1、水溶液中的离子平衡归纳总结提高 规律的理解和运用：一、强、弱电解质与结构的关系强电解质：水溶液中完全电离，绝大多数为离子化合物和强极性共价化合物，如，强酸、强碱、绝大多数盐；如果不在熔融状态下，在水溶液中导电性不一定强，因为可能是稀溶液或难溶强电解质。弱电解质：水溶液中不完全电离，绝大多数为含极性键的共价化合物，如，弱酸、弱碱、水。不要把溶解平衡当成电离平衡；弱电解质在很稀时电离程度也很大；导电性不一定比强电解质差。二、弱电解质的电离平衡1、在一定条件下（主要是温度，因为在水溶液中压强不怎么影响平衡） ，当电解质分子电离成离子（离子化）的速率与和离子重新结合生成分子（分子化）的速率相等时，电离
2、过程就达到了平衡状态。2、电离平衡的特征“动”动态平衡； “等”V 分子化 =V 离子化 ； “定”弱电解质的电离程度保持一定，溶液中各种粒子的浓度保持一定； “变”外界条件发生变化，电离平衡也要发生移动。3影响电离平衡的因素对弱电解质溶液的稀释过程中，弱电解质的电离程度增大，溶液中离子数目增多，溶液中离子浓度变小。这里有相反的两个过程， n(B)()aqVBnC随着稀释稍稍增大一点，V(aq)却随着稀释显著增大；分母增大的倍数大，所以C(B)还是减小。电离均为吸热过程，升高温度，电离程度增大，离了数目增多，离子浓度增大。K 也增大。三、水的电离和溶液的 PH1、水的离子积 Kw只与温度有关，
3、25时：K w= c（H ）c（OH ）=1107 1107 =11014 。2、影响水的电离的因素加入酸或碱，抑制水的电离，K w 不变；加入某些能水解盐，促进水的电离，K w 不变；加入金属钠也促进水的电离。升高温度，促进水的电离，水的离子积增大，有些资料认为：在 100时，KW=11012 。3、溶液的酸碱性分析：中性 c（H ）=c（OH ） ，酸性 c（H ）c（OH ） ，碱性 c（H ）c（OH ） 。4、溶液的 pH化学上常用 c（H ）的负常用对数表示溶液酸碱性的强弱：pH=lgc（H- ） 范围在 014四、盐类的水解1.离子浓度大小问题:在 CH3COONa 溶液中存在着
4、下列电离及水解过程:粗略认为弱酸、弱碱电离1%，水解 1.CH3COONa = CH3COO- + Na+H2O H+ + OH-CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-离子浓度大小顺序是:c(Na +)c(CH3COO-)c(OH-)c(H+)。如果只有四种离子排序口诀：阳阴阴阳或阴阳阳阴。2.物料守恒(质量守恒) 问题: CH3COONa 的浓度为 0.1mol/L ,达到水解平衡后 c(CH3COO-)+c(CH3COOH) C(Na +)= 0.1mol/L3. 电荷守恒。溶液是呈电中性的,因此溶液中的负电荷总浓度和正电荷总浓度应该相等,这就是溶液中的电荷守恒。CH3CO
5、ONa 溶液有:c(Na +)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-) 遇到二价离子2，三价离子3.4.质子守恒：用电荷守恒物料守恒质子守恒。C(H+)=C(OH-)-C(CH3COOH)五、影响水解的因素(条件)1.水解反应的特点:(1).水解反应是可逆反应（其逆反应是有弱酸或弱碱参加的中和反应）,因此存在着水解平衡。例如 CH3COONa 水解的化学方程式为: CH3COONa+H2O CH3COOH+NaOH由此可知 CH3COONa 水解反应的逆反应是 CH3COOH 和 NaOH 的中和反应,由于中和反应进行程度是比较高的,因此水解反应进行的程度是很微弱的，双水解比单一水解程
6、度大些，只要双水解产物中有沉淀，则水解进行完全，写等号,不可逆。 (2).水解反应是吸热反应。因为中和反应是放热反应,所以水解反应是吸热的。2.促进盐类水解的方法:以 CH3COO-+H2O CH3COOH+OH- 为例(1).加热:加热可使平衡向吸热反应方向移动,因此加热能促进水解反应的发生。(2).加酸:加酸或酸性物质能中和水解产生的 OH-,使 OH-浓度减小,平衡正向移动。(3).加入能消耗 OH-的盐:如加入含有 NH4+、Al 3+、 Fe3+等能结合 OH-的盐也能促进水解反应的发生(实际上除 NH4+外，其它就是协同双水解反应)。(4).加水稀释 :加水使溶液体积增大 ,平衡向
7、微粒数增多的方向移动即正向移动(水溶液中的化学平衡不考虑水分子)。但是水解产生的酸性或碱性还是减弱。3.抑制盐类水解的方法:以 NH4+H2O NH3H2O+H+ 为例(1).降温:降低温度可使平衡向放热反应方向移动,因此降温能抑制水反应。(2).加酸:加酸或酸性物质,使溶液中 H 浓度增大,平衡逆向移动。六一般规律:1.强酸溶液每稀释 10 倍,溶液的 PH 值增大 1 个单位,强碱溶液每稀释 10 倍,溶液的 PH 值减小 1 个单位。2.弱酸溶液每稀释 10 倍,溶液的 PH 值增大不到 1 个单位,弱碱溶液每稀释 10 倍,溶液的 PH 值减小不到 1 个单位。3.使酸溶液 PH 值增
8、大 1 个单位,强酸溶液只需要稀释 10 倍,弱酸溶液必须稀释10 倍以上。4.使碱溶液 PH 值减小 1 个单位,强碱溶液只需要稀释 10 倍,弱碱溶液必须稀释10 倍以上。5.酸越强对应离子的水解程度就越弱;酸越弱对应离子的水解程度就越强。6.碱越强对应离子的水解程度就越弱;碱越弱对应离子的水解程度就越强。7.浓度相同时,CH 3COOH 的电离程度大于 CH3COO-的水解程度。8.相同条件下氨水的电离度和醋酸的电离程度相等,氨水和醋酸是强弱相当的弱碱和弱酸,因此浓度相同时 NH3H2O 的电离程度大于 NH4+的水解程度。醋酸铵溶液呈中性。9.若醋酸或氨水的浓度大于对应离子的浓度,他们
9、的电离更大于水解。10.若是比醋酸和氨水较强的酸和碱,在浓度相同时,电解质的电离程度比对应离子的水解程度更大。七难溶电解质溶解平衡1、概念：在一定条件下（就是一定温度下），难溶电解质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。 （也叫沉淀溶解平衡）2、表达式：如： AgCl (s) Cl （aq）Ag （aq）3、特征：饱、等、动、定、变4、影响溶解平衡的因素：（1）内因：电解质本身的性质、绝对不溶的电解质是没有的。、同是难溶电解质，溶解度差 别也很大。 （从难溶电解质可以生成更难溶的电解质）、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。（2）外
10、因：浓度：加水，平衡向溶解方向移动。加入能减少某一离子浓度的物质，平衡右移，直至溶解。如 AgCl (s) Cl （aq）Ag （aq）中滴加氨水，可以生成Ag(NH3)2+,降低 Ag （aq）浓度，沉淀溶解。生成银氨溶液。温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。反常的有 Ca(OH)2,随温度升高，溶解度减小。5、溶度积（平衡常数）K sp对于沉淀溶解平衡：（平衡时）MmAn (s) mMn （aq） nAm（aq）Ksp c (Mn ) mc(Am )n在一定温度下，K sp 是一个常数，称为溶度积常数，不随离子浓度的改变而改变；只随温度改变而改变。 简称溶度积。若任意时刻有：Qc 叫离子积
11、。Qc c (Mn ) mc(Am )n则有：Qc Ksp 过饱和，析出沉淀，降低浓度，趋向平衡。Qc Ksp 饱和，平衡状态。仍然是 动态平衡。Qc B. C. = D. = 【分析解答】：溶于水，溶质都是 NaOH，且物质的量都为 0.02moL,且二者与水反应时消耗的水的物质的量相同。故反应后溶液体积相同，故=；中 CO32-水解，溶液中出现了 OH-、HCO 3-，故溶液中阴离子浓 度稍大于；故 C正确。例 2、常温下，将 0.1 molL-1氢氧化钠溶液与 0.06 molL-1硫酸溶液等体积混合，该混合溶液的 pH 等于A1.7 B2.0 C12.0 D12.4【规范解答】：设两溶
12、液的体积均为 1L，OH 离子的物质的量为 0.1 molL-11L=0.1 mol，因 H+离子的浓度是硫酸浓度的 2 倍，即 0.06 molL-12=0.12molL-1，故 H+离子的物质的量为 0.12 molL-11L=0.12mol，H +离子的物质的量大于 OH离子的物质的量，混合后，溶液呈酸性；混合反应后剩余 H+离子的物质的量浓度为（0.12mol0.1 mol）（1L+1L）=0.01molL -1，溶液的 pH=lg(H +)=2。例 3、下列液体均处于 25，有关叙述正确的是A某物质的溶液 pH c(CH3COO )【规范解答】：某些强酸的酸式盐 pH7，如 NaHS
13、O4，故 A 项错误；pH=4.5， c(H+)=10-4.5 molL-1，pH=6.5，其 c(H+)=10-6.5 molL-1，故 B 项正确；同浓度的 CaCl2溶液的 c(Cl-)是 NaCl 溶液的 c(Cl-)的两倍，它们对 AgCl沉淀溶解平衡的抑制程度不同，故 C 项错误；混合溶液显酸性，则 c(H+)c(OH-)，根据电荷守恒， c(CH3COO-)c(Na+)，故 D 项错误。例 4、相同体积、相同 pH 的某一元强酸溶液和某一元中强酸溶液分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积（V）随时间（t）变化的示意图正确的是【规范解答】：相同体积、相同 pH 的一元强酸和中强
14、酸，中强酸的物质的量浓度大于强酸的物质的量浓度，故与足量的锌粒反应中强酸产生的氢气多；初始时二者的 C（H +)相同，反应一旦开始，中强酸还会电离出新的C（H +)，即随后中强酸电离出的 C（H +)大于强酸，故中强酸与锌粒的反应速率大于强酸的。结合题中图像 C 选项正确。例 5. 难溶电解质 Mg (OH)2的 Ksp = 1.210-11 mol3L-3。在 c(Mg2+)= 0.12molL-1的溶液中，要生成 Mg (OH)2沉淀，溶液 pH 至少应控制在多少？【规范解答】：c(OH ) =（ )c(MgKsp） 1/2 = （1.210 -11/0.12） 1/2 = 1.010-5
15、molL-1c(H +) = 1.010-14/1.010-5 = 1.010-9 （molL -1）故 pH=9 即溶液的 pH 至少应控制在 9 以上。例 6. 在氯化银饱和溶液中,尚有氯化银固体存在，当分别向溶液中加入下列物质时，将有何种变化？加入物质平衡移动方向AgCl 溶解度溶液中C(Ag+)溶液中C(Cl )发生变化的原因0.1molL1 HCl0.1molL1 AgNO3KNO3(s)0.1molL1 NH3H2OH2O【规范解答】：AgCl（s） Ag+(aq) + Cl-(aq)加入物质平衡移动方向AgCl 溶解度溶液中C(Ag+)溶液中C(Cl )发生变化的原因0.1mol
16、L1 HCl 向左 减小 减小 增大 同离子效应0.1molL1 AgNO3 向左 减小 增大 减小 同离子效应KNO3(s) 向右 增大 增大 增大 盐效应0.1molL1 NH3H2O 向右 增大 减小 增大 形成配合物H2O 向右 不变 不变 不变 稀释作用例 7、医院中进行钡餐透视时，用 BaSO4做内服造影剂，为什么不用 BaCO3做内服造影剂？信息：Ksp(BaSO 4)=1.110-10；Ksp(BaCO 3)=5.110-9 Ba 2+有剧毒；胃酸的酸性很强，pH 约为 0.91.5；【规范解答】： 由于人体内胃酸的酸性较强(pH0.9-1.5)，如果服下 BaCO3,胃酸会与
17、 CO32-反应生成 CO2和水，使 CO32-离子浓度降低，使 Qc c(HS-) c(OH-) c(S2-) c(H+)C.c(HS-)+ c(S2-)+ c(H2S)= 0.1 molL-1 D.c(K+) c(HS-) c(OH-) c(H2S) c(H+)7. 在 25时将 pH11 的 NaOH 溶液与 pH3 的 CH3COOH 溶液等体积混合后，下列关系式中正确的是（ ）Ac (Na +)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH) Bc(H +)=c(CH3COO-)+c(OH-) Cc (Na +) c (CH3COO-)c(OH-)c(H+) Dc (CH 3COO-)c
18、(Na+)c(H+)c(OH-)11. 在给定的四种溶液中，加入以下各种离子，各离子能在原溶液中大量共存有A. 滴加石蕊试液显红色的溶液：Fe 3+、NH 4+、Cl -、I -B. pH 值为 1 的溶液：Cu 2+、Na +、Mg 2+、NO 3-C. 水电离出来的 c(H+)=1013 mol/L 的溶液：K +、HCO 3-、Br -、Ba 2+D. 所含溶质为 Na2SO4 的溶液：K +、CO 32-、NO 3-、Al 3+12. 某溶液中只含有 Na+、H +、OH -、A -四种离子，下列说法正确的是（ ）A. 若溶液中 c（A -） c（Na +） ，则溶液一定呈中性B. 溶
19、液中不可能存在：c（Na +） c （A -） c（OH -） c（H +）C. 若 c（OH -） c（H +） ，溶液中不可能存在： c（Na +） c（OH -） c（A -） c（H +）D. 若溶质为 NaA、HA，则一定存在：c（A -） c（Na +） c（ H+） c（OH -）13.要求设计实验证明某种盐的水解是吸热的，有四位学生分别作出如下回答，其中正确的是( )A甲学生：将硝酸铵晶体溶于水，若水温下降，说明硝酸铵水解是吸热的B乙学生：在盐酸中加入相同温度的氨水，若实验过程中混合液温度下降，说明盐类水解是吸热的C丙学生：在醋酸钠溶液中加入醋酸钠晶体，若溶液温度下降，说明盐类
20、水解是吸热D丁学生：在醋酸钠溶液中滴入酚酞试液，加热后若红色加深，说明盐类水解是吸热14. 草酸是二元中强酸，草酸氢钠溶液显酸性。常温下，向 10 mL 0.01 molL-1 NaHC2O4 溶液中滴加 0.01 molL-1 NaOH 溶液，随着 NaOH 溶液体积的增加，溶液中离子浓度关系正确的是（ ）A.V（NaOH）0 时，c (H+)110 -2 molL-1B.V（NaOH ） 10 mL 时，不可能存在 c(Na+)2c(C 2O42-)+c(HC2O4-)C.V（NaOH ） 10 mL 时， c(H+)110 -7 mol/LD.V（NaOH）10 mL 时， c(Na+)c(C 2O42-)c(HC 2O4-)15. 下列操作中，能使电离平衡 H2O H+OH -，向右移动且溶液呈酸性
