水溶液中的离子平衡复习学案

1、第三章 水溶液中的离子平衡（复习）学案第一部分 电离平衡【考点1】 弱电解质的电离：1、根据化合物在水溶液里或熔融状态下能否导电，可以把化合物分为 和 。根据电解质在 里电离能力的大小，又可将电解质分为 和 。2、弱酸（如 、 、 等）和弱碱（如 等），它们溶于水时，在水分子作用下， 电离为离子，还有未电离的分子存在。另外，水也是 。【考点2】 弱电解质的电离平衡及影响因素：1.电离平衡的概念：在一定条件（如：温度、浓度）下，当电解质 电离成 的速率和 重新结合成 的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。2.电离平衡的特征：弱：只有 才会存在电离平衡；动：电离平衡是 平衡；等：

2、v（电离） v（结合）（填、=或）；定：条件一定 与 的浓度一定；变：条件改变， 破坏，发生移动。3.电离平衡的影响因素 内因：由电解质本身的性质决定。 外因：主要是温度、浓度、同离子效应。a.温度：升温使电离平衡向 的方向移动，因为 是吸热过程。b.浓度： ，电离平衡向电离的方向移动。c.同离子效应：在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向 方向移动。第二部分 水的电离和溶液的PH【考点1】 水的电离和水的离子积常数：1、水是一种极弱的 ，它能微弱的电离，电离方程式是 ，25，1L纯水中有 mol水电离，c(H+)= , c(OH)= 。2、水的离子积常数KW = ，

3、室温时KW = ，升温时，水的电离平衡 移动，c(H+)= c(OH) 10-7mol/L，KW ，100时，纯水中c(H+)= c(OH)=10-6 mol/L，则KW = 。【考点2】 影响水的电离平衡的因素：1、水的电离是吸热的，故升温，水的电离平衡向 移动，降温，电离平衡向 移动，降温时水电离出的c(H+)和c(OH)都 。2、向水中加酸，水的电离平衡向 移动，水电离出的c(H+)和c(OH)都 ，若加碱，电离平衡向 移动，水电离出的c(H+)和c(OH)都 ，只要温度一定，KW ；向水中加入能水解的盐，则水的电离平衡向 移动，水电离出的c(H+)和c(OH)都 ，温度不变则KW 。【

4、考点3】 溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH)关系：溶液酸碱性的本质判断标准是 ，25时，酸性溶液的判断标准是 、 或 ；碱性溶液的判断标准有 、 或 ；中性溶液的判断标准有 、 或 。【考点4】 溶液的pH与酸碱性： 1、pH可以用来表示溶液酸碱性的强弱，计算溶液pH的表达式为 ，反之，如果知道了溶液的pH，也可用pH来表示溶液中c(H+)和c(OH)，c(H+)= c(OH)= 。2、室温时，中性溶液的pH= 酸性溶液的pH= ，碱性溶液的pH= 。100时，纯水pH=6，那么该温度酸性溶液的pH ，碱性溶液的pH 。【考点5】 关于溶液pH的计算：1、粗略测定溶液的pH可以使用 ，测定范

5、围 ，精确测定溶液的pH可用 仪器。2、用酸碱指示剂可测定溶液pH范围。请填出以下三种指示剂所对应的颜色：甲基橙 3.1 4.4 ，石蕊 5 8 ，酚酞 8 10 。3、关于溶液pH的计算强酸溶液，如HnA,设浓度为c mol/L，则c(H+)= mol/L，pH = -lg c(H+)= 强碱溶液，如B(OH)n ，设浓度为c mol/L，c(OH)= mol/L，c(H+)= mol/LpH = -lgc(H+)= 两强酸混合，先求 的浓度，设两强酸体积各为V1 ，V2，浓度分别是c(H+)1、c(H+)2，则c(H+)混 = 。两强碱混合，先求 的浓度，再求 的浓度。设两碱体积各为V1

6、，V2，OH浓度各为c(OH)1 、c(OH)2，则c(OH)混 = ，pH = -lg c(H+)=-lg=14 + lg c(OH)。强酸、强碱混合，设浓度为c(H+)酸、c(OH)碱，体积分别为V（酸）、V（碱），若恰好中和，则溶液pH = 7，若酸过量，则c(H+)混 = ，若碱过量，则c(OH)混 = 。第三部分 盐类的水解【考点1】 盐类水解的定义及规律：1、盐类水解的定义：盐电离出的 或 可分别与水电离出的 或 生成 ，使得溶液中 ，因而使溶液呈现 或 。2、盐类水解的实质是：盐电离出的弱酸根或弱碱阳离子与水电离出的 或 结合，生成难电离的 或 ，破坏了 ，使水的电离平衡向 移动

7、 。 3、盐类水解的条件 ；盐在组成上必须具有 4、盐类水解的规律：概括为“有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱双水解；谁强显水性，同强显中性。”【考点2】 盐类水解离子方程式的书写：1. 由于水解是微弱的反应，因而反应物与生成物用“”连接，易挥发性的物质不标“”，难溶物不标“”。（相互促进水解者除外）如：NaHCO3(aq): FeCl3(aq): 2.多元弱酸盐的水解分步写。 如Na2S(aq): .水解以第一步水解为主。3.金属阳离子（弱碱的阳离子）水解一步写到底。如AlCl3(aq): 【考点3】 离子浓度大小比较规律：1.大小比较方法（1）考虑水解因素：如Na2CO3溶液 ； 以

8、 。（2）不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中 对其影响。如：相同浓度的NH4Cl CH3COONH4 NH4HSO4 中c(NH4+)由大到小的顺序是 （3）混合液中各离子浓度的比较要综合分析 因素、 因素。如：相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，离子浓度顺序： （NH3·H2O电离因素大于NH4+水解因素）。2、电解质溶液中的离子之间存在着三种定量关系：（1）微粒数守恒关系（即 ）如：纯碱溶液 （2）电荷数守恒关系（即 ）如小苏打溶液中： 注：1molCO32-带有2mol负电荷，所以电荷浓度应等于2c(CO32-)。（3）水的电离离子守恒关系（即质子守恒）如纯碱溶液c(H+)

9、水 = c(OH)水；c(H+)水 =c(HCO3-)+2c(H2CO3)+ c(H+)。 即c(OH)= 【考点4】 影响盐类水解的因素和盐类水解的利用：1、主要因素： ，因物质的结构决定物质的性质。外界因素： 、 、 。温度：升温， （因盐类水解反应是 热反应）。浓度：浓度越小， 溶液的酸碱度：促进或抑制盐的水解。2、盐类水解的利用：判断盐溶液的酸碱性，如纯碱溶液呈 性；比较盐溶液中离子浓度的大小：如CH3COONa溶液中离子浓度的大小关系为： 配制盐溶液。如配制FeSO4溶液时，应加入少量的 物质鉴别。如鉴别NaCl和Na2CO3两种溶液时可 来判断；制备物质：如Fe(OH)3胶体的制备

10、；用盐作净水剂时，如明矾净水的原理是 （用方程式表示）蒸干溶液产物的判断。如AlCl3溶液蒸干并灼烧可得 。第四部分 难溶电解质的溶解平衡【考点1】 沉淀溶解平衡：1、沉淀溶解平衡是指 ，它的平衡常数叫： 它是一个 。2、难溶电解质与易溶电解质之间并无严格的界限，习惯上将溶解度 的电解质称为难溶电解质，在一般情况下，相当量的离子互相反应生成 时，可以认为反应完全了。 【考点2】 沉淀溶解平衡的应用：1、在难溶电解质溶液中，当 时，就会有沉淀生成，如沉淀溶液中，可以加入的沉淀剂是 。2、当 时，就会使沉淀溶解。常用的方法有 ，如要使CaCO3沉淀溶解，可以加入 ，降低 的浓度，使平衡向溶解的方向

11、移动，方程式为： ；如使FeS沉淀溶解，可以加入 ，减少溶液中 的浓度，使平衡向溶解的方向移动，方程式为： 。3、沉淀转化的实质是 ，通常一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀，这两种难溶物的 差别越大，这种转化的趋势就越大。如：在ZnS的溶解平衡体系中加入CuSO4溶液，可以将其转化为更难溶的 CuS沉淀，这说明溶解度 。转化的方程式可以表示为 。第五部分 知识迁移应用1、氢氰酸(HCN)的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是 ()A1 mol/L氢氰酸溶液的pH约为3BHCN易溶于水C10 mL 1 mol/L HCN恰好与10 mL 1 mol/L NaOH溶液完全反应DNaCN溶液呈碱性2、在

12、pH都等于9的NaOH溶液和CH3COONa两种溶液中，设由水电离产生OH浓度分别为a mol/L和b mol/L，则a和b的关系是 ()Aa>b Ba104b Cb104a Dab3、某种一元强碱MOH溶液加入一种一元酸HA反应后，溶液呈中性，下列判断一定正确的是 ()A加入的酸过量 B生成的盐不水解C酸和碱等物质的量混合 D反应后溶液中c(A)c(M)4、向纯水中加入少量NaHSO4，在温度不变时，溶液中 ()ApH升高 B酸性增强 C水中c(H)与c(OH)的乘积增大 Dc(OH)减小5、下列说法不正确的是 ()AKsp只与难溶电解质的性质和温度有关B由于Ksp(ZnS)Ksp(CuS)，所以ZnS沉淀在一定条件下可转化为CuS沉淀C其他条件不变，离子浓度改变时，Ksp不变D两种难溶电解质，Ksp小的，溶解度一定小6、下列叙述正确的是 ()A95纯水的pH<7，说明加热可导致水呈酸性BpH3的醋酸溶液，稀释至10倍后pH4C0.2 mol/L的盐酸与等体积水混合后pH1DpH3的醋酸溶液与pH11的氢氧化钠溶液等体积混合后pH77、某二元酸(化学式用H2A表示)在水溶液中