高考化學第一輪復習 72 水的電離和溶液的酸堿性課件 新人教版

必考部分必考部分第七單元水溶液中的離子平衡第七單元水溶液中的離子平衡第2節(jié)水的電離和溶液的酸堿性第2節(jié)水的電離和溶液的酸堿性合作學習·速通關知識梳理·打基礎實驗探究·破難點課時作業(yè)速效提升·提素能合作學習·速通關知識梳理·打基礎實驗探究·破難點課時作1．了解水的離子積、溶液pH等概念。2.掌握有關溶液pH與氫離子濃度、氫氧根離子濃度的簡單計算。3.掌握測定溶液pH的方法，知道pH的調(diào)控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學研究中的重要作用本節(jié)重點考查：水的電離平衡及水的離子積常數(shù)；c(H＋)、c(OH－)、pH與溶液酸堿性的關系；pH簡單計算；酸堿中和滴定。近五年新課標地區(qū)共考查17次，均為中等難度試題。2015年高考仍將以外界條件對水的電離平衡影響為主；關于溶液pH計算，題設條件千變?nèi)f化，運用數(shù)學工具進行推理的試題出現(xiàn)的可能性也較大。1．了解水的離子積、溶液pH等概念。本節(jié)重點考查：水的電離平課前知識梳理·打基礎01夯實基礎厚積薄發(fā)課前知識梳理·打基礎01夯實基礎厚積薄發(fā)一、水的電離1．水的電離方程式：_________________________。2．水的離子積常數(shù)(1)符號：________。(2)公式：Kw＝________，25℃時Kw＝________。(3)影響因素只受溫度影響，由于水的電離是________過程(填“吸熱”或“放熱”)，溫度升高，Kw________．一、水的電離3．影響水的電離平衡的因素(1)酸、堿均可________水的電離。(2)易水解的鹽均可________水的電離。(3)升高溫度可________水的電離。(2)c(H＋)·c(OH－)

1×10－14

(3)吸熱增大3．(1)抑制(2)促進(3)促進3．影響水的電離平衡的因素(2)c(H＋)·c(OH－)1 25℃時，純水的離子積Kw＝1.0×10－14，那么25℃時酸、堿、鹽中Kw是多少？提示：酸、堿、鹽雖然影響水的電離平衡(不水解的鹽除外)，造成水電離出的H＋或OH－的濃度發(fā)生變化，但在25℃時KW仍然不變，因為KW只與溫度有關。 25℃時，純水的離子積Kw＝1.0×10－14二、溶液的酸堿性與pH1．溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中________和________的相對大小。c(H＋)、c(OH－)的關系室溫/25℃數(shù)值pH中性溶液c(H＋)____

c(OH－)c(H＋)＝c(OH－)＝____________7酸性溶液c(H＋)____

c(OH－)c(H＋)____1×10－7mol·L－1____7堿性溶液c(H＋)____

c(OH－)c(H＋)____1×10－7mol·L－1____7二、溶液的酸堿性與pHc(H＋)、c(OH－)室溫/25℃2.pH(1)定義式：pH＝____________(2)pH與溶液c(H＋)、酸堿性之間的關系①由圖示關系知，pH越小，溶液的酸性________。②pH一般表示c(H＋)<________的稀溶液。2.pH(3)pH試紙的使用①方法：________________，試紙變色后，與標準比色卡對比即可確定溶液的pH。②注意：a．pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，否則待測液因被稀釋可能產(chǎn)生誤差；b．用廣泛pH試紙讀出的pH只能是整數(shù)。答案：1.c(H＋)

c(OH－)＝1×10－7mol·L－1＝>

>

<

<

<

>2．(1)－lgc(H＋)

(2)越強1mol/L

(3)把小片試紙放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待測液點在干燥的pH試紙上(3)pH試紙的使用

某溶液的pH＝7，該溶液是否一定為中性溶液？提示：因溫度不確定，pH＝7的溶液不一定呈中性。 某溶液的pH＝7，該溶液是否一定為中性溶液？三、酸堿中和滴定1．實驗原理利用________，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)。2．實驗用品(1)儀器：________滴定管(如圖A)、________滴定管(如圖B)、滴定管夾、鐵架臺、________。三、酸堿中和滴定高考化學第一輪復習72水的電離和溶液的酸堿性課件新人教版(2)試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。(3)滴定管的使用：①酸性、氧化性的試劑一般用________滴定管，因為________。②堿性的試劑一般用________滴定管，因為________。3．實驗操作(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)(1)滴定前的準備①滴定管：________→洗滌→________→裝液→調(diào)液面→記錄。②錐形瓶：注堿液→記讀數(shù)→加指示劑。(2)試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。(2)滴定(3)終點判斷等到滴入最后一滴標準液，指示劑變色，且________，視為滴定終點并記錄標準液的體積。4．數(shù)據(jù)處理

按上述操作重復二至三次，求出用去標準鹽酸體積的平均值，根據(jù)c(NaOH)＝________計算。(2)滴定答案：1.中和反應2．(1)酸式堿式錐形瓶(3)酸式酸和氧化性物質易腐蝕橡膠管堿式堿性物質易腐蝕玻璃，致使玻璃活塞無法打開3．(1)查漏潤洗(3)在半分鐘內(nèi)不恢復原來的顏色答案：1.中和反應1．下列溶液肯定顯酸性的是 (

)A．含H＋的溶液B．能使酚酞顯無色的溶液C．pH<7的溶液D．c(OH－)<c(H＋)的溶液解析：水溶液中既有H＋，也有OH－；溶液酸堿性的實質是看c(H＋)和c(OH－)相對大??；在25℃時pH<7的溶液才顯酸性；室溫時，pH<8.2，酚酞溶液為無色。答案：D1．下列溶液肯定顯酸性的是 ()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、呈中性答案：D2．將純水加熱至較高溫度，下列敘述正確的是A．c(H＋)隨著溫度的升高而降低B．35℃時，c(H＋)>c(OH－)C．35℃時的水比25℃時的水電離程度小D．水的電離是個吸熱過程A．c(H＋)隨著溫度的升高而降低解析：Kw＝c(H＋)·c(OH－)，在35℃時Kw大于25℃時Kw，說明升高溫度，水的電離平衡正向移動，c(H＋)和c(OH－)都增大，則水的電離是吸熱的過程；任何條件下，水電離產(chǎn)生的c(H＋)和c(OH－)都相等。答案：D解析：Kw＝c(H＋)·c(OH－)，在35℃時Kw大于24．下列說法正確的是 (

)A．酸式滴定管和量筒都沒有“0”刻度線B．使用pH試紙時，不能潤濕，否則一定會使測定結果不準確C．若用水潤濕過的pH試紙去測pH相等的H2SO4和H3PO4，H3PO4的誤差更大D．pH試紙在酸性較強的環(huán)境中顯紅色，在堿性較強的環(huán)境中顯藍色4．下列說法正確的是 ()解析：酸式滴定管有“0”刻度線，A項錯誤；pH試紙不能潤濕，若溶液呈酸性或堿性，測定結果一定有誤差，若呈中性，無誤差，B項錯誤；由于H3PO4是弱酸，H2SO4是強酸，稀釋相同倍數(shù)后，H3PO4的pH增加的比H2SO4小，所以H2SO4的誤差大，C項錯誤。答案：D解析：酸式滴定管有“0”刻度線，A項錯誤；pH試紙不能潤濕，課堂合作學習·速通關02互動探究各個擊破課堂合作學習·速通關02互動探究各個擊破

影響水電離平衡的因素改變條件電離平衡溶液中c(H＋)溶液中c(OH－)pH溶液的酸堿性KW升高溫度右移增大增大減小中性增大加入酸堿加入酸，如稀硫酸、醋酸左移增大減小減小酸性不變加入堿，如NaOH溶液、氨水左移減小增大增大堿性不變 影響水電離平衡的因素改變條件電離溶液中溶液中pH溶液的加入鹽加入強堿弱酸鹽，如Na2CO3溶液右移減小增大增大堿性不變加入強酸弱堿鹽，如AlCl3溶液右移增大減小減小酸性不變加入強酸強堿鹽，如NaCl溶液不移不變不變不變中性不變加入活潑金屬，如Na右移減小增大增大堿性不變加入鹽加入強堿弱酸鹽，如Na2CO3溶液右移減小增大增大堿性2.總結3．注意KW也屬于化學平衡常數(shù)，只隨溫度的變化而變化，加水稀釋并不是溶液中的所有離子濃度均減小，如稀釋HCl水溶液，OH－濃度卻增大。2.總結[例1](2013·山東，13)某溫度下，向一定體積0.1mol/L醋酸溶液中逐滴加入等濃度的NaOH溶液，溶液中pOH(pOH＝－lg[OH－])與pH的變化關系如圖所示，則

(

)[例1](2013·山東，13)某溫度下，向一定體積0.1A．M點所示溶液的導電能力強于Q點B．N點所示溶液中c(CH3COO－)>c(Na＋)C．M點和N點所示溶液中水的電離程度相同D．Q點消耗NaOH溶液的體積等于醋酸溶液的體積A．M點所示溶液的導電能力強于Q點

醋酸溶液在逐滴加入NaOH溶液的過程中pH增大，pOH減小，至Q點顯中性，M和N點溶質各是什么？ 醋酸溶液在逐滴加入NaOH溶液的過程中pH增大，pOH[解析]本題通過圖像考查酸堿中和滴定。由圖像可以看出，在Q點溶液呈中性，在M點pOH＞pH，即c(H＋)＞c(OH－)，溶液顯酸性，同理可知在N點溶液顯堿性；M點顯酸性，加入的NaOH不足，故導電性M＜Q，A錯；在N點溶液顯堿性，加入的堿過量，溶液中的溶質為CH3COONa和NaOH，故c(CH3COO－)＜c(Na＋)，B錯；在M點溶液中c(H＋)與N點溶液中c(OH－)相等，C正確；在Q點溶液呈中性，故酸稍過量，故NaOH的體積少于醋酸的體積，D錯。[答案]C[解析]本題通過圖像考查酸堿中和滴定。由圖像可以看出，在Q點溶液中的c(H＋)和水電離出來的c(H＋)是不同的：①常溫下水電離出的c(H＋)＝1×10－7mol·L－1，若某溶液中水電離出的c(H＋)<1×10－7mol·L－1，則可判斷出該溶液中加入了酸或堿抑制了水的電離；若某溶液中水電離出的c(H＋)>1×10－7mol·L－1，則可判斷出該溶液中加入了可以水解的鹽或活潑金屬促進了水的電離。②常溫下溶液中的c(H＋)>1×10－7mol·L－1，說明該溶液是酸溶液或水解顯酸性的鹽溶液；c(H＋)<1×10－7mol·L－1，說明是堿溶液或水解顯堿性的鹽溶液。溶液中的c(H＋)和水電離出來的c(H＋)是不同的：①常溫下下列四種溶液中，室溫下由水電離生成的H＋濃度之比(①∶②∶③∶④)是 (

)①pH＝0的鹽酸②0.1mol·L－1的鹽酸③0.01mol·L－1的NaOH溶液④pH＝11的NaOH溶液A．1∶10∶100∶1000

B．0∶1∶12∶11C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶3下列四種溶液中，室溫下由水電離生成的H＋濃度之比(①∶②∶③解析：①中c(H＋)＝1mol·L－1，由水電離出的c(H＋)與溶液中c(OH－)相等，等于1.0×10－14mol·L－1；②中c(H＋)＝0.1mol·L－1，由水電離出的c(H＋)＝1.0×10－13mol·L－1；③中c(OH－)＝1.0×10－2mol·L－1，由水電離出的c(H＋)與溶液中c(H＋)相等，等于1.0×10－12mol·L－1；解析：①中c(H＋)＝1mol·L－1，由水電離出的c(H④中c(OH－)＝1.0×10－3mol·L－1，同③所述，由水電離出的c(H＋)＝1.0×10－11mol·L－1。即(1.0×10－14)∶(1.0×10－13)∶(1.0×10－12)∶(1.0×10－11)＝1∶10∶100∶1000。答案：A④中c(OH－)＝1.0×10－3mol·L－1，同③所述

溶液pH的計算1．總體原則(1)若溶液為酸性，先求c(H＋)，再求pH；2．單一溶液的pH計算(1)強酸溶液，如HnA，設其物質的量濃度為cmol·L－1，則c(H＋)＝nc，pH＝－lg[c(H＋)]＝－lgnc。 溶液pH的計算(2)強堿溶液，如B(OH)n，設其物質的量濃度為cmol·L－1，則c(OH－)＝nc，c(H＋)＝10－14/nc，pH＝－lg[c(H＋)]＝14＋lgnc。3．酸堿溶液稀釋后溶液的pH(1)強酸、強堿稀釋時，溶液體積每稀釋到原來的10倍，pH增大或減小1。(2)pH相同的弱酸和強酸以及弱堿和強堿，稀釋相同倍數(shù)時，弱酸或弱堿的pH變化較小。(3)無論怎樣稀釋，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趨近于7。這是因為當pH接近6的時候，再加水稀釋，由水電離提供的H＋就不能再忽略。同理，堿溶液的稀釋也一樣。(2)強堿溶液，如B(OH)n，設其物質的量濃度為cmol4．混合溶液的pH計算(一元酸、一元堿)4．混合溶液的pH計算(一元酸、一元堿)高考化學第一輪復習72水的電離和溶液的酸堿性課件新人教版5．若強酸與強堿混合后溶液呈中性，則必有pH酸＋pH堿＝14－lg[V堿/V酸]。6．pH酸＋pH堿＝14的酸堿等體積混合，其規(guī)律是“強”、“強”全反應，溶液呈中性；誰弱誰過量，pH由“弱”定。5．若強酸與強堿混合后溶液呈中性，則必有pH酸＋pH堿＝14[例2](2013·全國大綱，12)下圖表示水中c(H＋)和c(OH－)的關系，下列判斷錯誤的是 (

)[例2](2013·全國大綱，12)下圖表示水中c(H＋)和A．兩條曲線間任意點均有c(H＋)×c(OH－)＝KWB．M區(qū)域內(nèi)任意點均有c(H＋)<c(OH－)C．圖中T1<T2

D．XZ線上任意點均有pH＝7A．兩條曲線間任意點均有c(H＋)×c(OH－)＝KW

分析圖像變化趨勢，T1和T2有什么關系？M區(qū)域中c(H＋)與c(OH－)有什么關系？[解析]本題考查了水的電離、水的離子積、pH的計算等。水電離出的c(H＋)與c(OH－)的乘積為一常數(shù)，A項正確；由圖看出M區(qū)域c(H＋)＜c(OH－)，B項正確；升高溫度水的電離程度增大，c(H＋)與c(OH－)都增大，C項正確；可知XZ線上任意一點的pH都小于7，D項錯誤。[答案]D 分析圖像變化趨勢，T1和T2有什么關系？M區(qū)域中c(H1．c水(OH－)和c水(H＋)的關系1．c水(OH－)和c水(H＋)的關系高考化學第一輪復習72水的電離和溶液的酸堿性課件新人教版常溫下，將0.1mol·L－1氫氧化鈉溶液與0.06mol·L－1硫酸溶液等體積混合，該混合溶液的pH等于 (

)A．1.7 B．2.0C．12.0 D．12.4解析：0.1mol/L氫氧化鈉溶液中氫氧根離子濃度為0.1mol/L，0.06mol/L硫酸溶液中氫離子濃度為0.12mol/L，氫氧根離子和氫離子發(fā)生中和反應后，溶液中剩余0.01mol/L氫離子。故溶液pH＝－lgc(H＋)＝2.0。答案：B常溫下，將0.1mol·L－1氫氧化鈉溶液與0.06mo課堂實驗探究·破難點03撥云去霧巧釋疑難課堂實驗探究·破難點03撥云去霧巧釋疑難

中和滴定及其應用的探究實驗關鍵①準確測量反應酸、堿溶液體積②準確判斷滴定終點

中和滴定及其應用的探究探究關鍵點1．恰好中和＝酸堿恰好完全反應≠溶液呈中性≠滴定終點。2．在酸堿中和滴定誤差分析中，要看清楚標準液與待測液的位置。標準液在滴定管中與標準液在錐形瓶中產(chǎn)生誤差情況相反。3．誤差分析以標準酸溶液滴定未知濃度的堿溶液(酚酞作指示劑)為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有：探究關鍵點步驟操作VAcB洗滌酸式滴定管未用標準酸溶液潤洗變大偏高堿式滴定管未用待測溶液潤洗變小偏低錐形瓶用待測溶液潤洗變大偏高錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水不變無影響取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失變小偏低步驟操作VAcB洗滌酸式滴定管未用標準酸溶液潤洗變大偏高堿式滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失變大偏高振蕩錐形瓶時部分液體濺出變小偏低部分酸液滴在錐形瓶外變大偏高溶液顏色較淺時滴入酸液過快，停止滴定后反加一滴堿液顏色無變化變大偏高讀數(shù)酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯)變小偏低酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰)變大偏高滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失變大偏高振蕩錐探究活動食醋是日常飲食中的一種調(diào)味劑，對改善食物的口感、增進食欲、促進食物消化等都有獨特的功能。利用滴定分析法可以測定食醋總酸含量[食醋總酸含量是指100mL食醋中含酸(以醋酸計)的質量，也稱食醋的酸度。國家標準規(guī)定釀造食醋總酸含量不得低于3.5g/100mL]。某研究性學習小組設計并實施的測定食醋總酸含量的實驗方案如下：①用25mL移液管移取某品牌的市售食醋25.00mL，置于250mL容量瓶中，加水稀釋至刻度，搖勻得待測食醋溶液。探究活動②把0.1000mol·L－1的標準NaOH溶液裝入堿式滴定管。③用25mL移液管從容量瓶移取待測食醋溶液25.00mL，置于洗凈的錐形瓶中，加入2～3滴指示劑。④用0.1000mol·L－1的標準NaOH溶液滴定待測食醋溶液至滴定終點。⑤重復上述步驟①～④3次，所得實驗數(shù)據(jù)如下表。②把0.1000mol·L－1的標準NaOH溶液裝入堿式滴實驗次數(shù)第1次第2次第3次第4次待測食醋的體積V[CH3COOH(aq)]/mL25.0025.0025.0025.00所用0.1000mol·L－1的標準NaOH溶液的體積V[NaOH(aq)]/mL19.9920.5020.0019.95請回答下列問題：(1)稀釋食醋所用的蒸餾水要經(jīng)過煮沸處理，其目的是________。實驗次數(shù)第1次第2次第3次第4次待測食醋的體積25.0025(2)若將堿式滴定管洗凈后，直接盛裝標準NaOH溶液完成后續(xù)實驗，會導致測定結果：

________(填“偏高”、“偏低”或“無影響”)。(3)本實驗中，選擇的合適的指示劑可以是

________(填字母)。A．甲基橙

B．石蕊

C．酚酞(4)在滴定的過程中，要注意：①使滴定管內(nèi)的標準NaOH溶液滴入錐形瓶中；②________________________________________；(2)若將堿式滴定管洗凈后，直接盛裝標準NaOH溶液完成后續(xù)③眼睛注意觀察錐形瓶中溶液顏色的變化和加入堿液的速度；④接近終點時應該減慢加入堿液的速度。當

__________________，即達到滴定終點。(5)此研究性學習小組測定的該品牌的食醋總酸含量為________。③眼睛注意觀察錐形瓶中溶液顏色的變化和加入堿液的速度；[答案](1)驅趕其中溶解的CO2，防止滴定時消耗一定量的NaOH溶液，導致測定結果偏高(2)偏高(3)C(4)②邊加邊振蕩錐形瓶④最后一滴NaOH標準溶液滴入，溶液的顏色由無色突然變?yōu)榉奂t色，且在半分鐘內(nèi)不褪色(5)4.795g/100mL[答案](1)驅趕其中溶解的CO2，防止滴定時消耗一定量的N必考部分必考部分第七單元水溶液中的離子平衡第七單元水溶液中的離子平衡第2節(jié)水的電離和溶液的酸堿性第2節(jié)水的電離和溶液的酸堿性合作學習·速通關知識梳理·打基礎實驗探究·破難點課時作業(yè)速效提升·提素能合作學習·速通關知識梳理·打基礎實驗探究·破難點課時作1．了解水的離子積、溶液pH等概念。2.掌握有關溶液pH與氫離子濃度、氫氧根離子濃度的簡單計算。3.掌握測定溶液pH的方法，知道pH的調(diào)控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學研究中的重要作用本節(jié)重點考查：水的電離平衡及水的離子積常數(shù)；c(H＋)、c(OH－)、pH與溶液酸堿性的關系；pH簡單計算；酸堿中和滴定。近五年新課標地區(qū)共考查17次，均為中等難度試題。2015年高考仍將以外界條件對水的電離平衡影響為主；關于溶液pH計算，題設條件千變?nèi)f化，運用數(shù)學工具進行推理的試題出現(xiàn)的可能性也較大。1．了解水的離子積、溶液pH等概念。本節(jié)重點考查：水的電離平課前知識梳理·打基礎01夯實基礎厚積薄發(fā)課前知識梳理·打基礎01夯實基礎厚積薄發(fā)一、水的電離1．水的電離方程式：_________________________。2．水的離子積常數(shù)(1)符號：________。(2)公式：Kw＝________，25℃時Kw＝________。(3)影響因素只受溫度影響，由于水的電離是________過程(填“吸熱”或“放熱”)，溫度升高，Kw________．一、水的電離3．影響水的電離平衡的因素(1)酸、堿均可________水的電離。(2)易水解的鹽均可________水的電離。(3)升高溫度可________水的電離。(2)c(H＋)·c(OH－)

1×10－14

(3)吸熱增大3．(1)抑制(2)促進(3)促進3．影響水的電離平衡的因素(2)c(H＋)·c(OH－)1 25℃時，純水的離子積Kw＝1.0×10－14，那么25℃時酸、堿、鹽中Kw是多少？提示：酸、堿、鹽雖然影響水的電離平衡(不水解的鹽除外)，造成水電離出的H＋或OH－的濃度發(fā)生變化，但在25℃時KW仍然不變，因為KW只與溫度有關。 25℃時，純水的離子積Kw＝1.0×10－14二、溶液的酸堿性與pH1．溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中________和________的相對大小。c(H＋)、c(OH－)的關系室溫/25℃數(shù)值pH中性溶液c(H＋)____

c(OH－)c(H＋)＝c(OH－)＝____________7酸性溶液c(H＋)____

c(OH－)c(H＋)____1×10－7mol·L－1____7堿性溶液c(H＋)____

c(OH－)c(H＋)____1×10－7mol·L－1____7二、溶液的酸堿性與pHc(H＋)、c(OH－)室溫/25℃2.pH(1)定義式：pH＝____________(2)pH與溶液c(H＋)、酸堿性之間的關系①由圖示關系知，pH越小，溶液的酸性________。②pH一般表示c(H＋)<________的稀溶液。2.pH(3)pH試紙的使用①方法：________________，試紙變色后，與標準比色卡對比即可確定溶液的pH。②注意：a．pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，否則待測液因被稀釋可能產(chǎn)生誤差；b．用廣泛pH試紙讀出的pH只能是整數(shù)。答案：1.c(H＋)

c(OH－)＝1×10－7mol·L－1＝>

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>2．(1)－lgc(H＋)

(2)越強1mol/L

(3)把小片試紙放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待測液點在干燥的pH試紙上(3)pH試紙的使用

某溶液的pH＝7，該溶液是否一定為中性溶液？提示：因溫度不確定，pH＝7的溶液不一定呈中性。 某溶液的pH＝7，該溶液是否一定為中性溶液？三、酸堿中和滴定1．實驗原理利用________，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)。2．實驗用品(1)儀器：________滴定管(如圖A)、________滴定管(如圖B)、滴定管夾、鐵架臺、________。三、酸堿中和滴定高考化學第一輪復習72水的電離和溶液的酸堿性課件新人教版(2)試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。(3)滴定管的使用：①酸性、氧化性的試劑一般用________滴定管，因為________。②堿性的試劑一般用________滴定管，因為________。3．實驗操作(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)(1)滴定前的準備①滴定管：________→洗滌→________→裝液→調(diào)液面→記錄。②錐形瓶：注堿液→記讀數(shù)→加指示劑。(2)試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。(2)滴定(3)終點判斷等到滴入最后一滴標準液，指示劑變色，且________，視為滴定終點并記錄標準液的體積。4．數(shù)據(jù)處理

按上述操作重復二至三次，求出用去標準鹽酸體積的平均值，根據(jù)c(NaOH)＝________計算。(2)滴定答案：1.中和反應2．(1)酸式堿式錐形瓶(3)酸式酸和氧化性物質易腐蝕橡膠管堿式堿性物質易腐蝕玻璃，致使玻璃活塞無法打開3．(1)查漏潤洗(3)在半分鐘內(nèi)不恢復原來的顏色答案：1.中和反應1．下列溶液肯定顯酸性的是 (

)A．含H＋的溶液B．能使酚酞顯無色的溶液C．pH<7的溶液D．c(OH－)<c(H＋)的溶液解析：水溶液中既有H＋，也有OH－；溶液酸堿性的實質是看c(H＋)和c(OH－)相對大??；在25℃時pH<7的溶液才顯酸性；室溫時，pH<8.2，酚酞溶液為無色。答案：D1．下列溶液肯定顯酸性的是 ()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、呈中性答案：D2．將純水加熱至較高溫度，下列敘述正確的是A．c(H＋)隨著溫度的升高而降低B．35℃時，c(H＋)>c(OH－)C．35℃時的水比25℃時的水電離程度小D．水的電離是個吸熱過程A．c(H＋)隨著溫度的升高而降低解析：Kw＝c(H＋)·c(OH－)，在35℃時Kw大于25℃時Kw，說明升高溫度，水的電離平衡正向移動，c(H＋)和c(OH－)都增大，則水的電離是吸熱的過程；任何條件下，水電離產(chǎn)生的c(H＋)和c(OH－)都相等。答案：D解析：Kw＝c(H＋)·c(OH－)，在35℃時Kw大于24．下列說法正確的是 (

)A．酸式滴定管和量筒都沒有“0”刻度線B．使用pH試紙時，不能潤濕，否則一定會使測定結果不準確C．若用水潤濕過的pH試紙去測pH相等的H2SO4和H3PO4，H3PO4的誤差更大D．pH試紙在酸性較強的環(huán)境中顯紅色，在堿性較強的環(huán)境中顯藍色4．下列說法正確的是 ()解析：酸式滴定管有“0”刻度線，A項錯誤；pH試紙不能潤濕，若溶液呈酸性或堿性，測定結果一定有誤差，若呈中性，無誤差，B項錯誤；由于H3PO4是弱酸，H2SO4是強酸，稀釋相同倍數(shù)后，H3PO4的pH增加的比H2SO4小，所以H2SO4的誤差大，C項錯誤。答案：D解析：酸式滴定管有“0”刻度線，A項錯誤；pH試紙不能潤濕，課堂合作學習·速通關02互動探究各個擊破課堂合作學習·速通關02互動探究各個擊破

影響水電離平衡的因素改變條件電離平衡溶液中c(H＋)溶液中c(OH－)pH溶液的酸堿性KW升高溫度右移增大增大減小中性增大加入酸堿加入酸，如稀硫酸、醋酸左移增大減小減小酸性不變加入堿，如NaOH溶液、氨水左移減小增大增大堿性不變 影響水電離平衡的因素改變條件電離溶液中溶液中pH溶液的加入鹽加入強堿弱酸鹽，如Na2CO3溶液右移減小增大增大堿性不變加入強酸弱堿鹽，如AlCl3溶液右移增大減小減小酸性不變加入強酸強堿鹽，如NaCl溶液不移不變不變不變中性不變加入活潑金屬，如Na右移減小增大增大堿性不變加入鹽加入強堿弱酸鹽，如Na2CO3溶液右移減小增大增大堿性2.總結3．注意KW也屬于化學平衡常數(shù)，只隨溫度的變化而變化，加水稀釋并不是溶液中的所有離子濃度均減小，如稀釋HCl水溶液，OH－濃度卻增大。2.總結[例1](2013·山東，13)某溫度下，向一定體積0.1mol/L醋酸溶液中逐滴加入等濃度的NaOH溶液，溶液中pOH(pOH＝－lg[OH－])與pH的變化關系如圖所示，則

(

)[例1](2013·山東，13)某溫度下，向一定體積0.1A．M點所示溶液的導電能力強于Q點B．N點所示溶液中c(CH3COO－)>c(Na＋)C．M點和N點所示溶液中水的電離程度相同D．Q點消耗NaOH溶液的體積等于醋酸溶液的體積A．M點所示溶液的導電能力強于Q點

醋酸溶液在逐滴加入NaOH溶液的過程中pH增大，pOH減小，至Q點顯中性，M和N點溶質各是什么？ 醋酸溶液在逐滴加入NaOH溶液的過程中pH增大，pOH[解析]本題通過圖像考查酸堿中和滴定。由圖像可以看出，在Q點溶液呈中性，在M點pOH＞pH，即c(H＋)＞c(OH－)，溶液顯酸性，同理可知在N點溶液顯堿性；M點顯酸性，加入的NaOH不足，故導電性M＜Q，A錯；在N點溶液顯堿性，加入的堿過量，溶液中的溶質為CH3COONa和NaOH，故c(CH3COO－)＜c(Na＋)，B錯；在M點溶液中c(H＋)與N點溶液中c(OH－)相等，C正確；在Q點溶液呈中性，故酸稍過量，故NaOH的體積少于醋酸的體積，D錯。[答案]C[解析]本題通過圖像考查酸堿中和滴定。由圖像可以看出，在Q點溶液中的c(H＋)和水電離出來的c(H＋)是不同的：①常溫下水電離出的c(H＋)＝1×10－7mol·L－1，若某溶液中水電離出的c(H＋)<1×10－7mol·L－1，則可判斷出該溶液中加入了酸或堿抑制了水的電離；若某溶液中水電離出的c(H＋)>1×10－7mol·L－1，則可判斷出該溶液中加入了可以水解的鹽或活潑金屬促進了水的電離。②常溫下溶液中的c(H＋)>1×10－7mol·L－1，說明該溶液是酸溶液或水解顯酸性的鹽溶液；c(H＋)<1×10－7mol·L－1，說明是堿溶液或水解顯堿性的鹽溶液。溶液中的c(H＋)和水電離出來的c(H＋)是不同的：①常溫下下列四種溶液中，室溫下由水電離生成的H＋濃度之比(①∶②∶③∶④)是 (

)①pH＝0的鹽酸②0.1mol·L－1的鹽酸③0.01mol·L－1的NaOH溶液④pH＝11的NaOH溶液A．1∶10∶100∶1000

B．0∶1∶12∶11C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶3下列四種溶液中，室溫下由水電離生成的H＋濃度之比(①∶②∶③解析：①中c(H＋)＝1mol·L－1，由水電離出的c(H＋)與溶液中c(OH－)相等，等于1.0×10－14mol·L－1；②中c(H＋)＝0.1mol·L－1，由水電離出的c(H＋)＝1.0×10－13mol·L－1；③中c(OH－)＝1.0×10－2mol·L－1，由水電離出的c(H＋)與溶液中c(H＋)相等，等于1.0×10－12mol·L－1；解析：①中c(H＋)＝1mol·L－1，由水電離出的c(H④中c(OH－)＝1.0×10－3mol·L－1，同③所述，由水電離出的c(H＋)＝1.0×10－11mol·L－1。即(1.0×10－14)∶(1.0×10－13)∶(1.0×10－12)∶(1.0×10－11)＝1∶10∶100∶1000。答案：A④中c(OH－)＝1.0×10－3mol·L－1，同③所述

溶液pH的計算1．總體原則(1)若溶液為酸性，先求c(H＋)，再求pH；2．單一溶液的pH計算(1)強酸溶液，如HnA，設其物質的量濃度為cmol·L－1，則c(H＋)＝nc，pH＝－lg[c(H＋)]＝－lgnc。 溶液pH的計算(2)強堿溶液，如B(OH)n，設其物質的量濃度為cmol·L－1，則c(OH－)＝nc，c(H＋)＝10－14/nc，pH＝－lg[c(H＋)]＝14＋lgnc。3．酸堿溶液稀釋后溶液的pH(1)強酸、強堿稀釋時，溶液體積每稀釋到原來的10倍，pH增大或減小1。(2)pH相同的弱酸和強酸以及弱堿和強堿，稀釋相同倍數(shù)時，弱酸或弱堿的pH變化較小。(3)無論怎樣稀釋，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趨近于7。這是因為當pH接近6的時候，再加水稀釋，由水電離提供的H＋就不能再忽略。同理，堿溶液的稀釋也一樣。(2)強堿溶液，如B(OH)n，設其物質的量濃度為cmol4．混合溶液的pH計算(一元酸、一元堿)4．混合溶液的pH計算(一元酸、一元堿)高考化學第一輪復習72水的電離和溶液的酸堿性課件新人教版5．若強酸與強堿混合后溶液呈中性，則必有pH酸＋pH堿＝14－lg[V堿/V酸]。6．pH酸＋pH堿＝14的酸堿等體積混合，其規(guī)律是“強”、“強”全反應，溶液呈中性；誰弱誰過量，pH由“弱”定。5．若強酸與強堿混合后溶液呈中性，則必有pH酸＋pH堿＝14[例2](2013·全國大綱，12)下圖表示水中c(H＋)和c(OH－)的關系，下列判斷錯誤的是 (

)[例2](2013·全國大綱，12)下圖表示水中c(H＋)和A．兩條曲線間任意點均有c(H＋)×c(OH－)＝KWB．M區(qū)域內(nèi)任意點均有c(H＋)<c(OH－)C．圖中T1<T2

D．XZ線上任意點均有pH＝7A．兩條曲線間任意點均有c(H＋)×c(OH－)＝KW

分析圖像變化趨勢，T1和T2有什么關系？M區(qū)域中c(H＋)與c(OH－)有什么關系？[解析]本題考查了水的電離、水的離子積、pH的計算等。水電離出的c(H＋)與c(OH－)的乘積為一常數(shù)，A項正確；由圖看出M區(qū)域c(H＋)＜c(OH－)，B項正確；升高溫度水的電離程度增大，c(H＋)與c(OH－)都增大，C項正確；可知XZ線上任意一點的pH都小于7，D項錯誤。[答案]D 分析圖像變化趨勢，T1和T2有什么關系？M區(qū)域中c(H1．c水(OH－)和c水(H＋)的關系1．c水(OH－)和c水(H＋)的關系高考化學第一輪復習72水的電離和溶液的酸堿性課件新人教版常溫下，將0.1mol·L－1氫氧化鈉溶液與0.06mol·L－1硫酸溶液等體積混合，該混合溶液的pH等于 (

)A．1.7 B．2.0C．12.0 D．12.4解析：0.1mol/L氫氧化鈉溶液中氫氧根離子濃度為0.1mol/L，0.06mol/L硫酸溶液中氫離子濃度為0.12mol/L，氫氧根離子和氫離子發(fā)生中和反應后，溶液中剩余0.01mol/L氫離子。故溶液pH＝－lgc(H＋)＝2.0。答案：B常溫下，將0.1mol·L－