知识点高二化学水溶液中的离子平衡_化学知识点-查字典化学网

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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。

2、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：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质 ③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。

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。

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。C、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。

9、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)

10、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 A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]

11、影响因素：

a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。

C、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：

H2SO3H3PO4CH3COOHH2CO3HClO

二、水的电离和溶液的酸碱性

1、水电离平衡：:

水的离子积：KW = c[H+]?c[OH-]

25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]?[OH-] = 1*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，适用于任何溶液(酸、碱、盐)

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：

①酸、碱：抑制水的电离 KW〈1*10-14

②温度：促进水的电离(水的电离是吸热的)

③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉 1*10-14

4、溶液的酸碱性和pH：

(1)pH=-lgc[H+]

(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 3.1~4.4(橙色) 石蕊5.0~8.0(紫色) 酚酞8.2~10.0(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：①事先不能用水湿润PH试纸;②广泛pH试纸只能读取整数值或范围

三、混合液的pH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+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)

2、强碱与强碱的混合：(先求[OH-]混：将两种酸中的OH 离子物质的量相加除以总体积，再求其它) [OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2) (注意 :不能直接计算[H+]混)

3、强酸与强碱的混合：(先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+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)

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〈 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);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。

五、强酸(pH1)强碱(pH2)混和计算规律 w.w.w.zxxk.c.o.m

1、若等体积混合

pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7

pH1+pH215 则溶液显碱性pH=pH2-0.3

pH1+pH213 则溶液显酸性pH=pH1+0.3

2、若混合后显中性

pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1

pH1+pH214 V酸：V碱=1：10〔14-(pH1+pH2)〕

六、酸碱中和滴定：

1、中和滴定的原理

实质：H++OH=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。

2、中和滴定的操作过程：

(1)仪②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。②滴定管可以读到小数点后一位。

(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、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=

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(只有可溶于水的盐才水解)

1、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OH-结合生成弱电解质的反应。

2、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。

3、盐类水解规律：

①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。 ②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 NaHCO3)

4、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：

①温度：温度越高水解程度越大 (水解吸热，越热越水解)

②浓度：浓度越小，水解程度越大 (越稀越水解)

③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)

6、酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：如HSO4- 显酸性

②电离程度水解程度，显酸性 (如: HSO3- 、H2PO4-)

③水解程度电离程度，显碱性 (如：HCO3- 、HS- 、HPO42-)

7、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

8、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 ①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸 Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ ②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+H2O

5、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)-