水溶液中的離子反應(yīng)與平衡（復(fù)習(xí)課件） 2023-2024學(xué)年高二化學(xué)人教版2019選擇性必修1

單元復(fù)習(xí)與測(cè)試水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第三章第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡電離平衡水的電離和溶液的pH強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)弱電解質(zhì)的電離平衡水的電離溶液的酸堿性與pH電離平衡常數(shù)鹽類的水解沉淀溶解平衡酸堿中和滴定鹽類的水解沉淀溶解平衡溶度積常數(shù)鹽的水解常數(shù)與影響鹽類水解的因素鹽類水解的應(yīng)用沉淀溶解平衡的應(yīng)用考點(diǎn)一電離平衡考點(diǎn)一電離平衡強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念在水溶液中能夠全部電離的電解質(zhì)在水溶液中只能部分電離的電解質(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(jià)化合物共價(jià)化合物實(shí)例①大部分鹽(包括難溶性鹽)②強(qiáng)酸，如HCl、H2SO4等③強(qiáng)堿，如KOH、Ba(OH)2等①弱酸，如CH3COOH、HClO等②弱堿，如NH3·H2O等③水④極少數(shù)鹽，如(CH3COO)2Pb等相同點(diǎn)在水溶液中均能電離出自由移動(dòng)的陰、陽離子考點(diǎn)一電離平衡注意事項(xiàng)CO2、SO2、NH3等物質(zhì)溶于水能導(dǎo)電，因?yàn)槿苡谒笊蒆2CO3、H2SO3、NH3·H2O等電解質(zhì)導(dǎo)電，不是其本身電離出離子，故為非電解質(zhì)。單質(zhì)、溶液既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與其溶解性無關(guān)。某些難溶鹽如AgCl、CaCO3等，溶于水的部分能完全電離，屬于強(qiáng)電解質(zhì)。有少數(shù)鹽盡管能溶于水，但其在水溶液中只有部分電離，屬于弱電解質(zhì)，如(CH3COO)2Pb等電解質(zhì)本身不一定能導(dǎo)電，如NaCl晶體；能導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì)，如石墨。非電解質(zhì)不導(dǎo)電，但不導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是非電解質(zhì)，如金剛石【典例】(23·24上·浙江·期中)下列事實(shí)中一定能證明CH3COOH是弱電解質(zhì)的是①用CH3COOH溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)，燈泡很暗②常溫下，0.1mol?L-1CH3COOH溶液的pH=2.87③等pH等體積的硫酸、醋酸溶液分別和足量鋅反應(yīng)，醋酸放出的氫氣較多④20mL0.2mol·L-1醋酸溶液恰好與20mL0.2mol·L-1NaOH溶液完全反應(yīng)⑤pH=1的CH3COOH溶液稀釋至1000倍，pH<4A．①②④⑤ B．②③⑤ C．①②③④⑤ D．①②⑤【答案】B【詳解】①用醋酸溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)時(shí)，沒有做同濃度的強(qiáng)電解質(zhì)對(duì)比實(shí)驗(yàn)，燈泡很暗不能證明醋酸是否部分電離，無法判斷醋酸是否為弱電解質(zhì)，故不符合題意；④20mL0.2mol/L醋酸溶液恰好與20mL0.2mol/L氫氧化鈉溶液完全反應(yīng)說明醋酸是一元酸，但不能證明醋酸是否部分電離，無法判斷醋酸是否為弱電解質(zhì)，故不符合題意；在一定條件(如溫度、濃度)下，溶液中弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子結(jié)合

成弱電解質(zhì)分子的速率相等時(shí)，電離達(dá)到平衡狀態(tài)?？键c(diǎn)二弱電解質(zhì)的電離平衡電離平衡狀態(tài)概念建立過程——研究對(duì)象為弱電解質(zhì)——電離平衡與化學(xué)平衡一樣是動(dòng)態(tài)平衡——達(dá)到平衡時(shí)，溶液中離子濃度和分子濃變濃度度都保持不變——弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等弱等動(dòng)定變——條件改變改變，電離平衡發(fā)生發(fā)生移動(dòng)，各粒子的濃度都要發(fā)生改變12345弱等動(dòng)定變?nèi)蹼娊赓|(zhì)的電離的特征考點(diǎn)二弱電解質(zhì)的電離平衡弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，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(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù),簡稱電離常數(shù)。弱酸、弱堿的電離常數(shù)通常分別用Ka、Kb表示。電離平衡常數(shù)概念表達(dá)式HAA?+H+c(A?)·c(H+)c(HA)Ka＝一元弱酸(HA)的電離的平衡常數(shù)一元弱堿(BOH)的電離的平衡常數(shù)Kb＝c(B+)·c(OH?)c(BOH)HBOH?+B+考點(diǎn)二弱電解質(zhì)的電離平衡特點(diǎn)同一弱電解質(zhì)的稀溶液來說，平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，升高溫度，K值增大從電離平衡常數(shù)的大小可以判斷弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱，某弱電解質(zhì)的K越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離。例如，在25℃時(shí),Ka(HNO2)=5.6×10-4，Ka(CH3COOH)=1.75×1-5。由此可知，HNO2的酸性比CH3COOH強(qiáng)

多元弱酸的各級(jí)電離常數(shù)的大小關(guān)系是????……故其酸性強(qiáng)弱主要取決于第一步電離電離平衡常數(shù)相同體積、相同物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸溶液(如鹽酸)與一元弱酸溶液(如醋酸)的比較比較項(xiàng)目酸溶液c(H+)酸性中和堿的能力與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的總量與同一金屬反應(yīng)時(shí)的起始反應(yīng)速率一元強(qiáng)酸溶液大強(qiáng)相同相同大一元弱酸溶液小弱小一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較相同體積、相同c(H+)的一元強(qiáng)酸溶液(如鹽酸)與一元弱酸溶液(如醋酸)的比較比較項(xiàng)目酸溶液

c(H+)酸性中和堿的能力與足量活潑金

屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的總量與同一金屬反

應(yīng)時(shí)的起始反應(yīng)速率一元強(qiáng)酸溶液相同相同小少相同一元弱酸溶液大多一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較【典例】(23·24高二上·天津·期中)硼酸，化學(xué)式H3BO3，為白色結(jié)晶性粉末，大量用于玻璃工業(yè)，也可用作防腐、消毒劑。硼酸在水中存在

的平衡。下列關(guān)于硼酸說法正確的是A．H3BO3是一元弱酸B．升高溫度，該平衡逆向移動(dòng)C．滴加少量濃鹽酸，該平衡正向移動(dòng)D．H3BO3和足量的NaOH溶液反應(yīng)：【答案】A【詳解】A．硼酸中B原子屬于缺電子原子，在水溶液中可以結(jié)合水電離出的氫氧根，由電離方程式可知硼酸電離出一個(gè)氫離子，所以為一元酸，A正確；B．電離為吸熱過程，升高溫度，平衡正向移動(dòng)，B錯(cuò)誤；C．滴加少量濃鹽酸，氫離子濃度增大，平衡逆向移動(dòng)，C錯(cuò)誤；D．H3BO3為一元酸，與足量的NaOH溶液反應(yīng)：

，D錯(cuò)誤。電離平衡常數(shù)的應(yīng)用及相關(guān)計(jì)算探究三電離常數(shù)具體應(yīng)用應(yīng)用一：判斷弱酸(弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，同一條件下，電離常數(shù)越大，酸性(堿性)越強(qiáng)應(yīng)用二：判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律名稱化學(xué)式電離常數(shù)(K)名稱化學(xué)式電離常數(shù)(K)醋酸CH3COOHKa=1.75×10-5亞硝酸HNO2Ka=5.60×10-4氫氰酸HCNKa=6.20×10-10氫氟酸HFKa=6.30×10-4次氯酸HClOKa=4.00×10-8

甲酸HCOOHKa=1.80×10-42CH3COOH+Na2CO3

2CH3COONa+CO2↑+H2OKa(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)H2CO3電離平衡常數(shù)的應(yīng)用及相關(guān)計(jì)算探究三電離常數(shù)具體應(yīng)用應(yīng)用三：判斷溶液中的某些離子濃度的變化應(yīng)用四：計(jì)算弱酸、弱堿溶液中的H+、OH-的濃度c(H+)＝cKa弱酸溶液中c(OH-)＝cKb弱堿溶液中0.1mol/LHNO2Ka=5.6×10-40.1mol/LHCOOHKa=1.8×10-40.1mol/LCH3COOHKa=1.75×10-50.1mol/LHCNKa=6.2×10-10【典例】(23·24高二上·湖南·期中)已知常溫時(shí)HClO和HNO2的電離平衡常數(shù)分別為4.0×10-8和5.6×10-4?，F(xiàn)將pH和體積都相同的兩種酸溶液分別加蒸餾水稀釋，pH隨溶液體積的變化如圖所示，下列敘述正確的是A．曲線Ⅱ?yàn)镠NO2稀釋時(shí)pH變化曲線B．從b點(diǎn)到d點(diǎn)，溶液中

減小(HR代表HClO或HNO2)C．b點(diǎn)溶液中水的電離程度比c點(diǎn)溶液中水的電離程度大D．取a點(diǎn)的兩種酸溶液，中和相同體積、相同濃度的NaOH溶液，消耗HNO2的體積較小【答案】C【詳解】A．酸的電離平衡常數(shù)越大，酸的酸性越強(qiáng)，由電離平衡常數(shù)知，酸性：HClO<HNO2，pH相同的一元酸稀釋相同的倍數(shù)，pH值變化較大的酸其酸性較強(qiáng)，由圖知，稀釋相同倍數(shù)時(shí)，曲線ⅠpH值變化較大，所以曲線Ⅰ為HNO?稀釋時(shí)pH變化曲線，故A錯(cuò)誤；B．水解平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，溫度不變，則從b點(diǎn)到d點(diǎn)，溶液中

不變，故B錯(cuò)誤；C．酸抑制水電離，

c(H+)越大，水電離程度越小，c(H+)：c點(diǎn)大于b點(diǎn)，則水電離程度：b點(diǎn)大于c點(diǎn)，故C正確；D．pH相同的HClO、HNO2，c(HNO2)<c(HClO)，中和相同體積、相同濃度的NaOH溶液，消耗HNO2的體積較多，故D錯(cuò)誤；故答案為：C?？键c(diǎn)二水的電離和溶液的pH考點(diǎn)二水的電離和溶液的pH水的電離2H2OH3O++OH-H2OH++OH-電離方程式四個(gè)特點(diǎn)弱逆等吸微弱電離：25℃時(shí)，在純水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol?L-1可逆過程電離出的H+和OH-的濃度相等吸熱過程KW=c(H+)·c(OH-)考點(diǎn)二水的電離和溶液的pH水的離子積常數(shù)概念在一定溫度下,當(dāng)水的電離達(dá)到平衡時(shí)，電離產(chǎn)物H+和OH-濃度之積是一個(gè)常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積，用KW表示表達(dá)式只與溫度有關(guān)，溫度升高，KW增大；25℃時(shí)，KW=1×10-14影響因素KW適用于純水及稀的電解質(zhì)溶液適用范圍曲線外的任意點(diǎn)(如d)與曲線上任意點(diǎn)的Kw_____，溫度______。曲線上的任意點(diǎn)(如a，b，c)的Kw都_______，即c(H＋)·c(OH－)______，溫度______。Kw的應(yīng)用應(yīng)用一：水的電離平衡曲線的理解與識(shí)別實(shí)現(xiàn)曲線上點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變，改變_________；實(shí)現(xiàn)曲線上點(diǎn)與曲線外點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化一定改變________。相同相同相同不同不同酸堿性溫度考點(diǎn)二水的電離和溶液的pHKw表達(dá)式中c(H＋)、c(OH－)均表示整個(gè)溶液中總物質(zhì)的量濃度，但是一般情況下有：Kw的應(yīng)用應(yīng)用二：溶液中水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計(jì)算方法Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水電離出的H＋的濃度)Kw＝c水(H＋)·c堿(OH－)(忽略水電離出的OH－的濃度)酸溶液中堿溶液中外界條件改變，水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)；但由水電離出的c(H＋)與水電離出的c(OH－)一定相等25℃時(shí)，由水電離出的c(H＋)＝1×10－13mol·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈堿性考點(diǎn)二水的電離和溶液的pH注意事項(xiàng)KW可由實(shí)驗(yàn)測(cè)得,也可通過理論計(jì)算求得不同溶液中，c(H+)、c(OH-)可能不同，但任何溶液中水電離出的c(H+)與c(OH-)總是相等的改變c(H+)或c(OH-)，只能改變水的電離程度，不能改變KW；改變溫度，KW和水的電離程度都改變對(duì)于稀電解質(zhì)溶液，KW表達(dá)式中的c(H+)、c(OH-)均指整個(gè)稀溶液中H+、OH-的總物質(zhì)的量濃度，而不是指由水電離出的H+、OH-的物質(zhì)的量濃度水的離子積常數(shù)考點(diǎn)二水的電離和溶液的pH條件變化平衡移動(dòng)方向c(H+)c(OH-)KW電離程度升高溫度右移增大增大增大增大加酸左移增大減小不變減小加堿左移減小增大不變減小加活潑金屬(如Na)右移減小增大不變?cè)龃罂键c(diǎn)二水的電離和溶液的pH外界條件對(duì)水電離平衡的影響溶液的酸堿性與溶液中c(H+)、c(OH-)的關(guān)系溶液的酸堿性c(H+)與c(OH-)比較常溫下c(H+)大小pH酸性溶液c(H+)>c(OH-)c(H+)>1.0×10-7mol·L-1<7中性溶液c(H+)=c(OH-)c(H+)=1.0×10-7mol·L-1=7堿性溶液c(H+)<c(OH-)c(H+)<1.0×10-7mol·L-1>7注意事項(xiàng)：任何情況下，均可根據(jù)溶液中c(H+)、c(OH-)的相對(duì)大小來判斷溶液的酸堿性；只有在常溫時(shí)才能利用c(H+)與1×10-7mol·L-1的相對(duì)大小來判斷溶液的酸堿性?？键c(diǎn)二水的電離和溶液的pH溶液的酸堿性與pH【典例】(23·24高二上·江西景德鎮(zhèn)·期中)常溫時(shí)，將初始體積均為V0L、濃度均為0.1mol/L的H3PO2(一元弱酸)溶液和HBF4溶液，分別加水稀釋至體積為VL，兩溶液的pH變化曲線如圖所示。下列說法不正確的是A．曲線a代表H3PO2溶液B．水的電離程度C>B>AC．降低溫度，曲線a向上移動(dòng)D．向C、D點(diǎn)溶液中分別加入NaOH固體

至溶液呈中性，消耗的NaOH質(zhì)量C<D【答案】D【詳解】D．C、D兩點(diǎn)稀釋程度相同即兩酸此時(shí)濃度相同，但曲線a為弱酸，曲線b為強(qiáng)酸，相同濃度強(qiáng)酸和弱酸中和至中性時(shí)弱酸所需氫氧化鈉更少，消耗的NaOH質(zhì)量C＞D，故D錯(cuò)誤；(1)計(jì)算公式:pH=-lgc(H+)(2)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)考點(diǎn)二水的電離和溶液的pH溶液的pH注意事項(xiàng)：常溫下的溶液可能存在pH<0或pH>14的情況，這種酸性或堿性較強(qiáng)的溶液，用pH表示不如直接用c(H+)或c(OH-)表示方便溶液pH的計(jì)算類型一：單一溶液pH的計(jì)算(25℃)cmol·L－1HnA強(qiáng)酸溶液的pHc(H＋)＝ncmol·L－1pH＝－lgnc(忽略水電離出的H＋的濃度)cmol·L－1B(OH)n強(qiáng)堿溶液的pH(忽略水電離出的OH－的濃度)c(H＋)＝KWc(OH-)c(OH－)＝ncmol·L－1＝10-14

ncpH＝14＋lgnc考點(diǎn)二水的電離和溶液的pH溶液的pH溶液pH的計(jì)算類型二：混合溶液pH的計(jì)算方法(稀溶液體積變化忽略)強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合c混(H＋)＝c1(H＋)·V1＋c2(H＋)·V2V1＋V2然后再求pH強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合c混(OH-)＝c1(OH-)·V1＋c2(OH-)·V2V1＋V2然后再求pHKWc(OH-)c混(H＋)＝考點(diǎn)二水的電離和溶液的pH溶液的pH強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合溶液pH的計(jì)算類型二：混合溶液pH的計(jì)算方法①恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性，pH＝7(25℃)②酸過量③堿過量c余(H＋)＝c(H＋)·V酸－c(OH-)·V堿V酸＋V堿c余(OH-)＝c(OH-)·V堿－c(H＋)·V酸V酸＋V堿KWc余(OH-)c(H＋)＝考點(diǎn)二水的電離和溶液的pH溶液的pH【典例】(23·24高二上·河北邢臺(tái)·期中)已知T℃時(shí)，0.1mol/LNaOH溶液的pH=a，0.1mol/L的HA溶液中，則0.1mol/L的HA溶液中水電離出的c(OH-)為A．B．C．D．【詳解】A．的HA溶液中水電離出的c(OH-)等于溶液中c(OH-)=，A錯(cuò)誤；B．由分析可知，c(OH-)=，B錯(cuò)誤；C．由分析可知，c(OH-)

=，C正確；D．由分析可知，c(OH-)

=，D錯(cuò)誤；故選C。1.概念和原理(1)概念:依據(jù)中和反應(yīng)，用已知濃度的酸(或堿)來測(cè)定未知濃度的堿(或酸)的方法。(2)原理:在中和反應(yīng)中，酸提供的H+與堿提供的OH-的物質(zhì)的量相等，即mc酸·V酸=nc堿·V堿(m、n分別代表酸和堿的元數(shù))考點(diǎn)二水的電離和溶液的pH酸堿中和滴定2.主要儀器及使用方法(1)儀器:滴定管、鐵架臺(tái)、滴定管夾、錐形瓶、燒杯(2)使用方法①滴定管:查漏→洗滌→潤洗→裝液→排氣泡→調(diào)液面→記錄。②錐形瓶:注液→記體積→加指示劑?？键c(diǎn)二水的電離和溶液的pH酸堿中和滴定3.指示劑的選擇酸堿中和滴定時(shí)，通常選用變色明顯、變色的pH范圍與終點(diǎn)pH接近的酸堿指示劑確定滴定終點(diǎn)。滴定種類選用的指示劑滴定終點(diǎn)顏色變化指示劑用量強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿甲基橙黃色→橙色2~3滴酚酞紅色→無色強(qiáng)酸滴定弱堿甲基橙黃色→橙色強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸酚酞無色→粉紅色強(qiáng)堿滴定弱酸酚酞無色→粉紅色注意：(1)強(qiáng)酸滴弱堿用甲基橙,強(qiáng)堿滴弱酸用酚酞,強(qiáng)酸滴強(qiáng)堿或強(qiáng)堿滴強(qiáng)酸二者皆可，但不能選用石蕊(石蕊遇酸、堿變色不明顯)。(2)指示劑一般為有機(jī)弱酸或弱堿，滴入量不宜過多?？键c(diǎn)二水的電離和溶液的pH酸堿中和滴定4.滴定操作注意：

①滴速:先快后慢，當(dāng)接近滴定終點(diǎn)時(shí)，改為滴加半滴標(biāo)準(zhǔn)溶液(利用錐形瓶內(nèi)壁承接尖嘴處懸掛的半滴溶液)。②終點(diǎn)的判斷:滴入最后半滴標(biāo)準(zhǔn)液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不變色，視為滴定終點(diǎn)。(1)分析依據(jù)：為減少實(shí)驗(yàn)誤差，重復(fù)實(shí)驗(yàn)2~3次，取消耗標(biāo)準(zhǔn)液體積的平均值，計(jì)算出待測(cè)液的物質(zhì)的量濃度。考點(diǎn)二水的電離和溶液的pH酸堿中和滴定5.數(shù)據(jù)處理6.誤差分析c待測(cè)·V待測(cè)＝c標(biāo)準(zhǔn)·V標(biāo)準(zhǔn)c待測(cè)＝V待測(cè)c標(biāo)準(zhǔn)·V標(biāo)準(zhǔn)c標(biāo)準(zhǔn)、V待測(cè)均為定值誤差均體現(xiàn)在V標(biāo)準(zhǔn)的大小上V標(biāo)偏大→c待偏大V標(biāo)偏小→c待偏小步驟操作V(標(biāo)準(zhǔn))c(待測(cè))洗滌酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗偏大偏高堿式滴定管未用待測(cè)溶液潤洗偏小偏低錐形瓶用待測(cè)溶液潤洗偏大偏高錐形瓶洗凈后還留有蒸餾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偏小偏低(2)以標(biāo)準(zhǔn)強(qiáng)酸溶液滴定未知濃度的強(qiáng)堿溶液(酚酞作指示劑)為例分析誤差考點(diǎn)二水的電離和溶液的pH6.誤差分析滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點(diǎn)時(shí)氣泡消失偏大偏高振蕩錐形瓶時(shí)部分液體濺出偏小偏低部分酸液滴到錐形瓶外偏大偏高溶液顏色較淺時(shí)滴入酸液過快，停止滴定后加一滴NaOH溶液無變化偏大偏高讀數(shù)酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視液面讀數(shù)偏小偏低酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視液面讀數(shù)偏大偏高(2)以標(biāo)準(zhǔn)強(qiáng)酸溶液滴定未知濃度的強(qiáng)堿溶液(酚酞作指示劑)為例分析誤差考點(diǎn)二水的電離和溶液的pH6.誤差分析(1)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿滴定過程中pH曲線變化(以0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L-1鹽酸為例)7.滴定曲線的分析與應(yīng)用考點(diǎn)二水的電離和溶液的pH恰好中和=酸堿恰好完全反應(yīng)≠滴定終點(diǎn)≠溶液呈中性突躍點(diǎn)變化范圍不同:強(qiáng)堿與強(qiáng)酸(強(qiáng)酸與強(qiáng)堿)反應(yīng)的突躍點(diǎn)變化范圍大于強(qiáng)堿與弱酸(強(qiáng)酸與弱

堿)反應(yīng)的突躍點(diǎn)變化范圍氫氧化鈉溶液滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸的滴定曲線鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉溶液、氨水的滴定曲線

曲線起點(diǎn)不同:強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸、弱酸的曲線，強(qiáng)酸起點(diǎn)低；強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿、弱堿的曲線，強(qiáng)堿起點(diǎn)高突躍點(diǎn)變化范圍不同:強(qiáng)堿與強(qiáng)酸(強(qiáng)酸與強(qiáng)堿)反應(yīng)的突躍點(diǎn)變化范圍大于強(qiáng)堿與弱酸(強(qiáng)酸與弱

堿)反應(yīng)的突躍點(diǎn)變化范圍(2)強(qiáng)酸(堿)滴定弱堿(酸)pH曲線比較編號(hào)①②③④溶液氨水氫氧化鈉溶液醋酸溶液鹽酸pH111133【典例】(23·24高二上·貴州六盤水·期中)常溫下，有關(guān)下列4種溶液的敘述正確的是A．①中加入少量的氯化銨固體，溶液的pH減小B．分別取10mL上述溶液稀釋至1000mL，四種溶液的pH：②＞①＞④＞③C．②、③兩種溶液等體積混合，所得溶液呈堿性D．用④滴定①可選擇酚酞試液作指示劑【答案】A【詳解】A．①中氨水加入少量的氯化銨固體，溶液中銨根離子的濃度增大，會(huì)抑制氨水的電離，導(dǎo)致溶液的pH減小，A項(xiàng)正確；B．pH均為11的氨水和氫氧化鈉溶液，均稀釋100倍，氫氧化鈉溶液pH變?yōu)?，氨水中存在平衡移動(dòng)，氨水稀釋，促進(jìn)氨水的電離，導(dǎo)致氨水pH大于9；同理可知，pH均為3的醋酸溶液和鹽酸，稀釋100倍，鹽酸的pH變?yōu)?，醋酸溶液的pH小于5，所以四種溶液的pH：①＞②＞④＞③，C項(xiàng)錯(cuò)誤；C．②、③兩種溶液等體積混合，②中的氫氧根離子濃度=③中的氫離子濃度，但③中還含有大量醋酸分子，酸過量，溶液呈酸性，C項(xiàng)錯(cuò)誤；D．酚酞的變色范圍為8.2-10.0，鹽酸滴定氨水反應(yīng)終點(diǎn)為酸性，用酚酞做指示劑，會(huì)使誤差變大，用甲基橙做指示劑，D項(xiàng)錯(cuò)誤；故選A?？键c(diǎn)三鹽類的水解考點(diǎn)三鹽類的水解鹽類的水解1.鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因

NaCl溶液NH4Cl溶液CH3COONa溶液溶液中存在的粒子Na+、Cl-、H+、OH-、H2ONH4+、Cl-、H+、OH-、NH3·H2O、H2ONa+、CH3COO-、H+、

OH-、CH3COOH、H2O溶液中的相關(guān)反應(yīng)(相關(guān)變化)NaCl

Na++Cl-H2O

H++OH-NH4Cl

NH4+

+Cl-H2O

H++OH-NH4++OH-

NH3·H2OCH3COONa

Na++CH3COO-H2O

H++OH-CH3COO-+H+

CH3COOH

NaCl溶液NH4Cl溶液CH3COONa溶液有無弱電解質(zhì)生成無生成NH3·H2O生成CH3COOHc(H+)與c(OH-)的關(guān)系、溶液的酸堿性c(H+)=c(OH-)溶液呈中性c(H+)>c(OH-)溶液呈酸性c(H+)<c(OH-)溶液呈堿性鹽的類別強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽考點(diǎn)三鹽類的水解鹽類的水解1.鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因(1)概念在水溶液中，鹽電離出來的離子與水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。鹽類的水解考點(diǎn)三鹽類的水解(2)實(shí)質(zhì)弱酸的陰離子→結(jié)合H+弱堿的陽離子→結(jié)合OH-水溶液中鹽電離→→破壞了水的電離平衡→水的電離程度增大→可能導(dǎo)致溶液中c(H+)≠c(OH-)→溶液可能呈堿性或酸性性速記口訣：有弱才水解，越弱越水解；誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性(3)特點(diǎn)水解反應(yīng)的特點(diǎn)可逆反應(yīng)水解反應(yīng)的程度很微弱酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)吸熱反應(yīng)鹽類水解反應(yīng)的規(guī)律強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解，溶液呈中性，溶液的pH=7如NaCl、KNO3等如Cu(NO3)2等，水解的離子是Cu2+如Na2CO3等，水解的離子是CO32-強(qiáng)酸弱堿鹽水解，溶液呈酸性，溶液的pH<7強(qiáng)堿弱酸鹽水解，溶液呈堿性，溶液的pH>7鹽類的水解考點(diǎn)三鹽類的水解電解質(zhì)溶液中陽離子所帶的正電荷總數(shù)與陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)相等，溶液呈電中性陽離子(4)溶液中粒子濃度的關(guān)系與比較?考點(diǎn)三鹽類的水解鹽類的水解電荷守恒Na+CO32-H+OH-HCO3-

示例分析：Na2CO3溶液陰離子注意：離子要寫全，電荷要標(biāo)對(duì)c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)【典例】寫出下列溶液中的電荷守恒Na2SO3某弱酸的酸式鹽NaHA溶液CH3COONa與CH3COOH(1:1)混合向H3A溶液中通入一定量KOH后，溶液中的電荷守恒c(Na+)+c(H+)=2c(SO32-)+c(HSO3-)+c(OH-)c(Na+)+c(H+)=2c(A2-)+c(OH-)c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)c(K+)+c(H+)=c(OH-)+c(H2A-)+2c(HA2-)+3c(A3-)CH3COONa與CH3COOH(2:3)混合c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)在電解質(zhì)溶液中，由于某些離子發(fā)生水解或電離，離子的存在形式發(fā)生了變化。就該離子所含的某種元素來說，其質(zhì)量在變化前后是守恒的，即元素質(zhì)量守恒(4)溶液中粒子濃度的關(guān)系與比較?考點(diǎn)三鹽類的水解鹽類的水解元素質(zhì)量守恒(物料守恒)示例分析：0.1mol/LNa2CO3溶液第1步：列出原子比例關(guān)系(關(guān)鍵元素成比例，非氫非氧元素)第2步：替換成溶液中存在的形態(tài)c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)NaC21=[Na]=2[C]【典例】寫出下列溶液中的元素質(zhì)量守恒(物料守恒)Na2SO4NH4Cl與NH3?H2O(1:1)混合c(Na+)=2c(SO42-)NH4Clc(NH4+)+c(NH3?H2O)=c(Cl-)Na3PO4c(Na+)=3c(PO43-)+3c(HPO42-)+3c(H2PO4-)+3c(H3PO4)NH4Cl與NH3?H2O(1:2)混合c(NH4+)+c(NH3?H2O)=2c(Cl-)c(NH4+)+c(NH3?H2O)=3c(Cl-)電解質(zhì)在水溶液中發(fā)生電離、水解時(shí)，存在H+的轉(zhuǎn)移，在轉(zhuǎn)移時(shí)，失去H+的物質(zhì)的量與得到H+的物質(zhì)的量是相等的(4)溶液中粒子濃度的關(guān)系與比較?考點(diǎn)三鹽類的水解鹽類的水解質(zhì)子守恒示例分析：Na2S溶液S2-H2O+2H+H2S+H+HS-+H+H3O+-H+HO-得H失Hc(OH-)=c(H+)+2c(H2S)+c(HS-)【典例】寫出下列溶液中的質(zhì)子守恒CH3COONaNa2CO3Na3PO4c(OH-)=c(H+)+c(HPO42-)+2c(H2PO4-)+3c(H3PO4)NH4Cl與NH3?H2O(1:2)混合2c(NH4+)+3c(H+)=

c(NH3?H2O)+3c(OH-)c(OH-)=c(H+)+c(CH3COO-)c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)CH3COONa與CH3COOH(1:1)混合c(CH3COOH)+2c(H+)=c(CH3COO-)+2c(OH-)Kh表示水解反應(yīng)趨勢(shì)的大小，Kh越大，水解趨勢(shì)越大(1)鹽的水解常數(shù)考點(diǎn)三鹽類的水解鹽的水解常數(shù)與影響鹽類水解的因素強(qiáng)堿弱酸鹽MA水解的離子方程式為A-+H2O?HA+OH-，當(dāng)水解達(dá)到平衡時(shí)，鹽的水解常數(shù)

c(A-)c(HA)?c(OH-)Kh=(2)意義(3)Kh與Ka、Kb的關(guān)系KwKaKh＝強(qiáng)堿弱酸鹽KwKbKh＝強(qiáng)酸弱堿鹽①內(nèi)因鹽類水解程度的大小主要是由鹽本身的性質(zhì)決定的。取決于鹽中弱酸陰離子或弱堿陽離子所對(duì)應(yīng)的弱酸或弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱，相同條件下，弱酸(堿)的酸(堿)性越弱，對(duì)應(yīng)離子的水解程度越大。②外界條件溫度：升高溫度能夠促進(jìn)水解。濃度：鹽溶液濃度越小，水解程度越大。外加酸、堿：水解顯酸性的鹽溶液，加堿會(huì)促進(jìn)水解，加酸會(huì)抑制水解，反之亦然外加鹽：加入與鹽的水解性質(zhì)相反的鹽會(huì)促進(jìn)鹽的水解。(2)影響鹽類水解的主要因素考點(diǎn)三鹽類的水解鹽的水解常數(shù)與影響鹽類水解的因素【典例】(23·24高二上·山西大同·期中)常溫下，向20mL0.1000mo1/L溶液中滴加0.1000mol/LNaOH溶液，滴定曲線及混合溶液中l(wèi)gX［其中X表示或］隨pH的變化如圖所示。下列說法錯(cuò)誤的是A．可選用酚酞做實(shí)驗(yàn)的指示劑B．X表示C