第三章水溶液中的离子平衡的复习.doc

水溶液中的离子平衡的复习
弱电解质的电离平衡
盐的水解平衡
难溶电解质的溶解平衡
弱电解质的电离平衡
一 、强、弱电解质
1、电解质 ： 溶于水或熔融状态能够导电的化合物。
酸碱盐都是电解质。
2、强电解质： 溶于水能全部电离的电解质。
强酸、强碱、大部分盐是强电解质。
3、弱电解质 溶于水部分电离的电解质。
弱酸、弱碱、水是弱电解质。
4、常见的弱电解质：
弱酸：H2CO3、CH3COOH、HClO、HF、H3PO4、H2S、H2SiO3、 H2SO3
弱碱：难溶碱和NH3·H2O
5、易错点
①、难溶盐也是强电解质。
②、单质既不是电解质也不是非电解质。
③、氧化物中有的是电解质如CaO,有的是非电解质，如非金属氧化物CO2、CO、SO2、SO3等。
④、混合物不是电解质，如盐酸，H2SO4溶液、NaCl溶液。
⑤、能导电的不一定是电解质，如金属铜NaCl溶液。电解质不一定导电，如NaCl固体。
⑥、强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电电解质溶液的导电能力不一定弱。电解质溶液的导电能力和溶液中的自由移动的离子浓度有
关，和电解质的强弱没有直接关系。
⑦、如果一种化合物在熔融状态下能导电，说明这个化合物为离子化合物。
二、弱电解质的电离平衡
1、弱电解质在水溶液中存在电离平衡。弱电解质的溶液中既有离子，又有分子（水分子和弱电解质分子）。强电解质则会全部电离，不存在电离平衡。
练习：新制的氯水和氨水中的微粒。
2、影响弱电解质电离平衡的因素：
弱电解质的电离平衡遵守勒夏特列原理。
（1） 加水稀释电离平衡向正方向移动，电离程度增大，溶液中弱电解质电离出来的离子浓度减小。
（2） 增大弱电解质的浓度，电离平衡向正方向移动，电离程度减小，溶液中弱电解质电离出来的离子浓度减小。
（3） 升高温度，电离平衡向正方向移动。
（4） 同离子效应。加入与弱电解质电离出来的离子相同的离子，会使电离平衡向逆方向移动。
（5） 加入能与弱电解质电离出来的离子发生化学反应的离子，会使电离平衡向正方向移动。
练习：参考书P243例3和变式题。
3、弱电解质的电离平衡常数
（1）、和弱电解质的性质、温度有关。
弱电解质的电离是吸热过程，所以温度升高，有利于电离,K值变大。
（2）、弱电解质的电离平衡常数的表示式：
电离出的离子浓度的幂的乘积除以弱电解质的浓度。酸的电离平衡常数用Ka表示，碱的用Kb表示。
练习：已知室温时：0.1mol/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，则此酸的电离平衡常数为多少？
3、弱电解质电离方程式的书写。
用可逆符号。多元弱酸分步电离，分步书写电离方程式，步步弱。多元弱碱分步电离，步步弱，但是一步写电离方程式。
练习：（1）书写碳酸和氢氧化铁在水溶液中的电离方程式。
（2）写出碳酸的第一步电离平衡常数Ka1和第二步电离平衡常数Ka2的表达式。
三、水的电离和PH的计算
（一）、水的电离
1、水是很弱的电解质，它的电离很微弱，在常温下为10-7mol/L，所以水的电离存在电离平衡，水的电离平衡常数只是温度的函数。常温下，水的电离平衡常数即水的离子积常数KW=C(H+) ×C(OH-）为1.0×10-14。
2、稀的酸溶液和碱溶液也符合水的离子积常数。
稀的酸溶液： KW=C(H+)酸 ×C(OH-）水，25℃为1.0×10-14。
稀的碱溶液：KW=C(H+) 水×C(OH-）碱，25℃为1.0×10-14。
3、影响水的电离平衡的因素。（1）：温度，升温有利于水的电离，水的电离平衡常数Kw增大；（2）加入酸或碱，拟制水的电离，Kw不变；（3）加入可水解的盐，促进水的电离，Kw不变。
4、水电离的C(H+)和C(OH-)的计算。把握住在任何情况下，水电离的C(H+)和(OH-)相等，（1）当溶液是酸或碱溶液时。寻找溶液中的氢离子和氢氧根离子哪一个来源于酸或碱，再根据Kw算出另外一个，就是水电离的了。（2）当溶液是由于盐的水解呈一定的酸碱性时，求出的C(H+)和C(OH-)都是水电离的，这两个值并不相等，只是由于小的那一个被反应了。
练习：计算PH=2的盐酸中水电离的C(H+)。
PH=12的中氢氧化钠溶液中水电离的C(H+)。参考书248页例1和变式题。
（二）、PH的计算
1、计算公式：PH=-lgC(H+) POH=-lgC(OH-) 常温下PH+POH=14。
2、PH的意义：为了方便的表示稀溶液的酸碱性。
3、PH的范围：
常温下，PH的范围为0—14。PH<7,呈酸性；PH>7，呈碱性；PH=7,呈中性。PH越小酸性越强；PH越大碱性越强。
4、溶液的酸碱性：
C(H+)=C(OH-) 溶液呈中性。
C(H+)>C(OH-) 溶液呈酸性。
C(H+)<C(OH-) 溶液呈碱性。
溶液的酸碱性和C(H+)和C(OH-)的绝对大小无关，而是和其相对大小有关。要用绝对大小判断溶液的酸碱性，必须指明温度。
5、注意点
①、要计算PH，寻找C(H+); 给了PH,即给了C(H+).
②、强酸溶液稀释10n倍，PH增大n;弱酸稀释10n倍，PH增大小于n，但不可能增大到7；
强碱溶液稀释10n倍，PH减小n；弱碱稀释10n倍，PH减小小于n,但不可能减小到7；
③、一元强酸和一元弱酸的浓度相等时，其PH不相等，弱酸的PH大。如果用一元强碱来中和等体积、等浓度的一元弱酸和一元强酸，消耗的一元强碱一样多。
一元强酸和一元弱酸的PH相等时，其浓度不相等，弱酸的浓度大。如果用一元强碱中和等体积、等PH的一元弱酸和一元强酸，消耗的一元强碱不一样多，弱酸消耗的多。
④、两个PH相差2及以上的等体积两种强酸溶液，或两种强碱溶液，或一种强酸溶液与一种强碱溶液等体积混合，混合后的PH符合0.3规律。
    当两溶液的pH值之和为14时，混合液pH＝7； 
    当两溶液的pH值之和小于13时，混合液的pH值为原pH值小的加上0.3； 
    当两溶液的pH值之和大于15时，混合液的pH值为原pH值大的减去0.3。
盐的水解
一、盐的水解
1、盐的水解的定义：盐电离出来的弱离子和水电离的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质的反应，就叫盐的水解。
2、水解：有弱才水解，谁弱谁水解，越弱越水解，两弱都水解。
3、显性：谁强显谁性，两强显中性，两弱相对定。
4、盐的水解的实质：盐+水=酸+碱。
5、注意点：
① 这里的强和弱都指生成盐的酸和碱的强弱，如果是多元弱酸的酸根离子水解，生成它的酸是给它加上一个氢离子形成的酸（酸式酸根离子也是酸）。
② 多元弱酸的酸根离子分步水解，且步步弱。分步书写水解方程式。
多元弱碱的阳离子也分步水解，步步弱。但是一步书写水解方程式。
6、影响盐的水解平衡的因素
盐的水解平衡遵循勒夏特列原理。
（1） 内因：盐本身的性质。
（2） 外因：盐的浓度、温度、外加酸碱等。
① 盐的浓度增大，水解平衡向正方向移动，水解程度减小。
② 外加酸碱能影响盐的水解。例如在FeCl3溶液中加盐酸、加碳酸氢钠。
③ 盐的水解是中和反应的逆反应，中和反应是放热反应，所以水解反应是吸热反应。升高温度有利于水解，会使水解平衡向正方向移动。
④ 加水稀释使水解平衡向正方向移动，有利于水解。
二、盐的水解的离子方程式的书写
1、单水解
规律：弱的阳离子 + H2O = 弱碱 + H+
弱的阴离子 + H2O = 弱酸 + OH-
单水解要用可逆符号，不标沉淀符号和气体符号。
2、双水解
⑴ Al3+ + 3 AlO2- + H2O=4Al(OH)3↓
⑵ Al3+ + 3HCO3- =Al(OH)3↓+3CO2↑
能发生双水解的离子：Al3+和AlO2-、CO32-、HCO3-、S2-、HS-
Fe3+和AlO2-、CO32-、HCO3-
NH4+和SiO32-、AlO2-
双水解反应方程式要用等号，要标沉淀符号和气体符号。
练习：书写Al3+和CO32-的双水解的离子方程式。
三、盐的水解的应用
参照P257
四、溶液中的守恒关系
1、电荷守恒
定义：因为溶液呈电中性，所以溶液中的阳离子带的正电荷之和等于阴离子带的负电荷之和。
特点：（1）、等号一边是阳离子的浓度，另一边是阴离子的浓度。
（2）、离子如果是带两个及以上的电荷，要给相应的离子浓度乘以系数-也就是它的电荷数。
练习：写出醋酸钠、氯化氨、碳酸钠溶液中的电荷守恒方程式。
2、物料守恒
定义：因为弱离子会发生可逆的变化，变为它的水解产物或电离产物，那么把它的各种形式的浓度相加等于它原来的浓度。
练习：写出碳酸钠和碳酸氢钠溶液的物料守恒关系式。
特点：关系式中一边是阳离子，另一边是阴离子和呈中性的物质，或者一边是阴离子，另一边是阳离子和呈中性的物质。
3、质子守恒
定义：在水溶液中，水电离的氢离子和氢氧根离子始终相等，但是当有弱离子的盐溶于水时，会结合水电离的氢离子和氢氧根离子，所以把氢离子和它被结合后的形式的浓度相加等于氢氧根离子的浓度。
练习：写出氯化氨溶液中的质子守恒关系式。

难溶电解质的溶解平衡。
一、难溶电解质的溶解平衡
当难溶电解质生成离子的速率和生成沉淀的速率相等时，就达到了平衡状态。
难溶电解质溶解平衡方程式。
二、难溶电解质的溶解平衡常数
1、难溶电解质的溶解平衡常数，又叫溶度积常数，用Ksp表示，表达式为：溶解后电离出的离子浓度的幂的乘积。
2、意义：反应了物质在水中的溶解能力。化学式相似的物质的Ksp越小，物质的溶解度越小，越难溶。
3、影响因素：只与物质本身的性质和温度有关。
4、两种离子的幂的乘积大于Ksp，会生成沉淀；等于Ksp，刚好饱和；小于Ksp，则溶液未饱和，还会继续溶解该溶质。

一、
二、

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