第3章 物质在水溶液中的行为 章末知识整合与串讲-【高考领航】2023-2024学年高中化学选择性必修1同步核心辅导与测评（鲁科版）

章末知识整合与串讲 一、电解质溶液中的离子平衡 类别 电离平衡 水解平衡 沉淀溶解平衡 平衡 状态 特点 逆 离子化与分子化同时进行 中和与水解同时进行 沉淀与溶解同时进行 等 v(离子化)＝v(分子化) v(中和)＝ v(水解) v(沉淀)＝ v(溶解) 定 溶液中各离子的浓度保持不变 溶液中各离子的浓度保持不变 溶液中各离子的浓度保持不变 动 都处于动态平衡中 变 条件改变时，原来的平衡状态被破坏，经过一段时间，建立起新的平衡 平衡 常数 各平衡常数都只与本性和温度有关，而与浓度、压强等外界条件无关 　下列有关电解质溶液的说法正确的是(　　) A．向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小 B．将CH3COONa溶液从20 ℃升温至30 ℃，溶液中增大 C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中>1 D．向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不变 [解析]　A项，CH3COOHCH3COO－＋H＋，K＝，则＝，加水稀释，K不变，c(CH3COO－)减小，故比值变大；B项，CH3COONa溶液中存在水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，K＝，升高温度，水解平衡正向移动，K增大，则(1/K)减小；C项，溶液呈中性，则c(H＋)＝c(OH－)，根据电荷守恒可知，c(Cl－)＝c(NH)；D项，向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，沉淀溶解平衡逆向移动，由于＝＝，Ksp仅与温度有关，故不变。 [答案]　D 二、溶液中离子平衡常数的应用 电离常数(Ka、Kb) 水的离子积常 数(Kw) 难溶电解质的溶 度积常数(Ksp) 概 念 在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度(次方)之比是一个常数，这个常数称为电离常数 一定温度下，水或稀的水溶液中c(OH－)与c(H＋)的乘积 在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之积为一常数 表 达 式 (1)对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，电离常数Ka＝ (2)对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，电离常数Kb＝ Kw＝ c(OH－)· c(H＋) MmAn的饱和 溶液Ksp＝ cm(Mn＋)· cn(Am－) 影 响 只与温度有关，升高温度，K值增大 只与温度有关，升高温度，Kw增大 只与难溶电解质的性质和温度有关 　　　联氨(N2H4)为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。联氨第一步电离反应的平衡常数值为______(已知：N2H4＋H＋N2H的K＝8.7×107 mol－1·L；Kw＝1.0×10－14 mol2·L－2)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为________________。 [解析]　将H2OH＋＋OH－　Kw＝1.0×10－14 mol2·L－2、N2H4＋H＋N2H　K＝8.7×107 mol－1·L相加，可得：N2H4＋H2ON2H＋OH－　Ka1＝Kw·K＝1.0×10－14×8.7×107 mol·L－1＝8.7×10－7 mol·L－1。类比NH3与H2SO4形成酸式盐的化学式NH4HSO4可知，N2H4与H2SO4形成的酸式盐的化学式应为N2H6(HSO4)2。 [答案]　8.7×10－7mol·L－1 N2H6(HSO4)2 三、中和滴定原理的拓展应用 1．沉淀滴定 (1)概念：沉淀滴定是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法。生成沉淀的反应很多，但符合条件的却很少，实际上应用最多的是银量法，即利用Ag＋与卤素离子的反应来测定Cl－、Br－、I－浓度。 (2)原理：沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂，滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度小，否则不能用这种指示剂。如用AgNO3溶液测定溶液中Cl－的含量时常以CrO为指示剂，这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶的缘故。 2．氧化还原滴定 (1)原理：以氧化剂或还原剂为滴定剂，直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质。 (2)实例： ①酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液 原理：2MnO＋6H＋＋5H2C2O4===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O 指示剂：酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外选择指示剂，当滴入最后半滴酸性KMnO4溶液后，溶液由无色变浅红色，且半分钟内无变化，说明到达滴定终点。 ②Na2S2O3溶液滴定碘液 原理：2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI 指示剂：用淀粉作指示剂，当滴入最后半滴Na2S2O3溶液后，溶液的蓝色褪去，且半分钟内无变化，说明到达滴定终点。 　水中的溶