专题03 电离平衡 水的电离和溶液pH（期中知识清单）高二化学上学期人教版

专题03 电离平衡 水的电离和溶液pH 考点01强电解质和弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 概念 在水溶液中能_________电离的电解质 在水溶液中只能_________电离的电解质 电离程度 几乎完全电离 只有部分电离 电离过程 _________过程，无电离平衡 _________过程，存在电离平衡 溶液中的粒子种类 只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子 既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子 化合物类别 绝大多数盐：如NaCl、BaSO4等；强酸：如H2SO4、HCl、HClO4等；强碱：如Ba(OH)2、Ca(OH)2等 弱酸：如H2CO3、CH3COOH等；弱碱：如NH3·H2O、Cu(OH)2等；水 电离方程式 H2SO4===2H＋＋SO NaHCO3===Na＋＋HCO HAH＋＋A－ BOHB＋＋OH－ 考点02一元强酸和一元弱酸的比较 1．相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项 目酸　　 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 _________ _________ _________ _________ _________ _________ _________ 一元弱酸 _________ _________ _________ 2．相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 ______ ______ _________ _________ _________ 考点03电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系 实例 CH3COOHCH3COO－＋H＋ ΔH>0 NH3·H2ONH＋OH－ ΔH>0 改变条件 平衡移动方向 电离平衡常数 c(H＋) c(OH－) 平衡移动方向 电离平衡常数 c(OH－) c(H＋) 加水稀释 _______ _______ _______ _______ _______ _______ _______ _______ 加HCl _______ _______ _______ _______ _______ _______ _______ _______ 加NaOH _______ _______ _______ _______ _______ _______ _______ _______ 加CH3COONH4 _______ _______ _______ _______ _______ _______ _______ _______ 升高温度 _______ _______ _______ _______ _______ _______ 考点04外界条件对水的电离平衡的影响 影响因素 H2OH++OH- 影响结果 方向 原因 Kw c(H+)变化 c(OH-)变化 c(H+)与c(OH-)的关系 外加 酸碱 加酸 ____移 c(H+) _______ 不变 _______ _______ c(H+)____ c(OH-) 加碱 ____移 c(OH-) _______ 不变 _______ _______ c(H+)____ c(OH-) 外加活泼金属，如K、Na、Ca ____移 金属消耗水电离出的H+ 不变 _______ _______ _______ 考点05酸碱中和滴定 1．酸碱中和滴定的关键： (1)准确测定标准液和待测液的体积； (2)准确判断滴定终点。 2．中和滴定记忆口诀 酸式碱式莫混用，读数视线要水平； 充满尖嘴不留气，液面不要高于零； 适量滴加指示剂，初始读数要记清； 左手慢慢旋活塞，右手旋摇锥形瓶； 两眼紧盯待测液，颜色突变立即停； 记下刻度来计算，中和滴定操作完。 易错点01实验探究——盐酸和醋酸的电离程度 1．取相同体积、0.1mol/L的盐酸和醋酸， 比较它们pH的大小，试验其导电能力，并分别与等量镁条反应。观察、比较并记录现象。 酸 1.0 mol·L－1盐酸 1.0 mol·L－1醋酸 pH _______ _______ 导电能力 _______ _______ 与镁 反应 现象 反应_______，产生气体 反应_______，产生气体 结论 盐酸反应快，表明盐酸中c(H＋)较____，说明盐酸的电离程度________醋酸的电离程度 2．向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，盖紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol·L－1盐酸、2 mL 2 mol·L－1醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。 由上述图像分析两种反应的反应速率的变化情况。 宏观辨识 微观探析 反应初期 盐酸的反应速率比醋酸_____ 盐酸是强酸，完全电离，醋酸是弱酸，_______电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c(H＋) _______，因而反应速率较大 反应过程中 盐酸的反应速率始终比醋酸_____，盐酸的反应速率减小_______，醋酸的反应速率减小_______ 醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡正向移动，消耗的氢离子能及时_______，所以一段时间速率变化不明显 最终 二者产生的氢气的量基本________，速率几乎都变为_____ 镁条稍微过量，两种酸的物质的量相同，随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎_______，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎_______，因而产生的H2的量几乎_______。 两种酸都几乎消耗完全，反应停止，因而反应速率几乎都变为_____ 【判断对错】 (1)电解质是自身可电离出离子的化合物( ) (2)铁丝、NaCl溶液和盐酸都能导电，所以三者都是电解质( ) (3)液态H2SO4、固态NaCl均不导电，所以H2SO4、NaCl均不是电解质( ) (4)NH3、CO2的水溶液均能导电，所以NH3、CO2均是电解质( ) (5)蔗糖溶于水和熔融时都不导电，蔗糖是非电解质( ) (6)HClO为弱酸，故NaClO为弱电解质( ) (7)水难电离，纯水几乎不导电，所以水是弱电解质( ) (8)BaSO4难溶于水，其水溶液导电性很差，所以BaSO4是弱电解质( ) (9)碳酸钙在水中的溶解度很小，但被溶解的碳酸钙全部电离，所以碳酸钙是强电解质( ) (10)强电解质在溶液中不存在溶质分子，而弱电解质在溶液中存在溶质分子( ) 易错点02弱电解质的电离平衡 1．弱电解质的电离平衡 在一定条件下(如温度和浓度)，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时，电离过程达到电离平衡状态。如图所示： 2．弱电解质的电离方程式 (1)弱电解质的电离方程式的书写用“”表示。如NH3·H2O的电离方程式是NH3·H2O _______________，CH3COOH 的电离方程式为CH3COOH _______________。 (2)多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。如H2CO3的电离方程式是H2CO3_______________，HCO_______________。 (3)多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。如Fe(OH)3的电离方程式是Fe(OH)3_______________。 3．电离平衡的影响因素 (1)温度：弱电解质的电离一般是________过程，升高温度使电离平衡向电离的方向移动，电离程度________。 (2)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度________，离子相互碰撞结合为分子的几率________，电离程度________。 (3)同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动，电离程度________。 (4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向________方向移动。 【判断对错】 (1)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大( ) (2)物质的量浓度相同的醋酸钠与醋酸溶液中c(CH3COO-)相同( ) (3)c(H+)相同的盐酸和醋酸中溶质浓度各稀释到原来的，c(H+)均减少到原来的( ) (4)中和等体积等浓度的氢氧化钠溶液与氨水，所需HCl物质的量前者大于后者( ) (5)1L0.1mol•L-1的H2SO4溶液与0.5L0.1mol•L-1的Na2SO4溶液导电能力基本相同( ) (6)盐酸与锌片反应，加入适量的氯化钠溶液，反应速率不变( ) (7)铁片和稀硫酸反应制取氢气时，滴加几滴硫酸锌溶液可以加快氢气的生成速率( ) (8)盐酸跟铁粉反应时，向盐酸中加入适量的CH3COONa固体可减缓反应速率( ) (9)向0.1mol•L-1CH3COOH溶液中加入水稀释，一直减小( ) (10)向H2S溶液中通入Cl2直至过量，混合溶液的导电能力增强( ) 易错点03电离平衡常数 1．电离平衡常数 在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个________，这个常数叫做电离平衡常数，简称______________，用________表示(通常用Ka、Kb分别表示________、________的电离平衡常数)。 2．电离平衡常数的表示方法 (1)一元弱酸、弱碱 电离方程式 电离常数表达式 CH3COOH CH3COOH _______________ Ka＝_______________ NH3·H2O NH3·H2O_______________ Kb =_______________ (2)多元弱酸、弱碱 ①多元弱酸：多元弱酸的电离是分步进行的，各步都有平衡常数，通常用K1、K2来表示，如H2CO3 H2CO3 H+ +HCO3- K1＝_______________ HCO3- H+ +CO32- K2＝_______________ ②多元弱碱：多元弱碱的电离与多元弱酸的电离情况类似，但多元弱碱的电离可写成一步，如Cu(OH)2 Cu(OH)2 Cu2+ + 2OH- K＝_______________ 3．意义 表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度________，酸(或碱)性________。 4．电离常数的影响因素 (1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的______所决定。 (2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与________有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而________。 【判断对错】 (1)电离平衡常数受溶液浓度的影响( ) (2)电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱是( ) (3)弱电解质的电离平衡常数只与弱电解质本身的性质及外界温度有关( ) (4)电离常数大的酸溶液中c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中大( ) (5)H2CO3的电离常数表达式：K＝( ) (6)相同温度下，0.01 mol·L－1的醋酸溶液与0.1 mol·L－1的醋酸溶液CH3COOH的Ka一定相同( ) (7)改变条件，电离平衡常数增大，电离平衡一定向正向移动( ) (8)弱电解质的电离平衡常数就是电解质溶于水后电离出的各种离子浓度的乘积与未电离分子的浓度的比值( ) (9)同一温度下，弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强；弱碱的电离平衡常数越大，碱性越弱( ) (10)多元弱酸的各级电离平衡常数相同( ) 易错点04水的电离 1．水的电离 (1) 水的电离方程式为H2O＋H2O _______________，简写为H2O _______________。 (2)水的电离平衡常数：水的电离是一个_______过程，在一定条件下达到电离平衡，其平衡常数可以表示为K=。 2．水的离子积常数 (1)表达式：Kw= _______________ (2)影响因素——温度 ①25 ℃时：Kw= _______________。 ②水的电离是吸热的可逆过程，故温度升高，Kw_______。 ③水的离子积常数只受温度的影响，与c(H+)、c(OH-)的变化_______。 3．影响Kw的因素 Kw只与温度有关，随温度的升高，Kw逐渐增大，未注明温度时，一般认为是_______，Kw=1.0×10-14。 比较不同温度下水的离子积，体会Kw与温度的关系： 温度 25 ℃ 50 ℃ 90 ℃ 100 ℃ Kw 1.01×10-14 5.31×10-14 3.71×10-13 5.45×10-13 升高温度，Kw增大；Kw 和平衡常数K一样，只与_______有关。 【判断对错】 (1)向水中加入少量氨水，水的电离平衡逆向移动，c(OH－)降低( ) (2)溶液中c(H＋)、c(OH－)可能不同，但水电离出的H＋与OH－的总量一定相等( ) (3)升高温度，若Kw增大到10－12，则纯水电离出的c(H＋)＝10－6 mol·L－1( ) (4)25 ℃时，若溶液中c(H＋)＝1.0×10－6 mol·L－1，则溶液中c(OH－)＝1.0×10－8mol·L－1( ) (5)在任何条件下，纯水都呈中性( ) (6)25 ℃时NH4Cl溶液的Kw大于100 ℃时NaCl溶液的Kw( ) (7)常温下，pH均为5的醋酸和硫酸铝两种溶液中，由水电离出的氢离子浓度之比为1∶104( ) (8)向水中加入少量硫酸氢钠固体，溶液的c(H+)增大，平衡逆向移动，KW减小( ) (9)向0.1 mol·L-1醋酸溶液中加水，溶液中水电离产生的c(H+)将减小( ) (10)由水电离产生的c(H+)=1.0×10-10mol·L-1的溶液，可能是强酸溶液( ) 易错点05溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性与氢离子、氢氧根离子浓度的关系 (1)任何水溶液中都有H＋和OH－。 (2)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相对大小。 酸性溶液：c(H+)_____c(OH-)，c(H+)_____1 × 10-7 mol/L； 中性溶液：c(H+)_____c(OH-)_____1 × 10-7 mol/L； 碱性溶液：c(H+)_____c(OH-)，c(H+)_____1 × 10-7 mol/L。 2．溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系 计算公式 pH＝_______________ 意义 pH越大，溶液的碱性越_____； pH越小，溶液的酸性越_____； 溶液酸碱性与pH的关系(常温下) pH＜7，为_____性溶液； pH＝7，为_____性溶液； pH＞7，为_____性溶液 适用范围 1×10－14 mol·L－1_____c(H＋) _____1 mol·L－1 3．溶液酸碱性的测定方法 (1)酸碱指示剂：不同的指示剂在不同的pH范围内变色 指示剂 变色的pH范围 石蕊 <5.0_____色 5.0~8.0_____色 >8.0_____色 甲基橙 <3.1_____色 3.1~4.4_____色 >4.4_____色 酚酞 <8.2_____色 8.2~10.0_______色 >10.0_____色 (2)pH试纸：使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的_______________上，用干燥洁净的____________蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与______________对照，读出pH。 ①广泛pH试纸：其pH范围是_______ (最常用)，可以识别的pH差约为1。 ②精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值。 ③专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸。 (3)用pH计测量。pH计也叫酸度计，该仪器可精密测量溶液的pH。能够直接测量溶液的pH，读数可以精确到_______________。 【判断对错】 (1)任何温度下，利用H＋和OH－浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性( ) (2)常温下，加入酚酞显无色的溶液一定显酸性( ) (3)溶液中c(H＋)>c(OH－)时，溶液显酸性( ) (4)一定温度下，c(H＋)＝的溶液一定呈中性( ) (5)c(H+)=c(OH-)的溶液一定呈中性( ) (6)根据溶液的pH与酸碱性的关系，推出pH=6.8的溶液一定呈酸性( ) (7)由等物质的量的强酸、强碱反应得到的溶液一定呈中性( ) (8)100 ℃时，将pH=2的盐酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合，溶液呈中性( ) (9)室温时，pH=3的醋酸溶液和pH=11的氢氧化钡溶液等体积混合溶液的pH一定小于7( ) (10)100 ℃时Kw＝1.0×10－12 mol2·L－2，0.01 mol·L－1盐酸的pH＝2，0.01 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝10( ) 易错点06酸碱中和滴定 1．实验原理 利用酸碱中和反应，用已知浓度_____ (或_____)来测定未知浓度的_____ (或_____)的实验方法。以标准盐酸滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)＝。 酸碱中和滴定的关键： (1)准确测定_________和_________的体积； (2)准确判断滴定________。 2．实验用品 (1)仪器 图(A)是酸式滴定管、图(B)是碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。 (2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 (3)滴定管 ①构造：“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。 ②精确度：读数可精确到________mL。 ③洗涤：先用蒸馏水洗涤，再用待装液润洗。 ④排泡：酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。 ⑤使用注意事项： 试剂性质 滴定管 原因 酸性、氧化性 ________滴定管 氧化性物质易腐蚀橡胶管 碱性 ________滴定管 碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开 3.实验操作 以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例 (1)滴定前的准备 ①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。 ②锥形瓶：注碱液→记体积→加指示剂。 (2)滴定 (3)终点判断 等到滴入___________标准液，指示剂变色，且在_____分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。 (4)数据处理 按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。 4．常用酸碱指示剂及变色范围 指示剂 变色范围的pH 石蕊 ＜5.0红色 5.0～8.0紫色 >8.0蓝色 甲基橙 ＜3.1红色 3.1～4.4橙色 >4.4黄色 酚酞 ＜8.2无色 8.2～10.0浅红色 >10.0红色 【判断对错】 (1)用碱式滴定管准确量取20.00 mL的NaOH溶液( ) (2)将液面在0 mL处的25 mL的酸式滴定管中的液体全部放出，液体的体积为25 mL( ) (3)中和滴定操作中所需标准溶液越浓越好，指示剂一般加入2～3 mL( ) (4)滴定实验中左手控制滴定管的活塞，右手摇动锥形瓶( ) (5)用标准HCl溶液滴定NaHCO3溶液来测定其浓度，选择酚酞为指示剂( ) (6)滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁( ) (7)用稀NaOH滴定盐酸，用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定( ) (8)25 ℃时，用醋酸溶液滴定等浓度NaOH溶液至pH＝7，V醋酸<VNaOH( ) (9)等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸分别与NaOH溶液反应，得到pH＝7的溶液所消耗的n(NaOH)相等( ) (10)当观察到锥形瓶中颜色发生变化，立即停止滴定并记下滴定管液面读数( ) 方法01利用电离平衡常数解题的思维模型 方法02溶液pH的计算方法 1．单一溶液 溶液类型 相关计算 强酸(HnA) 设HnA的浓度为c mol/L，则c(H+)=nc mol/L，pH=−lgc(H+)=−lgnc 强碱［B(OH)n］溶液 设B(OH)n的浓度为c mol/L，则c(OH−)=nc mol/L，c(H+)= mol/L，pH=−lgc(H+)=14+lgnc 2．混合溶液 溶液类型 相关计算 两种强酸混合 两种强碱混合 强酸强碱混合 恰好完全反应 pH=7(25℃) 酸过量 c(H＋)= 碱过量 c(OH−)= 方法03 强酸与强碱滴定过程中pH曲线 (以0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1盐酸为例) (2)强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较 氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线 曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高 突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应) 方法04滴定终点的判断答题模板 当滴入最后一滴××××××标准溶液后，溶液变成××××××色，且半分钟内不恢复原来的颜色。 解答此类题目注意三个关键点： (1)最后一滴：必须说明是滴入“最后一滴”溶液。 (2)颜色变化：必须说明滴入“最后一滴”溶液后溶液的颜色变化。 (3)半分钟：必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不恢复原来的颜色”。 学科网（北京）股份有限公司12 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题03 电离平衡 水的电离和溶液pH 考点01强电解质和弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 概念 在水溶液中能完全电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质 电离程度 几乎完全电离 只有部分电离 电离过程 不可逆过程，无电离平衡 可逆过程，存在电离平衡 溶液中的粒子种类 只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子 既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子 化合物类别 绝大多数盐：如NaCl、BaSO4等；强酸：如H2SO4、HCl、HClO4等；强碱：如Ba(OH)2、Ca(OH)2等 弱酸：如H2CO3、CH3COOH等；弱碱：如NH3·H2O、Cu(OH)2等；水 电离方程式 H2SO4===2H＋＋SO NaHCO3===Na＋＋HCO HAH＋＋A－ BOHB＋＋OH－ 考点02一元强酸和一元弱酸的比较 1．相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项 目酸　　 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 2．相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 考点03电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系 实例 CH3COOHCH3COO－＋H＋ ΔH>0 NH3·H2ONH＋OH－ ΔH>0 改变条件 平衡移动方向 电离平衡常数 c(H＋) c(OH－) 平衡移动方向 电离平衡常数 c(OH－) c(H＋) 加水稀释 向右 不变 减小 增大 向右 不变 减小 增大 加HCl 向左 不变 增大 减小 向右 不变 减小 增大 加NaOH 向右 不变 减小 增大 向左 不变 增大 减小 加CH3COONH4 向左 不变 减小 增大 向左 不变 减小 增大 升高温度 向右 变大 增大 向右 变大 增大 考点04外界条件对水的电离平衡的影响 影响因素 H2OH++OH- 影响结果 方向 原因 Kw c(H+)变化 c(OH-)变化 c(H+)与c(OH-)的关系 外加 酸碱 加酸 左移 c(H+)增大 不变 增大 减小 c(H+)> c(OH-) 加碱 左移 c(OH-)增大 不变 减小 增大 c(H+)< c(OH-) 外加活泼金属，如K、Na、Ca 右移 金属消耗水电离出的H+ 不变 减小 增大 c(H+)<c(OH-) 考点05酸碱中和滴定 1．酸碱中和滴定的关键： (1)准确测定标准液和待测液的体积； (2)准确判断滴定终点。 2．中和滴定记忆口诀 酸式碱式莫混用，读数视线要水平； 充满尖嘴不留气，液面不要高于零； 适量滴加指示剂，初始读数要记清； 左手慢慢旋活塞，右手旋摇锥形瓶； 两眼紧盯待测液，颜色突变立即停； 记下刻度来计算，中和滴定操作完。 易错点01实验探究——盐酸和醋酸的电离程度 1．取相同体积、0.1mol/L的盐酸和醋酸， 比较它们pH的大小，试验其导电能力，并分别与等量镁条反应。观察、比较并记录现象。 酸 1.0 mol·L－1盐酸 1.0 mol·L－1醋酸 pH 小 大 导电能力 强 弱 与镁 反应 现象 反应剧烈，产生气体 反应缓慢，产生气体 结论 盐酸反应快，表明盐酸中c(H＋)较大，说明盐酸的电离程度大于醋酸的电离程度 2．向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，盖紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol·L－1盐酸、2 mL 2 mol·L－1醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。 由上述图像分析两种反应的反应速率的变化情况。 宏观辨识 微观探析 反应初期 盐酸的反应速率比醋酸大 盐酸是强酸，完全电离，醋酸是弱酸，部分电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c(H＋)较大，因而反应速率较大 反应过程中 盐酸的反应速率始终比醋酸大，盐酸的反应速率减小明显，醋酸的反应速率减小不明显 醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡正向移动，消耗的氢离子能及时电离补充，所以一段时间速率变化不明显 最终 二者产生的氢气的量基本相等，速率几乎都变为零 镁条稍微过量，两种酸的物质的量相同，随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎消耗完全，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎相同，因而产生的H2的量几乎相同。 两种酸都几乎消耗完全，反应停止，因而反应速率几乎都变为0 【判断对错】 (1)电解质是自身可电离出离子的化合物( ) (2)铁丝、NaCl溶液和盐酸都能导电，所以三者都是电解质( ) (3)液态H2SO4、固态NaCl均不导电，所以H2SO4、NaCl均不是电解质( ) (4)NH3、CO2的水溶液均能导电，所以NH3、CO2均是电解质( ) (5)蔗糖溶于水和熔融时都不导电，蔗糖是非电解质( ) (6)HClO为弱酸，故NaClO为弱电解质( ) (7)水难电离，纯水几乎不导电，所以水是弱电解质( ) (8)BaSO4难溶于水，其水溶液导电性很差，所以BaSO4是弱电解质( ) (9)碳酸钙在水中的溶解度很小，但被溶解的碳酸钙全部电离，所以碳酸钙是强电解质( ) (10)强电解质在溶液中不存在溶质分子，而弱电解质在溶液中存在溶质分子( ) 【答案】(1)√ (2)× (3)× (4) × (5)√ (6)× (7) )√ (8)× (9) √ (10)√ 易错点02弱电解质的电离平衡 1．弱电解质的电离平衡 在一定条件下(如温度和浓度)，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时，电离过程达到电离平衡状态。如图所示： 2．弱电解质的电离方程式 (1)弱电解质的电离方程式的书写用“”表示。如NH3·H2O的电离方程式是NH3·H2ONH＋OH－，CH3COOH 的电离方程式为CH3COOHCH3COO－＋H＋。 (2)多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。如H2CO3的电离方程式是H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。 (3)多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。如Fe(OH)3的电离方程式是Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 3．电离平衡的影响因素 (1)温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度使电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。 (2)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，离子相互碰撞结合为分子的几率越小，电离程度越大。 (3)同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动，电离程度减小。 (4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向电离方向移动。 【判断对错】 (1)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大( ) (2)物质的量浓度相同的醋酸钠与醋酸溶液中c(CH3COO-)相同( ) (3)c(H+)相同的盐酸和醋酸中溶质浓度各稀释到原来的，c(H+)均减少到原来的( ) (4)中和等体积等浓度的氢氧化钠溶液与氨水，所需HCl物质的量前者大于后者( ) (5)1L0.1mol•L-1的H2SO4溶液与0.5L0.1mol•L-1的Na2SO4溶液导电能力基本相同( ) (6)盐酸与锌片反应，加入适量的氯化钠溶液，反应速率不变( ) (7)铁片和稀硫酸反应制取氢气时，滴加几滴硫酸锌溶液可以加快氢气的生成速率( ) (8)盐酸跟铁粉反应时，向盐酸中加入适量的CH3COONa固体可减缓反应速率( ) (9)向0.1mol•L-1CH3COOH溶液中加入水稀释，一直减小( ) (10)向H2S溶液中通入Cl2直至过量，混合溶液的导电能力增强( ) 【答案】(1)× (2)× (3)× (4) × (5) √ (6) × (7)× (8)√ (9)× (10) √ 易错点03电离平衡常数 1．电离平衡常数 在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示(通常用Ka、Kb分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数)。 2．电离平衡常数的表示方法 (1)一元弱酸、弱碱 电离方程式 电离常数表达式 CH3COOH CH3COOHCH3COO- + H+ Ka＝ NH3·H2O NH3·H2ONH4++ OH- Kb = (2)多元弱酸、弱碱 ①多元弱酸：多元弱酸的电离是分步进行的，各步都有平衡常数，通常用K1、K2来表示，如H2CO3 H2CO3 H+ +HCO3- K1＝ HCO3- H+ +CO32- K2＝ ②多元弱碱：多元弱碱的电离与多元弱酸的电离情况类似，但多元弱碱的电离可写成一步，如Cu(OH)2 Cu(OH)2 Cu2+ + 2OH- K＝ 3．意义 表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。 4．电离常数的影响因素 (1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的本性所决定。 (2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大。 【判断对错】 (1)电离平衡常数受溶液浓度的影响( ) (2)电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱是( ) (3)弱电解质的电离平衡常数只与弱电解质本身的性质及外界温度有关( ) (4)电离常数大的酸溶液中c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中大( ) (5)H2CO3的电离常数表达式：K＝( ) (6)相同温度下，0.01 mol·L－1的醋酸溶液与0.1 mol·L－1的醋酸溶液CH3COOH的Ka一定相同( ) (7)改变条件，电离平衡常数增大，电离平衡一定向正向移动( ) (8)弱电解质的电离平衡常数就是电解质溶于水后电离出的各种离子浓度的乘积与未电离分子的浓度的比值( ) (9)同一温度下，弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强；弱碱的电离平衡常数越大，碱性越弱( ) (10)多元弱酸的各级电离平衡常数相同( ) 【答案】(1)× (2)√ (3) √ (4) × (5)× (6)√ (7)√ (8)× (9)× (10)× 易错点04水的电离 1．水的电离 (1) 水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－，简写为H2OH＋＋OH－。 (2)水的电离平衡常数：水的电离是一个可逆过程，在一定条件下达到电离平衡，其平衡常数可以表示为K=。 2．水的离子积常数 (1)表达式：Kw=c(H+)·c(OH-) (2)影响因素——温度 ①25 ℃时：Kw=1.0×10-14。 ②水的电离是吸热的可逆过程，故温度升高，Kw增大。 ③水的离子积常数只受温度的影响，与c(H+)、c(OH-)的变化无关。 3．影响Kw的因素 Kw只与温度有关，随温度的升高，Kw逐渐增大，未注明温度时，一般认为是常温，Kw=1.0×10-14。 比较不同温度下水的离子积，体会Kw与温度的关系： 温度 25 ℃ 50 ℃ 90 ℃ 100 ℃ Kw 1.01×10-14 5.31×10-14 3.71×10-13 5.45×10-13 升高温度，Kw增大；Kw 和平衡常数K一样，只与温度有关。 【判断对错】 (1)向水中加入少量氨水，水的电离平衡逆向移动，c(OH－)降低( ) (2)溶液中c(H＋)、c(OH－)可能不同，但水电离出的H＋与OH－的总量一定相等( ) (3)升高温度，若Kw增大到10－12，则纯水电离出的c(H＋)＝10－6 mol·L－1( ) (4)25 ℃时，若溶液中c(H＋)＝1.0×10－6 mol·L－1，则溶液中c(OH－)＝1.0×10－8mol·L－1( ) (5)在任何条件下，纯水都呈中性( ) (6)25 ℃时NH4Cl溶液的Kw大于100 ℃时NaCl溶液的Kw( ) (7)常温下，pH均为5的醋酸和硫酸铝两种溶液中，由水电离出的氢离子浓度之比为1∶104( ) (8)向水中加入少量硫酸氢钠固体，溶液的c(H+)增大，平衡逆向移动，KW减小( ) (9)向0.1 mol·L-1醋酸溶液中加水，溶液中水电离产生的c(H+)将减小( ) (10)由水电离产生的c(H+)=1.0×10-10mol·L-1的溶液，可能是强酸溶液( ) 【答案】(1)× (2)√ (3) √ (4)√ (5)√ (6)× (7)√ (8) × (9)× (10)√ 易错点05溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性与氢离子、氢氧根离子浓度的关系 (1)任何水溶液中都有H＋和OH－。 (2)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相对大小。 酸性溶液：c(H+)＞c(OH-)，c(H+)＞1 × 10-7 mol/L； 中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1 × 10-7 mol/L； 碱性溶液：c(H+)＜c(OH-)，c(H+)＜1 × 10-7 mol/L。 2．溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系 计算公式 pH＝－lgc(H＋) 意义 pH越大，溶液的碱性越强； pH越小，溶液的酸性越强； 溶液酸碱性与pH的关系(常温下) pH＜7，为酸性溶液； pH＝7，为中性溶液； pH＞7，为碱性溶液 适用范围 1×10－14 mol·L－1＜c(H＋)＜1 mol·L－1 3．溶液酸碱性的测定方法 (1)酸碱指示剂：不同的指示剂在不同的pH范围内变色 指示剂 变色的pH范围 石蕊 <5.0红色 5.0~8.0紫色 >8.0蓝色 甲基橙 <3.1红色 3.1~4.4橙色 >4.4黄色 酚酞 <8.2无色 8.2~10.0浅红色 >10.0红色 (2)pH试纸：使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。 ①广泛pH试纸：其pH范围是1～14 (最常用)，可以识别的pH差约为1。 ②精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值。 ③专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸。 (3)用pH计测量。pH计也叫酸度计，该仪器可精密测量溶液的pH。能够直接测量溶液的pH，读数可以精确到小数点后两位。 【判断对错】 (1)任何温度下，利用H＋和OH－浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性( ) (2)常温下，加入酚酞显无色的溶液一定显酸性( ) (3)溶液中c(H＋)>c(OH－)时，溶液显酸性( ) (4)一定温度下，c(H＋)＝的溶液一定呈中性( ) (5)c(H+)=c(OH-)的溶液一定呈中性( ) (6)根据溶液的pH与酸碱性的关系，推出pH=6.8的溶液一定呈酸性( ) (7)由等物质的量的强酸、强碱反应得到的溶液一定呈中性( ) (8)100 ℃时，将pH=2的盐酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合，溶液呈中性( ) (9)室温时，pH=3的醋酸溶液和pH=11的氢氧化钡溶液等体积混合溶液的pH一定小于7( ) (10)100 ℃时Kw＝1.0×10－12 mol2·L－2，0.01 mol·L－1盐酸的pH＝2，0.01 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝10( ) 【答案】(1)√ (2)× (3)√ (4)√ (5)√ (6)× (7)× (8)× (9)√ (10)√ 易错点06酸碱中和滴定 1．实验原理 利用酸碱中和反应，用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。以标准盐酸滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)＝。 酸碱中和滴定的关键： (1)准确测定标准液和待测液的体积； (2)准确判断滴定终点。 2．实验用品 (1)仪器 图(A)是酸式滴定管、图(B)是碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。 (2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 (3)滴定管 ①构造：“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。 ②精确度：读数可精确到0.01 mL。 ③洗涤：先用蒸馏水洗涤，再用待装液润洗。 ④排泡：酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。 ⑤使用注意事项： 试剂性质 滴定管 原因 酸性、氧化性 酸式滴定管 氧化性物质易腐蚀橡胶管 碱性 碱式滴定管 碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开 3.实验操作 以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例 (1)滴定前的准备 ①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。 ②锥形瓶：注碱液→记体积→加指示剂。 (2)滴定 (3)终点判断 等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。 (4)数据处理 按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。 4．常用酸碱指示剂及变色范围 指示剂 变色范围的pH 石蕊 ＜5.0红色 5.0～8.0紫色 >8.0蓝色 甲基橙 ＜3.1红色 3.1～4.4橙色 >4.4黄色 酚酞 ＜8.2无色 8.2～10.0浅红色 >10.0红色 【判断对错】 (1)用碱式滴定管准确量取20.00 mL的NaOH溶液( ) (2)将液面在0 mL处的25 mL的酸式滴定管中的液体全部放出，液体的体积为25 mL( ) (3)中和滴定操作中所需标准溶液越浓越好，指示剂一般加入2～3 mL( ) (4)滴定实验中左手控制滴定管的活塞，右手摇动锥形瓶( ) (5)用标准HCl溶液滴定NaHCO3溶液来测定其浓度，选择酚酞为指示剂( ) (6)滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁( ) (7)用稀NaOH滴定盐酸，用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定( ) (8)25 ℃时，用醋酸溶液滴定等浓度NaOH溶液至pH＝7，V醋酸<VNaOH( ) (9)等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸分别与NaOH溶液反应，得到pH＝7的溶液所消耗的n(NaOH)相等( ) (10)当观察到锥形瓶中颜色发生变化，立即停止滴定并记下滴定管液面读数( ) 【答案】(1)√ (2)× (3)× (4)√ (5)× (6)√ (7)× (8)× (9)× (10)× 方法01利用电离平衡常数解题的思维模型 方法02溶液pH的计算方法 1．单一溶液 溶液类型 相关计算 强酸(HnA) 设HnA的浓度为c mol/L，则c(H+)=nc mol/L，pH=−lgc(H+)=−lgnc 强碱［B(OH)n］溶液 设B(OH)n的浓度为c mol/L，则c(OH−)=nc mol/L，c(H+)= mol/L，pH=−lgc(H+)=14+lgnc 2．混合溶液 溶液类型 相关计算 两种强酸混合 两种强碱混合 强酸强碱混合 恰好完全反应 pH=7(25℃) 酸过量 c(H＋)= 碱过量 c(OH−)= 方法03 强酸与强碱滴定过程中pH曲线 (以0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1盐酸为例) (2)强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较 氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线 曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高 突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应) 方法04滴定终点的判断答题模板 当滴入最后一滴××××××标准溶液后，溶液变成××××××色，且半分钟内不恢复原来的颜色。 解答此类题目注意三个关键点： (1)最后一滴：必须说明是滴入“最后一滴”溶液。 (2)颜色变化：必须说明滴入“最后一滴”溶液后溶液的颜色变化。 (3)半分钟：必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不恢复原来的颜色”。 学科网（北京）股份有限公司11 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $