第七单元第2讲水的电离和溶液的酸碱性
解读与阐释
考纲要求权威解读
1.了解水的电离,离子积常数。
2.了解溶液pH的定义。
3.了解测定溶液pH的方法,能进行pH的简单计算。 常见的考查形式:①水的电离平衡的影响因素以及离子积常数的应用;②c(H+)、c(OH-)、pH和溶液中酸碱性的关系及其计算。
梳理与整合
一、水的电离和水的离子积常数
导学诱思
25 ℃时,纯水的离子积KW=1.0×10-14,那么25 ℃时盐酸、NaOH、CH3COONa溶液中KW是多少?
答:________________________________________________________________________。
教材回归
1.电离方程式
水是一种极弱的,其电离方程式为________________。
2.室温下纯水的有关数据
(1)c(H+)=c(OH-)=__________。
(2)KW=__________=________。
(3)pH=____。
3.KW的影响因素
KW只与温度有关,温度升高,KW______。
水的离子积常数KW=c(H+)?c(OH-),其实质是水溶液中的H+和OH-浓度的乘积,不一定是水电离出的H+和OH-浓度的乘积,所以与其说KW是水的离子积常数,不如说是水溶液中的H+和OH-的离子积常数。
二、溶液的酸碱性与pH
导学诱思
某溶液的pH=7,该溶液是否一定为中性溶液?
答:________________________________________________________________________。
教材回归
1.溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中________和________的相对大小。
c(H+)、c(OH-)
的关系室温/25 ℃
数值pH
中性
溶液c(H+)__c(OH-)c(H+)=c(OH-)=
______________7
酸性
溶液c(H+)__c(OH-)c(H+)__1×10-7 mol?L-1____7
碱性
溶液c(H+)__c(OH-)c(H+)__1×10-7 mol?L-1____7
2.pH
(1)定义式:pH=__________。
(2)意义
表示溶液酸碱性的强弱,pH越小,酸性______。
(3)pH试纸的使用
①方法:____________________________________________________________,试纸变色后,与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
②注意:
a.pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿,否则待测液因被稀释可能产生误差;
b.用广泛pH试纸读出的pH只能是整数。
溶液酸碱性的判断与溶液的pH是否等于7没有直接的关系,而应比较溶液中c(H+)与c(OH-)的大小。pH是否等于7只适用于室温下的溶液,而用c(H+)与c(OH-)的大小判断酸碱性,不受条件限制适用于任何温度下的溶液。
三、酸碱中和滴定
导学诱思
1.滴定实验中高锰酸钾酸性溶液应该盛放在____式滴定管中,原因:________________________。
2.滴定管与量筒的读数有何区别?________________________________________。
教材回归
1.实验用品
(1)试剂:__________、__________、__________、蒸馏水。
(2)仪器:______滴定管(如图A)、______滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、烧杯、________。
2.实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
(1)滴定前的准备
①滴定管:______________→洗涤→______→装液→调液面→记录。
②锥形瓶:注碱液→记读数→加指示剂。
(2)滴定
左手__________,右手________________,眼睛注视________________变化,滴定至终点时,记录标准液的体积。
(3)终点判断
等到滴入最后一滴标准液,指示剂变色,且________________,视为达到滴定终点。
3.数据处理
按上述操作重复二至三次,求出用去标准盐酸体积的平均值,根据c(NaOH)=______________计算。
理解与深化
一、影响水电离平衡的因素
1.实例(H2O H++OH-)
改变条件电离
平衡溶液
中
c(H+)溶液
中
c(OH-)pH溶液
的酸
碱性KW
升高温度右移增大增大减小中性增大
加入
酸碱加入酸,如稀硫酸、醋酸左移增大减小减小酸性不变
加入碱,如NaOH、氨水左移减小增大增大碱性不变
加入
盐加入强碱弱酸盐,如Na2CO3溶液右移减小增大增大碱性不变
加入强酸弱碱盐,如AlCl3溶液右移增大减小减小酸性不变
加入强酸强碱盐,如NaCl溶液不移不变不变不变中性不变
加入活泼金属,如Na右移减小增大增大碱性不变
2.总结
(1)降低温度、加入酸碱都能抑制水的电离,升高温度、加入能水解的盐等都能促进水的电离。
(2)KW也属于化学平衡常数,只随温度的变化而变化,加水稀释并不是溶液中的所有离子浓度均减小,如稀释HCl水溶液,OH-浓度却增大。
【例1】 (2011?黑龙江四校联考)水的电离平衡曲线如图所示,下列说法不正确的是( )。
A.图中四点KW间的关系:A=D<C<B
B.若从A点到D点,可采用:温度不变在水中加入少量酸
C.若从A点到C点,可采用:温度不变在水中加入少量NH4Cl固体
D.若从A点到D点,可采用:温度不变在水中加入少量NH4Cl固体
对点训练1(2011?福建厦门质检)对H2O的电离平衡不产生影响的微粒是( )。
A.CH3CH2OH B.NH+4
C.Cl2 D.S2-
二、水电离出的c(H+)或c(OH-)的计算(25 ℃)
1.中性溶液
c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7 mol?L-1。
2.溶质为酸的溶液
H+来源于酸电离和水电离,而OH-只来源于水电离。如计算pH=2的盐酸中水电离出的c(H+):方法是先求出溶液中的c(OH-),c(OH-)=1×10-12 mol?L-1,即水电离出的c(H+)=c(OH-)=1×10-12 mol?L-1。
3.溶质为碱的溶液
OH-来源于碱电离和水电离,而H+只来源于水电离。如pH=12的NaOH溶液中,c(H+)=1×10-12 mol?L-1,即水电离产生的c(OH-)=c(H+)=1×10-12 mol?L-1。
4.水解呈酸性或碱性的盐溶液
H+和OH-均由水电离产生。如pH=2的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H+)=1×10-2 mol?L-1 [c(OH-)=1×10-12 mol?L-1];pH=12的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH-)=1×10-2 mol?L-1。
【例2】 ①pH=1的盐酸 ②0.5 mol?L-1的盐酸
③0.1 mol?L-1的NH4Cl溶液 ④1 mol?L-1的NaOH溶液 ⑤pH=1的NH4Cl溶液 ⑥1 mol?L-1的NaCl溶液,以上溶液中水电离的c(H+)由大到小的顺序为______________;①⑤的pH均为1,①中由水电离的c(H+)=____________,⑤中由水电离的c(H+)=____________。
注意区分溶液中的c(H+)和由水电离的c(H+)之间的差异,注意溶液中H+的来源。
三、有关pH的计算
1.单一溶液的pH计算
(1)强酸溶液,如HA,设浓度为c mol?L-1,则c(H+)=c mol?L-1,pH=-lg c。
(2)强碱溶液,如BOH,设浓度为c mol?L-1,则c(OH-)=c mol?L-1,c(H+)=10-14c mol?L-1,pH=14+lg c。
2.溶液混合后的pH计算
(1)强酸与强酸溶液混合,先求c(H+),再求pH。
c(H+)= n1?H+?+n2?H+?V总
pH=-lg[c(H+)]
(2)强碱与强碱溶液混合,先求c(OH-),通过KW求其c(H+)和pH。
c(OH-)=n1?OH-?+n2?OH-?V总
c(H+)=KWc?OH-?
pH=-lg[c(H+)]=-lg[KWc?OH-?]
3.强酸与强碱溶液混合
(1)若酸过量
c(H+)=n?H+?-n?OH-?V总
pH=-lg[c(H+)];
(2)若酸与碱正好完全反应,pH=7;
(3)若碱过量,则先求c(OH-),再求c(H+)和pH。
4.未标明强弱的酸、碱混合
把pH=2与pH=12的溶液等体积混合后,其pH不一定等于7。若二者为强酸、强碱,则pH=7;若为弱酸、强碱,则弱酸有余,pH<7;若为强酸、弱碱,则弱碱有余,pH>7。
5.酸、碱加水稀释
【例3】 常温下,将pH=13的NaOH溶液与pH=3盐酸按体积比为1∶9混合,则混合后溶液的pH约为( )。
A.2 B.6 C.12 D.13
在做关于溶液的pH计算的题目时,要抓住“矛盾的主要方面”,溶液显酸性用溶液中的c(H+)来计算;溶液显碱性先求溶液中的c(OH-),再求溶液中的c(H+)。
口诀:酸按酸(H+),碱按碱(OH-),酸碱中和求过量,无限稀释7为限。
步骤:
对点训练2(2010?海南高考)常温下,将0.1 mol?L-1氢氧化钠溶液与0.06 mol?L-1硫酸溶液等体积混合,该混合溶液的pH等于( )。
A.1.7 B.2.0 C.12.0 D.12.4
实验与探究
酸碱中和滴定
1.酸碱中和滴定原理
H++OH-===H2O,即c标?V标=c待?V待。
2.酸碱中和滴定的关键
(1)用酸式或碱式滴定管准确测定V标和V待。
(2)准确判断中和反应是否恰好完全进行,借助酸碱指示剂判断滴定终点。
酸碱中和滴定属于中学化学教材中定量测量方法之一,另外,还有滴定法,在高考中经常出现,其原理就是利用得失电子守恒定律。
实验典例
某同学欲用已知物质的量浓度为0.100 0 mol?L-1的盐酸测定未知物质的量浓度的氢氧化钠溶液时,选择酚酞作指示剂。请填写下列空白:
(1)用标准的盐酸滴定待测的氢氧化钠溶液时,左手把握酸式滴定管的活塞,右手摇动锥形瓶,眼睛注视______。直到因加入一滴盐酸,溶液的颜色由______色变为______色,且半分钟不恢复原色,立即停止滴定。
(2)下列操作中可能使所测氢氧化钠溶液的浓度数值偏低的是______(填序号)。
A.酸式滴定管未用标准盐酸溶液润洗就直接注入标准盐酸
B.滴定前盛放氢氧化钠溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥
C.酸式滴定管在滴定前有气泡,滴定后气泡消失
D.读取盐酸体积时,开始仰视读数,滴定结束时俯视读数
E.滴定过程中,锥形瓶的振荡过于激烈,使少量溶液溅出
(3)若第一次滴定开始和结束时,酸式滴定管中的液面如下页图所示。则起始读数为V1=______ mL,终点读数V2=______ mL。
(4)再结合下表数据,计算被测氢氧化钠溶液的物质的量浓度是______ mol?L-1。
滴定
次数待测溶液
体积/mL标准酸体积
滴定前的刻度/mL滴定后的刻度/mL
第一次10.00V1V2
第二次10.004.1021.10
第三次10.000.4017.60
答案与解析
梳理与整合
一、
导学诱思
KW也是1.0×10-14,因为KW是温度的函数
教材回归
1.H2O H++OH-
2.(1)1×10-7 mol?L-1 (2)c(OH-)?c(H+) 1×10-14 (3)7
3.增大
二、
导学诱思
否,只有在25 ℃时,pH=7的溶液才为中性溶液
教材回归
1.c(H+) c(OH-) = 1×10-7 mol?L-1 = > > < < < >
2.(1)-lgc(H+) (2)越强 (3)取一小块试纸放在表面皿或玻璃片上,用蘸有待测液的玻璃棒点于试纸的中部
三、
导学诱思
①酸 高锰酸钾酸性溶液腐蚀橡胶管
②二者的区别主要有两点:滴定管0刻度在上方,量筒无0刻度,且最小刻度在下方;精确度不同,滴定管读数应记录到小数点后两位,量筒读数记录到小数点后一位
教材回归
1.(1)标准溶液 待测溶液 酸碱指示剂
(2)酸式 碱式 锥形瓶
2.(1)检查是否漏水 润洗
(2)控制活塞 不断振荡锥形瓶 锥形瓶内溶液颜色
(3)半分钟内不褪色
3.cHCl?VHCl/VNaOH
理解与深化
【例1】C 解析:KW是温度的函数,随温度升高而增大,A、D点温度相同,B点温度高于C点温度,所以A正确;从A点到D点,温度不变,酸性增强,所以B选项、D选项正确;A、C点温度不同,所以C选项错误。
对点训练1 A 解析:NH+4、S2-水解促进了水的电离,Cl2与H2O反应生成HCl、HClO抑制水的电离,所以只有A符合。
【例2】答案:⑤>③>⑥>①>②>④ 10-13 mol?L-1 10-1 mol?L-1
解析:酸、碱抑制水的电离,浓度越大抑制程度越大,所以水的电离程度①>②>④,盐水解促进水的电离,浓度越大促进的程度越大,水的电离程度⑤>③,⑥对水的电离程度无影响;①溶液中H+主要是由盐酸提供,溶液中的OH-全部是由水电离出的,所以由水电离的c(H+)等于由水电离的c(OH-)=10-1410-1 mol?L-1;⑤溶液中的H+全部是由水电离出的,所以由水电离的c(H+)=10-1 mol?L-1。
【例3】C 解析:假设NaOH溶液体积为1 L,则n(OH-)=0.1 mol?L-1×1 L=0.1 mol、n(H+)=0.001 mol?L-1×9 L=0.009 mol,碱过量,反应后溶液中c(OH-)=0.1 mol-0.009 mol10 L≈0.01 mol?L-1,c(H+)=10-140.01 mol?L-1=10-12 mol?L-1,pH=-lg[c(H+)]=12。
对点训练2 B 解析:假设溶液为1 L,n(H+)=0.12 mol、n(OH-)=0.1 mol,酸过量反应后溶液中c(H+)=0.12 mol-0.1 mol2 L=0.01 mol?L-1,pH=2.0。
实验与探究
答案:(1)锥形瓶内溶液颜色的变化 红 无
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