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1、化学平衡第三章电离平衡重要知识点（学生用）一、电解质与非电解质： 1 电解质-在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。 非电解质-在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。2二者都是化合物，单质和混合物什么都不是。即化合物不是电就是非。3电解质强调因本身电离出自由移动的离子而导电，若是生成物的电离，就不是电解质，如SO2、 NH3等。4电解质可以是离子化合物也可以是共价化合物，前者在两种情况下都能导电，后者只是在水溶液里导电。-要证明一种化合物是离还是共就看它在熔融状态下是否导电。例：证明HCl是共价化合物，则只需证明液态HCl不导电则可。5离子化合物本身含有离子，但因无自由移动的离子，因此不能

2、导电。但熔融的离子化合物却能导电。6强酸的酸式盐如NaHSO4在水溶液中和熔融状态下的导电是不同的。前者共价、离子键均断键，后者只有离子键断键。7掌握常见的电解质与非电解质的类别：电解质包括酸、碱、盐、活泼金属氧化物；非电解质一般包括非金属元素的氧化物、非金属元素的氢化物（除H2S、 HX外），绝大多数的有机物。思考：一种物质的水溶液能导电，原物质一定是电解质吗？二、强电解质、弱电解质-根据水溶液里或熔融状态下能否完全电离来区分。 1强电解质溶液中只有离子无分子，弱电解质溶液中两种都有。因此，只有弱电解质溶液才有电离平衡。且电离过程是吸热的，故弱电解质的导电性随T的升高而增强，而金属反之。2、

3、电解质的强弱与导电的强弱无关，与溶解性的大小无关。3电解质的强弱与化学键的关系：强电解质可以含离子键或极性键；弱电解质只能含极性键（这里的极性键也可以是强极性键。如：HF），即含离子键的电解质必为强电解质。4.强电解质、弱电解质的类别：-强电解质包括强酸、强碱、绝大多数盐、活泼金属氧化物；弱电解质弱酸、弱碱、水。三、|电离方程式的书写：首先关注电解质的强弱。1强电解质用等号，弱电解质用可逆号。2多元弱酸的|电离方程式的书写：分步进行，越向后越困难。主要由第一步电离决定。3多元弱酸的酸式盐的书写：4NaHSO4在水溶液中和熔融状态下电离的两种表示：5两性氢氧化物Al(OH)3的两种电离 ： 想一

4、想：为什么多元的酸电离下一步比上一步困难，电离程度小得多，甚至可忽略四、比较强、弱电解质强电解质弱电解质电离程度完全部分电离平衡不、不可逆有、可能过程表示溶液中存在的微粒（水分子不计）=只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子即有电离出的阴、阳离子（少部分），又有电解质分子（大部分）。电离方程式H2SO4=2H+SO42CaCl2=Ca2+2ClNH3H2O NH4+OHH2S H+HS，HS H+S2实例绝大多数的盐（包括难溶性盐）；强酸：H2SO4、HCl、HclO4等；强碱：Ba(OH)2、Ca(OH)2等。五、弱电解质的电离平衡：1概念弱电解质的电离平衡是指在一定条件下（湿度、浓度），

5、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的状态。2影响电离平衡的因素（！）T：（2）浓度：（包括稀释效应、增浓效应、同离子效应、反应效应、加入相同平衡体系的溶液）注意：1。电离程度正比于T反比于C.2平衡正向移，电离程度不一定增加。3注意同离子效应、和反应效应对电离程度的影响。4在0。1mol/LHAC溶液中加入等体积等浓度的HAC溶液。对原平衡无影响。5HAC、NH3.H2O溶液中电离平衡的证明方法：只能加入中性物质NH4AC固体.并配加指示剂。6稀释酸、碱溶液将分别导致H+浓度减小、OH-浓度减小7判断离子浓度的变化用直接因素。以0.1mol/1 CH3COOH溶液为例：六、电解

6、质溶液导电能力的强弱与电解质强弱影响溶液导电能力的因素：决定于自由移动离子的电荷浓度的大小。（其中C电荷=nC离子）。例：（1）若在H2SO4溶液中加Ba(OH)2，因生成BaSO4沉淀和极难电离的水，使溶液中离子浓度降低，导电能力降低。（2）若在H2SO4溶液中加BaCl2，虽有沉淀BaSO4生成，但同时生成了HCl，相当于1molSO42被2molCl代替，故导电能力几乎不变。（3）若在HCl溶液中加AgNO3，则导电能力几乎不变。七、关于弱酸、弱碱溶液中存在电离平衡的运用及两个重要结论：1弱酸与强酸相比（或弱碱与强碱相比）在稀释过程中不断有H+浓度或OH-浓度的补充。而强酸、强碱则无。2

7、弱酸、弱碱溶液中在稀释后只有n酸守恒，而nH+不守恒。对强酸、强碱在稀释后只有n酸、nH+均守恒。3两个重要结论：（1）PH相同的强弱酸等倍数稀释前者PH较高，或强酸的PH变化较大。（2）C酸相同的同元强弱酸等倍数稀释则反之。例如 等物质的量浓度的盐酸和醋酸，氢氧化钠和氨水分别加水稀释。溶液的pH值变化，图示如下： 若把上述问题，换成等pH值，图示又怎样呢？ 注意： 酸无论怎样稀释，不可能成为碱性；若无限稀释，则pH只能无限接近7且小于7.碱无论怎样稀释，不可能成为酸性；若无限稀释，则pH只能无限接近7且大于7当起始强酸、弱酸的pH相同，稀释后为达仍相同，则稀释倍数一定是弱酸大小强酸（强碱、弱

8、碱类同）八、涉及酸或碱反应的有关计算：-关键：、涉及强酸或强碱反应找离子关系；涉及弱酸或弱碱反应找分子关系：（故：涉及酸或碱反应要关注强弱）对一元弱酸满足：CH+=C酸 或C酸=注意：酸与碱混合时发生中和反应，但不一定恰好完呈中和。即使恰好完全中和，也不一定溶液呈中性，由生成的盐能否水解及水解情况而定，另外酸碱的强弱不同，提供反应物的量不同也影响着反应后溶液的性质。一般酸或碱过量化生成的盐水解对溶液的酸碱性影响大。 下面把常见的几种情况分列出来. 等物质的量浓度的一元弱酸一元强碱溶液等体积混合溶液pH7（由生成的强碱弱酸盐水解决定）等物质的量浓度的一元强酸与一元弱碱溶液等体积混合后溶液pH7（

9、由生成的强酸弱碱盐水解决定）等物质的量浓度的一元强酸与强碱溶液等体积混合后溶液pH=7（因生成强酸强碱盐不水解）想一想：若酸或碱之一是多元，情况又怎样？当pH=pOH的强酸与强碱溶液以等体积混合后pH=7（与酸、碱的几元性无尖）当pH=3的某一元酸溶液与pH=11的一元强碱以等体积混合后pH7。（考虑酸有强弱之分，若分弱酸，制反应后酸过量）当pH=3的某一元强酸pH=11的一元碱溶液的以等体积混合后pH7（同理，弱碱过量）将pH=3的酸溶液和pH=11的碱溶液以等体积混合后溶液pH=无法确定.再想一想：与酸、碱的几元性有无关系？第二节水的电离平衡和溶液的PH一、水的电离与离子积：1 实验证明，

10、纯水微弱的导电性，是极弱的电解质：H2O H+OH，当温度一定时H+OH =Kw是一个常数称为水的离子积常数，简称水的离子积。其中： 25：H+ = OH- = 10-7 ， Kw= H+OH= =10-14 100：H+ = OH- = 10-6， ， Kw= H+OH=10-122影响Kw的因素Kw与溶液中H+、OH无关，只与温度有关。水的电离为吸热过程，所以当温度升高时，水的电离程度增大，Kw也增大。故谈Kw必须指明温度。3无论何种性质的溶液，由水电离的H+ = OH-始终恒成立。4涉及水的电离就要联想Kw，要描述Kw的表达式必须注意H+或OH哪种完全浓度完全来自于水：（1）在酸溶液中：

11、（2）在碱性溶液中：（3）在碱溶液中：（4）在酸性溶液中：如pH=4的NH4Cl溶液与pH=10的NaAc溶液中，（室温）由水电离出的H+水=OH水=10-4mol/L5Kw的重要作用：担负着将H+ 、OH-转化的重任；担负着有关水的电离的计算的重任。6可以根据纯水电离的H+的大小与25时H+的大小相比较，从而判断溶液所处的温度；若溶液所处的温度均为常温，还可以判断溶液的性质。；7影响水的电离平衡因素（1）温度，升温度促进水的电离，降温则相反（2）向纯水中外加酸碱，会抑制水的电离。只要酸的pH值相等（不论强弱、不论几元）对水的抑制程度相等，碱也同理。若酸溶液的pH值与碱溶液的pOH值相等，则两

12、种溶液中水的电离度相等。如pH=3的盐酸溶液与pH=11的氨水溶液在室温下，由水电离出的 H+水=OH-水=10-11mol/L（3）向纯水中外加弱离子的盐将促进水的电离 ，且当强酸弱的碱盐的pH和强碱弱酸盐的pOH值相等时（同一温度），则促进程度相等。二、溶液的酸碱性及pH的值1pH的定义：pH=lgH+注意： (1) 25时：PH +POH=14 ,100时: PH +POH=12(2)常见的PH：（3）PH的适用范围：C（H+ )(10-14 ,1),即PH常温下的范围为（0 ，14）注意：任意水溶液中H+0，但pH可为0，此时H+=1mol/L，一般H+1mol/L时，pH0，故直接用

13、H+表示.2 pH的测定：pH试纸、pH计。pH试纸：（1）只能读整数 （2）使用方法：用玻棒沾取待测试液于pH试纸中部，立即与标准比色卡进行比色，以半分钟的颜色变化为标准。（3）pH试纸事先不能润湿（4）常见指示剂的变色范围：（口诀）甲、石、酚要分清，红-黄 红-蓝 无色-红；3.1-4.4 5-8 8-10相对应。3pH的计算：-关键：（1）有反应的先考虑反应 （忽略体积变化）可能情况有三种：若酸和碱恰好中和. 即nH+=nOH-，pH=7.若酸过量，求出过量的H+，再求pH值.若碱过量，求出过量的OH-，求出pOH后求pH值. （2）对单一酸溶液：找CH+_求PH; 对单一碱溶液：找CO

14、H-_求POH-在转化为PH注意;强酸与强酸或强碱与强碱等体积混合且pH2应满足0.3规则。即：（1）当强酸与强酸等体积混合，则pH=较小pH +0.3（2）当强碱与强碱等体积混合，则pH=较大pH 0.34溶液呈的酸碱性的判断问题： （1）绝对标准：取决于溶液中H+、OH-的相对大小。（2）25时：以pH=7为标准。（3）100时：以pH= 6为标准。第三课时盐类的水解一、 盐的水解：1 一般通式：盐提供的弱阳或弱阴离子 +H2O =弱酸/弱减 +OH-/H+2 实质：促进了盐的水解。3 盐的水解与中和反应的关系：是中和反应的逆反应，但一般认为中和反应程度大，大多认为是完全以应，但盐类的水解

15、程度小得多，真正发生水解的离子仅占极小比例。故：盐的水解或弱酸/弱碱的电离都是吸热过程。4水解规律：有盐想水解，有弱才水解， 越弱越水解，双弱双水解 谁强显谁性，等强显中性，双弱具体定。(取决于生成弱酸弱碱 相对强弱) （如 NH4CN CH3COONH4 NH4F 碱性 中性 酸性5注意：（1）盐的水解为中和反应的逆反应，但进行的程度很小，一般不超过10。且为吸热过程。（2）盐的水解不一定影响溶液的PH.如CH3COONH4个。（ （3）一般单一弱离子的水解程度很小，写可逆号且无气体或沉淀符号；而双水解则反之。且多元弱酸根的水解与多元弱酸的电离相似都是分步进行的。已第一级为主。（4）一般弱阳

16、离子弱阴离子都要考虑双水解，如：Fe3+/Al3+ +CO32-/HCO3-等。但NH4+ + CO32-/HCO3-/AC- ;Cu2+/Fe3+/Fe2+ +S2- 等除外。（5）弱酸的酸式盐有水解和电离两种趋势，一般以水解为主，但NaHSO3 NaH2PO4溶液除外。（6）常用盐的水解知识判断溶液中离子浓度的大小和种类。 6水解离子方程式的书写：（1）有弱才水解原则。 （2）单可逆双等号原则 （3）有氢无水，无氢有水原则（对双水解） （4）多元弱酸根的水解分步书写。已第一级为主原则。注意：水解离子方程式、电离离子方程式、和离子方程式的区别。7关于离子的共存问题：（1）有气体生成：（2）有

17、沉淀生成：（3）有弱电解质生成：（4）发生氧化还原反应的微粒：（5）发生双水解的微粒（6）形成配合物的微粒：注意：要特别注意理解间接告诉溶液人酸碱性的条件。如(!)与Al反应产生H2的溶液（可以是H+/OH-） (2)常温下由水电离的C(H+)=10-1210-7，为外加了酸、碱的溶液。8影响水解的因素内因：盐的本性.外因：浓度、温度、外加酸碱。水解程度与电离程度一样均正比于T反比于浓度。注意：（1）水解平衡的正向移动，水解程度却不一定增加。（2）外加酸碱可以抑制或促进水解。 二、盐类水解原理的应用 1判断或解释盐溶液的酸碱性 例如：正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同，其pH值分别为7

18、、8、9，则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是_相同条件下，测得NaHCO3 CH3COONa NaAlO2三种溶液的pH值相同。那实验么它们的物质的量浓度由大到小的顺序是_.因为电离程度CH3COOHHAlO2所以水解程度NaAlO2NaHCO3CH3COON2在相同条件下，要使三种溶液pH值相同，只有浓度2分析盐溶液中微粒种类.例如 Na2S和NaHS溶液溶液含有的微粒种类相同，它们是Na+、S2、HS、H2S、OH、H+、H2O，但微粒浓度大小关系不同.3比较盐溶液中离子浓度间的大小关系.（另作专题）4判断加热浓缩至盐干溶液能否得到同溶质固体。注意：（1）加热易挥发性酸的盐溶液不能得到相

19、应的溶质。（2）加热浓缩至盐干溶液能否得到同溶质固体还是水解产物主要由产物中的强电解质决定，若生成的强电解质难挥发就能得到相应的溶质，反之不能。（3）制Al2S3只能是在干态下制得。例碳酸钾与水溶液蒸干得到固体物质是_原因是_。KAl(SO4)2溶液蒸干得到的固体物质是_，原因是_。碳酸钡溶液蒸干得到的固体物质是_，原因是_。亚硫酸钠溶液蒸干得到的固体物质是_，原因是_。氯化铝溶液蒸干得到的固体物质是_，原因是_。盐酸与硫酸各1mol/L的混合酸10mL，加热浓缩至1mL，最后的溶液为_，原因是_。5某些盐溶液的配制、保存 在配制FeCl3、AlCl3、CuCl2、SnCl2等溶液时为防止水解

20、，常先将盐溶于少量相应的酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度.Na2SiO3、Na2CO3、NH4F等不能贮存磨口玻璃塞的试剂瓶中，因Na2SiO3、Na2CO3水解呈碱性，产生较多OH，NH4F水解产生HF，OH、HF均能腐蚀玻璃.6某些离子间因发生又水解而在溶液中不大量共存，如Al3+与S2、HS、CO32、HCO3、AlO2，SiO32、ClO、C6H5O等不共存Fe3与CO32、HCO3、AlO2、ClO等不共存NH4+与ClO、SiO32、AlO2等不共存6泡沫灭火器内反应原理. NaHCO3和Al2(SO4)3混合可发生双水解反应： 2HCO3+Al3+=Al(OH3)+3CO2 生成的

21、CO2将胶状Al(OH)3吹出可形成泡沫7制备胶体或解释某些盐有净水作用 FeCl3、Kal2(SO4)212H2O等可作净水剂. 原因：Fe3+、Al3+水解产生少量胶状的Fe(OH)3、Al(OH)3，结构疏松、表面积大、吸附能力强，故它们能吸附水中悬浮的小颗粒而沉降，从而起到净水的作用.8某些化学肥料不能混合使用如铵态（NH4+）氮肥、过磷酸钙含Ca(HPO4)2均不能与草木灰（主要成分K2CO3）混合使用.2NH4+CO32=2NH3+CO2+H2O 损失氮的肥效Ca2+2H2PO4+2CO32= CaHPO4+2HCO3+HPO42 难溶物，不能被值物吸收9热的纯碱液去油污效果好.加

22、热能促进纯碱Na2CO3水解，产生的OH较大，而油污中的油脂在碱性较强的条件下，水解受到促进，故热的比不冷的效果好.10在NH4Cl溶液中加入Mg粉，为何有H2放出？NH4+H2O NH3H2O+H+ Mg+2H+=Mg2+H211除杂 例：除去MgCl2溶液中的Fe3+可在加热搅拌条件下，加入足量MgO或MgCO3或Mg(OH)2，搅拌充分反应，后过滤除去。三、三大守恒及其应用：（常用于比较离子浓度的大小）1电荷守恒：2物料守恒（原子守恒）：3质子守恒：注意：三大守恒的识别：四溶液中离子浓度大小的比较：1对多元弱酸：2对多元弱酸正盐：3对多元弱酸的酸式盐：4具有同离子效应的弱电解质体系：一般

23、想电离略水解。5不同溶液中同一离子浓度的比较，要看其他离子对其的影响。第四课时中和滴定一、中和反应及中和滴定原理1概念：注意中和滴定的顺序不确定，可以是标滴待，也可以是待滴标。2原理：（1）酸提供的nH+(总)=碱提供的nOH-(总)（2）参加反应的n酸/n碱=相应的k之比（3）对一元强酸与强碱：注意：酸和碱恰好完全中和，溶液不一定呈中性，由生成的盐性质而定。由于所用指示剂变色范围的限制，滴定至终点不一定是恰好完全反应时，但应尽量减少误差。3、滴定终点及指示剂的选择：（1）滴定终点：就是滴定完成的时刻。是凭指示剂的颜色变化判断的由于酚酞、甲基橙的变色范围分别是碱性、酸性，所以滴定终点严格意义上

24、说并不一定是恰好完全反应的点，但常用其代表中和反应恰好完全进行的时刻。（2）指示剂的选择：-常用甲、酚指示剂的选择常根据达滴定终点时生成盐溶液的性质来作选择，若恰好显碱性则选酚，反之选甲，若为中性则二者均可。例：0.1mol/L NaOH 滴定盐酸，酚酞和甲基均可使用，当然两者测定结果不同。0.1mol/L NaOH溶液滴定0.1mol/L CH3COOH溶液恰好中和生成CH3COOCa,溶液呈弱碱性,选酚酞为指示剂,PH=810浅红色,误差小。用HCl滴定NH3.H2O恰好中和生成NH4Cl,溶液呈弱酸性,选甲基橙为指示剂,3.14.4橙色，误差小。用HCl滴定0.1mol/L Na2CO3

25、溶液第一步生成NaHCO3时，可选用酚酞为指示剂，由红色浅红无色。化学方程式为：Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaOH第二步生成碳酸（CO2+H2O），可选用甲基橙为指示剂，由黄色橙色，化学方程式为：NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2注意：指示剂一般为有机弱酸或弱碱，在滴定时不能取得太多，一般为2-3滴。指示剂不同决定滴定终点的产物不一定相同。为准确判断滴定终点常在锥型瓶底垫一白纸。石蕊试液因颜色变化不明显，且变色范围过宽，一般不作滴定指示剂。（3）终点判断：（滴入最后一滴，溶液变色后，半分钟内不复原） 指示剂操 作酚酞甲基橙强碱滴定强酸无色变为浅红色橙色变为黄色强酸滴定强碱浅红色变为无色黄色变为橙色4中和滴定的计算：在实验时为减小误差，往往要做2-3次平行实验，得出几组V标数据，在计算C待时代入公式的V标应为平均值。二、 中和滴定及误差分析：1主要仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹（带铁架台）、锥形瓶（或烧杯+玻棒）、量筒（或移液管）。注意：（1）酸、碱式滴定管的构造特点、使用特点、精度。 （2）锥形瓶使用前不须润洗，既可装标也可装待；但滴定管必须润洗。（3）滴定管“0”刻度在上2操作：滴定前的准备：查漏、洗涤、润洗、充液（赶气泡）调液面、读数。滴定：移液、滴加指示剂、滴定至终点、读数。计算。 2 误差分析以一元酸和一元碱的中的滴定为例-关键分析V标