下载文档原格式
高二化学《溶液中的离子反应》知识点第一单元弱电解质的电离平衡1．电解质和非电解质：在水溶液中或熔融状态时是否能够导电的化合物。
2．强电解质与弱电解质：在水溶液中能否完全电离的电解质；与溶解度和导电能力无关。
3．电离平衡——在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。
4．电离常数：K值越大，电离程度越大，相应酸(或碱)的酸(或碱)性越强。
5．电离度：弱电解质浓度越大，电离程度越小。
6．影响因素：温度——电离过程是吸热过程，温度升高，平衡向电离方向移动。
浓度——弱电解质浓度越大，电离程度越小。
同离子效应——在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向逆方向移动。
化学反应——在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可以使电离平衡向电离方向移动。
7．电离方程式的书写多元弱酸的电离应分步完成电离方程式，多元弱碱则一步完成电离方程式。
8．水的电离：水是一种极弱的电解质，能微弱电离。
9．水的离子积常数——Kw= C(H+)×C(OH—)Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他稀溶液。
25℃时，Kw =1×10-14在水溶液中,Kw中的C(OH-)、C(H+)指溶液中总的离子浓度.常温下,任何稀的水溶液中均存在离子积常数，且Kw =1×10-14。
不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水电离出的C(H+)＝C(OH－)根据Kw=C(H＋)×C(OH－) 在特定温度下为定值，C(H＋) 和C(OH－) 可以互求。
10．影响水的电离平衡移动的因素第二单元溶液的酸碱性1．溶液的酸碱性取决于溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的相对大小。
酸性：c(H+)>c(OH-) 中性：c(H+)=c(OH-) 碱性： c(H+)<c(OH-)2．常温下（25℃）酸性溶液：C(H+)﹥C(OH-)，C(H+) ﹥1×10 -7mol/L中性溶液：C(H+)= C(OH-)，C(H+) = 1×10 -7mol/L酸性溶液：C(H+)﹤C(OH-)，C(H+) ﹤1×10 -7mol/L3．溶液的PH值：表示溶液酸碱性的强弱。
《溶液中的离子反应》单元教学设计一、教材分析“溶液中的离子反应”是高中化学课程中的重点和难点，该内容属于苏教版高中化学教材中选修4内容。
溶液中的离子反应其中涉及弱电解质的电离平衡、盐类水解平衡、难溶电解质的沉淀溶解平衡。
学生在处理涉及这部分内容问题时，往往会局限于某一特定的、比较明显的平衡，而对于其它隐蔽性较强的平衡容易忽略。
“溶液中的离子反应”是化学反应原理模块的三大主题之一，包括电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡，其在生产生活中具有重要意义，是高中教学重难点及高考热门考点"；知识点关联紧密，涉及微观层面，综合性逻辑性强。
在“溶液中的离子反应”教学中，教师应重视学生微粒观的建构，具体表现如图1，包括引导学生从微观角度探析溶液体系，深入分析其中的微粒种类、数量(浓度)、行为、相互作用(包括不同离子平衡相互问影响、在水溶液体系中存在的主次关系)，促进学生以微观一动态一联系一定量的认识方式深刻系统认识水溶液中的离子平衡，发展学生的学科能力和素养。
二、单元教学设计1.关注学生已有微粒观水平，构建学生的“微粒观“。
“溶液中的离子反应”一般在高二讲授，通过初三及高一的化学课程，学生对微粒的存在、部分物质的微观构成、微粒的运动特点等有一定了解，但基础层次不尽相同。
以“弱电解质的电离”为例，可以基于微粒存在和种类、微粒数量、微粒运动变化、微粒间相互作用、学生微粒观认识的思维特点五大角度，分析学生已有认识和不具备的认识，得出学生在新授课前的微粒观是静态、定性的，缺乏对弱电解质电离可逆、相互作用，动态平衡，其溶液中同时存在分子和离子的认识，有利于后续开展针对性教学¨。
2.通过实验探究活动呈现真实情境素材，宏微结合建构微粒观。
“溶液中的离子反应”相关实验操作较简易、用时较短、现象明显，如导电性检验、酸碱度测定、沉淀形成、溶解与转化等，而实验现象与微粒的存在及相互间的复杂作用直接相关。
教师通过直观现象引发学生思考水溶液中微粒的存在情况，宏观辨识与微观探析结合揭示问题本质；教学过程关注利用学生已有相关认识指导实验设计和分析，使之符合科学探究教学的规律“弱电解质的电离”教学中，常见实验有不同溶液的导电性比较实验、相同浓度强弱电解质与同一物质反应的对比实验，如盐酸、醋酸分别与碳酸钙、镁条反应；相同浓度强弱电解质本身pH和稀释后pH测定实验等¨。
人教版高中化学知识点解析溶液中的离子反应化学中，溶液是指一种物质被溶解于另一种物质中形成的透明混合物。
溶液中的离子反应是指溶质中的离子与溶剂中的离子之间发生反应的过程。
本文将对人教版高中化学课程中关于溶液中的离子反应的知识点进行解析。
一、离子溶质和离子溶剂在溶液中，溶质可以是离子化合物，也可以是其他共价化合物。
若溶液中溶质是离子化合物，即可形成离子溶质。
例如，NaCl溶于水时，会形成Na+离子和Cl-离子。
溶剂可是是离子溶剂，也可以是非离子溶剂。
在离子溶剂中，溶剂分子中某些原子或原子团已离子化，并存在于溶剂分子中的溶剂分子称为离子溶剂分子。
例如，水是一种常见的离子溶剂。
二、离子反应的基本规律1. 离子反应的实质离子反应是溶液中离子间的相互作用。
当溶质中的离子与溶剂中的离子之间发生相互作用时，产生新的化学物质。
2. 离子反应的类型离子反应可以分为沉淀反应、置换反应、氧化还原反应等。
（1）沉淀反应：当两个溶液混合时，生成的产物中至少有一个是难溶于水的沉淀。
例如，我们混合AgNO3溶液和NaCl溶液时，会观察到白色的AgCl沉淀生成。
AgNO3(aq) + NaCl(aq) → AgCl↓ + NaNO3(aq)（2）置换反应：在溶液中，两种离子互换位置，生成新的离子。
例如，我们将CuSO4溶液与Zn溶液混合时，生成蓝色的CuSO4和金属锌。
CuSO4(aq) + Zn(s) → ZnSO4(aq) + Cu↓（3）氧化还原反应：在溶液中发生电荷转移的反应。
例如，溶液中的Cu离子氧化为Cu2+离子，并同时还原H2O为H2气。
Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)三、离子反应的方程式写法离子反应的方程式常用离子形式表示。
离子形式要遵守以下规则：1. 根据化合物的电离程度写出可离解的离子。
例如，Na2CO3可以完全电离为2个Na+离子和1个CO32-离子。
专题3 溶液中的离子反应第一单元：弱电解质的电离平衡一、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：电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时，电离过程就达到了 平衡状态 ，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：A 、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B 、浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C 、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。
D 、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
5、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主）6、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 - K=[ A +][ B -]/[AB] 7、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：H 2SO 3>H 3PO 4>HF>CH 3COOH>H 2CO 3>H 2S>HClO第二单元：溶液的酸碱性一、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：:水的离子积：K W = c[H +]·c[OH -]物质 单质 化合物电解质 非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。
溶液中的离子反应第一单元弱电解质的电离平衡一、弱电解质的电离平衡1．弱电解质(1)概念电解质：能导电的化合物非电解质：均不导电的化合物(2)与化合物类型的关系强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物。
弱电解质主要是某些共价化合物。
2．弱电解质的电离平衡(1) 电离平衡建立：在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
(2) 电离平衡特点：。
(3) 外界条件对电离平衡的影响①内因：弱电解质本身的性质。
②外因：浓度、温度、加入试剂等。
a.温度：升高温度，电离平衡向移动，电离程度。
b.浓度：稀释溶液，电离平衡向移动，电离程度。
c.同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向移动，电离程度。
(4)问题讨论(CH 3COOH CH3COO+H+ΔH＞0)3【深度思考】1．氨气的水溶液是否能导电?氨气是否是电解质?2．电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小吗？离子的浓度一定增大吗？3．稀释一弱电解质溶液时，所有粒子浓度都会减小吗？4．在下列溶液中①氨水②氯水③NaHSO4溶液④盐酸，所含微粒种类由多到少的顺序是________(填序号)。
【即时巩固】1．将100 mL 1 mol·L－1的NaHCO3溶液等分为两份，其中一份加入少许冰醋酸，另外一份加入少许Ba(OH)2固体，忽略溶液体积变化。
两份溶液中c(CO32－)的变化分别是()A．减小、减小B．减小、增大C．增大、增大D．增大、减小2．已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)的值增大，可以采取的措施是()①加少量烧碱溶液②升高温度③加少量冰醋酸④加水A．①②B．①③C．②④D．③④3．写出下列物质的电离方程式：氢氟酸、氢硫酸、氢氰酸、甲酸、草酸、一水合氨、醋酸铵、碳酸氢钠、硫酸氢钠。
第三章水溶液中的离子反应与平衡第一节电离平衡一、强电解质和弱电解质1、电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。
2、非电解质：在水溶液中和熔融状态下均以分子形式存在，因而不能导电的化合物。
3、强电解质和弱电解质（1）实验探究盐酸和醋酸的电离程度酸0.1mol·L－1盐酸0.1mol·L－1醋酸pH较小较大导电能力较强较弱与镁条反应的现象产生无色气泡较快产生无色气泡较慢实验结论实验表明盐酸中c(H＋)更大，说明盐酸的电离程度大于醋酸的电离程度（2）强电解质与弱电解质的比较二、弱电解质的电离平衡1、电离平衡状态（1）概念：在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化，电离过程就达到了电离平衡状态。
（2）建立过程2、电离方程式的书写（1）强电解质：完全电离，在写电离方程式时，用“===”。
（2）弱电解质：部分电离，在写电离方程式时，用“⇄”。
3、电离平衡的影响因素（1）温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度使电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。
（2）浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，离子相互碰撞结合为分子的几率越小，电离程度越大。
（3）同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动，电离程度减小。
（4）化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向电离方向移动。
三、电离平衡常数1、概念：在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，简称电离常数，用K表示。
2、电离平衡常数的表示方法AB＝A＋＋B－K＝c A＋·c B－c AB3、弱电解质的电离能力。
一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。
专题5 溶液中的离子反应
本专题知识体系构建与核心素养解读
变化观念与平衡思想
物质运动和变化是永恒的。
能分析弱电解质、盐类在溶液中变化的内因和变化的本质；知道弱电解质的电离、盐类的水解在一定条件下达到化学平衡状态，并对溶液的酸碱性带来变化，能用对立统一、联系发展和动态平衡的观点认识、分析溶液中的离子反应。
例析下列叙述正确的是( )
A．次氯酸的电离方程式为HClO===H＋＋ClO－
B．pH＝7的溶液一定是中性溶液
C．在CH3COONa溶液中，c(CH3COO－)<c(Na＋)
D．0.2 mol·L－1 CH3COOH溶液中的c(H＋)是0.1 mol·L－1 HCl溶液中的c(H＋)的2倍
答案 C
解析A项，次氯酸是弱酸，属于弱电解质，在水中不能完全电离，其电离方程式为：HClO H＋＋ClO－，故A错误；B项，pH＝7的溶液可能为酸性、碱性、中性，在常温下pH ＝7的溶液才一定是中性溶液，故B错误；C项，在CH3COONa溶液中，CH3COO－因水解而减少，所以c(CH3COO－)<c(Na＋)，故C正确；D项，0.2 mol·L－1 CH3COOH溶液中，醋酸只能部分电离出氢离子，则c(H＋)小于0.2 mol·L－1,0.1 mol·L－1 HCl溶液中的c(H＋)＝
0.1 mol·L－1，故D错误。
