(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
人教版化学·选修4章末专题复习3
修
④
人 教 版
返回导航
·
·
第三章 水溶液中的离子平衡
水
溶
液
水的电离：H2O H＋＋OH－ 水的离子积及其pH 常温下cKWH＝＋1＝×c1O0－H14－＝1×10－7mol·L－1 pH＝－lgcH＋＝－lg1×10－7＝7 影响水电离的因素：①加酸；②加碱；③加盐；④温度
相同体积相同pH的两种酸比较，结论不同。
(3)同pH的两种酸与活泼金属反应时，易混淆开始时产生H2的速率与整个反
应过程产生H2的速率。
(4)弱电解质稀溶液稀释过程中，溶液中离子浓度不一定都减小，如弱酸稀
化
学 选
释时，溶液中c(OH－)增大。
修
④
人 教 版
返回导航
·
第三章 水溶液中的离子平衡
(5)弱电解质电离平衡右移，电离平衡常数不一定改变，如温度不变，向醋 酸溶液中加入醋酸平衡右移，电离平衡常数不变。
新课标导学
化学
选修④ ·人教版
第三章
水溶液中的离子平衡
章末专题复习
1
知识网络
2
专题归纳
3
触及高考
·
第三章 水溶液中的离子平衡
知识网络
化 学 选 修 ④ 人 教 版
返回导航
第三章 水溶液中的离子平衡
水
溶
液
中
常见的强电解质常 常绝见 见大三 四多大 大数强 强盐酸 碱： ：HNaCOl、H、H2KSOO4H、、HBNaOO3 H2、CaOH2
修
④
人 教 版
返回导航
·
·
第三章 水溶液中的离子平衡
【人教版】高中化学选修4知识点总结：第三章水溶液中的离子平衡
第三章、水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离1、强弱电解质（1）电解质和非电解质电解质是指溶于水或熔融状态下能够导电的化合物；非电解质是指溶于水和熔融状态下都不导电的化合物。
注：①单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。
②化合物中属于电解质的有：活泼金属的氧化物、水、酸、碱和盐；于非电解质的有：非金属的氧化物。
（2）强电解质和弱电解质①强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质称为强电解质（如强酸、强碱和大部分的盐）②弱电解质：在水溶液里只有部分电离为离子（如：弱酸、弱碱和少量盐）。
注：弱电解质特征：存在电离平衡，平衡时离子和电解质分子共存，而且大部分以分子形式存在。
（3）强电解质、弱电解质及非电解的判断2、弱电解质的电离（1）弱电解质电离平衡的建立（弱电解质的电离是一种可逆过程）（2）电离平衡的特点弱电解质的电离平衡和化学平衡一样，同样具有“逆、等、动、定、变”的特征。
①逆：弱电解质的电离过程是可逆的。
②等：达电离平衡时，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等③动：动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止。
④定：一定条件下达到电离平衡状态时，溶液中的离子浓度和分子浓度保持不变，溶液里既有离子存在，也有电解质分子存在。
且分子多，离子少。
⑤变：指电离平衡是一定条件下的平衡，外界条件改变，电离平衡会发生移动。
（3）电离常数①概念：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。
这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K来表示。
通常用K a表示弱酸的电离常数，用运遭表示K b的电离常数。
②③意义: K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的弱酸或弱碱相对较强。
④电离常数的影响因素a.电离常数随温度变化而变化，但由于电离过程热效应较小，温度改变对电离常数影响不大，其数量级一般不变，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响b. 电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数是不会改变的。
人教版高中化学选修四第三章水溶液中的离子平衡总复习课件2
中和
3．中和反应的关系：酸+碱 水解 盐+水 4．规律：有弱才水解，谁弱谁水解，谁强显谁性。 5．特点 （1）可逆反应，存在化学平衡
6．盐溶液的水解
7．影响盐类的因素 内因：盐的性质
8．盐类水解方程式的书写规律
（1）盐类水解一般是比较微弱的，通常用“ ”表示，不写“↑”、“↓”。 （2）多元弱酸根离子水解是 分步 进行的，第一步水解程度比第二水解程 度 大 ，故相同物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液，Na2CO3溶液碱性比 NaHCO3 强 。
H2B＋OH-，A项错误；电离程度小于水解程度，则
溶液应呈碱性，B项错误；水的电离受到促进，C项错误；B2-结合氢
离子能力强于HB-，故相同物质的量浓度Na2B溶液的水解程度大于
例
工 业 上 采 用 湿 法 炼 锌 过 程 中 ， 以 ZnSO4 为 主 要 成 分 的 浸 出 液 中 ， 含 有 Fe3+ 、 Fe2+、Cu2+、Cl-等杂质，这些杂质对锌的电解工序有妨碍，必须事先除去。现有下 列 试 剂 可 供 选 择 ： ① 酸 性 KMnO4 溶 液 ； ②NaOH 溶 液 ； ③Zn ； ④H2O2 溶 液 ； ⑤ ZnO；⑥Fe；⑦AgNO3溶液；⑧Ag2SO4。下列说法不正确的是（ ）
备考指津
注意电离平衡、水解平衡和溶解平衡是本单元的基础和核心。学习时应强
难溶电解质的 溶解平衡
溶度积
表达式：Ksp Qc>Ksp：溶液过饱和，生成沉淀
规则 Qc=Ksp：溶液饱和，无沉淀生成
Qc<Ksp：溶液未饱和，可再溶解溶质
方法技巧
一、盐类的水解 1．定义：在溶液中，盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH-结合
人教版高中化学选修4-第三章章末复习：《水溶液中的离子平衡》知识梳理
第三章 水溶液中的离子平衡复习知识要点： 1．弱电解质的电离 2．水的电离和溶液的酸碱性 3．盐类的水解4．难溶电解质的溶解平衡 复习目标：通过知识点内容梳理及例题练习，回忆并巩固相关知识点内容及应用 知识点一、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 。
2．电解质与非电解质的本质区别 电解质——离子化合物或共价化合物 电解质——共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3．影响电离平衡的因素（1）温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
（2）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。
物质 单质化合物电解质非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。
如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CCl 4、CH 2=CH 2……强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。
如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。
如HClO 、NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、H 2O …… 混和物纯净物（3）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。
（4）其他外加试剂：加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质，有利于电离。
4．弱电解质电离方程式的书写：用可逆符号，弱酸的电离要分步写（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。
人教版高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡复习课件(共21张PPT)(共21张PPT)
实 例
0.1mol/L CH3COOH
0.1mol/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
多元弱碱一步电离
水解离子方程式： CH3COO- +H2O CH3COOH +OH-
（产物不能写“↑” 或“↓”）
续前表： 研究对象
温度
电离平衡
水解平衡
升温 ，促进电离，离子浓度增大 升温，促进水解
影
加水 促使电离，离子浓度减小
响 浓
因 度
素
加入 同种 离子
加入 与产 物反 应的 微粒
抑制电离 促进电离
促进水解 抑制水解
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：
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
pOH = -lgc(OH-) 常温时：pH + pOH =14
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
化学：第三章-《水溶液中的离子平衡》(复习)(人教版选修4)PPT课件
.
12
• 物质的量浓度相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，
pH最小的是 ，pH最大的是 ；体积相同
时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液
的体积大小关系为
。
• pH相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，物质的量浓
度最小的是 ，最大的是 ；体积相同时分
别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体
积大小关系为
。
• 甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的浓度均为
0.10mol/L时，甲酸中的c(H+)为乙酸中c(H+)的3
倍，欲使两溶液中c(H+)相等，则需将甲酸稀释
至原来的 3倍（填“<”、“>”或“=”）；试
.
13
推测丙酸的酸性比乙酸强还是弱 。
课堂练习四
一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，
为减缓反应速率而不影响生成氢气
§3 盐类的水解 水的电离平衡
水(稀溶液)离子积为
＋弱电解质的生
常数→稀溶液酸碱性
成→盐类水解→水
及表示方法pH→.pH
解的应用(平衡移动2 )
应用
第三章重要知识点
第一节
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
• 如： CH3COOH、H2S、Cu(OH)2
• H2CO3、KHCO3、KHSO4、NH3．H2O
.
17
错题再现
• 15．一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释 过程中，溶液的导电能力变化如左图所示，
• ⑴O点导电能力为0的理由是
• ⑵a、b、c三点溶液的c(H+)由小到大的顺序是
• ⑶a、b、c三点醋酸的电离程度最大的是
• ⑷要使c点c(Ac— )增大，c(H+)减少，可采取的措
(完整版)高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结,推荐文档
一、弱电解质的电离水溶液中的离子平衡§1 知识要点1、定义：电解质、非电解质；强电解质、弱电解质混和物物质单质纯净物化合物电解质HCl、NaOH、NaCl、BaSO4HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O……非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。
如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……下列说法中正确的是（）A、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质；B、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子；C、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质；D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电下列说法中错误的是（）A、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质；B、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电；C、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强；D、相同条件下，pH 相同的盐酸和醋酸的导电性相同。
3、强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）4、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc 为例)：（1）溶液导电性对比实验；（2）测0.01mol/LHAc 溶液的pH>2；（3）测NaAc 溶液的pH 值；（4）测pH= a 的HAc 稀释100 倍后所得溶液pH<a +2（5）将物质的量浓度相同的HAc 溶液和NaOH 溶液等体积混合后溶液呈碱性（6）中和10mLpH=1 的HAc 溶液消耗pH=13 的NaOH 溶液的体积大于10mL;（7）将pH=1 的HAc 溶液与pH=13 的NaOH 溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比较物质的量浓度相同的HAc 溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率最佳的方法是和；最难以实现的是，说明理由。
1415学年高中化学人教版选修4 课件+学案+章末复习+章末检测+专题突破+专项训练：第三章 水溶液
第三章水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离[目标要求] 1.认识电解质有强弱之分，能应用化学平衡理论描述弱电解质在水溶液中的电离平衡。
2.了解强弱电解质与物质结构的关系。
3.掌握弱电解质的电离平衡特征及电离平衡常数的计算。
一、电解质和非电解质1．电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。
2．非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物。
二、强电解质和弱电解质1．概念(1)强电解质：在水溶液中完全电离的电解质。
(2)弱电解质：在水溶液中只有部分电离的电解质。
2．常见强、弱电解质(填物质种类)(1)强电解质：强酸、强碱、绝大多数盐。
(2)弱电解质：弱酸、弱碱和水。
三、弱电解质的电离1．电离平衡状态的建立2.在一定条件下，当电解质分子离解成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。
3．影响电离平衡的因素(1)内因：由电解质本身的性质决定。
电解质越弱，其电离程度越小。
(2)外因：①温度：升温时，电离平衡向电离方向移动。
②浓度：降低浓度(加水)，电离平衡向电离方向移动。
③加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡向离子结合成分子方向移动。
四、电离常数1．概念在一定温度下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中电离出的各离子浓度系数幂次积的乘积与反应物分子浓度的比值是一个常数。
2．表达式对于HAH＋＋A－，K＝c(H＋)·c(A－)c(HA)。
3．注意问题(1)电离平衡常数只与温度有关，升高温度，K值变大。
(2)在相同条件下，弱酸的电离常数越大，酸性越强。
(3)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是一级电离≫二级电离，所以其酸性决定于一级电离。
知识点一强、弱电解质的比较1．某固体化合物A不导电，但熔化或溶于水都能完全电离。
下列关于物质A的说法中，正确的是()A．A是非电解质B．A是强电解质C．A是共价化合物D．A是弱电解质答案 B解析在熔化状态下能够电离的一定是离子化合物，而熔化或溶于水都能完全电离，所以为强电解质，故应选B。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
>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 ℃)。