高中化学水溶液中的离子平衡,水溶液中的离子平衡高考题

1.高二化学平衡电离的分析题目》》

[编辑本段]物料守恒

⒈

含特定元素的微粒（离子或分子）守恒

⒉

不同元素间形成的特定微粒比守恒

⒊

特定微粒的来源关系守恒

例1：在0.1mol／LNa3PO4溶液中：

根据P元素形成微粒总量守恒有：c〔PO43-〕+c〔HPO42-〕+c〔H2PO4-〕+c〔H3PO4〕=0.1mol／L

根据Na与P形成微粒的关系有：c〔Na+〕=3c〔PO43-〕+3c〔HPO42-〕+3c〔H2PO4-〕+3c〔H3PO4〕

根据H2O电离出的H+与OH-守恒有：〔OH-〕=〔HPO42-〕+2〔H2PO4-〕+3〔H3PO4〕+〔H+〕

例2：NaHCO3

溶液中

C(Na+)=C(HCO3-)+

C(CO32-)+C(H2CO3)

这个式子叫物料守恒

[编辑本段]质子守恒

也可以由电荷守恒和物料守恒关系联立得到

NaHCO3

溶液中

存在下列等式

C(H+)+C(Na+)=C(HCO3-)+2C(CO32-)+C(OH-)

C(Na+)=C(HCO3-)+

C(CO32-)+C(H2CO3)

方法一：两式相减得

C（H+）+C（H2CO3）=C（CO32-）+C(OH-)

这个式子叫质子守恒。

方法二：由酸碱质子理论

原始物种：HCO3-，H2O

消耗质子产物H2CO3，产生质子产物CO32-，OH-

C（H+）=C（CO32-）+C(OH-)

-C（H2CO3）即C（H+）+C（H2CO3）=C（CO32-）+C(OH-)

关系：剩余的质子数目等于产生质子的产物数目-消耗质子的产物数目

直接用酸碱质子理论求质子平衡关系比较简单，但要细心；如果用电荷守恒和物料守恒关系联立得到则比较麻烦，但比较保险

又如NaH2PO4溶液

原始物种：H2PO4-，H2O

消耗质子产物：H3PO4,产生质子产物：HPO42-（产生一个质子），PO43-（产生二个质子），OH-

所以：c（H+）=c(HPO42-)+2c(PO43-)+c(OH-)-c（H3PO4）

你可以用电荷守恒和物料守恒联立验证下.

高二化学平衡电离的分析题目》》

首先声明,我是一位高三学生.

也许我不能有老师讲的那么好,但我还是愿意与你分享学习经验!

水溶液中的离子平衡应该是选修4的内容吧!Let me see...第三章!

这一章有四节,我现在从头说起:

一\弱电解质的电离:

电解质是什么?电解质是溶于水溶液中或在熔融状态下就能够导电(解离成阳离子与阴离子)并产生化学变化的化合物.注意,是化合物!

这是我的笔记:

电解质:酸,碱,盐,H2O,熔融下的金属氧化物(强)

非电解质:大多有机物,SO3，CO2，NH3，SO2等

纯液态Hcl,浓H2SO4,不导电,为共价键,受范得华力.

CO2为什么不是电解质呢?原因是它通入水后,导电的不是它本身,而是它与水生成的碳酸导电.同理,SO3(硫酸的酸酐),SO2(亚硫酸的酸酐)等不是电解质也是这个道理.

首先强调水解和第二、三步电离是极微弱的过程，后面详谈。

这节内容应该是不难的,该注意的还有强电解质的电离不用可逆符号,弱电解质则要;电离平衡是化学平衡的一种,要知道多元弱酸的电离是分步的,切忌一次就到最后一步!如H3PO4的电离:

第一步电离K1:H3PO4<==>H2PO4^- + H+

第二步电离K2:H2PO4^-<==>HPO4^2- + H+

第三步电离K3:HPO4^2-<==>PO4^3- + H+

还有要注意的是K1>>K2>>K3,是远大于.

因此计算多元弱酸溶液的C(H+)及比较弱酸酸性相对强弱时,通常只考虑第一步电离(书本原话).

补充一点,电离平衡常数如何写?

其实,对于任何的化学反应平衡常数都是把反应物浓度的幂之积作分母,生成物浓度的幂之积则作分子(蜜汁鸡).切记!浓度这个概念是指溶液与气体的!纯净的液体与固体是无浓度可言的!当它们用于计算时,当1来使用(不写也可以).

K越大,电离程度越大,K只与温度度有关,只与温度度有关!!!

规律:1\越热越电离(因电离的正方向是吸热反应)

2\越稀越电离

二\水的电离和溶液的酸碱性

书上讲得还是挺清楚的,我就把一些需要注意的说出来吧.

水是一种极弱的电解质,Kw=K电离 . C(H2O)=C(H+) . C(OH-),叫水的离子积常数,简称为水的离子积.要求记住室温下Kw=1.0*10^-14,

其中C(H+)=C(OH-)=1.0*10^-7,100摄式度时 Kw=1.0*10^-12,其中C(H+)=C(OH-)=1.0*10^-6

关于PH值,课本有句话:水的离子积不仅适用于纯水,也适用于电解质的水溶液.这句话可用两个式子表示:1、酸溶液 Kw=C酸(H+) . C水(OH-)

2、碱 溶液 Kw=C碱(OH-) . C水(H+)

常温下，PH>7 的溶液显碱性

PH=7 中

PH<7 酸

有关PH值的计算，是围绕着PH=-lgC（H+）来进行的。

1酸与酸混合的PH计算方法（已知两酸的浓度与体积）：

为了方便,与酸1和酸2有关的数据简化为C1,V1,C2,V2

C混(H+)= C1*V1 + C2*V2

---------------

V1 + V2

后再根据PH的定义式计算.

2同理,碱相混和

C混(OH-)= C1(OH-)*V1+C2(OH-)*V2

----------------------

V1+V2

有个公式,你老师应该讲了吧? POH=-lgC(OH-)

常温下 PH= 14-POH 3酸与碱混合: 首先,看哪个过量. (1)酸过量:

C混(H+)= C1(H+)*V1-C2(OH-)*V2 ---------------------------------------------------------- V1+V2

(2)碱过量:

C混(OH-)= C2(OH-)*V2-C1(H+)*V1

-------------------------

V1+V2

然后转化为C(H+)再算即可.

还有一个实验很重要,就是酸碱的中和滴定实验(常考)

要知道酸式滴定管不可装碱性溶液,但可装酸性或强氧化性的溶液

碱式滴定管则只可装碱性溶液.(看是否会发生反应来判断)

还有,要记住仪器与操作过程(仔细看书),以及酸碱指示剂的变色范围,颜色变化

有关计算是围绕着溶液的稀释规律来进行的.

根据C浓*V浓=C稀*V稀可知: C待*V待*N1=C标*V标*N2

(待侧液与标准液,N指酸或碱的元数)

故 C待= C标*C标*N1

------------

V待*N2

题目一般会让你做一元酸与一元碱的滴定,所以N就约去了.

有 C待= C标*C标

------------ V标=V末-V始(注意滴定管0刻度上)

V待

误差分析就是用这个式子来判断的!!!!!!

PH试纸的运用:操作,在测溶液PH值时不可用水将其润湿(相当于稀释)!

好好回想你在做实验时的情景,其实无论是那一个实验(物、化、生),你都应该好好体会,反想.

三、盐类的水解

记住,是盐类的水解!盐类!!!!!!(易与电离混淆)

盐的酸碱性是看阴阳离子来判断的.

口诀:谁强显谁性,两强显中性（用于正盐）

课本两句重要的话:1\盐溶液的酸碱性与盐所含离子在水中与水电离出的H+或OH-能否生成弱电解质有关.

2\强酸弱碱盐和强碱弱酸盐溶与水时,电离产生的阳离子,阴离子可分别与水电离产生的OH-或H+生成的弱电解质--弱酸或弱减,使得溶液中的C(H+)=/=C(OH-),因而这两类盐溶液呈现酸性或碱性.

强酸强碱盐溶液则无此作用,故显中性.

记住,所有的溶液都显电中性,酸碱性另谈!电性与酸碱性是不同的!

盐类的水解式如何写?

首先,盐是强电解质,一步电离.

其次,写水解式.

如Na2CO3: Na2CO3==2Na+ + CO3^2-

CO3^2- + H2O<==>HCO3^- + OH-

HCO3^- + H2O<==>H2CO3 + OH-

同样,水解第一步远大于第二步.

越弱越水解 ,越热越水解

针对越弱越水解,我们来说一下:

越弱越水解不是看弱碱阳离子或弱酸阴离子所对应的酸、碱性强弱(如 CO3^2-对应H2CO3),而是......不好描述,举例吧.

比较Na2CO3(苏打)与NaHCO3(小苏打)的酸碱性

实验表明,苏打的碱性强于小苏打.

为什么?

根据越弱越水解,CO3^2-对应HCO3-,HCO3-对应H2CO3

其中,HCO3-的酸性弱于H2CO3,越弱越水解,酸性越弱,水解程度越大,碱性越强.所以苏打的碱性强于小苏打.

当你学到选修5有机化学基础时,会遇到苯酚钠,醋酸钠,等你学了先吧.

下面是关于守恒式(常考):

1 电荷守恒

原理:所有的溶液都显电中性,阳离子电荷数=阴离子电荷数

方法:把电离与水解的方程式一一写出,然后根据第一步电离远大于第二步

举例:Na2CO3的电荷守恒

C(Na+) + C(H+)=C(OH-) + 2 C(CO3^2-) + C(HCO3-)

C(CO3^2-)前的系数为2,自己好好体会.

2 物料守恒

方法:抓住元素（如S元素）

举例:Na2SO3的物料守恒

C(Na+) = 2(C(SO3^2-) + C(HSO3^-) + C(H2SO3))

右边系数为2的原因是Na2 SO3,两倍。

3 质子守恒

原理：C水（H+）= C水（OH-）

举例：Na2CO3的质子守恒

C(OH-) = C(HCO3-) + 2 C(H2CO3) + C(H+)

H2CO3前的系数为2，因为一个H2CO3有两个H

4 由以上3种守恒式通过代数运算得到的新等式

这种一般出现在双选题中，不要轻易排除！

另外，酸式盐的水解是一个难点。我们举例说明。

酸式盐要考虑其电离和水解，很多人在这里晕了。

（1）大多酸式盐水解大于电离。以NaHCO3为例

电离：1 NaHCO3 == Na+ + HCO3-

2 HCO3- <==> H+ + CO3^2-

水解：3 HCO3- + H2O <==> H2CO3 + OH-

因水解大于电离，所以过程3 > 过程2，该溶液显碱性。

各粒子浓度大小：C(Na+) > C(HCO3-) > C(OH-) > C(H2CO3)> C(H+) > C(CO3^2-)

（2）一些酸式盐水解小于电离。以NaHSO3为例

电离：1 NaHSO3 == Na+ + HSO3-

2 HSO3- <==> H+ + SO3^2-

水解：3 HSO3- + H2O <==> H2SO3 + OH-

因水解小于电离，所以过程3 < 过程2，该溶液显酸性。

各粒子浓度大小：C(Na+) > C(HSO3-) > C（H+）> C(SO3^2-) > C(OH-) > C(H2SO3)

因为还有H20 <==> H+ + OH-,所以C（H+）> C(SO3^2-) ，C(OH-) > C(H2SO3)

弱减阳离子的水解，因太复杂，高中阶段只考虑一步完成。

Al^3+ + 3 H2O <==> Al(OH)3 + 3 H+

因为有了水解，所以一些盐的保存要加相应的强酸或强碱，加热后根据高沸点酸或低沸点酸来判断生成物也是常考的内容，这不难，你懂了吧？

四、难溶电解质的溶解平衡

终于到最后一节了......

我们知道，绝对不溶于水的物质是不存在的，我们常说的不溶是指难溶。

这节内容要求不高，只要知道沉淀的转化规律（难溶的向更难溶的方向转化）以及 Ksp 的比较。

Ksp 也是平衡常数的一种，它是指一定温度下，沉淀溶解平衡时有关离子浓度幂的乘积

Qc 是离子积常数，它的算法和 Ksp 一样，只不过是 Qc 表示的为一定温度下任意时刻离子......

它们之间的大小关系可以......我不多说了。

值得注意的是， Ksp 的大小可判断同类物质的溶解度，但非同类物质则不可。如Mg(OH)2 可与 Cu(OH)2 比较，但不可与AgCl比。

要比的话就必须通过计算两种物质的溶解度来比较了。

还有，沉淀的颜色要记准，尤其是可转化的，如Fe(OH)2和Fe(OH)3；AgCl,AgBr,AgI和Ag2S

我不敢说全部知识点都说到了，但我可以说这是这一章内容的精髓了！

后面的电化学基础也不是很好学，愿你能多问老师或同学，争取把这本高中阶段最难的一个摸板搞懂！好好体会书上，练习册上的内容和笔记（听课时和做题后）

最后，我希望你能将我所说的保留。慢慢体会，这对你高三复习还是有很好的借鉴作用.

累了，再见。

这样可以么？

在中学阶段，可以认为溶液导电性强弱只决定于离子电荷的浓度（即离子浓度乘以离子电荷数。只考虑阳离子或者只考虑阴离子。）

A图，先上升后下降，终点与起点平。（2）醋酸溶液中滴入NH3·H2O溶液至过量 CH3COOH+NH3·H2O=CH3COONH4+H2O,开始是醋酸，弱电解质；随着反应的进行，强电解质醋酸铵增加，导电性增强，完全反应以后，加入的氨水又开始稀释醋酸铵，导电性减弱，最后稀释到基本上是氨水。（实际上，还应该给出醋酸与氨水浓度相等。）

B图，先下降至不导电，再上升至与起点平。（1）Ba(OH)2溶液中滴入H2SO4溶液至过量 Ba(OH)2+H2SO4=BaSO4沉淀+2H2O 从Ba(OH)2逐渐变为BaSO4沉淀时导电性减弱直至不导电，再加入硫酸一直到几乎全部是硫酸，恢复到原来的导电性，。（实际上，还应该给出硫酸与氢氧化钡浓度相等。）（3）澄清石灰水中通入CO2至过量 第一步反应 Ca(OH)2+CO2=CaCO3沉淀+H2O 对应下降段；第二步反应CaCO3+CO2+H2O=Ca(HCO3)2 对应上升段。Ca2+浓度未变。

C图，导电性不变。（4）NH4Cl溶液中逐渐加入适量NaOH固体

NH4Cl+NaOH=NaCl+NH3·H2O 在氢氧化钠不过量时符合，钠离子代替了铵离子，电荷浓度不变。

（5）盐酸中通入适量氨气 HCl+NH3=NH4Cl 铵离子代替了氢离子，电荷浓度不变。

（6）氢氧化钠溶液中通入适量Cl2 2NaOH+Cl2=NaCl+NaClO+H2O 氯离子和次氯酸根离子代替了氢氧根离子，电荷浓度不变。