水溶液中的電離平衡知識(shí)點(diǎn)講解及例題解析

1、水溶液中的電離平衡一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)1、概念電解質(zhì)： 在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物非電解質(zhì)： 在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物電解質(zhì)和非電解質(zhì)均指化合物，單質(zhì)和混合物既不屬于電解質(zhì)也不屬于非電解質(zhì)。電解質(zhì)必須是自身能直接電離出自由移動(dòng)的離子的化合物。對(duì)于電解質(zhì)來(lái)說(shuō)，只須滿足一個(gè)條件即可，而對(duì)非電解質(zhì)則必須同時(shí)滿足兩個(gè)條件。例如： H 2SO4、 NaHCO 3、 NH 4Cl、 Na 2O、 Na2O2、 Al 2O3強(qiáng)電解質(zhì)：溶于水或熔融狀態(tài)下幾乎完全電離的電解質(zhì)弱電解質(zhì)： 溶于水或熔融狀態(tài)下只有部分電離的電解質(zhì)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與化學(xué)鍵有關(guān)，但不由化學(xué)鍵類型決定。強(qiáng)電解質(zhì)含有離

2、子鍵或強(qiáng)極性鍵，但含有強(qiáng)極性鍵的不一定都是強(qiáng)電解質(zhì)，如H 2O、 HF 等都是弱電解質(zhì)。電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶解度無(wú)關(guān)。如BaSO4、 CaCO3 等電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液的導(dǎo)電能力沒(méi)有必然聯(lián)系。2、判斷（ 1）物質(zhì)類別判斷：強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、多數(shù)鹽、部分金屬氧化物弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿、少數(shù)鹽和水非電解質(zhì)：非金屬氧化物、氫化物（酸除外）、多數(shù)有機(jī)物單質(zhì)和混合物（不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)）（ 2）性質(zhì)判斷：熔融導(dǎo)電：強(qiáng)電解質(zhì)（離子化合物）均不導(dǎo)電：非電解質(zhì)（必須是化合物）（ 3）實(shí)驗(yàn)判斷：測(cè)一定濃度溶液pH測(cè)對(duì)應(yīng)鹽溶液pH一定 pH 溶液稀釋測(cè)pH 變化同等條件下測(cè)導(dǎo)電性3、電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性和導(dǎo)電能

3、力溶液濃度離子濃度導(dǎo)電性強(qiáng)弱電離程度離子所帶電荷電解質(zhì)不一定導(dǎo)電(如 NaCl 晶體、無(wú)水醋酸)，導(dǎo)電物質(zhì)不一定是電解質(zhì)(如石墨 )，非電解質(zhì)不導(dǎo)電，但不導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是非電解質(zhì)。強(qiáng)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性不一定比弱電解質(zhì)強(qiáng)。飽和強(qiáng)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性不一定比弱電解質(zhì)強(qiáng)。例 1：( 上海高考題 )下列物質(zhì)的水溶液能導(dǎo)電，但屬于非電解質(zhì)的是（）。A CH3COOHB Cl 2C NH 4HCO 3D SO2例 2：（ 1）有下列物質(zhì)： 硫酸 固體 KCl 氨 食鹽水 CO2 Cl2 CaCO3 Na2O 銅絲 氯化氫氣體 11 氨水 12 濃硫酸 13 鹽酸 14 碘化氫 15 硫酸鋇。其中屬于電解質(zhì)的是

4、；屬于非電解質(zhì)的是；屬于強(qiáng)電解質(zhì)的是；屬于弱電解質(zhì)的是。例 3：( 全國(guó)高考題 )甲酸的下列性質(zhì)中，可以證明它是弱電解質(zhì)的是（）。第1頁(yè)共15頁(yè)A 1mol/L 甲酸溶液的c(H +)=10 -2mol/LB 甲酸以任意比與水互溶C 10mL 1mol/L 甲酸恰好與10mL 1mol/L NaOH溶液完全反應(yīng)D在相同條件下，甲酸溶液的導(dǎo)電性比一元強(qiáng)酸溶液的弱二、弱電解質(zhì)的電離平衡1、定義和特征電離平衡的含義在一定條件 (如溫度、濃度 )下，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成分子的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都保持不變的狀態(tài)叫電離平衡狀態(tài)。任何弱電解質(zhì)在水溶液中都存在電離平衡，達(dá)到

5、平衡時(shí)，弱電解質(zhì)具有該條件下的最大電離程度。電離平衡的特征逆：弱電解質(zhì)的電離過(guò)程是可逆的，存在電離平衡。等：弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等。動(dòng)：弱電解質(zhì)電離成離子和離子結(jié)合成分子的速率相等，不等于零，是動(dòng)態(tài)平衡。定：弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液里離子的濃度、分子的濃度都不再改變。變：外界條件改變時(shí)，平衡被破壞，電離平衡發(fā)生移動(dòng)。2、影響電離平衡的因素濃度：越稀越電離在醋酸的電離平衡 CH3COOHCH 3COO -+H+加水稀釋，平衡向右移動(dòng)，電離程度變大，但c(CH 3COOH) 、 c(H+ )、c(CH 3COO -)變小加入少量冰醋酸，平衡向右移動(dòng)，c(CH

6、 3COOH) 、 c(H +)、 c(CH 3COO- )增大，但電離程度變小溫度： T 越高，電離程度越大同離子效應(yīng)加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時(shí)，使電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)?；瘜W(xué)反應(yīng)加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，可使平衡向電離方向移動(dòng)。以電離平衡 CH3COOHCH3COO -+H +為例，各種因素對(duì)平衡的影響可歸納為下表：平衡移動(dòng)c(H +)n(H +)c(Ac -) c(OH -)c(H +)/導(dǎo)電能力電離程方向c(HAc)度加水稀釋向右減小增多減小增多增多減弱增大加冰醋酸向右增大增多增多減小減小增強(qiáng)減小升高溫度向右增大增多增多增多增多增強(qiáng)增大加 NaOH(s)向右

7、減小減少增多增多增多增強(qiáng)增大加向左增大增多減少減少增多增強(qiáng)減小H 2SO4(濃 )加醋酸銨向左減小減少增多增多減小增強(qiáng)減小第2頁(yè)共15頁(yè)(s)加金屬 Mg向右減小減少增多增多增多增強(qiáng)增大加向右減小減少增多增多增多增強(qiáng)增大CaCO3(s)例 1：（南昌測(cè)試題）在CH 3COOHCH 3COO -+H +的電離平衡中，要使電離平衡右移，且氫離子濃度增大，應(yīng)采取的措施是（）。A加 NaOH(s)B加濃鹽酸C加水D加熱例 2：( 全國(guó)高考題 )用水稀釋 0.1mol/L 氨水時(shí)，溶液中隨著水量的增加而減小的是（）。A c(OH -)/c(NH 3·H2O)B c(NH 3·H2O)

8、/c(OH -)C c(OH -)D n(OH-)3、電離方程式的書(shū)寫(xiě)強(qiáng)電解質(zhì)用 =，弱電解質(zhì)用多元弱酸分步電離，多元弱堿一步到位。H2CO3H+HCO 3- ， HCO3-H+CO32-，以第一步電離為主。弱酸的酸式鹽完全電離成陽(yáng)離子和酸根陰離子，但酸根是部分電離。NaHCO3=Na +HCO 3-， HCO 3 -H+CO32-強(qiáng)酸的酸式鹽如NaHSO 4 完全電離，但在熔融狀態(tài)和水溶液里的電離是不相同的。熔融狀態(tài)時(shí)： NaHSO 4=Na+ +HSO 4溶于水時(shí)： NaHSO 4=Na + +H+ +SO42例 3：在一定溫度下，無(wú)水醋酸加水稀釋的過(guò)程中，溶液的導(dǎo)電能力I 隨加入水的體積

9、V 變化的曲線如圖所示。請(qǐng)回答：（ 1）“O”點(diǎn)導(dǎo)電能力為 0 的理由是 _。（ 2） a、 b、 c 三點(diǎn)處，溶液的 c(H +)由小到大的順序?yàn)?_。（ 3） a、 b、 c 三點(diǎn)處，電離程度最大的是 _ 。（ 4）若要使 c 點(diǎn)溶液中 c(Ac -)增大，溶液 c(H +)減小，可采取的措施是：， 。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(zhì)，能微弱電離H 2O+H 2OH3O+OH -，通常簡(jiǎn)寫(xiě)為 H2 OH +OH-； H>025時(shí)，純水中+-)=1-7c(H)=c(OH× 10mol/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

10、(H + )和 c(OH -)同時(shí)增大， K W 增大，但 c(H +)和 c(OH -)始終保持相等，仍顯中性。純水由 25 升到+-7-6100， c(H) 和 c(OH)從 1× 10mol/L增大到 1× 10mol/L(pH 變?yōu)?6)。酸、堿向純水中加酸、堿平衡向左移動(dòng)，水的電離程度變小，但KW 不變。加入易水解的鹽由于鹽的離子結(jié)合 H +或 OH -而促進(jìn)水的電離，使水的電離程度增大。溫度不變時(shí)，K W第3頁(yè)共15頁(yè)不變。練習(xí)：影響水的電離平衡的因素可歸納如下：H2OH +OH -變化平衡移電離c(H +)與 c(OH -)溶液的離子積條件動(dòng)方向程度的相對(duì)大小

11、酸堿性K W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(jié)合向右增大c(H+)<c(OH -)堿性不變H +的物質(zhì)加能結(jié)合向右增大c(H+)>c(OH -)酸性不變OH - 的物質(zhì)水的離子積在一定溫度時(shí)，c(H+ )與 c(OH -)的乘積是一個(gè)常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積。+-14K W =c(H) · c(OH)， 25時(shí)， K W =1× 10 (無(wú)單位 )。K W 只受溫度影響，水的電離吸

12、熱過(guò)程，溫度升高，水的電離程度增大，KW 增大。-14-12。25時(shí) K W =1× 10 ， 100時(shí) K W 約為 1×10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， K W 就不變。水電離的離子濃度計(jì)算例 1：在 25°C時(shí)，濃度為-5-)是多少？1×10 mol/L 的 NaOH 溶液中，由水電離產(chǎn)生的C(OH酸： C(OH ) 溶液 = C(OH )水堿： C(H +)溶液 = C(H +)水鹽：酸性C(H +)溶液 = C(H +)水堿性C(OH ) 溶液 = C(OH )水例 2：( 西安測(cè)

13、試題 )在 25時(shí)，某溶液中，由水電離出的+-12c(H )=1× 10 mol/L ，則該溶液的 pH可能是（）。A 12B 7C 6D 2例 3：常溫某無(wú)色溶液中，由水的電離產(chǎn)生的C（H +） =1×10-12 mol/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-NH 4+K+Mg 2+D、 Cl -Na+NO 3-SO42-例 4：在 25°C時(shí)， pH=5 的 HCl 和 NH4 Cl 溶液中，水電離出的c(H +)比值是：2、溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中的c(H +)與

14、c(OH -)的相對(duì)大小。在常溫下，中性溶液：c(H+-7)=c(OH )=1× 10mol/L ；酸性溶液： c(H+-+-7；)>c(OH ), c(H)>1 × 10mol/L堿性溶液： c(H+-+-7-)<c(OH )， c(H)<1 × 10mol/L 。+)>1-7（pH<7 ）的溶液是否一定成酸性？思考： c(H× 10mol/L第4頁(yè)共15頁(yè)3、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=-lg

15、c(H + )-lgc(OH -)=-lgc(H +) · c(OH-)=14。溶液的酸堿性與pH 的關(guān)系 (常溫時(shí) )+-)=1-7-1， pH=7 。 中性溶液： c(H)=c(OH× 10mol·L+-7-1-), pH<7，酸性越強(qiáng)， pH 酸性溶液： c(H)>1 × 10mol·L>c(OH+-7-1-), pH>7，堿性越強(qiáng)， pH 堿性溶液： c(H)<1 × 10mol·L>c(OH思考： 1、甲溶液的 pH是乙溶液的2 倍，則兩者的 c(H +) 是什么關(guān)系？越小。越大

16、。2、 pH<7 的溶液是否一定成酸性？（注意：pH=0 的溶液 c(H +)=1mol/L 。） pH 的適用范圍+)的大小范圍為： 1.0-14-1+-1 。即 pH范圍通常是0 14。c(H× 10 mol ·L<c(H)<1mol ·L當(dāng) c(H +-1或 c(OH -1 時(shí)，用物質(zhì)的量濃度直接表示更方便。) 1mol·L)1mol ·L溶液 pH 的測(cè)定方法 酸堿指示劑法： 只能測(cè)出 pH 的范圍，一般不能準(zhǔn)確測(cè)定pH。指示劑甲基橙石蕊酚酞變色范圍 pH3.1 4.45.08.08.210.0溶液顏色紅橙黃紅紫藍(lán)無(wú)色

17、 淺紅 紅 pH 試紙法： 粗略測(cè)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(cè)液滴在試紙的中部，隨即(30s 內(nèi) )與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比色對(duì)照，確定溶液的pH 。測(cè)定溶液 pH 時(shí)， pH 試劑不能用蒸餾水潤(rùn)濕(否則相當(dāng)于將溶液稀釋，使非中性溶液的pH測(cè)定產(chǎn)生誤差 ) ；不能將 pH 試紙伸入待測(cè)試液中，以免污染試劑。標(biāo)準(zhǔn)比色卡的顏色按 pH 從小到大依次是：紅(酸性 )，藍(lán) (堿性 )。 pH 計(jì)法： 精確測(cè)定溶液pH 。4、有關(guān) pH 的計(jì)算基本原則：一看常溫，二看強(qiáng)弱（無(wú)強(qiáng)無(wú)弱，無(wú)法判斷），三看濃度（pH or c ）+單一溶液的

18、pH 計(jì)算 由強(qiáng)酸強(qiáng)堿濃度求pH 已知 pH 求強(qiáng)酸強(qiáng)堿濃度例 5：同濃度同體積的HCl 、 H、 HAc 中 c(H +)、中和 NaOH 量及與 Zn 反應(yīng)快慢和H2產(chǎn)2SO4量比較？同pH 同體積的HCl 、H 2SO4、 HAc 中 c(H +)、中和 NaOH 量及與 Zn 反應(yīng)快慢和H2 產(chǎn)量比較？ 加水稀釋計(jì)算 強(qiáng)酸 pH=a，加水稀釋10n 倍，則 pH=a+n 。 弱酸 pH=a，加水稀釋10n 倍，則 pH<a+n 。 強(qiáng)堿 pH=b ，加水稀釋10n 倍，則 pH=b-n 。 弱堿 pH=b ，加水稀釋10n 倍，則 pH>b-n 。 酸、堿溶液無(wú)限稀釋時(shí)，p

19、H 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(duì)于濃度（或 pH ）相同的強(qiáng)酸和弱酸，稀釋相同倍數(shù)，強(qiáng)酸的pH 變化幅度 大 。第5頁(yè)共15頁(yè)例 6： PH=2 的兩種一元酸HX ， HY 各 1ml, 分別加水稀釋至100ml ，其 PH 值分別變?yōu)閍,b,且a>b,則下列說(shuō)法不正確的是A酸的相對(duì)強(qiáng)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(yīng)產(chǎn)生氫氣的體積在相同條件下HY比HX多。D若 a=4，則為 HX 強(qiáng)酸， HY 為弱酸。 酸堿混合計(jì)算 兩種強(qiáng)酸混合c(H )1 V1c(H )2 V

20、2c(H + )混=V 2V1 兩種強(qiáng)堿混合c(OH )1 V1c(OH )2 V2c(OH -)混=V1V 2 酸堿混合，一者過(guò)量時(shí)| c(H )堿 V 堿c(OH )堿 V 堿 |c(OH -) 混或 c(H +)混=V堿V堿若酸過(guò)量，則求出c(H +)，再得出 pH ；若堿適量，則先求c(OH - )，再由 KW 得出 c(H +)，進(jìn)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時(shí)，將某強(qiáng)酸和某強(qiáng)堿溶液按110 的體積比混

21、合后溶液恰好中性，則混合前此強(qiáng)酸與強(qiáng)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(qiáng)弱分：強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 (如 Na2 SO4、 NaCl) 、弱酸弱堿鹽 (如 NH 4HCO 3)、強(qiáng)酸弱堿鹽 (如 NH 4Cl) 、強(qiáng)堿弱酸鹽(如 CH 3COONa) 。按溶解性分：易溶性鹽 (如 Na2 CO3 )、微溶性鹽 (如 CaSO4)和難溶性鹽 (如 BaSO4)。2、鹽類水解的定義和實(shí)質(zhì)定義鹽電離出的一種或多種離子跟水電離出的H+ 或 OH -結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。實(shí)質(zhì)鹽電離出的離子 (弱堿陽(yáng)離

22、子或弱酸根陰離子 )跟水電離出的 OH-或 H+ 結(jié)合生成弱電解質(zhì)(弱堿或弱酸 )并建立電離平衡，從而促進(jìn)水的電離。鹽類水解的特點(diǎn)可逆的，其逆反應(yīng)是中和反應(yīng)；微弱的；動(dòng)態(tài)的，水解達(dá)到平衡時(shí)v( 水解 )=v( 中和 ) 0；吸熱的，因中和反應(yīng)是放熱反應(yīng)，故其逆反應(yīng)是吸熱反應(yīng)。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(yáng)離子的鹽才發(fā)生水解。無(wú)弱不水解：不含有弱酸根陰離子或弱堿陽(yáng)離子的鹽即強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解。誰(shuí)弱誰(shuí)水解：發(fā)生水解的是弱酸根陰離子和弱堿陽(yáng)離子。第6頁(yè)共15頁(yè)誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性： 弱酸弱堿鹽看水解生成的酸和堿的強(qiáng)弱。越弱越水解： 弱酸根陰離子所對(duì)應(yīng)的酸越弱，則越容易水解，水解程度越大。

23、若酸性 HA>HB>HC ，則相同濃度的NaA 、 NaB 、 NaC 溶液的堿性逐漸增強(qiáng)，pH 逐漸增大。CO32-和 HCO 3-所對(duì)應(yīng)的弱酸分別是 HCO 3- 和 H2CO3， HCO3-比 H 2CO3 的電離程度小得多，相同濃度時(shí) Na2CO3 溶液的 pH 比 NaHCO 3 的大。都弱雙水解： 當(dāng)溶液中同時(shí)存在弱酸根陰離子和弱堿陽(yáng)離子時(shí)，離子水解所生成的OH -和 H+相互結(jié)合生成水而使其水解相互促進(jìn)，稱為“ 雙水解 ”。 NH 4+與 S2-、HCO 3-、 CO32- 、 CH 3COO -等雖然相互促進(jìn)，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

24、能大量共存。Al 3+與 S2 、 HS、 AlO 2 、 CO32 、HCO 3Fe3+與 AlO 2、 CO32 、 HCO 3NH 4+與 AlO 2、 SiO32如： 2Al 3+3S2- +6H 2O=2Al(OH) 3 +3H2S3+-Al +3HCO3 =Al(OH) 3 +3CO2(泡沫滅火器原理 )特殊情況下的反應(yīng)FeCl3 和 Na2S 溶液發(fā)生氧化還原反應(yīng)( 生成 Fe2+、 S)Na2S 和 CuSO4 溶液發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)(Na 2S+CuSO4=CuS +Na2SO4)生成更難溶物FeCl3 和 KSCN 溶液發(fā)生絡(luò)合反應(yīng) FeCl 3 +3KSCN=Fe(SCN)

25、3+3KCl 4、影響鹽類水解的因素主要因素： 是鹽本身的性質(zhì)(對(duì)應(yīng)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(yīng)，因此升高溫度，水解程度增大。（ 2）濃度： 稀釋鹽溶液，可以促進(jìn)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(jìn)或抑制鹽的水解。下面分析不同條件對(duì) FeCl3 水解平衡的影響情況：Fe3+3H 2OFe(OH) 3+3H +(正反應(yīng)為吸熱反應(yīng))條件移動(dòng)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通 HCl向左增加降低減小顏色變淺加 NaOH 溶液向右減小升高

26、增大產(chǎn)生紅褐色沉淀加 CaCO3 固體向右減少升高增大產(chǎn)生紅褐色沉淀、無(wú)色氣體加 NaHCO 3 溶液向右減少升高增大產(chǎn)生紅褐色沉淀、無(wú)色氣體5、鹽類水解離子方程式的書(shū)寫(xiě)一般水解程度很小，用可逆符號(hào)，不標(biāo)“”或“”，不寫(xiě)分解產(chǎn)物形式 (如 H 2CO 3 等 )。NH 4+H 2ONH 3·H2O+H +HCO3-+H2OH 2CO3+OH -第7頁(yè)共15頁(yè)NH 4+ +CH 3COO -+H2 ONH 3·H2O+CH 3 COOH多元弱酸根分步水解，弱堿陽(yáng)離子一步到位。能進(jìn)行完全的雙水解反應(yīng)寫(xiě)總的離子方程式，用“=”且標(biāo)注 “”和“”。2Al 3+3CO3-+3H 2O

27、=2Al(OH) 3 +3CO2注意區(qū)別酸式鹽的陰離子的電離和水解-23+2-即 HS-22-HS+H OHO +SHS+H OH S+OH6、離子濃度比較守恒關(guān)系電荷守恒： 電解質(zhì)溶液中所有陽(yáng)離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負(fù)電荷數(shù)相等。如 NaHCO 3 溶液中： c (Na +) c (H+) c (HCO 3-) 2c (CO32-)c(OH -)Na 2CO3 溶液中： c(Na ) c(H ) 2c(CO 32) c(OH ) c(HCO 3 )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(huì)改變的。如， 0.1mol/L CH 3COONa 和 0.1mol/L C

28、H 3COOH 混合溶液，c(CH 3COO -)+c(CH 3COOH)=0.2mol/LNa2S 溶液中， c(S2-)+c(HS -)+c(H 2S)= 1/2c(Na +)；在 NaHS 溶液中， c(HS- )+c(S2- )+c(H 2 S)=c(Na +)。水的電離守恒（ 也稱質(zhì)子守恒）：是指溶液中，由水所電離的H 與 OH 量相等。1) c(H) c(HS) 2c(H 2S)如： 0.1mol ·L 的 Na 2S 溶液中： c(OH例 1： (四川高考題 )25時(shí)，將稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，當(dāng)溶液的pH=7 時(shí)，下列關(guān)系正確的是（）。A c(NH 4+)=c(SO

29、4 2-)B c(NH 4+ )>c(SO4 2-)A c(NH 4+)<c(SO4 2-)D c(OH -)+c(SO 42- )=c(H + )+ c(NH 4+)單一溶質(zhì)溶液酸或堿0.1mol/L H2 S溶液中，各離子濃度大小關(guān)系？正鹽0.1mol/L 的 CH3COONa 微粒中濃度大小關(guān)系？方法： a.鹽的粒子 > H 2O 的離子； b.濃度大小決定于水解程度；c.OH 和 H +決定于酸堿性練： 0.1mol/L 的 Na2CO3 中微粒濃度大小關(guān)系？0.1mol/L的 (NH4) 2SO4 中微粒濃度大小關(guān)系？弱酸酸式鹽溶液例題 0.1mol/L的 NaHS

30、O 3 微粒中濃度大小關(guān)系電離水解，則電離產(chǎn)生離子水解產(chǎn)生的離子練習(xí) 0.1mol/L 的 NaHCO 3 中微粒濃度大小關(guān)系電離水解，則電離產(chǎn)生離子水解產(chǎn)生的離子 1) c(OH)，則下列有關(guān)說(shuō)法例 2：已知某溫度下 0.1mol ·L 的 NaHB( 強(qiáng)電解質(zhì) )溶液中 c(H或關(guān)系式一定正確的是（) HB的水解程度小于 HB的電離程度； c(Na+)=0.1mol1·Lc(B 2)；溶液的 pH=1 ； c(Na+ )= c(HB )+2 c(B 2)+ 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(shuō)法中正確的是（)

31、A 、在 Na2Y 、 NaHY 、 H2Y 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?yàn)椋篶(Na+) c(Y )c(HY )c(OH )第8頁(yè)共15頁(yè)c(H )C、 HY 的水解離子方程式為：HY +H 2OY +H 3O+D、相同物質(zhì)的量濃度的Na 2Y 和 NaHY 溶液，前者的pH 大于后者兩種溶液混合分析反應(yīng)，判斷過(guò)量，確定溶質(zhì)?！皟蓚€(gè)微弱 ” ：弱酸 ( 堿 ) 溶液中分子是主要的，鹽溶液中鹽電離產(chǎn)生的離子是主要的。主要離子和少量的離子分別結(jié)合溶質(zhì)物質(zhì)的量、電離水解程度和溶液的酸堿性分析。例 4：用物質(zhì)的量都是0.1mol 的 CH 3COOH 與 C

32、H 3COONa 配成 1L 混合溶液，已知其中c(CH 3COO-)大于 c(Na +),對(duì)該混合溶液下列判斷正確的是( )+-) 0.2 mol-1A 、c(H) c(OH )B、 c(CH 3COOH) c(CH 3COO·L-)-1C、c(CH 3COOH) c(CH 3COOD、 c(CH 3 COO ) c(OH) 0.1 mol ·L例 5： CH3COOH 與 CH 3COONa 等物質(zhì)的量混合配制成稀溶液，pH 值為 4.7，下列說(shuō)法 錯(cuò)誤 的( )A 、CH3 COOH 的電離作用大于CH3COONa 的水解作用B 、CH3 COOH 的存在抑制了 CH

33、 3COONa 的水解C、CH3 COONa 的水解作用大于CH 3COOH 的電離作用D 、CH3 COONa 的存在抑制了CH3 COOH 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氧化鈉混合后，溶液的pH=7 ，則各離子濃度的關(guān)系為（）A 、c(Na+) c(

34、Ac -) C、c(Na+)<c(Ac -)B、 c(Na+ ) c(Ac - )D、 c(OH -)c(H + )-13-1鹽酸等體積混合后，溶液的pH 7，則溶液中下例 7：將 0.2 mol ·LCOOK與 0.1 molCH·L列微粒的物質(zhì)的量濃度的關(guān)系正確的是()A 、c(CH 3 COO-) c(Cl -) c(H + ) c(CH 3COOH)B 、c(CH 3COO-) c(Cl -) c(CH 3COOH) c(H +)C 、c(CH 3COO-) c(Cl -) c(H + ) c(CH 3COOH)D 、c(CH 3 COO-) c(Cl -)

35、c(CH 3COOH) c(H +)例 8：將 pH=2 的鹽酸與pH=12 的氨水等體積混合，在所得的混合溶液中，下列關(guān)系式正確的是（)A 、 c(Cl - ) c(NH 4+ ) c(OH -) c(H + )B、 c(NH 4+ ) c(Cl -) c(OH -) c(H+ )C、 c(Cl - ) c(NH 4+ ) c(H +) c(OH - )D、 c(NH 4+ ) c(Cl -) c(H +) c(OH -)不同溶液中同一離子的比較例 9：物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液(NH 4)2 CO3 (NH 4)2SO4NH 4HCO 3 NH4 HSO4NH；按 c(NH+)由小到大的排

36、列順序正確的是（)4Cl NH 3·H2O CH3COONH 44A. B. C.D. 1B 2A 3D 4AB 5C 6A B 7D 8B 9B7、鹽類水解的應(yīng)用溶液酸堿性的判斷第9頁(yè)共15頁(yè)等濃度不同類型物質(zhì)溶液pH ：多元強(qiáng)堿一元強(qiáng)堿弱堿強(qiáng)堿弱酸鹽水強(qiáng)酸弱堿鹽弱酸一元強(qiáng)酸多元強(qiáng)酸對(duì)應(yīng)酸 (堿)越弱，水解程度越大，堿 (酸 )性越強(qiáng)。常見(jiàn)酸的強(qiáng)弱： H2SO3 >H3PO4>HF>HAc >H 2CO3 >H2S >HClO > HCN>HCO 3>HS弱酸酸式鹽溶液當(dāng)電離程度大于水解程度時(shí)，溶液成酸性，如、HSO3 、 H2

37、PO4 （一般只此兩種）當(dāng)水解程度大于電離程度時(shí)，溶液成堿性，如HCO 3 、 HPO32 、 HS 等同 pH 溶液濃度比較相同條件下，測(cè)得：NaHCO 3 CH 3COONa NaClO Na2CO3 四種鹽溶液pH 相同，那么它們的物質(zhì)的量濃度由大到小順序?yàn)?。鹽溶液蒸干所得到的固體 將揮發(fā)性酸對(duì)應(yīng)的鹽 (AlCl3、 FeBr 3、 Fe(NO3 )3 等)的溶液加熱蒸干，得不到鹽本身。AlCl3溶液中， AlCl 32Al(OH)32Al(OH)32 32O+3H O+3HClAl O + 3H 如果水解生成的酸難揮發(fā)，則可以得到原固體，如Al 2(SO4) 3、 Fe2 (SO4)3

38、 等。 強(qiáng)堿弱酸鹽的溶液蒸干可以得到原固體，如K 2CO3、 Na2CO3 等 不穩(wěn)定的鹽的溶液：發(fā)生分解，如3 2 溶液蒸干得到 BaCO 3。Ba(HCO ) 具有強(qiáng)還原性鹽的溶液：發(fā)生氧化反應(yīng)，如2Na2SO3+O 2=2Na 2SO4 。 由易水解變質(zhì)的鹽的結(jié)晶水合物得到無(wú)水物，應(yīng)在抑制其水解的氛圍中加熱脫水。MgCl 2· 6HO2 加熱： MgCl 2 · 6HO2Mg(OH)Cl+HCl +5H2OMgCl 2· 6H2OMgO+2HCl +5H 2O)在干燥的 HCl 氣流中加熱便能得到無(wú)水MgCl 2。配制鹽溶液，需考慮抑制鹽的水解。如配制 Fe

39、Cl3、SnCl2 等溶液，可滴入幾滴鹽酸或直接將固體溶解在鹽酸中再稀釋到所需濃度。 試劑的貯存 要考慮鹽的水解。如 Na2CO3、 NaHCO 3 溶液不能用帶玻璃塞的試劑瓶貯存，必須用帶橡皮塞的試劑瓶保存?；实暮侠硎褂?，有時(shí)要考慮鹽類水解。 銨態(tài)氮肥與草木灰不能混合使用 過(guò)磷酸鈣不能與草木灰混合使用 Mg 、 Zn 等較活潑金屬溶于強(qiáng)酸弱堿鹽(如 NH 4Cl 、 AlCl 3、 FeCl3 等 )溶液中，產(chǎn)生H 2。某些鹽的分離除雜要考慮鹽類的水解。如為了除去氯化鎂酸性溶液中的Fe3+可在加熱攪拌條件下加入氧化鎂判斷離子共存時(shí)要考慮鹽的水解。Al 3+與 CO32-、 HCO 3 -

40、、 S2-、 HS-、 AlO 2-等，F(xiàn)e3+與 CO32-、 HCO 3 -、 AlO 2-等。無(wú)法在溶液中制取Al 2S3，只能由單質(zhì)直接反應(yīng)制取。分析溶液中粒子的種數(shù)要考慮鹽的水解。工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、日常生活中，常利用鹽的水解知識(shí)。 泡沫滅火器產(chǎn)生泡沫是利用了Al 2(SO4)3 和 NaHCO 3 相混合發(fā)生雙水解反應(yīng)：Al 3+3HCO 3 =Al(OH) 3 +3CO2。第10頁(yè)共15頁(yè) 日常生活中用熱堿液洗滌油污物品比冷堿液效果好。 水垢的主要成分是 CaCO3 和 Mg(OH) 2 ，基本上不會(huì)生成MgCO 3 ，是因?yàn)?MgCO 3 微溶于水，受熱時(shí)水解生成更難溶的Mg(OH)

41、2。用鹽 (鐵鹽、鋁鹽等 ) 作凈水劑時(shí)需考慮鹽類的水解。（一）典型例題【例 2】室溫下，在 pH=12 的某溶液中，由水電離生成的c(OH )為（）A.1.0× 107 mol · 1B.1.0× 106 mol · 1C.1.0×10 2 mol · 1D.1.0× 1012 mol · 1【分析】 本題以水的離子積為知識(shí)依托，考查學(xué)生對(duì)不同條件下水電離程度的認(rèn)識(shí)，同時(shí)考查了思維的嚴(yán)密性。錯(cuò)解分析： pH=12 的溶液，可能是堿溶液，也可能是鹽溶液。忽略了強(qiáng)堿弱酸鹽的水解，就會(huì)漏選 D。解題思路：先分析pH=1

42、2 的溶液中 c(H )、c(OH )的大小。由c(H )=10 pH 得：c(H )=1.0× 1012 mol · L 1c(OH )=1.0× 102 mol · L 1再考慮溶液中的溶質(zhì)：可能是堿，也可能是強(qiáng)堿弱酸鹽。最后進(jìn)行討論：(1) 若溶質(zhì)為堿，則溶液中的 H 都是水電離生成的：c 水 (OH )=c 水 (H )=1.0 ×10 12 mol · 1(2) 若溶質(zhì)為強(qiáng)堿弱酸鹽，則溶液中的OH都是水電離生成的： c 水(OH )=1.0× 102 mol · 1?！敬鸢浮?CD【例 3】室溫下，把 1

43、mL0.1mol/L 的 H2SO4 加水稀釋成 2L 溶液，在此溶液中由水電離產(chǎn)生的 H +，其濃度接近于（）A. 1 × 10-4mol/LB. 1× 10-8 mol/LC. 1× 10-11mol/LD. 1× 10-10 mol/L【分析】 溫度不變時(shí)，水溶液中氫離子的濃度和氫氧根離子的濃度乘積是一個(gè)常數(shù)。在酸溶液中氫氧根離子完全由水電離產(chǎn)生，而氫離子則由酸和水共同電離產(chǎn)生。當(dāng)酸的濃度不是極小的情況下，由酸電離產(chǎn)生的氫離子總是遠(yuǎn)大于由水電離產(chǎn)生的(常常忽略水電離的部分)，而水電離產(chǎn)生的氫離子和氫氧根離子始終一樣多。所以，酸溶液中的水電離的氫離子

44、的求算通常采用求算氫氧根離子。稀釋后 c(H + )=（ 1× 10-3L × 0.1mol/L ） /2L = 1 × 10-4 mol/L c(OH -) = 1 × 10-14/1× 10-4 = 1 × 10-10 mol/L【答案】 D【例 4】將 pH 為 5 的硫酸溶液稀釋 500 倍，稀釋后溶液中 c(SO42 ）： c(H +)約為（）A、 1：1B、1：2C、 1： 10D 、10： 1【分析】 根據(jù)定量計(jì)算，稀釋后c(H +)=2 × 10-8 mol· L -1， c(SO4 2-)=10

45、-8mol · L-1 ，有同學(xué)受到思維定勢(shì)，很快得到答案為B。其實(shí)，題中設(shè)置了酸性溶液稀釋后，氫離子濃度的最小值不小于 1× 10-7mol · L-1 。所以，此題稀釋后氫離子濃度只能近似為1× 10-7mol ·L -1 ?！敬鸢浮?C【例 6】將體積均為 10 mL 、 pH 均為 3 的鹽酸和醋酸，加入水稀釋至a mL 和 b mL ，測(cè)得稀釋后溶液的 pH 均為 5，則稀釋后溶液的體積（）A. a=b=100 mLB.a=b=1000 mLC.a bD.a b【分析】 鹽酸是強(qiáng)電解質(zhì)，完全電離。在加水稀釋過(guò)程中鹽酸電離出的H+ 離子的物質(zhì)的第11頁(yè)共15頁(yè)量不會(huì)增加。溶液中c(H +)與溶液體積成反比，故加水稀釋時(shí)，c(H +)會(huì)隨著水的加入而變小。醋酸是弱電解質(zhì)，發(fā)生部分電離。在加水稀釋過(guò)程中未電離的醋酸分子發(fā)生電離，從而使溶液中 H+離子的物質(zhì)的量增加，而c(H +)與溶液體積同樣成反比，這就使得此溶液中c(H + )受到n(H+) 的增加和溶液體積V 增加的雙重影響。很明顯，若將鹽酸和醋酸同等程度的稀釋到體積都為 a，則鹽酸的 c(H + )比醋酸的 c(H +)小。若要稀釋到兩溶液的 c(H+)相等，則醋酸應(yīng)該