（銜接課程）高二升高三化學暑假輔導資料 第四講+弱電解質(zhì)的電離平衡和溶液PH值

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1、第四講 弱電解質(zhì)的電離平衡和溶液PH值 考點知識 一．弱電解質(zhì)的電離平衡 ⑴電離平衡：定義 ⑵弱電解質(zhì)的電離平衡的特點： 逆 等 定 動 變 ⑶影響電離平衡的因素： ①濃度： ②溫度： ③外加試劑的影響： ⑷弱電解質(zhì)的電離程度與電離常數(shù)： ①電離程度 ②電離常數(shù) 弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)(K) 多元弱酸，多元弱堿的電離常數(shù) 在同一溫度下，弱電解質(zhì)的電離程度和電離常數(shù)都可以表示弱電解質(zhì)的相對強弱。K值越大，電離程度越大，相應酸 (或堿)的酸(或堿)性

2、越強。K值只隨溫度變化。 例1：把0.05 mol NaOH固體分別加入到100 mL下列液體中，溶液的導電能力變化最小的是（ ） A．自來水 B．0.5 mol·L－1鹽酸 C．0.5 mol·L－1CH3COOH溶液 D．0.5 mol·L－1KCl溶液 例2已知0.1mol/L的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOH CCH3COO - ＋H＋ 要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是 A 加少量燒堿溶液 B 升高溫度 C 加少量冰醋酸 D 加水 例3 把Ca(OH)2固

3、體放入一定量的蒸餾水中，一定溫度下達到平衡： Ca(OH)2（s）Ca2++2OH-，當向懸濁液中假如少量生石灰后，若溫度保持不變，下列判斷正確的是（ ） A.溶液中Ca2+數(shù)目減少 B.溶液中Ca2+增大 C.溶液pH值不變 D.溶液pH值增大 例4已知HClO是比H2CO3還弱的酸，氯水中存在下列平衡：Cl2+H2OHCl+HClO，HClO H++ClO— ，達平衡后，要使HClO濃度增加，可加入 A、 H2S B、CaCO3 C、HCl D、NaOH 例5 醋酸溶液中滴入稀氨水，溶液的導電能力發(fā)生變化，其電

4、流強度I隨加入氨水的體積V的變化曲線是 （ ） V I O A V I O B V I O C V I O D 二． 溶液的PH值 （1） 水的電離 （2） 水的離子積 在25℃時，Kw=c(H＋)·c(OH－)=10－14 (3)影響水的電離的因素 ①純水中加入酸或堿，抑制水的電離 ②純水中加入能水解的鹽，促進水的電離 ③任何電解質(zhì)溶液中的H＋和OH－總是共存的 ④其他因

5、素：如向水中加入活潑金屬 （5） pH的計算：pH=－lgc(H＋) ①酸堿溶液的稀釋規(guī)律 ②酸混合、堿混合、酸堿混合pH計算： 常用酸堿指示劑的變色范圍： 指示劑 變色范圍的pH 石蕊 ＜5紅色 5～8紫色 ＞8藍色 甲基橙 ＜3.1紅色 3.1～4.4橙色 ＞4.4黃色 酚酞 ＜8無色 8～10淺紅 ＞10紅色 【例1】甲酸的下列性質(zhì)中，可以證明它是弱電解質(zhì)的是 ( ) A．1 mol· L-1甲酸溶液的pH值約為2　 B．甲酸能與水以任何比例互溶 C．10ml 1 mol· L-1甲酸恰好與10ml 1 mol· L-1

6、NaOH溶液完全反應 D．甲酸溶液的導電性比強酸溶液的弱 【例2】在室溫下等體積的酸和堿的溶液,混合后pH值一定小于7的是 ( ) A．pH=3的硝酸跟pH=11的氫氧化鉀溶液 B．pH=3的鹽酸跟pH=11的氨水 C．pH=3的硫酸跟pH=11的氫氧化鈉溶液 D．pH=3的醋酸跟pH=11的氫氧化鋇溶液 【例3】將pH= l的鹽酸平均分成 2份，l份加適量水，另1份加入與該鹽酸物質(zhì)的量濃度相同的適量NaOH溶液后，pH都升高了1，則加入的水與NaOH溶液的體積比為 ( ) A．9 B．10 C．.11 D．.12 【

7、例4】有人曾建議用AG表示溶液的酸度（acidity arede），AG的定義為AG＝lg（[H＋]/[OH－]）。下列表述正確的是 ( ) A．在25℃時，若溶液呈中性，則pH＝7，AG＝1 B．在25℃時，若溶液呈酸性，則pH＜7，AG＜0 C．在25℃時，若溶液呈堿性，則pH＞7，AG＞0 D．在25℃時，溶液的pH與AG的換算公式為AG＝2(7－pH) 【例5】若1體積硫酸恰好與10體積pH=11的氫氧化鈉溶液完全反應，則二者物質(zhì)的量濃度之比應為 ( ) A．10:1 B．5:1 C．1:1 D．1:10 【例

8、6】下列各溶液中pH最大的是（ ） A.pH=4的醋酸和pH=10的燒堿溶液等體積混合 B. pH=5的鹽酸稀釋1000倍 C. pH=9的燒堿溶液稀釋1000倍 D. pH=9的氨水稀釋1000倍 【例7】相同體積、相同pH的 和 兩溶液，分別滴入 溶液直至反應完全，在相同溫度和壓強下，放出二氧化碳氣體的體積（??? ） （A） 與 同樣多 　?。˙） 比 多 　?。–） 比 多 　?。―）無法比較 三． 酸堿中和滴定 (1) 概念：用已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）來測定未知物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）的方法 (2) 關(guān)鍵：①準確測定標準液和待測溶液的體積、準確判斷準確判

9、斷. (3) 中和滴定所用儀器 酸式滴定管、堿式滴定管、錐形瓶、鐵架臺、滴定管夾、燒杯等 (4) 步驟 注意:終點判斷：當最后一滴剛好使指示劑顏色發(fā)生明顯的改變而且半分鐘內(nèi)不恢復原來的顏色，即為滴定終點。 （5） 誤差分析 ①儀器潤洗不當 ②讀數(shù)方法有誤 ③操作出現(xiàn)問題 ④指示劑選擇欠妥 例：用強酸滴定弱堿，指示劑選用酚酞 ⑤終點判斷不準 ⑥樣品含有雜質(zhì) 例：用強堿滴定弱酸，指示劑選用甲基橙。 例：測血鈣的含量時，可將2.0 mL血液用蒸餾水稀釋

10、后，向其中加入足量草酸銨（NH4）2C2O4晶體，反應生成CaC2O4沉淀。 將沉淀用稀硫酸處理得H2C2O4后，再用KMnO4某酸性溶液滴定，氧化產(chǎn)物為CO2，還原產(chǎn)物為Mn2+，若終點時用去20.0 mL 1.0×10－4 mol· L－1的KMnO4溶液。 (1）寫出用KMnO4滴定H2C2O4的離子方程式_______________________。 (2）判斷滴定終點的方法是________________________________________。 (3）計算：血液中含鈣離子的濃度為________________________________g·mL－1。

11、 練習 1.常溫下0.1mol·L－1醋酸溶液的pH=a，下列能使溶液pH=(a＋1)的措施是 ????? A．將溶液稀釋到原體積的10倍?????????? B．加入適量的醋酸鈉固體 ????? C．加入等體積0.2 mol·L－1鹽酸???????? D．提高溶液的溫度 2.室溫下向10mL pH=3的醋酸溶液中加入水稀釋后，下列說法正確的是 A.溶液中導電粒子的數(shù)目減少 B.溶液中不變 C.醋酸的電離程度增大，c(H＋)亦增大 D.再加入10mlpH=11的NaOH溶液，混合液pH=7 325℃時，在等體積的 ① pH=0的H2SO4溶液、②0.05mol/L的Ba

12、（OH）2溶液，③pH=10的Na2S溶液，④pH=5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是 A.1:10:10:10 B.1:5:5×10:5×10 C.1:20:10:10 D.1:10:10:10 4常溫下a mol·L－1 CH3COOH稀溶液和bmol·L－1KOH稀溶液等體積混合，下列判斷定錯誤的是 A．若c(OH－)>c(H＋)，a=b B．若c(K＋)>c(CH3COO－)，a>b C．若c(OH－)=c(H＋)，a>b D．若c(K＋)