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第四講 電離、水解、溶解三大平衡考點透析
知識結(jié)構(gòu)
學法:
本章深刻理解平衡的影響因素,牢牢把握好兩個字:主、次
如:常溫下, 0.1molL-1醋酸和0.1molL-1醋酸鈉混合溶液呈酸性還是堿性?
常溫下, 0.1molL-1醋酸pH=3,0.1molL-1醋酸鈉混合溶液pH=8
一、弱電解質(zhì)的電離平衡及其移動
思考:
1.稀釋冰醋酸過程中各量(nH+、a、c(H+)、導電性)的
變化情況:
2.等 C 等 V 的鹽酸、醋酸稀釋圖
等H + 濃度、等體積的鹽酸、醋酸稀釋圖
例1. 在pH相同,體積相等的鹽酸A和醋酸溶液B中,分別加入少量
且等質(zhì)量的鋅,若反應停止后,有一份溶液中鋅有剩余,則正確的判斷是
①反應所需時間B>A ②開始時反應速度A>B
③參加反應的鋅的質(zhì)量B>A ④整個反應階段平均速度B>A
⑤鹽酸中鋅有剩余 ⑥乙酸溶液中鋅有剩余
⑦鹽酸中放氫氣多 ⑧乙酸溶液中放氫氣多
A.③④⑤⑧ B.①③⑥⑦
C.①②③⑥ D.②③④⑤
二.水的電離與水的離子積
1.在純水或水溶液中 H2O H++OH— △H>0
25℃ c(H+)=c(OH-) =110-7mol/L c(H+)?c(OH-)=110-14=Kw
100℃ c(H+)=c(OH-) =110-6mol/L c(H+)?c(OH-)=110-12=Kw
思考:
1、 pH=3的溶液中,由水電離出的C(H+)=?
1.010-3mol/L或1.010-11mol/L
2、由水電離出的C(H+)= 1.010-11mol/L,pH=?
pH=3或11
2.溶液中酸堿性的判斷
(1)通過濃度和pH判斷
判斷溶液的酸堿性一般有兩種方法,例如:
方法一 25℃ 100℃
中性溶液 c(H+)=c(OH-) pH=7 pH=6
酸性溶液 c(H+)>c(OH-) pH<7 pH<6
堿性溶液 c(H+)
7 pH>6
3.關于簡單pH的計算
(1)酸、堿溶液稀釋后的pH
(2)酸或堿溶液的pH計算
(3)酸、堿混合后的pH計算
①兩種強酸混合。核心問題是混合溶液中c(H+)
②兩種強堿溶液混合
③強酸與強堿相互混和。
思考:
1、等pH的①NH4Cl ②H2SO4 ③HCl ④CH3COOH
其物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是:
①NH4Cl ④CH3COOH ③HCl ②H2SO4
三.鹽類的水解:
(1)定義:
在溶液中鹽的離子跟水所電離出來的H+或OH-生成弱電解質(zhì)的過程。
(2)實質(zhì):
促進水的電離平衡的過程。
(3)規(guī)律:
有弱才水解、都弱都水解、越弱越水解、誰強顯誰性。
越熱越水解、越稀越水解
離子濃度大小比較原則:
一、確定溶質(zhì):
二、微觀:
兩平衡:電離平衡、水解平衡---主、次
(不水解的、誰比較接近)
三、宏觀:
三守恒:電荷守恒、原子(物料)守恒、
質(zhì)子(水電離)守恒
-----列等式及變形
以CH3COOH滴定NaOH為例:
1、c(Na+)>c(OH-) >c(CH3COO-)>c(H+)
2、c(Na+)>c(CH3COO-)=c(OH-)>c(H+)
3、c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)
4、c(Na+)= c(CH3COO-) > c(OH-)=c(H+)
5、c(CH3COO-)>c(Na+) >c(H+) >c(OH-)
6、c(CH3COO-)>c(Na+) >c(H+) >c(OH-)
7、c(CH3COO-) >c(Na+) =c(H+) >c(OH-)
8、c(CH3COO-) >c(H+) >c(Na+) >c(OH-)
5、溶質(zhì):用物質(zhì)的量都是0.1 mol的CH3COOH與 CH3COONa配成
1 L混合溶液。
(1)離子濃度排序:(含CH3COOH 濃度)
c(CH3COO-)>c(Na+) > c(CH3COOH) >c(H+) >c(OH-)
(2)c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=2 c(Na+)
(3) c(CH3COO-) - c(CH3COOH)= 2 c(H+) —2 c(OH-)
1、Na2CO3溶液中
c(Na+) > c(CO32-) > c(OH-) > c(HCO3-) >c(H+)
(濃度比較)
c(Na+) = 2{c(CO32-) + c(HCO3-) +c(H2CO3 ) }
(物料守恒)
c(Na+)+ c(H+) =2 c(CO32-) + c(HCO3-) + c(OH-)
(電荷守恒)
c(OH-)= c(HCO3-) +2c(H2CO3 ) + c(H+)
(由水電離的H+、OH-守恒)
2、 NaHCO3溶液中存在的
A. c(Na+)>c (HCO3-)>c(OH-) > c (H+)> c(CO32-)
B. c (Na+)+c (H+)=c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-)
C. c (Na+)= c(HCO3-) + c( H2CO3) + c (CO32-)
D. c(OH-)={ c(H+) - c(CO32-)} + c( H2CO3)
變形1:
將標準狀況下的2.24L CO2通入150mL
1mol/L NaOH溶液中,下列說法正確的是 ( )
A、c(HCO3-)略大于c(CO32-)
B、c(HCO3-)等于c(CO32-)
C、c(Na+)等于c(CO32-)與c(HCO3-)之和
D、c(HCO3-)略小于c(CO32-)
變形2:
已知0.1mol/L的二元酸H2A溶液的pH= 4,
則下列說法中正確的是 ( )
A、在Na2A、NaHA兩溶液中,離子種類不相同
B、在溶質(zhì)物質(zhì)的量相等的Na2A、NaHA兩溶液中,
陰離子總數(shù)相等
C、在NaHA溶液中一定有:
c(Na+)+c(H+)=c(HA-)+c (OH-)+2c (A2-)
D、在Na2A溶液中一定有:
c (Na+) > c (A2-) > c (H+) > c (OH-)
四.溶解平衡
(1)概念:在一定條件下,當難溶電解質(zhì)溶解和生成速率相等時,
得到難溶電解質(zhì)的飽和溶液,即達到溶解平衡。
溶解平衡的影響因素
(1)溫度:溫度升高大多數(shù)向溶解方向移動,溶解度增大。
(2)酸堿性:根據(jù)平衡移動原理解釋水垢溶于鹽酸中
(3)某些鹽溶液
例2.已知:25℃時,K[Mg(OH)2]=5.6110-12,K[MgF2]=7.4310-11。
下列說法正確的是
A.25℃時,飽和Mg(OH)2溶液與飽和MgF2溶液相比,前者的
c(Mg2+)大
B.25℃時,在Mg(OH)2的懸濁液中加入少量的NH4Cl固體,c(Mg2+)
增大
C.25℃時,Mg(OH)2固體在20 mL 0.01 molL-1氨水中的K比在
20 mL 0.01 molL-1 NH4Cl溶液中的K小
D.25℃時,在Mg(OH)2懸濁液中加入NaF溶液后,Mg(OH)2不可
能轉(zhuǎn)化為MgF2
例3.H2S溶于水的電離方程式為 。
⑴向H2S溶液中加入濃鹽酸時,電離平衡向 移動,c(H+)
(填增大、減小、不變),c(S2-) (填增大、減小、不變)。
⑵向H2S溶液中加入NaOH固體,電離平衡向 移動,c(H+)
(填增大、減小、不變),c(S2-) (填增大、減小、不變)。
⑶若要使H2S溶液中c(HS-)增大,且使H2S的電離平衡逆向移動,
可以加入 。
⑷向H2S溶液中加水,c(HS-) (填增大、減小、不變),溶液pH
(填增大、減小、不變)
例4.下列說法正確的是
A.常溫下醋酸分子不可能存在于pH>7的堿性溶液中
B.稀釋濃度均為0.1mol/LCH3COOH和CH3COONa溶液,兩溶液
中所有微粒濃度均減小
C.25℃時,pH=4.75濃度均為0.1 molL-1的CH3COOH、CH3COONa
混合溶液:c(CH3COO-)+c(OH-)
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