高中化学选修（苏教版）《化学反应原理》专题3 水溶液中的离子反应 知识清单

高中化学选修（苏教版）《化学反应原理》专题3水溶液中的离子反应知识清单一、弱电解质的电离平衡（基础中的基石，高频考点）（一）强电解质与弱电解质（基础，必辨）1.核心概念界定：根据电解质在水溶液中是否完全电离，将其分为强电解质和弱电解质。强电解质是指在水溶液中能完全电离的电解质，主要包括强酸（如HCl、HNO3、H2SO4）、强碱（如NaOH、KOH、Ba(OH)2）以及绝大多数盐类（无论难溶或易溶，如BaSO4、AgCl、NaCl）。弱电解质是指在水溶液中只能部分电离的电解质，主要包括弱酸（如CH3COOH、H2CO3、H3PO4、HF、HClO）、弱碱（如NH3·H2O）及水。2.特别辨析（难点，易错）：电解质的强弱与其溶解度无必然联系。溶解是物理过程，电离是化学过程。例如，BaSO4虽难溶于水，但溶解的部分完全电离，故为强电解质；而CH3COOH易溶于水，但在水中仅部分电离，故为弱电解质。溶液的导电性强弱取决于溶液中自由移动离子的浓度及所带电荷数，不能作为判断电解质强弱的直接依据。例如，很稀的强电解质溶液（如0.0001mol/LHCl）导电性可能弱于浓度稍大的弱电解质溶液（如0.1mol/LCH3COOH）。（二）弱电解质的电离平衡（原理核心，动态观）1.平衡的建立与特征：在一定条件（如温度、浓度）下，当弱电解质分子电离成离子的速率（v电离）与离子重新结合成弱电解质分子的速率（v结合）相等时，即达到电离平衡状态。这是一种动态平衡【非常重要】。其特征可概括为“逆、等、动、定、变”——即可逆过程、v电离=v结合≠0、动态平衡、平衡时各组分浓度保持不变、条件改变平衡发生移动。2.电离平衡常数（Ka、Kb）（高频考点，定量工具）：对于一元弱酸HAH++A，其电离平衡常数Ka=c(H+)·c(A)/c(HA)。同理，对于一元弱碱BOH，Kb=c(B+)·c(OH)/c(BOH)。3.重要规律与应用【必考】：（1）意义：Ka（或Kb）值越大，表示弱电解质电离程度越大，相应弱酸（或弱碱）的酸性（或碱性）越强。例如，酸性：CH3COOH(Ka≈1.8×105)>HCN(Ka≈4.9×1010)。（2）影响因素：Ka（或Kb）只与电解质本身性质和温度有关，与浓度无关。由于电离过程吸热，升高温度，Ka（或Kb）增大。（3）多元弱酸的分步电离【难点】：如H2CO3H++HCO3(Ka1)，HCO3H++CO32(Ka2)。由于Ka1>>Ka2>>Ka3，溶液中H+主要来自第一步电离，因此比较多元弱酸的酸性强弱通常只比较其Ka1。（4）应用计算（近似处理）：当c/Ka≥500时，可用近似公式计算弱酸溶液中的c(H+)≈√(Ka·c)。4.影响电离平衡的外界因素（勒夏特列原理的运用）：（1）浓度：稀释溶液，电离平衡向电离方向移动，电离度增大，但离子浓度减小（极稀时考虑水的电离，pH趋近于7）。（2）温度：升温促进电离（正向移动），电离度增大，Ka值增大。（3）同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，平衡逆向移动，抑制电离。例如，向CH3COOH溶液中加入CH3COONa固体，c(CH3COO)增大，平衡左移，c(H+)减小，pH增大。（4）化学反应：加入能与电离出的离子反应的物质，平衡正向移动，促进电离。例如，向CH3COOH溶液中加入NaOH、Zn或Na2CO3，均因消耗H+而促进醋酸的电离。二、水的电离和溶液的酸碱性（基础理论，计算核心）（一）水的电离与离子积常数（Kw）（基础，根本）1.水的电离平衡：水是一种极弱的电解质，存在电离平衡：H2OH++OH。25℃时，1L纯水中只有1×107molH2O电离，故c(H+)=c(OH)=1×107mol/L。2.水的离子积（Kw）：在一定温度下，c(H+)与c(OH)的乘积是一个常数，即Kw=c(H+)·c(OH)。【非常重要】（1）Kw揭示了任何水溶液中H+和OH始终共存且其乘积为常数的关系。（2）Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大。25℃时，Kw=1×1014；100℃时，Kw约为1×1012。（3）Kw不仅适用于纯水，也适用于所有稀的水溶液。3.影响水的电离平衡的因素【高频考点】：（1）酸、碱：抑制水的电离。在酸溶液中，c(H+)主要来自酸，水的电离被抑制，此时溶液中的c(OH)完全来自水的电离，且等于水电离出的c(H+)水。同理，碱溶液中，c(H+)完全来自水的电离。（2）能水解的盐：促进水的电离。例如，CH3COONa溶液中，CH3COO结合水电离出的H+生成弱电解质CH3COOH，使水的电离平衡右移。此时，溶液中的OH全部来自水的电离。（3）温度：升温促进水的电离（正向移动），Kw增大，但溶液仍呈中性（c(H+)=c(OH)）。（二）溶液的酸碱性与pH（基本技能，必会）1.酸碱性的本质：由c(H+)和c(OH)的相对大小决定。c(H+)>c(OH)时，溶液呈酸性；c(H+)=c(OH)时，呈中性；c(H+)<c(OH)时，呈碱性。判断溶液酸碱性时，不能只看pH，必须指明温度，因为不同温度下中性溶液的pH不同（如100℃时，中性溶液pH=6）。2.pH的定义与计算：pH=lgc(H+)，pOH=lgc(OH)。在25℃时，pH+pOH=14。【考点扫描】pH的计算【必考，热点】：（1）单一溶液：强酸、弱酸、强碱、弱碱的pH计算（注意弱电解质的部分电离）。（2）酸碱混合：先判断过量，再计算混合后的c(H+)或c(OH)，最后求pH。特别注意：两种强碱混合时，先求混合后的c(OH)，再通过Kw求c(H+)；两种强酸混合时，先求混合后的c(H+)。酸碱混合时，必须判断谁过量。（3）稀释规律【易错点】：强酸（碱）稀释10n倍，pH变化n个单位（但不超过7）；弱酸（碱）稀释10n倍，pH变化小于n个单位（因其电离度增大，稀释过程会继续电离出H+或OH）。无限稀释时，酸（碱）溶液的pH无限接近7但不可能等于或超过7（酸不能变碱）。（三）酸碱中和滴定（定量实验，精准操作）1.原理：利用已知浓度的酸（或碱）去滴定未知浓度的碱（或酸），通过指示剂的颜色变化判断滴定终点，根据C标·V标=C未·V未（对于一元酸、碱）进行计算【高频考点】。2.关键仪器与操作【重要】：酸式滴定管（盛装酸性或氧化性溶液，如KMnO4）、碱式滴定管（盛装碱性溶液）。操作步骤包括：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面、读数、滴定、终点判断、读数、复滴。滴定过程中，左手控制活塞或玻璃球，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色变化。3.指示剂的选择【难点】：选择原则是变色范围尽量与滴定终点（突跃范围）的pH变化范围一致。强酸滴定强碱：酚酞（变色范围pH8.2~10.0）或甲基橙（变色范围pH3.1~4.4）均可。强酸滴定弱碱：终点呈酸性，应选甲基橙。强碱滴定弱酸：终点呈碱性，应选酚酞。4.误差分析（经典考向）【必考】：（1）分析原理：以标准液滴定待测液为例，计算式为C待=(C标·V标)/V待。在C标和V待固定的情况下，任何导致V标读数偏大或偏小的操作，都会使C待的计算结果偏大或偏小。例如，滴定管未润洗、锥形瓶用待测液润洗、滴定前有气泡滴定后无气泡、滴定终点读数时仰视或俯视等。三、盐类的水解（重点、难点、热点）（一）水解原理与规律（核心规律）1.定义：在溶液中，盐电离出的离子与水电离出的H+或OH结合生成弱电解质（弱酸或弱碱）的反应。其实质是破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液呈现不同程度的酸碱性。2.水解规律（“有弱才水解，无弱不水解；谁强显谁性，同强显中性”）【非常重要】：（1）强酸弱碱盐：阳离子水解，溶液呈酸性（如NH4Cl、Al2(SO4)3、FeCl3）。（2）强碱弱酸盐：阴离子水解，溶液呈碱性（如CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3）。（3）弱酸弱碱盐：双水解，溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱（Ka与Kb的比较）。例如，醋酸铵（CH3COONH4，Ka≈Kb）溶液呈中性；亚硫酸铵（(NH4)2SO3）溶液呈碱性（因Ka(H2SO3)<Kb(NH3·H2O)?实际需具体分析，更常见考点是判断双水解彻底与否）。（4）强酸强碱盐：不水解，溶液呈中性（如NaCl、KNO3、Na2SO4）。3.水解方程式的书写规范【注意细节】：（1）一般盐类水解程度很小，反应可逆，用“”表示，不标“↓”或“↑”。如：CH3COO+H2OCH3COOH+OH。（2）多元弱酸根分步水解，以第一步为主，应分步书写。如：CO32+H2OHCO3+OH(为主)，HCO3+H2OH2CO3+OH。（3）多元弱碱阳离子水解复杂，通常一步书写。如：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。（4）完全双水解【易错点】：某些弱酸弱碱盐因水解彻底，反应几乎不可逆，应用“=”且标“↓”或“↑”。常见完全双水解组合：Al3+与CO32、HCO3、S2、HS、AlO2；Fe3+与CO32、HCO3、AlO2（Fe3+与S2发生氧化还原）。如：2Al3++3CO32+3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑。（二）影响盐类水解的因素及应用【热点】1.内因：盐本身的性质（对应弱酸越弱，即Ka越小，其强碱盐的水解程度越大，碱性越强；对应弱碱越弱，即Kb越小，其强酸盐的水解程度越大，酸性越强）。2.外因【非常重要】：（1）温度：水解吸热，升温促进水解。（2）浓度：稀释溶液，促进水解，水解程度增大，但水解产生的离子浓度减小（类似电离平衡）。（3）外加酸碱：外加H+可促进阴离子的水解（如CH3COO），抑制阳离子的水解（如NH4+）；外加OH则相反。3.常见应用【联系实际】：（1）热纯碱溶液去油污能力强：升温促进CO32水解，c(OH)增大，碱性增强。（2）明矾[KAl(SO4)2·12H2O]净水：Al3+水解生成Al(OH)3胶体，吸附悬浮杂质。（3）配制易水解盐溶液：配制FeCl3、SnCl2等溶液时，常先将盐溶于少量稀盐酸中，抑制水解，再加水稀释。（4）化肥的合理施用：长期施用(NH4)2SO4会使土壤酸化（因NH4+水解）；草木灰（K2CO3，碱性）与铵态氮肥混合施用会降低肥效（双水解生成NH3逸出）。（三）溶液中离子浓度大小的比较（压轴难点，拉分题）1.三大守恒定律【必须掌握】：（1）电荷守恒：电解质溶液呈电中性，即阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数。【非常重要】写准系数是关键。例如Na2CO3溶液：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32)+c(HCO3)+c(OH)。（2）物料守恒（原子守恒）：某一组分的原始浓度等于其在溶液中各种存在形式的浓度之和。例如，0.1mol/LNa2CO3溶液中，n(Na):n(C)=2:1，故c(Na+)=2[c(CO32)+c(HCO3)+c(H2CO3)]。（3）质子守恒【难点】：由水电离出的c(H+)和c(OH)始终相等。可根据电荷守恒和物料守恒推导。例如Na2CO3溶液：c(OH)=c(H+)+c(HCO3)+2c(H2CO3)。（OH来自水的电离，水电离的H+被CO32结合成HCO3和H2CO3）。2.比较大小的一般思路与规律【解题模板】：（1）判断溶液类型及反应程度：是单一盐溶液、酸碱混合恰好反应、还是酸（或碱）过量。（2）确定溶液中的主要微粒及平衡：找出溶液中存在的所有电离平衡和水解平衡。（3）应用守恒原理，结合主次关系进行判断【重要规律】：①单一NH4Cl溶液：c(Cl)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)（NH4+部分水解，故c(Cl)>c(NH4+)；溶液酸性，故c(H+)>c(OH)）。②单一Na2CO3溶液：c(Na+)>c(CO32)>c(OH)>c(HCO3)>c(H+)（CO32分步水解，以第一步为主，c(CO32)减小，产生c(HCO3)和c(OH)，故c(OH)>c(HCO3)）。③中和滴定过程中的点（重中之重）【高频压轴】：以用NaOH滴定CH3COOH为例：A点（起始点）：0.1mol/LCH3COOH溶液，离子浓度：c(CH3COOH)>c(H+)>c(CH3COO)>c(OH)。B点（半中和点，即加入一半NaOH）：得到CH3COOH和CH3COONa等物质的量的混合溶液。此时溶液呈酸性，CH3COOH的电离程度大于CH3COO的水解程度。离子浓度：c(CH3COO)>c(Na+)>c(H+)>c(OH)。C点（中和点，恰好完全反应）：得到CH3COONa溶液，水解呈碱性。离子浓度：c(Na+)>c(CH3COO)>c(OH)>c(H+)。D点（过量点，如NaOH过量一倍）：得到CH3COONa和NaOH的混合溶液，溶液呈强碱性，OH主要来自NaOH的电离。离子浓度：c(Na+)>c(OH)>c(CH3COO)>c(H+)。四、沉淀溶解平衡（拓展平衡视野，应用广泛）（一）基本概念与特征1.定义：在一定温度下，当难溶电解质（如AgCl、BaSO4）溶于水形成饱和溶液时，溶解速率（v溶解）等于沉淀速率（v沉淀），固体量和溶液中离子浓度保持不变的状态，称为沉淀溶解平衡。这是一种动态平衡。2.特征：同样具有“逆、等、动、定、变”的特征。（二）溶度积常数（Ksp）（定量核心）1.表达式：对于难溶电解质AmBn(s)mAn+(aq)+nBm(aq)，在一定温度下，其饱和溶液