专题--溶液中三大守恒

1、水的电离平衡曲线如下图所示。
• （1）若以A点表示25℃时水在电离平衡 时的离子浓度， 当温度升到100℃时， 水的电离平衡状态到B点，则此时水的 离子积从 10－14 增加到 10－12 。 （2）将常温下的pH=8的Ba（OH）2溶液与常 温下的pH=5的稀盐酸混合，并保持100℃的 恒温，欲使混合溶液pH=7，则Ba(OH)2与盐酸 的体积比为 2∶9 。 （3）在25℃条件下将pH=11的氨水稀释100倍后溶液的pH为 （填序号）__ __。 A．9 B．13 C．11～13之间 D．9～11之间
跟踪练习 +)+ c(H S) = c(S2-) + c(OH-) c(H 2 NaHS溶液: . c(OH-)= c(H+)+c(HPO42-)+2c(H2PO4-)+3c(H3PO Na3PO4溶液： . 4)
1、(双选)在0.1 mol· L－1NaHCO3溶液中有关粒子浓度关系
正确的是
CD
A
3、下列叙述正确的是
C
A．室温下pH=7的CH3COOH与CH3COONa的混合液中 离子浓度大小顺序为： c(Na+)>c(CH3COO－)>c(H+)=c(OH)－ B．0.1mol· L－1KHS溶液中， c(K+)=2c(S2－)+c(HS－)+c(H2S) C．25℃时，pH均为12的NaOH溶液和Na2CO3溶液中 由水电离出的c(OH－)，前者小于后者 D．中和pH与体积相同的盐酸和醋酸溶液消耗NaOH的 物质的量相等
V(总）
0.12V—0.1V
=
2V
=10—2mol/L pH =2
PH值计算的常见类型 （1）溶液的稀释 一般情况下，强酸溶液每稀释10倍，pH值就增加1个单 位，但稀释后pH值一定小于7；强碱溶液每稀释10倍， pH值就减小１个单位，但稀释后pH值一定大于7。 （2）强酸与强酸、强碱与强碱混合, PH相差 ≧2 【经验公式】（其中0.3是lg2的近似值） 已知pH的两强酸等体积混合，混合液的pH=pH小+0.3 已知pH的两强碱等体积混合，混合液的pH=pH大-0.3
c(Na＋)= 3 〔c(PO43-)+ )+c(HPO42-)+c(H2PO4-)+c(H3PO4)〕
+) = 2〔c(S2-) + c(HS-) + c(H S)〕 c(Na Na2S溶液: 2
.
⑶质子守恒：有溶液中微粒得到或失去H+的量相等。
如在Na2CO3溶液中，有水电离产生的OH-以游离态存在，而 H+因CO32-水解有三中存在形式H+、HCO3-、H2CO3，有： c(OH-)=c(H+) +c(HCO3-) +2c (H2CO3)。 实际上，有了上面2个守恒就够了，质子守恒不需要背。 例如：NH4Cl溶液： 电荷守恒：c(NH4+ ) + c(H+) = c(Cl-) + c(OH-) 物料守恒：c(NH4+ ) + c(NH3•H2O) = c(Cl-) 约去无关的Cl-，得到，c(H+) = c(OH-) + c(NH3•H2O)，即是质 子守恒
பைடு நூலகம்
一、单一溶液的pH（酸中）
例1：常温下,求浓度为0.05mol/L的硫 酸溶液的pH为?
解：C(H+）=2C(H2SO4）=0.05×2=10—1mol/L
pH =—lg C（H+）=1
方法：在酸中，直接算出由酸电离出来的H+浓度即可， 再代入公式： pH =—lg C（H+）
一、单一溶液的pH（碱中）
溶液中三大守恒
（电荷守恒，物料守恒，质子守恒） 1.电荷守恒：即溶液永远是电中性的，所以阳离子带 的正电荷总量＝阴离子带的负电荷总量。 例：NH4Cl溶液：c(NH4+ )+ c(H+)= c(Cl-)+ c(OH-) 写这个等式要注意2点： 1、要判断准确溶液中存在的所有离子，不能漏掉。 2、注意离子自身带的电荷数目。 跟踪练习 ＋)+ c(H＋)= 2c(CO 2-)+ c(HCO -)+c(OH-) c(Na Na2CO3溶液： 3 3 . -) NaHSO3溶液：c(Na＋)+ c(H＋)= 2c(SO32-)+ c(HSO3-)+c(OH . c(Na＋) + c(H＋) = c(OH-) NaOH溶液： . Na3PO4溶液： .
例3:pH=5和pH=3的两种盐酸，以等体积 混合后，溶液的pH是？
解:
C（H+）=
= ≈
10—5V+ 10—3V 2V 10—3V
2V = 10—3 2 mol/L
pH =—lg C（H+）=3.3
例4:常温时，将pH=10的NaOH溶液与pH=12的NaOH溶液 以1:2体积比混合，混合后的pH为多少？ n1（OH—）+n2（OH—）
2．在氯化铵溶液中，下列关系式正确的是 （ ） +＞cOH－ A. cCl－＞c NH+ ＞ c H 4 + B. c NH4＞cCl－＞cH+＞cOH） +＝cOH－ C. cCl－＝c NH+ ＞ c H 4 + － D. cNH4 ＝cCl ＞cH+＞cOH）
解:C（OH—）=
= ≈
KW
V总 10—4V+ 10—2V
2V 10—2V 2V
=2×10—12mol/L
10—2 = 2 mol/L
C(H+)=
C(OH—）
pH =—lg C（H+）=11.7
例5:常温时，pH=9的Ba(OH)2溶液与pH=12的KOH溶液， 按4：1的体积混合，则溶液中C（H+）为(mol/L) （ ）
C
4．对于常温下pH=2的盐酸和pH=3的醋酸， 下列说法正确的是
A
A．pH=2的盐酸中：c(H+)＝c(Cl－) + c(OH－) B．pH=3的醋酸中：c(H+)＝3.0 mol· L－1 C．pH=2的盐酸与pH=3的醋酸中溶质的物质的量 浓度之比为10:1 D．pH=3的醋酸与pH=11的NaOH溶液等体积混合 所得溶液中：c(Na+)＝c(CH3COO－)
第三单元 盐类的水解
1．盐类水解-----定义
定义：在溶液中盐电离出的离子与水所电离 出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。 实质：破坏水的电离平衡，使水的电离平衡 正向移动。
2.盐类水解的规律
有弱才水解，无弱不水解， 越弱越水解； 都弱都水解， 谁强显谁性，都强显中性。 对应的酸越弱，弱酸酸根离子水解程度越大。 对应的碱越弱，弱碱阳离子水解程度越大。
4.下列指定条件下的结果正确的是
A.0.1mol· L—1氨水中，c(OH—)＝c(NH4＋) B.10mL 0.02mol· L—1 HCl溶液与10mL 0.02mol· L—1 Ba(OH)2 溶液充分混合，若混合后 溶液的体积为20mL，则溶液的pH＝7 C.在0.1mol· L—1 CH3COONa溶液中， c(OH—)＝c(CH3COOH)＋c(H＋) D.0.1mol· L—1某二元弱酸盐NaHA溶液中，
c(Na＋)+ c(H＋)= 3c(PO43-)+2c(HPO42-)+c(H2PO4-)+c(OH-)
2.物料守恒:即加入的溶质组成中存在的某些元素之间 的特定比例关系，由于水溶液中一定存在水的H、O元 素，所以物料守恒中的等式一定是非H、O元素的关系。 例： NH4Cl溶液：化学式中N:Cl=1:1，即得到， 写这个等式要注意，把所有含这种元素的粒子都 c(NH4+ )+ c(NH3•H2O) = c(Cl-) 要考虑在内，可以是离子，也可以是分子。 Na2CO3溶液：Na:C=2:1，即得到， c(Na+) = 2〔c(CO32-) + c(HCO3-) + c(H2CO3)〕 跟踪练习 . +) = c(CO 2-) + c(HCO -) + c(H CO ) c(Na NaHCO3溶液: 3 3 2 3 . Na3PO4溶液：
A.c(Na+)＞c(HCO3－)＞c(CO32－)＞c(H+)＞c(OH－)
B.c(Na+)+c(H+)=c(HCO3－)+c(CO32－)+c(OH－) C.c(Na+)+c(H+)=c(HCO3－)+2c(CO32－)+c(OH－) D.c(Na+)=c(HCO3－)+c(CO32－)+c(H2CO3)
C
c(Na＋)＝2c(A2—)＋c(HA—)＋c(H2A)
4、水的电离：
水是一种极弱的电解质，能微弱电离。 水的离子积常数——Kw= C(H+)×C(OH—) Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他稀 溶液。25℃时，Kw =1×10-14
水电离平衡移动的影响因素
1、温度升高促进水的电离（T↑KW ↑) 2、酸或碱抑制水的电离，但KW不变
B
6.（双选）下列叙述正确的是 A．c(NH4+)相等的(NH4)2SO4、(NH4)2Fe(SO4)2 和NH4Cl溶液中，溶质浓度大小关系是：
一、酸碱混合溶液的pH
例6:常温时，0.1mol/L的NaOH和0.06mol/L 的 H2SO4溶液等体积混合，求混合溶液的pH。
解： 设两溶液的体积都为V
n(H+）=2C(H2SO4）V=0.12V n(OH—）=C(NaOH）V=0.1V
因为0.12V＞0.1V 所以酸过量
C(H+）==
n（H+）总—n（H+）反
5. 常温下，实验室有0.01mol·L-1醋酸，下列叙述正确的 是 A．c (CH3COO－) + c (OH－)= 0.01 mol·L-1 B．与等体积pH = 12的氨水混合后所得溶液显碱性 C．加入少量醋酸钠固体后所得溶液中 c (CH3COO－)减小 D．与等体积0.01 mol·L-1NaNO3溶液混合后有： c (NO3－) = c (CH3COO－)+c (CH3COOH) = 0.01mol·L-1
3. 溶液的PH值：
表示溶液酸碱性的强弱。 PH= -lg c(H+) 适用于稀溶液，当溶液中c(H+)或c(OH-)大于 1mol时，直接用浓度表示溶液的酸碱性。 PH值越小，酸性越强，PH越大，碱性越强。 PH范围0—14之间，但PH值等于0的溶液不是酸性 最强的溶液， PH值等于14的溶液不是碱性最强的 溶液。 PH值增加一个单位C(H+)减小10倍。
3、盐类水解均能促进水的电离 但KW不变
2.溶液的酸碱性
1. 溶液的酸碱性取决于溶液中氢离子浓度和氢氧根离子 浓度的相对大小。 酸性：c(H+)>c(OH-) 中性：c(H+)=c(OH-) 碱性： c(H+)<c(OH-) 常温下（25℃） 酸性溶液：C(H+)﹥C(OH-)，C(H+) ﹥1×10 -7 mol/L 中性溶液：C(H+)= C(OH-)，C(H+) = 1×10 -7 mol/L 酸性溶液：C(H+)﹤C(OH-)，C(H+) ﹤1×10 -7 mol/L
例2：常温时，求浓度为0.005mol/L的氢氧 化钡溶液的pH为
解:C(OH—）=2C(Ba（OH）2 ） =0.005×2=10—2mol/L
C（H+）= KW
C（OH—）
=10—12mol/L
pH =—lg C（H+）=12
方法：在碱中，先算出由碱电离出来的OH-浓度， 再由KW=C（OH—）x C（H+）,求出C（H+） 然后代入公式： pH =—lg C（H+）
解:
C（OH—）=
=
n1（OH—）+n2（OH—）
10
10—54V+ 4V+V
V 总 —2
V
≈
KW
10—2V 5V =
10—2 5 mol/L
C(H+)=
C(OH—） =5×10—12mol/L
溶液酸碱性判定规律
（1）PH相同的酸，酸越弱，其物质的量浓度越大。 （2）PH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍 数，则强酸溶液PH变化大；碱也如此。 （3）酸和碱的PH之和为14，等体积混合。 若为强酸与强碱 ，则PH=7； 若为强酸与弱碱。则PH﹥7 ； 若为弱酸与强碱，则PH﹤7。
D
3．常温下，水的离子积为Kw，下列说法正确的是
A．在pH=11的溶液中，水电离出的c（OH-）一定 等于10-3 mol/L B．将pH=1的酸和pH=13的碱溶液等体积混合后， 溶液的pH一定等于7 C．一元酸HA与一元碱BOH混合后，溶液中 c（A-）＝c（B＋），则溶液呈中性 D．若强酸、强碱中和后溶液的pH=7，则中和之前 酸、碱的pH之和一定等于14