水溶液中离子的平衡知识点.doc

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1、7水溶液中的离子平衡【命题规律】：从考查内容上看，主要集中在：判断电解质、非电解质；外界条件对电离平衡的影响及电离平衡移动、离子浓度大小比较；同浓度（或同PH）强、弱电解质溶液的比较，如c（H+）大小、起始反应速率、中和酸（或碱）的能力、稀释后PH的变化；强弱电解质的判断；物质导电性的强弱；电离平衡常数的简单计算或半定量分析。水的电离平衡及其影响因素；溶液酸碱性（或PH大小）的判断；已知PH或浓度的强酸、强碱混合分析溶液酸碱性；有关溶液PH计算。其中溶液的酸碱性、离子浓度大小比较是高考的必考题，这类题目能有效地测试考生的判断、推理运算等思维能力。【考点一电离和

2、电离平衡】1、【强电解质与弱电解质的区别】强电解质弱电解质定义溶于水后几乎完全电离的电解质溶于水后只有部分电离的电解质化合物类型离子化合物及具有强极性键的共价化合物某些具有弱极性键的共价化合物。电离程度几乎100％完全电离只有部分电离电离过程不可逆过程，无电离平衡可逆过程，存在电离平衡溶液中存在的微粒（水分子不计）只有电离出的阴阳离子，不存在电解质分子既有电离出的阴阳离子，又有电解质分子实例绝大多数的盐（包括难溶性盐）强酸：H2SO4、HCl、HClO4等强碱：Ba（HO）2Ca（HO）2等弱酸：H2CO3、CH3COOH等。弱碱：NH3·H2O、Cu（OH）

3、2Fe（OH）3等。少数盐：(CH3COO)2Pb、HgCl2电离方程式KNO3=K++NO3—H2SO4=2H++SO42—NH3·H2ONH4++OH_H2SH++HS_HS_H++S2-①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。【注意】：(2)强酸酸式盐在水溶液中完全电离，在稀溶液中不存在酸式酸根，如NaHSO4=Na++H++SO42-.在熔融状态下则电离成金属离子和酸根离子，如Na

4、HSO4=Na++HSO4-酸式盐在熔融状态下与溶于水时的电离不同：熔融Na2HSO4=Na++HSO4—NaHCO3=Na++HCO3—溶于水Na2HSO4=Na++H++SO42—NaHCO3=Na++HCO3—HCO3—H++CO32—（3）弱酸的酸式盐的电离是分步电离，先完全电离成金属离子和酸式酸离子，酸式酸根再部分电离。如NaHCO3==Na++HCO3-，HCO3-H++CO32-这种情况可称作“强中有弱”。弱酸的酸式盐分步电离，第一步不可逆，以后步步可逆，且一步比一步的电离程度小。（4）两性氢氧化物双向电离:AlO2—＋H+＋H2OAl(OH)3

5、Al3++3OH—2、【判断电解质强弱的方法】(以HAc为例)：（1）在相同浓度、相同温度下，与强电解质溶液导电性对比实验。（2）浓度与PH的关系，测0.01mol/LHAc溶液的pH>2，说明醋酸是弱酸。7（3）测NaAc溶液的pH值，呈碱性，则证明醋酸是弱酸。（4）测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pH

6、3的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性。（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率。（9）利用元素周期律进行判断。如非金属性Cl>S>P>Si,，则酸性HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3(最高价氧化物对应的水化物）；金属性Na>Mg>Al,则碱性NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。（10）利用较强酸（碱）制备较弱酸（碱）判断电解质强弱。如将CO2通入苯酚溶液中出现浑浊。说明碳酸的酸性大于苯酚。（二）、电离平衡1、【弱电解质的电离平衡的特点】：(5)导电性强弱与电解质强弱的关系：电解质的强弱由物质内部结

7、构决定，电解质的强弱在一般情况下影响着溶液导电性的强弱。导电性强弱是由溶液离子浓度大小决定的。如果某强电解质溶液浓度很小，那么它的导电性可以很弱，而某弱电解质虽然电离程度很小，但如果浓度较大时，该溶液的导电能力也可以较强。因此，强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质的导电能力也不一定弱。3、【电离平衡常数】：(1)概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所产生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，这个常数叫做电离平衡常数，用K表示（酸用Ka表示，碱用Kb表示）。(2)表示方法：ABA++B- (3)K的意义：K值越大，表

8、示该电解质较易电离，所对应的弱酸弱碱较