水溶液中的离子平衡1对1学生版.docx
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水溶液中的离子平衡1对1学生版
二、弱电解质的电离平衡
1、定义和特征
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CH3COOHCH3COO-+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CH3COOHCH3COO-+H+为例,各种因素对平衡的影响可归纳为下表:
平衡移动方向
c(H+)
n(H+)
c(Ac-)
c(OH-)
c(H+)/c(HAc)
导电能力
电离程度
加水稀释
加冰醋酸
升高温度
加NaOH(s)
加H2SO4(浓)
加醋酸铵(s)
加金属Mg
加CaCO3(s)
例1:
(南昌测试题)在CH3COOHCH3COO-+H+的电离平衡中,要使电离平衡右移,且氢离子浓度增大,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-,HCO3-H++CO32-,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-H++CO32-
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—溶于水时:
NaHSO4=Na++H++SO42—
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pH
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+H2OH3O++OH-,通常简写为H2OH++OH-;ΔH>0
25℃时,纯水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/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
c(H+)和c(OH-)同时增大,KW增大,但c(H+)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:
H2OH++OH-
平衡移
动方向
电离
程度
c(H+)与c(OH-)的相对大小
溶液的
酸碱性
离子积
KW
加热
降温
加酸
加碱
加能结合
H+的物质
加能结合
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
例1:
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+)水碱性C(OH—)溶液=C(OH—)水
例2:
(西安测试题)在25℃时,某溶液中,由水电离出的c(H+)=1×10-12mol/L,则该溶液的pH可能是()。
A.12B.7C.6D.2
例3:
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-SO42-Fe3+B、Cl-S2-Na+K+
C、SO32-NH4+K+Mg2+D、Cl-Na+NO3-SO42-
例4:
在25°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+) 思考: c(H+)>1×10-7mol/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+)c(H+)=10-pH 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-)=1×107mol·L-1,pH=7。 ②酸性溶液: c(H+)>1×10-7mol·L-1>c(OH-),pH<7,酸性越强,pH越小。 ③碱性溶液: c(H+)<1×10-7mol·L-1>c(OH-),pH>7,碱性越强,pH越大。 思考: 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 即pH范围通常是0~14。 当c(H+)≥1mol·L-1或c(OH-)≥1mol·L-1时,用物质的量浓度直接表示更方便。 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pH。 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pH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pH ②已知pH求强酸强碱浓度 例5: 同浓度同体积的HCl、H2SO4、HAc中c(H+)、中和NaOH量及与Zn反应快慢和H2产量比较? 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10n倍,则pH=a+n。
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