高考化学专题——水溶液中的离子平衡.doc

2018年高考化学专题——水溶液中的离子平衡
考点一：水溶液中离子平衡的存在
1、弱电解质的电离平衡及其影响因素
弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。
（1）内因
弱电解质本身，如常温下K(HF)>K(CH3COOH)。
（2）外因
以CH3COOHCH3COO-+H+为例
①温度：弱电解质的电离过程一般是吸热的，升高温度，电离平衡向右移动，CH3COOH电离程度增大，c(H+)、c(CH3COO-)增大。
②浓度：加水稀释CH3COOH溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。n(CH3COO-)、n(H+)增大，但c(CH3COO-)、c(H+)减小。
③同离子效应：在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移动。例如0.1mol/L的醋酸溶液中存在如下平衡CH3COOHCH3COO-+H+。加入少量CH3COONa固体或HCl，由于增大了c(CH3COO-)或c(H+)，使CH3COOH的电离平衡向逆反应方向移动。前者使c(H+)减小，后者使c(H+)增大。
④化学反应：在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可使电离平衡向电离的方向移动。例如，在CH3COOH溶液中加入NaOH或Na2CO3溶液，由于OH-+H+=H2O、COEQ\s(2-,3)+2H+=H2O+CO2↑，使c(H+)减小，平衡向着电离的方向移动。
2、水的电离
（1）影响水的电离平衡的因素
①温度：
若升高温度，促进水的电离，因为水的电离吸热，故水的电离平衡向右移动，c(H＋)与c(OH－)同时增大，KW增大pH变小，但由于c(H＋)与c(OH－)始终保持相等，故仍显中性。如纯水的温度由25℃升高到100℃，则c(H＋)与c(OH－)都从1×10－7mol·L－1增大为1×10－6mol·L－1，KW由1×10－14增大为1×10－12，pH由7变为6，由于c(H＋)＝c(OH－)，仍然显中性。
②加入酸、碱
向纯水中加入酸、碱，由于酸、碱的电离产生H＋和OH－增大了水中的c(H＋)和c(OH－)，故均可以使水的电离平衡向左移动。此时，若温度不变，则KW不变，水的电离程度变小。加酸时c(H＋)变大，pH变小，加碱时，c(OH－)变大，pH变大。
③易水解的盐：
在纯水中加入易水解的盐，不管水解后溶液显什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大，但只要温度不变，则Kw不变
④其他因素：
如向水中加入活泼金属，活泼金属与水电离出的H+直接作用，促进水的电离平衡向右移动
（2）影响KW的因素
KW只与温度有关，温度不变，KW不变；温度升高，KW增大，反之KW减小。
①KW不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O
如酸性溶液中：[c(H＋)酸＋c(H＋)H2O]·c(OH－)H2O＝KW
碱性溶液中：[c(OH－)碱＋c(OH－)H2O]·c(H＋)H2O＝KW
②水的离子积常数提示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。并且在稀酸或稀碱溶液中，当温度为25℃时，KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14为同一常数。
3、盐类水解
（1）盐类水解的规律
规律：有弱才水解，无弱不水解，都弱都水解，越弱越水解，谁虽显谁性，同强显中性。
盐的类型实例水解离子溶液的酸碱性强酸强碱盐NaCl、KNO3无中性强酸弱碱盐NH4Cl、CuSO4、FeCl3NH、Cu2+、Fe3+酸性强碱弱酸盐Na2S、Na2CO3、NaHCO3S2－、CO、HCO碱性弱酸弱碱盐(NH4)2CO3、CH3COONH4NH、CO、CH3COO－由酸碱的相对强弱决定（2）影响盐类水解的因素
内因：盐本身的性质是决定盐水解程度大小的最主要因素，组成盐的酸根相对应的酸越弱(或阳离子对应的碱越弱)，水解程度就越大。
外因：
①温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。
②浓度：盐的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越小，水解程度越大。
③外加酸碱：促进或抑制盐的水解。例如：CH3COONa溶液中加强酸，盐的水解程度增大，加强碱，盐的水解程度减小。
④外加盐
a．加入水解后酸碱性相反的盐，盐的水解互相促进；加入水解后酸碱性相同的盐，盐的水解互相抑制。
b．加入不参加水解的固态盐，对水解平衡无影响；加入不参加水解的盐溶液，相当于对原盐溶液稀释，盐的水解程度增大。
外界条件对反应Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+(正反应为吸热反应)的影响如下：
条件移动方向H+数pHFe3+水解程度现象升高温度向右增加降低增大颜色变深(黄红褐)通HCl向左增加降低