高中化學(xué)電離平衡知識(shí)點(diǎn)總結(jié)，高二化學(xué)電離平衡知識(shí)點(diǎn)

一、弱電解質(zhì)的電離

 

1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì)。

 

非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。

 

強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。

 

弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。

 

 

2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：

 

電解質(zhì)——離子化合物或共價(jià)化合物 非電解質(zhì)——共價(jià)化合物

 

注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)

 

③強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4 為強(qiáng)電解質(zhì)）——電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。

 

3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成 離子的速率 和離子結(jié)合成 時(shí)，電離過程就達(dá)到了 平衡狀態(tài) ，這叫電離平衡。

 

4、影響電離平衡的因素：

 

A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。

 

B、濃度：濃度越大，電離程度 越小 ；溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會(huì)減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。

 

5、電離方程式的書寫：用可逆符號(hào) 弱酸的電離要分布寫（第一步為主）

 

6、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）

 

表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]

 

7、影響因素：

 

a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。

 

b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。

 

C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強(qiáng)。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

 

二、水的電離和溶液的酸堿性

 

1、水電離平衡：

 

水的離子積：KW= c[H+]·c[OH-]

 

25℃時(shí),[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1*10-14

 

注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定

 

KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）

 

2、水電離特點(diǎn)：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱

 

3、影響水電離平衡的外界因素：

 

①酸、堿：抑制水的電離 KW〈1*10-14

 

②溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是 吸 熱的）

 

③易水解的鹽：促進(jìn)水的電離 KW 〉1*10-14

 

4、溶液的酸堿性和pH：

 

（1）pH=-lgc[H+]

 

（2）pH的測定方法：

 

酸堿指示劑—— 甲基橙 、石蕊 、酚酞 。

 

變色范圍：甲基橙3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（淺紅色）

 

pH試紙—操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比即可 。

 

注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍

 

三、混合液的pH值計(jì)算方法公式

 

1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它） [H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）

 

2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求[OH-]混：將兩種酸中的OH‑離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它） [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意:不能直接計(jì)算[H+]混)

 

3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H++ OH-==H2O計(jì)算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混；OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它）

 

四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：

 

1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原+n （但始終不能大于或等于7）

 

2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀〈pH原+n （但始終不能大于或等于7）

 

3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原－n （但始終不能小于或等于7）

 

4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀〉pH原－n （但始終不能小于或等于7）

 

5、不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近7

 

6、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。

 

五、強(qiáng)酸（pH1）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)算規(guī)律

 

1、若等體積混合

 

pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7

 

pH1+pH2≥15 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3

 

pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+0.3

 

2、若混合后顯中性

 

pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1

 

pH1+pH2≠14 V酸：V堿=1：10〔14-（pH1+pH2）〕

 

六、酸堿中和滴定：

 

1、中和滴定的原理

 

實(shí)質(zhì)：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。

 

2、中和滴定的操作過程：

 

（1）儀②滴定管的刻度，O刻度在上 ，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積 大于 它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后 一位 。

 

（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測液；指示劑。

 

（3）準(zhǔn)備過程：

 

準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測液洗）→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)

 

（4）試驗(yàn)過程

 

3、酸堿中和滴定的誤差分析

 

誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進(jìn)行分析

 

式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c——酸或堿的物質(zhì)的量濃度；

 

V——酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，則：

 

c堿=

 

上述公式在求算濃度時(shí)很方便，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實(shí)際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高；V堿同樣也是一個(gè)定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺，其實(shí)際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來測定堿的濃度時(shí)，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當(dāng)V酸的實(shí)測值大于理論值時(shí)，c堿偏高，反之偏低。

 

同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。

 

七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）

 

1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。

 

2、水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)水的電離。

 

3、鹽類水解規(guī)律：

 

①有弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰 強(qiáng)顯誰性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。

 

②多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。(如:Na2CO3＞NaHCO3)

 

4、鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆）（2）程度�。�3）吸熱

 

5、影響鹽類水解的外界因素：

 

①溫度：溫度越 高 水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）

 

②濃度：濃度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）

 

③酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解（H+促進(jìn) 陰離子 水解而 抑制 陽離子水解；OH-促進(jìn)陽離子水解而抑制陰離子水解）

 

6、酸式鹽溶液的酸堿性：

 

①只電離不水解：如HSO4- 顯 酸 性

 

②電離程度＞水解程度，顯 酸 性 （如: HSO3-、H2PO4-）

 

③水解程度＞電離程度，顯 堿 性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）

 

7、雙水解反應(yīng)：

 

（1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

 

（2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3++ 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑

 

 

9、水解平衡常數(shù)（Kh）

 

對于強(qiáng)堿弱酸鹽：Kh=Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))

 

對于強(qiáng)酸弱堿鹽：Kh=Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù)）

 

電離、水解方程式的書寫原則

 

1）、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫

 

注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當(dāng)微弱。

 

2）、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫

 

八、溶液中微粒濃度的大小比較

 

☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：

 

①電荷守恒：:任何溶液均顯電 中 性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和

 

②物料守恒:（即原子個(gè)數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）

 

某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和

 

③質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。

 

九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡

 

1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識(shí)

 

（1）溶解度 小于 0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。

 

（2）反應(yīng)后離子濃度降至1*10-5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時(shí)[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應(yīng)，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5mol/L，故均用“=”。

 

（3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。

 

（4）掌握三種微溶物質(zhì)：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4

 

（5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。

 

（6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。

 

2、溶解平衡方程式的書寫

 

意在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用“⇌”。如：Ag2S(s)⇌ 2Ag+(aq）+S2-(aq)

 

3、沉淀生成的三種主要方式

 

（1）加沉淀劑法：Ksp越小（即沉淀越難溶），沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。

 

（2）調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

 

（3）氧化還原沉淀法：

 

（4）同離子效應(yīng)法

 

4、沉淀的溶解：

 

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動(dòng)。常采用的方法有：①酸堿；②氧化還原；③沉淀轉(zhuǎn)化。

 

5、沉淀的轉(zhuǎn)化：

 

溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。

 

如：AgNO3 →AgCl(白色沉淀)→ AgBr（淡黃色）→AgI （黃色）→ Ag2S（黑色）

 

6、溶度積（Ksp）

 

1）、定義：在一定條件下，難溶電解質(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。

 

2）、表達(dá)式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)

 

Ksp= [c(An+)]m •[c(Bm-)]n

 

3）、影響因素：

 

外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。

 

②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)。

 

4）、溶度積規(guī)則

 

QC（離子積）>KSP 有沉淀析出

 

QC=KSP 平衡狀態(tài)

 

QC<KSP 飽和，繼續(xù)溶解