高三化学考试说明全解全析25溶液中的离子平衡.docx

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高三化学考试说明全解全析25溶液中的离子平衡

2化学基本概念和基本理论（5）溶液中的离子平衡（6点）

考点①了解电离、电解质、强电解质和弱电解质的概念。

【解析】电离、电解质、强电解质和弱电解质的概念

１．电解质与非电解质

（1）概念在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物叫做电解质。

在水溶液中或熔融状态下都不能导电的化合物叫做非电解质。

（2）判断属于电解质的物质：

酸、碱、盐、水、活泼金属氧化物。

属于非电解质的物质：

绝大多数有机物（除羧酸）、非金属氧化物。

例1．下列物质中属于电解质的是，属于非电解质的是。

①醋酸；②氢氧化钠；③碳酸氢钠；④酒精；⑤铜；⑥二氧化硫；

⑦生石灰；⑧硫酸钡；⑨氯化氢；⑩NaCl溶液；

水

２．电解质的电离：

（1）概念电解质在水溶液中或熔融状态下产生自由移动的离子的过程称为电离。

（2）书写例：

NaCl=Na++Cl－　　H2SO4=2H++SO42－　Ca（OH）2=Ca2++2OH－

例2．写出下列物质的电离方程式：

HNO3，NaOH，

MgCl2，KClO3。

【注意事项】要符合质量守恒，电荷守恒，符合事实（原子团不可拆、离子电荷不可错）

（3）酸、碱、盐的电离定义

酸：

电离时生成的阳离子全部是H+的化合物。

碱：

电离时生成的阴离子全部是OH－的化合物。

盐：

电离时生成金属阳离子（或铵根）和酸根的化合物。

例3．写出NaHSO4的电离方程式，NaHSO4属于酸式盐。

例4．写出明矾[KAl（SO4）2·12H2O]的电离方程式，

明矾属于复盐。

３．强电解质与弱电解质

（1）概念强电解质：

在水溶液能完全电离的电解质，称为强电解质。

弱电解质：

在水溶液只能部分电离的电解质，称为弱电解质。

离子化合物

（2）判断强电解质：

活泼金属氧化物：

Na2O

盐：

NaCl、K2SO4

强碱：

KOH、NaOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2

强酸：

HCl、H2SO4、HNO3

共价化合物

弱电解质：

弱酸：

H2CO3、H2SO3、HClO、HF、H3PO3

所有的有机羧酸CH3COOH

弱碱：

NH3·H2O、Fe（OH）3

水（H2O）

例5．判断正误（2014·江苏·1）A．水是弱电解质.（）

考点②了解并能表示弱电解质在水溶液中的电离平衡。

【解析】弱电解质的电离平衡

１．电离方程式的书写：

（1）弱电解质在溶液中部分电离，用“

”，如：

CH3COOH

CH3COO－+H+；

（2）多元弱酸的电离应分步书写，如H2CO3

H++HCO3－（主要），

HCO3－

H++CO32－（次要）

（3）多元弱碱的电离则写成一步：

如Fe（OH）3

Fe3++3OH－

例1．写出下列物质的电离方程式：

①H2SO4②Ba（OH）2

③CH3COOH④NaHSO4

⑤NaHCO3⑥NH3·H2O

⑦H2SO3⑧Fe（OH）3

⑨H2O⑩Na2SO4

２．弱电解质的电离平衡

（1）电离平衡常数：

对于一元弱酸：

HA

H++A－，平衡时，

对于一元弱碱：

MOH

M++OH－，平衡时，

意义：

K值越大，电离程度越大，相应酸（或碱）的酸（或碱）性越强。

（2）影响电离平衡常数大小的因素

①电离平衡常数大小是由物质的本性决定的，在同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同。

②弱电解质的电离是吸热过程，温度升高，电离平衡正向移动，电离平衡常数增大。

③弱电解质的电离平衡常数大小不受其浓度变化的影响。

例2．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”。

（1）（2014·江苏·7）C．用CH3COOH溶解CaCO3的离子方程式为：

CaCO3+2H+=Ca2++H2O+CO2↑（）

（2）（2013·江苏·11）C．CH3COOH溶液加水稀释后，溶液中

的值减小.

（）

（3）影响电离平衡移动的因素

①温度：

电离过程是吸热过程，温度升高，平衡向电离方向移动。

②浓度：

弱电解质浓度越小，电离程度越大。

③同离子效应：

在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向逆方向移动。

④化学反应：

在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可以使电离平衡向电离方向移动。

例3．填空：

在0.1mol·L－1CH3COOH溶液中

CH3COOH

CH3COO－+H＋

改变条件

平衡移动方向

c（H＋）

c（CH3COO－）

溶液导电能力

Ka

加入少量H2SO4

逆向

增大

减小

增强

不变

加少量NaOH固体

加水稀释

滴入纯醋酸

加热升温

加醋酸铵晶体

例4．（2006·全国理综Ⅰ·11）在0.1mol·L－1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：

CH3COOH

CH3COO－+H＋

对于该平衡，下列叙述正确的是（）

A加入水时，平衡向逆反应方向移动

B加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动.

C加入少量0.1mol·L－1HCl溶液，溶液中c（H＋）减小

D加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动

考点③了解水的电离和水的离子积常数。

了解溶液pH的定义，能进行溶液pH的简单计算。

【解析】1水的电离和水的离子积常数：

（1）水的电离

水分子之间相互作用，发生如下电离：

H2O+H2O

H3O+（水合氢离子）+OH－

也可以简写为：

H2O

H++OH－

（2）水的离子积常数：

Kw=c（H＋）·c（OH－）

①影响因素：

只与温度有关，升高温度，Kw增大。

②适用范围：

Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。

③Kw（25℃）=c（H＋）·c（OH－）=10－14。

（3）影响水的电离平衡移动的因素

例1．完成下表，总结影响水的电离平衡的因素。

水的电离平衡

H2O

H＋+OH－

条件改变

加热

加NaOH

通HCl

加NaCl

加FeCl3

加Na2CO3

移动方向

正向

逆向

逆向

不移动

正向

正向

c（H＋）

增大

减小

增大

不变

增大

减小

c（OH－）

增大

增大

减小

不变

减小

增大

c（H＋）c（OH－）

等于

小于

大于

等于

大于

小于

溶液的酸碱性

中性

碱性

酸性

中性

酸性

碱性

KW=c（H＋）·c（OH－）

增大

1×10－14

1×10－14

1×10－14

1×10－14

1×10－14

①温度：

水的电离过程是吸热过程，温度升高，促进水的电离。

②酸、碱电离出的H+、OH－，由于“同离子效应”，抑制水的电离。

③盐类的水解由于与水电离出的H+、OH－发生反应，促进水的电离。

（2）水的离子积常数KW与浓度无关，随温度变化而变化，升高温度，KW增大。

例2．判断正误

（1）（2012·江苏·10）D．水的离子积常数Kw随着温度的升高而增大，说明水的电离是放热反应（）

（2）（2010·江苏·6）B．由水电离的c（H+）=1×10-14mol·L-1的溶液中：

Ca2＋、K＋、Cl－、HCO3－在溶液中能大量共存（）

例3．水的电离过程为H2O

OH－+H＋，在25℃、35℃时其离子积分别为：

K（25℃）=1.0×10－14，K（35℃）=2.1×10－14。

则下列叙述中正确的是（）

A．c（H+）随着温度升高而降低

B．在35℃时，纯水中c（H+）>c（OH－）

C．水的电离度

（25℃）>

（35℃）

D．水的电离过程是吸热过程

【解析】2溶液的酸碱性和pH

１．溶液的酸碱性

（1）判断溶液酸碱性的唯一标准：

溶液中c（H+）和c（OH－）的相对大小

当c（H+）=c（OH－）时，溶液呈中性，常温下pH=7；

当c（H+）>c（OH－）时，溶液呈酸性，常温下pH<7；

当c（H+）7；

（2）纯水是中性的，水的电离方程式为此。

例1．下列溶液一定显酸性的是。

①pH<7的溶液；②c（H+）=c（OH－）的溶液；③c（H+）=1×10－7mol·L－1

④c（H+）>c（OH－）的溶液.；⑤0.01mol·L－1的NH4Cl溶液.。

例2．判断正误

（2）（2010·江苏·2）B．4℃时，纯水的pH=7（）

２．pH的计算及测量

（1）定义：

pH=-lgc（H+）

（2）意义：

c（H+）=10－pH，①pH越小，c（H+）越大，溶液酸性越强。

②pH每减小一个单位，溶液中c（H+）增大10倍。

例3．填空

c（H+）

/mol·L-1

c（OH－）

/mol·L-1

pH

归纳：

①pH=-lgc（H+）

c（H+）=10－pH

②Kw（25℃）=c（H+）·c（OH－）=1×10－14

c（H+）=

或

c（OH－）=

溶液1

1×10－5

溶液2

1×10－5

溶液3

10

（3）pH的测定：

①pH试纸：

不可先用水湿润，只能估读出pH整数值，不能精确测定。

使用方法：

取一小块pH试纸，放在表面皿或玻璃片上，用蘸有待测液的玻璃棒点于试纸的中部，观察颜色的变化，与标准比色卡比较，读数。

②酸碱指示剂：

只能测定溶液的pH粗略范围，一般不能准确测定。

甲基橙的变色范围为红色3.1橙色4.4黄色，

酚酞的变色范围为无色8.2浅红色10.0红色，

石蕊的变色范围为红色5.8紫色8.0蓝色。

③pH计：

能精确测定溶液的pH，pH精确到0.01。

例4．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”。

（1）（2011·江苏·7）A．用水润湿的pH试纸测量某溶液的pH（）

（2）（2010·江苏·7）D．用广泛pH试纸测得0.10mol·L-1NH4Cl溶液的pH=5.2（）

（3）（2008·江苏·8）A．使酚酞试液变红的溶液中：

Na+、Cl－、SO42－、Fe3+一定能够大量共存（）

（4）（2008·江苏·8）B．使紫色石蕊试液变红的溶液中：

Fe2+、Mg2+、NO3－、Cl－一定能够大量共存（）

例5．室温下，在pH=1l的某溶液中，由水电离的c（OH－）为（）

①1.0×10－7mol·L－1②1.0×10－6mol·L－1

③1.0×10－3mol·L－1④1.0×10－11mol·L－1

A．③B．④C．①③D．③④.

例6．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”。

（1）（2011·江苏·4）C．pH=12的溶液中：

K+、Na+、CH3COO－、Br－一定能大量共存.（）

（2）（2012·江苏·3）D．c（H＋）/c（OH－）=1×1014的溶液中：

Ca2＋、Na＋、ClO－、NO3－一定能大量共存（）

考点④了解盐类水解的原理，能说明影响盐类水解的主要因素，认识盐类水解在生产、生活中的应用（弱酸弱碱盐的水解不作要求）。

【解析】1盐类水解的原理

（1）概念：

在水溶液中盐电离产生的阴、阳离子与水电离产生的H+离子或OH－离子结合生成弱酸或弱碱的反应，叫做盐类的水解。

（2）盐类的水解规律

有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性；都弱都水解，都强显中性。

（3）盐类水解的本质：

可以看作是酸碱中和反应的逆反应。

盐＋水

酸＋碱

①中和反应是热的，盐类的水解是热的。

②中和反应进行的程度很大，盐类的水解程度。

（4）水解方程式的书写：

用“

”符号

一般水解程度不大，用“

”符号，不用“↑”、“↓”；

彻底的双水解，用“=”、“↑”、“↓”，如Al3++3HCO3－=A（OH）3↓+3CO2↑。

①化学方程式：

盐＋水

酸＋碱

②离子方程式：

弱酸根或弱碱阳离子＋H2O

弱酸或弱碱分子＋OH－（或H＋）

③多元弱酸根的水解是分步的，第一步水解的程度远大于第二步水解。

如Na2CO3溶液：

CO32－＋H2O

HCO3－＋OH－（主要）

HCO3－＋H2O

H2CO3＋OH－（次要）

④多元弱碱的阳离子水解复杂，看作一步水解。

如Fe3＋＋3H2O

Fe（OH）3＋3H＋

例1．（2008·江苏·17）

（1）气体用过量NaOH溶液吸收，得到硫化钠。

Na2S水解的离子方程式为。

例2．下列水解方程式正确的是（）

A．Al3++3H2O=Al（OH）3+3H+B．CO32－+2H2O

H2CO3+2OH－

C．HCO3－+H2O

CO32－+H3O+D．NH4++H2O

NH3·H2O+H+

例3．推测硫酸铵溶液和次氯酸钠溶液的酸碱性，并写其水解反应的离子方程式。

硫酸铵溶液：

性，水解离子方程式

次氯酸钠溶液：

性，水解离子方程式

例4．实验测得NaHCO3溶液的pH>7，请从电离和水解两方面分析导致NaHCO3溶液显碱性的原因。

电离方程式：

水解方程式：

显碱性的原因：

例5．对于易溶于水的正盐

溶液，其电离方程式为，

若pH>7，其原因是；

若pH<7，其原因是。

例6．下列操作，能使电离平衡H2O

H++OH－向右移动，且溶液呈酸性的是（）

A．向水中加入NaHSO4溶液B．向水中加入Al2（SO4）3溶液

C．向水中加入Na2CO3溶液D．将水加热到100℃，使pH=6

例7．常温下，某溶液中由水电离的c（H+）=1×10－13mol·L－1，该溶液可能是（）

①二氧化硫水溶液；②氯化铵水溶液；③硝酸钠水溶液；④氢氧化钠水溶液

A．①④.B．①②C．②③D．③④

例8．为了配制NH4＋的浓度与Cl－的浓度比为1:

1的溶液，可在NH4Cl溶液中加入适量的（）

①浓盐酸②NaCl固体③浓氨水④NaOH固体

A．①②B．③C．③④D．④

【解析】2影响盐类水解的因素

１．内因：

盐的组成——“越弱越水解”

２．外因：

（1）温度：

温度越高，水解程度越大，因为水解是吸热反应，

（2）浓度：

浓度越低，水解程度越大。

（3）酸碱性：

强酸弱碱盐：

如NH4++H2O

NH3·H2O+H+，H＋抑制水解，OH－促进水解。

弱酸强碱盐：

如CH3COO－+H2O

CH3COOH+OH－，H＋促进水解，OH－抑制水解。

（4）双水解：

常见的发生双水解的离子组有：

Al3＋（或Fe3＋）与HCO3－或S2－或AlO2－……

例1．完成下表，总结影响盐类水解平衡的因素。

条件改变

Fe3＋+3H2O

Fe（OH）3+3H＋

水解平衡移动

n（H+）

c（H+）

现象

升温

颜色变深

加水

颜色变浅

通HCl气体

颜色变浅

加NaOH固体

生成红褐色沉淀

加NaHCO3

生成红褐色沉淀，放出气体

【解析】3认识盐类水解在生产、生活中的应用

例１．用离子方程式表示小苏打（NaHCO3）溶液显碱性的原因：

例2．NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性由大到小的顺序为。

例3．制备FeCl2溶液时，加入一定量的盐酸，原因是：

加入铁粉，原因是：

练4．洗衣服时也可用纯碱（化学式为），原因是，热的纯碱溶液更容易去污，原因是。

例5．用离子方程式表示明矾[KAl（SO4）2·12H2O]的净水原理：

例6．泡沫灭火剂是利用Al2（SO4）3和NaHCO3混合发生双水解，产生大量二氧化碳和氢氧化铝等一起以泡沫的形式喷出，覆盖在燃烧物表面，从而达到灭火的效果。

泡沫灭火剂内筒为塑料筒，内盛溶液，外筒为钢瓶，内外筒之间装有溶液，其反应的离子方程式为：

。

例7．

（1）AlCl3溶液蒸干灼烧得到的固体物质是。

（2）Na2CO3溶液蒸干灼烧得到的固体物质是。

（3）FeCl2溶液蒸干灼烧得到的固体物质是。

例8．下列说法正确的是（）

A．将AlCl3溶液和Al2（SO4）3溶液分别加热、蒸干、灼烧，所得固体成分相同

B．配制FeSO4溶液时，将FeSO4固体溶于稀盐酸中，然后稀释至所需浓度

C．用加热的方法可以除去KCl溶液中的Fe3+

D．洗涤油污常用热的碳酸钠溶液

例9．在氯化铵溶液中，下列关系式正确的是（）

A．c（Cl－）>c（NH4+）>c（H+）>c（OH－）B．c（NH4+）>c（Cl－）>c（H+）>c（OH－）

C．c（Cl－）=c（NH4+）>c（H+）=c（OH－）D．c（NH4+）=c（Cl－）>c（OH－）>c（H+）

【解析】4溶液中离子浓度大小的比较

（1）三个守恒举例：

Na2CO3溶液中

①电荷守恒：

1·c（Na＋）+1·c（H＋）=2·c（CO32－）+1·c（HCO3－）+1·c（OH－）

②物料守恒：

c（Na＋）=2·[1·c（CO32－）+1·c（HCO3－）+1·c（H2CO3）]

③质子守恒：

c（OH－）=c（H＋）+1·c（HCO3－）+2·c（H2CO3）

注：

还可通过等式的加减获得新的等式。

电荷守恒：

1·c（Na＋）+1·c（H＋）=2·c（CO32－）+1·c（HCO3－）+1·c（OH－）

+）原子守恒：

2·c（CO32－）+2·c（HCO3－）+2·c（H2CO3）=c（Na＋）

c（H＋）+c（HCO3－）+2·c（H2CO3）=c（OH－）——质子守恒

例1．CH3COONa溶液中的三个守恒：

①电荷守恒：

②原子守恒：

③质子守恒：

例2．NH4Cl溶液中的三个守恒：

①电荷守恒：

②原子守恒：

③质子守恒：

（2）不等式的来源：

①发生水解的离子浓度减小，如NH4Cl溶液中，c（Cl－）>c（NH4+）；

②水解程度很小，水解所得微粒浓度小于发生水解离子，

如NH4Cl溶液中，c（NH4+）>c（NH3·H2O）；

③谁弱谁谁解，谁强显谁性，如NH4Cl溶液中，c（H+）>c（OH－）；

④越弱越水解，如等浓度的Na2CO3与CH3COONa溶液中，c（CH3COO－）>c（CO32－）；

⑤弱酸的酸式盐，已知溶液的酸碱性，如

NaHCO3溶液显碱性，水解程度大于电离程度，c（H2CO3）>c（CO32－），

NaHSO3溶液显酸性，电离程度大于水解程度，c（H2SO3）

⑥等体积，等物质的量浓度的弱酸HA和NaA溶液混合：

若溶液显酸性：

则电离程度大，c（A－）>c（Na+）>c（HA）>c（H+）>c（OH－）

若溶液显碱性：

则水解程度大，c（HA）>c（Na+）>c（A－）>c（OH－）>c（H+）

例3．（2014·江苏·14）25℃时，下列有关溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是（）

A．0.1mol·L－1CH3COONa溶液与0.1mol·L－1HCl溶液等体积混合：

c（Na+）=c（Cl－）>c（CH3COO－）>c（OH－）.

B．0.1mol·L－1NH4Cl溶液与0.1mol·L－1氨水等体积混合（pH>7）：

c（NH3·H2O）>c（NH4+）>c（Cl－）>c（OH－）

C．0.1mol·L－1Na2CO3溶液与0.1mol·L－1NaHCO3溶液等体积混合：

c（Na+）=c（CO32－）+c（HCO3－）+c（H2CO3）.

D．0.1mol·L－1Na2C2O4溶液与0.1mol·L－1HCl溶液等体积混合（H2C2O4为二元弱酸）：

2c（C2O42－）+c（HC2O4－）+c（OH－）=c（Na+）+c（H+）

例4．在Na2S溶液中，下列关系式不正确的是（）

A．c（Na＋）=2c（S2－）+2c（HS－）+2c（H2S）B．c（Na＋）+c（H＋）=c（OH－）+c（S2－）+c（HS－）.

C．c（OH－）=c（H＋）+c（HS－）+2c（H2S）D．c（Na＋）>c（S2－）>c（OH－）>c（HS－）

例5．在氯化铵溶液中，下列关系式正确的是（）

A．c（Cl－）>c（NH4+）>c（H+）>c（OH－）.B．c（NH4+）>c（Cl－）>c（H+）>c（OH－）

C．c（Cl－）=c（NH4+）>c（H+）=c（OH－）D．c（NH4+）=c（Cl－）>c（H+）>c（OH－）

例6．常温下，0.1mol·L－1某一元酸（HA）溶液中

恒等于10－8mol·L－1，下列叙述正确的是