溶液离子的平衡分析方法

分析的物质要准确；用化学式(有几个,写几个)定分析的物质；分析的量要准确。溶液离子的平衡分析方法溶液离子的平衡分析知识内容涉及水的电离平衡，弱酸、弱碱的电离平衡，盐与水反应的平衡，难溶电解质的溶解平衡，很多学生觉得本章节的内容不好理解，做题有困难，其主要的原因是分析对象不清楚，反应之后各种离子的来源不明，量的大小无法比较，所以本章节内容重点是分析对象要清楚，并且每次的分析对象都不是一个，通常涉及水。1、H 2O 是主角溶液离子平衡分析必定涉及水 H2O, H2O 是分析的主角，H 2O 永远存在着电离平衡 H2OH + + O H- ，无论其电离程度大或者小，由H2O 电离出来 的 H+ 和 O H-的物质的量恒相等，浓度也永远相等，存在 Kw= c(H+)x c(OH-) , c(H+)和 c(OH-) 是反函数的关系，适合纯水和水的溶液， Kw 确切的说应该叫做水溶液的离子积， 在室温 25C Kw= c(H+)x c(OH-)=1.01014， 99C，Kw= c(H+)x c(OH-)=1.01012。至于水电离出来的 H+ 和 O H- 的浓度由于平衡移动增大或减少，那要看加入水中的电解质是什么，水的电离平衡向哪个方向移动，通常往水中加入酸或 NaH SO 4， c(H+)增加，水的电离受到抑制，由水电离出来的 c(H+)和 c(OH-)都减小，但是整个中的 c(H+)浓度变大，但是 Kw= c(H+)x c(OH-)的值不变，此时溶液中的 c(H+)由酸决定；反之，往水中加入碱，c(OH -) 立即增加，水的电离受到抑制，由水电离出来的 c(H+)和 c(OH-)都减小，但是整个中的 c(OH-)浓度变大，Kw= c(H+)x c(OH-)的值不变，此时 c(OH-)由碱决定。由以上可知加入酸或碱溶液可以同等程度地抑制水的电离，例如同温度时，0.1mo1/L 的 HCl 溶液和 0.1mo1/L 的 NaOH 溶液，H 2O 被抑制的电离程度相同。2、分析对象及相应的特点要清楚a、酸、碱必分别强弱，弱酸和弱碱的溶液存在电离平衡及平衡移动的方向。其中弱酸中还要再次 PK 酸性的相对强弱。酸 Ka 越小，酸性越弱，对应着电离出的酸根结合 H+的能力越强。弱碱同理。b、盐类物质要分为带弱能水解的和不水解的，单水解是微弱的，不水解和水解剩余的微粒占绝大多数，水解的还要 PK 水解的程度大小，盐类的水解促进 H2O 电离，其中酸式盐要单独分析，例如 NaHA溶液，既要分析 HA -的水解，还要分析其电离，还要比较 HA -的水解和电离程度相对大小。盐类水解问题是酸碱的问题，所以将盐划分为金属阳离子（include 在 NH4+）及酸根两部分来分析就简单。c、难溶电解质通常只分析在水溶液中的溶解平衡分析时先写溶解平衡方程式，以便于分析平衡移动计算用 Ksp=离子浓度幂的乘积，运用方法与 Kw 相似d、多种溶液相互混合，要先按照所给量进行反应，然后分析反应后的各种生成物及剩余物，再按照 abc 进行，如果没给量可以用恰好完全反应做参考进行比较。*分析以上 abc 一定不忘水，且不反应两种不同溶液相混合体积变大，对双方来说都是相互稀释3、比较离子浓度大小 a 以物质为基本入手点b 通常要列电荷守恒（适合任何溶液） ，物料守恒即元素守恒， （适合任何溶液）质子守恒c.比较时紧扣两个微弱(1)弱电解质(弱酸、弱碱、水 )的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。如在稀醋酸溶液中：CH3COOHCH 3COO H ，H 2OOH H ，在溶液中微粒浓度由大到小的顺序：c(CH 3COOH)c(H )c(CH3COO )c(OH )。(2)弱酸根离子或弱碱阳离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。如稀的 CH3COONa 溶液中：CH3COONa=CH3COO Na ，CH 3COO H 2OCH 3COOHOH ，H 2O H OH ，所以 CH3COONa 溶液中：c (Na )c(CH3COO )c(OH )c(CH3COOH)c(H )Kw=Ka x Kh4、离子溶液的浓度改变和温度改变引起平衡移动，按照化学平衡的分析方