水溶液中離子的平衡知識(shí)點(diǎn)(參考版)
2025-06-23 01:23本頁面
【正文】 （4）、溶度積規(guī)則 QC（離子積）〉KSP 有沉淀析出 QC =KSP 平衡狀態(tài) QC 〈KSP 飽和，繼續(xù)溶解 8。 （2）、表達(dá)式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm(aq) KSP= [c(An+)]m *[c(Bm)]n （3）、影響因素： 外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2(aq)【沉淀的轉(zhuǎn)化】： 溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 更小 的。 （6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。 （3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。 （2）反應(yīng)后離子濃度降至1*105以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。四、溶液中微粒濃度的大小比較☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：①電荷守恒： 任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶 電荷數(shù)的乘積之和②物料守恒: （即原子個(gè)數(shù)守恒或質(zhì)量守恒） 某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和③質(zhì)子守恒： 即水電離出的H+濃度與OH濃度相等。注意一定要利用電荷守恒將其配平，看反應(yīng)物中是否需要加水。例如：HCO3－、HPO42－在溶液中以水解為主，其溶液顯堿性；HSO3－、H2PO4－在溶液中以電離為主，其溶液顯酸性。H2O、H2CO3等）寫成其分解產(chǎn)物的形式。H2O+H+ c(Cl)c(NH4+)c(H+)c(OH) ⑨鹽類水解方程式的書寫一般要注意一下幾點(diǎn)：（1）一般來說鹽類水解的程度不大，是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，由于中和反應(yīng)趨于完成，所以鹽類的水解反應(yīng)是微弱的，鹽類水解的離子方程式一般不寫“===”，而是寫“ ”。6H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱△若不然，則：△ MgCl2 （2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlOCO32(HCO3)、S2(HS)、SO32(HSO3)；S2與NH4+；CO32(HCO3) 與NH4+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完 全。 ，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）②水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移 動(dòng)，促進(jìn)水的電離。(2)量器讀數(shù)①滴定前俯視酸式滴定管，滴定后平視(偏高)；②滴定前仰視酸式滴定管，滴定后俯視(偏低)如圖所示；③滴定完畢后，立即讀數(shù)，半分鐘后顏色又褪去(偏低)。 4．誤差分析中和滴定實(shí)驗(yàn)中，產(chǎn)生誤差的途徑主要有操作不當(dāng)、讀數(shù)不準(zhǔn)等，分析誤差要根據(jù)計(jì)算式分析， c待測＝，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定待測堿溶液時(shí)，c標(biāo)準(zhǔn)、V待測均為定值，c待測的大小取決于 V標(biāo)準(zhǔn)的大小。(2)終點(diǎn)：最后一滴恰好使指示劑顏色發(fā)生明顯的改變且半分鐘內(nèi)不變色，讀出V(標(biāo))記錄。 2．指示劑的選擇在酸堿中和滴定時(shí)，常選甲基橙和酚酞作指示劑，不能用石蕊試液(因變色范圍太大)。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，則： c堿=【重難點(diǎn)五 中和滴定】 1．中和滴定的關(guān)鍵(1)準(zhǔn)確測定參加反應(yīng)的兩種溶液的體積?！舅釅A中和滴定】：②滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后一位 。3．用廣泛pH試紙測出的溶液pH只是整數(shù)值，、。 2． 使用pH試紙測量溶液pH時(shí)，不能用水
研究報(bào)告相關(guān)推薦
鄂ICP備17016276號(hào)-1