高考化学-水的电离与弱电解质的水解 2、pH<7的溶液是否一定成酸性？（注意：pH=0的溶液c(H+)=1mol/L。）
（3）pH的适用范围
c(H+)的大小范围为：1.0×10-14mol·L-1 ②pH试纸法：粗略测定溶液的pH。 pH试纸的使用方法：取一小块pH试纸放在玻璃片(或表面皿)上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部，随即(30s内)与标准比色卡比色对照，确定溶液的pH。 测定溶液pH时，pH试剂不能用蒸馏水润湿(否则相当于将溶液稀释，使非中性溶液的pH测定产生误差)；不能将pH试纸伸入待测试液中，以免污染试剂。 标准比色卡的颜色按pH从小到大依次是：红 (酸性)，蓝 (碱性)。 ③pH计法：精确测定溶液pH。 4、有关pH的计算 基本原则： 一看常温，二看强弱（无强无弱，无法判断），三看浓度（pH or c） 酸性先算c(H+)，碱性先算c(OH—) （1）单一溶液的pH计算 ①由强酸强碱浓度求pH ②已知pH求强酸强碱浓度 蓝 →红 甲基橙 3.1～4.4 红→橙→石蕊 5.0～8.0 红→紫→酚酞 8.2～10.0 无色→浅红例5：同浓度同体积的HCl、H2SO4、HAc中c(H+)、中和NaOH量及与Zn反应快慢和H2产量比较？同pH同体积的HCl、H2SO4、HAc中c(H+)、中和NaOH量及与Zn反应快慢和H2产量比较？ 广州师大博雅 第 11 页 共 23 页 高考复习 高考化学-水的电离与弱电解质的水解 （2）加水稀释计算 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pHb-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不能大于7，碱的pH不能小于7。 ⑥对于浓度（或pH）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH变化幅度大。 例6：PH=2的两种一元酸HX，HY各1ml,分别加水稀释至100ml，其PH值分别变为a,b,且a>b,则下列说法不正确的是 A．酸的相对强弱是：HX>HY B．相同温度，相同浓度的NaX，NaY溶液，其PH值前者大。 C．与足量锌粉反应产生氢气的体积在相同条件下HY比HX多。 D．若a=4，则为HX强酸，HY为弱酸。 ?酸碱混合计算 ①两种强酸混合 c(H?)1V1?c(H?)2V2c(H)混= V1?V2+ ②两种强碱混合 c(OH-)混= c(OH?)1V1?c(OH?)2V2V1?V2③酸碱混合，一者过量时 若酸过量，则求出c(H+)，再得出pH； 若碱适量，则先求c(OH-)，再由KW得出c(H+)，进而求得pH，或由c(OH-)得出pOH再得pH。 例7：把pH=13的NaOH溶液与pH=2的硫酸溶液混合后，所得溶液的pH=11，则NaOH溶液和硫酸溶液的体积之比为？ 例8：25℃时，将某强酸和某强碱溶液按1∶10的体积比混合后溶液恰好中性，则混合前此强酸与强 广州师大博雅 第 12 页 共 23 页 高考复习 |c(H?)酸V酸?c(OH?)碱V碱| c(OH)混或c(H)混= V酸?V碱-+高考化学-水的电离与弱电解质的水解 碱溶液的pH之和是 A.12 B.13 C.14 D.15 四、盐的水解 1、盐的分类 （1）按组成分：正盐、酸式盐和碱式盐。 （2）按生成盐的酸和碱的强弱分：强酸强碱盐(如Na2SO4、NaCl)、弱酸弱碱盐(如NH4HCO3)、强酸弱碱盐(如NH4Cl)、强碱弱酸盐(如CH3COONa)。 （3）按溶解性分：易溶性盐(如Na2CO3)、微溶性盐(如CaSO4)和难溶性盐(如BaSO4)。 2、盐类水解的定义和实质 （1）定义 盐电离出的一种或多种离子跟水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。 （2）实质 盐电离出的离子(弱碱阳离子或弱酸根阴离子)跟水电离出的OH-或H+结合生成弱电解质(弱碱或弱酸)并建立电离平衡，从而促进水的电离。 （3）盐类水解的特点 ①可逆的，其逆反应是中和反应；②微弱的；③动态的，水解达到平衡时v(水解)=v(中和)≠0；④吸热的，因中和反应是放热反应，故其逆反应是吸热反应。 3、盐类水解的规律 ?有弱才水解：含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐才发生水解。 ?无弱不水解：不含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐即强酸强碱盐不水解。 ?谁弱谁水解：发生水解的是弱酸根阴离子和弱碱阳离子。 ?谁强显谁性：弱酸弱碱盐看水解生成的酸和碱的强弱。 ?越弱越水解：弱酸根阴离子所对应的酸越弱，则越容易水解，水解程度越大。 若酸性HA>HB>HC，则相同浓度的NaA、NaB、NaC溶液的碱性逐渐增强，pH逐渐增大。 CO32-和HCO3-所对应的弱酸分别是HCO3- 和H2CO3，HCO3-比H2CO3的电离程度小得多， 相同浓度时Na2CO3溶液的pH比NaHCO3的大。 ?都弱双水解：当溶液中同时存在弱酸根阴离子和弱碱阳离子时，离子水解所生成的OH-和H+相互结 广州师大博雅 第 13 页 共 23 页 高考复习 高考化学-水的电离与弱电解质的水解 合生成水而使其水解相互促进，称为“双水解”。 ①NH4+与S2-、HCO3-、CO32-、CH3COO-等虽然相互促进，水解程度仍然很小，离子间能大量共存。 ②彻底双水解离子间不能大量共存。 Al3+与S2—、HS—、AlO2—、CO32—、HCO3— Fe3+与AlO2—、CO32—、HCO3— NH4+与AlO2—、SiO32— 如：2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑ Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑(泡沫灭火器原理) ③特殊情况下的反应 FeCl3和Na2S溶液发生氧化还原反应(生成Fe2+、S) Na2S和CuSO4溶液发生复分解反应(Na2S+CuSO4=CuS↓+Na2SO4) 生成更难溶物 FeCl3和KSCN溶液发生络合反应[FeCl3+3KSCN=Fe(SCN)3+3KCl] 4、影响盐类水解的因素 主要因素：是盐本身的性质(对应的酸碱越弱，水解程度就越大)。 外界条件： （1）温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。 （2）浓度：稀释盐溶液，可以促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大。 （3）外加酸碱盐：外加酸碱能促进或抑制盐的水解。 下面分析不同条件对FeCl3水解平衡的影响情况： Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+(正反应为吸热反应) 移动方条件 向 升高温度 加H2O 通HCl 加NaOH溶液 加CaCO3固体 向右 向右 向左 向右 向右 增加 降低 增加 升高 增加 降低 减小 升高 减少 升高 H+数 pH Fe3+水现象 解程度 颜色变深(黄→增大 红褐) 增大 减小 增大 增大 颜色变浅 颜色变浅 产生红褐色沉淀 产生红褐色沉广州师大博雅 第 14 页 共 23 页 高考复习 高考化学-水的电离与弱电解质的水解 淀、无色气体 产生红褐色沉加NaHCO3溶液 向右 5、盐类水解离子方程式的书写 ?一般水解程度很小，用可逆符号，不标“↓”或“↑”，不写分解产物形式(如H2CO3等)。 NH4++H2O NH3·H2O+H+ HCO3-+H2O H2CO3+OH- NH4++CH3COO-+H2O NH3·H2O+CH3COOH ?多元弱酸根分步水解，弱碱阳离子一步到位。 ?能进行完全的双水解反应写总的离子方程式，用“=”且标注“↓”和“↑”。 2Al3++3CO3-+3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑ 注意区别酸式盐的阴离子的电离和水解 HS-+H2O H3O++S2-即HS- HS-+H2O H2S+OH- 6、离子浓度比较 ?守恒关系 ①电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。 如NaHCO3溶液中：c (Na+)＋c (H+)＝c (HCO3-)＋2c (CO32-)＋c(OH-) Na2CO3溶液中：c(Na) ＋c(H)＝2c(CO32)＋c(OH)＋c(HCO3) ＋＋－－－减少 升高 增大 淀、无色气体 ②物料守恒：离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。 如，0.1mol/L CH3COONa和0.1mol/L CH3COOH混合溶液， c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.2mol/L Na2S溶液中，c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)= 1/2c(Na+)； 在NaHS溶液中，c(HS-)+c(S2-)+c(H2S)=c(Na+)。 ③水的电离守恒（也称质子守恒）：是指溶液中，由水所电离的H与OH量相等。 如：0.1mol·L －1 ＋－的Na2S溶液中：c(OH)＝c(H)＋c(HS)＋2c(H2S) －＋－ 例1：(四川高考题)25℃时，将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的pH=7时，下列关系正确的是（） A．c(NH4+)=c(SO42-) C．c(NH4+) ①酸或碱0.1mol/L H2S溶液中，各离子浓度大小关系？ 广州师大博雅 第 15 页 共 23 页 高考复习 B．c(NH4+)>c(SO42-) D．c(OH-)+c(SO42-)=c(H+)+ c(NH4+)