水溶液中的離子平衡知識點(diǎn)總結(jié)

1、第三章水溶液中的離子平衡一、弱電解質(zhì)的電離1、定義：電解質(zhì)： 在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物，叫電解質(zhì)非電解質(zhì)： 在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物 強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì) 0弱電解質(zhì)： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。混和物單質(zhì)一一 .1強(qiáng)電解質(zhì)： 強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4純凈物，電解質(zhì)寸弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如HClO、NH H2O、Cu（OH）2、I化合物H2O非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大部分有機(jī)物。如SO3、CO2、C6H12Oe、CH2=CH2I2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)離子化合物

2、或共價化合物非電解質(zhì)共價化合物注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物SO、NH、CO等屆丁非電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)不等丁易溶丁水的化合物（如 BaSO不溶丁水，但溶丁水 的BaSM部電離，故BaSO為強(qiáng)電解質(zhì)）一一電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性3、 電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子平速率 和離子結(jié)合成 電解質(zhì)分子 時,電離過程就達(dá)到了 平衡狀態(tài),這叫電離平衡。4、影響電離平衡的因素：A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利丁電離。B、 濃度：濃度越大，電離程度越小 ：溶液稀釋時，電離平衡向著電離的 方向移動。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的 電解質(zhì)，會 減弱 電離。口其他外

3、加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某 種離子反應(yīng)的物質(zhì)時，有利丁電離。9、 電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫（第一步為主）10、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時，溶液中電離所生 成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)。叫做 電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸,Kb表示堿。）表示方法：AB r A+B Ki= A + B -/AB11、影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強(qiáng)。如：H2SO>HPO

4、>HF>C3COOH>HO>HS>HClO二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：.一閂-水的離子積：Kw = _cH + - cOH _25 C 時，H +=OH- =10 -7 mol/L ; K w = H + - OH =1*10注意：Kw只與溫度有關(guān)，溫度一定,則 KW值一定Kw不僅適用丁純水，適用丁任何溶液（酸、堿、鹽）2、水電離特點(diǎn)：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素： 酸、堿：抑制水的電離K w1*10-14 溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是 吸 熱的） 易水解的鹽：促進(jìn)水的電離 K w1*10 -144、溶液的酸堿性和pH

5、:（1）pH=-lgcH+（2）pH的測定方法：酸堿指示劑一一甲基橙、石蕊、酚猷 。變色范圍：甲基橙3.14.4 （橙色）石蕊5.08.0 （紫色）酚猷8.210.0（淺紅色）pH試紙 一操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比即W。注意：事先不能用水濕潤 PH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或 范圍三、混合液的pH值計(jì)算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：（先求H+混：將兩種酸中的H*離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）H +混=（H+1V+H+2M） / （V+V2）2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求OH混：將兩種酸中的OH離子物質(zhì)的量相加除以 總體積，再求其它）OH -混=（OH1V+

6、OH2V） / （V1+V）（注意：不能直接計(jì)算H+混）3、 強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H+ + OH- =H2O計(jì)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除以溶液 總體積求OH混，再求其它）四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：1、 強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH 原+ n （但始終不能大丁或等丁 7）2、 弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀 H原+n （但始終不能大丁或等丁 7）3、 強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 =pH原一n（但始終不能小丁或等丁7）4、 弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 pH原一n （但始終不能小丁或等丁7）5、不

7、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76、 稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。五、強(qiáng)酸（pH1）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)算規(guī)律 w.w.w.k.s.5.u.c.o.m1、若等體積混合pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7pH1+pH涉15則溶液顯堿性pH=pH-0.3pH1+pH冬13則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14 V 酸：V堿=1: 1,14-（ pH1+pH2）pH1+pH奪 14 V 酸：V 堿=1: 10六、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實(shí)質(zhì)：H'+OH=H2

8、O即酸能提供的H*和堿能提供的OH物質(zhì)的量相等。2、中和滴定的操作過程：（1） 滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大,全部容積 大于 它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最 低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。 滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后一位 。（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測液；指示劑。（3）準(zhǔn)備過程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗T檢漏：滴定管是否漏水T用水洗T用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測液洗）T裝溶液T排氣泡T調(diào) 液面T記數(shù)據(jù)V（始）（4）試驗(yàn)過程3、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用n酸（c酸V酸）小

9、堿（c堿V堿）進(jìn)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(zhì)的量濃度； V酸或堿溶液的體積。上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^程中 c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋 了雖實(shí)際值變小，但體現(xiàn)的卻是 V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高；V堿同樣也是一個 定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺， 其實(shí)際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對丁觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來測定堿的 濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當(dāng) V酸的實(shí)測值大丁理論值時，c

10、 堿偏高，反之偏低。同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來滴定未知濃度的酸時亦然。七、鹽類的水解（只有可溶丁水的鹽才水解）1、 鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的目或OH吉合生成 弱電解質(zhì)的反應(yīng)。2、 水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH吉合， 破壞水的電離，是平衡向右移動，促進(jìn)水的電離。3、鹽類水解規(guī)律： 有衛(wèi)才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰 頊顯誰性，兩弱都水解，同 強(qiáng)顯中性。 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(qiáng)。（如:Na2CO > NaHCO4、 鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆）（2）程度?。?）吸熱5、影響鹽類水

11、解的外界因素： 溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解） 濃度：濃度越小，水解程度越大 （越稀越水解）酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解（目促進(jìn) 陰離子 水解而 抑制 陽離子水解; OH促進(jìn)陽離子水解而抑制陰離子水解）6、酸式鹽溶液的酸堿性： 只電離不水解：如HSO 顯 酸 性 電離程度水解程度，顯酸 性（如：HSO：、HPO-） 水解程度電離程度，顯堿 性（如：HCO、HS、HPG2"）7、雙水解反應(yīng)：（1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，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(yīng)完全的為：Fe3+、AlF AlOf、CO2-

12、（HCO）、SHS-）、 SO2-（HSO）； S2-與NH+; COHCO-）與NH+其特點(diǎn)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+ + 3S 2- + 6H 2。= 2Al（OH）3 J + 3JSf8、 水解平衡常數(shù)（Kh）對丁強(qiáng)堿弱酸鹽：晚=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)）對丁強(qiáng)酸弱堿鹽：晚=Kw/K （Kw為該溫度下水的離子積，K,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1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫注意：不管是水解還是電

13、離，都決定丁第一步，第二步一般相當(dāng)微弱。2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫八、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包關(guān)系： 電荷守包：: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 物料守包:（即原子個數(shù)守包或質(zhì)量守包）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(zhì)子守包：即水電離出的H*濃度與OK度相等。九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識（1）溶解度 小于0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。（2）反應(yīng)后離子濃度降至1*10-5以下的反

14、應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時H+降 至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應(yīng)，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃 度均遠(yuǎn)低丁 10-5mol/L,故均用“=”。（3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。（4）掌握三種微溶物質(zhì)：CaSQ Ca（OH、AgSO（5）溶解平衡常為吸熱，但 Ca（OH為放熱，升溫其溶解度減少。（6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書寫注意在沉淀后用（s）標(biāo)明狀態(tài)，并肘”。如：AgS（S） 2Ag +（aq ） + S（aq）3、沉淀生成的三種主要方式(1) 加沉淀劑法：Ksp越小(即沉淀越難溶)，沉淀越完全；沉淀劑過量能使 沉淀更完全。(2) 調(diào)pH值除某些易水解的金屆陽離子：如加 MgCB去MgC2溶液中FeCL。(3) 氧化還原沉淀法：(4) 同離子效應(yīng)法4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法有：酸堿；氧化 凰；沉淀轉(zhuǎn)化。5、沉淀的轉(zhuǎn)化：溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。如：AgNCAgCl(白色沉淀計(jì)AgBr (淡黃角步 AgI(另色)Ag