高考化学二轮复习 专题10 电解质溶液与离子平衡(讲)(含解析)

专题10 电解质溶液与离子平衡（讲）

考向一弱电解质的电离与水的离子积

（1）考纲要求

1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。了解电解质的概念。了解强弱电解质的概念。

2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。

3.了解水的电离，水的离子积常数。

4.了解溶液pH的定义。了解测定溶液pH的方法。能进行pH的简单计算。

（2）命题规律

水溶液中的离子平衡是化学平衡的延伸和应用，也是高考中考点分布较多的内容之一。电离平衡重点考查弱电解质电离平衡的建立，电离方程式的书写，外界条件对电离平衡的影响，酸碱中和反应中有关弱电解质参与计算等等。抓好基础知识的复习，理解电离平衡的本质，是解决此类问题的关键。

【例1】【2016年高考上海卷】能证明乙酸是弱酸的实验事实是（）A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2

B．0.1mol/L CH3COONa溶液的pH大于7

C．CH3COOH溶液与NaCO3反应生成CO2

D．0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红

【答案】B

【考点定位】考查酸性强弱比较的实验方法。

【名师点睛】强酸与弱酸的区别在于溶解于水时是否完全电离，弱酸只能部分发生电离、水溶液中存在电离平衡。以CH3COOH为例，通常采用的方法是：①测定0.1mol/LCH3COOH溶液pH＞1，说明CH3COOH没有完全电离；②将pH=1CH3COOH溶液稀释100倍后测定3＞pH＞1，说明溶液中存在电离平衡，且随着稀释平衡向电离方向移动；③测定0.1mol/L CH3COONa溶液的pH＞7，说明CH3COONa是强碱弱酸盐，弱酸阴离子CH3COO-水解使溶液呈碱性。

【例2】【2016年高考江苏卷】下列图示与对应的叙述不相符合

．．．．的是（）

A．图甲表示燃料燃烧反应的能量变化

B．图乙表示酶催化反应的反应速率随反应温度的变化

C．图丙表示弱电解质在水中建立电离平衡的过程

D．图丁表示强碱滴定强酸的滴定曲线

【答案】A

一、弱电解质及其电离

1．弱电解质的电离平衡

（1）电离平衡的建立

在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。

（2）电离平衡的特征：

（3）影响因素（以CH 3COOH

CH 3COO －

+ H +

为例）

①浓度：加水稀释促进电离，溶液中ｎ(H +

)增大，c (H +

)减小 ②温度：升温促进电离（因为电离过程是吸热的）

③相关离子：例如加入无水CH 3COONa 能抑制电离，加入盐酸也抑制电离，加入碱能促进电离，仍然符合勒夏特列原理。

2．电离平衡常数（K ）----弱电解质电离程度相对大小一种参数 （1）电离平衡常数的表达式 对于一元弱酸 HA

H +

+A -

，平衡时，)

()

()(HA c A c H c K -+⋅=

对于一元弱碱 MOH

M ++OH -，平衡时，)

()()(MOH c OH c M c K -

+⋅=

（2）多元弱酸的电离

多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K 1≫K 2≫K 3，故其酸性取决于第一步。 （3）电离平衡常数的化学含义

相同条件下，K 值越大，电离程度越大，相应酸(或碱)的酸性(或碱性)越强。 （4）影响电离平衡常数的因素：K 值只随温度变化，升温，K 值增大。 二、水的电离和溶液的pH 1．水的离子积 （1）定义

H 2O = H +

+OH - ；△H ＞0，K W =c (H +

)·c (OH -

)

室温下纯水中：c (H ＋

)＝c (OH －

)＝1.0×10－7

_mol/L ，pH ＝7，呈中性。 （2）性质

①溶液中H 2O 电离产生的c (H +

)=c (OH -)

②在溶液中，K w 中的c (OH -)、c (H +

)指溶液中总的离子浓度。

酸溶液中c (H +

)= c (H +

)(酸)+c (H +

)(水)≈c (H +

)(酸)，c (H +

)(水)=c (OH -)； 碱溶液中c (OH -)=c (OH -)(碱)+ c (OH -)(水) ≈c (OH -)(碱)，c (OH -)(水)=c (H +

)；

盐溶液显中性时c(H+)=c(OH-)=c(H+)(水)=c(OH-)(水)，水解显酸性时c(H+)=c(H+)(水)=

c(OH-)(水)＞c(OH-)，水解显碱性时c(OH-)=c(OH-)(水)=c(H+)(水)＞c(H+)。

（3）水的电离平衡的影响因素

①温度：升高温度，促进水的电离，K W增大；降低温度，抑制水的电离，K W减小。

②酸、碱：抑制水的电离。

③可水解的盐：促进水的电离。

2．溶液的pH

（1）定义

pH=－lgH+]，广泛pH的范围为0～14。

注意：当溶液中H+]或OH-]大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。

（2）pH、c(H+)与溶液酸碱性的关系

（3）有关pH的计算

①酸溶液中，K w=c(H+)·c(OH-)≈c(H+)(酸)·c(OH-)(水) =c(H+)(酸)·c(H+)(水)；

碱溶液中，K w=c(H+)·c(OH-)≈c(OH-)(碱)·c(H+)(水)= c(OH-)(碱)·c(OH-)(水)。

②强酸、强碱溶液稀释的计算

强酸溶液，pH(稀释)=pH(原来)+lg n(n为稀释的倍数)

强碱溶液，pH(稀释)=pH(原来)－lg n(n为稀释的倍数)

酸性溶液无限加水稀释，pH只能接近于7，且仍小于7；碱性溶液无限加水稀释时，pH只能接近于7，且仍大于7。

pH值相同的强酸（碱）溶液与弱酸（碱）溶液稀释相同的倍数时，强酸（碱）溶液pH值的变化比弱酸（碱）溶液pH值的变化幅度大。

③强酸、强碱溶液混合后溶液的pH计算

酸过量→c(H+)→pH

恰好完全反应，pH=7

碱过量→c(OH-)→c(H+)→pH