「高中化學(xué)選修4第三章水溶液中的離子平衡知識(shí)點(diǎn)和題型總結(jié)【復(fù)習(xí)準(zhǔn)備】」.doc

水溶液中的離子平衡1 知識(shí)要點(diǎn)一、弱電解質(zhì)的電離 1、定義：電解質(zhì)、非電解質(zhì) ；強(qiáng)電解質(zhì) 、弱電解質(zhì) 物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)：大多數(shù)非金屬氧化物和有機(jī)物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)金屬氧化物和鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿和水。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純凈物 下列說(shuō)法中正確的是（ ） A、能溶于水的鹽是強(qiáng)電解質(zhì)，不溶于水的鹽是非電解質(zhì)； B、強(qiáng)電解質(zhì)溶液中不存在溶質(zhì)分子；弱電解質(zhì)溶液中必存在溶質(zhì)分子； C、在熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物一定是離子化合物，也一定是強(qiáng)電解質(zhì)； D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能導(dǎo)電，故兩者均是電解質(zhì)。2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：在一定條件下（溶于水或熔化）能否電離（以能否導(dǎo)電來(lái)證明是否電離）電解質(zhì)離子化合物或共價(jià)化合物 非電解質(zhì)共價(jià)化合物離子化合物與共價(jià)化合物鑒別方法：熔融狀態(tài)下能否導(dǎo)電 下列說(shuō)法中錯(cuò)誤的是（ ）A、非電解質(zhì)一定是共價(jià)化合物；離子化合物一定是強(qiáng)電解質(zhì)；B、強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液一定能導(dǎo)電；非電解質(zhì)的水溶液一定不導(dǎo)電；C、濃度相同時(shí)，強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液的導(dǎo)電性一定比弱電解質(zhì)強(qiáng)；D、相同條件下，pH相同的鹽酸和醋酸的導(dǎo)電性相同。3、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電質(zhì)的本質(zhì)區(qū)別：在水溶液中是否完全電離（或是否存在電離平衡） 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)）二、水的電離和溶液的酸堿性1、水離平衡：H2OH+ + OH- 水的離子積：KW = H+OH- 25時(shí), H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 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：酸、堿 ：抑制水的電離（pH之和為14的酸和堿的水溶液中水的電離被同等的抑制） 溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的）易水解的鹽：促進(jìn)水的電離（pH之和為14兩種水解鹽溶液中水的電離被同等的促進(jìn)） 試比較pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四種溶液中水的電離程度從大到小的順序是 。4、溶液的酸堿性和pH： （1）pH= -lgH+ 注意：酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ；pH7 溶液不一定是酸性溶液（只有溫度為常溫才對(duì)）； 堿性溶液不一定是堿溶液（可能是 溶液）。已知100時(shí)，水的KW=110-12，則該溫度下（1）NaCl的水溶液中H+= ，pH = ，溶液呈 性。（2）0.005mol/L的稀硫酸的pH= ；0.01mol/L的NaOH溶液的pH= （2）pH的測(cè)定方法：酸堿指示劑甲基橙、石蕊、酚酞pH試紙 最簡(jiǎn)單的方法。 操作：將一小塊pH試紙放在潔凈的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液點(diǎn)試紙中部，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較讀數(shù)即可。 注意：事先不能用水濕潤(rùn)PH試紙；只能讀取整數(shù)值或范圍 用濕潤(rùn)的pH試紙測(cè)某稀溶液的pH，所測(cè)結(jié)果 （填“偏大”、“偏小”、“不變”或“不能確定”），理由是 。（3）常用酸堿指示劑及其變色范圍：指示劑變色范圍的PH石蕊5紅色58紫色8藍(lán)色甲基橙3.1紅色3.14.4橙色4.4黃色酚酞8無(wú)色810淺紅10紅色試根據(jù)上述三種指示劑的變色范圍，回答下列問(wèn)題：強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿最好選用的指示劑為： ，原因是 ；強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸最好選用的指示劑為： ，原因是 ；中和滴定不用石蕊作指示劑的原因是 。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+離子數(shù)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離子數(shù)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-，H+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） 注意：在加法運(yùn)算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不計(jì)！ 將pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等體積混合，所得溶液的pH= ；將pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等體積混合，所得溶液的pH= ；20mLpH=5的鹽酸中加入1滴（0.05mL）0.004mol/LBa(OH)2溶液后pH= 。四、稀釋過(guò)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(wú)限稀釋后pH均為76、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。 pH=3的HCl稀釋100倍后溶液的pH變?yōu)?；pH=3的HAc溶液稀釋100倍后pH為 ，若使其pH變?yōu)?，應(yīng)稀釋的倍數(shù)應(yīng) （填不等號(hào)）100；pH=5的稀硫酸稀釋1000倍后溶液中H+ ：SO42-= ； pH=10的NaOH溶液稀釋100倍后溶液的pH變?yōu)?；pH=10的NaAc溶液稀釋10倍后溶液的pH為 。五、“酸、堿恰好完全反應(yīng)”與“自由H+與OH-恰好中和”酸堿性判斷方法1、酸、堿恰好反應(yīng)（現(xiàn)金+存款相等）：恰好生成鹽和水，看鹽的水解判斷溶液酸堿性。（無(wú)水解，呈中性）2、自由H+與OH-恰好中和（現(xiàn)金相等），即“14規(guī)則：pH之和為14的兩溶液等體積混合，誰(shuí)弱顯誰(shuí)性，無(wú)弱顯中性?！保荷甥}和水，弱者大量剩余，弱者電離顯性。（無(wú)弱者，呈中性）(1)100mLpH=3的H2SO4中加入10mL0.01mol/L氨水后溶液呈 性，原因是 ；pH=3的HCl與pH=11的氨水等體積混合后溶液呈 性，原因是 。（2）室溫時(shí)，0.01mol/L某一元弱酸只有1%發(fā)生了電離，則下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是A、上述弱酸溶液的pH4 B、加入等體積0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH7C、加入等體積0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH7D、加入等體積pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH7六、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類水解規(guī)律： 有弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，兩弱相促進(jìn)，兩強(qiáng)不水解。多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸水解程度大，堿性更強(qiáng)。 (如:Na2CO3 NaHCO3)（1）下列物質(zhì)不水解的是 ；水解呈酸性的是 ；水解呈堿性的是 FeS NaI NaHSO4 KF NH4NO3 C17H35COONa（2）濃度相同時(shí)，下列溶液性質(zhì)的比較錯(cuò)誤的是（ ） 酸性：H2SH2Se 堿性：Na2SNaHS 堿性：HCOONaCH3COONa 水的電離程度：NaAcNaAlO2 溶液的pH：NaHSO3Na2SO4NaHCO3NaClO2、鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆 （2）程度小 （3）吸熱下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是：A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在；B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈紅色，加熱紅色變深；C、NH4Cl溶液呈酸性這一事實(shí)能說(shuō)明氨水為弱堿；D、在稀醋酸中加醋酸鈉固體能促進(jìn)醋酸的電離。3、影響鹽類水解的外界因素： 溫度：溫度越高水解程度越大 （水解吸熱）濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解（H+促進(jìn)陰離子水解而抑制陽(yáng)離子水解；OH-促進(jìn)陽(yáng)離子水解而抑制陰離子水解） Na2CO3溶液呈堿性原原因用方程式表示為 ；能減少Na2CO3溶液中CO32-濃度的措施可以是（ ） 加熱 加少量NaHCO3固體 加少量(NH4)2CO3固體加少量NH4Cl 加水稀釋 加少量NaOH4、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如HSO4- 電離程度水解程度，顯酸性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度電離程度，顯堿性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）寫出NaH2PO4溶液中所有的水解和電離方程式 ，并指示溶液中H3PO4、HPO42-與H2PO4-的大小關(guān)系 。5、雙水解反應(yīng)： （1）構(gòu)成鹽的陰陽(yáng)離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)為雙水解反應(yīng)（即弱酸弱堿鹽）。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。其促進(jìn)過(guò)程以NH4Ac為例解釋如下： NH4Ac = NH4+ + Ac- NH4+ + H2O NH3H2O + H+ Ac + H2O HAc + OH-兩個(gè)水解反應(yīng)生成的H+和OH反應(yīng)生成水而使兩個(gè)水解反應(yīng)的生成物濃度均減少，平衡均右移。 （2）常見(jiàn)的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的方程式寫“=”并標(biāo)“”，其離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S 寫出Al3+與CO32-、HCO3-在水溶液中反應(yīng)的離子方程式： ， ；在足量Na2CO3溶液中加少量硫酸鋁溶液的離子方程式為 ，泡沫滅火器中使用硫酸鋁與小蘇打而不用純堿的原因是 ；能鑒別Na2CO3、NaOH、NaCl、AgNO3和苯酚鈉五種溶液的一種試劑是 。6、鹽類水解的應(yīng)用：混施化肥（N、P、K三元素不能變成和） 泡沫滅火劑（用硫酸鋁和小蘇打?yàn)樵?，雙水解）FeCl3溶液止血?jiǎng)ㄑ獫{為膠體，電解質(zhì)溶液使膠體凝聚）明礬凈水（Al3+水解成氫氧化鋁膠體，膠體具有很大的表面積，吸附水中懸浮物而聚沉）NH4Cl焊接金屬（氯化銨呈酸性，能溶解鐵銹）判斷溶液酸堿性（強(qiáng)者顯性）比較鹽溶液離子濃度的大小 判斷離子共存（雙水解的離子產(chǎn)生沉淀和氣體的不能大量共存）配制鹽溶液（加對(duì)應(yīng)的酸防止水解）七、電離、水解方程式的書寫原則1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫 例：H2S的電離H2S H+ + HS- ； HS- H+ + S2-例：Na2S的水解：H2O+ S2- HS- + OH- H2O + HS- H2S + OH- 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。2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫 例：Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+下列方程式中屬于電離方程式的是 ；屬于水解方程式的是 A、HCO3- +H2O H3O+ + CO32- B、BaSO4 = Ba2+ + SO42-C、AlO2- + 2H2O Al(OH)3 + OH- D、CaCO3(s) Ca2+ + CO32-八、溶液中微粒濃度的大小比較 1、基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的兩種守恒關(guān)系： 電荷守恒（電荷數(shù)前移）:任何溶液均顯電中性，各陽(yáng)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數(shù)的乘積之和物料守恒(原子個(gè)數(shù)前移): 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(得失H+個(gè)數(shù)前移):： 得質(zhì)子后形成的微粒濃度得質(zhì)子數(shù) = 失質(zhì)子后形成的微粒濃度失質(zhì)子數(shù)九、酸堿中和滴定十、溶解平衡 1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見(jiàn)知識(shí) （1）溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。生成難溶電解質(zhì)的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“=”。 （2）反應(yīng)后離子濃度降至110-5mol/L以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“=”。如酸堿中和時(shí)H+降至10-7mol/LH2SO3SO32- C、該溶液中由水電離出的H+為110-4mol/L D、加入少量NaOH使溶液的pH升高會(huì)使水的電離受抑制五、Qc與K Qc為濃度商：是指剛開(kāi)始反應(yīng)（但未反應(yīng)）時(shí)平衡體系各物質(zhì)濃度冪次方之積之比（對(duì)于溶液是指混合后但不反應(yīng)時(shí)的濃度） K為平衡常數(shù)：是指可逆反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)體系各物質(zhì)濃度冪次方之積之比。在化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡、溶解平衡四大平衡中分別有不同的名稱：化學(xué)平衡常數(shù)(K)、電離常數(shù)(Ka)、水解常數(shù)(Kh)、溶度積(Ksp)。Qc與K的相對(duì)大小可反映出體系是否為平衡狀態(tài)：（1） QcK，過(guò)平衡狀態(tài)，反應(yīng)將逆向進(jìn)行；（2） Qc=K，平衡狀態(tài)；（3） QcV鹽酸=V醋酸（或V硫酸=2V鹽酸=2V醋酸）。 H2SO4，HAc；V醋酸V鹽酸=V硫酸。 ，弱二、水的電離和溶液的酸堿性3、NH4Cl=Na2CO3 HAc=NaOH4、（1）強(qiáng)酸弱堿鹽；強(qiáng)堿弱酸鹽。10-6mol/L，6，中；2，10 （2）不能確定；酸性溶液偏大，中性溶液不變，堿性溶液偏小 （3）酚酞；變色明顯，酚酞褪色時(shí)pH最接近7；甲基橙，甲基橙由橙變黃時(shí)，pH最接近7；變色范圍廣且變色不明顯三、混合溶液pH計(jì)算公式3、1.3；11.7；9四、6、5；35之間；20:1；8；810五、2、（1）酸；恰好反應(yīng)生成(NH4)2SO4，NH4+水解呈堿性（將題中pH=2改為pH=3）。堿；氨水過(guò)量，電離產(chǎn)生的OH-使溶液呈堿性。 （2）B六、1、（1）； （2）2、D3、CO32- + H2O HCO3- + OH- ；4、H2O H+ +OH- ；H2PO4- HPO42- +H+；HPO42- PO43- +H+；H2PO4- +H2O H3PO4+OH- H2PO4- HPO42- H3PO45、2Al3+ + 3CO32- + 3H2O = 2Al(OH)3+ 3CO2；Al3+ + 3HCO3- = Al(OH)3+ 3CO2 Al3+ + 3CO32- + 3H2O =Al(OH)3+ 3HCO3-；產(chǎn)生同樣多的CO2，用純堿消耗的Al3+多；用純堿有可能不產(chǎn)生CO2或產(chǎn)氣量很少。七、2、AB；C十、5（1）Ksp=Ag+2S2- （2） （3）加足量MgCl2溶液，充分?jǐn)嚢?，過(guò)濾，洗滌即得純Mg(OH)22 方法、歸納和技巧一、 AC二、 （1）自由電子導(dǎo)電；自由陰陽(yáng)離子導(dǎo)電；（2）NaHSO4；HAc三、 四、 A五、 Qc = 210-5 Ksp，有沉淀析出六、 1B 2C 3B 4B 5AC 6C 7C 8A 9BD3 綜合訓(xùn)練1C 2B 3C 4B 5D 6A 7AB 8B 9B 10D 11C 12A 13D 14B 15C 16D 17BD 18B 19D 20B 21A 22D 23B 24C 25C 26B 27C 28D 29C 30A 31A32BC 33AD 34A 35B 36A 37B 38B 39A40、H+、OH-；10-7mol/L，110-14，水的離子積，110-14，可逆41、；42、C BA43、不正確，可能由于稀釋而產(chǎn)生誤差；不一定，若是中性溶液，則不產(chǎn)生誤差，否則產(chǎn)生誤差44、（1）BiCl3 + H2O BiOCl + 2HCl； （2）不同意； （3）將BiCl3溶于鹽酸中； （4）增大溶液中c（Cl-）能抑制BiCl3 的水解45、酸；堿46、CO32- + H2O HCO3- + OH- ；CaSO4(s) Ca2+ + SO42- ，Ca2+ + CO32- = CaCO347、110-348、（1）OH-、Na+； Cl-，NO3-； （2）OH-、HCO3-、NO3-、Ag+49、乙；乙能較好地克服實(shí)驗(yàn)誤差50、（1）CuO + 2H+ = Cu2+ + H2O；Fe + 2H+=Fe2+ + H2； （2）Fe(OH)3 （3）藍(lán)色變綠色； （4）一方面2Fe2+2H+H2O2=2Fe3+2H2O消耗了OH-，另一方面CuO消耗H+。51、BaCO3(s) Ba2+ + CO32-，加入HCl：2H+ +CO32- = H2O + CO2使 c(CO32-)減少，從而使BaCO3的溶解平衡向溶解方向移動(dòng)而溶解；而BaSO4(s) Ba2+ + SO42-，加入HCl并不能使平衡移動(dòng)而溶解。強(qiáng)酸制取弱酸。52、測(cè)稀醋酸溶液的pH為a；向稀醋酸中加入CH3COONa固體；再次測(cè)量溶液的pHa，則說(shuō)明存在CH3COOH CH3COO- + H+。水溶液中的電離平衡一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)1、概念電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物非電解質(zhì)：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物電解質(zhì)和非電解質(zhì)均指化合物，單質(zhì)和混合物既不屬于電解質(zhì)也不屬于非電解質(zhì)。電解質(zhì)必須是自身能直接電離出自由移動(dòng)的離子的化合物。對(duì)于電解質(zhì)來(lái)說(shuō)，只須滿足一個(gè)條件即可，而對(duì)非電解質(zhì)則必須同時(shí)滿足兩個(gè)條件。例如：H2SO4、NaHCO3、NH4Cl、Na2O、Na2O2、Al2O3強(qiáng)電解質(zhì)：溶于水或熔融狀態(tài)下幾乎完全電離的電解質(zhì) 弱電解質(zhì)：溶于水或熔融狀態(tài)下只有部分電離的電解質(zhì)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與化學(xué)鍵有關(guān)，但不由化學(xué)鍵類型決定。強(qiáng)電解質(zhì)含有離子鍵或強(qiáng)極性鍵，但含有強(qiáng)極性鍵的不一定都是強(qiáng)電解質(zhì)，如H2O、HF等都是弱電解質(zhì)。 電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶解度無(wú)關(guān)。如BaSO4、CaCO3等電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液的導(dǎo)電能力沒(méi)有必然聯(lián)系。2、判斷（1）物質(zhì)類