第三章-復(fù)習(xí)提綱

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)提綱（一）一、弱電解質(zhì)的電離 1、定義：電解質(zhì)： 叫電解質(zhì)。非電解質(zhì) ： 叫非電解質(zhì)。強(qiáng)電解質(zhì) ： 的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)： 的電解質(zhì)。單質(zhì)和混合物無論導(dǎo)電與否都既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)： 非金屬氧化物，大部分有機(jī)物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、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混和物純凈物2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：（1）電解質(zhì)離子化

2、合物或共價化合物 非電解質(zhì)共價化合物注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì) 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)）電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。（2）溶液導(dǎo)電能力的判斷-由溶液中 的大小決定.（3）電離方程式的書寫： 強(qiáng)電解質(zhì)用 = 弱電解質(zhì) 用 如：H2S H+HS-，HS - H+S2- Al(OH)3 Al3+3OH -注意：在水溶液中，多元弱酸分步電離，但以第一步為主，電離方程式分布寫；多元弱堿的電離在中學(xué)里只要求一步寫完。3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成 和離子結(jié)

3、合成 時，電離過程就達(dá)到了 狀態(tài)，這叫電離平衡。4、影響電離平衡的因素：、溫度：電離一般吸熱，升溫 電離。、濃度：濃度越大，電離程度越 ；溶液稀釋時，電離平衡向著 方向移動。、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 電離。、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，會 電離。5、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，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，用K表示 。表示方法：AB A+ + B - K = c(A+) c(B-) / c(AB)6、影響因素：、電離常數(shù)的大小主

4、要由 決定。、電離常數(shù) 溫度變化影響， 濃度變化影響。、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越 ，酸性越 。H2SO3 > H3PO4 > HF > CH3COOH > H2CO3 > H2S > HClO7、強(qiáng)弱電解質(zhì)通過實(shí)驗(yàn)進(jìn)行判定的方法(以HAc為例)：（1）溶液導(dǎo)電性對比實(shí)驗(yàn)； （2）測0.01mol/LHAc溶液的pH>2；（3）測NaAc溶液的pH值； （4）測pH= a的HAc稀釋100倍后所得溶液pH<a +2 ;（5）將物質(zhì)的量濃度相同的HAc溶液和NaOH溶液等體積混合后溶液呈堿性;（6）中和10mLpH=1的HAc

5、溶液消耗pH=13的NaOH溶液的體積大于10mL ;（7）將pH=1的HAc溶液與pH=13的NaOH溶液等體積混合后溶液呈酸性;（8）比較物質(zhì)的量濃度相同的HAc溶液與鹽酸分別與同樣的鋅粒反應(yīng)產(chǎn)生氣體的速率。8、強(qiáng)酸（HA）與弱酸（HB）的區(qū)別：(1)溶液的物質(zhì)的量濃度相同時，pH(HA)pH(HB) ;(2)pH值相同時，溶液的濃度CHACHB ;(3)pH相同時，加水稀釋同等倍數(shù)后，pHHApHHB ?！揪?習(xí)】 ：1.下列物質(zhì)中，導(dǎo)電性能最差的是 ( ) A熔融氫氧化鈉 B石墨棒 C鹽酸溶液D固態(tài)氯化鉀 2關(guān)于強(qiáng)、弱電解質(zhì)的敘述有錯誤的是 ( ) A強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中完全電離，不存在電

6、離平衡 B在溶液里，導(dǎo)電能力強(qiáng)的電解質(zhì)是強(qiáng)電解質(zhì)，導(dǎo)電能力弱的電解質(zhì)是弱電解質(zhì) C同一弱電解質(zhì)的溶液，當(dāng)溫度濃度不同時，其導(dǎo)電能力也不相同 D純凈的強(qiáng)電解質(zhì)在液態(tài)時，有的導(dǎo)電，有的不導(dǎo)電 3下列電離方程式書寫正確的是 ( ) AH2SH+HS- HS-=H+S2- BNaHCO3 =Na+HCO3- HCO-3 = H+CO32 - CNa2HPO4=2Na+H+PO43- DHFH+F- 4把0.05molNaOH固體分別加入到100mL液體中，溶液的導(dǎo)電能力變化不大的是( ) A自來水 B0.5mol·L-1鹽酸 C0.5mol·L-1醋酸 D0.5mol·L

7、-1NH4Cl溶液 5在平衡體系中：H2S H+HS-，HS-H+S2-，增大溶液的pH值時，則c(S2-)變化正確的是 ( ) A可能增大也可能減小 B增大 C減小 D不變 6對某弱酸稀溶液加熱時，下列敘述錯誤的是 ( )A弱酸的電離度增大 B弱酸分子的濃度減小 C溶液的c(OH- )增大 D溶液的導(dǎo)電性增強(qiáng) 7.下列物質(zhì)中，其水溶液能導(dǎo)電，溶于水時化學(xué)鍵被破壞，且該物質(zhì)屬于非電解質(zhì)的是( ) A. SO2 B. BaSO4 C. Cl2 D. C2H5OH 二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡： H2O H+OH- 水的離子積：KW = 25時, c(H+) = c(OH-) = 10

8、-7 mol/L ; KW = c(H+)·c(OH-) = 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）；水的離子積KW 與水的電離常數(shù)K不同。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： 酸、堿 ： 水的電離， KW 10-14 溫度： 水的電離（水的電離是 熱的） 易水解的鹽： 水的電離 ， KW 10-144、溶液的酸堿性和pH：（1）定義 pH = （2）pH適用范圍 稀溶液，014之間。 注：水中加酸或堿均抑制水的電離，但由水電離出的c(H+)與c(OH-)總是相等。任何電解質(zhì)溶液中，

9、H+與OH總是共存，但不能大量共存。溶液的酸、堿性主要在于c(H+)與c(OH-)的相對大小。c(H+)與c(OH-)此增彼長，且溫度不變，Kw = c(H+) c(OH-)不變。（3）pH的測定方法： 酸堿指示劑 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。變色范圍：甲基橙 3.14.4（橙色） 石蕊5.08.0（紫色） 酚酞8.210.0（淺紅色）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)比色卡對可 。 注意：事先不能用水濕潤pH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍【練 習(xí)】 ：8.某溫度下，純水中的c(H+)=2.0×10-7mol/L，則此時溶液中c(OH-)為 ；若溫度

10、不變，滴入稀硫酸使c(H+)=5.0×10-6mol/L，則c(OH-)為 。9常溫下，某溶液中由水電離的c(H)=1×1013 mol·L1，該溶液可能是 （ ）二氧化硫水溶液 氯化銨水溶液 硝酸鈉水溶液 氫氧化鈉水溶液ABCD10.填表：實(shí) 例H2O OH-+H+條件改變平衡移動方向電離程度變化溶液中離子總濃度變化H2O電離出c(H+)變化Kw變化升高溫度加HCl加NaOH加CH3COONa加NH4Cl加入NaCl固體三 、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c(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pH） c(H+)混

11、=（c(H+)1V1+ c(H+)2V2）/（V1+V2）2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求c(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pH）c(OH-)混（c(OH-)1V1+ c(OH-)2V2）/（V1+V2）(注意 :不能直接計(jì)算c (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-，H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求c(H+)混；OH- 有余，則用余下的OH- 數(shù)除以溶液總體積求 c(OH-)混，再求pH）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，pH稀 pH原+ n （但始終不能大于或等于7）2、弱酸

12、溶液：稀釋10n倍時，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，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，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76、稀釋時，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w.w.w.k.s.5.u.c.o.m1、若等體積混合：pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH= pH1+pH215 則溶液顯堿性pH= pH1+pH213 則溶液顯酸性pH= 2

13、、若混合后顯中性：pH1 + pH2 = 14 V酸 ：V堿 = pH1 +pH2 14 V酸 ：V堿 = 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）儀器：滴定管的0刻度在 ，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越 ，全部容積 它的最大刻度值。滴定時，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 位。（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測液；指示劑。（3）準(zhǔn)備過程： 檢漏：滴定管是否漏水用水洗用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測液洗）裝溶液排氣泡調(diào)液面記數(shù)據(jù)V(始)3、酸堿中和滴定

14、的誤差分析 ：當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則： c堿=n酸 c酸 V酸/n堿 V堿【練 習(xí)】 ：11常溫下，下列溶液中酸性最弱的是 （ ） A .pH=4 B. c(H+)=1×10-3 mol·L-1 C. c(OH-)=1×10-11 mol·L-1 D. c(H+)= 1×10-7 mol·L-1 12. 用0.1 mol·L1 NaOH溶液滴定0.1 mol·L1 鹽酸，如達(dá)到滴定終點(diǎn)時不慎多加了1滴NaOH溶液（1滴溶液的體積約為0.05 mL），繼續(xù)加水至50 mL，所得溶液的pH是（ ）A. 4 B

15、. 7.2 C. 10 D.11.3 13. pH=13的強(qiáng)堿溶液與pH=2的強(qiáng)酸溶液混合，所得溶液的pH=11，則強(qiáng)堿與強(qiáng)酸的體積比是 。14.取0.05 mL 1 mol·L1鹽酸，稀釋成50 mL后溶液的pH為_15將pH為5的硫酸溶液稀釋500倍，稀釋后溶液中c(SO42和c(H+)之比約為 16室溫下，在pH=12的某溶液中，由水電離出來的c(OH-)為 1725時，某溶液中，由水電離出的c(H+)=1×10-12 mol·L-1，則該溶液的pH可能是 第三章 水溶液中的離子平衡 復(fù)習(xí)提綱（二）班級: 姓名: 組別: 準(zhǔn)備教師:王振清 09.12 七、鹽

16、類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類水解：定義 2、水解的實(shí)質(zhì)： 3、鹽類水解規(guī)律：有 才水解，無 不水解，越 越水解，誰 顯誰性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯 性。多元弱酸根，濃度相同時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 因此水解方程式中一般要用可逆號，沉淀或氣體符號不必標(biāo)出。5、影響鹽類水解的外界因素：溫度：溫度越高水解程度越 （水解吸熱，越 越水解）濃度：濃度越小，水解程度越 （越 越水解）酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解：（H+促進(jìn) 水解而 陽離子水解；OH - 陽離子水解而 陰離子水

17、解）6、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如HSO4- 顯 性 電離程度水解程度，顯 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度電離程度，顯 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）7、雙水解反應(yīng)： （1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。 （2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為：如Fe3與CO32、HCO3、HS、AlO2 等；Al3與CO32、HCO3、S2、HS、AlO2等；其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)

18、3+ 3H2SFe3與S2 不發(fā)生雙水解反應(yīng)，而發(fā)生氧化還原反應(yīng)生成Fe2與S 。HCO3與AlO2 在溶液中也不能共存，可發(fā)生反應(yīng)產(chǎn)生白色沉淀，但不是由于雙水解反應(yīng)，而是： HCO3H2OAlO2Al（OH）3CO32。 8、鹽類水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)用實(shí) 例原 理1、凈水明礬凈水Al3+3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+ 2、去油污用熱堿水冼油污物品CO32-+H2O HCO3-+OH- 3、藥品的保存配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+ 配制Na2CO3溶液時常加入少量NaOHCO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制備無水鹽由MgCl2&#

19、183;6H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱若不然，則：MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2 MgO+H2O5、泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合Al3+3HCO3- = Al(OH)3+3CO2 6、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小NH4+H2 O NH3·H2O+H+ c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)- 7、判斷離子共存Fe3與CO32Al3與AlO2Al3與HCO3雙水解的離子產(chǎn)生沉淀和氣體的不能大量共存9、水解平衡常數(shù) （Kh）對于強(qiáng)堿弱酸鹽

20、：Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))對于強(qiáng)酸弱堿鹽：Kh =Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù)）10、電離、水解方程式的書寫原則.多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫 注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當(dāng)微弱。.多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫 八、溶液中微粒濃度的大小比較（一）、基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：.電荷守恒：任何溶液均顯電 性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和 各陰離子濃度與其所帶電荷

21、數(shù)的乘積之和.物料守恒: （即原子個數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）某原子的總量(或總濃度)其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和.質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。（二）、同濃度的弱酸和其弱酸鹽 、同濃度的弱堿和其弱堿鹽的電離和水解強(qiáng)弱規(guī)律：（三）、若溶液中只含有一種溶質(zhì)1、溶質(zhì)為弱酸或弱堿考慮弱電解質(zhì)的電離非常微弱：c（不電離分子）> c（離子） 多元弱酸分步電離： c（第一步電離得到的離子）> c（第二步離子）2、溶質(zhì)為一種鹽考慮電解質(zhì)的電離,將其電離成離子 考慮“弱離子”的水解c（不水解離子）> c（水解離子）根據(jù)溶液的酸堿性得出c(H+) 和c(OH-) 的

22、大小.【例1】:H2S 溶液中離子濃度大小關(guān)系？ c(H2S)c(H+)c(HS-)c(S2-)c(OH) 【例2】比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小 ? c(Cl-) c(NH4+ ) c(H+) c(OH-)(四)、若溶液中有兩種溶質(zhì)（1）兩物質(zhì)不反應(yīng)若溶液中含有等物質(zhì)的量濃度的 CH3COO- 和CH3COOH，NH4+ 和NH3.H2O等兩種或兩種以上溶質(zhì)。一般主要考慮弱電解質(zhì)的電離（電離程度大于水解程度），特殊情況則應(yīng)根據(jù)題目條件推導(dǎo)（2）兩種物質(zhì)反應(yīng) 若完全反應(yīng)則只有一種溶質(zhì)；若不完全反應(yīng)則考慮誰過量，及生成的鹽的水解程度與剩余的酸（或堿）電離程度當(dāng)相對大小, 然后再比較濃度大小。

23、（3）中?；瘜W(xué)常見的有三對:等濃度的HAc與NaAc的混合溶液：弱酸的電離其對應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈酸性等濃度的NH3·H2O與NH4Cl的混合液：弱堿的電離其對應(yīng)弱堿鹽的水解，溶液呈堿性等濃度的HCN與NaCN的混合溶液：弱酸的電離<其對應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈堿性練習(xí)：18在pH都等于9的NaOH和CH3COONa兩種溶液中，設(shè)由水電離產(chǎn)生的OH- 離子濃度分別為Amol·L-1與Bmol·L-1，則A和B的關(guān)系為 ( ) AAB BB=10-4A CA=10-4B DA=B 19蒸干下列溶液能得到原溶液中溶質(zhì)的是 ( ) AAlCl3 BCuSO4 CN

24、a2CO3 D(NH4)2S 20化合物HIn在水溶液中因存在以下電離平衡，故可用作酸堿指示劑：HIn(aq)(紅色) H+(aq)+In-(aq)(黃色) 濃度為0.02mol·L-1的下列各溶液：(1)鹽酸 (2)石灰水 (3)NaCl溶液 (4)NaHSO4溶液 (5)NaHCO3溶液 (6)氨水。其中能使指示劑顯紅色的是 ( ) A(1)(4)(5) B(2)(5)(6) C(1)(4) D(2)(3)(6)21在0.1mol·L-1的硫酸銨溶液中，下列關(guān)系正確的是 ( ) A2c(SO42-)=c(NH4+)c(H+)=c(OH-) Bc(SO42-)c(NH4+

25、)c(H+)=c(OH-) Cc(NH4+)c(SO42-)c(H+)c(NH3·H2O) Dc(NH4+)c(SO42-)c(H+)c(OH-) 九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡 1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識 （1）溶解度小于 g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。（2）反應(yīng)后離子濃度降至10-5 以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時c(H+)降至10-7mol/L<10 - 5mol/L，故為完全反應(yīng)，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10 - 5mol/L ，故均用“=”。 （3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。 （4）掌握三種微溶物質(zhì)：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4 （5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。 （6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書寫 注意在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，