《第三章物质在水溶液中的行为》寒假统考复习学案 编辑人：高二化学组 2013.12.23
一、水的电离：精确实验表明，水是一种极弱电解质，存在有电离平衡：
+
-+
--2
-2
在25℃时纯水中 ,[H]=[OH] = ，Kw = [H][OH] = mol·L
［结论］ 1、水的电离是个 过程，故温度升高，水的Kw 。 2、水的离子积是水电离平衡时的性质，它不仅适用于纯水，也适用于任何 稀
+--14-2-2
溶液。即25℃时溶液中[H][OH] = 1.0× 10mol?L
++-3、在酸溶液中，[H]近似看成是酸电离出来的H浓度，[OH]则来自于水的电离。 --+
4、在碱溶液中，[OH]近似看成是碱电离出来的OH 浓度，而[H]则是来自于水的电离。
＋－
【练习】 1．常温下，某溶液中由水电离出来的c(H)＝1.0×10-13mol·L1，该溶液可能是( ) ①二氧化硫 ②氯化铵水溶液 ③硝酸钠水溶液 ④氢氧化钠水溶液A．①④ B．①② C．②③ D．③④
2. 某溶液中水电离产生的C(H+)=10-3mol/L，,该溶液中溶质可能是（ ） ①Al2(SO4)3 ②NaOH ③NH4Cl ④NaHSO4 A、①② B、①③ C、②③ D、①④
＋－
3. 25℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋OH；ΔH＞0，下列叙述正确的是（ ） A．将水加热，KW增大，溶液的pH增大
－
B．向水中加入稀氨水，平衡正向移动，c(OH)增加
＋
C．向水中加入少量固体硫酸氢钠， c(H)降低，KW不变
－
D．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡正向移动，c(OH)增加
—
4. 能促进水的电离，并使溶液中C(H+)>C(OH)的操作是 （ ）
（1）将水加热煮沸 （2）向水中投入一小块金属钠 （3）向水中通CO2 （4）向水中通NH3 （5）向水中加入明矾晶体 （6）向水中加入NaHCO3固体 （7）向水中加NaHSO4固体 A、（1）（3）（6）（7） B、（1）（3）（6） C、（5）（7） D、（5）
二、 溶液的酸碱性和pH值
1. 溶液酸性、中性或碱性的判断依据是：看 和 的相对大小.
+-+-在任意温度的溶液中：若c（H）>c（OH） c（H）=c（OH）
-+
c（OH）>c（H） 溶液的pH值:氢离子浓度的负对数。pH= ；
++
3．pH值计算的基本规律（1）. 两种强酸溶液混和，先求c(H)，再求pH。C(H)=
-+-（2）.两种强碱溶液混和,先求c(OH),再通过 求c(H),最后求pH值.C(OH)= ++
（3）.强酸和强碱混和,先确定过量离子的浓度:若H过量 c(H)=
-若碱过量 c(OH)= 当酸过量时，必须以剩余的氢离子浓度来计算溶液的 PH 值；当碱过量时，必须以剩余的氢氧根离子浓度通过KW来计算溶
+
液的c(H)值,再求pH值。 （4）. 有关酸、碱溶液的稀释
强酸溶液每稀释10倍，pH增大一个单位，弱酸溶液每稀释10倍，pH增大不到一个单位；强碱溶液每稀释10倍，pH减小一个单位。弱碱溶液每稀释10倍，pH减小不到一个单位。 [提醒]：混和后溶液呈酸性时，一定用c(H+)计算pH；呈碱性时，一定用c(OH-)通过KW来
+
计算溶液的c(H)值,再计算pH值
【练习】1. 下列溶液一定呈中性的是 （ ）
A.PH=7的溶液 B.C(H+)=1.0×10-7mol/L的溶液
C.C(H+)= C(OH-) D.PH=3的酸与PH=11的碱等体积混合后的溶液
1
2．取浓度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2体积比相混合，所得溶液的pH等于12，则该原溶液的浓度为( )
－－－－
A．0.01mol·L1 B．0.017mol·L1 C．0.05mol·L1 ............. D．0.50mol·L1
－－
3．95℃时，水中的H+的物质的量浓度为106 mol·L1，若把0.01 mol的NaOH固体溶解于95℃水中配成1 L溶液，则溶液的pH为 ( )A．4 B．10 C．2 D．12 4．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 ( ) A. pH＝3的硝酸跟pH＝11的氢氧化钾溶液 B. pH＝3的盐酸跟pH＝11的氨水溶液 C. pH＝3的硫酸跟pH＝11的氢氧化钠溶液 D. pH＝3的醋酸跟pH＝11的氢氧化钡溶液 5．下列四种溶液：①pH=2的CH3COOH溶液；②pH=2的HCl溶液；③pH=12的氨水；④pH=12的NaOH溶液。相同条件下，有关上述溶液的比较中，正确的是 （ ）
-A．由水电离的C(OH)：①=②＞③=④
B．将②、③两种溶液混合后，若pH=7，则消耗溶液的体积：②<③
C．等体积的①、②、③、④溶液分别与足量铝粉反应，生成H2的量：③最大 D．向等体积的四种溶液中分别加入100mL水后，溶液的pH：③>④>②>①
6． pH = 2的A、B两种酸溶液各1mL, 分别加水稀释到1000mL, 其溶液的pH与溶液体积(V)的关系如右图所示, 则下列说法正确的是
A．A、B两种酸溶液物质的量浓度一定相等 B．稀释后A酸溶液的酸性比B酸溶液强 C．a = 5时, A是弱酸, B是强酸 D．若A、B都是弱酸, 则5 > a > 2
7．在200 mL氢氧化钡溶液中含有1×10?3 mol的钡离子，
溶液的pH为____。将此溶液与pH＝3的盐酸混合，使其混合溶液的pH＝7，应取氢氧化钡溶液和盐酸的体积之比是_ 。
三、电解质在水溶液中的存在形态
1、 强、弱电解质的概念
强电解质：在水溶液中能 电离的电解质。常见强电解质 弱电解质：在水溶液中能 电离的电解质。常见弱电解质 2、电解质的强弱与导电性的关系： 强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导
电能力也不一定弱。电解质溶液导电能力强弱取决于
四、弱电解质电离平衡
1、弱电解质电离平衡的建立 这叫做电离平衡。
2、电离平衡的特征 3、电离平衡常数和电离度
（1）电离平衡常数是 。 如HA H+ + A- K=
注：①在此计算公式中，离子浓度都是 浓度；②电离平衡常数的数值与 有关，与浓度无关；弱电解质的电离是吸热的，一般温度越 ，电离平衡常数 ；③电离平衡常数反映 的相对强弱，通常用 表示弱酸的电离平衡常数，用Kb表示弱碱的电离平衡常数。Ka越大，弱酸的酸性越 ；Kb越大，弱碱的碱性越 。④多元弱酸是 电离的，每一级电离都有相应的电离平衡常数（用Ka1、Ka2等表示），且电离平衡常数逐级减小。
（2）电离度 ??已电离的弱电解质浓度?100%
弱电解质的初始浓度2
注：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越小，电离度 。 4、影响弱电解质电离平衡移动的因素（1）浓度：弱电解质的溶液中，加水稀释，电离平衡 ，电离度 。即稀释促进电离，其电离平衡常数 。 （2）温度：因为电离是吸热的，因此升温 电离。
（3）加入其它电解质： 加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡逆向移动，电离度减小，其电离平衡常数 。加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡正向移动，电离度增大，其电离平衡常数 。
-+例如：0.1mol/L的CH3COOH溶液 CH3COOH CH3COO+H 加水 升温 加CH3COONa 加HCl 电离程度 n(H) +C(H) +导电能力 加NaOH 【练习】1. 下列关于电解质电离的叙述中，不正确的是（ ） A．电解质的电离过程就是产生自由移动离子的过程
B．碳酸钙在水中的溶解度很小，但被溶解的碳酸钙全部电离，所以碳酸钙是强电解质 C．氯气和氨气的水溶液导电性都很好，所以它们是强电解质 D．水难电离，纯水几乎不导电，所以水是弱电解质
＋－
2．醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOHH＋CH3COO，下列叙述不正确的是（ ）
＋－－
A．醋酸溶液中离子浓度的关系满足：c（H）＝c（OH）＋c（CH3COO）
－
B．0.10mol/L的CH3COOH溶液中加水稀释，溶液中c（OH）减小 C．CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动
D．常温下pH＝2的CH3COOH溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH＜7 3．已知室温时，0.1mo1/L某一元酸HA在水中有0.1％发生电离，下列叙述错误的是： ．．-7A．该溶液的pH=4 B．升高温度，溶液的pH增大 C．此酸的电离平衡常数约为1×10
++6
D．由HA电离出的c(H)约为水电离出的c(H)的10倍
－－14
4．若溶液中由水电离产生的C(OH)= 1.0×10 mol/L，满足此条件的溶液中一定可以大
+3+－－++－－
量共存的离子组是 ( )A．Na、Al、NO3、Cl B．Na、K、NO3、Cl
++－－ ++2-－
C．Na、K、Al(OH)4、ClD．NH4、K、SO4、NO3 5．在0.1mol／L的CH3COOH溶液中存在如下电离平衡 CH3COOHCH3COO-+H+ 对于该平衡，下列叙述正确的是( )
A．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动B．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动
+
C．滴加少量0.1mol／LHCl溶液，溶液中C(H)减少D．加水，反应速率增大，平衡向逆反应方向移动
6． 在体积均为1L，pH均等于2的盐酸和醋酸溶液，分别投入0.23g Na，则下图中比较符合反应事实的曲线是 （ ）
7、H浓度均为0.01mol/L的盐酸和醋酸各100ml分别稀释2倍后，再分别加入0.03g锌粉，
在相同条件下充分反应，有关叙述正确的是（ ）
A．醋酸与锌反应放出氢气多 B．盐酸和醋酸分别与锌反应放出的氢气一样多 C．醋酸与锌反应速率大 D．盐酸和醋分别与锌反应的速度一样大
+
3
五、盐类水解 1、水解本质：盐类水解的本质是盐溶液中盐电离出来的
或 与水分子电离出的H或OH结合成弱电解质，从而 水的电离平衡，并使水的电离平衡正向移动，最后使得溶液中c(H)(或c(OH))大于c(OH)(或c(H))而使溶液呈酸性（或碱性）。如：NH4Cl：NH4 + H2O
CH3COONa：CH3COO + H2O
―
+
+
―
―
+
+
―
NH3·H2O + H（显 性）
―
+
CH3COOH + OH（显 性）
2、条件：
3、影响因素：内因 （越弱越水解）①升高温度有利于水解反应，盐类的水解反应是 。②浓度 ，水解程度越大，但水解产生的酸碱性比浓溶液弱。③溶液中有酸或碱对盐水解有较强的影响，相同抑制，不同促进。
4、水解规律（谁强显谁性） 盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 实例 NaCl、KNO3、BaCl2 NH4Cl、FeCl3、CuSO4 Na2S、Na2CO3、NaHCO3 ++水解吗 不水解 水解 水解 2+2+什么离子水解 阳离子 阴离子 2+3+3++溶液的pH pH 7 pH 7 pH 7 常见的水解离子：阳离子： NH4、Ag Fe、Cu、Zn Fe、Al?? 阴离子：CH3COO、HS、AlO2、ClO、F、HCO3 SiO3、HPO4、CO3、S PO4??
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―
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2—
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3—
六、水解的应用 1、判断溶液的酸碱性：对盐类水解的判断，可知酸越弱，本身越难
电离，其酸根阴离子越易水解，溶液的碱性越强。如：NaX、NaY、NaZ三种钠盐的pH分别为8、9、10，则HX、HY、HZ三种一元酸的相对强弱的顺序应为： 注意：酸式盐溶液一定显酸性吗？如何判断酸式盐溶液的酸碱性？ ② 酸的酸式盐只电离，不 ，一定显酸性。如NaHSO4 ②弱酸酸式盐存在两种趋势：HR
－
－
H＋R（ ，显酸性），HR＋H2O
+2－－
H2R＋
OH（ ，显碱性）。很显然，如果电离趋势占优势，则显酸性，如 ；如果水解趋势占优势，则显碱性，如 等。 2、判断溶液中离子浓度的关系：
①、电荷守恒：任何溶液中，溶液总是呈电中性，所有的阳离子带的正电荷等于所有的阴离子带的负电荷。如Na2CO3溶液： 。 在NH4Cl溶液中， ②原子（元素）守恒：---物料守恒
即在任何溶液中某些特征性的原子是固定不变的：如Na2CO3溶液无论碳原子以什么形式存在，始终存在关系式：n(Na) = 2n(C)，即： ③质子守恒规律：指溶液中酸碱反应的结果，得质子后的产物、得到质子的物质的量应该与
失质子后的产物、失去质子的物质的量相等。如Na2CO3溶液中的质子守恒关系为：
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