纯水中离子平衡

『壹』 水溶液中的离子平衡

首先声明,我是一位高三学生.
也许我不能有老师讲的那么好,但我还是愿意与你分享学习经验!
水溶液中的离子平衡应该是选修4的内容吧!Let me see...第三章!
这一章有四节,我现在从头说起:
一\弱电解质的电离:
电解质是什么?电解质是溶于水溶液中或在熔融状态下就能够导电(解离成阳离子与阴离子)并产生化学变化的化合物.注意,是化合物!
这是我的笔记:
电解质:酸,碱,盐,H2O,熔融下的金属氧化物(强)
非电解质:大多有机物,SO3，CO2，NH3，SO2等
纯液态Hcl,浓H2SO4,不导电,为共价键,受范得华力.
CO2为什么不是电解质呢?原因是它通入水后,导电的不是它本身,而是它与水生成的碳酸导电.同理,SO3(硫酸的酸酐),SO2(亚硫酸的酸酐)等不是电解质也是这个道理.
首先强调水解和第二、三步电离是极微弱的过程，后面详谈。
这节内容应该是不难的,该注意的还有强电解质的电离不用可逆符号,弱电解质则要;电离平衡是化学平衡的一种,要知道多元弱酸的电离是分步的,切忌一次就到最后一步!如H3PO4的电离:
第一步电离K1:H3PO4<==>H2PO4^- + H+
第二步电离K2:H2PO4^-<==>HPO4^2- + H+
第三步电离K3:HPO4^2-<==>PO4^3- + H+
还有要注意的是K1>>K2>>K3,是远大于.
因此计算多元弱酸溶液的C(H+)及比较弱酸酸性相对强弱时,通常只考虑第一步电离(书本原话).
补充一点,电离平衡常数如何写?
其实,对于任何的化学反应平衡常数都是把反应物浓度的幂之积作分母,生成物浓度的幂之积则作分子(蜜汁鸡).切记!浓度这个概念是指溶液与气体的!纯净的液体与固体是无浓度可言的!当它们用于计算时,当1来使用(不写也可以).
K越大,电离程度越大,K只与温度度有关,只与温度度有关!!!
规律:1\越热越电离(因电离的正方向是吸热反应)
2\越稀越电离
二\水的电离和溶液的酸碱性
书上讲得还是挺清楚的,我就把一些需要注意的说出来吧.
水是一种极弱的电解质,Kw=K电离 . C(H2O)=C(H+) . C(OH-),叫水的离子积常数,简称为水的离子积.要求记住室温下Kw=1.0*10^-14,
其中C(H+)=C(OH-)=1.0*10^-7,100摄式度时 Kw=1.0*10^-12,其中C(H+)=C(OH-)=1.0*10^-6
关于PH值,课本有句话:水的离子积不仅适用于纯水,也适用于电解质的水溶液.这句话可用两个式子表示:1、酸溶液 Kw=C酸(H+) . C水(OH-)
2、碱 溶液 Kw=C碱(OH-) . C水(H+)
常温下，PH>7 的溶液显碱性
PH=7 中
PH<7 酸
有关PH值的计算，是围绕着PH=-lgC（H+）来进行的。
1酸与酸混合的PH计算方法（已知两酸的浓度与体积）：
为了方便,与酸1和酸2有关的数据简化为C1,V1,C2,V2
C混(H+)= C1*V1 + C2*V2
---------------
V1 + V2

后再根据PH的定义式计算.
2同理,碱相混和

C混(OH-)= C1(OH-)*V1+C2(OH-)*V2
----------------------
V1+V2
有个公式,你老师应该讲了吧? POH=-lgC(OH-)
常温下 PH= 14-POH 3酸与碱混合: 首先,看哪个过量. (1)酸过量:
C混(H+)= C1(H+)*V1-C2(OH-)*V2 ---------------------------------------------------------- V1+V2

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

然后转化为C(H+)再算即可.
还有一个实验很重要,就是酸碱的中和滴定实验(常考)
要知道酸式滴定管不可装碱性溶液,但可装酸性或强氧化性的溶液
碱式滴定管则只可装碱性溶液.(看是否会发生反应来判断)
还有,要记住仪器与操作过程(仔细看书),以及酸碱指示剂的变色范围,颜色变化
有关计算是围绕着溶液的稀释规律来进行的.
根据C浓*V浓=C稀*V稀可知: C待*V待*N1=C标*V标*N2
(待侧液与标准液,N指酸或碱的元数)
故 C待= C标*C标*N1
------------
V待*N2
题目一般会让你做一元酸与一元碱的滴定,所以N就约去了.
有 C待= C标*C标
------------ V标=V末-V始(注意滴定管0刻度上)
V待
误差分析就是用这个式子来判断的!!!!!!
PH试纸的运用:操作,在测溶液PH值时不可用水将其润湿(相当于稀释)!
好好回想你在做实验时的情景,其实无论是那一个实验(物、化、生),你都应该好好体会,反想.
三、盐类的水解
记住,是盐类的水解!盐类!!!!!!(易与电离混淆)
盐的酸碱性是看阴阳离子来判断的.
口诀:谁强显谁性,两强显中性（用于正盐）
课本两句重要的话:1\盐溶液的酸碱性与盐所含离子在水中与水电离出的H+或OH-能否生成弱电解质有关.
2\强酸弱碱盐和强碱弱酸盐溶与水时,电离产生的阳离子,阴离子可分别与水电离产生的OH-或H+生成的弱电解质--弱酸或弱减,使得溶液中的C(H+)=/=C(OH-),因而这两类盐溶液呈现酸性或碱性.
强酸强碱盐溶液则无此作用,故显中性.
记住,所有的溶液都显电中性,酸碱性另谈!电性与酸碱性是不同的!
盐类的水解式如何写?
首先,盐是强电解质,一步电离.
其次,写水解式.
如Na2CO3: Na2CO3==2Na+ + CO3^2-
CO3^2- + H2O<==>HCO3^- + OH-
HCO3^- + H2O<==>H2CO3 + OH-
同样,水解第一步远大于第二步.
越弱越水解 ,越热越水解
针对越弱越水解,我们来说一下:
越弱越水解不是看弱碱阳离子或弱酸阴离子所对应的酸、碱性强弱(如 CO3^2-对应H2CO3),而是......不好描述,举例吧.
比较Na2CO3(苏打)与NaHCO3(小苏打)的酸碱性
实验表明,苏打的碱性强于小苏打.
为什么?
根据越弱越水解,CO3^2-对应HCO3-,HCO3-对应H2CO3
其中,HCO3-的酸性弱于H2CO3,越弱越水解,酸性越弱,水解程度越大,碱性越强.所以苏打的碱性强于小苏打.
当你学到选修5有机化学基础时,会遇到苯酚钠,醋酸钠,等你学了先吧.
下面是关于守恒式(常考):
1 电荷守恒
原理:所有的溶液都显电中性,阳离子电荷数=阴离子电荷数
方法:把电离与水解的方程式一一写出,然后根据第一步电离远大于第二步
举例:Na2CO3的电荷守恒
C(Na+) + C(H+)=C(OH-) + 2 C(CO3^2-) + C(HCO3-)
C(CO3^2-)前的系数为2,自己好好体会.
2 物料守恒
方法:抓住元素（如S元素）
举例:Na2SO3的物料守恒
C(Na+) = 2(C(SO3^2-) + C(HSO3^-) + C(H2SO3))
右边系数为2的原因是Na2 SO3,两倍。
3 质子守恒
原理：C水（H+）= C水（OH-）
举例：Na2CO3的质子守恒
C(OH-) = C(HCO3-) + 2 C(H2CO3) + C(H+)
H2CO3前的系数为2，因为一个H2CO3有两个H
4 由以上3种守恒式通过代数运算得到的新等式
这种一般出现在双选题中，不要轻易排除！

另外，酸式盐的水解是一个难点。我们举例说明。
酸式盐要考虑其电离和水解，很多人在这里晕了。
（1）大多酸式盐水解大于电离。以NaHCO3为例
电离：1 NaHCO3 == Na+ + HCO3-
2 HCO3- <==> H+ + CO3^2-
水解：3 HCO3- + H2O <==> H2CO3 + OH-
因水解大于电离，所以过程3 > 过程2，该溶液显碱性。
各粒子浓度大小：C(Na+) > C(HCO3-) > C(OH-) > C(H2CO3)> C(H+) > C(CO3^2-)
（2）一些酸式盐水解小于电离。以NaHSO3为例
电离：1 NaHSO3 == Na+ + HSO3-
2 HSO3- <==> H+ + SO3^2-
水解：3 HSO3- + H2O <==> H2SO3 + OH-
因水解小于电离，所以过程3 < 过程2，该溶液显酸性。
各粒子浓度大小：C(Na+) > C(HSO3-) > C（H+）> C(SO3^2-) > C(OH-) > C(H2SO3)
因为还有H20 <==> H+ + OH-,所以C（H+）> C(SO3^2-) ，C(OH-) > C(H2SO3)
弱减阳离子的水解，因太复杂，高中阶段只考虑一步完成。
Al^3+ + 3 H2O <==> Al(OH)3 + 3 H+

因为有了水解，所以一些盐的保存要加相应的强酸或强碱，加热后根据高沸点酸或低沸点酸来判断生成物也是常考的内容，这不难，你懂了吧？
四、难溶电解质的溶解平衡
终于到最后一节了......
我们知道，绝对不溶于水的物质是不存在的，我们常说的不溶是指难溶。
这节内容要求不高，只要知道沉淀的转化规律（难溶的向更难溶的方向转化）以及 Ksp 的比较。
Ksp 也是平衡常数的一种，它是指一定温度下，沉淀溶解平衡时有关离子浓度幂的乘积
Qc 是离子积常数，它的算法和 Ksp 一样，只不过是 Qc 表示的为一定温度下任意时刻离子......
它们之间的大小关系可以......我不多说了。
值得注意的是， Ksp 的大小可判断同类物质的溶解度，但非同类物质则不可。如Mg(OH)2 可与 Cu(OH)2 比较，但不可与AgCl比。
要比的话就必须通过计算两种物质的溶解度来比较了。
还有，沉淀的颜色要记准，尤其是可转化的，如Fe(OH)2和Fe(OH)3；AgCl,AgBr,AgI和Ag2S
我不敢说全部知识点都说到了，但我可以说这是这一章内容的精髓了！
后面的电化学基础也不是很好学，愿你能多问老师或同学，争取把这本高中阶段最难的一个摸板搞懂！好好体会书上，练习册上的内容和笔记（听课时和做题后）
最后，我希望你能将我所说的保留。慢慢体会，这对你高三复习还是有很好的借鉴作用.
累了，再见。
这样可以么？

『贰』 水质分析时，用离子平衡来评价离子分析结果准确性，请问水中阴阳离子当量浓度平衡一般以哪些离子计算

阴离子：Cl-，HCO3-，SO42-，HPO42-；
阳离子：Na+，K+，Mg2+，Ca2+

『叁』 氨水中加入纯水，电离平衡会向哪个方向

电离平衡向来电离方向移动。自
电离平衡常数中分子存在两项，分母存在一项，加入纯水后，分子上的铵根和分母上的氨分子（或一水合氨）将会被稀释同样的倍数，也就是说它俩前面都会乘以一个大于零小于一的常数a，这俩a可以约分约掉，但是分子上还有一项是氢氧根离子浓度，它的稀释倍数小于铵根离子的稀释倍数，也就是说氢氧根离子要乘以一个常数b，其中0<b<a<1，总的结果是整个分式乘了一个大于零小于1的数，所以分式的值减小，换句话说就是分母所代表的物质太多了，也就是一水合氨太多了，那就需要电离一些一水合氨来减少它的浓度，也就是电离平衡要向电离方向移动。

『肆』 向水中加入钠后的电离平衡移动(带解释)如题 谢谢了

水的电离向右，钠先与水发生反应,水的电离：H2O===H++OH-钠单质与水反应的实质是：2Na+2H2O==2NaOH+H2,水电离出来的氢离子被金属钠消耗掉,此时平衡被移动，并且向右移。

『伍』 在常温下，纯水中存在电离平衡H 2 OH + +OH - ，如要使水的电离程度增大，并使c（H + ）增大，应加入的

『陆』 水的离子平衡

因为H2O=(OH-)+(H+) 所以可以看出 纯水中C（OH-）=C (H+)
第一问解决 并且 水在同一温度下离子积是一个常数 在此温度下 离子积等于c(H )*c(OH-)=4*10^-14 现在已经知道了c（H+） 相信接下去你会做了吧

另外 提醒一句 常温下 水的离子积常数是1*10^-14 这是个很重要的常数

『柒』 水的离子积是水电离平衡时具有的性质，为什么这个性质不仅适用于纯水，也适用于其他稀的水溶液。

水的离子积是水电离平衡时具有的性质，为什么这个性质不仅适用于纯水，也适用于回其他稀的水溶液。
们说答 水的离子积是纯水中水分子电离得到的H+与OH- 二者的浓度的乘积
这一浓度 我们称之为 分析浓度
而在溶液中 水分子是弱电解质 存在电离平衡 虽然水的离子积是温度的函数 但溶液中的其余离子 或多或少会对这一平衡产生影响
稀溶液中 其余离子浓度很低 可认为水的电离平衡与纯水中无太大差别 故离子积常数近似不变
但浓溶液中 存在平衡的移动 又有电解质离子间的静电作用 离子积常数偏差很大 故认为其变化了 即不再适用
参考资料：

希望您发财喽~！

『捌』 “加水”可不可以使纯水中的电离平衡向右移动

不可以，因为纯水的浓度是一个定值，约为55.5mol/L，加水不会改变它的浓度

『玖』 纯水中加二氧化碳，水分子的电离平衡怎样移

平衡向左移

『拾』 请问一下，在纯水中水的电离平衡常数是10的负14次方，ph=7的，假如我向其中加入盐酸，使ph=1

（1）首先：水的来离子自积和电离平衡常数没有什么区别
（2）如果说有区别的话,离子积是水中氢离子和氢氧跟离子浓度的乘积而电离平衡常数是溶液中离子浓度的乘积/平衡时原物质的浓度.因为水是纯液体,所以其浓度不写入平衡常数,即平衡时原物质的浓度默认为1.所以二者数据相同,
（3）在一定温度下，水中[H ]和[OH-]的乘积（Kw）是一个常数，这个常数叫做水的离子积（曾用名：离子积常数）。水的离子积又叫水的自电离常数。
（4）水是纯液体，[H2O]可看作是一个常数，所以Kw=[H ][OH-]。Kw值跟温度有关，在25℃，Kw=[H ][OH-]=1×10-7=×1×10－7=1×10-14。为了计算简化，常常把这个值作为室温下水的离子积。
在物质的稀水溶液中，[H2O]和纯水的[H2O]几乎相同，因此Kw也几乎相等。这就是说，在任何酸性（或碱性）溶液中，同时存在H 和OH-，只不过[H ]和[OH-]的相对大小不同而已。在常温下，[H ]和[OH-]的乘积等于1×10-14。因此，水溶液的酸碱性只要用一种离子（H 或OH-）的浓度表示。