高三化学三轮复习 水溶液中的离子平衡+知识清单

水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离平衡1.弱电解质的电离平衡(1)电离平衡的建立在一定条件下(温度、浓度)，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，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变时的状态。

平衡建立过程的v-t图像如图所示。(2)弱电解质的电离平衡特征(3)影响弱电解质电离平衡的因素①温度：由于电离过程吸热，升高温度，电离平衡向电离的方向移动；降低温度，电离平衡向逆反应方向移动。②浓度：电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大。③其他因素：加入含有弱电解质离子的强电解质时，电离平衡向逆反应方向移动；加入能与弱电解质离子反应的物质时，电离平衡向正反应方向移动。【外界条件对电离平衡的影响(以CH3COOHCH3COO－＋H＋为例)】条件改变平衡移动电离程度n(H＋)c(H＋)导电能力加水正向增大增大减小减弱升温正向增大增大增大增强加醋酸钠(s)逆向减小减小减小增强通HCl(g)逆向减小增大增大增强加NaOH(s)正向增大减小减小增强2.电离常数(1)概念：一定温度下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫作电离平衡常数，用K表示。(酸用Ka表示，碱用Kb表示)(2)表示方式①对于一元弱酸HA：HAH++A-，平衡常数K=。②对于一元弱碱BOH：BOHB++OH-，平衡常数K=。③多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2…，所以其酸性主要决定于第一步电离。例如：H2SH++HS-，Ka1=；HS-H++S2-，Ka2=。(3)关于电离常数的理解与应用①电离常数的大小由物质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K值越大，电离程度越大。②同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。③电离常数K只随温度的变化而变化，升高温度，K值增大。④多元弱酸电离常数：K1＞K2＞K3，其酸性主要由第一步电离决定，K1值越大，相应酸的酸性越强。二、水的电离1.水的电离：水是极弱的电解质，水的电离方程式：H2O+H2OH3O++OH-或H2OH++OH-。2.水的离子积常数：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。①室温下：Kw＝1×10－14。②影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。③适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。④Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。3.影响条件变化移动方向c(H+)c(OH-)Kw电离程度升温右移增大增大增大增大加酸左移增大减小不变减小加碱左移减小增大不变减小加活泼金属右移减小增大不变增大加醋酸钠右移减小增大不变增大加氯化铵右移增大减小不变增大三、溶液的酸碱性与pH1.溶液的酸碱性与c(H＋)、c(OH－)的关系(选填“＞”“＜”或“＝”)c(H＋)与c(OH－)的关系c(H＋)的范围(25℃)/(mol·L－1)中性溶液c(OH－)＝c(H＋)c(H＋)＝1.0×10－7酸性溶液c(OH－)＜c(H＋)c(H＋)＞1.0×10－7碱性溶液c(OH－)＞c(H＋)c(H＋)＜1.0×10－72.pH(1)定义：pH＝－lgc(H＋)，广范pH的范围为1～14。

(2)适用范围：通常应用于c(H＋)、c(OH－)都较小的稀溶液，小于1mol·L－1。(3)表示意义：溶液酸性越强，c(H＋)越大，pH越小；溶液碱性越强，c(H＋)越小，pH越大。3.溶液pH的测量方法(1)用pH试纸测定：撕下一小片pH试纸放在表面皿或玻璃片上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取待测液点在pH试纸的中央，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。(2)用pH计测定：可精确测量溶液的pH。注意：pH试纸在使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液被稀释可能会产生误差。广范pH试纸只能测出整数值。4.酸碱中和滴定(1)实验原理：利用酸碱中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。(2)常用酸碱指示剂及其变色范围指示剂pH的变色范围石蕊<5红色5～8紫色>8蓝色甲基橙<3.1红色3.1～4.4橙色>4.4黄色酚酞<8无色8～10浅红>10红色(3)实验用品①仪器：(图A是)酸式滴定管、(图B是)碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。②试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。③滴定管的使用试剂性质滴定管原因酸性、氧化性酸式滴定管氧化性物质易腐蚀橡胶管碱性碱式滴定管碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开5.实验操作(以用盐酸标准液滴定NaOH溶液为例)(1)滴定前准备(2)滴定滴定终点的判断：(以盐酸滴定氢氧化钠溶液为例，酚酞作指示剂)当滴入最后一滴盐酸时，溶液变为无色，且半分钟内不恢复原色，即为滴定终点。(3)数据处理按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据原理计算。c（NaOH）＝eq\f(c（HCl）×V（HCl）,V（NaOH）)(4)滴定曲线原理：在酸碱中和滴定过程中，开始时由于被滴定的酸(或碱)浓度较大，滴入少量的碱(或酸)对其pH的影响不大。当滴定接近终点(pH=7)时，很少量(一滴，约0.04mL)的碱(或酸)就会引起溶液pH的突变(如图所示)。(5)误差分析①原理：依据原理c（标准）·V（标准）＝c（待测）·V（待测），所以c（待测）＝eq\f(c（标准）·V（标准）,V（待测）)，因为c（标准）与V（待测）已确定，所以只要分析出不正确操作引V（标准）的变化，即分析出结果。②常见误差步骤操作c(NaOH)洗涤未用标准溶液润洗酸式滴定管偏高锥形瓶用待测溶液润洗偏高未用待测溶液润洗取用待测液的滴定管偏低锥形瓶洗净后瓶内还残留有少量蒸馏水无影响取液取碱液的滴定管尖嘴部分有气泡且取液结束前气泡消失偏低滴定滴定完毕后立即读数，半分钟后颜色又变红偏低滴定前滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后消失偏高滴定过程中振荡时有液滴溅出偏低滴定过程中，向锥形瓶内加少量蒸馏水无影响读数滴定前仰视读数或滴定后俯视读数偏低滴定前俯视读数或滴定后仰视读数偏高四、盐类水解1.盐类水解的原理在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。2.实质盐电离→eq\b\lc\{\rc\}(\a\vs4\al\co1(弱酸的阴离子―→结合H＋,弱碱的阳离子―→结合OH－))→破坏了水的电离平衡→水的电离程度增大→c(H＋)≠c(OH－)→溶液呈碱性、酸性。3.盐类的水解规律4.酸式盐溶液的酸碱性(1)只电离不水解(如NaHSO4)的显酸性。(2)电离大于水解(如NaHSO3、NaH2PO4)的显酸性。(3)水解大于电离(如NaHCO3、NaHS)的显碱性。5.盐类水解离子方程式的书写①多元弱酸盐水解：分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解方程式。如Na2CO3的水解离子方程式为COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－。②多元弱碱盐水解：水解离子方程式一步写完。如FeCl3的水解离子方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。③阴、阳离子相互促进的水解：水解程度较大，书写时要用“===”、“↑”、“↓”等。如Na2S溶液与AlCl3溶液混合反应：2Al3＋＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑。6.影响盐类水解的主要因素因素对盐类水解程度的影响内因盐类水解的程度大小主要由盐的本性所决定。生成盐的弱酸酸性越弱，其盐中弱酸根离子的水解程度越大；生成盐的弱碱碱性越弱，其盐中弱碱阳离子的水解程度越大，通常称为“越弱越水解”外界条件温度升高温度能够促进水解浓度盐溶液浓度越小，水解程度越大外加酸碱水解显酸性的盐溶液，加碱会促进水解，加酸会抑制水解，反之亦然外加盐加入与盐的水解性质相反的盐会促进盐的水解7.盐类水解的应用应用举例判断溶液的酸碱性NH4Cl溶液显酸性，原因是(用离子方程式表示)N+H2ONH3·H2O+H+判断酸性强弱相同条件下pH由大到小依次是Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa，则电离程度CH3COOH>H2CO3>HC配制或贮存易水解的盐溶液配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，防止Cu2+水解；配制FeCl3溶液，加入少量盐酸；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用磨口玻璃塞；NaF、NH4F要用塑料瓶保存。胶体的制备制取Fe(OH)3胶体的离子方程式：Fe3++3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+泡沫灭火器原理成分为NaHCO3与Al2(SO4)3溶液，发生的反应为Al3++3HC===Al(OH)3↓+3CO2↑作净水剂明矾可作净水剂，原理为Al3++3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+化肥的使用铵态氮肥与草木灰不得混用除锈剂NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属时的除锈剂判断盐溶液蒸干时所得的产物盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。【注意】不同类型盐蒸干产物的判断常见类型溶液蒸干所得物质金属阳离子易水解的挥发性强酸盐蒸干时得氢氧化物和氧化物的混合物，灼烧时得氧化物，如AlCl3(FeCl3)溶液蒸干时得到Al(OH)3和Al2O3[Fe(OH)3和Fe2O3]的混合物金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐蒸干得原溶质，如Al2(SO4)3溶液蒸干仍得Al2(SO4)3固体常见类型溶液蒸干所得物质酸根阴离子易水解的强碱盐蒸干得原溶质，如Na2CO3溶液蒸干得Na2CO3固体阴、阳离子均易水解，且水解产物均易挥发的盐蒸干后得不到任何物质，如(NH4)2S、(NH4)2CO3等蒸干后得不到任何物质常见类型溶液蒸干所得物质不稳定的化合物的水溶液加热时在溶液中就能分解，得不到原物质，如Ca(HCO3)2溶液蒸干后得CaCO3，Mg(HCO3)2溶液蒸干后得Mg(OH)2，KHCO3溶液蒸干后得K2CO3易被氧化的盐蒸干后得不到原物质，蒸干后得其氧化产物，如FeSO4溶液蒸干后得Fe2(SO4)3，Na2SO3溶液蒸干后得Na2SO4五、溶液中离子浓度大小判断1.电荷守恒电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、OH－，存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(OH－)＋2c(COeq\o\al(2－,3))。2.物料守恒电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的，如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。3.质子守恒如Na2S水溶液中的质子转移图示如下：由图可得Na2S水溶液中质子守恒式可表示如下：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。六、沉淀溶解平衡及其应用1.定义：在一定温度下，当难溶强电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速率和生成沉淀速率相等的状态。2.溶解平衡的建立3.特点4.影响因素(1)内因：难溶电解质本身的性质，这是决定因素。(2)外因浓度加水稀释，平衡向沉淀溶解的方向移动温度大多数难溶电解质的溶解平衡是吸热过程，升高温度，平衡向沉淀溶解的方向移动；少数向生成沉淀的方向移动，如Ca(OH)2的溶解平衡同离子效应向平衡体系中加入含有难溶电解质电离的某离子的电解质，平衡向生成沉淀的方向移动化学反应若加入的物质使难溶电解质生成更难溶的电解质、弱电解质或气体时，平衡向沉淀溶解的方向移动实例：以AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)ΔH>0为例，说明外因对沉淀溶解平衡的影响条件移动方向平衡后c(Ag+)平衡后c(Cl-)加入AgNO3逆向增大减小加H2O正向不变不变升温正向增大增大通入HCl逆向减小增大加入K2S正向减小增大5.沉淀溶解平衡的应用(1)沉淀的生成①调节pH法：如除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至3～4，离子方程式为Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NHeq\o\al(＋,4)。②沉淀剂法：如用H2S沉淀Cu2＋，离子方程式为H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋。(2)沉淀的溶解①酸溶解法：如CaCO3溶于盐酸，离子方程式为CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑。②盐溶液溶解法：如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，Mg(OH)2＋2NHeq\o\al(＋,4)==Mg2＋＋2NH3·H2O。③氧化还原溶解法：如不溶于盐酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3。④配位溶解法：如AgCl溶于氨水，AgCl＋2NH3·H2O=[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O。(3)沉淀的转化在难溶物质的饱