化学必背知识手册分类第三章 水溶液中的离子反应与平衡 -【知识手册】（人教版选择性必修1）（教师版）9

这是一份化学必背知识手册分类第三章 水溶液中的离子反应与平衡 -【知识手册】（人教版选择性必修1）（教师版）9，共14页。学案主要包含了强电解质和弱电解质，弱电解质的电离平衡，电离平衡常数，溶液中的守恒关系等内容，欢迎下载使用。
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 ml·L－1的CH3COOH
CH3COOH ⇄CH3COO－＋H＋
起始浓度/ml·L－1 ： a 0 0
变化浓度/ml·L－1 ： x x x
平衡浓度/ml·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pH
1．25 ℃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\\al(2－,3))＝eq \f(2,1)，即n(Na＋)＝2c(COeq \\al(2－,3))，COeq \\al(2－,3)在水中部分会水解成HCOeq \\al(－,3)、H2CO3，共三种含碳元素的存在形式。
②c(Na＋)＝2[c(COeq \\al(2－,3))＋c(HCOeq \\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 \\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 \\al(－,3))＋c(H3O＋)或c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCOeq \\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 ml·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 ml·L－1
中性溶液
c(H＋)＝c(OH－)
c(H＋)＝ 1×10－7 ml·L－1
碱性溶液
c(H＋)7
pH>7
pH>7
pHHY>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 \(=====,\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 \\al(2－,3)、HCOeq \\al(－,3)、S2－、HS－、AlOeq \\al(－,2)；Fe3＋与HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、AlOeq \\al(－,2)；NHeq \\al(＋,4)与AlOeq \\al(－,2)、SiOeq \\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 \\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 \\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 g
1～10 g
0.01～1 g