水溶液中的電離平衡知識點講解及例題解析

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的離子的化合物。對于電解質(zhì)來說，只須滿足一個條件即可，而對非電解質(zhì)則必須同時滿足兩個條件。例如：H2SO4、NaHCO3、NH4C1、Na2。、Na2O2、AI2O3強電解質(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)的強弱與化學鍵有關(guān)，但不由化學鍵類型決定。強電解質(zhì)含有離子鍵或強極性鍵，但含有強極性

2、鍵的不一定都是強電解質(zhì)，如H2O、HF等都是弱電解質(zhì)。電解質(zhì)的強弱與溶解度無關(guān)。如BaSO4、CaCO3等電解質(zhì)的強弱與溶液的導電能力沒有必然聯(lián)系。2、判斷（1）物質(zhì)類別判斷：強電解質(zhì)：強酸、強堿、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：熔融導電：強電解質(zhì)（離子化合物）均不導電：非電解質(zhì)（必須是化合物）（3）實驗判斷：測一定濃度溶液pH測對應鹽溶液pH一定pH溶液稀釋測pH變化同等條件下測導電性3、電解質(zhì)溶液的導電性和導電能力.溶液濃度r離子濃度導電性強弱JL電離程度離子所

3、帶電荷電解質(zhì)不一定導電（如NaCl晶體、無水醋酸）,導電物質(zhì)不一定是電解質(zhì)（如石墨），非電解質(zhì)不導電，但不導電的物質(zhì)不一定是非電解質(zhì)。強電解質(zhì)溶液導電性不一定比弱電解質(zhì)強。飽和強電解質(zhì)溶液導電性不一定比弱電解質(zhì)強。例1:（上海高考題）下列物質(zhì)的水溶液能導電，但屬于非電解質(zhì)的是（）。A.CH3COOHB.Cl2C.NH4HCO3D.SO2例2：（1）有下列物質(zhì)：硫酸固體KCl氨食鹽水CO2C12CaCO3Na2O銅絲氯化氫氣體11氨水12濃硫酸13鹽酸14碘化氫15硫酸鋼。其中屬于電解質(zhì)的是屬于非電解質(zhì)的是;屬于強電解質(zhì)的是;屬于弱電解質(zhì)的例3:（全國高考題）甲酸的下列性質(zhì)中，可以證明它是弱電解

4、質(zhì)的是（）。A.1mol/L甲酸溶液的c(H+)=10-2mol/LB.甲酸以任意比與水互溶C.10mL1mol/L甲酸恰好與10mL1mol/LNaOH溶液完全反應D.在相同條件下，甲酸溶液的導電性比一元強酸溶液的弱二、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，達到平衡時，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

5、的速率相等。動：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，是動態(tài)平衡。定：弱電解質(zhì)在溶液中達到電離平衡時，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，平衡被破壞，電離平衡發(fā)生移動。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CH3COOH；FCH3COO-+H+加水稀釋，平衡向右移動，電離程度變大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)變小加入少量冰醋酸，平衡向右移動，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)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加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時，使電離平衡向逆反應方向

6、移動?；瘜W反應加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應的物質(zhì)時，可使平衡向電離方向移動。以電離平衡CH3COOHCH3COO-+H+為例，各種因素對平衡的影響可歸納為下表:平衡移動力向c(H+)n(H+)c(Ac-)c(OH-)c(H+)/c(HAc)導電能力電離程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減小升高溫度向右增大增多增多增多增多增強增大力口NaOH(s)向右減小減少增多增多增多增強增大加H2SO4(濃)向左增大增多減少減少增多增強減小加醋酸錢向左減小減少增多增多減小增強減小加金屬Mg向右減小減少增多增多增多增強增大加CaCO3(s)向右減小減少增多增多

7、增多增強增大例1:(南昌測試題)在CH3COOH;二CH3COO-+H+的電離平衡中，要使電離平衡右移，且氫離子濃度增大，應采取的措施是()。A.加NaOH(s)B.加濃鹽酸C.加水D.加熱C. c(OH-)D. n(OH-)例2:(全國高考題)用水稀釋0.1mol/L氨水時，溶液中隨著水量的增加而減小的是()。A.c(OH-)/c(NH3H2O)B.c(NH3H2O)/c(OH-)3、電離方程式的書寫強電解質(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+HCO3-,HCO3-；=iH+CO32-,以第一步電離為主。弱酸的酸式鹽完全電離成陽離子和酸根陰離子，但酸根是部分電離

8、。NaHCO3=Na+HCO3-,HCO3-H+CO32-強酸的酸式鹽如NaHSO4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：NaHSO4=Na+HSO4溶于水時：NaHSO4=Na+H+SO42例3:在一定溫度下，無水醋酸加水稀釋白過程中，溶液的導電能力I隨加入水的體積V變化0的曲線如圖所示。請回答:(1) “O：煎導電能力為0的理由是。(2) a、b、c三點處，溶液的c(H+)由小到大的順序為。(3) a、b、c三點處，電離程度最大的是。(4)若要使c點溶液中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

9、水是極弱的電解質(zhì)，能微弱電離H2O+H2OH3O+OH-,通常簡寫為H2OH+OH-；AH>025c時，純水中c(H+尸c(OH-)=1M0-7mol/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1M0-7mol/L增大到1M0-6mol/L(pH變?yōu)?)。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的離子結(jié)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

10、平衡的因素可歸納如下:H2OH+OH-變化條針、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(jié)合H+的物質(zhì)向右增大c(H+)<c(OH-)堿性不變加能結(jié)合OH-的物質(zhì)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+)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-),25c時，Kw=1X10-

11、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=1X10-14,100c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(chǎn)生的C(OH-)是多少？酸：C(OH)商=C(OH)水堿：C(H+)溶?»=C(H+)水鹽：酸性C(H+)溶液二C(H+)水堿性C(OH)溶?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+)=1

12、¥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(chǎn)生的C(H+)=1X10-12moi/i,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、Cl-Na+NO3-SO42-例4:在25C時，pH=5的HCl和NH4Cl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c(OH-)的相對大小。在常溫下，中性溶液：酸性溶液:堿性溶液:思考：c(H+)>1 ¥0-7mol/L3、溶液的pHc(H+)

13、=c(OH-)=1¥0-7mol/L;c(H+)>c(OH-),c(H+)>1¥0-7mol/L;c(H+)<c(OH-),c(H+)<1¥0-7-mol/L。(pH<7)的溶液是否一定成酸性？表布方法pH=-lgc(H+)c(H+)=10-pHpOH=-lgc(OH-)c(OH-)=10-p0H常溫下，pH+pOH=-lgc(H+)-lgc(OH-)=-lgc(H+)c(0H-)=14。溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(常溫時)中性溶液：c(H+尸c(0H-)=1M0-7molL-1,pH=7。酸性溶液：c(H+)>l>10-7

14、molL-1>c(OH-),pH<7,酸性越強，pH越小。堿性溶液：c(H+)<l¥0-7molL-1>c(OH-),pH>7,堿性越強，pH越大。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？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c(H+)的大小范圍為：1.010-14molL-1<c(H+)<1molL-1。即pH范圍通常是014。當c(H+)>1mol-1或c(OH-)>1mol-1時，用物質(zhì)的量濃度直接表示更方便。溶液pH的測定方法酸堿

15、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pH3.14.45.08.08.210.0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(nèi))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(chǎn)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(guān)pH的計算基本原

16、則：一看常溫，二看強弱(無強無弱，無法判斷)，三看濃度(pHorc)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求強酸強堿濃度例5:同濃度同體積的HCl、H2SO4、HAc中c(H+)、中和NaOH量及與Zn反應快慢和H2產(chǎn)量比較？同pH同體積的HCl、H2SO4、HAc中c(H+)、中和NaOH量及與Zn反應快慢和H2產(chǎn)量比較？加水稀釋計算強酸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,10n 倍，貝U pH=a+n。10n 倍，貝U pH<a+n。10n 倍,則 pH=b-

17、n。10n 倍,則 pH>b-n。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變化幅度太。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(chǎn)生氫氣的體積在相同條件下HY比HX多。D.若a=4,則為HX強酸，HY為弱酸。酸堿混合計算兩種強酸混合+c（H）Mc（H/c（H）混=彳飛兩種強堿混合-、c(OH)iVic(

18、OHjc(OH)混="-LV-V-酸堿混合,V1V2c(OH )堿 V 堿 |V堿-者過量時|c(H)酸V酸c(OH-)混或c(H)混=V若酸過量，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8:25c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

19、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NH4HCO強酸弱堿鹽（如NH4Cl）、強堿弱酸鹽（如CH3COONa）。按溶解性分：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(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，叫做鹽類的水解。實質(zhì)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(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）

20、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-所對應的弱酸分別是HCO3-和H2CO3,HCO3-比H2CO3的電離程度小得多,相同濃度時Na2CO3溶液的

21、pH比NaHCO3的大。OH-和都弱雙水解：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H+相互結(jié)合生成水而使其水解相互促進，稱為“雙水解”NH4+與S2-、HCO3-、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。Al3+與S2、HS、AIO2、CO32、HCO3Fe3+與AIO2、CO32、HCO3NH4+與AIO2、SiO32如：2Al3+3S2-+6H2O=2Al(OH)3J+3HSTAl3+3HCO3-=Al(OH)3J+3COT袍沫滅火器原理)特殊情況下的反應FeCl3和Na2s溶液發(fā)生氧化還原反應(生成

22、Fe2+、S)Na2s和CuSO4溶液發(fā)生復分解反應(Na2S+CuSO4=CuSj+NaSO4)生成更難溶物FeCl3和KSCN溶液發(fā)生絡合反應FeCl3+3KSCN=Fe(SCN)3+3KCl是鹽本身的性質(zhì)(對應的酸堿越弱，水解程度就越大)°主要因素：外界條件：(1)溫度:(2)濃度:4、影響鹽類水解的因素鹽的水解是吸熱反應，因此升高溫度，水解程度增大。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。卜面分析不同條件對FeCl3水解平衡的影響情況：Fe3+3H2O十/Fe(OH)3+3H+(正反應為吸熱反應)條件移動方向H+數(shù)

23、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力口NaOH溶液向右減小升高增大產(chǎn)生紅褐色沉淀力口CaCO3固體向右減少升高增大產(chǎn)生紅褐色沉淀、無色氣體加NaHCO3溶液向右減少升高增大產(chǎn)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(chǎn)物形式(如H2CO3等)。NH4+H20NH3H2O+H+HCO3-+H2OH2CO3+OH-NH4+CH3COO-+H2ONH3H2O+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，

24、用“=且標注和“T?！?Al3+3CO3-+3H2O=2Al(OH)3J+3COT注意區(qū)別酸式鹽的陰離子的電離和水解HS-+H2OH3O+S2-即HS-HS-+H2O6H2S+OH-6、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(HCO3-)+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，0.1mol/LCH3COONa和0.1mol/LCH3CO

25、OH混合溶液，c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.2mol/LNa2s溶液中，c(S2-)+c(HS-)+c(H2s尸1/2c(Na+);在NaHS溶液中，c(HS-)+c(S2-)+c(H2s尸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卡與OH量相等。如：0.1molL1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(guān)系正確的是()。A.c(NH4+)=c(SO42)B.c(NH4+)>c(SO42-)A.c(NH4+)<c(SO42-)

26、D.c(OH-)+c(SO42-)=c(H+)+c(NH4+)單一溶質(zhì)溶液酸或堿0.1mol/LH2s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+決定于酸堿性練：0.1mol/L的NaCO中微粒濃度大小關(guān)系？0.1mol/L的(NH4)2SQ中微粒濃度大小關(guān)系？弱酸酸式鹽溶液例題0.1mol/L的NaHSO3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0.1mol/L的NaHCO3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)生的離子例2:已知某溫度下

27、0.1molL1的NaHB(強電解質(zhì))溶液中c(H+)>c(OH),則下列有關(guān)說法或關(guān)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+)=0.1moll_-1>c(B);溶液的pH=1;c(Na+)=c(HB)+2c(B2)+c(OH卜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、H2Y的溶液中，陰離子的種類不同B、NaHY的溶液中，離子濃度大小順序為：c(Na+)>c(Y)>c(HY)>c(OH)>c(H+)C、HY一的水解離子方程式為：HY+H2OY+H3O+第7頁共

28、14頁D、相同物質(zhì)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(zhì)?！皟蓚€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CH3COOH與CH3COONa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-)=0.2molL-1C、c(CH3COOH)>c(CH3COO-)D、c(CH3COO-

29、)+c(OH-)=0.1molL-1例5：CH3COOH與CH3COONa等物質(zhì)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+)&

30、gt;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(Ac-)B、c(Na+)=c(Ac-)C、c(Na+)<c(Ac-)D、c(OH-)>c(H+)例7:將0.2molL-1CH3COOK與0.1molL-1鹽酸等體積混合后，溶液的pH<7,則溶液中下列微粒的物質(zhì)的量濃度的關(guān)系正確的是()A、c(CH3COO-)=c(Cl-)=c(H+)>c(CH3COOH)B、c(CH3COO-)=c(Cl

31、-)>c(CH3COOH)>c(H+)C、c(CH3COO-)>c(Cl-)>c(H+)>c(CH3COOH)D、c(CH3COO-)>c(Cl-)>c(CH3COOH)>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(NH4+)>c(OH-)>c(H+)B、c(NH4+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)C、c(Cl-)=c(NH4+)>c(H+)=c(OH-)D、c(NH4+)>c(Cl-)>c(H+)&g

32、t;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(NH4)2CO3(NH4)2SO4NH4HCO3NH4HSO4NH4ClNH3H2OCH3COONH4；按c(NH4+)由小到大的排列順序正確的是()A.B.C.D.1B2A3D4AB5C6AB7D8B9B7、鹽類水解的應用溶液酸堿性的判斷等濃度不同類型物質(zhì)溶液pH：多元強堿一元強堿弱堿強堿弱酸鹽>水>強酸弱堿鹽弱酸一元強酸多元強酸對應酸(堿)越弱，水解程度越大，堿(酸)性越強。常見酸的強弱：H2SO3>H3PO4>HF>HAc>H2CO3>H2s>HClO>HCN&

33、gt;HCO3>HS弱酸酸式鹽溶液當電離程度大于水解程度時，溶液成酸性，如HSO3>H2PO4一(一般只此兩種)當水解程度大于電離程度時，溶液成堿性，如HCO3>HPO32>HS一等同pH溶液濃度比較相同條件下，測得：NaHCO3CH3COONaNaClONa2CO3四種鹽溶液pH相同，那么它們的物質(zhì)的量濃度由大到小順序為。鹽溶液蒸干所得到的固體將揮發(fā)性酸對應的鹽(AlCl3、FeBr3、Fe(NO3)3等)的溶液加熱蒸干，得不到鹽本身。AlCl3溶液中，AlCl3+3H2Ot=Al(OH)3+3HC12Al(OH)3=AI2O3+3H2O如果水解生成的酸難揮發(fā)，則可以

34、得到原固體，如Al2(SO4)3、Fe2(SO4)3等。強堿弱酸鹽的溶液蒸干可以得到原固體，如K2CO3、Na2CO3等不穩(wěn)定的鹽的溶液：發(fā)生分解，如Ba(HCO3)2溶液蒸干得到BaCO3。具有強還原性鹽的溶液：發(fā)生氧化反應，如2Na2SO3+O2=2Na2SO4。由易水解變質(zhì)的鹽的結(jié)晶水合物得到無水物，應在抑制其水解的氛圍中加熱脫水。MgCl26H2O加熱：MgCl26H2O=Mg(OH)Cl+HClT+5H2OMgCl26H2OMgO+2HClf+5H2O)在干燥的HCl氣流中加熱便能得到無水MgCl2。配制鹽溶液，需考慮抑制鹽的水解。如配制FeCl3、SnCl2等溶液，可滴入幾滴鹽酸或

35、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、NaHCO3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?，有時要考慮鹽類水解。錢態(tài)氮肥與草木灰不能混合使用過磷酸鈣不能與草木灰混合使用Mg、Zn等較活潑金屬溶于強酸弱堿鹽(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中，產(chǎn)生H2。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要考慮鹽的水解。Al3+CO32->HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等，F(xiàn)e3+與CO32-、HCO3-、AlO2-等。無法在溶液中制

36、取Al2S3,只能由單質(zhì)直接反應制取。分析溶液中粒子的種數(shù)要考慮鹽的水解。(10)工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、日常生活中，常利用鹽的水解知識。泡沫滅火器產(chǎn)生泡沫是利用了Al2(SO4)3和NaHCO3相混合發(fā)生雙水解反應：Al3+3HCO3=Al(OH)3J+3CO1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,基本上不會生成MgCO3,是因為MgCO3微溶于水，受熱時水解生成更難溶的Mg(OH)2。用鹽(鐵鹽、鋁鹽等)作凈水劑時需考慮鹽類的水解。(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.1.0X107molL1B.1.

37、0X106molL1C.1.0X102molL1D.1.0X1012mol-L1【分析】本題以水的離子積為知識依托，考查學生對不同條件下水電離程度的認識，同時考查了思維的嚴密性。錯解分析：pH=12的溶液，可能是堿溶液，也可能是鹽溶液。忽略了強堿弱酸鹽的水解，就會漏選D。解題思路：先分析pH=12的溶液中c(H*)、c(OH-)的大小。由c(H+)=10-pH得：c(H)=1.0X1012mol-L1c(OH)=1.0x102molL1再考慮溶液中的溶質(zhì)：可能是堿，也可能是強堿弱酸鹽。最后進行討論：(1)若溶質(zhì)為堿，則溶液中的H+都是水電離生成的：c水(OH尸c7k(H+)=1.0x1012m

38、ol-L-1(2)若溶質(zhì)為強堿弱酸鹽，則溶液中的OH都是水電離生成的：c7k(OH)=1.0X102mol-L-1?！敬鸢浮緾D【例3】室溫下，把1mL0.1mol/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.1X10-4mol/LB.1X10-8mol/LC.1x10-11mol/LD.1x10-10mol/L【分析】溫度不變時，水溶液中氫離子的濃度和氫氧根離子的濃度乘積是一個常數(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)生的氫離子總是遠大于由水電離產(chǎn)生的(常常忽略水電離的部分)，而水

39、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的求算通常采用求算氫氧根離子。稀釋后c(H+)=(1X10-3LX0.1mol/L)/2L=1x10-4mol/Lc(OH-)=1x10-14/1x10-4=1x10-10mol/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)定量計算，稀釋后c(H+)=2X10-8molL-1,c(SO42-)=10-8molL-1,有同學受到思維定勢，很快得到答案為B。其實，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1X1

40、0-7molL-1。所以，此題稀釋后氫離子濃度只能近似為1X10-7molL-1?！敬鸢浮緾【例6】將體積均為10mL、pH均為3的鹽酸和醋酸，加入水稀釋至amL和bmL,測得稀釋后溶液的pH均為5，則稀釋后溶液的體積()A.a=b=100mLB.a=b=1000mLC.avbD.a>b【分析】鹽酸是強電解質(zhì)，完全電離。在加水稀釋過程中鹽酸電離出的H+離子的物質(zhì)的量不會增加。溶液中c(H+)與溶液體積成反比，故加水稀釋時，c(H+)會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

41、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，則醋酸應該繼續(xù)稀釋，則有b>a。【答案】C【例7199mL0.1mol/L的鹽酸和101mL0.05mol/L氫氧化鋼溶液混合后，溶液的c(H+)為()(不考慮混合時的體積變化)。A.0.5X(10-8+10-10)mol/LB.(10-8+10-10)mol/LC.(1X10-14-5M0-5)mol/LD.1M0-11mol/L【分析】把101mL的Ba(OH)2分差成99mL和2m

42、L,其中99mLBa(OH)2溶液和99mL鹽酸溶液恰好完全反應，這樣就相當于將2mL0.05mol/L的Ba(OH)2加水稀釋至200mL,先求溶液中的OH-,然后再化成H+,故應選D。答案D例8將pH=8的NaOH溶液與pH=10的NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH值最接近于()。A.8.3B.8.C.9D.9.7解析同種溶質(zhì)的酸或堿溶液混合后溶液的pH值約為大的pH減去0.3(兩溶液的pH值必須相差2以上)。答案D【例9】室溫下xLpH=a的鹽酸溶液和yLpH=b的電離度為a的氨水恰好完全中和，則x/y的值為()A.1B.10-14-a-b/aC.10a+b-14/aD.10a-b/a

43、【分析】c(HCl)=c(H+)=10-amolL-1,鹽酸的物質(zhì)的量=10-aXxmolL-1,c(NH3-H2O)a=c(OH-)=10b-14molL-1,NH3-H2O物質(zhì)的量為10b-14+aXymol-L-1。根據(jù)題意：10-a-x=10b-14+aXy,得x/y=10a+b-14/a?！敬鸢浮緾【例10】若在室溫下pH=a的氨水與pH=b的鹽酸等體積混合，恰好完全反應，則該氨水的電離度可表示為()A.10a+*2%b.10a+b-14%C.1012-a-b%D.1014-a-b%【分析】設(shè)氨水和鹽酸各取1L。氨水電離出的c(OH-)=10-14+10-amol-L-1=10a-1

44、4mol-L-1即氨水電離出的OH-的物質(zhì)的量為10a-14mol,而NH3-H2O的物質(zhì)的量=鹽酸的物質(zhì)的量=10-bmolL-1x1L=10-bmol;所以氨水的電離度為10a+b-12%?！敬鸢浮緼【例11】用0.01mol/LH2SO4滴定0.01mol/LNaOH溶液，中和后加水至100mL。若滴定時終點判斷有誤差：多加了1滴H2SO4；少加了1滴H2SO4(設(shè)1滴為0.05mL)。則和c(H+)之比為()A.10B.50C.5X103D.104【分析】多加1滴H2SO4,則酸過量，相當于將這1滴硫酸由0.05mL稀釋至100mL。少加1滴H2SO4,相當NaOH溶液過量2滴，即將這

45、部分NaOH溶液稀釋至100mL?，F(xiàn)計算如下：0.050.012多加1滴硫酸時，c(H+)=100=10-5(mol/L),0.050.012少加1滴硫酸時，c(OH-)100=10-5(mol/L),第 11 頁 共 14 頁KWC(H+尸 c(OC101410 5 =10-9(mol/L),故二者比值為104?！敬鸢浮緿【例12】有、三瓶體積相等，濃度都是1molL-1的鹽酸溶液，將加熱蒸發(fā)至體積一半；向中加入少量的CH3COONa固體（加入后仍顯酸性）；不作任何改變，以酚酗：作指示劑，用NaOH溶液滴定上述三種溶液，所耗NaOH溶液的體積為（）A.二B.喈>C.=D.二二【分析】本

46、題著重考查酸堿中和、溶液的酸堿性判斷及抽象思維能力。對加熱蒸發(fā)，由于HCl的揮發(fā)性比水大，故蒸發(fā)后溶質(zhì)可以認為沒有，消耗的NaOH溶液的體積最少。在中加入CH3COONa固體，發(fā)生反應：HCl+CH3COONa=CH3COOH+NaCl,當以酚配作指示劑時，HCl、CH3COOH被NaOH中和：HCl+NaOH=NaCl+H2O,CH3COOH+NaOH=CH3COONa+H2O,此過程中被中和的H+物質(zhì)的量與相同。若改用甲基橙作指示劑，因為甲基橙的變色范圍（pH）為3.14.4,此時，部分CH3COOH不能被NaOH完全中和，三種溶液所消耗的NaOH溶液體積為>>?！敬鸢浮緾【例13】以標準的鹽酸溶液滴定未知的氫氧化鈉為例，判斷以下操作所引起的誤差（填“