高中化学《水溶液中的离子平衡》知识点总结 新人教版选修4.pdf

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1、安徽省安庆市第九中学高二化学原电池知识点总结安徽省安庆市第九中学高二化学原电池知识点总结 新人教版选新人教版选修修 4 4一、弱电解质的电离一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物，叫电解质。非电解质:在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。弱 电 解 质:在 水 溶 液 里 只 有 一 部 分 分 子 电 离 成 离 子 的 电 解质。混和物物质单质强电解质：强酸，强碱，大多数盐。如 HCl、NaOH、NaCl、BaSO4纯净物电解质弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。如 HClO、NH3 H2O、Cu(OH)2、

2、化合物H2O非电解质：非金属氧化物，大部分有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH22、电解质与非电解质本质区别:电解质离子化合物或共价化合物非电解质共价化合物注意:电解质、非电解质都是化合物S2、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SO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。电解质的强弱与导电性、溶解性无关。3、电离平衡:在一定的条件下,当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态,这叫电离平衡。4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热,升温有利于电离。

3、B、浓度：浓度越大,电离程度越小;溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。、电离方程式的书写:用可逆符号弱酸的电离要分布写(第一步为主）1、电离常数:在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时,溶液中电离所生成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。叫做电离平衡常数,(一般用 Ka表示酸，Kb 表示碱。）+-+表示方法:AB+BKi=AB11、影响因素:a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。、电离常数受温度变化影响

4、，不受浓度变化影响,在室温下一般变化不大。、同一温度下,不同弱酸，电离常数越大,其电离程度越大,酸性越强。如：H2SO3H3P4HFC3COOHH2CO32HC二、水的电离和溶液的酸碱性二、水的电离和溶液的酸碱性、水电离平衡：:+水的离子积：W=H+-7+-1425时,H=OH =10 mol/L;KW=H H =10注意:W只与温度有关,温度一定，则 KW值一定不仅适用于纯水,适用于任何溶液（酸、碱、盐)12、水电离特点：(1)可逆(2）吸热（3)极弱3、影响水电离平衡的外界因素:-14酸、碱:抑制水的电离 KW1*10温度:促进水的电离(水的电离是吸热的)-1易水解的盐：促进水的电离 KW

5、1*10、溶液的酸碱性和 pH：(1)pHlgcH+(2)pH 的测定方法:酸碱指示剂甲基橙、石蕊、酚酞。变色范围：甲基橙 3.14.4（橙色）石蕊.08.0（紫色）酚酞.0.0（浅红色）pH 试纸操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上,然后与标准比色卡对比即可。注意：事先不能用水湿润PH 试纸；广泛 pH 试纸只能读取整数值或范围三三、混合液的、混合液的 pHpH 值计算方法公式值计算方法公式+1、强酸与强酸的混合:(先求H 混:将两种酸中的 H 离子物质的量相加除以总体积,再求其它）H 混（H 1V+2）/(+2)-2、强碱与强碱的混合:(先求H 混：将两种酸中的 OH 离子物质的量相加除以总体积

6、，再-求其它）OH 混=(OH V+H 2V）/(V1+V2)(注意:不能直接计算H+混)+-+3、强酸与强碱的混合:(先据 H +O=H2O 计算余下的 H 或H,H 有余,则用余下的+-数除以溶液总体积求H 混;H 有余,则用余下的 OH 数除以溶液总体积求O 混，再求其它）四、稀释过程溶液四、稀释过程溶液 pHpH 值的变化规律值的变化规律:、强酸溶液：稀释 1 倍时,p稀稀=pH 原原+n (但始终不能大于或等于）2、弱酸溶液：稀释0 倍时,H 稀稀原原+n（但始终不能大于或等于7）n3、强碱溶液：稀释 1 倍时，稀 pH 原(但始终不能小于或等于 7）n、弱碱溶液：稀释 1 倍时,p

7、稀 pH 原-（但始终不能小于或等于7）5、不论任何溶液,稀释时 p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 76、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。五、强酸五、强酸(H1)H1)强碱强碱()混和计算规律混和计算规律 1、若等体积混合pH1+H2=4则溶液显中性 pH7pH1+p215则溶液显碱性 pH=H-0.pH1+pH213则溶液显酸性 pH=H10.32、若混合后显中性pH+pH2=V 酸：V 碱1:114-（p1pH2)pH1H214V 酸:V 碱:1六、酸碱中和滴定六、酸碱中和滴定:1 1、中和滴定的原理、中和滴定的原理

8、+-实质:H+OH 2O即酸能提供的 和碱能提供的 O 物质的量相等。2 2、中和滴定的操作过程、中和滴定的操作过程:（1）仪滴定管的刻度，O 刻度在 上 ,往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值,因为下端有一部分没有刻度。滴定时,所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱)，也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以读到小数点后一位。2(2）药品：标准液；待测液；指示剂。(3）准备过程:准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗检漏:滴定管是否漏水用水洗用标准液洗(或待测液洗）装溶液排气泡调液面记数据V(始)(4)试验过程3 3、酸碱中和滴定的误差分析

9、、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=n c Vn V上述公式在求算浓度时很方便,而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化,因为在滴定过程中 c 酸为标准酸,其数值在理论上是不变的,若稀释了虽实际值变小,但体现的却是V酸的增大,导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅,其实际值减小,但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了;对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所

10、述,当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比,即当V酸的实测值大于理论值时，c 碱偏高，反之偏低。同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。七、盐类的水解七、盐类的水解(只有可溶于水的盐才水解）+-、盐类水解:在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的 H 或H 结合生成弱电解质的反应。-、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H 结合,破坏水的电离,是平衡向右移动，促进水的电离。3、盐类水解规律：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。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:Na2CO3 aC3)4、

11、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）(2）程度小(3）吸热5、影响盐类水解的外界因素:温度:温度越高水解程度越大(水解吸热,越热越水解）浓度:浓度越小,水解程度越大（越稀越水解）-酸碱:促进或抑制盐的水解(H 促进阴离子水解而抑制阳离子水解；H 促进阳离子水解而抑制阴离子水解）6、酸式盐溶液的酸碱性：-只电离不水解:如 HSO4显酸性-电离程度水解程度，显酸性（如:HO、H2PO）-2-水解程度电离程度，显碱性（如:H3、H、HP4）、双水解反应：(）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。3+3+-2-2-（）常见的双水

12、解反应完全的为:Fe、Al 与 A2、CO3（HC3)、S(H）、S3-2-+2-+(HSO）；与 NH4；O3（HCO3)与 NH4其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的3离子方程式配平依据是两边电荷平衡,如：2+3+6H2O=2Al（H)+3H2S 8、盐类水解的应用:水解的应用1、净水2、去油污3、药品的保存明矾净水用热碱水冼油污物品配制FC3溶液时常加入少量盐酸配制2CO3溶液时常加入少量 NOH4、制备无水盐若不然,则：由 M26HO 制无水Ml6HO M（H)2+2HCl3+-实例3+原理Al+3Hl(OH)（胶体)+3HCO3+HCO+OH2-+Fe+3H2O Fe(OH)+

13、3H3+O3O HOOH-MgCl2在 HC气流中加热4H2OM(OH)2MgO+2O用Al2(O4)3与aCO3溶5、泡沫灭火器液混合6、比较盐溶液中离子浓度的大小比较H4Cl 溶液中离子浓度的大小NH4+22O+H(Cl)c(NH4)c()c（OH)+-+Al+3H=l(H)+3C2+9、水解平衡常数（）对于强碱弱酸盐:Kh=Kw/a（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=K/Kb(Kw 为该温度下水的离子积,b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电离、水解方程式的书写原则1、多元弱酸（多元弱酸

14、盐）的电离（水解)的书写原则：分步书写注意: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。2、多元弱碱(多元弱碱盐)的电离(水解)书写原则：一步书写八、溶液中微粒浓度的大小比较八、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。九、难溶电解质的溶解平衡九、难溶电解质的溶解平衡 1、难溶电解质的溶解

15、平衡的一些常见知识4 (1）溶解度小于 0.01g 的电解质称难溶电解质。-5（2）反应后离子浓度降至1*以下的反应为完全反应。如酸碱中和时 H 降至-7-510 mol/L10 mol/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-510 mol/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:CO4、Ca(OH)、Ag4(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。、溶解平衡方程式的书写2-注意在沉淀后用(s)标明状态,并用“”。如:AgS（)2g

16、（q）+S(aq)3、沉淀生成的三种主要方式（1)加沉淀剂法:sp越小(即沉淀越难溶）,沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全（2）调值除某些易水解的金属阳离子：如加gO 除去 MgCl2溶液中 Fl3。(）氧化还原沉淀法:(4）同离子效应法4、沉淀的溶解:沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有:酸碱;氧化还原；沉淀转化。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：gO3gC（白色沉淀)g(淡黄色）gI(黄色)Ag2S(黑色)6、溶度积（SP）、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nm速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。2、表达式：ABn(s)m(q）+nB(aq）n+mm-n KP=c（)c()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Q(离子积)KSP有沉淀析出QC=KSP平衡状态KS未饱和，继续溶解5