弱电解质的电离水的电离和溶液的酸碱性知识点总结及习题.docx
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弱电解质的电离水的电离和溶液的酸碱性知识点总结及习题
弱电解质的电离、水的电离和溶液的酸碱性知识点总结及习题
一、弱电解质的电离
1、定义：
电解质：
在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
非电解质：
在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质：
在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：
在水溶液里只有一局部分子电离成离子的电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：
电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物
注意：
①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质
③强电解质不等于易溶于水的化合物〔如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质〕——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：
在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就到达了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：
A、温度：
电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：
浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：
在弱电解质溶液里参加与弱电解质具有一样离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：
参加能与弱电解质的电离产生的某种离子反响的物质时，有利于电离。
9、电离方程式的书写：
用可逆符号弱酸的电离要分布写〔第一步为主〕
10、电离常数：
在一定条件下，弱电解质在到达电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，〔一般用Ka表示酸，Kb表示碱。
〕
表示方法：
AB
A++B-Ki=[A+][B-]/[AB]
11、影响因素：
a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
如：
H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水电离平衡：
:
水的离子积：
KW=c[H+]·c[OH-]
25℃时,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=1*10-14
注意：
KW只与温度有关，温度一定，那么KW值一定
KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液〔酸、碱、盐〕
2、水电离特点：
〔1〕可逆〔2〕吸热〔3〕极弱
3、影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱：
抑制水的电离KW〈1*10-14
②温度：
促进水的电离〔水的电离是吸热的〕
③易水解的盐：
促进水的电离KW〉1*10-14
4、溶液的酸碱性和pH：
〔1〕pH=-lgc[H+]
〔2〕pH的测定方法：
酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。
变色围：
甲基橙3.1~4.4〔橙色〕石蕊5.0~8.0〔紫色〕酚酞8.2~10.0〔浅红色〕
pH试纸—操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡比照即可。
注意：
①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或围
三、混合液的pH值计算方法公式
1、强酸与强酸的混合：
〔先求[H+]混：
将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它〕[H+]混=〔[H+]1V1+[H+]2V2〕/〔V1+V2〕
2、强碱与强碱的混合：
〔先求[OH-]混：
将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它〕[OH-]混＝〔[OH-]1V1+[OH-]2V2〕/〔V1+V2〕（注意:
不能直接计算[H+]混）
3、强酸与强碱的混合：
〔先据H++OH-==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，那么用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，那么用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它〕
四、稀释过程溶液pH值的变化规律：
1、强酸溶液：
稀释10n倍时，pH稀=pH原+n〔但始终不能大于或等于7〕
2、弱酸溶液：
稀释10n倍时，pH稀〈pH原+n〔但始终不能大于或等于7〕
3、强碱溶液：
稀释10n倍时，pH稀=pH原－n〔但始终不能小于或等于7〕
4、弱碱溶液：
稀释10n倍时，pH稀〉pH原－n〔但始终不能小于或等于7〕
5、不管任何溶液，稀释时pH均是向7靠近〔即向中性靠近〕；任何溶液无限稀释后pH均接近7
6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
五、强酸〔pH1〕强碱〔pH2〕混和计算规律
1、假设等体积混合
pH1+pH2=14那么溶液显中性pH=7
pH1+pH2≥15那么溶液显碱性pH=pH2-0.3
pH1+pH2≤13那么溶液显酸性pH=pH1+0.3
2、假设混合后显中性
pH1+pH2=14V酸：
V碱=1：
1
pH1+pH2≠14V酸：
V碱=1：
10〔14-〔pH1+pH2〕〕
六、酸碱中和滴定：
1、中和滴定的原理
实质：
H++OH—=H2O即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。
2、中和滴定的操作过程：
〔1〕仪②滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一局部没有刻度。
滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸〔或碱〕，也不得中途向滴定管中添加。
②滴定管可以读到小数点后一位。
〔2〕药品：
标准液；待测液；指示剂。
〔3〕准备过程：
准备：
检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。
〔洗涤：
用洗液洗→检漏：
滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗〔或待测液洗〕→装溶液→排气泡→调液面→记数据V（始）
〔4〕试验过程
3、酸碱中和滴定的误差分析
误差分析：
利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进展分析
式中：
n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；
V——酸或碱溶液的体积。
当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，那么：
c碱=
上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，假设稀释了虽实际值变小，但表达的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，那么c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。
综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。
同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。
第1节弱电解质的电离课时训练
一、选择题〔每题有1个或2个正确选项〕
1.以下物质容易导电的是〔〕
A.氯化钠晶体B.无水乙醇C.硝酸钾溶液D.固态石墨
2.以下物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是〔〕
A．CH3COOHB．Cl2C．〔NH4）2CO3D．SO2
3.以下说确的是〔〕
A.强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的强
B.氨气是弱电解质，铜是强电解质
C.氧化钠是强电解质，醋酸是弱电解质
D.硫酸钠是强电解质，硫酸钡是弱电解质
4.以下物质，是强电解质的是〔〕
A.硫酸钡B.石墨C.浓H2SO4D.HI
5.以下说法中，正确的选项是〔〕
A.强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质强。
B.冰醋酸是弱电解质，液态时能导电。
C.盐酸中参加固体NaCl，因Cl-浓度增大，所以溶液酸性减弱。
D.一样温度下，0.1mol•L-1NH4Cl溶液中NH4+的浓度比0.1mol•L-1氨水中NH4+的浓度大
6.用食用白醋〔醋酸浓度约1mol•L-1〕进展以下实验，能证明醋酸为弱电解质的是〔〕
A.白醋中滴入石蕊试液呈红色B.白醋参加豆浆中有沉淀产生
C.蛋壳浸泡在白醋中有气体放出D.pH试纸显示白醋的pH为2~3
7.以下说法中不正确的选项是〔〕
A.强酸、强碱、大多数盐、局部金属氧化物是强电解质，弱酸、弱碱都是弱电解质
B.电解质溶液导电性的强弱跟单位体积溶液里自由移动的离子多少有关
C.具有强极性共价键的化合物一定是强电解质
D.只有酸、碱和盐才是电解质
8.以下有关“电离平衡〞的表达正确的选项是〔〕
A.电解质在溶液里到达电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度相等
B.电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生变化，所以说电离平衡是静态平衡
C.电离平衡是相对有、暂时的、外界条件改变时，平衡就会发生移动
D.电解质到达电离平衡后，各种离子的浓度相等
9.0.1mol•L-1的醋酸溶液中存在电离平衡：
CH3COOH
CH3COO-+H+要使溶液中c（H+）/c（CH3COOH）值增大，可以采取的措施是〔〕
A.加少量烧碱溶液B.升高温度C.加少量冰醋酸D.加水
10.以下离子方程式错误的选项是〔〕
A.NaHS溶于水:
NaHS==Na++HS-HS-+H2O
H3O++S2-
B.Al（OH）3电离:
H2O+AlO2-+H+==Al（OH）3==Al3++3OH-
C.〔NH4〕2SO4溶于水：
〔NH4〕2SO4
2NH4++SO42-
D.HF溶于水：
HF+H2O
H3O++F-
11.把0.05molNaOH固体分别参加以下100mL溶液中，溶液的导电能力变化不大的是〔BD〕
A.自来水B.0.5mol•L-1盐酸
C.0.5mol•L-1醋酸D.0.5mol•L-1氯化铵溶液
12.下面三个数据：
①7.2×10-4、②2.6×10-4、③4.9×10-10分别是三种酸的电离平衡常数，假设这三种酸可发生如下反响：
Na+HNO2==H+NaNO2
NaNO2+HF==H+NaFNaNO2+HF==HNO2+NaF
由此可判断以下表达中正确的选项是〔〕
A.HF的电离常数是①B.HNO2的电离常数是①
C.H的电离常数是②D.HNO2的电离常数是③
二、填空题
13.以下电解质中，①NaCl；②NaOH；③NH3·H2O；④CH3COOH；⑤BaSO4；⑥AgCl；⑦Na2O；⑧K2O；⑨H2O，________________是强电解质；______________是弱电解质
14.有浓度为0.1mol•L-1的盐酸、硫酸、醋酸三种溶液，试答复：
〔1〕三种溶液中c（H+）依次为amol•L-1，bmol•L-1，cmol•L-1，其大小顺序为__________。
〔2〕等体积的以上三种酸分别与过量的NaOH溶液反响，生成的盐的物质的量依次为n1mol，n2mol，n3mol，它们的大小关系为____________
〔3〕中和一定量NaOH溶液生成正盐时，需上述三种酸的体积依次是V1L、V2L、V3L，其大小关系为____________
〔4〕与锌反响时产生氢（气）的速率分别为v1、v2、v3，其大小关系为____________
15.25℃时，有0.01mol•L-1的醋酸溶液，试答复以下问题：
〔1〕写出醋酸的电离平衡常数表达式
〔2〕达平衡时，溶液中氢离子浓度是多少?
〔25℃时，醋酸的电离平衡常数为1.75×10-5〕
〔3〕当向该溶液中参加一定量的盐酸时，溶液中的c（H+）、c（CH3COO-）、c（CH3COOH）是否又生变化?
电离常数是否发生变化?
为什么?
参考答案
1.CD2.D3.C4.AD5.AD6.D7.CD8.C9.BD10.11.BC12.A
13.①②⑤⑥⑦⑧③④⑨
14.〔1〕a=
b>c〔2〕n1=n2=n3〔3〕V1=2V2=V3〔4〕v2>v1>v3
15.〔1〕K=
〔2〕4.18×10-4mol•L-1
〔3〕c（H+）增大c（CH3COO-）减小c（CH3COOH）增大电离常数不变，因为电离常数只受温度影响，温度不变，电离常数不变
水的电离和溶液的酸碱性同步练习
〔一〕典型例题
【例1】常温下，纯水中存在电离平衡：
H2O
H++OH-，请填空：
改变条件
水的电离平衡移动
Kw
c（H+）总
c（OH-）总
水电离出的c（H+）
升温到100℃
通氯化氢
10-2mol/L
加氢氧化钠固体
10-4mol/L
加氯化钠固体
10-7mol/L
【分析】温度不变时，无论溶液是酸性、中性还是碱性，溶液中的氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积都一样。
常温下，此值为10-14。
在任何溶液中，水电离产生的氢离子浓度和水电离产生的氢氧根离子浓度始终一样，即为1:
1。
【答案】
改变条件
水的电离平衡移动方向
Kw
c（H+）总
c（OH-）总
水电离出的c（H+）
升温到100℃
正向
增大
增大
增大
增大
通氯化氢
逆向
不变
10-12mol/L
10-12mol/L
加氢氧化钠固体
逆向
不变
10-10mol/L
10-10mol/L
加氯化钠固体
不动
不变
10-7mol/L
10-7mol/L
【例2】室温下，在pH=12的某溶液中，由水电离生成的c（OH－）为〔〕
A.1.0×10－7mol·Ｌ－1B.1.0×10－6mol·Ｌ－1
C.1.0×10－2mol·Ｌ－1D.1.0×10－12mol·Ｌ－1
【分析】此题以水的离子积为知识依托，考察学生对不同条件下水电离程度的认识，同时考察了思维的严密性。
错解分析：
pH=12的溶液，可能是碱溶液，也可能是盐溶液。
忽略了强碱弱酸盐的水解，就会漏选D。
解题思路：
先分析pH=12的溶液中c（H＋）、c（OH－）的大小。
由c（H＋）=10－pH得：
c（H＋）=1.0×10－12mol·L－1c（OH－）=1.0×10－2mol·L－1
再考虑溶液中的溶质：
可能是碱，也可能是强碱弱酸盐。
最后进展讨论：
（1）假设溶质为碱，那么溶液中的H＋都是水电离生成的：
c水（OH－）=c水（H＋）=1.0×10－12mol·Ｌ－1
（2）假设溶质为强碱弱酸盐，那么溶液中的OH－都是水电离生成的：
c水（OH－）=1.0×10－2mol·Ｌ－1。
【答案】CD
【例3】室温下，把1mL0.1mol/L的H2SO4加水稀释成2L溶液，在此溶液中由水电离产生的H+，其浓度接近于〔〕
A.1×10-4mol/LB.1×10-8mol/L
C.1×10-11mol/LD.1×10-10mol/L
【分析】温度不变时，水溶液中氢离子的浓度和氢氧根离子的浓度乘积是一个常数。
在酸溶液中氢氧根离子完全由水电离产生，而氢离子那么由酸和水共同电离产生。
当酸的浓度不是极小的情况下，由酸电离产生的氢离子总是远大于由水电离产生的（常常忽略水电离的局部），而水电离产生的氢离子和氢氧根离子始终一样多。
所以，酸溶液中的水电离的氢离子的求算通常采用求算氢氧根离子。
稀释后c（H+）=〔1×10-3L×0.1mol/L〕/2L=1×10-4mol/L
c（OH-）=1×10-14/1×10-4=1×10-10mol/L
【答案】D
【例4】将pH为5的硫酸溶液稀释500倍，稀释后溶液中c（SO42－〕：
c（H+）约为〔〕
A、1：
1B、1：
2C、1：
10D、10：
1
【分析】根据定量计算，稀释后c（H+）=2×10-8mol·L-1，c（SO42-）=10-8mol·L-1，有同学受到思维定势，很快得到答案为B。
其实，题中设置了酸性溶液稀释后，氢离子浓度的最小值不小于1×10-7mol·L-1。
所以，此题稀释后氢离子浓度只能近似为1×10-7mol·L-1。
【答案】C
【例5】弱酸HＹ溶液的pH=3.0，将其与等体积水混合后的pH围是〔〕
A.3.0～3.3B.3.3～3.5C.3.5～4.0D.3.7～4.3
【分析】虚拟HY为强酸，那么将其与等体积水混合后
c（H＋）=
×10－3mol·L－1
pH=3＋lg2=3.3，事实上HY为弱酸，随着水的参加，还会有局部H＋电离出来，故
c（H＋）＞
×10－3mol·L－1即pH＜3.3。
【答案】A
【例6】将体积均为10mL、pH均为3的盐酸和醋酸，参加水稀释至amL和bmL，测得稀释后溶液的pH均为5，那么稀释后溶液的体积〔〕
A.a=b=100mLB.a=b=1000mL
C.a＜bD.a＞b
【分析】盐酸是强电解质，完全电离。
在加水稀释过程中盐酸电离出的H+离子的物质的量不会增加。
溶液中c（H+）与溶液体积成反比，故加水稀释时，c（H+）会随着水的参加而变小。
醋酸是弱电解质，发生局部电离。
在加水稀释过程中未电离的醋酸分子发生电离，从而使溶液中H+离子的物质的量增加，而c（H+）与溶液体积同样成反比，这就使得此溶液中c（H+）受到n（H+）的增加和溶液体积V增加的双重影响。
很明显，假设将盐酸和醋酸同等程度的稀释到体积都为a，那么盐酸的c（H+）比醋酸的c（H+）小。
假设要稀释到两溶液的c（H+）相等，那么醋酸应该继续稀释，那么有b＞a。
【答案】C
【例7】99mL0.1mol/L的盐酸和101mL0.05mol/L氢氧化钡溶液混合后，溶液的c（H+）为〔〕〔不考虑混合时的体积变化〕。
A.0.5×〔10-8+10-10〕mol/LB.〔10-8+10-10〕mol/L
C.〔1×10-14-5×10-5〕mol/LD.1×10-11mol/L
【分析】把101mL的Ba（OH）2分差成99mL和2mL，其中99mLBa（OH）2溶液和99mL盐酸溶液恰好完全反响，这样就相当于将2mL0.05mol/L的Ba（OH）2加水稀释至200mL，先求溶液中的[OH-]，然后再化成[H+]，故应选D。
[答案]D
【例8】将pH=8的NaOH溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH值最接近于〔〕。
A.8.3B.8.C.9D.9.7
[解析]同种溶质的酸或碱溶液混合后溶液的pH值约为大的pH减去0.3〔两溶液的pH值必须相差2以上〕。
[答案]D
【例9】室温下xLpH=a的盐酸溶液和yLpH=b的电离度为α的氨水恰好完全中和，那么x/y的值为〔〕
A.1B.10-14-a-b/αC.10a+b-14/αD.10a-b/α
【分析】c（HCl）=c（H+）=10-amol·L-1，盐酸的物质的量=10-a×xmol·L-1，c（NH3·H2O）·α=c（OH-）=10b-14mol·L-1，NH3·H2O物质的量为10b-14÷α×ymol·L-1。
根据题意：
10-a·x=10b-14÷α×y，得x/y=10a+b-14/α。
【答案】C
【例10】假设在室温下pH=a的氨水与pH=b的盐酸等体积混合，恰好完全反响，那么该氨水的电离度可表示为〔〕
A.10a+b-12%B.10a+b-14%C.1012-a-b%D.1014-a-b%
【分析】设氨水和盐酸各取1L。
氨水电离出的c（OH-）=10-14÷10-amol·L-1=10a-14mol·L-1
即氨水电离出的OH-的物质的量为10a-14mol，而NH3·H2O的物质的量=盐酸的物质的量=10-bmol·L-1×1L=10-bmol；所以氨水的电离度为10a+b-12%。
【答案】A
【例11】用0.01mol/LH2SO4滴定0.01mol/LNaOH溶液，中和后加水至100mL。
假设滴定时终点判断有误差：
①多加了1滴H2SO4；②少加了1滴H2SO4（设1滴为0.05mL）。
那么①和②c（H+）之比为〔〕
A.10B.50C.5×103D.104
【分析】多加1滴H2SO4，那么酸过量，相当于将这1滴硫酸由0.05mL稀释至100mL。
少加1滴H2SO4，相当NaOH溶液过量2滴，即将这局部NaOH溶液稀释至100mL。
现计算如下：
①多加1滴硫酸时，c（H+）=
=10-5（mol/L），
②少加1滴硫酸时，c（OH-）
=10-5（mol/L），
c（H+）=
=10-9（mol/L），故二者比值为104。
【答案】D
【例12】有①、②、③三瓶体积相等，浓度都是1mol·L-1的盐酸溶液，将①加热蒸发至体积一半；向②中参加少量的CH3COONa固体〔参加后仍显酸性〕；③不作任何改变，以酚酞作指示剂，用NaOH溶液滴定上述三种溶液，所耗NaOH溶液的体积为〔〕
A.①=②>③B.③>②>①C.③=②>①D.①=②=③
【分析】此题着重考察酸碱中和、溶液的酸碱性判断及抽象思维能力。
对①加热蒸发，由于HCl的挥发性比水大，故蒸发后溶质可以认为没有，消耗的NaOH溶液的体积最少。
在②中参加CH3COONa固体，发生反响：
HCl+CH3COONa==CH3COOH+NaCl，当以酚酞作指示剂时，HCl、CH3COOH被NaOH中和：
HCl+NaOH==NaCl+H2O，CH3COOH+NaOH==CH3COONa+H2O，此过程中被中和的H+物质的量与③一样。
假设改用甲基橙作指示剂，因为甲基橙的变色围〔pH〕为3.1~4.4，此时，局部CH3COOH不能被NaOH完全中和，三种溶液所消耗的NaOH溶液体积为③>②>①。
【答案】C
【例13】以标准的盐酸溶液滴定未知的氢氧化钠为例，判断以下操作所引起的误差〔填“偏大〞、“偏小〞或“无影响〞〕
读数：
滴定前俯视或滴定后仰视；〔〕
未用标准液润洗滴定管；〔〕
用待测液润洗锥形瓶；〔〕
滴定前滴定管尖嘴有气泡，滴定后尖嘴气泡消失；〔〕
不小心将标准液滴在锥形瓶的外面；〔〕
指示剂用量过多。
〔〕
【分析】此题主要考察学生的实验操作规及误差分析能力。
〔1〕滴定前俯视或滴定后仰视会导致标准液读数偏大，造成滴定结果偏高。
〔1〕未用标准液润洗滴定管，会使标准液浓度降低，造成滴定结果偏高。
〔3〕用待测液润洗锥形瓶，会使标准液用去更多，造成滴定结果偏高。
〔4〕气泡不排除，完毕后往往气泡会消失，所用标准液读数增大，造成测定结果偏高。
〔5〕不小心将标准液滴在锥形瓶的外面，导致标准液读数偏大，造成滴定结果偏高。
〔6〕指示剂本身就是一种弱电解质，指示剂用量过多会导致标准液耗去偏多，造成测定结果偏高。
〔二〕根底练习
一、选择题
1．以下溶液肯定是酸性的是〔〕
A含H+的溶液B加酚酞显无色的溶液
CpH<7的溶液D[OH-]<[H+]的溶液
2．将pH试纸用蒸馏水湿润后，去测定某溶液的pH，该溶液的pH将会
A.偏高B.偏低C.不变D.上述三种情况均有可能
3．pH一样的氨水、氢氧化钠和氢氧化钡溶液，分别用蒸馏水稀释到原来的X倍、Y倍、Z倍，稀释后三种溶液的pH同，那么X、Y、Z的关系是
A.X＝Y＝ZB.X＞Y＝ZC.X＜Y＝ZD.X＝Y＜Z
4．pH＝2的溶液，其H＋浓度为0.01mol/L，以下四种情况的溶液：
①25℃的
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