电解质溶液部分专练(包括电离水解两个部分).doc

第三章第一节复习学案知识点一强弱电解质的概念及分类知识点二弱电解质的电离平衡1. 写出下列物质的电离方程式：CH3COOH NH3H2O H2CO32.弱电解质电离平衡的移动(1) 弱电解质的电离平衡符合勒夏特列原理(2) 影响弱电解质电离平衡的因素有： 温度：升高温度有利于电离(因为电离过程是吸热的) 浓度：溶液稀释有利于电离 同离子反应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，将抑制电离。 加入能反应的物质知识点三电离平衡常数写出下列弱电解质的电离平衡常数表达式：1. CH3COOH CH3COO + H+K2. NH3H2O NH4+ +OHK注意：1.在相同条件下，不同的一元弱酸，K值越大，说明其酸性越强。2.同一弱酸，温度越高，K值越大。3.多元弱酸（碱）分步电离，酸（碱）性主要由第一步电离决定。4.K值只与温度有关，而与其他因素无关。例1、一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应的速率，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的（ ）A. NaOH(固体) B.H2O C. HCl D. CH3COONa(固体)例2、下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（ ）A.CH3COOH B.Cl2 C.NH4HCO3 D.SO2例3、把0.05 molNaOH固体分别加入到100 mL下列液体中，溶液的导电能力变化最小的是（ ）A自来水 B0.5 mol/L盐酸C0.5 mol/L醋酸溶液 D0.5 mol/L氯化钾溶液 例4、将0.1mol/L醋酸溶液加水稀释，下列说法正确的是（ ）A.溶液中c(H+)和c(OH-)都减小 B. 溶液中c(H+)增大 C. 醋酸电离平衡向左移动 D. 溶液的pH增大 第三章第二节复习学案【知识点一】水的电离积 Kw = c（H+）c（OH）由于250C时，c（H+）= c（OH）= 110-7mol/L所以250C时，Kw = c（H+）c（OH）=注：1.温度升高时Kw增大，所以说Kw时要强调温度。（电离过程是吸热过程）2.任何水溶液都存在水的电离平衡，在水溶液中，不论酸性，碱性，中性溶液都有Kw = c（H+）c（OH），在常温下均为110-143.在不同的溶液中c（H+）， 与c（OH）不一定相等，但任何溶液中由水电离出的c（H+）， 与c（OH）总是相等的。4. Kw = c（H+）c（OH）式中c（H+）与c（OH）均只表示整个溶液中的H+，OH的总物质的量浓度，而不代表其他浓度。例2.下列说法是否正确?（1）pH=6的溶液一定是酸溶液 （2）pH=7溶液一定是中性溶液（3）pH越大，酸性越强【知识点2】溶液的pH（1）定义：pH =-lgc（H+）计算三种溶液的pH，总结溶液的酸碱性与pH的关系。 纯水的c（H+）= 110-7mol/L，则其pH 110-2mol/L的HCl溶液中，其pH 110-2mol/L的NaOH溶液中，其pH（2）溶液的酸碱性与pH的关系：中性溶液c（H+）= 110-7mol/L pH=7酸性溶液c（H+） 110-7mol/L pH7碱性溶液c（H+）7(3)适应范围：稀溶液，014之间。注意：1. c（H+）越大，pH越小，溶液酸性越强，c（OH-）越大，pH越大，溶液碱性越强，常温下，pH=7显中性，pH7，显碱性。当c（H+）或c（OH-）的浓度大于1 mol/L的酸溶液，或碱溶液，不用pH表示溶液酸性或碱性的强弱。1. pOH=-lgc（OH-）,所以pH+ pOH143. pH=14的溶液碱性不是最强，pH=0的溶液c（H+）不等于0，酸性也不是最强。pH=0 和pH=14时C(H)和C(OH)都为1 mol/L4. pH每改变一个单位，C(H)增大或减少10倍，如pH2变为pH3时C(H)由102mol/L变为103mol/L【知识点3】关于pH相同的酸（含强酸和弱酸）（1）溶液中c（H+）（填“相等”或“不等”）。（2）溶液中溶质的物质的量的浓度：强酸 弱酸（填“”或“”）。（3）耗碱规律：pH和溶液体积均相同的HCl、H2SO4、CH3COOH与碱完全反应时，消耗碱物质的量最多的是 。（4）稀释规律：分别加水稀释m倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的, 强酸中c（H+）变为原来的,但弱酸中c（H+）减小（填“大于”或“小于”）m倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。【知识点4】pH的有关计算（1）求酸或碱溶液的pH a先判断溶液的酸碱性（2）求强酸或强碱稀释后的pH b若为酸性，先求出c（H+）后（3）求混合溶液的pH 由pH =-lgc（H+）求pH 两种强酸（碱）混合 若为碱性，先求c（OH）后 强酸与强碱混合 由Kw = c（H+）c（OH）（4）pH+pOH=14 求c（H+），再求pH例：求下列溶液的pH：（1）pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合（2）pH=10和pH=12的两种NaOH溶液等体积混合(3)pH=12的NaOH和pH =4的HCl等体积混合第三章第三节复习学案知识点一：水解的规律：1. 盐类实例能否水解引起水解的离子对水的电离平衡的影响溶液的酸碱性强碱弱酸盐CH3COONa强酸弱碱盐NH4Cl强酸强碱盐NaCl规律：子 有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解。谁强显谁性，同强显中性。知识点二水解离子方程式的书写：1.盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“”号。如CH3COO+H2O CH3COOH+OH2.一般盐类水解的程度很小，水解产物很少。通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。在书写离子方程式时一般不标“”或“”，也不把生成物（如H2CO3、NH3H2O等）写成其分解产物的形式。个别水解程度较大的水解反应，有明显沉淀时用“”3.多元弱酸的盐的阴离子水解是分步进行的，以第一步为主。如第一步：CO32+H2O HCO3+OH（主要）第二步：HCO3+H2O H2CO3+OH（次要）4.多元弱碱的阳离子水解复杂，可看作是一步水解反应。如：Fe3+3H2OFe(OH)3+3H+试写出下列盐水解的离子方程式：1. Na2CO3：2. NH4Cl：3. CH3COONa：4. CuSO4：例1.下列物质的溶液中，由于水解而使pH值小于的是（）A、NaHCO3 B、NH4Cl C、CH3COOH D、NaCl例2.下列物质加入水中，能使水的电离度增大，溶液的pH值减小的是（） A、HCl B、Al2(SO4)3 C、Na2S D、NH3 . H2O 知识点3影响盐类水解的因素1.盐类本身原性质：这是影响盐类水解的主要因素。组成盐的酸或碱越弱，其水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。 2.温度：盐的水解是_热反应。因此升高温度其水解程度_. 3.浓度：盐的浓度越小，其水解程度越_. 4.溶液的酸碱性：控制溶液的酸碱性，可以促进或抑制盐的水解。如Na2CO3溶液中加碱可以_水解。加酸可以_水解。例3.水解反应：Fe3+3H2OFe(OH)3+3H+ （用箭头来表示）条件平衡移动方向Fe3+的水解程度PH浓度加FeCl3加水温度升高加HCl加少量的NaOH加Na2CO3知识点4盐类水解的应用1判断溶液的酸碱性：（1） 将.1mol/L的下列溶液按PH由小到大的顺序排列Na2CO3NaHCO3 NaOH NaNO3 CH3COOH NaHSO4 NH4Cl_（2） 酸式盐溶液的酸碱性：酸性NaHSO3 NaH2PO4 碱性NaHCO3 NaHS Na2HPO4 2判断溶液中离子浓度的大小：（1） CH3COONa溶液中离子浓度大小顺序为_.（2） (NH4)2SO4溶液中离子浓度大小顺序为_.（3） Na2CO3溶液中离子浓度大小顺序为_.3配制盐溶液时，加酸或碱抑制水解： 为了防止配制FeCl3溶液时可能浑浊，应向溶液中加入_抑制_水解4把盐溶液蒸干制取无水盐晶体：把下列盐溶液蒸干得到何种物质： AlCl3_ Al2（SO4）3 _ FeCl3_ Na2CO3_ CuSO4 _5判断溶液中的离子能否共存：主要掌握Al3+（Fe3+）与HCO3-、CO32- ,AlO2-、S2-不大量共存。6日常生活中的应用：（1）泡沫灭火器原理(方程式)_（2）为什么,KAl（SO4）2 ,Fe2（SO4）3、Al2（SO4）3等盐可用做净水剂_ (3)草木灰为什么不能和铵态氮肥混合使用_ .知识点5电解质溶液中的守恒关系：（）电荷守恒：电解质溶液中无论含多少种离子，但溶液总是呈电中性的。即整个溶液中_所带的负电荷总数一定等于_所带正电荷总数。如在4溶液中有_（）物料守恒：电解质溶液中尽管有些离子水解、电离等原因发生改变，但某原子总数是保持不变的。如4中存在_ _.例4.写出下列溶液中的各种守恒关系：1.molL溶液中：电荷守恒：物料守恒：2.0.1mol/LH2S溶液中电荷守恒物料守恒_例5.在CH3COONa溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的是 （ ） A.c(Na+)c(CH3COO-)c(OH-)c(H+) B.c(CH3COO-)c(Na+)c(OH-)c(H+) C.c(Na+)c(CH3COO-)c(H+)c(OH-) D.c(Na+)c(OH-)c(CH3