全国2017年高中化学暑期作业第8讲“水溶液中的离子平衡”备考复习应该抓什么高考复习适用.doc

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1、第8讲　“水溶液中的离子平衡”备考复习应该抓什么　　　　　　　　　　　　　　　　　　　水溶液中的三大平衡(弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡和难溶电解质的沉淀溶解平衡)是历年高考的重点内容。其中溶液中粒子(分子或离子)浓度大小比较类试题是重要的考查题型，涉及酸碱中和反应、盐类的水解、弱电解质的电离平衡等内容，突出对溶液中各种守恒关系的考查。1．抓住三个平衡，用好移动原理(1)弱电解质的电离平衡①以CH3COOH溶液为例：CH3COOHCH3COO－＋H＋(正向吸热)电离平衡常数：Ka＝相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强；②根据化学平衡移动原理，分

2、析加水稀释、加冰醋酸、通HCl、加NaOH(s)、加活泼金属、升高温度等情况下，电离平衡移动方向及离子浓度、Ka的变化；③当分别在水中加醋酸、加NaOH、加AlCl3、加金属钠、升高温度等条件改变时，分析判断水的电离平衡移动的方向、电离程度的大小、pH的变化、Kw的变化。(2)盐类的水解平衡①盐类水解的规律难溶不水解，无弱不水解，有弱才水解；谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定；越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。②常见离子(如NH、Fe3＋、Al3＋、ClO－、AlO、HCO、HS－、CO、S2－)的水解方程式的书写。③水解平衡与电离平衡的

3、比较电离平衡(如CH3COOH溶液)水解平衡(如CH3COONa溶液)研究对象弱电解质(包括水、多元弱酸的酸式盐)盐溶液(包括强酸弱碱形成的盐、弱酸强碱形成的盐、弱酸弱碱形成的盐)实质弱电解质的电离盐促进水的电离升高温度促进电离，离子浓度增大，K增大促进水解，K增大14加水稀释促进电离，离子浓度(除OH－外)减小，K不变促进水解，离子浓度(除H＋外)减小，K不变加入相应离子加入CH3COONa固体或盐酸，抑制电离，K不变加入CH3COOH或NaOH，抑制水解，K不变加入反应离子加入NaOH，促进电离，K不变加入盐酸，促进水解，K不变(3)难溶电解质的溶解平衡AmBn(s)mA

4、n＋(aq)＋nBm－(aq)Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)①溶度积(Ksp)只与难溶电解质的性质和温度有关，相关离子浓度的改变可使沉淀溶解平衡发生移动，但不能改变溶度积。一般温度升高平衡右移，溶度积增大，但Ca(OH)2相反。②当Qc＝Ksp，溶液饱和，沉淀的生成与溶解处于平衡状态；Qc>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出；QcKsp，Ksp小的沉淀也可以转化为Ksp大的沉淀。【例1】　室温下，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－。下列叙述正确的是(　　)

5、A．将水加热，平衡向正反应方向移动，KW不变B．向水中加入少量盐酸，平衡向逆反应方向移动，c(H＋)增大C．向水中加入少量NaOH固体，平衡向逆反应方向移动，c(OH－)降低D．向水中加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动，c(OH－)＝c(H＋)2．抓住三个关系，学会pH的求算(1)三个关系：即溶液中c(H＋)与c(OH－)的关系、c(H＋)与pH的关系、pH与溶液酸碱性的关系。(2)溶液pH的计算方法：先判断溶液的酸碱性，再计算离子浓度(酸性溶液求H＋浓度，碱性溶液求OH－浓度)，最后求pH。【例2】　在T℃时，某Ba(OH)2的稀溶液中c(H＋)＝10－am

6、ol·L－1，c(OH－)＝10－bmol·L－1，已知a＋b＝12。向该溶液中逐滴加入pH＝c的盐酸(T℃)，测得混合溶液的部分pH如下表所示。序号Ba(OH)2溶液盐酸的溶液的pH14的体积/mL体积/mL①22.0008②22.0018.007③22.0022.006假设溶液混合前后的体积变化忽略不计，则c为(　　)A．3B．4C．5D．63．抓住三个守恒，判断粒子浓度大小(1)溶液中的“三个守恒”关系①电荷守恒：是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。如NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋

7、c(OH－)；②物料守恒：是指电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其他离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数不会改变的情况。如NaHCO3溶液中c(Na＋)＝c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(CO)；③质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子(H＋)的物质的量应相等。如在NaHS溶液中，c(H2S)＋c(H3O＋)＝c(S2－)＋c(OH－)，即c(H2S)＋c(H＋)＝c(S2－)＋c(OH－)。(2)溶液中粒子浓度大小的判断①单一溶质的溶液中弱电解质的电离或盐类的