高中化学第三章水溶液中的离子平衡章末整合同步练习新人教版选修42 4页

水溶液中的离子平衡章末整合 - 4 -‎ 一、酸、碱中和滴定曲线 ‎1．酸碱滴定过程中溶液pH的变化特点 在酸碱反应过程中，溶液的pH会发生变化，对于强酸强碱的反应，开始时由于被中和的酸(或碱)浓度较大，加入少量的碱(或酸)对其pH的影响不大。当反应接近终点(pH≈7)时，很少量的碱(或酸)就会引起溶液pH突变，酸、碱的浓度不同，pH突变范围不同。‎ ‎2．酸碱滴定曲线 酸碱滴定曲线是以酸碱混合过程中滴加酸(或碱)的量为横坐标，以溶液pH为纵坐标绘出的曲线。‎ 向20.00 mL 0.1000 mol·L－1 HCl溶液中滴加0.1000 mol·L－1 NaOH溶液过程中pH变化如下表所示：‎ V(NaOH)/mL ‎0.00‎ ‎10.00‎ ‎15.00‎ ‎18.00‎ ‎19.00‎ ‎19.96‎ ‎20.00‎ ‎20.04‎ ‎21.00‎ ‎22.00‎ ‎30.00‎ pH ‎1‎ ‎1.48‎ ‎1.85‎ ‎2.28‎ ‎2.59‎ ‎4.00‎ ‎7.00‎ ‎10.30‎ ‎11.39‎ ‎11.68‎ ‎12.30‎ 由表中数据绘制滴定曲线如下图：‎ ‎[特别提示]　(1)酸碱中和滴定曲线有一突变过程。‎ ‎(2)从滴定曲线的起点可判断滴定的过程，若起点为酸性，则为碱溶液滴定酸溶液，否则相反。‎ 二、溶液中离子浓度的大小和粒子的守恒关系 - 4 -‎ ‎1．明确两个“微弱”‎ ‎(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的离子的浓度小于弱电解质分子的浓度。如弱酸HA溶液中c(HA)>c(H＋)>c(A－)>c(OH－)。‎ ‎(2)单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的，水解生成的粒子的浓度小于盐电离产生的离子的浓度。‎ ⅰ.单一溶液中不同离子浓度的大小比较 ‎①正盐溶液 基本遵循c(不水解离子)>c(水解离子)>c(显性离子)，当离子外有角标时，顺序提前，如醋酸钠溶液中有c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)。‎ 在浓度为c mol·L－1(NH4)2SO4溶液中，c(NH)>c(SO)>c(H＋)>c(OH－)。‎ ‎②酸式盐溶液 a．以电离为主的酸式盐，遵循c(自身)>c(电离产物)>c(水解产物)。如NaHSO3溶液中，c(Na＋)>c(HSO)>c(H＋)>c(SO)>c(OH－)。‎ b．以水解为主的酸式盐，遵循c(自身)>c(水解产物)>c(电离产物)。 如NaHCO3溶液中，c(Na＋)>c(HCO)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO)。‎ ⅱ.混合溶液中各离子浓度的比较 要综合分析水解因素、电离因素。‎ ‎①如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，NH3·H2O的电离程度大于NH的水解程度。则c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。‎ ‎②又如相同浓度的CH3COOH和CH3COONa溶液中，因CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度，则c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。‎ ‎[特别提示]　多元弱酸要考虑分步电离(Ka1≫Ka2≫Ka3)， 多元弱酸的正盐要依据分步水解分析离子浓度，如Na2CO3溶液中，c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋)。‎ ‎2．熟知“三个”守恒 ‎(1)电荷守恒：电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，必存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋‎2c(CO)。‎ ‎(2)物料守恒(原子守恒)：电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K＋)＝‎2c(S2－)＋‎2c(HS－)＋‎2c(H2S)。‎ ‎(3)质子守恒：质子即H＋，酸碱反应的本质是质子转移，能失去质子的酸失去的质子数和能得到质子的碱得到的质子数相等。如NaHCO3溶液中， ，所以c(H2CO3)＋c(H3O＋)＝c(CO)＋c(OH－)，即c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(CO)＋c(OH－)。‎ - 4 -‎ ‎[特别提示]　(1)一元酸HA、一元碱BOH的混合溶液中只含有H＋、A－、B＋、OH－ 4种离子，不可能出现两种阳(阴)离子浓度同时大于两种阴(阳)离子浓度的情况。如c(B＋)>c(A－)>c(H＋)>c(OH－)等肯定错误。‎ ‎(2)将物料守恒式代入电荷守恒式中，即可得出质子守恒式。‎ ‎3．掌握“四个”步骤 ‎(1)判断反应产物：判断两种溶液混合时生成了什么物质，是否有物质过量，再确定反应后溶液的组成。‎ ‎(2)写出反应后溶液中存在的平衡：根据溶液的组成，写出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、电离平衡)，尤其要注意不要漏写在任何水溶液中均存在的水的电离平衡。这一步的主要目的是分析溶液中存在的各种粒子及比较直接地看出某些粒子浓度间的关系，在具体应用时要注意防止遗漏。‎ ‎(3)列出溶液中存在的等式：根据反应后溶液中存在的溶质的守恒原理，列出两个重要的等式，即电荷守恒式和物料守恒式，据此可列出溶液中阴、阳离子间的数学关系式。‎ ‎(4)比大小：根据溶液中存在的平衡和题给条件，结合平衡的有关知识，分析哪些平衡进行的程度相对大一些，哪些平衡进行的程度相对小一些，再依此比较溶液中各粒子浓度的大小。这一步是溶液中粒子浓度大小比较中最重要的一步，关键是要把握好电离平衡和水解平衡两大理论，树立“主次”意识。‎ - 4 -‎