第十章電離平衡

1、第十章電離平衡本章知識網(wǎng)絡(luò)第一節(jié)電離平衡考綱要求 1了解電解質(zhì)和非電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念2理解電解質(zhì)的電離平衡概念。3掌握弱電解質(zhì)的電離平衡規(guī)律，并會判斷和證明強(qiáng)弱弱電解質(zhì)。4. 掌握一元強(qiáng)酸（強(qiáng)堿）或一元弱酸（弱堿）的性質(zhì)比較。5掌握電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力與其強(qiáng)弱的關(guān)系。教材導(dǎo)讀一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)1 .在或下能導(dǎo)電的化合物，叫做電解質(zhì)。在水溶液和熔融狀態(tài)下導(dǎo)電的叫非電解質(zhì)。2. 稀硫酸 電解質(zhì)。氯水、銅能導(dǎo)電，它們 電解質(zhì)。NH3、SO2的水溶液能導(dǎo)電，NH3、SO2電解質(zhì)。3電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電的原因是 ，導(dǎo)電能力取決于 。二、強(qiáng)、弱電解質(zhì)與結(jié)構(gòu)的關(guān)系強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)定義溶于水后電離的

2、電解質(zhì)。溶于水后的電解質(zhì)。電離過程化合物類型溶液中存在形式（水分子不計）物質(zhì)類別絕大多數(shù)的鹽（包括難溶性鹽）。強(qiáng)酸：弱酸：弱堿：強(qiáng)堿：水：三、弱電解質(zhì)的電離平衡1 在 下，當(dāng)電解質(zhì)分子 的速率和 的速率時，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)。2.電離平衡的特征是 、3影響電離平衡的因素：起決定作用的因素是 ，影響條件有： 4. 對CH3C00H r - CH3COO + H+平衡平衡來說，改變下列條件時，對平衡有何影響（填 向左”向右”增大”減小”平衡移動方向c(Hjn(H+)升高溫度加 NaOH通HCI力口 CH3COONa力口 Na2CO3加水加冰醋酸四、電離方程式的書寫寫岀下列物質(zhì)（或微粒）的電離

3、方程式：NaOHNaHSO4HClH2ONH3 H2OH2CO3HCO 3Mg（OH） 2要點解讀一、電解質(zhì)非電解質(zhì)的比較1 兩者的研究對象都是化合物，單質(zhì)既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)；2.電解質(zhì)不一定能導(dǎo)電，導(dǎo)電物質(zhì)不一定是電解質(zhì)； 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)。3只有本身能電離出離子的化合物才是電解質(zhì)。女口CI2、NH3的水溶液雖然能導(dǎo)電，但是，CI2 NH3本身并沒有電離出離子，而是它們與水反應(yīng)生成的HCl、HCIO、NH3 H2O電離出的離子，所以 CI2、NH3不是電解質(zhì)。4難溶物質(zhì)在水中雖不導(dǎo)電，但沉淀可能在熔融狀態(tài)下能電離，因此也是電解質(zhì)。如BaSO4等。5. 離

4、子型氧化物（如 Na2O、CaO等）雖然溶于水后并非自身電離，但熔融時卻可電離，且完全電離，因此，也是電解質(zhì)。二、區(qū)分離子化合物、共價化合物的方法區(qū)分離子化合物、共價化合物的方法是看該物質(zhì)熔融狀態(tài)能否導(dǎo)電，能導(dǎo)電的是離子化合物， 不能導(dǎo)電的是共價化合物。三、判斷電解質(zhì)的強(qiáng)弱的方法1 在相同濃度、相同溫度下，對強(qiáng)弱電解質(zhì)做導(dǎo)電對比實驗。2 在相同濃度、相同溫度下，比較反應(yīng)速率的快慢。如將Zn粒投入到等濃度的鹽酸和醋酸中，結(jié)果前者比后者反應(yīng)快。3濃度與PH的關(guān)系。如O.1mol/L的醋酸溶液，其PH 1，即可證明CHaCOOH是弱電解質(zhì)。4.測定對應(yīng)鹽的酸堿性。如 CHaCOONa溶液呈堿性，則證

5、明 CHaCOOH是弱酸。5稀釋前后的PH與稀釋倍數(shù)的變化關(guān)系。例如，將 PH=2的酸溶液稀釋100倍，若PHV 4，則證明酸為 弱酸；若PH=4，則證明酸為強(qiáng)酸。6. 利用實驗證明存在電離平衡。如向醋酸溶液中滴入石蕊試液變紅，再加CH3COONH4,顏色變淺。7利用較強(qiáng)酸制備較弱酸來判斷電解質(zhì)強(qiáng)弱。如將CO2通入苯酚鈉溶液中，出現(xiàn)渾濁，說明酸性：H2CO3 _電冷8利用元素周期表進(jìn)行判斷。如非金屬性： Cl S P Si,則最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸性：HClO4H2SO4 H3PO4H2SiO3；金屬性：Na Mg Al，則最高價氧化物水化物的堿性：NaOH Mg(OH) 2 Al(OH)

6、 3。四、弱電解質(zhì)電離方程式的書寫1 由于弱電解質(zhì)在溶液中部分電離，所以寫離子方程式時用符號。女口： NHH2gNH4+ +OH、CH3COOH=CH3COO+ H +2. 多元弱酸分步.電離，以第一步電離為主。女口： H2CO：H+ + HCO3HCO3= H+ + CO323. 多元弱堿的電離與多元弱酸的電離情況相似，但常用一步電離表示。如 Mg(OH) =Mg2+ +2OH 五、勒夏特列原理在電離平衡中的應(yīng)用在某稀氨水中加入少許指定物質(zhì)或改變?nèi)芤旱臏囟龋瑢H3 H2O =NH4+ +OH的電離平衡有如下影響：(1) 加水稀釋，使溶液中c(NH3 H2O)、c(NH4+)、c(OH)均減

7、小，促進(jìn)NH3 H2O分子進(jìn)一步電離成為 NH4+和OH，以減弱溶液中粒子總濃度的減小，所以電離平衡正向移動，但由于0H的增多，不如溶液體積增大得快，所以溶液的 pH下降。(2) 通入NH3，即增大了 c (NH3H2O)，電離平衡正向移動，溶液的 pH上升。(3) 加入固體NH4CI，即增大了 c (NH4+)，電離平衡逆向移動，溶液的pH下降。(4) 加入固體NaOH，即增大了 c (OH)，電離平衡逆向移動，溶液的 pH上升。(5) 通入HCI，即中和了部分 OH，使c (OH)下降，電離平衡正向移動，溶液的pH下降。(6) 稍加熱，由于分子電離為離子時需要吸熱，所以電離平衡正向移動，溶

8、液的pH上升。(7) 加熱蒸發(fā)，使 NH3H2O分解放出NH3, c (NH3H2O)下降，電離平衡逆向移動，溶液的pH下降。名題導(dǎo)思【例題1】下列說法中正確的是()A 二氧化硫溶于水能導(dǎo)電，故二氧化硫?qū)儆陔娊赓|(zhì)B. 硫酸鋇難溶于水，故硫酸鋇屬于弱電解質(zhì)C. 硫酸是強(qiáng)電解質(zhì)，故純硫酸能導(dǎo)電D. 氫離子濃度相同的鹽酸和醋酸導(dǎo)電能力相同【分析】不能僅僅根據(jù)溶液是否導(dǎo)電判斷電解質(zhì)和非電解質(zhì)，也不能根據(jù)化合物的溶解性及溶液的導(dǎo)電能力判斷電解質(zhì)的強(qiáng)弱。 對于選項A，SO2的水溶液導(dǎo)電，電解質(zhì)是H2SO3,不是SO2； BaSO4難溶于水， 只是溶解度小，但溶解的部分完全電離，BaSO4是強(qiáng)電解質(zhì)，故B項

9、錯誤；對于選項 C,盡管硫酸是強(qiáng)電解質(zhì)，由于沒有水存在，H2SO4未電離，因此不能導(dǎo)電。對于選項D，不能因為醋酸是弱電解質(zhì)其溶液的導(dǎo)電能力就一定弱，因為溶液的導(dǎo)電能力主要決定于溶液中自由移動離子的濃度?！敬鸢浮緿【例題2】在CH3COOH=CH3COO+ 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【分析】根據(jù)平衡移動原理，要使平衡右移，可采取的措施是加入CH3COOH、加入加NaOH(s)、加水稀釋或加熱的方法。而要氫離子濃度增大，則可采取的措施是加入CH3COOH、加入濃鹽酸或加熱，所以要使電離平衡右移，且氫離子

10、濃度增大，應(yīng)采取的措施是加熱?！敬鸢浮緿【例題3】一定量的稀硫酸與足量的鋁粉反應(yīng)時，為了減緩反應(yīng)速率，且不影響生成氫氣的總量，應(yīng)向稀硫酸中加入適量的（）A . NaOH （固體）B. H20C. NaCl （固體）D. CH3COONa （固體）【分析】Al和H2SO4反應(yīng)的實質(zhì)是：2AI + 6H + = 2AI 3+ + 3H2 %在溫度一定，鋁粉的顆粒大小一定的條件下，反應(yīng)速率只取決于 c （H+）的大小。如果僅僅從減小反應(yīng)速率來看，選項 A、B、D均符合要求；再 從不影響H2的總量來看，A顯然不符合要求；B中H+的總量保持不變，符合題意； D乍看H+的物質(zhì)的量好象減小了，但由于溶液中存

11、在電離平衡CH3COOH=CH3COO+ H+,隨著反應(yīng)的進(jìn)行，平衡不斷向右移動，最終完全反應(yīng)，產(chǎn)生 H2的量不變?！敬鸢浮緽D【例題4】寫岀下列物質(zhì)的電離方程式：（1）次氯酸（2）硫酸氫鉀（3 ）氫氧化鐵（4）碳酸氫鈉HCIO= H+ + CIO；硫酸氫鉀KHSO4 = K + + H + + SO 42；氫氧化鐵【分析】次氯酸是弱酸，其在溶液中不能完全電離，存在電離平衡: 是強(qiáng)電解質(zhì)，在溶液中完全電離，并且由于硫酸是二元強(qiáng)酸，所以:是弱堿，其在溶液中不能完全電離，存在電離平衡：Fe（OH）= Fe3+ + 3OH；碳酸氫鈉是強(qiáng)電解質(zhì)，其在溶液中完全電離：NaHCO3Na+ + HCO3（由

12、于碳酸是弱酸，所以不會電離出碳酸根離子）【答案】(1) HCIO= H+ + CIO(2) KHSO4 = K + + H+ + SO42(3) Fe(OH)= Fe3+ + 3OH（4）NaHCO3 = Na+ + HCO3【例題5】設(shè)計一個簡單的實驗，證明在醋酸溶液中存在著 CH3COOH=CH3COO+ H+的電離平衡?！痉治觥看姿崾撬幔苁顾釅A指示劑變色。如：在醋酸溶液中加入石蕊，溶液就會呈紅色。如果在醋酸溶液中存在CH3COOH=CH3COO+ H+電離平衡，則改變外界條件，平衡就會受到破壞，H+濃度就會改變，溶液顏色也會隨之改變?！敬鸢浮吭谝恢г嚬苤腥?5mL醋酸，加入石蕊試液，加

13、熱，觀察溶液紅色是否加深。結(jié)果發(fā)現(xiàn)紅色加深，冷卻后，溶液又恢復(fù)原來顏色，從而證明在醋酸溶液中存在著CH3COOQ=CH3COO+ H +的電離平衡。【例題6】在測定液態(tài)BrF3電導(dǎo)時發(fā)現(xiàn)，20 C時導(dǎo)電性很強(qiáng)，說明該化合物在液態(tài)時發(fā)生電離，存在陰、陽離子。其他眾多的實驗證實，存在一系列有明顯離子化合物傾向的鹽類，如KBrF4、（BrF2）2SnF6、CIF3BrF3等。由此推斷液態(tài) BrF3電離時產(chǎn)生的陰、陽離子是（C. BrF4、BrF2+D . BrF52、BrF2+【分析】此題是一道信息給予題，關(guān)鍵要抓住題給信息：有明顯離子化合物傾向的鹽類，如KBrF4、（BrF2）2SnF6、CIF3

14、BrF3，觀察KBrF4能電離出BrF4陰離子，再觀察（BrF2）2SnF6能電離出BrF2+陽離子，由 CIF3 BrF3可設(shè)想出BrF3 BrF3，即2 BrF3電離出BrF2+和BrF4兩種離子?！敬鸢浮緾隨堂演練一選擇題1下列物質(zhì)中，屬于電解質(zhì)的是（）A .鐵B .干冰2電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱決定于（A 離子的濃度C.溶液的體積C 醋酸D 二氧化硫）B.溶液的濃度D.電解質(zhì)本身3下列關(guān)于強(qiáng)、弱電解質(zhì)的敘述，有錯誤的是（）A 強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中完全電離，不存在電離平衡B. 在溶液中，導(dǎo)電能力強(qiáng)的電解質(zhì)是強(qiáng)電解質(zhì)，導(dǎo)電能力弱的電解質(zhì)是弱電解質(zhì)C. 同一弱電解質(zhì)的溶液，當(dāng)溫度、濃度不同時，其

15、導(dǎo)電能力也不同D .純凈的強(qiáng)電解質(zhì)在液態(tài)時，有的導(dǎo)電，有的不導(dǎo)電4下列事實中，能證明氯化氫是共價化合物的是（）A 氯化氫極易溶于水B.液態(tài)氯化氫不導(dǎo)電C.氯化氫不易分解D.氯化氫可以導(dǎo)電5. 一定溫度下，一定量的水中，石灰水懸濁液中存在溶解平衡：Ca（0H）2（s） =Ca2+（aq） + 2OH（aq），當(dāng)向此懸濁液中加入少量生石灰時，下列說法中正確的是（）A . n （Ca2+）增大B . c （Ca2+）不變C . n （OH）增大D. c （OH）不變6化合物Hln在水溶液中因存在以下電離平衡，故可用作酸堿指示劑：HIn （溶液）=H + + In紅色黃色濃度為0.02mol L1的下

16、列溶液：鹽酸 石灰水 NaCl溶液 NaHSO4溶液NaHCO 3溶液 氨水。其中能使指示劑顯紅色的是（7如圖，橫坐標(biāo)表示加水量，縱坐標(biāo)表示導(dǎo)電能力，能表示冰醋酸（即無水醋酸）加水稀釋的圖是（8.已知次氯酸是比碳酸還弱的酸,應(yīng)CI 2 +H 20 =HCI + HCIO 達(dá)到平衡后，要使HCIO濃度增大,可加入（A . NaCI （固體）B .水C. CaCO3 （固體）D. NaOH（固體）9.向碳酸鈉的濃溶液中逐滴加入稀鹽酸,到不再產(chǎn)生CO2為止，則在此過程中,溶液中的碳酸氫根離子的濃度變化趨勢正確的是（）B .逐漸增大A .逐漸減小C.先逐漸增大，而后減小D 先逐漸減小，而后增大10下列

17、電離方程式書寫正確的是 （A. H2S=H+HSHS=H+S2B. NaHCO3=Na+HCO3HCO3=H+CO32C. Na2HPO4=2Na+H+PO43D . HF=H+F二、填空題11在a、b兩支試管中，分別取形態(tài)相同、質(zhì)量相等的一顆鋅粒，然后向兩支試管中分別加入相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的稀鹽酸和稀醋酸。（1 ） a、b兩支試管中的現(xiàn)象：相同點是;不同點是;原因是。（2）a、b兩支試管中產(chǎn)生氣體的體積開始時是V）V（b）；反應(yīng)完畢后生成氣體的總體積是V（a）V （b）； 原因是。12. 甲、乙兩瓶氨水的濃度分別1mol L1和0.1mol L一1,則甲、乙兩瓶氨水中C（OH）之比（

18、填大于、等于或小于）10。請說明理由： 。13. 用0.1mol LNaOH溶液做導(dǎo)電性實驗，逐滴加入等體積的0.1mol 1CH3COOH溶液，隨著醋酸溶液的加入，電流表的讀數(shù)會 ，其原因是 。14. 已知Cu（OH）2沉淀在一定的條件下可以溶解在氨水中，有關(guān)反應(yīng)的化學(xué)方程式為:Cu(0H)2 + 4NH3H2O = Cu(NH3)42+ + 2OH+ 4H2O有下列實驗操作：(1) 操作1：在盛有3mL O.lmol L1CuSO4溶液的試管中滴加 3mL 0.2mol L1NaOH溶液，結(jié)果出現(xiàn)藍(lán)色的懸濁液，有關(guān)反應(yīng)的離子方程式為 。(2) 操作2在盛有3mL 0.1mol L1CuSO

19、4溶液的試管中滴加3mL 0.2mol L一1氨水溶液，結(jié)果出現(xiàn)藍(lán)色的懸濁液，有關(guān)反應(yīng)的離子方程式為 。(3) 在上述兩種懸濁液中分別加入2mol L一1氨水溶解之，請從平衡移動的角度思考哪一種懸濁液更易溶解成為清液？ (填 操作1”或 操作2”；理由是。(4) 請你設(shè)計一個簡單的實驗方案驗證上述觀點或理由的可靠性。15. 如下圖所示：將 30ml 0.1mol L 1Ba(OH)2溶液置于燒杯中，然后慢慢加入0.1mol L 某第三周期元素形成的某酸溶液共25mL，加入酸溶液的體積 V與電流強(qiáng)度I的I-V圖如下圖所示。(1) 此酸的化學(xué)式為(2) 處于C點時溶液中導(dǎo)電的陽離子主要是 (3)

20、處于F點時，溶液中導(dǎo)電的陰離子主要是 ;(4) 燒杯中剛加入酸時，觀察到的現(xiàn)象是 ;(5) 從 iE電流強(qiáng)度I變小的主要原因是 隨堂演練參考答案一、選擇題I. C 2. A 3. B 4. B 5. BD 6. C 7. D 8. C9. C 10. D二、填空題II. (1)都產(chǎn)生無色氣泡；a中反應(yīng)速率較快；鹽酸是強(qiáng)酸，醋酸是弱酸，鹽酸溶液中c(H+)大。(2) 大于；等于；開始反應(yīng)時，鹽酸溶液中c(H+)較大，但H+總的物質(zhì)的量相等。12. 小于；甲瓶氨水的濃度是乙瓶氨水濃度的10倍，故甲瓶氨水的電離程度小于乙瓶氨水的電離程度，故甲、乙兩瓶氨水中c(OH)之比小于10。13減小；因為 Na

21、OH 是強(qiáng)電解質(zhì)，加入等量的醋酸后反應(yīng)生成了強(qiáng)電解質(zhì)醋酸銨，離子總量不變，但溶 液體積增大了一倍，所以溶液中自由移動離子濃度減小，所以電流表讀數(shù)減小。14. (1) Cu2+ +2OH= Cu(0H)2j(2) Cu2+ +2NH3H2O = Cu(OH) 2 J + 2NH+(3) 操作2;反應(yīng)時，生成的 OH與NH4+反應(yīng)生成NH 3 H2O，增大反應(yīng)物的量，同時減小OH的量， 都使平衡向正反應(yīng)方向移動。(4) 在操作1中加入適量NH4CI，比較溶解情況。15. ( 1)H3PO4(2)Ba2+(3)H2PO4(4)有白色沉淀生成(5)生成難溶的 Ba3(PO4)2和難電離的水，使溶液中的

22、離子濃度降低。知識拓展鹽類是否都是強(qiáng)電解質(zhì)大多數(shù)鹽類是強(qiáng)電解質(zhì)，少數(shù)的鹽有形成共價鍵的傾向，電離度很小，屬于弱電解質(zhì)。例如，氯化汞、碘化鎘等雖然也是由離子組成的，但是，Hg2+和Cd2+容易被陰離子所極化，而 C、等又是容易極化的陰離子，由于陽、陰離子間的相互極化作用，電子云產(chǎn)生較大的變形，弓I起了鍵的性 質(zhì)的改變，它們的熔點和沸點不如離子晶體那樣高。HgCl2CdI2熔點/C276388沸點/C302713實驗證明，HgCl2的水溶液幾乎不導(dǎo)電，即使在很稀的溶液中，它的電離度也不超過0.5%。這說明HgCl2在溶液里主要是以分子形式存在的，只有少量的 HgCI+、Hg2+和Cl離子。 過渡金

23、屬的鹽在水溶液中常出現(xiàn)類似于上述的情況。第二節(jié) 水的電離和溶液的 PH考綱要求1. 了解水的電離、溶液 pH 等概念。2. 掌握有關(guān)溶液 PH 與氫離子濃度、氫氧根離子濃度的計算。3. 會判斷溶液的酸堿性及溶液酸堿性的強(qiáng)弱。教材導(dǎo)讀一、水的電離和水的離子積1. 水的電離水是一種極弱的電解質(zhì)，能微弱電離。電離方程式:，可簡寫 為：。2水的離子積25C時，1L純水中只有 mol的水分子發(fā)生電離，同時產(chǎn)生的c (H+)與c (OH)均為mol/L。在一定溫度下，c (H+)與c (OH)的乘積是一個常數(shù)，通常用Kw表示，稱為 ，簡稱，其表達(dá)式為： 。常溫時該常數(shù)為： 。水的離子積常數(shù)是水電離平衡時的

24、性質(zhì)，不僅適應(yīng)于 ，也適應(yīng)于。如稀酸、稀堿、或其他中性水溶液。常溫時任何稀溶液中，c (H+)疋(OH)= 1 t014。3.影響水的電離平衡的條件和規(guī)律(1) 加酸或堿時，水的電離平衡向 方向移動，即加酸或堿 (促進(jìn)或抑制)水的電離。Kw。(“變”或“不變”)(2) 向水中加入活潑金屬如鉀、鈉時，由于活潑金屬能與水電離產(chǎn)生的直接作用，放岀氫氣，故 (促進(jìn)或抑制)水的電離。 Kw。(變”或“不變”)(3) 向水中加入強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽(如 NaCl )時，水的電離平衡 移動，Kw。(“變”或“不變”)(4) 因為水的電離過程 ，所以升高溫度時，水的電離平衡向 方向移動，c (H+)與c (OH)同時，

25、Kw，但由于c (H+ )與c (OH)始終保持相等，故仍顯性。如純水的溫度由25 C升高到100C時，c (H+)與c (OH)都從mol L 一1變?yōu)閙olT1,Kw由變?yōu)椋捎?c (H+) = c (OH)，故仍呈中性。二、溶液的酸堿性1. 溶液酸堿性取決于 的相對大小。2. 25C時，在中性溶液中 c (H+) = c (OH ) = 1 W7mol L_1;在酸性溶液中 c (H+) c (OH)，c (H+)1X10 7mol L 1 ;在堿性溶液中，c (H+) c (OH )，c (H+)1X10 7mol L1。3. 100C時，水的離子積 Kw = 1 XT14，此時某

26、溶液中的c (H+) = 1 W6mol L一1 ；此溶液呈 性。三、溶液的PH1. PH=。2. 在常溫下，溶液的酸堿性與溶液中c (H+)及溶液的PH的關(guān)系：中性溶液：PH;酸性溶液：PH;堿性溶液：PH。溶液的酸性越強(qiáng)，c (H+)越，溶液的PH越;相反，溶液的堿性越強(qiáng)， 濃度越小，濃度越大，PH 越。3. PH變化1個單位，溶液中 c (H+)變化。4. 一般使用的 PH范圍是 ，對應(yīng)的c (H+)為到。四、溶液PH的測定1.測定溶液PH的方法有。2 .用PH試紙測定溶液的 PH，正確操作是：。五、溶液PH的計算1. O.OImol L的鹽酸 PH=, O.OImol L1 的稀硫酸

27、PH=。2. O.OImol L的 NaOH 溶液 PH=, O.OImol L1Ba(OH)2溶液 PH=。要點解讀一. 水的電離1.水是極弱電解質(zhì)，發(fā)生微弱電離，其電離方程式為：2H2殲二H3O+ + OH，簡寫為：H2g=H+ + OH。水的電離是水分子與水分子之間的相互作用而引起的，因此，極難發(fā)生。實驗測得：25C時1L純水中只有1 1O 7mol水分子發(fā)生電離。2由水電離出的H+和OH數(shù)目在任何情況下總是相等的。只有在 25C時純水中c (H+) = c (OH)= 1 w 7mol L S二、水的離子積常數(shù)1水是弱電解質(zhì)，在一定溫度下達(dá)到電離平衡。實驗測得，在任何水溶液中c(H +

28、) 6(OH)都是一個常數(shù)，我們把它稱作水的離子積常數(shù)，用Kw表示。Kw= c (H+)(OH)。在25C時，Kw=1.0 O14。2水的離子積KW與溫度有關(guān)，溫度越高 KW越大。所以，使用水的離子積時，必須指明溫度。如不指明， 則認(rèn)為是25 C。3水既可以看作一元弱酸，也可看作一元弱堿。當(dāng)向水中加入酸時，由于c (H +)增大，水的電離平衡將逆向移動c (H+) 1X107mol/L c(OH)；當(dāng)向水中加入堿時，c(OH)增大，水的電離平衡將逆向移動c(H+) (OH)并沒有改變，只是c (H+)和c(OH)的相對大小發(fā)生變化而已。4. Kw= c (H+) (OH)不僅適應(yīng)于中性溶液，也

29、同樣適應(yīng)于稀的酸溶液和稀的堿溶液。在任何時候，在任何溶液中，都同時存在 H+、OH，其乘積也為一常數(shù)。在不同的溶液中，c (H+)和c (OH)雖然不一定相等，但是由水電離出的c (Hj和c (OH)卻總是相等的。5. Kw = c (H+) (OH)式中的c (H+ )和c (OH)指的是溶液中的H+和OH的總濃度，要弄清溶液中的c (H+) 和水電離出的c (H+)，溶液中的c (OH)和水電離出的c (OH)。一般說來，當(dāng)溶液中的c (H+)或 c (OH)大于由水電離出的 H+或OH溶液1000倍，水電離產(chǎn)生的 H+或OH濃度即可忽略三、溶液的PH1 當(dāng)溶液中c (H+)、c (OH)

30、較小時，直接用c (H+)、c (OH)表示溶液的酸堿性強(qiáng)弱時，就會很不方便。因此，弓I入PH就是為了解決這個問題。2. PH 的定義：PH=-lgc(H )3. PH 的適應(yīng)范圍：c (H+)的大小范圍為 1X10 14 c (H+)v Imol/L ,即 0vPH 1mol/L 或 c (OH) 1mol/L時，直接用濃度表示。4. c (H+)越大，PH越小，溶液的酸性越強(qiáng)；c(OH)越大，PH越大，溶液的堿性越強(qiáng)。PH每改變1，溶液中c (H+)改變10倍，即PH增大1,溶液中c (H+)就減小為原來的 丄，PH減小1,溶液中c (H+)就增大10為原來的10倍。四、溶液酸堿性的判斷1

31、 .溶液的酸堿性判斷的依據(jù).是c (H+)和c (OH )的相對大?。篶 (H+)= c (OH )中性c (H+) c (OH )酸性c (H+) 1 X10 7mol/LpH 7酸性c (H+) 7堿性五、溶液PH的測定1. 可以用PH試紙測定溶液的 PH。方法是用干燥、潔凈的玻璃棒蘸取未知溶液點在試紙中部，然后與標(biāo) 準(zhǔn)比色卡對比，讀出溶液的 PH。2. 測定溶液的PH時，PH試紙千萬不能濕潤，否則，非中性溶液的PH測定值將比實際PH大(酸)或小(堿)。六、溶液PH的計算PH計算的類型較多，各種類型的PH計算方法分類如下：1.單一溶液的PH計算(1)強(qiáng)酸溶液，如 HnA,設(shè)濃度為c mol

32、/L，則c(H+)= nc mol/LPH= lg c(H ) = Ignc(2)強(qiáng)堿溶液，如B(OH) n，設(shè)濃度為c mol/L，則c(H+)=PH= Ig c(H ) =14+ Ig ncnc2 .酸、堿混合PH計算(1)兩種強(qiáng)酸混合:先求混合液中的H+濃度:c(H ) 混 =型)MC(H )2V2V然后再由PH=-Ig c(H )，求出溶液的PH若兩種強(qiáng)酸溶液的 PH之差2,且以等體積混合，則可采用速算法：混合液的PH等于混合前溶液PH較小值加0.3。如PH=3和PH=5的兩種強(qiáng)酸等體積混合，混合液的PH=3.3。(2)兩種強(qiáng)堿混合：先求混合液中的OH 濃度：c(OH ) c(OH )

33、M c(OH 心c(OH )混=V V2然后再水的離子積常數(shù)，求岀混合液中的H+濃度，最后取負(fù)對數(shù)。若兩種強(qiáng)堿溶液的 PH之差2,且以等體積混合，則可采用速算法：混合液的PH等于混合前溶液PH較大值減0.3。如PH=13和PH=11的兩種強(qiáng)堿等體積混合，混合液的PH=12.7。(3) 強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合：先判斷哪種物質(zhì)過量，再由下式求出溶液中的H+或OH 濃度：c(H )混 I|c(OH ) 混 _ c(H )混(V酸 c(OH )混 V堿V酸V堿再計算岀溶液的PH。(4) 將強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液以某體積比混合，若混合液呈中性，則c(H+)：c(OH )、V酸：V堿、PH酸、PH堿,有如下規(guī)律(25C)

34、:因為是強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合，且混合溶液呈中性，則必然有c(H+) V酸 = c(OH )V堿，故有-L 丫酸c(OH ) V堿在堿溶液中c(OH )10 14c(H )將其代入上式得:c(H )酸 c(OH )堿兩邊取負(fù)對數(shù)得:酸 PH酸+ PH堿=14 - Ig ?，F(xiàn)具體舉例如下: V堿V酸:V堿c(H+): c(OH )PH酸+ PH堿10:11:10151:11:1141:1010:113m:nn:m14+lg n3. 強(qiáng)酸(強(qiáng)堿)、弱酸(弱堿)加水稀釋后的 PH的計算:(1) 強(qiáng)酸PH=a，加水稀釋10n倍，_則PH=a+n對于強(qiáng)酸來說，由于已完全電離，隨著水的加入，H+不會增多，所以在其

35、溶液中加水，遵循稀釋定律”。(2) 弱酸PH=a，加水稀釋10n倍，_則PHv a+n對于弱酸來說，由于其在溶液中并沒有完全電離，所以加水稀釋時，弱酸的電離平衡正向移動，所以弱酸每稀釋10倍，PH增大不足1個單位。無論稀釋多少倍，酸溶液的 PH都不能等于或大于7,只能趨近于7。這是因為當(dāng)PH接近于6時， 再加水稀釋，由水電離提供的H+不能再忽略。(3) 強(qiáng)堿PH=b，加水稀釋10n倍，_則PH=b-n對于強(qiáng)堿來說，由于已完全電離，隨著水的加入，0H不會增多，所以在其溶液中加水，遵循稀釋定律”。(4) 弱堿PH=b，加水稀釋10n倍，_則PHb-n對于弱堿來說，由于其在溶液中并沒有完全電離，所以

36、加水稀釋時，弱堿的電離平衡正向移動，所以弱堿每稀釋10倍，PH減小不足1個單位。無論稀釋多少倍，堿溶液的 PH都不能等于或小于7,只能趨近于7。這是因為當(dāng)PH接近于8時， 再加水稀釋，由水電離提供的0H不能再忽略。名題導(dǎo)思【例題1】下列說法正確的是()A . HCl溶液中無0HB. NaOH溶液中無H+C. KCI溶液中既無H+也無OHD. 常溫下，任何物質(zhì)的水溶液中都有H+和0H，且Kw=1X1014【分析】無論是酸、堿還是鹽類，無論是電解質(zhì)，電解質(zhì)還是非電解質(zhì)，只要在水溶液中，都存在H20匸二H+ + OH平衡。25C時，在任何物質(zhì)的水溶液中都有：Kw = c (H +)為(OH)= 1

37、1014。因為水的電離是吸熱反應(yīng)，改變溫度，電離平衡必將發(fā)生移動，c (H+)、c (OH)都將改變，所以KW也將改變，只有在常溫下Kw= 1 X1014?！敬鸢浮緿【例題2】(04 廣東)PH相同的鹽酸和醋酸兩種溶液中，它們的()A . H+的物質(zhì)的量相同B 物質(zhì)的量濃度相同C. H+的物質(zhì)的量濃度不同D H+的物質(zhì)的量濃度相同【分析】PH相同的HCI和CH3COOH，其c(H+)相同，且都等于10PH mol 1 ；由于HCI為強(qiáng)酸完 全電離，而 CH3COOH為弱酸只能部分電離，故在 c(H+)相同時，c(HCI) PH(CH3COOH) PH(b)，即溶液 a 的 c(H+) 0.1

38、mol Lr 1 (CH3COOH)的 c(H+) CH3COOH酸性)?！敬鸢浮緼【例題4】常溫下，在PH=12的溶液中，由水電離出的 c(OH)為()A. 1 X107mol/LC. 1X102mol/L【分析】PH=12的溶液，其中則 c (OH)= 1 Q2mol/LH2O= H+純水電離1X107mol/L加入堿后xB. 1 X106mol/LD. 1 X1012mol/Lc (H+)總=1X1012mol/L。+OH1 X1O7mol/L(x + 1 X02) mol/L由于加入堿后，溶液的 PH=12，水的電離平衡向左移動，c (H+) = x C(OH)= 102 =1 10

39、14,所以，X=1X1O12( mol/L )?！敬鸢浮緿【例題5】將PH=8的NaOH溶液與PH=10的NaOH溶液等體積混合后，溶液的 PH最接近于()B . 8.7C. 9【分析】本題是強(qiáng)堿混合,D. 9.7應(yīng)先計算混合液中c(OH)，然后再由水的離子積常數(shù)計算出溶液中的c(H+)濃度，最后，求岀溶液的PH。11011。4 _Kwc(OH )混 =5.05 為0 5 (mol/L )，c(H ) 混 = 一 - 2X 100 (mol/L )，PH=9.7 c(OH )混【答案】D【例題6】(02 全國理綜)有人曾建議用 AG表示溶液的酸度(acidity arede)，AG的定義為AG

40、 = lg (c(H +)/ c(OH) )o下列表述正確的是()A .在25 C時，若溶液呈中性，則pH= 7, AG = 1B. 在25C時，若溶液呈酸性，則 pHv 7, AG 7, AG 0D. 在25 C時，溶液的pH與AG的換算公式為 AG = 2(7- pH)【分析】本題考查了對溶液酸堿性的認(rèn)識，對PH、AG定義的理解和關(guān)系式的推導(dǎo)，能反映學(xué)生對數(shù)運算的數(shù)學(xué)基礎(chǔ)。新舊知識的融合、檢測學(xué)生應(yīng)變能力是高考命題的發(fā)展趨勢之一。根據(jù)溶液中c(H +)與c(OH-)的相對大小，來決定溶液的酸堿性。又從PH和AG的定義尋找兩者的關(guān)系式。+ A. AG=lgc(H )/ c(OH )=lg1=

41、0B. 呈酸性，c(H+ )c(OH)，AG lg仁0C. 呈堿性，c(H+ ) c(OH)，AG V2B . V1W2C . V仁V2D . VK V&將PH=1的鹽酸平均分成兩份，一份加適量水，加一份加入與該鹽酸物質(zhì)的量濃度相同的適量NaOH溶液后，PH都升高了 1，則加入的水與 NaOH溶液的體積比為（）A . 9B . 10C. 11D . 129 . 一元強(qiáng)酸X和一元弱酸Y , PH值均等于2,各取1L與足量的Mg反應(yīng)，下列敘述正確的是（）C.兩者產(chǎn)生的H2 樣多D 反應(yīng)開始瞬間兩者速度相等10. 將c(H+)=1 102mol L1的CH3COOH和HNO 3溶液分別稀釋100倍，

42、稀釋后兩溶液的 H+的物質(zhì)的量濃度分別為a和b，則a和b的關(guān)系為()A . a bB. a、 a c(2) b a=c(3) c a b(4) ca=b(5) a=b=c， a=bc(6) c a=b12. 213. a+b= 13(因混和溶液呈中性，則原強(qiáng)酸溶液中H+數(shù)與原強(qiáng)堿溶液中 OH-數(shù)相等，由此1 x 10-a=10 x 10-14+b,對上述等式兩邊取對數(shù)，即lg(1 X0-a )= lg(10 x 10-14+b )14. (1) 100mL容量瓶(注：必須標(biāo)明規(guī)格)(2) ，b(3) 配制pH = I的HA溶液難以實現(xiàn)、不妥之處在于加入的鋅粒難以做到表面積相同。(4) 配制Na

43、A溶液，測其pH值 7即證明HA是弱電解質(zhì)三、計算題15. (1) mBa(OH)2=13.68gm(NaOH)=1.6g(2) m(NaHCO 3)=6.72g知識拓展PH的應(yīng)用pH的測定和控制在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、科學(xué)實驗和醫(yī)療等方面都很重要。在工業(yè)上，例如，氯堿工業(yè)生產(chǎn)中所用食鹽水的PH要控制在12左右，以除去其中的 Ca2+和Mg2+等雜質(zhì)。在無機(jī)鹽的生產(chǎn)中，為了分離所含的雜質(zhì)Fe3+,常把無機(jī)鹽溶液的 PH調(diào)到5左右，此時F7+形成Fe(0H)3沉淀而分離析出，其他陽離子 卻留在溶液中。在農(nóng)業(yè)上，土壤的pH關(guān)系到農(nóng)作物的生長，有的作物如芝麻、油菜、蘿卜等可以生長在較大的pH范圍內(nèi)，有的卻對土

44、壤的 PH反應(yīng)非常敏感，如茶樹適宜在PH約為4.05.5的土壤中生長。在醫(yī)療上，測定血液等的 PH可以幫助診斷疾病。例如，人體內(nèi)血液的PH 一般在7.357.45范圍內(nèi)，如果超過這個范圍便屬于病理現(xiàn)象。在科學(xué)實驗中，PH是影響某些反應(yīng)過程的重要因素，因此測定和控制溶液的PH，就如控制溫度和濃度等同樣重要。第三節(jié)鹽類的水解考綱要求1 理解鹽類水解的原理。2. 了解鹽溶液的酸堿性。3理解鹽類水解的實質(zhì)，并能解釋說明鹽類水解在生產(chǎn)生活中的應(yīng)用。4能比較溶液中微粒的濃度(或數(shù)目的大小)。教材導(dǎo)讀一、鹽類的水解1 定義：在溶液中 的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。2實質(zhì)：鹽類水解的本質(zhì)是在溶液中鹽的 破壞了水的電

45、離平衡，增大了水的電離程度，并且常使溶液呈酸性或堿性。3. 鹽類水解反應(yīng)和中和反應(yīng)的關(guān)系：鹽類水解反應(yīng)可以看成是酸堿中和反應(yīng)的 。一般情況下，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿的中和反應(yīng)是 ，所生成的鹽是 。發(fā)生中和反應(yīng)的一方是，其中和所生成的鹽就能水解。4 鹽類水解的條件為。5 .鹽類水解平衡：鹽類水解反應(yīng)多數(shù)為 ，其在溶液中存在水解平衡， 且遵循原理，多數(shù)水解程度很小。6 鹽類水解的類型有。7 鹽類水解的規(guī)律是。8影響鹽類水解的因素有 。9鹽類水解方程式的書寫：由于一般鹽類水解程度很小，水解產(chǎn)物也很少，通常不生成沉淀或氣體，書寫鹽類水解的離子方程式時一般 。10多元弱酸陰離子的水解是 ，。11 多元弱堿陽離子的水解實際12鹽類水解反應(yīng)是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，而中和反應(yīng)為放熱反應(yīng)，則鹽類水解反應(yīng)是反應(yīng)，所以熱的堿液去污效果比冷的的堿液去污效果 。二、鹽類水解的應(yīng)用1 用來判斷溶液的酸堿性，或解釋