高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结.doc

1、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（ ）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、Na 2O2 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、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 SO 2、NH 3、CO 2 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）二、水的电离和溶液的酸碱性1、水离平衡：H 2O H+ + OH- 水的离子积：K W = H+OH

3、- 25时, H +=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 10-14注意：K W 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 NH4Cl、pH=11 的 NaOH、pH=10Na 2CO3 四种溶液

4、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=110-12，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 pH 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

5、，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 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、CO 2、C 6H12O6、CCl 4、CH 2=CH2强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如 HCl、NaOH、NaCl、BaSO 4弱电解质：弱酸、弱碱和水。如 HClO、NH 3H2O、Cu(OH) 2、H 2O混和物纯净物。（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

6、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：，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）/（V 1+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）/

7、（V 1+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.

8、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 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 76、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的 pH 变化得慢

9、，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 + ：SO 42-= ； 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

10、+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，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 pH7C、加入等体积 0.01mol/LNaOH 溶液后，

11、所得溶液的 pH7D、加入等体积 pH=10 的 NaOH 溶液后，所得溶液的 pH7六、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:Na 2CO3 NaHCO 3)（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 NaHSO 4 KF NH 4NO3 C 17H35COONa（2）浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是（ ）酸性：H 2SH2Se 碱性：Na 2SNaHS 碱性：HCOONaCH 3COONa水的电离程

12、度：NaAcH2SO3SO32-C、该溶液中由水电离出的H +为 110-4mol/LD、加入少量 NaOH 使溶液的 pH 升高会使水的电离受抑制五、Q c 与 KQc 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(K a)、水解常数(K h)、溶度积(K sp)。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）

13、Qc=K，平衡状态；（3） QcV 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、NH 4Cl=Na2CO3 HAc=NaOH4、 （1）强酸弱碱盐；强碱弱酸盐。10 -6mol/L，6，中；2，10（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

14、）酸；恰好反应生成(NH 4)2SO4，NH 4+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、D3、CO 32- + H2O HCO3- + OH- ；4、H 2O H+ +OH- ；H 2PO4- HPO42- +H+；HPO 42- PO43- +H+；H 2PO4- +H2O H3PO4+OH-H2PO4- HPO42- H3PO45、2Al 3+ + 3CO32- + 3H2O = 2Al(OH)3+ 3CO 2；Al 3+ + 3HCO3- = Al(OH)3+ 3CO 2Al3+ + 3CO3

15、2- + 3H2O =Al(OH)3+ 3HCO 3-；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）K sp=Ag+2S2- （2） （3）加足量 MgCl2 溶液，充分搅拌，过滤，洗涤即得纯 Mg(OH)22 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；（2）NaHSO 4；HAc三、 四、 A五、 Qc = 210-5 Ksp，有沉淀析出六、 1B 2C 3B 4B 5AC 6C 7C 8A 9BD3 综合训练1C 2B 3C 4B 5D 6A 7AB 8B 9B 10D 11C 12A

16、13D 14B 15C 16D 17BD 18B 19D 20B 21A 22D 23B 24C 25C 26B 27C 28D 29C 30A 31A32BC 33AD 34A 35B 36A 37B 38B 39A40、H +、 OH-；10 -7mol/L，110 -14，水的离子积，110 -14，可逆41、；42、C BA43、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）BiCl 3 + 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4

17、5、酸；碱46、CO 32- + H2O HCO3- + OH- ；CaSO 4(s) Ca2+ + SO42- ，Ca 2+ + CO32- = CaCO347、110 -348、 （1）OH -、Na +； Cl-，NO 3-； （2）OH -、HCO 3-、NO 3-、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、BaCO 3(s) Ba2+

18、 + 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；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

19、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：H 2SO4、NaHCO 3、NH 4Cl、 Na2O、Na 2O2、Al 2O3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、CaCO 3 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

20、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 pH 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

21、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（ ） 。ACH 3COOH BCl 2 CNH 4HCO3 DSO 2例 2：（1）有下列物质：硫酸固体 KCl 氨食盐水CO 2Cl2CaCO3Na2O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

22、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、定义和特征导电性强弱离子浓度离子所带电荷溶液浓度电离程度电离平衡的含义在一定条件(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

23、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(CH 3COO-)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

24、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+)/ c(HAc) 导电能力 电离程度加水稀释 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

25、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(NH3H2O) Bc(NH 3H2O)/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

26、。H 2CO3 H+HCO3-，HCO 3- 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-，HCO 3- H+CO32-强酸的酸式盐如 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：NaHSO 4=Na+HSO4， 溶于水时：NaHSO 4=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： ， ， 。三、水的电离及溶液的 pH1、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