高考化学《水溶液中的四大平衡水的电离平衡水解平衡弱酸弱碱的电离平衡沉淀的溶解平衡》二轮复习.docx

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高考化学《水溶液中的四大平衡水的电离平衡水解平衡弱酸弱碱的电离平衡沉淀的溶解平衡》二轮复习

《水溶液中的四大平衡》二轮复习

知识网络：

1.水溶液中的四大平衡：

水的电离平衡、弱酸弱碱的电离平衡、盐类的水解平衡、沉淀的溶解平衡。

2.水的电离平衡（电离程度约为1.8/109）：

（1）常温下（25℃），水的离子积常数为Kw=c（H+）·c（OH—）=______________。

水的离子积常数Kw仅与___________有关，__________越高，水的离子积常数Kw越___________。

（2）影响水的电离的因素：

温度、外加的酸或碱、能与水反应的活泼金属（如Na）、能水解的盐。

（3）溶液pH的计算：

pH=____________________。

3.弱酸弱碱的电离平衡（电离程度一般不到1/100）：

（1）影响弱酸弱碱电离平衡移动的因素：

温度、同离子效应、浓度（越稀越电离）。

（2）弱酸弱碱稀释时pH值的变化要比强酸强碱稀释时pH值的变化慢。

（3）两溶液pH值相等，其物质的量浓度不一定相等，如相同pH值的CH3COOH、HCl溶液，

CH3COOH溶液的物质的量浓度更大；两溶液的物质的量相等，其pH值不一定相等，如相同物质的量浓度的CH3COOH、HCl溶液，CH3COOH溶液的pH值更大。

4.盐类的水解（水解程度一般不到1/100）：

（1）水解规律：

有弱才水解，越弱越水解，谁强显谁性。

（2）影响盐类水解平衡的因素：

温度、浓度（越稀越电离）、外加酸或碱。

（3）盐类水解的重要应用：

a.判断和比较溶液的溶碱性，如同浓度的NaHCO3溶液与Na2CO3溶液，Na2CO3碱性更强。

b.判断盐溶液蒸干后产物，如AlCl3溶液蒸干得到___________，灼烧得___________。

蒸干FeCl3溶液得到FeCl3固体应在_________气氛中蒸干。

c.保存、配制某些盐溶液，如配制FeCl3溶液时，常加几滴_________来抑制FeCl3的水解；

d.利用盐类的水解反应制取胶体来净水，如明矾、氯化铁均可用于净水。

e.双水解反应，如泡沫灭火器的工作原理：

______________________________（写离子反应）。

f.利用盐类的水解反应除杂，如要除去MgCl2溶液中少量的FeCl3，可向溶液中加入________。

（4）掌握“三大守恒”规律，即电荷守恒、物料守恒、质子守恒。

5.沉淀的溶解平衡：

如AgCl尽管在水中是沉淀，但仍有极少量的AgCl溶解在水中，存在溶解平衡：

（1）写出AgCl的溶解平衡的反应式：

__________________________，该过程的平衡常数K的表达式为：

K=________________。

（2）难溶物达到溶解平衡时，其平衡常数叫溶度积常数，简称溶度积，记为Ksp。

Ksp可以衡量物质的溶解度大小，物质的Ksp越小，代表物质的溶解度越______________。

（3）向AgCl的水溶液中加入浓KI溶液，观察到的实验现象是______________________，写出该反应：

_______________。

请从平衡移动的原理解释该现象：

___________________________。

例1.（水的电离平衡，水电离出的c（H＋）或c（OH－）的定量计算）

1.1.一定温度下，水存在H2O

H＋＋OH－，下列叙述一定正确的是（A）

A升高温度，水的pH减小

B.向水中加入少量固体硫酸钠，c（H＋）＝10－7mol·L－1，Kw不变

C.向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，Kw减小

D.向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c（H＋）降低

1.2.计算下列常温下溶液中由H2O电离的c（H＋）H2O和c（OH－）H2O。

（1）pH＝2的H2SO4溶液，c（H＋）H2O＝__________，c（OH－）H2O＝__________。

（2）pH＝10的NaOH溶液，c（H＋）H2O＝__________，c（OH－）H2O＝__________。

（3）pH＝2的NH4Cl溶液，c（H＋）H2O＝__________，c（OH－）H2O＝__________。

（4）pH＝10的Na2CO3溶液，c（H＋）H2O＝__________，c（OH－）H2O＝__________。

答案

（1）10－12mol·L－1　10－12mol·L－1

（2）10－10mol·L－1　10－10mol·L－1　

（3）10－2mol·L－1（4）10－4mol·L－1

解析：

（1）pH＝2的H2SO4溶液中，H＋来源有两个：

H2SO4的电离和H2O的电离，而OH－只来源于水。

应先求算c（OH－），即为水电离的c（H＋）或c（OH－）。

（2）pH＝10的NaOH溶液中，OH－有两个来源：

H2O的电离和NaOH的电离，H＋只来源于水。

应先求出c（H＋），即为水电离的c（OH－）或c（H＋），c（OH－）＝10－4mol·L－1，c（H＋）＝10－10mol·L－1，则水电离的c（H＋）＝c（OH－）＝10－10mol·L－1。

（3）（4）水解的盐溶液中的H＋或OH－均由水电离产生，水解显酸性的盐应计算其c（H＋），水解显碱性的盐应计算其c（OH－）。

pH＝2的NH4Cl中由水电离产生的c（H＋）＝10－2mol·L－1；pH＝10的Na2CO3溶液中由水电离产生的c（OH－）＝10－4mol·L－1。

例2.（影响弱酸弱碱电离平衡的因素，尤其是弱酸弱碱的稀释规律）

2.1.下列说法正确的是（D）

A.将0.10mol·L-1氨水加水稀释后，溶液中c（NH

）·c（OH－）变大

B.为确定某酸H2A是强酸还是弱酸，可测NaHA溶液的pH。

若pH>7，则H2A是弱酸；若pH<7，则H2A是强酸

C.将CH3COOH溶液加水稀释后，溶液中[CH3COOH]/[CH3COO-]变大

D.用0.2000mol·L-1NaOH标准溶液滴定HCl与CH3COOH的混合溶液（混合溶液中两种酸的浓度均为0.1mol·L-1），至中性时，溶液中的酸未被完全中和

解：

氨水中存在电离平衡：

NH3·H2O

NH

＋OH－，加水稀释，促进NH3·H2O的电离，NH3·H2O的电离平衡正向移动，但c（NH

）和c（OH－）都变小，故两者的乘积变小，A项错误；若NaHA溶液呈碱性，说明HA－的水解程度大于其电离程度，则H2A是弱酸，若NaHA溶液呈酸性，可能是HA－的电离程度比HA－的水解程度大，但不能说明H2A是强酸，B项错误；CH3COOH溶液中存在的电离平衡：

CH3COOH

CH3COO－＋H＋，加水稀释时，平衡正向移动，溶液中[CH3COOH]/[CH3COO-]变小，C项错误；强酸与强碱溶液恰好完全中和时，所得溶液pH＝7，而弱酸与强碱溶液恰好完全中和时，所得溶液pH>7，若所得溶液pH＝7，说明碱不足，酸未被完全中和，D项正确。

2.2.（2019天津）某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5×10-4和1.7×10-5。

将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。

下列叙述正确的是（C）

A.曲线Ⅰ代表HNO2溶液

B.溶液中水的电离程度：

b点＞c点

C.从c点到d点，溶液中[HA]·[OH-）/[A-]保持不变（HA、A-分别代表相应的酸、酸根离子）

D.相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后，溶液中钠离子的物质的量相同

【解析】由图可知，稀释相同的倍数，Ⅱ的变化大，则Ⅱ的酸性比I的酸性强，Ⅱ代表HNO2，I代表CH3COOH，A错误；酸抑制水电离，b点pH小，酸性强，对水电离抑制程度大，B错误；Ⅱ代表HNO2，c（HNO2）c（OH-）/c（NO2-）=c（H+）·c（HNO2）c（OH-）/[c（H+）·c（NO2-）]=Kw/K（HNO2），Kw为水的离子积常数，K（HNO2）为HNO2的电离常数，这些常数只与温度有关，温度不变，则不变，C正确；体积和pH均相同的HNO2和CH3COOH溶液，c（CH3COOH）＞c（HNO2），分别滴加同浓度的NaOH溶液至恰好中和，CH3COOH消耗的氢氧化钠溶液体积多，HNO2消耗的NaOH少，故D错误。

例3.（盐类水解的规律）

3.1.室温下，将0.05molNa2CO3固体溶于水配成100mL溶液，向溶液中加入下列物质。

有关结论正确的是（C）

加入的物质

结论

A

50mL1mol·L-1H2SO4

溶液的pH增大

B

0.05molCaO

溶液中c（OH-）/c（HCO3-）变小

C

50mLH2O

溶液中的c（CO32-）/c（OH-）以及由水电离出的c（H+）·c（OH-）均变小

D

0.01molNa2CO3固体

溶液中c（HCO3-）/c（CO32-）变大

【解析】室温下，将0.05molNa2CO3固体溶于水配成100mL溶液，溶液中存在CO32—+H2O

HCO3—+OH—溶液呈碱性；加入50mL1mol·L－1H2SO4，H2SO4与Na2CO3恰好反应，则反应后的溶液溶质为Na2SO4，溶液的pH变小，A错误；向溶液中加入0.05molCaO，则CaO+H2O=Ca（OH）2，则c（OH—）增大，且Ca2++CO32—=CaCO3↓，使CO32—+H2O

HCO3—+OH—平衡左移，c（HCO3—）减小，故c（OH-）/c（HCO3-）增大，B错误；加入50mLH2O，溶液体积变大，CO32—+H2O

HCO3—+OH—平衡右移，但c（OH—）减小，Na2CO3溶液中H+、OH—均由水电离，故由水电离出的c（H+）·c（OH—）减小，C正确；加入0.01molNa2CO3固体，CO32—水解程度变小，c（HCO3-）/c（CO32-）变小，D项错误。

3.2.常温下，浓度均为0.1mol·L-1的下列四种盐溶液，其pH测定如下表所示：

序号

①

②

③

④

溶液

CH3COONa

NaHCO3

Na2CO3

NaClO

pH

8.8

9.7

？

10.3

下列说法正确的是（A）

A.四种溶液中，水的电离程度：

③>④>②>①

B.Na2CO3溶液中微粒种类比NaHCO3溶液中微粒种类少

C.将等浓度的CH3COOH和HClO溶液比较，pH小的是HClO

D.将四种溶液稀释100倍，四种溶液的pH增大量小于2

解析：

A项，该溶液为四种盐溶液，均促进了水的电离，根据越弱越水解，水解显碱性，水解程度越大，pH越大（Na2CO3的pH为11.6），则四种溶液中，水的电离程度：

③>④>②>①，A正确；B项，Na2CO3和NaHCO3溶液中都存在着H＋、OH－、CO

、HCO

、H2CO3、Na＋、H2O，B错误；C项，醋酸的酸性强于次氯酸，在物质的量浓度相等的情况下，pH小的是醋酸，C错误；D项，稀释促进水解，但pH应该是减小，D错误。

例4.（“三大守恒”规律：

电荷守恒、物料守恒、质子守恒。

离子浓度的比较：

分为同一溶液中不同离子浓度的比较和不同溶液中同种离子浓度的比较两种题型）

4.1.（2014安徽）已知：

室温下，草酸是（H2C2O4）二元弱酸。

下列溶液中粒子浓度关系正确的是（B）

A.Na2S溶液：

c（Na＋）＋c（H＋）＝c（OH－）＋c（HS－）＋c（S2-）

B.Na2C2O4溶液：

c（OH－）＝c（H＋）＋c（HC2O

）＋2c（H2C2O4）

C.Na2CO3溶液：

c（Na＋）＋c（H＋）＝2c（CO

）＋c（OH－）

D.CH3COONa和CaCl2混合溶液：

c