2019-2020年高二化學(xué)第三講化學(xué)基本理論 電離平衡 非電解質(zhì) 化合物 強(qiáng)電解質(zhì)：完全電離，不存在電離平衡 電解質(zhì) 弱電解質(zhì)：部分電離，可逆過程，存在電離平衡 電離平衡 水的離子積 水的電離平衡 溶液的酸堿性及pH 鹽的水解 酸堿中和滴定 要點(diǎn)剖析 一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)辨析 1．概念比較 電解質(zhì) 非電解質(zhì) 定義 在水溶液或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物 在水溶液或熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物 導(dǎo)電實(shí)質(zhì) 電離產(chǎn)生可自由移動(dòng)的離子，在電極上發(fā)生氧化還原反應(yīng) 不電離，不導(dǎo)電 實(shí)例 大多數(shù)酸、堿、鹽、水、Al2O3等 乙醇、蔗糖等多數(shù)有機(jī)物及一些無機(jī)化合物 結(jié)構(gòu)特點(diǎn) 離子鍵結(jié)合的離子化合物或極性鍵結(jié)合的共價(jià)化合物 由極性鍵結(jié)合的弱極性化合物或非極性化合物 電離過程 表示法 用電離方程式表示，如： H2SO4=2H＋＋ NaHSO4=Na＋＋H＋＋ NaHCO3=Na＋＋ 2．專題講解 (1) 已知NH3、SO3、NO2、P2O5等的水溶液均可導(dǎo)電，那么它們都是電解質(zhì)，對(duì)嗎？ 解析：NH3、SO3、NO2、P2O5等的水溶液均可導(dǎo)電，是因?yàn)樗鼈兣c水化合后，生成的化合物電離出陰、陽離子而導(dǎo)電，但NH3、SO3、NO2、P2O5等本身并不能電離出自由移動(dòng)的離子，所以它們屬于非電解質(zhì)。 (2) 電解質(zhì)的導(dǎo)電與金屬導(dǎo)體的導(dǎo)電有何不同？ 解析：二者導(dǎo)電機(jī)制不同。 金屬導(dǎo)體靠自由電子導(dǎo)電，其導(dǎo)電過程是物理現(xiàn)象，溫度升高導(dǎo)電性減弱；電解質(zhì)溶液(或熔融狀態(tài))靠自由移動(dòng)的陰陽離子導(dǎo)電，其導(dǎo)電過程是化學(xué)現(xiàn)象，溫度升高導(dǎo)電性增強(qiáng)。 二、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)辨析 1．概念比較 強(qiáng)電解質(zhì) 弱電解質(zhì) 定義 在水溶液中完全電離的電解質(zhì) 在水溶液中部分電離的電解質(zhì) 電離過程 完全電離，不可逆，不存在電離平衡 部分電離，可逆，在一定條件下達(dá)到電離平衡 化合物類型 離子化合物和某些極性共價(jià)化合物 一些極性共價(jià)化合物 代表物 強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、鹽 弱酸、弱堿 水溶液中微粒 陰、陽離子(水合離子) 離子(少)，分子(多) 電離方程式舉例 HCl = H＋＋Cl－ CH3COOH CH3COO－＋ H＋ 離子方程式中表示形式 可溶：用實(shí)際參加反應(yīng)的離子符號(hào)表示 不溶：用化學(xué)式表示 用化學(xué)式表示 三、有關(guān)概念 四、弱電解質(zhì)的電離平衡和電離度 1．弱電解質(zhì)的電離平衡是動(dòng)態(tài)平衡，當(dāng)外界條件改變時(shí)，電離平衡會(huì)發(fā)生移動(dòng)。 (1) 電離是吸熱過程，因此，升高溫度使平衡向右移動(dòng)。 (2) 稀釋弱電解質(zhì)溶液，平衡向右移動(dòng)。 (3) 同離子效應(yīng)：增加陰、陽離子的濃度，平衡向左移動(dòng)；減小陰、陽離子的濃度，平衡向右移動(dòng)。 2．電離平衡常數(shù)K：同化學(xué)平衡常數(shù)一樣，對(duì)同一弱電解質(zhì)而言K值只受溫度影響。 五、水的電離和溶液的pH 1． 水的電離 2H2O H3O＋＋OH－ 或H2O H＋＋OH－ 25 ℃時(shí)：Kw=110－14 2．水的電離平衡移動(dòng) (1) 升溫，水的電離平衡向右移動(dòng)，水的離子積變大。100 ℃時(shí)，Kw約為110－12， c (H＋)=c (OH－) =110－6 mol/L，pH=6為弱酸性。 (2) 在常溫下的電解質(zhì)溶液中c (H＋) c (OH－)=110－14。在酸溶液(或堿溶液)中，水的電離由于受酸電離產(chǎn)生的H＋(或堿電離產(chǎn)生的OH－)的影響，而使水的電離平衡向左移動(dòng)，由水電離產(chǎn)生的c (H＋)和c (OH－)將下降(小于110－7 mol/L)，但c (H＋)=c (OH－)。所以，酸溶液中的c (OH－)= c (H＋)，堿溶液中的c (H＋)= c (OH－)。 (3) 若鹽能發(fā)生水解，鹽在水中電離出來的離子與水中的H＋或OH－結(jié)合成難電離的弱電解質(zhì)，使水的電離平衡向右移動(dòng)，由水電離產(chǎn)生的c (H＋)和c (OH－)將提高(大于110－7 mol/L)，即：顯酸性的正鹽溶液中的c (H＋)= c (H＋)H2O ，顯堿性的鹽溶液中的 c (OH－) = c (OH－)。 3．溶液的pH (1) 若 c (H＋)=m10－n mol/L，則 pH=n－lg m 所以，常溫下，對(duì)一般濃度的強(qiáng)酸溶液來說，每稀釋10倍，pH增加一個(gè)單位。無限稀釋，pH趨近于7，不可能大于7。 對(duì)一般濃度的強(qiáng)堿溶液來說，每稀釋10倍，pH減小一個(gè)單位。無限稀釋，pH趨近于7，不可能小于7。 弱酸、弱堿溶液稀釋過程中，由于弱酸、弱堿的電離平衡向右移動(dòng)，溶液稀釋10倍時(shí)，pH變化小于一個(gè)單位。 (2) 有關(guān)pH的計(jì)算(用c表示物質(zhì)的量濃度) ① 已知溶液的物質(zhì)的量濃度，求pH 一元強(qiáng)酸：c (H＋)=c (酸) ， 一元強(qiáng)堿：c (OH－)= c (堿)，c (H＋)=Kw/ c (OH－) 二元強(qiáng)酸：c (H＋)=2 c (酸) ， 二元強(qiáng)堿：c (OH－)= 2c (堿)，c (H＋)=Kw/ c (OH－) 一元弱酸：c (H＋)=c (酸)α ，一元弱堿：c (OH－)= c (堿) α ，c (H＋)=Kw/ c (OH－) ② 混合溶液的pH計(jì)算 A．計(jì)算兩強(qiáng)酸溶液混合后溶液的pH，應(yīng)先算出混合后溶液的c (H＋)，再求pH。 計(jì)算兩強(qiáng)堿溶液混合后溶液的pH，應(yīng)先算出混合后溶液的c (OH－)，再求pH。 B． 稀強(qiáng)酸與稀強(qiáng)堿以不同體積相混合 若n (H＋)>n (OH－), 則用，求出反應(yīng)后溶液的c (H＋)。 若n (H＋)<n (OH－), 則用，求出反應(yīng)后溶液的c (OH－)。 若n (H＋)=n (OH－),則混合后溶液的pH=7 注：計(jì)算n(H＋)和n(OH－)時(shí)，要特別注意強(qiáng)酸（強(qiáng)堿）是幾元酸（堿）。 (3) 溶液的稀釋規(guī)律 ① 對(duì)于強(qiáng)酸溶液，每稀釋10n倍，pH增大n個(gè)單位(增大后的pH不超過7)； ② 對(duì)于強(qiáng)堿溶液，每稀釋10n，pH減小n個(gè)單位(減小后的pH不小于7)； ③ 對(duì)于pH相同的強(qiáng)酸與弱酸(或強(qiáng)堿與弱堿)稀釋相同倍數(shù)時(shí)，pH變化不同，其結(jié)果是強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)的變化的程度大； ④ 對(duì)于物質(zhì)的量濃度相同的強(qiáng)酸與弱酸(或強(qiáng)堿與弱堿)稀釋相同倍數(shù)時(shí)，pH變化也不同，其結(jié)果是強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)的變化程度大。 六、鹽類的水解 1．鹽類水解的實(shí)質(zhì)：在溶液中，鹽電離出的離子跟水電離出的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)(弱酸、弱堿)，從而破壞水的電離平衡，使溶液顯示出不同程度的酸堿性。 2．鹽類水解的規(guī)律：“誰弱誰水解，誰強(qiáng)顯誰性”，即： (1) 弱酸強(qiáng)堿鹽(如Na2CO3)可水解，溶液顯堿性； (2) 弱堿強(qiáng)酸鹽(如NH4Cl)可水解，溶液顯酸性； (3) 弱酸弱堿鹽可水解，若Ka>Kb，則溶液顯酸性[如(NH4)2SO3]； 若Ka<Kb，則溶液顯堿性[如[NH4]2CO3]； 若Ka=Kb，則溶液顯中性(如NH4Ac)。 (4) 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽(如 NaCl)不水解，溶液顯中性。 3．鹽類的水解是一可逆過程，影響水解的因素： (1) 溫度：水解是一吸熱過程，故升高溫度有利于水解。 (2) 濃度：鹽的濃度小，水解程度大。 (3) 溶液的酸堿性：酸能促進(jìn)強(qiáng)堿弱酸鹽的水解，抑制強(qiáng)酸弱堿鹽的水解；堿能促進(jìn)強(qiáng)酸弱堿鹽的水解，抑制強(qiáng)堿弱酸鹽的水解。 4．強(qiáng)堿酸式鹽溶液酸堿性的判斷： 若酸根離子電離能力大于水解能力，則溶液顯酸性。如：NaH2PO4、NaHSO3； 若酸根離子電離能力小于水解能力，則溶液顯堿性。如：NaHCO3、Na2HPO4、KHS。 5．鹽類水解離子方程式書寫方法： 鹽類水解離子方程式書寫，除了遵循離子方程式的書寫原則外，還應(yīng)注意： (1)“誰強(qiáng)顯誰性，誰弱書寫誰”。 如 NH4Cl的水解離子方程式：＋H2O H＋＋ NH3H2O (2) 水解用可逆號(hào)“ ”，雙水解用等號(hào)“=” (少數(shù)例外) (3)“多步水解多步寫” 6．鹽類水解的應(yīng)用 (1) 判斷溶液的酸堿性或解釋某些鹽溶液呈酸堿性。 (2) 比較溶液中離子濃度的大小。例：在Na2CO3水溶液中，由于Na2CO3的水解，其溶液中含有的離子有Na＋、、、OH－和H＋。溶液中離子濃度由大到小的順序?yàn)椋? c (Na＋)﹥c ()﹥c (OH－)﹥c ()﹥c (H＋)，而且c (Na＋)﹥2 c () (3) 配制易水解的鹽溶液時(shí)，需考慮抑制鹽的水解。例：配制CuSO4溶液時(shí)，需加入少量H2SO4；配制FeCl3溶液時(shí)，需加入少量HCl溶液。 (4) 選擇制備鹽的途徑時(shí)要考慮鹽的水解。例：Al2S3遇水發(fā)生雙水解，無法在溶液中制取，只能由單質(zhì)直接反應(yīng)來制取。有些鹽，如FeCl3、MgCl2, 由溶液蒸干得晶體時(shí)，必須在蒸發(fā)過程中不斷通入HCl氣體，以抑制FeCl3、MgCl2的水解。 (5) 施用作為氮肥的銨鹽時(shí)，不宜與草木灰混合使用。這是因?yàn)椴菽净抑械腒2CO3與氮肥相遇后發(fā)生互促水解：＋ = NH3↑＋ 造成氮的損失。 (6) 試劑在貯存時(shí)要考慮鹽的水解。如貯存強(qiáng)堿弱酸鹽時(shí)，試劑瓶不能用玻璃塞而要使用膠塞。 (7) 某些活潑金屬與強(qiáng)酸弱堿鹽溶液反應(yīng)時(shí)要考慮鹽的水解。如把鎂粉放入NH4Cl溶液中，會(huì)劇烈反應(yīng)并放出氣體。這是因?yàn)椋? ＋H2O H＋＋ NH3H2O ，2H＋＋Mg=Mg2＋＋H2↑ (8) 判斷離子是否可以大量共存要考慮鹽的水解。 七、離子在溶液中能否大量共存的一般規(guī)律 原則：若溶液中的離子能相互反應(yīng)生成沉淀、氣體、弱電解質(zhì)或發(fā)生氧化還原反應(yīng)則不能大量共存。即： 1．水解呈酸性的離子(弱堿的陽離子，如：Al3＋、Zn2＋、Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、)可大量存在于酸性溶液中。 2．水解呈堿性的離子(弱酸的陰離子，如：CH3COO－、F－、、、S2－、ClO－、)可大量存在于堿性溶液中。 3．發(fā)生反應(yīng)生成沉淀[如：AgCl、BaSO4、CaCO3、Cu(OH)2、Fe(OH)3]、微溶物[如：Ca(OH)2、CaSO4、MgCO3、Ag2SO4]、氣體(如：CO2、SO2、H2S)、弱電解質(zhì)(如：CH3COOH、HCN、HClO、HF、H2O、NH3H2O)或生成穩(wěn)定絡(luò)離子的離子不能大量共存。 4．水解程度大的高價(jià)金屬陽離子(如：Fe3＋、Al3＋)不能與極弱的弱酸陰離子(如：、、S2－、HS－、)等大量共存。 5．能發(fā)生氧化還原反應(yīng)的離子不能大量共存。 八、溶液中粒子濃度大小的比較 1．多元弱酸溶液，根據(jù)多步電離分析，如H3PO4溶液中，c (H＋) > c () > c () > c ()。 2．多元弱酸的正鹽溶液根據(jù)弱酸根的分步水解分析，如在Na2CO3溶液中，c (Na＋) > c () > c (OH－) > c ()。 3．不同溶液中同一離子濃度的比較，要看溶液中其他離子對(duì)它的影響。如在相同物質(zhì)的量濃度的下列各溶液中①NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4HSO4 , c ()由大到小的順序是③>①>②。 4．混合溶液中各離子濃度的比較，要進(jìn)行綜合分析，如電離因素、水解因素等。其方法思路是：首先確定溶液中電解質(zhì)的種類，然后再分析電解質(zhì)電離程度和鹽類水解程度的大小。當(dāng)遇到弱酸與其強(qiáng)堿鹽共存時(shí)，或者多元弱酸酸式鹽(、)，要注意考慮電離與水解程度的相對(duì)大小。 九、溶液中的守恒關(guān)系 1．電荷守恒規(guī)律：電解質(zhì)溶液中，不論存在多少種離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù)，也就是所謂的電荷守恒規(guī)律。如NaHCO3溶液中存在著Na＋、H＋、、、OH－，但存在如下關(guān)系： c (Na＋) ＋ c (H＋) = c () ＋c (OH－) ＋ 2c ()。 2．原子守恒規(guī)律：電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解或電離，離子種類增多了，但某些關(guān)鍵性的原子總是守恒的，如Na2S溶液中，S2－能水解，故S元素以S2－、、H2S三種形式存在，它們之間有如下守恒關(guān)系：c (Na＋) = 2[c (S2－) ＋ c () ＋ c (H2S)]。 3．物質(zhì)守恒規(guī)律：任何溶液中，由水電離產(chǎn)生的c (H＋)=c (OH－)，即 c (H＋)= c (OH－)。在電解質(zhì)溶液中，由于某些離子發(fā)生水解，結(jié)合了水電離出來的H＋或OH－，使溶液中c (H＋)≠c (OH－)，但由水電離產(chǎn)生的H＋或OH－守恒，如Na2S溶液中，S2－離子能結(jié)合H＋ 促進(jìn)水解，所以溶液中c (H＋)＜c (OH－)，此時(shí)，c (OH－)=c (OH－)，c (H＋)=c (H＋)＋ c (HS－) ＋ 2c (H2S)，故c (OH－)=c (H＋)＋ c (HS－) ＋ 2c (H2S)。 十、中和滴定 1．概念：用已知物質(zhì)的量濃度的酸(堿)來測(cè)定未知濃度的堿(酸)的方法叫中和滴定。 2．中和滴定的主要儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、移液管、滴定管夾和錐形瓶。 3．指示劑：酚酞和甲基橙。石蕊試液由于pH的變色范圍較大而且變色不明顯，所以通常不選用。 4．滴定誤差分析：滴定測(cè)定待測(cè)液的濃度時(shí)，消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液體積偏大時(shí)，則測(cè)定結(jié)果偏高；消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液體積偏小時(shí)，則測(cè)定結(jié)果偏低。 例題詳解 例1．下列說法正確的是( ) A．硫酸鋇不溶于水，所以硫酸鋇是非電解質(zhì) B．二氧化碳溶于水可以導(dǎo)電，所以二氧化碳是電解質(zhì) C．固態(tài)磷酸是電解質(zhì)，所以磷酸在熔化時(shí)或溶于水時(shí)都能導(dǎo)電 D．液態(tài)氯化氫不能導(dǎo)電，但氯化氫是電解質(zhì) 解析：A不正確。硫酸鋇屬于鹽類，是離子化合物，雖然難溶于水，但所溶部分幾乎全部電離，所以，它不僅是電解質(zhì)而且是強(qiáng)電解質(zhì)。 B不正確。電解質(zhì)溶于水或熔融時(shí)能導(dǎo)電，必須是自身能電離出自由移動(dòng)的離子，而二氧化碳溶于水能夠?qū)щ?，是因?yàn)槎趸既苡谒闪颂妓?，碳酸電離出自由移動(dòng)的離子從而導(dǎo)電。二氧化碳本身并不能電離出自由移動(dòng)的離子，所以它不是電解質(zhì)。 C也不正確，磷酸是酸類，是電解質(zhì)，它溶于水后電離出自由移動(dòng)的離子，可以導(dǎo)電。磷酸晶體屬分子晶體，受熱熔化只是破壞了磷酸晶體分子間作用力，存在的微粒是磷酸分子，所以液態(tài)磷酸并不導(dǎo)電。 正確答案：D 例2． 在0.1 mol/L的CH3COOH中存在CH3COOH CH3COO－＋ H＋平衡，試分析下列措施對(duì)平衡的影響。(用→或←表示平衡向右或向左移動(dòng)，用↑或↓表示增加或減少,∕表示無變化) 措施 影響 項(xiàng)目 加熱 1︰10 加水 加少量 濃鹽酸 加少量固體 燒堿 加少量固體 CH3COONa 加0.1 mol/L CH3COOH 平衡移動(dòng)方向 平衡常數(shù)Ka H＋物質(zhì)的量 c (H＋)/（molL-1） 溶液的pH 解析： 影 措施 響 項(xiàng)目 加熱 1︰10 加水 加少量 濃鹽酸 加少量固體 燒堿 加少量固體CH3COONa 加0.1 mol/L CH3COOH 平衡移動(dòng)方向 → → ← → ← ∕ 平衡常數(shù)Ka ↑ ∕ ∕ ∕ ∕ ∕ H＋物質(zhì)的量 ↑ ↑ ↑ ↓ ↓ ↑ c (H＋)/ （molL-1） ↑ ↓ ↑ ↓ ↓ ∕ 溶液的pH ↓ ↑ ↓ ↑ ↑ / 例3．在水中存在H2O H＋＋OH－平衡，加入下列哪種物質(zhì)或進(jìn)行哪項(xiàng)操作，不會(huì)使平衡發(fā)生移動(dòng)( ) A．加入NaOH B．加入CH3COOH C．加入NaCl D．升溫 解析：加入酸(或堿)：溶液中的c (H＋)[或c (OH－)]增加，水的電離平衡向左移動(dòng)。 升溫：水的電離平衡向右移動(dòng)。 加入NaCl：溶液中的c (H＋)[或c (OH－)]濃度不變，所以不會(huì)破壞水的電離平衡。 答案：C 例4．將pH=8的NaOH溶液與pH=10的NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH最接近于( )。 A．8.3 B．8.7 C． 9 D． 9.7 解析：強(qiáng)堿溶液混合，應(yīng)按c (OH－)計(jì)算： c (OH－)混= =5.0510－5 mol/L c (H＋)混=Kw/c (OH－)混≈210－10 mol/L pH=9.7 答案：D 易出現(xiàn)錯(cuò)誤：c (H＋)混=5.0510－9 mol/L pH=8.3 例5．CH3COOH與CH3COONa等物質(zhì)的量混合配成的稀溶液，pH為4.7。下列說法錯(cuò)誤的是( )。 A．CH3COOH的電離作用大于CH3COONa的水解作用 B．CH3COONa的水解作用大于CH3COOH的電離作用 C．CH3COONa的存在抑制了CH3COOH的電離 D．CH3COOH的存在抑制了CH3COONa的水解 解析：CH3COOH電離產(chǎn)生H＋，CH3COONa水解產(chǎn)生OH－，混合后溶液顯酸性，表明電離作用大于水解作用。答案為A。 例6．用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定氫氧化鈉溶液時(shí)，若滴定管用蒸餾水洗凈后未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸潤(rùn)洗就裝鹽酸，則測(cè)得的氫氧化鈉溶液的濃度偏 ；若錐形瓶用蒸餾水洗凈后又用待測(cè)的氫氧化鈉溶液潤(rùn)洗，然后盛放待測(cè)氫氧化鈉溶液，則測(cè)得的氫氧化鈉溶液的濃度偏 。 解析： 若滴定管用蒸餾水洗凈后未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸潤(rùn)洗，由于滴定管內(nèi)存有少量水，使標(biāo)準(zhǔn)酸液濃度降低，則消耗標(biāo)準(zhǔn)酸液的體積增大，測(cè)定結(jié)果偏高。若錐形瓶用蒸餾水洗凈后又用待測(cè)的氫氧化鈉溶液潤(rùn)洗，然后再盛放待測(cè)氫氧化鈉溶液，使錐形瓶?jī)?nèi)氫氧化鈉的物質(zhì)的量增加，消耗標(biāo)準(zhǔn)液的體積增加，使測(cè)定結(jié)果偏高。