高中化学 第三章 水溶液中的离子平衡章末总结导学案 新人教版选修4-新人教版高二选修4化学学案VIP专享VIP免费

第三章水溶液中的离子平衡[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。(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)以CH3COOH为例，K＝，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℃)。酸电离方程式电离平衡常数KCH3COOHCH3COOHCH3COO－＋H＋1.76×10－5H2CO3H2CO3H＋＋HCOHCOH＋＋COK1＝4.31×10－7K2＝5.61×10－11H3PO4H3PO4H＋＋H2POH2POH＋＋HPO2－4HPOH＋＋POK1＝7.52×10－3K2＝6.23×10－8K3＝2.20×10－13下列说法正确的是()A.温度升高，K减小B.向0.1mol·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.PO、HPO和H2PO在溶液中能大量共存解析选项A，一般情况下，电解质的电离是一个吸热过程，因此温度升高电离程度增大，K增大；选项B，在0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，电离平衡向右移动，溶液中c(CH3COO－)增大，K不变，c(H＋)/c(CH3COOH)＝K/c(CH3COO－)，因此c(H＋)/c(CH3COOH)将减小；选项C，由于HPO的电离常数pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)；选项D，根据H3PO4的三级电离常数可知能发生如下反应H2PO＋PO===2HPO，因此PO、HPO和H2PO在溶液中不能大量共存。答案B3.电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系实例CH3COOHCH3COO－＋H＋ΔH>0NH3·H2ONH＋OH－ΔH>0改变条件平衡移动方向电离平衡常数c(H＋)c(OH－)平衡移动方向电离平衡常数c(OH－)c(H＋)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加NaOH向右不变减小增大向左不变增大减小加CH3COONH4向左不变减小增大向左不变减小增大升高温度向右变大增大向右变大增大【例2】在0.1mol·L－1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，对于该平衡体系下列叙述正确的是()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0.1mol·L－1盐酸，溶液中c(H＋)减小D.加入少量CH3COONa固体，平衡正向移动解析根据勒夏特列原理，改变影响平衡的一个条件，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变。A选项中加入水时，c(CH3COO－)和c(H＋)均减小，平衡向其浓度增大的方向(也就是正方向)移动；B选项加入的少量NaOH与H＋反应，c(H＋)变小，平衡正向移动；C选项中加入盐酸时c(H＋)变大，平衡向其减小的方向(也就是逆方向)移动，但最终c(H＋)比未加盐酸前还要大；D选项加入CH3COONa固体，c(CH3COO－)增大，导致平衡逆向移动。答案B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－)＝10－7mol·L－1＝7酸性溶液c(H＋)>c(OH－)c(H＋)>10－7mol·L－1<7碱性溶液c(H＋)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...