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第8章（水溶液中的离子平衡）李仕才第四节难溶电解质的溶解平衡考点二溶度积常数及应用1．溶度积和离子积以A m B n n＋(aq)＋nB m－(aq)为例：2.溶度积(K sp)的计算(1)已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如K sp＝a的饱和AgCl溶液中c(Ag＋)＝ a mol·L－1。
(2)已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度，如某温度下AgCl 的K sp＝a，在0.1 mol·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝10a mol·L－1。
(3)计算反应的平衡常数，如对于反应Cu2＋(aq)＋＋Mn2＋，K sp(MnS)＝c(Mn2＋)·c(S2－)，K sp(CuS)＝c(Cu2＋)·c(S2－)，而平衡常数K＝2＋2＋＝K spK sp。
判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)1．K sp既与难溶电解质的性质和温度有关，也与沉淀的量和溶液中离子浓度有关。
( ×)2．在一定条件下，溶解度较小的沉淀也可以转化成溶解度较大的沉淀。
( √) 3．常温下，向BaCO3饱和溶液中加入Na2CO3固体，BaCO3的K sp减小。
( ×)4．溶度积常数K sp只受温度影响，温度升高K sp增大。
( ×)5．常温下，向Mg(OH)2饱和溶液中加入NaOH固体，Mg(OH)2的K sp不变。
( √) 6．K sp(AB2)小于K sp(CD)，则AB2的溶解度小于CD的溶解度。
( ×)7．向浓度均为0.1 mol·L－1的MgCl2、CuCl2混合溶液中逐滴加入氨水，首先生成蓝色沉淀，说明K sp[Cu(OH)2]>K sp[Mg(OH)2]。
( ×)8．已知常温下，氢氧化镁的溶度积常数为a，则氢氧化镁悬浊液中c(OH－)＝3a mol/L。
第8章（水溶液中的离子平衡）李仕才第四节难溶电解质的溶解平衡考点一沉淀溶解平衡及应用1．沉淀溶解平衡(1)定义：在一定温度下，当沉淀溶解速率和沉淀生成速率相等时，形成饱和溶液，达到平衡状态，把这种平衡称之为沉淀溶解平衡。
(2)沉淀溶解平衡的建立：固体溶质溶解沉淀溶液中的溶质⎩⎪⎨⎪⎧①v溶解>v沉淀，固体溶解②v溶解＝v沉淀，溶解平衡③v溶解<v沉淀，析出晶体(3)特点：(适用勒夏特列原理)(4)影响因素①内因难溶电解质本身的性质。
溶度积(K sp)反映难溶电解质在水中的溶解能力。
对同类型的电解质而言，K sp数值越大，电解质在水中溶解度越大；K sp数值越小，难溶电解质的溶解度也越小。
②外因a．浓度：加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，但K sp不变。
b．温度：多数难溶电解质的溶解过程是吸热的，所以升高温度，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，同时K sp变大。
c．同离子效应：向沉淀溶解平衡体系中，加入相同的离子，使平衡向沉淀方向移动，但K sp 不变。
d．其他：向沉淀溶解平衡体系中，加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或气体的离子，使平衡向溶解的方向移动，K sp不变。
以BaCO3(s)Ba2＋(aq)＋CO2－3(aq) ΔH>0为例2.沉淀溶解平衡的应用(1)沉淀的生成加入沉淀剂，应用同离子效应，控制溶液的pH，当Q c>K sp时，有沉淀生成。
可利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。
(2)沉淀的溶解当Q c<K sp时，沉淀发生溶解。
(3)沉淀的转化判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)1．沉淀达到溶解平衡状态，溶液中各离子浓度一定相等。
( ×)2．升高温度，沉淀溶解平衡一定正向移动。
( ×)3．某物质的溶解性为难溶，则该物质不溶于水。
( ×)4．因溶解度小的沉淀易向溶解度更小的沉淀转化，故ZnS沉淀中滴加CuSO4溶液可以得到CuS 沉淀。
第1课时 点点突破——弱电解质的电离平衡知识点一 弱电解质的电离平衡及其影响因素1．强、弱电解质 (1)概念及分类(2)电离方程式的书写强电解质用“===”连接，弱电解质用“”连接。
乙酸：CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋一水合氨：NH 3·H 2ONH ＋4＋OH －分步电离，如碳酸：H 2CO 3H ＋＋HCO －3、HCO －3H ＋＋CO 2－3一步写出，如氢氧化铁：Fe(OH)3Fe 3＋＋3OH －水溶液中不能完全电离，如NaHCO 3： NaHCO 3===Na ＋＋HCO －3、 HCO －3H ＋＋CO 2－32．弱电解质的电离平衡 (1)电离平衡的建立在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
电离平衡建立过程如图所示：①开始时，v (电离)最大，而v (结合)为0。
②平衡的建立过程中，v (电离)＞v (结合)。
③当v (电离)＝v (结合)时，电离过程达到平衡状态。
(2)电离平衡的特征(3)外界条件对电离平衡的影响 以CH 3COOH H ＋＋CH 3COO －ΔH >0为例：电解质溶液导电能力取决于自由移动离子的浓度和离子所带电荷数，自由移动离子的浓度越大、离子所带电荷数越多，导电能力越强。
将冰醋酸、浓醋酸和稀醋酸分别加水稀释，其导电能力随加水量的变化曲线如图：[对点训练]1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)CaCO 3难溶于水，其属于弱电解质(×)(2)强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强(×) (3)离子化合物一定是强电解质，共价化合物一定是弱电解质(×)(4)电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生变化，所以说电离平衡是动态平衡(×) (5)强电解质稀溶液中不存在溶质分子，弱电解质稀溶液中存在溶质分子(√) (6)室温下，由0.1 mol·L－1一元碱BOH 的pH ＝10，可知溶液中存在BOH===B ＋＋OH－(×)2．在醋酸溶液中，CH 3COOH 的电离达到平衡的标志是( ) A ．溶液显电中性 B ．溶液中无CH 3COOH 分子 C ．氢离子浓度恒定不变D ．c (H ＋)＝c (CH 3COO －)解析：选C 醋酸溶液中存在的电离平衡有CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋、H 2OH ＋＋OH －，阴离子所带负电荷总数与阳离子所带正电荷总数永远相等，与是否达到电离平衡无关，A 错；CH 3COOH 是弱电解质，溶液中一定存在CH 3COOH 分子，B 错；依据电离方程式，不管是否达到平衡，都有c (H ＋)＞c (CH 3COO －)，D 错；氢离子浓度恒定不变，电离达到平衡，C 对。
水溶液中的离子平衡李仕才第一节弱电解质的电离平衡考点一弱电解质的电离平衡1．强电解质和弱电解质比较2.弱电解质的电离平衡(1)电离平衡的建立在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
(2)电离平衡的特征(也适用于勒夏特列原理)(3)电离平衡的影响因素①内因：由弱电解质本身的结构或性质决定，电解质越弱，其电离程度越小。
②影响电离平衡的外界条件a．温度：温度升高，电离平衡正向移动，电离程度增大。
b．浓度：稀释溶液，电离平衡正向移动，电离程度增大。
c．同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡逆向移动，电离程度减小。
d．加入能与弱电解质电离产生的离子发生反应的物质：电离平衡正向移动，电离程度增大。
(4)电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡以CH3COOH CH3COO－＋H＋ΔH>0为例：判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)1．强电解质的溶液一定比弱电解质的溶液导电性强。
( ×)2．易溶性强电解质的溶液中不存在溶质分子。
( √)3．强电解质都是离子化合物，而弱电解质都是共价化合物。
( ×)4．AgCl的水溶液不导电，而CH3COOH的水溶液能导电，故AgCl是弱电解质，CH3COOH是强电解质。
( ×)5．由0.1 mol·L－1氨水的pH为11，可知溶液中存在NH3·H2O NH＋4＋OH－。
( √)6．弱电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度一定相等。
( ×) 7．冰醋酸和0.1 mol·L－1醋酸溶液加水稀释时溶液导电能力的变化如图。
( √)1．影响电离平衡移动的因素可以简记为：越强越电离、越热越电离和越稀越电离。
2．电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度也不一定增大。
章末归纳提升课五大平衡常数的应用及其相互关系一、化学平衡常数在一定温度下,可逆反应达到平衡状态时，生成物浓度的幂次方乘积与反应物浓度的幂次方乘积之比叫化学平衡常数，用K表示。
1．考查化学平衡常数表达式的书写在一定温度下，写出某可逆反应达到化学平衡状态时的化学平衡常数表达式。
(1）固体或纯液体的浓度是常数.如果有固体或纯液体参加反应或生成时，化学平衡常数表达式中不能出现固体或纯液体；水溶液中进行的反应，如有水参加反应,由于水的浓度是常数,不出现在表达式中；非水溶液中进行的反应，若有水参加反应或生成,则应出现在表达式中。
例如：①CaCO3（s) CaO(s)＋CO2（g) K＝c（CO2）②3Fe（s)＋4H2O(g) Fe3O4（s）＋4H2（g)K＝错误!③Cr2O错误!（aq)＋H2O(l) 2CrO错误!（aq）＋2H＋(aq)K＝错误!④CH3COOH（l）＋CH3CH2OH(l) CH3COOCH2CH3（l)＋H2O（l）K＝错误!（2)化学平衡常数表达式与化学计量数一一对应，方程式中化学计量数不同，表达式就不同；可逆反应中,正反应的化学平衡常数与逆反应的化学平衡常数互为倒数。
例如：同一温度下，下列反应的平衡常数分别为K1、K2、K3。
①I2(g)＋H2(g) 2HI(g);②2HI(g）I2（g）＋H2(g)；③HI(g)I2(g）＋错误!H2(g）。
则：K1＝错误!、K2＝错误!、K3＝错误!，可得K1·K2＝1,K2＝K错误!.2．判断平衡状态时的含量根据在某种情况下可逆反应达到平衡时确定各组分的浓度,从而计算出K，或者根据K计算可逆反应达到平衡时某种组分的浓度（可以换算成其他物理量)。
将1 mol H2O(g）和1 mol CO(g）充入反应容器中，发生反应CO（g)＋H2O(g) CO2(g)＋H2（g)，达到平衡时,有2/3的CO转化为CO2。
在相同条件下，将1 mol CO(g)和2 mol H2O（g)充入同一反应容器中，当反应达到平衡后，混合气体中CO2的体积分数可能为（)A．22。
2% B．28.2％C．33.3% D．37.8%【解析】首先计算出反应的化学平衡常数：CO（g)＋H2O（g)CO2(g）＋H2（g）起始/mol： 1 1 0 0变化/mol：2/3 2/3 2/3 2/3平衡/mol: 1/3 1/3 2/3 2/3K＝c(CO2）·c(H2)/[c（CO）·c（H2O）］＝（2/3)2/（1/3）2＝4在相同条件下，充入1 mol CO(g)和2 mol H2O(g），则有：CO（g)＋H2O（g）CO2(g)＋H2(g）起始/mol： 1 2 0 0变化/mol: x x x x平衡/mol：1－x2－x x xK＝c(CO2）·c(H2)/[c(CO)·c(H2O）］＝x2/[（1－x)·(2－x)]＝4，解得x≈0.846，即φ（CO2)＝错误!×100％＝28.2%。
【答案】B本题也可以用极值法进行求解,第一次充入1 mol H2O(g)和1 mol CO（g）,达到平衡时CO的转化率为2/3。
第二次充入物质的量相当于第一次充入后再次充入1 mol H2O（g），平衡正向移动，所以CO的转化率大于2/3，CO2的体积分数一定大于22。
2%.CO一定不可能完全转化为CO2，所以其体积分数一定小于1/3，即33.3%，故只有选项B满足条件.3．判断反应进行的方向对于可逆反应m A（g）＋n B（g) p C(g)＋q D(g),在一定温度下的任意时刻，生成物浓度系数幂次方乘积除以反应物浓度系数幂次方乘积所得的比，即Q c＝错误!,称为该反应的浓度商.若同一温度下该可逆反应达到平衡时的平衡常数为K。
则：①Q c〈K，反应向正反应方向进行；②Q c＝K，反应处于平衡状态；③Q c〉K，反应向逆反应方向进行.在某温度下，在一容积可变的容器中，反应2A(g）＋B（g）2C(g)达到平衡时,A、B和C的物质的量分别为4 mol、2 mol和4 mol。
保持温度和压强不变，对平衡混合物中三者的物质的量进行如下调整，可使平衡右移的是（）A．均减半 B．均加倍C．均增加1 mol D．均减少1 mol【解析】温度和压强不变,根据阿伏加德罗定律，得到气体的体积与气体的物质的量成正比。
假设1 mol气体的体积为V L,平衡时10 mol混合气体的体积为10V L，则K＝错误!＝错误!＝5V.A项和B项中各物质的量均减半或加倍,根据阿伏加德罗定律，总气体的体积同比变化,各物质的浓度不变,平衡不移动。
C项中各物质的物质的量均增加1 mol，气体的总的物质的量是13 mol，体积是13V L:Q c＝错误!＝错误!≈4。
33V〈K，平衡向右移动.D项中各物质的量均减少1 mol，气体的总的物质的量是7 mol，体积是7V L：Q c＝错误!＝错误!＝7V>K，平衡向左移动.【答案】C二、弱电解质的电离常数1．表达式：(1)对于一元弱酸HA：HA H＋＋A－，电离常数K a＝错误!。
(2)对于一元弱碱BOH：BOH B＋＋OH－，电离常数K a ＝错误!。
2．特点：（1）电离常数只与温度有关，升温，K a增大.(2)相同条件下,K a越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。
(3）多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K a1≫K a2≫K a3，故多元弱酸的酸性取决于其第一步电离常数。
考点：以弱酸或弱碱的电离常数为载体，考查多种酸或碱性质的比较,或稀释时的变化情况,还有可能考查弱酸或弱碱对应的同类型盐的水解能力的强弱。
已知三个数据：7。
2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10，分别是三种酸的电离常数，若已知可以发生反应NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2、NaCN＋HF===HCN＋NaF、NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。
由此可判断下列叙述不正确的是（)A．K a（HF)＝7.2×10－4B．K a（HNO2）＝4。
9×10－10C．同浓度的钠盐溶液的碱性是NaF<NaNO2〈NaCND．根据两个反应即可得出一元弱酸的稀释情况如图所示【解析】相同温度下弱电解质的电离常数是比较弱电解质相对强弱的依据之一.根据第一、第三个反应可知三种一元弱酸的强弱顺序为HF〉HNO2>HCN。
由此可判断K a（HF）〉K a（HNO2）〉K a(HCN），其对应的数据依次为K a（HF)＝7。
2×10－4、K a（HNO2）＝4。
6×10－4、K a(HCN）＝4。
9×10－10。
同浓度的钠盐溶液的碱性是对应的酸越强，碱性越弱，即NaF<NaNO2<NaCN。
酸性越强，稀释时变化曲线的斜率越大.【答案】B三、水的离子积常数在一定温度下，c(H＋)·c(OH－）是个常数，通常用K w表示,称为水的离子积常数,简称离子积常数.其表达式为K w＝c（H ＋）·c(OH－)，25 ℃时该常数为1×10－14。
①K w是一定温度的常数,温度不变,水的离子积常数不变。
②在任何情况下,无论是把酸还是把碱加到水中,纯水电离出的c(H＋)＝c(OH－）。
考点：考查K w与温度的变化、溶液pH之间的联系。
利用K w 与温度的变化来考查溶液pH的计算，是高考的考查方向。
T℃下的溶液中，c(H＋）＝10－x mol·L－1，c（OH－）＝10－y mol·L－1，x与y的关系如图所示。
下列说法不正确的是（）A．T℃时，水的离子积K w为1×10－13B．T>25C．T℃时，pH＝7的溶液显碱性D．T℃时,pH＝12的苛性钠溶液与pH＝1的稀硫酸等体积混合，溶液的pH＝7【解析】从图不难看出,A正确；T℃时K w大于1×10－14，则T℃一定高于常温,B正确；T℃时,pH＝6。
5的溶液呈中性,显然pH＝7的溶液显碱性，C正确;pH＝12的苛性钠溶液与pH＝1的稀硫酸等体积混合，二者恰好完全中和,但注意该温度下，pH＝7的溶液不是中性溶液，D错误。
【答案】D四、溶度积常数对于沉淀溶解平衡M m A n(s) m M n＋（aq）＋n A m－(aq) K sp＝c m(M n＋）·c n（A m－）溶度积(K sp）反映了物质在水中的溶解能力.溶度积常数只与难溶性电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。
考点：溶度积（K sp)的计算与除去废水中的离子。
以溶度积(K sp）为桥梁计算难溶物之间是否可以转化、哪种离子优先沉淀或选用什么样的试剂来沉降废水中的离子等.（2014·潍坊模拟）已知298 K时下列物质的溶度积（单位略)。
CH3COOAg AgCl Ag2CrO4Ag2S K sp2。
3×10－31。
77×10－10 1.12×10－126。
7×10－15下列说法正确的是( ）A．等体积、浓度均为0。
02 mol·L－1的CH3COONa和AgNO3溶液混合能产生沉淀B．向含有浓度均为0。
01 mol·L－1的CrO错误!和Cl－的溶液中慢慢滴入AgNO3溶液时，CrO错误!先沉淀C．在CH3COOAg悬浊液中加入盐酸时发生反应的离子方程式为CH3COOAg＋H＋＋Cl－===CH3COOH＋AgClD．298 K时，上述四种饱和溶液的物质的量浓度：c(CH3COOAg)>c（AgCl）〉c（Ag2CrO4)〉c(Ag2S）【解析】K sp(CH3COOAg）〉K sp（AgCl)，向CH3COOAg悬浊液中加入盐酸时CH3COOAg转化为AgCl，离子方程式为CH3COOAg ＋H＋＋Cl－===CH3COOH＋AgCl,C正确。
【答案】C五、盐类水解平衡常数如醋酸钠：CH3COO－（aq）＋H2O（l）CH3COOH(aq）＋OH－(aq）K h＝错误!＝K w/K a①K h是一定温度下的常数，温度不变，K h不变，升温K h增大。
②相同条件下，K h增大，表示该盐越易水解,所对应的酸或碱相对越弱.考点：以弱酸盐或弱碱盐的水解常数为载体，考查盐溶液的性质，或稀释时的变化情况，还可能考查对应弱酸的相对强弱.六、平衡常数之间联系的应用归纳:K w、K a、K b、K sp、K h之间的关系:(1)一元弱酸一元强碱盐:K h＝K w/K a；（2)一元强酸一元弱碱盐:K h＝K w/K b；（3)一元弱酸一元弱碱盐，如醋酸铵:K h＝K w/（K a×K b);（4)多元弱碱一元强酸盐，如氯化铁：Fe3＋（aq）＋3H2O(l）Fe（OH)3(s）＋3H＋（aq)水是纯液体，Fe（OH）3是固体物质不列入平衡常数。
