高考化學一輪復(fù)習課件：水的電離和溶液的酸堿性.ppt

第八章 水溶液中的離子平衡,第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性,基礎(chǔ)整合,1.水的電離 水是一種_，能發(fā)生微弱的電離， 其電離方程式為H2O+H2O H3O+OH-， 簡寫為 ，其電離平衡常數(shù)K=_。 2.水的離子積電離平衡常數(shù)的特例 （1）符號：_ （2）表達式：KW=_ =_（25 ） （3）影響因素： KW僅僅是溫度的函數(shù)，溫度不變，KW _，溫度升高, KW _。,極弱的電解質(zhì),H2O,H+OH-,H+OH-,H2O,KW,H+OH-,10-14mol2L-2,不變,增大,（4）適用范圍： 水和酸、堿、鹽的稀溶液。 3.酸、堿、鹽對水的電離平衡影響 A.H2SO4 B.NaOH C.NaCl D.CH3COOH E.NH3H2O F.Na2CO3 G.AlCl3 能促進水的電離平衡的有_； 抑制水的電離平衡的有_；對水的電離平衡無影響的是_。 , ,C,F、G,A、B、D、E,影響水電離平衡的因素 1.溫度 因為水的電離是吸熱過程，故升高溫度，水的電離平衡向_移動。H+和OH-同時_，但因為由水電離出的H+和OH-始終相等，故溶液呈_性。 2.加入酸或堿 向純水中加入酸（或堿），由于酸（或堿）電離產(chǎn)生H+（或OH-），使水中H+或OH-_，水的電離平衡向_移動，達到新平衡時，溶液中H+或OH-增大，水的電離程度_。,右,增大,中,增大,左,減小,3.加入活潑金屬 向純水中加入活潑金屬，如金屬鈉，由于活潑金屬可與水電離產(chǎn)生的H+直接發(fā)生置換反應(yīng)，產(chǎn)生H2，使水的電離平衡向_移動。 4.加入弱堿陽離子或弱酸根陰離子 由于弱堿陽離子與水電離出的OH-結(jié)合生成弱堿；弱酸根陰離子與水電離出的H+結(jié)合生成了弱酸，從而使水中的OH-或H+_，破壞了水的電離平衡，使水的電離平衡向_移動，其電離程度_。,右,降低,右,增大,1.（2009年東營質(zhì)檢）25 時，水的電離達到平衡： H2O H+OH- H0。下列敘述正確的是（ ） A.向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c（OH-）降低 B.向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c（H+）增大，KW不變 C.向水中加入少量固體CH3COONa,平衡逆向移動，c（H+）降低 D.將水加熱，KW增大，pH不變,解析：向水中加入稀氨水，c（OH-）增大，平衡逆向移動，c（H+）減小，A項不正確；向水中加入少量固體NaHSO4:NaHSO4 Na+H+SO42-c（H+）增大，但KW不變，B項正確；向水中加入少量固體CH3COONa后，CH3COO-與水電離的H+結(jié)合生成弱電解質(zhì)CH3COOH,使水的電離平衡正向移動，c（OH-）增大，c（H+）降低，C項不正確；將水加熱，水的電離平衡正向移動，c（H+）、c（OH-）均增大，KW增大，pH減小，但仍呈中性，D項不正確。 答案：B,1.溶液的酸堿性 （1）溶液酸堿性的判斷標準是 的相對大小。 （2）25 時，溶液酸堿性的判斷標準可以是_的相對大小。 （3）規(guī)律 中性溶液：c（H+）_c（OH-） 25 時，c（H+）=110-7mol/L,pH_7。 酸性溶液：c（H+）_c（OH-） 25 時，c（H+）110-7mol/L,pH_7。,OH-與H+ 或c（H+）與c（OH-）,pH,=,=,堿性溶液：c（H+）_c（OH-） 25 時，c（H+）110-7 mol/L,pH_7。 2.溶液的pH （1）定義：水溶液中H+的物質(zhì)的量濃度的負對數(shù)。 （2）表達式： （3）意義：粗略表示溶液酸堿性的強弱。 （4）范圍：pH的范圍一般在_之間 （5）規(guī)律：pH越小，溶液的酸性_；pH越大，溶液的堿性_。 （6）測定方法：把一小片pH試紙放在 ， 變色后，與標準比色卡對比即可讀出溶液的pH。 （7）注意：使用pH試紙測溶液的pH時，試紙不能 ，記錄數(shù)據(jù)時只有 ，不能出現(xiàn) 。 若精確測溶液的pH,則應(yīng)使用_ 。,pH=-lgH+或pH=-lgc（H+）,014,越強,越強,表面皿或玻璃片上，用潔凈的玻璃棒蘸取溶液點在pH試紙中心,用蒸餾水潤濕,整數(shù),小數(shù),pH酸度計（或pH計）,1.依據(jù)：溶液中H+和OH-的相對大小 2.規(guī)律 （1）酸堿溶液稀釋后的pH變化,注意：無論稀釋多大倍數(shù)，酸溶液不顯堿性，堿溶液不 顯酸性，無限稀釋時，溶液pH等于_。,a+n,b-n,7,（2）酸與堿的pH之和為14，等體積混合。 若為強酸與強堿，則pH_7。 若為強酸與弱堿，則pH_7。 若為弱酸與強堿，則pH_7。,常溫時,（3）等體積強酸（pH1）和強堿（pH2）混合 若二者pH之和為14，則溶液呈_性， pH_7,恰好完全反應(yīng)。 若二者pH之和大于14，則溶液呈_性， pH_7,_過量。 若二者pH之和小于14，則溶液呈_性， pH_7,_過量。,常溫時,=,中,=,堿,堿,酸,酸,（4）強酸（pH1）與強堿（pH2）混合呈中性時， 二者的體積關(guān)系有如下規(guī)律： 若pH1+pH2=14,則V酸_V堿 若pH1+pH214,則V（酸）V（堿）=10pH1+pH2-141。 若pH1+pH214,則V（酸）V（堿）=11014-（pH1+pH2）。 特別提醒： 根據(jù)H+和OH-的相對大小來判斷 溶液的酸堿性，在任何條件下都是正確的，而根據(jù)溶液的pH與7的相對大小來判斷時，要看溫度是否為常溫（25 ）。,=,2.將純水加熱至較高溫度，下列敘述正確的是 （ ） A.水的離子積變大、pH變小、呈酸性 B.水的離子積不變、pH不變、呈中性 C.水的離子積變小、pH變大、呈堿性 D.水的離子積變大、pH變小、呈中性,解析：本題應(yīng)用到的關(guān)鍵信息是： 純水。加熱至較高溫度。解答該題時首先從水的電離平衡的特點入手，判斷離子積常數(shù)的變化，再根據(jù)c（H+）與c（OH-）的相對大小判斷溶液的酸、堿性。 H2O的電離為吸熱反應(yīng)，將純水加熱至較高溫度，電離平衡向正反應(yīng)方向移動，c（H+）、c（OH-）增大，則水的離子積KW=c（H+）c（OH-）增大，pH=-lgc（H+）減小，而c（H+）=c（OH-），呈中性。 答案：D,3.（2009年東城調(diào)研）常溫時，以下4種溶液pH最小的是 ( ) A.0.01 molL-1醋酸溶液 B.0.02 molL-1醋酸與0.02 molL-1 NaOH溶液等體積混合液 C.0.03 molL-1醋酸與0.01 molL-1NaOH溶液等體積混合液 D.pH=2的鹽酸與pH=12的NaOH溶液等體積混合液,解析：A項中醋酸的酸性最強，pH最小，故A正確；B項中醋酸和氫氧化鈉等物質(zhì)的量混合后，生成CH3COONa和H2O,溶液呈堿性，pH值最大；C項經(jīng)反應(yīng)后，醋酸剩余，余下醋酸的濃度為0.01 molL-1，生成的CH3COONa電離產(chǎn)生的CH3COO-抑制醋酸的電離，使pH值大于A項中的pH值；D項pH=2的鹽酸與pH=12的氫氧化鈉溶液等體積混合，溶液呈中性，其pH值等于7。綜上所述，只有A項正確。 答案：A,熱點考向,（2009年上海卷）對于常溫下pH為1的硝酸溶液，下列敘述正確的是 ( ) A.該溶液1 mL稀釋至100 mL后，pH等于3 B.向該溶液中加入等體積、pH為13的氫氧化鋇溶液恰好完全中和 C.該溶液中硝酸電離出的c（H+）與水電離出的c（H+）之比值為10-12 D.該溶液中水電離出的c（H+）是pH為3的硝酸中水電離出的c（H+）的100倍,解析： A項，1 mL稀釋至100 mL后，H+濃度由0.1 mol/L變?yōu)?0-3mol/L，所以，pH由1變?yōu)?；B項，pH為13的氫氧化鋇溶液中OH-濃度為0.1 mol/L,所以與等體積pH為1的硝酸溶液（H+濃度為0.1 mol/L）恰好完全反應(yīng)；C項，水電離出的c（H+）等于水電離的c（OH-），即10-14/10-1mol/L=10-13mol/L，所以該溶液中硝酸電離出的c（H+）與水電離出c（H+）之比值為0.1 mol/L/10-13mol/L =1012；D項，pH=1的硝酸溶液中水電離出的c（H+）為10-13mol/L，pH為3的硝酸中水電離的c（H+）與水電離的c（OH-）相等，即10-14/10-3mol/L=10-11mol/L，所以該溶液中水電離出的c（H+）是pH為3的硝酸中水電離出的c（H+）的10-13/10-11 = 1/100 倍。 答案：AB,名師點睛： 無論是酸性溶液，還是堿性溶液，還是中性溶液，只要溫度一定,KW為定值，即常溫下KW=110-14mol2L-2。酸溶液中的c（OH-）等于H2O電離的c（OH-）水，也等于H2O電離的c（H+）水，同理堿溶液中 c（H+） c（H+）水 c（OH-）水。,1.有關(guān)常溫下pH均為3的醋酸和硫酸的說法正確的是 ( ) A.兩種溶液中，由水電離出的氫離子濃度均為110-11 molL-1 B.分別加水稀釋100倍后，兩種溶液的pH仍相同 C.醋酸中的c（CH3COO-）和硫酸中的c（SO42-）相等 D.分別加入足量鋅片，兩種溶液生成H2的體積相同 解析：加水稀釋10倍，強酸pH增大1，弱酸增大小于1，強堿減小1，弱堿減小小于1。 答案：A ,2. （2009年河源質(zhì)檢）下列溶液里，由水電離生成的氫離子濃度之比是 ( ) pH=0的鹽酸 0.1 molL-1的鹽酸 0.01 molL-1的NaOH溶液 pH=11的NaOH溶液 A.1101001000 B.011211 C.14131211 D.141323,解析：利用KW求出水的電離產(chǎn)生的H+： c（H+）水=c（OH-）=KW /c（H+）=10-14/1 =10-14 molL-1， c（H+）水=c（OH-）=KW /c（H+）=10-14/0.1 =1010-14molL-1， c（H+）水=c（OH-）=KW /c（OH-）=10-14/ 0.01 =10010-14 molL-1， c（H+）水=c（H+）=10-11=100010-14molL-1。 答案：A,室溫時，將xmL pH=a的稀NaOH溶液與ymL pH=b的稀鹽酸充分反應(yīng)，下列關(guān)于反應(yīng)后溶液pH的判斷，正確的是 ( ) A.若x=y,且a+b=14,則pH7 B.若10x=y,且a+b=13,則pH=7 C.若ax=by,且a+b=13,則pH=7 D.若x=10y,且a+b=14,則pH7,解析： 本題中可以應(yīng)用的信息主要是： xmL pH=a的稀NaOH溶液。ymL pH=b的稀鹽酸。 解答該題時首先根據(jù)題中數(shù)據(jù)計算出n（NaOH）、n（HCl），然后根據(jù)二者的比值，結(jié)合各項的判斷逐一分析排除。 首先計算出： n（NaOH）=x10a-17 mol,n（HCl）=y10-（b+3） mol則n（NaOH）n（HCl）=x10a-17/y10b+3=x/y10（a+b）-14，然后逐項分析。,A項若x=y，a+b=14,則n（NaOH）/n（HCl） =1, n（OH-）=n（H+）,pH=7,A錯誤；B項若10x=y,a+b=13,則n（NaOH）/n（HCl）=10-2,n（OH-）7,則b10a,pH7,C錯誤；D項若x=10y,a+b=14,則n（NaOH）/n（HCl）=10,n（OH-）n（H+ ）,pH7,D正確。 答案：D,名師點睛： 酸、堿pH運算概括為：“酸按H+（pH=-lgH+;堿按OH-（pH=-lgKW/OH-）; 酸堿混合求過剩；看準強弱與元數(shù)?！奔礊椋?1.單一溶液的pH計算 （1）強酸溶液，如HnA,設(shè)濃度為c molL-1，則H+=nc molL-1，pH=-lg H+ =-lg nc。 （2）強堿溶液，如B（OH）n,設(shè)濃度為cmolL-1，則H+= 10-14/nc ,pH=-lg H+ =14+lg nc。 （3）一元弱酸溶液，設(shè)濃度為cmolL-1，則有：c（H+）-lg c。,（4）一元弱堿溶液，則為c（OH-） 10-14/c,pH14+lg c。 2.酸、堿混合pH的計算 當溶液混合后體積變化可忽略不計時，先計算出混合溶液中H+的濃度，然后再根據(jù)公式進行求算，其中H+濃度的求算形式有： （1）兩種強酸混合 H+混= （2）兩種強堿混合 OH-混= ,H+1V1+H+2V2,V1+V2,V1+V2,OH-1V1+OH-2V2,（3）強酸強堿混合 H+混 或OH混 3.pH計算的巧算 （1）pH分別為a、b（b-a2）的兩種強酸溶液等體積混合， 混合后的pH=a+0.3。 （2）pH分別為a、b（b-a2）的兩種強堿溶液等體積混合， 混合后的pH=b-0.3。,=,|H+酸V酸-OH-堿V堿|,V酸+V堿,3.（2010年濟南質(zhì)檢）25 時，下列各組溶液等體積混合后，所得溶液pH最大的是 ( ) A.pH=1的鹽酸與pH=13的Ba（OH）2溶液 B.0.1 molL-1H2SO4溶液與0.2 molL-1氨水 C.pH=1的CH3COOH溶液與pH=13的NaOH溶液 D.0.1 molL-1 CH3COOH溶液與0.1 molL-1 NaOH溶液,. 解析：A項反應(yīng)呈中性；B項生成強酸弱堿鹽呈酸性；C項， CH3COOH過量呈酸性；D項恰好完全中和生成強堿弱酸鹽呈堿性。 答案：D,4.已知在100 的溫度下（本題涉及的溶液其溫度均為100 ），水的離子積KW=110-12 mol2L-2。下列說法正確的是 ( ) A.0.05 molL-1的H2SO4溶液pH=1 B.0.001 molL-1的NaOH溶液pH=11 C.0.005 molL-1的H2SO4溶液與0.01 molL-1的NaOH溶液等體積混合，混合溶液pH為6，溶液顯酸性 D.完全中和pH=3的H2SO4溶液50 mL，需要pH=11的NaOH溶液50 mL,解析：解答本題需注意題中涉及的溶液溫度為100 ，而不是25 ，此時KW=110-12 mol2L-2。A項，c（H+）=0.05 molL-12=0.1 molL-1，pH=1,A項正確；B項，c（OH-）=0.001 molL-1，c（H+）=110-12mol2L-2/0.001molL-1=110-9molL-1，pH=9，B項不正確；C項，H2SO4溶液中c（H+）=0.005 molL-12=0.01 molL-1，NaOH溶液中c（OH-）=0.01 molL-1，兩溶液等體積混合后，恰好完全中和，溶液顯中性，pH為6，C項不正確；D項，pH=3的H2SO4溶液中c（H+）=10-3molL-1，pH=11的NaOH溶液中c（OH-）=SX（110-12 mol2L-2110-11molL-1=110-1molL-1，則50 mL10-3 molL-1=V（NaOH）10-1 molL-1，V（NaOH）=0.5 mL,D項不正確。 答案：A,走進實驗室,基礎(chǔ)再現(xiàn),實驗課題：溶液pH的測定,1.測溶液pH的方法 溶液pH的測定有三種方法，分別是酸堿指示劑測定、pH試紙測定、pH計測定。目前中學較為常用的是前兩種，即用酸堿指示劑進行定性和半定量測定及用pH試紙對溶液的pH進行粗略的定量測定。 2.試紙的作用： （1）測定溶液的pH,（2）檢驗氣體的性質(zhì)：先用蒸餾水把試紙的一端潤濕，粘在玻璃棒的一端，用玻璃棒將試紙靠近氣體，觀察顏色的變化，判斷氣體的性質(zhì)。也可用干凈的鑷子夾取試紙。 （3）注意：試紙不可直接伸入溶液；試紙不可接觸試管口、瓶口、導管口等；取出試紙后，應(yīng)將盛放試紙的容器蓋嚴，以免被實驗室的一些氣體“玷污”；測定溶液的pH時，試紙不可事先用蒸餾水潤濕，因為潤濕試紙相當于稀釋被檢驗的溶液，可能會導致測量不準確。正確的方法是用干凈且干燥的玻璃棒蘸取待測液，點滴在一小塊試紙的中央，待試紙變色后，再與標準比色卡對照讀出溶液的pH。,有一學生在實驗室測某溶液的pH。實驗時，他先用蒸餾水潤濕pH試紙，然后用潔凈干燥的玻璃棒蘸取試樣進行檢測。 （1）該學生的操作是_（填“正確的”或“不正確的”），其理由是 。 （2）請分析上述操作是否一定有誤差？ 。 （3）若用此法分別測定c（H+）相等的鹽酸和醋酸溶液的pH,誤差較大的是_，原因是 。,（4）某同學用pH試紙測出某溶液的pH為3.82，你認為合理嗎？ 。 （5）只從下列試劑中選擇實驗所需的試劑，你能否區(qū)分0.1 molL-1的H2SO4和0.01 molL-1的H2SO4，簡述操作過程。 試劑：紫色石蕊試液 酚酞試液 甲基橙溶液 蒸餾水 BaCl2溶液 pH試紙,解析： 本題主要考查pH試紙的使用、濃度對電離平衡 的影響及相關(guān)知識的綜合應(yīng)用能力。 （1）用pH試紙測量溶液pH時，試紙不能潤濕，否則相當于將原溶液稀釋。 （2）若溶液呈現(xiàn)酸性或堿性，稀釋必然會造成誤差，若溶液呈中性，則不會造成誤差。 （3）醋酸是弱電解質(zhì)，加水稀釋時，能促進CH3COOH的電離，故對c（H+）相同的鹽酸和醋酸來說，加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH變化小，誤差小。 （5）分別測量兩H2SO4溶液的pH,其中pH大的是濃度 小的H2SO4。