+H+2V2H 混=V1

18、+V2（适用于两强酸混混合合前）混合后计两强等体积1相1混时近2 似2 pH1+pH2 15pH1-0、34速算算强规酸律：PHOH V + OH V （适用于两强碱混合p）H 得关系规律OHl与混强= 碱 PH2混合呈中性时,二者体积与方弱点三 pHV1+pVH2 2pH1+pH2=14=71如 pH1O+HpH2混=14,就|H V+酸：V酸V-O碱H=1： 碱1V碱|法+=pH1+适ppHH用2 -11+于4p酸H2碱混15合一者过pH量2+时0、 3(2) 如 pH1H+ p混H214,就 V 酸：V酸V+碱V=碱10： 114-pH1+ pH23 如 pH1+ pH2SHS(1) 判

19、定盐溶液中离子种类及浓度大小时考虑盐水解；如Na+、 2S、HS 、2S 溶液中有 Na2H+、HS、HO,其浓度大小为：+2 ；2(2) 判定离子能否共存于同一溶液中,要考虑离子间能否发生双水解,如Al3+与 AlO2 、3+与 AlO 、HCO S2 、NH +与 AlO Fe3+与 HCO 、Al3+与 HCO 、Al3+与 CO 2Fe23 与42 、333等就不能大量共存；(3) 用于判定盐溶液显酸性或中性或碱性,如Na2CO3 溶液得碱性比 NaHCO3 溶液得碱性强；(4) 判定盐溶液中水得电离度得大小； 5盐与盐溶液反应产物得判定；盐类水解得应用（二）(1) 鉴别物质时考虑盐类

20、双水解,如NaOH、Na2CO3、KI、OH、NaS、AgNO3、KSCN、H2S、NaCl 9 种物质水溶液可用FeCl3 溶液鉴别；(2) FeCl3 等溶液得配制 可加 n 滴稀盐酸 ；(3) 长时间储存某些盐溶液,防止水解变质,常加几滴酸或碱；(4) 制取某些无水盐,如用MgCl26H2O 制无水 MgCl2 ；盐类水解得应用（三）(1) 泡沫灭火器得反应原理；(2) 制备胶体,如 FeOH3 胶体得制备；(3) 化肥得施用,如铵态氮肥不能与草木灰混合施用：NH4+CO32+H2ONH3 H2O+HCO3(4) 明矾、绿矾净水； 5NH4Cl 作焊药；6苏打粉用于面粉得发酵；【规律总结

21、】清单三溶液中离子浓度相对大小得比较1. 微粒浓度比较(1) 要考虑盐类水解；大多数盐类得单水解就是柔弱得,一般认为与其同溶液对应得弱酸或弱碱 得电离相比, 电离程度大于水解程度； 如溶液中相同浓度得CH3 COOH、CH3COONa、CH3COOH得电离程度大于水解程度,类似得仍有NH3 H2O 与 NH4Cl 等,但 HCN 与 KCN 不同； CN 得水解程度大于 HCN 得电离程度；(2) 电荷守恒； 溶液中阳离子所带总单位正电荷数等阴离子所带总单位负电荷数；如 NaFL溶液中 Na+H=F +OH；3) 物料守恒；溶液中某元素得各种存在形式守恒,即原子守恒,如0、l mol 1 得N

22、a2 1；2CO3 溶液中, CO3+HCO3 +H 2CO3= 0、l mol L溶液中水电离产生得H+、OH数目应当相同,如Na2S 溶液中, 分为三种类型OH=H+HS+2H2S；单一溶液中离子浓度相对大小得比较；如:判定一元或多元弱酸溶液与水解得盐溶液中离子浓度得相对大小,判定水解得盐溶液中离子浓度相对大小得一般方法就是：如为 NH4 Cl 等盐中得阴、阳离子价数相等,离子浓度为不水解得离子 水解得离子 水解+后呈某性得离子 如 H+或 OH 水解后呈某性得对应离子如在 NH4Cl 溶液中 ClNH4H+OH如为 Na2CO3 等盐中得阴、阳离子得价数不等时,判定离子浓度得大小就要依据

23、实际情形具体分析, 对于多元弱酸根得水解, 就就是有几价就水解几步,在分步水解中以第一步水解为主,如在 Na+22 CO3 溶液中 NaCO3OH HCO3 ；多种溶液中指定离子浓度相对大小得比较；两种溶液混合后离子浓度相对大小得比较,其解题规律第一就是判定两种电解质能否反应,混合后溶液得酸碱性； 其次就是瞧反应就是否过量；第三就是分析电解质在水溶液中电离及可能存在得电离平稳、水解平稳等问题；最终比较离子浓度相对大小； 2判定溶液中离子浓度相对大小得两个守恒电荷守恒：溶液中阴、阳离子所带得正、负电荷总数相等,即电解质溶液呈电中性；如： NaHCO3溶液中 Na+H+=OH+HCO3+2CO32

24、 物料守恒：指电解质溶液中某一组分得原始浓度起始浓度 应等于它在溶液中各种存在形式得浓度之与；如：NaHCO3 溶液中 Na+= HCO3+2CO32 +H 2CO3,Na2S溶液中 Na+=2 S2 +HS +H2S3在分析溶液中粒子之间得等量关系时要抓住电荷守恒与元互素得原子个数守恒这两个关键；以 Na2 CO3 溶液为例,它得水溶液里存在着哪些平稳.粒子间存在着哪些等量关系. Na2CO3 溶于水完全电离：Na2CO3 2Na+CO32 ；且存在着如下平稳：lCO32 2OHCO3+OH3+H2OH2CO3+OH2OH+OH+H；2 HCO； 3H+；3在 Na2CO3 溶液里除存在粒子

25、H2O、H2 CO3 分子外,仍有Na+、H+、 HCO3 、CO 2 与OH ,依据溶液呈电中性这一原就可得电解质溶液中全部阳离子浓度乘以各自化合价得总数后得与等于全部阴离子浓度乘以各自化合价得总数后得与,也就就是电荷平稳；据此,在Na2CO3 溶液中得电荷平稳式为Na+H+=HCO3+OH +2CO 2 ；另外,由于溶液中3+222Na=2CO3起始 ,依据碳原子个数守恒得关系可得CO3起始=CO3+HCO3+H2CO3,就有Na+=2CO32 +2HCO3 +2H 2CO3,这就就是 Na2CO3 溶液中得粒子平稳式 物料守恒 ,即在平稳体系中,某一成分得浓度等于该成分各种形式得浓度之与； 4盐得水解对水得电离得影响,要始终信任水无论在何种情形下,每电离出l molH +就会同时电离出 l mol 得 OH如： CH3COONa 溶液显碱性,其 OH完全由 H2O 电离产生；同时水也电离出等量得H+,只不过一部分H+被 CH结合成了 CH+但溶液中得 H+不就是水电离得全部H+；3COO3COOH,才造成了 cOHcH ,5水解离子方程式得书写,可依据水解就是中与反应得逆反应来写,只要对应酸碱中与反应得离子方程,颠倒过来,等号改为可逆号即可；