水溶液中的離子平衡一、弱電解質的電離平衡1.弱電解質的電離平衡(1)電離平衡的建立在一定條件下(溫度、濃度)，弱電解質分子電離成離子的速率和離子結合成弱電解質分子的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都保持不變時的狀態。

平衡建立過程的v-t圖像如圖所示。(2)弱電解質的電離平衡特征(3)影響弱電解質電離平衡的因素①溫度：由于電離過程吸熱，升高溫度，電離平衡向電離的方向移動；降低溫度，電離平衡向逆反應方向移動。②濃度：電解質溶液的濃度越小，它的電離程度就越大。③其他因素：加入含有弱電解質離子的強電解質時，電離平衡向逆反應方向移動；加入能與弱電解質離子反應的物質時，電離平衡向正反應方向移動?！就饨鐥l件對電離平衡的影響(以CH3COOHCH3COO－＋H＋為例)】條件改變平衡移動電離程度n(H＋)c(H＋)導電能力加水正向增大增大減小減弱升溫正向增大增大增大增強加醋酸鈉(s)逆向減小減小減小增強通HCl(g)逆向減小增大增大增強加NaOH(s)正向增大減小減小增強2.電離常數(1)概念：一定溫度下，當弱電解質在水溶液中達到電離平衡時，溶液中弱電解質電離形成的各種離子的濃度的乘積與溶液中未電離的分子的濃度之比是一個常數，這個常數叫作電離平衡常數，用K表示。(酸用Ka表示，堿用Kb表示)(2)表示方式①對于一元弱酸HA：HAH++A-，平衡常數K=。②對于一元弱堿BOH：BOHB++OH-，平衡常數K=。③多元弱酸是分步電離的，各級電離常數的大小關系是K1?K2…，所以其酸性主要決定于第一步電離。例如：H2SH++HS-，Ka1=；HS-H++S2-，Ka2=。(3)關于電離常數的理解與應用①電離常數的大小由物質本身的性質決定，同一溫度下，不同弱電解質的電離常數不同，K值越大，電離程度越大。②同一弱電解質在同一溫度下改變濃度時，其電離常數不變。③電離常數K只隨溫度的變化而變化，升高溫度，K值增大。④多元弱酸電離常數：K1＞K2＞K3，其酸性主要由第一步電離決定，K1值越大，相應酸的酸性越強。二、水的電離1.水的電離：水是極弱的電解質，水的電離方程式：H2O+H2OH3O++OH-或H2OH++OH-。2.水的離子積常數：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。①室溫下：Kw＝1×10－14。②影響因素：只與溫度有關，升高溫度，Kw增大。③適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質水溶液。④Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要溫度不變，Kw不變。3.影響條件變化移動方向c(H+)c(OH-)Kw電離程度升溫右移增大增大增大增大加酸左移增大減小不變減小加堿左移減小增大不變減小加活潑金屬右移減小增大不變增大加醋酸鈉右移減小增大不變增大加氯化銨右移增大減小不變增大三、溶液的酸堿性與pH1.溶液的酸堿性與c(H＋)、c(OH－)的關系(選填“＞”“＜”或“＝”)c(H＋)與c(OH－)的關系c(H＋)的范圍(25℃)/(mol·L－1)中性溶液c(OH－)＝c(H＋)c(H＋)＝1.0×10－7酸性溶液c(OH－)＜c(H＋)c(H＋)＞1.0×10－7堿性溶液c(OH－)＞c(H＋)c(H＋)＜1.0×10－72.pH(1)定義：pH＝－lgc(H＋)，廣范pH的范圍為1～14。

(2)適用范圍：通常應用于c(H＋)、c(OH－)都較小的稀溶液，小于1mol·L－1。(3)表示意義：溶液酸性越強，c(H＋)越大，pH越小；溶液堿性越強，c(H＋)越小，pH越大。3.溶液pH的測量方法(1)用pH試紙測定：撕下一小片pH試紙放在表面皿或玻璃片上，用干燥潔凈的玻璃棒蘸取待測液點在pH試紙的中央，試紙變色后，與標準比色卡對比即可確定溶液的pH。(2)用pH計測定：可精確測量溶液的pH。注意：pH試紙在使用前不能用蒸餾水潤濕，否則待測液被稀釋可能會產生誤差。廣范pH試紙只能測出整數值。4.酸堿中和滴定(1)實驗原理：利用酸堿中和反應，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。(2)常用酸堿指示劑及其變色范圍指示劑pH的變色范圍石蕊<5紅色5～8紫色>8藍色甲基橙<3.1紅色3.1～4.4橙色>4.4黃色酚酞<8無色8～10淺紅>10紅色(3)實驗用品①儀器：(圖A是)酸式滴定管、(圖B是)堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。②試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。③滴定管的使用試劑性質滴定管原因酸性、氧化性酸式滴定管氧化性物質易腐蝕橡膠管堿性堿式滴定管堿性物質易腐蝕玻璃，致使玻璃活塞無法打開5.實驗操作(以用鹽酸標準液滴定NaOH溶液為例)(1)滴定前準備(2)滴定滴定終點的判斷：(以鹽酸滴定氫氧化鈉溶液為例，酚酞作指示劑)當滴入最后一滴鹽酸時，溶液變為無色，且半分鐘內不恢復原色，即為滴定終點。(3)數據處理按上述操作重復2～3次，求出用去標準鹽酸體積的平均值，根據原理計算。c（NaOH）＝eq\f(c（HCl）×V（HCl）,V（NaOH）)(4)滴定曲線原理：在酸堿中和滴定過程中，開始時由于被滴定的酸(或堿)濃度較大，滴入少量的堿(或酸)對其pH的影響不大。當滴定接近終點(pH=7)時，很少量(一滴，約0.04mL)的堿(或酸)就會引起溶液pH的突變(如圖所示)。(5)誤差分析①原理：依據原理c（標準）·V（標準）＝c（待測）·V（待測），所以c（待測）＝eq\f(c（標準）·V（標準）,V（待測）)，因為c（標準）與V（待測）已確定，所以只要分析出不正確操作引V（標準）的變化，即分析出結果。②常見誤差步驟操作c(NaOH)洗滌未用標準溶液潤洗酸式滴定管偏高錐形瓶用待測溶液潤洗偏高未用待測溶液潤洗取用待測液的滴定管偏低錐形瓶洗凈后瓶內還殘留有少量蒸餾水無影響取液取堿液的滴定管尖嘴部分有氣泡且取液結束前氣泡消失偏低滴定滴定完畢后立即讀數，半分鐘后顏色又變紅偏低滴定前滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定后消失偏高滴定過程中振蕩時有液滴濺出偏低滴定過程中，向錐形瓶內加少量蒸餾水無影響讀數滴定前仰視讀數或滴定后俯視讀數偏低滴定前俯視讀數或滴定后仰視讀數偏高四、鹽類水解1.鹽類水解的原理在水溶液中，鹽電離出來的離子與水電離出的H＋或OH－結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解。2.實質鹽電離→eq\b\lc\{\rc\}(\a\vs4\al\co1(弱酸的陰離子―→結合H＋,弱堿的陽離子―→結合OH－))→破壞了水的電離平衡→水的電離程度增大→c(H＋)≠c(OH－)→溶液呈堿性、酸性。3.鹽類的水解規律4.酸式鹽溶液的酸堿性(1)只電離不水解(如NaHSO4)的顯酸性。(2)電離大于水解(如NaHSO3、NaH2PO4)的顯酸性。(3)水解大于電離(如NaHCO3、NaHS)的顯堿性。5.鹽類水解離子方程式的書寫①多元弱酸鹽水解：分步進行，以第一步為主，一般只寫第一步水解方程式。如Na2CO3的水解離子方程式為COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－。②多元弱堿鹽水解：水解離子方程式一步寫完。如FeCl3的水解離子方程式為Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。③陰、陽離子相互促進的水解：水解程度較大，書寫時要用“===”、“↑”、“↓”等。如Na2S溶液與AlCl3溶液混合反應：2Al3＋＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑。6.影響鹽類水解的主要因素因素對鹽類水解程度的影響內因鹽類水解的程度大小主要由鹽的本性所決定。生成鹽的弱酸酸性越弱，其鹽中弱酸根離子的水解程度越大；生成鹽的弱堿堿性越弱，其鹽中弱堿陽離子的水解程度越大，通常稱為“越弱越水解”外界條件溫度升高溫度能夠促進水解濃度鹽溶液濃度越小，水解程度越大外加酸堿水解顯酸性的鹽溶液，加堿會促進水解，加酸會抑制水解，反之亦然外加鹽加入與鹽的水解性質相反的鹽會促進鹽的水解7.鹽類水解的應用應用舉例判斷溶液的酸堿性NH4Cl溶液顯酸性，原因是(用離子方程式表示)N+H2ONH3·H2O+H+判斷酸性強弱相同條件下pH由大到小依次是Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa，則電離程度CH3COOH>H2CO3>HC配制或貯存易水解的鹽溶液配制CuSO4溶液時，加入少量H2SO4，防止Cu2+水解；配制FeCl3溶液，加入少量鹽酸；貯存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用磨口玻璃塞；NaF、NH4F要用塑料瓶保存。膠體的制備制取Fe(OH)3膠體的離子方程式：Fe3++3H2OFe(OH)3(膠體)+3H+泡沫滅火器原理成分為NaHCO3與Al2(SO4)3溶液，發生的反應為Al3++3HC===Al(OH)3↓+3CO2↑作凈水劑明礬可作凈水劑，原理為Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+化肥的使用銨態氮肥與草木灰不得混用除銹劑NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接金屬時的除銹劑判斷鹽溶液蒸干時所得的產物鹽溶液水解生成易揮發性酸時，蒸干灼燒后一般得對應的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼燒得Al2O3?！咀⒁狻坎煌愋望}蒸干產物的判斷常見類型溶液蒸干所得物質金屬陽離子易水解的揮發性強酸鹽蒸干時得氫氧化物和氧化物的混合物，灼燒時得氧化物，如AlCl3(FeCl3)溶液蒸干時得到Al(OH)3和Al2O3[Fe(OH)3和Fe2O3]的混合物金屬陽離子易水解的難揮發性強酸鹽蒸干得原溶質，如Al2(SO4)3溶液蒸干仍得Al2(SO4)3固體常見類型溶液蒸干所得物質酸根陰離子易水解的強堿鹽蒸干得原溶質，如Na2CO3溶液蒸干得Na2CO3固體陰、陽離子均易水解，且水解產物均易揮發的鹽蒸干后得不到任何物質，如(NH4)2S、(NH4)2CO3等蒸干后得不到任何物質常見類型溶液蒸干所得物質不穩定的化合物的水溶液加熱時在溶液中就能分解，得不到原物質，如Ca(HCO3)2溶液蒸干后得CaCO3，Mg(HCO3)2溶液蒸干后得Mg(OH)2，KHCO3溶液蒸干后得K2CO3易被氧化的鹽蒸干后得不到原物質，蒸干后得其氧化產物，如FeSO4溶液蒸干后得Fe2(SO4)3，Na2SO3溶液蒸干后得Na2SO4五、溶液中離子濃度大小判斷1.電荷守恒電解質溶液中，無論存在多少種離子，溶液都是呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數一定等于陽離子所帶正電荷總數，如NaHCO3溶液中存在著Na＋、H＋、HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、OH－，存在如下關系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(OH－)＋2c(COeq\o\al(2－,3))。2.物料守恒電解質溶液中，由于某些離子能夠水解，離子種類增多，但元素總是守恒的，如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三種形式存在，它們之間有如下守恒關系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。3.質子守恒如Na2S水溶液中的質子轉移圖示如下：由圖可得Na2S水溶液中質子守恒式可表示如下：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。質子守恒的關系式也可以由電荷守恒式與物料守恒式推導得到。六、沉淀溶解平衡及其應用1.定義：在一定溫度下，當難溶強電解質溶于水形成飽和溶液時，溶解速率和生成沉淀速率相等的狀態。2.溶解平衡的建立3.特點4.影響因素(1)內因：難溶電解質本身的性質，這是決定因素。(2)外因濃度加水稀釋，平衡向沉淀溶解的方向移動溫度大多數難溶電解質的溶解平衡是吸熱過程，升高溫度，平衡向沉淀溶解的方向移動；少數向生成沉淀的方向移動，如Ca(OH)2的溶解平衡同離子效應向平衡體系中加入含有難溶電解質電離的某離子的電解質，平衡向生成沉淀的方向移動化學反應若加入的物質使難溶電解質生成更難溶的電解質、弱電解質或氣體時，平衡向沉淀溶解的方向移動實例：以AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)ΔH>0為例，說明外因對沉淀溶解平衡的影響條件移動方向平衡后c(Ag+)平衡后c(Cl-)加入AgNO3逆向增大減小加H2O正向不變不變升溫正向增大增大通入HCl逆向減小增大加入K2S正向減小增大5.沉淀溶解平衡的應用(1)沉淀的生成①調節pH法：如除去NH4Cl溶液中的FeCl3雜質，可加入氨水調節pH至3～4，離子方程式為Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NHeq\o\al(＋,4)。②沉淀劑法：如用H2S沉淀Cu2＋，離子方程式為H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋。(2)沉淀的溶解①酸溶解法：如CaCO3溶于鹽酸，離子方程式為CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑。②鹽溶液溶解法：如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，Mg(OH)2＋2NHeq\o\al(＋,4)==Mg2＋＋2NH3·H2O。③氧化還原溶解法：如不溶于鹽酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3。④配位溶解法：如AgCl溶于氨水，AgCl＋2NH3·H2O=[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O。(3)沉淀的轉化在難溶物質的飽