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《高中化學(xué) 單元復(fù)習(xí)與測試（基礎(chǔ)）知識講解學(xué)案 新人教版選修4》由會員上傳分享，免費在線閱讀，更多相關(guān)內(nèi)容在教育資源-天天文庫。
1、單元復(fù)習(xí)與測試【學(xué)習(xí)目標】1、理解水的離子積常數(shù)的含義，并能應(yīng)用其進行水溶液中的有關(guān)簡單計算；2、知道測定溶液pH的方法，能描述弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡，知道酸、堿電離理論；3、認識鹽類水解的原理，歸納影響鹽類水解程度的因素；4、能描述沉淀溶解平衡，知道沉淀生成、轉(zhuǎn)化、溶解的本質(zhì)；5、知道離子反應(yīng)發(fā)生的條件，會簡單地判斷離子反應(yīng)能否發(fā)生；6、掌握酸堿中和滴定的原理和方法。【知識網(wǎng)絡(luò)】【要點梳理】要點一、溶液中的三種平衡1、弱電解質(zhì)的電離平衡。弱電解質(zhì)的電離是一個可逆過程，溶液中未電離的電解質(zhì)分子和已電離的離子
2、處于平衡狀態(tài)。電離平衡是動態(tài)平衡，當濃度、溫度等條件發(fā)生變化時，平衡就向著能夠使這種變化減弱的方向移動。影響電離平衡的因素有很多，如溫度、濃度、酸堿度等。弱電解質(zhì)的電離是吸熱的，故升高溫度有利于弱電解質(zhì)的電離。濃度越大，弱電解質(zhì)電離生成的離子碰撞的機會越多，越容易結(jié)合生成弱電解質(zhì)分子，故電離程度越小。弱電解質(zhì)的電離還受酸堿度、同離子效應(yīng)等影響。2、鹽類的水解平衡。和化學(xué)平衡一樣，鹽類水解也存在水解平衡，影響水解平衡的主要因素有：①溫度：升高溫度有利于水解，水解可看作是中和的逆過程。②濃度：鹽溶液濃度越小，水解程度
3、越大。③酸堿度：水解顯酸性的鹽加酸抑制水解，加堿促進水解；水解顯堿性的鹽加堿抑制水解，加酸促進水解。3、難溶電解質(zhì)的溶解平衡。物質(zhì)溶解性的大小是相對的，絕對不溶的物質(zhì)是沒有的。在一定溫度下，當沉淀溶解和生成的速率相等時，即達到溶解平衡狀態(tài)。難溶電解質(zhì)的溶解平衡也是有條件的，條件變化，平衡被破壞。通過條件的變化可以使沉淀生成、沉淀溶解，也可以使沉淀轉(zhuǎn)化。分析如下：①沉淀生成的條件是Qc＞Ksp。②沉淀溶解的條件是Qc＜Ksp。③沉淀的轉(zhuǎn)化(生成更難溶的物質(zhì))。在含有沉淀的溶液中加入另一種沉淀劑，使其與溶液中某一離子
4、結(jié)合成更難溶的物質(zhì)。引起一種沉淀轉(zhuǎn)變成另一種沉淀的現(xiàn)象，叫沉淀的轉(zhuǎn)化。如：CaSO4(s)+Na2CO3(aq)－CaCO3(s)+Na2SO4(aq)要點詮釋：溶度積常數(shù)Ksp同電離常數(shù)、水的離子積常數(shù)、化學(xué)平衡常數(shù)一樣，只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)。這些常數(shù)實質(zhì)上都是平衡常數(shù)。要點二、溶液中離子濃度相對大小的比較1、電解質(zhì)溶液混合或稀釋后，離子濃度相對大小的比較常分為三種類型：①單一溶液中離子濃度相對大小的比較。如：判斷一元或多元弱酸溶液或水解的鹽溶液中離子濃度的相對大小。判斷水解的鹽溶液中離子濃度相對大小的一般
5、方法是：a．若像NH4Cl等鹽中的陰、陽離子等價時，離子濃度大小順序為：c(不水解的離子)＞c(水解的離子)＞c[水解后呈某性離子(如H+或OH－)]＞c(水解后呈某性的對立離子)。如在NH4Cl溶液中，其離子濃度大小順序為：c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH－)。b．若為Na2CO3等鹽中的陰、陽離子的價數(shù)不等時，判斷離子濃度的大小順序，則要根據(jù)實際情況具體分析。對于多元弱酸根的水解，幾價就水解幾步，在分步水解中以第一步水解為主。如在Na2CO3溶液中，其離子濃度關(guān)系為：c(Na+)＞c(CO3
6、2－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H+)。②多種溶液中指定離子濃度相對大小的比較。如比較NH4Cl、NH4HCO3、NH4HSO4中c(NH4+)的大小。③兩種溶液混合后離子濃度相對大小的比較。解題規(guī)律：首先是判斷兩種電解質(zhì)能否反應(yīng)；其次是看反應(yīng)物是否過量；第三是分析電解質(zhì)在水溶液中電離及可能存在的電離平衡、水解平衡等問題；最后比較離子濃度的相對大小。2、守恒思想在溶液中的應(yīng)用。如：0.1moL/LNa2S溶液中：c(H+)+c(Na+)=c(OH－)+c(HS－)+2c(S2－)——電荷守恒c(HS－
7、)+c(H2S)+c(S2－)=0.1mol/Lc(Na+)=2c(S2－)+2c(HS－)+2c(H2S)——物料守恒c(OH－)=c(H+)+c(HS－)+2c(H2S)——質(zhì)子守恒要點三、酸堿中和反應(yīng)的三種常見情況分析1、等體積、等物質(zhì)的量濃度的酸HA與堿MOH混合。HAMOHc(H+)酸與c(OH－)堿大小溶液酸堿性離子濃度大小順序強強＝中性c(A－)＝c(M+)＞c(OH－)＝c(H+)強弱＞酸性c(A－)＞c(M+)＞c(H+)＞c(OH－)弱強＜堿性c(M+)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H+)規(guī)
8、律：誰強顯誰性，同強顯中性。2、等體積的酸HA和堿MOH混合(pH酸+pH堿=14)。HAMOHc(HA)與c(MOH)大小溶液酸堿性離子濃度大小順序強強＝中性c(A－)＝c(M+)＞c(OH－)＝c(H+)強弱＜堿性(一般)c(M+)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H+)弱強＞酸性(一般)c(A－)＞c(M+)＞c(H+)＞c(OH－)規(guī)律：誰過量顯誰性。要點四、相關(guān)簡
