高一化学竞赛辅导《溶液中的离子反应》讲义一

高一化学竞赛辅导《溶液中的离子反应》讲义一高一化学竞赛辅导《溶液中的离子反应》讲义一弱电解质的电离一、电解质和非电解质电解质、非电解质、电离的概念，强电解质、弱电解质的概念。

二、弱电解质的电离程度和电离平衡弱电解质电离平衡的建立：在一定条件下，当弱电解质电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。

电离平衡的特征：具有“”、“”、“”、“”的特征。

电离平衡常数和电离度1．电离平衡常数：是指在一定条件下，弱电解质在溶液中达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值。

HAH++A－注：在此计算公式中，离子浓度都是平衡浓度；

电离平衡常数的数值与温度有关，与浓度无关；

弱电解质的电离是吸热的，一般温度越高，电离平衡常数越；

电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，通常用Ka表示弱酸的电离平衡常数，用Kb表示弱碱的电离平衡常数。Ka越大，弱酸的酸性越强；

Kb越大，弱碱的碱性越强。多元弱酸是分布电离的，每一级电离都有相应的电离平衡常数，且电离平衡常数逐级减小。

2．电离度弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度越小；

浓度越小，电离度越大。

影响弱电解质电离平衡移动的因素1．浓度：弱电解质的溶液中，加水稀释，电离平衡正移，电离度增大。即稀释电离。

思考：此规律用电离平衡常数如何解释？2．温度：因为电离是吸热的，因此升温电离。

3．加入其它电解质加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡移动，电离度；

加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡移动，电离度。

思考1：0.1mol/LCH3COOHCH3COO—+H+平衡移动H+数目cc电离平衡常数电离度溶液的导电能力NaOHHClNaAcNa2CO3加热冰醋酸水思考2：一元强酸与一元弱酸的比较相同物质的量浓度、相同体积的HCl与CH3COOH的比较HClCH3COOHc中和酸所用NaOH的物质的量与过量Zn反应产生H2的体积与Zn反应的起始反应速率相同c、相同体积的HCl与CH3COOH的比较HClCH3COOH酸的浓度中和所用NaOH的物质的量与过量Zn反应产生H2的体积与Zn反应起始反应速率反应过程速率［例2］已知磷酸是中强度的三元酸，试分析磷酸的各步电离，并用电离平衡理论加以解释。讨论：磷酸与磷酸钠在同一溶液中能大量共存吗？为什么？［例3］在0.2mol/L氨水中存在下列平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH4＋＋OH－，请就可变外界条件时，平衡及溶液中某些项目的改变填写下表：

改变条件平衡移动方向pHc微热通入氨气至饱和通少量HCl气体加少量NaOH固体加少量NH4Cl固体加水稀释［例4］已知常温下一水合氨的Kb＝1.75×10－5，试回答下列问题：

当向该溶液中加入一定量的NaOH固体时，平衡常数是否变化？c是否变化？若氨水的起始浓度为0.01mol/L，平衡时c是多少？水的电离和溶液的pH值一、水的电离：

水是一种极弱的电解质，存在电离平衡：H2O＋H2OH3O＋＋OH－，简写为：H2OH＋＋OH－根据水的电离平衡，写出相应的平衡常数表达式，应有室温时，1L纯水中测得只有1×10－7molH2O发生电离，电离前后H2O的物质的量几乎不变，故c可视为常数，上式可表示为：c·c＝K电离·cK电离与常数c的积叫做水的离子积常数，用KW表示，室温时：KW＝c·c＝1×10－141、水分子能够发生电离，水分子发生电离后产生的离子分别是H3O＋和OH－，发生电离的水分子所占比例很小；

2、水的电离是个吸热过程，故温度升高，水的KW增大，100℃时Kw＝c·c＝1×10－123、水的离子积不仅适用于纯水，也适用于酸、碱和盐的稀溶液，任何溶液中由水电离的c与c总是相等的；

4、含有H＋的溶液不一定是酸，同样含OH－的溶液也不一定是碱，在任何水溶液中都存在H＋和OH－，溶液显酸性、中性、还是碱性，主要由c和c的相对大小决定；

5、在酸、碱和盐的稀溶液中，均存在水的电离平衡，也就是水溶液中都是H＋、OH－共存的。水溶液中都存在Kw＝c·c；

6、酸、碱由于电离产生的H＋或OH－对水的电离平衡起抑制作用，使水的电离程度减小，而某些盐溶液中由于Ac－、NH4＋等“弱离子”因结合水电离出的H＋或OH－能促进水的电离平衡，使水的电离程度增大，但无论哪种情况，只要温度不变，KW就不变。

二、溶液的酸碱性和pH溶液的酸碱性与溶液中c和c的关系：

中性溶液c＝c＝1×10－7mol/L酸性溶液c＞c，c＞1×10－7mol/L碱性溶液c＜c，c＜1×10－7mol/L但由于我们经常用到c很小的溶液，如c＝1×10－7mol/L的溶液，用这样的量来表示溶液的酸碱性的强弱很不方便。为此，化学上常采用pH来表示溶液酸碱性的强弱。pH表示c的负对数，那么，溶液的酸碱性与溶液的pH值的关系为：pH＝－lgc中性溶液c＝1×10－7mol/LpH＝7；

酸性溶液c＞1×10－7mol/LpH＜7碱性溶液c＜1×10－7mol/LpH＞71、溶液的酸碱性是指溶液中c与c的相对大小，当c＞c时，溶液显酸性，当c＜c时，溶液显碱性，在未注明条件时，不能用pH值等于多少或c与1×10－7mol/L的关系来判断溶液的酸、碱性。一般未注明条件都是指常温；

2、酸溶液不一定就是酸，也可能是某些盐溶液，同样，碱溶液也不一定是碱；

3、水中加酸或碱均抑制水的电离，但由水电离出的c与c总是相等；

4、任何电解质溶液中，H＋与OH－总是共存，c与c此消彼长，但只要温度不变，则Kw＝c·c不变；

5、酸性溶液中c越大，酸性越强，pH越小；

碱性溶液中c越大，c越小，pH越大，碱性越强；

6、pH的适应范围：稀溶液，0～14之间；

7、pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞常用酸碱指示剂及其变色范围：

指示剂变色范围的pH石蕊＜5红色5～8紫色＞8蓝色甲基橙＜3.1红色3.1～4.4橙色＞4.4黄色酚酞＜8无色8～10浅红＞10红色8、pH值的测定也可以用pH试纸――最简单的方法。

操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。

注意：①事先不能用水湿润pH试纸；

②只能读取整数值或范围三、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：

先求c混＝/2、强碱与强碱的混合：

先求c混：将两种酸中的OH－离子数相加除以总体积，再求其它）c混＝/混）3、强酸与强碱的混合：

先据H＋＋OH－＝H2O计算余下的H＋或OH－，H＋有余，则用余下的H＋数除以溶液总体积求c混，再求其它注意点：

在加法运算中，浓度相差100倍以上的，小的可以忽略不计！混合液的pH值是通过计算混合液的c混求解的，因此，计算时一定要遵循“酸按酸”、“碱按碱”的原则进行。

不同体积的溶液相互混合时，混合后溶液的体积都会发生改变，但在不考虑溶液体积的变化时，我们可近似认为体积具有加和性，即混合后体积等于原体积的和，当题目给出混合后溶液的密度时，则不能运用体积的加和性来计算溶液的体积，而应该用质量与密度的关系求算溶液的体积。

四、稀释过程溶液pH值的变化规律1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＝pH原＋n2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＜pH原＋n3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＝pH原－n4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n注意点：

常温下不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近；

任何溶液无限稀释后pH均为7。

稀释时，弱酸、弱碱电离程度增大，弱电解质电离产生的离子增多，溶液中c和c变化较慢，因此溶液的pH变化得慢，强酸、强碱则没有电离程度的影响，所以变化得快。

相同pH的强酸溶液与弱酸溶液稀释相同的倍数时，强酸变化比弱酸的变化幅度要大，可利用这一点来判断弱电解质的相对强弱。

［例1］常温下，10－4mol/L的盐酸溶液中，c＝mol/L，将上述盐酸稀释10倍，溶液中c＝mol/L、c＝mol/L；

将上述溶液稀释10000倍，溶液中c＝mol/L、c＝mol/L。

［例2］pH＝2的A、B两种酸溶液各1mL，分别加水稀释到1000mL，其pH值与溶液体积V的关系如图所示。下列说法正确的是A．A、B两酸溶液的物质的量浓度一定相等B．稀释后，A溶液的酸性比B溶液强C．a＝5时，A是强酸，B是弱酸D．若A、B都是弱酸，则5＞a＞2［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，溶液中的氢离子浓度最接近于A、mol·L－1B、mol·L－1C、mol·L－1D、2×10－10mol·L－1