水溶液中的离子平衡归纳总结提高

水溶液中的离子平衡归纳总结提高☆规律的理解和运用：一、强、弱电解质与结构的关系强电解质：水溶液中完全电离，绝大多数为离子化合物和强极性共价化合物，如，强酸、强碱、绝大多数盐；如果不在熔融状态下，在水溶液中导电性不一定强，因为可能是稀溶液或难溶强电解质。弱电解质：水溶液中不完全电离，绝大多数为含极性键的共价化合物，如，弱酸、弱碱、水。不要把溶解平衡当成电离平衡；弱电解质在很稀时电离程度也很大；导电性不一定比强电解质差。二、弱电解质的电离平衡1、在一定条件下（主要是温度，因为在水溶液中压强不怎么影响平衡），当电解质分子电离成离子（离子化）的速率与和离子重新结合生成分子（分子化）的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。2、电离平衡的特征“动”——动态平衡；“等”——V分子化=V离子化；“定”——弱电解质的电离程度保持一定，溶液中各种粒子的浓度保持一定；“变”——外界条件发生变化，电离平衡也要发生移动。3．影响电离平衡的因素①对弱电解质溶液的稀释过程中，弱电解质的电离程度增大，溶液中离子数目增多，溶液中离子浓度变小。这里有相反的两个过程，)()()(aqVBnBCn(B)随着稀释稍稍增大一点，V(aq)却随着稀释显著增大；分母增大的倍数大，所以C(B)还是减小。②电离均为吸热过程，升高温度，电离程度增大，离了数目增多，离子浓度增大。K也增大。三、水的电离和溶液的PH1、水的离子积Kw只与温度有关，25℃时：Kw=c（H＋）·c（OH－）=1×10－7×1×10－7=1×10－14。2、影响水的电离的因素①加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变；②加入某些能水解盐，促进水的电离，Kw不变；加入金属钠也促进水的电离。③升高温度，促进水的电离，水的离子积增大，有些资料认为：在100℃时，KW=1×10－12。3、溶液的酸碱性分析：中性c（H＋）=c（OH－），酸性c（H＋）＞c（OH－），碱性c（H＋）＜c（OH－）。4、溶液的pH化学上常用c（H＋）的负常用对数表示溶液酸碱性的强弱：pH=－lg｛c（H＋）｝范围在0~14四、盐类的水解1.离子浓度大小问题:在CH3COONa溶液中存在着下列电离及水解过程:粗略认为弱酸、弱碱电离1%，水解1‰.CH3COONa=CH3COO-+Na+H2OH++OH-CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-离子浓度大小顺序是:c(Na+)c(CH3COO-)c(OH-)c(H+)。如果只有四种离子排序口诀：阳阴阴阳或阴阳阳阴。2.物料守恒(质量守恒)问题:CH3COONa的浓度为0.1mol/L,达到水解平衡后c(CH3COO-)+c(CH3COOH)＝C(Na+)=0.1mol/L3.电荷守恒。溶液是呈电中性的,因此溶液中的负电荷总浓度和正电荷总浓度应该相等,这就是溶液中的电荷守恒。CH3COONa溶液有:c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)遇到二价离子×2，三价离子×3.4.质子守恒：用电荷守恒－物料守恒＝质子守恒。C(H+)=C(OH-)-C(CH3COOH)五、影响水解的因素(条件)1.水解反应的特点:(1).水解反应是可逆反应（其逆反应是有弱酸或弱碱参加的中和反应）,因此存在着水解平衡。例如CH3COONa水解的化学方程式为:CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH由此可知CH3COONa水解反应的逆反应是CH3COOH和NaOH的中和反应,由于中和反应进行程度是比较高的,因此水解反应进行的程度是很微弱的，双水解比单一水解程度大些，只要双水解产物中有沉淀，则水解进行完全，写等号,不可逆。(2).水解反应是吸热反应。因为中和反应是放热反应,所以水解反应是吸热的。2.促进盐类水解的方法:以CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-为例(1).加热:加热可使平衡向吸热反应方向移动,因此加热能促进水解反应的发生。(2).加酸:加酸或酸性物质能中和水解产生的OH-,使OH-浓度减小,平衡正向移动。(3).加入能消耗OH-的盐:如加入含有NH4+、Al3+、Fe3+等能结合OH-的盐也能促进水解反应的发生(实际上除NH4+外，其它就是协同双水解反应)。(4).加水稀释:加水使溶液体积增大,平衡向微粒数增多的方向移动即正向移动(水溶液中的化学平衡不考虑水分子)。但是水解产生的酸性或碱性还是减弱。3.抑制盐类水解的方法:以NH4++H2ONH3·H2O+H+为例(1).降温:降低温度可使平衡向放热反应方向移动,因此降温能抑制水反应。(2).加酸:加酸或酸性物质,使溶液中H＋浓度增大,平衡逆向移动。六．一般规律:1.强酸溶液每稀释10倍,溶液的PH值增大1个单位,强碱溶液每稀释10倍,溶液的PH值减小1个单位。2.弱酸溶液每稀释10倍,溶液的PH值增大不到1个单位,弱碱溶液每稀释10倍,溶液的PH值减小不到1个单位。3.使酸溶液PH值增大1个单位,强酸溶液只需要稀释10倍,弱酸溶液必须稀释10倍以上。4.使碱溶液PH值减小1个单位,强碱溶液只需要稀释10倍,弱碱溶液必须稀释10倍以上。5.酸越强对应离子的水解程度就越弱;酸越弱对应离子的水解程度就越强。6.碱越强对应离子的水解程度就越弱;碱越弱对应离子的水解程度就越强。7.浓度相同时,CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度。8.相同条件下氨水的电离度和醋酸的电离程度相等,氨水和醋酸是强弱相当的弱碱和弱酸,因此浓度相同时NH3·H2O的电离程度大于NH4+的水解程度。醋酸铵溶液呈中性。9.若醋酸或氨水的浓度大于对应离子的浓度,他们的电离更大于水解。10.若是比醋酸和氨水较强的酸和碱,在浓度相同时,电解质的电离程度比对应离子的水解程度更大。七．难溶电解质溶解平衡1、概念：在一定条件下（就是一定温度下），难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。（也叫沉淀溶解平衡）2、表达式：如：AgCl(s)Cl－（aq）＋Ag＋（aq）3、特征：饱、等、动、定、变4、影响溶解平衡的因素：（1）内因：电解质本身的性质①、绝对不溶的电解质是没有的。②、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。（从难溶电解质可以生成更难溶的电解质）③、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。（2）外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。加入能减少某一离子浓度的物质，平衡右移，直至溶解。如AgCl(s)Cl－（aq）＋Ag＋（aq）中滴加氨水，可以生成Ag(NH3)2+,降低Ag＋（aq）浓度，沉淀溶解。生成银氨溶液。②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。反常的有Ca(OH)2,随温度升高，溶解度减小。5、溶度积（平衡常数）——Ksp对于沉淀溶解平衡：（平衡时）MmAn(s)mMn＋（aq）＋nAm—（aq）Ksp＝[c(Mn＋)]m·[c(Am—)]n在一定温度下，Ksp是一个常数，称为溶度积常数，不随离子浓度的改变而改变；只随温度改变而改变。简称溶度积。若任意时刻有：Qc叫离子积。Qc＝[c(Mn＋)]m·[c(Am—)]n则有：QcKsp过饱和，析出沉淀，降低浓度，趋向平衡。Qc＝Ksp饱和，平衡状态。仍然是动态平衡。QcKsp未饱和。再加固体难溶物，还可以溶解的，直到平衡为止。☆范例引导例1、将0.01mol下列物质分别加入100mL蒸馏水中，恢复至室温，所得溶液中阴离子浓度的大小顺序是（溶液体积变化忽略不计）①Na2O2②Na2O③Na2CO3④NaClA.①②③④B.①②④③C.①=②③④D.①=②③=④【分析解答】：①②溶于水，溶质都是NaOH，且物质的量都为0.02moL,且二者与水反应时消耗的水的物质的量相同。故反应后溶液体积相同，故①=②；③中CO32-水解，溶液中出现了OH-、HCO3-，故溶液中阴离子浓度稍大于④；故C正确。例2、常温下，将0.1mol·L-1氢氧化钠溶液与0.06mol·L-1硫酸溶液等体积混合，该混合溶液的pH等于A．1.7B．2.0C．12.0D．12.4【规范解答】：设两溶液的体积均为1L，OH—离子的物质的量为0.1mol·L-1×1L=0.1mol，因H+离子的浓度是硫酸浓度的2倍，即0.06mol·L-1×2=0.12mol·L-1，故H+离子的物质的量为0.12mol·L-1×1L=0.12mol，H+离子的物质的量大于OH—离子的物质的量，混合后，溶液呈酸性；混合反应后剩余H+离子的物质的量浓度为（0.12mol－0.1mol）÷（1L+1L）=0.01mol·L-1，溶液的pH=－lg(H+)=2。例3、下列液体均处于25℃，有关叙述正确的是A．某物质的溶液pH7，则该物质一定是酸或强酸弱碱盐B．pH＝4.5的番茄汁中c(H+)是pH＝6.5的牛奶中c(H+)的100倍C．AgCl在同浓度的CaCl2和NaCl溶液中的溶解度相同D．pH＝5.6的CH3COOH与CH3COONa混合溶液中，c(Na+)c(CH3COO－)【规范解答】：某些强酸的酸式盐pH＜7，如NaHSO4，故A项错误；pH=4.5，c(H+)=10-4.5mol·L-1，pH=6.5，其c(H+)=10-6.5mol·L-1，故B项正确；同浓度的CaCl2溶液的c(Cl-)是NaCl溶液的c(Cl-)的两倍，它们对AgCl沉淀溶解平衡的抑制程度不同，故C项错误；混合溶液显酸性，则c(H+)c(OH-)，根据电荷守恒，c(CH3COO-)c(Na+)，故D项错误。例4、相同体积、相同pH的某一元强酸溶液①和某一元中强酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积（V）随时间（t）变化的示意图正确的是【规范解答】：①相同体积、相同pH的一元强酸和中强酸，中强酸的物质的量浓度大于强酸的物质的量浓度，故与足量的锌粒反应中强酸产生的氢气多；②初始时二者的C（H+)相同，反应一旦开始，中强酸还会电离出新的C（H+)，即随后中强酸电离出的C（H+)大于强酸，故中强酸与锌粒的反应速率大于强酸的。结合题中图像C选项正确。例5.难溶电解质Mg(OH)2的Ksp=1.2×10-11mol3·L-3。在c(Mg2+)=0.12mol·L-1的溶液中，要生成Mg(OH)2沉淀，溶液pH至少应控制在多少？【规范解答】：c(OH－)=（)c(MgKsp2）1/2=（1.2×10-11/0.12）1/2=1.0×10-5mol·L-1∴c(H+)=1.0×10-14/1.0×10-5=1.0×10-9（mol·L-1）故pH=9即溶液的pH至少应控制在9以上。例6.在氯化银饱和溶液中,尚有氯化银固体存在，当分别向溶液中加入下列物质时，将有何种变化？加入物质平衡移动方向AgCl溶解度溶液中C(Ag+)溶液中C(Cl－)发生变化的原因0.1mol·L－1HCl0.1mol·L－1AgNO3KNO3(s)0.1mol·L－1NH3·H2OH2O【规范解答】：AgCl（s）Ag+(aq)+Cl-(aq)加入物质平衡移动方向AgCl溶解度溶液中C(Ag+)溶液中C(Cl－)发生变化的原因0.1mol·L－1HCl向左减小减小增大同离子效应0.1mol·L－1AgNO3向左减小增大减小同离子效应KNO3(s)向右增大增大增大盐效应0.1mol·L－1NH3·H2O向右增大减小增大形成配合物H2O向右不变不变不变稀释作用例7、医院中进行钡餐透视时，用BaSO4做内服造影剂，为什么不用BaCO3做内服造影剂？信息：①Ksp(BaSO4)=1.1×10-10；Ksp(BaCO3)=5.1×10-9②Ba2+有剧毒；③胃酸的酸性很强，pH约为0.9～1.5；【规范解答】：由于人体内胃酸的酸性较强(pH0.9-1.5)，如果服下BaCO3,胃酸会与CO32-反应生成CO2和水，使CO32-离子浓度降低，使QcKsp，使BaCO3的沉淀溶解平衡向右移动，使体内的Ba2+浓度增大而引起人体中毒。而SO42-不与H+结合生成硫酸，胃酸中的H+对BaSO4的溶解平衡没有影响