电离平衡胶体电化学知识归纳

1电离平衡、胶体、电化学知识归纳一、知识网络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)2Pb2、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。2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：CH3COOHCH3COO－＋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CHA＜CHB③PH相同时，加水稀释同等倍数后，PHHA＞PHHB二、水的电离和水的离子积1、水离平衡：H2OH++OH-水的离子积：KW=[H+]·[OH-]25℃时,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=10-14100℃时Kw＝C(H＋)•C(OH－)＝10－6×10－6＝10－12注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW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＋)＞10－7C(OH－)＜10－7PH＜7中性：C(H＋)＝C(OH－)＝10－7PH＝7碱性：C(H＋)＜10－7C(OH－)＞10－7PH＞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：3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）、常用酸碱指示剂及其变色范围：指示剂变色范围的PH石蕊＜5红色5～8紫色＞8蓝色甲基橙＜3.1红色3.1～4.4橙色＞4.4黄色酚酞＜8无色8～10浅红＞10红色三、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：H2SH++HS-；HS-H++S2-4例：Na2S的水解：H2O+S2-HS-+OH-H2O+HS-H2S+OH-注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写例：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+3、盐类水解后离子总浓度稍微减少。八、溶液中微粒浓度的大小比较1、基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系：①电荷守恒:任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和②物料守恒:某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和2、同浓度的弱酸和其弱酸盐、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：①弱酸的电离＞其对应弱酸盐的水解例:CH3COOH的电离＞CH3COONa的水解,(实质不考虑水解即可)②弱碱的电离＞其对应弱碱盐的水解例:NH3·H2O的电离＞NH4Cl的水解,(实质不考虑水解即可)九、酸碱中和滴定1、原理：用已知物质的量浓度的酸（或碱）测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的浓度的方法。中和滴定计算得到的是酸或碱的浓度，PH值计算得到的是氢离子的浓度。2、操作过程：检漏→洗涤仪器→用标准液、待测液分别润洗相应滴定管→装标准液→量取待测液于锥形瓶中→滴定操作→计算（1）滴定操作：左手控制活塞或小球，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。（2）滴速：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇（3）终点：最后一滴刚好使指示剂颜色发生明显的改变。3、误差分析：滴定误差分析主要包括如下几方面：（1）读数误差：（已知酸碱放在滴定管中）①滴前仰视，滴后平视，偏低②滴前俯视，滴后平视，偏高③滴前平视，滴后仰视，偏高④滴前平视，滴后俯视，偏低（2）洗涤误差：①量取待测液的滴定管清洗后，未用待测液润洗，偏低②装标准液的滴定管清洗后，未用标准液润洗，偏高③锥形瓶用待测液润洗，偏高（3）气泡误差：①滴定前,管尖有气泡,滴定后无,偏高②滴定前,管尖无气泡,滴定后有,偏低（4）其它:①振荡锥形瓶时使液体外溅,偏低②滴定后管尖悬挂有液滴未滴入锥形瓶中,偏高4、强酸強碱滴定指示剂的选择強酸強碱中和滴定的指示剂：酚酞或甲基橙。強酸弱碱中和选甲基橙，弱酸強碱中和选5酚酞。十、电化学1、电池形成的条件：①有活性不同两种金属（或其中一种为非金属）②有电解质溶液③组成闭合回路2、原电池电极判断规律：（“养父”）较活泼的金属负极发生氧化反应（电极本身被氧化溶解）较不活泼的正极发生还原反应（电极本身受保护）3、原电池的重要应用：①负极→加快反应速率②正极→金属的防护③判断金属的活动性强弱4、金属腐蚀和防护：（1）腐蚀：化学腐蚀、电化腐蚀（2）防护：改变金属结构、覆盖保护层、电化学保护法（正极）5、钢铁的两类电化（原电池）腐蚀的区别：析氢腐蚀吸氧腐蚀条件酸性环境中性或碱性正极反应2H++2e=H2↑O2+2H2O+4e=4OH-负极反应Fe-2e=Fe2+6、原电池的正极反应式书写技巧：（酸性条件不能有氢氧根，碱性条件不能有氢离子）H2失电子变成H＋，碱性条件下与HO－结合成H2O。若在原电池中，发现负极不能与电解质直接反应，则正极的电极反应式应为：O2得电子变成O2－,酸性条件下与H＋结合成H2O；中性或碱性条件下与H2O反应生成OH－，O2+2H2O+4e－=4OH-。7、原电池的放电与充电的关系：8、惰性电极电解池电极反应：阴极：阳离子放电，放电顺序：金属活性表的逆顺序阳极：非惰性电极阳极本身氧化；（“三羊开泰”）惰性电极：阴离子放电，放电顺序：S2-＞I-＞Br-＞Cl-＞OH-＞含氧酸根9、电解过程产生H+、OH-部位规律：①H+放电的电极，该电极附近产生OH-例：电解NaCl溶液②OH-放电的电极，该电极附近产生H+例：电解CuSO4溶液10、原电池、电解池、电镀池的区别：原电池电解池电镀池外接电源无有有电极要求活性不同惰性电极（C、Pt）活性电极（除C、Pt外）阳极—镀层；阴极—镀件6负极（阴极）反应电极本身被氧化溶解还原反应（阳离子放电）还原反应（阳离子放电）还原反应（阳极的金属离子放电析出）正极（阳极）反应还原反应（电极受保护）氧化反应（阴离子放电）电极本身被氧化溶解电极本身被氧化溶解电解液要求任意电解质任意电解质不含阳极金属离子含阳极金属的离子（电解质溶液浓度保持不变）11、计算串联电路中各电极电解产物的计算原则：电量守恒准确写出两电极的电极反应式，以阴阳两极得失电子数相等（电量守恒）为纽带，对两极产物进行计算如：Cu～1/2O2～2Ag（各物质化合价变化值相等）12、三池电极反应式或总反应式的书写方法：①根据给出的两个电极反应式,写总的反应式:使两个电极反应式得失电子数相等后,将两式相加,消去电子及相同的化学式即可②给出总反应式,写电极反应式:确定电极反应类型→选离子，配电荷→配个数，巧用水→两式加，验总式13、电解产物为气体：只能是H2、Cl2、O2可能。