2.限定选用下列试剂:
酚酞、石蕊、稀氨水、氯化铵晶体、浓盐酸、熟石灰粉末、醋酸铵晶体和蒸馏水。
根据:
①弱碱在水中存在电离平衡;②弱碱的阳离子会破坏水的电离平衡。
这两种平衡的移动均会引起指示剂颜色的变化。
由此可分别选用上述试剂,设计两种实验证明NH3·H2O是弱碱,请简述实验方法及现象。
(1)应用根据①的实验方法及现象__________________________________________
(2)应用根据②的实验方法及现象
水的电离与溶液的酸碱性
【复习目标】
1.了解水的电离平衡和水的离子积常数。
2.了解溶液酸碱性的决定因素与pH计算。
【知识点梳理】
考点1水的电离平衡概念和影响平衡的因素
1.水的电离平衡和电离平衡常数
H2O+H2O
H3O++OH-ΔH>0或者H2O
H++OH-ΔH>0
25℃时:
KW==10-14mol·L-1
Kw随温度升高而
2.水的电离度:
对于水c(H2O)=(1000g/L)/(18g/mol)=55.56mol/L(常数).
常温时α水=10-7/55.6=1.8×10-9=1.8×10-7%
所以水是的电解质.比水还难电离的物质通常看作是非电解质.
3.影响水的电离度大小的因素:
(1)温度的影响规律:
升高温度,水的电离度.
(2)浓度的影响规律:
①加入酸,c(H+)增大,水的电离平衡向移动,水的电离度。
②加入碱,c(OH-)增大,水的电离平衡向移动,水的电离度。
③加入因水解而使溶液呈酸性或呈碱性的盐,使水的电离度。
④加入因电离而使溶液呈酸性的酸式盐,如:
NaHSO4、NaHSO3和NaH2PO4等,相当于加入酸的作用,使水的电离度。
[特别提醒]:
水的离子积不仅适用于纯水,还适用于稀的电解质溶液。
[例1]向纯水中加入少量的KHSO4固体(温度不变),则溶液的( )
A.pH值升高 B.[H+]和[OH-]的乘积增大C.酸性增强 D.OH-离子浓度减小
考点2溶液的酸碱性和pH值
1.溶液酸性、中性或碱性的判断依据是:
看和的相对大小.
在任意温度的溶液中:
若c(H+)>c(OH-);c(H+)=c(OH-);
c(OH-)>c(H+)
2.溶液的pH值:
氢离子浓度的负对数。
pH=;同理pOH=
[特别提醒]:
在标准温度(25℃)和压力下,pH=7的水溶液(如:
纯水)为中性,水的离子积常数为1×10-14,且c(H+)和c(OH-)都是1×10-7mol/L。
pH愈小,溶液的酸性愈强;pH愈大,溶液的碱性也就愈强。
通常pH是一个介于0和14之间的数,当pH<7的时候,溶液呈酸性,当pH>7的时候,溶液呈碱性,当pH=7的时候,溶液呈中性.但在非水溶液或非标准温度和压力的条件下,pH=7可能并不代表溶液呈中性,这需要通过计算该溶剂在这种条件下的电离常数来决定pH为中性的值。
如373K(100℃)的温度下,pH=6为中性溶液。
[例2]
(1)某温度下,某溶液的pH=7,该溶液一定是中性溶液吗?
(2)某温度下纯水的c(H+)==2.0×10-7mol/L。
在此温度下,某溶液中由水电离出的c(H+)为4.0×10-13mol/L,则该溶液的pH值可能是________。
[规律总结]
(1)在25℃时是中性溶液,低于25℃时是弱酸性溶液,高于25℃时是弱碱性溶液。
(2)本题的情境转换成非理想状况,主要考查考生灵活应变的能力。
考点3pH值计算的基本规律
1.两种强酸溶液混和,先求c(H+),再求pH。
C(H+)=
两种强酸溶液等体积混和,且原溶液pH值相差≥2时,把稀溶液(pH较大的)当作水来处理,混和液的pH值=小pH+0.3。
2.两种强碱溶液混和,先求c(OH-),再通过求c(H+),最后求pH值.C(OH-)=
两种强碱溶液等体积混和,且原溶液pH值相差≥2时,把稀溶液(pH值较小的)当作水来处理,混和液的pH=大pH-0.3。
3.强酸和强碱混和,先确定过量离子的浓度:
若H+过量c(H+)=
若碱过量c(OH-)=
当酸过量时,必须以剩余的氢离子浓度来计算溶液的PH值;当碱过量时,必须以剩余的氢氧根离子浓度来计算溶液的POH值,再求pH值。
4.有关酸、碱溶液的稀释
强酸溶液每稀释10倍,pH增大一个单位,弱酸溶液每稀释10倍,pH增大不到一个单位;强碱溶液每稀释10倍,pH减小一个单位。
弱碱溶液每稀释10倍,pH减小不到一个单位。
[特别提醒]:
混和后溶液呈酸性时,一定用c(H+)计算pH;呈碱性时,一定用c(OH-)计算pH值。
[例3]求下列溶液的pH:
(1)某H2SO4溶液的浓度是0.005mol/L:
求此溶液的pH;
用水稀释到原来体积的100倍;
再继续稀释至104倍
(2)pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合
(3)pH=10和pH=12的两种NaOH溶液等体积混合
(4)pH=12的NaOH和pH=4的HCl等体积混合
[规律总结]
盐类的水解
【复习目标】
1.了解盐类水解的实质及基本规律。
2.能比较溶液中离子浓度的大小。
3.了解盐类水解的应用。
【知识点梳理】
考点1盐类水解反应的本质
1.盐类水解的实质:
溶液中盐电离出来的某一种或多种离子跟结合生成,从而了水的电离。
2.盐类水解的条件:
盐必须能;构成盐的离子中必须有,
如NH4+、Al3+、CO32-、S2-等。
3.盐类水解的结果
(1)了水的电离。
(2)盐溶液呈什么性,取决于形成盐的对应的酸、碱的相对强弱;如强酸弱碱盐的水溶液显,强碱弱酸盐的水溶液显,强酸强碱盐的水溶液显,弱酸弱碱盐的水溶液是。
(3)生成了弱电解质。
4.特征
(1)水解:
盐+水
酸+碱,ΔH0
(2)盐类水解的程度一般比较,不易产生气体或沉淀,因此书写水解的离子方程式时一般不标“↓”或“↑”;但若能相互促进水解,则水解程度一般较大。
[特别提醒]:
分析影响盐类水解的主要因素是盐本身的性质;外界因素主要有温度、浓度及外加酸碱等因素。
强碱弱酸盐:
弱酸根离子与水电离出的H+结合生成弱酸或弱酸酸式酸根离子,从而使溶液中c(H+)减小,c(OH-)增大,即c(OH-)>c(H+)。
如Na2CO3,NaHCO3
强酸弱碱盐:
弱碱阳离子与水电离出的OH-结合生成弱碱,从而使溶液中c(H+)增大,c(OH-)减小,即c(OH-)>c(H+)。
NH4Cl,AlCl3
弱碱弱酸盐:
弱碱阳离子与水电离出的OH-结合生成弱碱,弱酸根离子与水电离出的H+结合生成弱酸或弱酸酸式酸根离子。
CH3COONH4
考点2盐类水解反应的规律
1.盐类水解的离子方程式的写法规律:
(1)首先它符合离子方程式的书写规律,其次是盐的水解一般是可逆的,但双水解例外。
(2)一般盐类水解的程度很小,水解产物很少。
通常不生成沉淀或气体,也不发生分解。
在书写离子方程式时一般不标“↓”或“↑”,也不把生成物(如H2CO3、NH3·H2O等)写成其分解产物的形式。
个别水解程度较大的水解反应,有明显沉淀时用“↓”
(3)多元弱酸的盐的阴离子水解是分步进行的,以第一步为主。
如Na2CO3的水解过程:
第一步:
CO32-+H2O
HCO3-+OH-(主要)
第二步:
HCO3-+H2O
H2CO3+OH-(次要)
(4)多元弱碱的阳离子水解复杂,可看作是一步水解反应。
如:
Fe3++3H2O
Fe(OH)3+3H+
总之,水解方程式的书写规律:
谁弱写谁,都弱都写;阳离子水解生成弱碱,阴离子水解生成弱酸,阴阳离子都水解生成弱酸和弱碱。
写出下列盐的水解方程式或离子方程式:
CH3COONaNH4Cl:
AlCl3:
Na2CO3:
AlCl3溶液和Na2CO3溶液混合:
2.水解的影响因素
影响盐类水解因素:
主要因素是,组成盐的酸根对应的酸越(或阳离子对应的碱越),水解程度越。
另外还受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。
(1)温度:
盐的水解是反应,因此升高温度水解程度.
(2)浓度:
盐的浓度越小,水解程度越。
(3)外加酸碱能促进或抑制盐的水解。
例如水解显酸性的盐溶液,若加入碱,就会中和溶液中的,使平衡向方向移动而水解,若加酸则水解。
(4)针对下列平衡体系回答问题
Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+
条件
移动方向
H+数
PH
Fe3+水解率
现象
升温
通HCl
加H2O
加Fe粉
加NaHCO3
加FeCl3
3.盐类的水解规律
(1)强碱弱酸盐水解,溶液呈_____性,PH____7。
如CH3COONa等。
原因是_______与水电离出的___结合生成_______,从而使溶液中c(H+),c(OH-),从而使c(OH-)c(H+),溶液呈性。
(2)强酸弱碱盐水解,溶液呈_____性,PH____7。
如NH4Cl等。
原因是_______与水电离出的___结合生成_____。
从而使溶液中c(H+),c(OH-),从而使c(OH-)c(H+),溶液呈性。
(3)强酸强碱盐水解,其正盐的水溶液显性;而酸式盐的水溶液显性。
如:
K2SO4NaCl的水溶液显性;NaHSO4的水溶液显性。
(4)弱酸弱碱盐,和都水解。
其水溶液的酸碱性应由生成的弱酸和弱碱的电离程度的相对大小来判断。
例如:
CH3COONH4溶液,CH3COOH和NH3·H2O的电离程度相同,因此CH3COONH4溶液显性;
而(NH4)2CO3溶液中,由于NH3·H2O和HCO3-的电离程度前者大,故NH4+比CO32-的水解程度,(NH4)2CO3溶液显性。
(5)弱酸酸式盐的水解。
溶液液的酸碱性取决于酸式根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
若电离程度_____水解程度,则溶液呈酸性。
如NaHSO3、NaH2PO4等。
若电离程度______水解程度,则溶液呈碱性。
如NaHCO3Na2HPO4等。
盐类水解规律口诀:
“谁弱谁水解,无弱不水解,都弱双水解,谁强显谁性,都强显中性”。
[例1]25℃时,相同物质的量浓度下列溶液中,水的电离程度由大到小排列顺序正确的( )
①KNO3 ②NaOH ③CH3COONH4 ④NH4Cl
A、①>②>③>④ B、④>③>①>②C、③>④>②>① D、③>④>①>②
[规律总结]酸、碱对水的电离起抑制作用,盐类的水解对水的电离起促进作用。
考点2溶液中粒子浓度大小的比较规律
1.多元弱酸溶液,根据电离分析,如在H3PO4的溶液中,
2.多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析,如Na2S溶液中
c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)
3.不同溶液中同一离子浓度的比较,要看溶液中其他离子对其影响的因素。
如相同物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4,c(NH4+)由大到小的顺序是。
4.混合溶液中各离子浓度的比较,要进行综合分析,如电离因素,水解因素等。
(1)弱酸与含有相应酸根的盐混合,若溶液呈酸性,说明弱酸的电离程度相应酸根离子的水解程度。
如CH3COOH与CH3COONa溶液呈,说明CH3COOH的电度程度比CH3COO—的水解程度要大,此时,c(CH3COOH)(2)弱酸与含有相应酸根的盐混合,若溶液呈碱性,说明弱酸的电离程度相应酸根离子的水解程度。
如HCN与NaCN的混合溶液中,c(CN—)c(CN—)。
(3)弱碱与含有相应弱碱阳离子的盐的混合的情况,与
(1)、
(2)的情况类似。
[特别提醒]理解透水解规律:
有弱才水解,越弱越水解,谁强显谁性。
[例2]在0.1mol·L-1的NH4Cl和0.1mol·L-1的氨水混合溶液中,各离子浓度的大小顺序。
[规律总结]要掌握盐类水解的内容这部分知识,一般来说要注意几个方面:
1、盐类水解是一个可逆过程;2、盐类水解程度一般都不大;3、要利用好守恒原则即电量守恒和物料守恒(这两个方法在比较离子浓度和相关计算方面有较多的运用)。
考点3盐类水解的应用
1.判断盐溶液的酸碱性和比较盐溶液酸碱性的强弱时,通常需考虑。
如:
相同条件,相同物质的量浓度的下列八种溶液:
Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaHCO3、NaOH、(NH4)2SO4、NaHSO4等溶液,pH值由大到小的顺序为:
2.比较盐溶液中各离子浓度的相对大小时,当盐中含有的离子,需考虑盐的水解。
3.判断溶液中离子能否大量共存。
当有和之间能发出双水解反应时,在溶液中大量共存。
如:
与等,不能在溶液中大量共存。
4.配制易水解的盐溶液时,需考虑抑制盐的水解,如在配制强酸弱碱盐溶液时,需滴加几滴,来盐的水解。
5.选择制备盐的途径时,需考虑盐的水解。
如制备Al2S3时,因无法在溶液中制取(会完全水解),只能由干法直接反应制取。
加热蒸干AlCl3、MgCl2、FeCl3等溶液时,得不到AlCl3、MgCl2、FeCl3晶体,必须在蒸发过程中不断通入气体,以抑制AlCl3、MgCl2、FeCl3的水解,才能得到其固体。
6.化肥的合理使用,有时需考虑盐的水解。
如:
铵态氮肥和草木灰不能混合施用;磷酸二氢钙和草木灰不能混合施用。
因草木灰(有效成分K2CO3)水解呈。
7.某些试剂的实验室存放,需要考虑盐的水解。
如:
Na2CO3、Na2SiO3等水解呈碱性,不能存放在的试剂瓶中;NH4F不能存放在玻璃瓶中,应NH4F水解应会产生HF,腐蚀玻璃。
8.溶液中,某些离子的除杂,需考虑盐的水解。
9.用盐溶液来代替酸碱
10.明矾能够用来净水的原理
[特别提醒]:
盐类水解的应用都是从水解的本质出发的。
会解三类习题:
(1)比较大小型,例:
比较PH值大小;比较离子数目大小等。
(2)实验操作型,例:
易水解物质的制取;中和滴定中指示剂选定等。
(3)反应推理型,例:
判断金属与盐溶液的反应产物;判断盐溶液蒸干时的条件;判断离子方程式的正误;判断离子能否共存等。
[例3]蒸干FeCl3水溶液后再强热,得到的固体物质主要是()
A.FeCl3B.FeCl3·6H2OC.Fe(OH)3D.Fe2O3
[规律总结]易挥发性酸所生成的盐在加热蒸干时水解趋于完全不能得到其晶体。
例如:
AlCl3、FeCl3;而高沸点酸所生成的盐,加热蒸干时可以得到相应的晶体,例:
CuSO4、NaAlO2。
难溶电解质的溶解平衡
【复习目标】
1.了解难溶电解质的溶解平衡。
2.能利用平衡原理和溶度积进行讨论计算。
【知识梳理】
考点1溶解平衡
1.存在:
只要有固体存在的悬浊液中都存在
例:
NaCl(s)
Na+(aq)+Cl-(aq)AgCl(s)
Ag+(aq)+Cl-(aq)
2.特征
(1)等:
(2)动:
(3)定:
达到平衡时,溶液中
(4)变:
当外界条件改变,溶解平衡将
3.沉淀反应的应用
(1)沉淀的形成和转化
加入与溶液中的某些离子生成沉淀,达到分离或除去某些离子的目的。
反应中,离子趋向于生成的物质。
(2)沉淀的溶解
根据平衡移动原理,减少溶解平衡体系中的某种离子,会使平衡向沉淀向方向移动,沉淀逐渐。
例:
Mg(OH)2(s)
Mg2+(aq)+OH-(aq)OH-+H+
H2O
条件的改变了原难溶电解质的溶解平衡。
[特别提醒]:
解决沉淀溶解平衡的一般思路:
“看到”粒子——“找到”平衡——“想到”移动
[例1]己知碳酸钙和氢氧化钙在水中存在下列溶解平衡Ca(OH)2(固)
Ca2++2OH-,CaCO3(固)
Ca2++CO32-。
在火力发电厂燃烧煤的废气中往往含有SO2、O2、N2,CO2等,为了除去有害气体SO2变废为宝,常常见粉末状的碳酸钙或熟石灰的悬浊液洗涤废气,反应产物为石膏。
(1)写山上述两个反应的化学方程式:
①SO2与CaCO3悬浊液反应
②SO2与Ca(OH)2悬浊液反应
(2)试说明用熟石灰的悬浊液而不用澄清石灰水的理由
[规律总结]根据二氧化硫的还原性和其水溶液的酸性强弱,再结合化学平衡和溶解平衡知识,即可解题。
考点2有关溶度积的计算
1.溶度积常数
在水溶液中,Ag+和Cl-作用产生白色的AgCl沉淀,但固态的AgCl并非绝对不溶于水,它仍能微量地溶解成为Ag+和Cl-。
在一定条件下,当与的速率相等时,便达到固体难溶电解质与溶液中离子间的平衡,AgCl沉淀与溶液中的Ag+和Cl-之间的平衡表示为
平衡时,即
由于[AgCl(s)]是常数,可并入常数项,得Ksp=[Ag+][Cl-]
Ksp称为溶度积常数,简称溶度积。
它反映了难溶电解质在水中的。
对于AaBb型的难溶电解质AaBb(s)
aAn++ bBm-
Ksp=[An+]a[Bm-]b
上式表明:
在一定温度下,难溶电解质的饱和溶液中离子之乘积为一常数。
2.利用溶度积判断反应进行的方向
Qc=[An+]a[Bm-]b ,这里的反应商也是乘积形式,故称Qc为离子积。
Qc>Ksp时,平衡,沉淀;QcQcKsp时,达到平衡。
[特别提醒]:
严格地说,溶度积应以离子活度幂之乘积来表示,但在稀溶液中,离子强度很小,活度因子趋近于1,故c=a,通常就可用浓度代替活度。
[例2].溶液中Cl-、I-都为0.010mol/L,慢慢滴入AgCl能否把它们