水溶液中的离子反应

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1、第一讲弱电解质的电离基础知识梳理一、强电解质和弱电解质1. 电解质（ 电高）浬电解;贞，也括：电解质在水溶液里（ 电丙）卜的中解质，口括：号【提醒】常见的强弱电解质强电解质：强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HC1O4、HBr、HI、HMnO4 强碱：NaOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2、KOH、RbOH大部分盐：BaSOAgNO3 CaCO3等弱电解质：弱酸：如2S、H2CO3、CH3COOH、HF、HCN、HClO等。HF酸是具有强极性共价键的弱 电解质。HPO、HSO从其酸性强弱看属于中强酸，但仍属于弱电解质。弱碱：NHHO,多数不342332溶性的碱如Fe（OH）3、Cu（OH）

2、2等、两性氢氧化物如A1（OH）3. Zn（OH）2等。个别的盐：如HgC12, HgBr2等。水：是由强极性键构成的极弱的电解质。3222. 电离方程式的书写：强电解质用“”，H2SO4；弱电解质用“” CH3COOH 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，如碳酸的电离： 第一步 第二部多元弱碱的电离写成一步，如氢氧化铁的电离方程式为 可溶性酸式盐电离时，金属阳离子全部电离且不可逆，酸式酸根除HSO-外全部分步电离。如： 4NaHSO4； NaHSO3，HSO-。 练习.1下列说法正确的是（3）3 氯化钠溶液在电流作用下电离成钠离子和氯离子溶于水电离出H+的化合物都是酸 Ba

3、SO难溶于水，但BaSO属于强电解质金属铜能导电，但它不是电解质，是非电解质SO溶于水，溶液能导电：故SO属于电解质相同条件下，H+浓度相同的盐酸和醋酸溶液导电能 力相同NaHSO在熔融状态下电离生成三种离子 4A. B.C.D.2. 下列电离方程式错误的是（）A. NaHS 溶于水：NaHS=Na+HS-，HS-+H2OH3O+S2-B. A1（OH）3 电离：A1（OH）3瞽A13+ + 3OH-； A1（OH）3+H2O 婪 A1（OH）4-+H+C. （NH） SO 溶于水：（nH） SO 一2NH+SO2-34 244 2444D. HF 溶于水：HF+HOHO+F-23二、弱电解质

4、的电离平衡1. 电离平衡定义：在一定条件下，当电解质 的速率和 的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态一电离平衡。（一种特殊的化学平衡）弱电解质分子！电高成高子!两种速率相等,处于电离平衡状态时间一的速奉：/合成弱电解！ 质分子的速率& * 42. 电离平衡的特点：逆：弱电解质的电离，可逆过程；等：V （电离）=V （结合）/0动：电离平衡是一种动态平衡定：条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有分子。变：条件改变时，电离平衡发生移动。3、电离平衡常数 电离平衡常数是指在一定条件下，弱电解质在溶液中 时，溶液中电离所生成的各种离子 与溶液中 的比值。表达式 对于一元弱酸HA：

5、 HAA + H+,平衡常数表达式陟 对于一元弱碱BOH： BOHOH + B+,平衡常数表达式陟特点：电离平衡常数的数值与 有关，与浓度无关，升高温度，K值。电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，对应的酸性或碱性越强。多元弱酸的各级电离常数的大小关系是、%，故其酸性决定于第一步。 练习3. 25C时，有关弱酸的电离平衡常数如下：23弱酸化学式CH COOHHCNHCO电离平衡常数(25C)1.8X10-54.9X10-10K = 4.3X10-7K =5.6X10-11中中 逐 将回答下列问题：(1)等物质的量浓度的CH3COONa、NaHCO3、NaCN溶液 c

6、h3coo-、hco3-、CN的大小关系为： (2) a mol/L NaOH溶液与b mol/LHCN溶液等体积混合后，所得溶液 c(Na+)=c(CN-)，则 a b (填、=)(3)在冰醋酸中 滴加水，则溶液的导电性将如何变彳 醋酸的电离程度 如何变彳 电离平衡常数将如何变彳 (4)合成氨发生的反应为N2+3H22NH3。400C时，该反应平衡常数K=0.5mol-2。L2。已知该反应的平衡常数与温度的关系如图所示。500C时，在0.5L的定容容器中进行合成氨反应，一段时间后，测得N2、H2、NH3的物质的量分别是2mol、1mol，2mol，则此时反应V(N2)正.:v(N2)逆(填、

7、=或不能确定)。请书写判断理由4. 电离度：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的 百分率，称为电离度。常用a表示：已电离的溶质分子数皿宓a100%原有溶质分子总数5. 影响电离平衡的外界条件：浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移 动，而离子浓度一般会减小。温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热反应。同离子效应：在某电解质溶液中，加入含有某一相同离子的另一电解质，会抑制电解质的电离。如在醋酸溶液中加入醋酸钠或盐酸，均会抑制醋酸的电离。能反应的离子：加入能与电解质电离 出来的离子发生反应的另一物质，会促进电解质的电离。2.对CH C

8、OOHr F+CH COO-的电离平衡，小结如下：333改变条件平衡移动3H+数目C (H+)C (CH3COO-)电离平衡 常数电离程度溶液的导 电能力NaOH(s)HCl(g)NaAc(s)Na2CO3(s)加热冰醋酸水加入镁粉电离平衡属于化学平衡，受外界条件如温度和浓度等的影响，其规律遵循勒夏特列原理。要点透析一、强酸与弱酸的比较相同物质的量浓度的盐酸(a)与醋酸(b)相同pH的盐酸(a)与醋酸(b)pH或物质的量浓度(c)pH： c： 水的电离程度2, HA是弱酸。 测NaA溶液的pH，若pH=7, HA为强酸；若pH7，则HA为弱酸。练习4某温度下，相同pH的盐酸和醋酸分别加水稀释平

9、衡，pH随n ，溶液体积变化的曲线如右图所示。据图判断正确的是()对:.二1A. II为盐酸稀释时的pH变化曲线B. b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强/.C. a点KW的数值比c点的数值大I :溶液体积D. b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度二、外界条件对电离平衡的影响练习5在0.1 mol/L的CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CHfOOH孑士 CH3COQ-+H+，对于该平衡， 下列叙述正确的是(3)33A-加入水时，平衡逆向移动B-加入少量NaOH固体，平衡正向移动C-加入少量0.1 mol/L的HCl溶液，溶液中c(H+)减小。.加入少量CH COONa固体，平衡正向移动 3高考

10、真题1. (2011山东高考14)室温下向10mL pH=3的醋酸溶液中加入水稀释后，下列说法正确的是()A.溶液中导电粒子的数目减少B.溶液中一d心一不变c(CH3COOH)(OH -)C. 醋酸的电离程度增大，c(H+)亦增大D.再加入10mLlpH=11的NaOH溶液，混合液pH=72. (2011 -新课标全国卷10)将浓度为0.1molL-1HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大 的是()A. c (H+)B. Ka (HF)c (F-)C.-c (H+)c (H+)c (HF)3. (2011-浙江高考12)下列说法不正确的是()(q)2-K =B. 已知一定温度下，醋酸溶液的

11、物质的量浓度为c,电离度为a, a c(1-a)。若加入少量CH COONa固体，则CHCOOH=CHCOO-+H+向左移动，a减小，Ka变小 3334. (2010-福建卷)下列关于电解质溶液的正确判断是()A. 在pH =12的溶液中,K+、Cl-、HCO、Na+可以常量共存B. 在pH=0的溶液中，Na+、NO3-、SO：-、K+可以常量共存C. 由0. 1molL-1一元碱BOH溶液的pH=10，可推知BOH溶液存在BOH=B+OH-D. 由0.1 molL-1一元碱HA溶液的pH=3,可推知NaA溶液存在A- + H2O HA + OH-5. (09-海南6)已知室温时，0.1mo1

12、/L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.此酸的电离平衡常数约为1X10-7D. 由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍6. (2010浙江卷)(15分)已知：25C时弱电解质电离平衡数：Ka (CH3COOH)=1.8x 10-5，(HSCN)=0.13；难溶电解质的溶度积常数:Kap (CaF2)=1.5x10-io 25C时2.0x10-3molL-1 氢氟酸水溶液中，调节溶液pH (忽略体积变化)，得到c(HF)、c (F-)与溶液pH的变化关系，如 下图所示：请根据以下信息回答下旬问

13、题：图2(1) 25C时，将 20mL 0.10 mol-L-1 CH COOH 溶液和 20mL 0.10 molL1HSCN 溶液分别与 20mL30.10 molL-1NaHCO3溶液混合，实验测得产生的气体体积(V)随时间(t)变化的示意图为图2所示：反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因 ，反应结束 后所得两溶液中，c (CH COO-) J c (SCN-)(填”、”或“=”)(2) 25C时，HF电离平衡常数的数值Ka-，列式并说明得出该常数的理由。(3) 4.0x10-3 molL-1HF溶液与4.0x 10-4 mol-L-1 CaCl溶液等体积混合，调

14、节混合液pH 为4.0 (忽略调节混合液体积的变化)，通过列式计算说明是否有沉淀产生。第二讲溶液的酸碱性一、水的电离平衡及影响水电离平衡的因素1、 水 电解质，存在如下的电离平衡：或写为。2、水的离子积：(1) 、一定温度下，在纯水或水溶液中水的电离达到电离平衡时，溶液中c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数。称为该温度下水的离子积常数。(2) 、常温下(250C 时)：纯水中 c(H+)=。c(OH-)=。Kw= 。(3) 、250C时水、稀的酸溶液、碱溶液、及盐溶液中，c(H+)c(OH-)均为。(4) 、Kw只与 有关。因为水的电离为 (吸热、放热)反应，所以随温度升高，Kw将逐渐。3

15、、影响水的电离平衡的因素(1) 酸、碱：纯水中加入酸或碱育 (抑制、促进)水的电离，如常温下pH=1的盐酸中水电离 出的 c(H+)=； c(OH-)=。Kw=。(2) 温度：升 水的电离，纯水的pH值 7。(、=)(3) 盐：对水的电离的影响为：NaCl NaHSO4 NaHS、NaHCO3 NaHSO3、NaH2PO4NH4Cl、CH3COONa、CH3COONH4结论：纯水中加入能水解的盐可 (抑制、促进)水的电离。如pH=11的碳酸钠溶液中水电离出的c(OH-)=； Kw=。注意：故加入酸碱盐，只影响水的电离平衡彳 不变。练习：在纯水中加入下列物质，请填写下表：平衡移动方向C (H+)

16、c(OH-)大小关系Kw酸碱性升温c(H+)_ c (OH-)加少量硫酸c(H+) _c(OH-)加少量NaOH( s)c(H+)_ c (OH-)加少量NH4Cl( s)c(H+)_ c (OH-)加少量NaAc( s)c(H+)_ c (OH-)二、溶液的酸碱性和pH值1、pH值的概念：。 pH值的范围在之间，即pH值仅适用于 的稀溶液。 pH值每减小n个单位，c(H+)增大为原来的 倍，c(OH-)减小到原来的。pH值每增大n个单位，c(H+)减小到原来的，c(OH-)增大为原来的 倍。2、溶液的酸碱性判断 用c(H+)与c(OH-)的相对大小判断， 用pH值判断注意：用c(H+)与c(

17、OH-)的相对大小判断溶液的酸碱性是无条件的，任何温度、浓度都适用;用pH值判断溶液酸碱性的条件 。例如1000C时水的离子积为Kw=1.0X10-12，此温度下中性溶液的pH=。3、测定溶液pH值的方法：(1)默写常见的酸碱指示剂及其变色范围指示剂变色范围酸色碱色甲基橙石蕊酚酞(2)测定溶液pH值的方法很多，比较精确的测定方法是用一种叫 的仪器来测量。用pH试纸也可以迅速判断溶液的pH。常用的有 H试纸和 H试纸。范围和精度分别为用pH试纸测定溶液的pH值的操作方法是练习：有一学生在实验室测定溶液的PH值，实验时他先用蒸馏水润湿pH试纸，然后用洁净干燥的 玻璃棒蘸取试样进行实验：(1) 该生

18、的实验方法是否正确？(2) 如不正确，说明理由，同时分析是否一定有误差？(3) 若用此法测定c(H+)相等的硫酸和磷酸溶液的pH值，结果怎样？4、有关pH计算的主要题型及计算方法定义式，根据pH=-lg c(H+)，因此计算溶液的pH的关键是计算溶液中H+的浓度。下面进行 分类讨论(一) 、单一溶液pH的计算 强酸溶液例 1 .求 25 C 时，0.005mol/L 的 H2SO4 溶液的 pH: 强碱溶液例 2 .求 25 C 时，10-5mol/L 的 NaOH 溶液的 pH: 其它溶液其它溶液的pH计算方法是：想办法求出溶液中的c(H+)然后取负对数例3. 25C时，某浓度的醋酸溶液中，

19、由水电离的c(H+)=1x10-12mol/L,该溶液的pH例4. 25C时，某浓度的氨水中，由水电离的c(H+)=1x10-12mol/L,该溶液的pH例5.某地酸雨经检验除H+和OH-外，还含有Na+、Cl-、NH4+和 SO42-等离子，其浓度：c(Na+)=7.0x10-6mol/L，c(Cl-)=3.5x10-5mol/L，c(NH4+)=2.3x10-5mol/L，c(SO42-)=2.5x10-6mol/L， 则该酸雨的pH值为。(二) 、稀释型(指单一溶质加水稀释或相当于水的稀释作用)实质：稀释前后酸或碱的物质的量不变。一般计算公式:VjUrVy据此求出稀释后酸或碱的 物质的量

20、的浓度。特殊结论：1. 若为酸：强酸，PH = a,稀释10n倍，PH=；若为弱酸，PH = a，稀释10n倍, PH； 若酸的溶液无限稀释，则无论酸的强弱，PH 一律接近于2. 若为碱：强碱，PH=a,稀释 10n 倍,PH=；弱碱，PH=a,稀释 10n 倍， PH7 B PH 7 C PH7 E PH=7 F 无法确定（1）PH=2的HCl与PH = 12NaOH溶液等体积混合后,溶液的PH为（）（2）PH = 2的HCl与PH=12的NH3-H2O溶液等体积混合后，溶液的PH为（）PH=2的CH3COOH溶液与PH=12NaOH溶液等体积混合后，溶液的PH为（） （4）PH=2的酸与P

21、H=12NaOH溶液等体积混合后，溶液的PH为（）PH=2的HCl与PH=12某碱溶液等体积混合后，溶液的PH为（）PH=2的某酸与PH = 12某碱溶液等体积混合后，溶液的PH为（）三、酸碱中和滴定（）、定义：中和滴定是的方法。1、 原理：酸提供的 的物质的量与碱提供相等。即：nH+=nOH-2、 关键：准确测定参加反应的两种溶液的；（仪器的选择）准确判断 是否恰好完全反应。（指示剂的选择）3、指示剂的选择： 强酸强碱相互滴定，可选用甲基橙或酚欧。 若反应生成强酸弱碱盐溶液呈酸性，则选用酸性变色范围的指示剂（甲基橙）；若反应生成强碱弱酸盐，溶液呈碱性，则选用碱性变色范围的指示剂（酚欧）石蕊试

22、液因颜色变化不明显，且变色范围过宽，一般不作滴定指示剂。终点判断：（滴入最后一滴，溶液变色后，半分钟内不复原）指示剂 操作酚欧甲基橙强碱滴定强酸无色变为浅红色橙色变为黄色强酸滴定强碱浅红色变为无色黄色变为橙色（二）、实例：用已知浓度的NaOH溶液测未知盐酸的浓度1. 试剂:HCl溶液（未知浓度）、0.1000mol/LNa0H溶液、酚欧溶液、蒸馏水。2. 仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、锥形瓶、洗瓶、铁架台、烧杯等。3. 实验操作过程：（1 ）滴定准备过程： 滴定管的准备：检漏润洗注液赶气泡调零 锥形瓶的准备：盛液-用酸式滴定管将一定体积（如20mL ）未知浓度的盐酸放入锥形瓶，滴 加

23、23滴指示剂。（2）滴定左手控制滴定管活塞，右手不断摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶色中溶液颜色的变化。（3）终点的判断所谓的终点是酸和碱恰好中和完全的那个时刻。溶液颜色刚好由无色变为浅红色且在半分 钟内不再退色。（4）读数读取滴定管内液面所在体积数时，应使滴定管与水平的实验台面保持垂直，并使视线与滴定管 内液体的凹液面最低处水平相切。（5）数据记录重复滴定一次。设计表格，将两次读取的数据记录在自己设计的表格中，求出两次滴定消耗NaOH 体积的平均值，并利用平均值计算得出待测液HCl的浓度。（三）酸碱中和滴定的误差分析习：以标准酸溶液滴定未知浓度的碱（酚欧作指示剂）为例，常见的因操作不正确而引起的误

24、差有:步骤操作V（标准）c（待测）洗涤酸式滴定管未用标准溶液润洗碱式滴定管未用待测溶液润洗锥形瓶用待测溶液润洗锥形瓶洗净后还留有蒸馏水取液放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失滴定酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失振荡锥形瓶时部分液体溅出部分酸液滴出锥形瓶外读数滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯）滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰）高考真题1、 (2012上海7)水中加入下列溶液对水的电离平衡不产生影响的是()A. NaHSO4溶液B. KF溶液C. KAl(SO4)2 溶液D. NaI 溶液2、(2012上海21)常温下a mol - L-i CH3COOH稀

25、溶液和bmol - L-1KOH稀溶液等体积混合，下列判断一定错误的是()A.若 c(OH-)c(H+),a=bB.若 c(K+)c(CH3COO-),abC.若 c(OH-)=c(H+),abD.若 c(K+)c(CH3COO-),ab3、(2012安徽 12)氢氟酸是一种弱酸，可用来刻蚀玻璃。已知25C时 HF(aq)+OH(aq)=F(aq)+H2 O(l) Ah=-67.7KJmol1 H+(aq)+OH(aq)=H2O (l)AH=-57.3KJmol1在20mL0.1.molL-1氢氟酸中加入VmL0.1molL-1NaOH溶液，下列有关说法正确的是()A. 氢氟酸的电离方程式及热

26、效应可表示为：HF(aq)=H+(aq) +F-(aq)AH=+10.4KJmol1B. 当 V = 20 时，溶液中：c(OH) = c(HF) +c(H+)C. 当 V = 20 时，溶液中：c(F)0 时，溶液中一定存在：c(Na+)c(F)c(OH)c(H+)4、(2012海南11)25C时，amol.L-1 一元酸HA与bmol.L-1NaOH等体积混合后，pH为7，则下列关 系一定正确的是()A. a =b B. abC. c(A-) = c(Na+)D. c(A-)bB. 在滴有酚欧溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的pHc(HCOQc(CO3-)(多元弱酸第

27、一步电离程度远远大于第二步电离)。水解理论：发生水解的微粒的浓度大于水解生成微粒的浓度。例如，Na2CO3溶液中：c(COg-)c(HCOQc(H2CO3)(多元弱酸根离子的水解以第一步为主)。2. 电解质溶液中的守恒关系电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子带有的正电荷数与所有的阴离子带有的负电荷数相等。NaHCO3 溶液中：n(Na+) + n(H+) = n(HCO) +2n(COQ + n(OH-)推出：Na+ + H+ = HCO3- + 2CO32- + OH-物料守恒：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它离子或分子等，但离子 或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的

28、。NaHCO3 溶液中 n(Na+): n(c)=1： 1,推出：c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3) 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。例如在NH HCO溶液中HO+、HCO为得到质子后的产物；NH、OH-、CO 2-为失去质子后的产物，故有以 4332333下关系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。3. 溶液中离子浓度大小关系33(1) 多元弱酸溶液，根据多步电离分析如：在 HPO 溶液中，c(H+)c(HPO-)c(HPO2-)c(PO3-)。(2) 多元弱酸的正盐溶液，根据

29、弱酸根的分步水解分析4如：NaCO 溶液中：c(Na+)c(CO2-)c(OH-)c(HCO-)。(3) 不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对其产生的影响。例如，在相同物质的量浓度的下列溶液中：NHNO溶液，CH COONH溶液，NH HSO溶液，c(NH+) 4334444由大到小的顺序。(4) 混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素、水解因素等例如，在0.1 mol/L的NH4C1和0.1 mol/L的氨水混合溶液中，各离子浓度的大小顺序 在 该溶液中，NH3旧20的电离与NH的水解互相抑制，但NH3旧20的电离程度大于NH的水解程度， 溶液呈碱性，c(OH-

30、)c(H+)，同时 c(NH+)c(C1-)o要点透析一、溶液中微粒浓度的大小比较例1、下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是()A. 室温，向 0.01 mol/L NH4HSO4 中滴加 NaOH 至中性：c (Na+)c (SO2-)c (NH+)c (OH-) = c (H+)B. 0.1 mol/L NaHCO3溶液：c(Na+)c(OH-)c(HCO-)c(H+)44C. Na2CO3溶液：c (OH-) -c(H+)=c (HCO-) + c (H2CO)D. 25C时，pH=4.75、浓度均为 0.1 mOl/L 的 ChOOH、CH3COONa 混合溶液：c (CH3COO

31、-) +c(OH-) c(HCO3-) c(CO32-) c(H2CO3)C. pH = 11 的氨水与 pH = 3 的盐酸等体积混合：c(Cl-) = c(NH4+) c(OH-) = c(H+)D. 0.2mol/LCH3COOH溶液与0.1mol/LNaOH溶液等体积混合：2c(H+) - 2c(OH-) = c(CH3COO-) - c(CH3COOH)2、(2012江苏15)25C，有c(CH3COOH)+c(CH3COO-)= 0.1mol-L-i的一组醋酸和醋酸钠混合溶液， 溶液中c(CH3COOH) c(CH3COO-)与 pH值的关系如图所示。下列有关离子浓度关系叙述正确的

32、 是( )OJOOi jIL u* /| 0.05:J 1).024/ iJ j I ?.75 3.75 4.7s6.?5plA. pH= 5.5 溶液中：c(CH3COOH)c(CH3COO-)c(H+)c(OH-)B. W 点表示溶液中：c(Na+)+c(H+)= c(CH3COO-)+c(OH-)C. pH= 3.5 溶液中：c(Na+)+c(H+)-c(OH-)+c(CH3COOH)= 0.1molL-1D. 向W点所表示溶液中通入0.05molHCl气体(溶液体积可忽略)：c(H+)= c(CH3COOH)+c(OH-)3.(2012重庆11)向10mL 0.1molL-1NH4Al

33、(SO4)2溶液中，滴加等浓度Ba(OH)2溶液x mL,下列叙 述正确的是A. x=10 时，溶液中有 NH4+、Al3+、SO42-，且 c(NH4+)c(Al3+)B. x=10 时，溶液中有 NH4+、AlO2-、SO42-，且 c(NH4+)c(SO42-)C. x=30 时，溶液中有 Ba2+、AlO2-、OH-，且 c(OH-)c(HSO3-)c(SO32-)c(H+) = c(OH-)c. c(Na+)+c(H+)=c(SO32-)+c(HSO3-)+c(OH-)(4) 当吸收液的pH降至约为6时，满送至电解槽再生。再生示意图如下： HSO3在阳极放电的电极反应式 。 当阴极室

34、中溶液PH升至8以上时，吸收液再生并循环利用。简述再生原理:.5. (2011江苏高考)下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是()双选A. 在 0.1molL-iNaHCO3溶液中：c(Na+) c(HCO) c(CO* c(H2CO3)B. 在 0.1molL-iNa2COj容液中：c(OH-)- c(H+)= 3c(HCO3-)+2c(H2CO3)2 3C. 向 0.2 mol-L-1NaHCO3溶液中加入等体积 0.1molL-；NaOH 溶液：c(CO32-) c(HCO3-) c(OH-) c(H+)D. 常温下，CH3COONa 和 CHfOOH 混合溶液pH=7, c

35、(Na+)=0.1molL-1： 33c(Na+)= c(CH3COO-) c(CH3COOH) c(H+)= c(OH-)156. (2011 -安徽高考)室温下，将1.000molL-i盐酸滴入 20.00mL 1.000mol - L-i氨水中，溶液pH和温度随加入盐酸体 积变化曲线如图所示。下列有关说法正确的是()A. a 点由水电离出的c(H+) = 1.0x 10-14mol -L-1B. b 点：c(NH + ) + c(NH3 H2O) = c(Cl-)C. c 点：c(Cl-)二 c(NH + )32D. d点后，溶液温度略下降的主要原因是NH3 H2O电离吸热7. (201

36、1 -广东高考1)对于0.1molL-1Na2SO3溶液，正确的是()A、升高温度，溶液的pH降低2 3B、c (Na+) =2c (SO32-) + c (HSO3-) + c (H2SO3)C、c (Na+) +c (H+)=2 c (SO：-)+ 2c (HSO3-) + c (OH-)。、加入少量NaOH固体，c (SO：-)与。(Na+)均增大8. (2010 广东理综)HA为酸性略强于醋酸的一元弱酸，在0.1 molL-1 NaA溶液中，离子浓度关系正确的是()A. c(Na+) c(A-) c(H+) c(OH-)B. c(Na+) c(OH-) c(A-) c(H+)C. c(

37、Na+)+ c(OH-)= c(A-)+ c(H+)D. c(Na+)+ c(H+) = c(A-)+ c(OH-)9. (2010 -福建)下列关于电解质溶液的正确判断是()A. 在pH = 12的溶液中，K +、CL-、HCO-、Na +可以常量共存B. 在pH= 0的溶液中，Na +、NO；、SO;-、K +可以常量共存C. 由0. 1 mol - L-1 一元碱BOH溶液的pH=10，可推知BOH溶液存在BOH= B + OH-D. 由0.1 mol - L-1 一元碱HA溶液的pH=3,可推知NaA溶液存在A- + H2O HA + OH-10. (2010 -上海)下列溶液中微粒浓

38、度关系一定正确的是A. 氨水与氯化铵的pH=7的混合溶液中：Cl-NH+4B. pH=2的一元酸和pH=12的一元强碱等体积混合：OH-= H+C. 0. 1 molL-1 的硫酸铵溶液中：NH+SO 2-H+44D. 0. 1 molL-1 的硫化钠溶液中：OH- = H+ + HS- + HS2第四讲 难溶电解质的溶解平衡基础知识梳理一、沉淀溶解平衡1. 沉淀溶解平衡的概念：在一定温度下，当难溶电解质的 溶液中，沉淀的 速率等于沉淀 速率时，即达到沉淀的溶解平衡状态。2. 沉淀溶解平衡的建立溶解固体溶质.溶液中的溶质V溶解 V沉淀，固体溶解；(2)V溶解 V沉淀，溶解平衡；(3)V溶解V沉

39、淀，析出晶体。3. 沉淀溶解平衡的影响因素内因：难溶电解质本身的性质。外因：浓度：加水，平衡向溶解方向移动。但Ksp不变。温度：升温，多数平衡向溶解方向 移动，多数难溶电解质的溶解度随温度的升高而增大，升高温度，平衡向溶解方向移动Ksp增大。 其他：向平衡体系中加入可与体系中的某些离子反应的更难溶解或更难电离或气体的离子时，平 衡向溶解方向移动，但Ksp不变。二、溶度积常数及其应用1. 表达式：难溶固体在溶液中达到 状态时，离子浓度保持不变(或一定)。各离子浓度 是一个常数,这个常数称之为溶度积常数简称为溶度积，用符号Ksp表示。即：MmAn(s)wmMn+(aq)+nAm+(aq)Ksp=K

40、sp 仅受温度影响。2. 溶度积规则:某难溶电解质的溶液中任一情况下离子积Qc和溶度积Ksp的关系：Qc Ksp时,溶液过于饱和，析出沉淀。Qc Ksp时，饱和溶液，沉淀溶解平衡状态。 Qc Ksp时，溶液未饱和，无沉淀析出。三、沉淀反应的应用及沉淀的转化1. 沉淀的生成：应用：可利用生产沉淀来达到分离或者除去某些离子的目的条件生成沉淀的反应能够发生生成沉淀的反应进行的越完全越好方法调节PH法，加沉淀剂法。如：Cu2+(Fe3+、Fe2+)离子和除去方法2. 沉淀的溶解：根据溶度积规则，当QcKsp时，沉淀就向溶解的方向进行。因此，使沉淀溶解的总 原则就是设法使构成晶体离子的浓度减小使之满足Q

41、cKsp。化学方法溶解沉淀的原则是：使沉淀溶解平衡向着溶解的方向移动。常用的方法有：酸碱溶解法：借助某些可溶性弱电解质(水、弱酸或弱碱)，使难溶物的离子浓度 降低而溶解。本法适用于溶解氢氧化物、弱酸或弱碱盐等难溶物质。具体办法是：难溶酸用强碱溶; 难溶碱用强酸或较强酸溶；难溶弱酸盐用强酸或较强酸溶解。(2) 配位溶解法：在难溶物中加入配位剂，因形成配合物而降低难溶物的某种离子浓度，使平衡向右 移动而溶解，配位剂的浓度越大，或生成配合物稳定性越大，则难溶物的溶解度也越大。例如，含 AgCl(s)的溶液中加入氨水，而使AgCl溶解度增加或完全溶解。AgCl(s)+2NH3(aq)Ag(NH3)+

42、(aq)+Cl-（3）氧化还原溶解法:通过氧化还原反应使难溶物的离子浓度降低，使平衡向右移动而溶解。此法适用于具有明显氧化性或还原性的难溶物，如，不溶于盐酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3就是一个例子： Ag2S+ HNO3=（4）沉淀转化溶解法：将难溶物转化为能用上述三种方法之一溶解的沉淀，然后再溶解。例如，BaSO4 中加入饱和Na2CO3溶液使BaSO4转化为BaCO3，再将BaCO3溶于盐酸。3. 沉淀的转化：（：）概念：由一种难溶物质转化另一种难溶物质的过程实质：难溶电解质溶解平衡的移动。应用：水垢中CaSO4的除去，氟化物防治龋齿的化学原理等要点透析4一、沉淀溶解平衡的影响因素及四大

43、平衡的比较化学平衡电离平衡松解平衡溶解平衡前提条件切可逆反应寺弱电解质在溶液中进行的平衡电离平衡的另神形式雄瘩电解质在溶横中平街表jA 1 知jJ-A+HD -迅A,-达式 C-：!)HA + DH平街常数尸一门如影响洋度、压强、温泓巨（色括=波度（包括同离龈度包括同高子触因素度例1、下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是（）A. 反应开始时，溶液中各离子浓度相等B. 沉淀溶解达到平衡时，沉淀的速率和溶解的速率相等C. 沉淀溶解达到平衡时，溶液中溶质的离子浓度相等，且保持不变D. 沉淀溶解达到平衡时，如果再加入难溶性的该沉淀物，将促进溶解二、沉淀溶解平衡的应用1. 沉淀的溶解和生成沉淀的生成：欲使某

44、物质析出沉淀，必须使其离子积大于溶度积，即增大离子浓度可反应向着生 成沉淀的方向转化。沉淀的溶解当QcKsp时，就会试沉淀溶解，加入酸、碱或氧化剂、还原剂或者是适当的配合剂 与溶解平衡体系中的离子进行反应，降低离子浓度，使平衡向溶解方向移动。2. 沉淀的转化：沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动。一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解 度更小的沉淀容易实现。根据难溶物质溶解度的大小，难溶物质间可以进行转化，例如：NhCINaBrAgNO. - *AgCl（白色沉淀） AgBH淡黄色 NdNa S沉淀）-黄色沉淀）-色沉淀L沉淀转化在工业上的应用：在工业废水处理过程中，用FeS等难溶物作沉淀剂除去废

45、水中的重金 属离子。23A. 用向MgCl2溶液中加入NaClO3的方法制取Mg（ClO3） 2 的主要原因是Mg（ClO3） 2的溶解度受温度的影响比较大B. Mg（ClO3）2不能与可燃物（如S、P4） 一起存放例2、某些物质的溶解度随温度变化曲线如图所示。Mg（ClO3）2在农业上可用作脱叶剂、催熟剂，通 常采用向MgCl溶液中加入NaClO的方法制取。下列有关说法中不正确的是（）C. 可采用溶解、过滤的方法分离Mg(ClO3)2与NaCl的混合物D. 通过这种方法制得的Mg(ClO3)2中常伴有NaCl等杂质高考真题3 21. 2012年浙江26已知：I2+2S2Q2- = S4O2-

46、 +2I-。相关物质的溶度积常数见下表:物质Cu(OH)2Fe(OH)3CuClCuIKsp2.2x10-2。2.6x10-391.7x10-71.3x10-12(1) 某酸性CuCl2溶液中含有少量的FeCl3，为得到纯净的CuCl2-2H2O晶体，加入，调至 pH=4,你 使溶液中的Fe3+转化为Fe(QH)3沉淀，此时溶液中的c(Fe3+)=。过滤后，将所得滤液低温蒸发、浓缩结晶，可得到CuCl2-2H2O晶体。(2) 在空气中直接加热CuCl22H2O晶体得不到纯的无水CuCl2，原因是 (用化学方程式表示)。由CuCl22H2O晶体得到纯的无水CuCl2的合理方法是。(3) 某学习小

47、组用“间接碘量法”测定含有CuCl22H2O晶体的试样(不含能与I-发生反应的氧化性 质杂质)的纯度，过程如下：取0.36 g试样溶于水，加入过量KI固体，充分反应，生成白色沉淀。用0.1000 mol 乙-1 Na2S2O3标准溶液滴定，到达滴定终点时，消耗Na2S2O3标准溶液20.00 ml。 可选用 作滴定指示剂，滴定终点的现象是。 CuCl2溶液与KI反应的离子方程式为。 该试样中CuCl22H2O的质量百分数为。2. 2011年浙江13海水中含有丰富的镁资源。某同学设计了从模拟海水中制备MgO的实验方案：1.0 L模拟海水 (25C,pH=8.3)1.0 mL 1.0 mol/L

48、NaOH溶液 过滤滤液M卜沉淀X加NaOH固体 调至 pH=11.0 过滤f |滤液N沉淀丫卜 MgO模拟海水 中的Na+Mg2 +Ca2+Cl-HCO -3离子浓度 (mol/L)0.4390.0500.0110.5600.001注：溶液中某种离子的浓度小于1.0X10-5 mol/L，可认为该离子不存在; 实验过程中，假设溶液体积不变。已知：Ks (CaC03)=4.96X10-9； % (MgC03)=6.82X10-6；Ks Ca(0H)=4.68X10-6； K；Mg(OH)=5.61X10-12。下列费法正确的是SP 2沉淀物X为CaCO3滤液M中存在Mg2+，不存在Ca2+滤液N中存在Mg2+、Ca2+步骤中若改为加入4.2 g NaOH固体，沉淀物Y为Ca(OH)和Mg(OH)A.B.C.的混合物21. 34. 4pHD.3. (2010山东卷)某温度下，Fe(OH) 3 (S)分别在溶液中达到沉淀溶解平衡后，改变溶液pH，金属