电离平衡水的电离pH值知识归纳和习题.docx
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电离平衡水的电离pH值知识归纳和习题
电离平衡
一、强电解质和弱电解质的比较
强电解质
弱电解质
概念
化合物类型
含有的离子化合物和某些具有的共价化合物
某些具有的共价化合物
所含物质
电离情况
完全电离,不存在(电离不可逆)
不完全电离(部分电离),存在。
联系
都属于电解质
说明离子化合物在熔融或溶于水时离子键被,电离产生了而导电;极性较强的共价化合物只有在时才能导电。
因此,可通过使一个化合物处于时能否导电的实验来判定该化合物是共价化合物还是离子化合物。
二、弱电解质的电离平衡
1.电离平衡的概念:
在一定条件(如温度、压强)下,当电解质分子的速率相等时,电离过程就达到了平衡状态,这叫做电离平衡。
2.弱电解质的电离平衡的特点:
电离平衡遵循原理,可根据此原理分析电离平衡的移动情况。
(1)电离平衡是动态平衡。
电离方程式中用可逆符号“
”表示。
例如:
CH3COOH
CH3COO-+H+NH3·H2O
NH4++OH-
(2)将弱电解质溶液加水稀释时,电离平衡的方向移动。
此时,溶液中的增多,但减少,离子浓度,溶液的导电性。
(3)由于电离过程是过程,因此,升高温度,可使电离平衡向的方向移动。
此时,溶液中离子的数目,离子浓度,溶液的导电性。
(4)在弱电解质溶液中,加入与弱电解质电离出相同的离子的强电解质时,使弱电解质的电离平衡向移动。
例如,在0.1mol·L-1”滴有氨水的溶液(显浅红色)中,存在电离平衡NH3·H2O
NH4++OH-。
当向其中加入少量下列物质时:
①NH4Cl固体:
由于增大了c(NH4+),使NH3·H2O的电离平衡移动,c(OH-),溶液。
②NaOH固体:
NaOH溶于水时电离产生的OH-了NH3·H2O的电离,从而使平衡移动。
3、电离平衡常数
在一定温度下,当弱电解质的电离达到平衡状态时,弱电解质电离产生的各种离子与溶液中未电离的弱电解质分子浓度的比值是一个常数,这个常数叫做电离平衡常数,简称电离常数。
弱酸的电离常数用Ka表示,弱碱的电离常数用Kb表示。
1.电离平衡常数的表达式
(1)一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式:
例如,一定温度下CH3COOH的电离常数为:
CH3COOH
CH3COO-+H+
Ka=
;
一定温度下NH3·H2O的电离常数为:
NH3·H2O
NH4++OH-
Kb=
。
(2)多元弱酸的电离特点及电离常数表达式:
①电离:
几元酸就分几步电离。
每步电离只能产生一个H+,每一步电离都有其相应的电离常数。
②电离程度:
K1》K2》K3,故多元弱酸溶液的H+主要来源于。
所以,在比较多元弱酸的酸性强弱时,只需比较其即可。
例如25℃时,H3PO4的电离;
H3PO4
H2PO4-+H+
H2PO4-
HPO42-+H+
HPO42-
PO43-+H+
注意
①电离常数表达式中各组分的浓度均为。
②多元弱酸溶液中的c(H+)是各步电离产生的c(H+)的,在每步的电离常数表达式中的c(H+)是指溶液中H+的而不是该步电离产生的c(H+)。
2.电离常数的特征:
同一弱电解质的稀溶液的电离常数的大小与溶液的浓度,只。
温度不变,K值;温度不同,K值也不同。
但由于电离常数随温度的变化不大,在室温时,可不考虑温度对电离常数的影响。
3.电离常数的意义
(1)表明弱电解质程度。
K值越大,离子浓度越大,该电解质越易电离;反之,电解质越难电离。
(2)比较弱酸或弱碱。
例如在25℃时,HNO2的K=4.6×10-4,CH3COOH的K=1.8×10-5,因此HNO2的酸性比CH3COOH的酸性强。
四、水的电离和溶液的pH
1、水的电离
(1)水的电离方程式:
水是一种电解质,它能像弱酸一样电离出极少量的,又能像弱碱一样电离出少量的(这叫做水的自偶电离)。
水的电离方程式可表示为:
H2O+H2O
H3O++OH-,简写为:
H2O
H++OH-
(2)水的离子积KW
一定温度下,水的电离常数为:
即c(H+)·c(OH-)=K·c(H2O)
设水的密度为1g·cm-3,则1LH2O=1000mLH2O=1000g,H20=55.6mol,即H2O的起始浓度为55.6mol·L-1。
由于水是极弱的电解质,它电离时消耗的水与电离前相比,可。
例如,25℃时,1LH2O中已电离的H2O为10-7mol,所以c(H2O)≈55.6mol·L-1,即K·c(H2O)为,这个新的常数叫做水的,简称水的离子积,表示为:
c(H+)·c(OH-)=KW
*说明
①一定温度下,由于KW为一常数,故通常不写单位,如25℃时KW=1×10-14。
②KW只与有关,与溶液的酸碱性无关。
温度不变,KW不变;温度变化,KW也。
③由于水的电离过程是,因此温度升高时,纯水中的c(H+)、c(OH-)同时,KW也随着。
例如:
25℃时,c(H’)=(OH-)=1×10-7mol·L-1,KW=1×10-14
100℃时,c(H’)=(OH-)=1×10-6mol·L-1,KW=1×10-12
但由于与始终保持相等,故仍显中性。
④在任何以的溶液中都存在H+和OH-,它们既相互,又相互。
当溶液中的c(H+)时,c(OH-)将减小;反之,当溶液中的c(OH-)时,c(H+)则必然减小。
但无论在中性、酸性还是碱性溶液中,在下,c(H+)与c(OH-)的乘积(即KW)仍是不变的,也就是说,KW不仅适用于纯水,也适用于任何、、的稀溶液。
只要温度相同,不论是在纯水中,还是在酸、碱、盐的水溶液中,KW都是。
⑤一定温度下,不论是纯水中,还是在酸、碱、盐的水溶液中,由H2O电离产生的c(H+)与c(OH-)总是的。
如25℃时,0.1mol·L-1的盐酸中,c水(H+)=c(OH-)=
=1×10-13mol·L-1。
⑥水的电离平衡遵循勒夏特列原理。
例如,向纯水中加入酸或碱,均使水的电离平衡(即酸或碱抑制水的电离);向水中投入活泼金属如钠等,由于金属与水电离产生的直接作用而促进水的电离。
2.溶液的酸碱性的实质
任何水溶液中都存在水的电离,因此都含有和。
一种溶液是显酸性、中性还是碱性,是由该溶液中的c(H+)与c(OH-)的来决定的。
酸性溶液:
c(H+)c(OH-)
中性溶液:
c(H+)c(OH-)
碱性溶液:
c(H+)c(OH-)
例如:
25℃时,因为KW=1×10-14,所以:
中性溶液:
c(H+)=c(OH-)=;
酸性溶液:
c(H+)1×10-7mol·L-1,c(OH-)1×10-7mol·L-1
碱性溶液:
c(H+)1×10-7mol·L-1,c(OH-)1×10-7mol·L-1
100℃时,因为KW=1×10-12,所以:
中性溶液:
c(H+)c(OH-)1×10-6mol·L-1
酸性溶液:
c(H+)1×10-6mol·L-1,c(OH-)1×10-6mol·L-1
碱性溶液:
c(H+)1×10-6mol·L-1,c(OH-)1×10-6mol·L-1
3.溶液的pH
(1)溶液的pH的概念:
在c(H+)≤1mol·L-1的水溶液中,采用c(H+)的来表示溶液酸碱性的强弱。
(2)数学表达式:
pH=
若c(H+)=10-nmol·L-1,则pH=。
若c(H+)=m×10-nmol·L-1,则pH=。
(3)溶液酸碱性的强弱与pH的关系。
①常温(25℃)时:
pH=7,溶液呈中性,c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol·L-1。
Ph<7,溶液呈酸性,pH()
c(H+)()
溶液的酸性强(弱)。
PH>7,溶液呈碱性,pH()
c(OH-)()
溶液的碱性强(弱)。
②pH范围为0~14之间。
pH=0的溶液中并非无H+,而是c(H+)=;pH=14的溶液中并非没有OH-,而是c(OH-)=。
pH减小(增大)n倍,则c(H+)增大为原来的倍(减小为原来的1/10n倍),相应的c(OH-)减小为原来1/10n倍(增大为原来的10n倍)。
③当溶液中的c(H+)>1mol·L-1时,pH<0;c(OH-)>1mol·L-1时,pH>14。
因此,当溶液中的c(H+)或c(OH-)大于1mol·L-1时,一般不用pH来表示溶液的酸碱性,而是直接用c(H+)或c(OH-)来表示。
所以,pH只适用于c(H+)或c(OH-)≤1mol·L-1的。
④可以用pOH来表示溶液的酸碱性。
pOH是OH-离子浓度的,即pOH=。
因为25℃时,c(H+)·c(OH-)=1×10-14,所以:
pH+pOH=。
五、溶液中pH的计算
1.基本关系式
(1)pH=,c(H+)=mol·L-1;
(2)任何水溶液中,由水电离产生的c(H+)与c(OH-)总是的,即:
c水(H+)=c水(OH-);
(3)常温(25℃)时,c(H+)·c(OH-)=;
(4)n元强酸溶液中c(H+)=,n元强碱溶液中c(OH-)=n·c碱
2.强酸与弱酸、强碱与弱碱溶液加水稀释后pH的计算
(1)强酸与弱酸分别加水稀释相同倍数时,由于弱酸中原来的弱酸分子进一步电离出离子,故弱酸的pH变化。
设稀释10n倍,则:
强酸:
pH稀=,弱酸:
pH稀<pH原+n。
当加水稀释至由溶质酸电离产生的c酸(H+)<10-6mol·L-1时,则必须考虑水的电离。
如pH=5的盐酸稀释1000倍时,pH稀=6.98,而不是等于8。
因此,酸溶液无论如何稀释,溶液的pH都7。
(2)强碱与弱碱分别加水稀释相同倍数时,弱碱的pH变化小。
设均稀释10n倍,则:
强碱:
pH稀=,弱碱:
pH稀pH原—n。
当加水稀释至由溶质碱电离产生的c(OH-)<10-6mol·L-1时,则必须考虑水的电离。
如pH=9的NaOH溶液稀释1000倍时,pH稀≈7,而不是等于6。
因此,碱溶液无论如何稀释,溶液的pH7。
3.两强酸或两强碱溶液混合后pH的计算
(1)两强酸溶液混合。
先求出:
再求;pH混=-1g[c混(H+)]
注:
V1、V2的单位可为L或mL,但必须一致。
(2)两强碱溶液混合。
求算两强碱溶液混合后溶液的pH时,不能直接根据题中给出的碱的pH求算混合液的pH,而必须先分别求出两强碱溶液中的,再依下式求算c混(OH-):
然后求出c混(H+)、pH混。
例如:
将pH=8的Ba(OH)2溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合后,溶液中的c(H+)应为mol·L-1,而不是(10-10+10-8)/2mol·L-1。
4.强酸与强碱溶液混合后pH的计算
解题步骤:
分别求出酸中的n(H+)、碱中的n(OH-)→依H++OH-=H2O比较出n(H+)与n(OH-)的大小。
(1)n(H+)=n(OH-)时,恰好中和,混合液显中性;pH=7。
[反之,若混合液的pH=7,则必有n(H+)=n(OH-)]
(2)n(H+)>n(OH-)时,酸过量,则:
再求出pH混(求得的pH混必小于7)。
注:
若已知pH混<7,则必须利用上式进行相关计算。
(3)n(H+)<n(OH-)时,碱过量。
则:
然后求出c混(H+)、pH混。
注:
若已知pH混>7,则必须利用上式进行相关计算。
5.强酸与强碱混合反应后溶液呈中性时,强酸的pH酸、强碱的pH碱与强酸溶液体积V酸、强碱溶液体积V碱之间的关系:
当溶液呈中性时:
n(H+)=n(OH-)
即:
c(H+)·V酸=c(OH-)·V碱
25℃时,有c酸(H+)·V酸=1×10-14/c碱(H+)·V碱,整理得:
c酸(H+)·c碱(H+)=1×10-14V碱/V酸,两边取负对数得:
{-1g[c酸(H+)]}+{-lg[c碱(OH-)]}={-lg(1×10-14)}+{-lg(V碱/V酸)}
故pH酸+pH碱=14+lg(V酸/V碱)
①若pH酸+pH碱=14,则V酸∶V碱=1∶1,即强酸与强碱等体积混合。
②若pH酸+pH碱>14,则:
V酸∶V碱=
∶1
③若pH酸+pH碱<14,则:
V酸∶V碱=1∶
六、电解质溶液中的电荷守恒和物料守恒
1.电荷守恒:
在任何一种电解质溶液中,所有阳离子所带的等于所有阴离子所带的。
即溶液呈电中性。
例如,在A12(SO4)3溶液中存在的电荷守恒关系为:
+c(H+)=+c(OH-)。
2.物料守恒:
电解质溶液中,某一组分的原始浓度等于该组分在溶液中以存在的浓度之和。
例如,在Na2CO3溶液中,由于CO32-离子的水解,碳元素以、、三种形式存在。
因为c(Na+)=2×c原始(CO32-),而c原始(CO32-)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)。
又因为c(Na+)+c(H+)=2×c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-),所以,在Na2CO3溶液中存在下列关系:
c(HCO3-)+2×c(H2CO3)+c(H+)=c(OH-)
七、酸碱中和滴定
1.酸碱中和的实质:
H++OH-=H2O,即1molH+恰好与1molOH-中和生成水。
说明:
酸与碱在发生中和反应时,是按有关中酸与碱的化学计量数之比进行的。
2.酸碱中和滴定的概念:
用来测定未知物质的量浓度的碱(或酸)的方法,叫做酸碱中和滴定。
3.酸碱中和滴定原理:
酸碱发生中和反应时的物质的量之比等于它们的化学之比。
即:
当参与中和滴定的酸碱为一元酸和一元碱时,由于
,则:
c(A)·V(A)=c(B)·V(B)
上式中的c(A)、V(A)、
(A)分别表示酸的物质的量浓度、酸溶液的体积和发生中和反应时酸的化学计量数;c(B)、V(B)、
(B)分别表示碱的物质的量浓度、碱溶液的体积和发生中和反应时碱的化学计量数。
3.所需主要仪器:
(1)滴定管(精确到0.1mL)。
滴定管有酸式滴定管和碱式滴定管两种,其中,酸式滴定管带有玻璃活塞,碱式滴定管是橡皮管连接玻璃尖嘴。
(2)锥形瓶(用于盛装待测液)。
4.所需药品:
指示剂(用来准确判断中和反应是否恰好进行完全),标准液,待测液。
5.主要操作步骤:
润洗滴定管一调整滴定管内液面在“0”或“0”以下并读数→在锥形瓶中注入待测液和指示剂→滴定(重复2~3次)→计算。
6.酸碱中和滴定误差分析:
若用一元强酸滴定一元强碱,则:
因为c(A)、V(B)均为定值,所以c(B)的大小取决于V(A)的大小。
在测定待测液的物质的量浓度时,若消耗标准液的体积过多,则结果偏高;若消耗标准液的体积过少,则结果偏低。
7.应注意的问题
(1)滴定管的零(“0”)刻度在,最大标称容量在。
在滴定管下端还有一段空间没有刻度线,滴定时不能滴至刻度线以下。
(2)酸式滴定管不能盛放溶液(碱性物质与玻璃活塞作用生成硅酸盐,导致活塞黏结而失灵);碱式滴定管不能盛放溶液、氯水、溴水及性物质的溶液[如KMnO4、K2CrO4、Ca(C1O)2等),它们会腐蚀橡胶管。
(3)滴定管在使用之前应检查玻璃活塞转动是否灵活,挤压玻璃球是否灵活,有无及阻塞情况。
(4)洗净的滴定管在注入溶液时,先用少许润洗2~3次,以保证所盛溶液不被稀释。
(5)用蒸馏水洗净后的锥形瓶待测液润洗,也无需干燥。
根据实验需要,在滴定过程中,可向锥形瓶中注入蒸馏水。
八、混合液的酸碱性的确定方法]
(1)若酸、碱的量按有关化学计量数之比恰好反应,则反应后溶液的酸碱性由生成的盐的性质决定。
(2)若酸、碱混合反应后,有一种过量,则混合液的酸碱性由过量的酸或碱决定。
《溶液中的离子反应》知识点练习题
电解质与非电解质
1、下列物质中属于非电解质,但放入水中后所得溶液导电性明显增强的是()
A.金属钠B.三氧化硫C.氯化钠D.乙醇
2、醋酸的下列性质中,可以证明它是弱电解的是()
A、1mo
/L醋酸溶液的PH值约为2B、醋酸能与水任何比例互溶
C、溶液的导电能力比盐酸弱D、溶液中存在着醋酸分子
3.下列电离方程式正确的是()
A.在熔化时NaHSO4====Na++H++SO42-B.H2SO3
2H++SO32-
C.NaHCO3
Na++H++CO32-D.CaCO3===Ca2++CO32-
大题:
有下列物质:
①铜②硫酸钡固体③氨水④氢氧化钠固体⑤熔融硝酸钾;⑥乙醇;⑦盐酸;⑧金刚石;⑨二氧化硫;⑩冰醋酸。
其中能导电的有;属于非电解质的有;属于强电解质的有
弱电解质的电离
4.下列叙述中,能证明某物质是弱电解质的是( )
A.熔化时不导电B.不是离子化合物,而是极性共价化合物
C.水溶液的导电能力很差D.溶液中已电离的离子和未电离的分子共存
5.NaHSO4在溶液中和熔融状态下,都存在的离子是( )
A.H+B.Na+C.SO42-D.HSO4-
6.一定量的稀H2SO4与过量铁粉反应时,为了减缓反应速率,且又不影响生成的氢气的总量,可向稀H2SO4溶液中加入( )
A.H2OB.NaOH固体C.CH3COONa固体D.NH4C1固体
7.在0.01mol/L醋酸中加入少量硫酸后,其变化结果是( )
A.氢离子浓度变小B.醋酸的浓度减小
C.酸性增强,PH变小D.醋酸根离子浓度变小
8、同体积的1mol/L的HCl、H2SO4、CH3COOH、HNO3分别加入过量的Mg。
下列叙述中正确的是()
A.HNO3、HCl、H2SO4中放出H2的速率相同B.HCl、HNO3中放出H2的量相等
C.HCl、CH3COOH中放出H2的量相等D.H2SO4中放出H2的量最多,其余的相等
电离平衡常数
9.向0.1mol·L-1。
醋酸溶液中逐滴加入氨水至过量时,溶液的导电能力将发生相应的变化,其电流强度(I)随加入氨水的体积(V)变化的曲线关系是下图中的()
10.水的电离过程为H2O
H++OH-,在不同温度下其平衡常数为K(25℃)=1.0×10-14,K(35℃)=2.1×10-14。
则下列叙述正确的是( )
A.C(H+)随着温度升高而降低B.35℃时,c(H+)>c(OH-)
C.水的电离了的百分率25℃>35℃D.水的电离是吸热的
水的电离平衡和溶液的酸碱性
11.向纯水中加入少量的硫酸氢钠固体(温度不变),则溶液的( )
A.pH升高B.酸性增强C.水中c(H+)与c(OH-)的乘积增大D.c(OH一)减小
12.用蒸馏水稀释0.1mol/L的CH3COOH时,始终保持增大趋势的是()
A.c(CH3COOH)B.c(H+)C.c(OH-)D.c(CH3COO-)
13、100℃时,水的离子积为1×10-12,若该温度下某溶液中的H+浓度为1×10-7mol/L则该溶液是()
A.酸性B.碱性C.中性D.无法判断
溶液的pH及简单计算
14.25℃,下列溶液的酸性最强的是()
A.0.01mol·L-1HClB.pH=2的H2SO4溶液
C.c(OH-)=10-13mol·L-1D.pH=1溶液加水稀释1倍
15.25℃时,某溶液中由水电离出的c(OH-)为1×10-11mol·L-1,则该溶液的pH可能等于()
A.11B.8C.7D.3
16.pH相同的盐酸和醋酸两种溶液中,它们的()
A.H+的物质的量相同B.物质的量浓度相同
C.H+的物质的量浓度不同D.H+的物质的量浓度相同
17.为更好地表示溶液的酸碱性,科学家提出了酸度(AG)的概念,AG=lg([H+]/[OH-])则下列叙述正确的是()
A.中性溶液的AG=0B.酸性溶液的AG<0
C.常温下0.lmol/L氢氧化钠溶液的AG=12D.常温下0.lmol/L盐酸溶液的AG=12
18.PH=11的强碱溶液与PH=2的强酸溶液混和,所得混和液的PH=3,则强酸与强碱的体积比是()
A、11︰1 B、9︰2 C、1︰11 D、2︰9
19.用pH均为2的盐酸和醋酸溶液,分别中和等体积、等物质的量浓度的氢氧化钠溶液,当氢氧化钠恰好被完全中和时,消耗盐酸和醋酸溶液的体积分别为Vl和V2,则Vl和V2的关系正确的是()
A.V1>V2B.V1 20.在甲烧杯中放入盐酸,乙烧杯中放入醋酸,两种溶液的体积和pH都相等,向两烧杯中同时加入质量不等的锌粒,反应结束后得到等量的氢气。 下列说法正确的是() A.甲烧杯中放入锌的质量比乙烧杯中放入锌的质量大B.甲烧杯中的酸过量 C.两烧杯中参加反应的锌等量D.反应开始后乙烧杯中的c(H+)始终比甲烧杯中的c(H+)小 酸碱中和滴定(把这份专题训练找出来回顾一遍! ) 21.下列关于等体积、等PH的NaOH和氨溶液的说法正确的是() A.两种溶液中OH—溶浓度相同B.需要等浓度、等体积的盐酸中和 C.温度升高10℃,两溶液的pH仍相等D.两种溶液中溶质的物质的量浓度相同 22.下列有关中和滴定的操作: ①用标准液润洗滴定管;②往滴定管内注入标准溶液;③检查滴定管是否漏水;④滴定;⑤滴加指示剂于待测液;⑥洗涤。 正确的操作顺序是() A.⑥③①②⑤④B.⑤①②⑥④③C.⑤④③②①⑥D.③①②④⑤⑥ 23.下图所示的图像是在一定温度下,向不同电解质溶液中加入新物质时的溶液的导电性发生变化,其电流强度(I)随物质加入量(m)的变化曲线,其中与A图变化趋势一致的是,与B图变化趋势一致的是,与C图变化趋势一致的是。 ①Ba(OH)2溶液中滴入H2SO4溶液至过量②醋酸溶液中滴入NH3·H2O溶液至过量 ③澄清石灰水中通入CO2至过量④NH4Cl溶液中逐渐加入适量NaOH固体 ⑤盐酸中通入适量的NH3⑥氢氧化钠溶液中通入适量Cl2 24.用中和滴定法测定烧碱的纯度,若烧碱中不含有与酸反应的杂质,试回答: ⑴准确称取烧碱样品4.1g,将样品配成200mL的待测液,需要的仪器有小烧杯、量筒、玻璃棒、。 (填仪器) ⑵取10.00mL待测液,用量取注入锥形瓶中。 (填仪器) ⑶用0.2010mol/L标准盐酸溶液滴定待测烧碱溶液,滴定时左手, 右手,两眼注视,直到滴定终点。 ⑷根据下列测定数据,分析得到合理数据,计算待测烧碱溶液的浓度: 。 滴定次数 待测液体积/mL 标准盐酸体积/mL 滴定前读数(mL) 滴定后读数(mL) 第一次 10.00 0.50 20.40 第二次 10.00 4.00 24.10 第三次 10.00 4.20 25.70 ⑸根据上述测定数据,分析得到合理数据,计算烧碱的纯度。 (6)下列实验操作会使实验结果偏高的是。 A.锥形瓶用待测液润洗后再注入待测液B.酸式滴定管未用标准液润洗,便装入标准液
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- 关 键 词:
- 电离 平衡 pH 知识 归纳 习题