純水中離子平衡

『壹』 水溶液中的離子平衡

首先聲明,我是一位高三學生.
也許我不能有老師講的那麼好,但我還是願意與你分享學習經驗!
水溶液中的離子平衡應該是選修4的內容吧!Let me see...第三章!
這一章有四節,我現在從頭說起:
一\弱電解質的電離:
電解質是什麼?電解質是溶於水溶液中或在熔融狀態下就能夠導電(解離成陽離子與陰離子)並產生化學變化的化合物.注意,是化合物!
這是我的筆記:
電解質:酸,鹼,鹽,H2O,熔融下的金屬氧化物(強)
非電解質:大多有機物,SO3，CO2，NH3，SO2等
純液態Hcl,濃H2SO4,不導電,為共價鍵,受范得華力.
CO2為什麼不是電解質呢?原因是它通入水後,導電的不是它本身,而是它與水生成的碳酸導電.同理,SO3(硫酸的酸酐),SO2(亞硫酸的酸酐)等不是電解質也是這個道理.
首先強調水解和第二、三步電離是極微弱的過程，後面詳談。
這節內容應該是不難的,該注意的還有強電解質的電離不用可逆符號,弱電解質則要;電離平衡是化學平衡的一種,要知道多元弱酸的電離是分步的,切忌一次就到最後一步!如H3PO4的電離:
第一步電離K1:H3PO4<==>H2PO4^- + H+
第二步電離K2:H2PO4^-<==>HPO4^2- + H+
第三步電離K3:HPO4^2-<==>PO4^3- + H+
還有要注意的是K1>>K2>>K3,是遠大於.
因此計算多元弱酸溶液的C(H+)及比較弱酸酸性相對強弱時,通常只考慮第一步電離(書本原話).
補充一點,電離平衡常數如何寫?
其實,對於任何的化學反應平衡常數都是把反應物濃度的冪之積作分母,生成物濃度的冪之積則作分子(蜜汁雞).切記!濃度這個概念是指溶液與氣體的!純凈的液體與固體是無濃度可言的!當它們用於計算時,當1來使用(不寫也可以).
K越大,電離程度越大,K只與溫度度有關,只與溫度度有關!!!
規律:1\越熱越電離(因電離的正方向是吸熱反應)
2\越稀越電離
二\水的電離和溶液的酸鹼性
書上講得還是挺清楚的,我就把一些需要注意的說出來吧.
水是一種極弱的電解質,Kw=K電離 . C(H2O)=C(H+) . C(OH-),叫水的離子積常數,簡稱為水的離子積.要求記住室溫下Kw=1.0*10^-14,
其中C(H+)=C(OH-)=1.0*10^-7,100攝式度時 Kw=1.0*10^-12,其中C(H+)=C(OH-)=1.0*10^-6
關於PH值,課本有句話:水的離子積不僅適用於純水,也適用於電解質的水溶液.這句話可用兩個式子表示:1、酸溶液 Kw=C酸(H+) . C水(OH-)
2、鹼 溶液 Kw=C鹼(OH-) . C水(H+)
常溫下，PH>7 的溶液顯鹼性
PH=7 中
PH<7 酸
有關PH值的計算，是圍繞著PH=-lgC（H+）來進行的。
1酸與酸混合的PH計算方法（已知兩酸的濃度與體積）：
為了方便,與酸1和酸2有關的數據簡化為C1,V1,C2,V2
C混(H+)= C1*V1 + C2*V2
---------------
V1 + V2

後再根據PH的定義式計算.
2同理,鹼相混和

C混(OH-)= C1(OH-)*V1+C2(OH-)*V2
----------------------
V1+V2
有個公式,你老師應該講了吧? POH=-lgC(OH-)
常溫下 PH= 14-POH 3酸與鹼混合: 首先,看哪個過量. (1)酸過量:
C混(H+)= C1(H+)*V1-C2(OH-)*V2 ---------------------------------------------------------- V1+V2

(2)鹼過量:
C混(OH-)= C2(OH-)*V2-C1(H+)*V1
-------------------------
V1+V2

然後轉化為C(H+)再算即可.
還有一個實驗很重要,就是酸鹼的中和滴定實驗(常考)
要知道酸式滴定管不可裝鹼性溶液,但可裝酸性或強氧化性的溶液
鹼式滴定管則只可裝鹼性溶液.(看是否會發生反應來判斷)
還有,要記住儀器與操作過程(仔細看書),以及酸鹼指示劑的變色范圍,顏色變化
有關計算是圍繞著溶液的稀釋規律來進行的.
根據C濃*V濃=C稀*V稀可知: C待*V待*N1=C標*V標*N2
(待側液與標准液,N指酸或鹼的元數)
故 C待= C標*C標*N1
------------
V待*N2
題目一般會讓你做一元酸與一元鹼的滴定,所以N就約去了.
有 C待= C標*C標
------------ V標=V末-V始(注意滴定管0刻度上)
V待
誤差分析就是用這個式子來判斷的!!!!!!
PH試紙的運用:操作,在測溶液PH值時不可用水將其潤濕(相當於稀釋)!
好好回想你在做實驗時的情景,其實無論是那一個實驗(物、化、生),你都應該好好體會,反想.
三、鹽類的水解
記住,是鹽類的水解!鹽類!!!!!!(易與電離混淆)
鹽的酸鹼性是看陰陽離子來判斷的.
口訣:誰強顯誰性,兩強顯中性（用於正鹽）
課本兩句重要的話:1\鹽溶液的酸鹼性與鹽所含離子在水中與水電離出的H+或OH-能否生成弱電解質有關.
2\強酸弱鹼鹽和強鹼弱酸鹽溶與水時,電離產生的陽離子,陰離子可分別與水電離產生的OH-或H+生成的弱電解質--弱酸或弱減,使得溶液中的C(H+)=/=C(OH-),因而這兩類鹽溶液呈現酸性或鹼性.
強酸強鹼鹽溶液則無此作用,故顯中性.
記住,所有的溶液都顯電中性,酸鹼性另談!電性與酸鹼性是不同的!
鹽類的水解式如何寫?
首先,鹽是強電解質,一步電離.
其次,寫水解式.
如Na2CO3: Na2CO3==2Na+ + CO3^2-
CO3^2- + H2O<==>HCO3^- + OH-
HCO3^- + H2O<==>H2CO3 + OH-
同樣,水解第一步遠大於第二步.
越弱越水解 ,越熱越水解
針對越弱越水解,我們來說一下:
越弱越水解不是看弱鹼陽離子或弱酸陰離子所對應的酸、鹼性強弱(如 CO3^2-對應H2CO3),而是......不好描述,舉例吧.
比較Na2CO3(蘇打)與NaHCO3(小蘇打)的酸鹼性
實驗表明,蘇打的鹼性強於小蘇打.
為什麼?
根據越弱越水解,CO3^2-對應HCO3-,HCO3-對應H2CO3
其中,HCO3-的酸性弱於H2CO3,越弱越水解,酸性越弱,水解程度越大,鹼性越強.所以蘇打的鹼性強於小蘇打.
當你學到選修5有機化學基礎時,會遇到苯酚鈉,醋酸鈉,等你學了先吧.
下面是關於守恆式(常考):
1 電荷守恆
原理:所有的溶液都顯電中性,陽離子電荷數=陰離子電荷數
方法:把電離與水解的方程式一一寫出,然後根據第一步電離遠大於第二步
舉例:Na2CO3的電荷守恆
C(Na+) + C(H+)=C(OH-) + 2 C(CO3^2-) + C(HCO3-)
C(CO3^2-)前的系數為2,自己好好體會.
2 物料守恆
方法:抓住元素（如S元素）
舉例:Na2SO3的物料守恆
C(Na+) = 2(C(SO3^2-) + C(HSO3^-) + C(H2SO3))
右邊系數為2的原因是Na2 SO3,兩倍。
3 質子守恆
原理：C水（H+）= C水（OH-）
舉例：Na2CO3的質子守恆
C(OH-) = C(HCO3-) + 2 C(H2CO3) + C(H+)
H2CO3前的系數為2，因為一個H2CO3有兩個H
4 由以上3種守恆式通過代數運算得到的新等式
這種一般出現在雙選題中，不要輕易排除！

另外，酸式鹽的水解是一個難點。我們舉例說明。
酸式鹽要考慮其電離和水解，很多人在這里暈了。
（1）大多酸式鹽水解大於電離。以NaHCO3為例
電離：1 NaHCO3 == Na+ + HCO3-
2 HCO3- <==> H+ + CO3^2-
水解：3 HCO3- + H2O <==> H2CO3 + OH-
因水解大於電離，所以過程3 > 過程2，該溶液顯鹼性。
各粒子濃度大小：C(Na+) > C(HCO3-) > C(OH-) > C(H2CO3)> C(H+) > C(CO3^2-)
（2）一些酸式鹽水解小於電離。以NaHSO3為例
電離：1 NaHSO3 == Na+ + HSO3-
2 HSO3- <==> H+ + SO3^2-
水解：3 HSO3- + H2O <==> H2SO3 + OH-
因水解小於電離，所以過程3 < 過程2，該溶液顯酸性。
各粒子濃度大小：C(Na+) > C(HSO3-) > C（H+）> C(SO3^2-) > C(OH-) > C(H2SO3)
因為還有H20 <==> H+ + OH-,所以C（H+）> C(SO3^2-) ，C(OH-) > C(H2SO3)
弱減陽離子的水解，因太復雜，高中階段只考慮一步完成。
Al^3+ + 3 H2O <==> Al(OH)3 + 3 H+

因為有了水解，所以一些鹽的保存要加相應的強酸或強鹼，加熱後根據高沸點酸或低沸點酸來判斷生成物也是常考的內容，這不難，你懂了吧？
四、難溶電解質的溶解平衡
終於到最後一節了......
我們知道，絕對不溶於水的物質是不存在的，我們常說的不溶是指難溶。
這節內容要求不高，只要知道沉澱的轉化規律（難溶的向更難溶的方向轉化）以及 Ksp 的比較。
Ksp 也是平衡常數的一種，它是指一定溫度下，沉澱溶解平衡時有關離子濃度冪的乘積
Qc 是離子積常數，它的演算法和 Ksp 一樣，只不過是 Qc 表示的為一定溫度下任意時刻離子......
它們之間的大小關系可以......我不多說了。
值得注意的是， Ksp 的大小可判斷同類物質的溶解度，但非同類物質則不可。如Mg(OH)2 可與 Cu(OH)2 比較，但不可與AgCl比。
要比的話就必須通過計算兩種物質的溶解度來比較了。
還有，沉澱的顏色要記准，尤其是可轉化的，如Fe(OH)2和Fe(OH)3；AgCl,AgBr,AgI和Ag2S
我不敢說全部知識點都說到了，但我可以說這是這一章內容的精髓了！
後面的電化學基礎也不是很好學，願你能多問老師或同學，爭取把這本高中階段最難的一個摸板搞懂！好好體會書上，練習冊上的內容和筆記（聽課時和做題後）
最後，我希望你能將我所說的保留。慢慢體會，這對你高三復習還是有很好的借鑒作用.
累了，再見。
這樣可以么？

『貳』 水質分析時，用離子平衡來評價離子分析結果准確性，請問水中陰陽離子當量濃度平衡一般以哪些離子計算

陰離子：Cl-，HCO3-，SO42-，HPO42-；
陽離子：Na+，K+，Mg2+，Ca2+

『叄』 氨水中加入純水，電離平衡會向哪個方向

電離平衡向來電離方向移動。自
電離平衡常數中分子存在兩項，分母存在一項，加入純水後，分子上的銨根和分母上的氨分子（或一水合氨）將會被稀釋同樣的倍數，也就是說它倆前面都會乘以一個大於零小於一的常數a，這倆a可以約分約掉，但是分子上還有一項是氫氧根離子濃度，它的稀釋倍數小於銨根離子的稀釋倍數，也就是說氫氧根離子要乘以一個常數b，其中0<b<a<1，總的結果是整個分式乘了一個大於零小於1的數，所以分式的值減小，換句話說就是分母所代表的物質太多了，也就是一水合氨太多了，那就需要電離一些一水合氨來減少它的濃度，也就是電離平衡要向電離方向移動。

『肆』 向水中加入鈉後的電離平衡移動(帶解釋)如題 謝謝了

水的電離向右，鈉先與水發生反應,水的電離：H2O===H++OH-鈉單質與水反應的實質是：2Na+2H2O==2NaOH+H2,水電離出來的氫離子被金屬鈉消耗掉,此時平衡被移動，並且向右移。

『伍』 在常溫下，純水中存在電離平衡H 2 OH + +OH - ，如要使水的電離程度增大，並使c（H + ）增大，應加入的

『陸』 水的離子平衡

因為H2O=(OH-)+(H+) 所以可以看出 純水中C（OH-）=C (H+)
第一問解決 並且 水在同一溫度下離子積是一個常數 在此溫度下 離子積等於c(H )*c(OH-)=4*10^-14 現在已經知道了c（H+） 相信接下去你會做了吧

另外 提醒一句 常溫下 水的離子積常數是1*10^-14 這是個很重要的常數

『柒』 水的離子積是水電離平衡時具有的性質，為什麼這個性質不僅適用於純水，也適用於其他稀的水溶液。

水的離子積是水電離平衡時具有的性質，為什麼這個性質不僅適用於純水，也適用於回其他稀的水溶液。
們說答 水的離子積是純水中水分子電離得到的H+與OH- 二者的濃度的乘積
這一濃度 我們稱之為 分析濃度
而在溶液中 水分子是弱電解質 存在電離平衡 雖然水的離子積是溫度的函數 但溶液中的其餘離子 或多或少會對這一平衡產生影響
稀溶液中 其餘離子濃度很低 可認為水的電離平衡與純水中無太大差別 故離子積常數近似不變
但濃溶液中 存在平衡的移動 又有電解質離子間的靜電作用 離子積常數偏差很大 故認為其變化了 即不再適用
參考資料：

希望您發財嘍~！

『捌』 「加水」可不可以使純水中的電離平衡向右移動

不可以，因為純水的濃度是一個定值，約為55.5mol/L，加水不會改變它的濃度

『玖』 純水中加二氧化碳，水分子的電離平衡怎樣移

平衡向左移

『拾』 請問一下，在純水中水的電離平衡常數是10的負14次方，ph=7的，假如我向其中加入鹽酸，使ph=1

（1）首先：水的來離子自積和電離平衡常數沒有什麼區別
（2）如果說有區別的話,離子積是水中氫離子和氫氧跟離子濃度的乘積而電離平衡常數是溶液中離子濃度的乘積/平衡時原物質的濃度.因為水是純液體,所以其濃度不寫入平衡常數,即平衡時原物質的濃度默認為1.所以二者數據相同,
（3）在一定溫度下，水中[H ]和[OH-]的乘積（Kw）是一個常數，這個常數叫做水的離子積（曾用名：離子積常數）。水的離子積又叫水的自電離常數。
（4）水是純液體，[H2O]可看作是一個常數，所以Kw=[H ][OH-]。Kw值跟溫度有關，在25℃，Kw=[H ][OH-]=1×10-7=×1×10－7=1×10-14。為了計算簡化，常常把這個值作為室溫下水的離子積。
在物質的稀水溶液中，[H2O]和純水的[H2O]幾乎相同，因此Kw也幾乎相等。這就是說，在任何酸性（或鹼性）溶液中，同時存在H 和OH-，只不過[H ]和[OH-]的相對大小不同而已。在常溫下，[H ]和[OH-]的乘積等於1×10-14。因此，水溶液的酸鹼性只要用一種離子（H 或OH-）的濃度表示。