2017高考化学知识点之电离平衡与酸碱性

弱电解质 部分 有、可能
过程表示 溶 液中 存在 的微 粒 （水分子不计） 电离方程式 实例
==== 只有电离出的阴、 阳离子，不存 即有电离出的阴、阳离子（少部分） ，又 在电解质分子 有电解质分子（大部分） 。 H2SO4====2H++SO42— NH3·H2O NH4++OH— CaCl2====Ca2++2Cl— H2 S H++HS—，HS— 绝大多数的盐 （包括难溶性盐） ； 强酸：H2SO4、HCl、HclO4 等； 强碱：Ba(OH)2、Ca(OH)2 等。
—
1 pKw 2
只有当室温时，Kw=1×10 14 — — [H+]=[OH ]=10 7mol/L 溶液呈中性
—
pH=pOH=
1 pKw=7 2
分析 原因：H2O H++OH－Q 由于水的电离是吸热的，湿度越高，电离程度越大，kw 越大. 中性：pH=pOH=
1 pKw 2
T↗→Kw↗→pH+pOH↘ T↘→Kw↘→pH=pOH↗ 如：100℃，KW=1×10—12.. pKw=12. 中性时 Ph=
NaOH NH· ②若把上述问题，换成等 pH 值，图示又怎样呢？ 3 H2O 7 7 HAC
pH HCl pH NH· 3 H2O 7 HAC NaOH
加水
7 HCl
加水
VH2O
强酸弱酸稀释 强、弱碱稀释
VH2O
后 前
pH=b Ph (NaOH)=b－n＞7 pH (NH3·H2C)＞b－n＞7 △pH(NaOH)=n △pH(NH3·H2O)＜n △pH(NaOH)＞△pH(NH3·H2O)
Kw x= [H ]
x＜1×10 7mol/L
—
碱溶液
[H+]水=[OH—]水 x=
Kw [OH ]
x＞1×10 7mol/L
—
抑制
正 盐 溶 液
强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 强碱强酸盐
x=[H+] x=[OH—] x=
促进 无
Kw
x=1×10 7mol/L
—
注[H+]水、[OH—]水指水电离出的 H+、OH—浓度 [H+]水、[OH—]指指溶液中的 H+、OH—浓度 由上表可得重要规律： （1）在任意湿度、任意物质的水溶液中（含纯水）的水本身电离出的[H+]水≡[OH—]水 （2）酸和碱对水的电离均起抑制作用 ①只要碱的 pH 值相等（不论强弱、不论几元）对水的抑制程度相等，碱也同理。 ②若酸溶液的 pH 值与碱溶液的 pOH 值相等，则两种溶液中水的电离度相等。 如 pH=3 的盐酸溶液与 pH=11 的氨水溶液在室温下，由水电离出的 [H+]水=[OH—]水=
1 pKw=6＜7. 2
—
图示：不同湿度（T1＞T2）时溶液中[H+]与[OH ]，pH 与 pOH 关系
[OH - ] 碱性区
pOH
中性
酸性区
中性
酸性区 T2 T1 [H ]
+
碱性区 T1 T2 pH
图一 图二 想一想：图一与图二有哪些不同？为何不同？ 提示： （①形状 ②T1、T2 相对位置） — ③简平分钱划分的两个区域酸碱性不同。建议以[H+]、[OH ]=Kw，和 pH+pOH=pKw 两 个关系或考虑，并注意湿度不同时 Kw 的影响。 ） （4）溶液 pH 的测定方法： ①酸碱指示剂 ②pH 试纸 ③pH 计其中①只传判定 pH 范围 ②pH 试纸也只能确定在某个值左右（对照标准比色卡） ，无法精确到小数点后 1 倍。另外 使用时不能预先润湿试纸。否则相当于又稀释了待测液，测定结果误差大。 ③pH 计测定较精确. （二）酸碱溶液的稀释前后 pH 值的变化。
（三）电解质溶液导电能力的强弱与电解质强弱影响溶液导电能力的因素： ①自由移动离子浓度的大小。 （主要决定因素）湿度一定，离子浓度越在，导电能力越 强。 ②湿度：湿度越高，导电能力越强。 （与金属导电相反） ③离子电荷数：电荷数越高，导电能力越强。 由此可知：强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质强。 如 较浓醋酸的导电能力可比极稀 HCl 溶液强。 CaCO3 虽为强电解质，但溶于水所得 溶液极稀，导电能力极差。 思考：若在某溶液中加入一种物质，出现沉淀，则溶液的导电能力一定减弱吗？（湿度 不变） 分析：不一定。关键要看溶液中离子浓度有无显著变化。如： （1）若在 H2SO4 溶液中加 Ba(OH)2，因生成 BaSO4 沉淀和极难电离的水，使溶液中离 子浓度降低，导电能力降低。 （2）若在 H2SO4 溶液中加 BaCl2，虽有沉淀 BaSO4 生成，但同时生成了 HCl，相当于 1molSO42—被 2molCl—代替，故导电能力有所增强。 （3）若在 HCl 溶液中加 AgNO3，则导电能力几乎不变。 （四）水的电离平衡 1． 实验证明，纯水微弱的导电性，是极弱的电解质： 2． 25℃1LH2O 的物质的量 n(H2O)=
由于强酸或强碱在水中完全电离， 加水稀释后不会有溶质进一步电离， 故仅仅是体积增大 — + 的因素导致酸溶液中的[H ]或碱溶液中的[OH ]减小. 弱酸或弱碱由于在水中不完全电离，加水稀释同时，能促使其分子进一步电离，故导致 相应[H+]或[OH—]减小的幅度降低。 例如 ①等物质的量浓度的盐酸和醋酸，氢氧化钠和氨水分别加水稀释。溶液的 pH 值变 化，图示如下： pH pH
—
10 14 — =10 4mol/L 10 10
二、酸碱性
1．考试要求 1．通过对水的电离、离子积、pH 定义等重要知识和方法迁移应用的练习，提高认知 能力； 2．灵活解答水的电离平衡的相关问题； 3．掌握混合溶液 pH 计算的方法，并能运用数学工具解决一些有关 pH 计算的综合问 题 4．培养学习过程中探究、总结的习惯。 2．考试内容 （一）溶液的酸碱性及 pH 的值 — 溶液呈的酸碱性何性，取决于溶液中[H+]、[OH ]的相对大小：pH 值的大小取决于溶液 中的[H+]大小 pH=－lg[H+]，pOH=－lgKw=pKw 溶液酸碱性 [H+]与[OH—]关系
任意湿度 酸性 中性 碱性 [H ]＞[OH ] — [H+]=[OH ] [H+]＜[OH—]
+
—
室温（mol/L） [H ]＞1×10 — — [H+]=[OH ]=1×10 7 [H+]＞1×与 10—7
+
—7
pH 值（室温） ＜7 =7 ＞7
（1）酸性越强，pH 值越小，碱性越强，pH 值越大，pH 值减小一个单位，[H+]就增大 到原来的 10 倍，pH 值减小 n 个单位，[H+]的增大到原来的 10n 倍. （2）任意水溶液中[H+]≠0，但 pH 可为 0，此时[H+]=1mol/L，一般[H+]＞1mol/L 时， pH＜0，故直接用[H+]表示. （3）判断溶液呈中性的依据为：[H0]= [OH ]或 pH=pOH=
稀释到10n 倍
后 前
pH=a pH(HCl)=a+n＜7 pH(HAC)＜a+n＜7 △pH(HCl)=n △pH(HAC)＜n △pH(HCl)＞△pH(HAC)
稀释到10n 倍
注意： ①酸无论怎样稀释，不可能成为碱性；若无限稀释，则 pH 只能无限接近 7 且小于 7. ②碱无论怎样稀释，不可能成为酸性；若无限稀释，则 pH 只能无限接近 7 且大于 7 ③当起始强酸、 弱酸的 pH 相同， 稀释后为达仍相同， 则稀释倍数一定是弱酸大小强酸 （强 碱、弱碱类同） （三）有关 pH 的计算 1．溶液简单混合（不发生反应，忽略混合时体积变化） 强酸：pH=pH 小+0.3 若等体积混合，且△pH≥2 强碱：pH=pH 大－0.3 若不等体积混合，物质的量浓度 强酸[H+]总=
H++S2—
注意：多元强酸电离一步完成且完全 如 HnA====Nh++An— 而多元弱酸的电离是分步进行的， 且第二步电离比第一步电离困难， 第三步电离比第二 步电离更困难， 但每步电离都存在相应的电离平衡，因此应分步书写电离方程式。 例如磷酸 的电离方程式应写三步： — — — — — H3PO4 H++H2PO4 ， H2PO4 H++HPO42 HPO42 H++PO43 ，不 — 能合并成 H3PO4 3H++PO43 。由于磷酸溶液中的[H+]主要由第一步电离决定，因此磷 酸的电离方程式有时也可只写第一步。 对 HnA 弱酸而言，电离方程式可只考虑： — HnA H++Hn+A 想一想：为什么多元的酸电离下一步比上一步困难，电离程度小得多，甚至可忽略？ （二）弱电解质的电离平衡 （1）概念 弱电解质的电离平衡是指在一定条件下（湿度、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的状态。 （2）特点 ①动——动态平衡：V（闻子化）=V（分子化）≠0。在电离方程式中用“ ”表示。 ②定——平衡时各组成成分一定，即平衡时溶液中离子浓度和分子浓度保持不变 ③变——条件改变，平衡被打破。 （3）影响电离平衡的因素 与化学平衡一样，外界条件的改变也会引起移动. 以 0.1mol/1 CH3COOH 溶液为例： 项目 变化 项目 平衡移动
+
加水
升温
加入固体 NaOH 右移 减小 减小 增大 增强
加入无水 CH3COONa 左移 减小 减小 增大 增强
通入气体 HCl 左移 增大 增大 减小 增强
右移
右移 增大 增大 减小 增强
加入等浓 度 的 CH3COOH 不移动 增大 不变 不变 不变