知識(shí)點(diǎn)：高二化學(xué)水溶液中的離子平衡

 　　下面育路網(wǎng)為大家整理了高二化學(xué)水溶液中的離子平衡，希望大家在空余時(shí)間進(jìn)行復(fù)習(xí)練習(xí)和學(xué)習(xí)，供參考。

　　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(dǎo)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(dǎo)電的化合物 。

　　強(qiáng)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) 。

　　2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：

　　電解質(zhì)——離子化合物或共價(jià)化合物 非電解質(zhì)——共價(jià)化合物

　　注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì) ③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)。

　　3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成 離子的速率 和離子結(jié)合成 時(shí)，電離過(guò)程就達(dá)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 越小 ;溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。C、同離子效應(yīng)：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(huì) 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(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。

　　9、電離方程式的書寫：用可逆符號(hào) 弱酸的電離要分布寫(第一步為主)

　　10、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，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(gè)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：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]

　　11、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(qiáng)。如：

　　H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

        二、水的電離和溶液的酸堿性

　　1、水電離平衡：:

　　水的離子積：KW = c[H+]?c[OH-]

　　25℃時(shí), [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]?[OH-] = 1*10-14

　　注意：KW只與溫度有關(guān)，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(diǎn)：(1)可逆 (2)吸熱 (3)極弱

　　3、影響水電離平衡的外界因素：

　　①酸、堿 ：抑制水的電離 KW〈1*10-14

　　②溫度：促進(jìn)水的電離(水的電離是 吸 熱的)

　　③易水解的鹽：促進(jìn)水的電離 KW 〉 1*10-14

　　4、溶液的酸堿性和pH：

　　(1)pH=-lgc[H+]

　　(2)pH的測(cè)定方法：

　　酸堿指示劑—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。

　　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) pH試紙 —操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可 。 注意：①事先不能用水濕潤(rùn)PH試紙;②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍

　　三 、混合液的pH值計(jì)算方法公式

　　1、強(qiáng)酸與強(qiáng)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(qiáng)堿與強(qiáng)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=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2) (注意 :不能直接計(jì)算[H+]混)

　　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-，①H+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)<

       四、稀釋過(guò)程溶液pH值的變化規(guī)律：

　　1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，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(shí)，pH稀 〈 pH原+n (但始終不能大于或等于7)

　　3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，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(shí)，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(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。

　　五、強(qiáng)酸(pH1)強(qiáng)堿(pH2)混和計(jì)算規(guī)律 w.w.w.zxxk.c.o.m

　　1、若等體積混合

　　pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7

　　pH1+pH2≥15 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3

　　pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+0.3

　　2、若混合后顯中性

　　pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1

　　pH1+pH2≠14 V酸：V堿=1：10〔14-(pH1+pH2)〕

　　六、酸堿中和滴定：

　　1、中和滴定的原理

　　實(shí)質(zhì)：H++OH—=H2O 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(guò)程：

　　(1)儀②滴定管的刻度，O刻度在 上 ，往下刻度標(biāo)數(shù)越來(lái)越大，全部容積 大于 它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀](méi)有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過(guò)最低刻度，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。②滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后 一位 。

　　(2)藥品：標(biāo)準(zhǔn)液;待測(cè)液;指示劑。

　　(3)準(zhǔn)備過(guò)程：

　　準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤(rùn)洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。(洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標(biāo)準(zhǔn)液洗(或待測(cè)液洗)→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)(4)試驗(yàn)過(guò)程

　　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

　　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=

 

　　上述公式在求算濃度時(shí)很方便，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^(guò)程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實(shí)際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高;V堿同樣也是一個(gè)定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺，其實(shí)際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了;對(duì)于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來(lái)測(cè)定堿的濃度時(shí)，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當(dāng)V酸的實(shí)測(cè)值大于理論值時(shí)，c堿偏高，反之偏低。

　　同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來(lái)滴定未知濃度的酸時(shí)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(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。

　　2、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。

　　3、鹽類水解規(guī)律：

　�、儆� 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。 ②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:Na2CO3 >NaHCO3)

　　4、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

　　5、影響鹽類水解的外界因素：

　　①溫度：溫度越 高 水解程度越大 (水解吸熱，越熱越水解)

　�、跐舛龋簼舛仍叫�，水解程度越 大 (越稀越水解)

　�、鬯釅A：促進(jìn)或抑制鹽的水解(H+促進(jìn) 陰離子 水解而 抑制 陽(yáng)離子水解;OH -促進(jìn)陽(yáng)離子水解而抑制陰離子水解)

　　6、酸式鹽溶液的酸堿性：

　�、僦浑婋x不水解：如HSO4- 顯 酸 性

　�、陔婋x程度>水解程度，顯 酸 性 (如: HSO3- 、H2PO4-)

　�、鬯�解程度>電離程度，顯 堿 性 (如：HCO3- 、HS- 、HPO42-)

　　7、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↑

　　8、鹽類水解的應(yīng)用：

　　水解的應(yīng)用 實(shí)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 ①配制FeCl3溶液時(shí)常加入少量鹽酸 Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ ②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MgCl2?6H2O制無(wú)水MgCl2 在HCl氣流中加熱 若不然，則： MgCl2?6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O

　　Mg(OH)2 MgO+H2O

　　5、泡沫滅火器 用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑

　　6、比較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 NH3?H2O+H+

　　c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-

　　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(dāng)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(guān)系：

　�、匐姾墒睾悖�: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

　�、谖锪鲜睾�: (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

　　③質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-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(shí)

　　(1)溶解度 小于 0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。

　　(2)反應(yīng)后離子濃度降至1*10-5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時(shí)[H+]降至

　　10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應(yīng)，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5mol/L，故均用“=”。

　　(3)難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。

　　(4)掌握三種微溶物質(zhì)：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4

　　(5)溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2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(biāo)明狀態(tài)，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq)+ S2-(aq)

　　3、沉淀生成的三種主要方式

　　(1)加沉淀劑法：Ksp越小(即沉淀越難溶)，沉淀越完全;沉淀劑過(guò)量能使沉淀更完全。

　　(2)調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽(yáng)離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

　　(3)氧化還原沉淀法：

　　(4)同離子效應(yīng)法

　　4、沉淀的溶解：

　　沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動(dòng)。常采用的方法有：①酸堿;②氧化還原;③ 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。

　　如：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr(淡黃色) AgI (黃色) Ag2S(黑色)

　　6、溶度積(KSP)

　　1、定義：在一定條件下，難溶電解質(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。

　　2、表達(dá)式：AmBn(s)

　　mAn+(aq)+nBm-(aq)

　　KSP= [c(An+)]m ?[c(Bm-)]n

　　3、影響因素：

　　外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。 ②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)。

　　4、溶度積規(guī)則

　　QC(離子積)〉KSP 有沉淀析出

　　QC= KSP 平衡狀態(tài) QC 〈KSP

　　未飽和，繼續(xù)溶解

 

　　以上就是高二化學(xué)水溶液中的離子平衡，希望能幫助到大家。

　　(責(zé)任編輯：陳海巖)

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