一、弱電解質的電離平衡

　　①能夠導電的物質不一定全是電解質，如Cu、氯水等。

　　②電解質必須在水溶液裡或熔化狀态下才能有自由移動的離子。

　　③電解質和非電解質都是化合物，單質既不是電解也不是非電解質。

　　④溶于水或熔化狀态；注意：“或”字。

　　（5）溶液中的c(H＋)和水電離出來的c(H＋)是不同的：

　　①常溫下水電離出的c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，若某溶液中水電離出的c(H＋)＜1×10－7 mol·L－1，則可判斷出該溶液中加入了酸或堿抑制了水的電離；若某溶液中水電離出的c(H＋)＞1×10－7 mol·L－1，則可判斷出該溶液中加入了可以水解的鹽或活潑金屬促進了水的電離。

　　②常溫下溶液中的c(H＋)＞1×10－7 mol·L－1，說明該溶液是酸溶液或水解顯酸性的鹽溶液；c(H＋)＜1×10－7 mol·L－1，說明是堿溶液或水解顯堿性的鹽溶液。

　　1、誤差分析：

　　（1）原理(以标準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)：

　　cB＝

　　VB——準确量取的待測液的體積；

　　cA——标準溶液的濃度。

　　故有：cB正比于VA。

　　（2）常見誤差

　　2、有關溶液酸堿性的判斷和pH的計算：

　　（1）水電離的c(H＋)或c(OH－)的計算(25 ℃)

　　①中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1。

　　②溶質為酸的溶液：H＋來源于酸電離和水電離，而OH－隻來源于水。如計算pH＝2的鹽酸中水電離出的c(H＋)：方法是先求出溶液中的c(OH－)＝10－12 mol/L，即水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol/L。

　　③溶質為堿的溶液：OH－來源于堿電離和水電離，而H＋隻來源于水。如pH＝12的NaOH溶液中，c(H ＋)＝10－12 mol·L－1，即水電離産生的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1。

　　④水解呈酸性或堿性的鹽溶液：H＋和OH－均由水電離産生。如pH＝2的NH4Cl溶液中由水電離出的c(H＋)＝10－2 mol·L－1；如pH＝12的Na2CO3溶液中由水電離出的c(OH－)＝10－2 mol·L－1。

　　（2）關于pH的計算：

　　①總體原則：若溶液為酸性，先求c(H＋)，再求pH＝－lgc(H＋)；若溶液為堿性，先求c(OH－)，再求c(H＋)＝KW/c(OH－)，最後求pH。

　　②pH計算的一般思維模型：

　　4、解答酸堿中和滴定圖像三要素：

　　（1）酸堿中和反應要有“量”的思想，複習中着重對“兩平衡、三守恒”即水解平衡、電離平衡，電荷守恒、物料守恒和質子守恒進行分析；

　　（2）觀察圖像的變化趨勢；

　　（3）把圖像中的有效信息和具體的反應結合起來，作出正确的判斷。

　　三、鹽類水解

　　（1）強酸的酸式鹽隻電離，不水解，溶液顯酸性。

　　如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO42－。

　　（2）弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性，取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小。

　　①若電離程度小于水解程度，溶液呈堿性。

　　如NaHCO3溶液中：

　　HCO3－⇌H＋＋CO32－(次要)

　　HCO3－＋H2O⇌H2CO3＋OH－(主要)

　　（2）三個守恒關系：

　　①電荷守恒：電荷守恒是指溶液必須保持電中性，即溶液中所有陽離子的電荷總濃度等于所有陰離子的電荷總濃度。

　　例如，NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)===c(HCO3－)＋2c(CO32－)＋c(OH－)。

　　②物料守恒：物料守恒也就是原子守恒，變化前後某種元素的原子個數守恒。

　　例如，0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO3－)＋c(CO32－)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L－1。

　　③質子守恒：由水電離出的c(H＋)等于由水電離出的c(OH－)，在堿性鹽溶液中OH－守恒，在酸性鹽溶液中H＋守恒。

　　例如，純堿溶液中c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)。

　　（3）四種情況分析：

　　①多元弱酸溶液：根據多步電離分析

　　如：在H3PO3溶液中，c(H＋)＞c(H2PO4－)＞c(HPO42－)＞c(PO43－)。

　　②多元弱酸的正鹽溶液：根據弱酸根的分步水解分析，如：Na2CO3溶液中：c(Na＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)。

　　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其産生的影響。例如，在相同物質的量濃度的下列溶液中：①NH4NO3溶液，②CH3COONH4溶液，③NH4HSO4溶液，c(NH4＋)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：要進行綜合分析，如電離因素、水解因素等。即：

　　（4）離子濃度大小比較的解題思路：

　　（5）平衡移動原理解釋問題的思維模闆：

　　①解答此類題的思維過程：找出存在的平衡體系(即可逆反應或可逆過程)；找出影響平衡的條件；判斷平衡移動的方向；分析平衡移動的結果及移動結果與所解答問題的聯系。

　　②答題模闆：……存在……平衡，……(條件)……(變化)，使平衡向……(方向)移動，……(結論)。例如：把AlCl3溶液蒸幹灼燒，最後得到的主要固體是什麼？為什麼？(用化學方程式表示并配以必要的文字說明)。在AlCl3溶液中存在着如下平衡：AlCl3＋3H2O⇌Al(OH)3＋3HCl，加熱時水解平衡右移，HCl濃度增大，蒸幹時HCl揮發，使平衡進一步向右移動得到Al(OH)3，在灼燒時發生反應2Al(OH)3

　　Al2O3＋3H2O，因此最後得到的固體是Al2O3。

　　四、溶解平衡：

　　1、利用生成沉澱的方法不可能将要除去的離子全部通過沉澱除去。一般認為殘留在溶液中的離子濃度小于1×10－5 mol·L－1時，沉澱已經完全。

　　2、沉澱的轉化過程中一般是溶解度大的易轉化為溶解度小的，但在溶解度相差不大的情況下，溶解度小的也可以轉化為溶解度大的，如BaSO4沉澱在飽和Na2CO3沉澱中可以轉化為BaCO3沉澱。

　　1、溶度積與離子積的使用方法：

　　需要強調的是，若離子來源于不同溶液，則代入Q、Ksp中進行計算的離子濃度是指溶液混合後、反應前時的濃度，絕不是混合前的濃度。

　　2、三個強調：

　　（1）沉澱溶解平衡是化學平衡的一種，沉澱溶解平衡移動分析時也同樣遵循勒·夏特列原理。

　　（2）溶度積大的難溶電解質的溶解度不一定大，隻有組成相似的難溶電解質才有可比性。

　　（3）複分解反應總是向着某些離子濃度減小的方向進行，若生成難溶電解質，則向着生成溶度積較小的難溶電解質的方向進行。

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