高中化学选修四第三章水溶液中的离子平衡

同学们昨天问化学姐水溶液中离子平衡怎么才能学好,化学姐今天就给大家汇总了有关高中化学离子平衡的必考知识点,掌握这些,轻松征服离子平衡!赶紧来看看本张思维导图吧!

水溶液中的离子平衡

• 难溶电解质的溶解平衡
  • 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。
    • 2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[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。
  • 2、溶解平衡方程式的书写
  • 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：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
    • （3）氧化还原沉淀法：
    • （4）同离子效应法
  • 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：①酸碱；②氧化还原；③ 沉淀转化
  • 5、沉淀的转化
    • 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、溶度积（KSP）
    • 1、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。
    • 2、表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq) KSP= [c(An+)]m •[c(Bm-)]n
    • 3、影响因素
      • ①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
      • ②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。
    • 4、溶度积规则
      • QC（离子积）〉KSP 有沉淀析出
      • QC= KSP 平衡状态
      • QC〈KSP 未饱和，继续溶解
• 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。
    • 子主题
  • 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。
  • 5、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）
  • 6、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
  • 7、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：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
• 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。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。
• 水的电离和溶液的酸碱性
  • 1，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 。
        • 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
• 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）
• 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。
• 强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律
• 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
  • 9、水解平衡常数 （Kh）
    • 对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数) 对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）
    • 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
        • 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
• 溶液中微粒浓度的大小比较
  • 基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系
    • ①电荷守恒：:任何溶液均显电 中 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和
    • ②物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒）某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和
    • ③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。