水溶液电离平衡知识点讲解及例题解析Word格式.docx

1、电离平衡的含义在一定条件 （ 如温度、浓度 ）下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态。任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质具有该条件下的最大电离程度。电离平衡的特征逆：弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡。等：弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等。动：弱电解质电离成离子和离子结合成分子的速率相等，不等于零，是动态平衡。定：弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变。变：外界条件改变时，平衡被破坏，电离平衡发生移动。2、影响电离平衡的因素浓度：越稀越电离

2、在醋酸的电离平衡 CH3COOHCH 3COO -+H+加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但c（CH 3COOH） 、 c（H +）、 c（CH 3COO -）变小加入少量冰醋酸，平衡向右移动， c（CH 3 COOH） 、c（H +）、 c（CH 3COO -）增大，但电离程度变小温度： T 越高，电离程度越大同离子效应加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。化学反应加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离方向移动。以电离平衡 CH3 COOHCH3 COO-+H +为例，各种因素对平衡的影响可归纳为下表：平衡移动-+电离程c（Ac ）c（OH

3、）c（H ）/导电能力方向c（H ）n（H）c（HAc）度加水稀释向右减小增多减弱增大加冰醋酸增强升高温度加 NaOH（s）减少加向左H 2SO4（浓）加醋酸铵（s）加金属 MgCaCO3（s）例 1：（南昌测试题）在 CH3+的电离平衡中，要使电离平衡右移，且氢COOHCH COO +H离子浓度增大，应采取的措施是（）。A加 NaOH（s）B 加浓盐酸C加水D 加热例 2： （全国高考题 ）用水稀释 0.1mol/L 氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（A c（OH -）/c（NH 3H 2O）B c（NH 3H2O）/c（OH -）C c（OH -）D n（OH -）3、电离方程式的书

4、写强电解质用 =，弱电解质用多元弱酸分步电离，多元弱碱一步到位。H2CO3H+HCO 3-， HCOH+CO32-，以第一步电离为主。弱酸的酸式盐完全电离成阳离子和酸根阴离子，但酸根是部分电离。NaHCO3 =Na+HCO 3-，HCO 32-强酸的酸式盐如 NaHSO 4 完全电离，但在熔融状态和水溶液里的电离是不相同的。+ 熔融状态时： NaHSO 4=Na +HSO 42溶于水时： NaHSO 4=Na+H+SO4例 3：在一定温度下，无水醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力I 随加入水的体积V 变化的曲线如图所示。请回答：（1） “ O点”导电能力为 0 的理由是 _。（2） a、 b

5、、c 三点处，溶液的 c（H +）由小到大的顺序为 _。（3） a、 b、c 三点处，电离程度最大的是 _ 。（4）若要使 c 点溶液中 c（Ac -）增大，溶液 c（H + ）减小，可采取的措施是：，。三、水的电离及溶液的1、水的电离电离平衡和电离程度水是极弱的电解质，能微弱电离H 2O+H 2OH3O+OH-，通常简写为 H2OH +OH -； H25时，纯水中-7c（H ）=c（OH ）=110 mol/L影响水的电离平衡的因素温度： 温度越高电离程度越大）同时增大， K W 增大，但c（H）和 c（OH和 c（OH ）始终保持相等，仍显中性。纯水由 25升到100， c（H +） 和

6、c（OH -）从 110-7 mol/L增大到 110-6 mol/L（pH 变为 6）。酸、碱向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但KW不变。加入易水解的盐由于盐的离子结合H+ 或 OH -而促进水的电离，使水的电离程度增大。温度不变时，K W不变。练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下：H2O变化平衡移电离条件动方向程度加热降温加酸加碱加能结合H +的物质H+OH -c（H +）与 c（OH -）溶液的离子积的相对大小酸碱性c（H+）=c（OH -）中性酸性不变c（H ）c（H+）OH -的物质水的离子积在一定温度时， c（H + ）与 c（OH -）的乘积是一个常数， 称为水

7、的离子积常数， 简称水的离子积。K W =c（H + ） c（OH -）， 25时， KW =110-14（无单位 ）。K W 只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大， K W 增大。25时 K W=110-14， 100时 K W 约为 110-12。水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变， K W 就不变。水电离的离子浓度计算在 25C 时，浓度为110-5 mol/L 的 NaOH 溶液中，由水电离产生的C（OH -）是多少？酸： C（OH ） 溶液 = C（OH ）水碱： C（H +）溶液 = C（H +）水盐：酸

8、性 C（H +）溶液= C（H +）水C（OH ） 溶液 = C（OH ） 水c（H + ）=1 10-12mol/L ，则该溶液的 pH （西安测试题 ）在 25时，某溶液中，由水电离出的可能是（A 12B 7C 6D 2常温某无色溶液中，由水的电离产生的C（ H+）=110-12 mol/l ，则下列肯定能共存的离子组是A、 Cu2+NO3SO4Fe3+B 、Cl -S2-Na+K +C、 SO32-NH 4+K+Mg 2+D、 Cl -NO 3-SO4 2-例 4：C 时， pH=5 的 HCl 和 NH 4Cl 溶液中，水电离出的c（H +）比值是：2、溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶

9、液中的c（H +）与 c（OH -）的相对大小。在常温下，中性溶液：c（H +）=c（OH -）=1 10-7 mol/L ；酸性溶液： c（H +）c（OH -）, c（H +）1 10-7mol/L ；碱性溶液： c（H +）c（OH -）， c（H + ）10mol/L （ pHL-1c（OH - ）, pH7 ，酸性越强， pH 越小。碱性溶液： c（H + ）7 ，碱性越强， pH 越大。 1、甲溶液的 pH 是乙溶液的2 倍，则两者的c（H +）是什么关系？2、 pH7 的溶液是否一定成酸性？（注意：pH=0 的溶液 c（H +）=1mol/L 。 pH 的适用范围c（H + ）的

10、大小范围为：1.0 10-14mol L-1 c（H + ）1mol L-1。即 pH范围通常是0 14。当 c（H-1 或 c（OH-1时，用物质的量浓度直接表示更方便。） 1mol L） 溶液 pH 的测定方法酸碱指示剂法： 只能测出 pH 的范围，一般不能准确测定pH 。指示剂甲基橙石蕊酚酞变色范围 pH3.14.45.08.08.2 10.0溶液颜色红橙黄红紫蓝无色 浅红 红pH 试纸法： 粗略测定溶液的 pH。pH 试纸的使用方法：取一小块 pH 试纸放在玻璃片 （或表面皿 ）上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部，随即（30s 内 ）与标准比色卡比色对照，确定溶液的测定溶液 p

11、H 时， pH 试剂不能用蒸馏水润湿（否则相当于将溶液稀释，使非中性溶液的测定产生误差 ）；不能将 pH 试纸伸入待测试液中，以免污染试剂。标准比色卡的颜色 按 pH 从小到大依次是：红（酸性 ） ，蓝 （碱性 ）。pH 计法： 精确测定溶液 pH 。4、有关 pH 的计算基本原则：一看常温，二看强弱（无强无弱，无法判断），三看浓度（ pH or c ）酸性先算 c（H + ），碱性先算 c（OH ）单一溶液的 pH 计算由强酸强碱浓度求已知 pH 求强酸强碱浓度例 5：同浓度同体积的 HCl 、H24、HAc 中 c（H +）、中和 NaOH 量及与 Zn 反应快慢和H2 产量SO比较？同

12、pH 同体积的 HCl 、 H2SO4、HAc 中 c（H+ ）、中和 NaOH 量及与 Zn 反应快慢和 H2产量比较？加水稀释计算强酸 pH=a ，加水稀释n倍，则 pH=a+n弱酸 pH=a ，加水稀释10n 倍，则 pHb-n 。酸、碱溶液无限稀释时，pH 只能约等于或接近于 7，酸的 pH 不能大于 7，碱的 pH 不能小于 7。对于浓度（或 pH）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH 变化幅度 大 。例 6：PH=2 的两种一元酸HX ，HY 各 1ml, 分别加水稀释至100ml ，其 PH 值分别变为 a,b,且 ab,则下列说法不正确的是A酸的相对强弱是： HXHYB相

13、同温度，相同浓度的 NaX ， NaY 溶液，其 PH 值前者大。C与足量锌粉反应产生氢气的体积在相同条件下HY比HX多。D若 a=4，则为 HX 强酸， HY 为弱酸。酸碱混合计算两种强酸混合c（H ）1 V1c（H ）2 V2c（H + ）混 =V1V2两种强碱混合c（OH -）混= c（OH ）1 V1c（OH ）2 V2酸碱混合，一者过量时|c（H ）酸 V酸c（OH ）碱 V 碱 |c（OH -）混或 c（H+ ）混 =V酸V碱若酸过量，则求出c（H +），再得出 pH ；若碱适量，则先求c（OH -），再由 K W 得出 c（H + ），进而求得pH ，或由 c（OH -）得出 p

14、OH再得 pH。例 7：把 pH=13 的 NaOH 溶液与 pH=2 的硫酸溶液混合后，所得溶液的pH=11，则 NaOH 溶液和硫酸溶液的体积之比为？例 8： 25时，将某强酸和某强碱溶液按1 10 的体积比混合后溶液恰好中性，则混合前此强酸与强碱溶液的 pH 之和是A.12B.13C.14D.15四、盐的水解1、盐的分类按组成分： 正盐、酸式盐和碱式盐。按生成盐的酸和碱的强弱分：强酸强碱盐 （如 Na 2SO4、 NaCl） 、弱酸弱碱盐 （如 NH 4HCO 3）、强酸弱碱盐 （如 NH 4Cl） 、强碱弱酸盐 （如 CH 3COONa） 。按溶解性分： 易溶性盐 （如 Na2CO3）

15、、微溶性盐 （如 CaSO4）和难溶性盐 （如 BaSO4）。2、盐类水解的定义和实质定义盐电离出的一种或多种离子跟水电离出的H+或 OH -结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。实质盐电离出的离子 （弱碱阳离子或弱酸根阴离子）跟水电离出的 OH -或 H+ 结合生成弱电解质 （弱碱或弱酸 ）并建立电离平衡，从而促进水的电离。盐类水解的特点可逆的， 其逆反应是中和反应；微弱的； 动态的， 水解达到平衡时 v（ 水解 ）=v（ 中和） 0；吸热的，因中和反应是放热反应，故其逆反应是吸热反应。3、盐类水解的规律有弱才水解： 含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐才发生水解。无弱不水解： 不含有弱酸根阴

16、离子或弱碱阳离子的盐即强酸强碱盐不水解。谁弱谁水解： 发生水解的是弱酸根阴离子和弱碱阳离子。谁强显谁性： 弱酸弱碱盐看水解生成的酸和碱的强弱。越弱越水解： 弱酸根阴离子所对应的酸越弱，则越容易水解，水解程度越大。若酸性 HAHBHC ，则相同浓度的NaA 、NaB 、NaC 溶液的碱性逐渐增强，pH 逐渐增大。CO32-和 HCO3-所对应的弱酸分别是HCO 3-和 H 2CO3， HCO3-比 H 2CO3 的电离程度小得多，相同浓度时 Na2CO3 溶液的 pH 比 NaHCO 3 的大。都弱双水解： 当溶液中同时存在弱酸根阴离子和弱碱阳离子时，离子水解所生成的OH -和H +相互结合生成水而使其水解相互促进，称为“双水解” 。NH 4+与 S2-、HCO 3 -、CO32-、CH3COO-等虽然相互促进，水解程度仍然很小，离子间能大量共存。彻底双水解离子间不能大量共存。Al 3+与 S2 、 HS 、 AlO 2 、 CO32 、 HCO 33+Fe 与 AlO2、CO3、HCO 3NH 4+与 AlO 2、 SiO 3如： 2Al 3+2-+6H 2O=2Al（OH） +3HS+3S=Al（OH） 3 +3CO2（泡沫灭火器原理 ）Al +3HCO特殊情况下的反应FeCl3 和 Na2S 溶液发生氧化还原反应2+、 S）