专题三《溶液中的离子反应》复习学案

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1、专题三溶液中的离子反应复习内容：1．弱电解质的电离平衡及水的离子积2．溶液的酸碱性、PH的有关计算及中和滴定的原理3．盐类水解及其应用4．沉淀溶解平衡及其影响因素知识点复习一、弱电解质的电离平衡1．电解质和非电解质：在水溶液中或熔融状态时是否能够导电的化合物。2．强电解质与弱电解质：在水溶液中能否完全电离的电解质；与溶解度和导电能力无关。3．电离平衡——在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。4．电离常数：K值越大，电离程度越大，相应酸(或碱)的酸(或碱)

2、性越强。5．电离度：弱电解质浓度越大，电离程度越小。6．影响因素：温度——电离过程是吸热过程，温度升高，平衡向电离方向移动。浓度——弱电解质浓度越大，电离程度越小。同离子效应——在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向逆方向移动。化学反应——在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可以使电离平衡向电离方向移动。7．电离方程式的书写多元弱酸的电离应分步完成电离方程式，多元弱碱则一步完成电离方程式。8．水的电离：水是一种极弱的电解质，能微弱电离。9．水的离子积常数——Kw=C(H+)×C

3、(OH—)Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他稀溶液。25℃时，Kw=1×10-14在水溶液中,Kw中的C(OH-)、C(H+)指溶液中总的离子浓度.常温下,任何稀的水溶液中均存在离子积常数，且Kw=1×10-14。不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水电离出的C(H+)＝C(OH－)根据Kw=C(H＋)×C(OH－)在特定温度下为定值，C(H＋)和C(OH－)可以互求。10．影响水的电离平衡移动的因素二、溶液的酸碱性1．溶液的酸碱性取决于溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的相对大小。酸性：c(H+)>c(OH-)中性：c(H+

4、)=c(OH-)碱性：c(H+)

5、液，PH值等于14的溶液不是碱性最强的溶液。PH值增加一个单位C(H+)减小10倍5．测定溶液酸碱性的常用方法:a酸碱指示剂（石蕊、酚酞、甲基橙）bPH试纸：广泛PH试纸：1~14，只能读得整数精密PH试纸PH试纸的使用方法：剪下一小块PH试纸，放在玻璃片（或表面皿）上，用玻璃棒沾取一滴溶液滴在PH试纸上，半分钟内与比色卡比较，读出PH值。cPH计,它可以精确测量溶液的PH值。6．PH值计算的常见类型（1）溶液的稀释①强酸：计算稀释后的溶液中的c(H+)，直接换算成PH②强碱：计算稀释后的溶液中的c(OH-)，换算成c(H+)再求出

6、PH值。【小结】一般情况下，强酸溶液每稀释10倍，pH值就增加1个单位，但稀释后pH值一定小于7；强碱溶液每稀释10倍，pH值就减小１个单位，但稀释后pH值一定大于7。（2）强酸与强酸、强碱与强碱混合通常两种稀溶液混合，可认为混合后体积为二者体积之和。强酸与强酸混合，先算混合后的［H+］，再算pH。强碱与强碱混合，先算混合后的［OH-］，再由Kw求［H+］及pH，或先算混合后的［OH-］及pOH，再求pH。绝对不能先直接求才c(H+)，再按之来算pH。【经验公式】（其中0.3是lg2的近似值）已知pH的两强酸等体积混合，混合液的pH

7、=pH小+0.3已知pH的两强碱等体积混合，混合液的pH=pH大-0.3（3）酸碱混合：先判断过量，求出剩余的酸或碱的浓度，再求c(H+)【注意】强酸的稀释根据c(H+)计算，强碱的的稀释首先应c(OH-)浓计算出稀c(OH-)，让后据Kw计算出c(H+)，再计算出PH，不能直接根据c(H+)计算。【总结】溶液的稀释规律：①强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n；弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则apH>b-n；②酸、碱溶液

8、无限稀释时，pH只能接近7，但酸不能大于7，碱不能小于7（室温时）③对于浓度（或pH）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH变化幅度大。（4）强酸与强碱溶液混合：其反应的实质是H++OH-=H2O，所以在计算时用离子方程式做比较简