【正文】 cm－3 ～ gV(A)＝c(B)H2O ＝ NH3↑+ H2O(7)用鐵鹽、鋁鹽等作凈水劑．(8)揮發(fā)性酸對(duì)應(yīng)的鹽(如AlClFeCl3等)加熱蒸干、灼燒．例如，將FeCl3溶液加熱蒸干、灼燒，最后的固體殘留物為Fe2O3，原因是：FeCl3 + 3H2OFe(OH)3 + 3HCl，升溫促進(jìn)了FeCl3的水解，同時(shí)加熱使生成的HCl從溶液中逸出而產(chǎn)生大量的Fe(OH)3，蒸干后灼燒，則：2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O(9)水解顯酸性的溶液與水解顯堿性的溶液混合——雙水解反應(yīng)．例如，將A12(SO4)3溶液與NaHCO3溶液混合，發(fā)生反應(yīng)：A13＋ + 3HCO3－ ＝Al(OH)3↓ + 3CO2↑(泡沫滅火器的滅火原理)． 溶液的pH＜7，顯酸性．(2)判斷酸堿完全中和(恰好反應(yīng))時(shí)溶液的酸堿性．例如，等體積、等物質(zhì)的量濃度的氨水跟鹽酸混合后，因?yàn)橥耆磻?yīng)生成了強(qiáng)酸弱堿鹽NH4C1，故pH＜7，溶液顯酸性．(3)比較鹽溶液中離子濃度的大小或離子數(shù)目的多少．例如：在碳酸鈉晶體中，n(Na＋)＝2n(CO32－)，但在Na2CO3溶液中，由于CO32－的水解而有c(Na＋)＞2c(CO32－)．(4)配制鹽溶液．配制強(qiáng)酸弱堿鹽(如含F(xiàn)e3＋、A13＋、Cu2＋、Sn2＋、Fe2＋鹽等)的溶液時(shí)，加入少量對(duì)應(yīng)的酸以防止水解．如配制FeCl3溶液的步驟是；先將FeCl3固體溶于較濃的鹽酸中，再用蒸餾水稀釋到所需的濃度．配制弱酸強(qiáng)堿鹽時(shí)，加入少量對(duì)應(yīng)的堿以防止水解．如配制Na2S溶液時(shí)，需加入少量的NaOH固體，以抑制S2－的水解．(5)利用升溫促進(jìn)鹽水解的原理，使某些弱堿陽(yáng)離子水解生成氫氧化物沉淀而將其除去．例如，KNO3中含有Fe(NO3)3時(shí)，先將其溶于蒸餾水中，再加熱，使Fe3＋水解生成Fe(OH)3沉淀后過(guò)濾除去．(6)Mg、Zn等較活潑金屬溶于某些強(qiáng)酸弱堿鹽(如NH4CA1C1FeCl3等)的溶液中，產(chǎn)生H2．例如，將Mg條投入濃NH4Cl溶液中，有HNH3兩種氣體產(chǎn)生．有關(guān)離子方程式為：NH4＋ + H2ONH3H2O因?yàn)镵(CH3COOH)＝K(NH3V堿，整理得：c酸(H＋)V堿25℃時(shí)，有c酸(H＋)L－1．(4)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液混合后pH的計(jì)算．解題步驟：分別求出酸中的n(H＋)、堿中的n(OH－)→依H＋ + OH－＝H2O比較出n(H＋)與n(OH－)的大?。賜(H＋)＝n(OH－)時(shí)，恰好中和，混合液顯中性；pH＝7．[反之，若混合液的pH＝7，則必有n(H＋)＝n(OH－)]②n(H＋)＞n(OH－)時(shí)，酸過(guò)量，則：再求出pH混(求得的pH混必小于7)．注：若已知pH混＜7，則必須利用上式進(jìn)行相關(guān)計(jì)算．⑧ n(H＋)＜ n(OH－)時(shí)，堿過(guò)量．則：然后求出c混(H＋)、pH混．注：若已知pH混＞7，則必須利用上式進(jìn)行相關(guān)計(jì)算．(5)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合反應(yīng)后溶液呈中性時(shí)，強(qiáng)酸的pH酸、強(qiáng)堿的pH堿與強(qiáng)酸溶液體積V酸、強(qiáng)堿溶液體積V堿之間的關(guān)系：當(dāng)溶液呈中性時(shí)：n(H＋) ＝n(OH－)即：c(H＋)L－1時(shí)，則必須考慮水的電離．如pH＝9的NaOH溶液稀釋1 000倍時(shí)，pH稀≈7，而不是等于6．因此，堿溶液無(wú)論如何稀釋?zhuān)芤旱膒H都不會(huì)小于7．(3)兩強(qiáng)酸或兩強(qiáng)堿溶液混合后pH的計(jì)算．①兩強(qiáng)酸溶液混合．先求出： 再求；pH混＝－1g[c混(H＋)]注：VV2的單位可為L(zhǎng)或mL，但必須一致．②兩強(qiáng)堿溶液混合．求算兩強(qiáng)堿溶液混合后溶液的pH時(shí)，不能直接根據(jù)題中給出的堿的pH求算混合液的pH，而必須先分別求出兩強(qiáng)堿溶液中的c(OH－)，再依下式求算c混(OH－)：然后求出c混(H＋)、pH混．例如：將pH＝8的Ba(OH)2溶液與pH＝10的NaOH溶液等體積混合后，溶液中的c(H＋)應(yīng)為210－10 mol(2)強(qiáng)酸與弱酸、強(qiáng)堿與弱堿溶液加水稀釋后pH的計(jì)算．①?gòu)?qiáng)酸與弱酸分別加水稀釋相同倍數(shù)時(shí)，由于弱酸中原來(lái)未電離的弱酸分子進(jìn)一步電離出離子，故弱酸的pH變化?。O(shè)稀釋10n倍，則：強(qiáng)酸：pH稀 ＝ pH原 + n弱酸：pH稀 ＜ pH原 + n 當(dāng)加水稀釋至由溶質(zhì)酸電離產(chǎn)生的c酸(H＋)＜10－6 molc酸；n元強(qiáng)堿溶液中c(OH－)＝nL－1③任何水溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(H＋)與c(OH－)總是相等的，即：c水(H＋)＝c水(OH－)．④常溫(25℃)時(shí)，c(H＋)L－1的稀溶液．④也可以用pOH來(lái)表示溶液的酸堿性．pOH是OH－離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)，即pOH＝一lg[c(OH－)]．因?yàn)?5℃時(shí)，c(H＋)L－1時(shí)，pH＞14．因此，當(dāng)溶液中的c(H＋)或c(OH－)大于molL－1．pH減小(增大)n倍，則c(H＋)增大為原來(lái)的10n倍(減小為原來(lái)的1／10n 倍)，相應(yīng)的c(OH－)減小為原來(lái)1／10n 倍(增大為原來(lái)的10n倍)．③當(dāng)溶液中的c(H＋)＞1molL－1．Ph＜7，溶液呈酸性，pH小(大) c(H＋)大(小) 溶液的酸性強(qiáng)(弱)．PH＞7，溶液呈堿性，pH大(小) c(OH－)大(小) 溶液的堿性強(qiáng)(弱)．②pH范圍為0～14之間．pH＝0的溶液中并非無(wú)H＋，而是c(H＋)＝1molL－1，則pH＝n．若c(H＋) ＝m10－n molL－1[溶液的pH](1)溶液的pH的概念：在c(H＋)≤1 molL－1堿性溶液：c(H＋)＜110－6 molL－1 酸性溶液：c(H＋)＞110－6 molL－1，c(OH－) ＞110－7 molL－1，c(OH－)＜110－7 molL－1．⑥、水的電離平衡遵循勒夏特列原理．例如，向純水中加入酸或堿，均使水的電離平衡逆向移動(dòng)(即酸或堿抑制水的電離)；向水中投入活潑金屬如鈉等，由于金屬與水電離產(chǎn)生的H＋直接作用而促進(jìn)水的電離．[溶液的酸堿性的實(shí)質(zhì)] 任何水溶液中都存在水的電離，因此都含有H＋和OH－．一種溶液是顯酸性、中性還是堿性，是由該溶液中的c(H＋)與c(OH－)的相對(duì)大小來(lái)決定的．酸性溶液：c(H＋)＞c(OH－)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)堿性溶液：c(H＋)＜c(OH－)例如：25℃時(shí)，因?yàn)镵W＝110－14，所以：中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝110－7 molL－1 ，KW＝110－12但由于c(H＋)與c(OH－)始終保持相等，故仍顯中性．④、在任何以水為溶劑的溶液中都存在H＋和OH－，它們既相互依存，又相互制約．當(dāng)溶液中的c(H＋)增大時(shí)，c(OH－)將減??；反之，當(dāng)溶液中的c(OH－)增大時(shí)，c(H＋)則必然減?。珶o(wú)論在中性、酸性還是堿性溶液中，在一定溫度下，c(H＋)與c(OH－)的乘積(即KW)仍是不變的，也就是說(shuō)，KW不僅適用于純水，也適用于任何酸、堿、鹽的稀溶液．只要溫度相同，不論是在純水中，還是在酸、堿、鹽的水溶液中，KW都是相同的．⑤、一定溫度下，不論是純水中，還是在酸、堿、鹽的水溶液中，由H2O電離產(chǎn)生的c(H＋)與c(OH－)總是相等的．如25℃時(shí)， molc(OH－)＝KW說(shuō)明 ①、一定溫度下，由于KW為一常數(shù)，故通常不寫(xiě)單位，如25℃時(shí)KW＝110－14．② KW只與溫度有關(guān)，與溶液的酸堿性無(wú)關(guān)．溫度不變，KW不變；溫度變化，KW也發(fā)生變化．③、由于水的電離過(guò)程是吸熱過(guò)程，因此溫度升高時(shí)，純水中的c(H＋)、c(OH－)同時(shí)增大，KW也隨著增大．例如： 25℃時(shí)，c(H’)＝(OH－)＝110－7 molL－1，即Kcm3，則1 L H2O＝1 000 mL H2O＝1 000 gH20＝ mol， molc(OH－)＝KH2O的電離常數(shù)為：NH3H2O的電離平衡逆向移動(dòng)，c(OH－)減小，溶液紅色變淺．b．NaOH固體．NaOH溶于水時(shí)電離產(chǎn)生的OH－抑制了NH3L－1”滴有氨水的溶液(顯淺紅色)中，存在電離平衡NH3H2O、A1(OH)Fe(OH)3等電離情況完全電離，不存在電離平衡(電離不可逆)．電離方程式用“＝”表示．如：HNO3＝H＋+ NO3－不完全電離(部分電離)，存在電離平衡．電離方程式用“”表示．如：CH3COOHCH3COO－+ H十水溶液中存在的微粒水合離子(離子)和H2O分子大部分以電解質(zhì)分子的形式存在，只有少量電離出來(lái)的離子離子方程式的書(shū)寫(xiě)情況拆開(kāi)為離子(特殊：難溶性鹽仍以化學(xué)式表示)全部用化學(xué)式表示注意: (1)在含有陰、陽(yáng)離子的固態(tài)強(qiáng)電解質(zhì)中，雖然有陰、陽(yáng)離子存在，但這些離子不能自由移動(dòng)，因此不導(dǎo)電．如氯化鈉固體不導(dǎo)電．(2)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱取決于溶液中自由移動(dòng)離子濃度的大小(注意：不是取決于自由移動(dòng)離子數(shù)目的多少)．溶液中離子濃度大，溶液的導(dǎo)電性就強(qiáng)；反之，溶液的導(dǎo)電性就弱．因此，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)．但在相同條件(相同濃度、相同溫度)下，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力比弱電解質(zhì)的導(dǎo)電能力強(qiáng)．1．電離平衡[強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)]強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)概 念在水溶液里全部電離為離子的電解質(zhì)在水溶液里僅部分電離為離子的電解質(zhì)化合物類(lèi)型含有離子鍵的離子化合物和某些具有極性鍵的共價(jià)化合物某些具有極性鍵的共價(jià)化合物所含物質(zhì)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、鹽等水、弱酸、弱堿電離情況完全電離，不存在電離平衡(電離不可逆)不完全電離(部分電離)，存在電離平衡聯(lián) 系都屬于電解質(zhì)說(shuō)明 離子化合物在熔融或溶于水時(shí)離子鍵被破壞，電離產(chǎn)生了自由移動(dòng)的離子而導(dǎo)電；共價(jià)化合物只有在溶于水時(shí)才能導(dǎo)電．因此，可通過(guò)使一個(gè)化合物處于熔融狀態(tài)時(shí)能否導(dǎo)電的實(shí)驗(yàn)來(lái)判定該化合物是共價(jià)化合物還是離子化合物．[弱電解質(zhì)的電離平衡] (1)電離平衡的概念：在一定條件(如溫度、壓強(qiáng))下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子重新結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離過(guò)程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡．(2)弱電解質(zhì)的電離平衡的特點(diǎn)：電離平衡遵循勒夏特列原理，可根據(jù)此原理分析電離平衡的移動(dòng)情況．①電離平衡是動(dòng)態(tài)平衡．電離方程式中用可逆符號(hào)“”表示．例如：CH3COOHCH3COO－ + H＋ NH3H2O的緣故，所以NH3a％ + M(B)而使平衡發(fā)生移動(dòng)．因此，有時(shí)雖然壓強(qiáng)改變了，但ν正仍等于ν正，則平衡不會(huì)移動(dòng)．②對(duì)于有氣體參加且反應(yīng)前后氣體體積不相等的可逆反應(yīng)，增大壓強(qiáng)，ν正、ν逆都會(huì)增大，減小壓強(qiáng)，ν正、ν逆都會(huì)減小，但由于ν正、ν逆增大或減小的倍數(shù)不相同，從而導(dǎo)致平衡發(fā)生移動(dòng)．例如，可逆反應(yīng)N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)在一定溫度和壓強(qiáng)下達(dá)到平衡后，其平衡常數(shù)K為： 若將壓強(qiáng)增至原來(lái)的2倍，則各組分的濃度增至原來(lái)的2倍．此時(shí)： 由于在一定溫度下，K值為常數(shù)，要使上式的值仍等于K，則必須使c(NH3)增大、c(N2)和c(H2)減小，即平衡向合成NH3的方向(正反應(yīng)方向)移動(dòng)． ③對(duì)于反應(yīng)前后氣體總體積相等的可逆反應(yīng)，改變壓強(qiáng)，ν正與ν逆的變化程度相同，ν正仍然等于ν逆。L－1”、mol，對(duì)于氣體來(lái)說(shuō)還可以是L或mL，但必須注意保持分子、分母中單位的一致性．3．影響化學(xué)平衡移動(dòng)的條件[化學(xué)平衡的移動(dòng)] 已達(dá)平衡狀態(tài)的可逆反應(yīng)，當(dāng)外界條件(濃度、溫度、壓強(qiáng))改變時(shí)．由于對(duì)正、逆反應(yīng)速率的影響不同，致使ν正≠ν逆，則原有的化學(xué)平衡被破壞，各組分的質(zhì)量(或體積)分?jǐn)?shù)發(fā)生變化，直至在新條件一定的情況下ν正′＝ν逆′，而建立新的平衡狀態(tài)．這種可逆反應(yīng)中舊化學(xué)平衡的破壞、新化學(xué)平衡的建立，由原平衡狀態(tài)向新化學(xué)平衡狀態(tài)的轉(zhuǎn)化過(guò)程，稱(chēng)為化學(xué)平衡的移動(dòng)．說(shuō)明 (1)若條件的改變使ν正＞ν逆，則平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)；若條件的改變使ν正＜ν逆，則平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)．但若條件改變時(shí)，ν正仍然等于ν逆，則平衡沒(méi)有發(fā)生移動(dòng)．(2)化學(xué)平衡能夠發(fā)生移動(dòng)，充分說(shuō)明了化學(xué)平衡是一定條件下的平衡狀態(tài)，是一種動(dòng)態(tài)平衡．(3)化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng)而達(dá)到新的平衡狀態(tài)時(shí)，新的平衡狀態(tài)與原平衡狀態(tài)主要的不同點(diǎn)是：①新的平衡狀態(tài)的ν正或ν逆與原平衡狀態(tài)的ν正或ν逆不同；②平衡混合物里各組分的質(zhì)量(或體積)分?jǐn)?shù)不同．[影響化學(xué)平衡的因素] (1)濃度對(duì)化學(xué)平衡的影響．一般規(guī)律：當(dāng)其他條件不變時(shí)，對(duì)于已達(dá)平衡狀態(tài)的可逆反應(yīng)，若增加反應(yīng)物濃度或減少生成物濃度，則平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)(即向生成物方向移動(dòng))；若減少反應(yīng)物濃度或增加生成物濃度，則平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)(即向反應(yīng)物方向移動(dòng))． 特殊性：對(duì)于氣體與固體或固體與固體之間的反應(yīng)，由于固體的濃度可認(rèn)為是常數(shù)，因此改變固體的量平衡不發(fā)生移動(dòng)．如反應(yīng)C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g)達(dá)平衡狀態(tài)后，再加入焦炭的量，平衡不發(fā)生移動(dòng)．說(shuō)明 ①濃度對(duì)化學(xué)平衡的影響，可用化學(xué)反應(yīng)速率與濃度的關(guān)系來(lái)說(shuō)明．對(duì)于一個(gè)已達(dá)平衡狀態(tài)的可逆反應(yīng)，ν正＝ν逆．若增大反應(yīng)物的濃度，則ν正增大，而，ν逆增大得較慢，使平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)．如果減小生成物的濃度，這時(shí)雖然，ν正并未增大，但ν逆減小了，同樣也使，ν正＞ν逆，使平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)．同理可分析出：增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度時(shí)，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)．②在生產(chǎn)上，往往采用增大容易取得的或成本較低的反應(yīng)物濃度的方法，使成本較高的原料得到充分利用．例如，在硫酸工業(yè)里，常用過(guò)量的空氣使SO2充分氧化，以生成更多的SO3．(2)壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡的影響．一般規(guī)律：對(duì)于有氣體參加且反應(yīng)前后氣體體積不相等的可逆反應(yīng)，在其他條件不變的情況下，若增大壓強(qiáng)(即相當(dāng)于縮小容器的體積)，則平衡向氣體總體積減小的方向移動(dòng)，若減小壓強(qiáng)(即增大容器的體積)，則平衡向氣體總體積增大的方向移動(dòng)．特殊性：①對(duì)于反應(yīng)前后氣體總體積相等的可逆反應(yīng)達(dá)平衡后，改變壓強(qiáng)，平衡不發(fā)生移動(dòng)，但氣體的濃度發(fā)生改變．例如可逆反應(yīng)H2(g) + I2(g)2HI(g)達(dá)平衡后，若加大壓強(qiáng)