化學(xué)課程-專題八水溶液中的電離平衡-高考化學(xué)

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r專題八水溶液中的電離平衡

專題導(dǎo)語：

考點分布1.電離平衡

2.水的電離和溶液的酸堿性

3.鹽類水解

4.溶液中微粒濃度的大小比較

5.沉淀溶解平衡

分值分布1.選擇題：6分

2.填空題：4-6分

題型特點本專題考查主要集中在物質(zhì)在水溶液中的行為，包括弱電解質(zhì)的電離平

衡、鹽類的水解平衡、沉淀的溶解平衡三大平衡體系，側(cè)重于平衡、平衡

的影響因素以及平衡移動后結(jié)果的分析等的考查。其中鹽類水解的應(yīng)用、

對圖像的分析、溶液中微粒濃度大小的比較、平衡移動的分析、平衡常數(shù)

的計算和PH的計算等為常考點。常用的方法有勒夏特列原理（平衡移動

結(jié)果的分析）、計算法（沉淀溶解平衡常數(shù)的計算）、三大守恒（離子濃度

大小的判斷）等。備考時尤其要關(guān)注有圖像的題目,選擇題考查單一，填

空題往往在反應(yīng)原理綜合題中考查。

復(fù)習(xí)策略1.本專題在復(fù)習(xí)了弱電解質(zhì)的電離平衡之后，抓住水的電離特點，認(rèn)真剖

析相關(guān)知識，弄清重要概念（降，PH）的含義以及與計算的關(guān)系，并靈活

運用。

2.復(fù)習(xí)鹽類水解時應(yīng)依據(jù)勒夏特列原理分析影響鹽類水解的因素，結(jié)合生

產(chǎn)、生活實際了解其應(yīng)用并能提供相關(guān)解釋，綜合運用兩個平衡（電離平

衡、水解平衡），兩個守恒（物料守恒、電荷守恒）解答溶液中離子濃度

大小比較的問題。

3.復(fù)習(xí)沉淀溶解平衡時要注意滿足平衡的變化規(guī)律,再弄清楚沉淀的溶解

度與溶度積的關(guān)系以及沉淀的生成、溶解和轉(zhuǎn)化。

教學(xué)流程（策1.教師重點閱讀專題導(dǎo)語和學(xué)習(xí)目標(biāo)、方法突破三個模塊，課前根據(jù)學(xué)生

略）實際情況精選試題，明確授課流程。

2.指導(dǎo)學(xué)生填寫必備知識模塊，可以是學(xué)生填寫老師糾錯，也可以是學(xué)生

和老師一起回顧知識，一定要做到先復(fù)習(xí)再練習(xí)。

3.基礎(chǔ)過關(guān)后，根據(jù)題型分類來指導(dǎo)學(xué)生做題，做題的過程中發(fā)現(xiàn)問題要

及時指導(dǎo)學(xué)生修正并標(biāo)識，總結(jié)易錯點、重難點等記錄在我的記錄空間，

以備課后復(fù)習(xí)。

4.選取相關(guān)練習(xí)題來強(qiáng)化訓(xùn)練，也可以根據(jù)學(xué)生的具體情況進(jìn)行限時訓(xùn)

練。特別是簡單題，一定要提高正確率。

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5.回顧總結(jié)，可以是沒有掌握好的概念、原理、水解方程式、解題方法，

也可以是做錯的題目。最后留出課后作業(yè)，作業(yè)根據(jù)學(xué)生實際情況，選留

30分鐘到60分鐘的題目。

學(xué)習(xí)目標(biāo)：

1.了解電解質(zhì)在水溶液中的電離以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。

2.了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。

3.了解水的電離、離子積常數(shù)。

4.了解溶液PH的定義。了解測定溶液PH的方法。能進(jìn)行PH的簡單計算。

5.了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解的應(yīng)用。

6.了解難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡。了解溶度積的含義及其表達(dá)式，并能進(jìn)行相關(guān)的計算。

方法突破：

解題方法

一、弱電解質(zhì)的電離平衡及其影響因素

電離平衡屬于化學(xué)平衡，當(dāng)外界條件改變時，弱電解質(zhì)的電離平衡也會發(fā)生移動，平衡

移動也遵循勒夏特列原理。解答本類題目，關(guān)鍵在于掌握以下兩點：

I.理解外界條件對電離平衡的影響

以CHaCOOH(aq)^^CHaCOO-(aq)+H+(aq)△a0為例，各種因素對弱酸電離平衡的影響

可歸納為：

平衡移動

條件變化。(心H+數(shù)目

方向

加水稀釋向右減小增多不變

升高溫度向右增大增多變大

加入NaOH(s)向右減小減少

通入HC1(g)向左增大增多

加CH3COONH,(S)向左減小減少不變

加金屬Mg向右減小減少

加CaC03(s)向右減小減少

2.弱電解質(zhì)電離平衡的移動結(jié)果需克服定式思維

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防止出現(xiàn)平衡向右移動，則左邊物質(zhì)所有的量均減小，右邊物質(zhì)的量均增加的定式思維。

因為引起平衡移動的因素不確定，如加水稀釋可使平衡右移，右移的結(jié)果是反應(yīng)物的量減??；

加入溶質(zhì)也可以使平衡右移，右移的結(jié)果是反應(yīng)物的量增大；各個物理量的定義不同，如加

水稀釋可使平衡右移，右移的結(jié)果是生成物的物質(zhì)的量增大，但生成物的物質(zhì)的量濃度卻減

小。

二、弱電解質(zhì)的判斷方法及與強(qiáng)電解質(zhì)的對比

高考對本考點的考查主要圍繞強(qiáng)、弱電解質(zhì)的判斷與比較，外界條件對弱電解質(zhì)電離平

衡的影響等展開?？忌蓮囊韵聨讉€方面重點掌握：

1.掌握判斷弱電解質(zhì)的三個思維角度

(D角度一：弱電解質(zhì)的定義，即弱電解質(zhì)不能完全電離，如測0.1口。1?「I的CMCOOH溶

液的pH>l。

(2)角度二：弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡發(fā)生移動，如pH=l的CH：C00H

加水稀釋10倍，l〈pH<2。

(3)角度三：弱電解質(zhì)形成的鹽類能水解，如判斷CH￡OOH為弱酸可用下面兩個實驗：

①配制某濃度的醋酸鈉溶液，向其中加入幾滴酚儆溶液?，F(xiàn)象：溶液變?yōu)闇\紅色。

②用玻璃棒蘸取一定濃度的醋酸鈉溶液并滴在pH試紙上，測其pH?，F(xiàn)象：pH>7o

2.掌握強(qiáng)酸與弱酸的性質(zhì)比較

等物質(zhì)的量濃度

的鹽酸(a)與醋等pH的鹽酸(a)與醋酸(b)

酸⑹

pH或物質(zhì)的量濃度pH：a<b物質(zhì)的量濃度：a<b

溶液導(dǎo)電性a>ba=b

水的電離程度a<ba=b

c(Cl")>

c(C『)與0：￡00一)大小c(C『)=c(CH3co0一)

C(CH3C00")

等體積溶液中和NaOH的量a=ba<b

a：不變a：不變

分別加該酸的鈉鹽固體后pH變化

b：變大b：變大

開始時與金屬反應(yīng)的速率a>b相同

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等體積溶液與過量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)

相同a<b

生出的量

3.記住強(qiáng)、弱電解質(zhì)判斷中的注意事項

（1）電解質(zhì)的強(qiáng)弱與化學(xué)鍵沒有必然聯(lián)系，主要區(qū)別是其在水溶液中或熔融狀態(tài)下能否完全

電離。

一般情況下，含有離子鍵的離子化合物是強(qiáng)電解質(zhì)；含有強(qiáng)極性鍵的共價化合物可能是非電

解質(zhì)（如SO2、CH3cH20H等）、弱電解質(zhì)（如HF、HC10、HCN、H2cO3等弱酸,H2s&、H3P0』等中強(qiáng)

酸，NH3-H2。等弱堿和40等）、強(qiáng)電解質(zhì)（如HC1、NaOH、KNO3等）。

（2）電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液導(dǎo)電能力沒有必然聯(lián)系。溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)弱取決于溶液中自由移動

的離子濃度和離子所帶的電荷數(shù)。離子濃度越大、離子所帶的電荷數(shù)越多，溶液的導(dǎo)電性越

強(qiáng)。在相同條件下（如溫度、電解質(zhì)的濃度等），強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力比弱電解質(zhì)強(qiáng)。

（3）電解質(zhì)的強(qiáng)弱與電解質(zhì)的溶解度無關(guān)。強(qiáng)電解質(zhì)的溶解性不一定強(qiáng)，弱電解質(zhì)的溶解性

不一定弱。如BaSO,是強(qiáng)電解質(zhì)，但難溶于水，CH￡OOH是弱電解質(zhì)，但易溶于水。

三、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用和計算

高考對電離平衡常數(shù)的考查主要涉及電離平衡常數(shù)的概念、簡單計算及其應(yīng)用?？忌?/p>

要掌握基礎(chǔ)知識之外，還可以從以下幾方面下功夫：

1.電離平衡常數(shù)及其應(yīng)用

應(yīng)用組論舉例

判斷酸性相對醋酸：4=1.75X10-5,次氯酸：仁

電離常數(shù)越大，酸性（或堿性）越強(qiáng)

強(qiáng)弱2.95X1（）T,則酸性:醋酸〉次氯酸

醋酸：《=1.75X10-,次氯酸：K=

判斷鹽溶液的

電離常數(shù)越大,對應(yīng)的鹽水解程度越2.95X10、則同濃度的醋酸鈉和次

酸性（或堿性）

小，鹽溶液的堿性（或酸性）越弱氯酸鈉溶液的pH：醋酸鈉V次氯酸

強(qiáng)弱

鈉

H2c。3：4=4.2X10,A^=5.6X10

判斷反應(yīng)能否■*',苯酚：4=1.3X107°,向苯酚

發(fā)生或者判斷根據(jù)強(qiáng)酸可以制取弱酸來判斷鈉溶液中通入的CO?不論是少量還是

產(chǎn)物是否正確過量，其化學(xué)方程式為CMONa+Ca

+H2O=CfiH5OH+NaHCO3,不能生成

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Na2C03

如；0.1mol/LCHsCOOH溶液中加水

利用溫度不變電離常數(shù)就不變來判c(CH.COQ-)_

柿樣'c(CHC00H)-

判斷微粒濃度3

斷溶液中微粒濃度或者比值的變化

c(CHaCOO-)?cW)K

或濃度比值的

c(CH.COOH)?c(H+)-c(H+)'

情況，有時候還會結(jié)合用一起進(jìn)行

變化加水稀釋，C(HD減小，A值不變，

判斷

則：C(黨Cn3C黑UUn；)增大

2.以弱酸HX為例，關(guān)于電離平衡常數(shù)計算總結(jié)

計算類型計算過程說明

e(1廣)?C(XD

6%(HX)

已知。和或求

(HX)c(H+)pH,1")_

c(HX)一。(H+)-由于弱酸只有極少一部分電

電離常數(shù)

/W)離，c(f)的數(shù)值很小，c(HX)

c(HX)

-c(H+)gc(HX)

已知。(HX)和電離常數(shù)，求由上式變形可得。(H+)=

。(心c(HX)

水的離子積常數(shù)Kk

c(H+)-c(0H-),X一水解平衡

某個比值的分子和分母，同時

求HX電離平衡常數(shù)&、水的常數(shù)&=

乘以。(H+)或者

離子積4和x-水解平衡常數(shù)c〔HX)?C(OIT)

c(X-)'c(0H)拼湊出K或者4的形

間的關(guān)系

4Hx的4-c(H+)-c(XD

HX的4-ex)式再進(jìn)行計算

一?c(X-)?

一c(OH")?c(HX)-6

四、水的電離平衡及影響因素

高考中對水的電離平衡的考查，主要涉及離子積常數(shù)和外界條件改變對電離平衡的影響。

考生需牢固掌握基本概念,理解外界條件對電離平衡的影響，克服思維定式,緊抓以下兩點：

1.知道水的電離平衡是化學(xué)平衡的一種，可以根據(jù)勒夏特列原理判斷外界條件對水的電離

平衡的影響

平衡移動方c(0H0(心與c(0H

改變的條件c(H+)變化萩變化溶液性質(zhì)

向■)變■)大小關(guān)系

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化

c(H，)=6?(OH

升高溫度正向增大增大增大中性

■)

加入活潑金堿性

正向減小增大不變c(H+)<C(0H-)

屬

加入酸逆向增大減小不變c(H+)>C(0H)酸性

加入NaHSO.逆向增大減小不變c(H+)>C(0H「)酸性

加入NaHCO.,堿性

正向減小增大不變c(H+)<C(0H-)

粉末

加入NH.C1固酸性

正向增大減小不變c(H+)>C(0H-)

體

2.掌握利用水的電離平衡的方法技巧

(1)常溫下，中性溶液中c(0H-)=c(H+)=10-7mol?L-lo

(2)溶質(zhì)為酸的溶液，全部來自水的電離，水電離產(chǎn)生的。(H+)=C(0IT)。

(3)溶質(zhì)為堿的溶液，H+全部來自水的電離，水電離產(chǎn)生的c(0K)=c(H+)。

(4)水解呈酸性或堿性的鹽溶液

①pH=5的NHO溶液中卜廠全部來自水的電離，由水電離出的。(1廣)=10-5mol?

L-1,c(0H-)=10-9mol?L-',是因為部分0曠與部分NH：結(jié)合；

②pH=12的Na2c。3溶液中01T全部來自水的電離，由水電離出的c(OE-)=

10--mol,L-'o

五、PH與溶液酸堿性

解答圍繞溶液川相關(guān)知識的題目，無論是定性分析還是定量計算，考生只要掌握以下

規(guī)律，即可順利解答：

1.緊抓pH的計算公式

溶液酸堿性的判斷，一般可根據(jù)酸、堿混合或稀釋的相關(guān)規(guī)律進(jìn)行分析。pH的計算一般按

如下步驟：

計算NH-)|f西

確定溶液_

的酸堿性桂

--------瞰住計算c(OH-)|士|c(H-)卜時

2.理解強(qiáng)酸、強(qiáng)堿稀釋規(guī)律

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（1）強(qiáng)酸溶液，被稀釋10"倍，溶液的pH增大〃（溶液的pH不會大于7）。

⑵強(qiáng)堿溶液，被稀釋10"倍，溶液的pH減小〃（溶液的pH不會小于7）。

3.記憶酸堿混合溶液的酸堿性（或pH）規(guī)律

（D等體積等濃度的一元強(qiáng)酸、一元強(qiáng)堿混合呈中性。

（2）等體積等濃度的一元弱酸、一元強(qiáng)堿混合呈堿性。

（3）強(qiáng)酸、強(qiáng)堿等體積混合

①pH之和等于14呈中性；②pH之和小于14呈酸性；③pH之和大于14呈堿性。

（4）pH之和等于14時，一元強(qiáng)酸和一元弱堿等體積混合呈堿性；一元弱酸和一元強(qiáng)堿等體

積混合呈酸性。

六、酸堿中和滴定實驗

中和滴定實驗常常以中和滴定曲線或者實驗題的形式考杳儀器選擇、實驗步驟、終點判

斷、誤差分析等。考生需掌握以下方法：

1.中和滴定誤差分析方法

⑴依據(jù)原理：。（標(biāo)準(zhǔn)）-K標(biāo)準(zhǔn)）=。（待測）?夕（待測），所以。（待測）=

c（標(biāo)準(zhǔn)）?P（標(biāo)準(zhǔn)）

/（待測）°

（2）誤差分析

以標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定未知濃度的堿（酚醐作指示劑）為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有:

步驟操作/標(biāo)準(zhǔn)C特測

酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗變大偏高

堿式滴定管未用待測溶液潤洗變小偏低

洗滌

錐形瓶用待測溶液潤洗變大偏高

錐形瓶洗凈后還留有蒸儲水不變無影響

放出堿液的滴定管開始時尖嘴處有氣

取液變小偏低

泡，放出液體后氣泡消失

酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時

變大偏高

氣泡消失

滴定振蕩錐形瓶時部分液體濺出變小偏低

部分酸液滴出錐形瓶外變大偏高

溶液顏色較淺時滴入酸液過快,停止滴變大偏高

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定后反加一滴NaOH溶液無變化

滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)變小偏低

讀數(shù)

滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)變大偏高

2.涉及中和滴定曲線的題目時，解題要注意以下三點：

（1）注意縱橫坐標(biāo)含義：一般橫坐標(biāo)為滴加酸堿溶液的體積。

（2）注意起點時的pH：可以通過起點時的pH判斷溶液的濃度。

（3）注意“滴定終點”“恰好中和”“呈中性”的不同。

①滴定終點：指示劑變色時即“達(dá)到了滴定的終點”，通常與理論終點存在著一定的誤差（允

許誤差），而指示劑變色點都不是pH=7的情況。

②恰好中和：指酸和堿恰好完全反應(yīng)生成鹽和水的時刻，此時的溶液不一定呈中性。

③呈中性：溶液中的氫離子濃度等于氫氧根離子濃度（常溫下pH=7）＜

七、滴定的相關(guān)計算

近年出現(xiàn)的滴定計算主要包括中和反應(yīng)滴定法、氧化還原反應(yīng)滴定法及沉淀滴定法，總

結(jié)如下：

滴定類型滴定實例解題策略

用中和滴定的方法測定NaOH和Na￡Oa的

中和反應(yīng)滴混合液中的NaOH含量時，可先在混合液H,A+M3OH=B,A+/此0則根據(jù)以下

定法（包括反中加過量BaCk溶液，使NazCCh完全變成關(guān)系計算：c(JU)=

c(BOH)?/(BOH)

滴定法）BaCQ,沉淀，然后用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定（用酚

〃?M(FLA)

酣作指示劑）

①酸性KMnO,溶液滴定Fe?+或者H2c

當(dāng)?shù)稳胍坏嗡嵝訩UnOi溶液后，溶液由無

色變淺紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色，說明

到達(dá)滴定終點。一般根據(jù)電子守恒或配平化學(xué)方程

氧化還原反

②Na2s2O3溶液滴定碘液：2Na2s4+式，列出各物質(zhì)的關(guān)系式進(jìn)行計算。

應(yīng)滴定法

如①中根據(jù)5Fe?+?MnO；進(jìn)行計算

I2=Na2S1Oft+2NaI,用淀粉作指示劑，

當(dāng)?shù)稳胍坏蜰a2s2O3溶液后，溶液的藍(lán)色

褪去，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原色，說明到

達(dá)滴定終點

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沉淀滴定所用的指示劑本身就是一

如測定水體中氯化物含量，常用標(biāo)

種沉淀劑，滴定劑與被滴定物反應(yīng)

沉淀滴定法準(zhǔn)硝酸銀法滴定，用Ag￡r（h作該反應(yīng)的

的生成物的溶解度要比滴定劑與指

指示劑

示劑反應(yīng)的生成物的溶解度小

八、鹽類水解平衡的影響因素

鹽類的水解存在平衡，外界條件（如溫度、濃度、溶液的酸堿性等）的改變會引起平衡的

移動，這是解題的關(guān)鍵也是命題的熱點。解答此類問題一般采用如下步驟：找出影響平衡的

條件f判斷平衡移動的方向一分析平衡移動的結(jié)果及移動結(jié)果與所解答問題的聯(lián)系。外界條

件對反應(yīng)Fe"+3H2。寸=Fe（0H）3+3H+（正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)）的影響規(guī)律如下:

Fe>水解

條件移動方向H+數(shù)pH現(xiàn)象

程度

升高溫度向右增加降低增大顏色變深（黃一紅褐）

通HC1向左增加降低減小顏色變淺

加壓0向右增加升高增大顏色變淺

加鎂粉向右減小升高增大紅褐色沉淀，無色氣體

加NaHCO3向右減小升高增大紅褐色沉淀，無色氣體

九、鹽類水解的應(yīng)用

鹽類水解在生產(chǎn)、生活、科學(xué)實驗等方面具有廣泛的應(yīng)用。解答此類題目，首先應(yīng)弄清

鹽類水解的一般規(guī)律，掌握哪些情況考慮水解；同時，在解題過程中應(yīng)注意分析題意，理解

信息。一般可按如下思維流程分析：

分析條件變化一判斷移動方向一得出移動結(jié)果

鹽類水解應(yīng)用總結(jié)如下表:

應(yīng)用舉例

加熱促進(jìn)水解熱的純堿溶液去污力強(qiáng)

等物質(zhì)的最濃度的Na￡03、NaHCOs溶液均顯堿

分析鹽溶液的酸堿性，并比較酸堿性的強(qiáng)弱

性，且堿性：Na2C03>NaIIC03

Al"和HCO；因發(fā)生水解互促反應(yīng)不能大量共

判斷溶液中離子能否大量共存

存

配制或貯存易水解的鹽溶液配制FeCk溶液，要向FeCC溶液中加入適量

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鹽酸

明磯溶于水，生成膠狀物氫氧化鋁，能吸附

膠體的制備，作凈水劑

水中懸浮的雜質(zhì)，并形成沉淀使水澄清

化肥的使用錢態(tài)氮肥不宜與草木灰混合使用

泡沫滅火器的反應(yīng)原理(雙水解)A134+3HCO；=A1(OH)：U+3C02t

由MgCh?6H2O制MgCL在干燥的HC1氣流

無水鹽的制備

中加熱

將A1CA溶液蒸干灼燒得到的是A1A,而不是

判斷鹽溶液的蒸干產(chǎn)物

AlCh

為除去MgCL酸性溶液中的Fe",可在加熱攪

某些鹽的分離除雜拌的條件下加入MgO、MgC6或Mg(OH)2,過濾

后再加入適量的鹽酸

NHC1溶液除去金屬表面的氧化物(NH：水解溶

鹽溶液除銹

液顯酸性)

CH3COONa溶液能使酚敵變紅(pH＞7),說明

判斷電解質(zhì)的強(qiáng)弱

CH3COOH是弱酸

十、文字型離子濃度大小比較

離子濃度大小比較一般分為以下兩種情況:

1.不等式關(guān)系

溶液類型典型實例離子濃度大小規(guī)律

顯性離子＞一級電離離子》

+-

0.1mol/L的H2s溶液中：c(H)>c(HS)

多元弱酸溶液二級電離離子,水電離出的

>C(S2-)>C(0H-)

另一離子

不水解離子〉水解離子〉顯

一元弱酸的正鹽0.1mol/L的CH.C00Na溶液中：c(Na+)>

性離子》水電離出的另一離

+

溶液c(CH3C00')>c(0H")>c(H)

子

不水解離子,水解離子,顯

二元弱酸的正鹽0.1mol/L的Na￡()3溶液中：c(Na+)>

性離子〉二級水解離子＞水

溶液c(C點-)>c(0H-)>c(HCOT)>c(H+)

電離出的另一離子

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不水解離子,水解離子》顯

二元弱酸的酸式0.1mol/L的NaHCCh溶液中：c(Na')>

性離子〉水電離出的另一離

鹽溶液c(HC0D>c(0H-)>C(H+)>C(C0D

子,電離得到的酸根離子

該類型題要看溶液中其他離

在相同物質(zhì)的量濃度的下列各溶液中：

子對其的影響，如多元強(qiáng)酸的

①NHC1、

不同溶液中同一酸式鹽電離出的氫離子對錢

②CH3COONH,、

離子濃度的比較根水解有抑制作用，水解顯堿

③NHiHSO,。

性的弱酸根離子則對錢根水

c(NH：)由大到小的順序：③，①〉②

解有促進(jìn)作用

常見的醋酸和醋酸鈉溶液等

混合溶液中各離0.1mol/L的NH.C1溶液和0.1mol/L的濃度共存時，其電離程度大于

子濃度大小的比氨水混合溶液中：。(NH：)>c(C廣)>c(0H水解程度，混合液顯酸性。而

較")>c(H+)亞硫酸和亞硫酸鈉溶液等濃

度共存時，混合溶液顯堿性

2.等式關(guān)系

守恒關(guān)系實例說明

電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶正

NaHCd溶液中電荷守恒：c(Na')+c(H')

電荷守恒電荷總數(shù)與所有陰離子所帶負(fù)電

=c(HC0；)+c(0H)+2e(C0D

荷總數(shù)相等

電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因

例如在NaHCOs溶液中，〃(Na)：〃(C)=

素，離子會發(fā)生變化變成其他離子

物料守恒1：1,推出c(Na+)=C(HC0D+C(C0D

或分子，但離子或分子中某種特定

+C(H￡03)

元素原子的總數(shù)不變

質(zhì)子守恒是指電解質(zhì)溶液中的分

NHiHCQ溶液中由0+、H￡Os為得到質(zhì)子后子或離子得到或失去的質(zhì)子的物

的產(chǎn)物；NFL0(、CO『為失去質(zhì)子后的質(zhì)的量相等。質(zhì)子守恒也可根據(jù)電

質(zhì)子守恒

產(chǎn)物，故有。(H故+i+u(H￡03)=C(NH3)荷守恒和物料守恒聯(lián)合求出，原溶

+C(0H)+C(C0T)質(zhì)電離出的離子一定不會出現(xiàn)在

質(zhì)子平衡式中

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十一、圖像型離子濃度大小比較

結(jié)合圖像考查離子濃度大小比較，一般為滴定曲級或者在某一溶液中持續(xù)滴入另一溶液

的反應(yīng)曲線。下面以用0.1000mol?L-'NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol?L-1HA

溶液為例，總結(jié)抓住解決滴定曲線問題的幾個關(guān)鍵點：

滴定曲線關(guān)鍵點離子濃度關(guān)系

原點為HA的單一溶液，0.1000mol-L-1HA的

點0pH>l,說明是弱酸,c(HA)>

c(H+)>c(A-)>c(0H")

兩者反應(yīng)生成等物質(zhì)的量的HA和NaA,此時溶液

pH<7,說明HA電離程度大于

點①

A水解程度,c(A")>c(Na+)>c(HA)>

o

c(H+)>c(0H-)

此時溶液pH=7,溶液呈中性，酸沒有完全被反

點②

應(yīng)，c(A-)=c(Na+)>c(HA)>c(H+)=c(0H-)

05101520

*NaOH)/mL此時兩者恰好反應(yīng)生成NaA,為弱酸強(qiáng)堿溶液，

點③

c(Na+)>c(A-)>c(0H-)>c(H+)

此時NaOH過量或者遠(yuǎn)遠(yuǎn)過量，溶液顯堿性，可

點③之能出現(xiàn)c(Na+)>c(A-)>c(0H-)>

后c(H+),也可能出現(xiàn)。(Na+)>c(0H—)>

c(A-)>c(Ht)

十二、沉淀溶解平衡及其應(yīng)用

沉淀溶解平衡屬于四大動態(tài)平衡之一，達(dá)到平衡時沉淀的溶解速率與生成速率相等，也

具備動態(tài)平衡的四個基本特征，關(guān)鍵在于沉淀溶解平衡的應(yīng)用：

1.沉淀的生成

在工業(yè)生產(chǎn)、科研、廢水處理等領(lǐng)域中，常利用生成沉淀來達(dá)到分離或除去某些離子的目的。

常見的方法有：

(1)調(diào)節(jié)溶液的pH法：使雜質(zhì)離子轉(zhuǎn)化為氫氧化物沉淀。

如除去NH.C1溶液中的FcCh雜質(zhì)，可加入氨水調(diào)節(jié)pH至7?8,離子方程式為Fe"+

3NH3?H20=Fe(0H)31+3NH：。

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(2)加沉淀劑法：加入沉淀劑使雜質(zhì)離子轉(zhuǎn)化為沉淀除去。

2+2+-

如用H.S沉淀Cu,離子方程式為CU+H2S=CUSI+2H+；用BaCL溶液沉淀SO?,離子

方程式為Ba2++S0f=BaS041。

2.沉淀的溶解

根據(jù)平衡移動，對于在水中難溶的電解質(zhì)，如果能設(shè)法不斷地移去溶解平衡體系中的相

應(yīng)離子，使平衡向沉淀溶解的方向移動，就可以使沉淀溶解。方法有：

(1)酸堿溶解法：加入酸或堿與溶解平衡體系中的相應(yīng)離子反應(yīng)，降低離子濃度，使平衡向

溶解的方向移動，如CaCOa可溶于鹽酸，離子方程式為CaC03+2H+=Ca2++C02f+H20。

(2)鹽溶解法：加入鹽溶液，與沉淀溶解平衡體系中某種離子生成弱電解質(zhì)，從而減小離子

濃度使沉淀溶解,如Mg(OH)2溶于NHC1溶液,離子方程式為:Mg(OH)2+2NH：=Mg"+2NH3佻0。

(3)配位溶解法：加入適當(dāng)?shù)呐浜蟿c沉淀溶解平衡體系中某種離子生成穩(wěn)定的配合物，

從而減小離子濃度使沉淀溶解，如AgCl溶于氨水，離子方程式為：AgCl+

2NH3?H?0=[Ag(NH3)2]++Cl-+2H2O。

十三、沉淀溶解平衡曲線

解答圖像題的關(guān)鍵是明確曲線、各點所對應(yīng)的含義。具體方法如下：

1.第一步：明確圖像中縱、橫坐標(biāo)的含義?？v、橫坐標(biāo)通常是難溶物溶解后電離出的離子

濃度。

2.第二步：理解圖像中線上的點、線外點的含義。

(D以氯化銀為例，在該沉淀溶解平衡圖像上，曲線上任意一點都達(dá)到了沉淀溶解平衡狀態(tài)，

此時g啟。在溫度不變時，無論改變哪種離子的濃度，另一種離子的濃度只能在曲線上變

化，不會出現(xiàn)在曲線外。

(2)曲線上方區(qū)域的點均為飽和溶液與沉淀共存的體系，此時0爆。

(3)曲線下方區(qū)域的點均為不飽和溶液，此時我心。

c(Cr)/mol,L*1

3.第三步：抓住心的特點，結(jié)合選項分析判斷。

(1)溶液在蒸發(fā)時，離子濃度的變化分兩種情況：①原溶液不飽和時，離子濃度要增大都增

大；②原溶液飽和時，離子濃度都不變。

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(2)溶度積常數(shù)只是溫度的函數(shù)，與溶液中溶質(zhì)的離子濃度無關(guān)，在同一曲線上的點，溶度

積常數(shù)相同。

十四、溶度積的有關(guān)應(yīng)用和計算

與心計算有關(guān)的?？碱}型和解題策略:

?？碱}型解題策略

1.根據(jù)定義式或者數(shù)形結(jié)合求《P,或者直接根據(jù)A；P(AB)=，(A"：一c"(B")解答，如果

判斷沉淀金屬離子所需pH已知溶解度，則化為物質(zhì)的量濃度再代入計算

(D沉淀類型相同，則心小的化合物先沉淀；

2.沉淀先后的計算與判斷(2)沉淀類型不同，則需要根據(jù)/計算出沉淀時

所需離子濃度，所需離子濃度小的先沉淀

如某溶液中含有「、C1一等離子，向其中滴加AgNO：,

溶液，當(dāng)AgCl開始沉淀時，求溶液中:端「)),

3.根據(jù)兩種含同種離子的化合物的心數(shù)

11111六。(1一)。(Ag')?。(1一)

據(jù)，求溶液中不同離子的比值則有c(C廣)-c(Ag+)?c(C-)一

電(Agl)

K”(AgCl)

把離子濃度數(shù)值代入心表達(dá)式，若數(shù)值大于凡。，

4.判斷沉淀的生成或轉(zhuǎn)化

沉淀可生成或轉(zhuǎn)化為相應(yīng)難溶物質(zhì)

必備知識

一、弱電解質(zhì)的電離平衡

1.電離平衡的建立

在一定條件下(如溫度、壓強(qiáng)等)，當(dāng)弱電解質(zhì)電離的速率和離子結(jié)合成分子的速

率時，電離過程達(dá)到了平衡。

反

應(yīng)弱電解責(zé)分子I

速、、電離成離子:

率、、、？顰率如種速率相等,處于電離平衡狀態(tài)

二'霍藩

/介成弱電熱

'質(zhì)分子的速率：

，0時間

2.電離平衡的特征

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9—可逆過程

(§)■]

一“電離)=v(結(jié)合)X0

⑥」

3一條件一定?平衡體系中離子與分子的濃度一定

變)一條件改變?平衡發(fā)生移動

3.外界條件對電離平衡的影響

(1)內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。

⑵外因

①溫度：升高溫度，電離平衡向,電離程度。

②濃度：稀釋溶液，電離平衡向,電離程度。

③相同離子：加入與弱電解質(zhì)具有相同囹子的強(qiáng)電解質(zhì),電離平衡向左移動,電囹程

度__________

④加入能與離子反應(yīng)的物質(zhì)：電離平衡向，電離程度

4.電離平衡常數(shù)及其應(yīng)用

(1)表達(dá)式：對于HAUeH++A,；

—")C(二HA:)J")

對于BOH=EB++OH,K、=C:,

c(BOH)

(2)特點：電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，升溫，小值增大。

⑶意義：鹿大一越易電離一酸(堿)性越強(qiáng)

二、水的電離平衡

1.水的離子積常數(shù)

(1)25C時,水的離子積長=。(1「)?C(OI「)=1X1(T“，(稱為水的離子積常數(shù),簡稱水的

離子積。

(2)水的電離過程是吸熱過程，溫度升高，A；增大，溫度,A；減小。

4注意

A；不僅適用于水，還適用于酸性或堿性的稀溶液。不管哪種溶液均有。(H+)儂ncSHlw。

2.外界條件對水的電離平衡的影響

(D溫度：溫度升高，促進(jìn)水的電離，(增大;溫度降低，抑制水的電離，A；減小。

⑵酸、堿：抑制水的電離。

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(3)能水解的鹽：促進(jìn)水的電離。

三、溶液的酸堿性和pH

1.溶液的酸堿性

(1)酸性溶液:c(H+)>c(OH-),常溫下，pH<7o

⑵中性