高考復习第三章电离平衡创新突破.docVIP

Ⅰ 基础知识 第一节 电离平衡 一、强弱电解质（物质的分类及其依据） 二、电离、电离方程式及其电解质 1． 电解质：溶于水或熔化状态下能导电的化合物叫电解质。非电解质：在水溶液或熔化状态下都不能导电的化合物叫做非电解质。 2．电解质的电离方程式 ①强电解质的电离方程式（电解质全部电离，溶液中溶质的微粒的存在形式为离子） HCl= HNO3＝ HClO HCOOH H2CO3 CH3COOH4 H2S H2SO3 H3PO4 NH3·H2O H2O 3．强电解质：溶于水后几乎完全电离的电解质。溶于水后只有部分电离的电解质。变化 加水 升温 加NaOH 加H2SO4 加CH3COOH 加Na2CO3 加NH4Cl 加CH3COONa 加少量Zn 平衡移动方向 H+数量 H+浓度 CH3COO-浓度 导电能力 六、一元强酸与一元弱酸的比较 1．等体积、等浓度的盐酸与醋酸的比较 H+浓度变化 PH变化 提供H+的能力 与同一金属反应的速率 盐酸 大 小 相同 大 醋酸 小 大 小 2．等体积、等PH的盐酸与醋酸的比较 参与反应时H+浓度变化 提供H+的能力 与同一金属反应的速率 开始 过程 开始 过程 盐酸 同 小 小 同 小 醋酸 同 大 大 同 大 训练：请将弱电解质画上圆圈 HI、 H2S、 H2CO3、 Na2SO4、 CH3COOH、 HCN、 NaCl、 NaHCO3、 （NH4）H2PO4 、 Cu(OH)2、 Fe（OH）2、 H2SO3、 CuO、 Al（OH）3、 Fe2O3、 Al2O3、 ZnO、 HNO2、 H3PO4、 HClO、 HBr、 HCl、 H2SO4、 HNO3、 HClO4、 HCO3-、 HSO3-、 KOH、 NaOH、 Ca（OH）2、 Ba（OH）2、 HF、 HS-、 H2PO4-、 HPO42-、 Fe（OH）3、 NH3??H2O、 Zn（OH）2 、 H2O 第二节 水的电离和溶液的pH值 一、水的电离 　　 1、水的电离：水是极弱电解质，发生微弱电离，电离过程吸热。 2、水的离子积： (1) 水的离子积KW=[H+]·[OH-]= 1×10-14，（25℃时） 　　 (2)任何水溶液中，水所电离而生成的[H+]=[OH-] 　　(3)任何水溶液中，KW=[H+]×[OH-] 　　3、影响水的电离平衡的因素 　　(1)温度：电离过程是一个吸热过程，温度越高，水电离程度越大， KW越大，水的电离平衡向电离方向移动，离子浓度增大。 　　(2)溶液的酸、碱度：改变溶液的酸、碱度均可使水的电离平衡发生移动。 　 酸或碱电离出来的H+或OH-都会抑制水的电离，使水电离出来的[H+]与[OH-]浓度减小。其对水的电离抑制程度决定于酸碱的[H+]或[OH-]，而与酸碱的强弱无关。 (3)溶液的酸碱性的强弱对于水的离子积没有影响。 二、溶液的酸碱性和pH值 1．常温时，溶液酸碱性与 [H+]、[OH-]的关系是： 　　 中性溶液[H+]=[OH-]=1×10-7 mol/L 　　 酸性溶液：[H+] [OH-] [H+] 1×10-7 mol/L，[H+]越大，酸性越强，[H+]越小，酸性越小。水电离产生[H+]和[OH-]始终相等， 　　 碱性溶液：[H+] [OH-] [OH-]1×10-7 mol/L， [OH-]越大，碱性越强，[OH-]越小，碱性越弱。 　　2、pH值和pOH值 　　pH＝－lg［H+]　　[H＋]=10-pH 　　pOH=-lg[OH-]　　 [OH-]=10-pOH 　　常温下，溶液中pH和pOH之间有关系：pH + pOH=14，但当溶液中[H+]1mol/L或[OH-]1mol/L时，直接用浓度表示。 　　3、溶液酸碱性的判断 　　判断溶液的酸碱性一般有两种方法，例如： （填=、、） 　　　　　　　　　方法一　　　　　　 　方法二 　　中性溶液　 [H+] [OH-]　　　　　　 pH 7