高中电离平衡知识点总结.docx

电离平衡专题 一、电解质 1.溶液导电电解质（内因）自由移动的离子（外因） 离子浓度是决定导电性强弱（浓度高导电性强） 2.离子型的电解质在水溶液中或熔融状态下都可以导电，如：NaCl、NaOH等，而共价型的电解质只有在水溶液中才能导电，如：HCl、H2SO4等。 3.电解质与非电解质均为化合物，金属属于单质，故既不是电解质，也不是非电解质。电解质的强弱只看是否完全电离（和溶解度无关）。 二、电离平衡（针对弱电解质） 1.特征：逆、动、等、定、变 2.外界条件对电离平衡的影响： （1）分析0.1mol·L-1醋酸溶液：CH3COOH
CH3COO-+H+ ;ΔH＞0 改变条件 平衡移 动方向 n (H+) c (H+) c (CH3COO－) c (CH3COOH) 电离程度 导电 能力 加水稀释 向右 增大 减小 减小 减小 增大 减弱 加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增大 增大 减小 增强 加HCl (g) 向左 增大 增大 减小 增大 减小 增强 加NaOH (s) 向右 减小 减小 增大 减小 增大 增强 加入CH3COONa (s) 向左 减小 减小 增大 增大 减小 增强 加入镁粉 向右 减小 减小 增大 减小 增大 增强 升高温度 向右 增大 增大 增大 减小 增大 增强 （2）分析0.1mol·L-1氨水电离平衡：NH3·H2O
NH4++OH－;ΔH＞0 升温 通氨气 加水 加NaOH(固) 加NH4Cl(固) 通CO2 电离平衡移动方向 → → → ← ← → n(OH－) ↑ ↑ ↑ ↑ ↓ ↓ c (OH-) ↑ ↑ ↓ ↑ ↓ ↓ c(NH3·H2O) ↓ ↑ ↓ ↑ ↑ ↓ 导电能力 ↑ ↑ ↓ ↑ ↑ ↑ 3.电离常数：只随温度变化 4.解题提高： （1）强酸与弱酸（或强碱与弱碱）的比较： 相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较见下表： 1L 0.1mol/L HCl 1L 0.1mol/LCH3COOH c(H+) 0.1mol/L ＜0.1mol/L pH 1 ＞1 溶液导电性 较强 较弱 水的电离程度 较弱 较强 c (Cl―)与c (CH3COO―)大小 c (Cl－)＞c (CH3COO－) 等体积溶液中和NaOH的量 0.1mol 0.1mol 分别加该酸的钠盐固体后的pH 不变 变大 开始与金属反应的速率 较快 较慢 等体积溶液与过量活泼金属产生H2的量 相同（均为0.05 mol） 相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表： 1L pH =1HCl 1L pH =1 CH3COOH 酸的物质的量浓度 0.1mol/L ＞0.1mol/L c(H+) 0.1mol/L 0.1mol/L 溶液导电性 相同 水的电离程度 相同 c (Cl―)与c (CH3COO―)大小 c (Cl－)＝c (CH3COO－) 等体积溶液中和NaOH的量 0.1mol ＞0.1mol 分别加该酸的钠盐固体后的pH 不变 变大 开始与金属反应的速率 相同 等体积溶液与过量活泼金属产生H2的量 0.05 mol ＞0.05 mol （2）判断强弱电解质的方法规律 实验设计思路：以证明某酸（HA）是弱酸为例 实验方法 结论 （1）测0.01 mol·L―1 HA溶液的pH pH=2，HA为强酸 pH＞2，HA为弱酸 （2）测NaA溶液的pH pH=7，HA为强酸 pH＞7，HA为弱酸 （3）相同条件下，测相同浓度的HA溶液和HCl（强酸）溶液的导电性 导电性弱的为弱酸 （4）测定等pH的HA溶液与HCl溶液稀释相同倍数前后的pH变化 pH变化小的为弱酸 （5）测定等体积、等pH的HA溶液、盐酸分别与足量锌反应产生H2的快慢及H2的量 反应过程中产生H2较快且最终产生H2的量较多的为弱酸 （6）测定等体积、等pH的HA溶液和盐酸中和碱的量 耗碱量相同，HA为强酸；若HA耗碱量大，则HA为弱酸 三、水的电离平衡 1.水的离子积： 25℃ c(H+)=c(OH-) =1×10-7mol/L c(H+)(c(OH-)=1×10-14=Kw 100℃ c(H+)=c(OH-) =1×10-6mol/L c(H+)(c(OH-)=1×10-12=Kw 只与温度有关，水的电离是吸热过程（弱酸，弱碱或水的电离都是吸热过程） 2.影响水的电离平衡的因素 条件 移动方向 电离程度 c(H+) c(OH-) Kw 温 度 不 变 加入HCl 逆 减小 增大 减小 — NaOH 逆 减小 减小 增大 — H2O — — — — — CH3COONa 正 增大 减小 增大 — NH4Cl 正 增大 增大 减小 — NaCl — — — — — Na 正 增大 减小 增大 — 升温 加热 正 增大 增大 增大 增大 四、PH的计算 1.单一溶液 （1）酸溶液：pH=-lg c (H+)； （2）碱溶液：
，再求pH； 或直接求pOH=―lg c (OH―)，据pH+pOH=14（25℃时）再求pH。 CH3COOH溶液 NH3·H2O溶液 CH3COONa溶液 NH4Cl溶液 pH 2 12 12 2 c(H+)溶液 10-2 10-12 10-12 10-2 c(OH-)溶液 10-12 10-2 10-2 10-12 c(H+)水 10-12 10-12 10-2 c(OH-)水 10-12 10-12 10-2 Kw 10-14 10-14 10-14 10-14 2.酸碱加水稀释时pH的计算 （1）强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n。 （2）强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b―n。 酸溶液无限稀释时，其pH只能很接近7，但不能大于7。碱溶液无限稀释时，其pH只能很接近7，但不能小于7。 3.酸碱混合pH的计算 (1)强酸与强酸溶液混和，先求c(H+)，再求PH值  EMBED Equation.DSMT4 
 若等体积混和，且原溶液PH值相差≥2时，PH混≈PH小+0.3 (2)强碱与强碱溶液混和，先求c (OH－)，通过c(H+)＝KW/c (OH－)，再求PH值。  EMBED Equation.DSMT4 
 若等体积混和，且原溶液PH值相差≥2时，则PH混＝PH大-0.3 (3)强酸与强碱溶液混和：首先判断谁过量，再计算。
再求c(H+)和PH值。 4．中和滴定 （1）原理C1V1=C2V2 （2）指示剂 指示剂的变色范围与酸碱中和后的溶液的pH越接近越好，且变色要明显，一般来说，酸
碱用甲基橙为佳；碱
酸用酚酞为佳。若酸碱有一方是弱的，则应根据中和所得盐的pH来确定选用哪种指示剂，一般来说，强酸与弱碱用甲基橙，强碱与弱酸用酚酞。 ①石蕊试液不宜做中和滴定的指示剂（因变色不明显）。 ②指示剂变色的pH值范围尽可能与生成盐的水解得到溶液的pH值吻合。 甲基橙 石蕊 酚酞 红色 橙色 黄色 红色 紫色 蓝色 无色 浅红色 红色 ＜3.1 3.1～4.4 ＞4.4 ＜5.0 5.0～8.0 ＞8.0 ＜8.2 8.2～10.0 ＞10.0 （3）实验操作注意事项 ①滴定管读数保留小数点后两位，而量筒和托盘天平读数保留小数点后一位。 ②量取液体时滴定管和量筒的区别 0刻度 平视 仰视 俯视 滴定管 上 5.00 偏低(＜5.00) 偏高(＞5.00) 量筒 无 5.0 偏高(＞5.0) 偏低(＜5.0) ③滴定管的尖嘴部分充满液体，但不在计量范围内；自零点将溶液放空，溶液体积大于量程。 ④读数方法：应平视，液体凹面与刻度线相切。 ⑤终点的判断：准确判断滴定终点（指示剂颜色突变），溶液颜色发生变化且在半分钟内不再变色。 （5）误差分析 以“用0.1032mol/LHCl溶液滴定未知浓度的NaOH溶液”为例分析（将待测液放入锥形瓶中）　已知C2=
C1：HCl标准液浓度，V1：HCl标准液体积，C