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一甲，乙两杯醋酸稀溶液，甲的PH＝a，乙的PH＝a＋1，对下列判断正确的是＿＿

（1）甲中由水电离出的H＋的物质的量浓度是乙的1／10

（2）物质的量浓度C（甲）＝10C（乙）

（3）中和等物质量的NaOH溶液需甲乙两种酸的体积10V（甲）＞V（乙）

（4）甲中的C（OH－）为乙中C（OH－）的10倍这道题好难，请帮我详细的分析一下

解1.醋酸中H+主要是由醋酸HAc电离得到：

HAc=可逆=（H+）+（Ac-）。

由于溶液中，有[H+][OH-]=10^（-14）,甲的PH＝a，则甲的[H+]=10^（-a）,[OH-]=10^（a-14）；乙的PH＝a＋1,则乙的[H+]=10^（-a-1）,[OH-]=10^（a-13）。

酸电离，同时抑制水的电离，溶液中的OH-都是由水电离的，且水电离的H+和OH-相同，因此水电离的[H+]：

甲为10^（a-14），乙为10^（a-13）。

甲是乙的1/10。

∴1正确

2.若是强酸，完全电离，则若甲的PH＝a，乙的PH＝a＋1，那么C（甲）＝10C（乙）；由于醋酸是弱酸，只有部分电离，且浓度影响醋酸电离度，则一定没有以上关系。

甲的PH较大，说明甲醋酸溶液浓度较大，那么甲溶液电离度应该较小，因此C（甲）>10C（乙）。

∴2错误。

3.根据2中的分析，醋酸的含量：

甲>10乙，因此要中和两种酸，需要10V（甲）＞V（乙）。

∴3正确。

4.根据1中分析：

OH-都是由水电离的，甲中的[OH-]=10^（a-14）,乙中的[OH-]=10^（a-13），因此可知甲中的[OH-]应该为乙中的[OH-]的1/10。

∴4错误。

答案：

1、3

二比较溶液中各离子浓度的题该怎么做啊

判断电解质溶液中离子浓度大小的关系，是中学化学学习的难点，也是高考经常涉及的问题。

想熟练掌握此类型题目，主要把握：

两个“规律”和三个“守恒”。

1、两个规律：

多元弱酸电离规律。

根据多元弱酸分步电离分析：

H3PO4溶液中

c（H+）>c（H2PO4-）>c（HPO42-）>c（PO43-）和c（H+）>3（PO42-）

盐类的水解规律。

谁弱谁水解，谁强显谁性。

如NH4Cl:

c（Cl-）>c（NH4+）>c（H+）>c（OH-）

越弱越水解，双弱双水解。

如同温度同浓度的NH4Cl和NH4HCO3，前者的NH4+的浓度大于后者。

多元要分步，程度依次减。

如Na2CO3中,c（Na+）>c（CO32-）>c（OH-）>c（HCO3-）

显酸酸抑制，显碱碱抑制。

同温度同浓度NH4Cl和NH4HSO4，前者NH4+浓度大于后者。

2、三个守恒

电荷守恒。

电解质溶液中，无论存在多少离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。

如Na2CO3中,c（Na+）+c（H+）=2c（CO32-）+c（HCO3-）+c（OH-）

物料守恒。

电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，使离子或分子种类增多，但某些关键性的原子总是守恒的。

c（Na+）=2c（CO32-）+2c（HCO3-）+2c（H2CO3）

质子守恒。

任何溶液，水电离的H+和OH-的物质的量相等。

c（OH-）=c（H+）+c（HCO3-）+c（H2CO3）

也可由上述两守恒关系推出。

三醋酸溶液中加入NaAC，为什么电离平衡向左移动，而HAC,AC离子,H离子的物质的量浓度，还有PH值又是如何变化的，为什么，我有答案，但不知道解释，请帮忙解释一下行么？

首先，没加之前，醋酸的电离：

HAc==H离子+Ac离子

加醋酸钠后，醋酸离子是不是多勒？

所以平衡向左移动去咯

既然向左移动的话，那氢离子就减少咯，生成HAC咯，所以HAC就多咯，而加入了大量的醋酸钠，AC离子大量增多，向左移动远远减弱不了，AC离子就多了，既然氢离子减少，PH就升高咯。

总的来说，HAC，AC离子增多H离子减少PH升高

四氨水中加入氯化铵，为什么电离平衡向左移动，而NH4离子,OH离子的物质的量浓度，还有NH4个数,又是如何变化的？

氨水作为一种弱碱，少量电离出铵根和氢氧根，加入氯化铵，氯化铵是盐，是强电解质，完全电离出氯离子和铵根，根据勒夏特列原理，铵根增多，氨水电离平衡向逆移动，弱碱电离是微弱的，氯化铵是盐，是强电解质，铵根离子浓度，个数都增加，氢氧根浓度降低。

五弱电解质的电离度是指当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液中已电离的电解质分子数占原来总分子数的百分数。

常温下，某一元弱酸HA的电离度为a，溶液的Ph=1-lga，则该HA溶液的物质的量浓度为

A．0．1mol/LB．0．2mol/LC．0．01mol/LD．0．02mol/L（答案A）

设HA溶液的物质的量浓度为C，已经电离的HA为X

HAH+＋A-

C-----X----X电离度a＝X/C溶液中的H＋浓度X＝ac

PH=-lg（ac）=-lga-lgc与Ph=1-lga比较得到，-lgC=1,C=0.1A．0．1mol/L是正确的。

六弱电解质的电离平衡常数不随电解质溶液的初始浓度变化而变化……

如何理解“弱电解质的电离平衡常数不随电解质溶液的初始浓度变化而变化，但弱电解质的电离度与弱电解质溶液的浓度有关。

”这句话？

关于“弱电解质的电离平衡常数不随电解质溶液的初始浓度变化而变化”，解释如下：

AB==可逆==A++B-

则，K（电离）=[A+]·[B-]/[AB]

式中[A+]、[B-]、[AB]分别表示A+、B-和AB在电离平衡时的物质的量浓度。

电离平衡常数的大小反映弱电解质的电离程度，不同温度时有不同的电离常数。

但电离平衡常数不受浓度的影响。

而“弱电解质的电离度与弱电解质溶液的浓度有关”这句话更好理解，你只要记住“越稀释越电离”就好了。

因为加水后，溶液中电离出的离子浓度降低，这些离子相遇的概率降低，也就是结合成电解质分子的概率降低，所以逆反应速率降低，平衡就向电离方向移动了。

 13

回答者

浓度对弱电解质的电离平衡的影响

很典型的一道,就是

醋酸的电解平衡中,如加同浓度的醋酸,平衡为什么不移动?

PH为什么不变?

还有,为什么在一水合氨的电离平衡中加NH3平衡向逆反应方向移动?

可否从多角度回答?

问题补充：

加溶质使平衡向逆反应方向移动,那么如加不等量的醋酸为什么平衡还向正反应反向移动?

影响电离平衡的直接因素就是温度和浓度，其他因素如体积、压强等只要不影响温度和浓度变化，电离平衡仍然是不变的。

向醋酸溶液中加入同浓度的醋酸后，浓度不变，温度也不变，因此电离平衡不改变，氢离子浓度自然也不变，PH值就不变。

NH3·H2O=可逆=（NH4+）+OH-,加入NH3后，与水反应生成NH3·H2O，增大反应物浓度，平衡向正反应方向移动。

为什么加水稀释,电离平衡向电离方向移动,但对浓溶液或纯电解质加水溶解并稀释,其离子浓度又会不同

1.为什么加水稀释,电离平衡向电离方向移动呢？

因为在水中的电离水实际上是

参与电离的物质，电解质是在水分子的作用下离解的，离解后形成水合离子。

也

就是说水充当了反应物的角色，加水稀释实际上就是增加了反应物浓度。

所以平

衡向电离方向移动。

也可以从离子运动的角度来理解：

加水后，溶液中电离出的离子浓度降低，这些

离子相遇的概率降低，也就是结合成电解质分子的概率降低，所以逆反应速率降

低，平衡就向电离方向移动了。

2.如果溶质没有电离完或者没有电离（就是你所谓的浓溶液和纯电解质）

加水就是促进溶解电离的过程，如果没有电离完，可以视为饱和溶液还有溶质，

加水使没溶解的溶质再溶解，，直到溶质溶解完，才开始变稀；

如果是纯电解质，加水才开始电离，原来可以视为没有离子。

所以离子浓度从小

变大，直到达到电离平衡为止。

而且，电离平衡向电离方向移动，但离子浓度却在变小。

化学关于弱电解质的电离平衡

比较溶液中各离子浓度的题该怎么做啊

判断电解质溶液中离子浓度大小的关系，是中学化学学习的难点，也是高考经常涉及的问题。

想熟练掌握此类型题目，主要把握：

两个“规律”和三个“守恒”。

1、两个规律：

多元弱酸电离规律。

根据多元弱酸分步电离分析：

H3PO4溶液中

c（H+）>c（H2PO4-）>c（HPO42-）>c（PO43-）

和c（H+）>3（PO42-）

盐类的水解规律。

谁弱谁水解，谁强显谁性。

如NH4Cl:

c（Cl-）>c（NH4+）>c（H+）>c（OH-）

越弱越水解，双弱双水解。

如同温度同浓度的NH4Cl和NH4HCO3，前者的NH4+的浓度大于后者。

多元要分步，程度依次减。

如Na2CO3中,c（Na+）>c（CO32-）>c（OH-）>c（HCO3-）

显酸酸抑制，显碱碱抑制。

同温度同浓度NH4Cl和NH4HSO4，前者NH4+浓度大于后者。

2、三个守恒

电荷守恒。

电解质溶液中，无论存在多少离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。

如Na2CO3中,c（Na+）+c（H+）=2c（CO32-）+c（HCO3-）+c（OH-）

物料守恒。

电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，使离子或分子种类增多，但某些关键性的原子总是守恒的。

c（Na+）=2c（CO32-）+2c（HCO3-）+2c（H2CO3）

质子守恒。

任何溶液，水电离的H+和OH-的物质的量相等。

c（OH-）=c（H+）+c（HCO3-）+c（H2CO3）

也可由上述两守恒关系推出。

水解

hydrolysis

物质与水发生的复分解反应。

通常指盐类的水解反应，盐溶于水时，盐的离子与水电离出来的H+或OH-作用，生成弱酸或弱碱，引起水的电离平衡发生移动，改变了溶液中H+和OH-的相对浓度，所以溶液就不再是中性了。

由弱酸根或弱碱离子组成的盐类的水解倾向比较强烈，例如弱酸盐乙酸钠与水中的H+结合成弱酸，使溶液呈碱性：

NaAc+H2OHAc+NaOH

弱碱盐氯化铵与水中的OH-结合成弱碱，使溶液呈酸性：

NH4Cl+H2ONH3·H2O+HCl

酯、多糖、蛋白质与水的作用也称水解：

CH3COOC2H5+H2OCH3COOH+C2H5OH

电离：

电离，或称电离作用，是指在具有高介电常数的溶剂（如水）中或在能量作用下，原子、分子形成离子的过程。

例如：

在水溶液中，由于水分子的作用，HCl全部离解成H+和Cl-

在水溶液中，由于水分子的作用，CH3COOH部分离解成H+和CH3COO-

在光照或高能射线辐射下，气态原子、分子失去电子变成离子

当前位置>>第四章电离平衡和酸碱理论

第四章电离平衡和酸碱理论

§本章摘要§1.强电解质的电离

问题的提出德拜-休克尔理论

2.弱电解质的电离平衡

水的电离平衡弱酸和弱减的电离平衡缓冲溶液盐效应酸碱指示剂

3.盐类的水解

水解的概念水解平衡的计算影响水解平衡的因素

4.酸碱理论的发展

酸碱的质子理论（Bronsted理论）酸碱的电子理论（Lewis理论）

§2.弱电解质的电离平衡

一.水的电离平衡

1.水的离子积常数

式中的K称为水的离子积常数，经常用Kw表示。

Kw是标准平衡常数，式中的浓度都是相对浓度。

由于本章中使用标准浓度极其频繁，故省略除以的写法。

要注意它的实际意义。

H2O=H++OH-H>0吸热反应。

温度升高时，K值变大。

温度/K273295373

Kw0.131.074

在溶液中，只要有H2O,H+,OH-三者共存，之间就存在如下的数量关系：

[H+][OH-]=Kw不论溶液是酸性，碱性，还是中性。

常温下，[H+]=，表示中性。

因为这时:

Kw=1.0

非常温时，溶液的中性只能是指:

[H+]=[OH-]2pH值和pOH值

pH表示-lg[H+]

pOH表示-lg[OH-]

因为[H+][OH-]=1.0

所以pH+pOH=14

pH和pOH一般的取值范围是1-14,但也有时超出,

如[H+]=10,则pH=-1

二弱酸和弱减的电离平衡

1电离平衡常数

将醋酸的分子式简写成HAc,用Ac-代表醋酸根,则醋酸的电离平衡可以表示成:

HAc=H++Ac-

用表示酸式电离的电离平衡常数，经常简写作。

且:

氨水NH3·H2O是典型的弱碱，用（简写成）表示碱式电离常数，则有:

NH3·H2O=NH4++OH-

以H2S为例，讨论二元弱酸的分步电离平衡，

第一步H2S=H++HS-

第二步HS-=H++

第一步和第二步的两个方程式相加，得:

H2S=2H++

平衡常数表示处于平衡状态的几种物质的浓度关系，确切地说是活度的关系。

但是在我们的计算中，近似地认为活度系数f=1，即用浓度代替活度。

的大小可以表示弱酸和弱碱的离解程度，K的值越大，则弱酸和弱碱的电离程度越大。

2关于电离平衡的计算

例1.已知HF的Ka=6.6。

求0.01的HF溶液的[H+]。

不能近似计算

解得x=2.26[H+]=2.26若近似计算x=2.57相对误差为14%,过大。

例2.求0.10的HAc的[H+],pH值和电离度。

解：

将平衡浓度代入平衡常数的表达式中:

电离度很小，电离掉的HAc也很少。

这一点从K=1.8就已经很清楚了。

起始浓度用C0表示，C0=0.10,已解离部分为x=1.33,C0>>x,可以近似地有C0-xC0,0.10-x0.10.利用这种近似，可以简化计算，避免用公式法解一元二次方程。

则有:

误差很小。

近似计算要有条件，以保证误差小。

当

可以近似计算。

若不满足条件而进行近似计算，误差就会很大。

例3求0.05H2S溶液的[H+],[HS-]和[],已知K1=1.3,K2=7.1

分析:

H2S的K1是K2的倍，由第二步电离出的H+极少。

其余的二元弱酸，如H2CO3,H2C2O4也是这样。

这是由于两个方面的原因造成的。

首先，H2S中电离出的H+要克服HS-的吸引，而从HS-中电离出的H+要克服的吸引，故后者更难。

其次，从平衡的角度看问题，第一步电离出的H+,使第二步的电离平衡左移。

结论是，二元弱酸的[H+]由第一步电离决定。

值得注意的是，

1）二元弱酸的酸根的浓度等于K2，

2）在同一溶液中，同一种离子只能有一个浓度。

第二步电离出的[H+]与[]一定相等，但计算过程中任何一个[H+]都不表示第二步的[H+]。

[]的又一种求法：

H2S=2H++

三缓冲溶液

1同离子效应

HAc=H++Ac-达到平衡，向溶液中加入固体NaAc，强电解质完全电离:

NaAc=Na++Ac-

由于Ac-的引入，破坏了已建立的弱电解质的电离平衡.

HAc=H++Ac-

Ac-增多,使平衡左移，使HAc的电离度减小。

定义:

在弱电解质的溶液中，加入与其具有相同离子的强电解质，从而使电离平衡左移，降低弱电解质的电离度。

这种现象称为同离子效应。

例4已知=1.8,计算0.10的NH3·H2O的[OH-]；若向其中加入固体NH4Cl,使[NH4+]的浓度达到0.20,求[OH-]。

[OH-]=9.0,[OH-]明显降低，%电离度也明显降低。

2缓冲溶液的概念

某化学反应:

要求在pH=7的条件下进行（6-8亦可）.现在1的水溶液中，拟将0.01mol的转化成MY。

实际上，当反应进行5%时，即产生1.0mol的，使溶液的pH=3,早已破坏了反应条件。

如何控制反应体系的pH值，以满足反应的条件呢？

人们研究出一种能够抵抗外来少量酸碱的影响和较多水的稀释的影响，保持体系pH值变化不大的溶液，我们称之为缓冲溶液。

若向1pH=7的水中，加入酸碱，则:

0.010molHClpH=2

0.010molNaOHpH=12

若向1的[HCN]=0.10+[NaCN]=0.10溶液中（pH=9.40）,加入酸碱，则加入:

0.010molHClpH=9.31

0.010molNaOHpH=9.49

而用水稀释，体积扩大10倍时，pH基本不变。

可以认为0.10HCN和0.10NaCN的混合溶液，是一种缓冲溶液，可以维持体系的pH值为9.40左右。

3缓冲作用原理

[HCN]=0.10+[NaCN]=0.10的HCN和NaCN的混合溶液，为什么具有缓冲作用呢？

由于Ka=4.0,加上同离子效应，故HCN极少解离，可以认为[HCN]=0.10

当[HCN]=[CN-]=0.10时,[H+]=Ka=4.0,pH=9.40

外来少量H+时,与之结合生成HCN,于是[HCN]略增,[]略减;外来少量OH-时,HCN与之反应生成,于是[HCN]略减,[]略增;但当H+或OH-很少时,总会近似有:

[HCN]=[]=0.10,故pH值变化不大。

用水稀释，使体积扩大10倍时，仍会近似有[HCN]=[],故pH值变化亦不大。

HCN-其中一个可以抵抗H+,另一个可以抵抗OH-,我们称其为缓冲对。

若外来的H+或OH-的量很大时，[HCN]和[CN-]将发生很大的变化，不再近似相等。

这时，pH值的变化就会大了。

若稀释到Co/Ka<400,不能近似计算时，pH值的变化也会很大。

故缓冲对的浓度大时，缓冲能力强，我们说它的缓冲容量大。

下面是缓冲对的一些例子:

4缓冲溶液的计算

例51溶液中，[HCN]=0.10，

[NaCN]=0.10，组成缓冲溶液，求其[H+]和pH值。

当分别向其中加入0.01mol盐酸和氢氧化钠时，pH值各变成多少。

已知HCN的Ka=4.0,且忽略体积的微小变化。

※加入0.01mol盐酸,即引入0.01molH+，最大的变化为

[]=0.10-0.01=0.09,[HCN]=0.10+0.01=0.11

pH=9.31

※加入0.01mol氢氧化钠,即引入0.01molOH-，最大的变化为:

[HCN]=0.10-0.01=0.09,[]=0.10+0.01=0.11

同理可得[H+]=3.27,pH=9.49

对式

（1）取负对数:

（2）

可见缓冲溶液的pH值，由两项决定：

电离常数Ka和缓冲对中的

※为了保证缓冲能力的均衡，缓冲对中两种物质的浓度要接近为好。

一般应在1/10-10/1之间。

这时有这一pH值范围，称为缓冲范围。

当然时最好。

※式

（2）是以弱酸为基础的，以弱碱为基础的公式应为:

例6拟配制pH=7的缓冲溶液，如何从下列信息中选择缓冲对？

配比应如何？

解：

可以使NaH2PO4和Na2HPO4的摩尔比为1.62，注意两者的浓度皆不宜太小，以保证缓冲容量。

四盐效应

在NH3·H2O中加入与其没有共同离子的KCl,对NH3·H2O的电离度是否会有影响呢？

实验结果表明，电离度增大。

为什么？

例7向0.10的NH3·H2O中加入KCl，使KCl的浓度达到0.2，求[OH-]和电离度。

已知Kb=1.8

解：

KCl的加入，使溶液中的离子浓度增大，离子氛的作用加强，活度系数f变小。

KCl的浓度达到0.2时，f=0.7.NH3·H2O=NH4++OH-用活度表示平衡常数：

.

若不考虑活度系数，或认为f=1,则[OH-]=1.34,=1.34%

若考虑活度系数，则:

在此，[OH-]=1.9,说明已经解离了这些,才使得活度为1.34,故=1.9%。

加入KCl，使电离度增大，这种作用称为盐效应。

关于盐效应，要注意以下问题：

1）盐效应的影响不大；2）有同离子效应存在时，不必考虑盐效应；3）不要求计算，只要求会讨论问题。

五酸碱指示剂

1指示剂的变色原理

能通过颜色变化指示溶液的酸碱性的物质，如石蕊，酚酞，甲基橙等，称为酸碱指示剂。

酸碱指示剂一般是弱的有机酸。

现以甲基橙为例，说明指示剂的变色原理。

甲基橙的电离平衡表示如下：

分子态HIn显红色，而酸根离子In-显黄色。

当体系中H+的浓度大时，平衡左移，以分子态形式居多时，显红色；当体系中OH-的浓度大时，平衡右移，以离子态形式居多时，显黄色。

究竟pH=?

时，指示剂的颜色发生变化，则与弱酸HIn的电离平衡常数Ka的大小有关。

2变色点和变色范围

仍以甲基橙为例，HIn=In-+H+Ka=4当[In-]=[HIn]时，[H+]=pKa=4,pH=pKa=3.4，显橙色，介于红色和黄色之间。

当pH<3.4,HIn占优势时，红色成分大；

当pH>3.4,In-占优势时，黄色成分大；

故pH=pKa称为指示剂的理论变色点。

甲基橙的理论变色点为pH=3.4,酚酞的理论变色点为pH=9.1。

距离理论变色点很近时，显色并不明显，因为一种物质的优势还不够大。

当[HIn]=10[In-]时，显红色，当[In-]=10[HIn]时，显黄色。

这时有关系式pH=pKa1,这是指示剂的变色范围。

各种颜色互相掩盖的能力并不相同。

红色易显色，对甲基橙，当[HIn]=2[In-]时，即可显红色；而当[In-]=10[HIn]时，才显黄色。

故甲基橙的实际变色范围为pH值在3.1和4.4之间。

酚酞8.0-10.0。

选用指示剂时，可以从手册中查找其变色点和实际变色范围。

比较溶液中各离子浓度的题该怎么做啊

判断电解质溶液中离子浓度大小