1.下列說法正確的是　

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計算：

①酸混合：直接算 [ H⁺]，再求pH 。

②堿混合：先算[ OH^-]后轉化為[ H⁺]，再求pH 。

③酸堿混合：要先看誰過量，若酸過量，求 [H⁺]，再求pH；若堿過量，先求[ OH^-]，再轉化為[ H⁺]，最后求pH 。

[H⁺]_混 =

[OH^－]_混 =

[例1](2010全國卷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，加入至溶液恰好無色，則此時溶液的

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錯誤；B酚酞的變色范圍是pH= 8.0-10.0(無色→紅色)，現在使紅色褪去，pH不一定小于7，可能在7~8之間，故B錯誤；C常溫下酸的pH不可能大于7，只能無限的接近7；D正確，直接代入計算可得是正確，也可用更一般的式子：設強酸pH=a，體積為V₁；強堿的pH=b，體積為V₂,則有10^-aV₁=10^-(14-b)V₂，現在V1/V2=10^-2,又知a=1,所以b=11

[答案]D

[命題意圖]考查弱電解質的稀釋，強酸的無限稀釋，指示劑的變色范圍，強酸與強堿的混合pH的計算等基本概念

[點評]本題在第一輪復習至第三輪復習無時不在強調的基本問題考查就是第二冊第三章的問題，這次居然沒有考離子濃度大小比較，而考這些，很簡單，大家都喜歡！

[例2](2010天津卷，4)

下列液體均處于25℃，有關敘述正確的是

A．某物質的溶液pH < 7，則該物質一定是酸或強酸弱堿鹽

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：某些強酸的酸式鹽pH＜7，如NaHSO₄，故A錯；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AgCl沉淀溶解平衡的抑制程度不同，故C錯；混合溶液顯酸性，則c(H⁺)>c(OH^-)，根據電荷守恒，c(CH₃COO^-)>c(Na⁺)，故D錯。

答案：B

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

弱電解質的電離 電離平衡單元測試

3.溶液的酸堿性和pH的關系

⑴ pH的計算： pH=-lg[H⁺]

⑵酸堿性和pH的關系：

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的測定方法：

①酸堿指示劑:粗略地測溶液pH范圍

②pH試紙:精略地測定溶液酸堿性強弱

③pH計: 精確地測定溶液酸堿性強弱

2. 影響水的電離平衡的因素

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

⑵溫度：由于水的電離吸熱，若升高溫度，將促進水的電離， [H⁺]與[OH^-]同時同等程度的增加，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的 H⁺直接作用，使[ H⁺]減少，因而促進了水的電離平衡正向移動。

1. 水的電離及離子積常數

⑴水的電離平衡：水是極弱的電解質，能發(fā)生自電離：

H₂O₂+H₂O₂ 　H₃O⁺+HO₂^－　 簡寫為 H₂O 　H⁺+OH^－ (正反應為吸熱反應)其電離平衡常數：Ka =

�、扑�的離子積常數：Kw=[H⁺][OH^-]

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

⑶無論是純水還是酸、堿,鹽等電解質的稀溶液，水的離子積為該溫度下的Kw。

4．影響電離平衡的因素：

內因：弱電解質的電離程度大小主要由電解質本身的性質決定。

外因：

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

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

[例1]下列物質的水溶液都能導電，但屬于非電解質的是

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

[解析]注意氯氣為單質，所以既不是電解質也不是非電解質。答案為D。

[例2]下列說法下列正確的是

A、強電解質的水溶液中不存在溶質分子，弱電解質的水溶液中存在溶質分子和離子

B、強電解質的水溶液導電性強于弱電解質的水溶液

C、強電解質都是離子化合物，弱電解質都是共價化合物

D、強電解質易溶于水，弱電解質難溶于水

[解析]強電解質溶于水后，全部電離，不存在溶質分子，而弱電解質溶于水后，只部分電離，存在電離平衡，水溶液中存在溶質分子和離子，故A正確。溶液的導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，若強電解質溶液是稀溶液，則溶液中離子濃度很小，導電性就很弱，故B不正確。強電解質部分是離子化合物，部分是共價化合物，如H₂SO₄是強酸，也是強電解質，但屬于共價化合物，故C不正確。強電解質與溶解性大小無關，如BaSO₄難溶于水，但屬于強電解質，而NH₃·H₂O易溶于水，但屬于弱電解質。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^- ，達平衡后，要使HClO濃度增加，可加入

A、H₂S　　　　 B、CaCO₃　　　　 C、HCl　　　 D、NaOH

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

HClO　　 H⁺+ClO^- 電離的H⁺結合，因此不會使次氯酸的濃度因平衡正移而減小。故應選B。對于D，NaOH與H⁺中和，因而可使兩個都正向移動，結果會使HClO濃度減小。

第2課時 水的電離和溶液的 pH

3．電離度：

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

α=

2．電離平衡常數：

在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質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常數，這個常數稱為電離平衡常數，簡稱電離常數。

[注意]

(1)電離常數服從化學平衡常數的一般規(guī)律，只受溫度影響，與溶液的濃度無關。溫度一定時，弱電解質具有確定的電離常數值。

(2)電離常數越大，達到平衡時弱電解質電離出的離子越多，電解質電離程度越大。

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

強電解質在溶液中完全電離，不存在電離平衡。弱電解質在溶液中電離時，不完全電離，存在電離平衡。當弱電解質的離子化速率和分子化速率相等時，則建立了電離平衡。其平衡特點與化學平衡相似。(動、定、變)

1．電離方程式：

書寫強電解質的電離方程式時常用“=”，書寫弱電解質的電離方程式時常用“”。

5．強、弱電解質在熔融態(tài)的導電性：

離子型的強電解質由離子構成，在熔融態(tài)時產生自由移動的離子，可以導電。而共價型的強電解質以及弱電解質由分子構成，熔融態(tài)時仍以分子形式存在，所以不導電。