第一節(jié)電離平衡1.從電離、離子反應(yīng)、化學(xué)平衡的角度認(rèn)識電解質(zhì)水溶液的組成、性質(zhì)和反

應(yīng)。2.理解強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的概念。3.認(rèn)識弱電解質(zhì)在水溶液中存在電離平衡,了解電離平衡常數(shù)的含義。

強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

1.電解質(zhì)的分類特別提醒

(1)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液的導(dǎo)電能力沒有必然聯(lián)系。溶液的導(dǎo)電能力與離子濃度

和離子所帶電荷數(shù)有關(guān),強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定強(qiáng)。(2)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與其溶解度無關(guān)。某些難溶鹽,雖然溶解度小,但其溶于水的部

分完全電離,它屬于強(qiáng)電解質(zhì)。有少數(shù)鹽盡管能溶于水,但其在水溶液中只有部

分電離,屬于弱電解質(zhì),如(CH3COO)2Pb等。2.電解質(zhì)電離方程式的書寫(1)強(qiáng)電解質(zhì)完全電離,在寫電離方程式時,用“

”;弱電解質(zhì)部分電離,在寫電離方程式時,用“

”。(2)一元弱酸、弱堿一步電離:如CH3COOH:CH3COOH

CH3COO-+H+;NH3·H2O:NH3·H2O

N

+OH-。(2)多元弱酸分步電離,必須分步寫出,不可合并(其中以第一步電離為主)。如H2CO3:H2CO3

H++HC

(主),HC

H++C

(次)。(3)多元弱堿分步電離(較復(fù)雜),在中學(xué)階段要求一步寫出。如Fe(OH)3:Fe(OH)3

Fe3++3OH-。

弱電解質(zhì)的電離平衡

1.弱電解質(zhì)的電離平衡在一定條件下(如溫度和濃度),溶液中弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成

分子的速率相等時,電離達(dá)到平衡狀態(tài)。如圖所示:

2.影響電離平衡的外界條件(1)溫度:由于電離過程吸熱,升高溫度,電離平衡向⑤

右

移動;降低溫度,電離平衡向⑥

左

移動。(2)濃度:對于同一弱電解質(zhì),通常溶液中弱電解質(zhì)的濃度越小,它的電離程度就⑦

越大

。(3)其他因素:加入含有弱電解質(zhì)離子的強(qiáng)電解質(zhì)時,電離平衡向⑧

左

移動;加

入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)時,電離平衡向⑨

右

移動。

電離平衡常數(shù)

1.表達(dá)式(1)一元弱酸HA的電離常數(shù):根據(jù)HA

H++A-,可表示為Ka=⑩

。(2)一元弱堿BOH的電離常數(shù):根據(jù)BOH

B++OH-,可表示為Kb=

。2.特點(diǎn)(1)對于同一弱電解質(zhì)的稀溶液來說,電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān),升高溫度,K值

增大。(2)從電離平衡常數(shù)的大小可以看出弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱,某弱電解質(zhì)的K越大,表

示該弱電解質(zhì)越易電離,酸性或堿性越強(qiáng)。例如,在25℃時,K(HNO2)=5.6×10-4,K

(CH3COOH)=1.75×10-5。由此可知,HNO2的酸性比CH3COOH強(qiáng)。(3)多元弱酸的各級電離常數(shù)的大小關(guān)系是Ka1?Ka2?Ka3……故其酸性強(qiáng)弱主要

取決于第一步電離。

判斷正誤,正確的畫“√”,錯誤的畫“?”。1.人體血漿中存在如下平衡:H++HC

H2CO3

CO2+H2O,以維持人體血液pH的相對穩(wěn)定,若靜脈滴注大量生理鹽水,則人體血液的pH減小

(

?)2.可樂屬于碳酸飲料,H2CO3的電離常數(shù)表達(dá)式:Ka=

(

?)3.食醋中含有CH3COOH,25℃時,0.1mol·L-1的CH3COOH溶液加水稀釋,溶液中各

離子濃度均減小

(

?)4.氨氣溶于水,當(dāng)NH3·H2O電離出的c(OH-)=c(N

)時,表明NH3·H2O的電離處于平衡狀態(tài)

(

?)提示:NH3+H2O

NH3·H2O

N

+OH-,NH3·H2O電離出的c(OH-)與c(N

)始終相等,故當(dāng)NH3·H2O電離出的c(OH-)=c(N

)時不能表明NH3·H2O的電離處于平衡狀態(tài)。5.弱電解質(zhì)的電離平衡右移,電離平衡常數(shù)一定增大

(

?)提示:對于同一弱電解質(zhì)的稀溶液來說,電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān);若改變濃度

使電離平衡向右移動,則電離平衡常數(shù)不變。6.等濃度的醋酸溶液和鹽酸與Zn反應(yīng)時生成H2的速率:醋酸>鹽酸

(

?)提示:醋酸是弱電解質(zhì),部分電離;等濃度的醋酸溶液和鹽酸,鹽酸中c(H+)大,與Zn

反應(yīng)時鹽酸中產(chǎn)生氫氣的速率大。7.濃度為0.1mol·L-1的CH3COOH溶液,加水稀釋,則

減小

(

?)提示:加水稀釋,n(CH3COO-)增大,n(CH3COOH)減小,故

增大。8.在25℃時,醋酸的電離平衡常數(shù)K=1.75×10-5,向該溶液中加入一定量的鹽酸后,

醋酸的電離平衡常數(shù)可能增大為8×10-5

(

?)提示:對于同一弱電解質(zhì)的稀溶液來說,電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)。

外界因素對電離平衡的影響正常人血液的pH相對穩(wěn)定,維持在7.35~7.45之間。如果pH變化超出這一范圍,機(jī)

體的酸堿平衡將被打破,嚴(yán)重時可危及人的生命。正常情況下,人體內(nèi)的代謝過

程不斷產(chǎn)生酸或堿,但是這些酸或堿進(jìn)入血液并沒有引起血液的pH發(fā)生明顯的

變化,這是什么原因呢?研究表明,人體血漿中存在H2CO3/HC

緩沖體系,可通過化學(xué)平衡的移動,起到維持血液pH穩(wěn)定的作用。問題人體血液中存在如下平衡:H2CO3

H++HC

。1.當(dāng)人體代謝產(chǎn)生的酸進(jìn)入血液時,上述平衡將會發(fā)生怎樣的移動以維持血液的

pH基本不變?提示:當(dāng)人體代謝產(chǎn)生的酸進(jìn)入血液時,相當(dāng)于血液中的c(H+)增大,使題述平衡向左移動,以維持人體血液的pH基本不變。2.當(dāng)人體代謝產(chǎn)生的堿進(jìn)入血液時,上述平衡將會發(fā)生怎樣的移動以維持血液的

pH基本不變?提示:當(dāng)人體代謝產(chǎn)生的堿進(jìn)入血液時,題述平衡向右移動,以維持人體血液的pH

基本不變。3.試用簡單的實(shí)驗(yàn)證明在醋酸溶液中存在著CH3COOH

CH3COO-+H+的電離平衡(要求寫出簡要操作、實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象及實(shí)驗(yàn)?zāi)苷f明的問題)。提示:在醋酸溶液中滴入石蕊試液,溶液呈紅色,加熱溶液顏色明顯變深。說明溶

液中存在醋酸的電離平衡,加熱能促進(jìn)醋酸的電離。

弱電解質(zhì)電離平衡移動結(jié)果的判斷需克服思維定式(1)電離平衡向右移動,電離程度不一定增大。如增大弱電解質(zhì)的濃度,電離平衡

向右移動,但電離程度減小。(2)電離平衡向右移動,電解質(zhì)的分子濃度不一定減小,電解質(zhì)的離子濃度不一定

增大。如增大弱電解質(zhì)的濃度,電離平衡向右移動,但電解質(zhì)分子的濃度增大。

H2S水溶液中存在電離平衡:H2S

H++HS-和HS-

H++S2-。若向H2S溶液中

()A.加水,平衡向右移動,溶液中c(H+)增大B.通入過量SO2氣體,平衡向左移動,溶液中c(H+)減小C.滴加新制氯水,平衡向左移動,溶液中c(H+)增大D.加入少量硫酸銅固體(忽略溶液體積變化),溶液中所有離子濃度都減小C思路點(diǎn)撥首先分析題目所給的電離平衡,然后根據(jù)選項(xiàng)改變的條件分析電離平衡移動的方向及對體系中各離子濃度的影響。解析

加水促進(jìn)H2S電離,但c(H+)減小,A項(xiàng)錯誤;通入過量SO2氣體發(fā)生反應(yīng)2H2S+

SO2

3S↓+2H2O,當(dāng)SO2過量時溶液顯酸性,而且酸性比H2S水溶液強(qiáng),c(H+)增大,B項(xiàng)錯誤;滴加新制氯水,發(fā)生反應(yīng)Cl2+H2S

2HCl+S↓,平衡向左移動,c(H+)增大,C項(xiàng)正確;加入少量硫酸銅固體,發(fā)生反應(yīng)H2S+Cu2+

CuS↓+2H+,H+濃度增大,D項(xiàng)錯誤。

電離平衡常數(shù)的理解與應(yīng)用向兩支分別盛有0.1mol/L醋酸溶液和0.1mol/L硼酸溶液的試管中滴加等濃度Na2CO3溶液,觀察現(xiàn)象。

問題1.查閱資料發(fā)現(xiàn),醋酸、碳酸和硼酸在25℃時的電離平衡常數(shù)分別是1.75×10-5、4.5×10-7(第一步電離)和5.8×10-10。它們的酸性強(qiáng)弱順序是怎樣的?有何規(guī)律?提示:醋酸>碳酸>硼酸。在相同溫度下,Ka越大,酸性越強(qiáng)。2.根據(jù)問題1的分析,預(yù)測你能看到什么現(xiàn)象?提示:試管1中有無色氣體產(chǎn)生,試管2中沒有明顯現(xiàn)象。3.在25℃時,H2CO3的電離平衡常數(shù)Ka1=4.5×10-7,Ka2=4.7×10-11,有人認(rèn)為Ka1、Ka2差

別很大的主要原因是第一步電離產(chǎn)生的H+對第二步的電離起抑制作用。你認(rèn)為

這種觀點(diǎn)對嗎?試從影響平衡常數(shù)因素的角度闡明你的觀點(diǎn)。提示:這種觀點(diǎn)不正確。對于同一弱電解質(zhì)的稀溶液來說,電離常數(shù)只與溫度有

關(guān),與溶液中的H+濃度無關(guān)。

電離常數(shù)的應(yīng)用(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強(qiáng)弱,同一溫度下,電離常數(shù)越大,酸性(或堿性)越強(qiáng)。(2)判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生,一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。(3)判斷溶液中某些離子濃度比值的變化。

已知7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10分別是某溫度下三種酸的電離常數(shù)。若已知下

列反應(yīng)可以發(fā)生:NaCN+HNO2

HCN+NaNO2、NaCN+HF

HCN+NaF、NaNO2+HF

HNO2+NaF。由此可判斷下列敘述中不正確的是

()A.K(HF)=7.2×10-4B.K(HNO2)=4.9×10-10C.一元弱酸的酸性強(qiáng)弱順序?yàn)镠F>HNO2>HCND.K(HCN)<K(HNO2)<K(HF)B思路點(diǎn)撥根據(jù)酸的酸性強(qiáng)弱與電離平衡常數(shù)的關(guān)系分析解答本題。解析

相同溫度下,酸的電離常數(shù)越大,該酸的酸性越強(qiáng),結(jié)合強(qiáng)酸制弱酸分析可

知,亞硝酸的酸性大于氫氰酸而小于氫氟酸,所以亞硝酸的電離平衡常數(shù)為4.6×10-4,故B錯誤。

常溫下,將0.1mol·L-1的CH3COOH溶液加水稀釋,請?zhí)顚懴铝斜磉_(dá)式中的數(shù)據(jù)變化

情況(填“變大”“變小”或“不變”)。(1)

變小

。(2)

變大

。(3)

變小

。(4)

不變

。(5)

不變

。思路點(diǎn)撥將醋酸的電離平衡常數(shù)進(jìn)行適當(dāng)?shù)霓D(zhuǎn)化和變形,從而解答本題。解析

(1)將該式變?yōu)?/p>

=

,稀釋時c(CH3COO-)減小,因而其比值變小。(2)將該式變?yōu)?/p>

=

,稀釋時c(H+)減小,因而其比值變大。(3)假設(shè)無限稀釋,c(CH3COO-)逐漸減小為0,c(H+)趨近于10-7mol·L-1,因而比值變

小。(4)此式為Ka的表達(dá)式。(5)將該式變?yōu)?/p>

=

(提示:KW為水的離子積常數(shù),將在本章第二節(jié)學(xué)習(xí))。規(guī)律方法

溶液中某些粒子濃度比值的變化的判斷方法弱電解質(zhì)電離平衡移動過程中某些粒子濃度比值的變化常用三種方法分析:第一

種方法是將濃度轉(zhuǎn)化為物質(zhì)的量進(jìn)行比較,這樣分析起來可以忽略溶液體積的變

化,只需分析微粒數(shù)目的變化。第二種方法是“湊常數(shù)”,解題時將表達(dá)式分

子、分母同時乘以或除以某種離子的濃度,使該表達(dá)式轉(zhuǎn)化為常數(shù)或某常數(shù)與某

種離子濃度相乘或相除。第三種方法是“假設(shè)法”,如題述問題(3),假設(shè)無限稀

釋,c(CH3COO-)逐漸減小為0,c(H+)趨于10-7mol·L-1,故比值變小。第二節(jié)水的電離和溶液的pH1.認(rèn)識水的電離,了解水的離子積常數(shù)。2.認(rèn)識溶液的酸堿性及pH,掌握測量溶液pH的方法。3.能進(jìn)行溶液pH的簡單計(jì)算,能用實(shí)例說明溶液pH的調(diào)控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)

研究中的重要作用。

水的電離

1.水的電離水是極弱的電解質(zhì),水的電離方程式為2H2O

H3O++OH-或簡寫為H2O

H++OH-。2.水的離子積常數(shù)(1)水的電離常數(shù):K電離=①

。(2)水的離子積常數(shù)KW=②

c(H+)·c(OH-)

。隨著溫度的升高,水的離子積③

增大

。在常溫下,純

水中的c(H+)=c(OH-)=④

1×10-7

mol·L-1,KW=⑤

1×10-14

。(3)適用范圍KW不僅適用于純水,也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。水的電離:H2O

H++OH-條件變化平衡移動方向c(H+)c(OH-)KW電離程度升高溫度右移增大增大增大增大加酸左移增大減小不變減小加堿左移減小增大不變減小加活潑金屬如Na右移減小增大不變增大3.影響水的電離平衡的因素

溶液的酸堿性與pH

1.溶液的酸堿性與c(H+)、c(OH-)的關(guān)系

c(H+)與c(OH-)的關(guān)系c(H+)(25℃)中性溶液c(OH-)=c(H+)c(H+)=1.0×10-7mol/L酸性溶液c(OH-)<c(H+)c(H+)>1.0×10-7mol/L堿性溶液c(OH-)>c(H+)c(H+)<1.0×10-7mol/L2.溶液的酸堿性與pH(1)pH

(2)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)

(3)溶液酸堿性的測定方法a.酸堿指示劑法該法只能測出溶液的酸堿性,即pH的大致范圍,不能測出具體數(shù)值。b.利用pH試紙測定。使用pH試紙的正確操作為取一小片pH試紙放在干燥、潔

凈的

玻璃片或表面皿上

,用干燥、潔凈的玻璃棒蘸取待測液點(diǎn)在試紙上,將試紙顯示的顏色與

標(biāo)準(zhǔn)比色卡

對照,讀出pH。c.利用pH計(jì)測定。pH計(jì)可精密測量待測液的pH(讀至小數(shù)點(diǎn)后2位)。(4)pH的應(yīng)用a.在醫(yī)學(xué)上,血液的pH是診斷疾病的一個重要參數(shù)。b.在日常生活中,人們洗發(fā)時用的護(hù)發(fā)素具有調(diào)節(jié)頭發(fā)的pH使之達(dá)到適宜的酸堿

度的功能。c.在環(huán)保領(lǐng)域,酸性或堿性廢水的處理常常利用中和反應(yīng)。d.在農(nóng)業(yè)生產(chǎn)中,調(diào)節(jié)土壤的pH,使土壤更適宜農(nóng)作物生長。e.在科學(xué)實(shí)驗(yàn)和工業(yè)生產(chǎn)中,溶液pH的控制常常是影響實(shí)驗(yàn)結(jié)果或產(chǎn)品質(zhì)量、產(chǎn)

量的一個重要因素。

酸堿中和滴定

1.概念依據(jù)中和反應(yīng),用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的

堿(或酸)

的方法。2.原理n(H+)=n(OH-),即mc酸·V酸=nc堿·V堿(m、n分別代表酸和堿的元數(shù))3.儀器及試劑(1)儀器

(2)試劑:標(biāo)準(zhǔn)液、待測液、指示劑。4.實(shí)驗(yàn)操作(以用鹽酸滴定NaOH溶液為例)(1)滴定前準(zhǔn)備a.檢查:在使用滴定管前,首先要檢查

是否漏水

。b.潤洗:滴定管加入酸、堿反應(yīng)液之前,先用蒸餾水洗滌干凈,然后用

待裝液

潤洗

2~3

次。c.裝液:分別將酸、堿反應(yīng)液加入酸式滴定管、堿式滴定管中,使液面位于滴定管

“0”刻度以上

2~3mL

處。d.調(diào)液:調(diào)節(jié)活塞或玻璃球,使滴定管尖嘴部分充滿反應(yīng)液,并使液面處于

“0”刻度

或“0”刻度以下的某一刻度。e.放液:從堿式滴定管中放出一定量的NaOH溶液于錐形瓶中,并滴2~3滴指示劑

(甲基橙或酚酞)。特別提醒

強(qiáng)酸與強(qiáng)堿相互滴定時,指示劑選甲基橙或酚酞都可以,但不能選石蕊(遇酸、堿

顏色變化不明顯)。

(3)終點(diǎn)判斷當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)液時,剛好使錐形瓶中的溶液變色,且半分鐘內(nèi)溶液顏色不

再變化,即達(dá)到滴定終點(diǎn)。(4)讀數(shù)并記錄(2)滴定重復(fù)滴定操作2~3次,取消耗標(biāo)準(zhǔn)液體積的平均值,根據(jù)c(NaOH)=

,計(jì)算出待測NaOH溶液的濃度。6.常用酸堿指示劑及變色范圍(pH)

5.實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)的處理特別提醒

滴定終點(diǎn)的判斷(以用鹽酸滴定未知濃度的NaOH溶液為例)a.若用酚酞作指示劑,當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏嘻}酸時,溶液的顏色由粉紅色突變?yōu)闊o色,

且半分鐘內(nèi)溶液的顏色不再變化,說明達(dá)到滴定終點(diǎn)。b.若用甲基橙作指示劑,當(dāng)

滴入最后一滴鹽酸時,溶液的顏色由黃色變?yōu)槌壬?且半分鐘內(nèi)溶液的顏色不再

變化,說明達(dá)到滴定終點(diǎn)。

判斷正誤,正確的畫“√”,錯誤的畫“?”。1.水是生命之源,純水由25℃升溫至80℃時,c(H+)增大,溶液呈酸性

(

?)2.滴定管是一種精確量取液體體積的儀器,KMnO4溶液應(yīng)用堿式滴定管量取

(

?)3.在實(shí)驗(yàn)室測某溶液的pH時,先用蒸餾水潤濕pH試紙,然后用潔凈、干燥的玻璃

棒蘸取待測液進(jìn)行測定

(

?)4.因?yàn)樗碾x子積常數(shù)的表達(dá)式是KW=c(H+)·c(OH-),所以KW隨溶液中c(H+)和c(OH-)的變化而變化

(

?)提示:溫度不變,KW不變。

5.常溫下,pH=2的醋酸溶液,若加水稀釋至原體積的10倍,其pH為3

(

?)提示:醋酸溶液中存在CH3COOH

CH3COO-+H+,稀釋時平衡向右移動,因此常溫下pH=2的醋酸溶液,若加水稀釋至原體積的10倍,2<pH<3。6.常溫下,pH=8的NaOH溶液稀釋至原體積的100倍,其pH=6

(

?)提示:NaOH是強(qiáng)堿,其溶液無論怎么稀釋,在常溫下pH不可能成為6,只能無限接近

于7。7.將凹液面在0處的25mL的酸式滴定管中的液體全部放出,液體的體積為25mL

(

?)提示:根據(jù)酸式滴定管的結(jié)構(gòu)可知,在25mL以下還有一段,該段沒有刻度但能盛

裝液體,所以液體的體積大于25mL。8.中和滴定操作中所需標(biāo)準(zhǔn)溶液越濃越好,指示劑一般加入2~3mL

(

?)提示:中和滴定操作中標(biāo)準(zhǔn)液濃度不宜過大,指示劑一般應(yīng)加2~3滴,不宜過多。

溶液pH的計(jì)算

強(qiáng)、弱酸(堿)溶液稀釋時pH的變化規(guī)律(1)pH相同的強(qiáng)酸與弱酸(或強(qiáng)堿與弱堿)溶液稀釋相同的倍數(shù),強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)溶液

的pH變化幅度大。這是因?yàn)閺?qiáng)酸(或強(qiáng)堿)已完全電離,隨著水的加入,溶液中H+

(或OH-)數(shù)目不會增多(不考慮水的電離),濃度變化大;而弱酸(或弱堿)隨著水的加

入,電離程度增大,H+(或OH-)數(shù)目增多,濃度變化小。(2)對于物質(zhì)的量濃度相同的強(qiáng)酸與弱酸(或強(qiáng)堿與弱堿)溶液,稀釋相同的倍數(shù),

pH的變化幅度不同,強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)溶液稀釋后pH變化幅度大。

溶液pH的計(jì)算(25℃時)(1)單一溶液pH的計(jì)算①強(qiáng)酸溶液,如HnA溶液,設(shè)溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為cmol·L-1,c(H+)=ncmol·L-1,pH=-lgc(H+)=-lgnc。②強(qiáng)堿溶液,如B(OH)n溶液,設(shè)溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為cmol·L-1,c(H+)=

mol·L-1,pH=-lgc(H+)=14+lgnc。(2)兩強(qiáng)酸溶液混合后pH的計(jì)算(混合后溶液的體積變化忽略不計(jì))由c混(H+)=

先求出混合后溶液中c混(H+),再根據(jù)公式pH=-lgc(H+)求pH。若為不同濃度的同溶質(zhì)的強(qiáng)酸溶液等體積混合,可采用速算的方法:混合

后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加0.3;如pH=3和pH=5的鹽酸等體積混合后,

pH=3.3。(3)兩強(qiáng)堿溶液混合后pH的計(jì)算(混合后溶液的體積變化忽略不計(jì))由c混(OH-)=

先求出混合后溶液中c混(OH-),再通過KW求出混合后溶液中c混(H+),最后求pH。若為不同濃度的同溶質(zhì)的強(qiáng)堿溶液等體積混合,可采用速算的方法:混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的減0.3;如pH=9和pH=11的

燒堿溶液等體積混合后,pH=10.7。(4)強(qiáng)酸溶液、強(qiáng)堿溶液混合后,溶液pH的計(jì)算方法(混合后溶液的體積變化忽略

不計(jì))①若強(qiáng)酸溶液、強(qiáng)堿溶液混合后恰好完全反應(yīng),則混合溶液的pH=7。②若酸過量,直接求反應(yīng)后溶液中的c混(H+)=

。③若堿過量,應(yīng)先求混合后溶液中的c混(OH-)=

,再求c混(H+)=

。

按要求回答下列問題(常溫下,混合后溶液的體積變化忽略不計(jì)):(1)0.1mol·L-1的CH3COOH溶液的pH為

2.9

(已知CH3COOH的電離常數(shù)Ka=1.8×

10-5)。(2)0.1mol·L-1的NH3·H2O溶液的pH為

11

(NH3·H2O的電離度α=1%,電離度=

×100%)。(3)pH=2的鹽酸與等體積的水混合后pH為

2.3

。(4)將0.1mol·L-1氫氧化鈉溶液與0.06mol·L-1硫酸溶液等體積混合后,溶液的pH為

2

。(5)pH=3的硝酸溶液和pH=12的氫氧化鋇溶液按照體積比9∶1混合后,溶液的pH

為

10

。解析

(1)

CH3COOH

CH3COO-+H+c(初始)0.1mol·L-100c(電離)

c(H+)

c(H+)

c(H+)c(平衡)0.1mol·L-1-c(H+)c(H+)

c(H+)則Ka=

=1.8×10-5解得c(H+)≈1.3×10-3mol·L-1,所以pH=-lgc(H+)=-lg(1.3×10-3)≈2.9。(2)

NH3·H2O

OH-+N

c(初始)0.1mol·L-100c(電離)(0.1×1%)mol·L-1(0.1×1%)mol·L-1(0.1×1%)mol·L-1

思路點(diǎn)撥首先確定溶液的酸堿性,然后選擇不同的計(jì)算方法。則c(OH-)=(0.1×1%)mol·L-1=10-3mol·L-1,c(H+)=10-11mol·L-1,所以pH=11。(3)c(H+)=

mol·L-1,則pH=-lg

=2+lg2≈2.3。(4)0.1mol·L-1NaOH溶液中c(OH-)=0.1mol·L-1,0.06mol·L-1的硫酸溶液中c(H+)=0.0

6mol·L-1×2=0.12mol·L-1,二者等體積混合后溶液呈酸性,混合溶液中c(H+)=

=0.01mol·L-1,則pH=-lg0.01=2。(5)pH=3的硝酸溶液中c(H+)=10-3mol·L-1,pH=12的Ba(OH)2溶液中c(OH-)=

mol·L-1=10-2mol·L-1,二者以體積比9∶1混合,Ba(OH)2溶液過量,溶液呈堿性,混合溶液

中c(OH-)=

=1×10-4mol·L-1,則混合后溶液中c(H+)=

=

mol·L-1=1×10-10mol·L-1,故pH=-lg10-10=10。解題模板溶液pH計(jì)算的一般思維模型

酸堿中和滴定的誤差分析某班學(xué)生分組進(jìn)行酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)。實(shí)驗(yàn)用品:0.1mol·L-1HCl溶液、0.1mol·

L-1NaOH溶液、酚酞、蒸餾水、pH計(jì)、酸式滴定管、堿式滴定管、鐵架臺(帶

滴定管夾)、錐形瓶等。甲、乙、丙三個小組的同學(xué)均取20.00mLHCl溶液放入

錐形瓶中,且所用的試劑完全相同,根據(jù)實(shí)驗(yàn)所得的數(shù)據(jù)繪制的曲線分別如圖

中a、b、c所示,其中乙小組和丙小組的同學(xué)操作過程中存在著不足或失誤。

問題1.乙小組的同學(xué)在操作上的不足之處是什么?提示:由曲線b可知,乙小組同學(xué)在滴定終點(diǎn)附近測定和記錄pH的時間間隔過大,

應(yīng)在pH突變時記錄消耗NaOH溶液的體積。2.造成丙小組同學(xué)的滴定曲線與甲小組同學(xué)不同的原因可能是什么?提示:甲小組的同學(xué)所用NaOH溶液體積較少,丙小組的同學(xué)所用NaOH溶液體積

較多。原因可能是丙小組同學(xué)用待測液(HCl溶液)潤洗了錐形瓶或盛裝標(biāo)準(zhǔn)液

(NaOH溶液)的堿式滴定管的尖嘴部分在滴定前有氣泡,滴定后氣泡消失等。

3.甲、乙兩組同學(xué)用相同濃度的鹽酸滴定相同濃度的NaOH溶液。甲組同學(xué)將錐

形瓶用NaOH待測液潤洗后,再用已用蒸餾水洗滌干凈的堿式滴定管取NaOH溶

液于錐形瓶中;乙組同學(xué)則用甲組同學(xué)用過的滴定管取NaOH溶液再放入剛用蒸

餾水洗過且存有蒸餾水的錐形瓶中,其他操作及讀數(shù)均正確,試分析甲、乙兩組同學(xué)的操作是否正確?提示:甲組同學(xué)操作有錯,乙組同學(xué)操作正確。錐形瓶不需要用NaOH溶液潤洗。

甲組同學(xué)使用過的滴定管對乙組同學(xué)來說已潤洗過。

酸堿中和滴定的誤差分析(1)依據(jù)公式c(待測)=

來判斷。c(標(biāo)準(zhǔn))和V(待測)在誤差分析時是定值,因此只需分析使得V(標(biāo)準(zhǔn))偏大或偏小的原因即可,V(標(biāo)準(zhǔn))偏大,則c(待測)

偏高,V(標(biāo)準(zhǔn))偏小,則c(待測)偏低。(2)量筒、滴定管讀數(shù)要領(lǐng)對于仰視、俯視所造成的讀數(shù)誤差,很容易記反,畫圖能有效地解決這一問題。

建議同學(xué)們在分析讀數(shù)誤差時現(xiàn)場畫圖,準(zhǔn)確判斷。如圖是對量筒和滴定管進(jìn)行

仰視、俯視讀數(shù)的模擬圖。其共同點(diǎn)在于:俯視時液面位于讀取刻度的下方,仰視時液面位于讀取刻度的上方(記住“俯下仰上”)。對于滴定管,仰視所讀的數(shù)

值比平視大,俯視所讀的數(shù)值比平視小,而量筒正好相反。滴定終點(diǎn)時的錯誤讀

數(shù)所造成的誤差可簡記為“仰高俯低”(假定滴定前讀數(shù)正確)。

回答下列問題:(1)儀器潤洗①酸式滴定管未潤洗就裝標(biāo)準(zhǔn)液滴定,則測定結(jié)果

偏高

(填“偏高”“偏低”或“無影響”,下同)。②錐形瓶用蒸餾水沖洗后,再用待測液潤洗,則測定結(jié)果

偏高

。(2)存在氣泡①滴定前滴定管尖嘴處有氣泡,滴定后氣泡消失,則測定結(jié)果

偏高

。②滴定管尖嘴處滴定前無氣泡,滴定終點(diǎn)有氣泡,則測定結(jié)果

偏低

。

(3)讀數(shù)①滴定前平視滴定管刻度線,滴定后俯視刻度線,則測定結(jié)果

偏低

。②滴定前仰視滴定管刻度線,滴定后俯視刻度線,則測定結(jié)果

偏低

。(4)指示劑選擇:用鹽酸滴定氨水,選用酚酞作指示劑,則測定結(jié)果

偏低

。(5)存在雜質(zhì)①用含NaCl雜質(zhì)的NaOH配制成標(biāo)準(zhǔn)溶液來滴定鹽酸,則測定的鹽酸濃度將

偏高

。②用含Na2O雜質(zhì)的NaOH配制成標(biāo)準(zhǔn)溶液來滴定鹽酸,則測定的鹽酸濃度將

偏低

。

思路點(diǎn)撥依據(jù)公式c(待測)=

來判斷。解析

(2)①滴定前滴定管尖嘴處有氣泡,滴定后氣泡消失,讀取的體積比實(shí)際消

耗標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積偏大,則測定結(jié)果偏高。(3)滴定前平視滴定管刻度線,滴定后

俯視刻度線或滴定前仰視滴定管刻度線,滴定后俯視刻度線(前仰后俯)都使V(標(biāo)

準(zhǔn))偏小,則測定結(jié)果偏低。(4)用鹽酸滴定氨水,選用酚酞作指示劑,由于酚酞變色

時,溶液呈堿性,氨水有剩余,消耗鹽酸的體積偏小,則測定結(jié)果偏低。(5)①用含

NaCl雜質(zhì)的NaOH配制成標(biāo)準(zhǔn)溶液來滴定鹽酸,由于NaCl不與鹽酸反應(yīng),消耗的標(biāo)

準(zhǔn)溶液體積增大,則測定結(jié)果偏高。②用含Na2O雜質(zhì)的NaOH配制成標(biāo)準(zhǔn)溶液來

滴定鹽酸,根據(jù)Na2O與1molHCl反應(yīng)所需Na2O質(zhì)量為31g,中和1molHCl所需

NaOH質(zhì)量為40g可知,與相同量的鹽酸反應(yīng)時,所需含Na2O的NaOH的量比所需

純NaOH的量小,則測定結(jié)果偏低。第三節(jié)鹽類的水解1.通過實(shí)驗(yàn)歸納鹽溶液的酸堿性與其類型之間的關(guān)系,進(jìn)一步探究鹽溶液呈現(xiàn)不

同酸堿性的原因,總結(jié)其規(guī)律。2.熟練掌握鹽類水解的離子方程式的書寫方法。3.了解鹽類水解在生產(chǎn)生活、化學(xué)實(shí)驗(yàn)、科學(xué)研究中的應(yīng)用。

鹽類的水解

1.定義在水溶液中,鹽電離出來的離子與水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成①

弱電解質(zhì)

的反應(yīng)。2.實(shí)質(zhì)

4.鹽類水解規(guī)律

3.特點(diǎn)5.鹽類水解離子方程式的書寫要求(1)通常,水解反應(yīng)是可逆反應(yīng),因此,要用“

”而不用“

”;水解程度通常很小,產(chǎn)物的量也很少,因此水解方程式中一般不標(biāo)“↓”或“↑”符號,也不把

易分解的生成物(如NH3·H2O等)寫成其分解產(chǎn)物的形式。(2)多元弱酸鹽的水解是分步進(jìn)行的,水解的離子方程式要分步表示。(3)多元弱堿陽離子的水解復(fù)雜,可看作一步水解。(4)像Cu2+和HC

、Fe3+和HC

等離子組,由于它們相互促進(jìn)水解,因此水解程度較大,書寫離子方程式時要用“

”,標(biāo)“↑”“↓”符號。

影響鹽類水解的主要因素

因素對鹽類水解程度的影響內(nèi)因鹽類水解程度的大小,主要是由鹽的性質(zhì)所決定的。對強(qiáng)堿弱酸鹽來說,生成鹽的弱酸酸性越弱,即越難電離(電離常數(shù)越小),該鹽的水解程度③

越大

;對強(qiáng)酸弱堿鹽來說,生成鹽的弱堿堿性越弱,該鹽的水解程度越大外界條件溫度升高溫度能夠④

促進(jìn)

水解濃度鹽溶液濃度越小,水解程度⑤

越大

外加酸、堿水解顯酸性的鹽溶液,加堿會⑥

促進(jìn)

水解,加酸會⑦

抑制

水解,反之亦然外加鹽加入與鹽的水解性質(zhì)相反的鹽會⑧

促進(jìn)

鹽的水解

鹽類水解的應(yīng)用

1.作凈水劑:可溶性的鋁鹽、鐵鹽水解生成膠體,膠體有較強(qiáng)的吸附性,常用作凈

水劑。如明礬水解的離子方程式為⑨

Al3++3H2O

Al(OH)3+3H+

。2.熱堿水去油污:純堿水解的離子方程式為⑩

C

+H2O

HC

+OH-

。加

熱

促進(jìn)

C

的水解,溶液堿性

增強(qiáng)

,去污能力增強(qiáng)。3.鹽溶液的配制和保存:配制、保存SnCl2或FeCl3等易水解的鹽溶液時,加入少量

鹽酸的目的是

抑制Sn2+或Fe3+等的水解

。4.制備膠體:向沸水中滴加FeCl3飽和溶液,繼續(xù)加熱至整個溶液呈紅褐色以

增大Fe3+的水解程度

,從而制備Fe(OH)3膠體。5.制備無機(jī)化合物:如用TiCl4制備TiO2。其反應(yīng)的化學(xué)方程式為TiCl4+(x+2)H2O

TiO2·xH2O↓+4HCl。

判斷正誤,正確的畫“√”,錯誤的畫“?”。1.純堿是鹽,不是堿,之所以被稱為純堿,是因?yàn)樗乃芤猴@堿性

(√)2.硫酸鎂在醫(yī)療上具有鎮(zhèn)靜、抗攣等功效,硫酸鎂溶液呈中性

(

?)3.泡沫滅火器的反應(yīng)原理是Al3++3HC

Al(OH)3↓+3CO2↑

(√)4.向NH4Cl溶液中加入適量氯化鈉固體,抑制了N

的水解

(

?)提示:N

+H2O

NH3·H2O+H+,加入氯化鈉固體對N

的水解無影響。5.加熱醋酸溶液時促進(jìn)了CH3COO-的水解,抑制了CH3COOH的電離

(

?)提示:鹽類的水解是吸熱反應(yīng),弱電解質(zhì)的電離一般需要吸收熱量,加熱促進(jìn)CH3

COO-的水解,也促進(jìn)CH3COOH的電離。6.實(shí)驗(yàn)室配制FeCl3溶液,常將FeCl3固體溶解在濃鹽酸中,再用水稀釋到所需的濃

度,而不是直接溶解在水中

(√)7.常溫下,pH=10的CH3COONa溶液與pH=4的NH4Cl溶液,水的電離程度相同

(

√)提示:鹽類的水解促進(jìn)水的電離。常溫下,pH=10的CH3COONa溶液中由水電離出

的氫氧根離子的濃度為10-4mol/L,pH=4的NH4Cl溶液中由水電離出的氫離子的濃

度為10-4mol/L,兩溶液中水的電離程度相同。8.常溫下,pH=4的CH3COOH溶液與pH=4的NH4Cl溶液,水的電離程度相同

(

?)提示:酸、堿抑制水的電離。常溫下,在pH=4的CH3COOH溶液中由水電離出的氫

離子的濃度是10-10mol/L,在pH=4的NH4Cl溶液中由水電離出的氫離子的濃度是10-4mol/L,兩溶液中水的電離程度不相同。

鹽類水解的應(yīng)用人們利用水解反應(yīng)設(shè)計(jì)出了泡沫滅火器。泡沫滅火器中裝有濃NaHCO3溶液和

濃Al2(SO4)3溶液。當(dāng)二者混合時劇烈反應(yīng),產(chǎn)生氣體和沉淀,在起泡劑的作用下迅

速產(chǎn)生大量泡沫,用于滅火。問題1.濃NaHCO3溶液和濃Al2(SO4)3溶液混合后為什么會劇烈反應(yīng)?反應(yīng)生成的氣體

和沉淀分別是什么?提示:Al2(SO4)3溶液與NaHCO3溶液發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng),反應(yīng)產(chǎn)生CO2氣體

和Al(OH)3沉淀。離子方程式為Al3++3HC

Al(OH)3↓+3CO2↑。2.蒸干AlCl3水溶液并灼燒,得到的固體物質(zhì)主要是什么?蒸干并灼燒Al2(SO4)3溶液

呢?提示:AlCl3溶液中存在AlCl3+3H2O

Al(OH)3+3HCl,加熱,HCl揮發(fā),上述平衡右移,得到Al(OH)3,再灼燒,Al(OH)3分解,最終得到Al2O3。蒸干并灼燒Al2(SO4)3溶液

得到Al2(SO4)3。3.盛放Na2CO3、Na2S溶液的試劑瓶為什么不能用磨口玻璃塞?提示:因?yàn)镹a2CO3、Na2S溶液顯堿性,堿性溶液與玻璃中的SiO2反應(yīng)生成的產(chǎn)物可

使瓶口和玻璃塞黏結(jié)不易打開。

應(yīng)用實(shí)例保存堿性溶液Na2CO3、Na2S等溶液顯堿性,因堿性溶液可與玻

璃中的SiO2反應(yīng),所以保存時不能使用帶磨口玻

璃塞的試劑瓶,應(yīng)用帶橡膠塞的試劑瓶制備某些無水鹽若將某些揮發(fā)性酸對應(yīng)的鹽如AlCl3、FeCl3的溶

液蒸干時,得不到無水鹽,原因是在加熱過程中,

HCl不斷揮發(fā),水解平衡不斷向右移動,得到Al

(OH)3或Fe(OH)3,加熱Al(OH)3、Fe(OH)3繼續(xù)分解

得到Al2O3、Fe2O3。所以AlCl3、FeCl3只有在HCl

氣流中加熱才能得到

鹽類水解在實(shí)驗(yàn)、生產(chǎn)生活中的應(yīng)用判斷離子是否共存常見的因強(qiáng)烈水解而不能大量共存的離子:Al3+

與C

、HC

、S2-、HS-、Al

;Fe3+與HC

、C

、Al

;N

與Al

、Si

混合鹽溶液中的除雜和提純①采用加熱法來促進(jìn)溶液中某些鹽的水解,使之

生成氫氧化物沉淀,以除去溶液中的某些金屬離

子,如除去KNO3溶液中的Fe3+②除去MgCl2溶液中的FeCl3,可加入MgO、Mg

(OH)2或MgCO3促進(jìn)FeCl3的水解,使FeCl3轉(zhuǎn)化為

Fe(OH)3沉淀而除去,可表示為Fe3++3H2O

Fe(OH)3+3H+,MgO+2H+

Mg2++H2O泡沫滅火器的原理泡沫滅火器中使用的是Al2(SO4)3溶液和NaHCO3

溶液,兩者混合時,發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng),直

至水解完全:Al3++3HC

Al(OH)3↓+3CO2↑,滅火器內(nèi)壓強(qiáng)增大,CO2、H2O、Al(OH)3一起

噴出覆蓋在著火物質(zhì)上使火焰熄滅用鹽溶液除銹用NH4Cl溶液可除去金屬表面的氧化膜:N

+H2O

NH3·H2O+H+,氧化膜與H+反應(yīng)而溶解

不同類型鹽的溶液蒸干后產(chǎn)物的判斷常見類型溶液蒸干后所得物質(zhì)金屬陽離子易水解的揮發(fā)性強(qiáng)酸鹽蒸干時得到氫氧化物,灼燒時得到氧化物,如AlCl3(FeCl3)溶液蒸干時得到Al(OH)3[Fe(OH)3],灼燒后得到Al2O3(Fe2O3)金屬陽離子易水解的難揮發(fā)性強(qiáng)酸鹽蒸干得原溶質(zhì),如Al2(SO4)3溶液蒸干得到Al2(SO4)3固體酸根離子易水解的強(qiáng)堿鹽蒸干得原溶質(zhì),如Na2CO3溶液蒸干得Na2CO3固體陰、陽離子均易水解,且水解產(chǎn)物均易揮發(fā)的鹽蒸干后得不到固體物質(zhì),如(NH4)2S、(NH4)2CO3溶液蒸干后得不到固體物質(zhì)不穩(wěn)定的化合物的水溶液加熱時在溶液中就能分解,得不到原溶質(zhì),如Ca(HCO3)2溶液蒸干后得CaCO3易被氧化的鹽蒸干后得不到原溶質(zhì),得到其氧化產(chǎn)物,如FeSO4溶液蒸干后得Fe2(SO4)3,Na2SO3溶液蒸干后得Na2SO4

下列敘述與鹽類的水解有關(guān)的是

()①NH4Cl溶液、ZnCl2溶液可作焊接金屬時的除銹劑②NaHCO3溶液與Al2(SO4)3溶液可作泡沫滅火劑③草木灰與銨態(tài)氮肥不能混合施用④實(shí)驗(yàn)室中盛放Na2CO3溶液的試劑瓶不能用磨口玻璃塞⑤加熱蒸干CuCl2溶液得到Cu(OH)2固體⑥要除去FeCl3溶液中混有的Fe2+,可通入Cl2A.①②③B.②③④C.①④⑤D.①②③④⑤D思路點(diǎn)撥先分析題中的敘述是否涉及鹽類的水解,然后再作出判斷。解析

①NH4Cl和ZnCl2均為強(qiáng)酸弱堿鹽,它們的溶液均顯酸性,可用作焊接金屬

時的除銹劑;②HC

與Al3+發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng),產(chǎn)生CO2和Al(OH)3,可作滅火劑;③草木灰的主要成分為K2CO3,銨態(tài)氮肥中含有N

,C

與N

發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng),若二者混用會降低肥效;④Na2CO3溶液顯堿性,磨口玻璃塞中的二

氧化硅會與堿反應(yīng)生成Na2SiO3,將瓶塞與瓶口黏合在一起,因此實(shí)驗(yàn)室盛放Na2

CO3溶液的試劑瓶應(yīng)用橡膠塞;⑤CuCl2溶液中存在水解平衡:CuCl2+2H2O

Cu(OH)2+2HCl,加熱時,HCl揮發(fā)使平衡不斷右移,最終得到Cu(OH)2固體;⑥Cl2能將

Fe2+氧化成Fe3+,發(fā)生氧化還原反應(yīng),與鹽類的水解無關(guān)。解題模板分析鹽類水解問題的基本思路(1)認(rèn)真審題,找出題目給定的鹽類物質(zhì),確定能水解的離子。(2)寫出水解反應(yīng)的方程式,分析題給條件對水解平衡的影響及結(jié)果。(3)按照題目要求,寫出合理答案。

溶液中離子濃度的大小關(guān)系

電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系(1)電荷守恒電解質(zhì)溶液中陽離子所帶的正電荷總數(shù)與陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)相等,溶液呈

電中性。如Na2CO3溶液中存在著Na+、C

、H+、OH-、HC

,它們存在如下關(guān)系:c(Na+)+c(H+)=2c(C

)+c(HC

)+c(OH-)。(2)元素質(zhì)量守恒在電解質(zhì)溶液中,由于某些離子發(fā)生水解或電離,離子的存在形式發(fā)生了變化。

就該離子所含的某種元素來說,其質(zhì)量在變化前后是守恒的,即元素質(zhì)量守恒。

如0.1mol/LNa2CO3溶液中,Na+和C

的原始濃度之間的關(guān)系為c(Na+)=2c(C

)。由于C

發(fā)生水解,其在溶液中的存在形式除了C

,還有HC

和H2CO3。根據(jù)碳元素質(zhì)量守恒,有以下關(guān)系:c(Na+)=2[c(C

)+c(HC

)+c(H2CO3)]=0.2mol/L。(3)質(zhì)子守恒水電離產(chǎn)生的H+和OH-的物質(zhì)的量總是相等的,無論在溶液中由水電離出的H+和

OH-以什么形式存在。如在Na2CO3溶液中有如下關(guān)系:c(OH-)=c(H+)+c(HC

)+2c(H2CO3)。

(1)單一溶液a.對于多元弱酸溶液,應(yīng)根據(jù)多步電離進(jìn)行分析。例如:在H3PO4溶液中,c(H+)>c(H

2P

)>c(HP

)>c(P

)。b.對于多元弱酸的正鹽溶液,根據(jù)弱酸根離子的分步水解進(jìn)行分析。例如:在Na2

CO3溶液中,各離子濃度的大小順序?yàn)閏(Na+)>c(C

)>c(OH-)>c(HC

)>c(H+)。c.多元弱酸的酸式鹽溶液要考慮弱酸的酸式酸根離子的電離程度與水解程度的相對大小,如HC

以水解為主,在NaHCO3溶液中,c(Na+)>c(HC

)>c(OH-)>c(H+);而HS

以電離為主,在NaHSO3溶液中,c(Na+)>c(HS

)>c(H+)>c(OH-)。d.不同溶液中同一離子濃度的大小比較,要考慮溶液中其他離子對該離子的影

響。如在0.10mol·L-1的①NH4HSO4、②NH4Cl、③CH3COONH4、④(NH4)2SO4溶

液中,c(N

)的大小順序?yàn)棰?gt;①>②>③。離子濃度大小的比較(2)混合溶液混合溶液中各離子濃度的大小比較,根據(jù)電離程度、水解程度的相對大小分析。a.分子的電離大于相應(yīng)離子的水解例如,等物質(zhì)的量濃度的NH4Cl與NH3·H2O的混合溶液中,c(N

)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+);等物質(zhì)的量濃度的CH3COONa與CH3COOH的混合溶液中,c(CH3COO-)>c(Na

+)>c(H+)>c(OH-)。b.分子的電離小于相應(yīng)離子的水解例如,等物質(zhì)的量濃度的NaCN和HCN的混合溶液中,各離子濃度的大小順序?yàn)閏

(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+)。

(雙選)下列溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是

()A.室溫下,向0.01mol·L-1NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至中性:c(Na+)>c(S

)>c(N

)>c(OH-)=c(H+)B.0.1mol·L-1NaHCO3溶液中:c(Na+)>c(OH-)>c(HC

)>c(H+)C.Na2CO3溶液中:c(OH-)-c(H+)=c(HC

)+2c(H2CO3)D.25℃時,濃度均為0.1mol·L-1的CH3COOH、CH3COONa混合溶液中(pH=4.75):c

(CH3COO-)+c(OH-)<c(CH3COOH)+c(H+)AC思路點(diǎn)撥確定溶液中的溶質(zhì)及其濃度

分析涉及的反應(yīng)(平衡)類型及程度

綜合分析得出結(jié)論。解析

0.01mol·L-1NH4HSO4溶液中加NaOH溶液,當(dāng)OH-與H+按物質(zhì)的量比1∶1

反應(yīng)結(jié)束后,由于N

水解使溶液呈酸性,需要再加NaOH與N

反應(yīng)使溶液呈中性,所以c(Na+)>c(S

)>c(N

)>c(OH-)=c(H+),A項(xiàng)正確;雖然HC

水解使溶液呈堿性,但是水解很微弱,c(Na+)與c(HC

)數(shù)值相近,所以c(Na+)>c(HC

)>c(OH-)>c(H+),B項(xiàng)錯誤;在Na2CO3溶液中存在質(zhì)子守恒:c(OH-)=c(HC

)+2c(H2CO3)+c(H+),故c(OH-)-c(H+)=c(HC

)+2c(H2CO3),C項(xiàng)正確;由電荷守恒得c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-),由元素質(zhì)量守恒得2c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH),兩式聯(lián)立得

c(CH3COO-)+2c(OH-)=c(CH3COOH)+2c(H+),因溶液pH=4.75,即c(H+)>c(OH-),則c

(CH3COO-)+c(OH-)>c(CH3COOH)+c(H+),D項(xiàng)錯誤。方法點(diǎn)撥兩溶液反應(yīng)后,溶液中粒子濃度大小的比較方法(1)判斷反應(yīng)產(chǎn)物:判斷兩種溶液混合后生成了什么物質(zhì),是否有物質(zhì)過量,再確定

反應(yīng)后溶液的組成。(2)寫出反應(yīng)后溶液中存在的平衡:根據(jù)溶液的組成,寫出溶液中存在的所有平衡

(水解平衡、電離平衡)。(3)列出溶液中存在的等式:分析反應(yīng)后溶液中存在的微粒,根據(jù)電荷守恒、元素

質(zhì)量守恒列出相關(guān)等式,據(jù)此可找出溶液中陰、陽離子間的數(shù)學(xué)關(guān)系。(4)比大小:根據(jù)溶液中存在的平衡和題給條件,結(jié)合平衡的相關(guān)知識,分析哪些平

衡進(jìn)行的程度相對大一些,哪些平衡進(jìn)行的程度相對小一些,再依此比較溶液中

各粒子濃度的大小。第四節(jié)沉淀溶解平衡1.知道沉淀溶解平衡的概念及其影響因素。2.明確溶度積和離子積的關(guān)系,學(xué)會判斷溶液中難溶電解質(zhì)的沉淀或溶解情況。3.能用平衡移動原理解釋沉淀的溶解與生成、沉淀轉(zhuǎn)化的實(shí)質(zhì)。4.學(xué)會用沉淀溶解平衡的移動解決生產(chǎn)、生活中的問題。

沉淀溶解平衡

1.溶解平衡狀態(tài)在一定溫度下,固體溶質(zhì)在水中形成飽和溶液時,溶液中溶質(zhì)質(zhì)量保持不變的狀

態(tài),該狀態(tài)下,固體溶質(zhì)溶解的速率和溶液中離子結(jié)合生成沉淀的速率相等,但溶

解和沉淀仍在進(jìn)行。2.沉淀溶解平衡(1)概念在一定溫度下,當(dāng)沉淀和溶解速率相等時,即建立了動態(tài)平衡,人們把這種平衡稱

為沉淀溶解平衡。如AgCl溶于水的沉淀溶解平衡表示為①

AgCl(s)

Ag+

(aq)+Cl-(aq)

。(2)特征

3.沉淀溶解平衡的移動固體物質(zhì)的沉淀溶解平衡是可逆過程:固體物質(zhì)

溶液中的溶質(zhì)。(1)v溶解⑤

>

v沉淀固體溶解(2)v溶解⑥

=

v沉淀沉淀溶解平衡(3)v溶解⑦

<

v沉淀析出沉淀4.生成難溶電解質(zhì)的離子反應(yīng)的限度(1)25℃時,溶解性與溶解度的關(guān)系

(2)反應(yīng)完全的標(biāo)志一般情況下,化學(xué)上通常認(rèn)為殘留在溶液中的離子濃度小于⑧

1×10-5

mol·L-1時,生成沉淀的反應(yīng)就進(jìn)行完全了。5.溶度積常數(shù)以AmBn(s)

mAn+(aq)+nBm-(aq)為例:

溶度積離子積概念沉淀溶解平衡的平衡常數(shù)溶液中有關(guān)離子濃度冪的乘積符號KspQ表達(dá)式Ksp=cm(An+)·cn(Bm-),式中的濃度都

是平衡濃度Q=cm(An+)·cn(Bm-),式中的濃度是

任意時刻的濃度應(yīng)用判斷在一定條件下沉淀生成或溶解Q>Ksp:溶液中有沉淀析出Q=Ksp:沉淀溶解平衡狀態(tài)Q<Ksp:溶液中無沉淀析出

沉淀溶解平衡的應(yīng)用

1.沉淀的生成(1)調(diào)節(jié)pH法工業(yè)原料氯化銨中含雜質(zhì)氯化鐵,將含雜質(zhì)的氯化銨溶解于水,再加入氨水調(diào)節(jié)

pH至7~8,可使Fe3+生成Fe(OH)3沉淀而除去。反應(yīng)的離子方程式為⑨

Fe3++3NH3

·H2O

Fe(OH)3↓+3N

。(2)加沉淀劑法以Na2S、H2S等作沉淀劑,使Cu2+、Hg2+等金屬陽離子生成極難溶的硫化物CuS、

HgS等沉淀而除去。離子方程式為Cu2++S2-

CuS↓、Cu2++H2S

CuS↓+2H+、Hg2++S2-

HgS↓和Hg2++H2S

HgS↓+2H+。2.沉淀的溶解(1)原理:根據(jù)平衡移動原理,對于在水中難溶的電解質(zhì),只要不斷移去平衡體系中

的相應(yīng)離子,平衡就向沉淀溶解的方向移動,從而使沉淀溶解。(2)溶解沉淀的試劑a.用⑩

強(qiáng)酸

溶解:例如,用鹽酸溶解CaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等難溶

電解質(zhì)。b.用某些鹽溶液溶解:例如,Mg(OH)2沉淀可溶于NH4Cl溶液,化學(xué)方程式為

Mg(OH)2+2NH4Cl

MgCl2+2NH3·H2O

。3.沉淀的轉(zhuǎn)化(1)沉淀轉(zhuǎn)化實(shí)驗(yàn)a.難溶性銀鹽之間的轉(zhuǎn)化實(shí)驗(yàn)步驟

各步反應(yīng)的離子方程式ⅰ.Ag++Cl-

AgCl↓ⅱ.AgCl(s)+I-(aq)

AgI(s)+Cl-(aq)ⅲ.2AgI(s)+S2-(aq)

Ag2S(s)+2I-(aq)實(shí)驗(yàn)結(jié)論溶解度小的沉淀可轉(zhuǎn)化為溶解度更小的沉淀b.MgCl2溶液

產(chǎn)生白色沉淀

白色沉淀逐漸轉(zhuǎn)化為紅褐色沉淀(2)沉淀轉(zhuǎn)化的實(shí)質(zhì)實(shí)質(zhì)是沉淀溶解平衡的移動。一般來說,溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化成溶解度更小的沉

淀容易實(shí)現(xiàn)。兩者的溶解度差別越大,沉淀越容易轉(zhuǎn)化。(3)沉淀轉(zhuǎn)化的應(yīng)用a.鍋爐除水垢水垢中的CaSO4(s)

CaCO3(s)

Ca2+(aq)反應(yīng)的化學(xué)方程式如下:CaSO4+Na2CO3

Na2SO4+CaCO3CaCO3+2HCl

CaCl2+H2O+CO2↑b.自然界中礦物的轉(zhuǎn)化原生銅的硫化物

CuSO4溶液

銅藍(lán)(CuS)反應(yīng)的化學(xué)方程式如下:CuSO4+ZnS

CuS+ZnSO4CuSO4+PbS

CuS+PbSO4

判斷正誤,正確的畫“√”,錯誤的畫“?”。1.溴酸銀(AgBrO3)的溶解度隨溫度升高逐漸增大,所以AgBrO3的溶解是放熱過程

(

?)2.AgCl(s)

Ag+(aq)+Cl-(aq)和AgCl

Ag++Cl-所表示的意義相同

(

?)3.石灰乳中存在下列平衡:Ca(OH)2(s)

Ca2+(aq)+2OH-(aq),加入少量CaCl2溶液,溶度積常數(shù)變大

(

?)4.向Na2SO4溶液中加入過量的BaCl2溶液,則S

沉淀完全,溶液中只含Ba2+、Na+和Cl-,不含S

(

?)提示:因?yàn)槿芤褐写嬖诹蛩徜^的沉淀溶解平衡,所以溶液中仍含有少量S

。5.化工生產(chǎn)中含Cu2+的廢水常用MnS(s)作沉淀劑,其反應(yīng)原理為Cu2+(aq)+MnS(s)

CuS(s)+Mn2+(aq),該反應(yīng)達(dá)到平衡時,c(Cu2+)=c(Mn2+)(

?)提示:反應(yīng)達(dá)到平衡時,c(Cu2+)和c(Mn2+)不再變化,但不一定相等。6.在洗滌BaSO4沉淀時,為了減少洗滌過程中固體的損耗,最好選用稀硫酸來洗滌

(√)提示:稀硫酸中的S

能抑制BaSO4的溶解,可以減少BaSO4的損耗。實(shí)例1利用X-射線對鋇的穿透能力較差的特性,醫(yī)學(xué)上在進(jìn)行消化系統(tǒng)的X-射

線透視時,常使用BaSO4做內(nèi)服造影劑,這種技術(shù)俗稱鋇餐透視。由于Ba2+有劇毒,

故水溶性鋇鹽不能用作鋇餐。25℃時,BaCO3和BaSO4的沉淀溶解平衡分別為:BaCO3(s)

Ba2+(aq)+C

(aq)

Ksp=2.6×10-9BaSO4(s)

Ba2+(aq)+S

(aq)

Ksp=1.1×10-10

沉淀溶解平衡的應(yīng)用實(shí)例2Ba2+有劇毒,如果誤食可溶性鋇鹽[如BaCl2、Ba(NO3)2等]會導(dǎo)致鋇中毒。中毒者應(yīng)盡快用5.0%的Na2SO4溶液洗胃,隨后導(dǎo)瀉使鋇鹽盡快排出。Na2SO4溶液

進(jìn)入胃后,S

可與Ba2+結(jié)合生成BaSO4沉淀而解毒。問題1.由溶度積常數(shù)可知BaSO4、BaCO3都難溶于水,而且二者的溶解度相差不大,醫(yī)

學(xué)上能用BaCO3作鋇餐嗎?為什么?提示:不能。胃酸的酸性很強(qiáng),如果用BaCO3作鋇餐,BaCO3入胃后,胃酸可與BaCO3

電離出的C

反應(yīng)生成二氧化碳和水,使C

的濃度降低,此時BaCO3的沉淀溶解平衡向溶解的方向移動,使Ba2+濃度增大而導(dǎo)致人體中毒,因此不能用碳酸鋇作

鋇餐。2.誤食可溶性鋇鹽(如BaCl2等),會導(dǎo)致鋇中毒。中毒者應(yīng)盡快用5.0%的Na2SO4溶

液洗胃的原因是什么?提示:鋇中毒后,用5.0%的Na2SO4溶液洗胃,S

與Ba2+結(jié)合生成BaSO4沉淀,可緩解Ba2+對人體的毒害。3.已知不同金屬離子在溶液中完