第三章酸碱解离平衡

第一部分 专题二 第3讲 水溶液中的离子平衡

[基础等级评价]

1．(2010·佛山一中)下列叙述中正确的是( )

A．物质的溶解过程，实质上就是其电离过程

B．二氧化硫的水溶液能导电，所以二氧化硫是电解质

C．1 L 0.1 mol·L－1的H2SO4溶液中含有0.2 mol的H＋

D．1 L 0.1 mol·L－1的H2SO3溶液中含有0.2 mol的H＋

解析：像碘溶于酒精，溶解但不是电离，A错误；二氧化硫溶于水，与水生成的亚硫酸电离而导电，而非二氧化硫本身电离的离子导电，所以二氧化硫是非电解质，B错误；H2SO4是强电解质能完全电离，而H2SO3是弱电解质只能部分电离，C正确，D错误．

答案：C

2．(2010·安徽无为中学)某温度下，向pH＝6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH为2.下列对该溶液的叙述中，不．正确的是( )

A．该温度高于25℃

B．由水电离出来的H＋的浓度是1.0×10－10 mol/L

C．加入NaHSO4晶体抑制了水的电离

D．该温度下加入等体积pH＝12的NaOH溶液可使该溶液恰好呈中性

解析：某温度下蒸馏水的pH＝6，所以KW＝1.0×10－12(mol/L)2，大于25℃时的KW＝1.0×10－14(mol/L)2，所以温度高于25℃，A正确；c(H＋)水＝c(OH－)水＝KWcH＋NaHSO41.0×10－12mol/L21.0×10－2mol/L＝1.0×10－10mol/L，B正确；NaHSO4能完全电离出氢离子，相当于一元强酸，抑制水的电离，C正确；此时KW为1.0×10－12(mol/L)2，所以应加入等体积pH＝10的NaOH溶液，可使该溶液恰好呈中性，D错误．

答案：D

3．(2010·全国卷Ⅰ)下列叙述正确的是( )

A．某醋酸溶液的pH＝a，将此溶液稀释1倍后，溶液的pH＝b，则a>b

B．在滴有酚酞溶液的氨水中，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的pH<7 C．1.0×10－3 mol/L盐酸的pH＝3.0,1.0×10－8 mol/L盐酸的pH＝8.0

第七章 酸碱解离平衡

7-5 解： Ka(HCN)= 6.2×10-10

∵c/Ka=0.1/6.2×10-10> 500 ∴1610109.71.0102.6)(LmolckHc

a

pH = -lg(7.9×10-6)= 5.10

%0079.0%100109.7

10.0102.6

/510





cK

a （或：%0079.0%100109.7

10.0109.7)(

56





ocHc

）

7-6 解：Ka(HNO

2)=5.6×10-4 c(H+)=10-4.07 = 8.5×10-5mol·L-1

HNO

2 ＝ H+ + NO

2-

c

o/mol·L-1 x 0 0

c

eq/mol·L-1 x-c(H+) c(H+) c(H+)

)()(2





HcxHc

Ka 代入数据

525

4

105.8)105.8(

106.5









x

X=9.8×10-5mol·L-1

7-7解：H

2SO

4的一级离解为完全离解，二级离解为部分离解。故二级离解前

体系组成可视为：2.0×10-4 mol·L-1H+ + 2.0×10-4 mol·L-1HSO

4-（aq）

且Ka(HSO

4-)=1.0×10-2

HSO

4- ＝ H+ + SO

42-

c

o/mol·L-1 2.0×10-4 2.0×10-4 0

c

eq/mol·L-1 2.0×10-4-x 2.0×10-4+x x

2

4--4

4100.1

x-102.0xx)102.0(

)(



HSOKa (注意：任何x都不可忽略)

解得x=1.92×10-4 mol·L-1 ∴c(H+)= 2.0×10-4+x = 3.92×10-4 mol·L-1

pH=3.41

7-8解： K

a1(H

2S)=1.3×10-7 Ka

2(H

2S)=7.1×10-15

41.1

101.710

)()(

1514

222

1





1．溶液pH的定义

溶液的pH值是表示水中氢离子浓度的负对数值，表示为：pH=-lgH+]．

pH值有时也称氢离子指数，由于氢离子浓度的数值往往很小，在应用上很不方便，所以就用pH值这一概念来作为水溶液酸性、碱性的判断指标．而且，氢离子浓度的负对数值能够表示出酸性、碱性的变化幅度的数量级的大小，这样应用起来就十分方便．在25℃下：

（1）中性水溶液，pH=7

（2）酸性水溶液，pH＜7，pH值越小，表示酸性越强；

（3）碱性水溶液，pH＞7，pH值越大，表示碱性越强．

2．溶液的酸碱性

（1）溶液酸碱性的判断标准：溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H+)与c(OH-)的相对大小．

（2）在常温下，中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L；

酸性溶液：c(H+)＞c(OH-)，c(H+)＞1×10-7mol/L；

碱性溶液：c(H+)＜c(OH-)，c(H+)＜1×10-7mol/L．

注意：c(H+)＞1×10-7mol/L (pH＜7)的溶液是否一定呈酸性？不是，同样pH=7也不一定是中性，例如：当温度为100℃时，pH=6时呈中性．

3．溶液的pH值两种测量方法

（1）定性测量：酸碱指示剂法；

酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱，它们的颜色变化是在一定的pH值范围内发生的．我们把指示剂发生颜色变化的pH值的范围叫做指示剂的变色范围．

常见酸碱指示剂的变色范围如下：

指示剂 变色范围 显色颜色

无色酚酞试液 8～10 0～8浅红色 8～10浅红色 10～14红色

紫色石蕊试液 5～8 0～5红色 5～8紫色 8～14蓝色

橙色甲基橙试液 3.1～4.4 0～3.1红色 3.1～4.4橙色 4.4～14黄色

（2）定量测量：

①pH试纸法；

a．使用方法：用洁净、干燥的玻璃棒蘸取待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸上显出颜色后马上跟标准比色卡对比． b．精确度：1-14，整数．

第三章 酸碱反应与配位反应

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第三章 酸碱反应与配位反应

一、教学基本要求

1. 酸碱理论概述

熟悉酸碱质子理论。

2. 电解质溶液的解离平衡。

了解强电解质溶液、表观解离度、活度、活度系数、离子强度等基本概念；熟悉水

的解离平衡；掌握弱酸弱碱的解离平衡；了解酸碱的相对强弱。

3. 电解质水溶液pH值的计算

理解分布系数；掌握质子平衡式与[H+

]的计算（掌握各种溶液[H+

]计算的最简式）。

4. 缓冲溶液

掌握缓冲溶液的原理及计算。

5. 配位平衡及其移动

掌握配合物的基本概念、定义、组成和命名，配合物的类型；掌握配合物在水溶液

中的离解平衡；掌握配体过量时的计算；掌握配离子与配离子之间的转化及相关计

算。

二、学时分配:

讲 授 内 容 学时数(10.0)

1．酸碱质子理论 1.0

2．电解质溶液的解离平衡 2.0

3．电解质水溶液pH值的计算 2.5

4．缓冲溶液 2.0

5. 配位平衡及其移动

2.5

三、教学内容

§3.1质子酸碱理论

酸碱物质和酸碱反应是化学研究的重要内容。在科学实验和生产实际中有着广泛的应用。

人们对酸碱物质的认识是不断深化的。1887年阿仑尼乌斯(S．A．Arrhenius)在解离理论学说

的基础上把酸碱定义为：酸是在水溶液中解离生成的正离子全部是H+

离子的物质；碱是在水

溶液中解离生成的负离子全部是OH－

离子的物质。酸碱反应的实质是H+

离子和OH－

离子结

合生成H

20的反应。这一酸碱解离理论对化学，尤其是酸碱理论的发展起了积极作用，至今

仍广泛地应用着。随着生产和科学技术的发展和进步，酸碱的解离理论显现了局限性，于是

先后又提出多种酸碱理论，其中比较重要的有质子酸碱理论和酸碱的电子理论。

第三章 酸碱反应与配位反应

32

3.1.1质子酸碱理论

一、酸碱定义

根据酸碱的解离理论，在水溶液中许多酸碱反应都有质子参与，也就是说酸碱反应是涉

及质子的传递反应。1923年丹麦化学家布朗斯特(J．N．Bronsted)和英国化学家劳莱