水溶液中的離子平衡-講義-最新-文庫(kù)吧資料
2025-04-23 05:25本頁(yè)面
【正文】 ↓+3CO2↑注意區(qū)別酸式鹽的陰離子的電離和水解HS+H2O H3O++S2即HS HS+H2O H2S+OH離子濃度比較 ⑴守恒關(guān)系①電荷守恒：電解質(zhì)溶液中所有陽(yáng)離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負(fù)電荷數(shù)相等。H2O+CH3COOH⑵多元弱酸根分步水解，弱堿陽(yáng)離子一步到位。NH4++H2O NH3（3）外加酸堿鹽：外加酸堿能促進(jìn)或抑制鹽的水解。外界條件：（1）溫度：鹽的水解是吸熱反應(yīng)，因此升高溫度，水解程度增大。②徹底雙水解離子間不能大量共存。⑹都弱雙水解：當(dāng)溶液中同時(shí)存在弱酸根陰離子和弱堿陽(yáng)離子時(shí)，離子水解所生成的OH和H+相互結(jié)合生成水而使其水解相互促進(jìn)，稱為“雙水解”。若酸性HAHBHC，則相同濃度的NaA、NaB、NaC溶液的堿性逐漸增強(qiáng)，pH逐漸增大。⑷誰強(qiáng)顯誰性：弱酸弱堿鹽看水解生成的酸和堿的強(qiáng)弱。⑵無弱不水解：不含有弱酸根陰離子或弱堿陽(yáng)離子的鹽即強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解。⑶鹽類水解的特點(diǎn)①可逆的，其逆反應(yīng)是中和反應(yīng)； ②微弱的； ③動(dòng)態(tài)的，水解達(dá)到平衡時(shí)v(水解)=v(中和)≠0；④吸熱的，因中和反應(yīng)是放熱反應(yīng)，故其逆反應(yīng)是吸熱反應(yīng)。鹽類水解的定義和實(shí)質(zhì)⑴定義鹽電離出的一種或多種離子跟水電離出的H+或OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。⑵按生成鹽的酸和堿的強(qiáng)弱分：強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽(如Na2SONaCl)、弱酸弱堿鹽(如NH4HCO3)、強(qiáng)酸弱堿鹽(如NH4Cl)、強(qiáng)堿弱酸鹽(如CH3COONa)。⑶酸堿混合計(jì)算 ①兩種強(qiáng)酸混合 c(H+)混= ②兩種強(qiáng)堿混合c(OH)混= ③酸堿混合，一者過量時(shí) c(OH)混或c(H+)混= 若酸過量，則求出c(H+)，再得出pH；若堿適量，則先求c(OH)，再由KW得出c(H+)，進(jìn)而求得pH，或由c(OH)得出pOH再得pH。 ⑤酸、堿溶液無限稀釋時(shí)，pH只能約等于或接近于7，酸的pH不能大于7，堿的pH不能小于7。 ③強(qiáng)堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pH=bn。有關(guān)pH的計(jì)算基本原則： 一看常溫，二看強(qiáng)弱（無強(qiáng)無弱，無法判斷），三看濃度（pH or c） 酸性先算c(H+)，堿性先算c(OH—)⑴單一溶液的pH計(jì)算 ①由強(qiáng)酸強(qiáng)堿濃度求pH ②已知pH求強(qiáng)酸強(qiáng)堿濃度 ⑵加水稀釋計(jì)算 ①?gòu)?qiáng)酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n。標(biāo)準(zhǔn)比色卡的顏色按pH從小到大依次是：紅 (酸性)，藍(lán) (堿性)。pH試紙的使用方法：取一小塊pH試紙放在玻璃片(或表面皿)上，用潔凈的玻璃棒蘸取待測(cè)液滴在試紙的中部，隨即(30s內(nèi))與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比色對(duì)照，確定溶液的pH。⑷溶液pH的測(cè)定方法①酸堿指示劑法：只能測(cè)出pH的范圍，一般不能準(zhǔn)確測(cè)定pH。L1或c(OH)≥1mol即pH 范圍通常是0～14。L1c(H+)1mol思考：甲溶液的pH是乙溶液的2倍，則兩者的c(H+)是什么關(guān)系？pH7的溶液是否一定成酸性？（注意：pH=0的溶液c(H+)=1mol/L。③堿性溶液：c(H+)1107mol②酸性溶液：c(H+)1107mol⑵溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(常溫時(shí))①中性溶液：c(H+)=c(OH)=110 7mol思考：c(H+)1107mol/L （pH7）的溶液是否一定成酸性？溶液的pH⑴表示方法pH=lgc(H+) c(H+)=10pH pOH=lgc(OH) c(OH)=10pOH常溫下，pH+pOH=lgc(H+)lgc(OH)=lgc(H+)C時(shí)，濃度為1105mol/L的NaOH溶液中，由水電離產(chǎn)生的C(OH)是多少？酸：C(OH—) 溶液= C(OH—)水堿：C(H+)溶液= C(H+)水鹽：酸性 C(H+)溶液= C(H+)水 堿性 C(OH—) 溶液= C(OH—)水溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中的c(H+)與c(OH)的相對(duì)大小。不論是純水還是稀酸、堿、鹽溶液，只要溫度不變，KW就不變。25℃時(shí)KW=11014，100℃時(shí)KW約為11012。c(OH)，25℃時(shí)，KW=11014(無單位)。練習(xí)：影響水的電離平衡的因素可歸納如下：H2O H++OH變化條件平衡移動(dòng)方向電離程度c(H+)與c(OH)的相對(duì)大小溶液的酸堿性離子積KW加熱向右增大c(H+)=c(OH)中性
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