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水溶液中的离子反应与离子平衡 【知识交汇】 一、离子共存问题 1．颜色 离子 MnO4－ Fe3+ Fe2+ Cu2+ 水溶液颜色 紫红色 黄色 浅绿色 蓝色 2．酸碱性 溶液的酸碱性 溶液呈酸性 溶液呈碱性 溶液既可能呈酸性也可能呈碱性 可能的附加条件 溶液的pH小于7、加入甲基橙呈红色、加入较活泼金属(如Zn)有氢气生成等 溶液的pH大于7、加入酚酞溶液呈红色等 溶液中由水电离生成的c(H+)=10－12 mol·L－1 3．发生氧化还原的离子反应 溶液中常见的离子发生氧化还原反应的情况见下表(“√”表示能发生反应，“×”表示不能发生反应，括号内注“H+”表示酸性条件)： S2－ SO32－ I－ Fe2+ Br－ Cl－(H+) MnO4－ √ √ √ √ √ √ ClO－ √ √ √ √ √ √ NO3－(H+) √ √ √ √ √ × Fe3+ √ √ √ × × × 二、电离平衡 1．相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸的比较 c(H+) pH 中和碱 的能力 与过量Zn的反应情况 稀释相同倍数后的pH 产生氢气 的量 开始时的 反应速率 盐酸 大 小 相等 相同 快 小 醋酸 小 大 慢 大 2．相同pH、相同体积的盐酸与醋酸的比较 c(H+) c(酸) 中和碱 的能力 与过量Zn的反应情况 稀释相同倍数后的pH 产生氢气 的量 开始时的 反应速率 盐酸 相等 小 弱 少 相等 大 醋酸 大 强 多 小 3．有关溶液pH的简单计算 在做关于溶液的pH计算的题目时，要抓住“矛盾的主要方面”，溶液显酸性用溶液中的c(H+)来计算；溶液显碱性先求溶液中的c(OH-)，再求溶液中的c(H+)。口诀：酸按酸(H+)，碱按碱(OH-)，酸碱中和求过量，无限稀释7为限。特别注意区分溶液中的c(H+)和由水电离的c(H+)之间的差异，否则做题时，容易落入陷阱。 4．电解质溶液中的守恒规律 ⑴电荷守恒规律：电解质溶液中，不论存在多少种离子，但溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，也就是所谓的电荷守恒规律。如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCO3-、CO32、OH－，必存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO3-)＋c(OH－)＋2c(CO32-)。 ⑵物料守恒规律：电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但某些关键性的原子总是守恒的，如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。 ⑶质子守恒规律：质子守恒是指电解质溶液中粒子电离出氢离子(H+)总数等于粒子接受的氢离子(H+)总数加游离的氢离子(H+)数。如Na2S水溶液中的质子转移作用可图示如下： 由上表可得Na2S水溶液中质子守恒式可表示为：c(H3O+)+2c(H2S)+c(HS-)=c(OH-)或c(H+)+2c(H2S)+c(HS-)=c(OH-)。质子守恒的关系式也可以从电荷守恒与物料守恒推导得到。 三、沉淀溶解平衡 1．易溶物向难溶物转化 如向BaCO3 沉淀中加入Na2CrO4溶液，将会发现白色的BaCO3 固体逐渐转化成黄色的 BaCrO4 沉淀。为什么产生这现象呢？ 可根据溶度积规则分析。当加入少量CrO42- 时，c(Ba2+)·c(CrO42-)，这时不生成BaCrO4沉淀。继续加入CrO42-，必将有一时刻刚好达到 Q =，即 c(Ba2+)·c(CrO42-)= 。这时，体系中同时存在两种平衡： BaCO3 Ba2+ + CO32- = c(Ba2+)·c(CO32-) = 2.58×10－9 …… = 1 \* GB3 ① BaCrO3 Ba2+ + CrO42- = c(Ba2+)·c(CrO42-) = 1.6×10－10 …… = 2 \* GB3 ② = 1 \* GB3 ①－ = 2 \* GB3 ② 得：BaCO3 (s) + CrO42- BaCrO3(s) + CO32- …… = 3 \* GB3 ③ 方程式 = 3 \* GB3 ③所表示的就是白色的BaCO3 转化成黄色的BaCrO4 的反应。其平衡常数为 2．难溶物向易溶物转化 分析化学中常将难溶的强酸盐(如BaSO4)转化为难溶的弱酸盐(如BaCO3)，然后再用酸溶解使正离子(Ba2+)进入溶液。BaSO4 沉淀转化为BaCO3沉淀的反应为BaSO4 (s)+ CO32- BaCO3(s) + SO42- ，虽然平衡常数小，转化不彻底，但只要c(CO32-)比c( SO42-)大24倍以上，经多次转化，即能将BaSO4转化为BaCO3。 【思想方法】 【例1】常温下的下列情