第三章  水溶液中的離子平衡

一、弱電解質(zhì)的電離 

1,、定義：電解質(zhì)：   在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì)  ,。

非電解質(zhì) ：         在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物       ,。

強(qiáng)電解質(zhì) ：         在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)       。

弱電解質(zhì)：           在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)             ,。

2,、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：

電解質(zhì)——離子化合物或共價(jià)化合物   非電解質(zhì)——共價(jià)化合物

    注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物         ②SO2,、NH3,、CO2等屬于非電解質(zhì)

          ③強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離,，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)）——電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性,、溶解性無(wú)關(guān)。

3,、電離平衡：在一定的條件下,，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成   離子的速率   和離子結(jié)合成          時(shí)，電離過(guò)程就達(dá)到了   平衡狀態(tài)      ,，這叫電離平衡,。

4、影響電離平衡的因素：

A,、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離,。

B,、濃度：濃度越大，電離程度   越小   ,；溶液稀釋時(shí),，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。C,、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì),，會(huì) 減弱 電離。D,、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí),，有利于電離。

9,、電離方程式的書(shū)寫(xiě)：用可逆符號(hào)   弱酸的電離要分布寫(xiě)（第一步為主）

10,、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí),，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積,，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù),，（一般用Ka表示酸,，Kb表示堿,。 ）

表示方法：ABA++B-      Ki=[ A+][ B-]/[AB]

11、影響因素：

a,、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定,。

b、電離常數(shù)受溫度變化影響,，不受濃度變化影響,，在室溫下一般變化不大。

C,、同一溫度下,，不同弱酸，電離常數(shù)越大,，其電離程度越大,，酸性越強(qiáng)。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

二,、水的電離和溶液的酸堿性

1,、水電離平衡：:     

水的離子積：KW =  c[H+]·c[OH-]   

25℃時(shí), [H+]=[OH-] =10-7 mol/L  ; KW = [H+]·[OH-] =      1*10-14    

注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定,，則KW值一定

KW不僅適用于純水,，適用于任何溶液（酸、堿,、鹽）

2,、水電離特點(diǎn)：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱

3、影響水電離平衡的外界因素：

①酸,、堿 ：抑制水的電離    KW〈1*10-14

②溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是  吸   熱的）

③易水解的鹽：促進(jìn)水的電離  KW 〉 1*10-14

4,、溶液的酸堿性和pH：

  （1）pH=-lgc[H+]

（2）pH的測(cè)定方法：

酸堿指示劑——  甲基橙   、 石蕊   ,、 酚酞   ,。

變色范圍：甲基橙 3.1~4.4（橙色）  石蕊5.0~8.0（紫色）  酚酞8.2~10.0（淺紅色）

pH試紙 —操作    玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可         ,。

      注意：①事先不能用水濕潤(rùn)PH試紙,；②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍

三 、混合液的pH值計(jì)算方法公式

1,、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積,，再求其它）   [H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）

2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求[OH-]混：將兩種酸中的OH離子物質(zhì)的量相加除以總體積,，再求其它）  [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）  (注意 :不能直接計(jì)算[H+]混)

3,、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H+ + OH- ==H2O計(jì)算余下的H+或OH-，①H+有余,，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混,；OH-有余,，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它）

四,、稀釋過(guò)程溶液pH值的變化規(guī)律：

1,、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀  =   pH原+ n  （但始終不能大于或等于7）

2,、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí),，pH稀   〈  pH原+n  （但始終不能大于或等于7）

3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí),，pH稀    = pH原－n   （但始終不能小于或等于7）

4,、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀    〉 pH原－n  （但始終不能小于或等于7）

5,、不論任何溶液,，稀釋時(shí)pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無(wú)限稀釋后pH均接近7

6,、稀釋時(shí),，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢,，強(qiáng)酸,、強(qiáng)堿變化得快。

五,、強(qiáng)酸（pH1）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)算規(guī)律w.w.w.zxxk.c.o.m

1,、若等體積混合

pH1+pH2=14     則溶液顯中性pH=7

pH1+pH2≥15    則溶液顯堿性pH=pH2-0.3

pH1+pH2≤13    則溶液顯酸性pH=pH1+0.3

2、若混合后顯中性

pH1+pH2=14     V酸：V堿=1：1

pH1+pH2≠14    V酸：V堿=1：10〔14-（pH1+pH2）〕

六,、酸堿中和滴定：

1、中和滴定的原理

實(shí)質(zhì)：H++OH—=H2O  即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等,。

2,、中和滴定的操作過(guò)程：

（1）儀②滴定管的刻度，O刻度在 上  ,，往下刻度標(biāo)數(shù)越來(lái)越大,，全部容積  大于   它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀](méi)有刻度,。滴定時(shí),，所用溶液不得超過(guò)最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿）,，也不得中途向滴定管中添加,。②滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后   一位  。

（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液,；待測(cè)液,；指示劑,。

（3）準(zhǔn)備過(guò)程：

準(zhǔn)備：檢漏、洗滌,、潤(rùn)洗,、裝液、趕氣泡,、調(diào)液面,。（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測(cè)液洗）→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)

（4）試驗(yàn)過(guò)程

3、酸堿中和滴定的誤差分析

誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進(jìn)行分析

式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù),；c——酸或堿的物質(zhì)的量濃度,；

V——酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí),，則：

c堿=

上述公式在求算濃度時(shí)很方便,，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^(guò)程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸,，其數(shù)值在理論上是不變的,，若稀釋了雖實(shí)際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大,，導(dǎo)致c酸偏高,；V堿同樣也是一個(gè)定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的,，當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺,，其實(shí)際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少,，即V酸減小,，則c堿降低了；對(duì)于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此,。綜上所述,，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來(lái)測(cè)定堿的濃度時(shí)，c堿的誤差與V酸的變化成正比,，即當(dāng)V酸的實(shí)測(cè)值大于理論值時(shí),，c堿偏高，反之偏低,。

同理,，用標(biāo)準(zhǔn)堿來(lái)滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。

七,、鹽類(lèi)的水解（只有可溶于水的鹽才水解）

1,、鹽類(lèi)水解：在水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。

2,、水解的實(shí)質(zhì)：   水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離,，是平衡向右移動(dòng),，促進(jìn)水的電離。

3,、鹽類(lèi)水解規(guī)律：

①有 弱 才水解,，無(wú)弱不水解，越弱越水解,；誰(shuí)  強(qiáng)顯誰(shuí)性,，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性,。

②多元弱酸根,，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng),。  (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)

4,、鹽類(lèi)水解的特點(diǎn)：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆） （2）程度小 （3）吸熱

5、影響鹽類(lèi)水解的外界因素：

①溫度：溫度越  高  水解程度越大 （水解吸熱,，越熱越水解）

②濃度：濃度越小,，水解程度越  大  （越稀越水解）

③酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解（H+促進(jìn)  陰離子   水解而  抑制   陽(yáng)離子水解；OH -促進(jìn)陽(yáng)離子水解而抑制陰離子水解）

6,、酸式鹽溶液的酸堿性：

①只電離不水解：如HSO4-   顯  酸    性  

②電離程度＞水解程度,，顯  酸    性  （如: HSO3- 、H2PO4-）  

③水解程度＞電離程度,，顯   堿   性 （如：HCO3- ,、HS- 、HPO42-）

7,、雙水解反應(yīng)：

 （1）構(gòu)成鹽的陰陽(yáng)離子均能發(fā)生水解的反應(yīng),。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大,，有的甚至水解完全,。使得平衡向右移。

 （2）常見(jiàn)的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+,、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-),、S2-(HS-),、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+,；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體,。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑

 8,、鹽類(lèi)水解的應(yīng)用：

9,、水解平衡常數(shù) （Kh）

對(duì)于強(qiáng)堿弱酸鹽：Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))

對(duì)于強(qiáng)酸弱堿鹽：Kh =Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積,，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù)）

電離,、水解方程式的書(shū)寫(xiě)原則

1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書(shū)寫(xiě)原則：分步書(shū)寫(xiě)

      注意：不管是水解還是電離,，都決定于第一步,，第二步一般相當(dāng)微弱。

2,、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書(shū)寫(xiě)原則：一步書(shū)寫(xiě) 

八,、溶液中微粒濃度的大小比較

☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：

①電荷守恒：:任何溶液均顯電  中   性，各陽(yáng)離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和

②物料守恒: （即原子個(gè)數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）

某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和

③質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等,。

九,、難溶電解質(zhì)的溶解平衡

 1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見(jiàn)知識(shí)

   （1）溶解度  小于  0.01g的電解質(zhì)稱(chēng)難溶電解質(zhì),。

（2）反應(yīng)后離子濃度降至1*10-5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng),。如酸堿中和時(shí)[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應(yīng),，用“=”,，常見(jiàn)的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5mol/L，故均用“=”,。

   （3）難溶并非不溶,，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。

   （4）掌握三種微溶物質(zhì)：CaSO4,、Ca(OH)2,、Ag2SO4

   （5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱,，升溫其溶解度減少,。

   （6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡,。

2,、溶解平衡方程式的書(shū)寫(xiě)

   注意在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用“    ”。如：Ag2S(s)    2Ag+(aq）+ S2-(aq)

3,、沉淀生成的三種主要方式

  （1）加沉淀劑法：Ksp越?。闯恋碓诫y溶），沉淀越完全,；沉淀劑過(guò)量能使沉淀更完全,。

  （2）調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽(yáng)離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

  （3）氧化還原沉淀法：

   （4）同離子效應(yīng)法 

4,、沉淀的溶解：

   沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動(dòng),。常采用的方法有：①酸堿；②氧化還原,；③ 沉淀轉(zhuǎn)化 ,。

5、沉淀的轉(zhuǎn)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,。

  如：AgNO3       AgCl(白色沉淀)    AgBr（淡黃色）   AgI （黃色）    Ag2S（黑色）

6、溶度積（KSP）

1,、定義：在一定條件下,，難溶電解質(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài),。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

2,、表達(dá)式：AmBn(s)    mAn+(aq)+nBm-(aq)

        KSP= [c(An+)]m ·[c(Bm-)]n

3、影響因素：

外因：①濃度：加水,，平衡向溶解方向移動(dòng),。

②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng),。

4,、溶度積規(guī)則

QC（離子積）〉KSP  有沉淀析出

QC= KSP                  平衡狀態(tài)

QC 〈KSP                 未飽和，繼續(xù)溶解