高中化学选修四-第三章-水溶液中的离子平衡复习课件(重难点)

第三章水溶液中的离子平衡复习第三章水溶液中的离子平衡复习1第三章知识结构化学平衡理论1弱电解质的电离

电解质有强弱→弱电解质电离为可逆→电离平衡→

电离常数

4难溶电解质的溶解平衡

难溶≠不溶→溶解平衡应用生成溶解转移溶度积

2水的电离和溶液的酸碱性

水是极弱电解质→水(稀溶液)离子积为常数→稀溶液酸碱性及表示方法pH→pH

应用3盐类的水解

水的电离平衡＋弱电解质的生成→盐类水解→水解的应用(平衡移动)实践活动：测定酸碱反应曲线滴定实验操作图示反应曲线深入综合运用第三章知识结构化学平衡理论1弱电解质的电离4难溶电解质2一.强弱电解质通过实验进行判定的方法

(以HAc为例)：

（1）溶液导电性对比实验；（2）测0.01mol/LHAc溶液的pH>2；（3）测NaAc溶液的pH值；（4）测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pH<a+2（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL;（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率

最佳的方法是

和

；最难以实现的是

，说明理由

。4367醋酸为弱酸，PH=1的难配制一.强弱电解质通过实验进行判定的方法（1）溶液导电性对比实验3二.几组概念的区别：1、酸的酸性强弱与溶液的酸性强弱的联系与区别酸的酸性强弱是指酸电离出H+的难易（越易电离出H+，酸的酸性越强）；溶液酸性的强弱是指溶液中[H+]的相对大小（H+浓度越大，溶液的酸性越强）。

溶液的酸性可能是由酸电离产生的H+而引起的，也可能是由强酸弱碱盐水解而引起的。题目：下列说法中错误的是

A、强酸溶液的导电性一定比弱酸的强；B、酸越难以电离出质子，其对应的酸根离子就越易水解；C、溶液的酸性越强，则溶液中的[H+]越大，水的电离程度就越小；D、在水中完全电离的酸一定是强酸，但强酸的水溶液的酸性不一定强。AC二.几组概念的区别：1、酸的酸性强弱与溶液的酸性强弱的联系与42.溶液的导电性与电解质强弱的联系与区别：

溶液的导电性仅与溶液中的离子浓度及离子所带电荷数的多少相关。电荷数相同时，离子浓度越大，导电性越强；离子浓度相同时，离子所带电荷数越多，溶液导电性越强；电解质的强弱是指电解质在水中的电离程度。电解质越强，在水中就越完全电离，反之就越难电离。强电解质溶液的导电性不一定比弱电解质的强。

题目：将HCl、HAc、BaSO4三种饱和溶液并联入同一电路中，导电性最强的是

，最弱的是

。盐酸硫酸钡2.溶液的导电性与电解质强弱的联系与区别：溶液53、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA)＜pH(HB)(2)pH值相同时，溶液的浓度CHA＜CHB(3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHA＞pHHB题目：1、物质的量浓度相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是

，pH最大的是

；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为

。题目：2、pH相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，物质的量浓度最小的是

，最大的是

；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为

。硫酸醋酸硫酸＞盐酸＝醋酸硫酸醋酸醋酸＞硫酸＝盐酸3、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：(1)溶液的物质的量浓61、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+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）三.“酸、碱恰好完全反应”与“自由H+与OH-恰好中和”酸碱性判断方法题目：(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pH＝4B、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液，所得溶液pH＝7C、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液，所得溶液pH＞7D、加入等体积pH=10的NaOH溶液，所得溶液pH＜7酸性硫酸铵水解显酸性碱性氨水电离显碱性B1、酸、碱恰好反应（现金+存款相等）：三.“酸、碱恰好完全反7四.电离、水解方程式的书写原则

1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写例：H2S的电离H2SH++HS-

HS-H++S2-例：Na2S的水解：H2O+S2-HS-+OH-

H2O+HS-H2S+OH-

注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写

例：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+题目：下列方程式中属于电离方程式的是

；属于水解方程式的是

。

A、HCO3-+H2OH3O++CO32-

B、BaSO4==Ba2++SO42-C、AlO2-+2H2OAl(OH)3+OH-

D、CaCO3Ca2++CO32-ABDC四.电离、水解方程式的书写原则1、多元弱酸（多元弱酸盐）的8五.同浓度的弱酸与其弱酸盐、同浓度的弱碱与其弱碱盐的电离和水解强弱规律：①中常化学常见的有三对

等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：弱酸的电离＞其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性

等浓度的NH3·H2O与NH4Cl的混合液：弱碱的电离＞其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：弱酸的电离<其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性②掌握其处理方法（即抓主要矛盾）例：0.1mol/LCH3COOH和0.1mol/LCH3COONa溶液等体积混合后溶液呈酸性，则∵溶液呈酸性，∴CH3COOH的电离＞CH3COONa的水解，∴[HAc]<0.1mol/L，[Ac-]>0.1mol/L.五.同浓度的弱酸与其弱酸盐、同浓度的弱碱与其弱碱盐的电离和9例题:将pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水等体积混合后，溶液中离子浓度关系正确的是：B例题:将pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水等体积混合后，溶10例题：一元酸HA溶液中，加入一定量强碱MOH溶液后，恰好完全反应，反应后的溶液中，下列判断正确的是()A．[A-]≥[M+]B．[A-]≤[M+]C．若MA不水解,则[OH-]<[A-]D．若MA水解,则[OH-]>[A-]BC例题：一元酸HA溶液中，加入一定量强BC11六.电离平衡、水解平衡、溶解平衡的共性

1、加水均能促进三大平衡；

2、加热均能促进三大平衡（溶解平衡个别例外）

3、三大平衡均为水溶液中的平衡，故都不受压强的影响.4、均遵循勒夏特列原理。

题目：对于AgCl(s)Ag++Cl-，平衡后欲使溶液中的[Cl-]增大，可采取的措施是()①加氨水②加水③加NaCl(s)④加AgCl(s)⑤加NaBr(s)⑥加热①③⑤⑥六.电离平衡、水解平衡、溶解平衡的共性题目：对于AgCl(12七.酸碱盐对水的电离的影响

1、水中加酸：抑制水的电离，溶液中[H+]主要是酸电离产生的，[OH-]全由水电离产生。

2、水中加碱：抑制水的电离，溶液中[OH-]主要是碱电离产生的，[H+]全由水电离产生。

3、加正盐：溶液中的[H+]、[OH-]均由水电离产生：（1）强酸弱碱盐：促进水的电离，水电离产生的OH-部分被阳离子结合生成了难电离的弱碱，故使溶液中[H+]>[OH-]。（2）强碱弱酸盐：促进水的电离，水电离产生的H+部分被阴离子结合生成了难电离的弱酸，故使溶液中[OH-]>[H+]。

4、酸式盐中NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4中酸根离子以电离为主，故显酸性而抑制水的电离，其余均以水解为主而促进水的电离。题目：已知某NaHSO3溶液的pH=4，则有关NaHSO3溶液的说法中正确的是（）A、NaHSO3溶液中水的电离程度小于Na2SO3溶液，也小于Na2SO4溶液B、[HSO3-]>[H2SO3]>[SO32-]C、该溶液中由水电离出的[H+]为1×10-4mol/LD、加入少量NaOH使溶液的pH升高会使水的电离受抑制A七.酸碱盐对水的电离的影响1、水中加酸：抑制水的电离，溶液13八.Qc与K

Qc为浓度商（离子积）：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(Ka)、水解常数(Kh)、溶度积(Ksp)。Qc与K的相对大小可反映出体系是否为平衡状态：Qc>K，过平衡状态，反应将逆向进行；Qc=K，平衡状态；Qc<K，未平衡状态，反应将正向进行八.Qc与K14例题：已知某温度时，Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl－]＝1.8×10－10

Ksp(Ag2CrO4)=[Ag+]2[CrO42-]＝1.1×10－12

试求：（1）此温度下AgCl饱和溶液和Ag2CrO4饱和溶液的物质的量浓度，并比较两者的大小。（2）此温度下，在0.010mo1·L-1的AgNO3溶液中，AgCl与Ag2CrO4分别能达到的最大物质的量浓度，并比较两者的大小。例题：已知某温度时，Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl－]15九.加热蒸干盐溶液产物的判断

加热蒸发和浓缩盐溶液时,对最后残留物的判断应考虑盐类的水解

(1)加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质.

(2)加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质.

(3)加热浓缩FeCl3

型的盐溶液.最后得到FeCl3和Fe(OH)3

的混合物,灼烧得Fe2O3

。

(4)加热蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3

型的盐溶液时,得不到固体.

(5)加热蒸干Ca(HCO3)2型的盐溶液时,最后得相应的正盐.

(6)加热Mg(HCO3)2、MgCO3

溶液最后得到Mg(OH)2

固体.

（7）加热蒸干Na2SO3型，最后得Na2SO4；

(8)加热蒸干KMnO4、KClO3等型，最后得到的是其分解产物。九.加热蒸干盐溶液产物的判断加热蒸发和浓缩盐溶16题目：在蒸发皿中家人蒸干并灼烧下列物质的溶液，可以得到该物质的固体的是（）

A.氯化铁B.亚硫酸钠C.硫酸铜

D.氯酸钾E.碳酸氢钠F.碳酸钾CF题目：在蒸发皿中家人蒸干并灼烧下列物质的溶液，可以得到该物质17十.溶液酸碱性的判断方法：将溶液按酸性、碱性、中性分开，然后分别比较，再综合比较。

常见酸的酸性强弱比较（同浓度）：H2SO4＞HNO3(HCl、NaHSO4)＞

H2C2O4

＞

H2SO3

＞

H3PO4＞

HCOOH＞

HF＞

CH3COOH＞H2CO3＞

HClO＞

HCN＞

C6H5OH

常见碱的碱性强弱比较（同浓度）：Ba(OH)2

＞

KOH(NaOH)＞

Ca(OH)2

＞

NH3.H2O＞

Mg(OH)2

＞

Fe(OH)3

＞

Al(OH)3

规律：弱酸（弱碱）的酸（碱）性越弱，其盐越容易水解，对应盐溶液的碱（酸）性越强。十.溶液酸碱性的判断方法：将溶液按酸性、碱性、中性分开，18

例题：相同条件下相同物质的量浓度的下列溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaHCO3、NaOH、(NH4)2SO4、NaHSO4、等溶液，pH值由大到小的顺序为：NaOH>Na2CO3>NaClO>NaHCO3>CH3COONa>Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO4酸性：

H2SO4>HSO4->CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3—例题：相同条件下相同物质的量浓度的下列溶液：19十一．离子浓度大小比较1.一原理：平衡移动原理2．二平衡：⑴电离平衡理论⑵水解平衡理论3．三守恒：⑴电荷守恒⑵物料守恒（元素守恒）⑶质子守恒（C(H+)水=C(OH—)水）十一．离子浓度大小比较1.一原理：平衡移动原理20

写出Na2CO3和NaHCO3三大守恒的关系式

1、NaHCO3NaHCO3溶液中粒子：Na+、HCO3—、CO32—、H+、OH—、H2CO3（1）电荷守恒：

（2）物料守恒：

（3）质子守恒：

c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-)

c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)c(OH-)+c(CO32-)=c(H+)+c(H2CO3)方法：电荷守恒与物料守恒相加减删去强碱的阳离子和强酸的阴离子即得质子守恒。方法：HCO3—H20得到H+H2CO3得到H+H3O+(H+）失去H+CO32—失去H+OH—c(H2CO3)+c(H+)=c(OH-)+c(CO32-)

写出Na2CO3和NaHCO3三大守恒的关系式21

Na2CO3溶液中（1）电荷守恒：

（2）物料守恒：

（3）质子守恒：

c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-)c(Na+)=2c(HCO3-)+2c(CO32-)+2c(H2CO3)c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)Na2CO3溶液中22例题：（05江苏）常温下将稀NaOH溶液和稀CH3COOH溶液混合，不可能出现的结果是（）

A．pH＞7，且c(OH-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(CH3COO-)B．pH＞7，且c(Na+)＋c(H+)＝c(CH3COO-)＋c(OH-)C．PH＜7，且c(CH3COO-)＞c(H+)＞c(Na+)＞c(OH-)D．pH＝7，且c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＝c(OH-)AD规律：大小比较用平衡等式比较用守恒例题：（05江苏）常温下将稀NaOH溶液和稀CH3COOH溶231、在氯化铵溶液中，下列关系正确的是（

）

A.c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)B.c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)

C.c(NH4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＝c(OH-)D.c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)

2、将pH=3的CH3COOH与pH=11的NaOH溶液等体积混合后，所得的混合溶液中，下列关系式正确的是()A、c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(H+)＞c(OH-)B、c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)C、c(CH3COO-)＞c(H+)＞c(Na+)＞c(OH-)D、c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(OH-)＞c(H+)AB练习1、在氯化铵溶液中，下列关系正确的是（

）

A.c(Cl24十二．离子共存判断1.有沉淀、气体生成不能共存；2.有弱电解质（水、弱酸、弱碱）等生成不能共存；3.能发生氧化还原反应不能共存；4.能发生络合反应不能共存；5.能发生双水解不能共存；6.酸性溶液中存在的离子，在中性溶液中不能共存。（如：Fe3+、Cu2+、

SO42－、NO3－在中性溶液中不能共存）十二．离子共存判断1.有沉淀、气体生成不能共存；25例题、下列各组离子：（1）I－、ClO－、NO3－、H+、Fe2+

（2）Al3+、NH4+、HCO3－、OH－、CO32—

（3）SO32－、SO42－、Cl－、K+

、NH4+

（4）Fe3+、Na+、CO32－、Cl－、SCN—

（5）Al3+、K+、AlO2－、HSO3－、CN—

（6）Cu2+、Na+、SO42－、NO3－、Mg2+在水溶液中能大量共存的是：

A（1）和（6）B（3）和（6）C（2）和（5）D（1）和（4）B例题、下列各组离子：B26十三.溶液中，某些离子的除杂例：为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+离子，可在加热搅拌下加入一种试剂，过滤后再加入适量盐酸。这种试剂是()A．氧化镁B.氢氧化钠

C.碳酸钠D.碳酸镁AD规律：调PH除去杂质阳离子，一般加入主体阳离子对应的氧化物或氢氧化物或碳酸盐十三.溶液中，某些离子的除杂AD规律：调PH除去杂质阳离子，27必备公式：1、任何水溶液中都存在:Kw=C(H+)·C(OH-)（Kw25℃=10-14）2、pH=-lgC(H+)

3、pOH=-lgC(OH-)

4、PH+POH=14

十四．溶液pH计算必备公式：1、任何水溶液中都存在:Kw=C(H+)28溶液稀释的PH计算有关规律1、PH=a的强酸稀释10n倍，PH=a+n5、酸（碱）溶液无限稀释时，PH均约等于7（均要考虑水的电离）。6、酸（碱）溶液稀释时，OH－（H+）的物质的量浓度将增大。2、PH=b的强碱稀释10n倍，PH=b-n3、PH=a的弱酸稀释10n倍，a＜PH＜a+n4、PH=b的弱碱稀释10n倍，b-n＜

PH＜

b溶液稀释的PH计算有关规律1、PH=a的强酸稀释10n倍，P29混合溶液PH计算的有关规律1、强酸（或强碱）溶液等体积混合，当PH相差两个或两个以上的单位时，（酸）=PH小

+0.3（碱）=PH大－0.3PH混

2、强酸和强碱的等体积混合若PH酸

+PH碱=14，则PH混=7若PH酸

+PH碱＜１４，则PH混=PH酸

+0.3若PH酸

+PH碱＞1４，则PH混=PH碱－0.3混合溶液PH计算的有关规律1、强酸（或强碱）溶液等体积混合，30例题：浓度为cmol/L的强碱B(OH)n溶液，求其pH值。C(OH-)=n×Cmol/LC(H+)=1×10-14/C(OH-)=1×10-14/nCpH=-lgC(H+)=14+lgnC例题:①常温下，求0.1mol/L氢氧化钠溶液的pH②常温下，求0.05mo1／L氢氧化钡溶液的pH小结：求碱性溶液pH的方法：先求

的浓度，再求

，再求溶液的

。C(OH-)C(H+)pH例题：浓度为cmol/L的强碱B(OH)n溶液，求其pH值。31例题：在25℃时，100mlO.4mol/L的盐酸与等体积0.6mol/L的氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH值等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2O0.040.06关键：碱过量抓住氢氧根离子进行计算！[OH—]=0.1(0.6-0.4)/0.2[H+]=10-14/[OH—]=10-14/0.1pH=-lg10-13=13例题：在25℃时，100mlO.4mol/L的盐酸与等体积0321、该实验所需的仪器：酸式滴定管、碱式滴定管，烧杯、锥形瓶、滴定管夹、铁架台、白纸。

实验：用已知浓度的盐酸滴定25mL未知浓度的NaOH溶液，以测定NaOH的物质的量浓度。十五．酸碱中和滴定1、该实验所需的仪器：实验：用已知浓度的盐酸滴332、中和滴定的操作过程：

1）查：检查是否漏水和堵塞2）洗：洗净后用指定的酸和碱液润洗3）装液，排气泡，调整液面，读数。4）取待测液：将一定体积未知浓度的碱溶液放入锥形瓶中，滴入几滴酚酞。5）滴定：操作要点及滴定终点的观察。（指示剂变色，半分钟内不褪色）6）读数并记录数据：7）重复上述实验并求算碱的平均体积，计算碱的浓度：计算时可用公式：

C（OH-）=C（H+）×V(酸)÷V（碱）。2、中和滴定的操作过程：1）查：检查是否漏水和堵塞343、指示剂选择规律:为了减少误差，一般①强酸滴定强碱

②强酸滴定弱碱

③弱酸滴定强碱

甲基橙或酚酞甲基橙

酚酞注意：石蕊试液颜色变化无明显界限，一般不用作滴定的指示剂3、指示剂选择规律:为了减少误差，一般甲基橙或酚酞甲基橙354、中和滴定误差分析紧扣公式：C待=[C标V标]/V待关键是V标的变化，确定其测量值与实际值的关系具体分析：用已知物质的量浓度的盐酸滴定未知物质的量浓度的碱溶液（甲基橙作指示剂），试说明下列情况会使测定结果偏高、偏低还是无影响？4、中和滴定误差分析紧扣公式：C待=[C标V标]/V待具体361）酸式滴定管用水洗后便装液体进行滴定；2）锥形瓶只用蒸馏水洗涤后仍留有少量蒸馏水；

偏高无影响3）锥形瓶用蒸馏水洗涤后，又用待测液润洗；

偏高4）锥形瓶用蒸馏水洗涤后，误用盐酸润洗；

偏低5）盐酸在滴定时溅出锥形瓶外；

偏高6）待测液在振荡时溅出锥形瓶外；

偏低7）滴定终点时，滴定管仰视读数；

偏高1）酸式滴定管用水洗后便装液体进行滴定；2）锥形瓶只用蒸馏水378）滴定终点时，滴定管俯视读数；

9）记录起始体积时，仰视读数，终点时平视；

10）记录起始体积时，仰视读数，终点时俯视；11）滴加盐酸，橙色不足半分钟即褪色；

偏低偏低偏低偏低12）滴加盐酸，溶液变为红色；

偏高13）滴定前，酸式滴定管有气泡，滴定后消失；

偏高14）滴定前，酸式滴定管无气泡，滴定后产生气泡；偏低15）碱式滴定管水洗后，就用来量取待测液；偏低8）滴定终点时，滴定管俯视读数；9）记录起始体积时，仰视38第三章水溶液中的离子平衡复习第三章水溶液中的离子平衡复习39第三章知识结构化学平衡理论1弱电解质的电离

电解质有强弱→弱电解质电离为可逆→电离平衡→

电离常数

4难溶电解质的溶解平衡

难溶≠不溶→溶解平衡应用生成溶解转移溶度积

2水的电离和溶液的酸碱性

水是极弱电解质→水(稀溶液)离子积为常数→稀溶液酸碱性及表示方法pH→pH

应用3盐类的水解

水的电离平衡＋弱电解质的生成→盐类水解→水解的应用(平衡移动)实践活动：测定酸碱反应曲线滴定实验操作图示反应曲线深入综合运用第三章知识结构化学平衡理论1弱电解质的电离4难溶电解质40一.强弱电解质通过实验进行判定的方法

(以HAc为例)：

（1）溶液导电性对比实验；（2）测0.01mol/LHAc溶液的pH>2；（3）测NaAc溶液的pH值；（4）测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pH<a+2（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL;（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率

最佳的方法是

和

；最难以实现的是

，说明理由

。4367醋酸为弱酸，PH=1的难配制一.强弱电解质通过实验进行判定的方法（1）溶液导电性对比实验41二.几组概念的区别：1、酸的酸性强弱与溶液的酸性强弱的联系与区别酸的酸性强弱是指酸电离出H+的难易（越易电离出H+，酸的酸性越强）；溶液酸性的强弱是指溶液中[H+]的相对大小（H+浓度越大，溶液的酸性越强）。

溶液的酸性可能是由酸电离产生的H+而引起的，也可能是由强酸弱碱盐水解而引起的。题目：下列说法中错误的是

A、强酸溶液的导电性一定比弱酸的强；B、酸越难以电离出质子，其对应的酸根离子就越易水解；C、溶液的酸性越强，则溶液中的[H+]越大，水的电离程度就越小；D、在水中完全电离的酸一定是强酸，但强酸的水溶液的酸性不一定强。AC二.几组概念的区别：1、酸的酸性强弱与溶液的酸性强弱的联系与422.溶液的导电性与电解质强弱的联系与区别：

溶液的导电性仅与溶液中的离子浓度及离子所带电荷数的多少相关。电荷数相同时，离子浓度越大，导电性越强；离子浓度相同时，离子所带电荷数越多，溶液导电性越强；电解质的强弱是指电解质在水中的电离程度。电解质越强，在水中就越完全电离，反之就越难电离。强电解质溶液的导电性不一定比弱电解质的强。

题目：将HCl、HAc、BaSO4三种饱和溶液并联入同一电路中，导电性最强的是

，最弱的是

。盐酸硫酸钡2.溶液的导电性与电解质强弱的联系与区别：溶液433、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA)＜pH(HB)(2)pH值相同时，溶液的浓度CHA＜CHB(3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHA＞pHHB题目：1、物质的量浓度相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是

，pH最大的是

；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为

。题目：2、pH相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，物质的量浓度最小的是

，最大的是

；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为

。硫酸醋酸硫酸＞盐酸＝醋酸硫酸醋酸醋酸＞硫酸＝盐酸3、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：(1)溶液的物质的量浓441、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+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）三.“酸、碱恰好完全反应”与“自由H+与OH-恰好中和”酸碱性判断方法题目：(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pH＝4B、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液，所得溶液pH＝7C、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液，所得溶液pH＞7D、加入等体积pH=10的NaOH溶液，所得溶液pH＜7酸性硫酸铵水解显酸性碱性氨水电离显碱性B1、酸、碱恰好反应（现金+存款相等）：三.“酸、碱恰好完全反45四.电离、水解方程式的书写原则

1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写例：H2S的电离H2SH++HS-

HS-H++S2-例：Na2S的水解：H2O+S2-HS-+OH-

H2O+HS-H2S+OH-

注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写

例：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+题目：下列方程式中属于电离方程式的是

；属于水解方程式的是

。

A、HCO3-+H2OH3O++CO32-

B、BaSO4==Ba2++SO42-C、AlO2-+2H2OAl(OH)3+OH-

D、CaCO3Ca2++CO32-ABDC四.电离、水解方程式的书写原则1、多元弱酸（多元弱酸盐）的46五.同浓度的弱酸与其弱酸盐、同浓度的弱碱与其弱碱盐的电离和水解强弱规律：①中常化学常见的有三对

等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：弱酸的电离＞其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性

等浓度的NH3·H2O与NH4Cl的混合液：弱碱的电离＞其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：弱酸的电离<其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性②掌握其处理方法（即抓主要矛盾）例：0.1mol/LCH3COOH和0.1mol/LCH3COONa溶液等体积混合后溶液呈酸性，则∵溶液呈酸性，∴CH3COOH的电离＞CH3COONa的水解，∴[HAc]<0.1mol/L，[Ac-]>0.1mol/L.五.同浓度的弱酸与其弱酸盐、同浓度的弱碱与其弱碱盐的电离和47例题:将pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水等体积混合后，溶液中离子浓度关系正确的是：B例题:将pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水等体积混合后，溶48例题：一元酸HA溶液中，加入一定量强碱MOH溶液后，恰好完全反应，反应后的溶液中，下列判断正确的是()A．[A-]≥[M+]B．[A-]≤[M+]C．若MA不水解,则[OH-]<[A-]D．若MA水解,则[OH-]>[A-]BC例题：一元酸HA溶液中，加入一定量强BC49六.电离平衡、水解平衡、溶解平衡的共性

1、加水均能促进三大平衡；

2、加热均能促进三大平衡（溶解平衡个别例外）

3、三大平衡均为水溶液中的平衡，故都不受压强的影响.4、均遵循勒夏特列原理。

题目：对于AgCl(s)Ag++Cl-，平衡后欲使溶液中的[Cl-]增大，可采取的措施是()①加氨水②加水③加NaCl(s)④加AgCl(s)⑤加NaBr(s)⑥加热①③⑤⑥六.电离平衡、水解平衡、溶解平衡的共性题目：对于AgCl(50七.酸碱盐对水的电离的影响

1、水中加酸：抑制水的电离，溶液中[H+]主要是酸电离产生的，[OH-]全由水电离产生。

2、水中加碱：抑制水的电离，溶液中[OH-]主要是碱电离产生的，[H+]全由水电离产生。

3、加正盐：溶液中的[H+]、[OH-]均由水电离产生：（1）强酸弱碱盐：促进水的电离，水电离产生的OH-部分被阳离子结合生成了难电离的弱碱，故使溶液中[H+]>[OH-]。（2）强碱弱酸盐：促进水的电离，水电离产生的H+部分被阴离子结合生成了难电离的弱酸，故使溶液中[OH-]>[H+]。

4、酸式盐中NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4中酸根离子以电离为主，故显酸性而抑制水的电离，其余均以水解为主而促进水的电离。题目：已知某NaHSO3溶液的pH=4，则有关NaHSO3溶液的说法中正确的是（）A、NaHSO3溶液中水的电离程度小于Na2SO3溶液，也小于Na2SO4溶液B、[HSO3-]>[H2SO3]>[SO32-]C、该溶液中由水电离出的[H+]为1×10-4mol/LD、加入少量NaOH使溶液的pH升高会使水的电离受抑制A七.酸碱盐对水的电离的影响1、水中加酸：抑制水的电离，溶液51八.Qc与K

Qc为浓度商（离子积）：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(Ka)、水解常数(Kh)、溶度积(Ksp)。Qc与K的相对大小可反映出体系是否为平衡状态：Qc>K，过平衡状态，反应将逆向进行；Qc=K，平衡状态；Qc<K，未平衡状态，反应将正向进行八.Qc与K52例题：已知某温度时，Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl－]＝1.8×10－10

Ksp(Ag2CrO4)=[Ag+]2[CrO42-]＝1.1×10－12

试求：（1）此温度下AgCl饱和溶液和Ag2CrO4饱和溶液的物质的量浓度，并比较两者的大小。（2）此温度下，在0.010mo1·L-1的AgNO3溶液中，AgCl与Ag2CrO4分别能达到的最大物质的量浓度，并比较两者的大小。例题：已知某温度时，Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl－]53九.加热蒸干盐溶液产物的判断

加热蒸发和浓缩盐溶液时,对最后残留物的判断应考虑盐类的水解

(1)加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质.

(2)加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质.

(3)加热浓缩FeCl3

型的盐溶液.最后得到FeCl3和Fe(OH)3

的混合物,灼烧得Fe2O3

。

(4)加热蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3

型的盐溶液时,得不到固体.

(5)加热蒸干Ca(HCO3)2型的盐溶液时,最后得相应的正盐.

(6)加热Mg(HCO3)2、MgCO3

溶液最后得到Mg(OH)2

固体.

（7）加热蒸干Na2SO3型，最后得Na2SO4；

(8)加热蒸干KMnO4、KClO3等型，最后得到的是其分解产物。九.加热蒸干盐溶液产物的判断加热蒸发和浓缩盐溶54题目：在蒸发皿中家人蒸干并灼烧下列物质的溶液，可以得到该物质的固体的是（）

A.氯化铁B.亚硫酸钠C.硫酸铜

D.氯酸钾E.碳酸氢钠F.碳酸钾CF题目：在蒸发皿中家人蒸干并灼烧下列物质的溶液，可以得到该物质55十.溶液酸碱性的判断方法：将溶液按酸性、碱性、中性分开，然后分别比较，再综合比较。

常见酸的酸性强弱比较（同浓度）：H2SO4＞HNO3(HCl、NaHSO4)＞

H2C2O4

＞

H2SO3

＞

H3PO4＞

HCOOH＞

HF＞

CH3COOH＞H2CO3＞

HClO＞

HCN＞

C6H5OH

常见碱的碱性强弱比较（同浓度）：Ba(OH)2

＞

KOH(NaOH)＞

Ca(OH)2

＞

NH3.H2O＞

Mg(OH)2

＞

Fe(OH)3

＞

Al(OH)3

规律：弱酸（弱碱）的酸（碱）性越弱，其盐越容易水解，对应盐溶液的碱（酸）性越强。十.溶液酸碱性的判断方法：将溶液按酸性、碱性、中性分开，56

例题：相同条件下相同物质的量浓度的下列溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaHCO3、NaOH、(NH4)2SO4、NaHSO4、等溶液，pH值由大到小的顺序为：NaOH>Na2CO3>NaClO>NaHCO3>CH3COONa>Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO4酸性：

H2SO4>HSO4->CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3—例题：相同条件下相同物质的量浓度的下列溶液：57十一．离子浓度大小比较1.一原理：平衡移动原理2．二平衡：⑴电离平衡理论⑵水解平衡理论3．三守恒：⑴电荷守恒⑵物料守恒（元素守恒）⑶质子守恒（C(H+)水=C(OH—)水）十一．离子浓度大小比较1.一原理：平衡移动原理58

写出Na2CO3和NaHCO3三大守恒的关系式

1、NaHCO3NaHCO3溶液中粒子：Na+、HCO3—、CO32—、H+、OH—、H2CO3（1）电荷守恒：

（2）物料守恒：

（3）质子守恒：

c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-)

c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)c(OH-)+c(CO32-)=c(H+)+c(H2CO3)方法：电荷守恒与物料守恒相加减删去强碱的阳离子和强酸的阴离子即得质子守恒。方法：HCO3—H20得到H+H2CO3得到H+H3O+(H+）失去H+CO32—失去H+OH—c(H2CO3)+c(H+)=c(OH-)+c(CO32-)

写出Na2CO3和NaHCO3三大守恒的关系式59

Na2CO3溶液中（1）电荷守恒：

（2）物料守恒：

（3）质子守恒：

c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-)c(Na+)=2c(HCO3-)+2c(CO32-)+2c(H2CO3)c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)Na2CO3溶液中60例题：（05江苏）常温下将稀NaOH溶液和稀CH3COOH溶液混合，不可能出现的结果是（）

A．pH＞7，且c(OH-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(CH3COO-)B．pH＞7，且c(Na+)＋c(H+)＝c(CH3COO-)＋c(OH-)C．PH＜7，且c(CH3COO-)＞c(H+)＞c(Na+)＞c(OH-)D．pH＝7，且c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＝c(OH-)AD规律：大小比较用平衡等式比较用守恒例题：（05江苏）常温下将稀NaOH溶液和稀CH3COOH溶611、在氯化铵溶液中，下列关系正确的是（

）

A.c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)B.c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)

C.c(NH4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＝c(OH-)D.c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)

2、将pH=3的CH3COOH与pH=11的NaOH溶液等体积混合后，所得的混合溶液中，下列关系式正确的是()A、c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(H+)＞c(OH-)B、c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)C、c(CH3COO-)＞c(H+)＞c(Na+)＞c(OH-)D、c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(OH-)＞c(H+)AB练习1、在氯化铵溶液中，下列关系正确的是（

）

A.c(Cl62十二．离子共存判断1.有沉淀、气体生成不能共存；2.有弱电解质（水、弱酸、弱碱）等生成不能共存；3.能发生氧化还原反应不能共存；4.能发生络合反应不能共存；5.能发生双水解不能共存；6.酸性溶液中存在的离子，在中性溶液中不能共存。（如：Fe3+、Cu2+、

SO42－、NO3－在中性溶液中不能共存）十二．离子共存判断1.有沉淀、气体生成不能共存；63例题、下列各组离子：（1）I－、ClO－、NO3－、H+、Fe2+

（2）Al3+、NH4+、HCO3－、OH－、CO32—

（3）SO32－、SO42－、Cl－、K+

、NH4+

（4）Fe3+、Na+、CO32－、Cl－、SCN—

（5）Al3+、K+、AlO2－、HSO3－、CN—

（6）Cu2+、Na+、SO42－、NO3－、Mg2+在水溶液中能大量共存的是：

A（1）和（6）B（3）和（6）C（2）和（5）D（1）和（4）B例题、下列各组离子：B64十三.溶液中，某些离子的除杂例：为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+离子，可在加热搅拌下加入一种试剂，过滤后再加入适量盐酸。这种试剂是()A．氧化镁B.氢氧化钠

C.碳酸钠D.碳酸镁AD规律：调PH除去杂质阳离子，一般加入主体阳离子对应的氧化物或氢氧化物或碳酸盐十三.溶液中，某些离子的除杂AD规律：调PH除去杂质阳离子，65必备公式：1、任何水溶液中都存在