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1、高考化学热点知识训练12电离平衡、pH、盐类水解知识结构电离平衡具有极性共价键的弱电解质(例如部分弱酸、弱碱)溶于水时，其分子可以微弱电离出离子；同时，溶液中的相应离子也可以结合成分子。一般地，自上述反应开始起，弱电解质分子电离出离子的速率不断降低，而离子重新结合成弱电解质分子的速率不断升高，当两者的反应速率相等时，溶液便达到了电离平衡。此时，溶液中电解质分子的浓度与离子的浓度分别处于稳定状态，不再发生变化。 用简单的语言概括电离平衡的定义，即：在一定条件下，弱电解质的离子化速率等于其分子化速率。 形成条件溶液中电解质电离成离子和离子重新结合成分子的平衡状态。 具体一点说,在一定的条件下(如温
2、度,浓度),当溶液中的电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成分子的速率相等时,电离的过程就达到了平衡状态,即电离平衡。 一般来说，强电解质不存在电离平衡而弱电解质存在电离平衡。1弱电解质的电离电离平衡是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度以及离子浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是：(1)浓度。浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。(2)温度。温度越高，电离程度越大。因电离过程是吸热过程，升温时平衡向右移动。(3)同离子效应。如在醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO浓度，平衡左移，电离程度减小；加入盐酸，平衡也会左移。(4
3、)加入能反应的物质，实质是改变浓度。如在醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。2溶液稀释pH的变化(1)无论稀释多少倍，酸溶液的pH都不能等于或大于7，只能趋近于7。这是因为当pH接近于6时，再加水稀释，由水电离提供的H不能再忽略。(2)无论稀释多少倍，碱溶液的pH都不能等于或小于7，只能趋近于7。这是因为当pH接近于8时，再加水稀释，由水电离提供的OH不能再忽略。(3)对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)稀释相同倍数，pH变化也不同，其结果是强酸(或强碱)稀释后，pH变化程度比弱酸(或弱碱)大。3多元弱酸的电离、多元弱酸根的水解，要分步写，且都是可逆的，如H2C
4、O3HHCO3，HCO3- HCO32-；CO32-H2OHCO3-OH-； HCO3-H2OH2CO3OH-。且第一步电离或水解程度远远大于第二步，而多元弱碱的电离一步写，如Fe(OH)3 Fe33OH，多元弱碱阳离子的水解也一步写。如：Fe33H2O Fe(OH)33H。4溶度积：溶度积是一个常数，符号为Ksp，其含义如下：MmAn(s) mMn(aq)nAm(aq)，则Kspcm(Mn)cn(Am)。(1)溶度积常数Ksp同电离常数、水的离子积常数、化学平衡常数一样，只与温度有关，与浓度无关。(2)沉淀的溶解和生成：当Qc大于Ksp时，沉淀的溶解平衡向左移动，会生成沉淀；当Qc小于Ksp
5、时，沉淀的溶解平衡向右移动，沉淀会溶解。(3)沉淀的转化：当两种物质的Ksp差别较大时，可以使溶解能力相对较强的沉淀转化为溶解能力相对较弱的沉淀。pHpH实际上是水溶液中酸碱度的一种表示方法。平时我们经常习惯于用百分浓度来表示水溶液的酸碱度，如1%的硫酸溶液或1%的碱溶液，但是当水溶液的酸碱度很小很小时，如果再用百分浓度来表示则太麻烦了，这时可用pH来表示。pH的应用范围在0-14之间，当pH7时水呈中性；pH7时水呈酸性，pH愈小，水的酸性愈大；当pH7时水呈碱性，pH愈大，水的碱性愈大。溶液PH计算的整体思路是：根据PH的定义PH=lgc(H+)，溶液PH计算的核心是确定溶液中的c(H+)
6、相对大小。一、单一溶液的PH的计算若该溶液是酸性溶液，必先确定c(H+)，再进行PH的计算。若该溶液是碱性溶液，必先确定c(OH-)，可根据c(H+)c(OH-)=Kw换算成c(H+)，再求PH，或引用PH定义，由c(OH-)直接求POH，再根据PH+POH=PKw，换算出PH。例1、求室温下1.010-3mol/L的Ba(OH)2溶液的PH。解析：由题意c(OH-)=2.010-3mol/L，c(H+)c(OH-)=Kw，c(H+)= Kw/ c(OH-)=5.010-12mol/L，PH=lgc(H+)=lg5.010-12=11.3。或由题意c(OH-)=2.010-3mol/L，POH
7、=lgc(OH-)=lg2.010-3=2.7，PH+POH=PKw，PH+2.7=14，PH=11.3。二、溶液稀释后的PH的计算1、强酸或强碱的稀释在稀释强酸或强碱时，当它们的浓度大于10-5mol/L时，不考虑水的电离；当它们的浓度小于10-5mol/L时，应考虑水的电离。如PH=6的盐酸，稀释100倍，稀释后PH7（不能大于7）；PH=8的氢氧化钠溶液，稀释100倍，稀释后PH7（不能小于7）；PH=3的盐酸，稀释100倍，稀释后PH=5；PH=10的氢氧化钠溶液，稀释100倍，稀释后PH=8。例2、室温时将PH=5的硫酸溶液稀释1000倍后，则c(H+):c(SO42-)是（ ）A.
8、 2:1 B. 21:1 C. 20:1 D. 22:1解析：PH=5时，c(H+)酸=110-5mol/L，c(SO42-)=510-6mol/L，稀释1000倍后，由硫酸电离出的c(H+)酸=110-8mol/L，c(SO42-)=510-9mol/L，考虑水的电离受硫酸的抑制，设水电离出的c(H+)为xmol/L，故水电离出的c(OH-)也为xmol/L，根据水的离子积在室温时为一常量，得方程(x+10-8)x=10-14，解得x=9.510-8，故c(H+):c(SO42-)=c(H+)酸+c(H+)水: c(SO42-)=10.510-8 mol/L: 510-9mol/L=21:1
9、，故应选B。2、弱酸或弱碱的稀释在稀释弱酸或弱碱过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其PH范围。如PH=3的醋酸溶液，稀释100倍，稀释后3PH5；PH=10的氨水，稀释100倍，稀释后8PH10；PH=3的酸溶液，稀释100倍，稀释后3PH5；PH=10的碱溶液，稀释100倍，稀释后8PH10。例3、PH=11的氨水溶液和氢氧化钠溶液，用蒸馏水稀释100倍，二者的PH的关系是（ ）A氨水的PH大于氢氧化钠的PHB氨水的PH小于氢氧化钠的PHC都比原来小D氨水比原来的大，氢氧化钠比原来的小解析：氨水为弱碱，氢氧化钠为强碱，稀释100倍之后，氨水的9PH11，而氢氧
10、化钠溶液的PH=9。故选A、C。三、溶液混合后的PH的计算两种溶液混合后，首先应考虑是否发生化学变化，其次考虑溶液总体积变化，一般来说溶液的体积没有加和性，但稀溶液混合时，常不考虑混合后溶液的体积的变化，而取其体积之和（除非有特殊说明）。1、两强酸混合后的PH的计算先求混合后的c(H+)混，再直接求PH。即：c(H+)混= c(H+)1V1+ c(H+)2V2/（V1+ V2）。例4、PH=4的盐酸和PH=2的盐酸等体积混合后，溶液的PH最接近于（）A2.0 B. 2.3 C. 3.5 D. 3.7解析：由题意PH=4的盐酸，c(H+)1=1.010-4mol/L；PH=2的盐酸，c(H+)2
11、=1.010-2mol/L。c(H+)混=（1.010-4mol/LV +1.010-2mol/LV）/2V=5.010-3mol/L，PH= 2.3。故应选B。2、两强碱混合后的PH的计算先求混合后的c(OH-)混，再间接求PH。即：c(OH-)混= c(OH-)1V1+ c(OH-)2V2/（V1+ V2）。知识拓展0.3规则（近似规则）若两种强酸溶液或两种强碱溶液等体积混合，且其PH相差2个或2 个以上时，混合液的PH有如下近似规律：两强酸等体积混合时，混合液的PH=PH小+0.3；两强碱等体积混合时，混合液的PH=PH大0.3。如上述例4若用0.3规则，就很方便，混合液的PH= PH小
12、+0.3=2+0.3= 2.3。3、强酸与强碱溶液混合后的PH的计算根据n(H+)与n(OH-)的相对大小先判断酸、碱的过量情况。强酸与强碱恰好完全反应，溶液呈中性，PH=7。若酸过量，溶液呈酸性，n(H+)n(OH-)，c(H+)混= n(H+)n(OH-)/V总。若碱过量，溶液呈碱性，n(OH-)n(H+)，c(OH-)混= n(OH-)n(H+)/V总，再求出c(H+)混。例5、60ml0.5mol/LNaOH溶液和40ml0.4mol/L硫酸混合后，溶液的PH最接近于（ ）A. 0.5 B. 1.7 C. 2 D. 13.2解析：由题意知，酸碱中和反应后，酸过量，c(H+)混= n(H
13、+)n(OH-)/V总=（0.032mol0.03mol）/0.1L=0.02mol/L，PH=1.7，故应选B。若未标明酸碱的强弱，混合后溶液PH不定，应分析讨论。若强酸（PH1）和强碱（PH2）等体积混合，PH1+ PH2=14，则溶液呈中性，PH=7；PH1+ PH214，则溶液呈碱性，PH7；PH1+ PH214，则溶液呈酸性，PH7。若酸（PH1）和碱（PH2）等体积混合，PH1+ PH2=14，若为强酸与强碱，则恰好反应，PH=7；若为弱酸与强碱，则酸有剩余，PH7；若为强酸与弱碱，则碱有剩余，PH7。例6、在室温下等体积的酸和碱的溶液，混合后PH一定小于7的是（ ）APH=3的硝
14、酸和PH=11的氢氧化钠溶液BPH=3的盐酸和PH=11的氨水CPH=3的硫酸和PH=11的氢氧化钠溶液DPH=3的醋酸和PH=11的氢氧化钠溶液解析：A、C两选项为强酸与强碱的混合，且PH1+ PH2=14，则溶液呈中性，PH=7。B选项为强酸与弱碱的混合，且PH1+ PH2=14，则溶液呈碱性，PH7。D选项为弱酸与强碱的混合，且PH1+ PH2=14，则溶液呈酸性，PH7。故应选D。注意：在相关计算过程中，应遵守“酸按酸，碱按碱，同强混合在之间，异强混合看过量”。盐类水解1.定义：在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH-生成弱电解质的过程叫做盐类的水解。 2.条件：盐必须溶于水，盐必
15、须能电离出弱酸根离子或弱碱阳离子。 3.实质：弱电解质的生成，破坏了水的电离，促进水的电离平衡发生移动的过程。 4.规律：难溶不水解，有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定；越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。 （即盐的构成中出现弱碱阳离子或弱酸根阴离子，该盐就会水解；这些离子对应的碱或酸越弱，水解程度越大，溶液的pH变化越大；水解后溶液的酸碱性由构成该盐离子对应的酸和碱相对强弱决定，酸强显酸性，碱强显碱性。） 5.特点： (1)水解反应和中和反应处于动态平衡，水解进行程度很小。 (2)水解反应为吸热反应。 (3)盐类溶解于水，以电离为主，水解为辅。 (4)多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。 6.盐类水解的离子反应方程式 因为盐类的水解是微弱
