电解质溶液基础训练学生版.doc

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1、电解质溶液基础训练一、专题内容提要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

2、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

3、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

4、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：H2OH++OH-。[H+][OH-]＝Kw，Kw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，Kw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，Kw增大；C．由水电离出来的[H+]水＝[OH-]水；D．25℃（常温）时，Kw＝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+

5、]水和[OH-]水都小于10-7mol/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10-7mol/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

6、。（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-]＝10-7mol/L，pH＝7，中性溶液；[H+]>[OH-]，[H+]>10-7mol/L，pH<7，酸性溶液；[H+]<[OH-]，[H+]<10-7mol/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（HnA）溶液（cmol/L），[H+]＝ncmol/L，pH＝-lg[H+]＝-lgnc。b．强

7、碱〔B(OH)n〕溶液（cmol/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-]）>10-5mol/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

8、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