第十讲水溶液中的离子平衡

1、第十讲水溶液中的离子平衡考点一弱电解质的电离平衡1弱电解质(1)概念电解质(2)与化合物类型的关系强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物，弱电解质主要是某些共价化合物。2弱电解质的电离平衡(1)电离平衡的建立在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。(2)电离平衡的特征(3)外界条件对电离平衡的影响内因：弱电解质本身的性质。 外因：浓度、温度、加入试剂等。(4)电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。以0.1mol·L1CH3COOH溶液为例：CH3COOHCH3COOH(正向吸热)。实例(

2、稀溶液)CH3COOHHCH3COOH>0改变条件平衡移动方向n(H)c(H)导电能力Ka加水稀释增大减小减弱不变加入少量冰醋酸增大增大增强不变通入HCl(g)增大增大增强不变加NaOH(s)减小减小增强不变加入镁粉减小减小增强不变升高温度增大增大增强增大加CH3COONa(s)减小减小增强不变练习：1判断正误，正确的划“”，错误的划“×”(1)强电解质溶液中不存在溶质分子，弱电解质溶液中存在溶质分子()(2)氨气溶于水，当c(OH)c(NH)时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态()(3)弱电解质一定是共价化合物()(4)由0.1mol·L1一元碱BOH的

3、pH10，可知溶液中存在BOH=BOH()2将浓度为0.1mol·L1HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是()Ac(H) BKa(HF) C.D.325时，把0.2mol·L1的醋酸加水稀释，则图中的纵轴y表示的是()A溶液中OH的物质的量浓度B溶液的导电能力C溶液中的DCH3COOH的电离程度考点二电离平衡常数知识点1(1)填写下表弱电解质电离方程式电离常数NH3·H2ONH3·H2ONHOHKb1.7×105CH3COOHCH3COOHCH3COOHKa1.7×105HClOHClOHClOKa4.7×108(

4、2)CH3COOH酸性大于HClO酸性(填“大于”、“小于”或“等于”)，判断的依据：相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c(H)越大，酸性越强。(3)电离平衡常数的意义：弱酸、弱碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。电离平衡常数越大，电离程度越大。多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。(4)外因对电离平衡常数的影响：电离平衡常数与其他化学平衡常数一样只与温度有关，与电解质的浓度无关，升高温度，K值增大，原因是电离是吸热过程。2碳酸是二元弱酸(1)电离方程式是H2CO3HHCO，HCOHCO。(2)电离平衡常数表达式：Ka1，Ka2。(3)比较大小：Ka1&g

5、t;Ka2。练习影响电离平衡常数的因素及其应用125时，部分物质的电离平衡常数K如表所示：化学式CH3COOHH2CO3HClO电离平衡常数1.7×105K14.3×107 K25.6×10113.0×108请回答下列问题：(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为_。(2)同浓度的CH3COO、HCO、CO、ClO结合H的能力由强到弱的顺序为_。(3)体积为10mLpH2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000mL，稀释过程中pH变化如图所示，则HX的电离平衡常数_(填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸的电离平衡常数；理由是_

6、。考点三强酸与弱酸的比较浓度均为0.01mol·L1的强酸HA与弱酸HBpH均为2的强酸HA与弱酸HBpH或物质的量浓度2pHHA<pHHB0.01mol·L1c(HA)<c(HB)开始与金属反应的速率HA>HBHAHB体积相同时与过量的碱反应时消耗碱的量HAHBHA<HB体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量HAHBHA<HBc(A)与c(B)大小c(A)>c(B)c(A)c(B)分别加入固体NaA、NaB后pH的变化HA：不变HB：变大HA：不变HB：变大加水稀释10倍后3pHHA<pHHB3pHHA>pHHB>2

7、溶液的导电性HA>HBHAHB水的电离程度HA<HBHAHB考点一水的电离1水的电离水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2OH2OH3OOH或H2OHOH。2水的离子积常数: Kwc(H)·c(OH)。(1)室温下：Kw1×1014。(2)影响因素；只与温度有关，升高温度，Kw增大。(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。(4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H和OH，只要温度不变，Kw不变。3影响水电离平衡的因素(1)升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na

8、2CO3)，水的电离程度增大，Kw不变。4外界条件对水的电离平衡的影响体系变化条件平衡移动方向Kw水的电离程度c(OH)c(H)酸逆不变减小减小增大碱逆不变减小增大减小可水解的盐Na2CO3正不变增大增大减小NH4Cl正不变增大减小增大温度升温正增大增大增大增大降温逆减小减小减小减小其他：如加入Na正不变增大增大减小练习一定温度下，水存在H2OHOHH>0的平衡，下列叙述一定正确的是()A向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，Kw减小B将水加热，Kw增大，pH减小C向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H)降低D向水中加入少量固体硫酸钠，c(H)107mol·L1

9、，Kw不变考点二溶液的酸碱性和pH1溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c(H)和c(OH)的相对大小。(1)酸性溶液：c(H)>c(OH)，常温下，pH<7。(2)中性溶液：c(H)c(OH)，常温下，pH7。(3)碱性溶液：c(H)<c(OH)，常温下，pH>7。2pH及其测量(1)计算公式：pHlgc(H)。(2)测量方法：pH试纸法：用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。pH计测量法。(3)溶液的酸碱性与pH的关系（常温下）：深度思考1用“酸性”、“碱性”、“中性”或“不确

10、定”填空。(1)pH<7的溶液()(2)pH7的溶液()(3)c(H)c(OH)的溶液()(4)c(H)1×107mol·L1的溶液()(5)c(H)>c(OH)的溶液()(6)0.1mol·L1的NH4Cl溶液()(7)0.1mol·L1的NaHCO3溶液()(8)0.1mol·L1的NaHSO3溶液()21mLpH9的NaOH溶液，加水稀释到10mL，pH_；加水稀释到100mL，pH_7。3pH5的H2SO4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c(SO)与c(H)的比值为_。考点一盐类水解及其规律1定义：在溶液中盐电离出来的离子

11、跟水电离产生的H或OH结合生成弱电解质的反应。2实质盐电离破坏了水的电离平衡水的电离程度增大c(H)c(OH)溶液呈碱性、酸性或中性3特点4规律有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。盐的类型实例是否水解水解的离子溶液的酸碱性溶液的pH强酸强碱盐NaCl、KNO3否中性pH7强酸弱碱盐NH4Cl、Cu(NO3)2是NH、Cu2酸性pH<7弱酸强碱盐CH3COONa、Na2CO3是CH3COO、CO碱性pH>7深度思考1正误判断，正确的划“”，错误的划“×”(1)酸式盐溶液不一定呈酸性()(2)离子能够发生水解的盐溶液一定呈酸性或碱性()(3)同浓度的Na2CO3溶

12、液和CH3COONa溶液相比前者pH大；同浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液相比后者pH小()(4)常温下，pH10的CH3COONa溶液与pH4的NH4Cl溶液，水的电离程度相同()(5)常温下，pH11的CH3COONa溶液与pH3的CH3COOH溶液，水的电离程度相同()题组一规范书写盐类水解离子方程式1按要求书写离子方程式(1)AlCl3溶液呈酸性： (2)Na2CO3溶液呈碱性： ， (3)NH4Cl溶于D2O中： (4)将NaHCO3溶液与AlCl3溶液混合： (5)实验室制备Fe(OH)3胶体： (6)NaHS溶液呈碱性的原因： 考点二多角度攻克影响盐类水解的因素1内因酸或碱越

13、弱，其对应的弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。2外因因素水解平衡水解程度水解产生离子的浓度温度升高右移增大增大浓度增大右移减小增大减小(即稀释)右移增大减小外加酸弱碱阳离子的水解程度减小酸碱碱弱酸根离子的水解程度减小例如，不同条件对FeCl3水解平衡的影响 Fe33H2OFe(OH)33H(填写空格中内容)条件移动方向H数pH现象升温向右增多减小颜色变深通HCl向左增多减小颜色变浅加H2O向右增多增大颜色变浅加NaHCO3向右减小增大生成红褐色沉淀，放出气体练习1下图所示三个烧瓶中分别装入含酚酞的0.01mol·L1CH3COONa溶液，并分别放置在盛有水的

14、烧杯中，然后向烧杯中加入生石灰，向烧杯中加入NH4NO3晶体，烧杯中不加任何物质。(1)含酚酞的0.01mol·L1CH3COONa溶液显浅红色的原因为_(用离子方程式和必要文字解释)。(2)实验过程中发现烧瓶中溶液红色变深，烧瓶中溶液红色变浅，则下列叙述正确的是_(填字母)。A水解反应为放热反应 B水解反应为吸热反应CNH4NO3溶于水时放出热量 DNH4NO3溶于水时吸收热量(3)向0.01mol·L1CH3COONa溶液中分别加入NaOH固体、Na2CO3固体、FeSO4固体，使CH3COO水解平衡移动的方向分别为_、_、_。(填“左”、“右”或“不移动”)考点三盐类

15、水解的应用应用举例判断溶液的酸碱性FeCl3溶液显酸性，原因是Fe33H2OFe(OH)33H判断酸性强弱NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10，则酸性HX>HY>HZ配制或贮存易水解的盐溶液配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，防止Cu2水解；配制FeCl3溶液，加入少量盐酸；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用磨口玻璃塞胶体的制取制取Fe(OH)3胶体的离子反应：Fe33H2OFe(OH)3(胶体)3H泡沫灭火器原理成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为Al33HCO=Al(OH)33CO2作净水剂明矾可作净水剂，原理为Al33H2OAl(

16、OH)3(胶体)3H化肥的使用铵态氮肥与草木灰不得混用除锈剂NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂考点一沉淀溶解平衡及应用1沉淀溶解平衡(1)沉淀溶解平衡的概念在一定温度下，当难溶强电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速率和生成沉淀速率相等的状态。(2)溶解平衡的建立：固体溶质溶液中的溶质v溶解>v沉淀，固体溶解，v溶解v沉淀，溶解平衡，v溶解<v沉淀，析出晶体(3)溶解平衡的特点(4)影响沉淀溶解平衡的因素内因：难溶电解质本身的性质，这是决定因素。外因：以AgCl(sAg(aq)Cl(aq)H>0为例外界条件移动方向平衡后c(Ag)平衡后c(Cl)Ksp升高温度正向增大增

17、大增大加水稀释正向不变不变不变加入少量AgNO3逆向增大减小不变通入HCl逆向减小增大不变通入H2S正向减小增大不变考点二溶度积常数及应用1溶度积和离子积以AmBn(s) mAn(aq)nBm(aq)为例：溶度积离子积概念沉淀溶解的平衡常数溶液中有关离子浓度幂的乘积符号KspQc表达式Ksp(AmBn)cm(An)·cn(Bm)，式中的浓度都是平衡浓度Qc(AmBn)cm(An)·cn(Bm)，式中的浓度是任意浓度应用判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解：Qc>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出，QcKsp：溶液饱和，处于平衡状态，Qc<Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出2.Ksp的影响因素(1)内因：难溶物质本身的性质，这是主要决定因素。(2)外因：浓度：加水稀释，平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解方向移动，Ksp增大。其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或更难电离物质或气体的离子时，平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。深度思考1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Ksp4×1010，下列说法不正确的是()A在t时，AgBr的Ksp为4.9×1013B在AgBr饱和溶液中加入NaBr固