化學(xué)選修4 水溶液中的離子平衡導(dǎo)學(xué)案

1、第三章 水溶液中的離子平衡第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離（第一課時(shí)）一學(xué)習(xí)目標(biāo)：1了解電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。正確書寫強(qiáng)弱電解質(zhì)的電離方程式。2理解弱電解質(zhì)的電離平衡，以及溫度濃度等條件對電離平衡的影響二、【溫故而知新，可以為師矣】 電解質(zhì)：_ _ _非電解質(zhì)：_ _ 練習(xí)：討論下列物質(zhì)中Cu、NaCl固體、NaOH固體、K2SO4溶液、CO2、蔗糖、NaCl溶液、H2O、酒精。電解質(zhì) _非電解質(zhì) _ _既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì) _ _寫出下列物質(zhì)的電離方程式：NaCl：_ NaOH ：_H2SO4：_ NaHCO3_ NaHSO4:_注意：離子型的電解質(zhì)在水溶液中或熔融狀態(tài)下都可以導(dǎo)電，

2、共價(jià)型的電解質(zhì)只有在水溶液中才能導(dǎo)電。一、電解質(zhì)有強(qiáng)弱之分（觀察試驗(yàn)3-1：P40 等體積等濃度的鹽酸與醋酸的比較）填表：強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念化合物類型電離程度在溶液中存在形式電離過程練習(xí)：下列電解質(zhì)中：NaCl、NaOH，NH3·H2O、CH3COOH，BaSO4，AgCl，Na2O，K2O，Na2O2_是強(qiáng)電解質(zhì)_是弱電解質(zhì)討論： CaCO3、Fe(OH)3的溶解度都很小， CaCO3屬于強(qiáng)電解質(zhì)，而Fe(OH)3屬于弱電解質(zhì)；CH3COOH、HCl的溶解度都很大， HCl屬于強(qiáng)電解質(zhì)，而CH3COOH 屬于弱電解質(zhì)。電解質(zhì)的強(qiáng)弱與其溶解性有何關(guān)系？怎樣區(qū)分強(qiáng)弱電解質(zhì)？ BaSO

3、4、AgCl是強(qiáng)電解質(zhì)還是弱電解質(zhì)，為什么？ 例在甲酸的下列性質(zhì)中，可以證明它是弱電解質(zhì)的是 （ ）A. 1mol/L的甲酸溶液中c（H+）約為1×102 mol/L B. 甲酸能與水以任意比例互溶C. 1mol/L的甲酸溶液10mL恰好與10mL1mol/L的NaOH溶液完全反應(yīng)D. 在相同條件下，甲酸溶液的導(dǎo)電性比鹽酸弱二、弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的閱讀P41： 了解電離平衡的形成過程 復(fù)習(xí)化學(xué)平衡，比較電離平衡與化學(xué)平衡的異同 電離平衡定義： 電離平衡的特征： 電離方程式的書寫： CH3COOH NH3·H2O H2O 注意：多元弱酸分步電離，多元弱堿一步電離(中學(xué)階

4、段)H2CO3 H3PO4 H2S 弱電解質(zhì)電離平衡的移動(dòng)（1）弱電解質(zhì)的電離平衡符合 原理（2）影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素有：內(nèi)因：外因： 溫度： ； 濃度： ； 同離子反應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)： 加入能反應(yīng)的物質(zhì)： 討論與探究：弱電解質(zhì)加水稀釋時(shí)，離子濃度_ _? (填變大、變小、不變或不能確定） 畫出用水稀釋冰醋酸時(shí)離子濃度隨加水量的變化曲線。例2、以0.1mol/LCH3COOH溶液中的平衡移動(dòng)為例，討論： 改變條件平衡移動(dòng)方向c(H+)c(CH3COO-)溶液導(dǎo)電能力加少量硫酸加CH3COONa (s)加NaOH(s)加水稀釋滴入純醋酸加熱升溫加醋酸銨晶體弱電解質(zhì)的

5、電離 同步測試（一） 1.甲酸的下列性質(zhì)中可以證明它是弱電解質(zhì)的是A.1 mol·L1的甲酸溶液的c（H）約為0.01 mol·L1 B.甲酸與水以任意比例互溶C.10 mL 1 mol·L1甲酸恰好與10 mL 1 mol·L1NaOH溶液完全反應(yīng)D.在相同條件下，甲酸的導(dǎo)電性比一元強(qiáng)酸溶液的弱2.用水稀釋0.1 mol·L1氨水時(shí)，溶液中隨著水量的增加而減小的是A.c（OH）c（NH3·H2O） B.c（NH3·H2O）c（OH）C.c（H）和c（OH）的乘積 D.OH的物質(zhì)的量3.當(dāng)溶液中HSH2OS2H3O達(dá)到平衡時(shí)

6、，欲使c(S2)增大，應(yīng)加入A.Cu2 B.CO C.H2O D.HCl4.在RNH2·H2ORNHOH的平衡中，要使RNH2·H2O的電離程度及c（OH）都增大，可采取的措施是A.通入HCl B.加少量NaOH固體 C.加水D.升溫5.在稀氨水中存在平衡：NH3H2ONHOH,如進(jìn)行下列操作，則NH3、NH、H、OH濃度如何變化？試用“增大”“減小”“不變”填寫。（1）通適量HCl氣體時(shí)，c(NH3) ,c(H) 。（2）加入少量NaOH固體時(shí)，c(NH) ,c(OH) 。（3）加入NH4Cl晶體時(shí)，c(NH) ,c(OH) 。6.在a、b兩支試管中，分別裝上形態(tài)相同、質(zhì)

7、量相等的一顆鋅粒，然后向兩支試管中分別加入相同物質(zhì)的量、相同體積的稀鹽酸和稀醋酸。填寫下列空白：（1）a、b兩支試管中的現(xiàn)象：相同點(diǎn)是 ；不同點(diǎn)是 。原因是 。（2）a、b兩支試管中生成氣體的體積開始時(shí)是a 于b，反應(yīng)完畢后生成氣體的總體積是a b，原因是 。參考答案：1.AD 2.B 3.B 4.D 5.（1）減小 增大 （2）減小 增大 （3）增大 減小6.（1）都產(chǎn)生氣泡，Zn溶解 a產(chǎn)生氣泡、Zn溶解速度都快 HCl完全電離，HCl中的c(H+)大于CH3COOH中的c(H+)（2）大 等于 a中c(H)大于b中的c(H),而酸的總量相等 第三章 水溶液中的離子平衡 第一節(jié) 弱電解質(zhì)的

8、電離（第二課時(shí)）一學(xué)習(xí)目標(biāo)：1了解電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。2正確書寫強(qiáng)弱電解質(zhì)的電離方程式。3理解弱電解質(zhì)的電離平衡，以及溫度濃度等條件對電離平衡的影響二、【溫故而知新，可以為師矣】1等物質(zhì)的量濃度、等體積的鹽酸和醋酸分別與足量的Zn反應(yīng)，反應(yīng)速率 快？產(chǎn)生的H2的量 2氫離子濃度相等、體積相同的鹽酸和醋酸分別與足量的Zn反應(yīng)，反應(yīng)速率 快，產(chǎn)生的H2的量 三、電離常數(shù) 叫做電離常數(shù)。例如：醋酸，碳酸和硼酸298K時(shí)的電離常數(shù)分別是1.75×10-5，4.4×10-7(第一步電離)和5.8×10-10由此可知，醋酸，碳酸和硼酸的酸性 1 一元弱酸和弱堿的電

9、離平衡常數(shù) 如：CH3COOH CH3COO + H+ Ka=寫出NH3·H2O的電離平衡常數(shù) NH3·H2O NH4+ +OH Kb= 注： K越大，離子濃度越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離。所以可以用Ka或Kb的大小判斷弱酸或弱堿的相對強(qiáng)弱。 K只與 有關(guān)，不隨 改變而改變。（2）電離平衡常數(shù)的意義：K值越大，說明電離程度越大，酸堿也就越強(qiáng)；K值越小，說明電離程度越小，離子結(jié)合成分子就越容易，酸堿就越弱。（3）影響K的外界條件：對于同一電解質(zhì)的稀溶液來說，K只隨溫度的變化而變化，一般溫度升高，K值變大。若不指明溫度，一般指_。2、 多元弱酸（堿）分步電離，酸（堿）性的強(qiáng)弱主

10、要由第 步電離決定。如H3PO4的電離：H3PO4 H+ + H2PO4- K1= H2PO4- H+ + HPO42- K2= HPO42- H+ + PO43- K3= 注：K1>>K2>>K3四、電離度的概念及其影響因素（1）當(dāng)弱電解質(zhì)在溶液里達(dá)到電離平衡時(shí)， 叫做電離度。 （2）影響電離度的主要因素（內(nèi)因）是電解質(zhì)本身的性質(zhì)；其外部因素（外因）主要是溶液的濃度和溫度。溶液越稀，弱電解質(zhì)的電離度 ；溫度升高，電離度 ，因?yàn)槿蹼娊赓|(zhì)的電離過程一般需要 熱量。思考與交流：不用計(jì)算，判斷下列各組溶液中，哪一種電解質(zhì)的電離度大？（1）20時(shí)，0.01mol/LHCN溶液和

11、40時(shí)0.01mol/LHCN溶液。（2）10時(shí)0.01mol/LCH3COOH溶液和10時(shí)0.1mol/LCH3COOH溶液。弱電解質(zhì)的電離同步試題（二）一、選擇題： 1.下列說法正確的是( )A.氯化鉀溶液在電流作用下電離成鉀離子和氯離子B.二氧化硫溶于水能部分轉(zhuǎn)化成離子，故二氧化硫?qū)儆谌蹼娊赓|(zhì)C.硫酸鋇難溶于水，所以硫酸鋇屬弱電解質(zhì) D .純凈的強(qiáng)電解質(zhì)在液態(tài)時(shí)，有的導(dǎo)電有的不導(dǎo)電2. 在相同溫度時(shí)100mL0.01mol/L的醋酸溶液與10mL0.1mol/L的醋酸溶液相比較，下列數(shù)值前者大于后者的是( )A.中和時(shí)所需NaOH的量 B.電離度 C.H的物質(zhì)的量 D.CH3COOH的物

12、質(zhì)的量3. 下列物質(zhì)中，最難電離出氫離子的是( )A.CH3COOH B.C2H5OH C.NaHCO3 D.C6H5OH4. 在甲燒杯中放入鹽酸，乙燒杯中放入醋酸，兩種溶液的體積和 pH 都相等，向兩燒杯中同時(shí)加入質(zhì)量不等的鋅粒，反應(yīng)結(jié)束后得到等量的氫氣。下列說法正確的是 ( )A.甲燒杯中放入鋅的質(zhì)量比乙燒杯中放入鋅的質(zhì)量大 B.甲燒杯中的酸過量 C.兩燒杯中參加反應(yīng)的鋅等量 D .反應(yīng)開始后乙燒杯中的c(H)始終比甲燒杯中的c(H)小5. 下列事實(shí)一定能說明HNO2是弱電解質(zhì)的是( )常溫下 NaNO2溶液的 pH > 7；用 HNO2溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)燈泡較暗；0.1mol/L 的

13、HNO2溶液的 pH 為 2.1；用0.1mol/L的 HCl與0.1mol/L的HNO2與同濃度的NaOH 溶液恰好反應(yīng)，消耗NaOH 溶液體積相同A. B. C. D.6. 0.1mol·L1CH3COOH溶液中，如下電離平衡：CH3COOHCH3COOH+，對于該平衡，下列敘述正確的是A加入水時(shí)，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng) B加入少量NaOH固體，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)C加入少量0.1mol·L1HCl溶液，溶液中c(H+)減小D加入少量CH3COONa固體，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)8. 在含有酚酞的0.1 mol/L氨水中加入少量的NH4Cl晶體，則溶液顏色A變藍(lán)色 B變深 C

14、變淺 D不變9. 將0.1mol·L1CH3COOH溶液加水稀釋或加入少量CH3COONa晶體時(shí)，都會(huì)引起A溶液的pH增加 B促進(jìn)CH3COOH的電離 C溶液的導(dǎo)電能力減弱 D溶液中c(OH)減少10. 欲使0.1mol/L的NaHCO3溶液中c(H+)、c(CO32)、c(HCO3)都減少，其方法是A通入二氧化碳?xì)怏w B加入氫氧化鈉固體 C通入氯化氫氣體D加入飽和石灰水溶液二、填空題：11. 對比同體積、同濃度的鹽酸和醋酸，c(H+)前者 后者，與堿完全中和時(shí)，消耗NaOH的物質(zhì)的量是前者 后者，與足量的Zn反應(yīng)產(chǎn)生H2的速率是前者 后者，產(chǎn)生H2的量是前者 后者。（填“>”

15、、“<”或“=”）雙氧水（H2O2）和水都是極弱電解質(zhì)，但H2O2比H2O更顯酸性。12.（1）若把H2O2看成是二元弱酸，請寫出它在水中的電離方程式： 。（2）鑒于H2O2顯弱酸性，它能同強(qiáng)堿作用形成正鹽，在一定條件下也可形成酸式鹽。請寫出H2O2與Ba(OH)2作用形成鹽的化學(xué)方程式： 。（3）水電離生成 H3O+和 OH-叫做水的自偶電離。同水一樣，H2O2也有極微弱的自偶電離，其自偶電離的方程式為： 。13. 某二元弱酸（H2A）溶液，按下式發(fā)生一級(jí)和二級(jí)電離：H2AH+HA- HA- H+A2-已知相同濃度時(shí)的電離度（H2A）>（HA-），設(shè)有下列四種溶液：A.0.01m

16、ol·L-1的H2A 溶液 B.0.01mol·L-1的NaHA 溶液 C.0.02mol·L-1的HCl溶液與0.04mol·L-1的NaHA溶液等體積混合液D.0.02mol·L-1的NaOH溶液與0.02mol·L-1的NaHA溶液等體積混合液據(jù)此，填寫下列空白（填代號(hào)）： （1）c（H+）最大的是 ，最小的是 （2）c（H2A）最大的是 ，最小的是 （3）c（A2-）最大的是 ，最小的是 14. 已知25 時(shí)幾種物質(zhì)的電離度（溶液的濃度為0.1mol/L）如下表：H2SO4溶液中的HSO4NaHSO4溶液中HSO4CH3COO

17、HHCl10%29%1.33%100%（1）25時(shí)，0.1mol/L上述幾種溶液中c（H+）由大到小的順序是 ；（2）25時(shí)，pH值相同的上述幾種溶液中物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是 ；（3）25時(shí)，將足量 Zn粉放入等體積、pH = 1的上述溶液中，產(chǎn)生H2的體積（同溫同壓下）由大到小的順序是 ；（4）25時(shí)，0.1mol/LH2SO4溶液中的HSO4的電離度小于NaHSO4溶液中HSO4的電離度的原因是 。答案：1、D 2、BC 3、B 4、AC 5、B 6、B 7、A 8、C 9、A 10、D 11.> = > =12.（1）H2O2H+ HO2- HO2-H+O22- （2）

18、H2O2+ Ba(OH)2BaO2+ 2H2O（3）H2O2+H2O2H3O2+HO2-13. （1）A、D；（2）C、D；（3）D、A對溶液 A14. （1）；（2）；（3）（4）一級(jí)電離產(chǎn)生的 H+抑制了二級(jí)電離。第三章 水溶液中的離子平衡第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性（第一課時(shí)） 一學(xué)習(xí)目標(biāo)：1鞏固電離常數(shù)的知識(shí)。2理解水的電離和水的離子積，理解水的離子積和水的電離常數(shù)的關(guān)系。3理解影響水的電離平衡的因素。4掌握溶液的酸堿性和氫離子濃度、氫氧根濃度及PH值的關(guān)系。二、【溫故而知新】1、 寫出下列物質(zhì)在水溶液中的電離方程式KHCO3 KAl(SO4)2H2SO4 H2SCa(OH)2 NH

19、3·H2O2、思考 我們通常會(huì)說純水不導(dǎo)電，那么水是不是電解質(zhì)？它能電離嗎？如能請寫出水的電離方程式。 純水中有哪些微粒？根據(jù)所學(xué)的弱電解質(zhì)的電離平衡，請列舉出可能會(huì)影響水的電離的因素。一、水的離子積1水的電離定義：水是 電解質(zhì)，發(fā)生 電離，電離過程 水的電離平衡常數(shù)的表達(dá)式為 2思考： 實(shí)驗(yàn)測得，在室溫下1L H2O（即 mol）中只有1×10-7 mol H2O電離，則室溫下C(H+)和C(OH-)分別為多少?3水的離子積 ：水的離子積表達(dá)式：KW= 。閱讀P46：一定溫度時(shí)，KW是個(gè)常數(shù)，KW只與 有關(guān)， 越高KW越 。25時(shí)，KW= ，100時(shí)，KW=10-12。注

20、意：（1）KW不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。 任何水溶液中，由水所電離而生成的c (H+) c (OH-)。（2）25時(shí)，任何水溶液中，H+ 離子濃度和OH- 離子的濃度乘積都為 1×10- 14思考：pH = 7 的溶液一定是酸性嗎？二、溶液的酸堿性和pH1影響水的電離平衡的因素 （1）溫度：溫度升高，水的電離度 ，水的電離平衡向 方向移動(dòng)，C(H+)和C(OH-) ，KW 。（2）溶液的酸、堿度：改變?nèi)芤旱乃?、堿度均可使水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)。 例題1： 在0.01mol/LHCl溶液中, C(H+)= ， C(OH-)= ，由水電離出的H+濃度= ，由水電離出的OH

21、-濃度= 。, 在0.01mol/LNaOH溶液中，C(OH-)= ，C(H+)= ，由水電離出的H+濃度= ，由水電離出的OH-濃度= 。 在0.01mol/LNaCl溶液中， C(OH-)= ，C(H+)= ，由水電離出的H+濃度= ，由水電離出的OH-濃度= 。小結(jié) 根據(jù)上面的計(jì)算，填寫下表（影響水的電離平衡的因素）條件變化平衡移動(dòng)方向c（H+）（mol/L）c（OH）（mol/L）水的電離程度KW升高溫度H2OHOH加入NaCl加入HCl加入NaOH結(jié)論：（1）升高溫度，促進(jìn)水的電離KW增大 （2）酸、堿抑制水的電離例題2：（08上海）常溫下，某溶液中由水電離的c(H)=1×

22、1013mol·L1，該溶液可能是 二氧化硫水溶液 氯化銨水溶液 硝酸鈉水溶液 氫氧化鈉水溶液ABCD閱讀P46：思考與交流討論： 在酸性溶液中是否有OH-，在堿性溶液中是否存在H+，試說明原因。 決定溶液酸堿性的因素是什么？小結(jié)：溶液的酸堿性： 常溫（25） 中性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L 酸性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L 堿性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L 3溶液的pH： pH=lgc(H+) 注意：當(dāng)溶液中H+或OH-大于1mol/

23、L時(shí)，不用pH表示溶液的酸堿性?！据p松做答】（1）C(H+)1×10-6mol/L pH=_；C(H+)1×10-3mol/L pH=_ _C(H+)1×10-mmol/L pH=_ ；C(OH-)1×10-6mol/L pH=_ C(OH-)1×10-10mol/L pH=_ ；C(OH-)1×10- nmol/L pH=_ _ （2）pH=2 C(H+)_ ；pH=8 c(H+)_ （3）c(H+)1mol/L pH= _ ；c(H+)10mol/L pH= _歸納：pH與溶液酸堿性的關(guān)系(25時(shí))pH溶液的酸堿性pH<7溶

24、液呈 性，pH越小，溶液的酸性 pH=7溶液呈 性pH>7溶液呈 性，pH越大，溶液的堿性 【知識(shí)拓展】 1、溶液的pOH = _ 2、證明：在25時(shí)，pH + pOH = 14 說明：如果題目中沒有指明溫度，則默認(rèn)為常溫（25）水的電離和溶液的酸堿性同步試題一、選擇題：1、將純水加熱至較高溫度，下列敘述正確的是A水的離子積變大、pH變小、呈酸性 B水的離子積不變、pH不變、呈中性C水的離子積變小、pH變大、呈堿性 D水的離子積變大、pH變小、呈中性2、室溫下，在pH12的某溶液中，由水電離的c(OH)為 A1.0×107 mol·1 B1.0×106 mo

25、l·1 C1.0×102 mol·1 D1.0×1012 mol·13、水的電離過程為H2OH+OH，在不同溫度下水的離子積常數(shù)為：K(25)1.0×1014，K(35)2.1×1014。則下列敘述正確的是Ac(H+)隨著溫度的升高而降低 B在35時(shí)，c(H+)c(OH)C水的電離程度（25）（35） D水的電離是吸熱的4、室溫時(shí)，將x mL pH=a 的稀NaOH溶液與ymL pH=b的稀鹽酸充分反應(yīng)。下列關(guān)于反應(yīng)后溶液pH的判斷，正確的是 A若xy，且a+b14，則pH7 B若10xy，且a+b13，則pH7C若axby

26、，且a+b13，則pH7 D若x10y，且a+b14，則pH75、在一定體積pH12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物質(zhì)的量濃度的NaHSO4溶液，當(dāng)溶液中的Ba2+ 恰好完全沉淀時(shí)，溶液pH11。若反應(yīng)后溶液的體積等于Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積之和，則Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積比是A19 B11 C12 D146、1體積pH2.5的鹽酸與10體積某一元強(qiáng)堿溶液恰好完全反應(yīng)，則該堿溶液的pH等于A9.0 B9.5 C10.5 D11.07、若1體積硫酸恰好與10體積pH11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A101 B51 C11 D1108

27、、下列敘述正確的是A反應(yīng)Na2O22HCl2NaClH2O2為氧化還原反應(yīng)B反應(yīng)：HOCH2CH(OH)CH2COOHHBrBrCH2CHCHCOOH2H2O 僅涉及消去反應(yīng)類型C10mL 0.02 mol/L AgNO3溶液與10mL 0.02 mol/L HCl溶液混合后，溶液的pH2（設(shè)溶液總體積不變）D10mL 0.04 mol/L HCl溶液與10mL 0.02 mol/L Na2CO3溶液混合后，溶液的pH7（設(shè)溶液總體積不變）9、常溫時(shí)，向pH2的硫酸中加入等體積的下列溶液后，滴入甲基橙試液，出現(xiàn)紅色，該溶液可能是ApH12的Ba(OH)2 BpH12的氨水C0.005mol/L

28、 NaOH D0.05mol/LBaCl210、室溫下，0.01 mol·L1的某一元弱酸溶液 c (OH)1×1010 mol·L1，則它的pH為A2 B3 C4 D1011、用0.1 mol·L1 NaOH溶液滴定0.l mol·L1鹽酸，如達(dá)到滴定的終點(diǎn)時(shí)不慎多加了1滴NaOH溶液（1滴溶液的體積約為0.05mL），繼續(xù)加水至50mL，所得溶液的pH是A4 B7.2 C10 D11.312、有人曾建議用AG表示溶液的酸度，AG的定義為AGlg（c(H+)/ c (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

29、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)答案：1、D 2、CD 3、D 4、D 5、D 6、C 7、B 8、C 9、CD 10、C 11、C 第三章 水溶液中的離子平衡第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性（第 2 課時(shí)）一學(xué)習(xí)目標(biāo)：1鞏固電離常數(shù)的知識(shí)。2理解水的電離和水的離子積，理解水的離子積和水的電離常數(shù)的關(guān)系。3理解影響水的電離平衡的因素。4掌握溶液的酸堿性和氫離子濃度、氫氧根濃度及PH值的關(guān)系。二、【溫故而知新，可以為師矣】溶液的酸堿性和pH 定義：PH= ，廣泛pH的范圍為014。注意：當(dāng)溶液中H+

30、或OH-大于1mol/L時(shí)，不用pH表示溶液的酸堿性。意義： 溶液的酸堿性 常溫（25） 中性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L pH 7 酸性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L pH 7 堿性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L pH 7 一、溶液PH的測定方法 （1）酸堿指示劑法說明：常用的酸堿指示劑有石蕊、甲基橙、酚酞試液。常用酸堿指示劑的變色范圍指示劑變色范圍的以及對應(yīng)的顏色石蕊甲基橙酚酞（2）試紙法：使用方法： （3）PH計(jì)法二、有關(guān)pH的計(jì)算（一）單一溶液的

31、PH計(jì)算例1 分別求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/L Ba(OH)2溶液的PH值。例2 已知常溫下濃度為0.01mol/L的CH3COOH溶液的電離度為1%，求該溶液的PH值。（二）酸堿混合溶液的PH計(jì)算例3 將PH=2的H2SO4溶液與PH=4的H2SO4溶液等體積混合后,求溶液的PH值。例4 將PH=8的NaOH溶液與PH=10的NaOH溶液等體積混合后,求溶液的PH值。 例5 常溫下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分別按體積比為1:1、11:9、9:11混合，分別求三種情況下溶液的PH值。小結(jié) 有關(guān)pH計(jì)算的解題規(guī)律（1）單一溶液的pH計(jì)算 強(qiáng)酸溶液，如HnA，

32、設(shè)濃度為c mol·L1，則 c（H+）= nc mol·L1，pH= lgc（H+）= lg nc 強(qiáng)堿溶液，如B(OH)n，設(shè)濃度為c mol·L1，則 c（H+）= 1014/nc mol·L1，pH= lgc（H+）=14+lg nc（2）酸堿混合pH計(jì)算 適用于兩種強(qiáng)酸混合 c(H+)混 = c(H+)1V1+ c(H+)2V2 /（V1+ V2）。 適用于兩種強(qiáng)堿混合 c(OH)混 = c(OH)1V1+ c(OH)2V2 /（V1+ V2） 適用于酸堿混合，一者過量時(shí)：= c(OH)混 | c(H+)酸V酸 c(OH)堿V堿| c(H+)混

33、 V酸 + V堿說明： 若兩種強(qiáng)酸（pH之差大于2）等體積混合，混合液pH = pH小 + 0.3若兩種強(qiáng)堿（pH之差大于2）等體積混合，混合液pH = pH大 0.3 恰好完全反應(yīng)，則c(H+)酸V酸 = c(OH)堿V堿（三）酸、堿加水稀釋后溶液的PH值例6 常溫下，將PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分別稀釋1000倍，求所得溶液的PH值。思考：若在常溫下，將PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3·H2O溶液分別稀釋1000倍，則所得溶液的PH值在什么范圍之內(nèi)。小結(jié) 稀釋后溶液pH的變化規(guī)律（1） 酸堿溶液無限稀釋，pH只能無限接近于7，不可能大于或小

34、于7（2） 對于pH = a 的強(qiáng)酸和弱酸溶液，每稀釋10n 倍，強(qiáng)酸的pH就增大n個(gè)單位，即pH = a + n ( a + n 7 ) ，弱酸的pH范圍是：a pH a + n 。（3） 對于pH = b的強(qiáng)堿和弱堿溶液，每稀釋10n 倍，強(qiáng)堿的pH就減小n個(gè)單位，即pH =b - n ( b - n 7 ) ，弱堿的pH范圍是：b - n pH b 。練習(xí) 畫出堿溶液在稀釋過程中pH的變化圖 （4） 對于物質(zhì)的量濃度相同的強(qiáng)酸和弱酸稀釋相同倍數(shù)，強(qiáng)酸pH變化程度比弱酸的大（強(qiáng)堿和弱堿類似）說明：弱酸、弱堿在稀釋過程中有濃度的變化，又有電離平衡的移動(dòng)，不能求得具體的數(shù)值，只能確定其pH范圍

35、。水的電離和溶液的酸堿性（一）一、選擇題 (本題包括10小題，每小題2分，每小題只有一個(gè)答案符合題意)1下列液體pH7的是 （ ） A人體血液 B蔗糖溶液 C橙汁 D胃液2常溫下，在0.1 mol·L1 CH3COOH溶液中，水的離子積是 （ ） A1×1014 B1×1013.C1.32×1014 D1.32×1015.390時(shí)水的離子積KW3.8×1013，該溫度時(shí)純水的pH （ ） A等于7 B介于67之間. C大于7 D無法確定4能影響水的電離平衡，并使溶液中的c(H)c(OH)的操作是 （ ） A向水中投入一小塊金屬鈉 .B

36、將水加熱煮沸. C向水中通入二氧化碳?xì)怏w. D向水中加食鹽晶體5下列酸溶液的pH相同時(shí)，其物質(zhì)的量濃度最小的是 （ ） AH2SO3 BH2SO4.CCH3COOH DHNO3.6常溫下c(OH)最小的是 （ ） ApH=0的溶液. B0.05 mol·L1 H2SO4. C0.5 mol·L1 HCl. D0.05 mol·L1的Ba(OH)27用蒸餾水稀釋1 mol·L1醋酸時(shí)，始終保持增大趨勢的是 （ ） A溶液中的c(CH3COO) B溶液中的c(H). C溶液中的c(CH3COOH). D溶液中的c(OH)8、25時(shí)，pH=2的HCl溶液中，由

37、水電離出的H濃度是 （ ）. A1×107mol·L1 B1×1012mol·L1. C1×102mol·L1 D1×1014mol·L1.9、pH和體積都相同的醋酸和硫酸，分別與足量的Na2CO3溶液反應(yīng)，在相同條件下 放出二氧化碳?xì)怏w的體積是 （ ） A一樣多 B醋酸比硫酸多. C硫酸比醋酸多 D無法比較1095時(shí)，水中的H+的物質(zhì)的量濃度為106 mol·L1，若把0.01 mol的NaOH固體溶 解于95水中配成1 L溶液，則溶液的pH為 （ ） A4 B10 C2 D1226（4分）在95時(shí)，純

38、水的pH (填“大于”“小于”“等于”)7，所選擇的理由是 。27（6分）在一定溫度下，冰醋酸加水稀釋過程中，溶液的導(dǎo)電能力如右圖所示。請回答：（1）“O”點(diǎn)導(dǎo)電能力為“0”的理由是_。（2）A、B、C三點(diǎn)pH值由大到小的順序是_。（3）A、B、C三點(diǎn)電離度最大的是_。29有一pH = 12的NaOH溶液100 mL ，欲使它的pH降為11。（1）如果加入蒸餾水，就加入_ mL （2）如果加入pH = 10的NaOH溶液，應(yīng)加入_ mL （3）如果加入0.008 mol/L HCl溶液，應(yīng)加入_ mL 30用實(shí)驗(yàn)確定某酸HA是弱電解質(zhì)。兩同學(xué)的方案是：甲：稱取一定質(zhì)量的HA配制0.1mol/L

39、的溶液100mL；用PH試紙測出該溶液的PH值，即可證明HA是弱電解質(zhì)。乙：用已知物質(zhì)的量濃度的HA溶液、鹽酸，分別配制PH=1的兩種酸溶液各100mL；分別取這兩種溶液各10mL，加水稀釋為100mL；取相同體積的兩種稀釋液裝入兩個(gè)試管，同時(shí)加入純度相同的鋅粒，觀察現(xiàn)象，即可證明HA是弱電解質(zhì)。（1）在兩個(gè)方案的第步中，都要用到的定量儀器是_。（2）甲方案中，說明HA是弱電解質(zhì)的理由是測得溶液的PH_1（選填、）；乙方案中，說明HA是弱電解質(zhì)的現(xiàn)象是_（多選扣分）（a）裝HCl的試管中放出H2的速率快 （b）裝HA溶液的試管的中放出H2的速率快（c）兩個(gè)試管中產(chǎn)生氣體速率一樣快（3）請你評(píng)價(jià)

40、：乙方案中難以實(shí)現(xiàn)之處和不妥之處_。（4）請你再提出一個(gè)合理而比較容易進(jìn)行的方案（藥品可任?。骱喢鞫笠硎?。四、計(jì)算題31把一小塊金屬鈉投入100 mL 0.15 mol/LCuCl2溶液中，收集到產(chǎn)生的氣體的體積為1.456L(標(biāo)準(zhǔn)狀況下)，此時(shí)溶液體積仍然為100 mL 。計(jì)算（1）加入金屬鈉的質(zhì)量（2）反應(yīng)后溶液的pH 一、選擇題 (本題包括10小題，每小題2分，每小題只有一個(gè)答案符合題意)123456789101112131415AABCBBDBBBCDCDBAAD26、小于；250C時(shí)純水的pH = 7，當(dāng)升高溫度時(shí)，水的電離程度增大，c(H+)也增大，故pH減小27、冰醋酸只有

41、在水溶液中電離，“O”點(diǎn)時(shí)為純醋酸，難電離，可視為不導(dǎo)電。(2)C>A>B (3)C28、1 10a + b 14；> 29、 900 1000 10030、（1）100mL溶量瓶（注：未標(biāo)明規(guī)格的扣1分） （2）>b（多選扣分）（3）配制pH=1的HA溶液難以實(shí)現(xiàn)，不妥之處在于加入的鋅粒表面積難以做到相同（4）配制NaA溶液，測其pH值>7即證明HA是弱電解質(zhì)。 31、 2.99 g 14第三章 水溶液中的離子平衡第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性（第3課時(shí)： 酸堿中和滴定）一學(xué)習(xí)目標(biāo)：1鞏固電離常數(shù)的知識(shí)。2理解水的電離和水的離子積，理解水的離子積和水的電離常數(shù)的

42、關(guān)系。3理解影響水的電離平衡的因素。4掌握溶液的酸堿性和氫離子濃度、氫氧根濃度及PH值的關(guān)系。二、【溫故而知新，可以為師矣】 測定溶液酸堿性的方法有哪些？一、酸堿中和滴定的原理1、實(shí)質(zhì)：H+OH-H2O酸、堿有強(qiáng)弱之分，但酸、堿中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)不變。例：HCl+NaOHNaCl+H2O CH3COOH+NaOHCH3COONa+H2O H2SO4+2NH3·H2O(NH4)2SO4+2H2O反應(yīng)中，起反應(yīng)的酸、堿物質(zhì)的量之比等于它們的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比。例如：2NaOH+H2SO4Na2SO4+2H2O 由 H2SO4-NaOH 1mol 2mol C酸·V酸 C堿·V堿 則C堿= 2、概念：_叫“中和滴定”。二、中和滴定操作1、儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、燒杯、滴定管夾、錐形瓶、鐵架臺(tái)。酸式滴定管可盛裝_堿式滴定管不能盛裝_2、試劑：標(biāo)準(zhǔn)濃度的溶液，待測濃度的溶液，指示劑。3、滴定前準(zhǔn)備（1）檢查滴定管是否漏液（2）玻璃儀器洗滌： 水洗 用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗裝標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管 用待測液潤洗裝待測液的滴定管（3）向用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗過的滴定管中裝入標(biāo)準(zhǔn)液。調(diào)整液面到0刻度或0刻度以下（注意O刻度在上方），排除滴定管尖嘴部分氣泡，記下刻度讀數(shù)。（4）往錐形瓶中加入一定體