专题六 选择题专攻 电离平衡、水解平衡及沉淀溶解平衡的分析应用.docx
电离平衡、水解平衡及沉淀溶解平衡的分析应用
1.“三大”平衡的比较
平衡类型
电离平衡CH3COOHCH3COO-+H+
水解平衡CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-
沉淀溶解平衡AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)
研究对象
弱电解质溶液
能水解的盐溶液
难溶电解质
影
响
因
素
升温
促进电离
Ka增大
促进水解
Kh增大
若难溶物的溶解度与温度成正比，促进溶解；反之，则抑制溶解
若难溶物的溶解度与温度成正比，Ksp增大；反之，则Ksp减小
加水
促进电离
Ka不变
促进水解
Kh不变
促进溶解
Ksp不变
加入相
应离子
(或物质)
加入CH3COONa或HCl，抑制电离
Ka不变
加入CH3COOH或NaOH，抑制水解
Kh不变
加入AgNO3或NaCl，抑制溶解
Ksp不变
加入反应
离子(或
物质)
加入OH-，促进电离
Ka不变
加入H+，促进水解
Kh不变
加入氨水，促进溶解
Ksp不变
2.溶液中的离子浓度关系
(1)解题模型——分清主次，抓主要矛盾
例1单一溶液
(1)0.1mol·L-1H2S溶液中离子浓度大小关系：。?
(2)NaHS溶液中离子浓度大小关系：?。?
例2物质的量浓度1∶1的缓冲溶液
等浓度的NaOH和CH3COOH按1∶2体积比混合后pH7，离子浓度大小顺序为。?
解题策略溶液中物质间若能发生化学反应，则优先考虑化学反应。
(2)溶液中部分粒子浓度之和(差)的大小比较
解题模型
①先确定溶液中粒子的构成。
②从守恒出发，根据溶液中存在的元素守恒或电荷守恒进行分析比较。
③三大守恒式的书写
ⅰ.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，故存在电荷守恒，即阳离子所带正电荷总数=阴离子所带负电荷总数。
如Na2S与NaHS的混合溶液中存在电荷守恒：。?
ⅱ.元素守恒
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，即元素守恒的特征：元素写两边、系数交叉配。
如0.1mol·L-1Na2CO3溶液中存在的元素守恒关系：。?
物质的量浓度1∶1的HA、NaA的混合溶液中存在元素守恒：。?
ⅲ.质子守恒
酸碱质子理论认为，酸碱反应实质是质子(H+)的转移。失质子总数=游离质子数+得质子总数。
如写出Na2CO3的质子守恒：?。?
3.电离常数、水解常数、溶度积常数的关系应用
(1)电离常数(K电离)与电离度(α)的关系(以一元弱酸HA为例)
HAH++A-
起始浓度：c酸 0 0
平衡浓度：c酸·(1-α) c酸·αc酸·α
K电离=(c酸·α
若α很小，可认为1-α≈1，则K电离=c酸·α2或α=K电离
(2)电离常数与水解常数的关系
①对于一元弱酸HA，Ka与Kh的关系
HAH++A-，Ka=c(H
A-+H2OHA+OH-，Kh=c(OH
则Ka·Kh=c(H+)·c(OH-)=Kw，故Kh=Kw
常温时Ka·Kh=Kw=1.0×10-14，Kh=1.0×10
②对于二元弱酸H2B，Ka1(H2B)、Ka2(H2B)与Kh(HB-)、Kh(B2-)的关系
HB-+H2OH2B+OH-，Kh(HB-)=c(OH?)·c(
B2-+H2OHB-+OH-，Kh(B2-)=c(OH?)·c(H
(3)H2CO3溶液、NaHCO3溶液、Na2CO3溶液中的电离或水解
碳酸的电离：
H2CO3H++HCO3?Ka1=4.3×10
HCO3?H++CO32?K
Na2CO3的水解(Kh1Kh2)：
CO32?+H2OHCO3?+OH-
HCO3?+H2OH2CO3+OH-K
Kh1=KwKa2，Kh2
比较NaHCO3酸式盐溶液中电离与水解程度大小：
Ka2=5.6×10-11
Kh2=KwK
Kh2Ka2，故HCO3
常温时，对于一元弱酸HA，当Ka1.0×10-7时，Kh1.0×10-7，此时将等物质的量浓度的HA溶液与NaA溶液等体积混合，HA的电离程度大于A-的水解程度，溶液呈酸性；同理，当Ka1.0×10-7时，Kh1.0×10-7，A-的水解程度大于HA的电离程度，溶液呈碱性。对于多元弱酸，Kh=KwKa，Ka是其阴离子结合一个
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1.(2023·江苏，12)室温下，用含少量Mg2+的MnSO4溶液制备MnCO3的过程如图所示。已知Ksp(MgF2)=5.2×10-11，Ka(HF)=6.3×10-4。下列说法正确的是()
A.0.1mol·L-1