〔高中化學(xué)知識(shí)清單〕選擇性必修1第三章水

溶液中的離子反響與平衡

一、水的電離

1、水的電離

2、水的離子積常數(shù)

(1〕含義：因?yàn)樗臐舛瓤煽醋鞒?shù)，所以水中的式旦

+)-c(OH]可看作常數(shù),稱為水的離子積常數(shù),簡(jiǎn)稱水的離子積，

用Kw表示。

(2〕表達(dá)式與數(shù)值：表達(dá)式Kw=c(H+>c(OH],室溫時(shí)，

14

Kw=1.0xl0-o

(3〕影響因素：Kw只受溫度影響，由于水的電離是吸熱過(guò)

程，溫度升高，Kw增大。

3、外界條件對(duì)水的電離平衡的影響

+-

分析以下條件的改變對(duì)水的電離平衡H2O^H+OHAH>0

的影響，并填寫下表:

改變條平衡Cc(水的

件移動(dòng)方向(H+)OH)電離程度

升高溫增埴

右移增大

度大大大

參加左移減減小丕

HCl(g)大小變

參加減增不

左移減小

NaOH(s)小大變

參加金減增丕

右移增大

屬Na小大變

參加增減不

左移減小

大小變

NaHSO4(s)

二、溶液的酸堿性與pH

1.25°。時(shí)，分析以下溶液的氫離子和氫氧根離子濃度

0.1

0.1mol-L-

純水mol-L1鹽

1NaOH溶液

酸

c(H1x101x10

0.1

713_

c(OH1x1

1義10一70.1

)/mol-L1013

c(H

+)、c(OH

c(H+)=c(H+)<c(H+)>

□

c(OH]c(OH")c(OH")

的相對(duì)

大小

溶液的酸

中性堿性

酸堿性性

2、溶液的酸堿性與溶液中c(H+)、c(OIT)的關(guān)系

c(H+)與c(H+)的范

c(OHD的關(guān)系圍(室溫下)

酸c(H

c(H

性溶+)>IxlQ

+)>c(OH-)

液7mol-L-1

中c(H+)

c(H+)三

性溶=IxlQ

c(OH)

液-mol-L1

堿c(H

c(H

性溶+)<IxlQ

+)<c(OH)

液I_mol-L-1

任何水溶液中都有H+和OH，

3.溶液的pH與c(H+)及酸堿性的關(guān)系

計(jì)算公式pH=-1gc(H+)

pH越大，溶液的堿性越

意義小

pH越小，溶液的酸性越強(qiáng)

溶液酸堿pH<7,為酸性溶液:pH

性與pH的關(guān)=7,為中性溶液；

系（常溫下）pH>7,為堿性溶液

IxlO14mol-L-1<c(H+)<

適用范圍

1mol-L-1

4、溶液酸堿性的測(cè)定方法

（1〕利用pH試紙測(cè)定。使用pH試紙的正確操作為取一小塊

pH試紙于枯燥潔凈的玻璃片或外表皿上,用枯燥潔凈的玻璃棒蘸

取試液點(diǎn)在試紙上，當(dāng)試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比

照，讀出pH。

①?gòu)V泛pH試紙：其pH范圍是上二14（最常用），可以識(shí)別的

pH差約為lo

②周密pH試紙：可判別0.2或0.3的pH差值。

③專用pH試紙：用于酸性、中性或堿性溶液的專用pH試

紙。

⑵用pH計(jì)測(cè)量。

pH計(jì)也叫酸度計(jì),該儀器可周密測(cè)量溶液的pH。其量程為

0-14。

5、pH的應(yīng)用

pH在診治、生活、環(huán)保、農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)實(shí)驗(yàn)中都有重要的

應(yīng)用。溶液pH的操作常常是影響實(shí)驗(yàn)結(jié)果或產(chǎn)品質(zhì)量、產(chǎn)量的一

個(gè)關(guān)鍵因素。

6、酸堿溶液稀釋時(shí)pH的變化圖像

mPH相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖

(2〕c相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖

可以看出無(wú)論是c相等還是pH相等，加水稀釋相同倍數(shù)pH

變化大的都是強(qiáng)酸或強(qiáng)堿。

7、酸堿溶液稀釋時(shí)pH的變化

酸(pH=a)堿(pH=b)

強(qiáng)

弱酸弱堿強(qiáng)堿

酸

稀

pH<pH>/?

釋10"H=a+

a~\~n—nH=:一7

倍n

無(wú)

pH趨向于7

限稀釋

三、酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)

1、概念和原理

(1〕概念：依據(jù)中和反響，用已知濃度的酸(或堿)來(lái)測(cè)定未

知濃度的堿(或酸)的方法。

(2〕原理：在中和反響中，酸提供的H+與堿提供的OH.之間

的物質(zhì)的量相等。

即：C(H+>V^￡=C(OH-)-V堿,則以11+)=或c(OH-)=。

2、主要儀器使用

m儀器：滴定管，鐵架臺(tái)，滴定管夾，錐形瓶,燒杯。

儀器a是酸式滴定管,儀器b是堿式滴定管。周密度：

O.OlmLo

（2〕滴定管的使用方法

①檢查儀器：使用前先檢查滴定管活塞是否漏水。

②潤(rùn)洗儀器：在參加溶液之前，潔凈的滴定管要用所要盛裝的

溶液潤(rùn)洗2?3遍。

③參加溶液：分別將溶液參加到相應(yīng)滴定管中，使液面位于滴

定管0_刻度線以上。

④調(diào)節(jié)起始讀數(shù)：在滴定管下放一燒杯，調(diào)節(jié)活塞，使滴定管

尖嘴局部充滿溶液，然后調(diào)節(jié)滴定管液面使其處于“0〃刻度或

“0〃刻度以下的某一刻度。準(zhǔn)確讀取數(shù)值并記錄。

3、主要試劑

（1〕待測(cè)液；（2〕標(biāo)準(zhǔn)液；（3〕指示劑（一般用酚?；蚣?/p>

基橙,一般不用石蕊，顏色改變不明顯）。

4、指不劑的選擇

（1〕原理：由曲線可以看出，在酸、堿中和滴定過(guò)程中，溶

液的pH在接近滴定終點(diǎn)時(shí)有一個(gè)突變過(guò)程，在此范圍內(nèi)，滴加很

少的酸（或堿），溶液的pH就有很大的變化，能使指示劑的顏色變

化明顯，所以即使酚酰、甲基橙的變色不在恰好中和的pH=7的

點(diǎn)上，但體積差距很小，可以忽略不計(jì)。

（2〕酸堿指示劑法（只能測(cè)定溶液的pH范圍）

指

變色范圍(顏色與pH的關(guān)系)

示劑

石<5.0紅5.0?>8.0藍(lán)

—色8.0紫色一色

8.2?

酚<8.2無(wú)>10.0_

10.0淺紅

猷—色紅色

色

甲<3.1紅3.1?>4.4黃

基橙—色4.4橙色一色

5、滴定操作

(1〕滴速：先快后慢，當(dāng)接近終點(diǎn)時(shí)，應(yīng)一滴一搖，甚至半

滴一搖，利用錐形瓶?jī)?nèi)壁承接尖嘴處懸掛的半滴溶液。

(2〕終點(diǎn)的推斷：滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)液，指示劑變色，且在

半分鐘內(nèi)不變回原色,視為滴定終點(diǎn)。

6、數(shù)據(jù)處理

為減少實(shí)驗(yàn)誤差，重復(fù)實(shí)驗(yàn)2?3次,求出所用標(biāo)準(zhǔn)溶液體積

的平均值,然后再計(jì)算待測(cè)液的物質(zhì)的量的度。

7、常見(jiàn)的誤差分析

c待

操作V標(biāo)準(zhǔn)

驟測(cè)

酸式滴定管未用標(biāo)變大

—

滌準(zhǔn)溶液潤(rùn)洗偏高

堿式滴定管未用標(biāo)

變小

準(zhǔn)溶液潤(rùn)洗偏低

錐形瓶用待測(cè)溶液

變大

潤(rùn)洗偏高

錐形瓶洗凈后還留

不變無(wú)影

有蒸鐳水

響

放出堿液的滴定管

開(kāi)始有氣泡，放出液體變小

液偏低

后氣泡消逝

酸式滴定管滴定前

有氣泡，滴定終點(diǎn)時(shí)氣變大

偏高

泡消逝

振蕩錐形瓶時(shí)局部

變小

液體濺出偏低

定局部酸液滴出錐形

變大

瓶外偏高

溶液顏色較淺時(shí)滴

入酸液過(guò)快，停止滴定變大

偏高

后再加一滴NaOH溶液

無(wú)變化

滴定前讀數(shù)正確，

滴定后俯視讀數(shù)（或前仰變小

偏低

后俯）

數(shù)滴定前讀數(shù)正確，

滴定后仰視讀數(shù)（或前俯變大

偏高

后仰）

第三節(jié)鹽類的水解

一、鹽類的水解

1、探究鹽溶液的酸堿性

4NNaNaCHCN(NH

溶34

aCl3.2SO42CO3HCO3OONaH4C1)2SO4

液

P

PpHpHP

H=pH>7pH<7

HH=7>7>7H<7

7

的強(qiáng)酸強(qiáng)堿強(qiáng)酸弱

強(qiáng)堿弱酸鹽

類鹽堿鹽

型

中性堿性酸性

液

酸

堿

性

2、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因

CH3coeT和H+結(jié)合生成弱電解質(zhì)

微

CH3coOH,使水的電離平衡向電離方向移

粒變化

動(dòng)

平

衡時(shí)酸使溶液中C(H+)SC(OIT),溶液呈堿性

堿性

水

解方程CH3C00+H2O巨CH3coOH+OH一

式

NH和結(jié)合生成弱電解質(zhì)

微

NH3H2O,使水的電離平衡向電離的方向

粒變化

移動(dòng)

平

使溶液中C(H+)NC(OIT),溶液

衡時(shí)酸

呈酸性

堿性

+

水NH+H2ONH3H2O+H

解方程

式

水

+-+

解方程H2O^H+OH,NaCl===CF+Na

式

理論解釋：溶液中不生成弱電解質(zhì),水的電離平衡未受影

響，溶液中c(H+)=c(OH-),溶液呈生性。

3、鹽類的水解

(1〕概念：在溶液中，由鹽電離出來(lái)的弱離子跟水電離出來(lái)

的H+或OH一結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反響。

(2〕實(shí)質(zhì)：生成弱酸或弱堿，使水的電離平衡被破壞而建立

起新的平衡。

(3〕特征：①一般是可逆反響，在肯定條件下到達(dá)化學(xué)平

衡；②鹽類水解反響是中和反響的逆反響。

③鹽類水解是吸熱反響。

二、影響鹽類水解的主要因素

1、反響物本身性質(zhì)的影響

鹽類水解程度的大小主要由鹽的性質(zhì)所決定的,生成鹽的弱

酸(或弱堿)越難電亶(電離常數(shù)越小)，鹽的水解程度越大,即越弱

越水解。

2、實(shí)驗(yàn)探究反響條件對(duì)鹽類水解程度的影響

已知FeCk發(fā)生水解反響的離子方程式：Fe3++

+

3H2O^Fe(OH)3+3H,依據(jù)實(shí)驗(yàn)操作填寫下表：

影實(shí)驗(yàn)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)

解釋

響因素步驟象

參加

溶液顏

FeCl固參加FeCk固體，

鹽3色變深，

體，再測(cè)c(Fe3+)增大，水解平衡

的濃度溶液的pH

溶液的向正反響方向移動(dòng)

變小

pH

參加鹽酸，c(H+)

加鹽溶液顏

增大，水解平衡向逆

酸后，測(cè)色變淺，

反響方向移動(dòng),但

溶液的溶液的pH

溶c(H+)仍比原平衡中

pH變小

液的酸c(H+)大

堿度參加參加氫氧化鈉后，

產(chǎn)生

少量OH—消耗H+,c(H+)減

紅褐色沉

NaOH溶小，水解平衡向正反

淀

液響方向移動(dòng)

溫升高溶液顏升高溫度，水解平

度溫度色變深衡正向移動(dòng)

3、鹽的水解常數(shù)

弱酸或弱堿的電離常數(shù)越小(越弱)，其生成的鹽水解的程度就

越大。

三、鹽類水解的應(yīng)用

1、在化學(xué)實(shí)驗(yàn)中的應(yīng)用

應(yīng)用舉例

推斷

FeCh溶液顯酸性，原因是Fe3++

溶液的酸

+

3H2O===Fe(OH)3+3H

堿性

相同濃度的NaX、NaY、NaZ溶液

推斷

的pH分別為8、9、10,則酸性：

酸性強(qiáng)弱

HX>HY>HZ

配制

配制C11SO4溶液時(shí),參加少

或貯存易

量H2s。4,抑制Cu2+水解；貯存

水解的鹽

Na2cCh溶液不能用磨口玻璃塞

溶液

膠體制取Fe(OH)3膠體的離子反響：Fe3

的制取++3H2OFe(OH)3(膠體)+3H+

將揮發(fā)性酸的弱堿鹽如A1C13>

制備

FeCb溶液蒸干時(shí)，在通HC1的氣流中加

無(wú)水鹽

熱蒸干

推斷A13+與CO、HCO、S?一、HS「、

離子是否A1O；Fe3+與HCO、CO、A1O；NH與

共存A1O、SiO因相互促進(jìn)水解強(qiáng)烈而不能

大量共存。

推斷

如NH3H2O與HC1反響至中

中和反響

性，NH3H2O過(guò)量,CH3coOH與

至中性的

NaOH反響至中性時(shí)CH3coOH過(guò)量。

試劑用量

如用TiCl4制備TiO2,其反響的化

學(xué)方程式為：

制備

TiCl+(%+2)HO===TiOxHO1+

無(wú)機(jī)化合4222

4HC1

物

參加大量的水，同時(shí)加熱，促使水

解趨于完全。

2、在生產(chǎn)生活中的應(yīng)用

泡沫泡沫滅火器中藥品成分為NaHCO3

滅火器原與A12(SO4)3,發(fā)生的反響為:

理Al3++3HCO===A1(OH)3；+3CO2T

作凈明磯可作凈水劑，原理為AF++

水劑3H2O===A1(OH)3(膠體)+3H+

化肥

錠態(tài)氮肥與草木灰不得混合施用

的使用

NH4cl溶液與ZnCb溶液可作焊接

除銹時(shí)的除銹劑，原理為：

+2+

劑NH+H2O===NH3H2O+H,Zn

+

+2H2O===Zn(OH)2+2H

熱純

加熱，促進(jìn)Na2cO3的水解，使

堿去污能

c(OlT)增大，去污能力增強(qiáng)

力強(qiáng)

四、溶液中的守恒關(guān)系

1、電荷守恒：電解質(zhì)溶液中陽(yáng)離子所帶的電荷總數(shù)與陰離子

所帶的電荷總數(shù)相等。即電荷守恒，溶液呈電中性。

2、元素養(yǎng)量守恒：

在電解質(zhì)溶液中，由于某些離子發(fā)生水解或電離，離子的存

在形式發(fā)生了變化，就該離子所含的某種元素來(lái)說(shuō),其質(zhì)量在反

響前后是守恒的,即元素養(yǎng)量守恒。

如：Na2c。3溶液中：

3、質(zhì)子守恒

方法一：可以由電荷守恒與元素養(yǎng)量守恒推導(dǎo)出來(lái)。

如Na2c。3中將電荷守恒和元素養(yǎng)量守恒中的金屬陽(yáng)離子消去

得c(OH")=c(H+)+c(HCO)+2c(H2co3)。

方法二：質(zhì)子守恒是依據(jù)水的電離平衡：H2O=H+OH,

水電離產(chǎn)生的H+和OH一的物質(zhì)的量總是相等的，無(wú)論在溶液中由

水電離出的H+和0H一以什么形式存在。

如：Na2cCh溶液中即:c(OH")=2C(H2CO3)+c(HCO)+c(H3O

+)或c(OH")=2c(H2co3)+c(HCO)+c(H+)。

第四節(jié)沉淀溶化平衡

一、難溶電解質(zhì)的沉淀溶化平衡

1、25°。時(shí)，溶化性與溶化度的關(guān)系

溶易可微難

化性溶溶溶溶

溶>101?0.<

化度g10g01-1g0.。1g

2、難溶電解質(zhì)的沉淀溶化平衡

(1)沉淀溶化平衡的建立

(2〕沉淀溶化平衡方程式

+

以AgCl沉淀溶化平衡為例：AgCl(s)===Ag(aq)+Cl-(aq)o

(3〕沉淀、溶化之間這種動(dòng)態(tài)平衡也決定了AV與C「的反

響不能完全進(jìn)行到底。一般情況下，當(dāng)溶液中剩余離子的濃度小

于1x105mol.L1時(shí),化學(xué)上通常認(rèn)為生成沉淀的反響進(jìn)行寵金

了。

3、難溶電解質(zhì)沉淀溶化平衡的影響因素

已知沉淀溶化平衡：Mg(OH)2(s)===Mg2+(aq)+2OH(aq)

條件改移動(dòng)方

c(Mg2+)c(oir)

變向

加少量正向移

不變不變

水動(dòng)

正向移

升溫增大增大

動(dòng)

加逆向移

增大減小

MgCb(s)動(dòng)

正向移

加鹽酸增大減小

動(dòng)

加逆向移

減小增大

NaOH(s)動(dòng)

Q：離子積對(duì)于A?7B〃(s)===wiA"+(aq)+九B"廠(aq)任意時(shí)刻Q=

mn+nm

c(A)-c(B~)o

(l)Q>Ksp,溶液過(guò)飽和，有沉淀析出,直至溶液飽和,到達(dá)新

的平衡。

(2)Q=Ksp,溶液飽和，沉淀與溶化處于平衡狀態(tài)。

(3)Q<Ksp,溶液未飽和，無(wú)沉淀析出,假設(shè)參加過(guò)量難溶電解

質(zhì)，難溶電解質(zhì)溶化直至溶液飽和。

二、沉淀溶化平衡應(yīng)用

1、沉淀的生成

(1〕沉淀生成的應(yīng)用：在無(wú)機(jī)物的制備和提純、廢水處理等

領(lǐng)域，常利用生成沉淀來(lái)到達(dá)別離或除去某些離子的目的。

(2)沉淀的方法

①調(diào)節(jié)pH法：如工業(yè)原料氯化錠中含雜質(zhì)氯化鐵，使其溶化

于水,再參加氨水調(diào)節(jié)pH至7?8,使。Fe(OH)3］二&pFe(OH)3］可

使Fe3+轉(zhuǎn)變?yōu)镕e(OH)3沉淀而除去。反響如下：Fe3++

3NH3H2O===Fe(OH)31+3NH。

②加沉淀劑