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化学考点解读10 根据2006年考试大纲整理 ——邱延川 理解Kw时要注意： （1）Kw与温度有关，因为水的电离过程是吸热过程，所以温度升高，有利于水的电离，Kw增大。如100℃时，Kw=10—12。 （2）水的离子积常数揭示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H+和OH—共存，只是相对含量不同而已。并且在稀酸和稀碱溶液中： 当温度为25℃时，Kw= c (H+)·c (OH—)=10—14仍为同一常数。（3）Kw不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液均有c (H+)H2O=c (OH—)H2O 如酸性溶液中：{c (H+)酸+c (H+)H2O}·c (OH—) H2O = Kw 碱性溶液中：{c (OH—)碱+ c (OH—)H2O}·c (H+)H2O = Kw 2．溶液的酸碱性和pH （1）pH：水溶液里H+浓度的负对数叫做pH，即pH= — lgc(H+) 中性溶液中：c (H+)=c (OH—)=10—7 mol·L—1，pH=7。 酸性溶液中：c (H+) 〉c (OH—)，c (H+) 〉10—7 mol·L—1，pH﹤7。 碱性溶液中：c (H+) ﹤c (OH—)，c (H+) ﹤10—7 mol·L—1，pH 〉7。 （2）pH的测定方法：pH试纸；酸碱指示剂；pH计等。 （3）常用酸碱指示剂： 石蕊、甲基橙、酚酞 3．影响水电离平衡的因素 （1）酸、碱：在纯水中加入酸或碱，均使水的电离平衡左移，此时若温度不变，Kw不变；c (H+)发生改变，pH也随之改变；若向水中加入酸，则c (H+)增大，c (OH—)变小，pH变小。 （2）温度：因水电离吸热，升温将促进水电离，故平衡右移，c (H+)增大，c (OH—)也增大，pH变小，但由于c (H+)与c (OH—)始终保持相等，故纯水在温度高于25℃时，pH﹤7，但仍显中性。 （3）易水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，不管水解后显什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大，但只要温度不变，Kw不变。 （4）其他因素：如向水中加入活波金属，由于金属直接与水电离出的H+作用，因而促进了水的电离平衡向电离的方向移动。 4．关于溶液的pH计算 （1）单一溶液的pH计算 ①强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol ·L—1，c(H+)= nc mol ·L—1，pH = — lgc(H+)= — lgnc ②强碱溶液：如B（OH）n，设浓度为c mol ·L—1，c(H+)=10—14/ nc，pH= — lgc(H+)=14+lgnc （2）酸碱混合溶液pH计算 ①两强酸混合：c(H+)混 = {c(H+)1V1+ c(H+)2V2}/{V1+V2} ②两强碱混合：c (OH—)（混）={ c (OH—)1V1+ c (OH—)2V2}/{V1+V2} ③酸碱混合(一者过量)： 碱过量时： c (OH—)（混）= {c (OH—)碱V碱—c(H+)酸V酸}/{V酸+V碱} 酸过量时： 化学考点解读10 根据2006年考试大纲整理 　　　　　　　　　　　　　　　　　　——邱延川 c(H+)混 = {c(H+)酸V酸—c (OH—)碱V碱}/{V酸+V碱} 5．酸、碱溶液稀释时pH的变化 （1）强酸、弱酸的稀释 　　　　　　　 稀释１０ｎ倍 强酸 ．　　．　　　　　　　　　　　．　　　 ． pH ０　　pH＝ａ 　　　　　７　．．． 稀释１０ｎ倍 弱酸 ． ． ． ． 　　　pH 　０　pH＝ａ　　　　　　﹤a+n　　　７　　　　　．．． （２）强碱、弱碱的稀释 　　　　　　　　　　　稀释１０ｎ倍 强碱 ． ． 　． ． 　pH ．．．　７　　　ｂ—ｎ　　　　　　　pH＝ｂ　　　１４ 　　　　　　　　　　　　　稀释１０ｎ倍 弱碱　．　　　　　　　　．　　　　　　．　　　　．　　pH　 　　．．．７　　　　　＞ｂ—ｎ　　　　pH＝ｂ　　１ ４ 测试点29。盐类的水解 1．盐类的水解 （1）盐类水解的实质：盐电离出来的某一种或多种离子跟水电离出来的H+或OH—生成弱电解质，从而促进水的电离。 （2）盐类水解的规律 有弱才水解，都弱都水解，谁弱谁水解，谁强显谁性。 盐的类型 实例 是否水解 什么离子水解 溶液的pH 强酸强碱盐 NaCl、KNO3、 否 pH=7 强酸弱碱盐 NH4Cl、CuSO4 是 NH4+、Cu2+ pH?7 强碱弱酸盐 Na2S、Na2CO3 使 S2—、CO32— pH 〉7 ①组成盐的弱碱阳离子能水解显酸性，组成盐的弱酸阴离子能水解