(完整版)高二化学期末复习人教版选修四重难点专题突破：第三章水溶液中的离子平衡Word版汇总,推荐文档

>7
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。
(2)pH 相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数时，强酸溶液的 pH 变化大。
【例 3】 等浓度的下列稀溶液：①乙酸、②苯酚、③碳酸、④乙醇，它们的 pH 由小到大排列正
确的是( )
A.④②③①
通过溶液的颜色变化判断反应终点，测出消耗酸(或碱)溶液的体积，根据化学方程式中酸与碱物质 的量之比求出未知溶液的浓度。对于一元酸碱，则有：c 酸·V 酸＝c 碱·V 碱。
三 三角度解读盐类水解基本规律 1.盐溶液的酸碱性规律
3 / 11
盐的类别 溶液的酸碱性
实例
CH3COOHCH3COO－＋H＋ΔH>0 NH3·H2ONH＋4 ＋OH－ ΔH>0
1 / 11
改变条件
平衡移 电离平
平衡移 电离平
c(H＋) c(OH－)
c(OH－) c(H＋)
动方向 衡常数
动方向 衡常数
加水稀释 向右 不变 减小 增大 向右 不变 减小 增大
加 HCl
向左 不变 增大 减小 向右 不变 减小 增大
② ③以上两种混合，若为强酸与强碱，则都呈中性。 【例 4】 室温时，下列混合溶液的 pH 一定小于 7 的是( ) A.pH＝3 的盐酸和 pH＝11 的氨水等体积混合 B.pH＝3 的盐酸和 pH＝11 的氢氧化钡溶液等体积混合 C.pH＝3 的醋酸和 pH＝11 的氢氧化钡溶液等体积混合 D.pH＝3 的硫酸和 pH＝11 的氨水等体积混合 (4)酸碱中和滴定过程中的 pH 变化 在中和反应中，溶液 pH 发生很大的变化，在滴定过程中会因 pH 突变而使指示剂发生颜色变化(滴 定曲线如图)。
《水溶液中的离子平衡》重难点专题突破
学习目标定位] 1.正确理解弱电解质的电离平衡及其平衡常数。2.掌握溶液酸碱性规律与 pH 的计
算。3.掌握盐类水解的规律及其应用。4.会比较溶液中粒子浓度的大小。5.会分析沉淀溶解平衡及
其应用。
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
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：
溶液类别 c(H＋)与 c(OH－)的关系
室温(25 ℃)
数值
pH
中性溶液
c(H＋)＝c(OH－)
c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol·L－1 ＝7
酸性溶液 碱性溶液
c(H＋)> c(OH－) c(H＋)< c(OH－)
c(H＋)>10－7 mol·L－1
<7
c(H＋)<10－7 mol·L－1
A.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 、HPO 2－4 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
酸
电离方程式
电离平衡常数 KLeabharlann CH3COOH H2CO3
H3PO4 下列说法正确的是( )
CH3COOHCH3COO－＋H＋ H2CO3H＋＋HCO－3 HCO－3 H＋＋CO2－3 H3PO4H＋＋H2PO－4
H2PO－4 H＋＋HPO2－4 HPO2－4 H＋＋PO3－4
1.76×10－5 K1＝4.31×10－7 K2＝5.61×10－11 K1＝7.52×10－3 K2＝6.23×10－8 K3＝2.20×10－13
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 CH3COO－的浓度，平衡左移，电离程度 减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。
加 NaOH
向右 不变 减小 增大 向左 不变 增大 减小
加 CH3COONH4
升高温度
向左 向右
不变 减小 增大 变大 增大
向左 不变 向右 变大
减小 增大
增大
【例 2】 在 0.1 mol·L－1CH3COOH 溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，对 于该平衡体系下列叙述正确的是( )
B.③①②④
C.①②③④ 2.pH 的计算方法
D.①③②④
(1)基本方法思路
先判断溶液的酸碱性，再计算其 pH： ①若溶液为酸性，先求 c(H＋)，再求 pH。
2 / 11
Kw ②若溶液为碱性，先求 c(OH－)，再由 c(H＋)＝c(OH－)求出 c(H＋)，最后求 pH。 (2)稀释后溶液的 pH 估算 ①强酸 pH＝a，加水稀释 10n 倍，则 pH＝a＋n。 ②弱酸 pH＝a，加水稀释 10n 倍，则 a<pH<a＋n。 ③强碱 pH＝b，加水稀释 10n 倍，则 pH＝b－n。 ④弱碱 pH＝b，加水稀释 10n 倍，则 b－n<pH<b。 ⑤酸、碱溶液被无限稀释后，pH 只能接近于 7。酸不能大于 7，碱不能小于 7。 (3)强(弱)酸与弱(强)碱混合后溶液的 pH 判断规律
(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) c(CH3COO－)·c(H＋)
以 CH3COOH 为例，K＝ c(CH3COOH) ，K 的大小可以衡量弱电解质电离的难易，K 只与温 度有关。对多元弱酸(以 H3PO4 为例)而言，它们的电离是分步进行的，电离常数分别为 K1、K2、K3，它们的关系是 K1≫K2≫K3，因此多元弱酸的强弱主要由 K1 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 ℃)。