《高考化学一轮复习 考点14 弱电解质的电离和溶液的酸碱性（第28课时）水的电离和溶液的酸碱性》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高考化学一轮复习 考点14 弱电解质的电离和溶液的酸碱性（第28课时）水的电离和溶液的酸碱性（33页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、第28课时水的电离和溶液的酸碱性,课标版 化学,一、水的电离 1.电离方程式 水是极弱的电解质,水的电离方程式为H2O+H2O H3O+OH-或H2O H+OH-。 2.水的离子积常数 KW=c(H+)c(OH-) (1)室温下:KW= 。 (2)影响因素:只与 有关,升高温度,KW 。 (3)适用范围:KW不仅适用于纯水,也适用于稀的电解质水溶液。 (4)KW揭示了在任何水溶液中均存在H+和OH-,只要温度不变,KW不变。 3.影响水电离平衡的因素,11,温度,增大,(1)升高温度,水的电离程度 ,KW 。 (2)加入酸或碱,水的电离程度 ,KW 。 (3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na
2、2CO3),水的电离程度 ,KW 。 自测125 时,水中存在电离平衡:H2O H+OH-(H0)。下列叙述正 确的是() A.将水加热,KW增大,pH不变 B.向水中加入少量NaHSO4固体,c(H+)增大,KW不变 C.向水中加入少量NaOH固体,平衡逆向移动,c(OH-)降低 D.向水中加入少量NH4Cl固体,平衡正向移动,c(OH-)增大,增大,增大,减小,不变,增大,不变,答案B将水加热时,电离平衡右移,电离出的c(H+)、c(OH-)均增大,pH 减小,A项错误;加入NaHSO4固体,c(H+)增大,平衡逆向移动,温度未变化,KW不变,B项正确;加入少量NaOH固体,c(OH-)增
3、大,平衡逆向移动,C项错误;加入少量NH4Cl固体,N水解使平衡正向移动,c(OH-)减小,D项错误。 自测2判断下列说法是否正确。 (1)在蒸馏水中滴加浓H2SO4,KW不变。() (2)25 与60 时,水的pH相等。() (3)25 时NH4Cl溶液的KW小于100 NaCl溶液的KW。() (4)由水电离的c(H+)=110-14 molL-1的溶液中:C、K+、Cl-、HC能大量 共存。() 答案(1)(2)(3)(4),二、溶液的酸碱性和pH 1.溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。 (1)酸性溶液:c(H+) c(OH-),常温下,pH 7。
4、 (2)中性溶液:c(H+) c(OH-),常温下,pH 7。 (3)碱性溶液:c(H+) c(OH-),常温下,pH 7。 2.溶液的pH (1)计算公式:pH= 。 (2)测量方法,=,=,-lgc(H+),a.pH试纸法:用镊子夹取一小块试纸放在洁净的 或表面皿上,用玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央,变色后与标准比色卡对照,即可确定溶液的pH。 b.pH计测量法 (3)溶液的酸碱性与pH的关系 常温下:,玻璃片,自测3将pH=3的盐酸a L分别与下列三种溶液混合后,混合液均呈中性:b L 110-3molL-1的氨水c L c(OH-)=110-3molL-1的氨水d L c(OH-)=
5、110-3molL-1的Ba(OH)2溶液,其中a、b、c、d的关系正确的是() A.ba=dcB.a=bcd C.a=bdcD.ca=db 答案ApH=3的盐酸中c(H+)=110-3 molL-1,与c(OH-)=110-3 molL-1的 Ba(OH)2溶液混合,混合液呈中性时二者的体积相等,故a=d;NH3H2O为弱碱,若110-3 molL-1的氨水与pH=3的盐酸等体积混合,则正好完全反应生成NH4Cl,N水解使溶液呈酸性,故若要使溶液呈中性则应使ba;c(OH-)=1 10-3 molL-1的氨水中c(NH3H2O)110-3 molL-1,故与pH=3的盐酸混合,若要使溶液呈中
6、性,则应使ac,故有ba=dc。,自测4判断下列溶液在常温下的酸碱性(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。 (1)相同浓度的盐酸和NaOH溶液等体积混合。() (2)相同浓度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等体积混合。() (3)相同浓度的NH3H2O溶液和盐酸等体积混合。() (4)pH=2的盐酸和pH=12的NaOH溶液等体积混合。() (5)pH=3的盐酸和pH=10的NaOH溶液等体积混合。() (6)pH=3的盐酸和pH=12的NaOH溶液等体积混合。() (7)pH=2的CH3COOH溶液和pH=12的NaOH溶液等体积混合。() (8)pH=2的盐酸和pH=12的NH3H2
7、O溶液等体积混合。() 答案(1)中性(2)碱性(3)酸性(4)中性(5)酸性(6)碱性(7)酸 性(8)碱性,三、酸碱中和滴定 1.实验原理 利用酸碱中和反应,用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。以标准盐酸滴定待测的NaOH溶液为例,待测的NaOH溶液的物质的量浓度c(NaOH)=。 酸碱中和滴定的关键: (1)准确测定标准液的 。 (2)准确判断滴定终点。 2.实验用品,体积,(1)试剂:标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 (2)主要仪器: 滴定管(如图A)、 滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、烧杯、锥形瓶。 (3)滴定管使用注意事项: a.“0”刻度在上,精确度为
8、0.01 mL。,酸式,碱式,b.酸性、氧化性试剂一般用 滴定管,因为酸性、氧化性物质易 ;碱性试剂一般用 滴定管,因为碱性物质易 ,致使 无法打开。 3.实验操作 (1)滴定前的准备 a.滴定管:查漏洗涤润洗装液排气泡调液面记录。 b.锥形瓶:洗涤注待测液加指示剂。 (2)滴定过程 左手控制活塞或玻璃球,右手摇动锥形瓶,眼睛注视锥形瓶内溶液颜色变化。 (3)终点判断,酸式,腐蚀或氧化橡胶,碱式,腐蚀玻璃,活塞,滴入最后一滴标准液,指示剂变色,且在半分钟内 为原来的颜色,视为滴定终点并记录标准液的体积。 (4)数据处理 重复滴定操作23次,求出用去标准溶液的体积的 值,根据c(待测)=计算。
9、4.常用酸碱指示剂及变色范围,不恢复,平均,5.选择指示剂的基本原则 变色要灵敏,变色范围要小,使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。 (1)滴定终点溶液呈碱性时,用酚酞作指示剂,例如用NaOH溶液滴定醋酸。 (2)滴定终点溶液呈酸性时,用甲基橙作指示剂,例如用盐酸滴定氨水。 (3)强酸滴定强碱一般用甲基橙,但用酚酞也可以。 (4)并不是所有的滴定都须使用指示剂,如用标准Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时,KMnO4颜色褪去时即为滴定终点。 6.酸碱中和滴定误差分析 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例,常见的因操作不正确而引起的误差有:,偏高,不变,无影响,偏低,偏低,
10、偏高,自测5判断下列说法是否正确。 (1)滴定管装滴定液前应先用滴定液润洗。() (2)“中和滴定”实验中,锥形瓶用蒸馏水洗净后即可使用,滴定管用蒸馏水洗净后,须经润洗后方可使用。() (3)滴定终点就是酸碱恰好中和的点。() 答案(1)(2)(3) 自测6某学生用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的NaOH溶液时,选择甲基橙作指示剂。请填写下列空白: (1)用标准盐酸滴定待测的NaOH溶液时,左手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后,溶液由黄色变为橙色,并为止。,(2)下列操作中可能使所测NaOH溶液的浓度数值偏低的是(填字母序号)。 A.酸式滴定管未
11、用标准盐酸润洗就直接注入标准盐酸 B.滴定前盛放NaOH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 (3)若滴定开始和结束时,酸式滴定管中的液面如图所示,则起始读数为mL,终点读数为mL,所用盐酸溶液的体积为mL。,(4)某学生根据3次实验分别记录有关数据如下表:,依据上表数据列式计算该NaOH溶液的物质的量浓度。,答案(1)锥形瓶中溶液颜色变化在半分钟内不变色 (2)D(3)0.0026.1026.10 (4)=26.10 mL,c(NaOH)= 0.14 4 molL-1 解析(2)滴定管未用标准盐
12、酸润洗,内壁附着一层水,可将加入的盐酸稀 释,消耗相同量的碱,所需盐酸的体积偏大,结果偏高;用碱式滴定管取出的待测NaOH溶液的物质的量一旦确定,倒入锥形瓶后,水的加入不影响OH-的物质的量,也就不影响结果;若排出气泡,液面会下降,故读取V酸偏大,结果偏高。,考点一影响水电离平衡的因素以及水电离出的c(H+) 或c(OH-)的计算 1.外界条件对水电离的影响 2.溶液中H+或OH-的来源 (1)常温下,中性溶液 c(OH-)=c(H+)=10-7 molL-1,(2)溶质为酸的溶液 H+和OH-的来源 H+来源于酸的电离和水的电离,而OH-全部来自水的电离,水电离产生的 c(H+)=c(OH-
13、)。 实例 如计算常温下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-)=(KW/10-2) molL-1=10-12 molL-1,即水电离出的 c(H+)=c(OH-)=10-12 molL-1。 (3)溶质为碱的溶液 H+和OH-的来源,OH-来源于碱的电离和水的电离,而H+全部来自水的电离,水电离产生的 c(OH-)=c(H+)。 实例 如计算常温下pH=12的NaOH溶液中水电离出的c(OH-),方法是先求出溶液中的c(H+)=10-12 molL-1,即水电离出的c(OH-)=c(H+)=10-12 molL-1。 (4)溶质为水解呈酸性或碱性的盐的溶液 常
14、温下pH=5的NH4Cl溶液中H+全部来自水的电离,由水电离的c(H+)=10-5 molL-1,因为部分OH-与N结合,c(OH-)= molL-1=10-9 molL-1。 常温下pH=12的Na2CO3溶液中OH-全部来自水的电离,由水电离出的 c(OH-)= molL-1=10-2 molL-1。,典例1现有常温下的四种溶液:0.01 mol/L的醋酸溶液0.01 mol/L的盐酸pH=12的氨水pH=12的NaOH溶液。下列说法正确的是() A.水的电离程度中最小,中最大 B.水的电离程度中最大,、中相等 C.将、等体积混合,所得的溶液中由水电离出来的c(OH-)1 1 mol/L,
15、答案BC中c(H+)0.01 mol/L,中c(H+)=0.01 mol/L,、中c(OH-) =0.01 mol/L,因此对水的电离抑制程度最小,、对水的电离抑制程度相同,即中水的电离程度最大,、中水的电离程度相等,A错,B对;、等体积混合,得到氨水和氯化铵的混合溶液,溶液显碱性,由水电离出的c(OH-)10-7 mol/L,C对;、等体积混合,得到醋酸铵和氨水的混合溶液,溶液显碱性,水的电离受到抑制,由水电离出的c(OH-)10-7mol/L,D错。,1-125 时,在等体积的pH=0的H2SO4溶液、0.05 molL-1的Ba(OH)2溶液、pH=10的Na2S溶液、pH=5的NH4N
16、O3溶液中,发生电离的水的物质的量之比是() A.1101010109B.1551095108,C.1201010109D.110104109 答案A25 时,pH=0的H2SO4溶液中由水电离出的c(H+)=10-14molL-1; 0.05 molL-1的Ba(OH)2溶液中c(OH-)=0.05 molL-12=0.1 molL-1,根据KW= c(H+)c(OH-)=1.010-14,则由水电离出的c(H+)=10-13molL-1;pH=10的Na2S溶液中由水电离出的c(H+)=10-4molL-1;pH=5的NH4NO3溶液中由水电离出的 c(H+)=10-5 molL-1,故等体积上述溶液中发生电离的水的物质的量之比为10-1410-1310-410-5=1101010109,即选项A正确。,考点二溶液 pH 的计算,1.单一溶液 (1)强酸溶液,如HnA溶液,设溶质的物质的量浓度为c molL-1, c(H+) = nc mol L-1,pH=-lg c(H+)=-lg nc
