高中化学选修4第三章复习.doc

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1、 化学选修4第三章(水溶液中的离子平衡）高考复习 2013-08-17第一节（弱电解质的电离）（1）强、弱电解质的认识：（根本区别：电离程度不同）电解质定义：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物，而非电解质在两种状态下都不可以。均为化合物化合物类型溶液中微粒实例电离过程强电解质离子化合物及具有强极性键的共价化合物只有电离出的阴、阳离子强酸、强碱、大多数可溶或难溶盐不可逆，无电离平衡弱电解质某些共价化合物既有电离出的阴、阳离子和又有电解质分子弱酸、弱碱例：Fe(OH)3,、NH3.H2O、Cu(OH)2等、水可逆，有电离平衡非电解质典型的共价键结合而成未知情况非金属氧化物、氨气及大部分有机物未知

2、情况【务实基础】例1：强电解质溶解度大，弱电解质溶解度小（错） 例2：强电解质中的化学键为离子键或极性键，而无非极性键（错） 例3：在醋酸下列性质中，可证明其为弱电解质的说法是（AB） A：1mol/L的醋酸溶液中c(H+)约为110-2 mol/L； B：在相同条件下，醋酸溶液的导电性比盐酸弱； C：在温度相同条件下，等体积浓度的盐酸和醋酸与Mg反应，后者反应速率更快； 【例题分析】关于盐酸和（醋酸或氯化铵）在不同情况下的比较(A)两者浓度相同时：1.两者的c(H+)相等吗？；2.等体积溶液能中和等物质的量的NaOH吗？(B)两者pH相同时：3.用水稀释100倍，比较两者稀释后pH大小； 4

3、.分别用水稀释a、b倍，稀释后达到相同pH，比较a、b大小；分析：在A情况时，两者电离能力不同，c(H+)盐酸C(H+)醋酸；两者在等体积等浓度时中和能力相同； （2） 电解质在溶液中的导电性变化：基础知识：1.电离过程定义：电解质在水溶液中或熔融状态下产生自由移动离子的一种过程。 2.电解过程定义：将电流通过电解质溶液或熔融态物质,又称电解液。 3.离子型的电解质在水溶液中或熔融状态都可导电，共价型电解质只在水溶液中导电。 4.溶液导电能力与离子浓度、离子所带的电荷数有关；两者越大或越多，导电能力越强。提问：电解质的在水溶液中电离程度越大，其导电能力越强？【务实基础】例1：弱电解质只有在水溶

4、液中才能导电（对，弱电解质在熔融状态不会电离）例2：在同温同压下，强电解质溶液的导电性一定比弱电解质溶液的强（错）例3：NaCL晶体不导电的原因：固体中存在离子，但不能自由移动例4：NaCL溶液在电流作用下（电离/电解）成钠离子和氯离子。例5：氨水在加入等浓度的醋酸溶液后混合后，导电性大大增强（对）【巩固练习】例6：醋酸溶液中，不断滴入稀氨水，溶液导电能力如何变化？ 例7：在NH3*H2ONH4+OH-平衡中，如何使氨水电离程度及c(OH-)增大？ 例8：把0.05mol NaOH固体加入100mL的0.5mol/L的氨水，导电性变化情况？ 例9：把50mL 0.5mol/L盐酸加入50mL

5、0.5mol/L的氨水中，导电性变化情况？ （3）弱电解质的电离：基础知识：1.电离平衡定义：在一定条件下，当电解质分子电离成离子的V1和离子结合成分子的V2相等时，电离过程达到了平 衡状态，即电离平衡。 解析多元弱酸（碱）分布电离，酸（碱）性强弱主要由第一步电离决定。 比如：H2CO3H+HCO3- (K1) HCO3-H+CO32-(K2) 而K1K22.影响电离平衡的因素：弱电解质的电离平衡的移动遵循平衡移动原理。 解析温度：电离过程一般为吸热过程，升高温度，促进电离。 浓度：当加入的物质改变电离平衡中某微粒浓度时，电离平衡发生移动。 3.电离常数的定义：溶液中电离出来的各离子浓度乘积（

6、c（A+）*c（B-）与溶液中未电离的电解质分子浓度（c（AB） 的比值是一个常数；是电离平衡的平衡常数，描述在一定温度下，弱电解质的电离能力。 解析电离平衡常数变化只与温度有关，温度不变，“K”值不变，与其他因素无关。 相同温度下，不同弱酸，电离常数越大，电离程度越大，酸性越强。 比如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHCLO【例题1】下列选项中可说明A酸比B酸的酸性强？（全错） A：溶液导电性A酸大于B酸 ； B：同温度时，A酸的电离常数比B大 ； C：等体积等浓度时，与活泼金属反应速率A酸比B酸大 ； D：等体积等浓度时，与活泼金属最终产生其他A酸比B酸多 ； 总结

7、：两酸要在温度、浓度、结构（同为某元酸）才能比较； 变式：若全部选项在温度、浓度、结构条件下，请判断选项的正误； 【例题2】等体积浓度为0.01mol/L的盐酸和醋酸加Mg，过程中哪种酸反应V快，生成气体多？解析：醋酸是弱电解质，这里浓度指醋酸部分电离的H+浓度，醋酸浓度必大于0.01mol/L；在常温下，H+浓度为0.01mol/L 的醋酸溶液的电离度为1%，其溶液实际浓度约为1mol/L,即醋酸含溶质物质的量比盐酸多，后者放出气体更多； 反应开始瞬间，两种反应速率相同，盐酸随反应进行H+浓度下降，而醋酸溶液存在电离平衡，H+得到补充。若 以平均反应速率计算，后者比前者更快。变式1：谈谈你对

8、上述解析划线句子的理解； 变式2：若探究自变量改为“等体积等pH”？ 第二节（水的电离和溶液的酸碱性）1.电离方程式：H2OH+OH-或H2O+H2OH3O+OH-(H3O+是水合氢离子) 提问：室温下，将碳酸钠溶液加热至100，水的电离程度如何变化？ 提问：水的电离程度的变化有什么决定？ 2.电离平衡常数表达式：Kw=c(H+)c(OH-)/c(H2O) 性质Kw只受温度影响；在纯水中，无论温度如何，c(H+)=c(OH-)恒成立，即pH=7。 解析由于c(H2O) 是一定值，所以Kw=c(H+)c(OH-)；在25时，Kw=110-14mol/L, 而c(H+)=c(OH-)=110-7m

9、ol/L；在100时，Kw=110-12mol/L，纯水中c(H+)=110-6mol/L；3.溶液的pH表示：pH=lg c(H+) 解析适用范围：0pH14；当溶液c(H+)或c(OH-)大于1mol/L是，不用pH表示溶液酸碱度。4.测定溶液pH方法：使用pH计测量精准度为0.01；广泛pH试纸精准度为1（整数）石蕊pH8 蓝色甲基橙pH4.4 黄色酚酞pH10 红色5.酸碱指示剂的变色范围示意图：【巩固练习】题型1：水电离产生的H+、OH-的浓度与溶液pH的关系（均在常温或某温度下进行）（1）某溶液测得pH值为13，下列说法正确的是（ ）A：由水电离产生的c(H+)可能等于10-13m

10、ol/L B：该溶液为强碱溶液C：由水电离产生的c(H+)可能等于10-1mol/L E：溶液中c(H+)=10-13mol/L D：该溶液可能为酸性溶液 （2）某稀溶液由水电离产生的c(H+)=10-13mol/L，下列说法正确的是（ ）A：溶液必呈碱性 B：溶液必呈酸性 C：溶液pH值可能为1 D：溶液pH值可能为13（3）某稀溶液测得pH值为7，下列说法正确的是（ ）A：溶液必呈中性 B：溶液可能呈酸性 C：溶液可能呈碱性 D：c(OH-)=c(H+)（4） 在某温度下，纯水的c(H+)=210-7mol/L；在此温度下，某溶液中由水电离出的c(H+)为410-13mol/L， 则该溶液

11、的pH值可能是12.4 (lg4=0.6) 【评价P96】 题型2：求常温下混合溶液的pH:（1） pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合； （2）pH=10和pH=12的NaOH溶液等体积混合； （3）pH=12的NaOH和pH=4的HCL等体积混合；（4）99mL0.1mol/L HCL溶液与101mL 0.05mol/L Ba(OH)2溶液混合；（5） pH=11的NaOH溶液和pH=13的NaOH溶液等体积混合时；题型3：求某酸碱混合溶液混合前酸碱体积比：（1）pH=13的强碱与pH=2的强酸溶液混合，得混合液pH=11,求两者混合前的体积比（常温下）；（2）保持100，pH=8的B

12、a(OH)2与pH=5的盐酸混合，使混合溶液pH=7，求体积比； 题型4：pH与物质的量浓度的转化：（1）0.01mol/L H2SO4溶液的pH为1.7 ；（2）将1mL pH=5的盐酸溶液稀释至1L，请估算此时pH范围：67之间；（3）列举下列溶液：NH3H2O、CH3COOH、H2SO4、HCLO、KOH、Ba(OH)2、NaCL；1.相同物质的量浓度下，按照溶液pH大小排列顺序；2.当各溶液pH相同时，按照溶液物质的量浓度的大小排列顺序； 第三节（化学平衡中盐类的水解）基础知识：1.基本定义：在溶液中盐电离产生的阳离子、阴离子与水电离产生OH-或H+生成弱电解质（弱碱或弱酸）；2.实质

13、解析：在溶液中，由于盐电离出的离子与水电离出的离子结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，使水的 电离平衡向电离的方向移动（促进水的电离），显示出不同浓度的酸性、碱性或中性；3.存在条件：盐必须溶于水，盐必须能电离出弱酸根离子或碱阳离弱子； 4.水解规律：盐类水解离子方程式的理解 “谁弱谁水解，都弱都水解”、“有弱才水解，无弱不水解”、“谁弱谁水解，谁强显谁性” 弱碱阳离子水解生成对应的弱碱和H+ ,强酸阴离子水解生成对应的弱酸和OH-（1）多元弱酸的盐的阴离子是分步进行的，比如Na2CO3 CO32-+H2OHCO3-+OH-（主要）；HCO3-+H2OH2CO3+OH-（次要）（2）多元

14、弱碱的盐的阴离子水解复杂（可看做一步水解），比如Fe3+3H2OFe(OH)3+3H+【基础理解】盐类发生水解过程中说法盐的电离被破坏水的电离程度逐渐增大水的电离受抑制溶液的酸碱性可能变化判断正误说明理由 思考FeCL3的水解的情况 如何促进或抑制FeCL3水解？FeCL3水解达到平衡（不饱和），加什么会使平衡往右移?（1）影响盐类水解的因素：内因：盐中弱离子与水电离出的H+或OH-结合生成的弱电解质越难电离（电离常数越小），对水的电离平衡的促进 作用就越大，盐的水解程度就越大。 温度：盐的水解是吸热反应，所以升高温度其水解程度增大。例1：MgSO4、ALCL3、Fe2(SO4)3溶液加热蒸干

15、、灼烧后，都可以得到溶质固体吗？ 例2：用盐类水解的知识解释热的纯碱去污能力更强的原因。 浓度：盐的浓度越小，其水解程度越大。（越稀越水解）例1：以氯化铵溶液为例：NH4+H2ONH3H2O+H+操作平衡移动方向NH4+水解程度pH变化加水稀释10倍加NH4CL固体加浓盐酸溶液酸碱度：控制酸碱度，可促进或抑制盐的水解。例1：在Na2CO3溶液中，若加入碱，会抑制水解吗？那么加酸呢？ 例2：在稀FeCL3溶液中，若加入浓HCL，请问Fe3+水解程度如何变化？加入浓NaOH呢？ 【巩固练习】1. 同浓度NaX、NaY、NaZ溶液的pH分别为8、9、10，则对应三种酸的酸性大小；2. 已知酸性：HF

16、CH3COOH，水解程度：NaF CH3COONa；溶液的碱性：前者 后者3. 比较0.1mol/LNa2CO3溶液 0.1mol/LNaHCO3溶液pH大小并解释； 4.比较同浓度NH4CL、(NH4)2SO4、NH4HSO4、CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3、NaHSO4溶液PH大小； 5.比较等物质的量浓度NH4CL、(NH4)2SO4、NH4HSO4、NH4HCO3溶液中NH4+浓度大小； 6.已知乙酸（HA）的酸性比甲酸（HB）弱，在物质的量浓度均为0.1mol/L的NaA和NaB混合溶液中，下列排序正确的是( A ) Ac(OH-)c(HA)c(HB)c(H+)Bc(O

17、H-)c(A-)c(B-)c(H+) Cc(OH-)c(B-)c(A-)c(H+) Dc(OH-)c(HB)c(HA)c(H+)7. pH=9的NaOH溶液和pH=9的CH3COONa溶液中，由水电离产生的C(OH-）分别为amol/L和bmol/L； 则a/b= 1：10000 8.温室时下列（等体积）酸碱溶液混合后，pH一定小于7的是：（ ） A：pH之和为14的盐酸和氨水混合 B：pH之和为14的醋酸和氢氧化钡混合 C：pH之和为14的碳酸氢钠和醋酸混合 D：pH之和为14的氯化铵和氢氧化钠混合变式：请说出全部选项中溶液混合后所呈酸碱性；并对混合溶液各种离子浓度大小进行比较。 （2）离子

18、浓度大小的比较：物料守恒：溶液中阴阳离子的个数比与该物质的化学式中的阴阳离子个数比相等；以中心元素为中心，它的物质的量浓度等于它在各物质中存在形式的物质的量浓度的总和。例如：Na2CO3溶液c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3) ；变式：NaHCO3 、Na2S、NH4CL、Fe2(SO4)3 ； ； 电荷守恒：电解质溶液中，溶液总呈电中性，即阳阴离子分别所带负正电荷数相等。例如：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-) ；变式同上 ； ； 例1：Va的0.05mol/L醋酸溶液加入Vb的0.05mol/L氢氧化钾溶液，Va

19、与Vb任意比时， 是否存在有离子浓度间的等量关系？质子守恒：将物料守恒和电荷守恒联立相消。变式：同上 判断离子浓度大小步骤：在混合溶液中，先看反应生成何种物质，再考虑物质的电离、水解，再根据电荷守恒和物料守恒比较。【例题分析】在Na2CO3溶液中，c(H2CO3)c(CO32-)成立吗？请解释原因；分析：成立。溶液中的HCO3-会水解和电离，而本溶液呈碱性，则电解程度大于电离程度。 【基础训练】请排列Na2CO3、NaHCO3、Na2S、NH4CL、Fe2(SO4)3溶液中的各种离子浓度的大小顺序； ； ； ； 【巩固练习】比较下列溶液中的离子大小（1）10mL0.1mol/L的盐酸与10mL

20、0.1mol/L的氨水混合；（2）10mL0.1mol/L的盐酸与10mL0.1mol/L的氯化铵混合；（3）10mL0.1mol/L的醋酸钠与10mL0.1mol/L的醋酸混合后；（4） 浓度均为0.1mol/L的氯化铵和氨水混合溶液，已知c(NH4+)c(CL-)；（5）10mL0.4mol/L的CHCOO3Na溶液与10mL0.2mol/L的HCL溶液混合后，溶液呈酸性；（6）将NaOH溶液与醋酸混合，在混合反应后呈酸碱性（酸性、中性、碱性）；【提高练习】（7）在10mL 0.1mol/L的盐酸中加一定量的0.1mol/L氨水后，溶液呈（酸、中、碱性）； 1.分别估算三种情况下加入氨水的

21、体积；2.分别排列反应后溶液中各离子浓度大小；（8） 变式当氨水的体积（小于、等于、大于）与盐酸体积时，试比较混合后溶液中个离子浓度大小；（9） 将0.01mol NH4CL和0.002mol NaOH溶于水配成1L混合溶液； 1.尝试分类套讨论混合后酸碱性，并排列反应后溶液中各离子浓度大小； （10）在常温标准大气压下，往0.1mol/L的氨水中通入HCL气体至c(NH4+)=c(CL-)； 1.请计算所需通入HCL气体的体积；2.排列反应后溶液中各离子浓度大小；（3）盐类水解的应用：1.盐类水解现象例1：解释泡沫灭火器的原理； 例2：向饱和NH4CL溶液加入Mg粉，产生气体，溶液存在哪些粒

22、子并写出离子方程式： 例3：解释盛放Na2CO3的试剂瓶不能用玻璃塞的原因 例4：解释不能通过蒸发FeCL3溶液的方法得到其结晶的原因；（提示：该晶体只在干燥的HCL气流中加热才能得到） 2.用于除杂KNO3（含Fe3+）：加热；MgCL2（FeCL3）：先加入MgO,过滤后再加盐酸；3. 溶液配制与保存（选例）解析：存在Fe3+3H2OFe(OH)3+3H+ ，所以配制FeCL3溶液加少量HCL；同理，配制CuSO4溶液加少量H2SO4。总结：配制易水解的金属盐溶液应加少量的强酸抑制盐的水解。 第四节（难溶电解质的溶解平衡）（1）难溶物在溶液中的溶解平衡（实例）：AgCL(s)CL-(aq)

23、+Ag+(aq),在一定温度下，当沉淀溶解和沉淀生成的速率相等时，得到AgCL（电解质）的饱和溶液，即达到平衡状态，称为难溶电解质的溶解平衡。提问：电离平衡和溶解平衡有什么不同呢？物质类别反应变化过程电离平衡所有电解质已经溶解在溶液中的弱电解质分子与离子之间的转化达到平衡溶解平衡难溶电解质中的强和弱电解质已溶解的溶质与未溶解的溶质之间形成的沉淀与溶解达到平衡（2）沉淀反应的应用：基本认识：沉淀、溶解平衡属于动态平衡，若改变条件会平衡移动，离子和沉淀相互转化。1.生成沉淀：加入沉淀剂与溶液中某些离子生成沉淀，达到分离或除去某些离子的目的。产生沉淀的方法：(A)沉淀剂法：如用H2S、Na2S作沉淀

24、剂使Cu形成沉淀的离子方程式：S2-+Cu2+=CuS，如何选择沉淀剂？ (B)调整溶液pH法：氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶于水，在加入氨水调节pH至78，可使Fe3+转变为Fe(OH)3沉淀而除去。 例1：为除去MgCL2酸性溶液中的FeCL3,可在加热搅拌的条件加入何种物质？ 2.溶解沉淀：减少溶解平衡体系中的某些离子，会使平衡向沉淀溶解方向移动，沉淀溶解；例如：Mg(OH)2溶于盐酸，盐酸的氢离子和平衡体系中的氢氧根离子结合，促使平衡移动；沉淀溶解的方法：(A)生成难电离的物质弱电解质（如：水，氨水，非金属氧化物等）(B)生成易挥发物质气体、挥发性酸（如CO2、H2S等）C加足量的水例1

25、：请解释MgCL2滴加氨水能产生Mg(OH)2但其又能能溶于氯化铵溶液的事实。例:2：请解释FeS不溶于水，但却能溶于稀盐酸中该事实。 例3：请解释CaCO3难溶于稀硫酸，却能溶于醋酸该事实。 3.沉淀的转化：往溶解平衡体系中加入某些离子结合原沉淀电离出来的某种离子形成更难溶的沉淀，根据平衡移动原 理，原溶解平衡会向溶解方向进行，最终生成新的沉淀。实现了溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀。例如：往AgCL平衡体系中加入KI溶液。分析：存在平衡AgCL(s)Ag+(aq)+CL-(aq)，此时生成AgI，降低Ag+浓度，整个平衡体系向右移动，AgCL继续 溶解，而使该AgI(比AgCL更难溶)

26、 的平衡体系往生成AgI方向移动，促使AgCL逐渐转化为更难溶的AgI。提问：为什么AgI比AgCL跟难溶呢？可从该实验中分析该结论吗？ （4）溶度积的简介（溶度积常数）1.基本定义：像电离平衡、水解平衡一样，难溶电解质的溶解平衡也有平衡常数，符号“Ksp”。 在一定温度下，Ksp是一个平衡常数，称为溶度积常数，简称溶度积。2.表达形式：AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq) Ksp=c(Am+)n .c(Bn-)m3.相关性质：KSP的大小与物质本身性质（内因）和温度（外因）有关，与沉淀量无关； KSP反映了难溶电解质在水中的溶解程度KSP越小，溶解度越小。例1：写出AgCL/Mg

27、(OH)2的沉淀溶解平衡和溶度积表达式。 Qc Ksp 溶液液过饱和，溶质结晶析出，直到饱和；Qc =Ksp 溶液处于沉淀溶解平衡状态；Qc Ksp 溶液未饱和，溶质不会析出晶体；4. 基本应用：通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积离子积Qc的相对大小，可以判断难溶电解质在给点条件下沉淀能否生成或沉淀；任意时候都有离子积Qc=c(Am+)n .c(Bn-)m。例2：在AgBr饱和溶液中加入AgNO3溶液，达到平衡时，溶液中AgBr的离子浓度乘积如何变化？C(Br-)如何变化？ 例2：将20mL 0.002mol/L的Na2SO4溶液和20mL0.02mol/L的BaCL2溶液混合时，有B

28、aSO4沉淀生成？并判断SO42-离子是否沉淀完全？（已知BaSO4的Ksp=1.0710-10） 例3：常温0.01mol/L的FeCL3溶液中的Fe3+开始沉淀及沉淀完全时溶液的c(OH-)及pH值。 例4：已知Ksp（PbI2）=7.110-9,，则其饱和溶液中c（I-）为多少？ 1.910-3mol/L 附：酸碱滴定中和实验（实质：H+OH-H2O）1.中和滴定计算依据：酸和碱起反应的物质的量之比等于它们的化学计量数之比。2.中和滴定实验细节：所需试剂：0.1mol/L的HCL溶液，NaOH溶液（未知浓度）、酚酞溶液、蒸馏水所需仪器：滴定管夹、锥形瓶、洗瓶、铁架台、烧杯 玻璃型酸式滴定

29、管（用于酸性、氧化性的试剂，因为它们会腐蚀橡胶） 橡胶型碱式滴定管（用于碱性试剂，碱性物会与玻璃反应生成硅酸钠，使活塞无法打开）实验过程：A：滴定管的准备：检漏洗涤润洗注液赶气泡调液面纪录 B：锥形瓶的准备：注碱液计读数加指示剂 C：滴定：左手控制滴定管活塞，右手不断摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中颜色变化。 D：终点的判断：等到滴入（不能过快）最后一滴标准液，指示剂变色，且半分钟内不恢复原来颜色， 视为滴定终点并记录标准液的体积。 E：读数：注意使视线与滴定管内液体的凹液面最低处水平相切。 F：数据记录并分析处理：按上操作重复23次，求出用去标准盐酸体积的平均值 根据：c(NaOH)=c(HCL)v(HCL)/v(NaOH）