第三章 水溶液中的离子反应与平衡章末总结讲义--高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1.docx

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1、班级： 姓名： 请同学们认真看完复习总结后再做针对性例题。 第三章：水溶液中的离子平衡 章末总结第一节 电离平衡（只有弱电解质才有电离平衡）1先区分强弱电解质：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物。 非电解质：在水溶液中和熔化状态下都不能导电的化合物。 强电解质： 在水溶液里全部电离成离子的电解质 。 弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 。混和物强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4电解质单质物质弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O化合物纯净物非电解质： 非金属氧化物，大部分有

2、机物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2注意：电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO2等属于非电解质电解质的强弱与溶解性无关。某些盐如BaSO4、CaCO3等，虽难溶于水却是强电解质；而如CH3COOH、NH3H2O尽管易溶于水，却部分电离，是弱电解质。电解质的强弱与溶液的导电性没有必然联系。溶液导电能力的强弱由溶液中自由离子的浓度和离子所带电荷多少决定，很稀的强电解质溶液导电性很弱，浓度较大的弱电解质溶液导电性可能较强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。【例题1】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强电解质溶液中存在溶质

3、分子；弱电解质溶液中也必存在溶质分子C在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是电解质DNa2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质【例题2】下列说法中错误的是（ ）A.非电解质一定是共价化合物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 【例题1】 C 【例题2】 B2 电离方程式的书写连接符号：强电解质用“”，弱电解质用“”。多元弱酸分步写，多元弱碱一步。写出在水溶液中下列物质的电离方程式HClNaOHCH3COOHNH3H2OH2SO4Fe(O

4、H)3H2SNaHSO4H3PO4NaHCO33影响电离平衡的因素（只有弱电解质才有电离平衡）（1）温度：电离一般吸热，升温有利于电离。（越热越电离）（2）浓度：浓度越大，电离程度 越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。（越稀越电离）。（3）同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。（4）其他外加试剂：加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质，有利于电离。4电离常数（定量表示弱电解质的电离程度）在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数（一般用Ka表示酸

5、，Kb表示碱）。；。一定温度下，K值越大，弱电解质越电离，电离程度越大。电离常数的大小主要由物质的性质决定。只受温度的影响，不受浓度变化影响。5电离度（另一个表示电离程度的物理量）（1）概念：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质分子数占原有溶质分子数的百分率。（2）表达式：100%6.电离平衡常数的应用比较弱酸的酸性强弱（1）相同条件下，K值越大，电离程度越大，酸性越强。（2）酸性越强，越容易电离；其相应的酸根离子结合H+越困难，碱性越弱。化学式CH3COOHH2CO3HClO电离平衡常数/（molL1）1.7105Ka14.2107；Ka25.610114.7108酸性强弱顺序：

6、 结合H+的能力： ac (2)bac (3)cab (4)cab (5)abc；abc (6)cab例6 D第二节、水的电离和溶液的pH一、水的电离 ：H2OH+OH- 水的离子积：KW = cH+cOH- 25时, H+=OH- =10-7 mol/L ； KW = cH+cOH- = 110-14 。1.KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定； 100时,KW =110-12； c(H+)水和c(OH)水在任何情况下都相等； KW不仅适用于纯水，适用于任何稀溶液（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：温度：促进水的电离；酸、碱：抑

7、制水的电离；易水解的盐：促进水的电离。二、溶液的酸碱性和pH：1.pH是c（H+）的负对数，即：pH= -lgc(H+) pH的范围：0pH14c（H+）范围：1.01014molL1c（H+）1.0molL1注意：pH7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液）；碱性溶液不一定是碱溶液（可能是 溶液）。已知100时，水的KW=110-12，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.溶液酸碱性的表示方法c（H+）或c（OH）大小表示方法

8、1molL1用c（H+）或c（OH）直接表示1molL1通常用pH表示3.pH的测定方法：（1）pH试纸（最简单的方法）广泛pH试纸：pH范围是114（最常用）或010，可以识别的pH差约为1精密pH试纸：pH范围较窄，可识别0.2或0.3的pH差操作：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：事先不能用水湿润pH试纸；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 。（2）pH计：pH计精确度高，可直接从仪器中读数（读至小数点后2位）。【答案】1.强酸弱碱盐

9、；强碱弱酸盐。10-6mol/L，6，中；2，10 3.不能确定；酸性溶液偏大，中性溶液不变，碱性溶液偏小【例题7】试比较pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10的Na2CO3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是 。【答案】 NH4Cl=Na2CO3 HAc=NaOH4.pH的计算（1）计算公式pHlgc(H+)，c(H+)10pH ；pOHlgc(OH)，c(OH)10pOH；pH+pOHpKw14(25)12(100) 忽略原则：a100b，aba（2）单一溶液（略）；混合溶液：强酸与强酸的混合：（先求c混（H+），再代入pHlgc(H+)计算） c（H+

10、）混 =（c（H+）1V1+ c（H+）2V2）/（V1+V2）强碱与强碱的混合：（先求c混(OH-)，再用Kw求出c混（H+），最后代入pHlgc(H+)计算；或者先求c混(OH-)，再代入pH14lgc(OH)计算，只能是25时才能用） c（OH-）混c（OH-）1V1+ c（OH-）2V2/（V1+V2） (注意 :碱性溶液不能直接计算c混（H+）)强酸与强碱的混合：（先根据H+ + OH- =H2O计算余下的H+或OH-，H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求c（H+）混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求c（OH-）混，再求其它）注意：在加法运算中，相差100倍以上（

11、含100倍）的，小的可以忽略不计！5.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）。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）。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）。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）。注：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均接近7。（2）稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化慢，强酸、强碱变化快。【例题8】(1)pH3的盐酸溶液稀释到原来的10倍，pH_；再稀释100倍，p

12、H_。(2)常温下，pH11的氢氧化钠溶液稀释到原来的10倍，pH_ _；再稀释10倍，pH_。(3)pH1的盐酸溶液和pH3的硫酸溶液等体积混合，pH_。(4)常温下，pH9和pH11的两种氢氧化钠溶液等体积混合，pH_。(5)常温下，pH3的盐酸溶液和pH11的氢氧化钠溶液等体积混合，pH_。(6)常温下，pH3的盐酸溶液和pH12的氢氧化钠溶液体积比为_时，混合后pH9。【答案】8.(1)4；6；(2)10；9；(3)2lg 5.05；(4)10lg 5.05；(5)7；(6)999101；三、酸碱中和滴定（1）中和滴定的原理实质：H+OH=H2O；即酸提供的H+和碱提供的OH-物质的量

13、相等。（）中和滴定的操作过程：（1）仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、烧杯、锥形瓶、铁架台。滴定管的刻度，O刻度在 上 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 大于 它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管（酸或碱），也不得中途向滴定管中添加溶液。（2）药品：标准液、待测液、指示剂。（3）准备过程：检漏（检查滴定管是否漏水）洗涤（用水洗）润洗（用标准液洗或待测液洗）装液赶气泡调液面记数据V(始)（4）滴定过程：滴定：边滴边振荡滴速先 快 后 慢 左手控制 滴定管活塞 ，且结束前不能离开，右手摇动锥形瓶 ，眼睛注视 锥形瓶 内溶液变化判定终点读数

14、（等1-2min液面稳定后）终点判断 A.滴定终点：酸碱恰好完全中和的时刻。注：恰好中和=酸碱恰好完全反应溶液呈中性B.判断终点的方法：等到滴入最后 半 滴标准液，指示剂变色，且在 30s内不恢复原来的颜色，视为滴定终点。3酸碱中和滴定的误差分析误差分析：利用c酸V酸=c碱V碱进行分析。注意：c酸或碱的物质的量浓度；V酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：C碱=4.拓展类型滴定过程指示剂终点颜色变化酸碱中和反应强酸滴定强碱（或弱碱）甲基橙溶液由黄色变为橙色强碱滴定强酸（或弱酸）酚酞溶液由无色变为浅红色氧化还原反应Na2S2O3溶液滴定碘水淀粉溶液溶液由蓝色变为无色酸性KMnO4溶

15、液滴定H2O2溶液不需要溶液由无色变为浅紫红色KI溶液滴定Fe3+KSCN溶液溶液血红色褪去沉淀反应AgNO3溶液滴定含Cl的溶液K2CrO4溶液出现砖红色沉淀（Ag2CrO4）滴定方法类型：（1）直接滴定法：向待测液中直接加入标准液测定（2）间接滴定法：例如，测Ca2+含量时，先将Ca2+沉淀为CaC2O4，再用稀硫酸将所得沉淀溶解，用KMnO4标准液滴定溶液中的H2C2O4，间接求得Ca2+含量。CaC2O4+2H+H2C2O4+Ca2+，2MnO4+6H+5H2C2O42Mn2+10CO2+8H2O（3）反滴定法：例如，测MnO2含量时，可在H2SO4溶液中加入过量的Na2C2O4标准溶

16、液，待与MnO2作用完毕后，用KMnO4标准液滴定过量的C2O42。MnO2+C2O42+4H+Mn2+2CO2+2H2O，2MnO4+5C2O42+16H+2Mn2+10CO2+8H2O第三节、盐类的水解（只有含有弱离子的盐才水解）1盐类水解：在水溶液中盐电离出来的 弱离子 与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。2水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，使平衡向右移动，促进水的电离。【实例】CH3COONa溶于水变化情况如右图，由于有少量的CH3COO- 结合了 生成 ，导致c(H+) ，水的电离平衡向 移，溶液中的c(OH-) c(H+

17、)， 故溶液显 性，可以用化学方程式和离子方程式表示为：CH3COONa + H2OCH3COOH + NaOH或CH3COO- + H2OCH3COOH +OH-CH3COONa对水的电离有 作用。【答案】H+；CH3COOH；减小；右；碱性；促进3盐类水解规律： 有 弱 才水解 ，无弱不水解，越弱越水解；谁 强 显谁性，两弱都水解，同强显中性。 多元弱酸根，浓度相同时，正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 NaHCO3)4盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热【例题10】（1）下列物质不水解的是 ；水解呈酸性的是 ；水解呈碱性的是 。

18、FeS NaI NaHSO4 KF NH4NO3 C17H35COONa【例题11】下列说法错误的是（ ）ANaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在BNa2CO3溶液中滴加酚酞呈红色，加热红色变深CNH4Cl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。【答案】10.（1）； 11.D（FeS不双水解是由于它的溶解度比水解产物Fe(OH)2的小） 5、影响盐类水解的外界因素： 温度：温度越 高 水解程度越大（水解吸热，越热越水解） 浓度：浓度越小，水解程度越 大 （越稀越水解） 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

19、进阳离子水解而抑制阴离子水解）。【例题12】为了使Na2S溶液中c(Na)/c(S2)的比值变小，可采取的措施是()适量盐酸 适量NaOH(s) 适量KOH(s) 适量KHS(s) 加水 通H2S(g) 加热A B C D【例题13】Na2CO3溶液呈碱性的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（ ）加热加少量NaHCO3固体加少量(NH4)2CO3固体加少量NH4Cl加水加少量NaOH【答案】12.D；13.CO32- + H2O HCO3- + OH- ；6酸式盐溶液的酸碱性：只电离不水解：如HSO4-显 酸 性电离程度水解程度，显 酸 性（如: HSO3

20、- 、H2PO4-）电离程度水解程度，显 碱 性（如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）7水解平衡常数 （Kh）（1）A+H2OHA+OH Kh（2）M+H2OMOH+H+ Kh意义；Kh数值越大，水解程度越大。Kh只受温度影响。温度升高，Kh增大。注意：电离常数K电离和水解常数K水解的关系：K电离K水解Kw二元弱酸：Ka1Kh2Kw，Ka2Kh1Kw8、盐类水解的应用（部分）：水解的应用实例原理（1）净水明矾净水Al3+3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+（2）去油污用热碱水冼油污物品加热促进CO32-+H2O HCO3-+OH-（3）药品的保存配制FeCl3溶液时，常加入少量盐酸抑

21、制Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+配制Na2CO3溶液时，常加入少量NaOH抑制CO32-+H2O HCO3-+OH-（4）制备无水盐由MgCl26H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热若不然，则：MgCl26H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2 MgO+H2O（5）泡沫灭火器用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合Al3+3HCO3- = Al(OH)3+3CO2【例题14】下列说法与盐类的水解有关的有几项( )氯化铵与氯化锌溶液可作焊接金属过程中的除锈剂用碳酸氢钠与硫酸铝两种溶液可作泡沫灭火剂配制硫酸亚铁溶液时需加入少量铁粉实验室盛放碳酸钠溶液的试剂瓶不能

22、用磨口玻璃塞比较氯化铵和硫化钠等盐溶液的酸碱性草木灰与铵态氮肥不能混合施用Na2SO3溶液蒸干后得到Na2SO4固体A4项B5项C6项D7项【例题15】下列应用与盐类的水解无关的是( )ATiCl4 溶于大量水加热制备TiO2B热的纯碱溶液用于清洗油污C次氯酸常用作消毒剂DFeCl3饱和溶液滴入沸水中制Fe(OH)3胶体【答案】14.B 15.C9.（难点）溶液中粒子浓度大小的比较谨记三个原则：（1）原始物质中微粒浓度大：盐在溶液中主要以离子形式存在；弱酸或弱碱在溶液中主要以分子形式存在。（2）化学式中个数多的微粒浓度大（3）主要反应生成的微粒浓度大比较大小关系A、单一溶液离子浓度大小比较对多

23、元弱酸溶液，可根据多元弱酸的分级电离来分析判断。如H3PO4溶液中，各离子浓度的大小顺序为： ；对多元弱酸的正盐溶液，可根据弱酸根的分步水解来分析判断，如Na2CO3溶液中，各离子浓度的大小顺序为： 。B、不同溶液中同一离子浓度大小比较要考虑溶液中其他离子对该离子的影响，如在0.10 molL1的NH4HSO4、NH4Cl、CH3COONH4、(NH4)2SO4溶液中，c(NH4+)的大小顺序为 。守恒关系(1)电荷守恒规律：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Na2CO3溶液中存在着Na、CO32-、H、OH、HCO3-，

24、它们存在如下关系： ；(2)物料守恒规律：电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，微粒种类增多，但原子总数是守恒的，如Na2CO3溶液中CO32-能水解，故碳元素以CO32-、HCO3-、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系为： ；(3)质子恒等式：即在纯水中加入电解质，最后溶液中c(H)与其他微粒浓度之间的关系式(也可由电荷守恒及物料守恒推出)。如Na2CO3溶液中，由上述两个守恒关系可推出： 。答案：A、c(H)c(H2PO4-)c(HPO4-)c(PO43-)；c(Na)c(CO32-)c(OH)c(HCO3-)c(H)；B、。(1)c(Na)c(H)2c(CO32-)c(HCO3

25、-)c(OH)；(2)c(Na)2c(CO32-)2c(HCO3-)2c(H2CO3)；(3)c(H)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)c(OH)【例题16】常温下浓度均为 0.1 molL-1 的下列溶液中，粒子的物质的量浓度关系正确的是( )A氨水中，c(NH4+)=c(OH-)=0.1 molL-1 BNH4Cl 溶液中，c(NH4+)c(Cl-)CNa2SO4 溶液中，c(Na+)c(SO42-)c(OH-)=c(H+)D0.1mol/L硫化钠溶液中，c(S2-)+c(HS-)+2c(H2S)=0.1mol/L【例题17】 将0.2 molL1 HCN溶液和0.1 molL1的Na

26、OH溶液等体积混合后，溶液显碱性，下列关系式中正确的是()A.c(HCN)c(CN) B.c(Na)c(CN)C.c(HCN)c(CN)c(OH)D.c(HCN)c(CN)0.2 molL1【例题18】常温下将pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合后，离子浓度的关系正确的是()Ac(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH-)Bc(NH4+)c(Cl-) c(H+)c(OH-)Cc(Cl-)=c(NH4+)c(H+)=c(OH-)Dc(NH4+)c(Cl-)c(OH-)c(H+)【例题19】室温时，将浓度和体积分别为c1、V1的NaOH溶液和c2、V2的CH3COOH溶液相混合，下列关于该

27、混合溶液的叙述错误的是()A若pH7，则一定是c1V1=c2V2 B若pH7，则一定是c(Na+)c(CH3COO-)C当pH=7时，若V1=V2，则一定是c1c2D若V1=V2，c1=c2，则c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=c(Na+)【答案】16.D; 17. B; 18.C; 19.A10. (常考)水溶液中的离子反应图像酸碱中和滴定曲线图像 抓“六点”破图像以室温时用0.1molL1NaOH溶液滴定20mL 0.1molL1HA溶液为例：（1）起始点：HA的单一溶液根据起点时的pH可以判断电解质的强弱根据起点时的pH可以计算弱酸（碱）的电离常数（2）半中和点：HA和NaA等

28、量混合酸性：HA的电离程度大于NaA的水解程度：c（A）c（Na+）c（HA）c（H+）c（OH）碱性：HA的电离程度小于NaA的水解程度：c（HA）c（Na+）c（A）c（OH）c（H+）（3）中和点：原溶液中溶质恰好完全反应生成NaA特点：溶液的温度最高；水的电离度最大溶液酸碱性：溶液显碱性微粒浓度的大小：c（Na+）c（A）c（OH）c（HA）c（H+）（4）中性点：判断酸或碱稍微过量溶液成分：NaA和少量的HA微粒浓度的大小：c（Na+）c（A）c（OH）c（H+）（5）半过量点：NaA+NaOH（21）溶液酸碱性：NaOH溶液过量，溶液显碱性微粒浓度的大小：c（Na+）c（A）c（O

29、H）c（HA）c（H+）（6）倍过量点：NaA+NaOH（11）溶液酸碱性：NaOH溶液过量，溶液显碱性微粒浓度大小：c（Na+）c（OH）c（A）c（HA）c（H+）【例题20】在某温度时，将n molL1的氨水滴入10 mL 1.0 molL1的盐酸中，溶液pH和温度随加入氨水体积变化曲线如图所示回答下列问题：（1）恰好中和点是 （填“a”、“b”或“c”）（2）氨水的浓度n= molL1 （3）水的电离程度由大到小：（4）a点Kw 1.01014（填“”）（5）b点的离子浓度大小关系： 【答案】20. b bacd c(Cl)c(H)c(OH)电解质稀释图像分析（1）相同体积、相同浓度的

30、盐酸、醋酸稀释图像加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大无限稀释，溶液的pH无限接近于7加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多稀释过程中，水的电离程度变大（2）相同体积、相同pH的盐酸、醋酸稀释图像加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大无限稀释，溶液的pH无限接近于7加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多稀释过程中，水的电离程度变大【例题21】某温度下，相同pH的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，平衡时pH随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断正确的是( )。 A为盐酸稀释时的pH变化曲线 Bb点溶液的导电性比c点溶液的导电性强 Ca点KW的数值比c点KW的数值大Db点酸的总浓度大于a点酸的总浓度【答案】21.B分

31、布系数图像分布系数图像是酸碱中和滴定曲线的一种变式，常以pH、分布系数（）为横、纵坐标，结合滴定实验数据绘制出关系曲线，这里分布系数（）代表组分的平衡浓度占总浓度的比值。一元弱酸（HA）二元弱酸（H2A）0代表HA，1代表A0代表H2A，1代表HA，2代表A2（1）电离常数的计算：找交点（微粒浓度相等点）pH4.76时，c（HA）c（A），Ka（HA）c（H+）104.76pH1.2时，c（H2A）c（HA），Ka1（H2A）101.2pH4.1时，c（HA）c（A2），Ka2（H2A）104.1（2）水解常数的计算A的水解常数：Kh1109.24A2的水解常数：Kh11109.9HA的水解常

32、数：Kh211012.8具体应用，如NaHA溶液由Ka2Kh2，电离大于水解，溶液呈酸性，得则有微粒浓度大小：c（Na+）c（HA）c（A2）c（H2A）c（H+）c（OH）【例题22】H2C2O4是一种二元弱酸，H2C2O4溶液中各型体浓度在其总浓度中所占比值叫其分布系数，常温下某浓度的H2C2O4溶液中各型体分布系数随pH的变化如图所示，据此分析，下列说法不正确的是（ ）A曲线a代表H2C2O4，曲线b代表C2O42-B常温下0.1mol/L的NaHC2O4溶液显酸性C常温下，H2C2O4的电离平衡常数Ka2=10-4.30DpH从时，先增大后减小【答案】22.D水的电离度图像（1）c(H

33、+)水和c(OH)水的关系：在任何情况下都相等（2）溶液对水的电离度的影响酸和碱抑制水的电离，酸碱性越强，c（H+）水越小弱盐促进水的电离，酸碱性越强，c（H+）水越大（3）实例：盐酸滴定氨水中由水电离的氢离子浓度随加入盐酸体积的变化图a点：溶液中全部是NH3H2O，水的电离受到抑制，pH11b点：NH3H2O和NH4Cl的混合物，溶液呈中性c点：恰好中和点，全部是NH4Cl溶液，水的电离程度最大，溶液呈酸性d点：NH4Cl和HCl的混合物，水的电离又受到抑制，溶液呈酸性【例题23】常温下，向20mL 0.1 molL1氨水中滴加一定浓度的稀盐酸，溶液中由水电离的氢离子浓度随加入盐酸体积的变化

34、如图所示。则下列说法正确的是（ ）A常温下，0.1 molL1氨水中NH3H2O的电离常数K约为1106Ba、b之间的点一定满足：c(NH4+) c(Cl) c(H+) c(OH)Cb、d点溶液中都满足c(NH4+)=c(Cl)Dc点代表两溶液恰好完全反应【答案】D第四节、难溶电解质的溶解平衡1溶解平衡方程式的书写注意：在沉淀物后面用(s)标明状态，并用“ ”。如Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq)。2溶度积（KSP）(1)定义：在一定条件下，难溶电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。(2)表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+

35、nBm-(aq) KSP= c(An+)m c(Bm-)n(3)影响因素（外因）浓度：加水，平衡向溶解方向移动。温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。(4)溶度积规则QC（离子积）KSP 过饱和，有沉淀析出QC= KSP平衡状态QCKSP 未饱和，继续溶解3.沉淀溶解平衡的实际应用沉淀的溶解（1）作“钡餐”用BaSO4而不用BaCO3用BaSO4的原因：BaSO4不溶于盐酸不用BaCO3原因：BaCO3(s) Ba2+(aq)+CO32(aq)，H+与CO32反应使平衡正向移动，产生重金属离子Ba2+，使患者中毒。离子方程式：BaCO3+2H+Ba2+H2O+CO2（2）溶洞的形成原理：CaCO3(s