基本理论－电离平衡VIP专享VIP免费

第四节电离平衡【知识网络】一．电离平衡：二．溶液的pH：三．盐类的水解用心爱心专心116号编辑强电解质（强酸、强碱、盐）化合物能否电离物质单质电离程度电离不电离非电解质（酒精、SO2、NH3）电解质完全电离部分电离弱电解质（弱酸、弱碱、水）①内因：电解质结构②外因：温度、浓度电离平衡电离过程电离程度判断电离度动、定、变特征计算式=[H+]/c=[OH-]/c影响因素①一元弱酸或弱碱的pH计算②强酸、强碱的单一或混合液pH计算①甲基橙：3.1～4.4②石蕊：5～8③酚酞：8～10①pH计：精确测定溶液的pH②pH试纸：粗略测定溶液的pH③酸碱指示剂：粗略测定溶液的pH范围0～14的稀溶液表示溶液酸碱性的强弱溶液的pH表示方法物理意义适用范围测定方法简单计算pH=-lg[H+]（[H+]=10-pH）四．中和滴定用心爱心专心116号编辑①判断离子浓度；②判断离子共存；③判断弱电解质强弱；④盐溶液配制；⑤物质的鉴别与除杂；⑥制备胶体；⑦明矾净水；⑧泡沫灭火机原理、草木灰不能与铵态氮肥混合使用；⑨试剂存放：如NH4F溶液不能用玻璃瓶保存；⑩判断水解盐受热产物内因：水解生成的弱电解质“越弱”，水解程度越大外因：①温度：升温有利水解；②浓度：越稀越水解；③外加酸或碱：抑制或促进水解①为可逆反应；②水解程度是微弱的单离子水解：①水写分子式（不能写成H+或OH-），中间用可逆（用不能用=），后无沉气出（不能用↑、↓）；②多元弱酸根要分步写；③阳离子水解一般一步写离子方程式书写是水的电离平衡发生移动，改变了[H+]与[OH-]相对大小，使溶液呈酸性或碱性实质类型规律特征影响因素应用盐类水解①强酸强碱盐—只溶解，不水解，溶液呈中性②强碱弱酸盐—多元弱酸根分步水解，溶液呈碱性③强酸弱碱盐—阳离子水解，溶液呈酸性④弱酸弱碱盐—水解后溶液的酸碱性由弱酸根和弱碱的相对强弱决定⑤完全水解—有沉淀、气体生成：如Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑谁弱谁水解，谁强显谁性；越弱越易水解，双弱双水解，不弱不水解；盐对应的酸（碱）越弱，水解程度越大，溶液碱（酸性）越强。①准备：查漏、洗涤、润洗、装液、排气泡、调液面读数②滴定：取待测液、加指示剂、滴定、判终点读数③计算：取2～3次耗标准液的平均值，求待测液浓度①作用：由指示剂的颜色的改变来确定滴定终点②用量：1～2滴③选择要求：⑴变色明显易于观察；⑵变色范围越窄越好；⑶变色范围与终点pH吻合或接近①酸式滴定管（不能盛放碱液）②碱式滴定管（不能盛放酸液和氧化性溶液如KMnO4）③锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯①准确测定参加反应的酸或碱液的体积②准确判断中和反应是否恰好进行完全（滴定终点判断）由标准液和待测液反应，用指示剂反应来确定“滴定终点”，据方程式求待测液的浓度原理关键中和滴定仪器指示剂操作【易错指津】1．判断电解质和非电解质（1）电解质和非电解质必须是化合物，不能是单质也不能是混合物。（2）电解质是溶质本身能电离。就是说：其水溶液能导电者，它不一定是电解质。如：SO2和CO2等都不是电解质。（3）在水中不导电的化合物，不一定不是电解质。如：BaSO4、CaCO3等难溶盐，因为其溶解度太小，导电性不易测出。但所溶解的极少部分，却能全部电离生成离子，故均为强电解质。2．解题过程的有序性，是完成电解质溶液的有关试题中应加以注意的一个方面：如在弱电解质溶液稀释、强酸或强碱的相互反应、酸碱的相互反应等，都应分层次地逐一分析外界条件的变化、平衡移动对所研究体系造成的影响。如两强碱溶液相混合后，求溶液pH时，一定用[OH-]计算，绝对不能颠倒。例：将pH=10NaOH溶液和pH=12NaOH溶液等体积混合，求所得溶液的[H+]。许多同学往往直接加以计算：[H+]=(10-10+10-12)/2。注意在混合过程中[H+]、[OH-]的变化：[H+]=(10-10+10-12)/2=1/2×10-10，[OH-]=(10-2+10-4)/2=1/2×10-10，[H+][OH-]>Kw，平衡将向生成水的方向移动，导致[H+]、[OH-]下降，并将对[H+]造成较大的影响，但对[OH-]的影响不大，因而混合溶液中[H+]的计算，应由混合溶液中[OH-]，再通过水的离子积算出。3．离子浓度的大小判断的试题中应结合溶液中存在的电荷守恒、溶液的pH逐步分析。在对等体积...