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＋)
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
人教版 高中化学(选修四) 第三章 《水溶液中的离子平衡》考点总结
第三章 水溶液中的离子平衡第一节 弱电解质的电离考点一 电解质、非电解质、强电解质、弱电解质等概念辨析(1)电解质与非电解质 电解质是在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物，而非电解质是在上述情况下都不能导电的化合物。
电解质与非电解质的相同点是研究对象都是 化合物 ，二者的主要不同是在溶于水或熔化状态下能否导电。
强电解质 弱电解质相同点都是电解质，在水溶液中(或熔融状态下)都能电离，都能导电，与溶解度无关 不同点 键型离子键或极性键 极性键 电离程度 完全电离 部分电离 电离过程 不可逆 可逆、存在电离平衡 表示方法电离方程式用等号 电离方程式用可逆号 电解质在溶液中粒子形式水合离子 分子、水合离子 离子方程式中表示 形式离子符号或化学式 化学式考点二 常见强弱电解质电离方程式的书写(1)强酸、强碱、正盐（个别情况除外如醋酸铅）在水溶液中 完全电离 ，不写可逆符号：示例：H 2SO 4 = 2H + + SO 42- Ba （OH ）2 = Ba 2+ + 2OH -(2)弱酸电离方程式的书写： 分步进行 ，每步可逆示例：CH 3COOH CH 3COO - +H +H 3PO 4 H + + H 2PO 4- H 2PO 4- H + + HPO 42- HPO 42- H + + PO 43-(3)弱碱电离方程式的书写（多元弱碱一步写完）：示例：NH 3·H 2O NH 4+ + OH - Fe （OH ）3 Fe 3+ + 3OH -(4)两性氢氧化物电离方程式的书写：双向电离，双向可逆示例：H ++AlO 2-+ H 2O Al （OH ）3 Al 3+ +3OH -(5)可溶性酸式盐电离方程式的书写：金属阳离子全部电离且不可逆，酸式酸根除HSO 4-外全部分步电离，每步可逆示例：NaHSO 4 = Na + + H + + SO 4- 完全电离； HSO 3- H + + SO 3- 分步电离第二节 水的电离和溶液酸碱性考点一 水的电离平衡概念和影响平衡的因素1.水的电离平衡和电离平衡常数H 2O + H 2O H 3O + + OH - ΔH>0 或者 H 2O H + + OH - ΔH>0①25℃时：K W = c(H +)•c(OH -)=10-14mol ·L -1[特别提醒]：常见的弱电解质弱酸：如H 2S 、H 2CO 3、CH 3COOH 、HF 、HCN 、HClO 等。
水溶液中的离子平衡
完全 电离 _____
用“ === ”连接 电离方程式 离子 ____
部分 电离 ______ 用“ ”连接电 离方程式 离子和分子 __________
化学(广东专
演 练 知 能 检 测
第一节
弱电解质的电离与水的电离
3．电离方程式的书写
回 扣 主 干 知 识
(1) 强 电 解 质 ： 如
＋ 2－ H SO ===2H ＋ SO 4 为： 2 4
回 扣 主 干 知 识
(3)特点： ①电离平衡常数只与温度有关，升温时K值 增大 。
②多元弱酸的各级电离常数的大小关系是逐级 减小 且相差 很大 ，即K1≫K2≫K3，故其酸性取决于第
一步。 (4)表示意义： 相同条件下，K值越大，表示该弱电解质 越易 电离， 所对应的酸性或碱性相对 越强 。
提 升 学 科 素 养
－
的电离平衡 逆向 移动，电离程度 减小 。
演 练 知 能 检 测
化学(广东专
第一节
弱电解质的电离与水的电离
4．电离平衡常数
回 扣 主 干 知 识
(1)概念：在一定温度下，当弱电解质在水溶液中达到 电离平衡时，溶液中离子浓度幂之积与分子浓度的比值是 一个常数。
(2)表达式： ①对于一元弱酸 HA： HA
提 升 学 科 素 养
突 破 核 心 要 点
cH · c A H＋＋A－，平衡常数 K＝ cHA 。
＋ －
演 练 知 能 检 测
②对于一元弱碱 BOH： BOH
c B · cOH B＋＋OH－，平衡常数 K＝ cBOH 。
＋ －
化学(广东专
第一节
弱电解质的电离与水的电离
第八章
第一节 第二节 第三节 第四节
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。
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等温等压条件下蒸气压降低，只与溶质的数量有关， 而与溶质的性质无关。
4
7.1.1 沸点升高
沸点 Tbp（boiling point）
* Tbp Tbp
沸点升高：加入少量非挥发物质成稀溶液, Tbp
O Kb Ac
c HAc / c c OH / c c Ac / c
eq O eq O eq O
c eq H 3 O / c O eq c H 3 O / cO
22
c HAc / c c OH / c K Ac c Ac / c c H 3 O / c c H 3 O / c c HAc / c c H 3 O / c c Ac / c c H 3 O / c c OH / c
WB 1000 Tb K b mB K b M W A B
0.5126 1000 0.402 K b 50.00 128.16
0.6216 1000 0.647 K b 50.00 M B
eq 3
O a
计算0.100mol.dm-3HAc溶液中的氢离子浓度和pH。 O 已知 K a 为1.76×10-5
解：
c / c / K
O
400
O c eq H 3O c K a c / cO cO
1.76 10 5 0.100 1.33 10 3 mol dm 3
O b eq O eq O eq O
eq eq
O O
eq
O
eq
O
eq
O
eq
O
eq
O
O O HAc Kw Ka
HAc aq H 2 Ol H 3O aq Ac aq
K K K
O a O b
O w
23
§7.4 质子酸和质子碱与水的酸碱反应
400
O O / c / c O Ka c / cO 2 Ka
O c eq H 3O c K a c / cO cO
17
O c eq H 3O c K a c / cO cO
pH lg c
H O
O O c eq H 3O c K O c / c c a
pH lg c
H O
eq 3
O a
O
19
3. 弱碱
aq NH3 aq H 2 Ol NH aq OH 4
O Kb
NH3
c
c NH / c c OH / c NH c NH / c
NH3 是 NH 的共轭碱 NH3 与 NH 一起叫做共轭酸碱对
14
酸 质子 ＋ 碱
若酸愈强，则其共轭碱就愈弱； 若酸愈弱，则其共轭碱就愈强。
酸愈易给出质子，其 共轭碱就愈难结合质 子。
15
§7.3
酸和碱在水溶液中的解离平衡
7.3.1 弱酸在水中的解离平衡
1. 一元弱酸HA
HA aq H 2 Ol H 3O aq A aq HA aq H aq A aq
pH lg c eq H 3O lg 1.33 10 3 2.88
18
2. 多元弱酸
H 2Saq H aq HS aq
c eq H c eq H S 8 K a1 9 . 1 10 c eq H 2S
Tbp K bp mB
K bp
沸点升高常数K.kg.mol-1
mB
质量摩尔浓度 mol.kg-1
5
7.1.2 凝固点降低
纯液体与其固相平衡共存时的温度称为该液 体的凝固点Tfp（freezing point）。 液相蒸气压等于固相蒸气压
* Tfp Tfp
凝固点降低：加入少量非挥发物质成稀溶液, Tfp
HS aq H aq S2 aq
Ka2
c eq H c eq S 2 12 1 . 1 10 c eq HS
O 2
K a 2 K a1
KO a
c / c K / c / c
1. 酸和碱与水的酸碱反应
HAc H 2 O H 3O Ac
H NH 3 H 2 O NH OH 4 H
24
2 离子型酸碱与水的反应 强碱与水的反应
NaCN
弱 碱
CN aq H 2 Ol HCN aq OH aq
28
§7.5 缓冲溶液及其pH
7.5.1 同离子效应和缓冲溶液
HAc aq H 2 Ol H 3O aq Ac aq
Na Ac
aq NH3 aq H 2 Ol NH aq OH 4
NH 4 Cl
在弱电解质溶液中加入具有相同离子的强电解质时，可 使电解质的解离度降低。这种现象称为同离子效应。
20
H 2 Ol H 2 Ol H 3O aq OH aq
O Kw c eq H 3O / c O
c OH / c
eq O
O Kw O c O OH / c
O Kw 1.0 10 14
O Kw
7
7.1.3 渗透压
半透膜：溶剂通过，溶质分子不能通过 试验现象：
8
渗透压：为使稀溶液的化学势与纯溶剂化学势相等， 所施加的压力与纯溶剂受的压力差
p2 p
p溶液 p2
反渗透 应用：海水淡化
V nRT
也叫范德霍夫方程式
n RT cB RT V
C（B）为溶质的体积摩尔浓度
蒸气压或凝固电的顺序则相反
10
§7.2
酸
电离理论
酸碱质子理论
碱
酸碱质子理论 电子理论
布朗斯特 路易斯 阿仑尼乌斯 (J. N. Bronsted) (G. N. Lewis) (S.A.Arrhenius) 劳莱 (T. M. Lowry) 凡接受电子对的物 解离时所生成的正离子全部都是 质称为酸 H＋的化合物叫做酸；负离子全部 凡给出电子对的物 都是OH-的化合物叫做碱。 质称为碱 11
16
已解离的酸浓度 解离度＝ 100% 酸溶液的原始浓度
O Ka
温度
温度、浓度
解离度
HA
O Ka
c
O O O 2 O
c / c c / c c / c c c / c 1
5%
1 1
c / c / K
O
O a
eq 4 O eq O 3 eq O 3
O Kb
c / c
O
2
1
5%
1 1
c / c / K
O
O b
400
O O / c / c O Kb c / c O 2 Kb
O c eq O H c K b c / cO cO
aq NH3 aq H 2 Ol NH aq OH 4 O 298.15 K 52.21 kJ mol 1 r H m
O Ka / c / c O
温度 浓度
K bO / c / c O
1 / c / c O
c
eq
O H c
K
O b
c/c c
O
O
O O O Ka Kb Kw
c
eq
OH c
K K
O w O a
c/c c
O
O
25
强酸与水的反应
aq NH aq H O l NH aq H O 4 2 3 3
c eq H 3O
c
eq
O Kb c / cO
cO
pH lg c eq H 3O
pH pOH 14
21
4. 共轭酸碱的解离常数之间的关系 分子酸HAc 分子碱NH3
K
O a
离子酸 离子碱
O Ka
O Kb
O Kb
Ac—
Ac aq H 2 Ol HAc aq OH aq
7.2.1 质子酸质子碱的定义
酸碱质子理论认为：
凡是能给出质子的物质都是酸； 凡能与质子结合的物质都是碱。
OH CN
NH 4
2 CO 3
HAc
4
H 2 PO
HCl
AlH O
2 6
3
NH3
12
质子酸和质子碱可以是分子，还可以是正离子和负离子
7.2.2 共轭酸碱概念及其相对强弱
适用于稀溶液
π 只与溶质的浓度成正比，而与溶质的性质无关
9
Tbp K bp mB
Tfp K fp mB
适用于难挥发的非电 解质稀溶液
V nRT