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水溶液中的离子平衡
§1 知识要点
一、弱电解质的电离
1、定义：电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质
混和物
物质 纯净物 单质 强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
电解质 弱电解质：弱酸、弱碱和水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O…… 化合物 非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……
下列说法中正确的是（ BC ）
A、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质；
B、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子； C、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质； D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。 2、电解质与非电解质本质区别：
在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离） 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物
离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电 下列说法中错误的是（ B ）
A、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质； B、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电； C、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强；
D、相同条件下，pH相同的盐酸和醋酸的导电性相同。 3、强电解质与弱电质的本质区别：
在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）
注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电
离，故BaSO4为强电解质）
4、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc为例)：
（1）溶液导电性对比实验； （2）测0.01mol/LHAc溶液的pH>2；
（3）测NaAc溶液的pH值； （4）测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pH （8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率 最佳的方法是 和 ；最难以实现的是 ，说明理由 。（提示：实验室能否配制0.1mol/L的HAc？能否配制pH=1的HAc？为什么？ ） 5、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别： (1)溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA)＜pH(HB) (2)pH值相同时，溶液的浓度CHA＜CHB (3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHA＞pHHB 学习必备 欢迎下载 物质的量浓度相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是 ，pH最大的是 ；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为 。 pH相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，物质的量浓度最小的是 ，最大的是 ；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为 。 甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的浓度均为0.10mol/L时，甲酸中的c(H+)为乙酸中c(H+)的3倍，欲使两溶液中c(H+)相等，则需将甲酸稀释至原来的 3倍（填“<”、“>”或“=”）；试推测丙酸的酸性比乙酸强还是弱 。 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水离平衡：H2OH+ + OH- 水的离子积：KW = [H+]·[OH-] 25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH-] = 10-14 注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定 KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐） 2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱 3、影响水电离平衡的外界因素： ①酸、碱 ：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制） ②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的） ③易水解的盐：促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进） 试比较pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是 。 4、溶液的酸碱性和pH： （1）pH= -lg[H+] 注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ； ②pH＜7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）； ③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是 溶液）。 已知100℃时，水的KW=1×10-12，则该温度下 （1）NaCl的水溶液中[H+]= ，pH = ，溶液呈 性。 （2）0.005mol/L的稀硫酸的pH= ；0.01mol/L的NaOH溶液的pH= （2）pH的测定方法： 酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞 pH试纸 ——最简单的方法。 操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取 未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。 注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②只能读取整数值或范围 用湿润的pH试纸测某稀溶液的pH，所测结果 （填“偏大”、“偏小”、“不变”或“不能确定”），理由是 。 （3）常用酸碱指示剂及其变色范围： 指示剂 变色范围的PH 石蕊 甲基橙 酚酞 ＜5红色 ＜3.1红色 ＜8无色 5～8紫色 3.1～4.4橙色 8～10浅红 ＞8蓝色 ＞4.4黄色 ＞10红色 试根据上述三种指示剂的变色范围，回答下列问题：①强酸滴定强碱最好选用的指示剂为： 学习必备 欢迎下载 ，原因是 ；②强碱滴定强酸最好选用的指示剂为： ，原因是 ；③中和滴定不用石蕊作指示剂的原因是 。 三 、混合液的pH值计算方法公式 1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子数相加除以总体积，再求其它） [H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2） 2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH-离子数相加除以总体积，再求其它） [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算[H+]混) 3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它） 注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！ 将pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；将pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；20mLpH=5的盐酸中加入1滴（0.05mL）0.004mol/LBa(OH)2溶液后pH= 。 四、稀释过程溶液pH值的变化规律： 1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n （但始终不能大于或等于7） 2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＜pH原+n （但始终不能大于或等于7） 3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n （但始终不能小于或等于7） 4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n （但始终不能小于或等于7） 5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均为7 6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。 pH=3的HCl稀释100倍后溶液的pH变为 ；pH=3的HAc溶液稀释100倍后pH为 ，若使其pH变为5，应稀释的倍数应 （ 填不等号）100；pH=5的稀硫酸稀释1000倍后溶液中[H+] ：[SO42-]= ； pH=10的NaOH溶液稀释100倍后溶液的pH变为 ；pH=10的NaAc溶液稀释10倍后溶液的pH为 。 五、“酸、碱恰好完全反应”与“自由H+与OH-恰好中和”酸碱性判断方法 1、酸、碱恰好反应（现金+存款相等）： 恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。（无水解，呈中性） 2、自由H+与OH-恰好中和（现金相等），即“14规则：pH之和为14的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显中性。”： 生成盐和水，弱者大量剩余，弱者电离显性。（无弱者，呈中性） (1)100mLpH=3的H2SO4中加入10mL0.01mol/L氨水后溶液呈 性，原因是 ；pH=3的HCl与pH=11的氨水等体积混合后溶液呈 性，原因是 。 （2）室温时，0.01mol/L某一元弱酸只有1%发生了电离，则下列说法错误的是 B A、上述弱酸溶液的pH＝4 B、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＝7 C、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＞7 D、加入等体积pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH＜7 学习必备 欢迎下载 六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解） 1、盐类水解规律： ①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。 ②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3) ③弱酸酸性强弱比较： A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。如酸性：HF B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOH>CH3COOH） C、一些常见的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸；醋酸>碳酸；磷酸和H2SO3为中强酸；HClO4为最强含氧酸等。 （1）下列物质不水解的是 ；水解呈酸性的是 ；水解呈碱性的是 ①FeS ②NaI ③NaHSO4 ④KF ⑤NH4NO3 ⑥C17H35COONa （2）浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是（ 1 3 ） ①酸性：H2S>H2Se ②碱性：Na2S>NaHS ③碱性：HCOONa>CH3COONa ④水的电离程度：NaAc 下列说法错误的是：D A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在； B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈红色，加热红色变深； C、NH4Cl溶液呈酸性这一事实能说明氨水为弱碱； D、在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离。 3、影响盐类水解的外界因素： ①温度：温度越高水解程度越大 （水解吸热） ②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解） ③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解） Na2CO3溶液呈碱性原原因用方程式表示为 ；能减少Na2CO3溶液中CO32-浓度的措施可以是（ 1 4 5 ） ①加热 ②加少量NaHCO3固体 ③加少量(NH4)2CO3固体 ④加少量NH4Cl ⑤加水稀释 ⑥加少量NaOH 4、酸式盐溶液的酸碱性： ①只电离不水解：如HSO4- ②电离程度＞水解程度，显酸性 （如: HSO3- 、H2PO4-） ③水解程度＞电离程度，显碱性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-） 写出NaH2PO4溶液中所有的水解和电离方程式 ，并指示溶液中[H3PO4]、[HPO42-]与[H2PO4-]的大小关系 。 5、双水解反应： （1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应（即弱酸弱碱盐）。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。其促进过程以NH4Ac为例解释如下： 搜索更多关于： 高中化学第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结 的文档
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