1、第三章 水溶液中的離子平衡（復(fù)習(xí)）,專題一、弱電解質(zhì)的電離,一、電解質(zhì)和非電解質(zhì),電解質(zhì)： 在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,非電解質(zhì)： 在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不導(dǎo)電的化合物,專題一、弱電解質(zhì)的電離,1、概念,2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：,在一定條件下（溶于水或熔化） 能否電離（以能否導(dǎo)電來(lái)證明是否電離）,3、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì),根據(jù)電解質(zhì)在水溶液里是否全部電離，把電解質(zhì)分為強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)。,強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液中能夠全部電離的電解質(zhì)為強(qiáng)電解質(zhì)。,弱電解質(zhì)：在水溶液中只有部分電離的 電解質(zhì)為弱電解質(zhì)。,常見的強(qiáng)電解質(zhì)有：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和絕大多數(shù)鹽,常見的弱電解質(zhì)有：弱酸、弱堿、水和極少多

2、數(shù)的鹽（如醋酸鉛）,注意,（1）電解質(zhì)和非電解質(zhì)的范疇都是化合物（純凈物）,（2）電解質(zhì)離子化合物或共價(jià)化合物 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，如氯化鈉；而共價(jià)型的電解質(zhì)只有在水溶液中才能導(dǎo)電，如硫酸。,常見的電解質(zhì)有 酸、堿、鹽、水、離子型氧化物。,非電解質(zhì)共價(jià)化合物,常見的非電解質(zhì)有 蔗糖、酒精、四氯化碳等,（3）金屬單質(zhì)既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)。,（4）SO2、NH3、CO2等溶于水后，溶液可以導(dǎo)電，但他們屬于非電解質(zhì) （電解質(zhì)為H2SO3等）,（5）強(qiáng)電解質(zhì)不一定是易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)）,易溶于

3、水的電解質(zhì)不一定是強(qiáng)電解質(zhì)（如CH3COOH),（6）強(qiáng)電解質(zhì)全部電離，在溶液中全部以離子形式存在； 弱電解質(zhì)部分電離，溶液中既有未電離的分子，也有已電離出的離子。,1.銅絲 2.硫酸鋇 3.氯化氫 4.氯化鈉晶體 5. 鹽酸 6.蔗糖 7.二氧化碳 8. 氯化鈉溶液 9. 冰醋酸 l0.碳酸氫銨 l1. 氨氣 l2.氨水 l3.硫酸 l4.熔融氯化鈉 l5.酒精,例題1： 下列物質(zhì)屬于電解質(zhì)的是_ 屬于強(qiáng)電解質(zhì)的是_ 屬于弱電解質(zhì)的是_ 屬于非電解質(zhì)的是_ 能導(dǎo)電的是_,2、3、4、9、10、13、14,2、3、4、10、13、14,9,6、7、11、15,1、5、8、12、14,二、弱電解

4、質(zhì)的電離,1.電離平衡定義：,在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離過(guò)程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡。,V弱電解質(zhì)電離成離子的速率 =V離子重新結(jié)合成分子的速率,溶液中弱電解質(zhì)的分子和離子 的濃度保持不變,2.電離平衡的特征,逆、等、動(dòng)、定、變,例2、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 1102 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,A D,3 .

5、電離方程式的書寫方法,例3：寫出下列物質(zhì)的電離方程式,弱電解質(zhì)電離平衡的移動(dòng),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：,以醋酸為例 溫度：升溫，將_電離 濃度 A加水稀釋將 電離 B加入與弱電解質(zhì)具有相同離子 的強(qiáng)電解質(zhì)，將 電離 c加入能反應(yīng)的物質(zhì)，將 電離,勒夏特列,促進(jìn),促進(jìn),抑制,促進(jìn),醋酸達(dá)到電離平衡時(shí)，改變下列的條件會(huì)導(dǎo)致平衡移動(dòng)的結(jié)果：CH3COOH CH3COO + H+,例4,增大,減小,增大,減小,減小,5、電離平衡常數(shù),（1）概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離生成的各種離子濃度的乘積跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)，這

6、個(gè)常數(shù)叫電離平衡常數(shù)。,（2）電離常數(shù)的意義：根據(jù)電離常數(shù)的大小，可以估算弱電解質(zhì)電離的趨勢(shì)。K值越大，電離程度越大。,（3）K只與 有關(guān)，不隨 改變而改變。,溫度,濃度,與化學(xué)平衡類似，電離平衡的平衡常數(shù)，叫做電離常數(shù)。 對(duì)于弱酸 HA H+ + A- 對(duì)于弱堿 M OH M + + OH-,（4）多元弱酸的電離常數(shù),多元弱酸是分步電離的，每一步都有一個(gè)電離常數(shù)： H2S H+ + HS- K1=1.310-7 HS- H+ + S2- K2=7.110-15 一般K1 K2K3 ,即第二步電離通常比第一步難得多，第三步雙比第二步電離難得多。 因此計(jì)算多元弱酸溶液的c(H+)或比較弱酸酸性相

7、對(duì)強(qiáng)弱時(shí)，通常只考慮第一步電離。,6、電離度的概念及其影響因素,（1）電離度的概念,當(dāng)弱電解質(zhì)在溶液里達(dá)到電離平衡時(shí)，已電離 的電解質(zhì)分?jǐn)?shù)占原來(lái)總分子數(shù)（包括已電離的 和未電離的）的百分?jǐn)?shù)，叫電離度。,（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)； （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 _,越大,增大,例5、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40時(shí)0.01mol/LHCN溶液。 （2）10時(shí)0.01mol/LCH3COOH 溶液1000ml和10時(shí)0.1mol/LCH3CO

8、OH10ml溶液。,例6、在一定溫度下，冰醋酸加水稀釋過(guò)程中， 溶液的導(dǎo)電能力I隨加入水的體積V變化的曲 線如右圖所示。請(qǐng)回答： “O”點(diǎn)導(dǎo)電能力為O的理由是_； a,b,c三點(diǎn)溶液中c(H+)由小到大的順序?yàn)開； a,b,c三點(diǎn)中醋酸電離度最大的是_； 若使C點(diǎn)溶液的c（CH3COO-）提高，在如下措施中可采取(填標(biāo)號(hào)) A加鹽酸 B加濃醋酸 C加入固體KOH D加水 E加固體CH3COONa F加Zn粒,c a b,c,B C E F,精選習(xí)題,練習(xí)1。下列說(shuō)法中錯(cuò)誤的是（ ） A、非電解質(zhì)一定是共價(jià)化合物； 離子化合物一定是強(qiáng)電解質(zhì)； B、強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液一定能導(dǎo)電； 非電解質(zhì)的水溶液一

9、定不導(dǎo)電； C、濃度相同時(shí)，強(qiáng)電解質(zhì)的水 溶液的導(dǎo)電性一定比弱電解質(zhì)強(qiáng)； D、相同條件下，pH相同的鹽酸和 醋酸的導(dǎo)電性相同。,B,練習(xí)2、在下列敘述中，能說(shuō)明鹽酸是強(qiáng)酸， 醋酸是弱酸的是 A將pH=4的鹽酸和醋酸稀釋成pH=5的溶液， 醋酸所需加入水的量大 B鹽酸和醋酸都可用相應(yīng)的鈉鹽與濃硫 酸反應(yīng)制取 C相同pH的鹽酸和醋酸溶液中分別加 入相應(yīng)的鈉鹽固體，醋酸的pH變大 D相同pH的鹽酸和醋酸分別跟鋅反應(yīng)時(shí)， 產(chǎn)生氫氣的起始速率相等,C,3.一定量的鹽酸跟過(guò)量的鐵粉反應(yīng)時(shí)，為了 減緩反應(yīng)速度，且不影響生成氫氣的總量， 可向鹽酸中加入適量的 NaOH固體 H2O NH4Cl固體 CH3COO

10、Na固體 NaNO3固體 KCl溶液 A. B. C. D.,4.下列溶液中加入少量NaOH固體導(dǎo)電能力 變化不大的是（ ） 鹽酸 B. CH3COOH C. NH3H2O D. H2O,A,A,練習(xí)5、取pH=2的鹽酸和醋酸溶液各100mL，向 其中分別加入適量的Zn粒，反應(yīng)過(guò)程中兩溶液的pH變化 如右圖所示。則圖中表示醋酸溶液中pH變化曲線的是 （填“A”或“B”）。設(shè)鹽酸中加入的Zn質(zhì)量 為m1， 醋酸溶液中加入的Zn質(zhì)量為m2。則m1 m2 （選填“”、“=”、“”）,B,專題二、水的電離和溶液PH的計(jì)算,專題二、水的電離和溶液PH的計(jì)算,一、水的電離,討論： 純水中有沒(méi)有電離平衡？

11、寫出水的電離方程式。 在純水及任何稀溶液中， 2H2O H3O+OH- 可簡(jiǎn)寫為：H2O H+ + OH-,定量討論： 純水中H+與OH-大小有何關(guān)系？ 由水電離出的H+、OH-的物質(zhì)的量相等 在25下， H+、OH-等于多少，說(shuō)明水的電離程度如何？ 25時(shí)，水電離出來(lái)的H+=OH=107mol/L 水是一種極弱的電解質(zhì)（通常的電流表無(wú)法檢驗(yàn)其中離子）,H2O的電離常數(shù)K電離 1.81016,在任何水溶液中，均存在水的電離平衡，也就是任何水溶液中都是H+、OH-共存的。 c(H+)c(OH-)=KW（常數(shù)無(wú)單位） KW 叫做水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積 25時(shí)， c(H+)=c(OH-)=1

12、0-7molL-1。KW=10-14,二、水的離子積常數(shù),1、表達(dá)式：,2、影響KW的因素,KW只是溫度的函數(shù)（與濃度無(wú)關(guān)） 溫度升高， KW值增大,如：KW25=10-14 KW100=10-12,例1、 升高溫度，Kw增大。已知KW100=10-12， 則在100 時(shí)純水中的H+等于多少？,H+ =10-12mol/L,例2、0.1mol/L的NaOH溶液中，c（H ）=？ C（OH ） =？由水電離出的氫離子、氫氧根離子濃度等于多少？,+,-,例3、在0.1mol/L的H2SO4溶液中， c(H+)= ？ c(OH-)= ？由水電離出的氫離子、氫氧根離子的濃度等于多少？,+,-,溶液中c

13、(H+)= 1 10-13 mol/L c(OH-)= 0.1mol/L,由水電離出的氫離子濃度= 由水電離出的氫氧根離子濃度= 1 10-13 mol/L,溶液中c(H+)= 0.2mol/L c(OH-)= 510-14 mol/L,由水電離出的氫離子濃度= 由水電離出的氫氧根離子濃度= 5 10-14 mol/L,3、水的電離平衡的移動(dòng),加入NaOH,4、影響水的電離平衡的因素,升溫、加入極活潑的金屬、弱堿陽(yáng)離子或 弱酸根陰離子，能促進(jìn)水的電離； 降溫、加入酸堿能抑制水的電離。,例5、水的電離過(guò)程為H2O H+ + OH-，在不同溫度下其離子積為KW25=110-14， KW35 =2.

14、1 10-14。則下列敘述正確的是： A、H+ 隨著溫度的升高而降低 B、在35時(shí)，純水中 H+ OH- C、35oC OH- 25oC H+ D、水的電離是一個(gè)吸熱過(guò)程,C、D,例6 25、濃度均為0.1mol/L的下列溶液中H+由大到小的排列順序： 氨水 NaOH 鹽酸 醋酸,練習(xí)1、判斷正誤： 任何水溶液中都存在水的電離平衡。 任何水溶液中（不論酸、堿或中性） ， 都存在Kw=10-14 。 某溫度下，某液體H+= 10-7mol/L， 則該溶液一定是純水。, ,對(duì),錯(cuò),錯(cuò),三、溶液的酸堿性,怎樣判斷溶液的酸堿性,依據(jù)1 在任意溫度下的溶液中,中性溶液,酸性溶液,堿性溶液,c(H+) =

15、 c(OH-),c(H+) c(OH-),c(H+) c(OH-),依據(jù)2 在25（常溫）時(shí)的溶液中,H+ = 1107mol/L OH- = 1107mol/L,中性溶液,酸性溶液,堿性溶液,H+ 1107mol/L OH- 1107mol/L,H+ 1107mol/L OH- 1107mol/L,中性溶液,酸性溶液,堿性溶液,PH=7,PH 7,PH 7,依據(jù)3 在25 （常溫）時(shí)的溶液中,例7、某溶液中由水電離產(chǎn)生的H+= 10-11 mol/L ，則該溶液呈酸性還是堿性？ 并求算該溶液中 H+的可能值 ？,該溶液可能是酸性也可能是堿性,若是酸性溶液，則H+= 1103mol/L,若是堿

16、性溶液，則H+= 11011mol/L,例8、常溫下，某溶液中由水電離出的H+和OH-濃度的乘積為 110-24mol/L， 該溶液的H+ 可能為 。,H+ =110-12mol/L或110-2mol/L,1、溶液pH的意義：,表示溶液酸、堿性的強(qiáng)弱。,2、溶液pH的表示：,用H+物質(zhì)的量濃度的負(fù)對(duì)數(shù)來(lái)表示。,如果某溶液c（H ）=m10 mol/L，那么， 該溶液的pH=nm。,-n,四、溶液的pH,3、 pH與溶液酸堿性的關(guān)系,25 （常溫）時(shí),中性：pH=7,酸性：pH7,堿性：pH7,討論： pH值變化與酸堿性變化的關(guān)系怎樣？,pH值越大堿性越強(qiáng)，pH越小酸性越強(qiáng),溶液的pH值 H+,

17、酸性增強(qiáng),堿性增強(qiáng),pH值越大堿性越強(qiáng)，酸性越弱,當(dāng)H+1mol/L或小于10-14 （ OH-1mol/L）時(shí)，使用pH值更不方便。所以用物質(zhì)的量濃度表示更好。 pH值一般表示1mol/L以下H+的濃度。,pH值越小酸性越強(qiáng)，堿性越弱,例9、KW100=10-12，試求在100 時(shí)純水的pH值,pH=6是否說(shuō)明100 時(shí)純水成弱酸性？,4、pH值測(cè)定方法,測(cè)定方法：酸堿指示劑法、pH試紙法、pH計(jì)法等。, pH試紙的種類,常用的pH試紙有廣泛pH試紙和精密pH試紙, pH試紙的pH范圍,廣泛pH試紙的pH范圍一般是114，可以識(shí)別 的PH差值約為1；精密pH試紙范圍較窄，可以 識(shí)別0.2或0

18、.3的pH差值。, pH試紙的使用方法,取一片pH試紙，放在潔凈的表面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待測(cè)液點(diǎn)在試紙中部，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照讀數(shù)。,5、pH的應(yīng)用,1、pH與人體健康的關(guān)系,2、pH在環(huán)保上的應(yīng)用,3、土壤pH與土壤有效成分關(guān)系。,練習(xí)2、pH值有關(guān)判斷正誤,1、一定條件下 pH值越大，溶液的酸性越強(qiáng)。 2、強(qiáng)酸溶液的pH值一定小。 3、pH值等于6的溶液，一定是一個(gè)弱酸體系。 4、pH值相同的強(qiáng)酸和弱酸中H+相同。 5、在常溫下，pH=0的溶液酸性最強(qiáng)，pH=14的溶液堿性最強(qiáng) 6、pH值有可能等于負(fù)值。 7、常溫下，由水電離出的H+=10-12mol/L，則溶液pH定為12 8

19、、相同體積和pH值的鹽酸，醋酸、硫酸中H+的物質(zhì)的量相等,6、有關(guān)pH 的計(jì)算,練習(xí)3、甲溶液的pH3，乙溶液的pH1，則甲溶液中H+與乙溶液中H+之比為 （ ） A、100 B、1/100 C、3 D、1/3,H2SO4物質(zhì)的量濃度為5 10-3mol/L,溶液中OH- 的物質(zhì)的量濃度1 10-12mol/L,B,練習(xí)4、下列溶液在常溫下酸性最強(qiáng)的是 （ ） A、pH=4的溶液 B、1L 溶液里溶有22.4mL(標(biāo)況)HCl的溶液 C、OH-=10-12mol/L的溶液 D、H+=10-3mol/L的溶液,練習(xí)5、pH=0的溶液，下列敘述正確的是 （ ） A、是酸性最強(qiáng)的溶液 B、與0.5m

20、ol/L H2SO4溶液中H+同 C、H+0的溶液 D、與1mol/L CH3COOH溶液中H+同,C,B,練習(xí)6、常溫下，將0.05ml 1mol/L的鹽酸滴加到50ml 純水中，求此溶液的pH。,練習(xí)7 、0.1mol/L鹽酸、硫酸、醋酸pH大小關(guān)系如何？ pH(醋酸) pH(鹽酸 ) pH(硫酸) pH=1 的鹽酸、硫酸、醋酸中H+、物質(zhì)的量濃度關(guān)系如何？ H+相等； 物質(zhì)的量濃度：弱一元強(qiáng)多元強(qiáng)（酸或堿均符合）,pH=3,練習(xí)8現(xiàn)有pH值、體積相等的H2SO4、HCl、醋酸三種 酸溶液，投入足量的相同形狀、大小的鋅粒，開始瞬 間反應(yīng)速率大小關(guān)系是_，充分反應(yīng)后 生成H2體積大?。ㄏ嗤瑺?/p>

21、況）關(guān)系是_。,練習(xí)9 、某溫度下，純水中H+=210-7mol/L。 則此時(shí)純水中的OH-=_mol/L； 滴入鹽酸使H+=5 10-6mol/L，則OH=_mol/L； 滴入NaOH溶液使得OH-= 4 10-6mol/L，則pH=_。,相等,醋酸硫酸=鹽酸,210-7,810-9,8,1、酸的稀釋（關(guān)鍵：抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算?。?在25時(shí)，pH=5的鹽酸稀釋到原來(lái)的10倍，pH值等于多少？ 如果稀釋到1000倍后， pH值又等于多少呢？,pH=-lgH+,= -lg105/10,=-lg106,=6,H+水=OH-水,(H+水+10-8). H+水=10-14,H+總=H+水+10-8 =

22、1.0510-7 pH7,有關(guān)pH 的計(jì)算溶液的稀釋,注意： 1、當(dāng)酸提供的H+ 大于106mol/L時(shí)，水電離的H+忽略不計(jì)！ 2、當(dāng)酸提供的H+小于106mol/L時(shí)，不能忽略水電離出的H+,2、 堿的稀釋,在25時(shí)，pH=9的NaOH溶液稀釋到10倍，pH值等于多少？,OH=105/10,106,pH=-lgH+,=-lgKW/OH,=-lg108,=8,有關(guān)pH 的計(jì)算溶液的稀釋,向100mL純水中加入1滴（0.05mL）0. 2mol/LBa(OH)2溶液，pH變?yōu)槎嗌倭耍?在25時(shí)，pH=9的NaOH溶液稀釋到1000倍后， pH值為多少？,pH11的氨水稀釋到pH10，則NH3H

23、2O的電離平衡向_方向移動(dòng)，所得氨水的物質(zhì)的量濃度 （填大于、小于或等于）原溶液濃度的1/10。,（關(guān)鍵：抓住氫氧根離子進(jìn)行計(jì)算！）,pH=9,正向,小于,1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合,在25時(shí)，pH=1的鹽酸溶液1L與pH=4的鹽酸溶液1000L混合，混合后溶液的pH值等于多少？,關(guān)鍵： 1、抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算！ 2、當(dāng)相加、減的兩個(gè)量相差100倍以上時(shí)，小的可忽略,有關(guān)pH 的計(jì)算溶液的混合,pH=-lgH+,=-lg（1101+1000104）/（1+1000）,=-lg2104 ,=4-lg2,=3.7,2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合,有關(guān)pH 的計(jì)算溶液的混合,例：將pH=8的氫氧化鈉溶液與pH=10的氫

24、氧化鈉溶液等體積混合后，溶液中的氫離子濃度最接近于 （ ） A、 molL-1 B、 molL-1 C、(10-810-10)molL-1 D、210-10 molL-1,OH-=（ 1 106 +1104) / (1+1) = 510-5 mol/L,pH=14- pOH,=9.7,=10 - lg2,=-lg(10-14/ 510-5 ),= 9.7,=-lg(210-10 ),關(guān)鍵：抓住OH- 進(jìn)行計(jì)算！再轉(zhuǎn)化為H+,D,3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合,有關(guān)pH 的計(jì)算溶液的混合,在25時(shí)，100ml 0.4mol/L的鹽酸與等體積0.6mol/L的NaOH溶液混合后,溶液的pH值等于多少？,在25

25、時(shí)，100ml 0.6mol/L的鹽酸與等體積0.4mol/L的NaOH溶液混合后,溶液的pH值等于多少？,關(guān)鍵：酸過(guò)量抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算！,堿過(guò)量抓住氫氧跟離子進(jìn)行計(jì)算！,3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合 一般中和,有關(guān)pH 的計(jì)算溶液的混合,1、把pH=13的NaOH溶液與pH=2的硫酸溶液混合后，所得溶液的pH=11，則NaOH溶液和硫酸溶液的體積之比為_。,1：9,解：設(shè)NaOH溶液體積為a,硫酸溶液體積為b,由題意知堿過(guò)量,(0.1a-0.01b)/a+b=0.001,解得a/b=1:9,2、把pH=12 的NaOH溶液V1 和 pH=2的HCl溶液V2混合后，溶液呈中性。則V1：V2= _； 3

26、、把pH=11的NaOH溶液V1 和 pH=2的HCl溶液V2混合后，溶液呈中性。則V1：V2= _； 4、把pH=13 的NaOH溶液V1 和 pH=2的HCl溶液V2混合后，溶液呈中性。則V1：V2= _；,1:1,10:1,1:10,5、將某強(qiáng)酸和某強(qiáng)堿溶液按101的體積比 混合溶液恰好呈中性，則混合前此強(qiáng)酸與強(qiáng)堿 溶液的pH之和是 。（以上溫度均為25oC）,強(qiáng)酸(pHa)與強(qiáng)堿(pHb)混合呈中性 , 體積比與 pH之和（X）關(guān)系 pHa+pHb=14 ，兩溶液中H+=OH-，Va: Vb=1； pHa+pHb14 ,兩溶液中 H+OH-，Va: Vb=1: 10 14-X ； pH

27、a+pHb14，兩溶液中H+ OH-， Va: Vb=10X-14: 1,15,五、酸堿中和滴定,一、酸堿中和滴定原理,1、 定義：用已知物質(zhì)的量濃度的酸或堿 （標(biāo)準(zhǔn)溶液）來(lái)測(cè)定未知物質(zhì)的量濃度 的堿或酸（待測(cè)溶液或未知溶液）的方法叫 做酸堿中和滴定。,2、 原理：以酸堿中和反應(yīng)為基礎(chǔ)， H+ + OH- = H2O 在滴定達(dá)到終點(diǎn)(即酸堿恰好反應(yīng))時(shí)：,有 n(H+) = n(OH-),量取一定體積的待測(cè)夜,用已知濃度的標(biāo)準(zhǔn)夜來(lái)滴定,并記錄所消耗標(biāo)準(zhǔn)夜 的體積,就可以計(jì)算出待測(cè)夜的濃度.,注意:,“恰好完全中和”與“溶液呈中性”兩句話的區(qū)別,恰好完全中和，PH7,溶液呈中性，堿肯定過(guò)量,HC

28、l + NH3H2O = NH4Cl + H2O,1mol 1mol 1mol,1、酸堿中和滴所用的儀器： 酸式滴定管 堿式滴定管 滴定管夾、 鐵架臺(tái)、 錐形瓶、 燒杯。 2、酸堿中和滴定所用的試劑 標(biāo)準(zhǔn)液（已知準(zhǔn)確濃度的溶液）、 待測(cè)液 適當(dāng)?shù)闹甘緞?二、酸堿中和滴定,注意：酸式滴定管不能盛放堿液、氫氟酸 以及Na2SiO3、Na2CO3等堿性溶液； 堿式滴定管不能盛放酸性溶液和強(qiáng)氧化性溶液。,滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標(biāo)數(shù) 越來(lái)越大，全部容積大于它的最大刻度值，因 為下端有一部分沒(méi)有刻度。滴定時(shí)，所用溶液 不得超過(guò)最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定 管酸（或堿），也不得中途向滴定管中

29、添加。,滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后兩位,準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤(rùn)洗、裝液、趕氣泡、 調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗檢漏：滴定管是否 漏水用水洗用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測(cè)液洗） 裝溶液排氣泡調(diào)液面記數(shù)據(jù)V(始),3、滴定前的準(zhǔn)備過(guò)程：,注意：為什么用水洗后，還要用標(biāo)準(zhǔn)液洗？ 但錐形瓶不能用待測(cè)液洗？,注意：手眼：左手操作活塞或小球，右手振蕩錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中溶液的顏色變化,4、滴定方法：手的姿勢(shì)、速度先快后慢,速度先快后慢,5、終點(diǎn)確定：,最后一滴剛好使指示劑顏色發(fā)生明顯變化。 30s內(nèi)不恢復(fù)原色,6、數(shù)據(jù)處理與誤差分析：,讀數(shù)：兩位小數(shù)。 因一次實(shí)驗(yàn)誤差較大，所以應(yīng)取多次實(shí)驗(yàn)的平均值,強(qiáng)酸滴定弱堿,選甲基橙,

30、強(qiáng)堿滴定弱酸,選酚酞,強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿,酚酞或甲基橙,指示劑的選擇,甲基橙：（紅）3.1橙色4.4（黃）,酚 酞：（無(wú)）8.2粉紅色10.0(紅),完全中和時(shí)溶液略顯酸性,完全中和時(shí)溶液略顯堿性,注意：滴定管0刻度在上,. 讀數(shù)：視線和凹液面最低點(diǎn)相切。,【例】 如果上述酸堿中和滴定的實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)如下表所示，試通過(guò)計(jì)算確定NaOH的物質(zhì)的量濃度。,解：,26.72 m L +26.70 m L +26.71 m L,3,=,= 0.1233mol/L,答：測(cè)得NaOH的物質(zhì)的量濃度為0.1233mol/L。,26.71 m L,用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定未知濃度的氫氧化鈉溶液 （氫氧化鈉放于錐形瓶中）下列操作（其

31、 它操作均正確），對(duì)氫氧化鈉溶液濃度有什 么影響？,一、酸式滴定管 1、未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸標(biāo)準(zhǔn)液潤(rùn)洗酸式滴定管 （ ） 2、滴定管內(nèi)壁不干凈，滴定后，酸式滴定管內(nèi)壁掛水珠 （ ） 3、滴定管尖嘴處有氣泡，滴定后氣泡消失（ ） 4、滴定操作時(shí)，有少量鹽酸滴于錐形瓶外（ ） 5、滴定前仰視刻度，滴定后俯視刻度（ ）,偏高,偏高,偏高,偏高,偏低,導(dǎo)致鹽酸被稀釋，V酸偏大,V酸偏大,V酸偏大,V酸偏大,V始偏大,V末偏小,V酸偏小,二、錐形瓶 6、錐形瓶?jī)?nèi)用蒸餾水洗滌后，再用待測(cè)氫氧化鈉潤(rùn)洗 2-3次，將潤(rùn)洗液倒掉，再裝NaOH溶液（ ） 7、錐形瓶用蒸餾水洗后未倒盡即裝NaOH溶液（ ） 8、滴定過(guò)程中

32、搖動(dòng)錐形瓶，不慎將瓶?jī)?nèi)的溶液濺出一部分。（ ） 9、指示劑滴加過(guò)多（ ）,偏高,無(wú)影響,偏低,偏低,錐形瓶壁上殘留NaOH，V酸偏大,導(dǎo)致NaOH的損失，V酸偏小,指示劑與NaOH反應(yīng)，V酸偏小,NaOH的物質(zhì)的量不變，V酸不變,三、堿式滴定管 10、堿式滴定管用水洗后，未用待測(cè)液潤(rùn)洗 （ ） 11、取待測(cè)液時(shí)，為將盛待測(cè)液的堿式滴定管尖嘴的氣泡排除。取液后滴定管尖嘴充滿溶液（ ）,偏低,偏低,導(dǎo)致NaOH被稀釋，V酸偏小,所取NaOH物質(zhì)的量偏小，V酸偏小,四、含雜質(zhì) 12、在配制待測(cè)氫氧化鈉溶液過(guò)程中，稱取一定質(zhì)量的氫氧化鈉時(shí)，內(nèi)含少量的氫氧化鉀，用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸溶液進(jìn)行滴定。（ ） 13、同上

33、情況，若氫氧化鈉中含有少量的碳酸鈉，結(jié)果如何（ ）,偏低,偏低,相等質(zhì)量的KOH比NaOH消耗鹽酸少，V酸偏小,相等質(zhì)量的Na2CO3比NaOH消耗鹽酸少，V酸偏小,練習(xí)10、用標(biāo)準(zhǔn)濃度的NaOH溶液來(lái)滴定未知濃度的鹽酸，在中和滴定時(shí)，鹽酸溶液盛放在 A、錐形瓶中 B、燒杯中 C、呈筒中 D、滴定管中,練習(xí)11、某同學(xué)在實(shí)驗(yàn)報(bào)告中有以下實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)： 1、用托盤天平稱取11.7克食鹽, 2、用量筒量取5.26ml鹽酸, 3、用PH試紙測(cè)得溶液的PH是3.5, 4、用標(biāo)準(zhǔn)NaOH溶液滴定未知濃度的鹽酸用去 23.10mlNaOH溶液, 其中數(shù)據(jù)合理的是 A、1、4 B、2、3 C、1、3 D、2、4

34、,A,A,練習(xí)12、為準(zhǔn)確量取25ml的水，有甲、乙、丙、丁四位 同學(xué)分別用25ml量筒，50ml的酸式滴定管，50ml的堿式 滴定管，25ml的移液管取水，當(dāng)液面讀數(shù)全為25ml時(shí)， 將全部水放入燒杯中，你認(rèn)為量取最準(zhǔn)確的是， A、甲 B、乙 C、丙 D、丁,練習(xí)13、酸堿完全中和時(shí)， A、酸與堿的物質(zhì)的量一定相等， B、酸所能提供的H+ 與堿所能提供的OH 的物質(zhì)的量相等 C、酸與堿的質(zhì)量相等 D、溶液呈中性,D,B,練習(xí)14、在用鹽酸滴定氫氧化鈉溶液時(shí)，以甲基橙為 指示劑，滴定終點(diǎn)的顏色變化是 A、由黃色變?yōu)榧t色 B、由黃色變?yōu)槌壬?C、由橙色變?yōu)榧t色 D、由紅色變?yōu)槌壬?B,練習(xí)15、

35、（1）如圖（）表示10mL量簡(jiǎn)中 液面的位置，A與B，B與C刻度間相差1mL， 如果刻度A為4，量簡(jiǎn)中液體的體積是_mL。 （2）如圖（）表示50mL滴定管中液面的位置， 如果液面處的讀數(shù)是a，則滴定管中液體 的體積（填代號(hào)）_。 （A）是a mL （B）是（50-a）mL （C）一定大于a mL （）一定大于（50-a）mL,2.6,D,專題三、鹽類的水解及其應(yīng)用,專題三、鹽類的水解及其應(yīng)用,一、鹽類的水解原理,（1）鹽類的水解概念,在鹽溶液中，鹽電離出的離子（弱酸陰離子或弱堿陽(yáng)離子）跟水所電離出的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)分子的反應(yīng)就叫做鹽類的水解。,（2）水解的條件：,有弱才水解，無(wú)弱

36、不水解,鹽在水溶液中、電離出弱酸陰離子或弱堿陽(yáng)離子。,（3）水解的實(shí)質(zhì)：,破壞了水的電離平衡, 促進(jìn)了水的電離。,（4）鹽類水解的規(guī)律：,有弱才水解，無(wú)弱不水解， 誰(shuí)弱誰(shuí)水解，越弱越水解。 誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性。,（5）鹽類水解的特點(diǎn),鹽類水解程度大小和物質(zhì)的本性有關(guān),鹽類水解程度一般比較小,鹽類水解是可逆反應(yīng),鹽類水解可看成酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng),鹽類水解是吸熱反應(yīng),鹽類水解也屬于離子反應(yīng),（6）鹽類水解方程式的書寫,（2）鹽類水解程度小，通常不放出氣體， 不生成沉淀。不標(biāo)“”“”,（3）多元弱酸鹽水解分步寫，以第一步為主。,C、NaNO3,向水中加入下列哪些物質(zhì)，可使水的電離平衡H2O H

37、+ +OH-發(fā)生移動(dòng)？怎樣移動(dòng)？,水的電離平衡_移動(dòng),水的電離平衡_移動(dòng),水的電離平衡_移動(dòng),水的電離平衡_移動(dòng),水的電離平衡_移動(dòng),A、H2SO4,例1 ：,B、FeCl3,E、KOH,D、K2CO3,向左,向左,向右,向右,不,二、影響鹽類水解的主要因素,鹽的組成：（內(nèi)因） “越弱越水解” 鹽類水解的實(shí)質(zhì)是鹽與水作用生成弱電解質(zhì)（弱酸或弱堿），生成弱電解質(zhì)的傾向越大（生成的弱電解質(zhì)越難電離），對(duì)水電離平衡的影響越大，也就是水解程度越大。 例：酸性：乙酸碳酸碳酸氫根離子 水解程度：乙酸鈉碳酸氫鈉碳酸鈉 即pH : CH3COONaNaHCO3Na2CO3,2、外因：符合勒夏特列原理,（1）鹽

38、的濃度： 增大鹽的濃度可使平衡向水解方向移動(dòng)，溶液的酸性（或堿性）增大，鹽的水解程度減??； 鹽溶液中加水稀釋，也可使平衡向水解方向移動(dòng)，但溶液酸性（或堿性）減小，鹽的水解程度增大。 例：碳酸鈉溶液加水稀釋，水解程度增大，溶液的堿性減小（pH變?。?（2)溶液的酸堿性： 溶液的酸堿性可以抑制或促進(jìn)鹽的水解。 例： 加酸：H+與OH-反應(yīng)生成水，降低了生成物濃度，平衡向水解方向移動(dòng)。即促進(jìn)了CH3COONa的水解。 加堿：增加了OH-濃度，使平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，即抑制了CH3COONa的水解。,溫度： 鹽類水解的逆反應(yīng)是中和反應(yīng)，則鹽類的水解反應(yīng)是熱反應(yīng)。 升溫，水解平衡向反應(yīng)方向移動(dòng)。 問(wèn)題

39、：蒸干并灼燒ACl3溶液，最后得到什么物質(zhì)？,吸,正,（Al2O3),例2、填表:CH3COONa溶液中存在以下水解平衡：CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-，改變下列條件,填寫變化情況:,向右,增大,增大,向右,減小,減小,向右,減小,增大,向右,減小,減小,向左,向左,增大,增大,增大,減小,向右,減小,減小,三、雙水解反應(yīng),定義：部分弱酸的酸根與弱堿的陽(yáng)離子水解 相互促進(jìn)，反應(yīng)進(jìn)行徹底(雙水解)。,如Al3+分別與CO32-、 HCO3-、S2-、HS-、 AlO2-等，F(xiàn)e3+與 CO32-、HCO3-、AlO2-等， NH4+與SiO32-等均發(fā)生完全的雙水解反應(yīng)。,概念：

40、電荷守恒電解質(zhì)溶液中，不論存在多少種離子，溶液總是呈電中性的。即陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽(yáng)離子所帶的正電荷總數(shù)。,四、溶液中的電荷守恒,如 NaHCO3溶液中：n(Na+)+n(H+)= n(HCO3-)+2n(CO32-)+n(OH-)。 推出：c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-),五、物料守恒,物料守恒：電解質(zhì)溶液中由于電離或水解 因素，離子會(huì)發(fā)生變化變成其他離子或分 子等，但離子或分子中某種特定元素的原子 的總數(shù)是不會(huì)改變的。,如NaHCO3溶液中n(Na+):n(C)=1:1。 推出：c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+ c(

41、H2CO3),六、質(zhì)子守恒,質(zhì)子守恒：電解質(zhì)溶液中分子或離子 得到或失去質(zhì)子(H+)的物質(zhì)的量應(yīng)相等。,例如在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3 為得到質(zhì)子后的產(chǎn)物， NH3H2O、OH-、 CO32-為失去質(zhì)子后的產(chǎn)物，故有以下關(guān)系： c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3H2O)+ c(OH-)+c(CO32-)。,再如Na2S溶液中H3O+、 HS-、H2S為得到質(zhì)子后的產(chǎn)物，OH-為失去質(zhì)子后的產(chǎn)物，故有以下關(guān)系： c(H3O+)+c(HS-)+2c(H2S)=c(OH-)。,例3、表示0.1mol/LNaHCO3溶液中有關(guān)微粒的濃度關(guān)系式正確的是 （ ) （A）c(Na+

42、)c(HCO3-)c(CO32-)c(H+)c(OH-) （B）c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CO32-) +c(HCO3-) （C）c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-) （D）c(Na+)=c(HCO3-)+c(H2CO3)+c(OH-) （E）c(Na+)=c(HCO3-)+c(H2CO3)+c(CO32-) （F） c(H+)+ c(H2CO3) = c(OH-)+ c(CO32-),CEF,例4、在Na2S的水溶液中存在著多種離子和分子，下列關(guān)系不正確的是 （ ） (A)c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+c(H2S) (B)c

43、(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(S2-)+c(HS-) (C)c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S) (D)c(Na+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S),A,七、鹽類水解應(yīng)用,1、判斷溶液的酸堿性,Na2CO3、NaAc溶液顯性，的性強(qiáng)。同理AlCl3、CuCl2溶液顯什么性?,Na2CO3和NaHCO3溶液酸堿性如何，誰(shuí)的酸堿性強(qiáng)？,對(duì)弱酸弱堿鹽需要具體判斷。,堿,堿,Na2CO3,酸性,堿性Na2CO3 NaHCO3,2、判斷溶液中離子濃度的大小。,如Na2S溶液中除H2 S和H2O分子外， 還有Na+、S2-、HS-、OH-和H+， 其離子濃度

44、由大到小為 _， c(Na+)_2c(S2-)。,C(Na+)C (S2-) C(OH-) C(HS-) C(H+),3、配制某些易水解鹽溶液 例：配制FeCl3溶液，由于： Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 +3H+ 因生成難溶的Fe(OH)3而得不到澄清溶液，可加入少量鹽酸以防止渾濁。 配制FeCl3、SnCl2等溶液時(shí)，先用少量濃鹽酸溶解 ，再加水稀釋到所需的濃度。,4、熱的碳酸鈉溶液去油污 CO32- + H2O HCO3- + OH- 升溫可使水解平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，提高了c(OH-)，增強(qiáng)了去污力。,5、鐵鹽、鋁鹽作凈水劑 許多鹽在水解時(shí)，可生成難溶于水的氫氧化物，當(dāng)生成的

45、氫氧化物呈膠狀且無(wú)毒時(shí)，可用作凈水劑。如明礬，硫酸鐵等。,6、制取某些無(wú)機(jī)化合物 當(dāng)水解程度很大時(shí)，可用來(lái)制取某些物質(zhì)： TiCl4 +(x+2)H2O (過(guò)量） TiO2xH2O + 4HCl,7、化肥施用 由于弱酸強(qiáng)堿鹽與弱堿強(qiáng)酸鹽溶液混合后相互促進(jìn)水解，所以銨態(tài)肥料與堿性肥料不能混合施用。如碳銨、硫銨、硝銨不宜與草木灰(主要成分是K2CO3)混合施用。 因?yàn)椋篲。 兩溶液混合后相互促進(jìn)水解，放出_而損失肥效。,NH4+ CO32-=NH3 +H2O+CO2,NH3,8、蒸發(fā)結(jié)晶： 若希望通過(guò)蒸發(fā)結(jié)晶來(lái)得到溶質(zhì)晶體，則要考慮水解因素。,問(wèn)：將AlCl3溶液加熱蒸發(fā)，最終析出的固體是什么？為

46、什么？那么如何使AlCl3析出？如果是蒸發(fā)Al2(SO4)3和Na2CO3溶液有什么不同？,9、用鹽溶液來(lái)代替酸堿,例如：“焊藥”金屬焊接時(shí)常用于除去金屬表面的氧化膜，常用ZnCl2、NH4Cl。,問(wèn)：金屬鎂與水反應(yīng)比較困難，若加一些NH4Cl馬上產(chǎn)生大量氣體？為什么？寫出相應(yīng)的 方程式。,10、除雜：,除去KNO3溶液中少量的Fe3+離子可用加熱的方法？,11、試劑瓶的選用：,說(shuō)明盛放Na2S Na2CO3的試劑瓶不能用玻璃塞的原因，NaF溶液能否用玻璃瓶？,12、鑒別物質(zhì)可以利用部分鹽發(fā)生雙水解 生成沉淀和氣體的特殊現(xiàn)象把物質(zhì)鑒別開來(lái)。 如用一種試劑鑒別NaHCO3、NaOH、NaAlO2

47、、 NaCl四種物質(zhì)的水溶液可用_溶液。,AlCl3,13、判斷離子能否共存于同一溶液中 要考慮離子間能否發(fā)生雙水解。,有些弱酸根離子與弱堿陽(yáng)離子之間能發(fā)生雙水解，不能大量共存于同一溶液中。如Al3+與CO32-，F(xiàn)e3+與HCO3-等。,如等體積、等濃度的 NH3H2O與HCl混合，由于生成的NH4Cl水解，所以溶液顯 _；在用已知濃度的HCl溶液滴定未知濃度的氨水時(shí)，由于NH4Cl水解導(dǎo)致溶液顯酸性，因此選擇在偏酸性時(shí)有變色點(diǎn)的指示劑 _。,14、考慮兩溶液混合后發(fā)生中和反應(yīng)的 結(jié)果，酸堿中和滴定時(shí)指示劑的選擇。,酸性,甲基橙,15、分析對(duì)水的電離度的影響。 酸、堿 水的電離；水解的鹽促進(jìn)

48、水的電離。例如，常溫下，pH=5的鹽酸中由水電離出的c(OH-)=10-9 mol L-1，pH=5的NH4Cl溶液中由水電離出的c(H+)=10-5 molL-1，所以兩種溶液中水的電離程度之比為,1： 104,16、泡沫滅火器工作原理 泡沫滅火器中的反應(yīng)物分別是硫酸鋁溶液和碳酸氫鈉溶液，它們是如何產(chǎn)生二氧化碳的？ Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ HCO3- + H2O H2CO3 + OH- 混合時(shí)， H+ + OH- H2O 兩個(gè)平衡相互促進(jìn)， Al(OH)3形成沉淀， H2CO3 分解為CO2，總反應(yīng)為： Al3+ + 3HCO3- Al(OH)3 +3CO2,只電

49、離不水解，顯酸性 ：如HSO4- 電離程度水解程度，顯酸性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度電離程度，顯堿性 如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）,17、酸式鹽溶液的酸堿性：,18、制備Fe(OH)3膠體：,沸水中滴加FeCl3溶液產(chǎn)生紅褐色膠體,練習(xí)1,0.1mol/l下列溶液PH值由大到小的順序是 _ H2SO4 NH3.H2O NaOH NH4Cl NaCl CH3COONa HCl CH3COOH Ba(OH)2,練習(xí)2、將10mL0.2mol/L氨水和10mL0.1mol/L鹽酸混合后, 溶液里各種離子物質(zhì)的量濃度的關(guān)系是 ( ) A. c (Cl-) + c (

50、OH-) = c(NH4+) + c (H+) B. c (Cl-) c(NH4+) c (H+) c (OH-) C. c(NH4+) c (Cl-) c (OH-) c (H+) D. c (Cl-) c (H+) c(NH4+) c (OH-),AC,練習(xí)3、某氫氧化鈉溶液跟醋酸溶液混合后，溶液pHc(CH3COO-)c(H+)c(OH-) Bc(CH3COO-)c(Na+)c(H+)c(OH-) Cc(CH3COO-)c(Na+)c(OH-)c(H+) Dc(Na+)c(H+)c(CH3COO-)c(OH-),答案：B,練習(xí)4、在氯化銨溶液中，下列關(guān)系式正確的是( ) Ac(Cl-)c

51、(NH4+)c(H+)c(OH-) Bc(NH4+)c(Cl-)c(H+)c(OH-) Cc(Cl-)=c(NH4+)c(H+)=c(OH-) Dc(Cl-)=c(NH4+)c(H+)c(OH-),答案：A,練習(xí)5、在10 mL0.1 molL-1的氨水中加入同體積、同濃度的鹽酸，反應(yīng)后溶液中各粒子的濃度關(guān)系錯(cuò)誤的是 ( ) Ac(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH-) Bc(Cl-)c(NH4+)c(OH-)c(H+) Cf(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3H2O) Dc(Cl-)c(NH4+)+c(H+),答案：B,練習(xí)6、將pH=3的鹽酸和pH=11的氨水等體積混合后，溶液中離

52、子濃度關(guān)系正確的是 ( ) Ac(NH4+)c(Cl-)c(H+)c(OH-) Bc(NH4+)c(Cl-)c(OH-)c(H+) Cc(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH-) Dc(Cl-)c(NH4+)c(OH-)c(H+),答案：B,練習(xí)7、將0.1 molL-1的醋酸鈉溶液20 mL與10 mL O.1 molL-1鹽酸混合后，則溶液中有關(guān)粒子的濃度關(guān)系正確的是( ) Ac(CH3COO-)c(Cl-)c(H+) c(CH3COOH) Bc(CH3COO-)c(Cl-)c(CH3COOH)c(H+) Cc(CH3COO-)=c(Cl-)c(H+)c(CH3COOH) Dc(Na+

53、)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(Cl-),答案：B,練習(xí)8、用物質(zhì)的量都是0.1 mol的 CH3COOH和CH3COONa配制成1 L混合溶液，已知其中c(CH3COO-)c(Na+)，對(duì)該混合溶液的下列判斷正確的是( ) Ac(H+)c(OH-) Bc(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.2 molL-1 Cc(CH3COOH)c(CH3COO-) Dc(CH3COO-)+c(OH-)=0.2 molL-1,答案：AB,練習(xí)9:向盛有碳酸鈉溶液的試管中滴入2滴酚酞試液振蕩, 現(xiàn)象是 ,原因用離子方程式表示是 。 然后對(duì)溶液加熱，現(xiàn)象是： 。最后向溶液中再滴入過(guò)量的BaCl

54、2溶液, 現(xiàn)象為 , 原因用離子方程式表示是 。,溶液變紅,產(chǎn)生白色沉淀，且紅色褪去,Ba2CO32BaCO3,溶液紅色變深,練習(xí)10、CH3COOH溶液與NaOH溶液反應(yīng)，若反應(yīng)后溶液PH值為7，那么： A、 CH3COOH與NaOH的質(zhì)量相等 B、CH3COOH與NaOH的物質(zhì)的量相等 C、NaOH過(guò)量 D、CH3COOH過(guò)量,D,練習(xí)11、室溫下，下列溶液等體積混合后， 所得溶液的pH一定大于7的是 A 0.1mol/L的鹽酸和0.1mol/L的氫氧化鈉溶液 B0.1mol/L的鹽酸和0.1mol/L的氫氧化鋇溶液 CpH4的醋酸溶液和pH10的氫氧化鈉溶液 DpH4的鹽酸和pHl0的氨

55、水,BD,練習(xí)12、在常溫下10mL pH10的KOH溶液中， 加人pH4的一元酸HA溶液至pH剛好等于7 （假設(shè)反應(yīng)前后體積不變），則對(duì)反應(yīng)后溶液的 敘述正確的是 A c（A）c（K） B c（H）c（OH）c（K）c（A） C V總20mL D V總20mL,AD,練習(xí)13、在相同溫度時(shí)，100 mL 0.01mol/L 的醋酸溶液與10 mL 0.1mol/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 BH+的物質(zhì)的量濃度 CH+的物質(zhì)的量 DCH3COOH的物質(zhì)的量,C,弱酸和它們的鹽或弱堿和它們的鹽組成的混合物的 溶液稱為緩沖溶液。緩沖溶液具有抵抗

56、外來(lái)少量酸 或堿的干擾,使溶液的pH值基本保持不變(緩沖作用), 人們血液中的緩沖作用的緩沖對(duì)是H2CO3(弱酸)和 HCO3-(弱酸鹽),緩沖作用的原理可表示為： HCO3- + H+=H2CO3； H2CO3+OH-=HCO3- +H2O (1)含有一定量HAc和 NaAc的水溶液也具有緩沖作用， 寫出在此過(guò)程中加入酸或堿的離子反應(yīng)方程式為： 加入酸_； 加入堿 。 (2)請(qǐng)寫出另外可以形成緩沖溶液的一組物質(zhì)：,練習(xí)14、,CH3COO- + H+ = CH3COOH,HAc+OH- =H2O+Ac-,氨水和氯化銨溶液,練習(xí)15、相同溫度下等物質(zhì)的量濃度的下列 溶液中，pH值最小的是 ( ) ANH4Cl BNH4HCO3 CNH4HSO4 D(NH4)2SO4,練習(xí)16、 25時(shí)，在濃度均為1mol/L的 (NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2三種 溶液中，若測(cè)得其中NH4+分別為a、b、c （單位為mol/L）,則下列判斷正確的是（ ） A.a=b=c B.cab C.bac D.acb,B,C,練習(xí)17、物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液：Na2CO3 NaHCO3 H2CO3 (NH4)2CO3 NH4HCO3， 按CO32