1、【人教版】選修4知識(shí)點(diǎn)總結(jié)：第三章水溶液中的離子平衡一、弱電解質(zhì)的電離課標(biāo)要求1、了解電解質(zhì)和非電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念2、掌握弱電解質(zhì)的電離平衡3、熟練掌握外界條件對(duì)電離平衡的影響要點(diǎn)精講1、強(qiáng)弱電解質(zhì)（1）電解質(zhì)和非電解質(zhì)電解質(zhì)是指溶于水或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔铮环请娊赓|(zhì)是指溶于水和熔融狀態(tài)下都不導(dǎo)電的化合物。注：單質(zhì)、混合物既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)。 化合物中屬于電解質(zhì)的有：活潑金屬的氧化物、水、酸、堿和鹽；于非電解質(zhì)的有：非金屬的氧化物。（2）強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì) 強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液中能完全電離的電解質(zhì)稱為強(qiáng)電解質(zhì)（如強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和大部分的鹽） 弱電解質(zhì)：在水溶液里只有部分

2、電離為離子（如：弱酸、弱堿和少量鹽）。注：弱電解質(zhì)特征：存在電離平衡，平衡時(shí)離子和電解質(zhì)分子共存，而且大部分以分子形式存在。（3）強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)及非電解的判斷電解質(zhì)祎電解質(zhì)強(qiáng)電解廣弱電解質(zhì)判斷依據(jù)電離特點(diǎn)憲全也離不可逆、不存在電離平衡部分屯離.可逆.存左電舅平衡熔融態(tài)和水需液屮均不能電離物質(zhì)種類故誌.部分感性氧比物弱戰(zhàn)、弱孤權(quán)個(gè)別鹽多數(shù)有機(jī)物沖金屬氧化物溶液屮溶質(zhì)粒干種類水合離子無需質(zhì)分于水合離子和涪質(zhì)分于共存濬質(zhì)分子2、弱電解質(zhì)的電離反應(yīng)速率(1) 弱電解質(zhì)電離平衡的建立(弱電解質(zhì)的電離是一種可逆過程)弱電解質(zhì)分子電離成離子的逑率兩種逆率相零，處丁電離卩衡狀態(tài)子結(jié)合盛弱電懈質(zhì)分子的速率弱

3、電解質(zhì)電離平衡狀態(tài)建立示意圖(2) 電離平衡的特點(diǎn)弱電解質(zhì)的電離平衡和化學(xué)平衡一樣，同樣具有“逆、等、動(dòng)、定、變”的特征。 逆：弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的。 等：達(dá)電離平衡時(shí)，分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等動(dòng)：動(dòng)態(tài)平衡，即達(dá)電離平衡時(shí)分子電離成離子和離子結(jié)合成分子的反應(yīng)并沒有停止。 定：一定條件下達(dá)到電離平衡狀態(tài)時(shí)，溶液中的離子濃度和分子濃度保持不變，溶液里既有離子存在，也有電解質(zhì)分子存在。且分子多，離子少。 變：指電離平衡是一定條件下的平衡，外界條件改變，電離平衡會(huì)發(fā)生移動(dòng)。(3) 電離常數(shù) 概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積跟

4、溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)。這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K來表示。«達(dá):時(shí)7C騎11X:II、*11H*)*<<A")=HA)X-JTubistBOH-BOHMi*-h<H1"*abon) 意義：K值越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離，所對(duì)應(yīng)的弱酸或弱堿相對(duì)較強(qiáng)。 電離常數(shù)的影響因素a. 電離常數(shù)隨溫度變化而變化，但由于電離過程熱效應(yīng)較小，溫度改變對(duì)電離常數(shù)影響不大，其數(shù)量級(jí)一般不變，所以室溫范圍內(nèi)可忽略溫度對(duì)電離常數(shù)的影響b. 電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度無關(guān)，同一溫度下，不論弱酸、弱堿的濃度如何變化，電離常數(shù)是不會(huì)改變的。即：

5、電離平衡常數(shù)與化學(xué)平衡常數(shù)一樣，只與溫度有關(guān)。(3) 電解質(zhì)的電離方程式 強(qiáng)電解質(zhì)的電離方程式的書寫強(qiáng)電解質(zhì)在水中完全電離，水溶液中只存在水合陰、陽離子，不存在電離平衡。在書寫有關(guān)強(qiáng)電解質(zhì)電離方程式時(shí)，應(yīng)用“” 弱電解質(zhì)的電離方程式的書寫弱電解質(zhì)在水中部分電離，水溶液中既有水合陰、陽離子又有水合分子，存在電離平衡，書寫電離方程式時(shí)應(yīng)該用“”。(4) 影響電離平衡的因素 內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)，是決定性因素。 外因a. 溫度：因電離過程吸熱較少，在溫度變化不大的情況下，一般不考慮溫度變化對(duì)電離平衡的影響。b. 濃度：在一定溫度下，濃度越大，電離程度越小。因?yàn)槿芤簼舛仍酱螅x子相互碰撞結(jié)合成分子的

6、機(jī)會(huì)越大，弱電解質(zhì)的電離程度就越小。因此，稀釋溶液會(huì)促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離。c外加物質(zhì)：若加入的物質(zhì)電離出一種與原電解質(zhì)所含離子相同的離子，則會(huì)抑制原電解質(zhì)的電離，使電離平衡向生成分子的方向移動(dòng)；若加入的物質(zhì)能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)，則會(huì)促進(jìn)原電解質(zhì)的電離，使電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。本節(jié)知識(shí)樹弱電解質(zhì)的電離平衡類似于化學(xué)平衡，應(yīng)用化學(xué)平衡的知識(shí)來理解電離平衡的實(shí)質(zhì)和影響因素，并注意電離常數(shù)的定義。f完全電離.無平衡狀態(tài)強(qiáng)屯館質(zhì)無電解賈仃干存奮苦陰離子方程式用表示部分唱皚有住若電解質(zhì)分予和陰、陽離于電離方理式用“="衷示意文:在一定條件下訳電離)"結(jié)合叫的狀態(tài)誇121E2

7、N逆*0療禰電起平衡特點(diǎn)J走:各維分濃旄保寺不變交汐卜界條件誼變.平衡被轂加；影響兇就訓(xùn)度J簡澀度,電離屋度增丈:反之減小濃度:培大濃度.屯曲程度減小匚豆之曾天(出水帰秤電離謹(jǐn)麼垢大曲離子濃度減小“外加試刑:或促進(jìn)或抑制裘達(dá)或：對(duì)于llA=il*壬A.迫離|t_t(El*)*dA')祕(mì)fdI1A>(意克：在相冋溫度下K越大，越易電騰二、水的電離和溶液的酸堿性1、熟練掌握水的電離平衡，外加物質(zhì)對(duì)水的電離平衡的影響2、熟練掌握溶液的計(jì)算3、理解酸堿中和滴定的原理就是中和反應(yīng)4、熟練掌握中和滴定的步驟，中和滴定實(shí)驗(yàn)的誤差分析要點(diǎn)精講1、水的電離(1) 水的電離特點(diǎn)水是極弱的電解質(zhì)，能發(fā)

8、生微弱電離，電離過程吸熱，存在電離平衡。其電離方程式為(2)水的離子積定義：一之(011)-11定溫度下，水的離子積是一個(gè)定值。我們把水溶液中UfTZgF.叫做水的離子積常數(shù)。一定溫度時(shí)，Kw是個(gè)常數(shù)，Kw只與溫度有關(guān)，溫度越高Kw越大任何水溶液中，水所電離而生成的風(fēng)11-OJ1-)課標(biāo)要求任何水溶液中，幾"''12、溶液的酸堿性與pH(1)根據(jù)水的離子積計(jì)算溶液中H+或0H-的濃度室溫下，若已知?dú)潆x子濃度即可求出氫氧根離子的濃度。(2) 溶液的酸堿性與C(H+)、C(OH-)的關(guān)系 酸性溶液：，二''i- 堿性溶液：王廠八-冷，(3) 溶液的酸堿性與

9、pH的關(guān)系4567io1酸性中住堿性Enr3、酸堿中和滴定（1）中和滴定的概念用已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）來測定未知物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）的實(shí)驗(yàn)方法。（2）酸堿中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)酸堿中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是酸電離產(chǎn)生的H+與堿電離產(chǎn)生的OH-結(jié)合生成水的反應(yīng)。（3）原理：在中和反應(yīng)中，使用一種已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）溶液與未知物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）溶液完全中和，測出二者所用的體積，根據(jù)化學(xué)方程式中酸堿物質(zhì)的量比求出未知溶液的物質(zhì)的量濃度。指示劑的選擇 強(qiáng)酸和強(qiáng)堿相互滴定時(shí)，既可選擇酚酞，也可選擇甲基橙作指示劑； 強(qiáng)酸滴定弱堿時(shí)，應(yīng)選擇甲基橙作指示劑； 強(qiáng)堿滴定弱酸時(shí)，應(yīng)選擇酚酞作指示劑。本節(jié)知識(shí)

10、樹水的電禹和溶液的ns取性水的電禹-戰(zhàn)念：住一定茶件下.氫臨子濃度與氫氧根禹于輩鷹的乘觀符號(hào)4>表達(dá)式=.工弐匯時(shí)一純水屮X=衣口“卜（Oil->=1X307mnl-I."x1xH-mnl-I.1=1KIO：jLmr»P'I*-：爼度升奮溫度-可以促進(jìn)哦的也視試刑加人能電魂出丨廠或CII-的電騁歷可以枸制水的電離*加人能結(jié)臺(tái)水電離砒的仃或們II-的電解質(zhì).可以促遜水的電離液（酸性皿II_'、趙OH-時(shí)性誠性皿JI-><c<OH-水田離子積常液威性Kpli<?2S兀13.pH>7<25弋»3.piI=7

11、(2SPI表示山=1関I廠).a11_3=10_,11落誰的卩Fl測定：1川試旣.釀減指示刊小H卄N附J=t'T-PHII->«io-*11,aH-)=CHI-)尅用：酸咸中和詢定三、鹽類的水解1、了解鹽溶液的酸堿性2、理解鹽類水解的實(shí)質(zhì)3、熟練掌握外界條件對(duì)鹽類水解平衡的影響要點(diǎn)精講1、探究鹽溶液的酸堿性強(qiáng)堿和弱酸反應(yīng)生成的鹽的水溶液呈堿性；強(qiáng)酸和弱堿反應(yīng)生成的鹽的水溶液呈酸性；強(qiáng)酸和強(qiáng)堿反應(yīng)生成的鹽的水溶液呈中性。2、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因(1) 探究鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因鹽溶液的酸堿性與鹽所含的離子在水中能否與水電離出的H+或OH-生成弱電解質(zhì)有關(guān)。(2)

12、 鹽類水解的定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或0H-原結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。鹽類水解的實(shí)質(zhì)是水的電離平衡發(fā)生了移動(dòng)。可看作中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。(3) 鹽類水解離子方程式的書寫一般鹽類水解程度很小，水解產(chǎn)物很少，通常不生成沉淀和氣體，也不發(fā)生分解，因此鹽類水解的離子方程式中不標(biāo)“T”或“J”，也不把生成物寫成其分解產(chǎn)物的形式。3、影響鹽類水解的主要因素和鹽類水解反應(yīng)的利用(1) 影響鹽類水解平衡的因素 內(nèi)因(決定性因素)：鹽的組成。鹽類水解程度的大小是由鹽的本身性質(zhì)所決定的。 外因：a溫度：水解是酸堿中和的逆過程，是吸熱反應(yīng)，故升高溫度可促進(jìn)水解。b濃度：稀釋溶液

13、，可使水解生成的離子和分子間的碰撞機(jī)會(huì)減少，故溶液越稀，水解的程度越大。c. 外加酸、堿。d. 兩種離子水解且水解后溶液酸堿性相反，則二者的水解相互促進(jìn)一一雙水解。(2) 鹽類水解反應(yīng)的應(yīng)用判斷鹽溶液的酸堿性一般情況下，按鹽水解的規(guī)律判斷鹽溶液的酸堿性情況。不同弱酸的鹽，酸根對(duì)應(yīng)的酸越弱，其水解程度越大，溶液的堿性越強(qiáng)。配制溶液 保存溶液 除去溶液中的雜質(zhì) 明磯凈水原理：明磯中的AI3+水解產(chǎn)生的膠體具有吸附作用，能吸附水中懸浮的雜質(zhì)離子形成沉淀。 化肥的施用小貼士：鹽的水解規(guī)律可概括為“有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解；都弱都水解；誰強(qiáng)顯誰性”。具體理解如下：“有弱才水解，無弱不水解”是指

14、鹽中有弱酸的陰離子或者有弱堿的陽離子才能水解；若沒有，則是強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，不發(fā)生水解反應(yīng)。(2) “越弱越水解”指的是弱酸陰離子對(duì)應(yīng)的酸越弱，就越容易水解；弱堿陽離子對(duì)應(yīng)的堿越弱，就越容易水解。(3) “都弱都水解”是指弱酸弱堿鹽電離出的弱酸陰離子和弱堿陽離子都發(fā)生水解，且水解相互促進(jìn)。(4) “誰強(qiáng)顯誰性”是指若鹽中的弱酸陰離子對(duì)應(yīng)的酸比弱堿陽離子對(duì)應(yīng)的堿更容易電離，則水解后鹽溶液顯酸性；反之，就顯堿性。本節(jié)知識(shí)樹鹽類的彳水水解平衡移動(dòng)鹽類水解的實(shí)質(zhì)是鹽電離生成的離子能消耗掉水電離生成的H+或0H-，從而引起水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)，致使溶液中自由移動(dòng)的H+和0H-的濃度不等，使鹽溶液顯示不同的酸堿

15、性。，溫塩:溫度越高.水解怪度越大,水解平衡右移濃度學(xué)濃度越小水解程度越大，卜加竝賊:加人酸可以抑制弱賊陽離子的水黑加入臧可以抑制弱酸陰離子的水解兩種弱離子:可以相互促進(jìn)水解解/判斷溶液的酸就性水解原理判斷不同弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱的應(yīng)用比較溶液中離子的濃度-解釋某些化學(xué)現(xiàn)象及在空產(chǎn)、生活中的應(yīng)用四、難溶電解質(zhì)的溶解平衡課標(biāo)要求1、了解沉淀溶解平衡的定義和影響因素2、理解沉淀轉(zhuǎn)化的條件及其應(yīng)用3、了解溶度積的概念及應(yīng)用要點(diǎn)精講1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡（1）Ag+和CI-的反應(yīng)真能進(jìn)行到底嗎難溶物質(zhì)的溶解度根據(jù)溶解度大小，我們把物質(zhì)分為難溶、易溶、微溶和不溶等。溶解度與溶解性的關(guān)系溶解性易溶可溶微溶

16、堆溶20七時(shí)溶解度1-10g0,01-£曇<0,01g任何化學(xué)反應(yīng)都具有可逆性，可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，反應(yīng)物和生成物的濃度不再變化，從這種意義上說,生成沉淀的離子反應(yīng)是不能進(jìn)行到底的。（2）Ag+和Cl-的反應(yīng)AgCl是難溶的強(qiáng)電解質(zhì)，在一定溫度下，當(dāng)把AgCI固體放入水中時(shí)，AgCI表面上的Ag+和C卜在丐0分子作用下，會(huì)脫離晶體表面進(jìn)入水中。反過來水中的水合Ag+與水合Cl-不斷地做無規(guī)則運(yùn)動(dòng)，其中一些Ag+和Cl-在運(yùn)動(dòng)中相互碰撞，又可能沉積在固體表面。當(dāng)溶解速率與沉淀速率相等時(shí)，在體系中便存在固體與溶液中離子之間的動(dòng)態(tài)平衡。這種溶液是飽和溶液。上述平衡稱為沉淀溶解平衡

17、。這種沉淀溶解平衡的存在，決定了Ag+和Cl-的反應(yīng)不能進(jìn)行到底。（3）沉淀溶解平衡 沉淀溶解平衡的定義在一定條件下，難溶電解質(zhì)溶于水形成飽和溶液時(shí)，溶解速度與沉淀速度相等，溶質(zhì)的離子與該固態(tài)物質(zhì)之間建立了動(dòng)態(tài)平衡，叫做沉淀溶解平衡。 溶解平衡的特征“動(dòng)”一一動(dòng)態(tài)平衡，溶解的速率和沉淀的速率并不為0。“等”“定”一一達(dá)到平衡時(shí)，溶液中離子的濃度保持不變。“變”一一當(dāng)改變外界條件時(shí)，溶解平衡將發(fā)生移動(dòng)，達(dá)到新的平衡。2、沉淀反應(yīng)的應(yīng)用由于難溶電解質(zhì)的溶解平衡也是動(dòng)態(tài)平衡，因此可以通過改變條件使平衡移動(dòng)一一溶液中的離子轉(zhuǎn)化為沉淀，或沉淀轉(zhuǎn)化為溶液中的離子。（1）不同沉淀方法的應(yīng)用 直接沉淀法：除去

18、指定溶液中某種離子或獲取該難溶電解質(zhì)。 分步沉淀法：鑒別溶液中離子或分別獲得不同難溶電解質(zhì)。 共沉淀法：加入合適的沉淀劑，除去一組中某種性質(zhì)相似的離子。 氧化還原法：改變某種離子的存在形式，促使其轉(zhuǎn)化為溶解度更小的難溶電解質(zhì)便于分離。（2）沉淀的溶解規(guī)律：加入的試劑能與沉淀所產(chǎn)生的離子發(fā)生反應(yīng)，生成揮發(fā)性物質(zhì)或弱電解質(zhì)（弱酸、弱堿或水）使溶解平衡向溶解的方向移動(dòng)，則沉淀就會(huì)溶解。（3）溶度積定義：在一定條件下，難溶強(qiáng)電解質(zhì)AmBn溶于水形成飽和溶液時(shí)，溶質(zhì)的離子與該固態(tài)物質(zhì)之間建立動(dòng)態(tài)平衡，這時(shí)，離子濃度的乘積為一常數(shù)，叫做溶度積Ksp。A.B,.（sVnAJL+（呂q）+fiB"''f）忑二4A"）尸）?對(duì)于難溶電解質(zhì)在任一時(shí)刻都有通過比較溶度積與溶液中有關(guān)離子濃度幕的乘積一一離子積Qc的相對(duì)大小，可以判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下沉淀能否生成或溶解。Qc>Ksp，溶液過飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和，達(dá)到新的平衡。Qc=Ksp，溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)。Qc<Ksp