第三章水溶液中的离子平衡汇编.doc

选修四复习资料（第三章 水溶液中的离子平衡） 学校： 姓名： 一、弱电解质的电离 1、定义：电解质:在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。 非电解质 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。 强电解质 ：在水溶液里全部电离成离子的电解质。 弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。 2、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 非电解质——共价化合物 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） 电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素： A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。 C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。 D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 5、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主） 6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。 ） 表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB] 7、影响因素： a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：: 水的离子积：KW =c[H+]·c[OH-] 25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH-] = 1*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 KW〈1*10-14 ②温度：促进水的电离（水的电离是吸热） ③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉 1*10-14 4、溶液的酸碱性和pH： （1）pH=-lgc[H+] （2）pH的测定方法： 酸碱指示剂： 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。 变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（浅红色） PH试纸操作：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。 注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围 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+离子物质的量相加除以总体积，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离子物质的量相加除以总体积，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； ②OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它 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均接近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、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律 1、若等体积混合 pH1+pH2=14