第十节 电离平衡
【反馈练习】
写出下列反应的离子方程式。
1．碳酸氢铵溶液中加入足量氢氧化钠溶液： 2．碳酸氢钙溶液中滴加少量的澄清石灰水： 3．次氯酸钙溶液中通入过量的二氧化碳： 【本讲内容】 一、电离平衡
1．概念：一定条件下，弱电解质在水溶液中，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时的状态。弱电解质在水溶液中存在着电离平衡。 2．影响电离平衡的外界条件
①溶液的浓度 溶液冲稀时可使电离平衡______移动。
②温度 由于电离是吸热过程，故升高温度时可使电离平衡______移动。
③在弱电解质溶液中，加入与弱电解质电离出相同离子的强电解质时，可使弱电解质的电离平衡逆向移动。如在0.1mol/L的CH3COOH溶液中，存在着电离平衡CH3COOH
CH3COO-+H+，向其中加入
少量CH3COONa固体时，由于_________离子浓度增大，可使醋酸的电离平衡______移动。即CH3COONa可以_____CH3COOH的电离。 二、水的电离和溶液的pH值 1．水的离子积常数
水是极弱的电解质， 水的电离是一个_______过程，故随着温度的升高水的KW_____。水的离子积是水电离平衡时的性质，不仅适用于纯水，也适用于电解质的稀溶液。
[例1] （1）在25℃时，纯水中[H+]、[ OH-]分别等于多少？[H2O]等于多少？ （2）水的电离平衡常数KC与Kw有何定量关系？室温下水的KC是多少？
思考：纯水中[H+]和[OH-]一定都是1.0×10-7mol·L-1吗？
2．溶液酸碱性
溶液酸碱性是依据___________________来判断的，具体说___________显酸性，____________显碱性，______________显中性；在250C还可用_____________或___________来判断。 注：根据水的电离平衡填写下面表格 加热 加盐酸 加氢氧化钠 加NaAc晶体
平衡移动方向 31
电离程度 溶液酸碱性
加氯化铵 加醋酸 加水 3． 酸碱溶液pH的简单计算
在酸性溶液中，可直接求出 [H+]；在碱性溶液中，一定要先求出[OH-]，再通过Kww求出[H+]，最后求pH。
[例2] 求室温下，0.01 mol·L-1的盐酸溶液中H+和OH-的物质的量浓度，以及由水电离出的H+物质的量浓度？
思考：求室温下，0.01 mol·L-1的氢氧化钠溶液的pH及由水电离出的H+的物质的量浓度为多少？ [例3] 常温下，将pH＝4的盐酸10mL分别稀释到100mL和 1000mL后，所得溶液的pH分别是多少？
思考：若将例3中的原盐酸稀释到100L , 则所得溶液的pH可能是多大？
【针对性练习】 1．下列说法中正确的是
A．氯气溶于水能导电，所以氯气属于非电解质
B．水电离出的[H+]=1×10-13mol·L-1的溶液中，K+、HCO3-、Cl-、S2-可能大量共存 C．某物质熔融状态下不导电而水溶液可以导电，则该物质可能是共价化合物
D．同温时， 0.1mol·L-1的盐酸中水的电离程度比pH=13的Ba(OH)2溶液中水的电离程度要大 2.相同体积的pH＝3的强酸溶液和弱酸溶液分别跟足量的镁完全反应，下列说法正确的是 A. 弱酸溶液产生较多的氢气 B. 强酸溶液产生较多的氢气 C. 两者产生等量的氢气 D. 无法比较两者产生氢气的量 3. 向0.1 mol·L
－1
的CH3COOH溶液中加入CH3COONa晶体或加水稀释时，都会引起
A．溶液的pH增加 B．CH3COOH电离程度增大
C．溶液导电能力减弱 D．溶液中[OH]减小
4. 10．向0.1mol/L氨水中逐渐加入一定量的水，始终保持增大趋势的是：
-A. NH3·H2O的浓度 B. OH 的浓度 C. NH4+ 的数目 D. NH4+的浓度 5.将0.1mol·L-1醋酸溶液加水稀释，在稀释过程中
A．溶液中CH3COO-的浓度增大 B．溶液中H+个数增多，H+离子的浓度减小
C．溶液中H+个数减少，H+的浓度减小D．溶液中CH3COOH的分子数减少浓度也减小 6. A、B两种酸溶液的pH都是2，各取1mL分别加水稀释成1000 mL，其pH的变化如图所示，则
pH 下列判断正确的是 7 A．原酸溶液的浓度c(A)＝c(B) A a B．若a＝5，则A为强酸，B为弱酸
B C．原酸溶液的浓度c(A)>c(B) 2 D．若2
1 1000 －
32
7．一定量的稀H2SO4与过量铁粉反应时，为了减缓反应速率、且又不影响生成的氢气的总量，可向稀H2SO4
溶液中加入
A．H2O B．NaOH固体 C．CH3COONa固体 D．NH4Cl固体
8．pH值相同的醋酸和盐酸，分别用蒸馏水稀释至原体积的m倍和n倍，稀释后两溶液的pH值仍相同，
则m和n的关系是（ ）(A)m>n (B)m 9．下列叙述中正确的是 （ ） A. 强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的强 B. 因为醋酸是弱电解质，盐酸是强电解质，因而中和相同物质的量的盐酸和醋酸时，盐酸消耗的氢氧化钠多 C. 物质的量浓度相同的NaCl和醋酸溶液的导电能力相同 D. 足量锌分别和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸反应时，产生的氢气体积相同，但放出氢气的速率不同。 10.下列有关电离平衡的说法中，正确的是 A. 达到电离平衡的溶液，升高温度电离平衡不移动 B. 10mL0.1 mol·L-1的CH3COOH 溶液中, [H+]=a mol·L-1,在该溶液中再加入10mL 水，这时[H+]=mol·L-1 a 2 C. 一定条件下，已达平衡的醋酸溶液中，既存在部分CH3COOH分子电离成H+、CH3COO-，又有数量相同的H+、CH3COO-结合成CH3COOH分子 D. 已达电离平衡的溶液，离子和分子的浓度相等 11. 下列选项中所列的两个量，前者大于后者的是 A.纯水在20℃和80℃时的pH B.同温下，0.1mol/L的醋酸溶液和0.3 mol?L-1的醋酸溶液中醋酸的电离平衡常数 C.同温同浓度的条件下，Na2SO4和Na2CO3溶液中水电离出的[OH-] D.同温下，浓度均为3mol?L-1的氨水和盐酸的导电性 12．求0.1mol/L盐酸中H+和OH-物质的量浓度，以及水电离出的H+物质的量浓度？ 13．浓度均为0.1 mol·L －1 的NaOH溶液和氨水各50mL，在测定导电性实验中，灯泡发光较亮的 是 ，其原因是（用电离方程式表示） 。 上述两种溶液均滴加0.1 mol·L －1 的H2SO4溶液进行中和，在滴入H2SO4溶液的过程中，氨水导电性 实验的灯泡发光程度的变化是 。中和过程中所发生反应的离子方程式分别为 和 。 当NaOH溶液和氨水恰好被中和时，用去H2SO4溶液（相同、不同） 。 若溶液混合时不考虑体积之和的微小变化，恰好中和时，两个导电性实验的发光程度（相同、不同） 。 33 第十一节 【本讲内容】 1、盐类水解的概念 在水溶液中，______________________________________________反应，叫做盐类的水解。 盐类的水解是中和反应的逆反应：酸+碱 盐+水+热量 中和反应一般进行得比较彻底；而盐类的 水解由于受到中和反应的抑制进行得不彻底，存在盐 盐类的水解平衡 类的水解平衡。中和反应为放热反应，则盐类的水解为吸热反应。 2、盐类水解的实质 ________________________________________________________________________________________ 试比较PH=4的盐酸、氯化铵溶液中水的电离程度 3、盐类水解的规律 有弱才水解，____________________________ 越弱越解_________________________________ 谁强显谁性_______________________________ 多元弱酸根离子的水解是分步进行的，以第一步水解为主。其溶液的pH值主要由第一行水解所决定。 多元弱碱阳离子的水解，实际上也是分步进行的，但按照教材要求，可以看作是一步完成的，在写其水解的离子方程式时，不必分成几步。 4、书写盐类水解离子方程式的注意事项 ①水解反应是中和反应的逆反应，是可逆反应，因此写盐类水解的离子方程式或化学方程式时要写“ ”，而不用“====”。 ②判断出盐类组成中的弱离子，这些弱离子才是能够发生水解的离子。 ③由于水解是微弱的，水解反应达平衡时，生成物中并无气体和沉淀生成，因此盐类水解的离子方程式中，遇有易挥发物时不写“↑”，遇有难溶物时不写“↓”号，遇有不稳定物时不写分解产物。 ④由于多元弱酸根离子的水解是分步进行的如，且以第一步水解为主，故在写多元弱酸根水解的离子方程式时，应根据题目要求去写。 若题要求写出Na2S水溶液显碱性的原因时，则可只写第一步水解的离子方程式： S2-+H2O HS-+OH- ⑤某些强碱弱酸盐溶液与强酸弱碱盐溶液反应时，其中的弱酸根阴离子与弱碱阳离子可互相促进水解，使水解反应趋于完成，写其离子方程式时用“====”表示，若反应的生成物中有难溶物、易挥发物时应写“↑”或“↓”，若生物成中有不稳定物时应写其分解产物。 5．影响盐类水解的因素 内因：盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱（或阳离子对应的碱越弱），水解的程度就越大。如：相同浓度时，HF、CH3COOH、H2CO3的酸性依次降低，则它们的盐溶液NaF、CH3COONa、NaHCO3在相同浓度时的水解程度依次增大。 外因： 34 （1）升高温度，促进水解。 （2）盐的浓度越小，水解程度越大。 （3）酸碱度、外加离子影响盐类的水解。例如：加入H+可抑制阳离子的水解，促进阴离子的水解；加入OH-可抑制阴离子的水解，促进阳离子的水解；加水解情况相反的离子可促进双方水解的程度。 6．盐类水解原理的应用 （1）判断溶液的酸碱性，并加以利用。 如：纯碱碳酸钠可用来洗涤油污，而且热的碱水去污效果好；盛放碳酸钠溶液的试剂瓶不能用玻璃塞，这都是因为CO32-能水解生成OH-的缘故。再如，长期施用铵态氮肥（如NH4Cl）会使土壤酸化；NH4Cl溶液不能用铁桶存放，这都是因为NH4+能水解生成H+的缘故。 （2）由于外界条件的改变抑制了盐的水解。 如：用MgCl2·6H2O晶体制备无水MgCl2时，需不断地通入HCl气体，以防MgCl2水解 ；实验室配置FeCl3、SnCl2溶液时，常加入少量盐酸抑制它们的水解。 （3）由于外界条件的改变促进了盐的水解。 如：实验室用饱和的FeCl3溶液滴入沸水中制取Fe（OH）3胶体；草木灰和铵态氮肥不能混用；泡沫灭火器的灭火原理等。 （4）双水解 当水解相反的两种离子在溶液中相遇时，相互促进水解，称为双水解。如： CH3COONH4+H2OCH3COOH+ NH3·H2O 两者的水解程度都比单独存在时大，但总的水解程度还是比较小的，仍然用“”。若两种水解相反的离子由于本身水解程度比较大，而且水解生成沉淀或者气体，会使水解完全，称为彻底双水解。如：＋－－＋－－－ Fe3与CO32、HCO3；Al3与CO32、HCO3、AlO2等。此时，水解方程式要用“=”、“↑”或“↓”等。 7、溶液蒸干所得产物的判断 （1）得水解产物： （2）得盐自身： 【针对性练习】 1．室温下，在pH=12的某溶液中，由水电离的[OH-])为 （ ） A. 1.0×10-7 mol·L-1 B. 1.0×10-6 mol·L-1 C. 1.0×10-2 mol·L-1 D. 1.0×10-12 mol·L-1 2．已知NaA、NaB、NaC三种盐溶液的浓度相同，溶液的pH依次增大，则HA、HB、HC三种酸的强弱 顺序为 3． 为了配制CH3COO与Na浓度比为1:1的溶液,可向CH3COONa溶液中加入（ ） A．适量HCl B．适量NaOH固体 C．适量CH3COOK固体 D．适量NaCl固体 4．常温下物质的量浓度均为1 mol/L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2的三种溶液中，测得其[NH4+]分别为a、b、c（单位为mol/L），下列判断正确的是 （ ） 35 － ＋