高二化学水的电离和溶液的PH值.doc

第一节 弱电解质的电离
一、强电解质和弱电解质
强电解质：
电解质 电离程度
弱电解质
注意：①化合物不是电解质即为非电解质②难溶性化合物不一定就是弱电解质。
（例如：BaSO4难溶，但它溶解那部分是完全电离的，所以BaSO4等仍为强电解质。）
③溶液的导电性与电解质强弱没有必然的关系
④电离方程式的书写， 强电解质电离用“==”，弱电解质电离用“”
二、弱电解质的电离平衡
1、电离平衡概念：
2、特点：（1）“等”：v电离= v结合（2）“动”：动态平衡，v电离= v结合 ≠0
（3）“定”：平衡时分子、离子的浓度不再变化
（4）“变”：电离平衡是相对的平衡，外界条件改变，平衡可能要移动，移动的方向运用勒夏特列原理判断。
3、影响电离平衡的因素
（1）决定性因素——弱电解质的本性。
（2）外因：溶液浓度—同一弱电解质，物质的量浓度越大，离子浓度越大，电离度越小
温度—由于弱电解质电离过程均要吸热，因此温度升高，电离度增大。
4、电离平衡常数
（1）概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的系数次方之积跟溶液中未电离的分子的浓度系数次方之积的比是一个常数，这个常数叫电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。（酸的电离平衡常数也可用Ka表示，碱的电离平衡常数也可用Kb表示）注：浓度指平衡浓度。
（2）电离平衡常数的意义：
K值越大，说明电离程度越大，酸碱也就越强；
K值越小，说明电离程度越小，离子结合成分子就越容易，酸碱就越弱。
（3）影响K的外界条件：对于同一电解质的稀溶液来说，K只随温度的变化而变化，一般温度升高，K值变大。若不指明温度，一般指25℃。
（4）多元弱酸、多元弱碱的电离
多元弱酸的电离是分步电离的，每步电离都有电离平衡常数，通常用K1、K2、K3 分别表示。如：磷酸的三个K值，K1》K2》K3 ，但第一步电离是主要的，磷酸溶液的酸性主要由第一步电离决定。因此在说明磷酸溶液显酸性的原因时，只写第一步电离方程式。
多元弱碱的电离也是分步电离的，但习惯上书写其电离方程式时，可写其总的电离方程式。如：Cu(OH)2 Cu2++2OH—
1．用0.01mol·L－1 NaOH 溶液完全中和pH=3的下列溶液各100mL。需NaOH溶液体积最大的是 （ ）
A．盐酸 B．硫酸 C．高氯酸 D．醋酸
2．用0.1mol·L－1 NaOH 溶液完全中和物质的量浓度相等的下列溶液各100mL。需NaOH溶液体积 （ ）
A．中和盐酸的最大 B．中和硝酸的最大 C．中和醋酸的最大 D．一样大
3．有浓度为0.1mol·L—1的氨水，pH＝11，用蒸馏水稀释100倍，则NH3·H2O的电离平衡向________（填“促进”或“抑制”）电离的方向移动，溶液的pH将变为____________（填序号）
A．9~11之间 B．11 C．12~13之间 D．13
4．在同一温度下，当弱电解质溶液a，强电解质溶液b，金属导体c的导电能力相同，若同时升高到相同温度，则它们的导电能力是 （ ）
A． a＞b＞c B． a＝b＝c C． c＞a＞b D． b＞c＞a
5．相同温度下，100mL 0.01mol/L的HF与10mL 0.1mol/L的HF相比较，下列数值前者大于后者的是 （ ）
A．中和时所需NaOH的量 B．c (H+) C．电离程度 D．c (OH－)
6．能影响水的电离平衡，并使溶液中的c(H＋)＞c(OH－)的操作是 （ ）
A．向水中投入一小块金属钠 . B．将水加热煮沸.
C．向水中通入二氧化碳气体. D．向水中加食盐晶体

第二节 水的电离和溶液的pH值
1、水是极弱的电解质，原因能发生自电离 H2O+H2OH3O++OH－
简写成H2OH++OH－，与其它弱电解质一样，其电离程度大小受温度及酸、碱、盐等影响。
2、水的离子积——纯水及电解质稀溶液中（c≤1mol·L－1）有c(OH－)·c(H+)=Kw，Kw只受温度影响，常温时（25℃）Kw=1×10－14，温度升高，水的电离程度增大。Kw亦增大，100℃，Kw=1×10－12。
计算题记牢公式c(OH－)·c(H+)=Kw计算时看是否是常温，不是常温要看该温度下的Kw值
1．（1）恒温下，向pH=6的蒸馏水中加入2.3g金属钠，充分反应后，再加蒸馏水稀释到1L，所得溶液的pH= 。
（2）向pH=6的CH3COOH和c(H+)=10－6mol·L－1的稀盐酸中分别投入大小、质量相同的金属钠，反应刚开始时，产生H2的速率前者与后者相比是 (填选项序号)。
A．一样快 B．前者快 C．后者快 D．无法比较
2．常温下，在0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中，水的离子积是 （ ）
A．1×10－14 B．1×10－13. C．1.32×10－14 D．1.32×10－15.
3．25℃时，pH=2的HCl溶液中，由水电离出的H＋浓度是 （ ）.
A．1×10－7mol·L－1 B．1×10－12mol·L－1.
C．1×10－2mol·L－1 D．1×10－14mol·L－1.
4．在25℃时，某稀溶液中由水电离产生的[H+]=10-13mol/L。有关该溶液的叙述正确的是
A ．该溶液一定呈酸性 B ．该溶液一定呈碱性
C ．该溶液的pH值可能为1 D． 该溶液的pH值可能为13
5．90℃时水的离子积KW＝3.8×10－13，该温度时纯水的pH （ ）
A．等于7 B．介于6～7之间. C．大于7 D．无法确定
3、溶液的pH
（1）表示方法：pH= （适用范围：稀溶液）
（2）测定方法： 、 、
酸碱指示剂：一般选用 、
名称
变色范围/颜色
变色范围/颜色
变色范围/颜色
石蕊

酚酞

甲基橙

1．下列溶液一定是碱性的是 （ ）
A．溶液中c(OH－)＞c(H＋). B．滴加甲基橙后溶液显红色.
C．溶液中含有OH－. D．滴加甲基橙后溶液显黄色
2．下列溶液肯定是酸性的是 （ ）
A ．含H+的溶液 B．加酚酞显无色的溶液
C．pH<7的溶液 D． [OH-]<[H+]的溶液
4、有关pH计算的解题规律
（1）单一溶液的pH计算
①强酸溶液，如HnA，设浓度为c mol·L－1，则
c（H+）= nc mol·L－1，pH= —lg{c（H+）}= —lg nc
②强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，则
c（H+）= 10—14/nc mol·L－1，pH= —lg{c（H+）}=14+lg nc
（2）酸碱混合pH计算
①适用于两种强酸混合 c(H+)混 = [c(H+)1V1+ c(H+)2V2] /（V1+ V2）。
②适用于两种强碱混合 c(OH—)混 = [c(OH—)1V1+ c(OH—)2V2] /（V1+ V2）
③适用于酸碱混合，一者过量时：
=
c(OH—)混 | c(H+)酸V酸 — c(OH—)碱V碱|
c(H+)混 V酸 + V碱
说明：①若两种强酸（pH之差大于2）等体积混合，混合液pH = pH小 + 0.3
②若两种强碱（pH之差大于2）等体积混合，混合液pH = pH大 — 0.3
④恰好完全反应，则c(H+)酸V酸 = c(OH—)碱V碱
1．pH=13的强碱溶液与pH=2的强酸溶液混合，所得溶液的pH=11，则强碱与强酸的
体积比是 （ ）.
A．11∶1 B．9∶1 C．1∶11 D．1∶9.
2．25℃时，将pH=x的H2SO4溶液与pH=y的NaOH溶液按体积比1:100混合，反应后所得溶液pH=7。若x= y/3，则x值为 （ ）
A．2 B．3 C．4 D．5
3．有一pH = 12的NaOH溶液100 mL ，欲使它的pH降为11。
（1）如果加入蒸馏水，就加入________ mL
（2）如果加入pH = 10的NaOH溶液，应加入_________ mL
（3）如果加入0.008 mol/L HCl溶液，应加入__________ mL
5、强酸（强碱）、弱酸（弱碱）加水稀释后的pH的计算
（1）强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH= a + n
（2）弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH< a + n
（3）强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH= b—n
（4）弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH> b—n
（5）酸碱溶液无限稀释时，pH只能约等于或接近于7，酸的pH不能>7，碱的pH不能<7
因为：常温下弱酸（弱碱）用水稀释，当弱酸（弱碱）电离的H+（OH—）浓度小于10—6 mol·L－1时，计算稀释液的pH值，不能忽略水的电离。
例：将pH＝6的CH3COOH溶液加水稀释1000倍后，溶液中的 （ ）
A．pH＝9 B．c(OH－)≈10－5mol·L－1.
C．pH≈7 D．c(OH－)≈10－7 mol·L－1.
酸碱中和滴定
1、仪器和试剂
量取液体 ： 滴定管
铁架台（滴定管夹）、锥形瓶、标准液和待测液、指示剂
2、操作步骤：①检查滴定管是否漏水（操作方法） ②蒸馏水洗涤
③标准液或待测液润洗滴定管 ④装液和赶气泡调零 ⑤滴定 ⑥读数
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刻度处。若把滴定管内溶液全部放入烧杯中,再用0.1mol/L NaOH溶液进行中和，则所需NaOH溶液的体积 （ ）
A．大于20mL B．小于20mL C．等于20mL D．等于5mL
2．进行中和滴定时，事先不应该用所盛溶液洗涤的仪器是 （ ）
A．酸式滴定管 B．碱式滴定管 C．锥形瓶 D．移液管
3、指示剂选用：①变色要灵敏，变色范围要小，且变色范围尽量在pH突变范围内（因此中和滴定一般选用酚酞、甲基橙，而不用石蕊试液。
4、滴定终点不是酸碱恰好完全反应，但是由于在酸碱恰好完全反应前后，少加一点标准液或多加一滴标准液，会使pH发生很大的变化，可以使酸碱指示剂变色，对于结果影响不大。
1．室温下0.l mol·L－1 NaOH溶液滴定a mL某浓度的HCl溶液，达到终点时消耗NaOH溶液b mL，此时溶液中氢离子的浓度c(H+) / mol·L－1是 （　　）
A．0.la/(a+b) B．0.1b/(a+b) C．1×107 D．1×10－7
2．下列实验中，直接采用沾有水滴的仪器，对实验结果没有影响的是 （ ）
A．氨的喷泉实验 B．实验室制氧气：试管
C．中和滴定：锥形瓶 D．中和滴定：滴定管
3．实验室用标准盐酸溶液测定某NaOH溶液的浓度，用甲基橙作指示剂，下列操作中可能使测定结果偏低的是 （ ）
A．酸式滴定管在装酸液前未用标准盐酸溶液润洗2~3次
B．开始实验时酸式滴定管尖嘴部分有气泡，在滴定过程中气泡消失
C．锥形瓶内溶液颜色变化由黄色变橙色，立即记下滴定管液面所在刻度
D．盛NaOH溶液的锥形瓶滴定前用NaOH溶液润洗2~3次
4．实验室有一瓶混有氯化钠的氢氧化钠固体试剂，经测定NaOH的质量分数约为82.0%，为了验证其纯度，用浓度为0.2mol/L的盐酸进行滴定，试回答下列问题：
（1）托盘天平称量5.0g固体试剂，用蒸馏水溶解于烧杯中，并振荡，然后立即直接转入 500mL容量瓶中，恰好至刻度线，配成待测液备用。请指出以上操作中出现的五处错误。

（2）将标准盐酸装在25.00mL 滴定管中，调节液面位置在 处，并记下刻度。
（3）取20.00mL待测液，待测定。该项实验操作的主要仪器有 。 用 试剂作指示剂时，滴定到溶液颜色由 刚好至 色时为止。
（4）滴定达终点后，记下盐酸用去20.00mL，计算NaOH的质量分数为 。
（5）试分析滴定误差可能由下列哪些实验操作引起的 。
A．转移待测液至容量瓶时，未洗涤烧杯
B．酸式滴定管用蒸馏水洗涤后，直接装盐酸
C．滴定时，反应容器摇动太激烈，有少量液体溅出
D．滴定到终点时，滴定管尖嘴悬有液滴 E．读滴定管开始时仰视，读终点时俯视
6．如图
（1）图I表示10mL量筒中液面的位置，A与B、B与C刻度相差1mL，如果刻度A为4，量筒中液体体积是 mL。
（2）图II表示50mL滴定管中液面的位置，如果液面处的读数是a，则滴定管中液体的体积（填代号） 。
A．是a mL B．是（50－a）mL
C．一定大于a mL D．一定大于（50－a）mL
7．用沉淀法测定NaHCO3和K2CO3均匀混合物的组成。实验中每次称取样品的质量、向所配制的溶液中加入Ba(OH)2的溶液体积、生成对应沉淀的质量等实验数据见下表：
实验序号
样品质量/g
V[Ba(OH)2(aq)/L
沉淀质量/g
1
a
0.5
b
2
2a
0.5
2.758
3
2.574
0.5
3b
4
4a
0.5
4b
5
5a
0.5
4b
请回答下列问题：
（1）b= g； （2）样品中n(NaHCO3)：n(K2CO3)= 。
（3）25℃时，取第3次实验后的滤液的1/10，加水稀释至500ml，试计算所得溶液的pH值。

8．有PH为13的Ba(OH)2、NaOH的混合溶液100mL，从中取出25mL用0.025mol/LH2SO4滴定，当滴定至沉淀不再增加时，所消耗的酸的体积是滴定至终点所耗酸体积的一半。求：
（1）当滴到沉淀不再增加时，溶液的pH（设体积可以加和）
（2）原混合溶液中Ba(OH)2和NaOH的物质的量浓度