《水溶液中的电离平衡》基础训练(下).doc

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1、《水溶液中的电离平衡》基础训练（下）《水溶液屮的电离平衡》的复习指导（下）一、稀释过程溶液pll值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀二pH原+n（但始终不能人于或等于7）2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＜pH原+n（但始终不能人于或等于7）3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀二pH原一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原一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（即向屮性靠近）；任何溶液无限稀释pH均为76、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pll变化得慢，强酸、强碱变化得快。练习1、pH-

2、3的HC1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,丿应稀释的倍数应100；pH二5的稀硫酸稀释1000倍后溶液屮［H+］:［SO42-pH二10的N&OH溶液稀释100倍后溶液的pH变为；pH二10的NaAc溶液稀释10倍后溶液的pH为。二、混合液的pH值计算方法公武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）［11+］混=（［H+］1V1+［H+］2V2）/（V1+V2）2、强碱与强碱的混合：（先求［OHT混：将两种酸中的0H-离子数相加除以总体积,再求其它）［0H-］混=（［

3、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-=H20计算余下的H+或OH-,①H+有余，贝列余下的11+数除以溶液总体积求［11+］混；011-有余，则川余下的011-数除以溶液总体积求［011-］混，再求其它）注意：在加法运算屮，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！练习2、将pH=l的HC1和pH二10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH=；将pH二5的H2S04和pH二12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）0.00

4、4mol/LBa（0H）2溶液后pH二。三、用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NqOH溶液，以测定NqOH的物质的量浓度：（1）JIJL1知物质的量浓度的盐酸润洗酸式滴定管，（2）在酸式滴定管装已知浓度的盐酸至刻度“0”以上，排气泡并记下准确读数；从碱式滴定管放出25.00mLN&OH溶液,注入锥形瓶，加入2滴甲基橙试液，溶液立即呈黄色。（3）把锥形瓶移到酸式滴定管下，左手调活塞逐滴加入已知物质的量浓度的盐酸，同时右手顺时针不断摇动锥形瓶。（4）当看到加入1滴盐酸时，溶液变成橙红色，且半分钟内不恢复原來颜色，停止滴定准确记下滴定管溶液液血的刻度，并准确求得滴定用去盐酸的体积。

5、（5）上述滴定操作应重复二至三次，并求出滴定用去盐酸体积的平均值。计算出待测的N&OH溶液的物质的量浓度。具体计量关系为C（A）*V（A）=C（B）*V（B）o练习：3、在小和滴定操作过程小，对于以下各项因操作不当引起的实验误差，用'‘偏高”“偏低”或“无影响”等填空：（1）滴定管川蒸馅水洗净后，未用标准溶液润洗，使滴定结果。（2）碱式滴定管（量待测液用）用蒸馆水洗净后直接注入待测液—。（3）锥形瓶用蒸馆水洗净后，又用待测溶液润洗，使滴定结果o（4）标准液滴定管在滴定前尖嘴处有气泡，滴定终了无气泡，结果。（5）滴定过程中，锥形瓶振荡太剧烈，有少量液滴溅出o（6）滴定到指示

6、剂颜色刚变化，就是到了滴定终点o（7）滴定前平视，滴定终了俯视，使滴定结果。（8）滴定前仰视，滴定终了平视，使滴定结果o四、电离平衡、水解平衡、溶解平衡的共性1、加水均能促进三大平衡；2、加热均能促时三人平衡（溶解平衡个别例外）3、三人平衡均为水溶液屮的平衡，故都不受压强的影响.4、均遵循勒夏特列原理。练习4、对于AgCl（s）Ag++C1-,平衡后欲使溶液屮的［C1-］增人，可采取的措施是。①加氨水②加水③加NaCl（s）④加AgCl（s）⑤加NaBr（s）⑥加热K为平衡常数：是指可逆反应达到平衡时体系各物质浓度幕次方Z积Z比。在化学平衡、电离平衡、水解平衡、溶解平衡四

7、人平衡小分别有不同的名称：化学平衡常数（K）、电离常数（Ka）>水解常数（Kh）、溶度积（Ksp）oQc与K：Qc为浓度商：Qc是指刚开始反应（但未反应）时平衡体系各物质浓度幕次方之积之比（对于溶液是指混合后但不反应时的浓度）：QOK,过平衡状态，反丿应将逆向进行；Qc=K,平衡状态；Qc