高二化学水溶液中的离子平衡（复习提纲）

高二化学水溶液中的离子平衡（复习提纲）

一、弱电解质的电离

1、定义：电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质 混和物

单质 物质 强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4

纯净物 电解质 弱电解质：弱酸、弱碱和水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O?? 化合物 非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2?? 2、电解质与非电解质本质区别：

在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离） 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电 3、强电解质与弱电质的本质区别：

在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）

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）

4、强弱电解质通过实验获得

5、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：

(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA)＜pH(HB) (2)pH值相同时，溶液的浓度CHA＜CHB

(3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHA＞pHHB

二、水的电离和溶液的酸碱性

1、水离平衡：H2OH+ + OH- 水的离子积：KW = [H+]·[OH-]

25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH-] = 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（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制） 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（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）4、溶液的酸碱性和pH： （1）pH= -lg[H+]

注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ；

②pH＜7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；

③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是 溶液）。 （2）pH的测定方法：

酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞

pH试纸 ——最简单的方法。 操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃

棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。

注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②只能读取整数值或范 （3）常用酸碱指示剂及其变色范围：

1

指示剂 石蕊 甲基橙 酚酞 ＜5红色 ＜3.1红色 ＜8无色 变色范围的PH 5～8紫色 3.1～4.4橙色 8～10浅红 ＞8蓝色 ＞4.4黄色 ＞10红色 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+离子数相加除以总体积，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-离子数相加除以总体积，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）

注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！ 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均为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、“酸、碱恰好完全反应”与“自由H+与OH-恰好中和”酸碱性判断方法 1、酸、碱恰好反应（现金+存款相等）：

恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。（无水解，呈中性） 2、自由H+与OH-恰好中和（现金相等），即“14规则：pH之和为14的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显中性。”：

生成盐和水，弱者大量剩余，弱者电离显性。（无弱者，呈中性） 六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解） 1、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，两弱相促进，两强不水解。

②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)

③弱酸酸性强弱比较：

A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。如酸性：HFH3PO4）

B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOH>CH3COOH）

C、一些常见的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸；醋酸>碳酸；磷酸和H2SO3

为中强酸；HClO4为最强含氧酸等。

2、盐类水解的特点：（1）可逆 （2）程度小 （3）吸热 3、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）

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

2

水解而抑制阴离子水解 4、酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：如HSO4-

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-） 5、双水解反应：

（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应（即弱酸弱碱盐）。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。其促进过程以NH4Ac为例解释如下：

—

NH4Ac == NH4+ + Ac- NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ Ac + H2O HAc + OH-

—

两个水解反应生成的H+和OH反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减少，平衡均右移。 （2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的方程式写“==”并标“↑↓”，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ 6、盐类水解的应用：

①混施化肥（N、P、K三元素不能变成↑和↓） ②泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解）

③FeCl3溶液止血剂（血浆为胶体，电解质溶液使胶体凝聚）

④明矾净水（Al3+水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉）

⑤NH4Cl焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈） ⑥判断溶液酸碱性（强者显性） ⑦比较盐溶液离子浓度的大小

⑧判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存） ⑨配制盐溶液（加对应的酸防止水解） 七、电离、水解方程式的书写原则

1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写 例：H2S的电离H2S H+ + HS- ； HS- H+ + S2-

例：Na2S的水解：H2O+ S2- HS- + OH- H2O + HS- H2S + OH-

注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。 2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 例：Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+

八、溶液中微粒浓度的大小比较

1、基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系：

①电荷守恒（电荷数前移）:任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积

之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和

②物料守恒(原子个数前移):

某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和 ③质子守恒(得失H+个数前移):：

∑得质子后形成的微粒浓度·得质子数 == ∑失质子后形成的微粒浓度·失质子数 2、同浓度的弱酸和其弱酸盐 、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律： ①中常化学常见的有三对

等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：弱酸的电离＞其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性

3

等浓度的NH3·H2O与NH4Cl的混合液：弱碱的电离＞其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性

等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：弱酸的电离<其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性 ②掌握其处理方法（即抓主要矛盾）

例：0.1mol/LCH3COOH和0.1mol/LCH3COONa溶液等体积混合后溶液呈酸性，则∵溶液呈酸性，∴CH3COOH 的电离＞CH3COONa的水解，∴[HAc]<0.1mol/L，[Ac-]>0.1mol/L. （因为NaAc的水解呈碱性被HAc的电离呈酸性所掩盖，故可当作“只HAc电离，而NaAc不水解”考虑，即只考虑酸的电离。） 九、酸碱中和滴定

（一）中和滴定的原理

定量分析：化学上把测定物质各组成成分的含量过程，称为定量分析过程。中和滴定是定量分析的一种方法。

1、中和滴定概念：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法就叫酸碱中和滴定。

实质：H++OH=H2O 即酸中的n(H+)==碱中n(OH-)。

—

2、中和滴定的原理：

在中和反应中使用已知物质的量浓度的酸（或碱）溶液与未知物质的量浓度的碱（或酸）溶液完全中和，测出二者所用的体积 ，根据化学方程式中酸碱物质的量 的比求出未知溶液的浓度。

关键：准确测定参加反应的两种溶液的体积；准确判断中和反应是否恰好完全反应。 若用A代表酸，B代表碱，据酸和碱反应时的物质的量之比等于它们的化学计量数之比，则

c(A)V(A)v(A)?c(B)V(B)v(B)c(B)?当v(B)c(A)V(A)v(A)c(B)V(B)?或c(A)??v(A)V(B)v(B)V(A)v(B)＝1时，可简化为：c(B)＝ 或 c(A)＝ v(A)练习：用0.1032 mol·L-1的HCl溶液，滴定25.00mL 未知浓度的氢氧化钠溶液，滴定完成时用去盐酸溶液27.84mL，通过中和滴定测得氢氧化钠溶液的浓度为？

3、中和滴定的关键：⑴ 准确测定 溶液的体积 ⑵ 准确显示反应的终点 4、指示剂的选择：酸碱中和滴定是通过指示剂颜色的变化来确定滴定终点。 指示剂的选择要求：变色要明显、灵敏，且指示剂的变色范围要尽可能在滴定过程中的pH值突变实范围内。

一般地，强酸和强碱的中和滴定，常选用酚酞或甲基橙作指示剂；若强酸滴定弱碱选择甲基橙；强碱滴定弱酸选择酚酞。石蕊试液由于变色的pH值范围较大且变化不明显，所以通常不选用。

（二）中和滴定的操作过程：

1、仪器：酸式、碱式滴定管，移液管，滴定管夹，锥形瓶，烧杯，铁架台 酸式滴定管和碱式滴定管有何不同？

注意：① 酸式滴定管不能盛放碱液、氢氟酸以及Na2SiO3、Na2CO3等碱性溶液；碱式

4

滴定管不能盛放酸性溶液和强氧化性溶液。

② 滴定管的刻度，“0”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。

③ 滴定管可以读到小数点后两位。即0.01mL 2、药品：

标准液：_______________________；待测液：______________________； 指示剂：__________________。（预计终点时颜色变化为____________________） 3、准备过程：

准备：检漏 → 洗涤 → 润洗 → 装液 → 赶气泡 → 调液面 → 记数据V(始) 检漏：检查 ，方法是： →洗涤：方法是：先用自来水洗，再用蒸馏水洗

→润洗： 洁净的酸式（碱式）滴定管还要分别用 所要盛装的酸、碱溶液润洗2-3遍。 方法是：从滴定管上口加入3-5mL所要盛装的溶液，倾斜着转动滴定管，使液体润湿全部滴定管内壁。然后一手控制活塞（或轻轻挤压玻璃球），将液体从滴定管下部放入预置的烧杯中。

→装液：装入反应液。将酸、碱反应液加入到酸式滴定管、碱式滴定管中，使液面位于滴定管“0”以上2~3mL处，并将滴定管垂直固定在滴定管夹上。

→赶气泡：怎样赶气泡？

（若滴定前滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后无气泡，实际滴入的溶液偏少 ） →调液面 → 调整液面位于滴定管的“0”刻度或“0”刻度以下。 →记数据V(始)

注意：为什么用水洗后，还要用标准液洗？ 但锥形瓶不能用待测液洗？

3、滴定操作：移取待测溶液→加指示剂→滴定→判断终点→读数→重复实验→计算。 （1）放出反应液：根据实验设计，向锥形瓶内放入__________mL的________溶液。 注：能否用量筒代替滴定管来量取一定体积液体？_______，移液管呢？_______。 （2）滴加指示剂：向锥形瓶内滴入2～3滴_______________作终点指示剂。 （3）滴定：操作时左手控制滴定管活塞或小球，右手不断震荡锥形瓶，眼睛一直注视锥形瓶内溶液颜色的变化。

（4）终点判断：当滴入最后一滴刚好使指示剂颜色由_______色突变为_______色，且在半分钟（30s）内不恢复原色。表明反应达到终点。

（5）读数：滴定停止后，必须等待1-2min，让附着在滴定管内壁的溶液流下后，读数，记录数据。

4、重复滴定操作：1-2次，将读数记入下表中。

读数 起始读数(mL) 组别 1 2 3 平均

5

终点读数(mL) 体积差（mL）

5、数据处理：

根据实验数据：计算未知溶液的浓度： 6、误差分析：

读数：两位小数。因一次实验误差较大，所以应取多次实验的平均值 误差分析：利用n·C1·V1 = m·C2·V2 进行分析 用标准酸滴定待测碱而引起的结果变化情况 ： 实验操作情况 ①开始滴定时滴定管尖嘴处留有气泡 ②读数开始时仰视，终止时俯视 ③到滴定终点尚有一滴酸挂在滴定管尖嘴外而未滴入锥瓶 ④洗净的酸管未用标准液润洗 ⑤洗净的锥瓶用待测碱润洗 ⑥不小心将标准液滴至锥瓶外 ⑦不小心将待测碱液溅至锥瓶外 ⑧滴定前向锥形瓶中加入10 mL蒸馏水，其余操作正常 对c碱的影响 偏高 偏低 偏高 偏高 偏高 偏高 偏低 无影响 下面就以标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液为例，判断对待测碱浓度的影响。 产生误差的常见因素 酸式滴定管水洗后未用标准液润洗 仪器洗涤 移液管水洗后未用待测液润洗 锥形瓶水洗后用待测液润洗 量器读数 滴定前俯视酸式滴定管，滴定后平视 滴定前仰视酸式滴定管，滴定后俯视 滴定前酸式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定结束后气泡消失 滴定结束，滴定管尖端挂一滴液体未滴下 操作不当 将移液管尖嘴部分的液体吹出 滴定过程中，振荡锥形瓶时，不小心将溶液溅出 用甲基橙作指示剂，滴至橙色，半分钟内又还原成黄色，不处理就计算 C碱的误差 偏大 偏小 偏大 偏大 偏小 偏大 偏大 偏大 偏小 偏小 十、溶解平衡

1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识

（1）溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。生成难溶电解质的反应为完全反应，用“=”。

（2）反应后离子浓度降至1×10-5mol/L以下的反应为完全反应，用“=”。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5

mol/L，故均用“=”。

（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。 （4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4

6

（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。 （6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。 2、溶解平衡方程式的书写

注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+ + S2- 3、沉淀生成的三种主要方式

（1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。 （2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：常加入难溶性的MO、M(OH)2、MCO3等除M2+溶液中易水解的阳离子。如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

（3）氧化还原沉淀法：加氧化剂或还原剂将要除去的离子变成沉淀而除去（较少见） 4、沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①加水；②加热；③减少生成物（离子）的浓度。使沉淀溶解的方法一般为减少生成物的浓度，∵对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。 5、沉淀的转化：

溶液中的沉淀反应总是向着离子浓度减少的方向进行，简而言之，即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。

7

本文来源：https://www.bwwdw.com/article/c39w.html