第五讲弱电解质的电离平衡 水的电离及PH值得计算

第五讲弱电解质的电离平衡水的电离及PH值得计算

考点一弱电解质的电离平衡

1.弱电解质的电离平衡

(1)电离平衡的建立

在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。

(2)电离平衡的特征

(3)外界条件对电离平衡的影响

①内因：弱电解质本身的性质。

②外因：浓度、温度、加入试剂等。

(4)电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液为例：CH3COOH

CH3COO－＋H＋(正向吸热)。

实例

CH3COOH H＋＋CH3COO－ΔH>0

平衡移动方向n(H＋) c(H＋) 导电能力K

答案：

CH 3COOH H ＋＋CH 3COO －

ΔH >0

平衡移动方

题组一 改变条件，平衡移动，判结果变化

1.将浓度为0.1 mol·L －

1 HF 溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是( )

A.c (H ＋

) B.K a (HF) C.c (F －)c (H ＋) D.

c (H ＋

)

c (HF )

答案 D

解析 HF 为弱酸，存在电离平衡：HF H ＋

＋F －

。根据勒夏特列原理：当改变影响平衡的一个条件，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变，故加水稀释，平衡正向移动，但c (H ＋

)减小，A 错误；电离平衡常数只受温度的影响，温度不变，电离平衡常数K a 不变，B 错误；当溶液无限稀释时，c (F －

)不断减小，但c (H ＋

)接近10－7

mol·L －1

，所以c (F －

)c (H ＋)减小，C 错误；c (H ＋

)c (HF )＝n (H ＋

)

n (HF )

，由于加水稀释，平衡正向移动，所

以溶液中n (H ＋

)增大，n (HF)减小，所以c (H ＋

)

c (HF )

增大，D 正确。

2.25 ℃时，把0.2 mol·L

－1

的醋酸加水稀释，则图中的纵轴y 表示的是( )

A.溶液中OH －

的物质的量浓度 B.溶液的导电能力 C.溶液中的c (CH 3COO －

)c (CH 3COOH ) D.CH 3COOH 的电离程度

答案 B

解析 25 ℃时，0.2 mol·L

－1的醋酸稀释过程中，随着水的加入溶液中OH －

的浓度增大(但不会超过10－

7 mol·L －

1)，

CH 3COOH 的电离程度增大，CH 3COO －数目增多，CH 3COOH 数目减少，但溶液中CH 3COO －的浓度减小，溶液的导电能力减弱。

题组二 平衡移动，结果变化，判采取措施

3.稀氨水中存在着下列平衡：NH 3·H 2O

NH ＋4＋OH －，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c (OH －)增大，应加入的物质或采取的措施是( )

①NH 4Cl 固体 ②硫酸 ③NaOH 固体 ④水 ⑤加热 ⑥加入少量MgSO 4固体

A.①②③⑤

B.③⑥

C.③

D.③⑤

答案 C

解析 若在氨水中加入NH 4Cl 固体，c (NH ＋4)增大，平衡向逆反应方向移动，c (OH －)减小，①不合题意；硫酸中的H ＋与OH －反应，使c (OH －)减小，平衡向正反应方向移动，②不合题意；当在氨水中加入NaOH 固体后，c (OH －)增大，

平衡向逆反应方向移动，③符合题意；若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡向正反应方向移动，但c (OH －)减小，④

不合题意；电离属吸热过程，加热平衡向正反应方向移动，c (OH －

)增大，⑤不合题意；加入少量MgSO 4固体发生反应Mg 2＋＋2OH －===Mg(OH)2↓，溶液中c (OH －)减小，⑥不合题意。 4.已知0.1 mol·L －1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋，要使溶液中c (H ＋

)/c (CH 3COOH)的值增大，可以采取的措施是( )

①加少量烧碱溶液 ②升高温度 ③加少量冰醋酸 ④加水

A.①②

B.①③

C.②④

D.③④

答案 C

解析

本题中提供的四种措施都会使醋酸的电离平衡正向移动，但①③会使 c (H ＋)/c (CH 3COOH)的值减小。

考点二 电离平衡常数

NH 3·H 2O NH ＋4＋OH － K CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋ K HClO H ＋＋ClO － K (1)(2)多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。

例如：碳酸是二元弱酸

电离方程式是H 2CO 3H ＋＋HCO －3，HCO －3

H ＋＋CO 2－3。 电离平衡常数表达式：K a1＝c (H ＋)·c (HCO －3)c (H 2CO 3)，K a2＝c (H ＋)·c (CO 2－3)c (HCO －3)

。 比较大小：K a1>K a2。

(3)电离平衡常数与其他化学平衡常数一样只与温度有关，与电解质的浓度无关，升高温度，K 值增大，原因是电离是吸热过程。

题组一 有关电离平衡常数的定性分析

1.25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示：

请回答下列问题：

(1)CH 3COOH 、H 2CO 3、HClO 的酸性由强到弱的顺序为____________________________________________。

(2)同浓度的CH 3COO －、HCO －3、CO 2－3、ClO －结合H ＋的能力由强到弱的顺序为__________________________。 (3)将少量CO 2气体通入NaClO 溶液中，写出反应的离子方程式：_______________。

(4)物质的量浓度均为0.1 mol·L －1的下列四种物质的溶液：a.Na 2CO 3、b.NaClO 、c.CH 3COONa 、d.NaHCO 3，pH 由大到小的顺序是_________________________(填字母)。

(5)常温下0.1 mol·L

－1的CH 3COOH 溶液在加水稀释过程中，填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”、“变

小”或“不变”)

①c (CH 3COOH )c (H ) ________；②c (CH 3COO －)·c (H ＋)c (CH 3COOH ) ________；③c (CH 3COO －)c (CH 3COOH )

________； ④c (CH 3COO －)c (CH 3COOH )·c (OH －)

________。 (6)体积为10 mL pH ＝2的醋酸溶液与一元酸HX 分别加水稀释至1 000 mL ，稀释过程中pH 变化如图所示，则HX 的电离平衡常数______(填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸的电离平衡常数；理由是_______________________。

答案 (1)CH 3COOH>H 2CO 3>HClO (2)CO 2－3>ClO －>HCO －3>CH 3COO －

(3)ClO －＋CO 2＋H 2O===HClO ＋HCO －

3 (4)a ＞b ＞d ＞c

(5)①变小 ②不变 ③变大 ④不变

(6)大于 稀释相同倍数，HX 的pH 变化比CH 3COOH 的pH 变化大，酸性强，电离平衡常数大

解析 电离平衡常数越大，酸性越强，电离平衡常数越小，其对应酸根离子结合H ＋能力越强。

(3)根据电离平衡常数可以判断：H 2CO 3＞HClO ＞HCO －3，CO 2－3可以和HClO 反应生成HCO －3和ClO －，所以少量CO 2与NaClO 溶液反应生成HCO －3。

(4)电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。

(5)①加水稀释，n (CH 3COOH)减小，n (H ＋)增多，所以c (CH 3COOH )c (H ＋)

变小； ②K a ＝c (CH 3COO －)·c (H ＋)c (CH 3COOH )只与温度有关，加水稀释，K a 不变；

③c (CH 3COO －)c (CH 3COOH )＝n (CH 3COO －)n (CH 3COOH )，加水稀释，n (CH 3COO －)增大，n (CH 3COOH)减小，故c (CH 3COO －)c (CH 3COOH )

增大； ④c (CH 3COO －)c (CH 3COOH )·c (OH －)＝c (CH 3COO －)c (CH 3COOH )·K w c (H ＋)

＝K a K w ，K a 、K w 只与温度有关，所以加水稀释c (CH 3COO －)c (CH 3COOH )·c (OH －)不变。 (6)根据图像分析知，起始时两种溶液中c (H ＋)相同，故c (较弱酸)＞c (较强酸)，稀释过程中较弱酸的电离程度增大的多，故在整个稀释过程中较弱酸的c (H ＋)一直大于较强酸的c (H ＋)，稀释相同倍数，HX 的pH 变化比CH 3COOH 的大，故HX 酸性强，电离平衡常数大。

题组二 有关电离平衡常数的定量计算

2.碳氢化合物完全燃烧生成CO 2和H 2O 。常温常压下，空气中的CO 2溶于水，达到平衡时，溶液的pH ＝5.60，c (H 2CO 3)＝1.5×10－5 mol·L －1。若忽略水的电离及H 2CO 3的第二级电离，则H 2CO 3HCO －3＋H ＋

的平衡常数K 1＝________。(已知：10－5.60＝2.5×10－

6) 答案 4.2×10－7

解析 H 2CO 3H ＋＋HCO －

3 K 1＝c (H ＋)·c (HCO －3)c (H 2CO 3)＝10－5.60×10－5.601.5×10－5≈4.2×10－7。 3.在25 ℃下，将a mol·L －1的氨水与0.01 mol·L －1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c (NH ＋4)＝c (Cl －

)，则溶液显__________(填“酸”、“碱”或“中”)性；用含a 的代数式表示NH 3·H 2O 的电离常数K b ＝____________。

答案 中 10－

9

a －0.01 解析 氨水与盐酸等体积混合后的溶液中的电荷守恒关系式为c (NH ＋4)＋c (H ＋)＝c (Cl －)＋c (OH －)，因c (NH ＋4)＝c (Cl －

)，故有c (H ＋)＝c (OH －)，溶液显中性。

NH 3·H 2O NH ＋4 ＋ OH － (a 2－0.012) mol·L －1 0.012

mol·L －1 10－7 mol·L －1 K b ＝0.012×10－7a 2－0.012

＝10－9

a －0.01。 4.常温下，将a mol·L －1 CH 3COONa 溶于水配成溶液，向其中滴加等体积的

b mol·L －1的盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，用含a 和b 的代数式表示醋酸的电离常数K a ＝________。

答案 10－

7(a －b )b 解析 由电荷守恒和物料守恒可得

?????

c (Na ＋)＋c (H ＋)＝c (Cl －)＋c (OH －)＋c (CH 3COO －)c (Na ＋)＝c (CH 3COOH )＋c (CH 3COO －) 所以c (CH 3COOH)＝c (Cl －

)

CH 3COOH CH 3COO － ＋ H ＋ b 2 mol·L －1 (a 2－b 2) mol·L －1 10－7 mol·L －1

K a ＝10－7(a

2－b 2)

b 2＝10－7(a －b )

b 。

考点三 强酸与弱酸的比较

题组一强酸、弱酸的比较

1.在一定温度下，有a.盐酸 b.硫酸 c.醋酸三种酸：

(1)当三种酸物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是________________(用字母表示，下同)。

(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH的能力由大到小的顺序是______________。

(3)若三者c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序是________________。

(4)当三者c(H＋)相同且体积也相同时，分别放入足量的锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是__________。

(5)当三者c(H＋)相同且体积相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时反应速率的大小关系为____________，反应所需时间的长短关系是__________。

(6)将c(H＋)相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍后，c(H＋)由大到小的顺序是__________________________。

(7)将c(H＋)相同、体积相同的三种酸，分别与等浓度的NaOH稀溶液反应至pH＝7，则消耗NaOH溶液的体积大小关系为__________。

答案(1)b>a>c(2)b>a＝c(3)c>a>b (4)c>a＝b(5)a＝b＝c a＝b>c(6)c>a＝b (7)c>a＝b

解析解答本题要注意以下三点：①HCl、H2SO4都是强酸，但H2SO4是二元酸；②CH3COOH是弱酸，在水溶液中不能完全电离；③醋酸溶液中存在CH3COOH CH3COO－＋H＋的电离平衡。

2.现有室温下四种溶液，有关叙述不正确的是()

A.③④中分别加入适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大

B.②③两溶液等体积混合，所得溶液中c(H＋)＞c(OH－)

C.分别加水稀释10倍，四种溶液的pH ①＞②＞④＞③

D.V1 L ④与V2 L ①混合，若混合后溶液pH＝7，则V1＜V2

答案 D

解析醋酸钠溶液显碱性，所以A正确，也可以从平衡移动角度分析，CH3COONa电离出的CH3COO－：a.与盐酸中的H＋结合生成CH3COOH；b.使醋酸中平衡CH3COOH CH3COO－＋H＋左移，两溶液中H＋浓度均减小，所以pH均增大；假设均是强酸强碱，且物质的量浓度相同，等体积混合后溶液呈中性，但③醋酸是弱酸，其浓度远远大于②，即混合后醋酸过量，溶液显酸性，c(H＋)>c(OH－)，B正确；分别加水稀释10倍，假设平衡不移动，那么①②溶液的pH均为10，但稀释氨水使平衡NH3·H2O NH＋4＋OH－右移，使①pH>10，同理醋酸稀释后pH<4，所以C正确；假设均是强酸强碱，混合后溶液呈中性，V1＝V2，但①氨水是弱碱，其浓度远远大于④盐酸，所以需要的①氨水少，即V1>V2，D错误。

按要求画出图像，并回答下列问题。

3、按要求完成下列问题

(1)相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸

①加入足量的Zn，在甲中画出H2体积的变化图像

开始阶段单位时间内，________产生的H2多，反应停止时，产生的H2的量________。

答案

盐酸一样多

②加水稀释，在乙中画出pH值的变化图像

加水稀释相同的倍数，________的pH大；

加水稀释到相同的pH值，________加入的水多。

答案

醋酸盐酸

(2)相同体积、相同pH值的盐酸和醋酸

①加入足量的Zn，在丙中画出H2体积的变化图像

反应过程中单位时间内，________产生的H2多，反应停止时，______产生的H2多。

答案

醋酸醋酸

②加水稀释，在丁中画出pH值的变化图像

加水稀释相同的倍数，________的pH大；

加水稀释到相同的pH，________加入的水多。

答案

盐酸醋酸

题组二判断弱电解质的方法

3.为了证明醋酸是弱电解质，甲、乙、丙、丁四人分别选用下列试剂进行实验：0.1 mol·L－1醋酸溶液、0.1 mol·L－1盐酸、pH＝3的盐酸、pH＝3的醋酸、CH3COONa晶体、NaCl晶体、CH3COONH4晶体、蒸馏水、锌粒、pH试纸、酚酞、NaOH溶液等。

(1)甲取出10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液，用pH试纸测出其pH＝a，确定醋酸是弱电解质，则a应该满足的关系是____________，理由是________________________________________________________。

(2)乙分别取pH＝3的醋酸和盐酸各1 mL，分别用蒸馏水稀释到100 mL，然后用pH试纸分别测定两溶液的pH，则可认定醋酸是弱电解质，判断的依据是_____________________________________________。

(3)丙分别取pH＝3的盐酸和醋酸各10 mL，然后加入质量相同的锌粒，醋酸放出H2的速率快，则认定醋酸是弱电

解质，你认为这一方法正确吗？________，请说明理由：____________________。

(4)丁用CH3COONa晶体、NaCl晶体、蒸馏水和酚酞做实验，也论证了醋酸是弱酸的事实，该同学的实验操作和现象是_______________________________________________________________________。

答案(1)a>1因醋酸是弱酸，不能完全电离(2)盐酸的pH＝5，醋酸的pH<5(3)正确由于醋酸是弱酸，随着反应的进行，醋酸不断电离，c(H＋)变化小，产生H2的速率醋酸比盐酸快(4)将CH3COONa晶体、NaCl晶体分别溶于适量水配成溶液，再分别滴入酚酞溶液，CH3COONa溶液变浅红色，NaCl溶液不变色

1.假设法进行有关量的大小比较

在做有关强酸、弱酸、强碱、弱碱的题目时，可以先假设所给物质全部是强电解质，再在此基础上结合电离平衡移动原理进行分析。如第2题中的C选项，分别加水稀释10倍，假设平衡不移动，那么①②溶液的pH均为10，然后再根据平衡移动原理进行分析；再如D选项，假设均是强酸强碱，则V1＝V2，然后再根据弱碱的电离平衡及浓度进行分析。

2.判断弱电解质的三个思维角度

角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如测0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。

角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍后，1

(1)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞溶液。现象：溶液变为浅红色。

(2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。现象：pH>7。

考题再现

1.浓度均为0.10 mol·L－1、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg V

V0的变化如图所示。下列叙述错误的是()

A.MOH的碱性强于ROH的碱性

B.ROH的电离程度：b点大于a点

C.若两溶液无限稀释，则它们的c(OH－)相等

D.当lg V

V0＝2时，若两溶液同时升高温度，则

c(M＋)

c(R＋)

增大

答案 D

解析A项，0.10 mol·L－1的MOH和ROH，前者pH＝13，后者pH小于13，说明前者是强碱，后者是弱碱，正确；B项，ROH是弱碱，加水稀释，促进电离，b点电离程度大于a点，正确；C项，两碱溶液无限稀释，溶液近似呈中性，c(OH－)相等，正确；D项，由MOH是强碱，在溶液中完全电离，所以c(M＋)不变，ROH是弱碱，升高温度，促进电离平衡ROH

R ＋＋OH －向右进行，c (R ＋)增大，所以c (M ＋

)c (R ＋)减小，错误。 2.已知某温度下CH 3COOH 和NH 3·H 2O 的电离常数相等，现向10 mL 浓度为0.1 mol·L

－1的CH 3COOH 溶液中滴加

相同浓度的氨水，在滴加过程中( )

A.水的电离程度始终增大

B.c (NH ＋4)c (NH 3·H 2O )先增大再减小

C.c (CH 3COOH)与c (CH 3COO －)之和始终保持不变

D.当加入氨水的体积为10 mL 时，c (NH ＋4)＝c (CH 3COO －) 答案 D

解析 A 项，醋酸显酸性，水的电离平衡受到抑制，在滴加NH 3·H 2O 的过程中，酸性减弱，水的电离程度受到抑制的程度减小，电离程度增大，当CH 3COOH 反应完后，加入的NH 3·H 2O 会抑制水的电离，电离程度减小，故该选项错误；B 项，在向醋酸中滴加氨水的过程中，碱性增强酸性减弱，c (OH －)一直增大。由NH 3·H 2O

NH ＋4＋OH －可知，K ＝c (NH ＋4)·c (OH －)c (NH 3·H 2O )，则c (NH ＋

4)c (NH 3·H 2O )＝K c (OH －)，而K 是常数，故K c (OH －)

一直减小，该选项错误；C 项，n (CH 3COOH)与n (CH 3COO －)之和保持不变，但溶液的体积是增大的，故c (CH 3COOH)与c (CH 3COO －

)之和逐渐减小，该选项错误；D 项，当加入氨水10 mL 时，两者恰好完全反应生成CH 3COONH 4，由CH 3COOH 和NH 3·H 2O 的电离常数相等可知，CH 3COO －和NH ＋4的水解程度也相等，故c (NH ＋4)＝c (CH 3COO －)，该选项正确。

4.室温下，甲、乙两烧杯均盛有5 mL pH ＝3的某一元酸溶液，向乙烧杯中加水稀释至pH ＝4。关于甲、乙两烧杯中溶液的描述正确的是( )

A.溶液的体积10V 甲

B.水电离出的OH －浓度：10c (OH －)甲≤c (OH －)乙

C.若分别用等浓度的NaOH 溶液完全中和，所得溶液的pH ：甲≤乙

D.若分别与5 mL pH ＝11的NaOH 溶液反应，所得溶液的pH ：甲≤乙

答案 D

解析 本题考查弱电解质的电离和盐类水解。由题意原甲、乙两烧杯均盛有5 mL 的溶液，向乙烧杯中加水稀释至pH ＝4，若该酸为强酸则10V 甲＝V 乙，若为弱酸则10V 甲乙，错误；D 中若分别与5 mL pH ＝11的NaOH 溶液反应，若为强酸，则甲＝乙，若为弱酸，所得溶液应为酸性，甲中浓度大，酸性强，pH 小，所以甲≤乙。

5.常温下，pH 相差1的两种一元碱A 溶液和B 溶液，分别加水稀释，溶液的pH 变化如图所示。下列说法正确的是

( )

A.稀释前两溶液中H ＋

浓度的大小关系：A ＝10B

B.稀释前，A 溶液中由水电离出的OH －的浓度大于10－7 mol·L －1

C.取等体积M 点的A 、B 两种碱液加入同浓度的硫酸溶液至恰好完全反应时，所消耗硫酸溶液的体积相等

D.用醋酸中和A 溶液至恰好完全反应时，溶液的pH 不一定大于7

答案 D

6.氨是合成硝酸、铵盐和氮肥的基本原料。回答下列问题：

氨的水溶液显弱碱性，其原因为____________________________________________ (用离子方程式表示)；0.1 mol·L

－1的氨水中加入少量NH 4Cl 固体，溶液的pH________(填“升高”或“降低”)；若加入少量明矾，溶液中NH ＋4的浓度________(填“增大”或“减小”)。

答案 NH 3·H 2O NH ＋4＋OH －

降低 增大 7. （1）25 ℃，两种酸的电离平衡常数如下表。

①HSO －3的电离平衡常数表达式K ＝。 ③H 2SO 3溶液和NaHCO 3溶液反应的主要离子方程式为_________________________。

(2)H 3PO 2是一元中强酸，写出其电离方程式_______________________。NaH 2PO 2为________(填“正盐”或“酸式盐”)，其溶液显______(填“弱酸性”、“中性”或“弱碱性”)。

答案 （1）①c (H ＋)·c (SO 2－

3)c (HSO －3) ③H 2SO 3＋HCO －3===HSO －3＋CO 2↑＋H 2O (2)H 3PO 2H ＋＋H 2PO －2 正盐 弱碱性

解析 (1)因为H 3PO 2是一元中强酸，只有部分发生电离，电离方程式为H 3PO 2H ＋＋H 2PO －2。

(2)③根据H 3PO 2是一元中强酸，可以判断NaH 2PO 2是正盐，属于弱酸强碱盐，因H 2PO －2水解而使溶液呈弱碱性

考点四 水的电离

1.水的电离

水是极弱的电解质，水的电离方程式为H 2O ＋H 2O

H 3O ＋＋OH －或H 2O H ＋＋OH －。 2.水的离子积常数 K w ＝c (H ＋)·c (OH －)。 (1)室温下：K w ＝1×10－14。

(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，K w 增大。

(3)适用范围：K w 不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。

(4)K w 揭示了在任何水溶液中均存在H ＋和OH －，只要温度不变，K w 不变。 3.影响水电离平衡的因素 (1)升高温度，水的电离程度 ，K w 。

(2)加入酸或碱，水的电离程度 ，K w 。

(3)加入可水解的盐(如FeCl 3、Na 2CO 3)，水的电离程度 ，K w 。

4.外界条件对水的电离平衡的影响

答案：

题组一影响水电离平衡的因素及结果判断

1.一定温度下，水存在H2O H＋＋OH－ΔH>0的平衡，下列叙述一定正确的是()

A.向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，K w减小

B.将水加热，K w增大，pH减小

C.向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低

D.向水中加入少量固体硫酸钠，c(H＋)＝10－7 mol·L－1，K w不变

答案 B

解析A项，K w应不变；C项，平衡应正向移动；D项，由于没有指明温度，c(H＋)不一定等于10－7 mol·L－1。2.常温下，向盛水烧杯中加2 g生石灰(如右图)。搅拌后再恢复到原温，在此过程中，下列说法正确的是(注：对水的电离平衡的影响，H＋或OH－浓度的变化大于温度的变化)()

A.该过程中水的电离常数不变

B.Ca(OH)2的电离程度先变大后变小最后不变

C.水的电离平衡向逆反应方向移动最后不变

D.水的电离度将会先变小然后变大最后不变

答案 C

解析生石灰和水反应生成Ca(OH)2，Ca(OH)2电离出OH－，OH－能抑制水的电离，所以水的电离平衡向逆反应方向移动，当Ca(OH)2饱和后，水的电离平衡不再移动。

题组二水电离出的c(H＋)或c(OH－)的定性比较

3.(1)25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液中：①NaCl②NaOH③H2SO4④(NH4)2SO4，其中水的电离程度由大到小顺序____________________________________________。

答案④＞①＞②＞③

(2)物质的量浓度相同的NaOH溶液与盐酸溶液中，水的电离程度____________；常温下，pH＝5的NH4Cl溶液与pH＝9的CH3COONa溶液中，水的电离程度____________。(均填“前者大”、“后者大”或“相同”)

答案相同相同

题组三水电离出的c(H＋)或c(OH－)的定量计算

4.求算下列常温下溶液中由H2O电离的c(H＋)和c(OH－)。

(1)pH＝2的H2SO4溶液：c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。

(2)pH＝10的NaOH溶液：c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。

(3)pH＝2的NH4Cl溶液：c(H＋)＝__________。

(4)pH＝10的Na2CO3溶液：c(OH－)＝__________。

答案(1)10－12 mol·L－110－12 mol·L－1

(2)10－10 mol·L－110－10 mol·L－1(3)10－2 mol·L－1

(4)10－4 mol·L－1

解析(1)pH＝2的H2SO4溶液中，H＋来源有两个：H2SO4的电离和H2O的电离，而OH－只来源于水。应先求算c(OH －)，即为水电离的c(H＋)或c(OH－)。

(2)pH＝10的NaOH溶液中，OH－有两个来源：H2O的电离和NaOH的电离，H＋只来源于水。应先求出c(H＋)，即为水电离的c(O H－)或c(H＋)，c(O H－)＝10－4m o l·L－1，c(H＋)＝10－10 mol·L－1，则水电离的c(H＋)＝c(OH－)＝10－10 mol·L－1。

(3)(4)水解的盐溶液中的H＋或OH－均由水电离产生，水解显酸性的盐应计算其c(H＋)，水解显碱性的盐应计算其c(OH －)。pH＝2的NH

Cl中由水电离产生的c(H＋)＝10－2mol·L－1；pH＝10的Na2CO3溶液中由水电离产生的c(OH－)＝

4

10－4 mol·L－1。

5.下列四种溶液中，室温下由水电离生成的H＋浓度之比(①∶②∶③∶④)是()

①pH＝0的盐酸②0.1 mol·L－1的盐酸③0.01 mol·L－1的NaOH溶液④pH＝11的NaOH溶液

A.1∶10∶100∶1 000

B.0∶1∶12∶11

C.14∶13∶12∶11

D.14∶13∶2∶3

答案 A

解析①中c(H＋)＝1 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶液中c(OH－)相等，等于1.0×10－14 mol·L－1；

②中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1；

③中c(OH－)＝1.0×10－2 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶液中c(H＋)相等，等于1.0×10－12 mol·L－1；

④中c(OH－)＝1.0×10－3 mol·L－1，同③所述由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－11 mol·L－1。

即(1.0×10－14)∶(1.0×10－13)∶(1.0×10－12)∶(1.0×10－11)＝1∶10∶100∶1 000。

理清溶液中H＋或OH－的来源

1.常温下，中性溶液

c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol·L－1

2.溶质为酸的溶液

(1)来源：OH－全部来自水的电离，水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)。

(2)实例：如计算pH＝2的盐酸溶液中由水电离出的c(H＋)，方法是先求出溶液中的c(OH－)＝(K w/10－2) mol·L－1＝10－12 mol·L－1，即由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol·L－1。

3.溶质为碱的溶液

(1)来源：H＋全部来自水的电离，水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)。

(2)实例：如计算pH＝12的NaOH溶液中由水电离出的c(OH－)，方法是知道溶液中的c(H＋)＝10－12 mol·L－1，即由水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1。

4.水解呈酸性或碱性的盐溶液

(1)pH＝5的NH4Cl溶液中H＋全部来自水的电离，由水电离的c(H＋)＝10－5mol·L－1，因为部分OH－与部分NH＋4结合，溶液中c(OH－)＝10－9 mol·L－1。

(2)pH＝12的Na2CO3溶液中OH－全部来自水的电离，由水电离出的c(OH－)＝10－2 mol·L－1。

考点五溶液的酸碱性和pH

1.溶液的酸碱性

溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。

(1)酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)，常温下，pH<7。

(2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，pH＝7。

(3)碱性溶液：c(H＋)7。

2.pH及其测量

(1)计算公式：pH＝－lg c(H＋)。

(2)测量方法：①pH试纸法：用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。

②pH计测量法。

(3)溶液的酸碱性与pH的关系

常温下：

3.溶液pH 的计算

(1)单一溶液的pH 计算

强酸溶液：如H n A ，设浓度为c mol·L －1，c (H ＋)＝nc mol·L －1，pH ＝－lg c (H ＋

)＝－lg (nc )。 强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n ，设浓度为c mol·L －1，c (H ＋

)＝10－14nc mol·L －1，pH ＝－lg c (H ＋)＝14＋lg(nc )。 (2)混合溶液pH 的计算类型

①两种强酸混合：直接求出c (H ＋)混，再据此求pH 。c (H ＋)混＝c (H ＋)1V 1＋c (H ＋

)2V 2V 1＋V 2。 ②两种强碱混合：先求出c (OH －)混，再据K w 求出c (H ＋)混，最后求pH 。c (OH －)混＝c (OH －)1V 1＋c (OH －

)2V 2V 1＋V 2。

③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H ＋或OH －

的浓度，最后求pH 。

c (H ＋)混或c (OH －)混＝|c (H ＋)酸V 酸－c (OH －)碱V 碱|V 酸＋V 碱。

题组一 溶液混合酸碱性判断规律

1.判断下列溶液在常温下的酸、碱性(在括号中填“酸性”、“碱性”或“中性”)。

(1)相同浓度的HCl 和NaOH 溶液等体积混合( )

(2)相同浓度的CH 3COOH 和NaOH 溶液等体积混合( )

(3)相同浓度NH 3·H 2O 和HCl 溶液等体积混合( )

(4)pH ＝2的HCl 和pH ＝12的NaOH 溶液等体积混合( )

(5)pH ＝3的HCl 和pH ＝10的NaOH 溶液等体积混合( )

(6)pH ＝3的HCl 和pH ＝12的NaOH 溶液等体积混合( )

(7)pH ＝2的CH 3COOH 和pH ＝12的NaOH 溶液等体积混合( )

(8)pH ＝2的HCl 和pH ＝12的NH 3·H 2O 等体积混合( )

答案 (1)中性 (2)碱性 (3)酸性 (4)中性 (5)酸性 (6)碱性 (7)酸性 (8)碱性

题组二 走出溶液稀释时pH 值的判断误区

2.1 mL pH ＝9的NaOH 溶液，加水稀释到10 mL ，pH ＝________；加水稀释到100 mL ，pH________7。 答案 8 接近

3.pH ＝5的H 2SO 4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c (SO 2－4)与c (H ＋

)的比值为__________。 答案 110

解析 稀释前c (SO 2－4

)＝10－52 mol·L －1，稀释后c (SO 2－4)＝10－52×500 mol·L －1＝10－8 mol·L －1， c (H ＋)接近10－7

mol·L －1，所以c (SO 2－4)c (H ＋)＝10－8 mol·L －110－7 mol·L －1＝110。 4.(1)体积相同，浓度均为0.2 mol·L

－1的盐酸和CH 3COOH 溶液，分别加水稀释10倍，溶液的pH 分别变成m 和n ，则m 与n 的关系为________。

(2)体积相同，浓度均为0.2 mol·L －1的盐酸和CH 3COOH 溶液，分别加水稀释m 倍、n 倍，溶液的pH 都变成3，则

m与n的关系为________________。

(3)体积相同，pH均等于1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成3，则m与n 的关系为________________。

(4)体积相同，pH均等于13的氨水和NaOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成9，则m与n的关系为________________。

答案(1)mn(3)mn

题组三强酸、强碱混合呈中性pH与体积关系

6.在某温度时，测得0.01 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝11。

(1)该温度下水的离子积常数K w＝______________。

(2)在此温度下，将pH＝a的NaOH溶液V a L与pH＝b的硫酸V b L混合。

①若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则V a∶V b＝________________________。

②若所得混合液为中性，且a＋b＝12，则V a∶V b＝___________________________。

答案(1)10－13(2)①1∶10②10∶1

解析(1)由题意知，溶液中c(H＋)＝10－11m o l·L－1，c(O H－)＝0.01m o l·L－1，故K w＝c(H＋)·c(OH－)＝10－13。

(2)①根据中和反应：H＋＋OH－===H2O。

c(H＋)·V b＝c(OH－)·V a

10－2·V b＝10－13/10－12·V a

V a V b＝10－2

10－1

＝1∶10。

②根据中和反应H＋＋OH－===H2O c(H＋)·V b＝c(OH－)·V a

10－b·V b＝10－13/10－a·V a

V a V b＝10－b

10a－13

＝1013－(a＋b)＝10，即V a∶V b＝10∶1。

1.酸、碱稀释时两个误区

(1)不能正确理解酸、碱的无限稀释规律

常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。

(2)不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律

注：表中a＋n＜7，b－n＞7。

2.强酸强碱混合的计算规律

将强酸、强碱溶液以某体积之比混合，若混合液呈中性，则c (H ＋)∶c (OH －

)、V 碱∶V 酸、pH 酸＋pH 碱有如下规律(25 ℃)：

因c (H ＋)酸·V 酸＝c (OH －)碱·V 碱，故有c (H ＋)酸c (OH －)碱＝V 碱V 酸。在碱溶液中c (OH －)碱＝10－14

c (H ＋)碱，将其代入上式得c (H ＋)酸·c (H ＋)碱＝10－14·V 碱V 酸，两边取负对数得pH 酸＋pH 碱＝14－lg V 碱V 酸

。 考题再现

1.某种碳酸饮料中主要含柠檬酸、碳酸、白砂糖、苯甲酸钠等成分，常温下测得其pH 约为3.5。下列说法不正确的是( )

A.柠檬酸的电离会抑制碳酸的电离

B.该碳酸饮料中水的电离受到抑制

C.常温下，该碳酸饮料中K w 的值大于纯水中K w 的值

D.打开瓶盖冒出大量气泡，是因为压强减小，降低了CO 2的溶解度

答案 C

解析 柠檬酸电离生成的H ＋

会抑制碳酸电离，A 选项正确；溶液显酸性，说明酸的电离大于苯甲酸钠的水解，B 选项正确；温度相同，K w 相同，C 选项错误。

2.室温下向1 L pH ＝2的醋酸溶液中加入2 L pH ＝2的盐酸，则混合溶液的pH 为(假设混合后溶液体积不变，室温下醋酸的电离平衡常数为1.8×10－5)( ) A.2.3 B.1.7 C.2 D.无法确定

答案 C

解析 混合溶液的体积为3 L ；醋酸是弱酸，与盐酸混合抑制它的电离，但是电离本身是微弱的，醋酸电离出的氢离子物质的量为0.01 mol ，盐酸电离出的氢离子的物质的量为0.02 mol ，混合后约为0.03 mol ，浓度约为0.01 mol·L －1，则pH ＝2。

3.常温下1体积pH ＝2.5的盐酸与10体积某一元强碱溶液恰好完全反应， 则该碱溶液的pH 等于( )

A.9.0

B.9.5 C .10.5 D.11.0

答案 C

解析 据题意，一元强酸和一元强碱恰好反应，故有H ＋与OH －的物质的量相等，设强酸的体积为V ，则强碱的体积为10V ，有V ·10－2.5＝10V ·10pH －14，解得pH ＝10.5，故选C 。

4.水的电离常数如下图两条曲线所示，曲线中的点都符合c (H ＋)×c (OH －)＝常数，下列说法错误的是 ( )

A.图中温度T 1 >T 2

B.图中五点K w 间的关系：B ＞C ＞A ＝D ＝E

C.曲线a 、b 均代表纯水的电离情况

D.若处在B 点时，将pH ＝2的硫酸溶液与pH ＝12的KOH 溶液等体积混合后，溶液显碱性

答案 C

解析D项，B点K w＝10－12，H2SO4中c(H＋)＝10－2 mol·L－1，KOH中c(OH－)＝10－12 mol·L－1

10－12

＝1 mol·L－1，等体积

混合后，KOH过量，溶液呈碱性，正确。

5.H2S2O3是一种弱酸，实验室欲用0.01 mol·L－1的Na2S2O3溶液滴定I2溶液，发生的反应为I2＋2Na2S2O3===2NaI ＋Na2S4O6，下列说法合理的是()

A.该滴定可用甲基橙作指示剂

B.Na2S2O3是该反应的还原剂

C.该滴定可选用如图所示装置

D.该反应中每消耗2 mol Na2S2O3，电子转移数为4 mol

答案 B

解析溶液中有单质碘，应加入淀粉溶液作指示剂，碘与硫代硫酸钠发生氧化还原反应，当反应终点时，单质碘消失，蓝色褪去，故A错误；Na2S2O3中S元素化合价升高被氧化，作还原剂，故B正确；Na2S2O3溶液显碱性，应该用碱式滴定管，故C错误；反应中每消耗2 mol Na2S2O3，电子转移数为2 mol，故D错误。

6.某温度下水的K w＝10－13，在此温度下，将pH＝a的NaOH溶液V a L与pH＝b的H2SO4溶液V b L混合，下列说法正确的是()

A.若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则V a∶V b＝1∶1

B.若所得混合液为中性，且a＋b＝12，则V a∶V b＝100∶1

C.若所得混合液的pH＝10，且a＝12，b＝2，则V a∶V b＝1∶9

D.若所得混合液的pH＝10，且a＝12，b＝2，则V a∶V b＝101∶99

答案 C

解析A项，若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则10－1V a＝10－2V b，V a∶V b＝1∶10，故A错误；B项，若所得混合液为中性，10(a－13)V a＝10－b V b且a＋b＝12，则V a∶V b＝10－b/10(a－13)＝10(13－a－b)＝10∶1，故B错误；C项，若所得混合液的pH＝10，且a＝12，b＝2，则10－1V a－10－2V b ＝10－3(V a＋V b)，V a∶V b＝1∶9，故C正确，D错误。

7.Ⅰ.现有常温下的六份溶液：

①0.01 mol· L－1 CH3COOH溶液；②0.01 mol· L－1 HCl溶液；

③pH＝12的氨水；④pH＝12的NaOH溶液；

⑤0.01 mol· L－1 CH3COOH溶液与pH＝12的氨水等体积混合后所得溶液；

⑥0.01 mol· L－1 HCl溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合所得溶液。

(1)其中水的电离程度最大的是____________(填序号，下同)，水的电离程度相同的是____________。

(2)若将②③混合后所得溶液的pH＝7，则消耗溶液的体积：②____________③(填“＞”、“＜”或“＝”)。

(3)将六份溶液同等稀释10倍后，溶液的pH：①____________②，③____________④，⑤____________⑥(填“＞”、“＜”或“＝”)。

(4)将①④混合，若有c(CH3COO－)＞c(H＋)，则混合溶液可能呈____________(填字母)。

A.酸性

B.碱性

C.中性

Ⅱ.下表中是不同温度下水的离子积的数据：

试回答以下问题：

(1)若25”、“<”或“＝”)1×10

－14，作此判断的理由是____________________________。 (2)25 ℃时，某Na 2SO 4溶液中c (SO 2－4)＝5×10－4 mol·

L －1，取该溶液1 mL 加水稀释至10 mL ，则稀释后溶液中 c (Na ＋)∶c (OH －

)＝________。

(3)在t 2温度下测得某溶液pH ＝7，该溶液显________(填“酸”、“碱”或“中”)性。将此温度下pH ＝11的NaOH 溶液a L 与pH ＝1的H 2SO 4溶液b L 混合。

①若所得混合液呈中性，则a ∶b ＝________。

②若所得混合液pH ＝2，则a ∶b ＝________。

答案 Ⅰ.(1)⑥ ②③④

(2)＞ (3)＞ ＞ ＞ (4)ABC

Ⅱ.(1)> 温度升高，水的电离程度增大，离子积增大

(2)1 000∶1 (3)碱 ①1∶1 ②9∶11

解析 Ⅰ.(1)酸和碱都会抑制水的电离，故只有⑥(NaCl 溶液)对H 2O 的电离无抑制作用。②③④对水的电离抑制程度相同。

(2)因pH ＝12的氨水中c (NH 3·H 2O)＞0.01 mol· L －1，故②③混合，欲使pH ＝7，则需体积②＞③。 (3)稀释同样的倍数后，溶液的pH ：①＞②；③＞④；⑤＞⑥。

(4)由电荷守恒知：c (Na ＋)＋c (H ＋)＝c (CH 3COO －)＋c (OH －), 仅知道c (CH 3COO －)＞c (H ＋)，无法比较c (H ＋)与c (OH －)的相对大小，也就无法判断混合液的酸碱性，故选ABC 。

Ⅱ.(1)升高温度，促进水的电离，水的离子积常数增大。

(2)c (Na ＋

)＝2×5×10－4 mol·L －1×1 mL 10 mL ＝1.0×10－4 mol·L －1，而25 ℃时c (OH －)＝1.0×10－7 mol·L －1，所以c (Na ＋)∶c (OH －)＝(1.0×10－4mol·L －1)∶(1.0×10－7mol·L －

1)＝1 000∶1。 (3)t 2温度下，pH ＝6的溶液呈中性，则pH ＝7的溶液显碱性。

①若所得混合液呈中性，即n (H ＋)＝n (OH －)，1×10－1 mol·L －1

×b L ＝1×10－12

10－11 mol·L －1×a L ，则a ∶b ＝1∶1。 ②若所得混合液pH ＝2，即酸过量，

c (H ＋)＝1×10－1 mol·L －1

×b L －1×10－12

1×10－11 mol·L －1×a L (a ＋b ) L ＝1×10－2 mol·L －1，则a ∶b ＝9∶11。 8.草酸合铁(Ⅲ)酸钾晶体K x [Fe y (C 2O 4)z ]·n H 2O 可用于摄影和蓝色印刷。为确定其组成，某化学兴趣小组在没有氧气干扰下进行如下实验：

实验Ⅰ.草酸根含量的测定

称取0.982 0 g 样品放入锥形瓶中，加入适量稀硫酸和一定量水，加热至343～358 K ，用0.200 0 mol·L －1 KMnO 4溶液滴定，滴定过程中草酸根离子转变成CO 2逸出反应容器，KMnO 4转变成Mn 2＋

。达到滴定终点时，共消耗KMnO 4溶液12.00 mL 。

实验Ⅱ.铁含量的测定

将上述滴定过草酸根的保留液充分加热，使淡紫红色消失。冷却后，调节溶液pH并加入过量的KI固体，充分反应后调节pH至7左右，滴入几滴淀粉溶液作指示剂，用0.2500 mol·L－1 Na2S2O3标准溶液滴定至终点，共消耗Na2S2O3溶液8.00 mL。(已知：实验Ⅱ中涉及的部分离子方程式为I2＋2S2O2－3===2I－＋S4O2－6)

请根据上述实验回答下列问题

(1)实验Ⅰ在滴定过程中反应的离子方程式为____________________________________________________。

(2)MnO－4在酸性条件下，加热能分解为O2，同时生成Mn2＋。若实验Ⅱ中没有对实验Ⅰ的保留液进行充分加热，则测定的Fe3＋的含量将会________(填“偏高”、“偏低”或“不变”)。

(3)实验Ⅱ用淀粉溶液作指示剂，则滴定终点观察到的现象为____________________。

(4)通过计算确定样品晶体的组成(写出计算过程)。

答案(1)2MnO－4＋5H2C2O4＋6H＋===2Mn2＋＋8H2O＋10CO2↑

(2)偏高

(3)滴下最后一滴Na2S2O3标准溶液，溶液由蓝色变成无色，且半分钟内不变色

(4)2MnO－4～5C2O2－4

2 5

0.2×12×10－3 mol n (C2O2－4)

n(C2O2－4)＝6×10－3mol

2S2O2－3～I2 ～2Fe3＋

2 2

0.25×8×10－3mol n (Fe3＋)

n(Fe3＋)＝2×10－3mol

根据电荷守恒：n(K＋)＝6×10－3 mol

根据质量守恒：m(H2O)＝0.982 0－39×6×10－3－56×2×10－3－88×6×10－3＝0.108 (g)

n(H2O)＝6×10－3 mol

n(K＋)∶n(Fe3＋)∶n(C2O2－4)∶n(H2O)＝3∶1∶3∶3，化学式为K3[Fe(C2O4)3]·3H2O。

第五讲弱电解质的电离平衡水的电离及PH值得计算

考点一弱电解质的电离平衡

1.弱电解质的电离平衡

(1)电离平衡的建立

在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。

(2)电离平衡的特征

(3)外界条件对电离平衡的影响

①内因：弱电解质本身的性质。

②外因：浓度、温度、加入试剂等。

(4)电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液为例：CH3COOH

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