发布时间 : 星期四 文章电离平衡和水解平衡专题复习-student更新完毕开始阅读
c(H+)和c(OH-)同时增大，KW增大，但c(H+)和c(OH-)始终保持相等，仍显中性。 纯水由25℃升到100℃，c(H+和c(OH-)从1×10-7mol/L增大到1×10-6mol/L(pH变为6)。 ②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。 ③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，KW不变。
练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下： H2O H++ OH- 变化 条件 平衡移 动方向 电离 程度 c(H+)与c(OH-)的相对大小 溶液的 酸碱性 离子积 Kw 加热 降温 加酸 加碱 加能结合 H+的物质 加能结合 OH-的物质 ⑶水的离子积
在一定温度时，c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。
Kw =c(H+)·c(OH-)，25℃时，Kw =1×10-14(无单位)。
①KW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，KW增大。 25℃时K Kw =1×10-14，100℃时Kw约为1×10-12。
②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，Kw就不变。 例如，在25°C时，c(H+)=0.01mol/L的强酸溶液与c(OH-)=0.01mol/L的强碱溶液中，Kw = 1×10-14
⑷水电离的离子浓度计算
例：常温某无色溶液中，由水的电离产生的C（H+）=1×10-12 mol/l，则下列肯定能共存的
离子组是 （ ）
A、Cu2+ NO3- SO42- Fe3+ B、Cl- S2- Na+ K+ C、SO32- NH4+ K+ Mg2+ D、Cl- Na+ NO3- SO42-
2、溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H+)与c(OH-)的相对大小。 在常温下，中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L；
酸性溶液：c(H+)>c(OH-), c(H+)>1×10-7mol/L；
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碱性溶液：c(H+) 思考：c(H+)>1×10-7mol/L （pH<7）的溶液是否一定成酸性？ 3、溶液的pH ⑴表示方法 pH=-lgc(H+) c(H+)=10-pH c(H+)=m×10-nmol/L则pH=n-lgm pOH=-lgc(OH-) c(OH-)=10-pOH 常温下，pH+pOH=-lgc(H+)-lgc(OH-)=-lgc(H+)·c(OH-)=14。 例如，已知pH=a，则c(H+)=10-amol·L-1，c(OH-)=10-(14-a)mol·L-1。 ⑵溶液的酸碱性与pH的关系(常温时) ①中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol·L-1，pH=7。 ②酸性溶液：c(H+)>1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH<7，酸性越强，pH越小。 ③碱性溶液：c(H+)<1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH>7，碱性越强，pH越大。 ①溶液酸碱性与pH的关系可图示为： ⑶溶液pH的测定方法 ①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 变色范围pH 溶液颜色 甲基橙 3.1～4.4 石蕊 5.0～8.0 酚酞 8.2～10.0 无色→浅红→红 红→橙→黄 红→紫→蓝 ②pH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pH。 测定溶液pH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pH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：红橙黄(酸性)，绿(中性)，蓝靛紫(碱性)。 ③pH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—) ⑴单一溶液的pH计算 ①由酸碱浓度求pH 强酸(HnA) c(H+)=nc(酸) 强碱B(OH)n c(OH—)=nc(碱) 弱酸 c(H+)=c(酸)α 弱碱 c(OH—) =c(碱)α ②已知pH求酸碱浓度 强酸(HnA) c(酸) =c(H+)/n=10-pH/ n 强碱B(OH)n c(碱) = c(OH-)/n=10-pOH/n 弱酸 c(酸) = c(H+)/α 弱碱 c(碱) = c(OH—) /α ⑵加水稀释计算 ①强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n。 ②弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH Page 6 of 12 ③强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n。 ④弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH>b-n。 ⑤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pH⑥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。 不能小于7。 例：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a>b,则下列说法不正确的是（ ） A．酸的相对强弱是：HX>HY B．相同温度，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。 ⑶酸碱混合计算 ①两种强酸混合 c(H?)1V1?c(H?)2V2c(H+)混= V1?V2 当△pH≥2的强酸以等体积混合时，pH混=pH小+0.3。 ②两种强碱混合 c(OH?)1V1?c(OH?)2V2c(OH-)混= V1?V2 当△pH≥2的强酸以等体积混合时，pH混=pH大-0.3。 ③强酸强碱混合，一者过量时 c(OH-)混或c(H+)混= |c(H?)酸V酸?c(OH?)碱V碱|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KW得出c(H+)，进而求得pH，或由c(OH-)得出pOH再得 pH。 ⑷强酸强碱的pH与混合后的pH的关系 ①pH=a的强碱与pH=b的强碱溶液等体积混合 ?a?b?14,pH?7,呈中性c(H?)10?a14?a?b???10?a?b?14,pH?7,呈酸性c(OH?)10?14?b?a?b?14,pH?7,呈碱碱? ②pH=a的强碱与pH=b的强碱溶液混合呈中性，则体积关系 10-aVa=10-14+bVb ⑸强弱混合讨论 ①一元酸与一元碱等物质的量浓度等体积混合：即生成盐溶液的酸碱性 ②pH之和为14的酸碱等体积混合：谁弱谁过量 例1：25℃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.12 B.13 C.14 D.15 例2：在室温条件下，酸和碱的溶液等体积混合后，pH值一定大于7的是 ( ) A pH=3的盐酸和pH=11的氢氧化钡溶液 B pH=3的醋酸（电离度约为1%）和pH=12的氢氧化钠溶液 C pH=3的硝酸和pH=11的氨水（电离度约为1%） Page 7 of 12 D pH=3的硫酸和pH=12的氢氧化钾溶液 盐的水解 1、盐的分类 ⑴按组成分：正盐、酸式盐和碱式盐。 ⑵按生成盐的酸和碱的强弱分：强酸强碱盐(如Na2SO4、NaCl)、弱酸弱碱盐(如NH4HCO3)、强酸弱碱盐(如NH4Cl)、强碱弱酸盐(如CH3COONa)。 ⑶按溶解性分：易溶性盐(如Na2CO3)、微溶性盐(如CaSO4)和难溶性盐(如BaSO4)。 2、盐类水解的定义和实质 ⑴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。 ⑵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。 ⑶盐类水解的特点 ①可逆的，其逆反应是中和反应； ②微弱的； ③动态的，水解达到平衡时v(水解)=v(中和)≠0；④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 ⑴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。 ⑵无弱不水解：不含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐即强酸强碱盐不水解。 ⑶谁弱谁水解：发生水解的是弱酸根阴离子和弱碱阳离子。 ⑷谁强显谁性：弱酸弱碱盐看水解生成的酸和碱的强弱。 ⑸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HA>HB>HC，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HCO3-和H2CO3，HCO3-比H2CO3的电离程度小 得多， 相同浓度时Na2CO3溶液的pH比NaHCO3的大。 ⑹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”。 ①NH4+与S2-、HCO3-、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。 ②彻底双水解离子间不能大量共存。 Al3+与S2-、HS-、AlO2-、CO32-、HCO3- Fe3+与AlO2-、CO32-、HCO3- NH4+与AlO2-、SiO32- 如：2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑ Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑(泡沫灭火器原理) ③特殊情况下的反应 Page 8 of 12