《化学反应原理》专题复习之三——电解质溶液.doc

化学反应原理专题复习之三安徽皖智学校 胡征善电解质溶液一、电离 （1）水的电离Kw只与温度(T)有关水的电离吸热，T升高，Kw增大，而与溶液中c(H+)或c(OH)无关。溶液的pH和pOHpH=lg c(H+)c(H+) pHc(H+)=10pH mol/Lc(H+)c(OH)=Kw pH+pOH=pKw pOH=lg c(OH)c(OH) pOHc(OH)=10pOH mol/L（2）酸、碱在水中的电离 强酸 HA+H2O=H3O+A 弱酸 HA+H2OH3O+A或 Al(OH)3+H2OAl(OH)4+H+简化为 HA=H+A HAH+A（3）离子化合物(强碱、盐)的电离熔融或水的作用（4）弱碱 BOHB+OH 或 NH3H2ONH4+OH二、溶液的酸碱性（1）在酸性或碱性溶液中，是溶液中的c(H+)c(OH)为Kw，不再是只由水电离出的c(H+)c(OH)为Kw例如：25时，0.1 mol/L盐酸中，c(H+)=0.1 mol/L，溶液中Kw=c(H+)c(OH)=11014，则由水电离出的c(OH)=11013 mol/L，由水电离出的c(H+)也为11013 mol/L，若只考虑水电离出的c(H+)和c(OH)，其乘积为11026水的离子积不是水的离子积，而是溶液中c(H+)和c(OH)的乘积浓度对平衡常数无影响。（2）溶液的酸碱性溶液的酸碱性一定正确 相对正确(25或室温时)中性c(H+)= c(OH) =1107 mol/L 或pH=7酸性c(OH)c(H+) 1107 mol/L或pH7碱性c(H+)c(OH) 1107 mol/L或pH7（3）测定溶液酸碱度(酸碱度酸碱性)pH计(酸度计)精确至0.01 pH试纸的使用： 湿润的pH试纸测定溶液pH是否一定有误差？【例1】已知温度T时水的离子积为Kw。该温度下，将浓度为a mol/L 的一元酸HA溶液与b mol/L的一元碱BOH溶液等体积混合。可判断该溶液呈中性的依据是 Aa=b B混合溶液中pH=7 C混合溶液中，c(H+)=Kw mol/L D混合溶液中，c(H+)+ c(B+)= c(OH)+ c(A)【解析】A选项：并不知道一元酸、碱的强弱，若是强酸强碱溶液等体积混合，当a=b时，溶液是呈中性；若是弱酸和强碱，当a=b时，溶液是呈碱性；若是弱碱和强酸，当a=b时，溶液是呈酸性；若是弱酸和弱碱，也要视两者的相对强弱。B选项：没有强调温度是25或室温。若100时， Kw=5.51013，纯水的pH=(131g5.5)/2=6.3，pH=6.3是中性溶液，而溶液的pH=7就是碱性溶液。C选项：混合溶液中，c(H+)=Kw mol/L，说明溶液中c(H+)=c(OH)，呈中性。D选项：无论酸碱的强弱，也不管酸碱是否过量或溶液的酸碱性，混合溶液中，始终遵守电解质溶液的电荷守恒：，c(H+)+ c(B+)= c(OH)+ c(A) （3）盐的水解（4）凡酸溶液或碱溶液，因其电离产生H+或OH，抑制水的电离；凡呈酸性或碱性的盐溶液，因其水解，一定促进水的电离。酸性溶液碱性溶液能水解的盐溶液，促进水电离，(H2O)增大酸或碱溶液，抑制水电离，(H2O)减小H2OH+ OH【例2】25时，溶液pH均为11的NaCN溶液和NaOH溶液，求水的电离度之比。【解析】因为(H2O)=c(H+)/c(H2O)或c(OH)/c(H2O)，所以水的电离度之比=水电离出的c(H+)或c(OH)之比。NaOH溶液中c(OH)= 1103 mol/L，由水电离出的c(H+)=11011 mol/L，NaCN溶液中c(OH)= 1103 mol/L就是由CN水解结合水电离出的H+，促使水电离而生成的OH浓度。所以NaCN溶液中水的电离度与NaOH溶液中水的电离度之比=1103/(11011)= 1108三、弱酸弱碱电离与某些盐类水解的程度都很小（1）一元弱酸HA或弱碱BOH的电离 HAH+ + A BOHB+ + OHc mol/Lx x x c mol/Lx x x Ka=x2/(c mol/Lx) Kb=x2/(c mol/Lx)当c不是很小且Ka或Kb不是很大时，x很小即c mol/Lxc mol/L，故有： c(H+)=x=(Kac)1/2 或c(OH)=x=(Kbc)1/2由c(弱酸)=c2(H+)/Ka或c(弱碱)=c2(OH)/Kb可知：酸或碱越弱（Ka或Kb越小），弱酸或弱碱的浓度越大，即c(弱酸)或c(弱碱)很大于c(H+)或c(OH)电离度= x/c100%，所以= (K/c)1/2弱酸(碱)的电离常数(25)HNO2 4.6104 HF 3.53104 HCOOH 1.77104CH3COOH 1.76105 HClO 2.95108 HCN 4.931010苯酚 1.281010 NH3H2O 1.80105 H2SK1=9.1108 K2=1.110120.1mol/L弱电解质溶液的电离度（18）电解质HFHNO2CH3COOHHCNH2SH2CO3NH3H2O%156.51.330.0070.070.171.33c(H+)/molL10.0150.00650.001330.0000070.000070.000170.00133pH1.822.192.885.154.153.7711.12由上可知：若酸HA溶液的pH=lgc(H+)=lgc(HA)，该酸为强酸；若酸HA溶液的pH=lgc(H+)lgc(HA)，该酸为弱酸。若碱BOH溶液的pOH=lgc(OH) =lgc(BOH)，该碱为强碱；若碱BOH溶液的pOH=lgc(OH)lgc(BOH)，该碱为弱碱。（2）a.绝大多数弱酸或弱碱的电离都是吸热(氢氟酸电离是放热)，升高温度，电离度增大，电离常数增大。但对NH3+H2ONH3H2ONH4+ + OH而言，为化学平衡，为电离平衡。若是浓氨水，升高温度，NH3在水中溶解度减小，NH3从水中挥发，平衡逆向移动；若是稀氨水，且温度升高不大，只考虑的平衡移动。b.盐的水解都是吸热(中和反应都是放热)，升高温度，促进水解，Kh和h都增大。(1)原因：电性作用从中性分子和阴离子中电离出H+平衡移动第一级电离产生的H+对第二、第三级电离的抑制作用，第二级电离产生的H+对第三级电离的抑制作用(2)结论：c(H+)/c(PO43)远远大于3 磷酸电离原因及得出的结论对其它多元弱酸的电离均成立 （3）多元弱酸分步电离，例如：磷酸的电离：电离越难原因与结 论H3PO4 H2PO4+ H+H2PO4 HPO42+ H+HPO42 PO43+ H+K1=7.52103K2=6.23.108K3=2.21013（4）改变下列表中的一个条件(加入的物质是少量的浓溶液或固体)，对乙酸电离平衡的影响：CH3COOHCH3COO+H+ 改变条件c(CH3COOH)c(CH3COO)c(H+)平衡移动电离度KaCH3COOHHCl(g)NaOH(s)CH3COONa加水稀释升高温度注：a.弱酸或弱碱加水稀释平衡移动的推理：等效法弱酸或弱碱溶液加水稀释的平衡移动与化学平衡中反应前后气体计量总数不等的反应减小压强(容器容积扩大)的平衡移动等效。减小压强(容器容积扩大)平衡向气体计量总数增大的方向移动，弱酸或弱碱溶液加水稀释，电离平衡向电离方向移动。利用平衡常数来判断平衡移动 一元弱酸HA的电离平衡常数为Ka= c(H+)c(A)/c(HA)，加水稀释(为了计算方便，假设稀释原来溶液体积的两倍)，平衡不移动时的浓度商Q= c(H+)c(A)/2c(HA)= Ka/2，QKa，而Ka只与温度有关，温度不变，Ka不变。平衡体系各成分的浓度相互调节，使Q值增大为Ka，因此c(H+)和c(A)增大，c(HA)减小，平衡向电离方向移动。b.加入盐酸溶液乙酸电离平衡一定逆向移动？（5）弱酸(或弱碱)及其盐的混合溶液同离子效应：盐电离出的离子对弱酸(或弱碱)电离的抑制作用，不考虑盐电离出离子的水解产生OH (或H+)对弱酸(或弱碱)电离促进。当溶液中弱酸(或弱碱)和对应盐的浓度相近时，此溶液为缓冲溶液加入少量H+或OH时，溶液的pH变化不大用平衡移动原理解释。 （6）电离平衡、水解平衡与化学平衡的比较化学平衡平衡转化率平衡常数K都遵守勒夏特利原理与c、P、T有关只与T有关电离平衡电离度电离常数Ka与c、T有关只与T有关水解平衡水解度h水解常数Kh与c、T有关只与T有关（7）弱酸强碱盐或弱碱强酸盐的水解“越弱越水解，谁强显谁性”A + H2OHA + OH B+ + H2OBOH + H+c(OH)=(Khc)1/2=(Kw c /Ka)1/2 c(H+)=(Khc)1/2=(Kw c /Kb)1/2水解度h=c(H+)或c(OH)/c=(Kh/c)1/2=Kw/(Kac)1/2 或Kw/(Kbc)1/2 0.1mol/L盐溶液的水解度（18）盐NH4ClNaAcNa2CO3NaCNNa2SNH4Ach%0.00850.008551.6230.5c(H+)或c(OH)/molL10.00000850.00000850.0050.00160.0230.005pH5.18.811.611.112.57矛盾（8）盐类水解的应用 1.同一溶液中离子浓度的大小排序同一溶液不同离子同浓度不同溶液某指定离子NH4Cl、NH4HSO4、(NH4)2CO3、(NH4)2SO4、CH3COONH4、同浓度不同类型盐溶液阴离子总浓度Na2CO3和CH3COONa同浓度同类型盐溶液阴离子总浓度CH3COONa和NaCN 2.同温同浓度时，不同溶液的pH大小排序；H2SO4、Ba(OH)2、NaCN、Na2CO3、CH3COONa、NaHSO4、NaOH、KNO3 3. 同温同pH时，不同溶液的浓度大小比较4.制备某些胶体或纳米材料 5.某些试剂的配制防水解6.酸碱滴定指示剂的选择7.加热FeCl3、AlCl3、CuCl2的结晶水化物或溶液不能得到对应的无水盐8.纯碱热溶液去污能力强 同温同浓度：CH3COONH4、NH4F、NH4CN溶液的pH四、酸碱溶液pH的计算 （1）稀释1.设pH相同的酸碱稀释10n倍(n0) 强酸HA或强碱BOH的稀释：当溶液中c(H+)或c(OH)不是很小时，稀释后溶液的pH=pH(原)+n 或 pH=14pH(原)+n一元弱酸或弱碱的稀释：当溶液中c(H+)或c(OH)不是很小时，稀释后溶液的c(H+)=(Kac/10n)1/2 或 c(OH)=(Kbc/10n)1/2pH=(lgKac)/2+n/2=pH(原)+n/2 或 pH=14pH(原)+n/2 pH7n结论：一定体积的酸稀释，溶液pH增大，一定体积的碱稀释，溶液pH减小 弱酸是储存H+的“仓库”，弱碱是储存OH的“仓库”，随着不断稀释，弱酸或弱碱不断电离出H+或OH，使得弱酸或弱碱的稀释没有强酸强碱稀释改变得快 将pH相同的不同酸(或碱)稀释成pH相同的酸(或碱)，弱酸(或弱碱)稀释的倍数大 无论酸碱，也无论酸碱的强弱，稀释时溶液pH向7靠拢，无限稀释溶液pH接近7，但不可越过7当溶液很稀时，必须考虑水电离出的H+或OH2.同浓度的酸碱稀释 如0.1mol/L的盐酸和醋酸溶液、0.1mol/L的NaOH溶液和氨水稀释：当稀释的倍数(n)不是很大时，强酸或强碱溶液中c(H+)或c(OH)减小n倍；而弱酸或弱碱c(H+)或c(OH)减小n倍根据c(H+)=Kac 推得。例如n分别为102、104和106时，盐酸pH分别为3、5和约为7，而醋酸溶液pH约为4、5和7(溶液很稀时，不能应用c(H+)=Kac 来计算)。由曲线变化可知：强酸和弱酸(或强碱和弱碱)稀释，两溶液的pH曲线趋近；很稀时，在溶液pH接近7时有一交点。在溶液不是很稀时，将同浓度的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)稀释成pH相同的溶液，强酸(或强碱)加水的量较多。（2）酸或碱溶液的混合pH=a的一元强酸HA溶液和pH=a+2(a+27)的该酸溶液等体积混合，求混合后溶液的pH=a+0.3=pH(小)+0.3pH=b(b7)的一元强碱BOH溶液和pH=b+2的该碱溶液等体积混合，求混合后溶液的pH=b+20.3=pH(大)0.3 注：当pH2时，pH大的强酸溶液和pH小的强碱溶液提供的H+或OH忽略不计，相当用水稀释，改变的0.3是lg2（3）求强酸强碱反应后溶液的pH完全中和后溶液pH=7 c(H+)Va=c(OH)Vbc(酸)Vac(碱)VbVa +Vb酸过量：c(H+)= mol/L pH=lgc(H+)c(碱)Vbc(酸)VaVa +Vb碱过量：c(OH)= mol/L pH=14lgc(OH)=14pOH 20.00 mL 0.1000 mol/LHCl(aq)中不断滴加0.1000 mol/LNaOH(aq)，溶液pH的计算：V/mL5.0010.0015.0019.0019.9820.0020.0221.0025.0030.0040.00pH4.307.009.7012.52计算分析2.000.1000V20.00+V酸过量：c(H+)= mol/L0.1000V2.0020.00+V碱过量：c(OH)= mol/L常温下，pH=a(a7)的一元强酸HA溶液和pH=b(b7)的一元强碱BOH溶液按体积为Va、Vb混合，若混合后溶液的pH=7，求Va与Vb之比。混合后溶液的pH=7，即 n(H+)=n(OH) 10aVa=10(14b)VbVa/Vb=10(a+b14)讨论：当a+b=14即c(H+)=c(OH)，Va=Vb强酸强碱溶液等体积混合当a+b14即c(H+)c(OH)，VaVb若a+b=15，强酸溶液Va是强碱溶液Vb的10倍当a+b14即c(H+)c(OH)，VaVb若a+b=13，强碱溶液Vb是强酸溶液Va的10倍a.强酸溶液强碱溶液或醋酸溶液和氨水(因为醋酸和氨水的电离平衡常数相等) b.等体积混合 c.完全中和(反应后溶液pH=7) d.酸碱溶液的pH之和为14只要确定其中的3个为条件，必得出第4个结果VaVb，酸过量VaVb，碱过量14，酸过量14，碱过量当酸或碱过量，若等体积混合必a+b ；若a+b=14，五、确定HA是强酸还是弱酸的方法 （1）测已知c(HA)溶液的pH 若pH=lg c(HA)强酸；pHlg c(HA)弱酸 （2）同浓度或同pH的HCl(aq)和HA分别与Zn等金属反应，测速率 （3）同体积同pH的HCl(aq)和HA与NaOH(aq)反应，测消耗NaOH(aq)的体积 （4）测pH相同V相同的HCl(aq)和HA(aq)稀释相同倍数后溶液的pH （5）测NaA溶液的pH操作最简单的方法 （6）测温度变化前后HA溶液的pH （7）测HA稀溶液的中和热六、滴定酸碱中和滴定、氧化还原滴定、配位滴定、沉淀滴定Ag2CrO4(砖红色)AgCl(白色)AgSCN(白色)Ksp3.510111.810101.01012（1）标准AgNO3溶液滴定NaCl溶液，K2CrO4作指示剂（2）标准KSCN溶液滴定AgNO3溶液，铁铵矾(Fe3+)作指示剂 （1）实验如何检查？碱性溶液和还原性溶液酸性溶液和氧化性溶液30s后再读数；读数时要平视滴定时标准液装滴定管待测液装锥形瓶左手开启滴定管右手振摇锥形瓶眼睛注视色突变终点读数一直线操作程序一检两洗、装排取滴（2）滴定误差分析 通常是标准液装滴定管 c(待测)= c(标准)V(标准)/V(待测) 可能是待测液装滴定管手心不能抵到活塞手指的作用力：将橡皮向外推；将玻璃球往手心带手指有两个力的作用：旋转活塞；向手心带2010年第8题、下列实验操作或装置符合实验要求的是A量取15.00 mLNaOH溶液 B定容 C电解制Cl2和H2 D高温煅烧石灰石（3）滴定曲线的应用例如：20.00 mL 0.1000 mol/LHCl(aq)中不断滴加0.1000 mol/LNaOH溶液，根据上表数据作图：pHa711310 20 40 VNaOH(aq) / mL c b A电荷守恒 c(Na+)+ c(H+)= c(Cl)+ c(OH)NaOH与 c(Na+)c(OH)c(Cl)c(H+)NaCl的 c(Na+)c(Cl)=c(OH)c(H+)混合溶液 c(Na+)c(Cl)c(OH)c(H+)pH=7 c(Na+)=c(Cl)c(H+)=c(OH)HCl与 c(Cl)c(Na+)c(H+)c(OH)NaCl的 c(Cl)c(H+)=c(Na+)c(OH)混合溶液 c(Cl)c(H+)c(Na+)c(OH)1溶液中离子浓度的比较0VNaOH(aq)10 mL时，是c(HCl)c(NaCl)的混合溶液，其溶液中的离子浓度为：c(Cl)c(H+)c(Na+)c(OH)a点是c(HCl)=c(NaCl)的混合溶液，若考虑水的电离，其溶液中的离子浓度为：c(Cl)c(H+)c(Na+)c(OH)；若忽略水的电离：c(Cl)c(H+)=c(Na+)c(OH)10VNaOH(aq)20 mL时，是c(HCl)c(NaCl)的混合溶液，其溶液中的离子浓度为：c(Cl)c(Na+)c(H+)c(OH)b点是NaCl溶液，溶液中的离子浓度为：c(Cl)=c(Na+)c(H+)=c(OH)20 mLVNaOH(aq)40 mL时，是c(NaCl)c(NaOH)的混合溶液，其溶液中的离子浓度为：c(Na+)c(Cl)c(OH)c(H+)c点是c(NaCl)=c(NaOH)的混合溶液，若考虑水的电离，其溶液中的离子浓度：c(Na+)c(OH)c(Cl)c(H+)；若忽略水的电离：c(Na+)c(OH)=c(Cl)c(H+)VNaOH(aq)40 mL时，是c(NaOH)c(NaCl)的混合溶液，其溶液中的离子浓度为：c(Na+)c(OH)c(Cl)c(H+)若是在盐酸中不断滴入氨水，当两者完全反应时（即NH4Cl溶液，设为A点），A点溶液的pH由小于7，随着氨水不断加入，溶液pH增至7，随后大于7。原点（不含原点）至A点之前，是HCl和NH4Cl的混合溶液。若加入氨水的量较少，则溶液的离子浓度：c(Cl)c(H+)c(NH4+)c(OH)随着氨水不断加入，有：c(Cl)c(H+)=c(NH4+)c(OH)；进而变化到c(Cl)c(NH4+)c(H+)c(OH)A点之后是NH4Cl和NH3H2O的混合溶液，在A点至b点之前，溶液中的离子浓度仍为：c(Cl)c(NH4+)c(H+)c(OH) 溶液pH=7时（b点），溶液中的离子浓度为：c(Cl)=c(NH4+)c(H+)=c(OH)此时c(NH4+)与c(NH3H2O)之比可用下列方法求得(设c(NH3H2O)= x mol/L，c(NH4+)= y mol/L)：NH3H2ONH4+ + OHx y 1107 1107y/x=1.75105解得：y/x=175即当溶液pH=7时，溶液中c(NH4+)约是c(NH3H2O)的175倍随着氨水的不断滴入，溶液pH7，溶液中离子浓度：c(NH4+)c(Cl)c(OH)c(H+)若氨水过量很多，溶液中离子浓度：c(NH4+)c(OH)c(Cl)c(H+)在之间必然还可找到一点：c(NH4+)c(OH)=c(Cl)c(H+)盐酸中不断滴入氨水的离子浓度排序归纳如下表：电荷守恒式c(NH4+)+c(H+)=c(Cl)+c(OH)盐酸c(NH4+)=0 c(H+)=c(OH)+c(Cl)HCl与NH4Cl的混合溶液pH7c(Cl)c(H+)c(NH4+)c(OH)c(Cl) =c(H+)c(NH4+)=c(OH)c(Cl)c(H+)c(NH4+)c(OH)c(Cl)c(NH4+)=c(H+)c(OH) c(Cl)c(NH4+)c(H+)c(OH)pH=7c(Cl) = c(NH4+)c(H+)=c(OH) A点(NH4Cl溶液)pH7c(NH4+)c(Cl)c(OH)c(H+) c(Cl)=0NH3H2O与NH4Cl的混合溶液c(NH4+)c(Cl) =c(OH)c(H+)c(NH4+)c(OH)c(Cl)c(H+)c(NH4+)=c(OH)c(Cl) =c(H+)c(OH)c(NH4+)c(H+)c(Cl)NH3H2Oc(OH)= c(NH4+) + c(H+)NH4Cl溶液的物料守恒式c(Cl)=c(NH4+) + c(NH3H2O)NH4Cl溶液的质子守恒式c(H+)=c(NH3H2O) + c(OH)七、电解质溶液的三个守恒式以Na3PO4为例（1）电荷守恒式电解质溶液中阴阳离子所带的电荷相等先分析溶液中阴阳离子的种数阳离子：Na+、H+ 阴离子：PO43、HPO42、H2PO4、OH电荷守恒式注意离子所带的电荷代 入消去c(Na+)c(Na+) + c(H+)= 3c(PO43) + 2c(HPO42) + c(H2PO4) + c(OH)（2）物料守恒式服从物质组成(或某些原子的数目比)n(Na+)=3n(PO43) l 溶于水后，PO43还以HPO42、H2PO4、H3PO4形式存在n(PO43) + n(HPO42) + n(H2PO4) + n(H3PO4) 存在于同一溶液中，两边同除以溶液体积Vc(Na+)=3c(PO43) + c(HPO42) + c(H2PO4) + c(H3PO4) （3）质子守恒式H2O提供1个H+必然提供1个OH，即由水提供的n(H+)= n(OH)Na3PO4中没有H+，而水溶液中的HPO42、H2PO4、H3PO4、H+的全部来自于水的电离，而水每电离出1个H+必产生1个OH。c(H+)+ c(HPO42) + 2c(H2PO4) +3c(H3PO4) = c(OH) HOHNaHCO3溶液的质子守恒式：c(H+) + c(H2CO3) c(CO32) = c(OH)HCO3HOH溶液中H+数目来源于水和HCO3的电离，即由水电离产生的H+数目为溶液中H+数目减去HCO3电离产生的H+数目。水电离产生的H+数目和HCO3数目水解结合H+必然等于水给出的OH数目。 同理：Na2HPO4、NaH2PO4溶液的质子守恒式Na2HPO4： c(H+) + c(H2PO4) +2c(H3PO4)c(PO43)= c(OH)NaH2PO4： c(H+) + c(H3PO4)2c(PO43)c(HPO42)= c(OH)结论：（1）同一多元弱酸HnA的各种钠盐溶液的电荷守恒式均相同；（2）同一多元弱酸HnA的各种钠盐溶液中的粒子种数均相同，其物料守恒式只在原子比上有区别。如Na3PO4： c(Na+)=3c(PO43) + c(HPO42) + c(H2PO4) + c(H3PO4)Na2HPO4： c(Na+)=2c(PO43) + c(HPO42) + c(H2PO4) + c(H3PO4)NaH2PO4： c(Na+)=c(PO43) + c(HPO42) + c(H2PO4) + c(H3PO4)（3）同一多元弱酸HnA的各种钠盐溶液的质子守恒式c(OH)=离子项数(n+1项)相同，正盐只看接受H+数；酸式盐先看接受H+数再看提供H+数将溶液中c(H+)扣除酸式酸根电离产生的c(H+)。如：Na3PO4： c(H+)+ c(HPO42) + 2c(H2PO4) +3c(H3PO4) = c(OH)Na2HPO4： c(H+) + c(H2PO4) +2c(H3PO4)c(PO43)= c(OH)NaH2PO4： c(H+) + c(H3PO4)2c(PO43)c(HPO42)= c(OH)八、难溶电解质的溶解平衡物质溶解度的表示方法： （1）S g/100 gH2O （2）n mol/1 L溶液易溶：AgNO3、BaCl2可溶：Ba(OH)2微溶：Ag2SO4、CaSO4、 Ca(OH)21000 gH2O溶解38.9g Ba(OH)2，设溶液密度为1 gcm3，cBa(OH)2 =38.9g/(171gmol11.389L)=0.164 mol/L饱和溶液浓度/ mol/L：Ca(OH)2 0.022；CaSO4 0.015；Ag2SO4 0.026AgNO313.0 BaCl21.72对于难溶物质：(溶液)=1 g/mL，因此有： 0.1n molM g/mol=S g一、溶解平衡 AmBn(s) mAn+(aq)+nBm(aq)（注：与AmBn=mAn+(aq)+nBm(aq)的区别：AmBn=mAn+(aq)+nBm(aq)为电离方程式） Ksp=cm(An+)cn(Bm)利用Ksp可以比较同类型难溶电解质的溶解度的大小。极难溶解氧化除铁如何选择互相转化（一）离子积：某难溶电解质的溶液中任一状态下有关离子浓度的乘积，用Q表示。则有：（1）当QcKsp：过饱和溶液，将生成沉淀，直至溶液饱和为止。（2）当Qc=Ksp：饱和溶液，处于沉淀溶解平衡状态。（3）当Qcc(H+)= c(OH)三个守恒式同一溶液c(离子)的排序同温不同溶液的pH排序酸酸酸碱碱碱电离及电离平衡电解质溶液小结：强电解质溶液中存在电离平衡强电解质溶液中一定存在电离平衡，这句话有两层意思：一是强电解质本身存在电离平衡；二是任何强电解质溶液中都存在水的电离平衡。强电解质本身在溶液中也存在电离平衡：（1）弱酸的酸式盐如NaHA第一步电离完全电离强电解质NaHA= Na+ HA第二步电离可逆电离电离平衡HAH+ A2（2）严格地说，硫酸的第二步电离是可逆电离第一步电离完全电离强酸H2SO4= H+ HSO4第二步电离可逆电离电离平衡HSO4H+ + SO42 K2(HSO4) =1.2102因此0.1000 mol/L的H2SO4和NaHSO4溶液中c(H+)不是0.2000 mol/L和0.1000 mol/L.那么0.1000 mol/L的H2SO4和NaHSO4溶液中各成分的浓度究竟是多少？（a）0.1000mol/LH2SO4溶液 H2SO4= H+ HSO4HSO4 H+ + SO42 0.1mol/Lx 0.1mol/L+x xK2(HSO4)= (0.1mol/L+x) x /0.1 mol/Lx=1.2102x=0.0098 mol/L所以，0.1000mol/L的H2SO4溶液中c(SO42)=0.0098 mol/L，c(H+)=0.1098 mol/L，c(HSO4)=0.0902 mol/L（b）0.1mol/LNaHSO4溶液K2(HSO4)=c2(H+)/0.1 mol/Lc(H+)=1.2102解得： c(H+)=0.0292mol/L所以，0.1000mol/L的NaHSO4溶液c(Na+)=0.1000 mol/L，c(SO42)=c(H+)=0.0292 mol/L，c(HSO4)=0.0708 mol/LHSO4的电离度： (HSO4)=29.2%在0.1000mol/LNaHSO4溶液中c(H+):c(HSO4) =40:97，因此溶液中SO42与c(H+)仍认为可大量共存。 （3）配位化合物如Ag(NH3)2OH或Ag(NH3)2Cl 完全电离： Ag(NH3)2OH 或Cl= Ag(NH3)2+OH或Cl 可逆电离： Ag(NH3)2+ Ag(NH3)+ + NH3 Ag(NH3)+ Ag+ + NH3难溶电解质溶解平衡移动及其计算2008年高考广东卷有一道试题命题立意虽然很好，但需要考虑的因素很多，不通过计算难以作出正确的判断。由于此题在各种教辅资料广为流传，有必要对其作出正确的评价。试题与分析如下：【试题】已知Ag2SO4的Ksp 为2.0105，将适量Ag2SO4固体溶于100 mL水中至刚好饱和，该过程中Ag+和SO42浓度随时间变化关系如右图(饱和Ag2SO4溶液中c(Ag+)0. 034 molL1)。若t1时刻在上述体系中加入100 mL0.020 molL1 Na2SO4 溶液，下列示意图中，能正确表示t1时刻后Ag+和SO42浓度随时间变化关系的是（ ） 【分析】本题用坐标图的动态变化考查电解质溶液中离子浓度的变化关系。但需要同时考虑离子物质的量的改变、溶液的体积变化以及同离子对溶解平衡的影响。假设在100 mL饱和的Ag2SO4溶液中加入100 mL水，溶液的体积为200 mL，此时溶液中c(Ag+)0.017 molL1， c(SO42)0.0085 molL1。加入100 mL0.020 molL1 Na2SO4溶液后，若不考虑沉淀平衡的移动即无Ag2SO4固体析出，溶液中c(Ag+)0.017 molL1，c(SO42)(0.0085 molL1 + 0.01 molL1)0.0185 molL1 。故B选项正确。但是加入100 mL0.020 molL1 Na2SO4溶液后，是否有Ag2SO4固体析出？若有Ag2SO4固体析出，这就要根据Ag2SO4的溶解平衡和Ksp来计算了。因为本题并没有告知有无Ag2SO4固体析出，必须通过计算才能作出判断。设加入100 mL0.020 molL1 Na2SO4溶液后，Ag2SO4溶解并完全电离产生的c(SO42)x mol/L，c(Ag+)2x mol/L，则溶液中c(SO42)(x + 0.01) mol/L，故有：Kspc2(Ag+)c(SO42)(2x )2(x + 0.01)4x3 + 0.04x22.0105 解得：x0.0143 mol/L所以加入100 mL0.020 molL1 Na2SO4溶液后，溶液中c(Ag+)0.0286 mol/L，c(SO42)0.0243 mol/L。其离子浓度变化的示意图好像是：事实并非如此。因为还要作如下分析：由计算结果可判断：加入100 mL0.020 molL1 Na2SO4溶液后，n(Ag+)0.0286 mol/L0.2 L0.00572 mol，n(SO42)0.0243 mol/L0.2 L0.00486 mol；而原Ag2SO4溶液中n(Ag+)0.0034 mol， n(SO42)0.0017 mol，当加入含SO42物质的量为0.0020 mol Na2SO4溶液后，混合溶液中n(SO42)0.0037 mol。两者相比可知：溶液中离子实际总量混合后溶液中的计算结果n(Ag+)/mol0.00340.00572n(SO42)/mol0.00370.00486混合后溶液中各离子物质的量的计算结果比实际的量多，换言之，在200 mL溶液中当n(Ag+) 0.00572 mol， n(SO42)0.00586 mol时，才有Ag2SO4的溶解平衡存在；而当n(Ag+) 0.00572 mol，n(SO42)0.00586 mol时，并无Ag2SO4固体析出，Ag2SO4溶液变成了不饱和溶液。 至此才可以判断本题的B选项符合