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1、高二化学知识点水溶液中的离高二化学知识点水溶液中的离子平衡子平衡高二化学知识点水溶液中的离子平衡高二化学知识点水溶液中的离子平衡高二化学是高中生学好高中化学的重要组成部分，高二化学是高中生学好高中化学的重要组成部分，这一这一阶段学习的好坏直接影响着高中三年化学的学习。阶段学习的好坏直接影响着高中三年化学的学习。查字典化查字典化学网特为大家整理了高二化学知识点：水溶液中的离子平学网特为大家整理了高二化学知识点：水溶液中的离子平衡，供广大高中生学习参考衡，供广大高中生学习参考!一、弱电解质的电离一、弱电解质的电离1 1、定义：电解质：、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合在水溶液中或熔
2、化状态下能导电的化合物物,叫电解质叫电解质。非电解质非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物物。强电解质强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质在水溶液里全部电离成离子的电解质。弱电解质：弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质质。2 2、电解质与非电解质本质区别：、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电解质离子化合物或共价化合物 非电解质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注意：电解质、非电解质都是化合物 SO2、SO2、NH3NH3、CO2CO2等
3、属于非电解质等属于非电解质 强电解质不等于易溶于水的化合物强电解质不等于易溶于水的化合物(如如BaSO4BaSO4 不溶于水，但溶于水的不溶于水，但溶于水的 BaSO4BaSO4 全部电离，故全部电离，故 BaSO4BaSO4 为为强电解质强电解质)电解质的强弱与导电性、溶解性无关。电解质的强弱与导电性、溶解性无关。3 3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子离子的速率的速率 和离子结合成和离子结合成 时，电离过程就达到了时，电离过程就达到了 平衡状态平衡状态，这叫电离平衡。这叫电离平衡。第 2 页第 3 页1 1、水电离平衡：、水电
4、离平衡：:水的离子积：水的离子积：KW=cH+?cOH-KW=cH+?cOH-2525时时,H+=OH-=10-7 mol/L;KW=H+?OH-=,H+=OH-=10-7 mol/L;KW=H+?OH-=1*10-141*10-14注意：注意：KWKW 只与温度有关，温度一定，则只与温度有关，温度一定，则 KWKW 值一定值一定KWKW 不仅适用于纯水，适用于任何溶液不仅适用于纯水，适用于任何溶液(酸、碱、盐酸、碱、盐)2 2、水电离特点：、水电离特点：(1)(1)可逆可逆(2)(2)吸热吸热(3)(3)极弱极弱3 3、影响水电离平衡的外界因素：、影响水电离平衡的外界因素：酸、碱酸、碱：抑制
5、水的电离：抑制水的电离 KW KW1*10-141*10-14温度：促进水的电离温度：促进水的电离(水的电离是水的电离是 吸吸 热的热的)易水解的盐：促进水的电离易水解的盐：促进水的电离 KW KW 1*10-14 1*10-144 4、溶液的酸碱性和、溶液的酸碱性和 pHpH：(1)pH=-lgcH+(1)pH=-lgcH+(2)pH(2)pH 的测定方法：的测定方法：酸碱指示剂酸碱指示剂 甲基橙甲基橙、石蕊石蕊、酚酞酚酞。变色范围：甲基橙变色范围：甲基橙 3.14.4(3.14.4(橙色橙色)石蕊石蕊 5.08.0(5.08.0(紫色紫色)酚酚酞酞 8.210.0(8.210.0(浅红色浅
6、红色)pHpH 试纸试纸 操作操作 玻璃棒蘸取未知液体在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试纸上，然后与标准比色卡对比即可。注意：事先不能注意：事先不能用水湿润用水湿润 PHPH 试纸;广泛试纸;广泛 pHpH 试纸只能读取整数值或范围试纸只能读取整数值或范围三三、混合液的、混合液的 pHpH 值计算方法公式值计算方法公式1 1、强酸与强酸的混合：强酸与强酸的混合：(先求先求H+H+混：混：将两种酸中的将两种酸中的 H+H+离子离子物质的量相加除以总体积，再求其它物质的量相加除以总体积，再求其它)H+)H+混混第 4 页=(H+1V1+H+2V2)/(V1+V2)=(H+1V
7、1+H+2V2)/(V1+V2)2 2、强碱与强碱的混合：强碱与强碱的混合：(先求先求OH-OH-混：混：将两种酸中的将两种酸中的 OHOH 离离子物质的量相加除以总体积，再求其它子物质的量相加除以总体积，再求其它)OH-)OH-混混=(OH-1V1+OH-2V2)/(V1+V2)=(OH-1V1+OH-2V2)/(V1+V2)(注意注意:不能直接计算不能直接计算H+H+混混)3 3、强酸与强碱的混合：、强酸与强碱的混合：(先据先据 H+OH-=H2OH+OH-=H2O 计算余下的计算余下的H+H+或或OH-OH-，H+有余，H+有余，则用余下的则用余下的 H+H+数除以溶液总体积求数除以溶液
8、总体积求H+H+混混;OH-;OH-有余，则用余下的有余，则用余下的 OH-OH-数除以溶液总体积求数除以溶液总体积求OH-OH-混，混，再求其它再求其它)四、稀释过程溶液四、稀释过程溶液 pHpH 值的变化规律：值的变化规律：1 1、强酸溶液：稀释、强酸溶液：稀释 10n10n 倍时，倍时，pHpH 稀稀=pH=pH 原原+n(+n(但始终不但始终不能大于或等于能大于或等于 7)7)2 2、弱酸溶液：稀释、弱酸溶液：稀释 10n10n 倍时，倍时，pHpH 稀稀 pH pH 原原+n+n(但始终不但始终不能大于或等于能大于或等于 7)7)3 3、强碱溶液：稀释、强碱溶液：稀释 10n10n
9、倍时，倍时，pHpH 稀稀=pH=pH 原原-n(-n(但始终不但始终不能小于或等于能小于或等于 7)7)4 4、弱碱溶液：稀释、弱碱溶液：稀释 10n10n 倍时，倍时，pHpH 稀稀 pH pH 原原-n-n(但始终不但始终不能小于或等于能小于或等于 7)7)5 5、不论任何溶液，不论任何溶液，稀释时稀释时 pHpH 均是向均是向 7 7 靠近靠近(即向中性靠近即向中性靠近););任何溶液无限稀释后任何溶液无限稀释后 pHpH 均接近均接近 7 76 6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的 pHpH 变化得慢，强变化得慢，强酸、强碱变化得快。酸、强碱变化
10、得快。第 5 页五、强酸五、强酸(pH1)(pH1)强碱强碱(pH2)(pH2)混和计算规律混和计算规律 w.w.w.zxxk.c.o.m w.w.w.zxxk.c.o.m1 1、若等体积混合、若等体积混合pH1+pH2=14pH1+pH2=14 则溶液显中性则溶液显中性 pH=7pH=7pH1+pH215pH1+pH215 则溶液显碱性则溶液显碱性 pH=pH2-0.3pH=pH2-0.3pH1+pH213pH1+pH213 则溶液显酸性则溶液显酸性 pH=pH1+0.3pH=pH1+0.32 2、若混合后显中性、若混合后显中性pH1+pH2=14 VpH1+pH2=14 V 酸：酸：V V
11、 碱碱=1=1：1 1pH1+pH214 VpH1+pH214 V 酸：酸：V V 碱碱=1=1：101014-(pH1+pH2)14-(pH1+pH2)六、酸碱中和滴定：六、酸碱中和滴定：1 1、中和滴定的原理、中和滴定的原理实质：实质：H+OH=H2OH+OH=H2O 即酸能提供的即酸能提供的 H+H+和碱能提供的和碱能提供的 OH-OH-物质的物质的量相等。量相等。2 2、中和滴定的操作过程：、中和滴定的操作过程：(1)(1)仪滴定管的刻度，仪滴定管的刻度，O O 刻度在刻度在 上上，往下刻度标数越来越往下刻度标数越来越大，全部容积大，全部容积 大于大于 它的最大刻度值，因为下端有一部分
12、没它的最大刻度值，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定使用两滴定管酸(或碱或碱)，也不得中途向滴定管中添加。，也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以读到小数点后滴定管可以读到小数点后 一位一位。(2)(2)药品：标准液药品：标准液;待测液待测液;指示剂。指示剂。(3)(3)准备过程：准备过程：准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。(洗涤：洗涤：用洗液洗检漏：滴定管是否漏水用水洗用标准液洗用洗液洗检漏：滴定管是否漏水用水洗用标准液洗(或待测或
13、待测第 6 页液洗液洗)装溶液排气泡调液面记数据装溶液排气泡调液面记数据 V(V(始始)(4)(4)试验过程试验过程3 3、酸碱中和滴定的误差分析、酸碱中和滴定的误差分析误差分析：利用误差分析：利用 n n 酸酸 c c 酸酸 V V 酸酸=n=n 碱碱 c c 碱碱 V V 碱进行分析碱进行分析式中：式中：n n 酸或碱中氢原子或氢氧根离子数酸或碱中氢原子或氢氧根离子数;c;c 酸或碱的物质的酸或碱的物质的量浓度量浓度;V V 酸或碱溶液的体积。酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：则：c c 碱碱=上述公式在求算浓度时很方便，上述公式在求算浓度时
14、很方便，而在分析误差时起主要作用而在分析误差时起主要作用的是分子上的的是分子上的 V V 酸的变化，酸的变化，因为在滴定过程中因为在滴定过程中 c c 酸为标准酸，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，但体现的却是的却是 V V 酸的增大，导致酸的增大，导致 c c 酸偏高酸偏高;V;V 碱同样也是一个定值，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，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碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标
15、准酸用量的减少，即减少，即 V V 酸减小，则酸减小，则 c c 碱降低了碱降低了;对于观察中出现的误差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，亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c c碱的误差与碱的误差与 V V 酸的变化成正比，酸的变化成正比，即当即当 V V 酸的实测值大于理论酸的实测值大于理论值时，值时，c c 碱偏高，反之偏低。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。同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。七、盐类的水解七、盐类的水解(只有可溶于水的盐才水解只有可溶于水的盐才水解)1 1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离
16、子跟水电离出来、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的的 H+H+或或 OH-OH-结合生成弱电解质的反应。结合生成弱电解质的反应。2 2、水解的实质：、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来第 7 页的的 H+H+或或 OH-OH-结合结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。的电离。3 3、盐类水解规律：、盐类水解规律：有有 弱弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解才水解，无弱不水解，越弱越水解;谁谁 强显谁性，强显谁性，两弱都水解，同强显中性。两弱都水解，同强显中性。多元弱酸根，浓度相同时正
17、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。酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。(如如:Na2CO3:Na2CO3NaHCO3)NaHCO3)4 4、盐类水解的特点：、盐类水解的特点：(1)(1)可逆可逆(与中和反应互逆与中和反应互逆)(2)(2)程度小程度小(3)(3)吸热吸热5 5、影响盐类水解的外界因素：、影响盐类水解的外界因素：温度：温度：温度越温度越 高高 水解程度越大水解程度越大(水解吸热，水解吸热，越热越水解越热越水解)浓度：浓度越小，水解程度越浓度：浓度越小，水解程度越 大大(越稀越水解越稀越水解)酸碱：酸碱：促进或抑制盐的水解促进或抑制盐的水解(H+(H+促进
18、促进 阴离子阴离子 水解而水解而 抑制抑制阳离子水解阳离子水解;OH-;OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解促进阳离子水解而抑制阴离子水解)6 6、酸式盐溶液的酸碱性：、酸式盐溶液的酸碱性：只电离不水解：如只电离不水解：如 HSO4-HSO4-显显 酸酸 性性电离程度水解程度，显电离程度水解程度，显 酸酸 性性(如如:HSO3-:HSO3-、H2PO4-)H2PO4-)水解程度电离程度，水解程度电离程度，显显 碱碱 性性(如：如：HCO3-HCO3-、HS-HS-、HPO42-)HPO42-)7 7、双水解反应：、双水解反应：(1)(1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相构成盐的
19、阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。移。第 8 页(2)(2)常见的双水解反应完全的为：常见的双水解反应完全的为：Fe3+Fe3+、Al3+Al3+与与 AlO2-AlO2-、CO32-(HCO3-)CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-SO32-(HSO3-);S2-与与NH4+;CO32-(HCO3-)NH4+;CO32-(HCO3-)与与 NH4+NH4+其特点是相互水解成沉淀或气其特点是相互水解成沉淀或气体。体。双水解完全
20、的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：如：2Al3+3S2-+6H2O=2Al(OH)3+3H2S2Al3+3S2-+6H2O=2Al(OH)3+3H2S8 8、盐类水解的应用：、盐类水解的应用：水解的应用水解的应用 实例实例 原理原理1 1、净水、净水明矾净水明矾净水 Al3+3H2O Al(OH)3(Al3+3H2O Al(OH)3(胶体胶体)+3H+)+3H+2 2、去油污、去油污 用热碱水冼油污物品用热碱水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH-CO32-+H2O HCO3-+OH-3 3、药品的保存、药品的保存 配制配制 Fe
21、Cl3FeCl3 溶液时常加入少量盐酸溶液时常加入少量盐酸Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+配制Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+配制 Na2CO3Na2CO3 溶液时常加入少量溶液时常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH-NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH-4 4、制备无水盐、制备无水盐 由由 MgCl2?6H2OMgCl2?6H2O 制无水制无水 MgCl2MgCl2 在在 HClHCl 气流中气流中加热加热 若不然，则：若不然，则：MgCl2?6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O MgCl2?6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2OM
22、g(OH)2 MgO+H2OMg(OH)2 MgO+H2O5 5、泡沫灭火器、泡沫灭火器 用用 Al2(SO4)3Al2(SO4)3 与与 NaHCO3NaHCO3 溶液混合溶液混合Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO2Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO26 6、比较盐溶液中离子浓度的大小比较盐溶液中离子浓度的大小 比较比较 NH4ClNH4Cl 溶液中离子浓溶液中离子浓度的大小度的大小 NH4+H2O NH3?H2O+H+NH4+H2O NH3?H2O+H+c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH)-c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH)-9 9、水解平衡常数、
23、水解平衡常数(Kh)(Kh)第 9 页对于强碱弱酸盐：对于强碱弱酸盐：KhKh=Kw/Ka(Kw=Kw/Ka(Kw 为该温度下水的离子积，为该温度下水的离子积，KaKa为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数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：对于强酸弱碱盐：KhKh=Kw/Kb(Kw=Kw/Kb(Kw 为该温度下水的离子积，为该温度下水的离子积，KbKb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数)电离、水解方程式的书写原则电离、水解方程式的书写原则1 1、多元弱酸、多元弱酸(多元弱酸盐多元弱酸盐)的电离的电离(水解水解)的书
24、写原则：分步的书写原则：分步书写书写注意：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。相当微弱。2 2、多元弱碱、多元弱碱(多元弱碱盐多元弱碱盐)的电离的电离(水解水解)书写原则：一步书书写原则：一步书写写八、溶液中微粒浓度的大小比较八、溶液中微粒浓度的大小比较基本原则：基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：系：电荷守恒：电荷守恒：:任何溶液均显电任何溶液均显电 中中 性，各阳离子浓度与其性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和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
25、各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和积之和物料守恒物料守恒:(:(即原子个数守恒或质量守恒即原子个数守恒或质量守恒)某原子的总量某原子的总量(或总浓度或总浓度)=)=其以各种形式存在的所有微粒的其以各种形式存在的所有微粒的量量(或浓度或浓度)之和之和质子守恒：即水电离出的质子守恒：即水电离出的 H+H+浓度与浓度与 OH-OH-浓度相等。浓度相等。九、难溶电解质的溶解平衡九、难溶电解质的溶解平衡第 10 页1 1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识(1)(1)溶解度溶解度 小于小于 0.01g 0.01g 的电解质称难溶电解质。的电解质称难溶电解质。(2)(
26、2)反应后离子浓度降至反应后离子浓度降至 1*10-51*10-5 以下的反应为完全反应。以下的反应为完全反应。如如酸碱中和时酸碱中和时H+H+降至降至10-7mol/L10-5mol/L10-7mol/L10-5mol/L，故为完全反应，用，故为完全反应，用=，常见的难溶物，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于在水中的离子浓度均远低于 10-5mol/L10-5mol/L，故均用，故均用=。(3)(3)难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。(4)(4)掌握三种微溶物质：掌握三种微溶物质：CaSO4CaSO4、Ca(OH)2Ca(OH)2、
27、Ag2SO4Ag2SO4(5)(5)溶解平衡常为吸热，但溶解平衡常为吸热，但 Ca(OH)2Ca(OH)2 为放热，升温其溶解度为放热，升温其溶解度减少。减少。(6)(6)溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。衡。2 2、溶解平衡方程式的书写、溶解平衡方程式的书写注意在沉淀后用注意在沉淀后用(s)(s)标明状态，标明状态，并用并用。如：如：Ag2S(s)Ag2S(s)2Ag+(aq)+2Ag+(aq)+S2-(aq)S2-(aq)3 3、沉淀生成的三种主要方式、沉淀生成的三种主要方式(1)(1)加沉淀剂法：加沉淀剂法：KspKsp
28、越小越小(即沉淀越难溶即沉淀越难溶)，沉淀越完全，沉淀越完全;沉沉淀剂过量能使沉淀更完全。淀剂过量能使沉淀更完全。(2)(2)调调pHpH值除某些易水解的金属阳离子：值除某些易水解的金属阳离子：如加如加MgOMgO除去除去MgCl2MgCl2溶液中溶液中 FeCl3FeCl3。(3)(3)氧化还原沉淀法：氧化还原沉淀法：(4)(4)同离子效应法同离子效应法第 11 页4 4、沉淀的溶解：、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：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;沉淀转化酸碱;氧化还原;沉淀转化。5 5、沉淀的转化：、沉淀的转化：溶解度大的生
29、成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 更小更小的。的。如：如：AgNO3 AgCl(AgNO3 AgCl(白色沉淀白色沉淀)AgBr()AgBr(淡黄色淡黄色)AgI()AgI(黄色黄色)Ag2S(Ag2S(黑色黑色)6 6、溶度积、溶度积(KSP)(KSP)1 1、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的、定义：在一定条件下，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，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溶液中各离子的浓度保持不变的状态。保持不变的状态。2 2、表达式：、表达式：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)KSP=c(An+)m?c(Bm-)nKSP=c(An+)m?c(Bm-)n3 3、影响因素：、影响因素：外因：浓度：加水，平衡向溶解方向移动。外因：浓度：加水，平衡向溶解方向移动。温度：升温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。温，多数平衡向溶解方向移动。4 4、溶度积规则、溶度积规则QC(QC(离子积离子积)KSPKSP 有沉淀析出有沉淀析出QC=KSPQC=KSP 平衡状态平衡状态 QC QC KSPKSP未饱和，继续溶解未饱和，继续溶解第 12 页