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第一章
化学反应的热效应
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
章末整合与提升
主题1:PH的计算
任务一 反应条件对四大平衡的影响比较
1.反应条件对弱酸或弱碱电离平衡的影响
条件
改变
平衡移动
K
α
各微粒的n
各微粒的c
HAc
Ac-
H+
HAc
AC-
H+
升温
加水
通HCl
加固体NaAc
加固体NaOH
加Mg
CH3COOH + H2O
CH3COO - + H3+O 吸热
CH3COO - + H+ 吸热
CH3COOH
正向
增大
增大
减少
增大
增大
减少
增大
增大
正向
不变
增大
减少
增大
增大
减少
减少
减少
逆向
不变
减小
增大
减少
增大
增大
减少
增大
逆向
不变
减小
增大
增大
减小
增大
增大
减小
正向
不变
增大
减小
增大
减小
减小
增大
减小
正向
不变
增大
减小
增大
减小
减小
增大
减小
任务一 反应条件对四大平衡的影响比较
2.反应条件对水电离平衡的影响
任务一 反应条件对四大平衡的影响比较
3.反应条件对盐类水解平衡的影响
CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-
条件
移动
方向
c(CH3COO-)
c(H3COOH)
c(OH-)
c(H+)
pH
水解
程度
加热
右
减小
增大
增大
减小
增大
增大
加水
右
减小
减小
减小
增大
减小
增大
加CH3COOH
左
增大
增大
减小
增大
减小
减小
加CH3COONa
右
增大
增大
增大
减小
增大
减小
加NaOH
左
增大
减小
增大
减小
增大
减小
加HCl
右
减小
增大
减小
增大
减小
增大
任务一 反应条件对四大平衡的影响比较
4、反应条件对难溶电解质的溶解平衡的影响
以AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH＞0为例
任务一 反应条件对四大平衡的影响比较
化学平衡常数、水的离子积、电离平衡常数及溶度积的比较
任务一 反应条件对四大平衡的影响比较
项目
化学平衡常数
水的离子积
电离平衡常数
溶度积
影响
因素
温度
适应
范围
一般化学反应平衡体系
稀的酸性、碱性或中性溶液或盐溶液
弱电解质的电离平衡体系
难溶电解质的沉淀溶解平衡体系
磷酸是三元弱酸，常温下三级电离常数分别是
Ka1＝7.1×10－3，Ka2＝6.2×10－8，Ka3＝4.5×10－13，解答下列问题：
(1)常温下同浓度①Na3PO4、②Na2HPO4、③NaH2PO4的pH由小到大的顺序是____________(填序号
)(2)常温下，NaH2PO4的水溶液pH________(填“＞”“＜”或“＝”)7。
(3)常温下，Na2HPO4的水溶液呈________(填“酸”“碱”或“中”)性，用Ka与Kh的相对大小，说明判断理由：_________________________。
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1.在一定条件下，Na2CO3溶液中存在水解平衡：
?????????????????＋H2O????????????????????????????＋OH－，下列说法正确的是(　　)
A． 稀释溶液，上述可逆反应平衡常数不变
B． 通入CO2，溶液pH增大
C． 加入NaOH固体，平衡向正反应方向移动
D． 升高温度，c(?????????????????)/c(?????????????????)不变
?
A
【解析】对任何可逆反应的平衡而言，平衡常数只与温度有关，温度不变，平衡常数不变，A正确；通入CO2，生成碳酸中和OH－，c(OH－)降低，平衡正移，B错误；加入NaOH固体，c(OH－)增大，平衡逆移，C错误；水解反应是吸热反应，升温促进盐类水解，平衡正移，c(?????????????????)增大，c(?????????????????)减小，c(?????????????????)/c(?????????????????)增大，D错误。
?
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高中化学选择性必修1(
2.能影响水的电离平衡，并使溶液中c(H＋)＞c(OH－)的操作是(　　)
A． 向水中投入一小块金属钠
B． 加入NaHCO3固体
C． 向水中加入CH3COONa晶体
D． 向水中加入NH4Cl溶液
D
【解析】H2O H＋＋OH－，增加H＋或OH－，抑制水电离；消耗H＋或OH－，促进水电离。钠和水电离的H＋反应促进了水的电离，产物NaOH对水的电离又产生了抑制，使溶液中的c(H＋)?
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3.常温下向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa晶体时，会引起(　　
A． 溶液中的c(H＋)减小
B． 电离平衡左移，电离常数减小
C． 溶液的导电能力减弱
D． 溶液中的c(OH－)减小
A
【解析】CH3COOH CH3COO－＋H＋，当加入CH3COONa晶体时，溶液中c(CH3COO－)增大，平衡向左移动，c(H＋)减小，c(OH－)增大；由于体系温度不变，电离常数不变，由于加入CH3COONa，使c(CH3COO－)增大，溶液导电性增强。
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4．已知K、Ka、Kw、Kh、Ksp分别表示化学平衡常数、弱酸的电离平衡常数、水的离子积常数、盐的水解平衡常数、难溶电解质的溶度积常数。
(1)有关上述常数的说法正确的是________(填标号)。
a．它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度
b．它们的大小都随温度的升高而增大
c．常温下，CH3COOH在水中的Ka大于在饱和CH3COONa溶液中的Ka
d．一定温度下，在CH3COONa溶液中，Kw＝Ka·Kh
ad　
(2)25 ℃时，H2SO3HSO3 -＋H＋的电离常数Ka＝1.4×10－2 mol/L，
则该温度下pH＝3、c(HSO)＝0.1 mol/L的NaHSO3溶液中
c(H2SO3)＝________。
0.007 mol/L
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5．相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是(　　)
A.三种酸的强弱关系：HX＞HY＞HZ
B．反应HX＋Y－===HY＋X－能够发生
C．相同温度下，0.1 mol·L－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最小
D．相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离常数大于0.1 mol·L－1 HX
C
【解析】A.相同温度下，酸的电离常数越大，则酸的电离程度越大，酸的酸性越强，则酸根离子水解程度越小，根据电离平衡常数知，这三种酸的强弱顺序为HZ＞HY＞HX，故A错误；B.由A知，HY的酸性强于HX，根据强酸制取弱酸知，该反应HX＋Y－===HY＋X－不能发生，故B错误；C.根据电离平衡常数知，这三种酸的强弱顺序是HZ＞HY＞HX，根据盐越弱越水解，0.1 mol·L－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最小，故C正确；D.电离平衡常数与浓度无关，只受温度影响，相同温度下同一物质的电离平衡常数不变，故D错误。
任务二 判断酸的强弱依据
酸的强弱,可以从电离平衡的特征角度考虑,也可以从对应酸根离子是否水解以及水解的程度角度考虑,用定性和定量的方法加以证明。要证明一种酸是强酸还是弱酸,常见的方法如下:
1.根据定义判断
(1)强酸在水溶液中全部电离,不存在溶质分子;弱酸在水溶液中部分电离,存在电离平衡,既含溶质离子,又含溶质分子。
(2)相同温度下,相同浓度的强酸溶液的导电能力比弱酸溶液的导电能力强。
(3)pH相同的强酸和弱酸,弱酸的物质的量浓度远远大于强酸的物质的量浓度。
任务二 判断酸的强弱依据
2.根据稀释过程中c(H+)变化判断
(1)相同pH、相同体积的强酸和弱酸,当加水稀释至原体积的相同倍数时,pH变化大的为强酸,pH变化小的为弱酸。
(2)稀释浓的弱酸溶液,一般是c(H+)先增大后减小;稀释浓的强酸溶液,c(H+)一直减小。
3.根据中和反应的差别判断
(1)中和相同体积、相同pH的强酸和弱酸,弱酸的耗碱量多于强酸。
(2)常温下pH=a的某酸与相同体积pH=14-a的强碱发生中和反应后,若溶液呈中性,该酸为强酸;若溶液呈酸性,则该酸为弱酸。
任务二 判断酸的强弱依据
4.根据与其他物质发生化学反应的速率、生成气体的量等判断
(1)pH相同、体积相同的强酸和弱酸分别与足量活泼金属反应时,起始速率相同;反应过程中,弱酸反应较快,最终产生的氢气量多;强酸反应较慢,最终产生的氢气量少。
(2)同浓度、同体积的强酸和弱酸分别与足量较活泼的金属反应,强酸生成氢气的速率较大;弱酸产生氢气的速率较小。
5.根据酸根离子是否水解判断
强酸强碱盐不水解,溶液呈中性;弱酸强碱盐水解,溶液显碱性,且水解程度越大的对应的酸越弱。
【例】 用实验确定某酸HA是弱电解质。两同学的方案如下:
甲:①称取一定质量的HA配制0.1 mol·L-1的溶液100 mL;
②用pH试纸测出该溶液的pH,即可证明HA是弱电解质。
乙:①用已知物质的量浓度的HA溶液、盐酸,分别配制pH=1的两种酸溶液各100 mL;
②分别取这两种溶液各10 mL,加水稀释至100 mL;
③各取相同体积的两种稀释液装入两支试管,同时加入纯度相同的锌粒,观察现象,即可证明HA是弱电解质。
(1)在两个方案的第①步中,都要用到的定量仪器是　　　　　　　。 ?
(2)甲方案中说明HA是弱电解质的理由是测得溶液的pH　　(填“>”“<”或“=”)1。 ?
(3)乙方案中说明HA是弱电解质的现象是　　　　(填序号)。 ?
①装HCl溶液的试管中放出H2的速率大
②装HA溶液的试管中放出H2的速率大
③两个试管中产生气体的速率一样大
(4)请你评价乙方案中难以实现之处和不妥之处:? 　。
(5)证明HA是弱电解质,除了用上述方法所依据的原理外,还可以用其他原理证明,其中一种简便的方法是? 　。?
答案:(1)100 mL的容量瓶
(2)>
(3)②
(4)配制pH=1的HA溶液难以实现,加入的锌粒难以做到表面积相同
(5)测NaA溶液的pH,pH>7,证明HA是弱电解质
解析:证明HA是弱电解质,可以依据HA不能完全电离,溶液中存在电离平衡。甲、乙两同学都是利用了这一原理。0.1 mol·L-1的HA溶液pH>1,说明c(H+)<0.1 mol·L-1,也就说明了HA不能完全电离,为弱电解质。相同pH的盐酸和HA溶液用水稀释至原体积的相同倍数后,由于HA是弱电解质,存在电离平衡,c(H+)减小程度小,溶液中c(H+)大于盐酸中c(H+),与锌粒反应速率大。还可利用水解原理,测NaA溶液的pH,若pH>7,则HA是弱电解质。
任务三 水解原理的应用
1.不同类型盐溶液蒸干后所得固体的判断
典例1下列物质的溶液在蒸发皿中加热蒸干、灼烧,可以得到该物质的固体的是(　　)
A.FeCl3 B.Na2SO3 C.KMnO4 D.MgSO4
答案 D
解析 FeCl3的溶液在蒸发皿中加热蒸干、灼烧得到Fe2O3;Na2SO3的溶液在蒸发皿中加热蒸干、灼烧得到Na2SO4;KMnO4加热分解。
解决溶液蒸干是否得到原溶质的问题时,常常需要从以下几个方面进行分析
(1)加热挥发性酸的弱碱盐(铵盐除外)的水合晶体或溶液时,得到水解产物(也可能再分解)。
若在加热蒸干过程中不断通入干燥的HCl气流,则可抑制AlCl3水解,同时带走水蒸气,最后得到无水AlCl3。如化工生产中制无水氯化镁:
常见的挥发性酸的弱碱盐有MgCl2、AlCl3、FeCl3、Al(NO3)3、Fe(NO3)3等。
(2)加热挥发性酸的强碱盐溶液或不挥发性酸的弱碱盐溶液等,得到的固体一般为原溶质。
例如,Al2(SO4)3溶液中有水解平衡:Al2(SO4)3+6H2O 2Al(OH)3+3H2SO4。加热时,因水解吸热,平衡右移;又因为水分蒸发,H2SO4浓度增大,平衡左移。最终得到Al2(SO4)3固体。类似地,蒸干Na2CO3、CH3COONa等溶液都得到原 溶质。
(3)某些盐溶液在加热过程中或蒸干后可能发生分解反应,最终得到分解产物。
例如,蒸干Ca(HCO3)2溶液,得到CaCO3。蒸干NaHCO3溶液,得到Na2CO3。蒸干NaClO溶液,得到NaCl。
(4)加热阴、阳离子均易水解且水解产物易挥发的盐的水溶液,蒸干时得不到任何固体物质,如(NH4)2S、(NH4)2CO3等。
(5)加热蒸干易被氧化的盐溶液,蒸干后得到其氧化产物。
例如,FeSO4溶液蒸干后得到Fe2(SO4)3。Na2SO3溶液蒸干后得到Na2SO4。
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1.在蒸发皿中加热蒸干并灼烧下列物质的溶液,可以得到该固体物质的是(　　)
A.MgCl2 B.Al2(SO4)3 C.Ca(HCO3)2 D.(NH4)2CO3
答案 B
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2.在蒸发皿中加热蒸干并灼烧(低于400 ℃)下列溶液,可以得到原溶质的是(　　)
A.氯化镁溶液 B.硫酸亚铁溶液
C.碳酸氢钠溶液 D.硫酸铝溶液
答案 D
解析 氯化镁溶液蒸干并灼烧得到氧化镁;硫酸亚铁溶液蒸干并灼烧最后得到硫酸铁;碳酸氢钠溶液蒸干并灼烧最后得到碳酸钠,硫酸铝溶液蒸干并灼烧最后得到硫酸铝。
任务三 水解原理的应用
2.阴阳离子水解相互促进的应用
典例2 泡沫灭火器内含有NaHCO3浓溶液(置于铁桶内)和浓Al2(SO4)3溶液(置于玻璃瓶内)。使用时把灭火器倒置即有泡沫喷出灭火。
(1)写出倒置灭火器时所发生反应的离子方程式:?　。?
(2)灭火器内NaHCO3溶液体积和Al2(SO4)3溶液体积之比约为5∶1,请估计两种溶液的物质的量浓度之比约为　　　　;　　　　溶液稍过量更好些。?
相互促进水解的离子主要有如下几种情况
(1)两种离子水解相互促进。有下面两种情况:
①两种离子水解,强烈的相互促进,使反应趋于完全,其离子方程式中应用“=”连接,产物应标明“↑”“↓”。如泡沫灭火器的反应原理可表示为
如Na2S溶液与Al2(SO4)3溶液之间的反应:
【例题】 在给定的溶液中,四种离子能大量共存的是(　　)。
答案:A
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1.(1)明矾可用于净水,原因是　　　　　　　　　　(用离子方程式表示)。?
把FeCl3溶液蒸干,灼烧,最后得到的主要固体产物是　　　　　　。?
(2)用离子方程式表示泡沫灭火器灭火原理:　　　　　　　　　　　　　　　　。?
(3)纯碱可代替洗涤剂洗涤餐具,原因是　　　　　　　　　(用离子方程式表示)。?
任务三 水解原理的应用
3.离子浓度的比较
1．明确两个“微弱”
(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的离子的浓度小于弱电解质分子的浓度。如弱酸HA溶液中c(HA)>c(H＋)>c(A－)>c(OH－)。
(2)单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的，水解生成的粒子的浓度小于盐电离产生的离子的浓度。
ⅰ.单一溶液中不同离子浓度的大小比较
①正盐溶液
基本遵循c(不水解离子)>c(水解离子)>c(显性离子)，当离子外有角标时，顺序提前，如醋酸钠溶液中有c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)。
在浓度为c mol·L－1(NH4)2SO4溶液中，c(NH＋4)>c(SO42－)>c(H＋)>c(OH－)。
任务三 水解原理的应用
3.离子浓度的比较
②酸式盐溶液
a．以电离为主的酸式盐，遵循c(自身)>c(电离产物)>c(水解产物)。如NaHSO3溶液中，c(Na＋)>c(HSO3－)>c(H＋)>c(SO32－)>c(OH－)。
b．以水解为主的酸式盐，遵循c(自身)>c(水解产物)>c(电离产物)。如NaHCO3溶液中，c(Na＋)>c(HCO3－)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO32－)。
ⅱ.混合溶液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素。
①如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，NH3·H2O的电离程度大于NH＋4的水解程度。则c(NH4＋)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。
②又如相同浓度的CH3COOH和CH3COONa溶液中，因CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度，则c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。
任务三 水解原理的应用
3.离子浓度的比较
2．熟知“两个”守恒
(1)电荷守恒：电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈
电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如NaHCO3溶液中
存在着Na＋、H＋、HCO3－、CO32－、OH－，必存在如下关系：
c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO3－)＋c(OH－)＋2c(CO32－)。
(2)物料守恒(原子守恒)：电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，
但元素总是守恒的。
如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故硫元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们
之间有如下守恒关系：
c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。
常温下,将a L 0.1 mol·L-1的NaOH溶液与b L 0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液混合。下列有关混合溶液的说法一定不正确的是(　　)
A.ac(Na+)>c(H+)>c(OH-)
B.a>b时,c(CH3COO-)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+)
C.a=b时,c(CH3COOH)+c(H+)=c(OH-)
D.无论a、b有何关系,均有c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-)
答案 B
解析 由电荷守恒得c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-),故D正确;若b>a,醋酸过量,混合后溶液为CH3COONa与CH3COOH的混合溶液,当溶液呈酸性时A正确;若a=b,反应后的溶液为CH3COONa溶液,由于CH3COO-水解而显碱性,根据质子守恒可知,C正确;若a>b,说明碱过量,溶液为CH3COONa与NaOH的混合溶液,存在c(Na+)>c(CH3COO-),B错误。
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1.将0.2 mol·L-1 HCN溶液和0.1 mol·L-1 NaOH溶液等体积混合后,溶液显碱性,下列关系式中正确的是(　　)。
A.c(HCN)c(CN-)
C.c(HCN)-c(CN-)=2c(OH-) D.c(HCN)+c(CN-)=0.2 mol·L-1
答案:B
解析:两溶液混合,HCN与NaOH发生反应:HCN+NaOH══NaCN+H2O,混合溶液中c(HCN)=c(NaCN)=0.05 mol·L-1。混合溶液显碱性,则CN-的水解程度大于HCN的电离程度,c(HCN)>c(CN-),A项错误;根据电荷守恒,有c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CN-)　①,因c(H+)c(CN-),B项正确;根据元素质量守恒,有c(HCN)+c(CN-)=2c(Na+)=0.1 mol·L-1②,D项错误;由①②两式消去c(Na+),得c(HCN)-c(CN-)=2c(OH-)-2c(H+),C项错误。
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2.向浓度为0.1 mol·L－1的醋酸溶液中加入醋酸钠溶液至中性，则混合溶液中各离子浓度按照由大到小排序为______________________________。写出醋酸钠和盐酸反应得到的中性溶液中离子浓度大小顺序：____________________。
【答案】c(CH3COO－)＝c(Na＋)＞c(H＋)＝c(OH－)c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(Cl－)>c(H＋)＝c(OH－)
【解析】在醋酸和醋酸钠的混合溶液中：CH3COOH CH3COO－＋H＋，CH3COONa===CH3COO－＋ Na＋，CH3COO－＋H2O CH3COOH＋ OH－；在溶液中存在的离子为CH3COO－、Na＋、H＋、OH－，在任何水溶液中，所有的阳离子带的正电荷总量与所有的阴离子所带的负电荷总量相等：c(CH3COO－) ＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)；溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)，根据电荷守恒可得：c(CH3COO－)＝c(Na＋)；则混合溶液中各离子浓度按照由大到小排序为c(CH3COO－)＝c(Na＋)＞c(H＋)＝c(OH－)。
醋酸钠和盐酸混合后：CH3COONa＋HCl===CH3COOH＋ NaCl；若溶液显示中性，溶液中的溶质为CH3COOH、NaCl及剩余CH3COONa；在此混合溶液中离子种类为 Na＋、H＋、OH－、CH3COO－、Cl－；在任何水溶液中，所有的阳离子带的正电荷总量与所有的阴离子所带的负电荷总量相等：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)＋c(Cl－)；溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)，则c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(Cl－)，c(Na＋)最大；为保持中性，盐酸要少量，醋酸钠过量，c(CH3COO－)>c(Cl－)，综合可得c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(Cl－)>c(H＋)＝c(OH－)。
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3.在常温下,向10 mL浓度均为0.1 mol·L-1的NaOH和Na2CO3混合溶液中滴加0.1 mol·L-1的盐酸,溶液pH随盐酸加入体积的变化如图所示。下列说法正确的是(　　)
A.在a点的溶液中:
c(Na+)>c( )>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)
B.在b点的溶液中:
2n( )+n( )<0.001 mol
C.在c点的溶液pH<7,是因为此时 的电离能力大于其水解能力
D.若将0.1 mol·L-1的盐酸换成同浓度的醋酸溶液,当滴至溶液的pH=7时:
c(Na+)=c(CH3COO-)
答案 B
解析 A选项,a点时,NaOH的物质的量为0.000 5 mol,Na2CO3的物质的量为0.001 mol,氯离子的物质的量为0.000 5 mol,由于水也能够电离出氢氧根离子,因此氢氧根离子浓度大于氯离子浓度,所以错误;B选项,b点时,溶液中钠离子的物质的量为0.003 mol,氯离子的物质的量为0.002 25 mol,由电荷守恒式
C选项,c点时,溶液中还剩余0.000 25 mol碳酸氢钠,同时还有生成的碳酸,溶液呈酸性的原因是碳酸的电离,所以错误;D选项,因溶液中还存在生成的碳酸,因此当pH=7时,溶液中除含有Na+、H+、CH3COO-、OH-外,还含有
,由电荷守恒知,Na+和CH3COO-的浓度不可能相等,所以错误。
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