《2022年高中化学第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结 .pdf》由会员分享，可在线阅读，更多相关《2022年高中化学第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结 .pdf（27页珍藏版）》请在taowenge.com淘文阁网|工程机械CAD图纸|机械工程制图|CAD装配图下载|SolidWorks_CaTia_CAD_UG_PROE_设计图分享下载上搜索。
1、学习必备欢迎下载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（BC ）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
2、（B ）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/
3、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，说明理由。 （提示：实验室能否配制 0.1mol/L 的 HAc？能否配制
4、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物质单质化合 物电解质非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如HCl 、NaOH 、NaCl、BaSO4弱电解质：弱酸、弱碱和水。如HClO 、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物纯净物精选学习资料 - - - - - - - - - 名师归纳总结 - -
5、- - - - -第 1 页，共 27 页学习必备欢迎下载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
6、碱性1、水离平衡： H2OH+ + 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 NH
7、4Cl、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）0.005mol/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p
8、H 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：精选学习资料 - - - - - - - - - 名师归纳总结 - - - - - - -第 2 页
9、，共 27 页学习必备欢迎下载，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+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积
10、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：稀释10n倍时， pH
11、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+ ：SO4
12、2-= ； 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
13、，原因是； pH=3 的 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B 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 精选学习资料 - - - - - - - - - 名师归纳总结 - - - - - - -第 3 页，共 27 页学习必备欢迎下载六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解规律：有
14、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:Na2CO3NaHCO3) 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 NaHSO4KF NH4NO3C17H
15、35COONa （2）浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是（1 3 ）酸性： H2SH2Se 碱性： Na2SNaHS 碱性： HCOONaCH3COONa 水的电离程度： 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： D 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
16、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表示为；能减少Na2CO3溶液中 CO32-浓度的措施可以是（1 4 5 ）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 H3
17、PO4、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。其促进过程以NH4Ac 为例解释如下：精选学习资料 - - - - - - - - - 名师归纳总结 - - - - - - -第 4 页，共 27 页学习必备欢迎下载NH4Ac = NH4+ + Ac-NH4+ + H2O NH3H2O + 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+、Al
18、3+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 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
19、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-
20、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(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
21、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，溶液呈酸性等浓度的 NH3H2O 与 NH4Cl 的混合液：弱碱的电离其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性精选学习资料 - - - - - - - - - 名师归纳总结 - - - -
22、- - -第 5 页，共 27 页学习必备欢迎下载等浓度的 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（1）溶解度小于 0.01g的
23、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110-5mol/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（AB ）A、NaHSO3溶液中水的电离程度小于Na2SO3溶液，也小于 Na2SO4
24、溶液B、HSO3-H2SO3SO32- C、该溶液中由水电离出的 H+为 1 10-4mol/L 精选学习资料 - - - - - - - - - 名师归纳总结 - - - - - - -第 7 页，共 27 页学习必备欢迎下载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
25、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B A0.05 molL1硫酸B0.6 molL1盐酸C0.5 molL1的醋酸；D
26、0.5 molL1KCl 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+）=110-14mol/L 的溶液中，一定可以大量共存的离子组是C 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
27、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 10-7mol/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+）=110-5mol/L 的溶液，其溶质可能是B A、NaHSO4B、AlCl3C、H2SO4D、NaH2PO43、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
28、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AC 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
29、（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 六、1、 （1）；（2）2、D 3、CO32- + H2O HCO3- + OH-；4、H2O H+OH-；H2PO4-HPO42-+H+；HPO42-PO43
30、-+H+；H2PO4-+H2O H3PO4+OH-H2PO4- HPO42- H3PO4 5、2Al3+ + 3CO32- + 3H2O = 2Al(OH)3+ 3CO2； Al3+ + 3HCO3- = Al(OH)3+ 3CO2Al3+ + 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+2S2- （2）（3）加足量 MgCl2溶液，充分搅拌，过滤，洗涤即得纯Mg(OH)2 2 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；
31、 （2）NaHSO4；HAc 三、四、A 五、Qc = 210-5 Ksp，有沉淀析出六、1B 2C 3B 4B 5AC 6C 7C 8A 9BD 3 综合训练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 34A 35B 36A 37B 38B 39A 40、H+、OH-；10-7mol/L，110-14，水的离子积， 110-14，可逆41、；精选学习资料 - - - - - - - -
32、 - 名师归纳总结 - - - - - - -第 13 页，共 27 页学习必备欢迎下载42、C BA 43、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44、 （1）BiCl3 + H2O BiOCl + 2HCl ； （2）不同意；（3）将 BiCl3溶于盐酸中；（4）增大溶液中 c（Cl-）能抑制 BiCl3的水解45、酸；碱46、CO32- + H2O HCO3- + OH-；CaSO4(s) Ca2+ + SO42-，Ca2+ + CO32- = CaCO347、110-348、 （1）OH-、Na+； Cl-，NO3-；（2）OH-、HCO3-、
33、NO3-、Ag+49、乙；乙能较好地克服实验误差50、 （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+。51、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。52、测稀醋酸溶液的pH 为 a；
34、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+。水溶液中的电离平衡一、电解质和非电解质1、概念电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质。电解质必须是自身能直接电离出自由移动的离子的化合物。对于电解质来说，只须满足一个条件即可，而对非电解质则必须同时满足两个条件。例如： H2SO4、NaHCO3、NH4Cl、Na2O、Na2O2、Al2O3强电解质： 溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质弱电解质：溶于水或熔
35、融状态下只有部分电离的电解质电解质的强弱与化学键有关，但不由化学键类型决定。强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的不一定都是强电解质，如H2O、HF 等都是弱电解质。电解质的强弱与溶解度无关。如 BaSO4、CaCO3等电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。2、判断（1）物质类别判断：强电解质：强酸、强碱、多数盐、部分金属氧化物弱电解质：弱酸、弱碱、少数盐和水非电解质：非金属氧化物、氢化物（酸除外）、多数有机物单质和混合物（不是电解质也不是非电解质）（2）性质判断：熔融导电：强电解质（离子化合物）均不导电：非电解质（必须是化合物）（3）实验判断：测一定浓度溶液pH 测对应盐溶液 p
36、H 一定 pH 溶液稀释测 pH 变化同等条件下测导电性3、电解质溶液的导电性和导电能力导 电 性 强离子浓度离 子 所 带 电溶液浓度电离程度精选学习资料 - - - - - - - - - 名师归纳总结 - - - - - - -第 14 页，共 27 页学习必备欢迎下载电解质不一定导电 (如 NaCl 晶体、无水醋酸 )，导电物质不一定是电解质(如石墨 )，非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。例 1：(上海高考题 )下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（） 。ACH3COOH BCl2CNH
37、4HCO3DSO2例 2： （1）有下列物质：硫酸固体KCl 氨食盐水 CO2Cl2CaCO3Na2O铜丝氯化氢气体 11 氨水 12浓硫酸 13 盐酸 14 碘化氢 15 硫酸钡。其中属于电解质的是；属于非电解质的是；属 于 强电 解质的是；属于 弱电解质的是。例 3：(全国高考题 )甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是（） 。A1mol/L 甲酸溶液的 c(H+)=10-2mol/L B甲酸以任意比与水互溶C10mL 1mol/L 甲酸恰好与 10mL 1mol/L NaOH 溶液完全反应D在相同条件下，甲酸溶液的导电性比一元强酸溶液的弱二、弱电解质的电离平衡1、定义和特征电离平衡的
38、含义在一定条件 (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分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态。任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质具有该条件下的最大电离程度。电离平衡的特征逆：弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡。等：弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等。动：弱电解质电离成离子和离子结合成分子的速率相等，不等于零，是动态平衡。定：弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变。变：外界条件改变时，平衡被破坏，电离平衡发生移动。2、影响电离平衡的因素浓度：越稀越电离在醋酸的电离
39、平衡CH3COOH CH3COO-+H+，加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但 c(CH3COOH) 、c(H+)、c(CH3COO-)变小 ，加入少量冰醋酸，平衡向右移动，c(CH3COOH) 、c(H+)、c(CH3COO-)增大，但电离程度变小温度： T 越高，电离程度越大同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离方向移动。以电离平衡 CH3COOH CH3COO-+H+为例，各种因素对平衡的影响可归纳为下表：平衡移动方向c(H+) n(H+) c(Ac-) c(OH-) c(H+)
40、/ c(HAc) 导电能力电离程度精选学习资料 - - - - - - - - - 名师归纳总结 - - - - - - -第 15 页，共 27 页学习必备欢迎下载加水稀释向右减小增多减小增多增多减弱增大加冰醋酸向右增大增多增多减小减小增强减小升高温度向右增大增多增多增多增多增强增大加NaOH(s) 向右减小减少增多增多增多增强增大加H2SO4(浓) 向左增大增多减少减少增多增强减小加醋酸铵(s) 向左减小减少增多增多减小增强减小加金属Mg 向右减小减少增多增多增多增强增大加CaCO3(s) 向右减小减少增多增多增多增强增大例 1： （南昌测试题）在CH3COOH CH3COO-+H+的电离
41、平衡中，要使电离平衡右移，且氢离子浓度增大，应采取的措施是（） 。A加 NaOH(s) B加浓盐酸C加水D加热例 2：(全国高考题 )用水稀释 0.1mol/L 氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（） 。Ac(OH-)/c(NH3 H2O) Bc(NH3 H2O)/c(OH-) Cc(OH-) Dn(OH-) 3、电离方程式的书写强电解质用 =，弱电解质用多元弱酸分步电离，多元弱碱一步到位。H2CO3H+HCO3-，HCO3- H+CO32-，以第一步电离为主。弱酸的酸式盐完全电离成阳离子和酸根阴离子，但酸根是部分电离。NaHCO3=Na+HCO3-，HCO3-H+CO32-强酸的酸式盐如
42、NaHSO4完全电离，但在熔融状态和水溶液里的电离是不相同的。熔融状态时： NaHSO4=Na+HSO4，溶于水时： NaHSO4=Na+H+SO42例 3：在一定温度下，无水醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力I 随加入水的体积 V 变化的曲线如图所示。请回答：（1）“O ” 点导电能力为 0 的理由是 _ 。（2）a、b、c三点处，溶液的c(H+)由小到大的顺序为 _ 。（3）a、b、c三点处，电离程度最大的是_ 。（4）若要使 c 点溶液中 c(Ac-)增大，溶液 c(H+)减小，可采取的措施是：精选学习资料 - - - - - - - - - 名师归纳总结 - - - - - - -第
43、 16 页，共 27 页学习必备欢迎下载，。三、水的电离及溶液的pH 1、水的电离电离平衡和电离程度：水是极弱的电解质，能微弱电离H2O+H2O H3O+OH-，通常简写为H2O H+OH-； H0 25时，纯水中c(H+)=c(OH-)=1 10-7mol/L 影响水的电离平衡的因素温度：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。纯水由 25升到 100，c(H+)和 c(OH-)从 1 10-7mol/L 增大到 1 10-6mol/L(pH 变为 6)。酸、碱：向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，
44、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。 温度不变时， KW不变。练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下：H2O H+OH-平衡移动方向电离程度c(H+)与c(OH-)的相对大小溶液的酸碱性离子积KW加热向右增大c(H+)=c(OH-) 中性增大降温向左减小c(H+)=c(OH-) 中性减小加酸向左减小c(H+)c(OH-) 酸性不变加碱向左减小c(H+)c(OH-) 碱性不变加能结合H+的物质向右增大c(H+)c(OH-) 酸性不变水的离子积在一定温度时， c(H+)与 c(OH-)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。K
45、W=c(H+) c(OH-)，25时， KW=1 10-14(无单位 )。KW只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，KW增大。25时 KW=1 10-14，100时 KW约为 1 10-12。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。水电离的离子浓度计算例 1：在 25 C 时，浓度为 1 10-5mol/L 的 NaOH 溶液中，由水电离产生的C(OH-)是多少？酸：C(OH)溶液= C(OH)水碱：C(H+)溶液= C(H+)水盐：酸性C(H+)溶液= C(H+)水碱性C(OH)溶液= C(OH)水例 2
46、：(西安测试题 )在 25时，某溶液中，由水电离出的c(H+)=1 10-12mol/L，则该溶液的 pH 可能是（） 。A12 B7 C6 D2 变化条件精选学习资料 - - - - - - - - - 名师归纳总结 - - - - - - -第 17 页，共 27 页学习必备欢迎下载例 3：常温某无色溶液中，由水的电离产生的C（H+）=1 10-12 mol/l，则下列肯定能共存的离子组是A、Cu2+NO3-SO42-Fe3+B、Cl-S2-Na+K+C、SO32-NH4+K+Mg2+D、Cl-Na+NO3-SO42-例 4：在 25 C 时，pH=5 的 HCl 和 NH4Cl 溶液中，
47、水电离出的c(H+)比值是：2、溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H+)与 c(OH-)的相对大小。在常温下，中性溶液： c(H+)=c(OH-)=1 10-7mol/L；酸性溶液： c(H+)c(OH-), c(H+)1 10-7mol/L；碱性溶液： c(H+)c(OH-)，c(H+)1 10-7mol/L （pH1 10-7mol L-1c(OH-), pH7，酸性越强， pH 越小。碱性溶液： c(H+)c(OH-), pH7，碱性越强， pH 越大。思考： 1、甲溶液的 pH 是乙溶液的 2 倍，则两者的 c(H+)是什么关系？2、pH7 的溶液是否一定成酸性？（注意：pH=
48、0 的溶液 c(H+)=1mol/L。 ）pH 的适用范围c(H+)的大小范围为： 1.0 10-14mol L-1c(H+)1molL-1。即 pH 范围通常是 014。当 c(H+) 1molL-1或 c(OH-) 1molL-1时，用物质的量浓度直接表示更方便。溶液 pH 的测定方法酸碱指示剂法：只能测出pH 的范围，一般不能准确测定pH。指示剂甲基橙石蕊酚酞变色范围pH 3.14.4 5.08.0 8.210.0 溶液颜色红橙黄红紫蓝无色浅红红pH 试纸法：粗略测定溶液的pH。pH 试纸的使用方法： 取一小块 pH 试纸放在玻璃片 (或表面皿 )上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中
49、部，随即 (30s内)与标准比色卡比色对照，确定溶液的pH。测定溶液 pH 时，pH 试剂不能用蒸馏水润湿 (否则相当于将溶液稀释，使非中性溶液的pH 测定产生误差 )；不能将 pH 试纸伸入待测试液中，以免污染试剂。标准比色卡的颜色按pH 从小到大依次是：红(酸性 )，蓝 (碱性)。pH 计法：精确测定溶液pH。4、有关 pH 的计算基本原则：一看常温，二看强弱（无强无弱，无法判断），三看浓度（ pH or c）酸性先算 c(H+)，碱性先算 c(OH) 单一溶液的 pH 计算由强酸强碱浓度求pH 已知 pH 求强酸强碱浓度例 5：同浓度同体积的HCl 、H2SO4、HAc 中 c(H+)、
50、中和 NaOH 量及与 Zn 反应快慢和 H2产量比较？同 pH 同体积的 HCl 、H2SO4、HAc 中 c(H+)、中和 NaOH 量及与 Zn 反应快慢和 H2精选学习资料 - - - - - - - - - 名师归纳总结 - - - - - - -第 18 页，共 27 页学习必备欢迎下载产量比较？加水稀释计算强酸 pH=a，加水稀释 10n倍，则 pH=a+n。弱酸 pH=a，加水稀释 10n倍，则 pHb-n。酸、碱溶液无限稀释时，pH 只能约等于或接近于7，酸的 pH 不能大于 7，碱的 pH 不能小于 7。对于浓度（或pH）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH 变化幅度