专题三《溶液中的离子反应》复习学案

第1页专题三溶液中的离子反应复习内容：1．弱电解质的电离平衡及水的离子积2．溶液的酸碱性、PH的有关计算及中和滴定的原理3．盐类水解及其应用4．沉淀溶解平衡及其影响因素知识点复习一、弱电解质的电离平衡1．电解质和非电解质：在水溶液中或熔融状态时是否能够导电的化合物。2．强电解质与弱电解质：在水溶液中能否完全电离的电解质；与溶解度和导电能力无关。3．电离平衡——在一定条件（如温度、浓度）下，当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时，电离过程就达到了平衡状态。4．电离常数：K值越大，电离程度越大，相应酸(或碱)的酸(或碱)性越强。5．电离度：弱电解质浓度越大，电离程度越小。6．影响因素：温度——电离过程是吸热过程，温度升高，平衡向电离方向移动。浓度——弱电解质浓度越大，电离程度越小。同离子效应——在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向逆方向移动。化学反应——在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可以使电离平衡向电离方向移动。7．电离方程式的书写多元弱酸的电离应分步完成电离方程式，多元弱碱则一步完成电离方程式。8．水的电离：水是一种极弱的电解质，能微弱电离。9．水的离子积常数——Kw=C(H+)×C(OH—)Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他稀溶液。25℃时，Kw=1×10-14在水溶液中,Kw中的C(OH-)、C(H+)指溶液中总的离子浓度.常温下,任何稀的水溶液中均存在离子积常数，且Kw=1×10-14。不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水电离出的C(H+)＝C(OH－)根据Kw=C(H＋)×C(OH－)在特定温度下为定值，C(H＋)和C(OH－)可以互求。10．影响水的电离平衡移动的因素二、溶液的酸碱性1．溶液的酸碱性取决于溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的相对大小。酸性：c(H+)c(OH-)中性：c(H+)=c(OH-)碱性：c(H+)c(OH-)2．常温下（25℃）酸性溶液：C(H+)﹥C(OH-)，C(H+)﹥1×10-7mol/L中性溶液：C(H+)=C(OH-)，C(H+)=1×10-7mol/L酸性溶液：C(H+)﹤C(OH-)，C(H+)﹤1×10-7mol/L3．溶液的PH值：表示溶液酸碱性的强弱。PH=-lgc(H+)第2页适用于稀溶液，当溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol时，直接用浓度表示溶液的酸碱性。4．PH值越小，酸性越强，PH越大，碱性越强。PH范围0—14之间，但PH值等于0的溶液不是酸性最强的溶液，PH值等于14的溶液不是碱性最强的溶液。PH值增加一个单位C(H+)减小10倍5．测定溶液酸碱性的常用方法:a酸碱指示剂（石蕊、酚酞、甲基橙）bPH试纸：广泛PH试纸：1~14，只能读得整数精密PH试纸PH试纸的使用方法：剪下一小块PH试纸，放在玻璃片（或表面皿）上，用玻璃棒沾取一滴溶液滴在PH试纸上，半分钟内与比色卡比较，读出PH值。cPH计,它可以精确测量溶液的PH值。6．PH值计算的常见类型（1）溶液的稀释①强酸：计算稀释后的溶液中的c(H+)，直接换算成PH②强碱：计算稀释后的溶液中的c(OH-)，换算成c(H+)再求出PH值。【小结】一般情况下，强酸溶液每稀释10倍，pH值就增加1个单位，但稀释后pH值一定小于7；强碱溶液每稀释10倍，pH值就减小１个单位，但稀释后pH值一定大于7。（2）强酸与强酸、强碱与强碱混合通常两种稀溶液混合，可认为混合后体积为二者体积之和。强酸与强酸混合，先算混合后的［H+］，再算pH。强碱与强碱混合，先算混合后的［OH-］，再由Kw求［H+］及pH，或先算混合后的［OH-］及pOH，再求pH。绝对不能先直接求才c(H+)，再按之来算pH。【经验公式】（其中0.3是lg2的近似值）已知pH的两强酸等体积混合，混合液的pH=pH小+0.3已知pH的两强碱等体积混合，混合液的pH=pH大-0.3（3）酸碱混合：先判断过量，求出剩余的酸或碱的浓度，再求c(H+)【注意】强酸的稀释根据c(H+)计算，强碱的的稀释首先应c(OH-)浓计算出稀c(OH-)，让后据Kw计算出c(H+)，再计算出PH，不能直接根据c(H+)计算。【总结】溶液的稀释规律：①强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n；弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则apHa+n；强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n；弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则bpHb-n；②酸、碱溶液无限稀释时，pH只能接近7，但酸不能大于7，碱不能小于7（室温时）③对于浓度（或pH）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH变化幅度大。（4）强酸与强碱溶液混合：其反应的实质是H++OH-=H2O，所以在计算时用离子方程式做比较简单，要从以下三种可能去考虑：(室温时）（1）若n（H+）=n（OH-），恰好中和，pH=7（2）若n（H+）n（OH-），酸过量，计算剩下的［H+］，再算pH（3）若n（H+）n（OH-），碱过量，计算剩下的［OH-］，再算pH7.溶液酸碱性判定规律（1）PH相同的酸（或碱），酸（或碱）越弱，其物质的量浓度越大。第3页（2）PH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数，则强酸溶液PH变化大；碱也如此。（3）酸和碱的PH之和为14，等体积混合。若为强酸与强碱，则PH=7；若为强酸与弱碱。则PH﹥7；若为弱酸与强碱，则PH﹤7。（4）等体积的强酸和强碱混合A、若二者PH之和为14，则溶液呈中性，PH=7B、若二者PH之和大于14，则溶液呈碱性。C、若二者PH之和小于14，则溶液呈酸性。8．酸碱中和滴定原理用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法叫做酸碱中和滴定。（1）酸式滴定用的是玻璃活塞，碱式滴定管用的是橡皮管。（思考为什么？）（2）滴定管的刻度从上往下标，下面一部分没有读数因此使用时不能放到刻度以下。（3）酸式滴定管不能用来盛放碱溶液，碱式滴定管不盛放酸溶液或强氧化性的溶液。（4）滴定管的精确度为0.01mL，比量筒精确；所以读数时要读到小数点后两位。实际滴出的溶液体积=滴定后的读数-滴定前的读数（5）滴定操作：把滴定管固定在滴定管夹上，锥形瓶放在下面接液体，滴定过程中用左手控制活塞，用右手摇动锥形瓶，眼睛应注视锥形瓶中溶液颜色的变化（6）滴定终点判断：当滴入最后一滴溶液时颜色发生变化且半分钟内颜色不再发生变化即已达终点。（7）指示剂选择：强酸滴定强碱——酚酞或甲基橙强酸滴定弱碱——甲基橙强碱滴定弱酸——酚酞（8）颜色变化：强酸滴定强碱：甲基橙由黄色到橙色酚酞由红色到无色强碱滴定强酸：甲基橙由红色到橙色酚酞由无色到粉红色（9）酸碱中和滴定中的误差分析产生误差的原因：操作不当，滴定终点判断不准等。三、盐类的水解1．盐类水解定义：在溶液中盐电离出的离子与水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。实质：破坏水的电离平衡，使水的电离平衡正向移动。2．盐类水解规律：有弱才水解：必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解；无弱不水解：强酸强碱盐不水解；都弱都水解：弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解，可相互促进；谁强显谁性：盐水解后的酸碱性取决于形成盐的酸和碱的强弱。3．多元弱酸的水解多步完成多元弱碱的水解一步完成4．常见完全双水解——Al3+与AlO2-、HCO3-、CO32-、S2-、HS-、Fe3+与AlO2-、HCO3-、CO32-5．多元弱酸的酸式氢根离子，水解和电离程度的比较：第4页H2PO4-、HSO3-电离强于水解，显酸性；HCO3-、HPO42-、HS-水解强于电离，显碱性；6．盐类水解方程式的书写规律（1）盐类水解一般是比较微弱的，通常用可逆符号表示，同时无沉淀和气体产生。（2）多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，第一步水解程度比第二步水解程度大得多。（3）多元弱碱的阳离子水解过程较为复杂，通常写成一步完成。（4）对于发生“完全双水解”的盐类，因水解彻底，故用“=”，同时有沉淀和气体产生。（5）多元弱酸的酸式氢根离子，水解和电离同步进行。7．影响盐类水解的外界因素：（1）温度越高越水解（2）浓度越稀越水解a、增大盐溶液的物质的量浓度，平衡向水解方向移动，盐的水解程度减小b、稀释盐溶液，平衡向水解方向移动，盐的水解程度增大。c、外加酸或碱：可抑制或促进盐的水解。8．盐类水解的应用：（1）盐溶液酸碱性的判断：（2）溶液中离子浓度大小的比较：（3）实验室里配制FeCl3溶液时，常加入一定量的盐酸等（4）泡沫灭火器：（5）蒸干某些盐溶液时，往往要考虑盐的水解：（6）判断溶液中的离子能否大量共存9．电荷守恒：电解质溶液中，不论存在多少种离子，整个溶液问题呈电中性。物料守恒：某一种离子的原始浓度等于它在溶液中的各种存在形式的浓度之和。四、沉淀溶解平衡1．溶解度（S）：在一定温度下，某物质在100g溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量。2．沉淀溶解平衡概念：在一定的温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成速率相等表示方法：AgCl（S）≒Ag+(aq)+Cl-(aq)沉淀溶解平衡的特征：等定动变3．影响沉淀溶解平衡的因素：（1）内因（决定因素）：溶质本身的性质（2）外因：温度，外加酸碱盐4．溶度积常数（简称溶度积）（1）表示：Ksp（2）意义：Ksp的大小反映了物质在水中的溶解能力。Ksp越大，其溶解能力越强。（3）特点：一定温度下，为一常数5．溶度积常数的应用