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（9）水溶液中的離子平衡—高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)大單元知識(shí)清單
一、弱電解質(zhì)的電離平衡
1.弱電解質(zhì)的電離平衡
(1)電離平衡的建立
在一定條件下(溫度、濃度)，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都保持不變時(shí)的狀態(tài)。 平衡建立過(guò)程的v-t圖像如圖所示。
(2)弱電解質(zhì)的電離平衡特征
(3)影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素
①溫度：由于電離過(guò)程吸熱，升高溫度，電離平衡向電離的方向移動(dòng)；降低溫度，電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。
②濃度：電解質(zhì)溶液的濃度越小，它的電離程度就越大。
③其他因素：加入含有弱電解質(zhì)離子的強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)；加入能與弱電解質(zhì)離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，電離平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。
【外界條件對(duì)電離平衡的影響(以CH3COOHCH3COO－＋H＋為例)】
條件改變 平衡移動(dòng) 電離程度 n(H＋) c(H＋) 導(dǎo)電能力
加水 正向 增大 增大 減小 減弱
升溫 正向 增大 增大 增大 增強(qiáng)
加醋酸鈉(s) 逆向 減小 減小 減小 增強(qiáng)
通HCl(g) 逆向 減小 增大 增大 增強(qiáng)
加NaOH(s) 正向 增大 減小 減小 增強(qiáng)
2.電離常數(shù)
(1)概念：一定溫度下，當(dāng)弱電解質(zhì)在水溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中弱電解質(zhì)電離形成的各種離子的濃度的乘積與溶液中未電離的分子的濃度之比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫作電離平衡常數(shù)，用K表示。(酸用Ka表示，堿用Kb表示)
(2)表示方式
①對(duì)于一元弱酸HA：HAH++A-，平衡常數(shù)K=。
②對(duì)于一元弱堿BOH：BOHB++OH-，平衡常數(shù)K=。
③多元弱酸是分步電離的，各級(jí)電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1 K2…，所以其酸性主要決定于第一步電離。例如：H2SH++HS-， Ka1=；HS-H++S2-，Ka2 =。
(3)關(guān)于電離常數(shù)的理解與應(yīng)用
①電離常數(shù)的大小由物質(zhì)本身的性質(zhì)決定，同一溫度下，不同弱電解質(zhì)的電離常數(shù)不同，K值越大，電離程度越大。
②同一弱電解質(zhì)在同一溫度下改變濃度時(shí)，其電離常數(shù)不變。
③電離常數(shù)K只隨溫度的變化而變化，升高溫度，K值增大。
④多元弱酸電離常數(shù)：K1＞K2＞K3，其酸性主要由第一步電離決定，K1值越大，相應(yīng)酸的酸性越強(qiáng)。
二、水的電離
1.水的電離：水是極弱的電解質(zhì)，水的電離方程式：H2O+H2OH3O++OH-或 H2OH++OH-。
2.水的離子積常數(shù)：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
①室溫下：Kw＝1×10－14。
②影響因素：只與溫度有關(guān)，升高溫度，Kw增大。
③適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。
④Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要溫度不變，Kw不變。
3.影響
條件變化 移動(dòng)方向 c(H+) c(OH-) Kw 電離程度
升溫 右移 增大 增大 增大 增大
加酸 左移 增大 減小 不變 減小
加堿 左移 減小 增大 不變 減小
加活潑金屬 右移 減小 增大 不變 增大
加醋酸鈉 右移 減小 增大 不變 增大
加氯化銨 右移 增大 減小 不變 增大
三、溶液的酸堿性與pH
1.溶液的酸堿性與c(H＋)、c(OH－)的關(guān)系(選填“＞”“＜”或“＝”)
c(H＋)與c(OH－)的關(guān)系 c(H＋)的范圍(25 ℃)/(mol·L－1)
中性溶液 c(OH－)＝c(H＋) c(H＋)＝1.0×10－7
酸性溶液 c(OH－)＜c(H＋) c(H＋)＞1.0×10－7
堿性溶液 c(OH－)＞c(H＋) c(H＋)＜1.0×10－7
2.pH
(1)定義：pH＝－lgc(H＋)，廣范pH的范圍為1～14。
(2)適用范圍：通常應(yīng)用于c(H＋)、c(OH－)都較小的稀溶液，小于1 mol·L－1。
(3)表示意義：溶液酸性越強(qiáng)，c(H＋)越大，pH 越??；溶液堿性越強(qiáng)，c(H＋)越小，pH 越大。
3.溶液pH的測(cè)量方法
(1)用pH試紙測(cè)定：撕下一小片pH試紙放在表面皿或玻璃片上，用干燥潔凈的玻璃棒蘸取待測(cè)液點(diǎn)在 pH 試紙的中央，試紙變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可確定溶液的 pH。
(2)用 pH 計(jì)測(cè)定：可精確測(cè)量溶液的 pH。
注意：pH試紙?jiān)谑褂们安荒苡谜麴s水潤(rùn)濕，否則待測(cè)液被稀釋可能會(huì)產(chǎn)生誤差。廣范pH試紙只能測(cè)出整數(shù)值。
4.酸堿中和滴定
(1)實(shí)驗(yàn)原理：利用酸堿中和反應(yīng)，用已知濃度的酸(或堿)來(lái)測(cè)定未知濃度的堿(或酸) 的實(shí)驗(yàn)方法。
(2)常用酸堿指示劑及其變色范圍
指示劑 pH的變色范圍
石蕊 <5紅色 5～8紫色 >8藍(lán)色
甲基橙 <3.1紅色 3.1～4.4橙色 >4.4黃色
酚酞 <8無(wú)色 8～10淺紅 >10紅色
(3)實(shí)驗(yàn)用品
①儀器：(圖 A是)酸式滴定管、(圖B是)堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺(tái)、錐形瓶。
②試劑：標(biāo)準(zhǔn)液、待測(cè)液、指示劑、蒸餾水。
③滴定管的使用
試劑性質(zhì) 滴定管 原因
酸性、氧化性 酸式滴定管 氧化性物質(zhì)易腐蝕橡膠管
堿性 堿式滴定管 堿性物質(zhì)易腐蝕玻璃，致使玻璃活塞無(wú)法打開(kāi)
5.實(shí)驗(yàn)操作(以用鹽酸標(biāo)準(zhǔn)液滴定NaOH溶液為例)
(1)滴定前準(zhǔn)備
(2)滴定
滴定終點(diǎn)的判斷：(以鹽酸滴定氫氧化鈉溶液為例，酚酞作指示劑)當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏嘻}酸時(shí)，溶液變?yōu)闊o(wú)色，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原色 ，即為滴定終點(diǎn)。
(3)數(shù)據(jù)處理
按上述操作重復(fù)2～3次，求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值，根據(jù)原理計(jì)算。
c（NaOH）＝
(4)滴定曲線(xiàn)
原理：在酸堿中和滴定過(guò)程中，開(kāi)始時(shí)由于被滴定的酸(或堿)濃度較大，滴入少量的堿(或酸)對(duì)其pH的影響不大。當(dāng)?shù)味ń咏K點(diǎn)(pH=7)時(shí)，很少量(一滴，約0.04 mL)的堿(或酸)就會(huì)引起溶液pH的突變(如圖所示)。
(5)誤差分析
①原理：依據(jù)原理c（標(biāo)準(zhǔn)）·V（標(biāo)準(zhǔn)）＝c（待測(cè)）·V（待測(cè)），所以c（待測(cè)）＝，因?yàn)閏（標(biāo)準(zhǔn)）與V（待測(cè)）已確定，所以只要分析出不正確操作引V（標(biāo)準(zhǔn)）的變化，即分析出結(jié)果。
②常見(jiàn)誤差
步驟 操作 c(NaOH)
洗滌 未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤(rùn)洗酸式滴定管 偏高
錐形瓶用待測(cè)溶液潤(rùn)洗 偏高
未用待測(cè)溶液潤(rùn)洗取用待測(cè)液的滴定管 偏低
錐形瓶洗凈后瓶?jī)?nèi)還殘留有少量蒸餾水 無(wú)影響
取液 取堿液的滴定管尖嘴部分有氣泡且取液結(jié)束前氣泡消失 偏低
滴定 滴定完畢后立即讀數(shù)，半分鐘后顏色又變紅 偏低
滴定前滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定后消失 偏高
滴定過(guò)程中振蕩時(shí)有液滴濺出 偏低
滴定過(guò)程中，向錐形瓶?jī)?nèi)加少量蒸餾水 無(wú)影響
讀數(shù) 滴定前仰視讀數(shù)或滴定后俯視讀數(shù) 偏低
滴定前俯視讀數(shù)或滴定后仰視讀數(shù) 偏高
四、鹽類(lèi)水解
1.鹽類(lèi)水解的原理
在水溶液中，鹽電離出來(lái)的離子與水電離出的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類(lèi)的水解。
2.實(shí)質(zhì)
鹽電離→→破壞了水的電離平衡→水的電離程度增大→
c(H＋)≠c(OH－)→溶液呈堿性、酸性。
3.鹽類(lèi)的水解規(guī)律
4.酸式鹽溶液的酸堿性
(1)只電離不水解(如NaHSO4)的顯酸性。
(2)電離大于水解(如NaHSO3、NaH2PO4)的顯酸性。
(3)水解大于電離(如NaHCO3、NaHS)的顯堿性。
5.鹽類(lèi)水解離子方程式的書(shū)寫(xiě)
①多元弱酸鹽水解：分步進(jìn)行，以第一步為主，一般只寫(xiě)第一步水解方程式。
如Na2CO3的水解離子方程式為CO＋H2OHCO＋OH－。
②多元弱堿鹽水解：水解離子方程式一步寫(xiě)完。
如FeCl3的水解離子方程式為Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。
③陰、陽(yáng)離子相互促進(jìn)的水解：水解程度較大，書(shū)寫(xiě)時(shí)要用“===”、“↑”、“↓”等。
如Na2S溶液與AlCl3溶液混合反應(yīng)：2Al3＋＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑。
6.影響鹽類(lèi)水解的主要因素
因素 對(duì)鹽類(lèi)水解程度的影響
內(nèi)因 鹽類(lèi)水解的程度大小主要由鹽的本性所決定。生成鹽的弱酸酸性越弱，其鹽中弱酸根離子的水解程度越大；生成鹽的弱堿堿性越弱，其鹽中弱堿陽(yáng)離子的水解程度越大，通常稱(chēng)為“越弱越水解”
外界條件 溫度 升高溫度能夠促進(jìn)水解
濃度 鹽溶液濃度越小，水解程度越大
外加酸堿 水解顯酸性的鹽溶液，加堿會(huì)促進(jìn)水解，加酸會(huì)抑制水解，反之亦然
外加鹽 加入與鹽的水解性質(zhì)相反的鹽會(huì)促進(jìn)鹽的水解
7.鹽類(lèi)水解的應(yīng)用
應(yīng)用 舉例
判斷溶液的酸堿性 NH4Cl溶液顯酸性，原因是(用離子方程式表示)N+H2ONH3·H2O+H+
判斷酸性強(qiáng)弱 相同條件下pH由大到小依次是Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa，則電離程度CH3COOH>H2CO3>HC
配制或貯存易水解的鹽溶液 配制CuSO4溶液時(shí)，加入少量H2SO4，防止Cu2+水解；配制FeCl3溶液，加入少量鹽酸；貯存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用磨口玻璃塞；NaF、NH4F要用塑料瓶保存。
膠體的制備 制取Fe(OH)3膠體的離子方程式：Fe3++3H2OFe(OH)3(膠體)+3H+
泡沫滅火器原理 成分為NaHCO3與Al2(SO4)3溶液，發(fā)生的反應(yīng)為Al3++3HC===Al(OH)3↓+3CO2↑
作凈水劑 明礬可作凈水劑，原理為Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+
化肥的使用 銨態(tài)氮肥與草木灰不得混用
除銹劑 NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接金屬時(shí)的除銹劑
判斷鹽溶液蒸干時(shí)所得的產(chǎn)物 鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時(shí)，蒸干灼燒后一般得對(duì)應(yīng)的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼燒得Al2O3。
【注意】不同類(lèi)型鹽蒸干產(chǎn)物的判斷
常見(jiàn)類(lèi)型 溶液蒸干所得物質(zhì)
金屬陽(yáng)離子易水解的揮發(fā)性強(qiáng)酸鹽 蒸干時(shí)得氫氧化物和氧化物的混合物，灼燒時(shí)得氧化物，如AlCl3(FeCl3)溶液蒸干時(shí)得到Al(OH)3和Al2O3[Fe(OH)3和Fe2O3]的混合物
金屬陽(yáng)離子易水解的難揮發(fā)性強(qiáng)酸鹽 蒸干得原溶質(zhì)，如Al2(SO4)3溶液蒸干仍得Al2(SO4)3固體
常見(jiàn)類(lèi)型 溶液蒸干所得物質(zhì)
酸根陰離子易水解的強(qiáng)堿鹽 蒸干得原溶質(zhì)，如Na2CO3溶液蒸干得Na2CO3固體
陰、陽(yáng)離子均易水解，且水解產(chǎn)物均易揮發(fā)的鹽 蒸干后得不到任何物質(zhì)，如(NH4)2S、(NH4)2CO3等蒸干后得不到任何物質(zhì)
常見(jiàn)類(lèi)型 溶液蒸干所得物質(zhì)
不穩(wěn)定的化合物的水溶液 加熱時(shí)在溶液中就能分解，得不到原物質(zhì)，如Ca(HCO3)2溶液蒸干后得CaCO3，Mg(HCO3)2溶液蒸干后得Mg(OH)2，KHCO3溶液蒸干后得K2CO3
易被氧化的鹽 蒸干后得不到原物質(zhì)，蒸干后得其氧化產(chǎn)物，如FeSO4溶液蒸干后得Fe2(SO4)3，Na2SO3溶液蒸干后得Na2SO4
五、溶液中離子濃度大小判斷
1.電荷守恒
電解質(zhì)溶液中，無(wú)論存在多少種離子，溶液都是呈電中性，即陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽(yáng)離子所帶正電荷總數(shù)，如NaHCO3溶液中存在著Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，存在如下關(guān)系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)。
2.物料守恒
電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解，離子種類(lèi)增多，但元素總是守恒的，如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三種形式存在，它們之間有如下守恒關(guān)系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。
3.質(zhì)子守恒
如Na2S水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移圖示如下：
由圖可得Na2S水溶液中質(zhì)子守恒式可表示如下：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。質(zhì)子守恒的關(guān)系式也可以由電荷守恒式與物料守恒式推導(dǎo)得到。
六、沉淀溶解平衡及其應(yīng)用
1.定義：在一定溫度下，當(dāng)難溶強(qiáng)電解質(zhì)溶于水形成飽和溶液時(shí)，溶解速率和生成沉淀速率相等的狀態(tài)。
2.溶解平衡的建立
3.特點(diǎn)
4.影響因素
(1)內(nèi)因：難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)，這是決定因素。
(2)外因
濃度 加水稀釋?zhuān)胶庀虺恋砣芙獾姆较蛞苿?dòng)
溫度 大多數(shù)難溶電解質(zhì)的溶解平衡是吸熱過(guò)程，升高溫度，平衡向沉淀溶解的方向移動(dòng)；少數(shù)向生成沉淀的方向移動(dòng)，如Ca(OH)2的溶解平衡
同離子效應(yīng) 向平衡體系中加入含有難溶電解質(zhì)電離的某離子的電解質(zhì)，平衡向生成沉淀的方向移動(dòng)
化學(xué)反應(yīng) 若加入的物質(zhì)使難溶電解質(zhì)生成更難溶的電解質(zhì)、弱電解質(zhì)或氣體時(shí)，平衡向沉淀溶解的方向移動(dòng)
實(shí)例：以AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)　ΔH>0為例，說(shuō)明外因?qū)Τ恋砣芙馄胶獾挠绊?br/>條件 移動(dòng)方向 平衡后c(Ag+) 平衡后c(Cl-)
加入AgNO3 逆向 增大 減小
加H2O 正向 不變 不變
升溫 正向 增大 增大
通入HCl 逆向 減小 增大
加入K2S 正向 減小 增大
5.沉淀溶解平衡的應(yīng)用
(1)沉淀的生成
①調(diào)節(jié)pH法：如除去NH4Cl溶液中的FeCl3雜質(zhì)，可加入氨水調(diào)節(jié)pH至3～4，離子方程式為Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH。
②沉淀劑法：如用H2S沉淀Cu2＋，離子方程式為H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋。
(2)沉淀的溶解
①酸溶解法：如CaCO3溶于鹽酸，離子方程式為CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑。
②鹽溶液溶解法：如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，Mg(OH)2＋2NH==Mg2＋＋2NH3·H2O。
③氧化還原溶解法：如不溶于鹽酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3。
④配位溶解法：如AgCl溶于氨水，AgCl＋2NH3·H2O=[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O。
(3)沉淀的轉(zhuǎn)化
在難溶物質(zhì)的飽和溶液中，溶解度小的沉淀會(huì)轉(zhuǎn)化成溶解度更小的沉淀。
①實(shí)質(zhì)：沉淀溶解平衡的移動(dòng)。
②舉例：AgNO3溶液AgClAgBr則Ksp[AgCl]>Ksp[AgBr]。
③應(yīng)用：
a．鍋爐除垢：將CaSO4轉(zhuǎn)化為CaCO3，CaSO4(s)＋CO===CaCO3(s)＋SO
b．礦物轉(zhuǎn)化：CuSO4溶液遇ZnS轉(zhuǎn)化為CuS，Cu2＋＋ZnS(s)===Zn2＋＋CuS(s)
6.溶度積和離子積
以AmBn(s) mAn＋(aq)＋nBm－(aq)為例：
溶度積 離子積
概念 沉淀溶解的平衡常數(shù) 溶液中有關(guān)離子濃度冪的乘積
符號(hào) Ksp Qc
表達(dá)式 Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，表達(dá)式中的濃度都是平衡濃度 Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)， 表達(dá)式中的濃度是任意濃度
應(yīng)用 判斷在一定條件下沉淀能否生成或溶解 ①Q(mào)c＞Ksp：溶液過(guò)飽和，有沉淀析出 ②Qc＝Ksp：溶液飽和，處于平衡狀態(tài) ③Qc＜Ksp：溶液未飽和，無(wú)沉淀析出
7.Ksp的影響因素
①內(nèi)因：難溶物質(zhì)本身的性質(zhì)，這是主要決定因素。
②外因
濃度：加水稀釋?zhuān)胶庀蛉芙夥较蛞苿?dòng)，但Ksp不變。
溫度：絕大多數(shù)難溶鹽的溶解是吸熱過(guò)程，升高溫度，平衡向溶解方向移動(dòng)，Ksp增大。
其他：向平衡體系中加入可與體系中某些離子反應(yīng)生成更難溶物質(zhì)或更難電離物質(zhì)或氣體的離子時(shí)，平衡向溶解方向移動(dòng)，但Ksp不變。

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