【精品】高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结

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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 混和物

单质 强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 物质 纯净物 电解质 弱电解质：弱酸、弱碱和水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O…… 化合物

非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……

下列说法中正确的是（ )

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( ）

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）

注意:①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质

③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pH>2；

(3)测ＮａAｃ溶液的pＨ值； （４)测pH＝ a的HＡc稀释10０倍后所得溶液pH

（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=13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ＣHA＜CHB

(３)pH相同时,加水稀释同等倍数后，pHHA＞ｐHＨＢ

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-］

７－

2５℃时, [Ｈ+]=[ＯH-］ =１０- mｏl/L ; KＷ ＝ [H+］·[OＨ-］ = 1014 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,适用于任何溶液(酸、碱、盐） 2、水电离特点:（1)可逆 (2）吸热 （３)极弱

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３、影响水电离平衡的外界因素：

①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) ②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）

③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= -lg[Ｈ+]

注意:①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ； ②pH＜7 溶液不一定是酸性溶液(只有温度为常温才对）;

③碱性溶液不一定是碱溶液(可能是 溶液）。

已知100℃时,水的KW=1×１０－12,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:①事先不能用水湿润PＨ试纸;②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: 指示剂 石蕊 甲基橙 酚酞 ＜5红色 <3.１红色 ＜8无色 变色范围的PＨ ５～8紫色 3.１～4．4橙色 8~10浅红 >8蓝色 >４.4黄色 >10红色 试根据上述三种指示剂的变色范围,回答下列问题:①强酸滴定强碱最好选用的指示剂为: ,原因是 ;②强碱滴定强酸最好选用的指示剂为: ，原因是

；③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 :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-，①H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：

ｎ

１、强酸溶液:稀释10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=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 。

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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

；pＨ＝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 A、上述弱酸溶液的pH=4

Ｂ、加入等体积0．０1ｍol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＝7 C、加入等体积0.01ｍoｌ/ＬNaOＨ溶液后，所得溶液的pH>7 D、加入等体积pH=10的NaＯH溶液后,所得溶液的pＨ<７

六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解) 1、盐类水解规律:

①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。

②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） ③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HCOOH＞ＣH3COOH）

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 ①FeS ②ＮａＩ ③ＮaHＳＯ4 ④KF ⑤NＨ4NO3 ⑥C１7Ｈ３5ＣOONａ (２）浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是( ）

①酸性：Ｈ2S>H2Ｓｅ ②碱性：Na２S>NａHS ③碱性:HCOONa>CH３COONa

④水的电离程度：ＮaAｃ<ＮaAlO2 ⑤溶液的ｐＨ:NａHSO３

2、盐类水解的特点：(1)可逆 （２)程度小 (3)吸热

下列说法错误的是：

A、NａＨＣO3溶液中碳元素主要以HCO３-存在； B、Ｎa２CO3溶液中滴加酚酞呈红色,加热红色变深； Ｃ、NH4Cl溶液呈酸性这一事实能说明氨水为弱碱;

Ｄ、在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离。

３、影响盐类水解的外界因素：

①温度：温度越高水解程度越大 (水解吸热)

②浓度：浓度越小，水解程度越大(越稀越水解)

－

③酸碱:促进或抑制盐的水解(Ｈ+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；ＯH促进阳离子水解而抑制阴离子水解)

Na2CＯ3溶液呈碱性原原因用方程式表示为 ;能减少Na2CO3溶液中ＣO3２－浓度的措施可以是( ）

①加热 ②加少量NaHCO3固体 ③加少量(NH4）２ＣＯ３固体 ④加少量ＮＨ4Cl ⑤加水稀释 ⑥加少量NａOH

４、酸式盐溶液的酸碱性：

－

①只电离不水解:如ＨＳO4

－

②电离程度>水解程度，显酸性 （如： HＳO3- 、Ｈ２PＯ4）

２

③水解程度＞电离程度，显碱性 （如：HCO3- 、HS- 、HＰO4-）

写出NaH2PO４溶液中所有的水解和电离方程式

,并指示溶液中[H3ＰO4］、［HＰO４2-]与[H2PO4-]的大小关系 。 5、双水解反应：

(1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应(即弱酸弱碱盐）。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。其促进过程以NH4Aｃ为例解释如下:

＋＋—

NH4Ac == NＨ4 + Aｃ- NH4 + H2O NH３·Ｈ2O ＋ Ｈ+ Ac + H2O ＨAc + ＯＨ-

—

两个水解反应生成的H+和ＯH反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减少,平衡均右移。

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