高二化學(xué)水的電離和溶液的PH值

1、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)： 電解質(zhì) 電離程度 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，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

2、、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

3、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K1、K2、K3 分別表示。如：磷酸的三個K值，K1K2K3 ，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)慣上書寫其電離方程式時，可寫其總的電離方程式。如：Cu(OH)2 Cu2+2OH1用0.01molL1 NaOH 溶液完全中和pH=3的下列溶液各10

4、0mL。需NaOH溶液體積最大的是 （ ）A鹽酸B硫酸 C高氯酸 D醋酸2用0.1molL1 NaOH 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3有濃度為0.1molL1的氨水，pH11，用蒸餾水稀釋100倍，則NH3H2O的電離平衡向_（填“促進”或“抑制”）電離的方向移動，溶液的pH將變?yōu)開（填序號）A911之間B11 C1213之間 D134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 abc B abc C

5、cab D bca 5相同溫度下，100mL 0.01mol/L的HF與10mL 0.1mol/L的HF相比較，下列數(shù)值前者大于后者的是 （ ）A中和時所需NaOH的量 Bc (H+) C電離程度 Dc (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H2OH+OH，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。2、水的離子積純水及電解質(zhì)稀溶液中（c1molL

6、1）有c(OH)c(H+)=Kw，Kw只受溫度影響，常溫時（25）Kw=11014，溫度升高，水的電離程度增大。Kw亦增大，100，Kw=11012。計算題記牢公式c(OH)c(H+)=Kw計算時看是否是常溫，不是常溫要看該溫度下的Kw值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CH3COOH和c(H+)=106molL1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0.1 molL1 CH3COOH

7、溶液中，水的離子積是 （ ） A11014 B11013.C1.321014 D1.321015.325時，pH=2的HCl溶液中，由水電離出的H濃度是 （ ）. A1107molL1 B11012molL1. C1102molL1 D11014molL1.4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 D 該溶液的pH值可能為13590時水的離子積KW3.81013，該溫度時純水的pH （ ） A等于7 B介于67之間.C大于7 D無法確定3、溶液的pH（1）表示方法：pH= （適

8、用范圍：稀溶液）（2）測定方法： 、 、酸堿指示劑：一般選用 、 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（ ） A溶液中c(OH)c(H). B滴加甲基橙后溶液顯紅色. C溶液中含有OH. D滴加甲基橙后溶液顯黃色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CpH7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 強酸溶液，如HnA，設(shè)濃度為c molL1，則 c（H+）= nc molL1，pH= lgc（H+）= lg nc強堿溶液，如B(OH)n，設(shè)濃度為c molL1，則 c（H+）

9、= 1014/nc molL1，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+)1V1+ c(H+)2V2 /（V1+ V2）。適用于兩種強堿混合 c(OH)混 = c(OH)1V1+ c(OH)2V2 /（V1+ V2）適用于酸堿混合，一者過量時：= c(OH)混 | c(H+)酸V酸 c(OH)堿V堿| c(H+)混 V酸 + V堿說明：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

10、V堿1pH=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（ ）. A111 B91 C111 D19.225時，將pH=x的H2SO4溶液與pH=y的NaOH溶液按體積比1:100混合，反應(yīng)后所得溶液pH=7。若x= y/3，則x值為 （ ）A2 B3 C4 D53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）

11、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 bn（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106 molL1時，計算稀釋液的pH值，不能忽略水的電離。例：將pH6的CH3COOH溶液加水稀釋1000倍后，溶液中的 （ ） ApH9 Bc(OH)105molL1. CpH7 Dc(OH)107 molL1.酸堿中和滴定1、儀器和試劑量取液體 ： 滴定管鐵架臺（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

12、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20mL D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

13、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。1室溫下0.l molL1 NaOH溶液滴定a mL某濃度的HCl溶液，達到終點時消耗NaOH溶液b mL，此時溶液中氫離子的濃度c(H+) / molL1是 （）A0.la/(a+b) B0.1b/(a+b) C1107 D11072下列實驗中，直接采用沾有水滴的儀器，對實驗結(jié)果沒有影響的是 （ ）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

14、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：（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

15、 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（50a）mLC一定大于a mLD一定大于（50a）mL7用沉淀法測定NaHCO3和K2CO3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/g1a0.5b22a0.52.75832.5740.53b44a0.54b55a0