【高中化学】同步知识清单：（新人教版选择性必修1）第3章 水溶液中的离子反应与平衡

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第三章 水溶液中的离子反应与平衡第一节 电离平衡一、强电解质和弱电解质1、电解质：在水溶液中或 熔融状态下 能导电的化合物。2、非电解质：在水溶液中和 熔融状态下 均以分子形式存在，因而不能导电的化合物。3、强电解质和弱电解质(1)实验探究盐酸和醋酸的电离程度(2)强电解质与弱电解质的比较二、弱电解质的电离平衡1、电离平衡状态(1)概念：在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子 电离成离子的速率 与 离子结合成弱电解质分子的速率 相等，溶液中各分子和离子的 浓度 都不再发生变化，电离过程就达到了电离平衡状态。(2)建立过程2、电离方程式的书写(1)强电解质：完全电离，在写电离方程式时，用“===”。(2)弱电解质：部分电离，在写电离方程式时，用“⇄”。3、电离平衡的影响因素(1)温度：弱电解质的电离一般是 吸热 过程，升高温度使电离平衡向 电离 的方向移动，电离程度 增大 。(2)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，离子相互碰撞结合为分子的几率 越小 ，电离程度 越大 。(3)同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动，电离程度 减小 。(4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向 电离 方向移动。三、电离平衡常数1、概念：在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的 各种离子浓度的乘积 ，与溶液中 未电离分子的浓度 之比是一个常数，简称电离常数，用K表示。2、电离平衡常数的表示方法AB＝A＋＋B－　K＝eq \f(cA＋·cB－,cAB)3、弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越 大 ，酸(或碱)性越 强 。4．电离常数的影响因素(1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数 不同 ，说明电离常数首先由物质的 本性 所决定。(2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与 温度 有关，由于电离为 吸热 过程，所以电离平衡常数随 温度升高 而增大。5、电离常数的计算——三段式法例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOHCH3COOH ⇄CH3COO－＋H＋起始浓度/mol·L－1 ： a 0 0变化浓度/mol·L－1 ： x x x平衡浓度/mol·L－1 ： a－x x x则Ka＝eq \f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)＝eq \f(x2,a－x)≈eq \f(x2,a)6、实验探究：CH3COOH与H2CO3酸性强弱比较7、镁条与等浓度、等体积盐酸、醋酸的反应第二节 水的电离和溶液的pH一、水的电离1、水的电离(1)水是一种极弱的电解质。(2)水的电离方程式为H2O＋H2O ⇄H3O＋＋OH－，简写为H2O ⇄H＋＋OH－。(3)水的电离平衡常数K电离＝eq \f(cH＋·cOH－,cH2O)。2、水的离子积常数(1)含义：因为水的浓度可看作常数，所以水中的 c(H＋)·c(OH－) 可看作常数，称为水的 离子积常数 ，简称水的离子积，用KW表示。(2)表达式与数值：表达式KW＝ c(H＋)·c(OH－) ，室温时，KW＝1.0×10－14。(3)影响因素：KW只受温度影响，由于水的电离是 吸热 过程，温度升高，KW增大。3、外界条件对水的电离平衡的影响分析下列条件的改变对水的电离平衡H2O ⇄H＋＋OH－　ΔH>0的影响，并填写下表：二、溶液的酸碱性与pH1．25 ℃时，分析下列溶液的氢离子和氢氧根离子浓度2、溶液的酸碱性与溶液中c(H＋)、c(OH－)的关系任何水溶液中都有H＋和OH－。3．溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系特别提醒　pH计算公式中c(H＋)：强酸溶液：c(H＋)＝n·c(HnA) ；若强碱溶液：c(H＋)＝eq \f(Kw,cOH－)＝eq \f(Kw,n·c[BOHn])。4、溶液酸碱性的测定方法(1)利用pH试纸测定。使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的 玻璃片或表面皿上 ，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与 标准比色卡 对照，读出pH。①广泛pH试纸：其pH范围是 1～14 (最常用)，可以识别的pH差约为 1 。②精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值。③专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用 pH试纸 。(2)用pH计测量。pH计也叫 酸度计 ，该仪器可精密测量溶液的pH。其量程为 0～14 。5、pH的应用pH在医疗、生活、环保、农业生产和 科学实验 中都有重要的应用。溶液pH的控制常常是影响实验结果或 产品质量、产量 的一个关键因素。6、酸碱溶液稀释时pH的变化图像(1)pH相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图(2)c相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图可以看出无论是c相等还是pH相等，加水稀释相同倍数pH变化大的都是 强酸或强碱 。7、酸碱溶液稀释时pH的变化三、酸碱中和滴定实验1、概念和原理(1)概念：依据中和反应，用已知浓度的 酸(或碱) 来测定未知浓度的 碱(或酸) 的方法。(2)原理：在中和反应中，酸提供的H＋与碱提供的OH－之间的 物质的量 相等 。即： c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱 ，则c(H＋)＝eq \f( cOH－·V碱,V酸)或c(OH－)＝eq \f(cH＋·V酸,V碱)。2、主要仪器使用(1)仪器：滴定管，铁架台，滴定管夹， 锥形瓶 ， 烧杯 。仪器a是 酸式滴定管 ，仪器b是 碱式滴定管 。精密度： 0.01 mL。(2)滴定管的使用方法①检查仪器：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。②润洗仪器：在加入溶液之前，洁净的滴定管要用所要盛装的溶液 润洗 2～3遍。③加入溶液：分别将溶液加入到相应滴定管中，使液面位于滴定管 0 刻度线以上。④调节起始读数：在滴定管下放一烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分充满溶液，然后调节滴定管液面使其处于 “0”刻度 或 “0”刻度以下的某一刻度 。准确读取数值并记录。3、主要试剂(1)待测液；(2)标准液；(3)指示剂(一般用 酚酞或甲基橙 ，一般不用石蕊，颜色改变不明显)。4、指示剂的选择(1)原理：由曲线可以看出，在酸、碱中和滴定过程中，溶液的pH在接近滴定终点时有一个突变过程，在此范围内，滴加很少的酸(或碱)，溶液的pH就有很大的变化，能使指示剂的颜色变化明显，所以即使酚酞、甲基橙的变色不在恰好中和的pH＝7的点上，但体积差距很小，可以忽略不计。(2)酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)5、滴定操作(1)滴速：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇，甚至半滴一摇，利用锥形瓶内壁承接尖嘴处悬挂的半滴溶液。(2)终点的判断：滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在 半分钟 内不变回原色，视为 滴定 终点。6、数据处理为减少实验误差，重复实验 2～3 次，求出所用标准溶液体积的 平均值 ，然后再计算待测液的 物质的量 浓度。7、常见的误差分析第三节 盐类的水解一、盐类的水解1、探究盐溶液的酸碱性2、盐溶液呈现不同酸碱性的原因理论解释：溶液中不生成 弱电解质 ，水的电离平衡未受影响，溶液中c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈 中 性。3、盐类的水解(1)概念：在溶液中，由盐电离出来的弱离子跟水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。(2)实质：生成弱酸或弱碱，使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡。(3)特征：①一般是可逆反应，在 一定 条件下达到化学平衡；②盐类水解反应是 中和 反应的逆反应。③盐类水解是 吸热 反应。二、影响盐类水解的主要因素1、反应物本身性质的影响盐类水解程度的大小主要由 盐的性质 所决定的，生成盐的弱酸(或弱碱)越难 电离 (电离常数越小)，盐的水解程度 越大 ，即越弱越水解。2、实验探究反应条件对盐类水解程度的影响已知FeCl3发生水解反应的离子方程式：Fe3＋＋3H2O ⇄Fe(OH)3＋3H＋，根据实验操作填写下表：3、盐的水解常数(1)表达式以CH3COONa为例：CH3COO－＋H2O ⇄CH3COOH＋OH－Kh＝eq \f(cCH3COOH·cOH－,cCH3COO－)，只与 温度 有关。(2)与对应弱酸电离常数的关系Ka＝eq \f(cH＋·cCH3COO－,cCH3COOH) 所以，Kh·Ka＝Kw或Kh＝eq \f(Kw,Ka)。弱酸或弱碱的电离常数 越小 (越弱)，其生成的盐水解的程度就 越大 。三、盐类水解的应用1、在化学实验中的应用2、在生产生活中的应用四、溶液中的守恒关系1、电荷守恒：电解质溶液中 阳离子 所带的电荷总数与 阴离子 所带的电荷总数 相等 。即电荷守恒，溶液呈 电中性 。2、元素质量守恒：在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离， 离子 的存在形式发生了变化，就该 离子 所含的某种元素来说，其质量在反应前后是 守恒 的，即 元素质量 守恒。如：Na2CO3溶液中：①eq \f(nNa＋,nCO\o\al(2－,3))＝eq \f(2,1)，即n(Na＋)＝2c(COeq \o\al(2－,3))，COeq \o\al(2－,3)在水中部分会水解成HCOeq \o\al(－,3)、H2CO3，共三种含碳元素的存在形式。②c(Na＋)＝2[c(COeq \o\al(2－,3))＋c(HCOeq \o\al(－,3))＋c(H2CO3)]。3、质子守恒方法一：可以由电荷守恒与元素质量守恒推导出来。如Na2CO3中将电荷守恒和元素质量守恒中的金属阳离子消去得c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCOeq \o\al(－,3))＋2c(H2CO3)。方法二：质子守恒是依据水的电离平衡：H2O＝H＋＋OH－，水电离产生的H＋和OH－的物质的量总是相等的，无论在溶液中由水电离出的H＋和OH－以什么形式存在。如：Na2CO3溶液中即：c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCOeq \o\al(－,3))＋c(H3O＋)或c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCOeq \o\al(－,3))＋c(H＋)。第四节 沉淀溶解平衡一、难溶电解质的沉淀溶解平衡1、25 ℃时，溶解性与溶解度的关系2、难溶电解质的沉淀溶解平衡(1)沉淀溶解平衡的建立(2)沉淀溶解平衡方程式以AgCl沉淀溶解平衡为例：AgCl(s)===Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。(3)沉淀、溶解之间这种动态平衡也决定了Ag＋与Cl－的反应 不能完全 进行到底。一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于 1×10－5 mol·L－1 时，化学上通常认为生成沉淀的反应进行 完全 了。3、难溶电解质沉淀溶解平衡的影响因素已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)===Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)Q：离子积对于AmBn(s)===mAn＋(aq)＋nBm－(aq)任意时刻Q＝cm(An＋)·cn(Bm－)。(1)Q>Ksp，溶液过饱和，有 沉淀 析出，直至溶液 饱和 ，达到新的平衡。(2)Q＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于 平衡状态 。(3)Qc(OH－)c(H＋)> 1×10－7 mol·L－1中性溶液c(H＋)＝c(OH－)c(H＋)＝ 1×10－7 mol·L－1碱性溶液c(H＋)7pH>7pH>7pHHY>HZ配制或贮存易水解的盐溶液配制CuSO4溶液时，加入少量 H2SO4 ，抑制Cu2＋水解；贮存Na2CO3溶液不能用 磨口 玻璃塞胶体的制取制取Fe(OH)3胶体的离子反应：Fe3＋＋3H2Oeq \o(=====,\s\up7(△))Fe(OH)3(胶体)＋3H＋制备无水盐将挥发性酸的弱碱盐如AlCl3、FeCl3溶液蒸干时，在通HCl的气流中加热蒸干判断离子是否共存Al3＋与COeq \o\al(2－,3)、HCOeq \o\al(－,3)、S2－、HS－、AlOeq \o\al(－,2)；Fe3＋与HCOeq \o\al(－,3)、COeq \o\al(2－,3)、AlOeq \o\al(－,2)；NHeq \o\al(＋,4)与AlOeq \o\al(－,2)、SiOeq \o\al(2－,3)因相互促进水解强烈而 不能大量 共存。判断中和反应至中性的试剂用量如NH3·H2O与HCl反应至中性， NH3·H2O 过量，CH3COOH与NaOH反应至中性时 CH3COOH 过量。制备无机化合物如用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为：TiCl4＋(x＋2)H2O===TiO2·xH2O↓＋4HCl加入大量的水，同时加热，促使水解趋于完全。泡沫灭火器原理泡沫灭火器中药品成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生的反应为：Al3＋＋3HCOeq \o\al(－,3)===Al(OH)3↓＋3CO2↑作净水剂明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2O===Al(OH)3(胶体)＋3H＋化肥的使用铵态氮肥与草木灰不得混合施用除锈剂NH4Cl溶液与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂，原理为：NHeq \o\al(＋,4)＋H2O===NH3·H2O＋H＋、Zn2＋＋2H2O===Zn(OH)2＋2H＋热纯碱去污能力强加热，促进Na2CO3的水解，使c(OH－)增大，去污能力增强溶解性易溶可溶微溶难溶溶解度>10 g1～10 g 0.01～1 g