高中化学第八章 水溶液中的离子平衡知识点总结

1、 四、实验操作（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例）1滴定前的准备检漏I检查滴定管活塞是否漏水洗涤I先用蒸馏水“洗”，再用待装液“润洗”滴定管装、排一滴定管中“装”液至0刻度以上，并“排”气泡调、读一调整液面至0或0刻度以下，并读数注、加将一定体积的碱液注入锥形瓶，并加指示剂吊眾提猶酸式滴定管的查漏：向滴定管中装入一定体积的水，固定在滴定管夹上直立静置两分钟，观察有无水滴滴下，然后将活塞旋转180,再静置两分钟，观察有无水滴滴下，若均不漏水，滴定管即可使用。2滴定右丁摇动左右丁摇动左于-控制精定什淸亍嗜一呢睛注视锥/形瓶内洗我制色燮化3终点判断当滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色（酚酞作指

2、示剂），且在半分钟内不恢复原色，视为滴定终点并记录标准液的体积。巧丹提稿滴定终点是指示剂颜色的突变点，不是恰好中和的点，也不是pH等于7的点。4数据处理按上述操作重复23次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c（NaOH）=C计算。五、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）=标待测：）标准），因c（标准）与V（待测）已确定，因此只要分析出不正确的操作引起V（标准）的变化，即分析出结果。（标准）变大，则c（待测）偏高;V（标准）变小，则c（待测）偏低。2常见误差以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液（酚酞作指示剂）为例，常见的因操作不正确而引起的误差有步骤操作

3、V（标准）c（待测）洗涤酸式滴定管未用标准酸溶液润洗变大偏咼碱式滴定管未用待测溶液润洗变小偏低锥形瓶用待测溶液润洗变大偏咼锥形瓶洗净后还留有蒸馏水不变无影响取液取碱液的滴定管开始有气泡，读数时气泡消失变小偏低滴定酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失变大偏咼振荡锥形瓶时部分液体溅出变小偏低部分酸液滴在锥形瓶外变大偏咼读数酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯）变小偏低酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰）变大偏咼六、常用量器的读数方法1平视读数（如图1）：实验室中用量筒、移液管或滴定管量取一定体积的液体，读取液体体积时，视线应与凹液面最低点保持水平，视线与刻度

4、的交点即为读数（即“凹液面定视线，视线定读数”）。2俯视读数（如图2）：当用量筒测量液体的体积时，由于俯视视线向下倾斜，寻找切点的位置在凹液面的上侧，读数高于正确的刻度线位置，即读数偏大。3仰视读数（如图3）：读数时，由于视线向上倾斜，寻找切点的位置在液面的下侧，因滴定管刻度标法与量筒不同，这样仰视读数偏大。第三讲盐类的水解考点1盐类的水解及其规律一、实质一、实质弱酸的阴离子弱酸的阴离子弱碱的阳离子结合H结合0圧牛成弱电解质f破坏了水的电离平衡f水的电离程度增大fc(H+)Mc(OH-)-溶液呈碱性或酸性。二、特点水解反应是可逆反应水解反应是髓碱屮也反应的逆反应，反应吸热水解反应程度很微弱三、

5、规律有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。盐的类型强酸强碱盐强酸弱碱盐弱酸强碱盐实例NaCl、KNO3NH4CI、Cu(NO3)2CH3COONa、Na2CO3是否水解否是是水解的离子NH+、Cu2+CH3COO-、CO3-溶液的酸碱性中性酸性碱性溶液的pH(25C)pH三7pH7四、水解方程式的书写1一般要求-般盐类水性解程度很小物很少气休或沉淀不标“人”或.；J易分解产物(如NH,HJ等)不写其分解产物的形式-般盐类水性解程度很小物很少例如：nh4ci的水解离子方程式为NH+H2Onh3_h2o+h+。2三种类型的盐的水解方程式的书写多元弱酸盐的水解：分步进行，以第一步为主，一般

6、只写第一步水解。例如：Na2CO3的水解离子方程式为CO|-土HOHCOT土QHz。多元弱碱盐水解：方程式一步写完。例如：FeCl3的水解离子方程式为Fe3+3H2QFe(QH)3+3H+。有些阴、阳离子相互促进的水解：水解相互促进进行到底时，书写时要用“=”“f”“(”等。例如：NaHCQ3与A1C13混合溶液反应的离子方程式为A13+3HCQf=A1(QHI+3CQ2仁考点2盐类水解的影响因素1内因弱酸阴离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解。例如：酸性：CH3CQQHH2CQ3*相同条件下相同浓度的NaHCQ3、CH3CQQNa溶液的pH大小关系为NaHCQ尹CHfQQNa。2

7、外因影响因素水解平衡水解程度水解产生离子的浓度温度升高右移增大增大浓度增大右移减小增大减小(即稀释)右移增大减小外加酸碱酸弱碱阳离子水解程度减小碱弱酸阴离子水解程度减小考点3盐类水解的应用1盐类水解的应用应用举例判断溶液FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3+3H2QFe(QH)3+3H+的酸碱性判断酸性强弱NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10,则酸性：HXHYHZ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胶体的制取制取Fe(OH)3胶体的离子方程式：F

8、e3+3H2O=e(OH)3(胶体)+3H+物质的提纯除去MgCl2溶液中的Fe3+,可加入MgO、镁粉、Mg(OH)2或MgCO3泡沫灭火器的原理成分为NaHCO3与A12(SO4)3，发生反应为Al3+3HCO-=A1(OHR；+3CO2f作净水剂明矶可作净水剂，原理为Al3+3H2OA1(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溶液可作焊接时的除锈剂2盐溶液蒸干时所得产物的判断盐溶液水解生成难挥发性酸时，酸根阴离子易水解的强碱盐蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。盐溶液

9、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A1(OH)3，灼烧得Al2O3。考虑盐受热时是否分解，如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2CaCO3(CaO)；NaHCO3Na2CO3；KMnO4K2MnO4和MnO2；NH4ClNH3f+HC1f。还原性盐在蒸干时会被O2氧化，如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。弱酸的铵盐蒸干后无固体，如NH4HCO3、(NH4)2CO3。考点4溶液中粒子浓度的大小比较1注意两大理论，构建思维模型(1)电离理论弱电解质的电离是微弱的，电离产

10、生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离，如氨水溶液中:c(NH3H2O)c(OH-)c(NHt)o多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离。如在H2S溶液中：c(H2S)c(H+)c(HS-)c(S2(2)水解理论弱离子的水解损失是微量的(水解相互促进的除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H+)或碱性溶液中c(OH-)总是大于水解产生的弱电解质的浓度。如NH4C1溶液中:c(C卜)c(NH+)c(H+)c(NH3H20)。多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：c(CO3-)c(HCO-)c(H2COJ。2把握三种守恒，明确等量关系电荷守

11、恒f注重溶液呈电中性溶液中所有阳离子所带的正电荷总浓度等于所有阴离子所带的负电荷总浓度。如NaHCO3溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(HCO-)+2c(CO3)+c(OH-)。物料守恒f注重溶液中某元素的原子守恒在电解质溶液中，粒子可能发生变化，但变化前后其中某种元素的原子个数守恒。如0.1molL-iNaHCO3溶液中：c(Na+)=c(HCO-)+c(CO3)+c(H2CO3)=0.1moLL-1。质子守恒f注重分子或离子得失H+数目不变在电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H+)的得失，但得到的质子数等于失去的质子数。如Na2S水溶液中的质子转移如图所示：(得质

12、子)(基准态物质)夾质子)一世】防-rL()5_OH-由图可得Na2s水溶液中质子守恒式：c(OH-)=c(H+)+2c(H2S)+c(HS-)。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。Na2S水溶液中电荷守恒式为c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)，物料守恒式为c(Na+)=2c(HS-)+c(S2-)+c(H2S)1，由式一式消去没有参与变化的Na+,即可得质子守恒式：c(OH-)=c(H+)+2c(H2S)+c(HS-)。第四讲难溶电解质的溶解平衡考点1沉淀溶解平衡及其应用一、沉淀溶解平衡1沉淀溶解平衡的概念在一定温度下，当难溶电解质溶于水

13、形成饱和溶液时，溶解速率和生成沉淀速率相等的状态。2沉淀溶解平衡的建立vV固体溶解溶解沉淀固体溶质溶解溶液中的溶质v溶解三v沉淀，溶解平衡沉淀沉淀丄L0为例外界条件移动方向平衡后c(Ag+)平衡后c(Cl-)Ksp升高温度正向增大增大增大加水稀释正向不变不变不变加入少量AgNO3逆向增大减小不变通入HC1逆向减小增大不变通入h2s正向减小增大不变三、沉淀溶解平衡的应用1.沉淀的生成(1)调节pH法如除去CuCl2溶液中的杂质FeCl3，可以向溶液中加入CuO,调节溶液的pH，使Fe3+形成Fe(OH)3沉淀而除去。离子方程式为Fe3+3HQ一Fe(OH)3+3H+、CuO+2H+=Cuz+H2

14、O。(2)沉淀剂法如用H2S沉淀Cu2+,离子方程式为H2S+Cu2+=CuSl+2H+。2沉淀的溶解酸溶解法如CaCO3溶于盐酸，离子方程式为CaCO3+2H+=C+H2O+CO2仁盐溶液溶解法如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为Mg(OH)2+2NH+=M孚+2NH于屯0。配位溶解法如AgCl溶于氨水，离子方程式为AgCl+2NH3H2O=Ag(N耳)2+C卜+2H2O。3沉淀的转化实质：沉淀溶解平衡的移动。如MgCl2溶液入Na0(少量)Mg(OH)2加入Fe(OH)3，则溶解度:Mg(OH)2Fe(OH)3。规律一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现，沉淀的溶解度差别越大，越容易转化。(3)应用锅炉除垢：将CaSO4转化为CaCO3，离子方程式为CaSO4+CO-=CaCq+SO2-。矿物转化：CuSO4溶液遇ZnS转化为CuS，离子方程式为ZnS+Cu2+=CuS+Zn2+。考点2溶度积常数及其应用1溶度积和离子积以A科B”(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)为例:溶度积离子积概念沉淀溶解的平衡常数溶液中有关离子浓度幂的乘积符号KspQc表达式K(AB)=Cm(An+)Cn(Bm-)，spmn/式中的浓度都是平衡浓度Qc(AmB/=Cm(An+)Cn(Bm-)，式中的浓度是任意时刻的浓度应用判断在一定条件下沉