高三化学第一轮复习 专题九 水溶液中的离子平衡
§1 知识要点
一、弱电解质的电离
1、定义：电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质
混和物
物质 单质 强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 纯净物 电解质 弱电解质：弱酸、弱碱和水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O……
化合物
非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……
2、电解质与非电解质本质区别：
在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离） 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 3、强电解质与弱电解质的本质区别：
在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）
注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质 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）
4、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc为例)：
（1）溶液导电性对比实验； （2）测0.01mol/LHAc溶液的pH>2；
（3）测NaAc溶液的pH值； （4）测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pH
(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA)＜pH(HB) (2)pH值相同时，溶液的浓度CHA＜CHB
(3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHA＞pHHB
物质的量浓度相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是 ，pH最大的是 ；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为 。
pH相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，物质的量浓度最小的是 ，最大的是 ；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为 。 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水离平衡：H2O
H+ + OH- 水的离子积：KW = [H+]·[OH-]
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH-] = 10-14 注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定
KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐） 2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱
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3、影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱 ：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制） ②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）
③易水解的盐：促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进） 试比较pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是 。 4、溶液的酸碱性和pH： （1）pH= -lg[H+]
注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ；
②pH＜7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；
③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是 溶液）。
已知100℃时，水的KW=1×10-12，则该温度下
（1）NaCl的水溶液中[H+]= ，pH = ，溶液呈 性。 （2）0.005mol/L的稀硫酸的pH= ；0.01mol/L的NaOH溶液的pH= （2）pH的测定方法：
酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞
pH试纸 ——最简单的方法。 操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃
棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。
注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②只能读取整数值或范围
用湿润的pH试纸测某稀溶液的pH，所测结果 （填“偏大”、“偏小”、“不变”或“不能确定”），理由是 。 （3）常用酸碱指示剂及其变色范围：
指示剂 石蕊 甲基橙 酚酞 ＜5红色 ＜3.1红色 ＜8无色 变色范围的PH 5～8紫色 3.1～4.4橙色 8～10浅红 ＞8蓝色 ＞4.4黄色 ＞10红色 三 、混合液的pH值计算方法公式
1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子数相加除以总体积，再求其它）
[H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）
2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH-离子数相加除以总体积，再求其它）
[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算[H+]混)
将pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；将pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；20mLpH=5的盐酸中加入1滴（0.05mL）0.004mol/LBa(OH)2溶液后pH= 。 四、稀释过程溶液pH值的变化规律：
1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n （但始终不能大于或等于7） 2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＜pH原+n （但始终不能大于或等于7） 3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n （但始终不能小于或等于7）
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4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n （但始终不能小于或等于7）
5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均为7
6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。 五、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解） 1、盐类水解规律：
①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3) ③弱酸酸性强弱比较：
A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。如酸性：HF
B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOH>CH3COOH）
C、一些常见的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸；醋酸>碳酸；磷酸和H2SO3
为中强酸；HClO4为最强含氧酸等。
（1）下列物质不水解的是 ；水解呈酸性的是 ；水解呈碱性的是 ①FeS ②NaI ③NaHSO4 ④KF ⑤NH4NO3 ⑥C17H35COONa （2）浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是（ ）
①酸性：H2S>H2Se ②碱性：Na2S>NaHS ③碱性：HCOONa>CH3COONa ④水的电离程度：NaAc 2、盐类水解的特点：（1）可逆 （2）程度小 （3）吸热 下列说法错误的是： A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在； B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈红色，加热红色变深； C、NH4Cl溶液呈酸性这一事实能说明氨水为弱碱； D、在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离。 3、影响盐类水解的外界因素： ①温度：温度越高水解程度越大 （水解吸热） ②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解） ③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解） Na2CO3溶液呈碱性原原因用方程式表示为 ；能减少Na2CO3溶液中CO32-浓度的措施可以是（ ） ①加热 ②加少量NaHCO3固体 ③加少量(NH4)2CO3固体 ④加少量NH4Cl ⑤加水稀释 ⑥加少量NaOH 4、酸式盐溶液的酸碱性： ①只电离不水解：如HSO4- 第3页 ⑤溶液的pH： ②电离程度＞水解程度，显酸性 （如: HSO3- 、H2PO4-） ③水解程度＞电离程度，显碱性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-） 写出NaH2PO4溶液中所有的水解和电离方程式 ，并指示溶液中[H3PO4]、[HPO42-]与[H2PO4-]的大小关系___________________________。 5、双水解反应： （1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应（即弱酸弱碱盐）。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。其促进过程以NH4Ac为例解释如下： NH4Ac == NH4+ + Ac- NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ Ac— + H2O HAc + OH- 两个水解反应生成的H+和OH—反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减少，平衡均右移。 （2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的方程式写“==”并标“↑↓”，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ 写出Al3+与CO32-、HCO3-在水溶液中反应的离子方程式：____________________________。 泡沫灭火器中使用硫酸铝与小苏打而不用纯碱的原因是 。 6、盐类水解的应用： ①混施化肥（N、P、K三元素不能变成↑和↓） ②泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解） ③FeCl3溶液止血剂（血浆为胶体，电解质溶液使胶体凝聚） ④明矾净水（Al3+水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉） ⑤NH4Cl焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈） ⑥判断溶液酸碱性（强者显性） ⑦比较盐溶液离子浓度的大小 ⑧判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存） ⑨配制盐溶液（加对应的酸防止水解） 六、电离、水解方程式的书写原则 1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写 例：H2S的电离H2S H+ + HS- ； HS- H+ + S2- 例：Na2S的水解：H2O+ S2- HS- + OH- H2O + HS- H2S + OH- 注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。 例：Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ 下列方程式中属于电离方程式的是 ；属于水解方程式的是 A、HCO3- +H2O H3O+ + CO32- B、BaSO4 == Ba2+ + SO42- C、AlO2- + 2H2O Al(OH)3 + OH- D、CaCO3(s) Ca2+ + CO32- 2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 第4页 七、溶液中微粒浓度的大小比较 1、基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系： ①电荷守恒（电荷数前移）:任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积 之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和 ②物料守恒(原子个数前移): 某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和 ③质子守恒(得失H+个数前移):： ∑得质子后形成的微粒浓度·得质子数 == ∑失质子后形成的微粒浓度·失质子数 2、同浓度的弱酸和其弱酸盐 、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律： ①中常化学常见的有三对 等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：弱酸的电离＞其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性 等浓度的NH3·H2O与NH4Cl的混合液：弱碱的电离＞其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性 等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：弱酸的电离<其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性 ②掌握其处理方法（即抓主要矛盾） 例：0.1mol/LCH3COOH和0.1mol/LCH3COONa溶液等体积混合后溶液呈酸性，则∵溶液呈酸性，∴CH3COOH 的电离＞CH3COONa的水解，∴[HAc]<0.1mol/L，[Ac-]>0.1mol/L. （因为NaAc的水解呈碱性被HAc的电离呈酸性所掩盖，故可当作“只HAc电离，而NaAc不水解”考虑，即只考虑酸的电离。） 八、溶解平衡 1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识 （1）溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。生成难溶电解质的反应为完全反应，用“=”。 （2）反应后离子浓度降至1×10-5mol/L以下的反应为完全反应，用“=”。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5 mol/L，故均用“=”。 （3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。 （4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4 （5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。 （6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。 2、溶解平衡方程式的书写 注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+ + S2- 3、沉淀的溶解： 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①加水；②加热；③减少生成物（离子）的浓度。使沉淀溶解的方法一般为减少生成物的浓度，∵对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。 4、沉淀的转化： 第5页