电离平衡和缓冲溶液
一、实验目的
1、进一步巩固电解质电离的特点和影响平衡移动的因素
2、 巩固pH 值的概念,掌握酸碱指示剂和pH 试纸的使用
3、学习缓冲溶液的配制试验及其性质
二、实验原理
① 基本概念:在弱酸或弱碱等弱电解质溶液中,加入与弱酸或弱碱解离后具有相同离子的易溶强电解质,使弱电解质解离度降低的现象称同离子效应。 在一定程度上能抵抗外加少量酸、碱或稀释,而保持溶液pH 值基本不变的作用称为缓冲作用。具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。 ② 缓冲溶液组成及计算公式:
缓冲溶液一般是由共轭酸碱对组成的,例如弱酸和弱酸盐,或弱碱和弱碱盐(NH3·H 2O - NH4Cl)。如果缓冲溶液由弱酸和弱酸盐 (例如HAc-NaAc)组成,则 其PH 计算的公式为:
可见缓冲溶液的PH 首先取决于PKa,即取决于弱酸的解离常数Ka 的大小,同时又与C a 和Cb 的比值有关. ③缓冲溶液性质: a.抗酸/碱,抗稀释作用
因为缓冲溶液中具有抗酸成分和抗碱成分,所以加入少量强酸或强碱,其pH 值基本上是不变的。稀释缓冲溶液时,酸和碱的浓度比值不改变,适当稀释不影响其pH 值。 b.缓冲容量
缓冲容量是衡量缓冲溶液缓冲能力大小的尺度。缓冲容量的大小与缓冲组分浓度和缓冲组分的比值有关。缓冲组分浓度越大,缓冲容量越大;缓冲组分比值为 1:1 时,缓冲容量最大。
b
a
a c c pK pH lg
-=θ
三、仪器和药品
试管,量筒(100mL,10mL),烧杯(100mL,50mL),吸量管(10mL)等。
HAc(0.1mol/L),NaAc(0.1mol·L-1,1mol·L-1), NaH2PO4 (0.1 mol·L-1),Na2HPO4 (0.1 mol·L-1) NH3·H2O (0.1 mol·L-1),NH4Cl (0.1 mol·L-1),HCl (0.1 mol·L-1),NaOH (0.1 mol·L-1,1 mol·L-1),pH=4的HCl,pH=10的NaOH,pH=4.00标准缓冲溶液,pH=9.18标准缓冲溶液,甲基红溶液,广泛pH 试纸,精密pH试纸,吸水纸等。
四、实验步骤
思考题
(1) 为什么缓冲溶液具有缓冲作用?
(2) NaHCO3溶液是否具有缓冲作用,为什么?
(3) 用pH计测定溶液pH值时,已经标定的仪器,“定位”调节是否可以改变位置,为什么?
水溶液中的离子平衡 1.常温下将稀NaOH溶液和稀CH3COOH溶液混合,溶液中不可能出现的结果是(). A.pH>7,且c(OH-)>c(Na+)>c(H+)>c(CH3COO-) B.pH>7,且c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-) C.pH<7,且c(CH3COO-)>c(H+)>c(Na+)>c(OH-) D.pH=7,且c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)=c(OH-) 2. 在25℃,将a mol/L的氨水与b…的盐酸等体积混合,反应后显中性…用含a和b的代数式表示 该混合溶液中一水合氨的电离平衡常数是? 3.水的电离平衡曲线如图所示,下列说法中,正确的是() A、图中A、 B、D三点处Kw的大小关系:B>A>D B、25℃时,向pH=1的稀硫酸中逐滴加入pH=8的稀氨水,溶液中c(NH4+)/c(NH3?H2O)的值逐渐减小 C、在25℃时,保持温度不变,在水中加人适量NH4Cl固体,体系可从A点变化到C点 D、A点所对应的溶液中,可同时大量存在Na+、Fe3+、Cl-、S042- 4. 设水的电离平衡线如图所示: (1)若以A点表示25℃时水在电离平衡时的离子浓度,当温度上升到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____,造成水的离子积增大的原因是____. (2)将pH=8的Ba(OH) 2 溶液与pH=5的稀盐酸混合,并保持100℃的恒温,欲混合溶液pH=7,则 Ba(OH) 2 溶液与盐酸的体积比为____. (3)100℃时,已知某强酸溶液的pH酸与某强碱溶液的pH碱存在如下关系:pH酸+ pH碱=13,若要 使该强酸与该强碱混合后溶液呈中性,则该强酸溶液的体积与强碱溶液的体积之比为__ 5. 已知NaHSO4在水中的电离方程式为:NaHSO4═Na++H++SO42-.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1.0×10-10mol/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
(人教版选修四)第三章《水溶液中的离子平衡》综合测试题 (考试时间:90分钟满分:100分) 本试卷分第Ⅰ卷(选择题)和第Ⅱ卷(非选择题)两部分。第Ⅰ卷54分,第Ⅱ卷46分,共100分,考试时间90分钟。 第Ⅰ卷(选择题共50分) 一、选择题(本大题共25小题,每小题2分,共50分。在每小题给出的四个选项中,只有一项是符合题目要求的) 1.下列说法中正确的是( D) A.二氧化硫溶于水能导电,故二氧化硫属于电解质 B.硫酸钡难溶于水,故硫酸钡属于弱电解质 C.硫酸是强电解质,故纯硫酸能导电 D.氢氧根离子浓度相同的氢氧化钠溶液和氨水导电能力相同 2.将mol·L-1醋酸溶液加水稀释,下列说法正确的是( D) A.溶液中c(OH-)和c(H+)都减小 B.溶液中c(H+)增大 C.醋酸电离平衡向左移动 D.溶液的pH增大 A、因醋酸溶液中加水稀释,溶液的体积增大,则电离产生的氢离子的浓度减小,则氢 氧根浓度增大,故A错误;
B 、因醋酸溶液中加水稀释,溶液的体积增大,则电离产生的氢离子的浓度减小,故B 错误; C 、醋酸是弱电解质,则醋酸溶液中加水稀释将促进电离,平衡向右移动,故C 错误; D 、醋酸溶液中加水稀释,溶液的体积增大,则电离产生的氢离子的浓度减小,根据Kw 值不变,所以氢氧根浓度增大,故D 正确;故选D . 3.相同温度下,等物质的量浓度的下列溶液中,pH 最小的是( C ) A .NH 4Cl B .NH 4HCO 3 C .NH 4HSO 4 D .(NH 4)2SO 4 解析:NH4Cl 和(NH4)2SO4对比,水解都呈酸性,(NH4)2SO4pH 较小;NH4HCO3水解呈碱性,pH 最大;NH4HSO4为酸式盐,HSO4-完全电离,溶液酸性最强,则pH 最小,故选C 。 4.下列各电离方程式中,书写正确的是( D ) A .H 2S 2H ++S 2— B .KHSO 4K ++H ++SO 2- 4 C .Al(OH)3===Al 3++3OH - D .NaH 2PO 4===Na ++H 2PO -4 A .氢硫酸分步电离,应该分步写,主要以第一步为主,其正确的为:H 2S H ++HS — ,故A 错误; B .为强电解质,应该用等号,正确的为:KHSO4==K++H++SO42-,故B 错误; C .为弱电解质,应该用可逆号,正确的为:Al (OH )3==Al3++3OH-,故C 错误;
水溶液中的电离平衡 一、电解质和非电解质 1、概念 ⑴电解质:在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物 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。 ③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。 例如:H 2SO 4、NaHCO 3、NH 4Cl 、Na 2O 、Na 2O 2、Al 2O 3 ⑵强电解质:溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质 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H 2O 、HF 等都是弱电解质。 ②电解质的强弱与溶解度无关。如BaSO 4、CaCO 3等 ③电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。 2、判断 (1)物质类别判断: 强电解质:强酸、强碱、多数盐、部分金属氧化物 弱电解质:弱酸、弱碱、少数盐和水 非电解质:非金属氧化物、氢化物(酸除外)、多数有机物 单质和混合物(不是电解质也不是非电解质) (2)性质判断: 熔融导电:强电解质(离子化合物) 均不导电:非电解质(必须是化合物) (3)实验判断: ①测一定浓度溶液pH ②测对应盐溶液pH ③一定pH 溶液稀释测pH 变化 ④同等条件下测导电性 3、电解质溶液的导电性和导电能力 ⑴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。 ⑵强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。 例1:(上海高考题)下列物质的水溶液能导电,但属于非电解质的是( )。 A .CH 3COOH B .Cl 2 C .NH 4HCO 3 D .SO 2 例2:(1)有下列物质:①硫酸②固体KCl ③氨④食盐水⑤CO 2⑥Cl 2⑦CaCO 3⑧Na 2O ⑨铜丝⑩氯化氢气体11氨水12浓硫酸13盐酸14碘化氢15硫酸钡。其中属于电解质的是 ;属于非电解质的是 ;属于强电解质的是 ;属于弱电解质的是 。 例3:(全国高考题)甲酸的下列性质中,可以证明它是弱电解质的是( )。 A .1mol/L 甲酸溶液的c(H +)=10-2mol/L B .甲酸以任意比与水互溶 导电性强弱 离子浓度 离子所带电荷 溶液浓度 电离程度
电离平衡和缓冲溶液 一、实验目的 1、进一步巩固电解质电离的特点和影响平衡移动的因素 2、 巩固pH 值的概念,掌握酸碱指示剂和pH 试纸的使用 3、学习缓冲溶液的配制试验及其性质 二、实验原理 ① 基本概念:在弱酸或弱碱等弱电解质溶液中,加入与弱酸或弱碱解离后具有相同离子的易溶强电解质,使弱电解质解离度降低的现象称同离子效应。 在一定程度上能抵抗外加少量酸、碱或稀释,而保持溶液pH 值基本不变的作用称为缓冲作用。具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。 ② 缓冲溶液组成及计算公式: 缓冲溶液一般是由共轭酸碱对组成的,例如弱酸和弱酸盐,或弱碱和弱碱盐(NH3·H 2O - NH4Cl)。如果缓冲溶液由弱酸和弱酸盐 (例如HAc-NaAc)组成,则 其PH 计算的公式为: 可见缓冲溶液的PH 首先取决于PKa,即取决于弱酸的解离常数Ka 的大小,同时又与C a 和Cb 的比值有关. ③缓冲溶液性质: a.抗酸/碱,抗稀释作用 因为缓冲溶液中具有抗酸成分和抗碱成分,所以加入少量强酸或强碱,其pH 值基本上是不变的。稀释缓冲溶液时,酸和碱的浓度比值不改变,适当稀释不影响其pH 值。 b.缓冲容量 缓冲容量是衡量缓冲溶液缓冲能力大小的尺度。缓冲容量的大小与缓冲组分浓度和缓冲组分的比值有关。缓冲组分浓度越大,缓冲容量越大;缓冲组分比值为 1:1 时,缓冲容量最大。 b a a c c pK pH lg -=θ
三、仪器和药品 试管,量筒(100mL,10mL),烧杯(100mL,50mL),吸量管(10mL)等。 HAc(0.1mol/L),NaAc(0.1mol·L-1,1mol·L-1), NaH2PO4 (0.1 mol·L-1),Na2HPO4 (0.1 mol·L-1) NH3·H2O (0.1 mol·L-1),NH4Cl (0.1 mol·L-1),HCl (0.1 mol·L-1),NaOH (0.1 mol·L-1,1 mol·L-1),pH=4的HCl,pH=10的NaOH,pH=4.00标准缓冲溶液,pH=9.18标准缓冲溶液,甲基红溶液,广泛pH 试纸,精密pH试纸,吸水纸等。 四、实验步骤
水溶液中的离子平衡 知识点 Revised on November 25, 2020
【人教版】选修4知识点总结:第三章水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离 课标要求 1、了解电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的概念 2、掌握弱电解质的电离平衡 3、熟练掌握外界条件对电离平衡的影响 要点精讲 1、强弱电解质 (1)电解质和非电解质 电解质是指溶于水或熔融状态下能够导电的化合物;非电解质是指溶于水和熔融状态下都不导电的化合物。 注:①单质、混合物既不是电解质,也不是非电解质。 ②化合物中属于电解质的有:活泼金属的氧化物、水、酸、碱和盐;于非电解质的有:非金属的氧化物。 (2)强电解质和弱电解质 ①强电解质:在水溶液中能完全电离的电解质称为强电解质(如强酸、强碱和大部分的盐) ②弱电解质:在水溶液里只有部分电离为离子(如:弱酸、弱碱和少量盐)。 注:弱电解质特征:存在电离平衡,平衡时离子和电解质分子共存,而且大部分以分子形式存在。 (3)强电解质、弱电解质及非电解的判断 2、弱电解质的电离 (1)弱电解质电离平衡的建立(弱电解质的电离是一种可逆过程) (2)电离平衡的特点 弱电解质的电离平衡和化学平衡一样,同样具有“逆、等、动、定、变”的特征。 ①逆:弱电解质的电离过程是可逆的。 ②等:达电离平衡时,分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等③动:动态平衡,即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止。 ④定:一定条件下达到电离平衡状态时,溶液中的离子浓度和分子浓度保持不变,溶液里既有离子存在,也有电解质分子存在。且分子多,离子少。 ⑤变:指电离平衡是一定条件下的平衡,外界条件改变,电离平衡会发生移动。
2020届高考化学:电解质溶液、水溶液中的离子平衡练习及答案 *电解质溶液、水溶液中的离子平衡* 一、选择题 1、已知:25℃时,K sp[Zn(OH)2]=1.0×10-18,K a(HCOOH)=1.0×10-4。该温度下,下列说法错误的是() A. Zn(OH)2溶于水形成的饱和溶液中c(Zn2+)>1.0×10-6 mol·L-1 B.HCOO-的水解常数为1.0×10-10 C.向Zn(OH)2悬浊液中加入HCOOH,溶液中c(Zn2+)增大 D.Zn(OH)2+2HCOOH===Zn2++2HCOO-+2H2O的平衡常数K=100 答案:A 解析:Zn(OH)2溶于水形成的饱和溶液中,令锌离子浓度为x mol·L-1,x×(2x)2=1.0×10-18,x≈6.3×10-7,c(Zn2+)<1.0×10-6 mol·L-1,A错误;HCOO-的 水解常数K h=K w K a= 1×10-14 1.0×10-4 =1.0×10-10,B项正确;向Zn(OH)2悬浊液中加 入HCOOH,溶液中OH-减小,溶解平衡正向移动,溶液中c(Zn2+)增大,C项正确;Zn(OH)2+2HCOOH===Zn2++2HCOO-+2H2O的平衡常数K= c2(HCOO-)×c(Zn2+)×c2(OH-)×c2(H+) c2(HCOOH)×c2(OH-)×c2(H+)= K2a×K sp K2w=100,D项正确。 2、(2020新题预测) 已知:25 ℃,NH3·H2O的电离平衡常数K b=1.76×10-5。25 ℃,向1 L 0.1 mol/L 某一元酸HR溶液中逐渐通入氨,若溶液温度和体积保持不变,所得混合溶液 的pH与lg c(R-) c(HR)变化的关系如图所示。下列叙述正确的是()