水溶液中的电离平衡 知识点讲解及例题解析
水溶液_电离平衡__知识点讲解及例题解析

水溶液中的电离平衡一、电解质和非电解质⑴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 ⑵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pH②测对应盐溶液pH③一定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⑴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。
⑵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。
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。
高三化学三轮冲刺——水溶液中的平衡知识点归纳

水溶液中的平衡知识点归纳一、弱电解质的电离平衡1.影响电离平衡的外在条件内因:弱电解质本身的性质,是决定因素。
外因:(1)温度:温度升高,电离平衡向右移动,电离程度增大,平衡常数增大。
(2)浓度:稀释溶液,电离平衡向右移动,电离程度增大。
(3)同离子效应:加入与弱电解质具有相同离子的强电解质,电离平衡向左移动,电离程度减小。
(4)化学反应:若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应,电离平衡向电离方向移动。
【注意】①加水稀释时,溶液中不一定所有的离子浓度都减小; 2.电解质溶液的导电能力与溶液中离子的关系电解质溶液导电能力取决于自由移动离子的浓度和离子所带电荷数,自由移动离子的浓度越大、离子所带电荷数越多,导电能力越强。
3. 电离平衡常数 (1)表达式①对于一元弱酸HA : HAA —+ H +,平衡常数表达式K=②对于一元弱碱BOH :BOHOH —+ B +,平衡常数表达式K=(2)意义相同条件下,K 值越大,表示该弱电解质越易电离,所对应的酸性或碱性相对越强。
(3)特点)()()(HA c H c A c +-⋅)(()(BOH c B c OH c )+-⋅①电离常数只与温度有关,与电解质的浓度、酸碱性无关,由于电离过程是吸热的,故温度升高,K增大。
②多元弱酸是分步电离的,各级电离常数的大小关系是K1≫K2……,所以其酸性主要取决于第一步电离。
(4)应用①判断酸性相对强弱电离常数越大,酸性(或碱性)越强,如醋酸:K=1.75×10-5,次氯酸:K=2.95×10-8,则酸性:醋酸>次氯酸。
②判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱电离常数越大,对应的盐水解程度越小,盐溶液的碱性(或酸性)越弱,如醋酸:K=1.75×10-5,次氯酸:K=2.95×10-8,则同浓度的醋酸钠和次氯酸钠溶液的pH:醋酸钠<次氯酸钠。
③判断反应能否发生或者判断产物是否正确强酸可以制取弱酸来判断,如H2CO3:K a1=4.2×10-7,K a2=5.6×10-11,苯酚:K a=1.3×10-10,向苯酚钠溶液中通入的CO2不论是少量还是过量,其化学方程式为C6H5ONa+CO2+H2O===C6H5OH+NaHCO3,不能生成Na2CO3。
水溶液中离子平衡考点二电离平衡常数的应用

1.(1)填写下表弱电解质电离方程式电离常数NH3·H2 O NH3·H2O NH错误!+OH-K b=1.7×10-5CH3COO H CH3COOHCH3COO-+H+K a=1.7×10-5HClO HClO H++ClO-K a=4.7×10-8(2)CH3COOH酸性大于HClO酸性(填“大于”“小于”或“等于”),判断的依据:相同条件下,电离常数越大,电离程度越大,c(H +)越大,酸性越强。
(3)电离平衡常数的意义:弱酸、弱碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱.电离平衡常数越大,电离程度越大。
多元弱酸的电离以第一步电离为主,各级电离平衡常数的大小差距较大。
(4)外因对电离平衡常数的影响:电离平衡常数与其他化学平衡常数一样只与温度有关,与电解质的浓度无关,升高温度,K值增大,原因是电离是吸热过程。
2.碳酸是二元弱酸(1)电离方程式是H2CO3H++HCO-3,HCO-3H++CO错误!。
(2)电离平衡常数表达式:K a1=错误!,K a2=错误!。
(3)比较大小:K a1≥K a2。
【重难点指数】★★★★【重难点考向一】电离平衡常数的理解及应用【典型例题1】下列说法错误的是()A.一定温度下,弱酸的电离平衡常数越大,酸性越强B.醋酸的电离平衡常数K a和醋酸钠的水解平衡常数K b之间的关系为K a·K b=K wC.平衡常数只受温度影响,与反应物或生成物的浓度变化无关D.合成氨的反应,正反应的平衡常数和逆反应的平衡常数相同【答案】D【名师点睛】【重难点考向二】电离平衡常数的计算【典型例题2】H3BO3溶液中存在如下反应:H3BO3(aq)+H2O(l)B(OH)4]-(aq)+H+(aq)已知0。
70 mol·L-1 H3BO3溶液中,上述反应于298 K达到平衡时,c(H+)=2。
0×10-5mol·L-1,c平衡(H3BO3)≈c起始(H3BO3),水平衡的电离可忽略不计,求此温度下该反应的平衡常数K(H2O的平衡浓度不列入K的表达式中,计算结果保留两位有效数字)。
第八章-水溶液中的离子平衡热点专题(五)四大平衡常数的重要应用资料讲解

第八章水溶液中的离子平衡热点专题(五)四大平衡常数的重要应用第八章水溶液中的离子平衡热点专题(五)四大平衡常数的重要应用四大平衡常数的比较 对于一般的可逆反应: m A(g)+n B(g)p C(g)+q D(g),在一定温度下达到平衡时:K =c p C ·c q D c m A ·c n B(1)对于一元弱酸HA : HAH ++A -,电离常数K a =c H +·c A -c HA(2)对于一元弱碱BOH : BOHB ++OH-,电离常数K b =错误!影响因素只与温度有关只与温度有关,升高温度,K 值增大只与温度有关,升高温度,K w 增大只与难溶电解质的性质和温度有关考点一 化学平衡常数常考题型1.求解平衡常数;2.由平衡常数计算初始(或平衡)浓度; 3.计算转化率(或产率);4.应用平衡常数K 判断平衡移动的方向(或放热、吸热等情况)。
对 策从基础的地方入手,如速率计算、“三阶段式”的运用、阿伏加德罗定律及其推论的应用、计算转化率等,这些都与化学平衡常数密不可分(严格讲电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡也是化学平衡,只是在溶液中进行的特定类型的反应而已),要在练习中多反思,提高应试能力。
[应用体验]1.高炉炼铁过程中发生的主要反应为13Fe 2O 3(s)+CO(g)23Fe(s)+CO 2(g)。
已知该反应在不同温度下的平衡常数如下:温度/℃ 1 000 1 150 1 300 平衡常数4.03.73.5请回答下列问题:(1)该反应的平衡常数表达式K =________,ΔH ________0(填“>”“<”或“=”); (2)在一个容积为10 L 的密闭容器中,1 000 ℃时加入Fe 、Fe 2O 3、CO 、CO 2各 1.0 mol ,反应经过10 min 后达到平衡。
求该时间范围内反应的平均反应速率v (CO 2)=________,CO 的平衡转化率=________。
高二化学《水的电离》知识点汇总

高二化学《水的电离》知识点汇总高二化学《水的电离》知识点汇总一、水的离子积纯水大部分以H2的分子形式存在,但其中也存在极少量的H3+(简写成H+)和H-,这种事实表明水是一种极弱的电解质。
水的电离平衡也属于化学平衡的一种,有自己的化学平衡常数。
水的电离平衡常数是水或稀溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积,一般称作水的离子积常数,记做。
只与温度有关,温度一定,则值一定。
温度越高,水的电离度越大,水的离子积越大。
对于纯水说,在任何温度下水仍然显中性,因此(H+)=(H&ar;),这是一个容易理解的知识点。
当然,这种情况也说明中性和溶液中氢离子的浓度并没有绝对关系,pH=7表明溶液为中性只适合于通常状况的环境。
此外,对于非中性溶液,溶液中的氢离子浓度和氢氧根离子浓度并不相等。
但是在由水电离产生的氢离子浓度和氢氧根浓度一定相等。
二、其它物质对水电离的影响水的电离不仅受温度影响,同时也受溶液酸碱性的强弱以及在水中溶解的不同电解质的影响。
H+和H&ar;共存,只是相对含量不同而已。
溶液的酸碱性越强,水的电离程度不一定越大。
无论是强酸、弱酸还是强碱、弱碱溶液,由于酸电离出的H+、碱电离出的H&ar;均能使H2<=>H&ar; + H+平衡向左移动,即抑制了水的电离,故水的电离程度将减小。
盐溶液中水的电离程度:①强酸强碱盐溶液中水的电离程度与纯水的电离程度相同;②NaHS4溶液与酸溶液相似,能抑制水的电离,故该溶液中水的电离程度比纯水的电离程度小;③强酸弱碱盐、强碱弱酸盐、弱酸弱碱盐都能发生水解反应,将促进水的电离,故使水的电离程度增大。
三、水的电离度的计算计算水的电离度首先要区分由水电离产生的氢离子和溶液中氢离子的不同,由水电离的氢离子浓度和溶液中的氢离子浓度并不是相等,由于酸也能电离出氢离子,因此在酸溶液中溶液的氢离子浓度大于水电离的氢离子浓度;同时由于氢离子可以和弱酸根结合,因此在某些盐溶液中溶液的氢离子浓度小于水电离的氢离子浓度。
高考化学二轮复习专题考点剖析—水溶液中的离子平衡

高考化学二轮复习专题考点剖析—水溶液中的离子平衡必备知识解读一、弱电解质的电离(弱电解质:包括弱酸、弱碱、极少数盐(如醋酸铅)、两性氢氧化物、水等。
)1.电离度(1)概念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分子数的分数。
(2)表示方法α=已电离的弱电解质分子数溶液中原有弱电解质的总分子数×100%也可表示为α=弱电解质的离子浓度弱电解质的浓度×100%(3)影响因素温度的影响升高温度,电离平衡向右移动,电离度增大;降低温度,电离平衡向左移动,电离度减小浓度的影响当弱电解质溶液浓度增大时,电离度减小;当弱电解质溶液浓度减小时,电离度增大2.电离常数(1)概念:电离平衡的常数叫做电离常数。
(2)表达式①对于一元弱酸HA :HAH ++A -,电离常数K a =c(H +)·c (A -)c(HA)。
②对于一元弱碱BOH :BOH B ++OH -,电离常数K b =c(B +)·c(OH -)c(BOH -)。
(3)特点多元弱酸各级电离常数的大小关系是K 1≫K 2≫K 3,故其酸性取决于第一步电离。
(4)影响因素内因:弱电解质本身的性质外因:电离常数只与温度有关,升高温度,K值增大。
(5)意义K越大―→越易电离―→酸碱性越强如相同条件下常见弱酸的酸性强弱:H2C2O4>H2SO3>H3PO4>HF>HCOOH>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。
3.电离常数的四大应用①判断弱酸(或弱碱)的相对强弱,电离常数越大,酸性(或碱性)越强。
②判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱,电离常数越大,对应的盐水解程度越小,酸性(或碱性)越弱。
③判断复分解反应能否发生,一般符合“强酸制弱酸”规律。
④计算弱酸、弱碱溶液中的c(H+)、c(OH-)。
有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)已知c(HX)和电离平衡常数,求c(H+)。
HX H++X-起始:c(HX)00平衡:c(HX)-c(H+)c(H+)c(X-)则:K=c(H+)·c(X-)c(HX)-c(H+)=c2(H+)c(HX)-c(H+)由于c(H+)的数值很小,可做近似处理:c(HX)-c(H+)≈c(HX),则c(H+)=K·c(HX),代入数值求解即可。
化学选修第3章《水溶液中的离子平衡》知识点总结

化学选修第3章《水溶液中的离子平衡》知识点总结一、电解质、非电解质,强弱电解质的比较1.电解质、非电解质的概念2.强电解质与弱电解质的概念3.强弱电解质通过实验进行判断的方法(以醋酸HAc为例):(1)溶液导电性对比实验:相同条件下,HAc溶液的导电性明显弱于强酸(盐酸、硝酸)(2)测0.01mol/L HAc溶液的pH>2(3)测NaAc溶液的pH值:常温下,pH>7(4)测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pH<a+2(5)将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性(6)中和10mL pH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL(7)将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性(8)比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸,分别与同样的锌粒反应产生气体的速率,后者快特别提醒:1.SO2、NH3、CO2的水溶液虽然能导电,但它们仍属于非电解质。
2.电解质强弱的判断,关键是看电解质在水溶液中是否完全电离。
电解质电离程度与溶解度无直接关系,溶解度大的不一定是强电解质(如醋酸),溶解度小的不一定是弱电解质(如硫酸钡)。
3.电解质溶液导电性取决于溶液中自由移动离子浓度和离子所带电荷数的多少。
一般来说,相同浓度的强电解质的导电性明显强于弱电解质。
弱酸(碱)与弱碱(酸)反应生成了强电解质,溶液的导电性明显增强。
4.电解质的强弱与溶液的导电性没有直接的关系。
如难溶物BaCO 3,它溶于水的部分能完全电离,故属于强电解质,但溶液的导电性几乎为零。
二、弱电解质电离平衡及电离平衡常数要点一:影响电离平衡的因素:1.温度:升高温度,促进电离(因为电离过程吸热),离子浓度增大2.浓度:溶液稀释促进电离,离子浓度反而变小3.同离子效应:加入与弱电解质具有相同的离子的物质,将抑制电离,相关离子浓度增大;4.加入能反应的物质,促进电离,但相关离子浓度降低。
水的电离平衡和酸碱指示剂

水的电离平衡和酸碱指示剂一、水的电离平衡1.电离:电解质在水溶液中产生自由移动的离子的过程。
2.水的电离:水分子自发地分解为氢离子(H⁺)和氢氧根离子(OH⁻)的过程。
3.水的电离平衡:水分子电离成氢离子和氢氧根离子的平衡状态,表示为:H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻。
4.离子积常数(Kw):水溶液中氢离子和氢氧根离子的浓度乘积,其值为1.0×10⁻¹⁴(25℃时)。
5.影响水的电离平衡的因素:a.温度:升高温度,水的电离程度增大。
b.酸碱:加入酸或碱,水的电离程度减小。
c.盐类:加入某些盐类,水的电离程度增大。
二、酸碱指示剂1.定义:酸碱指示剂是一种能够根据溶液的酸碱性发生颜色变化的物质。
a.有机指示剂:如酚酞、甲基橙、溴酚蓝等。
b.无机指示剂:如石蕊、氢氧化钠、硫代硫酸钠等。
2.酸碱指示剂的选择:根据指示剂的变色范围和溶液的预期pH值选择合适的指示剂。
3.变色原理:指示剂分子中的某些原子或原子团在酸碱环境中发生结构变化,导致颜色变化。
4.使用方法:a.准确称取一定质量的指示剂。
b.将指示剂溶解在适当的溶剂中(如酒精、水等)。
c.用滴定管或移液器将溶液滴加到待测溶液中。
d.观察溶液的颜色变化,并根据指示剂的变色范围判断溶液的酸碱性。
请注意,以上内容仅供参考,具体学习请结合课本和教材。
习题及方法:1.习题:某溶液的pH为8.0,请判断该溶液是碱性还是酸性,并说明理由。
根据pH的定义,pH = -log[H⁺],当pH > 7时,溶液为碱性;当pH < 7时,溶液为酸性。
题目中给出的溶液pH为8.0,大于7,因此该溶液是碱性。
2.习题:向等体积的0.1mol/L NaOH溶液和0.1mol/L HCl溶液中分别加入酚酞指示剂,观察溶液颜色变化,并判断反应后的溶液酸碱性。
NaOH与HCl反应生成水和氯化钠NaCl,反应方程式为:NaOH + HCl → NaCl + H₂O。
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水溶液中的电离平衡一、电解质和非电解质 1、概念⑴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 ⑵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pH②测对应盐溶液pH③一定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⑴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。
⑵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 3COOHB .Cl 2C .NH 4HCO 3D .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 2O⑨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 。
导电性强弱离子浓度 离子所带电荷溶液浓度电离程度例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()。
A.1mol/L甲酸溶液的c(H+)=10-2mol/L B.甲酸以任意比与水互溶C.10mL 1mol/L甲酸恰好与10mL 1mol/L NaOH溶液完全反应D.在相同条件下,甲酸溶液的导电性比一元强酸溶液的弱二、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CH3COOH CH3COO-+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CH3COOH CH3COO-+H+为例,各种因素对平衡的影响可归纳为下表:加醋酸铵(s)向左减小减少增多增多减小增强减小加金属Mg向右减小减少增多增多增多增强增大加CaCO3(s)向右减小减少增多增多增多增强增大例1:(南昌测试题)在CH3COOH CH3COO-+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pH1、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+H2O H3O++OH-,通常简写为H2O H++OH-;ΔH>025℃时,纯水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L⑵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。
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。
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.12 B.7 C.6 D.2例3:常温某无色溶液中,由水的电离产生的C(H+)=1×10-12 mol/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-c(H+)比值是:例4:在25°C时,pH=5的HCl和NH4Cl溶液中,水电离出的....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+)<c(OH-),c(H+)<1×10-7-mol/L。
思考:c(H+)>1×10-7mol/L (pH<7)的溶液是否一定成酸性?3、溶液的pH⑴表示方法pH=-lgc(H+) c(H+)=10-pHpOH=-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-)=1×10-7mol·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<c(H+)<1mol·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②pHpH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(pH or c)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pH②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。