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430复习梳理答案

发布时间:2013-10-27 08:42:22  

2011-2012学年度第一学期高二化学选修4《化学反应原理》第三章复习梳理案 编号:030 班级: 姓名: 学习小组: 层级编码: 组内评价: 教师评价:

第三章 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。 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:弱酸和弱碱,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。

1、水是一种极弱的,它能微弱的电离,+

-7

+

-7

+

-14

+-,

-7

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

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

考点4 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 mol/L或c(H)〉 c(OH);碱性溶液的判断标准有PH〉7、 c(H)〈1×10 mol/L或c(H)〈c(OH);中性溶液的判断标准有PH=7、c(H)=1×10 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 ;c(OH)= 10

+

+

-PH

--(14-PH)+

+

+

-7

+

+

-7

+

+

-7

+

+

+

+

+

+

-12

+

-7

-14

+

-6

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 ,测定范围 ,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

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

+

+

+

+

+

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 水的电离和水的离子积常数

温故而知新,可以为师矣

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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 = 。 考点8 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 或 OH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;②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9 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“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考点10 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 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浓度的关系: (1)不等关系

单一溶液 如Na2S溶液有: (2)等式关系

①电荷守恒(指溶液中的阳离子所带的正电荷总数于阴离子所带的负电荷总数相等,即溶液呈 电中性。)

如:NH4Cl溶液: ②物料守恒(即原子个数守恒或质量守恒)

+

+

+

+

+

+

-+

———+-

如:Na2S溶液: ③质子守恒(即水电离的H和OH的量相等)

如纯碱溶液c(H)水 = c(OH)水;c(H)水 =c(HCO3)+2c(H2CO3)+ c(H)

即c(OH)= NH4Cl溶液: 考点11 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: 、 、 。

①升温, ,因盐类水解反应是吸热反应。②浓度:浓度越小, ③溶液的酸碱度:促进或抑制盐的水解。 2、盐类水解的利用

以下情况必须考虑盐类的水解:

①判断盐溶液的酸碱性,如纯碱溶液呈 性;

+

+

-+

+

-

”连接,易挥发性的物质不标“↑”, ②比较盐溶液中离子浓度的大小:

③配制盐溶液。如配制FeSO4溶液时,应加入少量的 ; ④物质鉴别。如鉴别NaCl和Na2CO3两种溶液时可 来判断; ⑤制备物质:如Fe(OH)3胶体的制备: ⑥用盐作净水剂时,如明矾净水的原理是 ⑦蒸干溶液产物的判断。如AlCl3溶液蒸干并灼烧可得 。 考点11 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 。

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12 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 CO3 的浓度,使平衡向溶解的方向移动; ,如使CuS沉淀溶解,可以加入 HNO3 ,减少溶液中 Cu 的浓度,使平衡向溶解的方向移动; ,如溶解AgCl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转化的方程式可以表示为

ZnS + Cu=CuS+Zn 。

2+

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2+

2-

学而时习之,不亦乐乎

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