水溶液中的电离平衡知识点讲解及例题解析文档格式.docx

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弱酸、弱碱、少数盐和水

非电解质：

非金属氧化物、氢化物（酸除外）、多数有机物

单质和混合物（不是电解质也不是非电解质）

（2）性质判断：

熔融导电：

强电解质（离子化合物）

均不导电：

非电解质（必须是化合物）

（3）实验判断：

①测一定浓度溶液pH

②测对应盐溶液pH

③一定pH溶液稀释测pH变化

④同等条件下测导电性

3、电解质溶液的导电性和导电能力

⑴电解质不一定导电（如NaCl晶体、无水醋酸），导电物质不一定是电解质（如石墨），非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。

⑵强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。

饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。

水溶液中的离子平衡【知识点梳理】

弱电解质的电离平衡及盐类的水解平衡是高考的热点内容之一，也是教学中的重点和难点。

几乎是每年高考必考的内容。

电离平衡的考查点是：

①比较某些物质的导电能力大小，判断电解质、非电解质；

②外界条件对电离平衡的影响及电离平衡的移动；

③将电离平衡理论用于解释某些化学问题；

④同浓度（或同pH）强、弱电解质溶液的比较，如：

c（H＋）大小，起始反应速率、中和酸（或碱）的能力、稀释后pH的变化等等。

外界条件对电离平衡的影响、强弱电解质的比较是高考命题的热点。

盐类的水解在考查内容上有以水解实质及规律为对象的考查，但将水解与弱电解质电离、酸碱中和反应、pH等知识进行综合考查更为常见。

主要考查点如下：

①盐类水解对水的电离程度的影响的定性、定量判断；

②水解平衡移动用于某些盐溶液蒸干后产物的判断；

③盐溶液pH大小的比较；

④盐溶液或混合溶液离子浓度大小的比较及排序。

⑤离子共存、溶液的配制、试剂的贮存、化肥的混用、物质的提纯、推断、鉴别、分离等。

考点归纳：

1.电离平衡与水解平衡的比较：

电离平衡

水解平衡

研究对象

弱电解质（弱酸、弱强、水）

盐（强碱弱酸盐、强酸弱碱盐）

实质

弱酸

H＋+弱酸根离子

弱碱

OH－+弱碱根离子

盐电离出的：

弱酸根离子+H2O

弱酸（根）+OH－

弱碱根离子+H2O

弱碱+H+

特点

①酸（碱）越弱，电离程度就越小

②电离过程吸热

③多元弱酸：

分步电离且

一级电离>

>

二级电离>

三级电离

①“越弱越水解”（对应酸或碱越弱，水解程度越大）；

②水解过程吸热；

③多元弱酸根：

分步水解且

一级水解>

二级水解>

三级水解。

表达方式

电离方程式

H2CO3

H++HCO3―

HCO3―

H++CO32―

水解方程式

CO32―+H2O

HCO3―+OH―

HCO3―+H2O

H2CO3+OH―

影

响

因

素

温度

升温,促进电离,离子浓度增大（易挥发的溶质除外）

升温，促进水解

浓

度

加水稀释

促进电离,但离子浓度不增大

促进水解

加入同种离子

抑制电离

抑制水解

加入反应离子

促进电离

2.影响水电离的因素：

水是一种极弱的电解质：

H2O

H++OH-在一定温度下，c（H+）与c（OH-）的乘积是一个常数，即KW=c（H+）·

c（OH-），Kw叫水的离子积常数，简称水的离子积。

若没有指定温定，则可认为是在常温下，即25℃时Kw=1×

10-14

温度：

由于水的电离过程吸热，故升温使水的电离平衡右移，即加热能促进水的电离，

c（H＋）、c（OH―）同时增大，Kw增大，pH值变小，但c（H＋）与c（OH―）仍相等,故体系仍显中性。

酸、碱性：

在纯水中加入酸或碱，酸电离出的H＋或碱电离出OH―均能使水的电离平衡左移，即酸、碱的加入抑制水的电离。

若此时温度不变，则Kw不变，c（H＋）、c（OH―）此增彼减。

即：

加酸，c（H＋）增大，c（OH―）减小，pH变小。

加碱，c（OH―）增大，c（H＋）减小，pH变大。

能水解的盐：

在纯水中加入能水解的盐，由于水解的实质是盐电离出的弱酸根或弱碱阳离子结合水电离出的H＋或OH―，所以水解必破坏水的电离平衡，使水的电离平衡右移。

即盐类的水解促进水的电离。

其它因素：

向水中加入活泼金属，由于与水电离出的H＋直接作用，故同样能促进水的电离。

3.关于溶液pH值的计算：

总思路：

根据pH的定义：

pH=－lg｛c（H+）｝，溶液pH计算的核心是确定溶液中c（H+）的相对大小。

具体而言，酸性溶液必先确定溶液中c（H+），碱性溶液必先确定c（OH―），再由c（H+）·

c（OH－）=Kw换算成c（H+）,然后进行pH的计算。

c（H+）pH

溶液混合后的pH计算：

①两强酸混合,先求混合后的c（H+）混,再直接求pH值：

c（H+）混=[c（H＋）1·

V1＋c（H＋）2·

V2]/（V1＋V2）

②两强碱混合：

先求混合后c（OH―）混，再间接求pH值：

c（OH―）混=[c（OH－）1·

V1＋c（OH－）2·

③强酸与强碱溶液混合：

根据n（H+）与n（OH―）的相对大小先判断酸、碱的过量情况。

a.若酸过量n（H+）＞n（OH―），c（H＋）混＝[n（H+）－n（OH―）]/V总

b.若碱过量n（OH―）＞n（H＋），c（OH―）混＝[n（OH―）－n（H＋）]/V总

c、若酸碱恰好完全反应n（H+）==n（OH―），混合后溶液呈中性。

④未标明酸碱的强弱，混合后溶液pH值不定。

应分析讨论。

总结论：

酸按酸，碱按碱，同强混合在之间，异强混合看过量。

4.溶液的稀释规律：

强酸：

pH=a，稀释10n倍则pH=a+n且（a+n）＜7；

（弱酸：

则pH＜（a+n）

强碱：

pH=b，稀释10n倍则pH=b－n且（b－n）＞7；

（弱碱：

则pH＞（b－n）

酸或碱无限稀释时（即当c（H＋）或c（OH―）＜10－6mol·

L－1时），应考虑水电离出来的H＋或OH―的影响。

切记：

“无限稀释7为限”

5.pH之和等于14的一强一弱两种酸碱等体积混合，混合液呈弱的性质。

（谁弱谁过量，溶液显谁性）

若“一弱”指弱酸，则混合液呈弱酸性质；

若“一弱”指弱碱，则混合液呈弱碱性质。

6.关于中和滴定的误差判断：

根据计算关系式：

C待=[c（标）·

V（标）·

n（标）]/[V（待）·

n（待）]，判断溶液浓度误差的宗旨是待测溶液的浓度与消耗标准液的体积成正比。

任何操作的误差最终均可归结到对所用标准液的体积的影响。

7.滴定过程中的pH变化及终点判断

酸碱滴定过程中，溶液的pH发生了很大的变化。

若用标准的强酸溶液滴定未知浓度的强碱溶液，则反应开始时溶液的pH很大，随着强酸的滴入，溶液的pH逐渐变小，二者恰好中和时溶液的pH=7；

当酸过量一滴时，溶液立即变为酸性，此即为滴定终点。

若用强碱滴定强酸则恰恰相反。

根据滴定过程中的pH变化及酸碱指示剂在酸性或碱性溶液中的颜色变化，只要选择合适的指示剂（滴定终点尽可能与变色范围一致），即可准确判断中和反应是否恰好进行。

在实验室里最常选用的指示剂为酚酞，当用酸滴定碱时，达滴定终点时颜色由浅红色变为无色；

当用碱滴定酸时，达滴定终点时颜色由无色变为浅红色。

注意：

当用酸滴定碱时，根据实际情况也可选用甲基橙，但石蕊不用作滴定指示剂。

例1：

（上海高考题）下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（）。

A．CH3COOHB．Cl2C．NH4HCO3D．SO2

例2：

（1）有下列物质：

①硫酸②固体KCl③氨④食盐水⑤CO2⑥Cl2⑦CaCO3⑧Na2O⑨铜丝⑩氯化氢气体11氨水12浓硫酸13盐酸14碘化氢15硫酸钡。

其中属于电解质的是；

属于非电解质的是；

属于强电解质的是；

属于弱电解质的是。

例3：

（全国高考题）甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是（）。

A．1mol/L甲酸溶液的c（H+）=10-2mol/LB．甲酸以任意比与水互溶

C．10mL1mol/L甲酸恰好与10mL1mol/LNaOH溶液完全反应

D．在相同条件下，甲酸溶液的导电性比一元强酸溶液的弱

二、弱电解质的电离平衡

1、定义和特征

⑴电离平衡的含义

在一定条件（如温度、浓度）下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态。

任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质具有该条件下的最大电离程度。

⑵电离平衡的特征

①逆：

弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡。

②等：

弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等。

③动：

弱电解质电离成离子和离子结合成分子的速率相等，不等于零，是动态平衡。

④定：

弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变。

⑤变：

外界条件改变时，平衡被破坏，电离平衡发生移动。

2、影响电离平衡的因素

⑴浓度：

越稀越电离

在醋酸的电离平衡CH3COOHCH3COO-+H+

加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但c（CH3COOH）、c（H+）、c（CH3COO-）变小

加入少量冰醋酸，平衡向右移动，c（CH3COOH）、c（H+）、c（CH3COO-）增大，但电离程度变小

⑵温度：

T越高，电离程度越大

⑶同离子效应

加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。

⑷化学反应

加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离方向移动。

以电离平衡CH3COOHCH3COO-+H+为例，各种因素对平衡的影响可归纳为下表：

平衡移动方向

c（H+）

n（H+）

c（Ac-）

c（OH-）

c（H+）/c（HAc）

导电能力

电离程度

向右

减小

增多

减弱

增大

加冰醋酸

增强

升高温度

加NaOH（s）

减少

加H2SO4（浓）

向左

加醋酸铵（s）

加金属Mg

加CaCO3（s）