16-17版：第三章-水溶液中的离子平衡章末总结(步步高)(共11页).docx

精选优质文档-----倾情为你奉上章末总结[学习目标定位]　1.正确理解弱电解质的电离平衡及其平衡常数2.掌握溶液酸碱性规律与pH的计算3.掌握盐类水解的规律及其应用4.会比较溶液中粒子浓度的大小5.会分析沉淀溶解平衡及其应用一　弱电解质的电离平衡与电离常数1．弱电解质的电离平衡电离平衡也是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是(1)浓度：浓度越大，电离程度越小在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小2)温度：温度越高，电离程度越大因电离是吸热过程，升温时平衡向右移动3)同离子效应：如向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO－的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移4)能反应的物质：如向醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大2．电离常数(电离平衡常数)以CH3COOH为例，K＝，K的大小可以衡量弱电解质电离的难易，K只与温度有关对多元弱酸(以H3PO4为例)而言，它们的电离是分步进行的，电离常数分别为K1、K2、K3，它们的关系是K1≫K2≫K3，因此多元弱酸的强弱主要由K1的大小决定例1】　下表是几种常见弱酸的电离方程式及电离平衡常数(25 ℃)。

酸电离方程式电离平衡常数KCH3COOHCH3COOHCH3COO－＋H＋1.76×10－5H2CO3H2CO3H＋＋HCOHCOH＋＋COK1＝4.31×10－7K2＝5.61×10－11H3PO4H3PO4H＋＋H2POH2POH＋＋HPO2－4HPOH＋＋POK1＝7.52×10－3K2＝6.23×10－8K3＝2.20×10－13下列说法正确的是(　　)A．温度升高，K减小B．向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，c(H＋)/c(CH3COOH)将减小C．等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)>pH(Na3PO4)D．PO、HPO和H2PO在溶液中能大量共存3．电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系实例CH3COOHCH3COO－＋H＋ΔH>0NH3·H2ONH＋OH－　ΔH>0改变条件平衡移动方向电离平衡常数c(H＋)c(OH－)平衡移动方向电离平衡常数c(OH－)c(H＋)加水稀释向右不变减小增大向右不变减小增大加HCl向左不变增大减小向右不变减小增大加NaOH向右不变减小增大向左不变增大减小加CH3COONH4向左不变减小增大向左不变减小增大升高温度向右变大增大向右变大增大【例2】　在0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，对于该平衡体系下列叙述正确的是(　　)A．加入水时，平衡逆向移动B．加入少量NaOH固体，平衡正向移动C．加入少量0.1 mol·L－1盐酸，溶液中c(H＋)减小D．加入少量CH3COONa固体，平衡正向移动二　溶液酸碱性规律与pH计算方法1．溶液的酸碱性规律溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小：溶液类别c(H＋)与c(OH－)的关系室温(25 ℃)数值pH中性溶液c(H＋)＝c(OH－)c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol·L－1＝7酸性溶液c(H＋)> c(OH－)c(H＋)>10－7 mol·L－1<7碱性溶液c(H＋)< c(OH－)c(H＋)<10－7 mol·L－1>7特别提示　常温下，溶液酸碱性判定规律(1)pH相同的酸(或碱)，酸(或碱)越弱，其物质的量浓度越大。

2)pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数时，强酸溶液的pH变化大例3】　等浓度的下列稀溶液：①乙酸、②苯酚、③碳酸、④乙醇，它们的pH由小到大排列正确的是(　　)A．④②③① B．③①②④ C．①②③④ D．①③②④2．pH的计算方法(1)基本方法思路先判断溶液的酸碱性，再计算其pH：①若溶液为酸性，先求c(H＋)，再求pH②若溶液为碱性，先求c(OH－)，再由c(H＋)＝求出c(H＋)，最后求pH2)稀释后溶液的pH估算①强酸pH＝a，加水稀释10n倍，则pH＝a＋n②弱酸pH＝a，加水稀释10n倍，则a

通过溶液的颜色变化判断反应终点，测出消耗酸(或碱)溶液的体积，根据化学方程式中酸与碱物质的量之比求出未知溶液的浓度对于一元酸碱，则有：c酸·V酸＝c碱·V碱三　三角度解读盐类水解基本规律1．盐溶液的酸碱性规律盐的类别溶液的酸碱性原因强酸弱碱盐呈酸性，pH<7弱碱阳离子与H2O电离出的OH－结合，使c(H＋)>c(OH－)水解实质：盐电离出的阴离子、阳离子与H2O电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质强碱弱酸盐呈碱性，pH>7弱酸根阴离子与H2O电离出的H＋结合，使c(OH－)>c(H＋)强酸强碱盐呈中性，pH＝7，H2O的电离平衡不被破坏，不水解弱酸的酸式盐若电离程度>水解程度，c(H＋)>c(OH－)，呈酸性，如NaHSO3、NaHC2O4若电离程度<水解程度，c(H＋)

6)越弱越水解——组成盐的酸根对应的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”规律特别提示　(1)能发生完全双水解反应的离子不能大量共存，反应进行完全，产生沉淀或气体，如2Al3＋＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑，Fe3＋＋3HCO===Fe(OH)3↓＋3CO2↑2)相同温度下，Ka(HA)>Ka(HB)，即HA的酸性比HB强，那么相同浓度时B－的水解程度比A－大相同浓度的NaA、NaB溶液中：c(A－)>c(B－)，c(HA)HClOB．pH：HClO>HCNC．与NaOH恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClO>HCND．酸根离子浓度：c(CN－)

2)酸式盐离子的电离与水解：HR－＋H2OR2－＋H3O＋(电离，电离出H＋)HR－＋H2OH2R＋OH－(水解，产生OH－)【例6】　根据水解反应离子方程式的书写原则及其注意的问题，判断下列选项正确的是(　　)A．FeCl3＋3H2O===Fe(OH)3↓＋3HClB．Al2S3＋6H2O2Al(OH)3＋3H2SC．S2－＋2H2OH2S＋2OH－D．HCO＋H2OH2CO3＋OH－四　溶液中粒子(离子、分子)浓度大小比较的“二三四”规则1．明确两个“微弱”(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的离子的浓度小于弱电解质分子的浓度如弱酸HA溶液中c(HA)>c(H＋)>c(A－)>c(OH－)2)单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的，水解生成的粒子的浓度小于盐电离产生的离子的浓度如弱酸盐NaA溶液中c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(HA)>c(H＋)特别提示　多元弱酸要考虑分步电离(Ka1>Ka2>Ka3)，多元弱酸的正盐要依据分步水解分析离子浓度，如Na2CO3溶液中，c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋)2．熟知三个守恒(1)电荷守恒规律：电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。

如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，必存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)2)物料守恒规律(原子守恒)：电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)3)质子守恒规律：质子即H＋，酸碱反应的本质是质子转移，能失去质子的酸失去的质子数和能得到质子的碱得到的质子数相等如NaHCO3溶液中，，所以c(H2CO3)＋c(H3O＋)＝c(CO)＋c(OH－)，即c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(C。