弱電解質(zhì)和水的電離及溶液的酸堿性(復(fù)習(xí))

第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離一、有關(guān)電解質(zhì)的概念化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)強(qiáng)酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4強(qiáng)堿：NaOH、Ca（OH）2、KOH大部分鹽：NaCl活潑金屬的氧化物：Na2O弱酸弱堿水大部分有機(jī)物：蔗糖、酒精等非金屬的氧化物：CO2、SO2、SO3、NO、NO2等（完全電離）（部分電離）二、弱電解質(zhì)的電離平衡1、電離平衡：在一定條件下（如濃度、溫度），弱電解質(zhì)在水溶液中電離的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等的平衡狀態(tài)。２、特點(diǎn)：（１）研究對(duì)象：（２）本質(zhì)原因：（３）狀態(tài)特征：弱電解質(zhì)Ｖ電離＝Ｖ形成分子“逆、等、定、動(dòng)、變”符合平衡移動(dòng)原理V電離成離子V離子結(jié)合成分子tV3、電離方程式的書寫（1）強(qiáng)電解質(zhì)的電離，用“＝”①強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、正鹽、金屬氧化物一步電離H2SO4=2H++SO42-Ba(OH)2=Ba2++2OH-Na2CO3=2Na++CO32-②強(qiáng)酸酸式鹽一步電離，弱酸酸式鹽分步電離NaHSO4=Na++H++SO42-NaHCO3=Na++HCO3-HCO3-H++CO32-（2）弱電解質(zhì)的電離，用“”①一元弱酸、弱堿一步電離CH3COOHCH3COO-+H+

②多元弱酸分步電離，H2CO3H++HCO3-（一級(jí)電離主要）（二級(jí)電離次要）分步書寫，不能合并NH3

?H2ONH4++OH-HCO3-H++CO32-③多元弱堿分步電離，一步書寫④兩性氫氧化物按兩種方式電離Fe(OH)3Fe3++3OH-H2O+H++AlO2-Al(OH)3Al3++3OH-

4、影響電離平衡移動(dòng)的因素濃度、溫度（１）濃度：（２）溫度：濃度越小，電離程度越大溫度越高，電離程度越大越稀越電離，越熱越電離（3）同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，將抑制電離。（4）加入能反應(yīng)的物質(zhì)，電離平衡發(fā)生移動(dòng)改變條件平衡移動(dòng)n(H+)c(H+)c(Ac-)溶液導(dǎo)電能力加熱升溫加水稀釋加等C的醋酸加醋酸鈉固體通少量HCl加NaOH(s)練習(xí)：以0.1mol/LCH3COOH溶液中平衡移動(dòng)為例不移動(dòng)不變不變不變CH3COOHCH3COO￣+H+5、電離常數(shù)弱電解質(zhì)AB:ABA++B－（1）定義：（2）表達(dá)式：

（3）意義：（4）注意：電離平衡的平衡常數(shù)叫電離常數(shù)用來衡量弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱相同溫度電離常數(shù)越大，弱電解質(zhì)相對(duì)越強(qiáng)①溫度越高，電離常數(shù)越大②多元弱酸、多元弱堿分步電離，K1＞K2＞K3，

酸性或堿性由K1決定一、水的電離1、水是極弱的電解質(zhì)H2O+H2OH3O++OH-

簡寫為：H2OH++OH-

第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性常溫下，水中的：C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L2、水的離子積（常數(shù)）——KW25℃時(shí)：KW=C(H+)?C(OH-)=1×10-14②KW適用于純水，也適用于酸、堿、中性溶液。①KW只受溫度影響，溫度越高，KW越大。（1）溫度：（2）加酸或堿：（3）加活潑金屬:（4）加入某些鹽：3、影響水的電離平衡的因素溫度升高，水的電離平衡右移，促進(jìn)水電離水的電離平衡左移,抑制水電離水的電離平衡右移,促進(jìn)水電離能與水電離的H+或OH–反應(yīng)生成弱電解質(zhì)水的電離平衡右移,促進(jìn)水的電離。H2OH++OH-

1、水的電離水的離子積：影響因素KW=c(OH-)·c(H+)(25℃時(shí)，KW=1.0×10-14)溫度：酸或堿：活潑金屬：可水解的鹽：T↑，KW↑抑制水電離KW不變

促進(jìn)電離KW不變促進(jìn)電離，KW不變2、溶液的酸堿性和pH值c（OH-）＞c（H+）酸性pH＞7c（OH-）＝c（H+）堿性

pH=7c（OH-）＜c（H+）堿性pH＜7H2OH++OH-

二、溶液的酸堿性與pH值pH=-lgC(H+)有關(guān)pH的計(jì)算

1、單一溶液的計(jì)算例1：求0.5×10-3mol/LH2SO4溶液的PH例2：求0.05mol/LBa(OH)2溶液的PH方法：(單一溶液)1、酸溶液：直接求出C(H+)酸PH=-lgC(H+).2.堿溶液：先求C(OH-)堿C(H+)=Kw/C(OH-)

PH=-lgC(H+).2、兩種強(qiáng)酸（或強(qiáng)堿）混合pH值的計(jì)算【例題2】在25℃時(shí)，pH=2的鹽酸溶液1L與pH=4的鹽酸溶液等體積混合，混合后溶液的pH值pH=-lgC（H+）=-lg｛（1×10—2+1×10—4）/2｝=-lg（5.05×10—3）=3-lg5.05=2.3方法：(兩種強(qiáng)酸混合)求C(H+)混=V1.C(H+)1+V2.C(H+)2/(V1+V2)再代入：pH=-lgC（H+）【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pH最接近于（）A、8.3B、8.7C、9

D、9.7c（OH-）=（1×10—6+1×10—4)/(1+1)=5.05×10-5mol/L

=-lg(10-14/5.05×10-5)=9.7pH=-lg{KW/c(OH—)}D方法：（兩種強(qiáng)堿混合）先C(OH-)混=V1.C(OH-)1+V2.C(OH-)2/(V1+V2)C(H+)混=Kw/C(OH-)PH=-lgC(H+)混3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合pH值的計(jì)算在25℃時(shí)，100ml0.4mol/L的鹽酸與等體積0.6mol/L的NaOH溶液混合后,溶液的pH在25℃時(shí)，100ml0.6mol/L的鹽酸與等體積0.4mol/L的NaOH溶液混合后,溶液的pHNaOH+HCl=NaCl+H2O0.060.04NaOH+HCl=NaCl+H2O0.060.04方法（強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合）：酸過量：求n(H+)剩求對(duì)應(yīng)C(H+)PH=-lgC(H+)堿過量：求n(OH-)剩求對(duì)應(yīng)C(OH-)C(H+)=Kw/C(OH-)

PH=-lgC(H+)【例題5】25。C下，10-5mol/L的鹽酸溶液.

溶液中，C（OH-）

=______mol/L.將上述鹽酸稀釋10倍，溶液中C（H+）

=_____

C（OH-）

=_____將上述溶液稀釋10000倍，溶液中C（H+）≈

____

C（OH-）

≈

______10-910-610-810-710-74、酸（堿）的稀釋：溶液的稀釋:酸溶液：稀釋n倍，C(H+)減少n倍C(OH-)混=Kw/C(H+)

;堿溶液：稀釋n倍，C(OH-)減少n倍C(H+)混=Kw/C(OH-)

2、酸或堿溶液無限加水稀釋，濃度只能接近于10-7

，不能=10-7三、酸堿中和滴定⒈原理：(已知濃度)酸（或堿）(未知濃度)堿（或酸）⒉反應(yīng)實(shí)質(zhì)：H++OH-==H2O

測(cè)定堿式滴定管，酸式滴定管，錐形瓶，滴定夾，鐵架臺(tái)，燒杯3、實(shí)驗(yàn)儀器：中和滴定實(shí)驗(yàn)步驟一、用前檢驗(yàn)（是否漏水、旋塞轉(zhuǎn)動(dòng)是否靈活）二、洗滌（準(zhǔn)確測(cè)定的保障）滴定管——自來水沖洗→蒸餾水清洗2~3次→待裝液潤洗錐形瓶——自來水沖洗→蒸餾水清洗2~3次（不用待測(cè)液潤洗）三、裝液(滴定管中加入液體)中和滴定實(shí)驗(yàn)步驟四、滴定滴定管夾在夾子上，保持垂直右手持錐形瓶頸部，向同一方向作圓周運(yùn)動(dòng)，而不是前后振動(dòng)，眼睛注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色變化左手控制活塞（或玻璃球），注意不要把活塞頂出終點(diǎn)判斷：指示劑顏色突變半分鐘顏色不變誤差分析：(1)滴定前，用蒸餾水洗滌滴定管后，未用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗。(2)滴定前，滴定管尖端有氣泡，滴定后氣泡消失。(3)滴定前，用待測(cè)液潤洗錐形瓶。(4)取待測(cè)液時(shí)，移液管用蒸餾水洗滌后，未用待測(cè)液潤洗。(5)取液時(shí)，移液管尖端的殘留液吹入錐形瓶中。(6)讀取標(biāo)準(zhǔn)液的刻度時(shí)，滴定前平視，滴定后俯視。(7)若用甲基橙作指示劑，最后一滴鹽酸滴入使溶液由橙色變?yōu)榧t色。偏高偏高偏高偏