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(diǎn)知識(shí)一弱電解質(zhì)的電離平衡電離平衡：定義弱電解質(zhì)的電離平衡的特點(diǎn)：逆 等 定 動(dòng) 變影響電離平衡的因素：濃度：溫度：外加試劑的影響：弱電解質(zhì)的電離程度與電離常數(shù)：電離程度 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(duì)強(qiáng)弱。K值越大，電離程度越大，相應(yīng)酸 (或堿)的酸(或堿)性越強(qiáng)。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 B0.5 mol·L1鹽酸 C0.5 mol·L1CH3COOH溶液 D0.5 mol·L1KCl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 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(dá)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(dá)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水，溶液的導(dǎo)電能力發(fā)生變化，其電流強(qiáng)度I隨加入氨水的體積V的變化曲線是 （ ）VIOAVIOBVIOCVIOD二 溶液的PH值（1） 水的電離（2） 水的離子積 在25時(shí)，Kw=c(H)·c(OH)=1014 (3)影響水的電離的因素 純水中加入酸或堿，抑制水的電離 純水中加入能水解的鹽，促進(jìn)水的電離 任何電解質(zhì)溶液中的H和OH總是共存的 其他因素：如向水中加入活潑金屬（5） pH的計(jì)算：pH=lgc(H) 酸堿溶液的稀釋規(guī)律 酸混合、堿混合、酸堿混合pH計(jì)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58紫色8藍(lán)色甲基橙3.1紅色3.14.4橙色4.4黃色酚酞8無色810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 ( )A1 mol· L-1甲酸溶液的pH值約為2B甲酸能與水以任何比例互溶C10ml 1 mol· L-1甲酸恰好與10ml 1 mol· L-1NaOH溶液完全反應(yīng)D甲酸溶液的導(dǎo)電性比強(qiáng)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 ( )ApH=3的硝酸跟pH=11的氫氧化鉀溶液BpH=3的鹽酸跟pH=11的氨水CpH=3的硫酸跟pH=11的氫氧化鈉溶液 DpH=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 ( ) A9 B10 C.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AGlg（H/OH）。下列表述正確的是 ( )A在25時(shí)，若溶液呈中性，則pH7，AG1B在25時(shí)，若溶液呈酸性，則pH7，AG0C在25時(shí)，若溶液呈堿性，則pH7，AG0D在25時(shí)，溶液的pH與AG的換算公式為AG2(7pH)【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 ( )A10:1 B5:1 C1:1 D1:10 【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(qiáng)下，放出二氧化碳?xì)怏w的體積（    ）（A） 與 同樣多（B） 比 多（C） 比 多（D）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(cè)定未知物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）的方法(2) 關(guān)鍵：準(zhǔn)確測(cè)定標(biāo)準(zhǔn)液和待測(cè)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(tái)、滴定管夾、燒杯等(4) 步驟注意:終點(diǎn)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(diǎn)。（5） 誤差分析儀器潤(rùn)洗不當(dāng) 讀數(shù)方法有誤 操作出現(xiàn)問題 指示劑選擇欠妥 例：用強(qiáng)酸滴定弱堿，指示劑選用酚酞 終點(diǎn)判斷不準(zhǔn)樣品含有雜質(zhì) 例：用強(qiáng)堿滴定弱酸，指示劑選用甲基橙。例：測(cè)血鈣的含量時(shí)，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(diǎn)時(shí)用去20.0 mL 1.0×104 mol·L1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(diǎn)的方法是_。(3）計(jì)算：血液中含鈣離子的濃度為_g·mL1。練習(xí)1.常溫下0.1mol·L1醋酸溶液的pH=a，下列能使溶液pH=(a1)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·L1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=7325時(shí)，在等體積的 pH=0的H2SO4溶液、0.05mol/L的Ba（OH）2溶液，pH=10的Na2S溶液，pH=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.1:5:5×10:5×10C.1:20:10:10 D.1:10:10:104常溫下a mol·L1 CH3COOH稀溶液和bmol·L1KOH稀溶液等體積混合，下列判斷定錯(cuò)誤的是A若c(OH)>c(H)，a=bB若c(K)>c(CH3COO)，a>bC若c(OH)=c(H)，a>bD若c(K)<c(CH3COO)，a<b5.下列敘述正確的是A在醋酸溶液的，將此溶液稀釋1倍后，溶液的，則B在滴有酚酞溶液的氨水里，加入至溶液恰好無色，則此時(shí)溶液的C鹽酸的，鹽酸的D若1mL的鹽酸與100mL溶液混合后，溶液的則溶液的