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题目
水溶液中的离子平衡 的知识导学
知识导学里的内容,

提问时间:2021-02-22

答案
要点一、溶液中的三种平衡
  1、弱电解质的电离平衡.
  弱电解质的电离是一个可逆过程,溶液中未电离的电解质分子和已电离的离子处于平衡状态.
  电离平衡是动态平衡,当浓度、温度等条件发生变化时,平衡就向着能够使这种变化减弱的方向移动.
  影响电离平衡的因素有很多,如温度、浓度、酸碱度等.弱电解质的电离是吸热的,故升高温度有利于弱电解质的电离.浓度越大,弱电解质电离生成的离子碰撞的机会越多,越容易结合生成弱电解质分子,故电离程度越小.弱电解质的电离还受酸碱度、同离子效应等影响.
  2、盐类的水解平衡.
  和化学平衡一样,盐类水解也存在水解平衡,影响水解平衡的主要因素有:
  ①温度:升高温度有利于水解,水解可看作是中和的逆过程.
  ②浓度:盐溶液浓度越小,水解程度越大.
  ③酸碱度:水解显酸性的盐加酸抑制水解,加碱促进水解;水解显碱性的盐加碱抑制水解,加酸促进水解.
  3、难溶电解质的溶解平衡.
  物质溶解性的大小是相对的,绝对不溶的物质是没有的.在一定温度下,当沉淀溶解和生成的速率相等时,即达到溶解平衡状态.难溶电解质的溶解平衡也是有条件的,条件变化,平衡被破坏.通过条件的变化可以使沉淀生成、沉淀溶解,也可以使沉淀转化.分析如下:
  ①沉淀生成的条件是Qc>Ksp.
  ②沉淀溶解的条件是Qc<Ksp.
  ③沉淀的转化(生成更难溶的物质).
  在含有沉淀的溶液中加入另一种沉淀剂,使其与溶液中某一离子结合成更难溶的物质.引起一种沉淀转变成另一种沉淀的现象,叫沉淀的转化.如:
  CaSO4(s)+Na2CO3(aq)-CaCO3(s)+Na2SO4(aq)
  要点诠释:溶度积常数Ksp同电离常数、水的离子积常数、化学平衡常数一样,只与温度有关,与浓度无关.这些常数实质上都是平衡常数.
要点二、溶液中离子浓度相对大小的比较
  1、电解质溶液混合或稀释后,离子浓度相对大小的比较常分为三种类型:
  ①单一溶液中离子浓度相对大小的比较.如:判断一元或多元弱酸溶液或水解的盐溶液中离子浓度的相对大小.判断水解的盐溶液中离子浓度相对大小的一般方法是:
  a.若像NH4Cl等盐中的阴、阳离子等价时,离子浓度大小顺序为:c(不水解的离子)>c(水解的离子)>c[水解后呈某性离子(如H+或OH-)]>c(水解后呈某性的对立离子).如在NH4Cl溶液中,其离子浓度大小顺序为:c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-).
  b.若为Na2CO3等盐中的阴、阳离子的价数不等时,判断离子浓度的大小顺序,则要根据实际情况具体分析.对于多元弱酸根的水解,几价就水解几步,在分步水解中以第一步水解为主.如在Na2CO3溶液中,其离子浓度关系为:c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+).
  ②多种溶液中指定离子浓度相对大小的比较.如比较NH4Cl、NH4HCO3、NH4HSO4中c(NH4+)的大小.
  ③两种溶液混合后离子浓度相对大小的比较.解题规律:首先是判断两种电解质能否反应;其次是看反应物是否过量;第三是分析电解质在水溶液中电离及可能存在的电离平衡、水解平衡等问题;最后比较离子浓度的相对大小.
  2、守恒思想在溶液中的应用.
  如:0.1 moL/L Na2S溶液中:
  c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)——电荷守恒
  c(HS-)+c(H2S)+c(S2-)=0.1 mol/L
  c(Na+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S)——物料守恒
  c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)——质子守恒
要点三、酸碱中和反应的三种常见情况分析
  1、等体积、等物质的量浓度的酸HA与碱MOH混合.
HA MOH c(H+)酸与c(OH-)碱大小 溶液酸碱性 离子浓度大小顺序
强 强 = 中性 c(A-)=c(M+)>c(OH-)=c(H+)
强 弱 > 酸性 c(A-)>c(M+)>c(H+)>c(OH-)
弱 强 < 碱性 c(M+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)
  规律:谁强显谁性,同强显中性.
  2、等体积的酸HA和碱MOH混合(pH酸+pH碱=14).
HA MOH c(HA)与c(MOH)大小 溶液酸碱性 离子浓度大小顺序
强 强 = 中性 c(A-)=c(M+)>c(OH-)=c(H+)
强 弱 < 碱性(一般) c(M+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)
弱 强 > 酸性(一般) c(A-)>c(M+)>c(H+)>c(OH-)
  规律:谁过量显谁性.
要点四、相关简单计算
  计算溶液中由水电离出的H+或OH-浓度的方法(以25℃为例).
  1、中性溶液:c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7 mol/L.
  2、溶质为酸的溶液:此时溶液中的H+有两个来源:酸电离与水电离;OH-只有一个来源:水电离,且水电离出的H+与OH-浓度相等.
  如计算pH=2的盐酸中由水电离出的c(H+):方法是先求出溶液中的c(OH-)=10-12 mol/L,也就是水电离出的c(OH-)=10-12 mol/L,水电离出的c(H+)=水电离出的c(OH-)=10-12 mol/L.
  3、溶质为碱的溶液:此时溶液中的OH-有两个来源:碱电离与水电离;H+只有一个来源:水电离,且水电离出的H+与OH-浓度相等.
  4、水解呈酸性或碱性的盐溶液:此时溶液中的H+和OH-均由水电离产生.如pH=2的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H+)=10-2 mol/L,pH=12的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH-)=10-2 mol/L.
要点五、溶液中离子共存的判断
  应从以下几方面进行分析:
  1、看离子间是否生成难溶(或微溶)的物质.若能生成,这些离子就不能大量共存,如Fe3+和OH-、Ba2+和SO42-、Ca2+和CO32-等.
  2、看离子间是否生成气体或挥发性物质,若能生成,这些离子就不能大量共存,如H+和CO32-、H+和S2-等.
  3、若离子间能生成难电离物质,这些离子就不能大量共存,如H+和F-、NH4+和OH-、H+和OH-等.
  4、若离子间能发生氧化还原反应,这些离子就不能大量共存.如Fe3+和S2-、MnO4-和I-、S2-和ClO-等.
  5、看离子间在水溶液中能否发生完全双水解反应,若能发生,则离子不能共存,如Al3+和A1O2-、NH4+和SiO32-、Fe3+和CO32-等.
  6、看离子间能否发生络合反应,如Fe3+和SCN-,此外还需要注意外加条件的暗示,如无色透明溶液即不含有色离子,如Fe3+、Fe2+、Cu2+、MnO4-等,pH=1的溶液含有大量H+等.
要点六、判断电离方程式、离子方程式正误
  1、看离子反应是否符合客观事实,不可主观臆造产物及反应.如Cu+2H+-Cu2++H2↑就不符合客观事实.
  2、看“-”“”“↑”“↓”等是否正确.
  3、看表示各物质的化学式是否正确.如HCO3-不能写成CO32-+H+,HSO4-通常应写成SO42-+H+等.
  4、看是否漏掉离子反应.如Ba(OH)2溶液与硫酸铜溶液反应,既要写Ba2+与SO42-的离子反应,又要写Cu2+与OH-的离子反应.
  5、看电荷是否守恒.如FeCl2溶液与Cl2反应,不能写成Fe2++Cl2-Fe3++2Cl-,而应写成2Fe2++Cl2-2Fe3++2Cl-,同时两边各原子数也应相等.
  6、看反应物或产物的配比是否正确.如稀H2SO4与Ba(OH)2溶液反应不能写成H++OH-+SO42-+Ba2+-BaSO4↓+H2O,应写成2H++2OH-+SO42-+Ba2+-BaSO4↓+2H2O;又如过量的氯气通入FeI2溶液中,不能写成2Fe2++2I-+2Cl2-2Fe3++I2+4Cl-,应写成2Fe2++4I-+3Cl2-2Fe3++2I2+6Cl-.
  7、看是否符合题设条件及要求.如“过量”“少量”“等物质的量”“适量”“任意量”以及滴加顺序等对反应方程式的影响,即某些反应的反应物的量不同,相应的离子反应方程式可能不同.
举一反三
已知函数f(x)=x,g(x)=alnx,a∈R.若曲线y=f(x)与曲线y=g(x)相交,且在交点处有相同的切线,求a的值和该切线方程.
我想写一篇关于奥巴马的演讲的文章,写哪一篇好呢?为什么好
奥巴马演讲不用看稿子.为什么中国领导演讲要看?
想找英语初三上学期的首字母填空练习……
英语翻译
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