2022年高中化学第三章水溶液中的离子平衡复习学案新人教版选修 .pdf

-1-强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故 BaSO4为强电解质）4、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以 HAc为例)：（1）溶液导电性对比实验；（2）测 0.01mol/LHAc 溶液的 pH2；（3）测 NaAc溶液的 pH值；（4）测 pH=a 的 HAc稀释 100 倍后所得溶液pHa+2（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和 NaOH 溶液等体积混合后溶液呈碱性（6）中和 10mLpH=1的 HAc溶液消耗 pH=13的 NaOH 溶液的体积大于10mL;（7）将 pH=1的 HAc溶液与 pH=13的 NaOH 溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率5、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA)_pH(HB)(2)pH 值相同时，溶液的浓度CHA_CHB(3)pH 相同时，加水稀释同等倍数后，pHHA_pHHB二、水的电离和溶液的酸碱性1、水离平衡：H2OH+OH-水的离子积：KW=_ 25时,=10-7 mol/L ;KW=10-14 注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定 KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）第三章水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离1、定义：电解质、非电解质；强电解质、弱电解质2、电解质与非电解质本质区别：在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）物质单质化合物电解质非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱电解质：弱酸、弱碱和水。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物纯净物名师资料总结-精品资料欢迎下载-名师精心整理-第 1 页，共 6 页 -2-2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：酸、碱：抑制水的电离（pH之和为 14 的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）易水解的盐：促进水的电离（pH之和为 14 两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）4、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=_ 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（只有温度为常温才对）；碱性溶液不一定是碱溶液（可能是溶液）。（2）pH的测定方法酸碱指示剂甲基橙、石蕊、酚酞pH 试纸最简单的方法。操作：将一小块pH 试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。注意：事先不能用水湿润PH试纸；只能读取整数值或范围三、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：（先求混：将两种酸中的H+离子数相加除以总体积，再求其它）混=（1V1+2V2）/（V1+V2）2、强碱与强碱的混合：（先求混：将两种酸中的OH-离子数相加除以总体积，再求其它）混（1V1+2V2）/（V1+V2）(注意 :不能直接计算混)3、强酸与强碱的混合：（先据 H+OH-=H2O计算余下的H+或 OH-，H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求混，再求其它）注意：在加法运算中，相差100 倍以上（含100 倍）的，小的可以忽略不计！四、稀释过程溶液pH值的变化规律1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+n （但始终不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀pH原+n （但始终不能大于或等于7）3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原n （但始终不能小于或等于7）4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀pH原n （但始终不能小于或等于7）5、不论任何溶液，稀释时pH均是向 7 靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均为 7 名师资料总结-精品资料欢迎下载-名师精心整理-第 2 页，共 6 页 -3-6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。五、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解规律：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。(如:Na2CO3NaHCO3)弱酸酸性强弱比较：A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。如酸性：HFH3PO4）B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOHCH3COOH）C、一些常见的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸；醋酸碳酸；磷酸和H2SO3为中强酸；HClO4为最强含氧酸等。2、盐类水解的特点：（1）可逆（2）程度小（3）吸热3、影响盐类水解的外界因素：温度：温度越高水解程度越大（水解吸热）浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）4、酸式盐溶液的酸碱性：只电离不水解：如HSO4-电离程度水解程度，显酸性（如:HSO3-、H2PO4-）水解程度电离程度，显碱性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）5、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应（即弱酸弱碱盐）。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。其右移。（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与 AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的方程式写“=”并标“”，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+3S2-+6H2O=2Al(OH)3+3H2S六、盐类水解的应用混施化肥（N、P、K三元素不能变成和）名师资料总结-精品资料欢迎下载-名师精心整理-第 3 页，共 6 页 -4-泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解）FeCl3溶液止血剂（血浆为胶体，电解质溶液使胶体凝聚）明矾净水（Al3+水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉）NH4Cl 焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）判断溶液酸碱性（强者显性）比较盐溶液离子浓度的大小判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存）配制盐溶液（加对应的酸防止水解）七、电离、水解方程式的书写原则1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写八、溶液中微粒浓度的大小比较 1、基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系：电荷守恒（电荷数前移）:任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和物料守恒(原子个数前移):某原子的总量(或总浓度)其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和质子守恒(得失 H+个数前移):：得质子后形成的微粒浓度得质子数=失质子后形成的微粒浓度失质子数2、同浓度的弱酸和其弱酸盐、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：中常化学常见的有三对等浓度的 HAc与 NaAc的混合溶液：弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性等浓度的 NH3H2O与 NH4Cl 的混合液：弱碱的电离其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性等浓度的 HCN与 NaCN的混合溶液：弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性九、酸碱中和滴定1.滴定过程中的pH酸碱滴定过程中，溶液的pH发生了很大的变化。若用标准的强酸溶液滴定未知浓度的强碱溶液，则反应开始时溶液的pH很（填“大”或“小”），随着强酸的滴入，溶液的pH名师资料总结-精品资料欢迎下载-名师精心整理-第 4 页，共 6 页 -5-逐渐；当二者恰好中和时溶液的pH 7；当酸过量一滴时，溶液立即变为性。若用强碱滴定强酸则恰恰相反。根据滴定过程中的pH变化及酸碱指示剂在酸性或碱性溶液中的颜色变化，只要选择合适的指示剂（滴定终点尽可能与变色范围一致），即可准确判断中和反应是否恰好进行。在实验室里选用的指示剂一般为，当用酸滴定碱时，恰好中和时颜色由色刚好褪去；当用碱滴定酸时，恰好中和时颜色由无色变为色。2.仪 器：，药品：。1.准 备 过 程：检 查 用 水 洗 涤 用 标 准 液装标准溶液并 (记录初读数)取一定体积的待测液于。2.滴定操作：移取待测溶液，加指示剂23 滴，滴定，判断终点，读数，重复实验，计算。注操作时左手，右手，眼睛。滴速：先后（填“快”或“慢”），当接近终点时，应一滴一摇。3.中和滴定误差分析下面是用标准酸滴定待测碱而引起的结果变化情况：到滴定终点时尚有一滴酸挂在滴定管尖嘴外而未滴入锥瓶偏洗净的酸管未用标准液润洗偏洗净的锥瓶用待测碱润洗偏不小心将标准液滴至锥瓶外偏不小心将待测碱液溅至锥瓶外偏滴定前向锥形瓶中加入10 mL 蒸馏水，其余操作正常1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识（1）溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。生成难溶电解质的反应为完全反应，用名师资料总结-精品资料欢迎下载-名师精心整理-第 5 页，共 6 页 -6-“=”。（2）反应后离子浓度降至110-5mol/L以下的反应为完全反应，用“=”。如酸碱中和时降至 10-7mol/L10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。（4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。2、溶解平衡方程式的书写注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“”。如：Ag2S(s)2Ag+S2-3、沉淀生成的三种主要方式（1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。（2）调 pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去 MgCl2溶液中 FeCl3。（3）氧化还原沉淀法：4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：加水；加热；减少生成物（离子）的浓度。5、沉淀的转化：溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。名师资料总结-精品资料欢迎下载-名师精心整理-第 6 页，共 6 页 -