水溶液中的离子平衡知识点总结

-7-7第三章

水溶液的离子平衡一、弱解质的电离1定义：电解：非电解：强电解：弱电解：质。混和物

在水溶中或熔化状下能导的化合物,电解质。在水溶中或熔化状下都不导电的化合。在水溶里全部电离离子的解质。在水溶里只有一部分子电成离子的电物质

纯净物

单质

电解质

强电解质：

强酸，强碱，大多数盐。如HCl、NaOH、NaCl

化合物

弱电解质：HO……

弱酸，弱碱，极少数盐，水。如·H、Cu(OH)、非电解质：

非金属氧化物，大部分有机物。如、CO、CH2电解质与非解质本区别：电解质—离子化合或共价合物非电解——共价化物注意：电解质、非解质都化合物②SO、NH等属于非232电解质③强电质不等于易于水的合物（如不溶水，溶于水4的BaSO全部电离，故BaSO为电解质）—电解质强弱与导电、溶解44无关。3电离平衡：一定的件下，当电质分子离成离子的速率和离子结合成电质分子时电离过程就到了平衡态这叫电平衡。4影响电离平的因素A温度：电离般吸热升温有利于离。B浓度：浓度大，电程度越小；溶液释时，离平衡向着离的方向移。C同离子应：弱电解溶液加入与电解质具有同离子电解质会减弱电离。D、他外加试剂加入能弱电解质的离产生某种离子应的物质时有利于离。9电离方程式书写：可逆符号弱酸的电要分布（第一步为）10、电离常数：一定条下，弱电解在达到离平衡时，液中电所生成的各离子浓度的积，跟液中未电离分子浓的比是一个数。叫电离平常数（一般Ka示酸，Kb示碱。）表示方：ABA

+

+B

-

Ki=[A

+

][B

-

]/[AB]11影响因素a电离常数的小主要物质的本性定。b电离常数受度变化响，不受浓变化影，在室温下般变化大。C同一温度下不同弱，电离常数大，其离程度越大酸性越。如HCOOH>HCO>HS>HClO23343232二、水电离和溶液酸碱性1水电离平衡水的离积：K=c[HW

+

-

]25时,[H+]=[OH-]=10mol/L;K=+]·[OH-=1*10W

-14

注意：与温度关，温度一，则K值一定WWK不仅适于纯，适用任何溶液（、碱、）W2水电离特点）可逆）吸热（3）极弱3影响水电离衡的外因素：①酸、：抑制水电离K〈1*10W②温度促进水的电（水的离是吸热的）③易水的盐：促进的电离K〉1*10W4溶液的酸碱和：（1）pH=-lgc[H+]的测定法：酸碱指剂——甲基橙、石蕊、酚酞。变色范：甲基橙~（橙色石蕊（紫色）酚酞~（红色）pH试纸—操玻璃棒蘸未知液在试纸上，后与标比色对比即可。注意：事先不能用湿润纸；②广泛纸只能取整数或范围三、混液的pH值计算方法公式1强酸与强酸混合先求[+

]混：两种酸中的

+

离子物的量相加除总体积，求其它）[H+]混=（[H+]V+[H++V1122122强碱与强碱混合先求[OH-]混：将两种酸的-离物质的量相除以总体积再求其它）[OH直接计[H+]混)

-

]＝（[OH

-

]V+[OH11

-

]+V）(注:能22123强酸与强碱混合（据H++OH-==H算余下的+或OH，+有余，2则用余的H数除以液总体积求H+]；OH-有余则用余的-数除以溶总体积[

-

]，再求其它四、稀过程溶液值的变规律：1、酸溶液：释10n倍时，pH=pH原n（但始终不能于或等7）2、酸溶液：释10

n

倍时pH〈pH原n（但始终能大于或等7）3强碱溶液：释

n

倍时，稀=pH原－n（但始终能小于或等74、弱溶液：稀释10

n

倍时，pH〉pH－n（但始终能小于或等75不论任何溶，稀释pH均是7靠（即向性靠近任何溶无限稀释后pH接近6稀释时，弱、弱碱水解的盐溶的pH化得慢强酸、强碱化得快五、强（pH1强碱（pH2混和计规律、若等积混合pH1+pH2=14则溶液中性pH=7pH1+pH2≥15则溶液显碱性pH=pH1+pH2≤13则溶液显酸性pH=pH1+2若混合后显性pH1+pH2=14V：V碱1pH1+pH2≠14V酸：碱=1：10

（pH1+pH2六、酸中和滴定：

1中和滴定的理实质：++OH—=H即酸提供的H22中和滴定的作过程

+

和碱能供的OH

-

物质的相等。）滴定管的度O刻度上，往下度标数来越大，全容积大于它的最刻度值，因下端有部分没有刻。滴定，所用溶液得超过低刻度不得一次滴使用两定管酸（或也不中途向定管添加。滴定管以读到小数后一位。）药品：标液；待测液指示剂）准备过程准备：漏、洗涤、洗、装、赶气泡、液面（涤：用洗液→检漏滴定管否漏水→用洗→用准液洗（或测液洗→装溶液→气泡→液面→数据V()）试验过程3酸碱中和滴的误差析误差分：利用n酸（酸V酸n碱（c碱V碱）进行析式中：n——或碱中原子或氢氧离子数c——酸碱的物的量浓度；V—酸或溶液的体积上述公在求算浓度很方便而在分析误时起主作用的是分上的V的变化因为在滴定程中c酸标准酸其数值在理上是不的，若稀释了虽实值变小，但现的却V酸增大，致酸偏高；同样也一个定值，是用标准的器量好注入锥形瓶的，当实际操作中液外溅其实际减小，但引变化的是标准酸用的减少即V减小，碱降低了；于观察中出的误差同样如此。上所述当用标准酸测定碱浓度时c碱误差与V酸的变成正比即当V酸的实测大于理论值，c碱偏高反之偏低。同理，标准碱来滴未知浓的酸时亦然七、盐的水解（只可溶于的盐才水解1盐类水解：水溶液盐电离出来离子跟电离出来的H

+

或

-

结合生弱电解的反应。2水解的实质水溶液中电离出的离子跟水离出来H

+

或OH

-

结合破坏水电离，是平向右移，促进水的离。3盐类水解规：①有弱才水解，无弱水解，弱越水解；强显谁性，弱都水，同强显中。②多元酸根，浓度同正根酸式酸根水解程大，碱性更强。(:NaCO＞NaHCO2334盐类水解的点（1）可逆（与中和反互逆）（2程度小（3）吸5影响盐类水的外界素：①温度温度越高水解程度大（水解吸，越热水解）②浓度浓度越小，解程度大（越稀水解）③酸碱促进或抑盐的水+

促进阴离子水解而抑制阳离子水；OH

-

促进阳子水解而抑阴离子解）6酸式盐溶液酸碱性①只电不水解：如

4

-

显酸性

②电离度＞水解程，显酸性（如:HSO③水解度＞电离程，显碱性（如：HCO-37双水解反应

3

-

、HPO-）24、HS

4

2-

））成盐的阳离子均能生水解反应。双水反应相促进，水解度较大有的甚至水完全。得平衡向右。（2）见的双解反应完全为：3+、Al与AlO、CO2-(HCO-)2-(HS)、233SO2-(HSO)；S2-(HCO-)与NH其特点相互水成沉淀或气。双334334水解完的离子方程配平依是两边电荷衡，如2Al3++3S+==22Al(OH)↓+3HS↑32、水解平衡数）h对于强弱酸盐：K=Kw/Ka(Kw为该度下水的离积，Ka为条件下该弱h根形成弱酸的电离衡常数对于强弱碱盐：K=Kw/KKw该温度水的离子积K该条件该弱碱根b（bh形成的碱的电离平常数）电离、解方程式的写原则1多元弱酸（元弱酸）的电离（解）的写原则：分书写注意：管是水解还电离，决定于第一，第二一般相当微。2多元弱碱（元弱碱）的电离（解）书原则：一步写八、溶中微粒浓度大小比☆☆基原则：抓住液中微浓度必须满的三种恒关系：①电荷恒：任溶液均电中性，各阳离浓度与所带荷数的积之和各阴离子浓与其所电荷数的乘之和②物料恒:即原子个数恒或质守恒）某原子总量(或总浓度＝其以种形式存在所有微的量(或浓度和③质子恒：即水电出的H+浓与-浓度相。九、难电解质的溶平衡1难溶电解质溶解平衡的些常见识（1溶解度小于0.01g电解质难溶电解质）反应后离浓度降至

-5

以下的应为完全反。如酸中和时[H

+

]降至

-7

mol/L<10

-5

mol/L，故完全反应，“常见难溶物水中离子浓度均远于10mol/L故均用=。（3难溶并不溶，何难溶物在中均存溶解平衡。（4掌握三微溶物：CaSO、Ca(OH)、Ag4224（5溶解平常为吸，但为放热，温其溶度减少。2（6溶解平存在的提是：必须在沉淀否则不存在衡。2溶解平衡方式的书注意在淀后用s)明状态并AgS(s)2Ag+(aq2-(aq)23沉淀生成的种主要式）加沉淀剂：K越小（即沉淀越难溶，沉越完全沉淀剂过量使sp沉淀更全。（2调值除某易水解金属阳离子如加除MgCl液中。23（3氧化还沉淀法

n+m-n+mm-n+m-n+mm-（4同离子应法4沉淀的溶解沉淀的解就是使溶平衡正移动。常采的方法：①酸碱；氧化还原；③沉转化。5沉淀的转化溶解度的生成溶解小的，解度小的生溶解度更小的。如：AgNOAgCl(色沉淀AgBr（淡黄色）