培優(yōu)專題十 弱電解質(zhì)的電離平衡和溶液的酸堿性1

1、海口一中2016屆高二化學(xué)培優(yōu)學(xué)案專題十 弱電解質(zhì)的電離平衡和溶液的酸堿性一、重難點歸納總結(jié)（一）強、弱電解質(zhì)的比較以一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)的比較為例。 (1) 相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸的比較：（二）混合溶液酸堿性的判斷規(guī)律1”2.室溫下，已知酸和堿的pH之和，酸和堿溶液等體積混合 (1)兩強混合若pH之和等于14，則混合后溶液顯中性，pH7。 若pH之和大于14，則混合后溶液顯堿性，pH7。 若pH之和小于14，則混合后溶液顯酸性，pH7。 (2)一強一弱混合“誰弱顯誰性”pH之和等于14時，一元強酸和一元弱堿等體積混合呈堿性；一元弱酸和一元強堿等體積混

2、合呈酸性。（三）水電離產(chǎn)生c(H)和c(OH)計算的5種類型任何水溶液中水電離產(chǎn)生的c(H)和c(OH)總是相等的，有關(guān)計算有以下5種類型(以常溫時的溶液為例)。(1)中性溶液：c(OH)c(H)107 mol/L。(2)酸的溶液OH全部來自水的電離。(3)堿的溶液H全部來自水的電離。(4)水解呈酸性的鹽溶液H全部來自水的電離。實例：pH5的NH4Cl溶液中，由水電離出的c(H)105 mol/L，因部分OH與部分NH4結(jié)合使c(OH)109 mol/L。(5)水解呈堿性的鹽溶液OH全部來自水的電離。實例：pH12的Na2CO3溶液中，由水電離出的c(OH)102 mol/L，因部分H與部分C

3、O23結(jié)合使c(H)1012 mol/L。【注意】要區(qū)分清楚溶液組成和性質(zhì)的關(guān)系，酸性溶液不一定是酸溶液，堿性溶液不一定是堿溶液。 （四）溶液pH的計算總體原則海口一中2016屆高二化學(xué)培優(yōu)學(xué)案(1)若溶液為酸性，先求c(H)，再求pH。(2)若溶液為堿性，先求c(OH)，再由c(H)cKw c(H)，最后求pH。 二、適應(yīng)性練習(xí)1、已知下面三個數(shù)據(jù)：7.2104、4.6104、4.91010分別是三種酸的電離平衡常數(shù)，若已知這些酸可發(fā)生如下反應(yīng)：NaCNHNO2=HCNNaNO2，NaCNHF=HCNNaF，NaNO2HF=HNO2NaF。由此可判斷下列敘述中，不正確的是( )AHF的電離平

4、衡常數(shù)為7.2104 BHNO2的電離平衡常數(shù)為4.91010C根據(jù)兩個反應(yīng)即可知三種酸的相對強弱 DHNO2的電離平衡常數(shù)比HCN大，比HF小2、常溫下，若HA溶液和NaOH溶液混合后pH7，則下列說法不合理的是( )A反應(yīng)后HA溶液可能有剩余 B生成物NaA的水溶液的pH可能小于7CHA溶液和NaOH溶液的體積可能不相等DHA溶液中的c(H)和NaOH溶液中的c(OH)可能不相等3pH2的兩種一元酸x和y，體積均為100 mL，稀釋過程中pH與溶液體積的關(guān)系如圖所示。分別滴加NaOH溶液(c0.1 mol/L)至pH7，消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy，則Ax為弱酸，VxVyCy為弱酸，

5、VxVy4向純水中加入少量下列物質(zhì)或改變下列條件，能促進(jìn)水的電離，并能使溶液中c(OH)c(H)的操作是( )稀硫酸 金屬鈉 氨氣 FeCl3固體 NaClO固體 將水加熱煮沸A B C D5、如圖表示水中c(H)和c(OH)的關(guān)系，下列判斷錯誤的是A兩條曲線間任意點均有c(H)c(OH)KwBM區(qū)域內(nèi)任意點均有c(H)c(OH)C圖中T1T2DXZ線上任意點均有pH76、下列敘述正確的是( )A某醋酸溶液的pHa，將此溶液稀釋1倍后，溶液的pHb，則abB在滴有酚酞溶液的氨水中，加入NH4Cl至溶液恰好無色，則此時溶液的pH7，則H2A是弱酸；若pHac (2) cab (3) cab (43)mn8、 (1)HSCN的酸性比CH3COOH強，其溶液中c(H)較大，故其溶液與NaHCO3溶液cc3.454的反應(yīng)速率較快 (2)10(或3.510)Ka，查圖中的交點處即為c(F)cc(HF)時，Kac(H)，故所對應(yīng)的pH即為Ka的負(fù)對數(shù)16、 （1）2KMnO45H2C2O43H2SO4 = K2SO410CO22MnSO