必修4第三章水溶液中的離子平衡(復(fù)習(xí))

1、必修4第三章水溶液中的離子平衡（復(fù)習(xí)）班級： 學(xué)號： 姓名： 1 知識要點一、弱電解質(zhì)的電離 1、定義：電解質(zhì)、非電解質(zhì) ；強電解質(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) 和 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2強電解質(zhì)： 、 、絕大多數(shù) 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)： 、 和 。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純凈物 下列說法中正確的是（ ） A、能溶于水的鹽是強電解質(zhì)，不溶于水的鹽是非電解質(zhì)； B、強電解質(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； D

2、、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（ 或 ）能否電離（以能否導(dǎo)電來證明是否電離）電解質(zhì)離子化合物或共價化合物 非電解質(zhì)共價化合物離子化合物與共價化合物鑒別方法： 狀態(tài)下能否導(dǎo)電 下列說法中錯誤的是（ ）A、非電解質(zhì)一定是共價化合物；離子化合物一定是強電解質(zhì)；B、強電解質(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，強電解質(zhì)的水溶液的導(dǎo)電性一定比弱電解質(zhì)強；D、相同條件下，pH相同的鹽酸和醋酸的導(dǎo)電性相同。3、強電解質(zhì)與弱電質(zhì)的本質(zhì)區(qū)別：在 中是否 電離（或是否存在電離平衡） 注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是

3、SO2、NH3、CO2等屬于 (填電解質(zhì)、非電解質(zhì)) 強電解質(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 電解質(zhì)）4、強弱電解質(zhì)通過實驗進行判定的方法(以HAc為例)：（1）溶液導(dǎo)電性對比實驗； （2）測0.01mol/LHAc溶液的pH2；（3）測NaAc溶液的pH值； （4）測pH= a的HAc稀釋100倍后所得溶液pH、或=，下同)(2)pH值相同時，溶液的濃度CHA CHB(3)pH相同時，加水稀釋同等倍數(shù)后，pHHA pHHB物質(zhì)的量濃度相同的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是 ，pH最大的是 ；體積相同時分別與同種NaOH溶液反應(yīng)，消

4、耗NaOH溶液的體積大小關(guān)系為 。pH相同的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，物質(zhì)的量濃度最小的是 ，最大的是 ；體積相同時分別與同種NaOH溶液反應(yīng)，消耗NaOH溶液的體積大小關(guān)系為 。甲酸和乙酸都是弱酸，當(dāng)它們的濃度均為0.10mol/L時，甲酸中的c(H+)為乙酸中c(H+)的3倍，欲使兩溶液中c(H+)相等，則需將甲酸稀釋至原來的 3倍（填“”或“=”）；試推測丙酸的酸性比乙酸強還是弱 。二、水的電離和溶液的酸堿性1、水的電離平衡：H2OH+ + OH- 水的離子積：KW = H+OH- 25時, H+=OH- = mol/L ; KW = H+OH- = 注意：KW只與 有關(guān)， 一定，則KW值一

5、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：（1） （2） （3） 3、影響水電離平衡的外界因素： 、 ：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） ：促進水的電離（水的電離是吸熱的） ：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） 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）； 堿性溶液

6、不一定是堿溶液（可能是 溶液）。已知100時，水的KW=110-12，則該溫度下（1）NaCl的水溶液中H+= ，pH = ，溶液呈 性。 （2）pH的測定方法：酸堿指示劑甲基橙、石蕊、酚酞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 用濕潤的pH試紙測某稀溶液的pH，所測結(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藍色甲基橙酚酞8.2無色8.210淺紅10紅色試

7、根據(jù)上述三種指示劑的變色范圍，回答下列問題：強酸滴定強堿最好選用的指示劑為： ，原因是 ；必修4第三章水溶液中的離子平衡復(fù)習(xí)（續(xù)）班級： 學(xué)號： 姓名： 強堿滴定強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 =（H+1V1+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：（

8、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，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！ 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

9、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76、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。 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）100；pH=5的稀硫酸稀釋1000倍后溶液中H+ ：SO42-=

10、 ； 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?！保荷甥}和水，弱者大量剩余，弱者電離顯性。（無弱者，呈中性）(1)100mLpH=3的H2SO4 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，0.

11、01mol/L某一元弱酸只有1%發(fā)生了電離，則下列說法錯誤的是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 ，無弱 ，越弱 ；誰強 ，兩弱相促進，兩強 。多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸水解程度大，堿性更強。 (如: 濃度相同時，堿性：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

12、：HF HCl；HNO3 H3PO4）B、飽和一元脂肪酸的碳原子數(shù)越小，酸性越強（如HCOOH CH3COOH）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。（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，下列溶液性質(zhì)的比較錯誤的是（ ） 酸性：H2SH2Se 堿性：Na2SNaHS 堿性：HCOONaCH3COONa 水的電離程度：NaAcNaAlO2 溶液的pH：NaHSO3Na2SO4NaHCO3NaClO2

13、、鹽類水解的特點：（1） （2） （3） 下列說法錯誤的是：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能說明氨水為弱堿；D、在稀醋酸中加醋酸鈉固體能促進醋酸的電離。3、影響鹽類水解的外界因素： ：溫度越高水解程度越大 （越 越水解） ：濃度越小，水解程度越大（越 越水解） ：促進或抑制鹽的水解（往NH4Cl溶液中加酸 ，加堿 。往Na2CO3溶液中加酸 ，加堿 。）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

14、(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 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度電離程度，顯 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，水解程度較大，有的甚至水解完全。其促進過程以NH4Ac為例解釋如下： NH4Ac = NH4+ + Ac- NH4+ + H2O

15、 NH3H2O + H+ Ac + H2O HAc + OH-兩個水解反應(yīng)生成的H+和OH反應(yīng)生成水而使兩個水解反應(yīng)的生成物濃度均減少，平衡均右移。必修4第三章水溶液中的離子平衡復(fù)習(xí)（續(xù)）班級： 學(xué)號： 姓名： （2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的方程式寫“=”并標“”，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： ， 。6

16、、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（用硫酸鋁和小蘇打為原料，雙水解）FeCl3溶液止血劑（血漿為膠體，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： 書寫 例：H2S的電離H2S H+ + HS- ； HS- H+ + S2-例：Na2S的

17、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： 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：三守恒原則 守恒:任何溶液均顯電中性，各陽離

18、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 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 守恒： 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)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?；瘜W(xué)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(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈 性等濃度的NH3H2O與NH4Cl的混合液：弱堿的電離 其對應(yīng)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(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈堿性掌握其處理方法（即抓主要矛盾）CH3COOHCH3

19、COONa溶液等體積混合后溶液呈酸性，則溶液呈酸性，CH3COOH 的電離CH3COONa的水解，HAc0.1mol/L，Ac- （因為NaAc的水解呈堿性被HAc的電離呈酸性所掩蓋，故可當(dāng)作“只HAc電離，而NaAc不水解”考慮，即只考慮酸的電離。）九、酸堿中和滴定（見專題）十、溶解平衡 1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識 （1）溶解度小于 g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 mol/L以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“=”。如酸堿中和時H+降至10-7mol/LOH-。 （2）強堿弱酸鹽：如NaAc，水電離產(chǎn)生的H+部分被陰離子結(jié)合生成

20、了難電離的弱酸，故使 溶液中OH- H+。 4、酸式鹽中NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4中酸根離子以電離為主，故顯酸性而抑制水的電離，其余均以水解為主而促進水的電離。 已知某NaHSO3溶液的pH=4，則有關(guān)NaHSO3溶液的說法中正確的是（ ） A、NaHSO3溶液中水的電離程度小于Na2SO3溶液，也小于Na2SO4溶液 B、HSO3-H2SO3SO32- 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升高會使水的電離受抑制三、Qc與K Qc為濃度商：是指剛開始反應(yīng)（但未反應(yīng)）時平衡體系各物質(zhì)濃度冪次方之積之比（對于溶液是指混合后但不反應(yīng)時的

21、濃度） K為平衡常數(shù)：是指可逆反應(yīng)達到平衡時體系各物質(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的相對大小可反映出體系是否為平衡狀態(tài)：（1） QcK，過平衡狀態(tài)，反應(yīng)將 向進行；（2） Qc=K，平衡狀態(tài)；（3） QcK，未平衡狀態(tài)，反應(yīng)將 向進行 已知25時CaSO4的Ksp10-62SO42溶液等體積混合，試通過計算溶液中是否有沉淀析出。四、解題方法1、溶液導(dǎo)電能力的變化 【例1】把0.05mol NaOH固體分別加入到100mL下列液體中，溶液的導(dǎo)電能力變化最小

22、的是 A0.05 molL1 硫酸 B0.6 molL1鹽酸 C0.5 molL1的醋酸； D0.5 molL1KCl溶液 方法：寫將化學(xué)程式改為離子方程式的第一步，比較反應(yīng)前后溶液中離子數(shù)的變化 關(guān)鍵：不需考慮弱電解質(zhì)的電離及離子的水解；注意加入物質(zhì)是否過量2、水電離出的H+濃度為已知條件的離子共存判斷 【例2】在由水電離產(chǎn)生的c（H+）=110-14mol/L的溶液中，一定可以大量共存的離子組是 A)NH4+,Al3+,Br-,SO42- B)Na+,Mg2+,Cl-,NO3- C)K+,Ba2+,Cl-,NO3- D)K+,Na+,SO32-,SO42- 方法：“由水電離產(chǎn)生的c（H+）=110-14mol/L的溶液”即溶液的pH可能為14也可能為0；也即“下列各組離子既能大量存在于酸性溶液中也能大量存在于堿性溶液之中的是”。注意：若由水電離產(chǎn)生