2019-2020年高二化學 電解質 第二課時 弱電解質的電離平衡 水溶液的PH計算.doc
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2019-2020年高二化學 電解質 第二課時 弱電解質的電離平衡 水溶液的PH計算 課標解讀 課標要求 1能描述弱電解質在水溶液中的電離平衡，了解酸堿鹽電離平衡理論 學習目標 1. 理解弱電解質在水中的電離平衡，以及溫度、濃度等外界條件對電離平衡的影響。 2知道水的離子積常數，能進行溶液PH 的簡單計算 2. 了解電離平衡常數及其PH計算。 知識再現 知識點一 ：弱電解質的電離平衡 一、弱電解質的電離平衡 1.定義： 2.特征： 二、電離平衡常數 1.表達式： 2.以CH3COOH為例： 3.影響因素 4.多元弱酸的電離平衡常數 三、 影響電離平衡常數的因素 1．內因： 2．外因： 以0.1molL-1醋酸為例，當改變條件時填寫下表： 平衡移動方向 平衡常數 H+物質的量 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 知識點二 水的電離和溶液的PH 一 、水的電離 1、 水的離子積常數 （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-），一定是酸的溶液嗎？ （2）PH 7溶液一定是中性嗎？ 知識點三 溶液的PH和酸堿性 1、 定義：PH=lgC(H+) 2、 溶液酸堿性和PH 的關系： 典題解悟 【例1】250C時，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。 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：本題考查有關電離平衡常數的簡單計算，應拒電離方程式HA A- + H+ 推知HA分子、A-和H+的平衡濃度。注意有關電離平衡常數的計算，必須找出平衡時分子的物質的量濃度、離子的物質的量濃度，代入電離平衡常數公式即可求解。 【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項加入NaOH會減少H+的物質的量，使平衡向右移動；C項由于加入CH3COOK 會增加CH3COO-的物質的量，故A、C均可以。B項中加入Mg降低H+的物質的量濃度，使平衡向右移動，便產生了H2，故B和D錯誤。 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，應使平衡向右移動。而我們可以利用條件的改變對弱電解質的電離平衡進行影響，從而有效地調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。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。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?。蝗艏?、乙兩溶液都是強酸弱堿鹽的溶液，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，D對。 啟示：水溶液呈酸性有兩種情況。一是溶液是酸溶液，此時水的電離受到抑制；二是發(fā)生水解使水的電離得到促進。 夯實雙基 1.對弱酸稀溶液加熱時，下列敘述錯誤的是………………. ( ) 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. 溶液的導電性增強 2.把0.05mol NaOH晶體分別加入到下列100mL液體中,溶液導電性變化較大的是…( ) A. 自來水 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: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,到不再產生二氧化碳氣體為止。則在此過程中，溶液中的碳酸氫根離子的濃度變化趨勢正確的是……………………………… ( ) 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方向移動，同時增大[H+]，應采取的方法是……………………………… ( ) 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，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HR的電離常數為（ ） A . m2 ︰ n B. m2 ︰ （m+n ） C . m2 ︰ （n-m ） D. n2 ︰ m2 12. 某溫度下，可逆反應 HA H+ + A- 的電離平衡為Ka,下列說法正確 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時的氫離子濃度比在800C時的氫離子濃度（ ） 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的關系量是 （ ） A.m=n B.m>n C.m
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