第3章 物质在水溶液中的行为（期末复习课件）高二化学上学期鲁科版

物质在水溶液中的行为 第三章 考点串讲 目 录 CONTENTS 01 02 03 离子反应 04 弱电解质的电离 盐类的水解 水与水溶液 沉淀溶解平衡 思 维 导 图 物质在水溶液中的行为 水与水溶液 水的电离 电解质在水溶液中的存在形态 水溶液的酸碱性与pH 弱电解质的电离 盐类的水解 沉淀溶解平衡 弱电解质的电离平衡 盐类的水解 沉淀溶解平衡与溶度积 沉淀溶解平衡的应用 离子反应 离子反应发生的条件 离子反应的应用 水与水溶液 1 考 点 梳 理 考点01 水与水溶液 一、水的电离 1.水的电离平衡：水是一种极弱的电解质，能微弱的电离 平衡常数：K 电离＝ c平(H+) ·c平(OH-) c平(H2O） H2O ⇌ H++OH- 水的浓度为常数（稀溶液中），所以 c平(H+) ·c平(OH-) 也为常数 在一定温度时： c平(H+) ·c平(OH-) = KW，叫水的离子积常数，简称水的离子积。 2.水的离子积常数 ——用KW表示 25℃时，KW=1×10-14 (mol·L-1)2，即纯水中 c平(H+)= c平(OH-) = 1×10-7mol·L-1 考 点 梳 理 考点01 水与水溶液 一、水的电离 3.影响水的电离平衡的因素 加热 降温 加盐酸 加NaOH 加Na 加NaCl固体 水的电离平衡移动方向 c平(H+) c平(OH-) c平(H+)与c平(OH-)大小关系 酸碱性 KW 变化 ——对常温下的纯水进行下列操作，完成下表： 不变 大 大 ＝ 中性 大 小 小 小 中性 ＝ 大 小 ＞ 酸性 不变 不变 不变 不变 小 大 ＜ 碱性 小 大 ＜ 碱性 不变 中性 不变 ＝ 考 点 梳 理 考点01 水与水溶液 一、水的电离 4.水的电离特点 温度越高，KW越大，水的电离是一个吸热过程 (1)KW只是温度的函数（与浓度无关）。温度升高， KW值增大；指在25℃时，即认为Kw=1×10-14（mol/L） (2)KW适用于纯水及任何稀的水溶液中，表达式中c(H+)和 c(OH-)是溶液中的总量。 如盐酸中 KW＝c(H+)总·c(OH-) (3)由水电离出的H+和OH- 始终相等。 c(H+)水：c(OH-)水=1:1；相同温度时，等浓度的H+和OH-，对水的电离抑制作用相同。 考 点 梳 理 考点01 水与水溶液 二、电解质在水溶液中的存在形态 电解质 非电解质 酸、碱、盐、金属氧化物、水 绝大多数有机物、非金属氧化物、NH3 水溶液或熔融状态能否导电 1.电解质与非电解质 2.强电解质与弱电解质 强电解质 弱电解质 强酸、强碱、盐 弱酸、弱碱、水 在水溶液中能否完全电离 离子 “完全电离” = 不存在平衡 离子和分子 “部分电离” 存在平衡 (v电离= v结合) 考 点 梳 理 考点01 水与水溶液 二、电解质在水溶液中的存在形态 3.电离方程式 多元弱酸、多元弱碱都是分步电离的，但书写电离方程式时: 多元弱酸分步书写，多元弱碱一步书写 判断正误 (1)强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质强(　　) (2)某些难溶盐，虽然溶于水的部分完全电离，但其溶解度小，属于弱电解质，如BaSO4等(　　) (3)强电解质一定是离子化合物(　　) × × × 考 点 梳 理 考点01 水与水溶液 三、水溶液的酸碱性与pH （酸性越强 ） （碱性越强 ） pH是c(H＋)的负对数，其表达式是pH＝－lgc(H＋)。 (2)pH与溶液酸碱性的关系： (1)定义： 1. pH定义 (3)pH的取值范围为0～14，即只适用于[H＋]≤1 mol·L－1或[OH－]≤1 mol·L－1的电解质溶液，当[H＋]或[OH－]≥1 mol·L－1时，直接用[H＋]或[OH－]表示溶液的酸碱性。 考 点 梳 理 考点01 水与水溶液 三、水溶液的酸碱性与pH 3. 溶液酸碱性的测定方法 (1)酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)。常见酸碱指示剂的变色范围： (2)利用pH试纸测定： (3)利用pH计测定： 考 点 梳 理 考点01 水与水溶液 三、水溶液的酸碱性与pH 4. 水溶液pH的计算 (1) 单一溶液pH的计算 ①强酸溶液： 例1：0.001 mol·L-1的HCl溶液，求pH；0.05 mol·L-1的H2SO4溶液100mL,求pH。 规律：酸性溶液: 直接求c(H+) pH ②强碱溶液： 例2：0.1 mol·L-1的NaOH溶液，求 pH； 0.05 mol·L-1 Ba(OH)2溶液，求pH。 规律：碱性溶液:先求c(OH-) KW c(H+) pH 考 点 梳 理 考点01 水与水溶液 三、水溶液的酸碱性与pH 4. 水溶液pH的计算 (2) 混合溶液pH的计算(不考虑体积效应) 例1:在25℃时，pH值等于1的盐酸溶液1L和pH值等于4的盐酸溶液9L混合pH值等于多少？ ①强酸和强酸混合： 先求 再求pH 考 点 梳 理 考点01 水与水溶液 三、水溶液的酸碱性与pH 4. 水溶液pH的计算 (2) 混合溶液pH的计算(不考虑体积效应) ②强碱与强碱混合： 例2:室温下，pH=12和pH=8的两种NaOH溶液以体积比1:9混合，求混合溶液的pH值。 pH=11 考 点 梳 理 考点01 水与水溶液 三、水溶液的酸碱性与pH 4. 水溶液pH的计算 (2) 混合溶液pH的计算(不考虑体积效应) ③强酸与强碱混合： ③恰好完全反应显中性 ① 酸过量：先求c余(H+) ②碱过量：先求c余(OH-) 考 点 梳 理 考点01 水与水溶液 三、水溶液的酸碱性与pH 4. 水溶液pH的计算 (2) 混合溶液pH的计算(不考虑体积效应) ③强酸与强碱混合： 例3：（1）25℃，100mL 0.6mol·L-1的盐酸与等体积0.4 mol·L-1的 NaOH溶液混合后，溶液的pH值等于多少？ （2）100mL 0.4 mol·L-1盐酸和0.1L 0.3mol·L-1的Ca(OH)2溶液相混合，求混合后溶液的pH值？ pH=13 pH=1 考 点 梳 理 考点01 水与水溶液 三、水溶液的酸碱性与pH 5. 水溶液的稀释 (a)当加水稀释后,溶液中[H+](或[OH-]) ≥10-6mol/L时, 强酸:PH混=PH原+n 强碱:PH混=PH原–n (b)当加水稀释倍数很大时， 酸:PH略小于7; 碱:PH略大于7 强酸、强碱加水稀释10n倍: 典 例 精 讲 考点01 化学反应的方向 【典例01-1】【水的电离】 (1)25℃时， 0.001mol/L盐酸溶液中由水电离出的c(H+)、c(OH-) 分别是多少？ (2) 25℃时，0.001mol/L NaOH溶液中由水电离出的c(H+)、c(OH-)分别是多少？ c(H+)水=10﹣11 mol/L c(OH-)水=10﹣11 mol/L c(H+)水=10﹣11 mol/L c(OH-)水=10﹣11 mol/L (3) 25℃时，某溶液中由水电离产生的c(H+)=10﹣11 mol/L，则该溶液呈酸性还是碱性？并求算该溶液中c(H+)的可能值 ？ (4)浓度均为0.1mol/L的下列溶液中由水电离出的c(H+)大小关系为：① 盐酸 ② 醋酸溶液 ③ 硫酸溶液 ④ 氢氧化钠溶液 ②＞① = ④＞③ 酸性： c(H+)=10﹣3 mol/L 碱性： c(OH-)=10﹣3 mol/L 典 例 精 讲 考点01 化学反应的方向 【典例01-2】【电解质在水溶液中的存在形态】 写出下列电解质的电离方程式。 (1)HNO3_______________________________________ (2)CH3COOH__________________________________ (3)H2SO4_______________________________________ (4)H2CO3_______________________________________ (5) NaHSO4 (水溶液）___________________________； (6) NaHSO4 (熔融）_____________________________； (7)NaHCO3： _________________________________； HNO3= H+ + NO3- H2SO4= 2H+ + SO42- H2CO3 H+ + HCO3- CH3COOH H+ + CH3COO- NaHSO4= Na++H+ + SO42- NaHSO4= Na++HSO4- NaHCO3= Na++HCO3- 典 例 精 讲 考点01 化学反应的方向 【典例01-3】【水溶液的酸碱性与pH】 现有常温时pH=1的某强酸溶液10 mL，下列操作能使溶液pH变成2的是（ ） A．加水稀释成100 mL B．加入10 mL水进行稀释 C．加入10 mL 0.01 mol·L-1的NaOH溶液 D．加入10 mL 0.01 mol·L-1的HCI溶液 A 典 例 精 讲 考点01 化学反应的方向 【典例01-4】【水溶液的酸碱性与pH】 25℃时，若pH = a的10体积某强酸溶液与pH = b的1体积某强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合之前该强酸的pH与强碱的pH之间应满足的关系是（ ） A．a + b = 14 B．a + b = 13 C．a + b = 15 D．a + b = 7 C 弱电解质的电离 盐类的水解 2 考 点 梳 理 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 一、弱电解质的电离平衡 1.电离平衡的建立过程：以CH3COOH ⇌ CH3COO - + H+为例 弱电解质电离成离子的速率 两速率相等，处于电离平衡状态 离子结合成弱电解质的速率 在一定条件下，当弱电解质分子电离出离子的速率与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，叫做电离平衡。 服从化学平衡的一般规律 t υ 考 点 梳 理 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 一、弱电解质的电离平衡 2.电离平衡的特征 动： 变：条件改变时，电离平衡发生移动 等： 逆：弱电解质的电离是可逆过程 定：条件一定，平衡体系中分子、离子的浓度不再变化 弱：研究对象是弱电解质 平衡移动规律—勒夏特列原理 v电离 = v结合≠0 动态平衡 考 点 梳 理 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 一、弱电解质的电离平衡 3.电离平衡常数：表征了弱电解质的电离能力 CH3COOH ⇌ CH3COO - + H+ Ka= c平(CH3COO -) .c平 ( H+) c平(CH3COOH) NH3·H2O ⇌ NH4+ + OH-   Kb= c平(OH -) .c平 ( NH4+) c平(NH3 . H2O) (1)电离常数越大，弱电解质电离出H+(或OH-)的能力越强，弱电解质的酸性(或碱性)越强。 (2)多元酸的电离是分步进行的，每一步电离都有自己的电离常数，通常用 Ka1、Ka2……来表示。 (3)多元弱酸的各级电离常数逐渐减小；多元弱碱的电离比较复杂，一般看作是一步电离。 考 点 梳 理 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 一、弱电解质的电离平衡 4.电离平衡常数的计算 　　　　　　 CH3COOH ⇌ CH3COO－＋H＋ 起始浓度/(mol·L－1) a 0 0 变化浓度/(mol·L－1) x x x 平衡浓度/(mol·L－1) a－x x x 电离常数为Ka，初始浓度为c的一元弱酸，溶液中c(H＋)≈ Ka·c 考 点 梳 理 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 一、弱电解质的电离平衡 5.电离平衡常数的应用 (1)判断弱电解质的相对强弱 弱酸的Ka越大，电离程度越大，越容易电离出H+，酸性越强。 弱碱的Kb越大，电离程度越大，越容易电离出OH-，碱性越强。 CH3COOH Ka=1.8×10-5 H2CO3 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11 H2S Ka1=9.1×10-8 Ka2=1.1×10-12 酸性：CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞＞HS‑ (2)比较离子结合质子H+的能力大小: 弱酸的Ka值越小，酸性越弱，酸根阴离子结合H+的能力就越强。 离子结合H+的能力： CH3COO‑＜HCO3‑＜HS‑＜CO32- ＜S2‑ 考 点 梳 理 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 一、弱电解质的电离平衡 5.电离平衡常数的应用 (3)比较溶液中离子浓度的大小 在磷酸溶液中粒子大小进行比较： C(H+)> c(H2PO4-)>c(HPO42-)>c(PO43-)>c(OH-) H3PO4 ⇌H+ + H2PO4- H2PO4- ⇌ H+ + HPO42- HPO42- ⇌ H+ + PO43- 溶液中还存在水的极微弱电离 H2O ⇌H+ + OH- 考 点 梳 理 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 一、弱电解质的电离平衡 5.电离平衡常数的应用 (4)判断电离平衡的移动方向 一定浓度的CH3COOH溶液，平衡后加水稀释一倍，平衡移动方向？ Q<Ka，平衡向右移动 Ka= ———————— c平(H+)c平(CH3COO-) c平(CH3COOH) Q= ———————————— = 0.5Ka 0.5c平(H+) ·0.5c平(CH3COO-) 0.5c平(CH3COOH) 考 点 梳 理 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 二、电离平衡的影响因素 1.内因：电解质本身的性质 2.外因： 电离过程是吸热过程，升高温度，平衡向电离方向移动 (1)温度: (2)浓度: 加水稀释，电离平衡正向移动，电离程度增大； 增加弱电解质浓度，电离正向移动，但电离程度减小。 加入同弱电解质电离所产生的离子相同的离子，电离平衡逆向移动； “越热越电离”“越稀越电离” (3)同离子： 加入能与弱电解质电离产生的离子反应的物质时，电离平衡正向移动。 (4)化学反应： 考 点 梳 理 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 三、盐类的水解 在溶液中盐电离出的离子与水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。 1.定义： 2.条件： 可溶性的盐；盐能电离出弱离子(弱酸的阴离子/弱碱的阳离子) 3.实质: 4.特点: 水解反应是可逆反应，一定条件下达平衡状态 水解反应是中和反应的逆反应，是吸热反应 水解反应程度很微弱 可逆 吸热 微弱 破坏了水的电离平衡，促进了水的电离；使溶液中c(H＋)≠c(OH－) ，溶液呈酸性或碱性 考 点 梳 理 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 三、盐类的水解 5.盐类水解方程式： (1)书写要求： 一般用“ ”符号，彻底水解(双水解)用“=”，生成物不标“↓”“↑”(水解微弱) ⇌ 不把生成物(NH3∙H2O、H2CO3)写成分解产物的形式(水解微弱) (2)书写方式： 强碱弱酸盐 一元弱酸阴离子(CH3COONa) CH3COO- + H2O ⇌ CH3COOH + OH- 水解特点：阴生阴 考 点 梳 理 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 三、盐类的水解 5.盐类水解方程式： (2)书写方式： 多元弱酸阴离子(Na2CO3) 多元弱酸的酸式根阴离子(NaHCO3 ) CO32- + H2O ⇌ HCO3- + OH- 分步水解(以第一步为主) HCO3- + H2O ⇌ H2CO3 + OH- HCO3- + H2O ⇌ H2CO3 + OH- 考 点 梳 理 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 三、盐类的水解 5.盐类水解方程式： (2)书写方式： 强酸弱碱盐 一元弱碱阳离子(NH4Cl) 多元弱碱阳离子(AlCl3) NH4+ + H2O ⇌ NH3∙H2O + H+ Al3++ 3H2O ⇌ Al(OH)3 + 3H+ 分步水解(但中学阶段一步写出) 水解特点：阳生阳 考 点 梳 理 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 三、盐类的水解 5.盐类水解方程式： (2)书写方式： 弱酸弱碱盐 (可以共存) 微弱水解型 ①CH3COONH4溶液 虽双水解但依旧微弱，用“ ” ⇌ CH3COO- + H2O + NH4+ CH3COOH + NH3∙H2O ⇌ ②NH4HCO3溶液 NH4+ + H2O +HCO3- NH3∙H2O + H2CO3 ⇌ 注：微弱双水解：NH4+和CH3COO-、CO32-、HCO3-、S2-、 HS- 考 点 梳 理 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 三、盐类的水解 5.盐类水解方程式： (2)书写方式： 弱酸弱碱盐 (双水解) 完全水解型 若两种离子水解趋于完全，用“=”，产物需加“↓”“↑” ①Al2(SO4)3溶液与Na2CO3溶液 ②Al2(SO4)3溶液与NaHCO3溶液 2Al3+ + 3H2O + 3CO32- = 2Al(OH)3 ↓ + 3CO2↑ Al3+ + 3HCO3- = Al(OH)3 ↓ +3CO2↑ 注：完全双水解： Al3+和[Al(OH)4]-、SiO32-、CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32- Fe3+和[Al(OH)4]-、SiO32-、CO32-、HCO3- NH4+和[Al(OH)4]-、SiO32- (不能共存) 考 点 梳 理 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 三、盐类的水解 6.水解平衡常数： (1)定义：水解反应的平衡常数，用Kh表示，表示水解反应趋势，Kh越大，水解趋势越大。 (2)影响因素: 同一弱离子，水解常数Kh的大小只与温度有关。 温度升高，水解常数增大(水解吸热) (3)表达式: CH3COO- + H2O ⇌ CH3COOH + OH- Kh= [CH3COOH][OH-] [CH3COO-] = Kw Ka(CH3COOH) NH4+ + H2O ⇌ NH3∙H2O + H+ Kh= [NH3∙H2O][H+] [NH4+] = Kw Kb(NH3∙H2O) 相同条件下，组成盐的酸根离子对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度越大。 考 点 梳 理 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 三、盐类的水解 7.影响因素： 影响因素 内因 外因 外因 外因 外因 外因 外因 影响因素 影响因素 平衡移动方向 水解程度 右移 增大 弱离子物质本身的性质 (越弱越水解) 温度(升高温度) 浓度 加水 加溶质 酸 碱 外加酸碱 离子反应效应 右移 增大 右移 减小 抑制弱碱阳离子水解/促进弱酸阴离子水解 抑制弱酸阴离子水解/促进弱碱阳离子水解 右移 增大 越弱越水解，越热越水解，越稀越水解 考 点 梳 理 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 三、盐类的水解 8.规律： (1)常见的弱碱阳离子 (2)常见的弱酸阴离子 NH4+，除Na+、K+、Ca2+、Ba2+之外的金属阳离子 CH3COO-、CO32-，HCO3-、SO32-、 HSO3- 、S2-、HS- 、SiO32-、[Al(OH)4] - 、 ClO- “易容才水解，有弱才水解，越弱越水解， 都弱都水解，谁强显谁性，同强显中性“ (3)弱酸的酸式根离子既能电离又能水解，对应盐溶液的酸碱性取决于其电离程度和水解程度的相对大小 考 点 梳 理 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 三、盐类的水解 9.水解在生产生活中应用： 应用 加热促进水解 分析盐溶液的酸碱性，并比较酸碱性的强弱 判断溶液中离子能否大量共存 配制或贮存易水解的盐溶液 胶体的制备，作净水剂 化肥的使用 举例 热的纯碱溶液去污力强 等物质的量浓度的Na2CO3、NaHCO3 溶液均显碱性，且碱性：Na2CO3>NaHCO3 Al3＋和HCO3(－)因发生相互促进的水解反应而不能大量共存 配制FeCl3溶液，要向FeCl3溶液中加入适量盐酸 明矾溶于水生成胶状物氢氧化铝，能吸附水中悬浮的杂质，并形成沉淀使水澄清 铵态氮肥不宜与草木灰混合使用 考 点 梳 理 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 三、盐类的水解 9.水解在生产生活中应用： 考 点 梳 理 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 三、盐类的水解 10.三大守恒： (1)电荷守恒：电荷守恒是指溶液中阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。 [Na+] + [H+] = 2[CO32-] + [HCO3-] + [OH-] 例：Na2CO3溶液 考 点 梳 理 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 三、盐类的水解 10.三大守恒： (2)物料守恒(原子守恒 )：电解质溶液中，某种微粒的初始浓度等于它的各种存在形式的浓度之和。 例：Na2CO3溶液 练：NaHCO3溶液 [Na+] = 2([CO32-] + [HCO3-] + [H2CO3]) [Na+] = [HCO3-] + [CO32-] + [H2CO3] 考 点 梳 理 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 三、盐类的水解 10.三大守恒： (3)质子守恒：指水电离[H+]水= [OH-]水，溶液中的H+或OH-虽以其他离子结合而以不同的形式存在，但其总量不变 例：Na2CO3溶液 NaHCO3溶液 [H+] + [HCO3-] + 2[H2CO3] = [OH-] [H+] - [CO32-] + [H2CO3] = [OH-] 考 点 梳 理 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 三、盐类的水解 11.微粒浓度大小比较： (1)单一电解质溶液中不同离子浓度的比较 既电离又水解(酸式盐) NaHCO3溶液 NaHSO3溶液 (电离程度 > 水解程度) (水解程度 > 电离程度) 注：电离 > 水解，NaHSO3、NaH2PO4 水解 > 电离，NaHCO3、Na2HPO4 、NaHS [Na+] > [HSO3-] > [H+] > [SO32-] > [OH-] > [H2SO3] [Na+] > [HCO3-] > [OH-] >[H2CO3] > [H+] > [CO32-] 考 点 梳 理 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 三、盐类的水解 11.微粒浓度大小比较： (2)不同溶液中同一离子浓度的比较 练：将下列溶液(同浓度)中[NH4+]由大到小排列： ①NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4HSO4 ④(NH4)2SO4 ⑤ (NH4)2CO3 解析：④>⑤>③>①>② 考 点 梳 理 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 三、盐类的水解 11.微粒浓度大小比较： (2)混合溶液中离子浓度的比较-------若不反应 分子的电离程度大于相应离子的水解程度 [NH4+] > [Cl-] > [NH3∙H2O] > [OH-] > [H+] 分子的电离程度小于相应离子的水解程度 例：等c、等V的HCN溶液和NaCN的混合溶液 [Na+] > [CN-] > [OH-] > [H+] 例：等c、等V的NH3∙H2O和NH4Cl溶液的混合溶液 考 点 梳 理 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 三、盐类的水解 11.微粒浓度大小比较： (2)混合溶液中离子浓度的比较-------若反应 先考虑化学反应，后考虑水解或电离 [Na+] = [Cl-] > [OH-] > [NH4+] > [H+] 例：c 相同的NaOH、NH4Cl溶液等体积混合 例：c 相同的CH3COOH、NaOH等体积混合，混合后pH>7 [Na+] > [CH3COO-] > [OH-] > [CH3COOH] > [H+] 典 例 精 讲 【典例02-1】【弱电解质的电离】已知下面三个数据：①7.2×10-4、②4.6×10-4、③4.9×10-10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这三种酸可发生如下反应：NaCN+HNO2=HCN+NaNO2，NaCN+HF=HCN+NaF，NaNO2+HF=HNO2+NaF，由此可判断下列叙述中正确的是（ ） A．HF的电离常数是① B．HNO2的电离常数是① C．HCN的电离常数是② D．HNO2的电离常数是③ A 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 典 例 精 讲 【典例02-2】【弱电解质的电离】室温下向10mL pH=3的醋酸溶液中加入水稀释后，下列说法正确的是（ ） A．溶液中导电粒子的数目减少 B．溶液中 不变 C．醋酸的电离程度增大，c（H+）亦增大 D．再加入10mlpH=11的NaOH溶液，混合液pH=7 B 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 典 例 精 讲 【典例02-3】【弱电解质的电离】在0.1 mol·L-1的HCN溶液中存在如下电离平衡： HCN⇌ H++CN-。下列叙述正确的是（ ） A．加入少量NaOH固体，平衡正向移动 B．加入少量NaCN固体，平衡正向移动 C．加水，平衡逆向移动 D．滴加少量0.1 mol·L-1HCl溶液， 溶液中c(H+)减小 A 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 典 例 精 讲 【典例02-4】【盐类的水解】下列物质的水溶液由于水解而呈碱性的是（ ） A．NaHSO4 B．Na2SO4 C．NaHCO3 D．NH3 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 C 典 例 精 讲 【典例02-5】【盐类的水解】在常温下，纯水中存在电离平衡 H2O⇌H＋＋OH－，如要使水的电离程度增大，并使c(H＋)增大，应加入的物质是（ ） A．NaHSO4 B．KAl(SO4)2 C．NaHCO3 D．CH3COONa 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 B 典 例 精 讲 【典例02-6】【盐类的水解】在盐类水解的过程中，下列说法正确的是（ ） A．盐的电离平衡被破坏 B．水的电离程度一定会增大 C．溶液的pH一定会增大 D．c(H＋)与c(OH－)的乘积一定会增大 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 B 典 例 精 讲 【典例02-7】【盐类的水解】已知某温度下，K(HCN)=6.2×10−10，K(HF)=6.8×10−4，K(CH3COOH)=1.7×10−5，K(HNO2)=5.1×10−4，物质的量浓度均为0.1mol·L−1的下列溶液，pH由大到小的顺序是（ ） A．NaCN＞NaNO2＞CH3COONa＞NaF B．NaF＞NaNO2＞CH3COONa＞NaCN C．NaCN＞CH3COONa＞NaNO2＞NaF D．NaCN＞CH3COONa＞NaF＞NaNO2 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 C 典 例 精 讲 【典例02-8】【盐类的水解】常温下，物质的量浓度相同的三种盐NaA、NaB、NaX的溶液，其pH依次为8、9、10，则HA、HB、HX的酸性由强到弱的顺序是（ ） A．HX＞HB＞HA B．HB＞HA＞HX C．HA＞HX＞HB D．HA＞HB＞HX 考点02 弱电解质的电离 盐类的水解 D 沉淀溶解平衡 3 考 点 梳 理 考点03 沉淀溶解平衡 一、沉淀溶解平衡 1.概念 在一定温度下，沉淀溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，固体的质量和溶液中各离子的浓度保持不变的状态称为沉淀溶解平衡。 注意：此时的溶液为沉淀物质的饱和溶液 PbI2(s) ⇌ Pb2+(aq) + 2I-(aq) 2.特征 等： V溶解=V结合>0 动： 动态平衡 定： 沉淀质量/离子浓度保持恒定 变： 条件改变，沉淀溶解平衡发生移动 逆： 沉淀溶解平衡是可逆的 考 点 梳 理 考点03 沉淀溶解平衡 一、沉淀溶解平衡 3.沉淀溶解平衡的影响因素 内因 外因   外因   外因   外因   难溶电解质本身的性质，即难溶电解质的溶解能力 温度 浓度 相同离子 反应离子 难溶电解质本身的性质，即难溶电解质的溶解能力 升温，大多数溶解平衡向溶解方向移动，但Ca(OH)2升温向生成沉淀方向移动 加水稀释，平衡溶解方向移动 加入与难溶电解质含有相同离子的物质，平衡向生成沉淀的方向移动 加入能消耗难溶电解质中所含离子的物质，平衡向溶解方向移动 考 点 梳 理 考点03 沉淀溶解平衡 二、溶度积常数 1.概念：难溶电解质的沉淀溶解平衡常数称为溶度积常数，简称溶度积，符号为Ksp 3.意义：Ksp的大小反映难溶电解质在水中的溶解能力 2.表达式： AmBn(s) mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)。 Mg(OH)2(s) Mg2＋＋(aq)＋2OH－(aq) Ksp＝c(Mg2＋)·c2(OH－) 4.影响因素： (1)内因：物质本身的性质。 (2)外因：仅与温度有关，与浓度、压强、催化剂等无关。 组成类型相同时(如AB、A2B、AB2)，Ksp越大，物质溶解能力越大 组成类型不同时，离子浓度越大，物质溶解能力越大 考 点 梳 理 考点03 沉淀溶解平衡 二、溶度积常数 5.应用： Q：离子积对于AmBn(s) mAn＋(aq)＋nBm－(aq)任意时刻Q＝cm(An＋)·cn(Bm－)。 ①Q＞Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。 ②Q＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于衡状态。 ③Q＜Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。 考 点 梳 理 考点03 沉淀溶解平衡 三、沉淀溶解平衡的应用 1.沉淀的生成：生成沉淀是除杂或提纯物质的重要方法之一 例：用Na2S、H2S等做沉淀剂，使Cu2＋、Hg2＋等生成硫化物沉淀。 ①通入H2S除去Cu2＋的离子方程式： 。 ②加入Na2S除去Hg2＋的离子方程式： 。 H2S＋Cu2＋=CuS↓＋2H＋ Hg2＋＋S2－= HgS↓ (1)调节pH法 (2)加沉淀剂法 例：加入氨水调节pH至4左右，除去NH4Cl溶液中的FeCl3。 反应离子方程式为： 。 Fe3++3NH3∙H2O=Fe(OH)3↓+3NH4+ 要求： Q>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出 考 点 梳 理 考点03 沉淀溶解平衡 三、沉淀溶解平衡的应用 1.沉淀的生成：生成沉淀是除杂或提纯物质的重要方法之一 (3)分步沉淀 例：已知Ksp(AgCl)＝1.56×10－10mol2/L2，Ksp(AgBr)＝7.7×10－13 mol2/L2，Ksp(Ag2CrO4)＝9.0×10－12 mol3/L3。某溶液中含有Cl－、Br－和CrO42-，浓度均为0.010 mol/L，向该溶液中逐滴加入0.010 mol/L的AgNO3溶液时，三种阴离子产生沉淀的先后顺序为( ) A.Cl－、Br－、 CrO42- B. CrO42- 、Br－、Cl－ C.Br－、Cl－、 CrO42- D.Br－、CrO42- 、Cl－ C 组成类型相同的沉淀，Ksp越小越先沉淀，且Ksp相差越大分步沉淀越完全。 组成类型不同的沉淀，所需试剂离子浓度越小越先沉淀。 考 点 梳 理 考点03 沉淀溶解平衡 三、沉淀溶解平衡的应用 2.沉淀的溶解：生成沉淀是除杂或提纯物质的重要方法之一 (1)酸/碱溶解： (2)盐溶液溶解： 要求： Q<Ksp，沉淀溶解 (减小平衡体系中相应离子浓度) 例：CaCO3难溶于水，却易溶于盐酸 CaCO3(s) ⇌ Ca2+(aq) + CO32-(aq) 2H+ + CO32- = H2O + CO2↑ 例：Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液 离子方程式为 。 Mg(OH)2 + 2 NH4+ = Mg2+ + 2NH3∙H2O 考 点 梳 理 考点03 沉淀溶解平衡 三、沉淀溶解平衡的应用 2.沉淀的溶解：生成沉淀是除杂或提纯物质的重要方法之一 (3)氧化还原反应使沉淀溶解： (4)生成配位化合物使沉淀溶解： 要求： Q<Ksp，沉淀溶解 (减小平衡体系中相应离子浓度) 常用于溶解某些具有明显氧化性或还原性的难溶物 例：银氨溶液的制取 利用生成稳定的可溶配位化合物[Ag(NH3)2]OH来溶解沉淀AgOH 考 点 梳 理 考点03 沉淀溶解平衡 三、沉淀溶解平衡的应用 3.沉淀的转化： (1)水垢的形成： 要求： 一般，溶解能力小的沉淀转化为溶解能力更小的沉淀容易实现；两者差别越大，沉淀转化越完全。 硬水煮沸形成的水垢主要成分是CaCO3和Mg(OH)2 Ca(HCO3)2 = CaCO3 + H2O + CO2↑ ∆ Mg(HCO3)2 = MgCO3 + H2O + CO2↑ ∆ MgCO3 + H2O = Mg(OH)2 ↓+ CO2↑ ∆ 考 点 梳 理 考点03 沉淀溶解平衡 三、沉淀溶解平衡的应用 3.沉淀的转化： (2)锅炉除水垢： 要求： 一般，溶解能力小的沉淀转化为溶解能力更小的沉淀容易实现；两者差别越大，沉淀转化越完全。 水垢CaSO4 (s) CaCO3 (s) Ca2+(aq) Na2CO3 盐酸 CaCO3 + 2HCl = CaCl2＋H2O＋CO2↑ CaSO4 (s) +Na2CO3 (aq) = CaCO3 (s) ＋Na2SO4 (aq) 考 点 梳 理 考点03 沉淀溶解平衡 三、沉淀溶解平衡的应用 3.沉淀的转化： (3)工业废水处理： 要求： 一般，溶解能力小的沉淀转化为溶解能力更小的沉淀容易实现；两者差别越大，沉淀转化越完全。 工业废水处理过程中，重金属离子可利用沉淀转化原理用FeS等难溶物转化为HgS、Ag2S、PbS等沉淀。 FeS(s) + Hg2+(aq) = HgS(s) + Fe2+(aq) 考 点 梳 理 考点03 沉淀溶解平衡 四、沉淀溶解平衡曲线 1.沉淀溶解平衡曲线分析[以BaSO4(s) Ba2+(aq)+SO42-(aq)为例] ①a→c:增大c(SO42-) ②b→c:加入1×10-5mol·L-1Na2SO4溶液(加水不可以) ③d→c:加入BaCl2固体(忽略溶液的体积变化) ④c→a:增大c(Ba2+) ⑤曲线上方的点表示过饱和溶液；曲线下方的点表示不饱和溶液 考 点 梳 理 考点03 沉淀溶解平衡 四、沉淀溶解平衡曲线 2.沉淀溶解平衡的对数图像(以MnCO3、CaCO3、MgCO3为例) 已知:pM=-lg c(M)(M:Mg2+、Ca2+、Mn2+),p(CO32-)=-lg c(CO32-)。由对数图像分析，可得以下信息: ①横坐标数值越大，c(CO32-)越小 ②纵坐标数值越大，c(M)越小 ③线上方的点为不饱和溶液 ④线上的点为饱和溶液 ⑤线下方的点表示过饱和溶液(有沉淀生成) 典 例 精 讲 【典例03-1】【沉淀溶解平衡】已知：Ksp(AgCl)=1.8×10-10 ，Ksp(AgI)=1.5×10-16，Ksp(Ag2CrO4)=2.0×10-12，则下列难溶盐的饱和溶液中，Ag+浓度大小顺序正确的是（ ） A．AgCl>AgI>Ag2CrO4 B．AgCl>Ag2CrO4>AgI C．Ag2CrO4>AgCl>AgI D．Ag2CrO4>AgI>AgCl C 考点03 沉淀溶解平衡 典 例 精 讲 【典例03-2】【沉淀溶解平衡】某温度时，Ag2SO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。该温度下，下列说法正确的是（ ） A．含有大量SO42－的溶液中肯定不存在Ag＋ B．Ag2SO4的溶度积常数(Ksp)为1×10－3 C．0.02 mol·L－1的AgNO3溶液与0.02 mol·L－1的Na2SO4溶液等体积混合不会生成沉淀 D．a点表示Ag2SO4的不饱和溶液，蒸发可以使溶液由a点变到b点 C 考点03 沉淀溶解平衡 典 例 精 讲 【典例03-3】【沉淀溶解平衡】已知25 ℃时，电离常数Ka(HF)＝3.6×10－4，溶度积常数Ksp(CaF2)＝1.46×10－10。现向1 L 0.2 mol·L－1 HF溶液中加入1 L 0.2 mol·L－1 CaCl2溶液，则下列说法中正确的是（ ） A．25 ℃时，0.1 mol·L－1 HF溶液中pH＝1 B．Ksp(CaF2)随温度和浓度的变化而变化 C．该体系中有CaF2沉淀产生 D．该体系中，Ksp(CaF2)＝ C 考点03 沉淀溶解平衡 典 例 精 讲 【典例03-4】【沉淀溶解平衡】下列现象不能用沉淀溶解平衡移动原理解释的是（ ） A．锅炉水垢中含有CaSO4，先用Na2CO3溶液处理，再用酸除去 B．浓FeCl3溶液滴入沸水加热形成红褐色液体 C．自然界地表层原生铜矿变成CuSO4溶液向地下层渗透，遇到难溶的ZnS或PbS，慢慢转变为铜蓝(CuS) D．医院里不用碳酸钡，而用硫酸钡作为“钡餐” B 考点03 沉淀溶解平衡 典 例 精 讲 【典例03-5】【沉淀溶解平衡】在T℃时，AgBr在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。又知T℃时AgCl的Ksp=4×10-10，下列说法不正确的是（ ） A．在T℃时，AgBr的Ksp为4.9×10-13 B．在AgBr饱和溶液中加入NaBr固体， 可使溶液由c点到b点 C．图中a点对应的是AgBr的不饱和溶液 D．在T℃时，AgCl(s)＋Br-(aq)⇌AgBr(s)＋Cl-(aq) 的平衡常数K≈816 考点03 沉淀溶解平衡 B 离子反应 4 考点04 离子反应 考 点 梳 理 一、离子反应 1.定义：电解质在溶液中的反应实质上是_____之间的反应，这样的反应属于离子反应。 离子 离子符号 3.离子方程式： 用实际参加反应的_________来表示反应的式子。 相互交换离子 2.实质： ①从微观角度，酸、碱、盐在水溶液中发生的复分解反应，实质上是两种电解质在溶液中_____________的反应。 ②离子反应使溶液中某些离子的浓度_____。 减小 指反应、生成或二者皆有 既不是水溶液中反应也不是熔融状态下反应，不能写离子方程式。 NH4Cl固体与Ca(OH)2固体混合加热，Gu和浓硫酸的反应，实验室制O2只能写化学方程式。 考点04 离子反应 考 点 梳 理 一、离子反应 4.离子方程式的书写步骤(以Na2SO4溶液和BaCl2溶液的反应为例)： BaCl2＋Na2SO4===BaSO4↓＋2NaCl (1)写：化学方程式(必须根据实验事实)：________________________________。 (2)拆：把易溶于水、易电离的物质拆成离子的形式： _______________________________________________。 (3)删：删去方程式两边不参加反应的离子，并将方程式化为最简： ______________________。 (4)查：检查方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等以及反应条件、沉淀符号、气体符号等。 考点04 离子反应 考 点 梳 理 一、离子反应 离子方程式中的“拆”与“不拆” (1)六大强酸HCl、H2SO4 （稀） 、 HNO3 、HBr、HI、HClO4 四大强碱KOH、NaOH、 Ba(OH)2 、Ca(OH)2（澄清）可拆； (2)钾盐、钠盐、铵盐、硝酸盐等易溶易电离的盐可拆；见附录二 SO42- 除Ba2+（Ca2+、Ag+ 微溶）、 Cl-除Ag+、CO32- 只溶K+、Na+、NH4+（Mg2+微溶）、OH- 只溶K+、Na+、Ba2+（Ca2+微溶） (3)弱酸H2CO3、H2SiO3、CH3COOH、H2C2O4、HClO、HF、H2S、H2SO3 弱碱 NH3·H2O、Mg(OH)2、Cu(OH)2、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Al(OH)3不可拆； (4)单质、气体、氧化物，CaCO3、BaCO3、BaSO4、BaSO4、AgCl等难溶性盐不可拆； 考点04 离子反应 考 点 梳 理 一、离子反应 离子方程式中特殊的“拆”与“不拆” (1)三大强酸：浓盐酸、浓硝酸在离子方程式中拆写为离子符号，而浓硫酸不拆分。 (2)微溶物以Ca(OH)2为例： 作生成物时，视为沉淀如石灰乳，不拆分； 作反应物时，澄清溶液如石灰水拆分为离子，浊液不拆分。 (3)易溶物以NH3·H2O为例，常常作为生成物来考察： 在不加热或稀溶液条件下，写成NH3·H2O； 在加热或浓溶液条件下，写成NH3和H2O。 (5)强酸的酸式酸根离子（如HSO4− ）在水溶液中拆写成H＋和SO42− ，而在熔融状态下HSO4− 不能拆写。 (4)弱酸的酸式酸根离子不能拆写，如HCO3− 、HS－、HSO3− 等。 考点04 离子反应 考 点 梳 理 一、离子反应 离子反应方程式的判断依据： (1)离子反应是否符合客观事实。如铁与稀硫酸反应生成Fe2＋而不生成Fe3＋ (4)是否漏写离子反应。如Ba(OH)2溶液与CuSO4溶液反应，既要写Ba2＋与SO42－反应生成BaSO4沉淀的离子反应，又不能漏写Cu2＋与OH－反应。 (3)电荷是否守恒。如FeCl2溶液与Cl2反应，不能写成Fe2＋＋Cl2==Fe3＋＋2Cl－。 (2)物质的拆写是否正确。如氧化物均不拆等。 (5)反应物或产物的配比是否正确。如稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应不能写成H＋＋OH－＋SO42－＋Ba2＋===BaSO4↓＋H2O， 考点04 离子反应 考 点 梳 理 二、离子反应发生的条件 1.生成沉淀 向Na2SO4溶液中滴入Ba(OH)2溶液，观察到有白色沉淀生成 SO4 ＋ Ba2＋ ＝ BaSO4↓ K =1/Ksp=1×1010 mol-2·L2 化学平衡常数K 的意义：K 值越大，反应正向进行的程度越大；一般来说，K >105 时，该反应就进行得基本完全了；K <10-5 时，反应进行的程度就很小，则认为这个反应很难进行。 考点04 离子反应 考 点 梳 理 二、离子反应发生的条件 1.生成沉淀 向MgCO3悬浊液中加入NaOH溶液，会生成Mg(OH)2沉淀。写出该反应的离子方程式，并解释该离子反应发生的本质。 沉淀转化是一种由 在水中溶解生成的离子与其他离子反应生成另外一种 ，使相应的离子度 ，促进原沉淀溶解而转化为新的沉淀。 难溶电解质 难溶电解质 降低 考点04 离子反应 考 点 梳 理 二、离子反应发生的条件 2.生成弱电解质 ：弱电解质包括水、弱酸和弱碱，它们的电离程度都很小。 NaOH + HCl的反应离子方程式为： CH3COONa与盐酸反应的离子方程式为： NH4Cl与NaOH溶液反应的离子方程式为： H++OH-=H2O，离子浓度迅速降低。 CH3COO-+H+=CH3COOH，CH3COO- 、H+离子浓度均降低，强酸变成弱酸。 NH4++OH-=NH3·H2O，离子浓度降低，强碱变弱碱。 考点04 离子反应 考 点 梳 理 二、离子反应发生的条件 3.生成气体（或挥发性物质） 2H+ + CO3 ＝ H2O + CO2↑ 2－ OH- + NH4+ = NH3·H2O NH3·H2O NH3↑ + H2O NH3·H2O = NH3 ↑+ H2O pH明显降低： (2)将pH=12的NaOH溶液与0.01 mol/L的NH4Cl溶液等体积混合，测得溶液pH明显降低。微热，能闻到刺激性气味。用化学用语解释上述实验现象。 (1)Na2CO3溶液与稀硫酸混合 微热，能闻到刺激性气味: 当反应物的浓度较大（如NaOH浓溶液）时，反应生成的NH3·H2O看方式如下反应： 考点04 离子反应 考 点 梳 理 二、离子反应发生的条件 4.发生氧化还原反应 5Fe2++MnO4-+8H+=5Fe3++Mn2++4H2O (1)如酸性条件下，KMnO4溶液和FeSO4溶液混合: (2)原电池装置:离子型氧化还原反应发生的途径 装置a、b中，总反应均为： Zn + Cu2+ ＝ Zn2+ + Cu 考点04 离子反应 考 点 梳 理 二、离子反应发生的条件 4.发生氧化还原反应 (3)在电解、电镀过程中，在电流作用下发生的氧化还原反应往往也是离子反应: 例如，电解饱和食盐水时: 阴极反应式：2H+ + 2e- = H2↑ 阳极反应式：2Cl- - 2e- = Cl2↑ 2Cl- + 2H2O == Cl2↑+ H2↑+ 2OH- 通电 考点04 离子反应 考 点 梳 理 二、离子反应发生的条件 4.发生氧化还原反应 (4)氧化还原反应的先后顺序: ①向同浓度的NaBr和NaI混合溶液中， 通入少量氯气: 通入过量氯气： 2I- + Cl2 = I2 + 2Cl- 2I- + Cl2 = I2 + 2Cl- 2Br- + Cl2 = Br2 + 2Cl- ②若将少量的Cl2通入FeBr2溶液中，其离子方程式为： 2Fe2+ + 4Br- + 3Cl2 2Fe3+ + 2Br2 + 6Cl- Cl2 + 2Fe2+ 2Fe3+ + 2Cl- 若将过量的Cl2通入过量FeBr2溶液中，其离子方程式为： 考点04 离子反应 考 点 梳 理 三、离子反应发生的应用 离子反应的应用 物质的检验（定性） 物质含量的测定（定量） 物质的纯化 物质的制备 解释生产生活中的某些现象 …… 考点04 离子反应 考 点 梳 理 三、离子反应发生的应用 1.物质含量的测定（定量） 以酸碱中和反应为基础 ( H++ OH- = H2O) , 在滴定达到终点 (即酸碱恰好反应)时,有 n(H+) =n(OH-) 即：C酸(H+)•V酸= C碱(H+)•V碱 C碱•V碱 V酸 C酸= C酸•V酸 V碱 C碱= 量取一定体积的待测液，用已知浓度的标准液来滴定,并记录所消耗标准液的体积，就可以计算出待测液的浓度。 考点04 离子反应 考 点 梳 理 三、离子反应发生的应用 2.物质的检验（定性） 方法 沉淀法 沉淀法 沉淀法 沉淀法 沉淀法 离子 Cl－、Br－、I－ SO42- Fe2＋ Fe3＋ Al3＋ 试剂 AgNO3溶液和稀硝酸 稀盐酸和BaCl2溶液 NaOH溶液 NaOH溶液 NaOH溶液 现象 AgCl(白色)、AgBr(淡黄色)、AgI(黄色) 白色沉淀 白色沉淀→灰绿色沉淀→红褐色沉淀 红褐色沉淀 白色沉淀→溶解 注意 — 先用稀盐酸酸化 — — — 考点04 离子反应 考 点 梳 理 三、离子反应发生的应用 2.物质的检验（定性） 气 体 法 气 体 法 气 体 法 显 色 法 显 色 法 显 色 法 NH4+ CO32- SO32- I－ Fe2＋ Fe3＋ 浓NaOH溶液和湿润的红色石蕊试纸 稀盐酸和澄清石灰水 稀硫酸和品红溶液 氯水(少量)，CCl4 KSCN溶液 产生有刺激性气味的气体，且气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝 澄清石灰水变浑浊 产生有刺激性气味的气体，且气体能使品红溶液褪色 下层为紫色 红色 要加热 SO32-、HCO3-、HSO3-有干扰 — — — — 铁氰化钾溶液 蓝色 — 考点04 离子反应 考 点 梳 理 三、离子反应发生的应用 3.物质制备与纯化 — 物质的制备： (1)氯碱工业： 。 (2)实验室制取CO2： 物质的纯化： (1)制高纯度的氯化钠：除去其中少量的 , 需要引入的试剂离子分别为： 。 (2)除去污水中的重金属离子，用 将其转化为 而除去，达到净水的目的。 CaCO3＋2H＋= Ca2＋＋H2O＋CO2↑ Ca2＋、Mg2＋、SO42－ CO32－、OH－、Ba2＋ 沉淀剂 沉淀 2H2O + 2Cl- ＝ H2↑ + Cl2↑+ 2OH- 通电 考点04 离子反应 考 点 梳 理 三、离子反应发生的应用 4.生活中常见的离子反应 — 胃酸过多的治疗 (1)服用小苏打片：离子方程式为 。 由于小苏打在治疗胃酸过多的时候产生CO2气体，如果病人同时患有胃溃疡，容易造成胃穿孔。 (2)服用胃舒平：离子方程式为 。 HCO3－＋H＋===H2O＋CO2↑ Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O 考点04 离子反应 考 点 梳 理 三、离子反应发生的应用 4.生活中常见的离子反应 (1)硬水 ①含义：含有 较多的水； ②暂时硬水：含有 较多的水。 (2)形成(暂时硬水) 离子方程式为 ； 。 (3)软化方法 ①加热法软化暂时硬水： 。 ②加沉淀剂法：在硬水中加入 等沉淀剂的离子方程式为： Ca2＋、Mg2＋ Ca(HCO3)2、Mg(HCO3)2 CaCO3＋CO2＋H2O = Ca2＋＋2HCO3－ MgCO3＋CO2＋H2O = Mg2＋＋2HCO3－ Ca2＋＋2HCO3－= CaCO3↓＋ CO2↑＋H2O； Ca2＋＋CO32－= CaCO3↓；Mg2＋＋CO32－= MgCO3↓ Na2CO3 Mg2＋＋2HCO3－= MgCO3↓＋CO2↑＋H2O 考点04 离子反应 考 点 梳 理 三、离子反应发生的应用 5.离子共存：“三看”突破溶液中离子能否大量共存问题 — (题干是否有隐含条件) (1)一看要求 是“能大量共存”还是“不能大量共存”；是“一定大量共存”还是“可能大量共存”。 (2)二看条件 ①“无色透明”溶液不存在有色离子， 例如：Cu2＋(蓝色)、Fe3＋(棕黄色)、Fe2＋(浅绿色)、MnO4-(紫红色)； ②酸性溶液不能大量存在与H＋反应的离子； 例如： H＋与CO32－、HCO3－、SO32－、HSO3－、S2－、OH－等； ③碱性溶液不能大量存在与OH－反应的离子。 例如： OH－与H＋、Fe3＋、Fe2＋、Mg2＋、Cu2＋等； 考点04 离子反应 考 点 梳 理 三、离子反应发生的应用 5.离子共存：“三看”突破溶液中离子能否大量共存问题 — (3)三看反应 ①能否生成难溶物或微溶物； 例如：Mg2＋与OH－，Ca2＋与CO32-、SO42-都不能大量共存； ②能否生成水； 例如：在酸性溶液中OH－不能大量共存，在碱性溶液中H＋不能大量共存； ③能否生成挥发性物质； 例如： H＋与CO32- 、HCO3-、S2-等不能大量共存。 考点04 离子反应 考 点 梳 理 三、离子反应发生的应用 6.与“量”有关的离子方程式的书写 — (1)连续反应型：反应生成的离子因又能跟剩余（过量）的反应物继续反应而跟用量有关。 常见的是CO2、SO2通入碱液中 CO2+OH- =HCO3- NaOH溶液中通入少量CO2 NaOH溶液中通入过量CO2 CO2+2OH-=CO32-+H2O CO2+OH- =HCO3- 澄清石灰水Ca(OH)2中通入少量CO2 澄清石灰水Ca(OH)2中通入过量CO2 CO2+Ca2++2OH-=CaCO3↓+H2O 考点04 离子反应 考 点 梳 理 三、离子反应发生的应用 6.与“量”有关的离子方程式的书写 — (2)量多量少型：谁“少”定谁为“1” ①少量Ca(HCO3)2和足量的NaOH反应 a.把“量少”的物质的化学计量数定为“1”； b.依据少量物质中离子的物质的量，确定过量物质中实际参加反应的离子的物质的量。 Ca2+ + 2HCO3- + 2OH- === CaCO3↓ + CO32- + 2H2O ②少量NaOH和足量的Ca(HCO3)2反应 OH- + HCO3- + Ca2+ === CaCO3↓ + H2O 考点04 离子反应 考 点 梳 理 三、离子反应发生的应用 6.与“量”有关的离子方程式的书写 — (3)离子配比型：谁“恰好”谁为主 ①向NaHSO4溶液中滴加Ba(OH)2溶液至溶液恰好呈中性的离子方程式为： ②向NaHSO4溶液中滴加Ba(OH)2至Ba2+恰好沉淀时的离子方程式为： Ba2+ + 2OH - + SO42- + 2H+ = BaSO4↓+ 2H2O 分析：OH -：H+ = 1 : 1 分析：Ba2+：SO42- = 1 : 1 Ba2+ + SO42- + OH- + H+ = BaSO4↓ + H2O 典 例 精 讲 考点04 离子反应 【典例04-1】【离子反应发生的条件】下列叙述中正确的是（ ） A．凡是离子化合物在离子方程式中都要以离子来表示 B．离子互换反应总是向着溶液中离子浓度减小的方向进行 C．酸碱中和反应的实质是OH -和H+结合生成水，故酸碱中和反应的离子方程式都是H++OH-=H2O D．复分解反应必须具备离子反应生成的三个条件才能进行 B 典 例 精 讲 考点04 离子反应 【典例04-2】【离子反应发生的条件】下列反应的离子方程式正确的是（ ） A．钠与水的反应：Na＋H2O＝Na＋＋OH－＋H2↑ B．氯气与水反应：Cl2＋H2O＝2H＋＋Cl－＋ClO－ C．氢氧化铝中和胃酸：Al(OH)3＋3H＋＝Al3＋＋3H2O D．用FeCl3溶液腐蚀印刷电路板：Fe3＋＋Cu＝Fe2＋＋Cu2＋ C 典 例 精 讲 考点04 离子反应 【典例04-3】【离子反应的应用】下列有关实验操作的叙述正确的是（  ）   A．图1操作除可去碱式滴定管胶管中的气泡 B．酸碱中和滴定时，锥形瓶需用待测液润洗2次，再加入待测液 C．用标准盐酸滴定氨水选用酚酞作指示剂，溶液由红色变为无色停止滴定 D．如图2所示，记录滴定终点读数为19.90mL A 典 例 精 讲 考点04 离子反应 【典例04-4】【离子反应的应用】某消毒液的主要成分为NaClO，还含有一定量的NaOH，下列用来解释事实的方程式中不合理的是（ ） （已知：饱和NaClO溶液的pH约为11） A．该消毒液可用NaOH溶液吸收Cl2制备：Cl2 +2OH－＝Cl－+ ClO－+ H2O B．该消毒液的pH约为12：ClO－+ H2O HClO + OH－ C．该消毒液与洁厕灵（主要成分为HCl）混用，产生Cl2：2H＋+ Cl－+ ClO－= Cl2↑+H2O D．该消毒液加白醋生成HClO，可增强漂白作用：CH3COOH+ ClO－= HClO+CH3COO— B 典 例 精 讲 考点04 离子反应 【典例04-5】【离子反应的应用】 A、B、C、D四种可溶性盐，它们的阳离子分别是Ba2＋、Ag＋、Na＋、Cu2＋中的某一种，阴离子分别是 中的某一种。 ①若把四种盐分别溶解于四支试管中，只有C的溶液呈蓝色。 ②若向①的四支试管中分别加入盐酸，B溶液有沉淀产生，D溶液有无色无味气体逸出。 根据①②中的实验事实，可推断它们的化学式分别是A 、B 、C 、D 。 BaCl2 AgNO3 CuSO4 Na2CO3 典 例 精 讲 考点04 离子反应 【典例04-6】【离子反应的应用】下列离子方程式书写正确的是（ ） C A. 向碳酸氢铵溶液中加入过量氢氧化钠溶液： CO32- + 2H+ === H2O + CO2↑ B. 少量CO2通入澄清石灰水中： CO2 + OH- === HCO3- C. 向碳酸氢钙溶液中滴加少量氢氧化钠溶液： HCO3- + OH- + Ca2+ === CaCO3↓+ H2O D. 向碳酸钠溶液中加入过量醋酸溶液： CO32- + 2H+ === H2O + CO2↑ 典 例 精 讲 考点04 离子反应 【典例04-7】【离子反应的应用】在无色透明的酸性溶液中，下列离子能大量共 存的是（ ） A．K＋ Cu2＋ NO3－ SO42－ B．CO32－ Na＋ Cl－ SO42－ C．Al3＋ Cl－ NO3－ Mg2＋ D．H＋ Ba2＋ NO3－ SO42－ C