水溶液中的行為知識點(diǎn)

1、水溶液的行為相關(guān)知識點(diǎn)1、電解質(zhì)的電離電解質(zhì)溶解于水或受熱熔化時，離解成能自由移動的離子的過程叫做電離。強(qiáng)電解質(zhì)如NaCl、HCl、NaOH等在水溶液中是完全電離的，在溶液中不存在電解質(zhì)分子。弱電解質(zhì)在水溶液中是少部分發(fā)生電離的。25c0.1mol/L的如CH3COOH溶液中，CH3COOH的電離度只有1.32%,溶液中存在較大量的H2O和CH3COOH分子，少量的H+、CH3COO-和極少量的OH-離子。多元弱酸如H2CO3還要考慮分步電離：H2CO3=H+HCO3-；HCO3-H+CO32-。2、水的電離水是一種極弱的電解質(zhì)，它能微弱地電離，生成H3O+和OH-,H2O=H+OH-。在25

2、c(常溫)時，純水中H+=OH-=1X107mol/L。在一定溫度下，H+與OH-的乘積是一個常數(shù)：水的離子積Kw=H+OH-,在25C時，Kw=1x10-14。在純水中加入酸或堿，抑制了水的電離，使水的電離度變小，水電離出的H+水和OH-水均小于10-7mol/L。在純水中加入弱酸強(qiáng)堿鹽、弱堿強(qiáng)酸鹽，促進(jìn)了水的電離，使水的電離度變大，水電離出的H+水或OH-均大于10-7mol/L。3、鹽類水解在溶液中鹽的離子跟水所電離出的H+或OH-生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。強(qiáng)酸弱堿鹽如NH4CI、A12(SO4)3等水解后溶液呈酸性；強(qiáng)堿弱酸鹽如CHsCOONa、Na2CO3等水解后溶液呈堿性

3、。多元弱酸鹽還要考慮分步水解，如CO32+H2OHCO3-+OH-、HCO3-+H2OH2CO3+OH-。1.(2010全國卷1).下列敘述正確的是A.在醋酸溶液的pH=a,將此溶液稀釋1倍后，溶液的pH=b,則a>bB.在滴有酚酥溶液的氨水里，加入NH4CI至溶液恰好無色，則此時溶液的pH<7C.1.0M103mol/L鹽酸的pH=3.0,1.0X10“mol/L鹽酸的pH=8.0D.若1mLpH=1的鹽酸與100mLNaOH溶液混合后，溶液的pH=7則NaOH溶液的pH=114、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系電荷守恒：電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負(fù)電荷數(shù)相

4、等。如NaHCO3溶液中：n(Na+)+n(H+)=n(HCO3-)+2n(CO32-)+n(OH-)推出：Na+H+=HCO3-+2CO32-+OH-如NmCO3溶液中：c(Na)+c(H)=2c(CO32)+c(OH)+c(HCO3)物料守恒：電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。如NaHCO3溶液中n(Na+)：n(c)=1:1,推出:c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)如HAc溶液中：c(HAc)總=c(HAc)+c(Ac);水的電離守恒(也稱質(zhì)子守恒)：是指在強(qiáng)堿弱酸鹽或強(qiáng)

5、酸弱堿鹽溶液中，由水所電離的h+與OH量相等。如在0.1molL1的Na2s溶液中：c(OH)=c(H+)+c(HS)+2c(HzS)。質(zhì)子守恒：電解質(zhì)溶液中分子或離子得到或失去質(zhì)子(H+)的物質(zhì)的量應(yīng)相等。例如在NH4HCO3溶液中%0+、H2CO3為得到質(zhì)子后的產(chǎn)物；NH3、OH-、CO32-為失去質(zhì)子后的產(chǎn)物，故有以下關(guān)系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。解題指導(dǎo)電解質(zhì)溶液中離子濃度大小比較問題，是高考的熱點(diǎn)”之一。多年以來全國高考化學(xué)試卷年年涉及這種題型。這種題型考查的知識點(diǎn)多，靈活性、綜合性較強(qiáng)，有較好的區(qū)分度,它能有效地測試出學(xué)生對強(qiáng)

6、弱電解質(zhì)、電離平衡、電離度、水的電離、pH值、離子反應(yīng)、鹽類水解等基本概念的掌握程度及對這些知識的綜合運(yùn)用能力。首先必須有正確的思路：'單一溶液電解質(zhì)溶液，混合溶液修魂港與贏我離,不反應(yīng)一一同時胃慮電離和水解反應(yīng)不過過量生成酸或堿考慮由離i生晟扯慮水解根據(jù)過量程度考慮電高或小解其次要掌握解此類題的三個思維基點(diǎn)：電離、水解和守恒(電荷守恒、物料守恒及質(zhì)子守值)。對每一種思維基點(diǎn)的關(guān)鍵、如何切入、如何展開、如何防止漏洞的出現(xiàn)等均要通過平時的練習(xí)認(rèn)真總結(jié)，形成技能。第三，要養(yǎng)成認(rèn)真、細(xì)致、嚴(yán)謹(jǐn)?shù)慕忸}習(xí)慣，要在平時的練習(xí)中學(xué)會靈活運(yùn)用常規(guī)的解題方法，例如：淘汰法、定量問題定性化、整體思維法等。

7、第3節(jié)沉淀溶解平衡一、沉淀溶解平衡和溶度積1、沉淀溶解平衡的建立：一定條件下，強(qiáng)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。2、沉淀溶解平衡常數(shù)-溶度積(1)定義：在一定條件下，難溶性物質(zhì)的飽和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常數(shù)叫做溶度積常數(shù)或溶度積。(2)表達(dá)式：以Pbl2(s)溶解平衡為例：Pbl2(s)-'Pb2+(aq)+2I-(aq)Ksp=Pb2+I-2=7.1x10-9mol3L-3(3)意義Ksp的數(shù)值溶度積反映了物質(zhì)在水中的溶解能力。對于陰陽離子個數(shù)比相同的電解質(zhì)，越大，電解質(zhì)在水中的溶解能力越強(qiáng)。(4)影響Ksp的因素Ks

8、p與其他化學(xué)平衡常數(shù)一樣，只與難溶性電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)，而與沉淀的量和溶液中離子的濃度無關(guān)。3、沉淀溶解的特征：等、動、定、變。等一一v溶解=v沉淀(結(jié)晶)動動態(tài)平衡，v溶解=v沉淀W0定達(dá)到平衡時，溶液中離子濃度不再改變。變一一當(dāng)外界條件改變，溶解平衡將發(fā)生移動。4、影響溶解平衡的因素(1)內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)絕對不溶的電解質(zhì)是沒有的。同是難溶電解質(zhì)，溶解度差別也很大。易溶電解質(zhì)做溶質(zhì)時只要是飽和溶液也可存在溶解平衡。(2)外因：遵循平衡移動原理濃度：加水，平衡向溶解方向移動。溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動。同離子效應(yīng)：向沉淀溶解平衡體系中，加入相同的離子，使平衡向沉淀方向移動，但

9、Ksp不變。其他：向沉淀溶解平衡體系中，加入可與體系中某些離子反應(yīng)生成更難溶物質(zhì)或氣體的離子，使平衡向溶解的方向移動，Ksp不變。二、沉淀溶解平衡的應(yīng)用1、溶度積規(guī)則通過比較溶度積與溶液中有關(guān)離子濃度哥的乘積-濃度商5的現(xiàn)對大小，可以判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下沉淀能否生成或溶解：Q>Ksp,溶液過飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和，達(dá)到新的平衡。Q=Ksp,溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)。Q<Ksp,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。2、沉淀的生成加入相同離子，平衡向沉淀方向移動。根據(jù)物質(zhì)的溶解性，加入一種離子生成沉淀即可。3、沉淀的溶解溶解沉

10、淀的方法加入足量的水使沉淀轉(zhuǎn)化為氣體使沉淀轉(zhuǎn)化為弱電解質(zhì)4、沉淀的轉(zhuǎn)化加入可與體系中某些離子反應(yīng)生成更難溶或更難電離或氣體的離子。使平衡向溶解的方向移動。(2010山東卷)15.某溫度下，F(xiàn)eOH”(s)分別在溶液中達(dá)到沉淀溶解平衡后，改變?nèi)芤簆H,金屬陽離子濃度的辯護(hù)如圖所示。據(jù)圖分析，下列判斷錯誤的是A.KspIFaOH)3kKspCu(OH)2B.加適量NH4CI固體可使溶液由a點(diǎn)變到b點(diǎn)C.c、d兩點(diǎn)代表的溶液中CH）與c（OH-）乘積相等D.F&OH）3、Cu（OH）2分別在b、c兩點(diǎn)代表的溶液中達(dá)到飽和鹽類水解考點(diǎn)練習(xí)考點(diǎn)1:根據(jù)鹽類水解的實質(zhì)，判斷鹽溶液的酸堿性1 .水溶

11、液的pH值最大（）A.NaHCO3B.KHSO4C.A1C13D.HF2,下列化合物中，其水溶液由于水解而顯酸性的是（）A.NaHCO3B.NaHSO4C.HC1D.NH4C13 .物質(zhì)的量濃度相等的下列溶液pH值由大到小的順序是（）A. Na2CO3、NaHCO3、NaCl、NH4C1B. Na2CO3、NaHCO3、NH4C1、NaC1、C. Na2CO&NaC1、NH4C1、NaHCO3D. Na2CO3、NH4C1、NaHCO3、NaC1、考點(diǎn)2鹽類水解的離子方程式4 .下列各式中屬于正確的水解反應(yīng)離子方程式的是（）A. NH4+H2ONH3H2O+HB. S2+2H2OH2S

12、+2OHD.CH3COOH+OH"CH3COGHOC. CH3COOH+OCH3COGHC+點(diǎn)評本題揭示判斷離子方程式正誤時要注意水解、電離及復(fù)分解等反應(yīng)的離子方程式之間的區(qū)別。搞清不同離子的水解方式考點(diǎn)3影響鹽類水解的因素5 .下列物質(zhì)的水溶液在加熱時pH值變小的是（不考慮揮發(fā)（）A.氯化鐵B.氯化鈉C.鹽酸D.碳酸鈉6 .某溶液中FeC13的水解反應(yīng)已達(dá)平衡.FeC13+3H2OFe（OH）3+3HC1若要使FeC13的水解程度增大，應(yīng)采取的方法是（）A.加入NaHCO3B.加入AgNO3C.力口FeC13固體D.加熱考點(diǎn)4.比較鹽溶液中離子濃度大??；8一元酸HA溶液中，加入一定

13、量強(qiáng)堿MOH溶液后，恰好完全反應(yīng)，反應(yīng)后的溶液中，下列判斷正確的是()A. c(A-)>c(M+)B. c(A尸c(M+)C.若MA不水解，則原溶液中c(OH-)<c(A)D.若MA水解，則原溶液中c(OH)>c(A)9 .某氨水的pH=X,某鹽酸的pH=Y,已知X+Y=14,將上述氨水與鹽酸等體積混合后，所得溶液中各種離子濃度的關(guān)系正確的是()A. c(NH4+)>c(Cl)>c(OH)>c(H+)B. c(NH4+)>c(Cl)>c(H+)>c(OH)C. c(Cl)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)D. c(N

14、H4+)+c(H+)=c(Cl)+c(OH)點(diǎn)評微粒濃度比較一定要清楚溶液中的兩種守恒即電荷守恒和物料守恒，有的不等關(guān)系是兩守恒式的聯(lián)立，要注意其變形。還應(yīng)對溶液中主要矛盾與次要矛盾(電離和水解)區(qū)分清楚?？键c(diǎn)5.離子共存問題10 .下列各種情況下能大量共存的離子組為()A.pH=7的溶液中：Fe3+、Cl-、Na+、NO3-B.由水電離出的c(H+)=1X10-3mol/L的溶液中Na+、CO32-、Cl-、K+、C.pH=1的溶液中NH4+、Cl-、Mg2+、SO42-D.Al3+、HCO3-、I-、Ca2+11 下列各環(huán)境下的離子組合能過大量共存的是()A.中性溶液中：Mg2+、Fe3+

15、、SO42一、ClB. pH=0的溶液中：Al3+、NH4+、Ca2+、SO42一C. c(H)=1014mol/L的溶液中：Na、AlO2、S2、SO32D. pH試紙變紅的溶液中：Fe2、I、NO3、ClO10.用物質(zhì)的量都是0.1mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液,已知其中c(CH3COO-)>c(Na+)，對該混合溶液的下列判斷正確的是()Ac(H+)>c(OH-)B.c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.2mol-L-1Cc(CH3COOH)>c(CH3COO-)D.c(CH3COO-)+c(OH-)=0.2mol-L-1考點(diǎn)6.某

16、些鹽不能用蒸發(fā)方法結(jié)晶；12 .在蒸發(fā)皿中加熱蒸干并灼燒(低于400)下列物質(zhì)的溶液，可以得到該物質(zhì)固體的是()A.氯化鋁B.碳酸氫鈉C.硫酸鎂D.高鈕酸鉀13 .加熱蒸干下列鹽溶液，不能得到該物質(zhì)固體的是()A.Al2(SO4)3B.Na2CO3C.Fe(NO3)3D.NaHSO3點(diǎn)評：若水解生成易揮發(fā)性的酸則蒸干該鹽的溶液得到的是對應(yīng)的堿，若水解生成難揮發(fā)性的酸則蒸干該鹽的溶液得到的是原來的鹽，若水解生成強(qiáng)堿時，蒸干該鹽的溶液一般得到原來的鹽。例題分析例1:在氯化錢溶液中，下列關(guān)系式正確的是【】A. Cl->NH4+>H+>OH-B.NH4+>C>H+>

17、OH-C. Cl-=NH4+>H+=OH-D.NH4+=C>H+>OH-解析：NH4CI是可溶性的鹽，屬于強(qiáng)電解質(zhì)，在溶液中完全電離NH4Cl=NH4+Cl-。因為NH4CI是強(qiáng)弱堿所生成的鹽，在水中要發(fā)生水解；NH4+H2O=NH3H2O+H+,所以NH4+比H+及OH-大得多；溶液因水解而呈酸性，所以H+>OH-。綜合起來，不難得出：C>NH4+>H+>OH-。答案為A。例2:在0.1mol/l的NH3H2O溶液中，下列關(guān)系正確的是【】A.NH3H2O>OH->NH4+>H+B.NH4+>NH3H2O>OH->H

18、+D. NH3H2O>NH4+=OH->H+D.NH3H2O>NH4+>H+>OH-解析：NH3H2O是一元弱酸，屬于弱電解質(zhì)，在水溶液中少部分發(fā)生電離（NH3H2O干廿NH4+OH-）,所以NH3H2O必大于NH4+及OH-。因為OH-=H+NH4+,所以O(shè)H->NH4+。綜合起來，NH3H2O>OH->NH4+>H+。答案為A。各種類型的典型例題分析一、關(guān)于水的電離的有關(guān)敘述：例1、100c時純水電離出的氫離子是25c純水電離出的氫離子的多少倍（已知：100c時Kw=1X1012;25c時Kw=1X1014（）A102B2倍C102D1

19、0倍練習(xí)1:25C時PH=3的鹽酸溶液中由水電離出c（H+）是PH=5的鹽酸溶液中由水電離出的c（H+）的多少倍（）A103B102C103D2練習(xí)2：常溫下某溶液由水電離出的c（H+）=1X10T1mol/L,則該溶液的PH值可能等于（）A11B3C8D7練習(xí)3:25c時，PH=11的NaOFH§M和NaCNB液中，由水電離出的c（H+）的關(guān)系（）A相等B后者是前者的11倍C后者是前者的108D前者是后者的108練習(xí)4:將固體苛性鈉溶于水配成100mL溶液，當(dāng)溶液中由水本身電離產(chǎn)生的c（OH）=1X1013mol/l,則加入的苛性鈉的質(zhì)量為（）A0.8gB0.4gC4gD40g練習(xí)

20、5:下列四種溶液（1）pH=0的鹽酸溶液（2）0.1mol/L的鹽酸溶液（3）0.01mol/L的NaOH（4）pH=11的NaOH由水電離出的c（H+）濃度之比（）A1:10:100:1000B0:1:11:11C14 : 13: 12: 11D 100;10: 1: 0練習(xí)6:在由水電離出的c（H+）=10-13mol廠1的溶液中,一定能大量共存的離子組是（）AKFe2+、Br-、NO3B、Ba2+、Na>Cl-、NO3CNH4+、Na+、HCO、SO2-D、NaAl"、N。、Cl-二、單一溶質(zhì)溶液中離子濃度大小關(guān)系：例2、H2s溶液中，各離子濃度大小關(guān)系為例3、Na2s溶液中有哪些微粒？,例4、在2mol/L