人教版高中化學全冊必背章節(jié)知識清單及練習第三章水溶液中的離子反應與平衡(帶詳解)

第三章水溶液中的離子反應與平衡第一節(jié)電離平衡一、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1、電解質(zhì)：在水溶液中或能導電的化合物。2、非電解質(zhì)：在水溶液中和均以分子形式存在，因而不能導電的化合物。3、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)(1)實驗探究鹽酸和醋酸的電離程度反應速率弱電解質(zhì)分子電、、離成離子的速率兩種速率相等,處于電離平衡狀態(tài)反應速率弱電解質(zhì)分子電、、離成離子的速率兩種速率相等,處于電離平衡狀態(tài)酸0.1mol-L-i鹽酸0.1molL/i醋酸PH較 較 導電能力較 較 與鎂條反應的現(xiàn)象產(chǎn)生無色氣泡 產(chǎn)生無色氣泡 實驗結(jié)論實驗表明鹽酸中c(H+) ,說明鹽酸的電離程度 醋酸的電離程度(2)強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較強電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念在水溶液中能 電離的電解質(zhì)在水溶液中只能 電離的電解質(zhì)電解質(zhì)在溶液中的存在形式只有 既有 ,又有電解質(zhì) 化合物類型離子化合物、部分共價化合物共價化合物實例①多數(shù)鹽(包括難溶性鹽)；,如HC1、H2so4等；,如KOH、Ba(0H)2等① ,如CH3COOH、HC10等；② ,如NH3H2O等；③水二、弱電解質(zhì)的電離平衡1、電離平衡狀態(tài)(1)概念：在一定條件(如溫度、濃度)下，弱電解質(zhì)分子與相等，溶液中各分子和離子的都不再發(fā)生變化，電離過程就達到了電離平衡狀態(tài)。(2)建立過程““離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率時間2、電離方程式的書寫(1)強電解質(zhì)：完全電離，在寫電離方程式時，用“="<)(2)弱電解質(zhì)：部分電離，在寫電離方程式時，用‘'二3、電離平衡的影響因素(1)溫度：弱電解質(zhì)的電離一般是過程，升高溫度使電離平衡向的方向移動，電離程度?(2)濃度：在一定溫度下，同一弱電解質(zhì)溶液，濃度越小，離子相互碰撞結(jié)合為分子的幾率,電離程度。(3)同離子效應：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時，可使電離平衡向結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向移動，電離程度O(4)化學反應：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子發(fā)生反應的離子時，電離平衡向方向移動。三、電離平衡常數(shù)1、概念：在一定條件下，當弱電解質(zhì)的電離達到平衡時，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的,與溶液中之比是一個常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示。2、電離平衡常數(shù)的表示方法(, cA'-cBAB=A+BK=‘.AB3、弱電解質(zhì)的電離能力。一定溫度下，K值越大，弱電解質(zhì)的電離程度越,酸(或堿)性越4.電離常數(shù)的影響因素(1)內(nèi)因：同一溫度下，不同的弱電解質(zhì)的電離常數(shù),說明電離常數(shù)首先由物質(zhì)的所決定。(2)外因：對于同一弱電解質(zhì)，電離平衡常數(shù)只與有關(guān)，由于電離為過程，所以電離平衡常數(shù)隨而增大。5、電離常數(shù)的計算——三段式法例：25℃amolL_1的CH3coOHCHjCOOH?H3coeT+H，起始濃度/moLLi：a00變化濃度/mohl/i：XXX平衡濃度/molLi：a-xXXcCH3CQQcH+a2x2&=cCH3coOH6、實驗探究：CH3coOH與H2cCh酸性強弱比較

實驗操作1[__1mol,L-17Nam溶液2mLImol-L-1廠CH3COOH實驗現(xiàn)象有 產(chǎn)生實驗結(jié)論CH3coOH酸性大于碳酸元大小比較扁(CH3coOH) Kai(H2co3)7、鎂條與等濃度、等體積鹽酸、醋酸的反應6(4(2(1E￥、sffil6(4(2(1E￥、sffil---2mol?L"酷酸比較項目宏觀辨識微觀探析反應初期鹽酸的反應速率比醋酸 鹽酸是強酸， 電離，醋酸是弱酸， 電離，同濃度的鹽酸和醋酸，鹽酸中的c(H+) ,因而反應速率 反應過程中鹽酸的反應速率始終比醋酸 ,鹽酸的反應速率減小 ,醋酸的反應速率減小 醋酸中存在電離平衡，隨反應的進行，電離平衡 ，消耗的氫離子能及時 ，所以一段時間速率變化不明顯最終二者產(chǎn)生的氫氣的量基本相笠,速率幾乎都變?yōu)榱沔V條稍微過量，兩種酸的物質(zhì)的量 ，隨酷酸電離，平衡正向移動，醋酸幾乎 ,最終二者與鎂條反應的氫離子的物質(zhì)的量幾乎 ,因而產(chǎn)生的H2的量幾乎 。兩種酸都幾乎消耗完全，反應停止，因而反應速率幾乎 鎂與鹽酸、100 200 300醋酸反應時氣體壓強隨時間的變化示意圖第二節(jié)水的電離和溶液的pH一、水的電離1、水的電離(1)水是一種極弱的電解質(zhì)。(2)水的電離方程式為H2O+H2O二HQ++OH-,簡寫為HzO二H++OH,rLi*(3)水的電離平衡常數(shù)長也,;。。CH2U2、水的離子積常數(shù)(1)含義：因為水的濃度可看作常數(shù)，所以水中的可看作常數(shù)，稱為水的，簡稱水的離子積，用Kw表不。(2)表達式與數(shù)值：表達式Kw=，室溫時，Kw=1.0x10-”。(3)影響因素：Kw只受溫度影響，由于水的電離是過程，溫度升高，Kw增大。3、外界條件對水的電離平衡的影響分析下列條件的改變對水的電離平衡HzO二H++OH-A//>0的影響，并填寫下表：改變條件平衡移動方向前)c(OH-)水的電離程度Kw升高溫度加入HCl(g)力口入NaOH(s)加入金屬Na加入NaHSO4(s)二、溶液的酸堿性與pH1.25匕時，分析下列溶液的氫離子和氫氧根離子濃度純水0.1mol-L1NaOH溶液0.1molLr鹽酸c(H+)/mol-L1c(OH")/molL-1c(H)、c(OH)的相對大小—c(H+)<c(OH-)c(H+)“(OFF)溶液的酸堿性2、溶液的酸堿性與溶液中c(FT)、c(OH)的關(guān)系c(H+)與c(OFT)的關(guān)系c(H+)的范圍(室溫下)酸性溶液e(H+)>c(OH-)c(H+)> mol-L-1中性溶液c(H+)三c(OH)c(H*)= mol-L1堿性溶液c(H+)<c(OH')c(H+)< mol-L*1任何水溶液中都有H+和OH,3.溶液的pH與c(H+)及酸堿性的關(guān)系計算公式pH= 意義pH越大，溶液的堿性 ；

pH越小，溶液的酸性 溶液酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)pH<7,為 溶液；pH=7,為中性溶液：pH>7,為 溶液適用范圍1x1014mol-L'<c(H)<1mol-L1特別提醒pH計算公式中c(H+)：強酸溶液：c(h+)="?c(H"A)；若強堿溶液：c(h+)=t^="n*h1。CxJrl4、溶液酸堿性的測定方法(1)利用pH試紙測定。使用pH試紙的正確操作為取一小塊pH試紙于干燥潔凈的,用干燥潔凈的玻璃棒蘸取試液點在試紙上，當試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與對照，讀出pHo①廣泛pH試紙：其pH范圍是(最常用)，可以識別的pH差約為.②精密pH試紙：可判別0.2或0.3的pH差值。③專用pH試紙：用于酸性、中性或堿性溶液的專用。(2)用pH計測量。pH計也叫,該儀器可精密測量溶液的pH。其量程為o5、pH的應用pH在醫(yī)療、生活、環(huán)保、農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和中都有重要的應用。溶液pH的控制常常是影響實驗結(jié)果或的一個關(guān)鍵因素。6、酸堿溶液稀釋時pH的變化圖像(1)pH相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖稀釋過程(2)c相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖稀釋過程(2)c相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖稀釋過程可以看出無論是c相等還是pH相等，加水稀釋相同倍數(shù)pH變化大的都是7、酸堿溶液稀釋時pH的變化酸(pH=a)堿(pH=Z?)弱酸強酸弱堿強堿稀釋10n倍pH<a+n—pH>b一〃—

無限稀釋三、酸堿中和滴定實驗1、概念和原理(1)概念：依據(jù)中和反應，用已知濃度的來測定未知濃度的的方法.(2)原理：在中和反應中，酸提供的H+與堿提供的OFT之間的相等。rOH cH+V?<即：,則c(H+)= 」*或c(OH)=蟲聲。2、主要儀器使用(1)儀器：滴定管，鐵架臺，滴定管夾，，。儀器b儀器b是。精密度：mLo(2)滴定管的使用方法①檢查儀器：使用前先檢查滴定管活塞是否漏水。②潤洗儀器：在加入溶液之前，潔凈的滴定管要用所要盛裝的溶液2~3遍。③加入溶液：分別將溶液加入到相應滴定管中，使液面位于滴定管刻度線以上。④調(diào)節(jié)起始讀數(shù)：在滴定管下放一燒杯，調(diào)節(jié)活塞，使滴定管尖嘴部分充滿溶液，然后調(diào)節(jié)滴定管液面使其處于或。準確讀取數(shù)值并記錄。3、主要試劑(1)待測液：(2)標準液；(3)指示劑(一般用.一般不用石蕊，顏色改變不明顯)。4,指示劑的選擇(1)原理：由曲線可以看出，在酸、堿中和滴定過程中，溶液的pH在接近滴定終點時有一個突變過程，在此范圍內(nèi)，滴加很少的酸(或堿)，溶液的pH就有很大的變化，能使指示劑的顏色變化明顯，所以即使酚儆、甲基橙的變色不在恰好中和的pH=7的點上，但體積差距很小，可以忽略不計。ipH _ 12酚秋I I I-突變范圍“反應終點甲基橙I ' I 突變范圍1() 20 30 4()V(NaOH)/mL(2)酸堿指示劑法(只能測定溶液的pH范圍)

石蕊<5.0 色5.O-8.O紫色>8.0 色酚酰<8.2 色8.2?10.0淺紅色>10.0 色甲基橙<3.1_ 色3.1~4.4橙色>4.4_ 色指示劑變色范圍（顏色與pH的關(guān)系）5、滴定操作（1）滴速：先快后慢，當接近終點時，應一滴一搖，甚至半滴一搖，利用錐形瓶內(nèi)壁承接尖嘴處懸掛的半滴溶液。（2）終點的判斷：滴入最后一滴標準液，指示劑變色，且在內(nèi)不變回原色，視為終點。6、數(shù)據(jù)處理為減少實驗誤差，重復實驗次，求出所用標準溶液體積的,然后再計算待測液的 濃度。7、常見的誤差分析步驟操作V標準c怙測洗滌酸式滴定管未用標準溶液潤洗——堿式滴定管未用標準溶液潤洗——錐形瓶用待測溶液潤洗——錐形瓶洗凈后還留有蒸儲水——取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失——滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失——振蕩錐形瓶時部分液體濺出——部分酸液滴出錐形瓶外——溶液顏色較淺時滴入酸液過快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液無變化——讀數(shù)滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)（或前仰后俯）——滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)（或前俯后仰）——第三節(jié)鹽類的水解一、鹽類的水解I、探究鹽溶液的酸堿性鹽溶液NaClNa2so4Na2co3NaHCO3CH3coONaNH4C1(NH4)2SO4

PHpH=7pH=7pH>7pH>7PH>7pH<7pH<7鹽的類型強酸強堿鹽 鹽 鹽溶液酸堿性 性 性 性2、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因微粒變化 和 結(jié)合生成弱電解質(zhì)CHaCOOH,使水的電離平衡向電離方向移動平衡時酸堿性使溶液中c(H+)<c(OH),溶液呈堿性水解方程式CH3COO_+H2O二 微粒變化NH；和 結(jié)合生成弱電解質(zhì) ，使水的電離平衡向 的方向移動平衡時酸堿性使溶液中c(H+)>c(OH),溶液呈 性水解方程式NH：+H2O= 水解方程式H2O二H++OH,NaCl=CF+Na*理論解釋：溶液中不生成，水的電離平衡未受影響，溶液中c(H+)=c(OH),溶液呈 性。3、鹽類的水解(1)概念：在溶液中，由鹽電離出來的弱離子跟水電離出來的H-或0K結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應。(2)實質(zhì)：生成弱酸或弱堿，使水的電離平衡被破壞而建立起新的平衡。(3)特征：①一般是可逆反應，在條件下達到化學平衡；②鹽類水解反應是反應的逆反應。③鹽類水解是反應。二、影響鹽類水解的主要因素1、反應物本身性質(zhì)的影響鹽類水解程度的大小主要由所決定的，生成鹽的弱酸(或弱堿)越難(電離常數(shù)越小)，鹽的水解程度,即越弱越水解。2、實驗探究反應條件對鹽類水解程度的影響已知FeCb發(fā)生水解反應的離子方程式：Fe3++3H2Oj2Fe(OH)3+3H+,根據(jù)實驗操作填寫下表：影響因素實驗步驟實驗現(xiàn)象解釋鹽的濃度加入FeCh固體，再測溶液的pH溶液顏色變 ,溶液的pH 加入FeCb固體，c(Fe3+)增大，水解平衡向 方向移動溶液的酸堿度加鹽酸后，測溶液的pH溶液顏色變 ,溶液的pH 加入鹽酸，c(K)增大，水解平衡向 方向移動，但以才)仍比原平衡中c(H')大

加入少量NaOH溶液產(chǎn)生 色沉淀加入氫氧化鈉后，OIF消耗H，c(H,)減小，水解平衡向 方向移動溫度升高溫度溶液顏色變深升高溫度，水解平衡正向移動3、鹽的水解常數(shù)(1)表達式以CH3COONa為例：CH3COO+H2OWCH3coOH+OH有關(guān)。cCH3coOHcOFF口有關(guān)。Kh=-cCH3coCT-'(2)與對應弱酸電離常數(shù)的關(guān)系cHcCHjCOO&=cHcCHjCOO&=cCH3coOH所以，Kh.Ka=Kw或Kh=鋰弱酸或弱堿的電離常數(shù)(越弱)，其生成的鹽水解的程度就三、鹽類水解的應用1、在化學實驗中的應用應用舉例判斷溶液的酸堿性FeCb溶液顯酸性，原因是Fe3++3H2O=Fe(OH)3+3H+判斷酸性強弱相同濃度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分別為8、9、10,則酸性； 配制或貯存易水解的鹽溶液配制CuSO4溶液時，加入少量 ,抑制Ci?+水解；貯存Na2cCh溶液不能用 玻璃塞膠體的制取制取Fe(OH)3膠體的離子反應：Fev+3H2O Fe(OH)3(膠體)+3H制備無水鹽將揮發(fā)性酸的弱堿鹽如AlCb、FeCb溶液蒸干時，在通HC1的氣流中加熱蒸干判斷離子是否共存A。與COr、HCO)、S2-,HS，AIOI；Fe3+與HCOJCO歹、AIOI；NH；與A1OI，SiOr因相互促進水解強烈而 共存。判斷中和反應至中性的試劑用量如NH3H2O與HC1反應至中性， 過量，CH3co0H與NaOH反應至中性時 過量。制備無機化合物如用TiCL制備TiC>2，其反應的化學方程式為：TiC14+(x+2)H2O=TiO2-xH2Ol+4HCl加入大量的水，同時加熱，促使水解趨于完全。2、在生產(chǎn)生活中的應用泡沫滅火器原理泡沫滅火器中藥品成分為NaHCOj與A12(SO4)3.發(fā)生的反應為：A13++3HCO?=A1(OH)3；+3CO2T作凈水劑明磯可作凈水劑，原理為AF++3H2O=A1(OH)3(膠體)+3H+化肥的使用鐵態(tài)氮肥與草木灰不得混合施用除銹劑NH4cl溶液與ZnCh溶液可作焊接時的除銹劑，原理為：NH^+H2O=NH3H2O+H+>Zn2++2H2O=Zn(OH)2+2H+熱純堿去污能力強加熱，促進Na2c。3的水解，使々OK)增大，去污能力增強四、溶液中的守恒關(guān)系1、電荷守恒：電解質(zhì)溶液中所帶的電荷總數(shù)與所帶的電荷總數(shù)相等。即電荷守恒，溶液呈 .2、元素質(zhì)量守恒：在電解質(zhì)溶液中，由于某些離子發(fā)生水解或電離，的存在形式發(fā)生了變化，就該所含的某種元素來說，其質(zhì)量在反應前后是的，即守恒。如:Na2cCh溶液中:①^瓦#=[,即n(Na+)=2c(COr),CO^在水中部分會水解成HCCh、H2co3，共三種含碳元素的存在形式。?c(Na+)=2[c(COr)+c(HCOn+c(H2CO3)]o3、質(zhì)子守恒方法一：可以由電荷守恒與元素質(zhì)量守恒推導出來。如Na2cCh中將電荷守恒和元素質(zhì)量守恒中的金屬陽離子消去得c(OH)=c(H+)+c(HCO介+2c(H2co3)。方法二：質(zhì)子守恒是依據(jù)水的電離平衡：H2O=H'+OH-,水電離產(chǎn)生的H.和OLT的物質(zhì)的量總是相等的，無論在溶液中由水電離出的H+和OH」以什么形式存在。如：Na2cCh溶液中即：c(OH-)=2c(H2co3)+c(HCO])+c(H3O+)或c(OH")=2c(H2CO3)+c(HCO；)+c(H+)?第四節(jié)沉淀溶解平衡一、難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡1、25℃時，溶解性與溶解度的關(guān)系溶解性易溶可溶微溶難溶溶解度>10g1?10g——2、難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡(1)沉淀溶解平衡的建立N溶解解=M沉淀。i， (2)沉淀溶解平衡方程式以AgCl沉淀溶解平衡為例：AgCI(s)=Ag*(aq)+C「(叫)。(3)沉淀、溶解之間這種動態(tài)平衡也決定了Ag+與C「的反應 進行到底。一般情況下，當溶液中剩余離子的濃度小于時，化學上通常認為生成沉淀的反應進行了。3、難溶電解質(zhì)沉淀溶解平衡的影響因素已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)=Mg2+(叫)+20K(aq)條件改變移動方向c(Mg2+)c(OH-)加少量水升溫加MgCl2(s)加鹽酸力口NaOH(s)Q：離子積對于A,“B"(s)=mA"'(aq)+〃BL(aq)任意時刻Q=cm(An+)cn(Bm~).(l)0>K、p,溶液過飽和，有析出，直至溶液,達到新的平衡。(2)Q=Ksp,溶液飽和，沉淀與溶解處于o(3)。<椅,，溶液未飽和，無析出，若加入過量難溶電解質(zhì)，難溶電解質(zhì) 直至溶液二、沉淀溶解平衡應用1、沉淀的生成(1)沉淀生成的應用：在無機物的制備和提純、廢水處理等領(lǐng)域，常利用生成沉淀來達到分離或除去某些離子的目的。(2)沉淀的方法①調(diào)節(jié)pH法:如工業(yè)原料氯化鏤中含雜質(zhì)氯化鐵，使其溶解于水，再加入氨水調(diào)節(jié)pH至7?8,使0[Fe(OH)3]NK*p[Fe(OH)3]可使Fe產(chǎn)轉(zhuǎn)變?yōu)槌恋矶?。反應如下：。②加沉淀劑法：如以Naf、H2s等作，使某些金屬離子，如Cu2\Hg2+等生成極難溶的硫化物CuS、HgS等沉淀,即離子積QNKsp時，生成沉淀，也是常用的方法。2、沉淀的溶解(1)沉淀溶解的原理根據(jù)平衡移動原理，對于在水中難溶的，如果能設法不斷地移去平衡體系中的,使平衡向的方向移動，就可以使沉淀。

(2)實驗探究：Mg(OH”(2)實驗探究：Mg(OH”沉淀溶解現(xiàn)象①渾濁;②澄清理論分析Mg(OH)2(s)=Mg"(aq)+2HCI=2C1+2OH(aq)+2H*112H2OMg(OHb溶解平衡不斷向右移動，ffiMg(OH),完全溶解(3)沉淀溶解的方法①酸溶解法：用強酸溶解的難溶電解質(zhì)有等。如CaCO.3難溶于水，卻易溶于鹽酸，原因是:CaCQ,在水中存在沉淀溶解平衡為CaCO3(s)=Ca2+(aq)+COl(aq),當加入鹽酸后發(fā)生反應 ,c(COf),溶液中COE與Ca2+的離子積Q(CaCC>3)WKp(CaCO3)，沉淀溶解平衡向方向移動。②鹽溶液溶解法：Mg(OH)2難溶于,能溶于鹽酸、NH4cl溶液中。溶于NH4cl溶液反應的離子方程式為。3、沉淀的轉(zhuǎn)化(1)實驗探究AgCl、AgLAg2s的轉(zhuǎn)化實驗操作11I0.1mol-L-11().1mobL-'1》AgNO,溶液2滴卜Kli容液4滴h器/'口反應混合物］[().1mobL-1溶液8滴j少反應混合物實驗現(xiàn)象有白色沉淀析出白色沉淀轉(zhuǎn)化為黃色沉淀黃色沉淀轉(zhuǎn)化為黑色沉淀化學方程式NaCI+AgNOj—AgCl+KI=2AgI+Na2S=(2)實驗探究Mg(OH)2與Fe(OH)3的轉(zhuǎn)化實驗操作12mobL-1 1YNaOH溶液 |廿2?4滴 ,-0.1mol?L_,三寸MgCb溶液 E'0.1mol-L-'/FeCh溶液4滴 靜宜；一反應混合物實驗現(xiàn)象產(chǎn)生白色沉淀白色沉淀轉(zhuǎn)化為紅褐色沉淀化學方程式MgCh+2NaOH=3Mg(OH)2+2FeCl3=實驗結(jié)論：Mg(OH)2沉淀轉(zhuǎn)化為Fe(OH)3沉淀，說明溶解度：.3、沉淀轉(zhuǎn)化的實質(zhì)與條件(1)實質(zhì)：沉淀的轉(zhuǎn)化是指由一種轉(zhuǎn)化為另一種難溶物的過程，其實質(zhì)是沉淀溶解平衡的移動。(2)條件：兩種沉淀的溶解度不同，溶解度的沉淀可以轉(zhuǎn)化為溶解度的沉淀，兩者溶解度相差轉(zhuǎn)化越o4、沉淀轉(zhuǎn)化的應用(1)鍋爐除水垢(含有CaSOQ：CaSOMs)潸液caCCh⑸加酸如鹽酸＞Ca2「(叫),反應為：。(2)自然界中礦物的轉(zhuǎn)化：原生銅的硫化物,化'淋濾,CuSCU溶液—滲透'遇閃鋅礦zns和方錯礦Pb$一銅藍?us),反應為：?(3)工業(yè)廢水處理：工業(yè)廢水處理過程中，重金屬離子可利用沉淀轉(zhuǎn)化原理用FeS等難溶物轉(zhuǎn)化為HgS、Ag2S,PbS等沉淀。用FeS除去Hg2+的離子方程式：0第三章水溶液中的離子反應與平衡第一節(jié)電離平衡一、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1、電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導電的化合物。2、非電解質(zhì)：在水溶液中和熔融狀態(tài)下均以分子形式存在,因而不能導電的化合物。3、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)(1)實驗探究鹽酸和醋酸的電離程度酸0.1molLr鹽酸0.1molL/i醋酸PH較小較大導電能力較強較弱與鎂條反應的現(xiàn)象產(chǎn)生無色氣泡較快產(chǎn)生無色氣泡較慢實驗結(jié)論實驗表明鹽酸中c(H+)更大，說明鹽酸的電離程度大于醋酸的電離程度(2)強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較強電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念在水溶液中能電離的電解質(zhì)在水溶液中只能部分電離的電解質(zhì)電解質(zhì)在溶液中的存在形式只有陰、陽離子既有陰、陽離子，又有電解質(zhì)分子化合物類型離子化合物、部分共價化合物共價化合物實例①多數(shù)鹽(包括難溶性鹽)；②強酸，如HCl、H2so4等；③強堿，如KOH、Ba(OH”等①弱酸，如CH38OH、HC1O等；②弱堿，如NH3H2O等；③水二、弱電解質(zhì)的電離平衡1、電離平衡狀態(tài)(1)概念：在一定條件(如溫度、濃度)下，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等,溶液中各分子和離子的濃度都不再發(fā)生變化,電離過程就達到了電離平衡狀態(tài)。(2)建立過程反應速率兩種速率相等，處于電離平衡狀態(tài)弱電解質(zhì)分子電、、離成離子的速率, 二A反應速率兩種速率相等，處于電離平衡狀態(tài)一“酒子結(jié)合血弱電解質(zhì)分子的速率時間2時間2、電離方程式的書寫(1)強電解質(zhì)：完全電離，在寫電離方程式時，用“="<)(2)弱電解質(zhì)：部分電離，在寫電離方程式時，用“二3、電離平衡的影響因素(1)溫度：弱電解質(zhì)的電離一般是吸熱過程,升高溫度使電離平衡向電離的方向移動,電離程度增大。(2)濃度：在一定溫度下，同一弱電解質(zhì)溶液，濃度越小，離子相互碰撞結(jié)合為分子的幾率越小，電離程度越大.(3)同離子效應：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時，可使電離平衡向結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向移動，電離程度減小。(4)化學反應：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子發(fā)生反應的離子時，電離平衡向電離方向移動。三、電離平衡常數(shù)1、概念：在一定條件下，當弱電解質(zhì)的電離達到平衡時，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一個常數(shù),簡稱電離常數(shù)，用K表示。2、電離平衡常數(shù)的表示方法AB=A+BK=‘.AB3、弱電解質(zhì)的電離能力。一定溫度下，K值越大，弱電解質(zhì)的電離程度越酸(或堿)性越強。4.電離常數(shù)的影響因素(1)內(nèi)因：同一溫度下，不同的弱電解質(zhì)的電離常數(shù)不同，說明電離常數(shù)首先由物質(zhì)的本性所決定。(2)外因：對于同一弱電解質(zhì)，電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān),由于電離為吸熱過程,所以電離平衡常數(shù)隨溫度升高而增大。5,電離常數(shù)的計算——三段式法例：25℃amol-L1的CH3coOHch3cooh二ch3coeT+H起始濃度/mol?L1：a00變化濃度/mohLi：XXX平衡濃度/molL、：a—xXXCCH38QCH*ff人)及一,CH3coOH~a-x~a6、實驗探究：CH3coOH與H2cCh酸性強弱比較實驗操作1(mol?L17NazCO,溶液mLImol?L-1rch^cooh

實驗現(xiàn)象有氣泡產(chǎn)生實驗結(jié)論CH3coOH酸性大于碳酸Ka大小比較K/CH3co0H）大于。用（H2co07、鎂條與等濃度、等體積鹽酸、醋酸的反應6(4(2((1r?va?l2mol/t鹽酸26(4(2((1r?va?l2mol/t鹽酸2mol?L-1醋酸、醋酸反應時氣體壓強隨時間的變化示意圖比較項目宏觀辨識微觀探析反應初期鹽酸的反應速率比醋酸工_鹽酸是強酸，完全電離,醋酸是弱酸，部分電離,同濃度的鹽酸和醋酸，鹽酸中的c(H+)較大，因而反應速率較大反應過程中鹽酸的反應速率始終比醋酸大,鹽酸的反應速率減小」醋酸的反應速率減小不明顯醋酸中存在電離平衡，隨反應的進行，電離平衡」E向移動，消耗的氫離子能及時電能補充，所以一段時間速率變化不明顯最終二者產(chǎn)生的氫氣的量基本相笠,速率幾乎都變?yōu)橹劓V條稍微過量，兩種酸的物質(zhì)的量相同，隨醋酸電離，平衡正向移動，醋酸幾乎消耗完全，最終二者與鎂條反應的氫離子的物質(zhì)的量幾乎相同，因而產(chǎn)生的H,的量幾乎相同。兩種酸都幾乎消耗完全，反應停止，因而反應速率幾乎都變?yōu)?鎂與鹽酸時間/s第二節(jié)水的電離和溶液的pH一、水的電離1＞水的電離(1)水是一種極弱的電解質(zhì)。(2)水的電離方程式為H2O+H2O=H3O++OH，簡寫為H2O二H++OH，(3)水的電離平衡常數(shù)K電離=cH；空。2、水的離子積常數(shù)(1)含義：因為水的濃度可看作常數(shù)，所以水中的c(H+)-c(OH-)可看作常數(shù),稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積，用Kw表示。

(2)表達式與數(shù)值：表達式Kw=c(H+)y(OH),室溫時，Kw=1.0xl0-14.(3)影響因素：Kw只受溫度影響，由于水的電離是吸熱過程,溫度升高，Kw增大。3、外界條件對水的電離平衡的影響分析下列條件的改變對水的電離平衡HzO二H'+OH △〃>()的影響，并填寫下表：改變條件平衡移動方向c(H+)c(OH-)水的電離程度Kw升高溫度右移增大增大增大增大加入HCl(g)一移增大減小減小不變加入NaOH(s)左移減小增大減小不變加入金屬Na右移減小增大增大不變加入NaHSO4(s)左移增大減小減小不變二、溶液的酸堿性與pH1.25℃時，分析下列溶液的氫離子和氫氧根離子濃度純水0.1mol-L1NaOH溶液0.1mol-L-1鹽酸c(H+)/molL-'IxlO-7IxlO'0.1c(OH)/mol-L11X10-70.1IxlO13c(H')、c(OH)的相對大小c(H')=dOH)c(H+)<c(OH-)c(H+)>c(OH")溶液的酸堿性中性堿性限性2、溶液的酸堿性與溶液中c(H-)、c(OFT)的關(guān)系c(H*)與c(OH)的關(guān)系c(H.)的范圍(室溫下)酸性溶液c(H+)>c(OH-)dH+)>lxlQ-7molL~1中性溶液莉)三—c(H+)=1x107mol-L-1堿性溶液c(H+)<c(OH-)dH'XlxlQ-7molL~1任何水溶液中都有H卡和OH,3.溶液的pH與c(H+)及酸堿性的關(guān)系計算公式pH=-1gdH+)意義pH越大，溶液的堿性越強；pH越小，溶液的酸性越強溶液酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)pH<7,為酸性溶液:pH=7,為中性溶液；pH>7,為堿性溶液適用范圍1x1014mol-L'<c(H)<1mol-L1

特別提醒pH計算公式中c(H+)：強酸溶液：c(H+)=〃?c(H.A):若強堿溶液：c(H+)=；^=4、溶液酸堿性的測定方法(1)利用pH試紙測定。使用pH試紙的正確操作為取一小塊pH試紙于干燥潔凈的玻璃片或表面皿上，用干燥潔凈的玻璃棒蘸取試液點在試紙上，當試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與標準比色卡對照,讀出pH.①廣泛pH試紙：其dH范圍是1?14(最常用),可以識別的pH差約為②精密pH試紙：可判別0.2或0.3的pH差值。③專用pH試紙：用于酸性、中性或堿性溶液的專用pH試紙。(2)用pH計測量。dH計也叫酸度計，該儀器可精密測量溶液的pH。其量程為0?14。5,pH的應用pH在醫(yī)療、生活、環(huán)保、農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學實驗中都有重要的應用。溶液pH的控制常常是影響實驗結(jié)果或產(chǎn)品質(zhì)量、產(chǎn)量的一個關(guān)鍵因素。6、酸堿溶液稀釋時pH的變化圖像|pH |pH7扇;二人(1|pH |pH7扇;二人(2)c相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖可以看出無論是c相等還是pH相等，加水稀釋相同倍數(shù)pH變化大的都是強酸或強堿。7、酸堿溶液稀釋時pH的變化酸(pH=a)堿(pH=h)弱酸強酸弱堿強堿稀釋10"倍pH<a+npH=〃+〃pH>h—npH=b-〃無限稀釋pH趨向于7三、酸堿中和滴定實驗1、概念和原理

(1)概念：依據(jù)中和反應，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的方法。(2)原理：在中和反應中，酸提供的H，與堿提供的OFT之間的物質(zhì)的量相等。?n+ _ nl+cOH-Vw cH-Vw即：dH)%*=c(()H)1/“,則c(H')= 或式OH)=——oVik Vk2、主要儀器使用(1)儀器：滴定管，鐵架臺，滴定管夾，錐形瓶，燒杯。儀器a是酸N滴定濘，儀器b是堿式滴定管。精密度：0.01mLo(2)滴定管的使用方法①檢查儀器：使用前先檢查滴定管活塞是否漏水。②潤洗儀器：在加入溶液之前，潔凈的滴定管要用所要盛裝的溶液潤洗2?3遍。③加入溶液：分別將溶液加入到相應滴定管中，使液面位于滴定管0刻度線以上。④調(diào)節(jié)起始讀數(shù)：在滴定管下放一燒杯，調(diào)節(jié)活塞，使滴定管尖嘴部分充滿溶液，然后調(diào)節(jié)滴定管液面使其處于“0”刻度或“0”刻度以下的某一刻度。準確讀取數(shù)值并記錄。3、主要試劑(1)待測液；(2)標準液；(3)指示劑(一般用酚猷或甲基橙，一般不用石蕊，顏色改變不明顯)。4、指示劑的選擇(1)原理：由曲線可以看出，在酸、堿中和滴定過程中，溶液的pH在接近滴定終點時有一個突變過程，在此范圍內(nèi)，滴加很少的酸(或堿)，溶液的pH就有很大的變化，能使指示劑的顏色變化明顯，所以即使酚儆、甲基橙的變色不在恰好中和的pH=7的點上，但體積差距很小，可以忽略不計。|PH \2t突變范圍突變范圍1() 20 3()II)V(NaOH)/mL(2)酸堿指示劑法(只能測定溶液的pH范圍)指示劑變色范圍(顏色與pH的關(guān)系)石益<5.0紅色5.0-8.0紫色>8.0藍色酚酸<8.2無色8.2?10.0淺紅色>10.0紅色

甲基橙<3.1紅色3.1~4.4橙色>4.4黃色5、滴定操作（1）滴速：先快后慢，當接近終點時，應一滴一搖，甚至半滴一搖，利用錐形瓶內(nèi)壁承接尖嘴處懸掛的半滴溶液。（2）終點的判斷：滴入最后一滴標準液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不變回原色,視為滴定終點。6、數(shù)據(jù)處理為減少實驗誤差，重復實驗2?3次,求出所用標準溶液體積的平均值，然后再計算待測液的物質(zhì)的7、常見的誤差分析步驟操作V標準c恃刎洗滌酸式滴定管未用標準溶液潤洗變大偏高堿式滴定管未用標準溶液潤洗變小偏低錐形瓶用待測溶液潤洗變大偏高錐形瓶洗凈后還留有蒸儲水不變無影響取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失變小偏低滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失變大偏高振蕩錐形瓶時部分液體濺出變小偏低部分酸液滴出錐形瓶外變大偏高溶液顏色較淺時滴入酸液過快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液無變化變大偏高讀數(shù)滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)（或前仰后俯）變小偏低滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)（或前俯后仰）變大偏高第三節(jié)鹽類的水解一、鹽類的水解1、探究鹽溶液的酸堿性鹽溶液NaClNa2sNa2cO3NaHCO3CH3COONaNH4CI(NH4)2SO4pHpH=7pH=7pH>7pH>7pH>7pH<7pH<7鹽的類型強酸強堿鹽強堿弱酸鹽強酸弱堿鹽溶液酸堿性中性堿性酸性2、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因

微粒變化CH3coCT和FT結(jié)合生成弱電解質(zhì)CH￡OOH,使水的電離平衡向電囪方向移動平衡時酸堿性使溶液中c(H+)<c(OH),溶液呈堿性水解方程式CHsCOO+HjO口CH3coOH+OFT微粒變化NH；和OH「結(jié)合生成弱電解質(zhì)NHrHzO,使水的電離平衡向電離的方向移動平衡時酸堿性使溶液中c(H+)>c(OH),溶液呈酸性水解方程式NH；+H2O二NUrFhO+H:水解方程式H2O二H++OH\NaCl=Cl+Na-理論解釋:溶液中不生成弱電解質(zhì)，水的電離平衡未受影響，溶液中c(H+)=c(OK),溶液呈生性。3、鹽類的水解(1)概念：在溶液中，由鹽電離出來的弱離子跟水電離出來的FT或OFT結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應。(2)實質(zhì)：生成弱酸或弱堿，使水的電離平衡被破壞而建立起新的平衡。(3)特征：①一般是可逆反應，在一定條件下達到化學平衡:②鹽類水解反應是中和反應的逆反應。③鹽類水解是吸熱反應。二、影響鹽類水解的主要因素1、反應物本身性質(zhì)的影響鹽類水解程度的大小主要由鹽的性質(zhì)所決定的,生成鹽的弱酸(或弱堿)越難電離(電離常數(shù)越小),鹽的水解程度越大，即越弱越水解。2、實驗探究反應條件對鹽類水解程度的影響已知FeCb發(fā)生水解反應的離子方程式：Fe3++3H2ONFe(OH)3+3H,根據(jù)實驗操作填寫下表：影響因素實驗步驟實驗現(xiàn)象解釋鹽的濃度加入FeCb固體，再測溶液的pH溶液顏色變送，溶液的pH變小加入FeCb固體，c(Fe3+)增大，水解平衡向反應方向移動溶液的酸堿度加鹽酸后，測溶液的pH溶液顏色變淺，溶液的pH變小加入鹽酸，c(JT)增大，水解平衡向逆反應方向移動，但c(H+)仍比原平衡中c(H+)大加入少量NaOH溶液產(chǎn)生紅褐色沉淀加入氫氧化鈉后，OH消耗H\c(H+)減小，水解平衡向正反應方向移動溫度升高溫度溶液顏色變深升高溫度，水解平衡正向移動3、鹽的水解常數(shù)(1)表達式以CH3COONa為例：CH3COO+H2O?H3coOH+OH叱9H3COOHcOH-n..七壬Kh= wccc--，只與溫度有關(guān)。(2)與對應弱酸電離常數(shù)的關(guān)系

cHcCH3COO叱… —KwKa=cCHiCOOH所以'林-扁=心或Kh=E°弱酸或弱堿的電離常數(shù)越小(越弱),其生成的鹽水解的程度就越大。三、鹽類水解的應用1、在化學實驗中的應用應用舉例判斷溶液的酸堿性FeCb溶液顯酸性，原因是Fe3++3H2O=Fe(OH)3+3H+判斷酸性強弱相同濃度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分別為8、9、10,則酸性：HX>HY>HZ配制或貯存易水解的鹽溶液配制C11SO4溶液時，加入少量H2s。4,抑制Ci?+水解；貯存Na2co3溶液不能用磨口玻璃塞膠體的制取制取Fe(OH)3膠體的離子反應：Fe*+3H2。一—Fe(OH)3(膠體)+3H，制備無水鹽將揮發(fā)性酸的弱堿鹽如A1C13,FeCb溶液蒸干時，在通HC1的氣流中加熱蒸干判斷離子是否共存A13+與cog，HCOI、S2->HS，A107；Fe3+與HCO｝、CO〉、A10?；NH：與A1OE、SiO。因相互促進水解強烈而不能大量共存。判斷中和反應至中性的試劑用量如NH3Ho與HC1反應至中性，NH"H?O過量,CH3co0H與NaOH反應至中性時CH3coOH過量。制備無機化合物如用TiCL制備TiO2,其反應的化學方程式為：TiC14+(x+2)H2O=TiO2xH2O1+4HCl加入大量的水，同時加熱，促使水解趨于完全。2、在生產(chǎn)生活中的應用泡沫滅火器原理泡沫滅火器中藥品成分為NaHCCh與A12(SO4)3.發(fā)生的反應為：Al3++3HCO；=A1(OH)31+3co2T作凈水劑明研可作凈水劑，原理為AF++3H2O=A1(OH)3(膠體)+3H'化肥的使用鐵態(tài)氮肥與草木灰不得混合施用除銹劑NH4cl溶液與ZnCb溶液可作焊接時的除銹劑，原理為：NH；+H2O=NH3H2O+H+、Zn2++2H2O=Zn(OH)2+2H+熱純堿去污能力強加熱，促進Na2cCh的水解，使以OH1增大，去污能力增強四、溶液中的守恒關(guān)系1、電荷守恒：電解質(zhì)溶液中陽離子所帶的電荷總數(shù)與陰離子所帶的電荷總數(shù)相等。即電荷守恒，溶液呈電中性。2、元素質(zhì)量守恒:

在電解質(zhì)溶液中，由于某些離子發(fā)生水解或電離，3^的存在形式發(fā)生了變化，就該離子所含的某種元素來說，其質(zhì)量在反應前后是」的，即元素質(zhì)量守恒。如：Na2cCh溶液中：^號，即〃(Na+)=2c(COl),8歹在水中部分會水解成HCCh、H2co3，共三種含碳元素的存在形式。?c(Na+)=2[c'(C0r)+c(HCO^)+c(H2co3)]。3、質(zhì)子守恒方法一：可以由電荷守恒與元素質(zhì)量守恒推導出來。如Na2cCh中將電荷守恒和元素質(zhì)量守恒中的金屬陽離子消去得c(OH)=c(h+)+c(HCC>3)+2c(H2co3)。方法二：質(zhì)子守恒是依據(jù)水的電離平衡：H?O=H++OH-,水電離產(chǎn)生的H▼和OK的物質(zhì)的量總是相等的，無論在溶液中由水電離出的H”和0K以什么形式存在。如：Na2cCh溶液中即：c(OH-)=2c(H2co3)+c(HCO3')+c(H3O')或c(OH-)=2c(H2CO3)+c(HCO；)+c(H")?第四節(jié)沉淀溶解平衡一、難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡1、25C時，溶解性與溶解度的關(guān)系溶解性易溶可溶微溶難溶溶解度>10g]~10g0.01?1g<0.01g2、難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡(1)沉淀溶解平衡的建立(2)(2)沉淀溶解平衡方程式以AgCl沉淀溶解平衡為例：AgCKs)=Ag'(叫)+C「(叫)。(3)沉淀、溶解之間這種動態(tài)平衡也決定了Ag+與C「的反應不能完全進行到底。一般情況下，當溶液中剩余離子的濃度小于1x10=5m°卜Li時,化學上通常認為生成沉淀的反應進行筵了。3、難溶電解質(zhì)沉淀溶解平衡的影響因素已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)=Mg2+(aq)+2OH(aq)條件改變移動方向c(Mg2+)c(OH)加少量水正向移動不變不變升溫正向移動增大增大

加MgCL(s)逆向移動增大減小加鹽酸正向移動增大減小力口NaOH(s)逆向移動減小增大Q：離子積對于A,"B"(s)=7nA"+(叫)+〃B"L(aq)任意時刻。=(?"優(yōu)"-><?"3"-)。(l)Q>Ksp,溶液過飽和，有沉淀析出,直至溶液飽和，達到新的平衡。(2)Q=Ksp,溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)。(3)Q<Ksp,溶液未飽和，無沉淀析出,若加入過量難溶電解質(zhì)，難溶電解質(zhì)溶解直至溶