苏教版高中化学选择性必修第一册 第三章+水溶液中的离子反应 知识梳理 （原卷+解析卷）

这是一份苏教版高中化学选择性必修第一册 第三章+水溶液中的离子反应 知识梳理 （原卷+解析卷），文件包含苏教版高中化学选择性必修第一册第三章+水溶液中的离子反应知识梳理原卷docx、苏教版高中化学选择性必修第一册第三章+水溶液中的离子反应知识梳理解析卷docx等2份试卷配套教学资源，其中试卷共47页， 欢迎下载使用。
第三章 水溶液中的离子反应 知识梳理 弱电解质的电离平衡 第1节 一、强电解质和弱电解质 1．电解质和非电解质 电解质：在 溶液中或 状态下能 的化合物。如酸、碱、盐等。 非电解质：在水溶液中和熔融状态下均以分子形式存在，因而不能导电的化合物。如苯、乙醇等。 2．强电解质和弱电解质 (1)二者的比较 (2)常见的强、弱电解质 二、弱电解质的电离平衡 1．电解质电离的表示方法——电离方程式 (1)强电解质完全电离，用“ ”。HCl 、Na2SO4 。 (2)弱电解质部分电离，用“ ”。CH3COOH (或CH3COOH＋H2OCH3COO－＋H3O＋)、NH3•H2O 。 多元弱酸，以第一步电离为主，分步可逆电离如：H2CO3 ；HCOeq \o\al(－,3)H＋＋COeq \o\al(2－,3)。 多元弱碱，分步可逆电离，但书写较为复杂，只写一步可逆电离如：Fe(OH)3 。 2．弱电解质的电离平衡 (1)弱电解质电离平衡的建立 ①开始时，v电离 ，而v结合为 。 ②平衡的建立过程中，v电离 v结合。 ③当v电离 v结合时，电离过程达到平衡状态。 (2)弱电解质电离平衡状态 在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质在溶液中 的速率和 的速率 ，电离过程就达到了平衡状态。 (3)电离平衡状态的特征 ①逆——弱电解质的电离过程是 的。 ②等——平衡时， 的速率与 的速率相等。 ③动——平衡时，电离过程与离子结合成弱电解质分子的过程 ，是 平衡。 ④定——平衡时，各微粒(分子、离子)的 保持恒定。 ⑤变——外界条件改变时，平衡会 。 （4）外界条件对电离平衡的影响 电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。 第2节 电离平衡常数和电离度 一、电离平衡常数 1．概念 在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的 与溶液中未电离的分子的 之比是一个常数，用符号K表示。 2．表示方法 ①一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数： CH3COOH电离常数的表达式：Ka＝ 。 NH3•H2O电离平衡常数的表达式：Kb＝ 。 ②多元弱酸的电离常数： H2CO3H＋＋HCOeq \o\al(－,3)　 Ka1＝eq \f(c(H＋)•c(HCOeq \o\al(－,3)),c(H2CO3)) HCOeq \o\al(－,3)H＋＋COeq \o\al(2－,3) Ka2＝eq \f(c(H＋)•c(COeq \o\al(2－,3)),c(HCOeq \o\al(－,3))) 多元弱酸各步电离常数的大小比较为Ka1≫Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由 电离决定。 由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。 3．意义 表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值 ，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越 。 4．影响因素 (1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数 ，说明电离常数首先由物质的 所决定。 (2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与 有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数 而增大。 5．电离常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。如Ka(HF)＞Ka(CH3COOH)，则酸性：HF CH3COOH。 (2)判断复分解反应能否发生，一般符合“ ”规律。如Ka(HNO2)＞Ka(CH3COOH)，则NaNO2＋CH3COOH===CH3COONa＋HNO2的反应不能进行。 (3)判断溶液中微粒浓度比值的变化。如加水稀释醋酸溶液，由于Ka(CH3COOH)＝eq \f(c(CH3COO－)•c(H＋),c(CH3COOH))不变，稀释后c(CH3COO－) ，则eq \f(c(H＋),c(CH3COOH))＝ 。 二、电离度 1．概念 弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，可用弱电解质 与 的比值来表示电离的程度，简称为电离度，通常用符号 表示。 2．数学表达式 α＝eq \f(已电离的弱电解质浓度,弱电解质的起始浓度)×100% 或α＝eq \f(已电离的弱电解质分子数,弱电解质的起始分子数)×100%。 或α＝ eq \f(已电离的弱电解质的物质的量,弱电解质的初始物质的量) ×100% 3．意义 (1)电离度实质上是一种平衡转化率。表示弱电解质在水中的 。 (2)同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度 。 4．影响因素 5.电离常数的相关计算(以弱酸HX为例) HX　　　H＋　＋　X－ 起始/(mol•L－1)) c0(HX) 0 0 平衡/(mol•L－1)) c0(HX)－c(H＋)　 c(H＋) c(H＋) 则K＝eq \f(c(H＋)•c(X－),c(HX))＝eq \f(c2(H＋),c0(HX)－c(H＋))。 (1)已知c0(HX)和c(H＋)，求电离常数，由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，则K≈ ，代入数值求解即可。 (2)已知c0(HX)和电离常数，求c(H＋)，由于K值很小，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，则c(H＋)≈ ，代入数值求解即可。 (3)同理，一元弱碱(MOH)中，c(OH－)≈ 。 6．计算电离度(以一元弱酸HA为例) 　　　　　HA　　H＋　＋　A－ 起始： c酸 0 0 平衡： c酸·(1－α) c酸·α c酸·α Ka＝ ＝ ，因为α很小，所以1－α≈1，即Ka＝ ，所以α＝ 。 第3节 水的电离平衡 一、水的电离平衡及影响因素 1．水的电离：水是一种极弱的电解质，水的电离存在电离平衡。 (1)电离方程式： ，通常简写为 。 (2)室温下纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝ 。 2．影响水的电离平衡的因素 (1)升高温度可促进水的电离。 (2)酸、碱均可 水的电离。 (3)活泼金属(如Na)可 水的电离。 3．水的离子积常数 (1)符号：Kw。 (2)表达式：Kw＝ ，25 ℃时，Kw＝ 。 (3)影响因素：只与温度有关，升高温度Kw ，降低温度Kw 。 (4)适用范围：Kw不仅适用于纯水也适用于稀的 。 4.影响水电离平衡的因素(25 ℃) 二、水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算 (1)等量关系 无论是纯水，还是酸性(或碱性)溶液，由水的电离产生的 。 (2)定量关系 任何电解质稀溶液中都存在Kw＝c(H＋)•c(OH－)，在表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。 ①稀酸溶液—OH－全部来自水的电离，水电离产生的c水(H＋)＝ 。 ②稀碱溶液—H＋全部来自水的电离，水电离产生的c水(H＋)＝ 。 第4节 溶液的酸碱性与pH 一、溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性：溶液酸碱性的判断标准是 。 2．溶液酸碱性与溶液中c(H＋)和c(OH－)的关系 c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性； c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性，且c(H＋)越大，酸性 ； c(H＋)Ksp，由此可以计算出使离子沉淀完全的条件。通常认为当溶液中的离子浓度小于等于10－5 mol•L－1时，该离子已沉淀完全。 以Fe(OH)3为例，可计算Fe3＋完全沉淀所需控制的pH： ，故Fe3＋在pH＝ 时沉淀完全。 同理可计算Cu2＋、Mg2＋、Fe2＋等金属离子沉淀完全时溶液的pH。 五．沉淀溶解平衡图像题的解题策略 第一步：明确图中横、纵轴的含义。 第二步：理解图中曲线上的点、曲线外的点的含义。 以氯化银为例，在该沉淀溶解平衡图像上，曲线上任意一点都达到了 ，此时Qc＝Ksp。在温度不变时，改变一种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线外。 第10节 沉淀溶解平衡原理的应用 一、沉淀的转化与溶解 1．沉淀的转化 实验探究AgCl、AgI、Ag2S的转化 (1)根据实验现象可知三种沉淀溶解能力从大到小的顺序是 。 (2)向AgCl沉淀中滴加KI溶液时，溶液中的Ag＋和I－结合生成了更难溶解的AgI，溶液中Ag＋浓度 ，促使AgCl的沉淀溶解平衡向 ，最终AgCl完全转化为AgI。AgI转化为Ag2S的原理相同。 (3)沉淀转化的离子方程式：AgCl(s)＋I－AgI(s)＋Cl－；2AgI(s)＋S2－Ag2S(s)＋2I－。 转化的实质： 。 转化的条件：溶液中的离子浓度幂之积 Ksp。 2．沉淀的溶解 (1)原理：根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，只要不断移去溶解平衡体系中的相应离子，平衡就向 的方向移动，从而使沉淀溶解。 (2)实例：①CaCO3沉淀溶于盐酸中： CO2气体的生成和逸出，使CaCO3溶解平衡体系中的COeq \o\al(2－,3)浓度不断减小，平衡向 的方向移动。 ②分别写出用HCl溶解难溶电解质FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2的离子方程式： 、 、 。 ③向Mg(OH)2悬浊液中分别滴加蒸馏水、稀盐酸、NH4Cl溶液，白色沉淀将 、 、 (填“溶解”或“不溶解”)。 二、沉淀的生成与转化在生产和科研中的应用 1．沉淀的生成 (1)沉淀生成的应用。 在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理等领域中，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。 (2)沉淀的方法。 ①调节pH法：如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入氨水调节pH至7～8，可使Fe3＋转变为 沉淀而除去。反应如下： ②加沉淀剂法：如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子，如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法。 a．通入H2S除去Cu2＋的离子方程式： 。 b．加入Na2S除去Hg2＋的离子方程式： 。 c．同离子效应法：增大溶解平衡中离子浓度，使平衡向 的方向移动。 2．沉淀的溶解 (1)沉淀溶解的原理。 根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去溶解平衡体系中的 ，使平衡向 的方向移动，就可以使沉淀溶解。 (2)沉淀溶解的方法。 ①酸溶解法：用强酸溶解的难溶电解质有CaCO3、FeS、Al(OH)3、Ca(OH)2等。 如CaCO3难溶于水，却易溶于盐酸，原因是：CaCO3在水中存在溶解平衡为 ，当加入盐酸后发生反应： ，c(CO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3))) ，溶解平衡向 方向移动。 ②盐溶液溶解法：Mg(OH)2难溶于水，能溶于盐酸、NH4Cl溶液中。溶于NH4Cl溶液反应的离子方程式为 。 3．沉淀转化 (1)锅炉除水垢。 水垢CaSO4(s) eq \o(――→,\s\up9(Na2CO3))CaCO3(s) eq \o(――→,\s\up9(盐酸))Ca2＋(aq) 有关化学方程式： 、CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑。 (2)自然界中矿物的转化。 如原生铜硫化物 eq \o(――→,\s\up11(氧化),\s\do4(淋滤))CuSO4(溶液) eq \o(――→,\s\up11(ZnS),\s\do4(PbS))CuS(铜蓝) 有关化学方程式： ， 。 (3)工业废水处理。 工业废水处理过程中，重金属离子可利用沉淀转化原理用FeS等难溶物转化为HgS、Ag2S、PbS等沉淀。 用FeS除去Hg2＋的离子方程式： 。强电解质弱电解质概念在水溶液里或熔融状态下能够完全电离成离子的电解质在水溶液里只有部分电离成离子的电解质相同点在水溶液里都能产生自由移动的离子，都是电解质不同点粒子的存 在形式只存在电解质电离产生的阴、阳离子，不存在电解质分子大量存在电解质分子，少量存在弱电解质电离产生的离子电离过程不可逆，不存在电离平衡，电离方程式中用“===”可逆，存在电离平衡，电离方程式中用“”电离程度完全电离不完全电离影响因素电离程度原因本身性质电解质本身性质决定电解质的电离程度结构决定性质反应条件温度(升温)电离过程是 的浓度(减小)浓度减小，离子结合生成弱电解质分子的速率小外加电解质同离子效应离子(产物)浓度 ，平衡 消耗弱电解质的离子离子(产物)浓度 ，平衡 c(H＋)/(mol•L－1)c(OH－)/(mol•L－1)水的电离程度平衡移动Kw纯水1.0×10－71.0×10－7——1.0×10－14升温加酸加碱加活泼 金属酸(pH＝a)碱(pH＝b)弱酸强酸弱碱强碱稀释10n倍无限稀释pH趋向于7常见的酸碱指示剂变色范围(颜色与pH的关系)甲基红6.2 色酚酞10.0 色甲基橙4.4 色步骤操作V标准c待测洗涤酸式滴定管未用标准溶液润洗碱式滴定管未用待测溶液润洗锥形瓶用待测溶液润洗锥形瓶洗净后还留有蒸馏水取液放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失锥形瓶中指示剂加的过多滴定酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失振荡锥形瓶时部分液体溅出部分酸液滴出锥形瓶外溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化读数带来的误差用滴定管量取待测液先俯视后仰视先仰视后俯视标准液先俯视后仰视先仰视后俯视配制500 mL0．1 mol/L的NaOH溶液需要NaOH的质量为2．0 g误差来源V标准c待测NaOH已部分潮解或称量时间过长杂质不与盐酸反应NaOH中含有杂质所含杂质消耗1 mol盐酸需质量大于40 g(例如Na2CO3、NaHCO3)所含杂质消耗1 mol盐酸需质量小于40 g(例如Na2O)游码有油污盐溶液盐的类型溶液pH酸碱性NaClpH＝7CH3COONapH>7NH4ClpH7AlCl3pH