水溶液中的离子平衡知识点总结

第三章 水溶液中的离子平衡

一、弱电解质的电离

1、定义：电解质： 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质 ; 非电解质 ： 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 ; 强电解质 ： 在水溶液里全部电离成离子的电解质 ;

弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 ; 混和物 物质 单质 强电解质： 强酸,强碱,大多数盐 ;如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4

电解质 纯净物 弱电解质： 弱酸,弱碱,极少数盐,水 ;如HClO、NH3·H2O、CuOH2、H2O…… 化合物

非电解质： 非金属氧化物,大部分有机物 ;如SO3、CO2、C6H12O6、CH2=CH2

2、电解质与非电解质本质区别：

电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物

注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质

③强电解质不等于易溶于水的化合物如BaSO4不溶于水,但溶于水的BaSO4全部电离,故BaSO4为强电解质——电解质的强弱与导电性、溶解性无关; 3、电离平衡：在一定的条件下,当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 电解质分子 时,电离过程就达到了 平衡状态 ,这叫电离平衡; 4、影响电离平衡的因素：

A、温度：电离一般吸热,升温有利于电离;

B、浓度：浓度越大,电离程度 越小 ；溶液稀释时,电离平衡向着电离的方向移动;C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质,会 减弱 电离;D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时,有利于电离;

9、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写第一步为主

10、电离常数：在一定条件下,弱电解质在达到电离平衡时,溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积,跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数;叫做电离平衡常数,一般用Ka表示酸,Kb表示碱;

表示方法：ABA++B- Ki= A+ B-/AB 11、影响因素：

a、电离常数的大小主要由物质的本性决定;

b、电离常数受温度变化影响,不受浓度变化影响,在室温下一般变化不大; C、同一温度下,不同弱酸,电离常数越大,其电离程度越大,酸性越强;如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性

1、水电离平衡：:

水的离子积：KW = cH+·cOH-

-7-14

25℃时, H+=OH- =10 mol/L ; KW = H+·OH- = 110

注意：KW只与温度有关,温度一定,则KW值一定 KW不仅适用于纯水,适用于任何溶液酸、碱、盐 2、水电离特点：1可逆 2吸热 3极弱 3、影响水电离平衡的外界因素： ①酸、碱 ：抑制水的电离 KW〈110-14

②温度：促进水的电离水的电离是 吸 热的 ③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉 110-14 4、溶液的酸碱性和pH： 1pH=-lgcH+ 2pH的测定方法：

酸碱指示剂—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 ; 变色范围：甲基橙 ~橙色 石蕊~紫色 酚酞~浅红色

pH试纸 —操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上,然后与标准比色卡对比即可 ;

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

三 、混合液的pH值计算方法公式

1、强酸与强酸的混合：先求H+混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积,再求其它 H+混 =H+1V1+H+2V2/V1+V2

2、强碱与强碱的混合：先求OH-混：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积,再求其它 OH-混＝OH-1V1+OH-2V2/V1+V2 注意 :不能直接计算H+混

3、强酸与强碱的混合：先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-,①H+有余,则用余下的H+数除以溶液总体积求H+混；OH-有余,则用余下的OH-数除以溶液总体积求OH-混,再求其它

四、稀释过程溶液pH值的变化规律：

1、强酸溶液：稀释10n倍时,pH稀 = pH原+ n 但始终不能大于或等于7 2、弱酸溶液：稀释10n倍时,pH稀 〈 pH原+n 但始终不能大于或等于7 3、强碱溶液：稀释10n倍时,pH稀 = pH原－n 但始终不能小于或等于7 4、弱碱溶液：稀释10n倍时,pH稀 〉 pH原－n 但始终不能小于或等于7 5、不论任何溶液,稀释时pH均是向7靠近即向中性靠近；任何溶液无限稀释后pH均接近7

6、稀释时,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; 五、强酸pH1强碱pH2混和计算规律、若等体积混合 pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7 pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=

pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+ 2、若混合后显中性

pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1 pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10

〔14-pH1+pH2〕

六、酸碱中和滴定： 1、中和滴定的原理

实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等; 2、中和滴定的操作过程：

1滴定管的刻度,O刻度在 上 ,往下刻度标数越来越大,全部容积 大于 它的最大刻度值,因为下端有一部分没有刻度;滴定时,所用溶液不得超过最低刻度,不得一次滴定使用两滴定管酸或碱,也不得中途向滴定管中添加;滴定管可以读到小数点后 一位 ;

2药品：标准液；待测液；指示剂; 3准备过程：

准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面;洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗或待测液洗→装溶液→排气泡→调液面→记数据V始 4试验过程

3、酸碱中和滴定的误差分析

误差分析：利用n酸c酸 V酸=n碱c碱V碱进行分析

式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度； V——酸或碱溶液的体积;

上述公式在求算浓度时很方便,而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化,因为在滴定过程中c酸为标准酸,其数值在理论上是不变的,若稀释了虽实际值变小,但体现的却是V酸的增大,导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值,它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的,当在实际操作中碱液外溅,其实际值减小,但引起变化的却是标准酸用量的减少,即V酸减小,则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此;综上所述,当用标准酸来测定碱的浓度时,c碱的误差与V酸的变化成正比,即当V酸的实测值大于理论值时,c碱偏高,反之偏低; 同理,用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然; 七、盐类的水解只有可溶于水的盐才水解

1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应;

2、水解的实质： 水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离,是平衡向右移动,促进水的电离; 3、盐类水解规律：

①有 弱 才水解,无弱不水解,越弱越水解；谁 强显谁性,两弱都水解,同强显中性;

②多元弱酸根,浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大,碱性更强; 如:Na2CO3 ＞NaHCO3

4、盐类水解的特点：1可逆与中和反应互逆 2程度小 3吸热 5、影响盐类水解的外界因素：

①温度：温度越 高 水解程度越大 水解吸热,越热越水解 ②浓度：浓度越小,水解程度越 大 越稀越水解

③酸碱：促进或抑制盐的水解H+促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解；OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解 6、酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：如HSO4- 显 酸 性

②电离程度＞水解程度,显 酸 性 如: HSO3- 、H2PO4- ③水解程度＞电离程度,显 碱 性 如：HCO3- 、HS- 、HPO42- 7、双水解反应：

1构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应;双水解反应相互促进,水解程度较大,

有的甚至水解完全;使得平衡向右移;

2常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-HCO3-、S2-HS-、SO32-HSO3-；S2-与NH4+；CO32-HCO3-与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体;双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡,如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2AlOH3↓+ 3H2S↑ ８、水解平衡常数 Kh

对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/KaKw为该温度下水的离子积,Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数

对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/KbKw为该温度下水的离子积,Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数

电离、水解方程式的书写原则

1、多元弱酸多元弱酸盐的电离水解的书写原则：分步书写

注意：不管是水解还是电离,都决定于第一步,第二步一般相当微弱; 2、多元弱碱多元弱碱盐的电离水解书写原则：一步书写 八、溶液中微粒浓度的大小比较

☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：

①电荷守恒：:任何溶液均显电 中 性,各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和 ②物料守恒: 即原子个数守恒或质量守恒

某原子的总量或总浓度＝其以各种形式存在的所有微粒的量或浓度之和 ③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等; 九、难溶电解质的溶解平衡

1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识 1溶解度 小于 的电解质称难溶电解质;

2反应后离子浓度降至110-5以下的反应为完全反应;如酸碱中和时H+降至10-7mol/L<10-5mol/L,故为完全反应,用“=”,常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L,故均用“=”;

3难溶并非不溶,任何难溶物在水中均存在溶解平衡; 4掌握三种微溶物质：CaSO4、CaOH2、Ag2SO4

5溶解平衡常为吸热,但CaOH2为放热,升温其溶解度减少; 6溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀,否则不存在平衡; 2、溶解平衡方程式的书写

注意在沉淀后用s标明状态,并用“ ”;如：Ag2Ss 2Ag+aq+ S2-aq 3、沉淀生成的三种主要方式

1加沉淀剂法：Ksp越小即沉淀越难溶,沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全;

2调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3; 3氧化还原沉淀法： 4同离子效应法 4、沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动;常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原；③ 沉淀转化 ; 5、沉淀的转化：

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：AgNO3 AgCl白色沉淀 AgBr淡黄色 AgI 黄色 Ag2S黑色 6、溶度积KSP

1、定义：在一定条件下,难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结

合成沉淀的速率,溶液中各离子的浓度保持不变的状态;、表达式：AmBns mAaq+nBaq KSP= cA

n+m

n+

m-

•cB

m-n

3、影响因素：

外因：①浓度：加水,平衡向溶解方向移动;

②温度：升温,多数平衡向溶解方向移动;

4、溶度积规则

QC离子积〉KSP 有沉淀析出 QC= KSP 平衡状态

QC 〈KSP 未饱和,继续溶解