銜接課程高二升高三化學(xué)暑假輔導(dǎo)資料+弱電解質(zhì)的電離平衡和溶液ph值

1、第四講弱電解質(zhì)的電離平衡和溶液PH值考點(diǎn)知識(shí)一.弱電解質(zhì)的電離平衡電離平衡：定義弱電解質(zhì)的電離平衡的特點(diǎn) ：逆等定影響電離平衡的因素：濃度：溫度：外加試劑的影響：弱電解質(zhì)的電離程度與電離常數(shù)電離程度電離常數(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(duì)強(qiáng)弱。K值越大，電離程度越大，相應(yīng)酸 （或堿）的酸（或堿）性越弓雖。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(dǎo)電能力變化最小的 是（）A.自來(lái)水B. 0.5 mol - L 1鹽酸C. 0.5 mol L 1CHC

2、OO解液D. 0.5 mol - L 1KC1 溶液例2已知0.1mol/L的醋酸溶液中存在電離平衡：CHCOOgaCCHCOO- + H要使溶液中c（H +）/ c（CH 3COOHg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固體放入一定量的蒸儲(chǔ)水中，一定溫度下達(dá)到平衡：Ca（OH）2 （s） -Ca2+2OH,當(dāng)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直不變 D.溶液pH直增大例4已知HClO是比HbCO還弱的酸，氯水中存在下列平衡：Cl2+H2O=

3、HCl+HClO, HClO=H+Cl。-，達(dá)平衡后，要使 HClO濃度增加，可加入A H2sB 、CaCO C 、HCl D 、NaOH 例5醋酸溶液中滴入稀氨水，溶液的導(dǎo)電能力發(fā)生變化，其電流強(qiáng)度I隨加入氨水的體積 V的變化曲線是（）A溶液的PH值(1)水的電離(2)水的離子積在25c時(shí)，K=c(H+) - c(OH)=10 14(3)影響水的電離的因素純水中加入酸或堿，抑制水的電離純水中加入能水解的鹽，促進(jìn)水的電離任何電解質(zhì)溶液中的4和OH總是共存的其他因素：如向水中加入活潑金屬(5) pH 的計(jì)算:pH=- lgc(H +)酸堿溶液的稀釋規(guī)律酸混合、堿混合、酸堿混合pH計(jì)算:常用酸堿指

4、示劑的變色范圍：指示劑變色范圍的pH8藍(lán)色甲基橙 4.4黃色酚Mt10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.B.C.D.1 mol L-1甲酸溶液的pH值約為2甲酸能與水以任何比例互溶10ml 1 mol - L-1甲酸恰好與10ml 1 mol - L-1NaOH液完全反應(yīng)甲酸溶液的導(dǎo)電性比強(qiáng)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.B.C.D.pH=3的硝酸跟pH=3的鹽酸跟pH=3的硫酸跟pH=3的醋酸跟pH=11的氫氧化鉀溶液pH=11的氨水pH=11的氫氧化鈉溶液pH=11的氫氧化鋼溶液【例3】將pH= l的鹽酸平均分成2份

5、，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液后，pH都升高了 1,則加入的水與 NaOH液的體積比為 ()A . 9 B , 10 C . .11 D . .12【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+/OH1)。下列表述正確的是 ()A.在25c時(shí)，若溶液呈中性，則pH= 7, AG= 1B.在25c時(shí)，若溶液呈酸性，則pHv 7, AG7, AG0D.在25c時(shí)，溶液的pH與AG的換算公式為 AG= 2(7pH)【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(yīng)，則二者物質(zhì)的量濃 度

6、之比應(yīng)為()10:1 B , 5:1C . 1:1D , 1:10【例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pH=5的鹽酸稀釋1000倍pH=9的燒堿溶液稀釋1000倍pH=9的氨水稀釋1000倍【例7】相同體積、相同pH的CH0H和兩溶液，分別滴入溶液直至反應(yīng)完全，在相同溫度和壓強(qiáng)下，放出二氧化碳?xì)怏w的體積()CH20H與設(shè)0 4同樣多(B)%S04 比 CH3c00H 多(C)CH.COOH比鄧O,多(D)無(wú)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(lái)測(cè)定未知物質(zhì)的量濃度的堿(或酸)的方法(2)關(guān)鍵：準(zhǔn)確測(cè)定標(biāo)準(zhǔn)液和待測(cè)溶液

7、的體積、準(zhǔn)確判斷準(zhǔn)確判斷(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(tái)、滴定管夾、燒杯等(4)步驟(5)誤差分析儀器潤(rùn)洗不當(dāng)指示劑選擇欠妥樣品含有雜質(zhì)注意：終點(diǎn)判斷：當(dāng)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(fù)原來(lái)的 顏色，即為滴定終點(diǎn)。操作出現(xiàn)問(wèn)題終點(diǎn)判斷不準(zhǔn)讀數(shù)方法有誤例：用強(qiáng)酸滴定弱堿，指示劑選用酚酗：例：用強(qiáng)堿滴定弱酸，指示劑選用甲基橙。例：測(cè)血鈣的含量時(shí)，可將 2.0 mL血液用蒸儲(chǔ)水稀釋后，向其中加入足量草酸俊(NH)2C2。晶體，反應(yīng)生成 CaGQ沉淀。將沉淀用稀硫酸處理得HGQ后，再用KMnO某酸性溶液滴定，氧化產(chǎn)物為 CO,還原產(chǎn)物為 M#+,若終

8、點(diǎn)時(shí)用去20.0 mL 1.0 X10 4 mol 廠的KMn的液。(1)寫(xiě)出用 KMnO定HbGQ的離子方程式 。(2)判斷滴定終點(diǎn)的方法是 。計(jì)算：血液中含鈣離子的濃度為 g mL t。練習(xí).常溫下0.1mol L -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.室溫下向10mL pH=3的醋酸溶液中加入水稀釋后，下列說(shuō)法正確的是A.溶液中導(dǎo)電粒子的數(shù)目減少c(CH 3COO -)B.溶放中 3不變c(CH3COOH) *c(OH -)C.醋酸的電離

9、程度增大，c(H + )亦增大D.再加入 10mlpH=11 的 NaOFHM,31合液 pH=7325c時(shí)，在等體積的pH=0的HSQ溶液、0.05mol/L 的Ba (OH 2溶液，pH=10的NaS溶液，pH=5的NHNO溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是A.1:10:10 10:10 9B.1:5:5 X109:5X108C.1:20:10 10:10 9D.1:10:104 :10 9一 .-1 、 -1 、 *4常溫下a mol - L CH3COOHW溶,和bmol - L KOHh放等體積混合，下列判斷定錯(cuò)誤 的是A若 c(OH )c(H+),a=bB.若 c(K +)c (CH 3COO) , abC.若 c(OH )=c(H+),abD.若 c(K +)c(CH 3COO) , a b