专题11水溶液中的离子平衡讲学案高考化学二轮复习资料原卷版docx.docx

专题11水溶液中的离子平衡讲学案高考化学二轮复习资料原卷版docx.docx

《专题11水溶液中的离子平衡讲学案高考化学二轮复习资料原卷版docx.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《专题11水溶液中的离子平衡讲学案高考化学二轮复习资料原卷版docx.docx（49页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。

专题11水溶液中的离子平衡讲学案高考化学二轮复习资料原卷版docx

1.了解弱电解质在水溶液中存在电离平衡。

2.了解水的电离、离子积常数。

3.了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。

4.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。

5.了解难溶电解质的溶解平衡。

了解溶度积的含义，能用平衡移动原理分析沉淀溶解、生成和转化过程。

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：

①电离平衡。

②酸、碱混

合溶液酸碱性的判断及pH的简单计算。

③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。

④

电解质溶液中离子浓度的大小比较。

⑤沉淀的溶解平衡及沉淀的转化。

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。

一、电解质

1.强、弱电解质与物质分类的关系

2.强、弱电解质与化学键的关系

一般电解质的键型不同，电离程度就不同，已知典型的离子化合物，如强碱（NaOH、KOH等）、大部分盐

类（如NaCl、CaCl2）以及强极性共价化合物（如HCl、H2SO4），在水分子作用下能够全部电离，我们称这种在

水溶液中能够完全电离的物质为强电解质。

而含弱极性键的共价化合物如CH3COOH、NH3·H2O、H2O等，在水

中仅部分电离，为弱电解质。

但是，仅从键型来区分强、弱电解质是不全面的，即使强极性共价化合物也

有属于弱电解质的情况，如HF。

3.弱电解质的判断

在中学化学电解质溶液这一知识点的学习中，常常需要根据一些性质对强弱电解质进行有关判断和分

析，属于高考的热点。

现以弱酸为例进行分析，常见的判断方法有：

（1）测定已知物质的量浓度的弱酸的

pH。

如已知酸HB，物质的量浓度为

0.01mol·L－1，若为强酸，

则完全电离，c（H＋）＝0.01mol·L－1，pH＝2；若为弱酸，则部分电离，

c（H＋）<0.01mol·L－1，pH>2。

（2）取一定体积的酸HB溶液（设取1体积），测定其pH，稀释至体积扩大

100倍，再测定其pH。

若pH

增大2个单位，则为强酸；若

pH增大小于

2个单位，则为弱酸。

（3）取酸HB对应的钠盐溶液，测定其

pH。

若pH＝7，则为强酸；若

pH>7，则为弱酸。

（4）取体积和pH相同的酸HB溶液和盐酸，分别加入足量的锌粒，若

HB产生H2的速率大且量多，说

明是弱酸。

（5）分别取等体积等pH的酸HB和盐酸进行中和滴定，若达到终点时酸

HB消耗的同浓度的

NaOH溶液

体积大，说明HB为弱酸。

（6）分别取相同物质的量浓度的酸

HB溶液和盐酸，测其导电性，若酸

HB溶液的导电能力弱，说明

HB

为弱酸。

（7）分别取相同pH的酸HB溶液和盐酸，向其中加入

NaCl晶体和NaB晶体，振荡，待晶体溶解后，

盐酸的pH几乎不变，若酸HB溶液的pH增大，说明HB为弱酸。

4．电离方程式的书写

（1）强电解质：

完全电离用“＝”，如：

＋

＋Cl

－

＋

－

＋

-

。

HCl＝H

；NaOH＝Na

＋OH；NaNO3＝Na＋NO3

（2）弱电解质：

部分电离用“

”，如：

CHCOOH

－

＋

，NH·HO

-

－

CHCOO＋H

NH

＋OH。

3

3

3

2

2

（3）多元弱酸的电离是分步进行的，

以第一步电离为主。

如：

H2CO3

-

-

H

H＋＋HCO3

（主要）；HCO3

＋2-

（次要）。

＋CO

3

（4）多元弱碱用一步电离表示，如：

Cu（OH）2

2＋

－

Cu

＋2OH

。

（5）强酸的酸式盐在水溶液中完全电离，如

＋

＋

2－

，在熔融状态下的电离为

＋

NaHSO=Na

＋H＋SO

KHSO=K

4

4

4

－

。

弱酸的酸式盐既有完全电离，又有部分电离，如

＋

－

－

＋

2－

。

＋HSO4

NaHCO3=Na

＋HCO3

，HCO3

H

＋CO3

5．电离度

（1）定义：

弱电解质在水中达到电离平衡状态时，已电离的电解质分子数占原有电解质分子总数（包括

已电离和未电离）的百分率，称为电离度。

（2）表达式：

电离度通常用α表示：

α＝×100%。

（3）意义

电离度实质上是平衡转化率的一种。

电离度表示弱电解质在水中的电离程度。

温度相同、浓度相同时，

不同的弱电解质的电离度是不同的，同一种电解质在不同浓度的水溶液中，其电离度也是不同的，溶液越

稀，电离度越大。

二、酸碱稀释时pH的变化

1．强酸、强碱的稀释

在稀释时，当它们的浓度大于

10

－5

－1

时，不考虑水的电离；当它们的浓度小于

10

－5

－1

时，

mol·L

mol·L

应考虑水的电离。

例如：

（1）pH=6的HCl溶液稀释100倍，混合液pH≈7（不能大于7）；

（2）pH=8的NaOH溶液稀释100倍，混合液pH≈7（不能小于7）；

（3）pH=3的HCl溶液稀释100倍，混合液pH=5；

（4）pH=10的NaOH溶液稀释100倍，混合液pH=8。

2．弱酸、弱碱的稀释

在稀释过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其pH范围。

例如：

（1）pH=3的CH3COOH溶液，稀释100倍，稀释后3

（2）pH=10

的NH·HO溶液，稀释100倍，稀释后8

3

2

（3）pH=3

的酸溶液，稀释

100倍，稀释后3

（4）pH=10

的碱溶液，稀释

100倍，稀释后8≤pH<10。

3．对于pH相同的强酸和弱酸（或强碱和弱碱）溶液稀释相同的倍数，强酸

（或强碱）溶液的pH变化幅度

大。

这是因为强酸（或强碱）已完全电离，随着加水稀释，溶液中

＋

－

H（

或OH）数（除水电离的以外）不会增多，

而弱酸（或弱碱）随着加水稀释，电离程度增大，

＋

－

H

（或OH）数会增多。

4．对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸（或强碱和弱碱），稀释相同的倍数，pH的变化幅度不同，强酸

（或强碱）稀释后pH变化幅度大。

三、关于pH值的计算

1．单一溶液pH的计算

强酸溶液（HnA），其物质的量浓度为

cmol/L，则：

c（H＋）＝ncmol/L，pH＝－lgc（H＋）＝－lgnc；强碱

溶液[B（OH）n]，其物质的量浓度为

－

＋

）＝

1.0×10－14

cmol/L，则c（OH

）＝ncmol/L，c（H

mol/L，pH＝－lgc（H

nc

＋）＝14＋lgnc。

2．强酸、强碱混合液的pH计算

（1）强酸与强酸混合求pH

①非等体积混合

＋

）＝

c1（H＋）·V1＋c2（H＋）·V2

c（H

1＋2

，然后再求pH。

VV

②等体积混合可近似计算

pH＝pH小＋0.3

（2）强碱与强碱混合求pH

①非等体积混合

先计算：

c（OH－）＝

c1（OH－）·V1

＋c2

（OH－）·V2

，

V＋V

1

2

＋

K

再求c（H

W

）＝c（OH－），最后求pH。

②等体积混合，可近似计算pH＝pH大－0.3。

（3）强酸与强碱混合①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7。

②酸过量：

先求c（H＋）余＝c（H＋）·V（酸）－c（OH－）·V（碱），再求pH。

V（酸）＋V（碱）

③碱过量：

－

c（OH－）·V（碱）－c（H＋）·V（酸）

＋

KW

先求c（OH）余＝

V（酸）＋V（碱）

，再求c（H

）＝c（OH－），然后求pH。

四、酸碱中和滴定的误差分析

1．原理

c

标准

·V

c（标准）·V（标准）＝c（待测）·V（待测），所以c（待测）＝

标准

，因c（标准）已确定，因此只要分

V待测

析出不正确操作引起

V（标准）与V（待测）的变化，即

分析出结果。

2．引起误差的原因

中和滴定实验中，产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等，分析误差要根据计算式分析，

c待测

c

标准

·V

＝

标准

c标准、V待测均为定值，c待测的大小取决于

V标准的大小。

，当用标准酸溶液滴定待测碱溶液时，

V待测

下列为不正确操作导致的实验结果偏差：

（1）仪器洗涤

①酸式滴定管水洗后，未润洗

（偏高）；②酸式滴定管水洗后，误用待测液润洗

（偏高）；③碱式滴定管

水洗后，未润洗

（偏低）；④锥形瓶水洗后，用待测液润洗

（偏高）。

（2）量器读数

①滴定前俯视酸式滴定管，滴定后平视（偏高）；

②

滴定前仰视酸式滴定管，滴定后俯视（偏低）如图所示；

③滴定完毕后，立即读数，半分钟后颜色又褪去（偏低）。

（3）操作不当

①滴定前酸式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定结束后气泡消失（偏高）；

②滴定过程中，振荡锥形瓶时，不小心将溶液溅出（偏低）；

①滴定过程中，锥形瓶内加少量蒸馏水（无影响）。

3．常见误差分析

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

洗涤

锥形瓶用待测溶液润洗

变大

偏高

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

滴定

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

滴定前读数正确，滴定后俯视读数

（或前仰后俯）

变小

偏低

读数

（或前俯后仰）

滴定前读数正确，滴定后仰视读数

变大

偏高

五、盐类水解离子方程式的书写

1.水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。

2．水解反应是可逆过程，因此要用“”符号，不能用“＝”。

通常情况下，中和反应是趋于完成

的反应，所以盐的水解程度很小，产物的量很少，因此方程式中不标“↑”“↓”符号，也不把易分解的

生成物（如NH3·H2O、H2CO3等）写成其分解产物的形式。

如NH4Cl＋H2O

NH3·H2O＋HCl；离子方程式为

+

NH4

＋H2O＝NH3·H2O。

3．多元弱酸盐的水解是分步进行的，应分步书写，水解程度主要取决于第一步。

2－

＋H2O

－

－

；

如：

CO3

HCO3

＋OH

－

＋HO

－

。

HCO

HCO＋OH

3

2

2

3

4．多元弱碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，中学阶段仍写成一步，如：

Cu2＋＋2H2OCu（OH）2＋2H＋

Al3＋3H2OAl（OH）3＋3H＋

（5）某些盐溶液在混合时，一种盐的阳离子与另一种盐的阴离子在一起都发生水解，使两种盐的离子水

解趋于完全。

此时，用“＝”“↑”“↓”（又叫双水解反应

）。

如生成的

H2CO3写成CO2↑＋H2O。

如将Al2

（SO4）3

溶液与

NaHCO3溶液混合，立即产生大量白色沉淀和大量气体。

这是由于

Al2（SO4）3溶液显酸性：

Al3＋＋

3HO

＋

2－

＋HO

－

，二者混合后，发生反应

＋

－

Al（OH）＋3H

，NaHCO溶液显碱性：

HCO

HCO＋OH

H

＋OH

2

3

3

3

2

2

3

＝H2O，使两个水解反应相互促进，

趋于完全，所以产生白色沉淀和气体。

总反应为Al

3＋

－

＋3HCO＝Al（OH）3↓

＋3CO2↑。

配平双水解反应离子方程式可遵循离子的电荷守恒和质量守恒配平。

如：

Al3＋＋3AlO2－＋6H2O＝4Al（OH）3↓，

2Fe3＋＋3CO2－＋3H2O＝2Fe（OH）3↓＋3CO2↑

即：

mMn＋＋nAn－＋nmH2O＝mM（OH）n↓＋nHmA

常见的能发生相互促进水解的离子有：

Al

3＋

2－

－

2－

－

－

；

与CO

、HCO

、S

、HS

、AlO2

3

3

3＋

2－

－

－

+

与AlO2

－

2－

等。

Fe

与CO3

、HCO3

、AlO2

；NH4

、SiO3

双水解反应的规律可以用于：

①判断离子能否大量共存；②确定待鉴别的试剂；③比较物质溶解性的

大小；④选择要制备物质的试剂种类；⑤确定肥料的复合方式。

六、盐类水解的应用

1．实验室配制和储存易水解的盐溶液

配制FeCl3溶液时加入一定量酸（盐酸），防止铁离子水解；

配制CuSO4溶液时加入少量硫酸，防止铜离子水解。

2．某些活泼金属与强酸弱碱盐反应

Mg放入NH4Cl、CuCl2、FeCl3溶液中产生氢气。

3．制备Fe（OH）3胶体

沸水中滴加FeCl3溶液，产生红褐色胶体。

Fe3＋＋3H2OFe（OH）3（胶体）＋3H＋

4．明矾[KAl（SO4）2·12H2O]、三氯化铁（FeCl3）等净水

3＋

＋3HO

＋

Al

Al（OH）（胶体）＋3H

2

3

Fe3＋＋3H2O

Fe（OH）3（胶体）＋3H＋

原因：

胶体吸附性强，可起净水作用。

5．苏打（Na2CO3）洗涤去油污

2－

－

－

，加热，去油污能力增强。

CO

＋HO＝HCO

＋OH

3

2

3

原因：

加热，促进CO32－的水解，碱性增强，去油污能力增强。

6．泡沫灭火器原理

成分：

NaHCO3、Al2（SO4）3

－

＋H2O

－

碱性

NaHCO3水解：

HCO3

H2CO3＋OH

Al（SO）

3＋

＋3HO

＋

酸性

水解：

Al

Al（OH）＋3H

2

4

3

2

3

原理：

当两盐混合时，氢离子与氢氧根离子结合生成水，双方相互促进水解：

3HCO－＋Al3＋＝Al（OH）3↓

＋3CO2↑

7．施用化肥

普钙【Ca（H2PO4）2】、铵态氮肥不能与草木灰（K2CO3）混用

原因：

KCO水解显碱性：

2－

＋HO

HCO

－

－

CO

＋OH

2

3

3

2

3

3Ca（H2PO4）

－

＝Ca3

3-

2＋12OH

（PO4）2↓＋12H2O＋4PO

+

－

＝NH↑＋HO

降低肥效

NH

＋OH

4

3

2

8．判断盐溶液的酸碱性或pH

如相同物质的量浓度的下列溶液：

NaCl、KHSO4、NaH2PO4、Na2HPO4、CH3COOH，pH由大到小的顺序为Na3PO4

＞Na2HPO4＞NaCl＞CH3COOH＞KHSO49．比较盐溶液中离子浓度的大小

如Na2CO3溶液中，各离子浓度大小的顺序为c（Na

＋

2－

－

－）

＋

）

）＞c（CO3

）＞c（OH）＞c（HCO3

＞c（H

10．加热蒸发盐溶液析出固体

不水解、不分解的盐的溶液加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl。

能水解，但生成的酸不挥发，也能

析出该盐的晶体，如Al2（SO4）3。

能水解，但水解后生成的酸有挥发性，则析出金属氢氧化物，若蒸干后继

续加热，则可分解为金属氧化物，如AlCl3、FeCl3。

若盐在较低温度下受热能分解，则加热蒸干其溶液时，

盐已分解，如Ca（HCO3）2。

11．判断盐所对应酸的相对强弱

如已知物质的量浓度相同的两种盐溶液NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，则酸HA和HB的酸性

强弱为HB＞HA。

12．判断盐溶液中离子种类多少（如Na3PO4溶液中存在哪些离子。

）

13．某些试剂的实验室贮存，如Na2CO3溶液、Na3PO4溶液、Na2SiO3溶液等不能贮存于磨口玻璃瓶中。

14．证明弱酸或弱碱的某些实验要考虑盐的水解，如证明Cu（OH）2为弱碱时，可用CuCl2溶液能使蓝色

石蕊试纸变红（显酸性）证之。

15．除杂：

①采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某

3＋3＋

些金属离子。

例如，不纯的KNO3溶液中常含有杂质Fe，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe。

16．如果溶液浓度较低，可以利用水解反应来获得纳米材料（氢氧化物可变为氧化物）。

如果水解程度

很大，还可用于无机化合物的制备，如制TiO2：

TiCl＋（x＋2）H

2

O（过量）

TiO·xHO↓＋4HCl

4

2

2

所得TiO2·xH2O经焙烧得TiO2。

17．判断溶液中离子能否共存

如Al

3＋

3＋

2－

－

在溶液中不能大量共存，因为能发生双水解反应。

、Fe

与CO3

、HCO3

考点一弱电解质的电离平衡

例1．【2017新课标1卷】常温下将NaOH溶液滴加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH与离子

浓度变化的关系如图所示。

下列叙述