文档介绍：:..极其微弱,水中含极少量离子,几乎不导电特点水的电离只与温度有关,升温,Kw增大加酸碱盐,只影响平衡和电离程度,不改变Kw水的离子积(Kw)表达式:Kw=[H+]·[OH-]电解质与非电解质电解质强电解质强酸:HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI弱电解质弱酸:CH3COOH、H2CO3、H2SO3、H2S、H3PO4、HClO非电解质非金属氧化物:SO2、NO2、CO2电解质和非电解质区别导电性:本质所属化合物电解质是离子化合物或共价化合物非电解质是共价化合物吸热:升温电离程度增大影响因素适合于任何稀水溶液单位:mol2·L-2强碱:KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2盐:NaCl、BaSO4、CaCO3、AgCl、NH4HCO3活泼金属氧化物:K2O、CaO、Na2O、MgO、Al2O3弱碱:NH3·H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、Cu(OH)2水络合物:Fe(SCN)3气态氢化物:CH4、NH3大多有机物:蔗糖、l4电解质能电离非电解质不能电离形态:水合离子或水和分子判断方法:熔融状态是否导电决定因素:与离子浓度有关,与离子多少无关向盐酸中加少量NaOH固体导电性几乎不变向醋酸中通NH3导电性增强电离方程式书写强电解质:=、一步弱电解质:可逆号、多元弱酸分步,其他一步[H+]=[OH-]中性本质溶液的酸碱性定义:pH=-lg[H+]表示判断:直接比较n(H+)与n(OH-),或判断n(H+)/n(OH-)[H+]>[OH-]酸性,[H+]越大,酸性越强pH酸碱指示剂[H+]<[OH-]碱性,[OH-]越大,碱性越强石蕊:红色-酸性,紫色-中性,蓝色-碱性酚酞:无色-酸性,无色-中性,红色-碱性范围:1≤pH≤14关系:若pH=a,则[H+]=10-a,[OH-]=10a-14pH计算中性溶液:25℃,pH=7;99℃,pH=6强酸溶液:[H+]→pH强酸溶液:[OH-]→[H+]→pH混合溶液强酸+强酸:[H+]总→pH强碱+强碱:[OH-]总→[H+]→pH强酸+强碱:[OH-]总→[H+]→pH强酸与强碱恰好:pH=7酸过量:[H+]余→pH碱过量:[OH-]余→[H+]→pH稀释每稀释10n倍强酸:[H+]变为原来的1/10n,pH增大n个单位强碱:[OH-]变为原来的1/10n,pH减小n个单位无限稀释(不能忽略水的电离):只能无限靠近7,但不能超过7弱酸:还要电离,pH增大<n个单位弱碱:还要电离,pH减小<n个单位方法:把小块pH试纸放在玻璃片(或表面皿)上,用玻璃棒蘸取待测液点在pH试纸的中央,试纸变色后,与标准比色卡对比确定溶液的pH注意:①事先不能用水湿润PH试纸②广泛pH试纸只能读取整数值或范围用pH试纸测定弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢,强酸、强碱变化得快。lg2===,弱碱用Kb意义K值越大,越易电离影响因素只与温度有关,电离吸热,升温利于电离,Ka变大多元弱酸分步电离,逐级减弱,相差很大,第一步为主:Ka1>>Ka2>>Ka3酸性:HF>CH3COOH>HCN电离程度:CH3COOH≈NH3·H2O电离度表达式:α=ΔC/C0×100%意义:α越大,电离程度越大,酸性或碱性越强影响因素(以醋酸为例)升温,α变大,Ka变大,酸性变强。稀释,利于电离,α变大,但[H+]变小,酸性变弱。酸浓度越大,酸性越强,但α越小。通HCl,α变小。加CH3COONa,α变小加NaOH,α变大。电离常数强酸与弱酸对比等V等C的盐酸与醋酸[H+]前者大,pH前者小n(酸)相等,消耗n(NaOH)相等与足量Zn反应,υ0前者大,(─),υ)前者大,产生H2一样多等V等pH的盐酸与醋酸[H+]相等,但C后者大n(酸)后者大,故后者消耗n(NaOH)多与足量Zn反应,υ0相等,(─),υ)后者大,产生H2后者多计算已知Ka=×10-5mol·L-1,·L-1的CH3COOH溶液中[H+]及电离度。用到近似,电离程度很微弱,醋酸的变化量忽略掉,[H+]=×10-3mol·L-1,α=%稀释相同倍数,盐酸的pH大稀释后pH仍相同,醋酸需要的水多水的电离平衡酸碱都抑制,盐类水解促进pH=8的NaOH溶液和Na2CO3溶液中[H+]水分别是10-8mol·L-1和10-6mol·L-1pH=8的NaOH溶液和氨水、pH=6的盐酸和醋酸溶液中[H+]水相等,都是是10-8mol·L-1浓度相同的盐酸、硫酸、醋酸溶液中[H+]水由大到小的是:醋酸>盐酸=硫酸盐类的水解盐电离出的原理酸根离子结合水电离出的H