【状元笔记】2014届高三化学一轮复习课件 第8章 水溶液中的离子平衡 第二讲 水的电离和溶液的酸碱

说指示剂颜色由浅变深较由深变浅易于观察)判断。
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我的闪记 1．求溶液pH的方法，可总结口诀如下：
酸按酸(H＋)，碱按碱(OH－)；同强相混弱0.3；异强相混 看过量；无限稀释“7”为限。 即25 ℃两强酸等体积混合，pH＝pH小＋0.3；两强碱等体 积混合，pH＝pH大－0.3。强酸强碱等体积混合，若c(H ＋ ) ＝ c(OH－ ) ， pH ＝7； 若c(H＋ )>c(OH－) ， pH ＝ 0.3－ lg[c(H ＋ ) － c(OH － )] ； 若 c(H ＋ )<c(OH － ) ， pH ＝ 13.7 ＋ lg[c(OH－)－c(H＋)]。
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说明：①KW 只受温度影响，改变其他条件水的电离程度会发 生变化，但只要温度不变，则 KW 不变。 ②外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候由水 电离出的 H＋和 OH－总是相等的。如 Na2CO3 溶液中 OH－全部 由水电离产生，而水电离产生的 H＋除一部分存在于溶液中， 其他则存在于 HCO－ 3 和 H2CO3 中。故有 c(OH－)＝c(H＋)＋ c(HCO3－)＋2c(H2CO3)。
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3．pH试纸的使用 (1)方法：把小片试纸放在 玻璃片或表面皿上 ， 用 _玻__璃__ _棒____蘸取待测液滴在 干燥 的 pH 试 纸 中 央 ， 试 纸 变 色 后，与 标准比色卡 对比即可确定溶液的pH。广泛 pH试纸测得的pH值为整数。 (2)注意：pH试纸使用时不能用 蒸馏水湿润 ，否则待测 液因被稀释而可能产生误差。
平衡，都有 H＋和 OH－共存，只是相对含量不同而已。并且在 稀酸或稀碱溶液中，当温度为 25 ℃时，KW＝c(H＋)·c(OH－)＝ 1×10－14mol2·L－2 为同一常数。
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三个因素 指示剂选择的三个因素 (1)变色范围与终点 pH 吻合或接近。 (2)指示剂变色范围越窄越好。 (3)指示剂在滴定终点时颜色变化明显，容易观察(一般来
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【典例1】 (2013·广东汕头二模)25 ℃时，水的电离达到平衡：H2O H＋＋OH－ ΔH＞0，下列叙述正确的是( )。 A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低 B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，KW不变 C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动， c(H＋)降低 D．将水加热，KW增大，pH不变
提示 不同，A图读数偏大，B图读数偏小。
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一条规律
常温下，纯水或中性溶液中的几个物理量之间的关系 (1)c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1 (2)KW＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14 mol2·L－2 (3)pH＝－lg c(H＋)＝7
体系变化 条件
平衡移 动方向
酸
逆
碱
逆
可水解 Na2CO3 正
的盐 NH4Cl 正
升温
正
温度
降温
逆
其他：如加入Na 正
KW
不变 不变 不变 不变 增大 减小 不变
水的电 离程度
减小 减小 增大 增大 增大 减小 增大
c(OH－) c(H＋)
减小 增大 增大 减小 增大 减小 增大
增大 减小 减小 增大 增大 减小 减小
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二、溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性是由溶液中 c(H＋)与c(OH－)的相对大小决 定的： c(H＋)>c(OH－)，溶液呈 酸性 ； c(H ＋ ) ＝ c(OH－ ) ， 溶 液 呈 中性 ；c(H＋)<c(OH－)，溶液呈 碱性 。
。
(2)水的离子积是水电离平衡时的性质 ，不仅适用于纯
水，也适用于稀的 电解质 的水溶液，只要温度 不 变 ，
KW就不变。 4．影响水的电离平衡的因素
(1)酸、碱均可 抑制 水的电离； (2)升高温度可 促进水的电离； (3)易水解的盐均可 促进 水的电离； (4)活泼金属(Na)可 促进 水的电离。
增大，由于温度不变，故 KW 不变 水中加入 CH3COONa，CH3COO－发生 C 水解，促进水的电离，平衡正向移动， 错误 使溶液呈碱性，c(H＋)降低
D
升高温度，水的电离程度增大，KW 变 错误 大，pH 变小
答案 B
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溶液中的c(H＋)和水电离出来的c(H＋)是不同的：①常温下水 电离出的c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，若某溶液中水电离出的 c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，则可判断出该溶液中加入了酸或 碱抑制了水的电离；若某溶液中水电离出的c(H＋)>1×10－7 mol·L－1，则可判断出该溶液中加入了可以水解的盐或活泼 金 属 促 进 了 水 的 电 离 。 ② 常 温 下 溶 液 中 的 c(H ＋ )>1×10 － 7 mol·L － 1 ， 说 明 该 溶 液 是 酸 溶 液 或 水 解 显 酸 性 的 盐 溶 液 ； c(H＋)< 1×10－7 mol·L－1，说明是碱溶液或水解显碱性的盐 溶液。
2．溶液的酸碱性和pH的关系。 3．酸碱中和滴定的基本操作及误差分析。
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一、水的电离
1．电离方程式：水是一种 极弱 的电解质，_H_2_O_＋__H__2_O_____ _H__3O__＋_＋__O__H_－____，简写为 H2O H＋＋OH－ 。
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必考点62 有关溶液酸碱性的判断和pH的计算 1．水电离的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。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－)＝10－12 mol·L－1，即水电离出的c(H＋)＝c(OH －)＝10－12 mol·L－1。
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问题征解 中和滴定终点就是酸碱恰好中和的反应点吗？ 提示 滴定终点是指示剂颜色发生突变的点，不一定是
酸碱恰好中和的反应点。
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必考点61 影响水的电离平衡的因素及结果 1．外界条件对水的电离平衡的影响
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【应用1】
下列四种溶液中，室温下由水电离生成的H＋浓度之比
(①∶②∶③∶④)是
( )。
①pH＝0的盐酸 ②0.1 mol·L－1的盐酸 ③0.01 mol·L－1
的NaOH溶液 ④pH＝11的NaOH溶液
A．1∶10∶100∶1 000 B．0∶1∶12∶11
定至终点时，记录标准液的体积。
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考向集训 名师揭秘去标准盐酸体积的平均 c(HCl)×V(HCl)
值，根据c(NaOH)＝ V(NaOH) 计算。
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如图所示，读数时同样是仰视，引起的读 数误差相同吗？________________________ 。
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两点理解 (1)KW 不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。
不管哪种溶液均有 c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O 如酸性溶液中：[c(H＋)酸＋c(H＋)H2O]·c(OH－)H2O＝KW 碱性溶液中：[c(OH－)碱＋c(OH－)H2O]·c(H＋)H2O＝KW (2)水的离子积常数表示在任何水溶液中均存在水的电离
3．操作(以用标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例) (1)滴定前的准备 ①滴定管：a. 查漏 ，b.洗涤，c. 润洗 ，d.装液， e. 排气 ，f. 调液面 ，g. 记录 。 ②锥形瓶：a.注碱液，b.记读数，c.加指示剂。 (2)滴定：左手 控制酸式滴定管的玻璃活塞 ，右手不断 摇动锥形瓶 ，眼睛注视 锥形瓶内溶液颜色变化 ， 滴
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2．pH及其测定 (1)计算公式：pH＝ －lg c(H＋) 。 (2)适用范围： pH＝0～14 。 (3)表示意义：表示溶液酸碱性的 强弱 ；pH越小，酸性 越强 ，pH越大，碱性 越强 。 (4)测定方法：①pH试纸；②pH酸度计。
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C．14∶13∶12∶11
D．14∶13∶2∶3
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解析 ①中c(H＋)＝1 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶液 中c(OH－)相等，等于1.0×10－14 mol·L－1； ②中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1； ③中c(OH－)＝1.0×10－2mol·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶 液中c(H＋)相等，等于1.0×10－12mol·L－1； ④中c(OH－)＝1.0×10－3mol·L－1，同③所述，由水电离出 的c(H＋)＝1.0×10－11 mol·L－1。 即 (1.0×10 － 14)∶(1.0×10 － 13)∶(1.0×10 － 12)∶(1.0×10 － 11) ＝ 1∶10∶100∶1 000。 答案 A