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水溶液中的离子平衡全面
Ⅰ、弱电解质的电离平衡
一、弱电解质的电离平衡(以CH3COOH
CH3COO—+H+为例)
1.电离平衡的建立:
在一定条件(如温度、浓度)下,当电解质在水溶液中的速率和离子的速率相等时,电离过程就达到了平衡状态.
2.特征:
动:
等:
定:
变:
3.电离度和电离常数:
⑴电离度:
①概念:
溶液中,弱电解质达到电离平衡时,已电离的物质的量(浓度)与初始物质的量(浓度)的比值。
②计算公式:
α=×100%
【练习】:
25℃时,在0.5L0.2mol/L的HA溶液中,有0.01mol的HA电离成离子,则该温度下HA的电离度α为:
③影响因素:
(主要是内因,但是内因改变不了。
能改变的外因,有下面两种)
a、温度:
(电离是一个吸热的过程)
温度升高,电离度,温度越低,电离度。
b、浓度:
浓度越大,电离度,浓度越小,电离度。
【练习】:
比较电离度大小:
(填“>”或“<”号)
①20℃时,0.01mol/LHCN溶液40℃时0.01mol/LHCN溶液。
②10℃时0.01mol/LCH3COOH溶液10℃时0.1mol/LCH3COOH溶液
⑵电离常数(跟化学平衡常数一样)
①概念:
一定温度下,弱电解质的电离达到平衡时,电离所产生的各种离子浓度的乘积跟未电离的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,用K表示(酸用Ka表示,碱用Kb表示)
②表达式:
对于CH3COOH
CH3COO—+H+,有Ka=
【练习】:
①写出NH3·H2O的电离平衡常数
NH3·H2O
NH4++OH—Kb=
②25℃时,在0.5L0.2mol/L的HA溶液中,有0.01mol的HA电离成离子,则该温度下HA的电离常数为:
【注意】:
对于多元弱酸,电离是分步进行的,每步都有自己的电离常数,用K1、K2等表示:
如:
H2S
H++HS—Ka1=
HS-
H++S2-Ka2=
通常情况下,K1K2K3
③影响因素:
(K值只随T的变化而变化,电离是吸热过程,随T的升高而升高)。
④意义:
反映弱酸酸性、弱碱碱性强弱。
一定温度下,Ka越大(多元弱酸以Ka1为依据),弱酸电离程度越大,溶液浓度相同时,c(H+)越大,弱酸的酸性越强。
【练习】:
①、298K时,醋酸,碳酸和硼酸的电离常数分别是1.75×10-5、4.4×10-7(第一步电离)和5.8×10-10则醋酸、碳酸和硼酸的酸性从大到小排列:
②、在18℃时,H2SO3的Kl=1.5×10-2、K2=1.0×10-7,H2S的Kl=9.1×10-8、K2=1.1×10-12,则下列说法中正确的是(双选)
A.亚硫酸的酸性弱于氢硫酸B.亚硫酸的酸性主要由第一步电离决定
C.氢硫酸的酸性弱于亚硫酸D.氢硫酸的酸性主要由第二步电离决定
③、已知25℃时,氢氟酸(HF)的电离常数Ki为3.53×10-4,乙酸(CH3COOH)的电离常数Ki为1.75×10-5。
关于该温度下,浓度同为0.10mol/L这两种酸的电离度大小判断正确是()。
A.氢氟酸的电离度小于乙酸的电离度B.氢氟酸的电离度等于乙酸的电离度
C.氢氟酸的电离度大于乙酸的电离度D.无法判断
4.弱电解质电离平衡的移动:
(以0.1mol/LCH3COOH溶液中的平衡移动)
⑴符合化学平衡移动原理(勒夏特列原理)
①温度:
(电离是一个吸热的过程)
升高温度,电离平衡向方向移动,电离度(填增大或减小)。
【注意】:
此时的电离度增大,因体积不变,离子浓度也增大
②浓度:
加水稀释,电离平衡向方向移动,电离程度。
【注意】:
此时的电离度增大,因总体积的增大,离子浓度反而会减小
③同离子效应:
向0.1mol·L-1的CH3COOH溶液中加入CH3COONa晶体或加入0.1mol·L-1的稀硫酸,电离平衡向方向移动,电离程度。
④发生反应的离子:
向0.1mol·L-1的CH3COOH中加入Na2CO3固体电离平衡向移动,电离程度。
⑵电离常数与电离平衡移动的关系:
弱电解质在水溶液中达到电离平衡,有Ka=
。
若改变条件,引起c(H+)、c(CH3COO-)、c(CH3COOH)发生变化,则会引起Ka与
不再相等,平衡会移动:
若
<Ka,则平衡向右移动,直到重新相等,建立平衡
若
>Ka,则平衡向左移动,直到重新相等,建立平衡
【总结】:
电离平衡的移动,就是为了使平衡常数保持恒定。
【练习】
1.对氨水溶液中存在的电离平衡NH3·H2O
NH4++OH-,下列叙述正确的是( )
A.加水后,溶液中n(OH-)增大
B.加入少量浓盐酸,溶液中c(OH-)增大
C.加入少量浓NaOH溶液,电离平衡向正反应方向移动
D.加入少量NH4Cl固体,溶液中c(NH4+)减小
2.20℃时H2S饱和溶液1L,其浓度为0.1mol·L-1,其电离方程式为H2S
H++HS-,HS-
H++S2-,若要使该溶液中H+浓度增大,同时使S2-浓度减小,可采取的措施是( )
A.加入适量的水B.加入适量的NaOH固体
C.加入适量的SO2D.加入适量的CuSO4固体
3、填下面表格:
CH3COOH
H++CH3COO-
改变条件
平衡移动方向
电离度α
n(H+)
c(H+)
n(CH3COO-)
c(CH3COO-)
n(CH3COOH)
c(CH3COOH)
升高温度
加水稀释
加冰醋酸
加CH3COONa
加HCl
加NaOH
加镁粉
4.在25℃时,用蒸馏水稀释1mol/L的醋酸溶液至0.01mol/L,随溶液的稀释,下列各项中始终保持增大趋势的是()
Ac(H+)/c(CH3COOH)Bc(CH3COO-)/c(H+)
Cc(CH3COOH)/c(CH3COO-)Dc(H+)·c(CH3COO-)/c(CH3COOH)
5.(2011全国新课标)将浓度为0.1mol·L-1HF.溶液加水不断稀释,下列各量始终保持增大的是()
A.c(H+)B.
C.
D.
6.已知相同条件下,HClO的电离常数小于H2CO3的第一级电离常数。
为提高氯水中HClO的浓度,可加入:
A.HClB.CaCO3CH2ODNaOH(溶液)
7.已知0.1mol/L的醋酸溶液中存在电离平衡:
CH3COOHCH3COO-+H+,要使溶液中c(H+)/c(CH3COOH)值增大,可以采取的措施是(双选)
A.加少量烧碱溶液B.升高温度C.加少量冰醋酸D.加水
二、一元强酸与一元弱酸的比较:
比较项目
c(H+)
pH或物质的量浓度
中和氢氧化钠的量
与足量Zn反应生成H2的起始速率
与足量Zn反应生成H2的体积
加入相应盐后pH变化
等浓度,等体积的盐酸和醋酸
相同pH、相同体积的盐酸和醋酸
【练习】
1.下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是( )
A.相同浓度的两溶液中c(H+)相同
B.100mL0.1mol/L的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠
C.pH=3的两溶液稀释100倍,pH都为5
D.两溶液中分别加入少量对应的钠盐,c(H+)均明显减小
2.有0.1mol/L的盐酸(a)、硫酸(b)、醋酸(c)各50mL,试比较:
(1)三种酸中氢离子浓度由大到小的顺序是________;三种酸的pH由大到小的顺序是________(填字母代号,下同)。
(2)三种酸跟足量的锌反应,开始时产生H2的速率由大到小的顺序是________。
(不考虑Zn的纯度及表面积等问题)
(3)三种酸跟足量的锌反应产生H2的体积由大到小的顺序是________。
(4)三种酸分别跟0.1mol/L的NaOH溶液中和,消耗NaOH体积由大到小的顺序是________。
3.(2010·全国理综Ⅱ)相同体积、相同pH的某一元强酸
溶液①和某一元中强酸溶液②分别与足量的锌粉
发生反应,下列关于氢气体积(V)随时间(t)变化
的示意图正确的是( )
4.(08天津卷)醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOH++CH3COO-,下列叙述不正确的是()
A.醋酸溶液中离子浓度的关系满足:
c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)
B.0.10mol/L的CH3COOH溶液中加水稀释,溶液中c(OH-)减小
C.CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固体,平衡逆向移动
D.常温下pH=2的CH3COOH溶液与pH=12的NaOH溶液等体积混合后,溶液的pH<7
5..某温度下,相同pH值的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释,平衡pH值随溶液体积
变化的曲线如下图所示。
据图判断正确的是
A.Ⅱ为盐酸稀释时pH值变化曲线
B.b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强
C.a点Kw的数值比c点Kw的数值大
D.a点酸的总浓度大于b点酸的总浓度
6.下列关于弱电解质的电离平衡常数的叙述中,正确的是
A.弱电解质的电离平衡常数就是电解质加入水后电离出的各种离子浓度的乘积与未电离分子
的浓度的比值
B.弱电解质的电离平衡常数只与弱电解质的本性及外界温度有关
C.同一温度下,弱酸的电离平衡常数越大,酸性越强;弱碱的电离平衡常数越大,碱性越弱
D.多元弱酸的各级电离常数相同
10.一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时,为了减缓反应速度,且不影响生成氢气的总量,可向盐酸中加入适量的
①NaOH固体②H2O③NH4Cl固体④CH3COONa固体
⑤NaNO3固体⑥KCl溶液
A.②④⑥B.①②C.②③⑤D.②④⑤⑥
14.在一定温度下,冰醋酸加水稀释过程中,溶液的导电能力如图所示,请回答:
(1)“O”点导电能力0的理由__________________。
(2)a、b、c三点溶液的pH由小到大的顺序为_________。
(3)a、b、c三点溶液中电离度最大的是________。
(4)若使c点溶液的[CH3COO-]增大,溶液的pH也增大,可
采取的措施为;
15.在0.1mol·mol-1的氨水溶液中,存在如下电离平衡:
NH3+H2O
NH4++OH-(正反应为吸热反应)。
在此平衡体系中,若按下列情况变动,请将变化情况[增大用“↑”,减小用“↓”向左用“←”,向右用“→”]填入表中。
条件的变化
通氨气
加水
加NaOH(s)
加NH4Cl(s)
通CO2
电离平衡移动的方向
n(OH-)
c(OH-)
c(NH3·H2O)
导电能力
17.已知HClO是比H2CO3还弱的酸,氯水中存在下列平衡:
Cl2+H2O
HCl+HClO,HClO
H++ClO-,达到平衡后
⑴要使HClO浓度增加,可加入下列物质(填代号)
A.SO2B.Na2CO3C.HClD.NaOH
⑵由此说明在实验室可用排饱和食盐水收集Cl2的理由是。
Ⅱ、水的电离和溶液的酸碱性
一、水的电离和水的离子积
1.水的电离
⑴、水是一种极弱的电解质,自身能微弱的电离:
常写作:
H2O+H2O
H3O++OH-ΔH>0或者H2O
H++OH-ΔH>0
实验测得:
25℃时,1L水中只有1×10-7mol的水分子发生电离,故25℃时,纯水中c(H+)=c(OH-)=mol/L
⑵.水的电离度
对于水c(H2O)=(1000g/L)/(18g/mol)≈55.6mol/L(常数).
常温时α水=10-7/55.6=1.8×10-9=1.8×10-7%
所以水是一种的电解质.比水还难电离的物质通常看作是.
2.水的离子积
在一定温度下,c(H+)和c(OH-)的乘积是一个常数,称为水的离子积常数,简称,用符号Kw表示。
KW=c(H+)×c(OH-)
⑴一定温度下,Kw是一个常数:
25℃时,Kw=,而在100℃时Kw=c(H+)·c(OH-)=5.5×10-13
⑵水的电离是个吸热的过程:
温度升高,Kw。
【注意】:
①水的离子积是水电离平衡时的性质,不仅适用于纯水,也适用于酸、碱的水溶液。
如25℃时,不管是酸性溶液还是碱性溶液,都有H+和OH-并存,且Kw=c(H+)×c(OH-)=10-14.
②在任何溶液中,水电离出来的c(H+)和c(OH-)总是相等的,即c(H+)水=c(OH-)水。
【练习】:
某温度下,纯水中c(H+)=2×10-7mol/L,则此时c(OH-)=;该温度下向纯水中滴加盐酸,使c(H+)=5×10-6mol/L,则此时c(OH-)=。
3、影响水的电离程度大小的因素:
⑴、温度的影响规律:
升高温度,水的电离程度.
⑵、溶质对水电离度的影响:
①加入酸,c(H+)增大,水的电离平衡向移动,水的电离程度。
②加入碱,c(OH-)增大,水的电离平衡向移动,水的电离程度。
③加入因水解而使溶液呈酸性或呈碱性的盐,使水的电离程度。
④加入因电离而使溶液呈酸性的酸式盐,如:
NaHSO4、NaHSO3和NaH2PO4等,相当于加入酸的作用,使水的电离程度。
【练习】:
①填表格
条件变化
移动情况
电离程度
c(H+)
c(OH-)
c(H+)和c(OH-)关系
Kw变化
纯水
c(H+)c(OH-)
升温
c(H+)c(OH-)
加HCl
c(H+)c(OH-)
加NaOH
c(H+)c(OH-)
加NH4Cl
c(H+)c(OH-)
加CH3COONa
c(H+)c(OH-)
加NaCl
c(H+)c(OH-)
加Na
c(H+)c(OH-)
【总结】:
①温度:
温度升高,水的电离;
②酸、碱水的电离;(填促进或抑制);
③盐类水解能水的电离。
(填促进或抑制)。
②、向纯水中加入少量的KHSO4固体(温度不变),则溶液的()
A、pH值升高B、[H+]和[OH-]的乘积增大
C、酸性增强D、OH-离子浓度减小
③、下列操作会使水的电离平衡向电离方向移动,且pH<7的是
A.向水中加少量Na2CO3B.向水中加少量FeCl3
C.向水中加少量NaHSO4D.将水加热到90℃
④、25℃时,水的电离达到平衡:
H2OH++OH-;△H>0,下列叙述正确的是 ()
A.向水中加入氨水,平衡逆向移动,c(OH-)降低
B.向水中加入少量固体硫酸氢钠,c(H+)增大,KW不变
C.向水中加入少量固体CH3COONa,平衡逆向移动,c(H+)降低
D.将水加热,KW增大,pH不变
二、溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH-)的关系
溶液酸碱性的判断主要是看和的相对大小.
c(H+)c(OH-),溶液呈中性;
c(H+)c(OH-),溶液成酸性,且c(H+)越,酸性越强;
c(H+)c(OH-),溶液成碱性,且c(OH-)越,碱性越强。
【练习】
①、在25℃时,Kw=c(H+)×c(OH-)=10-14,所以25℃时:
中性溶液c(H+)c(OH-)=mol/L
酸性溶液c(H+)10-7mol/Lc(OH-);
碱性溶液c(H+)10-7mol/Lc(OH-)。
三、水电离出的c(H+)或c(OH-)的计算(25℃时)
(1)中性溶液:
c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/L。
(2)酸性溶液
H+来源于的电离和的电离,而OH-只来源于。
【练习】:
25℃时c(H+)浓度为0.01mol/L的盐酸中,水电离出的c(H+)=mol/L。
(3)碱性溶液
OH-来源于电离和电离,而H+只来源于。
【练习】:
25℃时c(OH-)浓度为0.01mol/L的NaOH溶液中,水电离产生的c(OH-)=mol/L。
(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液:
H+和OH-均由电离产生。
【练习】:
c(H+)浓度为0.01mol/L的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H+)=mol/L;
c(OH-)浓度为0.01mol/L的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH-)=mol/L。
四、溶液的酸碱性与pH的关系(PH适用于表示稀溶液的酸碱性,区间0—14)。
⑴pH:
水溶液里c(H+)浓度的负对数叫做pH,即pH=
c(H+)越大,pH越。
溶液的越强;反之亦然。
c(H+)增大十倍,pH
【注意】:
①、常温下(25℃),若pH,溶液呈中性;pH,溶液呈中性;pH,溶液呈中性。
②、pOH的定义和求法类似于pH
【练习】:
(1)某温度下,某溶液的pH=7,该溶液一定是中性溶液吗?
(2)某温度下纯水的c(H+)==2.0×10-7mol/L。
在此温度下,某溶液中由水电离出的c(H+)为4.0×10-13mol/L,则该溶液的pH值可能是。
(lg4=0.6)
⑵pH测定方法:
pH计、pH试纸、酸碱指示剂等
pH试纸操作方法:
用洁净的玻璃棒蘸取待测液点在pH试纸的中部,与标准比色卡对照,读出溶液的pH。
⑶常用酸碱指示剂及其变色范围:
石蕊:
红紫蓝变色范围5.0~8.0
酚酞:
无浅红红变色范围8.2~10.0
甲基橙:
红橙黄变色范围3.1~4.4pH试纸:
红黄蓝
五、pH的计算:
⑴单一溶液:
先判断溶液的酸碱性,再进行如下分析。
①强酸:
先求出溶液c(H+),再通过pH=-lgc(H+)求溶液的pH:
【练习】①、常温下(25℃),0.01mol·L-1HCl溶液的pH为
②、常温下(25℃),将含4.9×10-3gH2SO4的溶液稀释致1L,所得溶液的pH值为
②强碱:
先求出溶液c(OH-),再通过c(H+)=Kw/c(OH-)求出溶液中c(H+),最后求得溶液pH。
【练习】①、常温下(25℃),0.001mol·L-1NaOH溶液的pH为。
②、常温下(25℃),某KOH溶液中,c(H+)=1×10-10mol·L-1,则该溶液的pH为。
【总结】:
求pH的顺序是:
c(OH-)——→c(H+)——→pH
③弱酸
【练习】求25℃时,0.1mol·L-1HCN溶液的pH值。
(已知Ka(HCN)=4.9×10-10,lg7=0.85)
④弱碱
【练习】求25℃时,0.1mol·L-1NH3·H2O溶液的pH值(Kb=1.8×10-5,只需列出式子))。
⑵两种溶液混合后pH的计算
①两种强酸混合:
(先求n(H+)总,除以总体积,求出c(H+)总)
【练习】pH=3和pH=5的盐酸等体积混合,求混合溶液的pH值(lg5.05=0.7、lg2=0.3)。
【思考】若把上题改为:
pH=3的盐酸和pH=5的硫酸等体积混合,则混合溶液的pH为
【规律】a、当两强酸溶液pH差≧2时,等体积混合液的pH=pH小+0.3(把稀溶液(pH较大的)当作水来处理),
如pH=1和pH=5的盐酸等体积混合后,溶液的pH为
②两种强碱混合:
【练习】将pH值为8的NaOH溶液与pH值为10的NaOH溶液等体积混合后,溶液中的c(H+)最接近于。
混合液的pH为
(A)½(10-8+10-10)mol·L-1(B)(10-8+10-10)mol·L-1(C)(1×10-14+5×10-5)mol·L-1
(D)2×10-10mol·L-1(E)9.7(F)8.3
【解题思路】先求混合液的c(OH-),再求混合液的c(H+)→pH。
【规律】b、当两强碱溶液pH差≧2时,等体积混合液的pH=pH大—0.3。
③强酸与强碱的混合:
先判断溶液酸碱性(看中和后剩余的是H+还是OH—):
a、若呈酸性:
直接求混合后的c(H+),再代入公式,求pH
b、若呈碱性:
先求混合后的c(OH-)总,再通过c(H+)=Kw/c(OH-)求出溶液中c(H+),再求pH
【练习】
①、100mL0.6mol·L-1盐酸加到等体积0.4mol·L-1NaOH溶液中,所得溶液中的pH值是()。
(A)0.2(B)0.7(C)1.0(D)2.0
②、等体积的0.1mol/L的盐酸与0.06mol/L的Ba(OH)2溶液混合后,溶液的pH等于()
A.2.0B.12.3C.1.7D.12.0
六、溶液的稀释
1、强酸、强碱稀释:
①对于强酸溶液,c(H+)每稀释10倍,pH增大1个单位,但不突破7。
如:
pH=3盐酸10mL稀释至1L,其稀释液pH为。
【思考】pH=5的盐酸1mL稀释至1L,溶液的PH是否等于8?
②对于强碱溶液,c(OH-)每稀释10倍,pH减小1个单位,但不突破7。
如:
pH=13NaOH溶液10mL稀释至1L,其稀释液pH为。
2、弱酸、弱碱的稀释:
弱酸、弱碱稀释过程中会促进电离,所以pH变化不如强酸、强碱时大
【练习】:
①、pH=4的醋酸体积稀释至原来的10倍,则pH值大小范围﹤pH﹤
②、(2011福建高考10)常温下0.1mol·L-1醋酸溶液的pH=a,下列能使溶液pH=(a+1)的措施是
A.将溶液稀释到原体积的10倍B.加入适量的醋酸钠固体
C.加入等体积0.2mol·L-1盐酸D.提高溶液的温度
七、酸碱中和滴定
1.概念:
用已知浓度的酸(碱)来测定未知浓度的碱(酸)的实验方法。
2.原理:
n(H+)=n(OH-)即:
aV(酸)·c(酸)=bV(碱)·c(碱)
3.酸式滴定管、碱式滴定管应用和区别
4.误差分析
【练习】:
①、(2011海南)用0.1026mol·L-1的盐酸滴定25.00mL未知浓度的氢氧
化钠溶液,滴定达终点时,滴定管中的液面如下图所示,正确的读数为
A.22.30mLB.22.35mL
C.23.65mLD.23.70Ml
②、上题中,c(OH—)=(只用列式子)
【综合练习】:
1、25℃,某电解质的水溶液中,由水电离出的氢离子浓度c(H+)为1×10-amol/L,下列说法不正确的是( )
A:
a<7时,水的电离一定受到促进;B:
a>7时,水的电离一定受到抑制;
C:
a<7时,溶液的pH一定为a;D:
a>7时,溶液的pH为a或14-a
2、对于常温下pH为1的HNO3
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