2024届高考化学第一轮复习专题水溶液中的离子平衡教案
水溶液中的离子平衡
【考试说明】
1.了解电离、电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的概念。 2.了解弱电解质的电离平衡、水的电离、溶液pH和水的离子积常数等概念，了解盐溶液的酸碱性。能进行有关溶液pH与氢离子浓度、氢氧根离子浓度的简单计算。
3.了解盐类水解的原理。能说明影响盐类水解程度的主要因素，认识盐类水解在生产生活中的应用。
4.初步掌握中和滴定的原理和方法，初步掌握测定溶液pH的方法。 5.了解难溶电解质的溶解平衡。 【要点精讲】
要点一、弱电解质的电离平衡 弱电解质 电离平衡 弱电解质电离概念 电离平衡的特征 关注：
影响电离平衡的因素： （1）电解质与非电解质（注意CO2、SO2、NH3等水溶液可以导电但是非电解质）
（2）强弱电解质（注意部分盐如(CH3COO)2Pb等也属于弱电解质） （3）弱电解质的电离平衡（常见的H2CO3、NH3?H2O、CH3COOH等电离方程式的书写）
要点二、水的电离平衡和溶液的pH
1、水的电离平衡 水的离子积常数Kw=__________
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影响水的电离平衡的因素（酸，碱、盐、温度等）
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2、溶液的pH计算 要点三、盐的水解平衡： （1）本质：
（2）影响因素：内因：有弱才水解，越弱越水解 外因：温度、浓度 （3）应用：
①判断盐溶液中离子种类和比较离子浓度
②离子共存问题：如Fe3+、Cu2+、Al3+、Fe2+等离子只能大量存在于酸性溶液中；SiO32-、AlO2-、C6H5O-等离子只能大量存在于碱性溶液中；HCO3-在酸性与碱性溶液中均不能大量存在
③某些盐或盐溶液制备、保存 如FeCl3溶液的配制方法 ④Fe(OH)3胶体的制备明矾的净水作用 ⑤弱电解质的证明
⑥解释某些化学现象及在生活生产中的应用 如由MgCl2·6H2O制取无水氯化镁的方法；AlCl3·6H2O和SOCl2混合加热可以得到得到无水氯化铝的原因；用TiCl4制取TiO2的反应 要点四、中和滴定 （1）定义： （2）原理：
（3）关键：准确测定标准液与待测液的体积，准确判断滴定的终点 （4）仪器与操作： （5）误差分析与数据处理 （6）识别与绘制中和滴定曲线 要点五、沉淀溶解平衡
（1）沉淀溶解平衡：一定条件下沉淀的溶解速率与生成速率相等时，
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溶液呈饱和状态。 （2）沉淀反应的应用：
沉淀的生成：如：Cu2+（Fe3+、Fe2+）离子的除去方法 沉淀的溶解：如：Mg(OH)2沉淀的溶解方法
沉淀的转化：如：水垢中CaSO4的除去，氟化物防治龋齿的化学原理等。
总结：下表列出化学平衡与其它各类平衡的关系 知识内容 弱电解电离平衡实质上就是一种化学平衡，可以用化学平衡移动原理质的电对弱电解质的电离平衡作定性的、或定量的分析。根据电离平离 衡常数大小可比较弱电解质相对强弱，根据相应盐的水解程度也可比较弱电解质的相对强弱。 水的电水是一种很弱的电解质，加酸、加碱会抑制水的电离，升高温离 度会促进水的电离。Kw=C（OH-）·C（H+）是水的电离平衡的定量表现，H+、OH-浓度可以用这个关系进行换算。 盐类水盐类水解（如F- + H2O 解 HF + OH-）实质上可看成是：①水H++OH-），②也可以看成是中与化学平衡之间的联系 的电离平衡向正方向移动（H2O和反应的逆反应，升高温度会促进水解。 难溶电难溶电解质在水中存在溶解平衡，如AgCl（s）解质的+Cl-（aq）。改变条件平衡移动 溶解 强化训练 1、298 K时，在20.0 mL 0.10 mol·L－1氨水中滴入0.10 mol·L
Ag+（aq）3 / 7
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－1
的盐酸，溶液的pH与所加盐酸的体积关系如图所示。已知0.10
mol·L－1氨水的电离度为1.32%，下列有关叙述正确的是( )
A．该滴定过程应该选择酚酞作为指示剂 B．M点对应的盐酸体积为20.0 mL
＋
C．M点处的溶液中c(NH4)＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－)
D．N点处的溶液中pH<12
D [A项用0.10 mol·L－1盐酸滴定20.0 mL 0.10 mol·L－1氨水，二者恰好完全反应时生成强酸弱碱盐NH4Cl，应选用甲基橙作指示剂。B项当V(HCl)＝20.0 mL时，二者恰好完全反应生成NH4Cl，此时溶液呈酸性，而图中M点溶液的pH＝7，故M点对应盐酸的体积小于20.0 mL。C项M点溶液呈中性，则有c(H＋)＝c(OH－)；据电荷守恒可得c(H
＋
－－＋－
)＋c(NH＋4)＝c(OH)＋c(Cl)，则有c(NH4)＝c(Cl)，此时溶液中
＋离子浓度关系为c(NH4)＝c(Cl－)>c(H＋)＝c(OH－)。D项NH3·H2O为弱
电解质，部分发生电离，N点时V(HCl)＝0，此时氨水的电离度为1.32%，则有c(OH－)＝0.10 mol·L－1×1.32%＝1.32×10－3 mol·L－1，
c(H＋)＝
cOH－
Kw
1.0×10－14－1＝≈7.58×10－12 mol·L－1，故－3 mol·L1.32×10
N点处的溶液中pH<12。]
2．浓度均为0.1 mol/L、体积均为V0的HX、HY溶液，分别加水
V稀释至体积V，pH随lg的变化关系如图所示。下列叙述正确的是
V0
( )
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A．HX、HY都是弱酸，且HX的酸性比HY的弱 B．常温下，由水电离出的c(H＋)·c(OH－)：ab
D．当lg＝3时，若同时微热两种溶液(不考虑HX、HY和H2O的
VV0
cX－
挥发)，则减小
cY－
VB [根据题图分析，当lg＝0时，HX溶液的pH>1，说明HX部
V0
分电离，为弱电解质，HY溶液的pH＝1，说明其完全电离，为强电解质，A错误；酸或碱抑制水的电离，酸中的氢离子浓度越小，其抑制水电离的程度越小，根据题图分析，b点溶液中氢离子浓度小于a点，则水的电离程度a V度下，电离常数a＝b，C错误；当lg＝3时，若同时微热两种溶液， V0 X－的物质的量增多，Y－的物质的量不变，溶液的体积相等，所以 cX－ 比值变大，D错误。] cY－ 3． pC类似pH，是指极稀溶液中，溶质物质的量浓度的常用负对数值。如某溶液溶质的物质的量浓度为1×10－3 mol·L－1，则该溶液中溶质的pC＝－lg(1×10－3)＝3。下列表达正确的是( ) 5 / 7
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