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1、三、水的电离及溶液的pH1、水的电离电离平衡和电离程度水是极弱的电解质，能微弱电离H2O+H2O H3O+OH-，通常简写为H2O H+OH-；H0 25时，纯水中c(H+)=c(OH-)=110-7mol/L 影响水的电离平衡的因素温度：温度越高电离程度越大c(H+)和c(OH-)同时增大，KW增大，但c(H+)和c(OH-)始终保持相等，仍显中性。纯水由25升到100，c(H+)和c(OH-)从110-7mol/L增大到110-6mol/L(pH变为6)。酸、碱向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但KW不变。加入易水解的盐由于盐的离子结合H+或OH-而促进水的电离，使水的电离程
2、度增大。温度不变时，KW不变。练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下：H2O H+OH-变化条件平衡移动方向电离程度c(H+)与c(OH-)的相对大小溶液的酸碱性离子积KW加热向右增大c(H+)=c(OH-)中性增大降温向左减小c(H+)=c(OH-)中性减小加酸向左减小c(H+)c(OH-)酸性不变加碱向左减小c(H+)c(OH-)碱性不变加能结合H+的物质向右增大c(H+)c(OH-)酸性不变水的离子积在一定温度时，c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。KW=c(H+)c(OH-)，25时，KW=110-14(无单位)。KW只受温度影响，水的电离吸热
3、过程，温度升高，水的电离程度增大，KW增大。25时KW=110-14，100时KW约为110-12。水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，KW就不变。水电离的离子浓度计算例1：在25C时，浓度为110-5mol/L的NaOH溶液中，由水电离产生的C(OH-)是多少？酸：C(OH) 溶液= C(OH)水碱：C(H+)溶液= C(H+)水盐：酸性 C(H+)溶液= C(H+)水 碱性 C(OH) 溶液= C(OH)水例2：(西安测试题)在25时，某溶液中，由水电离出的c(H+)=110-12mol/L，则该溶液的pH可能是（ ）。A12B7C6
4、D2例3：常温某无色溶液中，由水的电离产生的C（H+）=110-12 mol/l，则下列肯定能共存的离子组是A、Cu2+ NO3- SO42- Fe3+ B、Cl- S2- Na+ K+C、SO32- NH4+ K+ Mg2+ D、Cl- Na+ NO3- SO42-2、溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H+)与c(OH-)的相对大小。在常温下，中性溶液：c(H+)=c(OH-)=110-7mol/L；酸性溶液：c(H+)c(OH-), c(H+)110-7mol/L；碱性溶液：c(H+)c(OH-)，c(H+)110-7molL-1c(OH-), pH7，酸性越强，pH越小。碱性溶液
5、：c(H+)c(OH-), pH7，碱性越强，pH越大。pH的适用范围c(H+)的大小范围为：1.010-14molL-1c(H+)1molL-1。即pH 范围通常是014。当c(H+)1molL-1或c(OH-)1molL-1时，用物质的量浓度直接表示更方便。溶液pH的测定方法酸碱指示剂法：只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH。指示剂甲基橙石蕊酚酞变色范围pH3.14.45.08.08.210.0溶液颜色红橙黄红紫蓝无色浅红红pH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
6、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)。pH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)单一溶液的pH计算由强酸强碱浓度求pH已知pH求强酸强碱浓度 加水稀释计算强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n。弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则pHb-n。酸、碱溶液无限稀释时，pH只能约等
7、于或接近于7，酸的pH不能大于7，碱的pH不能小于7。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ab,则下列说法不正确的是A酸的相对强弱是：HXHYB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。酸碱混合计算两种强酸混合 c(H+)混=两种强碱混合c(OH-)混=酸碱混合，一者过量时 c(OH-)混或c(H+)混= 若酸过量，则求出c(H+)，再得出pH；若碱适量，
8、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110的体积比混合后溶液恰好中性，则混合前此强酸与强碱溶液的pH之和是 A.12 B.13 C.14 D.15四、盐的水解1、盐的分类按组成分：正盐、酸式盐和碱式盐。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)。按溶解性分：易溶性盐(如
9、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。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。盐类水解的特点可逆的，其逆反应是中和反应； 微弱的； 动态的，水解达到平衡时v(水解)=v(中和)0；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
10、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HAHBHC，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+相互结合生成水而使其水解相互促进，称为“双水解”。 NH4+与S2-、HCO3-、CO32-
11、、CH3COO-等虽然相互促进，水解程度仍然很小，离子间能大量共存。彻底双水解离子间不能大量共存。Al3+与S2、HS、AlO2、CO32、HCO3Fe3+与AlO2、CO32、HCO3NH4+与AlO2、SiO32如：2Al3+3S2-+6H2O=2Al(OH)3+3H2SAl3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO2(泡沫灭火器原理)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
12、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)条件移动方向H+数pHFe3+水解程度现象升高温度向右增加降低增大颜色变深(黄红褐)加H2O向右增加升高增大颜色变浅通HCl向左增加降低减小颜色变浅加NaOH溶液向右减小升高增大产生红褐色沉淀加CaCO3固体向右减少升高增大产
13、生红褐色沉淀、无色气体加NaHCO3溶液向右减少升高增大产生红褐色沉淀、无色气体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 NH3H2O+H+HCO3-+H2O H2CO3+OH-NH4+CH3COO-+H2O NH3H2O+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
14、度比较 守恒关系电荷守恒：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)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/LNa2S溶液中，c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)= 1/2c(Na+)；在NaHS溶液中，c(HS-)+c(S2
15、-)+c(H2S)=c(Na+)。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：0.1molL1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（ ）。Ac(NH4+)=c(SO42-)Bc(NH4+)c(SO42-)Ac(NH4+) H2O的离子；b.浓度大小决定于水解程度；c.OH和H+决定于酸碱性弱酸酸式盐溶液 电离水解，则电离产生离子水解产生的离子 电离水解，则电离产生离子水解产生的离子例2：已知某温度下0.1molL1的NaHB(强电解质)溶液中c(H)
16、 c(OH)，则下列有关说法或关系式一定正确的是（ ) HB的水解程度小于HB的电离程度； c(Na+)=0.1molL1 c(B2)；溶液的pH=1； c(Na+)= c(HB)+2 c(B2)+ c(OH)、 A、 B、 C、 D、例3：已知某酸的酸式盐NaHY的水溶液的pH=8，则下列说法中正确的是（ )A、在Na2Y、NaHY、H2Y的溶液中，阴离子的种类不同B、NaHY的溶液中，离子浓度大小顺序为：c(Na+) c(Y) c(HY) c(OH) c(H) C、HY的水解离子方程式为：HY+H2OY+H3O+D、相同物质的量浓度的Na2Y和NaHY溶液，前者的pH大于后者两种溶液混合分
17、析反应，判断过量，确定溶质。“两个微弱”：弱酸(碱)溶液中分子是主要的，盐溶液中盐电离产生的离子是主要的。主要离子和少量的离子分别结合溶质物质的量、电离水解程度和溶液的酸碱性分析。例4：用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH与CH3COONa配成1 L混合溶液，已知其中c(CH3COO-)大于c(Na+),对该混合溶液下列判断正确的是( )A、c(H+)c(OH-) B、c(CH3COOH)c(CH3COO-)0.2 molL-1C、c(CH3COOH)c(CH3COO-) D、c(CH3COO-)c(OH-)0.1 molL-1例5：CH3COOH与CH3COONa等物质的量混合配制成
18、稀溶液，pH值为4.7，下列说法错误的( )A、CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用 B、CH3COOH的存在抑制了CH3COONa的水解C、CH3COONa的水解作用大于CH3COOH的电离作用 D、CH3COONa的存在抑制了CH3COOH的电离例6：等体积等浓度的醋酸与NaOH溶液相混合,所得溶液中离子浓度由大到小的顺序是( )A、c(Na+)c(Ac-)c(OH-)c(H+) B、c(Na+)c(Ac-)c(OH-)c(H+)C、c(Na+)c(OH-)c(Ac-)c(H+) D、c(Na+)c(OH-)c(H+)c(Ac-)如果一定量的醋酸和氢氧化钠混合后，溶液的p
19、H=7，则各离子浓度的关系为（ ）A、c(Na+)c(Ac-) B、c(Na+)c(Ac-)C、c(Na+)c(Ac-) D、c(OH-)c(H+)例7：将0.2 molL-1 CH3COOK 与0.1 molL-1盐酸等体积混合后，溶液的pH7，则溶液中下列微粒的物质的量浓度的关系正确的是( )A、c(CH3COO-)c(Cl-)c(H+)c(CH3COOH)B、c(CH3COO-)c(Cl-)c(CH3COOH)c(H+)C、c(CH3COO-)c(Cl-)c(H+)c(CH3COOH)D、c(CH3COO-)c(Cl-)c(CH3COOH)c(H+)例8：将pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合，在所得的混合溶液中，下列关系式正确的是（ )A、c(Cl-)c(NH4+)c(OH-)c(H+) B、c(NH4+)c(Cl-) c(OH-)c(H+)C、c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH-) D、c(NH4+)c(Cl-)c(H+)c(OH-)不同溶液中同一离子的比较例9：物质的量浓度相同的下列溶液(NH4)2CO3 (NH4)2SO4 NH4HCO3 NH4HSO4NH4Cl NH3H2O CH3COONH4；按c(NH4+)由小到大的排列顺序正确的是（ ) A. B. C. D.
