水溶液中離子的平衡知識(shí)點(diǎn)-展示頁
2025-06-29 01:23本頁面
【正文】 、相同溫度下，與強(qiáng)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性對比實(shí)驗(yàn)。如NaHCO3==Na++HCO3，HCO3H++CO32這種情況可稱作“強(qiáng)中有弱”。H2ONH4++OH_H2SH++HS_ HS_H++S2 ①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 ②SONHCO2等屬于非電解質(zhì) ③強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4 為強(qiáng)電解質(zhì)）——電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。H2O、Cu（OH）2 Fe（OH）3等。電離程度幾乎100％完全電離只有部分電離電離過程不可逆過程，無電離平衡可逆過程，存在電離平衡溶液中存在的微粒（水分子不計(jì)）只有電離出的陰陽離子，不存在電解質(zhì)分子既有電離出的陰陽離子，又有電解質(zhì)分子實(shí)例絕大多數(shù)的鹽（包括難溶性鹽）強(qiáng)酸：H2SOHCl、HClO4等強(qiáng)堿：Ba（HO）2 Ca（HO）2等弱酸：H2CO3 、CH3COOH等。其中溶液的酸堿性、離子濃度大小比較是高考的必考題，這類題目能有效地測試考生的判斷、推理運(yùn)算等思維能力。水溶液中的離子平衡【命題規(guī)律】：從考查內(nèi)容上看，主要集中在：判斷電解質(zhì)、非電解質(zhì)；外界條件對電離平衡的影響及電離平衡移動(dòng)、離子濃度大小比較；同濃度（或同PH）強(qiáng)、弱電解質(zhì)溶液的比較，如c（H+）大小、起始反應(yīng)速率、中和酸（或堿）的能力、稀釋后PH的變化；強(qiáng)弱電解質(zhì)的判斷；物質(zhì)導(dǎo)電性的強(qiáng)弱；電離平衡常數(shù)的簡單計(jì)算或半定量分析。水的電離平衡及其影響因素；溶液酸堿性（或PH大小）的判斷；已知PH或濃度的強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合分析溶液酸堿性；有關(guān)溶液PH計(jì)算?！究键c(diǎn)一 電離和電離平衡】【強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的區(qū)別】 強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)定義溶于水后幾乎完全電離的電解質(zhì)溶于水后只有部分電離的電解質(zhì)化合物類型離子化合物及具有強(qiáng)極性鍵的共價(jià)化合物某些具有弱極性鍵的共價(jià)化合物。弱堿：NH3少數(shù)鹽：(CH3COO)2Pb、HgCl2電離方程式KNO3=K++NO3—H2SO4=2H++SO42—NH3【注意】：(2) 強(qiáng)酸酸式鹽在水溶液中完全電離，在稀溶液中不存在酸式酸根，如NaHSO4=Na++H++則電離成金屬離子和酸根離子，如NaHSO4=Na++HSO4 酸式鹽在熔融狀態(tài)下與溶于水時(shí)的電離不同： 熔融 Na2HSO4= Na++HSO4— NaHCO3=Na++HCO3— 溶于水 Na2HSO4=Na++H++SO42— NaHCO3=Na++HCO3— HCO3— H++CO32— （3）弱酸的酸式鹽的電離是分步電離，先完全電離成金屬離子和酸式酸離子，酸式酸根再部分電離。弱酸的酸式鹽分步電離，第一步不可逆，以后步步可逆，且一步比一步的電離程度小。 （2）濃度與PH的關(guān)系，2，說明醋酸是弱酸。 （4）測pH=a的HAc稀釋100倍后所得溶液pHa+2,則證明是弱酸。（5）將物質(zhì)的量濃度相同的HAc溶液和NaOH溶液等體積混合后溶液呈堿性。（7）將pH=1的HAc溶液與pH=13的NaOH溶液等體積混合后溶液呈酸性。（9）利用元素周期律進(jìn)行判斷。 （10）利用較強(qiáng)酸（堿）制備較弱酸（堿）判斷電解質(zhì)強(qiáng)弱。說 明碳酸的酸性大于苯酚。導(dǎo)電性強(qiáng)弱是由溶液離子濃度大小決定的。因此，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定強(qiáng)，弱電解質(zhì)的導(dǎo)電能力也不一定弱。(2)表示方法：ABA++B 從 Ka或 Kb的大小，可以判斷弱酸和弱堿的相對強(qiáng)弱。(5)多元弱酸的電離。如 H3PO4的電離： 第一步電離： H3PO4 H++H
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