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弱电解质的电离平衡和溶液的pH
专题 弱电解质的电离平衡和溶液的pH
重点:
1.电解质和强、弱电解质的定义
2.弱电解质的电离平衡和电离平衡的移动
3.溶液稀释后PH的计算
考点:
1.强、弱电解质
2.影响电离平衡移动的因素
3.溶液稀释后PH的计算
难点:
电离平衡的移动和PH的计算
知识点1、电解质和溶液的导电性
1、电解质:
在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。
主要有酸、碱、盐、金属氧化物和水。
举例:
非电解质:
在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。
主要有大多数有机物、非金属氧化物和NH3。
举例:
强电解质:
在水溶液里完全电离的电解质。
包括强酸、强碱和大多数盐。
酸是共价化合物,其他的是离子化合物。
离子化合物与共价化合物的重要区别是共价化合物在熔融状态下不导电。
弱电解质:
在水溶液里部分电离的电解持。
包括弱酸、弱碱和水。
2、电离方程式
(1)强电解质完全电离,用“=”。
弱电解质部分电离,用“
”。
多元弱酸的电离是分步的,如H2CO3
H++HCO3―;HCO3―
H++CO32―。
多元弱碱的电离是一步进行的。
如Fe(OH)3
Fe3++3OH―。
要注意的是,Al(OH)3的两性电离方程式:
H++AlO2―+H2O
Al(OH)3
Al3++3OH―
(2)多元强酸的酸式盐的电离:
熔融状态下:
NaHSO4=Na++HSO4― 水溶液中:
NaHSO4=Na++HSO4―
(3)多元弱酸酸式盐的电离:
NaHCO3=Na++HCO3―
3、判断电解质溶液强弱的方法
(1)在相同浓度,相同温度下,与强电解质溶液进行导电性对比实验
(2)在相同浓度、相同温度下,比较反应速率的快慢。
(3)浓度与PH的关系
(4)测定对应盐的酸碱性,利用盐类水解的知识。
(5)采用同离子效应的实验证明存在电离平衡。
(6)利用强酸制备弱酸的方法来判断电解质的强弱。
(7)稀释前后的PH与稀释倍数的变化关系。
(8)利用元素周期律进行判断。
4、溶液的导电性
溶液的导电性与电解质的强弱无关,与离子的浓度和离子所带的电荷数成正比。
我们要注意的是:
(1)金属靠自由电子的定向移动而导电,电解质溶液靠自由电子的定向移动而导电。
(2)强电解质的导电能力不一定强,弱电解质的导电能力不一定弱,是与离子浓度成正比。
(3)金属导电的过程属物理现象,温度升高电阻加大,导电减弱。
电解质溶液导电的同时要发生电解,是化学变化,温度越高,反应越快,导电增强。
5、强、弱电解质与结构的关系:
大多数盐离子键——离子化合物
强电解质强碱
(完全电离)强酸
电解质
弱电解质弱酸极性键——共价化合物
(部分电离)弱碱
水
知识点2、弱电解质的电离平衡
回忆:
化学平衡建立的条件——v正=v逆v离子化=v分子化
推断:
弱电解质的电离平衡是如何建立的?
v分子化
[因为开始时c(CH3COOH)最大,而
离子浓度最小为0,所以弱电解质分子
电离成离子的速率从大到小变化;离子结合成电解质分子的速率从小到大变化。
]
1、电离平衡:
在一定条件(如温度、浓度)下,当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时,电离过程就达到了平衡状态,这叫电离平衡。
2、电离平衡的特征:
(1)逆--弱电解质的电离是可逆的
(2)等--V电离=V结合≠0
(3)动--电离平衡是一种动态平衡
(4)定--条件不变,溶液中各分子、离子的浓度不变,溶液里既有离子又有分子
(5)变--条件改变时,电离平衡发生移动。
3、影响因素:
(1)内因:
电解质本身的性质。
通常电解质越弱,电离程度越小。
(2)外因:
①浓度:
温度升高,平衡向电离方向移动。
②浓度:
溶液稀释有利于电离
同离子效应:
在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质,使电离平衡向逆方向移动
课堂练习:
1.下列物质属于弱电解质的是(D)
A、盐酸和淀粉B、氯水和醋酸
C、氨气和Na2O2D、NH3•H2O和H2O2
2.区分强电解质和弱电解质的依据是(C)
A.溶解度的大小B.属于离子化合物还是共价化合物
C.是否存在电离平衡D.导电性的强弱
3.下列物质在水溶液中,存在电离平衡的是(B)
A.NaOHB.CH3COOHC.BaSO4D.CH3COONa
4.下列各图中能表示A(g)+B(g)
2C(g)(睚反应为放热反应)这个可逆反应的为(A)
ABCD
5.在一定条件下,可逆反应X(g)+3Y(g)
2Z(g)进行一段时间后,测得Y的转化率为37.5%,X的转化率为25%。
则反应开始后,充入容器中的X和Y的物质的量之比为(D)
A.1:
3B.3:
1C.1:
2D.2:
1
6.相同温度下,c(H+)相同的硫酸、盐酸和醋酸物质的量浓度关系正确的是(A)
A.CCH3COOH>CHCl>CH2SO4B.CH2SO4>CHCl>CCH3COOH
C.CHCl>CH2SO4>CCH3COOHD.CHCl>CCH3COOH>CH2SO4
7.在密闭容器中进行如下反应:
H2(g)+I2(g)
2HI(g),已知起始浓度CH2=0.1mol/L,
CI2=0.3mol/L,CHI=0.2mol/L,在一定条件下达到平衡时,各物质的浓度不可能是(A)
A.CH2=0.2mol/LB.CI2=0.34mol/LC.CHI=0.35mol/LD.C.CHI=0.18mol/L
8.把体积相同,c(H+)相同的两份酸溶液,甲为盐酸,乙为醋酸,分别与锌反应,若反应后放出氢气一样多,有一份中锌有剩余,以下判断正确的是(D)
①反应所需时间乙>甲②开始反应速率甲>乙
③参加反应的锌的质量甲=乙④整个阶段平均反应速率乙>甲
⑤盛盐酸溶液中锌有剩余⑥盛醋酸的锌有剩余
A.①②③B.①③⑥C.②③⑥D.③④⑤
9.在3NO2+H2O
2HNO3+NO平衡体系中通入O2,则化学平衡()
A.不移动B.向生成HNO3的方向移动
C.最终向生成NO2的方向移动D.移动方向视通入O2的量而定
10.右图表示外界温度和压强对反应L(s)+G(g)
2R(g)(正反应是吸热)的影响,图
中y的意义为(B)
A.平衡混合气中R的体积分数
B.平衡混合气中G的体积分数
C.L的转化率
D.R的产率
11.在醋酸溶液中存在如下平衡:
CH3COOH
CH3COO-+H+
平衡移动
C(H+)
C(CH3COO-)
加入CH3COONa
←
↓
↑
加入NaOH
→
↓
↑
加入H2SO4
←
↑
↓
加入纯CH3COOH
→
↑
↑
升高温度
→
↑
↑
加水稀释
→
↓
↓
知识点3:
水的电离
1、2H2O
H3O++OH-
水的离子积常数:
在25℃时的纯水中,C(H+)=c(OH—)=,此时水的离子积KW=。
在100℃时的纯水中,C(H+)=c(OH—)=,此时水的离子积KW=。
注意:
任何物质的水溶液中,在常温时,KW=,KW与溶液的酸碱性无关,只与有关。
2、影响水的电离平衡的因素:
(1)温度:
(2)酸、碱:
(3)在水中加盐
实例
H2O
OH-+H+
条件改变
平衡移
动方向
水的电离程度变化
溶液中离子总浓度变化
H2O电离出C(H+)变化
Kw变化
升高温度
→
↑
↑
↑
↑
加HCl
←
↓
↑
↓
不变
加NaOH
←
↓
↑
↓
不变
加CH3COONa
→
↑
↑
↑
不变
加NH4Cl
→
↑
↑
↑
不变
加入NaCl固体
不移
不变
↑
不变
不变
知识点4:
溶液的酸碱性和pH计算
1、pH值:
pH=-lg[H+]POH=-lg[OH-]
常温下:
中性溶液 c(H+)=10-7mol·L-1pH=7
酸性溶液 c(H+)>10-7mol·L-1pH<7
碱性溶液 c(H+)<10-7mol·L-1pH>7
总结:
①pH值减小一个单位,[H+]就增大到原来的10倍,pH值减小n个单位,[H+]的增大到原来的10n倍。
(稀释中)
②任意水溶液中[H+]≠0,但pH可为0,此时[H+]=1mol/L,一般[H+]>1mol/L时,pH<0,故直接用[H+]表示.
2、pH计算
(1)单一溶液的pH计算
强酸溶液,如HnA,设浓度为cmol·L-1,则
c(H+)=ncmol·L-1,pH=-lg{c(H+)}=-lgnc
强碱溶液,如B(OH)n,设浓度为cmol·L-1,则
c(H+)=10-14/C(OH--),pH=-lg{c(H+)}=14+lgnc
③已知PH值,求稀释后的PH
强酸稀释:
PH=a,稀释10n倍,则PH=a+n
强碱稀释:
PH=b,稀释10n倍,则PH=b-n
弱酸稀释:
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- 电解质 电离 平衡 溶液 pH