人教专项09 水溶液中的离子平衡-2023届高考化学二轮复习知识清单与专项练习（新高考专用）（解析版）.docx

专项09 水溶液中的离子平衡
该专题分为两个板块
【1】知识清单
电离常数及其应用
电离常数的四大应用
电离常数与水解常数(Kh)的关系
弱电解质电离常数的两种计算方法
二、电解质溶液中离子浓度关系
1. 电解质溶液中的“三守恒”
2. 巧抓酸碱滴定中的“五点”，判断溶液中的粒子浓度关系
三、分布系数图像与对数图像
1. 弱电解质(弱酸或弱碱)分布系数图像
2. 对数图像
【2】专项练****1】知识清单
一、电离常数及其应用
1. 电离常数的四大应用
(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。在常温下，CH3COOH的Ka＝1.75×10-5，HClO的Ka＝2.95×10－8，则酸性强弱为CH3COOH > HClO。
(2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱
电离常数越大，对应的盐水解程度越小，盐溶液的碱性(或酸性)越弱，如醋酸：K＝1.75×10－5，次***酸：K＝2.95×10－8，则同浓度的醋酸钠和次***酸钠溶液的pH：醋酸钠 < 次***酸钠。
(3)判断反应能否发生或者判断产物是否正确
通过强酸制弱酸来判断。如H2CO3：Ka1＝4.2×10－7，Ka2＝5.6×10－11，苯酚(C6H5OH)：Ka＝1.3×10－10，向苯酚钠(C6H5ONa)溶液中通入的CO2不论是少量还是过量，其化学方程式为：
C6H5ONa＋CO2＋H2O===C6H5OH＋NaHCO3 。
(4)判断溶液微粒浓度比值的变化
利用温度不变，电离常数不变来判断。如向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，的值变大还是变小？
分析：首先要建立与K值的联系，再分析单一变量离子浓度。
＝＝，稀释时，c(H＋)减小，Ka不变，则变大。
2.电离常数与水解常数(Kh)的关系
(1)对于一元弱酸HA，Ka与Kh的关系
HA电离：HAH＋＋A－，Ka＝；
A－水解：A－＋H2OHA＋OH－，Kh＝；
则Ka·Kh＝c(H＋)·c(OH－)＝Kw
故Kh＝。
(2)对于二元弱酸H2B，Ka1(H2B)、Ka2(H2B)与Kh(HB－)、Kh(B2－)的关系
HB－水解：HB－＋H2OH2B＋OH－，Kh(HB－)＝ ；
B2－水解：B2－＋H2OHB－＋OH－
Kh(B2－)＝ 。
3.弱电解质电离常数的两种计算方法
(1)由图形起点计算电离常数
如常温下，向20 mL 0.1 mol·L－1氨水中滴加一定浓度的盐酸，溶液中水电离的氢离子浓度随加入盐酸体积的变化如图所示。
分析：由图中a点可知，常温下0.1 mol·L－1的氨水中c(H＋)＝1.0×10－11 mol·L－1，c(OH－)＝＝1.0×10-3mol/L，所以Kb＝＝10－5。
(2)由图形交点计算电离常数
如常温下，向某浓度的草酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O、C2O42-三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示：
分析：由图像可知，
pH＝1.2时，c(HC2O4-)＝c(H2C2O4)，则Ka1＝＝10－1.2，
pH＝4.2时，c(HC2O4-)＝c(C2O42-)，Ka2＝＝10－4.2。
二、电解质溶液中粒子浓度关系
1.电解质溶液中的“三守恒”
　　　物质
三守恒　　
Na2S
NaHC2O4
电荷守恒
c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)
c(Na+)＋c(H+)＝c(OH-)＋c(HC2O4-)＋2c(C2O42-)
物料守恒
c(Na+)＝2[c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)]
c(Na＋)＝c(HC2O4-)＋c(C2O42-)＋c(H2C2O4)
质子守恒
c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)
c(H＋)＋c(H2C2O4)＝c(OH-)＋c(C2O42-)
说明：质子守恒可以用电荷守恒与物料守恒推出，也可以用图示法推出。如：
(1)Na2CO3溶液：
质子守恒：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3-)＋2c(H2CO3)。
(2)NaHCO3溶液：
质子守恒：c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(CO32-)＋c(OH－)。
(3)等物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3的混合溶液中，质子守恒：3c(H2CO3)＋2c(H＋)＋c(HCO
3-)＝2c(OH-)＋c(CO32-)。
提示：质子转移图示如下：
2.巧抓酸碱滴定中的“五点”，判断溶液中的粒子浓度