1．弱電解質(zhì)的電離

電離平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡，當(dāng)溶液的溫度、濃度以及離子濃度改變時(shí)，電離平衡都會(huì)發(fā)生移動(dòng)，符合勒夏特列原理，其規(guī)律是： (1)濃度。濃度越大，電離程度越小。在稀釋溶液時(shí)，電離平衡向右移動(dòng)，而離子濃度一般會(huì)減小。 本章重點(diǎn)提示(2)溫度。溫度越高，電離程度越大。因電離過程是吸熱過程，升溫時(shí)平衡向右移動(dòng)。(3)同離子效應(yīng)。如在醋酸溶液中加入醋酸鈉晶體，增大了CH3COO－濃度，平衡左移，電離程度減?。患尤臌}酸，平衡也會(huì)左移。(4)加入能反應(yīng)的物質(zhì)，實(shí)質(zhì)是改變濃度。如在醋酸溶液中加入鋅或NaOH溶液，平衡右移，電離程度增大。2．溶液稀釋pH的變化 (1)無論稀釋多少倍，酸溶液的pH都不能等于或大于7，只能趨近于7。這是因?yàn)楫?dāng)pH接近于6時(shí)，再加水稀釋，由水電離提供的H＋不能再忽略。 (2)無論稀釋多少倍，堿溶液的pH都不能等于或小于7，只能趨近于7。這是因?yàn)楫?dāng)pH接近于8時(shí)，再加水稀釋，由水電離提供的OH－不能再忽略。 (3)對(duì)于物質(zhì)的量濃度相同的強(qiáng)酸和弱酸(或強(qiáng)堿和弱堿)稀釋相同倍數(shù)，pH變化也不同，其結(jié)果是強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)稀釋后，pH變化程度比弱酸(或弱堿)大。3．多元弱酸的電離、多元弱酸根的水解，要分步寫，且都是可逆的，如H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO；CO＋H2OHCO＋OH－；HCO＋H2OH2CO3＋OH－。且第一步電離或水解程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步，而多元弱堿的電離一步寫，如Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－，多元弱堿陽離子的水解也一步寫。如：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。4．溶度積：溶度積是一個(gè)常數(shù)，符號(hào)為Ksp，其含義如下：MmAn(s)mMn＋(aq)＋nAm－(aq)，則Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Am－)。 (1)溶度積常數(shù)Ksp同電離常數(shù)、水的離子積常數(shù)、化學(xué)平衡常數(shù)一樣，只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)。 (2)沉淀的溶解和生成：當(dāng)Qc大于Ksp時(shí)，沉淀的溶解平衡向左移動(dòng)，會(huì)生成沉淀；當(dāng)Qc小于Ksp時(shí)，沉淀的溶解平衡向右移動(dòng)，沉淀會(huì)溶解。 (3)沉淀的轉(zhuǎn)化：當(dāng)兩種物質(zhì)的Ksp差別較大時(shí)，可以使溶解能力相對(duì)較強(qiáng)的沉淀轉(zhuǎn)化為溶解能力相對(duì)較弱的沉淀。5.鹽類水解的應(yīng)用 (1)判斷離子濃度；(2)判斷離子共存；(3)判斷弱電解質(zhì)相對(duì)強(qiáng)弱；(4)鹽溶液配制；(5)物質(zhì)的鑒別與除雜；(6)制備膠體；(7)明礬凈水；(8)泡沫滅火器原理、草木灰不能與銨態(tài)氮肥混合使用；(9)試劑存放：如Na2CO3溶液不能用磨口玻璃塞的試劑瓶存放；(10)判斷水解鹽溶液受熱產(chǎn)物。1．“pH相同的鹽酸和醋酸”與“物質(zhì)的量濃度相同的鹽酸和醋酸”。2．“溶液呈中性”和“溶液的pH＝7”。3．“酸與堿反應(yīng)二者恰好中和”與“酸與堿反應(yīng)得溶液呈中性”， 還有“酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)達(dá)終點(diǎn)?！?． 影響水電離的因素 水的電離是電離平衡的一種具體表現(xiàn)形式。(1)溫度：由于水的電離過程吸熱，故升溫使水的電離平衡右移，即加熱能促進(jìn)水的電離，c(H＋)、c(OH－)同時(shí)增大，KW增大，pH變小，但c(H＋)與c(OH－)仍相等，故體系仍顯中性。(2)酸、堿性：在純水中加入酸或堿，酸電離出的H＋或堿電離出OH－均能使水的電離平衡左移，即酸、堿的加入抑制水的電離。若此時(shí)溫度不變，則KW不變，c(H＋)、c(OH－)此增彼減。即：加酸，c(H＋)增大，c(OH－)減小，pH變??；加堿，c(OH－)增大，c(H＋)減小，pH變大。(3)能水解的鹽：在純水中加入能水解的鹽，由于水解的實(shí)質(zhì)是鹽電離出的弱酸酸根離子或弱堿陽離子結(jié)合水電離出的H＋或OH－，所以鹽的水解必破壞水的電離平衡，使水的電離平衡右移。即鹽類的水解促進(jìn)水的電離。(4)其他因素：向水中加入活潑金屬，由于其與水電離出的H＋直接作用，因而同樣能促進(jìn)水的電離。5．(1)檢驗(yàn)溶液的性質(zhì)：取一小塊試紙?jiān)诒砻婷蠡虿Ａ?，用蘸有待測(cè)液的玻璃棒或膠頭滴管點(diǎn)滴于試紙的中部，觀察顏色的變化，判斷溶液的性質(zhì)。 (2)檢驗(yàn)氣體的性質(zhì)：先用蒸餾水把試紙的一端潤濕，粘在玻璃棒的一端，用玻璃棒將試紙靠近氣體，觀察顏色的變化，判斷氣體的性質(zhì)。也可用干凈的鑷子夾取試紙。 (3)紅色或藍(lán)色石蕊試紙、淀粉-KI試紙使用時(shí)則要先濕潤。6．電解質(zhì)溶液中的離子濃度四大關(guān)系 (1)各離子濃度大小關(guān)系；(2)物料守恒；(3)電荷守恒；(4)質(zhì)子守恒c(H＋)水＝c(OH－)水(質(zhì)子守恒＝物料守恒－電荷守恒)。注：在弱酸的酸式鹽溶液中，質(zhì)子守恒中要注意弱酸的酸式酸根離子電離出的H＋濃度。如在NaHCO3溶液中：c(OH－)＝c(H2CO3)＋c(H＋)－c(CO)。7．鹽類水解離子反應(yīng)方程式的書寫，注意“”號(hào)的用法。 如：FeCl3溶液，F(xiàn)e3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。8．電解質(zhì)的溶解性與電解質(zhì)強(qiáng)弱的關(guān)系

電解質(zhì)的溶解性是根據(jù)在20℃時(shí)其溶解度來確定的，而電解質(zhì)的強(qiáng)弱是按其在水中的電離程度來分的，兩者無必然聯(lián)系。如BaSO4難溶于水卻是強(qiáng)電解質(zhì)，溶解平衡表達(dá)式：BaSO4(s)Ba2＋(aq)＋(aq)。 電離方程式：BaSO4===Ba2＋＋。1．非電解質(zhì)、電解質(zhì)、強(qiáng)弱電解質(zhì)幾個(gè)概念的含義。2．外界因素對(duì)弱電解質(zhì)的電離、鹽類水解和沉淀溶解平衡影響的合理解釋(勒夏特列原理)。3．中和滴定的操作要點(diǎn)和誤差分析。4．判斷某一元酸為弱電解質(zhì)的方法：(1)測(cè)定同溫度、同濃度一元強(qiáng)酸與一元弱酸的pH，一元弱酸的pH大。(2)測(cè)定同溫度、同濃度強(qiáng)酸鹽和弱酸鹽的水溶液的pH，弱酸鹽pH大。(3)配制同溫度、同濃度的一元強(qiáng)酸與一元弱酸溶液做導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)，弱酸導(dǎo)電性差。(4)測(cè)定1mol·L－1該弱酸溶液，其pH>0。(5)取同溫度、同pH強(qiáng)酸和弱酸溶液稀釋相同倍數(shù)測(cè)pH，pH較小者為弱酸。一、弱電解質(zhì)的電離平衡【例1】(2009·海南化學(xué)，6)已知室溫時(shí)，0.1mol/L某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述錯(cuò)誤的是() A．該溶液的pH＝4 B．升高溫度，溶液的pH增大 C．此酸的電離平衡常數(shù)約為1×10－7 D．由HA電離出的c(H＋)約為水電離出的c(H＋)的106倍解析：A選項(xiàng)根據(jù)HA在水中的電離度可算出c(H＋)＝0.1×0.1%mol·L－1＝10－4mol·L－1，所以pH＝4，A正確。B選項(xiàng)因HA在水中有電離平衡，升高溫度促進(jìn)平衡向電離的方向移動(dòng)，所以c(H＋)將增大，pH會(huì)減小，B錯(cuò)誤。C選項(xiàng)可由平衡常數(shù)表達(dá)式算出K＝＝1×10－7，所以C正確。D選項(xiàng)c(H＋)＝10－4mol·L－1，所以c(H＋，水電離)＝10－10mol·L－1，前者是后者的106倍，D正確。答案：B二、水的電離和溶液pH的計(jì)算【例2】(2009·上?；瘜W(xué)，20)對(duì)于常溫下pH為1的硝酸溶液， 下列敘述正確的是() A．該溶液1mL稀釋至100mL后，pH等于3 B．向該溶液中加入等體積、pH為13的氫氧化鋇溶液恰好完全中和 C．該溶液中硝酸電離出的c(H＋)與水電離出的c(H＋)之比值為10－12 D．該溶液中水電離出的c(H＋)是pH為3的硝酸中水電離出的c(H＋)的100倍解析：A項(xiàng)，1mL稀釋至100mL后，H＋濃度由0.1mol/L變?yōu)?0－3mol/L，所以，pH由1變?yōu)?；B項(xiàng)，pH為13的氫氧化鋇溶液中OH－濃度為0.1mol/L，所以與等體積pH為1的硝酸溶液(H＋濃度為0.1mol/L)恰好完全反應(yīng)；C項(xiàng)，水電離出的c(H＋)等于水電離的c(OH－)，即mol/L＝10－13mol/L，所以該溶液中硝酸電離出的c(H＋)與水電離出c(H＋)之比值為＝1012；D項(xiàng)，pH＝1的硝酸溶液中水電離出的c(H＋)為10－13mol/L，pH為3的硝酸中水電離的c(H＋)與水電離的c(OH－)相等，即mol/L＝10－11mol/L，所以該溶液中水電離出的c(H＋)是pH為3的硝酸中水電離出的c(H＋)的倍。答案：AB三、鹽溶液中離子濃度的比較【例3】(2009·上海化學(xué)，17)根據(jù)下表提供的數(shù)據(jù)，判斷在等物質(zhì)的量濃度的NaClO、NaHCO3混合溶液中，各種離子濃度關(guān)系正確的是()

A.c(HCO)>c(ClO－)>c(OH－) B．c(ClO－)>c(HCO)>c(H＋) C．c(HClO)＋c(ClO－)＝c(HCO)＋c(H2CO3) D．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(ClO－)＋c(OH－)化學(xué)式電離常數(shù)HClOKi＝3×10－8H2CO3Ki1＝4.3×10－7

Ki2＝5.6×10－11解析：由電離常數(shù)可知ClO－的水解程度大于，故該溶液中c()>c(ClO－)，A項(xiàng)正確，B項(xiàng)錯(cuò)誤。C項(xiàng)，由物料守恒得：c(HClO)＋c(ClO－)＝c()＋c(H2CO3)＋c()，C項(xiàng)錯(cuò)誤。D項(xiàng)，由電荷守恒可得：c(Na＋)＋c(H＋)＝c()＋c(ClO－)＋c(OH－)＋2c()，D項(xiàng)錯(cuò)誤。答案：A四、水溶液中離子平衡綜合考查【例4】(2010·廣東廣州模擬)已知25℃時(shí)，A酸溶液的pH＝a，B堿溶液的pH＝b。 (1)若A為強(qiáng)酸，B為強(qiáng)堿，且a＋b＝14，兩者等體積混合后，溶液的pH＝________，此時(shí)若溶液中堿的陽離子濃度大于酸根陰離子濃度，其原因可能是_____________________________________。 (2)若A為強(qiáng)酸，B為強(qiáng)堿，二者按體積比為1∶10混合后溶液顯中性，則a＋b＝________。(3)若A的化學(xué)式為HR，B的化學(xué)式為MOH，且a＋b＝14，兩者等體積混合后溶液顯酸性。則混合溶液中必定有一種離子能發(fā)生水解，該水解反應(yīng)的離子方程式為______________________________。(4)在(3)的混合溶液中，下列微粒濃度大小關(guān)系一定正確的是________(填序號(hào))。①c(MOH)>c(M＋)>c(R－)>c(H＋)>c(OH－)②c(HR)>c(M＋)>c(R－)>c(OH－)>c(H＋)③c(R－)>c(M＋)>c(H＋)>c(OH－)④c(M＋)>c(R－)>c(OH－)>c(H＋)⑤c(M＋)＋c(H＋)＝c(R－)＋c(OH－)解析：(1)酸堿混合的一個(gè)重要規(guī)律是：室溫下，pH之和為14的酸、堿溶液等體積混合，誰弱顯誰性，無弱顯中性(原因是：二者反應(yīng)后，弱者有大量剩余，所以弱者電離顯性)。本題中“A為強(qiáng)酸，B為強(qiáng)堿”，故混合溶液呈中性，pH＝7。若A為一元酸，B為一元堿，由于溶液呈中性，根據(jù)電荷守恒可知，酸根陰