第三章 水溶液中的离子反应与平衡（考点串讲）-2024-2025学年高二化学上学期期中考点大串讲（人教版2019选择性必修1）课件PPT

这是一份第三章 水溶液中的离子反应与平衡（考点串讲）-2024-2025学年高二化学上学期期中考点大串讲（人教版2019选择性必修1）课件PPT，共60页。PPT课件主要包含了CONTENTS，水的电离和溶液的pH，电离平衡，盐类的水解，沉淀溶解平衡，思维导图，考点梳理，强弱电解质的比较，考点01电离平衡，思维误区等内容，欢迎下载使用。

第三章水溶液中的离子反应与平衡
考点01 化学反应速率
CO2、SO2、NH3等物质溶于水能导电，因为溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等电解质导电，不是其本身电离出离子，故为非电解质。单质、溶液既不是电解质，也不是非电解质
电解质的强弱与其溶解性无关。某些难溶盐如AgCl、CaCO3等，溶于水的部分能完全电离，属于强电解质。有少数盐尽管能溶于水，但其在水溶液中只有部分电离，属于弱电解质，如(CH3COO)2Pb等
电解质本身不一定能导电，如NaCl晶体；能导电的物质不一定是电解质，如石墨。非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质，如金刚石
二、弱电解质的电离平衡
1.电离平衡的建立与特征
——研究对象为弱电解质
——电离平衡与化学平衡一样是动态平衡
——达到平衡时，溶液中离子浓度和分子浓变浓度度都保持不变
——弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等
——条件改变改变，电离平衡发生发生移动，各粒子的浓度都要发生改变
2.影响电离平衡的因素
电离平衡的移动符合勒夏特列原理。
三、电离平衡常数及应用
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，这个常数叫做电离平衡常数,简称电离常数。弱酸、弱碱的电离常数通常分别用Ka、Kb表示。
（1）电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。（2）电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。（3）多元弱酸的各步电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，故其酸性取决于第一步的电离。
应用一：判断弱酸(弱碱)的相对强弱，同一条件下，电离常数越大，酸性(碱性)越强
应用二：判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律
Ka(CH3COOH) ＞ Ka1(H2CO3)
应用三：判断溶液中的某些离子浓度的变化
应用四：计算弱酸、弱碱溶液中的H+、OH-的浓度
强酸与弱酸的比较1．相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
2．相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
【典例01-1】下列事实一定能说明HF是弱酸的是A．用HF溶液做导电性实验，灯泡很暗B．1ml/L的HF水溶液能使紫色石蕊试液变红C．常温下0.1ml/L的HF溶液的pH为2.3D．HF能与Na2CO3溶液反应，产生CO2气体
【典例01-2】一定温度下，将一质量的冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法中正确的是A．a，b，c三点醋酸的电离程度：c【演练01】根据表中信息，判断下列说法不正确的是A．酸性由强到弱：CH3COOH>H2CO3>H2SB．CH3COOH能与Na2CO3反应生成CO2C．H2S能与NaHCO3反应生成CO2D．往Na2S溶液中通入足量CO2能生成H2S
考点02 水的电离和溶液的pH
曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw_____，温度______。
曲线上的任意点(如a，b，c)的Kw都_______，即c(H＋)·c(OH－)______，温度______。
实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变_________；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变________。
Kw表达式中c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中总物质的量浓度，但是一般情况下有：
Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－) (忽略水电离出的H＋的浓度)
Kw＝c水(H＋)·c碱(OH－) (忽略水电离出的OH－的浓度)
25 ℃时，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 ml·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈碱性
不同溶液中，c(H+)、c(OH-)可能不同，但任何溶液中水电离出的c(H+)与c(OH-)总是相等的
改变c(H+)或c(OH-)，只能改变水的电离程度，不能改变KW；改变温度，KW和水的电离程度都改变
对于稀电解质溶液，KW表达式中的c(H+)、c(OH-)均指整个稀溶液中H+、OH-的总物质的量浓度，而不是指由水电离出的H+、OH-的物质的量浓度
外界条件对水电离平衡的影响
三、溶液的酸碱性与pH
任何情况下，均可根据溶液中c(H+)、c(OH-)的相对大小来判断溶液的酸碱性；只有在常温时才能利用c(H+)与1×10-7 ml·L-1的相对大小来判断溶液的酸碱性。
1.计算公式:pH=-lg c(H+)2.溶液的酸碱性与pH的关系(常温下)
3.溶液pH的测定方法
4.酸碱稀释时pH变化的规律
类型一：单一溶液pH的计算(25 ℃)
c ml·L－1 HnA强酸溶液的pH
c(H＋)＝nc ml·L－1pH＝－lg nc
(忽略水电离出的H＋的浓度)
c ml·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH
(忽略水电离出的OH－的浓度)
c(OH－)＝nc ml·L－1
pH＝14＋lg nc
类型二：混合溶液pH的计算方法
(稀溶液体积变化忽略)
①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)
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-的物质的量相等，即mc酸·V酸=nc碱·V碱(m、n分别代表酸和碱的元数)
2.主要仪器及使用方法(1)仪器:滴定管、铁架台、滴定管夹、锥形瓶、烧杯
(2)使用方法①滴定管:查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。②锥形瓶:注液→记体积→加指示剂。
3.指示剂的选择酸碱中和滴定时，通常选用变色明显、变色的pH范围与终点pH接近的酸碱指示剂确定滴定终点。
注意：强酸滴弱碱用甲基橙,强碱滴弱酸用酚酞,强酸滴强碱或强碱滴强酸二者皆可，但不能选用石蕊(石蕊遇酸、碱变色不明显)。
注意：  ①滴速:先快后慢，当接近滴定终点时，改为滴加半滴标准溶液(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:滴入最后半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不变色，视为滴定终点。
为减少实验误差，重复实验2~3次，取消耗标准液体积的平均值，计算出待测液的物质的量浓度。
(2)以标准强酸溶液滴定未知浓度的强碱溶液(酚酞作指示剂)为例分析误差
(1)强酸与强碱滴定过程中pH曲线变化(以0.100 0 ml·L-1NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 ml·L-1盐酸为例)
恰好中和=酸碱恰好完全反应≠滴定终点≠溶液呈中性
(2) 强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较
【典例02-1】下列说法中错误的是A．25℃时，向纯水中加入稀氨水，水的电离平衡逆向移动，c(OH-)增大，Kw不变B．将纯水加热到95℃时，Kw变大，pH不变，水仍呈中性C．常温下，pH=3的醋酸溶液和pH=11的氢氧化钡溶液等体积混合后溶液的pH<7D．常温下，pH为5的醋酸和pH为9的NaOH两种溶液中，由水电离的c(H+)之比为1：1
【典例02-2】常温下，关于pH=11的氨水溶液，下列说法不正确的是A．溶液中B．加水稀释100倍后，溶液的pH=9C．与等体积pH=3的H2SO4溶液充分混合后，溶液呈碱性D．此溶液中由水电离出的H+和OH-浓度均为
【典例02-3】下列有关仪器的使用方法或实验操作不正确的是A．测定中和反应的反应热时，将碱缓慢倒入酸中，所测反应后体系的温度值偏小B．读数时应将滴定管从架上取下，单手捏住管上端无刻度处，使滴定管保持自然垂直C．酸碱滴定实验中，用待测溶液润洗锥形瓶以减小实验误差D．滴定前滴定管内无气泡，终点读数时有气泡，所测标准液体积偏小
【演练01】25℃时，水的离子积常数 。下列说法正确的是A．0.005 ml·L-1H2SO4溶液的pH=2，抑制了水的电离B．向纯水中加入NaOH固体， ，促进了水的电离C．0.005 ml·L-1H2SO4溶液与0.01 ml·L-1NaOH溶液等体积混合，pH=11D．将100mL pH=5的H2SO4溶液稀释1000倍，pH=8
【演练02】常温下，将pH=2的两种酸溶液HA、HB和pH=12的MOH溶液各1mL，分别加水稀释到1000mL，其pH变化与溶液体积的关系如图所示。下列说法错误的是A．HA的酸性强于HB，且HA是强酸B．若b＋c=14，则MOH是弱碱C．若c=9，则稀释后三种溶液中水的电离程度：MOH>HA>HBD．若c>9，稀释前MOH和HA混合，溶液显碱性
【演练03】用标准的盐酸滴定未知浓度的 NaOH 溶液，下列操作不会引起实验误差的是A．用酚酞作指示剂滴至溶液由红色刚变无色时，立即停止滴定B．用蒸馏水洗净锥形瓶后，再用 NaOH 溶液润洗，最后加入 NaOH 溶液进行滴定C．用蒸馏水洗净酸式滴定管后，直接装入标准盐酸，调节液面至 0 刻度后，进行滴定D．用碱式滴定管取 20.00mL NaOH 溶液放入锥形瓶中，加入酚酞，加入适量蒸馏水稀释后进行滴定
一、盐类的水解及其规律
考点03 盐类的水解
1．盐类水解的概念在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。2．盐类水解的实质盐电离→ →破坏了水的电离平衡→水的电离程度增大→溶液呈碱性、酸性或中性。3．盐类水解的规律：
（1）“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有弱酸阴离子或弱碱阳离子才水解，若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。（2）“越弱越水解”——弱酸阴离子对应的酸越弱，水解程度越大；弱碱阳离子对应的碱越弱，其水解程度越大。如：碳酸的酸性大于次氯酸，则相同浓度的NaHCO3溶液的水解程度小于NaClO溶液。（3）“都弱都水解”——弱酸弱碱盐电离出的弱酸阴离子和弱碱阳离子都发生水解，且相互促进。（4）“谁强显谁性”——当盐中的阴离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时，水解后盐溶液呈酸性，反之，呈碱性，即强酸弱碱盐显酸性，强碱弱酸盐显碱性。如：碳酸的电离常数Ka1小于NH3·H2O的电离常数Kb，故NH4HCO3溶液显碱性。（5）“同强显中性”——①强酸强碱盐溶液显中性；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数Kb与盐中的阴离子对应的酸的电离常数Ka相等时，盐溶液显中性。如Kb(NH3·H2O)＝Ka(CH3COOH)，故CH3COONH4溶液显中性。
二、盐类水解的影响因素
1．内因：酸或碱越弱，其对应的弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。2．外因：
1．概念在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸(或弱碱)浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度次幂之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱阳离子)浓度之比是一个常数，该常数叫作水解常数。
Kh表示水解反应趋势的大小，Kh越大，水解趋势越大
4．Kh与Ka、Kb的关系
五、溶液中粒子浓度的变化分析
具体内容参见专题06 盐类的水解（考点清单）
【典例03-1】下列事实与盐类水解无关的是A．实验室制氢气时加入 CuSO4 可加快反应速率B．实验室通常使用热的纯碱溶液去除油污C．CH3COONa 溶液中 c(Na+)>c(CH3COO-)D．实验室配制 FeCl3 溶液时加入少量稀盐酸
【典例03-2】室温下，下列溶液中粒子浓度关系正确的是A．Na2S溶液：c(Na+)>c(HS-)>c(OH-)>c(H2S)B．CH3COONa 和CaCl2混合溶液：c(Na+)+2c(Ca2+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)+c(Cl-)C．pH=5的NaHSO3溶液：c(Na+)>c(H2SO3)>c(SO32-)>c(H+)>c(OH-)D．Na2C2O4溶液：c(OH-)=c(H+)+c(HC2O4-)+c(H2C2O4)
【典例03-3】叠氮酸(HN3)是一种弱酸。常温下，向20 mL 0.1 ml·L-1的HN3溶液中逐滴加入0.1 ml·L-1NaOH溶液。测得滴定过程电溶液的pH随V(NaOH)变化如图所示，下列说法正确的是A．点①溶液中：c(HN3)+c(H+)>c(N3-)+c(OH-)B．点②溶液中：c(Na+)=c(N3-)+c(HN3)C．常温下，Ka(HN3)的数量级为10-4D．点③溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(HN3)
【演练01】合理利用某些盐能水解的性质，可以解决许多生产、生活中的问题。下列叙述的事实与盐水解的性质无关的是A．配制FeSO4 溶液时，加入一定量 Fe粉B．沸水中加入饱和的氯化铁溶液制备Fe(OH)3胶体C．长期施用铵态氮肥会使土壤酸化D．热碱水清洗厨房里的油污
【演练02】常温下，用0.010ml•L−1NaOH溶液滴定0.010ml•L−1的二元酸H2A溶液，H2A、HA−、A2−的物质的量分数δ(X)随pH变化如图所示：下列说法错误的是A．pH=8时有c(HA−)>c(H2A)=c(A2−)>c(H+)B．H2A的第一步电离平衡常数Ka1=1×10−6C．HA﹣的水解常数Kh=1×10−10D．将0.020ml•L−1Na2A溶液和0.010ml•L−1HCl溶液等体积混合，所得溶液的pH约为10
一、沉淀溶解平衡的建立
考点04 沉淀溶解平衡
二、沉淀溶解平衡的影响因素
四、沉淀溶解平衡的应用
2．沉淀的溶解（1）沉淀溶解的原理根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去平衡体系中的相应离子，使Q＜Ksp，平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。（2）沉淀溶解的方法
1.沉淀先后顺序的判断向溶液中加入沉淀剂，当有多种沉淀生成时，哪种沉淀的溶解度最小(当各种沉淀的Ksp表达式相同时，Ksp越小，沉淀的溶解度越小)，则最先生成该沉淀。（1）向含等浓度Cl－、Br－、I－的混合液中加入AgNO3溶液，最先生成的沉淀是AgI。（2）向含等浓度CO32－、OH－、S2－的混合液中加入CuSO4溶液，最先生成的沉淀是CuS。（3）向Mg(HCO3)2溶液中加入适量NaOH溶液，生成的沉淀是Mg(OH)2而不是MgCO3，原因是Mg(OH)2的溶解度比MgCO3的小。2.Ksp的大小比较
1.分析方法第1步：明确图像中纵、横坐标的含义。纵、横坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。第2步：理解图像中线上的点、线外点的含义。
(2)曲线上方区域的点均为过饱和溶液，此时Q>Ksp(3)曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Q第3步：抓住Ksp的特点，结合选项分析判断。(1)溶液在蒸发时，溶质离子浓度的变化有两种情况:①原溶液不饱和时，离子浓度都增大②原溶液饱和时，离子浓度都不变。(2)对于同一难溶电解质，溶度积常数只与温度有关，与溶液中溶质的离子浓度无关(3)实现曲线上的点之间的转化需保持温度不变，改变相关微粒的浓度。
分析图像可知: ①a→c:增大c(SO42-)②b→c:加入1×10-5ml·L-1Na2SO4溶液(加水不可以)③d→c:加入BaCl2固体(忽略溶液的体积变化)④c→a:增大c(Ba2+)⑤曲线上方的点表示过饱和溶液；曲线下方的点表示不饱和溶液
(2)沉淀溶解平衡的对数图像(以MnCO3、CaCO3、MgCO3为例)
已知:pM=-lg c(M)(M:Mg2+、Ca2+、Mn2+),p(CO32-)=-lg c(CO32-)。由对数图像分析，可得以下信息:
①横坐标数值越大，c(CO32-)越小②纵坐标数值越大，c(M)越小③线上方的点为不饱和溶液④线上的点为饱和溶液⑤线下方的点表示过饱和溶液(有沉淀生成)
【典例04-1】铬酸钡常用于制颜料、玻璃和陶瓷等。已知：常温下， 。相关溶度积曲线如图所示。下列推断正确的是A．升温可使c点迁移到b点 B．b点溶度积大于c点C． D．蒸发d点溶液可迁移到b点
【典例04-2】某小组同学为了探究碘水与硝酸银的反应，进行如图所示实验。下列说法错误的是A．黄色沉淀为碘化银，滤液1中加入NaCl溶液是为了除去银离子B．过程①中加入AgNO3溶液后，溶液的pH变大C．蓝色褪去可能是因为生成AgI沉淀，使I2和H2O的反应进行完全D．向滤液2中先加入足量HCl，再加入KI溶液，溶液会立即变蓝
【演练02】常温下，CaF2、BaF2的沉淀溶解曲线如图所示。下列叙述错误的是  已知：CaF2的溶解度小于BaF2，M代表Ba或CaA．曲线Ⅰ代表-lgc(Ca2+)与-lgc(F⁻)的关系B．常温下， C．M点对应的溶液是 BaF2的过饱和溶液D． 的平衡常数 K 为103.1