高二化学水溶液中的离子平衡（复习提纲）(2)

5、数据处理：

根据实验数据：计算未知溶液的浓度： 6、误差分析：

读数：两位小数。因一次实验误差较大，所以应取多次实验的平均值 误差分析：利用n·C1·V1 = m·C2·V2 进行分析 用标准酸滴定待测碱而引起的结果变化情况 ： 实验操作情况 ①开始滴定时滴定管尖嘴处留有气泡 ②读数开始时仰视，终止时俯视 ③到滴定终点尚有一滴酸挂在滴定管尖嘴外而未滴入锥瓶 ④洗净的酸管未用标准液润洗 ⑤洗净的锥瓶用待测碱润洗 ⑥不小心将标准液滴至锥瓶外 ⑦不小心将待测碱液溅至锥瓶外 ⑧滴定前向锥形瓶中加入10 mL蒸馏水，其余操作正常 对c碱的影响 偏高 偏低 偏高 偏高 偏高 偏高 偏低 无影响 下面就以标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液为例，判断对待测碱浓度的影响。 产生误差的常见因素 酸式滴定管水洗后未用标准液润洗 仪器洗涤 移液管水洗后未用待测液润洗 锥形瓶水洗后用待测液润洗 量器读数 滴定前俯视酸式滴定管，滴定后平视 滴定前仰视酸式滴定管，滴定后俯视 滴定前酸式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定结束后气泡消失 滴定结束，滴定管尖端挂一滴液体未滴下 操作不当 将移液管尖嘴部分的液体吹出 滴定过程中，振荡锥形瓶时，不小心将溶液溅出 用甲基橙作指示剂，滴至橙色，半分钟内又还原成黄色，不处理就计算 C碱的误差 偏大 偏小 偏大 偏大 偏小 偏大 偏大 偏大 偏小 偏小 十、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0.01g的电解质称难溶电解质。生成难溶电解质的反应为完全反应，用“=”。

（2）反应后离子浓度降至1×10-5mol/L以下的反应为完全反应，用“=”。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/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10-5

mol/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

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（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) 2Ag+ + S2- 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pH值除某些易水解的金属阳离子：常加入难溶性的MO、M(OH)2、MCO3等除M2+溶液中易水解的阳离子。如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

（3）氧化还原沉淀法：加氧化剂或还原剂将要除去的离子变成沉淀而除去（较少见） 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：①加水；②加热；③减少生成物（离子）的浓度。使沉淀溶解的方法一般为减少生成物的浓度，∵对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。 5、沉淀的转化：

溶液中的沉淀反应总是向着离子浓度减少的方向进行，简而言之，即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。

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