专题07-水溶液中的离子平衡

2020/8/6•第7讲水溶液中的离子平衡2020/8/6•【考纲点击】•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。2020/8/6•5．了解溶液pH的定义；认识溶液的酸碱性，溶液中c(H＋)和c(OH－)、pH三者之间的关系，并能进行简单计算。•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．了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质。2020/8/62020/8/6【自查自纠】①吸②小③高④⑤c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14⑥＞⑦＜⑧＝⑨－lgc(H＋)⑩溶解⑪生成⑫转化2020/8/6•1．相同pH、相同体积的盐酸和醋酸溶液分别与足量的等浓度的NaOH溶液反应，哪种酸消耗的NaOH溶液多？相同pH、相同体积的盐酸和醋酸溶液分别与足量Zn反应生成等量H2，哪种酸所用时间短？为什么？•答案醋酸溶液消耗的NaOH溶液多。醋酸溶液所用时间短。因为醋酸是弱酸，醋酸溶液中存在电离平衡，pH相同时，醋酸溶液的物质的量浓度大于盐酸。随着反应的进行，醋酸继续电离产生H＋，反应过程中醋酸溶液中的c(H＋)大于盐酸中的c(H＋)。2020/8/6•2．常温下，将0.1mol·L－1氢氧化钠溶液与0.06mol·L－1硫酸溶液等体积混合，该混合溶液的pH是多少？•答案假设氢氧化钠溶液和硫酸溶液的体积均为1L，硫酸溶液中n(H＋)＝0.12mol，氢氧化钠溶液中n(OH－)＝0.1mol，酸过量，反应后的溶液中c(H＋)＝(0.12mol－0.1mol)/(1＋1)L＝0.01mol·L－1，故pH＝2.0。2020/8/6•3．NaHCO3溶液中存在哪些平衡？该溶液中离子浓度的大小关系如何？答案NaHCO3溶液中存在三种平衡：HCO―3＋H2OH2CO3＋OH―(HCO―3水解平衡)，HCO―3H＋＋CO2―3(HCO―3电离平衡)和水的电离平衡H2OH＋＋OH－。离子浓度的大小关系为c(Na＋)c(HCO―3)c(OH―)c(CO2―3)c(H＋)。2020/8/6•4．沉淀溶解平衡有哪些具体的应用？•答案(1)沉淀的生成：调节pH法和加沉淀剂法。(2)沉淀的溶解：酸碱溶解法，生成配合物使沉淀溶解，发生氧化还原反应使沉淀溶解。(3)沉淀的转化：当两种物质的Ksp差别较大时，可以由溶解度较小的沉淀转化为更难溶的沉淀。2020/8/6•知识链接•(1)弱电解质在溶液中存在着电离平衡，溶液中含有弱电解质分子、电离出的阳离子、阴离子及水分子、H＋、OH－。(2)电离平衡的影响因素：升温、加水稀释、加入能反应的物质促进弱电解质的电离，加入同离子则抑制弱电解质的电离。考点一弱电解质的电离平衡角度1弱电解质的电离平衡及其影响因素(2013·福建，8)2020/8/6•(3)电离平衡常数仅是温度的函数，K越大，越易电离，对应的酸(碱)性越强。(4)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K1≫K2≫K3，其酸性取决于第一步。(5)同pH，同体积的弱酸(弱碱)溶液，酸(碱)性越弱其浓度越大。•角度发散•弱电解质的电离方程式的书写与正误判断。2020/8/6•知识链接•弱电解质的判断方法：(1)同温度同浓度下，与同类型的强电解质溶液做导电性对比试验或比较反应速率快慢。(2)测定一定物质的量浓度溶液的pH。如0.01mol·L－1HA的pH＞2，则HA为弱酸。(3)测定对应的盐溶液的酸碱性，如NaA溶液pH＞7，则HA为弱酸。(4)稀释前后pH与稀释倍数的变化关系。如pH＝2的酸溶液稀释103倍，pH5，则该酸为弱酸。(5)利用较强酸(碱)制取较弱的酸(碱)判断电解质强弱。角度2弱电解质的判断(2013·天津理综，1D)2020/8/6[高考印证]1．(2013·福建理综，8)室温下，对于0.10mol·L－1的氨水，下列判断正确的是()。A．与AlCl3溶液发生反应的离子方程式为Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓B．加水稀释后，溶液中c(NH＋4)·c(OH－)变大C．用HNO3溶液完全中和后，溶液不显中性D．其溶液的pH＝132020/8/6解析A项中NH3·H2O是弱电解质，应保留化学式。B项中c(NH＋4)·c(OH－)＝cNH＋4·cOH－cNH3·H2O·c(NH3·H2O)＝Kb·c(NH3·H2O)，稀释后Kb不变，c(NH3·H2O)减小，故乘积变小。C项中完全中和后产物为NH4NO3，NH＋4水解显酸性；D项，NH3·H2O不能完全电离pH13。答案C2020/8/6•1．(2013·宜宾模拟)下列说法正确的是()。•A．常温下，将pH＝3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后，•溶液的pH＝4•B．为确定某酸H2A是强酸还是弱酸，可测NaHA溶液的•pH。若pH＞7，则H2A是弱酸；若pH＜7，则H2A是强酸•C．中和pH与体积均相同的盐酸和醋酸，则醋酸消耗NaOH溶液的物质的量比盐酸多•D．将pH＝4的盐酸稀释后，溶液中所有离子的浓度均降低[应用体验]2020/8/6•解析醋酸为弱酸，稀释时会促进电离，稀释10倍后溶液的pH小于4而大于3，A错误；NaHA的水溶液呈碱性，说明HA－在溶液中水解、即H2A是弱酸，但若NaHA的水溶液呈酸性，可能是HA－的电离程度比HA－的水解程度大，而不能说明H2A能完全电离，也就不能说明H2A为强酸，B错误；选项C，pH相同的HCl、CH3COOH溶液相比，CH3COOH的物质的量浓度远远大于HCl的物质的量浓度，所以中和等体积、等pH的HCl、CH3COOH溶液时，CH3COOH消耗NaOH溶液的物质的量多。选项D，稀释HCl溶液时，c(H＋)下降，但c(OH－)上升。•答案C2020/8/6•知识链接•(1)判断溶液酸碱性的根本依据是溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小，而不是溶液的pH。(2)pH是溶液酸碱性的量度，受温度限制。如pH＝6的溶液常温下呈酸性，其他温度也可能呈中性或碱性。(3)pH＝0溶液中c(H＋)＝1.0mol·L－1，并非无OH－，只是c(OH－)＝1.0×10－14mol·L－1。pH＝14溶液中c(OH－)＝1.0mol·L－1，并非无H＋，只是c(H＋)＝1.0×10－14mol·L－1。(4)室温时，无限稀释溶液的pH接近于7。考点二水的电离和溶液的酸碱性角度1溶液的酸碱性(2013·全国大纲理综，12D)2020/8/6•知识链接•(1)pH计算的思维模式角度2溶液pH的计算(2013·全国大纲理综，12D)2020/8/6•口诀：酸按酸(H＋)，碱按碱(OH－)，酸碱中和求过量，无限稀释7为限。•(2)强酸、强碱溶液的pH之和分析：2020/8/6•知识链接•(1)酸式滴定管不能盛放碱性溶液和氢氟酸，碱式滴定管不能盛放酸性和强氧化性溶液。(2)滴定管读数时保留小数点后两位。(3)滴定的关键是准确测定两种反应物溶液的体积，判断滴定终点，合理选用指示剂。(4)注意恰好中和＝酸碱恰好反应≠溶液呈中性≠滴定终点。(5)中和滴定误差分析：判断依据是c(待)＝c(标)·V(标，aq)/V(待，aq)，任何操作的误差最终均可归结到对所用标准液的体积的影响。•角度发散•应用滴定法测定氧化还原反应中物质的量浓度或含量。角度3酸碱中和滴定(2013·上海，54)2020/8/6•2．(2013·全国大纲理综，12)下图表示溶液中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是()。[高考印证]2020/8/6•A．两条曲线间任意点均有c(H＋)×c(OH－)＝KW•B．M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)•C．图中T1＜T2•D．XZ线上任意点均有pH＝7•解析A项，水的离子积KW＝c(H＋)×c(OH－)；B项，根据图像可知在区域M内，都存在c(H＋)＜c(OH－)；C项，水的离子积随着温度的升高而增大，从T1→T2的过程，也是KW＝c(H＋)×c(OH－)增大的过程，及T1―→T2是温度升高的过程；D项，XZ线代表c(H＋)＝c(OH－)，即溶液显中性，但是温度升高，pH在减小(pH＜7)。•答案D2020/8/6•2．下列说法错误的是()。•A．0.1mol·L－1的CH3COOH溶液中，由水电离的c(H＋)为10－13mol·L－1•B．pH＝2与pH＝1的CH3COOH溶液中c(H＋)之比为1∶10•C．用盛有CH3COOH酸式滴定管滴定NaOH溶液，终点时溶液pH＞7•D．pH＝13的NaOH溶液和pH＝2的盐酸以1∶9体积比混合，则混合后pH＝11[应用体验]2020/8/6•解析A项，0.1mol·L－1的CH3COOH溶液中c(H＋)0.1mol·L－1，故由水电离出的c(H＋)10－13mol·L－1，错误；B项，pH＝2的CH3COOH溶液中c(H＋)＝1.0×10－2mol·L－1，pH＝1的CH3COOH溶液中c(H＋)＝1.0×10－1mol·L－1，正确；C项，中和滴定终点时，生成CH3COONa溶液，由于CH3COO－水解溶液呈碱性，pH＞7，正确；D项，pH＝13的NaOH溶液，c(H＋)＝10－13mol·L－1，c(OH－)＝10－1mol·L－1，盐酸的pH＝2，c(H＋)＝10－2mol·L－1，二者以1∶9体积比混合，溶液呈碱性，混合后溶液2020/8/6c(OH－)＝cOH－·VOH－－cH＋·VH＋VOH－＋VH＋＝10－1mol·L－1×1L－10－2mol·L－1×9L1L＋9L＝1×10－3mol·L－1，混合溶液c(H＋)＝1×10－141×10－3＝1×10－11mol·L－1，pH＝11，正确。答案A2020/8/6•知识链接•(1)盐类水解的规律：有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解；谁强显谁性，都弱具体定。如：强酸弱碱盐水解溶液显酸性。考点三盐类的水解和溶液中离子浓度的关系角度1盐溶液的酸碱性的判断(2013·福建理综，8C)2020/8/6•(2)酸式盐溶液酸碱性的判断：①强酸酸式盐(如NaHSO4)只电离不水解，溶液显酸性。②弱酸酸式盐：酸式酸根既电离又水解，溶液酸碱性取决电离、水解程度的相对大小：若水解程度大，则溶液显碱性，如NaHS、NaHCO3；若电离程度大，则溶液显酸性，如NaHSO3、NaH2PO4。(3)盐类水解程度大小比较规律：①越弱越水解、越稀越水解、越热越水解；②相同条件，正盐相应酸式盐；③相互促进水解的盐单水解的盐相互抑制水解的盐。•角度发散•用水解方程式表示溶液呈酸碱性。2020/8/6•知识链接角度2电解质溶液中离子浓度的大小比较(2013·四川，5)电解质溶液中离子浓度关系的判断依据：(1)两个理论依据①弱电解质电离理论：电离粒子的浓度大于电离生成粒子的浓度。(即弱酸和弱碱的电离程度很微弱)例如，H2CO3溶液中：c(H2CO3)＞c(HCO－3)≫c(CO2－3)(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离)。2020/8/6②水解理论：水解离子的浓度大于水解生成粒子的浓度。(即弱酸阴离子和弱碱阳离子的水解程度很微弱)例如，Na2CO3溶液中：c(CO2－3)＞c(HCO－3)≫c(H2CO3)(多元弱酸根离子的水解以第一步为主)。(2)三个守恒关系①电荷守恒：溶液中阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数。例如：NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－3)＋2c(CO2－3)＋c(OH－)。2020/8/6②物料守恒：物料守恒也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。例如，0.1mol·L－1NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO－3)＋c(CO2－3)＋c(H2CO3)＝0.1mol·L－1。③质子守恒：由水电离出的c(H＋)等于由水电离出的c(OH－)，在碱性盐溶液中OH－守恒，在酸性盐溶液中H＋