1、專題5 溶液中的離子平衡本專題重難點(diǎn)突破一、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的比較強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念在水溶液中能完全電離的電解質(zhì)在水溶液中只能部分電離的電解質(zhì)電離程度完全電離只有部分電離電離過(guò)程不可逆過(guò)程，無(wú)電離平衡可逆過(guò)程，存在電離平衡溶液中的粒子種類只有電離出的陰、陽(yáng)離子，不存在電解質(zhì)分子既有電離出的陰、陽(yáng)離子，又有電解質(zhì)分子化合物類別絕大多數(shù)鹽：如NaCl、BaSO4等；強(qiáng)酸：如H2SO4、HCl、HClO4等；強(qiáng)堿：如Ba(OH)2、Ca(OH)2等弱酸：如H2CO3、CH3COOH等；弱堿：如NH3H2O、Cu(OH)2等；水電離方程式H2SO4=2HSOBa(OH)2=Ba

2、22OHHA?HABOH?BOH特別提示(1)強(qiáng)電解質(zhì)的溶液的導(dǎo)電能力不一定強(qiáng)；難溶鹽如果能完全電離，也是強(qiáng)電解質(zhì)(如BaSO4、CaCO3等)。(2)弱電解質(zhì)的電離用可逆符號(hào)“?”，多元弱酸分步電離，以第一步電離為主，需分步書寫，如：H2CO3?HHCO(主)、HCO?HCO(次)(寫成H2CO3=HHCO或H2CO3?2HCO都是錯(cuò)誤的)。2弱電解質(zhì)的判斷方法技巧要判斷某電解質(zhì)是弱電解質(zhì)，關(guān)鍵在于一個(gè)“弱”字，即證明它只是部分電離或其溶液中存在電離平衡。以一元弱酸HA為例，證明它是弱電解質(zhì)的常用方法有：方法依據(jù)(實(shí)驗(yàn)設(shè)計(jì)或現(xiàn)象)結(jié)論(1)酸溶液的pH0.1molL1的HA溶液的pH1(室溫

3、下)；將pH2的HA溶液稀釋100倍，稀釋后2pH4；向HA溶液中滴加2滴石蕊溶液，溶液呈紅色，再加入少量NaA晶體，紅色變淺HA是一元弱酸，是弱電解質(zhì)。其中(5)、(6)還能證明HA的酸性比H2CO3弱(2)鹽溶液的pHNaA溶液的pH7(室溫下)(3)溶液的導(dǎo)電性0.1molL1的HCl和HA溶液，前者的導(dǎo)電能力明顯更強(qiáng)(4)與金屬反應(yīng)的速率相同濃度的HCl與HA溶液，與相同(形狀、顆粒大小)的金屬或碳酸鹽反應(yīng)，前者的反應(yīng)速率快(5)其鈉鹽能與弱酸反應(yīng)生成HACO2通入NaA溶液中有HA生成(6)不與碳酸氫鈉溶液反應(yīng)HA溶液不與NaHCO3溶液反應(yīng)【例1】下列敘述中，能說(shuō)明該物質(zhì)是弱電解質(zhì)

4、的是()A熔化時(shí)不導(dǎo)電B不是離子化合物，而是共價(jià)化合物C水溶液的導(dǎo)電能力很差D溶液中溶質(zhì)分子和電離出的離子共存解析A項(xiàng)，熔融狀態(tài)下能否導(dǎo)電是區(qū)分離子化合物和共價(jià)化合物的條件，而不是區(qū)分強(qiáng)、弱電解質(zhì)的條件；B項(xiàng)，有許多共價(jià)化合物(如HCl、H2SO4等)是強(qiáng)電解質(zhì)；C項(xiàng)，水溶液的導(dǎo)電能力不僅與電解質(zhì)的強(qiáng)弱有關(guān)，還與溶液的濃度有關(guān)；D項(xiàng)，弱電解質(zhì)的電離是可逆的，溶液中溶質(zhì)分子和電離出的離子共存，則說(shuō)明該物質(zhì)是弱電解質(zhì)。答案D【例2】用食用白醋(醋酸濃度約1molL1)進(jìn)行下列實(shí)驗(yàn)，能證明醋酸為弱電解質(zhì)的是()A白醋中滴入石蕊溶液呈紅色B白醋加入豆?jié){中有沉淀產(chǎn)生C蛋殼浸泡在白醋中有氣體放出DpH試紙

5、顯示白醋的pH為23解析石蕊溶液遇c(H)105molL1的溶液都可能會(huì)呈現(xiàn)紅色；白醋遇到豆?jié){有沉淀產(chǎn)生，原因是豆?jié){作為膠體，遇到電解質(zhì)會(huì)發(fā)生聚沉；而白醋與蛋殼中的CaCO3反應(yīng)放出CO2氣體，能說(shuō)明CH3COOH的酸性比H2CO3強(qiáng)，但不能說(shuō)明CH3COOH是弱酸；濃度為1molL1的CH3COOH，若是強(qiáng)電解質(zhì)，則pH為0，而實(shí)際pH為23，則說(shuō)明CH3COOH沒(méi)有完全電離，從而證明CH3COOH為弱電解質(zhì)。答案D二、鹽溶液酸堿性的判斷及水解離子方程式的書寫1鹽溶液的酸堿性的判斷鹽的類別溶液的酸堿性原因強(qiáng)酸弱堿鹽呈酸性，pHc(OH)水解實(shí)質(zhì)：鹽電離出的離子與H2O電離出的H或OH結(jié)合生成

6、弱電解質(zhì)強(qiáng)堿弱酸鹽呈堿性，pH7弱酸陰離子與H2O電離出的H結(jié)合，使c(OH)c(H)強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽呈中性，pH7，H2O的電離平衡不被破壞，不水解弱酸的酸式鹽若電離程度水解程度，c(H)c(OH)，呈酸性，如NaHSO3、NaHC2O4若電離程度水解程度，c(H)HClOBpH：HClOHCNC與NaOH恰好完全反應(yīng)時(shí)，消耗NaOH的物質(zhì)的量：HClOHCND酸根離子濃度：c(CN)NaClO，可以確定酸性：HCNHClO，由于是同體積、同濃度的HCN和HClO與NaOH恰好反應(yīng)，故消耗NaOH的量相同，所以A、B、C均錯(cuò)誤；由酸性越強(qiáng)電離程度越大，故c(CN)c(ClO)，D正確。答案D三、p

7、H值的相關(guān)計(jì)算1跟水等體積混合(以下“前”均指“混合前”，“后”均指“混合后”)(1)強(qiáng)酸：pH(后)pH(前)0.3；(2)強(qiáng)堿；pH(后)pH(前)0.3；(3)弱酸：pH(后)略小于pH(前)0.3(因混合后酸的電離程度增大)；(4)弱堿：pH(后)略小于pH(前)0.3(因混合后堿的電離程度增大)。2酸堿等體積相互混合(1)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿先求出混合前酸中總的n(H)及堿中總的n(OH)，然后比較它們的大小，判斷過(guò)量后再計(jì)算。若n(H)n(OH)，則pH(后)7。若n(H)n(OH)，酸過(guò)量：由c(H)(過(guò)量)求pH(后)。若n(H)n(OH)，堿過(guò)量：由c(OH)(過(guò)量)先求c(H)，再求

8、pH(后)。若已知強(qiáng)酸中pH(A)和強(qiáng)堿中pH(B)，等體積混合又有：pH(A)pH(B)14，則恰好中和。pH(A)pH(B)14，則堿過(guò)量。pH(A)pH(B)14，則酸過(guò)量。(2)弱酸與強(qiáng)堿pH(A)pH(B)14，則酸過(guò)量，一般顯酸性(因一般電離大于水解)。pH(A)pH(B)14，則表示酸中已電離的c(H)小于堿中已電離的c(OH)，等體積混合后可能顯酸性、中性、堿性。(3)弱堿與強(qiáng)酸pH(A)pH(B)14，則堿過(guò)量，一般顯堿性(電離一般大于水解)。pH(A)pH(B)14，則表示酸中已電離的c(H)大于堿中已電離的c(OH)，等體積混合后可能顯酸性、中性、堿性?！纠?】pH5和p

9、H3的兩種鹽酸以12體積比混合，該混合溶液pH為()A3.2B4.0C4.2D5.0解析設(shè)取pH5和pH3的兩種鹽酸分別為VL和2VL，pH5的鹽酸，c(H)105molL1；pH3的鹽酸c(H)103molL1。則混合后，c(H)混6.7104molL1；pHlgc(H)lg(6.7104)40.83.2。答案A【例6】已知100時(shí)水的離子積是1.01012，在此溫度下，有pH3的鹽酸和pH3的HA(一元弱酸)兩種溶液。(1)取等體積的兩溶液，分別稀釋到pH4時(shí)，兩者加水量的關(guān)系是：前者_(dá)(填“”“”或“”，下同)后者。(2)取等體積的兩溶液，分別加入等物質(zhì)的量的相應(yīng)鈉鹽固體少量，兩溶液的pH大小關(guān)系是：前者_(dá)后者。(3)50mLpH3的鹽酸和50mL0.003molL1NaOH溶液混合后，所得溶液的pH_。(4)pH3的HA溶液中由水電離出的c(H)_molL1。解析(1)HA加水稀釋時(shí)電離程度增大，因此稀釋到pH4時(shí)，HA的加水量大。(2)向鹽酸中加入NaCl固體，c(H)不變，pH不變，而向HA溶液中加入NaA固體，電離平