水溶液中離子的平衡知識(shí)點(diǎn)(共8頁(yè))

1、精選優(yōu)質(zhì)文檔-傾情為你奉上水溶液中的離子平衡【命題規(guī)律】：從考查內(nèi)容上看，主要集中在：判斷電解質(zhì)、非電解質(zhì)；外界條件對(duì)電離平衡的影響及電離平衡移動(dòng)、離子濃度大小比較；同濃度（或同PH）強(qiáng)、弱電解質(zhì)溶液的比較，如c（H+）大小、起始反應(yīng)速率、中和酸（或堿）的能力、稀釋后PH的變化；強(qiáng)弱電解質(zhì)的判斷；物質(zhì)導(dǎo)電性的強(qiáng)弱；電離平衡常數(shù)的簡(jiǎn)單計(jì)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(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合分析溶液酸堿性；有關(guān)溶液PH計(jì)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(cè)試考生的判斷、推理運(yùn)算等思維能力。【考點(diǎn)一 電離和電離平衡

2、】1、【強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的區(qū)別】 強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)定義溶于水后幾乎完全電離的電解質(zhì)溶于水后只有部分電離的電解質(zhì)化合物類型離子化合物及具有強(qiáng)極性鍵的共價(jià)化合物某些具有弱極性鍵的共價(jià)化合物。電離程度幾乎100完全電離只有部分電離電離過(guò)程不可逆過(guò)程，無(wú)電離平衡可逆過(guò)程，存在電離平衡溶液中存在的微粒（水分子不計(jì)）只有電離出的陰陽(yáng)離子，不存在電解質(zhì)分子既有電離出的陰陽(yáng)離子，又有電解質(zhì)分子實(shí)例絕大多數(shù)的鹽（包括難溶性鹽）強(qiáng)酸：H2SO4、HCl、HClO4等強(qiáng)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：(CH3C

3、OO)2Pb、HgCl2電離方程式KNO3=K+NO3H2SO4=2H+SO42NH3H2ONH4+OH_H2SH+HS_ HS_H+S2- 電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì) 強(qiáng)電解質(zhì)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(qiáng)電解質(zhì)）電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無(wú)關(guān)。【注意】：(2) 強(qiáng)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(shí)的電離不同： 熔融 Na2HSO4

4、= 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(qiáng)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(zhì)強(qiáng)弱的方法】(以HAc為例)：（1）在相同濃度、相同溫度下，與強(qiáng)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性對(duì)比實(shí)驗(yàn)。 （2）濃度與

5、PH的關(guān)系，測(cè)0.01mol/LHAc溶液的pH2，說(shuō)明醋酸是弱酸。（3）測(cè)NaAc溶液的pH值，呈堿性，則證明醋酸是弱酸。 （4）測(cè)pH=a的HAc稀釋100倍后所得溶液pHSPSi,，則酸性HClO4H2SO4H3PO4H2SiO3(最高價(jià)氧化 物對(duì)應(yīng)的水化物）；金屬性NaMgAl,則堿性NaOHMg(OH)2Al(OH)3。 （10）利用較強(qiáng)酸（堿）制備較弱酸（堿）判斷電解質(zhì)強(qiáng)弱。如將CO2通入苯酚溶液中出現(xiàn)渾濁。說(shuō) 明碳酸的酸性大于苯酚。（二）、電離平衡1、【弱電解質(zhì)的電離平衡的特點(diǎn)】：(5)導(dǎo)電性強(qiáng)弱與電解質(zhì)強(qiáng)弱的關(guān)系：電解質(zhì)的強(qiáng)弱由物質(zhì)內(nèi)部結(jié)構(gòu)決定，電解質(zhì)的強(qiáng)弱在一般情況下影響著溶

6、液導(dǎo)電性的強(qiáng)弱。導(dǎo)電性強(qiáng)弱是由溶液離子濃度大小決定的。如果某強(qiáng)電解質(zhì)溶液濃度很小，那么它的導(dǎo)電性可以很弱，而某弱電解質(zhì)雖然電離程度很小，但如果濃度較大時(shí)，該溶液的導(dǎo)電能力也可以較強(qiáng)。因此，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定強(qiáng)，弱電解質(zhì)的導(dǎo)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(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液中電離所產(chǎn)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(gè)常數(shù)，這個(gè)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(zhì)較易電離，所對(duì)應(yīng)的弱酸弱堿較強(qiáng)。從 Ka或 Kb的大小，可以

7、判斷弱酸和弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱。例如弱酸的相對(duì)強(qiáng)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(lái)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(lái)的離子有H+、H2PO4 、HPO4 2、PO4

8、3等離子，其離子濃度的大小關(guān)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(zhì)在水溶液里達(dá)電離平衡時(shí)，已電離的電解質(zhì)分?jǐn)?shù)占原來(lái)總分子數(shù)（包括已電離的和未電離的）的百分?jǐn)?shù) 電離度（）= （已電離弱電解質(zhì)分子數(shù)/原弱電解質(zhì)分子數(shù)）*100%電離度主要是由物質(zhì)的本身的性質(zhì)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(jié)合成分子的機(jī)會(huì) 越少，電離度就越大。） （2）溫度的影響： 因?yàn)殡婋x過(guò)程是吸熱的，因此溫度升高離子化傾向加強(qiáng)，又因大多數(shù)電解質(zhì)電 離時(shí)沒(méi)有顯著的熱量變化，這就導(dǎo)致溫度對(duì)電離度雖有影響，但影響并

9、不大的 必然結(jié)果。一般情況下，溫度對(duì)電離度影響不大，但水的離解過(guò)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(zhì)的相對(duì)強(qiáng) 弱時(shí)，就當(dāng)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(zhì)：水電離平衡：: 從純水的導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)測(cè)得，在25時(shí)， 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(diǎn)：（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

10、是中性，應(yīng)看c(H)和c(OH)的相對(duì)大小，判斷溶液酸堿性的依據(jù)主要有三點(diǎn)：判據(jù)1在25時(shí)的溶液中： 常溫下，c(H)107 mol/L時(shí)，溶液呈酸性，且c(H)越大，酸性越強(qiáng)；c(OH)越大，堿性越強(qiáng)。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(shí)，要注意條件，即溫度。不能簡(jiǎn)單地認(rèn)為pH等于7的溶液一定為中性，如100時(shí)，pH6為中性，pH6顯堿性，所以使用pH時(shí)需注明溫度，若未注明溫度，一般認(rèn)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

11、-14 溫 度 ：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的），故水的電離平衡向右移動(dòng)，H和OH的濃度同時(shí)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(jìn)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(yáng)離子能結(jié)合水電離出來(lái)的H或OH，生成較難電離的物質(zhì)，破壞水的平衡，使 水的電離平衡正向移動(dòng)，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(yīng)，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(dòng)。 其他因素： 如向水中加入活潑金屬，由于與水

12、電離出的H反應(yīng)，因而使水的電離向右移動(dòng)。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(diǎn)】 pH試紙的使用1 使用pH試紙測(cè)量溶液的pH時(shí)，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(cè)液的玻璃棒點(diǎn)在試紙的中部，不能把試紙放在待測(cè)液中測(cè)定。 2 使用pH試紙測(cè)量溶液pH時(shí)，不能用水將pH試紙潤(rùn)濕。因?yàn)檫@樣做，已將溶液稀釋，導(dǎo)致測(cè)定 的pH不準(zhǔn)確。3用廣泛pH試紙測(cè)出的溶液pH只是整數(shù)值，而不會(huì)是3.1、5.2等小數(shù)值?！局仉y點(diǎn)四】 有關(guān)pH的計(jì)算1單一溶液pH的計(jì)算6、【混合液的

13、pH值計(jì)算方法公式】1、 強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合： 2、 強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：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-數(shù)除以溶液總體積求OH-混，再求其它7、【稀釋過(guò)程溶液pH值的變化規(guī)律】： 5、不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無(wú)限稀釋后pH均接近7 6、稀釋時(shí)，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。9、【酸堿中和滴定】：滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)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(jìn)行分析

14、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。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，則： c堿=【重難點(diǎn)五 中和滴定】 1中和滴定的關(guān)鍵(1)準(zhǔn)確測(cè)定參加反應(yīng)的兩種溶液的體積。(2)準(zhǔn)確判斷中和滴定的終點(diǎn)。 2指示劑的選擇在酸堿中和滴定時(shí)，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(xiàng)(1)滴速：先快后慢，當(dāng)接近終點(diǎn)時(shí)，應(yīng)一滴一搖。(2)終點(diǎn)：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(nèi)不變色，讀出V(標(biāo))記錄。(3)在滴定過(guò)程中，左手控制活塞或玻璃小球，右手搖動(dòng)錐形瓶，兩眼注視錐形瓶?jī)?nèi)溶液顏色的變化。 4誤差分析中和滴定實(shí)驗(yàn)中

15、，產(chǎn)生誤差的途徑主要有操作不當(dāng)、讀數(shù)不準(zhǔn)等，分析誤差要根據(jù)計(jì)算式分析， c待測(cè)，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定待測(cè)堿溶液時(shí)，c標(biāo)準(zhǔn)、V待測(cè)均為定值，c待測(cè)的大小取決于 V標(biāo)準(zhǔn)的大小。下列為不正確操作導(dǎo)致的實(shí)驗(yàn)結(jié)果偏差：(1)儀器洗滌酸式滴定管水洗后，未潤(rùn)洗(偏高)；酸式滴定管水洗后，誤用待測(cè)液潤(rùn)洗(偏高)；堿式滴定管水洗后，未潤(rùn)洗(偏低)；錐形瓶水洗后，用待測(cè)液潤(rùn)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(dāng)?shù)味ㄇ八崾降味ü芗庾觳糠钟袣馀?，滴定結(jié)束后氣泡消失(偏高)；滴定

16、過(guò)程中，振蕩錐形瓶時(shí)，不小心將溶液濺出(偏低)；滴定過(guò)程中，錐形瓶?jī)?nèi)加少量蒸餾水(無(wú)影響)。8、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移 動(dòng)，促進(jìn)水的電離。鹽類水解規(guī)律： a.有弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。 b.多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。(如:Na2CO3NaHCO3)鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆（與中和反應(yīng)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:

17、HSO3- 、H2PO4-） c水解程度電離程度，顯堿性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）雙水解反應(yīng)： （1）構(gòu)成鹽的陰陽(yáng)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(jiàn)的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-) 與NH4+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+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S鹽類水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)用實(shí)

18、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(shí)常加入少量鹽酸 Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+ 配制Na2CO3溶液時(shí)常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制備無(wú)水鹽由MgCl26H2O制無(wú)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

19、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(shū)寫(xiě)一般要注意一下幾點(diǎn)：（1）一般來(lái)說(shuō)鹽類水解的程度不大，是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，由于中和反應(yīng)趨于完成，所以鹽類的水解反應(yīng)是微弱的，鹽類水解的離子方程式一般不寫(xiě)“=”，而是寫(xiě)“ ”。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(biāo)“”或“”的氣標(biāo)，也不把生成物（如NH3H2O、H2CO3等）寫(xiě)成其分解產(chǎn)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

20、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(lái)說(shuō)水解都比較徹底，由于不形成水解平衡，書(shū)寫(xiě)時(shí)生成物出現(xiàn)的沉淀、氣體物質(zhì)要標(biāo)明狀態(tài)，即標(biāo)上“”、“”符號(hào)，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(yīng)物中是否需要

21、加水。 9、水解平衡常數(shù) （Kh）對(duì)于強(qiáng)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(duì)于強(qiáng)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(shū)寫(xiě)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(dāng)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(guān)系：電荷守恒： 任何溶液均顯電中性，各陽(yáng)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(gè)數(shù)守恒或質(zhì)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(zhì)子守恒： 即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。（最難寫(xiě)