专题：电离平衡和盐类的水解平衡精选.doc

专题 电离平衡和盐类的水解平衡 一、高考展望： 弱解质的电离平衡及盐类的水解平衡是高考的热点内容之一，也是教学中的重点和难点。高考中的题型以选择题为主，有时也以填空题、简答题形式考查。几乎是每年必考的内容。 电离平衡的考查点是： ①比较某些物质的导电能力大小，判断电解质、非电解质； ②外界条件对电离平衡的影响及电离平衡的移动； ③将电离平衡理论用于解释某些化学问题； ④同浓度(或同pH)强、弱电解质溶液的比较，如：c(H＋)大小，起始反应速率、中和酸(或碱)的能力、稀释后pH的变化等等。外界条件对电离平衡的影响、强弱电解质的比较是高考命题的热点。 盐类的水解在考查内容上有以水解实质及规律为对象的考查，但将水解与弱电解质电离、酸碱中和反应、pH等知识进行综合考查更为常见。主要考查点如下： ①盐类水解对水的电离程度的影响的定性、定量判断； ②水解平衡移动用于某些盐溶液蒸干后产物的判断； ③盐溶液pH大小的比较； ④盐溶液或混合溶液离子浓度大小的比较及排序。 ⑤离子共存、溶液的配制、试剂的贮存、化肥的混用、物质的提纯、推断、鉴别、分离等。 二、H＋ +弱酸根离子 弱碱OH－+弱碱根离子 盐电离出的： 弱酸根+H2O弱酸(根)+OH－ 弱碱根离子+H2O 弱碱+H+ 特 点 酸(碱)越弱；电离程度越小 电离过程吸热 多元弱酸：分步电离且 一级电离二级电离三级电离 ①“越弱越水解”(对应酸或碱越弱，水解程度越大)； ②水解过程吸热； ③多元弱酸根：分步水解且一级水解二级水解三级水解。 表 达 方 式 电离方程式 H2CO3HCO3― +H+ HCO3―CO32― +H+ 水解方程式 CO32―+H2O HCO3― +OH― HCO3― +H2O H2CO3 +OH― 影 响 因 素 温 度 升温,促进电离,离子浓度增大(易挥发的溶质除外) 升温，促进水解 浓 度 加水稀释 促进电离,但离子浓度不增大 促进水解 加入同种离子 抑制电离 抑制水解 加入反应离子 促进电离 促进水解 2. 影响水电离的因素： 水的电离是电离平衡的一种具体表现形式，所以可以上承下延，从电离平衡的影响因素来思考和理解具体的水的电离平衡的影响因素。 ⑴温度：由于水的电离过程吸热，故升温使水的电离平衡右移，即加热能促进水的电离，c(H＋)、c(OH―)同时增大,Kw增大，pH值变小，但c(H＋)与c(OH―)仍相等,故体系仍显中性。 ⑵酸、碱性：在纯水中加入酸或碱，酸电离出的H＋ 或碱电离出OH―均能使水的电离平衡左移，即酸、碱的加入抑制水的电离。若此时温度不变，则Kw不变，c(H＋)、c(OH―)此增彼减。 即：加酸，c(H＋)增大，c(OH―)减小，pH变小。加碱，c(OH―)增大，c(H＋)减小，pH变大。 ⑶能水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，由于水解的实质是盐电离出的弱酸根或弱碱阳离子结合水电离出的H＋ 或OH― ，所以水解必破坏水的电离平衡，使水的电离平衡右移。即盐类的水解促进水的电离。 ⑷其它因素：向水中加入活泼金属，由于与水电离出的H＋ 直接作用，因而同样能促进水的电离。 3. 关于溶液pH值的计算： ⑴总思路：根据pH的定义：pH=－lg｛c(H+)｝，溶液pH计算的核心是确定溶液中c(H+)的相对大小。具体地，酸性溶液必先确定溶液中c(H+)，碱性溶液必先确定c(OH―)，再由c(H+)·c(OH－)= Kw换算成c(H+),然后进行pH的计算。 即：c(H+) pH ⑵溶液混合后的pH计算： 两强酸混合,先求混合后的c(H+)混,再直接求pH值： c(H+)混==[c(H＋)1·V1＋c(H＋)2·V2]/(V1＋V2) 两强碱混合：先求混合后c(OH― )混，再间接求pH值： c(OH― )混==[c(OH－)1·V1＋c(OH－)2·V2]/(V1＋V2) ③强酸与强碱溶液混合：根据n(H+)与n(OH―)的相对大小先判断酸、碱的过量情况。 a. 若酸过量n(H+)＞n（OH―）H＋)混==[n(H+)－n(OH―)]/V总 b. 若碱过量n(OH―)＞n(H＋)，c(OH―)混==[n(OH―)－n(H＋)]/V总 c、若酸碱恰好完全反应n(H+)==n(OH―）⑶总结论：酸按酸，碱按碱，同强混合在之间，异强混合看过量。 4. 溶液的稀释规律： ⑴强酸：pH=a，稀释10n倍则pH=a+n(a+n)＜7；(弱酸：则pH＜(a+n) 强碱：pH=b，稀释10n倍则pH=b-n(b－n＞7)；(弱碱：则pH＞(b－n) ⑵酸或碱 无限稀释时(即当c(H＋ )或c(OH―) ＜10－6mol·L－1时)，应考虑水电离出来的 H＋或OH―的影响。切记：“无限稀释7