2022届新高考化学精准冲刺复习 水溶液中的离子平衡

1．电离常数(Ka、Kb)的常见计算类型
(1)依据电离常数表达式计算(以弱酸 HA 为例)
cH＋·cA－
c2H＋
Ka＝ cHA ，若只是弱酸溶液，则 c(H＋)≈c(A－)，Ka≈ cHA 。
(2)依据电离度进行计算(以弱酸 HA 为例)
HA
H＋ ＋ A－
起始浓度： c 酸 平衡浓度： c 酸·(1－α) K 电离＝c酸c·酸1·－α2α＝c1酸－·αα2。
2．外界因素对“三大”平衡的影响
平衡 类型
电离平衡
CH3COOH CH3COO－
＋H＋ ΔH>0
水解平衡CH3COO－ 沉淀溶解平衡
＋H2O CH3COOH AgCl(s) Ag＋(aq)＋
＋OH－ ΔH>0
Cl－(aq)
研究对象 弱电解质溶液 会水解的盐溶液
难溶电解质
平衡 电离平衡CH3COOH
2022年高考可能这样考
3．常温下，用20 mL 0.1 mol·L－1
Na2SO3溶液吸收SO2气体，吸收液的pH与
lg
cHSO－3 cSO23－
的关系如图所示。下列说法错
误的是( )
A．b点对应的溶液中：c(Na＋)>c(HSO－3 )＝c(SO23－)>c(OH－)>c(H＋) B．c点对应的溶液中：c(Na＋)＝c(HSO－3 )＋c(SO23－) C．常温下，H2SO3的第二步电离常数Ka2＝1.0×10－7.2 D．在通入SO2气体的过程中，水的电离平衡逆向移动
2．溶度积(Ksp)的常见计算类型及应用 (1)已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如Ksp＝a的饱和AgCl溶液 中c(Ag＋)＝ a mol·L－1。 (2)已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓 度，如某温度下AgCl的Ksp＝a，在0.1 mol·L－1的NaCl溶液中加入过量的 AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝10a mol·L－1。 (3)计算沉淀转化的平衡常数，如Cu2＋(aq)＋MnS(s) CuS(s)＋Mn2＋ (aq)，平衡常数K＝ccMCun22＋＋＝ccMCun22＋＋··ccSS22－－＝KKssppMCunSS。
1．溶液中粒子浓度大小比较的规律
比较粒子浓度大小时关键是先确定所得电解质溶液的酸碱性
(1)多元弱酸的酸式盐溶液：对于电离为主的，如NaHSO3，遵循c(自
身)>c(电离产物)>c(水解产物)，即c(HSO
－ 3
)>c(SO
2－ 3
)>c(H2SO3)；对于水解
为主的，如NaHCO3，遵循c(自身)>c(水解产物)>c(电离产物)，即
(2)(2018·天津高考)CO2 是一种廉价的碳资源，其综合利用具有重要意 义。回答下列问题：
CO2 可以被 NaOH 溶液捕获。若所得溶液 pH＝13，CO2 主要转化为 ___C_O__23－__(写离子符号)；若所得溶液 c(HCO－ 3 )∶c(CO23－)＝2∶1，溶液 pH ＝___1_0____。(室温下，H2CO3 的 K1＝4×10－7；K2＝5×10－11)
KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O
－ 4
、C2O
2－ 4
三种微粒的物质的量分
数(δ)与溶液pH的关系如图所示
分析：由图像可知：
pH＝1.2时，c(HC2O
－ 4
)＝c(H2C2O4)，则Ka1＝
cHC2O－ 4 ·cH＋ cH2C2O4
＝c(H＋)
＝10－1.2，
pH＝4.2时，c(HC2O－ 4 )＝c(C2O24－)，则Ka2＝cHc＋H·Cc2CO2－4O24－＝c(H＋)＝ 10－4.2。
平衡 类型
加水 影
电离平衡
水解平衡CH3COO
CH3COOH CH3COO－＋
H＋ ΔH>0
－＋H2O CH3COOH＋OH－ ΔH>0
促进电离 Ka不 促进水解 变
Kh不 变
沉淀溶解平衡 AgCl(s) Ag＋(aq)＋ Cl－(aq)
促进溶解 Ksp不变
响
加入
加入
加入
因 相应 CH3COONa Ka CH3COOH
(3)M(OH)n悬浊液中Ksp、Kw、pH间的关系 M(OH)n(s) Mn＋(aq)＋nOH－(aq) Ksp＝c(Mn＋)·cn(OH－)＝cOnH－·cn(OH－)＝cn＋1nOH－＝n110K－wpHn＋1。 (4)Kh、Kw、Ksp间的关系 常温下的CuCl2溶液中：Cu2＋的水解常数Kh＝KKs2wp。 (5)K、Ka、Ksp间的关系 反应CuS(s)＋2H＋(aq) Cu2＋(aq)＋H2S(aq)的平衡常数K＝KKas1p·K′a2。
c(HCO－ 3 )>c(H2CO3)>c(CO23－)。
(注：常见的酸式盐中NaHSO3和NaH2PO4溶液是以电离为主，显酸
(4)判断沉淀转化反应能否完全进行
已知：常温下，ZnS和CuS的Ksp分别为1.6×10－24和6.4×10－36，判断
常温下反应ZnS＋CuSO4===CuS＋ZnSO4能否进行。
该反应的平衡常数K＝
cZn2＋ cCu2＋
＝
cZn2＋·cS2－ cCu2＋·cS2－
＝
KspZnS KspCuS
＝
mol·L－1，所以Ka＝
cH＋·cCH3COO－ cCH3COOH
b×10－7 ＝ a－b 。
1．(2020·山东高考改编)25 ℃时，某混合溶液中
c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1 mol·L－1， lg c(CH3COOH)、lg c(CH3COO－)、lg c(H＋)和lg c(OH－)随pH变化的 关系如下图所示。Ka为CH3COOH的电离常数，下列说法正确的是( )
类型
CH3COO－＋H＋
ΔH>0
影 响升 因温 素
促进电离
Ka增大
水解平衡CH3COO－ 沉淀溶解平衡
＋H2O CH3COOH AgCl(s) Ag＋(aq)＋
＋OH－ ΔH>0
Cl－(aq)
促进水解
若难溶物 的溶解度 与温度成 Kh增大 正比，促 进溶解； 反之，则 抑制溶解
若难溶物的 溶解度与温 度成正比， 则Ksp增 大；反之， 则Ksp减小
A．O点时，c(CH3COOH)＝c(CH3COO－) B．N点时，pH＝－lg Ka
0.1cH＋ C．该体系中，c(CH3COOH)＝ Ka mol·L－1 D．pH由7到14的变化过程中，CH3COO－的水解程度始终增大
2．(2020·浙江高考)下列说法不正确的是( ) A．2.0×10－7 mol·L－1的盐酸中c(H＋)＝2.0×10－7 mol·L－1 B．将KCl溶液从常温加热至80 ℃，溶液的pH变小但仍保持中性 C．常温下，NaCN溶液呈碱性，说明HCN是弱电解质 D．常温下，pH为3的醋酸溶液中加入醋酸钠固体，溶液pH增大
cCH3COOH
(2)Kb、Kh、Kw间的关系 强酸弱碱盐：如NH4Cl溶液： NH＋ 4 ＋H2O NH3·H2O＋H＋ Kh＝cNH3c·HN2HO＋ 4·cH＋ ＝cNH3c·HN2HO＋ 4·c·cHO＋H·c－OH－ ＝ccNHH＋＋ 4·c·cOOHH－－＝KKwb。
cNH3·H2O
1．四大常数(Kw、Ka、Kh、Ksp)之间的关系 (1)Ka、Kh、Kw间的关系强碱弱酸盐：如CH3COONa溶液：CH3COO－ ＋H2O CH3COOH＋OH－
Kh＝cCHc3CCOHO3CHOO·c－O H－ ＝cCHc3CCOHO3CHOO·c－O·Hc－H＋·cH＋ ＝cCcHO3CHO－O·c－H·c＋H ＋＝KKwa。
0 c 酸·α
0 c 酸·α
若 α 很小，可认为 1－α≈1，则 K 电离＝c 酸·α2或α＝
Kc电酸离。
(3)根据图形节点进行计算 ①由图形起点计算平衡常数 示例：常温下，向20 mL 0.1 mol·L－1氨水中滴加一定浓度的稀盐酸， 溶液中水电离的氢离子浓度随加入盐酸体积的变化如图所示。
分析：由图中a点可知，常温下0.1
为_____________。
反应后溶液恰好显中性，此时c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol·L－1，此时
表达式中的c(H＋)＝10－7 mol·L－1，Na＋不参与化学反应，只存在稀释，
c(Na＋)＝
b 2
mol·L－1，根据电荷守恒和物料守恒：c(CH3COO－)＝c(Na＋)＝
b 2
a－b mol·L－1，c(CH3COOH)＝ 2
(或物
素
质)
Kh 不变
沉淀溶解平衡 AgCl(s) Ag＋(aq)＋ Cl－(aq)
加入氨 水，促进
溶解
Ksp不变
考查视角 以溶液中某离子的浓度(或各成分的百分含量)随溶液的稀 释或pH的变化等的图像为依托，考查平衡常数的计算及平衡移动的应用是 近几年高考的热点。
1 (2021·全国乙卷)HA是一元弱酸，难溶盐MA的饱和溶液中 c(M＋)随c(H＋)而变化，M＋不发生水解。实验发现，298 K时c2(M＋) c(H ＋)为线性关系，如下图中实线所示。
题给等式右边缺阴离子部分nc(Xn－)，C错误；Ka(HA)＝
cH＋·cA－ cHA
，当
c(A－)＝c(HA)时，由物料守恒知c(A－)＋c(HA)＝c(M＋)，则c(A－)＝
cM＋
c2M＋
2 ，Ksp(MA)＝c(M＋)·c(A－)＝ 2 ＝5.0×10－8，则c2(M＋)＝10×
10－8，对应图得此时溶液中c(H＋)＝2.0×10－4mol·L－1，Ka(HA)＝
下列叙述错误的是( ) A．溶液pH＝4时，c(M＋)＜3.0×10－4 mol·L－1 B．MA的溶度积Ksp(MA)＝5.0×10－8 C．溶液pH＝7时，c(M＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－) D．HA的电离常数Ka(HA)≈2.0×10－4
为HnX，则结合电荷守恒可知c(M＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)＋nc(Xn－)，
素
或盐酸，抑 不变 或NaOH，
离子
制 电离
抑制 水解
加入 Kh AgNO3或 不变 NaCl，抑
制溶解
Ksp不变
电离平衡
水解平衡CH3COO
平衡 类型
CH3COOH
－＋H2O
CH3COO－＋H＋ CH3COOH＋OH－
ΔH>0
ΔH>0
加入
影
反应
响
加入OH－， 离子
Ka
加入H＋，
因
促进电离 不变 促进水解
cHc＋H·cAA －＝c(H＋)≈2.0×10－4，D正确。
2 (1)(2020·全国卷Ⅱ节选)化学工业为疫情 防控提供了强有力的物质支撑。氯的许多化合物既 是重要化工原料，又是高效、广谱的灭菌消毒剂。 回答下列问题：
次氯酸为一元弱酸，具有漂白和杀菌作用，其 电离平衡体系中各成分的组成分数 δδX＝cHClOc＋XcClO－，X为HClO或ClO－与 pH 的关系如图所示。 HClO 的电离常数 Ka 值为__1_0_－_7_.5__。
＝
cH＋·cCH3COO－ cCH3COOH
表达式中的c(H＋)、c(CH3COO－)、c(CH3COOH)是
指溶液达到平衡时，溶液中该离子的总浓度，而不是局限于CH3COOH电
离产生的离子。
例如，25 ℃时，将a mol·L－1的醋酸与b mol·L－1氢氧化钠溶液等体积
混合，反应后溶液恰好显中性，用含a、b的式子表示醋酸的电离平衡常数
mol·L－1的氨水中c(H＋)＝1.0×
10－11mol·L－1，c(OH－)＝
Kw cH＋
＝1.0×10－3
mol·L－1，所以Kb＝
cNcHN＋ 4H3··cHO2OH－≈10－30×.110－3 mol·L－1＝1×10－5 mol·L－1。
②由图形交点计算平衡常数
示例：常温下，向某浓度的草酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的
16..64× ×1100－ －2346＝2.5×1011>105，
故该反应能完全转化。
若计算沉淀转化的平衡常数K<10－5，则转化反应不能进行，若
10－5<K<105，则转化反应为可逆反应，且K值越大，沉淀转化的越多。
3．对各平衡常数表达式中离子浓度的理解
对于所有平衡常数表达式中的离子浓度，只讲存在，不讲来源。如Ka
2022届新高考化学精准冲刺复习 水溶液中的离子平衡
考纲要求
1.能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡；了解酸、碱电离理 论。2.知道水的离子积常数，能进行溶液pH的简单计算，初步掌 握测定溶液pH的方法，知道溶液pH的控制在工农业生产和科学 研究中的重要应用。3.认识盐类水解的原理，归纳影响盐类水解 程度的主要因素，能举例说明盐类水解在生产、生活中的应用。 4.能描述沉淀溶解平衡，知道沉淀转化的本质。