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1、精选优质文档-倾情为你奉上水溶液中的离子平衡学案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。强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。弱电解质：弱酸、弱碱和水。混和物纯净物 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：电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO
2、2等属于非电解质 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）【思考】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。【思考】 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
3、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。二、水的电离和溶液的酸碱性1、水的电离平衡：H2OH+ + OH- 水的离子积：KW = H+OH- 25时, H+=OH- =10-7 mol/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：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）温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）易水解的盐：促进水的电离（pH之和为14两种
4、水解盐溶液中水的电离被同等的促进）【思考】试比较pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10 Na2CO3四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= -lgH+ 注意：酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ；pH7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）； 碱性溶液不一定是碱溶液（可能是 溶液）。【思考】已知100时，水的KW=110-12，则该温度下NaCl的水溶液中H+= ，pH = ，溶液呈 性。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、
5、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：事先不能用水湿润PH试纸；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58紫色8蓝色甲基橙3.1红色3.14.4橙色4.4黄色酚酞8无色810浅红10红色【思考】试根据上述三种指示剂的变色范围，回答下列问题：强酸滴定强碱最好选用的指示剂为： 原因是 ；强碱滴定强酸最好选用的指示剂为： ，原因是 ；中和滴定不
6、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： H+混 =（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、强碱与强碱的混合： 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： 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！【思考】 将pH=1的HCl和pH=5的H2SO4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= ；将pH=10的NaOH溶液和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液后pH= 。四、稀释过
7、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 2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀pH原+n 3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原n 4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀pH原n 5、任何溶液稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；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。 【思考】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=10的NaOH溶液稀释100倍后溶液的pH变为 ；pH=10的NaAc溶
8、液稀释10倍后溶液的pH为 。【思考】pH=5的稀硫酸稀释1000倍后溶液中H+ ：SO42-= ；五、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解规律：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。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)2、盐类水解的特点：（1）可逆 （2）程度小 （3）吸热3、影响盐类水解的外界因素： 温度 浓度 酸碱 【思考】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
9、为弱碱；D、在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离。【思考】 Na2CO3溶液呈碱性原因用离子方程式表示为 _ ；能减少Na2CO3溶液中CO32- 浓度的措施可以是（ ）加热 加少量NaHCO3固体 加少量(NH4)2CO3固体 加少量NH4Cl 加水稀释 加少量NaOH4、酸式盐溶液的酸碱性：只电离不水解：如HSO4- 电离程度水解程度，显酸性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度电离程度，显碱性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）【思考】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：
10、（图示及反应） 6、盐类水解的应用：（略）六、溶液中微粒浓度的大小比较 （三大守恒：电荷守恒 物料守恒 质子守恒）【思考】分析Na2CO3溶液 和NaHCO3溶液中的三大守恒及离子浓度大小关系七、溶解平衡1、电离平衡、水解平衡、溶解平衡的共性 加水均能促进三大平衡； 加热均能促时三大平衡（溶解平衡个别例外）； 三大平衡均为水溶液中的平衡，故都不受压强的影响； 均遵循勒夏特列原理。2、Qc与K Qc为浓度商 K为平衡常数 化学平衡常数(K)、电离常数(Ka)、水解常数(Kb)、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：QcK，过平衡状态，反应将逆向进行；Qc=K，平衡状态；
11、QcK，未平衡状态，反应将正向进行【思考】（1）对于Ag2S(s) 2Ag+(aq) + S2-(aq)，其Ksp的表达式为 （2）下列说法中不正确的是 用稀HCl洗涤AgCl沉淀比用水洗涤损耗AgCl小； 一般地，物质的溶解度随温度的升高而增加，故物质的溶解大多是吸热的； 对于Al(OH)3(s) Al(OH)3 Al3+ + 3OH-，前者为溶解平衡，后者为电离平衡； 除去溶液中的Mg2+，用OH-沉淀比用CO32-好，说明Mg(OH)2的溶解度比MgCO3大; 【思考】已知25时CaSO4的Ksp=9.110-6，若将0.02mol/L的Na2SO4溶液与0.004mol/LCaCl2溶
12、液等体积混合，试通过计算溶液中是否有沉淀析出?2 方法、归纳和技巧1、溶液导电能力的变化 【例1】把0.05mol NaOH固体分别加入到100mL下列液体中，溶液导电能力变化最小的是 A0.05 molL1 硫酸 B0.6 molL1盐酸 C0.5 molL1的醋酸； D0.5 molL1KCl溶液 方法：写将化学程式改为离子方程式的第一步，比较反应前后溶液中离子数的变化 关键：不需考虑弱电解质的电离及离子的水解；注意加入物质是否过量2、水电离出的H+浓度为已知条件的离子共存判断 【例2】在由水电离产生的c（H+）=110-14mol/L的溶液中，一定可以大量共存离子组是A)NH4+,Al3+,Br-,SO42- B)Na+,Mg2+,Cl-,NO3- C)K+,Ba2+,Cl-,NO3- D)K+,Na+,SO32-,SO42-【例3】由水电离产生的c（H+）=110-5mol/L的溶液，其溶质可能是 A、NaHSO4 B、AlCl3 C、H2SO4 D、NaH2PO4注意：若由水电离产生的H+浓度大于10-7mol/L，则溶液一定呈酸性，溶质中一定有强酸弱碱盐。3、“14”规则的运用【例4】将pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水等体积混合后，溶液中离子浓度关系正确的是： A NH4+Cl- HOH- BNH4+Cl- OH
