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1、2022年高考化學(xué)第一輪復(fù)習(xí) 專題 弱電解質(zhì)的電離、溶液的pH學(xué)案 蘇教版 【本講教育信息】 一. 教學(xué)內(nèi)容： 弱電解質(zhì)的電離、溶液的pH值 二. 教學(xué)目標(biāo) 了解電離、電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念； 了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡； 了解水的電離和水的離子積常數(shù)； 了解溶液pH的定義，能進(jìn)行pH的簡單計算。 三. 教學(xué)重點(diǎn)、難點(diǎn) 弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡；溶液pH的計算 ［教學(xué)過程］ 一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)： 1、電解質(zhì)和非電解質(zhì)： 電解質(zhì)：在熔融狀態(tài)或溶液狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物 非電解質(zhì)：在熔融狀態(tài)和溶液狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化

2、合物 2、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì) 概念：在水溶液中能完全電離的電解質(zhì)稱為強(qiáng)電解質(zhì)，在水溶液中不能完全電離(部分電離)的電解質(zhì)稱為弱電解質(zhì)。 強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較： 強(qiáng)電解質(zhì) 弱電解質(zhì) 電離程度 完全電離 部分電離 化合物類型 離子化合物、 強(qiáng)極性鍵的共價化合物 某些弱極性鍵的共價化合物 電離過程 不可逆、不存在平衡 可逆、存在電離平衡 溶液中的微粒 陰、陽離子 陰、陽離子，電解質(zhì)分子 實例 強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大多數(shù)鹽 弱酸、弱堿、水等 3、弱電解質(zhì)的電離—－電離平衡： ⑴電離平衡：在一定條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相

3、等時，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，稱為電離平衡。 ⑵弱電解質(zhì)的電離平衡的特點(diǎn)： ⑶影響電離平衡的因素： ①濃度：同一弱電解質(zhì)，通常是溶液越稀，電離程度越大 ②溫度：升高溫度，電解質(zhì)的電離程度增大 ③外加試劑的影響：加入酸抑制弱酸的電離，加入堿抑制弱堿的電離，而加入能與酸或堿反應(yīng)的離子或物質(zhì)，可以促進(jìn)弱酸或弱堿的電離。 ⑷弱電解質(zhì)的電離程度與電離常數(shù)： ①電離程度是指已電離的弱電解質(zhì)的分子數(shù)占原有弱電解質(zhì)總分子數(shù)的百分比； 電離程度 ②電離常數(shù)是指：在一定溫度下，弱電解質(zhì)達(dá)電離平衡后，電解質(zhì)溶液中電離產(chǎn)生的 離子濃度的冪次方乘積與剩余電解質(zhì)濃度的冪次方之比是一常數(shù)，稱為電離

4、平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)； 弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)(K) 對于一元弱酸 HAH＋＋A－，平衡時 對于一元弱堿 MOHM＋＋OH－，平衡時 ③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。 說明： 1、電解質(zhì)和非電解質(zhì)均為化合物，單質(zhì)既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。 2、電解質(zhì)離解成自由移動的離子的過程稱為電解質(zhì)的電離。電解質(zhì)在水溶液中的電離是指自身電離，而不是與水反應(yīng)的產(chǎn)物的電離。 3、電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱是指能否完全電離，完全電離的就是強(qiáng)電解質(zhì)，否則就是弱電解質(zhì)，與

5、電解質(zhì)的水溶性、導(dǎo)電能力沒有必然聯(lián)系。電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力是指溶液中陰、陽離子的濃度的大小，與電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱沒有必然聯(lián)系。 4、弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡，強(qiáng)電解質(zhì)不存在電離平衡。弱電解質(zhì)的電離程度、電離常數(shù)的相對大小可以判斷弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱。弱電解質(zhì)的電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與其他條件無關(guān)。 5、強(qiáng)電解質(zhì)的電離方程式書寫用“=”連接，完全電離；弱電解質(zhì)的電離方程式左右兩邊用“”連接，多元弱酸的電離分步電離，其中以第一步電離為主。 二、水的電離、溶液的pH值 研究電解質(zhì)溶液時往往涉及到溶液的酸堿性，而溶液的酸堿性與水的電離有著密切的聯(lián)系。 1、水的電離、水的離子積 (1)水

6、是一個極弱的電解質(zhì)。存在極弱的電離： H2OH＋＋OH－ 或 H2O＋H2OH3O＋＋OH－ 其特點(diǎn)是自身作用下發(fā)生的極微弱的電離，類似的還有：2NH3NH2－＋NH4＋ (2)水的離子積 在25℃時，純水中的c(H＋)=c(OH－)=10－7mol/L ①Kw=c(H＋)·c(OH－)=10－14 ②水的離子積適用于所有稀的水溶液，而不論其是酸性、堿性或中性溶液 ③水的離子積隨溫度升高而增大 (3)影響水的電離的因素 ①純水中加入酸或堿，抑制水的電離，由水電離出的H＋和OH－等幅減小。 ②純水中加入能水解的鹽，促進(jìn)水的電離，由水電離出的H＋和OH－等幅增大。 ③任何

7、電解質(zhì)溶液中的H＋和OH－總是共存的，c(H＋)和c(OH－)此增彼減，但 c(H＋)·c(OH－)仍為常數(shù)。在25℃時，Kw=10－14。 ⑷其他因素：如向水中加入活潑金屬，由于與水電離出的H+直接作用，因而促進(jìn)了水的 電離平衡向電離的方向移動。 2、溶液的酸堿性和pH的關(guān)系 ⑴pH的計算：pH=－lgc(H＋) ⑵酸堿性和pH的關(guān)系： 中性溶液c(H+)=c(OH－)=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+)7 ⑶pH的

8、測定方法：①pH試紙；②酸堿指示劑、pH計等。 3、酸堿溶液的稀釋規(guī)律： ⑴強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原＋n (但始終不能大于或等于7) ⑵弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀＜pH原＋n (但始終不能大于或等于7) ⑶強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原－n (但始終不能小于或等于7) ⑷弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH?。緋H原－n (但始終不能小于或等于7) 4、酸混合、堿混合、酸堿混合pH計算： 規(guī)律為：酸算c(H+)，堿先算c(OH－)后再轉(zhuǎn)化為c(H+)，再求pH，酸堿混合(一 者過量)按過量的c(H+)或c(OH－)計算。 ⑴強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合

9、：(先求[H＋]混：將兩種酸中的H＋離子數(shù)相加除以總體積，再求其它)c(H+)混=(c(H+)1V1＋c(H+)2V2)/(V1＋V2) ⑵強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：(先求[OH－]混：將兩種酸中的OH－離子數(shù)相加除以總體積，再求其它)c(OH－)混=(c(OH－)1V1＋c(OH－)2V2)/(V1＋V2)(注意：不能直接計算 c(H+)混) ⑶酸堿混合時溶液pH的計算： 說明： 1、溶液酸堿性的判斷方法：溶液中c(H+)與c(OH－)的相對大小，而不是它們的多少； 2、有關(guān)溶液的pH值的計算：酸算c(H+)，堿先算c(OH－)后再轉(zhuǎn)化為c(H+)，再求pH，酸堿混合(一者過量)按過量的

10、c(H+)或c(OH－)計算； 3、pH不同的兩強(qiáng)酸溶液等體積混合，所得溶液的pH比小的大0.3；pH不同的兩強(qiáng)堿溶液等體積混合，所得溶液的pH比大的小0.3；即規(guī)律為：“酸按酸，堿按堿，同強(qiáng)混合弱點(diǎn)三；異強(qiáng)混合看過量，無限稀釋7為限” 4、pH試紙只能粗略地測量溶液的pH值，pH計可以精確測量溶液的pH值，而酸堿指示劑可以判斷溶液的酸堿性。 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 5～8紫色 ＞8藍(lán)色 甲基橙 ＜3.1紅色 3.1～4.4橙色 ＞4.4黃色 酚酞 ＜8無色 8～10淺紅 ＞10紅色 【典型例題】 例1. 下

11、列關(guān)于鹽酸與醋酸兩種稀溶液的說法正確的是 A. 相同濃度的兩溶液中c(H＋)相同 B. 100mL 0.1mol/L的兩溶液能中和等物質(zhì)的量的氫氧化鈉 C. pH=3的兩溶液稀釋100倍，pH都為5 D. 兩溶液中分別加入少量對應(yīng)的鈉鹽，c(H＋)均明顯減小 解析：A項鹽酸和醋酸濃度相同時，由于兩者電離程度不同，故c(H＋)(鹽酸)＞c(H＋)(醋酸)；B項兩者均為一元酸，在同體積、同濃度的前提下，鹽酸和醋酸中和氫氧化鈉的能力相同；C項稀釋后，鹽酸的pH=5，而醋酸的電離平衡受到促進(jìn)，電離程度增大，其pH＜5；D項中c(H＋)幾乎不變。故本題答案為B 答案：B 例2. 已知0.1

12、mol/L的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋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 解析：本題考查的是條件對弱電解質(zhì)電離平衡的影響。本題所采取的四種措施都可以使平衡正向移動，但A中由于OH－中和了H＋，使溶液中的c(H＋)減小，C項中加入CH3COOH，使平衡體系中c(CH3COOH)濃度增大，因此都使得c(H＋)/c(CH3COOH)減小，不符合題意；而B項中升高溫度平衡右移，使得體系中c(CH3COOH)濃度減小，c(H＋)增大，D項中加水

13、，使電離度增大，則有c(H＋)/c(CH3COOH)=值增大。故本題答案為BD 答案：BD 例3. 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 解析：由于鹽酸和醋酸分別屬于強(qiáng)酸和弱酸，強(qiáng)酸完全電離，而弱酸部分電離，因此，當(dāng)pH值相等時，即c(H＋)相等時，c(CH3COOH)＞c(HCl)，在體積相同時，n

14、(CH3COOH)＞n(HCl)，若加入的鋅粒質(zhì)量相等且過量的話，放出的H2必然是醋酸的多，則要使產(chǎn)生的H2相等，則必須醋酸有剩余，這有兩種情況：加入鋅量相等時，鹽酸完全反應(yīng)或有剩余，醋酸有剩余；加入鋅量不等時，則一定是鹽酸中鋅多，醋酸中鋅少。反應(yīng)開始后，由于醋酸中存在電離平衡，隨著反應(yīng)的進(jìn)行，電離程度逐漸增大，因此，醋酸中H＋減小的幅度小于鹽酸，故醋酸中H＋濃度在反應(yīng)過程中應(yīng)始終比鹽酸中大。綜上所述，本題的答案為AC 答案：AC 例4. 室溫時，將xmL 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x=y，且a＋b=1

15、4，則pH＞7 B. 若10x=y，且a＋b=13，則pH=7 C. 若ax=by，且a＋b=13，則pH=7 D. 若x=10y，且a＋b=14，則pH＞7 解析：HCl與NaOH分別為強(qiáng)酸和強(qiáng)堿，其溶液的pH值反映了溶液中c(H＋)和c(OH－)的大小。pH=b的HCl中c(H＋)=10－bmol/L，pH=a的NaOH溶液中c(OH－)=10a－14mol/L。A項中，若a＋b=14，a=14－b，c(OH－)=10a－14mol/L=10－bmol/L，與c(H＋)相等，又由于x=y，故酸堿恰好等物質(zhì)的量反應(yīng)，溶液顯中性，pH=7；B項，10x=y，酸的物質(zhì)的量為：y×10－3

16、×10－b，堿的物質(zhì)的量為：x×10－3×10a－14，又由于a＋b=13，故酸過量，PH＜7；C項中ax=by，a＋b=13，即：a=13－b則pH=a的稀NaOH溶液提供的OH－的物質(zhì)的量為：n(OH－)=x×10－3×10a－14=by/a×10－3×10－(b＋1)mol，pH=b的HCl所提供的H＋的物質(zhì)的量為：n(H＋)=y×10－3×10－bmol，則n(OH－)/ n(H＋)=by/a×10－3×10－(b＋1)/(y×10－3×10－b)=(a＞b)＜1，故PH＜7；D項中a＋b=14，x=y，恰好中和，溶液顯中性，現(xiàn)x=10y，說明堿過量，溶液顯堿性，pH＞7。綜上所述，本

17、題答案為D 答案：D 例5. 下列說法正確的是 A. pH=2與pH=1的硝酸中c(H+)之比為1：10 B. Na2CO3溶液中c(Na+)與c(CO32ˉ )之比為2：1 C. 0.2mol/L與0.1mol/L醋酸中c(H+)之比為2：1 D. NO2溶于水時，被氧化的n(NO2)與被還原的n(NO2)之比為3：1 解析：本題考查了電解質(zhì)溶液的基礎(chǔ)知識，包括：溶液pH值的計算，鹽的水解，弱電解質(zhì)的電離等。A中pH增大，c(H＋)減小為原來的1/10，正確；B中Na2CO3=2Na＋+CO32－理論上兩者比例應(yīng)為2：1，但由于CO32－的水解消耗一部分，故兩者的比例關(guān)系大

18、于2：1；C中醋酸是弱電解質(zhì)，濃度越大，電離度越小，則0.2mol/L與0.1mol/L醋酸中c(H+)之比小于2：1；D中3NO2＋H2O=2HNO3＋NO，被氧化與被還原的n(NO2)之比為2：1，故B、C、D都是錯誤的。 答案：A 例6. 在一定體積pH=12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，溶液pH=11。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 A. 1∶9 B. 1∶1 C. 1∶2 D. 1∶4 解析：Ba

19、2＋恰好完全沉淀時反應(yīng)為：Ba(OH)2＋NaHSO4=BaSO4↓＋H2O＋NaOH。所以n(Ba(OH)2)=n(NaHSO4)，則有：0.5V(Ba(OH)2)×10－2/[V(Ba(OH)2)＋V(NaHSO4)]=10－3，解得V(Ba(OH)2)/V(NaHSO4)=1：4 答案：D 例7. 25℃時，若體積為Va、pH=a的某一元強(qiáng)酸與體積Vb、pH=b的某一元強(qiáng)堿混合，恰好中和，且已知Va＜Vb和a=0.5b，請?zhí)顚懴铝锌瞻祝? ⑴a值可否等于3(填“可”或“否”)_________，其理由是___________________ ⑵a值可否等于5(填“可”或“否”)

20、_________，其理由是____________________ ⑶a的取值范圍是_______________ ________________________。 解析：(1)否。若a=3，由a=0.5b，推得b=6，溶液顯酸性，與題意不符，故a≠3 (2)否。若a=5，則c(H＋)a=10－5mol/L；由a=0.5b，推得b=10，則c(OH－)b=10－4mol/L。據(jù)題意酸堿恰好中和，有Va×c(H＋)a=Vb×c(OH－)b，則Va/Vb=c(OH－)b/c(H＋)a＞1，推得Va＞Vb，與題意Va＜Vb不符，故a≠5 (3)據(jù)題意pH=b=2a＞7，故a＞7/2；又因酸堿恰好中和， 有Va×c(H＋)a=Vb×c(OH－)b，Va/Vb=c(OH－)b /c(H＋)a=10(a+b－14)＜1， 則(a＋b－14)＜0，又a=0.5b，所以3a＜14，a＜14/3，故答案為：7/2＜a＜14/3。 答案：(1)否。若a=3，由a=0.5b，推得b=6，溶液顯酸性，與題意不符，故a≠3 ； (2)否。若a=5，則有Va＞Vb，與題意Va＜Vb不符，故a≠5； (3)7/2＜a＜14/3