一元强酸和一元弱酸(学生)

+
+
近似式 (2) (3)
K HA c HA
最简式
计算0.10mol·L-1HF和0.20mol·L-1HAc混合溶液的 ？ 混合溶液的pH？ 例 计算 和 混合溶液的 用近似式计算， 解：KHF=6.6×10-4，KHAc=1.8×10-5，用近似式计算，得： × × pH=2.08
五 两性物质溶液
（二）缓冲溶液的组成 具有足够浓度的共轭酸碱对 具有足够浓度的共轭酸碱对——缓冲对。 共轭酸碱对——缓冲对 缓冲对。 如：HAc - Ac-、NH4+ - NH3 抗碱成分； 抗酸成分。 酸——抗碱成分；碱——抗酸成分。 抗碱成分 抗酸成分
1）弱酸及其对应盐：HAc － NaAc 弱酸及其对应盐： 2）酸式盐及其次级盐：NaH2PO4 －Na2HPO4 酸式盐及其次级盐： 3）弱碱及其对应盐：NH4Cl －NH3 弱碱及其对应盐：
强酸（强碱）在溶液中全部解离， 强酸（强碱）在溶液中全部解离，但浓度低时需考虑水的解离 1、一元强酸（C）HCl 一元强酸（ H2O 质子条件 H + + Cl H + + OH -
Q[ H + ] = [Cl − ] + [OH − ] = C + [OH − ]
∴[ H + ] = C + K w [ H + ]
[OH − ] = c + c2 + 4K w
精确式
2
当C ≥10-6 mol/L，忽略水的解离 mol/L，
[OH − ] ≈ C
近似式
3. 二元强酸溶液
[H + ] = (c − K a 2 ) + (c − K a 2 ) 2 + 8cK a 2 2

(1)试比较相同浓度的CH3COOH、HNO2、HCN、H2CO3溶液的酸 性强弱。
提示：电离常数越大，酸性越强，故酸性： HNO2>CH3COOH>H2CO3>HCN。 (2)向HNO2溶液中加入一定量的盐酸时，HNO2的电离平衡向哪个 方向移动？此时HNO2的电离常数是否发生变化？为什么？ 提示：HNO2溶液中存在电离平衡：HNO2 H＋＋NO，加入盐 酸，上述平衡逆向移动；此时HNO2的电离常数不变；原因是溶液的温 度不变。
2．电离平衡常数的应用 (1)根据电离平衡常数可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件 下，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 (2)根据电离平衡常数可以判断盐与酸(或碱)反应是否发生，相同条 件下相对强的酸(或碱)可以制相对弱的酸(或碱)。 (3)根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动 方向。
(2)T ℃ 时 ， 将 该 溶 液 加 水 稀 释 10 倍 ， 则 CH3COOH 的 Ka ＝ _1_._7_5_×__1_0_－_5____。
2．已知：25 ℃时，下列四种弱酸的电离常数：
电离 常数
CH3COOH 1.75×10－5
HNO2 5.6× 10－4
HCN 6.2× 10－10
H2CO3 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11
正｜误｜判｜断
(1)改变条件，电离平衡正向移动，电离平衡常数一定增大。( × ) (2)同一弱电解质，浓度大的电离平衡常数大。( × ) (3)H2CO3 的电离常数表达式为 Ka＝cHc＋H·2cCCOO323－。( × )
深｜度｜思｜考
1.已知T ℃时，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5。 (1) 当 向 醋 酸 中 加 入 一 定 量 的 盐 酸 时 ， CH3COOH 的 电 离 常 数 不__变__( 填 “ 变 大 ” 或 “ 变 小 ” 或 “ 不 变 ”) ， 理 由 是 _电__离__常__数__只__与__温__度_ _有__关__。

弱电解质的电离平衡考点归纳弱电解质电离平衡是电解质理论的基础，也是中学化学基本理论中的重要组成部分，近几年高考命题中反复考查。

在学生已经学过化学平衡理论并了解电解质在水溶液中发生电离和离子间发生反应等知识的基础上，进一步学习弱电解质的电离平衡。

高考命题的热点主要有影响弱电解质电离平衡因素，通过图象分析弱电解质和强电解质，电离常数和电离度等，为了更好的学习这一部分内容，本文做了详细的总结和归纳，希望对同学们的学习有所启发，达到触类旁通的效果。

一、弱电解质电离平衡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，简称电离平衡。

任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质在该条件下的电离程度最大。

2.电离平衡的特征电解质的电离平衡属于化学平衡中的一种形式，具有以下一些特征：“逆”——弱电解质的电离是可逆的，存在电离平衡“动”——电离平衡是动态平衡“等”——v(=v(分子化)≠0离子化)“定”——达到电离平衡状态时，溶液中分子和离子的浓度保持不变，是一个定值“变”——电离平衡是相对的，外界条件改变时，平衡被破坏，发生移动形成新的平衡。

二、影响弱电解质电离平衡的因素（符合勒?夏特列原理）1.内因：弱电解质本身的性质，是决定性因素。

2.外因①温度: 升高温度，由于电离过程吸热,平衡向电离方向移动，电离程度增大。

②浓度: 加水稀释，使弱电解质的浓度减小，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。

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

例如：在醋酸的电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+A 加水稀释，平衡向正向移动，电离程度变大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)变小；B 加入少量冰醋酸，平衡向正向移动，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)均增大但电离程度小；③外加相关物质（同离子效应）例如：0.1 mol/L的CH 3COOH溶液CH3COOH CH3COO－+ H+向其中加入CH3COONa固体，溶液中c(CH3COO-)增大，CH3COOH的电离平衡向左移动，电离程度减小，c（H+）减小，pH增大。

解： Kb = 1.80×10-5，cKb>20Kw，c/Kb>500，用最简式计算： [OH ] Kbc 1.3103 mol L1 pOH 2.89，pH 11.11
• 计算1.0×10-4mol·L-1NaCN溶液的pH？
解：CN- 是HCN的共轭碱， Ka = 6.2×10-10， Kb=Kw/Ka=1.6×10-5，cKb>20Kw，但c/Kb<500，用近似式计 算：
[OH ] Kb
Kb2 4Kbc 3.3105 mol L1 2 pOH 4.48 pH 9.52
多元弱酸（弱碱）
多元酸（碱）溶液与一元酸（碱） pH计算类似，满足条 件时，可将多元酸碱看作一元酸碱来处理，否则，需考虑 水解离、多级解离等，可采用迭代法计算处理。
• 室 算温 溶时 液， 的HpH2C？O3饱和溶液的浓度约为0.040mol·L-1，计
01
强酸强碱溶液
一元强酸（强碱） 强酸（强碱）在溶液中全部解离，但浓度低时需考虑水的解离
精确式
二元强酸（强碱）
02
弱酸弱碱溶液
一元弱酸（弱碱）
• 质子条件（弱酸HA）：
[H+] = [A-] + [OH-]
Ka
[H ][A [HA]
]
，K
w
[H ][OH ]
[H ] Ka [HA] K w [H ] [H ] [H ]
酸碱溶液ph计算contents目录强酸强碱溶液弱酸弱碱溶液0102弱酸混合溶液03两性物质溶液04一元强酸强碱一元强酸强碱一元弱酸弱碱一元弱酸弱碱多元酸碱多元酸碱弱酸混合弱酸混合两性物质两性物质缓冲溶液缓冲溶液弱酸与强酸混合弱酸与强酸混合先判断溶液性质再利用相应的公式计算01强酸强碱溶液强酸强碱在溶液中全部解离但浓度低时需考虑水的解离精确式一元强酸强碱二元强酸强碱02弱酸弱碱溶液0230???????????????wawaaakkhkckhkhkhhccha又???质子条件弱酸ha

微专题·大素养○20强酸(碱)与弱酸(碱)的比较【知识基础】1．相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较比较项目c (H ＋)pH 中和碱的能力与较活泼金属反应产生H 2的量开始与金属反应的速率盐酸大小相同相同大醋酸溶液小大小2.相同pH 、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较比较项目c (H ＋)c (酸)中和碱的能力与足量活泼金属反应产生H 2的量开始与金属反应的速率盐酸相同小小少相同醋酸溶液大大多3.图像法理解一强一弱的稀释规律(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸加水稀释到相同的倍数，醋酸的pH 大加水稀释到相同的pH ，盐酸加入的水多(2)相同体积、相同pH 的盐酸、醋酸加水稀释到相同的倍数，盐酸的pH 大加水稀释到相同的pH ，醋酸加入的水多4.一元弱酸和一元强酸与金属的反应(以盐酸和醋酸为例)图像实验操作图像同体积、同浓度的盐酸和醋酸分别与足量Zn反应同体积、同pH的盐酸和醋酸分别与足量Zn反应微点拨“成语法”巧记溶液酸碱性的变化(1)温度恒定时，改变其他条件，溶液中c(H＋)和c(OH－)的变化规律遵循“此起彼伏”或“此消彼长”的规律，因为c(H＋)·c(OH－)＝K w为定值。

如稀释CH3COOH溶液时，c(OH －)随c(H＋)减小而增大。

(2)常温时，pH之和为14的强碱溶液与弱酸溶液(或强酸溶液与弱碱溶液)等体积混合，溶液的酸碱性遵循“以弱胜强”的规律，如pH＝2的CH3COOH溶液和pH＝12的NaOH 溶液等体积混合，溶液显酸性，其实质是弱酸过量。

(3)等浓度、等体积的一元强碱溶液与一元弱酸溶液(或一元弱碱溶液与一元强酸溶液)混合，溶液的酸碱性遵循“恃强凌弱”的规律。

如等浓度、等体积的烧碱溶液与CH3COOH 溶液混合，溶液显碱性，其实质是CH3COOH与NaOH恰好完全反应，CH3COO－发生水解。

5．证明弱电解质的实验方法实验方法结论(1)常温下测定0.01mol·L－1HA的pH若pH＞2，则HA为弱酸(2)常温下测NaA的pH若pH＞7，则HA为弱酸(3)相同条件下，测等体积、等浓度的HA溶液和盐酸的导电能力若HA溶液的导电能力比盐酸弱，则HA为弱酸(4)测相同pH的HA溶液与盐酸稀释相同倍数前后的pH变化若稀释前后HA溶液的pH变化小，则HA为弱酸(5)测等体积、等pH的HA溶液与盐酸分别与足量Zn反应产生H2的快慢及H2的量若HA溶液与Zn反应过程中产生H2较快且最终生成H2的量较多，则HA为弱酸(6)测等体积、等pH的HA溶液和盐酸溶液中和等浓度NaOH溶液所消耗的NaOH溶液的体积若HA溶液消耗NaOH溶液体积较大，则HA 为弱酸(7)测升高温度后HA溶液pH的变化若溶液的pH明显减小，则HA为弱酸【专题精练】1．下列事实中不能证明CH3COOH是弱电解质的是()A．常温下某CH3COONa溶液的pH＝8B．常温下0.1mol·L－1CH3COOH溶液的pH＝2.8C．向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，溶解后溶液的pH变大D．0.1mol·L－1的乙酸溶液与同体积0.1mol·L－1的氢氧化钠溶液恰好反应2．25℃时，相同pH的两种一元弱酸HA与HB溶液分别加水稀释，溶液pH随溶液体积变化的曲线如图所示。

（3）最简式：
条件：CaKa≥20Kw Ca/Ka ≥ 500
[H ]

KaCa
（1）复杂式： [ H ] Ka[ HA] KW [H ] [H ]
[HA]=Ca-([H+]-[OH-]) KW 将 OH [H ]
3 2
代入上式
[ H ] Ka[ H ] (CaKa KW )[ H ] KaKW 0
（三）酸碱溶液pH的计算
1、一元酸碱溶液的pH计算
（1）一元强酸（强碱）溶液 例： 强酸HA， 浓度Ca [H+] = 强酸离解的H+ +水离解的H+ (1)若Ca >10-6mol/L （Ca ＞ 20×10-7）， 则： [H+] = [A- ] = Ca (2)若Ca ≤10-6 mol/L （Ca < 20×10-7）
H 2 PO
4
H
H 3PO 4
2H


HPO
2 4
H
PO
OH

3 4
H 3O

H
H 2O
H
3 4
[H ] [H 2 PO ] 2[H 3PO 4 ] [PO ] [OH ]
4

质子条件式中不应出现作
为质子参考水准的物质，因为
这些物质不管是失去质子或得 到质子都不会生成它本身。
得质子产物
H
H
零水准
H

失质子产物

H 3O H 2O OH
HCN CN
H
质子条件式：

NH 4 NH 3

缓冲系
溶液组成： HB 溶液 ca：反应生成的弱酸
HB 的浓度
剩余的一元强酸 +反 应生成的一元弱酸 ca：剩余的一元强酸
的浓度
溶液 pH 计算方法小结 一、单组分 1、判断
2、选择适当的方法计算： pH= -lg[H +]
单组分 一元强酸 一元强碱 一元弱酸 一元弱碱
多元弱酸溶液 多元弱碱溶液
两性物质溶液
计算公式 [H +] = ca [OH -] = cb [H +] =K w/[OH -]
[H ] K a ca
[OH ] K bcb
pH pK a lg cB cHB
[H ] K a ca
忽略弱酸 HB 的解离 [H +] ≈ ca
过量的弱酸 HB 和反 应生成的盐 B-组成
缓冲系 溶液组成： B-溶液 cb：反应生成的盐 B（一元弱碱）的浓度
剩余的一元强碱 +反 应生成的一元弱碱 cb：剩余的一元强碱
的浓度 过量的弱碱 B-和反应 生成的弱酸 HB 组成
[H +] =K w/[OH -]
当作一元弱酸来计算
当作一元弱碱来计算
[H ] 或[H ]
ห้องสมุดไป่ตู้
K a1K a2 K a2 K a3
备注 ca：一元强酸的浓度 cb：一元强碱的浓度
ca：一元弱酸的浓度
cb：一元弱碱的浓度
K a1>> K a2>> K a3， K a1／ K a2＞ 102 时 K b1>> K b2>> K b3， K b1／ K b2＞ 102 时
一元 弱酸
+ 一元 发 强碱 生 反 应 一元 弱碱

计算一元弱酸或弱碱溶液ph值的新公式PH值计算公式
1. 对于强酸：
PH = -log[H^+]
2. 对于弱酸：
PH = -log[(H^{+})(A^{-})^{Ka}]
3. 对于强碱：
PH = 14 - log[OH^-]
4. 对于弱碱：
PH = 14 + log[(OH^{-}) (B^{+})^{Kb}]
以上是确定一元弱酸或弱碱溶液PH值所用的公式。

弱酸的pH值，需要使用此公式：
PH = -log[(H^{+})(A^{-})^{Ka}], 其中Ka是弱酸的平衡常数；
而弱碱溶液的PH值，需要使用另一个公式：
PH = 14 + log[(OH^{-}) (B^{+})^{Kb}], 其中Kb是弱碱的平衡常数。

为了计算一元弱酸或弱碱溶液的PH值，需要先知晓相应分子式、以及这些分子式形成不同有机物时，酸性和碱性的反应强度（即用平衡常数K表示，如Ka和Kb），才能使用以上公式正确的计算出PH值。

例如一种典型的弱碱，乙醇氮基聚磷酸盐（EDTP），它的平衡常数
Kb为7.4×10-9，此时，我们可以使用公式14 + log[(OH^{-}) (B^{+})^{Kb}]计算，其PH值为9.225。

类型质子平衡方程h计算式简化条件一元强酸cha精确式一元强碱cb一元弱酸cha精确式近似式最简式极稀极弱式一元弱碱cb精确式近似式最简式极稀极弱式各种酸碱溶液h计算公式类型质子平衡方程h计算式简化条件二元弱酸ch2a精确式近似式最简式酸式盐nahac精确式近似式hac弱酸弱碱盐nh4acc精确式acnh4c类型质子平衡方程h计算式简化条件氨基酸近似式c为氨基酸的浓度混合酸强酸c1弱酸c2弱酸hac1弱酸hbc2ac1bc2缓冲溶液弱酸hbca共轭碱bcbcaohhcbhoh弱碱bcb共轭酸hbca
CB>>[H+]-[OH-]
弱碱B-(cB)+共轭酸HB（cA)
NaHA
c
精确式
近似式
[HA-]=c
弱酸弱碱盐
NH4Ac
c
精确式
[Ac-]=[NH4+]=c
类型
质子平衡方程
[H+]计算式
简化条件
氨基酸
近似式
C为氨基酸的浓度
混合酸
强酸c1+弱酸c2
弱酸HAc1+弱酸HBc2
[A-]=c1, [B-]=c2=
缓冲溶液
弱酸HB(cA)+共轭碱B-(cB)
CA>> [OH-]-[H+]
pH值计算公式(总3页)
类型
质子平衡方程
[H+]计算式
简化条件
一元强酸
(cHA)
精确式
一元强碱
(cB)
一元弱酸
(cHA)
精确式
近似式
最简式
极稀极弱式
一元弱碱
(cB)
精确式
近似式
最简式
极稀极பைடு நூலகம்式

全国高Βιβλιοθήκη 高专药品类专业卫生部“十二五”规划教材
第一节 酸碱质子理论
分析化学
一、 浓度、活度和活度系数
活度是离子在化学反应中起作用的有效浓度。
溶质的活度与浓度的关系是： = iC i为i离子的活度系数，表达实际溶液和理想溶液 之间偏差大小。对于强电解质溶液，当溶液的浓度 极稀时，离子之间的距离是如此之大，以致离子之 间的相互作用力可以忽略不计，活度系数就可以视 为1，即=c。
HB
H+
B- + H+
OH-
HB H B
HB H B
使pH稳定在一个较窄的范围。
高浓度强酸强碱则是因为本身浓度大对少量的酸或碱的加入不敏 感而达到稳定pH值的作用的。
全国高职高专药品类专业卫生部“十二五”规划教材
分析化学
5.缓冲容量
①缓冲容量：指缓冲溶液抵御pH值变化的能力。
②影响缓冲容量因素：
分析化学
二、 酸碱的定义
酸碱质子理论：凡是能给出质子的物质是酸；凡是能接受质子的物质 是碱。
例如: HAc H+ + Ac酸 质子 碱
共轭酸碱对 ：当一种酸给出质子后，剩下的酸根自然对质子具有一 种亲和力，因而是一种碱。因此，酸碱是相互依存的关系称为共轭 关系。彼此之间只相差一个质子的两种物质互称为共轭酸碱对。如： NH4+ -NH3 、 H2PO4- -HPO42-、HCO3-- CO32-、 H2CO3- HCO3等。
2、分类：
按组成分
弱酸－共轭碱： HAc-Ac-
弱碱－共轭酸，NH3-NH4+ 两性物质及其共轭酸碱对：H2PO4---HPO42高浓度强酸或强碱：高酸度 pH<2 高碱度 pH>12

【学习目标】1、 理解弱电解质电离平衡的建立和电离平衡的特征；2、 掌握影响电离平衡移动的因素；3、 掌握电离平衡常数和电离度的概念，并能用平衡常数讨论弱电解质的电离平衡。

【学习重难点】影响电离平衡移动的因素、电离平衡常数 【课时安排】 1课时 【学习过程】一、弱电解质电离平衡的建立 在一定条件下（如：温度、压强），当弱电解质电离成离子的速率和离子重 新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。

二、电离平衡的特征电离平衡是化学平衡的一种，因此同样具有“ ”、“ ”、“ ”、“ ”的特征。

三、电离平衡常数和电离度1、电离平衡常数是指在一定条件下，弱电解质在溶液中达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值。

HA H + + A -()()()HA c H c c K +⋅=-A注：（1）在此计算公式中，离子浓度都是平衡浓度；（2）电离平衡常数的数值与温度有关，与浓度无关；弱电解质的电离是吸热的，一般温度越高，电离平衡常数越 （填“大”或“小”）；（3）电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，通常用K a 表示弱酸的电离平衡常数，用K b 表示弱碱的电离平衡常数。

K a 越大，弱酸的酸性越强；K b 越大，弱碱的碱性越强。

多元弱酸是分布电离的，每一级电离都有相应的电离平衡常数（用K a1、K a2等表示），且电离平衡常数逐级减小。

2、电离度%100⨯=弱电解质的初始浓度已电离的弱电解质浓度α注：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度越小 ；浓度越小，电离度越大。

四、影响弱电解质电离平衡移动的因素1、浓度：弱电解质的溶液中，加水稀释，电离平衡正移，电离度增大。

即稀释 （填“促进”或“抑制”）电离。

思考：此规律用电离平衡常数如何解释？2、温度：因为电离是吸热的，因此升温 （填“促进”或“抑制”）电离。

3、加入其它电解质（1）加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡 移动，电离度 ； （2）加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡 移动，电离度 。

高中化学所有的强酸,中强酸,弱酸篇一：常见的弱酸、中强酸、强酸、弱碱、强碱常见的弱酸：H2CO3（碳酸）、HF（氢氟酸，较少见）、CH3COOH（也作C2H4O2乙酸，又叫醋酸）、H2S（氢硫酸）、HClO（次氯酸）、HNO2（亚硝酸，较少见）、中学范围内的所有的有机酸（中学不学习有机强酸）、H2SO3也为弱酸常见的中强酸：磷酸，草酸，甲酸常见的强酸：硫酸H2SO4, 盐酸HCl , 硝酸HNO3 ,氢溴HBr, 氢碘酸HI，高氯酸HClO4常见的弱碱：Mg(OH)2、Al(OH)3、Zn(OH)2、F(转载于: 小龙文档网:高中化学所有的强酸,中强酸,弱酸)e(OH)3、Fe(OH)2、Cu(OH)2、NH3.H2O（其中只有NH3.H2O易溶于水。

）常见的强碱：KOH NaOH Ba(OH)2 Ca(OH)2篇二：高中化学三大强酸总结三大强酸一、HCl与盐酸1、物理性质HCl：无色有刺激性气味的气体，极易溶于水（1: 500）。

盐酸：HCl的水溶液，无色，具挥发性。

常见的浓盐酸的质量分数约为37%，物质的量浓度约为12 mol/L，具有强挥发性。

工业盐酸略显黄色（含Fe3+）。

2、化学性质（1）酸性一元强酸HCl=H++Cl-非氧化性酸（2）与NH3反应NH3 +HCl= NH4Cl现象：产生大量白烟应用：用于NH3 和HCl的互检（用蘸有浓氨水或浓盐酸的玻璃棒靠近集气瓶口）3、HCl的实验室制法(1) 制备：NaCl(s) + H2SO4 (浓) NaHSO4 + HCl↑NaCl(s) + H2SO4 (浓) Na2SO4 + HCl↑原理：高沸点酸(难挥发酸)制低沸点酸（易挥发酸）注意：因氯化氢在水中的溶解度大，不能用溶液间的反应来制取。

(2) HCl的收集：向上排空气法;(3) HCl的尾气处理：用水做吸收剂，防倒吸(4) HCl的检验：蘸有浓氨水的玻璃棒靠近集气瓶口（冒白烟）4、Cl- 的检验HNO3酸化的AgNO3原理：Ag+ + Cl- = AgCl↓5、生活中的盐酸：胃酸，胃酸过多吃胃药，含Al(OH)3二、硫酸（重点）1、物理性质无色油状液体（高中无机物中唯一一种无色油状液体），常见的浓硫酸质量分数为98%，物质的量浓度为18.4 mol/L ，沸点为338℃，是一种高沸点难加热微热挥发的酸。

高中化学酸解离度计算题解策略高中化学中，酸解离度计算是一个重要的考点。

掌握解题策略，可以帮助学生提高解题效率，更好地理解和应用相关知识。

本文将介绍一些常见的酸解离度计算题目，并提供解题策略，希望能对高中学生及其家长有所帮助。

一、酸解离度的概念和计算公式酸解离度是指酸分子在溶液中解离成离子的程度，通常用解离度α表示。

对于一元强酸（如HCl），其解离度等于离子浓度与酸的初始浓度之比；对于一元弱酸（如CH3COOH），其解离度等于离子浓度与酸的初始浓度之比的平方。

一般来说，酸解离度的计算公式为：α = [H+]/[HA]其中，[H+]表示氢离子浓度，[HA]表示酸的初始浓度。

二、强酸的解离度计算强酸的解离度计算相对简单，只需根据酸的初始浓度和离子浓度的关系进行计算。

例如，有一瓶浓度为0.1mol/L的HCl溶液，求其解离度。

根据公式，解离度α等于[H+]/[HA]，而强酸完全解离，所以[H+]的浓度等于酸的初始浓度，即0.1mol/L。

因此，解离度α等于1。

三、弱酸的解离度计算对于弱酸的解离度计算，需要考虑到酸的解离平衡反应。

例如，有一瓶浓度为0.1mol/L的CH3COOH溶液，求其解离度。

首先，根据公式，解离度α等于[H+]/[HA]的平方。

其次，需要根据酸的解离平衡反应写出平衡常数表达式。

CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+平衡常数Kc等于[H+][CH3COO-]/[CH3COOH]。

根据酸解离度的定义，[H+]等于α×[HA]，[CH3COO-]等于α×[HA]，[CH3COOH]等于(1-α)×[HA]。

将这些代入平衡常数表达式中，可以得到：Kc = α×α×[HA]/[(1-α)×[HA]] = α²/ (1-α)由于酸的解离度很小，即α≪1，可以将1-α近似为1，简化计算公式：Kc ≈ α²根据题目中给出的酸的初始浓度，代入上述公式即可计算出解离度α的近似值。

[In− ] 确定，而 [In− ] 又由 K(HIn) 确定， 确定， 确定， 作用于人眼的颜色由 [HIn来自 [HIn] [H+]
因此可由颜色的变化判断[H+]的变化，确定滴定的终点。 因此可由颜色的变化判断 的变化，确定滴定的终点。 的变化
[ In − ] [ HIn ]
≥10， 碱式色； ， 碱式色； ≤0.1，酸式色； ，酸式色； =1，pH=pKHIn ， 理论变色点，酸碱式的混合色。 理论变色点，酸碱式的混合色。
[H ] =
+
K a c酸 c
θ
θ
一元弱碱溶液： 一元弱碱溶液： （c碱 /cθ ）/ Kθb ≥380 且（c碱 /cθ ）Kθb ≥ 20Kθw
[O H ] =
−
K b c碱 c
θ
θ
三、多元酸（碱）溶液中酸碱度的计算 多元酸（ 多元酸溶液： 多元酸溶液：Kθa1 》Kθa2，多元酸看为一元酸处理 （c酸 /cθ ）/ Kθa1 ≥380 且（c酸 /cθ ）Kθa1 ≥ 20Kθw
理论变色范围 pH=PKHIn±1
指示剂 甲基橙MO 甲基橙 酚酞PP 酚酞 酸色 红 无色 颜色 过度 橙 粉红 碱色 黄 红 pKa 3.4 9.1 pT 4.0 变色范围 3.1~4.4 8.0~10.0
三、影响酸碱指示剂的变色范围因素 1.温度：影响指示剂离解常数K(HIn) 。 温度：影响指示剂离解常数 温度 甲基橙3.1~4.4 （18℃） 2.5~3.7 （100℃） 甲基橙 2.溶剂：溶剂不同，指示剂的理论变色点pK(HIn)不同。 溶剂：溶剂不同，指示剂的理论变色点 不同。 溶剂 甲基橙在水中pK 但在甲醇中pK 甲基橙在水中 (HIn)=3.4 但在甲醇中 (HIn)=3.8 3.指示剂用量：用量太多，带来误差。 3.指示剂用量：用量太多，带来误差。 指示剂用量 单色指示剂（如酚酞），指示剂用量的多少对它的变色范 单色指示剂（如酚酞），指示剂用量的多少对它的变色范 ）， 围是有影响的，指示剂加入过多，终点提前。 围是有影响的，指示剂加入过多，终点提前。 双色指示剂（如甲基橙），指示剂用量不会影响指示剂变 双色指示剂（如甲基橙），指示剂用量不会影响指示剂变 ）， 色点的pH。 色点的pH。 pH 四、混合指示剂（不要求） 混合指示剂（不要求）

化学学科教案设计授课班级课时安排3课时授课人课题弱电解质的电离课型复习课教学目标分析大纲要求（1）了解电解质的概念。

了解强电解质和弱电解质的概念。

（2）理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。

（3）理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算。

知识目标掌握电离平衡及影响因素德育目标培养学生爱党爱国的情操重、难点阐释（1）影响电离平衡的因素（2）电离常数的计算（3）强酸与弱酸的比较学法指导讲练结合教具设计教学过程问题引导二次备课第一课时弱电解质的电离一、掌握电离方程式的书写1．弱电解质(1)一元弱酸，如CH3COOH：(2)多元弱酸，如H2CO3：(3)多元弱碱，如Fe(OH)3：2．酸式盐如NaHSO4：NaHCO3：二、理解电离平衡的建立及其特征1．电离平衡的建立2．电离平衡的特征：逆动等定变[基点小练]1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。

(1)弱电解质溶液中存在溶质分子，而强电解质溶液中不存在溶质分子(√)(2)AgCl的水溶液不导电，而CH3COOH的水溶液能导电，故AgCl是弱电解质，CH3COOH是强电解质(×)(3)由0.1 mol·L－1氨水的pH为11，可知溶液中存在NH3·H2O NH＋OH－(√)(4)弱电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度一定相等(×)三、外界条件对电离平衡的影响1．外界条件对电离平衡的影响以CH3COOHH＋＋CH3COO－ΔH>0为例改变条件平衡移动方向n(H＋) c(H＋) 导电能力Ka 加水稀释→增大减小减弱不变加入少量冰醋酸→增大增大增强不变通入HCl(g) ←增大增大增强不变加入NaOH(s) →减小减小增强不变加入镁粉→减小减小增强不变升高温度→增大增大增强增大2．外界条件对电离平衡影响的四个不一定(1)稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。