水溶液中的離子平衡知識(shí)點(diǎn)

1、【人教版】選修4知識(shí)點(diǎn)總結(jié)：第三章水溶液中的離子平衡一、弱電解質(zhì)的電離課標(biāo)要求1、了解電解質(zhì)和非電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念2、掌握弱電解質(zhì)的電離平衡3、熟練掌握外界條件對(duì)電離平衡的影響要點(diǎn)精講1、強(qiáng)弱電解質(zhì)(1)電解質(zhì)和非電解質(zhì)電解質(zhì)是指溶于水或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?；非電解質(zhì)是指溶于水和熔融狀態(tài)下都不導(dǎo)電的化合物。注：?jiǎn)钨|(zhì)、混合物既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)。化合物中屬于電解質(zhì)的有：活潑金屬的氧化物、水、酸、堿和鹽；于非電解質(zhì)的有：非金屬的氧化物。(2)強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液中能完全電離的電解質(zhì)稱為強(qiáng)電解質(zhì)(如強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和大部分的鹽)弱電解質(zhì)：在水溶液里只有部分電離為

2、離子(如：弱酸、弱堿和少量鹽)。注：弱電解質(zhì)特征：存在電離平衡，平衡時(shí)離子和電解質(zhì)分子共存，而且大部分以分子形式存在。(3)強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)及非電解的判斷電解質(zhì)非電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解更判斷依據(jù)電離特點(diǎn)完全電離、不可逆、不存在電翦平衡部分電離，可逆.存在電離平衡熔融態(tài)fil水溶液中均不能電離物質(zhì)種類強(qiáng)酸、強(qiáng)堿.多數(shù)鹽、部分減性氧化物弱酸、弱琮U水、個(gè)別鹽多數(shù)有機(jī)物、非金屬氧化物溶液中溶質(zhì)痘子種類水合離子,無溶質(zhì)分子水合離子和溶責(zé)分子共存溶貢分子2、弱電解質(zhì)的電離反應(yīng)速率(1)弱電解質(zhì)電離平衡的建立(弱電解質(zhì)的電離是一種可逆過程)弱電解質(zhì)分子電y成離子的速率兩種速率相等.處于電離平衡狀態(tài)子結(jié)合成

3、弱心f解質(zhì)分廣的速率:-H寸I間弱電解質(zhì)電離平衡狀態(tài)建立示意圖(2)電離平衡的特點(diǎn)弱電解質(zhì)的電離平衡和化學(xué)平衡一樣，同樣具有逆、等、動(dòng)、定、變”的特征。逆：弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的。|等：達(dá)電離平衡時(shí)，分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等動(dòng)：動(dòng)態(tài)平衡，即達(dá)電離平衡時(shí)分子電離成離子和離子結(jié)合成分子的反應(yīng)并沒有停止。定：一定條件下達(dá)到電離平衡狀態(tài)時(shí)，溶液中的離子濃度和分子濃度保持不變，溶液里既有離子存在，也桁"電解質(zhì)分子存在。且分子多，離子少。I變：指電離平衡是一定條件下的平衡，外界條件改變，電離平衡會(huì)發(fā)生移動(dòng)。(3)電離常數(shù)概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液

4、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)。這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)，用K來表示。衣達(dá)式：對(duì)一元?jiǎng)∷酙IA：HA=11.H)二XA人二<<HA3對(duì)一元弱廠+OHc(B*)"c<OH'>e(BOH)意義：K值越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離，所對(duì)應(yīng)的弱酸或弱堿相對(duì)較強(qiáng)。電離常數(shù)的影響因素a.電離常數(shù)隨溫度變化而變化，但由于電離過程熱效應(yīng)較小，溫度改變對(duì)電離常數(shù)影響不大，其數(shù)量級(jí)一般不變，所以室溫范圍內(nèi)可忽略溫度對(duì)電離常數(shù)的影響b.電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度無關(guān)，同一溫度下，不論弱酸、弱堿的濃度如何變化，電離常數(shù)是不會(huì)

5、改變的。即：電離平衡常數(shù)與化學(xué)平衡常數(shù)一樣，只與溫度有關(guān)。I(3)電解質(zhì)的電離方程式強(qiáng)電解質(zhì)的電離方程式的書寫強(qiáng)電解質(zhì)在水中完全電離，水溶液中只存在水合陰、陽離子，不存在電離平衡。在書寫有關(guān)強(qiáng)電解質(zhì)電離方程式時(shí)，應(yīng)用“”弱電解質(zhì)的電離方程式的書寫弱電解質(zhì)在水中部分電離，水溶液中既有水合陰、陽離子又有水合分子，存在電離平衡，書寫電離方程式時(shí)應(yīng)該用f:(4)影響電離平衡的因素內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)，是決定性因素。外因a.溫度：因電離過程吸熱較少，在溫度變化不大的情況下，一般不考慮溫度變化對(duì)電離平衡的影響。b.濃度：在一定溫度下，濃度越大，電離程度越小。因?yàn)槿芤簼舛仍酱螅x子相互碰撞結(jié)合成分子的機(jī)會(huì)

6、越收，弱電解質(zhì)的電離程度就越小。因此,稀釋溶液會(huì)促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離。|c.外加物質(zhì)：若加入的物質(zhì)電離出一種與原電解質(zhì)所含離子相同的離子，則會(huì)抑制原電解質(zhì)的電離，使電離平衡向生成分子的方向移動(dòng)；若加入的物質(zhì)能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)，則會(huì)促進(jìn)原電解質(zhì)的電離，使電離r衡向著電離的方向移動(dòng)。本節(jié)知識(shí)樹弱電解質(zhì)的電離平衡類似于化學(xué)平衡，應(yīng)用化學(xué)平衡的知識(shí)來理解電離平衡的實(shí)質(zhì)和影響因素，并注意電離常數(shù)的定義。f完全電商,無平衡狀態(tài)強(qiáng)電解質(zhì)無電解質(zhì)分子.存在著陽,陽離子I電離方隹式川表示網(wǎng)分電離存在著電解質(zhì)夕方和陰.陽尚子電肉方程式用“=”喪示意義:在一定條件下M電離)="結(jié)合兩j的狀態(tài)f動(dòng)H

7、1E三六逆夕。弱電解吏特點(diǎn)定:各組分濃度限持不變(空：外界條件改變.平的被破壞存在電商平衡不同度:升高溫度.電離程度增大:反之減小影響卜農(nóng)度士相大濃度.電離陞度R小;反之.增大因素(用水稀樣,電離程度增大.但離子濃度痛小(外加試汕娛f足進(jìn)或抑制，癡受/j于HA=|廠+；也尚air>*da-)HtL"Zha5l意義;在用同潟度下.K型大,越易也離二、水的電離和溶液的酸堿性課標(biāo)要求1、熟練掌握水的電離平衡，外加物質(zhì)對(duì)水的電離平衡的影響2、熟練掌握溶液的計(jì)算3、理解酸堿中和滴定的原理就是中和反應(yīng)4、熟練掌握中和滴定的步驟，中和滴定實(shí)驗(yàn)的誤差分析要點(diǎn)精講1、水的電離(1)水的電離特點(diǎn)水

8、是極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生微弱電離，電離過程吸熱，存在電離平衡。其電離方程式為"二。'一l廠(2)水的離子積定義：一定溫度下，水的離子積是一個(gè)定值。我們把水溶液中HH)h皿點(diǎn)'1叫做水的離子積常數(shù)。一定溫度時(shí)，Kw是個(gè)常數(shù)，Kw只與溫度有關(guān)，溫度越高Kw越大任何水溶液中，7k所電離而生成的'任何水溶液中，2、溶液的酸堿性與pH(1)根據(jù)水的離子積計(jì)算溶液中H+或OH-的濃度K7=c<Oil*)c(II*)=IO'UuujP*L'2室溫下，若已知?dú)潆x子濃度即可求出氫氧根離子的濃度。(2)溶液的酸堿性與C(H+)、C(OH')的關(guān)系小沖盜

9、一11'='o=1K1(廠|“川*.一中性溶彼：酸性溶液：堿性溶液：3、酸堿中和滴定(1)中和滴定的概念用已知物質(zhì)的量濃度的酸(或堿)來測(cè)定未知物質(zhì)的量濃度的堿(或酸)的實(shí)驗(yàn)方法。(2)酸堿中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)酸堿中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是酸電離產(chǎn)生的H+與堿電離產(chǎn)生的OH-結(jié)合生成水的反應(yīng)。(3)原理：在中和反應(yīng)中，使用一種已知物質(zhì)的量濃度的酸(或堿)溶液與未知物質(zhì)的量濃度的堿(或酸)將液完全中和，測(cè)出二者所用的體積，根據(jù)化學(xué)方程式中酸堿物質(zhì)的量比求出未知溶液的物質(zhì)的量濃度。(4)指示劑的選擇強(qiáng)酸和強(qiáng)堿相互滴定時(shí)，既可選擇酚儆，也可選擇甲基橙作指示劑；強(qiáng)酸滴定弱堿時(shí)，應(yīng)選擇甲基橙作指示劑；強(qiáng)

10、堿滴定弱酸時(shí)，應(yīng)選擇酚酬:作指示劑。本節(jié)知識(shí)樹概念;在一定條仔離子濃度與氫融根,布子濃度的來枳(符號(hào)小.3水的電匍52索1表達(dá)式二£七明九純水中人工-c子枳(OH->=1x1O-7門”1-I.-1m1xIO-7mol-I=IXIO4mot3*I."：幅度：升高溫度.可以促迸水的電費(fèi)過刑士加入能電卷山I廠或。的電髀語碼因素1空.可以抑機(jī)水的電晦：加入腦結(jié)合水電禍由的或的電然費(fèi).對(duì).以促進(jìn)水的電離液的版喊注怖液I+>>a<m-的性|就性：/U')OH-嚎(葉性：£<H*>=HOH-),pil<7(25X;J.pEI&g

11、t;7125七)i.pH-7(25£；溶液白勺M?d沌性一表示：卜”=-igdH-h*測(cè)定工八”試紙、熊時(shí)指示市J卬11計(jì)溶灌IL、叫=-£.一的JI換其W，用21(c(II*>=A</aOH->IE八九陵城中印清定三、鹽類的水解課標(biāo)要求1、了解鹽溶液的酸堿性2、理解鹽類水解的實(shí)質(zhì)3、熟練掌握外界條件對(duì)鹽類水解平衡的影響要點(diǎn)精講1、探究鹽溶液的酸堿性強(qiáng)堿和弱酸反應(yīng)生成的鹽的水溶液呈堿性；強(qiáng)酸和弱堿反應(yīng)生成的鹽的水溶液呈酸性；強(qiáng)酸和強(qiáng)堿反應(yīng)生成的鹽的水溶液呈中性。2、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因(1)探究鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因鹽溶液的酸堿性與鹽所含的離子在

12、水中能否與水電離出的H+或OH-生成弱電解質(zhì)有關(guān)。(2)鹽類水解的定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-原結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。鹽類水解的實(shí)質(zhì)是水的電離平衡發(fā)生了移動(dòng)?？煽醋髦泻头磻?yīng)的逆反應(yīng)。(3)鹽類水解離子方程式的書寫一般鹽類水解程度很小，水解產(chǎn)物很少，通常不生成沉淀和氣體，也不發(fā)生分解，因此鹽類水解的離子方程式中不標(biāo)"篋”一也不把生成物寫成其分解產(chǎn)物的形式。3、影響鹽類水解的主要因素和鹽類水解反應(yīng)的利用(1)影響鹽類水解平衡的因素內(nèi)因(決定性因素)：鹽的組成。鹽類水解程度的大小是由鹽的本身性質(zhì)所決定的。外因：a.溫度：水解是酸堿中和的逆過程，

13、是吸熱反應(yīng)，故升高溫度可促進(jìn)水解。b.濃度：稀釋溶液，可使水解生成的離子和分子間的碰撞機(jī)會(huì)減少，故溶液越稀，水解的程度越大。c.外加酸、堿。d.兩種離子水解且水解后溶液酸堿性相反，則二者的水解相互促進(jìn)一一雙水解。(2)鹽類水解反應(yīng)的應(yīng)用判斷鹽溶液的酸堿性般情況下，按鹽水解的規(guī)律判斷鹽溶液的酸堿性情況。不同弱酸的鹽，酸根對(duì)應(yīng)的酸越弱，其水解程度越大，溶液的堿性越強(qiáng)。配制溶液保存溶液除去溶液中的雜質(zhì)明磯凈水原理：明磯中的Al3+水解產(chǎn)生的膠體具有吸附作用，能吸附水中懸浮的雜質(zhì)離子形成沉淀。化肥的施用小貼土：鹽的水解規(guī)律可概括為有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解；都弱都水解；誰強(qiáng)顯誰性具體理解如下：

14、(1)有弱才水解，無弱不水解”是指鹽中有弱酸的陰離子或者有弱堿的陽離子才能水解；若沒有，則是強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，不發(fā)生水解反應(yīng)。(2)越弱越水解”指的是弱酸陰離子對(duì)應(yīng)的酸越弱，就越容易水解；弱堿陽離子對(duì)應(yīng)的堿越弱，就越容易水解。(3)都弱都水解”是指弱酸弱堿鹽電離出的弱酸陰離子和弱堿陽離子都發(fā)生水解，且水解相互促進(jìn)。(4)誰強(qiáng)顯誰性”是指若鹽中的弱酸陰離子對(duì)應(yīng)的酸比弱堿陽離子對(duì)應(yīng)的堿更容易電離，則水解后鹽溶液顯酸性；反之，就顯堿性。本節(jié)知識(shí)樹鹽類水解的實(shí)質(zhì)是鹽電離生成的離子能消耗掉水電離生成的H+或OH-,從而引起水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)，致使溶液中自由移動(dòng)的H+和OH-的濃度不等，使鹽溶液顯示不同的酸堿

15、性。鹽類的4水水解平衡移動(dòng)鹽類水解的原理溫度：溫度越高.水解程度越大,水解平衡右移濃度:濃度越小.水解程度越大外加酸堿:加入酸可以抑制弱戡陽離子的水薪，加人堿可以抑制弱酸陰鬻子的水解強(qiáng)種弱離子：可以相互促進(jìn)水解解產(chǎn)斷溶液的酸堿性水解原理卜。斷不同弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱的應(yīng)用比較溶液中離子的濃度.(解釋某些化學(xué)現(xiàn)象及在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用四、難溶電解質(zhì)的溶解平衡課標(biāo)要求1、了解沉淀溶解平衡的定義和影響因素2、理解沉淀轉(zhuǎn)化的條件及其應(yīng)用3、了解溶度積的概念及應(yīng)用要點(diǎn)精講1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡(1) Ag+和C的反應(yīng)真能進(jìn)行到底嗎？難溶物質(zhì)的溶解度根據(jù)溶解度大小，我們把物質(zhì)分為難溶、易溶、微溶和不溶等。

16、溶解度與溶解性的關(guān)系溶解性易溶可溶微溶難溶20T時(shí)溶解度>10g110s0.01總<0,01s任何化學(xué)反應(yīng)都具有可逆性，可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，反應(yīng)物和生成物的濃度不再變化，從這種意義上說,生成沉淀的離子反應(yīng)是不能進(jìn)行到底的。(2) Ag+和Cl-的反應(yīng)AgCl是難溶的強(qiáng)電解質(zhì)，在一定溫度下，當(dāng)把AgCl固體放入水中時(shí)，AgCl表面上的Ag+和Cl-在H?O分子作用下，會(huì)脫離晶體表面進(jìn)入水中。反過來水中的水合Ag+與水合Cl-不斷地做無規(guī)則運(yùn)動(dòng)，其中一些Ag+和Cl-在運(yùn)動(dòng)中相互碰撞，又可能沉積在固體表面。當(dāng)溶解速率與沉淀速率相等時(shí)，在體系中便存在固體與溶液中離子之間的動(dòng)態(tài)平衡。這

17、種溶液是飽和溶液。上述平衡稱為沉淀溶解平衡。這種沉淀溶解平衡的存在，決定了Ag+和Cl-的反應(yīng)不能進(jìn)行到底。(3)沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡的定義在一定條件下，難溶電解質(zhì)溶于水形成飽和溶液時(shí)，溶解速度與沉淀速度相等，溶質(zhì)的離子與該固態(tài)物質(zhì)之間建立了動(dòng)態(tài)平衡，叫做沉淀溶解平衡。溶解平衡的特征動(dòng)”一-動(dòng)態(tài)平衡，溶解的速率和沉淀的速率并不為0。等“一，一。定”-達(dá)到平衡時(shí)，溶液中離子的濃度保持不變。變”-當(dāng)改變外界條件時(shí)，溶解平衡將發(fā)生移動(dòng)，達(dá)到新的平衡。2、沉淀反應(yīng)的應(yīng)用由于難溶電解質(zhì)的溶解平衡也是動(dòng)態(tài)平衡，因此可以通過改變條件使平衡移動(dòng)一一溶液中的離子轉(zhuǎn)化為沉淀，或沉淀轉(zhuǎn)化為溶液中的離子。(1)不

18、同沉淀方法的應(yīng)用直接沉淀法：除去指定溶液中某種離子或獲取該難溶電解質(zhì)。分步沉淀法：鑒別溶液中離子或分別獲得不同難溶電解質(zhì)。共沉淀法：加入合適的沉淀劑，除去一組中某種性質(zhì)相似的離子。氧化還原法：改變某種離子的存在形式，促使其轉(zhuǎn)化為溶解度更小的難溶電解質(zhì)便于分離。(2)沉淀的溶解規(guī)律：加入的試劑能與沉淀所產(chǎn)生的離子發(fā)生反應(yīng)，生成揮發(fā)性物質(zhì)或弱電解質(zhì)(弱酸、弱堿或水)使溶解平衡向溶解的方向移動(dòng)，則沉淀就會(huì)溶解。(3)溶度積定義：在一定條件下，難溶強(qiáng)電解質(zhì)AmBn溶于水形成飽和溶液時(shí)，溶質(zhì)的離子與該固態(tài)物質(zhì)之間建立動(dòng)態(tài)平衡，這時(shí)，離子濃度的乘積為一常數(shù)，叫做溶度積Ksp。s叫)叫)A；二d)rd)?表達(dá)式:對(duì)于難溶電解質(zhì)在任一時(shí)刻都有通過比較溶度積與溶液中有關(guān)離子濃度哥的乘積離子積Qc的相對(duì)大小，可以判斷難溶電解質(zhì)在給定條saiAr+(aq)+n'(aq)件下沉淀能否生成或溶解。Qc>Ksp,溶液過飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和，達(dá)到新的平衡。Qc=Ksp,溶液飽和，沉淀與溶解