2024届高三化学三轮复习 水溶液中的离子平衡 知识清单

水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离平衡 1.弱电解质的电离平衡 (1)电离平衡的建立 在一定条件下(温度、浓度)，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变时的状态。 平衡建立过程的v-t图像如图所示。 (2)弱电解质的电离平衡特征 (3)影响弱电解质电离平衡的因素 ①温度：由于电离过程吸热，升高温度，电离平衡向电离的方向移动；降低温度，电离平衡向逆反应方向移动。 ②浓度：电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大。 ③其他因素：加入含有弱电解质离子的强电解质时，电离平衡向逆反应方向移动；加入能与弱电解质离子反应的物质时，电离平衡向正反应方向移动。 【外界条件对电离平衡的影响(以CH3COOHCH3COO－＋H＋为例)】 条件改变 平衡移动 电离程度 n(H＋) c(H＋) 导电能力 加水 正向 增大 增大 减小 减弱 升温 正向 增大 增大 增大 增强 加醋酸钠(s) 逆向 减小 减小 减小 增强 通HCl(g) 逆向 减小 增大 增大 增强 加NaOH(s) 正向 增大 减小 减小 增强 2.电离常数 (1)概念：一定温度下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫作电离平衡常数，用K表示。(酸用Ka表示，碱用Kb表示) (2)表示方式 ①对于一元弱酸HA：HAH++A-，平衡常数K=。 ②对于一元弱碱BOH：BOHB++OH-，平衡常数K=。 ③多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2…，所以其酸性主要决定于第一步电离。例如：H2SH++HS-，Ka1=；HS-H++S2-，Ka2=。 (3)关于电离常数的理解与应用 ①电离常数的大小由物质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K值越大，电离程度越大。 ②同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。 ③电离常数K只随温度的变化而变化，升高温度，K值增大。 ④多元弱酸电离常数：K1＞K2＞K3，其酸性主要由第一步电离决定，K1值越大，相应酸的酸性越强。 二、水的电离 1.水的电离：水是极弱的电解质，水的电离方程式：H2O+H2OH3O++OH-或H2OH++OH-。 2.水的离子积常数：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。 ①室温下：Kw＝1×10－14。 ②影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。 ③适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。 ④Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。 3.影响 条件变化 移动方向 c(H+) c(OH-) Kw 电离程度 升温 右移 增大 增大 增大 增大 加酸 左移 增大 减小 不变 减小 加碱 左移 减小 增大 不变 减小 加活泼金属 右移 减小 增大 不变 增大 加醋酸钠 右移 减小 增大 不变 增大 加氯化铵 右移 增大 减小 不变 增大 三、溶液的酸碱性与pH 1.溶液的酸碱性与c(H＋)、c(OH－)的关系(选填“＞”“＜”或“＝”) c(H＋)与c(OH－)的关系 c(H＋)的范围(25℃)/(mol·L－1) 中性溶液 c(OH－)＝c(H＋) c(H＋)＝1.0×10－7 酸性溶液 c(OH－)＜c(H＋) c(H＋)＞1.0×10－7 碱性溶液 c(OH－)＞c(H＋) c(H＋)＜1.0×10－7 2.pH (1)定义：pH＝－lgc(H＋)，广范pH的范围为1～14。  (2)适用范围：通常应用于c(H＋)、c(OH－)都较小的稀溶液，小于1mol·L－1。 (3)表示意义：溶液酸性越强，c(H＋)越大，pH越小；溶液碱性越强，c(H＋)越小，pH越大。 3.溶液pH的测量方法 (1)用pH试纸测定：撕下一小片pH试纸放在表面皿或玻璃片上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取待测液点在pH试纸的中央，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。 (2)用pH计测定：可精确测量溶液的pH。 注意：pH试纸在使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液被稀释可能会产生误差。广范pH试纸只能测出整数值。 4.酸碱中和滴定 (1)实验原理：利用酸碱中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。 (2)常用酸碱指示剂及其变色范围 指示剂 pH的变色范围 石蕊 <5红色 5～8紫色 >8蓝色 甲基橙 <3.1红色 3.1～4.4橙色 >4.4黄色 酚酞 <8无色 8～10浅红 >1