第三章 水溶液中的离子平衡 章末归纳与整理-高二化学（人教版选修4）.pptx

组织建设;知识网络体系;重点知识探究; 1．弱电解质的电离平衡特点及外界条件的影响规律 （1）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 （2）外界条件的影响规律： 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。; 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。 （3）电离平衡常数：以CH3COOH为例，K＝c(CH3COO－)·c(H＋)/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。;2．电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系; 【例题1】（2022·北京·人大附中高二阶段练习）下列实验事实或数据可以说明次氯酸为弱电解质的是（ ） A．次氯酸具有漂白性 B．25℃时，次氯酸的水溶液的pH＜7 C．用HClO溶液做导电实验时，灯泡很暗 D．0.001mol?L-1的HClO溶液的pH＝5.6 ;二、水的电离和溶液的酸碱性;1．溶液的酸碱性规律：取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小：;2．酸碱中和滴定过程中的溶液的pH变化规律：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)。; 【例题2】（2022·全国·高二课时练习）以酚酞试液作指示剂，对某新制NaOH溶液进行中和滴定实验，数据记录如下表：则该新制的NaOH溶液的浓度c(mol·L-1)计算合理的是（ ）; 【对应训练】室温下,将0.10 mol·L-1盐酸滴入20.00 mL 0.10 mol·L-1氨水中，溶液中pH和pOH随加入盐酸体积变化曲线如图所示。已知：pOH＝－lgc(OH－)。 下列说法正确的是（ ） A．M点所示溶液中： c(NH4+)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl-) B．N点所示溶液中溶质一定含NH4Cl，可能还含HCl C．Q点消耗盐酸的体积等于氨水的体积 D．Q点所示溶液中c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(H+);三、盐类的水解;1．盐溶液的酸碱性规律：; 2．盐类水解规律： ①有弱才水解－－必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解； ②无弱不水解－－强酸强碱盐不发生水解； ③谁弱谁水解－－发生水解的是弱碱阳离子或弱酸根阴离子； ④谁强显谁性－－组成盐的酸根阴离子(碱性阳离子)是强酸根(强碱的阳离子)，则显酸(碱)性； ⑤都弱都水解－－弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度较大，少数可以完全水解，称为双水解反应； ⑥越弱越水解－－组成盐的酸根对应的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”规律。; 【例题3】（2022·广东斗门一中期中）常温下浓度均为0.1mol/L 的四种盐溶液，其pH 如表所示，下列说法正确的是（ ）;【对应训练】今有室温下四种溶液，下列有关叙述不正确的是（ ）;难溶电解质的溶解平衡; 1．难溶电解质的溶解平衡：难溶电解质在水中会建立如下平衡：MmAn(s) mMn＋(aq)＋nAm－(aq)。因此，难溶电解质的溶解度虽然很小，但不可能为零(完全不溶解)，溶液中的离子结合成难溶电解质时，也不可能完全进行到底。勒夏特列原理同样适用于溶解平衡。 2．溶度积[MmAn(s) mMn＋(aq)＋nAm－(aq)为例]： ①固体纯物质不列入平衡常数，其溶度积为Ksp＝[c(Mn＋)]m·[c(Am－)]n，AgCl的Ksp＝c(Ag＋)·c(Cl－)。对于相同类型的物质，Ksp的大小反映了难溶电解质在溶液中溶解能力的大小，也反映了该物质在溶液中沉淀的难易。与平衡常数一样，Ksp与温度有关。不过温度改变不大时，Ksp变化也不大，常温下的计算可