高中化學(xué)水的電離 溶液酸堿度 電離平衡三大塊考試?？贾R點總結(jié)

高中化學(xué)水的電離+溶液酸堿度+電離平衡三大塊考試?？贾?/p>

識點總結(jié)

作者：一氣貫長空

01

水的電離

1、水是一種極弱的電解質(zhì)，極難電離

(1)水的電離方程式：

++-

H20+H20^H30+0HH20^H+0H

一般情況下使用H20￡H++0H一進行分析應(yīng)用。

+

(2)水的離子積常數(shù)：Kw=c(H)-c(OH),只與溫度有

關(guān)，因為水的電離過程是吸熱過程AH>0,因此溫度升

14

高，水的離子積常數(shù)變大，25℃Kff=10',100℃Kkl0一

12

o

2、水的電離的影響因素

分析下列條件的改變對水的電離平衡的影響：

平衡移

改變條件溶液中c(H+)溶液中c(OJT)PH酸堿性Kw

動方向

升高溫度右移增大增大減小中性增大

加入酸左移增大減小減小酸性不變

加入堿左移減小增大增大堿性不變

加入Na右移減小增大增大堿性不變

3、水的離子積常數(shù)的推廣

L=c(H+)?c(OH-)=1.0X1014,不僅僅適用于水的電

離，而且適用于室溫下任何稀的酸、堿、鹽水溶液。在

一定溫度下，稀溶液中的c(H+)和c(OH-)的乘積不變。

這為溶液酸堿性的計算奠定了基礎(chǔ)。

4、注意要點

(1)不同溶液中c(H+)和c(O-)可能不相同，但是由

水電離出的c(H+)c(O『)是一定相等的。

(2)外加酸(或堿)，水中c(H+)［或c(O/)］增大，會

抑制水的電離，水的電離程度減小，但水溶液中c(H+)

和c(OH")的乘積，即K,,不變。

(3)加入了活潑金屬，可與水電離產(chǎn)生的小直接發(fā)生

置換反應(yīng)，產(chǎn)生H2,使水的電離平衡向右移動，水的電

離程度增大，但水溶液中c(H+)和c(OH、的乘積，即

(，不變。

02

溶液的酸堿性與pH

1、溶液的酸堿性

溶液酸堿性的大小只取決于溶液中C(H+)和c(otr)的相

對含量，c(H+)較大溶液顯酸性，c(OH-)較大溶液顯堿

性。

2、溶液pH的計算方法

pH=-lgc(H+)c("+)<1

pH只能用于衡量c(M)〈l時溶液的酸堿性，如果

c(H+)>l時只能用濃度來衡量溶液的酸堿性。

3、pH與溶液酸堿性的關(guān)系

MH+)10°1°T10-310-4IO-510-6IxlO-HO^lO-9IO-^IO-11^-1210-1310-14

x11JIIIIIIIIIIIIIII-

pH(0)(1)(2)(3)(4)(5)(6)(7)(8)(9)(10)(11)(12)(13)(14)

<-----------------------------(中性)--------------------------A

(酸性越強)(堿性越強)

4、pH酸堿性的測定方法

(1)酸堿指示劑，只能測pH范圍。常見指示劑變色范

圍：

指示劑變色范圍(顏色與pH的關(guān)系)

石蕊、<5.0紅色5.0?8.0紫色>8.0藍色

酚酰<8.2無色8.2?10.0粉紅色>10.0紅色

甲基橙<3.1紅色3」?4.4橙色>4.4黃色

(2)利用pH試紙測定。使用pH試紙的正確操作為取一

小塊pH試紙于干燥潔凈的玻璃片或表面皿上，用干燥潔

凈的玻璃棒蘸取試液點在試紙上，當試紙顏色變化穩(wěn)定

后迅速與標準比色卡對照，讀出pH。

(3)利用pH計測定。儀器pH計可精確測定試液的

pH(讀至小數(shù)點后2位)。

5、注意事項

(1)在25c的溶液中：

pH<7,溶液呈酸性，pH越小，溶液酸性越強；

pH=7,溶液呈中性，c(H+)=c(OH")=10"7mol/L；

pH>7,溶液呈堿性，pH越大，溶液的堿性越強。

(2)在任意溫度下的溶液中(pH=7不一定為中性)：

c(H+)>c(OIT),溶液呈酸性；

c(H+)=c(OIT),溶液呈中性；

c(H+)〈c(OH一),溶液呈堿性。

用c(H+)、c(0廣)的相對大小來判斷溶液酸堿性，則不

受溫度影響。

03

酸堿溶液混合后pH的計算

1、強酸和強堿溶液pH的計算

(1)強酸溶液-c(H+)-pH

(2)強堿溶液一c(0廣)一通過L計算c(H+)-pH

2、酸堿溶液混合后pH的計算

(1)強酸與強酸溶液混合

q("+)匕+。2("+)彩

式"+)混=->pH

V1+V2

(2)強堿與強堿溶液混合

。1(0“一必+0(0"一"2、宙、”“笆S+、口

c(OH)混=------------------------->通過版計算c(H+)tpH

伍Vi+嶺

3、強酸與強堿溶液混合

A、如果n(H+)=n(0『),則溶液pH=7

B、n(H+)>n(O廣)計算剩余c(H+)->pH

C、n(H+)一)一計算剩余c(OH-)一c(H+)—pH

04

酸堿溶液稀釋后pH的變化規(guī)律

05

酸堿中和滴定

1、酸堿中和滴定原理

c（H+）?V（H+）=c（OH）?V（OH-）

用已知濃度的酸或堿標準液，滴定未知濃度（已知體

積）的堿或酸待測液，讀取標準液所用體積，通過上式

即可計算待測液的濃度。

2、關(guān)鍵就是滴定終點的判斷

中和滴定的關(guān)鍵是準確判斷滴定終點（中和反應(yīng)恰好反應(yīng)

完全的時刻），其方法是在待測液中加2?3滴指示劑，

觀察滴定過程中其顏色的變化，常選用的指示劑是酚猷

或甲基橙，不用石蕊溶液的原因是石蕊溶液顏色變化不

明顯且突變范圍太寬。

3、主要儀器及使用

酸堿中和滴定所用的主要儀器是錐形瓶和滴定管（酸式

滴定管和堿式滴定管）。

錐形瓶滴定管

(1)酸式滴定管：包括玻璃活塞、長玻璃管，可盛放酸

性溶液、強氧化性溶液，不能盛放堿性溶液及氫氟酸。

(2)堿式滴定管：包括長玻璃管、橡皮管、玻璃球，可

盛放堿性溶液。

(3)滴定管的上端都標有規(guī)格大小、使用溫度、“0”

刻度。滴定管的精確到0.01mL,量筒只能精確到0.1

mLo

(4)滴定管的使用

A、檢查儀器：使用前先檢查滴定管活塞是否漏水。

B、潤洗儀器：加入反應(yīng)液之前，潔凈的滴定管要用所要

盛裝的溶液潤洗2?3遍。

C、加入溶液：分別將反應(yīng)液加入到相應(yīng)滴定管中，使液

面位于滴定管0刻度線以上2?3mL處。

D、調(diào)節(jié)：滴定管尖嘴部分完全充滿液體，這時如果液面

低于0刻度線，則再加液體，然后將凹液面調(diào)節(jié)至與0

刻度線相切。

（5）酸堿中和滴定實驗操作步驟

A、洗滌：洗滌儀器并進行檢漏、潤洗。

B、取液：向酸（堿）式滴定管中注入標準液；向錐形瓶中

注入一定體積待測液，加入2?3滴指示劑。

C、滴定：在錐形瓶下墊一張白紙，向錐形瓶中先快后慢

地加入標準液（后面逐滴加入），至指示劑發(fā)生明顯的顏

色變化且半分鐘內(nèi)不變時，停止滴定。

D、讀數(shù)：平視滴定管中凹液面最低點，讀取溶液體積。

E、記錄：記錄滴定終點時滴定管中標準液的刻度（即使

用的體積），重復(fù)滴定2?3次將數(shù)據(jù)記入表中。

F、計算：取2?3次實驗結(jié)果的標準液消耗體積的平均

值，將丫（標），c（標），V（待）帶入到下式中進行計算。

c（H+）*V（H+）=c（OHO?V（OH-）

（6）滴定曲線

以滴加酸（或堿）的量為橫坐標，以溶液的pH為縱坐標繪

出一條溶液的pH隨酸（或堿）的滴加量而變化的曲線。如

圖所示為用0.lOOOmol/LNaOH溶液滴定

20.OOmLO.1000mol/LHCl溶液過程中的pH變化曲線。

T2PH

±

I0

X

8

6

4

2

°10203040

V(NaOH)/mL

由曲線可以看出，在酸、堿中和滴定過程中，溶液的pH

在接近滴定終點時有一個突變過程，在此范圍內(nèi)，滴加

很少的酸(或堿)，溶液的pH就有很大的變化，能使指示

劑的顏色發(fā)生明顯變化，有利于確定滴定終點。

06

酸堿中和滴定誤差分析

盛標準液的滴定管用蒸儲水水洗后，未用標準溶液潤洗偏高

盛待測液的滴定管用蒸儲水水洗后，未用標準溶液潤洗偏低

盛標準液的滴定管滴定前有氣泡，滴定后無氣泡偏高

盛標準液的滴定管滴定前無氣泡，滴定后有氣泡偏低

盛待測液的滴定管滴定前有氣泡，滴定后無氣泡偏低

盛待測液的滴定管滴定前無氣泡，滴定后有氣泡偏高

錐形瓶用蒸鏘水洗后有用待測液洗偏高

錐形瓶未洗凈，殘留有與待測液中溶質(zhì)反應(yīng)的少量物質(zhì)偏低

用滴定管量取待測液先俯視后仰視偏低

先仰視后俯視偏高

標準液先俯視后仰視偏高

先仰視后俯視偏低

07

一、弱電解質(zhì)的電離

1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合

物，叫電解質(zhì)。

非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。

強電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。

弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解

質(zhì)。

混和物

物質(zhì)「單質(zhì)

強電解質(zhì)：強酸，強穎，大多數(shù)二,如HQ、NaOH>NaCkBaSO4

純凈物電解質(zhì)

弱電解質(zhì)：弱酸，弱減，極少數(shù)一，水c如HCIO、NH3?H2。、CU(0H)2、H20

化合物

非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大部分有機物，如SO3、CQz、C6Hl2O6、CCI4、CH2=CH2……

2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：

電解質(zhì)一一離子化合物或共價化合物非電解質(zhì)一一共價化

合物

注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②S02、NH3>CO2等

屬于非電解質(zhì)

③強電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物(如BaSOd不溶于水，

但溶于水的BaSO.t全部電離，故BaSO4為強電解質(zhì))一一電

解質(zhì)的強弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。

3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質(zhì)分子電離成離子

的速率和離子結(jié)合成時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，

這叫電離平衡。

4、影響電離平衡的因素：

A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。

B、濃度：濃度越大，電離程度越小；溶液稀釋時，電離

平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶

液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會減弱電離。

D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離

子反應(yīng)的物質(zhì)時，有利于電離。

5、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫

（第一步為主）

6、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達到電離平衡

時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未

電離的分子濃度的比是一個常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一

般用Ka表示酸，Kb表示堿。）

—表示方法:ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]

7、影響因素：

a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。

b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫

下一般變化不大。

C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越

大，酸性越強。如：H2S03>H3P04>HF>CH3C00H>H2C03>H2S>HC10

二、水的電離和溶液的酸堿性

+-

H2oH+0H

1、水電離平衡：

水的離子積:Kw=c[H+]?c[Off]

7+

25℃時，==10mol/L;Kw=[H]?[OH]

=1*10*

注意：L只與溫度有關(guān)，溫度一定，則L值一定

心不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）

2、水電離特點：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱

3、影響水電離平衡的外界因素：

①酸、堿：抑制水的電離Kw〈1*10川

②溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）

③易水解的鹽：促進水的電離Kw〉1*10-14

4、溶液的酸堿性和pH：

（1）pH=-lgc［H+］

（2）pH的測定方法：

酸堿指示劑一一甲基橙、石蕊、酚醐O

變色范圍：甲基橙3.r4.4（橙色）石蕊5.0?8.0（紫色）

酚酥8.2?10.0（淺紅色）

pH試紙一操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準

比色卡對比即可。

注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀

取整數(shù)值或范圍

三、混合液的pH值計算方法公式

1、強酸與強酸的混合：（先求混：將兩種酸中的1離子

物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）：H+］混=

++

（［H］1VI+［H］2V2）/（V1+V2）

2、強堿與強堿的混合：（先求［Off］混：將兩種酸中的。丁離

子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）［。匕］混=（［or

2V2）/（V1+V2）（注意:不能直接計算［H+］混）

3、強酸與強堿的混合：（先據(jù)H++0H二山0計算余下的十或

0H\①I有余，則用余下的不數(shù)除以溶液總體積求［丁］混；

0r有余，則用余下的0H數(shù)除以溶液總體積求［0H］混，再求

其它）

四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：

1、強酸溶液：稀釋10"倍時，pH稀=pH原+n（但始終不能

大于或等于7）

2、弱酸溶液：稀釋10"倍時，pH?。紁H原+n（但始終不能

大于或等于7）

3、強堿溶液：稀釋1011倍時，pH稀=pH原一n（但始終不能

小于或等于7）

4、弱堿溶液：稀釋1011倍時，pH稀〉pH原一n（但始終不

能小于或等于7）

5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠

近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近7

6、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強

酸、強堿變化得快。

五、強酸（PH1）強堿（pH2）混和計算規(guī)律w

1、若等體積混合

pHl+pH2=14則溶液顯中性pH=7

pHl+pH2^15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3

pHl+pH2<13則溶液顯酸性pH=pHl+O.3

2、若混合后顯中性

pHl+pH2=14V酸：V堿=1：1

pHl+pH2Wl4V酸:V堿=1：10(14-(pH1+pH2)1

六、酸堿中和滴定：

1、中和滴定的原理

+

實質(zhì)：H+0H^=H20即酸能提供的H+和堿能提供的0H「物質(zhì)的

量相等。

2、中和滴定的操作過程：

(1)儀②滴定管的刻度，0刻度在上，往下刻度標數(shù)越來

越大，全部容積大于它的最大刻度值，因為下端有一部分

沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次

滴定使用兩滴定管酸(或堿)，也不得中途向滴定管中添

力口。②滴定管可以讀到小數(shù)點后一位。

(2)藥品：標準液；待測液；指示劑。

(3)準備過程：

準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗

滌：用洗液洗一檢漏：滴定管是否漏水一用水洗一用標準液

洗（或待測液洗）一裝溶液f排氣泡f調(diào)液面一記數(shù)據(jù)V（始）

（4）試驗過程

3、酸堿中和滴定的誤差分析

誤差分析：利用〃酸c酸/酸堿c堿/堿進行分析

式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c——酸或堿

的物質(zhì)的量濃度；

V--一酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度

時，則:

ncV

C堿=n'/

上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用

的是分子上的/酸的變化，因為在滴定過程中C酸為標準

酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但

體現(xiàn)的卻是/酸的增大，導(dǎo)致C酸偏高；/堿同樣也是一個

定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際

操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸

用量的減少，即/酸減小，則C堿降低了；對于觀察中出現(xiàn)

的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度

時，C堿的誤差與k酸的變化成正比，即當/酸的實測值大

于理論值時，c堿偏高，反之偏低。

同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。

七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）

1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來

的I或0H結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。

2、水解的實質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來

的I或01結(jié)合，破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的

電離。

3、鹽類水解規(guī)律：

①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強顯誰性，

兩弱都水解，同強顯中性。

②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，

堿性更強。（如:Na2c03>NaHC03）

4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆）（2）

程度?。?）吸熱

5、影響鹽類水解的外界因素:

①溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱，越熱越水

解）

②濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）

③酸堿：促進或抑制鹽的水解（丁促進陰離子水解而抑制

陽離子水解；0H.促進陽離子水解而抑制陰離子水解）

6、酸式鹽溶液的酸堿性：

①只電離不水解：如HSOJ顯酸性

②電離程度〉水解程度，顯酸性（如：HSO3\HTOJ）

2-

③水解程度〉電離程度，顯堿性（如：HCO3\HS\HPO4

）

7、雙水解反應(yīng)：

（D構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)

相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向

右移。

32-

（2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe\A產(chǎn)與A102\C03

2--2-2

（HCO「）、S（HS）>S03（HSO3'）；SNHZ;CCVYHCOJ）與

NfV其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方

程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2A13++3s之一+6H2。==

2A1（OH）3I+3H2sf

8、鹽類水解的應(yīng)用:

水解的應(yīng)用實例原理

明帆凈水3++

1、凈水AI+3H2O^AI(OH)3(K^)+3H

用熱堿水冼油污物品2

2、去油污CO3'+H2O^HCO3*+OH-

①配制FeCb溶液時常加入

Fe3++3HO^Fe(OH)+3H+

少量鹽酸23

3、藥品的保存②配制Na2c03溶液時常

CO32-+H2OUHCO3-+OH-

加入少量NaOH

若不然，則：

由MgCl2,6H2。制無水MMgCl2'6H2O=^=

4、制備無水鹽gCb在HCI氣流中加熱Mg(OH)2+2HCl+4H2O

Mg(OH)2=△=MgO+H2O

用Al2(SO4)3與NaHCC)33,+

5、泡沫滅火器AI+3HCO3-=AI(OH)3l+3CO2l

溶液混合

++

逑??比較NH4cl溶液中離子濃NH4+H2O^NH3-H2O+H

中離子液度的大士WI

++

.度的大小C(C|-)>C(NH4)>C(H)>C(OH)-

9、水解平衡常數(shù)（KQ

對于強堿弱酸鹽：Kh=Kw/Ka（Kw為該溫度下水的離子積，Ka

為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù)）

對于強酸弱堿鹽：Kh=Kw/K/Kw為該溫度下水的離子積，h為

該條件下該弱堿根