离子平衡复习学案

水溶液中的离子平衡（复习）学案
第一部分电离平衡
考点1 弱电解质的电离
1、根据化合物在水溶液里或熔融状态下能否导电，可以把化合物分为和。

根据电解质在里电离能力的大小，又可将电解质分为和。

2、弱酸（如、、等）和弱碱（如等），它们溶于水时，在水分子作用下，电离为离子，还有未电离的分子存在。

另外，水也是。

电离方程式书写：
H2CO3 NH3·H2O
CH3COOH Fe(OH)3
H2SO3Al(OH)3
H2O （拓展NaHCO3、Na2CO3、NaHSO3、NaHSO4、NH4Cl、）考点2 弱电解质的电离平衡及影响因素
1.电离平衡的概念：
在一定条件（如：温度、浓度）下，当电解质电离成的速率和重新结合成的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。

2.电离平衡的特征：
①弱：只有才会存在电离平衡；
②动：电离平衡是平衡；
③等：v
电离v
结合
（填﹥、=或﹤）；
④定：条件一定与的浓度一定；
⑤变：条件改变，破坏，发生移动。

3.电离平衡的影响因素
内因：由电解质本身的性质决定。

外因：主要是温度、浓度、同离子效应。

a.温度：升温使电离平衡向的方向移动，因为是吸热过程。

b.浓度：浓度，电离平衡向电离的方向移动。

c.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，电离平衡向方向移动。

如向CH3COOH溶液中，加入CH3COONa
第二部分 水的电离和溶液的PH 考点1 水的电离和水的离子积常数
1、水是一种极弱的，它能微弱的电离，电离方程式是， 25℃，1L 纯水中有mol 水电离，c(H +)=, c(OH －)=。

2、水的离子积常数K W =，
室温时K W =，升温时，水的电离平衡移动，c(H +)= c(OH －)10-7mol/L ，K W ， 100℃时，纯水中c(H +)= c(OH －)=10-6 mol/L ，则K W =。

考点2 影响水的电离平衡的因素
1、温度:水的电离是吸热的，故升温，水的电离平衡向移动，降温，电离平衡向移动，
2、加酸，向水中加酸，水的电离平衡向移动，水电离出的c(H +)和c(OH —)都， 加碱，电离平衡向移动，水电离出的c(H +)和c(OH —)都，只要温度一定，K W ；
3、向水中加入能水解的盐，则水的电离平衡向移动， 水电离出的c(H +)和c(OH —)都，温度不变则K W 。

考点3 溶液的酸碱性与c(H +)、c(OH —)关系 溶液酸碱性的本质判断标准是， 25℃时，酸性溶液的判断标准是、或； 碱性溶液的判断标准有、或； 中性溶液的判断标准有、或。

考点4 溶液的pH 与酸碱性
1、pH 可以用来表示溶液酸碱性的强弱，计算溶液pH 的表达式为，反之，如果知道了溶液的pH ，也可用pH 来表示溶液中c(H +)和c(OH —)，c(H +)=c(OH —)=。

2、室温时，中性溶液的pH=酸性溶液的pH=，碱性溶液的pH=。

100℃时，纯水pH=6，那么该温度酸性溶液的pH ，碱性溶液的pH 。

考点5 关于溶液pH 的计算
①强酸溶液，如HCl,设浓度为0.01 mol/L ，则c(H +)=mol/L ，pH = -lg c(H +)=
②强碱溶液，如NaOH ，设浓度为0.01 mol/L ，c(OH —)=mol/L ，c(H +)=mol/LpH = -lgc(H +)= ③两强酸混合，先求的浓度，设两强酸体积各为V 1 ，V 2，浓度分别是c(H +)1、c(H +)2， 则c(H +)混 =。

④两强碱混合，先求的浓度，再求的浓度。

设两碱体积各为V 1 ，V 2，OH —浓度各为c(OH —)1 、c(OH —)2，则c(OH —)混 =，pH = -lg c(H +)=-lg
)
( OH c K W
=14 + lg c(OH —)。

⑤强酸、强碱混合，设浓度为c(H +)酸、c(OH —)碱，体积分别为V （酸）、V （碱），若恰好中和，则溶液pH = 7，若酸过量，则c(H +)混 =，若碱过量，则c(OH —)混 =。

第三部分盐类的水解
考点1 盐类水解的定义及规律
1、盐类水解的定义：盐电离出的或可分别与水电离出的或生成，使得溶液中，因而使溶液呈现或。

2、盐类水解的实质是：
盐电离出的弱酸根(CH3COO-)或弱碱阳离子(Al3+)与水电离出的或结合，
生成难电离的或，破坏了，使水的电离平衡向移动。

3、盐类水解的规律：
概括为“有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱双水解；谁强显水性，同强显中性。

”
考点2 盐类水解离子方程式的书写
1.由于水解是微弱的反应，因而反应物与生成物用“”连接，易挥发性的物质不标“↑”，难溶物
不标“↓”。

（相互促进水解者除外）
2、多元弱酸盐的水解分步写,水解以第一步水解为主。

如Na2S(aq):.
Na2CO3(aq):.
3、金属阳离子（弱碱的阳离子）水解一步写到底。

如AlCl3(aq):
FeCl3(aq):
4、另如：NaHCO3(aq):
CH3COONa(aq):
NH4Cl(aq):
考点3 离子浓度大小比较规律
1.大小比较方法
①考虑水解因素：如Na2CO3溶液中
物料守恒：
电荷守恒：
离子浓度大小关系：
①考虑水解因素：如CH3COONa溶液中
物料守恒：
电荷守恒：
离子浓度大小关系：
②不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中对其影响。

如：相同浓度的①NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4HSO4中c(NH4+)由大到小的顺序是
2.水的电离离子平衡关系（即质子守恒）
如纯碱溶液c(H+)水= c(OH—)水；c(H+)水=c(HCO3-)+2c(H2CO3)+ c(H+)
即c(OH—)=
考点4 影响盐类水解的因素和盐类水解的利用
1、主要因素：，因物质的结构决定物质的性质。

外界因素：、、。

①升温，，因盐类水解反应是吸热反应。

②浓度：浓度越小，
③溶液的酸碱度：促进或抑制盐的水解。

1、盐类水解的利用
以下情况必须考虑盐类的水解：
①判断盐溶液的酸碱性，如纯碱溶液呈性，用来去油污；
加热增强纯碱的去污能力原因：
物质鉴别。

如鉴别NaCl和Na2CO3两种溶液时可来判断；
②配制盐溶液。

如配制FeCl3溶液时，应加入少量的
制备物质：如Fe(OH)3胶体的制备；
③用盐作净水剂时，如明矾净水的原理是（用方程式表示）
④蒸干溶液产物的判断。

如AlCl3溶液蒸干并灼烧可得。

⑤比较盐溶液中离子浓度的大小：
如CH3COONa溶液中离子浓度的大小关系为：
⑥如果水解程度低可获得纳米材料
如果水解程度高可用于无机物制备，如TiCl4制备TiO2，同样方法制备
第四部分难溶电解质的溶解平衡
1．概念：在一定温度下，当难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，沉淀速率和沉淀速率相等的状态．
没有绝对不溶的物质！！！！！！！
向水中加入AgCl，则溶液中一定存在Ag+，Cl-
2．溶解平衡的建立：固体溶质溶液中的溶质
(1)v（溶解）v（沉淀），固体溶解(2) v（溶解）v（沉淀），溶解平衡(3) v（溶解）v（沉淀），析出晶体
3．溶解平衡的特征
(1)等：．
(2)动：动态平衡．
(3)定：达到平衡时，溶液中各离子浓度保持．
(4)变：当外界条件改变，溶解平衡将发生，达到新的平衡．
4.溶解平衡方程式的书写：
注意在沉淀后用(s)标明状态，溶液中用“aq”标明状态，并用“”连接。

S(s) 2Ag(aq) +S2－(aq)
如：Ag
AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq)
5、影响溶解平衡的因素：
内因：电解质本身的性质
外因：遵循平衡移动原理：
①浓度：加水稀释，平衡向
②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，多数平衡向方向移动
③同离子效应：向平衡体系中加入难溶物相应的离子，溶解平衡向移动，溶解度。

二、沉淀溶解平衡常数——溶度积
1．表达式：对于溶解平衡M m A n(s)mM n+(aq)+nA m+(aq)，K sp＝
2．意义：溶度积(K sp)反映了物质在水中的．
3．影响因素：溶度积常数只与难溶性电解质的性质和有关，而与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。

三、沉淀反应的应用：
1．沉淀的生成
(1)应用：可利用生成沉淀来达到的目的．
(2)方法：
⑶实例探究：
①利用沉淀平衡移动原理解释用BaSO4作“钡餐”而不用BaCO3的原因。

②误服可溶性钡盐引起中毒，尽快服用5.0％的Na2SO4溶液洗胃，使SO42-与Ba2+结合成沉淀而排出。

2．沉淀的溶解
(1)酸溶解法．如CaCO3溶于盐酸原因，离子方程式为：Al(OH)3、FeS、Cu(OH)2同
解释：
(2)盐溶解法．如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为：.
3．沉淀的转化
(1)实质：的移动．
(2)特征：
①一般说来，溶解度小的沉淀转化为溶解度的沉淀容易实现，即难溶转化为更难溶
②沉淀的溶解度差别，越容易转化．
(3)应用：
①锅炉除垢：将CaSO4转化为CaCO3，离子方程式为.
解释：
②矿物转化：CuSO4溶液遇ZnS(闪锌矿)转化为CuS(铜蓝)的离子方程式为.。