新教材高中化學第三章水溶液中的離子反應與平衡本章復習提綱新人教版選擇性必修1

第三章水溶液中的離子反應與平衡本章復習提綱專題一溶液中離子濃度的大小和粒子的守恒關系1．明確兩個“微弱”(1)弱電解質的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的離子的濃度小于弱電解質分子的濃度。如弱酸HA溶液中c(HA)>c(H＋)>c(A－)>c(OH－)。(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。ⅰ.單一溶液中不同離子濃度的大小比較①正鹽溶液基本遵循c(不水解離子)>c(水解離子)>c(顯性離子)，當離子外有角標時，依次提前，如醋酸鈉溶液中有c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)。在濃度為cmol·L－1(NH4)2SO4溶液中，c(NHeq\o\al(＋,4))>c(SOeq\o\al(2－,4))>c(H＋)>c(OH－)。②酸式鹽溶液a．以電離為主的酸式鹽，遵循c(自身)>c(電離產(chǎn)物)>c(水解產(chǎn)物)。如NaHSO3溶液中，c(Na＋)>c(HSOeq\o\al(－,3))>c(H＋)>c(SOeq\o\al(2－,3))>c(OH－)。b．以水解為主的酸式鹽，遵循c(自身)>c(水解產(chǎn)物)>c(電離產(chǎn)物)。如NaHCO3溶液中，c(Na＋)>c(HCOeq\o\al(－,3))>c(OH－)>c(H＋)>c(COeq\o\al(2－,3))。ⅱ.混合溶液中各離子濃度的比較要綜合分析水解因素、電離因素。①如相同濃度的NH4Cl和氨水混合液中，NH3·H2O的電離程度大于NHeq\o\al(＋,4)的水解程度。則c(NHeq\o\al(＋,4))>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。②又如相同濃度的CH3COOH和CH3COONa溶液中，因CH3COOH的電離程度大于CH3COONa的水解程度，則c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。eq\a\vs4\al([特殊提示])多元弱酸要考慮分步電離(Ka1?Ka2?Ka3)， 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，c(Na＋)>c(COeq\o\al(2－,3))>c(OH－)>c(HCOeq\o\al(－,3))>c(H＋)。2．熟知“三個”守恒(1)電荷守恒：電解質溶液中，無論存在多少種離子，溶液都呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數(shù)確定等于陽離子所帶正電荷總數(shù)。如NaHCO3溶液中存在著Na＋、H＋、HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、OH－，必存在如下關系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(OH－)＋2c(COeq\o\al(2－,3))。(2)物料守恒(元素養(yǎng)量守恒)：電解質溶液中，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系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。(3)質子守恒：質子即H＋，酸堿反應的本質是質子轉移，能失去質子的酸失去的質子數(shù)和能得到質子的堿得到的質子數(shù)相等。如NaHCO3溶液中，eq\x(\o(\s\up17(H2CO3),\s\do15(H3O＋)))eq\o(→,\s\up17(得到質子),\s\do15(＋H＋))eq\x(HCO\o\al(－,3),H2O)eq\o(→,\s\up17(失去質子),\s\do15(－H＋))eq\x(\o(\s\up17(CO\o\al(2－,3)),\s\do15(OH－)))，所以c(H2CO3)＋c(H3O＋)＝c(COeq\o\al(2－,3))＋c(OH－)，即c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(COeq\o\al(2－,3))＋c(OH－)。eq\a\vs4\al([特殊提示])(1)一元酸HA、一元堿BOH的混合溶液中只含有H＋、A－、B＋、OH－4種離子，不行能出現(xiàn)兩種陽(陰)離子濃度同時大于兩種陰(陽)離子濃度的狀況。如c(B＋)>c(A－)>c(H＋)>c(OH－)等確定錯誤。(2)將物料守恒式代入電荷守恒式中，即可得出質子守恒式。3．駕馭“四個”步驟(1)推斷反應產(chǎn)物：推斷兩種溶液混合時生成了什么物質，是否有物質過量，再確定反應后溶液的組成。(2)寫出反應后溶液中存在的平衡：依據(jù)溶液的組成，寫出溶液中存在的全部平衡(水解平衡、電離平衡)，尤其要留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干脆地看出某些粒子濃度間的關系，在詳細應用時要留意防止遺漏。(3)列出溶液中存在的等式：依據(jù)反應后溶液中存在的溶質的守恒原理，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)學關系式。(4)比大?。阂罁?jù)溶液中存在的平衡和題給條件，結合平衡的有關學問，分析哪些平衡進行的程度相對大一些，哪些平衡進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中最重要的一步，關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。專題二有關溶液中粒子濃度的改變曲線分析1．一強一弱溶液的稀釋圖像(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多(2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多(3)pH與稀釋倍數(shù)的線性關系①HY為強酸、HX為弱酸。②a、b兩點的溶液中：c(X－)＝c(Y－)。③水的電離程度：d＞c＞a＝b①MOH為強堿、ROH為弱堿。②c(ROH)＞c(MOH)。③水的電離程度：a＞b2．酸堿中和滴定曲線氫氧化鈉滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸的滴定曲線鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉、氨水的滴定曲線曲線起點不同，強堿滴定強酸、弱酸的曲線，強酸起點低；強酸滴定強堿、弱堿的曲線，強堿起點高突躍點改變范圍不同：強堿與強酸反應(強酸與強堿反應)的突躍點改變范圍大于強堿與弱酸反應(強酸與弱堿反應)室溫下pH＝7不確定是終點：強堿與強酸反應時，終點是pH＝7；強堿與弱酸(強酸與弱堿)反應時，終點不是pH＝7(強堿與弱酸反應終點是pH>7，強酸與弱堿反應終點是pH<7)3．Kw和Ksp曲線分析不同溫度下水溶液中c(H＋)與c(OH－)的改變曲線常溫下，CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線(Ksp＝9×10－6)(1)A、C、B三點均為中性，溫度依次上升，Kw依次增大。(2)D點為酸性溶液，E點為堿性溶液，Kw＝10－14。(3)AB