高二化學(xué)水的電離和溶液的PH值

1、學(xué)習(xí)必備歡迎下載第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離一、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強電解質(zhì)：電離程度電解質(zhì)弱電解質(zhì)注意 ： 化合物不是電解質(zhì)即為非電解質(zhì) 難溶性化合物不一定就是弱電解質(zhì)。（例如： BaSO4 難溶，但它溶解那部分是完全電離的，所以BaSO4 等仍為強電解質(zhì)。） 溶液的導(dǎo)電性與電解質(zhì)強弱沒有必然的關(guān)系 電離方程式的書寫， 強電解質(zhì)電離用 “=”，弱電解質(zhì)電離用 “ ” 二、弱電解質(zhì)的電離平衡1、電離平衡概念：2、特點：（ 1） “等 ”： v 電離 = v 結(jié)合 （ 2） “動”：動態(tài)平衡，v 電離 = v 結(jié)合 0（ 3） “定”：平衡時分子、離子的濃度不再變化（ 4） “變”：電離平衡是相對的平衡，

2、外界條件改變，平衡可能要移動，移動的方向運用 勒夏特列原理 判斷。3、影響電離平衡的因素（ 1）決定性因素 弱電解質(zhì)的本性。（ 2）外因：溶液濃度 同一弱電解質(zhì)，物質(zhì)的量濃度越大，離子濃度越大，電離度越小溫度 由于弱電解質(zhì)電離過程均要吸熱，因此溫度升高，電離度增大。4、電離平衡常數(shù)（ 1）概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)的電離達到平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度 的系數(shù)次方之積跟溶液中未電離的分子的濃度系數(shù)次方之積的比是一個常數(shù)， 這個常數(shù)叫電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)， 用 K 表示。（酸的電離平衡常數(shù)也可用Ka 表示，堿的電離平衡常數(shù)也可用Kb 表示） 注：濃度指平衡濃度。（ 2）電離平衡

3、常數(shù)的意義：K 值越大，說明電離程度越大，酸堿也就越強；K 值越小，說明電離程度越小，離子結(jié)合成分子就越容易，酸堿就越弱。（ 3）影響 K 的外界條件：對于同一電解質(zhì)的稀溶液來說，K 只隨溫度的變化而變化，一般溫度升高，K 值變大。 若不指明溫度，一般指25。（ 4）多元弱酸、多元弱堿的電離多元弱酸的電離 是分步電離的，每步電離都有電離平衡常數(shù)，通常用 K 1、 K 2、 K 3 分別表示。如：磷酸的三個 K 值， K 1 K2 K 3 ，但第一步電離是主要的，磷酸溶液的酸性主要由第一步電離決定。因此在說明磷酸溶液顯酸性的原因時，只寫第一步電離方程式。多元弱堿 的電離也是分步電離的，但習(xí)慣上書

4、寫其電離方程式時， 可寫其總的電離方程式。如： Cu(OH) 22+Cu +2OH11 用 0.01mol L· NaOH 溶液完全中和 pH=3 的下列溶液各 100mL 。需 NaOH 溶液體積最大的是（）A 鹽酸B 硫酸C 高氯酸D 醋酸 1溶液完全中和物質(zhì)的量濃度相等的下列溶液各100mL 。需 NaOH 溶液2 用 0.1mol L· NaOH體積（）A 中和鹽酸的最大B 中和硝酸的最大C 中和醋酸的最大D 一樣大1的氨水， pH11，用蒸餾水稀釋100 倍，則 NH 3·H 2O 的電離平衡向3 有濃度為 0.1mol L·_（填 “促進 ”

5、或 “抑制 ”）電離的方向移動，溶液的pH 將變?yōu)?_（填序號）A 911 之間B11C 1213 之間D 134 在同一溫度下，當弱電解質(zhì)溶液a，強電解質(zhì)溶液 b，金屬導(dǎo)體 c的導(dǎo)電能力相同，若同時升高到相同溫度，則它們的導(dǎo)電能力是（）A a b cB ab cC c a bD b ca5 相同溫度下， 100mL 0.01mol/L的 HF 與 10mL0.1mol/L 的 HF相比較，下列數(shù)值前者大于后者的是B c (H+ )（）A 中和時所需NaOH 的量C電離程度D c (OH )6能影響水的電離平衡，并使溶液中的（）c(H ) c(OH)的操作是A 向水中投入一小塊金屬鈉.B 將水

6、加熱煮沸 .C向水中通入二氧化碳氣體.D向水中加食鹽晶體第二節(jié)水的電離和溶液的 pH 值1、水是極弱的電解質(zhì)，原因能發(fā)生自電離H2O+H2OH3O+OH簡寫成 H2O+，與其它弱電解質(zhì)一樣，其電離程度大小受溫度及酸、堿、鹽等影響。H +OH2、水的離子積 純水及電解質(zhì)稀溶液中（ 1）有 c(OH +，Kw只受溫度c 1mol ·L) ·c(H)=K w影響，常溫時 （ 25 ） Kw=1×1014，溫度升高，水的電離程度增大。K w 亦增大， 100 ， 12Kw =1×10 。計算題記牢公式K w 值c(OH ) ·c(H +)=K w 計算

7、時看是否是常溫，不是常溫要看該溫度下的1（1）恒溫下， 向 pH=6 的蒸餾水中加入2.3g 金屬鈉， 充分反應(yīng)后， 再加蒸餾水稀釋到1L ，所得溶液的 pH=。（ 2）向 pH=6 的 CH 3COOH 和 c(H + )=10 6mol ·L1 的稀鹽酸中分別投入大小、質(zhì)量相同的金屬鈉，反應(yīng)剛開始時，產(chǎn)生H2 的速率前者與后者相比是( 填選項序號 ) 。A一樣快B 前者快C 后者快D 無法比較2 常溫下，在 1（）0.1 mol L· CH 3COOH 溶液中，水的離子積是 14 13 14 15A 1×10B 1×10.C 1.32 ×1

8、0D 1.32 ×10 .濃度是（）.3 25 時， pH=2 的 HCl 溶液中，由水電離出的H 7 1 12 1A 1×10mol ·LB 1×10mol·L . 2mol ·L 1 14 1C 1×10D 1×10mol·L .4 在 25 時，某稀溶液中由水電離產(chǎn)生的H +=10 -13mol/L 。有關(guān)該溶液的敘述正確的是A 該溶液一定呈酸性B 該溶液一定呈堿性C 該溶液的 pH 值可能為 1 13D 該溶液的 pH 值可能為 135 90 時水的離子積K W 3.8 ×10pH（），

9、該溫度時純水的A等于 7B介于 6 7 之間 . C大于 7D 無法確定3、溶液的 pH（ 1）表示方法： pH=（適用范圍：稀溶液）（ 2）測定方法：、酸堿指示劑：一般選用、學(xué)習(xí)必備歡迎下載名稱變色范圍 /顏色變色范圍 /顏色變色范圍 /顏色石蕊酚酞甲基橙1 下列溶液一定是堿性的是（）B 滴加甲基橙后溶液顯紅色 .A 溶液中 c(OH ) c(H ).D 滴加甲基橙后溶液顯黃色C 溶液中含有 OH .2 下列溶液肯定是酸性的是（）A 含 H+的溶液B 加酚酞顯無色的溶液C pH<7 的溶液D OH -<H +的溶液4、有關(guān) pH 計算的解題規(guī)律（1）單一溶液的pH 計算1 強酸溶

10、液，如，則HnA ，設(shè)濃度為 c mol L·c（ H +） = nc mol ·L1， pH= lgc （ H+ ） = lg nc 強堿溶液，如B(OH)n ，設(shè)濃度為 c mol ·L 1，則c（ H +） = 1014/nc molL·1， pH= lgc （ H+ ） =14+lg nc（ 2）酸堿混合 pH 計算 適用于兩種強酸混合c(H+ )混 = c(H + )1V 1+ c(H +)2V 2 /（ V 1+ V 2）。 適用于兩種強堿混合c(OH )混 = c(OH )1V 1+ c(OH ) 2V 2 /（ V1+ V 2） 適用于酸

11、堿混合，一者過量時：c(OH)混| c(H+)酸 V 酸 c(OH)堿 V 堿|=V酸+V堿c(H+)混說明： 若兩種強酸（ pH 之差大于 2）等體積混合，混合液pH = pH 小 + 0.3 若兩種強堿（ pH 之差大于 2）等體積混合，混合液pH = pH 大 0.3恰好完全反應(yīng)，則 c(H+)酸 V 酸 = c(OH)堿 V 堿1 pH=13 的強堿溶液與pH=2 的強酸溶液混合，所得溶液的pH=11 ，則強堿與強酸的體積比是（） .A 111B91C 111D19.2 25 時，將 pH=x 的 H 2SO4 溶液與 pH=y 的 NaOH 溶液按體積比1:100 混合，反應(yīng)后所得溶

12、液 pH=7 。若 x= y/3 ，則 x 值為（）A 2B 3C 4D 53有一 pH = 12 的 NaOH 溶液 100 mL ，欲使它的pH 降為 11。（ 1）如果加入蒸餾水，就加入_ mL（ 2）如果加入 pH = 10 的 NaOH 溶液，應(yīng)加入 _ mL（ 3）如果加入 0.008 mol/L HCl 溶液，應(yīng)加入 _ mL5、強酸（強堿）、弱酸（弱堿）加水稀釋后的pH 的計算（ 1）強酸 pH=a，加水稀釋 10n 倍，則 pH= a + n（ 2）弱酸 pH=a，加水稀釋 10n 倍，則 pH< a + n（ 3）強堿 pH=b ，加水稀釋 10n 倍，則 pH= b

13、 n（ 4）弱堿 pH=b ，加水稀釋 10n 倍，則 pH> b n（5）酸堿溶液無限稀釋時，pH 只能約等于或接近于7，酸的 pH 不能 >7，堿的 pH 不能 <7因為：常溫下弱酸（弱堿）用水稀釋，當弱酸（弱堿）電離的H+（OH）濃度小于 106mol L·1時，計算稀釋液的 pH 值，不能忽略水的電離。例：將 pH 6 的 CH 3COOH 溶液加水稀釋1000 倍后，溶液中的（）A pH 9 51B c(OH) 10 mol ·L .C pH7 7 1D c(OH) 10 mol ·L .酸堿中和滴定1、儀器和試劑量取液體 ： 滴定管鐵

14、架臺（滴定管夾）、錐形瓶、標準液和待測液、指示劑2、操作步驟： 檢查滴定管是否漏水（操作方法） 蒸餾水洗滌 標準液或待測液潤洗滴定管 裝液和趕氣泡調(diào)零 滴定 讀數(shù)例：在一支 25mL 的酸式滴定管中盛入 0.1mol/L HCl溶液，其液面恰好在5mL 刻度處。若把滴定管內(nèi)溶液全部放入燒杯中,再用 0.1mol/L NaOH溶液進行中和， 則所需 NaOH 溶液的體積（）A 大于 20mLB 小于 20mLC 等于 20mLD 等于 5mL2進行中和滴定時，事先不應(yīng)該用所盛溶液洗滌的儀器是（）A 酸式滴定管B 堿式滴定管C 錐形瓶D 移液管3、指示劑選用： 變色要靈敏，變色范圍要小，且變色范圍

15、盡量在pH 突變范圍內(nèi)（因此中和滴定一般選用酚酞、甲基橙，而不用石蕊試液。4、滴定終點不是酸堿恰好完全反應(yīng)，但是由于在酸堿恰好完全反應(yīng)前后，少加一點標準液或多加一滴標準液，會使pH 發(fā)生很大的變化，可以使酸堿指示劑變色，對于結(jié)果影響不大。1NaOH 溶液1室溫下 0.l mol L · NaOH 溶液滴定 a mL 某濃度的 HCl 溶液，達到終點時消耗b mL ，此時溶液中氫離子的濃度 1（）c(H+) / mol L ·是7A 0.la/(a+b)B 0.1b/(a+b)C 1×107D 1×102 下列實驗中，直接采用沾有水滴的儀器，對實驗結(jié)果沒有

16、影響的是（）A 氨的噴泉實驗B 實驗室制氧氣：試管C 中和滴定：錐形瓶D 中和滴定：滴定管3 實驗室用標準鹽酸溶液測定某NaOH溶液的濃度，用甲基橙作指示劑，下列操作中可能使測定結(jié)果偏低的是（）A 酸式滴定管在裝酸液前未用標準鹽酸溶液潤洗23 次B 開始實驗時酸式滴定管尖嘴部分有氣泡，在滴定過程中氣泡消失C 錐形瓶內(nèi)溶液顏色變化由黃色變橙色，立即記下滴定管液面所在刻度D 盛 NaOH 溶液的錐形瓶滴定前用NaOH 溶液潤洗23 次4 實驗室有一瓶混有氯化鈉的氫氧化鈉固體試劑，經(jīng)測定NaOH 的質(zhì)量分數(shù)約為82.0%，為了驗證其純度，用濃度為0.2mol/L的鹽酸進行滴定，試回答下列問題：學(xué)習(xí)必

17、備歡迎下載（ 1）托盤天平稱量 5.0g 固體試劑，用蒸餾水溶解于燒杯中， 并振蕩，然后立即直接轉(zhuǎn)入 500mL 容量瓶中，恰好至刻度線，配成待測液備用。請指出以上操作中出現(xiàn)的五處錯誤。（2）將標準鹽酸裝在25.00mL滴定管中， 調(diào)節(jié)液面位置在處，并記下刻度。（3）取 20.00mL 待測液，待測定。該項實驗操作的主要儀器有。用試劑作指示劑時，滴定到溶液顏色由剛好至色時為止。（4）滴定達終點后，記下鹽酸用去20.00mL ，計算 NaOH 的質(zhì)量分數(shù)為。（5）試分析滴定誤差可能由下列哪些實驗操作引起的。A 轉(zhuǎn)移待測液至容量瓶時，未洗滌燒杯B 酸式滴定管用蒸餾水洗滌后，直接裝鹽酸C 滴定時，反

18、應(yīng)容器搖動太激烈，有少量液體濺出D 滴定到終點時，滴定管尖嘴懸有液滴E 讀滴定管開始時仰視，讀終點時俯視6如圖（ 1）圖 I 表示 10mL 量筒中液面的位置，A 與 B 、B 與 C 刻度相差1mL ，如果刻度A 為 4，量筒中液體體積是mL 。（ 2）圖 II 表示 50mL 滴定管中液面的位置，如果液面處的讀數(shù)是 a，則滴定管中液體的體積 （填代號）。A 是 a mLB是（ 50 a） mLC一定大于 a mLD 一定大于（ 50 a） mL7 用沉淀法測定 NaHCO 3 和 K 2CO3 均勻混合物的組成。實驗中每次稱取樣品的質(zhì)量、向所配制的溶液中加入Ba(OH) 2 的溶液體積、生成對應(yīng)沉淀的質(zhì)量等實驗數(shù)據(jù)見下表：實驗序號樣品質(zhì)量 /gVBa(OH) 2(aq)/L沉淀質(zhì)量 /g1a0.5b22a0.52.75832.5740.53