专题四 电离平衡和盐类的水解平衡y0nzzu05.doc

二、考点归纳： 1. 电离平衡与水解平衡的比较： 电离平衡 水解平衡 研 究 对 象 弱电解质（弱酸、弱强、水） 盐（强碱弱酸盐、强酸弱碱盐） 实 质 弱酸 H＋ +弱酸根离子 弱碱 OH－+弱碱根离子 盐电离出的： 弱酸根+H2O 弱酸(根)+OH－ 弱碱根离子+H2O 弱碱+H+ 特 点 ① 酸(碱)越弱；电离程度越小 ② 电离过程吸热 ③ 多元弱酸：分步电离且 一级电离二级电离三级电离 ①“越弱越水解”(对应酸或碱越弱，水解程度越大)； ②水解过程吸热； ③多元弱酸根：分步水解且一级水解二级水解三级水解。 表 达 方 式 电离方程式 H2CO3 HCO3― +H+ HCO3― CO32― +H+ 水解方程式 CO32― +H2O HCO3― +OH― HCO3― +H2O H2CO3 +OH― 影 响 因 素 温 度 升温,促进电离,离子浓度增大(易挥发的溶质除外) 升温，促进水解 浓 度 加水稀释 促进电离,但离子浓度不增大 促进水解 加入同种离子 抑制电离 抑制水解 加入反应离子 促进电离 促进水解 2. 影响水电离的因素： 水的电离是电离平衡的一种具体表现形式，所以可以上承下延，从电离平衡的影响因素来思考和理解具体的水的电离平衡的影响因素。 ⑴温度：由于水的电离过程吸热，故升温使水的电离平衡右移，即加热能促进水的电离，c(H＋)、c(OH―)同时增大,Kw增大，pH值变小，但c(H＋)与c(OH―)仍相等,故体系仍显中性。 ⑵酸、碱性：在纯水中加入酸或碱，酸电离出的H＋ 或碱电离出OH―均能使水的电离平 —1— 衡左移，即酸、碱的加入抑制水的电离。 若此时温度不变，则Kw不变，c(H＋)、c(OH―)此增彼减。 即：加酸，c(H＋)增大，c(OH―)减小，pH变小。加碱，c(OH―)增大，c(H＋)减小，pH变大。 ⑶能水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，由于水解的实质是盐电离出的弱酸根或弱碱阳离子结合水电离出的H＋ 或OH― ，所以水解必破坏水的电离平衡，使水的电离平衡右移。即盐类的水解促进水的电离。 ⑷其它因素：向水中加入活泼金属，由于与水电离出的H＋ 直接作用，因而同样能促进水的电离。 3. 关于溶液pH值的计算： pH=－lg｛c(H+)｝ ⑴总思路：根据pH的定义：pH=－lg｛c(H+)｝，溶液pH计算的核心是确定溶液中c(H+)的相对大小。具体地，酸性溶液必先确定溶液中c(H+)，碱性溶液必先确定c(OH―)，再由c(H+)·c(OH－)= Kw换算成c(H+),然后进行pH的计算。 c(H＋ )=10－pH 即：c(H+) pH ⑵溶液混合后的pH计算： ①两强酸混合,先求混合后的c(H+)混,再直接求pH值： c(H+)混==[c(H＋)1·V1＋c(H＋)2·V2]/(V1＋V2) ②两强碱混合：先求混合后c(OH― )混，再间接求pH值： c(OH― )混==[c(OH－)1·V1＋c(OH－)2·V2]/(V1＋V2) ③强酸与强碱溶液混合：根据n(H+)与n(OH―)的相对大小先判断酸、碱的过量情况。 a. 若酸过量n(H+)＞n（OH―），c(H＋)混==[n(H+)－n(OH―)]/V总 b. 若碱过量n(OH―)＞n(H＋)，c(OH―)混==[n(OH―)－n(H＋)]/V总 c、若酸碱恰好完全反应n(H+)==n(OH―），混合后溶液呈中性。 ④未标明酸碱的强弱，混合后溶液pH值不定。应分析讨论。 ⑶总结论：酸按酸，碱按碱，同强混合在之间，异强混合看过量。 4. 溶液的稀释规律： ⑴强酸：pH=a，稀释10n倍则pH=a+n(a+n)＜7；(弱酸：则pH＜(a+n) 强碱：pH=b，稀释10n倍则pH=b-n(b－n＞7)；(弱碱：则pH＞(b－n) ⑵酸或碱 无限稀释时(即当c(H＋ )或c(OH―) ＜10－6mol·L－1时)，应考虑水电离出来的 H＋或OH―的影响。切记：“无限稀释7为限” 5. 关于中和滴定的误差判断： 根据计算关系式：C待=[c(标)·V(标)·n(标)]/[V(待)·n(待)]，判断溶液浓度误差的宗旨是待测溶液的浓度与消耗标准液的体积成正比。任何操作的误差最终均可归结到对所用标准液的体积的影响。 【例1】下列各组溶液的c(H＋)一定等于1×10－7mol/L的是 B A. pH=2和pH =12的两种溶液以等体积混合 B. 0.05mol/L的硫酸与0.10mol/L的NaOH 溶液以等体积混合 C. 将pH=5的