高二化学选修4第三章水溶液中的离子平衡（复习）一、弱电解质的电离 1、定义：电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质 物质单质化合物电解质非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱电解质：弱酸、弱碱和水。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物纯净物例题1、下列说法中正确的是（ ） A、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质； B、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子； C、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质； D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。2、电解质与非电解质的本质区别：化合物溶于水或熔化时能否电离强电解质与弱电质的本质区别：化合物溶于水能否完全电离（或是否存在电离平衡）例题2、下列说法中错误的是（ ）A、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质；B、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电；C、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强；D、相同条件下，pH相同的盐酸和醋酸的导电性相同。 注意：强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）3、掌握强弱电解质判定的方法(以HAc为例)掌握核心：弱电解质不能完全电离，存在弱电解质分子。（1）溶液导电性对比实验； （2）测0.01mol/LHAc溶液的pH2；（3）测NaAc溶液的pH值； （4）测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pHa +2（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL;（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率4、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA)pH(HB) pH值相同时，溶液的浓度CHACHB，pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHApHHB例题3、物质的量浓度相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是 ，pH最大的是 ；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为 。pH相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，物质的量浓度最小的是 ，最大的是 ；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为 。甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的浓度均为0.10mol/L时，甲酸中的c(H+)为乙酸中c(H+)的3倍，欲使两溶液中c(H+)相等，则需将甲酸稀释至原来的 3倍（填“”或“=”）。二、水的电离和溶液的酸碱性1、水离平衡：H2OH+ + OH- 水的离子积：KW = H+OH- 25时, H+=OH- =10-7 mol/L；KW = 10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定；KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱影响水电离平衡的外界因素：酸、碱 温度 易水解的盐：促进水的电离例题4、试比较pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是 。4、溶液的酸碱性和pH： （1）pH= -lgc(H+) （2）pH的测定方法酸碱指示剂、pH试纸、pH计 （3）用pH试纸测溶液pH值的方法：操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。注意：事先不能用水湿润PH试纸；只能读取整数值或范围注意：酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液）；碱性溶液不一定是碱溶液（可能是 溶液）。pH7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；5、溶液的pH值计算类型：稀释与混合溶液pH值的计算注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；例题5、(1)将pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ； 20mLpH=5的盐酸中加入1滴（0.05mL）0.004mol/LBa(OH)2溶液后pH= 。(2)pH=3的HCl稀释100倍后溶液的pH变为 ；pH=3的HAc溶液稀释100倍后pH ，若使其pH变为5，应稀释的倍数应 （填不等号）100；pH=5的稀硫酸稀释1000倍后溶液中c(H+) ：c(SO42-)= ； pH=10的NaOH溶液稀释100倍后溶液的pH变为 ；pH=10的NaAc溶液稀释10倍后溶液的pH为 。6、“酸、碱恰好完全反应”与“自由H+与OH-恰好中和”酸碱性判断例题6、(1)100mLpH=3的H2SO4中加入10mL0.01mol/L氨水后溶液呈 性，原因是 ；pH=3的HCl与pH=11的氨水等体积混合后溶液呈 性，原因是 。（2）室温时，0.01mol/L某一元弱酸只有1%发生了电离，则下列说法错误的是( )A、上述弱酸溶液的pH4 B、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH7C、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH7D、加入等体积pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH77、酸碱中和滴定：掌握滴定原理及指示剂选择，能用滴定原理进行误差分析酸碱指示剂甲基橙、石蕊、酚酞例题7、试根据上述指示剂的变色范围，回答下列问题：强酸滴定强碱最好选用的指示剂为： ，终点颜色变化为 强碱滴定强酸最好选用的指示剂为： ，终点颜色变化为 三、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解规律：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。 多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 NaHCO3)弱酸酸性强弱比较：例题8、(1)下列物质不水解的是 ；水解呈酸性的是 ；水解呈碱性的是 FeS NaI NaHSO4 KF NH4NO3 C17H35COONa(2)浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是（ ） 酸性：H2SH2Se 碱性：Na2SNaHS 碱性：HCOONaCH3COONa 水的电离程度：NaAcNaAlO2 溶液的pH：NaHSO3Na2SO4NaHCO3NaClO2、盐类水解的特点及影响因素： 例题9、（1）下列说法错误的是：A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在； B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈红色，加热红色变深；C、NH4Cl溶液呈酸性这一事实能说明氨水为弱碱； D、在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离。（2） Na2CO3溶液呈碱性原原因用方程式表示为 ；能减少Na2CO3溶液中CO32-浓度的措施可以是（ ） 加热 加少量NaHCO3固体 加少量(NH4)2CO3固体加少量NH4Cl 加水稀释 加少量NaOH注：酸式盐的酸碱性与酸式酸根的电离程度与水解程度的大小有关，若电离程度水解程度，溶液显酸性；反之，则溶液显碱性；双水解：盐的阴阳离子均能水解，使阴阳离子水解双促，此时水解程度加大。例题10、（1）已知NaH2PO4溶液呈酸性，请写出NaH2PO4溶液中所有的水解和电离方程式 ，并指示溶液中H3PO4、HPO42-与H2PO4-的大小关系 。（2）已知Na2CO3溶液中加入少量Al2(SO4)3，有白色沉淀和气体产生，写出反应的离子方程式： ，能鉴别Na2CO3、NaOH、NaCl、AgNO3四种溶液的一种试剂是 。3、盐类水解的应用：能用盐的水解原理解释盐的用途，如铁盐铝盐净水、NH4Cl溶液用于焊接、泡沫灭火器等。4、电离、水解方程式的书写原则注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。例题11：下列方程式中属于电离方程式的是 ；属于水解方程式的是 A、HCO3- +H2O H3O+ + CO32- B、BaSO4 = Ba2+ + SO42-C、AlO2- + 2H2O Al(OH)3 + OH- D、CaCO3(s) Ca2+ + CO32-5、溶液中微粒浓度的大小比较 （1）基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系原子守恒和电荷守恒（2）同浓度的弱酸和其弱酸盐 、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：抓主要矛盾如：l/LCH3COOH和0.1mol/LCH3COONa溶液等体积混合后溶液呈酸性，则溶液呈酸性，CH3COOH 的电离CH3COONa的水解，HAc0.1mol/L. （因为NaAc的水解呈碱性被HAc的电离呈酸性所掩盖，故可当