水溶液中的離子平衡歸納總結提高(已修改)
2025-07-08 00:21 本頁面
【正文】 水溶液中的離子平衡歸納總結提高 ☆ 規(guī)律的理解和運用：一、強、弱電解質與結構的關系強電解質：水溶液中完全電離，絕大多數(shù)為離子化合物和強極性共價化合物，如，強酸、強堿、絕大多數(shù)鹽；如果不在熔融狀態(tài)下，在水溶液中導電性不一定強，因為可能是稀溶液或難溶強電解質。弱電解質：水溶液中不完全電離，絕大多數(shù)為含極性鍵的共價化合物，如，弱酸、弱堿、水。不要把溶解平衡當成電離平衡；弱電解質在很稀時電離程度也很大；導電性不一定比強電解質差。二、弱電解質的電離平衡在一定條件下（主要是溫度，因為在水溶液中壓強不怎么影響平衡），當電解質分子電離成離子（離子化）的速率與和離子重新結合生成分子（分子化）的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)。電離平衡的特征“動”——動態(tài)平衡； “等”——V分子化=V離子化； “定”——弱電解質的電離程度保持一定，溶液中各種粒子的濃度保持一定； “變”——外界條件發(fā)生變化，電離平衡也要發(fā)生移動。3．影響電離平衡的因素①對弱電解質溶液的稀釋過程中，弱電解質的電離程度增大，溶液中離子數(shù)目增多，溶液中離子濃度變小。這里有相反的兩個過程， n(B)隨著稀釋稍稍增大一點，V(aq)卻隨著稀釋顯著增大；分母增大的倍數(shù)大，所以C(B)還是減小。②電離均為吸熱過程，升高溫度，電離程度增大，離了數(shù)目增多，離子濃度增大。K也增大。三、水的電離和溶液的PH水的離子積Kw只與溫度有關，25℃時：Kw= c（H ＋）c（OH－）=110－7110－7=110－14。影響水的電離的因素①加入酸或堿，抑制水的電離，Kw不變；②加入某些能水解鹽，促進水的電離，Kw不變；加入金屬鈉也促進水的電離。③升高溫度，促進水的電離，水的離子積增大，有些資料認為：在100℃時，KW=110－12。溶液的酸堿性分析：中性 c（H ＋）=c（OH－），酸性 c（H ＋）＞c（OH－），堿性 c（H ＋）＜c（OH－）。溶液的pH化學上常用c（H ＋）的負常用對數(shù)表示溶液酸堿性的強弱：pH=－lg｛c（H ＋）｝范圍在0~14四、鹽類的水解: 在CH3COONa溶液中存在著下列電離及水解過程:粗略認為弱酸、弱堿電離1%，水解1‰. CH3COONa = CH3COO + Na+ H2O H+ + OH CH3COO + H 2O CH3COOH + OH離子濃度大小順序是:c(Na+)c(CH3COO)c(OH)c(H+)。如果只有四種離子排序口訣：陽陰陰陽或陰陽陽陰。(質量守恒)問題: CH3COONa的濃度為 ,達到水解平衡后c(CH3COO)+c(CH3COOH) ＝C(Na+)= 3. 電荷守恒。溶液是呈電中性的,因此溶液中的負電荷總濃度和正電荷總濃度應該相等,這就是溶液中的電荷守恒?！? CH3COONa溶液有:c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO)+c(OH) 遇到二價離子2，三價離子3.：用電荷守恒－物料守恒＝質子守恒。 C(H+)=C(OH)C(CH3COOH)五、影響水解的因素(條件):(1).水解反應是可逆反應（其逆反應是有弱酸或弱堿參加的中和反應）,因此存在著水解平衡。 例如CH3COONa水解的化學方程式為: CH3COONa+H2O CH3COOH+NaOH由此可知CH3COONa水解反應的逆反應是CH3COOH和NaOH的中和反應,由于中和反應進行程度是比較高的,因此水解反應進行的程度是很微弱的，雙水解比單一水解程度大些，只要雙水解產物中有沉淀，則水解進行完全，寫等號,不可逆。 (2).水解反應是吸熱反應。因為中和反應是放熱反應,所以水解反應是吸熱的。:以CH3COO+H2O CH3COOH+OH 為例(1).加熱:加熱可使平衡向吸熱反應方向移動,因此加熱能促進水解反應的發(fā)生。(2).加酸:加酸或酸性物質能中和水解產生的OH,使OH濃度減小,平衡正向移動。(3).加入能消耗OH的鹽:如加入含有NH4+、Al3+、Fe3+等能結合OH的鹽也能促進水解反應的發(fā)生(實際上除NH4+外，其它就是協(xié)同雙水解反應)。(4).加水稀釋:加水使溶液體積增大,平衡向微粒數(shù)增多的方向移動即正向移動(水溶液中的化學平衡不考慮水分子)。但是水解產生的酸性或堿性還是減弱。:以NH4++H2O NH3H2O+H+ 為例(1).降溫:降低溫度可使平衡向放熱反應方向移動,因此降溫能抑制水反應。(2).加酸:加酸或酸性物質,使溶液中H＋濃度增大,平衡逆向移動。六．一般規(guī)律:,溶液的PH值增大1個單位,強堿溶液每稀釋10倍,溶液的PH值減小1個單位。,溶液的PH值增大不到1個單位,弱堿溶液每稀釋10倍,溶液
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