化學電離平衡練習題

1、三、水的電離及溶液的pH1、水的電離電離平衡和電離程度水是極弱的電解質，能微弱電離H2O+H2O用屋+OH-,通常簡寫為 H20H+OH-E H>025c時，純水中 c(H+)=c(OH-)=1 ¥0-7mol/L影響水的電離平衡的因素溫度：溫度越高電離程度越大c(H+)和c(OH-)同時增大，Kw增大，但c(H+)和c(OH-)始終保持相等，仍顯中性。純水由 25c升到 100C, c(H+)和 c(OH-)從 1 x10-7mol/L 增大到 1 x10-6mol/L(pH 變?yōu)?6)。 酸、堿向純水中加酸、堿平衡向左移動，水的電離程度變小，但Kw不變。加入易水解的鹽由于鹽

2、的離子結合 H+或OH-而促進水的電離，使水的電離程度增大。溫度不變時， Kw不變。練習：影響水的電離平衡的因素可歸納如下:_ + 一 -HaOH=+OH變化條件、平衡移 動方向電離程度c(H +)與 c(OH-) 的相對大小溶液的 酸堿性離子積Kw加熱向右增大c(H+)=c(OH-)中性增大降溫向左減小c(H+)=c(OH-)中性減小加酸向左減小c(H+)>c(OH-)酸性不變加堿向左減小c(H+)<c(OH-)堿性不變加能結合H+的物質向右增大c(H+)<c(OH-)堿性不變加能結合OH 一的物質向右增大c(H+)>c(OH-)酸性不變水的離子積在一定溫度時，c(H

3、+)與c(OH-)的乘積是一個常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離 子積。Kw=c(H+) c(OH-), 25 c 時，Kw=1 X10-14(無單位)。Kw只受溫度影響，水的電離吸熱過程，溫度升高，水的電離程度增大，Kw增大。25c時 Kw=1M0-14, 100c時 Kw約為 1X10-12。水的離子積不僅適用于純水，也適用于其他稀溶液。不論是純水還是稀酸、堿、 鹽溶液，只要溫度不變，Kw就不變。水電離的離子濃度計算例1:在25°C時，濃度為1X10-5mol/L的NaOH溶液中，由水電離產生的C(OH-)是多少？酸：C(OH )溶*C(OH )水堿：C(H+)溶液=C(H+)

4、水鹽：酸性C(H+)溶液=C(H+)水堿性C(OH )海t=C(OH )水例2:(西安測試題)在25c時，某溶液中，由水電離出的c(H+)=i ¥0-12mol/L,則該溶液的pH可能是()。A. 12B. 7C. 6D. 2例3:常溫某無色溶液中，由水的電離產生的C (H + ) =1X10-12mol/l ,則下列肯定能共存的離子組是A、Cu2+NO3-SO42-Fe3+B、Cl-S2-Na+K+C、SO32-NH4+K+Mg2+D、CNa+NO3-SO42-2、溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中的c(H+)與c(OH-)的相對大小。在常溫下，中性溶液：c(H+)=c(OH-)

5、=1 ¥0-7mol/L ;酸性溶液：c(H+)>c(OH-),c(H+)>1 ¥0-7mol/L ;堿性溶液：c(H+)<c(OH '), c(H+)<1 M0"7"mol/L o3、溶液的pH表示方法pH=-lgc(H +)c(H+)=10 pHpOH=-lgc(OH -)c(OH-)=10-pOH常溫下，pH+pOH=-lgc(H +)-lgc(OH -)=-lgc(H +) c(OH-)=14。溶液的酸堿性與 pH的關系(常溫時)中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1 M0-7mol L-1, pH=7。酸性溶液：

6、c(H+)>1 >10-7mol L-1>c(OH-),pH<7,酸性越強，pH 越小。堿性溶液：c(H+)<1 >10-7mol L-1>c(OH -),pH>7 ,堿性越強，pH 越大。pH的適用范圍c(H+)的大小范圍為：1.0 10-14mol L-1<c(H+)<1mol L-1。即 pH 范圍通常是 014。當c(H+)>1mol L-1或c(OH-)>1mol - L-1時，用物質的量濃度直接表示更方便。溶液pH的測定方法酸堿指示劑法：只能測出pH的范圍，一般不能準確測定pH。指示劑甲基橙石蕊酚酗變色范圍pH

7、3.1 4.45.0 8.08.2 10.0溶液顏色紅-橙-黃紅-紫-藍無色淺紅紅pH試紙法：粗略測定溶液的pH。pH試紙的使用方法：取一小塊pH試紙放在玻璃片(或表面皿)上，用潔凈的玻璃棒蘸取 待測液滴在試紙的中部，隨即 (30s內)與標準比色卡比色對照，確定溶液的pH。測定溶液pH時，pH試劑不能用蒸儲水潤濕(否則相當于將溶液稀釋，使非中性溶液的 pH測定產生誤差)；不能將pH試紙伸入待測試液中，以免污染試劑。標準比色卡的顏色 按pH從小到大依次是：紅(酸性)，藍(堿性)。pH計法：精確測定溶液pH。4、有關pH的計算基本原則：一看常溫，二看強弱(無強無弱，無法判斷) ，三看濃度(pHor

8、c)酸性先算c(H+),堿性先算c(OH )單一溶液的pH計算由強酸強堿濃度求 pH已知pH求強酸強堿濃度加水稀釋計算10n 倍，貝U pH=a+n o10n 倍，貝U pH<a+n。10n 倍，則 pH=b-n。10n 倍,則 pH>b-n。強酸pH=a ,加水稀釋 弱酸pH=a ,加水稀釋 強堿pH=b ,加水稀釋 弱堿pH=b ,加水稀釋酸、堿溶液無限稀釋時,pH只能約等于或接近于 7,酸的pH不能大于7,堿的pH不能小于7。對于濃度（或pH）相同的強酸和弱酸，稀釋相同倍數(shù)，強酸的pH變化幅度二。例6: PH=2的兩種一元酸 HX , HY各1ml,分別加水稀釋至100ml,

9、其PH值分別變?yōu)閍,b, 且a>b,則下列說法不正確的是A.酸的相對強弱是：HX>HYB.相同溫度，相同濃度的 NaX, NaY溶液，其PH值前者大。C.與足量鋅粉反應產生氫氣的體積在相同條件下HY比HX多。D.若a=4,則為HX強酸，HY為弱酸。酸堿混合計算兩種強酸混合c（H+）混=c(H )iVi - c(H )2 V2V1 V2c(OH i V1 c(OH。2 VV1 V1c(H )酸V酸一c(OH ")堿 V堿 |V® V堿兩種強堿混合-c（OH ）混=酸堿混合，一者過量時 c（OH-）混或 c（H+i=若酸過量，則求出c（H+）,再得出pH;若堿適量，

10、則先求c（OH-）,再由Kw得出c（H+）,進而求得pH,或由c（OH-）得出pOH 再得pH。例7:把pH=13的NaOH溶液與pH=2的硫酸溶液混合后，所得溶液的 pH=11 ,則NaOH 溶液和硫酸溶液的體積之比為？例8: 25 c時，將某強酸和某強堿溶液按1 ： 10的體積比混合后溶液恰好中性，則混合前此強酸與強堿溶液的 pH之和是A.12B.13C.14D.15四、鹽的水解1、鹽的分類按組成分：正鹽、酸式鹽和堿式鹽。按生成鹽的酸和堿的強弱分：強酸強堿鹽（如Na2SO4、NaCl）、弱酸弱堿鹽（如NH4HCO3）、強酸弱堿鹽（如NH 4Cl）.強堿弱酸鹽（如CH3COONa）。按溶解性

11、分： 易溶性鹽（如Na2CO3）、微溶性鹽（如CaSO4）和難溶性鹽（如BaSO4）。2、鹽類水解的定義和實質定義鹽電離出的一種或多種離子跟水電離出的H+或OH-結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解。實質鹽電離出的離子（弱堿陽離子或弱酸根陰離子 ）跟水電離出的 OH-或H+結合生成弱電解 質（弱堿或弱酸）并建立電離平衡，從而促進水的電離。鹽類水解的特點可逆的，其逆反應是中和反應； 微弱的；動態(tài)的，水解達到平衡時v（水解）=v（中和）W0；吸熱的，因中和反應是放熱反應，故其逆反應是吸熱反應。3、鹽類水解的規(guī)律有弱才水解：含有弱酸根陰離子或弱堿陽離子的鹽才發(fā)生水解。無弱不水解：不含有弱酸根陰離子

12、或弱堿陽離子的鹽即強酸強堿鹽不水解。誰弱誰水解：發(fā)生水解的是弱酸根陰離子和弱堿陽離子。誰強顯誰性：弱酸弱堿鹽看水解生成的酸和堿的強弱。越弱越水解：弱酸根陰離子所對應的酸越弱，則越容易水解，水解程度越大。若酸性HA>HB>HC ,則相同濃度的 NaA、NaB、NaC溶液的堿性逐漸增強，pH逐漸增大。CO32-和HCO3-所對應的弱酸分另1J是 HCO3-和H2CO3, HCO3比H2CO3的電離程度小得多， 相同濃度時 Na2CO3溶液的pH比NaHCO3的大。都弱雙水解：當溶液中同時存在弱酸根陰離子和弱堿陽離子時，離子水解所生成的 OH-和H+相互結合生成水而使其水解相互促進，稱為

13、“雙水解”。NH4+與S2-、HCOJ、CO32-、CH3COO-等雖然相互促進，水解程度仍然很小，離子間 能大量共存。徹底雙水解離子間不能大量共存。Al 3+與 S2、HS、AlO2、CO32、HCO 3Fe3+與 AIO2、CO32、HCO3NH4+與 AIO2、SiO32如：2Al 3+3S2-+6H 2O=2Al（OH） 3 J +3HS TAl 3+3HCO 3-=Al（OH） 3 J +3COT 泡沫滅火器原理）特殊情況下的反應FeCl3和Na2s溶液發(fā)生氧化還原反應（生成Fe2+、S）Na2s和CuSO4溶液發(fā)生復分解反應 （Na2S+CuSO4=CuSj +NaSO4）生成更難

14、溶物FeCl3 和 KSCN 溶液發(fā)生絡合反應FeCl 3+3KSCN=Fe（SCN） 3+3KCl4、影響鹽類水解的因素主要因素：是鹽本身的性質（對應的酸堿越弱，水解程度就越大）。外界條件：（1）溫度：鹽的水解是吸熱反應，因此升高溫度，水解程度增大。（2）濃度：稀釋鹽溶液，可以促進水解，鹽的濃度越小，水解程度越大。（3）外加酸堿鹽： 外加酸堿能促進或抑制鹽的水解。下面分析不同條件對 FeCl3水解平衡的影響情況：Fe3+3H 2OFe（OH） 3+3H +（正反應為吸熱反應）條件移動方向H+數(shù)PHFe3+水解程度現(xiàn)象升高溫度向右增加降低增大顏色變深（黃-紅褐）加H2O向右增加升高增大顏色變淺

15、通HC1向左增加降低減小顏色變淺加NaOH溶液向右減小升高增大產生紅褐色沉淀力口 CaCO3固體向右減少升高增大產生紅褐色沉淀、無色氣體加NaHCO3溶液向右減少升高增大產生紅褐色沉淀、無色氣體5、鹽類水解離子方程式的書寫一般水解程度很小，用可逆符號，不標"”或，不寫分解產物形式(如H2CO3 等)。+ +NH4 +H2ONH3 H2O+HHCO3-+H2OH2CO3+OH-NH4+CH3C00'+H2ONHs H2O+CH3COOH多元弱酸根分步水解，弱堿陽離子一步到位。能進行完全的雙水解反應寫總的離子方程式，用“=且標注和“T?！?A13+3CO3-+3H2O=2Al(O

16、H) 3 J +3CO2 T注意區(qū)別酸式鹽的陰離子的電離和水解HS-+H2OHO+S2-即 HS-HS-+H20H2S+OH- ks6、離子濃度比較守恒關系電荷守恒：電解質溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負電荷數(shù)相等。如 NaHCO3 溶液中：c(Na+) + c(H+)=c(HCO 3')+ 2c(CO32) + c(OH -)Na2CO3溶液中：c(Na+) + c(H +) = 2c(CO32 ) + c(OH )+ c(HCO3 )物料守恒：離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。如，0.1mo1/LCH 3COONa 和 0.1mo1/LCH 3

17、COOH 混合溶液， _ _ _ _ _ _ _ _ _c(CH3COO )+c(CH 3COOH)=0.2mo1/LNa2s 溶液中，c(S2')+c(HS-)+c(H2S)=1/2c(Na+);在 NaHS 溶液中，c(HS-)+c(S2')+c(H 2S)=c(Na+)。水的電離守恒(也稱質子守恒)：是指溶液中，由水所電離的H +與OH量相等。如：0.1mo1 L1的 Na2s 溶液中：c(OH )= c(H +) + c(HS )+ 2c(H2S)例1:(四川高考題)25C時，將稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，當溶液的pH=7時，下列關系正確的是()。A. c(NH4+)=c

18、(SO42')B. c(NH4+)>c(SO42')A. c(NH4+)<c(SO42")D. c(OH')+c(SO42')=c(H+)+c(NH4+)單一溶質溶液酸或堿0.1mo1/L H2s溶液中，各離子濃度大小關系？正鹽0.1mo1/L的CH3COONa微粒中濃度大小關系？方法：a.鹽的粒子>H2O的離子；b.濃度大小決定于水解程度；c.OH 和H+決定于酸堿性弱酸酸式鹽溶液電離水解，則電離產生離子水解產生的離子 電離<水解，則電離產生離子(水解產生的離子例2：已知某溫度下0.1mol L 1的NaHB(強電解質)溶液中

19、c(H+)>c(OH ),則下列有關說法 或關系式一定正確的是()HB 一的水解程度小于 HB的電離程度；c(Na+)=0.lmol L- 1>c(B2)；溶液的 pH=1 ; c(Na+)=c(HB )+2c(B2 )+c(OH )、 A、B、C、D、例3:已知某酸的酸式鹽 NaHY的水溶液的pH=8 ,則下列說法中正確的是()A、在Na2Y、NaHY、H2丫的溶液中，陰離子的種類不同B、NaHY的溶液中，離子濃度大小順序為：c(Na+) > c(Y ) > c(HY ) > c(OH ) > c(H +)C、HY 一的水解離子方程式為：HY +H2O Y

20、 +HaO +D、相同物質的量濃度的 Na2Y和NaHY溶液，前者的pH大于后者 兩種溶液混合分析反應，判斷過量，確定溶質?！皟蓚€微弱”：弱酸(堿)溶液中分子是主要的，鹽溶液中鹽電離產生的離子是主要的。主要離子和少量的離子分別結合溶質物質的量、電離水解程度和溶液的酸堿性分析。例4:用物質的量都是 0.1mol的CH3COOH與CHsCOONa配成1L混合溶液，已知其中 c(CH3COO-)大于c(Na+),對該混合溶液下列判斷正確的是()A、c(H+)>c(OH-)B、c(CH3COOH)+c(CH3COO")=0.2mol LC、c(CH3COOH)>c(CH3COO-

21、)D、c(CH3COO-)+c(OH-)= 0.1mol L-1例5: CH3COOH與CH3COONa等物質的量混合配制成稀溶液，pH值為4.7,下列說法錯誤的() A、CH3COOH的電離作用大于 CH3COONa的水解作用 B、CH3COOH的存在抑制了 CH3COONa的水解 C、CH3COONa的水解作用大于 CH3COOH的電離作用 D、CH3COONa的存在抑制了 CH3COOH的電離例6:等體積等濃度的醋酸與 NaOH溶液相混合，所得溶液中離子濃度由大到小的順序是()A、c(Na+)>c(Ac-)>c(OH-)>c(H+)B、c(Na+) = c(Ac-)>c(OH-)>c(H+)C、c(Na+)>c(OH-)>c(Ac-)>c(H+)D、c(Na+) >c(OH-)>c(H+)>c(Ac-)如果一定量的醋酸和氫