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電解質溶液 李仕才 姓名: 成績:______ 知識點1 弱電解質的電離平衡 1．弱電解質的電離平衡 （1）電離平衡的概念 一定條件(如溫度、濃度)下，弱電解質分子電離成離子的速率和離子結合成弱電解質分子的速率 時，電離過程達到平衡狀態(tài)。 （2）電離平衡的建立與特征 ①開始時，v(電離) ，而v(結合)為 。 ②平衡的建立過程中，v(電離) v(結合)。 ③當v(電離) v(結合)時，電離過程達到平衡狀態(tài)。 2．影響電離平衡的因素 （1）內因：弱電解質本身的性質——決定因素 （2）外因 ①溫度：溫度升高，電離平衡 移動，電離程度 。 ②濃度：稀釋溶液，電離平衡 移動，電離程度 。 ③同離子效應：加入與弱電解質具有相同離子的強電解質，電離平衡 移動，電離程度 。 ④加入能反應的物質：電離平衡 移動，電離程度 。 【注意】(1)稀醋酸加水稀釋時，溶液中不一定所有的離子濃度都減小。因為溫度不變，Kw＝c(H＋)c(OH－)是定值，稀醋酸加水稀釋時，溶液中的c(H＋)減小，故c(OH－)增大。 （2）電離平衡右移，電解質分子的濃度不一定減小，離子的濃度不一定增大，電離程度也不一定增大。 （3）對于濃的弱電解質溶液加H2O稀釋的過程，弱電解質的電離程度逐漸增大，但離子濃度可能先增大后減小。 典例精析 【例1】常溫下，加水稀釋二元弱酸H2C2O4溶液，下列說法正確的是（ ） A．溶液中n(H＋)n(OH－)保持不變 B．溶液中水電離的c(H＋)c(OH－)保持不變 C．溶液中保持不變 D．c(HC2O)與2c(C2O)之和不斷減小 【例2】一定溫度下，將一定質量的冰醋酸加水稀釋過程中，溶液的導電能力變化如圖所示，下列說法正確的是（ ） A．a(chǎn)、b、c三點溶液的pH：c1。 方法二：根據(jù)弱酸在水溶液中存在電離平衡判斷，條件改變，平衡發(fā)生移動，如pH＝1的CH3COOH加水稀釋100倍后，17。 方法四：根據(jù)等體積、等pH的酸中和堿的量判斷。如消耗的堿越多，酸越弱。 典例精析 【例5】25 ℃下，在①pH＝2的CH3COOH溶液、②pH＝2的HCl溶液、③pH＝12的氨水、④pH＝12的NaOH溶液中，下列說法正確的是________(填字母)。 A．等體積的①、②分別與足量鋁粉反應，生成H2的量：②>① B．將等體積①②加水稀釋至pH＝4，加水較多的是② C．若將②、③溶液混合后，pH＝7，則消耗溶液的體積：②>③ D．將四種溶液分別稀釋100倍后，溶液的pH：③>④>②>① E．將等體積的③、④加H2O稀釋100倍，pH較大的為③ F．將等體積的③④加等濃度鹽酸中和，所需鹽酸的體積相同 【例6】向濃度均為0．1 mol/L、體積均為V0的HX、HY溶液中，分別加水稀釋至體積為V，pH隨lg的變化關系如圖所示。下列敘述正確的是（ ） A．HX、HY都是弱酸，且HX的酸性比HY的弱 B．常溫下，由水電離出的c(H＋)c(OH－)：ab D．lg＝3時，若同時微熱兩種液體(不考慮HY、HY和H2O的揮發(fā))，則減小 知識點4 水的電離和溶液的酸堿性 1．水的電離 （1）電離方程式：H2OH＋＋OH－或H2O + H2OH3O＋＋OH－。 （2）25 ℃時，純水中c(H＋)＝c(OH－)＝ ，任何水溶液中由水電離出來的c(H＋) c(OH－)。 2．水的離子積常數(shù) （1）表達式：Kw＝ 。25 ℃時，Kw＝ ，100 ℃時，Kw＝10－12。 （2）影響因素：只與 有關，升高溫度，Kw 。 （3）適用范圍：適用于純水、酸、堿、鹽的稀溶液。 （4）意義：Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要 不變，Kw不變。 3．外界因素對水的電離平衡的影響 （1）溫度：溫度升高， 水的電離，Kw ；溫度降低， 水的電離，Kw 。 （2）酸、堿： 水的電離。 （3）能水解的鹽： 水的電離。 （4）能與水反應的活潑金屬： 水的電離。 4. 正確理解水的電離平衡曲線 （1）曲線上的任意點的Kw都相同，即c(H＋)c(OH－)相同，溫度相同； （2）曲線外的任意點與曲線上任意點的Kw不同，溫度不同； （3）實現(xiàn)曲線上點之間的轉化需保持溫度不變，改變酸堿性；實現(xiàn)曲線上點與曲線外點之間的轉化一定改變溫度。 5. 水的離子積Kw的理解 ①水的離子積常數(shù)說明在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H＋和OH－存在。 ②在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)、c(OH－)總是相等的。在Kw的表達式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整個溶液中H＋、OH－總的物質的量濃度而不是單指由水電離出的c(H＋)、c(OH－)。 （1）c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O的有關計算(25 ℃) ①酸溶液：c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O＝c(OH－) ②堿溶液：c(OH－)H2O＝c(H＋)H2O＝c(H＋) ③水解呈酸性的鹽溶液：c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O＝c(H＋) ④水解呈堿性的鹽溶液：c(OH－)H2O＝c(H＋)H2O＝c(OH－) 典例精析 【例7】(2017石家莊質檢)在不同溫度下，水溶液中c(H＋)與c(OH－)有如圖所示關系。下列說法中不正確的是（ ） A．圖中T>25 B．b點溶液中的c(H＋)一定比a點溶液中的c(H＋)大 C．欲實現(xiàn)a點到b點，可以加入CH3COONa固體 D．a(chǎn)c線上任一點對應的溶液均呈中性 知識點5 溶液的酸堿性與pH的計算和判斷 1．溶液的酸堿性 溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對大小。 （1）酸性溶液：c(H＋) c(OH－)，常溫下，pH 7。 （2）中性溶液：c(H＋) c(OH－)，常溫下，pH 7。 （3）堿性溶液：c(H＋) c(OH－)，常溫下，pH 7。 2．pH （1）定義式：pH＝－lg c(H＋)。 （2）溶液的酸堿性與pH的關系(室溫下) ①由圖示關系知，pH越小，溶液的酸性 。 ②pH一般表示c(H＋)≤1 mol/L的酸溶液或c(OH－)≤1 mol/L的堿溶液。 3．pH的測定方法 （1）pH試紙法 pH試紙的使用方法：把小片試紙放在 或 上，用干燥的 蘸取待測液點在pH試紙中央，試紙變色后，與 對比即可確定溶液的pH。但應注意： ①pH試紙不能伸入待測液中。 ②pH試紙不能事先潤濕，用pH試紙粗略測定pH。 ③用廣泛pH試紙測出溶液的pH是1～14的整數(shù)，讀數(shù)不會出現(xiàn)小數(shù)。 （2）pH計法 常用pH計精確測量溶液的pH，讀數(shù)時應保留兩位小數(shù)。 4. 溶液酸堿性的判斷 （1）等濃度等體積一元酸與一元堿混合的溶液——“誰強顯誰性，同強顯中性”。 （2）25 ℃時，pH之和等于14時，一元強酸和一元弱堿等體積混合呈堿性；一元弱酸和一元強堿等體積混合呈酸性。即誰弱誰過量，顯誰性。 （3）強酸、強堿等體積混合(25 ℃時) ①pH之和等于14呈中性；②pH之和小于14呈酸性；③pH之和大于14呈 堿性。 5. 溶液(強酸、強堿)混合的pH的計算思路 （1）同性混合 ①若為酸的溶液混合，則先求c(H＋)混＝[c(H＋)1V1＋c(H＋)2V2]/(V1＋V2)，再直接求pH。 ②若為堿的溶液混合，則先求c(OH－)混＝[c(OH－)1V1＋c(OH－)2V2]/(V1＋V2)，再求c(H＋)＝Kw/c(OH－)混，最后求pH。 （2）異性混合 ①若酸過量，則先求c(H＋)混＝[c(H＋)酸V酸－c(OH－)堿V堿]/(V酸＋V堿)，再直接求pH。 ②若堿過量，則先求c(OH－)混＝[c(OH－)堿V堿－c(H＋)酸V酸]/(V酸＋V堿)，再求c(H＋)＝Kw/c(OH－)混，最后求pH。 典例精析 【例8】判斷下列溶液在常溫下的酸、堿性(在括號中填“酸性”“堿性”或“中性”)。 （1）相同濃度的HCl和NaOH溶液等體積混合。（ ） （2）相同濃度的CH3COOH和NaOH溶液等體積混合。（ ） （3）相同濃度的NH3H2O和HCl溶液等體積混合。（ ） （4）25 ℃時，pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等體積混合。（ ） （5）25 ℃時，pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等體積混合。（ ） （6）25 ℃時，pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等體積混合。（ ） （7）25 ℃時，pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等體積混合。（ ） （8）25 ℃時，pH＝2的HCl和pH＝12的NH3H2O等體積混合。（ ） （9）25 ℃時，pH＝3的鹽酸和pH＝11的氫氧化鋇溶液等體積混合。（ ） （10）25 ℃時，pH＝3的硫酸溶液和pH＝11的氨水等體積混合。（ ） 【例9】已知溫度T時水的離子積常數(shù)為Kw，該溫度下，將濃度為a molL－1的一元酸HA與b molL－1的一元堿BOH等體積混合，可判定該溶液呈中性的依據(jù)是（ ） A．a(chǎn)＝b B．混合溶液的pH＝7 C．混合溶液中，c(H＋)＝ molL－1 D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－) 【例10】求下列常溫條件下溶液的pH(已知lg＝0.1，lg2＝0.3，混合溶液忽略體積的變化)。 （1）0.1 molL－1的CH3COOH溶液。(已知CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝1.810－5) ________ （2）將pH＝8的NaOH與pH＝10的NaOH溶液等體積混合。________ （3）將pH＝5的鹽酸與pH＝9的NaOH溶液以體積比11∶9混合。________ （4）將pH＝3的HCl與pH＝3的H2SO4等體積混合。________ 知識點6 酸堿中和滴定及其應用 1．實驗原理 利用酸堿中和反應，用已知濃度酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。以標準鹽酸溶液滴定待測的NaOH溶液，待測的NaOH溶液的物質的量濃度為c(NaOH)＝。 酸堿中和滴定的關鍵： （1）準確測定 與 的體積。 （2）準確判斷 。 2．實驗用品 （1）儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺和 。 （2）試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。 （3）滴定管 ①構造：“0”刻度線在上方，尖嘴部分無刻度。 ②精確度：讀數(shù)可估計到 mL。 ③洗滌：先用蒸餾水洗滌，再用 潤洗。 ④排泡：酸、堿式滴定管中的液體在滴定前均要排出尖嘴中的氣泡。 ⑤使用注意事項： 試劑性質 滴定管 原因 酸性、氧化性 滴定管 氧化性物質易腐蝕橡膠管 堿性 滴定管 堿性物質易腐蝕玻璃，致使玻璃活塞無法打開 3.實驗操作(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例) （1）滴定前的準備 滴定操作：檢漏—洗滌—調零—滴定 ②錐形瓶：洗滌→裝液→加指示劑(變色不明顯)。 （2）滴定 （3）終點判斷 等滴入最后一滴標準液，指示劑變色，且 ，視為滴定終點并記錄消耗標準液的體積。 【注意】滴定終點的判斷答題模板 當?shù)稳胱詈笠坏螛藴嗜芤汉?，溶液由色變成色，或溶液色褪去，且半分鐘內不變色? （4）數(shù)據(jù)處理 按上述操作重復二至三次，求出用去標準鹽酸體積的平均值及待測堿液體積的平均值，根據(jù)c(NaOH)＝計算。 4. 指示劑選擇的基本原則 （1）常用酸堿指示劑及變色范圍 指示劑 變色范圍的pH 石蕊 <5.0紅色 5.0～8.0 >8.0藍色 甲基橙 <3.1 3.1～4.4橙色 >4.4黃色 酚酞 <8.2無色 8.2～10.0 >10.0 變色要靈敏，變色范圍要小，使變色范圍盡量與滴定終點溶液的酸堿性一致。 （2）不能用石蕊作指示劑(顏色深變色不明顯)。 （3）滴定終點為堿性時，用酚酞作指示劑。 （4）滴定終點為酸性時，用甲基橙作指示劑。 （5）強酸滴定強堿一般用甲基橙，但用酚酞也可以。 （6）并不是所有的滴定都須使用指示劑，如用標準的Na2SO3溶液滴定酸性KMnO4溶液時，酸性KMnO4溶液顏色褪去時即為滴定終點。 （7）涉及I2的反應或生成時，用淀粉溶液作指示劑。 （8）誤差分析的原理 根據(jù)原理c標準V標準＝c待測V待測，所以c待測＝，因為c標準與V待測已確定，因此只要分析出不正確操作引起V標準的變化，即分析出結果。 5. pH曲線分析的“三點” （1）起點：利用起點可確定酸、堿的強弱和誰滴定誰。 （2）恰好反應點(中和點)：利用此點可確定酸堿的體積和濃度。 （3）中性點：溶液的c(H＋)＝c(OH－)，利用中性點和中和點確定酸、堿的強弱。 典例精析 【例11】已知某溫度下CH3COOH的電離常數(shù)K＝1.610－5。該溫度下，向20 mL 0.01 molL－1 CH3COOH溶液中逐滴加入0.01 molL－1 KOH溶液，其pH變化曲線如圖所示(忽略溫度變化)。請回答下列有關問題： （1）a點溶液中c(H＋)為________，pH約為________。 （2）a、b、c、d四點中水的電離程度最大的是________，滴定過程中宜選用________作指示劑，滴定終點在________(填“c點以上”或“c點以下”)。 （3）若向20 mL稀氨水中逐滴加入等濃度的鹽酸，則下列變化趨勢正確的是________(填序號)。 課 堂 練 習 【練1】用已知濃度的鹽酸測定未知濃度NaOH溶液的物質的量濃度，待測液放在錐形瓶中。中和滴定時下列操作會使測定結果偏低的是(錐形瓶中溶液用滴定管量取)（ ） A．堿式滴定管未用待測堿液潤洗 B．酸式滴定管未用標準鹽酸潤洗 C．滴定過程中滴定管內不慎有標準液濺出 D．滴定前俯視讀數(shù)，滴定后讀數(shù)正確 【練2】下列關于水的說法正確的是（ ） A．常溫下正常雨水的pH為7.0，酸雨的pH小于7.0 B．將25 ℃純水加熱至95 ℃時，增大 C．將純水加熱到95 ℃時，水的離子積變大，pH不變，水仍呈中性 D．向水中加入醋酸或醋酸鈉，均可促進水的電離 【練3】(2017泰安模擬)常溫下，關于溶液稀釋的說法正確的是（ ） A．將1 L 0.1 molL－1的Ba(OH)2溶液加水稀釋為2 L，pH＝13 B．pH＝3的醋酸溶液加水稀釋100倍，pH＝5 C．pH＝4的H2SO4溶液加水稀釋100倍，溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝110－6 molL－1 D．pH＝8的NaOH溶液加水稀釋100倍，其pH＝6 【練3】如圖曲線a和b是鹽酸與氫氧化鈉溶液相互滴定的滴定曲線，下列敘述正確的是（ ） A．鹽酸的物質的量濃度為1 molL－1 B．P點時恰好完全反應，溶液呈中性 C．曲線a是鹽酸滴定氫氧化鈉溶液的滴定曲線 D．酚酞不能用作本實驗的指示劑 【練4】(2015山東高考節(jié)選)利用間接酸堿滴定法可測定Ba2＋的含量，實驗分兩步進行。 已知：2CrO＋2H＋===Cr2O＋H2O，Ba2＋＋CrO===BaCrO4↓ 步驟Ⅰ：移取x mL一定濃度的Na2CrO4溶液于錐形瓶中，加入酸堿指示劑，用b molL－1鹽酸標準液滴定至終點，測得滴加鹽酸的體積為V0 mL。 步驟Ⅱ：移取y mL BaCl2溶液于錐形瓶中，加入x mL與步驟Ⅰ相同濃度的Na2CrO4溶液，待Ba2＋完全沉淀后，再加入酸堿指示劑，用b molL－1鹽酸標準液滴定至終點，測得滴加鹽酸的體積為V1 mL。 滴加鹽酸標準液時應使用酸式滴定管，“0”刻度位于滴定管的________(填“上方”或“下方”)。BaCl2溶液的濃度為________molL－1。若步驟Ⅱ中滴加鹽酸時有少量待測液濺出，Ba2＋濃度測量值將________(填“偏大”或“偏小”)。 【練5】(2017試題調研節(jié)選)25 ℃時，用濃度為0.100 0 molL－1的NaOH溶液滴定20.00 mL濃度均為0.100 0 molL－1的三種酸HX、HY、HZ，滴定曲線如圖所示。 （1）等濃度的三種酸溶液的酸性強弱順序為___________________________。 （2）0.1 mol/L的HX、HY、HZ溶液中水的電離程度最大的是________，其中HY溶液的pH＝3，則溶液中H2O電離出的c(H＋)H2O為________。 （3）25 ℃時，向HX溶液中加入20 mL NaOH溶液，溶液的pH________7(填“>”“＝”或“<”)。溶液呈________性。 （4）25 ℃時，向HY溶液中加NaOH溶液呈中性，需加NaOH溶液的體積________20 mL。(填“>”“＝”或“<”)。 （5）體積相同，物質的量濃度相同的HX、HY、HZ中和NaOH的能力是否相同？________________。 （6）①pH＝1的HZ與pH＝13的NaOH溶液等體積混合，溶液呈________性(填“酸”“堿”或“中”)。 ②pH＝1的HX與pH＝13的NaOH溶液等體積混合，溶液呈________性(填“酸”“堿”或“中”)。 （7）濃度均為0.100 0 molL－1的三種酸溶液中滴加同濃度的NaOH溶液至pH＝7，消耗NaOH溶液的體積Vx、Vy、Vz的大小關系是________________。