专题3 水溶液中的离子反应——【期末复习】高二化学上学期单元复习知识点梳理（苏教版2019选择性必修1）

专题3 水溶液中的离子反应考点1 强电解质和弱电解质1．电解质和非电解质（1）电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。电解质在水溶液或熔融状态下能产生自由移动的离子。（2）非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。2．强电解质和弱电解质（1）【实验探究1】盐酸和醋酸的电离实验。实验结论：两种酸的浓度相等时，盐酸的电离程度大于醋酸。【实验探究2】氢氧化钠溶液和氨水的电离实验。（2）概念根据电解质在水溶液中的电离程度，可把电解质分为强电解质和弱电解质。①强电解质是在水溶液中完全电离的电解质。常见的强电解质有强酸、强碱和大部分盐。②弱电解质是在水溶液中部分电离的电解质。常见的弱电解质有弱酸、弱碱。考点2 对强电解质和弱电解质的认识1．常见的强电解质和弱电解质、非电解质(1)常见的强电解质强酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等。强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。大部分盐，包括难溶性盐，如BaSO4、CaCO3等。(2)常见的弱电解质弱酸：HF、HClO、H2SO3、H2S、H3PO4、H2CO3、CH3COOH（或其他有机酸）、HNO2、HCN、H2SiO3等。弱碱：NH3·H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、Fe(OH)2、Cu(OH)2等。(3)常见的非电解质（1）包括CO、NO、SiO2及CH4和其他烃类、乙醇和其他醇类、酯类、葡萄糖、蔗糖等。（2）本身在水溶液中不能电离，但与水反应生成电解质的，如CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5、NH3等。2．强电解质和弱电解质的比较3．与离子化合物和共价化合物的关系（1）离子化合物在熔化状态下能完全电离，在水溶液也是完全电离的，因此离子化合物一定是强电解质。（2）共价化合物中有的是强电解质，如强酸；有的是弱电解质，如弱酸、弱碱和水；有的是非电解质。4．判断电解质强弱的依据（1）区分电解质强弱的惟一依据是电解质在水溶液中能否完全电离，即电离程度。（2）电解质的强弱与物质的溶解性无关。即使溶解度再小，只要溶于水的部分完全电离就是强电解质，所以不能根据溶液导电性强弱直接判断。（3）在强、弱电解质的判断中还要特别注意这两个概念研究的范畴——化合物，溶液、单质即使导电也不是电解质。考点3 电离方程式的书写1．强电解质的电离方程式强电解质的在水中完全电离，其电离方程式用“===”表示。如：H2SO4：H2SO4=2H++SO42-；Na2CO3：Na2CO3=2Na++CO32-；Ba(OH)2：Ba(OH)2=Ba2++2OH-。2．弱电解质的电离方程式（1）弱电解质的电离过程是可逆的，其电离方程式用“”表示。如：CH3COOH：CH3COOHCH3COO-+H+；NH3·H2O：NH3·H2ONH4++OH-。（2）多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。如H2CO3的电离方程式：H2CO3H++HCO3-、HCO3-H++CO32-。（3）多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。如Fe(OH)3的电离方程式是：Fe(OH)3Fe3++3OH-。3．酸式盐的电离（1）强酸的酸式盐在熔融状态和溶液中的电离情况不同。例如：NaHSO4(熔融)===Na++HSO4-，NaHSO4(溶液)===Na++H++SO42-。（2）弱酸的酸式盐在水溶液中的电离强中有弱。例如：NaHCO3===Na++HCO3- ，HCO3-H++CO32- 。考点4 电离平衡1．电离平衡的概念在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离程度达到最大限度时，弱电解质分子电离成离子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的状态。2．电离平衡的特征（1）弱电解质的电离平衡是一种动态平衡，达到平衡时，分子电离成离子和离子结合成分子的过程并没有停止。（2）弱电解质分子电离成离子速率和离子结合成弱电解质分子速率相等。（3）溶液中各分子和离子的浓度都保持不变。（4）外界条件发生变化，电离平衡发生移动。3．电离平衡的可逆性弱电解质在水溶液中的电离都是可逆过程。（1）弱电解质处于电离平衡状态时，电解质分子电离成离子和离子结合成电解质分子的过程没有停止，且v电离=v结合≠0。（2）溶液中电解质分子和电解质离子同时存在，且溶液中电解质分子和电解质离子的浓度保持不变。2．电解质溶液中的守恒问题（1）物料守恒：电解质溶液中，电解质的浓度符合原子守恒（又称物料守恒），如：0.1mol·L-1的醋酸溶液中，c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1mol·L-1。（2）电荷守恒：电解质溶液符合电荷守恒，即正电荷总数=负电荷总数。考点5 影响电离平衡的因素1．内因：弱电解质本身的性质是决定因素。2．外部因素：(1)以0.1 mol·L-1 的CH3COOH溶液为例，分析影响电离平衡的因素及平衡移动结果。电离方程式为CH3COOHCH3COO-+H+。(2)由于电离过程吸热，升温，电离平衡正向移动；降温，电离平衡逆向移动。(3)电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大。3．勒夏特列原理适用于电离平衡（1）同离子效应：加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动。例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，电离平衡逆向移动。（2）酸或碱效应：加入浓度较大的酸或碱，电离平衡发生移动。例如向CH3COOH溶液中加入盐酸，电离平衡逆向移动；加入NaOH，电离平衡正向移动。（3）化学反应：当加入的物质能与弱电解质电离产生的某种离子反应时，会使电离平衡向电离的方向移动。例如向CH3COOH溶液中加入NaOH溶液、金属Zn或Na2CO3溶液，醋酸电离出的H+与OH-、Zn或CO32-反应，c(H+)减小，电离平衡正向移动。考点6 电离平衡常数1．电离平衡常数的表示方法(1)电离平衡常数表达式：弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱的电离平衡常数用Kb表示。如：CH3COOH电离常数的表达式：Ka=eq \f(c(CH3COO－)·c(H＋),c(CH3COOH))；NH3·H2O电离常数的表达式：Kb=eq \f(c(NH4＋)·c(OH-),c(NH3·H2O))。(2)多元弱酸的分步电离H2CO3、H3PO4等多元弱酸在水溶液中分步电离，每步电离都有相应的电离平衡常数，如：H2CO3H＋＋HCOeq \o\al(－,3)，HCOeq \o\al(－,3)H＋＋COeq \o\al(2－,3)，所以Ka1＝eq \f(c(H＋)·c(HCO\o\al(－,3)),c(H2CO3))，Ka2＝eq \f(c(H＋)·c(CO\o\al(2－,3)),c(HCO\o\al(－,3)))。一般情况下多步电离时电离平衡常数相差较大。各级电离平衡常数的大小关系是Ka1≫Ka2≫Ka3，所以其酸性主要决定于第一步电离。2．电离平衡常数的意义电离平衡常数越大，表示该弱电解质电离程度越大，弱酸的酸性越强，弱碱的碱性越强。3．电离平衡常数的影响因素电离平衡常数只与电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关。由于电离是吸热的，所以电离平衡常数随着温度的升高而增大。4．电离平衡常数的应用(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。(2)判断电离平衡的移动方向。如在一定浓度的CH3COOH溶液中K＝eq \f(c(CH3COO－)·c(H＋),c(CH3COOH))；稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝eq \f(\f(1,2)c(CH3COO－)×\f(1,2)c(H＋),\f(1,2)c(CH3COOH))＝eq \f(1,2)K，Qc(OH－)　溶液呈酸性；c(H＋)＝c(OH－)　溶液呈中性；c(H＋)7，表示溶液呈碱性，pH越大，溶液的碱性越强，pH每增加1个单位，溶液的c(OH-)增大到原来的10倍。pH＝7，溶液呈中性。pHc(CH3COO－)>c(OH－)。(2)碳酸溶液中存在平衡有：CO2+H2OH2CO3，H2CO3HCOeq \o\al(－,3)＋H＋，HCOeq \o\al(－,3)H＋＋COeq \o\al(2－,3)，H2OH＋＋OH－。碳酸溶液中存在的微粒有H2O、CO2、H2CO3、H＋、HCOeq \o\al(－,3)、COeq \o\al(2－,3)、OH－。碳酸是弱酸，第一步电离很微弱，第二步电离更微弱。推测其溶液中粒子浓度由大到小的顺序(水分子和CO2分子除外)是c(H2CO3)>c(H＋)>c(HCOeq \o\al(－,3))>c(COeq \o\al(2－,3))>c(OH－)。3．单一溶液中离子浓度大小的比较(1)氯化铵溶液①NH4Cl溶液中的电离、水解过程。电离：NH4Cl===NHeq \o\al(＋,4)＋Cl－、H2OH＋＋OH－。水解：NHeq \o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋。判断溶液中存在的离子有NHeq \o\al(＋,4)、Cl－、H＋、OH－。②NH4Cl溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Cl－)>c(NHeq \o\al(＋,4))>c(H＋)>c(OH－)。(2)碳酸钠溶液①Na2CO3溶液中的电离、水解过程。电离：Na2CO3===2Na＋＋COeq \o\al(2－,3)、H2OH＋＋OH－。水解：COeq \o\al(2－,3)＋H2OHCOeq \o\al(－,3)＋OH－、HCOeq \o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－。溶液中存在的离子有Na＋、COeq \o\al(2－,3)、HCOeq \o\al(－,3)、OH－、H＋。②溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(COeq \o\al(2－,3))>c(OH－)>c(HCOeq \o\al(－,3))>c(H＋)。(3)碳酸氢钠溶液①电离过程有NaHCO3===Na＋＋HCOeq \o\al(－,3)、HCOeq \o\al(－,3)H＋＋COeq \o\al(2－,3)、H2OH＋＋OH－。水解过程有HCOeq \o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－。溶液中存在的离子有Na＋、HCOeq \o\al(－,3)、COeq \o\al(2－,3)、H＋、OH－。②溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(HCOeq \o\al(－,3))>c(OH－)>c(H＋)>c(COeq \o\al(2－,3))。4．混合溶液中离子浓度大小的比较(1)物质的量浓度相同的NaOH溶液、CH3COOH溶液等体积混合反应的化学方程式：NaOH＋CH3COOH===CH3COONa＋H2O；溶液中存在的离子有Na＋、CH3COO－、H＋、OH－；其浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)。(2)物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合反应的化学方程式：NH4Cl＋NaOH===NH3·H2O＋NaCl；溶液中存在的离子有Na＋、Cl－、NHeq \o\al(＋,4)、OH－、H＋；其浓度由大到小的顺序是c(Na＋)＝c(Cl－)>c(OH－)>c(NHeq \o\al(＋,4))>c(H＋)。(3)物质的量浓度相同的NH4Cl溶液、氨水等体积混合混合后不发生反应，溶液中的溶质为NH4Cl、NH3·H2O，溶液呈碱性；溶液中存在的离子有NHeq \o\al(＋,4)、Cl－、OH－、H＋；其浓度由大到小的顺序是c(NHeq \o\al(＋,4))>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。考点26 用三大守恒规律推断离子浓度关系1．三大守恒规律(1)电荷守恒规律电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，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Na2CO3溶液中存在着Na＋、COeq \o\al(2－,3)、H＋、OH－、HCOeq \o\al(－,3)，它们存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(COeq \o\al(2－,3))＋c(HCOeq \o\al(－,3))＋c(OH－)(2)物料守恒规律电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但原子总数是守恒的。如Na2CO3溶液中COeq \o\al(2－,3)能水解，故碳元素以COeq \o\al(2－,3)、HCOeq \o\al(－,3)、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系式为：eq \f(1,2)c(Na＋)＝c(COeq \o\al(2－,3))＋c(HCOeq \o\al(－,3))＋c(H2CO3)(3)质子守恒规律质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH＋＋OH－得到的，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。如在Na2CO3溶液中有关系式：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCOeq \o\al(－,3))＋2c(H2CO3)一般质子守恒由电荷守恒、物料守恒整合得来。2．常见溶液的守恒关系式（1）CH3COONa溶液：物料守恒：c(Na+)= c(CH3COO-)+c(CH3COOH)电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)质子守恒：c(OH-)= c(H+)+c(CH3COOH)（2）NH4Cl溶液：物料守恒：c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O)电荷守恒：c(Cl-)+ c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)质子守恒：c(H+)= c(NH3·H2O)+c(OH-)（3）Na2CO3溶液：物料守恒：c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)]电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=2c(CO32-)+c(OH-)+c(HCO3-)质子守恒：c(OH-)= c(HCO3-)+2c(H2CO3)+ c(H+)（4）NaHCO3溶液：物料守恒：c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3) 电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=2c(CO32-)+c(OH-)+c(HCO3-)质子守恒：c(OH-)= c(H2CO3)+ c(H+)- c(CO32-)考点27 固体的溶解1．固体的溶解度20 ℃时，溶解性与溶解度的关系2．固体的溶解过程固体物质的溶解是可逆过程：固体溶质溶液中的溶质（1）v(溶解)>v(结晶)　 固体溶解（2）v(溶解)＝v(结晶)　溶解平衡（3）v(溶解)Ksp，生成沉淀。溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。（2）Qc=Ksp，沉淀溶解平衡。溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。（3）Qc