1、選修4第三章水溶液中的離子平衡復習學案 【學習目標】1、知道強弱電解質的區別2、理解弱電解質的電離3、掌握鹽類水解規律、影響因素和應用4、掌握影響鹽類水解的主要因素5、掌握難溶電解質的溶解平衡一、弱電解質的電離 1、電解質、非電解質 ；強電解質 、弱電解質電解質：在 中， 的化合物非電解質：在 中， 的化合物強電解質：在水溶液中， 的電解質，如強酸、強堿、大多數鹽弱電解質: 在水溶液中， 的電解質，如弱酸、弱堿和水2、強電解質與弱電質的本質區別：在水溶液中是否完全 或是否存在 平衡注意： 電解質、非電解質都是 “單質、“化合物； SO2、NH3、CO2等屬于 “電解質、“非電解質； 強電解質

2、“一定、“不一定易溶于水如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質【練習】1、以下關于強、弱電解質的表達中正確的選項是 A、強電解質都是離子化合物，弱電解質都是共價化合物B、強電解質都是可溶性化合物，弱電解質都是難溶性化合物C、強電解質的水溶液中無溶質分子，弱電解質的水溶液中有溶質分子D、強電解質的導電能力強，弱電解質的導電能力弱3、弱電解質的電離平衡1電離平衡：在一定的條件下，弱電解質在溶液中 的速率和 的速率 ，電離過程就到達了平衡狀態。電離過程是 2電離方程式的書寫3電離常數 表示方法：ABA+ + B- K= 一般用Ka表示酸，Kb表示堿。 影響因素：a

3、、K只與 和 有關，對同一弱電解質，溫度一定，K一定；溫度升高時，K b、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度 ，酸性 。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO4影響因素內因： 外因：A、溫度：升溫 電離“利于、“不利于，原因是 B、濃度：濃度越大，電離程度 ；溶液稀釋時，電離平衡向著 的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液里參加與弱電解質具有相同離子的電解質，會 電離。D、其他外加試劑：參加能與弱電解質的電離產生的某種離子反響的物質時，有 電離。【練習】2、 氨水有以下平衡：NH3·H2O N

4、H4+ + OH- 當其它條件不變時，改變以下條件，平衡向左移動，且c(NH4+)增大的是 A、加NaOH B、加鹽酸 C、加NH4Cl D、加同濃度氨水二、水的電離和溶液的酸堿性1、水離平衡：H2O H+ + OH- 水的離子積：KW = ，25時,純水中c(H+)=c(OH-) =10-7 mol/L，KW = = 10-14注意：1KW只與 有關， 一定，那么KW值一定； 2KW不僅適用于純水，也適用于任何溶液酸、堿、鹽。2、水電離特點：1可逆 2吸熱 3極弱3、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿： 抑制、促進水的電離；KW (增大、減少、不變)溫度：升溫， 抑制、促進水的電離水的電離是

5、熱的，KW (增大、減少、不變)易水解的鹽： 抑制、促進水的電離，KW (增大、減少、不變)【練習】3、操作會使H2O的電離平衡向正方向移動，且所得溶液呈酸性的是 A. 向水中參加少量的CH3COONa B. 向水中參加少量的NaHSO4C. 向水中參加NaI并加熱至100，pH=6 D. 向水中加少量的KAl(SO4)24、溶液的酸堿性和pH：1pH= 定義式 注意：酸性溶液不一定是酸溶液pH7的溶液不一定是酸性溶液只有溫度為常溫才對堿性溶液不一定是堿溶液【練習】4、100時，水的KW =1×10-12，那么該溫度下 NaCl的水溶液中c(H+)= ，pH = ，溶液呈 性。 0.

6、005mol/L的稀硫酸的pH= ；0.01mol/L的NaOH溶液的pH= 2pH的測定方法：酸堿指示劑：石蕊、甲基、橙酚酞pH試紙：操作：將一塊pH試紙放在潔凈、枯燥的玻璃片或外表皿上，用玻璃棒蘸取待測液體點在試紙的中央，試紙變色后，馬上與標準比色卡比照即可 。注意：a、事先不能用水濕潤PH試紙；b、只能讀取整數值或范圍3溶液的酸堿性與cH+和cOH-的關系判斷溶液的酸堿性的依據是 酸性溶液： 中性溶液： 堿性溶液： 三 、混合液的pH值計算方法公式1、強酸與強酸的混合：cH+混 =cH+1V1+cH+2V2/V1+V22、強堿與強堿的混合： cOH-混cOH-1V1+ cOH-2V2/V

7、1+V23、強酸與強堿的混合：先據H+ + OH- = H2O計算余下的H+或OH-， H+有余，那么用余下的H+數除以溶液總體積求cH+混；OH-有余，那么用余下的OH-數除以溶液總體積求cOH-混，再求其它【練習】5、室溫時，以下溶液混合后，pH大于7的是A. 0.1 mol·L1的鹽酸和pH13的氫氧化鋇溶液等體積混合B. 0.1 mol·L1的NaHCO3溶液和pH1的鹽酸等體積混合C. pH3的硫酸和pH11的氨水等體積混合D. pH1的醋酸和0.1mol/L的氫氧化鈉溶液等體積混合四、稀釋過程溶液pH值的變化規律：1、強酸溶液pH=a：稀釋10n倍時，pH稀 但

8、始終不能大于或等于72、弱酸溶液pH=a：稀釋10n倍時，pH稀 但始終不能大于或等于73、強堿溶液pH=b：稀釋10n倍時，pH稀 但始終不能小于或等于74、弱堿溶液pH=b：稀釋10n倍時，pH稀 但始終不能小于或等于75、不管任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近即向中性靠近；任何溶液無限稀釋后pH均 76、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得 ，強酸、強堿變化得 。快、慢五、酸堿中和滴定見專題1、中和滴定的原理實質： 用方程式表示 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質的量相等。2、中和滴定的操作過程：1滴定管的刻度，O刻度在 上、下，往下刻度標數越來越 大、小，全部容積大于它的最大

9、刻度值，因為下端有一局部沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸或堿，也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以讀到小數點后一位 。2藥品：標準液；待測液；指示劑。3準備過程：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。洗滌：用洗液洗檢漏：滴定管是否漏水用水洗用標準液洗或待測液洗裝溶液排氣泡調液面記數據V(始)4試驗過程3、酸堿中和滴定的誤差分析【練習】6、準確移取20.00mL某待測HCl溶液于維形瓶中，用0.1000mol/L NaOH溶液滴定。以下說法正確的選項是A. 滴定管用蒸餾水洗滌后，裝入NaOH溶液進行滴定B. 隨著NaOH溶液滴入，錐形瓶中溶液pH 

10、;由小變大C. 用酚酞作指示劑，當錐形瓶中溶液由紅色變無色，且半分鐘不變色時，停止滴定D. 滴定達終點時，發現滴定管尖嘴局部有懸滴，那么測定結果偏小六、鹽類的水解只有可溶于水的鹽才水解1、鹽類水解規律：有 才水解，無弱 ，越弱越 ；誰 顯誰性，兩弱相促進，兩強不水解。多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸水解程度大，堿性更 。 (如:Na2CO3 NaHCO3)弱酸酸性強弱比擬：A、同主族元素最高價含氧酸的酸性 ，無氧酸的酸性 B、飽和一元脂肪酸的碳原子數越小，酸性越強如HCOOH>CH3COOHC、一些常見的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚為極弱酸；醋酸>碳酸；磷酸和H2SO3

11、為中強酸；HClO4為最強2、鹽類水解的特點：1可逆 2程度小 3吸熱3、影響鹽類水解的外界因素：溫度：溫度越高水解程度越 大、小水解吸熱濃度：濃度越小，水解程度越 大、小越稀越水解酸堿：促進或抑制鹽的水解：H+ 促進或抑制陰離子水解而 促進或抑制陽離子水解；OH- 促進或抑制陽離子水解而 促進或抑制陰離子水解。【練習】7、Na2CO3溶液呈堿性的原因用方程式表示為 ；能減少Na2CO3溶液中CO32-濃度的措施可以是 加熱 加少量NaHCO3固體 加少量(NH4)2CO3固體 加少量NH4Cl 加水稀釋 加少量NaOH4、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如HSO4 電離程度水解程度，顯 性

12、 如: HSO3- 、H2PO4- 水解程度電離程度，顯 性 如：HCO3- 、HS- 、HPO42-5、雙水解反響：1構成鹽的陰陽離子均能發生水解的反響為雙水解反響即弱酸弱堿鹽。雙水解反響相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。其促進過程以NH4Ac為例解釋如下：CH3COONH4 =NH4+ + Ac- NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ CH3COO + H2O CH3COOH + OH-兩個水解反響生成的H+和OH反響生成水而使兩個水解反響的生成物濃度均減少，平衡均右移。2常見的雙水解反響完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-

13、(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的方程式寫“=并標“或，其離子方程式配平依據是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O =2Al(OH)3+ 3H2S【練習】 8、寫出Al3+與CO32-、HCO3-在水溶液中反響的離子方程式： ， ；在足量Na2CO3溶液中加少量硫酸鋁溶液的離子方程式為 ，泡沫滅火器中使用硫酸鋁與小蘇打而不用純堿的原因是 ； 6、鹽類水解的應用：水解的應用實例原理寫出方程式1、凈水明礬凈水2、去油污用熱堿水冼油污物品3、鹽溶液的配制配制FeCl3溶液時常參加少量鹽酸配制Na2CO3溶液時常參加少量NaOH4、制備

14、無水鹽由MgCl2·6H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱5、泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合 6、比擬鹽溶液中離子濃度的大小比擬NH4Cl溶液中離子濃度的大小 七、電離、水解方程式的書寫原那么1、多元弱酸多元弱酸鹽的電離水解的書寫原那么：分步書寫例：H2S的電離H2S H+ + HS-； HS- H+ + S2-Na2S的水解：H2O+ S2- HS- + OH- H2O + HS- H2S + OH- 注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當微弱。2、多元弱堿多元弱堿鹽的電離水解書寫原那么：一步書寫 例：Al3+ + 3H2O Al(OH

15、)3 + 3H+【練習】9、以下方程式中屬于電離方程式的是 ；屬于水解方程式的是 A、HCO3- +H2O H3O+ + CO32- B、BaSO4 = Ba2+ + SO42-C、AlO2- + 2H2O Al(OH)3 + OH- D、CaCO3(s) Ca2+ + CO32-八、溶液中微粒濃度的大小比擬根本原那么：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的兩種守恒關系：電荷守恒：任何溶液均顯電中性，陽離子所帶的總電荷數陰離子所帶的總電荷數物料守恒：即原子個數守恒或質量守恒指一個平衡體系中，某一組分的總濃度一定等于它所電離或水解成的各種粒子的平衡濃度之和質子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。【

16、練習】10、HA的酸性比HB弱，在物質的量濃度均為0.2 mol·L1的NaA和NaB混合溶液中，以下排序正確的選項是()A. c(OH)c(A)c(B)c(H) B. c(OH)c(B)c(A)c(H)C. c(OH)c(HA)c(HB)c(H) D. c(OH)c(HB)c(HA)c(H)九、溶解平衡1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識1溶解度小于 的電解質稱難溶電解質。2反響后離子濃度降至 以下的反響為完全反響。如酸堿中和時H+降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反響，用“=，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于10-5mol/L，故均用“=。3難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。4掌握三種微溶物質：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO45溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。6溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否那么不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書寫 注意在沉淀后用(s)標明狀態，并用“ 。 如：Ag2S(s) 2Ag+(aq+ S2-(aq)3、沉淀生成的三種主要方式 1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。 2調pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。 4、沉淀的溶解： 沉淀的溶解就是使溶解