2019-2020年高二化學(xué) 電解質(zhì) 第二課時(shí) 弱電解質(zhì)的電離平衡 水溶液的PH計(jì)算.doc
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2019-2020年高二化學(xué) 電解質(zhì) 第二課時(shí) 弱電解質(zhì)的電離平衡 水溶液的PH計(jì)算 課標(biāo)解讀 課標(biāo)要求 1能描述弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡，了解酸堿鹽電離平衡理論 學(xué)習(xí)目標(biāo) 1. 理解弱電解質(zhì)在水中的電離平衡，以及溫度、濃度等外界條件對(duì)電離平衡的影響。 2知道水的離子積常數(shù)，能進(jìn)行溶液PH 的簡(jiǎn)單計(jì)算 2. 了解電離平衡常數(shù)及其PH計(jì)算。 知識(shí)再現(xiàn) 知識(shí)點(diǎn)一 ：弱電解質(zhì)的電離平衡 一、弱電解質(zhì)的電離平衡 1.定義： 2.特征： 二、電離平衡常數(shù) 1.表達(dá)式： 2.以CH3COOH為例： 3.影響因素 4.多元弱酸的電離平衡常數(shù) 三、 影響電離平衡常數(shù)的因素 1．內(nèi)因： 2．外因： 以0.1molL-1醋酸為例，當(dāng)改變條件時(shí)填寫下表： 平衡移動(dòng)方向 平衡常數(shù) H+物質(zhì)的量 C（H+） 電離程度 加水稀釋 加冰醋酸 升溫 加醋酸鈉固體 加氫氧化鈉 知識(shí)點(diǎn)二 水的電離和溶液的PH 一 、水的電離 1、 水的離子積常數(shù) （1）定義： （2）影響因素： 常溫下純水中C（H+）= C（H+）= 思考：（1）溶液中只要C（H+）﹤ C（OH-），一定是酸的溶液?jiǎn)幔? （2）PH 7溶液一定是中性嗎？ 知識(shí)點(diǎn)三 溶液的PH和酸堿性 1、 定義：PH=lgC(H+) 2、 溶液酸堿性和PH 的關(guān)系： 典題解悟 【例1】250C時(shí)，在0.5L0.2moll-1的HA溶液中，有0.01 mol的HA電離成離子。求該溫度下HA的電離平衡常數(shù)。 解析：該溶液中，A-和H+的平衡濃度為 0.01 mol/L0.5L = 0.02moll-1 。拒電離方程式 HA A- + H+，推知HA分子的平衡濃度為：0.2mol L-1 - 0.02molL-1 =0.18moll-1。 HA的電離平衡常數(shù)K=[ H+][A-]/[HA]=0.020.020.18=2.2210-3。 答案：K=2.2210-3 啟示：本題考查有關(guān)電離平衡常數(shù)的簡(jiǎn)單計(jì)算，應(yīng)拒電離方程式HA A- + H+ 推知HA分子、A-和H+的平衡濃度。注意有關(guān)電離平衡常數(shù)的計(jì)算，必須找出平衡時(shí)分子的物質(zhì)的量濃度、離子的物質(zhì)的量濃度，代入電離平衡常數(shù)公式即可求解。 【例2】欲使醋酸溶液中CH3COO-的濃度增大，且不放出氣體，可向醋酸溶液中加入少量固體……（ ） A. NaOH B. NaHCO3 C. CH3COOK D. Mg 解析：A項(xiàng)加入NaOH會(huì)減少H+的物質(zhì)的量，使平衡向右移動(dòng)；C項(xiàng)由于加入CH3COOK 會(huì)增加CH3COO-的物質(zhì)的量，故A、C均可以。B項(xiàng)中加入Mg降低H+的物質(zhì)的量濃度，使平衡向右移動(dòng)，便產(chǎn)生了H2，故B和D錯(cuò)誤。 答案：AC 啟示：醋酸中存在CH3COOH CH3COO- + H+ 電離平衡，欲使醋酸溶液中CH3COO-濃度增大，應(yīng)使平衡向右移動(dòng)。而我們可以利用條件的改變對(duì)弱電解質(zhì)的電離平衡進(jìn)行影響，從而有效地調(diào)整溶液中的離子組分。 【例3】甲溶液的pH=6，乙溶液的pH=2，則下列敘述正確的是……………..( ) A. 甲、乙兩溶液的[H+]之比為400︰1 B. 甲、乙兩溶液均呈酸性 C. 甲中水的電離程度小于乙中水的電離程度 D. 甲中水的電離程度與乙中水的電離程度無(wú)法比較 解析：甲、乙兩溶液中[H+]之比為（110-6moll-1）︰（110-2moll-1）=1︰（110-4），故A錯(cuò)。未指明溶液的溫度，Kw值未確定，pH＜7的溶液不一定呈酸性，故B錯(cuò)。若甲、乙兩溶液都是酸的溶液，則甲中[H+]較小，H2O電離被抑制程度小，電離程度大，乙中[H+]較大，H2O電離被抑制程度大，電離程度??；若甲、乙兩溶液都是強(qiáng)酸弱堿鹽的溶液，則甲中[H+]較小，H2O的電離程度小，乙中[H+]較大，H2O的電離程度大。綜合上述分析可知，C錯(cuò)，D對(duì)。 啟示：水溶液呈酸性有兩種情況。一是溶液是酸溶液，此時(shí)水的電離受到抑制；二是發(fā)生水解使水的電離得到促進(jìn)。 夯實(shí)雙基 1.對(duì)弱酸稀溶液加熱時(shí)，下列敘述錯(cuò)誤的是………………. ( ) A. 弱酸的電離程度增大 C. 溶液的[OH-]增大 B. 弱酸分子的濃度減小 D. 溶液的導(dǎo)電性增強(qiáng) 2.把0.05mol NaOH晶體分別加入到下列100mL液體中,溶液導(dǎo)電性變化較大的是…( ) A. 自來(lái)水 B. 0.5molL-1鹽酸 C.0.5 molL-1 H2SO4 D. 0.5molL-1氨水 3.在硫酸的水溶液中,通入或加入少量下列物質(zhì):①O2 ②SO2 ③Cl2 ④CuSO4 能使溶液中的[H+]增大的是……………………………… ( ) A. ①③ B. ②④ C. ③④ D. ④ 4.相同溫度下的0.1moll-1和0.01moll-1CH3COOH溶液中CH3COOH的電離百分率,前者與后者相比…………………………………………… ( ) A.大 B.小 C.相等 D.不能確定 5.在100ml 0.1moll-1 的CH3COOH溶液中欲使CH3COOH的電離程度增大和[ H+]降低,可采用的方法是……………………………… ( ) A.加少量1moll-1的NaOH 溶液 B. 加少量1moll-1的鹽酸 C. 加100ml的水 D.加熱 6.向碳酸鈉的溶液中逐滴加入稀鹽酸,到不再產(chǎn)生二氧化碳?xì)怏w為止。則在此過(guò)程中，溶液中的碳酸氫根離子的濃度變化趨勢(shì)正確的是……………………………… ( ) A. 逐漸減小 B. 逐漸增大 C. 先逐漸增大再逐漸減小 D. 先逐漸減小再逐漸增大 7.NH3H2O的電離平衡常數(shù)為Kb=[NH4+][OH-]/[NH3H2O]。氨水中各離子和分子的濃度大小為……………………………… ( ) A. [NH4+] = [OH-] = [NH3H2O] B. [NH4+] ＞ [OH-] ＞ [NH3H2O] C. [NH4+] = [OH-] ＞ [NH3H2O] D. [NH4+]＜ [OH-] ＜ [NH3H2O] 8.在0.1moll-1的醋酸溶液中，存在電離平衡CH3COOH CH3COO- + H+ ，如果要使電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，同時(shí)增大[H+]，應(yīng)采取的方法是……………………………… ( ) A. 加入0.2moll-1的醋酸溶液 B. 加入CH3COONa C. 稀釋 D. 加入濃鹽酸 9.在0.1moll-1的硫酸中，水電離出的氫離子濃度是………………………………( ) A. 510-13moll-1 B. 0.02moll-1 C. 110-7moll-1 D. 110-12moll-1 10．在1000C時(shí)，水的離子積1 10-2，若該溫度下某溶液中C（H+）=1 10-7mol.L-1,則該溶液 （ ） A . 呈堿性 B.呈酸性 C . 呈中性 D .C（H+）= C（OH-） 11. 某一元弱酸HR的溶液中，H+與HR的比值為m︰ n，則此時(shí)HR的電離常數(shù)為（ ） A . m2 ︰ n B. m2 ︰ （m+n ） C . m2 ︰ （n-m ） D. n2 ︰ m2 12. 某溫度下，可逆反應(yīng) HA H+ + A- 的電離平衡為Ka,下列說(shuō)法正確 的是 （ ） A . Ka越大，表示弱酸較易電離 B. Ka越大，表示弱酸較難電離 C. Ka 隨反應(yīng)物濃度的改變而改變 D. Ka隨體系溫度的改變而改變 13．純水在250C時(shí)的氫離子濃度比在800C時(shí)的氫離子濃度（ ） A 大 B 小 C相等 D 不能肯定 14．常溫下某溶液中，由水電離出的C（OH-）=10-4 molL-l，該溶液中的溶質(zhì)可能是（ ） A 硫酸鋁 B 醋酸鈉 C 氫氧化鈉 D硫酸氫鈉 15．在室溫下，PH=4的NH4Cl溶液和鹽酸，則由水電離的C（H+）前者是后者的（ ） A 106 B105 C10-6 D 10-5 16 . pH相同的醋酸溶液和鹽酸，分別用蒸餾水稀釋到原溶液的m倍和n倍，稀釋后兩溶液的pH仍相同，則m和n的關(guān)系量是 （ ） A.m=n B.m>n C.m下載提示(請(qǐng)認(rèn)真閱讀)
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