电解质的电离与溶液的PH值.docx

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专题七：盐类水解及溶液的PH值
【考点】1．盐类电离和水解的本质的基本理解
2．水解和电离的促进和抑制的理解和应用
3．溶液的PH值的比较
4．溶液中各个离子的浓度比较
5．酸碱滴定及其误差分析
知识点梳理：
弱电解质的电离平衡及盐类的水解平衡是高考的热点内容之一，也是教学中的重点和难点。几乎是每年高考必考的内容。
电离平衡的考查点是：
①比较某些物质的导电能力大小，判断电解质、非电解质；
②外界条件对电离平衡的影响及电离平衡的移动；
③将电离平衡理论用于解释某些化学问题；
④同浓度(或同pH)强、弱电解质溶液的比较，如：c(H＋)大小，起始反应速率、中和酸(或碱)的能力、稀释后pH的变化等等。外界条件对电离平衡的影响、强弱电解质的比较是高考命题的热点。
盐类的水解在考查内容上有以水解实质及规律为对象的考查，但将水解与弱电解质电离、酸碱中和反应、pH等知识进行综合考查更为常见。主要考查点如下：
①盐类水解对水的电离程度的影响的定性、定量判断；
②水解平衡移动用于某些盐溶液蒸干后产物的判断；
③盐溶液pH大小的比较；
④盐溶液或混合溶液离子浓度大小的比较及排序。
⑤离子共存、溶液的配制、试剂的贮存、化肥的混用、物质的提纯、推断、鉴别、分离等。
1.电离平衡与水解平衡的比较：
电离平衡水解平衡研究对象弱电解质（弱酸、弱强、水）盐（强碱弱酸盐、强酸弱碱盐）实质弱酸H＋+弱酸根离子
弱碱OH－+弱碱根离子盐电离出的：
弱酸根离子+H2O弱酸(根)+OH－
弱碱根离子+H2O弱碱+H+特点①酸(碱)越弱，电离程度就越小
②电离过程吸热
③多元弱酸：分步电离且
一级电离>>二级电离>>三级电离①“越弱越水解”(对应酸或碱越弱，水解程度越大)；②水解过程吸热；
③多元弱酸根：分步水解且
一级水解>>二级水解>>三级水解。表达方式电离方程式
H2CO3H++HCO3―
HCO3―H++CO32―水解方程式
CO32―+H2OHCO3―+OH―
HCO3―+H2OH2CO3+OH―影
响
因
素温度升温,促进电离,离子浓度增大(易挥发的溶质除外)升温，促进水解浓
度加水稀释促进电离,但离子浓度不增大促进水解加入同种离子抑制电离抑制水解加入反应离子促进电离促进水解2.影响水电离的因素：
水是一种极弱的电解质：H2OH++OH-在一定温度下，c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数，即KW=c(H+)·c(OH-)，Kw叫水的离子积常数，简称水的离子积。
若没有指定温定，则可认为是在常温下，即25℃时Kw=1×10-14
（1）温度：由于水的电离过程吸热，故升温使水的电离平衡右移，即加热能促进水的电离，c(H＋)、c(OH―)同时增大，Kw增大，pH值变小，但c(H＋)与c(OH―)仍相等,故体系仍显中性。
（2）酸、碱性：在纯水中加入酸或碱，酸电离出的H＋或碱电离出OH―均能使水的电离
平衡左移，即酸、碱的加入抑制水的电离。若此时温度不变，则Kw不变，c(H＋)、c(OH―)此增彼减。即：加酸，c(H＋)增大，c(OH―)减小，pH变小。加碱，c(OH―)增大，c(H＋)减小，pH变大。
（3）能水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，由于水解的实质是盐电离出的弱酸根或弱碱阳离子结合水电离出的H＋或OH―，所以水解必破坏水的电离平衡，使水的电离平衡右移。即盐类的水解促进水的电离。
（4）其它因素：向水中加入活泼金属，由于与水电离出的H＋直接作用，故同样能促进水的电离。
3.关于溶液pH值的计算：
pH=－lg｛c(H+)｝
=1\*GB2⑴总思路：根据pH的定义：pH=－lg｛c(H+)｝，溶液pH计算的核心是确定溶液中c(H+)的相对大小。具体而言，酸性溶液必先确定溶液中c(H+)，碱性溶液必先确定c(OH―)，再由c(H+)·c(OH－)=Kw换算成c(H+),然后进行pH的计算。

c(H＋)=10－pH
即：c(H+) pH

=2\*GB2⑵溶液混合后的pH计算：
①两强酸混合,先求混合后的c(H+)混,再直接求pH值：c(H+)混=[c(H＋)1·V1＋c(H＋)2·V2]/(V1＋V2)
②两强碱混合：先求混合后c(OH―)混，再间接求pH值：c(OH―)混=[c(OH－)1·V1＋c(OH－)2·V2]/(V1＋V2)
③强酸与强碱溶液混合：根据n(H+)与n(OH―)的相对大小先判断酸、碱的过量情况。
a.若酸过量n(H+)＞n（OH―），c(H＋)混＝[n(H+)－n(OH―)]/V总
b.若碱过量n(OH―)＞n(H＋)，c(OH―)混＝[n(OH―)－n(H＋)]/V总
c、若酸碱恰好完全反应n(H+)==n(OH―），混合后溶液呈中性。
④未