第三章章末复习课件高二上学期化学人教版选择性必修1

第三章

水溶液中的离子反应与平衡

章末复习1.回顾本单元的文本及教材，熟悉本单元的知识及逻辑结构；2.能从电离、离子反应、化学平衡的角度分析溶液的性质；3.熟练运用平衡移动原理解决有关电解质溶液的问题。知识点一：电解质的分类1．弱电解质的电离平衡

在一定条件下(如温度和浓度)，弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到电离平衡状态。如图所示：知识点二：弱电解质的电离平衡特征：逆、等、动、定、变2．影响电离平衡的条件（1）内因：物质本身的性质（2）外因：①温度：由于电离过程是吸热的过程，所以升高温度，平衡向电离方向移动，电离程度增大②浓度：I、加水稀释→平衡向电离的方向移动→电离程度增大→但离子浓度减小II、增大弱电解质的浓度→平衡向电离方向移动→但电离程度减小III、加入同浓度的弱电解质溶液→平衡不移动→各微粒浓度不变、电离程度不变IV、加入其它试剂，减小或增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可促进或抑制电离

知识点三：电离平衡常数1.表达式：以ABA++B-为例，则2.影响因素：（1）物质本身的性质决定

（2）只受温度影响，升高温度，电离平衡常数增大，电离程度越大

3.意义：相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应溶液的酸性或碱性越强1.电离方程式：

H2OH++OH-

或H2O+H2OH3O++OH-

2.特点：

由水电离出的H+与OH-浓度相等，即c(H+)水=c(OH-)水3.影响因素：（1）促进：①升温②加活泼金属④加弱碱阳离子或弱酸阴离子（即能水解的盐）③电解（2）抑制：①降温②加酸或碱③加强酸酸式盐

知识点四：水的电离

知识点五：水的离子积表达式：Kw=c(H+)·c(OH-)

①c(H+)和c(OH-)均表示整个溶液中的H+、OH-的总物质的量浓度②Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液酸溶液中：Kw=c(H+)酸·c(OH-)水

碱溶液中：Kw=c(H+)水·c(OH-)碱盐溶液中：Kw=c(H+)水·c(OH-)水③不同溶液中的c(H+)、c(OH-)可能不同，但任何溶液中的c(H+)水=c(OH-)水

④Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大，水更易电离25℃时，Kw=1.0×10-14100℃时，Kw=1.0×10-12知识点六：溶液的酸碱性与pH1.溶液的酸碱性与c(H＋)、c(OH－)的关系c(H＋)与c(OH－)的关系c(H＋)的范围(25℃)/(mol·L－1)中性溶液c(OH－)＝c(H＋)c(H＋)＝1.0×10－7酸性溶液c(OH－)<c(H＋)c(H＋)>1.0×10－7碱性溶液c(OH－)>c(H＋)c(H＋)<1.0×10－72.溶液的酸碱性与pH（1）pH（2）溶液的酸碱性与pH的关系(常温下)（3）溶液酸碱性的测定方法①酸碱指示剂法②利用pH试纸测定。③利用pH计测定。知识点七：酸碱中和滴定酸碱中和滴定的原理：H++OH-=H2O即利用中和反应时，c(H+)酸·V酸=c(OH-)碱·V碱则c(H+)酸=或c(OH-)碱=知识点八：盐类的水解1.实质盐电离―→―→破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→c(H＋)≠c(OH－)―→溶液呈碱性、酸性或中性。2.特点1.极其微弱，为可逆反应，存在水解平衡2.是中和反应的逆反应，水解反应是吸热反应3.规律：有弱就水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性知识点九：影响盐类水解的主要因素1.内因：反应物的性质。越弱越水解，越水解其酸（或碱）性越强。2.外因：（1）温度：升高温度，促进水解（2）浓度：加水稀释→向右移动→水解程度大→酸（或碱）性减弱盐的浓度越高→向右移动→水解程度小→酸（或碱）性增强（3）同离子效应：加酸或碱抑制或促进水解小结：越弱越水解，越热越水解，越稀越水解，加酸或碱抑制或促进水解知识点十：难溶电解质溶解平衡的特点逆——沉淀溶解平衡是一个可逆过程等——溶解速率和沉淀速率相等动——动态平衡,溶解速率和沉淀速率不等于零定——平衡状态时，溶液中的离子浓度保持不变变——当改变外界条件时，溶解平衡发生移动注：（1）生成沉淀的离子反应不能进行到底（即离子浓度≠0），一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于1×10-5mol/L时，化学上通常认为生成沉淀的反应就进行完全了（2）易溶的饱和溶液中也存在溶解平衡。例：NaCl饱和溶液中存在溶解和结晶平衡知识点十一：影响难溶电解质的因素1.内因：难溶电解质本身的性质2.外因：（1）浓度：加水，平衡向溶解方向移动，溶解度不变（2）温度：升温，多数平衡向溶解方向移动（原因：溶解吸热）；但少数向沉淀方向移动（例：Ca(OH)2）（3）同离子效应：加入相同的离子，平衡向沉淀方向移动，溶解度减小（4）加入与体系中某些离子反应的物质，产生气体或更难溶的物质，导致平衡向溶解的方向移动。知识点十二：溶度积常数（简称溶度积）——Ksp1.表达式对于溶解平衡：MmAn(s)mMn+(aq)+nAm-(aq)反应

Ksp=[c(Mn+)]m·[c(Am-)]n

例：Ag2S(s)2Ag+(aq)+S2-(aq)Ksp=c2(Ag+)·c(S2-)2.意义：对于同类型（阴、阳离子个数相同）的难溶电解质，在相同温度下，Ksp越大→S(溶解度)越大例：Ksp(AgCl)=1.8×10-10

Ksp(AgBr)=6.3×10-15

说明S(AgCl)>S(AgBr)3.影响因素：Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关4.应用：判断有无沉淀——溶度积规则Q(离子积)=[c(Mn+)]m·[c(Am-)]nQ>Ksp时，溶液中有沉淀析出Q=Ksp时，沉淀与溶解处于平衡状态Q<Ksp时，溶液中无沉淀析出1．沉淀的生成（1）调节pH法（2）加沉淀剂法。知识点十二：沉淀溶解平衡的应用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，如果能设法不断地移去平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。（2）溶解沉淀的试剂类型。①用强酸溶解②用某些盐溶液溶解3．沉淀的转化【典例】泡沫灭火器内含有NaHCO3浓溶液(置于铁桶内)和浓Al2(SO4)3溶液(置于玻璃瓶内)。使用时把灭火器倒置即有泡沫喷出灭火。(1)写出倒置灭火器时所发生反应的离子方程式:

。

(2)灭火器内NaHCO3溶液体积和Al2(SO4)3溶液体积之比约为5∶1,请估计两种溶液的物质的量浓度之比约为

;

溶液稍过量更好些。

考点1：阴、阳离子水解相互促进的应用相互促进水解的离子主要有如下几种情况

(1)两种离子水解相互促进。有下面两种情况:

①两种离子水解,强烈的相互促进,使反应趋于完全,其离子方程式中应用“=”连接,产物应标明“↑”“↓”。②两种离子水解,相互促进但不强烈,其离子方程式仍用“

”连接。(2)发生复分解反应。当发生复分解反应生成的沉淀比水解反应生成的沉淀更难溶时,物质之间发生复分解反应。(3)发生氧化还原反应。物质之间若既能发生氧化还原反应,又能发生水解反应,通常以氧化还原反应为主。【变式1】下列离子组一定不能大量共存的是(

)C【变式2】(1)明矾可用于净水,原因是

(用离子方程式表示)。

把FeCl3溶液蒸干,灼烧,最后得到的主要固体产物是

。

(2)纯碱可代替洗涤剂洗涤餐具,原因是

(用离子方程式表示)。

(3)为了除去MgCl2酸性溶液中的Fe3+,可在加热搅拌的条件下加入MgCO3固体,过滤后再加入足量盐酸。MgCO3固体能除去Fe3+的原因是

。

考点2：酸碱中和滴定曲线问题【典例】以酚酞为指示剂，用0.1000mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00mL未知浓度的二元酸H2A溶液。溶液中，pH、分布系数δ随滴加NaOH溶液体积VNaOH的变化关系如图所示。[比如A2－的分布系数：

下列叙述正确的是(

)A．曲线①代表δ(H2A)，曲线②代表δ(HA－)B．H2A溶液的浓度为0.2000mol·L－1C．HA－的电离常数Ka＝1.0×10－2D．滴定终点时，溶液中c(Na＋)<2c(A2－)＋c(HA－)C抓反应的“起始点”判断酸、碱的相对强弱抓反应的“一半点”判断是哪种溶质的等量混合抓溶液的“中性点”判断溶液中溶质的成分及哪种物质过量或不足抓“恰好反应点”判断生成的溶质成分及溶液的酸碱性抓反应的“过量点”判断溶液中的溶质，判断哪种物质过量1．关键“五点”2.示例点拨常温下，向20mL0.1mol·L－1HA溶液中逐滴加入0.1mol·L－1NaOH溶液，溶液pH的变化如图所示：【变式】常温下，用0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定20.00mL某未知浓度的CH3COOH溶液，滴定曲线如图所示。已知在点③处恰好中和。下列说法错误的是(

)A．点①②③三处溶液中水的电离程度依次增大B．该温度时CH3COOH的电离平衡常数约为1.8×10－5C．点③处c(OH－)＜c(CH3COOH)＋c(H＋)D．滴定过程中可能出现：c(CH3COOH)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(Na＋)>c(OH－)C

A考点3：电解质溶液中三大守恒关系的应用AD

(1)电荷守恒规律:电解质溶液中,不论存在多少种离子,溶液总是呈电中性,即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。(2)元素质量守恒(物料守恒)规律:电解质溶液中,由于某些离子能水解或电离,离子的存在形式发生了变化,就该离子所含的某种元素来说,其质量在变化前后是守恒的。(3)质子守恒规律:电解质溶液中,由于电离、水解等过程的发生,往往存在质子(H+)的转移,但转移过程中质子数量保持不变,称为质子守恒。解决混合溶液中粒子浓度问题的整体思路【变式1】常温下,将aL0.1mol·L-1的NaOH溶液与bL0.1mol·L-1的CH3COOH溶液混合。下列有关混合溶液的说法一定不正确的是(

)A.a<b时,c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)B.a>b时,c(CH3COO-)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+)C.a=b时,c(CH3COOH)+c(H+)=c(OH-)D.无论a、b有何关系,均有c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-)

解析:由电荷守恒得c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-),故D正确;若b>a,醋酸过量,混合后溶液为CH3COONa与CH3COOH的混合溶液,当溶液呈酸性时A正确;若a=b,反应后的溶液为CH3COONa溶液,由于CH3COO-水解而显碱性,根据质子守恒可知,C正确;若a>b,说明碱过量,溶液为CH3COONa与NaOH的混合溶液,存在c(Na+)>c(CH3COO-),B错误。B【变式2】在常温下,向10mL浓度均为0.1mol·L-1的NaOH和Na2CO3混合溶液中滴加0.1mol·L-1的盐酸,溶液pH随盐酸加入体积的变化如图所示。下列说法正确的是(

)B典例1下列物质的溶液在蒸发皿中加热蒸干、灼烧,可以得到该物质的固体的是(

)A.FeCl3 B.Na2SO3C.KMnO4 D.MgSO4解析:FeCl3的溶液在蒸发皿中加热蒸干、灼烧得到Fe2O3;Na2SO3的溶液在蒸发皿中加热蒸干、灼烧得到Na2SO4;KMnO4加热分解。考点4：不同类型盐溶液蒸干后所得固体的判断D

解决溶液蒸干是否得到原溶质的问题时,常常需要从以下几个方面进行分析(1)加热挥发性酸的弱碱盐(铵盐除外)的水合晶体或溶液时,得到水解产物(也可能再分解)。(2)加热挥发性酸的强碱盐溶液或不挥发性酸的弱碱盐溶液等,得到的固体一般为原溶质。(3)某些盐溶液在加热过程中或蒸干后可能发生分解反应,最终得到分解产物。(4)加热阴、阳离子均易水解且水解产物易挥发的盐的水溶液,蒸干时得不到任何固体物质,如(NH4)2S、(NH4)2CO3等。(5)加热蒸干易被氧化的盐溶液,蒸干后得到其氧化产物。例如,FeSO4溶液蒸干后得到Fe2(SO4)3。Na2SO3溶液蒸干后得到Na2SO4。【变式1】在蒸发皿中加热蒸干并灼烧下列物质的溶液,可以得到该固体物质的是(

)A.MgCl2 B.Al2(SO4)3C.Ca(HCO3)2 D.(NH4)2CO3B【变式2】在蒸发皿中加热蒸干并灼烧(低于400℃)下列溶液,可以得到原溶质的是(

)A.氯化镁溶液 B.硫酸亚铁溶液C.碳酸氢钠溶液 D.硫酸铝溶液解析:氯化镁溶液蒸干并灼烧得到氧化镁;硫酸亚铁溶液蒸干并灼烧最后得到硫酸铁;碳酸氢钠溶液蒸干并灼烧最后得到碳酸钠,硫酸铝溶液蒸干并灼烧最后得到硫酸铝。D考点5：四大平衡常数对比【典例】已知K、Ka、Kw、Kh、Ksp分别表示化学平衡常数、弱酸的电离平衡常数、水的离子积常数、盐的水解平衡常数、难溶电解质的溶度积常数。(1)有关上述常数的说法正确的是________(填标号)。a．它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度b．它们的大小都随温度的升高而增大c．常温下，CH3COOH在水中的Ka大于在饱和CH3COONa溶液中的Kad．一定温度下，在CH3COONa溶液中，Kw＝Ka·Kh

ad0.007mol/L认知思路找准粒子溶解、反应、电离、水解找准平衡写对平衡电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡用好常数KaKbKwKh

Ksp分析动向判断结果定量、定性【变式1】已知25

℃，NH3·H2O的

Kb=1.8×10-5，H2SO3的

Ka1=1.3×10-2，Ka2=6.2×10-8。若氨水的浓度为2.0

mol·L-1，溶液中的

c(OH-)=

mol·L-1．将SO2通入该氨水中，当

c(OH-)降至1.0×10-7mol·L-1时，溶液中的

c(SO32-)/c(HSO3-)=

。6.0×10-30.62Kb=c(NH4+).c(OH-)c(NH3·H2O)找平衡：NH3·H2O

NH4++OH-起转平