高中化學(xué)第八章 水溶液中的離子平衡知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

1、 四、實(shí)驗(yàn)操作（以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測(cè)NaOH溶液為例）1滴定前的準(zhǔn)備檢漏I檢查滴定管活塞是否漏水洗滌I先用蒸餾水“洗”，再用待裝液“潤(rùn)洗”滴定管裝、排一滴定管中“裝”液至0刻度以上，并“排”氣泡調(diào)、讀一調(diào)整液面至0或0刻度以下，并讀數(shù)注、加將一定體積的堿液注入錐形瓶，并加指示劑吊眾提猶酸式滴定管的查漏：向滴定管中裝入一定體積的水，固定在滴定管夾上直立靜置兩分鐘，觀察有無(wú)水滴滴下，然后將活塞旋轉(zhuǎn)180,再靜置兩分鐘，觀察有無(wú)水滴滴下，若均不漏水，滴定管即可使用。2滴定右丁搖動(dòng)左右丁搖動(dòng)左于-控制精定什淸亍嗜一呢睛注視錐/形瓶?jī)?nèi)洗我制色燮化3終點(diǎn)判斷當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)液，溶液由紅色變?yōu)闊o(wú)色（酚酞作指

2、示劑），且在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原色，視為滴定終點(diǎn)并記錄標(biāo)準(zhǔn)液的體積。巧丹提稿滴定終點(diǎn)是指示劑顏色的突變點(diǎn)，不是恰好中和的點(diǎn)，也不是pH等于7的點(diǎn)。4數(shù)據(jù)處理按上述操作重復(fù)23次，求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值，根據(jù)c（NaOH）=C計(jì)算。五、誤差分析1原理依據(jù)原理c（標(biāo)準(zhǔn)）V（標(biāo)準(zhǔn)）=c（待測(cè)）V（待測(cè)），所以c（待測(cè)）=標(biāo)待測(cè)：）標(biāo)準(zhǔn)），因c（標(biāo)準(zhǔn)）與V（待測(cè)）已確定，因此只要分析出不正確的操作引起V（標(biāo)準(zhǔn)）的變化，即分析出結(jié)果。（標(biāo)準(zhǔn)）變大，則c（待測(cè)）偏高;V（標(biāo)準(zhǔn)）變小，則c（待測(cè)）偏低。2常見(jiàn)誤差以標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定未知濃度的堿溶液（酚酞作指示劑）為例，常見(jiàn)的因操作不正確而引起的誤差有步驟操作

3、V（標(biāo)準(zhǔn)）c（待測(cè)）洗滌酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)酸溶液潤(rùn)洗變大偏咼堿式滴定管未用待測(cè)溶液潤(rùn)洗變小偏低錐形瓶用待測(cè)溶液潤(rùn)洗變大偏咼錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水不變無(wú)影響取液取堿液的滴定管開(kāi)始有氣泡，讀數(shù)時(shí)氣泡消失變小偏低滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點(diǎn)時(shí)氣泡消失變大偏咼振蕩錐形瓶時(shí)部分液體濺出變小偏低部分酸液滴在錐形瓶外變大偏咼讀數(shù)酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)（或前仰后俯）變小偏低酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)（或前俯后仰）變大偏咼六、常用量器的讀數(shù)方法1平視讀數(shù)（如圖1）：實(shí)驗(yàn)室中用量筒、移液管或滴定管量取一定體積的液體，讀取液體體積時(shí)，視線應(yīng)與凹液面最低點(diǎn)保持水平，視線與刻度

4、的交點(diǎn)即為讀數(shù)（即“凹液面定視線，視線定讀數(shù)”）。2俯視讀數(shù)（如圖2）：當(dāng)用量筒測(cè)量液體的體積時(shí)，由于俯視視線向下傾斜，尋找切點(diǎn)的位置在凹液面的上側(cè)，讀數(shù)高于正確的刻度線位置，即讀數(shù)偏大。3仰視讀數(shù)（如圖3）：讀數(shù)時(shí)，由于視線向上傾斜，尋找切點(diǎn)的位置在液面的下側(cè)，因滴定管刻度標(biāo)法與量筒不同，這樣仰視讀數(shù)偏大。第三講鹽類的水解考點(diǎn)1鹽類的水解及其規(guī)律一、實(shí)質(zhì)一、實(shí)質(zhì)弱酸的陰離子弱酸的陰離子弱堿的陽(yáng)離子結(jié)合H結(jié)合0圧牛成弱電解質(zhì)f破壞了水的電離平衡f水的電離程度增大fc(H+)Mc(OH-)-溶液呈堿性或酸性。二、特點(diǎn)水解反應(yīng)是可逆反應(yīng)水解反應(yīng)是髓堿屮也反應(yīng)的逆反應(yīng)，反應(yīng)吸熱水解反應(yīng)程度很微弱三、

5、規(guī)律有弱才水解，越弱越水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性。鹽的類型強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽弱酸強(qiáng)堿鹽實(shí)例NaCl、KNO3NH4CI、Cu(NO3)2CH3COONa、Na2CO3是否水解否是是水解的離子NH+、Cu2+CH3COO-、CO3-溶液的酸堿性中性酸性堿性溶液的pH(25C)pH三7pH7四、水解方程式的書(shū)寫(xiě)1一般要求-般鹽類水性解程度很小物很少氣休或沉淀不標(biāo)“人”或.；J易分解產(chǎn)物(如NH,HJ等)不寫(xiě)其分解產(chǎn)物的形式-般鹽類水性解程度很小物很少例如：nh4ci的水解離子方程式為NH+H2Onh3_h2o+h+。2三種類型的鹽的水解方程式的書(shū)寫(xiě)多元弱酸鹽的水解：分步進(jìn)行，以第一步為主，一般

6、只寫(xiě)第一步水解。例如：Na2CO3的水解離子方程式為CO|-土HOHCOT土QHz。多元弱堿鹽水解：方程式一步寫(xiě)完。例如：FeCl3的水解離子方程式為Fe3+3H2QFe(QH)3+3H+。有些陰、陽(yáng)離子相互促進(jìn)的水解：水解相互促進(jìn)進(jìn)行到底時(shí)，書(shū)寫(xiě)時(shí)要用“=”“f”“(”等。例如：NaHCQ3與A1C13混合溶液反應(yīng)的離子方程式為A13+3HCQf=A1(QHI+3CQ2仁考點(diǎn)2鹽類水解的影響因素1內(nèi)因弱酸陰離子、弱堿陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的酸、堿越弱，就越易發(fā)生水解。例如：酸性：CH3CQQHH2CQ3*相同條件下相同濃度的NaHCQ3、CH3CQQNa溶液的pH大小關(guān)系為NaHCQ尹CHfQQNa。2

7、外因影響因素水解平衡水解程度水解產(chǎn)生離子的濃度溫度升高右移增大增大濃度增大右移減小增大減小(即稀釋)右移增大減小外加酸堿酸弱堿陽(yáng)離子水解程度減小堿弱酸陰離子水解程度減小考點(diǎn)3鹽類水解的應(yīng)用1鹽類水解的應(yīng)用應(yīng)用舉例判斷溶液FeCl3溶液顯酸性，原因是Fe3+3H2QFe(QH)3+3H+的酸堿性判斷酸性強(qiáng)弱NaX、NaY、NaZ三種鹽pH分別為8、9、10,則酸性：HXHYHZ配制或貯存易水解的鹽溶液配制CuSO4溶液時(shí)，加入少量H2SO4，防止Cu2+水解；配制FeCl3溶液，加入少量鹽酸；貯存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用磨口玻璃塞膠體的制取制取Fe(OH)3膠體的離子方程式：F

8、e3+3H2O=e(OH)3(膠體)+3H+物質(zhì)的提純除去MgCl2溶液中的Fe3+,可加入MgO、鎂粉、Mg(OH)2或MgCO3泡沫滅火器的原理成分為NaHCO3與A12(SO4)3，發(fā)生反應(yīng)為Al3+3HCO-=A1(OHR；+3CO2f作凈水劑明磯可作凈水劑，原理為Al3+3H2OA1(OH)3(膠體)+3H+化肥的使用銨態(tài)氮肥與草木灰不得混用除銹劑NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接時(shí)的除銹劑2鹽溶液蒸干時(shí)所得產(chǎn)物的判斷鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時(shí)，酸根陰離子易水解的強(qiáng)堿鹽蒸干后一般得原物質(zhì)，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。鹽溶液

9、水解生成易揮發(fā)性酸時(shí)，蒸干灼燒后一般得對(duì)應(yīng)的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得A1(OH)3，灼燒得Al2O3?？紤]鹽受熱時(shí)是否分解，如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固體受熱易分解，因此蒸干灼燒后分別為Ca(HCO3)2CaCO3(CaO)；NaHCO3Na2CO3；KMnO4K2MnO4和MnO2；NH4ClNH3f+HC1f。還原性鹽在蒸干時(shí)會(huì)被O2氧化，如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。弱酸的銨鹽蒸干后無(wú)固體，如NH4HCO3、(NH4)2CO3?？键c(diǎn)4溶液中粒子濃度的大小比較1注意兩大理論，構(gòu)建思維模型(1)電離理論弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離產(chǎn)

10、生的微粒都非常少，同時(shí)還要考慮水的電離，如氨水溶液中:c(NH3H2O)c(OH-)c(NHt)o多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，其主要是第一級(jí)電離。如在H2S溶液中：c(H2S)c(H+)c(HS-)c(S2(2)水解理論弱離子的水解損失是微量的(水解相互促進(jìn)的除外)，但由于水的電離，故水解后酸性溶液中c(H+)或堿性溶液中c(OH-)總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)的濃度。如NH4C1溶液中:c(C卜)c(NH+)c(H+)c(NH3H20)。多元弱酸酸根離子的水解是分步進(jìn)行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：c(CO3-)c(HCO-)c(H2COJ。2把握三種守恒，明確等量關(guān)系電荷守

11、恒f注重溶液呈電中性溶液中所有陽(yáng)離子所帶的正電荷總濃度等于所有陰離子所帶的負(fù)電荷總濃度。如NaHCO3溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(HCO-)+2c(CO3)+c(OH-)。物料守恒f注重溶液中某元素的原子守恒在電解質(zhì)溶液中，粒子可能發(fā)生變化，但變化前后其中某種元素的原子個(gè)數(shù)守恒。如0.1molL-iNaHCO3溶液中：c(Na+)=c(HCO-)+c(CO3)+c(H2CO3)=0.1moLL-1。質(zhì)子守恒f注重分子或離子得失H+數(shù)目不變?cè)陔娊赓|(zhì)溶液中，由于電離、水解等過(guò)程的發(fā)生，往往存在質(zhì)子(H+)的得失，但得到的質(zhì)子數(shù)等于失去的質(zhì)子數(shù)。如Na2S水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移如圖所示：(得質(zhì)

12、子)(基準(zhǔn)態(tài)物質(zhì))夾質(zhì)子)一世】防-rL()5_OH-由圖可得Na2s水溶液中質(zhì)子守恒式：c(OH-)=c(H+)+2c(H2S)+c(HS-)。質(zhì)子守恒的關(guān)系式也可以由電荷守恒式與物料守恒式推導(dǎo)得到。Na2S水溶液中電荷守恒式為c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)，物料守恒式為c(Na+)=2c(HS-)+c(S2-)+c(H2S)1，由式一式消去沒(méi)有參與變化的Na+,即可得質(zhì)子守恒式：c(OH-)=c(H+)+2c(H2S)+c(HS-)。第四講難溶電解質(zhì)的溶解平衡考點(diǎn)1沉淀溶解平衡及其應(yīng)用一、沉淀溶解平衡1沉淀溶解平衡的概念在一定溫度下，當(dāng)難溶電解質(zhì)溶于水

13、形成飽和溶液時(shí)，溶解速率和生成沉淀速率相等的狀態(tài)。2沉淀溶解平衡的建立vV固體溶解溶解沉淀固體溶質(zhì)溶解溶液中的溶質(zhì)v溶解三v沉淀，溶解平衡沉淀沉淀丄L0為例外界條件移動(dòng)方向平衡后c(Ag+)平衡后c(Cl-)Ksp升高溫度正向增大增大增大加水稀釋正向不變不變不變加入少量AgNO3逆向增大減小不變通入HC1逆向減小增大不變通入h2s正向減小增大不變?nèi)?、沉淀溶解平衡的?yīng)用1.沉淀的生成(1)調(diào)節(jié)pH法如除去CuCl2溶液中的雜質(zhì)FeCl3，可以向溶液中加入CuO,調(diào)節(jié)溶液的pH，使Fe3+形成Fe(OH)3沉淀而除去。離子方程式為Fe3+3HQ一Fe(OH)3+3H+、CuO+2H+=Cuz+H2

14、O。(2)沉淀劑法如用H2S沉淀Cu2+,離子方程式為H2S+Cu2+=CuSl+2H+。2沉淀的溶解酸溶解法如CaCO3溶于鹽酸，離子方程式為CaCO3+2H+=C+H2O+CO2仁鹽溶液溶解法如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，離子方程式為Mg(OH)2+2NH+=M孚+2NH于屯0。配位溶解法如AgCl溶于氨水，離子方程式為AgCl+2NH3H2O=Ag(N耳)2+C卜+2H2O。3沉淀的轉(zhuǎn)化實(shí)質(zhì)：沉淀溶解平衡的移動(dòng)。如MgCl2溶液入Na0(少量)Mg(OH)2加入Fe(OH)3，則溶解度:Mg(OH)2Fe(OH)3。規(guī)律一般說(shuō)來(lái)，溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化成溶解度更小的沉淀容易實(shí)現(xiàn)，沉淀的溶解度差別越大，越容易轉(zhuǎn)化。(3)應(yīng)用鍋爐除垢：將CaSO4轉(zhuǎn)化為CaCO3，離子方程式為CaSO4+CO-=CaCq+SO2-。礦物轉(zhuǎn)化：CuSO4溶液遇ZnS轉(zhuǎn)化為CuS，離子方程式為ZnS+Cu2+=CuS+Zn2+?？键c(diǎn)2溶度積常數(shù)及其應(yīng)用1溶度積和離子積以A科B”(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)為例:溶度積離子積概念沉淀溶解的平衡常數(shù)溶液中有關(guān)離子濃度冪的乘積符號(hào)KspQc表達(dá)式K(AB)=Cm(An+)Cn(Bm-)，spmn/式中的濃度都是平衡濃度Qc(AmB/=Cm(An+)Cn(Bm-)，式中的濃度是任意時(shí)刻的濃度應(yīng)用判斷在一定條件下沉