16-17版：第三章-水溶液中的离子平衡章末总结(步步高)

章末总结[学习目标定位]1.正确理解弱电解质的电离平衡及其平衡常数。2.掌握溶液酸碱性规律与pH的计算。3.掌握盐类水解的规律及其应用。4.会比较溶液中粒子浓度的大小。5.会分析沉淀溶解平衡及其应用。一弱电解质的电离平衡与电离常数1．弱电解质的电离平衡电离平衡也是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是(1)浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。(2)温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热过程，升温时平衡向右移动。(3)同离子效应：如向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO－的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。(4)能反应的物质：如向醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。2．电离常数(电离平衡常数)以CH3COOH为例，K＝cCH3COO－·cH＋cCH3COOH，K的大小可以衡量弱电解质电离的难易，K只与温度有关。对多元弱酸(以H3PO4为例)而言，它们的电离是分步进行的，电离常数分别为K1、K2、K3，它们的关系是K1≫K2≫K3，因此多元弱酸的强弱主要由K1的大小决定。【例1】下表是几种常见弱酸的电离方程式及电离平衡常数(25℃)。酸电离方程式电离平衡常数KCH3COOHCH3COOHCH3COO－＋H＋1.76×10－5H2CO3H2CO3H＋＋HCO－3HCO－3H＋＋CO2－3K1＝4.31×10－7K2＝5.61×10－11H3PO4H3PO4H＋＋H2PO－4H2PO－4H＋＋HPO2－4HPO2－4H＋＋PO3－4K1＝7.52×10－3K2＝6.23×10－8K3＝2.20×10－13下列说法正确的是()A．温度升高，K减小B．向0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，c(H＋)/c(CH3COOH)将减小C．等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH(Na2CO3)pH(CH3COONa)pH(Na3PO4)D．PO3－4、HPO2－4和H2PO－4在溶液中能大量共存3．电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系实例CH3COOHCH3COO－＋H＋ΔH0NH3·H2ONH＋4＋OH－ΔH0改变条件平衡移动方向电离平衡常数c(H＋)c(OH－)平衡移动方向电离平衡常数c(OH－)c(H＋)加水稀释向右不变减小增大向右不变减小增大加HCl向左不变增大减小向右不变减小增大加NaOH向右不变减小增大向左不变增大减小加CH3COONH4向左不变减小增大向左不变减小增大升高温度向右变大增大向右变大增大【例2】在0.1mol·L－1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，对于该平衡体系下列叙述正确的是()A．加入水时，平衡逆向移动B．加入少量NaOH固体，平衡正向移动C．加入少量0.1mol·L－1盐酸，溶液中c(H＋)减小D．加入少量CH3COONa固体，平衡正向移动二溶液酸碱性规律与pH计算方法1．溶液的酸碱性规律溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小：溶液类别c(H＋)与c(OH－)的关系室温(25℃)数值pH中性溶液c(H＋)＝c(OH－)c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1＝7酸性溶液c(H＋)c(OH－)c(H＋)10－7mol·L－17碱性溶液c(H＋)c(OH－)c(H＋)10－7mol·L－17特别提示常温下，溶液酸碱性判定规律(1)pH相同的酸(或碱)，酸(或碱)越弱，其物质的量浓度越大。(2)pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数时，强酸溶液的pH变化大。【例3】等浓度的下列稀溶液：①乙酸、②苯酚、③碳酸、④乙醇，它们的pH由小到大排列正确的是()A．④②③①B．③①②④C．①②③④D．①③②④2．pH的计算方法(1)基本方法思路先判断溶液的酸碱性，再计算其pH：①若溶液为酸性，先求c(H＋)，再求pH。②若溶液为碱性，先求c(OH－)，再由c(H＋)＝KwcOH－求出c(H＋)，最后求pH。(2)稀释后溶液的pH估算①强酸pH＝a，加水稀释10n倍，则pH＝a＋n。②弱酸pH＝a，加水稀释10n倍，则apHa＋n。③强碱pH＝b，加水稀释10n倍，则pH＝b－n。④弱碱pH＝b，加水稀释10n倍，则b－npHb。⑤酸、碱溶液被无限稀释后，pH只能接近于7。酸不能大于7，碱不能小于7。(3)强(弱)酸与弱(强)碱混合后溶液的pH判断规律②③以上两种混合，若为强酸与强碱，则都呈中性。【例4】室温时，下列混合溶液的pH一定小于7的是()A．pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合B．pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合C．pH＝3的醋酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合D．pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水等体积混合(4)酸碱中和滴定过程中的pH变化在中和反应中，溶液pH发生很大的变化，在滴定过程中会因pH突变而使指示剂发生颜色变化(滴定曲线如图)。通过溶液的颜色变化判断反应终点，测出消耗酸(或碱)溶液的体积，根据化学方程式中酸与碱物质的量之比求出未知溶液的浓度。对于一元酸碱，则有：c酸·V酸＝c碱·V碱。三三角度解读盐类水解基本规律1．盐溶液的酸碱性规律盐的类别溶液的酸碱性原因强酸弱碱盐呈酸性，pH7弱碱阳离子与H2O电离出的OH－结合，使c(H＋)c(OH－)水解实质：盐电离出的阴离子、阳离子与H2O电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质强碱弱酸盐呈碱性，pH7弱酸根阴离子与H2O电离出的H＋结合，使c(OH－)c(H＋)强酸强碱盐呈中性，pH＝7，H2O的电离平衡不被破坏，不水解弱酸的酸式盐若电离程度水解程度，c(H＋)c(OH－)，呈酸性，如NaHSO3、NaHC2O4若电离程度水解程度，c(H＋)c(OH－)，呈碱性，如NaHCO3、NaHS2.盐类水解的规律(1)有弱才水解——必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解。(2)无弱不水解——强酸强碱盐不发生水解。(3)谁弱谁水解——发生水解的是弱碱阳离子或弱酸根阴离子。(4)谁强显谁性——组成盐的酸根阴离子(碱性阳离子)是强酸根(强碱的阳离子)，则显酸(碱)性。(5)都弱都水解——弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度较大，少数可以完全水解，称为双水解反应。(6)越弱越水解——组成盐的酸根对应的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”规律。特别提示(1)能发生完全双水解反应的离子不能大量共存，反应进行完全，产生沉淀或气体，如2Al3＋＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑，Fe3＋＋3HCO－3===Fe(OH)3↓＋3CO2↑。(2)相同温度下，Ka(HA)Ka(HB)，即HA的酸性比HB强，那么相同浓度时B－的水解程度比A－大。相同浓度的NaA、NaB溶液中：c(A－)c(B－)，c(HA)c(HB)，NaA溶液的c(OH－)小，碱性弱。(3)多元弱酸的电离常数Ka1≫Ka2≫Ka3，由此可以推知弱酸的正盐的碱性比酸式盐强，以Na2CO3和NaHCO3为例：CO2－3＋H2OHCO－3＋OH－，HCO－3＋H2OH2CO3＋OH－，CO2－3和HCO－3对应的弱酸分别是HCO－3和H2CO3，HCO－3的电离程度比H2CO3小得多，所以CO2－3的水解程度比HCO－3大得多，相同浓度时Na2CO3溶液的碱性强，pH大。【例5】相同物质的量浓度的NaCN和NaClO相比，NaCN溶液的pH较大，则下列关于同温、同体积、同浓度的HCN和HClO的说法中正确的是()A．酸的强弱：HCNHClOB．pH：HClOHCNC．与NaOH恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClOHCND．酸根离子浓度：c(CN－)c(ClO－)3．水解离子方程式的书写方法规律类型要求示例一价阴、阳离子用“”，不标“↓”、“↑”CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－NH＋4＋H2ONH3·H2O＋H＋高价阳离子同上，不分步书写Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋高价阴离子分步书写或只写第一步CO2－3＋H2OHCO－3＋OH－HCO－3＋H2OH2CO3＋OH－弱酸的铵盐共同水解，但仍用“”，不标“↓”、“↑”NH＋4＋HCO－3＋H2ONH3·H2O＋H2CO3完全的双水解反应完全水解，用“===”，标“↓”、“↑”Al3＋＋3AlO－2＋6H2O===4Al(OH)3↓特别提示(1)盐类水解的规律是“阴生阴、阳生阳”——阴离子水解生成阴离子(OH－)，阳离子水解生成阳离子(H＋)。(2)酸式盐离子的电离与水解：HR－＋H2OR2－＋H3O＋(电离，电离出H＋)HR－＋H2OH2R＋OH－(水解，产生OH－)【例6】根据水解反应离子方程式的书写原则及其注意的问题，判断下列选项正确的是()A．FeCl3＋3H2O===Fe(OH)3↓＋3HClB．Al2S3＋6H2O2Al(OH)3＋3H2SC．S2－＋2H2OH2S＋2OH－D．HCO－3＋H2OH2CO3＋OH－四溶液中粒子(离子、分子)浓度大小比较的“二三四”规则1．明确两个“微弱”(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的离子的浓度小于弱电解质分子的浓度。如弱酸HA溶液中c(HA)c(H＋)c(A－)c(OH－)。(2)单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的，水解生成的粒子的浓度小于盐电离产生的离子的浓度。如弱酸盐NaA溶液中c(Na＋)c(A－)c(OH－)c(HA)c(H＋)。特别提示多元弱酸要考虑分步电离(Ka1Ka2Ka3)，多元弱酸的正盐要依据分步水解分析离子浓度，如Na2CO3溶液中，c(Na＋)c(CO2－3)c(OH－)c(HCO－3)c(H＋)。2．熟知三个守恒(1)电荷守恒规律：电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCO－3、CO2－3、OH－，必存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－3)＋c(OH－)＋2c(CO2－3)。(2)物料守恒规律(原子守恒)：电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。(3)质子守恒规律：质子即H＋，酸碱反应的本质是质子转移，能失去质子的酸失去的质子数和能得到质子的碱得到的质子数相等。如NaHCO3溶液中，H2CO3H3O＋←―――得到质子＋H＋HCO－3H2O―――→失去质子－H＋CO2－3OH－，所以c(H2CO3)＋c(H3O＋)＝c(CO2－3)＋c(OH－)，即c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(CO2－3)＋c(OH－)。特别提示(1)一元酸HA、一元碱BOH的混合溶液中只含有H＋、A－、B＋、OH－4种离子，不可能出现两种阳(阴)离子浓度同时大于两种阴(阳)离子浓度的情况。如c(B＋)c(A－)c(H＋)c(OH－)等肯定错误。(2)将物料守恒式代入电荷守恒式中，即可得出质子守恒式。3．掌握四个步骤溶液中粒子浓度大小比较方法的四个步骤：(1)判断反应产物：判断两种溶液混合时生成了什么物质，是否有物质过量，再确定反应后溶液的组成。(2)写出反应后溶液中存在的平衡：根据溶液的组成，写出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、电离平衡)，尤其要注意不要漏写在任何水溶液中均存在的水的电离平衡。这一步的主要目的是分析溶液中存在的各种粒子及比较直接地看出某些粒子浓度间的关系，在具体应用时要注意防止遗漏。(3)列出溶液中存在的等式：根据反应后溶液中存在的溶质的守恒原理，列出两个重要的等