水溶液中的離子平衡有關(guān)問題的解題方法

■胡新文

水溶液中的離子平衡有關(guān)問題的解題方法

■胡新文

水溶液中的離子平衡是化學平衡學習的延續(xù)與拓展。對電離平衡、水解平衡和溶解平衡的掌握，是對初中化學的平衡體系的豐富與完善。有關(guān)電離平衡、鹽類平衡、離子濃度大小比較等知識考點往往是考試的重點和難點，解答這類問題必須掌握一定的方法與技巧。

一、溶液的導電性問題

1.溶液的導電性與電解質(zhì)強弱的聯(lián)系與區(qū)別

溶液的導電性僅與溶液中的離子濃度及離子所帶電荷數(shù)的多少有關(guān)。電荷數(shù)相同時，離子濃度越大，導電性越強；離子濃度相同時，離子所帶電荷數(shù)越多，溶液導電性越強；電解質(zhì)溶液導電的前提是電解質(zhì)一定發(fā)生電離。

電解質(zhì)的強弱是指電解質(zhì)在水中的電離程度。相同條件下，電解質(zhì)越強，在水中的電離越完全，反之越難電離。相同條件下，強電解質(zhì)溶液的導電性比弱電解質(zhì)的強。

【例1】（1）常見的三種導電方式為________、________和電子空穴導電。

（2）濃度相同的HCl、HAc、NaHSO4溶液并聯(lián)入同一電路中，導電性最強的是________，最弱的是________。

答案：（1）自由電子導電；自由移動的陰陽離子導電；（2）NaHSO4；HAc

2.溶液導電能力的變化與判斷

【例2】把0.05mol NaOH固體分別加入到100mL下列溶液中，溶液的導電能力變化最小的是（）

A.0.05 mol·L-1硫酸

B.0.6 mol·L-1鹽酸

C.0.5 mol·L-11醋酸

D.0.5 mol·L-1KCl溶液

方法：寫出化學程式并將其改為離子方程式，再比較反應前后溶液中離子數(shù)的變化；

關(guān)鍵：不需考慮弱電解質(zhì)的電離及離子的水解；注意加入物質(zhì)是否過量。

答案：B

二、酸的酸性強弱與溶液的酸性強弱的聯(lián)系與區(qū)別

酸的酸性強弱是指酸電離出H+的難易（越易電離出H+，酸的酸性越強）；溶液酸性的強弱是指溶液中c（H+）的相對大?。℉+濃度越大，溶液的酸性越強）。

溶液的酸性可能是由酸電離產(chǎn)生的H+而引起的，也可能是由強酸弱堿鹽水解而引起的。

【例3】下列說法中錯誤的是（）

A.強酸溶液的導電性一定比弱酸的強

B.酸越難以電離出質(zhì)子，其對應的酸根離子就越易水解

C.溶液的酸性越強，則溶液中的c（H+）越大，水的電離程度就越小

D.在水中完全電離的酸一定是強酸，但強酸的水溶液的酸性不一定強。

答案：A、C

三、有關(guān)水電離的問題

1.酸、堿、鹽對水電離的影響

（1）水中加酸：酸電離出的H+使平衡H2O?H++OH-逆向移動，溶液中H+主要是酸電離產(chǎn)生的，只有極小部分由水電離產(chǎn)生（可忽略）；OH-全由水電離產(chǎn)生；

（2）水中加堿：堿電離出的OH-使平衡H2O?H++OH-逆向移動，溶液中OH-主要是堿電離產(chǎn)生的，只有極小部分由水電離產(chǎn)生（可忽略）；H+全部由水電離產(chǎn)生；

（3）正鹽溶液中的H+、OH-均由水電離產(chǎn)生。強酸弱堿鹽：如AlCl3，水電離產(chǎn)生的OH-部分被陽離子結(jié)合生成了難電離的弱堿，故使溶液中c（H+）>c（OH-）；強堿弱酸鹽：如NaAc，水電離產(chǎn)生的H+部分被陰離子結(jié)合生成了難電離的弱酸，溶液中c（OH-）>c（H+）；

（4）酸式鹽中NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4中酸根離子以電離為主，故顯酸性而抑制水的電離，其余均以水解為主而促進水的電離。

【例4】已知某NaHSO3溶液的pH=4，則有關(guān)NaHSO3溶液的說法中正確的是（）

A.NaHSO3溶液中水的電離程度小于Na2SO3溶液中水的電離程度，也小于Na2SO4溶液中水的電離程度

C.該溶液中由水電離出的c（H+）為1×10-4mol/L

D.加入少量NaOH固體使溶液的pH升高從而使水的電離受抑制

答案：A、B

2.水電離出的c（H+）濃度為已知條件的離子共存判斷

【例5】在由水電離產(chǎn)生的c（H+）=1×10-14mol/L的溶液中，一定可以大量共存的離子組是（）

B.Na+、Mg2+、Cl-

C.K+、Ba2+、Cl-、

D.K+、Na+、

方法：“由水電離產(chǎn)生的c（H+）=1×10-14mol/L的溶液”可知溶液的pH可能為14也可能為0；即“下列各組離子既能大量存在于酸性溶液中也能大量存在于堿性溶液之中”。注意：若由水電離產(chǎn)生的H+濃度大于10-7mol/L，則溶液一定呈酸性，溶質(zhì)中一定有強酸弱堿鹽。

答案:C

【例6】由水電離產(chǎn)生的c（H+）=1× 10-5mol/L的溶液，其溶質(zhì)可能是（）

A.NaHSO4

B.AlCl3

C.H2SO4

D.NaH2PO4

答案:B

四、電離平衡、水解平衡、溶解平衡的共性

電離平衡、水解平衡、溶解平衡等具有下列共性：（1）加水均能促進三大平衡向右移動；（2）加熱均能促進三大平衡向右移動（溶解平衡個別例外）；（3）三大平衡均為水溶液中的平衡，故都不受壓強的影響；（4）均遵循勒夏特列原理。

【例7】對于AgCl（s）?Ag++Cl-，平衡后欲使溶液中的c（Cl-）增大，可采取的措施是（）

①加氨水

②加水

③加NaCl（s）

④加AgCl（s）

⑤加NaBr（s）

⑥加熱

答案:①③⑤

五、濃度商（Qc）與平衡常數(shù)（K）問題

Qc是指任意狀態(tài)時的可逆反應體系各物質(zhì)濃度冪次方之積之比（對于溶液是指混合后但不反應時的濃度）；K是指可逆反應達到平衡時體系生成物濃度冪次方之積與反應物濃度冪之積的比值。在化學平衡、電離平衡、水解平衡、溶解平衡四大平衡中分別有不同的名稱：化學平衡常數(shù)（K）、電離常數(shù)（Ka）、水解常數(shù)（Kh）、溶度積常數(shù)（Ksp）。

Qc與K的相對大小可以反映出體系是否為平衡狀態(tài)：Qc>K，“過平衡狀態(tài)”（類比：過飽和狀態(tài)），反應將逆向進行；Qc=K，平衡狀態(tài)；Qc＜K，未平衡狀態(tài)，反應將正向進行。

【例8】已知25℃時CaSO4的Ksp= 9.1×10-6，若將0.02mol/L的Na2SO4溶液與0.004mol/L CaCl2溶液等體積混合，試通過計算溶液中是否有沉淀析出。

答案：Qc=2×10-5>Ksp，所以有沉淀析出。

六、有關(guān)溶液混合后濃度的變化問題

1“.14規(guī)則”的運用

【例9】將pH=3的鹽酸溶液和pH=11的氨水等體積混合后，溶液中離子濃度關(guān)系正確的是（）

C.c（Cl-）＞c（）＞c（H＋）＞c（OH-）

D.c（Cl-）＞c（）＞c（OH-）＞c（H＋）

方法：利用“pH之和為14的酸堿等體積混合后，誰弱誰過量顯誰性”的規(guī)律，判斷反應后溶液為NH4Cl和NH3·H2O的混合溶液且呈堿性，而溶液呈堿性，則以氨水的電離為主，溶液中c（OH-）＞c（H＋）。

答案：B

【例10】在常溫下10mL pH=10的KOH溶液中，加入pH=4的一元酸HA溶液至pH剛好等于7（設反應前后體積不變），則對反應后溶液的敘述正確的是（）

A.c（A-）=c（K+）

B.c（H＋）=c（OH-）＜c（K+）＜c（A-）

C.V總≤20mL

D.V總≥20mL

方法：分HA為強酸和弱酸兩種情況，再結(jié)合“14規(guī)則”：假如酸為弱酸，則加入10mL弱酸后溶液呈酸性，而已知溶液呈中性，故加入的弱酸體積小于10mL。

答案：A、C

2.溶液混合后離子濃度大小的比較

【例11】將0.1mol/LNaOH和0.1mol/L NH4Cl溶液等體積混合后，離子濃度大小正確的順序是（）

A.c（Na＋）＞c（Cl-）＞c（OH-）＞c（H＋）

B.c（Cl-）＞c（Na＋）＞c（OH-）＞c（H＋）

C.c（Na＋）=c（Cl-）＞c（OH-）＞c（H＋）

D.c（Na＋）=c（Cl-）＞c（H＋）＞c（OH-）

方法：∵NaOH+NH4Cl=NaCl+NH3· H2O，故先不考慮水解和電離（含水的電離），分別列出反應前后各微粒的物質(zhì)的量，若反應后有兩種或幾種微粒的量相等，則要考慮離子的水解和電離。

答案：C

七、量變但濃度不變的問題

【例12】一定溫度下，向足量的石灰乳中加少量生石灰時，下列說法錯誤的是（）

A.溶液中Ca2+數(shù)不變

B.溶液的pH不變

C.溶液的密度不變

D.溶液中c（Ca2+）不變

方法：題目已說明溫度不變，故不需考慮熱效應。CaO+H2O=Ca（OH）2（s），使溶液中水減少而析出Ca（OH）2，但溶液依然為飽和溶液，本題就相當于從飽和石灰水中移去部分飽和溶液，各組分的量變小了，但濃度并不變。

答案：A

【例13】一定溫度下，向足量Na2CO3飽和溶液中加入1.06g無水碳酸鈉，析出Na2CO3·10H2O晶體，下列有關(guān)說法正確的是（）

A.析出晶體質(zhì)量2.86g

B.溶液的pH不變

C.溶液中Na+數(shù)增加

D.溶液質(zhì)量減少

答案：B、D

八、鹽類水解規(guī)律及影響鹽類水解的外界因素

1.鹽類水解規(guī)律

鹽類水解有以下規(guī)律：①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強顯誰性，兩弱相促進，兩強不水解；②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。（如:Na2CO3＞NaHCO3）；③弱酸酸性強弱比較：A.同主族元素最高價含氧酸的酸性遞減，無氧酸的酸性遞增（利用特殊值進行記憶。如酸性：HF＜HCl；HNO3>H3PO4）；B.飽和一元脂肪酸的碳原子數(shù)越小，酸性越強（如HCOOH>CH3COOH）；C.一些常見的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚為極弱酸；醋酸>碳酸>苯酚；磷酸和H2SO3為中強酸；HClO4為最強含氧酸等。

【例14】（1）下列物質(zhì)不水解的是______；水解呈酸性的是______；水解呈堿性的是______。

①FeS

②NaI

③NaHSO4

④KF

⑤NH4NO3

⑥C17H35COONa

（2）濃度相同時，下列溶液性質(zhì)的比較錯誤的是（）

①酸性：H2S>H2Se

②堿性：Na2S>NaHS

③堿性：HCOONa>CH3COONa

④水的電離程度：NaAc＜NaAlO2

⑤溶液的pH：

NaHSO3＜Na2SO4＜NaHCO3＜NaClO

答案：（1）①②③；⑤；④⑥；

（2）①③

2.影響鹽類水解的外界因素

影響鹽類水解存在有以下外界因素：①溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱）；②濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）；③酸堿：促進或抑制鹽的水解（H+促進陰離子水解而抑制陽離子水解；OH-促進陽離子水解而抑制陰離子水解）。

【例15】能減少Na2CO3溶液中濃度的措施可以是（）

①加熱

②加少量NaHCO3固體

③加少量（NH4）2CO3固體

④加少量NH4Cl

⑤加水稀釋

⑥加少量NaOH

答案：①④⑤

（作者單位：武漢市黃陂區(qū)實驗中學）

責任編輯 王愛民