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■怀集中学高二实验级化学期末复习资料■第三章-水溶液中的离子平衡

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第三章水溶液中的离子平衡第一节 弱电解质的电离

一、强弱电解质1.电解质和非电解质2.强电解质和弱电解质强电解质:在水溶液中完全电离的电解质如:强酸、强碱、大多数盐.弱电解质:在水溶液中部分电离的电解质如:弱酸、弱碱、水.

[例1]正确的是A.液态HBr不导电,因此HBr是非电解质B.自由移动离子数目多的电解质溶液导电能力不一定强

C.NH3的水溶液能导电,因此NH3是电解质D.强电解质都是可溶性化合物,弱电解质都是难溶性化合物

[易错点]1.CO2、SO2、NH3等物质溶于水能导电,但因为溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等电解质导电,不是本身电离出离子,故应为非电解质.2.电解质的强、弱与其溶解度无关.难溶的盐如(AgCl、CaCO3等),溶于水的部分能完全电离,是强电解质.易溶的如CH3COOH在溶液中电离程度小,是弱电解质.

3.溶液的导电能力与溶液中离子的浓度和离子所带电荷数有关,溶液中离子的浓度越大,离子所带电荷数越多,溶液的导电能力越强.强电解质溶液的导电能力不一定强,弱电解质溶液的导电能力不一定弱.

二、弱电解质的电离平衡1.电离平衡状态在一定条件(如温度、浓度)下,当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时,电离过程就达到了电离平衡状态。

2.电离平衡的特征弱、等、动、定、变3.弱电解质的电离方程式的书写

(1)弱电解质的电离方程式的书写用“”表示.如NH3·H2O的电离方程式是NH3·H2ONH＋4+OH-.

(2)多元弱酸是分步电离的,电离程度逐步减弱,可分步书写电离方程式.如H2CO3的电离方程式是H2CO3H++HCO－3,HCO－3H++CO2－3.(3)多元弱碱的电离也是分步进行的,但是一般按一步电离的形式书写.如Fe(OH)3的电离方程式是Fe(OH)3Fe3++3OH-.

(4)两性氢氧化物电离方程式书写:双向电离,双向可逆.如H++AlO－2+H2OAl(OH)3Al3++3OH-.

4.影响电离平衡的因素(1)内因:电解质本身的性质决定了其电离程度的大小.

(2)外因:①温度:升高温度,促进弱电解质的电离,因为电离一般是吸热反应.

②浓度:浓度降低,促进弱电解质的电离,因为离子相互碰撞结合为分子的几率减小.

③相同离子的影响:在弱电解质溶液中加入与弱电解质有相同离子的强电解质时,电离平衡受到抑制.

5.醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOHH++CH3COO-,分析改变下列条件对醋酸电离平衡的影响

条件改变 平衡移动方向 c(H+) c(CH3COO-) 导电能力

升高温度 向右移动 增大 增大 增强

加H2O 向右移动 减小 减小 减弱

加盐酸 向左移动 增大 减小 增强

加少量NaOH(s) 向右移动 减小 增大 增强

加少量CH3COONa (s) 向左移动 减小 增大 增强

[例2]在0.1 mol/L CH3COOH溶液中存在如下电离平衡:CH3COOHCH3COO-+H+,对于该平衡,正确的是

A.温度升高,平衡向逆反应方向移动 B.加入少量NaOH固体,平衡向正反应方向移动

C.加入少量0.1 mol/L HCl溶液,溶液中c(H+)减小 D.加入少量醋酸钠固体,CH3COOH的电离程度增大

[例3]下列事实一定能证明HNO2是弱电解质的是①常温下NaNO2溶液的pH大于7②用HNO2溶液做导电实验,灯泡很暗③HNO2和NaCl不能发生反应④0.1 mol·L-1 HNO2溶液的pH=2.1⑤NaNO2和H3PO4反应,生成HNO2⑥0.1 mol·L-1 HNO2溶液稀释至100倍,pH约为3.1

A.①④⑥ B.①②③④ C.①④⑤⑥ D.全部

【归纳小结】三角度证明强酸、弱酸角度一:是否存在电离平衡(1)同温度、同浓度的强酸溶液的导电性强于弱酸溶液的导电性.(2)pH相同的强酸和弱酸,弱酸的物质的量浓度大于强酸的物质的量浓度,酸等量时,与足量的活泼金属反应,产生H2多的是弱酸.

(3)相同pH、相同体积的强酸和弱酸,当加水稀释相同倍数时,pH变化大的为强酸,pH变化小的为弱酸.

(4)稀释浓的弱酸溶液,一般是c(H+)先增大后减小；稀释浓的强酸溶液,c(H+)一直减小.

(5)相同pH、相同体积的强酸和弱酸分别与等物质的量的同元强碱发生中和反应后,若溶液呈中性,该酸为强酸；若溶液呈酸性,则该酸为弱酸.(6)中和相同体积、相同pH的强酸和弱酸,弱酸的耗碱量多于强酸.

角度二:是否存在水解平衡(1)测量相应强碱盐的酸碱性,强酸强碱盐不水解,溶液呈中性,弱酸强碱盐溶液水解显碱性,且水解程度越大的酸根对应的酸越弱.(2)相同浓度、相同体积的强酸和弱酸分别与等物质的量的同元强碱发生中和反应后,若溶液呈中性,该酸为强酸；若溶液呈碱性,则该酸为弱酸.角度三:复分解强酸换弱酸 三、电离常数1.概念在一定温度下,当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时,溶液中各离子浓度之积与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数,简称电离常数,用K表示.

2.一元弱酸的电离常数用Ka表示,一元弱碱的电离常数用Kb表示.CH3COOH的电离常数的表达式是Ka=c（CH3COO－）·cH＋）c（CH3COOH）,NH3·H2O的电离常数的表达式是Kb=c（NH＋4）·c（OH－）c（NH3·H2O）多元弱酸分步电离,每一步电离都有各自的电离平衡常数,各级电离常数的大小关系是Ka1≫Ka2≫Ka3

,所以其酸性主要决定于第一步电离.3.意义表示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.4.特点电离常数只与温度有关,升温,K值增大.

[例4]正确的是A.电离常数受溶液浓度的影响 B.电离常数可以表示弱电解质的相对强弱

C.Ka大的酸溶液中c(H+)一定比Ka小的酸溶液中的c(H+)大D.H2CO3的电离常数表达式:K=c（H＋）·c（CO2－3）c（H2CO3）

[例5]已知Ka(CH3COOH)=1.75×10-5,计算0.1 mol· L-1 CH3COOH溶液中H+的浓度.

第二节 水的电离和溶液的酸碱性

一、水的电离1.水是一种极弱的电解质,极难电离.(1)水的电离方程式是H2OH++OH-.

(2)水的电离常数表达式是K电离=c（H＋）·c（OH－）c（H2O）.2.水的离子积常数

(1)意义:一定温度下,因为K电离为常数,所以c(H+)·c(OH-)=K电离·c(H2O)为一新常数,叫作水的离子积常数,简称水的离子积,记为KW.(2)表达式KW=c(H+)·c(OH-)；

(3)影响因素KW只受温度的影响,与溶液的酸碱性无关；温度升高,KW增大；25 ℃时,KW=1.0×10-14.

3.外界条件对水的电离平衡的影响

(1)因水的电离是吸热过程,故温度升高,会促进水的电离,c(H+)、c(OH-)都增大,水仍呈中性.

(2)外加酸(或碱),水中c(H+)[或c(OH-)]增大,会抑制水的电离,水的电离程度减小,KW不变.

(3)加入了活泼金属,可与水电离产生的H+直接发生置换反应,产生H2,使水的电离平衡向右移动.

[[例6]25 ℃时,水的电离达到平衡:H2OH++OH- ΔH>0,下列叙述正确的是

A.向水中加入稀氨水,平衡逆向移动,c(OH-)降低B.向水中加入少量固体硫酸氢钠,c(H+)增大,KW不变

C.向水中加入少量固体CH3COOH,平衡逆向移动,c(H+)降低D.将水加热,KW增大,pH不变

[[例7]常温下,0.1 mol·L-1的NaOH溶液中由水电离出的OH-的物质的量浓度为

A.0.1 mol·L-1 B.1.0×10-13 mol·L-1 C.1.0×10-7 mol·L-1 D.无法确定

【规律小结】水的离子积KW的适用范围(1)KW不仅适用于纯水,也适用于酸性或碱性的稀溶液；

(2)不同溶液中,c(H+)、c(OH-)可能不同,但任何溶液中由水电离出的c(H+)与c(OH-)总是相等的.

(3)酸溶液中可以忽略由水电离出来的c(H+),碱溶液中可以忽略由水电离出来的c(OH-).

二、溶液的酸碱性与pH1.溶液的酸碱性溶液的酸碱性是由溶液中c(H+)与c(OH-)的相对大小决定的

中性溶液:c(OH-) =c(H+),c(H+) =1.0×10-7;酸性溶液:c(OH-)1.0×10-7

碱性溶液:c(OH-) >c(H+),25 ℃c(H+)<1.0×10-7.

2.溶液的pH(1)定义:pH是c(H+)的负对数,其表达式是pH=-lgc(H+)(2)pH与溶液酸碱性的关系:

(3)pH的适用范围:1×10-14 mol/L≤c(H+)≤1 mol/L的溶液(4)溶液酸碱性的测定方法

①酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围).常见酸碱指示剂的变色范围:石蕊:pH＜5_红色5～8紫色>8蓝色;酚酞:pH＜8无色8～10浅红色>10红色甲基橙:pH＜3.1红色3.1～4.4橙色>4.4 黄色

②利用pH试纸测定.使用的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上,用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上,当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照,读出pH

③利用pH计测定.仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位).

[例8]下列溶液一定呈中性的是A.pH=7的溶液 B.c(H+)=c(OH-)的溶液

C.由强酸、强碱等物质的量反应得到的溶液 D.非电解质溶于水得到的溶液

[例9]取pH均等于2的盐酸和醋酸各100 mL,再分别加入足量锌粉,在相同条件下充分反应,不正确的是 A.醋酸与锌反应生成的氢气多 B.生成等量的氢气时,盐酸所用的时间少

C.醋酸与锌反应的速率大 D.起始时盐酸和醋酸与锌反应的速率一样大

【规律小结】溶液的酸碱性与酸碱强弱的关系 0123456789101112 1314中酸碱(1)区别:溶液的酸碱性指的是溶液中c(H+)、c(OH-)的相对大小.酸、碱的强弱是以电解质的电离程度来区分的；强酸、强碱在水中完全电离,弱酸、弱碱在水中部分电离.

(2)联系:①强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强,中和能力相同的酸,其提供H+的能力相同；②酸性强的溶液不一定是强酸溶液,酸性相同的溶液弱酸浓度大,中和能力强.

三、单一溶液的pH计算1.强酸、强碱溶液的pH计算

(1)1.0×10-3 mol·L-1盐酸溶液中,c(H+)为1.0×10-3mol·L-1,pH为3.

(2)常温时,将4 g NaOH固体溶于水得到1 L溶液,该溶液中c(OH-)为0.1 mol·L-1,根据水的离子积常数有c(H+)=Kwc（OH－）=1.0×10－140.1=1.0×10-13 ( mol·L-1),溶液的pH为13.

(3)强酸、强碱溶液pH计算方法:先求出强酸、强碱溶液中的c(H+) ,强酸直接由酸的浓度求出,强碱先由碱的浓度求出c(OH-),再根据水的离子积换算出c(H+) ,然后用公式pH=-lgc(H+)求出pH.

2.酸溶液稀释后pH变化规律(1)pH=1的盐酸加水稀释103倍后,溶液中c(H+)为1.0×10-4 mol·L-1,pH为4

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化学反应原理第三章水溶液中的离子平衡-高二化学选修41盐类水解

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盐类水解

【教学目标】 1.通过实验归纳盐溶液的酸碱性与其类型之间的关系，进一步探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因，总结其规律。

2.熟练掌握盐类水解的表示方法——水解离子方程式的书写。

【重、难点】: 水解离子方程式的书写

1.水的电离与溶液的酸碱性 【导1】

(1)水的电离方程式是H2O H＋＋OH－，若在水中加入酸或碱，水的电离平衡移动方向是向

移动，理由是 。

(2)溶液呈酸碱性的根本原因是 。溶液呈中性是因为 ，呈酸性是因为

，呈碱性是因为 。

2.根据强酸制弱酸，强碱制弱碱的原理，按要求写出下列反应的离子方程式。

(1)向CH3COONa溶液中滴加盐酸： 。

(2)向NH4Cl溶液中滴加NaOH溶液： 。

【思1】

1.通过实验测定下列 mol·L－1盐溶液的pH，填写下表。

实验结论：盐溶液的酸碱性与盐的组成类型有关，强酸强碱盐溶液呈 ，弱酸强碱盐溶液呈 ，强酸弱碱盐溶液呈 。

水溶液呈碱性的原因

溶液中都存在水的电离平衡： ，CH3COONa 溶于水后完全电离： ，

溶液中的CH3COO－能与水中的H＋结合生成难电离的醋酸分子，从而使水的电离平衡向 移动，溶液中有关离子的浓度变化是：c(CH3COO－) ，c(H＋) ，c(OH－) （增大、减小、不变）； c(H＋) c(OH－)（>、=、<），所以CH3COONa溶液呈 性。

【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

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水溶液中的离子平衡

§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

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：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如SO、CO、CHO、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）

4、强弱电解质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LHAc溶液的pH>2；

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

（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;

水溶液中的离子平衡第三章 章末总结

水溶液中的离子平衡第三章 章末总结

章末总结

[学习目标定位] 1.正确理解弱电解质的电离平衡及其平衡常数。2.掌握溶液酸碱性规律与pH的计算。3.掌握盐类水解的规律及其应用。4.会比较溶液中粒子浓度的大小。5.会分析沉淀溶解平衡及其应用。

一 弱电解质的电离平衡与电离常数

1.弱电解质的电离平衡

电离平衡也是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是

(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。因电离是吸热过程，升温时平衡向右移动。

(3)同离子效应：如向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO－的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。

(4)能反应的物质：如向醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。

2.电离常数(电离平衡常数)

以CH3COOH为例，K＝cCH3COO－·cH＋cCH3COOH，K的大小可以衡量弱电解质电离的难易，K只与温度有关。对多元弱酸(以H3PO4为例)而言，它们的电离是分步进行的，电离常数分别为K1、K2、K3，它们的关系是K1≫K2≫K3，因此多元弱酸的强弱主要由K1的大小决定。

【例1】 下表是几种常见弱酸的电离方程式及电离平衡常数(25 ℃)。

酸 电离方程式 电离平衡常数K

CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋ 1.76×10－5

H2CO3 H2CO3H＋＋HCO－3

HCO－3H＋＋CO2－3 K1＝4.31×10－7

K2＝5.61×10－11

H3PO4 H3PO4H＋＋H2PO－4

H2PO－4H＋＋HPO2－4

HPO2－4H＋＋PO3－4 K1＝7.52×10－3

K2＝6.23×10－8

K3＝2.20×10－13

下列说法正确的是( )

A.温度升高，K减小

B.向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，c(H＋)/c(CH3COOH)将减小

水溶液中的离子平衡知识点总结

水溶液中的离子平衡知识点总结

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水溶液中的离子平衡

1．弱电解质电解的速率与离子结合成弱电解质的速率相等时，离子电解平衡。电离是一个吸热的过程。

2．电离平衡常数只与温度有关，温度升高，K值增大。

3．相同条件下，K值越大，该弱电解质越容易电解，所对应的酸性或者碱性就越强。

4．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。

5．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。

6．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。

7．电离方程式的书写：用可逆符号，多元弱酸分步电离，多元弱碱一步到位。

以电离平衡CH3COOH电离为例，各种因素对平衡的影响可归纳为下表：

8．水的电离：水是极弱的电解质，能微弱电离 H2O H++OH-。25℃时，纯水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L（PH=7）

9．温度越高电离程度越大 ,c(H+)和c(OH-)同时增大，KW增大，但c(H+)和c(OH-)始终保持相等，仍显中性。 (说明PH<7，溶液不一定显酸性)。

10． 水的离子积：在一定温度时，KW=c(H+)*c(OH-)，KW称为水的离子积常数，简称水的离子积。KW只受温度影响，水的电离吸热过程。25℃时KW=1×10-14，100℃时KW=1×10-12。

11． 水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，KW就不变。

12． 向纯水中加酸、碱都抑制水的电离，但KW不变。加入易水解的盐 。由于盐的离子结合H+或OH-而促进水的电离，使水的电离程度增大。但是只要温度不变时，KW不变。

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影响水的电离平衡的因素可归纳如下：

13． 溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H+)与c(OH-)的相对大小。表示方法

pH=-lgc(H+) c(H+)=10-pH pOH=-lgc(OH-) c(OH-)=10-pOH