【经典二轮】2013年高中化学经典二轮专题11 水溶液中的离子平衡 教师专用.pdf

2013高考化学二轮复习精品资料专题11 水溶液中的离子平衡（教师版） 【2013考纲解读】 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。

【知识网络构建】 【重点知识整合】 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0.01 mol·L－1，若为强酸，则完全电离，c(H＋)＝0.01 mol·L－1，pH＝2；若为弱酸，则部分电离，c(H＋)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：HCl＝H＋＋Cl－ ；NaOH＝Na＋＋OH－；NaNO3＝Na＋＋NO3-。

(2)弱电解质：部分电离用“”，如：CH3COOHCH3COO－＋H＋，NH3·H2ONH2-＋OH－。

(3)多元弱酸的电离是分步进行的，以第一步电离为主。

如：H2CO3H＋＋HCO3-　(主要)；HCO3-H＋＋CO32- (次要)。

(4)多元弱碱用一步电离表示，如：Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－。

(5)强酸的酸式盐在水溶液中完全电离，如NaHSO4=Na＋＋H＋＋SO42－，在熔融状态下的电离为KHSO4=K＋＋HSO4－。

弱酸的酸式盐既有完全电离，又有部分电离，如NaHCO3=Na＋＋HCO3－，HCO3－H＋＋CO32－。

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10－5mol·L－1时，不考虑水的电离；当它们的浓度小于10－5mol·L－1时，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 <pH<5； (2)pH=10的NH3·H2O溶液，稀释100倍，稀释后8 <pH<10； (3)pH=3的酸溶液，稀释100倍，稀释后3 <pH≤5； (4)pH=10的碱溶液，稀释100倍，稀释后8≤pH7，则说明HA为弱酸。

(2)配制一定物质的量浓度的HA溶液(如：0.01 mol/L)，测其pH。

若pH>2，则说明HA为弱酸。

变式探究1为证明某可溶性一元酸(HX)是弱酸，某同学设计了如下实验方案，其中不合理的是(　) A．室温下，测0.1 mol/L的HX溶液的pH，若pH>1，证明HX是弱酸 B．室温下，将等浓度等体积的盐酸和NaX溶液混合，若混合溶液pH7，证明HX是弱酸 D．在相同条件下，对0.1 mol/L的盐酸和0.1 mol/L的HX溶液进行导电性实验，若HX溶液灯泡较暗，证明HX为弱酸 考点二　水的电离平衡和pH计算 例225℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－　ΔH＞0，下列叙述正确的是(　) A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低 B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，Kw不变 C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低 D．将水加热，Kw增大，pH不变 例3室温时，将x mL pH＝a的稀NaOH溶液与y mL pH＝b的稀盐酸充分反应。

下列关于反应后溶液 pH的判断，正确的是 ( ) A．若x＝y，且a＋b＝14，则pH>7 B．若10x＝y，且a＋b＝13，则pH＝7 C．若ax＝by，且a＋b＝13，则pH＝7 D．若x＝10y，且a＋b＝14，则pH>7 【名师点拨】水电离平衡的影响因素和溶液的pH计算 (1)向水中加入H＋(酸)、OH－(碱)会抑制水的电离，而且H＋、OH－的浓度越大，对水的电离的抑制作用越强；向水中加入能消耗H＋或OH－的物质(如：能水解的盐)，会促进水的电离，而且生成盐的弱酸、弱碱越弱，对水的电离的促进作用越强；由于电离吸热，所以，升温能促进水的电离。

但只要温度不变，水溶液(稀溶液)中的c(H＋)·c(OH－)就不变，温度升高会使c(H＋)·c(OH－)增大。

(2)计算溶液的pH时，应注意以下几点： ①外界条件是否指室温；②当酸、碱混合后，首先要判断溶液的酸碱性，然后再计算c(H＋)或c(OH－)，最后求得溶液的pH；③要特别注意溶液中的c(H＋)和由水电离出的H＋的浓度之差异，否则容易走向误区。

即时巩固2下列叙述正确的是 ( ) A．某醋酸溶液的pH＝a，将此溶液稀释1倍后，溶液的pH＝b，则a>b B．在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的pHc(NH)>c(SO)>c(OH－)＝c(H＋) B．0.1 mol/L NaHCO3溶液：c(Na＋)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋) C．Na2CO3溶液：c(OH－)－c(H＋)＝c(HCO)＋2c(H2CO3) D．25℃时，pH＝4.75、浓度均为0.1 mol/L的CH3COOH、CH3COONa混合溶液：c(CH3COO－)＋c(OH－)c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋) D．滴定过程中可能出现：c(CH3COOH)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(Na＋)>c(OH－) 考点四　沉淀溶解平衡 例5硫酸锶(SrSO4)在水中的沉淀溶解平衡曲线如下。

下列说法正确的是( ) A．温度一定时，Ksp(SrSO4)随c(SO)的增大而减小 B．三个不同温度中，313 K时Ksp(SrSO4)最大 C．283 K时，图中a点对应的溶液是饱和溶液 D．283 K下的SrSO4饱和溶液升温到363 K后变为不饱和溶液 解析温度一定，Ksp(SrSO4)不变，A错误；由题中沉淀溶解平衡曲线可看出，313 K时，【知识归纳】 1.沉淀溶解平衡 (1)溶度积 溶解平衡：AmBn(s) mAn＋(aq)＋nBm－(aq) 表达式：Ksp＝[c(An＋)]m·[c(Bm－)]n 应用Qc>Ksp：溶液过饱和，生成沉淀 Qc＝Ksp，溶液饱和，沉淀溶解平衡 Qc<Ksp：溶液未饱和，无沉淀生成 (2)应用 ①计算溶液中离子浓度 ②由溶液中离子浓度判断沉淀的溶解与生成方向 ③沉淀转化的原因及实验现象 2．沉淀的形成、溶解与转化 (1)欲沉淀某种离子时，应尽量选择让该离子形成的沉淀溶解度足够小的试剂，同时尽量增大与该离子形成沉淀的离子浓度，以使该离子沉淀更完全。

(2)沉淀可由一些合适的试剂，如酸、盐等溶解。

(3)沉淀的转化规律从溶解度小的转化为溶解度更小的。

变式探究4某温度下，Fe(OH)3(s)、Cu(OH)2(s)分别在溶液中达到沉淀溶解平衡后，改变溶液pH，金属阳离子浓度的变化如图所示。

据图分析，下列判断错误的是 ( ) A．Ksp[Fe(OH)3]c(H＋)时，OH－对水电离平衡的影响。

2．在对弱酸或弱碱溶液加水稀释时，并非所有离子浓度都减小，不要忽视KW在一定温度下是定值，当H＋(或OH－)浓度减小时，必然意味着OH－(或H＋)浓度增大。