水溶液中的离子平衡综述.docx

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水溶液中的离子平衡综述

离子平衡专题复习

1、基本概念

1．电解质：

在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。

2．非电解质：

在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物。

3．强电解质：

在水溶液中__________________的电解质。

4．弱电解质：

在水溶液中__________________的电解质。

5．常见强、弱电解质：

（1）强电解质：

________、________、____________。

（2）弱电解质：

________、________和水。

6．强电解质与弱电解质的比较

强电解质

弱电解质

定义

溶于水后全部电离的电解质

溶于水后部分电离的电解质

电离程度

______电离

只有______电离

电离过程

不可逆过程，无电离平衡

可逆过程，存在电离平衡

溶液中存

在粒子（水

分子不计）

只有电离出的阴、阳离子，

不存在电解质分子

既有电离出的阴、阳离子，

又有电解质分子

实例

（1）绝大多数的盐（包括难溶性盐）

（2）强酸：

H2SO4、HCl、HClO4等

（3）强碱：

Ba（OH）2、Ca（OH）2等

（1）水

（2）弱酸：

H2CO3、CH3COOH等

（3）弱碱：

NH3¡¤H2O等

【例1】现有如下各化合物：

¢Ù酒精　¢Ú氯化铵　¢Û氢氧化钡　¢Ü氨水　¢Ý蔗糖　¢Þ高氯酸　¢ßNaCl固体　¢à硫酸氢钾　¢á磷酸　¢â硫酸　?

醋酸　?

铜

请用物质的序号填空：

（1）属于电解质的有______________________；

（2）属于非电解质的有________；

（3）属于强电解质的有____________________；

（4）属于弱电解质的有。

二、弱电解质的电离平衡

1．定义：

在一定条件（温度、浓度一定）下，弱电解质在溶液中电离成离子的速率和离子结合成分子的速率________，电离过程就达到了平衡状态。

2．电离平衡的建立过程（v－t图象）

用v表示弱电解质分子电离成离子的速率，用v¡ä表示离子结合成弱电解质分子的速率。

3.电离平衡的特征

4.影响电离平衡的外界因素

影响电离平衡的内因是电解质本身的性质，外界条件有温度、浓度等因素。

①升高温度，平衡向方向移动；

②弱电解质溶液浓度越小，电离程度越；将弱电解质溶液稀释时，平衡向方向移动；

③同离子效应：

加入与弱电解质具有相同离子的电解质，能电离；

④加入能消耗弱电解质电离出的离子的电解质，能弱电解质的电离。

【例2】下列说法正确的是（　　）

A．根据溶液中有CH3COOH、CH3COO－和H＋即可证明CH3COOH达到电离平衡状态

B．根据溶液中CH3COO－和H＋的物质的量浓度相等即可证明CH3COOH达到电离平衡状态

C．当NH3¡¤H2O达到电离平衡时，溶液中NH3¡¤H2O、NH

和OH－的浓度相等

D．H2CO3是分步电离的，电离程度依次减弱

【例3】在醋酸溶液中，CH3COOH的电离达到平衡的标志是（　　）

A．溶液显电中性B．溶液中无CH3COOH分子

C．氢离子浓度恒定不变D．c（H＋）＝c（CH3COO－）

三、电解质电离方程式的书写

1．强电解质

强电解质完全电离，书写电离方程式时用¡°===”。

2．弱电解质

弱电解质部分电离，书写电离方程式时用¡°

¡±。

¢Ù一元弱酸、弱碱一步电离。

¢Ú多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并，通常可只写第一步。

¢Û多元弱碱分步电离，中学阶段一步写出。

四、电离常数

1.概念：

当弱电解质电离达到平衡时，电离的离子浓度的乘积与未电离的分子浓度的比值叫做该弱电解质的电离平衡常数（用K表示）。

3.影响因素：

①内因：

物质本身的性质，弱酸酸性越强，其电离平衡常数越；

弱碱碱性越强电离平衡常数越。

（针对不同物质相比而言）

②外因：

K只与温度有关，温度升高，K值。

（针对同一物质而言）

【例4】20℃时，H2S的饱和溶液1L，浓度约0.1mol·L－1，其电离方程式为：

第一步：

H2S

H＋＋HS－；第二步：

HS－

H＋＋S2－，若使溶液H＋、S2－浓度同时减小，可采取的措施是（　　）

①加入适量NaOH固体　¢Ú加入适量水　¢Û通入适量SO2　¢Ü加入适量CuSO4固体

A．¢Ù¢ÜB．¢Ú¢ÜC．¢Ú¢ÛD．¢Ù¢Û

【例5】在含有酚酞的0.1mol/L的氨水中加入少量的NH4Cl晶体，则溶液颜色（）

A.变蓝色B.变深C.变浅D.不变

【例6】把0.05molNaOH固体分别加入到100mL下列液体中，溶液的导电能力变化最小的是（）

A.自来水B.0.5mol·L－1盐酸

C.0.5mol·L－1CH3COOH溶液D.0.5mol·L－1　KCl溶液

【例7】在0.1　mol/L　CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：

CH3COOH

CH3COO—+H+　，对于该平衡，下列叙述正确的是（　　）

A.加入水时，平衡向逆反应方向移动

B.加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动

C.加入少量0.1　mol·L－1　HCl溶液，溶液中c（H+）不变

D.加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动

五、电离度

弱电解质达到电离平衡时，已电离的电解质分子数占原来总分子数的百分数。

对于CH3COOH

CH3COO—+H＋的平衡体系，如果升高温度，平衡的移动方向为：

　　　　，电离度　　　。

如果加入水，平衡的移动方向为：

　　　　，电离度　　　。

如果加入醋酸钠，平衡的移动方向为：

　　　　，电离度　　　。

六、水的电离

1．水是一种弱电解质，能发生微弱的电离：

H2O

H＋＋OH－。

水的离子积常数用符号KW表示，在纯水及电解质的稀溶液中（c≤1mol·L－1）有：

Kw＝c（OH－）·c（H＋）。

在常温下KW值=，升高温度KW值。

2．水的电离平衡：

H2O===H++OH-

理解影响水的电离平衡的因素：

①温度不变，在纯水中加入酸或碱，均使水的电离平衡移动。

②升高温度水的电离平衡移动。

③加入能和氢离子和氢氧根反应的物质。

试分析在水中分别加入钠、氯气、氯化铵和碳酸钠时水的电离平衡的移动方向。

【例8】25¡æ时，把1mL0.1mol/L的稀H2SO4加入水稀释制成2L溶液，在此溶液中由水电离产生的H＋，其浓度接近于（　　）

A．1¡Á10－4mol/L　　B．1¡Á10－8mol/LC．1¡Á10－11mol/LD．1¡Á10－10mol/L

【例9】在某温度时，测得纯水中的c（H＋）＝2.4¡Á10－7mol/L，则c（OH－）为（　　）　

A．2.4¡Á10－7mol/L　　　　　B．1.0¡Á10－7mol/L

C.

mol/LD．c（OH－）无法确定

七、溶液的酸碱性

1.溶液的pH：

表示方法：

pH＝—lg{c（H＋）}（适用范围：

稀溶液）

测定方法：

pH试纸、pH计、酸碱指示剂。

2.溶液的酸碱性和c（H+）、c（OH—）及PH值的关系

在室温时对于任何稀溶液，溶液中的c（H+）×c（OH—）=。

酸性溶液：

c（H+）c（OH—），pH7。

中性溶液：

c（H+）c（OH—），pH7。

碱性溶液：

c（H+）c（OH—），pH7。

【例10】下列溶液一定显酸性的是（　　）

A．溶液中c（OH－）>c（H＋）B．滴加紫色石蕊溶液后变红色的溶液

C．溶液中c（H＋）＝10－6mol/LD．pH<7的溶液

【例11】在25¡æ时，某溶液中由水电离出的c（H＋）水＝1.0¡Á10－12mol/L，则该溶液的pH可能为（）

A．12B．7C．6D．1

八、pH值的计算

1．基本公式：

pH=-lgc（H＋）；c（H+）×c（OH—）=KW

2.有关pH计算的解题规律:

（1）单一溶液的pH计算

强酸溶液：

强碱溶液：

（2）酸碱混合pH计算

两种强酸混合：

两种强碱混合：

酸碱混合，一者过量时：

说明：

若两种强酸（pH之差大于2）等体积混合，混合液pH＝pH小＋0.3

若两种强碱（pH之差大于2）等体积混合，混合液pH＝pH大—0.3

3、强酸（强碱）、弱酸（弱碱）加水稀释后的pH的计算

（1）强酸pH＝a，加水稀释至10n倍，则pH＝a＋n

（2）弱酸pH＝a，加水稀释至10n倍，则pH

（3）强碱pH＝b，加水稀释至10n倍，则pH＝b—n

（4）弱碱pH＝b，加水稀释至10n倍，则pH>b—n

（5）酸碱溶液无限稀释时，pH只能约等于或接近于7，酸的pH不能>7，碱的pH不能<7。

说明：

常温下弱酸（弱碱）用水稀释，当弱酸（弱碱）电离的H＋（OH—）浓度小于10—6mol·L－1时，计算稀释液的pH值，不能忽略水的电离。

【例12】室温时，下列混合溶液的pH一定小于7的是（）

A．pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合

B．pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合

C．pH＝3的醋酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合

D．pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水等体积混合

【例13】常温下，某溶液中由水电离出来的c（H＋）＝1.0×10－13mol·L－1，该溶液可能是（）

①二氧化硫②氯化铵水溶液③硝酸钠水溶液④氢氧化钠水溶液

A．①④B．①②C．②③D．③④

【例14】有4种混合溶液，分别由等体积0.1mol／L的下列2种溶液混合而成：

①CH3COONa与HCl②CH3COONa与NaOH③CH3COONa与NaCl④CH3COONa与NaHCO3

下列各项排序正确的是

（）

A．pH：

②>③>④>①B．c（CH3COO一）：

②>④>③>①

C．溶液中c（H＋）：

①>③>②>④D．c（CH3COOH）：

①>④>③>②

【例15】

某温度（t¡æ）时，水的离子积为KW＝1¡Á10－13，则该温度______25¡æ。

若将此温度下pH＝11的苛性钠溶液aL与pH＝1的稀硫酸bL混合（设混合后溶液体积的微小变化忽略不计），试通过计算填写以下不同情况时两种溶液的体积比：

（1）若所得混合液为中性，则a¡Ãb＝________。

（2）若所得混合液的pH＝2，则a¡Ãb＝________。

此溶液中各种离子的浓度由大到小排列顺序是____________________________。

九、盐类水解的原理

1、盐类水解的定义：

在溶液中盐电离出来的离子与水电离出来的或结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。

2、盐类水解的实质：

在溶液中盐电离出来的弱酸阴离子或弱碱阳离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，了水的电离，提高了水的电离度。

水解

3、盐类的水解结果：

破坏了H+或OH—浓度的等量关系，使溶液呈酸性或碱性。

中和

盐类的水解反应可看做中和反应的逆反应：

盐+水

酸+碱。

4、盐类的水解条件：

?

盐必须溶于水。

?

盐必须含有弱酸阴离子或弱碱阳离子。

5、盐类的水解特点：

?

可逆；?

吸热；?

微弱。

6、书写水解反应的离子方程式应注意：

?

通常用“

”。

?

通常不标↓或↑。

因为水解是微弱的，程度很小，无气体和沉淀生成，双水解除外。

?

多元弱酸根阴离子的水解，是分步进行，不能合成一步书写，一般只需写第一步的水解。

?

多元弱碱阳离子水解复杂，书写其水解反应的离子方程式时，通常可写成一步。

十、盐类水解的规律

1、盐类水解的分类

强酸弱碱盐：

NH4+、Al3+、Cu2+、Fe3+、Fe2+、Ag+等，溶液显___性。

强碱弱酸盐：

CH3COO-、ClO-、F-、CN-、CO32-、SO32-、S2-、PO43-等，溶液显____性。

弱酸弱碱盐：

CH3COONH4、NH4F、（NH4）2CO3等。

思考：

⑴弱酸弱碱盐的水溶液显酸性还是碱性呢？

判断依据是什么？

⑵同浓度的CH3COONa和CH3COONH4溶液中，CH3COO－的水解程度谁大谁小？

水的电离程度谁大谁小？

2、水解规律

有弱才水解

无弱不水解能否水解的判断

都弱都水解

水解程度的判断（即水的电离程度大小）

越弱越水解同温同浓度溶液的酸碱性强弱的判断

酸（碱）越弱，水解程度越大，溶液碱（酸）性越强

谁强显谁性强酸弱碱盐：

酸性

均强显中性溶液酸碱性的判断强碱弱酸盐：

碱性

均弱具体定弱碱弱酸盐：

看酸碱的相对强弱

十一、盐类水解的应用

1、影响盐类水解的内因：

盐本身的性质，组成盐的酸或碱越弱，则水解程度越大。

2、影响盐类水解的外因：

（1）温度：

因水解是吸热过程，故升高温度可促进水解。

（2）浓度：

增大盐的浓度，水解平衡向水解方向移动，但水解程度减小。

盐的浓度越大，水解程度越小，对应的离子浓度越大；盐的浓度越小，水解程度越大，对应的离子浓度越小。

（3）根据盐类水解后溶液的酸碱性判断水解程度大小。

如FeCl3溶液在配制时加入盐酸，抑制其水解。

等物质的量浓度的NH4HSO4和NH4Cl溶液，c（NH4＋）为NH4HSO4大于NH4Cl。

3、盐类水解的应用

（1）判断溶液中离子能否大量共存，能够发生双水解，而且进行到底的离子之间不能大量共存。

如Al3＋（Fe3＋）与HCO3－、CO32－、AlO2－、S2－等不能大量共存。

（2）溶液的配制和贮存

配制Na2CO3溶液时，常加入少量相应的碱来抑制弱酸根离子的水解。

Na2CO3溶液由于水解使溶液呈______性，故不能用带玻璃塞的玻璃瓶来盛。

（3）盐的制备

双水解的盐在水溶液中不能制得，如Al2S3离子方程式为__________________________。

（4）盐溶液的蒸发和浓缩：

不水解、不分解的盐的溶液加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl；能水解，但生成的酸不挥发，也能析出该盐的晶体，如Al2（SO4）3；能水解，但水解后生成的酸有挥发性，则析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物，如AlCl3、FeCl3；若盐在较低温度下受热能分解，则加热蒸干其溶液时，盐已分解，如Ｃa（HCO3）2。

（5）溶液中离子浓度的大小比较：

关键在于分清电离和水解谁占主要地位。

判断单一溶液中离子浓度大小时应注意的方面：

⑴弱酸或弱碱溶液

⑵易水解的盐

⑶单一酸式盐

⑷三个守恒

练习1

1.下列反应中，属于水解反应且使溶液显酸性的是（）

A．NH4＋＋H2O

NH3·H2O＋H＋B．HCO3—＋H2O

CO32—＋H3O＋

C．S2—＋H2O

HS—＋OH—D．NH3＋H2O

NH4＋＋OH—

2.把0.02mol／LCH3COOH溶液和0.01mol/LNaOH溶液等体积混合，则混合溶液中微粒浓度关系正确的是（）

 A．C（CH3COO－）＞C（Na＋）B．C（CH3COOH）＞C（CH3COO－）

C.2C（H＋）＝C（CH3COO－）－C（CH3COOH）D．C（CH3COOH）＋C（CH3COO－）＝0.01mol/L 

3.为了得到比较纯净的物质，下列使用的方法恰当的是（）

A.向Na2CO3饱和溶液中，通入过量的CO2后，在减压、加热的条件下，蒸发得NaHCO3晶体

B.加热蒸发AlCl3饱和溶液得纯净的AlCl3晶体

C.向FeBr2溶液中加入过量的氯水，加热蒸发得FeCl3晶体

D.向FeCl3溶液里加入足量NaOH溶液，经过滤、洗涤沉淀，再充分灼烧沉淀得Fe2O3

4.将20mL0.4mol/L硝酸铵溶液跟50mL0.1mol/L氢氧化钡溶液混合，则混合溶液中各离子浓度的大小顺序是（）

A.c（NO3－）＞c（OH－）＞c（NH4＋）＞c（Ba2＋）

B.c（NO3－）＞c（Ba2＋）＞c（OH－）＞c（NH4＋）

C.c（Ba2＋）＞c（NO3－）＞c（OH－）＞c（NH4＋）

D.c（NO3－）＞c（Ba2＋）＞c（NH4＋）＞c（OH－）

5.常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液pH＝7，则此溶液中（）

A.c（HCOO－）＞c（Na＋）B.c（HCOO－）＜c（Na＋）

C.c（HCOO－）＝c（Na＋）D.无法确定c（HCOO－）与c（Na＋）的关系

6.已知HF比CH3COOH易电离。

关于物质的量浓度、体积都相同的NaF溶液和CH3COONa溶液，下列说法正确的是（）

A．CH3COONa溶液中：

c（CH3COO—）>c（Na＋）>c（OH—）>c（H＋）

B．在相同条件下，两溶液的pH大小为：

CH3COONa

C．NaF溶液中：

c（H＋）＋c（HF）＝c（OH—）

D．两溶液相比较，NaF溶液中的离子总数较多

7.下列各溶液中，微粒的物质的量浓度关系正确的是（）

A.0.1mol/LNa2CO3溶液：

c（OH－）＝c（HCO3－）＋c（H＋）＋2c（H2CO3）

B.0.1mol/LNH4Cl溶液：

c（NH4＋）＝c（Cl－）

C.向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，得到酸性混合液：

c（Na＋）＞c（CH3COO－）＞c（H＋）＞c（OH－）

D.向硝酸钠溶液中滴加稀盐酸得到的pH＝5的混合溶液：

c（Na＋）＝c（NO3－）

8.某二元酸在水中的电离方程式是：

H2BH＋＋HB–；HB–

H＋＋B2–。

回答问题：

（1）Na2B溶液显_______（选填“酸性”、“中性”或“碱性”）。

（2）在0.1mol/L的Na2B溶液中，下列粒子浓度关系式正确的是_________________。

A．c（B2–）＋c（HB–）＋c（H2B）＝0.1mol/L

B．c（Na＋）＋c（OH–）＝c（H＋）＋c（HB–）

C．c（Na＋）＋c（H＋）＝c（OH–）＋c（HB–）＋2c（B2–）

D．c（Na＋）＝2c（B2–）＋2c（HB–）

（3）已知0.1mol/LNaHB溶液的pH＝2，则0.1mol/LH2B溶液中氢离子的物质的量浓度

可能是_________0.11mol/L（填“<”、“>”或“＝”）。

（4）0.1mol/LNaHB溶液中各种离子的浓度由大到小的顺序是_______________________。

十二、难溶电解质的溶解平衡

1.物质溶解性与溶解度大小的关系

2.电解质的溶解

（1）绝对不溶的电解质是没有的，强电解质溶解于水后完全电离。

（2）同是难溶电解质，溶解度差别也可能很大。

（3）易溶电解质作溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。

（4）大部分物质的溶解是吸热反应，溶解度随温度的升高而增大，少数物质［如Ca（OH）2］溶解度随温度升高而降低。

3.溶解平衡的定义:

一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时，形成电解质的饱和溶液，达到平衡状态，我们把这种平衡称为沉淀溶解平衡。

【例16】下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是（）

A．反应开始时，溶液中各离子浓度相等

B．沉淀溶解达到平衡时，沉淀的速率与溶解的速率相等

C．沉淀溶解达到平衡时，溶液中离子的浓度相等且保持不变

D．沉淀溶解达到平衡时，如果再加入该沉淀物，将促进溶解

4、影响沉淀溶解平衡的因素：

（1）内因：

电解质本身的性质。

（2）外因：

遵循平衡移动原理。

①浓度：

加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。

②温度：

多数难溶性电解质溶解于水是吸热的，所以升高温度，沉淀溶解平衡向溶解方向移动，同时Ksp变大［特例：

升高温度Ca（OH）2溶解度减小］。

③同离子效应：

向沉淀溶解平衡体系中加入相同的离子，使平衡向沉淀方向移动，但Ksp不变。

如：

硫酸钡在硫酸钠、氯化钡溶液中的溶解度小于在蒸馏水中的溶解度。

④其他：

向沉淀溶解平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶的物质或气体的离子，使平衡向溶解的方向移动，但Ksp不变。

【例17】在平衡体系Ca（OH）2（s）

Ca2++2OH-中，能使Ca（OH）2减小的是（）

A.Na2CO3溶液B.AlCl3溶液C.NaOH溶液D.CaCl2溶液

5、沉淀溶解平衡常数-----溶度积常数Ksp

（1）概念：

在一定温度下，在难溶强电解质的饱和溶液中，各溶质的离子浓度的幂之积为一常数，称为溶度积常数，简称溶度积。

用符号Ksp表示。

（2）表达式：

对于沉淀溶解平衡MmAn

mMn＋（aq）＋nAm－（aq），

Ksp＝

6、溶度积的性质：

（1）溶度积（Ksp）的大小与__________和___________有关，与沉淀的量无关。

（2）Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解程度。

Ksp越小，溶解度越小，越难溶解。

【例18】下列叙述正确的是（）

A.由于AgCl水溶液导电性很弱，所以它是弱电解质

B.难溶电解质离子浓度的乘积就是该物质的溶度积常数

C.溶度积常数大者，溶解度也大

D.用水稀释含有AgCl固体的溶液时，AgCl的溶度积常数不变。

7、沉淀溶解平衡的应用

（1）沉淀的溶解与生成

Ｑ＞Ksp时，沉淀_________。

Ｑ＝Ksp时，处于平衡状态。

Ｑ＜Ksp时，沉淀___________。

沉淀的生成和溶解是两个相反的过程，它们相互转化的条件是离子浓度的大小，控制离子浓度的大小，可以使反应向所需要的方向转化。

（2）沉淀的转化

沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。

通常，一种沉淀可转化为更难溶的沉淀，两种难溶物的溶解能力（即溶解度）相差越大，这种转化的趋势就越大。

影响沉淀溶解平衡的因素：

对于平衡:

AgCl

Ag++Cl-若改变条件，对其的影响：

改变条件

平衡移动方向

C（Ag+）

C（Cl-）

升温

加水

加AgCl（s）

加NaCl（s）

加AgNO3（s）

练习2

1．在含有Mg（OH）2沉淀的饱和溶液中加入固体NH4Cl后，则Mg（OH）2沉淀（）

A.溶解B.增多C.不变D.无法判断

2.下列说法正确的是（）

A.两难溶电解质作比较时，Ksp小的，溶解度一定小

B.欲使溶液中某离子沉淀完全，加入的沉淀剂应该是越多越好

C.所谓沉淀完全就是用沉淀剂将溶液中某一离子除净

D.欲使Ca2+离子沉淀最完全，选择Na2C2O4作沉淀剂效果比Na2CO3好

3.下列说法正确的是（）

A.在一定温度下AgCl水溶液中，Ag+和Cl-浓度的乘积是一个常数

B.AgCl的Ksp=1.8×10-10mol2·L-2，在任何含AgCl固体的溶液中，c（Ag+）=c（Cl-）且Ag+与Cl-浓度的乘积等于1.8×10-10mol2·L-2

C.温度一定时，当溶液中Ag+和