人教版 高中化学(选修四) 第四章 《水溶液中的离子平衡》考点总结

第三章 水溶液中的离子平衡 第一节 弱电解质的电离 考点一 电解质、非电解质、强电解质、弱电解质等概念辨析 (1)电解质与非电解质 电解质是在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物，而非电解质是在上述情况下都不能导电的化合物。电解质与非电解质的相同点是研究对象都是 化合物 ，二者的主要不同是在溶于水或熔化状态下能否导电。 (2)强电解质与弱电解质 强电解质 弱电解质

相同点 都是电解质，在水溶液中(或熔融状态下)都能电离，都能导电，与溶解度无关

不 同 点

键型 离子键或极性键 极性键 电离程度 完全电离 部分电离 电离过程 不可逆 可逆、存在电离平衡 表示方法 电离方程式用等号 电离方程式用可逆号 电解质在溶液中粒子形式 水合离子 分子、水合离子 离子方程式中表示 形式离子符号或化学式 化学式

考点二 常见强弱电解质电离方程式的书写 (1)强酸、强碱、正盐（个别情况除外如醋酸铅）在水溶液中 完全电离 ，不写可逆符号：示例：H2SO4 = 2H+ + SO42- Ba（OH）2 = Ba2+ + 2OH- (2)弱酸电离方程式的书写： 分步进行 ，每步可逆 示例：CH3COOH CH3COO- +H+ H3PO4 H+ + H2PO4- H2PO4- H+ + HPO42- HPO42- H+ + PO43- (3)弱碱电离方程式的书写（多元弱碱一步写完）： 示例：NH3·H2O NH4+ + OH- Fe（OH）3 Fe3+ + 3OH- (4)两性氢氧化物电离方程式的书写：双向电离，双向可逆 示例：H++AlO2-+ H2O Al（OH）3 Al3+ +3OH- (5)可溶性酸式盐电离方程式的书写：金属阳离子全部电离且不可逆，酸式酸根除HSO4-外全部分步电离，每步可逆 示例：NaHSO4 = Na+ + H+ + SO4- 完全电离； HSO3- H+ + SO3- 分步电离 第二节 水的电离和溶液酸碱性

考点一 水的电离平衡概念和影响平衡的因素 1.水的电离平衡和电离平衡常数 H2O + H2OH3O+ + OH- ΔH>0 或者 H2O H+ + OH- ΔH>0 ①25℃时：KW= c(H+)•c(OH-)=10-14mol·L-1 ②Kw随温度升高而 增大

[特别提醒]：常见的弱电解质 弱酸：如H2S、H2CO3、CH3COOH、HF、HCN、HClO等。HF酸是具有强极性共价键的弱电解质。H3PO4、H2SO3

从其酸性强弱看属于中强酸，但仍属于弱电解质。

弱碱：NH3·H2O，多数不溶性的碱[如Fe(OH)3、Cu(OH)2等]、两性氢氧化物[如Al(OH)3、Zn(OH)2等]。 个别的盐：如HgCl2，HgBr2等。 水：是由强极性键构成的极弱的电解质。 2.水的电离度 对于水 c(H2O)=(1000g/L)/(18g/mol) = 55.56mol/L(常数). 常温时 α水=10-7/55.6=1.8×10-9=1.8×10-7% 所以水是 极弱 的电解质.比水还难电离的物质通常看作是非电解质. 3.影响水的电离度大小的因素: (1)温度的影响规律:升高温度,水的电离度 增大 . (2)浓度的影响规律: ①加入酸, c(H+)增大,水的电离平衡向 逆 移动,水的电离度 减小 。 ②加入碱, c(OH-)增大,水的电离平衡向 逆 移动,水的电离度 减小 。 ③加入因水解而使溶液呈酸性或呈碱性的盐,使水的电离度 增大 。 ④加入因电离而使溶液呈酸性的酸式盐, 如:NaHSO4、NaHSO3和NaH2PO4等,相当于加入酸的作用,使水的电离度 减小 。 [特别提醒]：水的离子积不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质溶液。 考点二 溶液的酸碱性和pH值 1. 溶液酸性、中性或碱性的判断依据是：看c(H+)和c(OH-)的相对大小. 在任意温度的溶液中：若c（H+）>c（OH-） 酸性 c（H+）=c（OH-） 中性 c（OH-）>c（H+） 碱性 2. 溶液的pH值:氢离子浓度的负对数。pH=－lg c（H+）；同理pOH=－lg c（OH-） [特别提醒]：在标准温度(25℃)和压力下，pH=7的水溶液（如：纯水）为中性，水的离子积常数为1×10-14，且c(H+)和c(OH-)都是1×10-7mol/L。pH愈小，溶液的酸性愈强；pH愈大，溶液的碱性也就愈强。 通常pH是一个介于0和14之间的数,当pH<7的时候,溶液呈酸性,当pH>7的时候,溶液呈碱性,当pH=7的时候,溶液呈中性.但在非水溶液或非标准温度和压力的条件下，pH=7可能并不代表溶液呈中性，这需要通过计算该溶剂在这种条件下的电离常数来决定pH为中性的值。如373K（100℃）的温度下，pH=6为中性溶液。 考点三 pH值计算的基本规律 1. 两种强酸溶液混和，先求c(H+)，再求pH。 C(H+)=（c(H+)1V1+c(H+)2V2）／（V1+V2） 两种强酸溶液等体积混和，且原溶液pH值相差≥2时，把稀溶液（pH较大的）当作水来处理,混和液的pH值=小pH+0.3。 2.两种强碱溶液混和,先求c(OH-),再通过Kw求c(H+),最后求pH值. C(OH-)=（c(OH-)1V1+c(OH-)2V2）／（V1+V2） 两种强碱溶液等体积混和，且原溶液pH值相差≥2时，把稀溶液（pH值较小的）当作水来处理,混和液的pH=大pH－0.3。 3.强酸和强碱混和,先确定过量离子的浓度: 若H+过量 c(H+)=(c(H+)酸V酸－c(OH_)碱V碱)／(V酸+V碱) 若碱过量 c(OH-)=(c(OH-)碱V碱 －c(H+)酸V酸)／(V碱+V酸) 当酸过量时，必须以剩余的氢离子浓度来计算溶液的 PH 值；当碱过量时，必须以剩余的氢氧根离子浓度来计算溶液的POH值,再求pH值。 4. 有关酸、碱溶液的稀释 强酸溶液每稀释10倍，pH增大一个单位，弱酸溶液每稀释10倍，pH增大不到一个单位；强碱溶液每稀释10倍，pH减小一个单位。弱碱溶液每稀释10倍，pH减小不到一个单位。 [特别提醒]：混和后溶液呈酸性时，一定用c(H+)计算pH；呈碱性时，一定用c(OH-)计算pH值。 [规律总结] （1）两强酸等体积混合 混合后的pH=小的+0.3 (2)两强碱等体积混合 混合后的pH=大的—0.3 (3)当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁大谁过剩，溶液呈谁性。 (4)酸碱等体积混合①pH = 2 某酸与pH = 12 某碱混合pH难定；②pH = 4 某酸与pH = 10 NaOH混合 pH≤7；③pH = 4 H2SO4与pH = 10 某碱混合pH≥7；④0.01mol/L pH = 2 一元酸与0.1mol/L pH = 12一元碱混合pH = 7 (5) pH 减小一个单位，c(H+)扩大为原来的10倍。 pH增大2个单位，c(H+)减为原来的1/100 (6)稀释规律：分别加水稀释m倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的 1/m , 强酸中c（H+）变为原来的1/m ,但弱酸中c（H+）减小 小于m倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。 第三节 盐类的水解 考点一 盐类水解反应的本质 （一） 盐类水解的实质：溶液中盐电离出来的某一种或多种离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成 弱电解质 ，从而促进了水的电离。 （二）盐类水解的条件：盐必须能 溶于水；构成盐的离子中必须有弱酸的酸根离子或弱碱阳离子，如NH4+、Al3+、CO32-、S2-等。 （三）盐类水解的结果 （1） 促进 了水的电离。 （2）盐溶液呈什么性，取决于形成盐的对应的酸、碱的相对强弱；如强酸弱碱盐的水溶液显 酸性 ，强碱弱酸盐的水溶液显 碱性 ，强酸强碱盐的水溶液显 中性 ，弱酸弱碱盐的水溶液是 谁强显谁性 。（3）生成了弱电解质。 (四)特征 （1）水解 吸热 ：盐+水 酸 + 碱，ΔH > 0 （2）盐类水解的程度一般比较 小 ，不易产生气体或沉淀，因此书写水解的离子方程式时一般不标“↓”或“↑”；但若能相互促进水解，则水解程度一般较大。 [特别提醒]：分析影响盐类水解的主要因素是盐本身的性质；外界因素主要有温度、浓度及外加酸碱等因素。 强碱弱酸盐：弱酸根离子与水电离出的H+结合生成弱酸或弱酸酸式酸根离子，从而使溶液中c(H+)减小，c(OH-)增大，即c(OH-)>c(H+)。如Na2CO3,NaHCO3 强酸弱碱盐：弱碱阳离子与水电离出的OH-结合生成弱碱，从而使溶液中c(H+)增大，c(OH-)减小，即c(OH-)>c(H+)。NH4Cl,AlCl3 弱碱弱酸盐：弱碱阳离子与水电离出的OH-结合生成弱碱，弱酸根离子与水电离出的H+结合生成弱酸或弱酸酸式酸根离子。CH3COONH4 考点二 溶液中粒子浓度大小的比较规律 1.多元弱酸溶液，根据 多不 电离分析，如在H3PO4的溶液中，c（H+）＞c（H2PO4-）＞c（HPO42-）＞c（PO43-）。 2.多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，如Na2 S溶液中c(Na+)＞c(S2-)＞c（OH－）＞c（HS-） 3.不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对其影响的因素。如相同物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4HSO4,c（NH4+）由大到小的顺序是③＞①＞②。 4.混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素，水解因素等。 (1)弱酸与含有相应酸根的盐混合，若溶液呈酸性，说明弱酸的电离程度 大于 相