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1、2022年高三化學(xué)暑假輔導(dǎo)資料 第四講+弱電解質(zhì)的電離平衡和溶液PH值
考點知識
一.弱電解質(zhì)的電離平衡
⑴電離平衡:定義
⑵弱電解質(zhì)的電離平衡的特點:
逆 等 定 動 變
⑶影響電離平衡的因素:
①濃度:
②溫度:
③外加試劑的影響:
⑷弱電解質(zhì)的電離程度與電離常數(shù):
①電離程度
②電離常數(shù)
弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)(K)
多元弱酸,多元弱堿的電離常數(shù)
在同一溫度下,弱電解質(zhì)的電離程度和電離常數(shù)都可以表示弱電解質(zhì)的相對強弱。K值越大,電離程度越大
2、,相應(yīng)酸 (或堿)的酸(或堿)性越強。K值只隨溫度變化。
例1:把0.05 mol NaOH固體分別加入到100 mL下列液體中,溶液的導(dǎo)電能力變化最小的是( )
A.自來水 B.0.5 mol·L-1鹽酸
C.0.5 mol·L-1CH3COOH溶液 D.0.5 mol·L-1KCl溶液
例2已知0.1mol/L的醋酸溶液中存在電離平衡:CH3COOH CCH3COO - +H+ 要使溶液中c(H+)/c(CH3COOH)值增大,可以采取的措施是
A 加少量燒堿溶液 B 升高溫度 C 加少量冰醋酸 D
3、加水
例3 把Ca(OH)2固體放入一定量的蒸餾水中,一定溫度下達到平衡:
Ca(OH)2(s)Ca2++2OH-,當(dāng)向懸濁液中假如少量生石灰后,若溫度保持不變,下列判斷正確的是( )
A.溶液中Ca2+數(shù)目減少 B.溶液中Ca2+增大 C.溶液pH值不變 D.溶液pH值增大
例4已知HClO是比H2CO3還弱的酸,氯水中存在下列平衡:Cl2+H2OHCl+HClO,HClO H++ClO— ,達平衡后,要使HClO濃度增加,可加入
A、 H2S B、CaCO3 C、HCl D、NaOH
例5 醋酸溶液中滴入稀氨
4、水,溶液的導(dǎo)電能力發(fā)生變化,其電流強度I隨加入氨水的體積V的變化曲線是 ( )
V
I
O
A
V
I
O
B
V
I
O
C
V
I
O
D
二. 溶液的PH值
(1) 水的電離
(2) 水的離子積
在25℃時,Kw=c(H+)·c(OH-)=10-14
(3)影響水的電離的因素
①純水中加入酸或堿,抑制水的電離
②純水中加入能水解的鹽,促進水的電離
③任何電解質(zhì)溶液中的H+和O
5、H-總是共存的
④其他因素:如向水中加入活潑金屬
(5) pH的計算:pH=-lgc(H+)
①酸堿溶液的稀釋規(guī)律
②酸混合、堿混合、酸堿混合pH計算:
常用酸堿指示劑的變色范圍:
指示劑
變色范圍的pH
石蕊
<5紅色
5~8紫色
>8藍色
甲基橙
<3.1紅色
3.1~4.4橙色
>4.4黃色
酚酞
<8無色
8~10淺紅
>10紅色
【例1】甲酸的下列性質(zhì)中,可以證明它是弱電解質(zhì)的是 ( )
A.1 mol· L-1甲酸溶液的pH值約為2
B.甲酸能與水以任何比例互溶
C.10ml 1 mol· L-1甲酸恰好
6、與10ml 1 mol· L-1NaOH溶液完全反應(yīng)
D.甲酸溶液的導(dǎo)電性比強酸溶液的弱
【例2】在室溫下等體積的酸和堿的溶液,混合后pH值一定小于7的是 ( )
A.pH=3的硝酸跟pH=11的氫氧化鉀溶液
B.pH=3的鹽酸跟pH=11的氨水
C.pH=3的硫酸跟pH=11的氫氧化鈉溶液
D.pH=3的醋酸跟pH=11的氫氧化鋇溶液
【例3】將pH= l的鹽酸平均分成 2份,l份加適量水,另1份加入與該鹽酸物質(zhì)的量濃度相同的適量NaOH溶液后,pH都升高了1,則加入的水與NaOH溶液的體積比為 ( )
A.9 B.10 C..
7、11 D..12
【例4】有人曾建議用AG表示溶液的酸度(acidity arede),AG的定義為AG=lg([H+]/[OH-])。下列表述正確的是 ( )
A.在25℃時,若溶液呈中性,則pH=7,AG=1
B.在25℃時,若溶液呈酸性,則pH<7,AG<0
C.在25℃時,若溶液呈堿性,則pH>7,AG>0
D.在25℃時,溶液的pH與AG的換算公式為AG=2(7-pH)
【例5】若1體積硫酸恰好與10體積pH=11的氫氧化鈉溶液完全反應(yīng),則二者物質(zhì)的量濃度之比應(yīng)為 ( )
A.10:1 B.5:1 C.1:1
8、 D.1:10
【例6】下列各溶液中pH最大的是( )
A.pH=4的醋酸和pH=10的燒堿溶液等體積混合
B. pH=5的鹽酸稀釋1000倍
C. pH=9的燒堿溶液稀釋1000倍
D. pH=9的氨水稀釋1000倍
【例7】相同體積、相同pH的 和 兩溶液,分別滴入 溶液直至反應(yīng)完全,在相同溫度和壓強下,放出二氧化碳氣體的體積(??? )
(A) 與 同樣多
?。˙) 比 多
?。–) 比 多
?。―)無法比較
三. 酸堿中和滴定
(1) 概念:用已知物質(zhì)的量濃度的酸(或堿)來測定未知物質(zhì)的量濃度的堿(或酸)的方法
(2) 關(guān)鍵:①準(zhǔn)確測定
9、標(biāo)準(zhǔn)液和待測溶液的體積、準(zhǔn)確判斷準(zhǔn)確判斷.
(3) 中和滴定所用儀器
酸式滴定管、堿式滴定管、錐形瓶、鐵架臺、滴定管夾、燒杯等
(4) 步驟
注意:終點判斷:當(dāng)最后一滴剛好使指示劑顏色發(fā)生明顯的改變而且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色,即為滴定終點。
(5) 誤差分析
①儀器潤洗不當(dāng) ②讀數(shù)方法有誤 ③操作出現(xiàn)問題 ④指示劑選擇欠妥 例:用強酸滴定弱堿,指示劑選用酚酞 ⑤終點判斷不準(zhǔn)
⑥樣品含有雜質(zhì) 例:用強堿滴定弱酸,指示劑選用甲基橙。
例:測血鈣的含
10、量時,可將2.0 mL血液用蒸餾水稀釋后,向其中加入足量草酸銨(NH4)2C2O4晶體,反應(yīng)生成CaC2O4沉淀。 將沉淀用稀硫酸處理得H2C2O4后,再用KMnO4某酸性溶液滴定,氧化產(chǎn)物為CO2,還原產(chǎn)物為Mn2+,若終點時用去20.0 mL 1.0×10-4 mol·
L-1的KMnO4溶液。
(1)寫出用KMnO4滴定H2C2O4的離子方程式_______________________。
(2)判斷滴定終點的方法是________________________________________。
(3)計算:血液中含鈣離子的濃度為_______________________
11、_________g·mL-1。
練習(xí)
1.常溫下0.1mol·L-1醋酸溶液的pH=a,下列能使溶液pH=(a+1)的措施是
????? A.將溶液稀釋到原體積的10倍?????????? B.加入適量的醋酸鈉固體
????? C.加入等體積0.2 mol·L-1鹽酸???????? D.提高溶液的溫度
2.室溫下向10mL pH=3的醋酸溶液中加入水稀釋后,下列說法正確的是
A.溶液中導(dǎo)電粒子的數(shù)目減少
B.溶液中不變
C.醋酸的電離程度增大,c(H+)亦增大
D.再加入10mlpH=11的NaOH溶液,混合液pH=7
325℃時,在等體積的 ① pH=0的H2
12、SO4溶液、②0.05mol/L的Ba(OH)2溶液,③pH=10的Na2S溶液,④pH=5的NH4NO3溶液中,發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是
A.1:10:10:10 B.1:5:5×10:5×10
C.1:20:10:10 D.1:10:10:10
4常溫下a mol·L-1 CH3COOH稀溶液和bmol·L-1KOH稀溶液等體積混合,下列判斷定錯誤的是
A.若c(OH-)>c(H+),a=b B.若c(K+)>c(CH3COO-),a>b
C.若c(OH-)=c(H+),a>b D.若c(K+)