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关于水溶液中的离子平衡IB化学考点汇总

2022-07-07 21:19:00来源:考而思在线阅读量:85

摘要

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。今天考而思在线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

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。今天考而思在线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!

关于水溶液中的离子平衡IB化学考点汇总

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、NH3H2O、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+pH215则溶液显碱性pH=pH2-0.3 pH1+pH213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+pH214 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

(3)意义:溶度积反映了物质在水中的溶解能力。对于阴阳离子个数比相同的电解质,Ksp的数值越大,电解质在水中的溶解能力越强。

(4)影响Ksp的因素

Ksp与其他化学平衡常数一样,只与难溶性电解质的性质和温度有关,而与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。

3、沉淀溶解的特征:等、动、定、变。

等v溶解=v沉淀(结晶)

动动态平衡,v溶解=v沉淀0

定达到平衡时溶液中离子浓度不再改变。

变当外界条件改变溶解平衡将发生移动。

4、影响溶解平衡的因素

(1)内因:电解质本身的性质

①绝对不溶的电解质是没有的。

②同是难溶电解质,溶解度差别也很大。

③易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。

(2)外因:遵循平衡移动原理

①浓度:加水,平衡向溶解方向移动。

②温度:升温,多数平衡向溶解方向移动。

③同离子效应:向沉淀溶解平衡体系中,加入相同的离子,使平衡向沉淀方向移动,但Ksp不变。

④其他:向沉淀溶解平衡体系中,加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或气体的离子,使平衡向溶解的方向移动,Ksp不变。

二、沉淀溶解平衡的应用

1、溶度积规则

通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积--浓度商QC的现对大小,可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解:

QC>Ksp,溶液过饱和,有沉淀析出,直至溶液饱和,达到新的平衡。

QC=Ksp,溶液饱和,沉淀与溶解处于平衡状态。

QC<Ksp,溶液不饱和,无沉淀析出,若加入过量该难容电解质,难溶电解质溶解,直至溶液饱和。

2、沉淀的生成

加入相同离子,平衡向沉淀方向移动。根据物质的溶解性,加入一种离子生成沉淀即可。

通常认为,当溶液中被沉淀的离子浓度小于10??mol/L沉淀完全。

3、沉淀的溶解

溶解沉淀的方法

①加入足量的水

②使沉淀转化为气体

③使沉淀转化为弱电解质

4、沉淀的转化

加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子。使平衡向溶解的方向移动。

以上就是考而思在线小编对于IB化学考点中关于离子平衡的要点整理,相信参考本文的汇总能够帮助大家更全面的做好这部分内容的掌握。更多IB课程学习辅导,欢迎随时咨询我们

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