专题五电离及水解平衡pH值计算-文档资料
(二)、应考策略
（3）重视电解质溶液中“几种程度大小”问题：
①弱电解质溶液中未电离分子多于已电离的分 子。
②盐溶液中未水解的离子多于已水解的离子。
③通常弱酸与同酸根的弱酸盐等浓度混合时， 酸电离强于盐水解，显酸性；弱碱与同弱碱阳 离子的盐等浓度混合时，碱的电离强于盐的水 解显碱性。
④酸式酸根离子通常是水解强于电离，其溶液 显碱性。但HSO4-、HSO3-和H2PO4-电离强于水解， 显酸性。
(2)条件 可 盐溶 中于 有水 弱的 酸盐 根阴 弱离 碱子 阳或
(3)规律
(1)一般盐的水解程序很弱 , 存在水解平衡 (2)强酸强碱盐不水解 (3)强酸弱碱盐水解 , 水溶液呈酸性
M H 2O MOH H M n nH 2O M (OH )n nH
(4)强碱弱酸盐水解, 水溶液呈碱性
A H 2O HA OH An H 2O HA(n 1) OH
(5)生成的弱电解质越弱, 水解程度越大
(4)影响因素
(1)温度: 升温,促进盐的水解 (2)盐的浓度: 加水稀释,水解程度增大 (3)外加酸碱: 增大了溶液c中(H)或c(OH), 促进或抑制盐的水解
(5)应用
(1)判断盐溶液的酸碱性 ((32))某确些定易盐水溶解液的中盐的溶微液粒配种制类与及保其存浓度大小关系 (4)制备某些盐或无水物 (5)解释生产生活中的某些化学问题
（1）弱电解质的电离平衡及水解平衡、PH值计 算是中学化学三大理论之一的重要组成部分， 有关知识是历届高考必考内容，近来常以下列 知识点命题：①根据电离平衡及影响因素解释 某些问题。②水的电离和溶液PH值计算。③PH 值大小及离子浓度大小比较。④盐类水解及应 用。⑤各知识点间的综合应用。
（2）学习本专题知识，应将电离平衡和水解平
专题五电离及水解平衡pH值计算
讲者
一 考点简析 二 专题点金
(一)、命题焦点
(二)、应考策略
(三)、知识归纳
(四)、重难点分析
1 .(1) 电离方程式的书写 , 影响电离平衡 的因素 , 酸、碱、盐溶液中水的电离
(2)点题剖析
(3)考题精练
2.(1) pH的计算
(2)点题剖析
(3)考题精练
3.(1)溶液中的微粒种类及其浓度的大小关系
计算c(H+)，再求pH；强碱稀释或混合后先计算 c(OH-)，根据Kw=[c（H+）· c （OH-）]求 c(H+)，再求pH；强酸强碱混合要先判断酸碱谁 过量，若酸过量，先求混合液的c(H+)，再求pH； 若碱过量，求混合液的c(OH-)，再由Kw求c(H+)，
最后求pH；若酸碱恰好完全反应，则pH=7。
单质: 既不是电解质又不是电非解质
2．弱电解质的电离平衡
意义 : 在一定条件 (如温度、浓度 )下, 弱电解质分子电离成离
与离子结合成分子的速 率相等时 , 达到电离平衡
(1)动, 等 : (电离 ) (结合 ) 0
特征
(
2)定
:
条件一定
, 分子
, 离子浓度保持一定
(3)变 : 条件改变 , 平衡破坏 , 发生移动 物质类型 : 弱酸、中强酸、弱碱、 两性氢氧化物、水
（3）意义：水的电离是酸、碱、盐稀溶液 呈现不同酸碱性的本质原因
( 4 ) 水溶液的酸碱性
c
(
H
)
c ( OH
),
溶液呈酸性
c
(
H
)
c ( OH
),
溶液呈中性
c(H
)
c ( OH
),
溶液呈, 碱性越强
(5 )影响因素 (以纯水的电离为例 )
升温 , 促进水的电离 , K w 增大
(三)、知识归纳 1．基本概念
非电解质
化合物电 按离 能分 否电解质按电能离否分全部弱 强电 电解 解质 质(((((((1133422)))))))包 包 电 电 多 部 完括 括 离 离 元 分 全弱 强 方 方 弱 电 电酸 酸 程 程 酸 离 离 ,,,,弱 强 电 存式 式 的碱 碱 离 在 ""用 用 电 ,,水 盐过 ""电离(可 程 离分溶 不 平步行盐 可 衡,进难逆溶盐
表示方法 : 用" "
温度
影响因素
分子浓度 离子浓度
平衡移动符合勒夏特列
原理
子的速率
3．水的电离 （1）极弱电离：H2O
H++OH－
水的 （离 2）子 ((12))积 K常 w温 c(,H下 Kw)•1c(O10H 1)4 (3)c(H),c(OH)指溶液H中 浓度O和H浓度 , 不一定来自水的电离
加酸
, 抑制水的电离
加碱 , 抑制水的电离
加强酸强碱盐
, 不影响水的电离
加强酸酸式盐
, 抑制水的电离
加强酸弱碱盐 , 促进水的电离
加强碱弱酸盐
, 促进水的电离
盐的水解
4．盐类的水解
(1)实质:盐的离子与水电H离或 出O的 H 结合生成弱电,促 解进 质水的电 ,使离盐 溶液呈现不同的碱性
衡与化学平衡联系起来，它们均遵从勒夏特列
原理。将化学平衡的概念、特征、化学平衡的
移动等方面知识迁移到电离平衡及水解平衡并
加以应用。水的电离平衡受温度、酸、碱及能
水解的盐的影响而发生移动，但一定温度下，
稀溶液中的Kw=[c（H+）·c（OH-）]数值不发
生变化，25℃,Kw=10-14。强酸稀释或混合后先
(2)点题剖析
(3)考题精练
1．了解电解质和非电解质、强电解 质和弱电解质的概念。
2．理解电解质的电离平衡概念。
3．了解水的电离、溶液pH等概念。
4．掌握有关溶液pH与氢离子浓度、 氢氧根离子浓度的简单计算。
(一)、命题焦点
本专题是高中化学重要的基础理论之一，是教学大
纲要求学生必须掌握的理论。纵观近几年高考试卷，考 查的内容和知识点覆盖面广，同时强化重点知识的考查。 从能力层次方面来看，大都是考理解能力和分析综合能 力，并逐渐向应用等更高能力发展。试题的创意是稳中 求变，变中求新，新中求活，总的意图是让试题真正达 到考查学生的能力。预计2005年高考会保持相对的稳定。
酸碱平衡及其PH值计算
c(H 3O ) c(NH 3 )
c(
NH
4
)
5.6
1010
HS- + H2O
H3O+ + S2-
K
a
(HS
)
c(H 3O ) c(S c(HS )
2
)
7.1 1015
K
a
越大，酸的强度越大,由
K
a
(HAc)
＞
K
a
(NH
4
)
＞
K
a
(HS
由二级平衡: HS平衡浓度: 1.1 10-4
H+ + S2-
1.1 10-4
y
K1/K2>102 可做一元
弱酸处理
Ka2 = [H+][S2-]/[HS-] = 7.1 10-15 y = Ka2 = [S2-] = 7.1 10-15
酸根离子浓度 近似等于二级
电离常数
结论:
多元弱酸中,若K1K2K3…,通常K1/K2>102,求[H+] 时, 可做一元弱酸处理。
加入1滴(0.05ml) 1mol·L-1 NaOH
50ml纯水pH = 7
pH = 3
pH = 11
50mLHAc—NaAc
[c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·L-1]
pH = 4.74
pH = 4.73
pH = 4.75
缓冲溶液：具有能保持本身pH值相对稳定性能的溶液 (也就是不因加入少量强酸或强碱而显著改变pH值的溶液)。
称为碱的解离常数。K
b
越大，碱的强度越大。一
水解平衡、电离平衡、水的电离综合
电离平衡与水解平衡综合一、电离平衡ionization equilibrium 1.一元弱酸电离常数的表达式为：HClO+H +-ClO ；][][][K HClO ClO H a -+⋅=；多元弱酸的电离是分步进行的，且在同温下，K a 1>>K a 2；电离度α1>>α2 SH 2+H +-HS，][][][K 21S H HS H a -+⋅=；电离度α1；-HS+H +-2S ，][][][K 22--+⋅=HS S H a ； 电离度α2； 2.一元弱碱碱O H NH 23⋅(弱碱)+4NH +-OH ；][][][234O H NH OH NH K b ⋅⋅=-+； 多元弱碱的电离一步到位：3)(OH Al +3Al +3-OH ，33][][K -+⋅=OH Al b ；3.O H 2的电离平衡常数：OH 2-OH ++H ，][][·][2O H OH H K -+=电离； 水的离子积ion-product constant for water 表达式：K w =[-OH ]·[+H ]=1.0×1410-(25℃)；【水的电离平衡常数和水的离子积单位不同，不是一回事】二、水解平衡hydrolysis equilibrium1.一元弱酸酸根水解平衡常数：-ClO +OH 2HClO +-OH ，][][][K --⋅=ClO OH HClO 'b； 多元弱酸酸根水解分步进行，且在同温下，K b 1>>K b 2；水解度α1>>α2； -2S +OH 2-HS +-OH ，][][][K 21---⋅=S OH HS 'b ；水解度α1；-HS +OH 2S H 2+-OH ，][][][K 22--⋅=HS OH S H 'b ；水解度α2； 2.一元弱碱的金属阳离子水解平衡常数： +4NH +OH 2O H NH 23⋅++H ，][][]O [K 423++⋅⋅=NH H H NH 'a； 多元弱碱的金属阳离子水解一步到位：+3Al +3OH 23)(OH Al +3+H ，][][K 33++=Al H 'a；三、两者关系 【观察规律】 ①HClO+H +-ClO ；][]][[K HClO ClO H a -+=；②-ClO +O H 2HClO +-OH ，][][][K --⋅=ClO OH HClO 'b； ③OH 2-OH ++H ，K w =[-OH ]·[+H ]=1.0×1410-(25℃)；根据盖斯定律得：③=①+②⇒K w =K a ·K b `；【推论】 SH 2+H +-HS ， ][][][K 21S H HS H a -+⋅=；-HS +OH 2S H 2+-OH ，][][][K 22--⋅=HS OH S H 'b ； -HS+H +-2S ， ][][][K 22--+⋅=HS S H a ； -2S +OH 2-HS +-OH ，][][][K 21---⋅=S OH HS 'b ；【总结】HA →K a ，A —→K b `⇒K w =K a ·K b `；两者相差一个H 原子；四、题型与解题方法已知以下弱酸的电离平衡常数(25℃)HClO32CO H422O C HS H 2HCNK a =3.0×810- K a 1=4.3×710-K a 2=5.6×1110-K a 1=5.4×210-K a 2=5.4×510-K a 1=1.3×710-K a 2=7.1×1510-K a =5×1010-'21K K K b a w ⋅='12K K K b a w ⋅=解题方法1.比较它们酸性、碱性强弱K a ：422O C H >-42O HC >32CO H >S H 2>HClO >HCN >-3HCO >-HS ； K b `：-42O HC <-242O C <-3HCO <-HS <-ClO <-CN <-23CO <-2S ；2.根据上述大小关系可知相同浓度的溶液比较pH 的大小①酸溶液的pH ：422O C H <-42O HC <32CO H <S H 2<HClO <HCN <-3HCO <-HS ； ②盐溶液的pH ：-42O HC <-242O C <-3HCO <-HS <-ClO <-CN <-23CO <-2S ；3.判断方程式是否正确：【strong →weak 】①NaHS 溶液与42O NaHC 溶液反应的离子方程式为：_____________________________； 【解析】K a ：-42O HC >S H 2>-HS ，因此-42O HC 作为acid 参与反应给出+H 生成-242O C [K b `]； K b `：-42O HC <-242O C <-HS ，因此-HS 作为base 参与反应得到+H 生成S H 2[K a ]； 综上：-42O HC +-HS =S H 2 +-242O C ；strong acid weak acid②向NaCN 溶液中通入少量2CO ，所发生反应的化学方程式_________________________； 【解析】K a ：32CO H >HCN >-3HCO ，因此32CO H (2CO +O H 2)可以制HCN ； K b `：-3HCO <-CN <-23CO ，因此-CN 可以制-3HCO 但不能生成-23CO ； 综上：2CO +O H 2 +-CN =HCN + -3HCO ；strong acid weak acid③向32CO Na 溶液中加入等浓度、等体积422O C H 溶液，反应的离子方程式为：-23CO +422O C H =-3HCO +-42O HC ；【错误】【解析】K a ：422O C H >-42O HC >32CO H >-3HCO ，因此-42O HC 可以制32CO H [K a ]；K b `：-42O HC <-242O C <-3HCO <-23CO ，因此-3HCO 可以制-242O C [K b `]； 综上：-42O HC +-3HCO =32CO H +-242O C strong acid weak acid4.判断酸式盐溶液的酸碱性 ①3NaHCO 溶液pH>7； 【解析】-3HCO 的 K a =5.6×1110-； -3HCO 的K b `=3.41×710-；∵ K b `>K a ，水解产生的-OH 多于+H ； ∴溶液显碱性，即pH>7；②42O NaHC 溶液pH<7； 【解析】-42O HC 的 K a =5.4×510-； -42O HC 的K b `=4.51×1210-；∵ K a >K b `，电离产生的+H 多于-OH ；∴溶液显酸性，即pH<7；【summary 】判断酸式盐溶液的酸碱性的规律：电离大，显酸性；水解大，显碱性；5.判断酸式盐溶液中对水电离是促进还是抑制 ①3NaHCO 溶液pH>7⇒水的电离被促进； 【解析】假设3NaHCO 溶液pH=11， OH 2-OH ++H ，K w =[-OH ]·[+H ]=1.0×1410-(25℃)；水电离出的[+H ]水=[-OH ]水； [+H ]=1110-=[+H ]水； [-OH ]=310-=[-OH ]水；[+H ]水≠[-OH ]水的原因OH HCO 23+--+OH CO H 32，所以水的电离被促进，取大值；②42O NaHC 溶液pH<7⇒水的电离被抑制了； 【解析】假设42O NaHC 溶液pH=5， OH 2-OH ++H ，K w =[-OH ]·[+H ]=1.0×1410-(25℃)；水电离出的[+H ]水=[-OH ]水；[+H ]=510-=[+H ]acid +[+H ]水； [-OH ]=910-=[-OH ]水；由于-42O HC -242O C ++H ，所以水的电离被抑制了，取小值； 【summary 】酸式盐溶液中水电离促进与抑制判断电离大，显酸性⇒只考虑酸的作用⇒酸碱抑制取小值； 水解大，显碱性⇒只考虑盐类的水解⇒水解促进取大值；6.离子浓度大小比较【“1000α”并非是一个十分准确的方法，优点在于直观化，些许瑕疵不影响最终结果】 ①单一溶质【例1】32CO Na 溶液：K b 1>>K b 2⇒α1>>α2⇒令α1=10%，α2=1%；OH CO 223+---+OH HCO 3 α1=10%；【先讨论主要】i: 1000 0 0f: 900 100 100OH HCO 23+--+OH CO H 32 α2=1%； 【后讨论次要】i: 100 0 0f: 99 1 1 【-3HCO 变为99即是微调的结果】 综上：[+Na ]>[-23CO ]>[-OH ]>[-3HCO ]>[+H ]2000 900 101 99 ?根据电荷守恒：[+Na ]+[+H ]=2[-23CO ]+[-3HCO ]+[-OH ]【例2】3NaHCO 溶液：K b `>>K a ⇒α1>>α2⇒令α1=10%，α2=1%；OH HCO 23+--+OH CO H 32 α1=10%； 【先讨论主要】i: 1000 0 0f: 900 100 100 【微调减1，32CO H 变为99】-3HCO -23CO ++H α2=1%； 【后讨论次要】 i: 900 0 0f: 891 9 9 【微调减1，-23CO 变为8】综上：[+Na ]>[-3HCO ]>[-OH ]>[+H ]>[-23CO ]1000 891 100 9 8根据电荷守恒：[+Na ]+[+H ]=2[-23CO ]+[-3HCO ]+[-OH ]1009⇐1000 +9 = 2×8 + 891 +100⇒1007【误差极小，可忽略】【例3】42O NaHC 溶液中各离子浓度大小关系______________________________；②两种溶质【例1】[32CO Na ]:[3NaHCO ]=1:1，-23CO 的K b `远大于-3HCO ； OH CO 223+---+OH HCO 3 α1=10%；【先讨论主要】i: 1000 0 0f: 900 100 100OH HCO 23+--+OH CO H 32 α2=1%； 【后讨论次要，注意合并算】i: 1100 0 0f: 1089 11 11综上：[+Na ]>[-3HCO ]>[-23CO ]>[-OH ]>[+H ]3000 1089 900 111 ?根据电荷守恒：[+Na ]+[+H ]=2[-23CO ]+[-3HCO ]+[-OH ]3000 +？ =2×900 +1089 +111⇒?=0【例2】等浓度的NaClO 、3NaHCO 混合溶液中，各种离子浓度由大到小的顺序： _____________________________________；【例3】等浓度的NaCN 、HCN 混合溶液，各种离子浓度从大到小的顺序： _____________________________________；③离子总浓度大小【例】0.1mol/L NaClO 溶液比0.1mol/L NaCN 溶液所含离子浓度小；【错误】 【解析】“三大守恒”⇒电荷守恒【假设[-OH ]·[+H ]=1000】 ∵ -CN 的K b `远大于-ClO ，水解产生的-OH 越多而+H 越小； -CN +OH 2HCN +-OH α1=10%；i:1000 0 0f:900 100 100⇒[+H ]=10小 [+Na ]+[+H ]=[-CN ]+[-OH ] 1000 +10 【右边不用考虑】-ClO +O H 2HClO +-OH α2=1%；i:1000f:990 10 10⇒[+H ]=100大 [+Na ]+[+H ]=[-ClO ]+[-OH ]1000 +100 【右边不用考虑】 ∴NaCN 溶液中所含离子浓度更小.【总结】等浓度的一元弱酸强碱盐，K b `越大则溶液中各离子浓度和越小.【练习1】常温下，用0.10mol/L NaOH 溶液滴定20mL 0.10mol/L HA 溶液，混合溶液的pH 与)()(lg HA c A c -的变化关系如图所示，下列叙述错误的是( )A.K a (HA)的数量级为410-；B.b 点时消耗NaOH 溶液的体积小于20mL ；C.b 点溶液中：c (Na +)=c (A -)>710-mol/L ；D.混合溶液的导电能力：a >b ；【解析】A.取特殊点：K a (HA)=451011010)()()(--+-=⋅=⋅HA c H c A c ；B.假设：HA 为强碱，则需要消耗NaOH 的体积为20mL ；修正：NaA 中A -水解显碱性，若要溶液为中性，则需要的NaOH 要少于20mL ； C.电荷守恒：[Na +]+[H +]=[A -]+[OH -]，中性溶液[H +]=[OH -]，所以[Na +]=[A -]；∵[Na +]=V2011.020V V 1.0+=+；且10<V<20；NaA:HA=1:1时，溶液显酸性； ∴0.03<[Na +]<0.05；D.假设a 点对应NaOH 为10mL ，b 点对应NaOH 为20mL ；a 点：NaA:HA=1:1，[A -]+[OH -]=[Na +]+[H +]=8.58.51031.010*******.0--+=++⋅； b 点：只有NaA ，[A -]+[OH -]=[Na +]+[H +]=771021.010*******.0--+=++⋅； 显然，b 点离子浓度大于a 点离子浓度，所以导电性更好. 【练习2】常温下，K a (HCOOH)=41077.1-⨯，K a (CH 3COOH)=51075.1-⨯，K b (NH 3·H 2O)=51075.1-⨯， 下列说法中正确的是( )A.相同体积pH 均为3的HCOOH 和CH 3COOH 溶液，中和NaOH 的能力相同；B.0.2mol/L HCOOH 与0.1mol/L NaOH 等体积混合后：c (HCOO -)+c (OH -)<c (HCOOH)+c (H +)；C.等浓度的HCOONa 和NH 4Cl 溶液中阳离子的物质的量浓度之和：前者大于后者；D.将CH 3COONa 溶液从20℃升温至30℃，溶液中)()()(3--⋅OH c COOH CH c COO CH c 增大.。
水的电离及PH值的计算
技巧：
8．在25℃时，pH=2的盐酸溶液1L与pH=4的盐酸 溶液等体积混合，混合后溶液的pH值等于多少？ pH=－lg c(H+) =－lg（1×10-2+1×10-4）/2
=2+lg2 =2.3
本章的学习以化学平衡理论为基础，进一 步探讨酸、碱、盐在水中的离子反应，深入了 解离子反应的本质；探究化学平衡、电离程度 和溶解度之间的关系及其应用。
一、水的的电离：
⑴水的离子积KW与温度有关，温度越高，KW越大，温度 不变， KW不变。 ⑵任何水溶液中H+和OH－总是同时存在的, 在一定温度下 是定值，而且不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水 电离出的C(H+)＝C(OH－)。 ⑶KW＝c(H＋)·c(OH－)表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示 整个溶液中总物质的量浓度。但是一般情况下有： ①酸溶液中KW＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水电离出的H＋ 的浓度)。 ②碱溶液中KW＝c(H＋)水·c(OH－)碱(忽略水电离出的OH－ 的浓度)。
５、取PH均等于2的盐酸和醋酸分别稀释2倍后，再 分别加入0.03g锌粉，在相同条件下充分反应，有关 叙述正确的是（ ） A、醋酸和锌反应放出的氢气多 B、盐酸和醋酸分别与锌反应放出的氢气一样多 C、醋酸和锌反应速率较大 D、盐酸和醋酸分别与锌反应速率一样大
Ｃ
8×10 mol/L
水电离出的c(H+)是多少？水电离出的c(OH-)是多 少？ 8×10-8mol/L
二、溶液的酸碱性与pH 无论是酸溶液中还是碱溶液中都同时存在H+ 和OH-，而且在一定温度下是定值！ 1.溶液的酸碱性跟H+和OH—浓度的关系： (1)c(H＋)＞c(OH－)溶液呈酸性。 (2)c(H＋)＝c(OH－)溶液呈中性。 (3)c(H＋)＜c(OH－)溶液呈碱性。 〖结论〗：
(完整word)水的电离和溶液pH值计算
水的电离与溶液pH 值的计算一、水的电离水是极弱的电解质,发生微弱的（自偶)电离。
H 2O + H 2O →H 3O + + OH - 简写: H 2O → H + + OH —实验测定：25℃ c（H +）=c （OH —）=1710-⨯mol/L100℃ c（H +）= c(OH -）= 1610-⨯mol/L二、水的离子积(K w ）实验测定：25℃ K w = c （H +)·c（OH —）=11410-⨯（定值）（省去单位）100℃ K w = c （H +）·c(OH —）=11210-⨯影响因素：1）温度：温度越高，K w 越大，水的电离度越大.对于中性水，尽管K w 温度升高，电离度增大，但仍是中性水，[H +]=［OH —]. 2）溶液酸碱性:中性溶液，c （H +）=c （OH -）=1710-⨯mol/L酸性溶液：c （H +）> c （OH —），c(H +)>1⨯10-7mol/L c （OH —）<1⨯10-7mol/L碱性溶液：c （H +）〈 c （OH -)，c （H +）<1⨯10-7mol/L c(OH -)〉1⨯10—7mol/Lc(H +）越大，酸性越强；c （OH -）越大，碱性越强。
三、溶液pH 值的计算 1.pH 的计算公式：（1）c(H +）=C 酸α酸（弱酸） c （H +）= nC 酸 c(OH —）=C 碱α碱（弱碱) c （OH —）= nC 碱 (2） K w = c （H +）c （OH -),c （H +）=）（OH K c wc （OH —）=）（+H Kw c(3） pH=—lgc(H +） pOH=—lgc （OH -） （4) pH + pOH = 14(25℃)2.酸或碱溶液及稀释后的p H 值的计算(25℃)1） 酸强碱溶液（单一溶液）p H 值的计算 例1．求0。
1mol/L 的H 2SO 4的pH 值。
弱电解质的电离平衡及溶液的PH值的计算
4、弱电解质电离方程式书写规律：
1.弱电解质在溶液中部分电离，用“ ”
2.强酸酸式盐电离时H+分开写,弱酸酸式盐电离时 H+不能拆开.
3.多元弱酸的电离 应分步完成电离方程式，多元 弱碱则一步完成电离方程式。
写出电解质NaCl、 NaHSO4、NaHCO3、 CH3COOH、 H3PO4的电离方程式 NaCl = Na＋+Cl－ NaHSO4= Na＋+ H +＋ SO42NaHCO3= Na＋+HCO3CH3COOH H3PO4 H＋+CH3COO－ H ++H2PO42-
练习
PH=10的氢氧化钠溶液与PH=10的氨水,稀释 NaOH ＜ NH3 H 相同倍数,其PH大小关系是______________· 2O ,
即弱碱在稀释时电离平衡被破坏，要不断电 离出OH-，所以稀释相同倍数后，其碱性应 比强碱强一些，因而PH值应大一些 如稀释后溶液的PH值仍然相同,则稀释 NaOH＜NH3· 2O H 倍数大小关系是_______
例：在一定温度下，冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的 导电能力如图所示，请回答：（1）“o”点导电能力为 0的理由是 在O点处醋酸没电离，无离子存在 。
（2） a、b、c三点溶液PH由大到小的顺序是 C、a、b 。 导 C 。 电 （3） a、b、c三点中电离程度最大的是 能 力 b （4）若使c点溶液中C(Ac-)增大，
关键：抓住氢离子进行计ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ！
b、
强碱与强碱混合
例题：在25℃时，pH=9和pH=11的两种氢
氧化钠溶液等体积混合pH值等于多少？ 关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！
C、强酸与强碱混合
电离平衡及水解平衡
(3)考题精练
3.(1)溶液中的微粒种类及其浓度的大小关系
(2)点题剖析
(3)考题精练
1．了解电解质和非电解质、强电解 质和弱电解质的概念。
2．理解电解质的电离平衡概念。
3．了解水的电离、溶液pH等概念。
4．掌握有关溶液pH与氢离子浓度、 氢氧根离子浓度的简单计算。
(一)、命题焦点
本专题是高中化学重要的基础理论之一，是教学大 纲要求学生必须掌握的理论。纵观近几年高考试卷，考 查的内容和知识点覆盖面广，同时强化重点知识的考查。 从能力层次方面来看，大都是考理解能力和分析综合能 力，并逐渐向应用等更高能力发展。试题的创意是稳中 求变，变中求新，新中求活，总的意图是让试题真正达
(3)规律
(1)一般盐的水解程序很弱 , 存在水解平衡 (2)强酸强碱盐不水解 (3)强酸弱碱盐水解 , 水溶液呈酸性
M H 2O MOH H M n nH 2O M (OH )n nH
(4)强碱弱酸盐水解 , 水溶液呈碱性
A H 2O HA OH An H 2O HA(n 1) OH
(2）重视电解质溶液中“几种程度大小”问题：
①弱电解质溶液中未电离分子多于已电离的分 子。
②盐溶液中未水解的离子多于已水解的离子。
③通常弱酸与同酸根的弱酸盐等浓度混合时， 酸电离强于盐水解，显酸性；弱碱与同弱碱阳 离子的盐等浓度混合时，碱的电离强于盐的水 解显碱性。
④酸式酸根离子通常是水解强于电离，其溶液 显碱性。但HSO4-、HSO3-和H2PO4-电离强于水解， 显酸性。
(5)生成的弱电解质越弱 , 水解程度越大
(4)影响因素
(1)温度 : 升温, 促进盐的水解
水的电离和PH计算--打印
第11讲 弱电解质的电离平衡 溶液的pH班级 姓名 学号【考点透视】1．了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
2．了解水的电离和水的离子积常数。
3．了解溶液pH 的定义，能进行溶液pH 的简单计算。
一、弱电解质的电离1、电离平衡：一定条件(如温度、浓度)下的弱电解质溶液中，离子化速率等于分子化速率时，电离就达到了平衡状态－电离平衡。
如：CH 3COOH CH 3COO - + H + ΔH<02、特征：3、影响电离平衡的因素：弱电解质电离平衡的移动遵循 原理，小结：(1)内因：弱电解质本身的性质。
(2)外因：①温度：升高温度，电离平衡向________方向移动，电离程度________，原因是电离过程 。
②浓度：a 、加水稀释，电离平衡向________的方向移动，电离程度________，溶液的导电能力 。
b 、同离子效应：如CH 3COOH(aq)中加CH 3COONa(s)，c (CH 3COO －) ，CH 3COOH 的电离平衡向 。
【例1】 （2011山东高考）室温下向10mL pH=3的醋酸溶液中加入水稀释后，下列说法正确的是（ ）A.溶液中导电粒子的数目减少B. 醋酸的电离程度增大，c(H ＋)亦增大C. 溶液中)()()(33--•OH c COOH CH c COO CH c 不变 D.再加入10mlpH=11的NaOH 溶液，混合液pH=7【例2】 某温度下，相同pH 的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，平衡pH 随溶液体积变化的曲线如右图所示。
据图判断正确的是 ( )改变条件 平衡移动 c(CH 3COOH) n(H +) c(H +) c(CH 3COO -) 电离程度 导电能力Ka 加水 加少量冰醋酸 通HCl 气体 加NaCl(s) 加CH 3COONa(s)加镁粉 升高温度A．Ⅱ为盐酸稀释时pH变化曲线B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强C．a点K w的数值比c点K w的数值大D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度4、电离平衡常数（1）概念：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K来表示（一般酸的电离常数用K a，碱的电离平衡常数用K b表示）。
专题05 电离平衡 沉淀溶解平衡 水解平衡-2020年高考化学十年真题精解(全国Ⅰ卷)(解析版)
专题05 电离平衡沉淀溶解平衡水解平衡2020年考纲考点2020年考纲要求1、了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。
2、理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。
3、了解水的电离、离子积常数。
4、了解溶液pH 的含义及其测定方法，能进行pH 的简单计算。
5、理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算。
6、了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。
7、了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。
理解溶度积( Ksp)的含义，能进行相关的计算。
ⅠⅡⅡⅡIIIIIIIII本节考向题型研究汇总题型考向考点/考向考试要求选择题电离平衡、水解平衡、溶解沉淀平衡III填空题K sp计算滴定计算III考向题型研究（一）电离平衡水解平衡1．（2015·全国 I·T13）浓度均为0.10 mol·L －1、体积均为V 0的MOH 和ROH 溶液，分别加水稀释至体积V ，pH 随lg VV 0的变化如图所示，下列叙述错误的是( )A ．MOH 的碱性强于ROH 的碱性B ．ROH 的电离程度：b 点大于a 点C ．若两溶液无限稀释，则它们的c (OH －)相等 D ．当lg VV 0＝2时，若两溶液同时升高温度，则c M ＋c R ＋增大【答案】D【解析】由图像分析浓度为0.10 mol·L－1的MOH 溶液，在稀释前pH 为13，且当体积每扩大10倍，PH 变化1，说明MOH 完全电离，则MOH 为强碱；而ROH 的pH<13，且溶液体积每扩大10 倍，PH 变化小于1，说明ROH 在溶液稀释过程中会继续电离，说明ROH 没有完全电离，ROH 为弱碱。
所以，A 项MOH 的碱性强于ROH 碱性正确；B 项曲线的横坐标lg VV 0越大，表示加水稀释体积越大，由曲线可以看出b点的稀释程度大于a 点，弱碱ROH 存在电离平衡：ROH R ＋＋OH －，溶液越稀，弱电解质电离程度越大，故ROH 的电离程度：b 点大于a 点正确；C 项中若两溶液无限稀释，则溶液的pH 接近于7，故两溶液的c (OH －)相等正确；D 项中当lg V V 0＝2时，溶液V ＝100V 0，溶液稀释100倍，由于MOH 发生完全电离，升高温度，c (M ＋)不变；ROH 存在电离平衡：ROH R ＋＋OH －，升高温度促进电离平衡向电离方向移动，c (R ＋)增大，故c M ＋c R＋减小错误。
水的电离及PH的计算
水的电离及PH值的计算一、水的电离1.水有微弱的导电性, 只能微弱的电离，并存在着平衡，证明水是一种极电解质.水的电离方程式为或写为______________________水的电离是热过程,25℃时,纯水中[H+]=[OH-]= mol/L,Kw= ,100℃时,[H+]=[OH-]=10-6mol/L,Kw=1.0×10-12,此时溶液呈性.2.水的离子积不但适用于纯水,还适用于性或性的溶液.注意点：（１）该常数不受水的用量多少的影响。
（２）K W受温度的影响而变化，T升高，K W增大。
如100。
C,K W＝10-12即［H+］＝［OHˉ］＝10-6 mol·Lˉ1（３）K W也适用于稀的酸、碱、盐溶液中的H+和OHˉ的关系。
要强调以下几点：(4)在纯水中有：c水(H+)=c水(OH-)=c(H+)=c(OH-)(5)任何水溶液中c水(H+)=c水(OH-)恒成立,但c(H+)与c(OH-)往往不相等，导致溶液呈酸性或碱性。
(6)K W = c(H+)·c(OH-)中的c(H+)、c(OH-)指的是水（或水溶液）中的氢离子、氢氧根离子的总浓度，与由水电离出的氢离子、氢氧根离子浓度不同（下文中分别用c水(H+)、c水(OH-)表示）。
二、溶液的酸碱性和pH1、溶液酸、碱性的实质在酸、碱溶液中水的电离平衡被破坏，但H+与OH—的关系仍符合乘积是________。
当加酸时，水的电离平衡_______，c(H+)_____c(OH—)。
所以说，溶液酸、碱性的实质是溶液中的c(H+)和c(OH—)的相对大小问题。
2、溶液酸碱性的表示方法——pH（1）定义pH=___________（2）意义pH大小能反映出溶液中c(H+)的大小，即能表示溶液的酸碱性强弱。
pH<7溶液呈________。
PH越小，溶液酸性越________；pH每减小1个单位，c(H+)________。
酸碱平衡及其PH值计算
弱电解质的解离平衡
解离平衡：当体系中未解离的分子浓度和解离出 的离子浓度都维持一定的数值时，体系所处的状 态。 解离平衡是一种动态平衡
解离常数
[ H ][ A ] Ka [ HA]
酸的解离常数
[ B ][OH ] Kb [ BOH]
碱的解离常数
酸碱的强弱取决于酸给出质子或碱接受质子的 能力。用解离常数 Ka 和 Kb 可以定量地说明酸碱 的强弱程度。
K NH 3 H 2O
[OH ][NH 4 ] [ NH 3 H 2O]
[OH ]
K NH 3 H2O K 2 NH 3 H 2O 4KNH 3 H 2O c NH 3 H 2O 2
例4-6 计算0.050 mol.L-1 NH3· H2O溶液的pH值。
c( H 3 O ) c( NH 3 )
HS- + H2O
K a ( HS )
H3O+ + S2 7.1 10 15
c( H 3 O ) c( S 2 ) c( HS )
Ka
越大，酸的强度越大,由
＞
K a ( NH 4 )
K a ( HAc)
＞
Ka (HS )
K 已知 b =1.8×10-5
C 0.050 3 2 . 78 10 500 5 Kb 1.8 10
[0H-]= POH=3.02
ck b
=9.49×10-4
pH =14-POH= 10.98
5、多元弱酸、弱碱的电离平衡 特点：分步进行 a．二元弱酸的电离平衡 H2S H+ + HSKa1 = [H+][HS-]/[H2S] = 9.1 10-8 HSH+ + S2Ka2 = [H+][S2-]/[HS-] = 1.1 10-12 Ka1 Ka2 = K = [H+]2[S2-]/[H2S] = 1.0 10-19