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

（一）弱电解质电离平衡的建立：在一定条件下（如：温度、压强），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。

（二）电离平衡的特征：具有“

”、“

”、“

”、“

”的特征。

（三）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。

HA

H+

+

A－

注：（1）在此计算公式中，离子浓度都是平衡浓度；

（2）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

（填“大”或“小”）；

（3）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（用Ka1、Ka2等表示），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。

（四）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

（填“促进”或“抑制”）电离。

3．加入其它电解质

（1）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；

（2）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/L

CH3COOHCH3COO—

+

H+

平衡移动

H+数目

c（H+）

c（CH3COO-）

电离平衡常数

电离度

溶液的导电能力

NaOH(s)

HCl(g)

NaAc(s)

Na2CO3(s)

加热

冰醋酸

水

思考2：一元强酸与一元弱酸的比较

（1）相同物质的量浓度、相同体积的HCl与CH3COOH的比较

HCl

CH3COOH

c（H+）

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

（2）相同c(H+)、相同体积的HCl与CH3COOH的比较

HCl

CH3COOH

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

pH

c(NH4＋)

微热（设溶质不挥发）

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：

（1）当向该溶液中加入一定量的NaOH固体时，平衡常数是否变化（设温度不变）？c(OH－)是否变化？

（2）若氨水的起始浓度为0.01mol/L，平衡时c(OH－)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（即55.56mol/L）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（H2O）可视为常数，上式可表示为：c（H＋）·c（OH

－）＝K电离·c（H2O）K电离与常数c（H2O）的积叫做水的离子积常数，用KW

表示，室温时：KW＝c（H＋）·c（OH

－）＝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（H＋）·c（OH－）＝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（H＋）与c（OH

–）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（H＋）和c（OH－）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（H＋）·c（OH－）（Kw

25℃＝10－14）；

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（H＋）和c（OH－）的关系：

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＋）＜1×10－7mol/L

但由于我们经常用到c（H＋）很小的溶液，如c（H＋）＝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（H＋）的负对数，那么，溶液的酸碱性与溶液的pH值的关系为：pH＝－lg

c（H＋）

中性溶液c（H＋）＝1×10－7mol/L

pH＝7；　　　酸性溶液c（H＋）＞1×10－7mol/L

pH＜7

碱性溶液c（H＋）＜1×10－7mol/L

pH＞71、溶液的酸碱性是指溶液中c（H＋）与c（OH－）的相对大小，当c（H＋）＞c（OH－）时，溶液显酸性，当c（H＋）＜

c（OH－）时，溶液显碱性，在未注明条件时，不能用pH值等于多少或c（H＋）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（H＋）与c（OH－）总是相等；

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

＝c（H＋）·c（OH－）不变；

5、酸性溶液中c（H＋）越大，酸性越强，pH越小；碱性溶液中c（OH－）越大，c（H＋）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(H＋）混：将两种酸中的H＋离子数相加除以总体积，再求其它）c(H＋)混

＝（c(H＋)1V1＋c(H＋)2V2）/（V1＋V2）

2、强碱与强碱的混合：

先求c(OH－)混：将两种酸中的OH－离子数相加除以总体积，再求其它）c(OH－)混＝（c(OH－)1V1＋c(OH－)2V2）/（V1＋V2）（注意：不能直接计算c(H＋）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(H＋）混；OH－有余，则用余下的OH－数除以溶液总体积求c(OH－)混，再求其它

注意点：

（1）在加法运算中，浓度相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！

（2）混合液的pH值是通过计算混合液的c(H＋）混或c(OH－)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。

（3）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＋n

（但始终不能大于或等于7）

2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＜pH原＋n

（但始终不能大于或等于7）

3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＝pH原－n

（但始终不能小于或等于7）

4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n

（但始终不能小于或等于7）

注意点：

（1）常温下不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均为7。

（2）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（H＋）和c（OH－）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。

（3）相同pH的强酸（强碱）溶液与弱酸（弱碱）溶液稀释相同的倍数时，强酸（强碱）变化比弱酸（弱碱）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（OH－）＝　　　　　mol/L，将上述盐酸稀释10倍，溶液中c（H＋）＝　　　　mol/L、c（OH－）＝　　　　mol/L；将上述溶液稀释10000倍，溶液中c（H＋）＝　　　　mol/L、c（OH－）＝　　　　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－1

B、mol·L－1

C、（10－8＋10－10）mol·L－1

D、2×10－10

mol·L－1

［例4］50mLpH＝1的硫酸和盐酸的混合液与50mL的Ba（OH）2溶液相混合，充分反应后过滤，得到沉淀0.466g，滤液的pH为13。

（1）混合酸液中SO42－和Cl－的物质的量浓度　　　　　　　　　　；

（2）Ba（OH）2的物质的量浓度。

［例5］已知HCO3－比HBrO更难电离，但HBrO的酸性比H2CO3弱，写出以下反应的离子方程式：

（1）向NaHCO3溶液中滴加少量溴水

（2）向Na2CO3溶液中滴加少量溴水