化学电离平衡练习题.doc

三、水的电离及溶液的pH1、水的电离⑴电离平衡和电离程度 水是极弱的电解质，能微弱电离H2O+H2O H3O++OH-，通常简写为H2O H++OH-；ΔH>0 25℃时，纯水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L ⑵影响水的电离平衡的因素①温度：温度越高电离程度越大c(H+)和c(OH-)同时增大，KW增大，但c(H+)和c(OH-)始终保持相等，仍显中性纯水由25℃升到100℃，c(H+)和c(OH-)从1×10-7mol/L增大到1×10-6mol/L(pH变为6)②酸、碱向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但KW不变③加入易水解的盐由于盐的离子结合H+或OH-而促进水的电离，使水的电离程度增大温度不变时，KW不变练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下：H2O H++OH-变化条件平衡移动方向电离程度c(H+)与c(OH-)的相对大小溶液的酸碱性离子积KW加热向右增大c(H+)=c(OH-)中性增大降温向左减小c(H+)=c(OH-)中性减小加酸向左减小c(H+)>c(OH-)酸性不变加碱向左减小c(H+)c(OH-)酸性不变⑶水的离子积在一定温度时，c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。

KW=c(H+)·c(OH-)，25℃时，KW=1×10-14(无单位)①KW只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，KW增大25℃时KW=1×10-14，100℃时KW约为1×10-12②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，KW就不变⑷水电离的离子浓度计算例1：在25°C时，浓度为1×10-5mol/L的NaOH溶液中，由水电离产生的C(OH-)是多少？酸：C(OH—) 溶液= C(OH—)水碱：C(H+)溶液= C(H+)水盐：酸性 C(H+)溶液= C(H+)水 碱性 C(OH—) 溶液= C(OH—)水例2：(西安测试题)在25℃时，某溶液中，由水电离出的c(H+)=1×10-12mol/L，则该溶液的pH可能是（ ）A．12 B．7 C．6 D．2例3：常温某无色溶液中，由水的电离产生的C（H+）=1×10-12 mol/l，则下列肯定能共存的离子组是A、Cu2+ NO3- SO42- Fe3+ B、Cl- S2- Na+ K+C、SO32- NH4+ K+ Mg2+ D、Cl- Na+ NO3- SO42-2、溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H+)与c(OH-)的相对大小。

在常温下，中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L；酸性溶液：c(H+)>c(OH-), c(H+)>1×10-7mol/L；碱性溶液：c(H+)1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH<7，酸性越强，pH越小③碱性溶液：c(H+)<1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH>7，碱性越强，pH越大⑶pH的适用范围c(H+)的大小范围为：1.0×10-14mol·L-1

⑷溶液pH的测定方法①酸碱指示剂法：只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH指示剂甲基橙石蕊酚酞变色范围pH3.1～4.45.0～8.08.2～10.0溶液颜色红→橙→黄红→紫→蓝无色→浅红→红②pH试纸法：粗略测定溶液的pHpH试纸的使用方法：取一小块pH试纸放在玻璃片(或表面皿)上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部，随即(30s内)与标准比色卡比色对照，确定溶液的pH测定溶液pH时，pH试剂不能用蒸馏水润湿(否则相当于将溶液稀释，使非中性溶液的pH测定产生误差)；不能将pH试纸伸入待测试液中，以免污染试剂标准比色卡的颜色按pH从小到大依次是：红 (酸性)，蓝 (碱性)③pH计法：精确测定溶液pH4、有关pH的计算基本原则： 一看常温，二看强弱（无强无弱，无法判断），三看浓度（pH or c） 酸性先算c(H+)，碱性先算c(OH—)⑴单一溶液的pH计算 ①由强酸强碱浓度求pH ②已知pH求强酸强碱浓度 ⑵加水稀释计算 ①强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n ②弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH

④弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH>b-n ⑤酸、碱溶液无限稀释时，pH只能约等于或接近于7，酸的pH不能大于7，碱的pH不能小于7⑥对于浓度（或pH）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH变化幅度大例6：PH=2的两种一元酸HX，HY各1ml,分别加水稀释至100ml，其PH值分别变为a,b,且a>b,则下列说法不正确的是A．酸的相对强弱是：HX>HYB．相同温度，相同浓度的NaX，NaY溶液，其PH值前者大C．与足量锌粉反应产生氢气的体积在相同条件下HY比HX多D．若a=4，则为HX强酸，HY为弱酸⑶酸碱混合计算 ①两种强酸混合 c(H+)混= ②两种强碱混合c(OH-)混= ③酸碱混合，一者过量时 c(OH-)混或c(H+)混= 若酸过量，则求出c(H+)，再得出pH；若碱适量，则先求c(OH-)，再由KW得出c(H+)，进而求得pH，或由c(OH-)得出pOH再得pH例7：把pH=13的NaOH溶液与pH=2的硫酸溶液混合后，所得溶液的pH=11，则NaOH溶液和硫酸溶液的体积之比为？例8：25℃时，将某强酸和某强碱溶液按1∶10的体积比混合后溶液恰好中性，则混合前此强酸与强碱溶液的pH之和是 A.12 B.13 C.14 D.15四、盐的水解1、盐的分类⑴按组成分：正盐、酸式盐和碱式盐。

⑵按生成盐的酸和碱的强弱分：强酸强碱盐(如Na2SO4、NaCl)、弱酸弱碱盐(如NH4HCO3)、强酸弱碱盐(如NH4Cl)、强碱弱酸盐(如CH3COONa)⑶按溶解性分：易溶性盐(如Na2CO3)、微溶性盐(如CaSO4)和难溶性盐(如BaSO4)2、盐类水解的定义和实质⑴定义盐电离出的一种或多种离子跟水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解⑵实质盐电离出的离子(弱碱阳离子或弱酸根阴离子)跟水电离出的OH-或H+结合生成弱电解质(弱碱或弱酸)并建立电离平衡，从而促进水的电离⑶盐类水解的特点①可逆的，其逆反应是中和反应； ②微弱的； ③动态的，水解达到平衡时v(水解)=v(中和)≠0；④吸热的，因中和反应是放热反应，故其逆反应是吸热反应3、盐类水解的规律⑴有弱才水解：含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐才发生水解⑵无弱不水解：不含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐即强酸强碱盐不水解⑶谁弱谁水解：发生水解的是弱酸根阴离子和弱碱阳离子⑷谁强显谁性：弱酸弱碱盐看水解生成的酸和碱的强弱⑸越弱越水解：弱酸根阴离子所对应的酸越弱，则越容易水解，水解程度越大若酸性HA>HB>HC，则相同浓度的NaA、NaB、NaC溶液的碱性逐渐增强，pH逐渐增大。

CO32-和HCO3-所对应的弱酸分别是HCO3- 和H2CO3，HCO3-比H2CO3的电离程度小得多，相同浓度时Na2CO3溶液的pH比NaHCO3的大⑹都弱双水解：当溶液中同时存在弱酸根阴离子和弱碱阳离子时，离子水解所生成的OH-和H+相互结合生成水而使其水解相互促进，称为“双水解” ①NH4+与S2-、HCO3-、CO32-、CH3COO-等虽然相互促进，水解程度仍然很小，离子间能大量共存②彻底双水解离子间不能大量共存Al3+与S2—、HS—、AlO2—、CO32—、HCO3—Fe3+与AlO2—、CO32—、HCO3—NH4+与AlO2—、SiO32—如：2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑(泡沫灭火器原理)③特殊情况下的反应FeCl3和Na2S溶液发生氧化还原反应(生成Fe2+、S)Na2S和CuSO4溶液发生复分解反应(Na2S+CuSO4=CuS↓+Na2SO4) 生成更难溶物FeCl3和KSCN溶液发生络合反应[FeCl3+3KSCN=Fe(SCN)3+3KCl]4、影响盐类水解的因素主要因素：是盐本身的性质(对应的酸碱越弱，水解程度就越大)。

外界条件：（1）温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大2）浓度：稀释盐溶液，可以促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大3）外加酸碱盐：外加酸碱能促进或抑制盐的水解下面分析不同条件对FeCl3水解平衡的影响情况：Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+(正反应为吸热反应)条件移动方向H+数pHFe3+水解程度现象升高温度向右增加降低增大颜色变深(黄→红褐)加H2O向右增加升高增大颜色变浅通HCl向左增加降低减小颜色变浅加NaOH溶液向右减小升高增大产生红褐色沉淀加CaCO3固体向右减少升高增大产生红褐色沉淀、无色气体加NaHCO3溶液向右减少升高增大产生红褐色沉淀、无色气体5、盐类水解离子方程式的书写⑴一般水解程度很小，用可逆符号，不标“↓”或“↑”，不写分解产物形式(如H2CO3等)NH4++H2O NH3·H2O+H+HCO3-+H2O H2CO3+OH-NH4++CH3COO-+H2O NH3·H2O+CH3COOH⑵多元弱酸根分步水解，弱碱阳离子一步到位⑶能进行完全的双水解反应写总的离子方程式，用“=”且标注“↓”和“↑”2Al3++3CO3-+3H2O=2。