1、H+ 和 OH電解質溶液專題知識總結李穎穎一、弱電解質的電離平衡一) 、溶液的導電性與電解質1溶液導電性的強弱取決于 。例題：在下列溶液中分別通入 HCI氣體至恰好反應，溶液導電性如何變化?A.NaOH B.自來水 C.氨水D.CH 3COONa2那些物質是電解質？那些物質是強電解質？那些物質是弱電解質？3弱電解質溶液中存在電離平衡 (電離方程式如何書寫？)，溫度升高導電性變 ；強電解質溶液中不存在電離平衡，溫度升高導電性變 。溫度升高金屬的導電性變 。二) 、電離度(電離百分數(shù))1相當于化學平衡中的轉化率已電離的電解質的量ax 100%總的電解質的量2. 影響因素:溫度越高，電離度越大。溶液

2、的濃度越小，電離度越大。三、電離平衡的移動(以醋酸為例)平衡+C(H )C(CH3COO-)C(CH 3COOH)導電性電離度升溫正大大大小大加水正大小小小小加溶質正小大大大大加強堿正大小大小大加強酸逆小大小大大加醋酸鈉逆小小大大大1. 水的電離方程式：2. 25C時，1升純水中有 mol水分子電離。此時，水的電離度為 。水電離產(chǎn)生的濃度均為mol/L。+ -3. 水的離子積常數(shù) Kw = c(H )總?c(OH )總Kw只受的影響，。-1425C 時，Kw = 1 X0一切溶液適用的公式：+ - + -Kw = c(H )總?c(OH )總c(H ) 水電離= c(OH-) 水電離二) 、溶

3、液的酸堿性和 pH+ -1. 判斷溶液酸堿性的依據(jù)：c(H )和c(OH )的相對大小。2. pH的公式：pH越大，酸性 ; pH越小，堿性 。3.25C時，中性溶液的 pH;酸性溶液的 pH;堿性溶液的pH。4. pH的大小與溫度有關，可不可以根據(jù)pH的大小來判斷溶液的酸堿性 ？5. 有關pH、c(H+)或c(OH-)、溶液的物質的量濃度的計算例題：求0.03mol/ L的硫酸溶液的pH=?求pH=13的NaOH溶液的物質的量濃度 c=？三) 、酸堿溶液對水的電離平衡的影響酸堿均抑制水的電離。酸性堿性越強，抑制作用越大。酸堿溶液中c(H+) 水電離 和 c(OH-) 水電離 均相等。例題：求

4、1mol/L鹽酸溶液中c(H+ )水電離=?已知某溶液c(H + )水電離=10-12mol/L ,則該溶液顯 性？求其pH=2 12？四) 、酸堿溶液的稀釋1. 酸稀釋，pH變。堿稀釋，pH變。無限稀釋，pH接近于7,但不能越過7。2. 強酸稀釋10n倍，pH。強堿稀釋10n倍，pH。3. 弱酸稀釋10n倍，pH。弱堿稀釋10n倍，pH。鑒別強酸與弱酸的方法：pH試紙的使用方法：1. 同體積、同物質的量濃度的鹽酸、硫酸、醋酸與鋅反應時：c(H+) 開始時反應速率反應的平均速率 產(chǎn)生氫氣的量 消耗鋅的量 2. 同體積、c(H+)相同的鹽酸、硫酸、醋酸與鋅反應時：物質的量濃度開始時反應速率反應的

5、平均速率產(chǎn)生氫氣的量消耗鋅的量 二、水的電離和溶液的pH一) 、水的電離和水的離子積五) 、溶液混合后pH的計算1. 強酸與強酸的混合：c(H+)i x V1 + c(H+bX V c(H+)混=V1 + V22. 強堿與強堿的混合：c(OHx V i + c(0H-)2X V2c(OH )混 =v1 + v23強酸與強堿的混合：先，再。c(H+)混或 c(OH-)混 =|c(OH-) x V堿c(H+) x V 酸|V酸+ V堿同體積、同物質的量濃度的HCI與NaOH混合溶液顯性。同體積、同物質的量濃度的HAc與NaOH混合溶液顯性。同體積、同物質的量濃度的HCI與氨水混合溶液顯性。同體積、

6、c（H+）c（OH ）相冋（PH之和等于14）的HCI與NaOH混合溶液顯性。同體積、+ c(H )c(OH )相同的HAc與NaOH混合溶液顯性。同體積、c(H+)c(OH-)相同的HCI與氨水混合溶液顯性。三、鹽類的水解一）鹽類水解的定義及實質1. 定義：2. 實質：在溶液中跟結合生成破壞了水的電離平衡， 使水的電離平衡受到 ,導致從而使溶液顯示出不同的酸堿性.鹽的水解可以看作是 二）鹽類水解的規(guī)律及類型規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解，誰弱誰水解，都弱雙水解，誰強顯誰性，同強顯中性1 .強酸強堿鹽： 女口： 2 .強酸弱堿鹽： 女口： 3 .強堿弱酸鹽： 女口： 4弱酸弱堿鹽:.溶液顯什么性

7、，要看 .三）水解方程式和離子方程式的書寫1 .水解程度都很小，所以必須用可逆號.2 .水解程度很小，水解產(chǎn)物很少，所以產(chǎn)物不打氣體和沉淀號.3 .金屬離子的水解一步到位.金屬離子水解的通式：Mn+ + nH2OM（OH） n + nH +4. 多元弱酸的酸根離子分步水解5 .普通弱酸弱堿鹽的雙水解程度不大，必須用可逆號，不打氣體和沉淀號.如：6. 完全徹底的雙水解反應用等號，打氣體和沉淀號.NH4+、Al3+、Fe3+中的任何一個與 S2-、CO32-、HCOj、 AIO 2中的任何一個發(fā)生的都是完 全徹底的雙水解反應.四）鹽和酸堿分別對水的電離平衡的影響酸和堿，鹽的水解常溫下PH<7

8、的溶液：是酸性溶液，溶質可以是:常溫下PH>7的溶液：是堿性溶液，溶質可以是:練習：1 .常溫下，PH=3的H2SO4和Al 2（SO4）3溶液，水的電離度分別為 a 1 a 2，則a 1和a 2兩者大小關 系為： .水電離產(chǎn)生的H+濃度分別為 .2.PH=12的溶液呈性.溶質為.由水電離的OH濃度為3.某溶液，由水電離的H+濃度為1X10-5 mol/L，則該溶液是-_溶液，PH=.4.某溶液，由水電離的H+濃度為1X10-12mol/L ，則該溶液是溶液，PH=五）影響鹽類水解程度的因素1 .鹽的本性“越弱越水解” ：例1:已知酸性 HF強于HCN，則同濃度的NaF和NaCN溶液相比

9、:F-濃度_ CN-濃度NaF中OH-濃度NaCN中OH-濃度NaF 的 PHNaCN 的 PH2 濃度-溶液的濃度 ，水解程度 例2： O.1mol/L的NH4CI溶液與0.01mol/L的NH4CI溶液相比：水解程度： 溶液中H+濃度： 溶液的PH : 3 溫度一 例3:相同濃度的 FeCI3溶液在25C和80C時相比：Fe3+濃度： H+濃度： 溶液的PH： 例4 將FeC%溶液加熱并蒸干灼燒，最后得到的固體是 將Al 2(SO4)3溶液加熱并蒸干灼燒，最后得到的固體是 4.加入酸或堿1) 強酸弱堿鹽，水解呈:加入酸： _原水解，水解程度 。加入堿： 原水解，水解程度 。2) 強堿弱酸鹽

10、，水解呈 :加入酸： _原水解，水解程度 。加入堿： _原水解，水解程度 。例5.長久保存FeCb溶液時，需要加入少量 .長久保存AgNO3溶液時，需要加入少量久保存Na2S溶液時，需要加入少量 5 .加入鹽1) 加入同向水解的鹽(或同類型的鹽)： 原水解，水解程度 2) 加入反向水解的鹽(或不同類型的鹽) ：原水解，水解程度 3) 加入不水解的鹽： 例6. 1mol/L 的(NH4)2SO4 , (NH4)2CO3 , (NH 4)2Fe(SO4)2 三種溶液中，NH4+濃度分別為a,b,c,貝U a、b、c的大小關系為小結：三條水解規(guī)律：1相同濃度時，一元弱酸(或弱堿)的電離程度總是大于它

11、們離子的水解程度.例如：0.1mol/L的CH3COOH與0.1mol/L的CHsCOONa的混合溶液顯 性.同理：0.1mol/L的氨水與0.1mol/L的NH4CI的混合溶液顯 性.2多元弱酸正鹽的水解程度總是大于其酸式鹽的水解程度.例如：同濃度的 Na2CO3和NaHCO3溶液，堿性 Na2CO3 > NaHCO33 多元弱酸的酸式鹽，既要電離，又要水解，性質判斷如下：1) 電離程度水解程度，顯酸性.例如：HSOJH2PO4- -2-2) 水解程度電離程度，顯堿性.例如：HCO3 HSHPO43) 強酸的酸式鹽NaHSO4完全電離產(chǎn)生H + ,沒有離子水解，顯強酸性.六) 溶液中微

12、粒濃度大小的比較電荷守恒：溶液中陽離子所帶的正電荷總數(shù)等于陰離子所帶的負電荷總數(shù)物料守恒：某一組分(或元素)的原始濃度等于它在溶液中各種存在形式微粒的濃度之和水電離的H+與OH-產(chǎn)量守恒：水電離的H+與OH-以各種形式存在，各個存在形式中總的 H+濃度等 于總的OH-濃度例1. 0.1mol/LCH 3COONa 溶液中存在 5 種微粒：H+、OH-、CH3COO-、Na+CH 3COOH電荷守恒：(只找離子)C(H+) + c(Na +) = c(CH 3COO-) + c(OH -)長物料守恒：(Na和所有帶CH3COO的微粒濃度相等)C(Na+) = C(CH 3COO-) + c(CH

13、 3COOH)水電離的與OH-產(chǎn)量守恒：(OH-和所有帶的微粒濃度相等)C(OH -) = c(H+ ) + c(CH 3COOH)離子濃度大小的比較方法：1 .不水解的離子一般濃度最大2.水解的離子，水解程度很小，剩余的濃度較大3 由溶液的酸堿性判斷 日+與OH-濃度大小4第一級水解產(chǎn)物濃度大于第二級水解產(chǎn)物鹽類水解的應用1 .配制某些鹽溶液時，為得到澄清溶液要設法抑制鹽的水解.2 .判斷某些離子的共存時，要考慮鹽的水解.發(fā)生完全徹底雙水解反應的離子不能共存.3 加熱，濃縮，蒸干鹽溶液時，要考慮鹽的水解，不一定得到相應的鹽.4泡沫滅火器的反應原理和炸油條的反應，都與水解有關.5 化肥在施用時

14、，要考慮鹽的水解銨態(tài)氮肥不能與草木灰混合施用.四、酸堿中和滴定：一）酸堿中和滴定的原理H+ + OH' =H20n（H+）= n （OH'）c（H *） X V 酸 = c（OH ） X V 堿若是兀和兀堿，貝J C酸XV酸=。堿></堿即：C待測 = C標X V標/ V待測二）酸堿指示劑1. 常見酸堿指示劑的變色范圍石蕊：05.08.014紅色 紫色 藍色酚酥：08.210.014無色粉紅 紅色甲基橙：03.14.414紅色 橙色 黃色2. 指示劑的選擇標準1）滴定終點前后指示劑顏色變化要較為明顯。一般用酚酥、甲基橙和甲基紅，不用石蕊。2）指示劑PH變化范圍處于酸

15、堿中和滴定PH突躍范圍內。3）滴定時加入的指示劑不可太多，因為指示劑會消耗酸或堿，故以2-3滴為宜。三）PH的突躍范圍和滴定終點的判斷1. 滴定的等當點、終點和 PH突躍范圍1）等當點：即為理論終點，指當酸堿恰好完全反應PH = 7時的終點。2）終點：即為實際終點，指滴定過程中指示劑變色所顯示的終點。3）PH突躍范圍：當多加或少加一滴酸（或堿）時，兩者溶液的 PH變化范圍。2. 滴定終點的判斷1）用已知濃度的標準酸滴定未知濃度的堿：（最好選擇甲基橙）酚酥：由紅色變?yōu)闊o色甲基橙：由黃色變?yōu)槌壬铀郑河蔁o色變?yōu)榉奂t色甲基橙：由紅色變?yōu)槌壬模┲泻偷味ǖ牟僮?. 實驗儀器：1）錐形瓶：用于盛放一定體

16、積的待測溶液2）容量瓶：用于配制標準濃度的酸或堿溶液3）酸式滴定管、堿式滴定管：用于裝酸或堿的溶液4）鐵架臺、滴定管夾：用于夾持、固定滴定管2. 滴定管的有關知識：1）零刻度在上，最大刻度在下。讀數(shù)準確到O.OImLo2）不能用于加熱、反應、儲存，只能用于量取一定體積的溶液。3）酸式滴定管和堿式滴定管不能混用。酸式滴定管裝酸性溶液和氧化性溶液 （如KMnO4溶液），堿式滴定管裝堿性溶液（NaOH、Na2co3）°4）滴定管使用前必須檢查活塞處是否漏水。（如何檢查？旋轉 180° ）5）滴定管使用前必須清洗干凈，再用待裝溶液潤洗。3. 實驗操作：1）準備：滴定管：a檢查滴定管

17、是否完好，活塞是否不漏水。b.用蒸懈水將滴定管內壁清洗 2-3遍。c用待裝溶液將滴定管內壁潤洗2-3遍。d.將標準溶液裝入滴定管中，轉動活塞讓尖嘴內充滿溶液，趕走尖嘴內的氣泡。e調節(jié)液面在“ 0”或“ 0”刻度以下，記下讀數(shù)為 Vi。錐形瓶：錐形瓶用水洗凈，準確量取一定體積的待測溶液注入其中，加入2-3滴指示劑。2）滴定：錐形瓶放在滴定管正下方，瓶下墊一張白紙。用左手轉動滴定管的活塞，使標準液逐滴滴入錐形瓶中。用右手拿錐形瓶以順時針方向搖動。眼睛注視錐形瓶中顏色變化，兼顧液體流速。3）終點：當加入最后一滴標準液后，顏色發(fā)生突變，立即停止滴定。繼續(xù)搖動錐形瓶，若半分鐘V2。重復滴定2-3次，取平均值。不恢復原來的顏色，則達到滴定終點。記下此時滴定管的讀數(shù)V 標=V 2 V iV標變大,五）中和滴定誤差的分析誤差主要來自于滴定過程中對V標的影響。1）滴定管用水洗凈后沒有潤洗就裝入標準液：會將標準液稀釋導致所耗體積變大，即故結果偏高V標中，即V2）滴定管尖嘴內的氣泡未排凈就開始滴定，結束后氣泡消失：氣泡的體積也包含在標變大，故結果偏咼3）達到終點后滴定管尖嘴處懸有液滴未落下：此液滴多加，即 V標變大，故結果偏高4）錐形瓶用水洗凈后又用待測液潤洗：潤洗后錐形瓶中多出了待測液，所消耗的標準液增多，即V標變大，故結