专题28 水溶液中的离子平衡高考化学备考艺体生百日突围系列基础练测.docx

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专题28水溶液中的离子平衡高考化学备考艺体生百日突围系列基础练测

1、了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。

2、理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。

3、了解水的电离、离子积常数。

4、了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。

5、理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算。

6、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。

7、了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。

理解溶度积（Ksp）的含义，能进行相关的计算。

高考试题对本讲能力点的考查以分析和解决化学问题能力、以接受、吸收整合化学信息能力等为主，试题难度适中。

在高考试题中经常将弱电解质的电离与溶液的酸碱性、盐类的水解、离子浓度大小比较、沉淀溶解平衡等内容相结合，以图象的形式出现。

预测2019年高考对本讲内容的考查仍将以外界条件对弱电解质电离平衡、水的电离平衡的影响，溶液中离子浓度大小比较，既与盐类的水解有关，又与弱电解质的电离平衡有关，还注重溶液中的各种守恒（电荷守恒、物料守恒、质子守恒等）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，在2019在高考中仍将会涉及；题型主要以选择题为主。

关于溶液pH的计算，题设条件可千变万化，运用数学工具（图表）进行推理的试题在2019年高考中出现的可能性较大，推理性会有所增强，应予以重视。

和2016年大纲相比，该考点变化计算，主要体现在：

要求由“了解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性”提高为“理解”；要求由“了解弱电解质在水溶液中的电离平衡”提高为“理解”；增加“能利用电离平衡常数进行相关计算”；“常见离子的检验方法”的要求由“了解”提高为“掌握”；删去“沉淀转化的本质”，增加“理解溶度积（Ksp）的含义，能进行相关的计算”，这说明2019年高考将加强对电离平衡常数和溶度积（Ksp）的计算的考查，在复习中应给予更多的关注。

⑤溶于水和熔化状态两各条件只需满足其中之一，溶于水不是指和水反应。

⑥电解质和非电解质必须是化合物，对于不是化合物的物质既不是电解质也不是非电解质。

⑦溶液的导电能力强弱取决于溶液中离子浓度的大小和离子所带电荷的多少，离子浓度越大，离子所带的电荷越多，溶液的导电性越强。

若强电解质溶液中离子浓度很小，而弱电解质溶液中离子浓度大，则弱电解质溶液的导电能力强，因此电解质的强弱与电解质溶液的导电性并无必然联系。

⑧强电解质不一定易溶于水，如难溶的CaCO3、BaSO4都是难溶于水的，但溶于水的部分全部电离，因此硫酸钡、碳酸钡都是强电解质；易溶于水的也不一定是强电解质，如醋酸等，故电解质的强、弱与溶解性无必然联系。

⑨“电解”“电离”和“通电”的区别：

“电解”指在通电条件下，电解质发生氧化还原反应，而“电离”是在水溶液中或熔化状态下电解质离解成自由移动离子的过程，没有发生氧化还原反应；“通电”指接通电源，它是电解反应的条件。

2、电离方程式：

表示电解质电离的式子叫电离方程式

（1）强电解质：

完全电离，用等号连接，如H2SO4的电离方程式为H2SO4===2H＋＋SO42－。

（2）弱电解质：

部分电离，用可逆号连接。

①多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步电离程度，如H2CO3的电离方程式：

H2CO3H＋＋HCO3－、HCO3－H＋＋CO32－。

②多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe（OH）3电离方程式：

Fe（OH）3Fe3＋＋3OH－。

（3）酸式盐

①强酸的酸式盐，如：

NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO42－。

②弱酸的酸式盐，如：

NaHCO3===Na＋＋HCO3－，HCO3－H＋＋CO32－。

二、弱电解质的电离平衡

1、概念：

弱电解质的电离平衡是指在一定条件下（温度、浓度），弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等的状态。

2、电离平衡的特征

逆——可逆过程

动——电离平衡是一种动态平衡

等——弱电解质分子电离成离子的速率＝离子结合成弱电解质分子的速率≠0

定——弱电解质分子和阴、阳离子的浓度保持不变

变——条件改变，平衡状态可能改变，在新条件下建立新的平衡状态

3、外界条件对电离平衡的影响

（1）内因：

弱电解质本身的性质。

（2）外因：

电离平衡属于动态平衡，当外界条件改变时，弱电解质的电离平衡也会发生移动，平衡移动也遵循勒·夏特列原理。

其规律是：

以弱电解质AB的电离为例：

ABA＋＋B－

升高温度、加水稀释、减小c（AB）、增大c（A＋）或c（B－）：

平衡右移

降低温度、减小c（A＋）或c（B－）、增大c（AB）：

平衡左移

4、电离平衡常数

（1）含义：

在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的幂之积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。

叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。

）

（2）表达式：

对一元弱酸HA：

HAH＋＋A－，Ka＝。

对一元弱碱BOH：

BOHB＋＋OH－，Kb＝。

（3）特点：

①电离常数只与温度有关，升高温度，电离平衡常数值增大。

②多元弱酸的各级电离常数的大小关系是Ka1≫Ka2≫Ka3，所以酸性主要决定于第一步电离。

（4）意义：

电离常数反映了弱电解质的电离程度大小，K值越大，电离程度越大，酸（或碱）性越强。

如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：

H2SO3＞H3PO4＞HF＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO。

注意:

电离常数与电离程度的影响因素不是完全一致的，只有当温度改变时，两者的变化一致，其余条件变化时，不影响电离常数K，但影响电离程度。

例如向弱电解质HA的溶液中加入少量烧碱溶液，平衡右移，HA的电离程度增大，但K并未改变。

（5）影响因素：

①电离常数的大小主要由物质的本性决定。

②电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。

三、水的电离

1、电离方程式：

水是一种极弱的电解质，H2O＋H2OH3O＋＋OH－简写为H2OH＋＋OH－。

2、水的离子积常数：

（1）符号：

KW。

（2）公式：

KW＝c（H＋）·c（OH－）,25℃时,KW＝1×10－14mol2·L－2。

3、影响KW大小的因素：

水的电离过程是个吸热的过程，故温度升高，H2O的KW增大。

说明：

（1）KW只受温度影响，改变其他条件水的电离程度会发生变化，但只要温度不变，则KW不变。

（2）水的离子积是水电离平衡时的性质，不仅适用于纯水，也适用于酸性或碱性的稀溶液。

不管哪种溶液均有c（H＋）H2O＝c（OH－）H2O。

即任何稀水溶液中都存在这一关系。

因此，在酸溶液中酸本身电离出来的H＋会抑制水的电离，c（H＋）酸·c（OH－）水＝KW；而在碱溶液中，碱本身电离出来的OH－也会抑制水的电离，c（OH－）碱·c（H＋）H2O＝KW。

（3）外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候由水电离出的H＋和OH－总是相等的。

如Na2CO3溶液中OH－全部由水电离产生，而水电离产生的H＋除一部分存在于溶液中，其他则存在于HCO3－和H2CO3中。

故有c（OH－）＝c（H＋）＋c（HCO3－）＋2c（H2CO3）。

（4）水的离子积常数表示在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。

并且在稀酸或稀碱溶液中，当温度为25℃时，KW＝c（H＋）·c（OH－）＝1×10－14mol2·L－2为同一常数。

4、影响水的电离平衡的因素：

外界条件对水的电离平衡的影响

（1）酸、碱均可抑制水的电离；

（2）升高温度可促进水的电离；

（3）易水解的盐均可促进水的电离；

（4）活泼金属（Na）可促进水的电离。

四、溶液的酸碱性与pH

1、溶液的酸碱性：

溶液的酸碱性是由溶液中c（H＋）与c（OH－）的相对大小决定的：

c（H＋）＞c（OH－），溶液呈酸性；c（H＋）＝c（OH－），溶液呈中性；c（H＋）＜c（OH－），溶液呈碱性。

2、pH及其测定：

（1）计算公式：

pH＝－lgc（H＋）。

（2）适用范围：

pH＝0～14。

（3）表示意义：

表示溶液酸碱性的强弱；pH越小，酸性越强，pH越大，碱性越强。

（4）测定方法：

pH试纸；pH酸度计。

②生成的弱酸电离程度小于生成的弱碱的电离程度，溶液呈碱性，如NH4HCO3；

③生成的弱酸和弱碱的电离程度相同，溶液呈中性，如CH3COONH4。

七、盐类水解的离子方程式的书写

1、书写形式：

在书写盐类水解方程式时一般要用“”号连接，产物不标“↑”或“↓”，其一般形式为：

盐＋水酸＋碱，用离子方程式表示为：

盐中的弱离子＋水弱酸（或弱碱）＋OH－（或H＋）。

2、书写规律：

（1）一般盐类水解程度很小，水解产物很少，如果产物易分解（如NH3·H2O、H2CO3）也不写成其分解产物的形式，如：

NH4Cl的水解离子方程式：

NH4＋＋H2ONH3·H2O＋H＋。

（2）多元弱酸正盐的水解分步进行，以第一步为主，如Na2CO3的水解离子方程式：

CO32－＋H2OHCO3－＋OH－。

HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－。

（3）多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如FeCl3的水解离子方程式：

Fe3＋＋3H2OFe（OH）3＋3H＋。

（4）水解呈酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”“↑”“↓”等，如NaHCO3与AlCl3混合溶液的反应离子方程式：

Al3＋＋3HCO3－===Al（OH）3↓＋3CO2↑。

八、影响盐类水解平衡的因素

1、内因：

酸或碱越弱，其对应的弱酸根阴离子或弱碱阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。

2.外因：

水解是微弱的、可逆的、吸热的动态平衡，属于化学平衡，适用于勒夏特列原理

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

浓度

增大

右移

减小

增大

减小

右移

增大

减小

外加

酸碱

酸

弱酸根离子的水解程度增大，弱碱阳离子的水解程度减小

碱

弱酸根离子的水解程度减小，弱碱阳离子的水解程度增大

例如：

①纯碱溶液中存在CO32－的水解平衡：

CO32－＋H2OHCO3－＋OH－，温度升高，水解平衡右移，c（OH－）增大，去污能力增强。

②FeCl3溶液中存在Fe3＋的水解平衡：

Fe3＋＋3H2OFe（OH）3＋3H＋，加入盐酸，c（H＋）增大，可抑制Fe3＋的水解。

九、沉淀溶解平衡和溶度积常数

1、沉淀溶解平衡的概念：

在一定温度下，当难溶强电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速率和生成沉淀速率相等的状态。

2、溶解平衡的建立：

固体溶质溶液中的溶质。

3、影响沉淀溶解平衡的因素（以AgCl为例）：

AgCl（s）Ag＋（aq）＋Cl－（aq）　ΔH＞0

外界条件

移动方向

c（Ag＋）

Ksp

升高温度

正向

增大

增大

加入少量AgNO3

逆向

增大

不变

加入Na2S

正向

减小

不变

通入HCl

逆向

减小

不变

4、溶度积常数：

（1）表达式：

AmBn（s）mAn＋（aq）＋nBm－（aq），Ksp＝cm（An＋）·cn（Bm－）。

（2）Ksp的意义：

Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力，当化学式所表示的组成中阴阳离子个数比相同时，Ksp数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越大。

（3）Ksp的影响因素：

Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀量和溶液中离子的浓度无关。

溶液中离子浓度的变化只能使平衡移动，并不改变溶度积。

十、沉淀溶解平衡的应用

由于沉淀溶解平衡也是动态平衡，因此可以通过改变条件使平衡移动，最终使溶液中的离子转化为沉淀或沉淀转化为溶液中的离子。

1、沉淀的生成：

（1）应用：

可利用生成沉淀来达到分离或除去某些