【人教版】高中化學選修4知識點總結：第三章水溶液中的離子平衡.doc

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_第三章、水溶液中的離子平衡一、弱電解質的電離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(tài)下能夠導電的化合物；非電解質是指溶于水和熔融狀態(tài)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?；衔镏袑儆陔娊赓|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2、弱電解質的電離（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）（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(tài)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(tài)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(fā)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。通常用Ka表示弱酸的電離常數，用 運遭表示Kb的電離常數。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：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。二、水的電離和溶液的酸堿性1、 水的電離（1）水的電離特點：水是極弱的電解質， 能發(fā)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： 一定溫度下， 水的離子積是一個定值。我們把水溶液中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 任何水溶液中， 2、溶液的酸堿性與pH（1）根據水的離子積計算溶液中 H+或 OH-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-）的關系中性溶液：。酸性溶液：堿性溶液：（3）溶液的酸堿性與pH的關系3、 酸堿中和滴定（1）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。（2）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。（3）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。三、鹽類的水解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(xiàn)不同酸堿性的原因（1）探究鹽溶液呈現(xiàn)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）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OH-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(fā)生了移動?？煽醋髦泻头磻哪娣磻＃?）鹽類水解離子方程式的書寫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，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(guī)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礬凈水原理:明礬中的Al3+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“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”（1）“有弱才水解，無弱不水解” 是指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(fā)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(fā)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。四、難溶電解質的溶解平衡1、難溶電解質的溶解平衡（1）Ag+和 Cl-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任何化學反應都具有可逆性，可逆反應達到平衡狀態(tài)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AgCl固體放入水中時， AgCl表面上的Ag+和 Cl-在H2O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(guī)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(tài)平衡。這種溶液是飽和溶液。上述平衡稱為沉淀溶解平衡。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(tài)物質之間建立了動態(tài)平衡，叫做沉淀溶解平衡。溶解平衡的特征“動” 動態(tài)平衡，溶解的速率和沉淀的速率并不為0?！暗取??！岸ā边_到平衡時，溶液中離子的濃度保持不變?！白儭碑敻淖兺饨鐥l件時，溶解平衡將發(fā)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(tài)平衡，因此可以通過改變條件使平衡移動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(guī)律：加入的試劑能與沉淀所產生的離子發(fā)生反應，生成揮發(fā)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(tài)物質之間建立動態(tài)平衡，這時，離子濃度的乘積為一常數，叫做溶度積Ksp。表達式: 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冪的乘積離子積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。QcKsp，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(tài)。QcKsp，溶液未飽和，無沉淀析出，若加入過量難溶電解質，難溶電解質溶解直至溶液飽和。THANKS !致力為企業(yè)和個人提供合同協(xié)議，策劃案計劃書，學習課件等等打造全網一站式需求歡迎您的下載，資料僅供參考-可編輯修改-