7-2水的电离和溶液的酸碱性课件 苏教版课件

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4．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： 验漏 →洗涤→ 润洗 →装液→排气泡→调液面→记录。 ②锥形瓶：注碱液→记读数→加指示剂。 (2)滴定
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[自我诊断]
1．99 ℃纯水的pH＝6，呈酸性。(×)
2．任何水溶液中，水电离产生的H＋与OH－相等。(√) 3．1 L pH＝12的Ba(OH)2溶液中，OH－的物质的量为0.02 mol。
(× )
4．盛放待测液的锥形瓶一定要润洗，否则产生实验误差。(×) 5．用pH试纸测得某新制氯水的pH值为4。(×)
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二、溶液的酸碱性与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)c(H＋) > c(OH－)(填“>”“ <”或“＝”，下同)，溶液呈酸性；
(2)c(H＋) ＝ c(OH－)，溶液呈中性；
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第二单元
［考纲展示］ pH 的定义。
水的电离和溶液的酸碱性
1.了解水的电离、离子积常数。 2.了解溶液 山 东 金 太 阳 书 业 有 限 公 司
3. 了解测定溶液 pH 的方法，能进行 pH 的简单计算。
[特别提醒]
(1)注意区分溶液组成和性质的关系：酸性溶液不一定是酸溶液， 碱性溶液不一定是碱溶液。
(2) 温度相同、 pH相同的溶液对水的电离程度影响并不一定相同。
如 pH ＝ 3 的盐酸和 NH4Cl溶液，前者抑制水的电离，后者反而促进水 的电离；pH＝10的NaOH溶液和CH3COONa溶液，前者抑制水的电离， 山 东 后者反而促进水的电离。 金 (3)常温时，由水电离产生的 c(H＋ )<10－ 7mol/L的溶液，因水的电 太 阳 书 离受到抑制，可能是酸性溶液也可能是碱性溶液。 业 有 限 公 司
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[典例 1]
(2013年高考大纲全国卷 )下图表示水中 c(H ＋) 和c(OH－)
的关系，下列判断错误的是(
)
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结论：(1)加入 酸 或 碱 ，抑制水的电离。 (2)加热、加入 活泼金属 ，加入 水解 的盐促进水的电离。
(3)水的离子积常数仅与 温度 有关。
5．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
cHCl×VHCl c(NaOH)＝ VNaOH
计算。
[点拨] (1)锥形瓶一定不要润洗。 (2)既可以用标准液滴定待测液也可以用待测液去滴定标准液。
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6．能使pH试纸变红的溶液一定呈酸性。(×)
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影响水电离平衡的因素及水电离出的c(H＋)
或c(OH－)的计算 1．向蒸馏水中滴入少量盐酸后，下列说法中错误的是( A．c(H＋)·c(OH－)乘积不变 B．c(H＋)增加 山 东 金 D．水电离出的c(H＋)增加 太 解析：水中存在如下电离平衡：H2O H＋＋OH－向水中滴加盐酸， 阳 书 ＋ － c(H )增大，由勒夏特列原理可知平衡逆向移动 c(OH )减小，水电离出 业 有 ＋ ＋ － 的 c(H )也减小，温度不变，水的离子积不变，即 c(H )· c(OH )乘积不 限 公 司 变。 答案：D C．c(OH－)降低
b．用广泛pH试纸读出的pH只能是整数。
某溶液的pH＝7，该溶液是否一定呈中性？
提示：因温度不确定，pH＝7的溶液不一定呈中性。
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三、酸碱中和滴定
1．原理 利用中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)
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(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＋)＝1.0×10－2mol/L，c(OH－)＝1.0×10－12mol/L 是因为部分 OH－
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3．25 ℃时电解质溶液中水的电离
－13 (1)0.1 mol/L的HCl溶液中，水电离的H＋浓度为 1×10 mol/L －13 (2)0.1 mol/L的NaOH溶液中，水电离的H＋浓度为 1×10 mol/L －3 (3)pH＝3的FeCl3溶液中水电离的H＋浓度为 10 mol/L。
＋ － 与部分 NH4 结合了；pH＝12 的 Na2CO3 溶液中由水电离出的 c(OH )＝ 山 东 －2 金 1.0×10 mol/L。 太 阳 书 业 有 限 公 司
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1．外界条件对水电离的影响
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加水稀释 CH3COOH 溶液时， CH3COOH 的电离平衡向右移动， 此时水的电离平衡是否移动？ 提示： 稀释CH3COOH溶液时，c(H＋ )减小，c(OH－)增大，OH－ 是H2O电离的，故此时水的电离平衡也向右移动。
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(3)终点判断 在半分钟内不恢复原 等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且 ___ 来的颜色 ，视为滴定终点并记录消耗标准液的体积。
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(3)c(H＋) < c(OH－)，溶液呈碱性。 2．pH 山 东 金 太 阳 书 业 有 限 公 司
(1)定义式：pH＝ －lg c(H＋) 。
(2) 适用范围： 0 ～ 14 ，即一般用 pH 值表示 c(H ＋ ) 或 c(OH － ) 小于 1 mol/L的稀溶液。
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A．两条曲线间任意点均有c(H＋)×c(OH－)＝Kw B．M区域内任意点均有c(H＋)<c(OH－)
C．图中T1<T2
D．XZ线上任意点均有pH＝7 [解析] 水的离子积常数表达式为Kw＝c(H＋)·c(OH－)，适用于水 山 东 金 太 阳 书 业 有 限 公 司 及稀的水溶液， A 项正确；观察题中图示， XZ 线表示溶液呈中性， c(H ＋ ) ＝ c(OH － ) ， M 区域溶液呈碱性， c(OH － )>c(H ＋ ) ， B 项正确； H2O(l) H＋(aq)＋OH－(aq) ΔH>0，升高温度平衡正向移动，图 中Z点Kw＝10－6.5×10－6.5＝10－13大于X点的Kw＝10－7×10－7＝10－14， 所以T2>T1，C项正确；XZ线上任意点表示溶液呈中性，由于各点温度 不同，故pH不同，D项错误。 [答案] D
2．水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算(25 ℃时) (1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol/L。 (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 － ) ＝ 1.0×10－12mol/L，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－12 mol/L。 (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 ＋ ) ＝ 1.0×10 － 12mol/L ，即水电离产生的 c(OH － ) ＝c(H＋)＝1.0×10－12mol/L。 山 东 金 太 阳 书 业 有 限 公 司
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(2)试剂：标准液、待测液、 指示剂 、蒸馏水。
(3)滴定管的使用 酸式 滴定管，因为酸和氧化性物 a．酸性、氧化性的试剂一般用 ___ 质易腐蚀橡胶 。 碱性物质易腐蚀玻璃， b．碱性的试剂一般用 碱式 滴定管，因为 ___ 致使玻璃活塞无法打开 。 山 东 金 太 阳 书 业 有 限 公 司
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3．溶液的酸碱性跟pH的关系
室温下：
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4．测定溶液pH的方法
(1) 用 pH 试 纸 测 定 ， 撕 下 一 小 片 pH 试 纸 放 在 表面皿 上 ， 用
玻璃棒 蘸取待测液点在pH试纸上，试纸变色后，与 标准比色卡 对比 即可确定溶液的pH。
(2)用pH计测定：可精确测量溶液的pH。
(3)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 释可能会产生误差。 山 东 金 太 阳 书 业 有 限 公 司
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1 ． ( 双选 ) 在 25 ℃时，某溶液中由水电离出的 c(H ＋ ) ＝ 1×10 － 12
mol·L－1，则该溶液的pH可能是(
A．12 B．7
)
C． 6 D． 2
4.能根据实验试题要求分析或处理实验数据，得出合理结论。
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[主干知识]
一、水的电离
1．水的电离方程式为：H2O
H＋＋OH－，水的离子积常数表达式
＋ － －14 K ＝ c (H )· c (OH ) 1.0 × 10 W 为： ，25 ℃，KW＝ 。 2．外界条件对水的电离平衡的影响
的实验方法。
2．常用酸碱指示剂及其变色范围
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3.实验用品
(1)仪器： 酸式滴定管 (如图A)、 碱式滴定管 (如图B)、滴定管
夹、铁架台、 锥形瓶 。