第三章
一、弱电解质的电离
1、定义:电解质:
非电解质
强电解质
弱电解质: 2、电解质与非电解质本质区别:
电解质——离子化合物或共价化合物
3、电离平衡:在一定的条件下,当电解质分子电离成 4、影响电离平衡的因素: A、温度:电离一般吸热,升温有利于电离。
B、浓度:浓度越大,电离程度
9、电离方程式的书写:用可逆符号
10、电离常数:在一定条件下,弱电解质在达到电离平衡时,溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积,跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数,(一般用Ka表示酸,Kb表示碱。
表示方法:ABA++B- 11、影响因素: a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b、电离常数受温度变化影响,不受浓度变化影响,在室温下一般变化不大。 C、同一温度下,不同弱酸,电离常数越大,其电离程度越大,酸性越强。如:H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性
水的离子积:KW
25℃时, 注意:KW只与温度有关,温度一定,则KW值一定 KW不仅适用于纯水,适用于任何溶液(酸、碱、盐)
2、水电离特点:(1)可逆 3、影响水电离平衡的外界因素:
①酸、碱
②温度:促进水的电离(水的电离是
③易水解的盐:促进水的电离 4、溶液的酸碱性和pH:
(2)pH的测定方法:
酸碱指示剂——
变色范围:甲基橙
pH试纸
三
1、强酸与强酸的混合:(先求[H+]混:将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积,再求其它)
2、强碱与强碱的混合:(先求[OH-]混:将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积,再求其它)
3、强酸与强碱的混合:(先据H+ 四、稀释过程溶液pH值的变化规律:
1、强酸溶液:稀释10n倍时,pH稀
2、弱酸溶液:稀释10n倍时,pH稀
3、强碱溶液:稀释10n倍时,pH稀
4、弱碱溶液:稀释10n倍时,pH稀 5、不论任何溶液,稀释时pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液无限稀释后pH均接近7 6、稀释时,弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢,强酸、强碱变化得快。 五、强酸(pH1)强碱(pH2)混和计算规律w.w.w.zxxk.c.o.m 1、若等体积混合
pH1+pH2=14
pH1+pH2≥15
pH1+pH2≤13 2、若混合后显中性
pH1+pH2=14
pH1+pH2≠14 六、酸碱中和滴定: 1、中和滴定的原理
实质:H++OH—=H2O 2、中和滴定的操作过程:
(1)仪②滴定管的刻度,O刻度在 (2)药品:标准液;待测液;指示剂。 (3)准备过程: 准备:检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。(洗涤:用洗液洗→检漏:滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗(或待测液洗)→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始) (4)试验过程 3、酸碱中和滴定的误差分析 误差分析:利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析 式中:n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数;c——酸或碱的物质的量浓度; V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时,则: c碱= 上述公式在求算浓度时很方便,而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化,因为在滴定过程中c酸为标准酸,其数值在理论上是不变的,若稀释了虽实际值变小,但体现的却是V酸的增大,导致c酸偏高;V碱同样也是一个定值,它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的,当在实际操作中碱液外溅,其实际值减小,但引起变化的却是标准酸用量的减少,即V酸减小,则c碱降低了;对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述,当用标准酸来测定碱的浓度时,c碱的误差与V酸的变化成正比,即当V酸的实测值大于理论值时,c碱偏高,反之偏低。 同理,用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。 七、盐类的水解(只有可溶于水的盐才水解) 1、盐类水解:在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
2、水解的实质: 3、盐类水解规律:
①有
②多元弱酸根,浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大,碱性更强。
4、盐类水解的特点:(1)可逆(与中和反应互逆) 5、影响盐类水解的外界因素:
①温度:温度越
②浓度:浓度越小,水解程度越
③酸碱:促进或抑制盐的水解(H+促进 6、酸式盐溶液的酸碱性:
①只电离不水解:如HSO4-
②电离程度>水解程度,显
③水解程度>电离程度,显 7、双水解反应:
9、水解平衡常数
对于强碱弱酸盐:Kh
对于强酸弱碱盐:Kh 电离、水解方程式的书写原则 1、多元弱酸(多元弱酸盐)的电离(水解)的书写原则:分步书写
2、多元弱碱(多元弱碱盐)的电离(水解)书写原则:一步书写 八、溶液中微粒浓度的大小比较 ☆☆基本原则:抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系:
①电荷守恒::任何溶液均显电
②物料守恒: 某原子的总量(或总浓度)=其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和 ③质子守恒:即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。 九、难溶电解质的溶解平衡
(2)反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L,故为完全反应,用“=”,常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L,故均用“=”。
2、溶解平衡方程式的书写
3、沉淀生成的三种主要方式
4、沉淀的溶解:
5、沉淀的转化:
6、溶度积(KSP) 1、定义:在一定条件下,难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率,溶液中各离子的浓度保持不变的状态。
2、表达式:AmBn(s)
3、影响因素: 外因:①浓度:加水,平衡向溶解方向移动。 ②温度:升温,多数平衡向溶解方向移动。 4、溶度积规则
QC(离子积)〉KSP
QC=
QC |
|