高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结Word下载.docx

高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结Word下载.docx

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非电解质的水溶液一定不导电；

C、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强；

D、相同条件下，pH相同的盐酸和醋酸的导电性相同。

3、强电解质与弱电质的本质区别：

在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）

注意：

①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质

③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）

二、水的电离和溶液的酸碱性

1、水离平衡：

H2O

H++OH-水的离子积：

KW=[H+]·

[OH-]

25℃时,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;

KW=[H+]·

[OH-]=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）

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：

①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）

②温度：

促进水的电离（水的电离是吸热的）

③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）

试比较pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是。

4、溶液的酸碱性和pH：

（1）pH=-lg[H+]

①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是溶液）；

②pH＜7溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；

③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是溶液）。

已知100℃时，水的KW=1×

10-12，则该温度下

（1）NaCl的水溶液中[H+]=，pH=，溶液呈性。

（2）0.005mol/L的稀硫酸的pH=；

0.01mol/L的NaOH溶液的pH=

（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：

①事先不能用水湿润PH试纸；

②只能读取整数值或范围

用湿润的pH试纸测某稀溶液的pH，所测结果（填“偏大”、“偏小”、“不变”或“不能确定”），理由是。

（3）常用酸碱指示剂及其变色范围：

指示剂

变色范围的PH

石蕊

＜5红色

5～8紫色

＞8蓝色

甲基橙

＜3.1红色

3.1～4.4橙色

＞4.4黄色

酚酞

＜8无色

8～10浅红

＞10红色

试根据上述三种指示剂的变色范围，回答下列问题：

①强酸滴定强碱最好选用的指示剂为：

，原因是；

②强碱滴定强酸最好选用的指示剂为：

，原因是

；

③中和滴定不用石蕊作指示剂的原因是。

三、混合液的pH值计算方法公式

1、强酸与强酸的混合：

（先求[H+]混：

将两种酸中的H+离子数相加除以总体积，再求其它）

[H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）

2、强碱与强碱的混合：

（先求[OH-]混：

将两种酸中的OH离子数相加除以总体积，再求其它）

[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）（注意:

不能直接计算[H+]混）

3、强酸与强碱的混合：

（先据H++OH-==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；

OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）

在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！

将pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH=；

将pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH=；

20mLpH=5的盐酸中加入1滴（0.05mL）0.004mol/LBa（OH）2溶液后pH=。

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

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。

pH=3的HCl稀释100倍后溶液的pH变为；

pH=3的HAc溶液稀释100倍后pH为，若使其pH变为5，应稀释的倍数应（填不等号）100；

pH=5的稀硫酸稀释1000倍后溶液中[H+]：

[SO42-]=；

pH=10的NaOH溶液稀释100倍后溶液的pH变为；

pH=10的NaAc溶液稀释10倍后溶液的pH为。

五、“酸、碱恰好完全反应”与“自由H+与OH-恰好中和”酸碱性判断方法

1、酸、碱恰好反应（现金+存款相等）：

恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。

（无水解，呈中性）

2、自由H+与OH-恰好中和（现金相等），即“14规则：

pH之和为14的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显中性。

”：

生成盐和水，弱者大量剩余，弱者电离显性。

（无弱者，呈中性）

（1）100mLpH=3的H2SO4中加入10mL0.01mol/L氨水后溶液呈性，原因是

pH=3的HCl与pH=11的氨水等体积混合后溶液呈性，原因是。

（2）室温时，0.01mol/L某一元弱酸只有1%发生了电离，则下列说法错误的是

A、上述弱酸溶液的pH＝4

B、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＝7

C、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＞7

D、加入等体积pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH＜7

六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）

1、盐类水解规律：

①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。

②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:

Na2CO3＞NaHCO3）

（1）下列物质不水解的是；

水解呈酸性的是；

水解呈碱性的是

①FeS②NaI③NaHSO4④KF⑤NH4NO3⑥C17H35COONa

（2）浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是（）

①酸性：

H2S>

H2Se②碱性：

Na2S>

NaHS③碱性：

HCOONa>

CH3COONa

④水的电离程度：

NaAc<

NaAlO2⑤溶液的pH：

NaHSO3<

Na2SO4<

NaHCO3<

NaClO

2、盐类水解的特点：

（1）可逆

（2）程度小（3）吸热

下列说法错误的是：

A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在；

B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈红色，加热红色变深；

C、NH4Cl溶液呈酸性这一事实能说明氨水为弱碱；

D、在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离。

3、影响盐类水解的外界因素：

①温度：

温度越高水解程度越大（水解吸热）

②浓度：

浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）

③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）

Na2CO3溶液呈碱性原原因用方程式表示为；

能减少Na2CO3溶液中CO32-浓度的措施可以是（）

①加热②加少量NaHCO3固体③加少量（NH4）2CO3固体

④加少量NH4Cl⑤加水稀释⑥加少量NaOH

4、酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：

如HSO4-

②电离程度＞水解程度，显酸性（如:

HSO3-、H2PO4-）

③水解程度＞电离程度，显碱性（如：

HCO3-、HS-、HPO42-）

写出NaH2PO4溶液中所有的水解和电离方程式

，并指示溶液中[H3PO4]、[HPO42-]与[H2PO4-]的大小关系。

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。

其促进过程以NH4Ac为例解释如下：

NH4Ac==NH4++Ac-NH4++H2ONH3·

H2O+H+Ac—+H2OHAc+OH-

两个水解反应生成的H+和OH—反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减少，平衡均右移。

（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↑

写出Al3+与CO32-、HCO3-在水溶液中反应的离子方程式：

，

在足量Na2CO3溶液中加少量硫酸铝溶液的离子方程式为，泡沫灭火器中使用硫酸铝与小苏打而不用纯碱的原因是；

能鉴别Na2CO3、NaOH、NaCl、AgNO3和苯酚钠五种溶液的一种试剂是。

6、盐类水解的应用：

①混施化肥（N、P、K三元素不能变成↑和↓）

②泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解）

③FeCl3溶液止血剂（血浆为胶体，电解质溶液使胶体凝聚）

④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）

⑤NH4Cl焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）

⑥判断溶液酸碱性（强者显性）

⑦比较盐溶液离子浓度的大小

⑧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）

⑨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

例：

H2S的电离H2SH++HS-；

HS-H++S2-

例：

Na2S的水解：

H2O+S2-HS-+OH-H2O+HS-H2S+OH-

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

Al3++3H2OAl（OH）3+3H+

下列方程式中属于电离方程式的是；

属于水解方程式的是

A、HCO3-+H2OH3O++CO32-B、BaSO4==Ba2++SO42-

C、AlO2-+2H2OAl（OH）3+OH-D、CaCO3（s）Ca2++CO