水溶液中的离子平衡

高二化学水溶液中的离子平衡复习苏教版 【知识讲解】

一. 教学内容：

水溶液中的离子平衡复习

二. 教学目标：

1、理解并能判断电解质、非电解质、强电解质和弱电解质

2、掌握弱电解质在水溶液中的电离平衡及影响因素，了解电离常数和酸碱电离理论

3、知道水的离子积常数和溶液的pH 值与溶液酸碱性的关系，能进行有关溶液pH 的计算

4、理解盐类的水解原理，正确书写盐类水解反应的方程式，掌握盐类水解在生产、生活中的应用

5、能利用溶解平衡原理解释沉淀的生成、转化和溶解过程，用离子积和溶度积分析沉淀的生成与转化，并能进行简单计算

三. 教学过程：

（一）溶液中的离子平衡：

1、弱电解质的电离：

（1）物质的分类：

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。如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CCl 4、CH 2=CH 2…… 强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4 弱电解质：弱酸、弱碱和水。如HClO 、NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、H 2O …… 混合物

纯净物

（2）弱电解质的电离：

弱电解质在水溶液中不能完全电离，在一定条件下达到电离平衡状态。弱电解质的电离平衡和化学平衡一样，属于动态平衡。其中弱电解质本身的性质是决定弱电解质电离平衡的决定因素，同时，弱电解质的电离平衡还受浓度、温度、同离子效应和化学反应等的影响。在同一条件下的弱电解质达到平衡状态时，电离常数和电离程度都可以反映弱电解质的相对强弱。一般情况下，电离常数和电离程度越大，弱电解质越强。

（3）水的电离和溶液的酸碱性：

a 、水是一种极弱的电解质，水的电离平衡：H 2O H ＋＋OH －。水的离子积：

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

b 、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱

c 、影响水电离平衡的外界因素：

①酸、碱 ：抑制水的电离

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

d 、溶液的酸碱性和pH ：pH ＝－lg[H ＋]

混合液的pH 值计算方法公式：强调“酸按酸，碱按碱”进行计算

强酸与强酸的混合：（先求[H ＋]混：将两种酸中的H ＋离子数相加除以总体积，再求其它）

[H ＋]混＝（[H ＋]1V 1＋[H ＋]2V 2）/（V 1＋V 2）

强碱与强碱的混合：（先求[OH －]混：将两种酸中的OH －离子数相加除以总体积，再求其

它）

[OH－]混＝（[OH－]1V1＋[OH－]2V2）/（V1＋V2）（注意：不能直接计算[H＋]混）

强酸与强碱的混合：（先据H＋＋OH－＝＝H2O计算余下的H＋或OH－，①H＋有余，则用余下的H＋数除以溶液总体积求[H＋]混；OH－有余，则用余下的OH－数除以溶液总体积求[OH －]

混，再求其它）

e、稀释过程溶液pH值的变化规律：

强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＝pH原＋n ；弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＜pH原＋n （但始终不能大于或等于7）

强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＝pH原－n；弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n （但始终不能小于或等于7）

不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均为7

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。

（4）盐类的水解：

a、盐电离产生的弱酸阴离子（或弱碱阳离子）与水电离产生的氢离子（或氢氧根离子）作用生成弱电解质的反应。盐类水解的特点（1）可逆（2）程度小（3）吸热。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根水解程度大，碱性更强。（如：Na2CO3＞NaHCO3）

b、影响盐类水解的外界因素：

①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热）

②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）

③酸碱：促进或抑制盐的水解（H＋促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH－促进阳离子水解而抑制阴离子水解）

c、溶液中微粒浓度的大小比较：

基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系：

①电荷守恒（电荷数前移）：任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和

②物料守恒（原子个数前移）：

某原子的总量（或总浓度）＝其以各种形式存在的所有微粒的量（或浓度）之和

③质子守恒（得失H＋个数前移）：

∑得质子后形成的微粒浓度·得质子数＝＝∑失质子后形成的微粒浓度·失质子数

说明：

1、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）

2、强电解质与弱电解质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）

3、理解电解质和非电解质时要注意①电解质、非电解质都是化合物；②电解质

必须是本身电离，而不是与水反应后的产物易电离，如：SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物

4、溶液的导电性仅与溶液中的离子浓度及离子所带电荷数的多少相关。电荷数相同时，离子浓度越大，导电性越强；离子浓度相同时，离子所带电荷数越多，溶液导电性越强；电解质溶液导电的同时一定发生电解！

电解质的强弱是指电解质在水中的电离程度。电解质越强，在水中就越完全电离，反之就越难电离。相同条件下，强电解质溶液的导电性比弱电解质的强（即导电性对比实验）。

5、pH的测定方法：一为酸碱指示剂法——甲基橙、石蕊、酚酞。二用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

6、“酸、碱恰好完全反应”与“自由H＋与OH－恰好中和”酸碱性判断方法：

a、酸、碱恰好反应（现金＋存款相等）：恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。（无水解，呈中性）

b、自由H＋与OH－恰好中和（现金相等），即“14规则：pH之和为14的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显中性。”：生成盐和水，弱者大量剩余，弱者电离显性。（无弱者，呈中性）

7、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－）

8、双水解反应：构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应（即弱酸弱碱盐）。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。

常见的双水解反应进行完全的为：Fe3＋、Al3＋与AlO2－、CO32－（HCO3－）、S2－（HS－）、SO32－（HSO3－）；其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的方程式写“＝＝”并标“↑↓”，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡。

9、同浓度的弱酸和其弱酸盐、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：

①中学化学常见的有三对

等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：弱酸的电离＞其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性等浓度的NH3·H2O与NH4Cl的混合液：弱碱的电离＞其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性

等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：弱酸的电离＜其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性

②掌握其处理方法（即抓主要矛盾）

例：0.1mol/LCH3COOH和0.1mol/LCH3COONa溶液等体积混合后溶液呈酸性，则∵溶液呈酸性，∴CH3COOH 的电离＞CH3COONa的水解，∴[HAc] ＜0.1mol/L，[Ac－] ＞0.1mol/L.

（因为NaAc的水解呈碱性被HAc的电离呈酸性所掩盖，故可当作“只HAc电离，而NaAc不水解”考虑，即只考虑酸的电离。）

（二）沉淀溶解平衡：

沉淀溶解平衡属于化学平衡，具有化学平衡的一切特征。溶解平衡的表达式：M m A n M n＋（aq）＋A m－（aq），溶度积Ksp＝[c（M n＋）]m·[c（A m－）]n，它反映了难溶电解质在水中的溶解能力，它的大小与温度有关，而与浓度无关。

沉淀溶解平衡移动方向的判断：溶度积规则：离子积Qc＝c（M n＋）m ·c（A m－）n

Qc＞Ksp，溶液处于过饱和溶液状态，生成沉淀。

Qc＝Ksp，沉淀和溶解达到平衡，溶液为饱和溶液。

Qc＜Ksp，溶液未达饱和，沉淀发生溶解。

说明：

1、溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。生成难溶电解质的反应为完全反应，用“＝”

2、反应后离子浓度降至1×10－5mol/L以下的反应为完全反应，用“＝”。如酸碱中和时[H＋]降至10－7mol/L＜10－5mol/L，故为完全反应，用“＝”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10－5mol/L，故均用“＝”。

3、难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。可溶性物质在形成过饱和溶液时，也可以存在溶解平衡。

4、溶解平衡方程式的书写：注意在沉淀后用（s）标明状态，在离子后用“（aq）”标明状态，并用“”连接。

5、电离平衡、水解平衡、溶解平衡的共性

①加水均能促进三大平衡；

②加热均能促进三大平衡（溶解平衡个别例外）

③三大平衡均为水溶液中的平衡，故都不受压强的影响.

④均遵循勒夏特列原理。

6、沉淀的溶解：就是使溶解平衡正向移动。

沉淀的转化：溶液中的沉淀反应总是向着离子浓度减少的方向进行，简而言之，即溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。

【典型例题】

例1. 在由水电离产生的c（H＋）＝1×10－14mol/L的溶液中，一定可以大量共存的离子组是

A. H4＋、Al3＋、Br－、SO42－

B. Na＋、Mg2＋、Cl－、NO3－

C. K＋、Ba2＋、Cl－、NO3－

D. K＋、Na＋、SO32－、SO42－

解析：

“由水电离产生的c（H＋）＝1×10－14mol/L的溶液”即溶液的pH可能为14也可能为0；也即“下列各组离子既能大量存在于酸性溶液中也能大量存在于碱性溶液之中的是”。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。A中NH4＋与OH－不能共存；B中Mg2＋与OH－不能共存；D中SO32－与H＋不能共存；只有C既能与H＋共存又能与OH－共存。

答案：C

例2. 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，可以不考虑NH4Cl溶液的水解，则可得答案为B

答案：B

例3. 一定温度下，向足量的石灰乳中加少量生石灰时，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

解析：

题目已说明温度不变，故不需考虑热效应。CaO＋H2O＝Ca（OH）2（s），使溶液中水减少而析出Ca（OH）2，但溶液依然为饱和溶液！本题就相当于从饱和石灰水中移去部分饱和溶液，各组分的量变小了，但浓度等并不变，因此，相应的密度、溶液的pH值等均不

发生改变。

答案：A

例4. 25℃时，若体积为Va 、pH ＝a 的某一元强酸与体积Vb 、pH ＝b 的某一元强碱混合，恰好中和，且已知Va

（1）a 值可否等于3（填“可”或“否”）________，其理由是___________________________；

（2）a 值可否等于5（填“可”或“否”）________，其理由是___________________________；

（3）a 的取值范围是_______________________________________。

解析：

（1）否，若a ＝3，根据b ＝2a ，可得b ＝6，溶液显酸性，与题意不符，故a ≠3；

（2）否，若a ＝5，则c （H ＋）a ＝1×10－5mol/L ，b ＝10，c （H ＋）b ＝1×10－10mol/L ，则

c （OH －）b ＝1×10－4mol/L ，根据Va·c （H ＋）a ＝Vb·c （OH －）b ，可得：110a

)H (b )OH (c v v b a >==--，不符合题意，故a ≠5。

（3）1)14b a (10a

)H (b )OH (c v v b a <-+==--，所以：（a ＋b －14）＜0，而a ＝0.5b ， 即：3a ＜14，a ＜14/3；

又因为：pH ＝b ＝2a ＞7，a ＞7/2。

所以a 的范围在7/2与14/3之间。

答案：（1）否，若a ＝3，根据b ＝2a ，可得b ＝6，溶液显酸性，与题意不符，故a ≠3；

（2）否，若a ＝5，则c （H ＋）a ＝1×10－5mol/L ，b ＝10，c （H ＋）b ＝1×10－10mol/L ，则

c （OH －）b ＝1×10－4mol/L ，根据Va·c （H ＋）a ＝Vb·c （OH －）b ，可得：110a

)H (b )OH (c v v b a >==--，不符合题意，故a ≠5。

（3）a 的范围在7/2与14/3之间

【模拟试题】

1、下列关于强、弱电解质的叙述中正确的是

A. 强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物

B. 强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物

C. 强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子

D. 强电解质的导电能力强，弱电解质的导电能力弱

2、氨水有下列平衡：NH 3·H 2O NH 4＋＋OH － 当其它条件不变时，改变下列条件，平

衡向左移动，且c （NH 4＋）增大的是

A. 加NaOH

B. 加盐酸

C. 加NH 4Cl

D. 加同浓度氨水

3、水是一种极弱电解质，在室温下平均每n 个水分子中只有一个水分子发生电离，则n 值为

A. 1×10－14

B. 55.6×107

C. 107

D. 55.6

4、在0.01 mol·L －1的H 2SO 4溶液中由水电离出的c （OH －）是

A. 5×10－13 mol·L －1

B. 0.01 mol·L －1

C. 1×10－7 mol·L －1

D. 1×10－2mol·L －1

5、在盐类的水解过程中，下列叙述正确的是

A. 盐的电离平衡被破坏

B. 水的电离平衡被破坏

C. 没有发生中和反应

D. 溶液的pH一定变大

6、为了配制CH3COO－与Na＋离子物质的量浓度之比为1：1的溶液，可向溶液中加入

A. 适量的盐酸

B. 适量的NaOH固体

C. 适量的KOH 固体

D. 适量的NaCl固体

7. 下列反应中，属于水解反应且使溶液显酸性的是

A. NH4＋＋H2O NH3·H2O＋H＋

B、HCO3－＋H2O CO32－＋H3O＋

C. S2－＋H2O HS－＋OH－

D、NH3＋H2O NH4＋＋OH－

8、实验室在配制硫酸铁溶液时，先把硫酸铁晶体溶解在稀硫酸中，再加水稀释到所需的浓度，这样操作的目的是

A. 提高硫酸铁的溶解度

B. 防止硫酸铁分解

C. 降低溶液的pH

D. 抑制硫酸铁水解

9、25℃时，在浓度为1 mol·L－1的（NH4）2SO4、（NH4）2CO3、（NH4）2Fe（SO4）2的溶液中，测得其c（NH4＋）分别为a、b、c（单位为mol/L）。下列判断正确的是

A. a＝b＝c

B. a＞b＞c

C. a＞c＞b

D. c＞a＞b

10、酸碱恰好完全中和时，它们一定相等的是

A. 质量

B. 物质的量

C. 物质的量浓度

D. H＋和OH－的总物质的量

11、用酸滴定碱时，滴定前读酸式滴定管读数时，仰视读数，滴定结束时读数正确，这样会使测得的碱溶液的浓度

A. 偏高

B. 偏低

C. 不受影响

D. 不能确定

12、用0.1 mol·L－1NaOH溶液滴定100 mL 0.1 mol·L－1盐酸时，如果滴定误差在±0.1%以内，反应完毕后，溶液的pH范围在

A. 6.9 ~ 7.1

B. 3.3 ~ 10.7

C. 4.3 ~ 9.7

D. 6 ~ 8

13、已知HClO是比H2CO3还弱的酸，反应：Cl2＋H2O HCl＋HClO，达到平衡后要使HClO的浓度增大，可加入

A. H2S

B. HCl

C. CaCO3

D. NaOH（固体）

14、下列叙述不正确的是

A. 纯水也是一种电解质

B. 无论是酸性、中性还是碱性稀溶液，只要温度恒定，c（H＋）×c（OH－）是一个常数

C. 一定温度下，0.1 mol·L－1的磷酸溶液中H＋主要来自于酸的第一步电离

D. 强碱溶液中不存在H＋

15、能正确表示下列反应的离子方程式是

A. 用碳酸钠溶液吸收少量的二氧化硫：2CO32－＋SO2＋H2O＝2HCO3－＋SO32－

B. 金属铝溶于盐酸中：Al＋2H＋＝2Al3＋＋H2↑

C. 硫化钠溶于水中：S2－＋H2O＝H2S↑＋OH－

D. 碳酸镁溶于硝酸中：CO32－＋2H＋＝CO2↑＋H2O

16、在醋酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是

A. 1mol/L的醋酸溶液中[H＋]约为10－3mol/L

B. 醋酸能与水以任意比互溶

C. 10mL 1mol/L的醋酸恰好与10mL 1mol/L NaOH溶液完全反应

D. 在相同条件下，醋酸的导电性比强酸溶液弱

17、已知AG＝lg[c（H＋）/c（OH－）]，常温下，在AG＝－10的溶液中能大量存在的离子组是：

A. Cl－、AlO2－、SO32－、Na＋

B. NO3－、Ac－、Na＋、NH4＋

C. Cl－、NO3－、Mg2＋、K＋

D. SO42－、HCO3－、Cl－、K＋

18、常温下将稀NaOH溶液与稀CH3COOH溶液混合，不可能

．．．出现的结果是

A. pH＞7，且c（OH—）＞c（Na＋）＞c（H＋）＞c（CH3COO—）

B. pH＞7，且c（Na＋）＋c（H＋）＝c（OH—）＋c（CH3COO—）

C. pH＜7，且c（CH3COO—）＞c（H＋）＞c（Na＋）＞c（OH—）

D. pH＝7，且c（CH3COO—）＞c（Na＋）＞c（H＋）＝c（OH—）

19、下列10种物质中：①NaOH溶液②H2SO4③硫酸铜晶体④Cu ⑤CH3COOH ⑥NaOH固体⑦蔗糖⑧石灰水⑨水银⑩氨水

能导电的有；属于强电解质的有；属于弱电解质的有。

20、有一学生在实验室测某溶液的pH，实验时，他先用蒸馏水润湿pH试纸，然后用纯净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测。该学生的操作方法（填“正确”或“不正确”），理由是；分析此操作方法，（填“一定”或“不一定”）会产生误差，理由是。

21、BiCl3水解生成BiOCl。

（1）写出BiCl3水解反应方程式：。

（2）有人把BiCl3叫次氯酸铋，你是否同意此名称。

（3）如何配制BiCl3溶液。

（4）把适量固体BiCl3置于浓NaCl溶液中可得澄清溶液，请说出可能的原因。

22、已知A n B m的离子积＝c（A m＋）n·c（B n－）m，式中的c（A m＋）n和c（B n－）m表示平衡时离子的物质的量浓度。在某温度下，Ca（OH）2的溶解度为0.74 g，其饱和溶液密度为1 g·mL－1，则该温度下，其离子积为。

23、在某无色溶液里，只含有下列8种离子中的某几种：Na＋、H＋、Ag＋、Mg2＋、Cl－、OH－、HCO3－、NO3－。已知该溶液能跟金属铝反应，且放出的气体只有氢气。试回答：（1）若溶液和铝反应后有AlO2－生成，则其中一定含有大量的离子，还可能含有大量的离子。

（2）若溶液和铝反应有Al3＋生成，则原溶液中一定不含有大量的离子。

Fe 24、阅读下列材料：已知Cu2＋和Fe2＋在pH为4~5的环境中不水解，而此种情况下， 3几乎全部水解，双氧水（H2O2）是强氧化剂，在酸性条件下，它的还原产物为水。用粗氧化铜（含少量铁）制纯CuCl2溶液的过程如下：取①50 mL稀盐酸，加入一定量粗氧化铜，加热、搅拌，充分反应后过滤，经测定溶液pH约为2；②向滤液中加入双氧水搅拌；③向滤液中加入过量的纯氧化铜，微热、充分搅拌，经测定溶液的pH约为5；④过滤；⑤浓缩溶液。思考：

（1）操作①中的离子方程式

（2）操作④中过滤后滤渣的成分是

（3）浓缩过程中溶液颜色的变化

（4）操作中pH升高的原因是发生了反应

25、试用简单的实验证明，在醋酸溶液中存在CH3COOH CH3COO－＋H＋的电离平衡（写出简单操作、现象及实验能说明的问题）

[参考答案]

1、C

2、C

3、B

4、A

5、B

6、C

7、A

8、D

9、D 10、D

11、B12、C13、C14、D15、A

16、AD17、A18、AD

19、①④⑧⑨⑩；②③⑥；⑤

20、不正确，可能由于稀释而产生误差；不一定，若是中性溶液，则不产生误差，否则产生误差

21、（1）BiCl 3＋H2O BiOCl＋2HCl；

（2）不同意；

（3）将BiCl3溶于盐酸中；

（4）增大溶液中c（Cl－）能抑制BiCl3的水解

22、1×10－3

23、（1）OH－、Na＋、Cl－、NO3－；

（2）OH－、HCO3－、NO3－、Ag＋

24、（1）CuO＋2H＋＝Cu2＋＋H2O；Fe＋2H＋＝Fe2＋＋H2↑；

（2）Fe（OH）3

（3）蓝色变绿色；

（4）一方面2Fe2＋＋2H＋＋H2O2＝2Fe3＋＋2H2O消耗了OH－，另一方面CuO消耗H＋。

25、①测稀醋酸溶液的pH为a；②向稀醋酸中加入CH3COONa固体；③再次测量溶液的pH＞a，则说明存在CH3COOH CH3COO－＋H＋。