第三章 水溶液中的离子反应与平衡 -【知识手册】高中化学全册必背章节知识清单（人教版2019选择性必修1）

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__________能导电的化合物。2、非电解质：在水溶液中和__________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__________与__________ 相等，溶液中各分子和离子的__________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__________ 过程，升高温度使电离平衡向__________ 的方向移动，电离程度__________ 。（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__________，电离程度__________ 。（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__________。（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__________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__________，与溶液中__________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__________，酸(或碱)性越__________。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__________，说明电离常数首先由物质的__________所决定。(2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与__________有关，由于电离为__________过程，所以电离平衡常数随__________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__________可看作常数，称为水的__________，简称水的离子积，用KW表示。（2）表达式与数值：表达式KW＝__________，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__________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__________，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__________对照，读出pH。①广泛pH试纸：其pH范围是__________(最常用)，可以识别的pH差约为__________。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__________。（2）用pH计测量。pH计也叫__________，该仪器可精密测量溶液的pH。其量程为__________。5、pH的应用pH在医疗、生活、环保、农业生产和 __________中都有重要的应用。溶液pH的控制常常是影响实验结果或__________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__________。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__________来测定未知浓度的__________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__________相等 。即：__________，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，__________，__________。仪器a是__________，仪器b是__________。精密度：__________ 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__________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__________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__________或__________。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__________，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__________内不变回原色，视为__________终点。6、数据处理为减少实验误差，重复实验__________次，求出所用标准溶液体积的__________，然后再计算待测液的__________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__________，水的电离平衡未受影响，溶液中c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈__________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__________条件下达到化学平衡；②盐类水解反应是__________反应的逆反应。③盐类水解是__________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__________所决定的，生成盐的弱酸(或弱碱)越难__________(电离常数越小)，盐的水解程度__________，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__________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__________(越弱)，其生成的盐水解的程度就__________。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__________所带的电荷总数与__________所带的电荷总数 相等 。即电荷守恒，溶液呈__________。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，__________的存在形式发生了变化，就该 __________所含的某种元素来说，其质量在反应前后是__________的，即__________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__________进行到底。一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于__________时，化学上通常认为生成沉淀的反应进行__________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__________析出，直至溶液__________，达到新的平衡。(2)Q＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于__________。(3)Q c(OH－)溶液的酸碱性______________________________c(H＋)与c(OH－)的关系c(H＋)的范围(室温下)酸性溶液c(H＋)>c(OH－)c(H＋)>__________mol·L－1中性溶液c(H＋)＝c(OH－)c(H＋)＝__________ mol·L－1碱性溶液c(H＋)7pH>7pH10 g1～10 g____________________ 条件改变移动方向c(Mg2＋)c(OH－)加少量水______________________________升温______________________________加MgCl2(s)______________________________加盐酸______________________________加NaOH(s)______________________________实验操作实验现象有白色沉淀析出白色沉淀转化为黄色沉淀黄色沉淀转化为黑色沉淀化学方程式NaCl＋AgNO3=== __________AgCl＋KI===__________2AgI＋Na2S===__________实验操作实验现象产生白色沉淀白色沉淀转化为红褐色沉淀化学方程式MgCl2＋2NaOH===__________3Mg(OH)2＋2FeCl3===__________