高三化學(xué)一輪復(fù)習(xí)第九章水溶液中離子平衡知識(shí)清單

水溶液中離子平衡弱電解質(zhì)的電離平衡知識(shí)點(diǎn)一電解質(zhì)的分類非電解質(zhì)電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)都不能導(dǎo)電的化合物夠完全電離成離子的電解質(zhì)在水溶液里部分電離成離子的電解質(zhì)型及實(shí)例大多數(shù)有機(jī)化合物：CH?、苯、C?H?OH、蔗糖等；大部分非金屬氧化物：CO?、SO?、NO、SiO?等；部分非金屬氫化物.NH?、SiH?等價(jià)化合物。如強(qiáng)酸：HCl、HNO?、H?SO?等物。如弱酸：HF、HClO、H?S、H?SO?、H?SiO?、HPO?等弱堿：NH?·H?O等兩性氫氧化物：Al(OH)?水：H?O極少數(shù)鹽：HgCl?、醋酸鉛相同點(diǎn)電解質(zhì)和非電解質(zhì)的前提都是化合物，單質(zhì)與混合物既不是電解質(zhì)也強(qiáng)、弱電解質(zhì)在水溶液中都能產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子，都是電解質(zhì)注意知識(shí)點(diǎn)二弱電解質(zhì)的電離平衡基本概念1.電離平衡的基本概念(1)概念在一定條件(如溫度、濃度)下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合生成分子的速率相等時(shí)，溶液中各微粒的濃度保持不變，此時(shí)電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這就稱之為電離平衡。(2)特征①逆：弱電解質(zhì)的電離是可逆的；②等：v電離=V結(jié)合≠0③動(dòng)：電離平衡時(shí)，電離和結(jié)合仍在進(jìn)行，是一種動(dòng)態(tài)平衡；④定：電離平衡時(shí)，溶液中各微粒如分子、離子的濃度保持不變；⑤變：外界條件改變時(shí)，電離平衡將發(fā)生移動(dòng)。2.電離方程式(1)定義：電解質(zhì)在水溶液或熔融狀態(tài)下自發(fā)離解為自由離子的過程；特點(diǎn)：電離不需通電就可以自發(fā)進(jìn)行；電離一般是吸熱的。(2)書寫①強(qiáng)電解質(zhì):完全電離，用符號(hào)“=”.②弱電解質(zhì):部分電離，不完全，存在電離平衡，因而要用“可逆符號(hào)”表示。③多元弱酸分步電離，以第一步電離為主。④多元堿可認(rèn)為是一步電離，用一步電離表示。⑤兩性氫氧化物雙向電離。AlO2⑥弱酸鹽并不是弱電解質(zhì)，在水溶液中完全電離。但注意對于酸式鹽，強(qiáng)酸的酸式鹽熔融狀態(tài)電離出酸式酸根離子，溶液中電離出正酸根離子和氫離子；弱酸的酸式鹽第一步為完全電離，第二步開始酸式酸根繼續(xù)電離，但不完全。3.電離平衡常數(shù)(1)定義：在一定條件下，弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫作電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K電離表示(一般酸用Ka,表示，堿用Kb,表示)。注意：①電離平衡常數(shù)表達(dá)式中的c(A*)、c(B)和c(AB)均為達(dá)到電離平衡后各粒子在溶液中的濃度值，并不是直接指溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度值。②電離平衡常數(shù)K電離隨著溫度變化而變化，而與弱酸、弱堿的濃度無關(guān)，同一溫度下，不論弱酸、弱堿的濃度如何變化，電離常數(shù)是不會(huì)改變的。③K電離反映了弱酸、弱堿酸堿性的相對強(qiáng)弱，通過比較電離平衡常數(shù)的大小，可以估算弱電解質(zhì)在同一溫度下的電離趨勢。K值越大，電離程度越強(qiáng)，相同濃度的同元弱酸溶液的酸性就越強(qiáng)。④多元弱酸由于是分步電離的，每步電離各有電離平衡常數(shù)，通常用K?、K?、K?等分別表示，由于電離是逐級(jí)減弱的，因此有K?>K?>K?,其酸性主要由第一步電離決定。從而推出多元弱酸中的離子濃度關(guān)系。4.電離度(1)定義當(dāng)弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原來總分子數(shù)(包括已電離的和未電離的)的百分?jǐn)?shù)叫作電離度。常用α表示。(3)意義①一般來說，相同條件下，電解質(zhì)越弱，電離度越小，因此電離度可以比較相同條件下(同溫度、同濃度)弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱；②電離度不僅跟電解質(zhì)的本性有關(guān)，還跟溶液的濃度、溫度有關(guān)。同一弱電解質(zhì)，通常溶液越稀，離子相互碰撞而結(jié)合成分子的機(jī)會(huì)越少，電離度就越大；由于電離吸熱，溫度升高，平衡向電離方向移動(dòng)，電離度就增大。因此，講一種弱電解質(zhì)的電離度時(shí)，應(yīng)當(dāng)指出該電解質(zhì)溶液的濃度和溫度，如果不注明溫度，通常指25℃。所以，可以利用電離度來衡量同一電解質(zhì)在不同溫度或不同濃度下的電離程度的大小。知識(shí)點(diǎn)三電離平衡的影響因素1.影響電離平衡的因素平衡移動(dòng)原理(即勒夏特列原理)同樣適用于電離平衡。溫度：弱電解質(zhì)的電離過程一般是吸熱的，升高溫度，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。(2)濃度：在一定溫度下，對于同一弱電解質(zhì)，溶液越稀，離子相互碰撞結(jié)合成分子的機(jī)會(huì)就越小，電離平衡向電離方向移動(dòng)，弱電解質(zhì)的電離程度就越大，即濃度越大，電離程度越小，濃度越小，電離程度越大，簡單概括為越稀越電離。(3)同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中，加入同弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，使電離平衡逆向移動(dòng)。(4)化學(xué)反應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中加入能與弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，可使電離平衡向電離的方向移動(dòng)。水的電離和溶液的PH知識(shí)點(diǎn)一水的電離水的電離與水的離子積(1)H2O是極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生微弱的(自偶)電離，存在有電離平衡：H?O—H*+OH△H>0。(原始電離式：2H?OH?O*+OH△H>0)實(shí)驗(yàn)測得，在室溫下1LH?O(即55.6mol)中只有1×10?mol的H?O電離，故在25℃時(shí)純水中：c(H+)=c(OH)=1×10?mol/L。水的離子積常數(shù)：Kw=c(H+)·c(OH)25℃時(shí)，c(H+)=c(OH)=1×10?mol/L,Kw=c(H+)·c(OH)=1×1014100℃時(shí)，c(H+)=c(OH)=1×10?mol/L,Kw=c(H+)·c(OH)=1×1012水的離子積易錯(cuò)點(diǎn)：①K的值只與溫度相關(guān)，而與其他變量無關(guān)。只要溫度不變，K的值就不變；溫度升高，K增大。②K不僅適用于純水(或其他中性溶液),也適用于酸、堿、鹽的稀溶液，且不管哪種溶液，均有c(H+)(水)=c(OH)(水)。影響水的電離平衡的因素溫度：升高溫度，促進(jìn)水的電離。因?yàn)?，電離是吸熱的，故升溫有利于向吸熱的電離方向移動(dòng)。同離子效應(yīng)：向純水中加入酸、堿，抑制水的電離。水解效應(yīng)：向純水中加入易水解的鹽(弱酸的正鹽，弱堿的正鹽),一般促進(jìn)水的電離。其他因素：①鹽的影響：由于鹽的情況比較復(fù)雜，一般需要具體情況具體分析。a.若加入強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽(不水解且對水沒有任何影響的鹽),如NaCl、KNO?等，則不影響水的電離平衡；b.若加入強(qiáng)酸的酸式鹽，如NaHSO?等，由于強(qiáng)酸的酸式鹽還可以繼續(xù)電離出大量H+,故抑制水的電離；c.若加入弱酸的酸式鹽，需要比較弱酸的酸式酸根的電離(抑制水的電離)和水解(促進(jìn)水的電離)的強(qiáng)弱，如果電離大于水解，如NaHSO?,則抑制作用大于促進(jìn)作用，加入這樣的鹽，主要表現(xiàn)為抑制水的電離；如果電離小于水解，如NaHCO?,則抑制作用小于促進(jìn)作用，主要表現(xiàn)為促進(jìn)水的電離。d.若加入弱酸弱堿鹽，由于弱酸根和弱堿根均可以水解，且相互促進(jìn)甚至發(fā)生雙水解，如，(NH?)?CO?,Al?S?,因此，促進(jìn)水的電離，由于比一般能水解的鹽的水解強(qiáng)烈，故此類鹽對水的電離促進(jìn)作用比一般的鹽也要強(qiáng)烈。e.若加入一些特殊的可水解鹽，如，CaC?、Mg?N?,原理與普通水解類似，促進(jìn)水的電離。②電解反應(yīng)：對于某些電解質(zhì)水溶液在電解時(shí)，如NaCl溶液、CuSO?溶液，在電解時(shí)，由于消耗了水電離的H+或OH,從而促進(jìn)了水的電離，需要指出的是，不是所有的電解質(zhì)水溶液的電解反應(yīng)，都促進(jìn)水的電離，如CuCl?水溶液；另外，NaCl溶液電解后生成NaOH,CuSO。溶液電解后生成H2SO4，都會(huì)進(jìn)一步抑制水的電離，但由于此時(shí)的OH或H+實(shí)際是來自水電離的產(chǎn)物，從原始的純水來看，仍然是促進(jìn)水的電離，抑制作用是對電解反應(yīng)后的水所說的。③加入活潑金屬：向水中加入一些活潑性很強(qiáng)的金屬，如堿金屬(K、Na),堿土金屬(Ca、Ba)等，由于與水電離出的H*直接作用，因而促進(jìn)了水的電離。知識(shí)點(diǎn)二溶液的酸堿性及pH溶液的酸堿性與pH溶液的酸堿性是由c(H*)和c(OH)的相對大小決定，而不在于c(H*)或c(OH)的絕對值大小，因此判斷溶液的酸堿性不能直接看pH或c(H*)、c(OH)值大小，需要通過比較c(H+)、c(OH)相對大小才能確定。溶液的pH:水溶液中c(H+)的負(fù)對數(shù)，即pH=1gc(H+)pH的測定方法酸堿指示劑指示劑pH的變色范圍石蕊<5.0紅色5.0～8.0紫色>8.0藍(lán)色甲基橙<3.1紅色3.1~4.4橙色>4.4黃色酚酞<8.2無色8.2～10.0粉紅色>10.0紅色注意：酸堿指示劑一般是弱有機(jī)酸或弱有機(jī)堿，由于它們的顏色變化是在一定pH范圍內(nèi)發(fā)生的，因此，可以用這些弱有機(jī)酸或弱有機(jī)堿來測定溶液的pH,但只能測出pH的范圍，一般不能準(zhǔn)確測定pH。在使用酸堿指示劑時(shí)一定要注意加入的劑量要小，以免加入過多指示劑對原溶液的酸堿性造成影響。pH試紙：粗略的測定溶液的pH可以使用pH試紙，用廣泛pH試紙測得的值只能為1~14的整數(shù)，可以識(shí)別的pH差值為1,不能估讀，不能是3.2或10.6之類的數(shù)值。(精密pH試紙的pH范圍較窄，可以判別如0.2或0.3的pH差值，不能是其他任意值)注意：pH試紙?jiān)谑褂玫臅r(shí)候不能用水潤濕，否則非中性溶液的pH測定值要比實(shí)際值大(酸性)或小(堿性),因?yàn)樗畷?huì)將溶液稀釋。pH試紙的使用方法：取一小塊干燥的pH試紙，放在玻璃片(或表面皿)上，用潔凈的玻璃棒蘸取待測溶液點(diǎn)在pH試紙的中部，隨即(30s內(nèi))與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照，讀出溶液的pH。pH計(jì)：也叫酸度計(jì)，是一種可以精確測定溶液的pH的儀器，一般可以精確到小數(shù)點(diǎn)后兩位，如pH=1.64。酸堿中和滴定及滴定曲線1.滴定原理依據(jù)中和反應(yīng)，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的方法。2.實(shí)驗(yàn)用品(1)儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺(tái)、錐形瓶。(2)試劑：標(biāo)準(zhǔn)液、待測液、指示劑、蒸餾水。(3)滴定管的使用方法①構(gòu)造：“0”刻度線在上方，尖嘴部分無刻度；精確度：讀數(shù)可估讀到0.01mL。②檢查儀器：在使用滴定管前，首先要檢查活塞是否漏水，確保不漏水后方可使用。③潤洗：滴定管先用蒸餾水洗滌干凈，再用待測液潤洗2～3次。④裝液：分別將酸堿加到酸式滴定管和堿式滴定管中，使液面位于零刻度以上2～3mL處。⑤排氣泡調(diào)起始讀數(shù)：調(diào)節(jié)活塞，排出尖嘴部分的氣泡，使滴定管尖嘴部分充滿液體，并使液面位于“0”刻度或“0”刻度以下，并準(zhǔn)確記錄讀數(shù)。3.滴定過程(1)在錐形瓶中放入一定量的未知濃度、待測定的堿(或酸)，加入幾滴酸堿指示劑。(2)把錐形瓶放在裝有標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管的下方，把滴定管中的溶液逐滴加入到錐形瓶中。滴定時(shí)一邊控制滴定管的活塞，一邊搖動(dòng)錐形瓶，眼睛注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色變化。(3)滴定終點(diǎn)：等到滴入最后半滴標(biāo)準(zhǔn)液時(shí)，此時(shí)指示劑會(huì)發(fā)生明顯的顏色變化，且在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色，即為滴定終點(diǎn)，記錄標(biāo)準(zhǔn)液的體積。(4)數(shù)據(jù)處理：為減少實(shí)驗(yàn)誤差，重復(fù)實(shí)驗(yàn)2～3次，求出所用標(biāo)準(zhǔn)溶液體積的平均值，然后再計(jì)算待測液的物質(zhì)的量濃度。4.酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)的操作注意事項(xiàng)：(1)酸式滴定管不能盛堿性溶液(如NaOH、Na2CO3溶液等)；堿式滴定管不能盛酸性和強(qiáng)氧化性溶液(如酸性KMnO4溶液等)。(2)滴定管在使用前要檢漏，錐形瓶不用待測液潤洗，裝待測液前也不需要干燥。(3)注意指示劑的選擇：若滴定終點(diǎn)為堿性時(shí)，選擇酚酞，酸性時(shí)，選擇甲基橙，中性時(shí)，酚酞、甲基橙都行，一般不選擇石蕊，變色現(xiàn)象不明顯。(4)滴定過程滴加液體的速率：先快后慢，當(dāng)接近終點(diǎn)時(shí)，應(yīng)一滴一搖，直至半滴一搖，利用錐形瓶內(nèi)壁承接尖嘴處懸掛的半滴溶液。(5)不能滴入標(biāo)準(zhǔn)液時(shí)有明顯的顏色變化就認(rèn)為是滴定終點(diǎn)，應(yīng)30s后確認(rèn)顏色不再發(fā)生變化才能確認(rèn)為滴定終點(diǎn)。滴定終點(diǎn)后應(yīng)稍等一段時(shí)間，使內(nèi)壁上液體順壁流下，然后再讀數(shù)。(6)讀數(shù)應(yīng)精確到小數(shù)點(diǎn)后兩位。如25.00mL是正確的，而不是25mL或25.000mL。(7)酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)一般要進(jìn)行多次(2～3次以上)。后期根據(jù)c(待測)＝計(jì)算時(shí)，如果出現(xiàn)數(shù)據(jù)不合理的情況，要注意取舍，最后計(jì)算濃度平均值。滴定終點(diǎn)判斷的答題模板：當(dāng)?shù)稳胱詈蟀氲巍痢痢翗?biāo)準(zhǔn)溶液后，溶液由××色變成××色，且半分鐘內(nèi)不褪色，說明達(dá)到滴定終點(diǎn)。鹽類的水解知識(shí)點(diǎn)一鹽類水解原理1.鹽類水解的概念(1)定義：在水溶液中，由鹽電離出的離子與水電離出來的H*或OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)的過程，叫作鹽類的水解。(2)實(shí)質(zhì)：可溶性鹽，在水溶液中由鹽電離出的弱酸的陰離子或弱堿的陽離子跟水電離出的H+或OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)(弱酸或弱堿),減少了水電離的H+或OH,從而破壞了水的電離平衡，促進(jìn)了水的電離，使水的電離平衡向右移動(dòng)，引起H+或OH濃度不相等，因而使溶液顯示出不同程度的酸堿性。(3)條件：①鹽中必須有弱根(弱酸根或弱堿根)離子；②鹽必須易溶于水。(4)特征：①可逆；②吸熱；③微弱；④水解促進(jìn)水的電離。2.水解的規(guī)律(1)有弱才水解，無弱不水解；(2)越弱越水解；(3)都弱都水解；(4)誰強(qiáng)顯誰性；(5)同強(qiáng)顯中性。知識(shí)點(diǎn)二影響鹽類水解平衡因素1.內(nèi)因鹽本身的性質(zhì)。組成鹽的弱酸根對應(yīng)的酸越弱，或弱堿陽離子對應(yīng)的弱堿越弱，則水解程度就越大(即越弱越水解)。2.外因(1)溫度：因?yàn)椋}類水解是吸熱反應(yīng)，所以，升溫可以促進(jìn)水解，使水解平衡右移，水解程度增大。(2)濃度：一般稀釋鹽溶液，可以促進(jìn)水解平衡向右移動(dòng)，水解程度增大；如果增大鹽溶液的濃度，水解平衡盡管右移，但水解程度減小(或水解率減小)。(3)酸堿度：鹽類的水解既然會(huì)使溶液的酸堿度改變，那么根據(jù)平衡移動(dòng)原理，就可以通過控制溶液的酸堿度來控制水解平衡。(4)加入鹽：①加入水解性質(zhì)相反的鹽，促進(jìn)水解；加入水解性質(zhì)相同的鹽，抑制水解；②加入不參加水解的固態(tài)鹽，對水解無影響，加入不參加水解的鹽的水溶液，相當(dāng)于對原鹽溶液稀釋，促進(jìn)水解；③加入強(qiáng)酸的酸式鹽，相當(dāng)于加酸；加入堿式鹽，相當(dāng)于加堿；④加入消耗水解離子的鹽，則抑制水解。知識(shí)點(diǎn)三鹽類水解的應(yīng)用(1)制備某些無水鹽時(shí)要考慮鹽的水解如：MgCl?·6H?O在空氣中加熱失水時(shí)容易水解，因而利用它制備無水鹽(MgCl?)的時(shí)候，通常在HCl氣流中進(jìn)行加熱(或與SOCl2共熱),以防止水解。(2)加熱蒸干鹽溶液析出固體①考慮鹽是否分解，如加熱蒸干Ca(HCO?)?,因其受熱分解，最終所得固體應(yīng)為CaCO?。②考慮氧化還原反應(yīng)，如加熱蒸干Na2SO?溶液，因Na2SO3易被氧化，所得固體應(yīng)為Na2SO?。③不水解、不分解的鹽的溶液加熱蒸干時(shí)，析出鹽的晶體，如NaCl。④能水解且生成的酸不揮發(fā)，一般析出該鹽的晶體，如Al2(S04)?;能水解，但水解后生成的酸有揮發(fā)性，則析出金屬氫氧化物，若蒸干后繼續(xù)加熱，則可分解為金屬氧化物，如AlCl?。⑤鹽水解生成強(qiáng)堿時(shí)，蒸干之后一般得到原物質(zhì)，如Na?CO?。不過有時(shí)仍需多角度考慮，如NaCl0,既要考慮ClO的水解，又要考慮HCl0的分解，因此最后得到的是NaCl。難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡1.難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡(1)概念：在一定條件下，難溶電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。(也叫沉淀溶解平衡)(2)特征：“逆”——沉淀溶解反應(yīng)是一個(gè)可逆反應(yīng)“動(dòng)”——?jiǎng)討B(tài)平衡，溶解的速率和沉淀的速率并不為零“等”——溶解的速率和沉淀的速率相等“定”——達(dá)到平衡的時(shí)候，溶液中的離子的濃度保持不變“變”當(dāng)外界條件發(fā)生改變時(shí)，溶解平衡將發(fā)生移動(dòng)，達(dá)到新的平衡。(3)溶度積Kp(即溶解平衡的反應(yīng)平衡常數(shù))①對于沉淀溶解平衡：MmA4(s)=mM4+(aq)+nA(aq)Kp=cm(M4+)·c(A)在一定溫度下，K是一個(gè)常數(shù)，稱為溶度積常數(shù)，簡稱溶度積。②溶度積常數(shù)的意義：a.對于相同類型的電解質(zhì)，K越大，其在水中的溶解能力越強(qiáng)；K越小其溶解度越小，越容易生成沉淀。b.Kp和S(溶解度)均可衡量物質(zhì)在水中的溶解能力，只有相同類型的物質(zhì)，才有K,越大S越大的結(jié)論。c.與平衡常數(shù)一樣，同一物質(zhì)的Kp只與溫度有關(guān)，與溶液