第三章水溶液中的离子反应与平衡知识点总结与单元检测试卷共三套.docx

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1、第三章水溶液中的离子反应与平衡知识点总结与练习知识点一、弱电解质的电离1、强、弱电解质(1)概念全部电离强电解质,包括强酸、强碱、巾翻面在水溶液里I*盐等超金电离弱电解质，包括弱酸、弱碱、虫等(2)与化合物类型的关系强电解质主要是大部分离子化合物及某些强极性键的共价化合物(除HE等外)。弱电解质主要是某些弱极性键的共优化合物。2、电离方程式的书写弱电解质多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步。如H2CO3的电离方程式：H2CO3=H+HC(V,HCO3H+CQj2多元弱碱电离方程式一步写成。如Fe(OH)3电离方程式：Fe(0H)3Fe3+30H0(2)酸式盐强酸的酸式盐在溶液中完全

2、电离。如：NaHSOi=Na+H+SO12-弱酸的酸式盐中酸式酸根在溶液中不能完全电离。如：NaHCO3=Na+HC0,HCOsH+C032o提醒：电解质、非电解质均是化合物，盐酸、铜虽能导电，但它们既不是电解质也不是非电解质。C02、S02.SO八N1等溶于水也导电，是它们与水反应生成新物质后而导电的，而它们液态时不导电，故属于非电解质。BaSCh等虽难溶于水，但溶于水的部分却能完全电离，属于强电解质。3、弱电解质的电离平衡(1)外界条件对电离平衡的影响温度：温度升富，电离平衡向右移动，电离程度增大。浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电

3、解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。加入能反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。提醒：稀醋酸加水稀释时，溶液中的各离子浓度并不是都减小，如C(OH)是增大的。电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如稀醋酸中加入冰醋酸。电离平衡右移，电离程度也不一定增大。拓展：以0.1mo11CMCOOH溶液为例：实例(稀溶液)CH3COOH-H*+CHbCOO/0改变条件平衡移动方向C(H+)C(CH00)C(CH00H)导电能力加水稀释力CHSCooNa(S)加入少量冰醋酸通HC1(g)加NaOH(S)加入镁粉升高温度1 4、电离平衡常数2 .表达式C(Hf)c(A-)对一元弱酸HA：HA=H+

4、A-TOC(HA)c(B+)c(0H-)对一元弱碱BOH：BOHB+OH4,=说H，CVdUH)3 .特点：(1)多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是心，所以其酸性主要决定于第一步电离。(2)电离平衡常数厂决定因素一弱电解质本身的性质一影响因素一温度(随温度升高而明上)一与浓度、酸碱性无关知识点二、水的电离和溶液的酸碱性1、水的电离1 .水的电离简写为：H2OH+OH-o2 .关于纯水的几个重要数据jaI纯水C(H)=c(OH)=IOmo11KW=c(0H-)c(1C)110;mo111中性溶液c(H+)=C(OH-)C(H+)=IX10o11-1碱性溶液c(H+)c(0H)c(H+

5、)7o若PH之和小于14,则混合后溶液显酸性，pH7PH-7(不可能小于7)弱酸c（H+）减小的程度比强酸小,PH稀VPH0+水7pH-7（不可能大于7）弱碱C（OH一）减小的程度比强碱小，PHwpH原一u7PH-7（不可能小于7）5、酸、碱中和滴定3 .概念：用己知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法。4 .原理：C恃=生/（以一元酸与一元碱的滴定为例）。5 .酸碱中和滴定的关键（1）准确测定参加反应的酸、碱溶液的体积。（2）选取适当指示剂，准确判断滴定终点。6 .仪器与药品（1）主要仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、铁架台（带滴定管夹）、锥形瓶、大烧杯。（2）药品：

6、标准溶液、待测液、酸碱指示剂。提醒：滴定管的精确度为001m1o选择指示剂的三个要点。a.变色范围与终点PH吻合或接近。b.指示剂变色范围越窄越好。c.指示剂在滴定终点时颜色变化明显，容易观察判断。7 .中和滴定实验操作（以酚酸作指示剂，用盐酸滴定氢氧化钠溶液）。（1）滴定前的准备。检责滴定管活塞是否逖,在确保不漏水后方可使用用蒸慵水洗涤滴定管23次用待盛液润洗滴定管23次将酸、碱溶液分别注入相应的滴定管,并使液面位于竺刻度以上23m1处调节滴定竹活塞,使尖嘴都分充SI溶液,并使液面位于“0”刻度或“0”刻度以下某刻度处记录初始液面刻度滴定。（3）终点判断：等到滴入最后一滴反应液，指示剂变色，

7、且在半分钟内不能恢复原来的颜色,视为滴定终点，并记录标准液的体积。(4)数据处理：按上述操作重复23次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据原理计算。C(NaOH)=C(HC1)XK(HC1)V(NaOH)注意:在括号中填“”、“二”或“V”)。(1)pH=3的等体积的盐酸和醋酸与等浓度的a1和b1的NaOH溶液中和，则ab.(2)等体积等浓度的盐酸和醋酸与等浓度的a1和b1的NaOH溶液中和，则ab.知识点三、盐类的水解1、盐类的水解及其规律1 .定义在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的f或OH结合生成弱电解质的反应。2 .实质由玄I弱酸的阴离子M盐阴二促进水的电离一C(H+)c(0H)-溶

8、液呈碱性、酸性或1一弱碱的阳离子/融”一中性3 .特点I可逆If水解反应是可逆反应II吸热If水解反应是酸碱中和反应的逆反应微弱f水解反应程度很微弱4 .规律有弱才水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性。5 .水解方程式的书写气体、沉淀不标“f”或7”易分解产物(如NI1iH2O等)不写其分解产物的形式(D一般要求一般盐类水小水解产八解程度很小物很少(2)三种类型的盐水解方程式的书写。多元弱酸盐水解：分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解方程式。多元弱碱盐水解：水解离子方程式一步写完。阴、阳离子相互促进的水解：水解程度较大，书写时要用“=、t”、“I”等。【练后归纳】熟记下列因水解相互促

9、进反应而不能大量共存的离子组合A1与HCO3、CO3-A1QT、SiO32-HS、S2C1O。Fe与HCoJ、C(V-、102Si032C10，NH：与Si(V-、102o6 .盐溶液蒸干所得产物的判断(DK0,水溶液蒸干得到的固体物质是原因是(2)Ab(SO4)3溶液蒸干得到的固体物质是,原因是O(3)FeC1溶液蒸干灼烧得到的固体物质是_原因是(4)FeC1溶液蒸干灼烧得到的固体物质是_原因是(5)NaHCO3溶液蒸干灼烧得到的固体物质是,原因是o(6) Na2SO3溶液蒸干灼烧得到的固体物质是,原因是o(7)如果由FeC13溶液得到FeC1固体，操作为。(8)配制FeCb溶液，为了防止沉

10、淀，应J2、影响盐类水解平衡的因素1 .内因形成盐的酸或碱的强弱。对应的酸或碱越直就越易发生水解。如酸性：CC00HH2C03这星相同浓度的Na2CO3、CH3COONa溶液的PH大小关系为PH(Na2CO3)pH(CH3COONa)。2 .外因(1)温度、浓度条件移动方向水解程度水解产生的离子浓度升高温度右移增大增大反应物浓度增大右移减小增大减小左移增大减小(2)外加物质：外加物质对水解反应的影响取决于该物质的性质。外加酸碱外加物质水解程度的影响弱酸阴离子弱碱阳离子酸增大减小碱减小增大取决于两rB种盐的水解形式还加能水解的盐相互如制(如NH4CkFeC13)相互促进如A1XSO,b、NaHCO3提醒：稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，但由于溶液体积的增大是主要的，故水解产生的H+或OH一的浓度是减小的，则溶液酸性(或碱性)越弱。向CH3COONa溶液中加入少量冰醋酸，并不会与CHsCOONa溶液水解产生的OFr反应，使平衡向水解方向移动，原因是：体系中C(CH3C00H)增大是主要因素