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高中化学电离
作者:ag8亚洲游戏    发布日期:2020-07-11 21:27


  高中化学电离_理化生_高中教育_教育专区。高中化学电离、水解精品讲义 一、弱电解质的电离 1.电解质:在水溶液中活熔融状态下能导电的化合物。 2.非电解质:在水溶液中或熔融状态下不能导电的化合物。 3.电解质、非电解质、强电解质与弱电解质的比

  高中化学电离、水解精品讲义 一、弱电解质的电离 1.电解质:在水溶液中活熔融状态下能导电的化合物。 2.非电解质:在水溶液中或熔融状态下不能导电的化合物。 3.电解质、非电解质、强电解质与弱电解质的比较 类别 电解质 非电解质 强电解质 弱电解质 概念 溶于水后或熔融状态下能完全电离的电解质,溶于水后只有部分电离的电解质.在水溶液中和熔融状 态下都不能导电的化合物. 化合物类型 离子化合物、某些共价化合物 电离程度 完全电离 部分电离 不电离溶液中存在的粒子(水分子不计)只有电离出的阴、阳离子,不 存在电解质分子,既有电离出来的阴、阳离子,又有电解质分子,只有非电解质分子。 实例 :绝大多数的盐(包括难溶性盐) ;强酸:HCl、 HNO3、H2SO4 等;强碱:KOH、NaOH、Ba(OH)2 等 极少数盐;弱酸:CH3COOH、H2CO3、 HClO 等;弱碱:NH3· H2O、 Cu(OH)2、Fe(OH)3 等;水也是弱电解质 非金属氧化物:CO2、SO2、ClO2 等;部分非金 属氧化物:NH3、CH4、SiH4 等;大多数有机物:C2H5OH、C12H22O11(蔗糖) 、CCl4 等 相同点 都是化合物 思考:一种物质的水溶液能导电,原物质一定是电解质吗? 分析:不一定!关键要 分清发生电离散是否要原物质本身。有可能溶于水时就发生了化学变化。 如(1)Cl2????溶于水 氯水即不是电解质 HCl、HClO 又不是非电解质,发生电离。 (2)CO2????溶于水 碳酸溶液 ↓ ↓ 非电解质 H2CO3 电离。 (3)Na2O ????溶于水 NaOH 溶液 ↓ ↓ 虽不是本身电离子 NaOH 电离 但可在熔融态电离,故 它属强电解质。 (1)电解质的强弱与溶解性无关,某些盐如 BaSO4、CaCO3 等,虽难溶于水却是强电解质,因为它们溶于 水的部分是完全电离的,尽管很难测出它们的导电性。某些盐如 HgCl2、Pb(CH3OO)2 等尽管能溶于水, 却部分电离,是弱电解质。 (2)电解质的强弱与溶液的导电性没有必然的联系,其导电能力强弱由自由离子的浓度决定,也与离子所 带电荷多少有关,很稀的强电解质溶液的导电性很弱,浓度较大的弱电解质溶液导电性可能较强。因此强 电解质溶液的导电能力不一定强,弱电解质溶液的导电能力不一定弱。 (3)某些离子型氧化物,如 Na2O、CaO、Na2O2 等,它们虽然溶于水后的电离出来的自由离子不是自身的, 但在熔化时却可自身完全电离,属于强电解质。 (4) 强电解质的电离用 “=” ,弱电解质的电离用 “? ” 表示。 (5)NaHSO4 在水溶液中的电离方程式为: NaHSO4=Na++H++SO42-,在熔融时的电离方程式为:NaHSO4=Na++HSO44.电离。 (1)概念:电解质在水溶液中或熔融状态下,离解成自由移动的离子的过程,叫电解质的电离。电离不需 通电,且一般为吸热过程。 (2)电离方程式及其书写 用化学式和离子符号来表示电解质的电离过程的式子叫电离方程式。书写电离方 程式的原则和方法 如 下 : 强 电 解 质 : 完 全 电 离 , 符 号 用 “=” 。 如: HCl=H++Cl- CH3COONH4=CH3COO-+NH4+ Ba(OH)2=Ba2++2OH-。 所有强酸、强碱和大部分盐是 强电解质。 弱电解质: 部分电离, 符号用“? ”。 如: CH3COOH? CH3COO-+H+ NH3· H2O? NH4++OH-。 所 有的弱酸、弱碱、水和少部分盐是弱电解质。 (3)常见强酸:HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HIO3、HClO4 等。 常见强碱:KOH、NaOH、Ba(OH)2 等。 常见弱酸:CH3COOH、H2CO3、HClO、H2S、H2SO3、HF、HCN、HNO2 等。 常见弱碱:NH3· H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3 等。 (4)注意问题: ①多元弱酸是分步电离的,必须分步书写电离方程式或只写一步;多元弱碱也分步电离,但可按一步电离 写出。如氢硫酸:H2S? H++HS-,HS-? H++ S2-。氢氧化铁:Fe(OH)3? Fe3++OH-。 ②强酸的酸式盐完全电离,弱酸的酸式盐中酸式根不完全电离。如 NaHSO4:NaHSO4=Na++H++SO42(水溶液中) 。NaHCO3=Na++HCO3-(同时存在 HCO3-? H++CO32-) ③在熔融状态时 NaHSO4=Na++HSO4-(HSO4-中的共价键不断裂) 。 ④复盐能完全电离,如 KAl(SO4)2: KAl(SO4)2=K++Al3++2SO42⑤两性强氧化物同时存在酸式电离和碱式电离,如:H++AlO2-+H2O? Al(OH)3? Al3++3OH二、弱电解质的电离平衡 1.概念 弱电解质的电离平衡是指在一定条件下(湿度、浓度) ,弱电解质电离成离子的速率和离子结合 成分子的速率相等的状态。 2.特点 ①逆:可逆反应,所有弱电解质的电离都是可逆的,只是达到平衡的前提条件。 ②等:弱电解质分子的电离速率等于离子结成分子的速率,即 v 电离=v 结合。 ③动:动态平衡:v 闻子化)=v 分子化)≠0。 ④定:平衡时各组成成分一定,即平衡时溶液中离子浓度和分子浓度保持不变。 ⑤变:条件改变,电离平衡被破坏,平衡发生移动,重新达到新的平衡。 3.电离平衡的因素与化学平衡一样,外界条件的改变也会引起移动。以 0.1mol/1 CH3COOH 溶液为例: 三、电解质溶液导电能力的强弱与电解质强弱影响溶液导电能力的因素 ①自由移动离子浓度的大小。 (主要决定因素)湿度一定,离子浓度越在,导电能力越强。 ②湿度:湿度越高,导电能力越强。 (与金属导电相反) ③离子电荷数:电荷数越高,导电能力越强。由此可知:强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质 强。 如:醋酸的导电能力可比极稀 HCl 溶液强。CaCO3 虽为强电解质,但溶于水所得溶液极稀,导电能 力极差。 思考:若在某溶液中加入一种物质,出现沉淀,则溶液的导电能力一定减弱吗?(湿度不变) 分析:不一定。关键要看溶液中离子浓度有无显著变化。如: (1)若在 H2SO4 溶液中加 Ba(OH)2,因 生成 BaSO4 沉淀和极难电离的水,使溶液中离子浓度降低,导电能力降低。 (2)若在 H2SO4 溶液中加 BaCl2,虽有沉淀 BaSO4 生成,但同时生成了 HCl,相当于 1molSO422molCl-替,故导电能力有所增强。 (3)若在 HCl 溶液中加 AgNO3,则导电能力几乎不变。 三、水的电离平衡 1. 实验证明,纯 水微弱的导电 性,是极弱的 电解质: 2.25 ℃ 1LH2O 的物质 的 量 n(H2 O)=18 1000=55.6(mol) 共 有 10-7mol 发 生 电 离 H2O H++OH起 始 (mol) 55.6 0 0 电 离 (mol) 10-7 10-7 10-7 平 衡 (mol)55.6-10-7 10-7 10-7 25 ℃ [H+]· [OH-]= 10-7=10-14=Kw 的 离 子 积 常 数。 2.影响 Kw 的因素 Kw 与溶液中[H+ ]、[OH—]无关,与湿度有关。水的电离为吸热过程,所以当湿度升 高时,水的电离程度增大,Kw 也增大。 例如 100℃,1LH2O 有 10-6mol 电离,此时水的离子积常数为 Kw=10-6· 10-6=10-12. 3.影响水的电离平衡因素 (1)湿度,升湿度促进水的电离,降温则相反。 (2)向纯水中引入 H+ 或 OH— ,会抑制水的电离 (3)向纯水中引入弱酸酸根阴离子或弱碱阳离子,将促进水的电离,此乃为盐类水解的实质。项目 变化 项目加水 升温加入固体 NaOH 加入无水 CH3COONa 通入气体 HCl 加入等浓度的 CH3COOH 平衡移动 右 移 右移 右移 左移 左移 不移动 H+的物质的量(mol) 增大 增大 减小 减小 增大 增大 [H+]浓度(mol) 减小 增大 减小 减小 增大 不变 PH 值 增大 减小 增大 增大 减小 不变 导电能力 减弱 增强 增强 增强 增 强 不变 酸、碱、盐溶液中水电离的定量计算。 (列表比较如下: ) [H+ ]水与[OH- ]水关系 x 的计算式 室温 x 值 对水电离影响 纯水 [H+]水=[OH- ] 水 x=Kw x=1× 10-7 mol/L 对水电离影响 酸溶液 x=] [?HKw x < 1× 10-7 mol/L 碱溶液 x=][?OHKw 抑制 正 盐 溶 液 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 强碱强酸 盐 x=[H+ ] x>1× 10-7 mol/L 促进 x=[OH— ] x=Kw x=1× 10-7 mol/L 无 注[H+]水、[OH—]水指水电离出 的 H+、OH—浓度。[H+]水、[OH—]指指溶液中的 H+、OH-浓度 由上表可得重要规律: (1) 在任意湿度、 任意物质的水溶液中 (含纯水) 的水本身电离出的[H+]水≡[OH-] 水 (2)酸和碱对水的电离均起抑制作用 ①只要碱的 pH 值相等(不论强弱、不论几元)对水的抑制程度 相等,碱也同理。 ②若酸溶液的 pH 值与碱溶液的 pOH 值相等,则两种溶液中水的电离度相等。 如 pH=3 的盐酸溶液与 pH=11 的氨水溶液在室温下,由水电离出 的[H+]水=[OH-]水=3 14 1010 ??=10-11mol/L (3)在凡能水解的盐溶液中,水的电离均受到促进,且当强 酸弱的碱盐的 pH 和强碱弱酸盐的 pOH 值相等时(同一湿度) ,则促进程度相等。 (4)较浓溶液中水电离出[H+]的大小: ①酸溶液中[OH-]等于水电离的[H+] ②碱溶 液中 [H+] 等于水电离的 [H+] ③强酸弱碱盐溶液中的 [H+ ] 等于水电离出 [H+] ④强碱弱酸盐溶液中的 [OH— ]等于水电离出的[H+] 如 pH=4 的 NH4Cl 溶液与 pH=10 的 NaAc 溶液中, (室温)由水电离出的 [H+]水=[OH—]水=10 14 1010??=10-4mol/L 四、盐类的水解 1.盐类水解的实质及规律 (1)盐类水解的定义 盐电离出来的一种或多种离子跟水电离出来的 H+或 OH-生成弱电解质的反应叫盐类的水解。如:NH4Cl 水解:NH4Cl+H2O?NH3· H2O +HCl 又如 CH3COONa 水解:CH3COO-+H2O? CH3COOH +OH(2)盐类水解的实质 盐电离出来的离子与水电离出的 H+或 OH-结合生成弱电解质,从而破坏了水的电离,使溶液显示出不同 程度的酸性、碱性或中性,从而促进了水的电离。 (3)盐类水解的条件 ①盐必须溶于水中。 ②盐中须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子(有弱才水解,强酸强碱盐不水解) 。 (4)盐类水解的特征 ①从形式上看,盐类的水解可看做酸碱中和反应的逆反应:盐+水?酸+碱 ②水解反应为吸热反应。 (?H>0) ③强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解反应程度一般较小,因此水解方程式中的生成物一般不写“↓”和“↑”,不 写成分解产物的形式,如 H2CO3 不写为 CO2 和 H2O。 (5)盐类水解的规律 规律:有弱才水解,无弱不水解,谁弱谁水解,都弱双水解,越弱越水解,谁强显谁性,同强显中性。 ① 组 成 盐 的 弱 碱 阳 离 子 ( M+ ) 能 水 解 显 酸 性 , 组 成 盐 的 弱 酸 阴 离 子 ( A- ) 能 水 解 显 碱 性。 M++H2O?MOH +H+ A-+H2O?HA +OH②盐对应的酸(或碱)越弱,水解程度越大,溶液碱性(或酸性)越强。 ③多元弱酸根,正酸根离子比 酸式酸根离子水解程度大得多,如 CO32-比 HCO3-的水解程度大,溶液的碱性更强。 ④双水解,双水解反应的离子方程式的书写遵循“有氢无水,无氢有水”的规律, 如: Al3++ 3HCO3-? Al(OH)3↓ +3CO2↑ HCO3-中有氢,虽水解过程中有水参加反应, 但 水 解 后 又 有 水 生 成 , 且 量 相 等 , 故 离 子 方 程 式 中 无 水 的 分 子 式。 2Al3++S2-+ 6H2O? Al(OH)3↓ +3H2S↑ Al3+、 S2-无氢, 故方程式中出现水的化学式。NH4+同 SiO32-、 AlO2-要考虑双水解; Al3+同 S2-、 SiO32-、 CO32-、 HCO3-、 ClO-、 AlO2-等要考虑双水解; Fe3+同 SiO32-、 CO32-、HCO3-、ClO-、AlO2-等要考虑双水解。 2.盐类水解离子方程式的书写 (1)左边写水解的离子符号和水的化学式,右边写生成的弱电解质的化学式和相应生成的 H+(或 OH-) 。 (2)由于水解较弱,除完全双水解以外,一般都不可能进行完全,所以中间用 “? ”连接,但完全双 水解中 间用“=”连接。 (3)除完全双水解外,在生成物中一般不标气体符号“↑”和沉淀号“↓”,但完全双水解要标。 (4)多元弱酸根的正酸根离子的水解是分步进行的,其水解离子方程式要分步写,不能一步完成,其水解 程度正酸根离子要远大于酸式酸根离子。现就盐类水解的离子方程式的书写方法与步骤举 例说明如下: NH4Cl : NH4Cl+H2O?NH3· H2O +HCl NaCO3 : CO32-+H2O?HCO3-+OH, HCO3-+H2O?H2CO3+OHAl2(SO4)3 : Al3++ 3H2O? Al(OH)3 +3H+ NaAlO2 : AlO2-+H2O? Al(OH)3 +OH- NH4HS:NH4++HS-+H2 ?NH3+H2S 双 水 解 : Al3+ 与 CO32-: Al3++ 3CO32-+3H2O== Al(OH)3↓+ CO2↑ Al3+AlO2-Al3++AlO2-+6H2O== 4Al(OH)3↓ 3.影响盐类水解平衡的因素 (1)内因 主要因素是盐本身的性质,组成盐的酸根对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱,水解程度就越 大(越弱越水解) 。 (2)外因 ①温度:水解过程是吸热过程,故升温使水解程度增大,反之则减小。 ②浓度:盐溶液越稀,水解程度越大,反之越小。外加酸、碱等物质抑制或促进盐的水解。盐的 浓度越大,水解程度越小,但水解产生的 H+浓度或 OH-浓度越大,该盐溶液的酸性(或碱性)比该盐的 稀溶液酸性(或碱性)强。 ③外加酸碱液对盐水解反应的影响: 向盐溶液中加入 H+,可抑制阳离子水解,促进阴离子水解;向盐溶液中加入 OH-,能抑制阴离子水解, 促进阳离子水解。 4.盐类水解的应用 (1)判断盐溶液的酸碱性(或 pH 范围) 。例如,AlCl3 溶液的 pH< 7, 显酸性。 (2)判断酸碱完全中和(恰好反应)时溶液的酸碱性。 例如, 等体积、 等物质的量浓度的氨水跟盐酸混合后, 因为完全反应生成了强酸弱碱盐 NH4Cl, 故 pH<7, 显 酸性。 (3)比较盐溶液中离子浓度的大小或离子数目的多少。例如,在碳酸钠晶体中,n(Na+)=2n(CO32-), 但在 Na2CO3 溶液中, 由于 CO32-的水解 c(Na+)>c(CO32-)。 (4)配制盐溶液。 配制强酸弱碱盐 (如含 Fe3+、 Al3+、Cu2+、Sn2+、Fe2+的盐)溶液时,加入少量对应酸以防止水解。 配制弱酸强碱盐时,加入少量对 应的碱以防止水解。 例如,配制 Na2S 溶液时,需加入少量的 NaOH 固体,以抑制 S2-的水解。 (5)利用盐水解的原理,使某些 弱碱阳离子水解生成氢氧化物沉淀而将其除去。例如,固体 KNO3 中含有 Fe( NO3)3 时,先将其溶于蒸馏 水中,再加热,使 Fe3+水解生成 Fe(OH)3 沉淀后过滤除去。又如,在酸性 MgCl2 溶液中混有 FeCl3,要 除去 Fe3+,可利用 Fe3+比 Mg2+水解程度大得多的原理,向溶液中。

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