专题07 弱电解质的电离平衡 水的电离和溶液的pH （知识串讲+专题过关）-2022-2023学年高二化学上学期期中期末考点大串讲（人教版2019选择性必修1）（原卷版）

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专题 07 弱电解质的电离平衡 水的电离和溶液的 pH
【知识梳理】
【归纳总结】
一、弱电解质的电离平衡及影响因素
1．弱电解质的电离平衡概念
(1)电离平衡的建立
在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，
电离过程达到了平衡。
(2)电离平衡的建立与特征
① 开始时，v(电离)最大，而 v(结合)为0。
② 平衡的建立过程中，v(电离)＞v(结合)。
③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
2．影响电离平衡的因素
以0.1 mol·L－1 CH3COOH 溶液为例，填写外界条件对 CH3COOH(aq) CH 3COO－(aq)＋H＋(aq)　ΔH＞0的
影响。
改变条件 平衡移动方向 n(H＋)c(H＋)导电能力
加水稀释 向右 增大 减小 减弱
加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增强
通入 HCl(g) 向左 增大 增大 增强
加NaOH(s) 向右 减小 减小 增强
加CH3COONa(s) 向左 减小 减小 增强
升高温度 向右 增大 增大 增强
二、电离平衡常数及应用
1．概念
在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度 (幂次方)的乘积与溶液中未
电离的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，用 K(弱酸用 Ka，弱碱用
Kb)表示。
2．表达式
一元弱酸 HA 一元弱碱 BOH
电离方程式 HA H ＋＋A－BOH B ＋＋OH－
电离常数表达式 Ka＝Kb＝
3.特点
(1)电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。
(2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。
(3)多元弱酸的各步电离常数的大小关系是 K1≫K2≫K3……，故其酸性取决于第一步的电离。
4．电离度
(1)概念
在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质分子总数的百分比。
(2)表示方法
α＝×100%，也可表示为 α＝×100%。
(3)影响因素
① 相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。
② 相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。
三、水的电离与水的离子积常数
1．水的电离
(1)水是极弱的电解质，水的电离方程式为 H2O＋H2O H 3O＋＋OH－或简写为 H2O H ＋＋OH－。
(2)25 ℃时，纯水中 c(H＋)＝c(OH－)＝1×10 －
7
_mol·L －
1
；任何水溶液中，由水电离出的 c(H＋)与c(OH－)都相
等。
2．水的离子积常数
3．填写外界条件对水的电离平衡的具体影响
改变条件 平衡移动方向 Kw水的电离程度 c(OH－)c(H＋)
HCl 逆 不变 减小 减小 增大
NaOH 逆 不变 减小 增大 减小
Na2CO3正 不变 增大 增大 减小
NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大
NaHSO4逆 不变 减小 减小 增大
加热 正 增大 增大 增大 增大
四、溶液的酸碱性与 pH
1．溶液的酸碱性　pH 概念
(1)pH 计算公式：pH＝－ lg _c (H ＋
) 。
(2)溶液呈酸碱性的本质：溶液的酸碱性取决于 c(H＋)和c(OH－)的相对大小
溶液的酸碱性 c(H＋)与c(OH－)比较 常温下溶液 pH
酸性溶液 c(H＋)＞c(OH－)＜7
中性溶液 c(H＋)＝c(OH－)＝7
碱性溶液 c(H＋)＜c(OH－)＞7
2.pH 的测定
(1)酸碱指示剂法
该法只能测其 pH 的大致范围，常见指示剂变色范围如下表：
指示剂 变色范围的 pH
石蕊 ＜5.0
红色
5.0～8.0
紫色
>8.0
蓝色
甲基橙 ＜3.1
红色
3.1～4.4
橙色
>4.4
黄色
酚酞 ＜8.2
无色
8.2～10.0
浅红色
>10.0
红色
(2)pH 试纸法
用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，变色后与标
准比色卡对照。
(3)pH 计测定
五、酸碱中和滴定的原理与操作
1．概念
用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定碱(或酸)的浓度。
2．原理
c(待测)＝。
3．滴定操作
(1)滴定管的使用方法
① 滴定管使用前应检查是否漏水。
② 量取一定体积的下列液体时，哪些必须使用如下图所示的滴定管盛装？ce。
专题07 弱电解质的电离平衡 水的电离和溶液的pH （知识串讲+专题过关）-2022-2023学年高二化学上学期期中期末考点大串讲（人教版2019选择性必修1）（原卷版）.docx

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