高二化学溶液中的离子反应复习

第一单元弱电解质的电离1．电解质和非电解质：在水溶液中或熔融状态时是否能够导电的化合物。在水溶液中能否完全电离的电解质。2．强电解质与弱电解质：与溶解度和导电能力无关。溶液导电性强弱是由溶液中自由移动离子浓度决定。常见的强电解质有哪些?（1）强酸:（2）强碱:（3）大部分盐:包括部分难溶性的盐如HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI等如NaOH、KOH、Ba(OH)2等（1）弱酸：如CH3COOH、H2CO3、H2SiO3、H3PO4、HNO2、H2S、H2SO3、HF、HClO等（2）弱碱:（3）两性氢氧化物：Al(OH)3（4）水、极少数盐（醋酸铅）等常见的弱电解质有哪些?如NH3.H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等电离方程式的书写：1.强电解质在溶液中全部电离，在电离方程式中以“＝”表示之；2.弱电解质不能全部电离，在电离方程式中以“”表示之；3.多元弱酸分步电离，在书写电离方程式时要分步书写.如：H2CO3H2CO3H＋＋HCO3－、HCO3－H＋＋CO32－；4.多元弱碱分步电离，但常常一步写到底，如Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－。5.酸式盐的电离⑴强酸的酸式盐的电离：一步完全电离。如：KHSO4=K++H++SO42-⑵弱酸的酸式盐的电离：第一步完全电离，第二步酸式酸根部分电离。如：NaHCO3-=Na++HCO3-HCO3-H++CO32-3.弱电解质的电离平衡电离过程电离程度电离度、电离平衡常数特征：等、动、定、变(可逆）（部分）弱电解质定义在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态电离平衡表达式K值越大，电离程度越大，相应酸(或碱)的酸(或碱)性越强。电离平衡常数：表达式弱电解质浓度越大，电离程度越小。电离度：温度——电离过程是吸热过程，温度升高，平衡向电离方向移动。浓度——弱电解质浓度越大，电离程度越小。同离子效应——在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向逆方向移动。化学反应——在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可以使电离平衡向电离方向移动。影响因素：水的离子积常数——Kw=C(H+)×C(OH—)Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他稀溶液。25℃时，Kw=1×10-14在水溶液中,Kw中的C(OH-)、C(H+)指溶液中总的离子浓度.常温下,任何稀的水溶液中均存在离子积常数，且Kw=1×10-14。不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水电离出的C(H+)＝C(OH－)根据Kw=C(H＋)×C(OH－)在特定温度下为定值，C(H＋)和C(OH－)可以互求。4、水的电离：水是一种极弱的电解质，能微弱电离。水电离平衡移动的影响因素酸或碱抑制水的电离盐类水解均能促进水的电离温度升高促进水的电离第二单元溶液的酸碱性1.溶液的酸碱性取决于溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的相对大小。酸性：c(H+)c(OH-)中性：c(H+)=c(OH-)碱性：c(H+)c(OH-)常温下（25℃）酸性溶液：C(H+)﹥C(OH-)，C(H+)﹥1×10-7mol/L中性溶液：C(H+)=C(OH-)，C(H+)=1×10-7mol/L酸性溶液：C(H+)﹤C(OH-)，C(H+)﹤1×10-7mol/L表示溶液酸碱性的强弱。PH=-lgc(H+)适用于稀溶液，当溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol时，直接用浓度表示溶液的酸碱性。PH值越小，酸性越强，PH越大，碱性越强。PH范围0—14之间，但PH值等于0的溶液不是酸性最强的溶液，PH值等于14的溶液不是碱性最强的溶液。PH值增加一个单位C(H+)减小10倍。2.溶液的PH值：酸碱指示剂（石蕊、酚酞、甲基橙）PH试纸：广泛PH试纸：1~14，只能读得整数精密PH试纸PH试纸的使用方法：剪下一小块PH试纸，放在玻璃片（或表面皿）上，用玻璃棒沾取一滴溶液滴在PH试纸上，半分钟内与比色卡比较，读出PH值。PH计：它可以精确测量溶液的PH值。测定溶液酸碱性的常用方法:（1）溶液的稀释一般情况下，强酸溶液每稀释10倍，pH值就增加1个单位，但稀释后pH值一定小于7；强碱溶液每稀释10倍，pH值就减小１个单位，但稀释后pH值一定大于7。PH值计算的常见类型（《世纪金榜》P64）（2）强酸与强酸、强碱与强碱混合【经验公式】（其中0.3是lg2的近似值）已知pH的两强酸等体积混合，混合液的pH=pH小+0.3已知pH的两强碱等体积混合，混合液的pH=pH大-0.3（3）酸碱混合：先判断过量，求出剩余的酸或碱的浓度，再求c(H+)溶液酸碱性判定规律（1）PH相同的酸（或碱），酸（或碱）越弱，其物质的量浓度越大。（2）PH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数，则强酸溶液PH变化大；碱也如此。（3）酸和碱的PH之和为14，等体积混合。若为强酸与强碱，则PH=7；若为强酸与弱碱。则PH﹥7；若为弱酸与强碱，则PH﹤7。用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法叫做酸碱中和滴定。（1）注意事项（2）操作步骤。（3）指示剂选择：强酸滴定强碱——酚酞或甲基橙强酸滴定弱碱——甲基橙强碱滴定弱酸——酚酞（4）颜色变化：强酸滴定强碱：甲基橙由黄色到橙色酚酞由红色到无色强碱滴定强酸：甲基橙由红色到橙色酚酞由无色到粉红色（5）酸碱中和滴定中的误差分析3．酸碱中和滴定原理第三单元盐类的水解1．盐类水解定义：在溶液中盐电离出的离子与水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。实质：破坏水的电离平衡，使水的电离平衡正向移动。盐类水解的规律举例如下：强碱弱酸盐(如Na2CO3)可水解，溶液显碱性；强酸弱碱盐(如NH4Cl)可水解，溶液显酸性；弱酸弱碱盐可水解，谁强显谁性强酸强碱盐(如NaCl)不水解，溶液显中性。对应的酸越弱，弱酸酸根离子水解程度越大。对应的碱越弱，弱碱阳离子水解程度越大。有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；都弱都水解，谁强显谁性，都强显中性。盐类水解方程式的书写规律（1）盐类水解一般是比较微弱的，通常用可逆符号表示，同时无沉淀和气体产生。（2）多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，第一步水解程度比第二步水解程度大得多。（3）多元弱碱的阳离子水解过程较为复杂，通常写成一步完成。（4）对于发生“完全双水解”的盐类，因水解彻底，故用“=”，同时有沉淀和气体产生。（5）多元弱酸的酸式氢根离子，水解和电离同步进行。影响盐类水解的外界因素：（1）温度越高越水解（2）浓度越稀越水解（3）溶液酸碱性：外加酸或碱可抑制或促进盐的水解。影响盐类水解的内因：组成盐的弱酸根阴离子或弱碱根阳离子水解的难易程度决定盐水解程度的大小——越弱越水解。8．盐类水解的应用：（1）盐溶液酸碱性的判断：（2）溶液中离子浓度大小的比较：（3）实验室里配制FeCl3溶液时，常加入一定量的盐酸等（4）泡沫灭火器：（5）蒸干某些盐溶液时，往往要考虑盐的水解：（6）判断溶液中的离子能否大量共存。5.溶液中的守恒关系(电解质溶液中的离子之间存在着三种定量关系)⑴电荷守恒规律：电解质溶液中，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如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCO3-、CO32-OH－，但存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)=c(HCO3-)＋c(OH-)＋2c(CO32-)。⑵物料守恒规律：某一组分（或元素）的原始浓度等于它在溶液中各中存在形式的浓度之和。如在cmol/L的Na2CO3溶液中CO32-离子的存在形式有CO32-、HCO3-、H2CO3，则c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)=1/2c(Na＋)⑶质子守恒：有水电离产生的H+、OH-浓度相等。如在Na2CO3溶液中，有水电离产生的OH-以游离态存在，而H+因CO32-水解有三中存在形式H+、HCO3-、H2CO3，有：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。第四单元沉淀溶解平衡1.沉淀溶解平衡：定义：一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时，形成电解质的饱和溶液，达到平衡状态，我们把这种平衡称为沉淀溶解平衡。特征：逆、等、动、定、变影响因素：内因：难溶物本身的性质外因：①浓度：加水稀释，平衡向溶解方向移动②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程。③同离子效应例如：AgCl(s）Ag+(aq)+Cl-(aq)2.溶度积———Ksp在一定条件下，难溶性物质的饱和溶液中，存在溶解平衡，其平衡常数叫做溶度积常数或简称溶度积．定义在一定温度下，难溶电解质的Ksp的大小反映了其在水中的溶解能力。Ksp越大，在水中的溶解能力越强，反之亦然。影响因素Ksp决定于难溶电解质的本性，与温度有关，一定温度下，Ksp是常数。意义溶解度（S）：在一定温度下，某物质在100g溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量。注意：溶解度和Ksp均能反映物质在水中的溶解能力，但两者的关系并不是简单的正比关系。概念1.离子积Qc=c(Am+)n.c(Bn-)mQc称为离子积，其表达式中离子浓度是任意的，为此瞬间溶液中的实际浓度，所以其数值不定。AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq)溶度积的应用概念2、溶度积规则离子积Qc和溶度积Ksp的关系：①QcKsp时,过饱和溶液，析出沉淀。②Qc＝Ksp时,饱和溶液，沉淀溶解平衡状态。③QcKsp时,溶液未饱和。