第四章-溶液及溶液中的离子平衡详解
水溶液中的离子平衡及应用
水溶液中的离子平衡及应用水溶液中的离子平衡及其应用是化学中一个重要的概念。
离子平衡指的是溶液中各种离子的浓度达到一定稳定的状态，不再发生明显的变化。
这种平衡状态对于溶液的性质和化学反应起着至关重要的作用。
以下将分别介绍离子平衡的基本原理及其应用。
离子平衡的基本原理：当某种物质在水溶液中溶解时，它会发生离解，也就是分解成离子。
例如酸性溶液中的HCl分解成H+和Cl-离子，碱性溶液中的NaOH分解成Na+和OH-离子。
在水溶液中，离子通常与水分子作用形成水合物，即离子穿过电离层结合一定数量的水分子。
离子平衡是指溶液中各种离子的水合物浓度达到平衡状态，不再发生明显变化。
这是因为离子在水中的溶解度有限，一旦达到一定浓度，离子间的反应速度大致相等，即离子间的生成和消失达到平衡。
离子平衡的应用：离子平衡在很多方面都有应用，包括酸碱中和、盐的溶解与沉淀、电解质浓度的计算和维持生物体内稳定环境等。
酸碱中和：在酸碱中和反应中，溶液中的H+离子与OH-离子结合生成水分子。
例如，HCl 和NaOH溶液反应生成水和食盐NaCl。
在酸碱反应中，离子平衡起着重要作用，使溶液中的酸性离子和碱性离子达到一定浓度，从而实现中和。
盐的溶解与沉淀：当溶液中含有过量的离子时，会发生溶解度平衡。
溶解过程中溶质分解成离子，溶液中的离子浓度增加，但离子也有一定的溶解度，随着浓度增加，一定量的离子会发生沉淀反应。
通过控制溶质的溶解度，可以调节沉淀产物的生成。
电解质浓度的计算：通过离子平衡，可以计算电解质溶液中的各种离子的浓度。
这对于实验室中的定量分析和质量控制非常重要。
通过测定溶液中某种物质的电导率，可以计算出电离度和溶液中离子的浓度。
维持生物体内稳定环境：离子平衡对于维持生物体内稳定的渗透压和酸碱平衡非常重要。
人体内细胞和组织中的离子平衡保持在一定范围内，维持体内的生理功能。
例如，钾、钠、钙等离子在细胞内外的浓度差异起着重要的作用，调节细胞活动、神经传导和肌肉收缩等生理过程。
溶液中的离子平衡定律
溶液中的离子平衡定律溶液中的离子平衡定律是描述溶液中离子浓度与溶解度之间关系的定律。
它是化学中非常重要的一个概念，能够帮助我们理解溶液的性质及其相关的化学反应。
离子平衡定律告诉我们，在溶液中，当固体化合物（如盐或氧化物）溶解时，会生成溶质中的离子。
这些离子会相互结合和游离，并达到一个平衡态，其中离子的浓度与溶解度之间存在一种对应关系。
离子平衡定律的核心概念是离子的活度（或浓度），它代表了溶液中离子的实际有效浓度。
离子平衡定律可以用数学公式表示，最常见且简单的平衡定律是饱和度积（Solubility Product，简称Ksp），它描述了溶解度平衡反应中溶质离子的活度之间的关系。
以一般的离子化学方程式作为例子，假设盐MX在水中溶解，可以写作：MX（固体）⇌ M+（溶液） + X-（溶液）其中，M+和X-代表溶质MX中的阳离子和阴离子。
假设在饱和状态下，溶质中的M+离子和X-离子的活度分别为a(M+)和a(X-)，则饱和度积Ksp的表达式为：Ksp = a(M+) × a(X-)Ksp的值是固定的，且随着溶解度产生变化。
根据这个平衡定律，我们可以通过测量溶质和离子的浓度来推断其他物质的溶解度。
同时，应用离子平衡定律可以计算出不同条件下沉淀反应的发生与溶解。
离子平衡定律在实际应用中有广泛的用途。
例如，它可以用于验证沉淀反应是否会发生，通过推测饱和度积与实际测量结果的比较。
这对于测定难溶盐的溶解度非常有用，特别是在环境领域中，对于含有重金属或有毒物质的废水处理和环境监测中，离子平衡定律的应用有着重要意义。
另外，离子平衡定律也对酸碱平衡有着重要的影响。
在酸碱反应中，质子（氢离子）的浓度与酸碱溶液的pH值之间有着非常密切的关系。
pH值是描述酸碱性强弱的指标，它表示溶液中的氢离子浓度。
酸碱反应中，离子平衡定律揭示了当酸碱溶液混合时，质子的转移和配体配体浓度的变化之间的关系。
总之，离子平衡定律是化学中非常重要的概念，它描述了溶液中离子浓度与溶解度之间的关系。
大学化学 电解质溶液和电离平衡(第4章)
非电解质(稀 溶液的通性 溶液的通性——稀溶液定律 非电解质 稀)溶液的通性 稀溶液定律 对于非电解质(稀 溶液来说 溶液来说， 对于非电解质 稀)溶液来说，一些物理化学性 质具有特殊性：性质的值仅与溶剂物质、 质具有特殊性：性质的值仅与溶剂物质、溶液浓 度有关，而与溶质物质是什么无关——稀溶液的 度有关，而与溶质物质是什么无关 稀溶液的 依数性。 依数性。 这些性质包括：蒸气压下降、沸点升高、凝固点 蒸气压下降、沸点升高、 蒸气压下降 下降及渗透压等。 下降及渗透压等。
外界压（KPa） 103.3 沸点（K） 373 202.6 393 405.2 416 810.4 443
3.凝固点:某物质液相蒸气压和固相蒸气压达到 3.凝固点 凝固点: 相等的温度. 相等的温度.
273 温度（K） 蒸汽压（Kpa）0.61 271 269 0.52 0.44 267 0.37 265 0.31
1、溶液的蒸气压下降 、 2、沸点上升及凝固点下降 、 3、渗透压与反渗透技术 、
一 溶液的蒸气压下降
(一)纯水的蒸气压 沸点和凝固点 纯水的蒸气压 什么叫蒸发?什么叫凝聚 什么叫凝聚? 什么叫蒸发 什么叫凝聚
蒸发
水(液态 液态) 液态
凝聚
水(气态 气态) 气态
1.水的饱和蒸气压:平衡时,水蒸气所具有的压力. 1.水的饱和蒸气压 平衡时,水蒸气所具有的压力. 水的饱和蒸气压: 水的蒸气压与温度有关
沸点上升及凝固点下降： 沸点上升及凝固点下降： p/kPa B 101.325 0.611 A
∆p
O O’ ∆Tfp Tfp 0
B’ 纯水 溶液 ∆Tbp 100 Tbp T/℃ ℃ 下降多少？ 下降多少？
图3-1 冰、水及溶液的蒸气压曲线
离子在溶液中的平衡与解题方法
离子在溶液中的平衡与解题方法溶液是由溶剂中溶解的溶质组成的稳定混合物。
在溶液中，溶质以原子、分子或离子的形式存在。
离子是溶液中最常见的一种溶质形式，它们在溶液中的平衡和解题方法成为化学学习中的重要内容。
本文将探讨离子在溶液中的平衡性质以及解题方法，帮助读者更好地理解和应用这一知识点。
离子在溶液中的平衡性质离子在溶液中的平衡性质主要体现在离子的溶解度和离子间的平衡反应上。
1. 离子的溶解度离子的溶解度是指在单位体积溶剂中溶解的离子的量。
溶解度可以通过溶解度积（solubility product）来表示。
溶解度积是指当溶液中某种离子的浓度达到一定程度时，离子间的反应达到平衡的乘积积。
溶解度积常用Ksp表示，其值与溶质在水中的溶解度有关。
对于无机盐类，其溶解度积可以通过该盐在水中溶解的方程式来确定。
以AB为例，若其在水中的溶解方程式为：AB(s) ⇌ A+(aq) + B-(aq)，则其溶解度积的表达式为Ksp=[A+][B-]，方括号表示浓度。
2. 离子间的平衡反应在溶液中的离子不仅仅以溶解度的形式存在，它们还可以通过反应形成新的化合物。
这些离子间的平衡反应与溶解度平衡有直接关系。
如对于钙盐溶解的反应，CaCO3(s) ⇌ Ca2+(aq) + CO32-(aq)。
在溶解过程中，溶解度平衡与碳酸钙的饱和度有关。
当溶解度过饱和时，会出现沉淀反应，新生成的沉淀会降低溶液中的离子浓度。
解题方法在解决与离子在溶液中的平衡有关的问题时，可以采取以下方法：1. 确定溶解度方程对于给定的溶质，需要先确定其溶解度方程式。
通过化学实验或查阅相关文献，可以得到该溶质在水中的溶解方程式。
2. 计算溶解度积根据溶解度方程式，可以计算溶解度积的值，从而了解溶质的溶解度情况。
需要注意，在计算溶解度积时要考虑反应系数、溶液体积等因素。
3. 判断是否会发生沉淀反应通过比较溶解度积和溶度积的大小，可以判断溶液中是否会发生沉淀反应。
水溶液中的离子反应与平衡知识点
水溶液中的离子反应与平衡知识点水溶液中的离子反应与平衡是化学中非常重要的知识点，它涉及到溶液中离子的生成、反应以及平衡状态的维持。
在化学反应中，溶液中的离子反应是指溶液中溶质（通常是离子化合物）发生离子交换或结合的过程。
这些离子反应可以分为酸碱中和反应、沉淀反应和氧化还原反应等。
酸碱中和反应是指酸和碱在水溶液中发生中和反应，生成盐和水。
例如，氢氧化钠（NaOH）与盐酸（HCl）在水中发生中和反应，生成氯化钠（NaCl）和水（H2O）的反应可以表示为：NaOH + HCl → NaCl + H2O.沉淀反应是指在溶液中生成固体沉淀的反应。
当两种溶液混合后，溶液中的离子重新排列并形成沉淀。
例如，银离子与氯化物离子在水溶液中发生沉淀反应，生成白色的固体氯化银：Ag+ + Cl→ AgCl↓。
氧化还原反应是指化学物质失去或获得电子的反应。
在水溶液中，氧化还原反应通常涉及到金属离子和非金属离子之间的电子转移。
例如，铁离子与硫酸根离子在水溶液中发生氧化还原反应，生成亚铁离子和硫酸：Fe2+ + SO4^2→ FeSO4。
在这些离子反应中，化学平衡是一个重要的概念。
化学平衡是指在反应达到一定条件下，反应物和生成物的浓度保持稳定的状态。
根据Le Chatelier原理，当影响平衡的条件发生变化时，平衡会向着能够抵消这种变化的方向移动。
因此，通过调整温度、压力、浓度等条件，可以控制化学反应的平衡状态。
总之，水溶液中的离子反应与平衡知识点是化学中的重要内容，它不仅有助于我们理解化学反应的基本过程，还可以应用于工业生产、环境保护等方面。
对于学习化学的人来说，掌握这些知识点是至关重要的。
工科基础化学第四章溶液化学与离子平衡
通过实验测定不同条件下的反应速率，探究反应机理。
反应机理的研究方法
04
CHAPTER
溶液中的物质传递过程
扩散
物质从高浓度区域向低浓度区域的迁移过程，包括分子扩散和对流扩散。
对流
由于流体运动引起的物质传递过程，包括自然对流和强制对流。
传递方式
物质传递可以以分子扩散、对流、混合对流等形式进行。
沉淀溶解平衡
配位反应
配位反应是指一种或多种配位体通过配位键与中心原子结合形成配合物的反应。
配位平衡常数
配位平衡常数是描述配位反应平衡状态的一个重要参数，它反映了配位体与中心原子之间形成配合物的难易程度。
配位反应的应用
配位反应在许多领域都有广泛应用，如化学分析、无机合成、催化剂等领域。
配位平衡
03
03
02
01
酸碱平衡
沉淀溶解平衡状态是指在一定温度下，沉淀物在溶液中达到溶解与沉淀的平衡状态。
沉淀溶解平衡状态
溶度积是描述沉淀溶解平衡状态的一个重要参数，它表示了在一定温度下，难溶电解质在溶液中达到溶解与沉淀的平衡时离子的浓度。
溶度积
影响沉淀溶解平衡的因素包括温度、同离子效应、盐效应等。
影响沉淀溶解平衡的因素
界面现象
表面活性剂在界面上的定向排列会导致一些特殊的现象，如降低表面张力、增加润湿性、形成胶束等。
表面张力
液体表面分子之间的引力不均衡，导致液体表面存在一种力，称为表面张力。
界面现象与表面活性剂
石油工业
表面活性剂在制药工业中广泛应用，如制备药物悬浮液、乳浊液等。
制药工业
环境工程
利用相平衡和界面现象研究水处理、土壤修复等问题，如油污治理、重金属离子吸附等。
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
工科化学与实验(金继红)第4章-习题及思考题答案
第四章溶液中的离子平衡
思考题:
1.酸碱质子理论的基本要点是什么
2.
答：1)酸给出质子后变成碱,碱接受质子后变成酸,酸是质子的给予体,碱是质子的接受体;2)酸=碱+质子,此式中右边的碱是左边的酸的共轭酸,左边的酸是右边的碱的共轭酸;3.)既能给出质子又能接受之子的物质是两性物质;4)酸碱中和的实质是质子的传递反应.
已知
（1）1.0×10−2mol Ba(NO)3和2.0×10−2mol NaF溶于1 dm3水中；
（2）0.50 dm3的1.4×10−2mol·dm−3CaCl2溶液与0.25 dm3的0.25 mol·dm−3Na2SO4溶液相混合。
解：（1）
有BaF2沉淀生成。
（2）
有CaSO4沉淀生成。
15．计算在0.020 mol·dm−3AlCl3溶液中AgCl的溶解度。
（7）外轨型配位化合物；
当配位原子的电负性较大，如卤素、氧等，它们不易给出孤对电子，对中心离子影响较小，使中心离子原有的电子层构型不变，仅用外层空轨道ns、np、nd杂化，生成数目相同、能量相等的杂化轨道与配体结合。这类配合物称外轨型配合物。如[Ag(NH3)2]+
（8）单齿配体与多齿配体
单齿配体：一个配体中只有一个配位原子；多齿配体：一个配体中有两个或两个以上的配位原子。
（4）配位体；
配体就是形成配位键时,提供电子对的一方。如[Co(NH3)6]SO4中的NH3
（5）配位数；
中心离子（原子）可以பைடு நூலகம்配位体形成配位键的数目称为配位数。如[Co(NH3)6]SO4配位数为6
（6）内轨型配位化合物；
当配位原子的电负性较小，如碳、氮等，较易给出孤对电子，对中心离子的影响较大，使其价电子层结构发生变化，(n-1)d轨道上的成单电子被强行配对，空出内层能量较低的(n-1)d轨道与n层的s、p轨道杂化，形成数目相同，能量相等的杂化轨道与配体结合。这类配合物称内轨型配合物。如[Fe(CN)6]4-
水溶液中的离子反应与平衡(解析版)
专题十四水溶液中的离子反应与平衡考情概览：解读近年命题思路和内容要求，统计真题考查情况。
2024年真题研析：分析命题特点，探寻常考要点，真题分类精讲。
近年真题精选：分类精选近年真题，把握命题趋势。
必备知识速记：归纳串联解题必备知识，总结易错易混点。
最新模拟探源：精选适量最新模拟题，发掘高考命题之源。
命题解读考向水溶液中的离子反应与平衡是《化学反应原理》重要内容之一，主要内容为弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡、难溶电解质的溶解平衡的移动影响规律及应用，溶液中粒子浓度大小的比较，K 、pH 的计算，中和滴定的计算、指示剂的选择等。
溶液中的三大平衡--电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡早已成为高考化学中的热点内容。
常见的题型是选择题，也有填空题，题目设计新颖灵活，综合性强，注重考査考生的读图识表能力、逻辑推理能力以及分析问题和解决问题的能力。
题目的考査点基于基础知识突出能力要求，并与平衡移动、粒子浓度比较、化学计算等联系在一起考查。
一般需要考生具有一定的识别图像、图表的能力，综合分析、推理、计算、做出判断，本部分内容经常与其他部分知识(如化学平衡、物质结构、元素及其化合物、化学计算等)联系在一起考查，同时考查考生变化观念与平衡思想的核心素养。
考向一电离平衡考向二盐类的水解及其应用考向三沉淀溶解平衡考向四电解质溶液曲线命题分析分析2024年高考化学试题可以看出，水溶液中的离子反应与平衡依然是各个卷区的选择题压轴题，通常作为选择题的最后一题，难度大，思维强，多与电解质溶液曲线相结合。
是广大考生的易失分题。
试题精讲考向一电离平衡1(2024·江苏卷)室温下，通过下列实验探究SO 2的性质。
已知K a 1H 2SO 3 =1.3×10-2，K a 2H 2SO 3 =6.2×10-8。
实验1：将SO 2气体通入水中，测得溶液pH =3。
实验2：将SO 2气体通入0.1mol ⋅L -1NaOH 溶液中，当溶液pH =4时停止通气。
化学选修4-水溶液中的离子平衡-知识点归纳
化学选修4-水溶液中的离子平衡-知识点归纳
一、离子平衡
离子平衡是指溶液中各种成分离子的浓度是否可以在一定程度上保持相对稳定，即溶
液中离子的平衡状态。
水溶液中，离子平衡受到离子活度、pH值以及离子表面活性剂的影响，它又是一种复杂的物理和化学平衡。
二、离子活度
离子活度是指离子在溶液中的浓度，按照一定的系统单位可以表示，离子活度的升高
会极大影响离子平衡的变化。
离子活度的升高可以分为两种情况：一是由于溶质极性的作
用而使溶液中的离子浓度增加；另一种情况是由于外加物质增加而使溶液中离子浓度增加。
三、pH值
pH值是衡量溶液酸碱性的参数，是由H+离子浓度决定的，当H+离子的浓度增高或降
低时，溶液的酸碱性会发生变化，进而影响离子平衡。
pH值左右，会极大地影响溶液中的阴、阳离子浓度。
四、离子表面活性剂的作用
离子表面活性剂可以在离子平衡的调节和控制中起着重要的作用，它可以影响离子活
度和pH值，进而影响离子平衡。
离子表面活性剂也可以用于构建和保持溶液中的离子平衡，因此表面活性剂在化学实验中也可以用作离子平衡的调节和调整。
五、离子平衡的实验技术
离子平衡的实验，通常可以采用滴定、ATP检测、还原电位检测、限流技术、质谱技术、表面活性剂测定法、竞争性抑制反应等技术方法，实验的反应过程要适当控制，来保
持溶液中的离子平衡。
要保持水溶液中的离子平衡，就必须牢记所有上述知识，并以科学的方式综合运用这
些知识去进行实验或测定。
只有掌握了这些知识，才能够更好地掌握水溶液中的离子平衡，并解决可能遇到的问题。
溶液中的酸碱平衡和离子平衡的选择性
溶液中的酸碱平衡和离子平衡的选择性溶液中的酸碱平衡和离子平衡是化学反应中关键的概念，它们对于溶液的性质和化学过程的发生起到了至关重要的作用。
在许多实验和应用中，我们需要选择性地调节酸碱和离子的平衡以满足特定需求。
本文将重点讨论溶液中的酸碱平衡和离子平衡的选择性，并探讨其在不同领域中的应用。
酸碱平衡是指溶液中酸和碱的浓度的关系及其对溶液性质的影响。
在溶液中，酸和碱可通过离子化过程释放出氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
酸性溶液中H+离子浓度高于OH-离子浓度，而碱性溶液中OH-离子浓度高于H+离子浓度。
同时，pH值作为衡量溶液酸碱性强弱的指标，pH值低于7表示酸性溶液，高于7表示碱性溶液，等于7表示中性溶液。
溶液中酸碱平衡的选择性可通过调节酸碱浓度、添加中和剂或控制酸碱反应的速率来实现。
例如，在水处理过程中，需要将酸性水变为中性或碱性，可以通过添加碱性物质如氢氧化钠（NaOH）来中和溶液中的酸。
同样地，如果需要调节溶液中的碱性，可以添加酸性物质如盐酸（HCl）来中和溶液。
此外，通过控制酸碱反应的速率，也可以选择性地平衡溶液中的酸碱浓度。
加热或冷却溶液，改变溶液的温度可以影响酸碱反应的速率，从而调节溶液的酸碱平衡。
离子平衡是指溶液中各种离子的浓度关系及其对溶液行为的影响。
离子平衡在许多领域中都具有重要的应用价值。
例如，土壤中的离子平衡对于植物的生长和发育至关重要。
营养元素的浓度和比例直接影响着土壤的离子平衡，进而影响着植物的根系吸收和利用养分的能力。
通过调节土壤pH值、施加化肥和调节灌溉水质等措施，可以选择性地平衡土壤中的离子浓度，提高植物的产量和品质。
在医药领域中，控制溶液中离子平衡也是极为重要的。
药物的吸收和释放往往与离子的存在和浓度有关。
通过调节溶液的pH值，可以促进或阻碍药物的溶解和吸收。
此外，通过选择特定的配方和添加剂，在制药过程中也可以实现对溶液中离子平衡的选择性控制，以增强药物的稳定性和疗效。
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
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水溶液中的离子平衡是指在溶液中溶解的电离物质（通常为盐和酸碱）之间的化学反应达到平衡的状态。
在离子平衡中，离子的浓度、水合度以及溶剂中其他化学物质的影响会相互作用，从而确定离子在溶液中的浓度和活性系数。
以下是水溶液中离子平衡的主要知识点的总结。
1.电离与离解平衡：当盐或酸碱溶解在水中时，会发生电离和离解反应。
电离是指分子或离子在溶液中失去或获得电子，形成离子。
离解是指发生离解反应的物质中，溶解出来的离子与未溶解的物质之间的平衡关系。
例如，普通盐（如氯化钠）在水中溶解后会形成Na+和Cl-离子，这是一个电离过程；酸碱的离解反应可以用离解方程式表示。
2.离子的动态平衡：在溶液中，离子与溶剂分子之间存在动态平衡。
当溶质分子溶解到溶液中时，会与溶剂分子重新结合，而且离子在水合的过程中还可能与其他离子形成复杂的离子配位化合物，这些过程决定了离子活动和浓度。
3.离子浓度与平衡常数：在离子平衡中，离子的浓度可以通过平衡常数来表示。
平衡常数是描述离子的浓度和溶液中化学反应的速度的一个参数。
对于酸碱反应，酸性常数（Ka）描述酸的强弱，碱性常数（Kb）描述碱的强弱，这些常数与离子平衡有很大的关系。
4.PH和酸碱平衡：PH是用来衡量溶液酸碱性的指标，是对数单位的负对数，它表示了溶液中氢离子（H+）的浓度。
PH值与酸碱反应的平衡有直接关系，当酸碱平衡移动时，PH值也会相应改变。
5.水自离解和电离常数：水自离解是指水分子自己发生电离的过程，产生等量的氢离子（H+)和氢氧根离子（OH-）。
水的电离常数（Kw）是描述水的离解程度的参数，其值为1.0×10^-14，在25℃下。
6.普通盐的完全电离和部分电离：普通盐是指由酸和碱反应得到的盐类，如氯化钠。
在水中溶解后，一些普通盐会完全电离成阳离子和阴离子，例如氢氧化钠（NaOH）；而其他一些普通盐则只会部分电离，如硫酸（H2SO4）。
7.酸碱中和反应和滴定：酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的化学反应。
第四章 酸碱平衡
四价离子
㏒f±=-0. 509∣4×4∣(1.0×10 –4) 1／ 2= -0.0814, f±=0.83
结论：I一定时，z越小，f 1。
36
例3：分别计算浓度为 1.0×10-2mol· -1 ，1.0×10-3 kg mol· -1和1.0×10-4mol· -1的NaCl溶液中Na+和Clkg kg 的活度系数及活度。
I
AB: f f f
ABm : f f f
34
例1 0.1mol· -1盐酸和0.1mol· -1CaCl2溶液等体积 kg kg 混和，计算该溶液的I及a H+。
解：mH+=0.05mol· -1 mca2+=0.05 mol· -1 mcl-=0.15 mol· -1 kg kg kg
m a f 0 m
c a f 0 c
（4）“活度”根源在于离子间作用力，m、 z越大， 作用力越大，用离子强度来衡量。
I
i
1 2 mi z i 2
33
（5） 德拜-休克尔的极限公式 25℃稀溶液 I 0.01mol/kg
lg f 0.509 z z I
I 1
I > 0.01mol/kg lg f 0.509 z z
解：I=Σ0.5mizi2 =0.5×0.01×12 + 0.5×0.01×12 = 0.01 mol· -1 kg logf±= -0.509∣1×1∣×0.01½ = -0.0509 f± = f+ = f- = 0.89
∴ aNa+ = aCl- = 0.89×10-2
m=1.0×10-3 mol· -1 时，I=1.0×10-3 mol· -1时f±=0.96， kg kg aNa+ = aCl- = 0.96×10-3
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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4 相似相溶原理
“相似相溶”原理主要表现在： (1) 溶质分子与溶剂分子的结构越相似，
相互溶解越容易； (2) 溶质分子的分子间作用力与溶剂分子
间作用力越相似，越易互溶。 如非极性物质可以溶解在非极性溶剂中(碘
溶于四氯化碳中)，极性物质和离子型晶体易 溶于极性溶剂(如水)中。
小结：
● 化学反应等温方程式
m = nB WA
95
=
=2.39mol/Kg
98*405*10-3
nB C= V
= 95*1.13 =2.19mol/L 98*(400+100)*10-3
nB XB= n
= 95/98
=0.0410
95/98 + 405/18
§ 4.2 溶解度与相似相溶原理
6.1.1 溶解度
一定温度下100克水里某物质溶解的最大克 数称溶解度（g/100gH2O）.
利用不同的固体 溶质在同一温度 下溶解度不同的 性质，可利用结 晶的方法将其分 离而得到某一种 纯物质。(2) Biblioteka 力 压力的变化对固体溶质和液体溶质
的溶解度一般影响不大，但对气体溶质 的溶解度却有很大的影响。
表8-2 气体溶解度与气体压力的关系
压力/Pa
80.1×105 106.5×10
5
373K时CO2 的溶解度 /mol·dm-3 0.386 0.477
rG
m
(T)
r
G
m
(T)
RT
ln
B
pB p
B
1.反应速率定义
v 1 d
V dt
恒容体系：
1 B
dcB dt
反应商
2.反应的反应速率方程 υ = k｛c(A)}a ·｛C(B)}b
反应级数
n＝a+b
§ 4.4 溶液的通性
4.4.1 非电解质稀溶液的通性
• 溶液的性质不同于溶剂、溶质，可分为两类：①由溶质本 身引起的：颜色、导电性、密度；②由溶液组成引起的， 即溶质与溶剂的粒子数引起的，与溶质的本性无关,称稀溶 液的依数性（仅适用于稀溶液）
状态均匀混合所形成的体系称为溶液。
{ 溶液
气态溶液 [N2(g) + O2 (g) ] 固态溶液 [一定条件下Au-Ag ]
电解质溶液
液态溶液 非电解质溶液
溶剂和溶质
如果组成溶液的物质有不同的状态，通常将液 态物质称为溶剂，气态或固态物质称为溶质。
如果都是液态，则把含量多的一种称为溶剂， 含量少的称为溶质。
4.1.2 溶液组成的表示
3.物质的量浓度cB（molarity）
cB def
nB V
溶质：摩尔,mol 溶液体积: 升，L
溶质B的物质的量与溶液体积V的比值称为溶 质B的物质的量浓度，或称为溶质B的浓度，单位 是 mol m3 ，但常用单位是 mol dm3。
缺点：与温度有关！
5 几种溶液浓度之间的关系
第四章 溶液及溶液中离子平衡
海洋学院：李惠静
§ 4.1 溶液及其浓度的表示方法
4.1.1 溶液
分子分散系——溶液：
溶质粒子直径小于1nm ,以离子或分子状 态均匀地分散在溶剂中所形成的均相、稳 定的分散系称为溶液。
§ 4.1 溶液及其浓度的表示方法
4.1.1 溶液
广义地说，两种或两种以上物质彼此以分子或离子
• 例 400g水中加入95%H2SO4 100g ，测得该 溶液的密度为1.13kg/L，计算此溶液的质量 摩尔浓度，物质的量浓度，摩尔分数？
解 已知:M（ H2SO4 ）=98g/mol， W（H2SO4 ）= 100*95% =95g W（H2O）= 400 + （100-95） =405g
各组分的摩尔分数之和为1
4.1.2 溶液组成的表示
2.质量摩尔浓度bB（molality）
bB = nB/mA×1000 = mB/MBmA×1000 (mol/kg)
溶质B的物质的量与溶剂A的质量之比称为 溶质B的质量摩尔浓度，单位是 mol kg-1 。这个 表示方法的优点：可以用准确的称重法来配制溶 液，不受温度影响，电化学中用的很多。
4.1.2 溶液组成的表示
在溶液中，溶质B的浓度表示法主要有如下四种：
➢1.物质的量分数（摩尔分数） ➢2.质量摩尔浓度 ➢3.物质的量浓度 ➢4.质量分数
4.1.2溶液组成的表示
1.物质的量分数 xB (mole fraction)
n
n
x
B
B
B n n n 总
A
B
B
nA：组分A(溶剂)的物质的量 nB：除A以外其它 B组分(溶质)的 物 质 的 量 n：总的物质的量 x B是没有单位的数
难溶电解质——溶解度 ＜0.01g/100gH2O 微溶电解质——溶解度 0.01g～0.1g/100gH2O 易溶电解质——溶解度 ＞0.1g/100gH2O
8.1.2 溶解度原理：相似相溶
影响溶解度的因数：
压强
本性
溶剂
… 温度 …
2. 溶解度的影响因素
(1)温度的影响：
吸热，结晶分离
放热
重结晶 ( Fractional crystallization )
压力/Pa
25.3×105 50.7×105
298K时N2 的溶解度 /mol·dm-3 0.0155 0.0301
120.0×10
5
0.544
101.3×105 0.061
160.1×10
5
0.707
202.6×105 0.100
200.1×10
5
0.887
3. 享利定律---气体溶解定律
享利定律： 在一定温度下，一定体积的液体
250 C时,氧气的分压为1个标准压力 (101325Pa)时，氧气在水中的溶解度为
1.2310-3 molL-1，空气中氧气的分压是 0.2个标准压力,因此,当水与空气达到平 衡时,水中氧气的浓度为：
pkx
x2
p2.x1 p1
x2
0.2标压 1.23103 mol 1标压
L1
2.5 104 mol L1。
中所溶解的气体质量与该气体的分 压成正比。 数学表达式： p=K x
(K——享利常数)
因为当气体的压强增加n倍，那么 气体进入液体的机会也增加n倍，所以气 体溶解的质量也增加n倍。故亨利定律与 其它气体的分压无关。
亨利定律只适用于溶解度小，不 与溶剂相互作用的气体。所以HCl、NH3 等气体都不适用。
1). 物质的量浓度与质量分数
cB
nB V
mB M BV
mB
MBm/
mB
M Bm
B
MB
cB —溶质B的量浓度;
— 溶液的密度;
—B溶质B的质量分数; MB —溶质B的摩尔质量。
2)．物质的量浓度与质量摩尔浓度
cB
nB V
nB m
nB
m
cB —溶质B的量浓度;
—溶液的密度;
m —溶液的质量; nB —溶质B的物质的量。