第四章酸碱理论与电离平衡

电离平衡和溶液酸碱性练习

电离平衡及溶液的酸碱性练习一、选择题（每小题只有一个正确的答案） 1、下列关于强、弱电解质的叙述，错误的是 ( ) A ．强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡 B ．在溶液中，导电能力强的电解质是强电解质，导电能力弱的电解质是弱电解质 C ．同一弱电解质的溶液，当温度、浓度不同时，其导电能力也不同 D ．纯净的强电解质在液态时，有的导电，有的不导电 2、在电解质溶液的导电性装置（如图所示）中，若向某一电解质溶液中逐滴加入另一溶液时，则灯泡由亮变暗，至熄灭后又逐渐变亮的是（） A 、盐酸中逐滴加入食盐溶液 B 、氢硫酸中逐滴加入氢氧化钠溶液 C 、硫酸中逐滴加入氢氧化钡溶液 D 、醋酸中逐滴加入氨水 3、用水稀释0.1mol/L 醋酸时，溶液中随着水量的增加而减小的是( ) A. B. C. D.c(OH -) 4、化合物HI n 在水溶液中因存在以下电离平衡，故可用作酸碱指示剂。 HI n (溶液 ) H ＋(溶液)＋I n －(溶液) 红色黄色浓度为0.02 mol·L －1的各溶液①盐酸②石灰水 ③NaCl 溶液 ④NaHSO 4溶液 ⑤NaHCO 3 溶液 ⑥氨水其中能使指示剂显红色的是（） A ．①④⑤ B ．②⑤⑥ C ．①④ D ．②③⑥ 5、已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：NaCN ＋HNO 2 === HCN ＋NaNO 2；NaCN ＋HF === HCN ＋NaF ；NaNO 2＋HF === HNO 2＋NaF ，由此可判断下列叙述不正确的是 ( ) A ．K(HF)＝7.2×10－4 B ．K(HNO 2)＝4.9×10－10 C ．酸性：HF ＞HNO 2＞HCN D ．K(HCN)＜K(HNO 2)＜K(HF) 6、下列叙述正确的是 ( ) A ．电离平衡常数受浓度的影响 B ．35℃时纯水中c (H ＋)＞c (OH －) C ．多元弱酸的各级电离常数相同 D ． H 2CO 3电离常数的表达式为 7、下列说法正确的是 ( ) A ．pH ＜7的溶液一定是酸性溶液 B ．常温时，pH ＝5的溶液和pH ＝3的溶液相比，前者c (OH －)是后者的100倍 C ．室温下，每1×107个水分子中只有一个水分子发生电离 )CO c(H ) )c(CO c(H 3 2- 23+)c(H COOH)c(CH 3+)).c(OH COOH c(CH )COO c(CH -3-3) c(H )c(OH + -

第2章酸碱平衡和酸碱滴定法

第2章酸碱平衡和酸碱滴定法教学目的：化学平衡是滴定分析法的理论基础，掌握化学平衡及相关计算；了解缓冲作用的原理相关计算；掌握酸碱滴定分析法的基本原理及应用。教学重点：反应平衡常数，分布系数，质子平衡条件及[H +]的近似计算，缓冲溶液的有关计算，会配制缓冲溶液，滴定误差、滴定突跃、滴定可行性判据，一元弱酸、混合酸体系的滴定。教学难点：平衡常数的计算，[H +]的近似计算，缓冲容量的推导，林邦误差公式的推导和应用；对于不同体系[D]eq 计算的公式不同，关键是写出化学计量点产物的质子条件。 2.1 概述 2.1.1酸碱平衡研究的内容 1. 由投料组分的浓度和平衡常数求算各形式的浓度、活度或pH 值 2. 由pH 值和相关的平衡常数求算各形式的分布分数 3. 由某些形式的浓度和投料组分的浓度测算相关的平衡常数 4. 缓冲溶液的理论及应用 5. 酸碱指示剂、滴定曲线和终点误差 2.1.2酸碱平衡的研究手段 1.代数法: 代数法是最常用的，是教科书中主要介绍的方法。它的理论性强，适用广泛是其它各种方法的基础。但代数法比较繁琐、冗长，计算过程复杂，有时甚至无求解，再者，它的直观性差，不易用来讨论离子酸碱的全貌，这是它在教学中不利的一面。在酸碱平衡中应用最为广泛。例如，pH 值的计算，分布分数（或副反应系数）的计算，缓冲问题，滴定曲线，常数测定，离子强度计算等都主要使用代数法 2.图解法图解法是应大力提倡和推广的方法，数和形的结合历来是数理科学领会复杂概念和解决深奥问题的常规手段。 3.计算机方法计算机可以把我们从烦琐的计算中解放出来，并且它特别适合把公式转换为图形，有利于数和形的结合。随着计算机的普及和提高，这一方法肯定会成为分析化学各种计算的主要方法。不过，由于条件的限制，本教材还是以代数法和图解法作为主要内容。 2.1.3 离子的活度与平衡浓度活度：电解质溶液中离子实际发挥作用的浓度称为活度，即有效浓度。 i i a c γ= i γ—离子i 的活度系数 c —平衡浓度浓度极稀的强电解质溶液： i γ中性分子的活度系数 i γ=1 离子的活度系数与离子强度：强电解质在溶液中电离为阴阳离子。阴阳离子间有库仑引力，因此中心离子为异性离子所包围，使中心离子的反应能力减弱。减弱的程度用i γ来衡量，它与溶液中离子的总浓度和离子的价态有关。离子强度：21 2i i i I c Z = ∑ 其中，,i i c Z 分别为溶液中第I 种离子的浓度和电荷数。活度系数与离子强度的关系：

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培优教育一对一辅导教案讲义

在电解质溶液中，由于由水电离出来的H+ 和OH-的浓度始终相等，可依此列出质子守恒式。如小苏打溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(H2CO3)-c(CO32-)。溶液中离子浓度的大小比较的规律：（1）多元弱酸溶液：多元弱酸分步电离且一步比一步更难电离。如H3PO4溶液：c(H+)>c(H2PO4-)>c(HPO42-)>c(PO43-)。（2）多元弱酸的正盐溶液：多元弱酸根离子分步水解且一步比一步更难水解。如K2S溶液：c(K+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H+）。（3）不同溶液中同一离子浓度的大小比较：要考虑溶液中其他离子对其的影响。如在相同物质的量浓度的下列溶液中①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4，c(NH4+)由大到小的顺序是： ③>①>②。（4）混合溶液中各离子浓度的大小比较：要考虑溶液中发生的水解平衡、电离平衡等。如在0.1mol·L－1的NH4Cl溶液和0.1mol·L－1的氨水混合溶液中，各离子浓度由大到小的顺序是：c(NH4+)> c(Cl-)>c(OH-)>c(H+）。这是由于在该溶液中，NH3·H20的电离与NH4+的水解互相抑制，但NH3·H20的电离程度大于NH4+的水解程度。一元强酸和一元弱酸的比较（以盐酸和醋酸为例） 1.同体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸 H＋的物质的量浓度C(H＋)酸性强弱中和碱的能力(消耗相同的碱液的多少) 与相同的活泼金属反应的起始速率产生H2 的总量 HCl大强大 CH3C OOH 小弱相同小相等 2.同体积、H＋的物质的量浓度相等（即PH相同）的盐酸和醋酸溶质的物质的量浓度 C(酸)酸性强弱中和碱的能力(消耗相同的碱液的多少) 与相同的活泼金属反应过程中的平均速率产生H2的总量 HCl小弱小少 CH3COOH大相同强大多加水稀释后溶液pH的计算要注意三点 1．对于强酸溶液或弱酸溶液，每稀释10倍，pH是否都增加1个单位？对于强碱溶液或弱碱溶液，每稀释10倍，pH是否都减小1个单位？对于强酸溶液，每稀释10倍，pH增大1个单位；对于弱酸溶液，每稀释10倍，pH增大不足1个单位．对于

第四章酸碱平衡

第4章酸碱平衡（Acid -Bases equilibrium ） 4.1 酸碱平衡的理论基础4.2 弱酸弱碱的分布曲线4.3 酸碱溶液pH 值的计算4.4 酸碱平衡的移动4.5 酸碱缓冲溶液 4.1.1 酸碱电离理论4.1 酸碱平衡的理论基础 4.1.2 酸碱质子理论概述 4.1.3 酸碱离解常数及酸碱的强度 4.1.1 酸碱电离理论酸: 在水中电离出的阳离子全部是H +离子的物质；碱: 在水中电离出的阴离子全部是OH －离子的物质。1884年，瑞典化学家阿伦尼乌斯（S . Arrhenius ）2. 将酸碱限制在水溶液中，不能适用于非水体系。理论缺陷: 1. 难以解释为什么有些物质虽然不能完全电离出H ＋和OH ￣，却具有明显的酸碱性。(NH 3) 4.1 酸碱平衡的理论基础 1. 酸碱的基本概念酸 H ++ 碱 HA H ++ A - 任何能接受质子的物质酸：任何能给出质子（H +）的物质碱：4.1.2 酸碱质子理论概述

例：用合适的方程式来说明下列物质既是酸又是碱 H 2O ，3HCO -：NH 3 + H 2O OH －+ NH 4 ＋解：H 2O ： HAc + H 2O H 3O ++ Ac － H 2O 是碱；H 2O 是酸；3 HCO - OH -+ H 2O H 2CO 3 + 3HCO -是碱；3HCO -23CO -+ H 2O + H 3O + 3HCO -是酸。 3HCO - A 2-+ H 2O HA －+ OH -HA -+ H 2O H 2A + OH - K θa1 2) 多元酸碱的离解平衡K θ a2 K θ b1 K θb2 K a1θ·K b2θ＝K a2θ·K b1θ＝[H 3O +][OH –]＝K w θ 共轭酸碱对离解常数之间的关系 H 2A + H 2O H 3O ++ HA -HA - + H 2O H 3 O + + A 2- 共轭碱的离解 2. 酸碱的强度酸碱的强弱－给出质子或接受质子的能力 K θa K θb 与的大小是衡量酸碱强弱的指标共轭酸碱对的酸碱性 424 3423+4 2HClO H SO H PO HAc H CO NH H O 酸性变强 -4-4 2-24--3 3- ClO HSO H PO Ac HCO NH OH 碱性变强变大 K a θ 变大 K b θ

高中化学电离平衡九大知识点

高中化学电离平衡九大知识点一、弱电解质的电离 1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。 2、电解质与非电解质本质区别：电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素： A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。 C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。 D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 5、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主） 6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。）表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB] 7、影响因素： a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：水的离子积：KW= c[H+]·c[OH-] 25℃时,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1*10-14 注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定 KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐） 2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱 3、影响水电离平衡的外界因素： ①酸、碱：抑制水的电离 KW〈1*10-14 ②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的） ③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉1*10-14 4、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+] （2）pH的测定方法：

水的电离和溶液的酸碱性笔记

水溶液中的离子平衡（笔记）一、水的电离： 1．水是一种极弱的电解质，水的电离是永恒存在的。只要是水溶液，不要忽略H + 和 OH –的同时存在，注意不是大量共存。（1）水分子能够发生电离，存在有电离平衡： H 2O+H 2O H 3O + ＋ OH – 简写为 H 2O H + ＋ OH – （2）水分子发生电离后产生的离子分别是H 3O + 和OH – （3）发生电离的水分子所占比例很小根据水的电离平衡，写出相应的平衡常数表达式应有K 电离＝室温时，1L 纯水中（即55.56mol/L ）测得只有1×10-7molH 2O 发生电离，电离前后H 2O 的物质的量几乎不变，故c (H 2O)可视为常数，上式可表示为：c (H +)·c (OH –)＝K 电离·c (H 2O) K 电离与常数c (H 2O)的积叫做水的离子积常数，用K W 表示 2．水的离子积：一定温度下，无论是稀酸、稀碱或盐溶液中室温时K W ＝c (H +)·c (OH –) =1×10-14 水的电离是个吸热过程，故温度升高，水的K W 增大。同样K W 只与温度有关。归纳： ①电离常数是表示弱电解质电离趋势的物理量。K 值越大，电离趋势越大。 ②一种弱电解质的电离常数只与温度有关，而与该弱电解质的浓度无关。 ③电离常数随温度升高而增大。室温范围温度对电离常数影响较小，可忽略 ④水的离子积不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐稀溶液 ⑤任何溶液中由水电离的c (H +)与c (OH –)总是相等的 3．影响水的电离平衡的因素：酸、碱、水解盐等。二、溶液的酸碱性和pH 1．常温pH=7（中性） pH ＜7 （酸性） pH ＞7（碱性） 2．pH 测定方法：pH 试纸、酸碱指示剂、pH 计 3．溶液pH 的计算方法（1）酸溶液： n (H +)→c(H +)→pH c (H +)·c (OH -) c (H 2O)

高中化学方程式：电离方程式

高中化学方程式：电离方程式来源:网络资源 | 作者:未知 | 本文已影响1237 人 1、酸的电离(H2SO4、HNO3、HCl、HBr、HI、H3PO4、HF、H2SO3、CH3COOH、H2CO3、H2S、HNO 2、C6H5OH、HCN、HClO) H2SO4==2H++SO42- 或：H2SO4+2H2O==2H3O++SO42- HNO3==H++NO3- 或：HNO3+H2O==H3O++NO3- (以下雷同) HCl==H++Cl HBr==H++Br HI==H++I H3PO4 H++H2PO H2PO H++HPO HPO H++PO HF H++F H2SO3 H++HSO HSO H++SO CH3COOH H++CH3COO H2CO3 H++ H++ H2S H++ H++ HNO2 H++NO C6H5OH H++C6H5O- (苯酚不是酸，显酸性) HCN H++CN HClO H++ClO H2O H++OH 2H2O H3O++OH 2、碱的电离(NaOH、KOH、Ba(OH)2、Mg(OH)2、Al(OH) 3、NH3?H2O) NaOH==Na++OH KOH==K++OH Ba(OH)2==Ba2++2OH Mg(OH)2 Mg2++2OH Al(OH)3 Al3++3OH 酸式电离：Al(OH)3 H++ +H2O NH3?H2O +2OH Ca(OH)2==Ca2++2OH (澄清石灰水) Ca(OH)2 Ca2++2OH (石灰悬浊液) 3、盐的电离(NaCl、Na2SO 4、NaHSO4、Na2SO3、NaHSO3、MgSO4、CaSO4、Al2(SO4)3、CuSO4、AlCl3、AgNO3、CH3COONa、NH4NO3、FeCl3、Na2CO3、NaHCO3、Na2S、NaHS、NaH2PO4、Na2HPO4、Na3PO4、KI、NaBr、NaClO、AgCl、CaCO3) NaCl==Na++Cl Na2SO4==2Na++ NaHSO4==H++Na++ Na2SO3==2Na++ NaHSO3==Na++HSO3- (错误书写：NaHSO3==Na++H++SO42-) MgSO4==Mg2++ Al2(SO4)3==2Al3++3 CuSO4==Cu2++ AlCl3==Al3++3Cl AgNO3==Ag++NO3

弱电解质的电离平衡溶液的酸碱性知识点及练习

培优教育一对一辅导教案讲义科目：化学年级：高二姓名：教师：

COOH CH （ｇ）N 3Fe HCO 据此，下列判断中正确的是 A．该溶液中存在着SO2分子

C ．a 点K W 的数值比c 点K W 的数值大 D ．b 点酸的总浓度大于a 点酸的总浓度 5 甲酸甲酯水解反应方程式为： HCOOCH 3(l)＋H 2O(l) HCOOH(l)＋CH 3OH(l) H ＞0 某小组通过实验研究该反应(反应过程中体积变化忽略不计)。反应体系中各组分的起始量如下表：甲酸甲酯转化率在温度T 1下随反应时间(t )的变化如下图： 102030405060708090 51015202530(10,3.0) (15,6.7)(20,11.2)(40,21.5) (80,24.0)(75,24.0) (50,22.9)转化率/%t /min (1)根据上述条件，计算不同时间范围内甲酸甲酯的平均反应速率，结果见下表：请计算15～20 min 范围内甲酸甲酯的减少量为 mol ，甲酸甲酯的平均反应速率为_________mol ·min －1 (不要求写出计算过程)。 (2)依据以上数据，写出该反应的反应速率在不同阶段的变化规律及其原因： ___________。 (3)上述反应的平衡常数表达式为：K =) O H ()HCOOCH () OH CH ()HCOOH (233c c c c ??，则该反应在温度T 1下的K 值为。 (4)其他条件不变，仅改变温度为T 2(T 2大于T 1)，请在下图中画出温度T 2下甲酸甲酯转化率随反应时间变化的预期结果示意图。 102030405060708090 51015202530 t /min 转化率/% 6. 已知单位体积的稀溶液中，非挥发性溶质的分子或离子数越多，该溶液的沸点就越高。则下列溶液沸点最高的是 ( )

第四章酸碱滴定法习题

酸碱滴定法一、选择题 1. 按照酸碱质子理论，下列水溶液中碱性最弱的离子是：（） A. Ac- B. H2BO3- C. C2O42- D. ClO4- 2. 根据酸碱质子理论来区分酸碱：（）是酸，（）是碱 A. NH4+ B. H2N-R-NH2 C. SO42- D. HPO4- E. CH3COOH F. NH3 3. 在下列何种溶剂中，HCOOH，HAc，HCl，HNO3的强度基本相同（） A. 乙二胺 B. 水 C. 苯 D. 氯仿 4. 用0.1000 mol/LHCl滴定同浓度的NH3溶液至化学计量点时的质子平衡方程式是（） A. [H+]=[NH3]+[OH-] B. [H+]+[NH4+]=[OH-] C. [H+]=[Cl-]+[OH-] D. [H+]+[NH4+]=[Cl-]+[OH-] 5. 某三元酸H3A的pK a1=3.96，pK a2= 6.00，pK a3=10.02，则0.1 mol/L H3A的 pH是（） A. 1.00 B. 2.48 C. 3.96 D. 4.98 6. 以下0.1 mol/L 溶液稀释10倍时，pH值改变最小的是（） A. NH4Ac B. NaAc C. HAc D. HCl 7. H3PO4的pK a1~pK a3分别为2.12，7.20，12.4。当H3PO4的pH值为7.30时，溶液中主要存在形式为（） A. H2PO4- + HPO42- B. HPO42- C. H2PO4- D. HPO42- + PO43- 8. 已知0.10 mol/L一元弱碱B-溶液的pH值为8.0，则0.10 mol/L共轭酸HB溶液的pH值为（） A.2.0 B. 2.5 C. 3.0 D. 4.0 9. 已知K a,HAc=1.75×10-5，将0.25 mol/L HAc溶液与等体积NaAc溶液混合，若混合溶液的 pH=4.05，则NaAc溶液的浓度应为（） A. 2.56 B. 0.098 C. 1.28 D. 0.049 10. 下列溶液中，pH值最小的是（） A. 0.2 mol/L氨水中加入等体积的0.2 mol/L HCl B. 0.2 mol/L氨水中加入等体积的蒸馏水 C. 0.2 mol/L氨水中加入等体积的0.2 mol/L H2SO4 D. 0.2 mol/L氨水中加入等体积的0.2 mol/L NH4Cl 11. 含有c HA = c HB = 0.10 mol/L的混合溶液（pK HA=5.0，pK HB=9.0）的pH值应为（） A. 1.00 B. 3.00 C. 5.00 D. 7.00 12. 现有同体积的四种溶液（1）0.01 mol/L NH4Cl – 0.01 mol/L NH3 （2）0.1 mol/L NH4Cl – 0.1 mol/L NH3 （3）0.01 mol/L HAc – 0.01 mol/L NaAc （4）0.1 mol/L HAc – 0.1 mol/L NH3 分别加入0.05 mL 1 mol/L HAc，引起pH值变化最大的是（） A. （2） B. （4） C. （1）和（3） D. （2）和（4） 13. 配置pH=9.0的缓冲溶液，缓冲体系最好选择（） A. 一氯乙酸（pK a = 2.86）- 共轭碱 B. 氨水（pK b = 4.74）- 共轭酸 C. 六亚甲基四胺（pK b = 8.85）- 共轭酸 D. 醋酸（pK a = 4.74）- 共轭碱 14. 将H2SO4?2H2O基准物长期保存在放有硅胶的干燥器中，用它标定NaOH溶液的浓度时，结果是（） A. 偏高 B. 偏低 C. 无影响 D. 不能确定

水的电离和溶液的酸碱性知识点

知识点一水的电离和水的离子积一、水的电离 1.电离平衡和电离程度 ①水是极弱的电解质，能微弱电离： H 2O+H 2O H 3O ++OH -，通常简写为H 2O H ++OH -；ΔH >0 ② 实验测得：室温下1LH2O （即55.6mol ）中只有1×10-7mol 发生电离，故25℃时，纯水中c(H + )=c(OH -)=1×10-7 mol/L ，平衡常数O) c(H ) c(OH )c(H K 2-?= +电离 2.影响水的电离平衡的因素（1）促进水电离的因素： ①升高温度：因为水电离是吸热的，所以温度越高K 电离越大。 c(H +)和c(OH -)同时增大，K W 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加入活泼金属向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属可与水电离产生的H ＋直接发生置换反应，产生H 2，使水的电离平衡向右移动。 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，K W 不变。 ④电解如用惰性电极电解NaCl 溶液、CuSO 4溶液等。（2）抑制水电离的因素： ①降低温度。 ②加入酸、碱、强酸酸式盐。向纯水中加酸和强酸酸式盐（NaHSO4）能电离出H+、碱能电离出OH-，平衡向左移动，水的电离程度变小，但K W 不变。练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下： 1. 水的离子积（1）概念：因为水的电离极其微弱，在室温下电离前后n(H2O)几乎不变，因此c （H2O ）可视为常数，则在一定温度时，c(H +)与c(OH -)=K 电离c(H2O)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。 K W =c(H +)·c(OH -)，25℃时，K W =1×10-14(无单位)。注意： ①K W 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，K W 增大。与c(H+)、c(OH-)无关. 25℃时K W =1×10-14，100℃时K W 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，K W

高考化学必考题型早知道专题九弱电解质的电离平衡溶液的酸碱性新人教版

专题九弱电解质的电离平衡溶液的酸碱性 1．[2012·福建理综，10]下列说法正确的是( ) A．0.5 mol O3与11.2 L O2所含的分子数一定相等 B．25 ℃与60 ℃时，水的pH相等 C．中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸所消耗的n(NaOH)相等 D. 2SO2(g)＋O2(g)===2SO3(g)和4SO2(g)＋2O2(g)===4SO3(g)的ΔH相等 2．[2012·浙江理综，12]下列说法正确的是( ) A．常温下，将pH＝3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后，溶液的pH＝4 B．为确定某酸H2A是强酸还是弱酸，可测NaHA溶液的pH。若pH>7，则H2A是弱酸；若pH<7，则H2A 是强酸 C．用0.2000 mol·L－1 NaOH标准溶液滴定HCl与CH3COOH的混合液(混合液中两种酸的浓度均约为0.1 mol·L－1)，至中性时，溶液中的酸未被完全中和 D．相同温度下，将足量氯化银固体分别放入相同体积的①蒸馏水、②0.1 mol·L－1盐酸、③0.1 mol·L －1氯化镁溶液、④0.1 mol·L－1硝酸银溶液中，Ag＋浓度：①>④＝②>③ 3．[2012·课标全国理综，11]已知温度T时水的离子积常数为K W，该温度下，将浓度为a mol·L－1的一元酸HA与b mol·L－1的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是( ) A．a＝b B．混合溶液的pH＝7 C．混合溶液中，c(H＋)＝K W mol·L－1 D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－) 4．[2012·安徽理综，27]亚硫酸盐是一种常见食品添加剂。为检测某食品中亚硫酸盐含量(通常以1 kg样品中含SO2的质量计)，某研究小组设计了如下两种实验流程： (1)气体A的主要成分是________。为防止煮沸时发生暴沸，必须先向烧瓶中加入________ ；通入N2的目的是________。 (2)写出甲方案第①步反应的离子方程式：______________ __________________________________________________________。 (3)甲方案第②步滴定前，滴定管需用NaOH标准溶液润洗。其操作方法是 ________________________________________________ __________________________________________________________。 (4)若用盐酸代替稀硫酸处理样品，则按乙方案实验测定的结果________(填“偏高”“偏低”或“无影响”)。 (5)若取样品w g，按乙方案测得消耗0.01000 mol·L－1I2溶液V mL，则1 kg样品中含SO2的质量是________g(用含w、V的代数式表示)。

化学：弱电解质的电离平衡归纳总结

弱电解质的电离平衡考查方式：本章为历年高考考试中考点分布的重点区之一，主要的题型为选择题，偶有简答题，尚未出现过综合性的大题，涉及此内容的考点将基本不变，热点将常考常新，跨学科的综合性大题将有可能出现。从近几年高考命题规律来看，今后的高考试题中这部分内容出来的概率仍然很高，这是这部分内容在教材中的地位决定的，有关PH值的计算、离子共存、离子浓度大小的比较将仍是必考点。命题规律： 1．弱电解质的电离平衡电离平衡是化学平衡理论应用的X例，在化学中占有重要的地位在历年高考均受到重视，近五年的高考题也承继了这个传统。考查的主要内容集中点比较某些物质导电性强弱；外界条件对弱电解质电离平衡的影响；依据电离平衡移动理论，解释某些问题。同浓度（或PH）强弱电解质的比较，如氢离子浓度大小，起始反应速率，中和碱的能力、稀释后的PH的变化等。 2．水的电离与溶液的PH 以水的电离和溶液pH 计算为考查内容的试题能有效地测试考生的判断、推理、运算等思维能力，仍将是将来考试的热点。考试内容包括： (1)．已知pH 的强酸、强碱混合，或已知浓度的强酸、强碱混合，计算溶液的pH (2)．已知pH或c的强弱酸碱混合，分析溶液的酸碱性。 (3)．已知混合溶液的pH，推断混合前的酸碱的各种可能，或已知溶液的pH及强酸、强碱的pH，求混合比例。 (4)．中和滴定接近终点时，溶液pH计算。 (5)．在新情景下，考查水电离平衡及K w。 3. 盐类水解考查的内容有： 1．盐对水的电离程度的影响做定性判断或定量计算 2．盐溶液蒸干灼烧后产物的判断； 3．pH大小的比较； 4．离子浓度大小的比较等。另外，判断离子共存、配制溶液、试剂贮存、化肥的混用、物质鉴别推断、某些盐的分离除杂等内容在高考中也涉及到盐的水解。其中命题的热点是离子浓度大小的比较。在高考试题中，特别是选择题，常常将盐类水解与弱电解质的电离、酸碱中和滴定、pH等知识融合在一起，具有一定的综合性。

弱电解质的电离、水的电离和溶液的酸碱性知识点总结及习题

弱电解质的电离、水的电离和溶液的酸碱性知识点总结及习题、弱电解质的电离 2、电解质与非电解质本质区别：电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 、NH 、CO 等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如 BaSO 不溶于水，但溶于水的 BaSO 全部电离，故BaSQ 为强电解质）一一电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态 ______ ，这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素： A 温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B 浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。 C 、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。D 其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 9、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主） 10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka 表示酸，Kb 表示碱。）表示方法：A ++B - Ki=[ A +][ B -]/[AB] 11影响因素： a 、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b 、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 C 、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如： HSO>H 3PO>HF>CHCOOH>CO>HS>HCIO 二、水的电离和溶液的酸碱性非电解质: 强电解质: 弱电解质： : 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。 : 在水溶液里全部电离成离子的电解质。在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质物质?：纯净物（电解质* 化合物，卩虽电解质: :弱电解质: 讥0 ，非电解质: ________ 强酸，强碱，大多数盐 ___________ 。女口 HCI 、NaOH NaCl 、BaSQ ________ 。女口 HCIQ NH 3 ? UQ Cu （OH 》、非金属氧化物，大部分有机物。女口 SO 、CO 、CH126 CCI 4、CH=CH 1水电离平衡: 丄」二[匚 1定义：电解质: 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物，叫电解质 .混和物单质

酸碱理论电离平衡沉淀溶解平衡

第四章酸碱理论、电离平衡、沉淀溶解平衡 4.1 酸碱理论简介 (1) 4.2 弱酸弱碱的电离平衡 (4) 4.3 沉淀溶解平衡 (7) 4.1 酸碱理论简介 4.1.1 酸碱电离理论酸碱理论简介酸碱理论的研究，已经有两百多年的历史，最初，人们把有酸味，能使蓝色石蕊变红的物质叫酸；有涩味，使红色石蕊变蓝的叫碱。1887年，提出了酸碱电离理论：凡是在水溶液中能够电离产生的物质叫作酸，能电离产生的物质叫作碱。酸碱电离理论从物质的化学组成上揭示了酸碱的本质，并应用化学平衡原理找到了衡量酸碱强弱的定量标度，是人们对酸碱认识由现象到本质的一次质的飞跃，对化学的发展起了很大作用，而且至今仍然普遍应用。但这个理论也有缺陷的，实际上并不是只有含的物质才具有碱性，如氨的水溶液也显碱性，可作为碱来中和酸。酸碱电离理论另一个缺陷是将酸碱概念局限于水溶液体系，由于科学的进步和生产的发展，越来越多的反应在非水溶液中进行，对于非水体系的酸碱性，酸碱电离理论就无能为力了。 1923年，丹麦化学家布朗斯特（Bronsted）和英国化学家劳莱（Lowrey）进一步发展了酸碱理论，提出了酸碱质子理论（也叫质子理论）来理解酸碱的本质：凡是能给出质子的分子或离子称为酸，凡是能接受质子的分子或离子称为碱。根据酸碱质子理论，酸和碱不是孤立的：酸＝质子＋碱这种对应情况属酸碱的共轭关系，左边的酸是右边碱的共轭酸，而右边碱是左边酸的共轭碱。有的离子在某个共轭酸碱对中是酸，但在另一个共轭酸碱对中可能又变成碱。酸碱质子理论不仅扩大了酸和碱的范围，还可以把电离理论中的电离作用、中和作用、水解作用、同离子效

应等均看成是质子传递的酸碱中和作用。但是，质子理论只限于质子的放出和接受，所以必须含有氢，不能解释不含氢的一类化合物的反应。质子酸碱反应的实例质子理论拓展了酸碱概念。它包括了所有显示碱性的物质，但是对于酸仍然限制在含氢的物质上，故酸碱反应也就只能局限于包含质子转移的反应。1923年美国物理化学家路易斯（Lewis）又提出了另一种酸碱概念："凡是能给出电子对的分子、离子或原子团都叫作碱，凡是能接受电子对的分子、离子或原子团都叫作酸"。这一概念使酸碱反应不再是质子的转移反应，而是电子的转移反应，是碱性物质提供电子对与酸性物质生成配位共价键的反应。这种酸碱概念又称酸碱电子理论。酸碱电子理论以电子的给出和接受来说明酸碱反应，更能体现物质的本质，而且由于化合物中配位键普遍存在，因此路易斯酸碱的范围极其广泛，更具有普遍意义。但这种酸碱概念显得过于笼统，因此不易掌握酸碱的特征。路易斯酸碱反应的实例在上述理论的基础上，60年代人们又根据酸碱得失电子对的难易程度，将酸分为软、硬酸，碱分为软、硬碱，以体现各酸碱的特性，并总结出一个软硬酸碱的规则，称为软硬酸碱理论。总之，各酸碱理论各有其优缺点：讨论非水溶液中的酸碱，要用质子理论。一般在处理水溶液体系中的酸碱问题时，可采用质子理论或电离理论；处理有机化学和配位化学中问题时，则需借助路易斯酸碱概念；讨论无机化合物一些性质时，又常借用软硬酸碱规则。作为化学工作者，应该了解一些酸碱概念的演变过程，从而掌握多种主要的酸碱理论及其应用范围。 4.1.2 酸碱质子理论质子理论拓展了酸碱概念。它包括了所有显示碱性的物质，但是对于酸仍然限制在含氢的物质上，故酸碱反应也就只能局限于包含质子转移的反应。1923年美国物理化学家路易斯（Lewis）又提出了另一种酸碱概念："凡是能给出电子对的分子、离子或原子团都叫作碱，凡是能接受电子对的分子、离子或原子团都叫作酸"。这一概念使酸碱反应不再是质子的转移反应，而是电子的转移反应，是碱性物质提供电子对与酸性物质生成配位共价键的反应。这种酸碱概念又称酸碱电子理论。酸碱电子理论以电子的给出和接受来说明酸碱反应，更能体现物质的本质，而且由于化合物中配位键普遍存在，因此路易斯酸碱的范围极其广泛，更具有普遍意义。但这种酸碱概念显得过于笼统，因此不易掌握酸碱的特征。路易斯酸碱反应的实例

高中化学：电离平衡练习(含答案)

高中化学：电离平衡练习(含答案) 一、单选题 1．下列说法正确的是 A．可以用FeCl3溶液和NaOH溶液反应制备Fe(OH)3胶体 B．FeCl3、FeCl2和Fe(OH)3都可以通过化合反应得到 C．40gNaOH固体溶解于500mL水中,所得溶液的物质的量浓度为2mol/L D．根据电解质的水溶液导电能力的强弱将电解质分为强电解质和弱电解质 2．现有常温下pH=2的醋酸溶液,下列有关叙述正确的是（） COO-) A．c(H+)＝c(CH 3 B．醋酸的物质的量浓度为0.01mol·L-1 C．与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后,溶液呈碱性 D．加入醋酸钠固体可抑制醋酸的电离,但电离常数Ka不变 3．在室温下,0.1mol/L100mL的醋酸溶液中,欲使其溶液的pH减小,但又要使醋酸电离程度减少,应采取 A．加入少量CH3COONa固体B．通入少量HCl气体 C．升高温度D．加入水 4．下列说法正确的是 A．酸碱盐都是电解质,其电离的过程属于物理变化 B．电解质是可以导电的化合物 C．在水溶液中能电离出H+的化合物都是酸

D ．强电解质易溶于水导电性强,而弱电解质难溶于水导电性弱 5．已知常温时CH 3COOH 的电离平衡常数为K .该温度下向20 mL 0.1 mol·L －1 CH 3COOH 溶液中逐滴加入0.1 mol·L －1 NaOH 溶液,其pH 变化曲线如图所示(忽略温度变化).下列说法中错误的是( ) A ．a 点表示的溶液中c(H +)等于10－3 mol·L －1 B ．b 点表示的溶液中c(CH 3COO －)>c(Na ＋) C ．c 点表示CH 3COOH 和NaOH 恰好反应完全 D ．b 、d 点表示的溶液中33c CH COO c H c CH COOH -+?（）（）（）均等于K 6．下列说法正确的是() A ．2H S 溶于水的电离方程式为22H S 2H S +-+,向2H S 溶液中加入少量2CuCl 固体,电离平衡正向移动 B ．4KHSO 在熔融状态下的电离方程式为244KHSO K H SO ++- =++,向醋酸中加入少量4 KHSO 固体,电离平衡逆向移动 C ．向稀氨水中滴加少量432mol /LNH NO ,溶液,4NH +与OH -结合生成 32NH H O ?,使平衡正向移动,电离常数增大 D ．常温下,冰醋酸加水稀释的过程中,溶液的导电能力先增大后减小 7．下列属于弱电解质的是 A ．BaSO 4 B ．CH 3COOH C ．C 2H 5OH D ． Cu

第2章酸碱理论和非水溶液化学

第2章酸碱理论和非水溶液化学第1节酸碱理论第2节酸碱的相对强度第3节软硬酸碱理论第4节非水溶液化学

第1节酸碱理论 1.1 酸碱概念的发展 (1) 1884年, Arrhenius的酸碱理论(水溶液中) 酸：能在水溶液中电离出H+的物质。HCl、HF 碱：能在水溶液中电离出OH-的物质。NaOH、Ca(OH) 2 (2) 1923年, Bronsted/Lowry的酸碱理论（质子论）凡能给出质子的分子或离子都是酸，凡能结合质子的分子或离子都是碱。质子论离开溶剂而从物质的组成来定义酸碱，不同于阿氏理论主要区别。 HCl、NH 4、H 2 PO 4 -Bronsted酸 NH 3、HPO 4 2-、CO 3 2-Bronsted碱酸碱共轭关系：强酸的共轭碱为弱碱，强碱的共轭酸为弱酸。

（3）Lewis酸碱理论（电子理论）凡是能给电子对的分子、离子、或原子团都叫碱，凡是能接受电子对的分子、离子、或原子团都叫酸。酸碱酸碱加合物 H+ + [:OH]-→H:OH BF 3+ [:F]-→[F 3 B←F]-

Lewis酸碱理论的特点范围广泛，又称广义酸碱理论；与溶剂无关，也适于无溶剂反应; Lewis酸碱反应的实质是Lewis酸与Lewis碱之间通过配位键形成酸碱加合物的过程。（酸碱中和反应）典型的反应： AlCl 3 + C 5 H 5 N →C 5 H 5 NAlCl 3 SnCl 4 + 2Cl-→SnCl62-

1.2 酸碱的溶剂理论 E. C. Franklin：溶解在液氨中的铵盐， Cl和NaNH2分别呈酸性和碱性。如: NH 4 总结：当一种溶质溶解于某一溶剂中时，若电离出的阳离子与该溶剂本身电离出来的阳离子相同，则这种溶质是酸；若电离出的阴离子与该溶剂本身电离出来的阴离子相同，则这种溶质是碱。