高考电离平衡和水解平衡[1].doc

高考电离平衡和水解平衡【高考导航】 电解质溶液是高中化学重要的基础理论之一，从近几年的高考试题可以看出，涉及电解质溶液的考点多，重现率高。其主要热点有：外界条件的改变对电离平衡、水解平衡的影响酸、碱混合后溶液的酸碱性的判断及pH的计算溶液中离子浓度的大小比较。一、电离平衡和水解平衡的比较电离平衡水解平衡实例H2S水溶液(0.1mol/L)Na2S水溶液(0.1mol/L)研究对象弱电解质（弱酸、弱碱、水）强电解质（弱酸盐、弱碱盐）实质弱酸H+弱酸根离子弱碱OH+阳离子离子化速率=分子化速率弱酸根+H2O弱酸+OH弱碱阳离子+H2O弱碱+H+水解速率=中和速率程度酸（碱）越弱，电离程度越小，多元弱酸一级电离二级电离对应酸（碱）越弱，水解程度越大，多元弱酸根一级水解二级水解能量变化吸热吸热表达式电离方程：多元弱酸分步电离H2SH+HS HSH+S2水解离子方程式多元弱酸根分步水解除子双水解反应，产物不写分解产物，不标“”或“”S2+H2OHS+OH- HS+ H2OH2S+OH-粒子浓度大小比较c(H2S)c(H+)c(HS-)c(S2-)c(Na+)c(S2-)c(OH-)c(HS-)c(H2S) 电荷守恒式c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-)c(Na+)+ c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-)物料守恒式c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/Lc(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L=0.5 c(Na+)影响因素温度升温，促进电离 升温，促进水解浓度加水稀释促进电离促进水解通入H2S抑制电离生成NaHS加入Na2S生成NaHS抑制水解二、相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸的比较c（H+）pH中和碱的能力与过量Zn的反应情况稀释相同倍数后的pH产生氢气的量开始时的反应速率盐酸大小相等相同快小醋酸小大慢大三、相同pH、相同体积的盐酸与醋酸的比较c（H+）c（酸）中和碱的能力与过量Zn的反应情况稀释相同倍数后的pH产生氢气的量开始时的反应速率盐酸相等小弱少相等大醋酸大强多小四、电解质溶液中的守恒关系1、电荷守恒：任何电解质溶液，阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。例如：CH3COONa溶液中：Na+H+=CH3COO-+OH- Na2S溶液中：Na+H+=HS-+OH-+2S2-2、物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变。例如：0.1mol/LNaHCO3溶液中：Na+=HCO3-+CO32-+H2CO3=0.1mol/L 0.1mol/LNa3PO4溶液中：1/3Na+=PO33-+HPO42-+H2PO4-+H3PO4=0.1mol/L【典型例题】例1：试预测在C6H5ONa（苯酚钠）溶液中逐滴加入FeCl3溶液，可能出现哪些现象，可能发生哪些反应。 解析：C6H5O-与Fe3+在水溶液中优先发生双水解反应： 3C6H5O-+Fe3+3H2OFe(OH)3+3C6H5OH； 现象：红褐色沉淀 生成的C6H5OH将与Fe3+发生显色反应： Fe3+6C6H5OH=Fe(C6H5O)63-6H+ ； 现象：溶液呈现紫色 当生成的H+达到一定浓度时，将与Fe(OH)3发生中和反应： Fe(OH)33H+Fe3+3H2O； 现象：沉淀逐渐溶解答案：见上。例2：向20mL盐酸和硫酸的混合酸溶液中，渐渐加入0.1mol/L的Ba(OH)2溶液。生成沉淀的质量和溶液的pH变化曲线如右图。根据此实验数据计算：（1）原溶液中硫酸和盐酸的浓度各为多少_。（2）A点处溶液的pH是_。解析：本题以图示形式检查酸、碱中和生成沉淀质量和溶液pH曲线随加入Ba(OH)2溶液体积变化情况，此题属于理解层次的中等难度试题。（1）依据图示，沉淀最大时已加入Ba(OH)2溶液20mL，混合酸中硫酸被完全中和。所以原混合酸中硫酸的物质的量浓度为0.1mol/L。 当H2SO4刚被Ba(OH)2溶液中和时，可以认为溶液中盐酸未被中和。从20mL起，再加Ba(OH)2溶液至60mL时溶液中盐酸全被中和完，溶液呈中性，pH=7，所以原混合酸中盐酸的物质的量浓度为0.4mol/L。（2）A点处溶液中氢离子浓度是盐酸提供的，因H2SO4刚被Ba(OH)2溶液中和，溶液被冲稀，体积扩大到原来的2倍，则盐酸浓度缩小到原来的1/2，由原来的0.4mol/L变为0.2mol/L。即氢离子浓度为0.2mol/L。所以pH=0.7。答案：（1）c(H2SO4)=0.1mol/L c(HCl)=0.4mol/L (2) pH=0.7例3：（1）在25时，pH等于5的硫酸溶液与氯化铵溶液，两种溶液中分别由水电离出的H+离子物质的量浓度之比是多少？（2）在25时，对于0.1mol/L的氯化铵溶液，其pH是多少？（已知NH4Cl溶液中已水解的盐浓度占起始浓度的百分数为7.510-3%）解析：（1）本题考查盐的水解对水的电离平衡的影响及硫酸对水电离的抑制。H2SO4溶液pH=5，c(H+)=10-5mol/L，在稀溶液中水的离子积不变，仍为c(H+)c(OH-)=10-14。由水电离出的c(OH-)=10-14/10-5=10-9mol/L，据H2OH+OH-得：由水电离出来的c(H+)=c(OH-)=10-9mol/L。 氯化铵是强酸弱酸盐，其溶液显酸性，水解方程式为NH4+H2ONH3H2O+H+，水解产生的c(H+)就是由水电离出来的c(H+)，显然c(H+)=10-5mol/L。可见，硫酸溶液与氯化铵溶液中分别由水电离出的c(H+)之比为1/10000。（2）该题考查盐的水解及性质、溶液的酸碱性及pH，属于较高层次要求的试题，根据题意，水解度(h)是指：在一定温度下，盐溶液在水中时，已水解的盐的浓度占盐的起始浓度的百分数，题目已给出NH4Cl的水解度为7.510-3%，则NH4Cl已水解的浓度等于NH4Cl的起始浓度乘以水解度。NH4Cl的水解离子方程式为： NH4+H2ONH3H2O+H+ 起始浓度(mol/L) 0.1 0 平衡浓度(mol/L) 0.1-0.1h 0.1h c(H+)=0.1h=0.17.510-3%=7.510-6mol/L 所以pH=-lg(7.510-6)=6-0.9=5.1，即0.1mol/L的氯化铵溶液的pH为5.1。答案：（1）10-9mol/L，10-5mol/L （2）5.1例4：酸的强弱除与本性有关外，还与溶剂有关。如HAc和HF在水溶液中部分电离，为弱电解质，本性HAcHF，若在液氨中两者都为强酸，这种效应称为拉平效应。（1）HAc和HF在液氨中呈强酸性的原因是_。（2）某些溶剂对酸有区分效应，为区分HCl、HClO4、H2SO4、HNO3的酸性强弱，应选用何种试剂_。 A.水 B.液氨 C.冰醋酸 D.乙二胺上述四种酸在你所选用的试剂中，酸性最强的是_。（3）在液氨中NaAc+HCl=NaCl+HAc这一反应能否发生_，为什么？_。解析：（1）HAc和HF能电离出H+，液氨中能接收H+，两者能互相促进，HAc和HF能达到完全电离，故HAc和HF在液氨中呈强酸性。（2）根据课本知识，在水中这4种酸都为强酸。由（1）分析可知，在液氨中，这4种酸更是