水的电离盐类的水解.docVIP

一、 强电解质和弱电解质 注意：①化合物不是电解质即为非电解质 ②难溶性化合物不一定就是弱电解质。 （例如：BaSO4难溶，但它溶解那部分是完全电离的，所以BaSO4等仍为强电解质。） 二、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时，各微粒的浓度不再发生变化。 3.影响电离平衡的因素 （1）决定性因素——弱电解质的本性。 （2）外因：溶液浓度——同一弱电解质，浓度越大，电离度越小。 温度——由于弱电解质电离过程均要吸热，因此温度升高，电离度增大。 若不指明温度，一般指25℃。 其它因素——如改变pH值等。 （3）多元弱酸、多元弱碱的电离 多元弱酸的电离是分步电离的，每步电离都有电离平衡常数，通常用K1、K2、K3 分别表示。如：磷酸的三个K值，K1 K2 K3 ，但第一步电离是主要的，磷酸溶液的酸性主要由第一步电离决定。因此在说明磷酸溶液显酸性的原因时，只写第一步电离方程式便可。 多元弱碱的电离也是分步电离的，但习惯上书写其电离方程式时，可写其总的电离方程式。如：Cu OH 2 Cu2++2OH— 5.电离方程式的书写高考资源网 强电解质电离用“ ”，弱电解质电离用“”。 6.溶液的导电性与电解质强弱的关系 三、水的电离和溶液的PH值 1.水是极弱的电解质，原因能发生自电离 H2O+H2OH3O++OH－ 简写成H2OH++OH－，与其它弱电解质一样，其电离程度大小受温度及酸、碱、盐等影响 2.水的离子积——纯水及电解质稀溶液中（c≤1mol·L－1）有c ·c H+ Kw，Kw只受温度影响，常温时（25℃）Kw 1×10－14，温度升高，水的电离程度增大。Kw亦增大，100℃，Kw 1×10－12 3.强酸（强碱）、弱酸（弱碱）加水稀释后的pH的计算 （1）强酸pH a，加水稀释10n倍，则pH a + n （2）弱酸pH a，加水稀释10n倍，则pH a + n （3）强碱pH b，加水稀释10n倍，则pH b—n （4）弱碱pH b，加水稀释10n倍，则pH b—n （5）酸碱溶液无限稀释时，pH只能约等于或接近于7，酸的pH不能 7，碱的pH不能 7 四、盐类水解 在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解 2. 影响因素 （1）决定性因素——盐的性质 （2）外因 ①浓度——增大盐的浓度，水解平衡向水解方向移动，但水解程度减小。道理与化学平衡相似，增大某反应物浓度，平衡向正方向移动，但该反应物转化率一般要减小。减小盐的浓度（加水稀释），平衡仍向水解方向移动。如+H2O+，加水稀释 c 、c 均减小。因此，盐的浓度越大，水解程度越小，但对应的离子浓度越大，盐的浓度越小，水解程度越大，但对应的离子浓度越小。 ②温度——温度越高，水解程度越大。因盐类水解是中和反应的逆反应，中和反应均为放热反应，水解反应一定吸热。（如制备Fe OH 3胶体利用了温度对盐类水解的影响。） ③溶液的pH值——根据盐类水解后溶液的酸碱性判断水解程度大小（如a. FeCl3溶液在配制时加入盐酸，抑制其水解。b. 等物质的量浓度的NH4HSO4和NH 4Cl溶液，c 显然是NH4HSO4大于NH4Cl ） ④同离子效应：弱电解质加到水中，若水中有与弱电解质相同的离子，则弱电解质的电离程度减小，如醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，平衡左移，电离程度减小，加入盐酸亦然。 五、酸碱中和滴定 例1：下列叙述中正确的是（ ） A． 氯化钠溶液在电流作用下电离成钠离子和氯离子 B． 溶于水后能电离出氢离子的化合物都是酸 C． 硫酸钡难溶于水，但硫酸钡属于强电解质 D． 二氧化碳溶于水能部分电离，故二氧化碳属于弱电解质 判断电解质强弱的方法： 1.在相同浓度.相同温度下，与强电解质做导电性对比实验。 2.在相同浓度.相同温度下，比较反应速率的快慢。如：将锌粒投入到等浓度的盐酸和醋酸溶液中，结果前者比后者快。 3.浓度与pH的关系。如：0．1mol·L－1CH3COOH，其pH﹥1，则证明CH3COOH是弱电解质。 4.测定对应盐的酸碱性。如CH3COONa溶液呈碱性，则证明醋酸是弱酸。 5.稀释前后的pH与稀释倍数的变化关系。例如，将pH 2的酸溶液稀释1000倍，若pH﹤5，则证明为弱酸；若pH 5，则证明为强酸。 6.采用实验证明电离平衡。如醋酸溶液中滴入石蕊变红，加入醋酸钠晶体，颜色变浅。 7.利用强酸（或碱）制备较弱的酸（或碱）判断电解质的强弱。如将醋酸加入到石灰石中有二氧化碳产生，则说明酸性：CH3COOH﹥H2CO3 8.利用元素周期律进行判断，如非金属性：Cl﹥S﹥P﹥Si，则酸性：HClO4﹥H2SO4﹥H3P