最新-2018年高考化学 第二节 水的电离和溶液的酸碱性课件 新 精品

C．小于
D．不能肯定
解析：水的电离过程是吸热的，所以90℃时纯水电离
出的c(H＋)和c(OH－)比25℃时纯水电离出的c(H＋)和c(OH
－)大．
答案：C
2．常温下，在pH＝12的某碱溶液中，由水电离出的
c(OH－)为
()
A．1.0×10－7 mol/L B．1.0×10－6 mol/L
C．1.0×10－3 mol/L D．1.0×10－12 mol/L
变色后，与标准比色卡对比即可读出溶液的pH.
⑦ 注 意 ： A. 使 用 pH 试 纸 测 溶 液 的 pH 时 ， 试 纸 不 能
湿润
，记录数据时整只数有
， 不 小能数出 现
．
pH计
B．若精确测溶液的pH，则应使用
．
1．纯水在25℃时的氢离子浓度与90 ℃时的氢离子浓
度的关系是
()
A．大于
B．等于
c(BaCl2)＝0.05 mol/L× 答案：A
≈5.05×10－4 mol/L
1．概念 用已知物质的量浓度的酸(或碱)来测定未知物质的量 浓度的碱(或酸)的方法．
2．原理 (1)实质：酸电离出的H＋和碱电离出的OH－恰好中和 生成H2O，即：H＋＋OH－===H2O. (2)计算：用c、V、a分别代表物质的量浓度、溶液的 体积、酸(或碱)的元数，因n(H＋)＝n(OH－)，则有 c(酸)·V(酸)·a(酸)＝c(碱)·V(碱)·a(碱)． 如：一元强酸和一元强碱的滴定，则有 c(酸)·V(酸)＝c(碱)·V(碱)．
点拨：解答该题时要把握住判断溶液酸碱性的根本依 据是c(H＋)与c(OH－)的相对大小，而据pH与7的大小来判 定时要注意条件为25℃.
解析：(1)题中要求使水的电离平衡向右移动，即促进 水的电离，常采用加热法或加入可水解的盐，现同时要求 溶 液 呈 酸 性 ， 因 此 只 能 加 入 强 酸 弱 碱 盐 ， 即 Cu(NO3)2 或 (NH4)2SO4符合题意，A项中虽是酸性，但平衡向左移动， C项中平衡虽向右移动，但溶液仍是中性．
(3)强酸与强碱混合 方法：先据过量计算判断出反应的情况，若H＋过量 按 (1)情况计算，若OH－过量按(2)情况计算． (4)等体积强酸(pH＝a)与强碱(pH＝b)混合 ①若a＋b＝14，溶液呈中性，25℃时pH＝7. ②若a＋b>14，溶液呈碱性，25℃时pH>7. ③若a＋b<14，溶液呈酸性，25℃时pH<7.
溶液的pH
8 6
假设溶液混合前后的体积变化忽略不计，则c为( )
A．3
B．4
C．5
D．6
点拨：解答该题时先据题目判断出 KW，然后据
c(OH－)＝c(KHW＋)即求出 c(NaOH)，继而可求出 c(HCl)．
解析：据题意可知在该温度下水的离子积常数是 1×10
－12，而不是 1×10－14.通过①可知，此 NaOH 溶液中 c(OH
(2)滴定 左手控制滴定管活塞开关，右手摇动锥形瓶，眼睛注 视锥形瓶内溶液颜色的变化，滴定至终点时，记录标准液 的体积． 记忆口诀：左手塞，右手瓶，眼向下，别上瞧，颜色 变，等等看，半分钟，记数据．
(3)数据处理
按上述操作重复二至三次，求出标准盐酸体积的平均
值，根据c(NaOH)＝
V[HCl(aq)]·c(HCl) V[NaOH(aq)]
步骤 洗涤 取液 滴定
读数
Biblioteka Baidu操作
酸式滴定管未用标准溶液润洗
碱式滴定管未用待测溶液润洗
锥形瓶用待测溶液润洗
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液 体后气泡消失
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时 气泡消失
振荡锥形瓶时部分液体溅出
部分酸液滴出锥形瓶外
滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或 前仰后俯) 滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或 前俯后仰)
(1)已知水中存在如下平衡：H2O＋H2O H3O＋＋ OH－ ΔH>0，现欲使平衡向右移动 ，且所得溶液呈酸性， 选择的方法是________(填字母)．
A．向水中加入NaHSO4 B．向水中加入Cu(NO3)2 C．加热水至100℃ D．在水中加入(NH4)2SO4
(2)现欲测定100℃沸水的pH及酸碱性，若用pH试纸 测 定 ， 则 试 纸 显 ________ 色 ， 溶 液 呈 ________ 性 ( 填 “ 酸 ” “ 碱 ” 或 “ 中 ” ) ； 若 用 pH 计 测 定 ， 则 pH________7(填“>”“＝”或“<”)，溶液呈________ 性(填“酸”“碱”或“中”)．
D．1.01×10－3 mol/L
解析：BaCl2溶液与H2SO4溶液混合除生成沉淀外，另 一 方 面 是 H2SO4 溶 液 中 的 c(H ＋ ) 被 冲 稀 ， 原 H2SO4 溶 液 中 c(H＋)＝0.05 mol/L×2＝0.1 mol/L, pH＝1，被稀释100倍后
pH＝3，则BaCl2与H2SO4溶液的体积比为99∶1， 则二者物质的量浓度之比为1∶99
－)＝1×10－4 mol/L.由②可知，加入 20 mL 盐酸后溶液的
pH＝6，此时恰好完全中和．则
c(H＋)＝0.020
L×10－4 0.020 L
mol/L
＝1×10－4 mol/L，则 c＝4. 答案：B
1．常温下pH＝1的两种一元酸溶液A和B，分别加水
稀释至1000倍，其pH与所加水的体积变化如图所示，则
KW 不变 ．
2．溶液的酸碱性和pH (1)溶液的酸碱性 ①溶液酸碱性的判断标准是c(H＋)与c(OH－) 的 相 对 大 小． ②25℃时，溶液酸碱性的判断标准是 pH与7 的 相对大小． ③规律
A．中性溶液：c(H＋) ＝ c(OH－) 25℃时，c(H＋)＝1×10－7 mol/L, pH ＝ 7. B．酸性溶液：c(H＋) > c(OH－) 25℃时，c(H＋)>1×10－7 mol/L, pH < 7. C．碱性溶液：c(H＋) < c(OH－) 25℃时，c(H＋)<1×10－7mol/L, pH > 7.
计算待测氢氧化钠
溶液的浓度．若某一组数据误差太大，要舍去不合理的数
据．
6．误差分析
依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，所以c(待
测)＝
c(标准)·V(标准) V(待测)
，因c(标准)已确定，因此只要分析出
不正确操作引起V(标准)与V(待测)的变化，即分析出结
果．
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例， 常见的因操作不正确而引起的误差有：
答案：D
(3)注意：酸溶液稀释时，pH增大，但无论稀释多大 倍数，pH无限接近于7，但不会大于7.碱溶液稀释时，pH 减小，但无论稀释多大倍数，pH无限接近于7，但不会小 于7.
2 .溶液pH的计算 (1)酸性溶液 方法：先求 c(H＋)，再求 pH.(不论是一种酸溶液还是强 酸的稀释或混合)． (2)碱性溶液 方法：先求 c(OH－)，再据 c(H＋)＝c(OKHW－)求出 c(H＋)， 最后求 pH(不论是一种碱溶液还是强碱的稀释或混合)．
不变
，温度升高，KW 增大 ．
④适用范围：水和酸、碱、盐的稀溶液．
(3)影响水的电离平衡的因素
①有下列物质及操作
A．H2SO4 B．NaOH C．NaCl D．CH3COOH
E．NH3·H2O F．加热 G．Na2CO3 H．AlCl3 能促进水的电离平衡的有F、G、H ；抑制水的电离
平衡的有 A、B、D、E
V(标准) 变大 变小 变大 不变 变小
变大 变小 变大 变小
变大
c(待测) 偏高 偏低 偏高
无影响 偏低
偏高 偏低 偏高 偏低
偏高
[例题2] 中学化学实验中，淡黄色的pH试纸常用于 测定溶液的酸碱性．在25℃时，若溶液的pH＝7，试纸不 变色；若pH<7，试纸变红色；若pH>7，试纸变蓝色．而 要精确测定溶液的pH，需用pH计．pH计主要通过测定溶 液中H＋的浓度来测定溶液的pH.已知100℃时，水的离子 积常数KW＝1×10－12.
[例题1] 在T℃时，某NaOH稀溶液中c(H＋)＝10－a mol/L，c(OH－)＝10－b mol/L，已知a＋b＝12.向该溶液中 逐滴加入 pH＝c的盐酸(T℃)，测得混合溶液的部分pH如 下表所示：
序号
① ②
NaOH溶液的体 积/mL
20.00
20.00
盐酸的体积/mL
0.00 20.00
3．实验的关键 (1)准确测定溶液的体积； (2)准确判断滴定终点．
4．实验用品 (1)仪器：酸式和碱式滴定管、铁架台、滴定管夹、锥 形瓶、烧杯． 滴定管：①有酸式滴定管(下部有玻璃活塞)和碱式滴 定管(下部是中间有个玻璃球的橡胶管)，前者盛酸性或氧 化性溶液，后者盛碱性或非氧化性溶液． ②标有温度和容积． ③有“0”刻度． ④使用前要洗净并检查是否漏液．
1．水的电离 (1)水是一种 极弱的电解质
，能发生微弱的
电离，其电离方程式为H2O＋H2O
H3O＋＋OH－，简
写为 H2O
H＋＋OH－ 其电离平衡常数
(2)水的离子积——电离平衡常数的特例 ①符号：KW
②表达式：KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14 (25℃)
③影响因素：KW仅仅是温度的函数，温度不变，KW
解析：由水电离的c(H＋)＝10－pH＝1.0×10－12 mol/L，
由水电离出的c(OH－)等于由水电离出的c(H＋)，所以，
c(OH－)也等于1.0×10－12 mol/L.
答案：D
3．室温时，将x mL pH＝a的稀NaOH溶液与y mL
pH＝b的稀盐酸充分反应．下列关于反应后溶液pH的判断，
；对水的电离平衡无影
响的是 C .
②规律
A．加入酸或碱：水的电离平衡向左移动，电离程度
减小
，KW 不变 ．
B．温度：升高温度，水的电离平衡向右移动，电离
程度 增大 ，c(H＋)和c(OH－) 增大 ，KW 增大 ． C．加入盐：不水解的盐对水的电离平衡 无影响 ；
可水解的盐使水的电离平衡向右移动，电离程度 增大 ，
(2)试剂：标准液、待测液、酸碱指示剂．
②选择原则：变色明显，变色范围尽可能与中和反应 生成盐溶液呈现的酸碱性一致．强酸强碱之间的滴定选用 甲基橙或酚酞均中，一般不用石蕊．
5．步骤 (以标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例) (1)滴定前的准备 ①滴定管中：a.洗涤；b.查漏；c.润洗；d.装液；e.排 气；f.调液面；g.记录读数 ②锥形瓶中：a.注碱液；b.记读数；c.加指示剂
正确的是
()
A．若x＝y，且a＋b＝14，则pH>7
B．若10x＝y，且a＋b＝13，则pH＝7
C．若ax＝by，且a＋b＝13，则pH＝7
D．若x＝10y，且a＋b＝14，则pH>7
解析：本题主要考查有关 pH 的简单计算． 由题意知：n(NaOH)＝x·10a－14 mol, n(HCl)＝y·10－b mol，所以 n(NaOH)∶n(HCl)＝xy·1·100a－－b14＝xy×10(a＋b－14)．若 x ＝y，且 a＋b＝14，则 n(NaOH)＝n(HCl)二者恰好完全反应， pH＝7；若 10x＝y 且 a＋b＝13，则碱不足，pH<7；若 ax ＝by 且 a＋b＝13 则 n(NaOH)∶n(HCl)＝ba·110<1，故 pH<7； 若 x＝10y 且 a＋b＝14，则 n(NaOH)∶n(HCl)＝10>1，NaOH 过量，pH>7.
答案：CD
2．(2009·广州调研)向V mL BaCl2溶液中加入一定体 积的0.05 mol/L的硫酸溶液，两者恰好完全反应，且反应
后溶液的pH为3.0，则原BaCl2溶液的物质的量浓度为
()
A．5.05×10－4 mol/L
B．5.05×10－3 mol/L
C．1.01×10－4 mol/L
(2)溶液的pH
①定义：水溶液中H＋的物质的量浓度的负对数．
②表达式： pH＝－lgc(H＋)
③意义：粗略表示溶液酸碱性的强弱．
④范围：pH的范围一般在 0～14 之间
⑤规律：pH越小，溶液的酸性 越强 ；pH越大，
溶液的碱性
越．强
⑥测定方法：把一小片pH试纸放在 玻璃片或表面 皿上，用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液去点试纸中部 ，
下列结论中正确的是
()
A．A酸比B酸的电离程度小
B．B酸比A酸容易电离
C．B是弱酸，A是强酸
D．pH＝1时，B酸的物质的量浓度比A酸大
解析：如果是一元强酸，pH＝1时，c(H＋)＝1×10－1 mol/L，加水稀释103倍后，此时，c(H＋)＝1×10－4 mol/L， pH＝4.如果是一元弱酸，则1<pH<4.从图上可以看出A酸 为强酸而B酸是弱酸．pH＝1时，B酸的物质的量浓度比A 酸大．所以C和D是正确的．