电离与水解Word文档格式.docx

1、H2SH+HS_ HS_H+S2-二、弱电解质的电离平衡1、弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），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时的状态。弱电解质的电离平衡的特点是：（1）动态平衡：电离方程式中用“ ”，如：CH3COOH CH3COO+H+。 （2）条件改变：平衡被打破。如在CH3COOH的石蕊溶液中（呈红色）加入固体CH3COONH4，即增大了c（CH3COO），平衡左移，c（ H+）变小，使红色变浅。 （3）弱电解质在离子反应中电离平衡发生移动。将等质量的锌粉分别投入10mL0.1mol/L盐酸和10mL0.1mol/L醋酸中，实验结果：盐酸的反应速率比醋酸

2、快。若锌足量，则产生氢气的体积相等。因为当浓度和体积相同时，盐酸是强酸，c（H+）大，所以反应速率快，但二者可电离出来的H+的物质的量相等，仅仅是后者随着反应的进行，醋酸的电离平衡不断发生移动。 （4）从导电实验可知，弱电解质少部分电离，大部分以分子形式存在，决定了它在离子方程式书写中保留分子形式。如醋酸和烧碱溶液中和反应的离子方程式应写成：CH3COOH+OH= CH3COO+H2O。 （5）导电性强弱与电解质强弱的关系：电解质的强弱由物质内部结构决定，电解质的强弱在一般情况下影响着溶液导电性的强弱。导电性强弱是由溶液离子浓度大小决定的。如果某强电解质溶液浓度很小，那么它的导电性可以很弱，而

3、某弱电解质虽然电离程度很小，但如果浓度较大时，该溶液的导电能力也可以较强。因此，强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质的导电能力也不一定弱。2、电离平衡常数 （1）概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所产生的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，用K表示（酸用 表示，碱用 表示）。 （2）表示方法： （3）K的意义：K值越大，表示该电解质较易电离，所对应的弱酸弱碱较强。从 或 的大小，可以判断弱酸和弱碱的相对强弱，例如弱酸的相对强弱： （4）影响K值大小的因素：K值不随浓度而变化，但随温度而变化。 （5）多元弱酸的电离。多元弱

4、酸是分步电离的，且越向后的电离越困难，其电离出来的离子浓度也越小，酸性主要由第一步电离决定。如 的电离： 第一步电离： 第二步电离： 第三步电离： 显然：。在磷酸溶液中，由 电离出来的离子有H+、H2PO4 、HPO4 2、PO4 3等离子，其离子浓度的大小关系为： 。三、水的电离与溶液的pH（一）水的电离（二）溶液的pH1、酸性溶液：按CCH+pH 2、碱性溶液：按CCOH-CH+pH 3、强酸、强碱溶液的稀释后的溶液：对于酸溶液中的CH+，每稀释10n倍，pH增大n个单位，但增大后不超过7，酸仍为酸！对于碱溶液中的COH-，每稀释10 n倍，pH减少n个单位，但减少后不小于7，碱仍为碱！p

5、H值相同的强酸与弱酸（或强碱与弱碱），稀释相同的倍数，pH变化为强酸变化大，弱酸变化小。极稀溶液中的pH值的计算，应考虑水的电离。4、强酸与强弱溶液混合的计算： 反应的实质：H+OH-=H2O 三种情况：（1）恰好中和，pH=7 （2）若余酸，先求中和后的CH+，再求pH。 （3）若余碱，先求中和后的COH-，再通过KW求出CH+，最后求pH。5、已知酸和碱溶液的pH之和，判断等体积混合后的溶液的p H （1）若强酸与强碱溶液的pH之和大于14，则混合后显碱性，pH大于7。（2）若强酸与强碱溶液的pH之和等于14，则混合后显中性，pH等于7。（3）若强酸与强碱溶液的pH之和小于14，则混合后显

6、酸性，pH小于7。（4）若酸与碱溶液的pH之和等于14，强、碱中有一强、一弱，则酸、碱溶液混合后，谁弱显谁性。这是因为酸和碱已电离的H+ 和OH- 恰好中和，谁弱谁的H+ 或OH- 有储备，中和后还能电离，显出酸、碱性来。四、盐类水解1盐类水解的实质：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-生成弱电解质，从而破坏水的电离平衡，使溶液显示出不同程度的酸性、碱性或中性。盐的水解可看作酸碱中和反应的逆过程，为吸热反应。2、盐类水解规律（1）强弱规律：“有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。”（2）大小规律：“水解程度小，式中可逆号，水解产物少，状态不标号。”多元弱酸盐的水解是分步进

7、行的，且以第一步为主。 如：CO32- + H2O HCO3- + OH- HCO3- + H2O H2CO3 + OH- （3）酸式盐规律: 强酸酸式盐溶液呈强酸性。如NaHSO4、NH4HSO4强碱弱酸酸式盐溶液显何性，必须比较其阴离子的电离程度和水解程度。电离程度水解程度，则溶液显酸性。如NaH2PO4、NaHSO3电离程度水解程度，则溶液显碱性。如NaHCO3、NaHS3大多数盐类水解程度较低，但其过程促进了水的电离。 盐类水解的程度主要决定于盐的本性，组成盐的酸根对应的酸（或阳离子对应的碱）越弱，水解程度就越大，其盐溶液的碱性（或酸性）越强。 升高温度、水解程度增大；在温度不变的条件

8、下，稀释溶液，水解程度增大，另外，加酸或加碱抑制水解。4水解反应可用化学方程式或离子方程式表示，书写时应注意。（1）一般用可逆号“”，只有互相促进的完全水解（即有沉淀或气体产生的互促水解）才用“”。（2）多元弱酸盐的水解是分步进行的，可用多步水解方程式表示。（3）一般不写“”和“”，水解程度大的例外。5判断盐溶液中各种离子浓度的大小关系，要从盐的组成、水的电离、盐是否水解等方面综合考虑，并注意守恒法的应用（电荷守恒和元素守恒），对于弱酸（碱）及其强碱（酸）盐的混合物，一般说来优先考虑盐对弱酸（碱）电离平衡的影响，忽略盐的水解。如NH4Cl与NH3水的混合物，一般只考虑氨水的电离而忽略铵离子的水

9、解。6、探究盐类水解的应用（1）配制某些盐溶液时要考虑盐的水解:如配制FeCl3、SnCl2、Na2SiO3等盐溶液时应分别将其溶解在相应的酸或碱溶液中。（2）制备某些盐时要考虑水解:Al2S3、MgS、Mg3N2 等物质极易与水作用,它们在溶液中不能稳定存在,所以制取这些物质时,不能用复分解反应的方法在溶液中制取,而只能用干法制备。（3）制备氢氧化铁胶体时要考虑水解。利用加热促进水解来制得胶体。FeCl3+3H2O=Fe（OH）3（胶体）+3HCl（4）某些试剂的实验室贮存，如Na2CO3溶液、Na3PO4溶液、Na2SiO3溶液等不能贮存于磨砂口玻璃瓶中。NaF溶液不能保存在玻璃试剂瓶中。

10、（5）证明弱酸或弱碱的某些实验要考虑盐的水解，如证明Cu（OH）2为弱碱时，可用CuCl2溶液能使蓝色石蕊试纸变红（显酸性）证之。（6）采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。如不纯的KNO3中常含有杂质Fe3，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3。 （7）向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO或Mg2CO3除去FeCl3。（8）某些活泼金属与强酸弱碱溶液反应,要考虑水解:如Mg、Al、Zn等活泼金属与NH4Cl、CuSO4 、AlCl3 等溶液反应。3Mg+2AlCl3 +6H2O=3MgCl2+2Al（OH）3+3H2（9）判

11、断中和滴定终点时溶液酸碱性,选择指示剂以及当pH=7时酸或碱过量的判断等问题时,应考虑到盐的水解。如CH3COOH与NaOH刚好反应时pH7,若二者反应后溶液pH=7,则CH3COOH过量。指示剂选择的总原则是,所选择指示剂的变色范围应该与滴定后所得盐溶液的pH值范围相一致。即强酸与弱碱互滴时应选择甲基橙；弱酸与强碱互滴时应选择酚酞。（10）判断酸碱中和至pH=7时，酸碱的用量（如用氨水与盐酸反应至pH=7时是氨水过量）。（11）测定盐溶液pH时，试纸不能湿润，若中性溶液，测得pH不变仍为7，若强酸弱碱盐溶液，测得pH比实际偏大，若强碱弱酸盐溶液，测得pH比实际偏小，（12）加热蒸发和浓缩盐溶

12、液时,对最后残留物的判断应考虑盐类的水解。加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质;加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质;加热浓缩FeCl3 型的盐溶液.最后得到Fe（OH）3,灼烧得Fe2O3 ;加热蒸干（NH4）2CO3或NH4HCO3型的盐溶液时,得不到固体;加热蒸干Ca（HCO3）2型的盐溶液时,最后得相应的正盐;加热Mg（HCO3）2、MgCO3 溶液最后得到Mg（OH）2 固体;加热Na2SO3型盐溶液，最后被空气氧化为Na2SO4。（13）净水剂的选择:如Al3 ,FeCl3等均可作净水剂,应从水解的角度解释。（14）小苏打片可治疗胃酸过多。（15）某些显酸性的盐溶液和某些显碱

13、性的盐溶液反应如Al2（SO4）3溶液与NaHCO3溶液反应会产生大量CO2泡沫灭火器。如：Al3+ 3HCO3-= Al（OH）3+ 3CO2（16）某些化肥是否能混施（如草木灰不宜与铵态氮肥及过磷酸钙混合使用）。（17）解释某些生活现象时应考虑盐的水解，如炸油条用明矾、纯碱；ZnCl2、NH4Cl作焊药；热的纯碱溶液比冷的纯碱溶液去污能力强。典例解析例1、写出下列物质的电离方程式（1）稀硫酸 （2）硫化氢水溶液 （3）碳酸氢钠溶液 （4）氯酸钾溶液 （5）水 （6）氨水 （7）氢氧化铁溶液 （8）硫酸钡溶液解析：电离方程式的书写首先要正确判断强、弱电解质，其中弱电解质电离方程式中的连接号为

14、“，另外多元弱酸的电离应分步书写，并以第一步电离为主。答案：（1）H2SO42H+SO42-（2）H2SH+HS-，HS-H+S2-（3）NaHCO3Na+HCO3-，HCO3-H+CO32-（4）KClO3K+ ClO3-（5）H2OH+OH-（6）NH3NH4+OH-（7）Fe（OH）3Fe3+3OH- （8）BaSO4Ba2+SO42-例2、试用简单的实验证明，在醋酸溶液中存在着CH3COOHCH3COO-H+的电离平衡。（要求写出简要操作，现象及实验能说明的问题）由于题目没有给定试剂和限定方法，故思考的空间比较大，可设计用不同的实验方法。方法一：取一定体积的溶液，用pH试纸测其溶液的p

15、H，然后再用蒸馏水将溶液稀释100倍，再测定溶液的pH，若稀释前后溶液pH改变小于2，说明存在上述电离平衡。方法二：在醋酸溶液中滴人石蕊溶液，溶液呈红色，加入醋酸铵固体，振荡溶液，溶液颜色明显变浅。c（H+）变小，是由于加入的CH3COO-使平衡向左移动，由此说明醋酸溶液存在着醋酸的电离平衡。例3、（2004年广东，3）pH相同的盐酸和醋酸两种溶液中，它们的A.H+的物质的量相同 B.物质的量浓度相同C.H+的物质的量浓度不同 D.H+的物质的量浓度相同解析：pH相同的HCl和CH3COOH，其c（H+）相同，且都等于10pH molL1；由于HCl为强酸可完全电离，而CH3COOH为弱酸只能

16、部分电离，故在c（H+）相同时，c（HCl）c（CH3COOH）。由于n（H+）=c（H+）V（aq），所以在体积没有给出时不能确定两种溶液的n（H+ ）是否相同。本题答案为D。答案：D。 例4、（2000年南京测试题）限用下列试剂：酚酞、石蕊、稀醋酸、CH3COONa晶体、浓盐酸、Ca（OH）2粉末、CH3COONH4晶体和蒸馏水。根据： 弱酸在水中存在电离平衡； 弱酸根阴离子会破坏水的电离平衡。这两个平衡的移动均会引起指示剂颜色的变化。由此可分别选用上述试剂，设计两种实验证明CH3COOH是弱酸，请简述实验方法及现象。（1）应用根据的实验方法及现象_（2）应用根据的实验方法及现象_本题属实

17、验设计题，要证明CH3COOH是弱酸，可采用两种方法：一种是弱酸溶液中一定存在电离平衡，只要证明CH3COOH中存在电离平衡即可证明CH3COOH是弱酸；另一种方法是弱酸根阴离子会破坏水的电离平衡，只要证明CH3COO_能破坏水的电离平衡即可说明CH3COOH是弱酸。（1）取少量CH3COOH溶液，滴加石蕊试液，溶液呈红色，然后向其中加入CH3COONH4晶体、振荡，可看到红色变浅，说明CH3COOH中存在电离平衡，即CH3COOH为弱酸。（2）取少量CH3COONa晶体溶于水，滴加酚酞试液，溶液呈红色，即CH3COO_水解，破坏了水的电离平衡，说明CH3COOH是弱酸。例5、pH2的A、B两

18、种酸溶液各1mL，分别加水稀释到1000mL，其溶液的pH与溶液体积（V）的关系如右图所示，则下列说法正确的是（） AA、B两种酸溶液物质的量浓度一定相等B稀释后A酸溶液的酸性比B酸溶液强Ca5时，A是强酸，B是弱酸 D若A、B都是弱酸，则5a2pH相等的两种酸稀释相同的倍数，其中pH变化越大，该酸的酸性越强（相等浓度时电离程度越大）。另外，强酸每稀释10倍，pH变化一个单位（增大1），而弱酸每稀释10倍，pH的变化则小于1。答案C、D。例6、甲酸下列性质中，可以证明它是弱电解质的是（）A1mol/L甲酸溶液中的c（H）约为110-2mol/LB甲酸能与水以任意比例互溶C10mL1mol/L甲

19、酸溶液恰好与10mL1mol/LNaOH溶液完全反应D在相同条件下，甲酸溶液的导电性比强酸溶液弱若能说明在相同条件下甲酸只发生部分电离，便可以证明它是弱电解质。1mol/L甲酸溶液中的c（H+）约为110-2mol/L，说明甲酸部分电离。在相同条件下，甲酸溶液中自由移动离子数较强酸少，其导电能力比强酸弱，即甲酸只发生部分电离。而B、C与甲酸的电离情况无关。A、D。例7、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（）Ac（OH-）/c（NH3H2O） Bc（NH3H2O）/c（OH-）Cc（H）和c（OH-）的乘积 DOH-的物质的量因为水的离子积与溶液浓度无关，故可以排除C

20、选项。对于一定体积的稀氨水溶液，加水稀释时，电离平衡NH3NH4+OH-，向正方向移动，此时溶液中主要微粒的浓度均减小，但是从物质的量的角度来看，n（NH3H2O）减小时，n（OH-）却增大。这样既可以排除D选项，同时又可以据c（NH3H2O）/c（OH-），排除A选项。B。例8、把0.05molNaOH固体分别加入到100mL下列液体中，溶液的导电能力变化最小的是（）A自来水B0.5mol/L盐酸C0.5mol/L醋酸D0.5mol/L氯化钾溶液水和醋酸都是弱电解质，它们的导电能力都很弱，当加入NaOH固体后，溶液中的离子浓度大大增加，必然使溶液导电能力大大增强；100mL0.5mol/L盐

21、酸溶液中，HCl的物质的量为0.05mol，而离子浓度应为lmol/L，当加入0.05molNaOH固体，反应后生成0.05molNaCl和H2O，溶液中离子浓度基本上还是1mol/L，变化不大。而在100mL0.5mol/LKCl溶液中加入0.5molNaOH固体，则会使溶液中的浓度增大1倍。因而导电能力也要增大。答案B。例9、（2004年江苏，17）草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性。在0.1 mol L1 KHC2O4溶液中，下列关系正确的是A. c（K+）+c（H+）=c（HC2O4-）+c（OH）+c（C2O42-）B. c（HC2O4-）+c（C2O42-）=0.1 molL1C.

22、 c（C2O42-）c（H2C2O4）D. c（K+）=c（H2C2O4）+c（HC2O4-）+c（C2O42-）根据电荷守恒可知c（K+）+c（H+）=c（HC2O4-）+c（OH）+2c（C2O42-），根据碳元素守恒可知c（HC2O4-）+c（C2O42-）+c（H2C2O4）=0.1 molL1，而c（K+）=0.1 molL1,故A、B不正确，D正确。由于草酸氢钾溶液呈酸性，则HC2O4-的电离程度大于水解程度，故c（C2O42-）c（H2C2O4）。本题答案为C、D。CD。例10、有两种一元弱酸的钠盐溶液，其物质的量浓度相等，现向这两种盐的溶液中分别通人足量的CO2，发生的反应如下

23、：NaR CO2H2OHRNaHCO3 2NaRCO2H2O2HRNa2CO3比较HR和HR酸性的强弱，正确的是（）AHR较弱BHR较弱C两者相同D无法比较根据盐与酸反应时，较强酸制较弱酸的规律，由本题提供的两个反应方程式可知酸性顺序为H2CO3HRHCO3-HR。答案B例11、某温度时，测得纯水中c（H+）2.410-7molL-1，则c（OH-）为（）A2.410-7mol/L B0.110-7mol/LC D无法确定根据纯水中c（H+）c（OH-）判断A选项为正确答案。解答本题时应注意克服思维定势，因此时温度并非是常温，故Kw不再为110-14。答案A。例12、室温下pH5的盐酸和pH9

24、的氢氧化钠溶液以体积比11:9混合，混合液的pH（）A为7.2B为8C为6D无法计算pH5的盐酸溶液中c（H+）10-5mol/L，pH9的氢氧化钠溶液中c（OH-）10-5mol/L，两者以体积比11:9混合，则酸过量，混合液的pH小于7。答案C。例13、在室温下等体积的酸和碱的溶液，混合后pH一定小于7的是（）ApH3的硝酸跟pH11的氢氧化钾溶液BpH3的盐酸跟pH11的氨水CpH3的硫酸跟pH11的氢氧化钠溶液DpH3的醋酸跟pH11的氢氧化钡溶液室温时，pH之和为14的等体积强酸和强碱溶液混合，所得的混合液一定是中性，故A、C两个选项可以排除。对于B选项，由于氨水是弱电解质，其溶液的

25、pH11，表明溶液的物质的量浓度远大于10-3mol/L，也即远大于HCl的物质的量浓度，因而混合后溶液呈碱性，即pH7。同理，pH3的醋酸溶液，其溶液的物质的量浓度也远大于10-3mol/L，因而与pH11的等体积氢氧化钡溶液混合后，溶液中还剩余了未反应的醋酸，使溶液呈酸性，即pH答案D。例14、为更好地表示溶液的酸碱性，科学家提出了酸度（AG）的概念：AG则下列叙述中正确的是（）A中性溶液的AG0 B酸性溶液的AGc（OH-），则AG0；0.1mol/L盐酸溶液中，c（H+）0.1mol/L，c（OH-）10-13mol/L，则可求得AG12，同理0.lmol/L氢氧化钠溶液的AG-12。

26、答案A、D例15、以下对298K时pH为9的KOH溶液与pH为9的Na2CO3溶液中由水电离出的H+的比较中，正确的是 A两者相等 B前者是后者的5倍C后者是前者的104倍D无法比较pH为9的KOH溶液中H+水=10-9molL-1，pH为9的Na2CO3溶液中H+水=10-5mol/L，后者是前者的104倍。例16、25时，若体积为Va 、pHa的某一元强酸与体积为Vb、pHb的某一元强碱混合恰好中和，且已知Va7，Vac（H+）aVbc（OH-）b，即Va10-aVb10b-14，这两个隐含条件来分析。（1）否；若a3，由a0.5b，推得b6，溶液显酸性，与题意不符，故a3。（2）否；若a5，由a0.5b，推得b10， ，与题意VaB BA10-4B CB10-4ADABpH9的NaOH溶液，c（OH-）1