《第三章物质在水溶液中的行为》寒假统考复习学案编辑人：高二化学组 2013.12.23一、水的电离：精确实验表明，水是一种极弱电解质，存在有电离平衡：在25℃时纯水中 ,[H+]=[OH-] = ，Kw = [H+][OH-] = mol-2·L-2［结论］ 1、水的电离是个过程，故温度升高，水的Kw。

2、水的离子积是水电离平衡时的性质，它不仅适用于纯水，也适用于任何稀溶液。

即25℃时溶液中[H+][OH-] = 1.0× 10-14mol-2•L-23、在酸溶液中，[H+]近似看成是酸电离出来的H+浓度，[OH-]则来自于水的电离。

4、在碱溶液中，[OH-]近似看成是碱电离出来的OH-浓度，而[H+]则是来自于水的电离。

【练习】1．常温下，某溶液中由水电离出来的c(H＋)＝1.0×10-13mol·L－1，该溶液可能是( )①二氧化硫②氯化铵水溶液③硝酸钠水溶液④氢氧化钠水溶液A．①④B．①②C．②③D．③④2. 某溶液中水电离产生的C(H+)=10-3mol/L，,该溶液中溶质可能是（）①Al2(SO4)3②NaOH ③NH4Cl ④NaHSO4 A、①②B、①③C、②③D、①④3. 25℃时，水的电离达到平衡：H 2O H＋＋OH－；ΔH＞0，下列叙述正确的是（）A．将水加热，K W增大，溶液的pH增大B．向水中加入稀氨水，平衡正向移动，c(OH－)增加C．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)降低，K W不变D．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡正向移动，c(OH－)增加4. 能促进水的电离，并使溶液中C(H+)>C(OH—)的操作是（）（1）将水加热煮沸（2）向水中投入一小块金属钠（3）向水中通CO2 （4）向水中通NH3（5）向水中加入明矾晶体（6）向水中加入NaHCO3固体（7）向水中加NaHSO4固体A、（1）（3）（6）（7）B、（1）（3）（6）C、（5）（7）D、（5）二、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+）溶液的pH值:氢离子浓度的负对数。

pH= ；3．pH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+)= （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-)= （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通过K W来计算溶液的c(H+)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。

[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-)通过K W来计算溶液的c(H+)值,再计算pH值【练习】1. 下列溶液一定呈中性的是（）A.PH=7的溶液B.C(H+)=1.0×10-7mol/L的溶液C.C(H+)= C(OH-)D.PH=3的酸与PH=11的碱等体积混合后的溶液2．取浓度相同的NaOH 和HCl 溶液，以3∶2体积比相混合，所得溶液的pH 等于12，则该原溶液的浓度为( )A ．0.01mol·L －1B ．0.017mol·L －1C ．0.05mol·L －1 .............D ．0.50mol·L －13．95℃时，水中的H+的物质的量浓度为10－6 mol ·L －1，若把0.01 mol 的NaOH 固体溶解于95℃水中配成1 L 溶液，则溶液的pH 为 ( )A ．4 B ．10 C ．2 D ．124．在室温下等体积的酸和碱的溶液，混合后pH 一定小于7的是 ( )A. pH ＝3的硝酸跟pH ＝11的氢氧化钾溶液B. pH ＝3的盐酸跟pH ＝11的氨水溶液C. pH ＝3的硫酸跟pH ＝11的氢氧化钠溶液D. pH ＝3的醋酸跟pH ＝11的氢氧化钡溶液5．下列四种溶液：①pH=2的CH 3COOH 溶液；②pH=2的HCl 溶液；③pH=12的氨水；④pH=12的NaOH 溶液。

相同条件下，有关上述溶液的比较中，正确的是 （ ）A ．由水电离的C(OH -)：①=②＞③=④B ．将②、③两种溶液混合后，若pH=7，则消耗溶液的体积：②<③C ．等体积的①、②、③、④溶液分别与足量铝粉反应，生成H 2的量：③最大D ．向等体积的四种溶液中分别加入100mL 水后，溶液的pH ：③>④>②>①6． pH = 2的A 、B 两种酸溶液各1mL, 分别加水稀释到1000mL, 其溶液的pH 与溶液体积(V)的关系如右图所示, 则下列说法正确的是A ．A 、B 两种酸溶液物质的量浓度一定相等B ．稀释后A 酸溶液的酸性比B 酸溶液强C ．a = 5时, A 是弱酸, B 是强酸D ．若A 、B 都是弱酸, 则5 > a > 27．在200 mL 氢氧化钡溶液中含有1×10-3 mol 的钡离子，溶液的pH 为____。

将此溶液与pH ＝3的盐酸混合，使其混合溶液的pH ＝7，应取氢氧化钡溶液和盐酸的体积之比是_ 。

三、电解质在水溶液中的存在形态1、 强、弱电解质的概念强电解质：在水溶液中能 电离的电解质。

常见强电解质弱电解质：在水溶液中能 电离的电解质。

常见弱电解质2、电解质的强弱与导电性的关系： 强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力也不一定弱。

电解质溶液导电能力强弱取决于四、弱电解质电离平衡1、弱电解质电离平衡的建立 这叫做电离平衡。

2、电离平衡的特征3、电离平衡常数和电离度（1）电离平衡常数是 。

如HA H + + A - K=注：①在此计算公式中，离子浓度都是 浓度；②电离平衡常数的数值与 有关，与浓度无关；弱电解质的电离是吸热的，一般温度越 ，电离平衡常数 ；③电离平衡常数反映 的相对强弱，通常用 表示弱酸的电离平衡常数，用K b 表示弱碱的电离平衡常数。

K a 越大，弱酸的酸性越 ；K b 越大，弱碱的碱性越 。

④多元弱酸是 电离的，每一级电离都有相应的电离平衡常数（用K a1、K a2等表示），且电离平衡常数逐级减小。

（2）电离度 %100⨯=弱电解质的初始浓度已电离的弱电解质浓度α注：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越小，电离度。

4、影响弱电解质电离平衡移动的因素（1）浓度：弱电解质的溶液中，加水稀释，电离平衡，电离度。

即稀释促进电离，其电离平衡常数。

（2）温度：因为电离是吸热的，因此升温电离。

（3）加入其它电解质：加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡逆向移动，电离度减小，其电离平衡常数。

加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡正向移动，电离度增大，其电离平衡常数。

例如：A．电解质的电离过程就是产生自由移动离子的过程B．碳酸钙在水中的溶解度很小，但被溶解的碳酸钙全部电离，所以碳酸钙是强电解质C．氯气和氨气的水溶液导电性都很好，所以它们是强电解质D．水难电离，纯水几乎不导电，所以水是弱电解质2．醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOH H＋＋CH3COO－，下列叙述不正确的是（）A．醋酸溶液中离子浓度的关系满足：c（H＋）＝c（OH－）＋c（CH3COO－）B．0.10mol/L的CH3COOH溶液中加水稀释，溶液中c（OH－）减小C．CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动D．常温下pH＝2的CH3COOH溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH＜7 3．已知室温时，0.1mo1/L某一元酸HA在水中有0.1％发生电离，下列叙述错误．．的是：A．该溶液的pH=4 B．升高温度，溶液的pH增大 C．此酸的电离平衡常数约为1×10-7 D．由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍4．若溶液中由水电离产生的C(OH－)= 1.0×10－14 mol/L，满足此条件的溶液中一定可以大量共存的离子组是 ( )A．Na+、Al3+、NO3－、Cl－ B．Na+、K+、NO3－、Cl－C．Na+、K+、Al(OH)4－、Cl－D．NH4+、K+、SO42-、NO3－5．在0.1mol／L的CH 3COOH溶液中存在如下电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+对于该平衡，下列叙述正确的是( )A．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动B．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动C．滴加少量0.1mol／LHCl溶液，溶液中C(H+)减少D．加水，反应速率增大，平衡向逆反应方向移动6．在体积均为1L，pH均等于2的盐酸和醋酸溶液，分别投入0.23g Na，则下图中比较符合反应事实的曲线是（）7、H+浓度均为0.01mol/L的盐酸和醋酸各100ml分别稀释2倍后，再分别加入0.03g锌粉，在相同条件下充分反应，有关叙述正确的是（）A．醋酸与锌反应放出氢气多B．盐酸和醋酸分别与锌反应放出的氢气一样多C．醋酸与锌反应速率大D．盐酸和醋分别与锌反应的速度一样大五、盐类水解 1、水解本质：盐类水解的本质是盐溶液中盐电离出来的或与水分子电离出的H+或OH―结合成弱电解质，从而水的电离平衡，并使水的电离平衡正向移动，最后使得溶液中c(H+)(或c(OH―))大于c(OH―)(或c(H+))而使溶液呈酸性（或碱性）。

如：NH 4Cl：NH4+ + H2O NH3·H2O + H+（显性）CH 3COONa：CH3COO― + H2O CH3COOH + OH―（显性）2、条件：3、影响因素：内因（越弱越水解）①升高温度有利于水解反应，盐类的水解反应是。

②浓度，水解程度越大，但水解产生的酸碱性比浓溶液弱。

③溶液中有酸或碱对盐水解有较强的影响，相同抑制，不同促进。

4、水解规律（谁强显谁性）4阴离子：CH3COO—、HS―、AlO2—、ClO—、F—、HCO3— SiO32—、HPO42—、CO32—、S2— PO43—……六、水解的应用 1、判断溶液的酸碱性：对盐类水解的判断，可知酸越弱，本身越难电离，其酸根阴离子越易水解，溶液的碱性越强。

如：NaX、NaY、NaZ三种钠盐的pH分别为8、9、10，则HX、HY、HZ三种一元酸的相对强弱的顺序应为：注意：酸式盐溶液一定显酸性吗？如何判断酸式盐溶液的酸碱性？② 酸的酸式盐只电离，不，一定显酸性。