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1、專題九溶液中的離子反應,化學（浙江選考專用）,考點一弱電解質(zhì)的電離平衡,考點清單,知識梳理 一、弱電解質(zhì)的電離平衡 1.電離平衡的概念 在一定條件下,當弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時,電離過程達到平衡狀態(tài),這種平衡叫做弱電解質(zhì)的電離平衡。,3.外界條件對電離平衡的影響 (1)濃度:濃度降低(加水稀釋),平衡向電離方向移動,弱電解質(zhì)的電離程度增大。但弱電解質(zhì)分子及弱電解質(zhì)電離出的離子的濃度都減小。,2.電離平衡的特點,(2)溫度:弱電解質(zhì)的電離是一個吸熱的過程,升高溫度,電離平衡向電離的方向移動,弱電解質(zhì)的電離程度增大。 (3)同離子效應:在弱電解質(zhì)溶液中加入與
2、弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)時,該離子濃度增大,促使電離平衡逆向(即離子結(jié)合成分子的方向)移動,弱電解質(zhì)的電離程度減小。 溫馨提示(1) 弱電解質(zhì)溶液中,溶質(zhì)分子和離子之間存在著電離平衡,符合勒夏特列原理。 (2)稀釋溶液時平衡混合物中各微粒濃度同倍降低,平衡向電離方向移動,促進電離,平衡混合物中微?？倲?shù)、離子數(shù)均增大,離子濃度與溶質(zhì)分子濃度的比值也增大,但離子的濃度卻減小,因為平衡移動與體積增大的影響相比, 體積增大占主導地位。,二、電離常數(shù) 1.概念 在一定條件下,弱電解質(zhì)在達到電離平衡時,溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積跟溶液中未電離的分子濃度的比值是一個常數(shù),這個常數(shù)叫電離常數(shù)(
3、又叫電離平衡常數(shù))。 2.表達式 對于一元弱酸HA:HA H++A- Ka= 對于一元弱堿BOH:BOH B++OH- Kb=,3.特點 (1)電離常數(shù)只與溫度有關,升高溫度,K值增大。 (2)電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度無關,同一溫度下,不論弱酸、弱堿的濃度如何變化,電離常數(shù)不變。 (3)多元弱酸各級電離常數(shù)的大小關系是,因此其酸性主 要決定于第一步電離。 4.意義 電離平衡常數(shù)反映了弱電解質(zhì)的電離程度的大小,K值越大,電離程度 越大,對應的溶液酸(或堿)性越強。相同條件下,幾種弱酸的酸性強弱:H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO。,三、電離度 1.概念 在一定條件下
4、,當弱電解質(zhì)的電離達到平衡時,溶液中已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)占溶液中原弱電解質(zhì)分子總數(shù)的百分數(shù)叫電離度。常 用表示。 2.計算式 電離度()=(已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)/ 原弱電解質(zhì)分子總數(shù))100%= (n電離/n總)100%=(c電離/c總)100% 3.電離度的影響因素 (1)內(nèi)因:電解質(zhì)本身的性質(zhì)。 (2)外因 a.溫度:因為電離過程是吸熱的,所以溫度升高,電離平衡右移,電離度增大。,b.溶液的濃度:溶液的濃度越小,離子互相碰撞而結(jié)合成分子的機會越小,電離度就越大。 4.電離度的應用:計算弱電解質(zhì)電離所產(chǎn)生的各離子濃度。 如:HA H++A- c(H+)=c(A-)=c總,c(HA)=
5、c總-c總=(1-)c總,考點二溶液的酸堿性,知識梳理 一、水的電離 1.概念 水是極弱的電解質(zhì),電離方程式為2H2O H3O++OH-,可簡寫為 H2O H++OH-。 2.純水中的幾個重要數(shù)據(jù),3.外界條件對水的電離平衡的影響,二、酸堿中和滴定 1.溶液的酸堿性 溶液的酸堿性取決于溶液中c(H+)和c(OH-)的相對大小。 (1)酸性溶液:c(H+)c(OH-),常溫下,pH7。 2.pH及其測量 (1)計算公式:pH=-lgc(H+)。 (2)測量方法 a.pH試紙:用鑷子夾取一小塊試紙放在玻璃片或表面皿上,用潔凈的玻璃棒蘸取待測溶液滴在試紙的中央,變色后與標準比色卡對照。,b.p
6、H計。 (3)常溫下,溶液的酸堿性與pH的關系如下所示。 三、酸堿中和滴定 1.實驗原理 利用酸堿中和反應,用已知濃度酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。,(1)A儀器是酸式滴定管,B儀器是堿式滴定管,裝置C中還 有的儀器是滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。 (2)試劑:標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。,2.實驗用品,(3)滴定管的使用 a.酸性、氧化性的試劑一般用酸式滴定管,因為酸和氧化性物質(zhì)易腐蝕橡膠管。 b.堿性的試劑一般用堿式滴定管,因為堿性物質(zhì)易腐蝕玻璃,致使活塞無法打開。,,3.實驗操作 以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例 (1)滴定前的準備,(3)終點判斷 等到滴入最后一滴標
7、準液,指示劑變色,且在半分鐘內(nèi)不恢復原 來的顏色,視為滴定終點并記錄標準液的體積。,(2)滴定,(4)數(shù)據(jù)處理 按上述操作重復23次,求出用去標準鹽酸體積的平均值,根據(jù)c(NaOH) =計算。 4.常用酸堿指示劑及變色范圍,考點三鹽類的水解,知識梳理 一、鹽類的水解及其規(guī)律 1.鹽類水解的“五個要點”,2.鹽類水解的離子方程式 (1)鹽類水解一般離子方程式 a.鹽類水解一般是可逆反應,書寫時一般不寫“”,而要寫 “”。 b.一般鹽類水解程度很小,水解產(chǎn)物很少,書寫水解的離子方程式時,產(chǎn)物一般不標“ ”或“”,也不把生成物(如NH3H2O、H2CO3等)寫成其分解產(chǎn)物的形式。 如NH4Cl水解的
8、離子方程式為N+H2O NH3H2O+H+。 (2)三種類型的鹽水解的離子方程式的書寫 a.多元弱酸鹽水解:分步進行,以第一步為主,一般只寫第一步水解方程式。,如Na2CO3水解的離子方程式為 C+H2O HC+OH-。 b.多元弱堿鹽水解:方程式一步寫。 如FeCl3水解的離子方程式為Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+。 c.陰、陽離子相互促進的水解:水解程度較大,書寫時要用“” “”“”等。 如Na2S溶液與AlCl3溶液混合反應的離子方程式為2Al3++3S2-+6H2O 2Al(OH)3+3H2S。 常見的能徹底水解的離子組有:Al3+與C、HC、S2-、HS-,Fe3+與HC
9、 、 C (Fe3+與S2-、HS-發(fā)生氧化還原反應),Al3+與Al等。,二、影響鹽類水解平衡的因素 1.內(nèi)因:形成鹽的酸或堿的強弱 對應的酸或堿越弱就越易發(fā)生水解。如酸性:CH3COOHH2CO3 相 同濃度的Na2CO3、CH3COONa溶液的pH大小關系為pH(Na2CO3溶液)pH(CH3COONa溶液)。 2.外因 (1)溫度、濃度,(2)外加物質(zhì):外加物質(zhì)對水解反應的影響取決于該物質(zhì)的性質(zhì)。 a.外加強酸或強堿,b.加入能水解的鹽,方法1強、弱電解質(zhì)的判斷與比較 1.判斷電解質(zhì)強弱的方法 (1)在相同濃度、相同溫度下,與強電解質(zhì)做導電性對比實驗。 (2)分析濃度與pH的關系,如
10、0.1 molL-1 CH3COOH溶液,其 pH1,則可證明CH3COOH是弱電解質(zhì)。 (3)測定對應鹽的酸堿性。如CH3COONa溶液呈堿性,則證明醋酸是弱電解質(zhì)。 (4)分析稀釋前后的pH與稀釋倍數(shù)的變化關系。例如,將pH=2的酸溶液稀釋至原體積的1 000倍,若pH小于5,則證明該酸為弱酸,為弱電解質(zhì);若pH為5,則證明該酸為強酸,為強電解質(zhì)。 (5)利用實驗證明存在電離平衡。如醋酸溶液中滴入紫色石蕊試液變,突破方法,紅,再加CH3COONa固體,紅色變淺,則證明CH3COOH為弱電解質(zhì)。 (6)在相同濃度、相同溫度下,比較與金屬反應的速率。如將兩種酸與相同的鋅粒反應,產(chǎn)生H2速率慢(
11、開始慢,反應過程中也慢)的是弱酸,為弱電解質(zhì)。 (7)在相同pH、相同溫度下,比較與金屬的反應速率。如將兩種酸與相同的鋅粒反應,產(chǎn)生H2速率快(開始瞬間相同,而后快)的酸是弱酸,為弱電解質(zhì)。 例1(2017浙江4月選考,18,2分)室溫下,下列事實不能說明NH3H2O為弱電解質(zhì)的是() A.0.1 molL-1 NH3H2O溶液的pH小于13 B.0.1 molL-1 NH4Cl溶液的pH小于7,C.相同條件下,濃度均為0.1 molL-1 NaOH溶液和氨水,氨水的導電能力弱 D.0.1 molL-1 NH3H2O溶液能使無色酚酞試液變紅色 解析常溫下0.1 molL-1氨水的pH小于13,
12、即溶液中c(OH-)<0.1 molL-1,說明NH3H2O部分電離,為弱電解質(zhì),故A不選;NH4Cl溶液的pH小于7,顯酸性,說明氯化銨是強酸弱堿鹽,則證明NH3H2O是弱電解質(zhì),故B不選;C項,氨水的導電能力弱,說明NH3H2O只能部分電離產(chǎn)生N和OH-,則證 明NH3H2O是弱電解質(zhì),故C不選;0.1 molL-1 NH3H2O溶液能使無色酚酞試液變紅色,說明氨水中有OH-,不能證明NH3H2O是弱電解質(zhì),故選D。 答案D,1-1下列事實說明HNO2為弱電解質(zhì)的是() 0.1 mol/L HNO2溶液的pH=2.1 常溫下NaNO2溶液的pH7 用HNO2溶液做導電實驗時,燈泡很暗 HN
13、O2溶液和KCl溶液不發(fā)生反應 HNO2能與碳酸鈉反應制CO2 HNO2不穩(wěn)定,易分解 A.B. C. D. 答案D 解析說明HNO2不能完全電離,說明NaNO2是強堿弱酸鹽,、都能說明HNO2為弱電解質(zhì);中應在相同濃度、相同溫度下,與強電解,質(zhì)做導電性對比實驗;只能說明HNO2的酸性比H2CO3的強,不能說明HNO2為弱電解質(zhì);穩(wěn)定性與為弱電解質(zhì)沒有必然的聯(lián)系。,2.一元強酸與一元弱酸的比較(以鹽酸和醋酸為例),例2(2017浙江寧波鎮(zhèn)海中學高二單元檢測)現(xiàn)有等pH或等物質(zhì)的量濃度的相同體積的鹽酸和醋酸溶液,分別加入足量鎂,產(chǎn)生H2的體積(同溫同壓下測定)的變化圖示如下: 其中正確的是(),
14、A.B.C.D.都不對 解析隨著反應的進行,V(H2)只可能增大而不可能減小,錯誤;當兩溶液等pH等體積時,醋酸的物質(zhì)的量濃度要比鹽酸中HCl的物質(zhì)的量濃度大得多,與足量的鎂粉反應時,不僅產(chǎn)生的氫氣多,反應快,而且反應的時間長,錯誤;當兩溶液等物質(zhì)的量濃度等體積時,醋酸中的反應速率比鹽酸的小,完全反應時產(chǎn)生相同體積的氫氣,鹽酸所用時間比醋酸短,錯誤。故選D。 答案D 2-1室溫下,甲、乙兩燒杯均盛有5 mL pH=3的某一元酸溶液,向乙燒杯中加水稀釋至pH=4。關于甲、乙兩燒杯中溶液的描述正確的是(),A.溶液的體積:10V甲V乙 B.水電離出的OH-濃度:10c(OH-)甲c(OH-)乙 C
15、.若分別用等濃度的NaOH溶液完全中和,所得溶液的pH:甲乙 D.若分別與5 mL pH=11的NaOH溶液反應,所得溶液的pH:甲乙 答案AD 解析由題意知原來甲、乙兩燒杯中均盛有5 mL的溶液,向乙燒杯中加水稀釋至pH=4,A中若該酸為強酸,則10V甲=V乙,若為弱酸,則10V甲乙,所,以C項錯誤。D中若分別與5 mL pH=11的NaOH溶液反應,若酸為強酸,則所得溶液的pH:甲=乙;若酸為弱酸,所得溶液均呈酸性,甲中濃度大,酸性強,pH小,所以所得溶液的pH:甲<乙。綜上所述,選A、D。,方法2電離常數(shù)的應用 1.比較弱電解質(zhì)的相對強弱 相同溫度下,弱酸(或弱堿)的Ka(或Kb)越大,
16、則酸性(或堿性)越強,物質(zhì)的量濃度相同時,c(H+)或(OH-)越大,電離度越大。 2.判斷酸與鹽發(fā)生復分解反應的方向 Ka大的酸能與Ka小的酸對應的鹽反應,反之不反應。 3.計算弱酸(或弱堿)溶液中H+(或OH-)的濃度(以一元弱酸HA為例) HA H++A- c起始:c(HA) 0 0 c平衡:c(HA)-c(H+) c(H+)c(A-)=c(H+) 則K=,由于K值很小,c(H+)的數(shù)值很小,可做近似處理:c(HA)-c(H+)c(HA), 則c(H+)=,代入數(shù)值可得。 4.計算電離度(以一元弱酸HA為例) HAH++A- 起始:c酸 0 0 平衡:c酸(1-)c酸c酸 K=
17、=,因為很小,所以1-1,即K=c酸2,=。 例3(2017浙江衢州第二中學檢測)已知25 時有關弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)如下表所示:,根據(jù)上表中數(shù)據(jù)回答下列問題: (1)CH3COO-、CN-、C結(jié)合質(zhì)子(即H+)的能力由小到大的順序為 ;25 時,有等濃度的CH3COONa溶液、NaCN溶液、NaHCO3溶液,三種溶液的pH由大到小的順序為(填序號)。 (2)NaCN溶液中通入少量二氧化碳,反應的離子方程式為。 (3)室溫下,向盛有一定量稀氨水的燒杯中逐滴加入物質(zhì)的量濃度相同的醋酸溶液,當恰好中和時,溶液的pH(填“”“<”或“=”)7。 解析本題主要考查弱電解質(zhì)的電離平衡、鹽類水解。(1)
18、弱酸電離平,衡常數(shù)越小,說明酸性越弱,越難電離,其酸根離子越易結(jié)合質(zhì)子形成弱酸分子,從表中數(shù)據(jù)可以看出酸性:HCH2CO3HCN,所以等濃度的鈉鹽溶液的pH由大到小為。(2)根據(jù)較強酸制取較弱酸的反應原理寫離子方程式,由于酸性:H2CO3HCNHC,少量二氧化碳通入NaCN溶液中,發(fā)生如下反應:CO 2+H2O+CN-HC+HCN。(3)稀氨水與醋酸恰好反應生成CH3 COONH4,由于NH3H2O與醋酸的電離平衡常數(shù)相等,所以銨根離子和醋酸根離子的水解平衡常數(shù)也相同,二者水解后溶液顯中性。 答案(1)CH3COO-
19、,NH3H2O的Kb=1.810-5,H2SO3的=1.310-2,=6.210-8。若氨水的濃度為2.0 molL-1,溶液中的c(OH-) = molL-1。將SO2通入該氨水中,當c(OH-)降至1.010-7 molL-1時,溶液中的c(S)/ c(HS)=。 解析NH3H2O的Kb=1.810-5,若氨水的濃度為2.0 molL-1,由Kb=c(N) c(OH-)/c(NH3H2O)可知c(OH-)= molL-1=6.010-3 molL-1。 當c(OH-)降至1.010-7 molL-1時,c(H+)=1.010-7 molL-1,H2SO3的=6.2 10-8,由= c(S)
20、c(H+)/c(HS)可知c(S)/c(HS)=6.210-8/(1.0 10-7) =0.62。 答案6.010-30.62,4-1下列說法不正確的是() A.等物質(zhì)的量濃度的NH4HSO4溶液和NaOH溶液等體積混合,溶液中各離子濃度大小關系為:c(Na+)=c(S)c(N)c(H+)c(OH-) B.25 時,將a molL-1氨水與0.01 molL-1鹽酸等體積混合,反應完全時溶液中c(N)=c(Cl-),用含a的代數(shù)式表示NH3H2O的電離常數(shù)Kb= C.某溫度下,相同體積、相同pH的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋,pH隨溶液體積V變化的曲線如圖所示。為醋酸溶液稀釋時pH的變化曲線,且
21、a、b兩點水的電離程度:a
22、L,則c(N)=c(Cl-)=0.005 molL-1,根據(jù)電荷守恒有c(H+)=c(OH-)=10-7 molL-1,Kb=, 根據(jù)物料守恒有c(NH3H2O)= molL-1=(0.5a-0.005)molL-1,所 以Kb==,故B正確;C項,體積相同、pH相等的強酸和弱 酸溶液,稀釋相同倍數(shù)時,強酸的pH增大的多,因此為醋酸溶液稀釋時的pH變化曲線,a點的pH小于b點pH,說明a點c(H+)大于b點c(H+),a點對水的電離抑制程度大于b點,因此a點水的電離程度小于b點,故C正確;D項,由電離常數(shù)可知,酸性H2CO3HCNHC,將HCN加入Na2CO3溶液中發(fā) 生反應HCN+Na2CO
23、3 NaCN+NaHCO3,不會有氣泡產(chǎn)生,故D不正確。,方法3溶液pH的相關計算 1.酸、堿稀釋時pH的變化規(guī)律 (1)強酸、強堿的稀釋:在稀釋時,當它們的濃度大于10-5 molL-1時,不考慮水的電離;當它們的濃度小于10-5 molL-1時,應考慮水的電離。 例如:pH=6的HCl溶液稀釋至原體積的100倍,稀釋后pH7(不能大于7); pH=8的NaOH溶液稀釋至原體積的100倍,稀釋后pH7(不能小于7); pH=3的HCl溶液稀釋至原體積的100倍,稀釋后pH=5; pH=10的NaOH溶液稀釋至原體積的100倍,稀釋后pH=8。 (2)弱酸、弱堿的稀釋:在稀釋過程中既有濃度的變
24、化,又有電離平衡的移動,不能求得具體數(shù)值,只能確定其pH范圍。 例如:pH=3的CH3COOH溶液稀釋至原體積的100倍,稀釋后3
25、1,則c(H+)= molL-1,pH=-lg c(H+)=14+lg nc。,(2)兩強酸混合 由c(H+)混=,先求出混合后的c(H+)混,再根據(jù)公式pH=-lgc(H+)求pH。若兩強酸等體積混合,可采用速算方法:混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加0.3。如pH=3和pH=5兩種鹽酸等體積混合后,pH=3.3。 (3)兩強堿混合 由c(OH-)混=,先求出混合后的,再通過KW求 出c(H+)混,最后求pH。若兩強堿溶液等體積混合,可采用速算方法:混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的減0.3。如pH=9和pH=11的兩種燒堿溶液等體積混合后,pH=10.7。 (4)強酸與強堿溶液混
26、合時pH的計算,強酸與強堿溶液混合的實質(zhì)為中和反應,H++OH- H2O,中和后溶液 的pH有以下三種情況: 若恰好中和,pH=7(25 ); 若剩余酸,先求中和后剩余的c(H+),再求pH; 若剩余堿,先求中和后剩余的c(OH-),再通過KW求出c(H+),最后求pH。 3.已知酸和堿的pH之和,判斷等體積混合后溶液的pH(25 ) (1)若強酸與強堿溶液的pH之和等于14,則混合后溶液顯中性,pH=7; (2)若強酸與強堿溶液的pH之和大于14,則混合后溶液顯堿性,pH7; (3)若強酸與強堿溶液的pH之和小于14,則混合后溶液顯酸性,pH<7; (4)若酸、堿溶液的pH之和為14,酸、堿
27、中有一強、一弱,則酸、堿溶液混合后,誰弱顯誰性。,例5已知水在25 和95 時,其電離平衡曲線如圖所示: (1)25 時水的電離平衡曲線應為(填“A”或“B”),請說明理由;25 時,將pH=9的NaOH溶液與pH=4的H2SO4溶液混合,若所得混合溶液的pH=7,則NaOH溶液與H2SO4溶液的體積比為。 (2)95 時,若100體積pH=a的某強酸溶液與1體積pH=b的某強堿溶液混,合后溶液呈中性,則a與b之間應滿足的關系是。 (3)曲線A所對應的溫度下,pH=2的鹽酸和pH=11的某BOH溶液中,若水的電離程度分別用1、2表示,則12(填“大于”“小于”“等于”或“無法確定”,下同),若
28、將二者等體積混合,則混合溶液的pH7,判斷的理由是。 (4)在曲線B所對應的溫度下,將0.02 molL-1的Ba(OH)2溶液與等物質(zhì)的量濃度的NaHSO4溶液等體積混合,所得混合液的pH為。 解析(1)25 時,pH=9的NaOH溶液中c(OH-)=110-5 molL-1,pH=4的硫酸中c(H+)=110-4 molL-1,當二者恰好反應時有110-5 molL-1 V(堿)=110-4 molL-1V(酸),V(堿)V(酸)=101。(2)95 時,KW=110-12,pH=a的,強酸溶液中c(H+)=110-a molL-1,pH=b的強堿溶液中c(OH-)=10b-12 molL
29、-1,當二者恰好反應時有10010-a=110b-12,2-a=b-12,a+b=14。(3)由于鹽酸中c(H+)BOH溶液中c(OH-),結(jié)合水的電離方程式知二者對水電離程度的抑制能力前者較強,故1小于2;若BOH是強堿,等體積混合時酸過量,此時pH<7;若BOH是弱堿,則無法確定堿與酸的物質(zhì)的量的相對大小,故無法確定反應后溶液的pH。(4)等體積混合時,溶液中Ba2+反應完全,但此時OH-消耗掉一半,故混合溶液中c(OH-)=0.01 molL-1,c(H+)=110-10 molL-1,故pH=10。 答案(1)A水電離需要吸熱,溫度越高KW越大 101 (2)a+b=14,(3)小于無
30、法確定若BOH是弱堿,無法確定酸、堿的物質(zhì)的量的相對大小 (4)10 5-1室溫時,將x mL pH=a的稀NaOH溶液與y mL pH=b的稀鹽酸充分反應。下列關于反應后溶液pH的判斷,正確的是() A.若x=y,且a+b=14,則pH7 B.若10 x=y,且a+b=13,則pH=7 C.若ax=by,且a+b=13,則pH=7 D.若x=10y,且a+b=14,則pH7 答案D 解析由題意知:n(NaOH)=x10a-1410-3 mol,n(HCl)=y10-b10-3 mol,所以,n(NaOH)n(HCl)==10(a+b-14)。若x=y,且a+b=14,則n(NaOH)= n(
31、HCl),pH=7;若10 x=y且a+b=13,則n(NaOH)n(HCl),pH7,D正確。,方法4離子濃度大小的比較方法和離子之間的定量關系 1.離子濃度大小的比較方法 (1)考慮水解因素:如Na2CO3溶液中存在 C+H2O HC+OH- HC+H2O H2CO3+OH- 所以c(Na+)c(C)c(OH-)c(HC)。 (2)不同溶液中同一離子濃度的比較要看溶液中其他離子的影響,如相同物質(zhì)的量濃度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4溶液中,c(N ) 由大到小的順序是cab。 (3)混合液中各離子濃度的比較要綜合分析水解因素、電離因素,如相同濃度的NH4Cl
32、和氨水的混合液中,NH3H2O的電離程度大于N的水,解程度,離子濃度大小順序為c(N)c(Cl-)c(OH-)c(H+)。 2.電解質(zhì)溶液中的離子之間存在著三種定量關系 (1)微粒數(shù)守恒關系(即物料守恒) 如純堿溶液中c(Na+)=2c(C)未變化=2c(C)+2c(HC)+2c(H2CO3); NaH2PO4溶液中c(Na+)=c(H2P)未變化=c(H2P)+c(HP)+c(P)+c(H3PO4) (2)電荷數(shù)守恒關系(即電荷守恒) 如小蘇打溶液中c(Na+)+c(H+)=c(HC)+2c(C)+c(OH-); Na2HPO4溶液中c(Na+)+c(H+)=c(H2P)+2c(HP)+3c
33、(P)+c(OH-)。,注:1 mol C帶有2 mol 負電荷,所以電荷濃度應等于2c(C),同理 P 的電荷濃度等于3c(P)。 (3)水電離的離子數(shù)守恒關系(即質(zhì)子守恒) 如純堿溶液中c(H+)水=c(OH-)水,c(H+)水=c(HC)+2c(H2CO3)+c(H+),所以 c(OH-)水=c(HC)+2c(H2CO3)+c(H+)。 例6(2017江蘇單科,14,4分)常溫下,Ka(HCOOH)=1.7710-4,Ka(CH3COOH)=1.7510-5,Kb(NH3H2O)=1.7610-5,下列說法正確的是() A.濃度均為0.1 molL-1的HCOONa和NH4Cl
34、溶液中陽離子的物質(zhì)的量濃度之和:前者大于后者 B.用相同濃度的NaOH溶液分別滴定等體積pH均為3的HCOOH和CH3COOH溶液至終點,消耗NaOH溶液的體積相等,C.0.2 molL-1 HCOOH與0.1 molL-1 NaOH等體積混合后的溶液中: c(HCOO-)+c(OH-)=c(HCOOH)+c(H+) D.0.2 molL-1 CH3COONa與0.1 molL-1鹽酸等體積混合后的溶液中(pHc(Cl-)c(CH3COOH)c(H+) 解析A項,HCOONa溶液中c(Na+)+c(H+)=0.1 molL-1+c(H+),NH4Cl溶液中c(N)+c(H+)=c(Cl-
35、)+c(OH-)=0.1 molL-1+c(OH-);已知Ka(HCOOH)=1.77 10-4Kb(NH3H2O)=1.7610-5,即同濃度時電離程度HCOOHNH3H2O,則水解程度HCOO-Ka(CH3COOH),所以n(HCOOH)
36、錯誤。D項,混合后得 CH3COONa、NaCl和CH3COOH物質(zhì)的量之比為111的混合液,且pHc(CH3COO-)c(Cl-)c(CH3COOH)c(H+)c(OH-),故D項正確。 答案AD 6-1(2017浙江余杭高級中學選考模擬)下列溶液中離子濃度的關系表示正確的是() A.NaHCO3溶液中:c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(C)+c(HC) B.pH=3的CH3COOH溶液與pH=11的NaOH溶液等體積混合后的溶液,中:c(OH-)c(H+) C.0.1 mol/L的NH4Cl溶液中:c(Cl-)c(H+)c(N)c(OH-) D.物質(zhì)的量濃度相等的CH3CO
37、OH和CH3COONa溶液等體積混合后的溶液中:2c(Na+)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-) 答案D 解析NaHCO3溶液中依據(jù)電荷守恒可知c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+2c(C) +c(HC),A錯誤;pH=3的CH3COOH溶液與pH=11的NaOH溶液等體積 混合后的溶液中醋酸過量,溶液顯酸性,則c(OH-)c(N)c(H+) c(OH-),C錯誤;物質(zhì)的量濃度相等的CH3COOH和CH3COONa溶液等體積混合后的溶液中依據(jù)物料守恒可知,2c(Na+)=c(CH3COOH)+c(CH3COO -),,D正確。,方法5鹽類水解的應用 鹽類的水解反應應用非常廣泛
38、。下列情況均需考慮鹽類的水解。 1.分析判斷鹽溶液的酸堿性、比較鹽溶液的pH。如強酸弱堿鹽溶液呈酸性,強堿弱酸鹽溶液呈堿性,相同濃度時正鹽(如Na2CO3)溶液的pH比酸式鹽(如NaHCO3)溶液的pH大,相同濃度的CH3COOH溶液和CH3COONa溶液等體積混合得到的溶液呈酸性,相同濃度的NH3H2O溶液和NH4Cl溶液等體積混合得到的溶液呈堿性等。 2.比較溶液中粒子濃度的大小。如等物質(zhì)的量濃度、等體積的NaOH和CH3COOH溶液混合后,得到的CH3COONa溶液中離子濃度關系為: c(Na+)c(CH3COO-)c(OH-)c(H+) c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+
39、c(OH-),3.判斷溶液中粒子的種類數(shù)。如KHC2O4溶液中存在HC2的電離和水 解,溶液中含有K+、HC2、C2、H2C2O4、H+、OH-、H2O 7種粒子 (含5種離子)。 4.實驗室配制和儲存易水解的鹽溶液。例如,配制FeCl3溶液往往將FeCl3固體溶在濃鹽酸中再加水稀釋,或加入一定量鹽酸抑制鐵離子的水解;配制CuSO4溶液時加入少量硫酸抑制銅離子的水解。 5.某些試劑的實驗室貯存。如Na2CO3溶液、Na3PO4溶液、Na2SiO3溶液等堿性溶液不能貯存于磨口玻璃瓶中。 6.制備Fe(OH)3膠體。向沸水中滴加飽和FeCl3溶液,并繼續(xù)加熱至沸騰,產(chǎn)生紅褐色膠體。 7.明礬KAl
40、(SO4)212H2O、氯化鐵(FeCl3)等混凝劑凈水。,凈水原理: Al3++3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+ Fe3++3H2O Fe(OH)3(膠體)+3H+ 膠體粒子的比表面積大,吸附能力強,吸附水中的懸浮雜質(zhì)而起凈水作用。 8.純堿(Na2CO3)溶液作洗滌劑清洗油污。加熱可以促進C的水解,使 堿性增強,去油污能力增強。 C+H2O HC+OH- 9.分析泡沫滅火器的滅火原理。 NaHCO3水解:HC+H2O H2CO3+OH-(堿性) Al2(SO4)3水解:Al3++3H2O Al(OH)3+3H+(酸性),3HC+Al3+ Al(OH)3+3CO2 10.化肥的合理施
41、用。普鈣主要成分為Ca(H2PO4)2和CaSO42H2O、銨態(tài)氮肥不能與草木灰(K2CO3)混用。原因是: C+H2O HC+OH- 3Ca(H2PO4)2+12OH- Ca3(PO4)2+12H2O+4P N+OH- NH3+H2O(降低肥效) 11.某些活潑金屬與強酸弱堿鹽溶液的反應。例如,Mg放入NH4Cl、CuCl2、FeCl3溶液中產(chǎn)生氫氣。 12.分離、除雜。例如,除去Mg2+中含有的Fe3+雜質(zhì),可向溶液中加入MgO或MgCO3粉末,與Fe3+水解產(chǎn)生的H+反應促進其水解,使Fe3+轉(zhuǎn)化為Fe(OH)3沉淀,與未反應完的MgO或MgCO3一同過濾除去。,特別提醒Fe3+在溶液p
42、H約為3.7時沉淀完全,而此時Fe2+、Cu2+、Mg2+等還沒有開始沉淀,所以溶液中的Fe3+通常是用水解法除去。 除去含Mn+溶液中的Fe3+,應加入M的難溶性氧化物、氫氧化物或碳酸鹽,這樣既除去了Fe3+又未引入新的雜質(zhì),生成的Fe(OH)3和未溶解的加入物質(zhì)可一同過濾除去。如除去Cu2+中的Fe3+可向溶液中加入CuO。 若要除去溶液中的Fe2+,宜先用H2O2溶液將Fe2+氧化為Fe3+(不能用KMnO4等氧化劑,因為會引入新的雜質(zhì)),再用上述促進水解的方法除去。 除去溶液中的Fe3+不能直接加入NaOH溶液、氨水、Na2CO3溶液等,因為它們既會使Fe3+和其他金屬離子均沉淀,又會
43、引入新的雜質(zhì)。 13.判斷離子能否大量共存。能發(fā)生完全雙水解反應的離子不能大量共存,如Al3+與S2-、C、HC、Al。,14.選擇制備鹽的途徑。有些鹽會完全水解,無法在溶液中制取,只能由單質(zhì)直接反應制取,如Al2S3;有些鹽必須在HCl氛圍中加熱蒸發(fā)脫水才能得到其無水固體,如冶煉鎂時,必須使MgCl26H2O晶體在HCl氛圍中加熱脫水才能得到無水MgCl2直接加熱會發(fā)生水解而得到Mg(OH)Cl,再熔融電解而獲取Mg。 15.證明某物質(zhì)屬于弱電解質(zhì)(弱酸或弱堿)的某些實驗。如常溫下,NaX溶液的pH7,說明HX是弱酸等。 16.解釋某些生活中的現(xiàn)象。如水垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)
44、2, 而MgCO3很少,這是因為MgCO3微溶于水,受熱時水解生成更難溶的 Mg(OH)2。 17.某些納米材料的制備。例如,用TiCl4制備TiO2:,TiCl4+(x+2)H2O(過量) TiO2xH2O+4HCl 制備時加入大量的水,同時加熱,促進水解趨于完全,所得TiO2xH2O經(jīng)焙燒得TiO2。 18.某些鹽溶液加熱蒸干產(chǎn)物的判斷。例如,將FeCl3溶液蒸干不能制得純凈的FeCl3,這是因為FeCl3易水解,生成Fe(OH)3和HCl,加熱使水解程度增大,HCl揮發(fā)促進水解,所以蒸干得到Fe(OH)3,再灼燒則得到紅棕色的Fe2O3。 例7下列根據(jù)反應原理設計的應用,不正確的是
45、() A.C+H2O HC+OH-用熱的純堿溶液清洗油污 B.Al3++3H2O Al(OH)3+3H+明礬凈水 C.TiCl4+(x+2)H2O(過量) TiO2xH2O+4HCl,制備TiO2納米粉 D.SnCl2+H2O Sn(OH)Cl+HCl配制氯化亞錫溶液時加入氫氧化 鈉 解析純堿溶液中C發(fā)生水解,溶液呈堿性,加熱時水解程度增大,溶 液中c(OH-)增大,清洗油污能力增強,A正確;明礬溶于水,Al3+發(fā)生水解生成Al(OH)3膠體,Al(OH)3膠體能夠吸附水中的懸浮物,B正確;利用水解原理可制得TiO2xH2O,加熱脫水即可得到TiO2,C正確;配制SnCl2溶液時加入NaOH能促進Sn2+水解,D錯誤。 答案D,
（B版浙江選考專用）2019版高考化學總復習 第二部分 專題九 溶液中的離子反應課件.ppt
