第三章：水溶液化学1-水溶液通性(2015)

第三章水溶液中的离子反应与平衡第一节电离平衡基础巩固1.能说明CH3COOH是弱电解质的事实是()。

A.CH3COOH溶液的导电性比盐酸弱B.CH3COOH溶液与碳酸钙反应,缓慢放出二氧化碳C.CH3COOH溶液用水稀释后,氢离子浓度下降D.0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中,氢离子的浓度约为0.001 mol·L-1答案:D解析:D项中氢离子浓度仅为溶液中CH3COOH浓度的1%,说明CH3COOH只有1%发生了电离,从而证明CH3COOH是弱酸。

2.下列说法正确的是()。

A.电离平衡常数受溶液浓度的影响B.电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱C.电离常数大的酸溶液中c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H+)大D.可用CH3COOH和H2CO3的电离常数比较其酸性强弱,其中H2CO3的电离常数为K=c 2(H+)·c(CO32-) c(H2CO3)答案:B解析:影响K的因素只有温度,A项错误;酸溶液中c(H+)的大小除了与K有关外,还与酸的浓度有关,C项错误;比较酸的相对强弱时,多元弱酸要用第一步的电离常数,即K a1,D 项错误。

3.H2S是二元弱酸。

在其水溶液中,通入或加入少量的下列物质:①HCl②NH3③NaHS固体④Na固体。

能使溶液中的c(H+)增大的是()。

A.①②B.②④C.③④D.①答案:D解析:在H2S溶液中存在平衡:H2S H++HS-,HS-H++S2-。

当通入HCl时,溶液中n(H+)增大,虽然平衡逆向移动,但c(H+)仍增大;通入NH3或加入金属钠,溶液中c(H+)减小,虽然平衡向右移动,但c(H+)仍减小;加入NaHS固体,使平衡H2S H++HS-逆向移动,故c(H+)减小,故选D。

4.在0.1 mol·L-1 CH3COOH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()。

1．电离平衡概念一定条件(温度、浓度)下，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态(属于化学平衡)。

任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质具有该条件下的最大电离程度。

2．电离平衡的特征①逆：弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡；②等：弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等；③动：弱电解质电离成离子和离子结合成分子的速率相等，不等于零，是动态平衡；④定：弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变；⑤变：外界条件改变时，平衡被破坏，电离平衡发生移动；3．影响电离平衡的因素(符合勒沙特列原理)（1）内因-电解质本身的性质，是决定性因素；（2）外因①温度-由于弱电解质电离过程均要吸热，因此温度升高，电离度增大；②浓度-同一弱电解质，浓度越大，电离度越小；在一定温度下，浓度越大，电离程度越小．因为溶液浓度越大，离子相互碰撞结合成分子的机会越大，弱电解质的电离程度就越小．因此，稀释溶液会促进弱电解质的电离；例如：在醋酸的电离平衡 CH3COOH⇌CH3COO-+H+A 加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)变小；B 加入少量冰醋酸，平衡向右移动，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)增大但电离程度小；③外加物质若加入的物质电离出一种与原电解质所含离子相同的离子，则会抑制原电解质的电离，使电离平衡向生成分子的方向移动；若加入的物质能与弱电解质电离出的离子反应，则会促进原电解质的电离，使电离平衡向着电离的方向移动．以电离平衡CH3COOH⇌CH3COO-+H+为例，各种因素对平衡的影响可归纳为下表：（1）强电解质用“=”，弱电解质用“⇌”（2）多元弱酸分步电离，多元弱碱一步到位．H 2CO3H++HCO3-，HCO3-H++CO32-，以第一步电离为主．NH 3•H2O NH4++OH- Fe(OH)3Fe3++3OH-（3）弱酸的酸式盐完全电离成阳离子和酸根阴离子，但酸根是部分电离；NaHCO 3=Na++HCO3-，HCO3-H++CO32-（4）强酸的酸式盐如NaHSO4完全电离，但在熔融状态和水溶液里的电离是不相同的；熔融状态时：NaHSO4=Na++HSO4-；溶于水时：NaHSO4=Na++H++SO42-；5．电离平衡常数(相当于化学平衡常数)在一定温度下，当弱电解质的电离达到平衡状态时，溶液中电离产生的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的弱电解质分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，通常用K a表示弱酸的电离常数；AB A++B-（1）K的意义：K值越大，则电离程度越大，电解质(即酸碱性)越强；K值越小，电离程度越小，离子结合成分子就越容易，电解质(即酸碱性)越弱．表达式中各组分的浓度均为平衡浓度；（2）K的影响因素：K的大小与溶液的浓度无关，只随温度的变化而变化．温度不变，K值不变；温度不同，K值也不同；（3）多元弱酸的K：多元弱酸的电离是分步电离的，每步电离平衡常数，通常用K1、K2、K3 分别表示，但第一步电离是主要的．如：磷酸的三个K值，K1＞K2＞K3 ，磷酸的电离只写第一步．说明：①一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式：CH 3COOH CH3COO-+H+一定温度下CH3COOH的电离常数为：NH 3•H2O NH4++OH-一定温度下NH3•H2O的电离常数为：②多元弱酸的电离特点及电离常数表达式：1°分步电离：是几元酸就分几步电离．每步电离只能产生一个H+，每一步电离都有其相应的电离常数．2°电离程度逐渐减小，且K1＞K2＞K3，故多元弱酸溶液中平衡时的H+主要来源于第一步．所以，在比较多元弱酸的酸性强弱时，只需比较其K1即可．例如25℃时，H3PO4的电离；H 3PO4H2PO4-+H+H 2PO4-HPO42-+H+HPO 42-PO43-+H+多元弱酸溶液中的c(H+)是各步电离产生的c(H+)的总和，在每步的电离常数表达式中的c(H+)是指溶液中H+的总浓度而不是该步电离产生的c(H+)．6．电离度电离度(α)(相当转化率，与温度、浓度均有关)A 内因：电解质的本性．B 外因：温度和溶液的浓度等．（1）浓度的影响：醋酸稀释时电离度变化的数据：浓度(mol/L) 0.2 0.1 0.001电离度(%) 0.948 1.32 12.4可见，电离度随浓度的降低而增大．(因浓度越稀，离子互相碰撞而结合成分子的机会越少，电离度就越大．)【重难点指数】★★★★【重难点考向一】强酸和弱酸的鉴别【例1】室温下，对于pH和体积均相同的醋酸和盐酸两种溶液，分别采取下列措施，有关叙述正确的是( ) A．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大B．温度都升高20℃后，两溶液的pH均不变C．加水稀释两倍后，两溶液的pH均减小D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气一样多【答案】A【重难点点睛】考查弱电解质电离，盐酸是强酸，醋酸是弱酸，所以醋酸溶液中存在电离平衡，升高温度能促进弱电解质电离，pH相同的醋酸和盐酸，醋酸的浓度大于盐酸，不同的酸和相同金属反应，生成氢气的速率与溶液中离子浓度成正比；易错选项是B，注意对于相同浓度的盐酸和醋酸溶液，升高温度，盐酸的pH不变，但醋酸的pH改变，为易错点。

第3章 水化学与水污染重点内容概要 1. 溶液的通性难挥发非电解质的稀溶液的蒸汽压下降，沸点上升——ΔT bp = k bp m 凝固点下降——ΔT fp = k fp m 渗透压cRT =∏难挥发电解质溶液也具有蒸汽压下降、沸点上升，凝固点下降和渗透压等现象，由于电解这些稀溶液的依数性与浓度关系有一定偏差（引入i 值） 2. 酸碱的近代概念，酸碱的解离平衡和缓冲溶液的概念（1）酸碱质子理论人为：凡能给出质子的物质都是酸；凡能与质子结合的物质都是碱。

酸碱共轭关系：共轭酸⇔质子+ 共轭碱 w b a K K K =•（2）一元酸碱的解离平衡αα-=12c K a 2ααc K a≈很小时 c K a ≈α c K Hc a ⋅=+)( αα-=12c K b 2ααc K b≈很小时 cK b ≈α c K OHc b ⋅=-)(由于解离度与c 成反比，与)(b a K 或成正比，所以c/Ka 越大，解离度越小。

当c/Ka>500时，可采用近似计算。

注意：上述计算公式只适用于水溶液中只有弱酸或弱碱的计算。

若溶液中又添加了影响解离平衡的离子（如H + 、弱酸根离子则要考虑同离子效应，根据平衡具体分析计算。

不要随便套公式。

（3）多元酸碱的解离平衡 分级解离 1a K 2a K +H浓度近似按一级解离计算注意：解离度和解离平衡常数都可以反应弱酸、碱的强弱， 但 a K b K 与浓度无关，α与浓度有关。

（4）同离子效应与缓冲溶液同离子效应——实质是平衡移动问题，导致弱酸、碱的解离度减低缓冲溶液——由弱的共轭酸及其共轭碱或弱的共轭碱及其共轭酸组成；具有外加少量酸、碱或稀释时，pH 基本不变的性质。

缓冲溶液的pH 计算：共轭碱）共轭酸）((lg eqeq a c c pK pH -= 共轭碱）共轭酸）((lg00c c pK a -≈缓冲溶液的缓冲能力：c(共轭酸)=c(共轭碱),能力大。

c(共轭酸)、c(共轭碱)大时,能力大c(共轭酸)大时对碱缓冲大，c(共轭碱)大时对酸缓冲大。

第三章 水化学重要概念1.稀溶液定律（依数性定律）：由难挥发的非电解质所形成的稀溶液的性质，溶液的蒸气压下降，沸点上升，凝固点下降和溶液渗透压与一定量溶剂中所溶剂溶质的数量（物质的量）成正比，而与溶质本身的性质无关，故称依数性。

2.蒸气压：在一定条件下，液体内部那些能量较大的分子会克服液体分子间的引力从液体表面逸出，成为蒸气分子，这个过程称为蒸发或者气化，此过程吸热。

相反蒸发出来的蒸气分子也可能撞到液面，为液体分子所吸引，而重新进入液体中，此过程称为液化，此过程放热。

随着蒸发的进行，蒸气浓度逐渐增大，凝聚的速度也就随之增大，当凝聚的速度和蒸发的速度达到相等时，液体和它的蒸气就达到了平衡状态。

此时蒸气所具有的压力叫做该温度下液体的饱和蒸气压。

3.蒸气压下降：向溶剂（如水）中加入难挥发的溶质，使它溶解成为溶液时，可以测得溶剂的蒸气压下降。

同一温度下，纯溶剂蒸气压与溶液蒸气压之差叫做溶液的蒸气压下降。

4.在一定的温度下，难挥发的非电解质稀溶液中溶剂的蒸气压下降（p ∆）与溶质的摩尔分数成正比：A B A B p x p nn p =⨯=∆ 。

5.溶液的沸点上升和凝固点下降：当某一液体的蒸气压等于外界压力时（无特殊说明外界压力均指101.325kPa ），液体就会沸腾，此时温度称为液体的沸点。

表示为bp T 。

6.凝固点：该物质的液相蒸气压和固相蒸气压相等时的温度。

表示为fp T 。

7.一般由于溶质的加入会使溶剂的凝固点下降，溶液的沸点上升，而且溶液越浓，凝固点和沸点改变越大。

8.难挥发的非电解质稀溶液的沸点上升和凝固点下降与溶液的质量摩尔浓度成正比（所谓的质量摩尔浓度指1kg 溶剂中所含溶质的物质的量）。

用公式表示为：m K mk fp fp bp =∆=∆T T bp 式中fp bp K K 和分别称为溶剂的摩尔沸点上升常数，和溶剂的摩尔凝固点下降常数，单位为1mol kg K -⋅⋅。

9.渗透压：是维持被半透膜所隔开的溶液与纯溶剂之间的渗透平衡而需要的额外压力。