高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结

2022-01-08最新范文访问手机版0

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高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结 本文简介：水溶液中的离子平衡1知识要点一、弱电解质的电离1、定义：电解质、非电解质；强电解质、弱电解质物质单质化合物电解质非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4

高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结 本文内容：

水溶液中的离子平衡

知识要点

一、弱电解质的电离

1、定义：电解质、非电解质

；强电解质

、弱电解质

物质

单质

化合物

电解质

非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……

强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4

弱电解质：弱酸、弱碱和水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O……

混和物

纯净物

下列说法中正确的是（

）

A、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质；

B、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子；

C、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质；

D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。

2、电解质与非电解质本质区别：

在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）

电解质——离子化合物或共价化合物

非电解质——共价化合物

离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电

下列说法中错误的是（

）

A、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质；

B、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电；

C、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强；

D、相同条件下，pH相同的盐酸和醋酸的导电性相同。

3、强电解质与弱电质的本质区别：

在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）

注意：①电解质、非电解质都是化合物

②SO2、NH3、CO2等属于非电解质

③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）

二、水的电离和溶液的酸碱性

1、水离平衡：H2OH+

OH-

水的离子积：KW

[H+]·[OH-]

25℃时,[H+]=[OH-]

=10-7

mol/L

;

[H+]·[OH-]

10-14

注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定

KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）

2、水电离特点：（1）可逆

（2）吸热

（3）极弱

3、影响水电离平衡的外界因素：

①酸、碱

：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）

②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）

③易水解的盐：促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）

试比较pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是

。

4、溶液的酸碱性和pH：

（1）pH=

-lg[H+]

注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是

溶液）

；

②pH＜7

溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；

③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是

溶液）。

已知100℃时，水的KW=1×10-12，则该温度下

（1）NaCl的水溶液中[H+]=

，pH

，溶液呈

性。

（2）0.005mol/L的稀硫酸的pH=

；0.01mol/L的NaOH溶液的pH=

（2）pH的测定方法：

酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞

pH试纸

——最简单的方法。

操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。

注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②只能读取整数值或范围

用湿润的pH试纸测某稀溶液的pH，所测结果

（填“偏大”、“偏小”、“不变”或“不能确定”），理由是

。

（3）常用酸碱指示剂及其变色范围：

指示剂

变色范围的PH

石蕊

＜5红色

5～8紫色

＞8蓝色

甲基橙

＜3.1红色

3.1～4.4橙色

＞4.4黄色

酚酞

＜8无色

8～10浅红

＞10红色

试根据上述三种指示剂的变色范围，回答下列问题：①强酸滴定强碱最好选用的指示剂为：

，原因是

；②强碱滴定强酸最好选用的指示剂为：

，原因是

；③中和滴定不用石蕊作指示剂的原因是

。

三

、混合液的pH值计算方法公式

1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子数相加除以总体积，再求其它）

[H+]混

=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）

2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH离子数相加除以总体积，再求其它）

[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）

(注意

:不能直接计算[H+]混)

3、强酸与强碱的混合：（先据H+

OH-

==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）

注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！

将pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH=

；将pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH=

；20mLpH=5的盐酸中加入1滴（0.05mL）0.004mol/LBa(OH)2溶液后pH=

。

四、稀释过程溶液pH值的变化规律：

1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+

（但始终不能大于或等于7）

2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＜pH原+n

（但始终不能大于或等于7）

3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n

（但始终不能小于或等于7）

4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n

（但始终不能小于或等于7）

5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均为7

6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。

pH=3的HCl稀释100倍后溶液的pH变为

；pH=3的HAc溶液稀释100倍后pH为

，若使其pH变为5，应稀释的倍数应

（填不等号）100；pH=5的稀硫酸稀释1000倍后溶液中[H+]

：[SO42-]=

；

pH=10的NaOH溶液稀释100倍后溶液的pH变为

；pH=10的NaAc溶液稀释10倍后溶液的pH为

。

五、“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

1、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）

(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＝4

B、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＝7

C、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＞7

D、加入等体积pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH＜7

六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）

1、盐类水解规律：

①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。

②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。

(如:Na2CO3

＞NaHCO3)

（1）下列物质不水解的是

；水解呈酸性的是

；水解呈碱性的是

①FeS

②NaI

③NaHSO4

④KF

⑤NH4NO3

⑥C17H35COONa

（2）浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是（

）

①酸性：H2S>H2Se

②碱性：Na2S>NaHS

③碱性：HCOONa>CH3COONa

④水的电离程度：NaAc[H2SO3]>[SO32-]

C、该溶液中由水电离出的[H+]为1×10-4mol/L

D、加入少量NaOH使溶液的pH升高会使水的电离受抑制

五、Qc与K

Qc为浓度商：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：

（1）

Qc>K，过平衡状态，反应将逆向进行；

（2）

Qc=K，平衡状态；

（3）

QcV盐酸=V醋酸（或V硫酸=2V盐酸=2V醋酸）。

H2SO4，HAc；V醋酸>V盐酸=V硫酸。

>，弱

二、水的电离和溶液的酸碱性

3、NH4Cl=Na2CO3

>HAc=NaOH

4、（1）①强酸弱碱盐；③强碱弱酸盐。10-6mol/L，6，中；2，10

（2）不能确定；酸性溶液偏大，中性溶液不变，碱性溶液偏小

（3）酚酞；变色明显，酚酞褪色时pH最接近7；甲基橙，甲基橙由橙变黄时，pH最接近7；变色范围广且变色不明显

三、混合溶液pH计算公式

3、1.3；11.7；9

四、

6、5；3~5之间；>；20:1；8；8~10

五、

2、（1）酸；恰好反应生成(NH4)2SO4，NH4+水解呈碱性（将题中pH=2改为pH=3）。碱；氨水过量，电离产生的OH-使溶液呈碱性。

（2）B

六、

1、（1）①②③；⑤；④⑥

（2）①③

2、D

3、CO32-

H2O

HCO3-

OH-

；①④⑤

4、H2O

H+

+OH-

；H2PO4-

HPO42-

+H+；HPO42-

PO43-

+H+；H2PO4-

+H2O

H3PO4+OH-

[H2PO4-]

[HPO42-]

[H3PO4]

5、2Al3+

3CO32-

3H2O

2Al(OH)3↓+

3CO2↑；Al3+

3HCO3-

Al(OH)3↓+

3CO2↑

Al3+

3CO32-

3H2O

==Al(OH)3↓+

3HCO3-；产生同样多的CO2，用纯碱消耗的Al3+多；用纯碱有可能不产生CO2或产气量很少。

七、

2、AB；C

十、

5（1）Ksp=[Ag+]2·[S2-]

（2）④

（3）加足量MgCl2溶液，充分搅拌，过滤，洗涤即得纯Mg(OH)2

方法、归纳和技巧

一、

二、

（1）自由电子导电；自由阴阳离子导电；（2）NaHSO4；HAc

三、

①③⑤⑥

四、

五、

2×10-5

Ksp，∴有沉淀析出

六、

5AC

9BD

综合训练

7AB

10D

11C

12A

13D

14B

15C

16D

17BD

18B

19D

20B

21A

22D

23B

24C

25C

26B

27C

28D

29C

30A

31A

32BC

33AD

34A

35B

36A

37B

38B

39A

40、H+、OH-；10-7mol/L，1×10-14，水的离子积，1×10-14，可逆

41、①④⑧⑨⑩；②③⑥；⑤

42、C

>B>A

43、不正确，可能由于稀释而产生误差；不一定，若是中性溶液，则不产生误差，否则产生误差

44、（1）BiCl3

H2O

BiOCl

2HCl；

（2）不同意；

（3）将BiCl3溶于盐酸中；

（4）增大溶液中c（Cl-）能抑制BiCl3

的水解

45、酸；碱

46、CO32-

H2O

HCO3-

OH-

；CaSO4(s)

Ca2+

SO42-

，Ca2+

CO32-

CaCO3↓

47、1×10-3

48、（1）OH-、Na+；

Cl-，NO3-；

（2）OH-、HCO3-、NO3-、Ag+

49、乙；乙能较好地克服实验误差

50、（1）CuO

2H+

Cu2+

H2O；Fe

2H+=Fe2+

H2↑；

（2）Fe(OH)3

（3）蓝色变绿色；

（4）一方面2Fe2++2H++H2O2=2Fe3++2H2O消耗了OH-，另一方面CuO消耗H+。

51、BaCO3(s)

Ba2+

CO32-，加入HCl：2H+

+CO32-

H2O

CO2↑使

c(CO32-)减少，从而使

BaCO3的溶解平衡向溶解方向移动而溶解；而BaSO4(s)

Ba2+

SO42-，加入HCl并不能使平衡移动而溶解。强酸制取弱酸。

52、①测稀醋酸溶液的pH为a；②向稀醋酸中加入CH3COONa固体；③再次测量溶液的pH>a，则说明存在CH3COOH

CH3COO-

H+。

水溶液中的电离平衡

一、电解质和非电解质

1、概念

⑴电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物

非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物

①电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质。

②电解质必须是自身能直接电离出自由移动的离子的化合物。

③对于电解质来说，只须满足一个条件即可，而对非电解质则必须同时满足两个条件。

例如：H2SO4、NaHCO3、NH4Cl、Na2O、Na2O2、Al2O3

⑵强电解质：溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质

弱电解质：溶于水或熔融状态下只有部分电离的电解质

①电解质的强弱与化学键有关，但不由化学键类型决定。强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的不一定都是强电解质，如H2O、HF等都是弱电解质。

②电解质的强弱与溶解度无关。如BaSO4、CaCO3等

③电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。

2、判断

（1）物质类别判断：

强电解质：强酸、强碱、多数盐、部分金属氧化物

弱电解质：弱酸、弱碱、少数盐和水

非电解质：非金属氧化物、氢化物（酸除外）、多数有机物

单质和混合物（不是电解质也不是非电解质）

（2）性质判断：

熔融导电：强电解质（离子化合物）

均不导电：非电解质（必须是化合物）

（3）实验判断：

①测一定浓度溶液pH

②测对应盐溶液pH

③一定pH溶液稀释测pH变化

④同等条件下测导电性

导电性强弱

离子浓度

离子所带电荷

溶液浓度

电离程度

3、电解质溶液的导电性和导电能力

⑴电解质不一定导电(如NaCl晶体、无水醋酸)，导电物质不一定是电解质(如石墨)，非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。

⑵强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。

例1：(上海高考题)下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（

）。

A．CH3COOHB．Cl2C．NH4HCO3D．SO2

例2：（1）有下列物质：①硫酸②固体KCl

③氨④食盐水⑤CO2⑥Cl2⑦CaCO3⑧Na2O⑨铜丝⑩氯化氢气体11氨水12浓硫酸13盐酸14碘化氢15硫酸钡。其中属于电解质的是

；属于非电解质的是

；属于强电解质的是

；属于弱电解质的是

。

例3：(全国高考题)甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是（

）。

A．1mol/L甲酸溶液的c(H+)=10-2mol/L

B．甲酸以任意比与水互溶

C．10mL

1mol/L甲酸恰好与10mL

1mol/L

NaOH溶液完全反应

D．在相同条件下，甲酸溶液的导电性比一元强酸溶液的弱

二、弱电解质的电离平衡

1、定义和特征

⑴电离平衡的含义

在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态。

任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质具有该条件下的最大电离程度。

⑵电离平衡的特征

①逆：弱电解质的电离过程是可逆的，存在

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