物质在水溶液的行为复习.docx

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物质在水溶液的行为复习

第三章　物质在水溶液中的行为

【水溶液】

知识点一　水的电离

1．水的电离方程式：

2．水的离子积常数：

KW＝[H＋]·[OH－]。

（1）室温下：

KW＝

（2）影响因素：

只与温度有关，升温，KW。

（3）适用范围：

KW不仅适用于纯水，也适用于稀的水溶液。

3．影响水电离平衡的因素

（1）升高温度，水的电离程度增大，KW。

（2）常温下加入酸或碱，水的电离程度，KW不变，[H＋]≠[OH－]。

（3）常温下加入可水解的盐（如FeCl3、Na2CO3），水的电离程度，

KW不变，使[H＋]≠[OH－]。

【巩固练习】

1．判断正误（正确打的“√”，错误打的“×”）

（1）水的电离方程式可表示为2H2O===H3O＋＋OH－（　　）

（2）KW的表达式为

（　　）

（3）KW＝1×10－14mol2·L－2（　　）

（4）100℃的稀H2SO4中，KW>1×10－14mol2·L－2（　　）

（5）一定温度下，向纯水中加入NaOH，由于NaOH电离出的OH－抑制H2O的电离。

（6）纯水加热时，[H＋]和[OH－]均增大（　　）

2．25℃时，向水中加入①NaCl粉末、②NaOH固体、③Na2CO3粉末，水的电离平衡被促进______________（用序号填写，下同），被抑制________，无影响________；水的离子积不变的是________。

若对上述三种电解质的溶液加热，水的电离平衡被促进的有________，水的离子积增大的有________。

知识点二　溶液的酸碱性

1．溶液的酸碱性

溶液的酸碱性是由溶液中决定的。

（1）[H＋][OH－]，溶液呈酸性。

（2）[H＋]_[OH－]，溶液呈中性。

（3）[H＋][OH－]，溶液呈碱性。

2．pH值

（1）计算公式：

pH＝]。

（2）意义：

表示溶液酸碱性的，pH越小，酸性，pH越大，碱性。

（3）测定方法：

①pH试纸；②pH酸度计。

3．pH试纸的使用

（1）方法：

把小块pH试纸放在或玻璃片）上，用蘸有待测液的玻璃棒点在试纸的中部；试纸变色后，与标准比较来确定溶液的pH。

（2）注意：

pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则可能产生误差。

【巩固练习】

3．判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）。

（1）升高温度，水电离平衡右移，H＋浓度增大，呈酸性（　　）

（2）溶液中[H＋]>10－7mol·L－1，该溶液呈酸性（　　）

（3）任何温度下，利用H＋和OH－浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性（　　）

（4）用pH试纸测得某溶液的pH为3.4（　　）

（5）用湿润的pH试纸测溶液的pH，一定影响测量结果（　　）

（6）能使pH试纸显红色的溶液呈酸性（　　）

4．

（1）25℃时，0.1mol·L－1的盐酸溶液中[H＋]＝________mol·L－1，[OH－]＝________mol·L－1，[H＋]H2O＝________mol·L－1。

（2）25℃pH＝3的NH4Cl溶液中，[H＋]＝________mol·L－1，[OH－]＝______mol·L－1，[H＋]H2O＝________mol·L－1。

5.　25℃时，水中存在电离平衡：

H2O

H＋＋OH－　ΔH>0。

下列叙述正确的是（　　）

A．将水加热，Kw增大，pH不变

B．向水中加入少量NaHSO4固体，c（H＋）增大，Kw不变

C．向水中加入少量NaOH固体，平衡逆向移动，c（OH－）降低

D．25℃时，向水中加入少量NH4Cl固体，使溶液的pH＝4时，溶液中由水电离出的c（H＋）为1×10－10mol/L

　6.（2012·上海）水中加入下列溶液对水的电离平衡不产生影响的是（　　）

A．NaHSO4溶液　　B．KF溶液

C．KAl（SO4）2溶液D．NaI溶液

7．常温下，某溶液中由水电离出来的c（H＋）＝1×10－13mol·L－1，该溶液可能是（　　）

①SO2　②NH4Cl溶液　③NaHSO4溶液　④醋酸溶液

⑤NaNO3溶液　⑥氨水　⑦NaHCO3溶液（溶液显碱性）

⑧NaOH溶液

A．①③④⑥⑧B．①④⑥⑧C．①④⑤⑥⑦D．②⑤⑧

知识点三、溶液的pH计算

一、总体思路

1．若溶液为酸性，先求c（H＋），再求pH；

2．若溶液为碱性，先求c（OH－），再由c（H＋）＝

求c（H＋），最后求pH，也可以先求pOH[pOH＝－lgc（OH－）]，再由14－pOH求pH。

二、计算类型

1．强酸型

如浓度为cmol/L的HnA溶液，c（H＋）＝ncmol/L，所以pH＝－lgnc。

2．强碱型

如浓度为cmol/L的B（OH）n溶液，

c（OH－）＝ncmol/L，

c（H＋）＝

mol/L，所以pH＝14＋lgnc。

3．酸碱混合型

（1）两强酸混合型c（H＋）混＝

（2）两强碱混合型c（OH－）混＝

（3）强酸、强碱混合（一者过量）

酸过量：

c（H＋）混＝

碱过量：

c（OH－）混＝

4．酸碱稀释时pH的变化

酸（pH＝a）

碱（pH＝b）

弱酸

强酸

弱碱

强碱

稀释10n倍

无限稀释

pH趋向于7

【练习】　常温下，下列叙述中正确的是______。

①pH＝1的硝酸溶液1mL稀释至100mL后，pH＝3　②向pH＝1的硝酸中加入等体积、pH＝13的氢氧化钡溶液恰好完全中和　③将0.1mol·L－1的氢氧化钠溶液与0.06mol·L－1的硫酸等体积混合，混合后溶液的pH＝1.7　④向pH＝1的盐酸加入等体积、等浓度的氨水，所得溶液pH＝7　⑤常温下，pH＝3的醋酸和pH＝11的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH<7　

⑥将pH＝2的盐酸和pH＝4的硫酸等体积混合，所得溶液pH＝3　⑦将pH＝13的NaOH溶液与pH＝3的盐酸按体积比为1∶9混合，则混合后溶液的pH约为12　⑧pH＝10的NaOH溶液稀释10倍后，溶液的pH＝9

考向预测1　pH的有关计算

3．已知在100℃下，水的离子积Kw＝1×10－12，下列说法正确的是（　　）

A．0.05mol/L的H2SO4溶液pH＝1

B．0.001mol/L的NaOH溶液pH＝11

C．0.005mol/L的H2SO4溶液与0.01mol/L的NaOH溶液等体积混合，混合后溶液pH为6，溶液显酸性

D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50mL，需要pH＝11的NaOH溶液50mL

考向预测2　酸、碱中和反应的有关判断

4．（2012·新课标全国卷）已知温度T时水的离子积常数为Kw，该温度下，将浓度为amol·L－1的一元酸HA与bmol·L－1的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是（　　）

A．a＝b

B．混合溶液的pH＝7

C．混合溶液中，c（H＋）＝

mol·L－1

D．混合溶液中，c（H＋）＋c（B＋）＝c（OH－）＋c（A－）

【巩固练习】1．

（1）下列说法中正确的是（　　）

A．在任何条件下，纯水的pH都等于7

B．在任何条件下，纯水都呈中性

C．在95℃时，纯水的pH小于7

D．在95℃时，纯水中H＋的物质的量浓度[H＋]小于10－7mol·L－1

（2）室温下，测得某溶液中[H＋]＝1×10－9mol·L－1，则OH－的物质的量浓度为______，该溶液的pH为______________。

2．常温下，下列叙述不正确的是（　　）

A．c（H＋）>c（OH－）的溶液一定显酸性

B．pH＝3的弱酸溶液与pH＝11的强碱溶液等体积混合后溶液呈酸性

C．pH＝5的硫酸溶液稀释到原来的500倍，稀释后c（SO

）与c（H＋）之比约为1∶10

D．中和10mL0.1mol/L醋酸与100mL0.01mol/L醋酸所需NaOH的物质的量不同

3．（2012·广东）（双选）对于常温下pH为2的盐酸，叙述正确的是（　　）

A．c（H＋）＝c（Cl－）＋c（OH－）

B．与等体积pH＝12的氨水混合后所得溶液显酸性

C．由H2O电离出的c（H＋）＝1.0×10－12mol·L－1

D．与等体积0.01mol·L－1乙酸钠溶液混合后所得溶液中：

c（Cl－）＝c（CH3COO－）

4．（2013·大纲全国卷）下图表示水中c（H＋）和c（OH－）的关系，下列判断错误的是（　　）

A．两条曲线间任意点均有c（H＋）×c（OH－）＝KW

B．M区域内任意点均有c（H＋）

C．图中T1

D．XZ线上任意点均有pH＝7

5.（2013·山东）某温度下，向一定体积0.1mol·L－1的醋酸溶液中逐滴加入等浓度的NaOH溶液，溶液中pOH（pOH＝－lg[OH－]）与pH的变化关系如图所示，则（　　）

A．M点所示溶液的导电能力强于Q点

B．N点所示溶液中c（CH3COO－）>c（Na＋）

C．M点和N点所示溶液中水的电离程度相同

D．Q点消耗NaOH溶液的体积等于醋酸溶液的体积

6．现有常温条件下甲、乙、丙三种溶液，甲为0.1mol/L的NaOH溶液，乙为0.1mol/L的HCl溶液，丙为0.1mol/L的CH3COOH溶液，试回答下列问题：

（1）甲溶液的pH＝________；

（2）丙溶液中存在的电离平衡为_________________

_____________________（用电离平衡方程式表示）；

（3）甲、乙、丙三种溶液中由水电离出的c（OH－）的大小关系为______________。

（4）某同学用甲溶液分别滴定20.00mL乙溶液和20.00mL丙溶液，得到如图所示两条滴定曲线，请完成有关问题：

　　　　　　　图1　　　　　　　　　　图2

①甲溶液滴定丙溶液的曲线是________（填“图1”或“图2”）；

②a＝________mL。

【　弱电解质的电离】

知识点一　弱电解质的电离平衡

1．平衡状态的建立

在一定温度下，当弱电解质在水溶液中电离达到最大程度时，电离过程并没有停止。

此时弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变，达到了电离平衡状态。

平衡建立过程的v－t图象如图所示。

2．特征：

3．影响因素

（1）内因

主要是由电解质决定。

（2）外因

电离平衡属于化学平衡，当外界条件改变时，弱电解质的电离平衡也会发生移动，平衡移动也遵循勒夏特列原理。

以CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH>0为例：

改变条件

平衡移动方向

c（CH3COOH）

n（H＋）

c（H＋）

c（CH3COO－）

电离程度

加水稀释

→

加少量冰醋酸

通入HCl气体

加NaOH固体

加CH3COONa固体

加入镁粉

升高温度

【巩固练习】

1．判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）。

（1）溶液导电能力弱的电解质一定是弱电解质（　　）

（2）弱电解质浓度越大，电离程度越大（　　）

（3）温度升高，弱电解质的电离平衡右移，因为电离是吸热的（　　）

（4）碳酸的电离分步进行：

H2CO3HCO

＋H＋，HCO

===H＋＋CO

（　　）

（5）0.1mol·L－1某一元酸HA溶液的pH＝3，HA溶液中存在：

HA===H＋＋A－（　　）

（6）温度不变，向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，平衡左移（　　）

2．稀氨水中存在下述平衡：

NH3＋H2ONH3·H2ONH

＋OH－，向溶液中分别通入氨气平衡________移、加入盐酸平衡________移、加入NH4Cl固体平衡________移、加入NaOH溶液平衡________移。

知识点二　电离平衡常数

1．概念：

是指一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比。

2．表达式：

CH3COOH的电离平衡常数表达式为Ka＝

，NH3·H2O的电离平衡常数表达式为Kb＝

。

3．意义：

弱酸、弱碱的电离常数能够反映弱酸、弱碱酸碱性的相对强弱。

在一定温度下，当弱酸的浓度相同时，电离常数越大，弱酸的电离程度就，弱酸的酸性越强，溶液中氢离子浓度也越大。

4．注意问题

①弱电解质的电离平衡常数只与有关，与浓度无关。

②多元弱酸分步电离，每一步电离都有各自的电离平衡常数。

各级电离常数逐级且一般相差很大。

【巩固练习】

3．NH3·H2O在水溶液中的电离方程式为__________，离常数表达式为：

________。

对该电离平衡改变条件如下：

①升高温度　②加水稀释　③加少量NaOH（s）　④通少量HCl（g）　⑤加入NH4Cl（s），其中：

（1）使电离平衡右移的有________；

（2）使[OH－]增大的有________；

（3）使电离常数改变的有________。

4．判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）。

（1）电离平衡常数（K）越小，表示弱电解质电离能力越弱（　　）

（2）电离平衡常数（K）与温度无关（　　）

（3）不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数（K）不同（　　）

（4）多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为K1

（5）电离平衡右移，电离平衡常数一定增大（　　）

　5.　在0.1mol·L－1NH3·H2O溶液中存在如下平衡：

NH3＋H2ONH3·H2ONH

＋OH－。

下列叙述中正确的是（　　）

A．加入少量浓盐酸，盐酸与NH3反应生成NH4Cl，使NH3浓度减小，NH

浓度增大，平衡逆向移动

B．加入少量NaOH固体，OH－与NH

结合生成NH3·H2O，使NH

浓度减小，平衡正向移动

C．加入少量0.1mol·L－1NH4Cl溶液，电离平衡常数不变，溶液中c（OH－）减小

D．加入少量MgSO4固体，溶液pH增大

考向预测1　弱电解质的电离问题

1．（2014·北京东城高三期末检测）25℃时，浓度均为0.1mol·L－1的HA溶液和BOH溶液，pH分别是1和11。

下列说法正确的是（　　）

A．BOH溶于水，其电离方程式是BOH===B＋＋OH－

B．若一定量的上述两溶液混合后pH＝7，则c（A－）＝c（B＋）

C．在BOH溶液中加入BA，平衡向逆反应移动，c（B＋）减小

D．若将0.1mol·L－1的BOH溶液稀释至0.001mol·L－1，则溶液的pH＝9

考向预测2　溶液的稀释问题

2．将浓度为0.1mol·L－1HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是（　　）

A．c（H＋）　　B．Ka（HF）C.

D.

考点三　强、弱电解质的判断与比较

一、判断电解质强弱的方法

1．在相同浓度、相同温度下，与强电解质做导电性对比实验。

2．浓度与pH的关系。

如0.1mol·L－1CH3COOH溶液，其pH1，则可证明CH3COOH是弱电解质。

3．测定对应盐的酸碱性。

如CH3COONa溶液呈，则证明醋酸是弱酸。

4．稀释前后的pH与稀释倍数的变化关系。

如将pH＝2的酸溶液稀释1000倍，若pH5，则证明该酸为弱酸；若pH为5，则证明该酸为强酸。

5．利用实验证明存在电离平衡。

如醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加CH3COONa固体，颜色。

二、一元强酸与一元弱酸的比较

1．相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸（如盐酸）与一元弱酸（如醋酸）的比较（见下表）：

比较项目

酸　　

c（H＋）

pH

中和碱的能力

与足量活泼金属反应产生H2的量

与金属反应的起始速率

一元强酸

一元弱酸

2.相同pH、相同体积的一元强酸（如盐酸）与一元弱酸（如醋酸）的比较（见下表）：

比较项目

酸　　

c（H＋）

c（酸）

中和碱的能力

与足量活泼金属反应产

生H2的量

与金属反应的起始速率

一元强酸

一元弱酸

例题　（2014·石家庄模拟）下列事实一定能说明HNO2为弱电解质的是（　　）

①常温下，NaNO2溶液的pH>7　②用HNO2溶液做导电实验灯泡很暗　③HNO2不能与NaCl反应　④常温下0.1mol·L－1的HNO2溶液pH＝2　⑤1LpH＝1的HNO2溶液加水稀释至100L后溶液的pH＝2.2　⑥1LpH＝1的HNO2和1LpH＝1的盐酸与足量的NaOH溶液完全反应，最终HNO2消耗的NaOH溶液多　⑦HNO2溶液中加入一定量NaNO2晶体，溶液中c（OH－）增大　⑧HNO2溶液中加水稀释，溶液中c（OH－）增大

A．①②③⑦　B．①③④⑤C．①④⑤⑥⑦D．②④⑥⑧

考向预测3　弱酸、弱碱的判断

3．常温下，若HA溶液和NaOH溶液混合后，混合液的pH＝7，下列说法不合理的是（　　）

A．反应后HA溶液可能有剩余

B．生成物NaA的水溶液的pH可能小于7

C．HA溶液和NaOH溶液的体积可能不相等

D．HA溶液中的c（H＋）和NaOH溶液中的c（OH－）可能不相等

考向预测4　一强一弱的比较

4．（2014·山东泰安二模）体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n（Cl－）＝n（CH3COO－）＝0.01mol。

则下列叙述中正确的是（　　）

A．两种溶液的pH不相同

B．它们分别与足量CaCO3反应时，放出的CO2一样多

C．它们与NaOH完全中和时，醋酸溶液所消耗的NaOH多

D．分别用水稀释相同倍数时，n（Cl－）＝n（CH3COO－）

【巩固练习】

1．（选修4P108T2改编）酸碱指示剂一般是有机弱酸或有机弱碱。

例如，石蕊是一种有机弱酸，如果用HIn表示石蕊分子，HIn在水中发生电离：

H＋＋

（1）向石蕊溶液中加入酸时，溶液中c（H＋）________（填“增大”、“减小”或“不变”），HIn电离平衡向________（填“正方向”、“逆方向”）移动，溶液变________色。

（2）向石蕊溶液中加入碱时，溶液中[H＋]________（填“增大”、“减小”或“不变”），HIn电离平衡向________（填“正方向”、“逆方向”）移动，溶液变________色。

2．（2013·福建）室温下，对于0.10mol·L－1的氨水，下列判断正确的是（　　）

A．与AlCl3溶液发生反应的离子方程式为Al3＋＋3OH－===Al（OH）3↓

B．加水稀释后，溶液中c（NH

）·c（OH－）变大

C．用HNO3溶液完全中和后，溶液不显中性

D．其溶液的pH＝13

3．（2012·海南）25℃amol·L－1一元酸HA与bmol·L－1NaOH等体积混合后，pH为7，则下列关系一定正确的是（　　）

A．a＝b　　　　　　　　B．a>b

C．c（A－）＝c（Na＋）D．c（A－）

4．（2014·莱芜市高三检测）用水稀释0.1mol·L－1的醋酸溶液，下列说法正确的是（　　）

A．醋酸的电离程度逐渐增大，溶液的pH值减小

B．Kw逐渐减小

C．水的电离程度增大

D.

变大

5．（2014·大同市高三学情调研）根据下列实验不能证明一元酸HR为弱酸的是（　　）

A．室温下，NaR溶液的pH大于7

B．加热NaR溶液时，溶液的pH变小

C．HR溶液加入少量NaR固体，溶解后溶液的pH变大

D．20℃时，0.01mol·L－1的HR溶液pH＝2.8

6．（2012·山东节选）NO2可用氨水吸收生成NH4NO3,25℃时，将amolNH4NO3溶于水，溶液显酸性，原因是_________________（用离子方程式表示）。

向该溶液滴加bL氨水后溶液呈中性，则滴加氨水的过程中水的电离平衡将________（填“正向”、“不”或“逆向”）移动，所滴加氨水的浓度为________mol·L－1。

（NH3·H2O的电离平衡常数取Kb＝2×10－5mol·L－1）

【盐类的水解】

知识点一　盐类水解的原理

1．实质

盐电离→

→

破坏了水的电离平衡→水的电离程度增大→

[H＋]≠[OH－]→溶液呈碱性或酸性。

2．特点

（1）可逆：

水解反应是可逆反应。

（2）吸热：

水解反应是中和反应的逆反应。

（3）微弱：

水解反应程度很微弱。

3．规律：

4.水解方程式的书写

（1）书写形式

在书写盐类水解方程式时通常要用“”号连接，产物不标“↑”或“↓”，其一般形式为：

盐＋水酸＋碱，用离子方程式表示为：

盐中的离子＋水弱酸（或弱碱）＋OH－（或H＋）。

（2）书写规律

①一般盐类水解程度很小，水解产物很少，如果产物易分解（如NH3·H2O、H2CO3）也不写成其分解产物的形式，如：

NH4Cl的水解离子方程式：

NH

＋H2ONH3·H2O＋H＋。

②多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式，如Na2CO3的水解离子方程式：

CO

＋H2OHCO

＋OH－。

③多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如FeCl3的水解离子方程式：

Fe3＋＋3H2OFe（OH）3＋3H＋。

④能发生相互促进的水解反应的离子组，由于水解程度较大，若生成物中有沉淀或气体生成，书写时要用“===”、“↑”、“↓”等，如NaHCO3与AlCl3混合溶液的反应离子方程式：

Al3＋＋3HCO

===Al（OH）3↓＋3CO2↑。

小贴士

盐溶液酸碱性两个“不一定”

（1）溶液呈酸性的盐不一定是由水解引起的如NaHSO4溶液等。

（2）盐的水解不一定使溶液呈现酸性或碱性如CH3COONH4溶液等。

【巩固练习】

1．判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）。

（1）盐类水解一定促进水的电离（　　）

（2）盐溶液显碱性，一定是由水解引起的（　　）

（3）盐类水解为可逆过程（　　）

（4）Na2CO3溶液中CO

水解后造成离子的种类增多（　　）

（5）pH＝5的NH4Cl溶液中水电离产生的H＋浓度为10－9mol·L－1（　　）

（6）pH＝9的CH3COONa溶液和氨水中水的电离程度相等（　　）

2．有下列几种物质：

①NaCl，②Na2CO3，③NaHCO3，④NH4Cl，⑤Al2（SO4）3，⑥HCl，⑦KHSO4，⑧NaOH。

其溶液呈酸性的是________（填序号，下同）；呈中性的是________；呈碱性的是________；能促进水的电离的是________；抑制水的电离的是________。

知识点二　盐类水解的影响因素

1．内因——盐本身的性质

（1）阳离子对应的碱越弱，其水解程度就越，溶液酸性越。

（2）阴离子对应的酸越弱，其水解程度就越，溶液碱性越。

2．外因

（1）温度：

升高温度，水解平衡向移动，水解程度

（2）浓度：

①增大盐溶液的浓度，水解平衡向移动，水解程度，但水解产生的离子浓度；加水稀释，水解平衡向移动，水解程度，但水解产生的离子浓度。

②增大c（H＋），强碱弱酸盐的水解，强酸弱碱盐的水解；增大c（OH－），强酸弱碱盐的水解，强碱弱酸盐的水解。

例如;对于NH

＋H2ONH3·