水溶液中的離子平衡知識點(diǎn)總結(jié)

1、名師推薦精心整理學(xué)習(xí)必備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(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)。混和物物質(zhì)單質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽。如 HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO4純凈物電解質(zhì)化合物弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽， 水 。如 HClO 、NH 3·H2 O、Cu(OH) 2、H2O,非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大部分有機(jī)物。如 SO3、 CO2、C6H 12O6 、CH2=

2、CH 22、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：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)合成電解質(zhì)分子時(shí)，電離過程就達(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

3、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：ABA+B-Ki= 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

4、數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強(qiáng)。如：H2SO3>H3 PO4>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 = cH+ ·cOH- 名師推薦精心整理學(xué)習(xí)必備+-7+-1425時(shí) , H =OH =10mol/L ; K W = H ·OH =1*10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：酸、堿 ：抑制水的電離K W1*10 -1

5、4溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的）易水解的鹽：促進(jìn)水的電離 K W 1*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 8.210.0（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)比色卡對比即可。注意：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(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+ 1 V1+H

6、+ 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）-1 1- 2212注意 :不能OH 混（ OH V +OHV）/ （V+V） (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， 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）四、稀釋過程溶液 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

7、 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）10n 倍時(shí)， pH 稀4、弱堿溶液：稀釋 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）；任何溶液無限稀釋后 pH 均接近 76、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、若等體積混合pH1+pH2=14pH1+pH215pH1+pH213則溶液顯中性則溶液顯堿性則溶液顯酸性pH=7pH=pH2-0.3pH=pH1+0.32、若混合后顯中

8、性名師推薦精心整理學(xué)習(xí)必備pH1+pH2=14V酸： V堿=1：1 14-（ pH1+pH2）pH1+pH214V酸： V 堿=1： 10六、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、中和滴定的操作過程：（ 1）滴定管的刻度， O刻度在上，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積大于它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過最低刻度，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。滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后一位。（ 2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測液；指示劑。（ 3）準(zhǔn)備過程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕

9、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（或待測液洗）裝溶液排氣泡調(diào)液面記數(shù)據(jù)V(始)（ 4）試驗(yàn)過程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。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^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

10、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)酸來測定堿的濃度時(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的離子跟水電離出來的或HOH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的離子跟水電離出來的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：有 弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強(qiáng)

11、顯誰性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。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:Na2 CO3 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：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）名師推薦精心整理學(xué)習(xí)必備酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解 （ H+促進(jìn) 陰離子 水解而 抑制 陽離子水解； OH- 促進(jìn)陽離子水解而抑制陰離子水解）6、酸式鹽溶液的酸堿性：-只電離不水解：如 HSO4 電離程度水解程度，顯水解程度電離程度，顯7、雙水解反應(yīng)：顯酸性-、H2P

12、O4-）酸性（如 : HSO3堿-2-）性 （如： HCO3、HS 、HPO4（1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(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：3+3+-2-2-、Fe 、 Al 與 AlO2、CO3(HCO3)、S (HS)2-2-+2-+SO (HSO ) ；S與 NH ；CO (HCO ) 與 NH 其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙334334水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al 3+ + 3S 2-+6H2O=2Al(OH) 3 + 3H2 S、水解平衡常數(shù)（ K ）h對于強(qiáng)堿弱酸鹽： Kh

13、=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(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：電荷守恒： : 任何溶液均顯電 中 性，各陽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

14、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。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 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 10-7 mol/L<10 -5 mol/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 10-5 mol/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

15、。（ 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名師推薦精心整理學(xué)習(xí)必備（1）加沉淀劑法： Ksp 越小（即沉淀越難溶） ，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：酸堿；氧化還原； 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。AgS如： AgNOAgCl( 白色沉淀