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1、課時(shí) 3 常見的弱電解質(zhì) 溶液的酸堿性學(xué)習(xí)目標(biāo)1知道的水的離子積常數(shù)； 2知道電離平衡常數(shù)與弱酸、弱堿的酸堿性強(qiáng)弱之間的關(guān)系；3. 知道溶液酸堿性與c(H+)和c(OH-)之間的關(guān)系；4. 知道pH與c(H+)和c(OH-)之間的關(guān)系。學(xué)習(xí)重點(diǎn)與難點(diǎn)水的離子積、溶液的酸堿性知識(shí)梳理知識(shí)點(diǎn)一：水的電離與KW1. 水的電離特點(diǎn)(1) 水分子與水分子之間相互作用而引起電離的發(fā)生；(2) 極難電離，只有極少數(shù)水分子發(fā)生電離；(3) 由水分子電離出的H+和OH-數(shù)目相等；(4) 水的電離過程是可逆的、吸熱的。2水的離子積常數(shù)一定溫度下，c(H+)和c(OH-)得乘積是一個(gè)常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù), 簡(jiǎn)稱

2、，符號(hào)為。說明：任何水溶液中均存在著H+和OH-。水的離子積是水電離平衡 時(shí)具有的性質(zhì)，不僅適用于純水，也適用于稀的水溶液。其中 c(H+)、c(OH-) 均表示整個(gè)溶液中的c(H+)和 c(OH-)o 入只與溫度有關(guān)，與c(H+)、c(OH-)的變化無(wú)關(guān)。水的電離是吸熱的, 故升高溫度，水的電離平衡向電離方向移動(dòng)，c(H+)和 c(OH-)都增大，KW增 大，反之，則減小。即溫度升高， KW 增大；溫度降低， KW 減小。若未注 明溫度，一般認(rèn)為是常溫。K 一定溫度下，在不同的溶液中c(H+)= “ W、，故c(H+)和c(OH-)成c(OH )反比，但在任何溶液中，由水電離出的H+和OH-

3、的濃度一定相等。 常溫時(shí)，Kw=c (H+) c(OH-)=1x10-i4o 知識(shí)點(diǎn)二：弱酸、弱堿的電離1. 弱酸、弱堿的電離常數(shù)能夠反映弱酸、弱堿酸堿性的相對(duì)強(qiáng)弱。在一定的溫度下，當(dāng)弱酸濃度相同時(shí)，電離常數(shù)越大，弱酸的電離 度，弱酸的酸性o2. 多元弱酸的電離。h2co3、h3po4等多元弱酸在水溶液中的電離是進(jìn)行的，每一 步電離都有相應(yīng)的電離常數(shù)，電離常數(shù)逐級(jí)減小。 知識(shí)點(diǎn)三：溶液的酸堿性 1溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中c(H+)和c(OH-)的相對(duì)大小，在一定溫度下， 水溶液中c (H+ )與c(OH-)乘積是。知道其中一種離子的濃度,就可計(jì)算出另一種離子的濃度，從而判斷溶液的性

4、。(1)酸性溶液：c(H+)c(OH-), c(H+)越大，性越強(qiáng)，室溫時(shí)，c (H+)10-7 molL-i, c(OH-)10-7 molL-i。堿性溶液：c(H+)Vc(OH-), c(OH+)越大，_性越強(qiáng)，室溫時(shí)，c(H+)10-7 molL-i, c(OH-)10-7 molL-i(3)中性溶液：c(H+)=c(OH-)，室溫時(shí)，c(H+)=c(OH-)10-7 moLL-i。注意：溶液的酸堿性與酸和堿的酸堿性涵義的區(qū)別：溶液的酸堿性取決于溶液中c(H+)與 c(OH-)的相對(duì)大?。凰?、堿的強(qiáng)弱 是取決于電離程度的大小。強(qiáng)酸、強(qiáng)堿在溶液中完全電離，弱酸、弱堿在 溶液中部分電離。練習(xí)

5、：判斷下列說法是否正確：(1) 強(qiáng)酸溶液的酸性一定比弱酸溶液的酸性強(qiáng)。(2) 酸性強(qiáng)的溶液一定是強(qiáng)酸溶液。(3) 酸性相同的溶液弱酸濃度大，中和能力強(qiáng)。(4) 中和能力相同的酸，提供H+的能力相同。 2溶液的 pH(1) 概念：溶液的pH用水溶液中H+濃度的負(fù)對(duì)數(shù)來表示，表達(dá) (2) pH值的范圍： ，pH越小，溶液越強(qiáng)，pH越大，溶液越強(qiáng)。(3) 溶液酸堿性與pH的關(guān)系：在 25 C時(shí)，pH=7 時(shí)，c (H+) c (OH-)，溶液呈一性；當(dāng) pHV7 時(shí)，c (H+) c (OH-)，溶液呈性；當(dāng) pH7 時(shí)，c (H+) c (OH-)，溶液呈 性。(4) pH的測(cè)量方法：課后練習(xí)1.

6、 常溫下用水稀釋0.1 moLL-1的醋酸時(shí)，溶液中隨著水量的增加而減小的 是( )A. c(H+)/c(CH3COOH)B.c(CH3COOH)/c(H+)C.c (H+)和c(OH-)的乘積D.H+的物質(zhì)的量2. 欲使醋酸溶液中的CH3COO-濃度增大，且不放出氣體，可向醋酸中加入 少量固體( )A.NaOHB.NaHCO3C.CH3COOKD.Mg3. 在100 mL 0.1 mol. L-i的CH3COOH溶液中，欲使CH3COOH的電離度增大和c(H+)降低，可采用的方法是()A.加少量1 mol-L-1的NaOH溶液B.加少量1 mol-L-1的鹽酸C.加100 mL水D.加熱4.

7、 已知三種酸HA、HB、HC的電離常數(shù)分別為a、b、c,且abc,則對(duì) 相同濃度的酸溶液敘述正確的是( )A.HC的電離度最大B.HA溶液酸性最強(qiáng)C.HC溶液酸性最強(qiáng)D.三種溶液中酸的電離程度：HAVHBVHC5. 下列溶液一定呈中性的是()A. pH=7的溶液B. c(H+)=c(OH-)的溶液C. 由強(qiáng)酸、強(qiáng)堿等物質(zhì)的量反應(yīng)得到的溶液D. 非電解質(zhì)溶于水得到的溶液6. 有人曾建議用AG表示溶液的酸度，AG的定義為AG=lgc(H+)/c(OH-), 下列表述正確的是( )A. 在25 C時(shí)，若溶液呈中性，則pH=7, AG=1B. 在25 C時(shí)，若溶液呈酸性，則pHV7,AGV0C. 在2

8、5 C時(shí)，若溶液呈堿性，則pH7,AG0D. 在25 C時(shí)，溶液的pH與AG的換算公式為AG=2 (7-pH)7. 25 C的下列溶液中，堿性最強(qiáng)的是()A.pH=11 的溶液B.c(OH-)=0.12 molL1 的溶液C.1 L 中含有 4 g NaOH 的溶液D.c(H+)=1x10-1o molL-1 的溶液8. 對(duì)某弱酸稀溶液加熱時(shí)，下列敘述錯(cuò)誤的是()A.弱酸的電離度增大B.弱酸分子的濃度減小C.溶液的c (OH-)增大D.溶液的導(dǎo)電性增強(qiáng)c( NH +) c(OH -)9. NH3H2O的電離平衡常數(shù)為Kb= &nHh O)。氨水中各離子和32分子的濃度大小為( )A.c(NH

9、+ )=c (OH-) =c(NH H O)B.c(NH + )c (OH-) c (NH H O)432432C.c(NH + )=c (OH-) c (NH H O) D.c(NH + )c (OH-) Vc (NH H O)43243210. 下列溶液的pHc(OH-)C.水的電離百分率a(25 C)a(35 C)D.水的電離是吸熱的12. 將1 mL 0.1 molL-1的H2SO4溶液加入純水中制成200 mL溶液，該溶液中由水自身電離產(chǎn)生的c(H+)最接近于()A.1x10-3 molL-1B.1x10-13 molL-1C. 1x10-7 molL-1D.1x10-11 molL

10、-113. 某溫度時(shí)水的離子積常數(shù)為1.0x10-14，由此可知在該溫度時(shí)水電離的百 分率為( )-7-8-9-14%14相同體積的 pH=3 的強(qiáng)酸溶液和弱酸溶液分別跟足量的鎂完全反應(yīng)，下 列說法正確的是( )A.弱酸溶液產(chǎn)生較多的H2B.強(qiáng)酸溶液產(chǎn)生較多的H2C.兩者產(chǎn)生等量的H2D.無(wú)法比較產(chǎn)生H2的量15. 某溶液在25 C時(shí)由水電離出的氫離子的濃度為1x10-12 moLL-1,下列 說法正確的是( )A. HCO -、HS-、HPO 2-等離子在該溶液中不能大量共存34B. 該溶液的pH可能為2C. 向該溶液中加入鋁片后，一定能生成氫氣D. 若該溶液中的溶質(zhì)只有一種，它一定是酸或者

11、是堿16. 在25 C的某溶液中，由水電離出的c(H+)=1x10-12molL-1,則該溶液的pH 可能是()A.12B.7C.6D.217. 甲酸和乙酸都是弱酸，當(dāng)它們的濃度均為0.10 molL1時(shí)，甲酸中c(H+) 約為乙酸中c(H+)的3倍?，F(xiàn)有兩種濃度不等的甲酸溶液a和b，以及0.10 molL-1的乙酸，經(jīng)測(cè)定它們的pH從大到小依次為a、乙酸、b。由此可知()A.a的濃度必小于乙酸的濃度B.a的濃度必大于乙酸的濃度C.b的濃度必小于乙酸的濃度D.b的濃度必大于乙酸的濃度18. 25 C時(shí)，在0.5 L 0.2 molL-1的HA溶液中，有0.01 mol的HA電離成 離子。求該溫度下HA的電離常數(shù)。