高一化學(xué)競賽輔導(dǎo)《溶液中的離子反應(yīng)》講義一

弱電解質(zhì)的電離

一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)

電解質(zhì)、非電解質(zhì)、電離的概念，強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的概念。

二、弱電解質(zhì)的電離程度和電離平衡

（一）弱電解質(zhì)電離平衡的建立：在一定條件下（如：溫度、壓強(qiáng)），當(dāng)弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡。

（二）電離平衡的特征：具有“

”、“

”、“

”、“

”的特征。

（三）電離平衡常數(shù)和電離度

1．電離平衡常數(shù)：是指在一定條件下，弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比值。

HA

H+

+

A－

注：（1）在此計(jì)算公式中，離子濃度都是平衡濃度；

（2）電離平衡常數(shù)的數(shù)值與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)；弱電解質(zhì)的電離是吸熱的，一般溫度越高，電離平衡常數(shù)越

（填“大”或“小”）；

（3）電離平衡常數(shù)反映弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱，通常用Ka表示弱酸的電離平衡常數(shù)，用Kb表示弱堿的電離平衡常數(shù)。Ka越大，弱酸的酸性越強(qiáng)；Kb越大，弱堿的堿性越強(qiáng)。多元弱酸是分布電離的，每一級電離都有相應(yīng)的電離平衡常數(shù)（用Ka1、Ka2等表示），且電離平衡常數(shù)逐級減小。

2．電離度

弱電解質(zhì)的電離度與溶液的濃度有關(guān)，一般而言，濃度越大，電離度越??；濃度越小，電離度越大。

（四）影響弱電解質(zhì)電離平衡移動的因素

1．濃度：弱電解質(zhì)的溶液中，加水稀釋，電離平衡正移，電離度增大。即稀釋

電離。

思考：此規(guī)律用電離平衡常數(shù)如何解釋？

2．溫度：因?yàn)殡婋x是吸熱的，因此升溫

（填“促進(jìn)”或“抑制”）電離。

3．加入其它電解質(zhì)

（1）加入與弱電解質(zhì)電離出的離子相同的離子，電離平衡

移動，電離度；

（2）加入與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的離子，電離平衡

移動，電離度。

思考1：0.1mol/L

CH3COOHCH3COO—

+

H+

平衡移動

H+數(shù)目

c（H+）

c（CH3COO-）

電離平衡常數(shù)

電離度

溶液的導(dǎo)電能力

NaOH(s)

HCl(g)

NaAc(s)

Na2CO3(s)

加熱

冰醋酸

水

思考2：一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較

（1）相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的HCl與CH3COOH的比較

HCl

CH3COOH

c（H+）

中和酸所用NaOH的物質(zhì)的量

與過量Zn反應(yīng)產(chǎn)生H2的體積

與Zn反應(yīng)的起始反應(yīng)速率

（2）相同c(H+)、相同體積的HCl與CH3COOH的比較

HCl

CH3COOH

酸的濃度

中和所用NaOH的物質(zhì)的量

與過量Zn反應(yīng)產(chǎn)生H2的體積

與Zn反應(yīng)

起始反應(yīng)速率

反應(yīng)過程速率

［例2］已知磷酸是中強(qiáng)度的三元酸，試分析磷酸的各步電離，并用電離平衡理論加以解釋。討論：磷酸與磷酸鈉在同一溶液中能大量共存嗎？為什么？

［例3］在0.2mol/L氨水中存在下列平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH4＋＋OH－，請就可變外界條件時(shí)，平衡及溶液中某些項(xiàng)目的改變填寫下表：

改變條件

平衡移動方向

pH

c(NH4＋)

微熱（設(shè)溶質(zhì)不揮發(fā)）

通入氨氣至飽和

通少量HCl氣體

加少量NaOH固體

加少量NH4Cl固體

加水稀釋

［例4］已知常溫下一水合氨的Kb＝1.75×10－5，試回答下列問題：

（1）當(dāng)向該溶液中加入一定量的NaOH固體時(shí)，平衡常數(shù)是否變化（設(shè)溫度不變）？c(OH－)是否變化？

（2）若氨水的起始濃度為0.01mol/L，平衡時(shí)c(OH－)是多少？

水的電離和溶液的pH值

一、水的電離：

水是一種極弱的電解質(zhì)，存在電離平衡：H2O＋H2OH3O＋＋OH－，簡寫為：H2OH＋＋OH－

根據(jù)水的電離平衡，寫出相應(yīng)的平衡常數(shù)表達(dá)式，應(yīng)有

室溫時(shí)，1L純水中（即55.56mol/L）測得只有1×10－7molH2O發(fā)生電離，電離前后H2O的物質(zhì)的量幾乎不變，故c（H2O）可視為常數(shù)，上式可表示為：c（H＋）·c（OH

－）＝K電離·c（H2O）K電離與常數(shù)c（H2O）的積叫做水的離子積常數(shù)，用KW

表示，室溫時(shí)：KW＝c（H＋）·c（OH

－）＝1×10－141、水分子能夠發(fā)生電離，水分子發(fā)生電離后產(chǎn)生的離子分別是H3O＋和OH－，發(fā)生電離的水分子所占比例很?。?/p>

2、水的電離是個(gè)吸熱過程，故溫度升高，水的KW增大，100℃時(shí)Kw

＝c（H＋）·c（OH－）＝1×10－123、水的離子積不僅適用于純水，也適用于酸、堿和鹽的稀溶液，任何溶液中由水電離的c（H＋）與c（OH

–）總是相等的；

4、含有H＋的溶液不一定是酸，同樣含OH

－的溶液也不一定是堿，在任何水溶液中都存在H＋和OH

－，溶液顯酸性、中性、還是堿性，主要由c（H＋）和c（OH－）的相對大小決定；

5、在酸、堿和鹽的稀溶液中，均存在水的電離平衡，也就是水溶液中都是H＋、OH－共存的。水溶液中都存在Kw＝c（H＋）·c（OH－）（Kw

25℃＝10－14）；

6、酸、堿由于電離產(chǎn)生的H＋或OH－對水的電離平衡起抑制作用，使水的電離程度減小，而某些鹽溶液中由于Ac－、NH4＋等“弱離子”因結(jié)合水電離出的H＋或OH－能促進(jìn)水的電離平衡，使水的電離程度增大，但無論哪種情況，只要溫度不變，KW就不變。

二、溶液的酸堿性和pH

溶液的酸堿性與溶液中c（H＋）和c（OH－）的關(guān)系：

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

堿性溶液c（H＋）＜c（OH－），c（H＋）＜1×10－7mol/L

但由于我們經(jīng)常用到c（H＋）很小的溶液，如c（H＋）＝1×10－7mol/L的溶液，用這樣的量來表示溶液的酸堿性的強(qiáng)弱很不方便。為此，化學(xué)上常采用pH來表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱。pH表示c（H＋）的負(fù)對數(shù)，那么，溶液的酸堿性與溶液的pH值的關(guān)系為：pH＝－lg

c（H＋）

中性溶液c（H＋）＝1×10－7mol/L

pH＝7；　　　酸性溶液c（H＋）＞1×10－7mol/L

pH＜7

堿性溶液c（H＋）＜1×10－7mol/L

pH＞71、溶液的酸堿性是指溶液中c（H＋）與c（OH－）的相對大小，當(dāng)c（H＋）＞c（OH－）時(shí)，溶液顯酸性，當(dāng)c（H＋）＜

c（OH－）時(shí)，溶液顯堿性，在未注明條件時(shí)，不能用pH值等于多少或c（H＋）與1×10－7mol/L的關(guān)系來判斷溶液的酸、堿性。一般未注明條件都是指常溫；

2、酸溶液不一定就是酸，也可能是某些鹽溶液，同樣，堿溶液也不一定是堿；

3、水中加酸或堿均抑制水的電離，但由水電離出的c（H＋）與c（OH－）總是相等；

4、任何電解質(zhì)溶液中，H＋與OH－總是共存，c（H＋）與c（OH－）此消彼長，但只要溫度不變，則Kw

＝c（H＋）·c（OH－）不變；

5、酸性溶液中c（H＋）越大，酸性越強(qiáng)，pH越??；堿性溶液中c（OH－）越大，c（H＋）越小，pH越大，堿性越強(qiáng)；

6、pH的適應(yīng)范圍：稀溶液，0～14之間；

7、pH的測定方法：酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞

常用酸堿指示劑及其變色范圍：

指示劑

變色范圍的pH

石蕊

＜5紅色

5～8紫色

＞8藍(lán)色

甲基橙

＜3.1紅色

3.1～4.4橙色

＞4.4黃色

酚酞

＜8無色

8～10淺紅

＞10紅色

8、pH值的測定也可以用pH試紙――最簡單的方法。

操作：將一小塊pH試紙放在潔凈的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液點(diǎn)試紙中部，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較讀數(shù)即可。

注意：①事先不能用水濕潤pH試紙；②只能讀取整數(shù)值或范圍

三、混合液的pH值計(jì)算方法公式

1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：

先求c(H＋）混：將兩種酸中的H＋離子數(shù)相加除以總體積，再求其它）c(H＋)混

＝（c(H＋)1V1＋c(H＋)2V2）/（V1＋V2）

2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：

先求c(OH－)混：將兩種酸中的OH－離子數(shù)相加除以總體積，再求其它）c(OH－)混＝（c(OH－)1V1＋c(OH－)2V2）/（V1＋V2）（注意：不能直接計(jì)算c(H＋）混）

3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：

先據(jù)H＋＋OH－

＝H2O計(jì)算余下的H＋或OH－，H＋有余，則用余下的H＋數(shù)除以溶液總體積求c(H＋）混；OH－有余，則用余下的OH－數(shù)除以溶液總體積求c(OH－)混，再求其它

注意點(diǎn)：

（1）在加法運(yùn)算中，濃度相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不計(jì)！

（2）混合液的pH值是通過計(jì)算混合液的c(H＋）混或c(OH－)混求解的，因此，計(jì)算時(shí)一定要遵循“酸按酸”、“堿按堿”的原則進(jìn)行。

（3）不同體積的溶液相互混合時(shí)，混合后溶液的體積都會發(fā)生改變，但在不考慮溶液體積的變化時(shí)，我們可近似認(rèn)為體積具有加和性，即混合后體積等于原體積的和，當(dāng)題目給出混合后溶液的密度時(shí)，則不能運(yùn)用體積的加和性來計(jì)算溶液的體積，而應(yīng)該用質(zhì)量與密度的關(guān)系求算溶液的體積。

四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律

1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀＝pH原＋n

（但始終不能大于或等于7）

2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH?。紁H原＋n

（但始終不能大于或等于7）

3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH?。絧H原－n

（但始終不能小于或等于7）

4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH?。緋H原－n

（但始終不能小于或等于7）

注意點(diǎn)：

（1）常溫下不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均為7。

（2）稀釋時(shí)，弱酸、弱堿電離程度增大，弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的離子增多，溶液中c（H＋）和c（OH－）變化較慢，因此溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿則沒有電離程度的影響，所以變化得快。

（3）相同pH的強(qiáng)酸（強(qiáng)堿）溶液與弱酸（弱堿）溶液稀釋相同的倍數(shù)時(shí)，強(qiáng)酸（強(qiáng)堿）變化比弱酸（弱堿）的變化幅度要大，可利用這一點(diǎn)來判斷弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱。

［例1］常溫下，10－4mol/L的鹽酸溶液中，c（OH－）＝　　　　　mol/L，將上述鹽酸稀釋10倍，溶液中c（H＋）＝　　　　mol/L、c（OH－）＝　　　　mol/L；將上述溶液稀釋10000倍，溶液中c（H＋）＝　　　　mol/L、c（OH－）＝　　　　mol/L。

［例2］pH＝2的A、B兩種酸溶液各1mL，分別加水稀釋到1000mL，其pH值與溶液體積V的關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是（）

A．A、B兩酸溶液的物質(zhì)的量濃度一定相等

B．稀釋后，A溶液的酸性比B溶液強(qiáng)

C．a(chǎn)＝5時(shí)，A是強(qiáng)酸，B是弱酸

D．若A、B都是弱酸，則5＞a＞2

［例3］將pH＝8的氫氧化鈉溶液與pH＝10的氫氧化鈉溶液等體積混合后，溶液中的氫離子濃度最接近于

（）

A、mol·L－1

B、mol·L－1

C、（10－8＋10－10）mol·L－1

D、2×10－10

mol·L－1

［例4］50mLpH＝1的硫酸和鹽酸的混合液與50mL的Ba（OH）2溶液相混合，充分反應(yīng)后過濾，得到沉淀0.466g，濾液的pH為13。

（1）混合酸液中SO42－和Cl－的物質(zhì)的量濃度　　　　　　　　　　；

（2）Ba（OH）2的物質(zhì)的量濃度。

［例5］已知HCO3－比HBrO更難電離，但HBrO的酸性比H2CO3弱，寫出以下反應(yīng)的離子方程式：

（1）向NaHCO3溶液中滴加少量溴水

（2）向Na2CO3溶液中滴加少量溴水