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

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-]=10-7mol/L;KW=[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+n（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76、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＝4B、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＝7C、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＞7D、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①FeS②NaI③NaHSO4④KF⑤NH4NO3⑥C17H35COONa（2）浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是（）①酸性：H2SH2Se②碱性：Na2SNaHS③碱性：HCOONaCH3COONa④水的电离程度：NaAcNaAlO2⑤溶液的pH：NaHSO3Na2SO4NaHCO3NaClO2、盐类水解的特点：（1）可逆（2）程度小（3）吸热下列说法错误的是：A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在；B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈红色，加热红色变深；C、NH4Cl溶液呈酸性这一事实能说明氨水为弱碱；D、在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离。3、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热）②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）Na2CO3溶液呈碱性原原因用方程式表示为；能减少Na2CO3溶液中CO32-浓度的措施可以是（）①加热②加少量NaHCO3固体③加少量(NH4)2CO3固体④加少量NH4Cl⑤加水稀释⑥加少量NaOH4、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4-②电离程度＞水解程度，显酸性（如:HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞电离程度，显碱性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）写出NaH2PO4溶液中所有的水解和电离方程式，并指示溶液中[H3PO4]、[HPO42-]与[H2PO4-]的大小关系。5、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应（即弱酸弱碱盐）。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。其促进过程以NH4Ac为例解释如下：NH4Ac==NH4++Ac-NH4++H2ONH3·H2O+H+Ac—+H2OHAc+OH-两个水解反应生成的H+和OH—反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减少，平衡均右移。（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的方程式写“==”并标“↑↓”，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑写出Al3+与CO32-、HCO3-在水溶液中反应的离子方程式：，；在足量Na2CO3溶液中加少量硫酸铝溶液的离子方程式为，泡沫灭火器中使用硫酸铝与小苏打而不用纯碱的原因是；能鉴别Na2CO3、NaOH、NaCl、AgNO3和苯酚钠五种溶液的一种试剂是。6、盐类水解的应用：①混施化肥（N、P、K三元素不能变成↑和↓）②泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解）③FeCl3溶液止血剂（血浆为胶体，电解质溶液使胶体凝聚）④明矾净水（Al3+水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉）⑤NH4Cl焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）⑥判断溶液酸碱性（强者显性）⑦比较盐溶液离子浓度的大小⑧判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存）⑨配制盐溶液（加对应的酸防止水解）七、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+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、CaCO3(s)Ca2++CO32-八、溶液中微粒浓度的大小比较1、基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系：①电荷守恒（电荷数前移）:任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和②物料守恒(原子个数前移):某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和③质子守恒(得失H+个数前移):：∑得质子后形成的微粒浓度·得质子数==∑失质子后形成的微粒浓度·失质子数九、酸碱中和滴定十、溶解平衡1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识（1）溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。生成难溶电解质的反应为完全反应，用“=”。（2）反应后离子浓度降至1×10-5mol/L以下的反应为完全反应，用“=”。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。（4）掌握