管姝(2弱电解质电离)

对于一元弱酸HAH++A-，平衡时K=c(H+).c(A-)

c(HA)对于一元弱碱MOHM++OH-，平衡时K=c(M+).c(OH-)

c(MOH)

（2）电离平衡常数的化学含义：（1）计算方法：K值越大，电离程度越大，相应酸(或碱)的酸(或碱)性越强。4、电离平衡常数（K）----弱电解质电离程度相对大小一种参数概念：在一定温度下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中弱电解质电离的

与

的比值是一个常数，用

表示(酸用

表示，碱用

表示)。离子浓度的乘积未电离的分子浓度KaKbK例如:0.1mol/LH2S溶液中各步电离[H+]为：

H2SH++HS-[H+]=1×10-4mol/LHS-H++S2-[H+]=1×10-13mol/L②多元弱酸是分步电离的，K1》K2（一般要相差105）。多元弱酸的酸性由第一步电离决定。①电离平衡是动态平衡，平衡移动符合勒夏特列原理几点说明：你知道第二步电离难的原因吗？

（3）影响电离平衡常数的因素

K值只随温度变化。电离难的原因：a、一级电离出H+后，剩下的酸根阴离子带负电荷，增加了对H+的吸引力，使第二个H+离子电离困难的多；

b、一级电离出的H+抑制了二级的电离。问题探讨弱电解质加水稀释时，电离程度_____,离子浓度________?(填变大、变小、不变或不能确定）

变大不能确定

画出用水稀释冰醋酸时离子浓度随加水量的变化曲线。

在一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力随加入水的体积V变化的曲线如右图所示。请回答：导电能力VabcO(1)“O”点导电能力为0的理由是

。(2)a、b、c三点处，溶液的pH由小到大的顺序为

。(3)a、b、c三点处，电离程度最大的是

。(4)若使c点溶液中c(Ac-)增大，pH也增大，可采取的措施是：①

②

③

。在O点处醋酸未电离，无自由移动的离子b<a<cc点

加入NaOH固体

加入NaAc固体

加入Na2CO3固体

④

加入Zn、Mg等金属……〖跟踪训练〗⒈pH相同的一元强酸和一元弱酸的对比比较项目强酸弱酸c（H+）酸的物质的量浓度稀释相同倍数后溶液的pH等体积时与足量锌反应产生H2的量完全中和时消耗氢氧化钠的量与足量锌反应产生H2的平均速率小大相同小大多少多少快慢三、强弱电解质的比较：

⒉物质的量浓度相同的一元强酸和一元弱酸对比强酸弱酸pHc（H+）等体积时与足量锌反应产生H2的量与足量锌反应产生H2的平均速率完全中和时消耗氢氧化钠的量小大小大快慢

相同

相同三、强弱电解质的比较：3.（1）①浓度均为0.1mol/L的HCl、CH3COOH和H2SO4各1L②pH均为1的HCl、CH3COOH和H2SO4各1L（2）①浓度均为0.1mol/L的HCl和CH3COOH各1L分别于足量锌反应c(H+):HCl>CH3COOH反应速率：V(HCl)>V(CH3COOH)②pH均为1的HCl和CH3COOH各1L分别于足量锌反应c(H+):HCl=CH3COOH初始速率：V(HCl)=V(CH3COOH)

平均速率：V(HCl)<V(CH3COOH)总结：金属与酸的反应速率要看溶液中H+浓度的相对大小，H+浓度越大，反应速率越大。n(酸)c(H+)pH消耗n(NaOH)

HCl

1HAc1H2SO41n(酸)c(H+)c(酸)消耗n(NaOH)

HClHAcH2SO4=0.1mol=0.1mol=0.1mol=0.1mol/L<0.1mol/L=0.2mol/L=><=0.1mol=0.1mol=0.2mol=0.1mol>0.1mol=0.05mol=0.1mol/L=0.1mol/L=0.1mol/L=0.1mol/L>0.1mol/L=0.05mol/L=0.1mol>0.1mol=0.1mol1、pH=3的醋酸和盐酸溶液分别加水稀释n倍和m倍后，pH保持相同且溶液仍为酸性，则n和m的关系是______。A．n>m B．n<m C．n=m D．无法确定A总结：⑴pH相同的强酸与弱酸，稀释相同的倍数后，强酸pH的变化比弱酸大。⑵pH相同的强碱与弱碱溶液，稀释相同的倍数后，强碱pH的变化比弱碱大。2．pH相同的盐酸和醋酸溶液分别与锌反应，若最后锌都已完全溶解，但放出的气体一样多，则下列判断正确的是A．整个反应阶段平均速率：醋酸>盐酸 B．反应所需时间：醋酸>盐酸C．参加反应的质量：盐酸=醋酸 D．开始反应速率：盐酸>醋酸A、3.（2000年上海市高考题）取pH均等于2的盐酸和醋酸各100mL，分别稀释2倍后，再分别加入0.03gZn粉，在相同条件下充分反应，有关叙述正确的是：

A．醋酸与锌反应放出H2多B．盐酸和醋酸分别与锌反应放出的H2一样多C．醋酸与锌反应速率大 D．盐酸和醋酸分别与锌反应的速率一样大B、C例如：试用实验的方法证明醋酸是一种弱酸。方法1、测量导电性：如在一定温度下，相同浓度的盐酸与醋酸相比，若导电能力醋酸弱，则醋酸为弱酸；（注：导电性比较必须在相同条件下）。方法2、测量溶液的pH：⑴测量0.01mol·L-1CH3COOH溶液pH，若pH＞2，则醋酸为弱酸（弱电解质电离平衡）⑵测量NaAc溶液的pH，若pH＞

7，则NaAc为弱酸强碱盐，即醋酸为弱酸。（利用水解平衡）⑶将pH=3的醋酸，分别稀释100倍后，测量溶液的pH，若pH＜5，则醋酸为弱酸（弱电解质电离平衡）⑷在pH=3的盐酸（或HAc）溶液中加入NaAc晶体后，测量溶液的pH，若pH＞3，则醋酸为弱酸（弱电解质电离平衡）⑸物质的量浓度相等的HAc与NaOH等体积混合后，若反应后混合溶液的pH＞7，则醋酸为弱酸。（利用水解平衡）四、证明弱电解质的实验方案的设计例如：试用实验的方法证明醋酸是一种弱酸。方法3、与活泼金属反应：⑴等体积、等pH的HAc、HCl与足量锌反应，若醋酸产生H2的量比盐酸多，则醋酸为弱酸。⑵等体积、等pH的HAc、HCl与足量锌反应，若醋酸产生H2的平均速率比盐酸快，则醋酸为弱酸。⑶等体积、等物质的量浓度的HAc与HCl与足量锌反应，若起始时醋酸溶液的反应的速率慢，则醋酸为弱酸。方法4、与碱反应：⑴等体积、等pH的HAc、HCl用标准NaOH溶液滴定，若醋酸消耗NaOH的体积比盐酸多，则醋酸为弱酸。⑵物质的量浓度相等的HAc与NaOH等体积混合后，若反应后混合溶液的pH＞7，则醋酸为弱酸。四、证明弱电解质的实验方案的设计电离程度含义特征影响因素

弱电解质浓度外因内因温度其它因素电离过程电离平衡可逆部分在一定条件下(温度、浓度),弱电解质电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等时的状态。动电离过程与离子结合成分子的过程没有停止，即动态平衡定条件一定，离子或分子浓度一定变条件改变，平衡发生移动，各组分浓度改变电解质本身性质电离过程是个吸热过程，升高温度，电离平衡向右移动加水稀释，电离平衡向右移动如加入酸、碱，应用平衡移动原理具体分析小结1、水的电离（1）H2O＋

H2OH3O+＋

OH-（2）水是极弱的电解质25°C1L水只有10-7molH2O发生电离（3）25°C，多少个水分子才有1个电离？55.6×107一:水的电离和水的离子积在一定温度时：c(H+)×c(OH-)=Kw，叫水的离子积25℃时，Kw=1×10-142、水的离子积提问：常数是否就不变呢？根据前面所学知识，水的离子积会受什么外界条件影响？c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L

分析表格中的数据，有何规律，并解释之。Kw100℃50℃25℃20℃0℃温度1.14×10-156.81×10-151×10-145.47×10-141×10-12温度越高，Kw越大。水的电离是吸热过程。▲升高温度，促进水的电离,Kw增大。

Kw只于温度有关,与浓度无关。（6）根据Kw=C(H＋)×C(OH－)在特定温度下为定值,C(H＋)和C(OH－)可以互求.（5）不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水电离出的C(H+)＝C(OH－)（4）常温下,任何稀的水溶液中

Kw=C(H+)×C(OH－)===1×10－14（3）溶液的酸碱性与C(OH-)、C（H+）的相对大小有关（2）在溶液中,Kw中的C(OH-)、C（H+）指溶液中总的离子浓度.（1）Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他溶液。【小结】（2000年上海）水的电离过程为H2OH＋＋OH－，在不同温度下其平衡常数为K(25℃)＝1.0×10－14，K(35℃)＝2.1×10－14。则下列叙述正确的是

A.c(H＋)随着温度的升高而降低

B.在35℃时，c(H＋)＞c(OH－)C.水的电离度α(25℃)＞α(35℃)D.水的电离是吸热的D〖体验高考〗强酸弱碱盐强碱弱酸盐强酸强碱盐二、影响水的电离平衡的因素1)酸2)碱3)盐4)温度抑制水的电离，KW保持不变抑制水的电离，KW保持不变促进水的电离，KW保持不变促进水的电离，KW保持不变不影响水的电离，KW保持不变升高温度促进水的电离，KW增大注意：KW是一个温度函数只随温度的升高而增大（1)pH=2的盐酸溶液中。由水电离出的c(H+)

H2O

、c(OH-)

H2O分别是多少？为什么？（2)pH=12NaOH溶液中。由水电离出的c(H+)

H2O、c(OH-)

H2O分别是多少？为什么？【难点突破】如何求水电离出来的c(H+)或c(OH-)?[注意]任何水溶液中由水电离出来的c(H+)与c(OH-)相等。[分析]pH=2的盐酸溶液：根据：Kw=c(H+).c(OH-)C(OH-)H2O=C(OH-)=10-14/10-2=10-12mol/L，

C(H+)H2O=10-12mol/L，[同理]pH=12的NaOH溶液,根据：Kw=c(H+).c(OH-)C(H+)H2O=C(H+)=10-14/10-2=10-12mol/LC(OH-)H2O

=10-12mol/L【思考】常温下，某溶液中由水电离出来的C(H+)H2O=10-12mol/L,

该溶液显什么性(酸性或碱性）？（1)pH=4的NH4Cl溶液中。由水电离出的c(OH-)

H2O

、c(H+)

H2O

分别是多少？（2)pH=10的Na2CO3溶液中。由水电离出的c(H+)

H2O、c(OH-)

H2O分别是多少？10-4mol/L10-4mol/L10-4mol/L10-4mol/L10-10mol/L消耗到10-10mol/L消耗到【例1】(2011·高考四川卷)25℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05mol·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中,发生电离的水的物质的量之比是(

)。A．1∶10∶1010∶109B．1∶5∶5×109∶5×108C．1∶20∶1010∶109D．1∶10∶104∶109【分析】可得发生电离的水的物质的量之比为：

1.0×10－14∶1.0×10－13∶1.0×10－4∶1.0×10－5

＝1∶10∶1010∶109，A正确A加入强酸增大[OH-]增大[H+]

减小[H+]：加入强碱弱酸盐

减小[OH-]：加入强酸弱碱盐升高温度降低温度加入强酸及中强酸的酸式盐。抑制水电离促进水电离加入弱酸加入强碱加入弱碱【总结】1．溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中

和

的相对大小。(1)c(H＋)

c(OH－)，溶液呈酸性；(2)c(H＋)

c(OH－)，溶液呈中性；(3)c(H＋)

c(OH－)，溶液呈碱性。2．pH(1)定义式：pH＝

。(2)意义表示溶液酸碱性的强弱，pH越小，酸性

。

c(H＋)c(OH－)＞＝＜－lgc(H＋)越强三、溶液的酸碱性与pH(3)pH试纸的使用①方法：把小片试纸放在

上，用

蘸取待测液滴在pH试纸上，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。②注意：a.pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能产生误差；b．用pH试纸读出的pH只能是

数；c．若精确测溶液的pH，则应使用

。表面皿玻璃棒pH计整d、检验气体：一般先用蒸馏水把试纸润湿，粘在玻璃棒的一端，并接近试管口，观察颜色变化。3、溶液PH计算分清种类，先求溶质，再用KW，如果反应，判断过量，酸性求H,碱性求OH.一元强酸与一元强碱（4）溶液稀释后的pH变化

(3)注意：酸溶液稀释时，pH增大，但无论稀释多大倍数，pH无限接近于7，却不会大于7。碱溶液稀释时，pH减小，但无论稀释多大倍数，pH无限接近于7，却不会小于7。1、可以记住：lg2=0.3lg3=0.5lg5=0.72、必须记住：碱溶液必须通过pH→pOH→C(OH-)C(OH-)→pOH→pH的途径计算。酸按酸，碱按碱，酸碱混合看过量，无限稀释七为限。分清强弱，抓住主要；强变化大，弱变化小。2、原理：

HCl+NaOH=H2OC1V1=C2V2C1＝C2V2V11、定义：四、酸碱中和滴定

用已知物质的量浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法.即标准液即待测液思考:你认为用中和反应进行中和滴定必须解决的关键问题是什么？①准确测量参加反应的两种溶液的体积②准确判断中和反应什么时候“恰好”完全（即滴定终点的判断）

仪器：酸式滴定管、碱式滴定管。3、酸碱中和滴定关键和方法注：酸碱恰好完全中和时溶液不一定呈中性。方法：在待测溶液中加入酸碱指示剂（如酚酞，甲基橙）。讨论：酸碱中和滴定过程中，溶液pH如何变化？计算用0.1mol/L氢氧化钠溶液与20ml0.1mol/L盐酸溶液反应时，当加入不同体积的碱溶液时溶液的pH的变化，并画出反应过程中溶液pH变化的曲线图(以pH变化为纵坐标，以烧碱溶液的体积为横坐标)。19.983.320.0210.3pH=8酚酞变色，对应体积20.04mL酚酞变色范围8-10甲基橙变色范围3.1-4.4指示剂变色时的体积带入计算，误差可以忽略不计

对不同滴定过程酸碱指示剂的合理选择

选择原则：①终点时指示剂的颜色变化明显灵敏、易观察。

因为石蕊试剂变化不灵敏，所以一般不用石蕊作中和滴定的指示剂。

根据以上原则选择指示剂：用强碱滴定强酸——————。用强酸滴定弱碱——————。用强碱滴定弱酸——————。②滴定终点时溶液的pH值尽可能与指示剂的变色范围一致。甲基橙或酚酞甲基橙酚酞?不用石蕊作指示剂原因：

呈中性

呈酸性呈碱性甲基橙3.1-4.4红－橙－黄酚酞8-10无－浅红－红指示剂的选择：

①指示剂选择不当会有误差：以盐酸做标准液滴定氨水时，用酚酞做指示剂，测定的氨水的浓度将

，偏低

因为恰好完全反应时，生成的NH4Cl溶液的pH值小于7，而酚酞的变色范围是8-10，滴入盐酸到pH为8就终止实验了，用去的盐酸偏少。所以应选用甲基橙为好1）实验用品(1)仪器：

滴定管(如图A)、

滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、

。

酸式碱式锥形瓶3、酸碱中和滴定实验

(2)试剂：

、

、

、蒸馏水。(3)滴定管的使用①酸性、氧化性的试剂一般用

滴定管，因为

。②碱性的试剂一般用

滴定管，因为

。2）实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)(1)滴定前的准备①滴定管：

→洗涤→

→装液→调液面→记录。②锥形瓶：洗涤→注碱液→记读数→加2~3滴指示剂。酸式酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶碱式碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开查漏润洗标准液待测液指示剂滴定管：先用自来水冲洗→再用蒸馏水清洗2~3次→然后用待装液润洗锥形瓶：自来水冲洗→蒸馏水清洗2~3次（不能用待盛液润洗）

2.滴定

左手控制滴定管活塞，右手不断摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶色中溶液颜色的变化。（如右图）（碱式）（酸式）(3)终点判断等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且

，

视为滴定终点并记录标准液的体积。3）数据处理在半分钟内不恢复原来的颜色甲基橙3.1-4.4红－橙－黄酚酞8-10无－浅红－红根据实验结果，请同学分析误差产生的原因：指示剂引起的误差;滴定操作过程中引起的误差；读数不准引起的误差。误差分析利用中和滴定原理：C待=—————C标.V标

V待滴定过程中任何错误操作都有可能导致C标、V标、V待的误差但在实际操作中认为C标是已知的，V待是固定的，所以一切的误差都归结为对V标的影响，V标偏大则C待偏大，V标偏小则C待偏小。误差分析误差分析的依据：实验过程中的三个部分：滴定前的准备工作；从滴定开始到滴定结束；读数误差分析滴定前实验准备过程中产生的误差：

错误操作引起待测液氢氧化钠浓度值的变化情况误差分析直接利用中和滴定原理：C待=—————C标.V标

V待滴定前实验准备过程中产生的误差：

错误操作引起待测液氢氧化钠浓度值的变化情况滴定管未用待装液润洗：

装待测液

装标准液锥形瓶用待测液润洗偏小偏大偏大误差分析直接利用中和滴定原理：C待=—————C标.V标

V待误差分析直接利用中和滴定原理：C待=—————C标.V标

V待

错误操作引起待测液氢氧化钠浓度值的变化情况滴定管中有气泡，尖嘴未充满，滴定后消失：

装待测液

装标准液偏小偏大误差分析直接利用中和滴定原理：C待=—————C标.V标

V待

错误操作引起待测液氢氧化钠浓度值的变化情况滴定管调“0”后，未将尖嘴部挂着的余液除去：

装待测液

装标准液

偏高

偏低误差分析直接利用中和滴定原理：C待=—————C标.V标

V待

错误操作引起待测液氢氧化钠浓度值的变化情况

滴定时漏液滴定时锥形瓶中液体溅出滴定结束后，尖嘴挂着余液滴定过程中产生的误差：偏高偏低偏高读数不准引起的误差：滴定时读数不准引起的误差

所消耗标准液的体积

滴定开始读数

滴定结束读数取液时读数不准引起的误差

所取待测液的体积

取液前读数

取液后读数俯视图仰视图仰视视线读数偏大俯视视线读数偏小滴定管读数误差仰视会使读数偏大，俯视会使读数偏小先仰后俯V=V(后)-V(前)，偏小先俯后仰V=V(后)-V(前)，偏大滴定管读数误差滴定前仰视会使读数偏大，滴定后俯视会使读数偏小，故最终所得溶液体积变小，2．常见误差以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：[特别提醒]

(1)恰好中和＝滴定终点＝酸碱恰好完全反应≠溶液呈中性。(2)在酸碱中和滴定误差分析中，要看清楚标准液与待测液的位置。标准液在滴定管中与标准液在锥形瓶中产生误差情况相反。

1、简答下面有关标准氢氧化钠溶液滴定待测盐酸的问题：(1)有下列错误操作：a．碱式滴定管用蒸馏水洗净后，未经标