水溶液中的離子平衡知識點總結(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)下都不能導電的化合物 強電解質(zhì)： 在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。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)。物質(zhì)混和物2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別： 電解質(zhì)離子化合強物解共價化合物強酸，強堿，電解數(shù)鹽 純凈物!意：電解質(zhì)、 電解質(zhì)化合物的BaSO全部無關。共價化合物NaOH NaCI、BaSQ，非電解質(zhì)都是化合物奄SO、NH、CO等屬于非弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水 。如HCIQ NH H2Q Cu（QH，HO于易溶于水的化合物

2、（如 BaSO不溶于水，但溶于水做BaSO為溶于水質(zhì)部分解質(zhì)的強弱與導于水、溶解性生強電解質(zhì)不等于易屬氧于水的部分合物物（如3、 電離平衡：在一定的條件下，當電解質(zhì)分子電離成離子的速率 和離子結(jié)合成 電解質(zhì)分子 時,電離過程就達到了 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，升溫有利于電離。B、 濃度：濃度越大，電離程度越?。喝芤合♂寱r，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：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。D其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某 種離子反應的物質(zhì)時，有利于電離。9、 電離方程式的書寫：用可逆符號弱

3、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：ABAf+BKi= 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。如:H2SO3H3PO4HFCH3COOH2CHO3H2SHClO二、水的電離和溶液的酸堿性1 、 水 電 離 平 衡水的離子積：Kw =

4、_cH + cOH25C時，H +=OH- =10-7mol/L ; K w= H + OH=1*10-14注意：Kw只與溫度有關，溫度一定，則 KW值一定Kw不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）2、 水電離特點：（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 w 1*10-14 溫度：促進水的電離（水的電離是 吸 熱的） 易水解的鹽：促進水的電離 K w1*10 -144、溶液的酸堿性和pH:（1）pH=-lgcH+（2）pH的測定方法:酸堿指示劑一一甲基橙、石蕊、酚酞 。變色范圍：甲基橙3.14.4 （橙色）石蕊5.08.0 （紫色） 酚酞8.

5、210.0（淺紅色）pH 試紙 一操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。 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值計算方法公式1、強酸與強酸的混合：（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+ 1V1+H+ 2V2）/（ V1+V2）2、強堿與強堿的混合：（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+OH2V2） / （V1+V2）（注意：不能直接計算H+混）3、 強酸與強堿的混合：（先據(jù)H+ + OH- =H2O計算余下的或OH，H有余， 則用余下的

6、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）四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：1、 強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH 原+ n （但始終不能大于或等于7）2、 弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀_ H原+n （但始終不能大于或等于7）3、 強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 =pH原-n（但始終不能小于或等于7）4、 弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 pH原-n（但始終不能小于或等于7）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76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

7、。五、強酸（pH1）強堿（pH2）混和計算規(guī)律1、若等體積混合pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7pH1+pH著15則溶液顯堿性pH=phW.3pH1+pH2C 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: 1pH1+pH步14 V酸：V 堿=1： 101牛(pH1+pH2）六、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實質(zhì)：H+OF=HO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，往下刻度標數(shù)越來越大，全部容積大于 它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最 低刻

8、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)點后 一位 。（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。（3）準備過程：準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗f檢漏：滴定管是否漏水一用水洗一用標準液洗（或待測液洗）裝溶液一排氣泡一調(diào) 液面f記數(shù)據(jù)V（始）（4）試驗過程3、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用門酸（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(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，因為在滴定過程中 c酸為標準酸，其

9、數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋 了雖實際值變小，但體現(xiàn)的卻是 V酸的增大，導致c酸偏高；V堿同樣也是一個 定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺， 其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的 濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當 V酸的實測值大于理論值時，c 堿偏高，反之偏低。同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）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H或0H吉合生成 弱電解質(zhì)的反應。2、 水解的實質(zhì)：_水溶液

10、中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H或0H吉合, 破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。3、鹽類水解規(guī)律： 有雖才水解，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。 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:Na2CO NaHCO4、 鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應互逆）（2）程度?。?）吸熱5、影響鹽類水解的外界因素： 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：促進或抑制鹽的水解（H+促進 陰離子 水解而 抑制陽離子水解;OH促進陽離子水解而抑制陰離子水解）6酸式鹽溶液

11、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：HSOJ、HPQ-） 水解程度電離程度，顯堿 性 （如: HCO、HS、HPOT）7、雙水解反應：（1）構(gòu)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AIO2-、CO2-（HCO-）、/（HS）、 SO2-（HSO-） ; S2-與NH+; COHCO-）與NH+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+ + 3S 2- + 6H 2O = 2AI（O

12、H）3 J + 3H2ST8、水解平衡常數(shù) （Kh）對于強堿弱酸鹽：人=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：$ =Kw/Kb （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：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當微弱。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恒關系： 電荷守恒：任何溶液均顯電 中 性，各陽離

13、子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘 積之和二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(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0H濃度相等。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O.OIg的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。（2）反應后離子濃度降至1*10-5以下的反應為完全反應。如酸堿中和時H+ 降 至10-7mol/L10-5mol/L，故為完全反應，用“二”常見的難溶物在水中的離子濃 度均遠低于10-5mol/L，故均用“二”（3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平

14、衡。（4）掌握三種微溶物質(zhì)：CaSO Ca（OH、AgSQ（5）溶解平衡常為吸熱，但 Ca（QH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）標明狀態(tài)，并用“ ”。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?。闯恋碓诫y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屬陽離子：如加 MgQ除去MgC2溶液中FeCb。（3）氧化還原沉淀法：（4）同離子效應法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 原；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。女口： AgNQ- AgCl（白色沉淀尸AgBr（淡黃色） AgI（黃色