化学选修四第三章复习学案

水溶液中的离子平衡学案

§1 知识要点

一、弱电解质的电离

1、定义：电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质

2、电解质与非电解质本质区别：

在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）

电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电

3、强电解质与弱电质的本质区别：

在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）

注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质

③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，

故BaSO 4为强电解质）

【思考】下列说法中正确的是（ ）

A 、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质；

B 、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子；

C 、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质；

D 、Na 2O 2和SO 2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。

【思考】 下列说法中错误的是（ ）

A 、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质；

B 、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电；

C 、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强；

D 、相同条件下，pH 相同的盐酸和醋酸的导电性相同。

二、水的电离和溶液的酸碱性

1、水的电离平衡：H 2O H + + OH - 水的离子积：K W = [H +]·[OH -

] 物质 单质 化合物 电解质 非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。

混和物

纯净物

25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 10-14

注意：K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定

K W不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）

2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱

3、影响水电离平衡的外界因素：

①酸、碱：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）

②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）

③易水解的盐：促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）

【思考】试比较pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10 Na2CO3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是。

4、溶液的酸碱性和pH：

（1）pH= -lg[H+]

注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是溶液）；②pH＜7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是溶液）。

【思考】已知100℃时，水的K W=1×10-12，则该温度下

（1）NaCl的水溶液中[H+]= ，pH = ，溶液呈性。

（2）0.005mol/L的稀硫酸的pH= ；0.01mol/L的NaOH溶液的pH=

（2）pH的测定方法：

酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞

pH试纸——最简单的方法。操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。

注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②只能读取整数值或范围

用湿润的pH试纸测某稀溶液的pH，所测结果（填“偏大”、“偏小”、

“不变”或“不能确定”），理由是。

（3）常用酸碱指示剂及其变色范围：

【思考】试根据上述三种指示剂的变色范围，回答下列问题：①强酸滴定强碱最好选用的指

示剂为：原因是；

②强碱滴定强酸最好选用的指示剂为：，原因是

；③中和滴定不用石蕊作指示剂的原因是。

三、混合液的pH值计算方法公式

1、强酸与强酸的混合： [H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）

2、强碱与强碱的混合： [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）

(注意 :不能直接计算[H+]混)

3、强酸与强碱的混合：

注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！

【思考】将pH=1的HCl和pH=5的H2SO4溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；将pH=5

的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；将pH=10的NaOH溶液

和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液后pH= 。

四、稀释过程溶液pH值的变化规律：

1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n

2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＜pH原+n

3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n

4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n

5、任何溶液稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；无限稀释后pH均为7。

6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。

【思考】pH=3的HCl稀释100倍后溶液的pH变为；pH=3的HAc溶液稀释100倍后pH 为，若使其pH变为5，应稀释的倍数应（填不等号）100； pH=10的NaOH溶液

稀释100倍后溶液的pH变为；pH=10的NaAc溶液稀释10倍后溶液的pH为。【思考】pH=5的稀硫酸稀释1000倍后溶液中[H+] ：[SO42-]= ；

五、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）

1、盐类水解规律：

①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。

②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3＞NaHCO3)

2、盐类水解的特点：（1）可逆（2）程度小（3）吸热

3、影响盐类水解的外界因素：①温度②浓度③酸碱

【思考】下列说法错误的是：

A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3- 存在；

B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈红色，加热红色变深；

C、NH4Cl溶液呈酸性这一事实能说明氨水为弱碱；

D、在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离。

【思考】 Na2CO3溶液呈碱性原因用离子方程式表示为 _____________ ；

能减少Na2CO3溶液中CO32- 浓度的措施可以是（）

①加热②加少量NaHCO3固体③加少量(NH4)2CO3固体④加少量NH4Cl

⑤加水稀释⑥加少量NaOH

4、酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：如HSO4-

②电离程度＞水解程度，显酸性（如: HSO3-、H2PO4-）

③水解程度＞电离程度，显碱性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）

【思考】写出NaH2PO4溶液中所有的水解和电离方程式

________________________________________

并指示溶液中[H3PO4]、[HPO42-]与[H2PO4-]的大小关系。

5、双水解反应：（图示及反应）

6、盐类水解的应用：（略）

六、溶液中微粒浓度的大小比较（三大守恒：电荷守恒物料守恒质子守恒）

【思考】分析Na2CO3溶液和NaHCO3溶液中的三大守恒及离子浓度大小关系

七、溶解平衡

1、电离平衡、水解平衡、溶解平衡的共性

加水均能促进三大平衡；加热均能促时三大平衡（溶解平衡个别例外）；三大平衡均为水溶液中的平衡，故都不受压强的影响；均遵循勒夏特列原理。

2、Q c与K

Q c为浓度商 K为平衡常数化学平衡常数(K)、电离常数(K a)、水解常数(K b)、溶度积(K sp)。Q c与K的相对大小可反映出体系是否为平衡状态：

Q c>K，过平衡状态，反应将逆向进行；

Q c=K，平衡状态；

Q c

【思考】（1）对于Ag2S(s) 2Ag+(aq) + S2-(aq)，其K sp的表达式为

（2）下列说法中不正确的是

①用稀HCl洗涤AgCl沉淀比用水洗涤损耗AgCl小；②一般地，物质的溶解度随温度的升高而增加，故物质的溶解大多是吸热的；③对于Al(OH)3(s) Al(OH)3 Al3++ 3OH-，前者为溶解平衡，后者为电离平衡；④除去溶液中的Mg2+，用OH-沉淀比用CO32-好，说明Mg(OH)2的溶解度比MgCO3大;

【思考】已知25℃时CaSO4的K sp=9.1×10-6，若将0.02mol/L的Na2SO4溶液与0.004mol/LCaCl2溶液等体积混合，试通过计算溶液中是否有沉淀析出?

§2 方法、归纳和技巧

1、溶液导电能力的变化

【例1】把0.05mol NaOH固体分别加入到100mL下列液体中，溶液导电能力变化最小的是A．0.05 mol·L—1硫酸B．0.6 mol·L—1盐酸

C．0.5 mol·L—1的醋酸； D．0.5 mol·L—1KCl溶液

方法：写将化学程式改为离子方程式的第一步，比较反应前后溶液中离子数的变化

关键：不需考虑弱电解质的电离及离子的水解；注意加入物质是否过量

2、水电离出的[H+]浓度为已知条件的离子共存判断

【例2】在由水电离产生的c（H+）=1×10-14mol/L的溶液中，一定可以大量共存离子组是A)NH4+,Al3+,Br-,SO42- B)Na+,Mg2+,Cl-,NO3-C)K+,Ba2+,Cl-,NO3- D)K+,Na+,SO32-,SO42-【例3】由水电离产生的c（H+）=1×10-5mol/L的溶液，其溶质可能是

A、NaHSO4

B、AlCl3

C、H2SO4

D、NaH2PO4

注意：若由水电离产生的H+浓度大于10-7mol/L，则溶液一定呈酸性，溶质中一定有强酸弱碱盐。

3、“14”规则的运用

【例4】将pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水等体积混合后，溶液中离子浓度关系正确的是： A． [NH4+]＞[Cl-]＞ [H＋]＞[OH-] B．[NH4+]＞[Cl-] ＞[OH-]＞[H＋]

C．[Cl-] ＞[NH4+]＞[H＋] ＞[OH-] D．[Cl-]＞[NH4+]＞[OH-]＞[H＋]

解析：利用“pH之和为14的酸碱等体积混合后，谁弱谁过量显谁性。”规律，判断反应后溶液为NH4Cl和NH3·H2O的混合溶液且呈碱性，而溶液呈碱性，则以氨水的电离为主，选B 【例5】在常温下10mLpH=10的KOH溶液中，加入pH=4的一元酸HA溶液至pH刚好等于7（设反应前后体积不变），则对反应后溶液的叙述正确的是

A、[A-] = [K+]

B、[H+] = [OH-]<[K+]<[A-]

C、V总≤20mL

D、V总≥20mL

解析：分HA为强酸和弱酸两种情况，再结合“14”规则：假如酸为弱酸，则加入10mL弱酸后溶液呈酸性，而已知溶液呈中性，故加入的弱酸体积小于10mL。

4、溶液混合后离子浓度大小的比较

【例6】将0.1mol/L NaOH和0.1mol/LNH4Cl溶液等体积混合后，离子浓度大小正确的顺序是：

A．[Na＋]＞[Cl-]＞[OH-]＞[H＋] B．[Cl-]＞[Na＋]＞ [OH-]＞[H＋]

C．[Na＋]= [Cl-]＞[OH-]＞[H＋] D．[Na＋]= [Cl-]＞[H＋]＞[OH-]

【例7】将100ml、0.1mol/L的BaCl2溶液加入到100ml、0.2mol/L的H2SO4溶液中，则溶液中存在的离子浓度的关系的是：

A．[H+]＞[Cl-]＞[Ba2+]＞[SO42-] B．[Cl-]＞[H+]＞[SO42-]＞[Ba2+]

C．[H+]＞[Cl-]＞[SO42-]＞[Ba2+] D．[Cl-]＞[H+]＞[Ba2+]＞[SO42-]

5、量变而浓度不变

【例8】一定温度下，向饱和的石灰水中加少量生石灰时，下列有关说法错误的是（）A、溶液中Ca2+数不变 B、溶液的pH不变 C、溶液的密度不变 D、溶液中[Ca2+]不变

【例9】一定温度下，向足量Na2CO3饱和溶液中加入1.06g无水碳酸钠，析出Na2CO3·10H2O 晶体，下列有关说法正确的是

A、析出晶体质量2.86g；

B、溶液的pH不变

C、溶液中Na+数增加

D、溶液质量减少

【例10】某温度时，BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲

线如图所示。下列说法正确的是（）

A．加入Na2SO4可以使溶液由a点变到b点

B．通过蒸发可以使溶液由d点变到c点

C．d点无BaSO4沉淀生成

D．a点对应的K ap大于c点对应的K ap

1．下列溶液一定是碱性的是

A．pH＝8的某电解质的溶液 B．c(OH-)＞1×10-7mol/L

C．溶液中含有OH- D．溶液中c(OH-)＞c(H+)

2．已知某温度下，四种一元弱酸的电离平衡常数为：K a(HCN)＝6.2×10-10mol/L、K a(HF)＝

6.8×10-4mol/L、K a(CH3COOH)＝1.8×10-5mol/L、K a(HNO2)＝6.4×10-6mol/L。物质的量

浓度都为0.1 mol/L的下列溶液中，pH最小的是

A．HCN B．CH3COOH C．HF D．HNO2

3．在已达到电离平衡的0.1mol/L的醋酸溶液中，欲使平衡向电离的方向移动，同时使溶液的pH 降低，应采取的措施是

A．加少量盐酸 B．加热 C．加少量醋酸钠晶体 D．加少量水

4．将足量的BaCO3粉末分别加入下列溶液中，充分溶解至溶液饱和。各溶液中Ba2+的浓度最小的为 A．10 mL 0.2 mol/LNa2CO3溶液 B．40 mL水

C．50 mL 0.01 mol/L 氯化钡溶液 D．100 mL 0.01 mol/L盐酸5．在室温下，等体积的酸和碱的溶液混合后，pH一定少于7的是

A．pH=3的HNO3跟pH=11的KOH B．pH=3的盐酸跟pH=11的氨水

C．pH=3硫酸跟pH=11的NaOH D．pH=3的醋酸跟pH=11的Ba(OH)2

6．已知某溶液中存在OH-、H+、NH4+、Cl-四种离子。经四位同学测定，大小关系如下，则其中不可能

．．．的是

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

C．c(OH-)＞c(H+)＞c(Cl-)＞c(NH4+) D．c(Cl-)＞c(H+)＞c(NH4+)＞c(OH-) 7．物质的量浓度均为0.1mol/L的下列溶液：①KNO3 、②Na2CO3 、③NaHCO3 、④NaHSO4 、⑤CH3COOH、⑥NaOH、⑦Ba(OH)2 、⑧NH4Cl，pH由大到小的顺序为：

（填数字代号）

8．常温下某强酸溶液pH＝a，强碱溶液pH＝b，已知a＋b＝12，酸碱溶液混合pH＝7，求酸溶液体积V(酸)和碱溶液体积V(碱)的关系。

9．已知在室温时，Mg(OH)2的溶度积K sp＝5.6×10-12 (mol/L)3，求室温下Mg(OH)2饱和溶液中Mg 2+和OH-的物质的量浓度。

1、关于强、弱电解质的叙述不正确的是

A. 强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡

B. 同一弱电解质溶液，温度不同时，导电能力不同

C. 强电解质溶液导电能力一定很强，弱电解质溶液导电能力一定很弱

D. 强电解质在固态或液态时，可能不导电

2、用蒸馏水稀释0.1mol/L的CH3COOH时，始终保持增大趋势的是

A.c(CH3COOH)

B. c(H+)

C. c(OH－)

D. c(CH3COO－)

3、250C时，某溶液中由水电离出的c（OH—）=1×10—13 mol/L，该溶液中一定不能大量共存

的离子组是 A. NH4+ 、Fe3+ 、SO42—、Cl— B. CO32—、PO43—、K+ 、Na+

C. Na+ 、SO42—、NO3—、Cl—

D. HPO42—、Na+ 、 HSO3—、K+

4、一定温度下，甲、乙两瓶氨水的浓度分别为1mol/L和0.1mol/L，则甲、乙两瓶氨水中c

（OH—）之比为 A. 大于10 B. 小于10 C. 等于10 D. 无法确定

5、有体积相同、相等pH的烧碱溶液和氨水，下列叙述中正确的是

A. 两溶液物质的量浓度相同

B. 用同浓度的盐酸中和时，消耗盐酸的体积相同

C.两溶液中OH－离子浓度相同

D. 加入等体积的水稀释后，pH仍相等

6、常温下有pH为12的NaOH溶液100 mL，加入某溶液，将其pH变为11（设溶液体积可直

接相加；计算结果保留到小数点后一位）。

（1）若用pH = 10的NaOH溶液，应加入NaOH溶液_________mL；

（2）若用pH = 2的盐酸，应加入盐酸___________mL；

（3）若用0.01 mol/L的CH3COOH溶液V1 mL，则V1的取值范围是：___________；

（4）若用pH = 2的任意一元酸HA溶液V2 mL，则V2的取值范围是：__________ 7.（1）将等质量的Zn粉分别投入：试管A: 10mL 0.1mol·L-1HCl和试管B: 10mL 0.1mol·L-1

醋酸中:

开始时，反应速率ＡＢ（填＞，＝或＜，下同），若Zn过量，产生H２的体积ＡＢ。

（2）将等质量Zn粉分别投入pH=1体积均为10mL的试管A: 盐酸和试管B: 醋酸中:

开始时，反应速率ＡＢ（填＞，＝或＜，下同），若Zn过量，产生H２的体积ＡＢ。

8.将0.2 mol/LHA溶液与0.2 mol/LNaOH溶液等体积混合，测得混合溶液中c(Na＋)＞c(A－)，

则(用“＞”、“＜”或“＝”填写下列空白)。

(1)混合溶液中c(HA)__________c(A－)

(2)混合溶液中c(HA)＋c(A－)________0.1 mol/L；

(3)混合溶液中，由水电离出的c(OH－)___________0.2 mol/LHA溶液由水电离出的c(H＋)；

(4)25℃时，如果取0.2 mol/LHA溶液与0.1mol/LNaOH溶液等体积混合，测得混合溶液的

pH＜7，则HA的电离程度__________NaA的水解程度。