溶液中的離子反應復習(編輯修改稿)
2025-06-15 02:07 本頁面
【文章內(nèi)容簡介】 ↓”或“ ↑”符號；產(chǎn)物也不寫成分解產(chǎn)物形式 但：極少數(shù)鹽可完全水解 多元弱酸根 陰離子水解必須 分步 書寫 一級水解： An + H2O HA(n1) + OH（為主） 二級水解： A(n1) + H2O H2A(n2) + OH … 多元弱堿 陽離子水解 一步 寫 Rn+ + nH2O R(OH)n + nH+ 例： Al2S3 + 6H2O 2Al(OH)3↓+3H2S↑ 鹽類水解離子方程式的書寫 判斷加熱蒸干鹽溶液所得固體的成分 Al2(SO4)3+6H2O 2Al(OH)3+3H2SO4 Al2(SO4)3 AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl AlCl3 蒸干所得固體 酸揮發(fā)性 水解方程式 鹽溶液 易 難 蒸干 弱堿易揮發(fā)性酸鹽 弱堿難揮發(fā)性酸鹽 蒸干 氫氧化物固體 同溶質(zhì)固體 規(guī) 律 鹽類水解的應用 鹽溶液蒸干后所得物質(zhì)的判斷 1．考慮鹽是否分解。如加熱蒸干 Ca(HCO3)2溶液，因其分解，所得固體是 CaCO3。 2．考慮氧化還原反應。如加熱蒸干 Na2SO3溶液，因Na2SO3易被氧化，所得固體是 Na2SO4。 3．鹽水解生成揮發(fā)性強酸時，蒸干后一般得到氫氧化物。如蒸干 AlCl3溶液，得 Al(OH)3。鹽水解生成不揮發(fā)性酸，蒸干后一般仍為原物質(zhì)。例如蒸干Al2(SO4)3溶液，得 Al2(SO4)3。 4．鹽水解生成強堿時，蒸干后一般得到原物質(zhì)。如Na2CO3等。有時要多方面考慮，如加熱蒸干 NaClO溶液時，既要考慮水解，又要考慮 HClO的分解，所得固體是 NaCl。 判斷鹽溶液的酸堿性及其強弱 比較相同濃度的① HCOONa、② CH3COONa、③ Na2CO3 、④ C6H5ONa、⑤ NaHCO3 、⑥ NaCl、⑦ MgCl⑧ AlCl3八種溶液 pH值的大小 Na2CO3＞ C6H5ONa ＞ NaHCO3 ＞ CH3COONa＞HCOONa ＞ NaCl ＞ MgCl2 ＞ AlCl3 小結(jié)： 越弱越水解 對應的酸越弱 ， 弱酸酸根離子水解程度越大 。 對應的堿越弱，弱堿陽離子水解程度越大。 [方法點撥 ] (1)理論依據(jù) ①弱電解質(zhì)電離理論：電離粒子的濃度大于電離生成粒子的濃度。 例如， H2CO3溶液中： c(H2CO3)c(HCO3－ )?c(CO32－ )(多元弱酸第一步電離程度遠遠大于第二步電離 )。 ②水解理論：水解離子的濃度大于水解生成粒子的濃度。 例如， Na2CO3溶液中： c(CO32－ )c(HCO3－ )?c(H2CO3)(多元弱酸根離子的水解以第一步為主 )。 溶液中的守恒關系 (電解質(zhì)溶液中的離子之間存在著三種定量關系 ) ⑴ 電荷守恒規(guī)律 ：電解質(zhì)溶液中，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶 負電荷總數(shù) 一定等于陽離子所帶 正電荷總數(shù) ，也就是所謂的電荷守恒規(guī)律。 如 NaHCO3溶液中存在著 Na＋ 、 H＋ 、 HCO CO32 OH－ ， 但存在如下關系： c (Na＋ ) ＋ c (H＋ ) = c (HCO3)＋ c(OH) ＋ 2c(CO32 )。 (2)理論依據(jù) ⑵ 物料守恒規(guī)律 ：某一組分（或元素）的原始濃度等于它在溶液中各中存在形式的濃度之和。 如在 c mol/L的 Na2CO3溶液中 CO32離子的存在形式有 CO3HCO H2CO3， 則 c( CO32) + c (HCO3) + c (H2CO3)=1/2c (Na＋ ) ⑶ 質(zhì)子守恒 ：有水電離產(chǎn)生的 H+、 OH濃度相等。 如在 Na2CO3溶液中，有水電離產(chǎn)生的 OH以游離態(tài)存在，而H+因 CO32水解有三中存在形式 H+、 HCO H2CO3，有： c(OH)=c(H+) +c(HCO3) +2c (H2CO3)。 總結(jié)： 酸堿溶液的稀釋前后 pH的變化 (1)強酸或強堿： 在水中完全電離 ,加水稀釋后不會有溶質(zhì)進一步電離 ,故僅僅是體積增大的因素導致酸溶液中的 C(H+)或堿溶液中的 C(OH )減小 . 規(guī)律： pH=a的強酸稀釋 10n倍， pH值增大 n個單位， pH= a+n 規(guī)律： pH=b的強堿稀釋 10n倍， pH值減小 n個單位， pH= b n (2)弱酸或弱堿： 在水中不完全電離 ,加水稀釋同時 ,能促使其分子進一步電離 ,故導致相應 CH+或 COH減小的幅度降低 . pH值的變化比 強酸或強堿 小。 (由 強酸或強堿推出 ) 規(guī)律： pH=a弱酸稀釋 10n倍， pH值增大小于 n個單位， pH a+n 規(guī)律： pH=b弱堿稀釋 10n倍， pH值減小小于 n個單位 ， pH b n (發(fā)生中和反應 ,忽略體積變化 ) 可能情況有三種 : ① 若酸和堿恰好中和 .即 n
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