《水溶液中的电离平衡》复习专题(印刷版)

《水溶液中的电离平衡》复习专题(基础篇)一、弱电解质的电离平衡与电离常数1．弱电解质的电离平衡：电离平衡也是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是：(1)浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。(但不是所有的都减小！)(2)温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热过程，升温时平衡向右移动。(3)同离子效应：如向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO-的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。(4)能反应的物质：如向醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。2．电离常数(电离平衡常数)以CHCOOH为例，K=°9喏以c，)，K的大小可以衡量弱电解质电离的难易，K只3c(CH3COOH)与温度有关。对多元弱酸(以H3PO4为例)而言，它们的电离是分步进行的，电离常数分别为K1、K2、K3,它们的关系是K1》K2》K3,因此多元弱酸的强弱主要由K1的大小决定。3.电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系实例改变条件CH3COO；平衡移动方向H。电离平衡常数H3COO-c(H+)+H+H>0c(OH-)NH3-H2平衡移动方向O-^-^N电离平衡常数H+OH-c(OH-)AH>0c(H+)加水稀释力口HCl加NaOH力口CH3COONH4升高温度二、溶液酸碱性规律与pH计算方法1.溶液的酸碱性规律：溶液的酸碱性取决于溶液中c3+)和c(OH-)的相对大小:溶液类别c(H+)与c(OH-)的关系室温(25℃)数值pH中性溶液c(H+)=c(OH-)c(H+)=c(OH-)=10-7mol-L-1=7酸性溶液c(H+)>c(OH-)c(H+)>10-7mol-L-1<7碱性溶液c(H+)<c(OH-)c(H+)<10-7mol-L-1>7【特别提示】常温下，溶液酸碱性判定规律(1)pH相同的酸(或碱)，酸(或碱)越弱，其物质的量浓度越大。(2)pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数时，强酸溶液的pH变化大。2.pH的计算方法(1)基本方法思路：先判断溶液的酸碱性，再计算其pH：①若溶液为酸性，先求c(H+),再求pH。②若溶液为碱性，先求c(OH-),再由c(H+)=忐与求出c(H+),最后求pH。(2)稀释后溶液的pH估算①强酸pH=a，加水稀释10〃倍，则pH=a+n。②弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则a<pH<a+n。③强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n。④弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则b—n<pH<b。⑤酸、碱溶液被无限稀释后，pH只能接近于7。酸不能大于7,碱不能小于7。

⑶强(弱)酸与弱(强)碱混合后溶液的pH判断规律⑶强(弱)酸与弱(强)碱混合后溶液的pH判断规律③以上两种混合，若为强酸与强碱，则都呈中性。(4)酸碱中和滴定过程中的pH变化在中和反应中，溶液pH发生很大的变化，在滴定过程中会因pH突变而使指示剂发生颜色变化(滴定曲线如图)。通过溶液的颜色变化判断反应终点，测出消耗酸(或碱)溶液的体积，根据化学方程式中酸与碱物质的量之比求出未知溶液的浓度。对于一元酸碱，则有：c酸喙一碱丫碱。碱滴定酸141210酸滴

定碱pH突变盐的类别溶液的酸碱性原因一510152025强酸弱碱盐呈酸性，pH<7弱碱阳离子与H2O电离出的OH-结合，使c(H+)>c(OH-)水解实质：盐电离出的阴离子、阳离子与H2O电离出的H+或OH-结合生成弱电解质强碱弱酸盐呈碱性，pH>7弱酸根阴离子与H2O电离出的H+结合，使c(OH-)>c(H+)强酸强碱盐呈中性，pH=7,H2O的电离平衡不被破坏，不水解弱酸的酸式盐若电离程度,水解程度，c(H+)>c(OH-),呈酸性，如NaHSO3、NaHC2O4若电离程度〈水解程度，c(H+)<c(OH-),呈碱性，如NaHCO；、NaHS-三、三角度解读盐类水解基本规律1．盐溶液的酸碱性规律2.盐类水解的规律3035(1)有弱才水解——必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解。(2)无弱不水解——强酸强碱盐不发生水解。(3)谁弱谁水解——发生水解的是弱碱阳离子或弱酸根阴离子。(4)谁强显谁性——组成盐的酸根阴离子(碱性阳离子)是强酸根(强碱的阳离子)，则显酸(碱)性。(5)都弱都水解——弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度较大，少数可以完全水解，称为双水解反应。(6)越弱越水解——组成盐的酸根对应的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”规律。【特别提示】(1)能发生完全双水解反应的离子不能大量共存，反应进行完全，产生沉淀或气体，如2Al3口口3s2口口6H2O===2Al(OH)3J13H2sf,Fe3口13HCO3===Fe(OH)3；13CO2T口(2)相同温度下，Ka(HA)>Ka(HB),0HA的酸性比HB强，那么相同浓度时B口的水解程度比A口大。相同浓度的NaA、NaBDOO：c(A口)>c(B口),c(HA)<c(HB),NaA溶液的c(OH口)小，碱性弱。(3)多元口酸的电离常数Na2cO3和NaHCO3为例:(3)多元口酸的电离常数Na2cO3和NaHCO3为例:和HCO3对应的口酸分别是CO?3H2O^-^HCO31OH口,HCO31H2OH2CO3DOH口,CO%解程度比HCO3大得多，相同浓度时Na2CO3溶液的碱性强，PH大。HCO3和H2CO3,HCO3的电离程度比H解程度比HCO3大得多，相同浓度时Na2CO3溶液的碱性强，PH大。3.水解离子方程式的书写方法规律类型一价阴、阳离子要求用“”，不标”「'、“T”示例CH3COO-+H2O^^-^CH3COOH+OH-NH++H.Of-NH3-H2O+H+高价阳离子同上，不分步书写Al3++3H2OAl(OH)3+3H+CO2-+H2O-^-^HCO-+OH-HCO-+H2O^-=H2CO3+OH-NH++HCO-+H2O-^-^NH3^H2O+H2CO3高价阴离子分步书写或只写第一步弱酸的铵盐共同水解，但仍用“”，不标”「'、“T”【离子离出完全的双水解反应特别提示】(1)盐类水解的水口生成阳离子(H口H口)HR1H2O完全水解，用“==="，标“「，、”广，规律是“阴生阴、阳生阳)。(2)口式盐离子的电离与水解：l^=H2R口OH口(水解，产生A13++3A1O-+6H2O===4Al(OH)J”阴离子水解生成阴离子(OH口)，阳HR口口H2O^=^R2口口h3o口(电离，电OH口)四、溶液中粒子(离子、分子)浓度大小比较的“二三四”规则1．明确两个“微弱”(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的离子的浓度小于弱电解质分子的浓度。如弱酸HA溶液中c(HA)>c(H+)>c(A-)>c(OH-)。(2)单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的，水解生成的粒子的浓度小于盐电离产生的离子的浓度。如弱酸盐NaA溶液中c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(HA)>c(H+)。2．熟知三个守恒⑴电荷守恒规律：阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如NaHCO3溶液中存在着Na+、H+、HCO->CO；-、OH)必存在如下关系：c(Na+)+c(H+)=c(HCO-)+c(OH-)+2c(CO23－)。(2)物料守恒规律(原子守恒)：电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。如K2s溶液中S2-、HS-都能水解，故S元素以S2-、HS-、H2s三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S)O(3)质子守恒规律：质子即H+,酸碱反应的本质是质子转移，能失去质子的酸失去的质子数和能得到质子的碱得到的质子数相等。如NaHCO3溶液中，所，曰二|厂以c(HCOJ+c(HO+)=c(CO2-)+c(OH-),即c(HCOJ+c(H+)4CO第到质子HCO3失去吃COn=凌岳2-)+c(oh-)o323h3q-h2o-hoh—【特别提示】将物料守恒式代入电荷守恒式中，即可得出质子守恒式。3．掌握四个步骤溶液中粒子浓度大小比较方法的四个步骤：(1)判断反应产物：判断两种溶液混合时生成了什么物质，是否有物质过量，再确定反应后溶液的组成。(2)写出反应后溶液中存在的平衡：根据溶液的组成，写出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、电离平衡)，尤其要注意不要漏写在任何水溶液中均存在的水的电离平衡。(3)列出溶液中存在的等式：根据反应后溶液中存在的溶质的守恒原理，列出两个重要的等式，即电荷守恒式和物料守恒式，据此可列出溶液中阴、阳离子间的数学关系式。(4)比大小：根据溶液中存在的平衡和题给条件，结合平衡的有关知识，分析哪些平衡进行的程度相对大一些，哪些平衡进行的程度相对小一些，再依此比较溶液中各粒子浓度的大小。这一步是溶液中粒子浓度大小比较最重要的一步，关键是要把握好电离平衡和水解平衡两大理论，树立“主次”意识。五、难溶电解质的溶解平衡及其三个应用1．难溶电解质的溶解平衡与溶度积(1)难溶电解质在水中会建立如下平衡：MA(s)等昱mMn+(aq)+nAm-(aq)。因此，难溶mn沉淀电解质的溶解度虽然很小，但不可能为零(完全不溶解)，溶液中的离子结合成难溶电解质时，也不可能完全进行到底。勒夏特列原理同样适用于溶解平衡。(2)下列沉淀溶解平衡：MA(s)千士小他+(aq)+〃A*(aq),固体纯物质不列入平衡常数，其溶度积为K=[c(Mn+)]m.[c(Amn)]n。对于相同类型的物质，K的大小反映了难溶电解质在溶液spsp中溶解能力的大小，也反映了该物质在溶液中沉淀的难易。与平衡常数一样，K与温度有关。不过温度改变不大时，K变化也不大，常温下的计算可不考虑温度的影响。Sp(3)通过比较溶度积胃与溶液中有关离子的离子积Q的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下能否生成沉淀或溶解。如AgCl溶液的Q=c(A&+>c(C1-),该计算式中的离子浓度不一定是平衡浓度，而K计算式中的离子浓度一定是平衡浓度。①若Q>K，则溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。csp②若Q=K，则溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。csp③若Qc<Ks:则溶液未饱和，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。p2．沉淀溶解平衡的应用难溶电解质的溶解平衡也是动态平衡，可以利用其逆反应使溶液中的离子转化为沉淀，化学上通常认为溶液中的剩余离子浓度小于1X10-5mol.L-i时就沉淀完全。(1)沉淀的溶解根据溶度积规则，使沉淀溶解的必要条件是Q<K，因此创造条件使溶液中有关离子的浓度降低，就能达到此目的。降低溶液中离子的浓度可以通过以下两种途径：①使相关离子生成弱电解质：如要使ZnS溶解，可以加盐酸，H+和ZnS中溶解生成的S2-相结合形成弱电解质HS-和H2s，于是ZnS溶解。只要盐酸的量能满足需要，ZnS就能不断溶解。②使相关离子被氧化：如CuS在盐酸中不能溶解，但在HNO3中可以溶解。原因是S2-被氧化，使得CuS(s)Cu2+(aq)+S2-(aq)平衡右移，CuS溶解。反应的离子方程式为3CuS+2NO3+8H+===3Cu2++2NOf+3S；+4HQ。(2)分步沉淀若一种沉淀剂可使溶液中多种离子沉淀时，则可以控制条件，使这些离子先后分别沉淀，这种现象称为分步沉淀。①同一类型的沉淀，Ksp越小越先沉淀，且Ksp相差越大分步沉淀越完全，如AgCl、AgBr、AgI。②不同类型的沉淀，其沉淀的先后顺序要通过计算才能确定，如AgCl和Ag2CrO4。(3)沉淀的转化由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程，若难溶电解质类型相同，则K较大的沉淀易于转化为K较小的沉淀。但要注意的是通过改变外界条件，利用勒夏特列原理也可以使溶解度小的沉淀转化成溶解度大的沉淀。①易溶物向难溶物转化：如向BaCO3沉淀中加入Na2CrO4溶液，将会发现白色的BaCO3沉淀逐渐转化成黄色的BaCrO4沉淀。②难溶物向易溶物转化：如BaSO4沉淀转化为BaCO3沉淀的反应为BaS04(s)+C03-千士BaCO(s)+SO2-,K=c(SO2-)=Ksp(BaSO4)=L07X10-1上1,虽然平衡常数小，转化不彻底，Ba'^V73(s)'0VJ4，Kc(CO2—)K(BaCO)258X10-924，*八、、11弟用奴J，乜心i1刀内，3sp3但只要c(CO3-)比c(SO2-)大24倍以上，经多次转化，即能将BaSO4转化为BaCO3o《水溶液中的离子平衡》复习专题(提高篇)考点1：水溶液中的离子平衡1．判断溶液的酸碱性(1)判断方法：溶液的酸碱性由c(H+)、c(OH-)相对大小而定，与溶液的浓度、温度无关。若c(H+)=c(OH-),则呈中性，c(H+)>c(OH-)呈酸性，反之呈碱性。(2)常考盐溶液的酸碱性：①正盐：谁弱谁水解，谁强显谁性。如：CH3cOONa显碱性；NH4cl显酸性。CH3COONH4溶液，CH3COO4DNH+水解程度几乎相同，溶液显中性。②酸式盐(含有弱酸根)：看弱酸酸式酸根电离程度和水解程度的相对大小，若电离程度大于水解程度，则显酸性，反之显碱性。如：NaHCO3,NaHS显碱性；NaHSO3显酸性，NH4HCO3显碱性。(3)弱酸(或弱碱)及其盐(1：1)混合溶液：比较弱酸(或弱碱)电离常数K(或Kb)与对应盐的弱酸根(或阳离子)水解常数Kh的相对大小，若Ka>Kh则显酸性，反之显碱性(若Kb>Kh则显碱性，反之显酸性)。如：1：1的CH3COOH和CH3COONa混合溶液显酸性；1：1的NH3^H2O和NH4cl的混合溶液显碱性；1：1的HCN和NaCN的混合溶液显碱性。2．水溶液中离子平衡影响因素(1)常考影响水电离程度大小的因素降低温度、(1)常考影响水电离程度大小的因素降低温度、加入酸、碱加入可电离出H+的某些盐，如NaHSO4等［升高温度促进\1加入可水解的盐，如电离I....〔Na2cO3、NH4cl等(2)弱电解质平衡移动的“三个”不一定①稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。因为温度不变，K=c(H+>c(OH-)是定值，稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H+)减小，故c(OH-)增大。w②电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度不一定增大，电离程度也不一定增大。③对于浓的弱电解质溶液加H2O稀释的过程，弱电解质的电离程度逐渐增大，但离子浓度不一定减小，可能先增大后减小。如：冰醋酸的稀释过程。(3)“水解平衡”常见的认识误区①误认为水解平衡向正向移动，离子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中加入少量FeCl3固体，平衡向水解方向移动，但Fe3+的水解程度减小。②由于加热可促进盐类水解，错误地认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。其实不一定，对于那些水解程度不是很大，水解产物离不开平衡体系的情况［如Al2(SO4)3、NaAlO2、Na2CO3］来说，溶液蒸干后仍得原溶质。③极端化认为水解相互促进即能水解彻底。如CH3cOONH4溶液中尽管CH3COO-、NH：水解相互促进，但仍然能大量共存，常见水解促进比较彻底而不能大量共存的离子有Al3+与AlO-、CO3-(或HCO-)、S2-(或HS-)、SO3-(或HSO-)等。3．明确“三个”守恒原理(1)电荷守恒：电解质溶液中阴离子所带电荷总数等于阳离子所带电荷总数，根据电荷守恒可准确、快速地解决电解质溶液中许多复杂的离子浓度问题。如(NH4)2cO3与NH4HCO3的混合溶液中一定有：c(NHp+c(H+)=2c(CO2-)+c(HCO3)+c(OH-)。(2)物料守恒：物质发生变化前后，有关元素的存在形式不同，但元素的种类和原子数目在变化前后保持不变，根据物料守恒可准确、快速地解决电解质溶液中复杂离子、分子物质的量浓度或物质的量的关系。如：①0.1moll-1NaHCO3溶液中一定有c(Na+)=c(HCO-)+c(CO3-)+c(H2cO3)

=0.1mol-L-i。②0.1mol-L-1CH3cOOH与0.1mol-L-1CH3cOONa等体积混合一定有：c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=2c(Na+)=0.1mol-L-1。(3)质子守恒：将混合溶液中的电荷守恒式和物料守恒式相联立，通过代数运算消去其中未参与平衡移动的离子，即可推出溶液中的质子守恒式。考点2：巧用三大平衡常数1．溶液中的“三大平衡常数”符号平衡关系式(实例)及平衡常数表达式弱电解质电离平衡常数广c(H+)・c(F-)Ka或Kbh一Hf-k=c(HF)盐的水解平衡常数KhCH3COO-+H2O^~^CH3COOH+OH-c(CHCOOH>c(OH-)K3Khc(CH3COO-)Mg(OH)2(s)-^-Mg2+(aq)+2OH-(aq)K[Mg(OH)2]=c(Mg2+)c2(OH-)沉淀溶解平衡常数Ksp2.相关规律⑴Qc与K的关系：二者表达式相同，若Qc<K,平衡正向移动；若Qc=K,平衡不移动，若Q>K，平衡逆向移动。(2)平衡常数只与温度有关，温度不变，平衡常数不变。升高温度，Ka、Kb、Kw、Kh均增大。(3)K、K、K三者的关系式为K=K；K、K、K三者的关系式为K=K。ahwhKabhwhKb考点3：结合图像判断溶液中粒子浓度的变化1．一强一弱溶液的稀释图像(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸|加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大|加水稀释到相同的pH,醋酸加入的水多(3)pH|加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大|加水稀释到相同的pH,醋酸加入的水多(3)pH与稀释倍数的线性关系①HY为强酸、HX为弱酸②a、b两点的溶液中：c(X-)=c(Y-)③水的电离程度：d>c>a=b①MOH为强碱、ROH为弱碱②c(ROH)>c(MOH)③水的电离程度：a>bc(OH>Tnol.l.-LId'HLdH4/mol-L1—⑴A、C、B三点均为中性，温度依次升高，Kw依次增大(2)D点为酸性溶液，E点为碱性溶液，Kw=c(OH>Tnol.l.-LId'HLdH4/mol-L1—⑴A、C、B三点均为中性，温度依次升高，Kw依次增大(2)D点为酸性溶液，E点为碱性溶液，Kw=1x10-14(3)AB直线的左上方均为碱性溶液，任意一点：c(H+)<c(OH-)(1)a、c点在曲线上，a-c的变化为增大c(SO2-),如加入NaSO,固体，但K不变

424sp(2)b点在曲线的上方，Qc>K1将会有沉淀生成sp(3)d点在曲线的下方，Q<K，则为不饱和溶液，还能继续溶解CaSOs：3.直线型(双曲线转化为直线)(1)常考有关对数举例①pC：类比pH,即为C离子浓度的负对数，规律是pC越大，C离子浓度越小。②pK：平衡常数的负对数，规律是pK越大，平衡常数越小，对于一元弱酸(HX)：PKa=pH-lg混,lg1s越大,HX的电离程度越大。③AG=lg号瞿，氢离子浓度与氢氧根离子浓度比的对数;c(OH-)规律是：AG越大，酸性越强，中性时AG=0。(2)常考有关图像举例①pOH-pH曲线：a.表示一元酸与一元碱中和过程中H+与OH-离子浓度的关系。Q点代表中性。M点显酸性，N点显碱性，两点水的电离程度相同。②直线型①乂一pR曲线)pM为阳离子浓度的负对数，pR为阴离子浓度的负对数a.直线AB上的点：c(M2+)=c(R2-)；b.溶度积：CaSO4>CaCO3>MnCO3；X点对CaCO3要析出沉淀，对CaSO4