管姝(2弱電解質電離)

對于一元弱酸HAH++A-，平衡時K=c(H+).c(A-)

c(HA)對于一元弱堿MOHM++OH-，平衡時K=c(M+).c(OH-)

c(MOH)

（2）電離平衡常數的化學含義：（1）計算方法：K值越大，電離程度越大，相應酸(或堿)的酸(或堿)性越強。4、電離平衡常數（K）----弱電解質電離程度相對大小一種參數概念：在一定溫度下，當弱電解質在水溶液中達到電離平衡時，溶液中弱電解質電離的

與

的比值是一個常數，用

表示(酸用

表示，堿用

表示)。離子濃度的乘積未電離的分子濃度KaKbK例如:0.1mol/LH2S溶液中各步電離[H+]為：

H2SH++HS-[H+]=1×10-4mol/LHS-H++S2-[H+]=1×10-13mol/L②多元弱酸是分步電離的，K1》K2（一般要相差105）。多元弱酸的酸性由第一步電離決定。①電離平衡是動態(tài)平衡，平衡移動符合勒夏特列原理幾點說明：你知道第二步電離難的原因嗎？

（3）影響電離平衡常數的因素

K值只隨溫度變化。電離難的原因：a、一級電離出H+后，剩下的酸根陰離子帶負電荷，增加了對H+的吸引力，使第二個H+離子電離困難的多；

b、一級電離出的H+抑制了二級的電離。問題探討弱電解質加水稀釋時，電離程度_____,離子濃度________?(填變大、變小、不變或不能確定）

變大不能確定

畫出用水稀釋冰醋酸時離子濃度隨加水量的變化曲線。

在一定溫度下，冰醋酸加水稀釋過程中，溶液的導電能力隨加入水的體積V變化的曲線如右圖所示。請回答：導電能力VabcO(1)“O”點導電能力為0的理由是

。(2)a、b、c三點處，溶液的pH由小到大的順序為

。(3)a、b、c三點處，電離程度最大的是

。(4)若使c點溶液中c(Ac-)增大，pH也增大，可采取的措施是：①

②

③

。在O點處醋酸未電離，無自由移動的離子b<a<cc點

加入NaOH固體

加入NaAc固體

加入Na2CO3固體

④

加入Zn、Mg等金屬……〖跟蹤訓練〗⒈pH相同的一元強酸和一元弱酸的對比比較項目強酸弱酸c（H+）酸的物質的量濃度稀釋相同倍數后溶液的pH等體積時與足量鋅反應產生H2的量完全中和時消耗氫氧化鈉的量與足量鋅反應產生H2的平均速率小大相同小大多少多少快慢三、強弱電解質的比較：

⒉物質的量濃度相同的一元強酸和一元弱酸對比強酸弱酸pHc（H+）等體積時與足量鋅反應產生H2的量與足量鋅反應產生H2的平均速率完全中和時消耗氫氧化鈉的量小大小大快慢

相同

相同三、強弱電解質的比較：3.（1）①濃度均為0.1mol/L的HCl、CH3COOH和H2SO4各1L②pH均為1的HCl、CH3COOH和H2SO4各1L（2）①濃度均為0.1mol/L的HCl和CH3COOH各1L分別于足量鋅反應c(H+):HCl>CH3COOH反應速率：V(HCl)>V(CH3COOH)②pH均為1的HCl和CH3COOH各1L分別于足量鋅反應c(H+):HCl=CH3COOH初始速率：V(HCl)=V(CH3COOH)

平均速率：V(HCl)<V(CH3COOH)總結：金屬與酸的反應速率要看溶液中H+濃度的相對大小，H+濃度越大，反應速率越大。n(酸)c(H+)pH消耗n(NaOH)

HCl

1HAc1H2SO41n(酸)c(H+)c(酸)消耗n(NaOH)

HClHAcH2SO4=0.1mol=0.1mol=0.1mol=0.1mol/L<0.1mol/L=0.2mol/L=><=0.1mol=0.1mol=0.2mol=0.1mol>0.1mol=0.05mol=0.1mol/L=0.1mol/L=0.1mol/L=0.1mol/L>0.1mol/L=0.05mol/L=0.1mol>0.1mol=0.1mol1、pH=3的醋酸和鹽酸溶液分別加水稀釋n倍和m倍后，pH保持相同且溶液仍為酸性，則n和m的關系是______。A．n>m B．n<m C．n=m D．無法確定A總結：⑴pH相同的強酸與弱酸，稀釋相同的倍數后，強酸pH的變化比弱酸大。⑵pH相同的強堿與弱堿溶液，稀釋相同的倍數后，強堿pH的變化比弱堿大。2．pH相同的鹽酸和醋酸溶液分別與鋅反應，若最后鋅都已完全溶解，但放出的氣體一樣多，則下列判斷正確的是A．整個反應階段平均速率：醋酸>鹽酸 B．反應所需時間：醋酸>鹽酸C．參加反應的質量：鹽酸=醋酸 D．開始反應速率：鹽酸>醋酸A、3.（2000年上海市高考題）取pH均等于2的鹽酸和醋酸各100mL，分別稀釋2倍后，再分別加入0.03gZn粉，在相同條件下充分反應，有關敘述正確的是：

A．醋酸與鋅反應放出H2多B．鹽酸和醋酸分別與鋅反應放出的H2一樣多C．醋酸與鋅反應速率大 D．鹽酸和醋酸分別與鋅反應的速率一樣大B、C例如：試用實驗的方法證明醋酸是一種弱酸。方法1、測量導電性：如在一定溫度下，相同濃度的鹽酸與醋酸相比，若導電能力醋酸弱，則醋酸為弱酸；（注：導電性比較必須在相同條件下）。方法2、測量溶液的pH：⑴測量0.01mol·L-1CH3COOH溶液pH，若pH＞2，則醋酸為弱酸（弱電解質電離平衡）⑵測量NaAc溶液的pH，若pH＞

7，則NaAc為弱酸強堿鹽，即醋酸為弱酸。（利用水解平衡）⑶將pH=3的醋酸，分別稀釋100倍后，測量溶液的pH，若pH＜5，則醋酸為弱酸（弱電解質電離平衡）⑷在pH=3的鹽酸（或HAc）溶液中加入NaAc晶體后，測量溶液的pH，若pH＞3，則醋酸為弱酸（弱電解質電離平衡）⑸物質的量濃度相等的HAc與NaOH等體積混合后，若反應后混合溶液的pH＞7，則醋酸為弱酸。（利用水解平衡）四、證明弱電解質的實驗方案的設計例如：試用實驗的方法證明醋酸是一種弱酸。方法3、與活潑金屬反應：⑴等體積、等pH的HAc、HCl與足量鋅反應，若醋酸產生H2的量比鹽酸多，則醋酸為弱酸。⑵等體積、等pH的HAc、HCl與足量鋅反應，若醋酸產生H2的平均速率比鹽酸快，則醋酸為弱酸。⑶等體積、等物質的量濃度的HAc與HCl與足量鋅反應，若起始時醋酸溶液的反應的速率慢，則醋酸為弱酸。方法4、與堿反應：⑴等體積、等pH的HAc、HCl用標準NaOH溶液滴定，若醋酸消耗NaOH的體積比鹽酸多，則醋酸為弱酸。⑵物質的量濃度相等的HAc與NaOH等體積混合后，若反應后混合溶液的pH＞7，則醋酸為弱酸。四、證明弱電解質的實驗方案的設計電離程度含義特征影響因素

弱電解質濃度外因內因溫度其它因素電離過程電離平衡可逆部分在一定條件下(溫度、濃度),弱電解質電離成離子的速率與離子結合成分子的速率相等時的狀態(tài)。動電離過程與離子結合成分子的過程沒有停止，即動態(tài)平衡定條件一定，離子或分子濃度一定變條件改變，平衡發(fā)生移動，各組分濃度改變電解質本身性質電離過程是個吸熱過程，升高溫度，電離平衡向右移動加水稀釋，電離平衡向右移動如加入酸、堿，應用平衡移動原理具體分析小結1、水的電離（1）H2O＋

H2OH3O+＋

OH-（2）水是極弱的電解質25°C1L水只有10-7molH2O發(fā)生電離（3）25°C，多少個水分子才有1個電離？55.6×107一:水的電離和水的離子積在一定溫度時：c(H+)×c(OH-)=Kw，叫水的離子積25℃時，Kw=1×10-142、水的離子積提問：常數是否就不變呢？根據前面所學知識，水的離子積會受什么外界條件影響？c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L

分析表格中的數據，有何規(guī)律，并解釋之。Kw100℃50℃25℃20℃0℃溫度1.14×10-156.81×10-151×10-145.47×10-141×10-12溫度越高，Kw越大。水的電離是吸熱過程?！邷囟?，促進水的電離,Kw增大。

Kw只于溫度有關,與濃度無關。（6）根據Kw=C(H＋)×C(OH－)在特定溫度下為定值,C(H＋)和C(OH－)可以互求.（5）不論是在中性溶液還是在酸堿性溶液，水電離出的C(H+)＝C(OH－)（4）常溫下,任何稀的水溶液中

Kw=C(H+)×C(OH－)===1×10－14（3）溶液的酸堿性與C(OH-)、C（H+）的相對大小有關（2）在溶液中,Kw中的C(OH-)、C（H+）指溶液中總的離子濃度.（1）Kw取決于溫度,不僅適用于純水,還適用于其他溶液?！拘〗Y】（2000年上海）水的電離過程為H2OH＋＋OH－，在不同溫度下其平衡常數為K(25℃)＝1.0×10－14，K(35℃)＝2.1×10－14。則下列敘述正確的是

A.c(H＋)隨著溫度的升高而降低

B.在35℃時，c(H＋)＞c(OH－)C.水的電離度α(25℃)＞α(35℃)D.水的電離是吸熱的D〖體驗高考〗強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽強酸強堿鹽二、影響水的電離平衡的因素1)酸2)堿3)鹽4)溫度抑制水的電離，KW保持不變抑制水的電離，KW保持不變促進水的電離，KW保持不變促進水的電離，KW保持不變不影響水的電離，KW保持不變升高溫度促進水的電離，KW增大注意：KW是一個溫度函數只隨溫度的升高而增大（1)pH=2的鹽酸溶液中。由水電離出的c(H+)

H2O

、c(OH-)

H2O分別是多少？為什么？（2)pH=12NaOH溶液中。由水電離出的c(H+)

H2O、c(OH-)

H2O分別是多少？為什么？【難點突破】如何求水電離出來的c(H+)或c(OH-)?[注意]任何水溶液中由水電離出來的c(H+)與c(OH-)相等。[分析]pH=2的鹽酸溶液：根據：Kw=c(H+).c(OH-)C(OH-)H2O=C(OH-)=10-14/10-2=10-12mol/L，

C(H+)H2O=10-12mol/L，[同理]pH=12的NaOH溶液,根據：Kw=c(H+).c(OH-)C(H+)H2O=C(H+)=10-14/10-2=10-12mol/LC(OH-)H2O

=10-12mol/L【思考】常溫下，某溶液中由水電離出來的C(H+)H2O=10-12mol/L,

該溶液顯什么性(酸性或堿性）？（1)pH=4的NH4Cl溶液中。由水電離出的c(OH-)

H2O

、c(H+)

H2O

分別是多少？（2)pH=10的Na2CO3溶液中。由水電離出的c(H+)

H2O、c(OH-)

H2O分別是多少？10-4mol/L10-4mol/L10-4mol/L10-4mol/L10-10mol/L消耗到10-10mol/L消耗到【例1】(2011·高考四川卷)25℃時，在等體積的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05mol·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中,發(fā)生電離的水的物質的量之比是(

)。A．1∶10∶1010∶109B．1∶5∶5×109∶5×108C．1∶20∶1010∶109D．1∶10∶104∶109【分析】可得發(fā)生電離的水的物質的量之比為：

1.0×10－14∶1.0×10－13∶1.0×10－4∶1.0×10－5

＝1∶10∶1010∶109，A正確A加入強酸增大[OH-]增大[H+]

減小[H+]：加入強堿弱酸鹽

減小[OH-]：加入強酸弱堿鹽升高溫度降低溫度加入強酸及中強酸的酸式鹽。抑制水電離促進水電離加入弱酸加入強堿加入弱堿【總結】1．溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中

和

的相對大小。(1)c(H＋)

c(OH－)，溶液呈酸性；(2)c(H＋)

c(OH－)，溶液呈中性；(3)c(H＋)

c(OH－)，溶液呈堿性。2．pH(1)定義式：pH＝

。(2)意義表示溶液酸堿性的強弱，pH越小，酸性

。

c(H＋)c(OH－)＞＝＜－lgc(H＋)越強三、溶液的酸堿性與pH(3)pH試紙的使用①方法：把小片試紙放在

上，用

蘸取待測液滴在pH試紙上，試紙變色后，與標準比色卡對比即可確定溶液的pH。②注意：a.pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，否則待測液因被稀釋可能產生誤差；b．用pH試紙讀出的pH只能是

數；c．若精確測溶液的pH，則應使用

。表面皿玻璃棒pH計整d、檢驗氣體：一般先用蒸餾水把試紙潤濕，粘在玻璃棒的一端，并接近試管口，觀察顏色變化。3、溶液PH計算分清種類，先求溶質，再用KW，如果反應，判斷過量，酸性求H,堿性求OH.一元強酸與一元強堿（4）溶液稀釋后的pH變化

(3)注意：酸溶液稀釋時，pH增大，但無論稀釋多大倍數，pH無限接近于7，卻不會大于7。堿溶液稀釋時，pH減小，但無論稀釋多大倍數，pH無限接近于7，卻不會小于7。1、可以記?。簂g2=0.3lg3=0.5lg5=0.72、必須記?。簤A溶液必須通過pH→pOH→C(OH-)C(OH-)→pOH→pH的途徑計算。酸按酸，堿按堿，酸堿混合看過量，無限稀釋七為限。分清強弱，抓住主要；強變化大，弱變化小。2、原理：

HCl+NaOH=H2OC1V1=C2V2C1＝C2V2V11、定義：四、酸堿中和滴定

用已知物質的量濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的方法.即標準液即待測液思考:你認為用中和反應進行中和滴定必須解決的關鍵問題是什么？①準確測量參加反應的兩種溶液的體積②準確判斷中和反應什么時候“恰好”完全（即滴定終點的判斷）

儀器：酸式滴定管、堿式滴定管。3、酸堿中和滴定關鍵和方法注：酸堿恰好完全中和時溶液不一定呈中性。方法：在待測溶液中加入酸堿指示劑（如酚酞，甲基橙）。討論：酸堿中和滴定過程中，溶液pH如何變化？計算用0.1mol/L氫氧化鈉溶液與20ml0.1mol/L鹽酸溶液反應時，當加入不同體積的堿溶液時溶液的pH的變化，并畫出反應過程中溶液pH變化的曲線圖(以pH變化為縱坐標，以燒堿溶液的體積為橫坐標)。19.983.320.0210.3pH=8酚酞變色，對應體積20.04mL酚酞變色范圍8-10甲基橙變色范圍3.1-4.4指示劑變色時的體積帶入計算，誤差可以忽略不計

對不同滴定過程酸堿指示劑的合理選擇

選擇原則：①終點時指示劑的顏色變化明顯靈敏、易觀察。

因為石蕊試劑變化不靈敏，所以一般不用石蕊作中和滴定的指示劑。

根據以上原則選擇指示劑：用強堿滴定強酸——————。用強酸滴定弱堿——————。用強堿滴定弱酸——————。②滴定終點時溶液的pH值盡可能與指示劑的變色范圍一致。甲基橙或酚酞甲基橙酚酞?不用石蕊作指示劑原因：

呈中性

呈酸性呈堿性甲基橙3.1-4.4紅－橙－黃酚酞8-10無－淺紅－紅指示劑的選擇：

①指示劑選擇不當會有誤差：以鹽酸做標準液滴定氨水時，用酚酞做指示劑，測定的氨水的濃度將

，偏低

因為恰好完全反應時，生成的NH4Cl溶液的pH值小于7，而酚酞的變色范圍是8-10，滴入鹽酸到pH為8就終止實驗了，用去的鹽酸偏少。所以應選用甲基橙為好1）實驗用品(1)儀器：

滴定管(如圖A)、

滴定管(如圖B)、滴定管夾、鐵架臺、

。

酸式堿式錐形瓶3、酸堿中和滴定實驗

(2)試劑：

、

、

、蒸餾水。(3)滴定管的使用①酸性、氧化性的試劑一般用

滴定管，因為

。②堿性的試劑一般用

滴定管，因為

。2）實驗操作(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)(1)滴定前的準備①滴定管：

→洗滌→

→裝液→調液面→記錄。②錐形瓶：洗滌→注堿液→記讀數→加2~3滴指示劑。酸式酸性和氧化性物質易腐蝕橡膠堿式堿性物質易腐蝕玻璃，致使玻璃活塞無法打開查漏潤洗標準液待測液指示劑滴定管：先用自來水沖洗→再用蒸餾水清洗2~3次→然后用待裝液潤洗錐形瓶：自來水沖洗→蒸餾水清洗2~3次（不能用待盛液潤洗）

2.滴定

左手控制滴定管活塞，右手不斷搖動錐形瓶，眼睛注視錐形瓶色中溶液顏色的變化。（如右圖）（堿式）（酸式）(3)終點判斷等到滴入最后一滴標準液，指示劑變色，且

，

視為滴定終點并記錄標準液的體積。3）數據處理在半分鐘內不恢復原來的顏色甲基橙3.1-4.4紅－橙－黃酚酞8-10無－淺紅－紅根據實驗結果，請同學分析誤差產生的原因：指示劑引起的誤差;滴定操作過程中引起的誤差；讀數不準引起的誤差。誤差分析利用中和滴定原理：C待=—————C標.V標

V待滴定過程中任何錯誤操作都有可能導致C標、V標、V待的誤差但在實際操作中認為C標是已知的，V待是固定的，所以一切的誤差都歸結為對V標的影響，V標偏大則C待偏大，V標偏小則C待偏小。誤差分析誤差分析的依據：實驗過程中的三個部分：滴定前的準備工作；從滴定開始到滴定結束；讀數誤差分析滴定前實驗準備過程中產生的誤差：

錯誤操作引起待測液氫氧化鈉濃度值的變化情況誤差分析直接利用中和滴定原理：C待=—————C標.V標

V待滴定前實驗準備過程中產生的誤差：

錯誤操作引起待測液氫氧化鈉濃度值的變化情況滴定管未用待裝液潤洗：

裝待測液

裝標準液錐形瓶用待測液潤洗偏小偏大偏大誤差分析直接利用中和滴定原理：C待=—————C標.V標

V待誤差分析直接利用中和滴定原理：C待=—————C標.V標

V待

錯誤操作引起待測液氫氧化鈉濃度值的變化情況滴定管中有氣泡，尖嘴未充滿，滴定后消失：

裝待測液

裝標準液偏小偏大誤差分析直接利用中和滴定原理：C待=—————C標.V標

V待

錯誤操作引起待測液氫氧化鈉濃度值的變化情況滴定管調“0”后，未將尖嘴部掛著的余液除去：

裝待測液

裝標準液

偏高

偏低誤差分析直接利用中和滴定原理：C待=—————C標.V標

V待

錯誤操作引起待測液氫氧化鈉濃度值的變化情況

滴定時漏液滴定時錐形瓶中液體濺出滴定結束后，尖嘴掛著余液滴定過程中產生的誤差：偏高偏低偏高讀數不準引起的誤差：滴定時讀數不準引起的誤差

所消耗標準液的體積

滴定開始讀數

滴定結束讀數取液時讀數不準引起的誤差

所取待測液的體積

取液前讀數

取液后讀數俯視圖仰視圖仰視視線讀數偏大俯視視線讀數偏小滴定管讀數誤差仰視會使讀數偏大，俯視會使讀數偏小先仰后俯V=V(后)-V(前)，偏小先俯后仰V=V(后)-V(前)，偏大滴定管讀數誤差滴定前仰視會使讀數偏大，滴定后俯視會使讀數偏小，故最終所得溶液體積變小，2．常見誤差以標準酸溶液滴定未知濃度的堿溶液(酚酞作指示劑)為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有：[特別提醒]

(1)恰好中和＝滴定終點＝酸堿恰好完全反應≠溶液呈中性。(2)在酸堿中和滴定誤差分析中，要看清楚標準液與待測液的位置。標準液在滴定管中與標準液在錐形瓶中產生誤差情況相反。

1、簡答下面有關標準氫氧化鈉溶液滴定待測鹽酸的問題：(1)有下列錯誤操作：a．堿式滴定管用蒸餾水洗凈后，未經標