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第四講 電離、水解、溶解三大平衡考點透析
知識結(jié)構(gòu)
學(xué)法：
本章深刻理解平衡的影響因素，牢牢把握好兩個字：主、次
如：常溫下， 0.1molL-1醋酸和0.1molL-1醋酸鈉混合溶液呈酸性還是堿性？
常溫下， 0.1molL-1醋酸pH=3，0.1molL-1醋酸鈉混合溶液pH=8
一、弱電解質(zhì)的電離平衡及其移動
思考：
1.稀釋冰醋酸過程中各量(nH+、a、c(H+)、導(dǎo)電性)的
變化情況：
2.等 C 等 V 的鹽酸、醋酸稀釋圖
等H + 濃度、等體積的鹽酸、醋酸稀釋圖
例1． 在pH相同，體積相等的鹽酸A和醋酸溶液B中，分別加入少量
且等質(zhì)量的鋅，若反應(yīng)停止后，有一份溶液中鋅有剩余，則正確的判斷是
①反應(yīng)所需時間B＞A ②開始時反應(yīng)速度A＞B
③參加反應(yīng)的鋅的質(zhì)量B＞A ④整個反應(yīng)階段平均速度B＞A
⑤鹽酸中鋅有剩余 ⑥乙酸溶液中鋅有剩余
⑦鹽酸中放氫氣多 ⑧乙酸溶液中放氫氣多
A．③④⑤⑧ B．①③⑥⑦
C．①②③⑥ D．②③④⑤
二．水的電離與水的離子積
1.在純水或水溶液中 H2O H++OH— △H>0
25℃ c(H+)=c(OH-) =110-7mol/L c(H+)?c(OH-)=110-14=Kw
100℃ c(H+)=c(OH-) =110-6mol/L c(H+)?c(OH-)=110-12=Kw
思考：
1、 pH=3的溶液中，由水電離出的C（H+）=？
1.010－3mol/L或1.010－11mol/L
2、由水電離出的C（H+）= 1.010－11mol/L，pH=？
pH=3或11
2.溶液中酸堿性的判斷
(1)通過濃度和pH判斷
判斷溶液的酸堿性一般有兩種方法，例如：
方法一 25℃ 100℃
中性溶液 c(H+)=c(OH-) pH=7 pH=6
酸性溶液 c(H+)>c(OH-) pH<7 pH<6
堿性溶液 c(H+)
7 pH>6
3．關(guān)于簡單pH的計算
(1)酸、堿溶液稀釋后的pH
(2)酸或堿溶液的pH計算
(3)酸、堿混合后的pH計算
①兩種強(qiáng)酸混合。核心問題是混合溶液中c(H+)
②兩種強(qiáng)堿溶液混合
③強(qiáng)酸與強(qiáng)堿相互混和。
思考：
1、等pH的①NH4Cl ②H2SO4 ③HCl ④CH3COOH
其物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是：
①NH4Cl ④CH3COOH ③HCl ②H2SO4
三．鹽類的水解：
(1)定義：
在溶液中鹽的離子跟水所電離出來的H+或OH-生成弱電解質(zhì)的過程。
(2)實質(zhì)：
促進(jìn)水的電離平衡的過程。
(3)規(guī)律：
有弱才水解、都弱都水解、越弱越水解、誰強(qiáng)顯誰性。
越熱越水解、越稀越水解
離子濃度大小比較原則：
一、確定溶質(zhì)：
二、微觀：
兩平衡：電離平衡、水解平衡---主、次
（不水解的、誰比較接近）
三、宏觀：
三守恒：電荷守恒、原子（物料）守恒、
質(zhì)子（水電離）守恒
-----列等式及變形
以CH3COOH滴定NaOH為例：
1、c(Na+)＞c(OH－) ＞c(CH3COO－)＞c(H+)
2、c(Na+)＞c(CH3COO－)=c(OH－)＞c(H+)
3、c(Na+)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H+)
4、c(Na+)= c(CH3COO－) ＞ c(OH－)=c(H+)
5、c(CH3COO－)＞c(Na+) ＞c(H+) ＞c(OH－)
6、c(CH3COO－)＞c(Na+) ＞c(H+) ＞c(OH－)
7、c(CH3COO－) ＞c(Na+) =c(H+) ＞c(OH－)
8、c(CH3COO－) ＞c(H+) ＞c(Na+) ＞c(OH－)
5、溶質(zhì)：用物質(zhì)的量都是0.1 mol的CH3COOH與 CH3COONa配成
1 L混合溶液。
（1）離子濃度排序：（含CH3COOH 濃度）
c(CH3COO－)＞c(Na+) ＞ c(CH3COOH) ＞c(H+) ＞c(OH－)
（2）c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝2 c(Na+)
（3） c(CH3COO－) - c(CH3COOH)＝ 2 c(H+) —2 c(OH－)
1、Na2CO3溶液中
c(Na+) > c(CO32－) > c(OH－) > c(HCO3－) >c(H+)
(濃度比較）
c(Na+) = 2{c(CO32－) + c(HCO3－) +c(H2CO3 ) }
(物料守恒)
c(Na+)+ c(H+) =2 c(CO32－) + c(HCO3－) + c(OH－)
(電荷守恒)
c(OH－)= c(HCO3－) +2c(H2CO3 ) + c(H+)
(由水電離的H+、OH-守恒)
2、 NaHCO3溶液中存在的
A. c(Na+)＞c (HCO3-)＞c(OH-) ＞ c (H+)＞ c(CO32-）
B. c (Na+)+c (H+)＝c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-）
C. c (Na+)＝ c(HCO3-) + c( H2CO3) + c (CO32-)
D. c(OH-)＝{ c(H+) - c(CO32-）} + c( H2CO3)
變形1:
將標(biāo)準(zhǔn)狀況下的2.24L CO2通入150mL
1mol/L NaOH溶液中，下列說法正確的是 ( )
A、c(HCO3-)略大于c(CO32-)
B、c(HCO3-)等于c(CO32-)
C、c(Na+)等于c(CO32-)與c(HCO3-)之和
D、c(HCO3-)略小于c(CO32-)
變形2:
已知0.1mol/L的二元酸H2A溶液的pH= 4，
則下列說法中正確的是 ( )
A、在Na2A、NaHA兩溶液中，離子種類不相同
B、在溶質(zhì)物質(zhì)的量相等的Na2A、NaHA兩溶液中，
陰離子總數(shù)相等
C、在NaHA溶液中一定有：
c(Na+)＋c(H+)＝c(HA-)＋c (OH-)＋2c (A2-)
D、在Na2A溶液中一定有：
c (Na+) > c (A2-) > c (H+) > c (OH-)
四．溶解平衡
(1)概念：在一定條件下，當(dāng)難溶電解質(zhì)溶解和生成速率相等時，
得到難溶電解質(zhì)的飽和溶液，即達(dá)到溶解平衡。
溶解平衡的影響因素
(1)溫度：溫度升高大多數(shù)向溶解方向移動，溶解度增大。
(2)酸堿性：根據(jù)平衡移動原理解釋水垢溶于鹽酸中
(3)某些鹽溶液
例2．已知：25℃時，K[Mg(OH)2]=5.6110-12，K[MgF2]=7.4310-11。
下列說法正確的是
A．25℃時，飽和Mg(OH)2溶液與飽和MgF2溶液相比，前者的
c(Mg2+)大
B．25℃時，在Mg(OH)2的懸濁液中加入少量的NH4Cl固體，c(Mg2+)
增大
C．25℃時，Mg(OH)2固體在20 mL 0．01 molL-1氨水中的K比在
20 mL 0．01 molL-1 NH4Cl溶液中的K小
D．25℃時，在Mg(OH)2懸濁液中加入NaF溶液后，Mg(OH)2不可
能轉(zhuǎn)化為MgF2
例3．H2S溶于水的電離方程式為 。
⑴向H2S溶液中加入濃鹽酸時，電離平衡向 移動，c(H＋)
（填增大、減小、不變），c(S2－) （填增大、減小、不變）。
⑵向H2S溶液中加入NaOH固體，電離平衡向 移動，c(H＋)
（填增大、減小、不變），c(S2－) （填增大、減小、不變）。
⑶若要使H2S溶液中c(HS－)增大，且使H2S的電離平衡逆向移動，
可以加入 。
⑷向H2S溶液中加水，c(HS－) （填增大、減小、不變），溶液pH
（填增大、減小、不變）
例4．下列說法正確的是
A．常溫下醋酸分子不可能存在于pH＞7的堿性溶液中
B．稀釋濃度均為0.1mol/LCH3COOH和CH3COONa溶液，兩溶液
中所有微粒濃度均減小
C．25℃時，pH=4.75濃度均為0.1 molL－1的CH3COOH、CH3COONa
混合溶液：c(CH3COO－)+c(OH－)
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