电离平衡及其盐类水解

电离平衡及其盐类水解

【高考预测】

1.外界条件对弱电解质和水电离平衡的影响及强、弱电解质的比较仍将是命题的重点。

2.溶液pH的计算与生物酸碱平衡相结合或运用数学工具(图表)进行推理等试题在高考中出现的可能性较大。

3.溶液中离子(或溶质粒子)浓度大小比较仍是今后高考的热点。

【高考资源网：知识导学】

一、强、弱电解质的判断方法

1．电离方面：不能全部电离，存在电离平衡，如

(1)0.1 mol·L1CH3COOH溶液pH约为3； －

(2)0.1 mol CH3COOH溶液的导电能力比相同条件下盐酸的弱；

(3)相同条件下，把锌粒投入等浓度的盐酸和醋酸中，前者反应速率比后者快；

(4)醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加CH3COONH4，颜色变浅；

(5)pH=1的CH3COOH与pH=13的NaOH等体积混合溶液呈酸性等。

2．水解方面

根据电解质越弱，对应离子水解能力越强

(1)CH3COONa水溶液的pH>7；

(2)0.1 mol·L1 CH3COONa溶液pH比0.1 mol·L1 NaCl溶液大。 －－

3．稀释方面

如图：a、b分别为pH相等的NaOH溶液和氨水稀释曲线。c、d分别为pH相等的盐酸和醋酸稀释曲线。

请体会图中的两层含义：

(1)加水稀释相同倍数后的pH大小：氨水>NaOH溶液，盐酸>醋酸。若稀释10n倍，盐酸、NaOH溶液pH变化n个单位，而氨水与醋酸溶液pH变化不到，n个单位。

(2)稀释后的pH仍然相等，则加水量的大小：氨水NaOH溶液，醋酸>盐酸。

电离平衡及其盐类水解

4．利用较强酸(碱)制备较弱酸(碱)判断电解质强弱。如将醋酸加入碳酸钠溶液中，有气泡产生。说明酸性：CH3COOH>H2CO3。

5．利用元素周期律进行判断，如非金属性Cl>S>P>Si，则酸性HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3(最高价氧化物对应水化物)；金属性：Na>Mg>Al，则碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。

【特别提醒】证明某电解质是弱电解质时，只要说明该物质是不完全电离的，即存在电离平衡，既有离子，又有分子，就可说明为弱电解质。

二、水的电离

1. 水的电离及离子积常数

⑴水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离：

H2O2+H2O2

H3O++HO2 简写为 H2

O － H++OH （正反应为吸热反应）其电离－

[H ][OH-]平衡常数：Ka = [H2O]

⑵水的离子积常数：Kw=[H+][OH-]

250C 时Kw =1.0×10-14 mol2·L-2 ，水的离子积与温度有关，温度升高Kw增大。如1000C 时Kw =1.0×10-12 mol2·L-2 .

⑶无论是纯水还是酸、碱,盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。

2. 影响水的电离平衡的因素

⑴酸和碱:酸或碱的加入都会电离出 H+或OH-,均使水的电离逆向移动,从而抑制水的电离。

⑵温度：由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离， [H+]与[OH-]同时同等程度的增加，pH变小，但[ H+]与[OH-]始终相等，故仍呈中性。

⑶能水解的盐：不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大。 ⑷其它因素：如向水中加入活泼金属，由于活泼金属与水电离出来的 H+直接作用，使[ H+]减少，因而促进了水的电离平衡正向移动。

3.溶液的酸碱性和pH的关系

⑴ pH的计算： pH=-lg[H+]

⑵酸碱性和pH的关系：

在室温下，中性溶液：[H+]=[OH]=1.0×10-7 mol· L-1, pH =7 －

酸性溶液： [H+]＞[OH] , [H+]＞1.0×10-7 mol·L-1, pH ＜7 －

电离平衡及其盐类水解

碱性溶液： [H+]＜[OH] , [H+]＜1.0×10-7 mol·L-1, pH ＞7 －

⑶pH的测定方法：

①酸碱指示剂:粗略地测溶液pH范围

②pH试纸:精略地测定溶液酸碱性强弱

③pH计: 精确地测定溶液酸碱性强弱

4．酸混合、碱混合、酸碱混合的溶液pH计算：

①酸混合：直接算 [ H+]，再求pH 。

②碱混合：先算[ OH-]后转化为[ H+]，再求pH 。

③酸碱混合：要先看谁过量，若酸过量，求 [H+]，再求pH；若碱过量，先求[ OH-]，再转化为[ H+]，最后求pH 。

[H]混 = +[H ]酸V酸－[OH-]碱V碱

V酸 V碱

[OH]混 = －[OH-]碱V碱 [H ]酸V酸

V酸 V碱

三、盐类水解

盐类水解的规律

有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性；同强显中性。

由此可见，盐类水解的前提条件是有弱碱的阳离子或弱酸的酸根离子，其水溶液的酸碱性由盐的类型决定，利用盐溶液的酸碱性可判断酸或碱的强弱。

(1)

(2)组成盐的弱碱阳离子(M)能水解显酸性，组成盐的弱酸阴离子(A)能水解显碱性。

M＋＋H2＋H＋ 显酸性

A－＋H2＋OH－ 显碱性 ＋－(3)盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。

盐类水解离子方程式的书写

电离平衡及其盐类水解

1．注意事项

(1)一般要写可逆，只有彻底水解才用“===”。

(2)难溶化合物不写沉淀符号“↓”。

(3)气体物质不写气体符号“↑”。

2．书写方法

(1)弱酸强碱盐

①一元弱酸强碱盐水解

弱酸根阴离子参与水解，生成弱酸。

例如：CH3COONa＋H23COOH＋NaOH

离子方程式：

CH3COO－＋H23COOH＋OH－

②多元弱酸根阴离子分步水解

由于多元弱酸的电离是分多步进行的，所以多元弱酸的酸根离子的水解也是分多步进行的，阴离子带几个电荷就要水解几步。第一步水解最易，第二步较难，第三步水解更难。

例如：Na2CO3＋H23＋NaOH

NaHCO3＋H2O2CO3＋NaOH

离子方程式：

－－－CO23＋H23＋OH

－HCO－3＋H22CO3＋OH

③多元弱酸的酸式强碱盐水解

例如：NaHCO3＋H22CO3＋NaOH

离子方程式：

－HCO－3＋H22CO3＋OH

(2)强酸弱碱盐

①一元弱碱

弱碱阳离子参与水解，生成弱碱。

②多元弱碱阳离子分步水解，但写水解离子方程式时一步完成。

电离平衡及其盐类水解

例如：AlCl3＋3H2

3＋3HCl

离子方程式：

Al3＋＋3H23＋3H＋

(3)某些盐溶液在混合时，一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子，在一起都发生水解，相互促进对方的水解，水解趋于完全。可用“===”连接反应物和生成物，水解生成的难溶物或挥发性物质可加“↓”、“↑”等。

例如：将Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液混合，立即产生白色沉淀和大量气体，离子方程式为：

Al3＋3HCO3===Al(OH)3↓＋3CO2↑ ＋－

能够发生双水解反应的离子之间不能大量共存。常见的离子间发生双水解的有：Fe3与＋

322CO23、HCO3等，Al与AlO2、CO3、HCO3、S、HS等。 －－＋－－－－－

影响盐类水解的因素

1．内因：盐本身的性质，组成盐的酸根相对应的酸越弱(或阳离子对应的碱越弱)，水解程度就越大。

2．外因：受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。

(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：盐的浓度越小，水解程度越大。

(3)外加酸、碱或盐：外加酸、碱或盐能促进或抑制盐的水解。

－归纳总结：上述有关因素对水解平衡的影响结果，可以具体总结成下表(以CH3COO＋…… 此处隐藏：12196字，全部文档内容请下载后查看。喜欢就下载吧 ……