新教材高中化学第三章水溶液中的离子反应与平衡本章复习提纲新人教版选择性必修1

第三章水溶液中的离子反应与平衡本章复习提纲专题一溶液中离子浓度的大小和粒子的守恒关系1．明确两个“微弱”(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的离子的浓度小于弱电解质分子的浓度。如弱酸HA溶液中c(HA)>c(H＋)>c(A－)>c(OH－)。(2)单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的，水解生成的粒子的浓度小于盐电离产生的离子的浓度。ⅰ.单一溶液中不同离子浓度的大小比较①正盐溶液基本遵循c(不水解离子)>c(水解离子)>c(显性离子)，当离子外有角标时，依次提前，如醋酸钠溶液中有c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)。在浓度为cmol·L－1(NH4)2SO4溶液中，c(NHeq\o\al(＋,4))>c(SOeq\o\al(2－,4))>c(H＋)>c(OH－)。②酸式盐溶液a．以电离为主的酸式盐，遵循c(自身)>c(电离产物)>c(水解产物)。如NaHSO3溶液中，c(Na＋)>c(HSOeq\o\al(－,3))>c(H＋)>c(SOeq\o\al(2－,3))>c(OH－)。b．以水解为主的酸式盐，遵循c(自身)>c(水解产物)>c(电离产物)。如NaHCO3溶液中，c(Na＋)>c(HCOeq\o\al(－,3))>c(OH－)>c(H＋)>c(COeq\o\al(2－,3))。ⅱ.混合溶液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素。①如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，NH3·H2O的电离程度大于NHeq\o\al(＋,4)的水解程度。则c(NHeq\o\al(＋,4))>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。②又如相同浓度的CH3COOH和CH3COONa溶液中，因CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度，则c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。eq\a\vs4\al([特殊提示])多元弱酸要考虑分步电离(Ka1≫Ka2≫Ka3)， 多元弱酸的正盐要依据分步水解分析离子浓度，如Na2CO3溶液中，c(Na＋)>c(COeq\o\al(2－,3))>c(OH－)>c(HCOeq\o\al(－,3))>c(H＋)。2．熟知“三个”守恒(1)电荷守恒：电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，即阴离子所带负电荷总数确定等于阳离子所带正电荷总数。如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、OH－，必存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(OH－)＋2c(COeq\o\al(2－,3))。(2)物料守恒(元素养量守恒)：电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。(3)质子守恒：质子即H＋，酸碱反应的本质是质子转移，能失去质子的酸失去的质子数和能得到质子的碱得到的质子数相等。如NaHCO3溶液中，eq\x(\o(\s\up17(H2CO3),\s\do15(H3O＋)))eq\o(→,\s\up17(得到质子),\s\do15(＋H＋))eq\x(HCO\o\al(－,3),H2O)eq\o(→,\s\up17(失去质子),\s\do15(－H＋))eq\x(\o(\s\up17(CO\o\al(2－,3)),\s\do15(OH－)))，所以c(H2CO3)＋c(H3O＋)＝c(COeq\o\al(2－,3))＋c(OH－)，即c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(COeq\o\al(2－,3))＋c(OH－)。eq\a\vs4\al([特殊提示])(1)一元酸HA、一元碱BOH的混合溶液中只含有H＋、A－、B＋、OH－4种离子，不行能出现两种阳(阴)离子浓度同时大于两种阴(阳)离子浓度的状况。如c(B＋)>c(A－)>c(H＋)>c(OH－)等确定错误。(2)将物料守恒式代入电荷守恒式中，即可得出质子守恒式。3．驾驭“四个”步骤(1)推断反应产物：推断两种溶液混合时生成了什么物质，是否有物质过量，再确定反应后溶液的组成。(2)写出反应后溶液中存在的平衡：依据溶液的组成，写出溶液中存在的全部平衡(水解平衡、电离平衡)，尤其要留意不要漏写在任何水溶液中均存在的水的电离平衡。这一步的主要目的是分析溶液中存在的各种粒子及比较干脆地看出某些粒子浓度间的关系，在详细应用时要留意防止遗漏。(3)列出溶液中存在的等式：依据反应后溶液中存在的溶质的守恒原理，列出两个重要的等式，即电荷守恒式和物料守恒式，据此可列出溶液中阴、阳离子间的数学关系式。(4)比大小：依据溶液中存在的平衡和题给条件，结合平衡的有关学问，分析哪些平衡进行的程度相对大一些，哪些平衡进行的程度相对小一些，再依此比较溶液中各粒子浓度的大小。这一步是溶液中粒子浓度大小比较中最重要的一步，关键是要把握好电离平衡和水解平衡两大理论，树立“主次”意识。专题二有关溶液中粒子浓度的改变曲线分析1．一强一弱溶液的稀释图像(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多(3)pH与稀释倍数的线性关系①HY为强酸、HX为弱酸。②a、b两点的溶液中：c(X－)＝c(Y－)。③水的电离程度：d＞c＞a＝b①MOH为强碱、ROH为弱碱。②c(ROH)＞c(MOH)。③水的电离程度：a＞b2．酸碱中和滴定曲线氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线曲线起点不同，强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高突跃点改变范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点改变范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应)室温下pH＝7不确定是终点：强碱与强酸反应时，终点是pH＝7；强碱与弱酸(强酸与弱碱)反应时，终点不是pH＝7(强碱与弱酸反应终点是pH>7，强酸与弱碱反应终点是pH<7)3．Kw和Ksp曲线分析不同温度下水溶液中c(H＋)与c(OH－)的改变曲线常温下，CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线(Ksp＝9×10－6)(1)A、C、B三点均为中性，温度依次上升，Kw依次增大。(2)D点为酸性溶液，E点为碱性溶液，Kw＝10－14。(3)AB