高中化学第八章 水溶液中的离子平衡知识点总结

第八章水溶液中的离子平衡第一讲弱电解质的电离平衡考点1弱电解质的电离平衡一、弱电解质的电离平衡1．强、弱电解质(1)概念(2)与物质类别的关系①强电解质主要包括强酸、强碱和大多数盐。

②弱电解质主要包括弱酸、弱碱、少数盐和水。

(3)电离方程式的书写①弱电解质a．多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3电离方程式：H2CO3H＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3。

b．多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。

②酸式盐a．强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4电离方程式：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。

b．弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCO3电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3。

2．电离平衡的建立在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。

平衡建立过程如图所示：3．电离平衡的特征二、影响电离平衡的外界条件1．温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。

2．浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。

3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。

4．加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。

考点2 电离平衡常数1．表达式(1)对于一元弱酸HA ：HAH ＋＋A －，电离平衡常数K ＝c （H ＋）·c （A －）c （HA ）。

(2)对于一元弱碱BOH ：BOH B ＋＋OH －，电离平衡常数K ＝c （B ＋）·c （OH －）c （BOH ）。

2．特点(1)电离平衡常数只与温度有关，因电离是吸热过程，所以升温，K 值增大。

(2)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K 1≫K 2≫K 3≫…，故其酸性取决于第一步。

3．意义K 值越大，说明弱电解质越易电离，其酸(碱)性越强。

4．影响因素考点3强、弱电解质的比较与判断一、强、弱电解质的比较以一元强酸(HA)与一元弱酸(HB)的比较为例。

二、强、弱电解质的判断方法(以HA为例)1．从是否完全电离的角度判断2.从是否存在电离平衡的角度判断(1)从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断如将pH＝3的HA溶液稀释100倍后，再测其pH，若pH＝5，则为强酸，若pH<5，则为弱酸。

(2)从升高温度后pH的变化判断若升高温度，溶液的pH明显减小，则是弱酸。

因为弱酸存在电离平衡，升高温度时，电离程度增大，c(H ＋)增大。

而强酸不存在电离平衡，升高温度时，只有水的电离程度增大，pH变化幅度小。

3．从酸根离子是否能发生水解的角度判断可直接测定NaA溶液的pH：若pH＝7，则HA是强酸；若pH>7，则HA是弱酸。

第二讲水的电离和溶液的酸碱性考点1水的电离1．水的电离水是极弱的电解质，其电离方程式为2H2O H3O＋＋OH－或H2O H＋＋OH－。

2．水的离子积常数(1)表达式：K w＝c(H＋)·c(OH－)。

室温下，K w＝1×10－14。

(2)影响因素：只与温度有关，水的电离是吸热过程，升高温度，K w增大。

(3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。

在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，K w不变。

3．影响水的电离平衡的因素(1)升高温度，水的电离程度增大，K w增大。

(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，K w不变。

(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，K w不变。

4．外界条件对水的电离平衡的影响考点2溶液的酸碱性与pH一、溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c (H ＋)和c (OH －)的相对大小。

(用“>”“＝”或“<”填空)二、溶液的pH1．定义式：pH ＝－lg_c (H ＋)。

2．溶液的酸碱性与pH 的关系 室温下：3．测量(1)pH 试纸法：取一小块试纸放在干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对比，即可确定溶液的pH 。

(2)pH 计测量法。

三、常见溶液的pH 计算 1．单一溶液的pH 计算强酸溶液，如H n A ，设浓度为c mol/L ，c (H ＋)＝nc mol/L ，pH ＝－lg c (H ＋)＝－lg (nc )。

强碱溶液(25 ℃)，如B(OH)n ，设浓度为c mol/L ，c (H ＋)＝10－14ncmol/L ，pH ＝－lg c (H ＋)＝14＋lg (nc )。

2．混合溶液的pH 计算(1)两种强酸混合：直接求出c (H ＋)混，再据此求pH 。

c (H ＋)混＝c 1（H ＋）V 1＋c 2（H ＋）V 2V 1＋V 2。

(2)两种强碱混合：先求出c (OH －)混，再据K w 求出c (H ＋)混，最后求pH 。

c (OH －)混＝c 1（OH －）V 1＋c 2（OH －）V 2V 1＋V 2。

(3)强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H ＋或OH －的浓度，最后求pH 。

c (H ＋)混或c (OH －)混＝|c （H ＋）酸V 酸－c （OH －）碱V 碱|V 酸＋V 碱。

考点3 酸碱中和滴定一、实验原理利用中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。

二、常用酸碱指示剂及其变色范围酸碱中和滴定中一般不用石蕊作指示剂，因为其变色范围大，颜色变化不明显。

三、实验用品1．仪器：酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。

2．试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。

3．滴定管的选择四、实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)1．滴定前的准备检漏—检查滴定管活塞是否漏水↓洗涤—先用蒸馏水“洗”，再用待装液“润洗”滴定管↓装、排—滴定管中“装”液至0刻度以上，并“排”气泡↓调、读—调整液面至0或0刻度以下，并读数↓注、加—将一定体积的碱液注入锥形瓶，并加指示剂酸式滴定管的查漏：向滴定管中装入一定体积的水，固定在滴定管夹上直立静置两分钟，观察有无水滴滴下，然后将活塞旋转180°，再静置两分钟，观察有无水滴滴下，若均不漏水，滴定管即可使用。

2．滴定3．终点判断当滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色(酚酞作指示剂)，且在半分钟内不恢复原色，视为滴定终点并记录标准液的体积。

滴定终点是指示剂颜色的突变点，不是恰好中和的点，也不是pH等于7的点。

4．数据处理按上述操作重复 2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c (NaOH)＝c （HCl ）·V （HCl ）V （NaOH ）计算。

五、误差分析 1．原理依据原理c (标准)·V (标准)＝c (待测)·V (待测)，所以c (待测)＝c （标准）·V （标准）V （待测），因c (标准)与V (待测)已确定，因此只要分析出不正确的操作引起V (标准)的变化，即分析出结果。

V (标准)变大，则c (待测)偏高；V (标准)变小，则c (待测)偏低。

2．常见误差以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有六、常用量器的读数方法1．平视读数(如图1)：实验室中用量筒、移液管或滴定管量取一定体积的液体，读取液体体积时，视线应与凹液面最低点保持水平，视线与刻度的交点即为读数(即“凹液面定视线，视线定读数”)。

2．俯视读数(如图2)：当用量筒测量液体的体积时，由于俯视视线向下倾斜，寻找切点的位置在凹液面的上侧，读数高于正确的刻度线位置，即读数偏大。

3．仰视读数(如图3)：读数时，由于视线向上倾斜，寻找切点的位置在液面的下侧，因滴定管刻度标法与量筒不同，这样仰视读数偏大。

第三讲 盐类的水解考点1 盐类的水解及其规律一、实质盐电离→⎩⎪⎨⎪⎧⎭⎪⎬⎪⎫弱酸的阴离子→结合H ＋弱碱的阳离子→结合OH －→生成弱电解质→破坏了水的电离平衡→水的电离程度增大→c (H ＋)≠c (OH －)→溶液呈碱性或酸性。

二、特点三、规律有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。

四、水解方程式的书写 1．一般要求例如：NH 4Cl 的水解离子方程式为NH ＋4＋H 2O NH 3·H 2O ＋H ＋。

2．三种类型的盐的水解方程式的书写(1)多元弱酸盐的水解：分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解。

例如：Na 2CO 3的水解离子方程式为CO 2－3＋H 2O HCO －3＋OH －。

(2)多元弱碱盐水解：方程式一步写完。

例如：FeCl 3的水解离子方程式为Fe 3＋＋3H 2OFe(OH)3＋3H ＋。

(3)有些阴、阳离子相互促进的水解：水解相互促进进行到底时，书写时要用“===”“↑”“↓”等。

例如：NaHCO 3与AlCl 3混合溶液反应的离子方程式为Al 3＋＋3HCO －3===Al(OH)3↓＋3CO 2↑。

考点2 盐类水解的影响因素1．内因弱酸阴离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解。

例如：酸性：CH 3COOH>H 2CO 3――→决定相同条件下相同浓度的NaHCO 3、CH 3COONa 溶液的pH 大小关系为NaHCO 3>CH 3COONa 。

2．外因考点3 盐类水解的应用1．盐类水解的应用FeCl 3溶液显酸性，原因是Fe 3＋＋3H 2OFe(OH)3＋3H ＋明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H＋2．盐溶液蒸干时所得产物的判断(1)盐溶液水解生成难挥发性酸时，酸根阴离子易水解的强碱盐蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。

(2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。

(3)考虑盐受热时是否分解，如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4和MnO2；NH4Cl―→NH3↑＋HCl↑。

(4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化，如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。

(5)弱酸的铵盐蒸干后无固体，如NH4HCO3、(NH4)2CO3。

考点4溶液中粒子浓度的大小比较1．注意两大理论，构建思维模型(1)电离理论①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离，如氨水溶液中：c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(NH＋4)。