【专题8、离子、PH、水解】.doc

【专题、离子、PH、水解】 一、知识要点归纳 1.强电解质和弱电解质 注意：①化合物不是电解质即为非电解质②难溶性化合物不一定就是弱电解质。（例如：BaSO4难溶，但它溶解那部分是完全电离的，所以BaSO4等仍为强电解质。） 2.弱电解质的电离平衡 特点：（1）“等”：v电离= v结合 （2）“动”：动态平衡，v电离= v结合 ≠0 （3）“定”：平衡时分子、离子浓度不再变化（是否相等） （4）“变”：电离平衡是相对的平衡，外界条件改变，平衡可能要移动，移动的方向运用勒夏特列原理判断。 影响电离平衡的因素 （1）决定性因素——弱电解质的本性。 （2）外因：溶液浓度——同一弱电解质，浓度越大，电离度越小。 温度——由于弱电解质电离过程均要吸热，因此温度升高，电离度增大。若不指明温度，一般指25℃。 其它因素——如改变pH值等。 （3）多元弱酸、多元弱碱的电离 多元弱酸的电离是分步电离，每步电离都有电离平衡常数，通常用K1、K2、K3 分别表示。如：磷酸的三个K值，K1K2K3 ，但第一步电离是主要的，磷酸溶液的酸性主要由第一步电离决定。因此说明磷酸溶液显酸性的原因时，只写第一步电离方程式便可。 多元弱碱的电离也是分步电离的，但习惯上书写其电离方程式时，可写其总的电离方程式。如：Cu(OH)2 Cu2++2OH— 3.水的电离和溶液的PH值 1.水是弱电解质，能发生自电离 H2O+H2OH3O++OH－ 简写成H2OH++OH－，其电离程度大小受温度及酸、碱、盐等影响 2.水的离子积——纯水及电解质稀溶液中（c≤1mol·L－1）有c()·c(H+)=Kw，Kw只受温度影响，常温时（25℃）Kw=1×10－14，温度升高，水的电离程度增大。Kw亦增大，100℃，Kw=1×10－12 3.溶液的pH （1）表示方法：pH= —lg{c（H+）} （适用范围：稀溶液） （2）测定方法：pH试纸、pH计、酸碱指示剂 4.有关pH计算的解题规律 （1）单一溶液的pH计算 ①强酸溶液，如HnA，设浓度为c mol·L－1，则 c（H+）= nc mol·L－1，pH= —lg{c（H+）}= —lg nc ②强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，则 c（H+）= 10—14/nc mol·L－1，pH= —lg{c（H+）}=14+lg nc （2）酸碱混合pH计算 ①两种强酸混合c(H+)混 = [c(H+)1V1+ c(H+)2V2] /（V1+ V2） ②两种强碱混合c(OH—)混 = [c(OH—)1V1+ c(OH—)2V2] /（V1+ V2） ③适用于酸碱混合，一者过量时： c(OH—)混 | c(H+)酸V酸 — c(OH—)碱V碱| c(H+)混 V酸 + V碱 ①若两种强酸（pH差大于2）等体积混合，混合液pH = pH小 + 0.3 ②若两种强碱（pH差大于2）等体积混合，混合液pH = pH大 —0.3 5.强酸（强碱）、弱酸（弱碱）加水稀释后的pH的计算 （1）强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH= a + n （2）弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH a + n （3）强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH= b—n （4）弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH b—n （5）酸碱溶液无限稀释时，pH只能约等于或接近于7，酸的pH不能7，碱的pH不能7 说明：常温下弱酸（弱碱）用水稀释，当弱酸（弱碱）电离的H+（）浓度小于10—6 mol·L－1时，计算稀释液pH值，不能忽略水的电离。 4.稀释型（指单一溶质加水稀释或相当于水的稀释作用） 实质：稀释前后酸或碱的物质的量不变。计算公式：C1V1＝C2V2， ⒈若为酸： 强酸，PH＝a,稀释10n倍，PH＝a+n 若为弱酸，PH＝a,稀释10n倍,a＜ PH＜a+n 若酸的溶液无限稀释，则无论酸的强弱，PH一律接近于7. ⒉若为碱： 强碱，PH＝a,稀释10n倍, PH＝a－n； 弱碱，PH＝a,稀释10n倍, a－n. ＜ PH＜a 若碱的溶液无限稀释，则无论碱的强弱，PH一律接近于7. 5.酸碱稀释的pH变化也可借助图像来帮助理解 6.混合型（多种溶液混合） ⑷强酸和强碱溶液混合 这里的混合，实为中和，要发生反应：H+＋OH-＝H2O,中和后溶液的pH有三种情况： ①若恰好中和，pH＝７ ②若酸有剩，根据中和后剩余的c(H+)即C(H+)（过）＝[C(H+)1V1－C(OH-)2V2）]/(V1+V2)再求pH。；此时pH＜7 ③若碱有剩，根据中和后剩余的c(OH-),即C(OH-) (过)＝[C(OH-)