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)

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)

第八章水溶液中的離子平衡第一講弱電解質(zhì)的電離平衡考點(diǎn)1弱電解質(zhì)的電離平衡一、弱電解質(zhì)的電離平衡1.強(qiáng)、弱電解質(zhì)(1)概念電解質(zhì)是指在溶液中能夠電離成離子的化合物。強(qiáng)電解質(zhì)指在水溶液中能夠完全電離成離子的化合物，如強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和大多數(shù)鹽。弱電解質(zhì)指在水溶液中只有一小部分分子能夠電離成離子的化合物，如弱酸、弱堿、少數(shù)鹽和水。(2)與物質(zhì)類別的關(guān)系強(qiáng)電解質(zhì)主要包括強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和大多數(shù)鹽。弱電解質(zhì)主要包括弱酸、弱堿、少數(shù)鹽和水。(3)電離方程式的書寫對(duì)于弱電解質(zhì)，電離方程式的書寫需要考慮其電離程度。多元弱酸分步電離，且第一步電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步，如H2CO3電離方程式：H2CO3?HCO3-+H+?CO32-+2H+.多元弱堿電離方程式一步寫成，如Fe(OH)3電離方程式：Fe(OH)3?Fe3++3OH-。對(duì)于酸式鹽，強(qiáng)酸的酸式鹽完全電離，如NaHSO4電離方程式：NaHSO4→Na++H++SO42-.弱酸的酸式鹽中酸式酸根不能完全電離，如NaHCO3電離方程式：NaHCO3?Na++HCO3-?H++CO32-。2.電離平衡的建立在一定條件下（如溫度、濃度等），當(dāng)弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時(shí)，電離過程就達(dá)到平衡。3.電離平衡的特征二、影響電離平衡的外界條件1.溫度：溫度升高，電離平衡向右移動(dòng)，電離程度增大。2.濃度：稀釋溶液，電離平衡向右移動(dòng)，電離程度增大。3.同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡向左移動(dòng)，電離程度減小。4.加入能與電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)：電離平衡向右移動(dòng)，電離程度增大?？键c(diǎn)2電離平衡常數(shù)1.表達(dá)式電離平衡常數(shù)K是描述電離平衡程度的物理量。對(duì)于一元弱酸HA，其電離方程式為HA?H++A-，電離平衡常數(shù)K=[H+][A-]/[HA]。對(duì)于一元弱堿BOH，其電離方程式為BOH?B++OH-，電離平衡常數(shù)K=[B+][OH-]/[BOH]。2.特點(diǎn)電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，因電離是吸熱過程，所以升溫，K值增大。多元弱酸的各級(jí)電離平衡常數(shù)的大小關(guān)系是K1?K2?K3?…，故其酸性取決于第一步。3.意義K值越大，說明弱電解質(zhì)越易電離，其酸（堿）性越強(qiáng)。4.影響因素考點(diǎn)3強(qiáng)、弱電解質(zhì)的比較與判斷一、強(qiáng)、弱電解質(zhì)的比較以一元強(qiáng)酸（HA）與一元弱酸（HB）的比較為例，當(dāng)濃度均為0.01mol·L時(shí)，強(qiáng)酸HA的電離程度大于弱酸HB。pH或物質(zhì)的量濃度可以用來比較強(qiáng)、弱電解質(zhì)的酸堿性。強(qiáng)酸的pH值低于7，弱酸的pH值在7左右。強(qiáng)堿的pH值高于7，弱堿的pH值在7左右。注：原文中有明顯的格式錯(cuò)誤和段落問題，已進(jìn)行修正。(1)溫度：升高溫度會(huì)增大水的電離常數(shù)，使得水的電離程度增加。(2)壓力：壓力對(duì)水的電離平衡沒有影響。(3)溶質(zhì)：加入電解質(zhì)會(huì)影響水的電離平衡，使得水的電離程度減小。(4)光照：光照會(huì)使得水的電離程度增加，產(chǎn)生更多的H和OH離子。考點(diǎn)2溶液的酸堿性1．酸堿的定義(1)布朗斯特德酸堿理論：酸是能夠給出H離子的物質(zhì)，堿是能夠接受H離子的物質(zhì)。(2)劉嘉庚酸堿理論：酸是能夠接受電子對(duì)的物質(zhì)，堿是能夠給出電子對(duì)的物質(zhì)。2．酸堿指示劑(1)定義：能夠在酸堿中間區(qū)域顯示不同顏色的化合物。(2)常用指示劑：酚酞、溴酚藍(lán)、甲基橙等。3．酸堿反應(yīng)的計(jì)算(1)摩爾反應(yīng)方程式：根據(jù)酸堿的化學(xué)式，寫出反應(yīng)方程式。(2)摩爾反應(yīng)比：根據(jù)反應(yīng)方程式，計(jì)算出酸堿之間的摩爾比。(3)反應(yīng)的終點(diǎn)：當(dāng)酸堿摩爾比相等時(shí)，反應(yīng)終點(diǎn)達(dá)到。(4)反應(yīng)的計(jì)算：根據(jù)反應(yīng)終點(diǎn)的摩爾比，計(jì)算出酸堿的摩爾濃度或體積濃度。隨著溫度升高，水的電離程度增大，導(dǎo)致Kw增大。加入酸或堿會(huì)使水的電離程度減小，但Kw不變。加入可水解的鹽，如FeCl3、Na2CO3，會(huì)增大水的電離程度，但Kw不變。外界條件對(duì)水的電離平衡的影響可以通過體系變化、平衡移動(dòng)方向和條件來描述。例如，升溫會(huì)使NH4Cl的平衡移動(dòng)方向逆轉(zhuǎn)，而加入Na會(huì)使Na2CO3的平衡移動(dòng)方向正轉(zhuǎn)。溶液的酸堿性取決于溶液中c(H)和c(OH)的相對(duì)大小。在酸性溶液中，c(H)大于c(OH)。pH是衡量溶液酸堿性的指標(biāo)，定義式為pH=-lg_c(H)。室溫下，中性溶液中c(H)等于c(OH)，堿性溶液中c(H)小于c(OH)。有兩種方法可以測(cè)量溶液的pH，一種是pH試紙法，另一種是pH計(jì)測(cè)量法。常見溶液的pH可以通過計(jì)算得出。對(duì)于強(qiáng)酸溶液，如HnA，可以根據(jù)濃度求出c(H)并計(jì)算pH；對(duì)于強(qiáng)堿溶液，如B(OH)n，可以根據(jù)濃度求出c(H)并計(jì)算pH。對(duì)于混合溶液，可以根據(jù)不同物質(zhì)的濃度和體積，先求出混合溶液中H或OH的濃度，再計(jì)算pH。一、實(shí)驗(yàn)原理酸堿中和滴定是一種利用中和反應(yīng)來測(cè)定未知濃度酸或堿的實(shí)驗(yàn)方法。二、常用酸堿指示劑及其變色范圍常用的酸堿指示劑有甲基橙和酚酞。甲基橙的變色范圍是pH3.1～4.4（橙色到黃色），而酚酞的變色范圍是pH8.2～10.0（無色到粉(淺)紅色）。三、實(shí)驗(yàn)用品實(shí)驗(yàn)用品包括酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺(tái)和錐形瓶。在選擇滴定管時(shí)，需要根據(jù)試劑性質(zhì)選擇酸式或堿式滴定管。四、實(shí)驗(yàn)操作在進(jìn)行標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測(cè)NaOH溶液的實(shí)驗(yàn)中，需要進(jìn)行滴定前的準(zhǔn)備，包括檢漏、洗滌、裝排、調(diào)讀和注加。滴定時(shí)，需要向錐形瓶中加入一定體積的堿液和指示劑，并滴加標(biāo)準(zhǔn)液。終點(diǎn)判斷時(shí)，需要觀察溶液顏色的突變點(diǎn)，并記錄標(biāo)準(zhǔn)液的體積。數(shù)據(jù)處理時(shí)，需要重復(fù)2-3次實(shí)驗(yàn)，求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值，并計(jì)算出待測(cè)溶液的濃度。五、誤差分析誤差分析是實(shí)驗(yàn)中必不可少的一部分。在酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)中，常見的誤差包括操作不正確引起的誤差和儀器誤差。其中，操作不正確引起的誤差包括滴定管活塞漏水、滴定管未洗凈、滴定管未排氣泡等。儀器誤差則包括滴定管刻度不準(zhǔn)、指示劑的變色范圍不準(zhǔn)等。為了減小誤差，需要仔細(xì)操作，并且多次重復(fù)實(shí)驗(yàn)，求出平均值。在滴定實(shí)驗(yàn)中，應(yīng)該注意一些常見的錯(cuò)誤，比如酸式滴定管沒有用標(biāo)準(zhǔn)酸溶液潤(rùn)洗，堿式滴定管沒有用待測(cè)溶液潤(rùn)洗等。在清洗錐形瓶時(shí)，應(yīng)該用待測(cè)溶液潤(rùn)洗，而不是蒸餾水，以免影響實(shí)驗(yàn)結(jié)果。在取液時(shí)，如果取堿液的滴定管出現(xiàn)氣泡，需要等氣泡消失后再進(jìn)行讀數(shù)。同樣地，酸式滴定管在滴定前出現(xiàn)氣泡也需要等氣泡消失后再進(jìn)行滴定。在振蕩錐形瓶時(shí)，部分液體可能會(huì)濺出，而部分酸液也可能滴在錐形瓶外。因此，需要小心操作，以免影響實(shí)驗(yàn)結(jié)果。在讀數(shù)時(shí)，酸式滴定管滴定前的讀數(shù)應(yīng)該正確，而滴定后的讀數(shù)應(yīng)該是俯視讀數(shù)或前仰后俯讀數(shù)。在實(shí)驗(yàn)室中使用量筒、移液管或滴定管等常用量器時(shí)，需要注意正確的讀數(shù)方法。平視讀數(shù)是指視線與凹液面最低點(diǎn)保持水平，讀數(shù)為視線與刻度的交點(diǎn)。俯視讀數(shù)是指視線向下傾斜，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。仰視讀數(shù)是指視線向上傾斜，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。在鹽類的水解實(shí)驗(yàn)中，需要注意鹽的類型、水解方程式以及溶液的酸堿性和pH值等。鹽的水解特點(diǎn)是弱酸的陰離子結(jié)合H離子，弱堿的陽離子結(jié)合OH離子，生成弱電解質(zhì)，破壞了水的電離平衡，使水的電離程度增大，從而影響溶液的酸堿性和pH值。水解方程式的書寫要根據(jù)鹽的類型進(jìn)行，多元弱酸鹽的水解要分步進(jìn)行，而多元弱堿鹽的水解則可以一步寫完。鹽類水解及其應(yīng)用鹽類水解是指在水中，鹽分子中的陽、陰離子與水分子發(fā)生化學(xué)反應(yīng)，產(chǎn)生酸、堿或氧化還原反應(yīng)的現(xiàn)象。鹽類水解受內(nèi)因和外因影響。內(nèi)因方面，弱酸陰離子、弱堿陽離子對(duì)應(yīng)的酸、堿越弱，就越易發(fā)生水解。例如，NaHCO3和CH3COONa在相同條件下，NaHCO3的pH值大于CH3COONa的pH值。外因方面，溫度升高和濃度減小會(huì)增大鹽的水解程度，外加酸堿則會(huì)影響鹽的水解程度。弱堿陽離子的水解程度會(huì)減小。鹽類水解的應(yīng)用很廣泛，例如可以用來判斷溶液的性質(zhì)、酸性強(qiáng)弱、水解平衡等。在實(shí)際應(yīng)用中，可以配制易水解的鹽溶液、制取膠體、提純物質(zhì)、泡沫滅火等。在鹽溶液蒸干時(shí)所得產(chǎn)物的判斷方面，可以根據(jù)離子方程式和水解平衡的原理進(jìn)行判斷。例如，F(xiàn)eCl3溶液顯酸性，是由于Fe3＋和3H2O發(fā)生了水解反應(yīng)?？傊?，鹽類水解是化學(xué)中一個(gè)重要的現(xiàn)象，對(duì)于理解化學(xué)原理和實(shí)際應(yīng)用都具有重要意義。(1)當(dāng)鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時(shí)，其酸根陰離子易水解的強(qiáng)堿鹽在蒸干后一般得到原物質(zhì)。例如，CuSO4(aq)蒸干后得到CuSO4(s)，Na2CO3(aq)蒸干后得到Na2CO3(s)。(2)當(dāng)鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時(shí)，在蒸干和灼燒后一般得到對(duì)應(yīng)的氧化物。例如，AlCl3(aq)蒸干后得到Al(OH)3，在灼燒后得到Al2O3。(3)在考慮鹽受熱時(shí)是否分解時(shí)，易分解的固體如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4和NH4Cl在蒸干和灼燒后分別分解為CaCO3(CaO)、Na2CO3、K2MnO4和MnO2、NH3和HCl。(4)還原性鹽在蒸干時(shí)會(huì)被氧氣氧化，如Na2SO3(aq)蒸干后得到Na2SO4(s)。(5)弱酸的銨鹽在蒸干后不會(huì)形成固體，例如NH4HCO3和(NH4)2CO3。在濃度比較方面，電離理論指出弱電解質(zhì)的電離微弱，電離產(chǎn)生的微粒非常少，因此它們的濃度較低。多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，主要是第一級(jí)電離。水解理論表明弱離子的水解損失微量，但由于水的電離，酸性或堿性溶液中H或OH的濃度總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)的濃度。多元弱酸酸根離子的水解是分步進(jìn)行的，主要是第一步水解。在守恒方面，電荷守恒要求溶液呈電中性，物料守恒要求溶液中某元素的原子守恒。O2溶液氧化Fe2，生成Fe(OH)3沉淀，除去Fe2。離子方程式為Fe2＋H2O2＋2H2O→Fe(OH)3＋2H3O2．沉淀的定量分析(1)重量法(2)容量法3．沉淀的質(zhì)量分?jǐn)?shù)計(jì)算沉淀的質(zhì)量分?jǐn)?shù)=沉淀質(zhì)量/溶液總質(zhì)量小結(jié)本節(jié)主要介紹了難溶電解質(zhì)的溶解平衡及其應(yīng)用。在沉淀溶解平衡中，難溶電解質(zhì)的溶解速率和生成沉淀速率相等，達(dá)到動(dòng)態(tài)平衡。影響沉淀溶解平衡的因素包括內(nèi)因和外因，如溫度、稀釋、加入其他物質(zhì)等。沉淀的生成可以