高考化学复习专题06溶液中的离子平衡易错易混淆点

水溶液中的离子平衡
主标题：水溶液中的离子平衡
副标题：剖析考点规律，明确高考考查重点，为学生备考提供简洁有效的备考策略。

关键词：弱电解质，溶液酸碱性，盐类水解
难度：4
重要程度：4
内容：易错易混淆点
1、判断弱电解质的三个思维角度
角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如测0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。

角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍后，1<pH<2。

角度三：弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象：
(1)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞试液。

现象：溶液变为浅红色。

(2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。

现象：pH>7。

2、水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－一定是水电离出来的吗？
【提示】不一定。

c(H＋)和c(OH－)均指溶液中的H＋或OH－的总浓度。

这一关系适用于任何稀水溶液，即任何稀水溶液中都存在这一关系。

因此，在酸溶液中酸本身电离出来的H＋会抑制水的电离，而在碱溶液中，碱本身电离出来的OH－也会抑制水的电离。

3、甲同学认为，在水中加入H2SO4，水的电离平衡向左移动，解释是加入H2SO4后c(H＋)增大，平衡左移。

乙同学认为，加入H2SO4后，水的电离平衡向右移动，解释为加入H2SO4后，c(H＋)浓度增大，H＋与OH－中和，平衡右移。

你认为哪种说法正确？说明原因。

水的电离平衡移动后，溶液中c(H＋)·c(OH－)增大还是减小？
【提示】甲正确，温度不变，K w是常数，加入H2SO4，c(H＋)增大，c(H＋)·c(OH－)>K w，平衡左移。

不变，因为K w仅与温度有关，温度不变，则K w不变，与外加酸、碱、盐无关。

4、水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算(25 ℃时)
(1)中性溶液：
c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol/L。

(2)溶质为酸的溶液：
H＋来源于酸电离和水电离，而OH－只来源于水。

如计算pH＝2的盐酸中水电离出的c(H＋)方法是：先求出溶液中的c(OH－)＝10－12 mol/L，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol/L。

(3)溶质为碱的溶液：
OH－来源于碱电离和水电离，而H＋只来源于水。

如pH＝12的NaOH溶液中，c(H＋)＝10－12 mol/L，即水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12mol/L。

(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液：
H＋和OH－均由水电离产生。

如pH＝2的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H＋)＝10－2mol/L，[c(OH －)＝10－12mol/L是因为部分OH－与部分NH＋
4结合了]；pH＝12的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH－)＝10－2mol/L。

5、pH<7的溶液一定是酸性溶液吗？pH>7的溶液一定是碱性溶液吗？pH＝7的溶液一定是中性溶液吗？
【提示】不一定。

上述说法只有在常温下才能满足。

如在某温度下，水的离子积常数为1×10－12，此时pH＝6的溶液为中性溶液，pH>6的为碱性溶液，pH<6的为酸性溶液。

6、注意稀释酸碱时，“无限稀释7为限”，无论稀释多大倍数，酸溶液不显碱性，碱溶液不显酸性，无限稀释时，溶液pH接近于7。

7、(1)酸式盐溶液一定呈酸性吗？
(2)能够发生水解的盐溶液一定呈酸性或碱性吗？
【提示】(1)不一定，如NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4溶液均呈酸性，但NaHCO3、NaHS溶液均呈碱性。

(2)不一定，如NH4Cl、AlCl3溶液呈酸性，Na2CO3、CH3COONa溶液呈碱性，CH3COONH4溶液呈中性。

8、判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”。

(1)K sp(AB2)小于K sp(CD)，则AB2的溶解度小于CD的溶解度。

( )
(2)不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去。

一般认为残留在溶液中的离子浓度小于
1.0×10－5mol·L－1时，沉淀已经完全。

( )
(3)在一定条件下，溶解度较小的沉淀也可以转化成溶解度较大的沉淀。

( )
(4)常温下，向BaCO3饱和溶液中加入Na2CO3固体，BaCO3的K sp减小。

( )
(5)溶度积常数K sp只受温度影响，温度升高K sp增大。

( )
(6)常温下，向Mg(OH)2饱和溶液中加入NaOH固体，Mg(OH)2的K sp不变。

( )
【提示】(1)×(2)√(3)√(4)×(5)×(6)√
【解析】(1)溶度积大的难溶电解质的溶解度不一定大，只有组成相似的难溶电解质才有可比性。