1、【人教版】選修4知識點總結：第三章水溶液中的離子平衡一、弱電解質的電離課標要求1、了解電解質和非電解質、強電解質和弱電解質的概念2、掌握弱電解質的電離平衡3、熟練掌握外界條件對電離平衡的影響要點精講1、強弱電解質（1）電解質和非電解質電解質是指溶于水或熔融狀態下能夠導電的化合物；非電解質是指溶于水和熔融狀態下都不導電的化合物。注：單質、混合物既不是電解質，也不是非電解質。 化合物中屬于電解質的有：活潑金屬的氧化物、水、酸、堿和鹽；于非電解質的有：非金屬的氧化物。（2）強電解質和弱電解質 強電解質：在水溶液中能完全電離的電解質稱為強電解質（如強酸、強堿和大部分的鹽） 弱電解質：在水溶液里只有部分

2、電離為離子（如：弱酸、弱堿和少量鹽）。注：弱電解質特征：存在電離平衡，平衡時離子和電解質分子共存，而且大部分以分子形式存在。（3）強電解質、弱電解質及非電解的判斷電解質祎電解質強電解廣弱電解質判斷依據電離特點憲全也離不可逆、不存在電離平衡部分屯離.可逆.存左電舅平衡熔融態和水需液屮均不能電離物質種類故誌.部分感性氧比物弱戰、弱孤權個別鹽多數有機物沖金屬氧化物溶液屮溶質粒干種類水合離子無需質分于水合離子和涪質分于共存濬質分子2、弱電解質的電離反應速率(1) 弱電解質電離平衡的建立(弱電解質的電離是一種可逆過程)弱電解質分子電離成離子的逑率兩種逆率相零，處丁電離卩衡狀態子結合盛弱電懈質分子的速率弱

3、電解質電離平衡狀態建立示意圖(2) 電離平衡的特點弱電解質的電離平衡和化學平衡一樣，同樣具有“逆、等、動、定、變”的特征。 逆：弱電解質的電離過程是可逆的。 等：達電離平衡時，分子電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等動：動態平衡，即達電離平衡時分子電離成離子和離子結合成分子的反應并沒有停止。 定：一定條件下達到電離平衡狀態時，溶液中的離子濃度和分子濃度保持不變，溶液里既有離子存在，也有電解質分子存在。且分子多，離子少。 變：指電離平衡是一定條件下的平衡，外界條件改變，電離平衡會發生移動。(3) 電離常數 概念：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積跟

4、溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數，用K來表示。«達:時7C騎11X:II、*11H*)*<<A")=HA)X-JTubistBOH-BOHMi*-h<H1"*abon) 意義：K值越大，表示該弱電解質越易電離，所對應的弱酸或弱堿相對較強。 電離常數的影響因素a. 電離常數隨溫度變化而變化，但由于電離過程熱效應較小，溫度改變對電離常數影響不大，其數量級一般不變，所以室溫范圍內可忽略溫度對電離常數的影響b. 電離常數與弱酸、弱堿的濃度無關，同一溫度下，不論弱酸、弱堿的濃度如何變化，電離常數是不會改變的。即：

5、電離平衡常數與化學平衡常數一樣，只與溫度有關。(3) 電解質的電離方程式 強電解質的電離方程式的書寫強電解質在水中完全電離，水溶液中只存在水合陰、陽離子，不存在電離平衡。在書寫有關強電解質電離方程式時，應用“” 弱電解質的電離方程式的書寫弱電解質在水中部分電離，水溶液中既有水合陰、陽離子又有水合分子，存在電離平衡，書寫電離方程式時應該用“”。(4) 影響電離平衡的因素 內因：電解質本身的性質，是決定性因素。 外因a. 溫度：因電離過程吸熱較少，在溫度變化不大的情況下，一般不考慮溫度變化對電離平衡的影響。b. 濃度：在一定溫度下，濃度越大，電離程度越小。因為溶液濃度越大，離子相互碰撞結合成分子的

6、機會越大，弱電解質的電離程度就越小。因此，稀釋溶液會促進弱電解質的電離。c外加物質：若加入的物質電離出一種與原電解質所含離子相同的離子，則會抑制原電解質的電離，使電離平衡向生成分子的方向移動；若加入的物質能與弱電解質電離出的離子反應，則會促進原電解質的電離，使電離平衡向著電離的方向移動。本節知識樹弱電解質的電離平衡類似于化學平衡，應用化學平衡的知識來理解電離平衡的實質和影響因素，并注意電離常數的定義。f完全電離.無平衡狀態強屯館質無電解賈仃干存奮苦陰離子方程式用表示部分唱皚有住若電解質分予和陰、陽離于電離方理式用“="衷示意文:在一定條件下訳電離)"結合叫的狀態誇121E2

7、N逆*0療禰電起平衡特點J走:各維分濃旄保寺不變交汐卜界條件誼變.平衡被轂加；影響兇就訓度J簡澀度,電離屋度增丈:反之減小濃度:培大濃度.屯曲程度減小匚豆之曾天(出水帰秤電離謹麼垢大曲離子濃度減小“外加試刑:或促進或抑制裘達或：對于llA=il*壬A.迫離|t_t(El*)*dA')祕fdI1A>(意克：在相冋溫度下K越大，越易電騰二、水的電離和溶液的酸堿性1、熟練掌握水的電離平衡，外加物質對水的電離平衡的影響2、熟練掌握溶液的計算3、理解酸堿中和滴定的原理就是中和反應4、熟練掌握中和滴定的步驟，中和滴定實驗的誤差分析要點精講1、水的電離(1) 水的電離特點水是極弱的電解質，能發

8、生微弱電離，電離過程吸熱，存在電離平衡。其電離方程式為(2)水的離子積定義：一之(011)-11定溫度下，水的離子積是一個定值。我們把水溶液中UfTZgF.叫做水的離子積常數。一定溫度時，Kw是個常數，Kw只與溫度有關，溫度越高Kw越大任何水溶液中，水所電離而生成的風11-OJ1-)課標要求任何水溶液中，幾"''12、溶液的酸堿性與pH(1)根據水的離子積計算溶液中H+或0H-的濃度室溫下，若已知氫離子濃度即可求出氫氧根離子的濃度。(2) 溶液的酸堿性與C(H+)、C(OH-)的關系 酸性溶液：，二''i- 堿性溶液：王廠八-冷，(3) 溶液的酸堿性與

9、pH的關系4567io1酸性中住堿性Enr3、酸堿中和滴定（1）中和滴定的概念用已知物質的量濃度的酸（或堿）來測定未知物質的量濃度的堿（或酸）的實驗方法。（2）酸堿中和反應的實質酸堿中和反應的實質是酸電離產生的H+與堿電離產生的OH-結合生成水的反應。（3）原理：在中和反應中，使用一種已知物質的量濃度的酸（或堿）溶液與未知物質的量濃度的堿（或酸）溶液完全中和，測出二者所用的體積，根據化學方程式中酸堿物質的量比求出未知溶液的物質的量濃度。指示劑的選擇 強酸和強堿相互滴定時，既可選擇酚酞，也可選擇甲基橙作指示劑； 強酸滴定弱堿時，應選擇甲基橙作指示劑； 強堿滴定弱酸時，應選擇酚酞作指示劑。本節知識

10、樹水的電禹和溶液的ns取性水的電禹-戰念：住一定茶件下.氫臨子濃度與氫氧根禹于輩鷹的乘觀符號4>表達式=.工弐匯時一純水屮X=衣口“卜（Oil->=1X307mnl-I."x1xH-mnl-I.1=1KIO：jLmr»P'I*-：爼度升奮溫度-可以促進哦的也視試刑加人能電魂出丨廠或CII-的電騁歷可以枸制水的電離*加人能結臺水電離砒的仃或們II-的電解質.可以促遜水的電離液（酸性皿II_'、趙OH-時性誠性皿JI-><c<OH-水田離子積常液威性Kpli<?2S兀13.pH>7<25弋»3.piI=7

11、(2SPI表示山=1関I廠).a11_3=10_,11落誰的卩Fl測定：1川試旣.釀減指示刊小H卄N附J=t'T-PHII->«io-*11,aH-)=CHI-)尅用：酸咸中和詢定三、鹽類的水解1、了解鹽溶液的酸堿性2、理解鹽類水解的實質3、熟練掌握外界條件對鹽類水解平衡的影響要點精講1、探究鹽溶液的酸堿性強堿和弱酸反應生成的鹽的水溶液呈堿性；強酸和弱堿反應生成的鹽的水溶液呈酸性；強酸和強堿反應生成的鹽的水溶液呈中性。2、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因(1) 探究鹽溶液呈現不同酸堿性的原因鹽溶液的酸堿性與鹽所含的離子在水中能否與水電離出的H+或OH-生成弱電解質有關。(2)

12、 鹽類水解的定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或0H-原結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解。鹽類水解的實質是水的電離平衡發生了移動。可看作中和反應的逆反應。(3) 鹽類水解離子方程式的書寫一般鹽類水解程度很小，水解產物很少，通常不生成沉淀和氣體，也不發生分解，因此鹽類水解的離子方程式中不標“T”或“J”，也不把生成物寫成其分解產物的形式。3、影響鹽類水解的主要因素和鹽類水解反應的利用(1) 影響鹽類水解平衡的因素 內因(決定性因素)：鹽的組成。鹽類水解程度的大小是由鹽的本身性質所決定的。 外因：a溫度：水解是酸堿中和的逆過程，是吸熱反應，故升高溫度可促進水解。b濃度：稀釋溶液

13、，可使水解生成的離子和分子間的碰撞機會減少，故溶液越稀，水解的程度越大。c. 外加酸、堿。d. 兩種離子水解且水解后溶液酸堿性相反，則二者的水解相互促進一一雙水解。(2) 鹽類水解反應的應用判斷鹽溶液的酸堿性一般情況下，按鹽水解的規律判斷鹽溶液的酸堿性情況。不同弱酸的鹽，酸根對應的酸越弱，其水解程度越大，溶液的堿性越強。配制溶液 保存溶液 除去溶液中的雜質 明磯凈水原理：明磯中的AI3+水解產生的膠體具有吸附作用，能吸附水中懸浮的雜質離子形成沉淀。 化肥的施用小貼士：鹽的水解規律可概括為“有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解；都弱都水解；誰強顯誰性”。具體理解如下：“有弱才水解，無弱不水解”是指

14、鹽中有弱酸的陰離子或者有弱堿的陽離子才能水解；若沒有，則是強酸強堿鹽，不發生水解反應。(2) “越弱越水解”指的是弱酸陰離子對應的酸越弱，就越容易水解；弱堿陽離子對應的堿越弱，就越容易水解。(3) “都弱都水解”是指弱酸弱堿鹽電離出的弱酸陰離子和弱堿陽離子都發生水解，且水解相互促進。(4) “誰強顯誰性”是指若鹽中的弱酸陰離子對應的酸比弱堿陽離子對應的堿更容易電離，則水解后鹽溶液顯酸性；反之，就顯堿性。本節知識樹鹽類的彳水水解平衡移動鹽類水解的實質是鹽電離生成的離子能消耗掉水電離生成的H+或0H-，從而引起水的電離平衡發生移動，致使溶液中自由移動的H+和0H-的濃度不等，使鹽溶液顯示不同的酸堿

15、性。，溫塩:溫度越高.水解怪度越大,水解平衡右移濃度學濃度越小水解程度越大，卜加竝賊:加人酸可以抑制弱賊陽離子的水黑加入臧可以抑制弱酸陰離子的水解兩種弱離子:可以相互促進水解解/判斷溶液的酸就性水解原理判斷不同弱電解質的相對強弱的應用比較溶液中離子的濃度-解釋某些化學現象及在空產、生活中的應用四、難溶電解質的溶解平衡課標要求1、了解沉淀溶解平衡的定義和影響因素2、理解沉淀轉化的條件及其應用3、了解溶度積的概念及應用要點精講1、難溶電解質的溶解平衡（1）Ag+和CI-的反應真能進行到底嗎難溶物質的溶解度根據溶解度大小，我們把物質分為難溶、易溶、微溶和不溶等。溶解度與溶解性的關系溶解性易溶可溶微溶

16、堆溶20七時溶解度1-10g0,01-£曇<0,01g任何化學反應都具有可逆性，可逆反應達到平衡狀態時，反應物和生成物的濃度不再變化，從這種意義上說,生成沉淀的離子反應是不能進行到底的。（2）Ag+和Cl-的反應AgCl是難溶的強電解質，在一定溫度下，當把AgCI固體放入水中時，AgCI表面上的Ag+和C卜在丐0分子作用下，會脫離晶體表面進入水中。反過來水中的水合Ag+與水合Cl-不斷地做無規則運動，其中一些Ag+和Cl-在運動中相互碰撞，又可能沉積在固體表面。當溶解速率與沉淀速率相等時，在體系中便存在固體與溶液中離子之間的動態平衡。這種溶液是飽和溶液。上述平衡稱為沉淀溶解平衡

17、。這種沉淀溶解平衡的存在，決定了Ag+和Cl-的反應不能進行到底。（3）沉淀溶解平衡 沉淀溶解平衡的定義在一定條件下，難溶電解質溶于水形成飽和溶液時，溶解速度與沉淀速度相等，溶質的離子與該固態物質之間建立了動態平衡，叫做沉淀溶解平衡。 溶解平衡的特征“動”一一動態平衡，溶解的速率和沉淀的速率并不為0。“等”“定”一一達到平衡時，溶液中離子的濃度保持不變。“變”一一當改變外界條件時，溶解平衡將發生移動，達到新的平衡。2、沉淀反應的應用由于難溶電解質的溶解平衡也是動態平衡，因此可以通過改變條件使平衡移動一一溶液中的離子轉化為沉淀，或沉淀轉化為溶液中的離子。（1）不同沉淀方法的應用 直接沉淀法：除去

18、指定溶液中某種離子或獲取該難溶電解質。 分步沉淀法：鑒別溶液中離子或分別獲得不同難溶電解質。 共沉淀法：加入合適的沉淀劑，除去一組中某種性質相似的離子。 氧化還原法：改變某種離子的存在形式，促使其轉化為溶解度更小的難溶電解質便于分離。（2）沉淀的溶解規律：加入的試劑能與沉淀所產生的離子發生反應，生成揮發性物質或弱電解質（弱酸、弱堿或水）使溶解平衡向溶解的方向移動，則沉淀就會溶解。（3）溶度積定義：在一定條件下，難溶強電解質AmBn溶于水形成飽和溶液時，溶質的離子與該固態物質之間建立動態平衡，這時，離子濃度的乘積為一常數，叫做溶度積Ksp。A.B,.（sVnAJL+（呂q）+fiB"''f）忑二4A"）尸）?對于難溶電解質在任一時刻都有通過比較溶度積與溶液中有關離子濃度幕的乘積一一離子積Qc的相對大小，可以判斷難溶電解質在給定條件下沉淀能否生成或溶解。Qc>Ksp，溶液過飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和，達到新的平衡。Qc=Ksp，溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態。Qc<Ksp