电离平衡的影响因素
影响电离平衡的因素：①决定因素（内因）：
②对于溶液中存在的电离平衡CH 3COOH CH3COO- + H+，改变下列条件，请填表。
③对于溶液中存在的电离平衡NH 3?H2O NH4+ + OH-，改变下列条件，请填表。
第二课时电离平衡的建立及影响因素
班级姓名 第一节弱电解质的电离(第二课时) 电离平衡的建立及影响因素 1．在溶液导电性实验装置里，分别注入20 mL 6 mol·L-1醋酸和20 mL 6mol·L-1氨水，灯光明暗程度相似。如果把这两种溶液混合后再实验，则（）A．灯光明暗程度不变B．灯光变暗C．灯光明暗程度变化不大D．灯光变亮 2．下列说法中，正确的是（）A．强电解质的水溶液一定比弱电解质溶液的导电能力强 B．强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物 C．强电解质的水溶液中不存在溶质分子 D．不溶性盐都是弱电解质，可溶性酸和具有极性键的化合物都是强电解质。 3．下列叙述中，能证明某物质是弱电解质的是（）A．熔化时不导电B．不是离子化合物，而是极性共价化合物 C．水溶液的导电能力很差D．溶液中已电离的离子和未电离的分子共存4．NaHSO4在溶液中和熔融状态下，都存在的离子是（）A．H+ B．Na+ C．SO42-D．HSO4- 5．下列物质在水溶液中，存在电离平衡的是（）A．Ca(OH)2B．CH3COOH C．BaSO4D．CH3COONa 6．把0.01molNaOH固体分别加入下列100mL液体中，溶液的导电能力变化不大的（）A．自来水B．0.1mol/LHNO3C．0.1mol/L醋酸D．0.1mol/LNH4Cl 7．一定量的稀H2SO4与过量铁粉反应时，为了减缓反应速率，且又不影响生成的氢气的总量，可向稀H2SO4溶液中加入（）A．H2O B．NaOH固体C．CH3COONa固体D．NH4C1固体 8．下列各组物质反应中，溶液的导电性比反应前明显增强的是（）A．向亚硫酸钠溶液中加入液态溴B．向硝酸银溶液中通入少量氯化氢 C．向氢氧化钠溶液中通入少量氯气D．向硫化氢饱和溶液中通入少量氯气 (s) Ca2++2OH-中，能使c(Ca2+)减小，而使c(OH-)增大的是（） 9．在平衡体系Ca(OH) A．加入少量MgCl2固体B．加入少量Na2CO3固体 C．加入少量KCl固体D．加入少量Ba(OH)2固体 10．在0.01mol/L醋酸中加入少量硫酸后，其变化结果是（）A．氢离子浓度变小B．醋酸的浓度减小 C．酸性增强，PH变小D．醋酸根离子浓度变小 11.在含有酚酞的0.1 mol·L－1氨水中加入少量的NH4Cl晶体，则溶液颜色 A.变蓝色 B.变深 C.变浅 D.不变 12、弱电解质的电离运用勒夏特列原理分析填写下表：
弱电解质的电离度和电离平衡常数
龙文教育个性化辅导授课案 教师： 师广丽 学生： 时间： 年 月 日 段 弱电解质的电离度和电离平衡常数 在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总数（包括电离的没有电离的）的分数。 CH 3COOH CH 3COO -+ H + α=n （Ac -）n （HAc 原）α= n （H +）n （HAc 原） 表示方法: 一、电离度 α= C （Ac -） C （HAc 原）X 100% % 100?= 分子数 溶液中原来电解质的总已电离的电解质分子数αα= C （H +-） C （HAc 原）X 100% 一、有关电离度的计算. 练习：1.某一弱酸HA,达到平衡时,溶液中的弱酸分子数与离子总数之比为9.5:1,求此一元弱酸的电离度. 2.在一定温度下，在100ml 某一元弱酸的溶液中，含有该弱酸的分子数为5.42×1020 个，并测得该溶液的 C(H +)=1×10－3 mol/L 。在该平衡体系中，这种一元弱酸的电离度约为 A. 9% B. 10% C. 3% D. 0.1% 3. 25℃，0.1mol/L 的HAc 溶液中，每10000个HAc 分子里有132个分子电离成离子。求该醋酸的电离度
3、电离度的测定方法(见教材76页) CH3COOH CH3COO -+ H+ 纯HAc溶液中，忽略水解离所产生的H+，达到平衡时： 测得已知浓度的HAc的pH ，由pH =－lg c(H＋)， 计算出c(H+)，即可算出α。 5、影响电离度大小的因素 (1)内因—电解质的本性,电解质越弱,电离度越小 (2)外因 ①浓度：浓度越稀，电离生成的离子相互间碰撞合成分子的机会越少，其电离度就越大； ②温度：温度越高, 越大 注意：用电离度比较弱电解质的相对强弱时必须在同温同浓度条件下 练习4：在0.2mol/L 的醋酸溶液中, 当CH3COOH H++ CH3COO－已达平衡时，若要使醋酸的电离度减小，溶液中的c(H+)增大，应加入 A. CH3COONa B. NH3·H2O C. HCl D. H2O 4. 电离度的应用：比较弱电解质酸性或碱性的强弱。 练习5：已知在25℃，0.1mol/L的下列弱电解质的电离度分别为： HF HCOOH NH3·H2O HAc HCN α 8.0% 4.24% 1.33% 1.32% 0.01% 则它们的酸性强弱顺序是:
高考化学考点水的电离平衡、PH计算的核心知识(基础)
高考总复习《水的电离平衡、PH计算》的核心知识 【考纲要求】 （1）理解水的电离平衡及其影响； （2）了解水的电离及离子积常数； （3）了解溶液pH的定义。初步掌握测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。 【考点梳理】 考点一、水的电离和水的离子积 【高清课堂：363382 水的电离和水的离子积】 1．水的电离方程式：在纯水或水溶液中：H2O H++OH—；△H>0 或：2H2O H3O++OH—；△H>0 2．水的离子积： 25℃c(H+)=c(OH-) =1×10-7mol/L c(H+)?c(OH-)=1×10-14=Kw 100℃c(H+)=c(OH-) =1×10-6mol/L c(H+)?c(OH-)=1×10-12=Kw 要点诠释： (1)Kw只与温度有关，温度越高Kw越大。因水的电离是吸热过程，升高温度Kw将增大。 (2)Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。 3．影响水的电离平衡的因素：H2O H++OH— （1）、定性分析，完成下表：（注：“—”表示不变） 条件 移动方向电离程度c(H+) c(OH-) Kw 温度不变 加入HCl 逆减小增大减小—NaOH 逆减小减小增大—H2O —————CH3COONa 正增大减小增大—NH4Cl 正增大增大减小—NaCl —————Na 正增大减小增大— 升温加热正增大增大增大增大 要点诠释： ①温度：水的电离过程是吸热过程，所以升高温度能促进电离，据此，降温时K W减小，升温时K W增大。但不论温度升高或降低，纯液态水中c (H+)和c (OH―)都相等。实验测得25℃时K W约为10―14，100℃时K W约为10―12。 ②外加酸、碱：向纯水中加入酸或碱，可以增大水中的H+或OH―浓度，均可使水的电离平衡向逆反应方向移动（抑制水的电离）。 ③加入能水解的盐：水的电离程度增大，若盐水解呈酸性，c (H+)＞c (OH―)；若盐水解呈碱性，c (H+)＜c (OH―)，但溶液中K W不变。 （2）、定量分析，完成下表：计算酸碱盐溶液中c(H+)溶液、c(OH-)溶液、c(H+)水、c(OH-)水
实验八 醋酸电离度和电离平衡常数的测定
实验八 醋酸电离度和电离平衡常数的测定 一、实验目的 1、测定醋酸电离度和电离平衡常数。 2、学习使用pH 计。 3、掌握容量瓶、移液管、滴定管基本操作。 二、实验原理 醋酸是弱电解质，在溶液中存在下列平衡： HAc H + + Ac - α αθ -?==-+1][]][[2 c HAc Ac H K a 式中[ H +]、[ Ac -]、[HAc]分别是H +、 Ac -、HAc 的平衡浓度；c 为醋酸的起始浓度；θ a K 为醋酸的电离平衡常数。通过对已知浓度的醋酸的pH 值的测定，按pH=-lg[H +]换算成[H +]， 根据电离度c H ][+=α，计算出电离度α，再代入上式即可求得电离平衡常数θ a K 。 三、仪器和药品 仪器：移液管（25mL ），吸量管（5mL ），容量瓶（50mL ），烧杯（50mL ），锥形瓶（250mL ），碱式滴定管，铁架，滴定管夹，吸气橡皮球，Delta320-S pH 计。 药品：HAc （约0.2mol·L -1），标准缓冲溶液（pH=6.86，pH=4.00），酚酞指示剂，标准NaOH 溶液（约0.2mol·L -1）。 三、实验内容 1．醋酸溶液浓度的标定 用移液管吸取25mL 约0.2mol·L -1 HAc 溶液三份，分别置于三个250mL 锥形瓶中，各加2～3滴酚酞指示剂。分别用标准氢氧化钠溶液滴定至溶液呈现微红色，半分钟不褪色为止，记下所用氢氧化钠溶液的体积。从而求得HAc 溶液的精确浓度（四位有效数字）。 2．配制不同浓度的醋酸溶液 用移液管和吸量瓶分别取25mL ，5mL ，2.5mL 已标定过浓度的HAc 溶液于三个50mL 容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，并求出各份稀释后的醋酸溶液精确浓度（ 2c ，10 c ，20 c ）的值（四位有效数字）。
电离平衡和沉淀溶解平衡
新乡医学院无机化学实验课教案首页 授课教师姓名及职称： 新乡医学院化学教研室年月日
实验 电离平衡和沉淀溶解平衡 一、实验目的 1．了解同离子效应对电离平衡的影响； 2．学习缓冲溶液的配制并了解其缓冲原理及应用； 3．了解盐的水解及其影响因素； 4．理解沉淀的生成及溶解的条件； 二、实验原理 1. 同离子效应： HAc H +＋Ac - 同离子效应能使弱电解质的电离度降低，从而改变弱电解质溶液的pH 值。PH 值的变化可借助指示剂变色来确定。 2. 缓冲溶液：能抵抗外加少量强酸、强碱或水的稀释而保持溶液pH 基本不变。 3. 盐的水解： Ac -＋H 2 O HAc ＋OH - NH 4+＋H 2O NH 3·H 2O ＋H + 盐类水解程度的大小，主要由盐类的本性决定。此外还受温度、盐的浓度和酸度等因素的影响。 根据同离子效应，向溶液中加入H +或OH -离子就可以防止它们的水解。另外，由于水解反应是吸热反应，加热可促使盐类水解。 4. 沉淀－溶解平衡： AB(s) A +(aq)＋B -(aq) 利用沉淀的生成可以将有关离子从溶液中除去，但不可能完全除去。 ] [][][HAc Ac H K a -+?=lg ?=,Ac HAc HAc a c c pK pH 盐 酸c c pK HAc a lg ?=,
在沉淀平衡中，同样存在同离子效应，若增加A +或B -的浓度，平衡向生成沉淀的方向移动，有沉淀析出。 根据溶度积规则可判断沉淀的生成或溶解，当Q i ＝sp B A K c c >?+ 时，则有沉淀析出；Q i ＝sp B A K c c =?+时，溶液达到饱和，但仍无沉淀析出；Q i ＝sp B A K c c
水的电离平衡
1、在常温下，下列五种溶液：①0.1mol/L NH4Cl ②0.1mol/L CH3COONH4③0.1mol/L NH4HSO4④0.1mol/L NH3·H2O 和 0.1mol/L NH4Cl混合液⑤0.1mol/L NH3·H2O请根据要求填写下列空白： （1）溶液①呈性（填“酸”、“碱”或“中”），其原因是（用离子方程式表示） （2）在上述五种溶液中，pH最小的是；c(NH4+)最小的是﹝填序号﹞ （3）比较溶液②、③中c(NH4+)的大小关系是②③﹝填“＞”、“＜”或“＝”） （4）在溶液④中NH3·H2O和离子的物质的量浓度之和为0.2 mol/L。 2、现有电解质溶液：①Na2CO3②NaHCO3③NaAlO2④CH3COONa ⑤NaOH (1)当五种溶液的pH相同时，其物质的量浓度由大到小的顺序是_______________ (填编号，下同) (2)将上述物质的量浓度均为0.1 mol/L 的五种溶液，稀释相同倍数时，其pH变化最大的是____ (3)在上述五种电解质溶液中，分别加入AlCl3溶液，无气体产生的是____________ 3、（1）向Na2CO3的浓溶液中逐滴加入稀盐酸，直到不再生成CO2气体为止，则在此过程中，溶液的c(HCO3－)变化趋势可能是：①逐渐减小；②逐渐增大；③先逐渐增大，而后减小；④先逐渐减小，而后增大。4种趋势中可能的是________。 （2）pH相同的HCl溶液、H2SO4溶液、CH3COOH溶液各100 mL。 ①分别用0.1 mol/L的NaOH溶液中和，其中消耗NaOH溶液最多的是________（填化学式）。 ②与等量的锌粉反应，反应开始时，反应速率________。 A．HCl最快 B．H2SO4最快 C．CH3COOH最快 D．一样快 （3）某温度下，纯水中c(H＋)＝2×10－7 mol/L，则此时0.02mol/LBa(OH)2溶液的pH = （4）有四种一元酸HA、HB、HC、HD，相同物质的量浓度的NaD和NaB溶液的pH，前者比后者大，NaA溶液呈中性，1mol/L的KC溶液遇酚酞试液呈红色；同体积、同物质的量浓度的HB、HC用样的装置分别作导电性试验，发现后者的灯泡比前者亮，则这四种酸的酸性由强到弱的顺序为________________________。 4、（I）化学是一门以实验为基础的学科，下列实验操作的描述中，正确的是________________（填序号）。 ①为使稀硫酸和锌制取氢气的速率加快，可向稀硫酸中加入用铜丝网包裹的锌粒 ②酸碱滴定时，若加入待测液前用待测液润洗锥形瓶，将导致测定结果偏高 ③配制一定物质的量浓度的溶液时，容量瓶洗涤后未进行干燥 ④以酚酞作指示剂，用标准浓度的盐酸滴定NaOH溶液，待溶液变成浅红色时即停止滴定 ⑤测定溶液的pH时，用洁净、干燥的玻璃棒蘸取待测溶液，点在试纸中部，待变色后与标准比色卡对照读数 ⑥滴定终点时，若不慎滴入过量标准溶液，可用装有待测液的滴定管再滴入一定量进行调整
PH值的计算,电离平衡常数
第九节：PH值的计算 一：讲义 1、水的离子积 1．定义 H2O H++OH--Q，K W=c(H+)·c(OH-) 2．性质 （1）在稀溶液中，K W只受温度影响，而与溶液的酸碱性和浓度大小无关。 （2）在其它条件一定的情况下，温度升高，K W增大，反之则减小。 常温下水的离子积常数为K W=1×10－14 要带单位。(高考要求) 2．pH＝－lg[H＋]，pOH＝－lg[OH－]，常温下，pH＋pOH＝14（为什么要强调温度？） 3．pH值的适用范围是溶液的[H＋]小于或等于1mol/L。（为什么？） 4．[H＋]是电解质已电离出的H＋离子的物质的量浓度。 5．25℃时 类别条件近似计算 强酸与强酸pH值相差2或2以上,pH A＜pH B(等体积混合) pH A＋0.3（为什么？） 强酸与强酸(一元) 不等体积混合[H＋]混＝(C1V1＋C2V2)/V1＋V2强碱与强碱pH值相差2或2以上，pH A＜pH B(等体积混合) pH B－0.3 强碱与强碱不等体积混合[OH－]混＝(C1V1＋C2V2)/V1＋V2 强酸与强碱(常温下) pH酸＋pH碱＝14(等体积混合) pH＝7 pH酸＋pH碱＞14(等体积混合) pH碱－0.3 pH酸＋pH碱＜14(等体积混合) pH酸＋0.3 6．不同体积不同pH值溶液混合，若二者为强酸，则求出混合溶液的[H＋]，求pH值；若二者为强碱，则必须求出混合后溶液的[OH－]值再化为pH值。（为什么？解释）。若一强酸与一强碱,则求出H＋离子或OH－离子后,求得[H＋]化为pH值或求[OH－]再化为pH值。 二、例题解析 [例1]稀释下列溶液时，pH值怎样变化？ (1)10mLpH＝4的盐酸，稀释10倍到100mL时，pH＝？ (2)pH＝6的稀盐酸稀释至1000倍，pH＝？ 小结：强酸每稀释10倍，pH值增大1，强碱每稀释10倍，pH值减小1。 (2)当强酸、强碱溶液的H＋离子浓度接近水电离出的H＋离浓度(1×10－7mol/L)时，水的H＋离子浓度就不能忽略不计。所以pH＝6的稀盐酸，稀释1000倍时：[H＋]＝(1×10－6＋999×10－7)/1000＝1.009×10－7pH＝6.99 由此可知溶液接近中性而不会是pH＝9。 [例2]求强酸间混合或强碱间混合溶后液的pH值。 (1)pH＝12，pH＝10的强酸溶液按等体积混合后溶液的pH值。 (2)pH＝5和pH＝3的强酸溶液接等体积混合后溶液的pH值。 [例3]求强酸强碱间的不完全中和的pH值。
电离平衡和缓冲溶液
电离平衡和缓冲溶液 一、实验目的 1、进一步巩固电解质电离的特点和影响平衡移动的因素 2、 巩固pH 值的概念，掌握酸碱指示剂和pH 试纸的使用 3、学习缓冲溶液的配制试验及其性质 二、实验原理 ① 基本概念：在弱酸或弱碱等弱电解质溶液中，加入与弱酸或弱碱解离后具有相同离子的易溶强电解质，使弱电解质解离度降低的现象称同离子效应。 在一定程度上能抵抗外加少量酸、碱或稀释，而保持溶液pH 值基本不变的作用称为缓冲作用。具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。 ② 缓冲溶液组成及计算公式： 缓冲溶液一般是由共轭酸碱对组成的，例如弱酸和弱酸盐，或弱碱和弱碱盐(NH3·H 2O - NH4Cl)。如果缓冲溶液由弱酸和弱酸盐 (例如HAc-NaAc)组成，则 其PH 计算的公式为: 可见缓冲溶液的PH 首先取决于PKa,即取决于弱酸的解离常数Ka 的大小,同时又与C a 和Cb 的比值有关. ③缓冲溶液性质： a.抗酸/碱,抗稀释作用 因为缓冲溶液中具有抗酸成分和抗碱成分，所以加入少量强酸或强碱，其pH 值基本上是不变的。稀释缓冲溶液时，酸和碱的浓度比值不改变，适当稀释不影响其pH 值。 b.缓冲容量 缓冲容量是衡量缓冲溶液缓冲能力大小的尺度。缓冲容量的大小与缓冲组分浓度和缓冲组分的比值有关。缓冲组分浓度越大，缓冲容量越大；缓冲组分比值为 1:1 时，缓冲容量最大。 b a a c c pK pH lg -=θ
三、仪器和药品 试管，量筒(100mL，10mL)，烧杯(100mL，50mL)，吸量管(10mL)等。 HAc(0.1mol/L)，NaAc(0.1mol·L-1，1mol·L-1), NaH2PO4 (0.1 mol·L-1)，Na2HPO4 (0.1 mol·L-1) NH3·H2O (0.1 mol·L-1)，NH4Cl (0.1 mol·L-1)，HCl (0.1 mol·L-1)，NaOH (0.1 mol·L-1，1 mol·L-1)，pH=4的HCl，pH＝10的NaOH，pH=4.00标准缓冲溶液，pH=9.18标准缓冲溶液，甲基红溶液，广泛pH 试纸，精密pH试纸，吸水纸等。 四、实验步骤
水的电离知识详细讲解
水 的 电 离 (一)水的电离 1. 水是极弱的电解质. 存在极弱的电离 H 2O ＋H 2O H 3O ＋＋OH － 简写为 H 2O H ＋＋OH － 25℃ 1 L H 2O 18 1000 ＝ 55.6(mol)中有10－7mol 发生电离 H 2O H ＋ ＋ OH － 起始(mol) 55.6 0 0 电离(mol) 10－7 10－7 10－7 平衡(mol)55.6－10－7 10－7 10－7 25℃.[H ＋]·[OH －]＝10－7·10－7＝10－14＝Kw 称作水的离子积常数. 2.温度升高,Kw 增大. 水的电离为吸热过程,所以当温度升高时,水的电离度增大,Kw 也增大. 例如100℃,1 L H 2O 有10－6mol 电离.此时水的离子积常数为 Kw ＝10－6·10－6＝10 －12 . 常温下,Kw ＝10－14 3. 在中性、酸性、碱性稀溶液中Kw 的讨论. 凡是在水溶液中,都存在着水的电离平衡.H 2O H ＋＋OH －, H ＋和OH －总是同时存在的. (1)中性溶液中,Kw ＝[H ＋]·[OH －]＝10－7·10－7＝10－14 (2)酸性溶液中, 由于[H ＋]增大, 水的电离平衡逆向移动, [OH －]减小, 但Kw ＝[H ＋]· [OH －]＝10－14. (3)碱性溶液中, 由于[OH －]增大, 水的电离平衡逆向移动.[H ＋]减小, 但Kw ＝[H ＋]· [OH －]＝10－14. 结论:常温下,[H ＋]·[OH －]＝10－14＝Kw,适于纯水,中性、酸性、碱性稀溶液. 4. 根据Kw 计算溶液中的[H ＋]或[OH －] 由于水电离出来的H ＋或OH －很少,所以在酸(或碱)溶液中,一般就以酸(或碱)的浓度计算出[H ＋]或([OH －]),然后根据Kw 再计算溶液中的[OH －](或[H ＋]) (1)酸溶液: 强酸 [H ＋] 弱酸 [H ＋ ]＝C α (2)碱溶液 强碱 [OH －] 弱碱 －]＝C α (二)溶液的酸碱性和pH 值 完全电离 部分电离 ] H [Kw + ＝[OH － ] 完全电离 部分电离 ]OH [Kw - ＝[H ＋ ] .
常见弱电解质电离平衡常数表
弱电解质的解离常数 (近似浓度～·L-1,温度298K) 名称化学式解离常数，K p K 醋酸HAc×1O-5 碳酸H2CO3K1=×lO－7 K2=×1O－11 草酸H2C2O4K1=×lO-2 K2=×lO-5 亚硝酸HNO2×1O－4 磷酸H3PO4K1=×lO-3 K2=×1O－8 K3=×lO－13 (291K) 亚硫酸H2SO3 K1=×lO-2 (291K) K2=×lO-7 硫酸H2SO4K2=×lO－2 硫化氢H2S K1=×lO－8 (291K) K2=×1O-12 氢氰酸HCN×1O－1O 铬酸H2CrO4K1=×lO-1 K2=×1O-7 *硼酸H3BO3×1O-1O 氢氟酸HF×1O-4 过氧化氢H2O2×1O-12 次氯酸HClO×1O－5 (291K) 次溴酸HBrO×1O-9 次碘酸HIO×1O-11 碘酸HIO3×1O－1 砷酸H3AsO4 K1=×lO-3 (291K) K2＝×lO－7 K3=×1O－12 亚砷酸HAsO26×1O-1O 铵离子NH4+×1O-1O
氨水NH3·H2O×1O－5 联胺N2H4×1O－7 羟氨NH2OH×1O-9 氢氧化铅Pb(OH)2×1O－4 氢氧化锂LiOH×1O-1 氢氧化铍Be(OH)2×1O－6 BeOH+×1O－9 氢氧化铝A1(OH)3×1O-9 Al(OH)2+×1O-1O 氢氧化锌Zn(OH)2×1O-7 氢氧化镉Cd(OH)2×1O－11 *乙二胺H2NC2H4NH2K1=×lO－5 K2=×lO-8 *六亚甲基四 胺 (CH2)6N4×1O-9 *尿素CO(NH2)2×1O－14 *质子化六亚 甲基四胺 (CH2)6N4H+×1O-6甲酸HCOOH ×1O-4 (293K)氯乙酸ClCH2COOH×1O-3 氨基乙酸NH2CH2COOH×1O-1O *邻苯二甲酸C6H4(COOH)2K1=×1O-3 K2=×1O-6 柠檬酸(HOOCCH2)2C(OH)COOH K1=×1O-4 K2=×1O-5 (293K) K3=×1O-7 -酒石酸(CH(OH)COOH)2K1=×1O-3 K2=×1O-5 *8-羟基喹 啉C9H6NOH K1=8×lO-6 K2=1×1O-9 苯酚C6H5OH ×1O-1O (293K) *对氨基苯磺 酸H2NC6H4SO3H K l=×lO-l K2=×1O-4 *乙二胺四乙酸(EDTA) (CH2COOH)2NH+CH2CH2NH+(CH2COOH)2K5=×1O-7 K6=×1O-11
水的电离知识点
水的电离 （1）电离平衡和电离程度 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 25℃时，纯水中c(H +)=c(OH -)=1×10-7mol/L （2）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。 K W =c(H +)·c(OH -)，25℃时，K W =1×10-14(无单位)。 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。 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 就不变。 （3）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，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酸、碱 向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但K W 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，K W 不变。 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 +) 实验三 醋酸电离度和电离平衡常数的测定 一、实验目的 1.测定醋酸的电离度和电离平衡常数。 2.学会正确地使用pH 计。 3.练习和巩固容量瓶、移液管、滴定管等仪器的基本操作。 二、实验原理 醋酸CH 3COOH(简写为HAc)是一元弱酸，在溶液中存在下列电离平衡： 2HAc(aq)+H O(l) +-3H O (aq)+Ac (aq) 忽略水的电离，其电离常数： 首先，一元弱酸的浓度是已知的，其次在一定温度下，通过测定弱酸的pH 值，由pH = -lg[H 3O +], 可计算出其中的[H 3O +]。对于一元弱酸，当c /K a ≥500时，存在下列关系式： +3[H O ]c α≈ +23a [H O ]K c = 由此可计算出醋酸在不同浓度时的解离度（α）和醋酸的电离平衡常数（a K ）。 或者也可由2a K c α=计算出弱酸的解离常数（a K ）。 三、仪器和试药 仪器：移液管、吸量管、容量瓶、碱式滴定管、锥形瓶、烧杯、量筒、pHS-3C 型酸度 计。 试药：冰醋酸（或醋酸）、NaOH 标准溶液(0.1mol·L -1)、标准缓冲溶液（pH = 6.86, 4.00） 酚酞溶液（1%）。 四、实验内容 1.配置250mL 浓度为0.1mol·L -1的醋酸溶液 用量筒量取4mL 36%（约6.2 mol·L -1）的醋酸溶液置于烧杯中，加入250mL 蒸馏水稀释，混匀即得250mL 浓度约为0.1mol·L -1的醋酸溶液，将其储存于试剂瓶中备用。 2.醋酸溶液的标定 用移液管准确移取25.00mL 醋酸溶液（V 1）于锥型瓶中，加入1滴酚酞指示剂，用标准NaOH 溶液（c 2）滴定，边滴边摇，待溶液呈浅红色，且半分钟内不褪色即为终点。由滴定管读出所消耗的NaOH 溶液的体积V 2，根据公式c 1V 1 = c 2V 2计算出醋酸溶液的浓度c 1。平行做三份，计算出醋酸溶液浓度的平均值。 3.pH 值的测定 分别用吸量管或移液管准确量取2.50、5.00、10.00、25.00mL 上述醋酸溶液于四个50mL 的容量瓶中，用蒸馏水定容，得到一系列不同浓度的醋酸溶液。将四溶液及0.1mol·L -1原溶液按浓度由低到高的顺序，分别用pH 计测定它们的pH 值。 +-+2 33a [H O ][Ac ][H O ][HAc][HAc]K =≈ 山东大学西校区实验报告 姓名危诚年级班级公共卫生1班 实验四酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡 实验目的：了解弱酸与弱碱的解离平衡及其平衡移动原理；掌握缓冲溶液恶性质及缓冲溶液的配置方法；掌握难溶点解释的沉淀-溶解平衡及溶度积规则的运用；学习液体及固体的分离以及pH试纸的使用等基本操作。 实验原理： 一元弱酸中的浓度： 一元弱碱中的浓度： 缓冲溶液的pH值：； 难溶强电解质的标准溶度积常数： 实验器材：离心机，离心试管，试管，烧杯，玻璃棒，量筒，试管架，滴管，药匙 实验药品： 甲基橙,酚酞,广泛pH试纸,精密pH试纸 （pH=~；pH=~） 实验过程： （一）测定溶液pH 用广泛pH试纸测量L的溶液，L的溶液和的L溶液的pH。测得分别为pH=; pH=13; pH=。通过计算，易知理论值分别为pH=; pH=; pH=。 （二）同离子效应 （1）取两支试管A、B，各加入等量L的溶液和1滴甲基橙溶液，摇匀后观察溶液颜色为橙红色。然后向A管中加入少量固体，摇匀后观察，与B管溶液颜色比较，发现A 管中液体颜色变黄。 解释：在A管原溶液中达到解离平衡显酸性使甲基橙为橙红色，加入固体后，溶液中增多，发生同离子效应，反应逆向移动，使水中氢离子浓度减小，pH上升，甲基橙显黄色。 （2）取两支试管A、B，各加入等量L的溶液和1滴酚酞指示剂，摇匀观察溶液颜色为红色。向A管中加入少量固体，摇匀观察颜色，A管中红色褪去。 解释：在A管原溶液中达到解离平衡显碱性使酚酞为红色，加入固体后，溶液中增多，发生同离子效应，反应逆向移动，使水中氢氧根离子浓度减小，pH下降，酚 酞红色褪去。 （3）取两支试管A、B，各加入等量L的溶液，再向A管中加入适量饱和溶液，再向两支试管中各加入适量2mol/L的溶液，摇匀观察，A管无明显变化，B管中出现白 色浑浊。 解释：在两管原溶液中达到解离平衡，A管加入饱和溶液后，溶液中较多，再加入溶液则发生同离子效应，溶液解离逆向移动，使水中氢氧根离子浓度减小，使得因此不产生沉淀，没有明显变化；反之，B管中溶液解离后氢氧根离子浓度上升，使得，产生沉淀，显现白 色浑浊。 （三）缓冲溶液的配置与性质 （1）计算得需要L的溶液，需要L的溶液。用10ml量筒量取溶液，用100ml 量筒量取溶液，加入烧杯中混合搅拌均匀。取精密pH试纸（pH=~），用洁净的玻璃棒蘸取溶液涂在试纸上，与比色卡对照，并用2mol/L的溶液和2mol/L的溶液调节溶液pH值到pH=。 （2）计算得需要L的溶液，需要L的溶液。用100ml量筒量取溶液和溶液，加入烧杯中混合搅拌均匀。取精密pH试纸（pH=~），用洁净的玻璃棒蘸取溶液涂在试纸上，与比色卡对照，并用2mol/L的溶液和2mol/L的溶液调节溶液pH值到pH= （3）以下各缓冲溶液用量皆为20ml 缓冲溶液pH（前）加入物质pH（后） 2ml L HCl 2ml L NaOH + 20ml纯水 L NaCl 2ml L HCl L NaCl 2ml L NaOH 说明：缓冲溶液能有效地阻碍溶液pH值的变化。 （四）沉淀的生成 （1）取试管A，加1ml L的溶液和1ml L的溶液，混合后观察到生成黄色沉淀。 解释：有，而溶液中有 =，所以形成沉淀。 （2）取试管B，加1ml L的溶液和1ml L的溶液，混合后观察，无明显现象。 实验十一电离平衡和沉淀反应 一、实验目的 1．了解同离子效应对弱电解质电离平衡的影响； 2．学习缓冲溶液的配制并了解其缓冲作用； 3．加深理解盐类的水解规律和容度积规则的应用； 4．练习离心机的使用。 [教学重点] 同离子效应，缓冲溶液的缓冲作用 [教学难点] 容度积规则的应用 [实验用品] 仪器：试管、离心试管、离心机、表面皿、温度计 药品：SbCl3(s)、NH4Ac(s)、Fe(NO3)3(s)、HNO3(6 mol·L-1)、HCl(0.2、6 mol·L-1)、0.2 mol·L-1HAc、NaOH(0.2、2 mol·L-1)、NH3.H2O(0.2、6 mol·L-1)、PbI2(饱和)、KI(0.01、0.1 mol·L-1)、 Pb(NO3)2(0.01、0.1 mol·L-1)、NaAc(0.2 mol·L-1)、NH4Cl(0.1 mol·L-1)、NH4Ac(0.1 mol·L-1)、NaCl(0.1、 1.0 mol·L-1)、NaH2PO4(0.1 mol·L-1)、NaH2PO4(0.1 mol·L-1)、Na2HPO4(0.1 mol·L-1)、Na3PO4(0.1 mol·L-1)、K2CrO4(0.05、0.5 mol·L-1)、AgNO3(0.1 mol·L-1)、BaCl2(0.5 mol·L-1)、(NH4)2C2O4(饱和)、Na2S(0.1 mol·L-1)、Na2SO4(饱和) 材料：pH试纸 二、实验内容 （一）同离子效应 1．同离子效应和电离平衡 a：0.1 mol·L-1 NH3·H2O，pH=10 b：1 mL0.1 mol·L-1 NH3·H2O加1d酚酞，颜色粉红；加NH4Ac，颜色变淡。 2．同离子效应和沉淀平衡 1 mL PbI2(饱和)加0.1 mol·L-1 KI 4～5 d 现象：PbI2(黄)↓，平衡左移 （二）缓冲溶液的配制和性质 H2O pH =7；0.1 mol·L-1HAc pH=3 体系pH 纯 水 5mL纯水中加1d 缓冲液 HAc-NaAc 5 mL缓冲液中加1 d 0.2 MHCl 0.2 MNaOH 0.2 MHCl 0.2 MNaOH 实验值7 理论值7 2.7 11.3 4.76 （三）盐类水解 0.1 mol·L-1 pH NH4Cl NH4Ac NaAc NaCl NaH2PO4NaHPO4Na3PO4实验值 理论值 5.1 7.0 8.8 7.0 4.7 9.9 12.8 Fe3+：黄色，小火加热，颜色变深；加6 mol·L-1HNO3，颜色变浅。 SbCl3+ 2H2O == Sb(OH)2Cl↓ + 2HCl 该溶液pH=1～2，滴加6 mol·L-1 HCl，溶液变澄清。 （四）沉淀平衡 电离平衡和沉淀反应 一、实验目的和原理 实验目的： 1）、通过电解质强弱的比较，巩固PH概念，掌握酸碱指示剂和试纸的用法； 2)、了解盐类水解作用及水解平衡移动； 3）、了解沉淀的生成与转化，沉淀溶解的各种方法的实验，掌握溶度积规则及沉淀转化所必需条件并掌握离心分离操作。 实验原理： 1）、电解质有强弱之分，他们的电离度大小也有不同。电解质在水溶液中的电离使水溶液呈相应的PH。 2)、弱电解质在水溶液中存在着离子化和分子化的可逆平衡。在一平衡体系中加入含有 相同离子的强电解质，促使弱电解质的电离平衡向分子化的方向移动，电离度降低，这种效应为同离子效应。 3）、由弱酸（或弱碱）及其盐的混合溶液组成的缓冲溶液，对外加的少量酸、碱或水都有一定的缓冲作用，即加少量的酸、碱水后溶液的酸度基本不变。 4)、盐类的水解使溶液使溶液呈现相应的PH。水解反应是中和反应的逆反应，温度升 高促使进水解反应的进行，加入酸或碱则使水解收到抑制或促进。 5）、在难溶电解质中，若相应的离子浓度幂的乘积大于该溶液电解质的溶度积时。则该难容电解质会以沉淀析出。反之，难容电解质的沉淀溶解。 二、实验注意事项 1）、酚酞为碱性指示剂，甲基橙为酸性指示剂2）、试剂取用时注意操作， 三、主要仪器与药品 仪器：试管、酒精灯、试管夹 药品：NaOH（0.1mol/L）、NH3·H2O(0.1mol/L)、HAC（0.1mol/L）、HCl(0.1mol/L)、NaCl(0.1mol/L) Na2S(0.1mol/L)、NaAc(0.1mol/L) 四、实验过程及原始数据记录 强电解质与弱电解质 用PH试纸测定溶液的PH：0.1mol/LNaOH,PH=14；0.1mol/LNH3·H2O,PH=9;；蒸馏水：PH=7； 0.1mol/LHAc,PH=3；0.1mol/LHCl.PH=1,按PH从小到大排序：0.1mol/LHCl<0.1mol/LHAc<蒸馏水<0.1mol/LNH3·H2O<0.1mol/LNaOH 盐类的水解 1）、用PH试纸测定浓度为0.1mol/L溶液PH：NaCl=8;PH =9;NaAc=10 2)、取少量NaAc固体于试管中，加水溶解，滴一滴酚酞溶液，溶液颜色变为浅红，加热溶液，溶液颜色加深。 沉淀生成与转化 1）、经试管中加入0.5mL0.1mol/L K2CrO4溶液，混合后一边振荡试管，一边逐滴加入0.1mol/L 水溶液中的电离平衡 一、电解质和非电解质 1、概念 ?电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物 非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物 ①电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质。 ②电解质必须是自身能直接电离出自由移动的离子的化合物。 ③对于电解质来说，只须满足一个条件即可，而对非电解质则必须同时满足两个条件。 例如：H 2SO 4、NaHCO 3、NH 4Cl 、Na 2O 、Na 2O 2、Al 2O 3 ?强电解质：溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质 弱电解质：溶于水或熔融状态下只有部分电离的电解质 ①电解质的强弱与化学键有关，但不由化学键类型决定。强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的不一定都是强电解质，如H 2O 、HF 等都是弱电解质。 ②电解质的强弱与溶解度无关。如BaSO 4、CaCO 3等 ③电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。 2、判断 （1）物质类别判断： 强电解质：强酸、强碱、多数盐、部分金属氧化物 弱电解质：弱酸、弱碱、少数盐和水 非电解质：非金属氧化物、氢化物（酸除外）、多数有机物 单质和混合物（不是电解质也不是非电解质） （2）性质判断： 熔融导电：强电解质（离子化合物） 均不导电：非电解质（必须是化合物） （3）实验判断： ①测一定浓度溶液pH ②测对应盐溶液pH ③一定pH 溶液稀释测pH 变化 ④同等条件下测导电性 3、电解质溶液的导电性和导电能力 ?电解质不一定导电(如NaCl 晶体、无水醋酸)，导电物质不一定是电解质(如石墨)，非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。 ?强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。 例1：(上海高考题)下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（ ）。 A ．CH 3COOH B ．Cl 2 C ．NH 4HCO 3 D ．SO 2 例2：（1）有下列物质：①硫酸②固体KCl ③氨④食盐水⑤CO 2⑥Cl 2⑦CaCO 3⑧Na 2O ⑨铜丝⑩氯化氢气体11氨水12浓硫酸13盐酸14碘化氢15硫酸钡。其中属于电解质的是 ；属于非电解质的是 ；属于强电解质的是 ；属于弱电解质的是 。 例3：(全国高考题)甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是（ ）。 导电性强弱 离子浓度 离子所带电荷 溶液浓度 电离程度 【人教版】选修4知识点总结：第三章水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离 课标要求 1、了解电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的概念 2、掌握弱电解质的电离平衡 3、熟练掌握外界条件对电离平衡的影响 要点精讲 1、强弱电解质 （1）电解质和非电解质 电解质是指溶于水或熔融状态下能够导电的化合物；非电解质是指溶于水和熔融状态下都不导电的化合物。注：①单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。 ②化合物中属于电解质的有：活泼金属的氧化物、水、酸、碱和盐；于非电解质的有：非金属的氧化物。（2）强电解质和弱电解质 ①强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质称为强电解质（如强酸、强碱和大部分的盐） ②弱电解质：在水溶液里只有部分电离为离子（如：弱酸、弱碱和少量盐）。 注：弱电解质特征：存在电离平衡，平衡时离子和电解质分子共存，而且大部分以分子形式存在。 （3）强电解质、弱电解质及非电解的判断 2、弱电解质的电离 （1）弱电解质电离平衡的建立（弱电解质的电离是一种可逆过程） （2）电离平衡的特点 弱电解质的电离平衡和化学平衡一样，同样具有“逆、等、动、定、变”的特征。 ①逆：弱电解质的电离过程是可逆的。 ②等：达电离平衡时，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等③动：动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止。 ④定：一定条件下达到电离平衡状态时，溶液中的离子浓度和分子浓度保持不变，溶液里既有离子存在，也有电解质分子存在。且分子多，离子少。 ⑤变：指电离平衡是一定条件下的平衡，外界条件改变，电离平衡会发生移动。 （3）电离常数 ①概念：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。这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K来表示。 ② ③意义：K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的弱酸或弱碱相对较强。 ④电离常数的影响因素 实验八醋酸电离度和电离平衡常数的测定 一、实验目的 1、测定醋酸电离度和电离平衡常数。 2、学习使用pH 计。 3、掌握容量瓶、移液管、滴定管基本操作。 二、实验原理 醋酸是弱电解质，在溶液中存在下列平衡： HAc H + + Ac - 2 [ H ][ Ac ] c K a[ HAc] 1 式中[ H +]、[ Ac-]、[HAc] 分别是H+、Ac-、HAc 的平衡浓度； c 为醋酸的起始浓度；K a 为醋酸的电离平衡常数。通过对已知浓度的醋酸的pH 值的测定，按pH=-lg[H +]换算成[H +]，根据电离度 [H ] c ，计算出电离度α，再代入上式即可求得电离平衡常数K a 。 三、仪器和药品 仪器：移液管（25mL ），吸量管（5mL ），容量瓶（50mL），烧杯（50mL），锥形瓶（250mL ），碱式滴定管，铁架，滴定管夹，吸气橡皮球，Delta320-S pH 计。 药品：HAc （约0.2mol ·L -1），标准缓冲溶液（pH=6.86 ，pH=4.00 ），酚酞指示剂，标准NaOH 溶液（约0.2mol L·-1 ）。 三、实验内容 1．醋酸溶液浓度的标定 用移液管吸取25mL 约0.2mol ·L -1 HAc 溶液三份，分别置于三个250mL 锥形瓶中，各加2～3 滴酚酞指示剂。分别用标准氢氧化钠溶液滴定至溶液呈现微红色，半分钟不褪色为 止，记下所用氢氧化钠溶液的体积。从而求得HAc 溶液的精确浓度（四位有效数字）。2．配制不同浓度的醋酸溶液 用移液管和吸量瓶分别取25mL，5mL ，2.5mL 已标定过浓度的HAc 溶液于三个50mL 容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，并求出各份稀释后的醋酸溶液精确浓度（c 2 ， c 10 ， c 20 ）的值（四位有效数字）。醋酸电离度和电离平衡常数的测定
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