最新高中化学物质在水溶液中的行为复习 精品.docx

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第三章物质在水溶液中的行为

（一）水溶液

1、水的电离和水的离子积

　水是一种极弱的电解质，存在以下电离平衡

　2H2O

H3O＋＋OH－，ΔH＞0　　简写为：

H2O

H＋＋OH－；ΔH＞0。

　25℃时，c（H＋）＝c（OH－）＝10－7mol·L－1

　　水的电离程度：

1.8×10－7%

水的离子积：

KW＝c（H＋）·c（OH－）＝10－14（25℃）

理解KW时要注意：

（1）KW与温度有关，因为水的电离过程是吸热过程，所以温度升高，有利于水的电离，KW增大。

如100℃时，KW＝10－12。

（2）KW不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。

不管哪种溶液均有

　　如酸性溶液中

　　{c（H+）酸＋

}·

＝KW

　　碱性溶液中：

　　{c（OH－）碱＋

}·

＝KW

（3）KW与c（H+）及c（OH－）的计算

　　对于水溶液，要准确求算c（OH－）、c（H+）的大小，可依赖KW来计算。

对于中性溶液（或纯水），c（H+）＝c（OH－）＝

。

而酸性溶液，若已知c（H＋）、c（OH－）其中之一，另一种离子的浓度即可代入关系：

KW＝c（H+）c（OH－）求出。

应注意的是：

在酸、碱性很弱的溶液中c（H＋）和c（OH－）都很小，这时由水电离生成的c（H+）和c（OH－）与酸或碱提供的c（H+）或OH－的浓度较接近，因而不可忽视由水电离生成的c（H+）和c（OH－），应考虑水电离出来的c（H+）和OH－的浓度、并将总的离子浓度代入水的离子积常数关系式中进行求解。

（4）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）

2、溶液的酸碱性和pH

（1）溶液的酸碱性取决于溶液中c（H＋）与c（OH－）的相对大小。

（2）pH：

①水溶液里的H＋浓度的负对数叫做pH，即pH＝－lgc（H＋）。

注意：

①酸性溶液不一定是酸溶液；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。

②意义：

表示稀溶液酸碱性的强弱。

　　中性溶液：

c（H＋）＝c（OH－）＝10－7，pH＝7。

　　酸性溶液：

c（H＋）＞c（OH－），c（H＋）＞10－7，pH＜7。

　　碱性溶液：

c（H＋）＜c（OH－），c（H＋）＜10－7，pH＞7。

　　pH越小，c（H＋）越大，溶液酸性越强；pH越大，c（OH－）越大，溶液碱性越强。

③pH适用范围

　　当溶液的酸碱性用pH表示时，c（H＋）的大小范围为：

1×10－14mol/L＜c（H＋）＜1mol/L，即14＞pH＞0。

　　注：

当c（OH－）≥1mol/L、c（H＋）≥1mol/L时，一般不用pH值表示溶液的酸碱性，此时，用物质的量浓度直接表示溶液的酸碱性更方便。

④溶液pH的测定方法

①pH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

②酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞

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

3、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）

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！

4、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。

5、“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：

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。

”

6、酸碱中和滴定：

1、中和滴定的原理

实质：

H++OH—=H2O即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。

2、中和滴定的操作过程：

（1）仪②滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。

滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。

②滴定管可以读到小数点后一位。

（2）药品：

标准液；待测液；指示剂。

（3）准备过程：

准备：

检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。

（洗涤：

用洗液洗→检漏：

滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V（始）

（4）试验过程

3、酸碱中和滴定的误差分析

误差分析：

利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析

式中：

n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；

V——酸或碱溶液的体积。

当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：

c碱=

上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。

综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。

同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。

（二）弱电解质的电离

1、定义：

电解质：

在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。

非电解质：

在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。

强电解质：

在水溶液里全部电离成离子的电解质。

弱电解质：

在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。

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）

电解质——离子化合物或共价化合物

非电解质——共价化合物

离子化合物与共价化合物鉴别方法：

熔融状态下能否导电

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）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

补充：

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

3、电离常数：

在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。

叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。

）

表示方法：

AB

A++B-Ki=[A+][B-]/[AB]

影响因素：

a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。

c、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强，如：

H2SO4>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

4、电离平衡

（1）特征

（1）动：

指动态平衡。

（2）等：

v电离＝v结合（分子化）≠0

　　（3）定：

条件一定，分子与离子浓度一定。

　　（4）变：

条件改变，平衡破坏，发生移动。

（2）影响电离平衡的因素

（1）浓度：

浓度越大，电离程度越小。

在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。

（2）温度：

温度越高，电离程度越大。

因电离是吸热反应，升温平衡向吸热方向（电离方向）移动。

（3）同离子效应：

醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，平衡左移，电离程度减小，加入稀HCl亦然。

（4）能反应的离子：

醋酸溶液中加入NaOH，平衡右移，电离程度增大。

5、电离方程式

1.书写：

用可逆符号2.弱酸分布电离（以第一步为主）3.强酸一步电离

（三）、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）

1、概念

　　在溶液中盐的离子与水电离出来的H+或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。

　　在盐类水解的概念中要领会以下要点：

（1）能引起盐类水解的离子应是：

弱酸阴离子或弱碱阳离子（它们分别与水电离出的H＋或OH－生成弱酸或弱碱），如CO32－、HCO3－、S2－、HS－、NH4＋、Cu2＋、Fe3＋、Al3＋等（要求记住常见的弱酸、弱碱）。

（2）盐类水解的实质是：

水的电离平衡发生了移动。

　　（3）盐类水解的结果是：

引起溶液中［H＋］、［OH－］变化，即酸碱性的变化。

2、规律

①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。

②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。

（如:

Na2CO3＞NaHCO3）

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：

HFH3PO4）

B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOH>CH3COOH）

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。

3、盐类水解离子方程式的书写

　　引起水解的盐的离子

＋H2O

弱电解质

＋增加的离子

　　例：

Fe3＋＋3H2O

Fe（OH）3＋3H＋

注意：

（1）盐的水解是中和反应的逆反应，程度是很小的，方程式中用“

”符号。

（2）一般难溶物不形成沉淀，不写“↓”，气体不逸出，不写“↑”（因为产量很少）。

　　（3）多价阴离子以第一步水解为主，如S2－＋H2O

HS－＋OH－（主），HS－＋H2O

H2S＋OH－（次）

4、影响盐类水解的因素：

（符合平衡移动原理）

（1）内因——由盐中离子的本性决定“越弱越水解”，即对应的弱酸或弱碱越弱的，水解程度越大。

（2）外因：

①温度：

温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）

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）

5、酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：

如H2SO4-显酸性

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-）

6、双水解反应：

（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。

双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。

使得平衡向右移。

（2）常见的双水解反应完全的为：

Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-（HCO3-）、S2-（HS-）、SO32-（HSO3-）；S2-与NH4+；CO32-（HCO3-）与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。

双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：

2Al3++3S2-+6H2O==2Al（OH）3↓+3H2S↑

7、盐类水解的应用：

水解的应用

实例

原理

1、净水

明矾净水

△

Al3++3H2OAl（OH）3（胶体）+3H+

2、去油污

用热碱水冼油污物品

CO32-+H2OHCO3-+OH-

3、药品的保存

①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸

Fe3++3H2OFe（OH）3+3H+

②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH

CO32-+H2OHCO3-+OH-

4、制备无水盐

由MgCl2·6H2O制无水MgCl2在HCl气流中加热

若不然，则：

MgCl2`6H2OMg（OH）2+2HCl+4H2O

Mg（OH）2MgO+H2O

5、泡沫灭火器

用Al2（SO4）3与NaHCO3溶液混合

Al3++3HCO3-=Al（OH）3↓+3CO2↑

6、比较盐溶液中离子浓度的大小

比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小

NH4++H2ONH3·H2O+H+

c（Cl-）>c（NH4+）>c（H+）>c（OH）-

9、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三种守恒关系：

①电荷守恒：

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：

（即原子个数守恒或质量守恒）

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：

即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。

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中学化学常见的有三对

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NH3·H2O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

②掌握其处理方法（即抓主要矛盾）

（四）沉淀溶解平衡

1、溶度积常数

（1）表达式：

PbI2（s）

Pb2＋（aq）＋2I－（aq）

　　Ksp＝［Pb2＋］［I－］2

（2）意义

　　Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀量和溶液的浓度无关，离子浓度变化能引起平衡移动，但不改变溶度积。

　　Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。

2、沉淀溶解平衡的应用

（1）判断沉淀的溶解与生成

　　利用浓度商Qc与溶度积Ksp的大小判断：

　　Qc＞Ksp，平衡向生成沉淀的方向移动；

　　Qc＝Ksp，沉淀溶解达到平衡；

　　Qc＜Ksp，沉淀溶解。

（2）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。

（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。

如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/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。

（3）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+（aq）+S2-（aq）

（4）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MO、M（OH）2、MCO3等除M2+溶液中易水

解的阳离子。

如：

加MgO除去MgCl2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）

（5）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。

一般为减少生成物的浓度，因为对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。

（6）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。

如：

AgNO3AgCl（白色沉淀）AgBr（淡黄色）AgI（黄色）Ag2S（黑色）

（五）离子反应

1、离子反应的类型

　　在溶液中发生的有离子参加的反应都是离子反应，主要类型有3种：

（1）溶液中的复分解反应，如：

　　H+＋OH－＝H2O；CO32－＋2H＋＝H2O＋CO2

（2）电解质在水溶液中发生的化合反应。

如：

　　Na2O＋H2O＝2NaOH

　　CaCO3＋H2O＋CO2＝Ca（HCO3）2

（3）在水溶液中的氧化还原反应。

如：

　　2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑

　　Cl2＋SO2＋2H2O＝2HCl＋H2SO4

2、离子反应发生的条件

　　离子之间发生反应，从本质上讲是反应混合液中自由移动的离子浓度发生了变化。

　　复分解反应发生的条件是：

（1）生成难溶的物质（如BaSO4、AgCl）；

（2）生成易挥发物质（如CO2、SO2）；

　　（3）生成难电离物质（如H2O、HF）；

　　水溶液中能否发生化合类型的离子反应取决于反应的事实；氧化还原类型的离子反应能否发生取决于离子的氧化性和还原性的相对强弱。

3、离子反应能否进行的理论判据

（1）根据焓变与熵变判断：

　　ΔH－TΔS＜0的离子反应可自发进行，据此可设计原电池。

　　ΔH－TΔS＞0的离子反应不能自发进行，有的可在电流作用下发生。

（2）根据平衡常数判断

　　当K很大时，表明离子反应的趋势很，离子反应可自发进行。

备注：

请结合相关试题进行系统复习。

忌焦忌躁，脚踏实地。