《强弱电解质的电离》学案7(人教版选修4).docx

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1、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：化合物不是电解质即为非电解质难溶性化合物不一定就是弱电解质。例如：BaSO4难溶，但它溶解那局部是完全电离的，所以BaSO4等仍为强电解质。溶液的导电性与电解质强弱没有必然的关系电离方程式的书写， 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03“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

2、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，弱电解质的电离到达平衡时，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

3、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。假设不指明温度，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)2Cu2+2OH1用0.01molL1 NaOH 溶液完全中和pH=3的以下溶液各100mL。需NaOH溶液体积最大的是 A盐酸B硫酸 C高氯酸 D

4、醋酸2用0.1molL1 NaOH 溶液完全中和物质的量浓度相等的以下溶液各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0.1molL1的氨水，pH11，用蒸馏水稀释100倍，那么NH3H2O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A911之间B11 C1213之间 D134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，假设同时升高到相同温度，那么它们的导电能力是 A abc B abc C cab D bca5相同温度下，100mL 0.01mol/L的HF与10mL 0.1m

5、ol/L的HF相比较，以下数值前者大于后者的是A中和时所需NaOH的量 Bc (H+) C电离程度 Dc (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c1molL1有c(OH)c(H+)=Kw，Kw只受温度影响，常温时25Kw=11014，温度升高，水的电离程度增大。Kw

6、亦增大，100，Kw=11012。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11恒温下，向pH=6的蒸馏水中参加2.3g金属钠，充分反响后，再加蒸馏水稀释到1L，所得溶液的pH=。2向pH=6的CH3COOH和c(H+)=106molL1的稀盐酸中分别投入大小、质量相同的金属钠，反响刚开始时，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 molL1 CH3COOH溶液中，水的离子积是 A11014 B11013.C1.321014 D1.321015.325时，pH=2的HCl溶液中，由

7、水电离出的H浓度是 . A1107molL1 B11012molL1. C1102molL1 D11014molL1.4在25时，某稀溶液中由水电离产生的H+=10-13mol/L。有关该溶液的表达正确的选项是 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13590时水的离子积KW3.81013，该温度时纯水的pH A等于7 B介于67之间.C大于7 D无法确定3、溶液的pH1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以下溶液一定是碱性的是 A溶液中c(OH

8、)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以下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CpH7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计算强酸溶液，如HnA，设浓度为c molL1，那么 cH+= nc molL1，pH= lgcH+= lg nc强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为c molL1，那么 cH+= 1014/nc molL1，pH= lgcH+=14+lg nc2酸碱混合pH计算适用于两种强酸混合 c(H+)混 = c(H+)1V1+ c(H+)2V2 /V1+ V2。适用于两种强碱混合

9、 c(OH)混 = c(OH)1V1+ c(OH)2V2 /V1+ V2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：假设两种强酸pH之差大于2等体积混合，混合液pH = pH小 + 0.3假设两种强碱pH之差大于2等体积混合，混合液pH = pH大 0.3恰好完全反响，那么c(H+)酸V酸= c(OH)碱V碱1pH=13的强碱溶液与pH=2的强酸溶液混合，所得溶液的pH=11，那么强碱与强酸的 体积比是 . A111 B91 C111 D19.225时，将pH=x的H2SO4溶液与pH=y的NaOH溶液按体积比1:1

10、00混合，反响后所得溶液pH=7。假设x= y/3，那么x值为 A2 B3 C4 D53有一pH = 12的NaOH溶液100 mL ，欲使它的pH降为11。1如果参加蒸馏水，就参加_ mL 2如果参加pH = 10的NaOH溶液，应参加_ mL 3如果参加0.008 mol/L HCl溶液，应参加_ mL5、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，那么pH= a + n 2弱酸pH=a，加水稀释10n倍，那么pH bn5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

11、106 molL1时，计算稀释液的pH值，不能忽略水的电离。例：将pH6的CH3COOH溶液加水稀释1000倍后，溶液中的 ApH9 Bc(OH)105molL1. CpH7 Dc(OH)107 molL1.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：检查滴定管是否漏水操作方法 蒸馏水洗涤 标准液或待测液润洗滴定管 装液和赶气泡调零 滴定 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。假设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，那么所需NaOH溶液的

12、体积 A大于20mLB小于20mLC等于20mL D等于5mL2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：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响，但是由于在酸碱恰好完全反响前后，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 molL1 NaOH溶液滴定a mL某浓度的HCl溶液，到达终点时消耗NaOH溶液b mL，此时溶液中氢离子的浓度c(H+) / molL1是A0

13、.la/(a+b) B0.1b/(a+b) C1107 D11072以下实验中，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，以下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23次B开始实验时酸式滴定管尖嘴局部有气泡，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23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

14、%，为了验证其纯度，用浓度为0.2mol/L的盐酸进行滴定，试答复以下问题：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以下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

15、接装盐酸C滴定时，反响容器摇动太剧烈，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，那么滴定管中液体的体积填代号。A是amLB是50amLC一定大于a mLD一定大于50amL7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、向所配制的溶液中参加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/gVBa(OH)2(aq)/L沉淀质量/g1a0.5b22a0.52.75832.5740.53b44a0.54b55a0.54b请答复以下问题： 1b=g； 2样品中n(NaHCO3)：n(K2CO3)= 。325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