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          關于水溶液中的離子平衡IB化學考點匯總

          來源:A加未來國際教育 ? ? ? 時間:2020-10-21 16:52

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            具有極性共價鍵的弱電解質(例如部分弱酸、弱堿。水也是弱電解質)溶于水時,其分子可以微弱電離出離子;同時,溶液中的相應離子也可以結合成分子。一般地,自上述反應開始起,弱電解質分子電離出離子的速率不斷降低,而離子重新結合成弱電解質分子的速率不斷升高,當兩者的反應速率相等時,溶液便達到了離子平衡。今天A加未來小編就帶大家一起來總結一下IB化學考點中有關離子平衡的相關內容,一起來了解一下吧!
           
          關于水溶液中的離子平衡IB化學考點匯總
           
            一、弱電解質的電離
           
            1、定義:
           
            電解質:在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電的化合物,叫電解質。
           
            非電解質:在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物。
           
            強電解質:在水溶液里全部電離成離子的電解質。
           
            弱電解質:在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。
           
            非電解質:非金屬氧化物,大部分有機物。如SO3、CO2、C6H12O6、CH2=CH2
           
            強電解質:強酸,強堿,大多數(shù)鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
           
            弱電解質:弱酸,弱堿,極少數(shù)鹽,水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O„„
           
            2、電解質與非電解質本質區(qū)別:
           
            電解質——離子化合物或共價化合物
           
            非電解質——共價化合物
           
            注意:①電解質、非電解質都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質
           
           ?、蹚婋娊赓|不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水,但溶于水的BaSO4全部電離,故BaSO4為強電解質)——即電解質的強弱與導電性、溶解性無關。
           
            3、電離平衡:在一定的條件下,當電解質分子電離成離子的速率和離子結合成電解質分子時,電離過程就達到了平衡狀態(tài),這叫電離平衡。
           
            IB化學水溶液中的離子平衡歸納總結
           
            4、影響電離平衡的因素:
           
            A、溫度:電離一般吸熱,升溫有利于電離。
           
            HF電離為放熱,即并不是所有電離都吸熱。
           
            B、濃度:濃度越大,電離程度越小;溶液稀釋時,電離平衡向著電離的方向移動。
           
            C、同離子效應:在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質,會減弱電離。D、其他外加試劑:加入能與弱電解質的電離產(chǎn)生的某種離子反應的物質時,有利于電離。
           
            9、電離方程式的書寫:用可逆符號,弱酸的電離要分布寫(第一步為主)
           
            10、電離常數(shù):在一定條件下,弱電解質在達到電離平衡時,溶液中電離所生成的各種離子濃度冪乘積,跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù),(一般用Ka表示酸,Kb表示堿。)
           
            11、影響因素:
           
            a、電離常數(shù)的大小主要由物質的本性決定。
           
            b、電離常數(shù)受溫度變化影響,不受濃度變化影響,在室溫下一般變化不大。
           
            c、同一溫度下,不同弱酸,電離常數(shù)越大,其電離程度越大,酸性越強。
           
            弱酸排行:(硫磷氟醋碳,硫氯氰硅酚)
           
            H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>HCN>H2SiO3>C6H5OH
           
            二、水的電離和溶液的酸堿性
           
            1、水電離平衡::
           
            水的離子積:KW=c[H+]·c[OH-]
           
            25℃時,[H+]=[OH-]=10-7 mol/L
           
            KW=[H+]·[OH-]=1*10-14
           
            注意:KW只與溫度有關,溫度一定,則KW值一定KW不僅適用于純水,適用于任何溶液(酸、堿、鹽)
           
            2、水電離特點:
           
           ?。?)可逆(2)吸熱(3)極弱
           
            3、影響水電離平衡的外界因素:
           
            ①酸、堿:抑制水的電離KW〈1*10-14
           
           ?、跍囟龋荷郎卮龠M水的電離(水的電離是吸熱的)
           
           ?、垡姿獾柠}:促進水的電離KW〉1*10-14 4、溶液的酸堿性和pH
           
           ?。?)pH=-lgc[H+]
           
           ?。?)pH的測定方法:
           
            酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞。
           
            變色范圍:
           
            甲基橙:紅色<3.1~4.4橙色<黃色
           
            石蕊:5.0~8.0(紫色)
           
            酚酞:無色<8.2~10.0(淺紅色)<紅色
           
            pH試紙—操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上,然后與標準比色卡對比即可。
           
            注意:①事先不能用水濕潤PH試紙;
           
            ②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍
           
            三、混合液的pH值計算方法公式
           
            1、強酸與強酸的混合:(先求[H+]混:將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積,再求其它)[H+]混=([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)
           
            2、強堿與強堿的混合:(先求[OH-]混:將兩種酸中的OH-離子物質的量相加除以總體積,再求其它)[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)(注意:不能直接計算[H+]混)
           
            3、強酸與強堿的混合:(先據(jù)H++OH-==H2O計算余下的H+或OH-,①H+有余,則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混;OH-有余,則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混,再求其它)
           
            四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律:
           
            1、強酸溶液:稀釋10n倍時,pH稀=pH原+n(但始終不能大于或等于7)
           
            2、弱酸溶液:稀釋10n
           
            倍時,pH稀<pH原+n(但始終不能大于或等于7)
           
            3、強堿溶液:稀釋10n
           
            倍時,pH稀=pH原-n(但始終不能小于或等于7)
           
            4、弱堿溶液:稀釋10n倍時,pH稀〉pH原-n(但始終不能小于或等于7)
           
            5、不論任何溶液,稀釋時pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液無限稀釋后pH均接近7
           
            6、稀釋時,弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢,強酸、強堿變化得快。
           
            五、強酸(pH1)強堿(pH2)混和計算規(guī)律若等體積混合
           
            pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7
           
            pH1+pH2≥15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3 pH1+pH2≤13則溶液顯酸性pH=pH1+0.3
           
            2、若混合后顯中性
           
            pH1+pH2=14 V酸:V堿=1:1
           
            pH1+pH2≠14 V酸:V堿=1:10
           
            〔14-(pH1+pH2)〕
           
            六、酸堿中和滴定:
           
            1、中和滴定的原理
           
            實質:H++OH—=H2O即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質的量相等。
           
            2、中和滴定的操作過程:
           
           ?。?)滴定管的刻度,O刻度在上,往下刻度標數(shù)越來越大,全部容積大于它的最大刻度值,因為下端有一部分沒有刻度。滴定時,所用溶液不得超過最低刻度,不得一次滴定使用兩滴定管酸(或堿),也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以讀到小數(shù)點后一位。(2)藥品:標準液;待測液;指示劑。(3)準備過程:
           
            準備:檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。(洗滌:用洗液洗→檢漏:滴定管是否漏水→用水洗→用標準液洗(或待測液洗)→裝溶液→排氣泡→調液面→記數(shù)據(jù)V(始)(4)試驗過程
           
            3、酸堿中和滴定的誤差分析
           
            誤差分析:利用n酸(c酸V酸)=n堿(c堿V堿)進行分析
           
            式中:n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù);c——酸或堿的物質的量濃度;V——酸或堿溶液的體積。
           
            上述公式在求算濃度時很方便,而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化,因為在滴定過程中c酸為標準酸,其數(shù)值在理論上是不變的,若稀釋了雖實際值變小,但體現(xiàn)的卻是V酸的增大,導致c酸偏高;V堿同樣也是一個定值,它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的,當在實際操作中堿液外濺,其實際值減小,但引起變化的卻是標準酸用量的減少,即V酸減小,則c堿降低了;對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述,當用標準酸來測定堿的濃度時,c堿的誤差與V酸的變化成正比,即當V酸的實測值大于理論值時,c堿偏高,反之偏低。
           
            同理,用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。七、鹽類的水解(只有可溶于水的鹽才水解)
           
            1、鹽類水解:在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應。
           
            2、水解的實質:水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離,是平衡向右移動,促進水的電離。3、鹽類水解規(guī)律:
           
           ?、儆腥醪潘?,無弱不水解,越弱越水解;誰強顯誰性,兩弱都水解,同強顯中性。
           
           ?、诙嘣跛岣瑵舛认嗤瑫r正酸根比酸式酸根水解程度大,堿性更強。(如:Na2CO3>NaHCO3)4、鹽類水解的特點:(1)可逆(與中和反應互逆)(2)程度?。?)吸熱5、影響鹽類水解的外界因素:
           
           ?、贉囟龋簻囟仍礁咚獬潭仍酱螅ㄋ馕鼰?,越熱越水解)
           
           ?、跐舛龋簼舛仍叫。獬潭仍酱螅ㄔ较≡剿猓?/div>
           
            八、沉淀溶解平衡和溶度積
           
            1、沉淀溶解平衡的建立:一定條件下,強電解質溶解成離子的速率等于離子重新結合成沉淀的速率,溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。
           
            2、沉淀溶解平衡常數(shù)--溶度積
           
           ?。?)定義:在一定條件下,難溶性物質的飽和溶液中,存在沉淀溶解平衡,其平衡常數(shù)叫做溶度積常數(shù)或溶度積。
           
            (2)表達式:Ksp
           
           ?。?)意義:溶度積反映了物質在水中的溶解能力。對于陰陽離子個數(shù)比相同的電解質,Ksp的數(shù)值越大,電解質在水中的溶解能力越強。
           
           ?。?)影響Ksp的因素
           
            Ksp與其他化學平衡常數(shù)一樣,只與難溶性電解質的性質和溫度有關,而與沉淀的量和溶液中離子的濃度無關。
           
            3、沉淀溶解的特征:等、動、定、變。
           
            等——v溶解=v沉淀(結晶)
           
            動——動態(tài)平衡,v溶解=v沉淀≠0
           
            定——達到平衡時溶液中離子濃度不再改變。
           
            變——當外界條件改變溶解平衡將發(fā)生移動。
           
            4、影響溶解平衡的因素
           
            (1)內因:電解質本身的性質
           
            ①絕對不溶的電解質是沒有的。
           
            ②同是難溶電解質,溶解度差別也很大。
           
           ?、垡兹茈娊赓|做溶質時只要是飽和溶液也可存在溶解平衡。
           
           ?。?)外因:遵循平衡移動原理
           
           ?、贊舛龋杭铀?,平衡向溶解方向移動。
           
            ②溫度:升溫,多數(shù)平衡向溶解方向移動。
           
            ③同離子效應:向沉淀溶解平衡體系中,加入相同的離子,使平衡向沉淀方向移動,但Ksp不變。
           
           ?、芷渌合虺恋砣芙馄胶怏w系中,加入可與體系中某些離子反應生成更難溶物質或氣體的離子,使平衡向溶解的方向移動,Ksp不變。
           
            二、沉淀溶解平衡的應用
           
            1、溶度積規(guī)則
           
            通過比較溶度積與溶液中有關離子濃度冪的乘積--濃度商QC的現(xiàn)對大小,可以判斷難溶電解質在給定條件下沉淀能否生成或溶解:
           
            QC>Ksp,溶液過飽和,有沉淀析出,直至溶液飽和,達到新的平衡。
           
            QC=Ksp,溶液飽和,沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)。
           
            QC<Ksp,溶液不飽和,無沉淀析出,若加入過量該難容電解質,難溶電解質溶解,直至溶液飽和。
           
            2、沉淀的生成
           
            加入相同離子,平衡向沉淀方向移動。根據(jù)物質的溶解性,加入一種離子生成沉淀即可。
           
            通常認為,當溶液中被沉淀的離子濃度小于10??mol/L沉淀完全。
           
            3、沉淀的溶解
           
            溶解沉淀的方法
           
           ?、偌尤胱懔康乃?/div>
           
           ?、谑钩恋磙D化為氣體
           
           ?、凼钩恋磙D化為弱電解質
           
            4、沉淀的轉化
           
            加入可與體系中某些離子反應生成更難溶或更難電離或氣體的離子。使平衡向溶解的方向移動。
           
            以上就是A加小編對于IB化學考點中關于離子平衡的要點整理,相信參考本文的匯總能夠幫助大家更全面的做好這部分內容的掌握。更多IB課程學習輔導,歡迎隨時咨詢我們!

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