蘇教版高中化學選修四知識點復習 第三章 物質在水溶液中的行為（高考）

1、第三章 物質在水溶液中的行為 (一)水溶液1、水的電離和水的離子積 水是一種極弱的電解質，存在以下電離平衡 2h2oh3ooh，h0 簡寫為：h2ohoh；h0。 25時，c(h)c(oh)107moll1水的電離程度：1.8107% 水的離子積：kwc(h)c(oh)1014(25 )理解kw時要注意：(1)kw與溫度有關，因為水的電離過程是吸熱過程，所以溫度升高，有利于水的電離，kw增大。如100時，kw1012。(2)kw不僅適用于純水，還適用于酸性或堿性的稀溶液。不管哪種溶液均有如酸性溶液中c(h+)酸kw堿性溶液中：c(oh)堿 kw(3)kw與c(h+)及c(oh)的計算對于水溶液

2、，要準確求算c(oh)、c(h+)的大小，可依賴kw來計算。對于中性溶液(或純水)，c(h+)c(oh)。而酸性溶液，若已知c(h)、c(oh)其中之一，另一種離子的濃度即可代入關系：kwc(h+)c(oh)求出。應注意的是：在酸、堿性很弱的溶液中c(h)和c(oh)都很小，這時由水電離生成的c(h+)和c(oh)與酸或堿提供的c(h+)或oh的濃度較接近，因而不可忽視由水電離生成的c(h+)和c(oh)，應考慮水電離出來的c(h+)和oh的濃度、并將總的離子濃度代入水的離子積常數(shù)關系式中進行求解。（4）影響水電離平衡的外界因素：(1)酸、堿 ：抑制水的電離（ph之和為14的酸和堿的水溶液中水

3、的電離被同等的抑制）(2)溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）(3)易水解的鹽：促進水的電離（ph之和為14兩種水解鹽溶液中水的電離被同等的促進）2、溶液的酸堿性和ph(1)溶液的酸堿性取決于溶液中c(h)與c(oh)的相對大小。(2)ph：水溶液里的h濃度的負對數(shù)叫做ph，即phlgc(h)。注意：酸性溶液不一定是酸溶液 ；ph7 溶液不一定是酸性溶液（只有溫度為常溫才對）； 堿性溶液不一定是堿溶液。 意義：表示稀溶液酸堿性的強弱。中性溶液：c(h)c(oh)107，ph7。酸性溶液：c(h)c(oh)，c(h)107，ph7。堿性溶液：c(h)c(oh)，c(h)107，ph7。ph越小

4、，c(h)越大，溶液酸性越強；ph越大，c(oh)越大，溶液堿性越強。ph適用范圍當溶液的酸堿性用ph表示時，c(h)的大小范圍為：11014mol/lc(h)1mol/l，即14ph0。注：當c(oh)1mol/l、c(h)1mol/l時，一般不用ph值表示溶液的酸堿性，此時，用物質的量濃度直接表示溶液的酸堿性更方便。溶液ph的測定方法 ph試紙 最簡單的方法。 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試紙中部，然后與標準比色卡比較讀數(shù)即可。注意：事先不能用水濕潤ph試紙；只能讀取整數(shù)值或范圍酸堿指示劑甲基橙、石蕊、酚酞常用酸堿指示劑及其變色范圍：指示劑變色范圍的ph石

5、蕊5紅色58紫色8藍色甲基橙3.1紅色3.14.4橙色4.4黃色酚酞8無色810淺紅10紅色3 、混合液的ph值計算方法公式1、強酸與強酸的混合：（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 =（h1v1+h+2v2）/（v1+v2）2、強堿與強堿的混合：（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 :不能直接計算h+混)3、強酸與強堿的混合：（先據(jù)h + oh- =h2o計算余下的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，

6、再求其它） 注意：在加法運算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不計！4、稀釋過程溶液ph值的變化規(guī)律：(1)強酸溶液：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均為7(6)稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的ph變化得慢，強酸、強堿變化得快。5、“酸、堿恰好完全

7、反應”與“自由h+與oh恰好中和”酸堿性判斷方法1、酸、堿恰好反應：恰好生成鹽和水，看鹽的水解判斷溶液酸堿性。（無水解，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，誰弱顯誰性，無弱顯中性。”6、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實質：h+oh=h2o 即酸能提供的h+和堿能提供的oh-物質的量相等。2、中和滴定的操作過程：（1）儀滴定管的刻度，o刻度在 上 ，往下刻度標數(shù)越來越大，全部容積 大于 它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。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

8、到小數(shù)點后 一位 。（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。（3）準備過程：準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。（洗滌：用洗液洗檢漏：滴定管是否漏水用水洗用標準液洗（或待測液洗）裝溶液排氣泡調液面記數(shù)據(jù)v(始)（4）試驗過程3、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用n酸c酸v酸=n堿c堿v堿進行分析式中：n酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c酸或堿的物質的量濃度；v酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：c堿=上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的v酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標準酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現(xiàn)的卻是v酸的增大

9、，導致c酸偏高；v堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即v酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與v酸的變化成正比，即當v酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。(二) 弱電解質的電離1、定義：電解質： 在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電的化合物,叫電解質。非電解質 ：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物。強電解質 ：在水溶液里全部電離成離子的電解質。弱電解質： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子

10、的電解質。物質單質化合物電解質非電解質： 非金屬氧化物，大部分有機物 。如so3、co2、c6h12o6、ccl4、ch2=ch2強電解質： 強酸，強堿，大多數(shù)鹽 。如hcl、naoh、nacl、baso4弱電解質： 弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水 。如hclo、nh3h2o、cu(oh)2、h2o混和物純凈物2、電解質與非電解質本質區(qū)別：在一定條件下（溶于水或熔化）能否電離（以能否導電來證明是否電離）電解質離子化合物或共價化合物 非電解質共價化合物離子化合物與共價化合物鑒別方法：熔融狀態(tài)下能否導電注意：電解質、非電解質都是化合物 so2、nh3、co2等屬于非電解質 強電解質不等于易溶于水的化合物

11、（如baso4不溶于水，但溶于水的baso4全部電離，故baso4為強電解質）電解質的強弱與導電性、溶解性無關。補充：強酸（ha）與弱酸（hb）的區(qū)別：(1)溶液的物質的量濃度相同時，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，phhaphhb3、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，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)，（一般用ka表示酸，kb表示堿。 ）表示方法：aba+ +b- ki= a+ b-/ab影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質的本性決定。b、電

12、離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。c、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強，如：h2so4h3po4hfch3coohh2co3h2shclo4、電離平衡（1）特征(1)動：指動態(tài)平衡。(2)等：v電離v結合(分子化)0(3)定：條件一定，分子與離子濃度一定。(4)變：條件改變，平衡破壞，發(fā)生移動。（2）影響電離平衡的因素(1)濃度：濃度越大，電離程度越小。在稀釋溶液時，電離平衡向右移動，而離子濃度一般會減小。 (2)溫度：溫度越高，電離程度越大。因電離是吸熱反應，升溫平衡向吸熱方向(電離方向)移動。 (3)同離子效應：醋酸溶液中加入醋酸鈉晶

13、體，平衡左移，電離程度減小，加入稀hcl亦然。 (4)能反應的離子：醋酸溶液中加入naoh，平衡右移，電離程度增大。5、電離方程式1.書寫：用可逆符號 2.弱酸分布電離（以第一步為主） 3.強酸一步電離（三）、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、概念 在溶液中鹽的離子與水電離出來的h+或oh結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解。在鹽類水解的概念中要領會以下要點：(1)能引起鹽類水解的離子應是：弱酸陰離子或弱堿陽離子(它們分別與水電離出的h或oh生成弱酸或弱堿)，如co32、hco3、s2、hs、nh4、cu2、fe3、al3等(要求記住常見的弱酸、弱堿)。(2)鹽類水解的實質是：水的電離

14、平衡發(fā)生了移動。(3)鹽類水解的結果是：引起溶液中h、oh變化，即酸堿性的變化。 2、規(guī)律有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。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。 (如:na2co3 nahco3) 弱酸酸性強弱比較：a、同主族元素最高價含氧酸的酸性遞減，無氧酸的酸性遞增（利用特殊值進行記憶。如酸性：hfh3po4）b、飽和一元脂肪酸的碳原子數(shù)越小，酸性越強（如hcoohch3cooh）c、一些常見的酸的酸性：hclo、halo2、苯酚為極弱酸；醋酸碳酸；磷酸和h2so3為中強酸；hclo4為最強含氧酸等。3、鹽類水解離子方程式的書寫

15、 引起水解的鹽的離子h2o弱電解質 增加的離子 例：fe33h2ofe(oh)33h注意：(1)鹽的水解是中和反應的逆反應，程度是很小的，方程式中用“”符號。(2)一般難溶物不形成沉淀，不寫“”，氣體不逸出，不寫“”(因為產量很少)。(3)多價陰離子以第一步水解為主，如s2h2ohsoh(主)，hsh2oh2soh(次) 4、影響鹽類水解的因素：(符合平衡移動原理)（1）內因由鹽中離子的本性決定“越弱越水解”，即對應的弱酸或弱堿越弱的，水解程度越大。（2）外因：溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）酸堿：促進或抑制鹽的水解（h+促進陰離子水

16、解而抑制陽離子水解；oh-促進陽離子水解而抑制陰離子水解）5、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如h2so4- 顯酸性 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-）6、雙水解反應： （1）構成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。 （2）常見的雙水解反應完全的為：fe3+、al3+與alo2-、co32-(hco3-)、s2-(hs-)、so32-(hso3-)；s2-與nh4+；co32-(hco3-)與nh4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。

17、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)3+ 3h2s7、鹽類水解的應用：水解的應用實例原理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mgcl26h2o制無水mgcl2 在hcl氣流中加熱若不然，則：mgcl26h2o mg(oh)2+2hcl+4h2o

18、mg(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+h2o nh3h2o+h+ c(cl-)c(nh4+)c(h+)c(oh)- 9、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三種守恒關系：電荷守恒：任何溶液均顯電中性，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數(shù)的乘積之和物料守恒：（即原子個數(shù)守恒或質量守恒）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)之和質子守恒：即水電離出的h

19、+濃度與oh-濃度相等。2、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弱規(guī)律：中學化學常見的有三對等濃度的hac與naac的混合溶液：弱酸的電離其對應弱酸鹽的水解，溶液呈酸性等濃度的nh3h2o與nh4cl的混合液：弱堿的電離其對應弱堿鹽的水解，溶液呈堿性等濃度的hcn與nacn的混合溶液：弱酸的電離其對應弱酸鹽的水解，溶液呈堿性掌握其處理方法（即抓主要矛盾）(四)沉淀溶解平衡 1、溶度積常數(shù)(1)表達式：pbi2(s)pb2(aq)2i(aq)ksppb2i2(2)意義ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，與沉淀量和溶液的濃度無關，離子濃度變化能引起平衡移動，但不改變溶度

20、積。ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力。 2、沉淀溶解平衡的應用（1）判斷沉淀的溶解與生成利用濃度商qc與溶度積ksp的大小判斷：qcksp，平衡向生成沉淀的方向移動；qcksp，沉淀溶解達到平衡；qcksp，沉淀溶解。（2）難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識（1）溶解度小于0.01g的電解質稱難溶電解質。（2）反應后離子濃度降至1*10-5以下的反應為完全反應。如酸堿中和時h+降至10-7mol/l10-5mol/l，故為完全反應，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于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：c

21、aso4、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。（3）溶解平衡方程式的書寫 注意在沉淀后用(s)標明狀態(tài)，并用“ ”。如：ag2s(s) 2ag+(aq）+ s2-(aq)（4）沉淀生成的三種主要方式（1）加沉淀劑法：ksp越?。闯恋碓诫y溶），沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。（2）調ph值除某些易水解的金屬陽離子：常加入難溶性的mo、m(oh)2、mco3等除m2+溶液中易水解的陽離子。如：加mgo除去mgcl2溶液中fecl3。（3）氧化還原沉淀法：加氧化劑或還原劑將要除去的離子變成沉