专题8 溶液中的离子反应

1 专题8 溶液中的离子反应 【考情分析】 一、考纲要求 1.了解电解质的概念。了解强电解质和弱电解质的概念。 2.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。 3.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 4.了解水的电离，离子积常数。 5.了解溶液pH的定义。了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。 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.了解离子反应的概念、离子反应发生的条件。了解常见离子的检验方法。 8.了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质。 二、命题趋向 电解质溶液部分内容与旧大纲相比有一定的变化，删除了“了解非电解质的概念”，增加了“了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的本质”，降低了弱电解质电离平衡的要求层次，对pH、盐的水解的知识进行了具体的要求，将原化学计算中的“pH的简单计算”放在这部分的要求之中。弱电解质的电离平衡、溶液的酸碱性和pH的计算、盐类的水解及其应用等知识是高考化学中的热点内容，常见的题型是选择题，也有填空题和简答题。题目的考查点基于基础知识突出能力要求，并与其他部分知识(如化学平衡、物质结构、元素及其化合物、化学计算等)联系。 【知识归纳】 （一）强弱电解质及其电离 1．电解质、非电解质的概念 电解质：在水溶液中或熔融状态时能够导电的化合物。 非电解质：在水溶液中和熔融状态都不能导电的化合物。 注意：①单质和混合物既不是电解质也不是非电解质；②CO2、NH3等溶于水得到的水溶液能导电，但它们不是电解质，因为导电的物质不是其本身；③难溶的盐（BaSO4等）虽然水溶液不能导电，但是在融化时能导电，也是电解质。 2．电解质的电离 （1）强电解质如NaCl、HCl、NaOH等在水溶液中是完全电离的，在溶液中不存在电解质分子，溶液中的离子浓度可根据电解质浓度计算出来。 （2）弱电解质在水溶液中是少部分发生电离的。如25℃时0.1mol/L的CH3COOH溶液中，CH3COOH的电离度只有1.32％，溶液中存在较大量的H2O和CH3COOH分子，少量的H+、CH3COO-和极少量的OH-

离子。 （3）多元弱酸如H2CO3还要考虑分步电离： H2CO3H+＋HCO3-；HCO3-H+＋CO32-。 3．弱电解质的电离平衡 （1）特征：①动：υ(电离)＝υ(结合)≠０的动态平衡；②定：条件一定，分子和离子浓度一定；③变：条件改变，平衡破坏，发生移动。 （2）影响因素（以CH3COOHCH3COO－+ H+为例） ①浓度：加水稀释促进电离，溶液中ｎ(H+)增大，c(H+)减小②温度：升温促进电离（因为电离过程是吸热的）③相关离子：例如加入无水CH3COONa能抑制电离，加入盐酸也抑制电离，加入碱能促进电离，仍然符合勒夏特列原理。 4．电离平衡常数（K）----弱电解质电离程度相对大小一种参数 （1）计算方法： 2

对于一元弱酸 HAH++A-，平衡时，)()()(HAcAcHcK 对于一元弱碱 MOHM++OH-，平衡时，)()()(MOHcOHcMcK （2）电离平衡常数的化学含义：K值越大，电离程度越大，相应酸(或碱)的酸性(或碱性)越强。 （3）影响电离平衡常数的因素：K值只随温度变化。 （二）水的电离和溶液的pH 1．水的离子积 （1）定义 H2O = H++OH- ；△H＞0，KW=c(H+)·c(OH-) （2）性质 ①在稀溶液中，Kw只受温度影响，而与溶液的酸碱性和浓度大小无关。 ②在其它条件一定的情况下，温度升高，KW增大，反之则减小。 ③溶液中H2O电离产生的c(H+)=c(OH-) ④在溶液中，Kw中的c(OH-)、c(H+)指溶液中总的离子浓度。 酸溶液中c(H+)= c(H+)(酸)+c(H+)(水)≈c(H+)(酸)，c(H+)(水)=c(OH-)； 碱溶液中c(OH-)=c(OH-)(碱)+ c(OH-)(水) ≈c(OH-)(碱)，c(OH-)(水)=c(H+)； 盐溶液显中性时c(H+)=c(OH-)=c(H+)(水)=c(OH-)(水)，水解显酸性时c(H+)=c(H+)(水)= c(OH-)(水)＞c(OH-)，水解显碱性时c(OH-)=c(OH-)(水)=c(H+)(水)＞c(H+)。 2．溶液的pH （1）定义 pH=－lg[H+]，广泛pH的范围为0～14。 注意：当溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。 （2）pH、c(H+)与溶液酸碱性的关系

pH（250C） c(H+)与c(OH-)关系(任意温度) 溶液的酸碱性

pH<7 c(H+)＞c(OH-) 溶液呈酸性， pH=7 c(H+)=c(OH-) 溶液呈中性 pH>7 c(H+)＜c(OH-) 溶液呈碱性， （3）有关pH的计算 ①酸溶液中，Kw=c(H+)·c(OH-)≈c(H+)(酸)·c(OH-)(水) =c(H+)(酸)·c(H+)(水)； 碱溶液中，Kw=c(H+)·c(OH-)≈c(OH-)(碱)·c(H+)(水)= c(OH-)(碱)·c(OH-)(水)。 ②强酸、强碱溶液稀释的计算 强酸溶液，pH(稀释)=pH(原来)+lgn(n为稀释的倍数) 强碱溶液，pH(稀释)=pH(原来)－lgn(n为稀释的倍数) 酸性溶液无限加水稀释，pH只能接近于7，且仍小于7；碱性溶液无限加水稀释时，pH只能接近于7，且仍大于7。 pH值相同的强酸（碱）溶液与弱酸（碱）溶液稀释相同的倍数时，强酸（碱）溶液pH值的变化比弱酸（碱）溶液pH值的变化幅度大。 ③强酸、强碱溶液混合后溶液的pH计算 酸过量→c(H+)→pH 恰好完全反应，pH=7 碱过量→c(OH-)→c(H+)→pH 3

（三）盐类水解 1．概念：盐类水解（如F-+H2OHF+OH-）实质上可看成是两个电离平衡移动的综合结果：①水的电离平衡向正方向移动（H2OH++OH-），②另一种弱电解质的电离平衡向逆方向移动（HFF-+H+）。也可以看成是中和反应的逆反应，升高温度会促进水解。 2．水解规律：有弱才水解，无弱不水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。 （1）多元弱酸盐分步水解，如CO32-+H2OHCO3-+OH-，HCO3-+H2OH2CO3+OH-。 （2）通常弱酸根或弱碱的阳离子的水解程度都很小，如0.1mol/LNaAc溶液中Ac-离子的水解百分率不足1%。 （3）同一溶液中有多种离子水解时，若水解显同性，则相互抑制，各离子的水解程度都比同等条件下单一离子的水解程度小，如0.1mol/LNa2CO3和0.1mol/LNaAc混合溶液中CO32-、Ac-的水解程度都要比0.1mol/L Na2CO3溶液，0.1mol/LNaAc溶液中CO32-、Ac-的水解程度小；若水解显不同性，则相互促进，各离子的水解程度都比同等条件下单一离子的水解程度大，如0.1mol/L NH4Cl和0.1mol/LNaAc混合溶液中NH4+、Ac-的水解程度都要比0.1mol/L NH4Cl溶液，0.1mol/LNaAc溶液中NH4+、Ac-的水解程度大。 3．电离平衡与水解平衡的共存 （1）弱酸的酸式盐溶液，如：NaHSO3、NaH2PO4、NaHS、NaHCO3、Na2HPO4溶液的酸碱性取决于电离和水解程度的相对大小。 （2）弱酸（碱）及弱酸（碱）对应盐的混合溶液，如；HAC与NaAc的混合溶液，NH3H2O与NH4Cl的混合溶液，一般等浓度时，弱酸（碱）的电离要比对应盐的水解强。 4．电解质溶液中的守恒关系 （1）电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3溶液中：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-) （2）物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中n(Na+):n(C)＝1:1，推出：c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3) （3）质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。例如在NH4HCO3

溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物；NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物，故有以下关系：

c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。 （四）沉淀溶解平衡 1．溶度积的概念 难溶电解质AmBn在水溶液中有如下平衡：AnBm(s)nAm+(aq)+ mBn-(aq)根据化学平衡原理，它的平衡常数表达为： Ksp=[Am+]n[Bn-]m Ksp称为溶度积常数，简称溶度积。 （1）Ksp的数值在稀溶液中不受离子浓度的影响，只取决与温度。温度升高，多数难溶化合物的溶度积增大。但Ksp受温度影响不大，当温度变化不大时，可采用常温下的数据。 （2）溶度积的大小反映了难溶电解质溶解能力的大小。对于同种类型基本不水解的难溶强电解质，溶度积越大，溶解度也越大；对于不同类型难溶电解质，就不能简单用Ksp大小来比较溶解能力的大小，必须把溶度积换算程溶解度。 2．溶度积规则 对于难溶电解质AmBn，可以通过比较任意状态时的浓度商Qc与溶度积Ksp的大小判断沉淀的生成与溶解（注意浓度商Qc是任意状态下离子浓度指数的乘积，因此Qc值不固定）。 Qc＜Ksp时，若溶液中有固体存在，则沉淀量减少，直至沉积与溶解达到平衡状态； Qc= Ksp时，沉积与溶解处于平衡状态； Qc＞Ksp时，此时有沉淀析出，直至沉淀与溶解达到平衡状态。