水溶液中的離子平衡復(fù)習(xí)提綱

1、第三章水溶液中的離子平衡復(fù)習(xí)提綱班級_姓名_一、弱電解質(zhì)的電離 1、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)：(1)電解質(zhì)： 在_中或_下能導(dǎo)電的_。(2)非電解質(zhì)：在_中或_下都不能導(dǎo)電的_。(3)強電解質(zhì)：在水溶液里_電離成離子的電解質(zhì)。(4)弱電解質(zhì)：在水溶液里只有_分子電離成離子的電解質(zhì)。物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)： 非金屬氧化物，大部分有機物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2強電解質(zhì)： 強酸，強堿，大多數(shù)鹽 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)： 弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純凈物2、電解質(zhì)與非電

2、解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)離子化合物或共價化合物 非電解質(zhì)共價化合物注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì) 強電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質(zhì)）電解質(zhì)的強弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成 和離子結(jié)合成_相等時，電離過程就達到了 ，這叫電離平衡。4、影響電離平衡的因素：(1)溫度：電離一般_，升溫有利于電離。(2)濃度：濃度越大，電離程度 ；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。(3)同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會 電離。

3、(4)其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時， 電離。5、電離方程式的書寫：用可逆符號、弱酸的電離要_寫（第一步為主）6、電離常數(shù)：(1)定義：在一定條件下，弱電解質(zhì)達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）(2)表示方法：ABA+B K=_。(3)影響因素：電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的_決定。電離常數(shù)受_變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越_，酸性越_。如：H2SO3>H3PO4>HF>C

4、H3COOH>H2CO3>H2S>HClO【反饋習(xí)題】1、等體積的0.5mol·L1的鹽酸、0.5mol·L1CH3COOH溶液，說法錯誤的是 （ ）A、導(dǎo)電能力：相同 C、溶液中自由移動離子的數(shù)目：前者大于后者B、導(dǎo)電能力：前者大于后者 D、溶液中自由移動離子的濃度：前者大于后者2、下物質(zhì)分類組合正確的是 （ ）ABCD強電解質(zhì) HClFeCl3H3PO4HClO弱電解質(zhì)HFCH3COOHBaSO4Ba(OH)2非電解質(zhì) NH3CuH2OC2H5OH3、下列關(guān)于電解質(zhì)的說法正確的是 （ ）A、強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性一定比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性強B、強電解質(zhì)都

5、是離子化合物，而弱電解質(zhì)都是共價化合物C、強電解質(zhì)在稀的水溶液中全部以離子的形態(tài)存在D、水溶液中導(dǎo)電能力差的電解質(zhì)一定是弱電解質(zhì)4、在0.lmolL1醋酸溶液中存在：CH3COOHCH3COO+H+，對于該平衡，下列敘述正確的是（ ）A、加入少量NaOH固體，電離平衡向正向移動B、加入少量NaOH固體，溶液的pH減小C、加入少量CH3COONa固體，電離平衡向正向移動D、加入少量CH3COONa固體，CH3COO濃度減小5、將體積都為10mL、pH值均等于3的醋酸和鹽酸，加水稀釋至amL和bmL，測得稀釋后溶液的pH值均為5。則稀釋后溶液的體積大小關(guān)系（ ）A、a=b=100mL B、a=b=

6、1000mL C、ab D、ab 6、已知氫氟酸、醋酸、氫氰酸(HCN)、碳酸在室溫下的電離常數(shù)分別為： HFKa=6.8×10-4 molL-1CH3COOHKa=1.7×10-5 molL-1HCNKa=6.2×10-10 molL-1H2CO3Ka1=4.4×10-7molL-1 Ka24.7×10-11 molL-1根據(jù)上述數(shù)據(jù)，回答下列問題：(1)四種酸中酸性最強的是_，四種酸中酸性最弱的是_。(2)寫出H2CO3電離方程式是 、 。(3)寫出反應(yīng)的離子方程式：足量的氫氟酸與碳酸鈉溶液混合：_ _。7、氨水中存在：NH3·H

7、2ONH4+OH-，在5份0.01molL1的氨水中分別加入下列各物質(zhì)：A、濃氨水B、純水C、少量NaOH固體D、少量濃硫酸 E、NH4Cl固體按照要求填空：(1)電離平衡會向正向移動是_ _，電離平衡會向逆向移動是_ _ _。(2)c(NH4+)、c(OH)都增大的是 _，c(NH4+)、c(OH)都較小的是 _。(3)c(NH4+)增大，c(OH)減小的是 _。(4)c(NH4+)減小，c(OH)增大的是 _。二、水的電離和溶液的酸堿性1、水的電離：_ 離子積：KW = 25時，c(H+)= c(OH)=107 mol/L；KW = c(H+)·c(水的OH)= 注意：KW只與_

8、有關(guān)，溫度一定，則KW值_。KW不僅適用于純水，也適用于任何電解質(zhì)溶液（酸、堿、鹽）2、水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱3、影響水電離平衡的界因素：酸、堿：抑制水的電離 溫度：促進水的電離（水的電離是 熱的）易水解的鹽：促進水的電離 4、溶液的酸堿性和pH：(1)pH=_(2)pH的測定方法：酸堿指示劑 、 、酚酞。變色范圍：甲基橙 3.14.4（橙色） 石蕊5.08.0（紫色） 酚酞8.210.0（淺紅色）pH試紙：操作玻璃棒蘸取未知液點在試紙中部，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比即可。注意：事先不能用水濕潤PH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍pH計：三、關(guān)于溶液pH的計算酸性溶液：

9、先求c(H+)pH=lgc(H+) 堿性溶液：先求C(OH)c(H+)pH=lgc(H+)1、單一溶液PH的計算(1)強酸溶液：如HnA，設(shè)物質(zhì)的量濃度為cmoL/L，則c(H+)= moL/L， pH=lgc(H+)= 。(2)強堿溶液，如B(OH)n，設(shè)溶液物質(zhì)的量濃度為cmoL/L，則c(H+)= moL/L，pH=lgc(H+)= 。2、兩兩混合溶液的PH計算(1)強酸與強酸混合由C(H+)混=先求出混合后的C(H+)混，再根據(jù)公式求出pH。技巧一：若兩強酸等體積混合,可用速算法：pH混=pH小+0.3(2)強堿與強堿混合由c(OH)混=先求出混合后C(OH)，再通過Kw求(H+)。技

10、巧二：若兩強堿溶液等體積混合，pH混=pH大0.3(3)強酸與強堿混合強酸與強堿混合實質(zhì)為中和反應(yīng)，可以有以下三種情況：若恰好中和，p7。若酸剩余，先求出中和后剩余的c(H+)，再求出p若堿剩余，先求出中和后剩余的c(OH)，再通過Kw求出c(H+)，最后求p。3、溶液稀釋后的p求法一般來說，強酸（強堿）溶液，每稀釋為10倍體積，p增大（減小）1個單位；對于弱酸（弱堿）溶液，每稀釋為10倍體積，p增大（減?。┎蛔?個單位。即：強酸，pa，加水稀釋10n倍，則p 弱酸，pa，加水稀釋10n倍，則 p 強堿，pb，加水稀釋10n倍，則p= 弱堿，pb，加水稀釋10n倍，則 p pH計算口訣：酸按酸

11、（H+），堿按堿（OH），酸堿混合看過量，無限稀釋7為限。四、酸堿中和滴定：1原理：c酸v酸=c堿v堿2實驗的關(guān)鍵：(1)準(zhǔn)確測量參加反應(yīng)的兩種溶液的體積 (2)準(zhǔn)確判斷滴定終點3指示劑的選擇：強酸滴定弱堿，兩者正好完全反應(yīng)，生成強酸弱堿鹽，反應(yīng)后溶液呈 性，選用 作指示劑。強堿滴定弱酸，兩者正好完全反應(yīng)，生成強堿弱酸鹽，反應(yīng)后溶液呈 性選用 作指示劑。4實驗步驟： 5誤差分析： 6注意：酸式滴定管下端為玻璃活塞，不能裝堿性液體。堿式滴定管下端為橡膠管，不能裝酸性液體與氧化性液體，且滴定管0刻度在上面，下端沒有刻度。滴定管讀數(shù)0.01mL，量筒無0刻度，且小刻度在下面，讀到0.1 mL。PH試

12、紙只能為正整數(shù)，天秤能讀到0.1g。【反饋習(xí)題】1用0.01mol / L NaOH溶液完全中和pH3的下列溶液各100 mL。需NaOH溶液體積最大的是( )A鹽酸 B硫酸 C高氯酸 D醋酸2室溫時，若0.1 mo1·L-1的一元弱堿的電離度為l，則下列說法正確的是( )A該溶液的pH11 B該溶液的pH3C加入等體積0.1 mo1·L-1 HCI后所得溶液的pH7D. 加入等體積0.1 mo1·L-1 HCI后所得溶液的pH73某強酸溶液pHa，強堿溶液pHb，已知ab12，酸堿溶液混合后pH7，則酸溶液體積V(酸)和堿溶液體積V(堿)的正確關(guān)系為 ( )AV

13、(酸) 102V(堿) BV(堿) 102V(酸)CV(酸) 2V(堿) DV(堿) 2V(酸)499 mL 0.5 mol / L硫酸跟101 mL 1 mol / L氫氧化鈉溶液混合后，溶液的pH值為( )A0.4 B. 2 C. 12 D.13.65將硫酸鉀、硫酸鋁、硫酸鉀鋁三種鹽混合溶于硫酸酸化的水中，測得c()0.105 mol / L，c(Al3+)0.055 mol / L，溶液的pH2.0(假設(shè)溶液中H2SO4完全電離為H+和)，則c(K+)為 ( )A. 0.045 mol / L B. 0.035 mol / L C. 0.055 mol / L D. 0.040 mol

14、/ L6在室溫下等體積的酸和堿的溶液，混合后pH值一定小于7的是 ( )ApH3的硝酸跟pH11的氫氧化鉀溶液 BpH3的鹽酸跟pH11的氨水溶液CpH3的硫酸跟pH11的氫氧化鈉溶液 DpH3的醋酸跟pH11的氫氧化鋇溶液五、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。2、水解的實質(zhì)：破壞水的電離，平衡向右移動，_水的電離。3、鹽類水解規(guī)律：有 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰 顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。(如：Na2CO3 NaHCO3)4、鹽類

15、水解的特點：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆） （2）程度小 （3）吸熱5、影響鹽類水解的外界因素：溫度：溫度越 水解程度越大 （水解吸熱，越熱越水解）濃度：濃度越小，水解程度越 （越稀越水解）酸堿：促進或抑制鹽的水解（H+促進 水解而 陽離子水解；OH促進陽離子水解而抑制陰離子水解）6、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如HSO4 顯 性； 電離程度水解程度，顯 性 （如：HSO3 、H2PO4） 水解程度電離程度，顯 性 （如：HCO3-、HS、HPO42）7、雙水解反應(yīng)：(1)構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。(2)常見的雙

16、水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2、CO32(HCO3)、S2(HS)、ClO、 SiO32； NH4+ 與AlO2、SiO32。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷守恒，如：2Al3+ + 3S2+ 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S雙水解反應(yīng)一般都能進行到底，不用可逆符號，沉淀和氣體一般要求標(biāo)出。 8、鹽類水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)用實例原理1、凈水明礬凈水Al3+3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+ 2、去油污用熱堿水冼油污物品3、藥品的保存配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸_配制Na2CO3溶液時常加入少量NaOH_4、制備無水鹽由MgCl2·6H2O制

17、無水MgCl2 在HCl氣流中加熱若不然，則：MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2 MgO+H2O5、泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合Al3+3HCO3=Al(OH)3+3CO2 6、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小NH4+H2O NH3·H2O+H+ c(Cl)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH) 9、鹽類水解方程式的書寫(1)由于水解是微弱的反應(yīng)，因而反應(yīng)物與生成物用“”連接，易揮發(fā)性的物質(zhì)不標(biāo)“”，難溶物不標(biāo)“”。（雙水解除外）如：NaHCO3(aq)： 。FeCl

18、3(aq)： 。(2)多元弱酸鹽的水解分步寫。 如Na2S(aq)： 。水解以第一步水解為主。3金屬陽離子（弱堿的陽離子）水解一步寫到底。如AlCl3(aq): 。六、溶液中微粒濃度的大小比較基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：電荷守恒：任何溶液均顯電 性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和物料守恒：（即原子個數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）某原子的總量(或總濃度)其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH濃度相等?！菊n堂反饋】1、物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液中，NH4+濃度最大的是( )A NH4Cl B NH4HS

19、O4 CCH3COONH4 DNH4HCO32、把三氯化鐵溶液蒸干灼燒，最后得到的固體產(chǎn)物是 ( )A無水三氯化鐵 B氫氧化鐵 C氧化亞鐵 D三氧化二鐵3、在由水電離出c(H+)=2×1013mol/L溶液中，下列各組離子一定可以大量共存的是 ( )AF、AlO2、Cl、Mg2+ BNa+、K+、NO3、Ba2+CBr、S2、I、NO3 DSO32、Ca2+-、SO42、I4、向0.1mol/LNaOH溶液中逐漸加入0.1 mol/L CH3COOH溶液，至溶液中c(Na+)=c(CH3COO)。此時溶液的pH值是( )ApH=7 BPH>7 CpH<7 D無法確定 5、

20、物質(zhì)的量濃度相等的下列溶液pH值由大到小的順序是（ ）ANa2CO3、NaHCO3、NaCl、NH4Cl BNa2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaClCNa2CO3、NaCl、NH4Cl、NaHCO3 DNa2CO3、NH4Cl、NaHCO3、NaCl6、在蒸發(fā)皿中加熱蒸干并灼燒(低于400)下列物質(zhì)的溶液，可以得到該物質(zhì)固體的是( ) A氯化鋁 B碳酸氫鈉 C硫酸鎂 D高錳酸鉀 7、要準(zhǔn)確量取25.00ml的稀鹽酸，可用的儀器是(    )A、25ml的量筒 B、25ml的酸式滴定管 C、25ml的堿式滴定管 D、25ml的燒杯8、下列有關(guān)滴定的操作正確的

21、順序是(    )用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗滴定管往滴定管中注入標(biāo)準(zhǔn)溶液檢查滴定管是否漏水滴定洗滌、 、9、下列幾種情況，對中和滴定結(jié)果無影響的是(    )、滴定管用水沖洗后即注入標(biāo)準(zhǔn)液 、滴定管尖端末充滿液體、滴定前標(biāo)準(zhǔn)液在“”刻度以上 、錐形瓶里有少量水10、某二元酸（化學(xué)式用H2A表示）在水中的電離方程式是：H2A=H+HA- HAH+A2 回答下列問題：(1)Na2A溶液顯_（填“酸性、中性或堿性”），理由是：（用離子方程式表示）_。(2)若0.1mol/LNaHA溶液的PH=2。則0.1mol/LH2A溶液中氫離子的物質(zhì)的量濃度可能是_

22、0.1lmol/L.(填“>”、“=”、“<”)理由是：_。0.1mol/L1NaHA溶液中各種離子濃度由大到小的順序是_。七、難溶電解質(zhì)的溶解平衡1、沉淀溶解平衡(1)難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識溶解度 0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。反應(yīng)后離子濃度降至_以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。 難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。掌握三種微溶物質(zhì)：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。(2)溶解平衡方程式的書寫注意在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用“ ”。如：Ag2S(s

23、) 2Ag+(aq）+ S2(aq)2、沉淀溶解平衡的應(yīng)用(1)沉淀生成的三種主要方式加沉淀劑法：Ksp越小（即沉淀越難溶），沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。氧化還原沉淀法：同離子效應(yīng)法 (2)沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法有：酸堿； 氧化還原； 沉淀轉(zhuǎn)化。(3)沉淀的轉(zhuǎn)化：溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 的。如：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr（淡黃色） AgI （黃色） Ag2S（黑色）(4)溶度積（KSP）1)定義：在一定條件下，難溶電解質(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。2)表達式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm(aq) KSP= c(An+)m c(Bm)n3)影響因素：外因：濃度：加水，平衡向溶解方向移動。 溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動。4)溶度積規(guī)則QC（離子積）QC>KSP 有沉淀析出 QC= KSP 平衡狀態(tài) QC<KSP 未飽和