湖北省黃岡市2019高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 水溶液中的離子平衡導(dǎo)學(xué)案.doc

水溶液中的離子平衡李仕才【課前預(yù)習(xí)】第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離平衡知識(shí)點(diǎn)一強(qiáng)、弱電解質(zhì)1電解質(zhì)與非電解質(zhì)(1)電解質(zhì)：在_里或_狀態(tài)下能導(dǎo)電的_；(2)非電解質(zhì)：在水溶液里和熔融狀態(tài)下_不能導(dǎo)電的_。2強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)(1)概念 (2)與化合物類型的關(guān)系強(qiáng)電解質(zhì)主要是大部分_化合物及某些_化合物。弱電解質(zhì)主要_化合物。3電離方程式的書寫(1)強(qiáng)電解質(zhì)用_，弱電解質(zhì)用_。(2)多元弱酸分步電離，且第一步電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步，如碳酸電_。(3)多元弱堿電離方程式一步寫成，如氫氧化鐵電離方程式：_。知識(shí)點(diǎn)二弱電解質(zhì)的電離平衡1概念弱電解質(zhì)的電離平衡是指在一定條件下(溫度、濃度)，弱電解質(zhì)_的速率和_的速率相等的狀態(tài)。如下圖所示：2特征3外界條件的影響電離平衡是一個(gè)吸熱過(guò)程，主要受溫度、濃度的影響。(1)濃度：增大弱電解質(zhì)的濃度，電離平衡_移動(dòng)，溶質(zhì)分子的電離程度減??；增大離子的濃度，電離平衡向左移動(dòng)，溶質(zhì)分子的電離程度_。(2)溫度：升高溫度，電離平衡_移動(dòng)，電離程度增大；降低溫度，電離平衡向左移動(dòng)，電離程度_。 知識(shí)點(diǎn)三電離常數(shù)1表達(dá)式對(duì)一元弱酸HA： HAHAKa_。對(duì)一元弱堿BOH： BOHBOHKb_。2特點(diǎn)(1)電離常數(shù)只與_有關(guān)，升溫，K值_。(2)多元弱酸的各級(jí)電離常數(shù)的大小關(guān)系是Ka1Ka2Ka3，所以其酸性主要決定于第一步電離。3意義電離常數(shù)數(shù)值的大小，可以估算弱電解質(zhì)電離的趨勢(shì)。K值越大，電離程度越大，酸(或堿)性越強(qiáng)。如相同條件下常見(jiàn)弱酸的酸性強(qiáng)弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO第2節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性知識(shí)點(diǎn)一水的電離1電離方程式水是一種_的電解質(zhì)，H2OH2O_，簡(jiǎn)寫為_(kāi)。2水的離子積常數(shù)(1)符號(hào)：_。(2)公式：KW_，25 時(shí)KW_。3影響KW大小的因素(1)水的電離過(guò)程是個(gè)_的過(guò)程，故溫度升高，H2O的KW_。(2)水的離子積是水電離平衡時(shí)的性質(zhì)，不僅適用于純水，也適用于稀的_水溶液，只要_不變，KW就不變。4影響水的電離平衡的因素(1)酸、堿均可_水的電離；(2)升高溫度可_水的電離；(3)易水解的鹽均可_水的電離；(4)活潑金屬(Na)可_水的電離。知識(shí)點(diǎn)二溶液的酸堿性與pH1溶液的酸堿性溶液的酸堿性是由溶液中c(H)與c(OH)相對(duì)大小決定的：(1)c(H)_c(OH)，溶液呈酸性；(2)c(H)_c(OH)，溶液呈中性；(3)c(H)_c(OH)，溶液呈堿性。2pH(1)計(jì)算公式：pH_。(2)適用范圍：_。(3)表示意義：表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱，pH越小，酸性越強(qiáng)；pH越大，堿性越強(qiáng)。3pH試紙的使用方法：把一小塊pH試紙放在玻璃片(或表面皿)上，用蘸有待測(cè)液的玻璃棒點(diǎn)在試紙的中央，試紙變色后，與_比較來(lái)確定溶液的pH。知識(shí)點(diǎn)三酸堿中和滴定1主要儀器(1)滴定管滴定管分為_(kāi)滴定管和_滴定管。酸性溶液裝在_滴定管中，堿性溶液裝在_滴定管中。如圖所示：(2)錐形瓶、燒杯、鐵架臺(tái)、滴定管夾等。2主要試劑標(biāo)準(zhǔn)液、待測(cè)液、_、蒸餾水。3實(shí)驗(yàn)操作(用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測(cè)NaOH溶液)(1)準(zhǔn)備滴定管：_洗滌_裝液調(diào)液面記錄。錐形瓶：注堿液記讀數(shù)加指示劑。(2)滴定左手_，右手_，眼睛注視錐形瓶中溶液的顏色變化，滴定至終點(diǎn)，記下讀數(shù)。(3)計(jì)算平行滴定_次，取平均值求出結(jié)果。4常用酸堿指示劑及變色范圍指示劑變色范圍的pH石蕊<5紅色58_>8藍(lán)色甲基橙<3.1_3.14.4橙色>4.4黃色酚酞<8無(wú)色810_>10_第三節(jié) 鹽類的水解知識(shí)點(diǎn)一鹽類水解的原理1定義：在溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟_結(jié)合生成_的反應(yīng)。2實(shí)質(zhì)3特點(diǎn)4規(guī)律有弱才水解，越弱越水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性；同強(qiáng)顯中性。鹽的類型實(shí)例是否水解水解的離子溶液的酸堿性溶液的pH強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽NaCl、KNO3強(qiáng)酸弱堿鹽NH4Cl、Cu(NO3)2弱酸強(qiáng)堿鹽CH3COONa、Na2CO3知識(shí)點(diǎn)二水解反應(yīng)方程式的書寫1書寫形式鹽水_鹽中的離子水?_2書寫規(guī)律(1)多元弱酸的正鹽(如Na2S)：_(主要)，_(次要)。(2)多元弱堿的正鹽(如AlCl3)：_。(3)雙水解反應(yīng)(如Na2S與AlCl3溶液混合)_。知識(shí)點(diǎn)三影響鹽類水解的因素1內(nèi)因酸或堿越弱，其對(duì)應(yīng)的弱酸陰離子或弱堿陽(yáng)離子的水解程度_，溶液的堿性或酸性_。2外因因素水解平衡水解程度水解產(chǎn)生離子的濃度升高溫度濃度增大減小外加酸堿酸弱酸根離子的水解程度_，弱堿陽(yáng)離子的水解程度_堿弱酸根離子的水解程度_，弱堿陽(yáng)離子的水解程度_第四節(jié) 難溶電解質(zhì)的溶解平衡知識(shí)點(diǎn)一溶解平衡和溶度積常數(shù)1溶解平衡的建立固體溶質(zhì)溶液中的溶質(zhì)(1)v溶解_v沉淀，固體溶解(2)v溶解_v沉淀，溶解平衡(3)v溶解_v沉淀，析出晶體2溶解平衡的特點(diǎn)3電解質(zhì)在水中的溶解度20 時(shí)，電解質(zhì)在水中的溶解度與溶解性存在如下關(guān)系：4溶度積常數(shù)及其應(yīng)用(1)表達(dá)式對(duì)于溶解平衡MmAn(s)mMn(aq)nAm(aq)，Ksp_。Ksp僅受_的影響。(2)溶度積規(guī)則某難溶電解質(zhì)的溶液中任一情況下有關(guān)離子濃度的乘積Qc(離子積)與Ksp的關(guān)系知識(shí)點(diǎn)二沉淀溶解平衡的影響因素1內(nèi)因：難溶物質(zhì)本身的性質(zhì)，這是主要決定因素。2外因(1)濃度：加水稀釋，平衡向_方向移動(dòng)，但Ksp_。(2)溫度：絕大多數(shù)難溶鹽的溶解是_過(guò)程，升高溫度，平衡向_方向移動(dòng)，Ksp_。(3)其他：向平衡體系中加入可與體系中某些離子反應(yīng)生成更難溶或更難電離或氣體的離子時(shí)，平衡向溶解方向移動(dòng)，但Ksp不變。知識(shí)點(diǎn)三沉淀溶解平衡的應(yīng)用1沉淀的生成(1)調(diào)節(jié)pH法如除去NH4Cl溶液中的FeCl3雜質(zhì)，可加入氨水調(diào)節(jié)pH至78，離子方程式為_(kāi)。(2)沉淀劑法如用H2S沉淀Cu2，離子方程式為：_。2沉淀的溶解(1)酸溶解法如CaCO3溶于鹽酸，離子方程式為_(kāi)。(2)鹽溶液溶解法如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，離子方程式為 _。(3)氧化還原溶解法如不溶于鹽酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3。(4)配位溶解法如AgCl溶于氨水，離子方程式為_(kāi)。3沉淀的轉(zhuǎn)化(1)實(shí)質(zhì)：_的移動(dòng)(沉淀的溶解度差別_，越容易轉(zhuǎn)化)。(2)應(yīng)用：鍋爐除垢、礦物轉(zhuǎn)化等。