高一化学选修4第三章电离平衡

高一化学选修4第三章电离平衡一、考纲要求1．了解电解质的概念。

了解强电解质和弱电解质的概念。

2．了糖电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。

3．了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。

4．了解水的电离，离子积常数。

5. 了解溶液pH的定义。

了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。

6. 了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。

7. 了解离子反应的概念、离子反应发生的条件。

了解常见离子的检验方法。

8. 了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的本质。

二、高考命题规律近几年该部分内容在高考题中考查的知识有：电解质溶液为高考热点之一,题型主要是选择题。

1.主要考查弱电解质的电离平衡移动2.主要考查溶液的pH与c(H+)的关系3.主要考查考察了电离平衡常数与溶解平衡常数既溶度积的计算和分析4.主要考查考查常见离子的共存5.主要考查水解与电离平衡、物料守恒和电荷守恒、离子浓度大小比较。

（是考试热点内容）6.主要考查外界条件对盐类水解及电离平衡的影响。

三、知识清单(一)、强电解质和弱电解质强电解质：电解质电离程度弱电解质：注意：①化合物不是电解质即为非电解质②易溶性化合物不一定就是强电解质，难溶性化合物不一定就是弱电解质（例如：CH3COOH易溶，但它为弱电解质；BaSO4难溶，但它溶解那部分是完全电离的，所以BaSO4等仍为强电解质。

）③溶液的导电性与电解质强弱没有必然的关系。

(二)、弱电解质的电离平衡⒈电离平衡：在一定温度下，当弱电解质在水溶液中电离达到最大程度时，弱电解质分子电离成离子的速率与离子的速率相等，溶液中各分子和离子的都不在发生变化，达到了状态。

⒉电离平衡的特征：与化学平衡相似⒊电离方程式的书写：强电解质电离用“==”，弱电解质电离用“”注意：多元弱酸分步电离，多元弱碱一步电离(中学阶段)⒋弱电解质电离平衡的移动（1）弱电解质的电离平衡符合原理（2）影响弱电解质电离平衡的因素有：内因：弱电解质的本性外因：①温度：；②浓度：；③同离子反应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质：④加入能反应的物质：5、电离平衡常数（1）概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中的系数次方之积跟溶液中是一个常数，这个常数叫电离平衡常数，简称电离常数，用K 表示。

（酸的电离平衡常数也可用Ka 表示，碱的电离平衡常数也可用Kb 表示）注：浓度指平衡浓度。

（2）电离平衡常数的意义：K 值越大，说明电离程度 ，酸碱也就 ；K 值越小，说明电离程度 ，离子结合成分子就越容易，酸碱就 。

（3）影响K 的外界条件：对于同一电解质的稀溶液来说，K 只随 的变化而变化，一般温度 ，K 值 。

若不指明温度，一般指25℃。

(三)、水的电离1.离子方程式： ，或 。

2．水的离子积常数 k w = C(H ＋)·C(OH － ) 常温下： k w =3．影响Kw 大小的因素是：注意：任何物质的水溶液中，在常温时，K W = ，K W 与溶液的酸碱性无关，只与： 有关。

计算题记牢公式c(OH －)·c(H +)=K w 计算时看是否是常温，不是常温要看该温度下的K w 值(四)、溶液酸碱性：在25℃时， 中性溶液：c （H +） c （OH —） c （H +）酸性溶液：c （H +） c （OH —） c （H +）碱性溶液：c （H +） c （OH —） c （H +）(五)、溶液的pH 值1．溶液的pH 值（1）定义pH =（2）pH 适用范围 。

注：①水中加酸或碱均抑制水的电离，但由水电离出的c （H +）与c （OH —）总是相等。

②任何电解质溶液中，H +与OH —总是共存，但不能大量共存。

溶液的酸、碱性主要在于c （H +）与c （OH —）的相对大小。

c （H +）与c （OH —）此增彼减，且温度不变K w = c （H +）·c （OH —）不变。

（3）溶液PH 的测定方法：（4）．关于pH 值的计算类型及计算方法1．强酸或强碱溶液的PH 值2．酸碱混合(一般稀溶液密度相近，体积可简单加和)酸性→求C （H +）→pH一定要先判断溶液酸碱性 碱性→先求C （OH -）→再根据K w 求C （H +）→pH（1）酸I+酸II ：C （H +） = II I II I V V H n H n ++++)()((2)碱I+碱II ：C （OH -） = II I II I V V OH n OH n ++--)()(（3）酸I+碱II ： 完全中和：C （H +） = C （OH -） = 1710-⨯mol/L 酸过量： C （H +）= II I II I V V OH n H n +--+)()( 碱过量：C （OH -） =II I II I V V H n OH n +-+-)()( 3．溶液的稀释【小结】1 溶液酸碱性pH 计算经验规律（1）两强酸等体积混合 混合后的pH=小的+0.3(2)两强碱等体积混合 混合后的pH=大的—0.3(3)当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁大谁过剩，溶液呈谁性。

（4）酸碱等体积混合①pH = 2 某酸与pH = 12 某碱混合pH难定②pH = 4 某酸与pH = 10 NaOH混合pH ≤7③pH = 4 H2SO4与pH = 10 某碱混合pH≥7④0.01mol/L pH = 2 一元酸与0.01mol/L pH = 12一元碱混合pH = 7(5) pH 减小一个单位，C(H+)扩大为原来的10倍。

PH增大2个单位，C(H+)减为原来的1/100（6）稀释规律：分别加水稀释m倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的1/m , 强酸中c（H+）变为原来的1/m ,但弱酸中c（H+）比原来的1/m大，故稀释后弱酸酸性强于强酸。

2．关于pH相同的酸（含强酸和弱酸）（1）溶液中c（H+）相等（填“相等”或“不等”）。

（2）溶液中溶质的物质的量的浓度：强酸<弱酸（填“>”或“<”）。

（3）耗碱规律：pH和溶液体积均相同的HCl、H2SO4、CH3COOH与碱完全反应时，消耗碱物质的量最多的是CH3COOH 。

(六)、酸碱中和滴定的原理【酸碱中和滴定的概念】1、实质：2、概念：利用反应，用已知浓度的（或）来测定未知浓度的（或）的实验方法，叫“中和滴定”。

【中和滴定操作】1、仪器：酸式滴定管可盛装____碱式滴定管不能盛装__2、试剂：标准浓度的溶液，待测浓度的溶液，指示剂。

3、滴定前准备（1）检查：（2）玻璃仪器洗涤：①水洗②用标准液润洗装标准液的滴定管③用待测液润洗装待测液的滴定管（3）向用标准液润洗过的滴定管中装入标准液。

调整液面到0刻度或0刻度以下（注意O刻度在上方），排除滴定管尖嘴部分气泡，记下刻度读数。

（4）往锥形瓶中加入一定体积(一般为20.00mL)的待测液注：锥形瓶只能用蒸馏水洗，一定不能用待测液润洗，否则结果会偏高，锥形瓶取液时要用滴定管（或用相应体积规格的移液管），不能用量筒。

（5）向锥形瓶中加入2-3滴指示剂。

注：指示剂用量不能过多，因指示剂本身也具有弱酸性或弱碱性，会使滴定中耗标准液量增大或减小，造成滴定误差。

4、滴定操作用操作滴定管，摇动锥形瓶，眼睛注意，到最后一滴刚好使指示剂颜色发生改变，且不再变化为止，记下刻度读数。

再重复上述操作一次或两次。

（定量分析的基本要求）5、数据的处理取两次操作或叁次操作所耗实际试液体积的平均值进行计算。

（如果有偏差太大的要舍去）注：用滴定管的精确度为0.01mL，故无论用滴定管取待测液或用标准液滴定达终点计数时，待测液和标准液体积都必须精确到小数点后第二位数。

6、中和滴定误差分析造成滴定误差的关键因素是：①标准液浓度是否准确②待测液体积③滴定时耗标准液的体积。

因此，滴定时引起误差的错误操作常有以下几点：1、锥形瓶水洗后，又用待测液润洗，测定结果是。

2、不能用量筒取待测液，因量筒为粗略量具，分度值为最大量度的1/50，精度低，要用移液管取液。

3、滴定管水洗后未用标准液润洗就直接装入标准液，测定结果是。

4、滴定前滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后气泡消失，测定结果。

5、滴定过程中，标准液滴到锥形瓶外，或盛标准液滴定管漏液，测定结果是。

6、盛待测液滴定管水洗后，未用待测液润就取液入锥形瓶，测定结果。

7、滴定前仰视，滴定后俯视，测定结果。

8、待测液溅到锥形瓶外或在瓶壁内上方附着，测定结果。

9、标准液滴入锥形瓶后未摇匀，出现局部变色或刚变色未等待半分钟观察变色是否稳定就停止滴定，测定结果。

(七)、盐类的水解【盐类的水解】:在中电离出来的离子跟水所电离出来的或结合生成的反应。

注：多元弱酸根离子分步水解,以第一步为主（除SiO32-外），都要分步写.要求:能够判断是否是水解反应,要能够书写水解的化学方程式和离子方程式【盐类的水解规律】：（水解规律）（无弱不水解）有弱才水解，都弱双水解，越弱越水解（都强显中性）谁强显谁性。

注：①有弱还要看溶不溶，不溶也不一定不水解。

（如MgCO3也水解，但是FeS不水解。

）②中和反应一般是完全进行的，所以有弱电解质参与的中和反应的逆反应，其水解反应程度很小，用可逆符号。

③谁强显谁性，都强不水解显中性，都弱看水解的相对强弱。

④多元弱酸的酸式酸根看电离与水解的相对强弱。

（HSO3—和H2PO4—，电离程度>水解程度，所以NaHSO3和Na H2PO4的水溶液呈酸性，其他弱酸的酸式盐一般水溶液呈碱性）【影响盐类水解的因素】（1）内因：盐的性质（2）外因：①浓度：增大盐的浓度，水解平衡向移动，但水解程度。

溶液的酸碱性：对于水解呈酸性的溶液加酸水解，加碱水解。

对于水解呈碱性的溶液加酸水解，加碱水解。

②温度：温度越高，水解程度。

因盐类水解是中和反应的，中和反应均为放热反应，水解反应一定。

③同种元素阳离子的化合价——价高者解程度更大，如Fe3+>Fe2+【水解平衡中的两个守衡关系】：以醋酸钠溶液为例说明：（填>,< ,=）CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH；CH3COO—+ H2O CH3COOH + OH－溶液呈电中性，所以溶液中n（正电荷）= n（负电荷）即：n（Na+）＋n（H+）=n（CH3COO—）+ n（OH－）（两边同时除以体积）即：电荷守恒：c（Na+）＋c（H+）＝c（CH3COO—）+ c（OH－）CH3COONa固体中，n(Na+) =n(CH3COO—)但在CH3COONa溶液中，因为CH3COO—)水解，所以n(Na+) >n(CH3COO—)即c(Na+) >c(CH3COO—)；根据CH3COONa固体中，n(Na+) =n(CH3COO—)所以该溶液中n(Na+) =n(CH3COO—) + n（CH3COOH），（两边同时除以体积）即：物料守恒：c（CH3COOH）+ c（CH3COO—）＝c（Na+）【盐类水解的应用】：（1）判断溶液的酸碱性：①水解呈碱性的溶液，保存时试剂瓶要用橡胶塞。