第十八章弱电解质的电离水的电离和溶液酸碱性.docx

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第十八章弱电解质的电离水的电离和溶液酸碱性

一、考纲要求

1.了解水的电离、离子积常数。

2.了解溶液pH的定义。

3.了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。

4.了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。

5.了解电解质在水溶液中的电离以及电解质溶液的导电性。

6.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。

二、知识梳理

1.强电解质和弱电解质

（1）概念

（2）电解质溶液的导电能力。

自由移动离子______越大，____越多，溶液导电能力越强。

答案：

（1）在水溶液里或熔融状态下完全部分强酸、强碱、大多数盐弱酸、弱碱、少数盐、水

（2）浓度离子带电荷数

2.水的电离

（1）电离方程式。

水是一种极弱的电解质，电离方程式为________________，简写为________________。

（2）纯水在室温下的有关数据。

①c（H＋）＝c（OH－）＝________mol·L－1。

②KW＝c（H＋）·c（OH－）＝________。

③pH＝7。

（2）KW的影响因素。

KW只与温度有关，温度不变，KW_____；温度升高，KW______，反之，KW________。

答案：

（1）H2O＋H2OH3O＋＋OH－H2OH＋＋OH－

（2）①10－7②10－14

（3）不变增大减小

3.溶液的酸碱性

（1）溶液的酸碱性

溶液的酸碱性取决于溶液中c（H＋）和c（OH－）的相对大小。

①c（H＋）________c（OH－），溶液呈酸性。

②c（H＋）________c（OH－），溶液呈中性。

③c（H＋）________c（OH－），溶液呈碱性。

（2）pH

①定义式：

____________。

②数值范围（室温下）：

________。

（3）pH试纸的使用方法

把一小片pH试纸放在__________上，用________蘸取待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与________对比，即可确定溶液的pH。

（4）pH简单计算：

解答有关pH的计算时，首先要注意温度，明确是25℃还是非25℃，然后判断溶液的酸碱性，再根据“酸按酸”，“碱按碱”的原则进行计算。

①强酸溶液：

如浓度为cmol/L的HnA溶液，c（H＋）＝_______，所以pH＝________。

②强碱溶液：

如浓度为cmol/L的B（OH）n溶液，c（OH－）＝________，c（H＋）＝________，所以pH＝________。

③酸碱混合溶液pH的计算：

两强酸溶液混合：

c混（H＋）＝_______；两强碱溶液混合：

c混（OH－）＝__________；强酸、强碱溶液混合：

若酸过量：

c混（H＋）＝___________，若碱过量：

c混（OH－）＝_____________。

④酸碱溶液稀释时pH的变化：

答案：

（1）①＞②＝③＜

（2）①pH＝－lgc（H＋）②1～14

（3）干净玻璃片玻璃棒标准比色卡

（4）①ncmol·L－1－lgnc②ncmol·L－1

mol·L－114＋lgnc

③

4.弱电解质的电离平衡

（1）电离平衡的建立

在一定条件（如温度、浓度）下，当________的速率和______________的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。

平衡建立过程如下图所示。

（2）电离平衡的特征（如下图）

（3）电离平衡常数

①概念：

在一定温度下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中离子浓度幂之积与分子浓度的比值是一个常数。

②表达式：

对于HA

H＋＋A－，Ka＝________；对于BOH

B＋＋OH－，Kb＝__________。

③特点

ⅰ电离平衡常数只与温度有关，升温，K值______。

ⅱ多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是_____，故其酸性取决于第一步。

④意义

（4）外界条件对电离平衡的影响。

①温度。

弱电解质的电离是______过程，升高温度，电离程度______。

②浓度。

稀释溶液，离子相互碰撞结合成分子的机会________，弱电解质的电离程度________。

③外加强电解质。

加入含有弱电解质的组成离子的强电解质，弱电解质的电离程度减小。

④已知CH3COOH

CH3COO－＋H＋ΔH>0，完成下面表格：

改变条件

平衡移动方向

n（H＋）

c（H＋）

c（CH3COO－）

c（CH3COOH）

电离程度（α）

导电能力

Kα

加水稀释

加入少量冰醋酸

加HCl（g）

加NaOH（s）

加入醋酸钠固体

加入镁粉

升高温度

[误区警示]

判断弱电解质的三个思考点

思考一、弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如测0.1mol·L－1的CH3COOH溶液的pH＞1。

思考二、弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍1＜pH＜2。

思考三、弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象：

配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞试液。

现象：

溶液变为浅红色。

用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。

现象：

pH＞7。

答案：

（1）电离离子结合成分子

（2）＝≠发生移动

（3）②

③ⅰ增大ⅱKa1≫Ka2≫Ka3 ④易强

（4）①吸热增大②减小增大

④

5.酸碱中和滴定

（1）概念：

利用________反应，用已知浓度的________来测定未知浓度的________的实验方法。

（2）用品：

试剂：

________、________、________、蒸馏水。

仪器：

________滴定管、________滴定管、滴定管夹、铁架台、烧杯、________。

（3）操作（以用标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例）

滴定前的准备：

①滴定管：

a.查漏，b.洗涤，c.润洗，d.装液，e.排气，f.调液面，g.记录。

②锥形瓶：

a.注碱液，b.记读数，c.加指示剂。

滴定：

左手________，右手__________，眼睛注视___________，滴定至终点时，记录标准液的体积。

（4）数据处理：

将上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c（NaOH）＝

计算。

答案：

（1）中和酸（或碱）碱（或酸）

（2）标准溶液待测溶液酸碱指示剂酸式碱式锥形瓶

（3）②控制活塞不断地摇动锥形瓶锥形瓶中溶液颜色的变化

三、要点精析

1.[误区警示]

弱电解质的电离认识误区

（1）酸的强弱与导电能力不一定一致，不能误认为强酸溶液的导电能力一定强。

（2）中和碱的能力易混淆两个前提条件，同体积同物质的量浓度的两种酸比较与同体积同pH的两种酸比较，结果不同。

（3）同pH的两种酸与活泼金属反应时易混淆开始产生H2的速率与整个过程速率。

（4）误认为不稳定性、挥发性、易溶性是判断强弱酸的依据。

（5）强酸制弱酸的复分解反应一定能进行，但能进行的复分解反应不一定符合强酸制弱酸，如H2S＋CuSO4===CuS↓＋H2SO4。

（6）弱电解质的电离方程式应用“”，不能用“===”。

（7）弱电解质稀溶液稀释过程中，溶液中离子浓度不一定减小，如弱酸稀释时，溶液中c（OH－）增大。

（8）弱电解质电离平衡右移，电离平衡常数不一定不变，如果加热时，电离平衡右移，电离平衡常数增大。

（9）醋酸溶液中加入CH3COONa，抑制醋酸的电离。

不能误认为CH3COONa水解呈碱性，促进醋酸的电离。

2.外界条件对电离平衡的影响

电离平衡属于化学平衡，当外界条件改变时，弱电解质的电离平衡也会发生移动，平衡移动也遵循勒夏特列原理。

以CH3COOH

CH3COO－＋H＋ΔH>0为例：

改变条件

平衡移动方向

c（CH3COOH）

n（H＋）

c（H＋）

c（CH3COO－）

电离程度

加水稀释

→

减小

增大

减小

增大

加少量冰醋酸

→

增大

减小

通入HCl气体

←

增大

减小

加NaOH固体

→

减小

增大

加CH3COONa固体

←

增大

减小

增大

减小

加入镁粉

→

减小

增大

升高温度

→

减小

增大

[关键提醒]由于电离方向是微粒数增大的方向（相当于化学平衡中气体体积增大的方向），所以溶液稀释使平衡混合物中各微粒浓度同倍降低，平衡向电离方向移动，促进电离，平衡混合物中微粒总数、离子数、离子浓度与溶质分子浓度的比值均增大，但离子的浓度却减小，因为平衡移动与体积增大的影响相比，体积增大占主导地位（这是由勒夏特列原理判定的）。

3.溶液的pH计算

（1）总体思路

①若溶液为酸性，先求c（H＋），再求pH；

②若溶液为碱性，先求c（OH－），再由c（H＋）＝

求c（H＋），最后求pH，也可以先求pOH[pOH＝－lgc（OH－）]，再由14－pOH求pH。

（2）计算类型

①强酸型

如浓度为cmol/L的HnA溶液，c（H＋）＝ncmol/L，所以pH＝－lgnc。

②强碱型

如浓度为cmol/L的B（OH）n溶液，

c（OH－）＝ncmol/L，

c（H＋）＝

mol/L，所以pH＝14＋lgnc。

③酸碱混合型

两强酸混合型：

c（H＋）混＝

两强碱混合型：

c（OH－）混＝

强酸、强碱混合（一种过量）：

酸过量：

c（H＋）混＝

碱过量：

c（OH－）混＝

（3）酸碱稀释时pH的变化

酸（pH＝a）

碱（pH＝b）

弱酸

强酸

弱碱

强碱

稀释10n倍

a＋n

>b－n

b－n

无限稀释

pH趋向于7

4.水电离平衡的影响因素

（1）外界条件对水电离的影响

（2）水电离出的c（H＋）或c（OH－）的计算（25℃时）

酸溶液

碱溶液

[小提醒]

（1）水的离子积常数Kw＝cH＋·cOH－，其实质是水溶液中的H＋和OH－浓度的乘积，不一定是水电离出的H＋和OH－浓度的乘积，所以与其说Kw是水的离子积常数，不如说是水溶液中的H＋和OH－的离子积常数。

（2）溶液酸碱性的判断与溶液的pH是否等于7没有直接的关系，而应比较溶液中cH＋与cOH－的大小。

（3）pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能会产生误差。

酸性溶液偏大，碱性溶液偏小，中性溶液无误差。

5.一元强酸与一元弱酸的比较

（1）相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸（如盐酸）与一元弱酸（如醋酸）的比较（见下表）：

比较项目酸

c（H＋）

中和碱的能力

与足量活泼金属反应产生H2的量

与金属反应的起始速率

一元强酸

大

小

相同

大

一元弱酸

小

大

小

（2）相同pH、相同体积的一元强酸（如盐酸）与一元弱酸（如醋酸）的比较（见下表）：

比较项目酸

c（H＋）

c（酸）

中和碱的能力

与足量活泼金属反应产生H2的量

与金属反应的起始速率

一元强酸

相同

小

少

相同

一元弱酸

大

多

6.强、弱电解质的判断与比较

（1）判断电解质强弱的方法

①在相同浓度、相同温度下，与强电解质做导电性对比实验。

②浓度与pH的关系，如0.1mol·L－1CH3COOH溶液，其pH>1，则可证明CH3COOH是弱电解质。

③测定对应盐的酸碱性。

如CH3COONa溶液呈碱性，则证明醋酸是弱酸。

④稀释前后的pH与稀释倍数的变化关系。

例如，将pH＝2的酸溶液稀释1000倍，若pH小于5，则证明该酸为弱酸；若pH为5，则证明该酸为强酸。

⑤利用实验证明存在电离平衡。

如醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加CH3COONa固体，颜色变浅。

7.[实验小结]

滴定管的结构特点及使用方法

（1）滴定管的构造及其准确度

①构造

滴定管是定量分析中最基本的测量仪器，它是由具有准确刻度的细长玻璃管及开关组成。

用来测定滴定时消耗溶液的体积。

“0”刻度线在上，尖嘴部分无刻度。

②准确度

常用的滴定管规格为50mL和25mL，读数可估计到0.01mL，每次滴定所用溶液体积最好在20mL以上，若滴定所用体积过小，则滴定管刻度读数相对误差较大。

（2）滴定管的种类

①酸式滴定管

酸式滴定管的玻璃活塞是固定配合该滴定管的，不能任意更换。

要注意活塞能否旋转自如，必要时可以取出活塞，拭干，在活塞上抹一薄层凡士林作润滑剂，然后将活塞装入，在活塞尾端套一橡皮筋，使之固定。

使用滴定管前要验漏。

因碱液能腐蚀玻璃，使玻璃活塞粘住而不能转动，故酸式滴定管不能用来盛装碱溶液。

②碱式滴定管

碱式滴定管的管端下部连有橡胶管，管内装一玻璃珠作为控制开关，用来盛放碱性标准溶液。

酸性溶液和具有氧化性的溶液易与橡胶起作用，如高锰酸钾、稀硫酸等不能使用碱式滴定管。

在使用前，应检查橡胶管是否破裂或老化，无渗漏后方可使用。

（3）使用前的准确

①使用滴定管前，须将滴定管洗净，洗净标志为内壁形成均匀水膜，不成股流下。

再用少量标准溶液润洗2～3次，（每次约5～10mL），除去残留在管壁和下端管尖内的水，以防装入的标准溶液被水稀释。

②标准溶液装入滴定管应超过标线刻度零以上，这时滴定管尖端可能会有气泡，必须排除，否则将造成体积误差。

酸式滴定管可转动活塞，使溶液迅速流出逐去气泡；如为碱式滴定管，则可将橡胶管弯曲向上，然后挤压玻璃球一侧使溶液流出，气泡即可被溶液排除。

③最后，再调整溶液的液面至刻度零或零以下处，即可进行滴定。

（4）操作注意事项

①滴定管在装满标准溶液后，管外壁的溶液要擦干。

滴定时要将滴定管安放在固定的铁架台上的滴定管夹上。

②使用酸式滴定管，在转动活塞时，要注意左手的转动方式，防止把活塞顶出。

③滴定至终点后，须等一会儿，使附着在内壁的标准溶液流下来以后再读数，否则读数偏大。

④读数时眼睛与凹液面最低点处在同一水平面上。

若仰视，读数偏大，俯视，读数偏小。

8.[小提醒]

常用酸碱指示剂及其变色范围

指示剂

变色范围的pH

石蕊

<5.0红色

5.0～8.0紫色

>8.0蓝色

甲基橙

<3.1红色

3.1～4.4橙色

>4.4黄色

酚酞

<8.2无色

8.2～10.0粉红色

>10.0红色

注意：

酸碱中和滴定中一般不用石蕊作指示剂，因为其颜色变化不明显。

9.中和滴定的误差分析

（1）误差分析依据

c（待测）＝

V（标准），其中c（标准）和V（待测）为定值，V（标准）为实验值。

因此只需分析各种原因使得所耗标准液体积V（标准）变大或变小，V（标准）变大，则c（待测）偏高，V（标准）变小，则c（待测）偏低。

（2）误差类型

以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液（酚酞作指示剂）为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：

步骤

操作

V酸

c碱

润洗

酸式滴定管未用标准酸溶液润洗

变大

偏高

碱式滴定管未用待测溶液润洗

变小

偏低

锥形瓶用待测溶液润洗

变大

偏高

锥形瓶洗净后还留有蒸馏水

不变

无影响

取液

放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失

变小

偏低

滴定

酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失

变大

偏高

振荡锥形瓶时部分液体溅出

变小

偏低

部分酸液滴在锥形瓶外

变大

偏高

溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴碱液颜色无变化

变大

偏高

读数

酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯）

变小

偏低

酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰）

变大

偏高

四、典型例题

1.常温下，向0.1mol/L的H2SO4溶液中逐滴加入0.1mol/L的Ba（OH）2溶液，生成沉淀的质量与加入Ba（OH）2溶液的体积关系如图所示，下列说法中正确的是

A．a～d溶液的pH：

B．a～d溶液的导电能力：

C．b处溶液的c（H＋）与d处溶液的c（OH－）相等

D．c处溶液和d处溶液均呈碱性

【答案】A

【解析】A项，0.1mol/L的H2SO4溶液呈酸性，不断地加入Ba（OH）2溶液，碱性会不断增强，故A正确；B项，c点是H2SO4和Ba（OH）2恰好中和的点，溶液的离子浓度接近为0，导电能力最差，故B错误；C项，由图像可知，原硫酸体积为20mL，b处溶液的c（H＋）＝[0.1mol/L×2×0.02－0.1mol/L×2×0.01]/0.03L，d处溶液的c（OH－）＝[0.1mol/L×2×0.03－0.1mol/L×2×0.02]/0.05，b处溶液的c（H＋）不等于d处溶液的c（OH－），故C错误；D项，c处溶液呈中性，D错误。

2.（2014·海南高考·11）室温下,用0．100mol·L-1NaOH溶液分别滴定20．00mL0．100mol·L-1的盐酸和醋酸,滴定曲线如图所示,下列说法正确的是

A．Ⅱ表示的是滴定醋酸的曲线

B．pH=7时,滴定醋酸消耗V（NaOH）小于20mL

C．V（NaOH）=20．00mL时,两份溶液中c（Cl-）=c（CH3COO-）

D．V（NaOH）=10．00mL时,醋酸溶液中c（Na+）>c（CH3COO-）>c（H+）>c（OH-）

【答案】B

【解析】醋酸为弱电解质,氯化氢为强电解质,等浓度的盐酸和醋酸,则溶液的pH醋酸大于盐酸,故Ⅰ为醋酸,Ⅱ为盐酸,A错误;等体积等浓度的醋酸与氢氧化钠反应生成醋酸钠,溶液显碱性,所以pH=7时,加入氢氧化钠的体积小于20mL,B正确;恰好中和时,氯化钠呈中性,由电荷守恒可知c（Cl-）=c（Na+）,而醋酸钠呈碱性,c（Na+）>c（CH3COO-）（CH3COO-会发生水解）,故c（Cl-）>c（CH3COO-）,C错误;D项为醋酸钠和醋酸的混合物,c（CH3COO-）>c（Na+）,也可根据电荷守恒快速判断D错误,阳离子浓度之和不应大于阴离子浓度之和,D错误。

3.下列图像表达正确的是

A．图①表示25℃时，用0.1mol·L－1盐酸滴定20mL0.1mol·L－1氨水

B．图②表示常温下，等量锌粉分别与两份足量的等体积等浓度的盐酸反应

C．图③表示向CaCl2和盐酸的混合溶液中通入CO2

D．图④表示向醋酸溶液中滴入氨水

【答案】D

【解析】25℃时，0.1mol·L－1氨水的pH小于13，A错误；图②忽视了参加置换反应的锌，导致生成气体的量会减小，B错误；向CaCl2溶液中通入CO2不会产生沉淀，C项错误；醋酸是弱电解质，一水合氨是弱电解质，二者反应生成的醋酸铵是强电解质，故其导电能力变化符合图④，D正确。

4.（2014·浙江高考·12）氯在饮用水处理中常用作杀菌剂,且HClO的杀菌能力比ClO-强。

25℃时氯气-氯水体系中存在以下平衡关系:

Cl2（g）

Cl2（aq）K1=10-1.2

Cl2（aq）+H2O

HClO+H++Cl-K2=10-3.4

HClO

H++ClO-Ka=?

其中Cl2（aq）、HClO和ClO-分别在三者中所占分数（α）随pH变化的关系如图所示。

下列表述正确的是

A．Cl2（g）+H2O

2H++ClO-+Cl-K=10-10.9

B．在氯处理水体系中,c（HClO）+c（ClO-）=c（H+）-c（OH-）

C．用氯处理饮用水时,pH=7.5时杀菌效果比pH=6.5时差

D．氯处理饮用水时,在夏季的杀菌效果比在冬季好

【答案】C

【解析】pH=7.5时c（ClO-）=c（HClO）,则Ka=[c（H+）·c（ClO-）]/c（HClO）=10-7.5,将已知三个化学方程式相加得Cl2（g）+H2O

2H++ClO-+Cl-,则K=K1·K2·Ka=10-1.2·10-3.4·10-7.5=10-12.1,A错误;根据电荷守恒有c（ClO-）+c（OH-）+c（Cl-）=c（H+）,可得c（H+）-c（OH-）=c（ClO-）+c（Cl-）,又因c（Cl-）>c（HClO）,故B错误;pH=7.5时比pH=6.5时c（HClO）小,杀菌效果差,C正确;温度高HClO会分解,杀菌效果变差,D错误。

5.（2014·福建省厦门市期末）下表是某铬酸（H2CrO4）溶液中离子浓度（mol·L－1）与pH的关系，下列说法不正确的是

c（CrO42－）

c（HCrO4－）

c（Cr2O72-）

c（H2CrO4）

0．0003

0．1040

0．4480

0．0319

0．0999

0．4370

0．2745

0．0860

0．3195

0．9960

0．0031

0．0004

A．铬酸的第一步电离是完全电离B．铬酸的第二步电离是部分电离，且存在两种电离方式

C．pH越大，电离出的CrO42－浓度越大

D．当电离达到平衡时，2v逆（Cr2O72-）＝v正（HCrO4－）

【答案】D

【解析】分析表中的数据可知，不同pH时，c（H2CrO4）始终为0，说明H2CrO4的第一步电离是完全电离，A项正确；溶液中除含有HCrO4－、CrO42－外，还含有c（Cr2O72-），说明HCrO4－的电离存在两种电离方式：

HCrO4－

H＋＋CrO42－，2HCrO4－

Cr2O72-＋H2O，B项正确；观察表中数据可知，pH越大，c（CrO42－）越大，C项正确；分析表中不同pH时的c（HCrO4－）和c（Cr2O72-）的浓度变化可知，D项错误。

6.已知碳酸、亚硫酸、次氯酸的平衡常数如下表：

H2CO3

H2SO3

HClO

K1＝4．30×10－7

K1＝1．54×10－2

K＝2．95×10－8

K2＝5．61×10－11

K2＝1．02×10－7

下列反应的离子方程式书写正确的是A．NaClO溶液中通少量CO2：

2ClO－＋CO2＋H2O===2HClO＋CO32

B．Na2CO3溶液中通少量SO2：

2CO32＋SO2＋H2O===2HCO3-＋SO32

C．NaHCO3溶液中通少量SO2：

2HCO3-＋SO2===2CO2＋SO32＋H2O

D．NaClO溶液中通少量SO2：

2ClO－＋SO2＋H2O===2HClO＋SO32

【答案】B

【解析】由平衡常数推知酸性的强弱顺序为：

H2SO3＞H2CO3＞HSO3-＞HClO＞HCO3-。

A项应该生成HCO3-，C项应该生成HSO3-，D项ClO－有强氧化性，SO2有还原性，应发生氧化还原反应生成SO42－，故A、C、D项

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第十八章 弱电解质的电离 水的电离和溶液酸碱性.docx

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