(5)将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性
(6)中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL;
(7)将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性
(8)比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率
最佳的方法是和;最难以实现的是,说明理由
。
(提示:
实验室能否配制0.1mol/L的HAc?
能否配制pH=1的HAc?
为什么?
)
5、强酸(HA)与弱酸(HB)的区别:
(1)溶液的物质的量浓度相同时,pH(HA)<pH(HB)
(2)pH值相同时,溶液的浓度CHA<CHB
(3)pH相同时,加水稀释同等倍数后,pHHA>pHHB
物质的量浓度相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液,pH最小的是,pH最大的是;体积相同时分别与同种NaOH溶液反应,消耗NaOH溶液的体积大小关系为。
pH相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液,物质的量浓度最小的是,最大的是;体积相同时分别与同种NaOH溶液反应,消耗NaOH溶液的体积大小关系为。
甲酸和乙酸都是弱酸,当它们的浓度均为0.10mol/L时,甲酸中的c(H+)为乙酸中c(H+)的3倍,欲使两溶液中c(H+)相等,则需将甲酸稀释至原来的3倍(填“<”、“>”或“=”);试推测丙酸的酸性比乙酸强还是弱。
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水离平衡:
H2O
H++OH-水的离子积:
KW=[H+]·[OH-]
25℃时,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=10-14
注意:
KW只与温度有关,温度一定,则KW值一定
KW不仅适用于纯水,适用于任何溶液(酸、碱、盐)
2、水电离特点:
(1)可逆
(2)吸热(3)极弱
3、影响水电离平衡的外界因素:
①酸、碱:
抑制水的电离(pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制)
②温度:
促进水的电离(水的电离是吸热的)
③易水解的盐:
促进水的电离(pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进)
试比较pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是。
4、溶液的酸碱性和pH:
(1)pH=-lg[H+]
注意:
①酸性溶液不一定是酸溶液(可能是溶液);
②pH<7溶液不一定是酸性溶液(只有温度为常温才对);
③碱性溶液不一定是碱溶液(可能是溶液)。
已知100℃时,水的KW=1×10-12,则该温度下
(1)NaCl的水溶液中[H+]=,pH=,溶液呈性。
(2)0.005mol/L的稀硫酸的pH=;0.01mol/L的NaOH溶液的pH=
(2)pH的测定方法:
酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞
pH试纸——最简单的方法。
操作:
将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上,用玻璃棒沾取未知液点试纸中部,然后与标准比色卡比较读数即可。
注意:
①事先不能用水湿润PH试纸;②只能读取整数值或范围
用湿润的pH试纸测某稀溶液的pH,所测结果(填“偏大”、“偏小”、“不变”或“不能确定”),理由是。
(3)常用酸碱指示剂及其变色范围:
指示剂
变色范围的PH
石蕊
<5红色
5~8紫色
>8蓝色
甲基橙
<3.1红色
3.1~4.4橙色
>4.4黄色
酚酞
<8无色
8~10浅红
>10红色
试根据上述三种指示剂的变色范围,回答下列问题:
①强酸滴定强碱最好选用的指示剂为:
,原因是;②强碱滴定强酸最好选用的指示剂为:
,原因是
;③中和滴定不用石蕊作指示剂的原因是。
三、混合液的pH值计算方法公式
1、强酸与强酸的混合:
(先求[H+]混:
将两种酸中的H+离子数相加除以总体积,再求其它)
[H+]混=([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)
2、强碱与强碱的混合:
(先求[OH-]混:
将两种酸中的OH离子数相加除以总体积,再求其它)
[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)(注意:
不能直接计算[H+]混)
3、强酸与强碱的混合:
(先据H++OH-==H2O计算余下的H+或OH-,①H+有余,则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混;OH-有余,则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混,再求其它)
注意:
在加法运算中,相差100倍以上(含100倍)的,小的可以忽略不计!
将pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合,所得溶液的pH=;将pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等体积混合,所得溶液的pH=;20mLpH=5的盐酸中加入1滴(0.05mL)0.004mol/LBa(OH)2溶液后pH=。
四、稀释过程溶液pH值的变化规律:
1、强酸溶液:
稀释10n倍时,pH稀=pH原+n(但始终不能大于或等于7)
2、弱酸溶液:
稀释10n倍时,pH稀<pH原+n(但始终不能大于或等于7)
3、强碱溶液:
稀释10n倍时,pH稀=pH原-n(但始终不能小于或等于7)
4、弱碱溶液:
稀释10n倍时,pH稀>pH原-n(但始终不能小于或等于7)
5、不论任何溶液,稀释时pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液无限稀释后pH均为7
6、稀释时,弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢,强酸、强碱变化得快。
pH=3的HCl稀释100倍后溶液的pH变为;pH=3的HAc溶液稀释100倍后pH为,若使其pH变为5,应稀释的倍数应(填不等号)100;pH=5的稀硫酸稀释1000倍后溶液中[H+]:
[SO42-]=;pH=10的NaOH溶液稀释100倍后溶液的pH变为;pH=10的NaAc溶液稀释10倍后溶液的pH为。
五、“酸、碱恰好完全反应”与“自由H+与OH-恰好中和”酸碱性判断方法
1、酸、碱恰好反应(现金+存款相等):
恰好生成盐和水,看盐的水解判断溶液酸碱性。
(无水解,呈中性)
2、自由H+与OH-恰好中和(现金相等),即“14规则:
pH之和为14的两溶液等体积混合,谁弱显谁性,无弱显中性。
”:
生成盐和水,弱者大量剩余,弱者电离显性。
(无弱者,呈中性)
(1)100mLpH=3的H2SO4中加入10mL0.01mol/L氨水后溶液呈性,原因是
;pH=3的HCl与pH=11的氨水等体积混合后溶液呈性,原因是。
(2)室温时,0.01mol/L某一元弱酸只有1%发生了电离,则下列说法错误的是B
A、上述弱酸溶液的pH=4
B、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后,所得溶液的pH=7
C、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后,所得溶液的pH>7
D、加入等体积pH=10的NaOH溶液后,所得溶液的pH<7
六、盐类的水解(只有可溶于水的盐才水解)
1、盐类水解规律:
①有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解;谁强显谁性,两弱相促进,两强不水解。
②多元弱酸根,浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大,碱性更强。
(如:
Na2CO3>NaHCO3)
③弱酸酸性强弱比较:
A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减,无氧酸的酸性递增(利用特殊值进行记忆。
如酸性:
HFH3PO4)
B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小,酸性越强(如HCOOH>CH3COOH)
C、一些常见的酸的酸性:
HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸;醋酸>碳酸;磷酸和H2SO3为中强酸;HClO4为最强含氧酸等。
(1)下列物质不水解的是;水解呈酸性的是;水解呈碱性的是
①FeS②NaI③NaHSO4④KF⑤NH4NO3⑥C17H35COONa
(2)浓度相同时,下列溶液性质的比较错误的是(13)
①酸性:
H2S>H2Se②碱性:
Na2S>NaHS③碱性:
HCOONa>CH3COONa
④水的电离程度:
NaAcNaHSO32、盐类水解的特点:
(1)可逆
(2)程度小(3)吸热
下列说法错误的是:
D
A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在;
B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈红色,加热红色变深;
C、NH4Cl溶液呈酸性这一事实能说明氨水为弱碱;
D、在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离。
3、影响盐类水解的外界因素:
①温度:
温度越高水解程度越大(水解吸热)
②浓度:
浓度越小,水解程度越大(越稀越水解)
③酸碱:
促进或抑制盐的水解(H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解;OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解)
Na2CO3溶液呈碱性原原因用方程式表示为;能减少Na2CO3溶液中CO32-浓度的措施可以是(145)
①加热②加少量NaHCO3固体③加少量(NH4)2CO3固体
④加少量NH4Cl⑤加水稀释⑥加少量NaOH
4、酸式盐溶液的酸碱性:
①只电离不水解:
如HSO4-
②电离程度>水解程度,显酸性(如:
HSO3-、H2PO4-)
③水解程度>电离程度,显碱性(如:
HCO3-、HS-、HPO42-)
写出NaH2PO4溶液中所有的水解和电离方程式
,并指示溶液中[H3PO4]、[HPO42-]与[H2PO4-]的大小关系。
5、双水解反应:
(1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应(即弱酸弱碱盐)。
双水解反应相互促进,水解程度较大,有的甚至水解完全。
其促进过程以NH4Ac为例解释如下:
NH4Ac==NH4++Ac-NH4++H2ONH3·H2O+H+Ac—+H2OHAc+OH-
两个水解反应生成的H+和OH—反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减少,平衡均右移。
(2)常