电离平衡专题复习

（2）滴定管
A、结构、量程、精度
B、使用
酸式滴定管不能用来盛放碱溶液， 碱式滴定管不盛放酸溶液或会腐蚀橡胶的溶液 （如强氧化性的溶液）
滴定管的使用步骤： 检漏→洗涤→装液→调零→滴定→读数 滴定管读数： 平视：视线与刻度线、凹液面三点呈一条直线
滴出的溶液体积=滴定后的读数-滴定前的读数
滴定管与量筒区别
测定溶液酸碱性的测定方法
3. pH试纸 (1)种类: 广泛试纸和精密试纸 (2)操作： 将小片试纸放在表面皿（或玻璃片）上，
用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液滴在干燥的pH 试纸上将试纸与标准比色卡进行对照，得pH。
能否用蒸馏水润湿pH试纸后测溶液 的pH? 如果先将试纸润湿，将造成 什么样的误差？ 不能。 相当于待测试液被稀释:中性溶液没有误差; 酸性溶液pH变大; 碱性溶液pH变小。
(其它条件不变)
③ 外加试剂
理解：条件变化时平衡的移动方向、
电离程度的变化、 溶液中各微粒的量及浓度的变化情况、 溶液的导电能力的变化情况。
电离平衡： （5）衡量电离平衡的参数： *B、电离度（ α ）——电离程度
已电离的弱电解质浓度 ×100% α = 弱电解质的初始浓度 已电离的分子数 = 弱电解质原分子总数 ×100%
思考4：如何理解酸溶液中的电解质浓度、 c(H+)、提供H+能力？
【解答关键】
（1）准确判断酸的强弱及属于几元酸
（2）准确分析题给已知条件
思考5：已知某一元弱酸HA存在电离平衡,哪些 措施可使平衡向正反应方向移动？思考所用方 法对平衡常数、电离度、n(HA)、n(H+)、n(A—)、 c(HA)、c(H+)、c(A—)、水的电离程度、pH、 溶液的导电能力、提供H+能力等的影响。
在H2 O H+ +OH-平衡中，加入
( 酸或强酸的酸式盐
),
减小 增大C(H+)，则平衡向左 ___移动，α 水 ____， 抑制 水的电离被____ ，由于水的电离平衡仍
-)必然会_____。 然存在，Kw_____ ，则 c(OH 不变 减小
讨论3：直接增大c(OH-)
在H2 O
碱 ， H+ +OH-平衡中，加入____
C(H+)×C(OH-）
+ +
C(H2O） 温度一定时，K 电离是常数。 水的浓度可视为常数，所以温度一定时： C(H+)×C(OH—）= K电离× C(H2O）=某常数
电离平衡常数：K 电离＝
常见的弱电解质——水 2、水的离子积（KW）
在一定温度时：
KW=C(H+)×C(OH-)，叫水的离子积
25℃时，Kw=1×10-14
常见的弱电解质——水
3、影响水的电离平衡移动的因素 思考：影响水的电离平衡移动的因素有哪些
讨论1：改变温度
增大 升高温度α 水——— ，水的电离平衡向 右 移动，并且Kw_____ 增大 。 ____
降低温度α 水减小 ———，水的电离平衡向 减小 。 左 移动，并且Kw_____ ____
讨论2：直接增大c(H+)
思考7：等体积、pH=2的弱酸HA和pH=3的弱 酸HA，溶液中c(HA)、c(H+)、c(A—)、c(OH—)、 反应物消耗等的大小关系比较。
酸碱中和滴定
用已知物质的量浓度的酸（或碱）去滴定未知物质的 量浓度的碱（或酸），测定完全反应时消耗的酸（或 碱）来推算未知浓度的碱（或酸）的浓度的方法。
强酸—— HCl、HNO3、H2SO4、HClO4等 强碱—— NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等 大部分盐——NaCl、NH4NO3、CuSO4等 活泼金属氧化物等—— Na2O、MgO、Na2O2等
弱 弱酸—— H2CO3、HClO、CH3COOH、H2SO3等 电 弱碱—— NH3 ·H2O、Mg(OH)2、Cu(OH)2等 解 水——H2O 质 小部分盐—— 如(CHCOO) Pb等
溶液浓度、离子浓度和pH的换算
2、题型:
（1）单一溶质的溶液计算
（2）混合溶液计算 （假设稀溶液的体积可以相加） A、加水稀释
B、强酸+强酸
C、强碱+强碱
D、强酸+强碱
①将pH为b的强酸溶液稀释到原体积的10n 倍，稀释后溶液的pH=b+n。 将pH为b的弱酸溶液稀释到原体积的10n 倍，稀释后溶液的pH<b+n。 注：当b+n>7时，溶液的pH近似为７。 ②将pH为a的强碱溶液稀释到原体积的 10m倍，稀释后溶液的pH=a-m。 将pH为a的弱碱溶液稀释到原体积的10m 倍，稀释后溶液的pH>a-m。 注：当a-m<7时，溶液的pH近似为７。
即：C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L
【小结】
（1）KW取决于温度, 温度升高,KW增大。 25℃时， Kw =1×10-14， 100℃时，Kw =5.5×10-13(或1.0×10-12) （2）KW适用于纯水和任何稀溶液.
A、常温下（25 ℃ ）,任何稀的水溶液中 Kw= C(H+)×C(OH－)===1×10－14 B、不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液中， 水电离出的C(H+)＝C(OH－) C、在水溶液中,Kw中的C(OH-) 、 C（H+） 指 溶液中总的离子浓度.
电离平衡： （5）衡量电离平衡的参数： *B、电离度（ α ）——电离程度
已电离的弱电解质浓度 ×100% α = 弱电解质的初始浓度
电离度的大小主要由电解质本身的性质决定； 电离度实质就是平衡转化率； 电离度受温度、浓度等因素影响。 弱电解质溶液的浓度越大，电离度越小；
常见的弱电解质——水 1、水的电离 （1）微弱电离 H2O+H2O ( H2O H3O++OH－ H＋+OH－)
1、判据一： 适用于任何水溶液 酸性：c(H+) ＞ c(OH-) 中性：c(H+) ＝ c(OH-) 碱性：c(H+) ＜ c(OH-) 2、判据二： (适用于25℃或常温) 酸性：c(H+) ＞ 10-7mol﹒L-1 中性：c(H+) ＝ 10-7mol﹒L-1 碱性：c(H+) ＜ 10-7mol﹒L-1
思考6：等浓度（或等pH）的强酸和弱酸，用 水稀释相同倍数后，溶液中c(电解质)、c(H+)、 c(OH—)、pH、溶液的导电能力、提供H+能力 （反应物消耗量）、图像变化等的比较。
5、溶液酸碱性的判断
6、溶液酸碱性的测定方法 7、溶液pH、离子浓度等的换算 8、中和滴定实验
溶液酸碱性的判断 判断依据：溶液中c(H+) 和c(OH—)的相对大小
1、原理 H++OH— = H2O 在滴定达到终点(即酸碱恰好反应)时： n(H+)=n(OH-) 即：c (待测) V(待测) = c (标准) V(标准) C(待测)= C(标准) V(标准) 知C（标准）量取V（待测） 读出V（标准）， 即可求出C（待测）
C(待测)
酸碱中和滴定
2、实验仪器： 酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、胶头滴管 （1）锥形瓶：酸碱中和反应的容器
…… ? = ……?
×100%
电离平衡： （5）衡量电离平衡的参数： A、电离平衡常数（K） 对于弱电解质AB： AB K= c(AB)
An+ + Bn—
c ( An+) .c( Bn-)
意义：K值越大，电离程度越大；除内因外，
只受温度影响。 若弱电解质为弱酸、弱碱，则K值越大， 相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。
（4）pH 的适用范围： 稀溶液
溶液酸碱性的判断 判断依据：溶液中c(H+) 和c(OH—)的相对大小
3、判据三：溶液的pH
25℃时 酸性： pH ＜ 7 中性： pH = 7 碱性： pH ＞ 7 c(H+)=10—7mol﹒L-1、 pH=7的 溶液一定是中性溶液吗？ 不一定，关键看温度。
测定溶液酸碱性的测定方法 1. pH计 最精确的测量方法 2. 酸碱指示剂 粗略判断溶液的酸碱性 (1)常见的酸碱指示剂： 颜色变化及pH的界限 5 ～ 8 石蕊 红色～ 紫色 ～ 蓝色
*
2
强电解质和弱电解质的判断依据：
①前提——电解质 ②电离程度(溶于水) 完全电离——强电解质
部分电离——弱电解质
思考1：电解质的强弱与溶解性、溶液的导电能力
有没有直接关系？
思考2：离子化合物和共价化合物与电解质之间的
关系？与强、弱电解质的关系？
电离方程式：
强电解质：用“===” 弱电解质：用“ ” 多元弱酸分步电离 区别NaHCO3、NaHSO4的电离方程式： （1）熔融状态 （2）水溶液中
溶液酸碱性的判断 判断依据：溶液中c(H+) 和c(OH—)的相对大小
3、判据三：溶液的pH
（1）pH的定义:溶液的pH为氢离子浓度的负 对数，可用来表示溶液的酸碱性。 （2）pH= — lgc(H+) pH= — lg c(OH—)
KW
温度一定，c(H+)越大，pH越小 （3）pH 的取值： 0—14
量筒：粗量仪，10mL量筒最小分刻度为（ 0.1mL ） 读数精确到（ 0.1mL ），无“0”刻度。
（粗量仪不能估读）
滴定管：标有温度、容积、“0”刻度在最高点 常用规格：25mL、50mL 最小分刻度（ 0.1mL ），读数精确到（ 0.01mL）
（精量仪可估读一位）
酸碱中和滴定
3、指示剂的选择： 常 用 指 示 剂
导电能力决定于： A、溶液中离子的浓度 B、离子所带电荷 C、温度 同一电解质溶液，导电能力随温度升高而升高