1、.*;第 PAGE10 頁本專題重難點打破一弱電解質的電離平衡與電離常數1.弱電解質的電離平衡電離平衡也是一種動態平衡，當溶液的溫度、濃度改變時，電離平衡都會發生挪動，符合勒夏特列原理，其規律是1濃度：濃度越大，電離程度越小。在稀釋溶液時，電離平衡向右挪動，而離子濃度一般會減小。2溫度：溫度越高，電離程度越大。因電離是吸熱過程，升溫時平衡向右挪動。3同離子效應：如向醋酸溶液中參加醋酸鈉晶體，增大了CH3COO的濃度，平衡左移，電離程度減小；參加稀鹽酸，平衡也會左移。4能反響的物質：如向醋酸溶液中參加鋅或NaOH溶液，平衡右移，電離程度增大。2.電離常數電離平衡常數以CH3COOH為例，Keq

2、fcCH3COOcH,cCH3COOH，K的大小可以衡量弱電解質電離的難易，K只與溫度有關。對多元弱酸以H3PO4為例而言，它們的電離是分步進展的，電離常數分別為K1、K2、K3，它們的關系是K1K2K3，因此多元弱酸的強弱主要由K1的大小決定。典例1下表是幾種常見弱酸的電離方程式及電離平衡常數25 。酸電離方程式電離平衡常數KCH3COOHCH3COOHCH3COOH1.76105H2CO3H2CO3HHCOeq oal,3HCOeq oal,3HCOeq oal2,3K14.31107K25.611011H3PO4H3PO4HH2POeq oal,4H2POeq oal,4HHPO24HP

3、Oeq oal2,4HPOeq oal3,4K17.52103K26.23108K32.201013以下說法正確的選項是A.溫度升高，K減小B.向0.1 molL1CH3COOH溶液中參加少量冰醋酸，cH/cCH3COOH將減小C.等物質的量濃度的各溶液pH關系為pHNa2CO3pHCH3COONapHNa3PO4D.POeq oal3,4、HPOeq oal2,4和H2POeq oal,4在溶液中能大量共存解析選項A，一般情況下，電解質的電離是一個吸熱過程，因此溫度升高電離程度增大，K增大；選項B，在0.1 molL1 CH3COOH溶液中參加少量冰醋酸，電離平衡向右挪動，溶液中cCH3CO

4、O增大，K不變，cH/cCH3COOHK/cCH3COO，因此cH/cCH3COOH將減小；選項C，由于HPOeq oal2,4的電離常數HCOeq oal,3的電離常數pHNa2CO3pHCH3COONa；選項D，根據H3PO4的三級電離常數可知能發生如下反響H2POeq oal,4POeq oal3,4=2HPOeq oal2,4，因此POeq oal3,4、HPOeq oal2,4和H2POeq oal,4在溶液中不能大量共存。答案B3.電離平衡的挪動與電離平衡常數K、離子濃度的關系實例CH3COOHCH3COOH H0NH3H2ONHeq oal,4OHH0改變條件平衡移動方向電離平衡

5、常數cHcOH平衡移動方向電離平衡常數cOHcH加水稀釋向右不變減小增大向右不變減小增大加HClg向左不變增大減小向右不變減小增大加NaOHs向右不變減小增大向左不變增大減小加CH3COONH4s向左不變減小增大向左不變減小增大升高溫度向右變大增大向右變大增大典例2在0.1 molL1CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：CH3COOHCH3COOH，以下對于該平衡體系的表達正確的選項是A.參加水時，平衡逆向挪動B.參加少量NaOH固體，平衡正向挪動C.參加少量0.1 molL1鹽酸，溶液中cH減小D.參加少量CH3COONa固體，平衡正向挪動解析根據勒夏特列原理，改變影響平衡的一個條件，平衡

6、會向著可以減弱這種改變的方向挪動，但平衡的挪動不能完全消除這種改變。A選項中參加水時，cCH3COO和cH均減小，平衡向其濃度增大的方向也就是正方向挪動；B選項參加的少量NaOH與H反響，cH變小，平衡正向挪動；C選項中參加鹽酸時cH變大，平衡向其減小的方向也就是逆方向挪動，但最終cH比未加鹽酸前還要大；D選項參加CH3COONa固體，cCH3COO增大，導致平衡逆向挪動。答案B二溶液酸堿性規律與pH計算方法1.溶液的酸堿性規律溶液的酸堿性取決于溶液中cH和cOH的相對大小：溶液類別要練說，得練看。看與說是統一的，看不準就難以說得好。練看，就是訓練幼兒的觀察才能，擴大幼兒的認知范圍，讓幼兒在觀

7、察事物、觀察生活、觀察自然的活動中，積累詞匯、理解詞義、開展語言。在運用觀察法組織活動時，我著眼觀察于觀察對象的選擇，著力于觀察過程的指導，著重于幼兒觀察才能和語言表達才能的進步。cH與cOH的關系室溫25 數值pH中性溶液cHcOHcHcOH107 molL17酸性溶液cHcOHcH107 molL17堿性溶液cHcOHcH7特別提示常溫下，溶液酸堿性判斷規律1pH一樣的酸或堿，酸或堿越弱，其物質的量濃度越大。2pH一樣的強酸和弱酸溶液，加水稀釋一樣的倍數時，強酸溶液的pH變化大。典例3溫度T時水的離子積常數為Kw，該溫度下，將濃度為a molL1的一元酸HA和b molL1的一元堿BOH等

8、體積混合，可斷定該溶液呈中性的根據是A.abB.混合溶液的pH7C.混合溶液中，cHeq rKw molL1D.混合溶液中，cHcBcOHcA解析溶液呈中性的根據是cHcOH，A項，酸HA、堿BOH的強弱未定，故ab不可作為判斷混合溶液呈中性的根據；B項，該混合溶液的溫度未確定為25 ，故其pH7時不一定呈中性；C項，混合溶液中cHcOHKw，那么cHeq rKw molL1時，cOHeq rKw molL1，cHcOH，溶液呈中性；D項，cHcBcOHcA，表示該混合溶液中陰、陽離子所帶電荷符合電荷守恒規律，該混合溶液無論呈酸性、中性還是堿性都成立。答案C2.pH的計算方法1根本方法思路先判

9、斷溶液的酸堿性，再計算其pH；與當今“老師一稱最接近的“老師概念，最早也要追溯至宋元時期。金代元好問?示侄孫伯安?詩云：“伯安入小學，穎悟非凡貌，屬句有夙性，說字驚老師。于是看，宋元時期小學老師被稱為“老師有案可稽。清代稱主考官也為“老師，而一般學堂里的先生那么稱為“老師或“教習。可見，“老師一說是比較晚的事了。如今體會，“老師的含義比之“老師一說，具有資歷和學識程度上較低一些的差異。辛亥革命后，老師與其他官員一樣依法令任命，故又稱“老師為“教員。假設溶液為酸性，先求cH，再求pH。假設溶液為堿性，先求cOH，再由cHeq fKw,cOH求cH，最后求pH。2稀釋后溶液的pH估算單靠“死記還不

10、行,還得“活用,姑且稱之為“先死后活吧。讓學生把一周看到或聽到的新穎事記下來,摒棄那些假話套話空話,寫出自己的真情實感,篇幅可長可短,并要求運用積累的成語、名言警句等,定期檢查點評,選擇優秀篇目在班里朗讀或展出。這樣,即穩固了所學的材料,又鍛煉了學生的寫作才能,同時還培養了學生的觀察才能、思維才能等等,到達“一石多鳥的效果。強酸pHa，加水稀釋10n倍，那么pHan。弱酸pHa，加水稀釋10n倍，那么apHan。強堿pHb，加水稀釋10n倍，那么pHbn。弱堿pHb，加水稀釋10n倍，那么bnpHb。酸、堿溶液被無限稀釋后，pH只能接近于7。酸不能大于7，堿不能小于7。3強弱酸與弱強堿混合后溶

11、液的pH判斷規律以上兩種混合，假設為強酸與強堿，那么都呈中性。4酸堿中和滴定過程中的pH變化在中和反響中，溶液pH發生很大的變化，在滴定過程中會因pH突變而使指示劑發生顏色變化滴定曲線如圖。通過溶液的顏色變化判斷反響終點，測出消耗酸或堿溶液的體積，根據化學方程式中酸與堿物質的量之比求出未知溶液的濃度。對于一元酸堿，那么有：c酸V酸c堿V堿。典例42019金華第一中學月考pH11的x、y兩種堿溶液各5 mL，分別稀釋至500 mL，其pH與溶液體積V的關系如下圖，以下說法正確的選項是A.x是強堿，y是弱堿B.假設x、y是一元堿，那么等物質的量濃度的x的硝酸鹽溶液的pH比y的硝酸鹽溶液大C.假設x

12、、y是一元堿，室溫下pH11的x、y兩種堿溶液的濃度一樣D.完全中和x、y兩溶液時，消耗同濃度稀硫酸的體積VxVy解析A項，由圖可知，開場的pH一樣，兩種堿溶液稀釋后pH不同，稀釋一樣的倍數后，x的pH變化較大，所以x的堿性強于y，但是x不一定是強堿，故A錯誤；B項，假設x、y是一元堿，根據圖示得到信息：x的堿性強于y，根據越弱越水解的原理，那么等物質的量濃度的x的硝酸鹽溶液的pH比y的硝酸鹽溶液大，故B正確；C項，由圖可知，假設x、y是一元堿，x的堿性強于y，室溫下pH11的x、y兩種堿溶液的濃度不一樣，故C錯誤；D項，由圖像可知5 mL的溶液中nOH關系為yx，說明pH11的x、y兩種堿溶

13、液，溶質濃度y大于x，完全中和x、y兩溶液時，消耗同濃度硫酸的體積VxVy，故D錯誤。答案B三三角度解讀鹽類水解根本規律1.鹽溶液的酸堿性規律鹽的類別溶液的酸堿性原因強酸弱堿鹽呈酸性，pHcOH水解本質：鹽電離出的陰離子、陽離子與H2O電離出的H或OH結合生成弱電解質強堿弱酸鹽呈堿性，pH7弱酸根陰離子與H2O電離出的H結合，使cOHcH強酸強堿鹽呈中性，pH7，H2O的電離平衡不被破壞，不水解弱酸的酸式鹽假設電離程度水解程度，cHcOH，呈酸性，如NaHSO3、NaHC2O4假設電離程度水解程度，cHKaHB，即HA的酸性比HB強，那么一樣濃度時B的水解程度比A大。一樣濃度的NaA、NaB溶

14、液中：cAcB，cHAHClOB.pH：HClOHCNC.與NaOH恰好完全反響時，消耗NaOH的物質的量：HClOHCND.酸根離子濃度：cCNNaClO，可以確定酸性：HCNHClO，由于是同體積、同濃度的HCN和HClO與NaOH恰好反響，故消耗NaOH的物質的量一樣，所以A、B、C均錯誤；由酸性越強電離程度越大，故cCNcHcAcOH。2單一的弱酸根陰離子和弱堿陽離子的水解是微弱的，水解生成的粒子的濃度小于鹽電離產生的離子的濃度。如弱酸鹽NaA溶液中cNacAcOHcHAcH。特別提示多元弱酸要考慮分步電離Ka1Ka2Ka3，多元弱酸的正鹽要根據分步水解分析離子濃度，如Na2CO3溶液

15、中，cNacCOeq oal2,3cOHcHCOeq oal,3cH。2.熟知三個守恒1電荷守恒：電解質溶液中，無論存在多少種離子，溶液都呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數一定等于陽離子所帶正電荷總數。如NaHCO3溶液中存在著Na、H、HCOeq oal,3、COeq oal2,3、OH，必存在如下關系：cNacHcHCOeq oal,3cOH2cCOeq oal2,3。2物料守恒原子守恒：電解質溶液中，由于某些離子可以水解，離子種類增多，但元素總是守恒的。如K2S溶液中S2、HS都能發生水解，故S元素以S2、HS、H2S三種形式存在，它們之間有如下守恒關系：cK2cS22cHS2cH2S。3

16、質子守恒：質子即H，酸堿反響的本質是質子轉移，能失去質子的酸失去的質子數和能得到質子的堿得到的質子數相等。如NaHCO3溶液中，eq osup7H2CO3,sdo5H3Oeq o,sup7得到質子,sdo5H eq osup7HCOoal,3,sdo5H2Oeq o,sup7失去質子,sdo5Heq osup7COoal2,3,sdo5OH，所以cH2CO3cH3OcCOeq oal2,3cOH，即cH2CO3cHcCOeq oal2,3cOH。特別提示1一元酸HA與元堿BOH的混合溶液中只含有H、A、B、OH4種離子，不可能出現兩種陽陰離子濃度同時大于兩種陰陽離子濃度的情況。如cBcAcHc

17、OH肯定錯誤。2將物料守恒式代入電荷守恒式中，即可得出質子守恒式。3.掌握四個步驟溶液中粒子濃度大小比較方法的四個步驟：1判斷反響產物：判斷兩種溶液混合時生成了什么物質，是否有物質過量，再確定反響后溶液的組成。2寫出反響后溶液中存在的平衡：根據溶液的組成，寫出溶液中存在的所有平衡水解平衡、電離平衡，尤其要注意不要漏寫在任何水溶液中均存在的水的電離平衡。這一步的主要目的是分析溶液中存在的各種粒子及比較直接地看出某些粒子濃度間的關系，在詳細應用時要注意防止遺漏。3列出溶液中存在的等式：根據反響后溶液中存在的溶質的守恒原理，列出兩個重要的等式，即電荷守恒式和物料守恒式，據此可列出溶液中陰、陽離子間的

18、數學關系式。4比大小：根據溶液中存在的平衡和題給條件，結合平衡的有關知識，分析哪些平衡進展的程度相對大一些，哪些平衡進展的程度相對小一些，再依此比較溶液中各粒子濃度的大小。這一步是溶液中粒子濃度大小比較最重要的一步，關鍵是要把握好電離平衡和水解平衡兩大理論，樹立“主次意識。典例72019杭州模擬室溫時，向20 mL 0.1 molL1NH4HSO4溶液中滴加0.1 molL1NaOH溶液，得到溶液pH與NaOH溶液體積的關系曲線如下圖假設滴加過程中無氣體產生，且混合溶液的體積可看成混合前兩溶液的體積之和。以下說法不正確的選項是A.pH7時，溶液中cNacSOeq oal2,4cNHeq oal

19、,4cOHcHB.當VNaOH20 mL時，溶液中水的電離程度比純水大C.當VNaOH30 mL時，溶液中cSOeq oal2,4cHcNH3H2OcOHD.滴加NaOH溶液從30 mL至40 mL，溶液中Na與SOeq oal2,4濃度之和始終為0.1 molL1解析A項，根據物料守恒可得：cSOeq oal2,4cNHeq oal,4cNH3H2O，那么cSOeq oal2,4cNHeq oal,4；由于溶液為中性，那么cHcOH，根據電荷守恒可得：cHcNa cNHeq oal,4cOH2cSOeq oal2,4，所以cNa cNHeq oal,42cSOeq oal2,4，結合cSOeq oal2,4cNHeq oal,4可知cNa cSOeq oal2,4，所以溶液中離子濃度大小為cNacSOeq oal2,4cNHeq oal,4cHcOH，正確。B項，當參加20 mL氫氧化鈉溶液時，二者反響生成硫酸銨、硫酸鈉，由于銨根離子部分水解，促進水的電離，正確；C項，根據物料守恒可得：cSOeq oal2,4cNHeq oal,4cNH3H2O，根據電荷守恒可得：cHcNa cNHeq oa