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高三复习-水溶液中的离子平衡


高三复习

水溶液中的离子平衡复习梳理

【复习知识点】 1、能区分强、弱电解质,了解弱电解质的电离平衡及影响因素、水的电离平衡影响因 素,理解水的离子积常数,会求不同溶液的 pH,掌握中和滴定实验操作过程。 2、知道盐类水解的实质和影响因素,能运用盐类水解解释和解决一些实际问题。掌握 溶液中离子溶度大小比较的方法。 3、了解难溶电解质的溶

解平衡的建立,掌握沉淀反应的应用,会用溶度积解题。

化学平衡理论 §1 弱电解质的电离 §4 难溶电解质的溶解平衡 强弱电解质→弱电解质电离为可逆 难溶≠不溶→溶解平衡 → 应用:生成、溶解、转化 电离平衡→ 电离常数 深 入 §3 盐类的水解 §2 水的电离和溶液的酸碱性 水的电离平衡 +弱电解质的 水是极弱电解质→水 ( 稀溶液 ) 综 合 运 生成→盐类水解→水解的应用 离子积为常数→稀溶液酸碱性 用 (平衡移动) 及表示方法pH→pH应用 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 电解质 和 非电解质 。 根据电解质在 水溶液 里电离能力的大小, 又可将电解质分为 强电解质 和 弱电解质 。 2、 常见的弱电解质: 弱酸 (如 CH3COOH、 H2SO3、 H2S 等) 和弱碱 (如 NH3· H2O 等),它们溶于水时,在水分子作用下,分子 电离为离子,还有未电离的分子存在。另 外,水也是 弱电解质 。

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 分子 电离成离子的速率和离子重新结合 成分子的速率相等时,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: ①弱:只有弱电解质才会存在电离平衡; ②动:电离平衡是动态的平衡; ③等:v 电离 = v 结合(填﹥、=或﹤); ④定:条件一定 分子 与 离子 的浓度一定; ⑤变:条件改变, 电离平衡 破坏,发生移动。 3、电离平衡的影响因素 ①内因:由电解质本身的性质决定。 ②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 电离 的方向移动,因为 弱电解质电离 是吸热过程。 b.浓度: 降低 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 逆向 方向移动。

考点 3

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 正 移动; 降温, 电离平衡向 逆 - + 移动,降温时水电离出的 c(H )和 c(OH )都 减小 。 2、向水中加酸,水的电离平衡向 逆向 移动,水电离出的 c(H+)和 c(OH—)都 减小, 若加碱,电离平衡向逆 移动,水电离出的 c(H+)和 c(OH—)都减小,只要温度一定,KW 不 变 ;向水中加入能水解的盐,则水的电离平衡向 正向 移动,水电离出的 c(H+)和 c(OH—)都 增大 。

考点 4

水的电离和水的离子积常数
H2O H++OHmol/L, ,

1、水是一种极弱的电解质 ,它能微弱的电离,电离方程式是

25℃,1L 纯水中有 n (H+)=1× 10-7 mol 水电离, c(H+)=1× 10-7 - c(OH )= 1× 10-7 mol/L。


2、水的离子积常数 KW = c(H+)·c(OH ) ,室温时 KW = 1× 10-14 ,升温时,水的电离平衡 - - 右 移动, c(H+)= c(OH ) 〉 10-7mol/L, KW 〉 1× 10-14, 100℃时, 纯水中 c(H+)= c(OH )=10-6 mol/L,则 KW =1× 10-12。

考点 5

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: H+与 OH 的相对大小 ,25℃时,酸性溶液的判断 - 标准是 PH〈7 、 c(H+) 〉 1× 10-7 mol/L 或 c(H+) 〉 c(OH );碱性溶液的判断标准有 - PH〉7、 c(H+)〈1× 10-7 mol/L 或 c(H+)〈c(OH ) ;中性溶液的判断标准有 PH=7 、 - c(H+)=1× 10-7 mol/L 或 c(H+)= c(OH )

考点 6

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 PH=-lg c(H+),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+)=10-PH ;c(OH-)= 10-(14-PH) 。 2、室温时,中性溶液的 pH= 7 酸性溶液的 pH PH〈7 ,碱性溶液的 PH〉7 。 100℃时,纯水 pH=6,那么该温度酸性溶液的 pH PH〈6 ,碱性溶液的 PH〉6 。

考点 7

关于溶液 pH 的计算

1、粗略测定溶液的 pH 可以使用 PH 试纸 ,测定范围 1~14 ,精确 测定溶液的 pH 可用 PH 测试 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: 红色 < 3.1 < 橙色 < 4.4 < 黄色 ; 石蕊: 红色 < 5 < 紫色 < 8 < 蓝色 ; 酚酞: 无色 < 8 < 浅红色 < 10 < 红色 。

3、关于溶液 pH 的计算 ①强酸溶液,如 HnA,设浓度为 c mol/L,则 c(H+)= mol/L,pH = -lg c(H+)= ②强碱溶液,如 B(OH)n ,设浓度为 c mol/L,c(OH—)= mol/L, + + c(H )= mol/L pH = -lgc(H )= ③两强酸混合,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 = 。 ④两强碱混合,先求 的浓度,再求 的浓度。设两碱体积各为 — — — — V1 ,V2,OH 浓度各为 c(OH )1 、c(OH )2,则 c(OH )混 = pH = -lg c(H+)=-lgKw/c(OH-)=14 + lg c(OH—)。 ⑤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 = 。 4.弱酸、弱碱的稀释规律 稀释前 溶液 PH 加水稀释到 体积为原来 的 10n 倍 稀释后溶液 PH 值 PH=a+n a<PH<a+n<7 PH=b-n PH=b 7<b-n<PH<b

溶液 酸 强酸 弱酸 碱 强碱 弱碱

PH=a

考点 8

酸碱中和滴定及其实验误差分析

1. 用已知物质的量浓度的酸 (或碱)来测定未知物质的量浓度的碱 (或酸)的方法叫做酸碱中 和滴定。 + - 2. 酸碱中和反应的实质:H +OH =H2O 公式:a. n(H+)=n(OH-) b. C(H )。V(H )=C(OH )。V(OH ) 3. 中和滴定过程中,容易产生误差的 6 个方面是: ①洗涤仪器(滴定管、移液管、锥形瓶); ②气泡; ③体积读数(仰视、 俯视):俯视刻度线, 实际加水量未到刻度线, 使溶液的物质的量浓度增大; 仰视刻度线,实际加水量超过刻度线,使溶液的物质的量浓度减小; ④指示剂选择不当; ⑤杂质的影响; ⑥操作(如用力过猛引起待测液外溅等)。 具体分析如下: (1)滴定前,在用蒸馏水洗涤滴定管后,未用标准液润洗。(偏高) (2)滴定前,滴定管尖端有气泡,滴定后气泡消失。(偏高) (3)滴定前,用待测液润洗锥形瓶。(偏高)
+ + - -

(4)取待测液时,移液管用蒸馏水洗涤后,未用待测液润洗。(偏低) (5)取液时,移液管尖端的残留液吹入锥形瓶中。(偏高) (6)读取标准液的刻度时,滴定前平视,滴定后俯视。(偏低) (7)若用甲基橙作指示剂,最后一滴盐酸滴入使溶液由橙色变为红色。(偏高) (8)滴定过程中,锥形瓶振荡太剧烈,有少量溶液溅出。(偏低) (9)滴定后,滴定管尖端挂有液滴未滴入锥形瓶中。(偏高) (10)滴定前仰视读数,滴定后平视刻度读数。(偏低) (11)滴定过程中向锥形瓶内加入少量蒸馏水。(无影响) (12)滴定过程中,滴定管漏液。(偏高) (13)滴定临近终点时, 用洗瓶中的蒸馏水洗下滴定管尖嘴口的半滴标准溶液至锥形瓶中。 (操 作正确,无影响) (14)过早估计滴定终点。(偏低) (15)过晚估计滴定终点。(偏高) (16)一滴标准溶液附在锥形瓶壁上未洗下。(偏高) (以上所指偏高偏低抑或无影响是指待测酸碱浓度) 分析技巧: 1.分析不当操作对公式中四个变量其中一个或多个的大小影响, 2.根据公式, 分析对 V 标准液的影响,V 标准液比理论偏大,则待测液浓度测量值比实际值偏大, 反之亦然。故而 V 标准液是我们考察的重点。 3.对于(11),分析向已经准确量取好的待测液中滴加入水,虽然改变了待测液浓度和体积, 但并不影响 n 待测液,所以 V 标准液不变化,对测量结果无影响。

考点 9

盐类水解的定义及规律

1 、盐类水解的定义:盐电离出的 阳离子 或 阴离子 可分别与水电离出的 H+ 或 OH— 生成 弱电解质 ,使得溶液中 c(H+)≠ c(OH ,因而使溶液呈现 酸性 或 碱性 。 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 H+ 或 OH— 结合,生成难电离的 弱酸 或 弱碱 ,破坏了 水的电离平衡 ,使水的电离平衡 向 电离方向 移动 。 3、盐类水解的条件① 盐溶于水 ;②盐在组成上必须具有 弱电解质离子 。 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 10

盐类水解离子方程式的书写
”连接,易挥发性的物质不

1、由于水解是微弱的反应,因而反应物与生成物用“ 标“↑”,难溶物不标“↓”。(相互促进水解者除外)

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 11

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 ; 所以 。 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① NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4HSO4 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 浓度的 NH4Cl 和氨水混合液中, 离子浓度顺序: + 电离因素大于 NH4 水解因素。 因素、 因素。如:相同 NH3· H2O

特殊记: ①若只有电离而无水解,则呈酸性(如 NaHSO4) ②若既有电离又有水解,取决于两者相对大小 电离程度>水解程度,呈酸性:NaHSO3、NaH2PO4 电离程度<水解程度,呈碱性:NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS

考点 12

水解过程中的守恒问题

(以 NaHCO 3 水解为例, HCO 3 - 既水解又电离) NaHCO3 溶液中存在 Na + , H + , OH - , HCO 3 - , CO 3 2- , H 2 CO 3 ① . 电荷守恒 —— 溶液中所有阳离子带的正电荷等于所有阴离子带的负电荷 (即溶液呈 + + 2电中性) c(Na )+c(H )===c(OH )+2c(CO 3 )+c(HCO 3 ) ② . 物料守恒(原子守恒)—— 溶液中某些离子能水解或电离,这些粒子中某些原子总 数不变,某些原子数目之比不变 n(Na):n(C)==1:1 所以 c(Na + )===c(HCO 3 - )+c(CO 3 2- )+c(H 2 CO 3 ) ③ . 水的电离守恒(质子守恒) (也可以由上述两式相减得到,最好由上述两式相减 得到) c(H + )+c(H 2 CO 3 )===c(OH - )+c(CO 3 2- )

考点 12

双水解反应

1 、双水解反应 —— 一种盐的阳离子水解显酸性,一种盐的阴离子水解显碱性,当 两种盐溶液混合时,由于 H+ 和 OH-结合生成水而相互促进水解,使水解程度变大甚 至完全进行的反应。 ① . 完全双水解反应 离子方程式用 == 表示,标明 ↑↓,离子间不能大量共存 种类: Al3+与 S2-、HS-、CO32-、HCO3-、AlO2-、SiO32-、ClO-、C6H5O2Al 3+ +3S 2- +6H 2 O===Al(OH) 3 ↓+3H 2 S↑ ② . 不完全双水解反应 离子方程式用可逆符号,不标明 ↑↓,离子间可以大量共存 、 种类: NH 4 + 与 CO 3 2- 、 HCO 3 - S 2- 、 HS - 、 CH 3 COO - 等弱酸根阴离子 ③ . 并非水解能够相互促进的盐都能发生双水解反应 有的是发生复分解反应 —— Na 2 S+CuSO 4 ===Na 2 SO 4 +CuS↓ 有的是发生氧化还原反应 —— 2FeCl 3 +Na 2 S===2FeCl 2 +S↓+2NaCl 或 2FeCl 3 +3Na 2 S===2FeS↓+S↓+6NaCl

PS :离子间不能大量共存的条件 —— 生成沉淀、气体、水、微溶物、弱电解质;发 生氧化还原、完全双水解反应 2、某些离子间因发生又水解而在溶液中不大量共存,如 ①Al3+与 S2-、HS-、CO32-、HCO3-、AlO2-、SiO32-、ClO-、C6H5O- 等不共存 ②Fe3+与 CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO- 等不共存 ③NH4+与 ClO-、SiO32-、AlO2- 等不共存

考点 13

盐溶液蒸干后

① . 盐水解生成挥发性酸,蒸干后得到其氢氧化物,如 FeCl 3 蒸干后得到 Fe(OH) 3, 如继续蒸则最终产物是 Fe 2 O 3 盐水解生成难挥发性酸或强碱,蒸干后得到原溶质,如 CuSO 4 ② . 阴阳离子均易水解的盐,蒸干后得不到任何物质,如 (NH 4 ) 2 S ③ . 易被氧化的物质,蒸干后得到其氧化产物,如 Na 2 SO 3 溶液蒸干后得到 Na 2 SO 4 ④ . 受热易分解的物质, 蒸干后得到其分解产物, 如 Mg(HCO 3 ) 2 蒸干后得到 Mg(OH) 2

考点 14

盐类水解的应用

① . 配制 FeCl 3 溶液 —— 将 FeCl 3 先溶于盐酸,再加水稀释 ② . 制备 Fe(OH) 3 胶体 —— 向沸水中滴加 FeCl 3 溶液,加热至沸腾促进 Fe 3+ 水解 Fe 3+ +3H 2 O= 加热 =Fe(OH) 3 (胶体) + 3H + ③ . 泡沫灭火器 —— Al3+ +3HCO 3 - ===Al(OH) 3 ↓+3CO 2 ↑ ④ . 纯碱作洗涤剂 —— 加热促进其水解,碱性增加,去污能力增强

考点 15

盐类水解内容补充

① . 电离大于水解(溶液呈酸性)的离子 —— HSO 3 - , H 2 PO 4 - , HC 2 O 4 - 、 HSO 4 其余多元弱酸的酸式酸根离子均是水解大于电离(溶液呈碱性) ; ② .pH : 酸 < 酸式水解的盐, 碱 > 碱式水解的盐 ③ . 酸根离子相应的酸越弱,其强碱弱酸盐的碱性越强 如酸性 Al(OH) 3 <H 2 CO 3 所以 碱性 NaAlO 2 >NaHCO 3 (碳酸根对应的酸为 HCO 3 - )

考点 16

沉淀溶解平衡

1、沉淀溶解平衡是指 一定温度下,当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时形成 电解质的饱和溶液达到溶解平衡 ,它的平衡常数叫 溶度积( KSP ) 。 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 小于 0.01g 的电解质称为难溶电解质,。

考点 17

沉淀溶解平衡的应用

1、沉淀的生成 2、沉淀的溶解:常用的方法有 加酸、加水、加盐等 ,如要使 CaCO3 沉淀溶解,可以加 入 HCl 降低 CO32- 的浓度, 使平衡向溶解的方向移动; 如溶解 AgCl 可以加入 NH3· H2O 以生成 而使其溶解。 3、沉淀转化的实质是 沉淀溶解平衡的移动 ,通常一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀, 这两种难溶物的 溶解度差别越大 ,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 ZnS﹥ CuS 转 2+ 2+ 化的方程式可以表示为 ZnS + Cu =CuS+Zn 。


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