电解质溶液专题知识总结.doc

《电解质溶液》专题知识总结
李颖颖
一、弱电解质的电离平衡
一）、溶液的导电性与电解质
1.溶液导电性的强弱取决于 。
例题：在下列溶液中分别通入HCl气体至恰好反应，溶液导电性如何变化?
A.NaOH B.自来水 C.氨水 D.CH3COONa
2.那些物质是电解质？那些物质是强电解质？那些物质是弱电解质？
3.弱电解质溶液中存在电离平衡(电离方程式如何书写？)，温度升高导电性变 ；强电解质溶液中不存在电离平衡，温度升高导电性变 。温度升高金属的导电性变 。

二）电离度（电离百分数）
1.相当于化学平衡中的转化率
α
已电离的电解质的量
总的电解质的量
×100%

2. 影响因素：
温度越高，电离度越大。 溶液的浓度越小，电离度越大。
三、电离平衡的移动（以醋酸为例）

平衡
电离度
C(H+)
C(CH3COO-)
C(CH3COOH)
导电性
升温
正
大
大
大
小
大
加水
正
大
小
小
小
小
加溶质
正
小
大
大
大
大
加强碱
正
大
小
大
小
大
加强酸
逆
小
大
小
大
大
加醋酸钠
逆
小
小
大
大
大

1. 同体积、同物质的量浓度的盐酸、硫酸、醋酸与锌反应时：
c(H+) 开始时反应速率
反应的平均速率 产生氢气的量 消耗锌的量
2.同体积、c(H+)相同的盐酸、硫酸、醋酸与锌反应时：
物质的量浓度 开始时反应速率
反应的平均速率 产生氢气的量 消耗锌的量

二、水的电离和溶液的pH
一）、水的电离和水的离子积
1. 水的电离方程式：
2. 25℃时，1升纯水中有 mol水分子电离。此时，水的电离度为 。水电离产生的H+和OH-浓度均为 mol/L。
3.水的离子积常数Kw = c(H+)总⋅c(OH-)总
Kw只受 的影响， 。
25℃时，Kw = 1×10-14
一切溶液适用的公式：
Kw = c(H+)总⋅c(OH-)总 c(H+)水电离＝c(OH-)水电离
二）、溶液的酸碱性和pH
1.判断溶液酸碱性的依据：c(H+)和c(OH-)的相对大小。
2.pH的公式： pH越大，酸性 ；pH越小，碱性 。
3.25℃时，中性溶液的pH ；酸性溶液的 pH ；碱性溶液的pH 。
4.pH的大小与温度有关，可不可以根据pH的大小来判断溶液的酸碱性?
5.有关pH、c(H+)或c(OH-)、溶液的物质的量浓度的计算
例题：求0.03mol/ L的硫酸溶液的pH=?
求pH=13的NaOH溶液的物质的量浓度c＝？

三）、酸碱溶液对水的电离平衡的影响
酸碱均抑制水的电离。酸性碱性越强，抑制作用越大。
酸碱溶液中 c(H+)水电离和c(OH-)水电离均相等。
例题：求1mol/L盐酸溶液中c(H+)水电离＝？
已知某溶液c(H+)水电离=10-12mol/L，则该溶液显 性？求其pH=2 12？

四）、酸碱溶液的稀释
1.酸稀释，pH变 。碱稀释，pH变 。无限稀释，pH接近于7，但不能越过7。
2.强酸稀释10n倍，pH 。 强碱稀释10n倍，pH 。
3.弱酸稀释10n倍，pH 。 弱碱稀释10n倍，pH 。
鉴别强酸与弱酸的方法：
pH试纸的使用方法：

五）、溶液混合后pH的计算
1.强酸与强酸的混合：
c(H+)混=
c(H+)1×V1 + c(H+)2×V2
V1 + V2

2.强碱与强碱的混合：
c(OH-)混=
c(OH-)1×V1 + c(OH-)2×V2
V1 + V2

3.强酸与强碱的混合：先 ，再 。

c(H+)混或c(OH-)混 =
|c(OH-)×V碱 – c(H+) ×V 酸|
V酸 + V碱

同体积、同物质的量浓度的HCl与NaOH混合溶液显 性。
同体积、同物质的量浓度的HAc与NaOH混合溶液显 性。
同体积、同物质的量浓度的HCl与氨水混合溶液显 性。
同体积、c(H+)c(OH-)相同(PH之和等于14)的HCl与NaOH混合溶液显 性。
同体积、c(H+)c(OH-)相同的HAc与NaOH混合溶液显 性。
同体积、c(H+)c(OH-)相同的HCl与氨水混合溶液显 性。

三、盐类的水解
一）盐类水解的定义及实质
１．定义：
２．实质：在溶液中 跟 结合生成 ，破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡受到 ，导致 ，从而使溶液显示出不同的酸碱性．盐的水解可以看作是
二）盐类水解的规律及类型
规律：有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解，都弱双水解，谁强显谁性，同强显中性
１．强酸强碱盐： 如：
２．强酸弱碱盐： 如：
３．强碱弱酸盐： 如：
４．弱酸弱碱盐： ．溶液显什么性，要看 ．
三）水解方程式和离子方程式的书写
１．水解程度都很小，所以必须用可逆号．
２．水解程度很小，水解产物很少，所以产物不打气体和沉淀号．
３．金属离子的水解一步到位 ．
金属离子水解的通式：Mn+ + nH2O M(OH)n + nH+
４．多元弱酸的酸根离子分步水解
５．普通弱酸弱碱盐的双水解程度不大，必须用可逆号，不打气体和沉淀号．如：
６．完全彻底的双水解反应用等号，打气体和沉淀号．
NH4+ 、Al3+ 、Fe3+ 中的任何一个与S2- 、CO32- 、HCO3- 、 AlO2- 中的任何一个发生的都是完全彻底的双水解反应．
四）盐和酸碱分别对水的电离平衡的影响
酸和碱 ，盐的水解
常温下PH<7的溶液：是酸性溶液，溶质可以是：
常温下PH>7的溶液：是碱性溶液，溶质可以是：
练习：
１．常温下，PH=3的H2SO4和Al2(SO4)3溶液，水的电离度分别为а1 а2，则а1 和а2两者大小关系为：　　　．水电离产生的H+浓度分别为 ．
2　PH=12的溶液呈　性．溶质为　　．由水电离的OH-浓度为　　．
３．某溶液，由水电离的H+浓度为1×10-５mol/L ，则该溶液是　溶液，PH= .
４．某溶液，由水电离的H+浓度为1×10-12mol/L ，则该溶液是　　溶液，PH= .

五）影响盐类水解程度的因素
１．盐的本性－“越弱越水解”：
例１：已知酸性HF强于HCN，则同浓度的NaF和NaCN溶液相比：
F-浓度　 CN-浓度 NaF中OH-浓度　　NaCN中OH-浓度
NaF的PH　　NaCN的PH
２．浓度－溶液的浓度 ，水解程度
例２：0.1mol/L的NH4Cl溶液与0.01mol/L的NH4Cl溶液相比：
水解程度：　　　　． 溶液中H+浓度：　　　． 溶液的PH：　　　．
３．温度－
例３：相同浓度的FeCl3溶液在25℃和80℃时相比：
Fe3+浓度：　　　　　　． H+浓度：　　　　　　． 溶液的PH：　　　　　　．
例４．将FeCl3溶液加热并蒸干灼烧，最后得到的固体是　　　　　　．
将Al2(SO4)3溶液加热并蒸干灼烧，最后得到的固体是　　　　　　．
４．加入酸或碱
1) 强酸弱碱盐，水解呈 ：
加入酸： 原水解，水解程度 。加入碱： 原水解，水解程度 。
2) 强碱弱酸盐，水解呈 ：
加入酸： 原水解，水解程度 。加入碱： 原水解，水解程度 。
例5. 长久保存FeCl3溶液时，需要加入少量　　．长久保存AgNO3溶液时，需要加入少量　　．长久保存Na2S溶液时，需要加入少量　 　．
5 . 加入盐
1) 加入同向水解的盐（或同类型的盐）： 原水解，水解程度
2) 加入反向水解的盐（或不同类型的盐）： 原水解，水解程度
3) 加入不水解的盐：
例６．1mol/L的(NH4)2SO4 , (NH4)2CO3 , (NH4)2Fe(SO4)2三种溶液中， NH4+浓度分
别为a,b,c，则a、b、c的大小关系为　．
小结：三条水解规律：
１．相同浓度时，一元弱酸（或弱碱）的电离程度总是大于它们离子的水解程度．
例如：0.1mol/L的CH3COOH与0.1mol/L的CH3COONa的混合溶液显 性．
同理： 0.1mol/L的氨水与0.1mol/L的NH4Cl的混合溶液显　　性．
２．多元弱酸正盐的水解程度总是大于其酸式盐的水解程度．
例如：同浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液，碱性Na2CO3 ＞ NaHCO3
３．多元弱酸的酸式盐，既要电离，又要水解，性质判断如下：
1) 电离程度＞水解程度，显酸性． 例如：HSO3- H2PO4-
2) 水解程度＞电离程度，显碱性． 例如：HCO3- HS- HPO42-
3) 强酸的酸式盐NaHSO4完全电离产生H+，没有离子水解，显强酸性．

六）溶液中微粒浓度大小的比较
电荷守恒：溶液中阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数
物料守恒：某一组分（或元素）的原始浓度等于它在溶液中各种存在形式微粒的浓度之和
水电离的H+与OH-产量守恒：水电离的H+与OH-以各种形式存在，各个存在形式中总的H+浓度等于总的OH-浓度
例１．0.1mol/LCH3COONa溶液中存在５种微粒：H+、OH-、CH3COO-、Na+ CH3COOH
电荷守恒：(只找离子) C(H+) + c(Na+) = c(CH3COO-) + c(OH-)
物料守恒：(Na和所有带CH3COO的微粒浓度相等)C(Na+) = C(CH3COO-) + c(CH3COOH)
水电离的H+与OH-产量守恒： (OH-和所有带H+的微粒浓度相等) C(OH-) = c(H+ ) + c(CH3COOH)
离子浓度大小的比较方法：
１．不水解的离子一般浓度最大
２．水解的离子，水解程度很小，剩余的浓度较大
３．由溶液的酸碱性判断H+与OH-浓度大小
４．第一级水解产物浓度大于第二级水解产物
盐类水解的应用
１．配制某些盐溶液时，为得到澄清溶液要设法抑制盐的水解．
２．判断某些离子的共存时，要考虑盐的水解．发生完全彻底双水解反应的离子不能共存．
３．加热，浓缩，蒸干盐溶液时，要考虑盐的水解，不一定得到相应的盐．
４．泡沫灭火器的反应原理和炸油条的反应，都与水解有关．
５．化肥在施用时，要考虑盐的水解．铵态氮肥不能与草木灰混合施用．

四、酸碱中和滴定：
一）酸碱中和滴定的原理
H+ + OH- = H2O
n(H+) = n(OH-)
c(H+)×V酸 = c(OH-)×V碱
若是一元酸和一元碱， 则C酸 ×V酸 = C碱×V碱 即：C待测 = C标×V标/ V待测
二）酸碱指示剂
1. 常见酸碱指示剂的变色范围
石蕊：0--------5.0--------8.0--------14
红色 紫色 蓝色
酚酞：0--------8.2--------10.0--------14
无色 粉红 红色
甲基橙：0--------3.1--------4.4--------14
红色 橙色 黄色
2. 指示剂的选择标准
1) 滴定终点前后指示剂颜色变化要较为明显。一般用酚酞、甲基橙和甲基红，不用石蕊。
2) 指示剂PH变化范围处于酸碱中和滴定PH突跃范围内。
3) 滴定时加入的指示剂不可太多，因为指示剂会消耗酸或碱，故以2-3滴为宜。
三）PH的突跃范围和滴定终点的判断
1. 滴定的等当点、终点和PH突跃范围
1)等当点：即为理论终点，指当酸碱恰好完全反应PH＝7时的终点。
2)终点：即为实际终点，指滴定过程中指示剂变色所显示的终点。
3)PH突跃范围：当多加或少加一滴酸(或碱)时，两者溶液的PH变化范围。
2. 滴定终点的判断
1)用已知浓度的标准酸滴定未知浓度的碱：（最好选择甲基橙）
酚酞：由红色变为无色 甲基橙：由黄色变为橙色
2)用已知浓度的标准碱滴定未知浓度的酸：（最好选择酚酞）
酚酞：由无色变为粉红色 甲基橙：由红色变为橙色
四）中和滴定的操作
1. 实验仪器：
1)锥形瓶：用于盛放一定体积的待测溶液
2)容量瓶：用于配制标准浓度的酸或碱溶液
3)酸式滴定管、碱式滴定管：用于装酸或碱的溶液
4)铁架台、滴定管夹：用于夹持、固定滴定管
2. 滴定管的有关知识：
1)零刻度在上，最大刻度在下。读数准确到0.01mL。
2)不能用于加热、反应、储存，只能用于量取一定体积的溶液。
3)酸式滴定管和碱式滴定管不能混用。酸式滴定管装酸性溶液和氧化性溶液（如KMnO4溶液），碱式滴定管装碱性溶液（NaOH、Na2CO3）。
4)滴定管使用前必须检查活塞处是否漏水。（如何检查？旋转180°）
5)滴定管使用前必须清洗干净，再用待装溶液润洗。
3. 实验操作：
1) 准备：①滴定管：
a.检查滴定管是否完好，活塞是否不漏水。
b.用蒸馏水将滴定管内壁清洗2-3遍。
c.用待装溶液将滴定管内壁润洗2-3遍。
d.将标准溶液装入滴定管中，转动活塞让尖嘴内充满溶液,赶走尖嘴内的气泡。
e.调节液面在“0”或“0”刻度以下，记下读数为V1。
②锥形瓶：锥形瓶用水洗净，准确量取一定体积的待测溶液注入其中，加入2-3滴指示剂。
2) 滴定：锥形瓶放在滴定管正下方，瓶下垫一张白纸。用左手转动滴定管的活塞，使标准液逐滴滴入锥形瓶中。用右手拿锥形瓶以顺时针方向摇动。眼睛注视锥形瓶中颜色变化，兼顾液体流速。
3) 终点：当加入最后一滴标准液后，颜色发生突变，立即停止滴定。继续摇动锥形瓶，若半分钟不恢复原来的颜色，则达到滴定终点。记下此时滴定管的读数V2。重复滴定2-3次，取平均值。V标＝V2―V1
五）中和滴定误差的分析 误差主要来自于滴定过程中对V标的影响。
1) 滴定管用水洗净后没有润洗就装入标准液： 会将标准液稀释导致所耗体积变大，即V标变大，故结果偏高
2) 滴定管尖嘴内的气泡未排净就开始滴定，结束后气泡消失： 气泡的体积也包含在V标中，即V标变大，故结果偏高
3) 达到终点后滴定管尖嘴处悬有液滴未落下： 此液滴多加，即V标变大，故结果偏高
4) 锥形瓶用水洗净后又用待测液润洗：
润洗后锥形瓶中多出了待测液，所消耗的标准液增多，即V标变大，故结果偏高
5) 滴定过程中摇动锥形瓶时，不小心将溶液溅出： 待测液损失，所消耗的标准液减少，即V标变小，故结果偏低
6) 读数时，滴定前V1正确，滴定后V2未平视： 因为V标＝V2―V1，
若滴定后仰视，则V2变大，即V标变大，故结果偏高
若滴定后俯视，则V2变小，即V标变小，故结果偏低
7) 读数时，滴定后V2正确，滴定前V1未平视：因为V标＝V2―V1，
若滴定前仰视，则V1变大，即V标变小，故结果偏低
若滴定前俯视，则V1变小，即V标变大，故结果偏高
8) 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水就装入待测液： 待测液虽然被稀释，但是所含的溶质不变，所消耗的标准液不变，故无影响