人教版化学选修4第三章 水溶液中的离子平衡知识点总结

第三章 水溶液中的离子平衡

一、弱电解质的电离

1、定义:电解质:在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。

非电解质:在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。 强电解质:在水溶液里全部电离成离子的电解质。

弱电解质: 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。 混和物 物质 单质

强电解质: 强酸,强碱,大多数盐 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4

纯净物 电解质

弱电解质: 弱酸,弱碱,极少数盐,水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O……

化合物

非电解质: 非金属氧化物,大部分有机物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……

2、电解质与非电解质本质区别:

电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物

注意:①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水,但溶于水的BaSO4全部电离,故BaSO4 为强电解质)——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

3、电离平衡:在一定的条件下,当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时,电离过程就达到了 平衡状态 ,这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素:

A、温度:电离一般吸热,升温有利于电离。

B、浓度:浓度越大,电离程度 越小 ;溶液稀释时,电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应:在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质,会 减弱 电离。D、其他外加试剂:加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时,有利于电离。 9、电离方程式的书写:用可逆符号 弱酸的电离要分布写(第一步为主)

10、电离常数:在一定条件下,弱电解质在达到电离平衡时,溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积,跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数,(一般用Ka表示酸,Kb表示碱。 )

+- +-表示方法:ABA+BKi=[ A][ B]/[AB]

11、影响因素:

a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

b、电离常数受温度变化影响,不受浓度变化影响,在室温下一般变化不大。

C、同一温度下,不同弱酸,电离常数越大,其电离程度越大,酸性越强。如:H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性

1、水电离平衡::

水的离子积:KW = c[H+]·c[OH-]

25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH-] = 1*10-14 注意:KW只与温度有关,温度一定,则KW值一定 KW不仅适用于纯水,适用于任何溶液(酸、碱、盐) 2、水电离特点:(1)可逆 (2)吸热 (3)极弱 3、影响水电离平衡的外界因素:

①酸、碱 :抑制水的电离 KW〈1*10-14

②温度:促进水的电离(水的电离是 吸 热的) ③易水解的盐:促进水的电离 KW 〉 1*10-14 4、溶液的酸碱性和pH: (1)pH=-lgc[H+] (2)pH的测定方法:

酸碱指示剂—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。

变色范围:甲基橙 3.1~4.4(橙色) 石蕊5.0~8.0(紫色) 酚酞8.2~10.0(浅红色) pH试纸 —操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上,然后与标准比色卡对比即可 。 注意:①事先不能用水湿润PH试纸;②广泛pH试纸只能读取整数值或范围 三 、混合液的pH值计算方法公式 1、强酸与强酸的混合:(先求[H+]混:将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积,再求其它) [H+]混 =([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2) 2、强碱与强碱的混合:(先求[OH-]混:将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积,再求其它) [OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2) (注意 :不能直接计算[H+]混) 3、强酸与强碱的混合:(先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-,①H+有余,则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混;OH-有余,则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混,再求其它)

四、稀释过程溶液pH值的变化规律:

1、强酸溶液:稀释10n倍时,pH稀=pH原+ n (但始终不能大于或等于7) 2、弱酸溶液:稀释10n倍时,pH稀〈pH原+n (但始终不能大于或等于7) 3、强碱溶液:稀释10n倍时,pH稀=pH原-n (但始终不能小于或等于7) 4、弱碱溶液:稀释10n倍时,pH稀〉pH原-n (但始终不能小于或等于7) 5、不论任何溶液,稀释时pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液无限稀释后pH均接近7

6、稀释时,弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢,强酸、强碱变化得快。 五、强酸(pH1)强碱(pH2)混和计算规律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m 1、若等体积混合

pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7

pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pH2-0.3 pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+0.3 2、若混合后显中性

pH1+pH2=14 V酸:V碱=1:1

〔14-(pH1+pH2)〕

pH1+pH2≠14 V酸:V碱=1:10

六、酸碱中和滴定: 1、中和滴定的原理

实质:H++OH=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。 2、中和滴定的操作过程:

(1)仪②滴定管的刻度,O刻度在 上 ,往下刻度标数越来越大,全部容积 大于 它的最大刻度值,因为下端有一部分没有刻度。滴定时,所用溶液不得超过最低刻度,不得一次滴定使用两滴定管酸(或碱),也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后 一位 。

(2)药品:标准液;待测液;指示剂。 (3)准备过程:

准备:检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。(洗涤:用洗液洗→检漏:滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗(或待测液洗)→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始) (4)试验过程

3、酸碱中和滴定的误差分析

误差分析:利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析

式中:n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数;c——酸或碱的物质的量浓度; V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时,则: c碱=

n ?c ?V

n ?V 上述公式在求算浓度时很方便,而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化,因为在滴定过程中c酸为标准酸,其数值在理论上是不变的,若稀释了虽实际值变小,但体现的却是V酸的增大,导致c酸偏高;V碱同样也是一个定值,它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的,当在实际操作中碱液外溅,其实际值减小,但引起变化的却是标准酸用量的减少,即V酸减小,则c碱降低了;对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述,当用标准酸来测定碱的浓度时,c碱的误差与V酸的变化成正比,即当V酸的实测值大于理论值时,c碱偏高,反之偏低。

同理,用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。 七、盐类的水解(只有可溶于水的盐才水解)

1、盐类水解:在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。

2、水解的实质: 水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离,是平衡向右移动,促进水的电离。 3、盐类水解规律:

①有 弱 才水解,无弱不水解,越弱越水解;谁 强显谁性,两弱都水解,同强显中性。 ②多元弱酸根,浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大,碱性更强。 (如:Na2CO3 >NaHCO3)

4、盐类水解的特点:(1)可逆(与中和反应互逆) (2)程度小 (3)吸热 5、影响盐类水解的外界因素:

①温度:温度越 高 水解程度越大 (水解吸热,越热越水解) ②浓度:浓度越小,水解程度越 大 (越稀越水解)

③酸碱:促进或抑制盐的水解(H+促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解;OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解) 6、酸式盐溶液的酸碱性:

①只电离不水解:如HSO4- 显 酸 性

②电离程度>水解程度,显 酸 性 (如: HSO3- 、H2PO4-)

③水解程度>电离程度,显 碱 性 (如:HCO3- 、HS- 、HPO42-) 7、双水解反应:

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