水溶液中的离子平衡讲义Word文档格式.docx

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⑤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

⑴浓度：

越稀越电离

在醋酸的电离平衡CH3COOHCH3COO-+H+

加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但c（CH3COOH）、c（H+）、c（CH3COO-）变小

加入少量冰醋酸，平衡向右移动，c（CH3COOH）、c（H+）、c（CH3COO-）增大，但电离程度变小

⑵温度：

T越高，电离程度越大

⑶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。

⑷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CH3COOHCH3COO-+H+为例，各种因素对平衡的影响可归纳为下表：

平衡移动方向

c（H+）

n（H+）

c（Ac-）

c（OH-）

c（H+）/c（HAc）

导电能力

电离程度

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H2SO4（浓）

向左

加醋酸铵（s）

加金属Mg

加CaCO3（s）

3、电离方程式的书写

⑴强电解质用=，弱电解质用

⑵多元弱酸分步电离，多元弱碱一步到位。

H2CO3H++HCO3-，HCO3-H++CO32-，以第一步电离为主。

⑶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++HCO3-，HCO3-H++CO32-

⑷强酸的酸式盐如NaHSO4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：

NaHSO4=Na++HSO4—

溶于水时：

NaHSO4=Na++H++SO42—

三、水的电离及溶液的pH

1、水的电离

⑴电离平衡和电离程度

水是极弱的电解质，能微弱电离

H2O+H2OH3O++OH-，通常简写为H2OH++OH-；

ΔH>

25℃时，纯水中c（H+）=c（OH-）=1×

10-7mol/L

⑵影响水的电离平衡的因素

①温度：

温度越高电离程度越大

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：

H2OH++OH-

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

c（H+）=c（OH-）

中性

降温

加酸

c（H+）>

酸性

不变

加碱

c（H+）<

碱性

加能结合

H+的物质

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。

⑷水电离的离子浓度计算

例1：

在25°

C时，浓度为1×

10-5mol/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：

酸性C（H+）溶液=C（H+）水

碱性C（OH—）溶液=C（OH—）水

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（OH-）,c（H+）>

1×

碱性溶液：

c（OH-），c（H+）<

10-7mol/L。

思考：

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

pOH=-lgc（OH-）c（OH-）=10-pOH

常温下，pH+pOH=-lgc（H+）-lgc（OH-）=-lgc（H+）·

c（OH-）=14。

⑵溶液的酸碱性与pH的关系（常温时）

①中性溶液：

107mol·

L-1，pH=7。

②酸性溶液：

10-7mol·

L-1>

c（OH-）,pH<

7，酸性越强，pH越小。

③碱性溶液：

c（OH-）,pH>

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、pH<

7的溶液是否一定成酸性（注意：

pH=0的溶液c（H+）=1mol/L。

）

⑶pH的适用范围

c（H+）的大小范围为：

1.0×

10-14mol·

L-1<

1mol·

L-1。

即pH范围通常是0～14。

当c（H+）≥1mol·

L-1或c（OH-）≥1mol·

L-1时，用物质的量浓度直接表示更方便。

⑷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

甲基橙

石蕊

酚酞

变色范围pH

3.1～4.4

5.0～8.0

8.2～10.0

溶液颜色

红→橙→黄

红→紫→蓝

无色→浅红→红

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（酸性），蓝（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（pHorc）

酸性先算c（H+），碱性先算c（OH—）

⑴单一溶液的pH计算

①由强酸强碱浓度求pH

②已知pH求强酸强碱浓度

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<

a+n。

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pH不能小于7。

⑥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。

⑶酸碱混合计算

①两种强酸混合

c（H+）混=

②两种强碱混合

c（OH-）混=

③酸碱混合，一者过量时

c（OH-）混或c（H+）混=

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。

四、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—、HC