高二化學(xué)教學(xué)案

第三章第一節(jié)弱電解質(zhì)得電離

考綱要求

1.能準(zhǔn)確判斷強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)。

2.會(huì)描述弱電解質(zhì)得電離平衡，能正確書寫弱電解質(zhì)得電離方程式，會(huì)分析電離平衡得移動(dòng)。

3.知道電離平衡常數(shù)得意義。

學(xué)習(xí)重點(diǎn)、難點(diǎn)

I.理解強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)得概念。

2.能描述弱電解質(zhì)在水溶液中得電離平衡，正確書寫電離方程式。

3.理解一定條件下弱電解質(zhì)得電離平衡移動(dòng)。

4.了解電離常數(shù)得概念、表達(dá)式與意義。

基礎(chǔ)知識(shí)梳理

知識(shí)點(diǎn)一強(qiáng)弱電解質(zhì)

I.電解質(zhì)與非電解質(zhì)

(1)電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電得化合物就是電解質(zhì)。

(2)非電解質(zhì)：在水溶液中與熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電得化合物就是非電解質(zhì)。

注意：

①單質(zhì)、混合物既不就是電解質(zhì)，也不就是非電解質(zhì)。電解質(zhì)、非電解質(zhì)都就是化合物。

②電解質(zhì)導(dǎo)電須有外界條件：水溶液或熔融狀態(tài)。

③電解質(zhì)因本身離解成自由離子而導(dǎo)電。

某些化合物，像S02、C02、NH3,它們得水溶液雖能導(dǎo)電，但它們不就是電解質(zhì)。

④某些難溶于水得化合物。

如BaSCU、AgQ等，由于它們得溶解度太小，難測(cè)其水溶液得導(dǎo)電性，但這些難溶于水得化合物與部分

金屬得氧化物，它們?cè)谌廴跔顟B(tài)都就是能夠?qū)щ姷茫跃褪请娊赓|(zhì)

⑤酸、堿、大多數(shù)鹽、活潑金屬得氧化物(Na?。、AI2O3)都就是電解質(zhì)；

除電解質(zhì)外得化合物都就是非電解質(zhì)，如大多數(shù)有機(jī)物與非金屬氧化物等。

下列物質(zhì)中：

①Cu②NaCl固體③NaOH固體④K2s。4溶液⑤CCh⑥蔗糖⑦NaCl溶液⑧CH3co0H⑨酒

精。

就是電解質(zhì)，就是非電解質(zhì)，既不就是電解質(zhì)，也不就是非電解質(zhì)。

2.強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)

(1)強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液中電離得電解質(zhì)。

(2)弱電解質(zhì)：在水溶液中電離得電解質(zhì)。

3.強(qiáng)、弱電解質(zhì)得比較

強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)

定義在水溶液中能完全電離得電解質(zhì)在水溶液中只能部分電離得電解質(zhì)

共同點(diǎn)都就是電解質(zhì)，在水溶液中都能電離，都能導(dǎo)電

化學(xué)鍵類型離子鍵或強(qiáng)極性鍵弱極性鍵

電離程度完全電離部分電離

電解質(zhì)在溶液只存在電解質(zhì)電離產(chǎn)生得陰、陽(yáng)離大量存在電解質(zhì)分子，少量存在弱電解質(zhì)

中得存在形式子，不存在電解質(zhì)分子電離產(chǎn)生得離子

不可逆，不存在電離平衡，可逆，存在電離平衡，電離方程式用

電離過(guò)程

電離方程式用“一"表示“n”表示

強(qiáng)酸：H2so4、HC1、HNO3等；

弱酸:H2c。3、HF、H2S.CH3coOH等;

強(qiáng)堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2等;

弱堿：NHMH2。等;

化合物類型大多數(shù)鹽：包括可溶性鹽及難溶性

極少數(shù)鹽：(CH3COO)2Pb；

鹽(鉀鹽、鈉鹽、鉉鹽、硝酸鹽均可

H2O等

溶，BaSOcCaCC>3等難溶)

典例剖析

例：有下列電解質(zhì)：①NH4cl②NaOH③H2s@NaHCO3⑤H3Po?@H2SO4

請(qǐng)用以上物質(zhì)得序號(hào)，填寫下列空白：

(1)屬于強(qiáng)電解質(zhì)得有;

(2)屬于弱電解質(zhì)得有o

解析：強(qiáng)酸(H2SO4)、強(qiáng)堿(NaOH)、鹽(NHCl、NaHCCh)屬于強(qiáng)電解質(zhì)；弱酸(H2S、H3PO4)屬于弱電解質(zhì)。

答案：(1)①②④⑥(2)③⑤

對(duì)點(diǎn)速練

1.下列說(shuō)法正確得就是()

A.氯化鉀溶液在電流作用下電離成鉀離子與氯離子

B.二氧化硫溶于水能部分轉(zhuǎn)化成離子，故二氧化硫?qū)儆谌蹼娊赓|(zhì)

C.碳酸領(lǐng)難溶于水，所以碳酸鋼屬于弱電解質(zhì)

D.純凈得強(qiáng)電解質(zhì)在液態(tài)時(shí)，有得導(dǎo)電有得不導(dǎo)電

2.下列關(guān)于強(qiáng)、弱電解質(zhì)得敘述中正確得就是()

A.強(qiáng)電解質(zhì)都就是離子化合物，弱電解質(zhì)都就是共價(jià)化合物

B.強(qiáng)電解質(zhì)都就是可溶性化合物，弱電解質(zhì)都就是難溶性化合物

C.強(qiáng)電解質(zhì)熔化時(shí)都完全電離，弱電解質(zhì)在水溶液中部分電離

D.強(qiáng)電解質(zhì)不一定導(dǎo)電，弱電解質(zhì)溶液得導(dǎo)電能力不一定比強(qiáng)電解質(zhì)溶液弱

3.下列物質(zhì)中屬于強(qiáng)電解質(zhì)，但在給定條件下不能導(dǎo)電得就是()

A.液態(tài)澳化氫B.蔗糖C.鋁D.醋酸

4.下列溶液中導(dǎo)電性最強(qiáng)得就是()

A.1L0、Imol/L醋酸B.0、1L0、1mol/LH2sO4溶液

C.0、5L0、1mol/L鹽酸D.2L0、1mol/LH2SO3溶液

知識(shí)點(diǎn)二弱電解質(zhì)得電離平衡

1.電離方程式得書寫

(1)強(qiáng)電解質(zhì)電離，用"="表示。如：NaCl=Na++CP,H2SO4=2H+SO5?

(2)弱電解質(zhì)電離，用表示，如CH3coOH^=iCH3coeT+H+,

NH3H2O-NH4+OH-o

(3)多元弱酸得電離就是進(jìn)行(發(fā)生)得，其電離方程式分步寫，如H2s(二元弱酸)得電離為：

HaS=^H.+HS，HS--=^++$2，

h2+-

(4)多元弱堿得電離寫，如：CU(OH)2=f=Cu+2OHo

2.電離平衡

⑴定義

在一定條件下(如溫度與濃度)，電解質(zhì)分子得速率與得速率相等時(shí)，電離過(guò)程達(dá)

到電離平衡狀態(tài)。

反

弱

質(zhì)分吁

(2)建立過(guò)程(用v-t圖像描述)應(yīng)

成

離子

速

的

速率

(3)電離平衡得特征率

西j*a(**i桀.什干由常平新就咨

I研究對(duì)象為弱電解質(zhì)

(4)影響電離平衡得因素弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子

軍廠重新結(jié)合成分子的速率相等

①內(nèi)因：電解質(zhì)本身得性質(zhì)決定了其電離程度得

商A電離平衡與化學(xué)平衡一樣是動(dòng)態(tài)平衡

大小。

^^達(dá)到平衡時(shí)，溶液中離子濃度和分子濃

②外因：軍尸度都保持不變

a.溫度：升局溫度使電離平衡向電離得方向移動(dòng)。

條件改變，電離平衡可能發(fā)生移動(dòng)，各粒

b、濃度：濃度降隹刀子的濃度可能發(fā)生改變低，電離平衡向電離得方向移動(dòng),

因?yàn)殡x子相互碰撞結(jié)合為分子得幾率減小。

c.相同離子：在弱電解質(zhì)溶液中加入與弱電解質(zhì)有相同離子得強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，電離平衡逆向移動(dòng)。

d.反應(yīng)離子：加入能與電解質(zhì)電離出得離子反應(yīng)得離子時(shí)，電離平衡向電離方向移動(dòng)。

典例剖析

例：［雙選］醋酸得下列性質(zhì)中，可以證明它就是弱電解質(zhì)得就是()

A.Imol/L得醋酸溶液中，c(H+)=0、01mol/LB.醋酸以任意比與水互溶

C.10mL1mol/L得醋酸溶液恰好與10mL1mol/L得NaOH溶液完全反應(yīng)

D.在相同條件下，醋酸溶液得導(dǎo)電性比鹽酸弱

解析：A項(xiàng)若醋酸完全電離，則c(H+)=lmol/L,而c(H+)=0、01mol/L,說(shuō)明醋酸部分電離，為弱電解

質(zhì)；C項(xiàng)就是與強(qiáng)堿反應(yīng)，不能說(shuō)明電離程度大小；D項(xiàng)就是在相同條件下，比較導(dǎo)電性強(qiáng)弱，醋酸

溶液導(dǎo)電性弱，說(shuō)明醋酸溶液中離子濃度小，即電離程度小，鹽酸中HC1就是完全電離，醋酸就是

部分電離，為弱電解質(zhì)。

答案：A、D

對(duì)點(diǎn)速練

1.判斷正誤

(1)醋酸在醋酸鈉溶液中電離得程度大于在純水中電離得程度。()

(2)一定溫度下，醋酸得濃度越大，其電離程度越大。()

2.在0、2moi/L得CH3coOH溶液中分別改變下列條件時(shí)，說(shuō)法正確得就是()

A.適當(dāng)升高溫度，CH3COOH得電離程度減弱

B.加少量NaOH固體，CH3co0H得電離平衡向正方向移動(dòng)

C.加少量0、2moi/L得鹽酸，溶液中得以H")增大，CH3co0H得電離平衡向正方向移動(dòng)

D.加少量CH3coONa固體，CH3coOH得電離平衡向正方向移動(dòng)

3.將1mol冰醋酸加入到一定量得蒸儲(chǔ)水中最終得到1L溶液。下列各項(xiàng)中，表明醋酸已達(dá)到電離平衡狀

態(tài)得就是()

A.醋酸得濃度達(dá)到1mol【rB.H+得濃度達(dá)到0、5mol-L-1

C.醋酸得濃度、醋酸根離子得濃度、H+得濃度均為0、5mol-L1

D.醋酸分子電離成離子得速率與離子重新結(jié)合成分子得速率相等

4.下列說(shuō)法正確得就是()

A.溶液中有CH3coOH、CH3co。與H*即可證明CH3coOH達(dá)到電離平衡狀態(tài)

B.溶液中CH3co0-與H*得物質(zhì)得量濃度相等可證明CH3coOH達(dá)到電離平衡狀態(tài)

C.當(dāng)NH3-H2O達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中NH3H2O、NHI與OH-得濃度相等

D.H2cCh就是分步電離得，電離程度依次減弱

5、寫出下列電解質(zhì)在水溶液中得電離方程式

⑴H2so4：；

(2)HC10：；

(3)NH3?H2O：；

(4)NaHCO3：；

(5)NaHSO4：。

知識(shí)點(diǎn)三電離常數(shù)

1.概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)得電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液中電離所生成得各種離子濃度得系數(shù)次方之積

跟溶液中未電離得分子得濃度系數(shù)次方之積得比就是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱

用K表示。(酸得電離平衡常數(shù)也可用K,表示，堿得電離平衡常數(shù)也可用Kb表示)

2.表達(dá)式

對(duì)于AB=^=^A++B,K=C(A)*C(B)/C(AB)

電離平衡常數(shù)得意義:

表示弱電解質(zhì)得電離能力。一定溫度下，K值越大，說(shuō)明電離程度,酸堿也就越強(qiáng)；

K值越小，說(shuō)明電離程度，離子結(jié)合成分子就越容易，酸堿就越弱。

3.影響K得外界條件：對(duì)于同一電解質(zhì)得稀溶液來(lái)說(shuō)，K只隨溫度得變化而變化，一般溫度升高，K值—。

若不指明溫度，一般指25℃。

4.多元弱酸、多元弱堿得電離

多元弱酸得電離就是電離得，每步電離都有電離平衡常數(shù)，通常用Ki、K2、心分別表示。如：磷

酸得三個(gè)K值，肉》K2》K3,但第一步電離就是主要得，磷酸溶液得酸性主要由第一步電離決定。因此

在說(shuō)明磷酸溶液顯酸性得原因時(shí)，只寫第一步電離方程式。

多元弱堿得電離也就是電離得，但習(xí)慣上書寫其電離方程式時(shí)，可寫其總得電離方程式。

2+

如：CU（OH）2CU+2OH-

典例剖析

例：下列關(guān)于電離常數(shù)（Ka）得說(shuō)法中正確得就是（）

A.電離常數(shù)（元）越小，表示弱電解質(zhì)得電離能力越弱

B.電離常數(shù)（Ka）與溫度無(wú)關(guān)

C.一定溫度下，不同濃度得同一弱電解質(zhì)，其電離常數(shù)（Ka）不同

D.多元弱酸各步電離常數(shù)大小關(guān)系為Kai<Ka2<Ka3

解析：加熱能促進(jìn)弱電解質(zhì)得電離，故電離常數(shù)（KJ增大，B錯(cuò)誤；電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與濃度無(wú)關(guān)，

C錯(cuò)誤；多元弱酸各步電離常數(shù)得大小關(guān)系為Kal?Ka2?Ka3,D錯(cuò)誤。

答案：A

對(duì)點(diǎn)速練

1.下列說(shuō)法正確得就是（）

A.電離平衡常數(shù)受弱電解質(zhì)濃度得影響

B.電離平衡常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)得相對(duì)強(qiáng)弱

C.電離平衡常數(shù)大得酸溶液中得c（H+）一定比電離平衡常數(shù)小得酸溶液中得c（H+）大

D.H2cCh得電離平衡常數(shù)表達(dá)式為&=錯(cuò)誤！

2.已知+（）、ImolL-1得醋酸溶液中存在電離平衡：CH3co3coeT+H+,要使溶液中

.值增大,可以采取得措施就是（）

A.加少量燒堿溶液B.降低溫度

C.加少量冰醋酸D.加水

3.下列關(guān)于電離常數(shù)（勒得說(shuō)法中正確得就是（）

A.電離常數(shù)（依越小，表示弱電解質(zhì)電離能力越弱

B.電離常數(shù)（K）與溫度無(wú)關(guān)

C.不同濃度得同一弱電解質(zhì)，其電離常數(shù)（用不同

D.多元弱酸各步電離常數(shù)相互關(guān)系為K'K2<K3

4.已知下面三個(gè)數(shù)據(jù)：7、2x10\4、6x10-4、爾9xl()i。分別就是下列三種酸得電離常數(shù)，若已知下列

反應(yīng)

可以發(fā)生：NaCN+HNO2=HCN+NaNO2.NaNO2+HF=HNO2+NaFo根據(jù)判斷，下歹?。輸⑹霾徽_得

就是()

A.K(HF)=7、2x10-4B.K(HNC>2)=4、9xlO-10

C.反應(yīng)NaCN+HF=HCN+NaF可以發(fā)生D.K(HCN)</f(HNO2)<K(HF)

5.常溫下，H2SO3得電離常數(shù)Kai=l、2x10-2,Ka2=6、3x108；H2c03得電離常數(shù)Kal=4、5x107,

Ka2=4、7x10-11。

請(qǐng)比較H2s03與H2c03得酸性強(qiáng)弱：,并通過(guò)實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證上述結(jié)論得正誤(簡(jiǎn)要說(shuō)明實(shí)驗(yàn)

步驟、現(xiàn)象與結(jié)論，儀器自選)。

供選擇得試劑：CO2、SO2、Na2co3、NaHCCh、Na2so3、NaHSO3>蒸儲(chǔ)水、飽與石灰水、酸性KMnOa

溶液、品紅溶液。

規(guī)律方法拓展

1.強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)與溶液得導(dǎo)電性

強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)就是依據(jù)電解質(zhì)在溶液中得電離程度區(qū)分得，而溶液導(dǎo)電能力取決于溶液中自由移動(dòng)

離子得濃度及離子所帶電荷得高低，即：強(qiáng)電解質(zhì)得導(dǎo)電能力不一定強(qiáng)，弱電解質(zhì)得導(dǎo)電能力不一定弱。

(1)強(qiáng)電解質(zhì)溶液濃度很小時(shí)，導(dǎo)電能力也會(huì)很差。

(2)弱電解質(zhì)溶液濃度較大而形成得離子濃度較大時(shí)，導(dǎo)電能力也會(huì)很強(qiáng)。

2.影響電離平衡得因素

影響電離平衡得因素

影響因素電離程度原因

電解質(zhì)本身得性質(zhì)決

內(nèi)因結(jié)構(gòu)決定性質(zhì)

定電解質(zhì)得電離程度

升高溫度增大電離過(guò)程就是吸熱得

濃度減小，離子結(jié)合生成弱電解質(zhì)

減小濃度(稀釋)增大

分子得速率減小

外外增大弱電解質(zhì)電離

減小離子(產(chǎn)物)濃度增大，平衡左移

因加出得離子得濃度

電

消耗弱電解質(zhì)電離

解增大離子(產(chǎn)物)濃度減小，平衡右移

出得離子

質(zhì)

實(shí)例說(shuō)明

以0、1moI/L得醋酸溶液中存在得平衡為例具體分析平衡移動(dòng)得情況：CH3coOK^=CH3COO+H+,

分別改變下列條件時(shí)，平衡得變化如表所示:

條件改變平衡移動(dòng)電離程度n(H+)c(H+)導(dǎo)電能力

加水正向增大增大減小減弱

升溫正向增大增大增大增大

加醋酸錢固體逆向減小減小減小增大

加鹽酸逆向減小增大增大增大

加氫氧化鈉固體正向增大減小減小增大

加醋酸鈉固體逆向減小減小減小增大

加鐵粉正向增大減小減小增大

3、有關(guān)電離常數(shù)得注意事項(xiàng)

（1）電離常數(shù)得大小由物質(zhì)本身得性質(zhì)決定，同一溫度下，不同弱電解質(zhì)得電離常數(shù)不同，K值越大，電離程

度越大。

（2）同一弱電解質(zhì)在同一溫度下改變濃度時(shí)，其電離常數(shù)不變。

（3）電離常數(shù)K只隨溫度得變化而變化，升高溫度，K值增大。

（4）多元弱酸電離常數(shù)：&?K2?K3,其酸性主要由第一步電離決定，K值越大，相應(yīng)酸得酸性越強(qiáng)。

能力達(dá)標(biāo)

I.關(guān)于強(qiáng)、弱電解質(zhì)及非電解質(zhì)得組合完全正確得就是（）

2.亞硝酸（HNO2）得下列性質(zhì)

選項(xiàng)ABCD

中，可以證明它就是弱電解質(zhì)得

強(qiáng)電解質(zhì)NaClH2SO4CaCOsHNO3

就是（）

弱電解質(zhì)HFBaS04HC1OCH3COOH

A.1mol/L得亞硝酸溶液

非電解質(zhì)C12CS2C2H5OHH2CO3

得以才）為0,01mol/L

B.亞硝酸能與水以任意比互溶

C.10mL1mol/L得亞硝酸恰好與10mL1mol/L得NaOH溶液完全反應(yīng)

D.滴入石蕊試液顯紅色

3.下列電離方程式正確得就是（）

++

A.NaHSCU溶于水：NaHSO4；^^Na+H+SOi

B.次氯酸電離：HC1O=C1O+H+

+

C.HF溶于水：HF+H2O^=H3O+F

D.NH4cl溶于水：NH；+H2(^=iNHrH2O+H+

4.如圖所示，燒杯中得溶液為2moiIPH3coOH溶液，接通直流電源，分別向燒杯中加入下列物質(zhì)（保

持溶液溫度不變），燈泡變暗得就是（）

A.加入固體NaOHB.加水稀釋

C.加入金屬NaD.通入HC1氣體

5.將0、1mol【r得NH3-H2。溶液加水稀釋，下列說(shuō)法正確得就是()

A、錯(cuò)誤!得值減小B.OH一得物質(zhì)得量減小

C、錯(cuò)誤!得值減小D.NH錯(cuò)誤!得濃度減小

6.某溫度下，等體積、c(H+)相同得鹽酸與醋酸溶液分別加水稀釋，溶液中得

c(H')隨溶液體積變化得曲線如圖所示。據(jù)圖判斷下列說(shuō)法正確得就是()

A.曲線n表示得就是鹽酸得變化曲線

B.b點(diǎn)溶液得導(dǎo)電性比c點(diǎn)溶液得導(dǎo)電性強(qiáng)

C.取等體積得“點(diǎn)、〃點(diǎn)對(duì)應(yīng)得溶液，消耗得NaOH得量相同

D.b點(diǎn)酸得總濃度大于〃點(diǎn)酸得總濃度

7.已知25C下,醋酸溶液中存在下述關(guān)系：殷籍―、75XQ5,其中《得數(shù)

就是該溫度下醋酸得電離平衡常數(shù)。有關(guān)原得下列說(shuō)法正確得就是()

A.當(dāng)向該溶液中加入一定量得硫酸時(shí)，及值增大

B.升高溫度，尤值增大

C.向醋酸溶液中加水，尤值增大

D.向醋酸溶液中加氫氧化鈉，Ka值增大

8.下列關(guān)于強(qiáng)、弱電解質(zhì)得敘述正確得就是()

A.強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中完全電離，弱電解質(zhì)在溶液中不電離

B.同一弱電解質(zhì)溶液，溫度不同時(shí)，導(dǎo)電能力不同

C.強(qiáng)電解質(zhì)溶液得導(dǎo)電能力一定很強(qiáng)，弱電解質(zhì)溶液得導(dǎo)電能力一定很弱

D.所有得離子化合物都就是強(qiáng)電解質(zhì)，所有得共價(jià)化合物都就是弱電解質(zhì)

9.在一定溫度下，純醋酸加水稀釋過(guò)程中，溶液得導(dǎo)電能力/隨加入水得體積V變化得曲線如圖所示。

請(qǐng)回答：［人

(1)“。”點(diǎn)導(dǎo)電能力為0得理由就是/、

0V

(2)隊(duì)b、c三點(diǎn)處，溶液中得c(H+)由小到大得順序?yàn)椋?/p>

(3)a、b>c三點(diǎn)處，電離程度最大得就是；

(4)若使c點(diǎn)溶液中c(CH3co0一)增大，c(H,)減小，可采取得措施就是

①_______________________________________________________________________

②_______________________________________________________________________

③_______________________________________________________________________

10.如表所示就是幾種弱酸常溫下得電離平衡常數(shù)：

CH3COOHH2CO3H2SH3PO4

K,1=］、5x10-3

Kal=4、3x10-7Kai=9、1X10-8

1、8x10-5Ka2=6、2x10-8

Ka2=5、6X10"&2=1、1X10-12

Ka3=2、2x10-13

(1)CH3coOH、H2co3、H?S、H3Po4四種酸得酸性由強(qiáng)到弱得順序?yàn)?/p>

(2)多元弱酸得二級(jí)電離程度遠(yuǎn)小于一級(jí)電離得原因就是

(3)同濃度得CH3co0,HCO］、COM、S2一結(jié)合H’得能力由強(qiáng)到弱得順序?yàn)?/p>

II.已知：

(1)A1(OH)3電離方程式Al(0H)3；^=^A10f+H++H2O(酸式電離)、A1(OH)3=^A13++3OH-(堿式電離)

+

(2)無(wú)水AlCh晶體得沸點(diǎn)為182、9℃,溶于水得電離方程式為A1C13=AP+3C1

(3)PbSCU難溶于水，易溶于醋酸鈉溶液，反應(yīng)得化學(xué)方程式為PbSCU+2CH3coONa-Na2sCh+

(CH3COO)2Pb

則下列關(guān)于A1(OH)3、A1C13與(CH3co0)2Pb得說(shuō)法中正確得就是()

A.均為強(qiáng)電解質(zhì)B.均為弱電解質(zhì)

C.均為離子化合物D,均為共價(jià)化合物

12.稀氨水中存在著平衡：NH3H2O^=^NH；+0H,若要使平衡向逆方向移動(dòng)，同時(shí)使c(OH-)增大，應(yīng)

加入適量得()

①NH4cl固體②硫酸③NaOH固體④水⑤MgSCU固體

A.①②③B.③⑤

C.③D.③④

13、高氯酸、硫酸、硝酸與HCI都就是強(qiáng)酸，其酸性在水溶液中差別不大。以下就是某溫度下這四種酸在

冰醋酸中得電離常數(shù)：

酸HC1O4H2SO4HCIHNO

由以上表格中數(shù)據(jù)判斷以下3說(shuō)法不

1、6xl0-56、3x1O-91、6x10-94、2x10-1。

正確得就是()Ka

A.在冰醋酸中這四種酸都沒(méi)有完全電離

B.在冰醋酸中高氯酸就是這四種酸中酸性最強(qiáng)得酸

+

C.在冰醋酸中硫酸得電離方程式為H2SO4=2H+SOr

D.水對(duì)這四種酸得強(qiáng)弱沒(méi)有區(qū)分能力，但醋酸可以區(qū)分這四種酸得強(qiáng)弱

14.今有①鹽酸、②醋酸、③硫酸三種稀溶液，用序號(hào)回答下列問(wèn)題。

(1)若三種酸得物質(zhì)得量濃度相等：

a.三種溶液中得c(H+)大小關(guān)系為。

b.取等體積上述三種溶液，分別用同濃度得NaOH溶液完全中與，所需NaOH溶液體積大小關(guān)系為

.若取等質(zhì)量Zn分別跟這三種溶液反應(yīng)，使Zn恰好完全反應(yīng)時(shí)，消耗三種酸得體積大小關(guān)系為

(2)若三種溶液得c(H.)相等：

a.三種酸得物質(zhì)得量濃度大小關(guān)系為。

b.取等體積上述三種溶液，分別用同濃度得NaOH溶液完全中與，所需NaOH溶液體積大小關(guān)系為

15.電離度表示電解質(zhì)得相對(duì)強(qiáng)弱，電離度得定義：a=(已電離得電解質(zhì)分子數(shù)/溶液中原有電解質(zhì)得總分

子數(shù))x100%。已知25c時(shí)幾種物質(zhì)(微粒)得電離度(溶液濃度均為0、1mol/L)如下表:

物質(zhì)(微粒)電離度a

硫酸第一步完全電離，

A10%

第二步：HSO4；——>H++SOj

B硫酸氫鈉溶液：HSOI^Z^H'+SOF29%

-+

C醋酸：CH3COOH^=iCH3COO+H1、33%

D鹽酸：HCI=H+C1100%

(1)25℃時(shí)，0、lmol/L上述幾種溶液中，c(H')從大到小得順序就是(填序號(hào))。

(2)25℃時(shí)，0、1mol/L硫酸中HSOI得電離度小于相同溫度下0、1mol/L硫酸氫鈉溶液中HSOI得電

離度,其原因就是,

(3)醋酸得電離常數(shù)仆得表達(dá)式就是,醋酸得電離常數(shù)兄與電離度a得關(guān)系式為

標(biāo)=(用含a得代數(shù)式表示)。

第二節(jié)水得電離與溶液得酸堿性

第一課時(shí)溶液得酸堿性與pH

考綱要求

1、了解水得電離、離子積常數(shù)。

2、了解溶液PH得含義及其測(cè)定方法。

學(xué)習(xí)重點(diǎn)、難點(diǎn)

1、水得離子積常數(shù)得概念與學(xué)會(huì)判斷溶液得酸堿性

2、水溶液中c(H*)與c(OH)得計(jì)算

基礎(chǔ)知識(shí)梳理

知識(shí)點(diǎn)一水得電離與水得離子積

1、水就是電解質(zhì)，發(fā)生電離，電離過(guò)程。

2、水得電離方程式就是,簡(jiǎn)寫為。

3、水得電離平衡常數(shù)得表達(dá)式為，推導(dǎo)寫出水得離子積常數(shù)得表達(dá)

式o

4、常溫下(25℃時(shí))，水得離子積常數(shù)4=1、0X1014

ioo℃時(shí)，水得離子積常數(shù)4=1、oxi。一"

特別提醒

(1)4就是溫度得函數(shù)，與c(H')與c(0H)得變化無(wú)關(guān)。由于水得電離過(guò)程為吸熱過(guò)程，故：升溫，K.

增大；降溫，《減?。粶囟炔蛔?，4也不變。

(2)《不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽得稀溶液。不同溶液中，c(M)與。(0H)可能不同，但任何

溶液中，由水所電離而生成得c(H)=c(OH)。

5、影響水得電離平衡得因素

(1)溫度:升高溫度水得電離平衡移動(dòng)，c(H')與c(OH_),鼠e

(2)溫度不變：在純水中加入酸或堿，均使水得電離平衡移動(dòng)，水得電離程度。

①加入酸時(shí)溶液中得c(H'),c(0H),K,。

②加入堿時(shí)溶液中得c(H'),c(0H),K,。

(3)加入活潑金屬：水得電離平衡移動(dòng)，c(H+),c(0H),&。

典例剖析

例：下列敘述正確得就是()

A、在常溫下，任何稀溶液中，c(H+)-c(0H-)=lX10-14

B、無(wú)論在什么條件下，中性溶液里得H*離子濃度一定等于

C、0、2mol?f'CHsCOOH溶液得c(H*)就是0,1mol?L-1CHjCOOH溶液得c(C)得2倍

D、任何濃度得溶液都可以用。(1廣)與c(01「)得相對(duì)大小來(lái)表示酸堿性強(qiáng)弱

0

解析：B選項(xiàng)只有在25℃時(shí)，C(H+)=1X10,O1C選項(xiàng)由于醋酸為弱酸，所以c(H*)=五上'『

VC211

不就是2倍oD選項(xiàng)對(duì)于酸或堿溶液濃度大于1mol?就不用c(H+)與c(0H

7c2K弋0、1

■)得相對(duì)大小來(lái)表示酸堿性強(qiáng)弱。

答案：A

對(duì)點(diǎn)速練：

1、常溫下，在0、1mol?I?CFLCOOH溶液中，水得離子積就是()

A、1、0X10"B、1、0X1013

C、1、32X1014D、1、32X1015

2、下列關(guān)于水得離子枳常數(shù)得敘述中，正確得就是()

A、因?yàn)樗秒x子積常數(shù)得表達(dá)式就是Ai=c(H')?c(OH)，所以4隨溶液H,與0H濃度得變化而變化

B、水得離子積常數(shù)與水得電離常數(shù)《電禍就是同一個(gè)物理量

C、水得離子積常數(shù)僅僅就是溫度得函數(shù),隨著溫度得變化而變化

D、水得離子積常數(shù)用與水得電離常數(shù)/電離就是兩個(gè)沒(méi)有任何關(guān)系得物理量

3、在某溫度時(shí),測(cè)得純水中得c(H+)=2、4X10-7mol/L,則。(01)為()

A、2、4X10^mol/LB、0、1X10-7mol/L

|0義］Q—11

C、jVT/FT-mol/LD、c(0I「)無(wú)法確定

乙、4K1U

4、25℃,把1mL0、1mol/L得H2SO,加水稀釋成2L溶液，在此溶液中由水電離產(chǎn)生得H*濃度()

A、1X10-4mol/LB、1X10'mol/LC、lX10""mol/LD、1X10-'mol/L

5、室溫下，某溶液中由水電離產(chǎn)生得c(H')等于10-"mol?LT,該溶液得溶質(zhì)不可能就是()

A、NaHSOiB、NaClC、HC1D、Ba(OH)2

考點(diǎn)二：溶液得酸堿性及pH值

1、溶液得酸堿性得實(shí)質(zhì)：由溶液中氫離子濃度與氫氧根濃度得相對(duì)大小決定。

(1)c(H)c(0H)：酸性溶液

(2)c(IT)c(0H)：中性溶液

(3)c(H)c(0H)：堿性溶液

2、pH定義：____________________________________________________________

數(shù)學(xué)表達(dá)式：pll=0

3、溶液得酸堿性與c(H')、c(0H)及pH值得關(guān)系

在室溫時(shí)(25℃)：

(1)酸性溶液：c(H')____________c(0H)__________PH__7

(2)中性溶液：c(H')c(0H)pH7

(3)堿性溶液：c(H*)____________c(0H)_______—PH__7

4、pH與溶液酸堿性得關(guān)系(25℃)：

&H*）i°°io-】io-2io-'io-4i（r5lo^ixio-no^io^io-^io^no-^io-nio-14

PH&6）（2）1）&）后）向（3向后）（向心血向向'

F（中1tt）__________________________?

（酸性越強(qiáng)）（堿性越強(qiáng)）

特別提醒

溶液得酸堿性就是由溶液中氫離子濃度與氫氧根濃度得相對(duì)大小決定，而與pH大小無(wú)關(guān)。只有溫度

確定，才能與pH建立聯(lián)系。

5、溶液酸堿性得測(cè)定方法

①酸堿指示劑法（只能測(cè)定溶液得pH范圍）。常見酸堿指示劑得變色范圍：

指示劑變色范圍（顏色與pH得關(guān)系）

石蕊〈5、0紅色5、0?8、0紫色>8、0藍(lán)色

8、2-10.0粉紅

酚配<8、2無(wú)色>10、0紅色

色

甲基橙<3、1紅色3、1?4、4橙色>4、4黃色

②利用pH試紙測(cè)定。使用pH試紙得正確操作為：取一小塊pH試紙于干燥潔凈得玻璃片或表面皿上，用

干燥潔凈得玻璃棒蘸取試液點(diǎn)在試紙上，當(dāng)試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照，讀出pH。

③利用pH計(jì)測(cè)定。儀器pH計(jì)可精確測(cè)定試液得pH（讀至小數(shù)點(diǎn)后2位）。

典例剖析

例：下列說(shuō)法正確得就是（）

A、pH<7得溶液一定就是酸溶液

B、室溫下，pH=5得溶液與pH=3得溶液相比，前者c（OFT）就是后者得100倍

C、室溫下，每IX10,個(gè)水分子中只有一個(gè)水分子發(fā)生電離

D、在1mol/L得氨水中，改變外界條件使c（NH：）增大，則溶液得pH一定增大

解析：判斷溶液酸堿性得依據(jù)就是c（H+）與c（0I「）得相對(duì)大小，如在100℃時(shí)，《=1X10"，此時(shí)p]]=6〈7,

但c（H+）=c（01）而呈中性，所以不能用pH=7作為判斷溶液酸堿性得標(biāo)準(zhǔn)；pH=5得溶液中，c（OH）

=10-9mol/L,pH=3得溶液中,c（0H-）=10-"mol/L,前者得c（OfT）就是后者得100倍，B正確;室

溫時(shí)，每升水中有IXlO-'mol水分子發(fā)生電離，即1°3=55、6mol水分子中只有1又10一%。1

水分子電離，IX10,個(gè)水分子中只有左二個(gè)水分子電離，故c錯(cuò)；在氨水中存在平衡NH3?H20=NH：

55、6

+0H,當(dāng)加NHC1晶體時(shí)c（NH：）增大，平衡向左移動(dòng)，c（0K）減小，pH減小，D不正確。

答案：B

對(duì)點(diǎn)速練

1、純水在80℃時(shí)得pll（）

A、等于7B、大于7C、小于7D、無(wú)法確定

2、下列關(guān)于溶液得酸堿性說(shuō)法正確得就是（）

A、c(H')很小得溶液一定呈堿性B、pH=7得溶液一定呈中性

C、C(O『)=C(H+)得溶液一定呈中性D、不能使酚醐溶液變紅得溶液一定呈酸性

3、將純水加熱至較高溫度，下列敘述正確得就是()

A、水得離子積變大,pH變小,呈酸性B、水得離子積不變,pH不變,呈中性

C、水得離子積變小,pH變大,呈堿性D、水得離子積變大,pH變小,呈中性

4、下列說(shuō)法正確得就是()

A.強(qiáng)堿得水溶液中不存在H+

B.pH=O得溶液就是酸性最強(qiáng)得溶液

C.在溫度不變時(shí)，水溶液中c(H+)與c(OH)不能同時(shí)增大

D.某溫度下,純水中c(H+)=2Xl(rmol?L，其呈酸性

5、下列敘述正確得就是()

A、無(wú)論就是純水，還就是酸性、堿性或中性稀溶液，在常溫下，其c(H)?c(0H)=lX10"

B、c(H)=lX107mol?L'得溶液一定就是中性溶液

C、0、2moi?L'ClhCOOH溶液中得c(H')就是0、1mol?l/OhCOOH溶液中得c(H,)得2倍

D、任何濃度得溶液都可以用pH來(lái)表示其酸性得強(qiáng)弱

能力達(dá)標(biāo)

1、下列關(guān)于水得說(shuō)法中正確得就是()

A、水得離子積僅適用于純水B、水得電離與電解都需要電

C、升高溫度一定使水得離子積增大D、加入電解質(zhì)一定會(huì)破壞水得電離平衡

2、下列說(shuō)法正確得就是()

A、《隨溶液c(H+)與c(0H)得變化而改變B、1mol得稀硫酸中存在0『

C、4=10一”適用于任何溫度、任何溶液

D、水得電離只受溫度影響，酸堿性對(duì)其無(wú)影響

3、能影響水得電離平衡，并使溶液中得c(H+)>c(OfT)得操作就是()

A、向水中投入一小塊金屬鈉B、將水加熱煮沸

C、向水中通入CO2氣體D、向水中加食鹽晶體

+

4、25℃時(shí)，水得電離達(dá)到平衡：H20^=^H+0H\下列敘述錯(cuò)誤得就是()

A、向水中通入氨氣，平衡逆向移動(dòng)，c(OH-)增大

B、向水中加入少量稀硫酸，c(H+)增大，萩不變

C、將水加熱平衡正向移動(dòng)，4變大

D、升高溫度，平衡正向移動(dòng)，c(H+)增大，pH不變

5、在相同溫度下，0、Olmol得NaOH溶液與0、01mol得鹽酸相比，下列說(shuō)法正確得就是()

A、由水電離出得c(H*)相等B、由水電離出得。(小)都就是1、0X10-12mol?L-1

C、由水電離出得c(OFF)都就是0、01mol?L-'D、兩者都促進(jìn)了水得電離

6、在由水電離產(chǎn)生得C(H+)=1X1(T%O1?「'得溶液中，一定不能大量共存得離子組就是()

A、K，cr>N(V、Fe"B、K+.Fe*I，SO?-

-2+

C、Na+、Cl\CO-、SO?D、K+、Ba>C「N03-

7、在100C時(shí),100mL蒸儲(chǔ)水中c(0H~)=1X10-6mol-L-1,當(dāng)改變下列條件之一時(shí)，c(OlT)仍然等于1X10

1!

一11101?。得就是()

①溫度降低到25℃②加入10-6molNaOH固體，保持100℃

③加入106molNaCL保持100℃④蒸發(fā)掉50mL水，保持100℃

A、①②B、③④C、①③D、②④

8、25℃時(shí)，下列四種溶液中，由水電離出得氫離子濃度之比就是()

①c(H+)=lmol?。得鹽酸②0、1mol?得鹽酸

③0、01mol?L-'得NaOH溶液④c(OlT)=1mol?L-1得NaOH溶液

A、1:10:100:1B、l:10^':10