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

1、（3）测NaAc溶液的pH值； （4）测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pH 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

2、酸碱性1、 水离平衡：HO H + OH- 水的离子积：Kw = H + OH-25 C 时，H +=OH =10 -7 moI/L ; K w= H + OH = 10 -14Kw只与温度有关，温度一定，则 KW值一定K w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、

3、pH=11的NaOH pH=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= -lgH +酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液）；2 pHv 7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100 C时，水的KW=1X 10-12，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

4、未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。事先不能用水湿润 PH试纸；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 8蓝色甲基橙 3.1红色3.14.4橙色 4.4黄色酚酞 8无色810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：强酸滴定强碱最好选用的指示剂为：，原因是 ；强碱滴定强酸最好选用的指示剂为 因是 ；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

5、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=（ OH1V+OH2V2）/ （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，H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

6、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n5、 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76、 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,

7、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

8、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= 4B、 加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的 pH= 7C、 加入等体积0.01mol/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 NaHCO3 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碳酸；磷酸和 HSO

9、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1 FeS Nal NaHSO KF NHNIO OHUCOONa（2） 浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是（ ）1 酸性：H2SHSe 碱性：NsbSNaHS 碱性：HCOONaCHOONa4 水的电离程度： NaAcvNaAIQ 溶液的 pH： NaHSONaSOOH-。（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NaHSO NaHSO NaHPO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

10、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 H 2SOSO 3 C、 该溶液中由水电离出的H+为1 X 10-4mol/LD、 加入少量NaOH使溶液的pH升高会使水的电离受抑制五、 Q与KQ c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）、

11、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） QK，过平衡状态，反应将逆向进行；（2） Q=K，平衡状态；（3） QK，未平衡状态，反应将正向进行已知25 C时CaSO的心=9.1 X 10-6，若将0.02mol/L的NstSQ溶液与0.004mol/LCaCI 2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0.05moI NaOH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. 0.05 moI L1 硫酸 B . 0.6 moI L1 盐酸C. 0.5 moI

12、 L1 的醋酸； D . 0.5 moI L1KCI 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） =1X 10-14moI/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）NH 4 ,AI ,Br ,SO B）Na ,Mg ,CI ,NQ C）K ,Ba ,CI ,NQ D）K ,Na ,SO3 ,SO4“由水电离产生的c （ H） =1X 10-14moI