1、第 1 页 共 11 页电离平衡一、电解质和非电解质1、概念电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质。电解质必须是自身能直接电离出自由移动的离子的化合物。对于电解质来说，只须满足一个条件即可，而对非电解质则必须同时满足两个条件。例如：H 2SO4、 NaHCO3、NH 4Cl、Na 2O、Na 2O2、Al 2O3强电解质：溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质弱电解质：溶于水或熔融状态下只有部分电离的电解质电解质的强弱与化学键有关，但不由化学键类型决定。强电解质含有离子
2、键或强极性键，但含有强极性键的不一定都是强电解质，如 H2O、HF 等都是弱电解质。电解质的强弱与溶解度无关。如 BaSO4、CaCO 3 等电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。2、判断（1）物质类别判断：强电解质：强酸、强碱、多数盐、部分金属氧化物弱电解质：弱酸、弱碱、少数盐和水非电解质：非金属氧化物、氢化物（酸除外） 、多数有机物单质和混合物（不是电解质也不是非电解质）（2）性质判断：熔融导电：强电解质（离子化合物） 均不导电：非电解质（必须是化合物）（3）实验判断：测一定浓度溶液 pH 测对应盐溶液 pH一定 pH 溶液稀释测 pH 变化 同等条件下测导电性3、电解质溶液的导电性和
3、导电能力电解质不一定导电(如 NaCl 晶体、无水醋酸)，导电物质不一定是电解质(如石墨)，非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。例 1：下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（ ） 。ACH 3COOH BCl 2 CNH 4HCO3 DSO 2例 2：甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是（ ） 。A1mol/L 甲酸溶液的 c(H+)=10-2mol/L B甲酸以任意比与水互溶C10mL 1mol/L 甲酸恰好与 10mL 1mol/L NaOH 溶液完全反应D在相同条件下，甲酸溶液的导电性
4、比一元强酸溶液的弱二、弱电解质的电离平衡1、定义和特征电离平衡的含义在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等，导电性强弱离子浓度离子所带电荷溶液浓度电离程度第 2 页 共 11 页溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态。任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质具有该条件下的最大电离程度。电离平衡的特征逆：弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡。等：弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等。动：弱电解质电离成离子和离子结合成分子的速率相等，不等于零，是动态平衡。定：弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子
5、的浓度、分子的浓度都不再改变。变：外界条件改变时，平衡被破坏，电离平衡发生移动。2、影响电离平衡的因素浓度：越稀越电离在醋酸的电离平衡 CH3COOH CH3COO-+H+加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但 c(CH3COOH)、c(H +)、c(CH 3COO-)变小 加入少量冰醋酸，平衡向右移动， c(CH3COOH)、c(H +)、c(CH 3COO-)增大，但电离程度变小温度：T 越高，电离程度越大同离子效应 加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。化学反应 加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离方向移动。以电离平衡 CH3COOH C
6、H3COO-+H+为例，各种因素对平衡的影响可归纳为下表：平衡移动方向c(H+) n(H+)c(Ac-) c(OH-) c(H+)/ c(HAc)导电能力电离程度加水稀释 向右 减小 增多 减小 增多 增多 减弱 增大加冰醋酸 向右 增大 增多 增多 减小 减小 增强 减小升高温度 向右 增大 增多 增多 增多 增多 增强 增大加 NaOH(s) 向右 减小 减少 增多 增多 增多 增强 增大加H2SO4(浓)向左 增大 增多减少 减少 增多增强 减小加醋酸铵(s)向左 减小 减少增多 增多 减小增强 减小加金属 Mg 向右 减小 减少 增多 增多 增多 增强 增大加CaCO3(s)向右 减小
7、 减少增多 增多 增多增强 增大例 1：（南昌测试题）在 CH3COOH CH3COO-+H+的电离平衡中，要使电离平衡右移，且氢离子浓度增大，应采取的措施是（ ） 。A加 NaOH(s) B加浓盐酸 C加水 D加热例 2：用水稀释 0.1mol/L 氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（ ） 。Ac(OH -)/c(NH3H2O) Bc(NH 3H2O)/c(OH-) Cc(OH -) Dn(OH -)第 3 页 共 11 页3、电离方程式的书写强电解质用=，弱电解质用多元弱酸分步电离，多元弱碱一步到位。H2CO3 H+HCO3-，HCO 3- H+CO32-，以第一步电离为主。弱酸的酸式
8、盐完全电离成阳离子和酸根阴离子，但酸根是部分电离。NaHCO3=Na+HCO3-，HCO 3- H+CO32-强酸的酸式盐如 NaHSO4 完全电离，但在熔融状态和水溶液里的电离是不相同的。熔融状态时：NaHSO 4=Na+HSO4溶于水时：NaHSO 4=Na+H+SO42例 3：在一定温度下，无水醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力 I 随加入水的体积 V 变化的曲线如图所示。请回答：（1） “O”点导电能力为 0 的理由是_。（2）a、b、c 三点处，溶液的 c(H+)由小到大的顺序为_。（3）a、b、c 三点处，电离程度最大的是_。（4）若要使 c 点溶液中 c(Ac-)增大，溶液 c
9、(H+)减小，可采取的措施是： ， ， 。三、水的电离及溶液的 pH1、水的电离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-；H025时，纯水中 c(H+)=c(OH-)=110-7mol/L 影响水的电离平衡的因素温度：温度越高电离程度越大c(H+)和 c(OH-)同时增大，K W 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 110-7mol/L 增大到 110-6mol/L(pH 变为 6)。酸、碱 向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但 K
10、W 不变。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，K W 不变。影响水的电离平衡的因素可归纳如下：H2O H+OH-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
11、时，K W=110-14(无单位) 。K W 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，K W 增大。25时 KW=110-14，100时 KW 约为 110-12。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，K W 就不变。水电离的离子浓度计算例 1：常温某无色溶液中，由水的电离产生的 C（H +）=110 -12 mol/l，则下列肯定能共存的离子组是A、Cu 2+ NO3- SO42- Fe3+ B、Cl - S2- Na+ K+C、SO 32- NH4+ K+ Mg2+ D、Cl - Na+ NO3- SO42-例 2：
12、在 25C 时，pH=5 的 HCl 和 NH4Cl 溶液中，水电离出的 c(H+)比值是： 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-)=110-7mol/L；酸性溶液：c(H +)c(OH-), c(H+)110-7mol/L；碱性溶液：c(H +)110-7mol/L （pH110-7molL-1c(OH-), pHc(OH-), pH7，碱性越强 ，pH 越大。思考： 1、甲溶液的 pH 是乙溶液的 2 倍，则两者的 c(H+)是什么关系？2、pHb-n。酸、碱溶液无限稀释时，pH 只能约等于或接近于
13、7，酸的 pH 不能大于 7，碱的 pH 不能小于7。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 ab,则下列说法不正确的是（）A酸的相对强弱是：HXHY B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。酸碱混合计算两种强酸混合 c(H+)混 =两种强碱混合c(OH-)混 =酸碱混合，一者过量时c(OH-)混 或 c(
14、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 25时，将某强酸和某强碱溶液按 110 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、盐的分类按组成分：正盐、酸式盐和碱式盐。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)。21V)c(H2O碱|Vc(|第 6 页 共
15、11 页按溶解性分：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。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。盐类水解的特点可逆的，其逆反应是中和反应； 微弱的； 动态的，水解达到平衡时 v(水解)=v(中和)0；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
16、。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。谁弱谁水解：发生水解的是弱酸根阴离子和弱碱阳离子。谁强显谁性：弱酸弱碱盐看水解生成的酸和碱的强弱。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 HAHBHC，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。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
17、互结合生成水而使其水解相互促进，称为“双水解” 。 NH4+与 S2-、HCO 3-、CO 32-、CH 3COO-等虽然相互促进，水解程度仍然很小，离子间能大量共存。彻底双水解离子间不能大量共存。Al3+与 S2、HS 、AlO 2、CO 32、HCO 3Fe3+与 AlO2、CO 32、HCO 3NH4+与 AlO2、SiO 32如：2Al 3+3S2-+6H2O=2Al(OH)3+3H2SAl3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO2(泡沫灭火器原理)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(Na
18、2S+CuSO4=CuS+Na2SO4) 生成更难溶物FeCl3 和 KSCN 溶液发生络合反应FeCl 3+3KSCN=Fe(SCN)3+3KCl4、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)第 7 页 共 11 页条件 移动方向 H+数 pH Fe3+水解程度
19、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 NH3H2O+H+HCO3-+H2O H2CO3+OH-NH4+CH3COO-+H2O NH3H2O+CH3COOH多元弱酸根分
20、步水解，弱碱阳离子一步到位。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=2Al(OH)3+3CO2注意区别酸式盐的阴离子的电离和水解HS-+H2O H3O+S2-即 HS- HS-+H2O H2S+OH-6、离子浓度比较守恒关系电荷守恒： 电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如 NaHCO3 溶液中：c (Na+)c (H +)c (HCO 3-)2c (CO 32-)c(OH -)Na2CO3 溶液中： c(Na ) c(H )2c(CO 32 )c(OH )c(HCO 3 )物料守恒： 离子或分子中某
21、种特定元素的原子的总数是不会改变的。如，0.1mol/L CH 3COONa 和 0.1mol/L CH3COOH 混合溶液， c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.2mol/LNa2S 溶液中，c(S 2-)+c(HS-)+c(H2S)= 1/2c(Na+)；在 NaHS 溶液中，c(HS -)+c(S2-)+c(H2S)=c(Na+)。水的 电离守恒（ 也称质子守恒）：是指溶液中，由水所电离的 H 与 OH 量相等。如：0.1molL 1 的 Na2S 溶液中：c(OH )c(H )c(HS )2c(H 2S)例 1： 25时，将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的 pH=7 时，
22、下列关系正确的是（ ）Ac(NH 4+)=c(SO42-) Bc(NH 4+)c(SO42-)Ac(NH 4+) H 2O 的离子；b.浓度大小决定于水解程度； c.OH 和 H+决定于酸碱性练：0.1mol/L 的 Na2CO3中微粒浓度大小关系？0.1mol/L 的(NH 4)2SO4中微粒浓度大小关系？弱酸酸式盐溶液例题0.1mol/L 的 NaHSO3 微粒中浓度大小关系电离水解，则电离产生离子水解产生的离第 8 页 共 11 页子练习0.1mol/L 的 NaHCO3 中微粒浓度大小关系电离水解，则电离产生离子水解产生的离子例 2：已知某温度下 0.1molL1 的 NaHB(强电解
23、质)溶液中 c(H ) c(OH )，则下列有关说法或关系式一定正确的是（ ) HB 的水解程度小于 HB 的电离程度； c(Na +)=0.1molL1 c(B2 )；溶液的 pH=1； c(Na +)= c(HB )+2 c(B2 )+ c(OH )、 A、 B、 C、 D、例 3：已知某酸的酸式盐 NaHY 的水溶液的 pH=8，则下列说法中正确的是（ )A、在 Na2Y、NaHY 、H 2Y 的溶液中，阴离子的种类不同B、NaHY 的溶液中，离子浓度大小顺序为：c(Na +) c(Y ) c(HY ) c(OH ) c(H ) C、HY 的水解离子方程式为：HY +H2O Y +H3O
24、+D、相同物质的量浓度的 Na2Y 和 NaHY 溶液，前者的 pH 大于后者两种溶液混合分析反应，判断过量，确定溶质。“两个微弱”：弱酸(碱)溶液中分子是主要的，盐溶液中盐电离产生的离子是主要的。主要离子和少量的离子分别结合溶质物质的量、电离水解程度和溶液的酸碱性分析。例 4：用物质的量都是 0.1 mol 的 CH3COOH 与 CH3COONa 配成 1 L 混合溶液，已知其中c(CH3COO-)大于 c(Na+),对该混合溶液下列判断正确的是 ( )A、c(H +)c(OH -) B、c(CH 3COOH)c(CH 3COO-)0.2 molL -1C、c(CH 3COOH)c(CH
25、3COO-) D、c(CH 3COO-)c(OH -)0.1 molL -1例 5：将 pH=2 的盐酸与 pH=12 的氨水等体积混合，在所得的混合溶液中，下列关系式正确的是（ )A、c(Cl -)c(NH 4+)c(OH -) c(H+) B、c(NH 4+)c(Cl -) c(OH-)c(H +)C、c(Cl -)c(NH 4+)c(H +)c(OH -) D、c(NH 4+)c(Cl -)c(H +)c(OH -)不同溶液中同一离子的比较例 物质的量浓度相同的下列溶液(NH 4)2CO3 (NH 4)2SO4 NH 4HCO3 NH 4HSO4NH 4Cl NH 3H2O CH 3CO
26、ONH4；按 c(NH4+)由小到大的排列顺序正确的是（ ) A. B. C. D.7、盐类水解的应用溶液酸碱性的判断等浓度不同类型物质溶液 pH：多元强碱一元强碱弱碱强碱弱酸盐水强酸弱碱盐弱酸一元强酸多元强酸对应酸(碱) 越弱，水解程度越大，碱(酸) 性越强。常见酸的强弱：H 2SO3H3PO4HFHAc H2CO3 H2S HClO HCNHCO3HS弱酸酸式盐溶液当电离程度大于水解程度时，溶液成酸性，如 HSO3、 、H 2PO4（一般只此两种）当水解程度大于电离程度时，溶液成碱性，如 HCO3、HPO 32、HS 等同 pH 溶液浓度比较相同条件下，测得：NaHCO 3CH 3COON
27、aNaClO Na2CO3 四种盐溶液 pH 相同，那么它们的物质的量浓度由大到小顺序为 。盐溶液蒸干所得到的固体将挥发性酸对应的盐(AlCl 3、FeBr 3、Fe(NO 3)3 等)的溶液加热蒸干，得不到盐本身。第 9 页 共 11 页AlCl3 溶液中 ， AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl 2Al(OH)3 Al2O3+ 3H2O如果水解生成的酸难挥发，则可以得到原固体，如 Al2(SO4)3、Fe 2(SO4)3 等。强碱弱酸盐的溶液蒸干可以得到原固体，如 K2CO3、Na 2CO3 等不稳定的盐的溶液：发生分解，如 Ba(HCO3)2 溶液蒸干得到 BaCO3。具有强还
28、原性盐的溶液：发生氧化反应，如 2Na2SO3+O2=2Na2SO4。由易水解变质的盐的结晶水合物得到无水物，应在抑制其水解的氛围中加热脱水。 MgCl26H2O 加热：MgCl 26H2O Mg(OH)Cl+HCl+5H2OMgCl26H2O MgO+2HCl+5H2O)在干燥的 HCl 气流中加热便能得到无水 MgCl2。配制盐溶液，需考虑抑制盐的水解。如配制 FeCl3、 SnCl2 等溶液，可滴入几滴盐酸或直接将固体溶解在盐酸中再稀释到所需浓度。试剂的贮存要考虑盐的水解。如 Na2CO3、NaHCO 3 溶液不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存，必须用带橡皮塞的试剂瓶保存。化肥的合理使用，有时要
29、考虑盐类水解。铵态氮肥与草木灰不能混合使用 过磷酸钙不能与草木灰混合使用Mg、Zn 等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如 NH4Cl、AlCl 3、FeCl 3 等)溶液中，产生 H2。某些盐的分离除杂要考虑盐类的水解。如为了除去氯化镁酸性溶液中的 Fe3+可在加热搅拌条件下加入氧化镁判断离子共存时要考虑盐的水解。Al3+与 CO32-、 HCO3-、S 2-、HS -、AlO 2-等，Fe3+与 CO32-、 HCO3-、AlO 2-等。无法在溶液中制取 Al2S3，只能由单质直接反应制取。分析溶液中粒子的种数要考虑盐的水解。工农业生产、日常生活中，常利用盐的水解知识。泡沫灭火器产生泡沫是利用了
30、Al2(SO4)3 和 NaHCO3 相混合发生双水解反应：Al3+3HCO =Al(OH)3+3CO2。3日常生活中用热碱液洗涤油污物品比冷碱液效果好。水垢的主要成分是 CaCO3 和 Mg(OH)2，基本上不会生成 MgCO3，是因为 MgCO3 微溶于水，受热时水解生成更难溶的 Mg(OH)2。用盐(铁盐、铝盐等)作净水剂时需考虑盐类的水解。 选修 4 第三章 水溶液中的离子平衡【知识点梳理】弱电解质的电离平衡及盐类的水解平衡是高考的热点内容之一，也是教学中的重点和难点。几乎是每年高考必考的内容。电离平衡的考查点是：比较某些物质的导电能力大小，判断电解质、非电解质；外界条件对电离平衡的影
31、响及电离平衡的移动；将电离平衡理论用于解释某些化学问题；同浓度 (或同 pH)强、弱电解质溶液的比较，如：c(H )大小，起始反应速率、中和酸( 或碱)的能力、稀释后 pH 的变化等等。外界条件对电离平衡的影响、强弱电解质的比较是高考命题的热第 10 页 共 11 页点。盐类的水解在考查内容上有以水解实质及规律为对象的考查，但将水解与弱电解质电离、酸碱中和反应、pH 等知识进行综合考查更为常见。主要考查点如下：盐类水解对水的电离程度的影响的定性、定量判断；水解平衡移动用于某些盐溶液蒸干后产物的判断；盐溶液 pH 大小的比较；盐溶液或混合溶液离子浓度大小的比较及排序。离子共存、溶液的配制、试剂的
32、贮存、化肥的混用、物质的提纯、推断、鉴别、分离等。考点归纳：1. 电离平衡与水解平衡的比较：电离平衡 水解平衡研 究 对 象 弱电解质（弱酸、弱强、水） 盐（强碱弱酸盐、强酸弱碱盐）实 质弱酸 H + 弱酸根离子弱碱 OH + 弱碱根离子盐电离出的：弱酸根离子 + H2O 弱酸(根)+OH 弱碱根离子 + H2O 弱碱 + H+特 点酸(碱)越弱，电离程度就越小电离过程吸热多元弱酸：分步电离且一级电离二级电离三级电离“越弱越水解”(对应酸或碱越弱，水解程度越大)；水解过程吸热；多元弱酸根：分步水解且一级水解二级水解三级水解。表 达 方 式电离方程式H2CO3 H+ + HCO3HCO3 H+
33、+ CO32 水解方程式CO32 +H2O HCO3 +OHHCO3 +H2O H2CO3 +OH温 度升温,促进电离,离子浓度增大(易挥发的溶质除外)升温，促进水解加水稀释 促进电离,但离子浓度不增大 促进水解加入同种离子 抑制电离 抑制水解影响因素浓度加入反应离子 促进电离 促进水解2. 影响水电离的因素：水是一种极弱的电解质：H 2O H+OH-在一定温度下，c(H +)与 c(OH-)的乘积是一个常数，即 KW=c(H+)c(OH-)，K w 叫水的离子积常数，简称水的离子积。若没有指定温定， 则可认为是在常温下，即 25时 Kw=110-14温度：由于水的电离过程吸热，故升温使水的电
34、离平衡右移，即加热能促进水的电离，c(H )、c(OH )同时增大，K w 增大，pH 值变小，但 c(H )与 c(OH )仍相等,故体系仍显中性。酸、碱性：在纯水中加入酸或碱，酸电离出的 H 或碱电离出 OH 均能使水的电离平衡左移，即酸、碱的加入抑制水的电离。若此时温度不变，则 Kw 不变，c(H )、c(OH )此增彼减。即：加酸，c(H )增大，c(OH )减小，pH 变小。加碱，c(OH )增大，c(H )减小，pH 变大。能水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，由于水解的实质是盐电离出的弱酸根或弱碱阳离子结合水电离出的 H 或 OH ，所以水解必破坏水的电离平衡，使水的电离平衡右移。
35、即盐类的水解促进水的电离。第 11 页 共 11 页其它因素：向水中加入活泼金属，由于与水电离出的 H 直接作用，故同样能促进水的电离。3. 关于溶液pH值的计算：总思路：根据 pH 的定义： pH=lgc(H +) ，溶液 pH 计算的核心是确定溶液中 c(H+)的相对大小。具体而言，酸性溶液必先确定溶液中 c(H+)，碱性溶液必先确定 c(OH )，再由c(H+)c(OH )= Kw 换算成 c(H+),然后进行 pH 的计算。即：c(H +) pH溶液混合后的 pH 计算：两强酸混合,先求混合后的 c(H+)混 ,再直接求 pH 值：c(H +)混 = c(H )1V1c(H )2V2/
36、(V1V 2) 两强碱混合：先求混合后 c(OH )混 ，再间接求 pH 值：c(OH )混 = c(OH )1V1c(OH )2V2/(V1V 2) 强酸与强碱溶液混合：根据 n(H+)与 n(OH )的相对大小先判断酸、碱的过量情况。a. 若酸过量 n(H+)n（OH ） ，c(H )混 n(H +)n(OH )/V 总b. 若碱过量 n(OH )n(H )，c(OH )混 n(OH )n(H )/V 总c、 若酸碱恰好完全反应 n(H+)=n(OH ） ，混合后溶液呈中性。未标明酸碱的强弱，混合后溶液 pH 值不定。应分析讨论。总结论：酸按酸，碱按碱，同强混合在之间，异强混合看过量。4.
37、 溶液的稀释规律：强酸：pH= a，稀释 10n 倍则 pH=a+n 且(a+n)7；( 弱酸：则 pH(a+n)强碱：pH=b ，稀释 10n 倍则 pH=bn 且(b n)7；(弱碱：则 pH(bn)酸或碱 无限稀释时(即当 c(H )或 c(OH ) 10 6 molL1 时) ，应考虑水电离出来的 H 或OH 的影响。切记：“ 无限稀释 7 为限”5. pH 之和等于 14 的一强一弱两种酸碱等体积混合， 混合液呈弱的性质。 （谁弱谁过量，溶液显性）若“一弱”指弱酸，则混合液呈弱酸性质；若“一弱”指弱碱，则混合液呈弱碱性质。6. 关于中和滴定的误差判断：根据计算关系式：C 待=c(标)
38、V(标)n(标)/V( 待)n(待)，判断溶液浓度误差的宗旨是待测溶液的浓度与消耗标准液的体积成正比。任何操作的误差最终均可归结到对所用标准液的体积的影响。7. 滴定过程中的 pH 变化及终点判断 碱酸碱滴定过程中，溶液的 pH 发生了很大的变化。若用标准的强酸溶液滴定未知浓度的强碱溶液，则反应开始时溶液的 pH 很大，随着强酸的滴入，溶液的 pH 逐渐变小，二者恰好中和时溶液的 pH=7；当酸过量一滴时，溶液立即变为酸性，此即为滴定终点。若用强碱滴定强酸则恰恰相反。根据滴定过程中的 pH 变化及酸碱指示剂在酸性或碱性溶液中的颜色变化，只要选择合适的指示剂（滴定终点尽可能与变色范围一致） ，即可准确判断中和反应是否恰好进行。在实验室里最常选用的指示剂为酚酞，当用酸滴定碱时，达滴定终点时颜色由浅红色变为无色；当用碱滴定酸时，达滴定终点时颜色由无色变为浅红色。注意：当用酸滴定碱时，根据实际情况也可选用甲基橙，但石蕊不用作滴定指示剂。pH=lg c(H +) c(H )=10pH
