K12学习高中化学 第三章 水溶液中的离子平衡复习教案 新人教版选修4精.docx
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K12学习高中化学第三章水溶液中的离子平衡复习教案新人教版选修4精
高中化学第三章水溶液中的离子平衡复习教案新人教版选修4【精
水溶液中的离子平衡教案
§1知识要点
一、弱电解质的电离
1、定义：
电解质、非电解质；强电解质、弱电解质混和物
单质物质强电解质：
强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。
如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
纯净物电解质弱电解质：
弱酸、弱碱和水。
如HClO、NH3·H2O、Cu（OH）2、H2O……化合物非电解质：
大多数非金属氧化物和有机物。
如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……下列说法中正确的是
A、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质；
B、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子； C、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质； D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：
在一定条件下能否电离电解质——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下列说法中错误的是
A、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质；B、强电解质的水溶液一定能导电；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
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
4、强弱电解质通过实验进行判定的方法（以HAc为例）：
溶液导电性对比实验；测/LHAc溶液的pH>2；
测NaAc溶液的pH值；测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pH
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 。
5、强酸与弱酸的区别：
（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
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，当它们的浓度均为/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 3倍；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：
H2OH+OH水的离子积：
KW=[H]·[OH]+--7+--14
25℃时,[H]=[OH]=10mol/L;KW=[H]·[OH]=10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2、水电离特点：
可逆吸热极弱3、影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱：
抑制水的电离 ②温度：
促进水的电离
③易水解的盐：
促进水的电离试比较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：
+
pH=-lg[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；
③碱性溶液不一定是碱溶液。
-12
已知100℃时，水的KW=1×10，则该温度下
+
NaCl的水溶液中[H]= ，pH= ，溶液呈 性。
/L的稀硫酸的pH= ；/L的NaOH溶液的pH= 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 ，理是 。
常用酸碱指示剂及其变色范围：
指示剂石蕊甲基橙酚酞＜5红色＜红色＜8无色变色范围的PH5～8紫色～橙色8～10浅红＞8蓝色＞黄色＞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：
+++
[H]混=/
--2、强碱与强碱的混合：
---[OH]混＝/（注意:
不能直接计算[H+]混）
+-+-+
3、强酸与强碱的混合：
注意：
在加法运算中，相差100倍以上的，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/LBa（OH）2溶液后pH= 。
四、稀释过程溶液pH值的变化规律：
n
1、强酸溶液：
稀释10倍时，pH稀=pH原+n
n
2、弱酸溶液：
稀释10倍时，pH稀＜pH原+n
n
3、强碱溶液：
稀释10倍时，pH稀=pH原－n
n
4、弱碱溶液：
稀释10倍时，pH稀＞pH原－n5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近；任何溶液无限稀释后pH均为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 100；pH=5的稀硫酸稀释1000倍后溶
+2-液中[H]：
[SO4]= ；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。
+-2、自H与OH恰好中和，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。
（1）100mLpH=3的H2SO4中加入/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 。
室温时，/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/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＝7C、加入等体积/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＞7D、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
+
-
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）
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
B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强
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。
下列物质不水解的是 ；水解呈酸性的是 ；水解呈碱性的是 ①FeS ②NaI③NaHSO4④KF⑤NH4NO3⑥C17H35COONa浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是
①酸性：
H2S>H2Se ②碱性：
Na2S>NaHS ③碱性：
HCOONa>CH3COONa ④水的电离程度：
NaAc/L. 九、酸碱中和滴定
十、溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
溶解度小于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“=”。
-5
反应后离子浓度降至1×10mol/L以下的反应为完全反应，用“=”。
如酸碱中和时+-7-5
[H]降至10mol/L/L. 九、酸碱中和滴定
十、溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
溶解度小于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“=”。
-5
反应后离子浓度降至1×10mol/L以下的反应为完全反应，用“=”。
如酸碱中和时+-7-5
[H]降至10mol/L2；
测NaAc溶液的pH值；测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pH
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 。
5、强酸与弱酸的区别：
（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
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，当它们的浓度均为/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 3倍；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：
H2OH+OH水的离子积：
KW=[H]·[OH]+--7+--14
25℃时,[H]=[OH]=10mol/L;KW=[H]·[OH]=10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2、水电离特点：
可逆吸热极弱3、影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱：
抑制水的电离 ②温度：
促进水的电离
③易水解的盐：
促进水的电离试比较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：
+
pH=-lg[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；
③碱性溶液不一定是碱溶液。
-12
已知100℃时，水的KW=1×10，则该温度下
+
NaCl的水溶液中[H]= ，pH= ，溶液呈 性。
/L的稀硫酸的pH= ；/L的NaOH溶液的pH= 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 ，理是 。
常用酸碱指示剂及其变色范围：
指示剂石蕊甲基橙酚酞＜5红色＜红色＜8无色变色范围的PH5～8紫色～橙色8～10浅红＞8蓝色＞黄色＞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：
+++
[H]混=/
--2、强碱与强碱的混合：
---[OH]混＝/（注意:
不能直接计算[H+]混）
+-+-+
3、强酸与强碱的混合：
注意：
在加法运算中，相差100倍以上的，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/LBa（OH）2溶液后pH= 。
四、稀释过程溶液pH值的变化规律：
n
1、强酸溶液：
稀释10倍时，pH稀=pH原+n
n
2、弱酸溶液：
稀释10倍时，pH稀＜pH原+n
n
3、强碱溶液：
稀释10倍时，pH稀=pH原－n
n
4、弱碱溶液：
稀释10倍时，pH稀＞pH原－n5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近；任何溶液无限稀释后pH均为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 100；pH=5的稀硫酸稀释1000倍后溶
+2-液中[H]：
[SO4]= ；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。
+-2、自H与OH恰好中和，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。
（1）100mLpH=3的H2SO4中加入/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 。
室温时，/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/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＝7C、加入等体积/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＞7D、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
+
-
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）
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
B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强
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。
下列物质不水解的是 ；水解呈酸性的是 ；水解呈碱性的是 ①FeS ②NaI③NaHSO4④KF⑤NH4NO3⑥C17H35COONa浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是
①酸性：
H2S>H2Se ②碱性：
Na2S>NaHS ③碱性：
HCOONa>CH3COONa ④水的电离程度：
NaAc/L. 九、酸碱中和滴定
十、溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
溶解度小于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“=”。
-5
反应后离子浓度降至1×10mol/L以下的反应为完全反应，用“=”。
如酸碱中和时+-7-5
[H]降至10mol/L<10mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均
-5
远低于10
mol/L，故均用“=”。
难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
掌握三种微溶物质：
CaSO4、Ca（OH）2、Ag2SO4
溶解平衡常为吸热，但Ca（OH）2为放热，升温其溶解度减少。
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
+2-注意在沉淀后用（s）标明状态，并用“ ”。
如：
Ag2S（s） 2Ag+S
3、沉淀生成的三种主要方式
加沉淀剂法：
Ksp越小，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M溶
液中易水解的阳离子。
如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
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减少生成物的浓度。
使沉淀溶解的方法一般为减少生成物的浓度，∵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。
+2-对于Ag2S（s） 2Ag+S，其Ksp的表达式为 。
下列说法中不正确的是
①用稀HCl洗涤AgCl沉淀比用水洗涤损耗AgCl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+-③对于Al（OH）3（s） Al（OH）3 Al+3OH，前者为溶解平衡，后者为电离平衡；
2+-2-④除去溶液中的Mg，用OH沉淀比用CO3好，说明Mg（OH）2的溶解度比MgCO3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。
如何除去Mg（OH）2中混有的Ca（OH）2
。
§2方法、归纳和技巧
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