专题九水溶液中的离子平衡（考点剖析）-高考引领教学2023年高考化学二轮针对性复习方案（原卷版）_05高考化学_通用版（老高考）复习资料_2023年复习资料_二轮复习

专题九 水溶液中的离子平衡 必备知识 解读 一、弱电解质的电离（ 弱电解质：包括 弱酸 、 弱碱 、极少数盐(如醋酸铅)、 两性氢氧化物、 水等。） 1．电离度 (1)概念 在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总分 子数的分数。 (2)表示方法 α＝×100% 也可表示为α＝×100% (3)影响因素 升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大； 温度的影响 降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小 当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小； 浓度的影响 当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大 2．电离常数 (1)概念：电离平衡的常数叫做电离常数。 (2)表达式 ①对于一元弱酸HA：HA H＋＋A－，电离常数K＝。 a ②对于一元弱碱BOH：BOH B＋＋OH－，电离常数K＝。 b (3)特点 多元弱酸各级电离常数的大小关系是K 1≫K 2≫K 3 ，故其酸性取决于第一步电离。 (4)影响因素 内因：弱电解质本身的性质 外因：电离常数只与温度有关，升高温度，K值增大。 (5)意义 ―→―→ 如相同条件下常见弱酸的酸性强弱： HCO＞HSO＞HPO＞HF＞HCOOH＞CHCOOH＞HCO＞HS＞HClO。 2 2 4 2 3 3 4 3 2 3 2 3.电离常数的四大应用 ①判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。 ②判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱 性)越弱。 ③判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。④计算弱酸、弱碱溶液中的c(H＋)、c(OH－)。有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例) 已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)。 HX H＋ ＋ X－ 起始： c(HX) 0 0 平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－) 则：K＝＝ 由于c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则c(H＋)＝，代入数值求 解即可。 稀溶液中、弱酸溶液中，c(H＋)＝，弱碱溶液中c(OH－)＝。用来计算PH值。 4.电离度和电离常数的关系α≈或K≈cα2。 5．水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算 (1)任何情况下，中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝ 1.0×10－7 mol·L－1。 (2)常温下，酸或碱抑制水的电离，水电离出的c (H＋)＝c(OH－)=＜10－7 mol·L－1。当溶 水 液中的c总(H＋)＜10－7 mol·L－1时就是水电离出的c(H＋)，c (H＋)=c总(H＋），是 水 碱溶液；当溶液中的c(H＋)＞10－7 mol·L－1时，水电离出的c (H＋)＝c(OH－)=＜10－ 水 7 mol·L－1。如pH＝2的硫酸中水电离出的c (H＋)＝c (OH－)＝＝10－12 mol·L－1。 水 水 (3)常温下，可水解的盐促进水的电离，水电离的c(H＋)或c(OH－)均大于10－7mol·L－1。盐 是不能电离出H+或OH-的，可水解的盐的溶液中H+和OH-都是水电离的。水电离的H+和 OH-应该是相等的，但是，盐溶液可以是酸性也可是碱性的，也就是说，盐溶液中，水 电离的H+和OH-又是不相等的，这是什么原因？ 若给出的c(H＋)＞10－7 mol·L－1，即为水电离的c(H＋)，水解显酸性；若给出的c(H＋)＜10 －7 mol·L－1，就用10－14除以这个浓度即得水电离的c(OH－)，水解显碱性；如pH＝4 的NHCl中水电离出的c (H＋)＝10－4 mol·L－1。 4 水 二、水解规律及应用 1.实质 盐电离→→破坏水的电离平衡→水的电离程度增大―→c(H＋)≠c(OH－)―→溶液呈碱性、 酸性或中性 2.盐类水解规律 (1)“谁弱谁水解，越弱越水解，谁强显谁性。”如酸性：HCN＜CHCOOH，则相同条件下溶 3 液的碱性：NaCN＞CHCOONa。 3 (2)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。 ①若电离程度小于水解程度，溶液显碱性。如NaHCO 溶液中：HCO H＋＋CO(次要)，HCO 3＋HO HCO＋OH－(主要)。 2 2 3 ②若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。如NaHSO 溶液中：HSO H＋＋SO(主要)，HSO 3 ＋HO HSO＋OH－(次要)。 2 2 3 (3)相同条件下的水解程度：正盐＞相应酸式盐，如CO＞HCO。 (4)相互促进水解的盐＞单独水解的盐＞水解相互抑制的盐。如 NH的水解：(NH)CO ＞ 4 2 3 (NH)SO＞(NH)Fe(SO)。 4 2 4 4 2 4 2 （5）FeCl 、NHCl、CHCOONa等溶液中由于自己不能电离出H+和OH-，它们的水溶液中 3 4 3 的H+和OH-都是由水电离出来的。能水解的离子都能破坏水的电离平衡。 3.盐类水解的一些应用 应用 举例 判断溶液的酸 FeCl 溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3HO Fe(OH)＋3H＋ 3 2 3 碱性 配制或贮存易 配制CuSO 溶液时，加入少量HSO，防止Cu2＋水解；配制FeCl 溶液，加入少 4 2 4 3 水解的盐 量盐酸；贮存NaCO 溶液、NaSiO 溶液不能用磨口玻璃塞试剂瓶 2 3 2 3 溶液 判断酸性强 弱、比较 NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10，则酸性HX＞HY＞HZ 离子浓度 的大小 胶体的制取 制取Fe(OH) 胶体的离子反应：Fe3＋＋3HO=====Fe(OH)(胶体)＋3H＋ 3 2 3 除去MgCl 溶液中的Fe3＋，可在加热搅拌的条件下加入MgO、镁粉、Mg(OH) 或 2 2 物质的提纯 MgCO 调PH 3 离子共存的判 Al3＋与AlO、CO、HCO、S2－、HS－等因相互促进水解而不能大量共存 断 泡沫灭火器原 成分为NaHCO 与Al(SO)，发生反应为Al3＋＋3HCO===Al(OH)↓＋3CO↑ 3 2 4 3 3 2 理 作净水剂 明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3HOAl(OH)(胶体)＋3H＋ 2 3 化肥的施用 铵态氮肥与草木灰不得混用 4.双水解和双水解反应 熟记下列因双水解不能大量共存的离子组合 (1)Al3＋与HCO、CO、AlO、SiO、HS－、S2－、ClO－。 (2)Fe3＋与HCO、CO、AlO、SiO、ClO－。 (3)NH与SiO、AlO。 [特别提醒] ①NH与CHCOO－、HCO虽能发生双水解，但不能发生双水解反应，能大量共存。②Fe3＋在 3 中性条件下已完全水解。 5.判断盐溶液蒸干时所得产物的5种类型(1)盐溶液水解生成难挥发性酸和酸根阴离子易水解的强碱盐，蒸干后一般得原物质，如 CuSO(aq)蒸干得CuSO(s)；NaCO(aq)蒸干得NaCO(s)。Al(SO) 蒸干后得Al(SO) 4 4 2 3 2 3 2 4 3 2 4 3 (2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得到对应的氧化物，如 AlCl(aq)蒸干 3 得Al(OH)，灼烧得AlO。 3 2 3 (3)考虑盐受热时是否分解。Ca(HCO) 、NaHCO 、KMnO 、NHCl固体受热易分解，因此蒸干 3 2 3 4 4 灼烧后分别为Ca(HCO)―→CaCO(CaO)；NaHCO―→NaCO ；KMnO―→KMnO 和MnO ； 3 2 3 3 2 3 4 2 4 2 NHCl―→NH↑＋HCl↑。 4 3 (4)还原性盐在蒸干时会被O 氧化。如NaSO(aq)蒸干得NaSO(s)。 2 2 3 2 4 (5)弱酸的铵盐蒸干后无固体。如NHHCO、(NH)CO。 4 3 4 2 3 三、沉淀溶解平衡K SP 1.溶度积和离子积 以AB(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)为例 m n 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 K Q sp c 表达 K sp (A m B n )= c m ( A n + )· c n ( B m - ),式中的浓度都是平衡 Q c (A m B n )= c m ( A n + )· c n ( B m - ), 式 浓度 式中的浓度都是任意浓度 判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解 ①Q>K :溶液过饱和,有沉淀析出 c sp 应用 ②Q=K :溶液饱和,处于平衡状态 c sp ③QC(H+)>C(CHCOO-)>C(OH-) 3 3 3 一元弱碱：NH.HO溶液：C（NH.HO）>C（OH-）>C(NH+)>C(H+) 3 2 3 2 4 2.弱酸酸式盐： 碱性酸式盐：如NaHCO 溶液:C(Na+)>C(HCO-)>C(OH-)>C(HCO)>C(CO2-) 3 3 2 3 3 酸性酸式盐：如NaHSO 溶液:C(Na+)>C(HSO-)>C(H+)>C(SO2-)>C(OH-)>C(HSO) 3 3 3 2 3 3.多元弱酸的正盐溶液：多元弱酸的酸根离子分步水解，水解程度逐级减弱。如在 Na CO 2 3 溶液中：c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)＞c(H+)。 类型二 两种电解质混合溶液中 (1) 等体积、等浓度的CHCOOH和CHCOONa溶液 3 3 (溶液呈酸性，说明CHCOOH电离程度大于CHCOO-水解程度)： 3 3 c(CHCOO-)>c(Na+)>c(CHCOOH)>c(H+)>c(OH-) 3 3 (2) 等体积、等浓度的NHCl和NH·HO溶液(溶液呈碱性，说明NH·HO电离程度大于 4 3 2 3 2 NH+水解程度)： c(NH+)>(Cl-)>c(NH·HO)>c(OH-)>c(H+) 4 4 3 2 (3) 等体积、等浓度的NaCN和HCN溶液(溶液呈碱性，说明CN-水解程度大于HCN电离程度)：c(HCN)>(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+) (4)等体积、等浓度的NaCO 与NaHCO 混合溶液(CO2-一级水解远大于二级水解)： 2 3 3 3 c(Na+)>c(HCO-)>C（CO2-)>C(OH-)>C(H+) 3 3 (5)向0.2 mol·L-1NaHCO 溶液中加入等体积0.1 mol·L-1 3 NaOH溶液：c(Na+)>c(HCO-)>c(CO2-)>c(OH-)>c(H+) 3 3 （6）向0.2 mol·L―1NHCl溶液中加入等体积0.1 mol·L-1 4 NaOH溶液，得到pH>7的溶液c(Cl-)>c(NH+)>c(Na+)>c(NH·HO)>c(OH-) 4 3 2 (7)0.2 mol·L-1HCl与0.1 mol·L-1NaAlO 溶液等体积混合： 2 c(Cl-)>c(Na+)>c(Al3+)>c(H+)>c(OH-) (8)0.1 mol·L-1CHCOONa溶液与0.1 mol·L-1HCl溶液等 3 体积混合：c(Na+)=c(Cl-)>C(H+)>c(CHCOO-)>c(OH-) 3 类型三 不同溶液中同一粒子浓度的比较 不同溶液要看溶液中其他离子对该离子的影响。 如在相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH Cl；②CH COONH ；③NH HSO ，c(NH) 4 3 4 4 4 由大到小的顺序为③＞①＞②。 三、中和滴定中图像 1.酸碱中和滴定曲线分析 （1）.滴定曲线上的特殊点的分析 示例:常温下,用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1 CHCOOH溶 3 液所得滴定曲线如图。 pH-V图 各特殊点对水电离程度的影响 点 溶质 水的电离情况 A CHCOOH 抑制 3B CHCOOH、CHCOONa 抑制 3 3 C CHCOOH、CHCOONa 正常电离 3 3 D CHCOONa 只促进 3 E CHCOONa、NaOH 抑制 3 F CHCOONa、NaOH 抑制 3 根据图中pH数据,图中A、B、C、D、E、F各点对应的溶液中水的电离程度大小图示如图: pH-V图 各特殊点粒子浓度大小关系 点 溶质 离子浓度大小比较 A CHCOOH c(H+)>c(CHCOO-)>c(OH-) 3 3 CHCOOH、 3 B(1∶1) c(CHCOO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-) 3 CHCOONa 3 CHCOOH、 3 C(pH=7) c(CHCOO-)=c(Na+)>c(H+)=c(OH-) 3 CHCOONa 3 D CHCOONa c(Na+)>c(CHCOO-)>c(OH-)>c(H+) 3 3 E(2∶1) CHCOONa、NaOH c(Na+)>c(CHCOO-)>c(OH-)>c(H+) 3 3 F(1∶1) CHCOONa、NaOH c(Na+)>c(OH-)>c(CHCOO-)>c(H+) 3 3 2.正态分布曲线 分布系数图及分析[分布曲线是指以pH为横坐标、分布系数(如二元酸HA溶液中A2﹣的分 2 布系数：δ（A2﹣）＝ ])为纵坐标的关系曲线]: 一元弱酸 二元弱酸 (以CHCOOH为例) (以草酸HCO 为例) 3 2 2 4 δ 为CHCOOH分布系数,δ 为 δ 为HCO 分布系数、δ 为HCO- 分布系数、 0 3 1 0 2 2 4 1 2 4CHCOO-分布系数 δ 为CO2- 分布系数 3 2 2 4 随着pH增大,溶质分子浓度不断减小,离子浓度逐渐增大,酸根离子增多。根据分布系数 可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式 同一pH条件下可以存在多种溶质微粒。根据在一定pH的微粒分布系数和酸的浓度,就可 以计算各成分在该pH时的平衡浓度 3 . p H - - 分布系数 δ - - 滴加 NaO H 溶液体积 V NaOH 如：以酚酞为指示剂，用0.1000mol•L﹣1的NaOH溶液滴定20.00mL未知浓度的二元酸HA溶 2 液。溶液中 ， pH 、分布系数 δ 随滴加 NaOH 溶液体积 V 的变化关系如图所示。[比如A2﹣的分 NaOH 布系数：δ（A2﹣）＝ ] 如图可知： 在未加NaOH溶液时，曲线①的分布系数与曲线②的分布系数之和等于1，且δ曲线①一直 在减小，曲线②在一直增加；说明HA第一步完全电离，第二步存在电离平衡，即HA 2 2 ＝HA﹣+H+，HA﹣ A2﹣+H+，曲线①代表δ（HA﹣）；加OH-增加的，只能是δ（A2﹣） ⇌ 滴定终点时，消耗 的NaOH的体积是40ml，可计算HA的浓度，C（HA）=0.1mol/L，未加 2 2 NaOH溶液时，PH=1，可确认HA＝HA﹣+H+。 2 未加NaOH溶液时，δ（HA﹣）=0.9，PH=1,δ（A2﹣）=0.1,C（HA）=0.1mol/L，可计算HA- 2 的Ka 滴定终点时，溶质是NaA,可确定各浓度大小。 2 四、沉淀溶解平衡曲线和计算 1.“三步”突破溶解平衡图像 (1)第一步：明确图像中纵、横坐标的含义 纵、横坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。或离子浓度的对数。 (2)第二步：理解图像中线上点、线外点的含义 ①以氯化银为例，在该沉淀溶解平衡图像上，曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，此时Q＝K。在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能 c sp 在曲线上变化，不会出现在曲线外的点。 ②曲线上方区域的点均为过饱和溶液，此时Q>K。 c sp ③曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Qc(A2-)>c(H A) 2 C．从b点到e点，水电离产生的c(H+)先增大后减小 D．c点c(K+)>3c(A2-) 【高考实例二】综合题中的应用 2.（2022·广东卷）稀土(RE)包括镧、钇等元素，是高科技发展的关键支撑。我国南方特有 的稀土矿可用离子交换法处理，一种从该类矿(含铁、铝等元素)中提取稀土的工艺如下： C H COOH 44C C H COO RE 已知：月桂酸 11 23 熔点为 ；月桂酸和 11 23 3 均难溶于水。该工艺 3 C H COO Mg K 1.8108 Al(OH) 条件下，稀土离子保持 价不变； 11 23 2 的 sp ， 3开始溶解 时的pH为8.8；有关金属离子沉淀的相关pH见下表。 离子 Mg2 Fe3 Al3 RE3 开始沉淀时的pH 8.8 1.5 3.6 6.2~7.4 沉淀完全时的pH / 3.2 4.7 / Mg Mg2 2.7gL1 (3)“过滤2”后，滤饼中检测不到 元素，滤液2中 浓度为 。为尽可能多地提c  C H COO- 取RE3，可提高月桂酸钠的加入量，但应确保“过滤2”前的溶液中 11 23 低于 molL1 _______ (保留两位有效数字)。 【实战演练】 1．（2022·江西九江·二模）以碳酸锰铜矿(主要成分为MnCO 、CuCO ，还含有Fe O 、FeO 3 3 2 3 等杂质)为原料制备硫酸锰的一种工艺流程如下： (2)加入MnCO 调节pH=3.3时可以将Fe3+转化为Fe(OH) 而除去，该反应的离子方程式为 3 3 _______。 (3)“沉铜"时，若滤液中c(Mn2+)=0.21mol·L-1，向其中缓慢通入氨气，为了使铜离子完全沉淀 而又避免生成Mn(OH) ，应控制pH的范围为_______。[已知：常温下，Ksp[Cu(OH) ]=1×10- 2 2 20，Ksp[Mn(OH) ]=2.1×10-13，离子浓度小于或等于10-5mol/L可视为沉淀完全] 2 2．（2022·四川宜宾·二模）铟(In)作为一种稀有贵金属，广泛应用于很多高新领域。工业上 从含铟废渣(主要成分是In3+、Cl−，还含有少量Bi3+、Pb2+、Sn2+等杂质)中提取粗铟的工艺流 程如下图所示： 已知：①该工艺条件下，溶液中有关金属离子开始沉淀和沉淀完全的pH见下表： 金属离子 Fe3+ In3+ Fe2+ 开始沉淀的pH 2.0 2.9 7.5 完全沉淀(c=1.0×10-5mol/L)的pH 3.2 5.0 9.7 ②氧化性：Fe3+>Bi3+>Sn2+>Fe2+ 回答下列问题：(1)“中性水洗”时，含铟废渣中金属阳离子转化为氢氧化物或氧化物。Sn2＋转化为SnO的离 子方程式是_______，该过程需加入大量水并加热，目的是_______。 (2)“酸浸”时，得到对应的硫酸盐，则“滤渣”的主要成分是_______(填化学式)。 (3)“净化”时，生成Bi的离子方程式是_______。 (4)“富铟”时，“调pH”应控制的pH范围是_______。 (5)利用上述表格数据，计算In(OH) 的K =_______。 3 sp (6)实验室检验“滤液2”中主要金属阳离子的方法是_______。