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2017高考化学知识点之电离平衡与酸碱性


弱电解质 部分 有、可能
过程表示 溶 液中 存在 的微 粒 (水分子不计) 电离方程式 实例
==== 只有电离出的阴、 阳离子,不存 即有电离出的阴、阳离子(少部分) ,又 在电解质分子 有电解质分子(大部分) 。 H2SO4====2H++SO42— NH3·H2O NH4++OH— CaCl2====Ca2++2Cl— H2 S H++HS—,HS— 绝大多数的盐 (包括难溶性盐) ; 强酸:H2SO4、HCl、HclO4 等; 强碱:Ba(OH)2、Ca(OH)2 等。

1 pKw 2
只有当室温时,Kw=1×10 14 — — [H+]=[OH ]=10 7mol/L 溶液呈中性

pH=pOH=
1 pKw=7 2
分析 原因:H2O H++OH-Q 由于水的电离是吸热的,湿度越高,电离程度越大,kw 越大. 中性:pH=pOH=
1 pKw 2
T↗→Kw↗→pH+pOH↘ T↘→Kw↘→pH=pOH↗ 如:100℃,KW=1×10—12.. pKw=12. 中性时 Ph=
NaOH NH· ②若把上述问题,换成等 pH 值,图示又怎样呢? 3 H2O 7 7 HAC
pH HCl pH NH· 3 H2O 7 HAC NaOH
加水
7 HCl
加水
VH2O
强酸弱酸稀释 强、弱碱稀释
VH2O
后 前
pH=b Ph (NaOH)=b-n>7 pH (NH3·H2C)>b-n>7 △pH(NaOH)=n △pH(NH3·H2O)<n △pH(NaOH)>△pH(NH3·H2O)
Kw x= [H ]
x<1×10 7mol/L

碱溶液
[H+]水=[OH—]水 x=
Kw [OH ]
x>1×10 7mol/L

抑制
正 盐 溶 液
强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 强碱强酸盐
x=[H+] x=[OH—] x=
促进 无
Kw
x=1×10 7mol/L

注[H+]水、[OH—]水指水电离出的 H+、OH—浓度 [H+]水、[OH—]指指溶液中的 H+、OH—浓度 由上表可得重要规律: (1)在任意湿度、任意物质的水溶液中(含纯水)的水本身电离出的[H+]水≡[OH—]水 (2)酸和碱对水的电离均起抑制作用 ①只要碱的 pH 值相等(不论强弱、不论几元)对水的抑制程度相等,碱也同理。 ②若酸溶液的 pH 值与碱溶液的 pOH 值相等,则两种溶液中水的电离度相等。 如 pH=3 的盐酸溶液与 pH=11 的氨水溶液在室温下,由水电离出的 [H+]水=[OH—]水=
1 pKw=6<7. 2

图示:不同湿度(T1>T2)时溶液中[H+]与[OH ],pH 与 pOH 关系
[OH - ] 碱性区
pOH
中性
酸性区
中性
酸性区 T2 T1 [H ]
+
碱性区 T1 T2 pH
图一 图二 想一想:图一与图二有哪些不同?为何不同? 提示: (①形状 ②T1、T2 相对位置) — ③简平分钱划分的两个区域酸碱性不同。建议以[H+]、[OH ]=Kw,和 pH+pOH=pKw 两 个关系或考虑,并注意湿度不同时 Kw 的影响。 ) (4)溶液 pH 的测定方法: ①酸碱指示剂 ②pH 试纸 ③pH 计其中①只传判定 pH 范围 ②pH 试纸也只能确定在某个值左右(对照标准比色卡) ,无法精确到小数点后 1 倍。另外 使用时不能预先润湿试纸。否则相当于又稀释了待测液,测定结果误差大。 ③pH 计测定较精确. (二)酸碱溶液的稀释前后 pH 值的变化。
(三)电解质溶液导电能力的强弱与电解质强弱影响溶液导电能力的因素: ①自由移动离子浓度的大小。 (主要决定因素)湿度一定,离子浓度越在,导电能力越 强。 ②湿度:湿度越高,导电能力越强。 (与金属导电相反) ③离子电荷数:电荷数越高,导电能力越强。 由此可知:强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质强。 如 较浓醋酸的导电能力可比极稀 HCl 溶液强。 CaCO3 虽为强电解质,但溶于水所得 溶液极稀,导电能力极差。 思考:若在某溶液中加入一种物质,出现沉淀,则溶液的导电能力一定减弱吗?(湿度 不变) 分析:不一定。关键要看溶液中离子浓度有无显著变化。如: (1)若在 H2SO4 溶液中加 Ba(OH)2,因生成 BaSO4 沉淀和极难电离的水,使溶液中离 子浓度降低,导电能力降低。 (2)若在 H2SO4 溶液中加 BaCl2,虽有沉淀 BaSO4 生成,但同时生成了 HCl,相当于 1molSO42—被 2molCl—代替,故导电能力有所增强。 (3)若在 HCl 溶液中加 AgNO3,则导电能力几乎不变。 (四)水的电离平衡 1. 实验证明,纯水微弱的导电性,是极弱的电解质: 2. 25℃1LH2O 的物质的量 n(H2O)=
由于强酸或强碱在水中完全电离, 加水稀释后不会有溶质进一步电离, 故仅仅是体积增大 — + 的因素导致酸溶液中的[H ]或碱溶液中的[OH ]减小. 弱酸或弱碱由于在水中不完全电离,加水稀释同时,能促使其分子进一步电离,故导致 相应[H+]或[OH—]减小的幅度降低。 例如 ①等物质的量浓度的盐酸和醋酸,氢氧化钠和氨水分别加水稀释。溶液的 pH 值变 化,图示如下: pH pH

10 14 — =10 4mol/L 10 10
二、酸碱性
1.考试要求 1.通过对水的电离、离子积、pH 定义等重要知识和方法迁移应用的练习,提高认知 能力; 2.灵活解答水的电离平衡的相关问题; 3.掌握混合溶液 pH 计算的方法,并能运用数学工具解决一些有关 pH 计算的综合问 题 4.培养学习过程中探究、总结的习惯。 2.考试内容 (一)溶液的酸碱性及 pH 的值 — 溶液呈的酸碱性何性,取决于溶液中[H+]、[OH ]的相对大小:pH 值的大小取决于溶液 中的[H+]大小 pH=-lg[H+],pOH=-lgKw=pKw 溶液酸碱性 [H+]与[OH—]关系
任意湿度 酸性 中性 碱性 [H ]>[OH ] — [H+]=[OH ] [H+]<[OH—]
+

室温(mol/L) [H ]>1×10 — — [H+]=[OH ]=1×10 7 [H+]>1×与 10—7
+
—7
pH 值(室温) <7 =7 >7
(1)酸性越强,pH 值越小,碱性越强,pH 值越大,pH 值减小一个单位,[H+]就增大 到原来的 10 倍,pH 值减小 n 个单位,[H+]的增大到原来的 10n 倍. (2)任意水溶液中[H+]≠0,但 pH 可为 0,此时[H+]=1mol/L,一般[H+]>1mol/L 时, pH<0,故直接用[H+]表示. (3)判断溶液呈中性的依据为:[H0]= [OH ]或 pH=pOH=
稀释到10n 倍
后 前
pH=a pH(HCl)=a+n<7 pH(HAC)<a+n<7 △pH(HCl)=n △pH(HAC)<n △pH(HCl)>△pH(HAC)
稀释到10n 倍
注意: ①酸无论怎样稀释,不可能成为碱性;若无限稀释,则 pH 只能无限接近 7 且小于 7. ②碱无论怎样稀释,不可能成为酸性;若无限稀释,则 pH 只能无限接近 7 且大于 7 ③当起始强酸、 弱酸的 pH 相同, 稀释后为达仍相同, 则稀释倍数一定是弱酸大小强酸 (强 碱、弱碱类同) (三)有关 pH 的计算 1.溶液简单混合(不发生反应,忽略混合时体积变化) 强酸:pH=pH 小+0.3 若等体积混合,且△pH≥2 强碱:pH=pH 大-0.3 若不等体积混合,物质的量浓度 强酸[H+]总=
H++S2—
注意:多元强酸电离一步完成且完全 如 HnA====Nh++An— 而多元弱酸的电离是分步进行的, 且第二步电离比第一步电离困难, 第三步电离比第二 步电离更困难, 但每步电离都存在相应的电离平衡,因此应分步书写电离方程式。 例如磷酸 的电离方程式应写三步: — — — — — H3PO4 H++H2PO4 , H2PO4 H++HPO42 HPO42 H++PO43 ,不 — 能合并成 H3PO4 3H++PO43 。由于磷酸溶液中的[H+]主要由第一步电离决定,因此磷 酸的电离方程式有时也可只写第一步。 对 HnA 弱酸而言,电离方程式可只考虑: — HnA H++Hn+A 想一想:为什么多元的酸电离下一步比上一步困难,电离程度小得多,甚至可忽略? (二)弱电解质的电离平衡 (1)概念 弱电解质的电离平衡是指在一定条件下(湿度、浓度) ,弱电解质电离成离子的速率和 离子结合成分子的速率相等的状态。 (2)特点 ①动——动态平衡:V(闻子化)=V(分子化)≠0。在电离方程式中用“ ”表示。 ②定——平衡时各组成成分一定,即平衡时溶液中离子浓度和分子浓度保持不变 ③变——条件改变,平衡被打破。 (3)影响电离平衡的因素 与化学平衡一样,外界条件的改变也会引起移动. 以 0.1mol/1 CH3COOH 溶液为例: 项目 变化 项目 平衡移动
+
加水
升温
加入固体 NaOH 右移 减小 减小 增大 增强
加入无水 CH3COONa 左移 减小 减小 增大 增强
通入气体 HCl 左移 增大 增大 减小 增强
右移
右移 增大 增大 减小 增强
加入等浓 度 的 CH3COOH 不移动 增大 不变 不变 不变
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