一元强酸和一元弱酸(学生)
第四章 pH值计算和缓冲溶液
+
近似式 (2) (3)
K HA c HA
最简式
计算0.10mol·L-1HF和0.20mol·L-1HAc混合溶液的 ？ 混合溶液的pH？ 例 计算 和 混合溶液的 用近似式计算， 解：KHF=6.6×10-4，KHAc=1.8×10-5，用近似式计算，得： × × pH=2.08
五 两性物质溶液
（二）缓冲溶液的组成 具有足够浓度的共轭酸碱对 具有足够浓度的共轭酸碱对——缓冲对。 共轭酸碱对——缓冲对 缓冲对。 如：HAc - Ac-、NH4+ - NH3 抗碱成分； 抗酸成分。 酸——抗碱成分；碱——抗酸成分。 抗碱成分 抗酸成分
1）弱酸及其对应盐：HAc － NaAc 弱酸及其对应盐： 2）酸式盐及其次级盐：NaH2PO4 －Na2HPO4 酸式盐及其次级盐： 3）弱碱及其对应盐：NH4Cl －NH3 弱碱及其对应盐：
强酸（强碱）在溶液中全部解离， 强酸（强碱）在溶液中全部解离，但浓度低时需考虑水的解离 1、一元强酸（C）HCl 一元强酸（ H2O 质子条件 H + + Cl H + + OH -
Q[ H + ] = [Cl − ] + [OH − ] = C + [OH − ]
∴[ H + ] = C + K w [ H + ]
[OH − ] = c + c2 + 4K w
精确式
2
当C ≥10-6 mol/L，忽略水的解离 mol/L，
[OH − ] ≈ C
近似式
3. 二元强酸溶液
[H + ] = (c − K a 2 ) + (c − K a 2 ) 2 + 8cK a 2 2
2025版新教材高中化学第3章第1节第2课时电离平衡常数强酸与弱酸的比较课件新人教版选择性必修1
(1)试比较相同浓度的CH3COOH、HNO2、HCN、H2CO3溶液的酸 性强弱。
提示：电离常数越大，酸性越强，故酸性： HNO2>CH3COOH>H2CO3>HCN。 (2)向HNO2溶液中加入一定量的盐酸时，HNO2的电离平衡向哪个 方向移动？此时HNO2的电离常数是否发生变化？为什么？ 提示：HNO2溶液中存在电离平衡：HNO2 H＋＋NO，加入盐 酸，上述平衡逆向移动；此时HNO2的电离常数不变；原因是溶液的温 度不变。
2．电离平衡常数的应用 (1)根据电离平衡常数可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件 下，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 (2)根据电离平衡常数可以判断盐与酸(或碱)反应是否发生，相同条 件下相对强的酸(或碱)可以制相对弱的酸(或碱)。 (3)根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动 方向。
(2)T ℃ 时 ， 将 该 溶 液 加 水 稀 释 10 倍 ， 则 CH3COOH 的 Ka ＝ _1_._7_5_×__1_0_－_5____。
2．已知：25 ℃时，下列四种弱酸的电离常数：
电离 常数
CH3COOH 1.75×10－5
HNO2 5.6× 10－4
HCN 6.2× 10－10
H2CO3 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11
正｜误｜判｜断
(1)改变条件，电离平衡正向移动，电离平衡常数一定增大。( × ) (2)同一弱电解质，浓度大的电离平衡常数大。( × ) (3)H2CO3 的电离常数表达式为 Ka＝cHc＋H·2cCCOO323－。( × )
深｜度｜思｜考
1.已知T ℃时，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5。 (1) 当 向 醋 酸 中 加 入 一 定 量 的 盐 酸 时 ， CH3COOH 的 电 离 常 数 不__变__( 填 “ 变 大 ” 或 “ 变 小 ” 或 “ 不 变 ”) ， 理 由 是 _电__离__常__数__只__与__温__度_ _有__关__。
弱电解质的电离平衡考点归纳
弱电解质的电离平衡考点归纳弱电解质电离平衡是电解质理论的基础，也是中学化学基本理论中的重要组成部分，近几年高考命题中反复考查。
在学生已经学过化学平衡理论并了解电解质在水溶液中发生电离和离子间发生反应等知识的基础上，进一步学习弱电解质的电离平衡。
高考命题的热点主要有影响弱电解质电离平衡因素，通过图象分析弱电解质和强电解质，电离常数和电离度等，为了更好的学习这一部分内容，本文做了详细的总结和归纳，希望对同学们的学习有所启发，达到触类旁通的效果。
一、弱电解质电离平衡1.电离平衡概念一定条件（温度、浓度）下，分子电离成离子的速率和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，简称电离平衡。
任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质在该条件下的电离程度最大。
2.电离平衡的特征电解质的电离平衡属于化学平衡中的一种形式，具有以下一些特征：“逆”——弱电解质的电离是可逆的，存在电离平衡“动”——电离平衡是动态平衡“等”——v(=v(分子化)≠0离子化)“定”——达到电离平衡状态时，溶液中分子和离子的浓度保持不变，是一个定值“变”——电离平衡是相对的，外界条件改变时，平衡被破坏，发生移动形成新的平衡。
二、影响弱电解质电离平衡的因素（符合勒?夏特列原理）1.内因：弱电解质本身的性质，是决定性因素。
2.外因①温度: 升高温度，由于电离过程吸热,平衡向电离方向移动，电离程度增大。
②浓度: 加水稀释，使弱电解质的浓度减小，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。
因为溶液浓度越小，离子相互碰撞结合成分子的机会越小，弱电解质的电离程度就越大；所以，稀释溶液会促进弱电解质的电离。
例如：在醋酸的电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+A 加水稀释，平衡向正向移动，电离程度变大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)变小；B 加入少量冰醋酸，平衡向正向移动，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)均增大但电离程度小；③外加相关物质（同离子效应）例如：0.1 mol/L的CH 3COOH溶液CH3COOH CH3COO－+ H+向其中加入CH3COONa固体，溶液中c(CH3COO-)增大，CH3COOH的电离平衡向左移动，电离程度减小，c（H+）减小，pH增大。
分析化学及实验：酸碱溶液pH计算
• 计算1.0×10-4mol·L-1NaCN溶液的pH？
解：CN- 是HCN的共轭碱， Ka = 6.2×10-10， Kb=Kw/Ka=1.6×10-5，cKb>20Kw，但c/Kb<500，用近似式计 算：
[OH ] Kb
Kb2 4Kbc 3.3105 mol L1 2 pOH 4.48 pH 9.52
多元弱酸（弱碱）
多元酸（碱）溶液与一元酸（碱） pH计算类似，满足条 件时，可将多元酸碱看作一元酸碱来处理，否则，需考虑 水解离、多级解离等，可采用迭代法计算处理。
• 室 算温 溶时 液， 的HpH2C？O3饱和溶液的浓度约为0.040mol·L-1，计
01
强酸强碱溶液
一元强酸（强碱） 强酸（强碱）在溶液中全部解离，但浓度低时需考虑水的解离
精确式
二元强酸（强碱）
02
弱酸弱碱溶液
一元弱酸（弱碱）
• 质子条件（弱酸HA）：
[H+] = [A-] + [OH-]
Ka
[H ][A [HA]
]
，K
w
[H ][OH ]
[H ] Ka [HA] K w [H ] [H ] [H ]
酸碱溶液ph计算contents目录强酸强碱溶液弱酸弱碱溶液0102弱酸混合溶液03两性物质溶液04一元强酸强碱一元强酸强碱一元弱酸弱碱一元弱酸弱碱多元酸碱多元酸碱弱酸混合弱酸混合两性物质两性物质缓冲溶液缓冲溶液弱酸与强酸混合弱酸与强酸混合先判断溶液性质再利用相应的公式计算01强酸强碱溶液强酸强碱在溶液中全部解离但浓度低时需考虑水的解离精确式一元强酸强碱二元强酸强碱02弱酸弱碱溶液0230???????????????wawaaakkhkckhkhkhhccha又???质子条件弱酸ha
2024届高考一轮复习化学教案(通用版)：强酸(碱)与弱酸(碱)的比较
微专题·大素养○20强酸(碱)与弱酸(碱)的比较【知识基础】1．相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较比较项目c (H ＋)pH 中和碱的能力与较活泼金属反应产生H 2的量开始与金属反应的速率盐酸大小相同相同大醋酸溶液小大小2.相同pH 、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较比较项目c (H ＋)c (酸)中和碱的能力与足量活泼金属反应产生H 2的量开始与金属反应的速率盐酸相同小小少相同醋酸溶液大大多3.图像法理解一强一弱的稀释规律(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸加水稀释到相同的倍数，醋酸的pH 大加水稀释到相同的pH ，盐酸加入的水多(2)相同体积、相同pH 的盐酸、醋酸加水稀释到相同的倍数，盐酸的pH 大加水稀释到相同的pH ，醋酸加入的水多4.一元弱酸和一元强酸与金属的反应(以盐酸和醋酸为例)图像实验操作图像同体积、同浓度的盐酸和醋酸分别与足量Zn反应同体积、同pH的盐酸和醋酸分别与足量Zn反应微点拨“成语法”巧记溶液酸碱性的变化(1)温度恒定时，改变其他条件，溶液中c(H＋)和c(OH－)的变化规律遵循“此起彼伏”或“此消彼长”的规律，因为c(H＋)·c(OH－)＝K w为定值。
如稀释CH3COOH溶液时，c(OH －)随c(H＋)减小而增大。
(2)常温时，pH之和为14的强碱溶液与弱酸溶液(或强酸溶液与弱碱溶液)等体积混合，溶液的酸碱性遵循“以弱胜强”的规律，如pH＝2的CH3COOH溶液和pH＝12的NaOH 溶液等体积混合，溶液显酸性，其实质是弱酸过量。
(3)等浓度、等体积的一元强碱溶液与一元弱酸溶液(或一元弱碱溶液与一元强酸溶液)混合，溶液的酸碱性遵循“恃强凌弱”的规律。
如等浓度、等体积的烧碱溶液与CH3COOH 溶液混合，溶液显碱性，其实质是CH3COOH与NaOH恰好完全反应，CH3COO－发生水解。
5．证明弱电解质的实验方法实验方法结论(1)常温下测定0.01mol·L－1HA的pH若pH＞2，则HA为弱酸(2)常温下测NaA的pH若pH＞7，则HA为弱酸(3)相同条件下，测等体积、等浓度的HA溶液和盐酸的导电能力若HA溶液的导电能力比盐酸弱，则HA为弱酸(4)测相同pH的HA溶液与盐酸稀释相同倍数前后的pH变化若稀释前后HA溶液的pH变化小，则HA为弱酸(5)测等体积、等pH的HA溶液与盐酸分别与足量Zn反应产生H2的快慢及H2的量若HA溶液与Zn反应过程中产生H2较快且最终生成H2的量较多，则HA为弱酸(6)测等体积、等pH的HA溶液和盐酸溶液中和等浓度NaOH溶液所消耗的NaOH溶液的体积若HA溶液消耗NaOH溶液体积较大，则HA 为弱酸(7)测升高温度后HA溶液pH的变化若溶液的pH明显减小，则HA为弱酸【专题精练】1．下列事实中不能证明CH3COOH是弱电解质的是()A．常温下某CH3COONa溶液的pH＝8B．常温下0.1mol·L－1CH3COOH溶液的pH＝2.8C．向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，溶解后溶液的pH变大D．0.1mol·L－1的乙酸溶液与同体积0.1mol·L－1的氢氧化钠溶液恰好反应2．25℃时，相同pH的两种一元弱酸HA与HB溶液分别加水稀释，溶液pH随溶液体积变化的曲线如图所示。
第5章 酸碱溶液pH的计算2 (1)
（3）最简式：
条件：CaKa≥20Kw Ca/Ka ≥ 500
[H ]
KaCa
（1）复杂式： [ H ] Ka[ HA] KW [H ] [H ]
[HA]=Ca-([H+]-[OH-]) KW 将 OH [H ]
3 2
代入上式
[ H ] Ka[ H ] (CaKa KW )[ H ] KaKW 0
（三）酸碱溶液pH的计算
1、一元酸碱溶液的pH计算
（1）一元强酸（强碱）溶液 例： 强酸HA， 浓度Ca [H+] = 强酸离解的H+ +水离解的H+ (1)若Ca >10-6mol/L （Ca ＞ 20×10-7）， 则： [H+] = [A- ] = Ca (2)若Ca ≤10-6 mol/L （Ca < 20×10-7）
H 2 PO
4
H
H 3PO 4
2H
HPO
2 4
H
PO
OH
3 4
H 3O
H
H 2O
H
3 4
[H ] [H 2 PO ] 2[H 3PO 4 ] [PO ] [OH ]
4
质子条件式中不应出现作
为质子参考水准的物质，因为
这些物质不管是失去质子或得 到质子都不会生成它本身。
得质子产物
H
H
零水准
H
失质子产物
H 3O H 2O OH
HCN CN
H
质子条件式：
NH 4 NH 3
PH计算方法
溶液组成： HB 溶液 ca：反应生成的弱酸
HB 的浓度
剩余的一元强酸 +反 应生成的一元弱酸 ca：剩余的一元强酸
的浓度
溶液 pH 计算方法小结 一、单组分 1、判断
2、选择适当的方法计算： pH= -lg[H +]
单组分 一元强酸 一元强碱 一元弱酸 一元弱碱
多元弱酸溶液 多元弱碱溶液
两性物质溶液
计算公式 [H +] = ca [OH -] = cb [H +] =K w/[OH -]
[H ] K a ca
[OH ] K bcb
pH pK a lg cB cHB
[H ] K a ca
忽略弱酸 HB 的解离 [H +] ≈ ca
过量的弱酸 HB 和反 应生成的盐 B-组成
缓冲系 溶液组成： B-溶液 cb：反应生成的盐 B（一元弱碱）的浓度
剩余的一元强碱 +反 应生成的一元弱碱 cb：剩余的一元强碱
的浓度 过量的弱碱 B-和反应 生成的弱酸 HB 组成
[H +] =K w/[OH -]
当作一元弱酸来计算
当作一元弱碱来计算
[H ] 或[H ]
ห้องสมุดไป่ตู้
K a1K a2 K a2 K a3
备注 ca：一元强酸的浓度 cb：一元强碱的浓度
ca：一元弱酸的浓度
cb：一元弱碱的浓度
K a1>> K a2>> K a3， K a1／ K a2＞ 102 时 K b1>> K b2>> K b3， K b1／ K b2＞ 102 时
一元 弱酸
+ 一元 发 强碱 生 反 应 一元 弱碱
计算一元弱酸或弱碱溶液ph值的新公式
计算一元弱酸或弱碱溶液ph值的新公式PH值计算公式
1. 对于强酸：
PH = -log[H^+]
2. 对于弱酸：
PH = -log[(H^{+})(A^{-})^{Ka}]
3. 对于强碱：
PH = 14 - log[OH^-]
4. 对于弱碱：
PH = 14 + log[(OH^{-}) (B^{+})^{Kb}]
以上是确定一元弱酸或弱碱溶液PH值所用的公式。
弱酸的pH值，需要使用此公式：
PH = -log[(H^{+})(A^{-})^{Ka}], 其中Ka是弱酸的平衡常数；
而弱碱溶液的PH值，需要使用另一个公式：
PH = 14 + log[(OH^{-}) (B^{+})^{Kb}], 其中Kb是弱碱的平衡常数。
为了计算一元弱酸或弱碱溶液的PH值，需要先知晓相应分子式、以及这些分子式形成不同有机物时，酸性和碱性的反应强度（即用平衡常数K表示，如Ka和Kb），才能使用以上公式正确的计算出PH值。
例如一种典型的弱碱，乙醇氮基聚磷酸盐（EDTP），它的平衡常数
Kb为7.4×10-9，此时，我们可以使用公式14 + log[(OH^{-}) (B^{+})^{Kb}]计算，其PH值为9.225。
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一元强酸和一元弱酸的比较应用
在学习《电离平衡》时，经常会碰到比较强酸和弱酸的各项指标的大小问题，而一元强酸和一元弱酸的比较问题是最基础的问题，它也是多元强酸和多元弱酸比较问题的理论基础。
所以，有必要把一元强酸和一元弱酸进行详细的对比和分析，找出其中的规律，以便更快更好地解决类似的问题。
现把“同体积、等物质的量浓度的一元强酸和一元弱酸”以及“同体积、H＋的物质的量浓度相等（即PH相同）的一元强酸和一元弱酸”进行比较，找出其中的规律。
以盐酸和醋酸为例。
一、总结规律
1、同体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸
2、同体积、H＋的物质的量浓度相等（即PH相同）的盐酸和醋酸
二、学以致用
1、形状形同、质量相等的两份锌粒分别加入相同物质的量浓度、相同体积的稀盐酸、稀醋酸（两种酸均足量）中，开始时生成的气体的速率谁大？____ ___ 。
原因是__ _ ___ ____ 。
反应完毕后，两者生成气体的体积谁大？________ 。
原因是________________ 。
2、c(H＋)相同的盐酸溶液和醋酸溶液分别和锌反应，若最后锌都已完全溶解，且放出的气体一样多，则下列判断正确的是（）。
A、整个反应阶段的平均速率：CH3COOH＞HCl
B、反应所需时间：CH3COOH＞HCl
C、参加反应的锌的质量：HCl＞CH3COOH
D、开始反应速率：HCl＞CH3COOH
3、中和c(H＋)相同、体积相同的H2SO4 、HCl 和CH3COOH溶液，耗用同一浓度的NaOH 溶液，体积分别为V1、V2和V3 ，则V1、V2和V3的关系正确的是（）。
A、V1＞V2＝V3
B、V3＞V2＝V1
C、V1＞V2＞V3
D、V1＝V2＝V3。