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

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 温度的影响 升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大； 降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小 浓度的影响 当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小； 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：HAH＋＋A－，电离常数Ka＝。 ②对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，电离常数Kb＝。 (3)特点 多元弱酸各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3，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： H2C2O4＞H2SO3＞H3PO4＞HF＞HCOOH＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO。 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水 (H＋)＝c(OH－)=＜10－7 mol·L－1。当溶液中的c总(H＋)＜10－7 mol·L－1时就是水电离出的c(H＋)，c水 (H＋)=c总(H＋），是碱溶液；当溶液中的c(H＋)＞10－7 mol·L－1时，水电离出的c水 (H＋)＝c(OH－)=＜10－7 mol·L－1。如pH＝2的硫酸中水电离出的c水(H＋)＝c水(OH－)＝＝10－12 mol·L－1。 (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NH4Cl中水电离出的c水(H＋)＝10－4 mol·L－1。 2、 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＜CH3COOH，则相同条件下溶液的碱性：NaCN＞CH3COONa。 (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NaHCO3溶液中：HCOH＋＋CO(次要)，HCO＋H2OH2CO3＋OH－(主要)。 ②若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。如NaHSO3溶液中：HSOH＋＋SO(主要)，HSO＋H2OH2SO3＋OH－(次要)。 (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：(NH4)2CO3＞(NH4)2SO4＞(NH4)2Fe(SO4)2。 （5）FeCl3、NH4Cl、CH3COONa等溶液中由于自己不能电离出H+和OH-，它