水溶液电离平衡知识点讲解及例题解析Word格式.docx
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⑴电离平衡的含义
在一定条件(如温度、浓度)下,弱电解质分子电离成离子的速率与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。
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。
⑵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。
2、影响电离平衡的因素
⑴浓度:
越稀越电离
在醋酸的电离平衡CH3COOH
CH3COO-+H+
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
加入少量冰醋酸,平衡向右移动,c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)增大,但电离程度变小
⑵温度:
T越高,电离程度越大
⑶同离子效应
加入与弱电解质具有相同离子的电解质时,使电离平衡向逆反应方向移动。
⑷化学反应
加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时,可使平衡向电离方向移动。
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:
平衡移动
-
+
电离程
c(Ac)
c(OH)
c(H)/
导电能力
方向
c(H)
n(H
)
c(HAc)
度
加水稀释
向右
减小
增多
减弱
增大
加冰醋酸
增强
升高温度
加NaOH(s)
减少
加
向左
H2SO4(浓)
加醋酸铵
(s)
加金属Mg
CaCO3(s)
例1:
(南昌测试题)在CH
3
+的电离平衡中,要使电离平衡右移,且氢
COOH
CHCOO+H
离子浓度增大,应采取的措施是(
)。
A.加NaOH(s)
B.加浓盐酸
C.加水
D.加热
例2:
(全国高考题)用水稀释0.1mol/L氨水时,溶液中随着水量的增加而减小的是(
A.c(OH-)/c(NH3·
H2O)
B.c(NH3·
H2O)/c(OH-)
C.c(OH-)
D.n(OH-)
3、电离方程式的书写
⑴强电解质用=,弱电解质用
⑵多元弱酸分步电离,多元弱碱一步到位。
H2CO3H++HCO3
-,HCO
H++CO3
2-,以第一步电离为主。
⑶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。
NaHCO3=Na++HCO3
-,HCO3
2-
⑷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
2—
溶于水时:
NaHSO4=Na
+H
+SO4
例3:
在一定温度下,无水醋酸加水稀释的过程中,溶液的导电能力
I随加入水的体积
V变化
的曲线如图所示。
请回答:
(1)“O点”导电能力为0的理由是_________________。
(2)a、b、c三点处,溶液的c(H+)由小到大的顺序为___________。
(3)a、b、c三点处,电离程度最大的是____________。
(4)若要使c点溶液中c(Ac-)增大,溶液c(H+)减小,可采取的措施是:
①
,②
,③
。
三、水的电离及溶液的
1、水的电离
⑴电离平衡和电离程度
水是极弱的电解质,能微弱电离
H2O+H2O
H3O++OH-,通常简写为H2O
H++OH-;
ΔH>
25℃时,纯水中
-7
c(H)=c(OH)=1
×
10mol/L
⑵影响水的电离平衡的因素
①温度:
温度越高电离程度越大
)同时增大,KW增大,但
c(H
)和c(OH
和c(OH)始终保持相等,仍显中性。
纯水由25℃升到
100℃,c(H+)和c(OH-)从1×
10-7mol/L
增大到1×
10-6mol/L(pH变为6)。
②酸、碱
向纯水中加酸、碱平衡向左移动,水的电离程度变小,但
KW不变。
③加入易水解的盐
由于盐的离子结合
H+或OH-而促进水的电离,使水的电离程度增大。
温度不变时,
KW
不变。
练习:
影响水的电离平衡的因素可归纳如下:
H2O
变化
平衡移
电离
条件
动方向
程度
加热
降温
加酸
加碱
加能结合
H+的物质
H++OH-
c(H+)与c(OH-)
溶液的
离子积
的相对大小
酸碱性
c(H+)=c(OH-)
中性
酸性
不变
c(H)>
c(H+)<
c(OH-)
碱性
c(H+)>
OH-
的物质
⑶水的离子积
在一定温度时,c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数,称为水的离子积常数,简称水的离子积。
KW=c(H+)·
c(OH-),25℃时,KW=1×
10-14(无单位)。
①KW只受温度影响,水的电离吸热过程,温度升高,水的电离程度增大,KW增大。
25℃时KW=1×
10-14,100℃时KW约为1×
10-12。
②水的离子积不仅适用于纯水,也适用于其他稀溶液。
不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液,只要温度不变,KW就不变。
⑷水电离的离子浓度计算
在25°
C时,浓度为
1×
10-5mol/L的NaOH溶液中,由水电离产生的
C(OH-)是多少?
酸:
C(OH—)溶液=C(OH—)水
碱:
C(H+)溶液=C(H+)水
盐:
酸性C(H+)溶液=C(H+)水
C(OH—)溶液=C(OH—)水
c(H+)=1×
10-12mol/L,则该溶液的pH
(西安测试题)在25℃时,某溶液中,由水电离出的
可能是(
A.12
B.7
C.6
D.2
常温某无色溶液中,由水的电离产生的
C(H+)=1×
10-12mol/l,则下列肯定能共存的离子
组是
A、Cu2+
NO3
SO4
Fe3+
B、Cl-
S2-
Na+
K+
C、SO32-
NH4+
K+
Mg2+
D、Cl-
NO3-
SO42-
例4:
C时,pH=5的HCl和NH4Cl溶液中,水电离出的
c(H+)比值是:
....
2、溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中的
c(H+)与c(OH-)的相对大小。
在常温下,中性溶液:
c(H+)=c(OH-)=1×
10-7mol/L;
酸性溶液:
c(H+)>
c(OH-),c(H+)>
1×
10-7mol/L;
碱性溶液:
c(H+)<
c(OH-),c(H+)<
10-7-mol/L。
思考:
c(H+)>
10
mol/L(pH<
7)的溶液是否一定成酸性?
3、溶液的pH
⑴表示方法
pH=-lgc(H
-pH
)=10
pOH=-lgc(OH-)
c(OH-)=10-pOH
常温下,pH+pOH=-lgc(H+)-lgc(OH-)=-lgc(H+)·
c(OH-)=14。
⑵溶液的酸碱性与
pH的关系(常温时)
①中性溶液:
c(H+)=c(OH-)=1×
10-7mol·
L-1,pH=7。
②酸性溶液:
c(H+)>
L-1>
c(OH-),pH<
7,酸性越强,pH越小。
③碱性溶液:
c(H+)<
c(OH-),pH>
7,碱性越强,pH越大。
1、甲溶液的pH是乙溶液的
2倍,则两者的
c(H+)是什么关系?
2、pH<
7的溶液是否一定成酸性?
(注意:
pH=0的溶液c(H+)=1mol/L。
⑶pH的适用范围
c(H+)的大小范围为:
1.0×
10-14mol·
L-1<
c(H+)<
1mol·
L-1。
即pH
范围通常是
0~14。
当c(H
-1或c(OH
-1
时,用物质的量浓度直接表示更方便。
)≥1mol·
L
)≥
⑷溶液pH的测定方法
①酸碱指示剂法:
只能测出pH的范围,一般不能准确测定
pH。
指示剂
甲基橙
石蕊
酚酞
变色范围pH
3.1~4.4
5.0~8.0
8.2~10.0
溶液颜色
红→橙→黄
红→紫→蓝
无色→浅红→红
②pH试纸法:
粗略测定溶液的pH。
pH试纸的使用方法:
取一小块pH试纸放在玻璃片(或表面皿)上,用洁净的玻璃棒蘸取待
测液滴在试纸的中部,随即
(30s内)与标准比色卡比色对照,确定溶液的
测定溶液pH时,pH试剂不能用蒸馏水润湿
(否则相当于将溶液稀释,使非中性溶液的
测定产生误差);
不能将pH试纸伸入待测试液中
,以免污染试剂。
标准比色卡的颜色按pH从小到大依次是:
红
(酸性),蓝(碱性)。
③pH计法:
精确测定溶液pH。
4、有关pH的计算
基本原则:
一看常温,二看强弱(无强无弱,无法判断)
,三看浓度(pHorc)
酸性先算c(H+),碱性先算c(OH—)
⑴单一溶液的pH计算
①由强酸强碱浓度求
②已知pH求强酸强碱浓度
例5:
同浓度同体积的HCl、H2
4、HAc中c(H+
)、中和NaOH量及与Zn反应快慢和
H
2产量
SO
比较?
同pH同体积的HCl、H2SO4、HAc中c(H+)、中和NaOH量及与Zn反应快慢和H2
产量比较?
⑵加水稀释计算
①强酸pH=a,加水稀释
n
倍,则pH=a+n
②弱酸pH=a,加水稀释
10n倍,则pH<
a+n。
③强碱pH=b,加水稀释
10n倍,则pH=b-n。
④弱碱pH=b,加水稀释
10n倍,则pH>
b-n。
⑤酸、碱溶液无限稀释时,
pH只能约等于或接近于7,酸的pH不能大于7,碱的pH不能
小于7。
⑥对于浓度(或pH)相同的强酸和弱酸,稀释相同倍数,强酸的
pH变化幅度大。
例6:
PH=2的两种一元酸
HX,HY各1ml,分别加水稀释至
100ml,其PH值分别变为a,b,且a>
b,
则下列说法不正确的是
A.酸的相对强弱是:
HX>
HY
B.相同温度,相同浓度的NaX,NaY溶液,其PH值前者大。
C.与足量锌粉反应产生氢气的体积在相同条件下
HY比HX多。
D.若a=4,则为HX强酸,HY为弱酸。
⑶酸碱混合计算
①两种强酸混合
c(H)1V1
c(H)2V2
c(H+)混=
V1
V2
②两种强碱混合
c(OH-)混=c(OH)1V1
c(OH)2V2
③酸碱混合,一者过量时
|c(H)酸V酸
c(OH)碱V碱|
c(OH-)混或c(H+)
混=
V酸
V碱
若酸过量,则求出
c(H+),再得出pH;
若碱适量,则先求
c(OH-),再由KW得出c(H+),进而求得
pH,或由c(OH-)得出pOH
再得pH。
例7:
把pH=13的NaOH溶液与pH=2的硫酸溶液混合后,所得溶液的
pH=11,则NaOH溶液
和硫酸溶液的体积之比为?
例8:
25℃时,将某强酸和某强碱溶液按1∶10的体积比混合后溶液恰好中性,则混合前此强酸与强碱溶液的pH之和是
A.12
B.13
C.14
D.15
四、盐的水解
1、盐的分类
⑴按组成分:
正盐、酸式盐和碱式盐。
⑵按生成盐的酸和碱的强弱分:
强酸强碱盐(如Na2SO4、NaCl)、弱酸弱碱盐(如NH4HCO3)、
强酸弱碱盐(如NH4Cl)、强碱弱酸盐(如CH3COONa)。
⑶按溶解性分:
易溶性盐(如Na2CO3)、微溶性盐(如CaSO4)和难溶性盐(如BaSO4)。
2、盐类水解的定义和实质
⑴定义
盐电离出的一种或多种离子跟水电离出的
H+或OH-结合生成弱电解质的反应,
叫做盐类的
水解。
⑵实质
盐电离出的离子(弱碱阳离子或弱酸根阴离子
)跟水电离出的OH-或H+结合生成弱电解质(弱
碱或弱酸)并建立电离平衡,从而促进水的电离。
⑶盐类水解的特点
①可逆的,其逆反应是中和反应;
②微弱的;
③动态的,水解达到平衡时v(水解)=v(中
和)≠0;
④吸热的,因中和反应是放热反应,故其逆反应是吸热反应。
3、盐类水解的规律
⑴有弱才水解:
含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐才发生水解。
⑵无弱不水解:
不含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐即强酸强碱盐不水解。
⑶谁弱谁水解:
发生水解的是弱酸根阴离子和弱碱阳离子。
⑷谁强显谁性:
弱酸弱碱盐看水解生成的酸和碱的强弱。
⑸越弱越水解:
弱酸根阴离子所对应的酸越弱,则越容易水解,水解程度越大。
若酸性HA>
HB>
HC,则相同浓度的
NaA、NaB、NaC溶液的碱性逐渐增强,
pH逐渐增
大。
CO3
2-和HCO3
-所对应的弱酸分别是
HCO3-
和H2CO3,HCO3
-比H2CO3的电离程度小得多,
相同浓度时Na2CO3溶液的pH比NaHCO3的大。
⑹都弱双水解:
当溶液中同时存在弱酸根阴离子和弱碱阳离子时,离子水解所生成的
OH-和
H+相互结合生成水而使其水解相互促进,称为“双水解”。
①NH4+与S2-、HCO3-、CO32-、CH3COO-等虽然相互促进,水解程度仍然很小,离子间能大量共存。
②彻底双水解离子间不能大量共存。
Al3+与S2—、HS—、AlO2—、CO32—、HCO3—
3+
—
Fe与AlO
2
、CO3
、HCO3
NH4
+与AlO2
—、SiO3
如:
2Al3+2-
+6H2O=2Al(OH)
↓+3HS↑
+3S
=Al(OH)3↓+3CO2↑(泡沫灭火器原理)
Al+3HCO
③特殊情况下的反应
FeCl3和Na2S溶液发生氧化还原反应
2+
、S)
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- 水溶液 电离 平衡 知识点 讲解 例题 解析