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2011届上海高三化学一轮复习--分散系、电解质溶液和电离平衡

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专题复习四

分散系、电解质溶液和电离平衡

一、知识要点

考纲定位：

应用：电离方程式，水的电离和pH值；盐类水解及其应用。

理解：电离平衡，电离度；原电池及其应用，电解及其应用；胶体。

知道：常用酸碱指示剂，氯碱工业。

1．电离平衡

（1）电离平衡

① 定义：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。

② 电离平衡的特点：与化学平衡相似，具有“逆、等、定、动、变”等特点。

③ 影响电离平衡的因素

A．内因：在相同条件（如温度、浓度）下，对于不同的弱电解质，由于它们结构和性质的不同，弱电解质的电离程度不同。

B．外因：对于同种弱电解质，电离平衡移动的判断应运用勒沙特列原理。

a．温度：电离过程是化学键断裂过程，为吸热反应，所以升高温度，有利于电离。

b．浓度：溶液越稀，离子碰撞结合成分子的机会越少，有利于电离。

c．同离子效应：增加阴、阳离子的浓度，平衡向左移动。

（2）电离方程式的书写

① 强电解质：完全电离，用单箭头表示。

② 弱电解质：部分电离，用可逆符号（双箭头）表示。

A．多元弱酸的电离是分步进行的，以第一步电离为主，一级比一级难电离，电离方程式书写时，可以只写第一步，也可以按顺序每步都写，但一般不能合并。

B．多元弱碱的电离也是分步的，但在中学阶段认为一步完成。

C．酸式盐的电离：a．强酸的酸式盐电离：一步完全电离；b．弱酸的酸式盐电离：第一步全部电离，第二步酸式根部分电离。

D．两性氢氧化物的电离有两种形式（酸式电离或碱式电离）。

（3）弱电解质的稀释规律

稀释时电离程度增大，产生离子的物质的量也增大，但离子的浓度和导电能力的变化要视溶液的浓度来决定。

（4）强弱电解质中的五个不一定

① 易溶于水的化合物不一定是强电解质。② 难溶于水的化合物不一定是弱电解质。③ 强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液强。④ 同浓度的多元弱酸溶液不一定比一元酸溶液的酸性强。⑤ 电解质不一定导电，电解质导电与存在的状态有关。

稀释时电离程度增大，产生离子的物质的量也增大，但离子的浓度和导电能力的变化要视溶液的浓度来决定。

2．水的电离与pH的计算

（1）水的电离：只要是水溶液体系，就必然存在水的电离平衡：H₂O H⁺＋OH^-。[H⁺][OH^-]＝K_w，K_w是水的离子积常数（仅是温度的函数）。

① 有关理解：A．只要温度确定，K_w就是对应确定的常数，但只适用于稀溶液；B．稀溶液中[H⁺]和[OH^-]均不等于0，温度升高，K_w增大；C．由水电离出来的[H⁺]_水＝[OH^-]_水；D．25℃（常温）时，K_w＝1×10^-¹⁴是特定条件下的特定值。

② 影响水的电离平衡移动的因素

A．无论是强还是碱都会抑制水的电离，使水电离产生的[H⁺]_水和[OH^-]_水都小于10^-⁷ mol/L。在酸溶液中，[OH^-]＝[OH^-]_水；在碱溶液中，[H⁺]＝[H⁺]_水。

B．能水解的盐促进水的电离，使水电离产生的[H⁺]_水和[OH^-]_水都大于10^-⁷ mol/L。在水解显酸性的溶液中，[H⁺]＝[H⁺]_水；在水解呈碱性的溶液中，[OH^-]＝[OH^-]_水。活泼金属也能促进水的电离，反应产生的OH^-就是来自于水的电离。温度升高，促进水的电离。

C．酸性溶液稀释时，[H⁺]减小而[OH^-]却增大；碱性溶液在稀释时，[OH^-]碱性而[H⁺]却增大。在稀释时溶液的酸碱性不断向中性靠近。

（2）溶液的酸碱性判断及溶液pH的计算

① 溶液的酸碱性的判断

A．25℃时：[H⁺]＝[OH^-]＝10^-⁷ mol/L，pH＝7，中性溶液；[H⁺] > [OH^-]，[H⁺] > 10^-⁷ mol/L，pH < 7，酸性溶液；[H⁺] < [OH^-]，[H⁺] < 10^-⁷ mol/L，pH > 7，碱性溶液。

B．任何温度：[H⁺]＝[OH^-]，中性；[H⁺] > [OH^-]，酸性；[H⁺] < [OH^-]，碱性。

② 溶液pH的计算

A．单一溶液pH的计算

a．强酸（H_nA）溶液（c mol/L），[H⁺]＝nc mol/L，pH＝-lg[H⁺]＝-lgnc。

b．强碱〔B(OH)_n〕溶液（c mol/L），[OH^-]＝nc，[H⁺]＝10^－14/nc，pH＝14＋lgnc。

B．强酸（或碱）的稀释或强酸（或碱）与强酸（或碱）的混合（体积变化忽略不计）：一般按稀释（或混合）前后溶质的物质的量不变列等式求出[H⁺]（或[OH^-]），再求pH。稀释后，当[H⁺]（或[OH^-]）> 10^-⁵ mol/L时不考虑水的电离。对于弱酸（或碱）的稀释（或混合），在稀释（或混合）过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，中学阶段不要求计算具体数值，但能估算pH范围。

下面介绍几条经验规律：

a．两强酸稀溶液等体积混合且pH相差2个单位以上，则混合后pH＝pH_小＋0.3。

b．两强碱稀溶液等体积混合且pH相差2个单位以上，则混合后pH＝pH_大－0.3。

c．对于强酸溶液（pH＝a），每稀释10ⁿ倍，pH增加n个单位，即pH＝a＋n < 7。

d．对于强碱溶液（pH＝b），每稀释10ⁿ倍，pH减小n个单位，即pH＝b－n < 7。

e．对于弱酸溶液（pH＝a），每稀释10ⁿ倍，pH的范围是：a < pH < a＋n。

f．对于弱碱溶液（pH＝b），每稀释10ⁿ倍，pH的范围是：b－n < pH < b。

g．对于物质的量浓度相同的强酸（或碱）和弱酸（或碱）稀释相同倍数，pH变化也不同，其结果是强酸（或碱）稀释后，pH增大（或减小）比弱酸（或碱）快。

注意：酸、碱溶液无限稀释时，pH只能接近7，即无限稀释以7为界限。

C．强酸与强碱混合pH计算，其实质是先中和后稀释，计算时应先判断n(H⁺)与n(OH^-)中和时谁过量，再根据中和后剩余的n(H⁺)（或n(OH^-)）进行稀释计算；若n(H⁺)＝n(OH^-)，则混合溶液呈中性。

3．盐类的水解

（1）盐类的水解

① 定义：在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H⁺（或OH^-）生成弱电解质的反应。

② 实质：盐电离出的离子（弱碱阳离子、弱酸阴离子）使水的电离平衡正向移动。

③ 特点：可逆、微弱、吸热，促进水的电离。

（2）各种盐水解的情况

谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解。强酸弱碱盐：水解，溶液呈酸性，pH < 7；强碱弱酸盐：水解，溶液呈碱性，pH > 7；强酸强碱盐：不水解，溶液呈中性，pH = 7。弱酸弱碱盐：强烈水解，溶液酸碱性由组成盐的酸碱相对强度决定。

注意：多元强酸的酸式盐，完全电离产生H
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