高二化学水溶液中的离子平衡（复习提纲）

高二化学水溶液中的离子平衡（复习提纲）

一、弱电解质的电离

1、定义：电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质 混和物

单质 物质 强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4

纯净物 电解质 弱电解质：弱酸、弱碱和水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O?? 化合物 非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2?? 2、电解质与非电解质本质区别：

在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离） 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电 3、强电解质与弱电质的本质区别：

在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）

注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质 ③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）

4、强弱电解质通过实验获得

5、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：

(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA)＜pH(HB) (2)pH值相同时，溶液的浓度CHA＜CHB

(3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHA＞pHHB

二、水的电离和溶液的酸碱性

1、水离平衡：H2OH+ + OH- 水的离子积：KW = [H+]·[OH-]

25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH-] = 10-14 注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定

KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐） 2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱 3、影响水电离平衡的外界因素：

①酸、碱 ：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制） ②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）

③易水解的盐：促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）4、溶液的酸碱性和pH： （1）pH= -lg[H+]

注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ；

②pH＜7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；

③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是 溶液）。 （2）pH的测定方法：

酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞

pH试纸 ——最简单的方法。 操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃

棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。

注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②只能读取整数值或范 （3）常用酸碱指示剂及其变色范围：

1

指示剂 石蕊 甲基橙 酚酞 ＜5红色 ＜3.1红色 ＜8无色 变色范围的PH 5～8紫色 3.1～4.4橙色 8～10浅红 ＞8蓝色 ＞4.4黄色 ＞10红色 三 、混合液的pH值计算方法公式 1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子数相加除以总体积，再求其它）

[H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2） 2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH-离子数相加除以总体积，再求其它）

[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算[H+]混) 3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）

注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！ 四、稀释过程溶液pH值的变化规律：

1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n （但始终不能大于或等于7） 2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＜pH原+n （但始终不能大于或等于7） 3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n （但始终不能小于或等于7） 4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n （但始终不能小于或等于7） 5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均为7

6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。 五、“酸、碱恰好完全反应”与“自由H+与OH-恰好中和”酸碱性判断方法 1、酸、碱恰好反应（现金+存款相等）：

恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。（无水解，呈中性） 2、自由H+与OH-恰好中和（现金相等），即“14规则：pH之和为14的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显中性。”：

生成盐和水，弱者大量剩余，弱者电离显性。（无弱者，呈中性） 六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解） 1、盐类水解规律：

①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。

②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)

③弱酸酸性强弱比较：

A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。如酸性：HFH3PO4）

B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOH>CH3COOH）

C、一些常见的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸；醋酸>碳酸；磷酸和H2SO3

为中强酸；HClO4为最强含氧酸等。

2、盐类水解的特点：（1）可逆 （2）程度小 （3）吸热 3、影响盐类水解的外界因素：

①温度：温度越高水解程度越大 （水解吸热）

②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）

③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子

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水解而抑制阴离子水解 4、酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：如HSO4-

②电离程度＞水解程度，显酸性 （如: HSO3- 、H2PO4-）

③水解程度＞电离程度，显碱性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-） 5、双水解反应：

（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应（即弱酸弱碱盐）。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。其促进过程以NH4Ac为例解释如下：

—

NH4Ac == NH4+ + Ac- NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ Ac + H2O HAc + OH-

—

两个水解反应生成的H+和OH反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减少，平衡均右移。 （2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的方程式写“==”并标“↑↓”，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ 6、盐类水解的应用：

①混施化肥（N、P、K三元素不能变成↑和↓） ②泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解）

③FeCl3溶液止血剂（血浆为胶体，电解质溶液使胶体凝聚）

④明矾净水（Al3+水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉）

⑤NH4Cl焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈） ⑥判断溶液酸碱性（强者显性） ⑦比较盐溶液离子浓度的大小

⑧判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存） ⑨配制盐溶液（加对应的酸防止水解） 七、电离、水解方程式的书写原则

1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写 例：H2S的电离H2S H+ + HS- ； HS- H+ + S2-

例：Na2S的水解：H2O+ S2- HS- + OH- H2O + HS- H2S + OH-

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。 2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 例：Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+

八、溶液中微粒浓度的大小比较

1、基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系：

①电荷守恒（电荷数前移）:任何溶液均显电中性，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

②物料守恒(原子个数前移):

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 ③质子守恒(得失H+个数前移):：

∑得质子后形成的微粒浓度·得质子数 == ∑失质子后形成的微粒浓度·失质子数 2、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： ①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

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等浓度的NH3·H2O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 ②掌握其处理方法（即抓主要矛盾）

例：0.1mol/LCH3COOH和0.1mol/LCH3COONa溶液等体积混合后溶液呈酸性，则∵溶液呈酸性，∴CH3COOH 的电离＞CH3COONa的水解，∴[HAc]<0.1mol/L，[Ac-]>0.1mol/L. （因为NaAc的水解呈碱性被HAc的电离呈酸性所掩盖，故可当作“只HAc电离，而NaAc不水解”考虑，即只考虑酸的电离。） 九、酸碱中和滴定

（一）中和滴定的原理

定量分析：化学上把测定物质各组成成分的含量过程，称为定量分析过程。中和滴定是定量分析的一种方法。

1、中和滴定概念：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法就叫酸碱中和滴定。

实质：H++OH=H2O 即酸中的n(H+)==碱中n(OH-)。

—

2、中和滴定的原理：

在中和反应中使用已知物质的量浓度的酸（或碱）溶液与未知物质的量浓度的碱（或酸）溶液完全中和，测出二者所用的体积 ，根据化学方程式中酸碱物质的量 的比求出未知溶液的浓度。

关键：准确测定参加反应的两种溶液的体积；准确判断中和反应是否恰好完全反应。 若用A代表酸，B代表碱，据酸和碱反应时的物质的量之比等于它们的化学计量数之比，则

c(A)V(A)v(A)?c(B)V(B)v(B)c(B)?当v(B)c(A)V(A)v(A)c(B)V(B)?或c(A)??v(A)V(B)v(B)V(A)v(B)＝1时，可简化为：c(B)＝ 或 c(A)＝ v(A)练习：用0.1032 mol·L-1的HCl溶液，滴定25.00mL 未知浓度的氢氧化钠溶液，滴定完成时用去盐酸溶液27.84mL，通过中和滴定测得氢氧化钠溶液的浓度为？

3、中和滴定的关键：⑴ 准确测定 溶液的体积 ⑵ 准确显示反应的终点 4、指示剂的选择：酸碱中和滴定是通过指示剂颜色的变化来确定滴定终点。 指示剂的选择要求：变色要明显、灵敏，且指示剂的变色范围要尽可能在滴定过程中的pH值突变实范围内。

一般地，强酸和强碱的中和滴定，常选用酚酞或甲基橙作指示剂；若强酸滴定弱碱选择甲基橙；强碱滴定弱酸选择酚酞。石蕊试液由于变色的pH值范围较大且变化不明显，所以通常不选用。

（二）中和滴定的操作过程：

1、仪器：酸式、碱式滴定管，移液管，滴定管夹，锥形瓶，烧杯，铁架台 酸式滴定管和碱式滴定管有何不同？

注意：① 酸式滴定管不能盛放碱液、氢氟酸以及Na2SiO3、Na2CO3等碱性溶液；碱式

4

滴定管不能盛放酸性溶液和强氧化性溶液。

② 滴定管的刻度，“0”刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，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，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。

③ 滴定管可以读到小数点后两位。即0.01mL 2、药品：

标准液：_______________________；待测液：______________________； 指示剂：__________________。（预计终点时颜色变化为____________________） 3、准备过程：

准备：检漏 → 洗涤 → 润洗 → 装液 → 赶气泡 → 调液面 → 记数据V(始) 检漏：检查 ，方法是： →洗涤：方法是：先用自来水洗，再用蒸馏水洗

→润洗： 洁净的酸式（碱式）滴定管还要分别用 所要盛装的酸、碱溶液润洗2-3遍。 方法是：从滴定管上口加入3-5mL所要盛装的溶液，倾斜着转动滴定管，使液体润湿全部滴定管内壁。然后一手控制活塞（或轻轻挤压玻璃球），将液体从滴定管下部放入预置的烧杯中。

→装液：装入反应液。将酸、碱反应液加入到酸式滴定管、碱式滴定管中，使液面位于滴定管“0”以上2~3mL处，并将滴定管垂直固定在滴定管夹上。

→赶气泡：怎样赶气泡？

（若滴定前滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后无气泡，实际滴入的溶液偏少 ） →调液面 → 调整液面位于滴定管的“0”刻度或“0”刻度以下。 →记数据V(始)

注意：为什么用水洗后，还要用标准液洗？ 但锥形瓶不能用待测液洗？

3、滴定操作：移取待测溶液→加指示剂→滴定→判断终点→读数→重复实验→计算。 （1）放出反应液：根据实验设计，向锥形瓶内放入__________mL的________溶液。 注：能否用量筒代替滴定管来量取一定体积液体？_______，移液管呢？_______。 （2）滴加指示剂：向锥形瓶内滴入2～3滴_______________作终点指示剂。 （3）滴定：操作时左手控制滴定管活塞或小球，右手不断震荡锥形瓶，眼睛一直注视锥形瓶内溶液颜色的变化。

（4）终点判断：当滴入最后一滴刚好使指示剂颜色由_______色突变为_______色，且在半分钟（30s）内不恢复原色。表明反应达到终点。

（5）读数：滴定停止后，必须等待1-2min，让附着在滴定管内壁的溶液流下后，读数，记录数据。

4、重复滴定操作：1-2次，将读数记入下表中。

读数 起始读数(mL) 组别 1 2 3 平均

5

终点读数(mL) 体积差（mL）

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