二轮精品届高三化学二轮复习精品教学案：专题八溶液中的离子反应精品资料

1、专题 8 溶液中的离子反应【考情分析】一、考纲要求1.了解电解质的概念。了解强电解质和弱电解质的概念。2.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。3.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。4.了解水的电离，离子积常数。5.了解溶液pH 的定义。了解测定溶液pH 的方法，能进行pH的简单计算。6.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。7.了解离子反应的概念、离子反应发生的条件。了解常见离子的检验方法。8.了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质。二、命题趋向电解质溶液部分内容与旧大纲相比有一定的变化，删除了“了解非电解质的概念”，增加了 “了解难溶电解质的沉淀溶

2、解平衡及沉淀转化的本质”，降低了弱电解质电离平衡的要求层次，对 pH 、盐的水解的知识进行了具体的要求，将原化学计算中的“pH的简单计算 ”放在这部分的要求之中。弱电解质的电离平衡、溶液的酸碱性和pH 的计算、盐类的水解及其应用等知识是高考化学中的热点内容，常见的题型是选择题，也有填空题和简答题。题目的考查点基于基础知识突出能力要求，并与其他部分知识(如化学平衡、 物质结构、 元素及其化合物、化学计算等 )联系。【知识归纳】（一）强弱电解质及其电离1电解质、非电解质的概念电解质：在水溶液中或熔融状态时能够导电的化合物。非电解质：在水溶液中和熔融状态都不能导电的化合物。注意：单质和混合物既不是电

3、解质也不是非电解质；CO2、NH 3 等溶于水得到的水溶液能导电，但它们不是电解质，因为导电的物质不是其本身；难溶的盐（ BaSO4 等）虽然水溶液不能导电，但是在融化时能导电，也是电解质。2电解质的电离（1）强电解质如NaCl 、HCl 、NaOH 等在水溶液中是完全电离的，在溶液中不存在电解质分子，溶液中的离子浓度可根据电解质浓度计算出来。（2）弱电解质在水溶液中是少部分发生电离的。如25时 0.1mol/L 的 CH 3COOH 溶液中， CH 3COOH 的电离度只有 1.32，溶液中存在较大量的H2O 和 CH3COOH 分子，少量的H +、 CH 3COO -和极少量的 OH -离

4、子。（3）多元弱酸如 H2CO3 还要考虑分步电离：H2CO3H+ HCO3-； HCO 3-H+ CO32-。3弱电解质的电离平衡（ 1）特征：动： (电离 ) (结合 ) 的动态平衡；定：条件一定，分子和离子浓度一定；变：条件改变，平衡破坏，发生移动。（2）影响因素（以 CH 3COOH+ H +为例）CH3COO浓度：加水稀释促进电离，溶液中(H +)增大， c(H +)减小温度：升温促进电离（因为电离过程是吸热的）相关离子：例如加入无水CH3COONa 能抑制电离，加入盐酸也抑制电离，加入碱能促进电离，仍然符合勒夏特列原理。4电离平衡常数（K ） - 弱电解质电离程度相对大小一种参数（

5、1）计算方法：对于一元弱酸HA+-，平衡时， Kc( H ) c( A )H +Ac( HA)对于一元弱碱MOH+-，平衡时，c( M ) c(OH )M+OHKc(MOH )（ 2）电离平衡常数的化学含义： K 值越大， 电离程度越大， 相应酸 (或碱 )的酸性 (或碱性 )越强。（ 3）影响电离平衡常数的因素： K 值只随温度变化。（二）水的电离和溶液的pH1水的离子积（1）定义H2O = H + +OH - ； H 0， K W=c(H +) ·c(OH -)（2）性质在稀溶液中，Kw 只受温度影响，而与溶液的酸碱性和浓度大小无关。在其它条件一定的情况下，温度升高，K W 增大

6、，反之则减小。溶液中 H 2O 电离产生的c(H + )=c(OH -)在溶液中， K w 中的 c(OH -)、 c(H +)指溶液中总的离子浓度。酸溶液中c(H+)= c(H + )(酸 )+c(H +)(水 ) c(H +)( 酸 )， c(H+ )(水 )=c(OH -)；碱溶液中c(OH -)=c(OH -)(碱 )+ c(OH -)( 水 )c(OH -)( 碱)， c(OH -)(水 )=c(H +)；盐溶液显中性时 c(H+ )= c(OH -)=c(H + )(水 )=c(OH - )(水 )，水解显酸性时 c(H +)=c(H+)( 水 )= c(OH -)(水 ) c(O

7、H -)，水解显碱性时 c(OH -)= c(OH -)(水 )=c(H + )(水 ) c(H +)。2溶液的pH（1）定义pH= lgH + ，广泛 pH 的范围为0 14。+-注意：当溶液中H 或 OH 大于 1mol/L 时，不用pH 表示溶液的酸碱性。+（2） pH 、 c(H )与溶液酸碱性的关系pH（ 250C）c(H +)与 c(OH -)关系 (任意温度 )溶液的酸碱性pH<7c(H +) c(OH -)溶液呈酸性，pH=7c(H +)=c(OH -)溶液呈中性pH>7c(H +) c(OH -)溶液呈碱性，（3）有关 pH 的计算+-+-+酸溶液中， K w=c

8、(H) · c(OH ) c(H )(酸 )· c(OH )(水 ) = c(H)(酸 )· c(H )( 水 )；碱溶液中， K w=c(H +)· c(OH -)c(OH -)(碱 )· c(H+)( 水 )= c(OH -)( 碱) ·c(OH -)(水 )。强酸、强碱溶液稀释的计算强酸溶液， pH( 稀释 )=pH( 原来 )+lg n(n 为稀释的倍数 )强碱溶液， pH( 稀释 )=pH( 原来 ) lgn(n 为稀释的倍数 )酸性溶液无限加水稀释，pH 只能接近于7，且仍小于7；碱性溶液无限加水稀释时，pH只能接近于 7

9、，且仍大于 7。pH 值相同的强酸（碱）溶液与弱酸（碱）溶液稀释相同的倍数时，强酸（碱）溶液pH值的变化比弱酸（碱）溶液pH 值的变化幅度大。强酸、强碱溶液混合后溶液的pH 计算酸过量 c(H +) pH恰好完全反应， pH=7碱过量 c(OH -) c(H +) pH（三）盐类水解1概念：盐类水解（如 F-+H 2OHF+OH -）实质上可看成是两个电离平衡移动的综合结果：水的电离平衡向正方向移动（H2 OH+OH -），另一种弱电解质的电离平衡向逆方向移动（ HFF-+H +）。也可以看成是中和反应的逆反应，升高温度会促进水解。2水解规律：有弱才水解，无弱不水解，都弱都水解，越弱越水解，谁

10、强显谁性。2-。（1）多元弱酸盐分步水解， 如 CO3+H 2OHCO 3 +OH，HCO 3 +H 2OH2CO3 +OH（2）通常弱酸根或弱碱的阳离子的水解程度都很小，如0.1mol/LNaAc 溶液中 Ac-离子的水解百分率不足1%。（3）同一溶液中有多种离子水解时，若水解显同性，则相互抑制，各离子的水解程度都比同等条件下单一离子的水解程度小，如0.1mol/LNa 2CO3 和 0.1mol/LNaAc混合溶液中CO32- 、Ac -的水解程度都要比 0.1mol/L Na 2CO3 溶液， 0.1mol/LNaAc 溶液中 CO32-、Ac -的水解程度小；若水解显不同性，则相互促进

11、，各离子的水解程度都比同等条件下单一离子的水解程度大，如 0.1mol/L NH 4Cl 和 0.1mol/LNaAc混合溶液中 NH 4+、Ac-的水解程度都要比 0.1mol/LNH 4Cl 溶液， 0.1mol/LNaAc 溶液中 NH 4+、 Ac -的水解程度大。3电离平衡与水解平衡的共存（ 1）弱酸的酸式盐溶液，如： NaHSO3、 NaH 2PO4、NaHS 、 NaHCO3 、Na2HPO4 溶液的酸碱性取决于电离和水解程度的相对大小。（ 2）弱酸（碱）及弱酸（碱）对应盐的混合溶液， 如；HAC 与 NaAc 的混合溶液， NH3 H2O 与 NH 4Cl 的混合溶液，一般等浓

12、度时，弱酸（碱）的电离要比对应盐的水解强。4电解质溶液中的守恒关系（1）电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负+-2-电荷数相等。如 NaHCO 3 溶液中： n(Na) n(H) n(HCO 3 ) 2n(CO3) n(OH )（2）物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO 3 溶液中+):n(C) 1:1，推出： c(Na+-2-) c(H 2CO3)n(Na) c(HCO 3) c(CO3（3）质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H +）的物质

13、的量应相等。例如在 NH 4HCO 3 溶液中 H3O+、H 2CO3 为得到质子后的产物；NH 3、 OH -、 CO32- 为失去质子后的产物，故有以下关系：c(H 3O+)+c(H2CO3)=c(NH 3)+c(OH -)+ c(CO32- )。（四）沉淀溶解平衡1溶度积的概念nA m+(aq)+ mBn-(aq)根据化学平难溶电解质 AmBn 在水溶液中有如下平衡：A nBm(s)衡原理，它的平衡常数表达为：m+ nn- mKsp=ABKsp 称为溶度积常数，简称溶度积。（ 1）Ksp 的数值在稀溶液中不受离子浓度的影响，只取决与温度。温度升高，多数难溶化合物的溶度积增大。但 K sp

14、 受温度影响不大，当温度变化不大时，可采用常温下的数据。（ 2）溶度积的大小反映了难溶电解质溶解能力的大小。对于同种类型基本不水解的难溶强电解质，溶度积越大，溶解度也越大；对于不同类型难溶电解质，就不能简单用Ksp 大小来比较溶解能力的大小，必须把溶度积换算程溶解度。2溶度积规则Qc 与溶度积 K sp 的大小判对于难溶电解质 AmBn，可以通过比较任意状态时的浓度商断沉淀的生成与溶解 （注意浓度商 Qc 是任意状态下离子浓度指数的乘积， 因此 Qc 值不固定）。Qc Ksp 时，若溶液中有固体存在，则沉淀量减少，直至沉积与溶解达到平衡状态；Qc= Ksp 时，沉积与溶解处于平衡状态；Qc K

15、sp 时，此时有沉淀析出，直至沉淀与溶解达到平衡状态。利用该规则既可判断体系中有无沉淀生成，也可通过控制离子浓度，使产生沉淀、沉淀溶解或沉淀发生转化。（ 1）沉淀的溶解创造条件使溶液中 Qc K sp。如：酸碱溶解法、氧化还原溶解法等。（ 2）难溶电解质的转化生成更难溶的电解质。如：沉淀溶解和转化的实质：难溶电解质溶解平衡的移动。3综合应用决沉淀溶解平衡的一般思路：“看到 ”粒子 “找到 ”平衡 “想到 ”移动【考点例析】例 1 下列说法正确的是（）A 能导电的物质一定是电解质，不能导电的物质一定是非电解质。B难溶于水的物质肯定不是强电解质。C纯净的强电解质在液态时，有的导电，有的不导电。D强

16、电解质溶液一定比弱电解质溶液的导电性强。解析： 解答本题需弄清两点：一是电解质、非电解质、强电解质、弱电解质的概念；二是弄清电解质溶液导电能力与离子浓度的大小，以及离子所带的电荷数有关。答案： C例 2 (2012 安徽理综· 13)已知室温下， Al(OH) 3 的 K sp 或溶解度远大于Fe(OH) 3。向浓度均为 0.1mol · L 1 的 Fe(NO3 )3 和 Al(NO 3)3 混合溶液中，逐滴加入NaOH 溶液。下列示意图表示生成Al(OH) 3 的物质的量与加入 NaOH 溶液的体积的关系，合理的是) 3H O (lA n 3) 3) 3)HHHOOO(

17、lllAAAnnn0AV(NaOH)0BV(NaOH)0CV(NaOH)0DV(NaOH)解析：因 KspAl(OH) 3 K spFe(OH) 3，因此向混合溶液中滴加NaOH溶液时，首先应生成 Fe(OH) 3 沉淀，当 Fe3沉淀完全后，再生成Al(OH) 3 沉淀，继续滴加NaOH 溶液，则Al(OH) 3 OH = AlO 2 2H 2O，故 B 项图像符合实际情况。答案： B例 3盐酸、醋酸和碳酸氢钠是生活中常见的物质。下列表述正确的是（）A 在 NaHCO3 溶液中加入与其等物质的量的NaOH ，溶液中的阴离子只有CO32-和 OH -B NaHCO 3 溶液中： c(H +)+

18、c(H 2CO3)=c(OH -)C10 mL0.10mol-1NaOH 后，溶液中离子的浓度由L· CH3 COOH 溶液加入等物质的量的大到小的顺序是： c(Na+ ) c(CH 3COO -) c(OH -) c(H +)D中和体积与 pH 都相同的 HCl 溶液和 CH3COOH 溶液所消耗的 NaOH 物质的量相同解析： A 中，生成 Na2CO3溶液， CO32- 会发生水解，生成HCO 3-，所以 A 错；电荷守恒： c(H +)+c(Na +)=c(HCO 3-)+2c(CO32- )+c(OH -)物料守恒： c(Na+ )=c(HCO 3-)+c(CO 32-)+

19、 c(H2CO3)两式相减得： c(H +)+c(H 2CO3)= c(CO32- )+c(OH -) 所以 B 错误。C 中，生成 NaAc ， Ac -水解呈碱性，故 C 正确；相同 pH ，相同体积的HCl 和 HAc ，因为 HAc 为弱酸，所以 HAc 的物质的量浓度大， HAc 所消耗的 NaOH 的物质的量多， D 错。答案： C例 4 某温度时， BaSO4 在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法正确的是提示： BaSO42+42-(s)Ba (aq) SO(aq)的平衡常数2+2-Ksp=c(Ba ) ·c(SO4 )，称为溶度积常数。A 加入 Na2SO4 可以使溶液由 a 点变到 b 点B通过蒸发可以使溶液由d 点变到 c 点C d 点无 BaSO4 沉淀生成D a 点对应的Ksp 大于 c 点对应的K sp解析： 解答本题的关键是理解K sp 及图像中点、线的含义，然后再结合所学知识不难做出正确的解答。a点、c 点达平衡状态， 对应 c(Ba2+)和 c(SO42-)的乘