第三章 水溶液中的离子平衡.doc

第三章 水溶液中的离子平衡【全章阅读提示】本章说明一、教学目标1. 认识电解质有强弱之分，能应用化学平衡理论描述弱电解质在水溶液中的电离平衡。2. 知道水是一种极弱的电解质，在一定温度下，水的离子积是常数。3. 初步掌握测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算，知道溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。4. 认识盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素，了解盐类水解在生产、生活中的应用。5. 能应用化学平衡理论描述溶解平衡，知道转化的本质。二、内容分析1. 地位和功能本章内容实际上是应用前一章所学化学平衡理论，探讨水溶液中离子间的相互作用，内容比较丰富，理论与实际、知识与技能兼而有之：电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡的过程分析，体现了化学理论的指导作用；pH的应用、盐类水解反应的应用、沉淀反应的应用等，展示了相关知识在生产、生活中的应用价值；酸碱中和滴定介绍和测定酸碱反应曲线的实验则是学习实验操作技能。在教学功能上，这一章起着延伸、拓展和巩固前一章所学知识的作用。2. 内容结构全章的主要内容和知识点之间的相互关系可以图示如下：3. 内容特点本章内容在选择和编排上有下面一些特点：(1) 注意与初中和高中必修内容的衔接，知识的逻辑性较强。充分利用前面已学知识，理论推理与实验探究相结合，逐步分析并推出一系列新知识点(概念)，知识点之间环环相扣。全章4节内容可分为两条知识链：一是与弱电解质相关的电离平衡，包括13节，它们在知识的认识水平上是渐进的，前一节是后一节的基础和铺垫；二是沉淀溶解平衡，安排在第4节，它的知识基础是溶解度和化学平衡理论。(2) 适当控制内容的深广度和分量，进一步体现选择性。在保证达到课程标准规定的基本要求的前提下，一方面控制教材正文容量，注意内容的深广度，某些相关数据、事例等以资料的形式提供，既达到帮助学生更好理解正文内容的目的，又不必增加学生负担；另一方面在运用已学知识分析、推导新知识的过程中，通过搭设小台阶，减小理论学习的坡度(如上面各节框图所示)，降低学习难度，给学生留出自主学习的时间和空间。同时在科学视野栏目中，又提供了一些与正文内容紧密相连的更深入些的知识，如电离常数、水解常数、溶度积等，为学生的选择性学习提供内容。(3) 理论分析与实验探究并重，重视学习过程的作用理论性比较强是本课程的特点。理论分析是研究、阐述理论问题最重要、最常用的方法，也是学生学习理论性知识和训练逻辑思维、推理能力的必要途径。根据化学学科的特点及学生的心理、生理特点，本章的理论分析穿插了一定量的实验、科学探究、思考与交流，或验证推理，或引导探究和分析，使理论分析丰富、生动起来，同时也促使学生主动参与其中，使之在习得科学知识的同时，也培养了逻辑思维能力，获取了科学探究的体验。(4) 注意理论联系实际，体现化学知识的社会价值本章内容涉及的应用知识较丰富，覆盖面也较大，呈现形式多样。不仅在24节的正文中均有一定篇幅的应用内容，在家庭小实验、资料等栏目及问题的引出中，教材多处以不同方式涉及了相关知识的应用。由于其中相当部分的内容不仅仅是简单的事实介绍，而是于实际问题中应用所学进行理论分析或技能实践，因此在教科书里这些理论联系实际的内容，不仅有展示相关知识价值的作用，还有巩固、加深学生对相关知识理解的作用。第一节 弱电解质的电离（一）【阅读提示】学习目标：1、能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解酸碱电离理论2、了解电离平衡常数及其意义3、了解强电解质和弱电解质与结构的关系4、通过实验，培养学生观察、分析能力，掌握推理、归纳、演绎和类比等科学方法5、通过本节课的学习，意识到整个自然界实际就是各类物种相互依存、各种变化相互制约的复杂的平衡体系学习重点： 强、弱电解质的概念和弱电解质的概念学习难点：弱电解质的电离平衡【知识精讲】复习提问：什么是电解质？什么是非电解质？请大家根据电解质的概念，讨论以下几种说法是否正确，并说明原因。1.石墨能导电，所以是电解质。2.由于BaSO4不溶于水，所以不是电解质。3.盐酸能导电，所以盐酸是电解质。4.SO2、NH3、Na2O溶于水可导电，所以均为电解质。讲解：电解质、非电解质都是化合物，单质既不是电解质也不是非电解质。故1错。在水溶液里或熔融状态下能导电两个条件具备其一即可，不须两个条件同时具备。故2错。化合物本身电离出自由移动的离子而导电时，才是电解质。故3对。但NH3、SO2、CO2和P2O5却是非电解质。故4错。因此，我们要格外注意的是，电解质不一定导电，导电物质不一定是电解质；非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。电解质(electrolyte)：在水溶液或熔化状态下能导电的化合物。强电解质(strong electrolyte):在水分子作用下，能完全电离为离子的化合物(如强酸、强碱和大多数盐)弱电解质(weak electrolyte):在水分子作用下，只有部分分子电离成为离子化合物(如弱酸、弱碱和水)小结：1、电解质与非电解质比较 2、强、弱电解质提问：盐酸与醋酸是生活中常用的酸，盐酸常用于卫生洁具的清洁和去除水垢，为什么不用盐酸代替醋酸呢？醋酸的去水垢能力不如盐酸强，除浓度之外是否还有其它因素？实验3-1：体积相同，氢离子浓度相同的盐酸和醋酸与等量镁条反应，并测量溶液的pH值。1mol/LHCl1mol/LCH3COOH与镁条反应现象溶液的pH值注意：(1) HCl和CH3COOH都是电解质，在水溶液中都能发生电离。(2) 镁无论是与盐酸还是醋酸反应，其实质都是与溶液中的H反应。(3) 由于酸液浓度、温度、体积均相同，且镁条的量也相同，因此，实验中影响反应速率的因素只能是溶液中H的浓度的大小，实验结果： 开始1mol/LHCl与镁条反应剧烈，pH值盐酸为1，醋酸小于1讲解：由于镁与盐酸反应速率较大，表明同体积、同浓度的盐酸比醋酸溶液中c(H)大，并由此推断：在水溶液中，HCl易电离，CH3COOH较难电离；由于相同物质的量浓度的盐酸比醋酸溶液的pH小，且盐酸的物质的量浓度与盐酸中的H浓度几乎相等，表明溶液中HCl分子是完全电离，而CH3COOH分子只有部分电离。结论：不同电解质在水中的电离程度不一定相同。实验：用两支试管分别取0.1 mol/L的盐酸溶液和0.1mol/L的醋酸溶液各5 mL，测其溶液的pH ，另取两支小烧杯，分别盛50 mL蒸馏水。向其中一个烧杯内滴入1滴(约0.05 mL)0.1mol/L盐酸，向另一烧杯中滴入1滴 mol/L的醋酸，搅拌后，分别测其pH 。现象：盐酸被稀释1000倍后，溶液的pH增大3个单位值，表明盐酸中的氢离子浓度减小到了原来的1/1000；而醋酸被稀释1000倍后，溶液的pH增大不足2个单位值，表明醋酸中H的浓度降低要小得多，甚至未低于原溶液的1/100。结论：证明了强电解质HCl在水中是完全电离的，弱电解质醋酸在水中只有部分部分分子发生电离；但随着溶液的稀释，发生电离的醋酸分子数目增多。即醋酸在水中的电离过程是动态的，其电离程度并非固定不变，而是随着溶液的稀释而增大。实验结论：醋酸的电离程度可以随着外界条件的改变而改变。讲解：既然CH3COOH的电离过程是动态的，那么，已经电离产生的CH3COO和H是否能重新结合成CH3COOH分子呢？有没有什么办法可以证明这一点？实验：取上述盛有剩余溶液的两支试管，在盛有盐酸的试管内加入0.5克NaCl 晶体，在盛有醋酸的试管内加入0.5克CH3COONH4 晶体，充分振荡后，测其溶液的pH 现象：在盛盐酸的试管中加入NaCl晶体，溶液的pH没有明显变化；在盛醋酸溶液的试管中加入CH3COONH4晶体，溶液的pH明显变大 结论：由于c(CH3COO)增大，导致pH明显变大，即c(H)明显减小，所以醋酸分子电离为离子的过程是可逆的。讲解：综合上述两个科学探究的实验可得出结论：弱电解质的电离是可逆的，其电离程度可以随着外界条件的改变而改变。因此，弱电解质的电离也与可逆的化学反应一样，它的两种相反的变化趋势最终会达到平衡。即在一定条件下，弱电解质分子电离成离子的速率与其离子重新结合成分子的速率相等，溶液中弱电解质的分子和离子的浓度保持不变，这就是电离平衡。二、弱电解质的电离 讲解：因为HCl不存在电离平衡，CH3COOH存在电离平衡，随着H的消耗，CH3COOH的电离平衡发生移动，使H得到补充，所以CH3COOH溶液中H+浓度降低得比HCl中慢，所以CH3COOH在反应过程中速率较快。CH3COO和H+在溶液中能否大量共存？我们知道，醋酸加入水中，在水分子的作用下，CH3COOH会电离成CH3COO和H，与此同时，电离出的CH3COO和H+又会结合成CH3COOH分子，随着CH3COOH分子的电离，CH3COOH分子的浓度逐渐减小，而CH3COO和H+浓度会逐渐增大，所以CH3COOH的电离速率会逐渐减小，CH3COO和H+结合成CH3COOH分子的速率逐渐增大，即CH3COOH的电离过程是可逆的。1、CH3COOH CH3COO+H在醋酸电离成离子的同时，离子又在重新结合成分子。当分子电离成离子的速率等于离子结合成分子的速率时，就达到了电离平衡状态。这一平衡的建立过程，同样可以用速率时间图来描述。弱电解质电离平衡状态建立示意图2、在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡(ionization equilibrium)。电离平衡的特征： 前提：弱电解质的电离； 达电离平衡时，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等； 动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止； 达电离平衡时，离子和分子共存，其浓度不再发生变化； 指电离平衡也是一定条件下的平衡，外界条件改变，电离平衡会发生移动。3、电离平衡的特征：(1) 逆-弱电解质的电离是可逆的(2) 等-V电离=V结合 0(3) 动-电离平衡是一种动态平衡 (4) 定-条件不变，溶液中各分子、离子 的浓度不变，溶液里既有离子又有分子 (5) 变-条件改变时，电离平衡发生移动。 哪些条件改变可引起化学平衡移动？练习：在氨水中存在电离平衡：NH3H2O NH4+OH下列几种情况能否引起电离平衡移动？向哪个方向移动？加NH4Cl固体 加NaOH溶液 加HCl 加CH3COOH溶液 加热 加水 加压讲解：加水时，会使单位体积内NH3H2O分子、NH4、OH粒子数均减少，根据勒沙特列原理，平衡会向粒子数增多的方向，即正向移动。但此时溶液中的NH4及OH浓度与原平衡相比却减小了，这是为什么呢？请根据勒夏特列原理说明。4、影响因素：(1)内因：电解质本身的性质。通常电解质越弱，电离程度越小。由于弱电解质的电离是吸热的，因此升高温度，电离平衡将向电离方向移动，弱电解质的电离程度将增大。(2) 外因： 浓度：温度升高，平衡向电离方向移动。同一弱电解质，增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离方向移动，但电解质的电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡将向电离方向移动，且电解质的电离程度增大。但是虽然电离程度变大，但溶液中离子浓度不一定变大。 浓度：溶液稀释有利于电离 增大弱电解质电离出的某离子的浓度，电离平衡向将向离子结合成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的电离程度将减小；减小弱电解质电离出的离子的浓度，电离平衡将向电离方向移动，弱电解质的电离程度将增大。3 同离子效应：在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向逆方向移动除此之外，我们还可以通过化学反应影响平衡移动，在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可以使电离平衡向电离方向移动。分析一元弱酸或弱减的电离平衡，完成下列问题：HA电离过程中体系各离子浓度变化C（H+）C（A）C（HA）HA初溶于水时小小大达到电离平衡前变大变大变小达到电离平衡时不再变化不再变化不再变化BOH电离过程中体系各离子浓度变化C（OH）C（B）C（HA）等体积等浓度的B、OH混和时小小大达到电离平衡前变大变大变小不再变化不再变化不再变化小结：强电解完全电离，用“=”，弱电解质部分电离，用“ ”，多元弱酸的电离是分步进行的，以第一步电离为主。而多元弱碱则不分步。对于酸式盐的电离要格外注意，强酸的酸式盐要完全电离，弱酸的酸式盐电离的是酸式酸根第一节 弱电解质的电离（二）【知识精讲】讲解：氢硫酸和次氯酸都是弱酸，那么它们的酸性谁略强一些呢？那就要看谁的电离程度大了，弱酸电离程度的大小可用电离平衡常数来衡量。三、电离平衡常数讲解：对于弱电解质，一定条件下达到电离平衡时，各组分浓度间有一定的关系，就像化学平衡常数一样。如弱电解质AB：AB A+B 1、定义：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积嗖溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，用K表示。2、表示方法：AB A+B 讲解：弱电解质的电离常数表达式中的C(A+)、C(B-)和C(AB)均为达到电离平衡后各粒子在溶液中的浓度值，并不是直接指溶质的物质的量浓度值。并且，在温度一定时，其电离常数就是一个定值。电离常数随着温度而变化，但由于电离过程热效应较小。温度改变对电离常数影响不大，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响。电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数是不会改变的。3、同一弱电解质在同一温度下发生浓度变化时，其电离常数不变。讲解：弱酸的电离平衡常数一般用Ka表示，弱碱用Kb表示。请写出CH3COOH和NH3H2O的电离平衡常数表达式Ka= Kb= 从电离平衡常数的表达式可以看出，分子越大，分母越小，则电离平衡常数越大，即弱电解质的电离程度越大，电离平衡常数越大，因此，电离平衡常数可用来衡量弱电解质相对强弱。那么，用电离平衡常数来比较电解质相对强弱时，要注意什么问题呢？4、K值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。K值只随温度变化。电离平衡常数和化学平衡常数一样，其数值随温度改变而改变，但与浓度无关。电离平衡常数要在相同温度下比较。实验32：向两支分别盛有0.1mol/LCH3COOH和硼酸的试管中加入等浓度的碳酸钠溶液，观察现象。结论：酸性：CH3COOH碳酸硼酸。5、同一温度下，不同种弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。弱电解质的电离常数越大，只能说明其分子发生电离的程度越大，但不一定其溶液中离子浓度大，也不一定溶液的导电性强。多元弱酸是分步电离的，每步都有各自的电离平衡常数，那么各步电离平衡常数之间有什么关系？多元弱酸与其他酸比较相对强弱时，用哪一步电离平衡常数来比较呢？6、多元弱酸电离平衡常数：K1K2K3，其酸性主要由第一步电离决定。电离难的原因： a、一级电离出H 后，剩下的酸根阴离子带负电荷，增加了对H 的吸引力，使第二个H 离子电离困难的多；b、一级电离出的H 抑制了二级的电离。对于多元弱碱的电离情况与多元弱酸相似，其碱性由第一步电离的电离平衡常数决定。知识拓展-电离度1、定义：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数(包括已电离的和未电离的)百分率，称为电离度，通常用表示。2、表达式： 3、意义：(1) 电离度实质上是一种平衡转化率。表示弱电解质在水中的电离程度 (2) 温度相同，浓度相同时，不同弱电解质的电离度不同的，越大，表示酸类的酸性越强。(3) 同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度越大。【随堂检测】1、某浓度的氨水中存在下列平衡：NH3H2O NH4 +OH ，若想增大NH4的浓度，而不增大OH的浓度，应采取的措施是( )A、适当升高温度 B、加入NH4Cl固体C、通入NH3 D、加入少量盐酸2、(06I)在0.1mol/L CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH CH3COO+H ，对于该平衡，下列叙述正确的是( )A、加入水时，平衡逆反应方向移动B、加入少量的NaOH固体，平衡向正反应方向移动C、加入少量0.1 mol/L HCl溶液，溶液中C(H)减少D、加入少量CH3COONa 固体，平衡向正反应方向移动3、25时，50mL 0.10mol/L的醋酸中存在着如下平衡：CH3COOH CH3COO+H。若分别作如下改变，对上述平衡有何影响？(1) 加入少量冰醋酸，平衡将_，溶液中C(H)将_(2) 加入一定量蒸馏水，平衡将_，溶液中C(H)将_(3) 加入少量0.10mol/L盐酸，平衡将_，溶液中C(H)将_(4) 加入20 mL 0.10mol/L的NaCl溶液，平衡将_，溶液中C(H)将_第二节电离平衡【知识精讲】一、弱电解质的电离平衡1、定义：在一定条件下（如温度、浓度），当电解质分子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。2、特点：（遵循化学平衡的特点）“逆”、“等”、“动”、“定”、“变”。逆：弱电解质的电离是可逆过程。等： 动：电离平衡是动态平衡。定：溶液中分子和离子浓度在达平衡后，外界条件不变时保持恒定。变：当浓度等条件改变时，弱电解质的电离平衡也会发生移动。3、图象分析：弱电解质的电离平衡如图：二、电离方程式1、 定义：用化学符号表示电解质在水溶液中离解成离子过程的式子2、 书写：（1）强电解质用“=”号，弱电解质用“ ”号（2）多元弱酸分步写其电离方程式：（3）弱酸酸式盐的电离分为盐的电离和酸式酸根的电离两个部分。（4）多元弱碱电离虽然是分步电离，在中学阶段不分步写，一步写到底。说明：（1）电离方程式与离子方程式的区别：电离方程式是用化学符号表示电解质在水溶液中离解成离子过程的式子。离子方程式是表示在化学变化中用实际参加反应的离子表示化学反应的式子。（2）电离方程式与离子方程式的联系：写离子方程式要以电解质电离为基础，在溶液中全部电离的强电解质写成离子形式。不能完全电离的弱电解质写成分子式。然后消去反应前后没有参加反应的离子，化简，便是离子方程式。【应用练习】1判断物质成分：（1）液氨和氨水里分别含有那些微粒？答案：液氨只含有NH3；氨水中含有NH3、H2O 、NH3H2O、NH4+、OH、H+。（2）液氯和Cl2水中有哪些微粒？ 答案：液氯只含Cl2；Cl2水含Cl2、H2O、HClO、Cl、ClO、OH、H+。（3）比较浓度都为1mol/L的盐酸溶液和醋酸溶液的成分及各种微粒的大小。答案：1mol/L的盐酸中H+ ClOH、醋酸溶液中CH3COOHH+CH3COOOH-。2下列各种物质的水溶液里，哪种含有Cl。 ANH4Cl BCl2水 CKClO3 DCCl4答案：AB。3书写下列电离方程式（水溶液中）NaHCO3 _ _；FeCl3 _ _；H2SO4 _ _；HCOOH _ _；HF _ _；Ca(OH)2_ _。三、电离平衡的移动（说明）电离平衡具有化学平衡的共同特点，可以用勒夏特列原理解释相关问题。外界条件对电离平衡的影响：1浓度：稀释溶液，浓度越小越有利于电离。因为浓度小离子碰撞结合成分子的几率小，所以，加水稀释有利于电离。向着电离方向移动。改变溶液中离子、分子的浓度使平衡发生移动。包括：同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与弱电解质含有相同离子的强电解质物质时，电离平衡逆向移动。如在醋酸溶液中加入固体醋酸钠。发生化学反应：在弱电解质溶液中，加入与弱电解质电离出的离子能反应的物质时，电离平衡正向移动。如在醋酸溶液中加入氢氧化钠或碳酸钠等。2温度：因为电离是一个吸收能量的过程，即弱电解质的电离是吸热的。所以，升高温度有利于弱电解质的电离。3溶液的酸碱性：加酸：有利于弱碱的电离，抑制弱酸的电离；加碱：有利于弱酸的电离，抑制弱碱的电离。（说明）压强不能使弱电解质在溶液中的电离平衡发生移动，但若电解质是气体（如 HCI）或电离生成气体（如NH3+H2O NH3H2O NH4+OH）时，压强可使弱电解质的电离平衡发生移动。四、电离平衡常数（选学内容）（1）表达式 例：HA H+A（一元弱酸）（2）意义：可通过比较相同温度下电离常数的大小来判断弱电解质相对强弱。说明：电离常数只随温度的变化而变化，与浓度无关。多元弱酸或多元弱碱的电离分步进行，每步各有电离常数，且 ，故多元弱酸，多元弱酸的酸性和碱性强弱主要由第一步电离所决定。知识总结：【典例精评】例1 在CH3COOH H+CH3COO的电离平衡中，要使电离平衡向右移动，且氢离子浓度增大，应采取的措施是（）A加入少量NaOH溶液 B加入少量盐酸溶液C加水 D升高温度 解析：本题考查的内容为影响电离平衡的因素及平衡移动的方向与离子浓度的关系。A中加入NaOH溶液，可使平衡向右移动，但氢离子浓度减小，不符合题意。B中加入盐酸后使溶液中H+浓度增加使平衡向左移动，不符合题意。C加入水后相当于所有物质的浓度都减小，平衡向微粒数增多方向移动，即向右移动，但H+浓度减小，也不符合题意。D中升高温度，平衡向右移动，因电离为吸热过程，同时使H+浓度增大，符合题意。答案：D例2将0.1molL-1醋酸溶液加水稀释，在稀释过程中 A溶液中CH3COO-的浓度增大 B溶液中H+个数增多，H+离子的浓度减小C溶液中H+个数减少，H+的浓度减小D溶液中CH3COOH的分子数减少，CH3COOH的浓度也减小分析：0.1molL-1的醋酸为稀溶液。加水稀释后，醋酸的电离平衡向电离的方向移动，醋酸分子数减少，H+和CH3COO-数目增多，但溶液的体积增大，三种微粒的浓度均减小。答案：B、D。例3一定量的稀H2SO4与过量铁粉反应时，为了减缓反应速率、且又不影响生成的氢气的总量，可向稀H2SO4溶液中加入 AH2O BNaOH固体 CCH3COONa固体 DNH4Cl固体分析：从H+大小与铁粉反应的速率角度，检查弱电解质的电离平衡。关键是将H+减少后但其总量不改，还能电离出来的。应学会审题能力与抓关键的能力。A项加水稀释H+减小，其H+总量不改B项加NaOH固体，溶解后增加大量OH-，因H-+H+=H2O消耗了H+ C项加CH3COONa固体CH3COONa=Na+CH3COO-提供大量CH3COO-会与溶液中H+结合生成难电离的CH3COOH，等于把H+储存起来。但溶液中H+不断消耗后，醋酸又不断电离出原总量的H+，这样反应速率因H+的减小而缓慢。Fe+2H+=Fe2+ H2又因CH3COO-结合的H+与生成CH3COOH再电离出的H+数相同，使得到的氢气的总量不变。D项NH4Cl固体，不会影响原溶液的H+答案：A、C。【高考连接】（2003年江苏理综）在0.lmol/L的CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH CH3COOH对于该平衡，下列叙述正确的是A 加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动B 加水，反应速率增大，平衡向逆反应力向移动C 滴加少量0.lmol/L HCl溶液，溶液中c（H）减少D 加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动答案：A。（2004年广东） i 下列有关溶液性质的叙述，正确的是A 室温时饱和的二氧化碳水溶液，冷却到0时会放出一些二氧化碳气体B 20，100g水可溶解34.2g KCl，此时KCl饱和溶液的质量分数为34.2%C 强电解质在水中溶解度一定大于弱电解质D 相同温度下，把水面上的空气换成相同压力的纯氧，100g水中溶入氧气的质量增加答案：D。（2004年理综）9将0.l mol 醋酸溶液加水稀释，下列说法正确的是A 溶液中c（H）和c（ ）都减小 B 溶液中c（H）增大C 醋酸电离平衡向左移动 D 溶液的pH增大答案：D。第二节 水的电离和溶液的酸碱性（一）【内容说明】本节是电离平衡知识的具体应用。运用弱电解质的电离平衡理论来分析水这一普遍存在，在化学反应中具有特殊地位的重要弱电解质的电离情况。以此加深对弱电解质电离平衡的认识，以及温度、酸碱对水的电离平衡的影响。也为下一节内容打好基础。本节重点是水的电离和水的离子积、C(H+)、PH与溶液酸碱性的关系，有关PH的计算只要求简单计算。【阅读提示】 学习目的：1、了解水的电离和水的离子积2、了解溶液的酸碱性与pH的关系3、通过水的离子积和溶液酸碱性等内容的学习，进行矛盾的对立统一、事物间的相互关系和相互制约等辨证唯物主义观点的理解学习重点：水的离子积，溶液酸碱性和溶液pH值的关系学习难点：水的离子积【学法指导】1、 水的电离要从平衡的角度加深理解，水的离子积最好从化学平衡常数入手，导出电离平衡常数，从而导出水的离子积常数。得出水的离子积常数只与温度有关。2、 根据平衡移动的原理，学习溶液的酸碱性与c(H+)和c(OH)的关系，进而学习溶液的酸碱性与PH的关系。3、 根据教案内容的讲解，要学会解决一些简单的PH有关计算的基本类型。【知识精讲】我们知道，湿手不能触摸开关，原因是水能够导电，水是一种极弱的电解质，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。水是一种极弱电解质，存在有电离平衡：一、水的电离水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离。1、H2O + H2O H3O + OH-简写： H2O H+ OH-水分子电离示意图：实验测定：25 c（H）= c（OH）=1107mol/L100 c（H）= c（OH）= 1106mol/L1、H2O + H2O H3O + OH-简写： H2O H+ OH-与化学平衡一样，当电离达到平衡时，电离产物H和OH浓度之积与未电离的H2O的浓度之比也是一个常数。2、 H2O的电离常数K电离 在25时，实验测得1L纯水(即550.6 mol)只有1107mol H2O电离，因此纯水中c（H）c（OH） 1107mol/L。电离前后， H2O的物质的量几乎不变，c（ H2O）可以看做是个常数，实验测定：25 c（H）= c（OH）=1107mol/L。因为水的电离极其微弱，在室温下电离前后n(H2O)几乎不变，因此，C(H2O)可视 为常数，则C(H)C(OH)=K电离C(H2O)。常数K电离与常数C(H2O)的积作为一新的常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积常数，简称水的离子积，记作KW，即K W= c（H） c（OH）3、水的离子积(ion-product contstant for water )：25 K W= c（H） c（OH）= = 1.01014。由表3-2 我们可以总结水的电离的影响因素：4、 影响因素：温度越高，Kw越大，水的电离度越大。 对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水，知识拓展-影响水电离平衡的因素1、温度：水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡右移，电离程度增大，C(H)和C(OH)同时增大，KW增大，但由于C(H)和C(OH)始终保持相等，故仍呈中性。2、酸、碱向纯水中加入酸或碱，由于酸(碱)电离产生的H(OH)，使溶液中的C(H)或C(OH)增大，使水的电离平衡左移，水的电离程度减小。3、含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐在纯水中加入含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐，由于它们能跟水电离出的H和OH结合生成难电离物，使水的电离平衡右移，水的电离程度增大。4、强酸的酸式盐向纯水中加入强酸的酸式盐，如加入NaHSO4，由于电离产生H，增大C(H)，使水的电离平衡左移，抑制了水的电离5、加入活泼金属向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属能与水电离的H直接作用，产生氢气，促进水的电离。KW与温度有关，随温度的升高而逐渐增大。25时KW=1*10-14，100 KW=1*10-12。KW不仅适用于纯水(或其他中性溶液)，也适用于酸、碱、盐的稀水溶液。在不同溶液中，C(H)、C(OH)可能不同，但任何溶液中由水电离的C(H)与C(OH)总是相等的。KW=C(H)C(OH)式中，C(H)、C(OH)均表示整个溶液中总物质的量浓度。5、KW不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液，不管是哪种溶液均有：C(H)H2O = C(OH)H2O KW= C(H)溶液C(OH)溶液由水的离子积可知，在水溶液中，H和OH-离子共同存在，无论溶液呈酸性或碱性。由此我们可以进行有关c（H）、 c（OH）的简单计算。二、溶液的酸碱性与pH1、溶液的酸碱性1、1L酸或碱稀溶液中水的物质的量为55.6 mol，此时发生电离后，发生典礼的水是否仍为纯水时的1107mol/L？2、比较纯水、酸、碱溶液中的c（OH）、c（H）的相对大小关系。3、酸溶液中是否存在OH？碱溶液中是否存在H？解释原因。碱溶液中：H2O H + OH NaOH = Na + OH， c（OH）升高， c（H）下降，水的电离程度降低。酸溶液中：H2O H + OH HCl = H + Cl ， c（H）升高，c（OH）下降，水的电离程度降低。实验证明：在稀溶液中：Kw = c（H）c（OH） 25 Kw=11014稀溶液中25： Kw = c（H）c（OH）=110-14常温下：中性溶液：c（H）=c（OH）=1107mol/L酸性溶液：c（H） c（OH）, c（H）1107mol/L碱性溶液：c（H） c（OH）, c（H）1107mol/L小结：最后，我们需要格外注意的是，酸的强弱是以电解质的电离来区分的：强电解质即能完全电离的酸是强酸，弱电解质即只有部分电离的酸是弱酸。溶液的酸性则决定于溶液中C(H)。C(H)越大，溶液的酸性越强；C(H)越小，溶液的酸性越弱。强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强；酸性强的溶液不一定是强酸溶液；酸性相同的溶液，弱酸浓度大、中和能力强；中和能力相同的酸，提供H的物质的量相同，但强酸溶液的酸性强。 第二节 水的电离和溶液的酸碱性（二）【阅读提示】学习目的：1、了解指示剂的变色范围，学会用pH试纸测定溶液的pH值2、初步学会计算酸碱的pH值以及氢离子浓度和pH值的互算3、掌握pH相同的强酸与弱酸的几个规律学习重点：有关pH的简单计算学习难点：熟练掌握有关pH的计算【知识精讲】2、溶液的pH：（1）定义：pH =-lgc（H+）(2)适应范围：稀溶液，014之间。有关溶液的pH值的几个注意问题：pH值是溶液酸碱性的量度。常温下，pH=7溶液呈中性；pH值减小，溶液的酸性增强；pH值增大，溶液的碱性增强。pH值范围在0-14之间。pH=0的溶液并非没有H+，而是C(H+)=1mol/L；pH=14的溶液并非没有OH-，而是C(OH-)=1mol/L。pH改变一个单位，C(H+)就改变10倍，即pH每增大一个单位，C(H+)就减小到原来的1/10；pH每减小一个单位，C(H+)就增大到原来的10倍。当C(H+)1mol/L时，pH值为负数，当C(OH-)1mol/L时，pH14。对于C(H+)或C(OH-)大于1mol/L的溶液，用pH值表示反而不方便，所以pH值仅适用于C(H+)或C(OH)小于等于1mol/L的稀溶液。也可用pOH来表示溶液的酸碱性，pOH=-lgC(OH-)，因为C(H+)C(OH-)=10-14，若两边均取负对数，得pH+pOH=14。可用pH试纸来测定溶液的pH值。方法：用洁净的干玻璃棒直接蘸取少许待测液，滴在pH试纸上（注意不能将pH试纸先用水沾湿或用湿的玻璃棒，因为这样做，实际上已将溶液稀释，导致所测定的pH不准确）将pH试纸显示的颜色随即（半分钟内）与标准比色卡对照，确定溶液的pH值（因为时间长了，试纸所显示的颜色会改变，致使测得的pH不准。）三、有关溶液pH的计算（一）强酸、强碱自相或互相混合（体积变化忽略不计）（1）酸I+酸II H+ = (2)碱I+碱II OH- = （3）酸I+碱II完全中和：H+ = OH- = 1 mol/L酸过量： H+= 碱过量：OH- = (二)溶液酸碱性pH计算经验规律（1）两强酸等体积混合 混合后的pH=小的+0.3(2)两强碱等体积混合 混合后的pH=大的0.3(3)当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁大谁过剩，溶液呈谁性。（4）酸碱等体积混合pH = 2 某酸与pH = 12 某碱混合pH难定pH = 4 某酸与pH = 10 NaOH混合 pH7pH = 4 H2SO4与pH = 10 某碱混合pH70.01mol/L pH = 2 一元酸与0.1mol/L pH = 12一元碱混合pH = 7(5) pH 减小一个单位，H+扩大为原来的10倍。 PH增大2个单位，H+减为原来的1/100（6）稀释规律：分别加水稀释m倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的 1/m , 强酸中c（H+）变为原来的1/m ,但弱酸中c（H+）减小 小于m倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。例1、求下列溶液的pH：（1）某H2SO4溶液的浓度是0005mol/L 求此溶液的pH 用水稀释到原来体积的100倍 再继续稀释至104倍（2）pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合（3）pH=10和pH=12的两种NaOH溶液等体积混合（4）pH=12的NaOH和pH =4的HCl等体积混合解析：（1） c（H+）=0005mol/L2=001 mol/L ， pH=-lg10-2=2 c（H+）=001mol/L100=10-4 mol/L ， pH=-lg10-4=4 pH=7（强调酸稀释后不会变成碱！）（2）c（H+）= =510-4, pH=-lg(510-4)=4-lg5=33(强调10-3是10-5的100倍，所以10-5可以忽略不计)（3）因为溶液呈碱性c（OH）= =510-3 c（H+）= =210-12pH=-lg(210-12)=12-lg2=117（4）NaOH中c（OH）=10-2 mol/L HCl中c（H+）=10-4 mol/L二者等体积反应，碱过量，反应后溶液呈碱性。所以反应后c（OH）= =510-3 c（H+）= =210-12 pH=-lg(210-12)=12-lg2=117例2、某温度下纯水的C(H+)=2.0107mol/L，则此时C(OH)为多少？若温度不变，滴入稀H2SO4，使C(H+)=5.0104mol/L，则由水电离产生的C(H+)为多少？答案： ； 。例3、 常温下，将pH 的NaOH与pH=10的NaOH溶液等体积混合后，溶液中氢离子浓度最接近（D）A. B. C. D. 例4、pH=13的强碱溶液与pH=2的强酸溶液混合，所得溶液的pH=11，则强碱与强酸的体积比是A、11:1 B、9:1 C、1:11 D、1:9答案：D例5、常温时某溶液中，测得由水电离出的C(H+)为10-11mol/L，则对此溶液的下列叙述中，正确的是（ C D ）A、一定是酸溶液 B、一定是碱溶液 C、可能是pH=3的酸溶液 D、可能是pH=11的碱溶液例6、将pH=5的盐酸溶液稀释1000倍后，溶液的pH为（ C ）A、等于8 B、等于7 C、接近7又小于7 D、大于7而小于8例7、有PH相等的盐酸和醋酸（ ），如何通过实验的方法证明。解析：经分析可知一为强酸（盐酸），强电解质，另一为弱酸（醋酸），弱电解质。利用二者在电离过程中的区别，可用稀释相同倍数后测pH的方法进行鉴别。答案：取相同体积的两种酸，加水稀释10倍，用玻璃棒分别蘸取稀释后两种酸，点在PH试纸上，稍后与比色卡比较，其中PH较小的为醋酸，另一为盐酸。【课后习题解答】1. ；。2. NH4，OH，NH3H2O，H。3. C；4A；5D；6D；7A；8A、D。9. 注：不同品牌的同类物品，其相应的pH可能不尽相同。10.11. 图略。(1) 酸性 (2) 10, 110-4 (3) 9 mL第二节 水的电离和溶液的酸碱性（三）【学习目标】1理解酸碱中和滴定的原理；2初步了解酸碱中和滴定的操作方法。3掌握有关酸碱中和滴定的简单计算。4了解酸碱中和滴定的计算在工农业生产和科学研究中的应用。【学习重点】酸碱中和滴定的原理。【学习难点】 酸碱中和滴定的计量依据及计算。【学法指导】1、通过阅读要了解中和滴定的原理，理解中和滴定的计算依据和公式，学会中和滴定的简单计算。2、要了解中和滴定的实验操作，并且根据操作学会误差分析，不要死记硬背，而是应该理解误差产生的原因。【知识精讲】化学科学要成为一门精密的科学，不仅要在定性研究方面深入研究，而且还要在定量研究方面进行深入研究。化学实验由定性走向定量是化学发展的必然趋势。一定物质的量浓度溶液的配制和酸碱中和滴定是中学化学中两个重要的定量实验。PH的应用酸碱中和滴定（一）、酸碱中和滴定定义：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法叫做酸碱中和滴定进行滴定分析时，将被测物溶液置于锥形瓶（或烧杯）中，将一种已知其准确浓度的溶液即标准溶液由滴定管滴加到待测物的溶液中，直到所加的试剂与被测物质按化学计量关系反应完全为止，这一过程称为滴定。由所消耗的标准溶液的体积和它的浓度，可计算出被测物质的含量。由于这种测定方法是以测量溶液体积为基础，故又称为容量分析。当加入的标准溶液（又称滴定剂）与被测组分定量反应完全时，我们称反应达到了“化学计量点”。为了确定化学计量点，使恰好在化学计量点时就停止滴定，常加入一种辅助试剂称为指示剂，借助指示剂在化学计量点附近发生颜色改变来指示反应得完成，这一颜色的转变点称为“滴定终点”。因滴定终点与化学计量点不一致造成的误差称“终点误差”，又叫滴定误差。滴定误差是滴定分析误差的主要来源之一，其大小决定于化学反应的完全程度和指示剂的选择。另外也可以采用仪器分析方法来确定滴定终点。（1）反应终点当滴加的标准溶液和被测物质恰好反应时，这一时刻称为反应终点。在酸碱中和滴定中，到达反应终点时溶液不一定都是中性的，有时呈酸性、有时呈碱性，这要看中和后生成盐的性质。强酸和强碱的中和滴定，在反应终点时溶液呈中性；强碱滴定弱酸，因生成的盐又要水解，在反应终点时时溶液呈碱性；同理，强酸滴定弱碱，在反应终点时溶液呈酸性。（2）滴定终点酸碱中和滴定是否达到反应终点，在实际操作中通常是用酸碱指示剂的颜色变化来表示滴定的终点。酸碱指示剂颜色变化半分钟不褪色的时刻，即为滴定终点。反应终点和滴定终点一般很难吻合，为了减少滴定误差，需要选择合适的指示剂，使滴定终点尽可能接近反应终点，这就涉及酸碱中和滴定指示剂选择问题。（二）、实验原理： 1、 1酸、碱反应的实质为：H+OH=H2O例：HCl+NaOH=NaCl+H2O则： （v为化学计量数）如用A代表酸，用B代表碱，则有：又因c= 所以n=cV则上式可表示为： ，如为一元酸和一元碱中和时：由于 ，则有：c(B)= ，因此c(B)的大小就决定于V（A）的大小。注意：分析时要紧紧抓住下列关系：nH+=nOH-。酸碱反应时的物质的量之比等于它们的化学计量数之比。如果酸碱中和滴定在一元酸和一元碱中进行，则2、中和滴定过程中pH的变化用0.10mol/L NaOH滴定20.00ml0.10mol/L HCl（三）、指示剂的选择：终点可借助于酸碱指示剂的颜色变化来确定。选择指示剂，必须明确pH的跃迁范围和指示剂的变色范围。中和滴定时，当误差在0.1%时，即为准确值，由此，当酸碱中和滴定时，少滴0.1%或多滴0.1%时pH的变化范围，即为pH的跃迁范围，由此可得下表：滴定种类PH跃迁范围强酸强碱互滴4.309.70强碱滴定弱酸7.749.70强酸滴定弱碱4.007.10酸碱中和和滴定指示剂的选择之一(1)酚酞：酸滴定碱时：颜色由红刚好褪色碱滴定酸时：颜色由无色到浅红色(2)甲基橙：酸滴定碱时：颜色由黄到橙色碱滴定酸时：颜色由红到橙色一般不选用石蕊酸碱中和和滴定指示剂的选择之二为了减小方法误差，使滴定终点和反应终点重