高中化学选修4第三章复习
人教 高中化学选修4第三章知识点归纳
水溶液中的离子平衡第三章一、弱电解质的电离, 、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物1 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物非电解质强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质混和物、电解质与非电解质本质区别： 2物质单质强电解质：强酸，强碱，大多数盐。
如HCl、NaOH、NaCl、BaSO 4电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物纯净物电解质弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。
如HClO、NH·HO、Cu(OH)、注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO、NH、CO等属于非电解质232化合物③强电解质不等于易溶于水的化合物（如232HO (2)BaSO不溶于水，但溶于水的BaSO全部电离，……HO、CCl、CH=CH 非金属氧化物，大部分有机物。
如SO、CO、C 非电解质：44123622462故BaSO为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
43、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
4、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）5、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。
）+- +-]/[AB] +B][ B Ki=[ A表示方法：ABA6、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
选修4第三章《水溶液中的电离平衡》复习测试题
选修4第三章《水溶液中的离子平衡》测验题 第1页选修4第三章《水溶液中的电离平衡》复习测试题第一部分 选择题(共90分)一、选择题(每小题只有一个选项符合题意)1.有一支50mL 酸式滴定管中盛盐酸，液面恰好在a mL 刻度处，把管内液体全部放出，盛入量筒内，所得液体体积一定是A. a mLB.（50―a ）mLC. 大于（50―a ）mLD. 大于a mL 2.用水稀释0.1mol/L 氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是A.)()(23O H NH c OH c ⋅- B.)()(23-⋅OH c O H NH c C.c (H +)和c (OH -)的乘积 D.OH -的物质的量 3.某学生的实验报告所列出的下列数据中合理的是A.用10mL 量筒量取7.13mL 稀盐酸B.用托盘天平称量25.20g NaClC.用广泛pH 试纸测得某溶液的pH 为2.3D.用25mL 滴定管做中和滴定时，用去某浓度的碱溶液21.70mL 4.下列溶液加热蒸干后，能析出溶质固体的是A.AlCl 3B.KHCO 3C.Fe 2(SO 4)3D.NH 4HCO 35. 在pH 都等于9的NaOH 和CH 3COONa 两种溶液中，设由水电离产生的OH -离子浓度分别为Amol/L 与Bmol/L ，则A 和B 关系为A. A>BB. A=10－4B C. B=10－4A D. A=B 6.一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速度，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的①NaOH 固体 ②H 2O ③NH 4Cl 固体 ④CH 3COONa 固体 ⑤NaNO 3固体 ⑥KCl 溶液A .②④⑥ B.①② C.②③⑤ D.②④⑤⑥7.1体积pH ＝2.5的盐酸与10体积某一元强碱溶液恰好完全反应，则该碱溶液的pH等于A. 9.0B. 9.5C. 10.5D. 11.5 8.含等物质的量NaOH 的溶液分别用pH 为2和3的CH 3COOH 溶液中和，设消耗CH 3COOH 溶液的体积依次为V V a b 、，则两者的关系正确的是 A. V V a b >10 B. V V a b =10 C. V V b a <10 D. V V b a >109.若pH ＝3的酸溶液和pH ＝11的碱溶液等体积混合后溶液呈酸性，其原因可能是A.生成了一种强酸弱碱盐B.弱酸溶液和强碱溶液反应C.强酸溶液和弱碱溶液反应D.一元强酸溶液和一元强碱溶液反应 10.下列溶液，一定呈中性的是A. c (H +)＝1×10-7mol/L 的溶液B. pH ＝pOH 的溶液C. pH ＝14－pOH 的溶液D. 由等体积、等物质的量浓度的一元酸跟氢氧化钠溶液混合后所形成的溶液 11 . 25℃时，在某物质的溶液中，由水电离出的c (H +)＝1×10－a mol/L ，下列说法不正确的是A ．a ＜7时，水的电离受到抑制B ．a ＞7时，水的电离受到抑制C ．a ＜7时，溶液的pH 一定为aD ．a ＞7时，溶液的pH 一定为14－a 或a12.下列离子方程式中正确的是A. 氢氧化钠溶液吸收过量的二氧化碳 OH －＋CO 2 ＝ HCO 3－B. 亚硫酸氢铵溶液与足量氢氧化钠溶液反应 HSO 3－＋ OH －＝ SO 32－＋ H 2OC. 氯气通入冷水中 Cl 2 ＋H 2O ＝ Cl － ＋ClO － ＋2H + 碳酸镁悬浊液中加醋酸 CO 32－＋2CH 3COOH ＝ 2CH 3COO －＋CO 2↑＋H 2O 13.（双选）氢氰酸（HCN ）的下列性质中,可以证明它是弱电解质的是 A. 1mol/L 氢氰酸酸溶液的pH 约为3 B. HCN 易溶于水C. 10 mL1mol/LHCN恰好与10 mL 1mol/L NaOH溶液完全反应D. 在相同条件下，HCN溶液的导电性比强酸溶液的弱14. 已知当NH4Cl溶液的浓度小于0.1mol/L时，其p H＞5.1。
人教版高中化学选修四课件第三章复习
pH 1234567891011121314 甲基橙 红色 橙
色
石蕊 红色 紫色
黄色 蓝色
酚酞
无色
浅红色
红色
六、难溶电解质的溶解平衡
1、沉淀溶解平衡： （1）概念：在一定条件下，当难溶电解质的溶解速率与溶液中的有关离子 重新生成沉淀的速率相等时，此时溶液中存在的溶解和沉淀间的动态平衡， 称为沉淀溶解平衡。溶解平衡时的溶液是饱和溶液。 （2）特征：逆、等、动、定、变 （3）影响因素：①内因：电解质本身的性质
5、溶液中的守恒关系
⑴、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，也就是所谓的电荷守恒规律。如NaHCO3溶液 中存在着Na＋、H＋、HCO3-、CO32-、OH－，但存在如 下关系: c(Na＋)＋c(H＋)=c(HCO3-)＋c(OH－)＋2c(CO32-) ⑵、物料守恒规律：
大部分有机物：除有机酸、碱、盐之外
非电解 质
非金属的氧化物：CO、CO2、SO2、SO3、NO、NO2……
强、弱电解质的比较：
项目
强电解质
弱电解质
相同点
都是电解质、都是化合物，熔融或在溶液中能电离
化合物类型 离子化合物、极性共价化合物
极性共价化合物
化学键
离子键、极性键（主要）
极性键（主要）
不 电离程度
c(酸)V(酸) c(碱)V(碱)
γ(酸) γ(碱)
对于一元酸和一元碱发生的中和反应：
γ(酸)
γ(碱)
1
c(碱)
V(酸) c(酸) V(碱)
2、主要仪器： (酸、碱)滴定管、锥形瓶、滴定管夹
3、操作步骤： 洗涤→检漏→蒸馏水洗→溶液润洗→装液→排气泡→调整液面 并记录→放出待测液→加入指示剂→滴定→记录→计算。
考试必做-高中化学选修四第3章单元复习
-高二化学选修4（人教版）第三章复习一*教学内容： 第三章复习二*重点、难点： 1*将各部分知识综合运用 2*将本章知识和第二章的平衡移动理论联系三*具体内容： 1*电解质和非电解质的分类 2*弱电解质的电离平衡 3*水的离子积和溶液的pH 4*溶液的酸碱性与pH 5*盐类的水解 6*盐类水解的应用 7*难溶电解质的溶解平衡 8*沉淀的生成、溶解和转化【典型例题】[例1] 下列溶液加热蒸干后，能析出溶质固体的是（ ）A * AlCl 3B * KHCO 3C * 342)(SO FeD *NH 4HCO 3 答案：C解析：考察盐的水解的应用。
[例2] 在pH 都等于9的NaOH 和CH 3COONa 两种溶液中，设由水电离产生的OH －离子浓度分别为Amol/L 与Bmol/L ，则A 和B 关系为（ ）A * A>B B *A=10－4 B C * B=10－4 A D *A=B 答案：B解析：考察水的离子积和pH 的关系。
[例3] 一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速度，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的（ ）① NaOH 固体 ② H 2O ③ NH 4Cl 固体 ④ CH 3COONa 固体⑤ NaNO 3固体 ⑥ KCl 溶液A * ②④⑥B * ①②C * ②③⑤D *②④⑤⑥ 答案：A解析：考察反应速率的影响因素和水的电离平衡的移动。
[例4] 1体积pH ＝2*5的盐酸与10体积某一元强碱溶液恰好完全反应，则该碱溶液的pH 等于（ ）A * 9* 0B * 9* 5C * 10* 5D * 11*5 答案：C解析：考察有关pH 的计算。
[例5] 含等物质的量NaOH 的溶液分别用pH 为2和3的CH 3COOH 溶液中和，设消耗CH 3COOH 溶液的体积依次为V V a b 、，则两者的关系正确的是（ ）A * V V a b >10B *V V a b =10 C * V V b a <10 D *V V b a >10 答案：D解析：考察有关pH 的计算。
人教版高中化学选修四第三章归纳与整理
可水解的盐： 促进水的的电离， KW 不变 c（OH —）＞c（H+） 碱性 pH ＞7 c（OH —）＝c（H+） 中性 pH = 7 c（OH —）＜c（H+） 酸性 pH ＜7
注意: 抓主要离子进行计算
讨论3：某温度时，水的离子积常数KW = 10-13，将此温度下 pH=11的Ba(OH)2溶液a L与pH = 1 的H2SO4溶液b L混合（设 混合溶液体积为两者之和，固体体积忽略不计）。 （1）若所得混合溶液为中性，则a∶b=_________，生成沉淀 的物质的量为_____________________ 。 （2）若a∶b= 9∶2，则所得溶液pH=___，该混合溶液最多能够 溶解铁粉___________g（ 最终结果可用a、b的表达式来表示。）
二、水的电离和溶液的pH值
水的离子积：
KW = c（OH -）· c（H+） ( 25℃时，KW = 1.0 ×10-14 )
1、水的电离
影响因素
温度： T ↑， KW ↑ 酸： 抑制水的电离， KW不变，pH ＜7
常温下
碱： 抑制水的电离， KW不变， pH ＞7
2、溶液的酸碱性和pH值
— lg c（H+）
②盐酸、氨水
等体积混合，溶液酸碱性？
pH酸+pH碱=14
混合后溶液为中性，体积大小？
结论：
强酸＋强碱，pH＝7
pH酸+pH碱=14 等体积混合
强酸＋弱碱，pH>7 注意：“恰好完全中和”
弱酸＋强碱，pH<7 和 “pH=7”的区别
讨论4：（14·上海）室温下，甲、乙两烧杯均盛有5 mL pH＝3的 某一元酸溶液，向乙烧杯中加水稀释至pH＝4，关于甲、乙 两烧杯中溶液的描述正确的是（ ）
人教高中化学选修4第三章知识点归纳
人教高中化学选修4第三章知识点归纳第三章矿石选矿与冶炼【知识点一】矿石选矿1.矿石的定义：具有一定经济价值并能在合适的条件下通过选矿工艺从原矿中分离出有用成分的矿石。
2.矿石资源的分类：金属矿石、非金属矿石、燃料矿石。
3.矿石的富集过程：成矿作用、矿床形成。
4.矿石的主要价值成分与伴生成分：价值成分是指对经济有益的物质组分，伴生成分是指对经济无益的物质组分。
5.矿石的选矿过程：破碎、磨矿、分选。
-破碎：将原矿经过机械破碎设备的作用，使原矿的粒度达到适合下一步处理的要求。
-磨矿：通过磨矿设备，将破碎后的矿石进一步粉碎细化，以加大矿石表面积，方便矿石中有用矿物的分离。
-分选：根据矿石中有用矿物与伴生矿物的物理和化学性质差异，利用重力、浮力、电磁、吸附等原理进行分离。
【知识点二】矿石冶炼1.冶炼的定义：利用化学原理和物理原理，将矿石经过一系列的加工处理，分离出有用金属或合金的过程。
2.冶炼的主要步骤：矿石破碎、焙烧、矿石还原、金属精炼。
-矿石破碎：将选矿得到的矿石经过机械破碎加工，得到适合处理的矿石颗粒。
-焙烧：将矿石在合适的温度下进行加热，使其中的水分和挥发物蒸发出去，同时使硫化物转化为氧化物或硫酸盐，为后续步骤的进行做准备。
-矿石还原：将经过焙烧处理的矿石与还原剂一起加热，使金属氧化物还原为金属。
-金属精炼：将经过还原的金属进行进一步提纯处理，去除杂质，得到纯净的金属。
3.矿石冶炼的分类：火法冶炼、湿法冶炼、电炉冶炼、炼铁。
-火法冶炼：利用燃料和空气的燃烧产生高温，通过加热等手段使金属矿石还原为金属。
-湿法冶炼：利用溶剂将金属矿石中的金属溶解出来，再通过还原或电积方法得到纯净的金属。
-电炉冶炼：利用电能和电热合成的高温，将金属矿石还原为金属或合金。
-炼铁：利用高炉将铁矿石还原为铁水，再进行提纯，得到纯净的铁。
【知识点三】矿石中有用成分的提取1.矿石中有用成分的提取方法：浸出法、溶出法、电积法。
2.浸出法：将矿石放入溶液中浸泡，有用成分与溶液发生化学反应，形成可溶性化合物，然后通过过滤或其他分离手段分离和提取有用成分。
第三章 复习资料 -人教版高中化学选修四
芦溪中学高2019级上期期末复习资料第三章 水溶液中的粒子平衡[一 弱电解质的电离平衡与电离常数 1.弱电解质的电离平衡电离平衡也是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是(1)浓度：浓度越大，电离程度越小。
在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。
(2)温度：温度越高，电离程度越大。
因电离是吸热过程，升温时平衡向右移动。
(3)同离子效应：如向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH 3COO －的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。
(4)能反应的物质：如向醋酸溶液中加入锌或NaOH 溶液，平衡右移，电离程度增大。
2.电离常数(电离平衡常数)以CH 3COOH 为例，K ＝c (CH 3COO －)·c (H ＋)c (CH 3COOH )，K 的大小可以衡量弱电解质电离的难易，K 越大酸性（碱性）越强。
K 只与温度有关。
对多元弱酸(以H 3PO 4为例)而言，它们的电离是分步进行的，电离常数分别为K 1、K 2、K 3，它们的关系是K 1≫K 2≫K 3，因此多元弱酸的强弱主要由K 1的大小决定。
【例1】 下表是几种常见弱酸的电离方程式及电离平衡常数(25 ℃)。
CH 3COOH ⇌CH 3COO －＋H ＋H 2CO 3⇌H ＋＋HCO －3 HCO －3⇌H ＋＋CO 2－3 H 3PO 4⇌H ＋＋H 2PO －4H2PO－4⇌H＋＋HPO42-HPO2－4⇌H＋＋PO3－4A.温度升高，K减小B.向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，c(H＋)/c(CH3COOH)将减小C.等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)>pH(Na3PO4)D.PO3－4、HPO2－4和H2PO－4在溶液中能大量共存3.电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系333对于该平衡体系下列叙述正确的是()A.加入水时，平衡逆向移动B.加入少量NaOH固体，平衡正向移动C.加入少量0.1 mol·L－1盐酸，溶液中c(H＋)减小D.加入少量CH3COONa固体，平衡正向移动二溶液酸碱性规律与pH计算方法1.溶液的酸碱性规律溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小：特别提示常温下，溶液酸碱性判定规律(1)pH相同的酸(或碱)，酸(或碱)越弱，其物质的量浓度越大。
高中化学选修4第三章复习
× 性2、。在水中加酸会抑制水的电离，Kw减小。
√ 3、如果C(H+) /C(OH—) 的值越大那么酸性越 √ 4强、。任何水溶液中都有C(H+) 和C(OH—)。
× 5、 C(H+) 等于10—6mol/L的溶液一定呈现酸性。 × 6、电离程度越大的酸溶液那么酸性越强。 × 7、对水升高温度电离程度增大，酸性增强。
酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱，他们的颜色变化是 在一定的pH值范围内发生的。我们把指示剂发生颜色变化的pH 值范围叫做指示剂的变色范围。
pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
甲基橙 石蕊
红色 橙
色
红色
紫色
黄色 蓝色
酚酞
无色
浅红色
红色
➢pH值计算1—— 酸的稀释
pH=4
pH=10
第三节盐类的水解
〔一〕盐类的水解
1定义：溶液中盐电离出来的离子跟水所电离 出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反响， 叫做盐类的水解。
2 条件：①盐必须溶于水 ②盐必须有“弱〞离子〔弱碱阳离
子或弱酸根阴离子〕
3 实质：破坏了水的电离平衡，促进水的电 离，并建立了水解平衡。
注： 往水中参加酸或碱都能抑制水的电离
pH=-lgC(H+)=13
关键：碱过量抓住氢氧根离子进展计算！
有关酸碱中和滴定PH突跃问题
例14〔每滴按0.05mL计算〕
1、用0.1mol/L的HCl溶液滴定0.1mol/L的NaOH 溶液25mL，HCl溶液少1滴、多1滴PH变化？
pH=10
pH=4
高二化学选修4复习纲要
高二化学选修4复习纲要第三章化学反应速率【知识精要】一、化学反应速率1. 定义：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示反应进行快慢的物理量。
2. 表达式：v（i）＝△c（i）/ △t3. 单位：mol·L-1·s-1或mol·L-1·min-1[重点提醒]（1）对某一具体化学反应，用不同物质表示的同一反应速率，数值之比等于方程式中系数之比。
如：aA＋bB＝dD＋eE，v（A）：v（B）：v（D）：v（E）＝a：b：d：e。
（2）判断反应进行的快慢时，需做到两个统一，即：统一物质和单位。
二、影响化学反应速率的外因1．浓度对化学反应速率的影响：当其它条件不变时，增大反应物的浓度，可以提高化学反应速率；减小反应物的浓度，可以降低化学反应速率。
[重点提醒]（1）此规律只适用于气体反应或溶液中的反应。
对于纯固体或纯液体物质，一般情况下其浓度常视为常数，因此改变它们的量不会改变化学反应速率。
但固体物质的表面积的大小会影响化学反应速率。
一般来讲，固体的颗粒越细，表面积就越大，反应速率就越高。
例如：铝粉和铝条分别与盐酸反应时，铝粉的反应速率明显高于铝条，因此块状固体物质可以通过研细以增大表面积来提高反应速率。
（2）增加反应物的浓度，就是增加单位体积内的反应物分子总数，单位体积内的活化分子数也随之增多（注意活化分子百分数保持不变），所以单位时间内有效碰撞次数增多，从而使化学反应速率增大。
2．温度对化学反应速率的影响：当其它条件不变时，升高温度，反应速率常数增大，反应速率提高。
[重点提醒]（1）温度对反应速率的影响适用于任何反应，即不论反应物质的状态及反应的热效应如何，升高温度，反应速率都提高。
无论放热反应还是吸热反应，虽然温度升高.反应速率都提高,但是提高的倍数是不同的：吸热反应提高的倍数多，放热反应提高的倍数少。
（2）升高温度，反应物分子能量增加，使部分原来能量较低的分子也成为活化分子，从而增大了活化分子百分数及活化分子总数，使有效碰撞次数增多，化学反应速率加快。
高中化学选修4第三章复习ppt课件
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水解离子方程式： CH3COO- +H2O CH3COOH +OH-
（产物不能写“↑” 或“↓”）
续前表：
升温 ，促进电离，离子浓度增大 升温，促进水解
促使电离，离子浓度减小
促进水解
抑制电离
抑制水解
促进电离
促进水解
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一、主要因素： 盐本身的性质（内因）。
盐与水生成弱电解质的倾向越大（弱电解 质的电离常数越小），则水解的程度越大。 水解常数与弱酸/弱碱的电离常数的关系式：
难溶电解质的溶解度小于0.01g，离子反应生成难溶电解 质，离子浓度小于1×10－5mol/L时，认为反应完全，但 溶液中还有相应的离子。
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溶度积常数（Ksp）
Ksp = [c(Mn+)]m • [c(Am-)]n 注意：Ksp与温度有关
溶度积常数（Ksp）的意义：
1、判断溶解度的大小（同类型的盐Ksp越大溶解度越大） 2、通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积 （离子积Qc）的相对大小，判断难溶电解质在给定条 件下沉淀能否生成或溶解。
pOH = -lgc(OH-) 常温时：pH + pOH =14
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酸碱中和滴定
1、原理： 对于一元酸和一元碱发生的中和反应：
C(碱)
V(酸) c(酸) V(碱)
2、主要仪器：( 酸、碱式 )滴定管、锥形瓶、滴定管夹
3、操作步骤：
洗涤→ 检漏 → 蒸馏水洗 → 溶液润洗 → 装液 → 排气泡→ 调整液面并记录 → 放出待测液 → 加入指示剂 → 滴定 → 记录 → 计算。
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第三节 盐类水解
1、实质：盐电离出来的离子与水电离出来的H + 或 OH- 结合，从而使水的电离平衡发生移动的 过程。
高三化学复习《化学选修4》第3章 第2节 知识精讲 鲁教版
高三化学复习《化学选修4》第3章第2节知识精讲鲁教版【本讲教育信息】一. 教学内容：高考第一轮复习《化学选修4》第3章物质在水溶液中的行为第2节弱电解质的电离盐类的水解1、电离平衡常数及其计算，影响电离平衡常数的因素。
2、弱电解质在水溶液中存在的电离平衡及影响电离平衡的因素。
3、盐类水解。
二. 教学目的：1、了解电离平衡常数及其计算，知道影响平衡常数的因数及电离度的概念2、掌握弱电解质在溶液中存在的电离平衡及影响电离平衡的因素。
3、理解盐类水解的实质及规律，能正确地书写盐类水解的离子方程式4、掌握影响盐类水解的因素，能熟练判断与盐类水解有关的离子浓度大小5、掌握盐类水解的应用，并能用盐类水解理论进行解释。
三. 重点和难点：1、电离平衡常数的计算及其影响因素。
2、弱电解质的电离平衡。
3、盐类水解的原理及盐类水解离子方程式的书写。
四. 考点分析：本节内容在高考中的主要考查点是：1、弱电解质的电离平衡及影响因素。
2、电离平衡常数的含义及简单计算。
3、盐类水解的原理及其应用。
4、盐类水解的影响因素以及盐类水解对水电离平衡的影响。
五. 知识要点：1、在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子___________和___________相等时，电离过程就达到了___________状态，叫做电离平衡。
其特征是（1）___________（2）___________（3）___________。
2、弱电解质电离程度的大小主要是由___________决定的，同时还受___________、___________、___________等外界因素的影响，而影响电离平衡常数大小的因素是___________，___________越高，电离常数___________。
一般弱酸的电离常数用___________表示，弱碱用___________表示。
3、多元弱酸溶液的酸性主要是由___________决定的，而多元弱酸盐的水解程度主要是由___________决定的。
高中化学选修4-第三章知识点归纳(很不错)
-14第三章水溶液中的离子平衡—、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物， 非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 强电解质:在水溶液里全部电离成离子的电解质 弱电解质:在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
hfeO* ...............非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。
如SO3、CO2、⑧叫、CCI4SCH 2=CH 2 .......................2电解质一离子化合物或共价化合物非电解质一共价化合物 匿意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH 3S CO2等属于非电解质窗强电解质不等于易溶于水的化合物（如不溶于水，但溶于水的际04全部电 非影响电离平衡的因素： 甩温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
醪浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移 弱 有利于电离。
髯子浓度阿乘积，跟溶遛中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，（- 用&表示酸，K 冬表却咸。
） d[ B -]/[AB]hB- Ki=[ A表示方法：AB A影响因素：电离常数的大小主要由物质的本性决定。
电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
如：）3>HaPO4>HF>C3CH 工HOOH4HCIOI 水电离平衡： 囂的离子积:仑c[H 小c[OH] 険 +]=[OH ] =10'7 mol/L ; K质 解f < I 电 物 强电解质弱LW电解质合混棗纯净物犷质物弱酸，弱碱，极少数盐，水。
如HCIO 、NHg HQ 、C U （OH ）2SJ ・[OH ]=1*10C 时,[Hw= [H寸又适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）水电离特点:（1）可逆（2）吸热（3）极弱影响水电离平衡的外界因素：① 酸、碱：抑制水的电离 KE" 一 ② 温度：促进水的电离（水的电离—热的）-14③ 易水解的盐：促进水的电离Kw=rw -----------------4、溶液的酸碱性和pH :（1） pH=l（2） pH 的测定方法：4混：将两种酸中的H 离子物质的量相加除以总体积, 强酸与强酸的混合：（先求［H寸混二（旳 +］再求其它）［H［H 2y ） / （u+V2） 强碱与强碱的混合： 冼求［OHJ 混：将两种酸中的。
选修4第三章复习ppt课件
•Qc > Ksp,溶液处于过饱和溶液状态,生成沉成淀.难溶电解质，离子浓
•Qc = Ksp,沉淀和溶解达到平衡,溶液为饱和度溶小液.于1×10-5mol/L时，
•Qc < Ksp,溶液未达饱和,沉淀发生溶解.
认为反应完全，但溶液 中还有相应的离子。
3、沉淀反应的应用:
(1)、沉淀的生成：反应生成沉淀使溶液中某些离子浓度变得更小。
※ 1、越稀越电离，越热越电离；越稀越水解，越热越水解。 2、平衡常数Ka、Kb、Kh只与温度有关,而与浓度无关
对于电离平衡 CH3COOH
CH3COO -+ H+
改变条 件
升温
方 向
c(Ac–) c(HAc) c(OH–) c(H+) pH
电离 程度
加H2O 加醋酸
加 醋酸钠
通HCl(g)
加 NaOH
电解质溶液中，由于某些离子能够水解或电离，离 子种类增多了，但某些关键性的原子总是守恒的，如 Na2S溶液中，S2－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：
2、电解质溶液导电能力的强弱与电解质强弱的关系？ 影响溶液导电能力的因素: ①自由移动离子浓度的大小。(主要决定因素) 温度一定,离子 浓度越大，导电能力越强. ②温度：温度越高，导电能力越强。(与金属导电相反) ③离子电荷数：电荷数越高，导电能力越强。
由此可知：强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质强。
四、指示剂选择欠妥 ⒈用强酸滴定弱碱，指示剂用：甲基橙 ⒉用强碱滴定弱酸，指示剂选用：酚酞 （①强酸滴定弱碱，必选甲基橙；②强碱滴定弱酸，必选酚酞；③两强滴定，原则 上甲基橙和酚酞皆可选用；但还有区别。） 五、终点判断不准确 ⒈如滴定管的尖嘴部分有半滴或一滴标准液未滴下； 2.终点判断 迟或早。 六、样品中含有杂质 ⒈用盐酸滴定含 Na2O 的 NaOH 样品； ⒉用含 Na2CO3 的 NaOH 标准液滴定盐酸； 七、指示剂的变色范围
高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡期末复习知识要点与练习
第一部分 电离平衡考点1 弱电解质的电离1、根据化合物在水溶液里或熔融状态下能否导电，可以把化合物分为和 。
根据电解质在 里电离能力的大小，又可将电解质分为 和 。
弱电解质 电离为离子，还有未电离的分子存在。
水也是 。
考点2 弱电解质的电离平衡及影响因素1.电离平衡的概念：在一定条件（如：温度、浓度）下，当电解质 电离成 的速率和 重新结合成 的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
2.电离平衡的特征：①弱：只有 才会存在电离平衡；②动：电离平衡是 平衡；③等：v 电离 v 结合（填﹥、=或﹤）；④定：条件一定 与 的浓度一定；⑤变：条件改变， 破坏，发生移动。
3.电离平衡的影响因素① 内因：由电解质本身的性质决定。
② 外因：主要是温度、浓度、同离子效应。
a.温度：升温使电离平衡向 的方向移动，因为 是吸热过程。
b.浓度： 浓度，电离平衡向电离的方向移动。
c.同离子效应：在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向 方向移动。
反馈习题一、选择题（每小题只有一个选项符合题意）1、等体积的0.5mol·L -1的盐酸、0.5mol·L -1CH 3COOH 溶液，说法错误的是 （ ）A 、导电能力：相同 C 、溶液中自由移动离子的数目：前者大于后者B 、导电能力：前者大于后者 D 、溶液中自由移动离子的浓度：前者大于后者2、下物质分类组合正确的是 （ ）3、下列关于电解质的说法正确的是 （ ）A 、强电解质溶液的导电性一定比弱电解质溶液的导电性强B 、强电解质都是离子化合物，而弱电解质都是共价化合物C 、强电解质在稀的水溶液中全部以离子的形态存在D、水溶液中导电能力差的电解质一定是弱电解质4、在0.lmol•L-1醋酸溶液中存在：CH 3COOH CH3COO—+H+，对于该平衡，下列叙述正确的是（）A、加入少量NaOH固体，电离平衡向正向移动B、加入少量NaOH固体，溶液的pH减小C、加入少量CH3COONa固体，电离平衡向正向移动D、加入少量CH3COONa固体，CH3COO—浓度减小5、将体积都为10mL、pH值均等于3的醋酸和盐酸，加水稀释至amL和bmL，测得稀释后溶液的pH值均为5。
高二化学选修4第三章知识点总结
高二化学选修4第三章知识点总结物质在水溶液中的行为是高二化学选修4第三章知识点，为了方便同学们复习，接下来店铺为你整理了高二化学选修4第三章知识点总结，一起来看看吧。
高二化学选修4第三章知识点：水溶液1、水的电离H2OH++OH-水的离子积常数KW=[H+][OH-]，25℃时，KW=1.0×10-14mol2·L-2。
温度升高，有利于水的电离， KW增大。
2、溶液的酸碱度室温下，中性溶液：[H+]=[OH-]=1.0×10-7mol·L-1，pH=7酸性溶液：[H+]>[OH-]，[ H+]>1.0×10-7mol·L-1，pH<7碱性溶液：[H+]<[OH-]，[OH-]>1.0×10-7mol·L-1，pH>73、电解质在水溶液中的存在形态(1)强电解质强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质，强电解质在溶液中以离子形式存在，主要包括强酸、强碱和绝大多数盐，书写电离方程式时用“=”表示。
(2)弱电解质在水溶液中部分电离的电解质，在水溶液中主要以分子形态存在，少部分以离子形态存在，存在电离平衡，主要包括弱酸、弱碱、水及极少数盐，书写电离方程式时用“ ”表示。
高二化学选修4第三章知识点：弱电解质的电离及盐类水解1、弱电解质的电离平衡。
(1)电离平衡常数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浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数，叫电离平衡常数。
弱酸的电离平衡常数越大，达到电离平衡时，电离出的H+越多。
多元弱酸分步电离，且每步电离都有各自的电离平衡常数，以第一步电离为主。
(2)影响电离平衡的因素，以CH3COOHCH3COO-+H+为例。
加水、加冰醋酸，加碱、升温，使CH3COOH的电离平衡正向移动，加入CH3COONa固体，加入浓盐酸，降温使CH3COOH电离平衡逆向移动。
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第二节 水的电离和溶液的酸碱性
1、水的离子积常数Kw。 2、影响水的电离平衡的因素。 3、有关pH值的简单计算。 4、中和滴定。
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水的电离和溶液的PH值
1、水的电离
水的离子积：
KW = c(OH-)·c(H+)
指溶液中酸碱反应的结果，得质子后的产物、得
到质子的物质的量应该与失质子后的产物、失去
质子的物质的量相等。
Na2CO3中:c(H+)+c(HCO3-)＋2c(H2CO3)=c(OH-)
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盐类水解的应用: 1、判断盐溶液的酸碱性及pH大小。 2、配制某些盐溶液要考虑盐类的水解。 3、判断盐溶液中离子种类多少。 4、比较盐溶液中离子浓度大小。 5、施用化肥时应考虑盐的水解。 6、某些活泼金属与强酸弱碱盐的反应。
( 25℃时，KW = 1.0 ×10-14 )
温度：T ↑， KW ↑
酸： 抑制水的电离， KW不变，pH ＜7 影响因素 碱： 抑制水的电离， KW 不变， pH ＞7
可水解的盐： 促进水的的电离， KW 不变
c(OH-)＞c(H+) 酸性 pH ＞7 2、溶液的酸碱性和pH值 c(OH-)＝c(H+) 碱性 pH = 7
如： CH3COOH、H2S、Cu(OH)2 H2CO3、KHCO3、KHSO4、NH3·H2O 3、会分析导电性和强弱电解质的关系。 4、影响电离平衡的因素。
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电离方程式书写注意事项：
①先判断强、弱电解质，决定符号
②多元弱酸分步电离，电离能力逐渐降低，以 一级电离为主。 ③多元弱碱的电离，以一步电离表示。
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酸碱中和滴定
1、原理： 对于一元酸和一元碱发生的中和反应：
C(碱)
V(酸) c(酸) V(碱)
2、主要仪器：( 酸、碱式 )滴定管、锥形瓶、滴定管夹
3、操作步骤：
洗涤→ 检漏 → 蒸馏水洗 → 溶液润洗 → 装液 → 排气泡→ 调整液面并记录 → 放出待测液 → 加入指示剂 → 滴定 → 记录 → 计算。
反应可以进行到底，此时不用可逆符号而用等号，也
用2气020/体12/2和沉淀符号。
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电解质溶液中的守恒规律 1、电荷守恒规律:
电解质溶液中，不论存在多少离子，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。
如：Na2CO3溶液中， 存在Na+、H+、HCO3-、CO32-、OH-，
— lg c(H+)
c(OH-)＜c(H+) 碱性 pH ＜7
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小结：有关pH值的计算
方法：
1.先反应
2.按过量的计算，
若酸过量，求c(H+)，再算pH值。
若碱过量，求c(OH-)，求c(H+)，再算pH值
pOH = -lgc(OH-)
常温时：pH + pOH =14
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④Al(OH)3有酸式和碱式电离。 ⑤弱酸的酸式盐的电离是分步电离，先完全电离 成金属离子和酸式酸根，酸式酸根再部分电离。
⑥强酸的酸式盐在水溶液中完全电离，在稀溶 液中不存在酸式酸根；而在熔融状态，则电离 成金属离子和酸式酸根离子。
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溶液的酸碱性主要由第一级电离的结果所决定。
电离常数的意义：电离常数数值的大小，可 以估算弱电解质电离的趋势。K值越大，电 离程度越大，酸性越强。如相同条件下常见 弱酸的酸性强弱：
Kh=
KW Ka/Kb
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2.外因：
（1）盐的浓度 越稀越水解
盐的浓度越小，水解程度越大；反之越小。
（2）溶液的酸碱度 同离子效应
H+可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；OH能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。
（3）温度
越热越水解
升高温度可以促进水解，反之抑制水解。
（4）双水解
弱酸阴离子和弱碱阳离子混合能互相促进水解。
选修4 化学反应原理 总复习
第三章 水溶液中的离子平衡
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复习要点
一、电解质、非电解质、强电解质和弱电解质 的判别
二、电离平衡和水解平衡
三、水的电离和溶液的pH值 四、盐类水解
基本计算及应用
五、酸碱中和滴定
六、难溶电解质的溶解平衡
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第一节 弱电解质的电离
1、强弱电解质的概念及其判断。 2、会写常见电解质的电离方程式
c(Na+)+ c(H+)＝c(HCO3-)＋c(OH-)＋2c(CO32-)
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2、物料守恒规律: 电解质溶液中，由于某些离子能够水解，但某
些关键性原子总是守恒的，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、质子守恒规律:
多元弱碱一步电离
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水解离子方程式： CH3COO- +H2O CH3COOH +OH-
（产物不能写“↑” 或“↓”）
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续前表：
升温 ，促进电离，离子浓度增大 升温，促进水解
促使电离，离子浓度减小
促进水解
抑制电离
抑制水解
促进电离
促进水解
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一、主要因素： 盐本身的性质（内因）。 盐与水生成弱电解质的倾向越大（弱电解 质的电离常数越小），则水解的程度越大。 水解常数与弱酸/弱碱的电离常数的关系式：
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7、试剂的贮存考虑盐的水解。 8、制备某些无水盐时要考虑盐类的水解。 9、判断离子大量共存时，要考虑盐类的水解。 10、溶液中某些离子的除杂，需考虑盐的水解。 11、用铁盐与铝盐作净水剂时考虑盐类的水解。 12、工农业生产、日常生活，常利用盐类水解
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第三节 盐类水解
1、实质：盐电离出来的离子与水电离出来的H + 或 OH- 结合，从而使水的电离平衡发生移动的 过程。
2、规律：谁弱谁水解，都弱都水解，谁强显谁性
3、影响 因素
①温度：
②溶液酸碱性： 越稀越水解，越热越水解， 同离子效应
③浓度：
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二、电离平衡和水解平衡
电离平衡
研究对象
弱电解质
水解平衡 强电解质
实 例
0.1m/L CH3COONa
变化实 弱酸 质 弱碱
H+ + 弱酸根离子 弱酸的阴离子+ H2O 弱酸 + OHOH- + 弱碱阳离子 弱碱的阳离子+ H2O 弱碱 + H+
电离方程式：
表达方 CH3COOH CH3COO- + H+ 式 多元弱酸分步电离