化学反应速率规律电离平衡和水解平衡【网上看到的,不错】.docVIP

高考化学专题复习 电离平衡和水解平衡 电解质溶液是高中化学重要的基础理论之一，从近几年的高考试题可以看出，涉及电解质溶液的考点多，重现率高。其主要热点有：①外界条件的改变对电离平衡、水解平衡的影响②酸、碱混合后溶液的酸碱性的判断及pH的计算③溶液中离子浓度的大小比较。 一、电离平衡和水解平衡的比较 电离平衡 水解平衡 实例 H2S水溶液(0.1mol/L) Na2S水溶液(0.1mol/L) 研究对象 弱电解质（弱酸、弱碱、水） 强电解质（弱酸盐、弱碱盐） 实质 弱酸H++弱酸根离子 弱碱OH—+阳离子 离子化速率=分子化速率 弱酸根+H2O弱酸+OH— 弱碱阳离子+H2O弱碱+H+ 水解速率=中和速率 程度 酸（碱）越弱，电离程度越小，多元弱酸一级电离＞二级电离 对应酸（碱）越弱，水解程度越大，多元弱酸根一级水解＞二级水解 能量变化 吸热 吸热 表达式 电离方程：①②多元弱酸分步电离H2SH++HS— HS—H++S2— 水解离子方程式①②多元弱酸根分步水解③除子双水解反应，产物不写分解产物，不标“↑”或“↓”S2—+H2OHS—+OH- HS—+ H2OH2S+OH- 粒子浓度 大小比较 c(H2S)＞c(H+)＞c(HS-)＞c(S2-) c(Na+)＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞c(H2S) 电荷守恒式 c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-) c(Na+)+ c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-) 物料守恒式 c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L =0.5 c(Na+) 影响因素 温度 升温，促进电离 升温，促进水解 浓度 加水稀释 促进电离 促进水解 通入H2S 抑制电离 生成NaHS 加入Na2S 生成NaHS 抑制水解 二、相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸的比较 c（H+） pH 中和碱 的能力 与过量Zn的反应情况 稀释相同倍数后的pH 产生氢气 的量 开始时的 反应速率 盐酸 大 小 相等 相同 快 小 醋酸 小 大 慢 大 三、相同pH、相同体积的盐酸与醋酸的比较 c（H+） c（酸） 中和碱 的能力 与过量Zn的反应情况 稀释相同倍数后的pH 产生氢气 的量 开始时的 反应速率 盐酸 相等 小 弱 少 相等 大 醋酸 大 强 多 小 四、电解质溶液中的守恒关系 1、电荷守恒：任何电解质溶液，阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。例：CH3COONa溶液中：[Na+]+[H+]=[CH3COO-]+[OH-] Na2S溶液中：[Na+]+[H+]=[HS-]+[OH-]+2[S2-] 0.1mol/LNaHCO3溶液中：[Na+]=[HCO3-]+[CO32-]+[H2CO3]=0.1mol/L 0.1mol/LNa3PO4溶液中：1/3[Na+]=[PO33-]+[HPO42-]+[H2PO4-]+[H3PO4]=0.1mol/L C6H5ONa（苯酚钠）溶液中逐滴加入FeCl3溶液，可能出现哪些现象，可能发生哪些反应。 解析：①C6H5O-与Fe3+在水溶液中优先发生双水解反应： ??? 3C6H5O-+Fe3++3H2O＝Fe(OH)3↓+3C6H5OH； 现象：红褐色沉淀 ②生成的C6H5OH将与Fe3+发生显色反应： Fe3++6C6H5OH=[Fe(C6H5O)6]3-＋6H+ ； 现象：溶液呈现紫色 ③当生成的H+达到一定浓度时，将与Fe(OH)3发生中和反应： Fe(OH)3＋3H+＝Fe3+＋3H2O； 现象：沉淀逐渐溶解 答案：见上。 例2：向20mL盐酸和硫酸的混合酸溶液中，渐渐加入0.1mol/L的Ba(OH)2溶液。生成沉淀的质量和溶液的pH变化曲线如右图。根据此实验数据计算： （1）原溶液中硫酸和盐酸的浓度各为多少_________________。 （2）A点处溶液的pH是______________。 解析：本题以图示形式检查酸、碱中和生成沉淀质量和溶液pH曲线随加入Ba(OH)2溶液体积变化情况，此题属于理解层次的中等难度试题。 （1）依据图示，沉淀最大时已加入Ba(OH)2溶液20mL，混合酸中硫酸被完全中和。所以原混合酸中硫酸的物质的量浓度为0.1mol/L。 当H2SO4刚被Ba(OH)2溶液中和时，可以认为溶液中盐酸未被中和。从20mL起，再加Ba(OH)