弱电解质的电离及溶液的酸碱性解题方法解读

弱电解质的电离及溶液的酸碱性解题方法

第一部分：解题所需知识背景

一、影响电离平衡的因素：

注：1.溶质分子和离子之间存在着电离平衡，符合勒夏特列原理。

2.由于电离方向是微粒数增大的方向（相当于化学平衡中气体体积增大的方向），所以溶液稀释使平衡混合物中各微粒浓度同倍降低，平衡向电离方向移动，促进电离，平衡混合物中微粒总数、离子数、离子浓度与溶质分子浓度的比值均增大，但离子的浓度却减小，因为平衡移动与体积增大的影响相比，体积增大占主导地位（由勒夏特列原理判定）。

二、电离常数

（1）概念

在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，

。用K表示（一般酸的电离常数用K a表示，碱的电离常数用K b表示）。

（2）电离常数的意义

根据电离常数数值的大小，可以估算弱电解质电离的程度，

K值越大，电离程度，弱酸酸性。

如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：。（3）电离常数的影响因素

电离常数。

（4）多元弱酸溶液中的离子浓度关系

三、强弱电解质的判断

1. 判断电解质强弱的方法

（1）在相同浓度、相同温度下，与强电解质做导电性对比实验。

（2）浓度与pH的关系，如0.1mol/L CH3COOH溶液，其pH 1，则可证明CH3COOH 是弱电解质。

（3）测定对应盐的酸碱性。如CH3COONa溶液呈，则证明醋酸是弱酸。

（4）稀释前后的pH与稀释倍数的变化关系。如，将pH=2的酸溶液稀释1000倍，若pH 5，则证明该酸为弱酸；若pH 5，则证明该酸为强酸。

（5）利用实验证明存在电离平衡。如醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加CH3COONa固体，颜色。

2.一元强酸与一元弱酸的比较

（1）相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸（如盐酸）与一元弱酸（如醋酸）的比较：

（2）相同pH、相同体积的一元强酸（如盐酸）与一元弱酸（如醋酸）的比较：

四、水的电离平衡及影响因素

1.水的电离

（1）水是极弱的电解质，也存在着电离平衡：。在一定温度下，水电离出来的H+和OH-浓度的乘积是一个常数，称为水的，用符号表示。

（2）常温时，酸性溶液中：c(H+)>c(OH-)，pH 7；碱性溶液中：c(H+)

100℃时，水中c(H+)=c(OH-)=10-6 mol/L，pH=6，水为性。常温时水中c(H+)=c(OH-)=10-7 mol/L，pH=7，水为中性。

（3）K w的几点说明

a.水的离子积（K w）是指任一水溶液体系中的情况，c(H+)和c(OH-)代表水溶液中H+和OH-的总物质的量浓度。无论酸、碱、盐等溶液中酸碱性怎么样，K w= ，仍是一常数。一般情况下在25℃或室温下，K w为，而100℃时，K w 为1.0×10-12。

b.水的电离是永恒存在的，在研究水溶液体系中离子的种类时，不要忽略的同时存在。

2.影响水的电离平衡的因素

（1）水的电离过程是热的过程，所以升高温度能促进水的电离，因此升温时K w 增大，降温时K w减小。但不论温度升高或降低，纯水中c(H+)和c(OH-)始终。（2）

①向纯水中加入酸或碱，可以增大水中的或的浓度，均可使水的

电离平衡向 移动（即分子化的方向）。

② 向水中加入可溶性的盐，若组成盐的离子能与水电离产生的H +和OH -发生反应，生成难电离的物质，则能够破坏水的电离平衡，使水的电离平衡向 移动，可使水溶液呈碱性或酸性；

③ 若所加的盐既不能与水中的H +和OH -发生反应，又不能电离产生H +和OH -，则不能破坏水的电离平衡，不使水的电离平衡发生 。

④ 若向水中加入活泼金属，由于活泼金属与水电离出的H +反应，促进水的电离，溶液中c(OH -) ，c(H +) 。

五、溶液的pH 及pH 计算

1.溶液的pH （1）当c(H +)很小时，直接用物质的量浓度表示溶液酸碱性的强弱很不方便，通常采用c(H +)的负对数来表示，称为溶液的pH ，其表达式为 。常温下，pH<7时，溶液呈酸性，pH 越小，溶液的酸性越 ；pH>7时，溶液呈碱性，pH 越大，溶液的碱性越 。

（2）当pH 改变一个单位时，c(H +)改变10倍，即pH 每增大1个单位，c(H +)就减小为原来的1/10；pH 每减小1个单位，c(H +)就增大为原来的 倍。

2.水的电离与溶液pH 关系的判断

一定温度下，稀溶液中K w =c(H +)·c(OH -)是一个常数。K w 只与温度有关，温度升高，K w 值增大。由于水的电离的存在，所以溶液中H +和OH -是同时存在的（注意不是大量共存），酸碱性不同的溶液中，c(H +)和c(OH -)的相对大小不同，但在一定温度下，无论是稀酸、稀碱或盐溶液中，c(H +)·c(OH -)=K w （常数）。25℃时，K w =1.0×10-14。

水电离出的c(H +)和c(OH -)始终是相等的，有时某一种需要忽略，但“越少越不能忽略”，意思是：酸中的c(OH -)很小，但这完全是由水电离出来的，不能忽略，同样，碱中的c(H +)也不能忽略。

3.溶液pH 的计算方法

a.单一溶液pH 的计算

（1）强酸溶液，如H n A ，设溶质的物质的量浓度为c mol/L ，c(H +)=nc mol/L ， pH=-lg c(H +)=-lg nc

（2）强碱溶液，如B(OH)n ，设溶质的物质的量浓度为c mol/L ，nc

c 14

10)H (-+

=mol/L ，

pH=-lg c(H +)=14+lg nc

b.两强酸混合

由2

12

211V V V )H (V )H ()H (++=+++

c c c 混，先求出混合后的c(H +)混，再根据公式pH=-lg c(H +)求