1、1专题 2.8 水溶液中的离子平衡考纲解读1、了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。2、理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。3、了解水的电离、离子积常数。4、了解溶液 pH 的含义及其测定方法，能进行 pH 的简单计算。5、理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算。 6、了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。 7、了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。理解溶度积（ Ksp）的含义，能进行相关的计算。考点探究高考试题对本讲能力点的考查以分析和解决化学问题能力、以接受、吸收整合化学信息能力等为主，试题难度适中。在高考试题中经常将弱电解质的电
2、离与溶液的酸碱性、盐类的水解、离子浓度大小比较、沉淀溶解平衡等内容相结合，以图象的形式出现。预测 2019 年高考对本讲内容的考查仍将以外界条件对弱电解质电离平衡、水的电离平衡的影响，溶液中离子浓度大小比较，既与盐类的水解有关，又与弱电解质的电离平衡有关，还注重溶液中的各种守恒(电荷守恒、物料守恒、质子守恒等 )关系的考查，从而使题目具有一定的综合性、灵活性和技巧性，在 2019 在高考中仍将会涉及；题型主要以选择题为主。关于溶液 pH 的计算，题设条件可千变万化，运用数学工具(图表)进行推理的试题在 2019 年高考中出现的可能性较大，推理性会有所增强，应予以重视。和 2016 年大纲相比，
3、该考点变化计算，主要体现在：要求由“了解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性”提高为 “理解” ；要求由“了解弱电解质在水溶液中的电离平衡”提高为“理解” ；增加“能利用电离平衡常数进行相关计算 ”；“常见离子的检验方法” 的要求由“了解”提高为“掌握” ；删去“沉淀转化的本质” ，增加 “理解溶度积（Ksp）的含义，能进行相关的计算” ，这说明 2019 年高考将加强对电离平衡常数和溶度积（ Ksp）的计算的考查，在复习中应给予更多的关注。 溶于水和熔化状态两各条件只需满足其中之一，溶于水不是指和水反应。电解质和非电解质必须是化合物，对于不是化合物的 物质既不是电解质也不是非电解质。溶液
4、的导电能力强弱取决于溶液中离子浓度的大小和离子所带电荷的多少，离子浓度越大，离子所带的电荷越多，溶液的导电性越强。若强电解质溶液中离子浓度很小，而弱电解质溶液中离子浓度大，则弱电解质溶液的导电能力强，因此电解质的强弱与电解质溶液的导电性并无必然联系。强电解质不一定易溶于水，如难溶的 CaCO3、BaSO 4都是难溶于水的，但溶于水的部分全部电离，因2此硫酸钡、碳酸钡都是强电解质；易溶于水的也不一定是强电解质，如醋酸等，故电解质的强、弱与溶解性无必然联系。“电解” “电离”和“通电”的区别：“电解”指在通电条件下，电解质发生氧化还原反应，而“电离”是在水溶液中或熔化状态下电解质离解成自由移动离子
5、的过程，没有发生氧化还原反应；“通电”指接通电源，它是电解反应的条件。2、电离方程式：表示电解质电离的式子叫电离方程式（1）强电解质：完全电离，用等号连接，如 H2SO4的电离方程式为 H2SO4=2H SO 42 。（2）弱电解质：部分电离，用可逆号连接。多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步电离程度，如 H2CO3的电离方程式：H 2CO3H HCO 3 、HCO 3 H CO 32 。多元弱碱电离方程式一步写成，如 Fe(OH)3电离方程式：Fe(OH) 3 Fe3 3OH 。（3）酸式盐强酸的酸式盐，如：NaHSO 4=Na H SO 42 。弱酸的酸式盐，如：NaHCO 3
6、=Na HCO 3 ，HCO 3 H CO 32 。二、弱电解质的电离平衡1、概念：弱电解质的电离平衡是指在一定条件下(温度、浓度)，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等的状态。2、电离平衡的特征逆可逆过程动电离平衡是一种动态平衡等弱电解质分子电离成离子的速率离子结合成弱电解质分子的速率0定弱电解质分子和阴、阳离子的浓度保持不变变条件改变，平衡状态可能改变，在新条件 下建立新的平衡状态3、外界条件对电离平衡的影响（1）内因：弱电解质本身的性质。（2）外因：电离平衡属于动态平衡，当外界条件改变时，弱电解质的电离平衡也会发生移动，平衡移动也遵循勒夏特列原理。其规律是：以弱
7、电解质 AB 的电离为例：AB A B 升高温度、加水稀释、减小 c(AB)、增大 c(A )或 c(B )：平衡右移降低温度、减小 c(A )或 c(B )、增大 c(AB)：平衡左移34、电离平衡常数（1）含义：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的幂之积，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，Kb 表示碱。 ）（2）表达式：对一元弱酸 HA：HA H A ， Ka 。对一元弱碱 BOH：BOH B OH ， Kb 。（3）特点：电离常数只与温度有关，升高温度，电离平衡常数值增大。多元弱酸的各级电离常数
8、的大小关系是 Ka1Ka2Ka3，所以酸性主要决定于第一步电离。（4）意义：电离常数反映了弱电解质的电离程度大小，K 值越大，电离程度越大，酸(或碱)性越强。如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：H 2SO3H 3PO4HFCH 3COOHH 2CO3H 2SHClO。注意:电离常数与电离程度的影响因素不是完全一致的，只有当温度改变时，两者的变化一致，其余条件变化时，不影响电离常数 K，但影响电离程度。例如向弱电解质 HA 的溶液中加入少量烧碱 溶液，平衡右移，HA 的电离程度增大，但 K 并未改变。（5）影响因素：电离常数的大小主要由物质的本性决定。电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温
9、下一般变化不大。三、水的电离1、电离方程式：水是一种极弱的电解质，H 2OH 2O H3O OH 简写为 H2O H OH 。2、水的离子积常数：（1）符号：K W。（2）公式：K W c(H )c(OH ),25 时, KW110 14 mol2L2 。3、影响 KW大小的因素：水的电离过程是个吸热的过程，故温度升高，H 2O 的 KW增大。说明：（1）K W只受温度影响，改变其他条件水的电离程度会发生变化，但只要温度不变，则 KW不变。（2）水的离子积是水电离平衡时的性质，不仅适用于纯水，也适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪4种溶液均有 c(H )H2O c(OH )H2O。即任何稀水溶液中
10、都存在这一关系。因此，在酸溶液中酸本身电离出来的 H 会抑制水的电离， c(H )酸 c(OH )水 K W；而在碱溶液中，碱本身电离出来的 OH 也会抑制水的电离， c(OH )碱 c(H )H2OK W。（3）外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候由水电离出的 H 和 OH 总是相等的。如Na2CO3溶液中 OH 全部由水电离产生，而水电离产生的 H 除一部分存在于溶液中，其他则存在于HCO3 和 H2CO3中。故有 c(OH ) c(H ) c(HCO3 )2 c(H2CO3)。（4）水的离子积常数表示在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有 H 和 OH 共存，只是相对含量不同而
11、已。并且在稀酸或稀碱溶液中，当温度为 25 时， KW c(H )c(OH )110 14 mol2L2为同一常数。4、影响水的电离平衡的因素：外界条件对水的电离平衡的影响（1）酸、碱均可抑制水的电离；（2）升高温度可促进水的电离；（3）易水解的盐均可促进水的电离；（4）活泼金属(Na)可促进水的电离。四、溶液的酸碱性与 pH1、溶液的酸碱性：溶液的酸碱性是由溶液中 c(H)与 c(OH)的相对大小决定的： c(H ) c(OH )，溶液呈酸性； c(H ) c(OH )，溶液呈中性； c(H ) c(OH )，溶液呈碱性。2、pH 及其测定：（1）计算公式：pHlg c(H )。（2）适用范
12、围：pH014。（3）表示意义：表示溶液酸碱性的强弱；pH 越小，酸性越强，pH 越大，碱性越强。（4）测定方法：pH 试纸；pH 酸度计。 生成的弱酸电离程度小于生成的弱碱的电离程度，溶液呈碱性，如 NH4HCO3；生成的弱酸和弱碱的电离程度相同，溶液呈中性，如 CH3COONH4。七、盐类水解的离子方程式的书写1、书写形式：在书写盐类水解方程式时一般要用“ ”号连接，产物不标“”或“” ，其一般形式为：盐水 酸碱，用离子方程式表示为：盐中的弱离子水 弱酸(或弱碱) OH (或 H )。2、书写规律：5（1）一般盐类水解程度很小，水解产物很少，如果产物易分解(如 NH3H2O、H 2CO3)
13、也不写成其分解产物的形式，如：NH 4Cl 的水解离子方程式：NH 4 H 2O NH3H2OH 。（2）多元弱酸正盐的水解分步进行，以第一步为主，如 Na2CO3的水解离子方程式：CO32 H 2O HCO3 OH 。HCO 3 H 2O H2CO3OH 。（3）多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如 FeCl3的水解离子方程式：Fe3 3H 2O Fe(OH)33H 。（4）水解呈酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大，书写时要用“=” “” “”等，如NaHCO3与 AlCl3混合溶液的反应离子方程式：Al 3 3HCO 3 =Al(OH)33CO 2。八、影响盐类水解平衡的因素1、
14、内因：酸或碱越弱，其对应的弱酸根阴离子或弱碱阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。2.外因：水解是微弱的、可逆的、吸热的动态平衡，属于化学平衡，适用于勒夏特列原理因素 水解平衡 水解程度 水解产生离子的浓度温度 升高 右移 增大 增大增大 右移 减小 增大 浓度 减小 右移 增大 减小酸 弱酸根离子的水解程度增大，弱 碱阳离子的水解程度减小外加酸碱 碱 弱酸根离子的水解程度减小，弱碱阳离子的水解程度增大例如：纯碱溶液中存在 CO32 的水解平衡：CO 32 H 2O HCO3 OH ，温度升高，水解平衡右移，c(OH )增大，去污能力增强。FeCl 3溶液中存在 Fe3 的水解平衡：Fe
15、 3 3H 2O Fe(OH)33H ，加入盐酸， c(H )增大，可抑制 Fe3 的水解。九、沉淀溶解平衡和溶度积常数1、沉淀溶解平衡的概念：在一定温度下，当难溶强电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速率和生成沉淀速率相等的状态。2、溶解平衡的建立：固体溶质 溶液中的溶质Error!。溶 解 结 晶3、影响沉淀溶解平衡的因素(以 AgCl 为例)：AgCl(s) Ag (aq)Cl (aq) H0溶 解 结 晶外界条件 移动方向c(Ag)Ksp6升高温度 正向 增大 增大加入少量AgNO3逆向 增大 不变加入 Na2S 正向 减小 不变通入 HCl 逆向 减小 不变4、溶度积常数：（1）表达式：
16、A mBn(s) mAn (aq) nBm (aq)， Ksp cm(An )cn(Bm )。溶 解 结 晶（2） Ksp 的意义： Ksp 反映了难溶电解质在水中的溶解能力，当化学式所表示的组成中阴阳离子个数比相同时， Ksp 数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越大。（3） Ksp 的影响因素： Ksp 只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀量和溶液中离子的浓度无关。溶液中离子浓度的变化只能使平衡移动，并不改变溶度积。十、沉淀溶解平衡的应用由于沉淀溶解平衡也是动态平衡，因此可以通过改变条件使平衡移动，最终使溶液中的离子转化为沉淀或沉淀转化为溶液中的离子。1、沉淀的生成：（1）应用：可利用生
17、成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。例如：分离离子：同一类型的难溶电解质，如 AgCl、AgBr、AgI，溶度积小的物质先析出，溶度积大的物质后析出。控制溶液的 pH 来分离物质，如除去 CuCl2中的 FeCl3就可向溶液中加入 CuO 或 Cu(OH)2等物质，将Fe3 转化为 Fe(OH)3而除去。（2）方法：方法 实 例 反应的离子方程式调节 pH 法 用 Cu(OH)2、CuO 等除去 CuCl2中的 FeCl3Fe3 3H 2O Fe(OH)33H Cu(OH)22H Cu2 2H 2O沉淀剂法 以 Na2S、H 2S 等作沉淀剂除去污水中的重金属离子 H2SCu 2 CuS2H
18、 2、沉淀的溶解：（1）酸溶解法：如 CaCO3溶于盐酸，离子方程式为：CaCO 32H Ca 2 H 2OCO 2。（2）盐溶解法：如 Mg(OH)2溶于 NH4Cl 溶液，离子方程式为：Mg(OH) 22NH 4 Mg 2 2NH 3H2O。（3）氧化还原溶解法：如不溶于盐酸的硫化物 Ag2S 溶于稀 HNO3。73、沉淀的转化：（1）实质：沉淀溶解平衡的移动。（2）特征：一般说来，溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现。沉淀的溶解度差别越大，越容易转化。（3）应用：例如锅炉除垢：将 CaSO4转化为 CaCO3，离子方程式为：CaSO 4CO 32 CaCO3SO 42 。注意：（
19、1）利用生成沉淀的方法不可能将要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于 1105 molL1 时，沉淀已经完全。 C.若是强电解质，pH 应该等于 7，氢氧化钠是强电解质，强碱弱酸盐；D.溶液导电能力与溶液中离子浓度大小有关，导电能力弱，离子浓度小。【详解】考点 2 外界条件对电离平衡的影响【例 2】常温下 0.1 mol/L 氨水的 pHa，下列能使溶液的 pH(a1)的措施是（ ）A将溶液稀释到原体积的 10 倍 B加入适量的氯化铵固体C加入等体积 0.2 mol/LNaOH 溶液 D提高溶液的温度（不考虑挥发）【答案】B【解析】【分析】根据弱电解质的电离、溶液中的
20、溶解平衡及外界条件对平衡的影响。【详解】A .常温下 0.1mol/L 氨水的 pH=a，将溶液稀释到原体积的 10 倍，由于溶液中存在 NH3H2ONH4+OH-，加水促进电离，故溶液的 PH（a-1） ，故 A 错误；B.加入适量的氯化铵固体，NH 3H2ONH4+OH-，c(NH 4+)增大，使平衡向逆方向移动，则 OH-的浓度减小，8PH 减小，故 PH 有可能等于（a-1） ，故 B 正确；C.0.1mol/L 氨水中加入等体积的 0.1mol/L NaOH 溶液，氢氧化钠为强碱完全电离，溶液中 OH-的浓度增大，PH 增大，故 C 错误；D.把溶液的温度提高，则 NH3H2ONH4
21、+OH-，平衡向吸热反应方向移动，即平衡向正方向移动，溶液中 c(OH-)的浓度增大，PH 增大，故 D 错误.故选 B。【点睛】水解和电离都是吸热反应；离子浓度增大促进平衡向离子浓度减小的方向移动。考点 3 影响水的电离平衡的因素及结果【例 3】水中加入下列物质，对水的电离平衡不产生影响的是ANaHCO 3 BNaBr CKAl(SO 4)2 DNH 3【答案】B【解析】【详解】【点睛】影响水的电离平衡的因素有温度、酸、碱、盐等，加酸、加碱抑制水的电离，能水解的盐促进水的电离。考点 4 有关溶液酸碱性的判断和 pH 的计算【例 4】25时，甲、乙两烧杯分别盛有 5mLpH1 的盐酸和硫酸，下
22、列描述中不正确的是A物质的量浓度：c 甲 =2c 乙B水电离出的 OH 浓度：c(OH )甲 c(OH )乙C若分别用等浓度的 NaOH 溶液完全中和，所得溶液的 pH：甲=乙D将甲、乙烧杯中溶液混合后（不考虑体积变化） ，所得溶液的 pH1【答案】D9【解析】【分析】盐酸是一元强酸，硫酸是二元强酸，其 pH 相等说明氢离子浓度相等。【详解】盐酸是一元强酸，硫酸是二元强酸，其 pH 相等说明氢离子浓度相等。A. 盐酸和硫酸溶液中氢离子浓度相等时，盐酸浓度为硫酸浓度的 2 倍，即 c 甲 =2c 乙 ，故 A 正确；B. pH 相等说明氢离子浓度相等，则氢氧根离子浓度也相等，故 B 正确；C.若
23、分别用等浓度的 NaOH 溶液完全中和，都生成不能水解的强酸强碱盐，即所得溶液的 pH 都为 7，故 C 正确；D. 甲、乙烧杯中溶液混合时，若不考虑体积变化，氢离子浓度不变，故 D 错误，答案选 D。【点睛】本题主要考查 pH 的含义，注意 pH 相等即氢离子浓度相等，与强酸是几元酸无关，为易错点，试题难度不大。考点 5 酸碱中和滴定实验中指示剂的选择和误差分析【例 5】用 NaOH 标准溶液滴 定盐酸，以下操作导致测定结果偏高的是( )A滴定管用待装液润洗 B锥形瓶用待测液润洗C滴定结束滴定管末端有气泡 D滴定时维形瓶中有液体溅出【答案】B【解析】考点 6 盐类水解的规律【例 6】下列物质
24、因发生水解而使溶液呈酸性的是AHNO 3 BCuCl 2 CK 2CO3 DNaCl【答案】B【解析】【分析】能水解的是含弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐，而强酸弱碱盐水解显酸性，强碱弱酸盐水解显碱性，强10碱强酸盐不水解，据此分析。 H2C2O4是二元弱酸，任何电解质溶液中都存在电荷守恒，根据电荷守恒判断 C；钠离子不水解，可以根据酸根离子对应酸的酸性强弱判断 pH 相同的CH 3COONa、NaHCO 3、NaClO的浓度大小，钠离子浓度与三者浓度相等分析判断 D。【详解】考点 9 沉淀溶解平衡及其应用【例 9】下列有关沉淀溶解平衡的说法正确的是( )AK sp(AB2) 1，故 B 错误；C、
25、甲的混合液中，溶质为 NaX，HX 为弱酸，X 发生水解，即 c(Na )c(X )，故 C 错误；D、以的混合液中，溶质为 NaY，HY 为强酸，即 c(Na )=c(Y )，故 D 错误。5下列关于实验误差的分析正确的是A用容量瓶配制溶液，定容时俯视刻度线，所配溶液浓度偏小B第一次读数 时滴定管尖嘴处有气泡，第二次读数时气泡消失，所读液体体积偏小C测定中和热时，将盐酸慢慢加入氢氧化钠溶液中，所测中和热数值偏小D用润湿的 pH 试纸测稀硫酸溶液的 pH，测定值偏低【答案】C【解析】【详解】【点睛】本题的易错项为 B 项。酸碱中和滴定实验中，第一次读数时滴定管尖嘴处有气泡，第二次读数时气泡消失
26、，相当于标准溶液体积多读了一个气泡的体积，从而使所测体积偏大。6下列有关说法正确的是A在 Na2S 溶液中加入少量的 Na2S 固体，Na 2S 的水解程度减小B反应 2Mg(s)+CO2(g)2MgO(s)+C(s)能自发进行，说明该反应的 H0C用碱式滴定管量取 20.00mL 酸性高锰酸钾溶液D室温下，pH 分别为 2 和 4 的盐酸等体积混合后，溶液 pH3【答案】A【解析】【详解】137已知室温时，0.1 molL -1某一元酸 HA 在水中有 0.1%发生电离，下列叙述错误的是A该溶液的 pH=4B升高温度，溶液的 pH 增大C此酸的电离常数约为 110-7D稀释 HA 溶液时，不是所有粒子浓度都一定会减小【答案】B【解析】【详解】A.0.1 molL-1某一元酸 HA 在水中有发生电离，说明溶液中 c(H+)=.0.1 0.1%=10-4，pH=4，故 A 项正确；B.升温促进电离，溶液的 c(H+)增大，pH 减小，故 B 项错误；C.此酸的电离平衡常数约为 c(H+)c(A-)/c(HA)=10-8/0.1=110-7，故 C 项正确；D. 稀释 HA 溶液时，溶液中 c(H+) 、c(A -)、c(HA)粒子浓度都减小，而 c(OH )浓度增大，故 D 错误；答案为 B。
