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-人教高三化学试题VIP免费

突破点9水溶液中的离子平衡提炼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如0.1mol/L的氨水中，由于存在电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－、H2OH＋＋OH－，所以溶液中微粒浓度的关系为c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH)>c(H＋)。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：H2SHS－＋H＋、HS－S2－＋H＋、H2OH＋＋OH－，所以溶液中微粒浓度关系为c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。3．电离平衡常见影响因素分析(以CH3COOHCH3COO－＋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＋)＝1×10－7mol·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0.1mol/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结合产生NH3·H2O，所以溶液中微粒浓度关系为c(NH)>c(SO)>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：CO＋H2OHCO＋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＋＋3H2OFe(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===Al(OH)3↓＋3CO2↑。如在Na2CO3溶液中存在着Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，它们存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋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(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)](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)＋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。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