水溶液中的离子平衡（复习）教案
§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
单质 物质 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…… 下列说法中正确的是（ ）
A、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质；
B、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子； C、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质； D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。 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 离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电 下列说法中错误的是（ ）
A、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质； B、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电； C、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强； D、相同条件下，pH相同的盐酸和醋酸的导电性相同。 3、强电解质与弱电质的本质区别：
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
（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率
最佳的方法是 和 ；最难以实现的是 ，说明理由 。（提示：实验室能否配制0.1mol/L的HAc？能否配制pH=1的HAc？为什么？ ）
5、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：
(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 。
++
甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的浓度均为0.10mol/L时，甲酸中的c(H)为乙酸中c(H)
+
的3倍，欲使两溶液中c(H)相等，则需将甲酸稀释至原来的 3倍（填“<”、“>”或“=”）；试推测丙酸的酸性比乙酸强还是弱 。 二、水的电离和溶液的酸碱性
+- +-1、水离平衡：H2OH + OH 水的离子积：KW = [H]·[OH] +--7+--14
25℃时, [H]=[OH] =10 mol/L ; KW = [H]·[OH] = 10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 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）。
-12
已知100℃时，水的KW=1×10，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 试根据上述三种指示剂的变色范围，回答下列问题：①强酸滴定强碱最好选用的指示剂为：
，原因是 ；
②强碱滴定强酸最好选用的指示剂为： ，原因是 ；③中和滴定不用石蕊作指示剂的原因是 。
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)
+-+-+
3、强酸与强碱的混合：（先据H + OH ==H2O计算余下的H或OH，①H有余，则用余下的++---H数除以溶液总体积求[H]混；OH有余，则用余下的OH数除以溶液总体积求[OH]混，再求其它）
注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！
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：
n
1、强酸溶液：稀释10倍时，pH稀=pH原+ n （但始终不能大于或等于7）
n
2、弱酸溶液：稀释10倍时，pH稀＜pH原+n （但始终不能大于或等于7）
n
3、强碱溶液：稀释10倍时，pH稀=pH原－n （但始终不能小于或等于7）
n
4、弱碱溶液：稀释10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 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。 pH=3的HCl稀释100倍后溶液的pH变为 ；pH=3的HAc溶液稀释100倍后pH为 ，若使其pH变为5，应稀释的倍数应 （填不等号）100；pH=5的稀硫酸稀释1000倍后溶
+2-液中[H] ：[SO4]= ； pH=10的NaOH溶液稀释100倍后溶液的pH变为 ；pH=10的NaAc溶液稀释10倍后溶液的pH为 。
五、“酸、碱恰好完全反应”与“自由H与OH恰好中和”酸碱性判断方法 1、酸、碱恰好反应（现金+存款相等）：
恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。（无水解，呈中性）
+-2、自由H与OH恰好中和（现金相等），即“14规则：pH之和为14的两溶液等体积混合，
谁弱显谁性，无弱显中性。”：
生成盐和水，弱者大量剩余，弱者电离显性。（无弱者，呈中性）
(1)100mLpH=3的H2SO4中加入10mL0.01mol/L氨水后溶液呈 性，原因是 ；pH=3的HCl与pH=11的氨水等体积混合后溶液呈 性，原因是 。 （2）室温时，0.01mol/L某一元弱酸只有1%发生了电离，则下列说法错误的是 A、上述弱酸溶液的pH＝4
B、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＝7 C、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＞7 D、加入等体积pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH＜7 六、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 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 2-Na2CO3溶液中CO3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 --②电离程度＞水解程度，显酸性 （如: HSO3 、H2PO4） --2-③水解程度＞电离程度，显碱性 （如：HCO3 、HS 、HPO4） 写出NaH2PO4溶液中所有的水解和电离方程式 2-- ，并指示溶液中[H3PO4]、[HPO4]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：Fe、Al与AlO2、CO3(HCO3)、S(HS)、SO3(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 3+2-式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al + 3S + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ 3+2-- 写出Al与CO3、HCO3在水溶液中反应的离子方程式： ， ；在足量Na2CO3溶液中加少量硫酸铝溶液的离子方程式为 ，泡沫灭火器中使用硫酸铝与小苏打而不用纯碱的原因是 ；能鉴别Na2CO3、NaOH、NaCl、AgNO3和苯酚钠五种溶液的一种试剂是 。 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） 3+ ④明矾净水（Al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） 七、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 +--+2- 例：H2S的电离H2S H + HS ； HS H + S 2-- - -- 例：Na2S的水解：H2O+ S HS+OHH2O + 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。 2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 3++ 例：Al + 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 -+2-2+2-A、HCO3 +H2O H3O + CO3 B、BaSO4 == Ba + SO4 --2+2-C、AlO2 + 2H2O Al(OH)3 + OH D、CaCO3(s) Ca + CO3 八、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 3+3+-2--2--2-- 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。） 九、酸碱中和滴定 十、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“=”。 -5 （2）反应后离子浓度降至1×10mol/L以下的反应为完全反应，用“=”。如酸碱中和时+-7-5 [H]降至10mol/L<10mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均 -5 远低于10 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 +2- 注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag + S 3、沉淀生成的三种主要方式 （1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。 2+ （2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：常加入难溶性的MO、M(OH)2、MCO3等除M溶 液中易水解的阳离子。如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。 （3）氧化还原沉淀法：加氧化剂或还原剂将要除去的离子变成沉淀而除去（较少见） 4、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。 5、沉淀的转化： 溶液中的沉淀反应总是向着离子浓度减少的方向进行，简而言之，即溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。 +2- （1）对于Ag2S(s) 2Ag + S，其Ksp的表达式为 。 （2）下列说法中不正确的是 ①用稀HCl洗涤AgCl沉淀比用水洗涤损耗AgCl小； ②一般地，物质的溶解度随温度的升高而增加，故物质的溶解大多是吸热的； 3+-③对于Al(OH)3(s) Al(OH)3 Al + 3OH，前者为溶解平衡，后者为电离平衡； 2+-2-④除去溶液中的Mg，用OH沉淀比用CO3好，说明Mg(OH)2的溶解度比MgCO3大； ⑤沉淀反应中常加过量的沉淀剂，其目的是使沉淀更完全。 （3）如何除去Mg(OH)2中混有的Ca(OH)2? 。 §2 方法、归纳和技巧