高二化學教學案

第三章第一節(jié)弱電解質(zhì)得電離

考綱要求

1.能準確判斷強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)。

2.會描述弱電解質(zhì)得電離平衡，能正確書寫弱電解質(zhì)得電離方程式，會分析電離平衡得移動。

3.知道電離平衡常數(shù)得意義。

學習重點、難點

I.理解強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)得概念。

2.能描述弱電解質(zhì)在水溶液中得電離平衡，正確書寫電離方程式。

3.理解一定條件下弱電解質(zhì)得電離平衡移動。

4.了解電離常數(shù)得概念、表達式與意義。

基礎知識梳理

知識點一強弱電解質(zhì)

I.電解質(zhì)與非電解質(zhì)

(1)電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導電得化合物就是電解質(zhì)。

(2)非電解質(zhì)：在水溶液中與熔融狀態(tài)下都不能導電得化合物就是非電解質(zhì)。

注意：

①單質(zhì)、混合物既不就是電解質(zhì)，也不就是非電解質(zhì)。電解質(zhì)、非電解質(zhì)都就是化合物。

②電解質(zhì)導電須有外界條件：水溶液或熔融狀態(tài)。

③電解質(zhì)因本身離解成自由離子而導電。

某些化合物，像S02、C02、NH3,它們得水溶液雖能導電，但它們不就是電解質(zhì)。

④某些難溶于水得化合物。

如BaSCU、AgQ等，由于它們得溶解度太小，難測其水溶液得導電性，但這些難溶于水得化合物與部分

金屬得氧化物，它們在熔融狀態(tài)都就是能夠導電得，所以就是電解質(zhì)

⑤酸、堿、大多數(shù)鹽、活潑金屬得氧化物(Na?。、AI2O3)都就是電解質(zhì)；

除電解質(zhì)外得化合物都就是非電解質(zhì)，如大多數(shù)有機物與非金屬氧化物等。

下列物質(zhì)中：

①Cu②NaCl固體③NaOH固體④K2s。4溶液⑤CCh⑥蔗糖⑦NaCl溶液⑧CH3co0H⑨酒

精。

就是電解質(zhì)，就是非電解質(zhì)，既不就是電解質(zhì)，也不就是非電解質(zhì)。

2.強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)

(1)強電解質(zhì)：在水溶液中電離得電解質(zhì)。

(2)弱電解質(zhì)：在水溶液中電離得電解質(zhì)。

3.強、弱電解質(zhì)得比較

強電解質(zhì)弱電解質(zhì)

定義在水溶液中能完全電離得電解質(zhì)在水溶液中只能部分電離得電解質(zhì)

共同點都就是電解質(zhì)，在水溶液中都能電離，都能導電

化學鍵類型離子鍵或強極性鍵弱極性鍵

電離程度完全電離部分電離

電解質(zhì)在溶液只存在電解質(zhì)電離產(chǎn)生得陰、陽離大量存在電解質(zhì)分子，少量存在弱電解質(zhì)

中得存在形式子，不存在電解質(zhì)分子電離產(chǎn)生得離子

不可逆，不存在電離平衡，可逆，存在電離平衡，電離方程式用

電離過程

電離方程式用“一"表示“n”表示

強酸：H2so4、HC1、HNO3等；

弱酸:H2c。3、HF、H2S.CH3coOH等;

強堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2等;

弱堿：NHMH2。等;

化合物類型大多數(shù)鹽：包括可溶性鹽及難溶性

極少數(shù)鹽：(CH3COO)2Pb；

鹽(鉀鹽、鈉鹽、鉉鹽、硝酸鹽均可

H2O等

溶，BaSOcCaCC>3等難溶)

典例剖析

例：有下列電解質(zhì)：①NH4cl②NaOH③H2s@NaHCO3⑤H3Po?@H2SO4

請用以上物質(zhì)得序號，填寫下列空白：

(1)屬于強電解質(zhì)得有;

(2)屬于弱電解質(zhì)得有o

解析：強酸(H2SO4)、強堿(NaOH)、鹽(NHCl、NaHCCh)屬于強電解質(zhì)；弱酸(H2S、H3PO4)屬于弱電解質(zhì)。

答案：(1)①②④⑥(2)③⑤

對點速練

1.下列說法正確得就是()

A.氯化鉀溶液在電流作用下電離成鉀離子與氯離子

B.二氧化硫溶于水能部分轉化成離子，故二氧化硫屬于弱電解質(zhì)

C.碳酸領難溶于水，所以碳酸鋼屬于弱電解質(zhì)

D.純凈得強電解質(zhì)在液態(tài)時，有得導電有得不導電

2.下列關于強、弱電解質(zhì)得敘述中正確得就是()

A.強電解質(zhì)都就是離子化合物，弱電解質(zhì)都就是共價化合物

B.強電解質(zhì)都就是可溶性化合物，弱電解質(zhì)都就是難溶性化合物

C.強電解質(zhì)熔化時都完全電離，弱電解質(zhì)在水溶液中部分電離

D.強電解質(zhì)不一定導電，弱電解質(zhì)溶液得導電能力不一定比強電解質(zhì)溶液弱

3.下列物質(zhì)中屬于強電解質(zhì)，但在給定條件下不能導電得就是()

A.液態(tài)澳化氫B.蔗糖C.鋁D.醋酸

4.下列溶液中導電性最強得就是()

A.1L0、Imol/L醋酸B.0、1L0、1mol/LH2sO4溶液

C.0、5L0、1mol/L鹽酸D.2L0、1mol/LH2SO3溶液

知識點二弱電解質(zhì)得電離平衡

1.電離方程式得書寫

(1)強電解質(zhì)電離，用"="表示。如：NaCl=Na++CP,H2SO4=2H+SO5?

(2)弱電解質(zhì)電離，用表示，如CH3coOH^=iCH3coeT+H+,

NH3H2O-NH4+OH-o

(3)多元弱酸得電離就是進行(發(fā)生)得，其電離方程式分步寫，如H2s(二元弱酸)得電離為：

HaS=^H.+HS，HS--=^++$2，

h2+-

(4)多元弱堿得電離寫，如：CU(OH)2=f=Cu+2OHo

2.電離平衡

⑴定義

在一定條件下(如溫度與濃度)，電解質(zhì)分子得速率與得速率相等時，電離過程達

到電離平衡狀態(tài)。

反

弱

質(zhì)分吁

(2)建立過程(用v-t圖像描述)應

成

離子

速

的

速率

(3)電離平衡得特征率

西j*a(**i桀.什干由常平新就咨

I研究對象為弱電解質(zhì)

(4)影響電離平衡得因素弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子

軍廠重新結合成分子的速率相等

①內(nèi)因：電解質(zhì)本身得性質(zhì)決定了其電離程度得

商A電離平衡與化學平衡一樣是動態(tài)平衡

大小。

^^達到平衡時，溶液中離子濃度和分子濃

②外因：軍尸度都保持不變

a.溫度：升局溫度使電離平衡向電離得方向移動。

條件改變，電離平衡可能發(fā)生移動，各粒

b、濃度：濃度降隹刀子的濃度可能發(fā)生改變低，電離平衡向電離得方向移動,

因為離子相互碰撞結合為分子得幾率減小。

c.相同離子：在弱電解質(zhì)溶液中加入與弱電解質(zhì)有相同離子得強電解質(zhì)時，電離平衡逆向移動。

d.反應離子：加入能與電解質(zhì)電離出得離子反應得離子時，電離平衡向電離方向移動。

典例剖析

例：［雙選］醋酸得下列性質(zhì)中，可以證明它就是弱電解質(zhì)得就是()

A.Imol/L得醋酸溶液中，c(H+)=0、01mol/LB.醋酸以任意比與水互溶

C.10mL1mol/L得醋酸溶液恰好與10mL1mol/L得NaOH溶液完全反應

D.在相同條件下，醋酸溶液得導電性比鹽酸弱

解析：A項若醋酸完全電離，則c(H+)=lmol/L,而c(H+)=0、01mol/L,說明醋酸部分電離，為弱電解

質(zhì)；C項就是與強堿反應，不能說明電離程度大??；D項就是在相同條件下，比較導電性強弱，醋酸

溶液導電性弱，說明醋酸溶液中離子濃度小，即電離程度小，鹽酸中HC1就是完全電離，醋酸就是

部分電離，為弱電解質(zhì)。

答案：A、D

對點速練

1.判斷正誤

(1)醋酸在醋酸鈉溶液中電離得程度大于在純水中電離得程度。()

(2)一定溫度下，醋酸得濃度越大，其電離程度越大。()

2.在0、2moi/L得CH3coOH溶液中分別改變下列條件時，說法正確得就是()

A.適當升高溫度，CH3COOH得電離程度減弱

B.加少量NaOH固體，CH3co0H得電離平衡向正方向移動

C.加少量0、2moi/L得鹽酸，溶液中得以H")增大，CH3co0H得電離平衡向正方向移動

D.加少量CH3coONa固體，CH3coOH得電離平衡向正方向移動

3.將1mol冰醋酸加入到一定量得蒸儲水中最終得到1L溶液。下列各項中，表明醋酸已達到電離平衡狀

態(tài)得就是()

A.醋酸得濃度達到1mol【rB.H+得濃度達到0、5mol-L-1

C.醋酸得濃度、醋酸根離子得濃度、H+得濃度均為0、5mol-L1

D.醋酸分子電離成離子得速率與離子重新結合成分子得速率相等

4.下列說法正確得就是()

A.溶液中有CH3coOH、CH3co。與H*即可證明CH3coOH達到電離平衡狀態(tài)

B.溶液中CH3co0-與H*得物質(zhì)得量濃度相等可證明CH3coOH達到電離平衡狀態(tài)

C.當NH3-H2O達到電離平衡時，溶液中NH3H2O、NHI與OH-得濃度相等

D.H2cCh就是分步電離得，電離程度依次減弱

5、寫出下列電解質(zhì)在水溶液中得電離方程式

⑴H2so4：；

(2)HC10：；

(3)NH3?H2O：；

(4)NaHCO3：；

(5)NaHSO4：。

知識點三電離常數(shù)

1.概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)得電離達到平衡時，溶液中電離所生成得各種離子濃度得系數(shù)次方之積

跟溶液中未電離得分子得濃度系數(shù)次方之積得比就是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫電離平衡常數(shù)，簡稱

用K表示。(酸得電離平衡常數(shù)也可用K,表示，堿得電離平衡常數(shù)也可用Kb表示)

2.表達式

對于AB=^=^A++B,K=C(A)*C(B)/C(AB)

電離平衡常數(shù)得意義:

表示弱電解質(zhì)得電離能力。一定溫度下，K值越大，說明電離程度,酸堿也就越強；

K值越小，說明電離程度，離子結合成分子就越容易，酸堿就越弱。

3.影響K得外界條件：對于同一電解質(zhì)得稀溶液來說，K只隨溫度得變化而變化，一般溫度升高，K值—。

若不指明溫度，一般指25℃。

4.多元弱酸、多元弱堿得電離

多元弱酸得電離就是電離得，每步電離都有電離平衡常數(shù)，通常用Ki、K2、心分別表示。如：磷

酸得三個K值，肉》K2》K3,但第一步電離就是主要得，磷酸溶液得酸性主要由第一步電離決定。因此

在說明磷酸溶液顯酸性得原因時，只寫第一步電離方程式。

多元弱堿得電離也就是電離得，但習慣上書寫其電離方程式時，可寫其總得電離方程式。

2+

如：CU（OH）2CU+2OH-

典例剖析

例：下列關于電離常數(shù)（Ka）得說法中正確得就是（）

A.電離常數(shù)（元）越小，表示弱電解質(zhì)得電離能力越弱

B.電離常數(shù)（Ka）與溫度無關

C.一定溫度下，不同濃度得同一弱電解質(zhì)，其電離常數(shù)（Ka）不同

D.多元弱酸各步電離常數(shù)大小關系為Kai<Ka2<Ka3

解析：加熱能促進弱電解質(zhì)得電離，故電離常數(shù)（KJ增大，B錯誤；電離常數(shù)只與溫度有關，與濃度無關，

C錯誤；多元弱酸各步電離常數(shù)得大小關系為Kal?Ka2?Ka3,D錯誤。

答案：A

對點速練

1.下列說法正確得就是（）

A.電離平衡常數(shù)受弱電解質(zhì)濃度得影響

B.電離平衡常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)得相對強弱

C.電離平衡常數(shù)大得酸溶液中得c（H+）一定比電離平衡常數(shù)小得酸溶液中得c（H+）大

D.H2cCh得電離平衡常數(shù)表達式為&=錯誤！

2.已知+（）、ImolL-1得醋酸溶液中存在電離平衡：CH3co3coeT+H+,要使溶液中

.值增大,可以采取得措施就是（）

A.加少量燒堿溶液B.降低溫度

C.加少量冰醋酸D.加水

3.下列關于電離常數(shù)（勒得說法中正確得就是（）

A.電離常數(shù)（依越小，表示弱電解質(zhì)電離能力越弱

B.電離常數(shù)（K）與溫度無關

C.不同濃度得同一弱電解質(zhì)，其電離常數(shù)（用不同

D.多元弱酸各步電離常數(shù)相互關系為K'K2<K3

4.已知下面三個數(shù)據(jù)：7、2x10\4、6x10-4、爾9xl()i。分別就是下列三種酸得電離常數(shù)，若已知下列

反應

可以發(fā)生：NaCN+HNO2=HCN+NaNO2.NaNO2+HF=HNO2+NaFo根據(jù)判斷，下歹?。輸⑹霾徽_得

就是()

A.K(HF)=7、2x10-4B.K(HNC>2)=4、9xlO-10

C.反應NaCN+HF=HCN+NaF可以發(fā)生D.K(HCN)</f(HNO2)<K(HF)

5.常溫下，H2SO3得電離常數(shù)Kai=l、2x10-2,Ka2=6、3x108；H2c03得電離常數(shù)Kal=4、5x107,

Ka2=4、7x10-11。

請比較H2s03與H2c03得酸性強弱：,并通過實驗驗證上述結論得正誤(簡要說明實驗

步驟、現(xiàn)象與結論，儀器自選)。

供選擇得試劑：CO2、SO2、Na2co3、NaHCCh、Na2so3、NaHSO3>蒸儲水、飽與石灰水、酸性KMnOa

溶液、品紅溶液。

規(guī)律方法拓展

1.強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)與溶液得導電性

強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)就是依據(jù)電解質(zhì)在溶液中得電離程度區(qū)分得，而溶液導電能力取決于溶液中自由移動

離子得濃度及離子所帶電荷得高低，即：強電解質(zhì)得導電能力不一定強，弱電解質(zhì)得導電能力不一定弱。

(1)強電解質(zhì)溶液濃度很小時，導電能力也會很差。

(2)弱電解質(zhì)溶液濃度較大而形成得離子濃度較大時，導電能力也會很強。

2.影響電離平衡得因素

影響電離平衡得因素

影響因素電離程度原因

電解質(zhì)本身得性質(zhì)決

內(nèi)因結構決定性質(zhì)

定電解質(zhì)得電離程度

升高溫度增大電離過程就是吸熱得

濃度減小，離子結合生成弱電解質(zhì)

減小濃度(稀釋)增大

分子得速率減小

外外增大弱電解質(zhì)電離

減小離子(產(chǎn)物)濃度增大，平衡左移

因加出得離子得濃度

電

消耗弱電解質(zhì)電離

解增大離子(產(chǎn)物)濃度減小，平衡右移

出得離子

質(zhì)

實例說明

以0、1moI/L得醋酸溶液中存在得平衡為例具體分析平衡移動得情況：CH3coOK^=CH3COO+H+,

分別改變下列條件時，平衡得變化如表所示:

條件改變平衡移動電離程度n(H+)c(H+)導電能力

加水正向增大增大減小減弱

升溫正向增大增大增大增大

加醋酸錢固體逆向減小減小減小增大

加鹽酸逆向減小增大增大增大

加氫氧化鈉固體正向增大減小減小增大

加醋酸鈉固體逆向減小減小減小增大

加鐵粉正向增大減小減小增大

3、有關電離常數(shù)得注意事項

（1）電離常數(shù)得大小由物質(zhì)本身得性質(zhì)決定，同一溫度下，不同弱電解質(zhì)得電離常數(shù)不同，K值越大，電離程

度越大。

（2）同一弱電解質(zhì)在同一溫度下改變濃度時，其電離常數(shù)不變。

（3）電離常數(shù)K只隨溫度得變化而變化，升高溫度，K值增大。

（4）多元弱酸電離常數(shù)：&?K2?K3,其酸性主要由第一步電離決定，K值越大，相應酸得酸性越強。

能力達標

I.關于強、弱電解質(zhì)及非電解質(zhì)得組合完全正確得就是（）

2.亞硝酸（HNO2）得下列性質(zhì)

選項ABCD

中，可以證明它就是弱電解質(zhì)得

強電解質(zhì)NaClH2SO4CaCOsHNO3

就是（）

弱電解質(zhì)HFBaS04HC1OCH3COOH

A.1mol/L得亞硝酸溶液

非電解質(zhì)C12CS2C2H5OHH2CO3

得以才）為0,01mol/L

B.亞硝酸能與水以任意比互溶

C.10mL1mol/L得亞硝酸恰好與10mL1mol/L得NaOH溶液完全反應

D.滴入石蕊試液顯紅色

3.下列電離方程式正確得就是（）

++

A.NaHSCU溶于水：NaHSO4；^^Na+H+SOi

B.次氯酸電離：HC1O=C1O+H+

+

C.HF溶于水：HF+H2O^=H3O+F

D.NH4cl溶于水：NH；+H2(^=iNHrH2O+H+

4.如圖所示，燒杯中得溶液為2moiIPH3coOH溶液，接通直流電源，分別向燒杯中加入下列物質(zhì)（保

持溶液溫度不變），燈泡變暗得就是（）

A.加入固體NaOHB.加水稀釋

C.加入金屬NaD.通入HC1氣體

5.將0、1mol【r得NH3-H2。溶液加水稀釋，下列說法正確得就是()

A、錯誤!得值減小B.OH一得物質(zhì)得量減小

C、錯誤!得值減小D.NH錯誤!得濃度減小

6.某溫度下，等體積、c(H+)相同得鹽酸與醋酸溶液分別加水稀釋，溶液中得

c(H')隨溶液體積變化得曲線如圖所示。據(jù)圖判斷下列說法正確得就是()

A.曲線n表示得就是鹽酸得變化曲線

B.b點溶液得導電性比c點溶液得導電性強

C.取等體積得“點、〃點對應得溶液，消耗得NaOH得量相同

D.b點酸得總濃度大于〃點酸得總濃度

7.已知25C下,醋酸溶液中存在下述關系：殷籍―、75XQ5,其中《得數(shù)

就是該溫度下醋酸得電離平衡常數(shù)。有關原得下列說法正確得就是()

A.當向該溶液中加入一定量得硫酸時，及值增大

B.升高溫度，尤值增大

C.向醋酸溶液中加水，尤值增大

D.向醋酸溶液中加氫氧化鈉，Ka值增大

8.下列關于強、弱電解質(zhì)得敘述正確得就是()

A.強電解質(zhì)在溶液中完全電離，弱電解質(zhì)在溶液中不電離

B.同一弱電解質(zhì)溶液，溫度不同時，導電能力不同

C.強電解質(zhì)溶液得導電能力一定很強，弱電解質(zhì)溶液得導電能力一定很弱

D.所有得離子化合物都就是強電解質(zhì)，所有得共價化合物都就是弱電解質(zhì)

9.在一定溫度下，純醋酸加水稀釋過程中，溶液得導電能力/隨加入水得體積V變化得曲線如圖所示。

請回答：［人

(1)“。”點導電能力為0得理由就是/、

0V

(2)隊b、c三點處，溶液中得c(H+)由小到大得順序為；

(3)a、b>c三點處，電離程度最大得就是；

(4)若使c點溶液中c(CH3co0一)增大，c(H,)減小，可采取得措施就是

①_______________________________________________________________________

②_______________________________________________________________________

③_______________________________________________________________________

10.如表所示就是幾種弱酸常溫下得電離平衡常數(shù)：

CH3COOHH2CO3H2SH3PO4

K,1=］、5x10-3

Kal=4、3x10-7Kai=9、1X10-8

1、8x10-5Ka2=6、2x10-8

Ka2=5、6X10"&2=1、1X10-12

Ka3=2、2x10-13

(1)CH3coOH、H2co3、H?S、H3Po4四種酸得酸性由強到弱得順序為

(2)多元弱酸得二級電離程度遠小于一級電離得原因就是

(3)同濃度得CH3co0,HCO］、COM、S2一結合H’得能力由強到弱得順序為

II.已知：

(1)A1(OH)3電離方程式Al(0H)3；^=^A10f+H++H2O(酸式電離)、A1(OH)3=^A13++3OH-(堿式電離)

+

(2)無水AlCh晶體得沸點為182、9℃,溶于水得電離方程式為A1C13=AP+3C1

(3)PbSCU難溶于水，易溶于醋酸鈉溶液，反應得化學方程式為PbSCU+2CH3coONa-Na2sCh+

(CH3COO)2Pb

則下列關于A1(OH)3、A1C13與(CH3co0)2Pb得說法中正確得就是()

A.均為強電解質(zhì)B.均為弱電解質(zhì)

C.均為離子化合物D,均為共價化合物

12.稀氨水中存在著平衡：NH3H2O^=^NH；+0H,若要使平衡向逆方向移動，同時使c(OH-)增大，應

加入適量得()

①NH4cl固體②硫酸③NaOH固體④水⑤MgSCU固體

A.①②③B.③⑤

C.③D.③④

13、高氯酸、硫酸、硝酸與HCI都就是強酸，其酸性在水溶液中差別不大。以下就是某溫度下這四種酸在

冰醋酸中得電離常數(shù)：

酸HC1O4H2SO4HCIHNO

由以上表格中數(shù)據(jù)判斷以下3說法不

1、6xl0-56、3x1O-91、6x10-94、2x10-1。

正確得就是()Ka

A.在冰醋酸中這四種酸都沒有完全電離

B.在冰醋酸中高氯酸就是這四種酸中酸性最強得酸

+

C.在冰醋酸中硫酸得電離方程式為H2SO4=2H+SOr

D.水對這四種酸得強弱沒有區(qū)分能力，但醋酸可以區(qū)分這四種酸得強弱

14.今有①鹽酸、②醋酸、③硫酸三種稀溶液，用序號回答下列問題。

(1)若三種酸得物質(zhì)得量濃度相等：

a.三種溶液中得c(H+)大小關系為。

b.取等體積上述三種溶液，分別用同濃度得NaOH溶液完全中與，所需NaOH溶液體積大小關系為

.若取等質(zhì)量Zn分別跟這三種溶液反應，使Zn恰好完全反應時，消耗三種酸得體積大小關系為

(2)若三種溶液得c(H.)相等：

a.三種酸得物質(zhì)得量濃度大小關系為。

b.取等體積上述三種溶液，分別用同濃度得NaOH溶液完全中與，所需NaOH溶液體積大小關系為

15.電離度表示電解質(zhì)得相對強弱，電離度得定義：a=(已電離得電解質(zhì)分子數(shù)/溶液中原有電解質(zhì)得總分

子數(shù))x100%。已知25c時幾種物質(zhì)(微粒)得電離度(溶液濃度均為0、1mol/L)如下表:

物質(zhì)(微粒)電離度a

硫酸第一步完全電離，

A10%

第二步：HSO4；——>H++SOj

B硫酸氫鈉溶液：HSOI^Z^H'+SOF29%

-+

C醋酸：CH3COOH^=iCH3COO+H1、33%

D鹽酸：HCI=H+C1100%

(1)25℃時，0、lmol/L上述幾種溶液中，c(H')從大到小得順序就是(填序號)。

(2)25℃時，0、1mol/L硫酸中HSOI得電離度小于相同溫度下0、1mol/L硫酸氫鈉溶液中HSOI得電

離度,其原因就是,

(3)醋酸得電離常數(shù)仆得表達式就是,醋酸得電離常數(shù)兄與電離度a得關系式為

標=(用含a得代數(shù)式表示)。

第二節(jié)水得電離與溶液得酸堿性

第一課時溶液得酸堿性與pH

考綱要求

1、了解水得電離、離子積常數(shù)。

2、了解溶液PH得含義及其測定方法。

學習重點、難點

1、水得離子積常數(shù)得概念與學會判斷溶液得酸堿性

2、水溶液中c(H*)與c(OH)得計算

基礎知識梳理

知識點一水得電離與水得離子積

1、水就是電解質(zhì)，發(fā)生電離，電離過程。

2、水得電離方程式就是,簡寫為。

3、水得電離平衡常數(shù)得表達式為，推導寫出水得離子積常數(shù)得表達

式o

4、常溫下(25℃時)，水得離子積常數(shù)4=1、0X1014

ioo℃時，水得離子積常數(shù)4=1、oxi。一"

特別提醒

(1)4就是溫度得函數(shù)，與c(H')與c(0H)得變化無關。由于水得電離過程為吸熱過程，故：升溫，K.

增大；降溫，《減小；溫度不變，4也不變。

(2)《不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽得稀溶液。不同溶液中，c(M)與。(0H)可能不同，但任何

溶液中，由水所電離而生成得c(H)=c(OH)。

5、影響水得電離平衡得因素

(1)溫度:升高溫度水得電離平衡移動，c(H')與c(OH_),鼠e

(2)溫度不變：在純水中加入酸或堿，均使水得電離平衡移動，水得電離程度。

①加入酸時溶液中得c(H'),c(0H),K,。

②加入堿時溶液中得c(H'),c(0H),K,。

(3)加入活潑金屬：水得電離平衡移動，c(H+),c(0H),&。

典例剖析

例：下列敘述正確得就是()

A、在常溫下，任何稀溶液中，c(H+)-c(0H-)=lX10-14

B、無論在什么條件下，中性溶液里得H*離子濃度一定等于

C、0、2mol?f'CHsCOOH溶液得c(H*)就是0,1mol?L-1CHjCOOH溶液得c(C)得2倍

D、任何濃度得溶液都可以用。(1廣)與c(01「)得相對大小來表示酸堿性強弱

0

解析：B選項只有在25℃時，C(H+)=1X10,O1C選項由于醋酸為弱酸，所以c(H*)=五上'『

VC211

不就是2倍oD選項對于酸或堿溶液濃度大于1mol?就不用c(H+)與c(0H

7c2K弋0、1

■)得相對大小來表示酸堿性強弱。

答案：A

對點速練：

1、常溫下，在0、1mol?I?CFLCOOH溶液中，水得離子積就是()

A、1、0X10"B、1、0X1013

C、1、32X1014D、1、32X1015

2、下列關于水得離子枳常數(shù)得敘述中，正確得就是()

A、因為水得離子積常數(shù)得表達式就是Ai=c(H')?c(OH)，所以4隨溶液H,與0H濃度得變化而變化

B、水得離子積常數(shù)與水得電離常數(shù)《電禍就是同一個物理量

C、水得離子積常數(shù)僅僅就是溫度得函數(shù),隨著溫度得變化而變化

D、水得離子積常數(shù)用與水得電離常數(shù)/電離就是兩個沒有任何關系得物理量

3、在某溫度時,測得純水中得c(H+)=2、4X10-7mol/L,則。(01)為()

A、2、4X10^mol/LB、0、1X10-7mol/L

|0義］Q—11

C、jVT/FT-mol/LD、c(0I「)無法確定

乙、4K1U

4、25℃,把1mL0、1mol/L得H2SO,加水稀釋成2L溶液，在此溶液中由水電離產(chǎn)生得H*濃度()

A、1X10-4mol/LB、1X10'mol/LC、lX10""mol/LD、1X10-'mol/L

5、室溫下，某溶液中由水電離產(chǎn)生得c(H')等于10-"mol?LT,該溶液得溶質(zhì)不可能就是()

A、NaHSOiB、NaClC、HC1D、Ba(OH)2

考點二：溶液得酸堿性及pH值

1、溶液得酸堿性得實質(zhì)：由溶液中氫離子濃度與氫氧根濃度得相對大小決定。

(1)c(H)c(0H)：酸性溶液

(2)c(IT)c(0H)：中性溶液

(3)c(H)c(0H)：堿性溶液

2、pH定義：____________________________________________________________

數(shù)學表達式：pll=0

3、溶液得酸堿性與c(H')、c(0H)及pH值得關系

在室溫時(25℃)：

(1)酸性溶液：c(H')____________c(0H)__________PH__7

(2)中性溶液：c(H')c(0H)pH7

(3)堿性溶液：c(H*)____________c(0H)_______—PH__7

4、pH與溶液酸堿性得關系(25℃)：

&H*）i°°io-】io-2io-'io-4i（r5lo^ixio-no^io^io-^io^no-^io-nio-14

PH&6）（2）1）&）后）向（3向后）（向心血向向'

F（中1tt）__________________________?

（酸性越強）（堿性越強）

特別提醒

溶液得酸堿性就是由溶液中氫離子濃度與氫氧根濃度得相對大小決定，而與pH大小無關。只有溫度

確定，才能與pH建立聯(lián)系。

5、溶液酸堿性得測定方法

①酸堿指示劑法（只能測定溶液得pH范圍）。常見酸堿指示劑得變色范圍：

指示劑變色范圍（顏色與pH得關系）

石蕊〈5、0紅色5、0?8、0紫色>8、0藍色

8、2-10.0粉紅

酚配<8、2無色>10、0紅色

色

甲基橙<3、1紅色3、1?4、4橙色>4、4黃色

②利用pH試紙測定。使用pH試紙得正確操作為：取一小塊pH試紙于干燥潔凈得玻璃片或表面皿上，用

干燥潔凈得玻璃棒蘸取試液點在試紙上，當試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與標準比色卡對照，讀出pH。

③利用pH計測定。儀器pH計可精確測定試液得pH（讀至小數(shù)點后2位）。

典例剖析

例：下列說法正確得就是（）

A、pH<7得溶液一定就是酸溶液

B、室溫下，pH=5得溶液與pH=3得溶液相比，前者c（OFT）就是后者得100倍

C、室溫下，每IX10,個水分子中只有一個水分子發(fā)生電離

D、在1mol/L得氨水中，改變外界條件使c（NH：）增大，則溶液得pH一定增大

解析：判斷溶液酸堿性得依據(jù)就是c（H+）與c（0I「）得相對大小，如在100℃時，《=1X10"，此時p]]=6〈7,

但c（H+）=c（01）而呈中性，所以不能用pH=7作為判斷溶液酸堿性得標準；pH=5得溶液中，c（OH）

=10-9mol/L,pH=3得溶液中,c（0H-）=10-"mol/L,前者得c（OfT）就是后者得100倍，B正確;室

溫時，每升水中有IXlO-'mol水分子發(fā)生電離，即1°3=55、6mol水分子中只有1又10一%。1

水分子電離，IX10,個水分子中只有左二個水分子電離，故c錯；在氨水中存在平衡NH3?H20=NH：

55、6

+0H,當加NHC1晶體時c（NH：）增大，平衡向左移動，c（0K）減小，pH減小，D不正確。

答案：B

對點速練

1、純水在80℃時得pll（）

A、等于7B、大于7C、小于7D、無法確定

2、下列關于溶液得酸堿性說法正確得就是（）

A、c(H')很小得溶液一定呈堿性B、pH=7得溶液一定呈中性

C、C(O『)=C(H+)得溶液一定呈中性D、不能使酚醐溶液變紅得溶液一定呈酸性

3、將純水加熱至較高溫度，下列敘述正確得就是()

A、水得離子積變大,pH變小,呈酸性B、水得離子積不變,pH不變,呈中性

C、水得離子積變小,pH變大,呈堿性D、水得離子積變大,pH變小,呈中性

4、下列說法正確得就是()

A.強堿得水溶液中不存在H+

B.pH=O得溶液就是酸性最強得溶液

C.在溫度不變時，水溶液中c(H+)與c(OH)不能同時增大

D.某溫度下,純水中c(H+)=2Xl(rmol?L，其呈酸性

5、下列敘述正確得就是()

A、無論就是純水，還就是酸性、堿性或中性稀溶液，在常溫下，其c(H)?c(0H)=lX10"

B、c(H)=lX107mol?L'得溶液一定就是中性溶液

C、0、2moi?L'ClhCOOH溶液中得c(H')就是0、1mol?l/OhCOOH溶液中得c(H,)得2倍

D、任何濃度得溶液都可以用pH來表示其酸性得強弱

能力達標

1、下列關于水得說法中正確得就是()

A、水得離子積僅適用于純水B、水得電離與電解都需要電

C、升高溫度一定使水得離子積增大D、加入電解質(zhì)一定會破壞水得電離平衡

2、下列說法正確得就是()

A、《隨溶液c(H+)與c(0H)得變化而改變B、1mol得稀硫酸中存在0『

C、4=10一”適用于任何溫度、任何溶液

D、水得電離只受溫度影響，酸堿性對其無影響

3、能影響水得電離平衡，并使溶液中得c(H+)>c(OfT)得操作就是()

A、向水中投入一小塊金屬鈉B、將水加熱煮沸

C、向水中通入CO2氣體D、向水中加食鹽晶體

+

4、25℃時，水得電離達到平衡：H20^=^H+0H\下列敘述錯誤得就是()

A、向水中通入氨氣，平衡逆向移動，c(OH-)增大

B、向水中加入少量稀硫酸，c(H+)增大，萩不變

C、將水加熱平衡正向移動，4變大

D、升高溫度，平衡正向移動，c(H+)增大，pH不變

5、在相同溫度下，0、Olmol得NaOH溶液與0、01mol得鹽酸相比，下列說法正確得就是()

A、由水電離出得c(H*)相等B、由水電離出得。(小)都就是1、0X10-12mol?L-1

C、由水電離出得c(OFF)都就是0、01mol?L-'D、兩者都促進了水得電離

6、在由水電離產(chǎn)生得C(H+)=1X1(T%O1?「'得溶液中，一定不能大量共存得離子組就是()

A、K，cr>N(V、Fe"B、K+.Fe*I，SO?-

-2+

C、Na+、Cl\CO-、SO?D、K+、Ba>C「N03-

7、在100C時,100mL蒸儲水中c(0H~)=1X10-6mol-L-1,當改變下列條件之一時，c(OlT)仍然等于1X10

1!

一11101?。得就是()

①溫度降低到25℃②加入10-6molNaOH固體，保持100℃

③加入106molNaCL保持100℃④蒸發(fā)掉50mL水，保持100℃

A、①②B、③④C、①③D、②④

8、25℃時，下列四種溶液中，由水電離出得氫離子濃度之比就是()

①c(H+)=lmol?。得鹽酸②0、1mol?得鹽酸

③0、01mol?L-'得NaOH溶液④c(OlT)=1mol?L-1得NaOH溶液

A、1:10:100:1B、l:10^':10