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、NH3·H2O、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

2、导电3、强电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pH>2；（3）测NaAc溶液的pH值； （4）测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pH<a +2（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H

3、Ac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最佳的方法是（3）和（4）；最难以实现的是（6）（7），5、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA)pH(HB) (2)pH值相同时，溶液的浓度CHACHB(3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHApHHB6、酸的酸性强弱与溶液的酸性强弱的联系与区别酸的酸性强弱是指酸电离出H+的难易（越易电离出H+，酸的酸性越强）；溶液酸性的强弱是指溶液中H+的

4、相对大小（H+浓度越大，溶液的酸性越强）。溶液的酸性可能是由酸电离产生的H+而引起的，也可能是由强酸弱碱盐水解而引起的。7、溶液的导电性与电解质强弱的联系与区别溶液的导电性仅与溶液中的离子浓度及离子所带电荷数的多少相关。电荷数相同时，离子浓度越大，导电性越强；离子浓度相同时，离子所带电荷数越多，溶液导电性越强；电解质溶液导电的同时一定发生电解！电解质的强弱是指电解质在水中的电离程度。电解质越强，在水中就越完全电离，反之就越难电离。相同条件下，强电解质溶液的导电性比弱电解质的强（即导电性对比实验）。二、水的电离和溶液的酸碱性1、水离平衡：H2OH+ + OH- 水的离子积：KW = CH+

5、83;COH- 25时, CH+=COH- =10-7 mol/L ; KW = CH+·COH- = 10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定 KW不仅适用于纯水，适用于任何水溶液（酸、碱、盐） KW = CH+(aq)·COH-(aq)2、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：温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）酸、碱 ：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）活泼金属、易水解的盐：促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）4、溶液的酸碱性和pH： （1）pH=

6、-lgCH+ 注意：酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ；pH7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）； 碱性溶液不一定是碱溶液（可能是 溶液）。（2）pH的测定方法：酸碱指示剂甲基橙、石蕊、酚酞pH试纸 最简单的方法。 操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。注意：事先不能用水湿润PH试纸；只能读取整数值或范围 用湿润的pH试纸测某稀溶液的pH，所测结果 （填“偏大”、“偏小”、“不变”或“不能确定”），理由是 。（3）常用酸碱指示剂及其变色范围：指示剂变色范围的PH石蕊5红色58紫色8蓝色甲基橙3.1红色3.14.4橙

7、色4.4黄色酚酞8.2无色8.210浅红10红色试根据上述三种指示剂的变色范围，回答下列问题：强酸滴定强碱最好选用的指示剂为： ，原因是 ；强酸滴定弱碱最好选用的指示剂为： ，原因是 ；中和滴定不用石蕊作指示剂的原因是 。三 、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：（先求CH+(混)：将两种酸中的H+物质的量相加除以总体积，再求其它）2、强碱与强碱的混合：（先求COH-(混)：将两种酸中的OH-物质的量相加除以总体积，再求其它） (注意 :不能直接计算CH+(混)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+物质的量除以溶液总体

8、积求CH+(混)；OH-有余，则用余下的OH-物质的量除以溶液总体积求COH-(混)，再求其它） 注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！ 将pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；将pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；20mLpH=5的盐酸中加入1滴（0.05mL）0.004mol/LBa(OH)2溶液后pH= 。 (1.3；11.7；9)四、稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n （但始终不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀

9、pH原+n （但始终不能大于或等于7）3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原n （但始终不能小于或等于7）4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀pH原n （但始终不能小于或等于7）5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；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。五、“酸、碱恰好完全反应”酸碱性判断方法1、酸、碱恰好反应：看盐的水解判断溶液酸碱性。（无水解，呈中性）2、自由H+与OH-恰好中和，即“14规则：pH之和为14的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显中性。”原因：弱者大量剩余，弱者电离显性。（无弱者，呈中性）六、盐类的水解（只有可溶于

10、水的盐才水解）1、盐类水解规律：有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解、越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进。2、盐类水解的特点：（1）可逆 （2）程度小 （3）吸热3、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）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；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解） 4、酸式盐溶液的酸碱性：只电离不水解：如HSO4- 电离程度水解程度，显酸性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度电离程度，显碱性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）5、酸碱盐对水的电离的影响 （1）、水中

11、加酸：酸电离出的H+使平衡H2O H+ + OH-逆移，溶液中c(H+)主要是酸电离产生的，只有极小部分由水电离产生（可忽略）；c(OH-)全由水电离产生。 （2）、水中加碱：碱电离出的OH-使平衡H2O H+ + OH-逆移，溶液中c(OH-)主要是碱电离产生的，只有极小部分由水电离产生（可忽略）；c(H+)全由水电离产生。 (3)、正盐溶液中的c(H+)、c(OH-)均由水电离产生： （1）强酸弱碱盐：如AlCl3，水电离产生的OH-部分被阳离子结合生成了难电离的弱碱，故使溶液中c(H+)>c(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

12、酸，故使溶液中c(OH-) > c(H+)。 (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

13、强酸弱碱盐溶液。如FeCl3、AlCl3、Al(NO3)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

14、会不断水解，生成溶解度更小的Mg(OH)2蒸发挥发性酸的铵盐无剩余固体。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

15、产物HNO3不断挥发、分解，所以最后得到Fe(OH)3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

16、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

17、三个守恒、掌握三种方法。两个微弱：弱电解质的电离和弱离子的水解。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

18、：CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SiO32-、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

19、：Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4既可以是强酸性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（

20、5）除杂时可能要考虑盐的水解。（6）一些溶液的保存要考虑盐的水解。（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+H2ONH3·H2O + 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- +H2ONH3·H2O + HCO3-，CO32- +H2OOH- +

21、HCO3-，H2PO4-+ OH-= HPO42-+H2O从而使肥效降低。土壤改良：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

22、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+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2

23、5，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、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

24、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：Na

25、2CO3+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）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1×10-5mol/L以下的反应为完全反应

26、，用“=”。如酸碱中和时c(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。 （7）Qc与K Qc为浓度商：是指刚开始反应（但未反应）时平衡体系各物质浓度幂次方之积之比（对于溶液是指混合后但不反应时的浓度） K为平衡常数：是指可逆反应达到平衡时体系各物质浓度幂次方之积之比。在化学平衡、电离平衡、水解平衡、溶解平衡四大平衡中分别有不同的名称：化学平衡常数(K)、电离常数(Ka)、水解常数(Kh)、溶度积(Ksp)。Qc与K的相对大小可反映出体系是否为平衡状态：（1） Qc>K，过平衡状态，反应将逆向进行；（2） Qc=K，平衡状态；（3） Q