第三章 水溶液中的离子反应与平衡 章末总结讲义--高二上学期化学人教版(2019)选择性必修1

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第三章：水溶液中的离子平衡 章末总结
第一节 电离平衡（只有弱电解质才有电离平衡）
1．先区分强弱电解质：
电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物。

非电解质：在水溶液中和熔化状态下都不能导电的化合物。

强电解质： 在水溶液里全部电离成离子的电解质 。

弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 。

注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质
③电解质的强弱与溶解性无关。

某些盐如BaSO 4、CaCO 3等，虽难溶于水却是强电解质；而如CH 3COOH 、NH 3·H 2O 尽管易溶于水，却部分电离，是弱电解质。

④电解质的强弱与溶液的导电性没有必然联系。

溶液导电能力的强弱由溶液中自由离子的浓度和离子所带电荷多少决定，很稀的强电解质溶液导电性很弱，浓度较大的弱电解质溶液导电性可能较强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。

【例题1】下列说法中正确的是（ ）
A ．能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质
B ．强电解质溶液中存在溶质分子；弱电解质溶液中也必存在溶质分子
C ．在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是电解质
D ．Na 2O 2和SO 2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质
【例题2】下列说法中错误的是（ ）
A.非电解质一定是共价化合物
B.强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电
C.浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强
D.相同条件下，pH 相同的盐酸和醋酸的导电性相同
【例题1】 C 【例题2】 B
2．电离方程式的书写
连接符号：强电解质用“”，弱电解质用“”。

多元弱酸分步写，多元弱碱一步。

写出在水溶液中下列物质的电离方程式
HCl NaOH
CH 3COOH NH 3·H 2O
H 2SO 4 Fe (OH )3
H 2S NaHSO 4
H 3PO 4 NaHCO 3
（1）温度：电离一般吸热，升温有利于电离。

（越热越电离）
（2）浓度：浓度越大，电离程度 越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。

（越稀越电离）。

（3）同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。

（4）其他外加试剂：加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质，有利于电离。

4．电离常数（定量表示弱电解质的电离程度）
在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。

叫做电离平衡常数（一般用K a 表示酸，K b 表示碱）。

；。

一定温度下，K 值越大，弱电解质越电离，电离程度越大。

电离常数的大小主要由物质的性质决定。

只受温度的影响，不受浓度变化影响。

5．电离度（另一个表示电离程度的物理量）
（1）概念：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质分子数占原有溶质分物质 单质 化合物 电解质 非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。

如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CCl 4、CH 2=CH 2…… 强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。

如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4 弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。

如HClO 、NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、H 2O …… 混和物 纯净物
子数的百分率。

（2）表达式：α＝原有溶质分子数
已电离的溶质分子数×100% 6.电离平衡常数的应用
Ⅰ比较弱酸的酸性强弱
（1）相同条件下，K 值越大，电离程度越大，酸性越强。

+
（1）适用范围：复分解反应（经验规律）
①基本规律：强酸制弱酸，强碱制弱碱；通式：弱酸盐+强酸→强酸盐+弱酸
必须同时满足：强酸制弱酸，强碱制弱碱，产物不能反应。

②特殊情况：弱酸制强酸，弱碱制强碱。

（有气体或沉淀生成脱离反应体系，则也可以反应） 如CuSO 4+H 2S CuS ↓+H 2SO 4 ；NaI+H 3PO 4（浓）NaH 2PO 4+HI ↑；2HClO 2HCl+O 2↑
（2）判断反应的产物
①如向NaClO 溶液中通入少量CO 2气体生成物是什么呢？NaClO+CO 2+H 2O 由上表知酸的酸性：H 2CO 3＞H ClO ＞HCO 3－；盐的碱性：HCO 3－＜ClO －＜3所以根据强酸制弱酸，H 2CO 3可以制H ClO ；强碱制弱碱，ClO －可以制HCO 3－不能制CO 32
－；所以生成物是H ClO 和NaHCO 3。

②反过来，也可以根据产物判断酸碱性强弱
由向NaX 溶液中通入少量CO 2：NaX+CO 2+H 2O ＝HX+NaHCO 3
向NaY 溶液中通入少量CO 2：2NaY+CO 2+H 2O ＝2HY+Na 2CO 3
－－
应用举例：加水稀释弱酸HA 溶液，c 平(H +)、c 平(A －)、c 平(HA)减小，）
（）（－HA A c c 不容易判断变化趋势
①变形：）（）（－HA A c c ＝）（）（）（）（－++⨯⨯H HA H A c c c c ＝）（）（+HA K a ②判断：稀释时K a (HA)不变，c (H +)减小，则）
（）（－HA c 变大
Ⅳ判断平衡移动方向
（1）方法：比较Q 和K 的大小
①Q ＞K ：平衡逆向移动 ②Q ＝K ：平衡不移动 ③Q ＜K ：平衡正向移动
（2）实例：一定浓度的CH 3COOH 溶液，稀释一倍
①K a ＝）（）（）（＋－COOH CH H COO CH 33c c c ⨯，Q ＝
）（）（）（＋－COOH CH 21H 21COO CH 2133c c c ⨯＝2
1K ②Q ＜K a ：平衡正向移动
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所以，越稀越电离。

7.（难点）一元强酸与一元弱酸的比较
（1）相同体积和浓度的盐酸和醋酸的比较
①本身属性
c（H+）pH导电性酸根离子的浓度水的电离度盐酸醋酸醋酸的大盐酸的强盐酸的大醋酸的大
反应速率消耗物质X的量生成相同的物质反应结束所用的时间
盐酸的快一样多一样多醋酸的长
（2
①本身属性
溶液浓度pH导电性酸根离子的浓度水的电离度
醋酸盐酸相同相同相同相同
②反应行为：与足量的其他物质
开始反应速率
过程中
反应速率
消耗物质
X的量
生成等量的某
产物所用的时间
反应结束
所用的时间
一样快醋酸快醋酸多盐酸的长醋酸的长
【例题5】一定温度下有：a.盐酸b．硫酸c．醋酸三种酸。

(1)当其物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是________________。

(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH能力的顺序是________________。

(3)当其c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序为________________。

(4)当其c(H＋)相同、体积相同时，分别加入足量锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序为________________。

(5)当c(H＋)相同、体积相同时，同时加入锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时的反应速率________，反应所需时间________。

(6)将c(H＋)相同的三种酸均稀释10倍后，c(H＋)由大到小的顺序是________________。

【例题6】相同体积、相同c(H＋)的某一元强酸溶液①和某一元弱酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于产生氢气的体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是()
【答案】例5(1)b>a>c (2)b>a＝c (3)c>a>b (4)c>a＝b (5)a＝b＝c；a＝b>c (6)c>a＝b例6 D
第二节、水的电离和溶液的pH
一、水的电离：H2O H++OH-水的离子积：K W = c[H+]·c[OH-]
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ；K W = c[H+]·c[OH-] = 1×10-14。

1.K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定；②100℃时,K W =1×10-12；③c(H+)水和c(OH－)水在任何情况下都相等；④K W不仅适用于纯水，适用于任何稀溶液（酸、碱、盐）。

2.水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱
3.影响水电离平衡的外界因素：
①温度：促进水的电离；②酸、碱：抑制水的电离；③易水解的盐：促进水的电离。

二、溶液的酸碱性和pH：
1.pH是c（H+）的负对数，即：pH= -lgc(H+)
pH的范围：0≤pH≤14
c（H+）范围：1.0×10－14mol·L－1≤c（H+）≤1.0mol·L－1
注意：①pH＜7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；
②酸性溶液不一定是酸溶液（可能是溶液）；
3.pH
（1）pH试纸（最简单的方法）
①广泛pH试纸：pH范围是1～14（最常用）或0～10，可以识别的pH差约为1
②精密pH试纸：pH范围较窄，可识别0.2或0.3的pH差
操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。

注意：①事先不能用水湿润pH试纸；②只能读取整数值或范围
用湿润的pH试纸测某稀溶液的pH，所测结果（填“偏大”、“偏小”、“不变”或“不能确定”），理由是。

（2）pH计：pH计精确度高，可直接从仪器中读数（读至小数点后2位）。

【答案】1.②强酸弱碱盐；③强碱弱酸盐。

10-6mol/L，6，中；2，10
（1）计算公式
①pH＝－lg c(H+)，c(H+)＝10－pH ；②pOH＝－lg c(OH－)，c(OH－)＝10－pOH；
③pH+pOH＝p K w＝14(25℃)＝12(100℃)忽略原则：a≥100b，a±b≈a
（2）单一溶液（略）；混合溶液：
①强酸与强酸的混合：（先求c混（H+），再代入pH＝－lg c(H+)计算）
c（H+）混=[（c（H+）1V1+ c（H+）2V2）]/（V1+V2）
②强碱与强碱的混合：（先求c混(OH-)，再用Kw求出c混（H+），最后代入pH＝－lg c(H+)计算；或者先求c混(OH-)，再代入pH＝14－lg c(OH－)计算，只能是25℃时才能用）
c（OH-）混＝[c（OH-）1V1+ c（OH-）2V2]/（V1+V2）(注意:碱性溶液不能直接计算c混（H+）)③强酸与强碱的混合：（先根据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求c（H+）混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求c（OH-）混，再求其它）注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！
5.稀释过程溶液pH值的变化规律
（1）强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀= pH原+ n（但始终不能大于或等于7）。

弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＜pH原+n（但始终不能大于或等于7）。

强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀= pH原－n（但始终不能小于或等于7）。

弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n（但始终不能小于或等于7）。

注：任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7。

（2）稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化慢，强酸、强碱变化快。

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【答案】8.(1)4；6；(2)10；9；(3)2－lg 5.05；(4)10＋lg 5.05；(5)7；(6)999∶101；
三、酸碱中和滴定
（1）中和滴定的原理
实质：H ++OH —=H 2O ；即酸提供的H +和碱提供的OH -物质的量相等。

（）中和滴定的操作过程：
（1）仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、烧杯、锥形瓶、铁架台。

滴定管的刻度，O 刻度在 上 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 大于 它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。

滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管（酸或碱），也不得中途向滴定管中添加溶液。

（2）药品：标准液、待测液、指示剂。

（3）准备过程：检漏（检查滴定管是否漏水）→洗涤（用水洗）→润洗（用标准液洗或待测液洗）→装液→赶气泡→调液面记数据V(始)
（4）滴定过程：
①滴定：边滴边振荡→滴速先 快 后 慢 →左手控制 滴定管活塞 ，且结束前不能离开，右手摇动锥形瓶 ，眼睛注视 锥形瓶 内溶液变化→判定终点→读数（等1-2min 液面稳定后） ②终点判断 A.滴定终点：酸碱恰好完全中和的时刻。

注：恰好中和=酸碱恰好完全反应≠溶液呈中性
B.判断终点的方法：等到滴入最后 半 滴标准液，指示剂变色，且在 30s 内不恢复原来的颜色，视为滴定终点。

3．酸碱中和滴定的误差分析
误差分析：利用c 酸·V 酸=c 碱·V 碱进行分析。

注意：c ——酸或碱的物质的量浓度；V ——酸或碱溶液的体积。

当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：C 碱=碱
酸酸V V C 4.拓展
类型
滴定过程 指示剂 终点颜色变化 酸碱中和
反应 强酸滴定强碱（或弱碱） 甲基橙 溶液由黄色变为橙色 强碱滴定强酸（或弱酸） 酚酞 溶液由无色变为浅红色
氧化还原反应 Na 2S 2O 3溶液滴定碘水 淀粉溶液 溶液由蓝色变为无色 酸性KMnO 4溶液滴定H 2O 2溶液 不需要 溶液由无色变为浅紫红色 KI 溶液滴定Fe 3+ KSCN 溶液 溶液血红色褪去
沉淀反应 AgNO 3溶液滴定含Cl －的溶液 K 2CrO 4溶液 出现砖红色沉淀（Ag 2CrO 4）
滴定方法类型：（1）直接滴定法：向待测液中直接加入标准液测定
（2）间接滴定法：例如，测Ca 2+含量时，先将Ca 2+沉淀为CaC 2O 4，再用稀硫酸将所得沉淀溶解，用KMnO 4标准液滴定溶液中的H 2C 2O 4，间接求得Ca 2+含量。

CaC 2O 4+2H +H 2C 2O 4+Ca 2+，2MnO 4－+6H ++5H 2C 2O 42Mn 2++10CO 2↑+8H 2O
（3）反滴定法：例如，测MnO 2含量时，可在H 2SO 4溶液中加入过量的Na 2C 2O 4标准溶液，
待与MnO 2作用完毕后，用KMnO 4标准液滴定过量的C 2O 42－。

MnO 2+C 2O 42－+4H +Mn 2++2CO 2↑+2H 2O ，2MnO 4－+5C 2O 42－+16H +2Mn 2++10CO 2↑+8H 2O
第三节、盐类的水解（只有含有弱离子的盐才水解）
1．盐类水解：在水溶液中盐电离出来的 弱离子 与水电离出来的H +或OH -结合生成弱电解质的反应。

2．水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H +或OH -结合,破坏水的电离，使平衡向右移动，促进水的电离。

【实例】CH 3COONa 溶于水变化情况如右图，由于有少量的CH 3COO -
结合了 生成 ，导致c(H +) ，水的电离平
衡向 移，溶液中的c(OH -) c(H +)， 故溶液显 性，可
以用化学方程式和离子方程式表示为：
CH 3COONa + H 2O CH 3COOH + NaOH 或CH 3COO - + H 2O
CH 3COOH +OH -
CH 3COONa 对水的电离有 作用。

【答案】H +；CH 3COOH ；减小；右；>；碱性；促进
3．盐类水解规律：
①有 弱 才水解 ，无弱不水解，越弱越水解；谁 强 显谁性，两弱都水解，同强显中性。

②多元弱酸根，浓度相同时，正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。

(如:Na 2CO 3 ＞NaHCO 3)
①温度：温度越 高 水解程度越大（水解吸热，越热越水解） ②浓度：浓度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）
③酸碱：促进或抑制盐的水解（H +促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解；OH - 促进阳离子水解而抑制阴离子水解）。

4显 酸 性②电离程度＞水解程度，显 酸 性（如: HSO 3- 、H 2PO 4-）
③电离程度＜水解程度，显 碱 性（如：HCO 3- 、HS - 、HPO 42-）
7．水解平衡常数 （K h ）
（1）A －+H 2O HA+OH －
K h ＝）（）（）（－－A HA OH c c c ⨯＝）（HA a w K K （2）M ++H 2O MOH+H + K h ＝）（）（）（＋＋M H MOH c c c ⨯＝）
（MOH b w K K 意义；K h 数值越大，水解程度越大。

K h 只受温度影响。

温度升高，K h 增大。

注意：电离常数K 电离和水解常数K 水解的关系：K 电离·K 水解＝K w
二元弱酸：K a1·K h2＝K w ，K a2·K h1＝K w
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用磨口玻璃塞①比较氯化铵和硫化钠等盐溶液的酸碱性①草木灰与铵态氮肥不能混合施用①Na2SO3溶液蒸干后得到Na2SO4固体
A．4项B．5项C．6项D．7项
【例题15】下列应用与盐类的水解无关的是( )
A．TiCl4 溶于大量水加热制备TiO2B．热的纯碱溶液用于清洗油污
C．次氯酸常用作消毒剂D．FeCl3饱和溶液滴入沸水中制Fe(OH)3胶体【答案】14.B 15.C
9.（难点）溶液中粒子浓度大小的比较
谨记三个原则：（1）原始物质中微粒浓度大：盐在溶液中主要以离子形式存在；弱酸或弱碱在溶液中主要以分子形式存在。

（2）化学式中个数多的微粒浓度大（3）主要反应生成的微粒浓度大
Ⅰ比较大小关系
A、单一溶液离子浓度大小比较
对多元弱酸溶液，可根据多元弱酸的分级电离来分析判断。

如H3PO4溶液中，各离子浓度的大小顺序为：；
对多元弱酸的正盐溶液，可根据弱酸根的分步水解来分析判断，如Na2CO3溶液中，各离子浓度的大小顺序为：。

B、不同溶液中同一离子浓度大小比较
要考虑溶液中其他离子对该离子的影响，如在0.10 mol·L－1的①NH4HSO4、②NH4Cl、③CH3COONH4、④(NH4)2SO4溶液中，c(NH4+)的大小顺序为。

Ⅱ守恒关系
(1)电荷守恒规律：电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，如Na2CO3溶液中存在着Na＋、CO32-、H＋、OH－、HCO3-，它们存在如下关系：；
(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，微粒种类增多，但原子总数是守恒的，如Na2CO3溶液中CO32-能水解，故碳元素以CO32-、HCO3-、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系为：；
(3)质子恒等式：即在纯水中加入电解质，最后溶液中c(H＋)与其他微粒浓度之间的关系式(也可由电荷守恒及物料守恒推出)。

如Na2CO3溶液中，由上述两个守恒关系可推出：。

答案：A、c(H＋)＞c(H2PO4-)＞c(HPO4-)＞c(PO43-)；c(Na＋)＞c(CO32-)＞c(OH－)＞c(HCO3-)＞c(H＋)；B、④＞①＞②＞③。

(1)c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO32-)＋c(HCO3-)＋c(OH－)；(2)c(Na＋)＝2c(CO32-)＋2c(HCO3-)＋
＋-－
【例题16】常温下浓度均为0.1 mol·L-1的下列溶液中，粒子的物质的量浓度关系正确的是( ) A．氨水中，c(NH4+)=c(OH-)=0.1 mol·L-1 B．NH4Cl 溶液中，c(NH4+)>c(Cl-)
C．Na2SO4溶液中，c(Na+)>c(SO42-)>c(OH-)=c(H+)
D．0.1mol/L硫化钠溶液中，c(S2-)+c(HS-)+2c(H2S)=0.1mol/L
【例题17】将0.2 mol·L－1 HCN溶液和0.1 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合后，溶液显碱性，下列关系式中正确的是()
A.c(HCN)＜c(CN－)
B.c(Na＋)＞c(CN－)
C.c(HCN)－c(CN－)＝c(OH－)
D.c(HCN)＋c(CN－)＝0.2 mol·L－1
【例题18】常温下将pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合后，离子浓度的关系正确的是() A．c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)B．c(NH4+)>c(Cl-)> c(H+)>c(OH-)
C．c(Cl-)=c(NH4+)>c(H+)=c(OH-)D．c(NH4+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)
【例题19】室温时，将浓度和体积分别为c1、V1的NaOH溶液和c2、V2的CH3COOH溶液相混合，下列关于该混合溶液的叙述错误的是()
A．若pH＞7，则一定是c1V1=c2V2 B．若pH＜7，则一定是c(Na+)＜c(CH3COO-) C．当pH=7时，若V1=V2，则一定是c1＜c2
D．若V1=V2，c1=c2，则c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=c(Na+)
【答案】16.D; 17. B; 18.C; 19.A
10.(常考)水溶液中的离子反应图像
Ⅰ酸碱中和滴定曲线图像抓“六点”破图像
以室温时用0.1mol·L－1NaOH溶液滴定20mL 0.1mol·L－1HA溶液为例：
（1）起始点：HA的单一溶液
①根据起点时的pH可以判断电解质的强弱
②根据起点时的pH可以计算弱酸（碱）的电离常数
（2）半中和点：HA和NaA等量混合
①酸性：HA的电离程度大于NaA的水解程度：
c（A－）＞c（Na+）＞c（HA）＞c（H+）＞c（OH－）
②碱性：HA的电离程度小于NaA的水解程度：
c（HA）＞c（Na+）＞c（A－）＞c（OH－）＞c（H+）
（3）中和点：原溶液中溶质恰好完全反应生成NaA
①特点：溶液的温度最高；水的电离度最大
②溶液酸碱性：溶液显碱性
③微粒浓度的大小：c（Na+）＞c（A－）＞c（OH－）＞c（HA）＞c（H+）（4）中性点：判断酸或碱稍微过量
①溶液成分：NaA和少量的HA
②微粒浓度的大小：c（Na+）＝c（A－）＞c（OH－）＝c（H+）
（5）半过量点：NaA+NaOH（2∶1）
①溶液酸碱性：NaOH溶液过量，溶液显碱性
②微粒浓度的大小：c（Na+）＞c（A－）＞c（OH－）＞c（HA）＞c（H+）（6）倍过量点：NaA+NaOH（1∶1）
①溶液酸碱性：NaOH溶液过量，溶液显碱性
②微粒浓度大小：c（Na+）＞c（OH－）＞c（A－）＞c（HA）＞c（H+）
1.0
－)
（1）相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸稀释图像
①加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大③无限稀释，溶液的pH无限接近于7②加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多④稀释过程中，水的电离程度变大
（2）相同体积、相同pH的盐酸、醋酸稀释图像
①加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大②加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多
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【例题21】某温度下，相同pH 的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，平衡
时pH 随溶液体积变化的曲线如图所示。

据图判断正确的是( )。

A ．①为盐酸稀释时的pH 变化曲线
B ．b 点溶液的导电性比c 点溶液的导电性强
C ．a 点K W 的数值比c 点K W 的数值大
D ．b 点酸的总浓度大于a 点酸的总浓度
【答案】21.B
Ⅲ分布系数图像 分布系数图像是酸碱中和滴定曲线的一种变式，常以pH 、分布系数（δ）为横、纵坐标，
一元弱酸（HA
） 二元弱酸（H 2A ）
δ0代表HA ，δ1代表A －
δ0代表H 2A ，δ1代表HA －，δ2代表A 2－ ①pH ＝4.76时，c （HA ）＝c （A －），K a （HA ）＝）
（）（）（HA H A c c c +-⨯＝c （H +）＝10－4.76 ②pH ＝1.2时，c （H 2A ）＝c （HA －
），K a1（H 2A ）＝）（）（）（－A H H HA 2c c c +⨯＝10－1.2 ③pH ＝4.1时，c （HA －）＝c （A 2－），K a2（H 2A ）＝）
（）（）（－－HA H A 2c c c +⨯＝10－4.1 （2）水解常数的计算
①A －
的水解常数：K h ＝a w K K ＝76.4141010－－＝1×10－9.24 ②A 2－的水解常数：K h1＝a2w K K ＝1.41410
10－－＝1×10－9.9 ③HA －的水解常数：K h2＝a1w K K ＝2.11410
10－－＝1×10－12.8 具体应用，如NaHA 溶液由③K a2＞③K h2，电离大于水解，溶液呈酸性，得则有②微粒浓度大小： c （Na +）＞c （HA －）＞c （A 2－）＞c （H 2A ）＞c （H +）＞c （OH －）
【例题22】H 2C 2O 4是一种二元弱酸，H 2C 2O 4溶液中各型体
浓度在其总浓度中所占比值叫其分布系数，常温下某浓度
的H 2C 2O 4溶液中各型体分布系数随pH 的变化如图所示，
据此分析，下列说法不正确的是（ ）
A ．曲线a 代表H 2C 2O 4，曲线b 代表C 2O 42-
B ．常温下0.1mol/L 的NaH
C 2O 4溶液显酸性
C ．常温下，H 2C 2O 4的电离平衡常数Ka 2=10-4.30
D ．pH 从1.30~4.30时，()()2242-24c H C O c C O 先增大后减小
【答案】22.D
Ⅳ水的电离度图像
（1）c (H +)水和c (OH －)水的关系：在任何情况下都相等
（2）溶液对水的电离度的影响
①
酸和碱抑制水的电离，酸碱性越强，c（H+）水越小
②弱盐促进水的电离，酸碱性越强，c（H+）水越大
（3）实例：盐酸滴定氨水中由水电离的氢离子浓度随加入盐酸体积的变化图
①a点：溶液中全部是NH3·H2O，水的电离受到抑制，pH＝11
②b点：NH3·H2O和NH4Cl的混合物，溶液呈中性
③c点：恰好中和点，全部是NH4Cl溶液，水的电离程度最大，溶液呈酸性
④d点：NH4Cl和HCl的混合物，水的电离又受到抑制，溶液呈酸性
【例题23】常温下，向20mL 0.1 mol·L−1氨水中滴加一定浓度的稀盐酸，溶
液中由水电离的氢离子浓度随加入盐酸体积的变化如图所示。

则下列说法
正确的是（）
A．常温下，0.1 mol·L−1氨水中NH3·H2O的电离常数K约为1×10－6
B．a、b之间的点一定满足：c(NH4+) > c(Cl−) > c(H+) > c(OH−)
C．b、d点溶液中都满足c(NH4+)=c(Cl−)
D．c点代表两溶液恰好完全反应
【答案】D
第四节、难溶电解质的溶解平衡
1．溶解平衡方程式的书写
注意：在沉淀物后面用(s)标明状态，并用“”。

如Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq)。

2．溶度积（K SP）
(1)定义：在一定条件下，难溶电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。

(2)表达式：AmBn(s) mA n+(aq)+nB m-(aq) K SP= [c(A n+)]m•[c(B m-)]n
(3)影响因素（外因）①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。

②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。

(4)溶度积规则
Q C（离子积）＞K SP过饱和，有沉淀析出
Q C= K SP平衡状态
Q C＜K SP未饱和，继续溶解
3.沉淀溶解平衡的实际应用
Ⅰ沉淀的溶解
（1）作“钡餐”用BaSO4而不用BaCO3
①用BaSO4的原因：BaSO4不溶于盐酸
②不用BaCO3原因：BaCO3(s)Ba2+(aq)+CO32－(aq)，H+与CO32－反应使平衡正向移动，产生重金属离子Ba2+，使患者中毒。

离子方程式：BaCO3+2H+Ba2++H2O+CO2↑
（2）溶洞的形成
①原理：CaCO3(s)Ca2+(aq)+CO32－(aq)，H2O、CO2与CO32－反应使平衡正向移动。

①离子方程式：CaCO3+H2O+CO2Ca(HCO3)2
Ⅱ沉淀的生成
（1）误服可溶性钡盐可用5%的Na2SO4溶液洗胃
①原理：可溶性钡盐与Na2SO4溶液反应无毒的BaSO4沉淀。

离子方程式：Ba2++SO42－BaSO4↓（2）石笋、钟乳石、石柱、珊瑚的形成
①原理：HCO3－受热反应生成CO32－，CO32－与Ca2+结合成CaCO3沉淀
①离子方程式：Ca2++2HCO3－CaCO3↓+CO2↑+H2O
Ⅲ沉淀的转化
（1）用FeS除去工业废水的Hg2+
①原理：FeS(s) Fe2+(aq)+S2－(aq)，Hg2+与S2－结合成溶解度更小的HgS沉淀
①离子方程式：FeS(s)+Hg2+(aq) HgS(s)+Fe2+(aq)
（2）水垢的形成
①硬水煮沸形成的水垢主要成分是CaCO3和Mg(OH)2
班级：姓名：
请同学们认真看完复习总结后再做针对性例题。

①CaCO3形成的原因：Ca(HCO3)2 CaCO3↓+H2O+CO2↑
①Mg(OH)2形成的原因：
Mg(HCO3)2 MgCO3↓+H2O+CO2↑，MgCO3+H2O Mg(OH)2↓+CO2↑
④MgCO3转化成Mg(OH)2的原因：Mg(OH)2的溶解度比MgCO3的小
（3）锅炉除CaSO4水垢
①流程：CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2+(aq)
①反应：CaSO4(s)+Na2CO3(aq) CaCO3(s)+Na2SO4(aq)、CaCO3+2HCl＝CaCl2+H2O+CO2↑（4）自然界中矿物的转化
①流程：原生铜硫化物CuSO4（溶液）CuS（铜蓝）
①反应：ZnS(s)+Cu2+(aq)CuS(s)+Zn2+(aq)，PbS(s)+Cu2+(aq)CuS(s)+PbSO4(s)
【例题24】除去NaNO3溶液中混有的AgNO3，所用下列试剂中效果最好的是( ) A．NaCl溶液B．NaBr溶液C．NaI溶液D．Na2S溶液
【例题25】（1）对于Ag2S(s) 2Ag+(aq) + S2-(aq)，其Ksp的表达式为
（2）下列说法中不正确的是（）
①用稀HCl洗涤AgCl沉淀比用水洗涤损耗AgCl小；
②一般地，物质的溶解度随温度的升高而增加，故物质的溶解大多是吸热的；
③对于Al(OH)3(s) Al(OH)3Al3+ + 3OH-，前者为溶解平衡，后者为电离平衡；
④除去溶液中的Mg2+，用OH-沉淀比用CO32-好，说明Mg(OH)2的溶解度比MgCO3大；
（3）如何除去Mg(OH)2中混有的Ca(OH)2：______________________________________________【答案】例题24: D 例题25（1）Ksp=[c(Ag+)]2·c（S2-）（2）④（3）加足量MgCl2溶液，充分搅拌，过滤，洗涤即得纯Mg(OH)2
4.沉淀溶解平衡的计算
（1）已知溶度积，求溶液中的某种离子的浓度。

如K sp＝a的饱和AgCl溶液中，c平（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K sp＝a，在0.1mol·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c平（Ag+）＝10a mol·L－1。

（3）将两种溶液混合，求所得沉淀的K sp。

先求出混合后相关离子的浓度，再带入K sp的表达式计算。

注意：①注意溶液体积是否变化，浓度为混合后离子的浓度
②开始沉淀：一般认为该离子浓度不变
③完全沉淀：一般认为该离子浓度≤10－5mol·L—1
【例题26】（1）25①，在0.10mol•L-1硫酸铜溶液中加入氢氧化钠稀溶液充分反应，有蓝色氢氧化铜沉淀生成，当溶液的pH=9时，c(Cu2+)=_______mol⋅L-1(K sp[Cu(OH)2]=2.2×10-20)。

(1)若向氯化铁溶液中加入一定量的氨水，调节溶液pH，可得红褐色沉淀，该反应的离子方程式为：__________________________________________________，该过程中调节溶液的pH为5，则c(Fe3+)为：______mol/L。

（已知：K sp[Fe(OH)3]= 4.0×10-38）
【答案】(1)2.2×10-10 (2)3NH3·H2O+Fe3+=Fe(OH)3↓+NH4+ 4.0×10-11
5.沉淀溶解平衡的图像
离子浓度随离子浓度的变化曲线
（1）反应：A m B n（s）m A n+（aq）+n B m－（aq）
（2）图像中的点
①曲线上的任意点：表示平衡状态
②曲线上方的点：表示过饱和状态
③曲线下方的点：表示不饱和状态
④恒温下，平衡只能沿着曲线移动
（3）溶液中离子浓度的变化
①蒸发不饱和溶液时，电解质离子浓度都增大；②蒸发饱和溶液时，电解质离子浓度都不变；
③稀释溶液时，电解质离子浓度都减小。

（4）溶度积常数
①只能用曲线上的某点上数据计算K sp的值，要注意看清横坐标、纵坐标是c还是lg c（或－lg c）。

②在同一曲线上的点，溶度积常数相同
③当溶液中离子浓度≤10－5mol·L－1时，可认为该离子沉淀完全，可结合K sp确定此时另一离子的浓度。

在水中的溶解平衡曲线如图所示，。