「水溶液中離子的平衡知識點【復習準備】」.doc

水溶液中的離子平衡【命題規(guī)律】：從考查內容上看，主要集中在：判斷電解質、非電解質；外界條件對電離平衡的影響及電離平衡移動、離子濃度大小比較；同濃度（或同PH）強、弱電解質溶液的比較，如c（H+）大小、起始反應速率、中和酸（或堿）的能力、稀釋后PH的變化；強弱電解質的判斷；物質導電性的強弱；電離平衡常數(shù)的簡單計算或半定量分析。水的電離平衡及其影響因素；溶液酸堿性（或PH大?。┑呐袛?；已知PH或濃度的強酸、強堿混合分析溶液酸堿性；有關溶液PH計算。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、推理運算等思維能力?！究键c一 電離和電離平衡】1、【強電解質與弱電解質的區(qū)別】 強電解質弱電解質定義溶于水后幾乎完全電離的電解質溶于水后只有部分電離的電解質化合物類型離子化合物及具有強極性鍵的共價化合物某些具有弱極性鍵的共價化合物。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）只有電離出的陰陽離子，不存在電解質分子既有電離出的陰陽離子，又有電解質分子實例絕大多數(shù)的鹽（包括難溶性鹽）強酸：H2SO4、HCl、HClO4等強堿：Ba（HO）2 Ca（HO）2等弱酸：H2CO3 、CH3COOH等。弱堿：NH3H2O、Cu（OH）2 Fe（OH）3等。少數(shù)鹽：(CH3COO)2Pb、HgCl2電離方程式KNO3=K+NO3H2SO4=2H+SO42NH3H2ONH4+OH_H2SH+HS_ HS_H+S2- 電解質、非電解質都是化合物 SO2、NH3、CO2等屬于非電解質 強電解質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 為強電解質）電解質的強弱與導電性、溶解性無關?！咀⒁狻浚?2) 強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+SO42-.在熔融狀態(tài)下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。如NaHCO3=Na+HCO3-，HCO3-H+CO32-這種情況可稱作“強中有弱”。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。 （4） 兩性氫氧化物雙向電離:AlO2H+H2OAl(OH)3Al3+3OH 2、【判斷電解質強弱的方法】(以HAc為例)：（1）在相同濃度、相同溫度下，與強電解質溶液導電性對比實驗。 （2）濃度與PH的關系，測0.01mol/LHAc溶液的pH2，說明醋酸是弱酸。（3）測NaAc溶液的pH值，呈堿性，則證明醋酸是弱酸。 （4）測pH=a的HAc稀釋100倍后所得溶液pHSPSi,，則酸性HClO4H2SO4H3PO4H2SiO3(最高價氧化 物對應的水化物）；金屬性NaMgAl,則堿性NaOHMg(OH)2Al(OH)3。 （10）利用較強酸（堿）制備較弱酸（堿）判斷電解質強弱。如將CO2通入苯酚溶液中出現(xiàn)渾濁。說 明碳酸的酸性大于苯酚。（二）、電離平衡1、【弱電解質的電離平衡的特點】：(5)導電性強弱與電解質強弱的關系：電解質的強弱由物質內部結構決定，電解質的強弱在一般情況下影響著溶液導電性的強弱。導電性強弱是由溶液離子濃度大小決定的。如果某強電解質溶液濃度很小，那么它的導電性可以很弱，而某弱電解質雖然電離程度很小，但如果濃度較大時，該溶液的導電能力也可以較強。因此，強電解質溶液的導電能力不一定強，弱電解質的導電能力也不一定弱。3、【電離平衡常數(shù)】：(1) 概念：在一定條件下，弱電解質的電離達到平衡時，溶液中電離所產生的各種離子濃度的乘積跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，用K表示（酸用 Ka表示，堿用 Kb表示）。(2)表示方法：ABA+B- (3)K的意義：K值越大，表示該電解質較易電離，所對應的弱酸弱堿較強。從 Ka或 Kb的大小，可以判斷弱酸和弱堿的相對強弱。例如弱酸的相對強弱： 如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO(4)影響K值大小的因素：K值不隨濃度而變化，但隨溫度而變化。(5)多元弱酸的電離。多元弱酸是分步電離的，且越向后的電離越困難，其電離出來的離子濃度也越小， 酸性主要由第一步電離決定。如 H3PO4的電離： 第一步電離： H3PO4 H+H2PO4 （較易） K1 第二步電離： H2PO4 H+HPO42 （較難） K2 第三步電離： HPO42 H+PO43 （困難） K3顯然： K1K2K3。在磷酸溶液中，由 H3PO4電離出來的離子有H+、H2PO4 、HPO4 2、PO4 3等離子，其離子濃度的大小關系為： c(H+)c(H2PO4)c(HPO42)c(PO43)4、 【電離度】 電離度在一定條件，弱電解質在水溶液里達電離平衡時，已電離的電解質分數(shù)占原來總分子數(shù)（包括已電離的和未電離的）的百分數(shù) 電離度（）= （已電離弱電解質分子數(shù)/原弱電解質分子數(shù)）*100%電離度主要是由物質的本身的性質決定的，（1）濃度的影響： 電離度隨濃度的降低而增大。（因濃度越稀，離子互相碰撞而結合成分子的機會 越少，電離度就越大。） （2）溫度的影響： 因為電離過程是吸熱的，因此溫度升高離子化傾向加強，又因大多數(shù)電解質電 離時沒有顯著的熱量變化，這就導致溫度對電離度雖有影響，但影響并不大的 必然結果。一般情況下，溫度對電離度影響不大，但水的離解過程顯著吸熱， 所以溫度升高可以增大水的電離度。因此，用電離度比較幾種電解質的相對強 弱時，就當注意所給條件，即濃度和溫度，如不注明溫度通常指25。 （三）、水的電離平衡及溶液的酸堿性1、【水的電離KW】 水是一種極弱的電解質：水電離平衡：: 從純水的導電實驗測得，在25時， 1L純水中只有10-7 mol電離，因此純水中的H+濃度和OH-濃度各等于10-7 mol/L ，所以PH=7，若溫度 升高 ，水電離程度增加，雖PH 7，但仍為中性。 水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱3、【溶液酸堿性的判斷】 溶液呈酸性、堿性還是中性，應看c(H)和c(OH)的相對大小，判斷溶液酸堿性的依據(jù)主要有三點：判據(jù)1在25時的溶液中： 常溫下，c(H)107 mol/L時，溶液呈酸性，且c(H)越大，酸性越強；c(OH)越大，堿性越強。判據(jù)3在任意溫度下的溶液中：c(H)c(OH) 溶液呈酸性c(H)c(OH)溶液呈中性c(H)c(OH) 溶液呈堿性【注意】用pH判斷溶液酸堿性時，要注意條件，即溫度。不能簡單地認為pH等于7的溶液一定為中性，如100時，pH6為中性，pH6顯堿性，所以使用pH時需注明溫度，若未注明溫度，一般認為是常溫，就以pH7為中性。4、【影響水電離平衡的外界因素】： 酸、堿 ：抑制水的電離 KW1*10-14 溫 度 ：促進水的電離（水的電離是吸熱的），故水的電離平衡向右移動，H和OH的濃度同時增大， KW增大，PH變小，但由于c(H）和c(OH)始終保持相等，故仍顯中性. 易水解的鹽：促進水的電離 KW 1*10-14。若向純水加入能發(fā)生水解的鹽，由于弱酸根陰離子或弱 堿的陽離子能結合水電離出來的H或OH，生成較難電離的物質，破壞水的平衡，使 水的電離平衡正向移動，使水溶液呈酸性或堿性，PH改變，但只要溫度不變，KW就不 變。若所加的鹽既不能與水中的H或OH發(fā)生反應，自身有不能電離出H或OH，則 不能破壞水的電離平衡，不能使水的電離平衡發(fā)生移動。 其他因素： 如向水中加入活潑金屬，由于與水電離出的H反應，因而使水的電離向右移動。5、【溶液的酸堿性和pH】：酸堿指示劑變色范圍：甲基橙 3.1-4.4（橙色） 石蕊5.0-8.0（紫色） 酚酞8.2-10.0（淺紅色）【重難點】 pH試紙的使用1 使用pH試紙測量溶液的pH時，一般先把一小片試紙放在潔凈干燥的表面器皿或玻璃片上，用沾 有待測液的玻璃棒點在試紙的中部，不能把試紙放在待測液中測定。 2 使用pH試紙測量溶液pH時，不能用水將pH試紙潤濕。因為這樣做，已將溶液稀釋，導致測定 的pH不準確。3用廣泛pH試紙測出的溶液pH只是整數(shù)值，而不會是3.1、5.2等小數(shù)值?！局仉y點四】 有關pH的計算1單一溶液pH的計算6、【混合液的pH值計算方法公式】1、 強酸與強酸的混合： 2、 強堿與強堿的混合：3、 強酸與強堿的混合：（先據(jù)H+ + OH- =H2O計算余下的H+或OH-）， H+有余， 則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求H+混； OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求OH-混，再求其它7、【稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律】： 5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近7 6、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。9、【酸堿中和滴定】：滴定管可以讀到小數(shù)點后一位 。3、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進行分析式中：n酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)； c酸或堿的物質的量濃度； V酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則： c堿=【重難點五 中和滴定】 1中和滴定的關鍵(1)準確測定參加反應的兩種溶液的體積。(2)準確判斷中和滴定的終點。 2指示劑的選擇在酸堿中和滴定時，常選甲基橙和酚酞作指示劑，不能用石蕊試液(因變色范圍太大)。 3操作注意事項(1)滴速：先快后慢，當接近終點時，應一滴一搖。(2)終點：最后一滴恰好使指示劑顏色發(fā)生明顯的改變且半分鐘內不變色，讀出V(標)記錄。(3)在滴定過程中，左手控制活塞或玻璃小球，右手搖動錐形瓶，兩眼注視錐形瓶內溶液顏色的變化。 4誤差分析中和滴定實驗中，產生誤差的途徑主要有操作不當、讀數(shù)不準等，分析誤差要根據(jù)計算式分析， c待測，當用標準酸溶液滴定待測堿溶液時，c標準、V待測均為定值，c待測的大小取決于 V標準的大小。下列為不正確操作導致的實驗結果偏差：(1)儀器洗滌酸式滴定管水洗后，未潤洗(偏高)；酸式滴定管水洗后，誤用待測液潤洗(偏高)；堿式滴定管水洗后，未潤洗(偏低)；錐形瓶水洗后，用待測液潤洗(偏高)。(2)量器讀數(shù)滴定前俯視酸式滴定管，滴定后平視(偏高)；滴定前仰視酸式滴定管，滴定后俯視(偏低)如圖所示；滴定完畢后，立即讀數(shù)，半分鐘后顏色又褪去(偏低)。(3)操作不當?shù)味ㄇ八崾降味ü芗庾觳糠钟袣馀?，滴定結束后氣泡消失(偏高)；滴定過程中，振蕩錐形瓶時，不小心將溶液濺出(偏低)；滴定過程中，錐形瓶內加少量蒸餾水(無影響)。8、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）水解的實質：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離，是平衡向右移 動，促進水的電離。鹽類水解規(guī)律： a.有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。 b.多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。(如:Na2CO3NaHCO3)鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應互逆） （2）程度小 （3）吸熱酸式鹽溶液的酸堿性： a只電離不水解：如HSO4-顯酸性 b電離程度水解程度，顯酸性 （如: HSO3- 、H2PO4-） c水解程度電離程度，顯堿性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）雙水解反應： （1）構成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完 全。使得平衡向右移。 （2）常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-) 與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡， 如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S鹽類水解的應用：水解的應用實例原理1、凈水明礬凈水 Al3+3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+ 2、去油污用熱堿水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH- 3、藥品的保存配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸 Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+ 配制Na2CO3溶液時常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制備無水鹽由MgCl26H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱若不然，則： MgCl26H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+H2O5、泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO2 6、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小NH4+H2O NH3H2O+H+ c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH)- 鹽類水解方程式的書寫一般要注意一下幾點：（1）一般來說鹽類水解的程度不大，是中和反應的逆反應，由于中和反應趨于完成，所以鹽類的水解反應是微弱的，鹽類水解的離子方程式一般不寫“=”，而是寫“ ”。由于鹽類的水解程度一般都很小，通常不生成沉淀和氣體，因此鹽類水解的離子方程式中一般不標“”或“”的氣標，也不把生成物（如NH3H2O、H2CO3等）寫成其分解產物的形式。（3）多元弱酸的酸式酸根離子既有水解傾向又有電離傾向，以水解為主的，溶液顯堿性；以電離為主的溶液顯酸性。例如：HCO3、HPO42在溶液中以水解為主，其溶液顯堿性；HSO3、H2PO4在溶液中以電離為主，其溶液顯酸性。（4）能發(fā)生雙水解的離子組，一般來說水解都比較徹底，由于不形成水解平衡，書寫時生成物出現(xiàn)的沉淀、氣體物質要標明狀態(tài)，即標上“”、“”符號，中間用“=”連接，如NaHCO3溶液與Al2(SO4)3溶液混合：Al3+ +3HCO3=Al(OH)3+ 3CO2和此類似的還有：Al3+ 與CO32、HCO3、S2、HS、SiO32、AlO2；Fe3+ 與CO32、HCO3、SiO32、AlO2；NH4+ 與SiO32、AlO2等。注意一定要利用電荷守恒將其配平，看反應物中是否需要加水。 9、水解平衡常數(shù) （Kh）對于強堿弱酸鹽： Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))對于強酸弱堿鹽： Kh =Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù)） 電離、水解方程式的書寫原則 【注意】：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當微弱。四、溶液中微粒濃度的大小比較基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關系：電荷守恒： 任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和各陰離子濃度與其所帶 電荷數(shù)的乘積之和物料守恒: （即原子個數(shù)守恒或質量守恒） 某原子的總量(或總濃度)其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和質子守恒： 即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。（最