选修四：水的电离平衡

知识点一：电解质与非电解质（考点，基础）

1、电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。

2、非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。

①电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质。

②电解质必须是自身能直接电离出自由移动的离子的化合物。SO2、CO2

③条件：水溶液或融化状态

对于电解质来说，只须满足一个条件即可，而对非电解质则必须同时满足两个条件。

④难溶性化合物不一定就是弱电解质。

例如：BaSO4、AgCl 难溶于水，导电性差，但由于它们的溶解度太小，测不出（或难测）其水溶液的导电性，但它们溶解的部分是完全电离的，所以他们是电解质。

⑤酸、碱、盐、金属氧化物和水都是电解质（特殊：盐酸是电解质溶液）；

蔗糖、酒精为非电解质。

针对练习：

1. 下列叙述，正确的是()

A．液态HCl、固态NaCl均不导电，所以HCl和NaCl均为非电解质

B．NH3、SO3的水溶液均导电，所以NH3、SO3是电解质

C．铜丝、石墨均导电，所以它们是电解质

D．蔗糖、酒精在水溶液中或熔融时均不导电，所以它们是非电解质

2. 今有一种固体化合物X，X本身不导电，但熔化状态或溶于水中能够电离，下列关于该化合物X的说法中，正确的是（）

A．X是一定为电解质B．X可能为非电解质

C．X只能是盐类D．X可以是任何化合物

知识点二：强弱电解质（考点，基础）

1、强电解质：溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质。

2、弱电解质：溶于水或熔融状态下只有部分电离的电解质。

①电解质的强弱与化学键有关，但不由化学键类型决定。强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的不一定都是强电解质，如H2O、HF等都是弱电解质。

②电解质的强弱与溶解度无关。如BaSO4、CaCO3等

③电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。

针对练习

1. 可判定某酸为强电解质的现象是( )

A ．该酸加热至沸腾也不分解

B ．该酸可溶解Cu(OH)2

C ．该酸可跟石灰石反应放出CO 2

D ．0.1 mol/L 一元酸c(H ＋)＝0.1 mol/L

2．下列属于强电解质的是( )

①NaOH ②NH 3·H 2O ③MgCl 2 ④醋酸 ⑤NaHCO 3

A ．①②⑤

B ．①③④

C ．②③④

D ．①③⑤

知识点三：电解质溶液的导电性与导电能力（考点，基础）

电解质溶液的导电性和导电能力

① 电解质不一定导电(如NaCl 晶体、无水醋酸)，导电物质不一定是电解质(如石墨)，非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质；

② 电解质溶液的导电性强弱决定于溶液离子浓度大小，浓度越大，导电性越强。离子电荷数越高，导电能力越强。

③ 强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强（浓度可不同）；饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强

④ 电解质的导电条件是水溶液或高温熔融液（熔液）。共价化合物只能在溶液中导电，离子化合物在熔液和溶液均可导电。(区别离子与共价化合物)

针对练习：

1. 下列说法正确的是（ ）

A ．硫酸钡难溶于水，其水溶液导电能力极弱，所以硫酸钡是弱电解质

B ．CO 2溶于水得到的溶液能导电，所以CO 2是电解质

C ．强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强

D ．氯化银难溶于水，故其水溶液不导电

2. 分别向下列各溶液中加入少量NaOH 固体，溶液的导电能力变化最小的是（ ）

A ．水

B ．盐酸

C ．醋酸溶液

D ．NaCl 溶液

导电性强离子浓度 离子所带电溶液浓度 电离程度

知识点四：弱电解质的电离平衡（考点，重点，难点）

1、电离平衡概念

一定条件（温度、浓度）下，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态（属于化学平衡）。

任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质具有该条件下的最大电离程度。

2、电离平衡的特征

①逆：弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡。

②等：弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等。

③动：弱电解质电离成离子和离子结合成分子的速率相等，不等于零，是动态平衡。

④定：弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变。

⑤变：外界条件改变时，平衡被破坏，电离平衡发生移动。

3、影响电离平衡的因素（符合勒夏特列原理）

（1）内因—电解质本身的性质，是决定性因素。

（2）外因

①温度—由于弱电解质电离过程均要吸热，因此温度升高，电离度增大。

②浓度—同一弱电解质，浓度越大，电离度越小（越稀越电离）。

在一定温度下，浓度越大，电离程度越小。因为溶液浓度越大，离子相互碰撞结合成分子的机会越大，弱电解质的电离程度就越小。因此，稀释溶液会促进弱电解质的电离。

针对练习：

1. （双选）硫化氢的水溶液中有如下的动态平衡关系：

S H++HS-；HS- H++S2-；H2O H++OH-，在浓度

H

2

为0.1mol/L的H2S溶液中下列各离子浓度间的关系正确的是

A、c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)

B、2c（H+）=2（HS-）+c（S2-）+2c（OH-）

C、c（H+）=c（HS-）+c（S2-）

D、c（S2-）+c（HS-）+c（H2S）=0.1mol/L

2. 相同体积、相同pH的某一元强酸溶液①和某一元中强酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是( )

3. 常温下0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH＝a，下列能使溶液pH＝(a＋1)的措施是( )

A.将溶液稀释到原体积的10倍

B.加入适量的醋酸钠固体

C.加入等体积0.2 mol·L－1盐酸

D.提高溶液的温度

4. 有三瓶pH均为2的盐酸、硫酸溶液、醋酸溶液：

(1)设三种溶液的物质的量浓度依次为c1、c2、c3，则它们之间的关系是________(用“>”“<”或“＝”表示，下同)。

(2)取同体积的三种酸溶液分别加入足量的锌粉，反应开始放出H2的速率依次为a1、a2、a3，则它们之间的关系是________；反应过程中放出H2的速率依次为b1、b2、b3，则它们之间的关系是____________。

(3)完全中和体积和物质的量浓度均相同的三份NaOH溶液时，需三种酸的体积依次为

V1、V2、V3，则它们之间的关系是________。

5. 一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力如图所示曲线，请回答：

(1)“O”点为什么不导电______。

(2)a，b，c三点的pH值由小到大的顺序是______。

(3)a，b，c三点的醋酸的电离程度(α)最大的一点是_____。

(4)若使C点溶液中的c（CH3COO ）提高，应可以采取下列措施中的____(填标号)。

A、加热

B、加很稀的NaOH溶液

C、加NaOH固体

D、加水

E、加固体CH3COONa

F、加入Zn粒

知识点五：电离平衡常数（考点，重点）

电离平衡常数（相当化学平衡常数）

在一定温度下，当弱电解质的电离达到平衡状态时，溶液中电离产生的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的弱电解质分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，通常用K a 表示弱酸的电离常数。

AB ? A ++B － AB)

()-B ()A (c c c K ?=+电离 （1）K 的意义：K 值越大，则电离程

度越大，电解质（即酸碱性）越强；K 值越小，电离程度越

小，离子结合成分子就越容易，电解质（即酸碱性）越弱。

表达式中各组分的浓度均为平衡浓度。

（2）K 的影响因素：K 的大小与溶液的浓度无关，只随温度的变化而变化．温度不变，K 值不变；温度不同，K 值也不同。

（3）多元弱酸的K ：多元弱酸的电离是分步电离的，每步电离平衡常数，通常用K 1、K 2、 K 3 分别表示，但第一步电离是主要的。如：磷酸的三个K 值，K 1＞K 2＞K 3 ，磷酸的电离只写第一步。说明：

①一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式：

CH 3

3COO － + H ＋

一定温度下CH 3COOH 的电离常数为：

NH 3·H

24＋ + OH －

一定温度下NH 3·H 2O 的电离常数为：

②多元弱酸的电离特点及电离常数表达式：

A 分步电离：是几元酸就分几步电离．每步电离只能产生一个H ＋，每一步电离都有其相应的电离常数。

B 电离程度逐渐减小，且K 1＞K 2＞K 3，故多元弱酸溶液中平衡时的H ＋主要来源于第一步。所以，在比较多元弱酸的酸性强弱时，只需比较其K1即可。例如25℃时，H 3PO 4的电离；

H 3PO 42PO 4－ + H ＋ 343421105.7)()()(-+-?=?=PO H c H c PO H c K H 2PO 4－42－ + H ＋ 842242102.6)()()(--+-?=?=PO H c H c HPO c K HPO 42－43－ + H ＋ 132********.2)()

()(--+-?=?=HPO c H c PO c K

多元弱酸溶液中的c(H ＋)是各步电离产生的c(H ＋)的总和，在每步的电离常数表达式中的c(H ＋)是指溶液中H ＋的总浓度而不是该步电离产生的c(H ＋)。

)()()(33COOH CH c COO CH c H c Ka -+?=)()()(234O H NH c OH c NH c Kb ??=-+

针对练习：

1. 已知下面三个数据：①7.2×10-4、②

2.6×10-4、③4.9×10-10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这三种酸可发生如下反应：NaCN+HNO2==HCN+NaNO2

NaNO2+HF==HCN+NaF NaNO2+HF==HNO2+NaF

由此可判断下列叙述中正确的是

A． HF的电离常数是① B．HNO2的电离常数是①

C．HCN的电离常数是② D．HNO2的电离常数是③

2.25℃时，0.1 mol·L－1的HA溶液中c H＋

c OH－

＝1010，0.01 mol·L－1的BOH溶液pH ＝12。请回答下列问题：

(1)HA是___________(填“强电解质”或“弱电解质”，下同)，BOH是___________。

(2)HA的电离方程式是____________________________________________。

(3)在加水稀释HA的过程中，随着水量的增加而减小的是________(填字母)。

A.c H＋

c HA B．

c HA

c A－

C．c(H＋)与c(OH－)的乘积D．c(OH－)

(4)在体积相等、pH相等的HA溶液与盐酸溶液中加入足量Zn，HA溶液中产生的气体比盐酸中产生的气体________(填“多”“少”或“相等”)。

3．某一元弱酸(用HA表示)在水中的电离方程式是：HA H＋＋A－，回答下列问题：(1)向溶液中加入适量NaA固体，以上平衡将向________(填“正”、“逆”)反应方向移动，理由是_______________________________________________________。

(2)若向溶液中加入适量NaCl溶液，以上平衡将向________(填“正”、“逆”)反应方向移动，溶液中c(A－)将________(填“增大”、“减小”或“不变”)，溶液中c(OH－)将

________(填“增大”、“减小”或“不变”)。

(3)在25℃下，将a mol/L的氨水与0.01mol/L的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中

c(NH＋4)＝c(Cl－)，则溶液显________性(填“酸”、“碱”或“中”)；用含a的代数式表示

NH3·H2O的电离常数K b＝________。

知识点六：水的电离和水的离子积（考点，易错点）

1.电离平衡和电离程度

① 水是极弱的电解质，能微弱电离：

H 2O+H 2O H 3O ++OH -，通常简写为H 2O H ++OH -；ΔH >0

② 实验测得：室温下1LH2O （即55.6mol ）中只有1×10-7mol 发生电离，故25℃时，纯水中c(H +)=c(OH -)=1×10-7mol/L ，平衡常数O)

c(H )c(OH )c(H K 2-?=+电离

2. 水的离子积

（1）概念：因为水的电离极其微弱，在室温下电离前后n(H 2O)几乎不变，因此c （H 2O ）可视为常数，则在一定温度时，c(H +)与c(OH -)=K 电离c(H2O)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。

K W =c(H +)·c(OH -)，25℃时，K W =1×10-14(无单位)。

注意：

①K W 只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，K W 增大。与c(H+)、c(OH-)无关.

25℃时K W =1×10-14，100℃时K W 约为1×10-12。

②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，K W 就不变。

③在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，也就是任何水溶液中都是H+、OH-共存的。由水电离产生的c(H+)、c(OH-)总是相等的。 任何水溶液中都存在Kw=c(H+) . c(OH-) ④.水电离的离子浓度计算

酸：C(OH —)溶液= C(OH —)水

碱：C(H +)溶液= C(H +)水

盐：酸性 C(H +)溶液= C(H +)水

碱性 C(OH —) 溶液= C(OH —)水

针对练习：

1. 室温下,某溶液中由水电离产生的c (H +)等于10-13 mol·L -1,该溶液的溶质不可能是

( ) A.NaHSO 4 B.NaCl C.HCl D.Ba(OH)2

2. (双选)下列说法中正确的是( )

A ．在 25 ℃的纯水中，c(H ＋)＝c(OH －)＝10－7 mol·L －1，呈中性

B ．某溶液中若c(H ＋)>10－7 mol·L －1，则一定有c(H ＋)>c(OH －)，溶液呈酸性

C ．水溶液中c(H ＋)越大，则pH 越小，溶液的酸性越强

D ．pH ＝0的溶液中，只有H ＋而无OH －

知识点七：溶液的pH（重点）

对于稀溶液来说，化学上常采用pH来表示酸碱性的强弱。

⑴概念：表示方法

pH=-lgc(H+) c(H+)=10-pH

⑵溶液的酸碱性与pH的关系(常温时)

①中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol·L-1，pH=7。

②酸性溶液：c(H+)>1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH<7，酸性越强，pH越小。

③碱性溶液：c(H+)<1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH>7，碱性越强，pH越大。

⑶pH的适用范围

c(H+)的大小范围为：1.0×10-14mol·L-1

（4）物理意义：pH越大，溶液的碱性越强；反之，溶液的酸性越强。pH每增大一个单位c（H+）减小至原来的1/10，c(OH-)变为原来的10倍。

针对练习：

1. 将100 mL、0.001 mol/L的盐酸和50 mL pH＝3的硫酸溶液混合后，所得溶液的pH为()

A．4.5B．2.7 C．3.3 D．3

2. 常温下，将0.1 mol/L氢氧化钠溶液与0.06 mol/L硫酸溶液等体积混合后，该混合溶液的pH等于()

A．1.7 B．2.0 C．12.0 D．12.4

3. 常温下，将pH＝1的硫酸溶液平均分成两等份，一份加入适量水，另一份加入与该硫酸溶液物质的量浓度相同的氢氧化钠溶液，两者pH都升高了1，则加入水和加入的NaOH溶液的体积比约为()

A．11∶1 B．10∶1 C．6∶1 D．5∶1

4. 将pH=8的NaOH溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合后,溶液中的c(H+)最接近于()

A.1/2(10-8+10-10) mol·L-1

B.(10-8+10-10) mol·L-1

C.(1×10-14+5×10-5) mol·L-1

D.2×10-10 mol·L-1

5. 设水的电离平衡线如下图所示：

(1)若以A点表示25℃时水在电离平衡时的

离子浓度，当温度升高到100℃时，水的电

离平衡状态到B点，则此时水的离子积从

________增加到________。

(2)将pH＝8的Ba(OH)2溶液与pH＝5的稀

盐酸混合，并保持在100℃的恒温。欲使混

合溶液的pH＝7，则Ba(OH)2溶液和盐酸的

体积比为________。

知识点八：酸碱中和滴定（考点，难点）

1.概念：用已知物质的量的浓度的酸或碱（标准溶液）来测定未知物质的量浓度的碱或酸（待测溶液或未知溶液）的方法叫做酸碱中和滴定。

2.原理：根据酸碱中和反应的实质是： H +

+OH

-

=H2O

在滴定达到终点(即酸碱恰好反应)时：

有n(H+)=n(OH-) 即 c酸 V酸=c碱V碱

例：用0.1230mol/L的NaOH溶液滴定25.00mL未知浓度的硫酸溶液，滴定完成时用去NaOH溶液27.84mL。计算待测硫酸溶液的物质的量浓度。

3.滴定的关键

①准确测定参加反应的两种溶液的体积

②准确判断完全中和反应终点

4、酸碱中和滴定指示剂的选择

⑴原则：①终点时，指示剂的颜色变化明显、灵敏②变色范围与终点pH接近

⑵酸碱指示剂：

①强酸强碱间的滴定：酚酞溶液、甲基橙

②强酸滴定弱碱：由于生成强酸弱碱盐使溶液显酸性，所以选用甲基橙作指示剂

③强碱滴定弱酸：由于生成强碱弱酸盐使溶液显碱性，所以选用酚酞作指示剂

5.中和滴定的基本操作和步骤

操作过程：

（1）查漏（2）洗涤（3）润洗（4）灌液（5）赶气泡（6）调节液面（7）滴定（8）数据记录（9）复滴（10）计算

6. 误差分析⑴分析原理：（标准酸滴定未知碱）

滴定过程中任何错误操作都可能导致C标、V标、V测的误差，但在实际操作中认为C （标）是已知的，V（测）是固定的，所以一切的误差都归结为V（标）的影响，

V（标）偏大则C（测）偏大， V（标）偏小则C（测）偏小。

针对练习：

1. 实验室中有一未知浓度的稀盐酸，某学生测定盐酸的浓度在实验室中进行实验。请完成下列填空：

(1)配制100 mL 0.10 mol/LNaOH标准溶液。

①主要操作步骤：计算→称量→溶解→(冷却后)→洗涤(并将洗涤液移入容量瓶)→

__________→__________→________→将配制好的溶液倒入试剂瓶中，贴上标签。

②称量________g氢氧化钠固体所需仪器有：天平(带砝码、镊子)、________、

________。

(2)取20.00 mL待测盐酸放入锥形瓶中，并滴加2～3滴酚酞作指示剂，用自己配制的NaOH标准溶液进行滴定。重复上述滴定操作2～3次。记录数据如下。

①滴定达到终点的标志是________。

②根据上述数据，可计算出该盐酸的浓度约为________(保留两位有效数字)。

③排除碱式滴定管中气泡的方法应采用如图所示操作中的________，然后轻轻挤压玻璃球使尖嘴部分充满碱液。

2. 用中和滴定法测定某烧碱样品的纯度，试根据实验回答下列问题：

(1)准确称量8.2 g含有少量中性易溶杂质的样品，配成500 mL待测溶液。称量时，样品可放在________(填编号字母)称量。

A．小烧杯中B．洁净纸片上C．托盘上

(2)滴定时，用0.200 0 mol·L－1的盐酸来滴定待测溶液，不可选用________(填编号字母)作指示剂。

A．甲基橙 B．石蕊 C．酚酞

(3)滴定过程中，眼睛应注视__________________；在铁架台上垫一张白纸，其目的是________________________________。

(4)根据下表数据，计算被测烧碱溶液的物质的量浓度是________mol·L－1，烧碱样品的纯度是_________________________。

(5)下列实验操作会对滴定结果产生什么影响(填“偏高”、“偏低”或“无影响”)?

①观察酸式滴定管液面时，开始俯视，滴定终点平视，则滴定结果________。

②若将锥形瓶用待测液润洗，然后再加入10.00 mL待测液，则滴定结果________。3．在中和滴定操作过程中，有以下各项因操作不当引起的实验误差，用“偏高”、“偏低”或“无影响”等填空：

(1)滴定管用蒸馏水洗净后，未用已知浓度的标准溶液润洗，使滴定结果________；

(2)锥形瓶用蒸馏水洗净后，又用待测溶液润洗，使滴定结果________；

(3)滴定管(装标准溶液)在滴定前尖嘴处有气泡，滴定终了无气泡，使滴定结果

________；

(4)滴定前平视，滴定终了俯视，使滴定结果________；

(5)滴定前仰视，滴定终了平视，使滴定结果________；

(6)过早估计终点，使滴定结果________；

(7)过晚估计终点，使滴定结果________；

(8)洗涤锥形瓶时，误把稀食盐水当作蒸馏水，然后用锥形瓶装待测的盐酸，用NaOH 标准溶液滴定时，对测得的结果________。