答案水溶液中的离子平衡的复习教案.docx

1、答案水溶液中的离子平衡的复习教案答案水溶液中的离子平衡的复习教案 水溶液中的离子平衡复习学案 使用时间：2013、1、4 主备人：迟玉枝 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 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（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

2、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（或是否存在电离平衡）注意：电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO2等属于非电解质 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）4、强弱电解质

3、通过实验进行判定的方法(以 HAc为例)：（1）溶液导电性对比实验；（2）测 0.01mol/LHAc 溶液的 pH2；（3）测 NaAc溶液的 pH值；（4）测 pH=a 的 HAc稀释 100倍后所得溶液 pHa+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，

4、说明理由 （提示：实验室能否配制 0.1mol/L的 HAc？能否配制 pH=1的 HAc？为什么？）5、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 CHACHB(3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHApHHB 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

5、酸都是弱酸，当它们的浓度均为 0.10mol/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（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：H2O H+OH-水的离子积：KW=H+OH-25时,H+=OH-=10-7 mol/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：酸、碱：抑制水的电离（pH之和为 14的酸和

6、碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）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=-lgH+注意：酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液）；pH7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；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）0.0

7、05mol/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：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 5 红色 58 紫色 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

8、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：，原因是 ；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-，H+

9、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！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：

10、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

11、-=；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

12、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 pH4 B、加入等体积 0.01mol/LNaOH 溶液后，所得溶液的 pH7 C、加入等体积 0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的 pH7 D、加入等体积 pH=10 的 NaOH溶液后，所得溶液的 pH7 六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解规律：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。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 NaH

13、CO3)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 HCOOHCH3COOH）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。（1）下列物质不水解的是 ；水解呈酸性的是 ；水解呈碱性的是 FeS NaI NaHSO4 KF NH4NO3 C17H35COONa（2）浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是 酸性：H2SH2Se 碱性：Na2SNaHS 碱性：HCOONaCH3COONa 水的电离程度：

14、NaAcNaAlO2 溶液的 pH：NaHSO3Na2SO4NaHCO3NaClO 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：温度：温度越高水解程度越大（水解吸热）浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）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

15、表示为；能减少 Na2CO3溶液中 CO32-浓度的措施可以是 加热 加少量 NaHCO3 固体 加少量(NH4)2CO3 固体 加少量 NH4Cl 加水稀释 加少量 NaOH 4、酸式盐溶液的酸碱性：只电离不水解：如 HSO4-电离程度水解程度，显酸性（如:HSO3-、H2PO4-）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

16、。其促进过程以 NH4Ac为例解释如下：NH4Ac=NH4+Ac-NH4+H2O NH3 H2O+H+Ac+H2O HAc+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

17、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：混施化肥（N、P、K三元素不能变成和）泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解）FeCl3 溶液止血剂（血浆为胶体，电解质溶液使胶体凝聚）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）NH4Cl 焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）判断溶液酸碱性（强者显性）比较盐溶液离子浓度的大小 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）配制盐溶液（加对应

18、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 H2S H+HS-；HS-H+S2-例：Na2S 的水解：H2O+S2-HS-+OH-H2O+HS-H2S+OH-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。2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 例：Al3+3H2O Al(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-+H2O H3O+CO32-B、BaSO4=Ba2+SO42-C、AlO2-+2H2O Al(OH)3+OH-D、CaCO3(

19、s)Ca2+CO32-八、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：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 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 质子守恒(得失 H+个数前移):：得质子后形成的微粒浓度 得质子数=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：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

20、 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 掌握其处理方法（即抓主要矛盾）例：0.1mol/LCH3COOH 和 0.1mol/LCH3COONa溶液等体积混合后溶液呈酸性，则溶液呈酸性，CH3COOH 的电离CH3COONa的水解，HAc0.1mol/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

21、 （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 1 10-5mol/L以下的反应为完全反应，用“=”。如酸碱中和时H+降至 10-7mol/LOH-。（2）强碱弱酸盐：如 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 NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4 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 NaHSO3溶液的 pH=4，则有关 NaHSO3 溶液的说法中正确的是 A、NaHSO3溶液中水的电离程度小于 Na2SO

22、3 溶液，也小于 Na2SO4 溶液 B、HSO3-H2SO3SO32-C、该溶液中由水电离出的H+为 1 10-4mol/L D、加入少量 NaOH使溶液的 pH升高会使水的电离受抑制 五、Qc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)。Qc与 K的相对大小可反映出体系是否为平衡状态：（1）QcK，过平衡状态，反

23、应将逆向进行；（2）Qc=K，平衡状态；（3）QcK，未平衡状态，反应将正向进行 已知 25时 CaSO4 的 Ksp=9.1 10-6，若将 0.02mol/L的 Na2SO4溶液与0.004mol/LCaCl2 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 0.05mol 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 A0.05 mol L1 硫酸 B0.6 mol L1盐酸 C0.5 mol L1的醋酸；D0.5 mol L1KCl 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

24、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、水电离出的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+）=1 10-14mol/L的溶液中，一定可以大量共存的离子组是 A)NH4+,Al3+,Br-,SO42-B)Na+,Mg2+,Cl-,NO3-C)K+,Ba2+,Cl-,NO3-D)K+,Na+,SO32-,SO42-方法：“由水电离产生的 c（H+）=1 10-14mol/L的溶液”即溶液的 pH可能为 14也可能为 0；也即“下列各组离子既能大量存在于酸性溶液中也能大量存在于碱性溶液之中的是”。注意：若由水电离产生的 H+浓度大于 1

25、0-7mol/L，则溶液一定呈酸性，溶质中一定有强酸弱碱盐。【例 3】由水电离产生的 c（H+）=1 10-5mol/L的溶液，其溶质可能是 A、NaHSO4 B、AlCl3 C、H2SO4 D、NaH2PO4 3、14规则的运用【例 4】将 pH=3的盐酸溶液和 pH=11的氨水等体积混合后，溶液中离子浓度关系正确的是：A NH4+Cl-HOH-BNH4+Cl-OH-H CCl-NH4+H OH-DCl-NH4+OH-H 解析：利用“pH之和为 14的酸碱等体积混合后，谁弱谁过量显谁性。”规律，判断反应后溶液为 NH4Cl 和 NH3 H2O的混合溶液且呈碱性，而溶液呈碱性，则以氨水的电离为

26、主，故选 B 【例 5】在常温下 10mLpH=10 的 KOH溶液中，加入 pH=4的一元酸 HA溶液至pH刚好等于 7（设反应前后体积不变），则对反应后溶液的叙述正确的是 A、A-=K+B、H+=OH-K+V盐酸=V醋酸（或 V硫酸=2V盐酸=2V 醋酸）。H2SO4，HAc；V 醋酸V盐酸=V硫酸。，弱 二、水的电离和溶液的酸碱性 3、NH4Cl=Na2CO3 HAc=NaOH 4、（1）强酸弱碱盐；强碱弱酸盐。10-6mol/L，6，中；2，10 （2）不能确定；酸性溶液偏大，中性溶液不变，碱性溶液偏小 （3）酚酞；变色明显，酚酞褪色时 pH最接近 7；甲基橙，甲基橙由橙变黄时，pH最

27、接近 7；变色范围广且变色不明显 三、混合溶液 pH计算公式 3、1.3；11.7；9 四、6、5；35之间；20:1；8；810 五、2、（1）酸；恰好反应生成(NH4)2SO4，NH4+水解呈碱性（将题中 pH=2改为pH=3）。碱；氨水过量，电离产生的 OH-使溶液呈碱性。（2）B 复习学案二 六、1、（1）；（2）2、D 3、CO32-+H2O HCO3-+OH-；4、H2O H+OH-；H2PO4-HPO42-+H+；HPO42-PO43-+H+；H2PO4-+H2O H3PO4+OH-H2PO4-HPO42-H3PO4 5、2Al3+3CO32-+3H2O=2Al(OH)3+3CO

28、2；Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO2 Al3+3CO32-+3H2O=Al(OH)3+3HCO3-；产生同样多的 CO2，用纯碱消耗的 Al3+多；用纯碱有可能不产生 CO2或产气量很少。七、2、AB；C 十、5（1）Ksp=Ag+2 S2-（2）3）加足量 MgCl2 溶液，充分搅拌，过滤，洗涤即得纯 Mg(OH)2 （练习二 1C 2B 3C 4B 5D 6A 7AB 8B 9B 10D 11C 12A 13D 14B 15C 16D 17BD 18B 19D 20B 21A 22D 23B 24C 25C 26B 27C 28D 29C 30A 31A 32BC 33AD

29、34A 35B 36A 37B 38D 39A 复习学案三 方法、归纳和技巧 一、AC 二、（1）自由电子导电；自由阴阳离子导电；（2）NaHSO4；HAc 三、四、A 五、Qc=2 10-5 Ksp，有沉淀析出 六、1B 2C 3B 4B 5AC 6C 7C 8A 9BD 练习三 1、H+、OH-；10-7mol/L，1 10-14，水的离子积，1 10-14，可逆 2、；3、C BA 4、不正确，可能由于稀释而产生误差；不一定，若是中性溶液，则不产生误差，否则产生误差 5、（1）BiCl3+H2O BiOCl+2HCl；（2）不同意；（3）将 BiCl3 溶于盐酸中；（4）增大溶液中 c（

30、Cl-）能抑制 BiCl3 的水解 6、酸；碱 7、CO32-+H2O HCO3-+OH-；CaSO4(s)Ca2+SO42-，Ca2+CO32-=CaCO3 8、1 10-3 9、（1）OH-、Na+；Cl-，NO3-；（2）OH-、HCO3-、NO3-、Ag+10、乙；乙能较好地克服实验误差 11、（1）CuO+2H+=Cu2+H2O；Fe+2H+=Fe2+H2；（2）Fe(OH)3 （3）蓝色变绿色；（4）一方面 2Fe2+2H+H2O2=2Fe3+2H2O 消耗了 OH-，另一方面 CuO消耗 H+。12、BaCO3(s)Ba2+CO32-，加入 HCl：2H+CO32-=H2O+CO2使 c(CO32-)减少，从而使 BaCO3的溶解平衡向溶解方向移动而溶解；而 BaSO4(s)Ba2+SO42-，加入 HCl并不能使平衡移动而溶解。强酸制取弱酸。13、测稀醋酸溶液的 pH为 a；向稀醋酸中加入 CH3COONa 固体；再次测量溶液的 pHa，则说明存在 CH3COOH CH3COO-+H+。