物质在水溶液中的行为
1、强弱电解质:
⑴强电解质:完全电离,其溶液中无溶质分子,电离方程式用“=”,且一步电离;强酸、强碱、大多数盐都属于强电解质。
⑵弱电解质:部分电离,其溶液中存在溶质分子,电离方程式用“”,多元弱酸的电离方程式分步写,其余的弱电解质的电离一步完成;弱酸、弱碱、水都是弱电解质。
⑶常见的碱:KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是强碱,其余为弱碱;
常见的酸:HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是强酸,其余为弱酸;
注意:强酸的酸式盐的电离一步完成,如:NaHSO4=Na++H++SO42-,而弱酸的酸式盐要分步写,如:NaHCO3=Na++HCO3-, HCO3- CO32- +H+
2、电离平衡
⑴ 电离平衡是平衡的一种,遵循平衡的一般规律。温度、浓度、加入与弱电解质相同的离子或与弱电解质反应的物质,都会引起平衡的移动
⑵ 电离平衡常数(Ka或Kb)表征了弱电解质的电离能力,一定温度下,电离常数越大,弱电解质的电离程度越大。Ka或Kb是平衡常数的一种,与化学平衡常数一样,只受温度影响。温度升高,电离常数增大。
3、水的电离:
⑴ H2OH++OH-,△H>0。升高温度、向水中加入酸、碱或能水解的盐均可引起水的电离平衡的移动。
⑵ 任何稀的水溶液中,都存在,且[H+]·[OH-]是一常数,称为水的离子积(Kw);Kw是温度常数,只受温度影响,而与H+或OH-浓度无关。
⑶ 溶液的酸碱性是H+与OH- 浓度的相对大小,与某一数值无直接关系。
⑷ 当溶液中的H+ 浓度≤1mol/L时,用pH表示。
无论是单一溶液还是溶液混合后求pH,都遵循同一原则:若溶液呈酸性,先求c(H+);若溶液呈碱性,先求c(OH-),由Kw求出c(H+),再求pH。
⑸ 向水中加入酸或碱,均抑制水的电离,使水电离的c(H+)或c(OH-)<10-7mol/L,但
c(H+)H2O=c(OH-)H2O。如某溶液中水电离的c(H+)=10-13mol/L,此时溶液可能为强酸性,也可能为强碱性,即室温下,pH=1或13
向水中加入水解的盐,促进水的电离,使水电离的c(H+)或c(OH-)>10-7mol/L,如某溶液中水电离的c(H+)=10-5mol/L,此时溶液为酸性,即室温下,pH=5,可能为强酸弱碱盐溶液。
4、盐的水解
⑴在溶液中只有盐电离出的离子才水解。本质是盐电离出的离子与水电离出H+或OH-结合生成弱电解质,使H+或OH-的浓度减小,从而促进水的电离。
⑵影响因素:①温度:升温促进水解 ②浓度:稀释促进水解 ③溶液的酸碱性④ 同离子效应
⑷水解方程式的书写:
①单个离子的水解:一般很微弱,用,产物不标“↑”“↓”;多元弱酸盐的水解方程式要分步写②双水解有两种情况:Ⅰ水解到底,生成气体、沉淀,用=,标出“↑”“↓”。
Ⅱ部分水解,无沉淀、气体,用,产物不标“↑”“↓”;
⑸ 盐类水解的应用:①判断溶液的酸碱性 ②判断盐溶液中的离子种类及其浓度大小 ③判断离子共存 ④加热浓缩或蒸干某些盐溶液时产物的判断,如AlCl3溶液 ⑤某些盐溶液的保存与配制,如FeCl3溶液 ⑥某些胶体的制备,如Fe(OH)3胶体 ⑦解释生产、生活中的一些化学现象,如明矾净水、化肥的施用等。(解释时规范格式:写上对应的平衡-----条件改变平衡移动-----结果)
5、沉淀溶解平衡:
⑴ Ksp:AmBnmAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]n。
①Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关,溶液中离子浓度的变化只能使平衡移动,不改变Ksp。②对于阴阳离子个数比相同的电解质,Ksp越大,电解质在水中的溶解能力越强。
⑵ Q>Ksp,有沉淀生成;Q=Ksp,沉淀与溶解处于平衡状态;Q<Ksp,沉淀溶解。
⑶ 一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀。如锅垢中Mg(OH)2的生成,工业中重金属离子的除去。
6、离子反应:
⑴ 与量有关的离子方程式的书写:设量少的物质物质的量为1mol,与另一过量的物质充分反应。
⑵ 离子共存推断题解答时应注意:①判断一种离子存在后,一定注意与之不共存的离子一定不存在;②前面加入的试剂对后面的鉴定是否有影响。
⑶ 离子(或物质)检验的一般步骤:取少量——加试剂——观现象——定结论。
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