高二化學(xué)選四 第三單元 弱電解質(zhì)的電離 教案

1、. 第三單元 水溶液的離子平衡 課題1 弱電解質(zhì)的電離 教案 弱電解質(zhì)的電離一、考點、熱點回憶【知識與技能】課標(biāo)要求1.理解弱電解質(zhì)和強電解質(zhì)的概念，掌握影響弱電解質(zhì)電離的因素。2.掌握的水的離子積的應(yīng)用，學(xué)會簡單pH的計算3.掌握酸堿中和滴定實驗的根本操作和數(shù)據(jù)處理重點：弱電解質(zhì)的電離 溶液酸堿度PH值的計算。難點：弱電解質(zhì)的電離 溶液酸堿度PH值的計算二、典型例題【目的落實】1化學(xué)反響中的能量變化【知識網(wǎng)絡(luò)】 一、弱電解質(zhì)的電離 1、定義：電解質(zhì)： 。非電解質(zhì) ： 。強電解質(zhì) ： 。弱電解質(zhì)： 。物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)： 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2強

2、電解質(zhì)： 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)： 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純凈物2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：在一定條件下溶于水或熔化能否 以能否導(dǎo)電來證明是否電離電解質(zhì)離子化合物或共價化合物 非電解質(zhì)共價化合物3、強電解質(zhì)與弱電質(zhì)的本質(zhì)區(qū)別：在水溶液中是否 或是否存在電離平衡 注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì) 強電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質(zhì) 電解質(zhì)的強弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。4、強弱電解質(zhì)可通過實驗證明進展斷定的方法有以HA

3、c為例：1溶液導(dǎo)電性比照實驗； 2測0.01mol/LHAc溶液的pH 2；3測NaAc溶液的pH值； 4測pH= a的HAc稀釋100倍后所得溶液pH a +25將物質(zhì)的量濃度一樣的HAc溶液和NaOH溶液等體積混合后溶液呈 性6中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的體積 10mL;7將pH=1的HAc溶液與pH=13的NaOH溶液等體積混合后溶液呈 性8比較物質(zhì)的量濃度一樣的HAc溶液與鹽酸分別與同樣的鋅粒反響產(chǎn)生氣體的速率5、強酸HA與弱酸HB的區(qū)別：1溶液的物質(zhì)的量濃度一樣時，pHHA pHHB 2pH值一樣時，溶液的濃度CHA CHB3pH一樣時，加水稀釋同等

4、倍數(shù)后，pHHA pHHB6、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成 和離子結(jié)合成 時，電離過程就到達了 ，這叫電離平衡。7、電離平衡的特點： 。8、影響電離平衡的因素：A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度 ；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向挪動。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里參加與弱電解質(zhì)具有一樣離子的電解質(zhì)，會 電離。D、其他外加試劑：參加能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反響的物質(zhì)時，有利于電離。9、電離方程式的書寫： 10、電離常數(shù)： 影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化

5、不大。C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡： 通常，上式也可簡寫為: 水的離子積：KW = 25時, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+·OH- = 注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，那么KW值一定KW不僅適用于純水，適用于任何溶液酸、堿、鹽2、水電離特點：1可逆 2吸熱 3極弱3、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿 ：抑制水的電離pH之和為14的酸和堿的水溶液中水的電離被同等的抑制

6、 溫度：促進水的電離水的電離是 熱的易水解的鹽：促進水的電離pH之和為14兩種水解鹽溶液中水的電離被同等的促進4、溶液的酸堿性和pH： 1pH= 計算公式 注意：酸性溶液不一定是酸溶液可能是 溶液 ；pH7 溶液不一定是酸性溶液只有溫度為常溫才對； 堿性溶液不一定是堿溶液可能是 溶液。2pH的測定方法：酸堿指示劑 、 、 。pH試紙 操作 。 注意：事先不能用水潮濕PH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍pH計三 、混合液的pH值計算方法公式1、強酸與強酸的混合：先求H+混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它 H+混 =H+1V1+H+2V2/V1+V22、強堿與強堿的混合

7、：先求OH-混：將兩種酸中的OH離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它 OH-混OH-1V1+OH-2V2/V1+V2 注意 :不能直接計算H+混3、強酸與強堿的混合：先據(jù)H+ + OH- =H2O計算余下的H+或OH-，H+有余，那么用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求H+混；OH-有余，那么用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求OH-混，再求其它四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：五、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理中和滴定： 本質(zhì)：H+OH=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。2、中和滴定的操作過程：1儀器： 、 ，移液管，滴定管夾，錐形瓶，燒杯，鐵架臺。注意：酸式滴定管不能盛放 液

8、、氫氟酸以及Na2SiO3、Na2CO3等堿性溶液；堿式滴定管不能盛放酸性溶液和 溶液。滴定管的刻度，O刻度在 ，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積 它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸或堿，也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以讀到小數(shù)點后 。2藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測液；指示劑。3準(zhǔn)備過程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。洗滌：用洗液洗檢漏：滴定管是否漏水用水洗用標(biāo)準(zhǔn)液洗或待測液洗裝溶液排氣泡調(diào)液面記數(shù)據(jù)V始注意：為什么用水洗后，還要用標(biāo)準(zhǔn)液洗？ 但錐形瓶不能用待測液洗？4滴定方法：手的姿勢、速度先快后慢注意：手眼：左手操

9、作活塞或小球，右手振蕩錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中溶液的顏色變化速度先快后慢5終點確定：最后一滴剛好使指示劑顏色發(fā)生明顯變化。30s內(nèi)不恢復(fù)原色6指示劑的選擇： .。如酸滴定堿用甲基橙、堿滴定酸用酚酞6數(shù)據(jù)處理與誤差分析：讀數(shù)：兩位小數(shù)。因一次實驗誤差較大，所以應(yīng)取屢次實驗的平均值。 3、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進展分析式中：n酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c酸或堿的物質(zhì)的量濃度；V酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時，那么：c堿=上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上

10、是不變的，假設(shè)稀釋了雖實際值變小，但表達的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高；V堿同樣也是一個定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即V酸減小，那么c堿降低了；對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當(dāng)V酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。即：c堿=同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來滴定未知濃度的酸時亦然。下面是用標(biāo)準(zhǔn)酸滴定待測堿而引起的結(jié)果變化情況 ：實驗操作情況對c堿的影響開場滴定時滴定管尖嘴處留有氣泡讀數(shù)開場時仰視，終止時俯視到滴定終點尚有一滴酸掛在滴定管尖嘴外而未

11、滴入錐瓶洗凈的酸管未用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗洗凈的錐瓶用待測堿潤洗不小心將標(biāo)準(zhǔn)液滴至錐瓶外不小心將待測堿液濺至錐瓶外滴定前向錐形瓶中參加10 mL蒸餾水，其余操作正常 考點1§1 知識要點：弱電解質(zhì)的電離 1、定義：電解質(zhì)、非電解質(zhì) ；強電解質(zhì) 、弱電解質(zhì) 物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)：大多數(shù)非金屬氧化物和有機物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2強電解質(zhì)：強酸、強堿、絕大多數(shù)金屬氧化物和鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿和水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純凈物以下說法中正確的選項是 BC A、能溶于水的

12、鹽是強電解質(zhì)，不溶于水的鹽是非電解質(zhì)； B、強電解質(zhì)溶液中不存在溶質(zhì)分子；弱電解質(zhì)溶液中必存在溶質(zhì)分子； C、在熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物一定是離子化合物，也一定是強電解質(zhì)； D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能導(dǎo)電，故兩者均是電解質(zhì)。2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：在一定條件下溶于水或熔化能否電離以能否導(dǎo)電來證明是否電離電解質(zhì)離子化合物或共價化合物 非電解質(zhì)共價化合物離子化合物與共價化合物鑒別方法：熔融狀態(tài)下能否導(dǎo)電 以下說法中錯誤的選項是 B A、非電解質(zhì)一定是共價化合物；離子化合物一定是強電解質(zhì)；B、強電解質(zhì)的水溶液一定能導(dǎo)電；非電解質(zhì)的水溶液一定不導(dǎo)電；C、濃度一樣時，強電解質(zhì)的水

13、溶液的導(dǎo)電性一定比弱電解質(zhì)強；D、一樣條件下，pH一樣的鹽酸和醋酸的導(dǎo)電性一樣。3、強電解質(zhì)與弱電質(zhì)的本質(zhì)區(qū)別：在水溶液中是否完全電離或是否存在電離平衡 注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì) 強電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質(zhì)4、強弱電解質(zhì)通過實驗進展斷定的方法以HAc為例：1溶液導(dǎo)電性比照實驗； 2測0.01mol/LHAc溶液的pH>2；3測NaAc溶液的pH值； 4測pH= a的HAc稀釋100倍后所得溶液pH<a +25將物質(zhì)的量濃度一樣的HAc溶液和NaOH溶液等體積混

14、合后溶液呈堿性6中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的體積大于10mL;7將pH=1的HAc溶液與pH=13的NaOH溶液等體積混合后溶液呈酸性8比較物質(zhì)的量濃度一樣的HAc溶液與鹽酸分別與同樣的鋅粒反響產(chǎn)生氣體的速率最正確的方法是 和 ；最難以實現(xiàn)的是 ，說明理由 。提示：實驗室能否配制0.1mol/L的HAc？能否配制pH=1的HAc？為什么？ 5、強酸HA與弱酸HB的區(qū)別：1溶液的物質(zhì)的量濃度一樣時，pHHApHHB 2pH值一樣時，溶液的濃度CHACHB3pH一樣時，加水稀釋同等倍數(shù)后，pHHApHHB物質(zhì)的量濃度一樣的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是 ，pH

15、最大的是 ；體積一樣時分別與同種NaOH溶液反響，消耗NaOH溶液的體積大小關(guān)系為 。pH一樣的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，物質(zhì)的量濃度最小的是 ，最大的是 ；體積一樣時分別與同種NaOH溶液反響，消耗NaOH溶液的體積大小關(guān)系為 。甲酸和乙酸都是弱酸，當(dāng)它們的濃度均為0.10mol/L時，甲酸中的cH+為乙酸中cH+的3倍，欲使兩溶液中cH+相等，那么需將甲酸稀釋至原來的 3倍填“<、“>或“=；試推測丙酸的酸性比乙酸強還是弱 ?！纠?】列物質(zhì)的分類組合全部正確的選項是編號強電解質(zhì)弱電解質(zhì)非電解質(zhì)ANaClHFCl2BNaHCO3NH3 · H2OCCl4CBaOH2HClC

16、uDAgClH2SCH3COOH【點撥】電解質(zhì)和非電解質(zhì)的范疇都是化合物，所以單質(zhì)既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)。劃分電解質(zhì)和非電解質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)是在水溶液中或熔融狀態(tài)下能否導(dǎo)電。劃分強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)是看在水溶液里是否完全電離?！敬鸢浮緽【例2】一樣條件下，HClO的電離常數(shù)小于H2CO3的第一級電離常數(shù)。為了進步氯水中HClO的濃度，可參加AHClBCaCO3sCH2ODNaOHs【答案】B【例3】以下關(guān)于電離平衡常數(shù)K的說法中正確的選項是A組成相似時電離平衡常數(shù)K越小，表示弱電解質(zhì)電離才能越弱B電離平衡常數(shù)K與溫度無關(guān)C不同濃度的同一弱電解質(zhì)，其電離平衡常數(shù)K不同D多元弱酸各步電離平衡常數(shù)

17、互相關(guān)系為K1<K2<K3【答案】A考點2§2 知識要點： 水的電離和溶液的酸堿性一水的電離和溶液的酸堿性1、水離平衡：H2OH+ + OH- 水的離子積：KW = H+·OH- 25時, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+·OH- = 10-14注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，那么KW值一定 KW不僅適用于純水，適用于任何溶液酸、堿、鹽2、水電離特點：1可逆 2吸熱 3極弱3、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿 ：抑制水的電離pH之和為14的酸和堿的水溶液中水的電離被同等的抑制 溫度：促進水的電離水的電離是吸熱的易水解的鹽：促進

18、水的電離pH之和為14兩種水解鹽溶液中水的電離被同等的促進 試比較pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四種溶液中水的電離程度從大到小的順序是 。4、溶液的酸堿性和pH： 1pH= -lgH+ 注意：酸性溶液不一定是酸溶液可能是 溶液 ；pH7 溶液不一定是酸性溶液只有溫度為常溫才對； 堿性溶液不一定是堿溶液可能是 溶液。100時，水的KW=1×10-12，那么該溫度下1NaCl的水溶液中H+= ，pH = ，溶液呈 性。20.005mol/L的稀硫酸的pH= ；0.01mol/L的NaOH溶液的pH= 2pH的測定方法：酸堿指示劑甲基橙

19、、石蕊、酚酞pH試紙 最簡單的方法。 操作：將一小塊pH試紙放在干凈的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液點試紙中部，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較讀數(shù)即可。 注意：事先不能用水潮濕PH試紙；只能讀取整數(shù)值或范圍 用潮濕的pH試紙測某稀溶液的pH，所測結(jié)果 填“偏大、“偏小、“不變或“不能確定，理由是 。3常用酸堿指示劑及其變色范圍：指示劑變色范圍的PH石蕊5紅色58紫色8藍色甲基橙3.1紅色3.14.4橙色4.4黃色酚酞8無色810淺紅10紅色試根據(jù)上述三種指示劑的變色范圍，答復(fù)以下問題：強酸滴定強堿最好選用的指示劑為： ，原因是 ；強堿滴定強酸最好選用的指示劑為： ，原因是 ；中和滴定不用石蕊作指示劑的原因

20、是 。二 、混合液的pH值計算方法公式1、強酸與強酸的混合：先求H+混：將兩種酸中的H+離子數(shù)相加除以總體積，再求其它H+混 =H+1V1+H+2V2/V1+V22、強堿與強堿的混合：先求OH-混：將兩種酸中的OH離子數(shù)相加除以總體積，再求其它OH-混OH-1V1+OH-2V2/V1+V2 注意 :不能直接計算H+混3、強酸與強堿的混合：先據(jù)H+ + OH- =H2O計算余下的H+或OH-，H+有余，那么用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求H+混；OH-有余，那么用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求OH-混，再求其它 注意：在加法運算中，相差100倍以上含100倍的，小的可以忽略不計！ 將pH=1的HC

21、l和pH=10的NaOH溶液等體積混合，所得溶液的pH= ；將pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等體積混合，所得溶液的pH= ；20mLpH=5的鹽酸中參加1滴0.05mL0.004mol/LBaOH2溶液后pH= 。三、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+ n 但始終不能大于或等于72、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀pH原+n 但始終不能大于或等于73、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原n 但始終不能小于或等于74、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀pH原n 但始終不能小于或等于75、不管任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近即向中性靠近；

22、任何溶液無限稀釋后pH均為76、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。 pH=3的HCl稀釋100倍后溶液的pH變?yōu)?；pH=3的HAc溶液稀釋100倍后pH為 ，假設(shè)使其pH變?yōu)?，應(yīng)稀釋的倍數(shù)應(yīng) 填不等號100；pH=5的稀硫酸稀釋1000倍后溶液中H+ ：SO42-= ； pH=10的NaOH溶液稀釋100倍后溶液的pH變?yōu)?；pH=10的NaAc溶液稀釋10倍后溶液的pH為 。四、“酸、堿恰好完全反響與“自由H+與OH-恰好中和酸堿性判斷方法1、酸、堿恰好反響現(xiàn)金+存款相等：恰好生成鹽和水，看鹽的水解判斷溶液酸堿性。無水解，呈中性2、自由H+與OH-恰好中

23、和現(xiàn)金相等，即“14規(guī)那么：pH之和為14的兩溶液等體積混合，誰弱顯誰性，無弱顯中性。：生成鹽和水，弱者大量剩余，弱者電離顯性。無弱者，呈中性1100mLpH=3的H2SO4中參加10mL0.01mol/L氨水后溶液呈 性，原因是 ；pH=3的HCl與pH=11的氨水等體積混合后溶液呈 性，原因是 。2室溫時，0.01mol/L某一元弱酸只有1%發(fā)生了電離，那么以下說法錯誤的選項是 BA、上述弱酸溶液的pH4 B、參加等體積0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH7C、參加等體積0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH7D、參加等體積pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH7

24、【例1】在100，100 mL蒸餾水中cOH=1×106mol/L，當(dāng)改變以下條件之一時，cOH仍然等于1×106 mol/L的是溫度降低到25 保持100，參加106 mol NaOH固體保持100，參加106 mol NaCl固體保持100，蒸發(fā)掉50 mL水ABCD【答案】B【例2】以下關(guān)于溶液酸堿性的說法中正確的是ApH=7的溶液顯中性B中性溶液中，cH+一定是1.0×107mol·L1CcH+= cOH的溶液顯中性D在100°C時，純水的pH<7，因此顯酸性【答案】C三、溶液pH的測量方法1pH試紙法pH試紙pH試紙的使用方法取

25、一片pH試紙，放在干凈的外表皿或玻璃片上，用干凈枯燥的玻璃棒蘸取待測液點于試紙中央，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照讀出數(shù)值。pH試紙的種類常用的pH試紙有廣泛pH試紙pH范圍為114或010，可識別的pH差值約為1和精細pH試紙pH范圍較窄，可識別的pH差值為0.2或0.3。操作本卷須知：pH試紙不能伸入待測液中。pH試紙不能事先潤濕潤濕相當(dāng)于將溶液稀釋。用pH試紙測定的是一個粗略結(jié)果。用廣泛pH試紙測出溶液的pH是整數(shù)，而不會是3.1、5.2等小數(shù)。2pH計法常用pH計來準(zhǔn)確測量溶液的pH，讀數(shù)時應(yīng)保存兩位小數(shù)。pH計3常用酸堿指示劑及其變色范圍指示劑變色范圍甲基橙石蕊酚酞3、 課堂練習(xí) 【穩(wěn)固版】1

26、用食用白醋醋酸濃度約為1 mol/L進展以下實驗，能證明醋酸為弱電解質(zhì)的是A白醋中滴入石蕊溶液呈紅色B白醋參加豆?jié){中有沉淀產(chǎn)生C蛋殼浸泡在白醋中有氣體放出D白醋中cH+=0.01 mol/L2可以斷定某酸是強電解質(zhì)的組合是該酸加熱至沸騰也不分解 該酸可溶解氫氧化銅該酸可跟石灰石反響放出CO2 該酸是共價化合物ABCD都不是3在含少量酚酞的0.1 mol·L-1氨水中參加少量NH4Cl晶體，那么溶液顏色A變藍色B變深C變淺D不變4在醋酸溶液中，CH3COOH的電離到達平衡的標(biāo)志是A溶液顯電中性B溶液中無CH3COOHC氫離子濃度恒定不變DcH+=cCH3COO5向CH3COOH溶液中滴

27、入稀氨水，溶液的導(dǎo)電才能發(fā)生變化，其電流I隨參加氨水的體積V的變化曲線是6要證明某酸是弱酸，以下方法正確的選項是A將串聯(lián)一小燈泡的該酸溶液與串聯(lián)一一樣小燈泡的硫酸并聯(lián)，接通電源后，假設(shè)該溶液上的燈泡較暗，那么說明該酸是弱酸B測定該酸的鈉鹽溶液常溫下的pH，假設(shè)pH7，那么說明該酸是弱酸C用該酸與金屬鋅反響，產(chǎn)生氣泡較慢，那么說明該酸是弱酸D中和等體積、等濃度的NaOH溶液消耗該酸的量大于硫酸，那么說明該酸是弱酸7寫出以下電離方程式：1HCIO_。2H2CO3_。3NaHSO4溶液_。4NaHSO3溶液_。5熔融NaHSO4_。8以下關(guān)于水的離子積常數(shù)的表達中，正確的選項是A因為水的離子積常數(shù)的表達式為Kw =cH+·cOH，所以Kw隨溶液中H+和OH濃度的變化而變化B水的離子積常數(shù)Kw與水的電離平衡常數(shù)K是同一個物理量C水的離子積常數(shù)僅僅是溫度的函數(shù)，隨溫度的變化而變化9以下關(guān)于溶液酸堿性的說法中，正確的選項是AcH+很小的溶液一定呈堿性BpH=7的溶液一定呈中性CcOH=cH+的溶液一定呈中性D不能使酚酞溶液變紅的溶液一定呈酸性10一樣溫度下0.1 mol/L的NaOH和0.01 mol/L的鹽酸溶液中，水的電離程度大小為ANaOH中大B鹽酸中大C一樣D無法確定11以下有關(guān)水的離子積常數(shù)KW或pH變化的判斷中，正確的選項是A隨著溫度的升高，水的