第三章 水溶液中的离子平衡.doc

水溶液中的离子平衡复习 重难点专题突破 学习目标定位]　1.正确理解弱电解质的电离平衡及其平衡常数。2.掌握溶液酸碱性规律与pH的计算。3.掌握盐类水解的规律及其应用。4.会比较溶液中粒子浓度的大小。 一　弱电解质的电离平衡与电离常数 1、强弱电解质的比较与判断 (1) 一元强酸和一元弱酸的比较 浓度均为0.01 mol·L－1的强酸HA与弱酸HB pH均为2的强酸HA与弱酸HB pH或物质的量浓度 2＝pHHA＜pHHB 0.01 mol·L－1＝c(HA)＜c(HB) 开始与金属反应的速率 HA＞HB HA＝HB 体积相同时与过量的碱反应时消耗碱的量 HA＝HB HA＜HB 体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量 HA＝HB HA＜HB c(A－)与c(B－)的大小 c(A－)＞c(B－) c(A－)＝c(B－) 分别加入固体NaA、NaB后pH变化 HA：不变HB：变大 HA：不变HB：变大 加水稀释10倍后 3＝pHHA＜pHHB 3＝pHHA＞pHHB＞2 溶液的导电性 HAHB HA＝HB 水的电离程度 HAHB HA＝HB (2) 判断弱电解质的三个角度 角度一　弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如测得0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH＞1。 角度二　弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍1＜pH＜2。 角度三　弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象： (1)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞溶液。现象：溶液变为浅红色。 (2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。现象：pH＞7。 【例1】下列事实不能证明HNO2是弱电解质的是(　　) ①滴入酚酞，NaNO2溶液显红色　②用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗　③等pH、等体积的盐酸和HNO2溶液中和碱时，HNO2的中和碱能力强　④0.1 mol·L－1HNO2溶液的pH＝2　⑤HNO2与CaCO3反应放出CO2气体　⑥c(H＋)＝0.1 mol·L－1的HNO2溶液稀释至1 000倍，pH＜4 A．①⑤ B．②⑤ C．③⑥ D．③④ 【跟踪训练】1.对室温下100 mL pH＝2的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是(　　) A．加水稀释至溶液体积为200 mL，醋酸溶液的pH变为4 B．温度都升高20 ℃后，两溶液的pH不再相等 C．加水稀释至溶液体积为200 mL后，两种溶液中c(OH－)都减小 D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气体积可用如图表示 2、弱电解质的电离平衡 电离平衡也是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是 (1)浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。 (2)温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热过程，升温时平衡向右移动。 (3)同离子效应：如向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO－的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。 (4)能反应的物质：如向醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。 3、电离常数(电离平衡常数) 以CH3COOH为例，K＝，K的大小可以衡量弱电解质电离的难易，K只与温度有关。对多元弱酸(以H3PO4为例)而言，它们的电离是分步进行的，电离常数分别为K1、K2、K3，它们的关系是K1?K2?K3，因此多元弱酸的强弱主要由K1的大小决定。 关于电离常数的定性分析 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。 (2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。 (3)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”或“强碱制弱碱”规律。 (4)判断微粒浓度比值的变化。 【例2】　下表是几种常见弱酸的电离方程式及电离平衡常数(25 ℃)。 酸 电离方程式 电离平衡常数K CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋ 1.76×10－5 H2CO3 H2CO3H＋＋HCO HCOH＋＋CO K1＝4.31×10－7 K2＝5.61×10－11 H3PO4 H3PO4H＋＋H2PO H2POH＋＋HPO42－ HPOH＋＋PO K1＝7.52×10－3 K2＝6.23×10－8 K3＝2.20×10－13 下列说法正确的是(　　) A.温度升高，K减小 B.向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，c(H＋)/c(CH3COOH)将减小 C.等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH(Na2CO3)pH(CH