1、-作者xxxx-日期xxxx電離平衡知識點【精品文檔】考綱要求1.了解電解質在水溶液中的電離，以及電解質溶液的導電性；了解電解質的概念；了解強弱電解質的概念。2.了解弱電解質在水溶液中的電離平衡。3.了解水的電離和水的離子積常數。4.了解溶液pH的定義；了解測定溶液pH的方法，能進行pH的簡單計算。5.了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素以及鹽類水解的應用。6.了解難溶電解質的沉淀溶解平衡；了解溶度積的含義及其表達式，能進行相關的計算。7.以上各部分知識的綜合利用。考點一溶液的酸堿性及pH1一個基本不變相同溫度下，不論是純水還是稀溶液，水的離子積常數不變。應用這一原則時需要注意兩個條

2、件：水溶液必須是稀溶液；溫度必須相同。2兩個判斷標準(1)任何溫度c(H)>c(OH)，酸性；c(H)c(OH)，中性；c(H)<c(OH)，堿性。(2)常溫(25 )pH>7，堿性；pH7，中性；pH<7，酸性。3三種測量方法(1)pH試紙用pH試紙測定溶液的pH，精確到整數且只能在114范圍內，其使用方法為_。注意pH試紙不能預先潤濕，但潤濕之后不一定產生誤差。pH試紙不能測定氯水的pH。(2)pH計pH計能精確測定溶液的pH，可精確到。(3)酸堿指示劑酸堿指示劑能粗略測定溶液的pH范圍。常見酸堿指示劑的變色范圍如下表所示：指示劑變色范圍的pH石蕊<5紅色58

3、紫色>8藍色甲基橙紅色橙色黃色酚酞無色10淺紅色>10紅色4.四條判斷規律(1)正鹽溶液強酸強堿鹽顯_，強酸弱堿鹽(如NH4Cl)顯_，強堿弱酸鹽(如CH3COONa)顯_。(2)酸式鹽溶液NaHSO4顯酸性(NaHSO4=NaHSO)、NaHSO3、NaHC2O4、NaH2PO4水溶液顯酸性(酸式根電離程度大于水解程度)；NaHCO3、NaHS、Na2HPO4水溶液顯堿性(酸式根水解程度大于電離程度)。特別提醒因為濃度相同的CH3COO與NH的水解程度相同，所以CH3COONH4溶液顯中性，而NH4HCO3溶液略顯堿性。(3)弱酸(或弱堿)及其鹽11混合溶液11的CH3COOH和

4、CH3COONa混合液呈酸性。11的NH3·H2O和NH4Cl混合溶液呈堿性。(對于等濃度的CH3COOH與CH3COO，CH3COOH的電離程度大于CH3COO的水解程度)(4)酸堿pH之和等于14等體積混合溶液pH和等于14的意義：酸溶液中的氫離子濃度等于堿溶液中的氫氧根離子的濃度。已知酸、堿溶液的pH之和為14，則等體積混合時：pH7pH>7pH<7已知酸、堿溶液的pH之和為14，若混合后溶液的pH為7，溶液呈中性，則V酸V堿11V酸V堿>11V酸V堿<11強酸、強堿等體積混合后溶液酸、堿性的判斷走出誤區誤區一：不能正確理解酸、堿的無限稀釋規律常溫下任何

5、酸或堿溶液無限稀釋時，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。誤區二：不能正確理解弱酸、弱堿的稀釋規律溶液稀釋前溶液pH加水稀釋到體積為原來的10n倍稀釋后溶液pH酸強酸pHapHan弱酸a<pH<an堿強堿pHbpHbn弱堿bn<pH<b誤區三：不能正確掌握混合溶液的定性規律pHn(n<7)的強酸和pH14n的強堿溶液等體積混合，pH7；pHn(n<7)的醋酸和pH14n的氫氧化鈉溶液等體積混合，混合溶液pH<7；pHn(n<7)的鹽酸和pH14n的氨水等體積混合，混合溶液pH>7。方法技巧圖像法理解一強一弱的稀釋規律1相同體積、相

6、同濃度的鹽酸、醋酸(1)加水稀釋相同的倍數，醋酸的pH大。(2)加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多。2相同體積、相同pH值的鹽酸、醋酸(1)加水稀釋相同的倍數，鹽酸的pH大。(2)加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多。思維模型溶液pH計算的一般思維模型考點二溶液中的“三大平衡”電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡。這三種平衡都遵循勒夏特列原理當只改變體系的一個條件時，平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。1對比“四個”表格，正確理解影響因素(1)外界條件對醋酸電離平衡的影響CH3COOHCH3COOHH>0體系變化條件平衡移動方向n(H)c(H)導電能力Ka加水稀釋向右增大減

7、小減弱不變加入少量冰醋酸向右增大增大增強不變通入HCl(g)向左增大增大增強不變加NaOH(s)向右減小減小增強不變加入鎂粉向右減小減小增強不變升高溫度向右增大增大增強增大加CH3COONa(s)向左減小減小增強不變(2)外界條件對水的電離平衡的影響H2OHOHH>0體系變化條件平衡移動方向Kw水的電離程度c(OH)c(H)酸向左不變減小減小增大堿向左不變減小增大減小可水解的鹽Na2CO3向右不變增大增大減小NH4Cl向右不變增大減小增大溫度升溫向右增大增大增大增大降溫向左減小減小減小減小其他：如加入Na向右不變增大增大減小(3)外界條件對FeCl3溶液水解平衡的影響Fe33H2OFe(

8、OH)33HH>0體系變化條件平衡移動方向n(H)pH水解程度現象升溫向右增多減小增大顏色變深通HCl向左增多減小減小顏色變淺加H2O向右增多增大增大顏色變淺加FeCl3固體向右增多減小減小顏色變深加NaHCO3向右減小增大增大生成紅褐色沉淀，放出氣體(4)外界條件對AgCl溶解平衡的影響AgCl(s)Ag(aq)Cl(aq)H>0體系變化條件平衡移動方向平衡后c(Ag)平衡后c(Cl)Ksp升高溫度向右增大增大增大加水稀釋向右不變不變不變加入少量AgNO3向左增大減小不變通入HCl向左減小增大不變通入H2S向右減小增大不變2.思考重點問題，辨析易錯知識(1)加水稀釋醋酸溶液，在稀

9、釋過程中，_(填“增大”、“減小”或“不變”，下同)，_，_，_，c(CH3COOH)c(CH3COO)_，n(CH3COOH)n(CH3COO)_。(2)在pH5的酸性溶液中，c(H)水_ mol·L1。(3)常溫下純水的pH7，升溫到80 ，純水的pH<7，其原因是_。(4)相同濃度的(NH4)2Fe(SO4)2溶液與(NH4)2SO4溶液相比，c(NH)_大(填“前者”或“后者”)。(5)向NH4Cl溶液中加水，其稀釋過程中_(填“增大”、“減小”或“不變”，下同)，_，_，_，c(NH)c(NH3·H2O)_。(6)某溫度下，pH值相同的鹽酸和氯化銨溶液分別稀

10、釋，平衡pH值隨溶液體積變化的曲線如下圖所示。據圖回答下列問題：為_稀釋時pH變化曲線，水的電離程度a點_c點(填“>”、“<”或“”，下同)；b點_c點。a點時，等體積的兩溶液與NaOH反應，消耗NaOH的量_多。(7)正誤判斷，正確的劃“”，錯誤的劃“×”。洗滌沉淀時，洗滌次數越多越好()為減少洗滌過程中固體的損耗，最好選用稀H2SO4代替H2O來洗滌BaSO4沉淀()可以通過比較溶度積(Ksp)與非平衡狀態下溶液中有關離子濃度的乘積離子積Qc的相對大小，判斷難溶電解質在給定條件下沉淀生成或溶解的情況()Ksp越小，其溶解度越小()Ksp大的容易向Ksp小的轉化，但K

11、sp小的不能向Ksp大的轉化()(8)已知25 時，Ksp(FeS)×1018，Ksp(CdS)×1029，能否用FeS處理含Cd2的廢水？請根據沉淀溶解平衡的原理解釋(用必要的文字和離子方程式說明)。規律探究酸、堿、鹽對水的電離的影響：酸和堿抑制水的電離，強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽促進水的電離。強酸弱堿鹽和堿溶液中由水電離的c(H)或c(OH)取決于溶液中的c(H)；強堿弱酸鹽和酸溶液中由水電離出的c(H)或c(OH)取決于溶液中的c(OH)。但應關注酸式鹽的特殊性，如硫酸氫鈉完全電離，會抑制水的電離；碳酸氫鈉以水解為主，呈堿性，促進水的電離。規律探究1鹽類水解易受溫度、濃度

12、、溶液的酸堿性等因素的影響，以氯化鐵水解為例，當改變條件如升溫、通入HCl氣體、加水、加鐵粉、加碳酸氫鈉等時，學生應從移動方向、pH的變化、水解程度、現象等方面去歸納總結，加以分析掌握。2多元弱酸的酸式鹽問題。酸式鹽一般既存在水解，又存在電離。如果酸式鹽的電離程度大于其水解程度，溶液顯酸性，如NaHSO3溶液；如果酸式鹽的水解程度大于其電離程度，則溶液顯堿性，如NaHCO3溶液。反思歸納1沉淀溶解平衡與化學平衡、電離平衡一樣，具有動態平衡的特征，平衡時溶液中各離子濃度保持恒定，平衡只受溫度的影響，與濃度無關。2溶度積(Ksp)的大小只與難溶電解質的性質和溶液的溫度有關，相同類型的難溶電解質的K

13、sp越小，溶解度越小，越難溶。考點三溶液中的“三大常數”電離平衡常數、水的離子積常數、溶度積常數是溶液中的三大常數，它們均只與溫度有關。電離平衡常數和水的離子積常數隨著溫度的升高而增大，因為弱電解質的電離和水的電離均為吸熱反應。有關常數的計算，要緊緊圍繞它們只與溫度有關，而不隨其離子濃度的變化而變化來進行。(1)CH3COONa、CH3COOH溶液中，Ka、Kh、Kw的關系是KwKa·Kh。(2)M(OH)n懸濁液中Ksp、Kw、pH間關系M(OH)n(s)Mn(aq)nOH(aq)Kspc(Mn)·cn(OH)·cn(OH)()n1。考點四溶液中“粒子”濃度的變

14、化1明確“三個”守恒原理(1)電荷守恒：即電解質溶液中陰離子所帶電荷總數等于陽離子所帶電荷總數。根據電荷守恒可準確、快速地解決電解質溶液中許多復雜的離子濃度問題。(2)物料守恒：是指物質發生變化前后，有關元素的存在形式不同，但元素的種類和原子數目在變化前后保持不變。根據物料守恒可準確快速地解決電解質溶液中復雜離子、分子、物質的量濃度或物質的量的關系。(3)質子守恒：是指在電離或水解過程中，會發生質子(H)轉移，但在質子轉移過程中其數量保持不變。2正確理解質子守恒以Na2CO3和NaHCO3溶液為例，可用下圖所示幫助理解質子守恒：(1)Na2CO3溶液所以c(OH)c(HCO)2c(H2CO3)

15、c(H3O)，即c(OH)c(HCO)2c(H2CO3)c(H)。(2)NaHCO3溶液所以c(OH)c(CO)c(H2CO3)c(H)。另外，將混合溶液中的電荷守恒式和物料守恒式相聯立，通過代數運算消去其中某離子，即可推出該溶液中的質子守恒。3建立解題思維模型(1)單一溶液(2)混合溶液(3)不同溶液中某離子濃度的變化若其他離子能促進該離子的水解，則該離子濃度減小，若抑制其水解，則該離子濃度增大。4歸納類型，逐一突破(1)單一溶液NH4Cl溶液水解方程式：_；離子濃度大小關系：_；電荷守恒：_；物料守恒：_；質子守恒：_。Na2S溶液水解方程式：_；離子濃度大小關系：_；電荷守恒：_；物料守

16、恒：_；質子守恒：_。NaHS溶液水解方程式：_；離子濃度大小關系：_；電荷守恒：_；物料守恒：_；質子守恒：_。NaHSO3溶液水解方程式：_；離子濃度大小關系：_；電荷守恒：_；物料守恒：_；質子守恒：_。(2)混合溶液11的Na2CO3、NaHCO3溶液水解方程式：_；離子濃度大小關系：_；電荷守恒：_；物料守恒：_；質子守恒：_。11的CH3COOH、CH3COONa溶液水解方程式：_；離子濃度大小關系：_；電荷守恒：_；物料守恒：_；質子守恒：_。11 NH4Cl、NH3·H2O溶液水解方程式：_；離子濃度大小關系：_；電荷守恒：_；物料守恒：_；質子守恒：_。CH3COO

17、H、CH3COONa混合中性溶液離子濃度大小關系：_；電荷守恒：_；物料守恒：_。pH2的CH3COOH與pH12的NaOH等體積混合離子濃度大小關系：_；電荷守恒：_。5不同溶液，同一離子有物質的量濃度相同的以下幾種溶液：(NH4)2SO4溶液(NH4)2CO3溶液NH4HSO4溶液(NH4)2Fe(SO4)2NH4Cl溶液NH4HCO3溶液NH3·H2Oc(NH)由大到小的順序為_。方法技巧巧抓“四點”，突破“粒子”濃度關系1抓反應“一半”點，判斷是什么溶質的等量混合。2抓“恰好”反應點，生成什么溶質，溶液的酸堿性，是什么因素造成的。3抓溶液“中性”點，生成什么溶質，哪種反應物過量或不足。4抓反應“過量”點，溶質是什么，判斷誰多、誰少還是等量。考點五酸堿中和滴定及“遷移”應用“中和滴定”考點歸納(1)“考”實驗儀器酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾(帶鐵架臺)、錐形瓶。其中常考的是滴定管，如正確選擇滴定管(包括量程)，滴定管的檢漏、洗滌和潤洗，滴定管的正確讀數方法等。(2)“考”操作步驟滴定前的準備；查漏、洗滌、潤洗、充液(趕氣泡)、調液面、讀數；滴定：移液、滴加指示劑、滴定