水溶液中的离子平衡
水溶液中的离子平衡
A、强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物。
B、强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物。
C、强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子。
D、强电解质导电能力强，弱电解质导电能力弱。
2）、已知醋酸的电离平衡方程式为CH3COOH===CH3COO-+H+，要使溶液中C(H+)/C(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是（）A、加入少量烧碱溶液。
B、降温。
C、加少量冰醋酸。
D、加水3）、下列关于电离平衡常数K的说法中正确的是（）A、K越小，表示弱电解质的电离能力越弱。
B、K与温度无关C、不同浓度的同一弱电解质，其K不同。
D、多元弱酸的K的关系是K1<K2<K3练习：1）、25℃，水的电离平衡方程式为H2O==H++OH-,△H>0，下列说法正确的是（）A、向水中加入氢氧化钠，平衡逆移，C(OH -)降低。
B、向水中加入硫酸氢钠固体，平衡逆移，C(H +)增大，Kw不变。
C、降温，平衡右移，C(H +)增大，溶液呈酸性。
D、将水加热，Kw增大，PH不变。
、2）、下列说法正确的是（）A、任何浓度的溶液都可以用PH来表示酸碱性强弱。
B、C(H +)=1*10-7mol/L的溶液呈中性。
C、无论什么溶液，只要溶剂是水，在常温下C(H +)*C(OH-)=1*10-14D、0.2mol/L的CH3COOH溶液中的C(H+)是0.1mol/L CH3COOH溶液中的C(H+)的2倍。
3）、PH=2的盐酸，下列说法正确的是（）A、C(H +)=C(Cl-)+C(OH-)B、与等体积PH=12的氨水混合，所得溶液呈酸性。
C、由H2O电离出的C(H+)=1*10-12mol/L.D、与等体积0.01mol/L CH3COOH溶液混合所得的溶液中存在C(Cl-)= C(CH3COO-)。
4）、下列关于溶液酸碱性说法正确的是（）A、PH=7的溶液呈中性。
B、中性溶液一定有C(H+)=1*10-7mol/L。
水溶液中的离子平衡
一、概念1、义定：电解质：在水溶液或中熔融状态下能导电的化合,叫电解物质。
电解非质：在溶水中液或熔状化下态都能不导的电合化物。
强电质：在水液溶里部电全离成离的子解电质。
弱电质：水在溶液里只一部分有分子电成离子的离电质解。
1、电离方程式的书写：CH3COOH、H2S、NH3.H2O2、影响电离平衡的因素：①温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
②浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
③同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
④其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
3、电离常数：三、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：K W = c[H+]·c[OH-]25℃时, [H+]=[OH-] =10-7mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 1*10-14【注意】K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定。
K W不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离 K W〈1*10-14②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐：促进水的电离 K W〉 1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：（3）pH与溶液的酸碱性四、pH值计算五、酸碱中和滴定：中和滴定的原理：实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。
六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。
3、盐类水解规律：①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
第三章 水溶液中的离子平衡
第三章 水溶液中的离子平衡第一节 弱电解质的电离一、强、弱电解质与结构的关系【注】离子化合物—含有离子键．．．．．的化合物．．．；共价化合物—只含共价键．．．．．的化合物．．．常见弱电解质：NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、Mg(OH)2、Fe(OH)3、Al(OH)3、Fe(OH)2 、AgOH （难溶碱都弱碱）；HF 、HClO 、H 2S 、H 2SO 3、H 2CO 3、H 2SiO 3、H 3PO 4、HNO 2、有机酸 水是一种极弱的电解质。
二、弱电解的电离平衡1．电离平衡：在一定条件下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液未电离的分子浓度和已电离成离子的浓度保持不变的状态2．电离平衡的特征：逆：弱电解质的电离是可逆的(不完全电离) 动：达平衡时，V 电离＝V 结合≠0定：外界条件一定，溶液中分子、离子浓度一定 变：影响平衡的条件改变时，平衡发生移动。
3.弱电解质电离的一般规律：①一元弱酸、弱碱、多元弱碱一步电离；CH 3COOH H ＋＋CH 3COO －， NH 3·H 2O NH ＋4＋OH －Cu(OH)2 Cu 2＋＋2OH －②多元弱酸分步电离；且下一步比上一步电离程度更弱，第一步电离程度最大。
H 2S H ＋＋HS －HS－H ＋＋S 2－例1．下列说法正确的是( )A ．根据溶液中有CH 3COOH 、CH 3COO －和H ＋即可证明CH 3COOH 达到电离平衡状态 B ．根据溶液中CH 3COO －和H ＋的物质的量浓度相等可证明CH 3COOH 达到电离平衡状态 C ．当NH 3·H 2O 达到电离平衡时，溶液中NH 3·H 2O 、NH ＋4和OH －的浓度相等 D ．H 2CO 3是分步电离的，电离程度依次减弱4.影响电离平衡的条件：（1）温度：电离过程是吸热过程，因此，升高温度，促进电离（使平衡正向移动）；降低温度，抑制电离。
水溶液中的离子平衡知识点总结
水溶液中的离子平衡知识点总结在一定条件下，水分子自身也会发生电离，形成氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-），这个过程称为水的电离平衡。
水的电离常数（Kw）是描述这个平衡的常数，它等于氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积，即Kw=[H+][OH-]。
2、pH值和酸碱性：pH值是衡量溶液酸碱性的指标，它等于负的以10为底的氢离子浓度的对数，即pH=-log[H+]。
pH值越小，溶液越酸；pH值越大，溶液越碱。
中性溶液的pH值为7.3、酸碱指示剂：酸碱指示剂是一种能够根据溶液酸碱性变化颜色的物质。
常见的酸碱指示剂有酚酞、甲基橙、溴甲酚等。
4、酸碱反应：酸和碱在一定条件下可以发生中和反应，生成盐和水。
酸和碱的强弱可以通过它们的电离程度和pH值来判断。
强酸和强碱的电离程度高，pH值低；弱酸和弱碱的电离程度低，pH值高。
5、酸碱滴定：酸碱滴定是一种通过滴加一种酸或碱来确定另一种酸或碱浓度的方法。
滴定过程中使用的指示剂可以根据溶液的酸碱性变化颜色，从而确定滴定终点。
常见的酸碱滴定有酸度计滴定和碱度计滴定。
6、酸碱平衡的影响因素：影响酸碱平衡的因素包括温度、浓度、溶液中其他离子的影响等。
在一定条件下，这些因素可以改变酸碱平衡的位置和强度。
水的离子积Kw是指在特定温度下水中[H+]和[OH-]浓度的乘积，当温度为25℃时，[H+]和[OH-]的浓度均为10mol/L，因此Kw的值为1×10^-14.Kw只与温度有关，温度一定则Kw值不变。
Kw不仅适用于纯水，也适用于任何溶液，包括酸、碱和盐。
水电离具有可逆、吸热和极弱的特点。
外界因素会影响水电离的平衡，包括酸、碱、温度和易水解的盐。
酸、碱会抑制水的电离，易水解的盐会促进水的电离。
而温度则会促进水的电离，因为水的电离是吸热的。
溶液的酸碱性可以用pH值来表示，pH=-lgc[H+]。
pH值可以通过酸碱指示剂和pH试纸来测定。
酸碱指示剂包括甲基橙、石蕊和酚酞，它们的变色范围分别为3.1~4.4、5.0~8.0和8.2~10.0.pH试纸的使用方法是将玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。
水溶液中离子的平衡知识点
水溶液中离子的平衡知识点Revised on November 25, 2020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。
【考点一电离和电离平衡】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）2 Ca（HO）2等弱酸：H2CO3、CH3COOH等。
弱碱：NH3·H2O、Cu（OH）2Fe（OH）3等。
少数盐：(CH3COO)2Pb、HgCl2电离方程式KNO3=K++NO3—H 2SO4=2H++SO42—NH3·H2O NH4++OH_H2S H++HS_ HS_H++S2-②SO2、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NaHSO4=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。
第三章 水溶液中的离子平衡 章末归纳与整理-高二化学(人教版选修4)
＜7
c(H＋)＜c(OH－)
c(H＋)＜10－7mol·L－1
＞7
pH＝－lgc(H＋) 常温下：①pH相同的酸(或碱)，酸(或碱)越弱，其物质的量 浓度越大。②pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的 倍数时，强酸溶液的pH变化大。
2．酸碱中和滴定过程中的溶液的pH变化规律：在中和反应中，溶液
pH发生很大的变化，在滴定过程中会因pH突变而使指示剂发生颜色变
中和滴定
1．溶液的酸碱性规律：取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小：
溶液 类别
中性 溶液 酸性 溶液 碱性 溶液 定义
规律
c(H＋)与c(OH－)的 关系
室温(25 ℃)
数值
pH
c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1 ＝7
c(H＋)＞c(OH－)
c(H＋)＞10－7mol·L－1
2．电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系
实例 改变条件 加水稀释
CH3COOH CH3COO－＋H＋ ΔH＞0
NH3·H2O
NH4+＋OH－ H＋)
c(OH－)
移动方 向
平衡常 数
c(OH－)
c(H＋)
向右 不变 减小 增大 向右 不变 减小 增大
加HCl 加NaOH
盐的类别 溶液的酸碱性
原因
强酸 弱碱盐
强碱 弱酸盐
呈酸性， pH＜7
呈碱性， pH＞7
弱碱阳离子与H2O电离出的OH－结 水解实质：盐电
合，使c(H＋)＞c(OH－)
离出的阴离子、
弱酸根阴离子与H2O电离出的H＋
阳离子与H2O电离 出的H＋或OH－结
结合，使c(OH－)＞c(H＋)
水溶液中的离子平衡
水溶液中的离子平衡（复习课）学习目标●了解电离、电解质、强电解质和弱电解质的概念。
●了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
●了解水的电离和水的离子积常数。
●了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。
●了解盐类水解的原理，能说明影响盐类水解程度的主要因素，认识盐类水解在生产、生活中的应用（弱酸弱碱盐的水解不作要求）。
●了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。
重点难点：建立水溶液中平衡模型的建立和应用。
图形模型：1：水2：弱电解质3：强电解质4：难溶电解质学习过程：问题：1基础平衡：水中全都是水分子吗？为什么？这个平衡有什么特点？有关她的知识点有哪些？需要注意些什么？抓住几个特点：平衡离子常数2如果将其他的弱电解质放到水中会有什么特点？3强电解质呢？4难容电解质呢？5他们的平衡离子常数有什么特点？6 加入完全相同的分子平衡怎么变化？相同的离子呢？部分相同的离子呢？部分相同的分子呢？完全不同的离子呢？7平衡的影响因素平衡的移动，平衡常数的变化呢？习题巩固：1．（山东潍坊高三质量检测）2007年度中国国家科学技术最高奖授予了石油化工催化专家闵恩泽，以表彰他在催化剂研究方面作出的突出贡献。
氯化汞（HgCl2）和氯化铝（AlCl3）都有有机化工生产中常用的催化剂。
（1）氯化汞是一种能溶于水的白色固体，熔点276℃，是一种弱电解质，在水溶液中分步电离，写出其第一步电离的方程式。
氯化汞可以被氯化亚铁在溶液中还原为氯化亚汞（HgCl2，白色沉淀），写出该反应的离子方程式。
若该反应是一个可逆反应，写出在常温下该反应的平衡常数表达式。
（2）无水氯化铝用作石油裂解及催化重整的催化剂。
能否直接加热蒸干氯化铝水溶液获得无水氯化铝？为什么？（用简要的文字叙述和必要的化学方程式说明）（1）HgCl2HgCl++Cl—（1分）；2Fe2++2HgCl2=Hg2Cl2↓+2Fe3++2Cl—（2分）；K=[Fe3+]2—[Cl—]2/[Fe2+]2[HgCl2]2（2分）（2）不能。
大学水溶液中的离子平衡实验原理
大学水溶液中的离子平衡实验原理
离子平衡实验是指通过调节溶液中离子的浓度来实现离子平衡的实验。
离子平衡实验原理可以归纳为以下几个方面：
1. 配位平衡原理：配位平衡是指在溶液中多种离子之间通过配位反应形成稳定的配合物。
通过调节配体的浓度或改变配体与离子的配位数，可以影响离子的浓度，从而实现离子平衡。
2. 酸碱平衡原理：溶液中的酸碱反应可以使一些离子发生转化，从而影响离子的浓度。
通过调节酸度或碱度，可以改变离子的浓度分布，实现离子平衡。
3. 沉淀平衡原理：当溶液中存在能够与溶液中的离子反应生成沉淀的物质时，溶液中的离子浓度将受到沉淀的影响。
通过调节溶液中的沉淀物质的浓度或控制溶液中离子的沉淀速度，可以实现离子平衡。
4. 氧化还原平衡原理：溶液中存在氧化还原反应的离子时，通过调节氧化剂和还原剂的浓度或氧化还原反应的条件，可以实现离子的氧化还原平衡。
总之，离子平衡实验通过调节溶液中离子的浓度，利用不同的化学反应原理实现离子平衡。
这些原理可以单独或者联合使用，以实现特定的实验目的。
水溶液中的离子平衡-讲义-最新
-
pH，或由 c(OH ) 得出 pOH
再得 pH 。
8
四、盐的水解
1、盐的分类
⑴ 按组成分： 正盐、酸式盐和碱式盐。
⑵ 按生成盐的酸和碱的强弱分： 强酸强碱盐 (如 Na2SO4、NaCl) 、弱酸弱碱盐 (如 NH 4HCO 3)、
强酸弱碱盐 (如 NH 4Cl) 、强碱弱酸盐 ( 如 CH 3COONa) 。 ⑶ 按溶解性分： 易溶性盐 (如 Na2CO3)、微溶性盐 (如 CaSO4)和难溶性盐 (如 BaSO4)。
— 4
溶于水时：
NaHSO
4=Na
+
+H
+
+SO
2— 4
三、水的电离及溶液的 pH
1、水的电离 ⑴ 电离平衡和电离程度
水是极弱的电解质，能微弱电离
3
H2O+H 2O
H 3O++OH -，通常简写为 H2O
H ++OH -；ΔＨ>0
25℃ 时，纯水中 c(H +)=c(OH -)=1 ×10-7mol/L
⑶ 谁弱谁水解： 发生水解的是弱酸根阴离子和弱碱阳离子。
⑷ 谁强显谁性： 弱酸弱碱盐看水解生成的酸和碱的强弱。
⑸ 越弱越水解： 弱酸根阴离子所对应的酸越弱，则越容易水解，水解程度越大。
9
若酸性 HA>HB>HC ，则相同浓度的 NaA 、NaB 、NaC 溶液的碱性逐渐增强， pH 逐渐增大。
CO
⑤ 酸、碱溶液无限稀释时， pH 只能约等于或接近于 7，酸的 pH 不能大于 7，碱的 pH
不能小于 7。
⑥ 对于浓度（或 pH ）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的
高考化学水溶液中的离子平衡
突破点9水溶液中的离子平衡提炼1电离平衡及应用1.弱电解质只进行微弱电离，发生电离的弱电解质及产生的离子都是少量的，同时注意考虑水的电离如0.1 mol/L的氨水中，由于存在电离平衡：NH3·H2O NH＋4＋OH－、H2O H＋＋OH－，所以溶液中微粒浓度的关系为c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH＋4)>c(H＋)。
2．多元弱酸的电离分步进行，主要以第一步电离为主如H2S溶液中，由于存在电离平衡：H2S HS－＋H＋、HS－S2－＋H＋、H2O H＋＋OH－，所以溶液中微粒浓度关系为c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。
3．电离平衡常见影响因素分析(以CH3COOH CH3COO－＋H＋为例)4.相同pH5.溶液的酸碱性判断的最根本的标准是比较溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小，而pH＝7或c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，仅仅是在室温下的特例，因此在使用pH判断溶液酸碱性时，要特别注意温度条件。
提炼2水解平衡及应用1.水解是微弱的如浓度为0.1 mol/L、pH＝5.5的(NH4)2SO4溶液中，由于c(H＋)水＝c(OH－)水，而水电离产生的一部分OH－与很少量的NH＋4结合产生NH3·H2O，所以溶液中微粒浓度关系为c(NH＋4)>c(SO2－4)>c(H＋)>c(NH3·H2O)>c(OH－)。
2．盐溶液的酸碱性(1)正盐：谁弱谁水解，谁强显谁性。
强碱弱酸盐(如CH3COONa)―→弱酸根离子水解→结果：c(OH－)>c(H＋)。
强酸弱碱盐(如NH4Cl)―→弱碱阳离子水解→结果：c(H＋)>c(OH－)。
(2)酸式盐溶液3．盐类水解的离子方程式(1)多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式，如Na2CO3水解的离子方程式：CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－。
高中化学选修四 水溶液中的离子平衡知识点归纳
b.浓度：浓度越小，水解程度越大； c.外加酸碱：水解显酸性的盐加酸抑制水解加碱促进水解
水溶液中的离子平衡
24．水玻璃溶液与稀硫酸反应 SiO32- + H2O +2H+ = H4SiO4↓
离子反应
高考易错离子反应方程式
25．二氧化氮与水反应 3NO2 + H2O = 2H+ +2NO3- + NO
26．铵根离子的检验 NH4+ + OH— = NH3↑ + H2O
27．氨水吸收少量二氧化硫 2NH3·H2O +Байду номын сангаасSO2 = 2NH4+ + SO32- + H2O 或2NH3 + H2O + SO2 = 2NH4+ + SO32-
2、酸式盐溶液酸碱性的判断 强酸的酸式盐溶液一定呈酸性；弱酸的酸式盐溶液要看酸式酸根离子
的水解程度和电离程度谁更大：
呈碱性：NaHCO3、NaHS、NaHPO4； 呈酸性：NaHSO4、NaH2PO4。
水溶液中的离子平衡
考点：盐类水解的应用——加热蒸发盐溶液所得固体的规律 A、不水解，加热也不分解的得到该盐的晶体；Na2SO4 B、挥发性强酸弱碱盐溶液得到金属氢氧化物或金属氧化物；AlCl3、
离子反应
高考易错离子反应方程式 9． 碳酸钙与盐酸的反应
CaCO3 + 2H+ = Ca2+ + CO2↑+H2O 10．碳酸钙与醋酸的反应
溶液离子的平衡分析方法
溶液离子的平衡分析方法一、滴定法：滴定法是一种广泛应用于溶液分析中的重要定量分析方法。
根据溶液中不同离子之间的化学反应，通过加入测定剂反应与溶液中离子生成沉淀、颜色变化等物理现象，来确定溶液中特定离子的浓度。
常见的滴定法有酸碱滴定法、还原滴定法和络合滴定法等。
1.酸碱滴定法：酸碱滴定法通过滴定试剂与溶液中的酸碱进行中和反应，从而确定酸碱的浓度。
常用的指示剂有酚酞、溴酚蓝等，它们在不同pH值下会发生颜色变化，用于指示滴定终点。
酸碱滴定法主要用于测定氢离子浓度、酸碱度和水溶液中的其他离子，如氯离子、硫酸根离子等。
2.还原滴定法：还原滴定法常用于测定溶液中氧化剂的浓度。
溶液中的还原剂与滴定试剂发生氧化反应，滴定终点通过其中一种指示剂的颜色变化来确定。
常用的例子包括测定溶液中的氯离子、溴离子和碘离子等。
3.络合滴定法：络合滴定法通常用于测定溶液中的金属离子浓度。
络合滴定法通过络合剂与金属离子形成络合物，滴定终点可通过溶液颜色的变化或指示剂的颜色变化来确定。
常见的络合滴定法有EDTA滴定法和亚硫酸钠滴定法等。
二、电化学方法：电化学方法是利用化学体系在电流作用下产生的电势变化来测定溶液中离子浓度的方法，常用的有电解质导电性测定法和电位滴定法。
1.电解质导电性测定法：电解质导电性测定法是通过测定溶液在一定条件下的导电性来确定其中离子浓度的方法。
根据欧姆定律，溶液中电流（I）与溶液中离子的浓度（c）之间存在线性关系，可以通过电导仪器测定电阻和电流的关系，来计算出溶液中离子的浓度。
2.电位滴定法：电位滴定法是利用电化学电位的变化来确定溶液中离子浓度的方法。
通常使用电位电极和参比电极配合测量，通过电位差的变化，确定溶液中离子的活度或浓度。
常见的例子有离子选择电极和玻璃电极等。
以上是溶液离子平衡分析的两种常见方法，滴定法和电化学方法。
每种方法都有其适用的离子和分析条件，根据实际需要选择合适的方法进行溶液离子的平衡分析，以获得准确的结果。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
专题七水溶液中的离子平衡【专题要点】1. 了解电离、电解质、强电解质和弱电解质的概念。
2. 了解弱电解质在水溶液中的电离平衡3. 了解水的电离和水的离子积常数。
了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。
4. 了解盐类水解的原理，能说明影响盐类水解程度的主要因素，认识盐类水解在生产生活中的应用（弱酸弱碱盐的水解不作要求）。
5. 知道难溶电解质的沉淀溶解平衡6. 初步掌握中和滴定的原理和方法。
7. 了解离子反应的概念，了解离子反应发生的条件，能正确书写简单的离子反应方程式【考纲要求】1. 了解水的电离、离子积常数及溶液pH的定义，了解测定溶液PH的方法，能进行PH的简单计算。
2. 了解强弱电解质的概念，了解电解质在水溶液中的电离及电解质溶液的导电性，了解电解质在水溶液中的电离平衡。
3. 了解盐类水解的原理及影响盐类水解程度的主要因素，了解盐类水解的应用。
4. 了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的本质。
【教法指导】本专题内容是近几年高考中的热点问题，也是学生普遍反映较难掌握的一部分内容，因此教师在突破本专题的瓶颈时，应采取适当的教学方法。
首先应用化学平衡原理，来指导学生认识水溶液中离子平衡的实质，其次应将常见题型的解题方法进行总结归纳，最后应结合近几年的高考题逐步渗透今后的命题方向【知识网络】1. 弱电解质的电离平衡电离平衡（1）电解质与非电解质（注意CO2、SO2、NH3等水溶液可以导电但是非电解质）（2）强弱电解质（注意KSCN等盐属于弱电解质，思考苯酚、水、乙醇、盐酸与钠反应的现象有什么不同）（3）弱电解质的电离平衡（常见的H 2CO 3、NH 3•H 2O 、CH 3COOH 等电离方程式的书写） （4）水的电离，影响水的电离因素（酸，碱、盐、温度等） （5）水的离子积常数（K W ） 2. 盐的水解平衡：（1）本质：弱电解质从逆向建立电离平衡时破坏了水的电离平衡 （2）影响因素：内因：有弱才水解，越弱越水解 外因：温度、浓度 （3）应用：①判断盐溶液中离子种类和比较离子浓度 弱酸或弱碱，如CH 3COOH 、NH 3•H 2O 和H 2CO 3弱酸与其盐溶液如：HAC 与NaAC ，弱碱与其盐溶液NH 4Cl 与NH 3•H 2O 多元弱酸的酸式盐溶液如：NaHCO 3、NaHC 2O 4溶液 ②离子共存问题Fe 3+、Cu 2+、NH 4+、Al 3+、Fe 2+等离子只能存在于酸性溶液中-23CO 、-23SiO 、-2AlO 、-COO CH 3、-O H C 56等离子只能存在于碱性溶液中HCO 3-在酸性与碱性溶液中均不能存大 泡沫灭火器中发生的反应 ③某些盐或盐溶液制备、保存 FeCl 3溶液的配制方法：硅酸钠溶液在空气中久置变浑浊的原因，不能用玻璃瓶塞的原因 ④Fe(OH)3胶体的制备明矾的净水作用 ⑤弱电解质的证明证明CH 3COOH 是弱酸的方法： ⑥解释某些化学现象及在生活生产中的应用 由MgCl 2•6H 2O 制取无水氯化镁的方法：AlCl 3•6H 2O 和SOCl 2混合加热可以得到得到无水氯化铝的原因 用TiCl 4制取TiO 2的反应等 2. 中和滴定（1）用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的实验方法（2）原理：n (-OH )=n (H +)（3）关键：准确测定标准液与待测液的体积，准确判断滴定的终点 （4）仪器与操作：准备、滴定 （5）误差分析与数据处理 （6）溶液中PH 的计算： 3. 溶液PH 的计算（1）计算的原则酸溶液按C(H +)，碱溶液按C(-OH )计算（2）强酸混合：c (H +)=强碱混合：c(OH -)=（3）强酸与强碱混合后，先判断溶液酸碱性再列式计算（4）两强混合呈中性：碱酸V = 1014-+碱酸pH pH（5）若两溶液等体积混合且溶液的PH 之和为14，则混合溶液呈弱的一方的性质 4. 沉淀溶解平衡：（1）沉淀溶解平衡：一定条件下沉淀的溶解速率与生成速率相等时，溶液呈饱和状态 （2）沉淀反应的应用：沉淀的生成：如：Cu 2+（Fe 3+、Fe 2+）离子和除去方法 沉淀的溶解：如：Mg(OH)2沉淀的溶解方法沉淀的转化：如：水垢中CaSO 4的除去，氟化物防治龋齿的化学原理等【学法导航】1. 能促进水的电离，并使溶液中C(H +)>C(-OH )的操作是 （ ）（1）将水加热煮沸 （2）向水中投入一小块金属钠 （3）向水中通CO 2 （4）向水中通 NH 3 （5）向水中加入明矾晶体 （6）向水中加入NaHCO 3固体 （7）向水中加NaHSO 4固体A.（1）（3）（6）（7）B.（1）（3）（6）C.（5）（7）D.（5） 【答案】 D【方法要领】本题主要考查外界条件对水的电离平衡的影响，请按如下思路完成本题的解：本题涉及到哪些条件对水的电离平衡的影响？各自对水的电离平衡如何影响？结果任何（C(H +)与C(-OH )相对大小）？归纳酸、碱、盐对水的电离平衡的影响。
2. 在0.1 mol/l 的NH 3·H 2O 溶液中，下列关系正确的是A ．C(NH 3·H 2O)＞C(-OH )＞C(+4NH )＞C(H +)B ．C(+4NH )＞C(NH 3·H 2O)＞C(-OH )＞C(H +) C ．C(NH 3·H 2O)＞C(+4NH )＝C(-OH )＞C(H +)D ．C(NH 3·H 2O)＞C(+4NH )＞C(H +)＞C(-OH )【答案】A 。
【方法要领】NH 3·H 2O 是一元弱酸，属于弱电解质，在水溶液中少部分发生电离（NH 3·H 2O+4NH ＋-OH ），所以C(NH 3·H 2O)必大于C(NH 4+)及C(-OH )。
因为C(-OH )＝C(H +)＋C(+4NH )，所以C(-OH )＞C(+4NH )。
综合起来，C(NH 3·H 2O)＞C （-OH ）＞C(+4NH )＞C(H +)3. 用物质的量都是0.1 mol 的CH 3COOH 和CH 3COONa 配制成1L 混合溶液，已知其中C(-COO CH 3)＞C(Na +)，对该混合溶液的下列判断正确的是( )A.C(H +)＞C(-OH ) B.C(CH 3COOH)＋C(-COO CH 3)＝0.2 mol/L C.C(CH 3COOH)＞C(-COO CH 3) D.C(CH 3COO -)＋C(-OH )＝0.2 mol/L 答案：B方法要领： CH 3COOH 和CH 3COONa 的混合溶液中，CH 3COOH 的电离和CH 3COONa 的水解因素同时存在。
已知C(-COO CH 3)＞C(Na +)，根据电荷守恒C(-COO CH 3)＋C(-OH )＝C(Na +)＋C(H +)，可得出C(-OH )＜C(H +)。
说明混合溶液呈酸性，进一步推测出0.1mol/L 的CH 3COOH 和0.1mol/L 的CH 3COONa 溶液中，电离和水解这一对矛盾中起主要作用是电离，即CH 3COOH 的电离趋势大于-COO CH 3的水解趋势。
根据物料守恒，可推出（B ）是正确的 ［规律总结］1. 电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。
如NaHCO 3溶液中：nC(Na +)＋nC(H +)＝nC(-3HCO )＋2nC(-23CO )＋nC(-OH )推出：C(Na +)＋C(H +)＝C(-3HCO )＋2C(-23CO )＋C(-OH )2. 物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。
如NaHCO 3溶液中nC(Na +)：nC(C)＝1：1，推出：C(Na +)＝C(-3HCO )＋C(-23CO )＋C(H 2CO 3)3. 质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H +）的物质的量应相等。
例如在NH 4HCO 3溶液中H 3O +、H 2CO 3为得到质子后的产物；NH 3、-OH 、-23CO 为失去质子后的产物，故有以下关系：C(H 3O +)+C(H 2CO 3)=C(NH 3)+C(-OH )+C(-23CO )。
4.（2008年天津理综第9题）醋酸溶液中存在电离平衡： CH 3COOHH ＋＋CH 3COO －，下列叙述不正确．．．的是 （ ） A ．醋酸溶液中离子浓度的关系满足：c （H ＋）＝c （OH －）＋c （CH 3COO －） B ．0.10mol/L 的CH 3COOH 溶液加水稀释，溶液中c （OH －）减小 C ．CH 3COOH 溶液中加入少量的CH 3COONa 固体，平衡逆向移动D ．常温下，pH ＝2的CH 3COOH 溶液与pH ＝12的NaOH 溶液等体积混合后，溶液的pH ＜7【答案】B【解析】根据电荷守恒，可得：c(H ＋)=c(-OH )+C(-COO CH 3)，故A 项对；0.1mol/lCH 3COOH 在加水稀释过程中酸性减弱，即c(H ＋)减小，而在一定温度下，C(H +)·C(-OH )=Kw 是一定值，故c(-OH )增大，所以B 错；在醋酸中加入醋酸钠，c(-COO CH 3)增大，所以平衡向左移动，故C 对；pH=2的CH 3COOH 中pH=12的NaOH 中c(H ＋)=c(-OH )，但由于醋酸是弱酸，部分电离，故醋酸的物质的量浓度大于NaOH ，二者等体积混合后，醋酸过量，所以溶液显酸性，即pH ＜7，所以D 对规律：（1）弱酸在加入水稀释的过程中H +与弱酸根离子的浓度都在减小，只有对应的-OH 浓度在增加（如果改成氨水讨论的方法相同）（2）PH 之和为14的酸与碱等体积混合后，若都是强的则呈中性，若有弱的溶液呈弱的一方的性质，（把选项D 的溶液改为氨水与盐酸同样讨论，若使溶液呈中性则加入的弱的一方的体积应该少） 5.（2008年江苏高考第12题）下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是A ．pH=2的HA 溶液与pH=12的MOH 溶液任意比混合：c (H +) + c (M +) == c (-OH ) + c (-A )B ．pH 相等的CH 3COONa 、NaOH 和Na 2CO 3三种溶液： c (NaOH)＜c (CH 3COONa)＜c (Na 2CO 3)C ．物质的量浓度相等CH 3COOH 和CH 3COONa 溶液等体积混合： c (-COO CH 3) +2c (-OH ) == 2c (H +) + c (CH 3COOH)D ．0.1mol·L -1的NaHA 溶液，其pH=4：c (-HA )＞c (H +)＞c (H 2A)＞c (A 2-) 【答案】A 、C【解析】选项A 中无论酸HA 与碱MOH 强还是弱，反应后的溶液中总存在四种离子，根据电荷守恒，A 正确，选项B 中NaOH 是强碱，电离呈碱性，CH 3COONa 和Na 2CO 3两种溶液是水解呈碱性，水解的程度很小，若PH 相同的，所需要两者的物质的量浓度远大于NaOH 溶液，而且酸越弱水解的程度越大，所需要浓度就越小c (NaOH)＜c (Na 2CO 3)＜c (CH 3COONa)选项C 中存在电荷守恒c (H +) + c (Na +) == c (-OH ) + c (-COO CH 3)，另不管溶液是电离还是水解，由于物质的量浓度相等CH 3COOH 和CH 3COONa 溶液等体积混合，所以2c (Na +) == c (CH 3COOH) + c (-COO CH 3)，把后面的等式代入到第一个等式中，则C 正确，D 选项是溶液呈碱性，酸式盐的水解大于电离的等式若酸式盐呈碱性电离大于水解就不成立了，D 错误规律：（1）相同PH 值的不同物质的浓度比较，若呈碱性则是强碱＜弱碱＜水解呈碱性的盐，水解程度大的盐＜水解程度小的盐（呈酸性的顺序也可以同理推出）（2）多元弱酸的酸式盐溶液NaHA ，呈酸性与呈碱性时的不同是水解产物与电离产物的排序，还有就是H +与OH -的排序，如水解大于电离则c (H +)＞c (H 2A)＞c (A 2-)，若电离大于水解则c (-OH )＞c (A 2-)＞c (H 2A)。