弱电解质和水的电离及溶液的酸碱性(复习)

第二节水的电离和溶液的酸碱性第一节弱电解质的电离一、有关电解质的概念化合物电解质非电解质强电解质弱电解质强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4强碱：NaOH、Ca（OH）2、KOH大部分盐：NaCl活泼金属的氧化物：Na2O弱酸弱碱水大部分有机物：蔗糖、酒精等非金属的氧化物：CO2、SO2、SO3、NO、NO2等（完全电离）（部分电离）二、弱电解质的电离平衡1、电离平衡：在一定条件下（如浓度、温度），弱电解质在水溶液中电离的速率和离子结合成分子的速率相等的平衡状态。２、特点：（１）研究对象：（２）本质原因：（３）状态特征：弱电解质Ｖ电离＝Ｖ形成分子“逆、等、定、动、变”符合平衡移动原理V电离成离子V离子结合成分子tV3、电离方程式的书写（1）强电解质的电离，用“＝”①强酸、强碱、正盐、金属氧化物一步电离H2SO4=2H++SO42-Ba(OH)2=Ba2++2OH-Na2CO3=2Na++CO32-②强酸酸式盐一步电离，弱酸酸式盐分步电离NaHSO4=Na++H++SO42-NaHCO3=Na++HCO3-HCO3-H++CO32-（2）弱电解质的电离，用“”①一元弱酸、弱碱一步电离CH3COOHCH3COO-+H+

②多元弱酸分步电离，H2CO3H++HCO3-（一级电离主要）（二级电离次要）分步书写，不能合并NH3

•H2ONH4++OH-HCO3-H++CO32-③多元弱碱分步电离，一步书写④两性氢氧化物按两种方式电离Fe(OH)3Fe3++3OH-H2O+H++AlO2-Al(OH)3Al3++3OH-

4、影响电离平衡移动的因素浓度、温度（１）浓度：（２）温度：浓度越小，电离程度越大温度越高，电离程度越大越稀越电离，越热越电离（3）同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，将抑制电离。（4）加入能反应的物质，电离平衡发生移动改变条件平衡移动n(H+)c(H+)c(Ac-)溶液导电能力加热升温加水稀释加等C的醋酸加醋酸钠固体通少量HCl加NaOH(s)练习：以0.1mol/LCH3COOH溶液中平衡移动为例不移动不变不变不变CH3COOHCH3COO￣+H+5、电离常数弱电解质AB:ABA++B－（1）定义：（2）表达式：

（3）意义：（4）注意：电离平衡的平衡常数叫电离常数用来衡量弱电解质的相对强弱相同温度电离常数越大，弱电解质相对越强①温度越高，电离常数越大②多元弱酸、多元弱碱分步电离，K1＞K2＞K3，

酸性或碱性由K1决定一、水的电离1、水是极弱的电解质H2O+H2OH3O++OH-

简写为：H2OH++OH-

第二节水的电离和溶液的酸碱性常温下，水中的：C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L2、水的离子积（常数）——KW25℃时：KW=C(H+)•C(OH-)=1×10-14②KW适用于纯水，也适用于酸、碱、中性溶液。①KW只受温度影响，温度越高，KW越大。（1）温度：（2）加酸或碱：（3）加活泼金属:（4）加入某些盐：3、影响水的电离平衡的因素温度升高，水的电离平衡右移，促进水电离水的电离平衡左移,抑制水电离水的电离平衡右移,促进水电离能与水电离的H+或OH–反应生成弱电解质水的电离平衡右移,促进水的电离。H2OH++OH-

1、水的电离水的离子积：影响因素KW=c(OH-)·c(H+)(25℃时，KW=1.0×10-14)温度：酸或碱：活泼金属：可水解的盐：T↑，KW↑抑制水电离KW不变

促进电离KW不变促进电离，KW不变2、溶液的酸碱性和pH值c（OH-）＞c（H+）酸性pH＞7c（OH-）＝c（H+）碱性

pH=7c（OH-）＜c（H+）碱性pH＜7H2OH++OH-

二、溶液的酸碱性与pH值pH=-lgC(H+)有关pH的计算

1、单一溶液的计算例1：求0.5×10-3mol/LH2SO4溶液的PH例2：求0.05mol/LBa(OH)2溶液的PH方法：(单一溶液)1、酸溶液：直接求出C(H+)酸PH=-lgC(H+).2.碱溶液：先求C(OH-)碱C(H+)=Kw/C(OH-)

PH=-lgC(H+).2、两种强酸（或强碱）混合pH值的计算【例题2】在25℃时，pH=2的盐酸溶液1L与pH=4的盐酸溶液等体积混合，混合后溶液的pH值pH=-lgC（H+）=-lg｛（1×10—2+1×10—4）/2｝=-lg（5.05×10—3）=3-lg5.05=2.3方法：(两种强酸混合)求C(H+)混=V1.C(H+)1+V2.C(H+)2/(V1+V2)再代入：pH=-lgC（H+）【例3】将pH=8的氢氧化钠溶液与pH=10的氢氧化钠溶液等体积混合后，溶液中的pH最接近于（）A、8.3B、8.7C、9

D、9.7c（OH-）=（1×10—6+1×10—4)/(1+1)=5.05×10-5mol/L

=-lg(10-14/5.05×10-5)=9.7pH=-lg{KW/c(OH—)}D方法：（两种强碱混合）先C(OH-)混=V1.C(OH-)1+V2.C(OH-)2/(V1+V2)C(H+)混=Kw/C(OH-)PH=-lgC(H+)混3、强酸与强碱混合pH值的计算在25℃时，100ml0.4mol/L的盐酸与等体积0.6mol/L的NaOH溶液混合后,溶液的pH在25℃时，100ml0.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L的NaOH溶液混合后,溶液的pHNaOH+HCl=NaCl+H2O0.060.04NaOH+HCl=NaCl+H2O0.060.04方法（强酸与强碱混合）：酸过量：求n(H+)剩求对应C(H+)PH=-lgC(H+)碱过量：求n(OH-)剩求对应C(OH-)C(H+)=Kw/C(OH-)

PH=-lgC(H+)【例题5】25。C下，10-5mol/L的盐酸溶液.

溶液中，C（OH-）

=______mol/L.将上述盐酸稀释10倍，溶液中C（H+）

=_____

C（OH-）

=_____将上述溶液稀释10000倍，溶液中C（H+）≈

____

C（OH-）

≈

______10-910-610-810-710-74、酸（碱）的稀释：溶液的稀释:酸溶液：稀释n倍，C(H+)减少n倍C(OH-)混=Kw/C(H+)

;碱溶液：稀释n倍，C(OH-)减少n倍C(H+)混=Kw/C(OH-)

2、酸或碱溶液无限加水稀释，浓度只能接近于10-7

，不能=10-7三、酸碱中和滴定⒈原理：(已知浓度)酸（或碱）(未知浓度)碱（或酸）⒉反应实质：H++OH-==H2O

测定碱式滴定管，酸式滴定管，锥形瓶，滴定夹，铁架台，烧杯3、实验仪器：中和滴定实验步骤一、用前检验（是否漏水、旋塞转动是否灵活）二、洗涤（准确测定的保障）滴定管——自来水冲洗→蒸馏水清洗2~3次→待装液润洗锥形瓶——自来水冲洗→蒸馏水清洗2~3次（不用待测液润洗）三、装液(滴定管中加入液体)中和滴定实验步骤四、滴定滴定管夹在夹子上，保持垂直右手持锥形瓶颈部，向同一方向作圆周运动，而不是前后振动，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色变化左手控制活塞（或玻璃球），注意不要把活塞顶出终点判断：指示剂颜色突变半分钟颜色不变误差分析：(1)滴定前，用蒸馏水洗涤滴定管后，未用标准液润洗。(2)滴定前，滴定管尖端有气泡，滴定后气泡消失。(3)滴定前，用待测液润洗锥形瓶。(4)取待测液时，移液管用蒸馏水洗涤后，未用待测液润洗。(5)取液时，移液管尖端的残留液吹入锥形瓶中。(6)读取标准液的刻度时，滴定前平视，滴定后俯视。(7)若用甲基橙作指示剂，最后一滴盐酸滴入使溶液由橙色变为红色。偏高偏高偏高偏