章末總結(jié)第三章水溶液中的離子平衡1.正確理解弱電解質(zhì)的電離平衡及其平衡常數(shù)。2.掌握溶液酸堿性規(guī)律與pH的計(jì)算。3.掌握鹽類(lèi)水解的規(guī)律及其應(yīng)用。4.會(huì)比較溶液中粒子濃度的大小。5.會(huì)分析沉淀溶解平衡及其應(yīng)用。學(xué)習(xí)目標(biāo)定位內(nèi)容索引一弱電解質(zhì)的電離平衡與電離常數(shù)二溶液酸堿性規(guī)律與pH計(jì)算方法三三角度解讀鹽類(lèi)水解基本規(guī)律四溶液中粒子(離子、分子)濃度大小比較的“二三四”規(guī)則五難溶電解質(zhì)的溶解平衡及其三個(gè)應(yīng)用一弱電解質(zhì)的電離平衡與電離常數(shù)1.弱電解質(zhì)的電離平衡電離平衡也是一種動(dòng)態(tài)平衡，當(dāng)溶液的溫度、濃度改變時(shí)，電離平衡都會(huì)發(fā)生移動(dòng)，符合勒夏特列原理，其規(guī)律是(1)濃度：濃度越大，電離程度越小。在稀釋溶液時(shí)，電離平衡向右移動(dòng)，而離子濃度一般會(huì)減小。(2)溫度：溫度越高，電離程度越大。因電離是吸熱過(guò)程，升溫時(shí)平衡向右移動(dòng)。(3)同離子效應(yīng)：如向醋酸溶液中加入醋酸鈉晶體，增大了CH3COO－的濃度，平衡左移，電離程度減小；加入稀鹽酸，平衡也會(huì)左移。(4)能反應(yīng)的物質(zhì)：如向醋酸溶液中加入鋅或NaOH溶液，平衡右移，電離程度增大。2.電離常數(shù)(電離平衡常數(shù))

下表是幾種常見(jiàn)弱酸的電離方程式及電離平衡常數(shù)(25℃)?！纠?】下列說(shuō)法正確的是(

)A.溫度升高，K減小B.向0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，c(H＋)/c(CH3COOH)

將減小C.等物質(zhì)的量濃度的各溶液pH關(guān)系為pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)>pH(Na3PO4)解析答案解析選項(xiàng)A，一般情況下，電解質(zhì)的電離是一個(gè)吸熱過(guò)程，因此溫度升高電離程度增大，K增大；選項(xiàng)B，在0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，電離平衡向右移動(dòng)，溶液中c(CH3COO－)增大，K不變，c(H＋)/c(CH3COOH)＝K/c(CH3COO－)，因此c(H＋)/c(CH3COOH)將減小；答案B3.電離平衡的移動(dòng)與電離平衡常數(shù)K、離子濃度的關(guān)系

在0.1mol·L－1CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：CH3COOH

CH3COO－＋H＋，對(duì)于該平衡體系下列敘述正確的是(

)A.加入水時(shí)，平衡逆向移動(dòng)B.加入少量NaOH固體，平衡正向移動(dòng)C.加入少量0.1mol·L－1鹽酸，溶液中c(H＋)減小D.加入少量CH3COONa固體，平衡正向移動(dòng)【例2】返回解析答案返回解析根據(jù)勒夏特列原理，改變影響平衡的一個(gè)條件，平衡會(huì)向著能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)，但平衡的移動(dòng)不能完全消除這種改變。A選項(xiàng)中加入水時(shí)，c(CH3COO－)和c(H＋)均減小，平衡向其濃度增大的方向(也就是正方向)移動(dòng)；B選項(xiàng)加入的少量NaOH與H＋反應(yīng)，c(H＋)變小，平衡正向移動(dòng)；C選項(xiàng)中加入鹽酸時(shí)c(H＋)變大，平衡向其減小的方向(也就是逆方向)移動(dòng)，但最終c(H＋)比未加鹽酸前還要大；D選項(xiàng)加入CH3COONa固體，c(CH3COO－)增大，導(dǎo)致平衡逆向移動(dòng)。答案B二溶液酸堿性規(guī)律與pH計(jì)算方法1.溶液的酸堿性規(guī)律溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對(duì)大小：溶液類(lèi)別c(H＋)與c(OH－)的關(guān)系室溫(25℃)數(shù)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堿性溶液c(H＋)<c(OH－)c(H＋)<10－7mol·L－1>7特別提示常溫下，溶液酸堿性判定規(guī)律(1)pH相同的酸(或堿)，酸(或堿)越弱，其物質(zhì)的量濃度越大。(2)pH相同的強(qiáng)酸和弱酸溶液，加水稀釋相同的倍數(shù)時(shí)，強(qiáng)酸溶液的pH變化大。解析答案

等濃度的下列稀溶液：①乙酸、②苯酚、③碳酸、④乙醇，它們的pH由小到大排列正確的是(

)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。乙醇屬于非電解質(zhì)，pH最大。【例3】D2.pH的計(jì)算方法(1)基本方法思路先判斷溶液的酸堿性，再計(jì)算其pH：①若溶液為酸性，先求c(H＋)，再求pH。②若溶液為堿性，先求c(OH－)，再由c(H＋)＝

求出c(H＋)，最后求pH。(2)稀釋后溶液的pH估算①?gòu)?qiáng)酸pH＝a，加水稀釋10n倍，則pH＝a＋n。②弱酸pH＝a，加水稀釋10n倍，則a<pH<a＋n。③強(qiáng)堿pH＝b，加水稀釋10n倍，則pH＝b－n。④弱堿pH＝b，加水稀釋10n倍，則b－n<pH<b。⑤酸、堿溶液被無(wú)限稀釋后，pH只能接近于7。酸不能大于7，堿不能小于7。(3)強(qiáng)(弱)酸與弱(強(qiáng))堿混合后溶液的pH判斷規(guī)律②

③以上兩種混合，若為強(qiáng)酸與強(qiáng)堿，則都呈中性。

室溫時(shí)，下列混合溶液的pH一定小于7的是(

)A.pH＝3的鹽酸和pH＝11的氨水等體積混合B.pH＝3的鹽酸和pH＝11的氫氧化鋇溶液等體積混合C.pH＝3的醋酸和pH＝11的氫氧化鋇溶液等體積混合D.pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水等體積混合解析A、D項(xiàng)中氨水過(guò)量，溶液呈堿性；B項(xiàng)中恰好中和，呈中性；C項(xiàng)中醋酸過(guò)量，呈酸性。【例4】C解析答案返回(4)酸堿中和滴定過(guò)程中的pH變化在中和反應(yīng)中，溶液pH發(fā)生很大的變化，在滴定過(guò)程中會(huì)因pH突變而使指示劑發(fā)生顏色變化(滴定曲線如圖)。通過(guò)溶液的顏色變化判斷反應(yīng)終點(diǎn)，測(cè)出消耗酸(或堿)溶液的體積，根據(jù)化學(xué)方程式中酸與堿物質(zhì)的量之比求出未知溶液的濃度。對(duì)于一元酸堿，則有：c酸·V酸＝c堿·V堿。三三角度解讀鹽類(lèi)水解基本規(guī)律1.鹽溶液的酸堿性規(guī)律鹽的類(lèi)別溶液的酸堿性原因強(qiáng)酸弱堿鹽呈酸性，pH<7弱堿陽(yáng)離子與H2O電離出的OH－結(jié)合，使c(H＋)>c(OH－)水解實(shí)質(zhì)：鹽電離出的陰離子、陽(yáng)離子與H2O電離出的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)強(qiáng)堿弱酸鹽呈堿性，pH>7弱酸根陰離子與H2O電離出的H＋結(jié)合，使c(OH－)>c(H＋)強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽呈中性，pH＝7，H2O的電離平衡不被破壞，不水解弱酸的酸式鹽若電離程度>水解程度，c(H＋)>c(OH－)，呈酸性，如NaHSO3、NaHC2O4若電離程度<水解程度，c(H＋)<c(OH－)，呈堿性，如NaHCO3、NaHS2.鹽類(lèi)水解的規(guī)律(1)有弱才水解——必須含有弱酸或弱堿的離子才能發(fā)生水解。(2)無(wú)弱不水解——強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不發(fā)生水解。(3)誰(shuí)弱誰(shuí)水解——發(fā)生水解的是弱堿陽(yáng)離子或弱酸根陰離子。(4)誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性——組成鹽的酸根陰離子(堿性陽(yáng)離子)是強(qiáng)酸根(強(qiáng)堿的陽(yáng)離子)，則顯酸(堿)性。(5)都弱都水解——弱酸弱堿鹽因陰、陽(yáng)離子都能發(fā)生水解且兩水解過(guò)程可相互促進(jìn)，所以水解程度較大，少數(shù)可以完全水解，稱(chēng)為雙水解反應(yīng)。(6)越弱越水解——組成鹽的酸根對(duì)應(yīng)的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿的堿性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”規(guī)律。

相同物質(zhì)的量濃度的NaCN和NaClO相比，NaCN溶液的pH較大，則下列關(guān)于同溫、同體積、同濃度的HCN和HClO的說(shuō)法中正確的是(

)A.酸的強(qiáng)弱：HCN>HClOB.pH：HClO>HCNC.與NaOH恰好完全反應(yīng)時(shí)，消耗NaOH的物質(zhì)的量：HClO>HCND.酸根離子濃度：c(CN－)<c(ClO－)解析在相同濃度條件下，酸越弱，對(duì)應(yīng)鹽溶液的堿性越強(qiáng)，即pH較大。由pH：NaCN>NaClO，可以確定酸性：HCN<HClO，pH：HCN>HClO，由于是同體積、同濃度的HCN和HClO與NaOH恰好反應(yīng)，故消耗NaOH的量相同，所以A、B、C均錯(cuò)誤；由酸性越強(qiáng)電離程度越大，故c(CN－)<c(ClO－)，D正確?！纠?】D解析答案3.水解離子方程式的書(shū)寫(xiě)方法規(guī)律特別提示

(1)鹽類(lèi)水解的規(guī)律是“陰生陰、陽(yáng)生陽(yáng)”——陰離子水解生成陰離子(OH－)，陽(yáng)離子水解生成陽(yáng)離子(H＋)。(2)酸式鹽離子的電離與水解：HR－＋H2O

R2－＋H3O＋(電離，電離出H＋)HR－＋H2O

H2R＋OH－(水解，產(chǎn)生OH－)返回解析答案

根據(jù)水解反應(yīng)離子方程式的書(shū)寫(xiě)原則及其注意的問(wèn)題，判斷下列選項(xiàng)正確的是(

)【例6】返回答案D四溶液中粒子(離子、分子)濃度大小比較的“二三四”規(guī)則1.明確兩個(gè)“微弱”(1)弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的離子的濃度小于弱電解質(zhì)分子的濃度。如弱酸HA溶液中c(HA)>c(H＋)>c(A－)>c(OH－)。(2)單一的弱酸根陰離子和弱堿陽(yáng)離子的水解是微弱的，水解生成的粒子的濃度小于鹽電離產(chǎn)生的離子的濃度。如弱酸鹽NaA溶液中c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(HA)>c(H＋)。2.熟知三個(gè)守恒(2)物料守恒規(guī)律(原子守恒)：電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解，離子種類(lèi)增多，但元素總是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三種形式存在，它們之間有如下守恒關(guān)系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。(3)質(zhì)子守恒規(guī)律：質(zhì)子即H＋，酸堿反應(yīng)的本質(zhì)是質(zhì)子轉(zhuǎn)移，能失去質(zhì)子的酸失去的質(zhì)子數(shù)和能得到質(zhì)子的堿得到的質(zhì)子數(shù)相等。如NaHCO3溶液中，特別提示

(1)一元酸HA、一元堿BOH的混合溶液中只含有H＋、A－、B＋、OH－4種離子，不可能出現(xiàn)兩種陽(yáng)(陰)離子濃度同時(shí)大于兩種陰(陽(yáng))離子濃度的情況。如c(B＋)>c(A－)>c(H＋)>c(OH－)等肯定錯(cuò)誤。(2)將物料守恒式代入電荷守恒式中，即可得出質(zhì)子守恒式。3.掌握四個(gè)步驟溶液中粒子濃度大小比較方法的四個(gè)步驟：(1)判斷反應(yīng)產(chǎn)物：判斷兩種溶液混合時(shí)生成了什么物質(zhì)，是否有物質(zhì)過(guò)量，再確定反應(yīng)后溶液的組成。(2)寫(xiě)出反應(yīng)后溶液中存在的平衡：根據(jù)溶液的組成，寫(xiě)出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、電離平衡)，尤其要注意不要漏寫(xiě)在任何水溶液中均存在的水的電離平衡。這一步的主要目的是分析溶液中存在的各種粒子及比較直接地看出某些粒子濃度間的關(guān)系，在具體應(yīng)用時(shí)要注意防止遺漏。(3)列出溶液中存在的等式：根據(jù)反應(yīng)后溶液中存在的溶質(zhì)的守恒原理，列出兩個(gè)重要的等式，即電荷守恒式和物料守恒式，據(jù)此可列出溶液中陰、陽(yáng)離子間的數(shù)學(xué)關(guān)系式。(4)比大?。焊鶕?jù)溶液中存在的平衡和題給條件，結(jié)合平衡的有關(guān)知識(shí)，分析哪些平衡進(jìn)行的程度相對(duì)大一些，哪些平衡進(jìn)行的程度相對(duì)小一些，再依此比較溶液中各粒子濃度的大小。這一步是溶液中粒子濃度大小比較最重要的一步，關(guān)鍵是要把握好電離平衡和水解平衡兩大理論，樹(shù)立“主次”意識(shí)。

常溫下，將aL0.1mol·L－1的NaOH溶液與bL0.1mol·L－1的CH3COOH溶液混合。下列有關(guān)混合溶液的說(shuō)法一定不正確是(

)A.a<b時(shí)，c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)B.a>b時(shí)，c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(OH－)>c(H＋)C.a＝b時(shí)，c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(OH－)D.無(wú)論a、b有何關(guān)系，均有c(H＋)＋c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)解析由電荷守恒得c(H＋)＋c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，故D正確；若b>a，醋酸過(guò)量，溶液為CH3COONa與CH3COOH的混合溶液，當(dāng)溶液呈酸性時(shí)A正確；若a＝b，反應(yīng)后的溶液為CH3COONa溶液，由于CH3COO－水解而顯堿性，根據(jù)質(zhì)子守恒可知，C正確；若a>b，說(shuō)明堿過(guò)量，溶液為CH3COONa與NaOH的混合溶液，存在c(Na＋)>c(CH3COO－)，B錯(cuò)誤?！纠?】解析答案B理解感悟酸堿混合后，如CH3COOH與NaOH混合，溶液中會(huì)出現(xiàn)四種離子，有H＋、OH－、CH3COO－、Na＋，可按以下幾種情況考慮溶液的酸堿性和離子濃度的關(guān)系：(1)當(dāng)溶液是單一的鹽(CH3COONa)溶液并呈堿性時(shí)的情形：守恒關(guān)系：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)(物料守恒)；c(OH－)＝c(CH3COOH)＋c(H＋)(質(zhì)子守恒)；c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)(電荷守恒)。大小關(guān)系：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)。理解感悟理解感悟(2)當(dāng)溶液呈中性，溶質(zhì)是CH3COONa和CH3COOH的混合情形，相當(dāng)于CH3COONa沒(méi)水解。守恒關(guān)系：c(CH3COO－)＝c(Na＋)(物料守恒)；c(OH－)＝c(H＋)(質(zhì)子守恒)；c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)(電荷守恒)。大小關(guān)系：c(Na＋)＝c(CH3COO－)>c(OH－)＝c(H＋)。(3)當(dāng)溶液呈酸性，溶質(zhì)是CH3COONa和CH3COOH的混合情形，相當(dāng)于在CH3COONa和CH3COOH的混合溶液呈中性的基礎(chǔ)上又加入了醋酸。大小關(guān)系：c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。(4)當(dāng)溶液呈堿性，溶質(zhì)是CH3COONa和NaOH的混合情形。大小關(guān)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＋)。

常溫下，下列有關(guān)各溶液的敘述正確的是(

)A.pH>7的溶液中不可能存在醋酸分子B.20mL0.1mol·L－1的醋酸鈉溶液與10mL0.1mol·L－1的鹽酸混合后

溶液顯酸性：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，則a＋1>bD.已知酸性HF>CH3COOH，pH相等的NaF與CH3COOK溶液中：c(Na＋)

－c(F－)<c(K＋)－c(CH3COO－)【例8】返回解析答案解析醋酸鈉溶液顯堿性，pH>7，其中存在醋酸分子，選項(xiàng)A不正確；選項(xiàng)B中兩者發(fā)生反應(yīng)后溶液中的溶質(zhì)為等濃度的醋酸、氯化鈉和醋酸鈉，醋酸的電離程度大于醋酸根離子的水解程度，溶液顯酸性，正確的關(guān)系為c(CH3COO－)>c(Cl－)>c(CH3COOH)>c(H＋)，B錯(cuò)；對(duì)于弱電解質(zhì)溶液，溶液越稀越容易電離，0.01mol·L－1醋酸的電離程度大于0.1mol·L－1醋酸的電離程度，因此選項(xiàng)C正確；根據(jù)電荷守恒，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＋)，由于兩溶液的pH相等，因此有c(Na＋)－c(F－)＝c(K＋)－c(CH3COO－)，D錯(cuò)。答案C返回五難溶電解質(zhì)的溶解平衡及其三個(gè)應(yīng)用1.難溶電解質(zhì)的溶解平衡與溶度積(3)通過(guò)比較溶度積Ksp與溶液中有關(guān)離子的離子積Qc的相對(duì)大小，可以判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下能否生成沉淀或溶解。如AgCl溶液的Qc＝c(Ag＋)·c(Cl－)，該計(jì)算式中的離子濃度不一定是平衡濃度，而Ksp計(jì)算式中的離子濃度一定是平衡濃度。①若Qc>Ksp，則溶液過(guò)飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和，達(dá)到新的平衡。②若Qc＝Ksp，則溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)。③若Qc<Ksp，則溶液未飽和，無(wú)沉淀析出，若加入過(guò)量難溶電解質(zhì)，難溶電解質(zhì)溶解直至溶液飽和。

溶液中含有Cl－、Br－和I－三種離子，其濃度均為0.010mol·L－1。向該溶液中逐滴加入AgNO3溶液時(shí)，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.一起沉淀解析對(duì)于陰、陽(yáng)離子的個(gè)數(shù)比相同即相同類(lèi)型的難溶電解質(zhì)，它們的溶解能力可以直接用Ksp來(lái)比較，濃度相同時(shí)，Ksp小的難溶電解質(zhì)一定先析出沉淀?！纠?】B解析答案2.沉淀溶解平衡的應(yīng)用難溶電解質(zhì)的溶解平衡也是動(dòng)態(tài)平衡，可以利用其逆反應(yīng)使溶液中的離子轉(zhuǎn)化為沉淀，化學(xué)上通常認(rèn)為溶液中的剩余離子濃度小于1×10－5mol·L－1時(shí)就沉淀完全。(1)沉淀的溶解根據(jù)溶度積規(guī)則，使沉淀溶解的必要條件是Qc<Ksp，因此創(chuàng)造條件使溶液中有關(guān)離子的濃度降低，就能達(dá)到此目的。降低溶液中離子的濃度可以通過(guò)以下兩種途徑：①使相關(guān)離子生成弱電解質(zhì)：如要使ZnS溶解，可以加鹽酸，H＋和ZnS中溶解生成的S2－相結(jié)合形成弱電解質(zhì)HS－和H2S，于是ZnS溶解。只要鹽酸的量能滿足需要，ZnS就能不斷溶解。(2)分步沉淀若一種沉淀劑可使溶液中多種離子沉淀時(shí)，則可以控制條件，使這些離子先后分別沉淀，這種現(xiàn)象稱(chēng)為分步沉淀。①同一類(lèi)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不同類(lèi)型的沉淀，其沉淀的先后順序要通過(guò)計(jì)算才能確定，如AgCl和Ag2CrO4。(3)沉淀的轉(zhuǎn)化由一種沉淀轉(zhuǎn)化為另一種沉淀的過(guò)程，若難溶電解質(zhì)類(lèi)型相同，則Ksp較大的沉