高中化学知识点总结2：水溶液中的离子平衡.pdf

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】的内容，可以使用淘豆网的站内搜索功能，选择自己适合的文档，以下文字是截取该文章内的部分文字，如需要获得完整电子版，请下载此文档到您的设备，方便您编辑和打印。:..高考化学知识归纳总结-----水溶液中的离子平衡一、电解质、非电解质;强电解质、弱电解质1、分类混和物物质单质强电解质:强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4电解质纯净物弱电解质:弱酸、弱碱和水。如HClO、NH·HO、Cu(OH)、HO……化合物3222非电解质:大多数非金属氧化物和有机物。如SO3、CO2、l4、CH2=CH2……2、电解质与非电解质本质区别:在一定条件下(溶于水或熔化)能否电离(以能否导电来证明是否电离)电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物离子化合物与共价化合物鉴别方法:熔融状态下能否导电3、强电解质与弱电质的本质区别:在水溶液中是否完全电离(或是否存在电离平衡)注意:①电解质、非电解质都是化合物;②SO、NH、CO等属于非电解质,因为本身不会电离,但溶于水生成了能电离的物质;232③强电解质不等于易溶于水的化合物(如BaSO不溶于水,但溶于水的BaSO全部电离,故BaSO444为强电解质)4、电离方程式的书写:表示电解质溶于水或受热熔化时离解成自由移动离子过程的式子。(1)强电解质用===,弱电解质用。(2)多元弱酸分步电离,以第一步电离为主。HCOH++HCO-,HCO-H++CO2-。23333(3)多元弱碱一步电离。Fe(OH)Fe3++3OH-3(4)弱酸的酸式盐完全电离成阳离子和酸根阴离子,但酸根是部分电离。NaHCO==Na++HCO-,HCO-H++CO2-3333(5)强酸的酸式盐如NaHSO完全电离,但在熔融状态和水溶液里的电离是不相同的。4熔融状态时:NaHSO==Na++HSO—,溶于水时:NaHSO==Na++H++SO2—44445、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以醋酸HAc为例):(1)溶液导电性对比实验;(2)>2;(3)测NaAc溶液的pH值;(4)测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pH<a+2(5)将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性(6)中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL;(7)将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性(8)比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率二、电解质溶液的导电性和导电能力溶液浓度离子浓度导电性强弱电离程度离子所带电荷⑴电解质不一定导电(如NaCl晶体、无水醋酸),导电物质不一定是电解质(如石墨),非电解质不导电,但不导电的物质不一定是非电解质。⑵强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。1:..(3)3步判断:一写方程式,二分析反应前后溶质变化,三判断电解质强弱。三、弱电解质的电离平衡1、电离平衡的含义:电离速率==结合速率2、电离平衡的特征(7个):逆等动定变微吸3、影响电离平衡的因素(内因+4个外因)⑴浓度:越稀越电离,越浓越不电离。⑵温度:电离是吸热过程,升温,电离程度增大。⑶同离子效应:加入与弱电解质具有相同离子的电解质时,使电离平衡向逆反应方向移动。⑷化学反应:加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时,可使平衡向电离方向移动。四、HCl与CHCOOH的比较31、等C、VHCl与CHCOOH的比较3C(酸)C(H+)pH导电能力与Zn反应的速率消耗(NaOH)1mol/L1L的HCl1mol/L1mol/L0强快一样1mol/L1L的CHCOOH1mol/L10-2mol/L2弱慢一样3背会:CHCOOH的Ka=10-5,电离度α=1%。32、等pH、VHCl与CHCOOH的比较3C(酸)C(H+)pH导电能力与Zn反应的速率消耗n(NaOH)pH=/L1一样慢少pH=11L的CHCOOH10mol/,之后快多33、区别:当前H+的量→pH、速率、导电能力能电离H+总量→总量、产量有关4、必备知识HCl与CHCOOH等C、V等pH、V3与足量Zn产生H的量相等CHCOOH多(有补充)23中和NaOH的能力五、酸/碱稀释规律:1、强酸溶液:稀释10n倍时,pH=pH+n(但始终不能大于或等于7);稀原2、弱酸溶液:稀释10n倍时,pH<pH+n(但始终不能大于或等于7);稀原3、强碱溶液:稀释10n倍时,pH=pH-n(但始终不能小于或等于7);稀原4、弱碱溶液:稀释10n倍时,pH>pH-n(但始终不能小于或等于7);稀原5、任何溶液无限稀释后pH均是向7靠近(即向中性靠近);酸的pH不能大于7,碱的pH不能小于7。6、稀释相同倍数,强酸、强碱变化得快,弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢。六、电离常数Ka的应用1、Ka越大,酸越强;2、写出Ka的大小顺序,利用强酸制弱酸,判断反应能否发生;3、比较离子浓度大小,在醋酸前的弱酸,其酸式盐:电离>水解显酸性;4、列三段式进行Ka→α的相互计算。及电离度α=C(H+)/C(酸),电离常数Ka=α2C(酸)5、混合溶液中Ka的计算(三步):巧妙利用pH=7时的数据。①写出电荷守恒;②写出物料守恒;③写出Ka表达式并代入数据计算。七、水的离子积Kw的计算依据(4条)K不仅适用于纯水,也适用于任何其他稀溶液(酸、碱、盐),只要温度不变,K就不变。WW1、任何水溶液中:C(H+)水=C(OH-)水;2:..2、任何稀(的电解质水)溶液中:C(H+)总*C(OH-)总=K;W3、酸溶液中H+主要来自酸的电离,OH-来自水的电离,则K=c(H+)酸·c(OH-)水;W4、碱溶液中OH-主要来自碱的电离,H+来自水的电离,则K=c(H+)水·c(OH-)碱;W八、水的电离平衡的影响因素(4条):①温度:水的电离是吸热的,温度越高,电离程度越大c(H+)和c(OH-)同时增大,K增大,但c(H+)和c(OH-)始终保持相等,仍显中性。W纯水由25℃升到100℃,c(H+)和c(OH-)从1×10-7mol/L增大到1×10-6mol/L(pH变为6)。②外加酸、碱:平衡左移,水的电离程度变小,但K不变。W抑制水的电离(pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等程度的抑制)。③加入易水解的盐,由于盐的离子结合H+或OH-而促进水的电离,使水的电离程度增大。促进水的电离(pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等程度的促进)。④加活泼金属Na,与H+反应,平衡右移,水的电离程度变大。九、溶液的pH⑴表示方法:pH=-lgc(H+)c(H+)=10-pHpOH=-lgc(OH-)c(OH-)=10-pOH常温下,pH+pOH=-lgc(H+)-lgc(OH-)=-lgc(H+)·c(OH-)=14。⑵溶液的酸碱性与pH的关系(常温时)溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H+)与c(OH-)的相对大小。①中性溶液:c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol·L-1,pH=7。②酸性溶液:c(H+)>1×10-7mol·L-1>c(OH-),pH<7,酸性越强,pH越小。③碱性溶液:c(H+)<1×10-7mol·L-1>c(OH-),pH>7,碱性越强,pH越大。⑶pH的适用范围c(H+)的大小范围为:×10-14mol·L-1<c(H+)<1mol·L-1。即pH范围通常是0~14。当c(H+)≥1mol·L-1或c(OH-)≥1mol·L-1时,用物质的量浓度直接表示更方便。⑷溶液pH的测定方法①酸碱指示剂法:只能测出pH的范围,一般不能准确测定pH。~~~→橙→黄红→紫→蓝无色→浅红→红②pH试纸法:粗略测定溶液的pH,只能读取整数值。pH试纸的使用方法:取一小块pH试纸放在玻璃片(或表面皿)上,用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部,随即(30s内)与标准比色卡比色对照,确定溶液的pH。测定溶液pH时,pH试剂不能用蒸馏水润湿(否则相当于将溶液稀释,使非中性溶液的pH测定产生误差);不能将pH试纸伸入待测试液中,以免污染试剂。标准比色卡的颜色按pH从小到大依次是:红(酸性),蓝(碱性)。③pH计法:精确测定溶液pH。十、pH的计算规律基本原则:一看常温,二看强弱(无强无弱,无法判断),三看浓度(pHorc)酸性先算c(H+),碱性先算c(OH—),酸碱混合酸过量。注意:在加法运算中,相差100倍以上(含100倍)的,小的可以忽略不计!1、单一溶液的pH计算①强酸:先求[H+]混;②强碱:先求[OH-];(注意:不能直接计算[H+])混混2、强酸与强碱的混合:3:..①两种强酸混合c(H+)=c(H?)V?c(H?)V混1122-V?V②两种强碱混合c(OH)=12混c(OH?)V?c(OH?)V③强酸强碱混合(先据H++OH-==H11O计算余下的22H+或OH-,再求其它)V2?V12|c(H?)V?c(OH?)V|酸酸碱碱c(OH-)或c(H+)=V?V混混酸碱若酸过量,则求出c(H+),再得出pH;若碱适量,则先求c(OH-),再由K得出c(H+),进而求得pH,或由c(OH-)得出pOH再得pH。W3、酸、碱反应恰好生成盐和水,看盐的水解判断溶液酸碱性。(溶质只有盐,谁强显谁性)4、pH之和为14的酸碱等体积混合,谁弱谁过量,谁弱显谁性。(生成盐和水,并且弱者大量剩余,)。5、强酸(pH=a)与强碱(pH=b)混合显中性,则n(H+)=n(OH-),由C(H+)V=C(OH-)V,进行计算。V酸依据为10-aV酸=10-(14-b)V碱―→=10a+b-14。V碱常温下:十一、中和滴定1、滴定管选择:。酸式滴定管:装酸性和氧化性溶液。碱式滴定管:装碱性溶液。2、滴定步骤:准备:滴定管:①检漏②洗涤③润洗④注液⑤赶气泡⑹调节液面⑦记录读数锥形瓶:①洗涤②装液③加入2-3滴指示剂滴定:左控右摇眼观色3、终点判断(3句话):当滴入最后一滴××,溶液颜色由××色变为××色,且半分钟内不恢复原色。4、指示剂选择:(1)酸碱中和滴定使最终pH值落在指示剂的变色范围内。①强酸滴定弱碱最好选用甲基橙:②强碱滴定弱酸最好选用酚酞:③中和滴定不用石蕊作指示剂,因为颜色太深变色不明显。(2)氧化还原滴定常见指示剂:KMnO自身,I-淀粉。425、误差分析:由C(标)V(标)=C(待)V(待),分析操作造成的V(标)误差。6、数据处理:平行做2-3次实验,求体积的平均值。每次误差不能超过1mL,否则舍弃。十二、酸碱中和滴定曲线分析(三步五点):1、写出方程式,找到恰好反应的点;2、抓住五个点,分析溶质及酸碱性;①起点(考虑电离平衡):利用起点可确定酸、碱的强弱和谁滴定谁。②反应“一半”的点:此时溶质为等体积等浓度的盐+酸/碱。举例:若为等浓度的CHCOOH与CHCOONa的混合溶液(显酸性)33电荷守恒:c(CHCOO-)+c(OH-)=C(Na+)+c(H+)3物料守恒:c(CHCOO-)+c(CHCOOH)=2C(Na+)33离子浓度:c(CHCOO-)>C(Na+)>c(CHCOOH)>c(H+)>c(OH-)33③恰好反应的点(中和点):指酸和碱恰好完全反应生成盐和水的时刻,此时不一定呈中性,取决于生成盐的水解情况;利用此点可以确定酸碱的浓度和体积。④pH=7的点:c(H+)=c(OH-)的溶液;利用中性点和中和点确定酸碱的强弱。⑤过量“一半”的点:此时溶质为等体积等浓度的盐+酸/碱3、整个过程中电荷守恒一样。十三、:在溶液中盐电离出来的弱离子跟水所电离出来的H+或OH–结合生成弱电解质的反应。4:..:盐电离→弱酸的阴离子→弱电解质+OH-弱碱的阳离子→弱电解质+H+(阴生阴OH-,阳生阳H+)(1)有弱才水解,无弱不水解;都弱都水解,越弱越水解;谁强呈谁性,同强显中性;越稀越水解,越热越水解。(2)盐类水解的特点:①可逆②程度小③吸热,故书写水解离子方程式时要用“”,不能用“↑”或“↓”符号。(3)“谁弱谁水解,越弱越水解”。如酸性:HCN<CHCOOH,则相同条件下碱性:>CHCOONa。33对应酸(碱)越弱,水解程度越大,碱(酸)性越强。常见酸的强弱:HSO>HPO>HF>HAc>HCO>HS>HClO>HCN>HCO—>HS—23342323(4)相同条件下的水解程度①正盐>相应酸式盐,如CO2->HCO-。33②相互促进水解的盐>单独水解的盐>水解相互抑制的盐。如NH+的水解程度:(NH)CO>(NH)SO>(NH)Fe(SO)。44234244242(5)利用盐的水解规律时一定把盐与酸的对应关系找准确,尤其是二元弱酸,如NaCO对应的酸是HCO-,233NaHCO对应的酸是HCO。(1)单向水解:盐溶液中只有一种弱离子会水解。如NHCl溶于水:NH++HONH·HO+H+44232CHCOONa溶于水:CHCOO-+HOCHCOOH+OH-3323(2)互相促进水解:弱酸弱碱盐溶于水,电离产生弱酸阴离子和弱碱阳离子,二者分别结合水电离产生的H+和OH-发生水解,而水溶液的离子积不变,因此促进水的电离使反应进行的程度较大。溶液的酸碱性取决于生成的弱电解质的相对强弱。如CHCOONH溶于水:CHCOO-+NH+CHCOOH+NH·HO3434332(因电离常数CHCOOH=NH·HO,故CHCOONH显中性。)33234(3)互相抑制水解:能电离产生两种以上的弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐溶于水,弱酸的阴离子或弱碱的阳离子均发生水解,但是互相抑制,所以这一类的水解程度较小。如(NH)Fe(SO)溶于水:NH++HONH·HO+H+;Fe2++2HOFe(OH)+H+4242423222(NH+水解产生的H+对Fe2+的水解起到抑制作用,反之也成立。)4十四、水解常数Kh(6条)1、水解常数Ka×电离常数Kh=水的离子积Kw(即Ka×Kh=Kw)举例:已知CHCOOH的Ka=10-5,则CHCOO-的Kh=10-933已知NH·HO的Ka=10-5,则NH+的Kh=10-93242、因电离常数CHCOOH=NH·HO,故CHCOONH显中性。332343、加酸/碱:抑制水的电离,c(H+)水<10-7mol/L;加能水解的盐,促进水的电离,c(H+)水>10-7mol/、同浓度溶液中水的电离程度由大到小的顺序为:能水解的盐>中性盐>弱酸/碱>强酸/碱5、相同浓度的溶液,pH由小到大的顺序:酸→中→碱(强酸<弱酸<强酸弱碱盐<中性盐<强碱弱酸盐<弱碱<强碱)6、已知酸性Ka:CHCOOH>HCO>HCO-3233则相同浓度碱性pH:CHCOONa<NaHCO<NaCO3323若三种盐pH相同,则浓度大小顺序正好相反:CHCOONa>NaHCO>NaCO3323十五、影响盐类水解的因素5:..1、内因:越弱越水解(酸越弱,则形成的盐的水解程度越大,碱性越强)。2、外因:(1)、温度:水解是吸热的,温度越高,水解程度越大;(越热越水解)(2)、浓度:浓度越小,水解程度越大;(越稀越水解)(3)、外加酸碱:促进或抑制盐的水解;(H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解;OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解)(4)、加入能反应的物质,促进盐的水解。十六、盐类水解的应用1、判断溶液酸碱性(强者显性)。2、比较盐溶液离子浓度的大小。3、配制盐溶液(加对应的酸防止水解)。如配制FeCl、SnCl等溶液,可滴入几滴盐酸或直接将固体溶解在浓盐酸中再稀释到所需浓度。324、制备某些盐时要考虑水解AlS,MgS,MgN等物质极易与水作用,它们在溶液中不能稳定存在,所以2332制取这些物质时,不能用复分解反应的方法在溶液中制取,而只能用干法制备。5、Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NHCl、AlCl、FeCl等)溶液中,产生H。4332如NHCl焊接金属(氯化铵呈酸性,能溶解铁锈)46、+3HO=Fe(OH)(胶体)+3HCl3237、三价Al3+,Fe3+等均可作净水剂。(Al3+水解成氢氧化铝胶体,胶体具有很大的表面积,吸附水中悬浮物而聚沉)8、化肥的使用时应考虑水解。如草木灰不能与铵态氮肥混合使用。(N、P、K三元素不能变成↑和↓)9、日常生活中用热碱液洗涤油污物品比冷碱液效果好。10、试剂的贮存要考虑盐的水解。如NaCO、NaHCO溶液不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存,必须用带橡皮塞的试剂瓶保存。23311、某些盐的分离除杂要考虑盐类的水解。如为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+可在加热搅拌条件下加入氧化镁十七、盐溶液蒸干产物的判断1、易水解的盐酸盐/硝酸盐溶液:蒸干得到氢氧化物,灼烧得到氧化物。例:(OH),灼烧得FeO。(OH),灼烧得MgO。22(由MgCl溶液制备无水MgCl,应将溶液在HCl氛围中加热,抑制Mg2+的水解。)22△AlCl溶液中,AlCl+3HOAl(OH)+3HCl2Al(OH)AlO+3HO33233232△MgCl·6HO加热:MgCl·6HOMg(OH)Cl+HCl↑+5HO22222△MgCl·6HOMgO+2HCl↑+5HO2222、易挥发性酸的铵盐溶液:(NH)CO或NHHCO。423433、不水解的盐溶液:。4、强碱盐溶液:。235、、Ca(HCO)型最后得相应的正盐,332KMnO蒸干分解得到KMnO+MnO。42426、具有强还原性盐的溶液:→NaSO,FeSO→Fe(SO)232442437、特殊情况考虑水解及向Ksp更小物质转化,例如加热Mg(HCO)、MgCO溶液最后得到Mg(OH)(水垢的主要成分是CaCO和Mg(OH),基本上不会生成MgCO,是因为MgCO微溶于水,受热时水解生3233成更难溶的Mg(OH)。)2十八、离子共存6:..1、类型(1)发生复分解反应而不能大量共存:生成沉淀、气体、弱电解质。(2)因发生络合反应而不能大量共存,如:Fe3+-等;(3)发生氧化一还原反应则不能大量共存。背会氧化性离子(4个):NO-(H+)、ClO-、MnO-、Fe3+等-;34还原性离子(4个):S2-、SO2-、I-、Fe2+等;3(4)发生双水解反应则不能大量共存.(双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存)如:三价Al3+/Fe3+与弱酸根等;NH+与AlO-、SiO2-、ClO-等423HCO-与AlO-32双水解完全的方程式写“==”并标“↑↓”,其离子方程式配平依据是两边电荷平衡,如:泡沫灭火剂(用硫酸铝和小苏打为原料):Al3++3HCO-==Al(OH)↓+3CO↑3322、判断离子共存时,审题一定要注意题中给出的附加条件。(1)酸性溶液(H+)、碱性溶液(OH-)、加入铝粉后放出H的溶液→溶液可能显酸性或碱性,但不能为HNO;23由水电离产生的c(H+)=1×10-14mol/L的溶液,即溶液的pH可能为14也可能为0。(2)有色离子MnO-,Fe3+,Fe2+,Cu2+。4(3)SO2-在酸性条件下发生氧化还原反应:SO2-+2H+=S↓+SO↑+HO232322(4)注意题目要求“一定大量共存”还是“可能大量共存”;....(5)看是否符合题设条件和要求,如“过量”、“少量”、“适量”、“等物质的量”、“任意量”以及滴加试剂的先后顺序对反应的影响等。十九、溶液中离子浓度大小比较---单一溶液+混合溶液溶液中粒子浓度大小比较的思维方法模型1、单一溶液(1)多元弱酸/碱溶液----考虑电离平衡(2)正盐溶液----考虑水解平衡(3)酸式盐溶液的酸碱性:①强酸的酸式盐----只电离不水解:如HSO-显酸性。4②若电离程度>水解程度,显酸性(如:HSO-、HPO-)324例如,NaHSO溶液中:HSO-H++SO2-(主要),3337:..HSO-+HOHSO+OH-(次要),使c(H+)>c(OH-),溶液显酸性;3223③若水解程度>电离程度,显碱性(如:HCO-、HS-、HPO2-)34例如,NaHCO溶液中:HCO-+HOHCO+OH-(主要),33223HCO-H++CO2-(次要),使c(OH-)>c(H+),溶液显碱性;33④HA:已知Ka1、。(比较Ka2与Kh2=Kw/Ka1的相对大小)22、不同溶液中同一离子浓度的比较------看其他离子对其影响。举例:物质的量浓度相同的下列溶液①(NH)CO②(NH)SO③NHHCO④NHHSO⑤NHCl⑥NH·HO⑦CHCOONH;423424434443234促进无促进抑制无促进按c(NH+)由小到大的排列顺序是⑥③⑦⑤④①②43、混合溶液(1)不反应-----同时考虑电离和水解。中学化学常见的有三对等浓度的CHCOOH与CHCOONa的混合溶液:电离>水解,溶液呈酸性33等浓度的NH·HO与NHCl的混合液:电离>水解,溶液呈碱性324的混合溶液:电离<水解,溶液呈碱性(2)若反应,先写方程式,再分析溶质组成。区别①·L-·L-11LNaOH混合;(恰好反应,溶质为CHCOONa)33②·L-·L-11LNaOH混合;3(等体积等浓度CHCOOH+CHCOONa)33③·L-·L-11LCHCOONa混合;3(等体积等浓度CHCOOH+CHCOONa+NaCl)33④pH=3CHCOOH与pH=11NaOH等体积混合;(CHCOOH过量,谁弱谁过量)334、三个守恒(1)电荷守恒(电荷数前移):任何溶液均显电中性;各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和=各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和如NaHCO溶液中:c(Na+)+c(H+)=c(HCO-)+2c(CO2-)+c(OH-)333NaCO溶液中:c(Na+)+c(H+)=2c(CO2-)+c(OH-)+c(HCO-)2333(2)物料守恒(原子个数前移):某原子的总量(或总浓度)=其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和如NaHCO溶液中:n(Na+):n(c)=1:1,推出:C(Na+)=c(HCO-)+c(CO2-)+c(HCO)33323如,/LCHCOOH混合溶液,n(Na+):n(c堆)=1:2,33c(CHCOO-)+c(CHCOOH)=2C(Na+)=(3)质子守恒(得失H+个数前移)::∑得质子后形成的微粒浓度·得质子数==∑失质子后形成的微粒浓度·失质子数如:·L-1的NaS溶液中:c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(HS)22如NaHCO溶液中:c(OH-)+c(CO2-)=c(H+)+c(HCO)3323(4)判断方法----观察法①有无强离子:如Na+、Cl-等→没有,则为质子守恒;↓若有,再往下讨论;②有无H+、OH-→有,则为电荷守恒;没有则为物料守恒。二十、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识(1)。生成难溶电解质的反应为完全反应,用“=”。8:..(2)反应后离子浓度降至1×10-5mol/L以下的反应为完全反应,用“=”。(3)难溶并非不溶,任何难溶物在水中均存在溶解平衡。(4)掌握三种微溶物质:CaSO、Ca(OH)、AgSO4224二十一、难溶电解质溶解平衡的影响因素强调:易溶电解质或难溶电解质的饱和溶液中存在溶解平衡,不饱和溶液中不存在溶解平衡。1、温度:升高温度,多数向溶解方向移动;但Ca(OH)的溶解平衡向生成沉淀的方向移动。22、浓度:加水稀释,平衡向溶解方向移动。3、同离子效应:加入与难溶电解质构成中相同的离子,平衡向生成沉淀的方向移动。4、其他:加入可与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质,平衡向溶解方向移动。5、区别:难溶电解质溶解平衡Al(OH)(s)Al3+(aq)+3OH-(aq)。表达式需要注明状态。3电离平衡,如Al(OH)Al3++3OH-。3二十二、溶度积Ksp的应用溶度积K值的大小只与难溶电解质本身的性质和温度有关,与浓度无关。sp1、溶度积和溶解度都可用来表示物质的溶解能力。(1)对于相同类型的难溶电解质(如AB、AB、AB等),K越大,在水中的溶解能力越强。22sp(2)对于不同类型的难溶电解质,K差距不大时K不能直接作为比较依据。如25℃时,K(AgCl)=×10-10,K[Mg(OH)]=×10-11,虽然Mg(OH)的K较小,但不能认为Mg(OH)比AgCl更sp22sp2难溶。应通过计算将K转化为饱和溶液中溶质的物质的量浓度确定溶解能力的强弱。sp(3)对于不同类型的难溶电解质,K差距很大时K可以直接作为比较依据。spsp2、计算饱和溶液中某种离子的浓度如已知25℃时,K(AgCl)=×10-10,可根据K(AgCl)=c(Ag+)·c(Cl-)=×10-10,计算spspAgCl饱和溶液中的c(Ag+)=c(Cl-)=×10-5mol/L。3、判断给定条件下沉淀能否生成或溶解:比较溶度积K与Q(离子积)的相对大小。spc①Q>K,溶液过饱和,有沉淀析出;csp②Q=K,溶液饱和,沉淀与溶解处于平衡状态;csp③Q<K,溶液未饱和,无沉淀析出。csp注意:离子积Q与溶度积K的表达式相同,但意义不同。Q表达式中离子浓度是任意时刻的,所cspc以其数值不定;但对某一难溶电解质,在一定温度下,K为定值。sp二十三、Ksp计算步骤三步:①写溶解平衡表达式,②写Ksp表达式,③代入数据计算。二十四、沉淀的生成和转化1、沉淀生成的方法(Q>K)csp(1)加沉淀剂法:K越小(即沉淀越难溶),沉淀越完全;沉淀剂过量能使沉淀更完全。sp(2)调pH值除某些易水解的金属阳离子:常加入难溶性的MO、M(OH)、MCO等除M2+溶液中易水解的23阳离子。如加MgO除去MgCl溶液中FeCl。232、沉淀的顺序:(1)当一种试剂能沉淀溶液中几种离子时,若为同种类型物质,Ksp小的优先沉淀;若为不同种类型物质,生成沉淀所需试剂离子浓度越小的越先沉淀;(2)如果生成各种沉淀所需试剂离子的浓度相差较大,就能分步沉淀,从而达到分离离子的目的。3、沉淀转化的规律(1)组成类型相同的难溶电解质,K小的容易转化为K更小的难溶电解质。相差越大,越易转化。spsp记住两组K大小顺序:AgCl>AgI>AgS;Mg(OH)>Fe(OH)sp223(2)K相差不大的难溶电解质,K较小的难溶电解质在一定条件下可以转化为K较大的难溶电解质。spspsp9:..如在BaSO饱和溶液中加入高浓度的NaCO溶液,也可以转化成K较大的BaCO。423sp3NaCO盐酸水垢CaSO(s)―――2―→3CaCO(s)―――→Ca2+(aq)-----锅炉除水垢,43二十五、工艺流程中离子除杂例如:除去MgCl溶液中FeCl:23调节pH:杂质离子沉淀完全pH≦pH范围为<目标离子开始沉淀pH加MgO、Mg(OH)、MgCO等调节pH。23(加入难溶性的MO、M(OH)、MCO等除M2+溶液中易水解的阳离子。)23记住:Fe3+在pH=3时沉淀完成,Al3+在pH=5时沉淀完成。二十六、硫化物的溶解性:借助金属活动性顺序表:1、K钙Ca钠Na(溶于水)2、镁Mg铝Al(能与水双水解反应)3、锌Zn铁Fe(溶于稀HCl)4、锡Sn铅Pb(H)(溶于浓HCl)5、铜Cu银Ag(溶于HNO)36、铂Pt金Au(不管)二十七、溶解平衡曲线分析(4条)1、审题:明确图像中横纵坐标的含