电离平衡、胶体、电化学知识归纳

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电解质电

解

质

的

电

离

平

衡

强电解质－无电解平衡

（完全电离）

弱电解质－电离平衡

（部分电离，可逆）

概念

特征

影响

因素

实例

动：动态平衡，V(电离)＝V(结合)

定：离子和分子的浓度保持一定

变：条件改变，平衡移动

内因－弱电解质本身的强弱

外因－温度、浓度

水

的

电

离

平

衡

水的离子积

溶液的酸碱性与计算

盐类水解

酸碱中和滴定

弱酸、弱碱的电离平衡

离

子

反

应

实质

离子反应的规律

离子反应方程式

复分解反应

氧化还原反应

离子共存

分

散

系

分散质分散剂溶液

胶体

浊液

种类

性质

聚沉

分离－滲析法

根据分散质分－粒子胶体、分子胶体

根据分散剂分－气溶胶、液溶胶、固溶胶

胶体稳定－同种胶体粒子带台州电荷

丁达尔现象

布朗运动

电泳现象

加电解质

加“异性”胶体

加热

一、弱电解溶液

１、定义：

电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。酸、碱、盐、碱性氧化物、水。

非电解质：在水溶液中或熔融状态下不能导电的化合物。有机物、酸性氧化物等。

铜、NH3水溶液、CO2溶液能导电但不是电解质，因为它们不能直接电离出离子。固体氯化纳、纯硫酸不能导电，它们是电解质。

强电解质：在水溶液中完全电离的电解质，強酸、強碱、盐。強酸：HCIO4、H2SO4、HNO3、HCI、HBr、HI；強碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2、Ag(NH3)2OH；盐：一般的盐都是强电解质，BaSO4是强电解质。

弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质，弱酸、弱碱、水、中学里盐只有 (CH3COO)2Pb 2、电解质与非电解质本质区别：

在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）电解质溶液的导电性是由溶液中的离子浓度和离子所带的电荷决定。

电解质——离子化合物或极性共价化合物

非电解质——共价化合物

离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电

3 、弱电解质的电离平衡

例如：CH3COOH CH3COO－＋H＋Ｑ＜０

升高温度平衡正移，降低温度平衡逆移

增加醋酸的浓度平衡正移，氢离子物质的量增大，氢离子浓度增大。

加水稀释，平衡正移，氢离子物质的量增大，氢离子浓度减小

加入浓盐酸，平衡逆移，氢离子浓度增大。

4、强电解质与弱电质的本质区别：

在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）

注意：①电解质、非电解质前提都是化合物

②SO2、NH3、CO2等属于非电解质

③强电解质不等于易溶于水的化合物

4、强弱电解质通过实验进行判定的方法：（另：可根据类型进行判断）

（1）通过测定溶液的PH值来确定

（2）可通过溶液的PH变化程度来确定

（3）可通过盐是否水解来确定，若HA对应的盐NaA不水解，则可知HA为强酸

5、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：

①溶液的浓度相同时，PH(HA）＜PH(HB）

②PH值相同时，溶液的浓度C HA＜C HB

③PH相同时，加水稀释同等倍数后，PH HA＞PH HB

二、水的电离和水的离子积

1、水离平衡：H2O H+ + OH- 水的离子积：K W = [H+]·[OH-]

25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 10-14

100℃时Kw＝C(H＋)•C(OH－)＝10－6×10－6＝10－12

注意：K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定

K W不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）

2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱

3、影响水电离平衡的外界因素：

①酸、碱：抑制水的电离， 25℃时，0.1mol／L的NaOH溶液中，0.1mol／L的盐酸溶液中，水电离出的氢离子和氢氧根离子的浓度均为10－13mol／L，说明水的电离平衡逆移。

②温度：促进水的电离

③易水解的盐：促进水的电离

4、溶液的酸碱性和PH：

（1）、溶液酸碱性

无条件，酸性：C(H＋)＞C(OH－) 中性：C(H＋)＝C(OH－) 碱性：C(H＋)＜C(OH－) 25℃时：酸性：C(H＋) ＞10－7 C(OH－)＜ 10－7 PH＜7

中性：C(H＋) ＝C(OH－)＝ 10－7 PH＝7

碱性：C(H＋) ＜10－7 C(OH－) ＞10－7 PH＞7

（2）、PH= -lg[H+]

注意：①酸性溶液不一定是酸溶液；PH＜7 溶液不一定是酸性溶液

②碱性溶液不一定是碱溶液；

（3）、酸碱性的测定方法：

酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞

PH试纸——最简单的方法。操作：将PH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液滴在试纸上，然后与标准比色卡比较即可

注意：①事先不能用水湿润PH试纸②只能读取整数值

（4

三、混合液的PH值计算方法公式

1、强酸与强酸的混合：

[H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）

2、强碱与强碱的混合：

[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算[H+]混)

3、强酸与强碱的混合：

[H+]（或[OH-]）＝|[H+]V酸－[OH-]V碱| / (V酸+V碱)

四、稀释过程溶液PH值的变化规律：

1、强酸溶液：稀释10ｎ倍时，PH稀=PH原+ n （但始终不能大于或等于7）

2、弱酸溶液：稀释10ｎ倍时，PH稀＜PH原+n （但始终不能大于或等于7）

3、强碱溶液：稀释10ｎ倍时，PH稀=PH原－n （但始终不能小于或等于7）

4、弱碱溶液：稀释10ｎ倍时，PH稀＞PH原－n （但始终不能小于或等于7）

五、“酸、碱恰好中和”、自由H+与OH-恰好中和酸碱性判断方法

1、酸、碱恰好反应：恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。（无水解，呈中性）

2、自由H+与OH-恰好中和：生成盐和水，弱者剩余，弱者电离显性。（无弱者，呈中性）

六、盐类的水解

1、盐类水解规律：

①谁弱谁水解,谁强显谁性; 越弱越水解, 两弱相促进, 两强不水解;

②多元弱酸根,正酸根比酸式酸水解程度大,碱性更强; (如:Na2CO3＞NaHCO3)

2、盐类水解的特点：（1）可逆（2）程度小（3）吸热

3、影响盐类水解的外界因素：

①温度：温度越高水解程度越大

②浓度：浓度越小，水解程度越大

③酸碱：促进或抑制盐的水解

4、酸式盐溶液的酸碱性：

（盐溶液里也存在水的电离平衡及水的离子积）。

①只电离不水解：如HSO4-

②电离＞水解，显酸性（如: HSO3-、H2PO4-）

③水解＞电离，显碱性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）

5、盐类水解的应用：

①混施化肥②泡沫灭火剂③FeCl3溶液止血剂④明矾净水⑤NH4Cl焊接金属⑥判断溶液酸碱性⑦比较盐溶液离子浓度的大小⑧判断离子共存⑨配制盐溶液⑩胶体制备

七、电离、水解方程式的书写原则

1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写

例：H2S的电离：H2S H+ + HS-； HS- H+ + S2-