高一化学竞赛辅导《溶液中的离子反应》讲义一

1      HAc HccK  -A %100 弱电解质的初始浓度 已电离的弱电解质浓度 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 CH3COOH CH3COO— + 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 2 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＋H2O NH3·H2O NH4 ＋＋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＋H2O H3O＋＋OH－，简写为：H2O H＋＋OH－ 根据水的电离平衡，写出相应的平衡常数表达式，应有 )OH(c )OH(c)H(cK 2  电离 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 －）＝1×10－14 1、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－）＝1×10－12 3、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）； 3 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＋）＜1×10－7 mol/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＞7 1、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： 4 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、 2 1010 108   mol·L－1 B、 2 1010 46   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 5 （2）向 Na2CO3 溶液中滴加少量溴水