水溶液中的离子平衡教案.doc

1、1水溶液中的离子平衡考点一 弱电解质的电离平衡1、电解质与非电解质（1）电解质：在水溶液中或熔融状态时能够导电的化合物（2）非电解质：在水溶液中和熔融状态都不能导电的化合物注意：（1）单质与混合物既不是电解质也不是非电解质（2）CO 2、NH 3 等溶于水得到的水溶液能导电，但它们不是电解质，因为导电不是其自身电离的离子。（3）强电解质不等于易溶于水的化合物（如 BaSO4不溶于水，但溶于水的 BaSO4全部电离，故 BaSO4为强电解质）电解质的强弱与导电性、溶解性无关2强电解质与弱电解质(1)概念(2)与化合物类型的关系强电解质主要是大部分离子化合物及少数共价化合物。弱电解质主要是共价化合

2、物。(3)强弱电解质的区分依据不是看该物质溶解度的大小,也不是看其水溶液导电能力的强弱 ,而是看溶于水的部分是否完全电离。小结：非电解质：非金属氧化物，大部分有机物 如SO3、 CO2、C 6H12O6、CCl 4、CH 2=CH23.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2(3)外界条件对电离平衡的影响内因：弱电解质本身的性质。外因：a温度：升高温度，电离平衡向电离方向移动，电离程度增大，原因是电离过程吸热。b浓度：加水稀释，使弱电解质的浓度减小，电离平衡向电离的方向移

3、动，电离程度增大。c同离子效应：例如向 CH3COOH 溶液中加入 CH3COONa 固体，溶液中 c(CH3COO )增大，CH 3COOH 的电离平衡向左( 填“ 左”或“右”)移动，电离程度减小，c(H )减小，pH值增大。(4)电离过程是可逆过程，可直接用化学平 衡移动原理去分析电离平衡。以 0.1 molL1 CH3COOH 溶液为例：CH 3COOH CH3COO H (正向吸热)。实例(稀溶液) CH3COOH H CH 3COO H0改变条件 平衡移动方向 n(H ) c(H ) 导电能力 Ka加水稀释 增大 减小 减弱 不变加入少量冰醋酸 增大 增大 增强 不变加 HCl(g

4、) 增大 增大 增强 不变加 NaOH(s) 减小 减小 增强 不变加入镁粉 减小 减小 增强 不变升高温度 增大 增大 增强 增大练习:1.下列关于电解质电离的叙述中，正确的是( )碳酸钙在水中的溶解度很小，其溶液的导电性很弱，所以碳酸钙是弱电解质碳酸钙在水中的溶解度虽小，但溶解的部分全部电离，所以碳酸钙是强电解质氨气的水溶液导电性很好，所以它是强电解质水难电离，纯水几乎不导电，所以水是弱电解质A B C D2(2012合肥质检)下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的 归类，完全正确的是( )A B C D强电解质 Fe NaCl CaCO3 HNO3弱电解质 CH3COOH NH3 H

5、3PO4 Fe(OH)3来源:学科网非电解质 蔗糖 BaSO4 酒精 H2O3.(2013福建高考8)室温下,对于 0.10 molL-1的氨水,下列判断正确的是 ( )A.与 AlCl3溶液发生反应的离子方程式为 Al3+3OH- Al(OH)3B.加水稀释后,溶液中 c(N )c(OH-)变大H+4C.用 HNO3溶液完全中和后,溶液不显中性D.其溶液的 pH=1334.(2013上海高考11)H 2S 水溶液中存在电离平衡 H2S H+HS-和 HS- H+S2-。若向H2S 溶液中 ( )A.加水,平衡向右移动,溶液中氢离子浓度增大B.通入过量 SO2气体,平衡向左移动,溶液 pH 增

6、大C.滴加新制氯水,平衡向左移动,溶液 pH 减小D.加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化),溶液中所有离子浓度都减小考点二 电离平衡常数1、 电离平衡常数(1)概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中的电离所形成的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的弱电解质分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，用 K 表示。(2)表达式：(3)意义：弱酸碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。电离平衡常数越大，电离程度越大。多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。a:一元弱酸： COH3 HCO3 )COH(3acKb:一元弱碱: N23 4 )(N234b电离平

7、衡常数化是温度函数，温度不变 K 不变。 值越大，该弱电解质较易电离，其对应的弱酸弱碱较强； 值越小，该弱电解质k k越难电离，其对应的弱酸弱碱越弱；即 值大小可判断弱电解质相对强弱。k多元弱酸是分步电离的，一级电离程度较大，产生 ，对二级、三级电离产生抑H制作用。如： 43POH42POH3105.72 826K434 133.思考：如何设计方案验证醋酸是弱电解质？4练习：1、13(2012长春高二检测) 下列关于电离常数(K)的说法中正确的是( )A电离常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱B电离常数(K)与温度无关C不同浓度的同一弱电解质，其电离常数(K)不同来源:Zxxk.ComD多

8、元弱酸各步电离常数相互关系为 K1 K2 K32/取 pH2 盐酸和醋酸各 100ml，分别稀释两倍后，再分别加入 0.03g 锌粉，在相同条件下充分反应，下列叙述正确的是 （ ）A醋酸与锌反应生成的氢气多 B.盐酸和醋酸中生成的氢气一样多C.醋酸与锌反应的速率大 D.盐酸和醋酸与锌反应的速率一样大2(2013山东理综，15)某温度下，相同 pH 值的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，平衡 pH值随溶液体积变化的曲线如右图所示。据图判断正确的是 ( )A为盐酸稀释时的 pH 值变化曲线Bb 点溶液的导电性比 c 点溶液的导电性强Ca 点 Kw 的数值比 c 点 Kw 的数值大Db 点酸的总浓度大于

9、a 点酸的总浓度3(2013大纲全国卷，9)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( )4(2013天津理综，9)醋酸溶液中存在电离平衡 CH3COOH H CH 3COO ，下列叙述不正确的是 ( )A醋酸溶液中离子浓度的关系满足： c(H )c(OH )c(CH 3COO )B0.10 molL1 的 CH3COOH 溶液中加水稀释，溶液中 c(OH )减小CCH 3COOH 溶液中加少量的 CH3COONa 固体，平衡逆向移动D常温下 pH2 的 CH3COOH 溶液与 pH12 的 Na

10、OH 溶液等体积混合后，溶液的 pH BC D 3、下列操作会促进 H2O 的电离，且使溶液 pH7 的是 ( )A将纯水加热到 90 B向水中加少量 NaOH 溶液C向水中加少量 Na2CO3 溶液 D向水中加少量 FeCl3 溶液3求算下列溶液中 H2O 电离的 c(H )和 c(OH )。(1)pH2 的 H2SO4 溶液c(H )_，c(OH )_。(2)pH 10 的 NaOH 溶液 c(H )_，c(OH )_。(3)pH2 的 NH4Cl 溶液 c(H )_。(4)pH10 的 Na2CO3 溶液 c(OH )_。考点四 溶液的酸碱性和 pH 值1溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶

11、液中 c(H )和 c(OH )的相对大小。(1)酸性溶液：c(H )c(OH )，常温下，pH7 。2pH 及其测量(1)计算公式：pHlgc(H )。(2)测量方法pH 试纸法：用镊子夹取一小块试纸放在玻璃片或表面皿上，用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的 pH。6酸碱指示剂法酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱，他们的颜色变化是在一定的 pH 值范围内发生的。我们把指示剂发生颜色变化的 pH 值范围叫做指示剂的变色范围。指示剂 变色的 PH 范围 酸的颜色 碱的颜色甲基橙 3.1 橙色 4.1 红色（PH4.1）石蕊 5.0 紫色 8.0 红

12、色（PH8.0）酚酞 8.2 粉红色 10.0 无色（PH10.0）pH 计测量法。(3)溶液的酸碱性与 pH 的关系室温下：注意：pH 值是溶液酸碱性的量度。常温下， pH=7 溶液呈中性；pH 值减小，溶液的酸性增强；pH 值增大，溶液的碱性增强。pH 值范围在 0-14 之间。pH=0 的溶液并非没有 H+，而是 C(H+)=1mol/L；pH=14的溶液并非没有 OH-，而是 C(OH-)=1mol/L。pH 改变一个单位，C(H +)就改变 10倍，即 pH 每增大一个单位， C(H+)就减小到原来的 1/10；pH 每减小一个单位，C(H+)就增大到原来的 10 倍。当 C(H+)

13、1mol/L 时，pH 值为负数，当 C(OH-)1mol/L 时，pH14。对于 C(H+)或 C(OH-)大于 1mol/L 的溶液，用 pH 值表示反而不方便，所以 pH 值仅适用于C(H+)或 C(OH-)小于等于 1mol/L 的稀溶液。也可用 pOH 来表示溶液的酸碱性，pOH=-lgC(OH -)，因为 C(H+)C(OH-)=10-14，若两边均取负对数，得 pH+pOH=14。可用 pH 试纸来测定溶液的 pH 值。方法：用洁净的干玻璃棒直接蘸取少许待测液，滴在 pH 试纸上（注意不能将 pH 试纸先用水沾湿或用湿的玻璃棒，因为这样做，实际上已将溶液稀释，导致所测定的 pH

14、不准确）将 pH 试纸显示的颜色随即（半分钟内）与标准比色卡对照，确定溶液的 pH 值3有关 PH 值的计算（1）直接求酸或碱的 PH强酸溶液：先求出溶液中的 c(H )再通过 PH=lgc(H )求溶液的 PH。如 HnA，设浓度为 c molL1，c(H )nc molL 1 ，pHlgc(H )lgnc。强碱溶液：先求出溶液中的 c(OH)再通过 c(H )=KW/ c(OH)求溶液中的 c(H )，如 B(OH)n，设浓度为 c molL1 ，c(H ) molL1，pHlgc(H )10 14nc14lgnc。（2）混 合溶液 pH 的计算类型(1)两种强酸或两种强碱混合：。 （体积

15、变化忽略不计）酸 I+酸 II H+ = IIVHn)()(7碱 I+碱 II OH- = IIVOHn)()(（3）酸 I+碱 II完全中和：H + = OH- = 1 70mol/L酸过量： H+= IIVOHn)()(碱过量：OH - = II)()(（4）强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律 1、若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性 pH=7pH1+pH215 则溶液显碱性 pH=pH2-0.3pH1+pH213 则溶液显酸性 pH=pH1+0.32、若混合后显中性pH1+pH2=14 V 酸：V 碱=1：1pH1+pH214 V 酸：V 碱=1：10 14-（pH1+p

16、H2） 溶液酸碱性 pH 计算经验规律（1）两强酸等体积混合 混合后的 pH=小的+0.3(2)两强碱等体积混合 混合后的 pH=大的0.3(3)当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁大谁过剩，溶液呈谁性。（4）酸碱等体积混合pH = 2 某酸与 pH = 12 某碱混合 pH 难定pH = 4 某酸与 pH = 10 NaOH 混合 pH7pH = 4 H2SO4 与 pH = 10 某碱混合 pH70.01mol/L pH = 2 一元酸与 0.1mol/L pH = 12 一元碱混合 pH = 7(5) pH 减小一个单位，H +扩大为原来的 10 倍。PH 增大 2 个单位，

17、H +减为原来的1/100（6）稀释规律：分别加水稀释 m 倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的 1/m , 强酸中 c（H +）变为原来的 1/m ,但弱酸中 c（H +）减小，小于 m 倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。(1)等体积等浓度的一元强酸，一元强碱混合呈中性。(2)等体积等浓度的一元弱酸，一元强碱混合呈碱性。(3)强酸、强碱等体积混合pH 之和等于 14 呈中性； pH 之和小于 14 呈酸性； pH 之和大于 14 呈碱性。(4)pH 之和等于 14 时一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性；一元弱酸和一元强碱等体积混合呈酸性。练习：1.在 25时，pH 值等于 5 的盐酸溶液稀释到

18、原来的 10 倍，pH 值等于多少？稀释到81000 倍后， pH 值等于多少？2.在 25时，pH 值等于 9 的强碱溶液稀释到原来的 10 倍，pH 值等于多少？稀释到 1000倍后， pH 值等于多少？3.在 25时，pH 值等于 1 的盐酸溶液 1L 和 pH 值等于 4 的硫酸溶液 1000L 混合 pH 值等于多少？4.在 25时，pH 值等于 9 和 pH 值等于 11 的两种氢氧化钠溶液等体积混合 pH 值等于多少？5. 在 25 时，100mlO.6mol/L 的盐酸与等体积 0.4mol/L 的氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH 值等于多少？6、室温下，由水电离产生的 c(OH

19、 )=10-11mol/L 的溶液中，一定大量共存的离子组（ ）ANa + 、 NH4+ 、 Cl- 、SO 42- B. S2- 、 CH3COO- 、Na + 、Cs +C. K+ 、 Na+ 、 CO32- 、NO 3- D. K+ 、 Na+ 、 NO3- 、SO 42-7、 （上海高考）水的电离过程为 H2O H OH ，在不同温度下其平衡常数为 K(25)1.010 14 ，K(35)2.1 1014 。则下列叙述正确的是A.c(H )随着温度的升高而降低 B.在 35时，c(H )c (OH )C.水的电离度 (25)(35) D.水的电离是吸热的8、(2012新课标全国卷11)

20、已知温度 T 时水的离子积常数为 KW,该温度下,将浓度为 a molL-1的一元酸 HA 与 b molL-1的一元碱 BOH 等体积混合,可判定该溶液呈中性的依据是 ( )A.a=b B.混合溶液的 pH=7C.混合溶液中,c(H +)= molL-1 D.混合溶液中,c(H +)+c(B+)=c(OH-)+c(A-)W9、(2012浙江高考12)下列说法正确的是 ( )A.常温下,将 pH=3 的醋酸溶液稀释到原体积的 10 倍后,溶液的 pH=4B.为确定某酸 H2A 是强酸还是弱酸,可测 NaHA 溶液的 pH。若 pH7,则 H2A 是弱酸;若 pH=考点五 酸碱中和滴定1实验原理

21、利用酸碱中和反应，用已知浓度酸(或碱) 来测定未知浓度的碱 (或酸)的实验方法。以标准盐酸溶液滴定待测的 NaOH 溶液，待测的 NaOH 溶液的物质的量浓度为 c(NaOH)。酸碱中和滴定的关键：cHClVHClVNaOH(1)准确测定标准液的体积。(2)准确判断滴定终点。92实验用品(1)仪器酸式滴定管如图(A)、碱式滴定管如图(B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。(2)试剂标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。(3)滴定管的使用酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管，因为酸和氧化性物质易腐蚀橡胶管。碱性的试剂一般用碱式滴定管，因为碱性物质易腐蚀玻璃，致使活塞无法打开。3实验操作实验操作(以标准盐酸滴定

22、待测 NaOH 溶液为例)( 1)滴定前的准备滴定管：查漏洗涤润洗装液调液面记录。锥形瓶：注碱液记读数加指示剂。(2)滴定(3)终点判断等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。(4)数据处理按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据 c(NaOH)计算。cHClVHClVNaOH4常用酸碱指示剂及变色范围指示剂 变色范围的 pH石蕊 8.0 蓝色甲基橙 4.4 黄色酚酞 10.0 红色5中和滴定的误差分析(1)原理10依据原理 c(标准)V( 标准) c(待测)V(待测)，所以 c(待测) ，因 c(标c标 准 V标 准

23、 V待 测 准)与 V(待测)已确定，因此只要分析出不正确操作引起 V(标准) 的变化，即分析出结果。(2)常见误差以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂) 为例，常见的因操作不正确而引起的误差步骤 操作 V(标准 ) c(待测)酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高碱式滴定管未用待测溶液润洗 变小 偏低锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高洗涤锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 变小 偏低酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 变大 偏高振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高滴定溶液颜色较浅时滴入酸液过快

24、，停止滴定后反加一滴 NaOH 溶液无变化变大 偏高酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) 变小 偏低读数酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) 变大 偏高指示剂选择的基本原则变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。(1)不能用石蕊作指示剂。(2)滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用 NaOH 溶液滴定醋酸。(3)滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。(4)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。(5)并不是所有的滴定都须使用指示剂，如用标准的 Na2SO3 滴定 KMnO4 溶液时， KMnO4 颜色褪去时即

25、为滴定终点。练习：1下列叙述，仪器“0”刻度位置正确的是( )A在量筒的上端 B在滴定管的上端C在托盘天平标尺的正中 D在托盘天平标尺的右端2、(2009四川理综，26)过氧化氢是重要的氧化剂、还原剂，它的水溶液又称为双氧水，常用作消毒、杀菌、漂白等。某化学兴趣小组取一定量的过氧化氢溶液，准确测定了过氧化氢的含量，并探究了过氧化氢的性质。测定过氧化氢的含量请填写下列空白：(1)移取 10.00 mL 密度为 gmL1 的过氧化氢溶液至 250 mL_(填仪器名称)中，加11水稀释至刻度，摇匀。移取稀释后的过氧化氢溶液 25.00 mL 至锥形瓶中，加入稀硫酸酸化，用蒸馏水稀释，作被测试样。(2

26、)用高锰酸钾标准溶液滴定被测试样，其反应的离子方程式如下，请将相关物质的化学计量数及化学式填写在方框里。MnO4 H2O2 H = Mn2 H2O(3)滴定时，将高锰酸钾标准溶液注入_( 填“ 酸式”或“碱式”)滴定管中。滴定到达终点的现象是_。(4)重复滴定三次，平均耗用 c molL1 KMnO4 标准溶液 V mL，则原过氧化氢溶液中过氧化氢的质量分数为_。(5)若滴定前滴定管尖嘴中有气泡，滴定后气泡消失，则测定结果_( 填“偏高”或“偏低”或“不变”) 。考点六 盐类水解及其规律1定义在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的 H 或 OH 结合 生成弱电解质的反应。酸 + 碱 盐 + 水

27、2实质盐电离 破坏了水的电离平衡水的电离程度增弱 酸 的 阴 离 子 结 合 H弱 碱 的 阳 离 子 结 合 OH 大c(H )c(OH )溶液呈碱性、酸性或中性。3特点4规律有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。盐的类型 实例 是否水解 水解的离子 溶液的酸碱性 溶液的pH强酸强碱盐 NaCl、KNO 3 否 中性 pH7强酸弱碱盐 NH4Cl、 Cu(NO3)2 是 NH4+、Cu 2 酸性 pH75表示方法水解离子方程式(1)一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“ ”表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“”和“”表示水解产物。如 Cu2 2H 2O Cu(

28、OH)22H ；NH4+H 2O NH3H2OH 。(2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。如 Na2CO3 水解反应的中和水解12离子方程式为 CO32H 2O HCO3OH 、HCO 3H 2O H2CO3OH 。(3)多元弱碱阳离子的水解简化成一步完成，如 FeCl3 溶液中：Fe3 3H 2O Fe(OH)33H 。(4)水解分别是酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大，书写时要用“=”、 “”、 “”等，如 NaHCO3 与 AlCl3 混合溶液的反应离子方程式 ：Al 3 3HCO 3=Al(OH)33CO 2。盐类水解的规律及拓展应用(1)“谁弱谁水解，

29、越弱越水解 ”。如酸性：HCNCH3COONa。(2)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。如 NaHSO4 在水溶液中：NaHSO4=Na HSO 。24(3)弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。如 NaHCO3 溶液中：HCO3 H CO 32 (次要)，HCO 3H 2O H2CO3OH (主要)。若电离程度大于水解程度，溶液显酸性如 NaHSO3 溶液中：HSO 3H SO 32- (主要) ，HSO 3H 2O H2SO3OH (次要)。(4)相同条件下的水解程度：正盐相应酸式盐，如 CO32 HCO3。(5

30、)相互促进水解的盐 单独水解的盐 水解相互抑制的盐。如 NH4+的水解：(NH 4)2CO3(NH4)2SO4(NH4)2Fe(SO4)2。练习：1.下列各物质常温下发生水解，对应的离子方程式正确的是 ( )ANa 2CO3：CO 2H 2O H2OCO 22OH BNH 4Cl：NH H 2O NH3H2OO23 4HCCuSO 4：Cu 2 2H 2O Cu(OH)22H DNaF：F H 2O=HFOH 2.在溶液中，不能发生水解的离子是（ ）A、ClO - B、CO 32- C、Fe 3+ D、SO 42-3、下列盐的水溶液中，哪些呈酸性（ ） 哪些呈碱性（ ）(1) FeCl3 (2

31、) NaClO (3) (NH4)2SO4 (4) AgNO3 (5)Na2S (6)K2SO44.（2012海南高考11）25 时,a molL 一元酸 HA 与 b molL-1NaOH 等体积混合后,pH 为 7,则下列关系一定正确的是 ( )A.a=b B.ab C.c(A-)=c(Na+) D.c(A-)HYHZ配制或贮存易水解的盐溶液配制 CuSO4 溶液时，加入少量 H2SO4，防止 Cu2 水解，配制FeCl3 溶液，加入少量盐酸胶体的制取 制取 Fe(OH)3 胶体的离子反应：Fe33H 2OFe(OH)3(胶体)3H = = = = = 物质的提纯 除去 MgCl2 溶液中

32、的 Fe3，可加入 MgO、镁粉、Mg(OH) 2或 MgCO3泡沫灭火器原理 成分为 NaHCO3 与 Al2(SO4)3，发生反应为 Al3 3HCO 3=Al(OH)3 3CO2作净水剂 明矾可作净水剂，原理为 Al3 3H 2O Al(OH)3(胶体)3H 化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混用注意：电解质溶液中的守恒定律（溶液中微粒浓度的大小比较）141、电荷守恒规律电解质溶液中，不论存在多少离子，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：Na 2CO3 溶液中，存在 Na+、H +、HCO 3-、CO 32-、OH -，存在如下关系:c（ Na+ ）

33、+c(H+ )c(HCO 3- )c(OH - )2c （ CO32- ）2、物料守恒规律电解质溶液中，由于某些离子能够水解，但某些关键性原子总是守恒的，如 K2S 溶液中 S2-、HS-都能水解，故 S 元素以 S2-、HS -、H 2S 三种形式存在，S 2-、HS -、H 2S 三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K+)=2c(S 2-)+2c(HS-)+2c(H2S)3、质子守恒规律质子守恒规律：指溶液中酸碱反应的结果，得质子后的产物、得到质子的物质的量应该与失质子后的产物、失去质子的物质的量相等。如：Na 2CO3 溶液中的质子守恒关系为:c(H+ ) + c(HCO3- )

34、2c（ H2CO3）= c(OH- )或 c(H+ ) = c(OH- )c(HCO 3- )2c（H 2CO3）练习：1.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（ ）ANa CH 3COO CH 3COOH BH CH 3COO OH CNa CH 3COO OH H DCH 3COO Na H OH 2.(2013安徽高考13)已知 NaHSO3溶液显酸性,溶液中存在以下平衡:HS +H2O H2SO3+OH- HS H+S O3 O3 O23向 0.1 molL-1的 NaHSO3溶液中分别加入以下物质,下列有关

35、说法正确的是 ( )A.加入少量金属 Na,平衡左移,平衡右移,溶液中 c(HS )增大O3B.加入少量 Na2SO3固体,则 c(H+)+c(Na+)=c(HS )+c(OH-)+ c(S )O3 12 O23C.加入少量 NaOH 溶液, 、 的值均增大c(23)(3) c()(+)D.加入氨水至中性,则 2c(Na+)=c(S )c(H+)=c(OH-)O233.(2013福建高考8)室温下,对于 0.10 molL-1的氨水,下列判断正确的是 ( )A.与 AlCl3溶液发生反应的离子方程式为 Al3+3OH- Al(OH)3B.加水稀释后,溶液中 c(N )c(OH-)变大H+4C.

36、用 HNO3溶液完全中和后,溶液不显中性 D.其溶液的 pH=134.(2013天津高考5)下列有关电解质溶液的说法正确的是 ( )来源:学.科.网A.在蒸馏水中滴加浓 H2SO4,KW不变 B.CaCO 3难溶于稀硫酸,也难溶于醋酸C.在 Na2S 稀溶液中,c(H +)=c(OH-)-2c(H2S)-c(HS-)D.NaCl 溶液和 CH3COONH4溶液均显中性,两溶液中水的电离程度相同5.(双选)(2013海南高考8)0.1 molL-1HF 溶液的 pH=2,则该溶液中有关浓度关系式不正确的是 ( )A.c(H+)c(F-) B.c(H+)c(HF) C.c(OH-)c(HF) D.

37、c(HF)c(F-)考点十 沉淀溶解平衡及应用151沉淀溶解平衡(1)沉淀溶解平衡的概念: 在一定温度下，当难溶强电解质溶于水形成饱和溶液时,溶解速率和生成沉淀速率相等的状态。(2)溶解平衡的建立固体溶质 溶液中的溶质v 溶解v 沉淀，固体溶解v 溶解v 沉淀，溶解平衡v 溶解0 为例外界条件 移动方向 平衡后c(Ag) 平衡后c(Cl) Ksp升高温度 正向 增大 增大 增大加水稀释 正向 减小 减小 不变加入少量AgNO3 逆向 增大 减小 不变通入 HCl 逆向来源:Z#xx#k.Com 减小 增大 不变通入 H2S 正向 减小 增大 不变(5)电解质在水中的溶解度20 时，电解质在水中

38、的溶解度与溶解性存在如下关系：2沉淀溶解平衡的应用(1)沉淀的生成调节 pH 法如除去 NH4Cl 溶液中的 FeCl3 杂质，可加入氨水调节 pH 至 78，离子方程式为Fe3 3NH 3H2O=Fe(OH)33 NH 4+。沉淀剂法如用 H2S 沉淀 Cu2 ，离子方程式为 H2SCu 2 =CuS2H 。(2)沉淀的溶解酸溶解法16如 CaCO3 溶于盐酸，离子方程式为 CaCO32H =Ca2 H 2OCO2。盐溶液溶解法如 Mg(OH)2 溶于 NH4Cl 溶液，离子方程式为 Mg(OH)22NH 4+=Mg2 2NH 3H2O。氧化还原溶解法如不溶于盐酸的硫化物 Ag2S 溶于稀

39、HNO3。配位溶解法如 AgCl 溶于氨水，离子方程式为 AgCl2NH 3H2O=Ag(NH3)2 Cl 2H 2O。(3)沉淀的转化实质：沉淀溶解平衡的移动(沉淀的溶解度差别越大，越容易转化) 。应用：锅炉除垢、矿物转化等。考 点十一 溶度积常数及应用1溶度积和离子积以 AmBn(s) mAn (aq)nB m (aq)为例：溶度积 离子积概念 沉淀溶解的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积符号 Ksp Qc表达式Ksp(AmBn)cm(A n )cn(Bm )，式中的浓度都是平衡浓度Qc= cm(An )cn(Bm )，式中的浓度是任意浓度应用判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解来源:学#

40、科#网 Z#X#X#KQcKsp：溶液过饱和，有沉淀析出QcKsp ：溶液饱和，处于平衡状态QcKsp：溶液未饱和，无沉淀析出2.Ksp 的影响因素(1)内因：难溶物质本身的性质，这是主要决定因素。(2)外因浓度：加水稀释，平衡向溶解方向移动，但 Ksp 不变。温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解方向移动，Ksp增大。其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或更难电离物质或气体的离子时，平衡向溶解方向移动，但 K sp 不变。(1)溶解平衡一般是吸热的，温度升高平衡右移，Ksp 增大，但 Ca(OH)2 相反。(2)对于溶解平衡：AmBn(s) mAn(

41、aq) nBm(aq)，Kspcm(An)cn(Bm )，对于相同类型的物质，Ksp 的大小，反映了难溶电解质在溶液中溶解能力的大小，也反映了该物质在溶液中沉淀的难易。与平衡常数一样，Ksp 与温度有关。不过温度改变不大时，Ksp 变化也不大，常温下的计算可不考虑温度的影响。练习：1.(2013北京高考10)实验:0.1 molL-1AgNO3溶液和 0.1 molL-1NaCl 溶液等体积混合得到浊液 a,过滤得到滤液 b 和白色沉淀 c ; 向滤液 b 中滴加 0.1 molL-171KI 溶液,出现浑浊; 向沉淀 c 中滴加 0.1 molL-1KI 溶液,沉淀变为黄色。下列分析不正确的

42、是 ( )A.浊液 a 中存在沉淀溶解平衡:AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq) B.滤液 b 中不含有 Ag+C.中颜色变化说明 AgCl 转化为 AgI D.实验可以证明 AgI 比 AgCl 更难溶2.(2013新课标全国卷13)室温时,M(OH) 2(s) M2+(aq)+2OH-(aq) K sp=a,c(M2+)=bmolL-1时,溶液的 pH 等于 ( )A. lg( ) B. lg( ) C.14+ lg( ) D.14+ lg( )12 b 12 a 12 a 12 b3.(2013新课标全国卷)已知 Ksp(AgCl)=1.5610-10,Ksp(AgBr)=7.

43、710-13,Ksp(Ag2CrO4)=9.010-12。某溶液中含有 Cl-、Br -和 Cr ,浓度均为 0.010 molL-1,向该溶液中逐滴O24加入 0.010 molL-1的 AgNO3溶液时,三种阴离子产生沉淀的先后顺序为( )A.Cl-、Br -、Cr B.Cr 、Br -、Cl - C.Br-、Cl -、Cr D.Br-O24 O24 O24、Cr 、Cl -O244.（2011广东高考11）对于 0.1molL-1 Na2SO3溶液，正确的是（ ）A.升高温度，溶液的 pH 降低 B.c（Na ）=2c（SO 32 ）+ c（HSO 3 ）+ c（H 2SO3）C.c（Na ）+c（H ）=2 c（SO 32 ）+ 2c（HSO 3 ）+ c（OH ）D.加入少量 NaOH 固体，c（SO 32 ）与 c（Na ）均增大5 （2011海南高考15）氯气在 295K、100kPa 时，在 1L 水中可溶解 0.09mol，实验测得溶于水的 Cl2约有三分之一与水反应。请回答下列问题：（1）该反应的离子方程式为_；（2）估算该反应的平衡常数_（列式计算） ；（3）在上述平衡体系中加入少量 NaOH 固体，平衡将向_移动；（4）如果增大氯气的压强，氯气在水中的溶解度将_（填“增大” “减小”或“不变” ），平衡将向_移动。