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1、化学反应原理专题复习之三安徽皖智学校 胡征善电解质溶液一、电离 （1）水的电离Kw只与温度(T)有关水的电离吸热，T升高，Kw增大，而与溶液中c(H+)或c(OH)无关。溶液的pH和pOHpH=lg c(H+)c(H+) pHc(H+)=10pH mol/Lc(H+)c(OH)=Kw pH+pOH=pKw pOH=lg c(OH)c(OH) pOHc(OH)=10pOH mol/L（2）酸、碱在水中的电离 强酸 HA+H2O=H3O+A 弱酸 HA+H2OH3O+A或 Al(OH)3+H2OAl(OH)4+H+简化为 HA=H+A HAH+A（3）离子化合物(强碱、盐)的电离熔融或水的作用（4
2、）弱碱 BOHB+OH 或 NH3H2ONH4+OH二、溶液的酸碱性（1）在酸性或碱性溶液中，是溶液中的c(H+)c(OH)为Kw，不再是只由水电离出的c(H+)c(OH)为Kw例如：25时，0.1 mol/L盐酸中，c(H+)=0.1 mol/L，溶液中Kw=c(H+)c(OH)=11014，则由水电离出的c(OH)=11013 mol/L，由水电离出的c(H+)也为11013 mol/L，若只考虑水电离出的c(H+)和c(OH)，其乘积为11026水的离子积不是水的离子积，而是溶液中c(H+)和c(OH)的乘积浓度对平衡常数无影响。（2）溶液的酸碱性溶液的酸碱性一定正确 相对正确(25或室
3、温时)中性c(H+)= c(OH) =1107 mol/L 或pH=7酸性c(OH)c(H+) 1107 mol/L或pH7碱性c(H+)c(OH) 1107 mol/L或pH7（3）测定溶液酸碱度(酸碱度酸碱性)pH计(酸度计)精确至0.01 pH试纸的使用： 湿润的pH试纸测定溶液pH是否一定有误差？【例1】已知温度T时水的离子积为Kw。该温度下，将浓度为a mol/L 的一元酸HA溶液与b mol/L的一元碱BOH溶液等体积混合。可判断该溶液呈中性的依据是 Aa=b B混合溶液中pH=7 C混合溶液中，c(H+)=Kw mol/L D混合溶液中，c(H+)+ c(B+)= c(OH)+
4、c(A)【解析】A选项：并不知道一元酸、碱的强弱，若是强酸强碱溶液等体积混合，当a=b时，溶液是呈中性；若是弱酸和强碱，当a=b时，溶液是呈碱性；若是弱碱和强酸，当a=b时，溶液是呈酸性；若是弱酸和弱碱，也要视两者的相对强弱。B选项：没有强调温度是25或室温。若100时， Kw=5.51013，纯水的pH=(131g5.5)/2=6.3，pH=6.3是中性溶液，而溶液的pH=7就是碱性溶液。C选项：混合溶液中，c(H+)=Kw mol/L，说明溶液中c(H+)=c(OH)，呈中性。D选项：无论酸碱的强弱，也不管酸碱是否过量或溶液的酸碱性，混合溶液中，始终遵守电解质溶液的电荷守恒：，c(H+)+
5、 c(B+)= c(OH)+ c(A) （3）盐的水解（4）凡酸溶液或碱溶液，因其电离产生H+或OH，抑制水的电离；凡呈酸性或碱性的盐溶液，因其水解，一定促进水的电离。酸性溶液碱性溶液能水解的盐溶液，促进水电离，(H2O)增大酸或碱溶液，抑制水电离，(H2O)减小H2OH+ OH【例2】25时，溶液pH均为11的NaCN溶液和NaOH溶液，求水的电离度之比。【解析】因为(H2O)=c(H+)/c(H2O)或c(OH)/c(H2O)，所以水的电离度之比=水电离出的c(H+)或c(OH)之比。NaOH溶液中c(OH)= 1103 mol/L，由水电离出的c(H+)=11011 mol/L，NaCN
6、溶液中c(OH)= 1103 mol/L就是由CN水解结合水电离出的H+，促使水电离而生成的OH浓度。所以NaCN溶液中水的电离度与NaOH溶液中水的电离度之比=1103/(11011)= 1108三、弱酸弱碱电离与某些盐类水解的程度都很小（1）一元弱酸HA或弱碱BOH的电离 HAH+ + A BOHB+ + OHc mol/Lx x x c mol/Lx x x Ka=x2/(c mol/Lx) Kb=x2/(c mol/Lx)当c不是很小且Ka或Kb不是很大时，x很小即c mol/Lxc mol/L，故有： c(H+)=x=(Kac)1/2 或c(OH)=x=(Kbc)1/2由c(弱酸)=
7、c2(H+)/Ka或c(弱碱)=c2(OH)/Kb可知：酸或碱越弱（Ka或Kb越小），弱酸或弱碱的浓度越大，即c(弱酸)或c(弱碱)很大于c(H+)或c(OH)电离度= x/c100%，所以= (K/c)1/2弱酸(碱)的电离常数(25)HNO2 4.6104 HF 3.53104 HCOOH 1.77104CH3COOH 1.76105 HClO 2.95108 HCN 4.931010苯酚 1.281010 NH3H2O 1.80105 H2SK1=9.1108 K2=1.110120.1mol/L弱电解质溶液的电离度（18）电解质HFHNO2CH3COOHHCNH2SH2CO3NH3H2
8、O%156.51.330.0070.070.171.33c(H+)/molL10.0150.00650.001330.0000070.000070.000170.00133pH1.822.192.885.154.153.7711.12由上可知：若酸HA溶液的pH=lgc(H+)=lgc(HA)，该酸为强酸；若酸HA溶液的pH=lgc(H+)lgc(HA)，该酸为弱酸。若碱BOH溶液的pOH=lgc(OH) =lgc(BOH)，该碱为强碱；若碱BOH溶液的pOH=lgc(OH)lgc(BOH)，该碱为弱碱。（2）a.绝大多数弱酸或弱碱的电离都是吸热(氢氟酸电离是放热)，升高温度，电离度增大，电离
9、常数增大。但对NH3+H2ONH3H2ONH4+ + OH而言，为化学平衡，为电离平衡。若是浓氨水，升高温度，NH3在水中溶解度减小，NH3从水中挥发，平衡逆向移动；若是稀氨水，且温度升高不大，只考虑的平衡移动。b.盐的水解都是吸热(中和反应都是放热)，升高温度，促进水解，Kh和h都增大。(1)原因：电性作用从中性分子和阴离子中电离出H+平衡移动第一级电离产生的H+对第二、第三级电离的抑制作用，第二级电离产生的H+对第三级电离的抑制作用(2)结论：c(H+)/c(PO43)远远大于3 磷酸电离原因及得出的结论对其它多元弱酸的电离均成立 （3）多元弱酸分步电离，例如：磷酸的电离：电离越难原因与结
10、 论H3PO4 H2PO4+ H+H2PO4 HPO42+ H+HPO42 PO43+ H+K1=7.52103K2=6.23.108K3=2.21013（4）改变下列表中的一个条件(加入的物质是少量的浓溶液或固体)，对乙酸电离平衡的影响：CH3COOHCH3COO+H+ 改变条件c(CH3COOH)c(CH3COO)c(H+)平衡移动电离度KaCH3COOHHCl(g)NaOH(s)CH3COONa加水稀释升高温度注：a.弱酸或弱碱加水稀释平衡移动的推理：等效法弱酸或弱碱溶液加水稀释的平衡移动与化学平衡中反应前后气体计量总数不等的反应减小压强(容器容积扩大)的平衡移动等效。减小压强(容器容积
11、扩大)平衡向气体计量总数增大的方向移动，弱酸或弱碱溶液加水稀释，电离平衡向电离方向移动。利用平衡常数来判断平衡移动 一元弱酸HA的电离平衡常数为Ka= c(H+)c(A)/c(HA)，加水稀释(为了计算方便，假设稀释原来溶液体积的两倍)，平衡不移动时的浓度商Q= c(H+)c(A)/2c(HA)= Ka/2，QKa，而Ka只与温度有关，温度不变，Ka不变。平衡体系各成分的浓度相互调节，使Q值增大为Ka，因此c(H+)和c(A)增大，c(HA)减小，平衡向电离方向移动。b.加入盐酸溶液乙酸电离平衡一定逆向移动？（5）弱酸(或弱碱)及其盐的混合溶液同离子效应：盐电离出的离子对弱酸(或弱碱)电离的抑
12、制作用，不考虑盐电离出离子的水解产生OH (或H+)对弱酸(或弱碱)电离促进。当溶液中弱酸(或弱碱)和对应盐的浓度相近时，此溶液为缓冲溶液加入少量H+或OH时，溶液的pH变化不大用平衡移动原理解释。 （6）电离平衡、水解平衡与化学平衡的比较化学平衡平衡转化率平衡常数K都遵守勒夏特利原理与c、P、T有关只与T有关电离平衡电离度电离常数Ka与c、T有关只与T有关水解平衡水解度h水解常数Kh与c、T有关只与T有关（7）弱酸强碱盐或弱碱强酸盐的水解“越弱越水解，谁强显谁性”A + H2OHA + OH B+ + H2OBOH + H+c(OH)=(Khc)1/2=(Kw c /Ka)1/2 c(H+)=(Khc)1/2=(Kw c /Kb)1/2水解度h=c(H+)或c(OH)/c=(Kh/c)1/2=Kw/(Kac)1/2 或Kw/(Kbc)1/2 0.1mol/L盐溶液的水解度（18）盐NH4ClNaAcNa2CO3NaCNNa2SNH4Ach%0.00850.008551.6230.5c(H+)或c(OH)/molL10.00000850.00000850.0050.00160.0230.005pH5.18.811.611.112.57矛盾（8）盐类水解的应用 1.同一溶液中离
