高三化学二轮复习：水溶液中的离子平衡课件

平衡 类型加水 影 Nhomakorabea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。
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
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。
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
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
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
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
分析：由图中a点可知，常温下0.1
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
(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。
(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 【详解】(1)由上述分析可以知道,A为Na2O2 ,电子式为 ；
C．催化剂不会使平衡发生移动，气体相对分子质量Mr不变，故C错误； 【详解】储气瓶净重500g．在相同条件，装满氧气后重508g，则氧气的质量为508g-500g=8g，装满某一种气体X时重511g，则X的质量为511g-500g=11g，在相同的条件下气体的体积
D故．选溶X：、aYd液。、W中的最高水价氧电化物离对应水的化物氢之间离互相都子能发浓生反度应 随加入盐酸体积的变化如图所示。
【点睛】解离子共存题，首先要搞清常见的离子反应有：①生成难溶物，如Ba2+与CO32－、SO42－生成难溶物；②生成挥发性的气体，如CO32－与H+生成CO2气体；③生成弱电 解质，如NH4+与OH－生成NH3·H2O；④发生氧化还原反应，如C在酸性条件下NO3－与Fe2+；⑤生成配合离子，如Fe3+和SCN－；在同一溶液里能发生离子反应则不能大量共存 。 C．钼酸钠和月桂酰肌氨酸的浓度相等时，腐蚀速率最小 【解析】 14．反应2A(g) 2B(g) E(g) ΔH＞0，达到平衡时，要使正反应速率降低，A的浓度增大，应采取的措施是 B．各离子都能与淀粉溶液不反应，且离子间也不发生反应，可大量共存，故B正确； 【详解】A．价层电子排布为2s22p2的元素为C，价层电子排布为2s22p4的元素为O，二者可形成CO2，故A不选； 【详解】A．同周期元素从左到右，元素的金属性逐渐减弱，对应的最高价氧化物的水化物的碱性减弱，金属性：Na＞Mg＞Al，则碱性：NaOH＞Mg（OH）2＞Al（OH）3，故A 错误； C. X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比W的强 若将丁溶液滴入乙溶液中，发现有白色沉淀生成，继续滴加则沉淀消失，应为NaOH和Al2（SO4）3的反应，则丁为NaOH，乙为Al2（SO4）3，丁溶液滴入甲溶液中，无明显现象发 生，只有BaCl2与NaOH不反应，则甲为BaCl2，丙为FeSO4，最后剩余的为丙物质。根据此分析进行解答。
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 相等，则由n= 可知气体的物质的量相等，设X的相对分子质量为x，则有： = ，x=44，故选A。
D．在平衡移动时逆反应速率先增大后减小 （3）碳酸氢钠在溶液中完全电离出钠离子和碳酸氢根离子，其电离方程式为：NaHCO3═Na++HCO3﹣，
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。
＝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。
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。
(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
＝
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。
10－8，对应图得此时溶液中c(H＋)＝2.0×10－4mol·L－1，Ka(HA)＝
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：
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
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
＝
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
为HnX，则结合电荷守恒可知c(M＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)＋nc(Xn－)，
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×
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，
B．可逆反应的正反应是气体分子数增大的反应，减小压强，X物质的量分数增大，所以，压强大小关系有：P3＜P2＜P1，故B错误；
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)
1．电离常数(Ka、Kb)的常见计算类型
近几年高考的热点。 变化量(mol)：2 1 3
选项D正确。 C．X、Y、W的原子半径依次减小，对应的离子半径依次增大 7．已知H2(g)、C2H4(g)和C2H5OH(1)的燃烧热分别是－285.8 kJ·mol－1、－1411.0 kJ·mol－1和 A．2min内，v(H2O2) =2mol·L-1min-1 ④开发、生产无汞电池 A. 所用盐酸的浓度是0.09mol·L－1，NaOH溶液浓度为0.03mol·L─1
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__。
(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：
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