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

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（3）测NaAc溶液的pH值；

（4）测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pH<

a+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

最佳的方法是和；

最难以实现的是，说明理由

。

（提示：

实验室能否配制0.1mol/L的HA（?

能否配制pH=1的HAc?

为什么?

）

5、强酸（HA）与弱酸（HE）的区别：

（1）溶液的物质的量浓度相同时，PHha）vPHhb）

（2）pH值相同时，溶液的浓度ChavChb

（3）pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHLa>

phh

物质的量浓度相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是，pH最大的是;

体积相同时分别与同种NaOH溶液反

应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为。

pH相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，物质的量浓度最小的是，最大的是;

体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，

消耗NaOH溶液的体积大小关系为。

甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的I/L时，甲酸中的c（H+）为乙酸中c（H+）的3倍，欲使两溶液中c（H+）相等，则需

将甲酸稀释至原来的_「倍（填“<

”“>

”或“=”；

试推测丙酸的酸性比乙酸强还是弱。

二、水的电离和溶液的酸碱性

1、水离平衡：

HOH+OH-水的离子积：

Kw=[H+]•[OH-]

25C时，[H+]=[OH]=10-7moI/L;

Kw=[H+]•[OH]=10-14

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NHCI、pH=11的NaOHpH=10NaCO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）；

2pHv7溶液不一定是酸性溶液（只有；

—

3碱性溶液不一定是碱溶液（可能是溶液）。

已知100C时，水的KW=1X10-12，则该温度

（1）NaCl的水溶液中[H+]=,pH=，溶液呈性。

2）0.005mol/L的稀硫酸的mol/L的NaOH溶液的pH=

（2）pH的测定方法：

酸碱指示剂一一甲基橙、石蕊、酚酞pH试纸一一最简单的方法。

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。

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

为因是

；

③中和滴定不用石蕊作指示剂的原因是2Z。

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+]V）/（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]1V+[OH]2V2）/（V+V2）（注意：

不能直接计算[H+]混）

3、强酸与强碱的混合：

（先据H+OH==HO计算余下的^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HCI和pH=10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH=;

将pH=5的H2SO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:

pH稀<

pH原+n

3、

强碱溶液:

pH稀=pH原—n

（但始终不能小于或等于

4、

弱碱溶液:

pH稀>

pH原—n

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HCI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希后溶液中[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N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HSO中加入10mL0.01mol/L氨水后溶液呈性，原因是

pH=3的HCI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<

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:

NazCO>

NaHCO

3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：

HF<

HC；

HNOHPQ）

B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOHX3WOH

C一些常见的酸的酸性：

HCIOHAIQ、苯酚为极弱酸；

醋酸>

碳酸；

磷酸和HSO为中强酸；

HCIQ为最强含氧酸等。

（1）下列物质不水解的是；

水解呈酸性的是；

水解呈碱性的是

1FeS②Nal③NaHSO④KF⑤NHNIO⑥OHUCOONa

（2）浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是（）

1酸性：

H2S>

HSe②碱性：

NsbS>

NaHS③碱性：

HCOONa>

CHOONa

4水的电离程度：

NaAcvNaAIQ⑤溶液的pH：

NaHSO<

NaSO<

NaHCONaCIO

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、NaHC3溶液中碳元素主要以HC0存在；

B、NaCO溶液中滴加酚酞呈红色，加热红色变深；

C、NHCI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（^促进阴离子水解而抑制阳离子水解；

0H促进阳离子水解而抑制阴离子水解）

Na2CQ溶液呈碱性原原因用方程式表示为；

能减少NaCQ溶液中C&

浓度的措施可以是

（）

①加热

④加少量NHCI

②加少量NaHCC固体

⑤加水稀释

③加少量（NH4）2CQ固体

⑥加少量NaQH

4、酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：

如

HSQ

②电离程度〉水解程度:

，显酸性

（如：

HSQ3-

、HPQ-）

③水解程度〉电离程度，

显碱性

（如:

HCQ、

HS、HPQ"

）

写出NaHPQ溶液中所有的水解和电离方程式

并指示溶液中［H3PQ］、［HPQ2-］与

［H2PQ-］的大小关系

2AI3++3S2-+6H2。

==2AI（QH）3J+3H2Sf

5、双水解反应：

NH4AC==NH4++Ac-NH4++H：

QNH3•HQ+H+Ac—+H2QHAc+QH-・

（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NHAc为例解释如下:

两个水解反应生成的H和QH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+、AI3+与AIQ2-、CQ2-（HCQ-）、S2-（HS-）、SQ2-（HSQ-）;

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:

写出AI3+与CQ2-、HCQ在水溶液中反应的离子方程式：

在足量NaCQ溶液中加少量硫酸铝溶液的离子方程式

为一，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NaCQ、NaQHNaCI、AgNQ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（NP、K三元素不能变成f和J）

2泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解）

3FeCI3溶液止血剂（血浆为胶体，电解质溶液使胶体凝聚）

4明矶净水（AI3+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）

5NHCI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++S二

N&

S的水解：

HQ+S2-HS■^■QHH2Q+HS-H2S+QH-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。

AI3++3H2。

AI（OH）

3+3H

一步书写

2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则:

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、HCO+H2OHdCO32-B=Ba2++SO/

_r-2+2-

C、AIO2+2H20AI（OH）3+OHD、CaCO（s）Ca+COs-

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：

1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

2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

3质子守恒（得失川个数前移）：

：

刀得质子后形成的微粒浓度•得质子数==刀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：

1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NH・HLO与NHCI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

2掌握其处理方法（即抓主要矛盾）

0.1mol/LCH3COOI和0.1mol/LCH3COON溶液等体积混合后溶液呈酸性，则丁溶液呈酸性，/•CHCOOH的电离〉CHCOONa勺水

解，［HAc］＜0.1mol/L，［Ac-］＞0.1mol/L.

（因为NaAc的水解呈碱性被HAc的电离呈酸性所掩盖，故可当作“只HAc电离，而NaAc不水解"

考虑，即只考虑酸的电离。

九、酸碱中和滴定（见专题）十、溶解平衡

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“="

。

（2）反应后离子浓度降至1X10-5moI/L以下的反应为完全反应，用“="

如酸碱中和时［H+］降至10-7moI/L＜10-5moI/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10-5

moI/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：

CaSO、Ca（OH）2、AqSO

（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：

AqS（s）2Ag+亠2-

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：

常加入难溶性的MOM（OH》、MCO等除M+溶液中易水解的阳离子。

如加MgO除去MgC2

溶液中FeCl3。

（3）氧化还原沉淀法：

加氧化剂或还原剂将要除去的离子变成沉淀而除去（较少见）

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：

①加水；

②加热；

③减少生成物（离子）的浓度。

使沉淀溶解的方法一般为减少生成物的浓度，丁对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。

5、沉淀的转化：

溶液中的沉淀反应总是向着离子浓度减少的方向进行，简而言之，即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。

（1）对于AgS（s）2A^++S2-，其心的表达式为。

（2）下列说法中不正确的是

①用稀HCI洗涤AgCI沉淀比用水洗涤损耗AgCI小；

2一般地，物质的溶解度随温度的升高而增加，故物质的溶解大多是吸热的；

3对于AI（OH）3（s）AI（OH）3Al亠3OH-，前者为溶解平衡，后者为电离平衡；

4除去溶液中的Mg+，用OH沉淀比用CO2-好，说明Mg（OH》的溶解度比MgCO大；

5沉淀反应中常加过量的沉淀剂，其目的是使沉淀更完全。

（3）如何除去Mg（OH）中混有的Ca（OH）2?

2方法、归纳和技巧

一、酸的酸性强弱与溶液的酸性强弱的联系与区别

酸的酸性强弱是指酸电离岀H+的难易（越易电离岀H，酸的酸性越强）；

溶液酸性的强弱是指溶液中［H+］的相对大小（H+浓度越大，溶液的酸性越强）。

溶液的酸性可能是由酸电离产生的H而引起的，也可能是由强酸弱碱盐水解而引起的。

下列说法中错误的是

A、强酸溶液的导电性一定比弱酸的强；

B、酸越难以电离岀质子，其对应的酸根离子就越易水解；

C溶液的酸性越强，则溶液中的［H+］越大，水的电离程度就越小；

D在水中完全电离的酸一定是强酸，但强酸的水溶液的酸性不一定强。

二、溶液的导电性与电解质强弱的联系与区别

溶液的导电性仅与溶液中的离子浓度及离子所带电荷数的多少相关。

电荷数相同时，离子浓度越大，导电性越强；

离子浓度相同时，离子所带电荷数越多，溶液导电性越强；

电解质溶液导电的同时一定发生电解！

电解质的强弱是指电解质在水中的电离程度。

电解质越强，在水中就越完全电离，反之就越难电离。

相同条件下，强电解质溶液的导电性比弱电解质的强（即导电性对比实验）。

（1）常见的三种导电方式为、和电子空穴导电。

（2）浓度相同的HCI、HAcNaHSO三种酸并联入同一电路中，导电性最强的是，最弱的是。

三、电离平衡、水解平衡、溶解平衡的共性

1、加水均能促进三大平衡；

2、加热均能促时三大平衡（溶解平衡个别例外）

3、三大平衡均为水溶液中的平衡，故都不受压强的影响

4、均遵循勒夏特列原理。

对于AgCI（s）Ag++CI-，平衡后欲使溶液中的［CI-］增大，可采取的措施是（）

1加氨水②加水③加NaCI（s）④加AgCI（s）⑤加NaBr（s）⑥加热

四、酸碱盐对水的电离的影响

1、水中加酸：

酸电离出的H使平衡H2OH++OH逆移，溶液中［H+］主要是酸电离产生的，只有极小部分由水电离产生（可忽略）；

［OH］全由水电离产生。

'

2、水中加碱：

碱电离出的OH使平衡HOH++-OH-逆移，溶液中［OH］主要是碱电离产生的，只有极小部分由水电离产生（可忽略）；

［H+］全由水电离产生。

3、正盐溶液中的［H+］、［OH］均由水电离产生：

（1）强酸弱碱盐：

如AICI3，水电离产生的OH部分被阳离子结合生成了难电离的弱碱，故使溶液中［H+］>

［OH-］。

（2）强碱弱酸盐：

女口NaAc,水电离产生的H+部分被阴离子结合生成了难电离的弱酸，故使溶液中［OH］>

［H+］。

4、酸式盐中NaHSONaHSONaHPO中酸根离子以电离为主，故显酸性而抑制水的电离，其余均以水解为主而促进水的电离。

已知某NaHSO溶液的pH=4,则有关NaHSO溶液的说法中正确的是（）

A、NaHS略液中水的电离程度小于N&

SO溶液，也小于NaSO溶液

-2-

B、［HSQ］>

［H2SO］>

［SO3］

C、该溶液中由水电离出的［H+］为1X10-4mol/L

D、加入少量NaOH使溶液的pH升高会使水的电离受抑制

五、Q与K

Qc为浓度商：

是指刚开始反应（但未反应）时平衡体系各物质浓度幂次方之积之比（对于溶液是指混合后但不反应时的浓度）

K为平衡常数：

是指可逆反应达到平衡时体系各物质浓度幂次方之积之比。

在化学平衡、电离平衡、水解平衡、溶解平衡四大平衡中分别有不同的名称：

化学平衡常数（K）、电离常数（Ka）、水解常数（Kh）、溶度积（Ksp）。

Q与K的相对大小可反映出体系是否为平衡状态：

（1）Q>

K，过平衡状态，反应将逆向进行；

（2）Q=K，平衡状态；

（3）Q<

K，未平衡状态，反应将正向进行

已知25°

C时CaSO的心=9.1X10-6，若将0.02mol/L的NstSQ溶液与0.004mol/LCaCI2溶液等体积混合，试通过计算溶液中是否有沉淀析出

六、解题方法

1、溶液导电能力的变化

【例1】把0.05moINaOH固体分别加入到100mL下列液体中，溶液的导电能力变化最小的是

A.0.05moI•L—1硫酸B.0.6moI•L—1盐酸

C.0.5moI•L—1的醋酸；

D.0.5moI•L—1KCI溶液

方法：

写将化学程式改为离子方程式的第一步，比较反应前后溶液中离子数的变化

关键：

不需考虑弱电解质的电离及离子的水解；

注意加入物质是否过量

2、水电离岀的［H+］浓度为已知条件的离子共存判断

【例2】在由水电离产生的c（H）=1X10-14moI/L的溶液中，一定可以大量共存的离子组是

+3+-2-+2+--+2+--++2-2-

A）NH4,AI,Br,SOB）Na,Mg,CI,NQC）K,Ba,CI,NQD）K,Na,SO3,SO4

“由水电离产生的c（H）=1X10-14moI