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第三章 水溶液中的离子平衡 复习提纲（一）一、弱电解质的电离 1、定义：电解质： 叫电解质。非电解质 ： 叫非电解质。强电解质 ： 的电解质。弱电解质： 的电解质。单质和混合物无论导电与否都既不是电解质也不是非电解质。物质单质化合物电解质非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物纯净物2、电解质与非电解质本质区别：（1）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：电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO2等属于非电解质 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。（2）溶液导电能力的判断-由溶液中 的大小决定.（3）电离方程式的书写： 强电解质用 = 弱电解质 用 如：H2S H+HS-，HS - H+S2- Al(OH)3 Al3+3OH -注意：在水溶液中，多元弱酸分步电离，但以第一步为主，电离方程式分布写；多元弱碱的电离在中学里只要求一步写完。3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 和离子结合成 时，电离过程就达到了 状态，这叫电离平衡。4、影响电离平衡的因素：、温度：电离一般吸热，升温 电离。、浓度：浓度越大，电离程度越 ；溶液稀释时，电离平衡向着 方向移动。、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 电离。、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，会 电离。5、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，用K表示 。表示方法：AB A+ + B - K = c(A+) c(B-) / c(AB)6、影响因素：、电离常数的大小主要由 决定。、电离常数 温度变化影响， 浓度变化影响。、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越 ，酸性越 。H2SO3 H3PO4 HF CH3COOH H2CO3 H2S HClO7、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc为例)：（1）溶液导电性对比实验； （2）测0.01mol/LHAc溶液的pH2；（3）测NaAc溶液的pH值； （4）测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pHc(NH4+)c(H+)c(OH)- 7、判断离子共存Fe3与CO32Al3与AlO2Al3与HCO3双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存9、水解平衡常数 （Kh）对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）10、电离、水解方程式的书写原则.多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写 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。.多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 八、溶液中微粒浓度的大小比较（一）、基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：.电荷守恒：任何溶液均显电 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.物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒）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.质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。（二）、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：（三）、若溶液中只含有一种溶质1、溶质为弱酸或弱碱考虑弱电解质的电离非常微弱：c（不电离分子） c（离子） 多元弱酸分步电离： c（第一步电离得到的离子） c（第二步离子）2、溶质为一种盐考虑电解质的电离,将其电离成离子 考虑“弱离子”的水解c（不水解离子） c（水解离子）根据溶液的酸碱性得出c(H+) 和c(OH-) 的 大小.【例1】:H2S 溶液中离子浓度大小关系？ c(H2S)c(H+)c(HS-)c(S2-)c(OH) 【例2】比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小 ? c(Cl-) c(NH4+ ) c(H+) c(OH-)(四)、若溶液中有两种溶质（1）两物质不反应若溶液中含有等物质的量浓度的 CH3COO- 和CH3COOH，NH4+ 和NH3.H2O等两种或两种以上溶质。一般主要考虑弱电解质的电离（电离程度大于水解程度），特殊情况则应根据题目条件推导（2）两种物质反应 若完全反应则只有一种溶质；若不完全反应则考虑谁过量，及生成的盐的水解程度与剩余的酸（或碱）电离程度当相对大小, 然后再比较浓度大小。（3）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，溶液呈酸性等浓度的NH3H2O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，溶液呈碱性练习：18在pH都等于9的NaOH和CH3COONa两种溶液中，设由水电离产生的OH- 离子浓度分别为AmolL-1与BmolL-1，则A和B的关系为 ( ) AAB BB=10-4A CA=10-4B DA=B 19蒸干下列溶液能得到原溶液中溶质的是 ( ) AAlCl3 BCuSO4 CNa2CO3 D(NH4)2S 20化合物HIn在水溶液中因存在以下电离平衡，故可用作酸碱指示剂：HIn(aq)(红色) H+(aq)+In-(aq)(黄色) 浓度为0.02molL-1的下列各溶液：(1)盐酸 (2)石灰水 (3)NaCl溶液 (4)NaHSO4溶液 (5)NaHCO3溶液 (6)氨水。其中能使指示剂显红色的是 ( ) A(1)(4)(5) B(2)(5)(6) C(1)(4) D(2)(3)(6)21在0.1molL-1的硫酸铵溶液中，下列关系正确的是 ( ) A2c(SO42-)=c(NH4+)c(H+)=c(OH-) Bc(SO42-)c(NH4+)c(H+)=c(OH-) Cc(NH4+)c(SO42-)c(H+)c(NH3H2O) Dc(NH4+)c(SO42-)c(H+)c(OH-) 九、难溶电解质的溶解平衡 1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识 （1）溶解度小于 g的电解质称难溶电解质。（2）反应后离子浓度降至10-5 以下的反应为完全反应。如酸碱中和时c(H+)降至10-7mol/L10 - 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 - 5mol/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 （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) 2 Ag+(aq）+ S2-(aq)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）调节pH值除去某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。 （3）同离子效应法 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：酸碱； 氧化还原； 沉淀转化 。5、沉淀的转化： 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。 如：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr（淡黄色） AgI （黄色） Ag2S（黑色）6、溶度积（KSP）、定义： 、表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm- (aq) KSP= 、影响因素：外因：浓度：加水，平衡向溶解方向移动。温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。、溶度积规则：QC（离子积）KSP QC = KSP QC KSP 练习：22.下列说法中正确的是 （ ） A.不溶于水的物质溶解度为0 B.某离子被沉淀完全是指该离子在溶液中的浓度为0 C.绝对不溶解的物质是不存在的 D物质的溶解性为难溶，则该物质不溶于水23.下列各组离子，在水溶液中能大量共存的是 （ ） I、ClO、NO3、H K、NH4、HCO3、OH SO42、SO32-、Na、OH Fe3+、Cu2+、SO42、Cl H 、K、AlO2 、HSO3 Al3、 Na 、SO42-、CO32- A B C D24. 在100mL 0.01mol/LKCl 溶液中，加入 1mL 0.01mol/L AgNO3溶液，下列说法正确的是(AgCl Ksp=1.81010) （ ）A.有AgCl沉淀析出 B.无AgCl沉淀 C.无法确定 D.有沉淀但不是AgCl25.要除去MgCl2酸性溶液中少量的FeCl3，不宜选用的试剂是 （ ）A、MgO B、MgCO3 C、NaOH D、Mg(OH)2