高中化學(xué) 第3章 物質(zhì)在水溶液中的行為章末重難點(diǎn)專題突破課件 魯科版選修4-魯科版高二選修4化學(xué)課件

1、章末重難點(diǎn)專題突破第3章 物質(zhì)在水溶液中的行為一強(qiáng)、弱電解質(zhì)的概念及其判斷方法技巧二溶液酸堿性規(guī)律與pH計算方法內(nèi)容索引三弱電解質(zhì)的電離平衡與電離常數(shù)四“三角度”解讀鹽類水解基本規(guī)律五溶液中粒子(離子、分子)濃度大小比較的“二三四”規(guī)則六難溶電解質(zhì)的溶解平衡及其三個應(yīng)用一強(qiáng)、弱電解質(zhì)的概念及其判斷方法技巧1.強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的比較強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念在稀的水溶液中完全電離的電解質(zhì)在水溶液中部分電離的電解質(zhì)電離程度幾乎完全電離只有部分電離電離過程不可逆過程，無電離平衡可逆過程，存在電離平衡溶液中的粒子種類只有電離出的陰、陽離子，不存在電解質(zhì)分子既有電離出的陰、陽離子，又有電解質(zhì)分子化合物類別絕

2、大多數(shù)鹽：如NaCl、BaSO4等；強(qiáng)酸：如H2SO4、HCl、HClO4等；強(qiáng)堿：如Ba(OH)2、Ca(OH)2等金屬氧化物：如Na2O等弱酸：如H2CO3、CH3COOH等；弱堿：如NH3H2O、Cu(OH)2等；水電離方程式H2SO4=2HNaHCO3=NaHAHABOHBOH(1)強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定強(qiáng)；難溶性鹽如果能完全電離，也是強(qiáng)電解質(zhì)(如BaSO4、CaCO3等)。(2)弱電解質(zhì)的電離用可逆符號“”表示，多元弱酸分步電離，以第一步電離為主，電離方程式需分步書寫，如：特別提示特別提示 典例典例1 下列敘述中，能說明該物質(zhì)是弱電解質(zhì)的是A.熔化時不導(dǎo)電B.不是離子化合物，而

3、是共價化合物C.水溶液的導(dǎo)電能力很差D.溶液中溶質(zhì)分子和電離出的離子共存 答案 解析A選項，熔融狀態(tài)下能否導(dǎo)電是區(qū)分離子化合物和共價化合物的條件，而不是區(qū)分強(qiáng)、弱電解質(zhì)的條件；B選項，有許多共價化合物(如HCl、H2SO4等)是強(qiáng)電解質(zhì)；C選項，水溶液的導(dǎo)電能力不僅與電解質(zhì)的強(qiáng)弱有關(guān)，還與溶液中離子的濃度及所帶電荷有關(guān)；D選項，弱電解質(zhì)的電離是可逆的，溶液中溶質(zhì)分子和電離出的離子共存，則說明該物質(zhì)是弱電解質(zhì)。2.弱電解質(zhì)的判斷方法技巧要判斷某電解質(zhì)是弱電解質(zhì)，關(guān)鍵在于一個“弱”字，即證明它只是部分電離或其溶液中存在電離平衡。以一元弱酸HA為例，證明它是弱電解質(zhì)的常用方法有：方法依據(jù)(實驗設(shè)計或

4、現(xiàn)象)結(jié)論(1)酸溶液的pH0.1molL1的HA溶液pH1(室溫下)；將pH2的HA溶液稀釋100倍，稀釋后2pH4；向HA溶液中滴加2滴石蕊溶液，溶液呈紅色，再加入少量NaA晶體，紅色變淺HA是一元弱酸，是弱電解質(zhì)。其中(5)、(6)項還能證明HA的酸性比H2CO3弱(2)鹽溶液的pHNaA溶液的pH7(室溫下)HA是一元弱酸，是弱電解質(zhì)。其中(5)、(6)項還能證明HA的酸性比H2CO3弱(3)溶液的導(dǎo)電性0.1molL1的HCl和HA溶液，前者的導(dǎo)電能力明顯更強(qiáng)(4)與金屬反應(yīng)的速率相同濃度的HCl與HA溶液，與相同(形狀、顆粒大小)的金屬或碳酸鹽反應(yīng)，前者的反應(yīng)速率快(5)其鈉鹽能與

5、弱酸反應(yīng)生成HACO2通入NaA溶液中有HA生成(6)不與碳酸氫鈉溶液反應(yīng)HA溶液不與NaHCO3溶液反應(yīng) 典例典例2 下列事實能說明醋酸是弱電解質(zhì)的是醋酸與水能以任意比互溶醋酸溶液中滴入石蕊溶液呈紅色醋酸溶液中存在醋酸分子0.1molL1醋酸溶液的pH比0.1molL1鹽酸的pH大醋酸能和碳酸鈣反應(yīng)放出CO20.1molL1醋酸鈉溶液pH8.9大小相同的鋅粒與相同物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸溶液反應(yīng)，開始時醋酸產(chǎn)生H2的速率慢A.B. C. D. 答案 解析弱電解質(zhì)不完全電離，存在電離平衡，在溶液中主要以分子形式存在，0.1molL1CH3COOH溶液的pH1，由CH3COONa溶液呈堿性及等物

6、質(zhì)的量濃度的醋酸和鹽酸與鋅粒反應(yīng)的對比實驗均能說明CH3COOH為弱電解質(zhì)。醋酸與水能以任意比互溶與酸性強(qiáng)弱無關(guān)，醋酸能與碳酸鈣反應(yīng)，醋酸溶液能使石蕊溶液呈紅色，證明醋酸有酸性，不能證明醋酸為弱酸。二溶液酸堿性規(guī)律與pH計算方法1.溶液的酸堿性規(guī)律溶液的酸堿性取決于溶液中H和OH的相對大小：溶液類別H與OH的關(guān)系室溫(25)數(shù)值pH中性溶液HOHHOH107molL17酸性溶液H OHH107molL17堿性溶液HOHH7常溫下，溶液酸堿性判斷規(guī)律(1)pH相同的酸(或堿)，酸(或堿)越弱，其物質(zhì)的量濃度越大。(2)pH相同的強(qiáng)酸和弱酸溶液，加水稀釋相同的倍數(shù)時，強(qiáng)酸溶液的pH變化大。特別提示

7、特別提示 典例典例3 已知溫度T 時水的離子積常數(shù)為Kw，該溫度下，將濃度為amolL1的一元酸HA和bmolL1的一元堿BOH等體積混合，可判定該溶液呈中性的依據(jù)是A.abB.混合溶液的pH7C.混合溶液中，HmolL1D.混合溶液中，HBOHA 答案 解析溶液呈中性的依據(jù)是HOH。A項，酸HA、堿BOH的強(qiáng)弱未定，故ab不可作為判斷混合溶液呈中性的依據(jù)；B項，該混合溶液的溫度未確定為25，故其pH7時不一定呈中性；C項，混合溶液中HOHKw，則HmolL1時，OHmolL1，HOH，溶液呈中性；D項，HBOHA，表示該混合溶液中陰、陽離子所帶電荷符合電荷守恒規(guī)律，該混合溶液無論呈酸性、中性

8、還是堿性都成立。2.pH的計算方法(1)基本方法思路先判斷溶液的酸堿性，再計算其pH；若溶液為酸性，先求H，再求pH。若溶液為堿性，先求OH，再由H求H，最后求pH。(2)稀釋后溶液的pH估算強(qiáng)酸pHa，加水稀釋10n倍，則pHan。弱酸pHa，加水稀釋10n倍，則apHan。強(qiáng)堿pHb，加水稀釋10n倍，則pHbn。弱堿pHb，加水稀釋10n倍，則bnpHpH(CH3COONa)pH(Na3PO4)在溶液中能大量共存 答案 解析選項A，一般情況下，電解質(zhì)的電離是一個吸熱過程，因此溫度升高電離程度增大，K增大；選項B，在0.1molL1CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，電離平衡向右移動，溶液

9、中CH3COO增大，K不變，H/CH3COOHK/CH3COO，因此H/CH3COOH將減?。贿x項C，的電離常數(shù)pH(Na2CO3)pH(CH3COONa)；選項D，根據(jù)H3PO4的三級電離常數(shù)可知能發(fā)生如下反應(yīng)因此在溶液中不能大量共存。3.電離平衡的移動與電離平衡常數(shù)K、離子濃度的關(guān)系實例CH3COOHCH3COOHH0NH3H2OOHH0改變條件平衡移動方向電離平衡常數(shù)H OH平衡移動方向電離平衡常數(shù)OH H加水稀釋向右不變減小增大向右不變減小增大加HCl(g)向左不變增大減小向右不變減小增大加NaOH(s)向右不變減小增大向左不變增大減小加CH3COONH4(s)向左不變減小增大向左不變

10、減小增大升高溫度向右變大增大向右變大增大 典例典例5 常溫下0.1molL1醋酸溶液的pHa，下列能使溶液pH(a1)的措施是A.將溶液稀釋到原體積的10倍B.加入適量的醋酸鈉固體C.加入等體積0.2molL1鹽酸D.提高溶液的溫度 答案 解析醋酸是弱酸，稀釋10倍同時也促進(jìn)了其電離，溶液的apH(a1)，A錯誤；醋酸根離子水解顯堿性，向酸溶液中加入適量堿性溶液可以使pH增大1，B正確；鹽酸完全電離，加入鹽酸后溶液的pHa，C錯誤；升高溫度促進(jìn)醋酸的電離，溶液的pHa，D錯誤。四“三角度”解讀鹽類水解基本規(guī)律1.鹽溶液的酸堿性規(guī)律鹽的類別 溶液的酸堿性原因強(qiáng)酸弱堿鹽呈酸性，pHOH水解實質(zhì)：鹽

11、電離出的離子與H2O電離出的H或OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)強(qiáng)堿弱酸鹽呈堿性，pH7弱酸根陰離子與H2O電離出的H結(jié)合，使OHH強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽呈中性，pH7，H2O的電離平衡不被破壞，不水解弱酸的酸式鹽若電離程度水解程度，HOH，呈酸性，如NaHSO3、NaHC2O4若電離程度水解程度，HKa(HB)，即HA的酸性比HB強(qiáng)，那么相同濃度時B的水解程度比A大。相同濃度的NaA、NaB溶液中：AB，HAHClOB.pH：HClOHCNC.與NaOH恰好完全反應(yīng)時，消耗NaOH的物質(zhì)的量：HClOHCND.酸根離子濃度：CNNaClO，可以確定酸性：HCNHClO，由于是同體積、同濃度的HCN和HClO與NaO

12、H恰好反應(yīng)，故消耗NaOH的量相同，所以A、B、C均錯誤；由酸性越強(qiáng)電離程度越大，故CNHAOH。(2)單一的弱酸根陰離子和弱堿陽離子的水解是微弱的，水解生成的粒子的濃度小于鹽電離產(chǎn)生的離子的濃度。如弱酸鹽NaA溶液中NaAOHHAH。(1)多元弱酸要考慮分步電離(Ka1Ka2Ka3)，多元弱酸的正鹽要依據(jù)分步水解分析離子濃度，如Na2CO3溶液中，NaCOOHHCOH。(2)強(qiáng)酸的酸式鹽NaHSO4只電離不水解；NaHSO3等的溶液中弱酸的酸式根離子的水解能力小于其電離能力，溶液顯酸性；NaHS、NaHCO3等的溶液水解能力大于其電離能力，溶液顯堿性。特別提示特別提示2.熟知“三個”守恒(1

13、)電荷守恒規(guī)律：電解質(zhì)溶液中，無論存在多少種離子，溶液都呈電中性，即陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù)。如NaHCO3溶液中存在著Na、H、HCO、CO、OH，必存在如下關(guān)系：NaHHCOOH2CO。(2)物料守恒規(guī)律(原子守恒)：電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解，離子種類增多，但元素總是守恒的。如K2S溶液中S2、HS都能水解，故S元素以S2、HS、H2S三種形式存在，它們之間有如下守恒關(guān)系：K2S22HS2H2S。(3)質(zhì)子守恒規(guī)律：質(zhì)子即H，酸堿反應(yīng)的本質(zhì)是質(zhì)子轉(zhuǎn)移，能失去質(zhì)子的酸失去的質(zhì)子數(shù)和能得到質(zhì)子的堿得到的質(zhì)子數(shù)相等。如NaHCO3溶液中，(1)一元酸HA與堿BO

14、H的混合溶液中只含有H、A、B、OH4種離子，不可能出現(xiàn)兩種陽(陰)離子濃度同時大于兩種陰(陽)離子濃度的情況。如BAHOH等肯定錯誤。(2)將物料守恒式代入電荷守恒式中，即可得出質(zhì)子守恒式。特別提示特別提示3.掌握“四個”步驟溶液中粒子濃度大小比較方法的四個步驟：(1)判斷反應(yīng)產(chǎn)物：判斷兩種溶液混合時生成了什么物質(zhì)，是否有物質(zhì)過量，再確定反應(yīng)后溶液的組成。(2)寫出反應(yīng)后溶液中存在的平衡：根據(jù)溶液的組成，寫出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、電離平衡)，尤其要注意不要漏寫在任何水溶液中均存在的水的電離平衡。這一步的主要目的是分析溶液中存在的各種粒子及比較直觀地看出某些粒子濃度間的關(guān)系，在具體應(yīng)

15、用時要注意防止遺漏。(3)列出溶液中存在的等式：根據(jù)反應(yīng)后溶液中存在的溶質(zhì)的守恒原理，列出兩個重要的等式，即電荷守恒式和物料守恒式，據(jù)此可列出溶液中陰、陽離子間的數(shù)學(xué)關(guān)系式。(4)比大?。焊鶕?jù)溶液中存在的平衡和題給條件，結(jié)合平衡的有關(guān)知識，分析哪些平衡進(jìn)行的程度相對大一些，哪些平衡進(jìn)行的程度相對小一些，再依此比較溶液中各粒子濃度的大小。這一步是溶液中粒子濃度大小比較最重要的一步，關(guān)鍵是要把握好電離平衡和水解平衡兩大理論，樹立“主次”意識。 典例典例8 常溫下，將aL0.1molL1的NaOH溶液與bL0.1molL1的CH3COOH溶液混合。下列有關(guān)混合溶液的說法一定不正確是A.aNaHOHB

16、.ab時，CH3COONaOHHC.ab時，CH3COOHHOHD.無論a、b有何關(guān)系，均有HNaCH3COOOH 解析 答案理解感悟由電荷守恒得HNaCH3COOOH，故D正確；若ba，醋酸過量，溶液為CH3COONa與CH3COOH的混合溶液，當(dāng)溶液呈酸性時A正確；若ab，反應(yīng)后的溶液為CH3COONa溶液，由于CH3COO水解而顯堿性，根據(jù)質(zhì)子守恒可知，C正確；若ab，說明堿過量，溶液為CH3COONa與NaOH的混合溶液，存在NaCH3COO，B錯誤。理解感悟酸堿混合后，如CH3COOH與NaOH溶液混合，溶液中會出現(xiàn)四種離子，有H、OH、CH3COO、Na，可按以下幾種情況考慮溶液的

17、酸堿性和離子濃度的關(guān)系：(1)當(dāng)溶液是單一的鹽(CH3COONa)溶液并呈堿性時的情形：守恒關(guān)系：(物料守恒)CH3COOCH3COOHNa；(質(zhì)子守恒)OHCH3COOHH；(電荷守恒)CH3COOOHNaH。大小關(guān)系：NaCH3COOOHH。(2)當(dāng)溶液呈中性，溶質(zhì)是CH3COONa和CH3COOH的混合物，相當(dāng)于CH3COONa沒水解。守恒關(guān)系：(物料守恒)CH3COONa；(質(zhì)子守恒)OHH；(電荷守恒)CH3COOOHNaH。大小關(guān)系：NaCH3COOOHH。(3)當(dāng)溶液呈酸性，溶質(zhì)是CH3COONa和CH3COOH的混合物，相當(dāng)于CH3COONa和CH3COOH的混合溶液呈中性的基

18、礎(chǔ)上又加入了醋酸。大小關(guān)系：CH3COONaHOH。(4)強(qiáng)堿弱酸鹽堿過量，溶質(zhì)是CH3COONa和NaOH的混合物。大小關(guān)系：NaCH3COOOHH或NaCH3COOOHH或NaOHCH3COOH。六難溶電解質(zhì)的溶解平衡及其三個應(yīng)用1.難溶電解質(zhì)的溶解平衡與溶度積(1)難溶電解質(zhì)在水中會建立如下平衡：MmAn(s)mMn(aq)nAm(aq)。因此，難溶電解質(zhì)的溶解度雖然很小，但不可能為零(完全不溶解)，溶液中的離子結(jié)合成難溶電解質(zhì)時，也不可能完全進(jìn)行到底。勒夏特列原理同樣適用于溶解平衡。(2)下列沉淀溶解平衡：MmAn(s)mMn(aq)nAm(aq)，固體純物質(zhì)不列入平衡常數(shù)，其溶度積為

19、KspMnmAmn，AgCl的KspAgCl。對于相同類型的物質(zhì)，Ksp的大小反映了難溶電解質(zhì)在溶液中溶解能力的大小，也反映了該物質(zhì)在溶液中沉淀的難易。與平衡常數(shù)一樣，Ksp與溫度有關(guān)。不過溫度改變不大時，Ksp變化也不大，常溫下的計算可不考慮溫度的影響。(3)通過比較溶度積Ksp與溶液中有關(guān)離子的濃度商Q的相對大小，可以判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下能否生成沉淀或溶解。如AgCl溶液的Qc(Ag)c(Cl)，該計算式中的離子濃度不一定是平衡濃度，而Ksp計算式中的離子濃度一定是平衡濃度。若QKsp，則溶液過飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和，達(dá)到新的平衡。若QKsp，則溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀

20、態(tài)。若QKsp，則溶液未飽和，無沉淀析出，若加入過量難溶電解質(zhì)，難溶電解質(zhì)溶解直至溶液飽和。 典例典例9 已知25時，CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示，向100mL該條件下的CaSO4飽和溶液中加入400mL0.01molL1Na2SO4溶液，下列敘述正確的是A.溶液中析出CaSO4固體沉淀，最終溶液中比原來的大B.溶液中無沉淀析出，溶液中Ca2、都變小C.溶液中析出CaSO4固體沉淀，溶液中Ca2、都變小D.溶液中無沉淀析出，但最終溶液中比原來的大 答案 解析本題是一道考查沉淀溶解平衡的圖像題。由題意知，Ksp(CaSO4)Ca23.0103molL13.0103molL19106mol2L2，CaSO4飽和溶液中Ca23.0103molL1。加入400mL0.01molL1Na2SO4溶液后，Ca28.6103molL1，Qc(Ca2)c()6104molL18.6103molL15.16106mol2L2Ksp(CaSO4)，所以溶液中無CaSO4沉淀產(chǎn)生，則D正確。0.5L3.0103molL10.1L0.01molL10.4L