水溶液中离子反应与平衡

这是一篇关于水溶液中离子反应与平衡的思维导图，包含电离平衡、水的电离和溶液的PH、盐类水解、 沉淀溶解平衡等。

水溶液中的离子反应与平衡

• 电离平衡
  • 强电解质和弱电解质
    • 强电解质与弱电解质的比较
      • 强电解质：概念（在水中能完全电离的电解质），电离过程（不可逆），电离程度（完全电离），水溶液存在离子（电解质电解的阴阳离子）
      • 弱电解质：概念（在水中部分电离的电解质），电离过程（可逆），电离程度（部分电离），水溶液存在离子（电解质电离的阴阳离子和弱电解质分子）
    • 强、弱电解质与物质的分类
      • 电解质
        • 强电解质
          • 强酸：HCI、HBr、HI、HNO3、H2SO4、HCIO4等
          • 强碱：NaOH、KOH、Ba（OH)2等
          • 大多数盐：NaCI、KNO3、CaCO3、BaSO4等
        • 弱电解质
          • 弱酸：HCIO、H2CO3、CH3COOH、H2SO3、H2S
          • 弱碱：NH3-H2O、Fe（OH）3、Cu（OH）2等
          • 极少数盐
          • 水
  • 弱电解质的电离平衡
    • 电离方程式
      • 概念：电离（电解质溶于水或受热融化时，形成自由移动的离子的过程）
      • 电离方程式的书写
        • 强电解质：书写（全部电离，用“=”连接）
        • 弱电解质
          • 一元弱酸和一元弱碱：书写（部分电离，用“可逆符号”）
          • 多元弱酸：书写（分步电离，分步书写，以第一步为主）
          • 多元弱碱：书写（分步电离，一般按一步电离书写）
    • 弱电解质的电离平衡
      • 电离平衡的建立：电离初始，弱电解质分子电离成离子的速率随其分子浓度的减小而减小；则形成分子的速率随离子浓度的增大而增大，一段时间后，达到平衡。
      • 电离平衡影响因素
        • 内因：弱电解质本身的性质（主要因素），相同条件下，电解质越弱，电离程度越小。
        • 外因
          • 温度：电离是吸热过程，升温，电离平衡正向移动，电离程度增大。
          • 浓度：1.增大弱电解质的浓度，电离平衡正向移动，但电离程度减小。2.加水稀释，电离程度减小。
          • 同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与弱电解质电离产生离子相同的电解质，电离平衡逆向移动，电离程度减小。
          • 化学反应：加入与弱电解质电离产生的离子反应的某物质，电离平衡正向移动，电离程度增大。
  • 电离平衡常数
    • 概念
    • 表示方法
      • 1.一元弱酸和一元弱碱的电离平衡常数（一步电离，直接书写，用“Ka/Kb”表示）
      • 2.多元弱酸的电离常数（分步电离，依次用“Ka1、Ka2”表示）
    • 电离平衡常数的影响因素
      • 内因：弱电解质本身性质
        • 相同条件下，弱酸（或弱碱）的酸性（或碱性）越强，电离常数越大。
      • 外因：温度
        • 升温，电离常数增大。
    • 电离平衡常数的应用
      • 1.比较酸性（碱性）的相对强弱：相同温度下，等浓度弱酸（或弱碱）的电离常数越大，酸性（或碱性）越强；反过来说也成立。
      • 2.比较酸根离子结合质子（即H+）的能力和弱碱阳离子姐OH-的能量：相同条件下，酸性越弱，对于酸根离子结合氢离子（H+）的能力越强；同样，碱性越弱，对应弱碱阳离子结合OH-的能力越强。
• 水的电离和溶液的PH
  • 水的电离
    • 水的电离的五大特点
      • 弱：微弱电离
      • 逆：可逆反应
      • 等：电离产生的H+和OH-浓度相等
      • 定：条件不变，电离产生的H+和OH-浓度不变
      • 变：动态平衡
    • 水的离子积常数
      • 概念：一定温度下，水电离达到平衡，电离的H+和OH-浓度之积为一个常数，记作“Kw”
      • 表达式：Kw=c（H+）x c（OH-）
      • 影响因素：1.Kw只与温度有关，与溶液酸碱性无关。升温，则Kw增大。2.常温下，Kw=c（H+）x c（OH-)=1x10负十四
  • 溶液的酸碱性与PH
    • 溶液的酸碱性及判断
      • 酸性溶液：c（H+)>c（OH-）
      • 中性溶液：c（H+）=c（OH-）
      • 碱性溶液：c（H+）<c（OH-）
    • 溶液PH
      • PH是c（H+）的负对数，即PH=-lgc（H+）
      • c（H+）=10-PH mol|L，c（OH-）=10PH-14 mol|L
    • 溶液PH的测定方法
      • 酸碱指示剂
        • 酚酞：遇酸(无色）遇碱（红色）
        • 石蕊：遇酸（红色）遇碱（蓝色），一般不用石蕊来测
        • 甲基橙：遇酸（红色）遇碱（黄色）
      • PH试纸法
        • 使用时的注意事项：1.不能将试纸先用蒸馏水湿润测，否则会将待测液稀释，使测试值不准。2.不能测量具有漂白性的溶液。
  • 酸碱中和滴定
    • 概念：依据中和反应，用已知浓度的酸（碱）来测定未知浓度的碱（酸）的方法
    • 原理：在反应中，酸提供的（H+）与碱提供的（OH-）的物质的量相等，即c（H+）x V酸=c（OH-）x V碱
    • 滴定仪器：碱式滴定管、酸式滴定管、锥形瓶、容量瓶、铁架台
    • 滴定试管的使用方法
      • 查（看滴定管是否漏水）
      • 洗（用蒸馏水洗滴定管2~3次）
      • 润（用待测液润洗滴定管2~3次）
      • 装（酸碱反应液装进对应试管）
      • 排（调整滴定管活塞，排尖嘴气泡）
      • 记
    • 中和滴定过程
      • 1.装标准液（酸式滴定管装入HCl溶液，赶走气泡）
      • 2.量待测液（碱式滴定管装入待测溶液NaOH，赶气泡，向锥形瓶滴25ml溶液且滴入2滴酚酞使其变红。）
      • 3.滴定操作（锥形瓶放酸式滴定管下方且放一张纸，边滴边摇接近终点改滴半滴，直到加入半滴后，溶液从粉红色刚好变为无色，且半分钟不变色为止。如此即达到滴定终点）
      • 4.重复实验2次
      • 5.处理数据（取三次滴定体积平均值，计算待测溶液中NaOH的物质的浓度）
  • 酸碱中和滴定的误差分析
    • 误差分析依据：c待测=c标准x V标准\V待测（c标准，V待测为定值。c待测大小取决于V标准的大小）
    • 误差分析方法归纳
      • 洗涤
        • 酸式滴定管未用标准溶液润洗（V酸变大，c碱偏高）
        • 碱式滴定管未用标准溶液润洗（V酸变小，c碱偏高）
        • 锥形瓶用待测溶液润洗（V酸变大，c碱偏高）
        • 锥形瓶洗尽后留有蒸馏水（V酸不变，c碱不影响）
      • 取液
        • 放出碱液的滴定管开始时尖嘴有气泡，放出液态后气泡消失（V酸变小，c碱偏低）
      • 滴定
        • 酸式滴定管滴定前尖嘴有气泡，滴定终点气泡消失。（V酸变大，c碱偏高）
        • 振荡锥形瓶时部分液体溅出（V酸变小，c碱偏小）
        • 部分酸液滴出锥形瓶外（V酸变大，c碱偏高）
        • 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后加半滴NaOH溶液无变化（V酸变大，c碱偏高）
      • 读数
        • 酸式滴定管滴定后，仰视读（V酸变小，c碱偏低）
        • 酸式滴定管滴定后，俯视读（V酸变大，c碱偏高）
• 盐类水解
  • 盐溶液的酸碱性
    • 盐的类型与溶液的酸碱性关系：强酸强碱盐（盐溶液呈中性）、强酸弱碱盐（盐溶液呈酸性）、强碱弱酸盐（盐溶液呈碱性）
    • 判断依据：看形成盐的酸和碱的强弱（盐不能电离出H+和OH-）
  • 盐溶液呈现不同酸碱性的原因
    • 盐溶于水后的酸碱性
      • 强酸弱碱盐：某盐离子电离的阳离子与水电离的氢氧根离子结合使电离向正向移动，所以消耗了氢氧根离子使c（H+）>c(oH）
      • 强碱弱酸盐：某盐电离的阴离子与水电离的氢离子结合，使平衡正向移动，消耗了氢离子使c（H+）<c（OH-）。有的离子方程要分步电离。
      • 常见的强酸弱碱盐（铵盐、可溶性铜盐、铁盐、亚铁盐、铝盐、镁盐。 常见的强碱弱酸盐（钠盐、钾盐）。强酸强碱不发生水解。
  • 盐类的水解
    • 盐类的水解及实质
      • 定义：在水溶液中，盐电离出的离子与水电离的离子结合合成弱电解质的反应。
      • 实质：盐电离出的弱碱阳离子（结合OH-）或弱酸根阴离子（结合H+）生成弱电解质（破坏了水的电离平衡，促进了水的电离）所以会呈现不同的酸碱性。
    • 盐类水解规律
      • 概括：”有弱才水解，无弱不水解““谁弱谁水解，都弱都水解”“越弱越水解，谁强显谁性”
      • 具体分析：即假如，电离出的弱酸根离子，则会导致水溶液的OH-增大。而当它越弱则OH-的离子就会越大。其它的一样的原理。
    • 盐类水解反应的特征
      • 特征：可逆（水解反应为可逆反应）、吸热（水解反应为吸热反应）、微弱（水解反应通常很微弱）
    • 盐类水解的离子方程式
      • 一般式：阴离子（弱酸根离子+水 可逆符号 弱酸+OH-）
      • 两类盐的水解反应
        • 多元弱酸盐
        • 多元弱碱盐
  • 影响盐类水解的主要因素
    • 盐的性质对水解的影响：反应物的性质、反应条件的改变
    • 反应条件的影响
      • 温度：因为是吸热反应，所以升温，水解正向移动，水解程度加大，反之相反
      • 浓度：增大盐的浓度，水解正向移动，水解程度减小；加水稀释，减小盐的浓度，水解正向移动，水解程度增大。
      • 酸碱性：加酸，促进弱酸根离子阴离子的水解，抑制了弱碱阳离子的水解。加碱，促进弱碱阳离子的水解，抑制弱酸根阴离子的水解
  • 盐类水解的应用
    • 盐的水解常数
      • HA表酸，MOH表碱，MA表生成的盐，所以平衡常数表示为Kh=c（HA）x c（MOH）\c（A-）。Kh只受温度影响（因为反应是吸热反应）。
      • 与电离平衡常数、水的离子积常数的关系：Kh=Kw\Ka，Kh=Kw\Kb。
• 沉淀溶解平衡
  • 沉淀溶解平衡及影响因素
    • 沉淀溶解平衡
      • 概念：一定温度下，沉淀和溶解的速率相等时，建立动态平衡。
      • 表达式：难溶电解质AmBm的沉淀溶解平衡一般表示为AmBm（s）可逆符号mAn+（aq）+nBm-（aq）
      • 特征：逆、动、等、定（微粒浓度不变化），即溶液达到饱和）、变（条件改变，平衡发生移动）
    • 沉淀溶解平衡的影响因素
      • 内因：难溶电解质本身的性质
      • 外因
        • 温度：升温，大多数沉淀溶解平衡向沉淀溶解方向移动（大多数难溶电解质溶解为吸热）
        • 浓度：加水稀释，平衡向沉淀溶解方向移动，但离子浓度可能不变
        • 同离子效应：加入难溶电解质相同离子，平衡向沉淀析出方向移动
        • 反应离子：加入消耗难溶物离子的物质，平衡向沉淀溶解方向移动
  • 溶度积
    • 溶度积常数
      • 概念：与电离平衡、水解平衡一样，即平衡常数。
      • 表达式：Ksp=c
      • 意义：Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。对相同类型的难溶电解质（即阴阳离子的个数比相同），Ksp数值越大，其在水中的溶解能力越强。
      • 溶度积规则
        • Q>ksp（溶液有沉淀析出）、Q=Ksp（沉淀与溶解处于平衡状态）、Q<Ksp（溶液无沉淀析出）
  • 沉淀溶解平衡的应用