水溶液中离子的平衡知识点(共8页).doc

精选优质文档-倾情为你奉上水溶液中的离子平衡【命题规律】：从考查内容上看，主要集中在：判断电解质、非电解质；外界条件对电离平衡的影响及电离平衡移动、离子浓度大小比较；同浓度（或同PH）强、弱电解质溶液的比较，如c（H+）大小、起始反应速率、中和酸（或碱）的能力、稀释后PH的变化；强弱电解质的判断；物质导电性的强弱；电离平衡常数的简单计算或半定量分析。水的电离平衡及其影响因素；溶液酸碱性（或PH大小）的判断；已知PH或浓度的强酸、强碱混合分析溶液酸碱性；有关溶液PH计算。其中溶液的酸碱性、离子浓度大小比较是高考的必考题，这类题目能有效地测试考生的判断、推理运算等思维能力。【考点一 电离和电离平衡】1、【强电解质与弱电解质的区别】 强电解质弱电解质定义溶于水后几乎完全电离的电解质溶于水后只有部分电离的电解质化合物类型离子化合物及具有强极性键的共价化合物某些具有弱极性键的共价化合物。电离程度几乎100完全电离只有部分电离电离过程不可逆过程，无电离平衡可逆过程，存在电离平衡溶液中存在的微粒（水分子不计）只有电离出的阴阳离子，不存在电解质分子既有电离出的阴阳离子，又有电解质分子实例绝大多数的盐（包括难溶性盐）强酸：H2SO4、HCl、HClO4等强碱：Ba（HO）2 Ca（HO）2等弱酸：H2CO3 、CH3COOH等。弱碱：NH3·H2O、Cu（OH）2 Fe（OH）3等。少数盐：(CH3COO)2Pb、HgCl2电离方程式KNO3=K+NO3H2SO4=2H+SO42NH3·H2ONH4+OH_H2SH+HS_ HS_H+S2- 电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO2等属于非电解质 强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4 为强电解质）电解质的强弱与导电性、溶解性无关。【注意】：(2) 强酸酸式盐在水溶液中完全电离，在稀溶液中不存在酸式酸根，如NaHSO4=Na+H+SO42-.在熔融状态下则电离成金属离子和酸根离子，如NaHSO4=Na+HSO4- 酸式盐在熔融状态下与溶于水时的电离不同： 熔融 Na2HSO4= Na+HSO4 NaHCO3=Na+HCO3 溶于水 Na2HSO4=Na+H+SO42 NaHCO3=Na+HCO3 HCO3 H+CO32 （3）弱酸的酸式盐的电离是分步电离，先完全电离成金属离子和酸式酸离子，酸式酸根再部分电离。如NaHCO3=Na+HCO3-，HCO3-H+CO32-这种情况可称作“强中有弱”。弱酸的酸式盐分步电离，第一步不可逆，以后步步可逆，且一步比一步的电离程度小。 （4） 两性氢氧化物双向电离:AlO2H+H2OAl(OH)3Al3+3OH 2、【判断电解质强弱的方法】(以HAc为例)：（1）在相同浓度、相同温度下，与强电解质溶液导电性对比实验。 （2）浓度与PH的关系，测0.01mol/LHAc溶液的pH>2，说明醋酸是弱酸。（3）测NaAc溶液的pH值，呈碱性，则证明醋酸是弱酸。 （4）测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pH<a+2,则证明是弱酸。若pH=a+2，则证明是强酸。（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性。（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL。（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性。（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率。（9）利用元素周期律进行判断。如非金属性Cl>S>P>Si,，则酸性HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3(最高价氧化 物对应的水化物）；金属性Na>Mg>Al,则碱性NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。 （10）利用较强酸（碱）制备较弱酸（碱）判断电解质强弱。如将CO2通入苯酚溶液中出现浑浊。说 明碳酸的酸性大于苯酚。（二）、电离平衡1、【弱电解质的电离平衡的特点】：(5)导电性强弱与电解质强弱的关系：电解质的强弱由物质内部结构决定，电解质的强弱在一般情况下影响着溶液导电性的强弱。导电性强弱是由溶液离子浓度大小决定的。如果某强电解质溶液浓度很小，那么它的导电性可以很弱，而某弱电解质虽然电离程度很小，但如果浓度较大时，该溶液的导电能力也可以较强。因此，强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质的导电能力也不一定弱。3、【电离平衡常数】：(1) 概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所产生的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，用K表示（酸用 Ka表示，碱用 Kb表示）。(2)表示方法：ABA+B-   (3)K的意义：K值越大，表示该电解质较易电离，所对应的弱酸弱碱较强。从 Ka或 Kb的大小，可以判断弱酸和弱碱的相对强弱。例如弱酸的相对强弱： > > > > > > > 如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO(4)影响K值大小的因素：K值不随浓度而变化，但随温度而变化。(5)多元弱酸的电离。多元弱酸是分步电离的，且越向后的电离越困难，其电离出来的离子浓度也越小， 酸性主要由第一步电离决定。如 H3PO4的电离： 第一步电离： H3PO4 H+H2PO4 （较易） K1 第二步电离： H2PO4 H+HPO42 （较难） K2 第三步电离： HPO42 H+PO43 （困难） K3显然： K1>K2>K3。在磷酸溶液中，由 H3PO4电离出来的离子有H+、H2PO4 、HPO4 2、PO4 3等离子，其离子浓度的大小关系为： c(H+)>c(H2PO4)>c(HPO42)>c(PO43)4、 【电离度】 电离度在一定条件，弱电解质在水溶液里达电离平衡时，已电离的电解质分数占原来总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分数 电离度（）= （已电离弱电解质分子数/原弱电解质分子数）*100%电离度主要是由物质的本身的性质决定的，（1）浓度的影响： 电离度随浓度的降低而增大。（因浓度越稀，离子互相碰撞而结合成分子的机会 越少，电离度就越大。） （2）温度的影响： 因为电离过程是吸热的，因此温度升高离子化倾向加强，又因大多数电解质电 离时没有显著的热量变化，这就导致温度对电离度虽有影响，但影响并不大的 必然结果。一般情况下，温度对电离度影响不大，但水的离解过程显著吸热， 所以温度升高可以增大水的电离度。因此，用电离度比较几种电解质的相对强 弱时，就当注意所给条件，即浓度和温度，如不注明温度通常指25。 （三）、水的电离平衡及溶液的酸碱性1、【水的电离KW】 水是一种极弱的电解质：水电离平衡：: 从纯水的导电实验测得，在25时， 1L纯水中只有10-7 mol电离，因此纯水中的H+浓度和OH-浓度各等于10-7 mol/L ，所以PH=7，若温度 升高 ，水电离程度增加，虽PH 7，但仍为中性。 水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱3、【溶液酸碱性的判断】 溶液呈酸性、碱性还是中性，应看c(H)和c(OH)的相对大小，判断溶液酸碱性的依据主要有三点：判据1在25时的溶液中： 常温下，c(H)>107 mol/L时，溶液呈酸性，且c(H)越大，酸性越强；c(OH)越大，碱性越强。判据3在任意温度下的溶液中：c(H)>c(OH) 溶液呈酸性c(H)c(OH)溶液呈中性c(H)<c(OH) 溶液呈碱性【注意】用pH判断溶液酸碱性时，要注意条件，即温度。不能简单地认为pH等于7的溶液一定为中性，如100时，pH6为中性，pH<6才显酸性，pH>6显碱性，所以使用pH时需注明温度，若未注明温度，一般认为是常温，就以pH7为中性。4、【影响水电离平衡的外界因素】： 酸、碱 ：抑制水的电离 KW1*10-14 温 度 ：促进水的电离（水的电离是吸热的），故水的电离平衡向右移动，H和OH的浓度同时增大， KW增大，PH变小，但由于c(H）和c(OH)始终保持相等，故仍显中性. 易水解的盐：促进水的电离 KW 1*10-14。若向纯水加入能发生水解的盐，由于弱酸根阴离子或弱 碱的阳离子能结合水电离出来的H或OH，生成较难电离的物质，破坏水的平衡，使 水的电离平衡正向移动，使水溶液呈酸性或碱性，PH改变，但只要温度不变，KW就不 变。若所加的盐既不能与水中的H或OH发生反应，自身有不能电离出H或OH，则 不能破坏水的电离平衡，不能使水的电离平衡发生移动。 其他因素： 如向水中加入活泼金属，由于与水电离出的H反应，因而使水的电离向右移动。5、【溶液的酸碱性和pH】：酸碱指示剂变色范围：甲基橙 3.1-4.4（橙色） 石蕊5.0-8.0（紫色） 酚酞8.2-10.0（浅红色）【重难点】 pH试纸的使用1 使用pH试纸测量溶液的pH时，一般先把一小片试纸放在洁净干燥的表面器皿或玻璃片上，用沾 有待测液的玻璃棒点在试纸的中部，不能把试纸放在待测液中测定。 2 使用pH试纸测量溶液pH时，不能用水将pH试纸润湿。因为这样做，已将溶液稀释，导致测定 的pH不准确。3用广泛pH试纸测出的溶液pH只是整数值，而不会是3.1、5.2等小数值。【重难点四】 有关pH的计算1单一溶液pH的计算6、【混合液的pH值计算方法公式】1、 强酸与强酸的混合： 2、 强碱与强碱的混合：3、 强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- =H2O计算余下的H+或OH-）， H+有余， 则用余下的H+数除以溶液总体积求H+混； OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求OH-混，再求其它7、【稀释过程溶液pH值的变化规律】： 5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7 6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。9、【酸碱中和滴定】：滴定管可以读到小数点后一位 。3、酸碱中和滴定的误差分析误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析式中：n酸或碱中氢原子或氢氧根离子数； c酸或碱的物质的量浓度； V酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则： c碱=【重难点五 中和滴定】 1中和滴定的关键(1)准确测定参加反应的两种溶液的体积。(2)准确判断中和滴定的终点。 2指示剂的选择在酸碱中和滴定时，常选甲基橙和酚酞作指示剂，不能用石蕊试液(因变色范围太大)。 3操作注意事项(1)滴速：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇。(2)终点：最后一滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且半分钟内不变色，读出V(标)记录。(3)在滴定过程中，左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。 4误差分析中和滴定实验中，产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等，分析误差要根据计算式分析， c待测，当用标准酸溶液滴定待测碱溶液时，c标准、V待测均为定值，c待测的大小取决于 V标准的大小。下列为不正确操作导致的实验结果偏差：(1)仪器洗涤酸式滴定管水洗后，未润洗(偏高)；酸式滴定管水洗后，误用待测液润洗(偏高)；碱式滴定管水洗后，未润洗(偏低)；锥形瓶水洗后，用待测液润洗(偏高)。(2)量器读数滴定前俯视酸式滴定管，滴定后平视(偏高)；滴定前仰视酸式滴定管，滴定后俯视(偏低)如图所示；滴定完毕后，立即读数，半分钟后颜色又褪去(偏低)。(3)操作不当滴定前酸式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定结束后气泡消失(偏高)；滴定过程中，振荡锥形瓶时，不小心将溶液溅出(偏低)；滴定过程中，锥形瓶内加少量蒸馏水(无影响)。8、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移 动，促进水的电离。盐类水解规律： a.有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。 b.多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。(如:Na2CO3NaHCO3)盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热酸式盐溶液的酸碱性： a只电离不水解：如HSO4-显酸性 b电离程度水解程度，显酸性 （如: HSO3- 、H2PO4-） c水解程度电离程度，显碱性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）双水解反应： （1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完 全。使得平衡向右移。 （2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-) 与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡， 如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S盐类水解的应用：水解的应用实例原理1、净水明矾净水 Al3+3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+ 2、去油污用热碱水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH- 3、药品的保存配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸 Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+ 配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制备无水盐由MgCl2·6H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热若不然，则： MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+H2O5、泡沫灭火器用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO2 6、比较盐溶液中离子浓度的大小比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小NH4+H2O NH3·H2O+H+ c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)- 盐类水解方程式的书写一般要注意一下几点：（1）一般来说盐类水解的程度不大，是中和反应的逆反应，由于中和反应趋于完成，所以盐类的水解反应是微弱的，盐类水解的离子方程式一般不写“=”，而是写“ ”。由于盐类的水解程度一般都很小，通常不生成沉淀和气体，因此盐类水解的离子方程式中一般不标“”或“”的气标，也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3等）写成其分解产物的形式。（3）多元弱酸的酸式酸根离子既有水解倾向又有电离倾向，以水解为主的，溶液显碱性；以电离为主的溶液显酸性。例如：HCO3、HPO42在溶液中以水解为主，其溶液显碱性；HSO3、H2PO4在溶液中以电离为主，其溶液显酸性。（4）能发生双水解的离子组，一般来说水解都比较彻底，由于不形成水解平衡，书写时生成物出现的沉淀、气体物质要标明状态，即标上“”、“”符号，中间用“=”连接，如NaHCO3溶液与Al2(SO4)3溶液混合：Al3+ +3HCO3=Al(OH)3+ 3CO2和此类似的还有：Al3+ 与CO32、HCO3、S2、HS、SiO32、AlO2；Fe3+ 与CO32、HCO3、SiO32、AlO2；NH4+ 与SiO32、AlO2等。注意一定要利用电荷守恒将其配平，看反应物中是否需要加水。 9、水解平衡常数 （Kh）对于强碱弱酸盐： Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐： Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数） 电离、水解方程式的书写原则 【注意】：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。四、溶液中微粒浓度的大小比较基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：电荷守恒： 任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和各阴离子浓度与其所带 电荷数的乘积之和物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒） 某原子的总量(或总浓度)其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和质子守恒： 即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。（最难写）五、难溶电解质的溶解平衡 1、【难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识】 （1）溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。 （2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时H+降至10-7mol/L<10-5mol/L， 故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。 （3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。 （4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4 （5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。 （6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。2、【溶解平衡方程式的书写】 注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq)5、【沉淀的转化】： 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：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr（淡黄色） AgI （黄色） Ag2S（黑色）6、【溶度积（KSP）】 （1）、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率， 溶液中各离子的浓度保持不变的状态。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m （2）、表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq) KSP= c(An+)m *c(Bm-)n （3）、影响因素： 外因：浓度：加水，平衡向溶解方向移动。 温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。 （4）、溶度积规则 QC（离子积）KSP 有沉淀析出 QC =KSP 平衡状态 QC KSP 饱和，继续溶解 专心-专注-专业