水溶液中的離子平衡-講義-最新-全文預(yù)覽
【正文】 ⑵加水稀釋計(jì)算 ①強(qiáng)酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n。pH試紙的使用方法：取一小塊pH試紙放在玻璃片(或表面皿)上，用潔凈的玻璃棒蘸取待測液滴在試紙的中部，隨即(30s內(nèi))與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比色對(duì)照，確定溶液的pH。L1或c(OH)≥1molL1c(H+)1mol③堿性溶液：c(H+)1107mol⑵溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(常溫時(shí))①中性溶液：c(H+)=c(OH)=110 7molC時(shí)，濃度為1105mol/L的NaOH溶液中，由水電離產(chǎn)生的C(OH)是多少？酸：C(OH—) 溶液= C(OH—)水堿：C(H+)溶液= C(H+)水鹽：酸性 C(H+)溶液= C(H+)水 堿性 C(OH—) 溶液= C(OH—)水溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中的c(H+)與c(OH)的相對(duì)大小。25℃時(shí)KW=11014，100℃時(shí)KW約為11012。練習(xí)：影響水的電離平衡的因素可歸納如下：H2O H++OH變化條件平衡移動(dòng)方向電離程度c(H+)與c(OH)的相對(duì)大小溶液的酸堿性離子積KW加熱向右增大c(H+)=c(OH)中性增大降溫向左減小c(H+)=c(OH)中性減小加酸向左減小c(H+)c(OH)酸性不變加堿向左減小c(H+)c(OH)堿性不變加能結(jié)合H+的物質(zhì)向右增大c(H+)c(OH)堿性不變加能結(jié)合OH的物質(zhì)向右增大c(H+)c(OH)酸性不變⑶水的離子積在一定溫度時(shí)，c(H+)與c(OH)的乘積是一個(gè)常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。純水由25℃升到100℃，c(H+)和c(OH)從1107mol/L增大到1106mol/L(pH變?yōu)?)。H2CO3 H++HCO3，HCO3 H++CO32，以第一步電離為主。⑤變：外界條件改變時(shí)，平衡被破壞，電離平衡發(fā)生移動(dòng)。⑵電離平衡的特征①逆：弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的，存在電離平衡。如HClO、NH3水溶液中的離子平衡167。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿和水。任何弱電解質(zhì)在水溶液中都存在電離平衡，達(dá)到平衡時(shí)，弱電解質(zhì)具有該條件下的最大電離程度。④定：弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液里離子的濃度、分子的濃度都不再改變。以電離平衡CH3COOH CH3COO+H+為例，各種因素對(duì)平衡的影響可歸納為下表：平衡移動(dòng)方向c(H+)n(H+)c(Ac)c(OH)c(H+)/ c(HAc)導(dǎo)電能力電離程度加水稀釋向右減小增多減小增多增多減弱增大加冰醋酸向右增大增多增多減小減小增強(qiáng)減小升高溫度向右增大增多增多增多增多增強(qiáng)增大加NaOH(s)向右減小減少增多增多增多增強(qiáng)增大加H2SO4(濃)向左增大增多減少減少增多增強(qiáng)減小加醋酸銨(s)向左減小減少增多增多減小增強(qiáng)減小加金屬M(fèi)g向右減小減少增多增多增多增強(qiáng)增大加CaCO3(s)向右減小減少增多增多增多增強(qiáng)增大電離方程式的書寫⑴強(qiáng)電解質(zhì)用=，弱電解質(zhì)用⑵多元弱酸分步電離，多元弱堿一步到位。 熔融狀態(tài)時(shí)：NaHSO4=Na++HSO4—溶于水時(shí)：NaHSO4=Na++H++SO42—三、水的電離及溶液的pH水的電離⑴電離平衡和電離程度 水是極弱的電解質(zhì)，能微弱電離H2O+H2O H3O++OH，通常簡寫為H2O H++OH；ΔH0 25℃時(shí)，純水中c(H+)=c(OH)=1107mol/L ⑵影響水的電離平衡的因素①溫度：溫度越高電離程度越大c(H+)和c(OH)同時(shí)增大，KW增大，但c(H+)和c(OH)始終保持相等，仍顯中性。溫度不變時(shí)，KW不變。①KW只受溫度影響，水的電離吸熱過程，溫度升高，水的電離程度增大，KW增大。⑷水電離的離子濃度計(jì)算例1：在25176。c(OH)=14。L1c(OH), pH7，酸性越強(qiáng)，pH越小。）⑶pH的適用范圍c(H+)的大小范圍為：1014mol當(dāng)c(H+)≥1mol指示劑甲基橙石蕊酚酞變色范圍pH～～～
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