山東 王淑芹

水溶液中的離子平衡

山東 王淑芹

水溶液中的離子平衡，是高中化學(xué)對弱電解質(zhì)概念更深入的分析，是對弱酸、弱堿及其中和產(chǎn)物——鹽的性質(zhì)的進一步研究，并揭示其性質(zhì)之間相互關(guān)系的綜合知識體系。高考對該部分的考查點，集中體現(xiàn)在：

①水溶液酸堿性及其強弱的判斷；

②水溶液中離子濃度的大小關(guān)系；

③水溶液中平衡體系的相互影響，即平衡體系在外界條件下的移動。

在近幾年乃至以后的高考中，對溶液中的多個平衡體系的綜合考查會明顯加強，尤其是不同平衡體系之間的相互影響引起的離子濃度變化和守恒關(guān)系的分析，給考生帶來了不少的困擾?，F(xiàn)就其知識體系梳理如下：

一、水溶液中的平衡體系

水的電離平衡弱酸、弱堿的電離平衡鹽的水解平衡舉例H2O 幑幐H＋＋OHCH3幑幐C O OH CH3C O O－＋H＋NH3·H2O 幑幐NH＋4＋OHCH3C O O－＋H2O 幑幐CH3C O OH＋OHNH＋4＋H2O 幑幐NH3·H2O＋H＋相互關(guān)系一切水溶液中均存在該平衡弱酸的電離程度決定了弱酸根結(jié)合H＋的難易：弱酸越難電離，其酸根離子越容易結(jié)合H＋，即越容易水解；同理，弱堿越難電離，其陽離子越容易水解溫度升溫，平衡均正向移動，其對應(yīng)的平衡常數(shù)（Kw、Ka、Kb、Kh）均增大影響因素的比較各平衡常數(shù)均不受濃度的影響濃度增大H＋、OH－濃度，均抑制水電離①加水稀釋，均促進平衡右移②改變平衡體系中某微粒的濃度，平衡會發(fā)生移動____________________________________________③二者均不受壓強的影響相互影響弱酸、弱堿的電離平衡及鹽的水解平衡的移動，均可以影響水的電離，并導(dǎo)致溶液中離子濃度發(fā)生大小變化

二、考生必須熟悉的幾個基礎(chǔ)知識模型

（一）關(guān)于鹽溶液的酸堿性判斷

1.單一溶液，如：

溶質(zhì)CH3C O ON a NH4C l CH3C O ONH4N a HC O3N a H S O3酸堿性堿性酸性中性堿性酸性原因酸根水解陽離子水解陰陽離子同時水解，但水解程度相同HC O－3：水解＞電離H S O－3：電離＞水解

要點：把握水解基本原理，分清鹽的類型，根據(jù)“誰弱誰水解，誰強顯誰性”可直接判斷：強酸弱堿鹽溶液顯酸性，強堿弱酸鹽溶液顯堿性；弱酸弱堿鹽溶液的酸堿性決定于酸根離子和陽離子的水解程度，水解程度大的決定溶液的酸堿性；對弱酸的酸式鹽溶液，關(guān)注酸根離子的電離程度和水解程度的相對大?。ê髢烧呖赏ㄟ^電離常數(shù)進行判斷）。

2.混合溶液，如

N a C N與HC N等濃溶質(zhì)CH3C O ON a與CH3C O OH等濃度的混合液NH4C l與NH3· H2O等濃度的混合液度的混合液酸堿性酸性堿性堿性原因CH3C O OH的電離程度大于CH3C O ON a的水解程度NH3·H2O的電離程度大于NH4C l的水解程度HC N的電離程度小于N a C N的水解程度

要點：（1）弱酸或弱堿的電離程度越大，其對應(yīng)離子的水解程度越小。

（2）對于Ka＞Ka（CH3C O OH）的弱酸與其強堿鹽或Kb＞Kb（NH3·H2O）的弱堿與其強酸鹽形成的緩沖溶液，溶液酸堿性由弱電解質(zhì)的電離決定；對于Ka＜Ka（HC N）的弱酸與其強堿鹽形成的緩沖溶液，溶液酸堿性由對應(yīng)鹽的水解程度決定。

（二）關(guān)于溶液中的離子濃度關(guān)系

要熟練掌握幾種代表物水溶液中的三大守恒關(guān)系：

2.物料守恒：電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化轉(zhuǎn)變成其他離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。如

（3）質(zhì)子守恒：質(zhì)子守恒是指電解質(zhì)溶液中粒子電離出的氫離子（H＋）數(shù)等于粒子接受的氫離（H＋）數(shù)加游離的氫離子（H＋）數(shù)。

如N a2S水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移可用下圖表示如下：

由上圖可得N a2S水溶液中質(zhì)子守恒式可表示為c（H3O＋）＋2c（H2S）＋c（H S－）＝c（OH－）或c（H＋）＋2c（H2S）＋c（H S－）＝c（OH－）。

質(zhì)子守恒的關(guān)系式也可以由電荷守恒與物料守恒合并處理得到。

三、抓住要點，進行條件轉(zhuǎn)化，解決離子平衡問題

要點一：排除干擾，明確溶液中的溶質(zhì)及其性質(zhì)，利用基礎(chǔ)模型知識解決綜合性問題。

例題1：（2 0 1 5四川）常溫下，將等體積、等物質(zhì)的量濃度的NH4HC O3與N a C l溶液混合，析出部分N a HC O3晶體，過濾，所得濾液pH＜7。下列關(guān)于濾液中的離子濃度關(guān)系不正確的是（ ）

例題2：（2 0 1 6山東青島模擬）在常溫下，用0.1 0 0 0m o l／L鹽酸滴定2 5m L 0.1 0 0 0m o l／L N a2C O3溶液，其滴定曲線如下圖。下列有關(guān)說法正確的是（ ）

C.c點：c（OH－）＋c（C O23－）＝c（H＋）＋2c（H2C O3）

D.d點：c（N a＋）＋c（H＋）＝c（C l－）＋c（OH－）

解析：由題意求得：n（N a2C O3）＝2.5mm o l，滴定過程中，先后發(fā)生反應(yīng)：

據(jù)c點時，溶液中N a HC O3的物質(zhì)的量濃度為0.0 5m o l／L，結(jié)合pH知：

方法總結(jié)：關(guān)鍵在于抓住特殊點體現(xiàn)出的階段性反應(yīng)，確定特定點的溶質(zhì)，靈活應(yīng)用基礎(chǔ)知識解決綜合性問題。

要點二：關(guān)注溶質(zhì)行為的同時，注意水的電離程度的變化及其應(yīng)用。

例題3：（2 0 1 5北京西城一模）常溫下，向1LpH＝1 0的N a OH溶液中持續(xù)通入C O2。通入的C O2的體積（V）與溶液中水電離出的OH－濃度（φ）的關(guān)系如下圖所示。

下列敘述不正確的是（ ）

解析：a點溶液中c（OH－）＝1×1 0－4m o l·L－1，溶液中的H＋來源于水的電離，根據(jù)水的離子積常數(shù)可求得c（H＋）＝1×1 0－10m o l·L－1，A項正確；b點時的溶質(zhì)為N a OH和N a2C O3，既存在N a OH對水電離的抑制作用，又存在N a2C O3對水電離的促進作用，但此時溶液的pH大于7，即c（H＋）＜1×1 0－7m o l·L－1，B項錯誤；c點時水的電離受到促進的程度最大，其溶質(zhì)應(yīng)為N a2C O3，在N a2C O3

方法總結(jié)：本題的判斷要點在于，向N a OH溶液中持續(xù)通入C O2的過程中，水的電離程度先增大，后減小。增大是因為減小了N a OH濃度同時生成了碳酸鈉，減小是因為N a2C O3又被轉(zhuǎn)化為N a HC O3，進而生成H2C O3。因此，很容易判斷出，水電離程度最大時，是恰好生成N a2C O3的時刻，即c點。那么，c點前后的反應(yīng)及溶質(zhì)就顯而易見了。

要點三：關(guān)注平衡常數(shù)在解題過程中的應(yīng)用。

例題4：（2 0 1 6山東青島模擬，節(jié)選）天然氣中含有H2S雜質(zhì)，某科研小組用氨水吸收得到NH4H S溶液，已知T℃，K（NH3·H2O）＝1.7 4×1 0－5，K1（H2S）＝1.0 7×1 0－7，K2（H2S）＝1.7 4×1 0－13，NH4H S溶液中所含粒子濃度大小關(guān)系正確的是（ ）

（作者單位：山東省德州市實驗中學(xué)）