水溶液中離子的平衡知識點

水溶液中離子的平衡知識點水溶液中離子的平衡知識點⑨鹽類水解方程式的書寫一般要留意一下幾點：（1）一般來說鹽類水解的程度不大，是中和反應的逆反應，由于中和反應趨于完成，所以鹽類的水解反應是微弱的，鹽類水解的離子方程式一般不寫“===”，而是寫“”。由于鹽類的水解程度一般都很小，通常不生成沉淀和氣體，因此鹽類水解的離子方程式中一般不標“↓”或“↑”的氣標，也不把生成物（如NH3·H2O,H2CO3等）寫成其分解產(chǎn)物的形式。（3）多元弱酸的酸式酸根離子既有水解傾向又有電離傾向，以水解為主的，溶液顯堿性；以電離為主的溶液顯酸性。例如：HCO3－,HPO42－在溶液中以水解為主，其溶液顯堿性；HSO3－,H2PO4－在溶液中以電離為主，其溶液顯酸性。（4）能發(fā)生雙水解的離子組，一般來說水解都比較徹底，由于不形成水解平衡，書寫時生成物出現(xiàn)的沉淀,氣體物質(zhì)要標明狀態(tài)，即標上“↓”,“↑”符號，中間用“=”連接，如NaHCO3溶液及Al2(SO4)3溶液混合：Al3++3HCO3－==Al(OH)3↓+3CO2↑和此類似的還有：Al3+及CO32－,HCO3－,S2－,HS－,SiO32－,AlO2－；Fe3+及CO32－,HCO3－,SiO32－,AlO2－；NH4+及SiO32－,AlO2－等。留意肯定要利用電荷守恒將其配平，看反應物中是否須要加水。9,水解平衡常數(shù)（Kh）對于強堿弱酸鹽：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))對于強酸弱堿鹽：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【留意】：不管是水解還是電離，都確定于第一步，第二步一般相當微弱。四,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需滿意的三種守恒關系：①電荷守恒：任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度及其所帶電荷數(shù)的乘積之和＝各陰離子濃度及其所帶電荷數(shù)的乘積之和②物料守恒:（即原子個數(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全部微粒的量(或濃度)之和③質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度及OH-濃度相等。（最難寫）五,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）反應后離子濃度降至1*10-5以下的反應為完全反應。如酸堿中和時[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于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）駕馭三種微溶物質(zhì)：CaSO4,Ca(OH)2,Ag2SO4（5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度削減。（6）溶解平衡存在的前提是：必需存在沉淀，否則不存在平衡。2,【溶解平衡方程式的書寫】留意在沉淀后用(s)標明狀態(tài)，并用“”。如：Ag2S(s)2Ag+(aq）+S2-(aq)5,【沉淀的轉化】：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：AgNO3AgCl(白色沉淀)AgBr（淡黃色）AgI（黃色）Ag2S（黑色）6,【溶度積（KSP）】（1）,定義：在肯定條件下，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。②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動。（4）,溶度積規(guī)則QC（離子積）〉KSP有沉淀析出QC