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1、水溶液中的离子平衡1 知识要点一、弱电解质的电离 1、定义：电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质 物质单质化合物电解质非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱电解质：弱酸、弱碱和水。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物纯净物 下列说法中正确的是（ BC ） A、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质； B、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子； C、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是
2、强电解质； D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。2、电解质与非电解质本质区别：在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）电解质离子化合物或共价化合物 非电解质共价化合物离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电 下列说法中错误的是（ B ）A、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质；B、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电；C、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强；D、相同条件下，pH相同的盐酸和醋酸的导电性相同。3、强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡
3、） 注意：电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO2等属于非电解质 强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）4、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc为例)：（1）溶液导电性对比实验； （2）测0.01mol/LHAc溶液的pH2；（3）测NaAc溶液的pH值； （4）测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pHa +2（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL;（7）将pH=1的HAc溶液与pH=1
4、3的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率最佳的方法是 和 ；最难以实现的是 ，说明理由 。（提示：实验室能否配制0.1mol/L的HAc？能否配制pH=1的HAc？为什么？ ）5、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA)pH(HB) (2)pH值相同时，溶液的浓度CHACHB(3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHApHHB物质的量浓度相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是 ，pH最大的是 ；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为 。pH相同的
5、盐酸、硫酸和醋酸溶液，物质的量浓度最小的是 ，最大的是 ；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为 。甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的浓度均为0.10mol/L时，甲酸中的c(H+)为乙酸中c(H+)的3倍，欲使两溶液中c(H+)相等，则需将甲酸稀释至原来的 3倍（填“”或“=”）；试推测丙酸的酸性比乙酸强还是弱 。二、水的电离和溶液的酸碱性1、水离平衡：H2OH+ + OH- 水的离子积：KW = H+OH- 25时, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定 KW不仅适用于纯水，适
6、用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：酸、碱 ：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制） 温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）易水解的盐：促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进） 试比较pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是 。4、溶液的酸碱性和pH： （1）pH= -lgH+ 注意：酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ；pH7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）； 碱性溶液不
7、一定是碱溶液（可能是 溶液）。已知100时，水的KW=110-12，则该温度下（1）NaCl的水溶液中H+= ，pH = ，溶液呈 性。（2）0.005mol/L的稀硫酸的pH= ；0.01mol/L的NaOH溶液的pH= （2）pH的测定方法：酸碱指示剂甲基橙、石蕊、酚酞pH试纸 最简单的方法。 操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。 注意：事先不能用水湿润PH试纸；只能读取整数值或范围 用湿润的pH试纸测某稀溶液的pH，所测结果 （填“偏大”、“偏小”、“不变”或“不能确定”），理由是 。（3）常用酸碱指示剂及其变色范围：指示
8、剂变色范围的PH石蕊5红色58紫色8蓝色甲基橙3.1红色3.14.4橙色4.4黄色酚酞8无色810浅红10红色试根据上述三种指示剂的变色范围，回答下列问题：强酸滴定强碱最好选用的指示剂为： ，原因是 ；强碱滴定强酸最好选用的指示剂为： ，原因是 ；中和滴定不用石蕊作指示剂的原因是 。三 、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：（先求H+混：将两种酸中的H+离子数相加除以总体积，再求其它）H+混 =（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、强碱与强碱的混合：（先求OH-混：将两种酸中的OH离子数相加除以总体积，再求其它）OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (注意
9、 :不能直接计算H+混)3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- =H2O计算余下的H+或OH-，H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求H+混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求OH-混，再求其它） 注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！ 将pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；将pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；20mLpH=5的盐酸中加入1滴（0.05mL）0.004mol/LBa(OH)2溶液后pH= 。四、稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释
10、10n倍时，pH稀=pH原+ n （但始终不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀pH原+n （但始终不能大于或等于7）3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原n （但始终不能小于或等于7）4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀pH原n （但始终不能小于或等于7）5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均为76、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。 pH=3的HCl稀释100倍后溶液的pH变为 ；pH=3的HAc溶液稀释100倍后pH为 ，若使其pH变为5，应稀释的倍数应 （填不等号）100；pH=5的稀硫
11、酸稀释1000倍后溶液中H+ ：SO42-= ； pH=10的NaOH溶液稀释100倍后溶液的pH变为 ；pH=10的NaAc溶液稀释10倍后溶液的pH为 。五、“酸、碱恰好完全反应”与“自由H+与OH-恰好中和”酸碱性判断方法1、酸、碱恰好反应（现金+存款相等）：恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。（无水解，呈中性）2、自由H+与OH-恰好中和（现金相等），即“14规则：pH之和为14的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显中性。”：生成盐和水，弱者大量剩余，弱者电离显性。（无弱者，呈中性）(1)100mLpH=3的H2SO4中加入10mL0.01mol/L氨水后溶液呈 性，原因是 ；p
12、H=3的HCl与pH=11的氨水等体积混合后溶液呈 性，原因是 。（2）室温时，0.01mol/L某一元弱酸只有1%发生了电离，则下列说法错误的是 BA、上述弱酸溶液的pH4 B、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH7C、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH7D、加入等体积pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH7六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解规律： 有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 NaHCO3)弱酸酸性强弱比较：A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。如酸性：HFH3PO4）B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOHCH3COOH）C、一些常见的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸；醋酸碳酸；磷酸和H2SO3为中强酸；HClO4为最强含氧酸等。（1）下列物质不水解的是 ；水解呈酸性的是 ；水解呈碱性的是 Fe
