高中化学第八章 水溶液中的离子平衡知识点总结

高中化学第八章水溶液中的离子平衡知识点总结

第八章水溶液中的离子平衡第一讲弱电解质的电离平衡考点1弱电解质的电离平衡一、弱电解质的电离平衡1.强、弱电解质(1)概念电解质是指在溶液中能够电离成离子的化合物。强电解质指在水溶液中能够完全电离成离子的化合物，如强酸、强碱和大多数盐。弱电解质指在水溶液中只有一小部分分子能够电离成离子的化合物，如弱酸、弱碱、少数盐和水。(2)与物质类别的关系强电解质主要包括强酸、强碱和大多数盐。弱电解质主要包括弱酸、弱碱、少数盐和水。(3)电离方程式的书写对于弱电解质，电离方程式的书写需要考虑其电离程度。多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3电离方程式：H2CO3⇌HCO3-+H+⇌CO32-+2H+.多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式：Fe(OH)3⇌Fe3++3OH-。对于酸式盐，强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4电离方程式：NaHSO4→Na++H++SO42-.弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCO3电离方程式：NaHCO3⇌Na++HCO3-⇌H++CO32-。2.电离平衡的建立在一定条件下（如温度、浓度等），当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。3.电离平衡的特征二、影响电离平衡的外界条件1.温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。2.浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。3.同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。4.加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。考点2电离平衡常数1.表达式电离平衡常数K是描述电离平衡程度的物理量。对于一元弱酸HA，其电离方程式为HA⇌H++A-，电离平衡常数K=[H+][A-]/[HA]。对于一元弱碱BOH，其电离方程式为BOH⇌B++OH-，电离平衡常数K=[B+][OH-]/[BOH]。2.特点电离平衡常数只与温度有关，因电离是吸热过程，所以升温，K值增大。多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K1≫K2≫K3≫…，故其酸性取决于第一步。3.意义K值越大，说明弱电解质越易电离，其酸（碱）性越强。4.影响因素考点3强、弱电解质的比较与判断一、强、弱电解质的比较以一元强酸（HA）与一元弱酸（HB）的比较为例，当浓度均为0.01mol·L时，强酸HA的电离程度大于弱酸HB。pH或物质的量浓度可以用来比较强、弱电解质的酸碱性。强酸的pH值低于7，弱酸的pH值在7左右。强碱的pH值高于7，弱碱的pH值在7左右。注：原文中有明显的格式错误和段落问题，已进行修正。(1)温度：升高温度会增大水的电离常数，使得水的电离程度增加。(2)压力：压力对水的电离平衡没有影响。(3)溶质：加入电解质会影响水的电离平衡，使得水的电离程度减小。(4)光照：光照会使得水的电离程度增加，产生更多的H和OH离子。考点2溶液的酸碱性1．酸碱的定义(1)布朗斯特德酸碱理论：酸是能够给出H离子的物质，碱是能够接受H离子的物质。(2)刘嘉庚酸碱理论：酸是能够接受电子对的物质，碱是能够给出电子对的物质。2．酸碱指示剂(1)定义：能够在酸碱中间区域显示不同颜色的化合物。(2)常用指示剂：酚酞、溴酚蓝、甲基橙等。3．酸碱反应的计算(1)摩尔反应方程式：根据酸碱的化学式，写出反应方程式。(2)摩尔反应比：根据反应方程式，计算出酸碱之间的摩尔比。(3)反应的终点：当酸碱摩尔比相等时，反应终点达到。(4)反应的计算：根据反应终点的摩尔比，计算出酸碱的摩尔浓度或体积浓度。随着温度升高，水的电离程度增大，导致Kw增大。加入酸或碱会使水的电离程度减小，但Kw不变。加入可水解的盐，如FeCl3、Na2CO3，会增大水的电离程度，但Kw不变。外界条件对水的电离平衡的影响可以通过体系变化、平衡移动方向和条件来描述。例如，升温会使NH4Cl的平衡移动方向逆转，而加入Na会使Na2CO3的平衡移动方向正转。溶液的酸碱性取决于溶液中c(H)和c(OH)的相对大小。在酸性溶液中，c(H)大于c(OH)。pH是衡量溶液酸碱性的指标，定义式为pH=-lg_c(H)。室温下，中性溶液中c(H)等于c(OH)，碱性溶液中c(H)小于c(OH)。有两种方法可以测量溶液的pH，一种是pH试纸法，另一种是pH计测量法。常见溶液的pH可以通过计算得出。对于强酸溶液，如HnA，可以根据浓度求出c(H)并计算pH；对于强碱溶液，如B(OH)n，可以根据浓度求出c(H)并计算pH。对于混合溶液，可以根据不同物质的浓度和体积，先求出混合溶液中H或OH的浓度，再计算pH。一、实验原理酸碱中和滴定是一种利用中和反应来测定未知浓度酸或碱的实验方法。二、常用酸碱指示剂及其变色范围常用的酸碱指示剂有甲基橙和酚酞。甲基橙的变色范围是pH3.1～4.4（橙色到黄色），而酚酞的变色范围是pH8.2～10.0（无色到粉(浅)红色）。三、实验用品实验用品包括酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台和锥形瓶。在选择滴定管时，需要根据试剂性质选择酸式或碱式滴定管。四、实验操作在进行标准盐酸滴定待测NaOH溶液的实验中，需要进行滴定前的准备，包括检漏、洗涤、装排、调读和注加。滴定时，需要向锥形瓶中加入一定体积的碱液和指示剂，并滴加标准液。终点判断时，需要观察溶液颜色的突变点，并记录标准液的体积。数据处理时，需要重复2-3次实验，求出用去标准盐酸体积的平均值，并计算出待测溶液的浓度。五、误差分析误差分析是实验中必不可少的一部分。在酸碱中和滴定实验中，常见的误差包括操作不正确引起的误差和仪器误差。其中，操作不正确引起的误差包括滴定管活塞漏水、滴定管未洗净、滴定管未排气泡等。仪器误差则包括滴定管刻度不准、指示剂的变色范围不准等。为了减小误差，需要仔细操作，并且多次重复实验，求出平均值。在滴定实验中，应该注意一些常见的错误，比如酸式滴定管没有用标准酸溶液润洗，碱式滴定管没有用待测溶液润洗等。在清洗锥形瓶时，应该用待测溶液润洗，而不是蒸馏水，以免影响实验结果。在取液时，如果取碱液的滴定管出现气泡，需要等气泡消失后再进行读数。同样地，酸式滴定管在滴定前出现气泡也需要等气泡消失后再进行滴定。在振荡锥形瓶时，部分液体可能会溅出，而部分酸液也可能滴在锥形瓶外。因此，需要小心操作，以免影响实验结果。在读数时，酸式滴定管滴定前的读数应该正确，而滴定后的读数应该是俯视读数或前仰后俯读数。在实验室中使用量筒、移液管或滴定管等常用量器时，需要注意正确的读数方法。平视读数是指视线与凹液面最低点保持水平，读数为视线与刻度的交点。俯视读数是指视线向下倾斜，寻找切点的位置在凹液面的上侧，读数高于正确的刻度线位置。仰视读数是指视线向上倾斜，寻找切点的位置在液面的下侧，因滴定管刻度标法与量筒不同，这样仰视读数偏大。在盐类的水解实验中，需要注意盐的类型、水解方程式以及溶液的酸碱性和pH值等。盐的水解特点是弱酸的阴离子结合H离子，弱碱的阳离子结合OH离子，生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，使水的电离程度增大，从而影响溶液的酸碱性和pH值。水解方程式的书写要根据盐的类型进行，多元弱酸盐的水解要分步进行，而多元弱碱盐的水解则可以一步写完。盐类水解及其应用盐类水解是指在水中，盐分子中的阳、阴离子与水分子发生化学反应，产生酸、碱或氧化还原反应的现象。盐类水解受内因和外因影响。内因方面，弱酸阴离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解。例如，NaHCO3和CH3COONa在相同条件下，NaHCO3的pH值大于CH3COONa的pH值。外因方面，温度升高和浓度减小会增大盐的水解程度，外加酸碱则会影响盐的水解程度。弱碱阳离子的水解程度会减小。盐类水解的应用很广泛，例如可以用来判断溶液的性质、酸性强弱、水解平衡等。在实际应用中，可以配制易水解的盐溶液、制取胶体、提纯物质、泡沫灭火等。在盐溶液蒸干时所得产物的判断方面，可以根据离子方程式和水解平衡的原理进行判断。例如，FeCl3溶液显酸性，是由于Fe3＋和3H2O发生了水解反应。总之，盐类水解是化学中一个重要的现象，对于理解化学原理和实际应用都具有重要意义。(1)当盐溶液水解生成难挥发性酸时，其酸根阴离子易水解的强碱盐在蒸干后一般得到原物质。例如，CuSO4(aq)蒸干后得到CuSO4(s)，Na2CO3(aq)蒸干后得到Na2CO3(s)。(2)当盐溶液水解生成易挥发性酸时，在蒸干和灼烧后一般得到对应的氧化物。例如，AlCl3(aq)蒸干后得到Al(OH)3，在灼烧后得到Al2O3。(3)在考虑盐受热时是否分解时，易分解的固体如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4和NH4Cl在蒸干和灼烧后分别分解为CaCO3(CaO)、Na2CO3、K2MnO4和MnO2、NH3和HCl。(4)还原性盐在蒸干时会被氧气氧化，如Na2SO3(aq)蒸干后得到Na2SO4(s)。(5)弱酸的铵盐在蒸干后不会形成固体，例如NH4HCO3和(NH4)2CO3。在浓度比较方面，电离理论指出弱电解质的电离微弱，电离产生的微粒非常少，因此它们的浓度较低。多元弱酸的电离是分步进行的，主要是第一级电离。水解理论表明弱离子的水解损失微量，但由于水的电离，酸性或碱性溶液中H或OH的浓度总是大于水解产生的弱电解质的浓度。多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，主要是第一步水解。在守恒方面，电荷守恒要求溶液呈电中性，物料守恒要求溶液中某元素的原子守恒。O2溶液氧化Fe2，生成Fe(OH)3沉淀，除去Fe2。离子方程式为Fe2＋H2O2＋2H2O→Fe(OH)3＋2H3O2．沉淀的定量分析(1)重量法(2)容量法3．沉淀的质量分数计算沉淀的质量分数=沉淀质量/溶液总质量小结本节主要介绍了难溶电解质的溶解平衡及其应用。在沉淀溶解平衡中，难溶电解质的溶解速率和生成沉淀速率相等，达到动态平衡。影响沉淀溶解平衡的因素包括内因和外因，如温度、稀释、加入其他物质等。沉淀的生成可以