命题区间七水溶液中的离子平衡角度一水溶液中的离子平衡1．判断溶液的酸碱性(1)根本方法：溶液的酸碱性由c(H＋)、c(OH－)相对大小而定，与溶液的浓度、温度无关。若c(H＋)＝c(OH－)，则呈中性，c(H＋)＞c(OH－)呈酸性，反之呈碱性。(2)常考盐溶液的酸碱性①正盐：谁弱谁水解，谁强显谁性。如：CH3COONa显碱性；NH4Cl显酸性。CH3COONH4溶液，CH3COO－和NH水解程度几乎相同，溶液显中性。②酸式盐(含有弱酸根)：看弱酸酸式酸根电离程度和水解程度的相对大小，若电离程度大于水解程度，则显酸性，反之显碱性。如：NaHCO3，NaHS显碱性；NaHSO3显酸性，NH4HCO3显碱性。(3)弱酸(或弱碱)及其盐(1∶1)混合溶液比较弱酸(或弱碱)电离常数Ka(或Kb)与对应盐的弱酸根(或阳离子)水解常数Kh的相对大小，若Ka＞Kh则显酸性，反之显碱性(若Kb＞Kh则显碱性，反之显酸性)。如：1∶1的CH3COOH和CH3COONa混合溶液显酸性；1∶1的NH3·H2O和NH4Cl的混合溶液显碱性；1∶1的HCN和NaCN的混合溶液显碱性。2．水溶液中离子平衡影响因素(1)常考影响水电离程度大小的因素←――――→(2)弱电解质平衡移动的“三个”不一定①稀醋酸加水稀释时,溶液中不一定所有的离子浓度都减小。因为温度不变,Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，故c(OH－)增大。②电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度不一定增大，电离程度也不一定增大。③对于浓的弱电解质溶液加H2O稀释的过程，弱电解质的电离程度逐渐增大，但离子浓度不一定减小，可能先增大后减小。(3)“水解平衡”常见的认识误区①误认为水解平衡向正向移动，离子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中加入少量FeCl3固体，平衡向水解方向移动，但Fe3＋的水解程度减小。②由于加热可促进盐类水解，错误地认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。其实不一定，对于那些水解程度不是很大，水解产物离不开平衡体系的情况[如Al2(SO4)3、NaAlO2、Na2CO3]来说，溶液蒸干后仍得原溶质。③极端化认为水解相互促进即能水解彻底。如CH3COONH4溶液中尽管CH3COO－、NH水解相互促进，但仍然能大量共存，常见水解促进比较彻底而不能大量共存的离子有Al3＋与AlO、CO(或HCO)、S2－(或HS－)、SO(或HSO)等。3．明确“三个”守恒原理(1)电荷守恒：电解质溶液中阴离子所带电荷总数等于阳离子所带电荷总数，根据电荷守恒可准确、快速地解决电解质溶液中许多复杂的离子浓度问题。如(NH4)2CO3与NH4HCO3的混合溶液中一定有：c(NH)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)。(2)物料守恒：物质发生变化前后，有关元素的存在形式不同，但元素的种类和原子数目在变化前后保持不变，根据物料守恒可准确、快速地解决电解质溶液中复杂离子、分子物质的量浓度或物质的量的关系。如：①0.1mol·L－1NaHCO3溶液中一定有c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)＝0.1mol·L－1。②0.1mol·L－1CH3COOH与0.1mol·L－1CH3COONa等体积混合一定有：c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝2c(Na＋)＝0.1mol·L－1。(3)质子守恒：在电离或水解过程中，会发生质子(H＋)转移，但质子转移过程中其数量保持不变。将混合溶液中的电荷守恒式和物料守恒式相联立，通过代数运算消去其中未参与平衡移动的离子，即可推出溶液中的质子守恒式。题组一电解质溶液中的平衡移动1．(2018·北京，11)测定0.1mol·L－1Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。时刻①②③④温度/℃25304025pH9.669.529.379.25实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多。下列说法不正确的是()A．Na2SO3溶液中存在水解平衡：SO＋H2OHSO＋OH－B．④的pH与①不同，是由SO浓度减小造成的C．①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致D．①与④的Kw值相等答案C解析①→③的过程中，pH变小，说明SO水解产生的c(OH－)减小；升高温度，SO的水解平衡正向移动，溶液中SO水解产生的c(OH－)增大，pH应增大，而实际上溶液的pH减小，其主要原因是实验过程中部分SO被空气中的O2氧化生成SO，溶液中c(SO)减小，水解平衡逆向移动，则溶液中c(OH－)减小，pH减小；①→③的过程中，...
