高三化学二轮复习 第1部分 专题2 化学基本理论 突破点9 水溶液中的离子平衡课件

D [A项用0.10 mol·L－1盐酸滴定20.0 mL 0.10 mol·L－1氨水，二者恰好完全反 应时生成强酸弱碱盐NH4Cl，应选用甲基橙作指示剂。B项当V(HCl)＝20.0 mL 时，二者恰好完全反应生成NH4Cl，此时溶液呈酸性，而图中M点溶液的pH＝7， 故M点对应盐酸的体积小于20.0 mL。C项M点溶液呈中性，则有c(H＋)＝c(OH－)； 据电荷守恒可得c(H＋)＋c(NH＋4 )＝c(OH－)＋c(Cl－)，则有c(NH＋4 )＝c(Cl－)，此时溶 液中离子浓度关系为c(NH＋4 )＝c(Cl－)>c(H＋)＝c(OH－)。D项NH3·H2O为弱电解质， 部分发生电离，N点时V(HCl)＝0，此时氨水的电离度为1.32%，则有c(OH－)＝ 0.10 mol·L－1×1.32%＝1.32×10－3 mol·L－1，c(H＋)＝cOKHw －＝11..302××1100－－143 mol·L－ 1≈7.58×10－12 mol·L－1，故N点处的溶液中pH<12。]
如在Na2CO3溶液中存在着Na＋、CO
2－ 3
、H＋、OH－、HCO
－
3
，它们存在如下关
系：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO23－)＋c(HCO－3 )＋c(OH－)。
(2)物料守恒规律
电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，粒子种类增多，但某些关键性
的原子总是守恒的。
c(Na＋)＝2[c(CO23－)＋c(HCO－3 )＋c(H2CO3)]
3．电离平衡常见影响因素分析 (以CH3COOH CH3COO－＋H＋为例)
改变条件 平衡移动方向 c(H＋) Ka 升高温度 正向移动 增大 增大 加水稀释 正向移动 减小 不变 加冰醋酸 正向移动 增大 不变 加浓盐酸 逆向移动 增大 不变 加入烧碱 正向移动 减小 不变
4.相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸溶液的比较
c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH＋4 )>c(H＋)。
NH＋4 ＋OH－、
2．多元弱酸的电离分步进行，主要以第一步电离为主 如H2S溶液中，由于存在电离平衡：H2S HS－＋H＋、HS－ S2－＋H＋、 H2O H＋＋OH－，所以溶液中微粒浓度关系为c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。
(3)质子守恒规律 电解质溶液中，电离、水解等过程中得到的质子(H＋)数等于失去的质子(H＋) 数。 如Na2CO3溶液中质子守恒关系可以用图示分析如下：
由得失氢离子守恒可得：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO－3 )＋2c(H2CO3)。
提炼3 沉淀溶解平衡及应用 1.沉淀溶解平衡常数——溶度积 (1)表达式：对于溶解平衡MmAn(s) mMn＋(aq)＋nAm－(aq) Ksp＝[c(Mn＋)]m·[c(Am－)]n。 (2)意义：溶度积(Ksp)反映了物质在水中的溶解能力。 (3)影响因素：溶度积常数只与难溶性电解质的性质和温度有关，而与沉淀的 量和溶液中离子的浓度无关。
5.溶液的酸碱性判断的最根本的标准是比较溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大 小，而pH＝7或c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，仅仅是在室温下的特例，因此在使用pH 判断溶液酸碱性时，要特别注意温度条件。
提炼2 水解平衡及应用 1.水解是微弱的
如浓度为0.1 mol/L、pH＝5.5的(NH4)2SO4溶液中，由于c(H＋)水＝c(OH－)水，而
水电离产生的一部分OH－与很少量的NH
＋
4
结合产生NH3·H2O，所以溶液中微粒浓
度关系为c(NH＋4 )>c(SO24－)>c(H＋)>c(NH3·H2O)>c(OH－)。
2．盐溶液的酸碱性 (1)正盐：谁弱谁水解，谁强显谁性。 强碱弱酸盐(如CH3COONa)―→弱酸根离子水解→结果：c(OH－)>c(H＋)。 强酸弱碱盐(如NH4Cl)―→弱碱阳离子水解→结果：c(H＋)>c(OH－)。 (2)酸式盐溶液
3．盐类水解的离子方程式 (1)多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子 方程式，如Na2CO3水解的离子方程式：CO23－＋H2O HCO－3 ＋OH－。 (2)多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如FeCl3水解的离子方程式：Fe3＋ ＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋。 (3)能完全水解的离子组，由于水解程度较大，书写时要用 “===”“↑”“↓”等，如NaHCO3与AlCl3混合溶液反应的离子方程式： Al3＋＋3HCO－3 ===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
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突破点9 水溶液中的离子平衡
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提炼1 电离平衡及应用
1.弱电解质只进行微弱电离，发生电离的弱电解质及产生的离子都是少量
的，同时注意考虑水的电离
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如0.1 mol/L的氨水中，由于存在电离平衡：NH3·H2O H2O H＋＋OH－，所以溶液中微粒浓度的关系为
2．溶度积的应用 通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积——离子积(Qc)的相对大 小，判断难溶电解质在给定条件下能否生成或溶解： 当Qc>Ksp时，溶液为过饱和溶液，沉淀析出。 当Qc＝Ksp时，溶液为饱和溶液，处于平衡状态。 当Qc<Ksp时，溶液为不饱和溶液，沉淀溶解。
3．Ksp的应用注意事项 (1)用溶度积直接比较难溶电解质的溶解能力时，物质的类型(如AB型、A2B型、 AB2型等)必须相同。 (2)对于同类型物质，Ksp数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强；当一种 离子和其他几种离子都可能产生沉淀时，Ksp越小，沉淀越容易生成。 (3)对于不同类型的物质，当Ksp相差不大时不能直接作为比较依据，如常温下 Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(Ag2CrO4)＝1.1×10－12，不能判断前者溶解度大。 (4)沉淀的转化过程中一般是溶解度大的易转化为溶解度小的，但也可以使溶解 度小的沉淀转化成溶解度大的沉淀，如用饱和Na2CO3溶液浸泡重晶石(BaSO4)可制备 溶于酸的钡盐BaCO3。
回访1 (2016·全国乙卷)298 K时，在20.0 mL 0.10 mol·L－1氨水中滴入0.10 mol·L－1的盐酸，溶液的pH与所加盐酸的体积关系如图所示。已知0.10 mol·L－1氨 水的电离度为1.32%，下列有关叙述正确的是( )
【导学号：14942040】
A．该滴定过程应该选择酚酞作为指示剂 B．M点对应的盐酸体积为20.0 mL C．M点处的溶液中c(NH＋4 )＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－) D．N点处的溶液中pH<12