-7-7第三章

水溶液的離子平衡一、弱解質(zhì)的電離1定義：電解：非電解：強(qiáng)電解：弱電解：質(zhì)?；旌臀?/p>

在水溶中或熔化狀下能導(dǎo)的化合物,電解質(zhì)。在水溶中或熔化狀下都不導(dǎo)電的化合。在水溶里全部電離離子的解質(zhì)。在水溶里只有一部分子電成離子的電物質(zhì)

純凈物

單質(zhì)

電解質(zhì)

強(qiáng)電解質(zhì)：

強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽。如HCl、NaOH、NaCl

化合物

弱電解質(zhì)：HO……

弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如·H、Cu(OH)、非電解質(zhì)：

非金屬氧化物，大部分有機(jī)物。如、CO、CH2電解質(zhì)與非解質(zhì)本區(qū)別：電解質(zhì)—離子化合或共價(jià)合物非電解——共價(jià)化物注意：電解質(zhì)、非解質(zhì)都化合物②SO、NH等屬于非232電解質(zhì)③強(qiáng)電質(zhì)不等于易于水的合物（如不溶水，溶于水4的BaSO全部電離，故BaSO為電解質(zhì)）—電解質(zhì)強(qiáng)弱與導(dǎo)電、溶解44無(wú)關(guān)。3電離平衡：一定的件下，當(dāng)電質(zhì)分子離成離子的速率和離子結(jié)合成電質(zhì)分子時(shí)電離過(guò)程就到了平衡態(tài)這叫電平衡。4影響電離平的因素A溫度：電離般吸熱升溫有利于離。B濃度：濃度大，電程度越小；溶液釋時(shí)，離平衡向著離的方向移。C同離子應(yīng)：弱電解溶液加入與電解質(zhì)具有同離子電解質(zhì)會(huì)減弱電離。D、他外加試劑加入能弱電解質(zhì)的離產(chǎn)生某種離子應(yīng)的物質(zhì)時(shí)有利于離。9電離方程式書(shū)寫(xiě)：可逆符號(hào)弱酸的電要分布（第一步為）10、電離常數(shù)：一定條下，弱電解在達(dá)到離平衡時(shí)，液中電所生成的各離子濃度的積，跟液中未電離分子濃的比是一個(gè)數(shù)。叫電離平常數(shù)（一般Ka示酸，Kb示堿。）表示方：ABA

+

+B

-

Ki=[A

+

][B

-

]/[AB]11影響因素a電離常數(shù)的小主要物質(zhì)的本性定。b電離常數(shù)受度變化響，不受濃變化影，在室溫下般變化大。C同一溫度下不同弱，電離常數(shù)大，其離程度越大酸性越。如HCOOH>HCO>HS>HClO23343232二、水電離和溶液酸堿性1水電離平衡水的離積：K=c[HW

+

-

]25時(shí),[H+]=[OH-]=10mol/L;K=+]·[OH-=1*10W

-14

注意：與溫度關(guān)，溫度一，則K值一定WWK不僅適于純，適用任何溶液（、堿、）W2水電離特點(diǎn)）可逆）吸熱（3）極弱3影響水電離衡的外因素：①酸、：抑制水電離K〈1*10W②溫度促進(jìn)水的電（水的離是吸熱的）③易水的鹽：促進(jìn)的電離K〉1*10W4溶液的酸堿和：（1）pH=-lgc[H+]的測(cè)定法：酸堿指劑——甲基橙、石蕊、酚酞。變色范：甲基橙~（橙色石蕊（紫色）酚酞~（紅色）pH試紙—操玻璃棒蘸未知液在試紙上，后與標(biāo)比色對(duì)比即可。注意：事先不能用濕潤(rùn)紙；②廣泛紙只能取整數(shù)或范圍三、混液的pH值計(jì)算方法公式1強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合先求[+

]混：兩種酸中的

+

離子物的量相加除總體積，求其它）[H+]混=（[H+]V+[H++V1122122強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合先求[OH-]混：將兩種酸的-離物質(zhì)的量相除以總體積再求其它）[OH直接計(jì)[H+]混)

-

]＝（[OH

-

]V+[OH11

-

]+V）(注:能22123強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合（據(jù)H++OH-==H算余下的+或OH，+有余，2則用余的H數(shù)除以液總體積求H+]；OH-有余則用余的-數(shù)除以溶總體積[

-

]，再求其它四、稀過(guò)程溶液值的變規(guī)律：1、酸溶液：釋10n倍時(shí)，pH=pH原n（但始終不能于或等7）2、酸溶液：釋10

n

倍時(shí)pH〈pH原n（但始終能大于或等7）3強(qiáng)堿溶液：釋

n

倍時(shí)，稀=pH原－n（但始終能小于或等74、弱溶液：稀釋10

n

倍時(shí)，pH〉pH－n（但始終能小于或等75不論任何溶，稀釋pH均是7靠（即向性靠近任何溶無(wú)限稀釋后pH接近6稀釋時(shí)，弱、弱堿水解的鹽溶的pH化得慢強(qiáng)酸、強(qiáng)堿化得快五、強(qiáng)（pH1強(qiáng)堿（pH2混和計(jì)規(guī)律、若等積混合pH1+pH2=14則溶液中性pH=7pH1+pH2≥15則溶液顯堿性pH=pH1+pH2≤13則溶液顯酸性pH=pH1+2若混合后顯性pH1+pH2=14V：V堿1pH1+pH2≠14V酸：堿=1：10

（pH1+pH2六、酸中和滴定：

1中和滴定的理實(shí)質(zhì)：++OH—=H即酸提供的H22中和滴定的作過(guò)程

+

和堿能供的OH

-

物質(zhì)的相等。）滴定管的度O刻度上，往下度標(biāo)數(shù)來(lái)越大，全容積大于它的最刻度值，因下端有部分沒(méi)有刻。滴定，所用溶液得超過(guò)低刻度不得一次滴使用兩定管酸（或也不中途向定管添加。滴定管以讀到小數(shù)后一位。）藥品：標(biāo)液；待測(cè)液指示劑）準(zhǔn)備過(guò)程準(zhǔn)備：漏、洗滌、洗、裝、趕氣泡、液面（滌：用洗液→檢漏滴定管否漏水→用洗→用準(zhǔn)液洗（或測(cè)液洗→裝溶液→氣泡→液面→數(shù)據(jù)V()）試驗(yàn)過(guò)程3酸堿中和滴的誤差析誤差分：利用n酸（酸V酸n堿（c堿V堿）進(jìn)行析式中：n——或堿中原子或氫氧離子數(shù)c——酸堿的物的量濃度；V—酸或溶液的體積上述公在求算濃度很方便而在分析誤時(shí)起主作用的是分上的V的變化因?yàn)樵诘味ǔ讨衏酸標(biāo)準(zhǔn)酸其數(shù)值在理上是不的，若稀釋了雖實(shí)值變小，但現(xiàn)的卻V酸增大，致酸偏高；同樣也一個(gè)定值，是用標(biāo)準(zhǔn)的器量好注入錐形瓶的，當(dāng)實(shí)際操作中液外濺其實(shí)際減小，但引變化的是標(biāo)準(zhǔn)酸用的減少即V減小，堿降低了；于觀察中出的誤差同樣如此。上所述當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸測(cè)定堿濃度時(shí)c堿誤差與V酸的變成正比即當(dāng)V酸的實(shí)測(cè)大于理論值，c堿偏高反之偏低。同理，標(biāo)準(zhǔn)堿來(lái)滴未知濃的酸時(shí)亦然七、鹽的水解（只可溶于的鹽才水解1鹽類水解：水溶液鹽電離出來(lái)離子跟電離出來(lái)的H

+

或

-

結(jié)合生弱電解的反應(yīng)。2水解的實(shí)質(zhì)水溶液中電離出的離子跟水離出來(lái)H

+

或OH

-

結(jié)合破壞水電離，是平向右移，促進(jìn)水的離。3鹽類水解規(guī)：①有弱才水解，無(wú)弱水解，弱越水解；強(qiáng)顯誰(shuí)性，弱都水，同強(qiáng)顯中。②多元酸根，濃度同正根酸式酸根水解程大，堿性更強(qiáng)。(:NaCO＞NaHCO2334鹽類水解的點(diǎn)（1）可逆（與中和反互逆）（2程度?。?）吸5影響鹽類水的外界素：①溫度溫度越高水解程度大（水解吸，越熱水解）②濃度濃度越小，解程度大（越稀水解）③酸堿促進(jìn)或抑鹽的水+

促進(jìn)陰離子水解而抑制陽(yáng)離子水；OH

-

促進(jìn)陽(yáng)子水解而抑陰離子解）6酸式鹽溶液酸堿性①只電不水解：如

4

-

顯酸性

②電離度＞水解程，顯酸性（如:HSO③水解度＞電離程，顯堿性（如：HCO-37雙水解反應(yīng)

3

-

、HPO-）24、HS

4

2-

））成鹽的陽(yáng)離子均能生水解反應(yīng)。雙水反應(yīng)相促進(jìn)，水解度較大有的甚至水完全。得平衡向右。（2）見(jiàn)的雙解反應(yīng)完全為：3+、Al與AlO、CO2-(HCO-)2-(HS)、233SO2-(HSO)；S2-(HCO-)與NH其特點(diǎn)相互水成沉淀或氣。雙334334水解完的離子方程配平依是兩邊電荷衡，如2Al3++3S+==22Al(OH)↓+3HS↑32、水解平衡數(shù)）h對(duì)于強(qiáng)弱酸鹽：K=Kw/Ka(Kw為該度下水的離積，Ka為條件下該弱h根形成弱酸的電離衡常數(shù)對(duì)于強(qiáng)弱堿鹽：K=Kw/KKw該溫度水的離子積K該條件該弱堿根b（bh形成的堿的電離平常數(shù)）電離、解方程式的寫(xiě)原則1多元弱酸（元弱酸）的電離（解）的寫(xiě)原則：分書(shū)寫(xiě)注意：管是水解還電離，決定于第一，第二一般相當(dāng)微。2多元弱堿（元弱堿）的電離（解）書(shū)原則：一步寫(xiě)八、溶中微粒濃度大小比☆☆基原則：抓住液中微濃度必須滿的三種恒關(guān)系：①電荷恒：任溶液均電中性，各陽(yáng)離濃度與所帶荷數(shù)的積之和各陰離子濃與其所電荷數(shù)的乘之和②物料恒:即原子個(gè)數(shù)恒或質(zhì)守恒）某原子總量(或總濃度＝其以種形式存在所有微的量(或濃度和③質(zhì)子恒：即水電出的H+濃與-濃度相。九、難電解質(zhì)的溶平衡1難溶電解質(zhì)溶解平衡的些常見(jiàn)識(shí)（1溶解度小于0.01g電解質(zhì)難溶電解質(zhì)）反應(yīng)后離濃度降至

-5

以下的應(yīng)為完全反。如酸中和時(shí)[H

+

]降至

-7

mol/L<10

-5

mol/L，故完全反應(yīng)，“常見(jiàn)難溶物水中離子濃度均遠(yuǎn)于10mol/L故均用=。（3難溶并不溶，何難溶物在中均存溶解平衡。（4掌握三微溶物：CaSO、Ca(OH)、Ag4224（5溶解平常為吸，但為放熱，溫其溶度減少。2（6溶解平存在的提是：必須在沉淀否則不存在衡。2溶解平衡方式的書(shū)注意在淀后用s)明狀態(tài)并AgS(s)2Ag+(aq2-(aq)23沉淀生成的種主要式）加沉淀劑：K越?。闯恋碓诫y溶，沉越完全沉淀劑過(guò)量使sp沉淀更全。（2調(diào)值除某易水解金屬陽(yáng)離子如加除MgCl液中。23（3氧化還沉淀法

n+m-n+mm-n+m-n+mm-（4同離子應(yīng)法4沉淀的溶解沉淀的解就是使溶平衡正移動(dòng)。常采的方法：①酸堿；氧化還原；③沉轉(zhuǎn)化。5沉淀的轉(zhuǎn)化溶解度的生成溶解小的，解度小的生溶解度更小的。如：AgNOAgCl(色沉淀AgBr（淡黃色）