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高三化学第二轮复习

电离平衡　盐类水解 溶解平衡. 高三化学第二轮复习. 2014年10月28日星期二. 例： 请将下列物质分类 : ①HCl②H 2 S③NaHCO 3 ④CO 2 ⑤Al 2 (SO 4 ) 3 ⑥Cl 2 ⑦NH 3 ⑧CH 4 ⑨BaSO 4 ⑩Fe(OH) 3 (1) 属于强电解质的是 _______ (2) 属于弱电解质的是 ______ (3) 属于非电解质的是 ______. ①③⑤⑨. ②⑩. ④⑦⑧. 例 : 会写电离方程式 :( 必须分清强和弱 )

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  1. 电离平衡　盐类水解 溶解平衡 高三化学第二轮复习 2014年10月28日星期二

  2. 例：请将下列物质分类: ①HCl②H2S③NaHCO3④CO2⑤Al2(SO4)3⑥Cl2⑦NH3⑧CH4⑨BaSO4⑩Fe(OH)3(1)属于强电解质的是_______(2)属于弱电解质的是______(3)属于非电解质的是______ ①③⑤⑨ ②⑩ ④⑦⑧ 例:会写电离方程式:(必须分清强和弱) A. NH3·H2O B. Cu(OH)2 C. HClO D. CaCO3 E. NaHCO3 F. NaHSO4 G. H2SO4

  3. 知识点 一、电解质和非电解质、强电解质和弱电解质 1、注意概念中的 “化合物” 关键词。电解质和非电解质都是化合物，单质和混和物既不是电解质也不是非电解质。酸、碱、盐、部分金属氧化物等属于电解质。 2、电解质的导电是由于在水溶液或熔化状态下化合物自身电离出自由移动离子的缘故。某些化合物自身不电离但与水反应生成的化合物能电离，它们则属于非电解质，如CO2、SO2、NH3等 3、电解质溶液的导电能力的强弱取决于溶液里自由移动离子浓度大小和离子所带的电荷数,和电解质的强弱不一定有关。

  4. 4、强、弱电解质的根本区别在于一定条件下能否完全电离。强电解质电离方程式用 “＝”无电离平衡；弱电解质电离方程式用“ ”有电离平衡。注意：多元弱酸分步电离。强电解质溶液中溶质的微粒是离子,弱电解质溶液中溶质的微粒是离子和分子共存 5、强电解质是指强酸（HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4、HMnO4 等）；强碱（NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等）；大部分盐（包括难溶盐）。 弱电解质是指弱碱(不溶性的碱和NH3•H2O）；弱酸（HClO、HF、H2S、CH3COOH、H2CO3、H2SO3、H3PO4、H2SiO4、等）；和 H2O、 少数盐如醋酸铅 等。

  5. 例: 通过那些事实（或实验）可以证明CH3COOH是弱电解质？ 方法一:取同浓度的HCl和CH3COOH，进行溶液导电性实验 方法二:测定CH3COONa的水溶液应呈碱性 方法三:测定0.1mol/L CH3COOH 的pH值 方法四:相同浓度的HCl 和 CH3COOH 和相同大小颗粒的锌粒比较反应速率 方法五:相同 pH值，相同体积 的HCl 和 CH3COOH，和 足量的锌粒反应， CH3COOH产生的氢气多 方法六:取相同pH的HCl 和 CH3COOH ，稀释100倍，pH值变化小的是 CH3COOH

  6. 例：填空：0.1mol/L的醋酸中存在下列电离平衡：例：填空：0.1mol/L的醋酸中存在下列电离平衡： CH3COOH H++CH3COO- → ↑ ↑ ↑ 变大 ↑ → ↓ ↓ → ↓ ↑ ↑ 不变 ← ↓ ↑ ↓ ↑ ↑ ↑ 变大 ↓ ↑ ← ↑ 不变

  7. 一元强酸和一元弱酸的比较 例: 有0.1 mol/L的①盐酸②硫酸③醋酸④硝酸各50ml，试比较： A.四种酸中c(H+)由大到小的顺序是 B.四种酸跟足量的锌反应,开始时产生H2的速率是 C.四种酸跟足量的锌反应产生H2的体积是 D.四种酸分别跟0.1 mol/L的NaOH溶液中和，消耗 NaOH体积由大到小的顺序是 E.四种酸分别跟 50ml 0.1 mol/L 的NaOH溶液反应后，溶液的pH值由大到小的顺序是 F.四种酸的pH值由大到小的顺序是 ②＞ ① ＝④ ＞③ ②＞ ① ＞③ ＞④ ②＞ ① ＝ ③ ＞④ ②＞ ① ＝ ③ ＝④ ③ ＞ ① ＝ ④＞ ② ③ ＞ ① ＝ ④ ＞②

  8. 例:有相同pH值的①盐酸②硫酸③醋酸④硝酸各50ml稀溶液，试比较：例:有相同pH值的①盐酸②硫酸③醋酸④硝酸各50ml稀溶液，试比较： A.四种酸的物质的量浓度由大到小的顺序是 B.四种酸跟足量的锌反应,开始实产生H2的速率是 C.四种酸跟足量的锌反应产生H2的体积是 D.四种酸分别跟加水稀释到原体积的m、n、o、p倍，pH值仍相等，n、m、o、p的大小关系是 E.四种酸分别跟 足量的 0.1 mol/L 的NaOH溶液反应；消耗碱的体积由大到小的顺序是 F.四种酸中c（H＋）的大小顺序是 ③ ＞ ① ＝④ ＞ ② ③ ＝ ① ＝ ② ＞④ ③ ＞ ① ＝ ②＞④ o ＞ n ＝ m ＝p ③ ＞ ① ＝ ② ＝④ ① ＝ ② ＝ ③ ＝ ④

  9. 二、弱电解质的电离平衡 定义：在一定条件（温度、浓度）下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液未电离的分子浓度和已电离的离子浓度保持不变的状态叫做电离平衡 简述为：当离子化速率等于分子化速率时即达电离平衡

  10. 阴离子+阳离子（为吸热过程） 弱电解质分子 影响电离平衡的因素： 电离平衡的移动符合勒沙特列原理 温度：升高温度，电离平衡右移，电离程度增大 浓度：降低浓度，电离平衡右移，电离程度增大 同离子效应：加入和弱电解质具有相同离子的 强电解质，使弱电解质电离程度减小

  11. 例：某二元弱酸溶液按下式发生电离H2A H+ +HA— HA－ H+ + A 2－ 已知相同浓度的电离度 •  (H2A）＞  (HA－），设有下列四种溶液： • A .0.01mol/L的H2A B . 0.01mol/L的NaHA溶液 • C . 0.02mol/L的HCl与0.04mol/L的NaHA溶液等体积混合 • 0.02mol/L的NaOH与0.02mol/L的NaHA溶液等体积混合 • 据此，填写下列空白： • ⑴ c(H+)最大的是 ，最小的是。 • ⑵ c(H2A)最大的是，最小的是 。 • ⑶ c(A2－）最大的是，最小的是。 A D D C A D

  12. [H+][OH-] Kc = [H2O] 三、水的电离平衡与pH 变形为：Kc [H2O]= [H+] [OH-] 在一定温度下， Kc [H2O]是常数，则[H+][OH-]也为常数： KW= [H+][OH-] KW叫水的离子积常数，简称水的离子积 25℃时，KW= [H+][OH-]=1×10-14mol2·L-2 进一步实验证明： KW适用于酸、碱、盐的稀溶液

  13. 影响水的电离平衡的因素： 温度：水的电离是吸热的，升高温度，有利于水的电离，水的离子积增大。 外来的酸、碱、部分盐及活泼金属对水的电离平衡也有影响。（常温下分析） → ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↓ ― ↑ ← ↓ ↓ ← ― ↓ → ↑ ↓ ↓ ― ↑ → ― ↑ ↑ → ↑ ↑ ↓ ↓

  14. 有关pH计算 • 基本关系： 酸：一元强酸 ［H＋］＝c酸 二元强酸 ［H＋］＝2c酸pH=-lg[H+] 一元弱酸 ［H＋］＝c酸•α 或 ≈ 碱：一元强碱 ［OH－］＝c酸先求［H＋］ 二元强碱 ［OH－］＝2c酸 再求pH或 一元弱碱 ［OH－］＝c酸•α先求pOH 或 ≈再求pH 熟记： lg2＝0.3 lg5＝0.7 要领口诀： 酸按酸，碱按碱， 同强混合在之间， 异强混合看过量， 无限稀释7为限。

  15. 例： 常温时，以下4种溶液pH最小的是: A. 0.01mol·L-1醋酸溶液B. 0.02mol·L-1醋酸与0.02mol ·L-1NaOH溶液等体积混合液C. 0.03mol·L-1醋酸与0.01mol ·L-1NaOH溶液等体积混合液D. pH=2的盐酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合液 A BD 例：下列有关pH计算结果一定正确的是 A.强酸pH＝a，加水稀释到10n倍，则pH＝a＋n B.强酸pH＝a，加水稀释到10n倍，则 pH≤a＋n（a＋n＜7） C.强碱pH＝b，加水稀释到10n倍，则pH＝b－n D.强碱pH＝b，加水稀释到10n倍，则 pH≥b －n（b－n＞7）

  16. 例：已知常温下一种pH＝3的酸和pH＝11的碱，等体积混合后溶液显酸性，其原因可能是例：已知常温下一种pH＝3的酸和pH＝11的碱，等体积混合后溶液显酸性，其原因可能是 A.等浓度的强酸和稀的强碱溶液反应 B.浓的弱酸和稀的强碱溶液反应 C.等浓度的强酸和弱碱溶液反应 D.生成了一种强酸弱碱盐 B 例：用0.01mol/LH2SO4滴定0.01mol/LNaOH溶液，中和后加水至100ml，若滴定时终点判断有误差：①多加了1滴H2SO4；②少加了1滴H2SO4(设1滴为0.05ml）。则①和② [H+] 之比的值是多少？ 104 基本原则：① 酸＋酸，按c(H+)计算. ② 碱＋碱 按c(OH－)计算。 ③酸＋碱 ：酸过量按c(H+)计算；碱过量按c(OH－)计算；正好反应，pH＝7。

  17. 说明：（1）盐中的离子是指“弱酸阴离子”或“弱碱阳离子”说明：（1）盐中的离子是指“弱酸阴离子”或“弱碱阳离子” （2）盐类的水解可以看作是酸碱中和反应的逆反应，但水解反应比中和反应弱得多，因此书写方程式时通常用“ ” 五、盐类水解规律及应用 1、概念：在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，称作盐类的水解反应，简称盐类的水解 2、实质：使水的电离平衡向电离方向移动，即促进水的电离

  18. 3、影响水解平衡的因素 影响水解平衡进行程度最主要因素是盐本身的性质：相同条件下，水解生成的弱酸或弱碱越难电离，相应离子的水解程度越大。外界条件对平衡移动也有影响，水解平衡移动符合勒夏特列原理，下面以NH4+水解为例进行说明： NH4＋＋H2ONH3•H2O＋H＋ （1）温度：水解反应为吸热反应，升温平衡右移 （2）浓度：用H2O稀释平衡向右移动。盐的浓度越小，一般水解程度越大。 （3）酸碱度：盐类水解后，溶液会呈不同的酸、碱性，因此控制溶液的酸、碱性，可以促进或抑制盐的水解。例如： NaAc中加酸，促进水解；加碱则抑制水解 FeCl3中加酸，抑制水解；加碱则促进水解 Na2CO3中加碱，抑制水解

  19. 例：判断下列盐溶液的酸碱性并书写盐类水解方程式例：判断下列盐溶液的酸碱性并书写盐类水解方程式 多元弱酸的酸式氢根离子， 水解和电离程度的比较—— H2PO4-、HSO3-电离强于水解，显酸性； HCO3-、 HPO42-、HS-水解强于电离，显碱性； （注：此时溶液阳离子为强碱阳离子） （1）NaF、NaClO、 Na2CO3、Na3PO4 （2）NH4Cl、CuCl2、KAl（SO4）2、 FeSO4、FeCl3、AgNO3 （3）CH3COONH4、NH4CN、NH4F （4）NaHCO3、NaH2PO4、NaHSO3、 Na2HPO4、NaHS （5） Al2S3、Al2（SO4）3与NaHCO3混合 常见完全双水解有： Al3+与Al(OH)4-、HCO3-、CO32-、S2-、HS- Fe3+与Al(OH)4-、HCO3-、CO32- NH4+与SiO32-

  20. （1）盐类水解一般是比较微弱的，通常用“ ”表示，同时无沉淀和气体产生，也不分解。注意配平。 （2）多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，不能合并写。第一步水解程度比第二水解程度大，故相同物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液，Na2CO3溶液碱性比NaHCO3强。 （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）多元弱酸的酸式根离子，水解和电离同步进行。 4、盐类水解方程式的书写规律

  21. 5、盐类水解的一般规律 难溶不水解 都强不水解 有弱才水解 都弱都水解 越弱越水解 越稀越水解 越热越水解 谁强显谁性 同强呈中性

  22. 例：FeCl3溶液中存在如下平衡: FeCl3 +3H2O Fe(OH)3+3HCl,因而溶液显酸性,要使溶液的pH下降,可采用的方法是_____________ (A)加FeCl3晶体 (B)加NaOH固体 (C)通入HCl气体 (D)加热 (E)加NaCl固体 A C D • 例：在一种一元碱ROH的溶液中，加入一种一元HA,当反应后溶液呈中性时，下列判断中一定正确的是 • 加入的一元酸过量 B. 生成的盐不能水解 • C.加入的酸和碱的物质的量相等 • D.反应后溶液中[A－] = [ R＋] D

  23. 例：在NH4Cl 溶液中分别采取下列措施对NH4Cl 溶液水解有什么影响？ → ← → → 不移动 →

  24. 溶液中离子浓度大小的比较规律： ① 电离、水解程度比较小，剩余的微粒比电离、水解掉的多 如: 在Na2CO3溶液中： [Na+] ＞[CO32-]＞[OH-]＞[ HCO3-]＞[H2CO3]＞ [H+] ② 物料守恒：即元素守恒 如：Na2CO3 溶液中： [ Na+ ]＝2 [ CO32－] + 2 [HCO3－] + 2 [H2CO3 ] ③ 电荷数平衡： 如：NaHCO3 溶液中： [ Na+ ]+ [ H+ ] = [HCO3－]+2 [ CO32－] + [ OH－ ] ④质子守恒：如：Na2HPO4 溶液中： [OH-]＋[PO43-] = [H+] + [H2PO4- ] + 2 [H3PO4]

  25. 例：将温度相同，浓度均为0.2mol/L的下列物质按pH值由小到大排列的顺序是例：将温度相同，浓度均为0.2mol/L的下列物质按pH值由小到大排列的顺序是 ① (NH4)2SO4 ②NaNO3 ③ NH4HSO4 ④ NH4NO3⑤ C6H5ONa⑥ CH3COONa A.③①④②⑥⑤ B. ①③⑥④②⑤ C. ③②①⑥④⑤ D. ⑤⑥②④①③ A 水解应用： 判断溶液的酸碱性、pH 例：常温下将0.1mol/L的HCN溶液与0.1mol/L的NaCN溶液等体积混合，溶液中c（HCN）＞c（NaCN）。则该混合溶液的pH为___（添 “＞” 、“＜ ” 或“ ＝”，以下同） c（HCN）＋c（CN－）_____0.1mol/L， c（HCN）－c（CN－）______2 c（OH－）。 ＞ ＝ ＜

  26. 例：草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性。在0.1mol/L的KHC2O4溶液中，下列关系正确的是例：草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性。在0.1mol/L的KHC2O4溶液中，下列关系正确的是 A. c（K＋）＋c（H＋）＝ c（HC2O4－）＋c（OH－）＋ c（C2O4－） B. c（HC2O4－）＋c（C2O4－）＝0.1mol/L C. c（C2O4－）＞c（H2C2O4） D. c（K＋）＝ c（H2C2O4）＋c（HC2O4－）＋ c（C2O4－） CD 水解应用： 判断离子种类、比较离子浓度大小 例：相同浓度的下列溶液中，[CO32-]的大小关系依次为_____________ ①Na2CO3 ②NaHCO3 ③H2CO3 ④（NH4）2CO3 ⑤NH4HCO3 ①④②⑤③

  27. A 例： 下列说法正确的是: A. 0.020 mol/L的HCN(aq)与0.020 mol/L NaCN(aq)等体积混合得到碱性混合溶液中: c(Na+)>c(CN－) B. 某二元弱酸的酸式盐NaHA溶液中: c(H+)+c(A2－)=c(OH－)+c(H2A) C. 在物质的量浓度均为0.01mol/L的CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中: c(CH3COOH)+c(CH3COO－)=0.01 mol/L D. c(NH4+)相等的(NH4)2SO4溶液、NH4HCO3溶液、NH4Cl溶液： c[(NH4)2SO4]>c(NH4HCO3)>c(NH4Cl)

  28. 例： 常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液 pH＝7，则此溶液中 A. c (HCOO－)＞ c (Na＋) B. c (HCOO－)＜c (Na＋) C. c (HCOO－)＝c (Na＋) D. 无法确定c (HCOO－)与c (Na＋)的关系 C 例： 已知某温度下，0.1mol·L-1的NaHB的强电解质， c (H+)＞c（OH-），则下列关系中，一定正确的是 A. c（Na+）=c(HB-)+2c(B2-)+c(OH-) B. c（Na+）=0.1mol·L-1≥c(B2-) C. c (H+)·c（OH-）=1×10-14 D. 溶液的pH=1 B

  29. 水解应用： 判断盐溶液加热后的产物 例：将AlCl3 溶液和NaAl(OH)4 溶液分别蒸发并灼烧，所得产物的主要成分是__________ Al2O3 NaAl(OH)4 例：为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+离子，可在加热搅拌下加入一种试剂，过滤后再加入适量盐酸。这种试剂是（ ） A．氧化镁 B.氢氧化钠 C. 碳酸钠 D. 碳酸镁 水解应用： 离子除杂 AD 水解应用： 离子共存判断 例：在由水电离提供的 [H+] 为10－13mol/L的溶液中，一定能大量共存的一组离子是 A. NH4+、NO3－、Na+、Al(OH)4－ B. K+、Cl－、HSO3－、CO32－ C. K+、 NO3－、Na+、 Cl－ D. Cl－、 Na+、 Mg2+、Fe2+ C 水解应用实例还有：① 明矾净水 ②配制澄清透明的FeCl3溶液 ③ 制Fe (OH)3胶体 ④合理施肥和土壤的改良⑤某些物质的制取（Al2S3 ）⑥ Mg和NH4Cl溶液的反应 ⑦酸碱中和滴定时终点的判断 ⑧泡沫灭火器灭火原理 ⑨热碳酸钠溶液做洗涤剂的原理，等

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