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1.下列說(shuō)法正確的是　

A. 純水的pH值一定等于7

B. [H⁺]大于10^-7mol/L的溶液一定是酸性溶液

C. pH=2的溶液中[H⁺]是pH=1的溶液的兩倍

D. [H⁺]=2×10^-7mol/L的溶液可能是中性溶液

4．酸混合、堿混合、酸堿混合的溶液pH計(jì)算：

①酸混合：直接算 [ H⁺]，再求pH 。

②堿混合：先算[ OH^-]后轉(zhuǎn)化為[ H⁺]，再求pH 。

③酸堿混合：要先看誰(shuí)過(guò)量，若酸過(guò)量，求 [H⁺]，再求pH；若堿過(guò)量，先求[ OH^-]，再轉(zhuǎn)化為[ H⁺]，最后求pH 。

[H⁺]_混 =

[OH^－]_混 =

[例1](2010全國(guó)卷1)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(wú)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

[解析]A若是稀醋酸溶液稀釋則C(H⁺)減小，pH增大，b＞a，故A錯(cuò)誤；B酚酞的變色范圍是pH= 8.0-10.0(無(wú)色→紅色)，現(xiàn)在使紅色褪去，pH不一定小于7，可能在7~8之間，故B錯(cuò)誤；C常溫下酸的pH不可能大于7，只能無(wú)限的接近7；D正確，直接代入計(jì)算可得是正確，也可用更一般的式子：設(shè)強(qiáng)酸pH=a，體積為V₁；強(qiáng)堿的pH=b，體積為V₂,則有10^-aV₁=10^-(14-b)V₂，現(xiàn)在V1/V2=10^-2,又知a=1,所以b=11

[答案]D

[命題意圖]考查弱電解質(zhì)的稀釋，強(qiáng)酸的無(wú)限稀釋，指示劑的變色范圍，強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合pH的計(jì)算等基本概念

[點(diǎn)評(píng)]本題在第一輪復(fù)習(xí)至第三輪復(fù)習(xí)無(wú)時(shí)不在強(qiáng)調(diào)的基本問(wèn)題考查就是第二冊(cè)第三章的問(wèn)題，這次居然沒(méi)有考離子濃度大小比較，而考這些，很簡(jiǎn)單，大家都喜歡！

[例2](2010天津卷，4)

下列液體均處于25℃，有關(guān)敘述正確的是

A．某物質(zhì)的溶液pH < 7，則該物質(zhì)一定是酸或強(qiáng)酸弱堿鹽

B．pH ＝ 4.5的番茄汁中c(H⁺)是pH ＝ 6.5的牛奶中c(H⁺)的100倍

C．AgCl在同濃度的CaCl₂和NaCl溶液中的溶解度相同

D．pH ＝ 5.6的CH₃COOH與CH₃COONa混合溶液中，c(Na⁺) > c(CH₃COO^－)

解析：某些強(qiáng)酸的酸式鹽pH＜7，如NaHSO₄，故A錯(cuò)；pH=4.5，c(H⁺)=10^-4.5 mol·L^-1，pH=6.5，其c(H⁺)=10^-6.5 mol·L^-1，故B正確；同濃度的CaCl₂溶液的c(Cl^-)是NaCl的兩倍，它們對(duì)AgCl沉淀溶解平衡的抑制程度不同，故C錯(cuò)；混合溶液顯酸性，則c(H⁺)>c(OH^-)，根據(jù)電荷守恒，c(CH₃COO^-)>c(Na⁺)，故D錯(cuò)。

答案：B

命題立意：綜合考查了電解質(zhì)溶液中的有關(guān)知識(shí)，包括鹽類的水解、溶液的pH與c(H⁺)的關(guān)系、沉淀溶解平衡的移動(dòng)和溶液中離子濃度大小的比較。

弱電解質(zhì)的電離 電離平衡單元測(cè)試

3.溶液的酸堿性和pH的關(guān)系

⑴ pH的計(jì)算： pH=-lg[H⁺]

⑵酸堿性和pH的關(guān)系：

在室溫下，中性溶液：[H⁺]=[OH^－]=1.0×10^-7 mol· L^-1, pH =7

酸性溶液： [H⁺]＞[OH^－] , [H⁺]＞1.0×10^-7 mol·L^-1,　 pH ＜7

堿性溶液： [H⁺]＜[OH^－] , [H⁺]＜1.0×10^-7 mol·L^-1,　 pH ＞7

⑶pH的測(cè)定方法：

①酸堿指示劑:粗略地測(cè)溶液pH范圍

②pH試紙:精略地測(cè)定溶液酸堿性強(qiáng)弱

③pH計(jì): 精確地測(cè)定溶液酸堿性強(qiáng)弱

2. 影響水的電離平衡的因素

⑴酸和堿:酸或堿的加入都會(huì)電離出 H⁺或OH^-,均使水的電離逆向移動(dòng),從而抑制水的電離。

⑵溫度：由于水的電離吸熱，若升高溫度，將促進(jìn)水的電離， [H⁺]與[OH^-]同時(shí)同等程度的增加，pH變小，但[ H⁺]與[OH^-]始終相等，故仍呈中性。

⑶能水解的鹽：不管水解后溶液呈什么性，均促進(jìn)水的電離，使水的電離程度增大。

⑷其它因素：如向水中加入活潑金屬，由于活潑金屬與水電離出來(lái)的 H⁺直接作用，使[ H⁺]減少，因而促進(jìn)了水的電離平衡正向移動(dòng)。

1. 水的電離及離子積常數(shù)

⑴水的電離平衡：水是極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生自電離：

H₂O₂+H₂O₂ 　H₃O⁺+HO₂^－　 簡(jiǎn)寫(xiě)為 H₂O 　H⁺+OH^－ (正反應(yīng)為吸熱反應(yīng))其電離平衡常數(shù)：Ka =

　⑵水的離子積常數(shù)：Kw=[H⁺][OH^-]

25⁰C 時(shí)Kw =1.0×10^-14 mol²·L^-2 ，水的離子積與溫度有關(guān)，溫度升高Kw增大。如100⁰C 時(shí)Kw =1.0×10^-12 mol²·L^-2 .

⑶無(wú)論是純水還是酸、堿,鹽等電解質(zhì)的稀溶液，水的離子積為該溫度下的Kw。

4．影響電離平衡的因素：

內(nèi)因：弱電解質(zhì)的電離程度大小主要由電解質(zhì)本身的性質(zhì)決定。

外因：

(1)溫度：電離過(guò)程熱效應(yīng)小，溫度變化不大時(shí)可不考慮其影響。電離過(guò)程焓值增加(吸熱)，升高溫度，電離程度增大。

(2)濃度：溶液越稀，離子相互碰撞結(jié)合成分子的機(jī)會(huì)越小，弱電解質(zhì)的電離程度就越大。因此，稀釋溶液會(huì)促使弱電解質(zhì)的電離平衡向電離的方向移動(dòng)。

[例1]下列物質(zhì)的水溶液都能導(dǎo)電，但屬于非電解質(zhì)的是

　　 A、CH₃COOH　　　 B、Cl₂　　　　 C、NH₄HCO₃　　　 D、SO₂

[解析]注意氯氣為單質(zhì)，所以既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。答案為D。

[例2]下列說(shuō)法下列正確的是

A、強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液中不存在溶質(zhì)分子，弱電解質(zhì)的水溶液中存在溶質(zhì)分子和離子

B、強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液導(dǎo)電性強(qiáng)于弱電解質(zhì)的水溶液

C、強(qiáng)電解質(zhì)都是離子化合物，弱電解質(zhì)都是共價(jià)化合物

D、強(qiáng)電解質(zhì)易溶于水，弱電解質(zhì)難溶于水

[解析]強(qiáng)電解質(zhì)溶于水后，全部電離，不存在溶質(zhì)分子，而弱電解質(zhì)溶于水后，只部分電離，存在電離平衡，水溶液中存在溶質(zhì)分子和離子，故A正確。溶液的導(dǎo)電性是由溶液中的離子濃度大小及離子所帶的電荷所決定的，若強(qiáng)電解質(zhì)溶液是稀溶液，則溶液中離子濃度很小，導(dǎo)電性就很弱，故B不正確。強(qiáng)電解質(zhì)部分是離子化合物，部分是共價(jià)化合物，如H₂SO₄是強(qiáng)酸，也是強(qiáng)電解質(zhì)，但屬于共價(jià)化合物，故C不正確。強(qiáng)電解質(zhì)與溶解性大小無(wú)關(guān)，如BaSO₄難溶于水，但屬于強(qiáng)電解質(zhì)，而NH₃·H₂O易溶于水，但屬于弱電解質(zhì)。答案為A

[例3]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

[解析]對(duì)于A選項(xiàng)，由于H₂S與HClO能發(fā)生氧化還原反應(yīng)，因而會(huì)使次氯酸的濃度減小。CaCO₃能與HCl反應(yīng)而使Cl₂+H₂OHCl+HClO的平衡正移，使HClO的濃度增加，同時(shí)還要注意，因HClO是比H₂CO₃還弱的酸，所以CaCO₃不能與

HClO　　 H⁺+ClO^- 電離的H⁺結(jié)合，因此不會(huì)使次氯酸的濃度因平衡正移而減小。故應(yīng)選B。對(duì)于D，NaOH與H⁺中和，因而可使兩個(gè)都正向移動(dòng)，結(jié)果會(huì)使HClO濃度減小。

第2課時(shí) 水的電離和溶液的 pH

3．電離度：

弱電解質(zhì)在水中的電離達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，已電離的溶質(zhì)的分子數(shù)占原有溶質(zhì)分子總數(shù)的百分率，稱為電離度。常用α表示：

α=

2．電離平衡常數(shù)：

在一定條件下達(dá)到電離平衡時(shí)，弱電解質(zhì)電離形成的各種離子的濃度的乘積與溶液中未電離的分子的濃度之比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)稱為電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)。

[注意]

(1)電離常數(shù)服從化學(xué)平衡常數(shù)的一般規(guī)律，只受溫度影響，與溶液的濃度無(wú)關(guān)。溫度一定時(shí)，弱電解質(zhì)具有確定的電離常數(shù)值。

(2)電離常數(shù)越大，達(dá)到平衡時(shí)弱電解質(zhì)電離出的離子越多，電解質(zhì)電離程度越大。

(3)多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，每一步電離都有各自的電離常數(shù)，每一步電離程度各不相同，差異較大，且逐級(jí)減小，故以第一步電離為主，氫離子主要由第一步電離產(chǎn)生。

強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中完全電離，不存在電離平衡。弱電解質(zhì)在溶液中電離時(shí)，不完全電離，存在電離平衡。當(dāng)弱電解質(zhì)的離子化速率和分子化速率相等時(shí)，則建立了電離平衡。其平衡特點(diǎn)與化學(xué)平衡相似。(動(dòng)、定、變)

1．電離方程式：

書(shū)寫(xiě)強(qiáng)電解質(zhì)的電離方程式時(shí)常用“=”，書(shū)寫(xiě)弱電解質(zhì)的電離方程式時(shí)常用“”。

5．強(qiáng)、弱電解質(zhì)在熔融態(tài)的導(dǎo)電性：

離子型的強(qiáng)電解質(zhì)由離子構(gòu)成，在熔融態(tài)時(shí)產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子，可以導(dǎo)電。而共價(jià)型的強(qiáng)電解質(zhì)以及弱電解質(zhì)由分子構(gòu)成，熔融態(tài)時(shí)仍以分子形式存在，所以不導(dǎo)電。