【人教版】高中化學(xué)選修4知識點總結(jié)：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(zhì)的電離 1、強弱電解質(zhì) （1） 電解質(zhì)和非電解質(zhì) 電解質(zhì)是指溶于水或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?；非電解質(zhì)是指溶于水和熔融狀態(tài)下都不導(dǎo)電的化合物。 注：①單質(zhì)、 混合物既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)。 ②化合物中屬于電解質(zhì)的有：活潑金屬的氧化物、 水、 酸、 堿和鹽；于非電解質(zhì)的有：非金屬的氧化物。 （2）強電解質(zhì)和弱電解質(zhì) ①強電解質(zhì)：在水溶液中能完全電離的電解質(zhì)稱為強電解質(zhì)（如強酸、 強堿和大部分的鹽） ②弱電解質(zhì)：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(zhì)特征：存在電離平衡，平衡時離子和電解質(zhì)分子共存，而且大部分以分子形式存在。 （3）強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)及非電解的判斷 2、弱電解質(zhì)的電離 （1）弱電解質(zhì)電離平衡的建立（弱電解質(zhì)的電離是一種可逆過程） （2）電離平衡的特點 弱電解質(zhì)的電離平衡和化學(xué)平衡一樣，同樣具有“逆、 等、 動、定、 變” 的特征。 ①逆：弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的。 ②等：達電離平衡時，分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等 ③動：動態(tài)平衡，即達電離平衡時分子電離成離子和離子結(jié)合成分子的反應(yīng)并沒有停止。 ④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(zhì)分子存在。且分子多，離子少。 ⑤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(shù) ①概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)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(shù)。這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K來表示。通常用Ka表示弱酸的電離常數(shù)，用 運遭表示Kb的電離常數(shù)。 ② ③意義: K值越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離，所對應(yīng)的弱酸或弱堿相對較強。 ④電離常數(shù)的影響因素 a.電離常數(shù)隨溫度變化而變化，但由于電離過程熱效應(yīng)較小，溫度改變對電離常數(shù)影響不大，其數(shù)量級一般不變，所以室溫范圍內(nèi)可忽略溫度對電離常數(shù)的影響 b. 電離常數(shù)與弱酸、 弱堿的濃度無關(guān)，同一溫度下，不論弱酸、 弱堿的濃度如何變化，電離常數(shù)是不會改變的。即：電離平衡常數(shù)與化學(xué)平衡常數(shù)一樣，只與溫度有關(guān)。 （3）電解質(zhì)的電離方程式 ①強電解質(zhì)的電離方程式的書寫強電解質(zhì)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(guān)強電解質(zhì)電離方程式時，應(yīng)用 “” ②弱電解質(zhì)的電離方程式的書寫弱電解質(zhì)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(yīng)該用 “” 。 （4）影響電離平衡的因素 ①內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)，是決定性因素。 ②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(jié)合成分子的機會越大，弱電解質(zhì)的電離程度就越小。因此，稀釋溶液會促進弱電解質(zhì)的電離。 c.外加物質(zhì)：若加入的物質(zhì)電離出一種與原電解質(zhì)所含離子相同的離子，則會抑制原電解質(zhì)的電離，使電離平衡向生成分子的方向移動；若加入的物質(zhì)能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)，則會促進原電解質(zhì)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(zhì)， 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 ①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(shù)。 ②一定溫度時， Kw是個常數(shù)，Kw只與溫度有關(guān)，溫度越高Kw越大 ③任何水溶液中，水所電離而生成的 ④任何水溶液中， 2、溶液的酸堿性與pH （1）根據(jù)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(guān)系 ①中性溶液：。 ②酸性溶液： ③堿性溶液： （3）溶液的酸堿性與pH的關(guān)系 3、 酸堿中和滴定 （1）酸堿中和反應(yīng)的實質(zhì) 酸堿中和反應(yīng)的實質(zhì)是酸電離產(chǎn)生的H+與堿電離產(chǎn)生的OH-結(jié)合生成水的反應(yīng)。 （2）原理：在中和反應(yīng)中，使用一種已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）溶液與未知物質(zhì)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(jù)化學(xué)方程式中酸堿物質(zhì)的量比求出未知溶液的物質(zhì)的量濃度。 （3）指示劑的選擇 ①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； ②強酸滴定弱堿時，應(yīng)選擇甲基橙作指示劑； ③強堿滴定弱酸時，應(yīng)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(yīng)生成的鹽的水溶液呈堿性；強酸和弱堿反應(yīng)生成的鹽的水溶液呈酸性；強酸和強堿反應(yīng)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(zhì)有關(guān)。 （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(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)， 叫做鹽類的水解。 鹽類水解的實質(zhì)是水的電離平衡發(fā)生了移動?？煽醋髦泻头磻?yīng)的逆反應(yīng)。 （3）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(yīng)的利用 （1）影響鹽類水解平衡的因素 ①內(nèi)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(zhì)所決定的。 ②外因： a.溫度：水解是酸堿中和的逆過程，是吸熱反應(yīng)，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(yīng)的應(yīng)用 ①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(yīng)的酸越弱，其水解程度越大，溶液的堿性越強。 ②配制溶液 ③保存溶液 ④除去溶液中的雜質(zhì) ⑤明礬凈水原理:明礬中的Al3+水解產(chǎn)生的膠體具有吸附作用，能吸附 水中懸浮的雜質(zhì)離子形成沉淀。 ⑥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(yīng)。 （2）“越弱越水解” 指的是弱酸陰離子對應(yīng)的酸越弱，就越容易水解；弱堿陽離子對應(yīng)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(yīng)的酸比弱堿陽離子對應(yīng)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(zhì)的溶解平衡 1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡 （1）Ag+和 Cl-的反應(yīng)真能進行到底嗎？ 難溶物質(zhì)的溶解度根據(jù)溶解度大小，我們把物質(zhì)分為難溶、易溶、微溶和不溶等。 溶解度與溶解性的關(guān)系 任何化學(xué)反應(yīng)都具有可逆性，可逆反應(yīng)達到平衡狀態(tài)時，反應(yīng)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(yīng)是不能進行到底的。 （2）Ag+和Cl-的反應(yīng) AgCl是難溶的強電解質(zhì)，在一定溫度下，當(dāng)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(dāng)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(yīng)不能進行到底。 （3）沉淀溶解平衡 ①沉淀溶解平衡的定義：在一定條件下，難溶電解質(zhì)溶于水形成飽和溶液時，溶解速度與沉淀速度相等，溶質(zhì)的離子與該固態(tài)物質(zhì)之間建立了動態(tài)平衡，叫做沉淀溶解平衡。 ②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。 “等”—— 。 “定”——達到平衡時，溶液中離子的濃度保持不變。 “變”——當(dāng)改變外界條件時，溶解平衡將發(fā)生移動，達到新的平衡。 2、 沉淀反應(yīng)的應(yīng)用 由于難溶電解質(zhì)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(zhuǎn)化為沉淀，或沉淀轉(zhuǎn)化為溶液中的離子。 （1）不同沉淀方法的應(yīng)用 ①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(zhì)。 ②分步沉淀法：鑒別溶液中離子或分別獲得不同難溶電解質(zhì)。 ③共沉淀法：加入合適的沉淀劑，除去一組中某種性質(zhì)相似的離子。 ④氧化還原法：改變某種離子的存在形式，促使其轉(zhuǎn)化為溶解度更小的難溶電解質(zhì)便于分離。 （2）沉淀的溶解 規(guī)律：加入的試劑能與沉淀所產(chǎn)生的離子發(fā)生反應(yīng)，生成揮發(fā)性物質(zhì)或弱電解質(zhì)（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 ①定義：在一定條件下，難溶強電解質(zhì)AmBn溶于水形成飽和溶液時，溶質(zhì)的離子與該固態(tài)物質(zhì)之間建立動態(tài)平衡，這時，離子濃度的乘積為一常數(shù)，叫做溶度積Ksp。 ②表達式: 對于難溶電解質(zhì) 在任一時刻都有 。 通過比較溶度積與溶液中有關(guān)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(zhì)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(tài)。 Qc下載提示(請認真閱讀)
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