水溶液中的离子平衡讲义Word文档格式.docx

1、变：外界条件改变时，平衡被破坏，电离平衡发生移动。2、影响电离平衡的因素浓度：越稀越电离在醋酸的电离平衡 CH3COOH CH3COO-+H+加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但c（CH3COOH）、c（H+）、c（CH3COO-）变小 加入少量冰醋酸，平衡向右移动， c（CH3COOH）、c（H+）、c（CH3COO-）增大，但电离程度变小温度：T越高，电离程度越大同离子效应 加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。化学反应 加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离方向移动。以电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+为例，各种因素对平衡的影响

2、可归纳为下表：平衡移动方向c（H+）n（H+）c（Ac-）c（OH-）c（H+）/ c（HAc）导电能力电离程度加水稀释向右减小增多减弱增大加冰醋酸增强升高温度加NaOH（s）减少加H2SO4（浓）向左加醋酸铵（s）加金属Mg加CaCO3（s）3、电离方程式的书写强电解质用=，弱电解质用多元弱酸分步电离，多元弱碱一步到位。H2CO3 H+HCO3-，HCO3- H+CO32-，以第一步电离为主。弱酸的酸式盐完全电离成阳离子和酸根阴离子，但酸根是部分电离。 NaHCO3=Na+HCO3-，HCO3- H+CO32-强酸的酸式盐如NaHSO4完全电离，但在熔融状态和水溶液里的电离是不相同的。 熔融

3、状态时：NaHSO4=Na+HSO4溶于水时：NaHSO4=Na+H+SO42三、水的电离及溶液的pH1、水的电离电离平衡和电离程度 水是极弱的电解质，能微弱电离H2O+H2O H3O+OH-，通常简写为H2O H+OH-；H 25时，纯水中c（H+）=c（OH-）=110-7mol/L 影响水的电离平衡的因素温度：温度越高电离程度越大c（H+）和c（OH-）同时增大，KW增大，但c（H+）和c（OH-）始终保持相等，仍显中性。纯水由25升到100，c（H+）和c（OH-）从110-7mol/L增大到110-6mol/L（pH变为6）。酸、碱向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但K

4、W不变。加入易水解的盐由于盐的离子结合H+或OH-而促进水的电离，使水的电离程度增大。温度不变时，KW不变。练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下：H2O H+OH-平衡移动方向电离程度c（H+）与c（OH-）的相对大小溶液的酸碱性离子积KW加热c（H+）=c（OH-）中性降温加酸c（H+）酸性不变加碱c（H+）1碱性溶液：c（OH-），c（H+）10-7mol/L。思考：10-7mol/L （pHc（OH-）, pH7，碱性越强，pH越大。1、甲溶液的pH是乙溶液的2倍，则两者的c（H+）是什么关系2、pH7的溶液是否一定成酸性（注意：pH=0的溶液c（H+）=1mol/L。）pH的适用范围

5、c（H+）的大小范围为：1.010-14molL-11molL-1。即pH 范围通常是014。当c（H+）1molL-1或c（OH-）1molL-1时，用物质的量浓度直接表示更方便。溶液pH的测定方法酸碱指示剂法：只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH。指示剂甲基橙石蕊酚酞变色范围pH3.14.45.08.08.210.0溶液颜色红橙黄红紫蓝无色浅红红pH试纸法：粗略测定溶液的pH。pH试纸的使用方法：取一小块pH试纸放在玻璃片（或表面皿）上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部，随即（30s内）与标准比色卡比色对照，确定溶液的pH。测定溶液pH时，pH试剂不能用蒸馏水润湿（否则相当于将溶

6、液稀释，使非中性溶液的pH测定产生误差）；不能将pH试纸伸入待测试液中，以免污染试剂。标准比色卡的颜色按pH从小到大依次是：红 （酸性），蓝 （碱性）。pH计法：精确测定溶液pH。4、有关pH的计算基本原则： 一看常温，二看强弱（无强无弱，无法判断），三看浓度（pH or c） 酸性先算c（H+），碱性先算c（OH）单一溶液的pH计算 由强酸强碱浓度求pH 已知pH求强酸强碱浓度 加水稀释计算 强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n。 弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则pHb-n。 酸、碱溶液无限稀释时，pH只能约等于或接近于7，酸的pH不能大于7，碱的pH不能小于7。对于浓度（或pH

7、）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH变化幅度大。酸碱混合计算两种强酸混合 c（H+）混=两种强碱混合c（OH-）混= 酸碱混合，一者过量时 c（OH-）混或c（H+）混= 若酸过量，则求出c（H+），再得出pH；若碱适量，则先求c（OH-），再由KW得出c（H+），进而求得pH，或由c（OH-）得出pOH再得pH。四、盐的水解1、盐的分类按组成分：正盐、酸式盐和碱式盐。按生成盐的酸和碱的强弱分：强酸强碱盐（如Na2SO4、NaCl）、弱酸弱碱盐（如NH4HCO3）、强酸弱碱盐（如NH4Cl）、强碱弱酸盐（如CH3COONa）。按溶解性分：易溶性盐（如Na2CO3）、微溶性盐（如CaSO

8、4）和难溶性盐（如BaSO4）。2、盐类水解的定义和实质定义盐电离出的一种或多种离子跟水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。实质盐电离出的离子（弱碱阳离子或弱酸根阴离子）跟水电离出的OH-或H+结合生成弱电解质（弱碱或弱酸）并建立电离平衡，从而促进水的电离。盐类水解的特点可逆的，其逆反应是中和反应； 微弱的； 动态的，水解达到平衡时v（水解）=v（中和）0；吸热的，因中和反应是放热反应，故其逆反应是吸热反应。3、盐类水解的规律有弱才水解：含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐才发生水解。无弱不水解：不含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐即强酸强碱盐不水解。谁弱谁水解：发生水解的是

9、弱酸根阴离子和弱碱阳离子。谁强显谁性：弱酸弱碱盐看水解生成的酸和碱的强弱。越弱越水解：弱酸根阴离子所对应的酸越弱，则越容易水解，水解程度越大。若酸性HAHBHC，则相同浓度的NaA、NaB、NaC溶液的碱性逐渐增强，pH逐渐增大。CO32-和HCO3-所对应的弱酸分别是HCO3- 和H2CO3，HCO3-比H2CO3的电离程度小得多，相同浓度时Na2CO3溶液的pH比NaHCO3的大。都弱双水解：当溶液中同时存在弱酸根阴离子和弱碱阳离子时，离子水解所生成的OH-和H+相互结合生成水而使其水解相互促进，称为“双水解”。 NH4+与S2-、HCO3-、CO32-、CH3COO-等虽然相互促进，水解程度仍然很小，离子间能大量共存。彻底双水解离子间不能大量共存。Al3+与S2、HS、AlO2、CO32、HCO3Fe3+与AlO2、CO32、HC