第三章---水溶液中的離子平衡復(fù)習(xí)學(xué)案(共7頁)

1、精選優(yōu)質(zhì)文檔-傾情為你奉上第三章 水溶液中的離子平衡（復(fù)習(xí)）學(xué)案第一部分 電離平衡【考點(diǎn)1】 弱電解質(zhì)的電離：1、根據(jù)化合物在水溶液里或熔融狀態(tài)下能否導(dǎo)電，可以把化合物分為 和 。根據(jù)電解質(zhì)在 里電離能力的大小，又可將電解質(zhì)分為 和 。2、弱酸（如 、 、 等）和弱堿（如 等），它們?nèi)苡谒畷r(shí)，在水分子作用下， 電離為離子，還有未電離的分子存在。另外，水也是 。【考點(diǎn)2】 弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素：1.電離平衡的概念：在一定條件（如：溫度、濃度）下，當(dāng)電解質(zhì) 電離成 的速率和 重新結(jié)合成 的速率相等時(shí)，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡。2.電離平衡的特征：弱：只有 才會(huì)存在電離平衡；

2、動(dòng)：電離平衡是 平衡；等：v（電離） v（結(jié)合）（填、=或）；定：條件一定 與 的濃度一定；變：條件改變， 破壞，發(fā)生移動(dòng)。3.電離平衡的影響因素 內(nèi)因：由電解質(zhì)本身的性質(zhì)決定。 外因：主要是溫度、濃度、同離子效應(yīng)。a.溫度：升溫使電離平衡向 的方向移動(dòng)，因?yàn)?是吸熱過程。b.濃度： ，電離平衡向電離的方向移動(dòng)。c.同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中加入同弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡向 方向移動(dòng)。第二部分 水的電離和溶液的PH【考點(diǎn)1】 水的電離和水的離子積常數(shù)：1、水是一種極弱的 ，它能微弱的電離，電離方程式是 ，25，1L純水中有 mol水電離，c(H+)= , c(OH)= 。2、

3、水的離子積常數(shù)KW = ，室溫時(shí)KW = ，升溫時(shí)，水的電離平衡 移動(dòng)，c(H+)= c(OH) 10-7mol/L，KW ，100時(shí)，純水中c(H+)= c(OH)=10-6 mol/L，則KW = 。【考點(diǎn)2】 影響水的電離平衡的因素：1、水的電離是吸熱的，故升溫，水的電離平衡向 移動(dòng)，降溫，電離平衡向 移動(dòng)，降溫時(shí)水電離出的c(H+)和c(OH)都 。2、向水中加酸，水的電離平衡向 移動(dòng)，水電離出的c(H+)和c(OH)都 ，若加堿，電離平衡向 移動(dòng)，水電離出的c(H+)和c(OH)都 ，只要溫度一定，KW ；向水中加入能水解的鹽，則水的電離平衡向 移動(dòng)，水電離出的c(H+)和c(OH)

4、都 ，溫度不變則KW 。【考點(diǎn)3】 溶液的酸堿性與c(H+)、c(OH)關(guān)系：溶液酸堿性的本質(zhì)判斷標(biāo)準(zhǔn)是 ，25時(shí)，酸性溶液的判斷標(biāo)準(zhǔn)是 、 或 ；堿性溶液的判斷標(biāo)準(zhǔn)有 、 或 ；中性溶液的判斷標(biāo)準(zhǔn)有 、 或 ?！究键c(diǎn)4】 溶液的pH與酸堿性： 1、pH可以用來表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱，計(jì)算溶液pH的表達(dá)式為 ，反之，如果知道了溶液的pH，也可用pH來表示溶液中c(H+)和c(OH)，c(H+)= c(OH)= 。2、室溫時(shí)，中性溶液的pH= 酸性溶液的pH= ，堿性溶液的pH= 。100時(shí)，純水pH=6，那么該溫度酸性溶液的pH ，堿性溶液的pH ?！究键c(diǎn)5】 關(guān)于溶液pH的計(jì)算：1、粗略測(cè)定溶

5、液的pH可以使用 ，測(cè)定范圍 ，精確測(cè)定溶液的pH可用 儀器。2、用酸堿指示劑可測(cè)定溶液pH范圍。請(qǐng)?zhí)畛鲆韵氯N指示劑所對(duì)應(yīng)的顏色：甲基橙 3.1 4.4 ，石蕊 5 8 ，酚酞 8 10 。3、關(guān)于溶液pH的計(jì)算強(qiáng)酸溶液，如HnA,設(shè)濃度為c mol/L，則c(H+)= mol/L，pH = -lg c(H+)= 強(qiáng)堿溶液，如B(OH)n ，設(shè)濃度為c mol/L，c(OH)= mol/L，c(H+)= mol/LpH = -lgc(H+)= 兩強(qiáng)酸混合，先求 的濃度，設(shè)兩強(qiáng)酸體積各為V1 ，V2，濃度分別是c(H+)1、c(H+)2，則c(H+)混 = 。兩強(qiáng)堿混合，先求 的濃度，再求 的

6、濃度。設(shè)兩堿體積各為V1 ，V2，OH濃度各為c(OH)1 、c(OH)2，則c(OH)混 = ，pH = -lg c(H+)=-lg=14 + lg c(OH)。強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合，設(shè)濃度為c(H+)酸、c(OH)堿，體積分別為V（酸）、V（堿），若恰好中和，則溶液pH = 7，若酸過量，則c(H+)混 = ，若堿過量，則c(OH)混 = 。第三部分 鹽類的水解【考點(diǎn)1】 鹽類水解的定義及規(guī)律：1、鹽類水解的定義：鹽電離出的 或 可分別與水電離出的 或 生成 ，使得溶液中 ，因而使溶液呈現(xiàn) 或 。2、鹽類水解的實(shí)質(zhì)是：鹽電離出的弱酸根或弱堿陽離子與水電離出的 或 結(jié)合，生成難電離的 或 ，破壞了

7、 ，使水的電離平衡向 移動(dòng) 。 3、鹽類水解的條件 ；鹽在組成上必須具有 4、鹽類水解的規(guī)律：概括為“有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解，都弱雙水解；誰強(qiáng)顯水性，同強(qiáng)顯中性。”【考點(diǎn)2】 鹽類水解離子方程式的書寫：1. 由于水解是微弱的反應(yīng)，因而反應(yīng)物與生成物用“”連接，易揮發(fā)性的物質(zhì)不標(biāo)“”，難溶物不標(biāo)“”。（相互促進(jìn)水解者除外）如：NaHCO3(aq): FeCl3(aq): 2.多元弱酸鹽的水解分步寫。 如Na2S(aq): .水解以第一步水解為主。3.金屬陽離子（弱堿的陽離子）水解一步寫到底。如AlCl3(aq): 【考點(diǎn)3】 離子濃度大小比較規(guī)律：1.大小比較方法（1）考慮水解因素：

8、如Na2CO3溶液 ； 以 。（2）不同溶液中同一離子濃度的比較要看溶液中 對(duì)其影響。如：相同濃度的NH4Cl CH3COONH4 NH4HSO4 中c(NH4+)由大到小的順序是 （3）混合液中各離子濃度的比較要綜合分析 因素、 因素。如：相同濃度的NH4Cl和氨水混合液中，離子濃度順序： （NH3·H2O電離因素大于NH4+水解因素）。2、電解質(zhì)溶液中的離子之間存在著三種定量關(guān)系：（1）微粒數(shù)守恒關(guān)系（即 ）如：純堿溶液 （2）電荷數(shù)守恒關(guān)系（即 ）如小蘇打溶液中： 注：1molCO32-帶有2mol負(fù)電荷，所以電荷濃度應(yīng)等于2c(CO32-)。（3）水的電離離子守恒關(guān)系（即質(zhì)子

9、守恒）如純堿溶液c(H+)水 = c(OH)水；c(H+)水 =c(HCO3-)+2c(H2CO3)+ c(H+)。 即c(OH)= 【考點(diǎn)4】 影響鹽類水解的因素和鹽類水解的利用：1、主要因素： ，因物質(zhì)的結(jié)構(gòu)決定物質(zhì)的性質(zhì)。外界因素： 、 、 。溫度：升溫， （因鹽類水解反應(yīng)是 熱反應(yīng)）。濃度：濃度越小， 溶液的酸堿度：促進(jìn)或抑制鹽的水解。2、鹽類水解的利用：判斷鹽溶液的酸堿性，如純堿溶液呈 性；比較鹽溶液中離子濃度的大?。喝鏑H3COONa溶液中離子濃度的大小關(guān)系為： 配制鹽溶液。如配制FeSO4溶液時(shí)，應(yīng)加入少量的 物質(zhì)鑒別。如鑒別NaCl和Na2CO3兩種溶液時(shí)可 來判斷；制備物質(zhì)：

10、如Fe(OH)3膠體的制備；用鹽作凈水劑時(shí)，如明礬凈水的原理是 （用方程式表示）蒸干溶液產(chǎn)物的判斷。如AlCl3溶液蒸干并灼燒可得 。第四部分 難溶電解質(zhì)的溶解平衡【考點(diǎn)1】 沉淀溶解平衡：1、沉淀溶解平衡是指 ，它的平衡常數(shù)叫： 它是一個(gè) 。2、難溶電解質(zhì)與易溶電解質(zhì)之間并無嚴(yán)格的界限，習(xí)慣上將溶解度 的電解質(zhì)稱為難溶電解質(zhì)，在一般情況下，相當(dāng)量的離子互相反應(yīng)生成 時(shí)，可以認(rèn)為反應(yīng)完全了。 【考點(diǎn)2】 沉淀溶解平衡的應(yīng)用：1、在難溶電解質(zhì)溶液中，當(dāng) 時(shí)，就會(huì)有沉淀生成，如沉淀溶液中，可以加入的沉淀劑是 。2、當(dāng) 時(shí)，就會(huì)使沉淀溶解。常用的方法有 ，如要使CaCO3沉淀溶解，可以加入 ，降低

11、的濃度，使平衡向溶解的方向移動(dòng)，方程式為： ；如使FeS沉淀溶解，可以加入 ，減少溶液中 的濃度，使平衡向溶解的方向移動(dòng)，方程式為： 。3、沉淀轉(zhuǎn)化的實(shí)質(zhì)是 ，通常一種沉淀可以轉(zhuǎn)化為更難溶的沉淀，這兩種難溶物的 差別越大，這種轉(zhuǎn)化的趨勢(shì)就越大。如：在ZnS的溶解平衡體系中加入CuSO4溶液，可以將其轉(zhuǎn)化為更難溶的 CuS沉淀，這說明溶解度 。轉(zhuǎn)化的方程式可以表示為 。第五部分 知識(shí)遷移應(yīng)用1、氫氰酸(HCN)的下列性質(zhì)中，可以證明它是弱電解質(zhì)的是 ()A1 mol/L氫氰酸溶液的pH約為3BHCN易溶于水C10 mL 1 mol/L HCN恰好與10 mL 1 mol/L NaOH溶液完全反應(yīng)

12、DNaCN溶液呈堿性2、在pH都等于9的NaOH溶液和CH3COONa兩種溶液中，設(shè)由水電離產(chǎn)生OH濃度分別為a mol/L和b mol/L，則a和b的關(guān)系是 ()Aa>b Ba104b Cb104a Dab3、某種一元強(qiáng)堿MOH溶液加入一種一元酸HA反應(yīng)后，溶液呈中性，下列判斷一定正確的是 ()A加入的酸過量 B生成的鹽不水解C酸和堿等物質(zhì)的量混合 D反應(yīng)后溶液中c(A)c(M)4、向純水中加入少量NaHSO4，在溫度不變時(shí)，溶液中 ()ApH升高 B酸性增強(qiáng) C水中c(H)與c(OH)的乘積增大 Dc(OH)減小5、下列說法不正確的是 ()AKsp只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)B由于Ksp(ZnS)Ksp(CuS)，所以ZnS沉淀在一定條件下可轉(zhuǎn)化為CuS沉淀C其他條件不變，離子濃度改變時(shí)，Ksp不變D兩種難溶電解質(zhì)，Ksp小的，溶解度一定小6、下列敘述正確的是 ()A95純水的pH<7，說明加熱可導(dǎo)致水呈酸性BpH3的醋酸溶液，稀釋至10倍后pH4C0.2 mol/L的鹽酸與等體積水混合后pH1DpH3的醋酸溶液與pH11的氫氧化鈉溶液等體積混合后pH77、某二元酸(化學(xué)式用H2A表示)在水溶液中的電離方程式是：