具有極性共價(jià)鍵的弱電解質(zhì)（例如部分弱酸、弱堿。水也是弱電解質(zhì)）溶于水時(shí)，其分子可以微弱電離出離子；同時(shí)，溶液中的相應(yīng)離子也可以結(jié)合成分子。一般地，自上述反應(yīng)開始起，弱電解質(zhì)分子電離出離子的速率不斷降低，而離子重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率不斷升高，當(dāng)兩者的反應(yīng)速率相等時(shí)，溶液便達(dá)到了離子平衡。今天A加未來小編就帶大家一起來總結(jié)一下IB化學(xué)考點(diǎn)中有關(guān)離子平衡的相關(guān)內(nèi)容，一起來了解一下吧！
 

 

　　一、弱電解質(zhì)的電離

 

　　1、定義：

 

　　電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì)。

 

　　非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。

 

　　強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。

 

　　弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。

 

　　非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大部分有機(jī)物。如SO3、CO2、C6H12O6、CH2=CH2

 

　　強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4

 

　　弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O„„

 

　　2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：

 

　　電解質(zhì)——離子化合物或共價(jià)化合物

 

　　非電解質(zhì)——共價(jià)化合物

 

　　注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)

 

　　③強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)）——即電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。

 

　　3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成電解質(zhì)分子時(shí)，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。

 

　　IB化學(xué)水溶液中的離子平衡歸納總結(jié)

 

　　4、影響電離平衡的因素：

 

　　A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。

 

　　HF電離為放熱，即并不是所有電離都吸熱。

 

　　B、濃度：濃度越大，電離程度越小；溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。

 

　　C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會(huì)減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。

 

　　9、電離方程式的書寫：用可逆符號(hào)，弱酸的電離要分布寫（第一步為主）

 

　　10、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度冪乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）

 

　　11、影響因素：

 

　　a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。

 

　　b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。

 

　　c、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強(qiáng)。

 

　　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、水的電離和溶液的酸堿性

 

　　1、水電離平衡：:

 

　　水的離子積：KW=c[H+]·c[OH-]

 

　　25℃時(shí),[H+]=[OH-]=10-7 mol/L

 

　　KW=[H+]·[OH-]=1*10-14

 

　　注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）

 

　　2、水電離特點(diǎn)：

 

　　（1）可逆（2）吸熱（3）極弱

 

　　3、影響水電離平衡的外界因素：

 

　　①酸、堿：抑制水的電離KW〈1*10-14

 

　　②溫度：升溫促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的）

 

　　③易水解的鹽：促進(jìn)水的電離KW〉1*10-14 4、溶液的酸堿性和pH

 

　　（1）pH=-lgc[H+]

 

　　（2）pH的測(cè)定方法：

 

　　酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞。

 

　　變色范圍：

 

　　甲基橙：紅色＜3.1~4.4橙色＜黃色

 

　　石蕊：5.0~8.0（紫色）

 

　　酚酞：無色＜8.2~10.0（淺紅色）＜紅色

 

　　pH試紙—操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可。

 

　　注意：①事先不能用水濕潤(rùn)PH試紙；

 

　　②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍

 

　　三、混合液的pH值計(jì)算方法公式

 

　　1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）[H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）

 

　　2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求[OH-]混：將兩種酸中的OH-離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）(注意:不能直接計(jì)算[H+]混)

 

　　3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H++OH-==H2O計(jì)算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混；OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它）

 

　　四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：

 

　　1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原+n（但始終不能大于或等于7）

 

　　2、弱酸溶液：稀釋10n

 

　　倍時(shí)，pH稀＜pH原+n（但始終不能大于或等于7）

 

　　3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n

 

　　倍時(shí)，pH稀=pH原－n（但始終不能小于或等于7）

 

　　4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀〉pH原－n（但始終不能小于或等于7）

 

　　5、不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近7

 

　　6、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。

 

　　五、強(qiáng)酸（pH1）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)算規(guī)律若等體積混合

 

　　pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7

 

　　pH1+pH2≥15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3 pH1+pH2≤13則溶液顯酸性pH=pH1+0.3

 

　　2、若混合后顯中性

 

　　pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1

 

　　pH1+pH2≠14 V酸：V堿=1：10

 

　　〔14-（pH1+pH2）〕

 

　　六、酸堿中和滴定：

 

　　1、中和滴定的原理

 

　　實(shí)質(zhì)：H++OH—=H2O即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。

 

　　2、中和滴定的操作過程：

 

　　（1）滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積大于它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后一位。（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測(cè)液；指示劑。（3）準(zhǔn)備過程：

 

　　準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤(rùn)洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測(cè)液洗）→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)（4）試驗(yàn)過程

 

　　3、酸堿中和滴定的誤差分析

 

　　誤差分析：利用n酸（c酸V酸）=n堿（c堿V堿）進(jìn)行分析

 

　　式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c——酸或堿的物質(zhì)的量濃度；V——酸或堿溶液的體積。

 

　　上述公式在求算濃度時(shí)很方便，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實(shí)際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高；V堿同樣也是一個(gè)定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺，其實(shí)際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對(duì)于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來測(cè)定堿的濃度時(shí)，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當(dāng)V酸的實(shí)測(cè)值大于理論值時(shí)，c堿偏高，反之偏低。

 

　　同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）

 

　　1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。

 

　　2、水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)水的電離。3、鹽類水解規(guī)律：

 

　　①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強(qiáng)顯誰性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。

 

　　②多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。(如:Na2CO3＞NaHCO3)4、鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆）（2）程度小（3）吸熱5、影響鹽類水解的外界因素：

 

　　①溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）

 

　　②濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）

 

　　八、沉淀溶解平衡和溶度積

 

　　1、沉淀溶解平衡的建立：一定條件下，強(qiáng)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。

 

　　2、沉淀溶解平衡常數(shù)－－溶度積

 

　　（1）定義：在一定條件下，難溶性物質(zhì)的飽和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常數(shù)叫做溶度積常數(shù)或溶度積。

 

　　（2）表達(dá)式：Ksp

 

　　（3）意義：溶度積反映了物質(zhì)在水中的溶解能力。對(duì)于陰陽(yáng)離子個(gè)數(shù)比相同的電解質(zhì)，Ksp的數(shù)值越大，電解質(zhì)在水中的溶解能力越強(qiáng)。

 

　　（4）影響Ksp的因素

 

　　Ksp與其他化學(xué)平衡常數(shù)一樣，只與難溶性電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)，而與沉淀的量和溶液中離子的濃度無關(guān)。

 

　　3、沉淀溶解的特征：等、動(dòng)、定、變。

 

　　等——v溶解=v沉淀（結(jié)晶）

 

　　動(dòng)——動(dòng)態(tài)平衡，v溶解=v沉淀≠0

 

　　定——達(dá)到平衡時(shí)溶液中離子濃度不再改變。

 

　　變——當(dāng)外界條件改變?nèi)芙馄胶鈱l(fā)生移動(dòng)。

 

　　4、影響溶解平衡的因素

 

　　（1）內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)

 

　　①絕對(duì)不溶的電解質(zhì)是沒有的。

 

　　②同是難溶電解質(zhì)，溶解度差別也很大。

 

　　③易溶電解質(zhì)做溶質(zhì)時(shí)只要是飽和溶液也可存在溶解平衡。

 

　　（2）外因：遵循平衡移動(dòng)原理

 

　　①濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。

 

　　②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)。

 

　　③同離子效應(yīng)：向沉淀溶解平衡體系中，加入相同的離子，使平衡向沉淀方向移動(dòng)，但Ksp不變。

 

　　④其他：向沉淀溶解平衡體系中，加入可與體系中某些離子反應(yīng)生成更難溶物質(zhì)或氣體的離子，使平衡向溶解的方向移動(dòng)，Ksp不變。

 

　　二、沉淀溶解平衡的應(yīng)用

 

　　1、溶度積規(guī)則

 

　　通過比較溶度積與溶液中有關(guān)離子濃度冪的乘積－－濃度商QC的現(xiàn)對(duì)大小，可以判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下沉淀能否生成或溶解：

 

　　QC＞Ksp，溶液過飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和，達(dá)到新的平衡。

 

　　QC=Ksp，溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)。

 

　　QC＜Ksp，溶液不飽和，無沉淀析出，若加入過量該難容電解質(zhì)，難溶電解質(zhì)溶解，直至溶液飽和。

 

　　2、沉淀的生成

 

　　加入相同離子，平衡向沉淀方向移動(dòng)。根據(jù)物質(zhì)的溶解性，加入一種離子生成沉淀即可。

 

　　通常認(rèn)為，當(dāng)溶液中被沉淀的離子濃度小于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使沉淀轉(zhuǎn)化為氣體

 

　　③使沉淀轉(zhuǎn)化為弱電解質(zhì)

 

　　4、沉淀的轉(zhuǎn)化

 

　　加入可與體系中某些離子反應(yīng)生成更難溶或更難電離或氣體的離子。使平衡向溶解的方向移動(dòng)。

 

　　以上就是A加小編對(duì)于IB化學(xué)考點(diǎn)中關(guān)于離子平衡的要點(diǎn)整理，相信參考本文的匯總能夠幫助大家更全面的做好這部分內(nèi)容的掌握。更多IB課程學(xué)習(xí)輔導(dǎo)，歡迎隨時(shí)咨詢我們！