电离理论范文

电离理论范文（精选9篇）

电离理论 第1篇

随着强超短激光脉冲的出现, 在实验中发现, 在强短激光脉冲作用下, 原子的二阶电离光强会明显下降, 出现所谓的非次序电离 (nonsequential ionization) 。非次序电离是由于电子间的相互关联所引起的。值得一提的是非次序电离并不是仅仅指两电子在同一时刻被电离, 而主要是指形成的高激发态离子的瞬间电离过程, 因此只要两次电离几乎是在同一 (外场) 周期内发生的, 均属非次序电离过程。由于非次序电离过程涉及到多电子 (至少是两个电子) 的相互关联, 采用单电子近似并不能描述非次序电离的一些特性。而经典模拟只涉及到一阶常微分方程组的求解, 这在一般的微机上就可以进行。 因此对强超短激光脉冲作用下原子和分子的动力学过程的经典模拟近来受到了人们的重视 。由于一维模型不仅可以描述真实 (三维) 原子非次序电离的基本物理过程, 还可使计算时间大大缩短, 并且在初态系综的制备方面也更加容易, 因此本文利用一维氦原子模型和系综平均理论研究了在强超短激光脉冲作用下氦原子的非次序电离过程。

在经典理论中, 将氦原子系统中的原子核和电子看成经典粒子, 将氦原子系统看成是由一个原子核和两个电子组成的经典力学的三体系统。处在强激光场中的氦原子, 因为两电子和原子核都是带电粒子, 所以每个粒子都要受到其它两个粒子的Coulomb力和外加激光场中的电场undefined (t) 的作用, 系统的经典运动由Hamilton正则方程描述。

设ri (i=1, 2) 和 分别为氦原子的电子和原子核的坐标矢量, 在强激光场的电场E (t) 的作用下, 系统的牛顿方程 (采用原子单位) :

undefined

经Legendre, 牛顿方程可以转化为哈密顿正则方程, 哈密顿量为:H (ra, pa;rb;t) =H (p, q, t) =T (p) +V (q, t) (2)

系统的动力学方程组Hamilton正则方程:

undefined

为了求解正则方程 (3) , 需要随机的选取大量初值来描述真实的动力学过程。初态ra (0) , pa (0) , rb (0) , pb (0) 的选取在某种程度上是任意的, 本文采用系综法随机选取初值。

我们选择距离做判据。故He系统与激光脉冲相互作用可能产生如下三种结果:

He+[I]He (r15a.u., r25a.u.) ,

He+[I]He++e (r15a.u., r25a.u. or r1>5a.u., r25a.u.) , He+[I]He2++2e (r1>5a.u., r2>5a.u.)

这里的[I]代表激光脉冲。我们将这三种过程分别定义为存活、单电离、双电离。

图1 激光强度为6.51015W/cm2 时不同激光场包络 (a 绿色为梯形包络, b 红色为正弦平方包络, c 黑色为高斯包络。) 所对应的双电离几率随时间的演化。为了研究激光场包络形状对氦原子电离几率的影响, 我们选择了三种不同的脉冲包络。图1显示了在同一波长 (780nm) 不同激光脉冲包络的双电离几率随时间的演化。结果显示, 不同脉冲包络的双电离几率有相同的趋势, 但是在梯形脉冲包络下的双电离几率最大。这是因为梯形包络的面积是最大的。

图2一个关于次序双电离的典型例子。图2中, 我们用单电子能量随时间的演化描述了次序双电离的过程。我们选取了波长780nm, 激光强度I=21015W/cm2的激光场。在这个激光强度下, 次序双电离的过程多于非次序双电离的过程。图2中显示一个电子 (虚线) 先电离, 然后第二个电子 (实线) 约在2周期后电离, 这反映了次序电离机制。

二、结语

电离理论 第2篇

1、测定醋酸的电离度和电离平衡常数。

2、学会正确地使用pH计。

3、练习和巩固容量瓶、移液管、滴定管等仪器的基本操作。

二、实验原理

醋酸CH3COOH(简写为HAc)是一元弱酸，在溶液中存在下列电离平衡：

HAc(aq)+H2O(l)

H3O+(aq)+Ac-(aq)

忽略水的电离，其电离常数：

首先，一元弱酸的浓度是已知的，其次在一定温度下，通过测定弱酸的pH值，由pH=-lg[H3O+]，可计算出其中的[H3O+]。对于一元弱酸，当c/Ka≥500时，存在下列关系式：

[H3O+]2[H3O+] Ka

cc

[H3O+][Ac-][H3O+]2

Ka

[HAc][HAc]

由此可计算出醋酸在不同浓度时的解离度和醋酸的电离平衡常数(Ka)。或者也可由

Kac2计算出弱酸的解离常数(Ka)。

三、仪器和试药

仪器：移液管、吸量管、容量瓶、碱式滴定管、锥形瓶、烧杯、量筒、pHS-3C型酸度计。 试剂：冰醋酸(或醋酸)、NaOH标准溶液(0、1molL-1)、标准缓冲溶液(pH=6、86, 4、00)、酚酞溶液(1%)。

四、实验内容

1、配置250mL浓度为0、1molL-1的醋酸溶液

用量筒量取4mL 36%(约6、2 molL-1)的醋酸溶液置于烧杯中，加入250mL蒸馏水稀释，混匀即得250mL 浓度约为0、1molL-1的醋酸溶液，将其储存于试剂瓶中备用。

2、醋酸溶液的标定

用移液管准确移取25、00mL醋酸溶液(V1)于锥型瓶中，加入1滴酚酞指示剂，用标准NaOH溶液(c2)滴定，边滴边摇，待溶液呈浅红色，且半分钟内不褪色即为终点。由滴定管读出所消耗的NaOH溶液的体积V2，根据公式c1V1=c2V2计算出醋酸溶液的浓度c1。平行做三份，计算出醋酸溶液浓度的平均值。

3、pH值的测定

分别用吸量管或移液管准确量取2、50、5、00、10、00、25、00mL上述醋酸溶液于四个50mL的容量瓶中，用蒸馏水定容，得到一系列不同浓度的醋酸溶液。将四溶液及0、1molL-1原溶液按浓度由低到高的顺序，分别用pH计测定它们的pH值。

4、由测得的醋酸溶液pH值计算醋酸的电离度、电离平衡常数。

五、实验结论 数据记录与处理

编号 1 2 3 4 5

V HAc / mL 2、50 5、00 10、00 25、00 50、00

c HAc / molL-1

pH

[H+] / molL-1

Ka

六、注意事项

1、测定醋酸溶液pH值用的小烧杯，必须洁净、干燥，否则，会影响醋酸起始浓度，以及所测得的pH值。

2、吸量管的使用与移液管类似，但如果所需液体的量小于吸量管体积时，溶液仍需吸至刻度线，然后放出所需量的液体。不可只吸取所需量的液体，然后完全放出。

3、pH计使用时按浓度由低到高的顺序测定pH值，每次测定完毕，都必须用蒸馏水将电极头清洗干净，并用滤纸擦干。

七、思考题

1、用pH计测定醋酸溶液的pH值，为什么要按浓度由低到高的顺序进行?

2、本实验中各醋酸溶液的[H+]测定可否改用酸碱滴定法进行?

3、醋酸的电离度和电离平衡常数是否受醋酸浓度变化的影响?

电离理论 第3篇

1类氦离子电离能规律

对于多电子离子,最外层的电离电子除受到核的库仑势外,还受到其他电子的电磁相互作用,即所谓的离子实轨道贯穿及离子实的极化作用等,其感受的是其他电子屏蔽作用后的核等效作用势,用屏蔽电荷数可较好地描述等电子数离子电子间相互作用对电离能的影响。同时,对等电子数离子,电子相对论效应随原子序数的增加显著增强,用相对论量子数亏损可较好地描述该项作用的效果。

根据相对论多通道量子亏损理论,设原子序数为Z,核外电子数为N+1,q=Z-1,采用原子单位,则激发态电子的相对论能级满足[9]

式(1)中n为主量子数,κ为角动量量子数,α为原子精细结构常数,μnκ相对论量子数亏损。

令量子数亏损对较轻元素,q较小,可将式(1)展开到一次项,同时能量单位用eV,可得

undefined (2)

式(2)中R为里德伯常数,c为光速,h为普朗克常数,此式较好地描述了较轻元素离子激发态电子的能级,对基态离子,由于电离电子受其他电子的屏蔽作用显著,将式(2)中的q用等效核电荷数Z-σ代替,σ为屏蔽电荷数,考虑到电离能为电子能级的负值,则较轻元素离子的电离能可表示为

undefined (3)

则undefined

对不同原子序数的类氦离子,若认为屏蔽电荷数和量子数亏损为恒定值,则其电离能的平方根与原子序数满足线性关系,但我们按线性拟合,结果并不理想。事实上,由于等电子数离子结构相似,只是电子轨道半径随原子序数的增加而减小,核体积又非常小,所以,类氦离子屏蔽电荷数可取为常数。而随着离子原子序数的增加,电子轨道速度增大,其能级的相对论效应增强,量子数亏损亦应增大。通过我们用Microcal Origin及Excel软件多次拟合试验,证实了上述分析,对类氦离子,屏蔽电荷数可取为常数,将量子数亏损按其与Z2成正比处理,可获得最佳拟合效果。表1列出了原子序数615的元素类氦离子电离能的实验值,为拟合方便,拟合是按电离能实验值的平方根进行的,图1给出了原子序数615的元素类氦离子电离能实验值的平方根随原子序数的变化曲线(以实线表示),及拟合后得到的电离能理论值的平方根随原子序数的变化曲线(以虚线表示)。通过对屏蔽电荷数及量子数亏损的拟合,得到的类氦离子电离能与原子序数的关系如下

undefined (5)

由图1可以看出,实线与虚线几乎重合,说明由式(5)计算的类氦离子电离能理论值与实验值符合得很好。

2 较高Z元素类氦离子电离能的计算

用本文依据原子序数615的元素类氦离子电离能的实验值,给出的类氦离子电离能遵从的关系式,可计算出原子序数较大的类氦离子的电离能,表1列出了由式(5)计算的原子序数639的元素类氦离子电离能,计算时常数积hcR取13.605 7 eV。表1同时还列出了文献 [7]用相对论Dirac-Fock理论计算的类氦离子电离能数据。通过对比发现,本文对原子序数1639的元素类氦离子电离能的计算结果与文献[7]的结果符合得很好,平均相对偏差为0.009 5%,最大相对偏差为0.028%。

注:(th)表示理论值,(exp)表示实验值。

3 结论与分析

基于离子能级的相对论量子亏损理论,依据原子序数615的元素类氦离子电离能实验值,通过对屏蔽电荷数及量子数亏损的拟合处理,给出的类氦离子电离能与原子序数的关系式,其电离能的计算结果不仅与原子序数615的元素类氦离子电离能实验值符合得很好,而且与文献[7]用相对论Dirac-Fock理论计算的原子序数1639的元素类氦离子电离能理论值也符合得很好。

对量子数亏损与原子序数的关系进行了非线性拟合,图1的拟合曲线接近直线,说明量子数亏损很小,但其对电离能有明显影响,且由于量子数亏损与原子序数的平方成正比,使该项影响随类氦离子原子序数的增大明显增大。事实上,随着类氦离子原子序数的增大,其核电荷数增加,离子轨道半径收缩,电子轨道速度显著增大,能级的相对论效应显著增强,量子数亏损很好地描述了电子相对论效应对电离能的影响。对类氦离子屏蔽电荷数进行了常数拟合,这对原子序数很小的类氦离子的电离能会带来较大偏差,而对原子序数较大的离子,常数拟合是合理的。这是因为,类氦离子有相似的结构,核体积又很小,且离子轨道收缩的趋势随原子序数的增大而变慢,使屏蔽电荷数虽随原子序数的增大而减小,但较快地趋近于一个常数值[10]。对原子序数很小的氦及类氦锂、铍、硼离子,屏蔽电荷数应比本文给出的值大些。由于式(5)的推导过程进行了近似处理,要求原子序数不能太大,使本文方法对原子序数37、38、39的元素类氦离子电离能的计算结果比文献[7]的理论值有偏大的趋势。对原子序数很大的类氦离子电离能的计算,除考虑电荷屏蔽效应及电子相对论效应外,还应考虑核体积效应及和质量效应,但对原子序数不很大的离子,后两种效应的影响很小[11]。本文总结出的类氦离子电离能与原子序数的关系式,物理意义明确,计算简便,对原子序数1639的元素类氦离子电离能的计算结果可靠。该方法也适用于其他等电子数离子电离能的计算。

参考文献

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[9]方泉玉,颜君.原子结构、碰撞与光谱理论.北京:国防工业出版社,2006;293—305

[10]李耀宗,梁昌慧,张小安.用屏蔽法计算较高电荷态类锂离子的电离能.科学技术与工程,2011;11(1):117—119

电离平衡教案示例 第4篇

教学设计

教学目标 知识与技能

明确强弱电解质与结构的关系； 明确电解质的初步分类；

知道电解质的电离平衡及温度、浓度等条件对电离平衡的影响。过程与方法

学会运用电离平衡理论解释一些简单的化学问题。情感态度和价值观

由电解质在水分子作用下能电离出阴阳离子，体会大千世界阴、阳共存，相互对立统一，彼此依赖的和谐美； 教学重点

电离平衡的建立与电离平衡的移动，从化学平衡的建立和化学平衡的移动理论来认识电离平衡的建立与电离平衡的移动。

教学难点

电离平衡的建立与电离平衡的移动，从化学平衡的建立和化学平衡的移动理论来认识电离平衡的建立与电离平衡的移动。

教学方法 讲述法、比较发现法、实验法、启发引导法 教学课时 2课时 教学过程 第一课时 新课的准备：

复习强弱电解质概念，强弱电解质的电离及电离方程式的书写； 复习化学键的知识。

设问：强弱电解质与其结构有没有关系呢？ 新课进行：

一、强、弱电解质与结构的关系

复习：强电解质、电解质、弱电解质、化合物、非电电解质 从氯化钠、硫酸钾、盐酸、硫酸、硝酸等为强电解质说起：

强电解质：水溶液中完全电离，绝大多数为离子化合物和强极性共价化合物，如，强酸、强碱、绝大多数盐； 弱电解质：水溶液中不完全电离，绝大多数为含极性键的共价化合物，如，弱酸、弱碱、水。设问：碳酸钙与一水合氨分别是强电解质，还是弱电解质？

二、弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的建立 以醋酸为例：

CH3COOHCH3COO－H

说明：醋酸的电离是一个可逆的过程，一方面分子电离出离子，另一方面离子重新结合成分子。当矛盾的过程势均力敌时，也可以建立平衡——电离平衡：

在一定条件下，当电解质分子电离成离子（离子化）的速率与和离子重新结合生成分子（分子化）的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。

①从电离开始：

CH3COOHCH3COO－H（醋酸加水）

②从离子结合成分子开始：

CH3COO－H2．电离平衡的特征 CH3COOH（醋酸钠溶液中加入盐酸）

“动”——动态平衡；

“等”——V分子化=V离子化；

“定”——弱电解质的电离程度保持一定，溶液中各种粒子的浓度保持一定； “变”——外界条件发生变化，电离平衡也要发生移动。3．影响电离平衡的因素 讨论：

在氨水中，分别加入适量盐酸、NaOH溶液和NH4Cl溶液，对NH3·H2O的电离平衡各有什么影响？有关分子及离子浓度发生怎么样的变化？并简要说明理由。

①加入适量盐酸，平衡如何移动？ ②加入NaOH溶液，平衡如何移动？ ③加入氯化铵溶液，平衡如何移动？

说明：②、③平衡如何移动，取决于加入溶液的浓度。强调：

①对弱电解质溶液的稀释过程中，弱电解质的电离程度增大，溶液中离子数目增多，溶液中离子浓度由小变大，再变小；

②电离均为吸热过程，升高温度，电离程度增大，离了数目增多，离子浓度增大。新课的延伸：

①电离度的概念简介：与化学平衡中转化率性质相同的参数，适合于弱电解质建立平衡时，反映电解质的电离程度的大小，可以用于判断电解质的强弱，电离度的影响因素；

②对于NH3H2O教学小结： NH3H2O+NH4OH－平衡体系，改变压强、加水稀释、升高温度，电离平衡如何移动？ 总结电离平衡的建立、特征、影响因素； 练习电离方程式，强调多元酸的分步电离。课后小结： 板书设计 第一节 电离平衡

一、强、弱电解质与结构的关系

二、弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的建立 2．电离平衡的特征 “动”——动态平衡；

“等”——V分子化=V离子化；

“定”——弱电解质的电离程度保持一定，溶液中各种粒子的浓度保持一定； “变”——外界条件发生变化，电离平衡也要发生移动。3．影响电离平衡的因素 第二课时 新课的准备：

1．复习电离平衡的建立、特征及影响因素； 2．讨论对弱电解质溶液加水稀释后，各粒子浓度的变化情况； 3．请学生书写盐酸、硫酸、醋酸电离的电离方程式； 新课进行： 4．多元弱酸的电离

多元弱酸分步电离，每一步电离均有电离常数，各步的电离程度也不相同，其中第一级电离程度最大：K1＞K2＞K3＞……＞Ki

以磷酸电离为例：

H3PO4 HH2PO－4－K1=7．5×103

H2PO－42－ HHPO4K2=6．2×108 －－HPO24－ HPO34K3=2．2×10－13

强调：①多元弱碱电离与多元弱酸电离情况相似。②多元弱酸电离以第一级为主，只写第一级电离也可。新课的延伸：电离平衡常数 1．电离平衡常数

说明：电离平衡与化学平衡一样，各离子浓度与分子浓度之间在一定温度下也存在着一定量关系。以一水合氨和醋酸电离为例。

强调：①电离平衡常数的意义：判断弱酸弱碱的相对强弱；②电离平衡常数受温度的影响（影响不大），与浓度无关。电离度与平衡常数影响因素不同比较。

教学小结：多元弱酸的电离。课后小结： 板书设计

4．多元弱酸的电离

何为电离辐射? 第5篇

辐射是不依人的意志为转移的客观事物。在人们赖以生存的环境中, 辐射无处不在。太阳发出的由核反应的光和热, 是人类生存所必需的, 天然的放射性物质广泛分布于整个环境中。就连我们的身体内, 也存在着14C, 40K以及210Po之类的放射性核素。地球上的所有生命, 都是在存在着此类辐射的背景下不断进化而来的。

按照辐射作用于物质时所产生效应的不同, 人们将辐射分为电离辐射与非电离辐射两类。电离辐射包括宇宙射线、X射线和来自放射性物质的辐射。非电离辐射包括紫外线、热辐射、无线电波和微波。

电离平衡难点攻略 第6篇

电离平衡是中学化学的重要理论知识, 在元素及其化合物的学习中有着重要的指导作用。现对此部分中的重难点、易错点知识及命题趋势分析如下。

一、重难点知识突破

1. 弱电解质的电离平衡

例1.有甲、乙两瓶醋酸稀溶液, 测得甲的pH=a, 乙的pH=a+1。下列推断正确的是 ()

A.物质的量浓度c (甲) 是c (乙) 的10倍

B.溶液中的c (OH-) 甲是乙的10倍

C.由水电离产生的c (H+) 乙是甲的10倍

D.与等量的NaOH反应消耗甲、乙两酸的体积V (乙) >10V (甲)

解析:甲瓶的pH值比乙瓶的小1个单位, 说明甲瓶醋酸溶液c (H+) 是乙瓶的10倍。由于醋酸越浓越难电离, 故醋酸的物质的量浓度甲大于乙的10倍, 可知A选项错误, D选项正确。c (H+) 越大c (OH-) 越小, 甲瓶溶液中的c (H+) 是乙瓶中的10倍, 说明溶液中的c (OH-) 甲是乙的1/10, 酸溶液中的c (OH-) 全部来自水的电离, 可知B选项错误, C选项正确。答案为CD。

2. 水的电离

水的离子积常数 (Kw) 与水的电离常数 (K) 是两个不同的概念, 25℃时, Kw=K55.56。升温、加入能水解的盐可以促进水的电离;降温、加入酸或碱可以抑制水的电离。并且只有温度的变化才会使c (H+) 和c (OH-) 同时增大或减小, 其他外界条件的变化只会使c (H+) 增大 (或减小) 而c (OH-) 减小 (或增大) 。无论是酸、碱、盐的水溶液, 25℃时Kw都是10-14。

计算水电离出的c (H+) 或c (OH-) 时要注意:溶质为酸时, 先计算出溶液中的c (OH-) , 水电离出的c (H+) =水电离出的c (OH-) =溶液中的c (OH-) ;溶质为碱时, 先计算出溶液中的c (H+) , 水电离出的c (H+) =水电离出的c (OH-) =溶液中的c (H+) 。在能水解的盐溶液中, 水电离出的H+和OH-被盐电离出的弱酸根或弱碱根离子有选择性的结合。在强酸弱碱盐溶液中, 弱碱离子结合水电离出的OH-, 所以要想知道水电离出的OH-或H+, 只有通过溶液中的H+浓度判断;在强碱弱酸盐溶液中, 弱酸根结合水电离出的H+, 所以要想知道水电离出的OH-或H+, 只有通过溶液中的OH-浓度判断。

例2. (1) pH=14的NaOH溶液 (2) 0.5mol/L的NaOH溶液 (3) pH=11的Na2CO3溶液 (4) pH=4的NH4Cl溶液 (5) 0.1mol/L的HNO3溶液, 上述溶液中水电离出的H+浓度由大到小顺序正确的是 ()

解析: (1) (2) (5) 中水的电离受到抑制, (3) (4) 中水的电离受到促进, 故 (3) (4) 中水电离出的c (H+) 比 (1) (2) (5) 中的大。在 (1) (2) (5) 中, (1) 应计算H+浓度, 水电离出的c (H+) =溶液中的c (H+) =10-14 mol/L。 (2) 同理, 水电离出的c (H+) =210-14 mol/L。 (5) 应计算溶液中的OH-浓度, 水电离出的c (H+) =水电离出的c (OH-) =溶液中的c (OH-) =10-13 mol/L。三者大小明确。在 (3) (4) 中, (3) 应以OH-浓度计算, pOH=14-11=3, 所以水电离出的c (H+) =水电离出的c (OH-) =溶液中的c (OH-) =10-3 mol/L。 (4) 应以H+浓度计算, 水电离出的c (H+) =10-4 mol/L。故答案为D。

3. 溶液的pH值

pH=-lgc (H+) , 类推得pOH=-lgc (OH-) 。单凭pH值与7的相对大小不能判断溶液呈酸性或碱性, 要想用pH值判断溶液的酸碱性, 必须附加温度或溶液中c (H+) 与c (OH-) 的相对大小。即用pH值作为溶液酸碱性的判断依据是有条件的。

例3.下列溶液一定呈中性的是 ()

A.由等体积、等物质的量浓度的一元酸跟NaOH溶液混合后形成的溶液

B.c (H+) =110-7 mol/L的溶液

C.pH=14-pOH的溶液

D.pH=pOH的溶液

解析:A选项中若是弱酸, 则生成的盐为强碱弱酸盐, 溶液呈碱性, 即A不一定呈中性。B中虽然pH=7, 但溶液不一定呈中性。若在100℃时, Kw=10-12, 水中c (OH-) =10-12&#247;c (H+) =10-5 mol/L, 此时溶液中c (OH-) >c (H+) , 溶液呈碱性。可见, 在没有指明温度的情况下, pH<7的溶液不一定呈酸性, pH=7的溶液不一定呈中性, 溶液的酸碱性是由c (OH-) 和c (H+) 的相对大小决定的, 而不是由c (OH-) 或c (H+) 的绝对值决定的, 即不能单凭pH值判断。C中的pH值无法确定, 溶液的酸碱性也无法判断。D中c (H+) =c (OH-) , 溶液一定呈中性。故答案为D。

4. 盐的水解

盐类水解的本质是弱酸的阴离子或弱碱的阳离子与水电离出的H+或OH-离子结合生成弱电解质, 促进了水的电离。

盐类水解的规律是:有弱才水解, 无弱不水解, 越弱越水解。溶液显性的规律是:谁强显谁性, 双强显中性, 双弱相对性。

盐类水解的程度除与盐的组成和结构有关外, 还受下列外因影响:

(1) 温度:盐的水解是中和反应的逆反应, 所以盐的水解是吸热反应, 温度升高, 水解程度增大。

(2) 浓度:盐溶液浓度越小, 盐水解程度越大。正因为盐水解的原因, Na2CO3与NaHCO3溶液中存在的离子种类是相同的。

(3) 外加物质:盐类水解后, 加入酸、碱或某些其他物质可以促进或抑制盐的水解。如在配制FeCl3溶液时, 常加入少量盐酸来抑制FeCl3水解。

盐类水解的应用很广, 其中用于溶液中的离子浓度排序是较难的知识点, 需要重点突破。

以Na2CO3溶液为例, 溶液中存在三个等式、一个不等式:

(1) 电荷守恒式:即c (Na+) +c (H+) =c (HCO-3) +2c (CO2-3) +c (OH-) 。

(2) 物料守恒式:不论电解质发生电离还是水解, 离子或分子中某种特定元素的原子或原子团的总数是不会改变的。即1/2c (Na+) =c (HCO-3) +c (CO2-3) +c (H2CO3) 。

(3) 质子守恒式:电解质溶液中分子或离子得到或失去质子 (H+) 的物质的量应相等。即c (H3O+) +2c (H2CO3) +c (HCO3-) =c (OH-) 或c (H+) +2c (H2CO3) +c (HCO3-) =c (OH-) 。

质子守恒式也可由电荷守恒式与物料守恒式处理得到。

(4) 一个不等式:因为盐水解的量较少, 所以存在c (Na+) >c (CO32-) >c (OH-) >c (HCO-3) >c (H+) 。

进行离子浓度大小比较时要注意一些技巧, 如:等物质的量浓度的弱酸与相同弱酸的强碱盐相混时, 一般只考虑弱酸电离, 而不考虑弱酸的强碱盐水解, 溶液呈酸性;等物质的量浓度的弱碱与相同弱碱的强酸盐相混时, 一般只考虑弱碱电离, 而不考虑弱碱的强酸盐水解, 溶液呈碱性。特殊情况会有语言暗示的。

例4.将0.2molL-1的HCN溶液和0.1molL-1的NaOH溶液等体积混合后, 溶液显碱性, 下列关系式中正确的是 ()

解析:本题HCN与NaOH中和后得到的是等物质的量浓度HCN和NaCN的混合溶液, 按常规思维应该只考虑HCN电离, 而不考虑NaCN水解, 但试题告诉我们溶液显碱性, 暗示不能按常规思维求解, 而应该考虑NaCN水解, 不考虑HCN电离。故A选项错误, B选项正确。由质子守恒式c (HCN) +2c (H+) -c (CN-) =2c (OH-) , 可知C选项错误。由物料守恒式c (HCN) +c (CN-) =2c (Na+) =0.1molL-1, 可知D选项正确。答案为BD。

盐类水解知识用于离子浓度排序是高考的热点, 要重点关注, 尤其要关注有关混合物溶液中的离子浓度大小排序。

例5.将a mol/L的Na2CO3溶液与b mol/L的NaHCO3溶液等体积混合, 所得溶液中离子浓度间的关系及相关判断不正确的是 ()

解析:由电荷守恒式得c (Na+) +c (H+) =c (HCO3-) +c (OH-) +2c (CO32-) , 与A选项比较可知A项正确。由物料守恒式可知, 在Na2CO3溶液中有:c (Na+) =2[c (HCO3-) +c (CO32-) +c (H2CO3) ];在NaHCO3溶液中有:c (Na+) =c (HCO3-) +c (CO32-) +c (H2CO3) 。综合两式可知B选项正确。由于CO32-的水解程度大于HCO3-, 在a=b时C选项也成立, 即不一定需要a<b, 所以C选项错误。若a=b, 从物料守恒式2c (Na+) =3[c (HCO3-) +c (CO32-) +c (H2CO3) ]和电荷守恒式c (Na+) +c (H+) =c (HCO3-) +c (OH-) +2c (CO32-) 中消去c (Na+) , 可知D选项正确。答案为C。

5. 中和滴定

关键:一是精确测定溶液的体积。选用的仪器是滴定管, 可精确到小数点后两位。滴定管使用前要先检漏, 然后是清洗和润洗。注意酸、碱式滴定管在构造上和使用上的不同, 滴定管刻度、仰视和俯视误差与量筒的差别。二是怎样判断酸碱恰好完全反应。需要记住酚酞和甲基橙的变色范围及不同pH值区间的颜色。注意中和滴定完成一定要等指示剂半分钟内不恢复颜色。

二、易错知识点警示

在解与电离平衡相关试题时, 学生经常因概念掌握不全, 题目理解不准, 问题考虑不周, 计算方法不当等造成错误。为能引起大家的注意和警觉, 并在以后的学习中引以为戒, 力求正确解决此类试题, 现对常见易错试题错因分析如下:

例1.把pH=12和pH=14的两种NaOH溶液等体积混合, 求混合后溶液的pH值。

例2.有五瓶溶液分别是: (1) 10mL0.60molL-1 NaOH水溶液 (2) 20mL0.50molL-1 H2SO4水溶液 (3) 30mL0.40molL-1 HCl水溶液 (4) 40mL0.30molL-1 CH3COOH水溶液 (5) 50mL0.20molL-1蔗糖水溶液。以上各瓶溶液所含离子、分子总数的大小顺序是 ()

错解:由溶液的体积和浓度可计算出各溶液中的微粒数。 (1) 中NaOH是强电解质, 溶液中的离子总数为2610-3 mol。 (2) 中H2SO4是强电解质, 溶液中的离子总数为31010-3 mol。 (3) 中HCl是强电解质, 溶液中的离子总数为21210-3 mol。 (4) 中CH3COOH是弱电解质, 溶液中的离子总数在21210-3 mol~11210-3 mol之间。 (5) 中蔗糖是非电解质, 溶液中分子总数为11010-3mol。由此可知答案为C。

分析:本题出错的原因是没有准确理解加着重号的几个字, 溶液中的离子、分子总数应包括溶质、溶剂以及由它们相互作用形成的微粒, 即不能忽视水分子。五瓶溶液的浓度都比较小, 水分子的数目比其他离子和分子的数目要多得多, 故主要取决于溶剂的量。溶液体积分别为10、20、30、40、50mL, 离子和分子总数也就随溶液体积的增大而依次增大, 故答案为D。

例3.常温下, 某溶液中由水电离产生的c (H+) =10-12 mol/L, 则下列各组离子在该溶液中一定可以大量共存的是 ()

错解:由c (H+) =10-12 mol/L, 知溶液的pH=12, 即溶液呈碱性, B中HCO3-和C中NH4+都与OH-反应。故答案为AD。

分析:本题出错的原因是不知道加酸、加碱同样抑制水的电离, 使水的电离程度变小。水电离产生的c (H+) =10-12 mol/L, 说明水的电离受到抑制, 该溶液可能是c (H+) =10-2 mol/L的酸溶液, 也可能是c (OH-) =10-2 mol/L的碱溶液。A中AlO2-能与H+反应, B中HCO3-与H+、OH-都反应, C中NH4+与OH-反应。故答案为D。

三、命题趋势分析

1. 向与数学图像结合方向命题

例1.在25mL0.1mol/L盐酸溶液中逐滴加入0.1mol/L氨水溶液, 曲线如右图所示, 有关离子浓度关系比较正确的是 ()

(1) 在A、B间任一点, 溶液中一定都有:c (Cl-) >c (NH+4) >c (H+) >c (OH-)

(2) 在B点, m>25, 且有:c (Cl-) =c (NH+4) =c (OH-) =c (H+)

(3) 在C点:c (NH4+) >c (Cl-) >c (OH-) >c (H+)

(4) 在D点:c (NH4+) +c (NH3H2O) =2c (Cl-)

解析:在A、B间, 若刚开始加入的氨水很少, 则溶液中的c (H+) >c (NH4+) , 故 (1) 不正确。B点pH=7, 有c (Cl-) =c (NH4+) >c (OH-) =c (H+) 成立, 故 (2) 不正确。C点是氨水和氯化铵的混合液, 只考虑NH3H2O的电离, (3) 正确。D点由物料守恒关系知 (4) 正确。故答案为B。

2. 向实验设计方向命题

例2.现有常温下0.1mol/L的纯碱溶液。

(1) 纯碱溶液呈碱性, 其原因是 (用离子方程式表示) _________, 验证纯碱溶液呈碱性的实验方法为 (简述操作过程) _________。

(2) 纯碱溶液与氯化铝溶液混合有大量泡沫生成, 其原因是 (用离子方程式表示) ________。

(3) 某同学认为纯碱溶液中Na2CO3的水解是微弱的, 发生水解的CO32-不超过其总量的10%。请你设计实验证明该同学的观点是否正确__________。

3. 向多微粒浓度比较方向命题

例3.一定温度下, 用水稀释0.1molL-1的一元弱酸HA, 随稀释进行, 下列数值一定增大的是 (Kw表示水的离子积, Ka表示HA的电离常数) ()

4. 向新信息应用方向命题

例4.25℃时, 重水 (D2O) 的离子积为1.610-15, 也可用pH值一样的定义来规定其酸碱度:pD=-lgc (D+) , 下列有关pD的叙述, 正确的是 ()

(1) 中性D2O的pD=7 (2) 在1LD2O中, 溶解0.01mol NaOD, 其pD值为12 (3) 1L0.01mol/L的DCl的重水溶液pD=2 (4) 在100mL 0.25mol/L DCl的重水溶液中, 加入50mL 0.2mol/L NaOD的重水溶液, 反应后溶液的pD=1

解析:25℃时重水的离子积常数为1.610-15, 因此中性重水中c (D+) =410-8, 对应的pD=7.4, 故 (1) 错。若不考虑溶液体积变化, (2) 中NaOD浓度为0.01mol/L, c (OD-) =0.01mol/L, 根据重水离子积常数, 可推知c (D+) =1.610-13 mol/L, pD值不等于12, 故 (2) 错。在0.01mol/L的DCl的重水溶液中, c (D+) =0.01mol/L, 因此pD=2, (3) 正确。根据中和反应量的关系, 过量DCl在中和后的溶液中的浓度是0.1mol/L, 对应的pD=1, (4) 正确。答案为B。

除上述题型之外, 试题还向中和滴定的拓展、字母取值讨论和工艺流程等方向命题。

透视水的电离 第7篇

关键词：水,电离,离子积常数,酸碱性

一、水的电离知识的运用

(A)液氨中含有NH3、NH4+、NH2-等微粒

(B)一定温度下液氨中c(NH4+)·c(NH2-)是一个常数

(C)液氨的电离达到平衡时c(NH3)=c(NH+4)=c(NH-2)

(D)只要不加入其他物质,液氨中c(NH+4)=c(NH-2)

(2)完成下列反应方程式

(1)在液氨中投入一小块金属钠,放出气体_____.

(2)Na NH2溶于水的反应______.

(3)类似于“H++OH-=H2O”的反应_______.

解析:(1)NH3分子电离产生H+和NH2-,H+与NH3结合生成NH4+,液氨电离产生等量的NH2-与NH4+,一定温度下离子浓度乘积为一常数;达到平衡后,c(NH4+)=c(NH2-),但不等于NH3的浓度;NH2-与NH4+由NH3分子电离出来,根据电离方程式可知,只要不加入其他物质,它们在任何情况下都相等.(2)(1)Na与NH3反应,即Na与NH3分子电离产生的H+反应;(2)Na NH2与水反应,即NH与-水电离产生的H+反应,产生NH3;(3)NH4+类似于H+,NH2-类似于OH-,故只要在这两种离子上再添加一种离子构成化合物即可.

点拨:水的电离可以看作是一个水分子电离产生的H+与另一个H2O分子结合形成H3O+,并能将此知识迁移应用到其它物质的电离中去.

二、水的离子积常数

例2某温度下纯水中c(H+)=2×10-7mol·L-1,则此时溶液中的c(OH-)=_______.若温度不变,滴入稀盐酸使c(H+)=5×10-6mol·L-1,则此时溶液中的c(OH-)=_______.

解析:水电离产生的H+与OH-量始终相等,由此可知纯水中c(H+)=c(OH-)=2×10-7mol·L-1,据此可求出此温度下水的KW=c(H+)·c(OH-)=2×10-7×2×10-7=4×10-14,因此此温度下,稀盐酸中c(OH-)=KW/c(H+)=(4×10-14)/(5×10-6)=8×10-9mol·L-1.

答案:2×10-7mol·L-18×10-9mol·L-1

点拨:任何水溶液中,由水电离出的c(H+)与c(OH-)都相等.水的离子积常数:KW=c(H+)·c(OH-).水的离子积常数与温度有关,温度升高,KW增大.KW不仅适用于纯水,也适用于酸、碱、盐的稀溶液.

三、水的电离的影响因素

例3能影响水的电离平衡,并使溶液中的c(H+)>c(OH-)的操作是()

(A)向水中投入一小块金属钠

(B)将水加热煮沸

(C)向水中通入二氧化碳气体

(D)向水中加食盐晶体

解析:钠与水反应促进水的电离,反应生成了Na OH,使c(OH-)>c(H+);加热煮沸水,促进水的电离,但c(H+)与c(OH-)仍然相等;通入二氧化碳,在水中生成碳酸,抑制水的电离,溶液呈酸性,c(H+)>c(OH-);食盐对水的电离无影响.

答案:(C)

点拨:影响水的电离平衡的因素有:(1)酸和碱:酸或碱加入都会电离出H+或OH-,均使水的电离左移,从而抑制水的电离.(2)温度:若升温,由于水电离吸热,升温将促进水的电离,平衡右移,c(H+)与c(OH-)同时同等程度增加,p H变小,但c(H+)与c(OH-)始终相等,故仍显中性.(3)其他因素:如向水中加入活泼金属,由于与水电离出的H+直接作用,因而促进了水的电离平衡向电离的方向移动.

四、水的电离与溶液的酸碱性

例4常温下,若溶液中由水电离产生的c(OH-)=1×10-14mol·L-1,满足此条件的溶液中一定可以大量共存的离子组是()

解析:由水电离产生的c(OH-)=1×10-14mol·L-1<10-7mol·L-1,可知水的电离受到了抑制,说明溶液中可能含有酸或碱.A中Al3+在碱中、C中Al O2-在酸中、D中NH4+在碱中都不能大量共存.

答案:(B)

点拨:常温下,由水电离产生的c(OH-)或c(H+)小于10-7mol·L-1时,说明溶液中可能因为含有酸或碱而使水的电离受到了抑制.

五、水的电离程度的计算

例5水是一种极弱的电解质,在室温下平均每n个水分子只有1个分子发生电离,n值为()

答案:(B)

点拨:计算时应充分联想到水溶液中的H+浓度的大小,理解其与水分子之间的关系.

参考文献

从水的电离引发的思考 第8篇

一、水的电离平衡

水是一个极弱的电解质, 可以发生极微弱的电离, 即H2O⇌H++OH-。在25℃时水的离子积, 即Kw=CH+COH-=110-14, 其中CH+=COH-=110-7mol/L。但如下几种因素都会影响水的电离平衡, 如:

(1) 温度, 由于水的电离是一个吸收热量的过程, 故随着温度的上升, 水的电离程度加大, 水的离子积增大, 反之, 随着温度的下降, 水的电离程度减小, 水的离子积减小。

(2) 外加酸碱, 在纯水中加入酸或碱, 酸电离出的H+或碱电离出的OH-均能使水的电离平衡左移, 即外加酸、碱抑制水的电离。

(3) 外加能与能与H+或OH-反应的物质, 如Na、K可与水电离出的H+直接发生置换反应, 产生H2, 减小了CH+, 使水的电离平衡右移, 即能促进水的电离。

水的离子积不仅在纯水中适用, 酸碱盐的稀溶液中也适用, 且在任何的溶液里由水电离出的CH+和COH-都相等。

二、溶液的酸碱性

CH+和COH-存在在任何性质的水溶液中, 不能凭水中是否含有CH+、COH-判断溶液的酸碱性。对于溶液的酸碱性判断, 我们可以用以下两种方法:

(1) 看CH+与COH-的相对大小:CH+>COH-为酸性溶液;CH+=COH-为中性溶液;CH+

(2) 在常温时:CH+=COH-=110-7mol/L为中性溶液;CH+>COH-, CH+>110-7mol/L为酸性溶液;CH+

这里要注意的是, 酸的强弱是指酸电离出H+的难易, 溶液的酸性强弱是指溶液中CH+的大小。

三、典型例题解析

依据电离平衡特点, 在水中加H+或OH-可抑制其电离, 使水电离的CH+或COH-浓度减少, 当在水中加入弱酸根或弱碱根时, 弱酸根或弱碱根接受水电离出的H+或OH-, 使水电离出的CH+或COH-浓度增大, 即促进水的电离。可是在某些习题中只告诉水电离出的CH+或COH-浓度, 那么怎样解答这一类习题呢?下面我们通过两个例子作具体解析。

例一:在室温下, 某溶液中由水电离的CH+为110-13mol/L, 则该溶液中一定不可能大量存在的离子组是 ()

解析:解决这一问题的关键是“某溶液”和谁电离出的CH+=110-13mol/L, 是什么溶液, 是酸性还是碱性, 从水的电离可以看出CH+=110-13mol/L时, 该溶液是抑制水的电离时, 加酸可以抑制水的电离, 加碱也可以抑制水的电离, 故溶液可以是酸性溶液也可以是碱性溶液, 故该题考查的既不能在酸性溶液中共存, 又不能在碱性溶液中共存的离子组, A项中Fe3+, C项中NH4+、Fe2+可以存在于酸性溶液中, D项中CO2-3可以存在于碱性中, 而B项中HCO-3既可以与酸反应又可与碱反应。故选项B符合题意。

例二:常温下, 一定浓度的某溶液, 由水电离的COH-=110-4mol/L, 则该溶液中的溶质可能是 ()

解析:从该题可以看出, 解题关键是“某溶液”酸碱性不明确, 有水电离出的COH-=110-4mol/L, 该溶液可以是酸性也可以是碱性, 但无论是酸性或碱性都是促进水的电离的, 故是属类水解类型, B项、C项不符合, 而A项Al3+可以促进水的电离, D项中的CH3COOK也可以促进水的电离, 故A项、D项均符合题意。

四、结语

由此可以看出, 解这类题的关键首先要牢记由水电离出的H+和OH-始终相等, 其次要弄清楚是抑制水的电离还是促进水的电离, 在常温下当水电离出的H+或OH-浓度大于10-7mol/L时, 说明是促进水的电离, 而弱酸根或弱碱根都可以促进水的电离, 故可以是弱碱强酸盐也可以是弱酸强碱盐;当由水电离的H+或OH-浓度小于10-7mol/L时, 说明是抑制水的电离, 而加酸或碱都可以抑制水的电离, 故可以是碱性溶液也可以是酸性溶液。在此要注意题目给出的条件, 尤其是给出的温度, 因电离是吸热过程, 温度不同电离程度不同, 只要把这三个关键点找准, 做这种题就很容易。

参考文献

[1]周红杰.水的电离和溶液pH计算专题导析[J].高中生之友, 2005 (19) .

[2]姜幸光.电离平衡中疑点、易错点归纳与辨析[J].化学教学, 2007 (01) .

弱电解质的电离拓展应用 第9篇

在一般的教辅上对复分解类型离子共存知识点的前三条是这样给出的:

( 1) 有气体产生. 如CO2 3、SO2 3、S2 -、HCO^{3、HSO3、HS-等与H+; NH+4与OH-不能大量共存.}

( 2) 有沉淀生成. 如Ba2 +、Ca2 +、Mg2 +、Ag+等不能与SO2 4、CO2-3等大量共存; Mg2 +、Fe2 +、Ag+、Al3+、Zn2 +、Cu2 +、Fe3 +等不能与OH-大量共存.

( 3) 有弱电解质生成. 如OH-、CH3COO-、Cl O-、Al O^{2、Si O2 3等与H+不能大量共存; HCO3、HS-、HSO3不能与OH大量共存.}

学生在学习时只能机械地记忆,难于理解,从而记忆不全,而这一问题完全可以从电解质的电离角度加以解决.

强电解质是在水溶液中能完全电离的电解质,包括强酸、强碱、大部分盐. 以盐酸为例,其电离方程式为:

这里“= ”有两层意思,一是HCl完全电离,溶液中没有HCl分子; 二是H+与Cl-不反应,可大量共存,这也是Cl-为什么不发生水解的原因.

弱电解质是在水溶液中部分电离的电解质,包括弱酸、弱碱和水. 以醋酸为例,其电离方程式为:

CH3COOH CH3COO-+ H+

这里“”也有两层意思,一是CH3COOH部分电离,溶液中有CH3COOH分子; 二是H+与CH3COO-可反应生成CH3COOH,不能大量共存,这也是为什么CH3COO-能发生水解的原因.OH

这里”也有两层意思,一是CH3COOH部分电离,溶液中有CH3COOH分子; 二是H+与CH3COO-可反应生成CH3COOH,不能大量共存,这也是为什么CH3COO-能发生水解的原因.OH

这就解决了为什么盐类中的弱酸根离子和弱碱根离子会水解而强酸根离子和强碱根离子不会水解的问题. 也把上述的离子共存可以重新分为三种情况:

( 1) 强酸性环境( 即H+) 中不共存的离子为: OH-和所有的弱酸根离子.

常见酸的酸性顺序为:

所以常见的弱酸根离子有: PO3 4、HPO2 4、H2PO^{4、SO2 3、HSO3、F-、CH3COO-、CO2 3、HCO3、S2 -、HS-、Cl O-、Si O2 4、Al O2. 这些酸根离子与H+不共存而反应分别生成相应的弱酸.}

这个酸性顺序对理解酸与盐反应的规律即强酸能与弱酸的盐反应生成弱酸和强酸的盐有帮助. 如: 盐酸可与醋酸钠反应,二氧化碳与氯化钡溶液不反应.

这个酸性顺序对盐类水解规律中的越弱越水解的应用有帮助.

( 2) 强碱性环境( 即OH-) 中不共存的离子为: H+、所有的弱碱根离子和多元弱酸的酸式酸根离子.

中学阶段学习到的强碱有第ⅠA族中钠、钾、铷、铯和第ⅡA族的钙、锶、钡的氢氧化物,其余金属的氢氧化物和氨水为弱碱. 也就是说金属阳离子中除钠、钾、铷、铯、钙、锶、钡的阳离子外其余金属的阳离子及NH+4都与OH-不共存而反应生成相应的弱碱.

多元弱酸的 酸式酸根 离子如HPO2 4、H2PO^{4、HSO3、HCO3、HS-与OH-不共存而反应生成水和对应的酸根离子.}

( 3) 生成难溶性盐.