人教版水溶液中的离子平衡章末复习

章末总结第三章水溶液中的离子平衡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。学习目标定位内容索引一弱电解质的电离平衡与电离常数二溶液酸碱性规律与pH计算方法三三角度解读盐类水解基本规律四溶液中粒子(离子、分子)浓度大小比较的“二三四”规则五难溶电解质的溶解平衡及其三个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)

下表是几种常见弱酸的电离方程式及电离平衡常数(25℃)。【例1】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)解析答案解析选项A，一般情况下，电解质的电离是一个吸热过程，因此温度升高电离程度增大，K增大；选项B，在0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，电离平衡向右移动，溶液中c(CH3COO－)增大，K不变，c(H＋)/c(CH3COOH)＝K/c(CH3COO－)，因此c(H＋)/c(CH3COOH)将减小；答案B3.电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系

在0.1mol·L－1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH

CH3COO－＋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【例2】返回解析答案返回解析根据勒夏特列原理，改变影响平衡的一个条件，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变。A选项中加入水时，c(CH3COO－)和c(H＋)均减小，平衡向其浓度增大的方向(也就是正方向)移动；B选项加入的少量NaOH与H＋反应，c(H＋)变小，平衡正向移动；C选项中加入盐酸时c(H＋)变大，平衡向其减小的方向(也就是逆方向)移动，但最终c(H＋)比未加盐酸前还要大；D选项加入CH3COONa固体，c(CH3COO－)增大，导致平衡逆向移动。答案B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－1<7碱性溶液c(H＋)<c(OH－)c(H＋)<10－7mol·L－1>7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。解析答案

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.④②③① B.③①②④C.①②③④ D.①③②④解析乙酸、碳酸和苯酚的酸性依次降低，故pH依次增大。乙醇属于非电解质，pH最大。【例3】D2.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＋)＝

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a<pH<a＋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－n<pH<b。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②

③以上两种混合，若为强酸与强碱，则都呈中性。

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的氨水等体积混合解析A、D项中氨水过量，溶液呈碱性；B项中恰好中和，呈中性；C项中醋酸过量，呈酸性。【例4】C解析答案返回(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，pH<7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，pH>7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。

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：HCN>HClOB.pH：HClO>HCNC.与NaOH恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClO>HCND.酸根离子浓度：c(CN－)<c(ClO－)解析在相同浓度条件下，酸越弱，对应盐溶液的碱性越强，即pH较大。由pH：NaCN>NaClO，可以确定酸性：HCN<HClO，pH：HCN>HClO，由于是同体积、同浓度的HCN和HClO与NaOH恰好反应，故消耗NaOH的量相同，所以A、B、C均错误；由酸性越强电离程度越大，故c(CN－)<c(ClO－)，D正确。【例5】D解析答案3.水解离子方程式的书写方法规律特别提示

(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－＋H2O

R2－＋H3O＋(电离，电离出H＋)HR－＋H2O

H2R＋OH－(水解，产生OH－)返回解析答案

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(

)【例6】返回答案D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＋)。2.熟知三个守恒(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，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，列出两个重要的等式，即电荷守恒式和物料守恒式，据此可列出溶液中阴、阳离子间的数学关系式。(4)比大小：根据溶液中存在的平衡和题给条件，结合平衡的有关知识，分析哪些平衡进行的程度相对大一些，哪些平衡进行的程度相对小一些，再依此比较溶液中各粒子浓度的大小。这一步是溶液中粒子浓度大小比较最重要的一步，关键是要把握好电离平衡和水解平衡两大理论，树立“主次”意识。

常温下，将aL0.1mol·L－1的NaOH溶液与bL0.1mol·L－1的CH3COOH溶液混合。下列有关混合溶液的说法一定不正确是(

)A.a<b时，c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)B.a>b时，c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(OH－)>c(H＋)C.a＝b时，c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(OH－)D.无论a、b有何关系，均有c(H＋)＋c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)解析由电荷守恒得c(H＋)＋c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，故D正确；若b>a，醋酸过量，溶液为CH3COONa与CH3COOH的混合溶液，当溶液呈酸性时A正确；若a＝b，反应后的溶液为CH3COONa溶液，由于CH3COO－水解而显碱性，根据质子守恒可知，C正确；若a>b，说明碱过量，溶液为CH3COONa与NaOH的混合溶液，存在c(Na＋)>c(CH3COO－)，B错误。【例7】解析答案B理解感悟酸碱混合后，如CH3COOH与NaOH混合，溶液中会出现四种离子，有H＋、OH－、CH3COO－、Na＋，可按以下几种情况考虑溶液的酸碱性和离子浓度的关系：(1)当溶液是单一的盐(CH3COONa)溶液并呈碱性时的情形：守恒关系：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)(物料守恒)；c(OH－)＝c(CH3COOH)＋c(H＋)(质子守恒)；c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)(电荷守恒)。大小关系：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)。理解感悟理解感悟(2)当溶液呈中性，溶质是CH3COONa和CH3COOH的混合情形，相当于CH3COONa没水解。守恒关系：c(CH3COO－)＝c(Na＋)(物料守恒)；c(OH－)＝c(H＋)(质子守恒)；c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)(电荷守恒)。大小关系：c(Na＋)＝c(CH3COO－)>c(OH－)＝c(H＋)。(3)当溶液呈酸性，溶质是CH3COONa和CH3COOH的混合情形，相当于在CH3COONa和CH3COOH的混合溶液呈中性的基础上又加入了醋酸。大小关系：c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。(4)当溶液呈碱性，溶质是CH3COONa和NaOH的混合情形。大小关系：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)或c(Na＋)>c(CH3COO－)＝c(OH－)>c(H＋)或c(Na＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋)。

常温下，下列有关各溶液的叙述正确的是(

)A.pH>7的溶液中不可能存在醋酸分子B.20mL0.1mol·L－1的醋酸钠溶液与10mL0.1mol·L－1的盐酸混合后

溶液显酸性：c(CH3COO－)>c(Cl－)>c(H＋)>c(CH3COOH)C.0.1mol·L－1醋酸的pH＝a,0.01mol·L－1的醋酸的pH＝b，则a＋1>bD.已知酸性HF>CH3COOH，pH相等的NaF与CH3COOK溶液中：c(Na＋)

－c(F－)<c(K＋)－c(CH3COO－)【例8】返回解析答案解析醋酸钠溶液显碱性，pH>7，其中存在醋酸分子，选项A不正确；选项B中两者发生反应后溶液中的溶质为等浓度的醋酸、氯化钠和醋酸钠，醋酸的电离程度大于醋酸根离子的水解程度，溶液显酸性，正确的关系为c(CH3COO－)>c(Cl－)>c(CH3COOH)>c(H＋)，B错；对于弱电解质溶液，溶液越稀越容易电离，0.01mol·L－1醋酸的电离程度大于0.1mol·L－1醋酸的电离程度，因此选项C正确；根据电荷守恒，在NaF溶液中c(Na＋)－c(F－)＝c(OH－)－c(H＋)，在CH3COOK溶液中c(K＋)－c(CH3COO－)＝c(OH－)－c(H＋)，由于两溶液的pH相等，因此有c(Na＋)－c(F－)＝c(K＋)－c(CH3COO－)，D错。答案C返回五难溶电解质的溶解平衡及其三个应用1.难溶电解质的溶解平衡与溶度积(3)通过比较溶度积Ksp与溶液中有关离子的离子积Qc的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下能否生成沉淀或溶解。如AgCl溶液的Qc＝c(Ag＋)·c(Cl－)，该计算式中的离子浓度不一定是平衡浓度，而Ksp计算式中的离子浓度一定是平衡浓度。①若Qc>Ksp，则溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。②若Qc＝Ksp，则溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。③若Qc<Ksp，则溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。

溶液中含有Cl－、Br－和I－三种离子，其浓度均为0.010mol·L－1。向该溶液中逐滴加入AgNO3溶液时，最先和最后沉淀的是[已知：Ksp(AgCl)＝1.8×10－10

Ksp(AgBr)＝5.0×10－13

Ksp(AgI)＝8.3×10－17](

)A.AgBr和AgI B.AgI和AgClC.AgBr和AgCl D.一起沉淀解析对于阴、阳离子的个数比相同即相同类型的难溶电解质，它们的溶解能力可以直接用Ksp来比较，浓度相同时，Ksp小的难溶电解质一定先析出沉淀。【例9】B解析答案2.沉淀溶解平衡的应用难溶电解质的溶解平衡也是动态平衡，可以利用其逆反应使溶液中的离子转化为沉淀，化学上通常认为溶液中的剩余离子浓度小于1×10－5mol·L－1时就沉淀完全。(1)沉淀的溶解根据溶度积规则，使沉淀溶解的必要条件是Qc<Ksp，因此创造条件使溶液中有关离子的浓度降低，就能达到此目的。降低溶液中离子的浓度可以通过以下两种途径：①使相关离子生成弱电解质：如要使ZnS溶解，可以加盐酸，H＋和ZnS中溶解生成的S2－相结合形成弱电解质HS－和H2S，于是ZnS溶解。只要盐酸的量能满足需要，ZnS就能不断溶解。(2)分步沉淀若一种沉淀剂可使溶液中多种离子沉淀时，则可以控制条件，使这些离子先后分别沉淀，这种现象称为分步沉淀。①同一类型的沉淀，Ksp越小越先沉淀，且Ksp相差越大分步沉淀越完全，如AgCl、AgBr、AgI。②不同类型的沉淀，其沉淀的先后顺序要通过计算才能确定，如AgCl和Ag2CrO4。(3)沉淀的转化由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程，若难溶电解质类型相同，则Ksp较大的沉