高考化学电解质知识点复习及典型题Word格式.doc
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弱电解质
电离程度
化学键
电离特点
书写
例子
【说明】电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。
3、电解质溶液的导电性和导电能力
导电性强弱
离子浓度
离子所带电荷
溶液浓度
①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；
②电解质溶液的导电性强弱决定于溶液离子浓度大小，浓度越大，导电性越强。
离子电荷数越高，导电能力越强。
③强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强（浓度可不同）；
饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强
④电解质的导电条件是水溶液或高温熔融液（熔液）。
共价化合物只能在溶液中导电，离子化合物在熔液和溶液均可导电。
（区别离子与共价化合物）
三、弱电解质的电离平衡
1、电离平衡概念
一定条件（温度、浓度）下，分子电离成离子的速率和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（属于化学平衡）。
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。
2、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。
3、影响电离平衡的因素（符合勒沙特列原理）
当溶液的温度、浓度以及离子浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是：
（1）浓度：
浓度越大，电离程度越小
（2）温度：
温度越高，电离程度越大
（3）同离子效应：
（4）加入能反应的物质：
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：
项目
平衡移动方向
c（H+）
n（H+）
c（Ac-）
c（OH-）
导电能力
加水稀释
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
H2SO4（浓）
向左
加醋酸铵（s）
加金属Mg
加CaCO3（s）
四、电离平衡常数（相当化学平衡常数）
1、概念：
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，通常用Ka表示弱酸的电离常数。
2、表达式：
AB⇋A++B－
3、
（1）K的意义：
K值越大，则电离程度越大，电解质（即酸碱性）越强；
K值越小，电离程度越小，离子结合成分子就越容易，电解质（即酸碱性）越弱。
表达式中各组分的浓度均为平衡浓度。
（2）K的影响因素：
K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。
（3）多元弱酸的K：
多元弱酸的电离是分步电离的，每步电离平衡常数，通常用K1、K2、K3分别表示，但第一步电离是主要的。
如：
磷酸的三个K值，K1＞K2＞K3，磷酸的电离只写第一步。
说明：
①一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式：
CH3COOHCH3COO－+H＋一定温度下CH3COOH的电离常数为：
NH3·
H2ONH4＋+OH－一定温度下NH3·
H2O的电离常数为：
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；
H3PO4H2PO4－+H＋
H2PO4－HPO42－+H＋
HPO42－PO43－+H＋
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＋）。
六、电离度
2、数学表达式：
电离度（）（相当转化率，与温度、浓度均有关）
电离度（）=
3、影响因素
A内因：
电解质的本性。
B外因：
温度和溶液的浓度等。
（1）浓度
（2）温度
（二）、水的电离
一、水的电离及离子积常数
⑴水的电离平衡：
水是极弱的电解质，能发生自电离：
H2O+H2OH3O++OH－简写为H2OH++OH－（正反应为吸热反应）
其电离平衡常数：
Ka=
⑵水的离子积常数：
Kw=[H+][OH-]250C时Kw=1.0×
10-14mol2·
L-2
水的离子积与温度有关，温度升高Kw增大。
如1000C时Kw=1.0×
10-12mol2·
L-2.
⑶无论是纯水还是酸、碱,盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。
二、影响水的电离平衡的因素
⑴酸和碱：
酸或碱的加入都会电离出H+或OH-,均使水的电离逆向移动,从而抑制水的电离。
⑵温度：
由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离，[H+]与[OH-]同时同等程度的增加，pH变小，但[H+]与[OH-]始终相等，故仍呈中性。
⑶能水解的盐：
不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大。
⑷其它因素：
如向水中加入活泼金属，由于活泼金属与水电离出来的H+直接作用，使[H+]减少，因而促进了水的电离平衡正向移动
（三）、溶液的酸碱性
一、溶液的酸碱性及pH的值
溶液的酸碱性，取决于溶液中[H+]、[OH—]的相对大小：
pH值的大小取决于溶液中的[H+]大小
pH=－lg[H+]，
溶液酸碱性
[H+]与[OH—]关系
任意温度
室温（mol/L）
pH值（室温）
酸性
[H+]＞[OH—]
[H+]＞1×
10—7
＜7
中性
[H+]=[OH—]
[H+]=[OH—]=1×
=7
碱性
[H+]＜[OH—]
与10—7
＞7
（1）酸性越强，pH值越小，碱性越强，pH值越大，pH值减小一个单位，[H+]就增大到原来的10倍，pH值减小n个单位，[H+]的增大到原来的10n倍.
（2）任意水溶液中[H+]≠0，当pH=0时[H+]=1mol/L，一般[H+]＞1mol/L时，pH＜0，故直接用[H+]表示.
（3）判断溶液呈中性的依据为：
[H0]=[OH—]或pH=pOH=pKw
只有当室温时，Kw=1×
10—14
[H+]=[OH—]=10—7mol/L
溶液呈中性
pH=pOH=pKw=7
（4）溶液pH的测定方法：
①酸碱指示剂---只能判定pH范围
②pH试纸---也只能确定在某个值左右（对照标准比色卡），无法精确到小数点后1倍。
另外使用时不能预先润湿试纸。
否则相当于又稀释了待测液，测定结果误差大。
③pH计---测定较精确.
二、pH
pH实际上是水溶液中酸碱度的一种表示方法。
平时我们经常习惯于用百分浓度来表示水溶液的酸碱度，如1%的硫酸溶液或1%的碱溶液，但是当水溶液的酸碱度很小很小时，如果再用百分浓度来表示则太麻烦了，这时可用pH来表示。
pH的应用范围在0-14之间。
溶液PH计算的整体思路是：
根据PH的定义PH=－lgc（H+），溶液PH计算的核心是确定溶液中的c（H+）相对大小。
（一）单一溶液的PH的计算
若该溶液是酸性溶液，必先确定c（H+），再进行PH的计算。
若该溶液是碱性溶液，必先确定c（OH-），可根据c（H+）·
c（OH-）=Kw换算成c（H+），再求pH。
例1、求室温下1.0×
10-3mol/L的Ba（OH）2溶液的pH。
解析：
由题意c（OH-）=2.0×
10-3mol/L，c（H+）·
c（OH-）=Kw，c（H+）=Kw/c（OH-）=5.0×
10-12mol/L，
pH=－lgc（H+）=－lg5.0×
10-12=11.3。
（二）溶液混合后的PH的计算
两种溶液混合后，首先应考虑是否发生化学变化，其次考虑溶液总体积变化，一般来说溶液的体积没有加和性，但稀溶液混合时，常不考虑混合后溶液的体积的变化，而取其体积之和（除非有特殊说明）。
1、两强酸混合后的pH的计算
先求混合后的c（H+）混，再直接求PH。
即：
c（H+）混=[c（H+）1×
V1+c（H+）2×
V2]/（V1+V2）。
例2、pH=4的盐酸和pH=2的盐酸等体积混合后，溶液的PH最接近于（
）
A．2.0
B.2.3
C.3.5
D.3.7
由题意PH=4的盐酸，c（H+）1=1.0×
10-4mol/L；
PH=2的盐酸，c（H+）2=1.0×
10-2mol/L。
c（H+）混=（1.0×
10-4mol/L×
V+1.0×
10-2mol/L×
V）/2V=5.0×
10-3mol/L，PH=2.3。
故应选B。
2、两强碱混合后的pH的计算
先求混合后的c（OH-）混，再间接求pH。
c（OH-）混=[c（OH-）1×
V1+c（OH-）2×
知识拓展——0.3规则（近似规则）
若两种强酸溶液或两种强碱溶液等体积混合，且其PH相差2个或2个以上时，混合液的PH有如下近似规律：
两强酸等体积混合时，混合液的PH=PH小+0.3；
两强碱等体积混合时，混合液的PH=PH大－0.3。
如上述例2若用0.3规则，就很方便，混合液的PH=PH小
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