水溶液中的离子平衡复习

1、第3章 水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离 1、定义：电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质 物质单质化合物电解质非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱电解质：弱酸、弱碱（包括难溶碱）和水。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物纯净物2、电解质与非电解质本质区别：在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）电解质离子化合物或共价化合物 非电解质共价化合物离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电3、强电

2、解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡） 注意：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）4、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc为例)：（1）溶液导电性对比实验； （2）测0.01mol/LHAc溶液的pH2；（3）测NaAc溶液的pH值； （4）测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pHc(OH-)。 （2）强碱弱酸盐：如NaAc，水电离产生的H+部分被阴离子结合生成了难电离的弱酸，故使溶液中c(OH-) c(H+)。 (

3、4)、酸式盐中NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4中酸根离子以电离为主，故显酸性而抑制水的电离，其余均以水解为主而促进水的电离。 6、盐类水解的应用：（1）配制溶液或制备物质时可能要考虑盐的水解： 配制弱碱盐溶液加酸、弱酸盐溶液加碱抑制水解。 盐溶液蒸干时：蒸发盐溶液时最终能否得到溶质，与溶质的稳定性、水解性、还原性等有密切的联系，若将蒸发所得固体进一步灼烧，所得产物还可能继续发生变化。 1蒸发不水解、加热也不分解、氧化的盐溶液，如NaCl、BaCl2、K2SO4等溶液，得到的晶体为该盐的晶体2蒸发能发生水解的盐溶液时： 蒸发易挥发性强酸弱碱盐溶液。如FeCl3、AlCl3、Al(NO3

4、)3、AlBr3等溶液，因为水解产物之一为挥发性物质，当加热蒸干其水份时得到氢氧化物，进一步灼烧得到金属氧化物。 难挥发的强酸弱碱盐溶液。如加热蒸干Al2(SO4)3、Fe2(SO4)3、CuSO4、KAl(SO4)2等，虽然加热促进了水解，但水解的产物之一H2SO4是高沸点强酸，所以最终会和另一产物Al(OH)3反应生成Al2(SO4)3加热蒸干仍得到原来的盐。加热能分解的盐溶液，如Ba(HCO3)2、Ca(HCO3)2等溶液，最后得到BaCO3、CaCO3；加热蒸干Mg(HCO3)2溶液，得到Mg(OH)2因为MgCO3在加热蒸干过程中会不断水解，生成溶解度更小的Mg(OH)2蒸发挥发性酸

5、的铵盐无剩余固体。NH4HCO3、(NH4)2CO3、NH4Cl等蒸发多元弱酸强碱的正盐溶液，如Na2CO3、Na3PO4、Na2SiO3、Na2S、NaAlO2、K2CO3等溶液，因为它们水解的产物无法脱离溶液体系会重新反应生成原物质，最后得到原溶质.还原性的盐蒸干时会被氧化。如蒸干FeSO4溶液，最后得到的是Fe2(SO4)3和Fe(OH)3的混合物。热蒸干Na2SO3溶液，得到Na2SO4；蒸干Fe(NO3)2溶液，最后得到的是Fe(OH)3这是因为，在蒸干过程中Fe2+易被氧化为Fe3+，而Fe3+水解生成Fe(OH)3，水解的另一产物HNO3不断挥发、分解，所以最后得到Fe(OH)3

6、若灼烧最后的氧化物。加热蒸干NaClO溶液，得到NaCl这是因为，NaClO易水解生成NaOH和HClO，而HClO不稳定，在加热时分解生成盐酸放出O2，盐酸与NaOH反应生成NaCl和H2O，所以最后得到NaCl (2) 判断或比较盐溶液的酸碱性强弱时要考虑盐的水解：越弱越水解越水解溶液的酸碱性越强。（3）比较溶液中离子浓度的大小时一般要考虑盐的水解：1O多元弱酸溶液，根据多步电离分析，以第一步电离为主，每一步电离依次减弱，2O多元弱酸的正盐溶液，首先以电离为主，再根据弱酸根的分步水解分析。3O多元弱酸的酸式盐溶液，要根据溶液的酸碱性判断酸式酸根的电离、水解程度。若水解程度大于电离程度溶液呈

7、酸性，如HSO3- 、H2PO4-。若水解程度小于电离程度溶液呈碱性，如HCO3- 、HS-。4O不同溶液中同一种离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对其影响的因素。5O混合液中各离子若能发生化学反应，则优先考虑化学反应，再分析反应后的情况。6O混合溶液中各离子浓度的比较，要综合分析电离、水解和守恒因素。比较溶液中粒子浓度的一般思路： 确定溶质； 分析溶质的电离和水解，并依据有关规律作出判断； 等式关系，分析守恒：电荷守恒、元素守恒（同一元素守恒、物料守恒、）、质子守恒（水的电离守恒、水电离生成的n(H)n(OH)）。方法：抓紧两个微弱、牢记三个守恒、掌握三种方法。两个微弱：弱电解质的电离和弱离

8、子的水解。三个守恒：电荷、物料、质子守恒。（对于复杂的等式要综合运用三个守恒）三种方法：比来源、比程度、比影响（反应、促进、抑制）（4）一些离子的共存要考虑盐的水解：考虑离子能否大量共存应从下面几个方面考虑：（1）离子间能否发生复分解反应不能大量共存，复分解反应发生的条件有：有难溶物、挥发性物质、难电离物质生成（2）离子间发生氧化还原反应不能大量共存（3）离子间能发生互促水解（双水解），若有一种水解产物离开体系则不能大量共存。方程式用=、。弱没有水解产物离开体系则可大量共存。常见的有：阳离子有：NH4+、Fe2+、Fe3+、Al3+阴离子有：CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SiO32-

9、、AlO2-、ClO-熟记： NH4+ Al3+ Fe3+( Fe2+) 士e FeS S2- CO32-(HCO3-) AlO2- 铵盐（NH4）2 CO3，NH4 HCO3）等因为NH3的溶解度大难以放出气体，双水解程度较小可以大量共存。若离子间既能双水解、又能发生氧化还原反应，以氧化还原反应为主。如：Fe3+、S2-若离子间既能双水解、又能发生复分解反应生成难溶盐，以生成溶解度小的为主。如：Fe2+、S2-以FeS为主【注意】判断离子是否大量共存还有许多隐含的条件，如“无色透明”、“强酸性”、“强碱性”、“pH=X”等。有色离子通常有：Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4既可以是强酸性

10、也可以是强碱性的条件是：能溶解Al(OH)3、Al2O3和Al,和Al反应能生H2的溶液（除H+、NO3和Al产生NO而不产生H2）、水电离产生c(H+)和c(OH)浓度都小于107 mol/L的溶液（水电离出c(H+)和c(OH)的乘积小于1014、抑制水的电离、一般为酸或碱）、水电离产生c(H+)和c(OH)浓度都大于107 mol/L的溶液（水电离出c(H+)和c(OH)的乘积大于1014、促进水的电离、一般为弱酸、弱碱溶液或加了活泼金属）。离子间能发生复分解反应的PO43、H2PO4不能大量共存。PO43+H2PO4=2HPO42（5）除杂时可能要考虑盐的水解。（6）一些溶液的保存要考

11、虑盐的水解。（7）生活中的应用热的纯碱溶液去污能力强 CO32- +H2OOH- + HCO3-明矾净水：Al3+3H2OAl(OH)3+3H+泡沫灭火器：Al3+3H2OAl(OH)3+3H+ HCO3- +H2OOH- + H2CO3 Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO2金属与氯化氨溶液反应：NH4+H2ONH3H2O + H+ Mg+2H+ =Mg2+H2一些化肥的使用：铵态氮肥、磷肥不能与草木灰混合施用：NH4+ + CO32- +H2ONH3H2O + HCO3-，CO32- +H2OOH- + HCO3-，H2PO4-+ OH-= HPO42-+H2O从而使肥效降低。土壤

12、改良：酸性土壤用碱性肥料K2CO3、碱性土壤用酸性肥料NH4Cl、（NH4）2SO4七、电离、水解方程式的书写原则1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写 H2S的电离H2S H+ + HS- ； HS- H+ + S2-Na2S的水解：H2O+ S2- HS- + OH- H2O + HS- H2S + OH- 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 Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+八、酸碱中和滴定1、定义：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、原理：H+

13、OH-H2O nH+=nOH- 3、关键：准确地测定两种溶液的体积；准确地判断滴定终点。4、酸碱指示剂的选择:须选用变色明显，变色范围的pH与恰好中和时的pH吻合的酸碱指示剂。通常是甲基橙或酚酞指示剂而不能选用石蕊试液（颜色变化不明显）。强酸强碱互滴酚酞无色粉红色强酸弱碱互滴甲基橙橙色黄色弱酸强碱互滴酚酞无色粉红色 指示剂的用量一般是2-3滴。当加一滴指示剂刚好变色，并在半分钟内不恢复原色，即认为已达到滴定终点。5、实验操作（1）、滴定管的结构：滴定管是内径均匀、带有刻度的细长玻璃管，可精确到0.1ml，上标有温度25，小刻度在上，大刻度在下。（2）、滴定管的使用：查漏、洗涤、润洗、装液、固定

14、、逐气、调液、读数。（3）、中和滴定操作实验步聚：取待溶液于锥形瓶中，滴入2-3指示剂。把锥形瓶放在滴定管的下面，并底垫一块白纸，小心滴液，边滴边摇动锥形瓶，直到因加入一滴溶液后，指示剂刚好变色，并在半分钟内不恢复原色，即认为已达到滴定终点，滴定结束。记录数据。重复2-3次。6、数据处理7、误差分析：误差分析依据：C待=C标V标/V待。实验操作中可能引起C标、V标、V待的变化，最终影响C待。c标V标C待，v标C待，v待测V标C待。8、 酸碱中和滴定的拓展应用（1）、氧化还原反应滴定法氧化还原滴定法是以溶液中氧化剂和还原剂之间的电子转移为基础的一种滴定分析方法。它以氧化剂或还原剂为滴定剂，直接滴

15、定一些具有还原性或氧化性的物质；或者间接滴定一些本身并没有氧化还原性，但能与某些氧化剂或还原剂起反应的物质。常见氧化性滴定剂有高锰酸钾、重铬酸钾、碘、碘酸钾等；还原滴定剂有亚铁盐、草酸类等。例：KMnO4滴定H2C2O4（KMnO4本身就可当指示剂、不用另找指示剂） 2MnO4-+6H+5H2C2O4=10CO2+2Mn2+8H2ONa2S2O3滴定I2溶液（用淀粉作指示剂） 2S2O32-+I2=S4O62-+2I-（2）双指示剂滴定法（滴定过程中有两个变色点）例1：盐酸滴定Na2CO3 第一阶段：Na2CO3+HCl=NaHCO3+H2O (用酚酞作指示剂）第二阶段： NaHCO3+HCl

16、=NaCl+CO2+H2O （用甲基橙作指示剂）例2：盐酸滴定NaOH和Na2CO3的混合液第一阶段：NaOH+HCl=NaCl+CO2+H2O Na2CO3+HCl=NaHCO3+H2O (用酚酞作指示剂）第二阶段： NaHCO3+HCl=NaCl+CO2+H2O （用甲基橙作指示剂）九、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。生成难溶电解质的反应为完全反应，用“=”。 （2）反应后离子浓度降至110-5mol/L以下的反应为完全反应，用“=”。如酸碱中和时c(H+)降至10-7mol/LK，过平衡状态，反应将逆向进行；（2） Qc=

17、K，平衡状态；（3） QcK，未平衡状态，反应将正向进行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）3、沉淀生成的三种主要方式 （1）加沉淀剂法：Ksp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pH值除某些易水解的金属阳离子：常加入难溶性的MO、M(OH)2、MCO3等除M2+溶液中易水解的阳离子。如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。 （3）氧化还原沉淀法：加氧化剂或还原剂将要除去的离子变成沉淀而除去（较少见）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：加水

18、；加热；减少生成物（离子）的浓度。使沉淀溶解的方法一般为减少生成物的浓度，因为对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。5、沉淀的转化： 溶液中的沉淀反应总是向着离子浓度减少的方向进行，简而言之，即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。6、四种动态平衡、五种平衡常数的比较比较项目化学平衡电离平衡水解平衡沉淀溶解平衡平衡特征五个字：逆、等、动、定、变V（正）=V（逆）V（离子化）=V（分子化）V（水解）=V（中和）V（沉淀）=V（溶解）存在条件一定条件下的可逆反应一定条件下弱电解质的水溶液一定条件下含弱离子的盐溶液一定条件下难溶电解质的饱和溶液影响因素（外因）温度、浓度、压强温度、