2019高考化学专题28水溶液中的离子平衡（一）考点讲解.doc

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1、1专题 28 水溶液中的离子平衡（一）【考情报告】考查角度 考查内容 命题特点弱电解质的电离平衡 电离平衡的影响因素；电离平衡常数。水的电离和溶液的酸碱性水的电离常数；pH 计算；酸碱中和滴定。盐类的水解和溶液中离子浓度大小的比较盐类水解的应用；离子浓度大小的比较。沉淀溶解平衡 沉淀溶解平衡的应用；Ksp 的相关计算；与实验的结合。部分的题目一般通过溶液酸碱性的判断、pH 的计算或离子浓度的大小比较等来考查对溶液中的三种平衡的理解。离子浓度大小比较与盐类水解和弱电解质的电离等知识有机结合、沉淀溶解平衡与其他平衡融合考查是高考重点，命题形式有选择和填空两种形式。【考向预测】弱电解质的电离平衡知识

2、与化学平衡知识密切相关，尤其是化学平衡的建立和化学平衡移动原理的知识和学习方法，可直接用来学习弱电解质电离平衡的有关内容，而弱电解质电离平衡是统率水溶液中的离子平衡的基本出发点，是中学化学教学的重要知识点，也是中学化学教学的难点，因此成为历年高考的热点内容。题型为选择题和非选择题，其中选择题重点考查弱电解质电离平衡的移动原理以及相应的图像问题、盐类水解的原理、离子浓度大小的比较和等量关系，盐类水解的应用，非选择题重点考查弱电解质的电离平衡常数的计算以及与溶液的酸碱性、pH、盐类的水解、沉淀溶解平衡结合起来解释某些现象。难溶电解质的溶解平衡是新课标中新添的内容，是中学化学“四大平衡体系”之一，也

3、是中学化学重要的基本概念与理论内容之一，因此成为新课改省区高考的必考内容。题型为选择题和非选择题，其中选择题重点考查溶解平衡的原理及 Ksp的简单计算、沉淀的溶解和转化、生成沉淀的先后顺序等，非选择题重点考查将溶解平衡的知识融合在元素及其化合物之中解释化学实验的某些现象、进行简单的计算等。水溶液中的离子平衡是化学平衡的延伸和应用，也是高考中考点分布较多的内容之一。其中沉淀溶解平衡是新课标中新增的知识点，题型主要是选择题和填空题，其考查主要内容有：电离平衡。酸、碱混合溶液酸碱性的判断及 pH 的简单计算。盐对水电离平衡的影响及盐溶液蒸干(或灼烧)后产物的判断。电解质溶液中离子浓度的大小比较。沉淀

4、的溶解平衡及沉淀的转化。2从高考命题的变化趋势来看，溶液中离子浓度的大小比较及沉淀的溶解平衡和转化是主流试题。此类题目考查的内容既与盐的水解有关，又与弱电解质的电离平衡有关。题目不仅偏重考查粒子的浓度大小顺序，而且还侧重溶液中的各种守恒(电荷守恒、物料守恒、质子守恒)关系的考查，从而使题目具有一定的综合性、灵活性和技巧性。【经典在线】1.知识梳理一、弱电解质的电离平衡1弱电解质的电离平衡的特点(1)动态平衡，电离方程式中用“ ”。如：CH 3COOH CH3COO 一 +H+。(2)条件改变，平衡被打破。如在 CH3COOH 的石蕊溶液中(呈红色)加入固体 CH3COONH4，即增大了 c(C

5、H3COO一 )，平衡左移，c(H +)变小，使红色变浅。(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：a温度：升高温度，电离平衡向电离方向移动，电离程度增大，原因是电离过程吸热。b浓度：加水稀释，使弱电解质的浓度减小，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。c同离子效应：例如向 CH3COOH 溶液中加入 CH3COONa 固体，溶液中 c(CH3COO )增大，CH 3COOH 的电离平衡向左(填“左”或“右”)移动，电离程度减小， c(H )减小，pH 值增大。(4)电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理去分析电离平衡。以 0.1 molL1 CH3COOH 溶液为

6、例：CH 3COOH CH3COO H (正向吸热)。实例(稀溶液) CH3COOHH CH 3COO H0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 不变加 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2电离平衡常数的意义及影响因素(1)电离平衡常数的意义：弱酸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。(2)外因对电离

7、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3无关，升高温度， K 值增大，原因是电离是吸热过程。二、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 H2OH 2O H3O OH 或 H2O H OH 。2水的离子积常数Kw c(H )c(OH )。(1)室温下： Kw110 14 。(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

8、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 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Na2CO3 正 不变 增大 增大 减小可水解的盐 NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大升温 正 增大 增大 增大 增大温度降温 逆 减小 减小 减小 减小其他：如加入 Na 正 不变 增大 增大 减小三、溶液的酸碱性和 pH 值计算1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)

9、酸性溶液： c(H )c(OH )，常温下，pH7。2溶液 pH 的计算方法（1）单一溶液 pH 的计算强酸溶液(H nA)，其物质的量浓度为 c mol/L，则： c(H ) nc mol/L，pHlg c(H )lg nc；强碱溶4液B(OH) n，其物质的量浓度为 c mol/L，则 c(OH ) nc mol/L， c(H ) 1.010 14ncmol/L，pHlg c(H )14lg nc。（2）强酸、强碱混合液的 pH 计算强酸与强酸混合求 pHa 非等体积混合c(H ) ，然后再求 pH。c1(H )V1 c2(H )V2V1 V2b 等体积混合可近似计算 pHpH 小 0.3

10、 强碱与强碱混合求 pHa 非等体积混合先计算： c(OH ) ，再求 c(H ) ，最后求 pH。c1(OH )V1 c2(OH )V2V1 V2 KWc(OH )b 等体积混合，可近似计算 pHpH 大 0.3。强酸与强碱混合a 恰好完全反应，溶液呈中性，pH7。b 酸过量：先求 c(H )余 ，再求 pH。c(H )V(酸 ) c(OH )V(碱 )V(酸 ) V(碱 )c 碱过量：先求 c(OH )余 ，再求 c(H ) ，然后求 pH。c(OH )V(碱 ) c(H )V(酸 )V(酸 ) V(碱 ) KWc(OH )四、酸碱中和滴定1实验原理利用酸碱中和反应，用已知浓度酸(或碱)来

11、测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。以标准盐酸溶液滴定待测的 NaOH 溶液，待测的 NaOH 溶液的物质的量浓度为 c(NaOH) 。酸碱中和滴定的关c HCl V HClV NaOH键：(1)准确测定标准液的体积。(2)准确判断滴定终点。2常用酸碱指示剂及变色范围指示剂 变色范围的 pH石蕊 8.0 蓝色甲基橙 4.4 黄色酚酞 10.0 红色3中和滴定的误差分析5(1)原理依据原理 c(标准) V(标准) c(待测) V(待测)，所以 c(待测) ，因 c(标准)与c 标 准 V 标 准 V 待 测 V(待测)已确定，因此只要分析出不正确操作引起 V(标准)的变化，即分析出结果。(2)常

12、见误差以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：步骤 操作 V(标准) c(待测)酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高碱式滴定管未用待测溶液润洗 变小 偏低锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高洗涤锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响 取液放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失变小 偏低酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失变大 偏高振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高滴定溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴 NaOH 溶液无变化变大 偏高酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)变小 偏

13、低读数酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)变大 偏高五、盐类的水解1盐类水解的影响因素因素 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 增大增大 右移 减小 增大浓度减小(即稀释) 右移 增大 减小酸 弱碱阳离子的水解程度减小外加酸碱碱 弱酸根离子的水解程度减小2盐类水解的应用应用 举例6判断溶液的酸碱性 FeCl3显酸性，原因是 Fe3+3H 2O Fe(OH)33H +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+水解判断盐溶液蒸干产物加热蒸干 AlCl3加热 Al(NO3)3、FeCl 3、AlBr 3溶液与之类

14、似溶液，因为水解 产物之一为挥发性物质盐酸，不断挥发出氯化氢气体，导致水解平衡不断向右移动，最后彻底水解，蒸干后得到 AI(OH)3，进一步灼烧得到 Al2O3。胶体的制取 制取 Fe(OH)3胶体的离子反应：Fe 3+3H 2O Fe(OH)3(胶= = = = 体)3H +物质的提纯 除去 MgCl2溶液中的 Fe3+，可加入 MgO、镁粉或 Mg(OH)2或 MgCO3离子共存的判断 Al3+与 AlO 、CO 、HCO 、S 2-、HS -等因相互促进水解而不共存 2 23 3泡沫灭火器原理成分为 NaHCO3与 Al2(SO4)3，发生反应为 Al3+3HCO =Al(OH) 333

15、CO 2作净水剂 明矾可作净水剂，原理为 Al3+3H 2O Al(OH)3(胶体)3H +化肥的使用铵态氮肥与草木灰不得混用，原因是2NH CO 2NH 3CO 2H 2O 4 23六、沉淀溶解平衡1沉淀溶解平衡的应用(1)沉淀的生成调节 pH 法如除去 NH4Cl 溶液中的 FeCl3杂质，可加入氨水调节 pH 至 78，离子方程式为 Fe3 3NH 3H2O=Fe(OH)33NH 。 4沉淀剂法如用 H2S 沉淀 Cu2 ，离子方程式为 H2SCu 2 =CuS2H 。(2)沉淀的溶解酸溶解法如 CaCO3溶于盐酸，离子方程式为 CaCO32H =Ca2 H 2OCO 2。盐溶液溶解法如

16、 Mg(OH)2溶于 NH4Cl 溶液，离子方程式为 Mg(OH)22NH =Mg2 2NH 3H2O。 4氧化还原溶解法如不溶于盐酸的硫化物 Ag2S 溶于稀 HNO3。配位溶解法如 AgCl 溶于氨水，离子方程式为 AgCl2NH 3H2O=Ag(NH3)2 Cl 2H 2O。(3)沉淀的转化7实质：沉淀溶解平衡的移 动(沉淀的溶解度差别越大，越容易转化)。应用：锅炉除垢、矿物转化等。2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 Ksp Qc表达式Ksp(AmBn) cm(An )cn(Bm

17、 )，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 QcKsp：溶液过饱和，有沉淀析出 Qc Ksp：溶液饱和，处于平衡状态 Qc11强 酸 、 弱 碱 V 酸 V 碱 相应酸式盐，如 CO HCO 。23 316（3）相互促进水解的盐单水解的盐相互抑制水解的盐。如(NH 4)2CO3(NH4)2SO4(NH4)2Fe(SO4)22、离子浓度大小比较（1）微粒浓度大小比较的理论依据和守恒关系A两个理论依据弱电解质电离理论：电离粒子的浓度大于电离生成粒子的浓度。例如，H 2CO3溶液中： c(H2CO3)c(HC

18、O )c(CO )(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离)。 3 23水解理论：水解离子的浓度大于水解生成粒子的浓度。例如，Na 2CO3溶液中： c(CO )c(HCO )c(H2CO3)(多元弱酸根离子的水解以第一步为主)。23 3B三个守恒关系电荷守恒：电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。例如，NaHCO 3溶液中： c(Na ) c(H ) c(HCO )2 c(CO ) c(OH )。 3 23物料守恒：物料守恒也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。例如，0.1 molL 1 NaHCO3溶液中： c(Na ) c(

19、HCO ) c(CO ) c(H2CO3)0.1 molL -1。 3 23质子守恒：由水电离出的 c(H )等于由水电离出的 c(OH )，在碱性盐溶液中 OH 守恒，在酸性盐溶液中H 守恒。例如，纯碱溶液中 c(OH ) c(H ) c(HCO )2 c(H2CO3)。 3（2）四种情况分析多元弱酸溶液根据多步电离分析，如：在 H3PO3溶液中， c(H )c(H2PO )c(HPO )c(PO )。 4 24 34多元弱酸的正盐溶液 根据弱酸根的分步水解分析，如：Na 2CO3溶液中： c(Na )c(CO )c(OH )c(HCO )。23 3不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他

20、离子对其产生的影响。例如，在相同物质的量浓度的下列溶液中：NH 4NO3溶液，CH 3COONH4溶液，NH 4HSO4溶液， c(NH )由大到小的顺序是。 4混合溶液中各离子浓度的比较要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。例如，在 0.1 molL-1的 NH4Cl 和 0.1 molL-1的氨水混合溶液中，各离子浓度的大小顺序为 c(NH )c(Cl )c(OH )c(H )。在该溶液中，NH 3H2O 的电离与 NH 4的水解互相抑制，但 NH3H2O 的电离程度大于 NH 的水解程度，溶液呈碱性， c(OH )c(H )，同时 4 4c(NH )c(Cl )。 4【规律总结】误点警

21、示：（1）在水溶液中，弱电解质部分电离，在弱电解质的溶液中不仅含有相应自由移动的离子，而且含有该弱电解质分子，如 CH3COOH 溶液中含有 CH3COOH 分子，而强电解质只含有相应自由移动 的离子，不含有强17电解质分子，如 HNO3溶液中就没有 HNO3分子。（2）弱电解质的电离平衡也属于化学平衡，所以也符合化学平衡的特征：逆、等、动、定、变。（3）电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如向氨水中通入氨气，平衡右移，氨气的浓度最终比原平衡时大。同理，电离平衡右移，离子的浓度也不一定增大，如向氨水中加入盐酸，平衡右移，但OH 的浓度最终比原平衡时小。（4）一定温度下，无论是 稀酸、稀碱

22、或盐溶液中，水的离子积 KW c(H )c(OH )均不变，水电离出的c(H ) c(OH )， KW只与温度有关，只有在 25 时， KW110 14 。（5）pH 是溶液酸碱性的量度。pH6 的溶液在常温下呈酸性，其他温度也可能呈中性或碱性；pH0 的溶液并非没有 H ，而是 c(H )1.0 molL 1 ，同时也并非无 OH ，此时 c(OH )1.010 14 molL1 。（6）强碱溶液的 pH 计算，应先根据溶液的 c(OH )求出溶液 c(H )，从而求出溶液的 pH。（7）判断 HA 是强酸还是弱酸最典型的两种方法：取其钠盐(NaA)溶于水，测其 pH，若 pH7，则说明 H

23、A 为弱酸。配制一定物质的量浓度的 HA 溶液(如：0.01 mol/L)，测其 pH。若 pH2，则说明 HA 为弱酸。（8）熟记下列因双水解不能大量共存的离子组合Al 3 与 HCO 、CO 、AlO 、SiO 、HS 、S 2 、ClO 。 3 23 2 23Fe 3 与 HCO 、CO 、AlO 、SiO 、ClO 。 3 23 2 23NH 与 SiO 、AlO 。 4 23 2(9)盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质，如 CuSO4(aq) CuSO4(s)；盐溶液水解生成 蒸 干 易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如 AlCl3(aq) Al(OH)3 Al

24、2O3。 蒸 干 灼 烧 (10)酸根阴离子易水解的强碱盐，如 Na2CO3溶液等蒸干后可得到原物质。(11)考虑盐受热时是否分解Ca(HCO3)2、NaHCO 3、KMnO 4、NH 4Cl 固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为 Ca(HCO3)2 CaCO 3(CaO)；NaHCO3 Na 2CO3；KMnO 4 K 2MnO4MnO 2；NH 4Cl NH 3HCl。（11）误认为 Ksp越小，物质的溶解能力越弱。只有物质类型相同时(如 AB 型、AB 2型等)， Ksp越小，难溶电解质在水中的溶解能力越弱。若物质类型不同如 Mg(OH)2和 AgCl， Ksp不能直接用于判断物质溶解能

25、力的强弱。（12）一定温度下，溶解度受溶液中相同离子浓度的影响，而 Ksp不受影响。如一定温度下，Mg(OH) 2在MgCl2溶液中的溶解度要小于在纯水中的溶解度，而 KspMg(OH)2则不变。（13）利用生成沉淀分离或除去某种离子，首先要使生成沉淀的反应能够发生；其次希望生成沉淀的反应进行得越完全越好。如要除去溶液中的 Mg2 ，可使用 NaOH 等使之转化为溶解度较小的 Mg(OH)2。（14） Ksp大的难溶电解质只能向 Ksp小的难溶电解质转化，误认为反之不可能是错误的。实际上当两种难溶电解质的 Ksp相差不是很大时，通过调节某种离子的浓度，可实现难溶电解质由 Ksp小的向 Ksp大的转化。