高考化学阅读材料：10.水溶液中的离子平衡+Word版含解析.doc

【考点解读】水溶液中的离子平衡是高考的重点，在选择题中主要考查弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡、难溶电解质的溶解平衡的移动影响规律及应用，溶液中粒子浓度大小的比较，Ksp、pH的计算，中和滴定的计算、指示剂的选择等。 【归纳阅读】 1．电离平衡中的三个易错点 (1)电离平衡向正向移动，弱电解质的电离程度不一定增大，如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向电离方向移动，但醋酸的电离程度减小。 (2)弱电解质在加水稀释的过程中，溶液中所有离子浓度不一定都减小，如氨水加水稀释时，c(H＋)增大。 (3)由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1的溶液不一定呈碱性。 2．图像法理解一强一弱的稀释规律 (1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸 加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多 (2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸 加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释相同的pH，醋酸加入的水多 3．水的电离和溶液的酸碱性 (1)水的电离：任何条件下，水电离出的c(H＋)＝c(OH－)；常温下，离子积常数KW＝1.0×10－14。酸、碱抑制水的电离，能水解的正盐、活泼金属(如Na)则促进水的电离。 (2)溶液的酸碱性：溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。 溶液的酸碱性 c(H＋)与c(OH－)的大小 酸性溶液 c(H＋)c(OH－) 中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) 碱性溶液 c(H＋)c(OH－) ①当电离能力大于水解能力，如：CH3COOH的电离程度大于CH3COO－的水解程度，所以等浓度的CH3COOH与CH3COONa溶液等体积混合后溶液显酸性；同理NH3·H2O的电离程度大于NH的水解程度，等浓度的NH3·H2O和NH4Cl溶液等体积混合后溶液显碱性。 ②当水解能力大于电离能力，如：HClO的电离程度小于ClO－水解程度，所以等浓度的HClO与NaClO溶液等体积混合后溶液显碱性。 ③酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式酸根的电离能力和水解能力哪一个更强。如在NaHCO3溶液中，HCO的水解大于电离，故溶液显碱性；而在NaHSO3溶液中，HSO的电离大于水解，故溶液显酸性。 4．酸碱中和滴定 氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线 曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高 突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应) 室温下，当等体积、等浓度的一元强碱和一元强酸反应时，pH＝7；但当等体积、等浓度的一元强碱和一元弱酸(或一元强酸和一元弱碱)反应时，pH7(或pH7) 指示剂的选择：强酸滴定弱碱用甲基橙，强碱滴定弱酸用酚酞，强酸与强碱的滴定，甲基橙和酚酞均可 5.电解质溶液中粒子浓度关系 （1）CH3COONa与NH4Cl CH3COONa溶液中 NH4Cl溶液中 物料守恒 c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH) c(Cl－)＝c(NH)＋c(NH3·H2O) 电荷守恒 c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－) c(OH－)＋c(Cl－)＝c(NH)＋c(H＋) 质子守恒 c(H＋)＋c(CH3COOH)＝c(OH－) c(OH－)＋c(NH3·H2O)＝c(H＋) 大小关系 c(Na＋)c(CH3COO－)c(OH－)c(H＋) c(Cl－)c(NH)c(H＋)c(OH－) （2）Na2CO3与NaHCO3 Na2CO3溶液中 NaHCO3溶液中 物料守恒 c(Na＋)＝2[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)] c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3) 电荷守恒 c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO) 质子守恒 c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3) c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(OH－)＋c(CO) 大小关系 c(Na＋)c(CO)c(OH－)c(HCO)c(H＋) c(Na＋)c(HCO)c(OH－)c(H＋) c(Na＋)c(HCO)c(H2CO3)c(CO) 6．沉淀溶解平衡的三类应用 (1)沉淀的生成:①加沉淀剂，如向AgNO3溶液中加入NaCl可生成沉淀；②调节pH，如向一定浓度的CuSO4和FeSO4的混合溶液中先加入H2O2氧化FeSO4，使Fe2＋转化为Fe3＋，再加入CuO或Cu(OH)2调节pH至约等于4，使得Fe3＋的水解平衡右移转化为沉淀，而Cu2＋没有沉淀从而达到除杂的目的。 (2)沉淀的溶解:①酸溶解法，如