关于水溶液中的离子平衡IB化学考点汇总

来源：A加未来国际教育时间：2020-10-21 16:52

　　具有极性共价键的弱电解质（例如部分弱酸、弱碱。水也是弱电解质）溶于水时，其分子可以微弱电离出离子；同时，溶液中的相应离子也可以结合成分子。一般地，自上述反应开始起，弱电解质分子电离出离子的速率不断降低，而离子重新结合成弱电解质分子的速率不断升高，当两者的反应速率相等时，溶液便达到了离子平衡。今天A加未来小编就带大家一起来总结一下IB化学考点中有关离子平衡的相关内容，一起来了解一下吧！

　　一、弱电解质的电离

　　1、定义：

　　电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。

　　非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。

　　强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。

　　弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。

　　非电解质：非金属氧化物，大部分有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CH2=CH2

　　强电解质：强酸，强碱，大多数盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4

　　弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O„„

　　2、电解质与非电解质本质区别：

　　电解质——离子化合物或共价化合物

　　非电解质——共价化合物

　　注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质

　　③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）——即电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

　　3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成电解质分子时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

　　IB化学水溶液中的离子平衡归纳总结

　　4、影响电离平衡的因素：

　　A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。

　　HF电离为放热，即并不是所有电离都吸热。

　　B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。

　　C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。

　　9、电离方程式的书写：用可逆符号，弱酸的电离要分布写（第一步为主）

　　10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度幂乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。）

　　11、影响因素：

　　a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

　　b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。

　　c、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。

　　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、水的电离和溶液的酸碱性

　　1、水电离平衡：:

　　水的离子积：KW=c[H+]·c[OH-]

　　25℃时,[H+]=[OH-]=10-7 mol/L

　　KW=[H+]·[OH-]=1*10-14

　　注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）

　　2、水电离特点：

　　（1）可逆（2）吸热（3）极弱

　　3、影响水电离平衡的外界因素：

　　①酸、碱：抑制水的电离KW〈1*10-14

　　②温度：升温促进水的电离（水的电离是吸热的）

　　③易水解的盐：促进水的电离KW〉1*10-14 4、溶液的酸碱性和pH

　　（1）pH=-lgc[H+]

　　（2）pH的测定方法：

　　酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。

　　变色范围：

　　甲基橙：红色＜3.1~4.4橙色＜黄色

　　石蕊：5.0~8.0（紫色）

　　酚酞：无色＜8.2~10.0（浅红色）＜红色

　　pH试纸—操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。

　　注意：①事先不能用水湿润PH试纸；

　　②广泛pH试纸只能读取整数值或范围

　　三、混合液的pH值计算方法公式

　　1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它）[H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）

　　2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积，再求其它）[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）(注意:不能直接计算[H+]混)

　　3、强酸与强碱的混合：（先据H++OH-==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）

　　四、稀释过程溶液pH值的变化规律：

　　1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+n（但始终不能大于或等于7）

　　2、弱酸溶液：稀释10n

　　倍时，pH稀＜pH原+n（但始终不能大于或等于7）

　　3、强碱溶液：稀释10n

　　倍时，pH稀=pH原－n（但始终不能小于或等于7）

　　4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原－n（但始终不能小于或等于7）

　　5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7

　　6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。

　　五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律若等体积混合

　　pH1+pH2=14则溶液显中性pH=7

　　pH1+pH2≥15则溶液显碱性pH=pH2-0.3 pH1+pH2≤13则溶液显酸性pH=pH1+0.3

　　2、若混合后显中性

　　pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1

　　pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10

　　〔14-（pH1+pH2）〕

　　六、酸碱中和滴定：

　　1、中和滴定的原理

　　实质：H++OH—=H2O即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。

　　2、中和滴定的操作过程：

　　（1）滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以读到小数点后一位。（2）药品：标准液；待测液；指示剂。（3）准备过程：

　　准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)（4）试验过程

　　3、酸碱中和滴定的误差分析

　　误差分析：利用n酸（c酸V酸）=n碱（c碱V碱）进行分析

　　式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；V——酸或碱溶液的体积。

　　上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。

　　同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）

　　1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。

　　2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。3、盐类水解规律：

　　①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。

　　②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。(如:Na2CO3＞NaHCO3)4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热5、影响盐类水解的外界因素：

　　①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）

　　②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）

　　八、沉淀溶解平衡和溶度积

　　1、沉淀溶解平衡的建立：一定条件下，强电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。

　　2、沉淀溶解平衡常数－－溶度积

　　（1）定义：在一定条件下，难溶性物质的饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常数叫做溶度积常数或溶度积。

　　（2）表达式：Ksp