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

　　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！

　　一、弱電解質的電離

　　1、定義：

　　電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,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，大多數鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4

　　弱電解質：弱酸，弱堿，極少數鹽，水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O„„

　　2、電解質與非電解質本質區別：

　　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

　　③強電解質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，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：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。叫做電離平衡常數，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）

　　11、影響因素：

　　a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。

　　b、電離常數受溫度變化影響，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：

　　（1）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

　　②溫度：升溫促進水的電離（水的電離是吸熱的）

　　③易水解的鹽：促進水的電離KW〉1*10-14 4、溶液的酸堿性和pH

　　（1）pH=-lgc[H+]

　　（2）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H++OH-==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數除以溶液總體積求[H+]混；OH-有余，則用余下的OH-數除以溶液總體積求[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：

　　（1）滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標數越來越大，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→記數據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；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，其數值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現的卻是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、鹽類水解規律：

　　①有弱才水解，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。

　　②多元弱酸根，濃度相同時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）程度小（3）吸熱5、影響鹽類水解的外界因素：

　　①溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）

　　②濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）

　　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。

　　2、沉淀溶解平衡常數－－溶度積

　　（1）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，其平衡常數叫做溶度積常數或溶度積。

　　（2）表達式：Ksp