2019-2020年高二化學第三講化學基本理論 電離平衡.doc

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2019-2020年高二化學第三講化學基本理論 電離平衡 非電解質 化合物 強電解質：完全電離，不存在電離平衡 電解質 弱電解質：部分電離，可逆過程，存在電離平衡 電離平衡 水的離子積 水的電離平衡 溶液的酸堿性及pH 鹽的水解 酸堿中和滴定 要點剖析 一、電解質和非電解質辨析 1．概念比較 電解質 非電解質 定義 在水溶液或熔融狀態(tài)下能導電的化合物 在水溶液或熔融狀態(tài)下都不能導電的化合物 導電實質 電離產生可自由移動的離子，在電極上發(fā)生氧化還原反應 不電離，不導電 實例 大多數(shù)酸、堿、鹽、水、Al2O3等 乙醇、蔗糖等多數(shù)有機物及一些無機化合物 結構特點 離子鍵結合的離子化合物或極性鍵結合的共價化合物 由極性鍵結合的弱極性化合物或非極性化合物 電離過程 表示法 用電離方程式表示，如： H2SO4=2H＋＋ NaHSO4=Na＋＋H＋＋ NaHCO3=Na＋＋ 2．專題講解 (1) 已知NH3、SO3、NO2、P2O5等的水溶液均可導電，那么它們都是電解質，對嗎？ 解析：NH3、SO3、NO2、P2O5等的水溶液均可導電，是因為它們與水化合后，生成的化合物電離出陰、陽離子而導電，但NH3、SO3、NO2、P2O5等本身并不能電離出自由移動的離子，所以它們屬于非電解質。 (2) 電解質的導電與金屬導體的導電有何不同？ 解析：二者導電機制不同。 金屬導體靠自由電子導電，其導電過程是物理現(xiàn)象，溫度升高導電性減弱；電解質溶液(或熔融狀態(tài))靠自由移動的陰陽離子導電，其導電過程是化學現(xiàn)象，溫度升高導電性增強。 二、強電解質和弱電解質辨析 1．概念比較 強電解質 弱電解質 定義 在水溶液中完全電離的電解質 在水溶液中部分電離的電解質 電離過程 完全電離，不可逆，不存在電離平衡 部分電離，可逆，在一定條件下達到電離平衡 化合物類型 離子化合物和某些極性共價化合物 一些極性共價化合物 代表物 強酸、強堿、鹽 弱酸、弱堿 水溶液中微粒 陰、陽離子(水合離子) 離子(少)，分子(多) 電離方程式舉例 HCl = H＋＋Cl－ CH3COOH CH3COO－＋ H＋ 離子方程式中表示形式 可溶：用實際參加反應的離子符號表示 不溶：用化學式表示 用化學式表示 三、有關概念 四、弱電解質的電離平衡和電離度 1．弱電解質的電離平衡是動態(tài)平衡，當外界條件改變時，電離平衡會發(fā)生移動。 (1) 電離是吸熱過程，因此，升高溫度使平衡向右移動。 (2) 稀釋弱電解質溶液，平衡向右移動。 (3) 同離子效應：增加陰、陽離子的濃度，平衡向左移動；減小陰、陽離子的濃度，平衡向右移動。 2．電離平衡常數(shù)K：同化學平衡常數(shù)一樣，對同一弱電解質而言K值只受溫度影響。 五、水的電離和溶液的pH 1． 水的電離 2H2O H3O＋＋OH－ 或H2O H＋＋OH－ 25 ℃時：Kw=110－14 2．水的電離平衡移動 (1) 升溫，水的電離平衡向右移動，水的離子積變大。100 ℃時，Kw約為110－12， c (H＋)=c (OH－) =110－6 mol/L，pH=6為弱酸性。 (2) 在常溫下的電解質溶液中c (H＋) c (OH－)=110－14。在酸溶液(或堿溶液)中，水的電離由于受酸電離產生的H＋(或堿電離產生的OH－)的影響，而使水的電離平衡向左移動，由水電離產生的c (H＋)和c (OH－)將下降(小于110－7 mol/L)，但c (H＋)=c (OH－)。所以，酸溶液中的c (OH－)= c (H＋)，堿溶液中的c (H＋)= c (OH－)。 (3) 若鹽能發(fā)生水解，鹽在水中電離出來的離子與水中的H＋或OH－結合成難電離的弱電解質，使水的電離平衡向右移動，由水電離產生的c (H＋)和c (OH－)將提高(大于110－7 mol/L)，即：顯酸性的正鹽溶液中的c (H＋)= c (H＋)H2O ，顯堿性的鹽溶液中的 c (OH－) = c (OH－)。 3．溶液的pH (1) 若 c (H＋)=m10－n mol/L，則 pH=n－lg m 所以，常溫下，對一般濃度的強酸溶液來說，每稀釋10倍，pH增加一個單位。無限稀釋，pH趨近于7，不可能大于7。 對一般濃度的強堿溶液來說，每稀釋10倍，pH減小一個單位。無限稀釋，pH趨近于7，不可能小于7。 弱酸、弱堿溶液稀釋過程中，由于弱酸、弱堿的電離平衡向右移動，溶液稀釋10倍時，pH變化小于一個單位。 (2) 有關pH的計算(用c表示物質的量濃度) ① 已知溶液的物質的量濃度，求pH 一元強酸：c (H＋)=c (酸) ， 一元強堿：c (OH－)= c (堿)，c (H＋)=Kw/ c (OH－) 二元強酸：c (H＋)=2 c (酸) ， 二元強堿：c (OH－)= 2c (堿)，c (H＋)=Kw/ c (OH－) 一元弱酸：c (H＋)=c (酸)α ，一元弱堿：c (OH－)= c (堿) α ，c (H＋)=Kw/ c (OH－) ② 混合溶液的pH計算 A．計算兩強酸溶液混合后溶液的pH，應先算出混合后溶液的c (H＋)，再求pH。 計算兩強堿溶液混合后溶液的pH，應先算出混合后溶液的c (OH－)，再求pH。 B． 稀強酸與稀強堿以不同體積相混合 若n (H＋)>n (OH－), 則用，求出反應后溶液的c (H＋)。 若n (H＋)Kb，則溶液顯酸性[如(NH4)2SO3]； 若Ka c () > c () > c ()。 2．多元弱酸的正鹽溶液根據(jù)弱酸根的分步水解分析，如在Na2CO3溶液中，c (Na＋) > c () > c (OH－) > c ()。 3．不同溶液中同一離子濃度的比較，要看溶液中其他離子對它的影響。如在相同物質的量濃度的下列各溶液中①NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4HSO4 , c ()由大到小的順序是③>①>②。 4．混合溶液中各離子濃度的比較，要進行綜合分析，如電離因素、水解因素等。其方法思路是：首先確定溶液中電解質的種類，然后再分析電解質電離程度和鹽類水解程度的大小。當遇到弱酸與其強堿鹽共存時，或者多元弱酸酸式鹽(、)，要注意考慮電離與水解程度的相對大小。 九、溶液中的守恒關系 1．電荷守恒規(guī)律：電解質溶液中，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Na＋、H＋、、、OH－，但存在如下關系： c (Na＋) ＋ c (H＋) = c () ＋c (OH－) ＋ 2c ()。 2．原子守恒規(guī)律：電解質溶液中，由于某些離子能夠水解或電離，離子種類增多了，但某些關鍵性的原子總是守恒的，如Na2S溶液中，S2－能水解，故S元素以S2－、、H2S三種形式存在，它們之間有如下守恒關系：c (Na＋) = 2[c (S2－) ＋ c () ＋ c (H2S)]。 3．物質守恒規(guī)律：任何溶液中，由水電離產生的c (H＋)=c (OH－)，即 c (H＋)= c (OH－)。在電解質溶液中，由于某些離子發(fā)生水解，結合了水電離出來的H＋或OH－，使溶液中c (H＋)≠c (OH－)，但由水電離產生的H＋或OH－守恒，如Na2S溶液中，S2－離子能結合H＋ 促進水解，所以溶液中c (H＋)＜c (OH－)，此時，c (OH－)=c (OH－)，c (H＋)=c (H＋)＋ c (HS－) ＋ 2c (H2S)，故c (OH－)=c (H＋)＋ c (HS－) ＋ 2c (H2S)。 十、中和滴定 1．概念：用已知物質的量濃度的酸(堿)來測定未知濃度的堿(酸)的方法叫中和滴定。 2．中和滴定的主要儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、移液管、滴定管夾和錐形瓶。 3．指示劑：酚酞和甲基橙。石蕊試液由于pH的變色范圍較大而且變色不明顯，所以通常不選用。 4．滴定誤差分析：滴定測定待測液的濃度時，消耗標準溶液體積偏大時，則測定結果偏高；消耗標準溶液體積偏小時，則測定結果偏低。 例題詳解 例1．下列說法正確的是( ) A．硫酸鋇不溶于水，所以硫酸鋇是非電解質 B．二氧化碳溶于水可以導電，所以二氧化碳是電解質 C．固態(tài)磷酸是電解質，所以磷酸在熔化時或溶于水時都能導電 D．液態(tài)氯化氫不能導電，但氯化氫是電解質 解析：A不正確。硫酸鋇屬于鹽類，是離子化合物，雖然難溶于水，但所溶部分幾乎全部電離，所以，它不僅是電解質而且是強電解質。 B不正確。電解質溶于水或熔融時能導電，必須是自身能電離出自由移動的離子，而二氧化碳溶于水能夠導電，是因為二氧化碳溶于水生成了碳酸，碳酸電離出自由移動的離子從而導電。二氧化碳本身并不能電離出自由移動的離子，所以它不是電解質。 C也不正確，磷酸是酸類，是電解質，它溶于水后電離出自由移動的離子，可以導電。磷酸晶體屬分子晶體，受熱熔化只是破壞了磷酸晶體分子間作用力，存在的微粒是磷酸分子，所以液態(tài)磷酸并不導電。 正確答案：D 例2． 在0.1 mol/L的CH3COOH中存在CH3COOH CH3COO－＋ H＋平衡，試分析下列措施對平衡的影響。(用→或←表示平衡向右或向左移動，用↑或↓表示增加或減少,∕表示無變化) 措施 影響 項目 加熱 1︰10 加水 加少量 濃鹽酸 加少量固體 燒堿 加少量固體 CH3COONa 加0.1 mol/L CH3COOH 平衡移動方向 平衡常數(shù)Ka H＋物質的量 c (H＋)/（molL-1） 溶液的pH 解析： 影 措施 響 項目 加熱 1︰10 加水 加少量 濃鹽酸 加少量固體 燒堿 加少量固體CH3COONa 加0.1 mol/L CH3COOH 平衡移動方向 → → ← → ← ∕ 平衡常數(shù)Ka ↑ ∕ ∕ ∕ ∕ ∕ H＋物質的量 ↑ ↑ ↑ ↓ ↓ ↑ c (H＋)/ （molL-1） ↑ ↓ ↑ ↓ ↓ ∕ 溶液的pH ↓ ↑ ↓ ↑ ↑ / 例3．在水中存在H2O H＋＋OH－平衡，加入下列哪種物質或進行哪項操作，不會使平衡發(fā)生移動( ) A．加入NaOH B．加入CH3COOH C．加入NaCl D．升溫 解析：加入酸(或堿)：溶液中的c (H＋)[或c (OH－)]增加，水的電離平衡向左移動。 升溫：水的電離平衡向右移動。 加入NaCl：溶液中的c (H＋)[或c (OH－)]濃度不變，所以不會破壞水的電離平衡。 答案：C 例4．將pH=8的NaOH溶液與pH=10的NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH最接近于( )。 A．8.3 B．8.7 C． 9 D． 9.7 解析：強堿溶液混合，應按c (OH－)計算： c (OH－)混= =5.0510－5 mol/L c (H＋)混=Kw/c (OH－)混≈210－10 mol/L pH=9.7 答案：D 易出現(xiàn)錯誤：c (H＋)混=5.0510－9 mol/L pH=8.3 例5．CH3COOH與CH3COONa等物質的量混合配成的稀溶液，pH為4.7。下列說法錯誤的是( )。 A．CH3COOH的電離作用大于CH3COONa的水解作用 B．CH3COONa的水解作用大于CH3COOH的電離作用 C．CH3COONa的存在抑制了CH3COOH的電離 D．CH3COOH的存在抑制了CH3COONa的水解 解析：CH3COOH電離產生H＋，CH3COONa水解產生OH－，混合后溶液顯酸性，表明電離作用大于水解作用。答案為A。 例6．用標準鹽酸滴定氫氧化鈉溶液時，若滴定管用蒸餾水洗凈后未用標準鹽酸潤洗就裝鹽酸，則測得的氫氧化鈉溶液的濃度偏 ；若錐形瓶用蒸餾水洗凈后又用待測的氫氧化鈉溶液潤洗，然后盛放待測氫氧化鈉溶液，則測得的氫氧化鈉溶液的濃度偏 。 解析： 若滴定管用蒸餾水洗凈后未用標準鹽酸潤洗，由于滴定管內存有少量水，使標準酸液濃度降低，則消耗標準酸液的體積增大，測定結果偏高。若錐形瓶用蒸餾水洗凈后又用待測的氫氧化鈉溶液潤洗，然后再盛放待測氫氧化鈉溶液，使錐形瓶內氫氧化鈉的物質的量增加，消耗標準液的體積增加，使測定結果偏高。