《化学反应原理》专题复习之三——电解质溶液.doc

《化学反应原理》专题复习之三 安徽皖智学校 胡征善 电解质溶液 一、电离 （1）水的电离 Kw只与温度(T)有关——水的电离吸热，T升高，Kw增大，而与溶液中c(H+)或c(OH—)无关。 溶液的pH和pOH pH=—lg c(H+) c(H+) pH c(H+)=10—pH mol/L c(H+)·c(OH—)=Kw pH+pOH=pKw pOH=—lg c(OH—) c(OH—) pOH c(OH—)=10—pOH mol/L （2）酸、碱在水中的电离 强酸 HA+H2O==H3O++A— 弱酸 HA+H2OH3O++A— 或 Al(OH)3+H2OAl(OH)4—+H+ 简化为 HA==H++A— HAH++A— （3）离子化合物(强碱、盐)的电离——熔融或水的作用 （4）弱碱 BOHB++OH— 或 NH3·H2ONH4++OH— 二、溶液的酸碱性 （1）在酸性或碱性溶液中，是溶液中的c(H+)×c(OH—)为Kw，不再是只由水电离出的c(H+)×c(OH—)为Kw 例如：25℃时，0.1 mol/L盐酸中，c(H+)=0.1 mol/L，溶液中Kw=c(H+)×c(OH—)=1×10—14，则由水电离出的c(OH—)=1×10—13 mol/L，由水电离出的c(H+)也为1×10—13 mol/L，若只考虑水电离出的c(H+)和c(OH—)，其乘积为1×10—26——水的离子积不是水的离子积，而是溶液中c(H+)和c(OH—)的乘积——浓度对平衡常数无影响。 （2）溶液的酸碱性 溶液的酸碱性 一定正确 相对正确(25℃或室温时) 中性 c(H+)= c(OH—) =1×10—7 mol/L 或pH=7 酸性 c(OH—)＜c(H+) ＞1×10—7 mol/L或pH＜7 碱性 c(H+)＜c(OH—) ＞1×10—7 mol/L或pH＞7 （3）测定溶液酸碱度(酸碱度≠酸碱性) pH计(酸度计)——精确至0.01 pH试纸的使用： 湿润的pH试纸测定溶液pH是否一定有误差？ 【例1】已知温度T时水的离子积为Kw。该温度下，将浓度为a mol/L 的一元酸HA溶液与b mol/L的一元碱BOH溶液等体积混合。可判断该溶液呈中性的依据是 A．a=b B．混合溶液中pH=7 C．混合溶液中，c(H+)=√Kw mol/L D．混合溶液中，c(H+)+ c(B+)== c(OH—)+ c(A—) 【解析】A选项：并不知道一元酸、碱的强弱，若是强酸强碱溶液等体积混合，当a=b时，溶液是呈中性；若是弱酸和强碱，当a=b时，溶液是呈碱性；若是弱碱和强酸，当a=b时，溶液是呈酸性；若是弱酸和弱碱，也要视两者的相对强弱。 B选项：没有强调温度是25℃或室温。若100℃时， Kw=5.5×10—13，纯水的pH=(13—1g5.5)/2=6.3，pH=6.3是中性溶液，而溶液的pH=7就是碱性溶液。 C选项：混合溶液中，c(H+)=√Kw mol/L，说明溶液中c(H+)=c(OH—)，呈中性。 D选项：无论酸碱的强弱，也不管酸碱是否过量或溶液的酸碱性，混合溶液中，始终遵守电解质溶液的电荷守恒：，c(H+)+ c(B+)== c(OH—)+ c(A—) （3）盐的水解 （4）凡酸溶液或碱溶液，因其电离产生H+或OH—，抑制水的电离；凡呈酸性或碱性的盐溶液，因其水解，一定促进水的电离。 H2OH++ OH— 【例2】25℃时，溶液pH均为11的NaCN溶液和NaOH溶液，求水的电离度之比。 【解析】因为α(H2O)=c(H+)/c(H2O)或c(OH—)/c(H2O)，所以水的电离度之比=水电离出的c(H+)或c(OH—)之比。NaOH溶液中c(OH—)= 1×10—3 mol/L，由水电离出的c(H+)=1×10—11 mol/L，NaCN溶液中c(OH—)= 1×10—3 mol/L——就是由CN—水解结合水电离出的H+，促使水电离而生成的OH—浓度。所以NaCN溶液中水的电离度与NaOH溶液中水的电离度之比= 1×10—3/(1×10—11)= 1×108 三、弱酸弱碱电离与某些盐类水解的程度都很小 （1）一元弱酸HA或弱碱BOH的电离 HAH+ + A— BOHB+ + OH— c mol