2018高中化学 第三章 水溶液中的离子平衡章末总结导学案 新人教版选修4

第三章 水溶液中的离子平衡

[学习目标定位] 1.正确理解弱电解质的电离平衡及其平衡常数。2.掌握溶液酸碱性规律与pH的计算。3.掌握盐类水解的规律及其应用。4.会比较溶液中粒子浓度的大小。5.会分析沉淀溶解平衡及其应用。

一 弱电解质的电离平衡与电离常数

1.弱电解质的电离平衡

电离平衡也是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是

(1)浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。

(2)温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热过程，升温时平衡向右移动。 (3)同离子效应：如向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。

(4)能反应的物质：如向醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。 2.电离常数(电离平衡常数) 以CH3COOH为例，K＝

－

c3

COO

－

c＋

c，K的大小可以衡量弱电解质电离的难易，K3

只与温度有关。对多元弱酸(以H3PO4为例)而言，它们的电离是分步进行的，电离常数分别为K1、K2、K3，它们的关系是K1?K2?K3，因此多元弱酸的强弱主要由K1的大小决定。 【例1】 下表是几种常见弱酸的电离方程式及电离平衡常数(25 ℃)。

酸 CH3COOH H2CO3 CH3H2CO3HCO3－电离方程式 3＋电离平衡常数K ＋COO＋H －－1.76×10 －5H＋HCO3 H＋CO3 H＋H2PO4 H＋HPO2－4 H＋PO4 ＋3－＋＋－＋2－K1＝4.31×10－7 K2＝5.61×10－11 K1＝7.52×10－3 K2＝6.23×10－8 K3＝2.20×10－13 H3PO4H3PO4 H2PO4－HPO4下列说法正确的是( ) A.温度升高，K减小

2－B.向0.1 mol·LCH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，c(H)/c(CH3COOH)将减小 C.等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)>pH(Na3PO4) D.PO4、HPO4和H2PO4在溶液中能大量共存

解析 选项A，一般情况下，电解质的电离是一个吸热过程，因此温度升高电离程度增大，

3－

2－

－

－1＋

K增大；选项B，在0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，电离平衡向右移动，溶

液中c(CH3COO)增大，K不变，c(H)/c(CH3COOH)＝K/c(CH3COO)，因此c(H)/c(CH3COOH)将减小；选项C，由于HPO4的电离常数pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)；选项D，根据H3PO4的三级电离常数可知能发生如下反应H2PO4＋PO4===2HPO4，因此PO4、HPO4和H2PO4在溶液中不能大量共存。 答案 B

3.电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系

实例 改变条件 加水稀释 加HCl 加NaOH 加CH3COONH4 升高温度 CH3平衡移电离平3－

3－

2－

3－

2－

－

2－

－

－＋－＋

COO＋HΔH>0 －＋NH3·H2平衡移电离平＋4＋OH ΔH>0 －动方向 衡常数 向右 向左 向右 向左 向右 －1c(H) c(OH) 减小 增大 减小 减小 增大 增大 减小 增大 增大 ＋－动方向 衡常数 向右 向右 向左 向左 向右 不变 不变 不变 不变 变大 c(OH－) 减小 减小 增大 减小 增大 －c(H＋) 增大 增大 减小 增大 ＋不变 不变 不变 不变 变大 【例2】 在0.1 mol·LCH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3于该平衡体系下列叙述正确的是( ) A.加入水时，平衡逆向移动

B.加入少量NaOH固体，平衡正向移动

C.加入少量0.1 mol·L盐酸，溶液中c(H)减小 D.加入少量CH3COONa固体，平衡正向移动

－1

＋

3

COO＋H，对解析 根据勒夏特列原理，改变影响平衡的一个条件，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变。A选项中加入水时，c(CH3COO)和c(H)均减小，平衡向其浓度增大的方向(也就是正方向)移动；B选项加入的少量NaOH与H反应，c(H

＋

＋

－

＋

)变小，平衡正向移动；C选项中加入盐酸时c(H)变大，平衡向其减小的方向(也就是逆方

＋

－

＋

向)移动，但最终c(H)比未加盐酸前还要大；D选项加入CH3COONa固体，c(CH3COO)增大，导致平衡逆向移动。 答案 B

二 溶液酸碱性规律与pH计算方法

1.溶液的酸碱性规律

溶液的酸碱性取决于溶液中c(H)和c(OH)的相对大小：

溶液类别 中性溶液 ＋

－

c(H)与c(OH)的关系 c(H＋)＝c(OH－) ＋－室温(25 ℃) 数值 pH c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol·L－1 ＝7 2

酸性溶液 碱性溶液 c(H＋)> c(OH－) c(H＋)< c(OH－) c(H＋)>10－7 mol·L－1 c(H＋)<10－7 mol·L－1 <7 >7 特别提示 常温下，溶液酸碱性判定规律 (1)pH相同的酸(或碱)，酸(或碱)越弱，其物质的量浓度越大。

(2)pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数时，强酸溶液的pH变化大。 【例3】 等浓度的下列稀溶液：①乙酸、②苯酚、③碳酸、④乙醇，它们的pH由小到大排列正确的是( ) A.④②③① C.①②③④

B.③①②④ D.①③②④

解析 乙酸、碳酸和苯酚的酸性依次降低，故pH依次增大。乙醇属于非电解质，pH最大。 答案 D 2.pH的计算方法 (1)基本方法思路

先判断溶液的酸碱性，再计算其pH： ①若溶液为酸性，先求c(H)，再求pH。 ②若溶液为碱性，先求c(OH)，再由c(H)＝(2)稀释后溶液的pH估算

①强酸pH＝a，加水稀释10倍，则pH＝a＋n。 ②弱酸pH＝a，加水稀释10倍，则a⑤酸、碱溶液被无限稀释后，pH只能接近于7。酸不能大于7，碱不能小于7。 (3)强(弱)酸与弱(强)碱混合后溶液的pH判断规律

nnnn－

＋

＋

Kw

－

c求出c(H)，最后求pH。

＋

②

③以上两种混合，若为强酸与强碱，则都呈中性。

【例4】 室温时，下列混合溶液的pH一定小于7的是( ) A.pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合

3

B.pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合 C.pH＝3的醋酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合 D.pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水等体积混合

解析 A、D项中氨水过量，溶液呈碱性；B项中恰好中和，呈中性；C项中醋酸过量，呈酸性。 答案 C

(4)酸碱中和滴定过程中的pH变化

在中和反应中，溶液pH发生很大的变化，在滴定过程中会因pH突变而使指示剂发生颜色变化(滴定曲线如图)。

通过溶液的颜色变化判断反应终点，测出消耗酸(或碱)溶液的体积，根据化学方程式中酸与碱物质的量之比求出未知溶液的浓度。对于一元酸碱，则有：c酸·V酸＝c碱·V碱。

三 三角度解读盐类水解基本规律

1.盐溶液的酸碱性规律 盐的类别 强酸弱碱盐 溶液的酸碱性 呈酸性，pH<7 原因 弱碱阳离子与H2O电离出的OH－水解实质：盐电离出的阴离子、阳离子与H2O电离出的H或OH结合生成弱电解质 ＋－结合，使c(H)>c(OH) ＋－强碱弱酸盐 强酸强碱盐 弱酸的酸式盐 呈碱性，pH>7 弱酸根阴离子与H2O电离出的H＋结合，使c(OH)>c(H) －＋呈中性，pH＝7，H2O的电离平衡不被破坏，不水解 若电离程度>水解程度，c(H)>c(OH)，呈酸性，如NaHSO3、NaHC2O4 若电离程度<水解程度，c(H)

(3)谁弱谁水解——发生水解的是弱碱阳离子或弱酸根阴离子。

(4)谁强显谁性——组成盐的酸根阴离子(碱性阳离子)是强酸根(强碱的阳离子)，则显酸(碱)性。

(5)都弱都水解——弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度较大，少数可以完全水解，称为双水解反应。

4

(6)越弱越水解——组成盐的酸根对应的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”规律。

特别提示 (1)能发生完全双水解反应的离子不能大量共存，反应进行完全，产生沉淀或气体，如2Al＋3S＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑，Fe＋3HCO3===Fe(OH)3↓＋3CO2↑。 (2)相同温度下，Ka(HA)>Ka(HB)，即HA的酸性比HB强，那么相同浓度时B的水解程度比A

－

－

3＋

2－

3＋

－

大。相同浓度的NaA、NaB溶液中：c(A)>c(B)，c(HA)

－－－

碱性弱。

(3)多元弱酸的电离常数Ka1?Ka2?Ka3，由此可以推知弱酸的正盐的碱性比酸式盐强，以Na2CO3和NaHCO3为例：CO3＋H2

－

－

2－

－

3

＋OH，HCO3＋H2

－－

2

CO3＋OH，CO3和HCO3对应的弱

2－

－

－2－－

酸分别是HCO3和H2CO3，HCO3的电离程度比H2CO3小得多，所以CO3的水解程度比HCO3大得多，相同浓度时Na2CO3溶液的碱性强，pH大。

【例5】 相同物质的量浓度的NaCN和NaClO相比，NaCN溶液的pH较大，则下列关于同温、同体积、同浓度的HCN和HClO的说法中正确的是( ) A.酸的强弱：HCN>HClO B.pH：HClO>HCN

C.与NaOH恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClO>HCN D.酸根离子浓度：c(CN)

解析 在相同浓度条件下，酸越弱，对应盐溶液的碱性越强，即pH较大。由pH：NaCN>NaClO，可以确定酸性：HCNHClO，由于是同体积、同浓度的HCN和HClO与NaOH恰好反应，故消耗NaOH的量相同，所以A、B、C均错误；由酸性越强电离程度越大，故c(CN

－

－

－

)

－

答案 D

3.水解离子方程式的书写方法规律

类型 一价阴、阳离子 高价阳离子 高价阴离子 用“↑” 同上，不分步书写 2－要求 ，不标“↓”、CH3COO＋H2NH4＋H2Al＋3H2CO3＋H2HCO3＋H2－23＋＋3－示例 3COOH＋OH＋－ ·H2O＋H 3－3＋3H ＋分步书写或只写第一步 共同水解，但仍用＋OH－ CO3＋OH －弱酸的铵盐 “↑” ，不标“↓”、NH4＋HCO3＋H2＋－3·H2O＋H2CO3 完全的双水解反应 完全水解，用“===”，标Al＋3AlO2＋6H2O===4Al(OH)3↓ 3＋－ 5

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