第23講電離平衡溶液的pH

1.能用化學(xué)用語(yǔ)正確表示水溶液中弱電解質(zhì)的電離平衡。能通過(guò)實(shí)驗(yàn)證明水溶

液中存在弱電解質(zhì)的電離平衡。

2.能從電離平衡的角度分析溶液的性質(zhì)，如導(dǎo)電性等。

3.能綜合運(yùn)用電離平衡原理，分析和解決生產(chǎn)、生活中有關(guān)電解質(zhì)溶液的實(shí)際

復(fù)習(xí)要求

問(wèn)題。

4.了解電離平衡常數(shù)的含義，能利用電離平衡常數(shù)來(lái)判斷溶液的酸堿性。

5.了解水的離子積常數(shù)，會(huì)分析酸堿中和滴定過(guò)程，能進(jìn)行溶液pH的簡(jiǎn)單計(jì)

算。

里空|強(qiáng)電解質(zhì)|

I電離平衡常數(shù)|

電離方程式

溶液的導(dǎo)電性T電離平衡卜T電離度(W

知識(shí)體系T電離平衡移祠

而萬(wàn)T弱電?解施卜-

酸堿中

電離溶液中《H)和-T溶液的畫(huà)—,,

c(OH)的相對(duì)大小和滴定

T水的電離卜

水的離子?|pH的并算|

積常數(shù)K.

考點(diǎn)一弱電解質(zhì)的電離平衡電離平衡常數(shù)

—知識(shí)歸納

一、電解質(zhì)及其分類

1.電解質(zhì)的分類

全部電離強(qiáng)電解質(zhì)

例：

需在水溶液中NaCl^=

質(zhì)或熔融狀態(tài)下部分由離弱電解質(zhì)

都分電禺》例:CHC00H一

2.電解質(zhì)的物質(zhì)類別

(1)強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大部分鹽等;

(2)弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿、水等。

類別強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)非電解質(zhì)

液態(tài)氯化氫、熔融的硫NH?H20、三氧化硫、

實(shí)例3

酸鉀、氯化鈉晶體冰醋酸乙醇

【注意】在水溶液或熔融狀態(tài)下，只有本身電離出離子導(dǎo)電的化合物才是電解質(zhì)。比如H2c03是(弱)電解

質(zhì)，C02是非電解質(zhì)，C02的水溶液是混合物。

二、弱電解質(zhì)的電離平衡

1.電離平衡含義

在一定條件下(如濃度、溫度等),當(dāng)_____________產(chǎn)生離子的速率和.的速率相等時(shí)，達(dá)到

電離平衡狀態(tài)。弱電解質(zhì)的電離是個(gè)吸熱的過(guò)程。

2.電離平衡的建立過(guò)程：

速率

弱電解質(zhì)分子

電離成離子

螃辛兩種速率相等，處于電離平衡狀態(tài)

/合成弱電解

'質(zhì)分子的速率

時(shí)間

3.影響電離平衡的因素

(1)內(nèi)因

弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。

(2)外因

①濃度：在一定溫度下，同一弱電解質(zhì)溶液，濃度越，越易電離。

②溫度：溫度越，電離程度越o

③同離子效應(yīng):加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時(shí)，可使電離平衡向結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向移動(dòng)。

④化學(xué)反應(yīng)：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，可使電離平衡向電離方向移動(dòng)。

三、電離平衡常數(shù)及其應(yīng)用

1.概念

在一定條件下，弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度(塞次方)的乘積與溶液中未電

離的分子濃度的比值是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)，用(弱酸用，

弱堿用)表示。

2.電離平衡常數(shù)表達(dá)式

(1)一元弱酸或弱堿

一元弱酸HA一元弱堿BOH

電離方程式HA津騎H++A「BOH濮跋B++OH-

電離常數(shù)..c(H+)-c(ADc(B+)-c(OH-)

Kb

表達(dá)式*c(HA)~c(BOH)

(2)多元弱酸(以H2c。3為例)

第一步電離第二步電離

電離方程式

電離常數(shù)c(H+)-c(HCODc(H+)-c(COD

)

表達(dá)式Kal—c(H2co3《2—c(HCOD

電離常

Kal_____

數(shù)關(guān)系____Ka2

【思維拓展】

常見(jiàn)弱電解質(zhì)的數(shù)據(jù)(25℃)

弱電解質(zhì)電離方程式數(shù)據(jù)

5

NH3-H2ONH3-H2O?=^NH；+OH-Kh=1.8x10*

CH3coOHCHJCOOH==^CH3cOO'+H*K.=1.75x10”

HC10HC10^=4T+C10?K,=4.0xIO"4

H2cO3=4.5x10“

H2CO3

HCO；-=4T+C0；Ku=4.7xIO'"

2

H2C2O4?=^H*+HC2O;K“=5.6x10"

H2C2O4

HC2O；5="H*+C2O^&2=1.5x107

3

H3PO4^=^H*+H2PO;K“=6.9x10*

H3PO4HJO；?=^H++HPO：Kq=6.2xKT*

HPO：^=4T+P0：心=4.8xl0-u

①電離是吸熱過(guò)程。電離常數(shù)K只與有關(guān)，升高，K增大。

②由以上數(shù)據(jù)可看出Kal>Ka2>Ka3，且&1>><2，說(shuō)明多元弱酸是分步電離的，且以電離為主。

③電離常數(shù)K反映了弱電解質(zhì)電離程度的相對(duì)大小。相同條件(同溫、同濃度)下，電離常數(shù)K越大，表示弱

電解質(zhì)越容易電離，酸性（或堿性）越強(qiáng)。由以上表格數(shù)據(jù)可知，25°C時(shí)酸性由強(qiáng)到弱的是

H3PO4>H2C2O4>HC2O；>CH3COOH>H2CO3>HClO>HCOr。

3.利用電離平衡常數(shù)大小進(jìn)行的比較

比較舉例

Ka（HF）>Ka（HClO）；

判斷弱酸（或弱堿）酸性（或堿性）的相對(duì)強(qiáng)弱

同條件時(shí)的酸性：HF>HC1O

Kai(H2co3)>Ka(HClO);

判斷酸與鹽能否反應(yīng)（強(qiáng)酸制弱酸）

Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO31+2HC1O

向NH4C1溶液中加水稀釋時(shí)，

，"H3c%：J（H）的變化:分子分母同

判斷溶液中粒子濃度比值的變化

時(shí)乘以c（°H>可得感（N盒氏。）‘該比

值只與溫度有關(guān)，溫度不變，比值不變

K（HF）>K（CH3coOH）；鹽所對(duì)應(yīng)的酸（或堿）

判斷鹽溶液的酸性（或堿性）強(qiáng)弱越弱，鹽的水解程度越大，鹽的堿（或酸）性越

強(qiáng)；同濃度時(shí)，溶液的堿性：NaF<CH3COONa

如H2c03的Kal=4.5X1（）-7、&2=4.7乂IO-"，

判斷酸式鹽電離程度和水解程度的相對(duì)大小由于Ka2V聯(lián)?（即Kh2），故HCO5的水解程度大

Kal、

于電離程度

四、電離度

在一姬條件下的弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原電解質(zhì)分子總數(shù)的百分比。

2.表示方法

已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)主一.弱電解質(zhì)的某離子濃度、

。一溶液中原有弱電解質(zhì)的分子總數(shù)Xl0%’也可表示為"一弱電解質(zhì)的初始濃度X100^；,己電離

始?4。

3.意義

衡量弱電解質(zhì)的電離程度。

（1）同一弱電解質(zhì)

①相同溫度下，同一弱電解質(zhì)，濃度越大，其電離度（。）越，即電離程度越;

②相同濃度下，同一弱電解質(zhì)，溫度越高，其電離度（。）越，即電離程度越0

（2）不同弱電解質(zhì)

在相同條件下（濃度、溫度相同），不同弱電解質(zhì)的電離度越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大。

4.電離度a與電離平衡常數(shù)Ka

（1）電離度。的計(jì)算

1-1

以0.1mol-L_CH3COOH溶液為例（25℃時(shí),CH3COOH的Ka=1.75X10-。單位：mol-L）o

-

CH3COOH^^CH3COO+H*

開(kāi)始0.100

變化0.1a0.1a0.1a

平衡O.l(l-a)0.1a0.1a

c(CH3C00)-C(H+)

1.75X10

C(CH3CCKJH)

0.1aX0.1aff2

——:-------=1.75X105>--------=1.75X104'

0.1(1—a)1—a

由于弱電解質(zhì)的電離是微弱的，故1一，a^^1.75X10-4X100%^1.32%

（2）電離度a與電離平衡常數(shù)原的關(guān)系

已知25。。時(shí)，某濃度為c的一元弱酸HA的電離度為a，求該溫度下HA的電離常數(shù)（乂）。

HAH++A-

起始c00

轉(zhuǎn)化c-ac'ava

平衡C'(1-a)C'O.c'a

(c*a)c*_

降=―百~—=-~-'°很小，可認(rèn)為1一0仁1'貝IKa=c?匹所以，當(dāng)不同弱酸的初始濃度相同

c,(1—a)1—a

時(shí)，可以直接通過(guò)原比較a的大小。

【注意】①因?yàn)槿蹼娊赓|(zhì)的電離是微弱的，所以電離度一般較小。②初始。越大，電離度。越小。

【思維拓展】

鹽酸和醋酸?？碱}型的比較

①同溫度、同濃度(如1moLL-i)、同體積的鹽酸和醋酸的比較

與足量

開(kāi)始與反應(yīng)起始中和消耗

Zn反應(yīng)

酸c(H+)Zn反應(yīng)至結(jié)束平均堿的Zn的

產(chǎn)生H

的速率反應(yīng)速率能力2質(zhì)量

的量

鹽酸大大大相同

相同相同

醋酸小小小

②同溫度、同pH(如pH=3)、同體積的鹽酸和醋酸的比較

開(kāi)始與反應(yīng)起始與足量

中和消耗

Zn反至結(jié)束平Zn反應(yīng)

酸c(H+)c(酸)堿的Zn的

應(yīng)的均反應(yīng)產(chǎn)生H2

能力質(zhì)量

速率速率的量

鹽酸小小小小小

相同相同

醋酸大大大大大

③常溫下電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性

a.影響電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力的因素

影響因素導(dǎo)電能力大小比較結(jié)論

離子濃度1mol-L1鹽酸大于1mol-L-1醋酸離子濃度越大，導(dǎo)電性越強(qiáng)

1mol-L1NaCl溶液小于1mol-L1離子濃度相同時(shí)，離子所帶電荷數(shù)越

電荷數(shù)

C11SO4溶液多，導(dǎo)電性越強(qiáng)

【易錯(cuò)辨析】

1.(2022?江蘇卷)用pH計(jì)測(cè)量醋酸、鹽酸的pH，比較溶液pH大小，用來(lái)判斷CH3coOH是弱電解質(zhì)。()

2.強(qiáng)電解質(zhì)稀溶液中不存在溶質(zhì)分子，弱電解質(zhì)稀溶液中存在溶質(zhì)分子。()

3.醋酸的起始濃度越小，電離度越大。（）

4.電離平衡向右移動(dòng)，弱電解質(zhì)分子的濃度一定減小。（）

5.下圖表示弱電解質(zhì)在水中建立電離平衡的過(guò)程。（）

速

率弱電解質(zhì)分子

電離為離子

離子結(jié)合為

弱電解質(zhì)分子

0時(shí)間

?命題突破

類型1電離方程式

1.（2024?鹽城三模）下列電離方程式書(shū)寫(xiě)正確的是（）

2+

A.Ba（OH）2=Ba+（OH）7

2+2-

B.Ca（ClO）2=Ca+2Cr+2O

++

C.NaHCO3=Na+H+COf

+

D.KMnO4=K+MnO；

類型2電離平衡的影響因素

2.H2s水溶液中存在電離平衡H2s渥取H++HS「和HS-渥掖H++S2,若向H2s溶液中（）

A.加水，平衡向右移動(dòng)，溶液中氫離子濃度增大

B.通入過(guò)量SO2氣體，平衡向左移動(dòng)，溶液pH值增大

C.滴加新制氯水，平衡向左移動(dòng)，溶液pH值減小

D.加入少量硫酸銅固體（忽略體積變化），溶液中所有離子濃度都減小

類型3同濃度（或同氫離子濃度）強(qiáng)酸和弱酸的比較

3.現(xiàn)有：a.鹽酸、b,醋酸兩種稀溶液。

（1）若兩種酸的物質(zhì)的量濃度均為0.1mol-L1：

①兩種酸溶液中的c（H+）大小關(guān)系為（用a、b表示，下同）。

②取等體積上述兩種酸溶液,分別用同濃度的NaOH溶液完全中和，所需NaOH溶液體積大小關(guān)系為

③若取等質(zhì)量Zn分別跟這兩種酸溶液反應(yīng)，使Zn恰好完全反應(yīng)時(shí)，消耗兩種酸溶液的體積大小關(guān)系為

（2）若兩種溶液中c（H*）均為0.1mol-L1：

①兩種酸的物質(zhì)的量濃度大小關(guān)系為o

②取等體積上述兩種酸溶液,分別用同濃度的NaOH溶液完全中和，所需NaOH溶液體積大小關(guān)系為

③若取等質(zhì)量Zn分別跟這兩種酸溶液反應(yīng)，使Zn恰好完全反應(yīng)時(shí)，消耗兩種酸溶液的體積大小關(guān)系為

類型4電離平衡常數(shù)的計(jì)算

4.⑴（2022?天津卷）25°C時(shí)，H2s溶液中H2S>HS，S?一在含硫粒子總濃度中所占分?jǐn)?shù)5隨溶液pH的變化關(guān)

（已知：y[L8^1.34）o

類型5電離平衡常數(shù)的應(yīng)用

5.（2025?泰州高三質(zhì)檢）已知數(shù)據(jù)：7.2X10—4、4.6X10-4,4.9義10—1°分別是三種酸的電離平衡常數(shù)，若已知

這些酸可發(fā)生如下反應(yīng)：?NaCN+HNO2=HCN+NaNO2，②NaCN+HF=HCN+NaF>③NaNCh+

HF=HNO2+NaF，由此可判斷下列敘述中不正確的是（）

A.HF的電離平衡常數(shù)為7.2X10-4

B.HNO2的電離平衡常數(shù)為4.9Xlor。

C.根據(jù)①③兩個(gè)反應(yīng)即可知三種酸的相對(duì)強(qiáng)弱

D.HNCh的電離平衡常數(shù)比HCN大，比HF小

考點(diǎn)二水的電離和溶液的pH

?知識(shí)歸納

一、水的電離和水的離子積常數(shù)

L電離

許衡一水是一種極弱的電解質(zhì)

水的電離方|_40+旦0-HQ++OH-,簡(jiǎn)寫(xiě)為

程'（水的電離是吸熱過(guò)程）

（25七

水的（I表達(dá)式I---

時(shí)為）

子

離只是溫度的函數(shù)，溫度不變，&

常

積影響因氯

—.溫度升高，K____

數(shù)

人不僅適用于純水，也適用

適用范圍卜

于溶液

-住51-&揭示了在任何水溶液中均存在H+、OH,

3片只要溫度不變，K.不變

二、外界條件對(duì)水電離平衡的影響

平衡移水的電

改變條件K.C(OW)C(W)

動(dòng)方向離程度

加入HC1_______________

酸、堿

NaOH_______________

加入能NaCO

23—————

水解的

NHO

鹽4—————

強(qiáng)酸的

NaHSO

酸式鹽4—————

溫度加熱___————

三、溶液的酸堿性與pH

1.常溫下，溶液的酸堿性

溶液的酸堿性c(H+)與c(OJT)比較常溫下溶液pH

酸性溶液c(H+)____c(OH)______7

中性溶液所)____c(OH")______7

堿性溶液c(H+)____c(OH)______7

2.溶液的pH及測(cè)定方法

定義pH=________

意義粗略表示稀溶液酸堿性的強(qiáng)弱

范圍一般在0?14之間

c(0H7(mol-『)10*10=1

c(H7(mol-L1)1IO-7IO'4

H-----------------1-----------------F-

規(guī)律pH0714

.__________中_________.

，陣

酸性增強(qiáng)堿性增強(qiáng)

續(xù)表

測(cè)定把一小片干燥pH試紙放在表面皿或玻璃片上，用潔凈的________蘸取溶液

方法點(diǎn)在pH試紙中心，變色后，與_______對(duì)照即可讀出溶液的pH

只能測(cè)稀溶液的pHo使用pH試紙測(cè)溶液的pH時(shí)，試紙不能用蒸儲(chǔ)水潤(rùn)濕，

特別否則會(huì)將溶液進(jìn)行稀釋，記錄的數(shù)據(jù)只能是整數(shù)；若需精確測(cè)定溶液的pH，

提醒則應(yīng)使用_______;若測(cè)具有漂白性的溶液(如氯水、NaClO溶液)的pH，則

不能使用________，應(yīng)改用_________

3.溶液酸堿性的另外一種表示方法一pOH

(i)pOH=-igc(oir)

(2)常溫下：pH+pOH=14

【思維拓展】

溶液混合后酸堿性的判斷方法

①等濃度等體積的一元酸與一元堿混合的溶液——“誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性”。

②室溫下c式H+)=c40lT)，即pH之和等于14時(shí)，一強(qiáng)一弱等體積混合——“誰(shuí)弱誰(shuí)過(guò)量，誰(shuí)弱顯誰(shuí)性”。

③室溫下，已知酸和堿pH之和的溶液等體積混合酸堿性分析(兩強(qiáng)混合)

a.若pH之和等于14>則混合后溶液顯中性，pH=7。

b.若pH之和大于14，則混合后溶液顯堿性，pH>7o

c.若pH之和小于14,則混合后溶液顯酸性，pH<7。

四、pH的計(jì)算

1.pH計(jì)算的一般思維模型

1酸的稀釋1—

步

初先求最終溶

斷

判「酸性1酸與酸的混合卜-液中MH*),-1

終

最溶液再求c(H)

液

溶d酸與堿的混儕

先求最終溶

酸

的堿性-液中c(OH),

性

堿■1堿與堿的混合卜

溶液再根據(jù)人求

4堿的稀釋1_出出由

2.不同類型溶液中c(H+)、c(Oir)以及pH的計(jì)算

已知：25℃時(shí)，CH3co0H和NH3汨2。的電離平衡常數(shù)分別為Ka=1.75XICP、氏=1.8乂10=("污七1.32、

Vh8^1.34)>1g1.32-0.12、lg1.34^0.13=

類型類型溶液中c(H+)或c(OH-)PH

一元

0.10mol-L-1HC1溶液c(H+)=0.10mol-L11.00

強(qiáng)酸

一元C(H+)K0.131.32義KT?

0.10mol-L_1CH3COOH溶液2.88

弱酸mol?L1

一元

O.lOmoLL-iNaOH溶液c(OH-)=0.1mol-L-113.00

強(qiáng)堿

一元c(OlT)仁q0.1Kb2l.34X1()—3

0.10mol?L1NH?H2O溶液11.13

弱堿3mol,L1

【思維拓展】

(1)常溫下，酸或堿溶液稀釋pH變化規(guī)律

①酸或堿溶液無(wú)限稀釋，pH只能無(wú)限接近7，但不能越過(guò)7。

②強(qiáng)酸溶液每稀釋10倍，pH上升1個(gè)單位，強(qiáng)堿溶液每稀釋10倍，pH下降一個(gè)單位。

③弱酸或弱堿溶液稀釋10倍,pH變化小于1個(gè)單位。

④稀釋過(guò)程中pH變化曲線斜率較大者為較強(qiáng)的酸(或堿)。

(2)酸或堿稀釋圖像

①常溫下，等pH的酸或堿稀釋圖像比較

0。%稀釋倍數(shù)

稀釋相同倍數(shù)后的pH醋酸〈鹽酸氨水〉NaOH

稀釋到相同pH時(shí)需要

醋酸>鹽酸氨水>NaOH

加水的體積

酸、堿溶液稀釋相同倍數(shù)時(shí)，強(qiáng)電解質(zhì)溶液比弱電解質(zhì)溶液

的pH變化幅度大，無(wú)限稀釋后，pH無(wú)限接近中性

【易錯(cuò)辨析】

1.：（*?）=1X10=2的溶液中:K+、Na+、CO/、NO?一定能大量共存。（）

2.將水加熱，&和c（H+）均增大。（）

3.溫度一定時(shí)，在純水中通入少量SO2，水的電離平衡不移動(dòng)，降不變。（）

4.任何水溶液中均存在才和OJT，且水電離出的c（H+）和c（OlT）相等。（）

5.在蒸儲(chǔ)水中滴加濃H2so4，以不變。（）

亦題卷破

類型1水的電離及其影響因素

1.（2025?南京高三聯(lián)考）下列操作會(huì)促進(jìn)HzO的電離，且使溶液pH>7的是（）

A.將純水加熱到90℃

B.向水中加少量NaOH溶液

C.向水中加少量Na2cCh溶液

D.向水中加少量FeCb溶液

類型2水的離子積與離子共存

2.下列各組離子在相應(yīng)的第件下可能大量共存的是（）

A.常溫下=1X1012的溶液中:NH］、Fe2+,Cl，NO,

B.含有NO5的溶液中：Fe2+.SOF.SOf、H+

C.常溫下由水電離產(chǎn)生的。（OJT）=lXl（Fiimol?L—i的溶液中：NO?、Mg2+,Na+>SOf

D.常溫下c（*,=mol?L-i的溶液中:Na+、HCO］、C「、K+

類型3pH的計(jì)算

3.（1）（2025?淮安高三質(zhì)檢）已知水在25。。和100℃時(shí)，其電離平衡曲線如圖所示。假設(shè)溶液混合后體積變化

忽略不計(jì)，回答下列問(wèn)題：

c(OH)/(mol-L-')

0l(T10-6c(H，)/(mol?I「)

曲線B對(duì)應(yīng)的溫度下，將0.02mol-L1Ba(OH)2溶液與等物質(zhì)的量濃度的NaHSCU溶液等體積混合后，混合

溶液的pH=。

(2)(2024.江蘇階段練習(xí))以含保廢料為原料住要成分NiCCh，含少量AI2O3、MgO、CaO河制備高純NiCCh。

制備過(guò)程如下：

NH4FNa,CO,

NiO溶液溶液

濾清1濾渣2

-115

已知:Ksp(CaF2)=5.3Xl(p9，^sp(MgF2)=4.0X10>Kb(NH3?H2O)=1.8X10^，&(HF)=1.0義10七

“除雜”后所得溶液的pH=6，c(Mg2+)=lor皿。1.L>>則c(HF)=mol-L^

類型4弱酸的稀釋曲線圖像

4.(2024?連云港期中)已知：常溫下，:HCOOH的酸性強(qiáng)于CH3coOH。現(xiàn)將pH=3、體積均為3的兩種酸溶

液分別加水稀釋至體積V，pH隨1g。的變化如圖所示。下列敘述正確的是()

A.曲線I表示CH3COOH溶液的變化曲線

B.溶液中水的電離程度：b>c>d

+

C.HCOOH與NaOH反應(yīng)的離子方程式為H+OH-=H2O

D.a點(diǎn)兩種酸溶液分別與NaOH恰好完全中和后，CH3coOH對(duì)應(yīng)的溶液中〃(Na+)大

類型5利用分布分?jǐn)?shù)圖及pH求電離常數(shù)

5.在含碑廢水中，碑兀素多以+3和+5價(jià)的形式存在。工業(yè)上常利用Fe3()4—MnCh磁性納米盤(pán)等吸附劑處

理含碑廢水，實(shí)現(xiàn)水體達(dá)標(biāo)排放。

H3ASO4水溶液中含碑的各物種的分布分?jǐn)?shù)(平衡時(shí)某物種的濃度占各物種濃度之和的分?jǐn)?shù))與pH的關(guān)系分別

如圖所示。

/HAsO?\

：/H2ASO\

WsO\

4\AsO小

用2.27.011.5

24681012

pH

H3Ase)4第一步電離方程式H3Ase)4濮液H2AsOi+H+，其電離常數(shù)為Kal=0

考點(diǎn)三酸堿中和滴定及滴定曲線

—知識(shí)歸納

一、酸堿中和滴定

1.實(shí)驗(yàn)原理

利用酸堿中和反應(yīng)，用已知濃度的酸(或堿)來(lái)測(cè)定未知濃度的堿(或酸)的方法。以標(biāo)準(zhǔn)HC1溶液滴定待測(cè)的

NaOH溶液，待測(cè)的NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度為c(NaOH)=邑筆

VkINaun)

2.實(shí)驗(yàn)關(guān)鍵

(1)準(zhǔn)確測(cè)定待測(cè)液NaOH溶液的體積。

(2)選擇合適的指示劑，準(zhǔn)確判斷滴定終點(diǎn)。

3.實(shí)驗(yàn)用品

(1)主要儀器：、、鐵架臺(tái)(帶管夾)、錐形瓶、大燒杯。

⑵試劑：標(biāo)準(zhǔn)HC1溶液、待測(cè)NaOH溶液、甲基橙。

(3)滴定管的使用

試劑性質(zhì)滴定管原因

酸性、氧化性______滴定管氧化性物質(zhì)易腐蝕橡膠管

堿性______滴定管堿性物質(zhì)易腐蝕玻璃，致使玻璃活塞無(wú)法打開(kāi)

4.滴定

(1)滴定前準(zhǔn)備

查漏一洗滌一潤(rùn)洗裝液一調(diào)液面一記錄

錐形瓶：洗滌一裝待測(cè)液(NaOH溶液)一記體積一加甲基橙。

(2)滴定操作

眼睛注視錐形瓶

內(nèi)溶液顏色變化

5.終點(diǎn)判斷

滴入最后半滴HC1溶液時(shí)，溶液由黃色變成橙色，且，停止滴定，并記錄

HC1溶液的體積，重復(fù)上述操作2?3次。

6.數(shù)據(jù)處理

求出消耗HC1溶液的平均值(若三次滴定分別消耗鹽酸的體積為20.02mL、19.98mL、23.00mL，23.00mL

與其他數(shù)據(jù)相差較大，要舍去)，根據(jù)原理進(jìn)行計(jì)算。

二、酸堿指示劑

1.常見(jiàn)酸堿指示劑的變色范圍

指示劑變色范圍

5.08.0

石蕊--------?-----------1---------pHT1

色紫色色

3.14.4

甲基橙--------1-----------1---------pHTI

色橙色色

8.210.0?

酚酰：--------1-----------1---------pH

色色色

2.中和滴定時(shí)指示劑的選擇原則

滴定終點(diǎn)前后溶液的顏色變化對(duì)比明顯。

(1)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和滴定，到達(dá)終點(diǎn)時(shí)，pH變化范圍很大，可用酚醐，也可用甲基橙；

(2)強(qiáng)酸滴定弱堿，恰好完全反應(yīng)時(shí)，溶液呈酸性，應(yīng)選擇在酸性范圍內(nèi)變色的指示劑一甲基橙;

(3)強(qiáng)堿滴定弱酸，恰好完全反應(yīng)時(shí)，溶液呈堿性，應(yīng)選擇在堿性范圍內(nèi)變色的指示劑一酚酸；

(4)一般不用石蕊溶液，原因是其溶液顏色變化對(duì)比不明顯，且變色范圍較大。

三、中和滴定的誤差分析

1.分析依據(jù)

c[HCl(aq)卜V[HC1(aq)]

c(NaOH)=

V[NaOH(aq)]

2.誤差引起點(diǎn)

任何不當(dāng)?shù)牟僮?若使V[HCl（aq）]比正確操作值大，則測(cè)得的c（