專(zhuān)題07水溶液中的離子平衡

2023/2/5第7講水溶液中的離子平衡2023/2/5【考綱點(diǎn)擊】1．了解電解質(zhì)的概念；了解強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。2．了解電解質(zhì)在水溶液中的電離，以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。3．了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。4．了解水的電離，離子積常數(shù)。2023/2/55．了解溶液pH的定義；認(rèn)識(shí)溶液的酸堿性，溶液中c(H＋)和c(OH－)、pH三者之間的關(guān)系，并能進(jìn)行簡(jiǎn)單計(jì)算。6．了解鹽類(lèi)水解的原理、影響鹽類(lèi)水解程度的主要因素、鹽類(lèi)水解的應(yīng)用。7．了解難溶電解質(zhì)的溶解平衡及沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)。2023/2/52023/2/52023/2/51．相同pH、相同體積的鹽酸和醋酸溶液分別與足量的等濃度的NaOH溶液反應(yīng)，哪種酸消耗的NaOH溶液多？相同pH、相同體積的鹽酸和醋酸溶液分別與足量Zn反應(yīng)生成等量H2，哪種酸所用時(shí)間短？為什么？ 答案醋酸溶液消耗的NaOH溶液多。醋酸溶液所用時(shí)間短。因?yàn)榇姿崾侨跛?，醋酸溶液中存在電離平衡，pH相同時(shí)，醋酸溶液的物質(zhì)的量濃度大于鹽酸。隨著反應(yīng)的進(jìn)行，醋酸繼續(xù)電離產(chǎn)生H＋，反應(yīng)過(guò)程中醋酸溶液中的c(H＋)大于鹽酸中的c(H＋)。2023/2/52．常溫下，將0.1mol·L－1氫氧化鈉溶液與0.06mol·L－1硫酸溶液等體積混合，該混合溶液的pH是多少？ 答案假設(shè)氫氧化鈉溶液和硫酸溶液的體積均為1L，硫酸溶液中n(H＋)＝0.12mol，氫氧化鈉溶液中n(OH－)＝0.1mol，酸過(guò)量，反應(yīng)后的溶液中c(H＋)＝(0.12mol－0.1mol)/(1＋1)L＝0.01mol·L－1，故pH＝2.0。2023/2/53．NaHCO3溶液中存在哪些平衡？該溶液中離子濃度的大小關(guān)系如何？2023/2/54．沉淀溶解平衡有哪些具體的應(yīng)用？ 答案

(1)沉淀的生成：調(diào)節(jié)pH法和加沉淀劑法。(2)沉淀的溶解：酸堿溶解法，生成配合物使沉淀溶解，發(fā)生氧化還原反應(yīng)使沉淀溶解。(3)沉淀的轉(zhuǎn)化：當(dāng)兩種物質(zhì)的Ksp差別較大時(shí)，可以由溶解度較小的沉淀轉(zhuǎn)化為更難溶的沉淀。2023/2/5知識(shí)鏈接 (1)弱電解質(zhì)在溶液中存在著電離平衡，溶液中含有弱電解質(zhì)分子、電離出的陽(yáng)離子、陰離子及水分子、H＋、OH－。(2)電離平衡的影響因素：升溫、加水稀釋、加入能反應(yīng)的物質(zhì)促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離，加入同離子則抑制弱電解質(zhì)的電離?？键c(diǎn)一弱電解質(zhì)的電離平衡角度1弱電解質(zhì)的電離平衡及其影響因素(2013·福建，8)

2023/2/5 (3)電離平衡常數(shù)僅是溫度的函數(shù)，K越大，越易電離，對(duì)應(yīng)的酸(堿)性越強(qiáng)。(4)多元弱酸的各級(jí)電離平衡常數(shù)的大小關(guān)系是K1?K2?K3，其酸性取決于第一步。(5)同pH，同體積的弱酸(弱堿)溶液，酸(堿)性越弱其濃度越大。角度發(fā)散 弱電解質(zhì)的電離方程式的書(shū)寫(xiě)與正誤判斷。2023/2/5知識(shí)鏈接

弱電解質(zhì)的判斷方法：(1)同溫度同濃度下，與同類(lèi)型的強(qiáng)電解質(zhì)溶液做導(dǎo)電性對(duì)比試驗(yàn)或比較反應(yīng)速率快慢。(2)測(cè)定一定物質(zhì)的量濃度溶液的pH。如0.01mol·L－1HA的pH＞2，則HA為弱酸。(3)測(cè)定對(duì)應(yīng)的鹽溶液的酸堿性，如NaA溶液pH＞7，則HA為弱酸。(4)稀釋前后pH與稀釋倍數(shù)的變化關(guān)系。如pH＝2的酸溶液稀釋103倍，pH<5，則該酸為弱酸。(5)利用較強(qiáng)酸(堿)制取較弱的酸(堿)判斷電解質(zhì)強(qiáng)弱。角度2弱電解質(zhì)的判斷(2013·天津理綜，1D)

2023/2/5[高考印證]

2023/2/5答案C

2023/2/51．(2013·宜賓模擬)下列說(shuō)法正確的是 (

)。 A．常溫下，將pH＝3的醋酸溶液稀釋到原體積的10倍后，

溶液的pH＝4 B．為確定某酸H2A是強(qiáng)酸還是弱酸，可測(cè)NaHA溶液的pH。若pH＞7，則H2A是弱酸；若pH＜7，則H2A是強(qiáng)酸 C．中和pH與體積均相同的鹽酸和醋酸，則醋酸消耗NaOH 溶液的物質(zhì)的量比鹽酸多 D．將pH＝4的鹽酸稀釋后，溶液中所有離子的濃度均降低[應(yīng)用體驗(yàn)]

2023/2/5解析醋酸為弱酸，稀釋時(shí)會(huì)促進(jìn)電離，稀釋10倍后溶液的pH小于4而大于3，A錯(cuò)誤；NaHA的水溶液呈堿性，說(shuō)明HA－在溶液中水解、即H2A是弱酸，但若NaHA的水溶液呈酸性，可能是HA－的電離程度比HA－的水解程度大，而不能說(shuō)明H2A能完全電離，也就不能說(shuō)明H2A為強(qiáng)酸，B錯(cuò)誤；選項(xiàng)C，pH相同的HCl、CH3COOH溶液相比，CH3COOH的物質(zhì)的量濃度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于HCl的物質(zhì)的量濃度，所以中和等體積、等pH的HCl、CH3COOH溶液時(shí)，CH3COOH消耗NaOH溶液的物質(zhì)的量多。選項(xiàng)D，稀釋HCl溶液時(shí)，c(H＋)下降，但c(OH－)上升。答案C2023/2/5知識(shí)鏈接 (1)判斷溶液酸堿性的根本依據(jù)是溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對(duì)大小，而不是溶液的pH。(2)pH是溶液酸堿性的量度，受溫度限制。如pH＝6的溶液常溫下呈酸性，其他溫度也可能呈中性或堿性。(3)pH＝0溶液中c(H＋)＝1.0mol·L－1，并非無(wú)OH－，只是c(OH－)＝1.0×10－14mol·L－1。pH＝14溶液中c(OH－)＝1.0mol·L－1，并非無(wú)H＋，只是c(H＋)＝1.0×10－14mol·L－1。(4)室溫時(shí)，無(wú)限稀釋溶液的pH接近于7。考點(diǎn)二水的電離和溶液的酸堿性角度1溶液的酸堿性(2013·全國(guó)大綱理綜，12D)

2023/2/5知識(shí)鏈接 (1)pH計(jì)算的思維模式角度2溶液pH的計(jì)算(2013·全國(guó)大綱理綜，12D)

2023/2/5口訣：酸按酸(H＋)，堿按堿(OH－)，酸堿中和求過(guò)量，無(wú)限稀釋7為限。(2)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液的pH之和分析：2023/2/5知識(shí)鏈接 (1)酸式滴定管不能盛放堿性溶液和氫氟酸，堿式滴定管不能盛放酸性和強(qiáng)氧化性溶液。(2)滴定管讀數(shù)時(shí)保留小數(shù)點(diǎn)后兩位。(3)滴定的關(guān)鍵是準(zhǔn)確測(cè)定兩種反應(yīng)物溶液的體積，判斷滴定終點(diǎn)，合理選用指示劑。(4)注意恰好中和＝酸堿恰好反應(yīng)≠溶液呈中性≠滴定終點(diǎn)。(5)中和滴定誤差分析：判斷依據(jù)是c(待)＝c(標(biāo))·V(標(biāo)，aq)/V(待，aq)，任何操作的誤差最終均可歸結(jié)到對(duì)所用標(biāo)準(zhǔn)液的體積的影響。角度發(fā)散 應(yīng)用滴定法測(cè)定氧化還原反應(yīng)中物質(zhì)的量濃度或含量。角度3酸堿中和滴定(2013·上海，54)

2023/2/52．(2013·全國(guó)大綱理綜，12)下圖表示溶液中c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系，下列判斷錯(cuò)誤的是 (

)。[高考印證]

2023/2/5A．兩條曲線間任意點(diǎn)均有c(H＋)×c(OH－)＝KWB．M區(qū)域內(nèi)任意點(diǎn)均有c(H＋)＜c(OH－)C．圖中T1＜T2D．XZ線上任意點(diǎn)均有pH＝7解析

A項(xiàng)，水的離子積KW＝c(H＋)×c(OH－)；B項(xiàng)，根據(jù)圖像可知在區(qū)域M內(nèi)，都存在c(H＋)＜c(OH－)；C項(xiàng)，水的離子積隨著溫度的升高而增大，從T1→T2的過(guò)程，也是KW＝c(H＋)×c(OH－)增大的過(guò)程，及T1―→T2是溫度升高的過(guò)程；D項(xiàng)，XZ線代表c(H＋)＝c(OH－)，即溶液顯中性，但是溫度升高，pH在減小(pH＜7)。答案

D2023/2/52．下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是 (

)。 A．0.1mol·L－1的CH3COOH溶液中，由水電離的c(H＋)為 10－13mol·L－1 B．pH＝2與pH＝1的CH3COOH溶液中c(H＋)之比為1∶10 C．用盛有CH3COOH酸式滴定管滴定NaOH溶液，終點(diǎn)時(shí) 溶液pH＞7 D．pH＝13的NaOH溶液和pH＝2的鹽酸以1∶9體積比混 合，則混合后pH＝11[應(yīng)用體驗(yàn)]

2023/2/5解析

A項(xiàng)，0.1mol·L－1的CH3COOH溶液中c(H＋)<0.1mol·L－1，故由水電離出的c(H＋)>10－13mol·L－1，錯(cuò)誤；B項(xiàng)，pH＝2的CH3COOH溶液中c(H＋)＝1.0×10－2mol·L－1，pH＝1的CH3COOH溶液中c(H＋)＝1.0×10－1mol·L－1，正確；C項(xiàng)，中和滴定終點(diǎn)時(shí)，生成CH3COONa溶液，由于CH3COO－水解溶液呈堿性，pH＞7，正確；D項(xiàng)，pH＝13的NaOH溶液，c(H＋)＝10－13mol·L－1，c(OH－)＝10－1mol·L－1，鹽酸的pH＝2，c(H＋)＝10－2mol·L－1，二者以1∶9體積比混合，溶液呈堿性，混合后溶液2023/2/5答案

A

2023/2/5知識(shí)鏈接 (1)鹽類(lèi)水解的規(guī)律：有弱才水解，無(wú)弱不水解；誰(shuí)弱誰(shuí)水解，越弱越水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，都弱具體定。如：強(qiáng)酸弱堿鹽水解溶液顯酸性。考點(diǎn)三鹽類(lèi)的水解和溶液中離子濃度的關(guān)系角度1鹽溶液的酸堿性的判斷(2013·福建理綜，8C)

2023/2/5 (2)酸式鹽溶液酸堿性的判斷：①?gòu)?qiáng)酸酸式鹽(如NaHSO4)只電離不水解，溶液顯酸性。②弱酸酸式鹽：酸式酸根既電離又水解，溶液酸堿性取決電離、水解程度的相對(duì)大小：若水解程度大，則溶液顯堿性，如NaHS、NaHCO3；若電離程度大，則溶液顯酸性，如NaHSO3、NaH2PO4。(3)鹽類(lèi)水解程度大小比較規(guī)律：①越弱越水解、越稀越水解、越熱越水解；②相同條件，正鹽>相應(yīng)酸式鹽；③相互促進(jìn)水解的鹽>單水解的鹽>相互抑制水解的鹽。角度發(fā)散 用水解方程式表示溶液呈酸堿性。2023/2/5知識(shí)鏈接角度2電解質(zhì)溶液中離子濃度的大小比較(2013·四川，5)

2023/2/52023/2/52023/2/53．(2013·四川理綜，5)室溫下，將一元酸HA的溶液和KOH溶液等體積混合(忽略體積變化)，實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)如下表：[高考印證]

實(shí)驗(yàn)編號(hào)起始濃度/(mol·L－1)反應(yīng)后溶液的pHc(HA)c(KOH)①0.10.19②x0.272023/2/52023/2/5解析由實(shí)驗(yàn)①可知HA是一元弱酸，二者恰好完全反應(yīng)，因A－離子水解使KA溶液呈堿性，故A項(xiàng)正確；由電荷守恒可知，c(OH－)＋c(A－)＝c(H＋)＋c(K＋)，故B項(xiàng)錯(cuò)誤。由實(shí)驗(yàn)②分析，因反應(yīng)后溶液呈中性，則酸應(yīng)過(guò)量，x＞0.2，由原子守恒可知c(A－)＋c(HAc)＞0.1mol/L成立，C項(xiàng)正確；在中性溶液中，c(H＋)＝c(OH－)，再由電荷守恒可知c(K＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)故c(K＋)＝c(A－)＞c(OH－)＝c(H＋)，D項(xiàng)正確。答案B2023/2/5[應(yīng)用體驗(yàn)]

2023/2/5答案

B

2023/2/5知識(shí)鏈接 (1)濃度：加水稀釋?zhuān)胶庀蛉芙獾姆较蛞苿?dòng)，但Ksp不變。 (2)溫度：絕大多數(shù)難溶電解質(zhì)的溶解是吸熱過(guò)程，升高溫度，平衡向溶解的方向移動(dòng)，Ksp增大?？键c(diǎn)四難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡角度1影響沉淀溶解平衡的因素(2013·天津，5B)

2023/2/5(3)同離子效應(yīng)：在難、微溶電解質(zhì)達(dá)到沉淀溶解平衡的溶液中，加入與電解質(zhì)溶液中含有某種相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，相當(dāng)于增大了沉淀溶解平衡中產(chǎn)物的濃度，平衡左移，溶解度減小。(4)其他：向平衡體系中加入可與體系中某些離子反應(yīng)生成更難溶、更難電離的物質(zhì)或氣體時(shí)，平衡向溶解的方向移動(dòng)，但Ksp不變。2023/2/5知識(shí)鏈接 (1)沉淀的生成：條件Qc>Ksp應(yīng)用：①調(diào)節(jié)pH法：控制溶液的pH來(lái)分離物質(zhì)；②沉淀劑法：分離離子。角度2由溶度積分析沉淀的生成、溶解和轉(zhuǎn)化(2013·北京，10)

2023/2/5 (2)沉淀的溶解：條件：Qc＜Ksp；措施：①酸堿溶解法，如向CaCO3懸濁液中滴加鹽酸；②鹽溶解法，如向Mg(OH)2懸濁液中滴加NH4Cl溶液；③氧化還原法，如向CuS懸濁液中滴加濃硝酸；④絡(luò)合法，如向AgOH懸濁液中滴加濃氨水。 (3)沉淀的轉(zhuǎn)化：溶解度或Ksp大的向溶解度或Ksp小的難溶電解質(zhì)轉(zhuǎn)化。對(duì)于陰、陽(yáng)離子比相同的難溶電解質(zhì)才可應(yīng)用Ksp直接判斷。2023/2/54．(2013·北京理綜，10)實(shí)驗(yàn)：①0.1mol·L－1AgNO3溶液和0.1mol·L－1NaCl溶液等體積混合得到濁液a，過(guò)濾得到濾液b和白色沉淀c； ②向?yàn)V液b中滴加0.1mol·L－1KI溶液，出現(xiàn)渾濁； ③向沉淀c中滴加0.1mol·L－1KI溶液，沉淀變?yōu)辄S色。

下列分析不正確的是 (

)。[高考印證]

2023/2/52023/2/5解析

A項(xiàng)，在濁液a中，存在AgCl的沉淀溶解平衡，正確；B項(xiàng)，在濾液b中，仍含有少量Ag＋，故在b中生成了AgI沉淀，錯(cuò)誤；由于AgI比AgCl更難溶解，c為AgCl，滴加0.1mol·L－1KI溶液，能發(fā)生沉淀轉(zhuǎn)化反應(yīng)，生成黃色的AgI，C項(xiàng)和D項(xiàng)都正確。答案

B2023/2/54．(2013·內(nèi)江市一模)下列有關(guān)沉淀溶解平衡的說(shuō)法正確的是(

)。 A．在AgCl的沉淀溶解平衡體系中，加入蒸餾水，Ksp(AgCl) 增大 B．在CaCO3的沉淀溶解平衡體系中，加入稀鹽酸，平衡不

移動(dòng) C．可直接根據(jù)Ksp的數(shù)值大小比較難溶物在水中的溶解度大 小[應(yīng)用體驗(yàn)]

2023/2/5D．25℃時(shí)，Ksp(BaCO3)＝8.1×10－9，Ksp(BaSO4)＝1.0×

10 －10，BaCO3若要在Na2SO4溶液中開(kāi)始轉(zhuǎn)化成BaSO4，則 Na2SO4溶液的濃度必須不低于1.1×10－6mol·L－12023/2/5答案

D

2023/2/5知識(shí)鏈接 (1)在探究溶液中離子的濃度、微粒數(shù)時(shí)要注意某些離子可能水解。(2)注意實(shí)驗(yàn)、化工生產(chǎn)和生活中的鹽類(lèi)水解實(shí)例，如泡沫滅火器原理、明礬凈水、純堿去污原理、Fe(OH)3膠體制備、堿性藥品儲(chǔ)存、肥料使用、某些晶體制備等。防范1忽視鹽類(lèi)水解的應(yīng)用

2023/2/5[防范演練]

2023/2/5答案

A

2023/2/5知識(shí)鏈接 (1)向CuS懸濁液中滴加濃硝酸是利用濃硝酸的氧化性使CuS氧化而溶解。(2)難、微溶電解質(zhì)