专题08 水溶液中的离子平衡-【口袋书】2021年高考化学考前回归教材必背知识手册

这是一份专题08 水溶液中的离子平衡-【口袋书】2021年高考化学考前回归教材必背知识手册，共1页。主要包含了溶液酸碱性及pH，溶液中的平衡，中和滴定及应用，沉淀的溶解平衡，水溶液中陌生图像的分析，平衡分析判断中的常见误区，弱电解质的证明方法实验设计，盐类水解的重要应用等内容，欢迎下载使用。
一、溶液酸碱性及pH
1.根据水电离出的c(H+)和溶液中c(H+)判断溶液的酸碱性
(1)室温下纯水中水电离出的c(H+)=1×10-7 ml·L-1,若某溶液中水电离出的c(H+)1×10-7 ml·L-1,则可判断出该溶液中存在能水解的盐,从而促进了水的电离。
(2)室温下,溶液中的c(H+)>1×10-7 ml·L-1,说明该溶液是酸溶液或酸式盐溶液或水解呈酸性的盐溶液;溶液中的c(H+)7,
弱酸、强碱,混合后溶液pHn(H＋)：c(OH－)＝eq \f(n（OH－）－n（H＋）,V1＋V2)⇒c(H＋)⇒pH
(2)n(OH－)c（OH－）＝c（H＋）
二、溶液中的平衡
1．溶液中的三大平衡
(1)弱电解质的电离平衡：弱电解质电离的过程是可逆的、微弱的，在一定条件下达到电离平衡状态，对于多元弱酸的电离，可认为是分步电离，且以第一步电离为主。如在H2S的水溶液中：H2SHS－＋H＋ ，HS－S2－＋H＋，H2OH＋＋OH－，则离子浓度由大到小的顺序为c(H＋)＞c(HS－) ＞c(S2－)＞c(OH－)。
(2)水的电离平衡：任何条件下，水电离出的c(H＋)＝c(OH－)；常温下，离子积常数KW＝1.0×10－14，酸、碱抑制水的电离，能水解的正盐、活泼金属(如Na)则促进水的电离。
(3)盐类水解平衡：在盐的水溶液中，弱酸根的阴离子或弱碱的阳离子都会发生水解反应，在一定条件下达到水解平衡。在平衡时，一般来说发生水解反应是微弱的。多元弱酸根的阴离子的水解，可认为是分步进行的，且依次减弱，以第一步为主。如在Na2CO3溶液中存在的水解平衡是：COeq \\al(2－,3)＋H2OHCOeq \\al(－,3)＋OH－，HCOeq \\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－，则c(Na＋)＞c(COeq \\al(2－,3))＞c(OH－)＞c(HCOeq \\al(－,3))＞c(H＋)。
2．溶液中的三大守恒
(1)电荷守恒：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NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、OH－，必存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOeq \\al(－,3))＋c(OH－)＋2c(COeq \\al(2－,3))。
(2)物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化，变成其他离子或分子等，但离子或分子中某些特定元素的原子的总数存在确定的比例关系，如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故硫元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。
(3)质子守恒：质子守恒是指电解质溶液中粒子电离出的氢离子(H＋)数等于粒子接受的氢离子(H＋)数加游离的氢离子(H＋)数，即H2O电离出的氢离子和氢氧根离子总数相等。如Na2S水溶液中质子守恒式可表示为：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。质子守恒的关系式也可由电荷守恒与物料守恒推导得到。
3．溶液中的粒子浓度大小
(1)多元弱酸的正盐溶液，根据弱酸根的分步水解分析，以第一步为主。大小关系基本遵循c(不水解离子)＞c(水解离子)＞c(显性离子)，当水解离子外有角标时，顺序提前。例如醋酸钠溶液中，c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)；硫酸铵溶液中，c(NHeq \\al(＋,4))＞c(SOeq \\al(2－,4))＞c(H＋)＞c(OH－)；Na2CO3溶液中，c(Na＋)＞c(COeq \\al(2,3))＞c(OH－)＞c(HCOeq \\al(－,3))。
(2)酸式盐溶液，溶液酸碱性主要取决于酸式盐中酸式酸根离子的电离能力和水解能力哪一个更强。对于电离为主的大小关系遵循：c(自身)＞c(电离产物)＞c(水解产物)，如NaHSO3溶液中：c(Na＋)＞c(HSOeq \\al(－,3))＞c(H＋)＞c(SOeq \\al(2－,3))＞c(OH－)＞c(H2SO3)；对于水解为主的大小关系遵循：c(自身)＞c(水解产物)＞c(电离产物)，如NaHCO3溶液中：c(Na＋)＞c(HCOeq \\al(－,3))＞c(OH－)＞c(H2CO3)＞c(H＋)＞c(COeq \\al(2－,3))。
(3)不同溶液中，同一离子浓度的大小要看溶液中其他离子对同一离子的影响，大小关系遵循：抑制＞无影响＞促进。如在相同的物质的量浓度的下列各溶液中：NH4Cl、CH3COONH4、NH4HSO4，c(NHeq \\al(＋,4))由大到小的顺序是NH4HSO4＞NH4Cl＞CH3COONH4。
(4)混合溶液中，各离子浓度的比较，要综合分析电离因素和水解因素。如等浓度的氨水与氯化铵溶液等体积混合后，溶液以电离为主，显碱性(常见物质中除了氢氰酸和氰化物，都以电离为主)，所以氢氧根离子浓度大于氢离子浓度，再根据首尾一致，铵根离子浓度大于氯离子浓度，即c(NHeq \\al(＋,4))＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。
(5)MCl(强酸弱碱盐)溶液
①电荷守恒：c(M＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)
②物料守恒：c(M＋)＋c(MOH)＝c(Cl－)
③粒子浓度：c(Cl－)>c(M＋)>c(H＋)>c(MOH)>c(OH)
(6)Na2A(强碱弱酸盐)溶液
①电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(A2－)＋c(HA－)＋c(OH－)
②物料守恒：c(Na＋)＝2[c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)]
③粒子浓度：c(Na＋)>c(A2－)>c(OH－)>c(HA－)>c(H2A)>c(H＋)
(7)NaHA(a：水解为主，b：电离为主)
①电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(A2－)＋c(HA－)＋c(OH－)
②物料守恒：c(Na＋)＝c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)
③粒子浓度：eq \b\lc\{(\a\vs4\al\c1(a：c（Na＋）>c（HA－）>c（OH－）>c（H2A）>c（H＋）>c（A2－）,b：c（Na＋）>c（HA－）>c（H＋）>c（A2－）>c（OH－）>c（H2A）))
(8)HA(弱酸)与NaA混合液(同浓度同体积)(a：pH7)
①电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)
②物料守恒：2c(Na＋)＝c(HA)＋c(A－)
③粒子浓度：eq \b\lc\{(\a\vs4\al\c1(a：c（A－）>c（Na＋）>c（HA）>c（H＋）>c（OH－）,b：c（HA）>c（Na＋）>c（A－）>c（OH－）>c（H＋）))
(9)MOH(弱碱)与MCl混合液(同浓度、同体积)
(a：pH>7，b：pHc（Cl－）>c（MOH）>c（OH－）>c（H＋）,b：c（MOH）>c（Cl－）>c（M＋）>c（H＋）>c（OH－）))
4、溶液中的“四大常数”
1)电离平衡常数：
(1)醋酸的电离平衡：CH3COOHH+ +CH3COO-；
氨水的电离平衡：NH3·H2ONH4++OH－
(2) 含义: 弱电解质在一定条件下电离达到平衡时，对一元弱酸或弱碱,溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积,跟溶液中未电离分子的浓度的比值是一个常数,这个常数叫电离平衡常数,简称电离常数。Ka、Kb的大小可以表示弱酸和弱碱的离解程度，K的值越大，则弱酸和弱碱的电离程度越大。
(3)表达式：对于醋酸Ka=c(H+)·c(CH3COO-)/c(CH3COOH)；对于氨水Kb=c(NH4+)·c(OH－)/c(NH3·H2O)
(4)影响因素：只与温度有关，同一弱电解质不同温度时有不同的电离常数。
(5)弱电解质电离常数的两种计算方法。
①由图形起点计算电离常数
例:常温下,向20 mL 0.1 ml·L-1氨水中滴加一定浓度的盐酸,溶液中水电离的氢离子浓度随加入盐酸体积的变化如图所示。
解析:由图中a点可知,常温下0.1 ml·L-1的氨水中c(H+)=1.0×10-11 ml·L-1,c(OH-)==1.0×10-3 ml·L-1,所以Kb==1×10-5。
②由图形交点计算电离常数
例:常温下,向某浓度的草酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液,所得溶液中H2C2O4、HC2O4-、C2O42-三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示:
解析:由图像可知,
pH=1.2时,c(HC2O4-)=c(H2C2O4),则Ka1==10-1.2,
pH=4.2时,c(HC2O4-)=c(C2O42-),Ka2==10-4.2。
注意：①多元弱酸是分步电离的,它的每一步电离都有相应的电离常数,通常用K1、K2、K3等表示。它们的关系是K1>K2>K3,一般都要相差104～105倍，说明多元弱酸的电离以第一步电离为主。②强电解质没有电离常数。
2)水的离子积常数
(1)水的电离平衡H2OH+ + OH－
(2) 含义: 水是一种极弱的电解质，可以发生微弱的电离，在一定温度下，达到电离平衡，水中的c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数。
(3)数学表达式：Kw= c(H+)·c(OH-)，一般不用单位。
(4)影响因素：只与温度有关，25℃时，纯水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7ml/L，则Kw=1×10-14；100℃时，Kw=5.5×10-13。
(5)理解水的离子积要注意三个方面：①水的离子积与温度有关，因水的电离过程吸热，升温有利于水的电离，水的离子积增大。如：100℃时，水的离子积为10-12ml/L。②水的离子积揭示了在任何水溶液中都存在水的电离平衡，都有H+和OH-共存，只是相对含量不同。 ③水的离子积不仅适用于纯水，还适用于酸性溶液或是碱性溶液。且都有C(H+)水=C(OH-)水。如：酸性溶液中：｛C(H+)酸+C(H+)水｝•C(OH-)水=Kw ；碱性溶液中：{C(OH-)碱+C(OH-)水｝•C(H+)水=Kw
3)水解常数
(1)强碱弱酸盐的水解平衡：CH3COO-CH3COOH+OH－；
强酸弱碱盐的水解平衡：NH4++H2ONH3·H2O +H+
(2) 含义: 弱碱阳离子或弱酸阴离子在一定条件下水解达到平衡时，对一元弱酸根或弱碱阳离子,溶液中水解所生成的离子浓度与弱电解质浓度的乘积,跟溶液中未水解的离子浓度的比值是一个常数,这个常数叫水解平衡常数,简称水解常数。水解平衡常数的大小反映盐类水解的水解程度，用Kh表示。
(3)表达式：对于强碱弱酸盐Kh=c(OH－)·c(CH3COOH)/c(CH3COO-)；对于氨水Kh=c(NH3·H2O)·c(H+)/c(NH4+)。
(4)与其它常数的关系：强碱弱酸盐的水解常数与水的离子积和电离平衡常数的关系：
Kh=c(OH－)·c(CH3COOH)/c(CH3COO-)=c(OH－)·c(CH3COOH)·c(H+)/c(CH3COO-)·c(H+)
故有Kh=c(OH－)·c(H+)/[c(CH3COO-)·c(H+)/c(CH3COOH)]=Kw/Ka。
同理可得强酸弱碱盐的水解常数与水的离子积和电离平衡常数的关系：Kh=Kw/Kb。
(5)影响因素：只与温度有关，同一种盐不同温度时有不同的水解常数。
(6)注意：①多元酸或多元碱的盐，每一级水解都有一个水解常数。通常用Kh1、Kh2、Kh3等表示。它们的关系是Kh1>Kh2>Kh3,一般都要相差104～105倍，说明多元酸或多元碱的盐的水解以第一步水解为主。②强酸强碱盐不水解，没有水解常数。
4)溶度积常数
(1) 溶解平衡：MmAnmMn＋(aq)＋nAm－(aq)
(2) 含义: 在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之乘积为一常数。用Ksp表示。
(3)表达式：MmAn的饱和溶液：Ksp＝[c(Mn＋)]m·[c(Am－)]n
(4)影响因素：只与温度有关，同一种盐不同温度时有不同的溶度积常数。一般情况下，温度升高Ksp增大，但对于某些溶解度随温度升高而减小的物质（如：Ca（OH）2等），Ksp随温度的升高而减小。
(5)对难溶电解质的溶解平衡常数的正确的理解，一方面要运用前面的影响化学平衡、电离平衡的因素知识进行牵移和类比以达到强化和内化的目标；另一方面要用溶度积KSP知识来分析沉淀的溶解、生成和沉淀的转化。
5）常数之间的关系
(1)Ka、Kh、KW三者的关系式为Kh＝eq \f(KW,Ka)；Kb、Kh、KW三者的关系式为Kh＝eq \f(KW,Kb)。
(2)对二元酸的Ka1、Ka2与相应酸根离子的Kh1、Kh2的关系式为Ka1·Kh2＝KW，Ka2·Kh1＝KW。
(3)反应CdS(s)＋2H＋(aq)Cd2＋(aq)＋H2S(aq)的平衡常数K，则K＝eq \f(Ksp,Ka1·Ka2)。
(4)反应3Mg(OH)2(s)＋2Fe3＋(aq)2Fe(OH)3(s)＋3Mg2＋(aq)的平衡常数K＝eq \f(c3（Mg2＋）,c2（Fe3＋）)＝eq \f(Keq \\al(3,sp)[Mg（OH）2],Keq \\al(2,sp)[Fe（OH）3])。
三、中和滴定及应用
1.“中和滴定”考点归纳
(1)“考”实验仪器
酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹(带铁架台)、锥形瓶。其中常考的是滴定管，如正确选择滴定管(包括量程)，滴定管的检漏、洗涤和润洗，滴定管的正确读数方法等。
(2)“考”操作步骤
①滴定前的准备：查漏、洗涤、润洗、充液(赶气泡)、调液面、读数；②滴定：移液、滴加指示剂、滴定至终点、读数；③计算。
(3)“考”指示剂的选择
①强酸强碱相互滴定，可选用甲基橙或酚酞；②若反应生成的强酸弱碱盐溶液呈酸性，则选用酸性变色范围的指示剂(甲基橙)，若反应生成强碱弱酸盐，溶液呈碱性，则选用碱性变色范围的指示剂(酚酞)；③石蕊溶液因颜色变化不明显，且变色范围过宽，一般不作指示剂。
(4)“考”误差分析
写出计算式，分析操作对V标的影响，由计算式得出对最终测定结果的影响，切忌死记硬背结论。此外对读数视线问题要学会画图分析。
(5)“考”数据处理
正确“取舍”数据，计算“平均”体积，根据反应式确定标准液与待测液浓度和体积的关系，从而列出公式进行计算。
(6)“考”滴定终点规范描述：当滴入最后一滴×××标准溶液后，溶液由×××色变成×××色，或溶液×××色褪去，且半分钟内不变色。
2、中和滴定
（1）实验仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹(带铁架台)、锥形瓶。其中常考的是滴定管，如正确选择滴定管(包括量程)，滴定管的检漏、洗涤和润洗，滴定管的正确读数方法等。
（2）操作步骤：查漏、洗涤、润洗、充液(赶气泡)、调液面、读数、移液、滴加指示剂、滴定至终点、读数、计算。
（3）指示剂的选择：
①酸碱中和滴定：强酸强碱相互滴定，可选用甲基橙或酚酞；若反应生成的强酸弱碱盐溶液呈酸性，则选用酸性变色范围的指示剂(甲基橙)，若反应生成强碱弱酸盐，溶液呈碱性，则选用碱性变色范围的指示剂(酚酞)；石蕊溶液因颜色变化不明显，且变色范围过宽，一般不作指示剂。
②其他滴定：涉及I2的反应，选淀粉溶液；涉及Fe3＋的反应，选KSCN溶液；涉及MnO4-的反应，不用指示剂。
（4）误差分析：写出计算式，分析操作对V标的影响，由计算式得出对最终测定结果的影响，切忌死记硬背结论，c测＝eq \f(c标,V测)V标eq \b\lc\{(\a\vs4\al\c1(V标偏大，c测偏大,V标偏小，c测偏小))。
（5）数据处理：正确“取舍”数据，计算“平均”体积，根据反应式确定标准液与待测液浓度和体积的关系，从而列出公式进行计算。
3.中和滴定的应用
四、沉淀的溶解平衡
1．沉淀溶解平衡的影响因素
(1)升高温度，沉淀、溶解平衡大部分右移，少部分左移。
(2)加少量水，溶解平衡右移，但离子浓度一般不变。
(3)加沉淀本身，溶解平衡不移动。
(4)加同离子可溶物，抑制溶解，溶解度减小，但Ksp不变。
(5)加反应离子，促进溶解，溶解度增大，但Ksp不变。
2．溶度积(Ksp)反映了电解质在水中的溶解能力，对于阴、阳离子个数比相同的电解质，Ksp的数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强；但对于阴、阳离子个数比不同的电解质，不能直接比较Ksp数值的大小。
3．沉淀、溶解平衡的三种应用
(1)沉淀生成：除去CuCl2溶液中的FeCl3，可调节pH＝3～4，使Fe3＋转化为Fe(OH)3沉淀而除去。
(2)沉淀溶解：向浓的NH4Cl溶液中加入Mg(OH)2，现象为Mg(OH)2逐渐溶解，其反应方程式为2NH4Cl＋Mg(OH)2===MgCl2＋2NH3·H2O。
(3)沉淀转化：向MgCl2溶液中加入少量NaOH溶液，然后再加入FeCl3溶液，现象为先生成白色沉淀，然后灰绿色沉淀又转化为红褐色沉淀。有关离子方程式为Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，3Mg(OH)2(s)＋2Fe3＋2Fe(OH)3(s)＋3Mg2＋。
4．沉淀的生成或溶解的判断：若体系内Qc＝Ksp，体系处于溶解平衡状态；Qc>Ksp，体系内会有沉淀析出；QcKsp者先形成沉淀。
6．沉淀的转化与Ksp大小间的关系：组成形式相同的难溶物质，Ksp较大的沉淀肯定可转化为Ksp较小的沉淀，但当二者Ksp相差不大时，反过来也可转化。
五、水溶液中陌生图像的分析
1.酸、碱、盐溶液反应过程中图像
1）两坐标为对数的直线型分析
(1)常考有关对数示例
①pC：类比pH，即为C离子浓度的负对数，规律是pC越大，C离子浓度越小。
②pK：平衡常数的负对数，规律是pK越大，平衡常数越小，对于一元弱酸(HX)：pKa＝pH－lg eq \f(c（X－）,c（HX）)，lg eq \f(c（X－）,c（HX）)越大，HX的电离程度越大。
③AG＝lg eq \f(c（H＋）,c（OH－）)，氢离子浓度与氢氧根离子浓度比的对数；规律是AG越大，酸性越强，中性时AG＝0。
(2)图像示例
①pOH—pH曲线：
⇒eq \b\lc\{(\a\vs4\al\c1(Q点为中性，,M点为酸性，c（OH－）H2O＝1×10－b ml·L－1,N点为碱性，c（H＋）H2O＝1×10－b ml·L－1))
②常温下，二元弱酸H2Y溶液中滴加NaOH溶液，所得混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示：
⇒eq \b\lc\{(\a\vs4\al\c1(L1代表lg \f(c（HY－）,c（H2Y）)－pH,H2Y的Ka1＝10－2.7，Ka2＝10－4.3,e点：c（H2Y）＝c（Y2－）))
③常温下将KOH溶液滴加到二元弱酸(H2X)溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系图：
eq \b\lc\{(\a\vs4\al\c1(二元弱酸（H2X）一级电离程度远大于二级电离程度。,lg \f(c（X2－）,c（HX－）)或lg \f(c（HX－）,c（H2X）)越大，表示电离程度越大，因而N代表一级电离的曲线，M代表二级电离曲线。,可以根据m点、n点的坐标计算pKa1和pKa2。))
2）粒子的物质的量分数或浓度与pH的关系图像分析
T ℃时，向某浓度的草酸溶液中逐滴加入一定浓度的NaOH溶液，所得溶液中三种微粒H2C2O4、HC2Oeq \\al(－,4)、C2Oeq \\al(2－,4)的物质的量分数(δ)与pH的关系如下图所示：
⇒eq \b\lc\{(\a\vs4\al\c1(HC2Oeq \\al(－,4)的电离程度大于水解程度,Ka1＝10－1.2，Ka2＝10－4.2,pH＝2.7时，\f(c（C2Oeq \\al(2－,4)）·c（H2C2O4）,c2（HC2Oeq \\al(－,4)）)＝10－3))
3）酸、碱、盐溶液反应过程中图像题的解题策略
四看：(1)先看图像的面与线，面要看横坐标和纵坐标的含义，一般情况下，横坐标为pH，线要看各组分浓度随pH的变化趋势。(2)再看图像的点，点要看起点、终点和交点对应的pH，特别要关注交点，交点处微粒浓度相同，可用此特殊关系计算电离平衡常数或水解平衡常数。(3)还要看最高点和最低点对应的pH和各组分存在的pH范围。(4)最后看各条曲线相互重叠程度的大小。
三联系：找出某个pH对应的成分后再联系电离平衡和水解平衡的规律进行判断。
一注意：答题时还要特别注意在图表中没有提供的信息或潜在信息。
2.沉淀、溶解平衡图像分析
1）两坐标为离子浓度的曲线型图像
⇒eq \b\lc\{(\a\vs4\al\c1(Ksp（CaSO4）＝8×10－6,b点的Qc>Ksp，有沉淀析出,d点的Qc