高三人教版化学一轮复习课件10.30水的电离和溶液的酸碱性 151张

【例1】已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na++H++ 2｡对于该溶液,下列叙述不正确的是( A.该溶液的温度高于25 ℃ B.由水电离出来的c(H+)=1×10-10 mol/L C.c(H+)=c(OH-)+c( ) )
2 SO4
｡某温
度下,向pH=6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体,保持温度不变,测得溶液的pH为
解析:A项,滴定管､容量瓶都为带塞容器,使用前需要检漏,正确;B项,实验室无 60 mL容量瓶,选择容积比60 mL大而与之更接近的容量瓶配制,B正确;C项, 容量瓶内有少量水对所配标准液浓度无影响;D项,酸式滴定管不润洗使所测 NaOH浓度偏大,正确;E项,配制溶液时,最后一次读数时俯视,所配溶液浓度偏 高,导致实验结果偏小;F项,导致实验结果偏小｡
A､B､D
A.实验中所用到的滴定管､容量瓶,在使用前均需要检漏 B.如果实验中需用60 mL的稀硫酸标准溶液,配制时应选用100 mL容量瓶 C.容量瓶中含有少量蒸馏水,会导致所配标准溶液的浓度偏小 D.酸式滴定管用蒸馏水洗涤后,即装入标准浓度的稀硫酸,则测得的NaOH溶 液的浓度将偏小 E.配制溶液时,若在最后一次读数时俯视读数,则导致实验结果偏大 F.中和滴定时,若在最后一次读数时俯视读数,则导致实验结果偏大
5.(2009·山东师大附中模拟)室温下,在pH=11的某溶液中,由水电离出的 c(OH-)为( ) ①1.0×10-7mol/L ②1.0×10-6 mol/L ③1.0×10-3mol/L ④1.0×10-11
mol/L
A.③ C.①③ D.③④ B.④
答案:D
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解析:pH=11的溶液可能是碱溶液或盐溶液,若为碱溶液,则抑制水的电离,水 电离出的c(OH-)=1.0×10-11 mol/L;若为盐溶液,即该盐水解使溶液pH=11,则
重点探究
水的电离及有关pH的问题
1.水的离子积
(1)KW随温度的变化而变化,温度升高,KW增大;温度降低,KW减小(100 ℃
时,KW=1×10-12)｡ (2)水的离子积常数揭示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡,都有H+和 OH-共存｡在酸性或碱性的稀溶液中,当温度为25 ℃时,KW=c(H+)·c(OH)=1×10-14始终为同一常数｡
2.有关溶液的pH的注意问题 (1)pH是溶液酸碱性的量度,常温下pH=7的溶液呈中性,pH减小,溶液的酸性 增强;pH增大,溶液的碱性增强｡ (2)pH范围在0~14之间,pH=0的溶液并非无H+,而是c(H+)=1 mol/L;pH=14的 溶液并非无OH-,而是c(OH-)=1 mol/L｡pH每增大1个单位,c(H+)减小到原来的 1/10,而c(OH-)增大到原来的10倍｡pH改变n个单位,c(H+)或c(OH-)增大到原
学案30 水的电离和溶液的酸碱性
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一､水的电离
水的电离方程式:H2O+H2O
7
H3O++OH-｡常温下纯水中c(OH-)=10-
mol/L,c(H+)=10-7 mol/L｡
100 ℃时纯水c(H+)=1×10-6 mol/L,KW=1×10-12,pH=6,此时溶液显中性｡ 影响KW的因素是温度,温度升高,KW 增大,原因是水的电离吸热｡ 下列可使水的电离程度变大的是④⑥｡ ①加H2SO4 ②加NaOH ③加NaCl ④加热 ⑤加氨水 ⑥加纯碱
2 4 D.该温度下加入等体积pH为12的NaOH溶液可使反应后的溶液恰好呈中性
SO
解析:蒸馏水是中性的,c(H+)=c(OH-)=1×10-6mol/L,则该温度下 KW=c(H+)×c(OH-)=1×10-6×10-6=1×10-12>1×10-14,所以该溶液的温度高 于25 ℃;在蒸馏水中加入NaHSO4,相当于加入强酸,水的电离被抑制,溶液中
SO4 SO4 mol/L,当向pH=2的溶液中加入等体积的1 mol/L的NaOH溶液
后,OH-过量,所得溶液呈碱性｡
后,混合溶液的pH=5｡请分析原
因:_________________________________________________________ _____________________｡ 曲线B对应95 ℃,此时水的离子积为10-12,HA为弱酸,HA中和NaOH后,混合溶 液中还剩余较多的HA分子,可继续电离出H+,使溶液pH=5
在试纸上,再与标准比色卡对照 C.将一小块试纸在待测液中蘸一下,取出后放在表面皿上,与标准比色卡对照 D.将一小块试纸先用蒸馏水润湿后,在待测液中蘸一下,取出后与标准比色卡 对照
答案:A
解析:用pH试纸测定溶液的pH时应将一小块试纸放在表面皿或玻璃片上,用 玻璃棒蘸取待测液点在试纸上,再与标准比色卡对照｡试纸在使用前不能用蒸 馏水润湿,否则待测液被稀释可能产生误差｡
(2)滴定 ①用碱式滴定管取一定体积待测液于锥形瓶中,滴入2~3滴指示剂(甲基橙或 石蕊)｡ ②用左手握活塞旋转开关,右手不断旋转摇动锥形瓶,眼睛注视锥形瓶中溶液 的颜色变化至橙色或粉红色消失,记下读数｡ (3)计算 每个样品做2~3次,取平均值求出结果｡
体验热身
1.将纯水加热至较高温度,下列叙述正确的是( A.水的离子积变大､pH变小､呈酸性 )
2.下列溶液肯定是酸性的是( A.含H+的溶液 B.能使酚酞显无色的溶液 C.pH<7的溶液 D.c(OH-)<c(H+)的溶液
)
答案:D
解析:任何水溶液中均含H+和OH-,故A错｡使酚酞显无色的溶液,其pH<8,该溶 液可能显酸性,也可能呈中性或碱性,B错｡以纯水在100 ℃为例,KW=1012,c(H+)=10-6mol/L,pH=6,但溶液为中性,故pH<7的溶液可能显酸性,也可能
12 +)+ +)而 +)=c cH2O(H cH2O(H 溶液中(OH )= 酸(H 2 10mol/L,又因为c (H+)=c( ),所以c(H+)=c(OH-)+c( 酸 2
的c(H+)=c
1 10 1 10
mol/L=1×10);pH=12的NaOH溶液 2
中c(OH-)=1
来的10n倍或缩小到原来的1/10n｡
(3)当c(H+)>1 mol/L时,pH为负数;当c(OH-)>1 mol/L时,pH>14｡对于c(H+)或 c(OH-)大于1 mol/L的溶液,用pH表示反而不方便,所以pH仅适用于c(H+)或
c(OH-)≤1 mol/L的稀溶液｡
(4)也可以用pOH来表示溶液的酸碱性,pOH是OH-浓度的负对数｡ pOH=-lgc(OH-),因为c(OH-)·c(H+)=10-14,若两边均取对数得:pH+pOH=14｡
3.水的电离平衡的移动
H2O 条件变化 升高温度 加酸 加碱 → ← ←
H++OH- ΔH>0
c(H+) ↑ ↑ ↓ c(OH-) ↑ ↓↑ KW ↑ -
移动方向
加强酸弱碱 盐
加强碱弱酸 盐
→
→
↑
↓
↓
↑
-
说明:“→(←)”表示平衡向右(左)移动,“↑(↓)”表示离子浓度 增大(减小),“-”表示不变｡
10∶1
(3)95 ℃时,若100体积pH1=a的某强酸溶液与1体积pH2=b的某强碱溶液混合
后溶液呈中性,则混合前该强酸的pH1与强碱的pH2之间应满足的关系是 a+b=14或pH +pH =14
1 2
______｡ (4)曲线B对应温度下,pH=2的某HA的溶液和pH=10的NaOH溶液等体积混合
解析:(1)水的电离是吸热过程,温度低时,电离程度小,c(H+)､c(OH-)小,所以25 ℃时水的电离平衡曲线应为A｡ (2)25 ℃时所得混合溶液的pH=7,溶液呈中性即酸碱恰好中和,即n(OH)=n(H+), 则V(NaOH)·10-5 mol/L=V(H2SO4)·10-4mol/L, 得V(NaOH)∶V(H2SO4)=10∶1｡
二､溶液的酸碱性及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｡
(1)c(H+)>c(OH-),溶液呈酸性; (2)c(H+)=c(OH-),溶液呈中性; (3)c(H+)<c(OH-),溶液呈碱性｡
2.pH
(1)计算公式:pH=-lgc(H+)｡ (2)适用范围: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｡
2.中和滴定操作(以标准盐酸滴定NaOH溶液为例) (1)准备 ①滴定管 a.检验酸式滴定管是否漏水; b.洗涤滴定管后要用标准液润洗2~3次,并排除滴定管尖嘴处的气泡; c.用漏斗注入标准液至“0”刻度上方2~3 cm处｡ d.将液面调节到“0”或“0”以下某一刻度处,记下读数｡ ②锥形瓶:只用蒸馏水洗涤,不能用待测液润洗｡
(3)混合后溶液呈中性,有100×10-a=1×10b-12,即:
10-a+2=10b-12,所以,有以下关系:a+b=14或pH1+pH2=14｡
(4)在曲线B对应温度下,因pH(酸)+pH(碱)=2+10=12,可得酸碱两溶液中 c(H+)=c(OH-),如果是强酸､强碱,两溶液等体积混合后溶液应呈中性;现混合 溶液的pH=5,即等体积混合后溶液显酸性,说明H+与OH-完全反应后又有新的 H+产生,即酸过量,所以说HA是弱酸｡
3.pH试纸的使用 (1)方法:把一小块pH试纸放在玻璃片(或表面皿)上,用蘸有待测液的玻璃棒点 在试纸的中央,试纸变色后,与标准比色卡比较来确定溶液的pH｡ (2)注意:pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿,否则将可能产生误差｡
三､中和滴定
1.主要仪器
滴定管分为酸式滴定管和碱式滴定管｡酸性溶液装在酸式滴定管中,碱性溶液 装在碱式滴定管中｡如图所示:
呈中性或碱性｡
3.取浓度相同的NaOH和HCl溶液,以3∶2体积比相混合,所得溶液的pH等于 12,则原溶液的浓度为( )
A.0.01 mol/L
B.0.017 mol/L C.0.05 mol/L D.0.50 mol/L
答案:C
解析:设原溶液的浓度为c,则混合后溶液中
c(OH-)=10-2mol/L,即
由水电离出的
c(OH-)=1.0×10-3 mol/L｡
6.(2009·黄冈模拟)一定物质的量浓度溶液的配制和酸碱中和滴定是中学化 学中两个典型的定量实验｡某研究性学习小组在实验室中配制1 mol/L的稀硫 酸标准溶液,然后用其滴定某未知浓度的NaOH溶液｡下列有关说法中正确的 是________｡
B.水的离子积不变､pH不变,呈中性
C.水的离子积变小､pH变大､呈碱性 D.水的离子积变大､pH变小､呈中性
答案:D
解析:H2O
中性｡

H++OH- ΔH>0,升高温度,平衡右移,c(H+)·c(OH-)增
大,KW=c(H+)·c(OH-)增大,pH=-lgc(H+)减小,但溶液中c(H+)=c(OH-),溶液呈
7.已知水在25 ℃和95 ℃时,其电离平衡曲线如图所示:
A
(1)25 ℃时水的电离平衡曲线应为________(填“A”或 “B”),请说明理
由:____________________________________｡ 水的电离是吸热过程,温度低时,电离程度小,c(H+)､c(OH-)小 (2)25 ℃时,将pH=9的NaOH溶液与pH=4的H2SO4溶液混合,若所得混合溶液 的pH=7,则NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比为________｡
2.水电离出的c(H+)与c(OH-) 在酸性或碱性的稀溶液中,由水电离出的c(H+)和c(OH-)总相等,即c(H+)水
=c(OH-)水｡如0.1 mol/LHCl或NaOH溶液中,c(H+)水=c(OH-)水=1×10-13 mol/L
｡ 酸中c(OH-)很小,但完全是由水电离出来的,不能忽略｡同样,碱溶液中的c(H+) 也不能忽略｡
选C｡
3 L 2 L c c ,解得c=0.05 mol/L,故 102 mol / L 5L
4.用pH试纸测定溶液pH的正确操作是( 准比色卡对照
)
A.将一小块试纸放在表面皿上,用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上,再与标
B.将一小块试纸用蒸馏水润湿后放在表面皿上,用玻璃棒蘸取少量待测液点