水溶液中的離子平衡(復(fù)習(xí))

水溶液中的離子平衡（復(fù)習(xí)）一、弱電解質(zhì)的電離1、定義：電解質(zhì)、非電解質(zhì)；強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)

物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)：大多數(shù)非金屬氧化物和有機(jī)物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)金屬氧化物和鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿和水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、

H2O……混和物純凈物2、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的本質(zhì)區(qū)別：在水溶液中是否完全電離（或是否存在電離平衡）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)）3、強(qiáng)酸（HA）與弱酸（HB）的區(qū)別：(1)溶液的物質(zhì)的量濃度相同時，pH(HA)pH(HB)(2)pH值相同時，溶液的濃度C(HA)C(HB)(3)pH相同時，加水稀釋同等倍數(shù)后，pH(HA）pH(HB)練習(xí)：1.物質(zhì)的量濃度相同的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是

，pH最大的是

_____；體積相同時分別與同種NaOH溶液反應(yīng)，消耗NaOH溶液的體積大小關(guān)系為

。2.pH相同的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，物質(zhì)的量濃度最小的是

，最大的是

________；體積相同時分別與同種NaOH溶液反應(yīng)，消耗NaOH溶液的體積大小關(guān)系為

。＜＜H2SO4CH3COOHV硫酸>V鹽酸=V醋酸H2SO4CH3COOHV醋酸>V鹽酸=V硫酸＜二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：H2O=H++OH-

水的離子積：KW=[H+]·[OH-]25℃時,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=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)水的電離練習(xí)：試比較pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四種溶液中水的電離程度從大到小的順序是

。NH4Cl=Na2CO3>HAc=NaOH4、溶液的酸堿性和pH：（1）pH=-lg[H+]注意：①酸性溶液不一定是酸的水溶液（可能是

___溶液）；②pH＜7溶液不一定是酸性溶液（只有溫度為常溫才對）；③堿性溶液不一定是堿的水溶液（可能是

_____溶液）。練習(xí)：已知100℃時，水的KW=1×10-12，則該溫度下（1）NaCl的水溶液中[H+]=

，pH=

，溶液呈

___

（2）0.005mol/L的稀硫酸的pH=

；0.01mol/L的NaOH溶液的pH=___強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽10-6mol/L6中性210（2）pH的測定方法：酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞pH試紙——最簡單的方法。操作：將一小塊pH試紙放在潔凈的玻璃片上，用玻璃棒蘸取待測液點(diǎn)試紙中部，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較讀數(shù)即可。注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②只能讀取整數(shù)值或范圍（3）常用酸堿指示劑及其變色范圍：三、混合液的pH值計算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：

[H+]混

=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：

[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）

(注意:不能直接計算[H+]混)3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H++OH-==H2O計算余下的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）

注意：在加法運(yùn)算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不計！練習(xí)：1.將pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等體積混合，所得溶液的pH=

；2.將pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等體積混合，所得溶液的pH=___

1.311.7四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均為7稀釋時，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化幅度大，弱酸、弱堿的pH變化幅度小。五.混合后溶液的酸堿性判斷方法1、酸、堿恰好反應(yīng)：恰好生成鹽和水，看鹽的水解判斷溶液酸堿性。（無水解，呈中性）2、自由H+與OH-恰好中和（現(xiàn)金相等），即“14規(guī)則：pH之和為14的兩溶液等體積混合，誰弱顯誰性，無弱顯中性。”：生成鹽和水，弱者大量剩余，弱者電離顯性。（無弱者，呈中性）六、鹽類的水解1、鹽類水解規(guī)律：①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強(qiáng)顯誰性，兩弱相促進(jìn)。②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸水解程度大，堿性更強(qiáng)。(如:Na2CO3＞NaHCO3)練習(xí)：濃度相同時，下列溶液性質(zhì)的比較錯誤的是（）①酸性：H2S>H2Se②堿性：Na2S>NaHS③堿性：HCOONa>CH3COONa④水的電離程度：NaAc<NaAlO2

⑤溶液的pH：NaHSO3<Na2SO4<NaHCO3<NaClO①③2、鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆（2）程度?。?）吸熱3、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）②濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）③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）4、酸式鹽溶液的酸堿性：①只電離不水解：如HSO4-

②電離程度＞水解程度，顯酸性（如:HSO3-

、H2PO4-）③水解程度＞電離程度，顯堿性（如：HCO3-

、HS-

、HPO42-）5、鹽類水解的應(yīng)用：①混施化肥（N、P、K三元素不能變成↑和↓）②泡沫滅火劑（用硫酸鋁和小蘇打為原料，雙水解）③FeCl3溶液止血劑（血漿為膠體，電解質(zhì)溶液使膠體凝聚）④明礬凈水（Al3+水解成氫氧化鋁膠體，膠體具有很大的表面積，吸附水中懸浮物而聚沉）⑤NH4Cl焊接金屬（氯化銨呈酸性，能溶解鐵銹）⑥判斷溶液酸堿性（強(qiáng)者顯性）⑦比較鹽溶液離子濃度的大?、嗯袛嚯x子共存（雙水解的離子產(chǎn)生沉淀和氣體的不能大量共存）⑨配制鹽溶液（加對應(yīng)的酸防止水解）七、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：分步書寫例：H2S的電離H2SH++HS-

；HS-H++S2-例：Na2S的水解：H2O+S2-HS-+OH-

H2O+HS-H2S+OH-

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：例：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+八、溶液中微粒濃度的大小比較

1、基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的兩種守恒關(guān)系：①電荷守恒（電荷數(shù)前移）: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)的乘積之和②物料守恒(原子個數(shù)前移):

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(得失H+個數(shù)前移):：九：中和滴定實驗1)查漏（用自來水）滴定管是否漏水、旋塞轉(zhuǎn)動是否靈活2)洗滌滴定管：先用自來水沖洗→再用蒸餾水清洗2~3次→然后用待裝液潤洗錐形瓶：自來水沖洗→蒸餾水清洗2~3次（不能用待盛液潤洗）3)裝液[滴定管中加入液體的操作]

量取一定體積未知濃度待測液于錐形瓶操作:向滴定管中裝液→擠氣泡→調(diào)液面→記下起始讀數(shù)→放液→記錄終點(diǎn)讀數(shù)→滴入指示劑滴定管中裝入標(biāo)準(zhǔn)液→擠氣泡→調(diào)液面→記下起始讀數(shù)4)滴定右手持錐形瓶頸部，向同一方向作圓周運(yùn)動，而不是前后振動.左手控制活塞（或玻璃球）滴加速度先快后慢視線注視錐形瓶中顏色變化.滴定終點(diǎn)達(dá)到后，半分鐘顏色不變，再讀數(shù).復(fù)滴2~3次練5：用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測燒堿，下列錯誤操作將對V（酸）和C（堿）有何影響？（偏大、偏小和無影響）A、盛標(biāo)準(zhǔn)酸的滴定管尖嘴部分有氣泡未排除就開始滴定

，B、振蕩時液體飛濺出來

，

C、開始讀標(biāo)準(zhǔn)酸時用仰視

，D、終點(diǎn)讀標(biāo)準(zhǔn)酸時用俯視

，E、滴定前盛放氫氧化鈉溶液的錐形瓶用蒸餾水洗凈后沒有干燥

。

偏大偏小偏小偏小無影響十、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)。生成難溶電解質(zhì)的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“=”。（2）反應(yīng)后離子濃度降至1×10-5mol/L以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“=”。如酸堿中和時[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++S2-3、沉淀生成的三種主要方式（1）加沉淀劑法：Ksp越?。闯恋碓诫y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：常加入難溶性的MO、M(OH)2、MCO3等除M2+溶液中易水解的陽離子。如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。（3）氧化還原沉淀法：加氧化劑或還原劑將要除去的離子變成沉淀而除去（較少見）4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法有：①加水；②加熱；③減少生成物（離子）的濃度。使沉淀溶解的方法一般為減少生成物的濃度，∵對于難溶物加水和加熱對其溶解度的影響并不大。5、沉淀的轉(zhuǎn)化：溶液中的沉淀反應(yīng)總是向著離子濃度減少的方向進(jìn)行，簡而言之，即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。練習(xí)：（1）對于Ag2S(s)2Ag++S2-，其Ksp的表達(dá)式為

____________________。（2）下列說法中不正確的是

①用稀HCl洗滌AgCl沉淀比用水洗滌損耗AgCl小；②一般地，物質(zhì)的溶解度隨溫度的升高而增加，故物質(zhì)的溶解大多是吸熱的；③對于Al(OH)3(s)Al(OH)3