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1、2011屆高考化學(xué)一輪總復(fù)習(xí)第2講 水的電離和溶液的酸堿性第八章 水溶液中的離子平衡第1課時(shí)(07天津)25 時(shí),水的電離達(dá)到平衡:H2O HOH;H0,下列敘述正確的是( )A、向水中加入稀氨水,平衡逆向移動(dòng),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(dòng),c(H)降低D、將水加熱,KW增大,pH不變B一、水的電離1、水是極弱的電解質(zhì):H2O + H2O H3O+ + OH-簡寫為: H2O H+OH (1)任何水溶液中同時(shí)存在H+和OH (2)任意溫度下,任何水溶液中(包括純水): 恒有 c(H)水c(OH)水(3)
2、在25(室溫)時(shí),純水中c(H+)=c(OH )=_?一、水的電離2、水的離子積常數(shù): 在一定溫度下,c(H)與c(OH)的乘積是一個(gè)常數(shù),稱為水的離子積常數(shù),簡稱水的離子積,用符號Kw表示,即Kw=c(H)c(OH)(1) Kw不僅適用于純水中,而且適用于任何水溶液:在酸溶液中:Kw=c(H)酸c(OH)水在堿溶液中:Kw=c(H)水c(OH)堿在純水和鹽溶液中:Kw=c(H)水c(OH)水(2)Kw只受溫度影響,常溫時(shí)(25)Kw=11014,溫度升高,水的電離程度增大。Kw亦增大,100,Kw=11012。H2O HOH H0 條件變化移動(dòng)方向c(H)c(OH)Kw升高溫度加鹽酸加NaO
3、H溶液加FeCl3溶液加Na2CO3溶液加活潑的金屬Na正向 增大 增大逆向 增大 減小逆向 減小 增大正向 增大 減小正向 減小 增大正向 減小 增大增大不變不變不變不變不變一、水的電離3、影響水的電離平衡因素:H2O HOH H0 一、水的電離3、影響水的電離平衡因素:(1)溫度:越熱越電離(2)加酸或堿:抑制(3)加正鹽:強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽:不影響,如NaCl能水解的鹽:促進(jìn),如Na2CO3(4)加酸式鹽:以電離為主:抑制,如NaHSO4、NaHSO3以水解為主:促進(jìn),如NaHCO3(5)加活潑金屬:促進(jìn)1、25,在pH=3的鹽酸溶液中, c(H) ,c(OH) , c(H)水 , c(OH)水
4、_; 25,在pH=11的NaOH溶液中, c(H) , c(OH) , c(H)水 , c(OH)水_ ;想一想:2、25, 在pH=4的AgNO3溶液中, c(H)水 , c(OH)水_; 25,在pH=10的Na2CO3的溶液中, c(H)水 , c(OH)水_;10-3 molL110-11 molL110-11 molL110-11 molL110-11 molL110-3 molL110-11 molL110-11 molL110-4 molL110-4 molL110-4 molL110-4 molL1【例1】某溫度下純水中c(H)210 7 molL1,則此時(shí)c(OH) ;該溫
5、度下向純水中滴加鹽酸使 c(H)510 6 molL1,則此時(shí)c(OH) ?!纠?】 94上海下列四種溶液中,由水電離生成的氫離子濃度之比是 pH0的鹽酸 01 mol / L的鹽酸 001 mol / L的NaOH溶液 pH11的NaOH溶液A、1101001000 B、011211C、14131211 D、141323A二、溶液的酸堿性與pH1、溶液的酸堿性:(1)本質(zhì): 由溶液中c(H)、c(OH)相對大小決定的:c(H) c(OH),溶液呈 ;c(H)c(OH),溶液呈 ;c(H) c(OH),溶液呈 。(2)用pH值判斷:必須是常溫下: 若pH7為中性溶液,pH7為酸性溶液,pH7為
6、堿性溶液。pH越小,酸性越強(qiáng);pH越大,堿性越強(qiáng)。【例3】 95某鹽溶液的pH值等于7,則該鹽可以是A、強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 B、強(qiáng)酸弱堿鹽 C、強(qiáng)堿弱酸鹽 D、無法確定C二、溶液的酸堿性與pH2、溶液的pH:(1)定義:pH越小,酸性越強(qiáng);pH越大,堿性越強(qiáng)。(2)測定:如何測定溶液的酸堿性無淺紅紅8.210.0紅橙黃3.14.4紅紫藍(lán)5.08.0甲基橙石蕊酚酞1.使用酸堿指示劑如何測定溶液的酸堿性2.使用pH試紙pH試紙用多種酸堿指示劑的混合溶液浸透,經(jīng)晾干制成。對不同pH的溶液能顯示不同的顏色分為廣泛pH試紙和精密pH試紙兩大類使用方法:將一小段pH試紙放在干燥潔凈的玻璃片上,用干燥潔凈的玻璃棒醮
7、取待測溶液,將其滴在pH試紙上,在30s內(nèi)將其顏色與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比,讀數(shù)。(紅色、藍(lán)色石蕊試紙、淀粉KI試紙、醋酸鉛試紙的使用方法)如何測定溶液的酸堿性3.使用pH計(jì)2011屆高考化學(xué)一輪總復(fù)習(xí)第2講 水的電離和溶液的酸堿性18 八月 2022第八章 水溶液中的離子平衡肥西農(nóng)興中學(xué) 謝守愛第2課時(shí)3、室溫下,在pH11的某溶液中,由水電 離出的c(OH)可能為 _1、室溫下,某溶液中由水電離出的c(OH)為 10-12 molL1,則該溶液的pH可能為_2、100下,某溶液中由水電離出的c(OH)為 10-3 molL1,則該溶液的pH可能為_2或121或1110-3 molL1 或10-11
8、 molL1三、有關(guān)溶液pH值的簡單計(jì)算2、溶液稀釋的pH計(jì)算:【例4】 pH=5的鹽酸加水稀釋,體積擴(kuò)大10倍后,pH ;體積擴(kuò)大1000倍后,pH 。pH=12的氨水加水稀釋,體積擴(kuò)大100倍后,pH 。室溫,將pH=5的硫酸稀釋10倍后,c(H+):c(SO4)= ;將稀釋后的溶液再稀釋100倍后,c(H+):c(SO4)= 。1、單一溶液的pH計(jì)算:溶液稀釋時(shí)的pH(1)強(qiáng)酸 pH=a,加水稀釋10n倍,則pH=a+n(2)弱酸 pH=a,加水稀釋10n倍,則pHb-n酸溶液或堿溶液的無限稀釋,其pH只能很接近7,不能大于7或小于7。將pH相同的強(qiáng)酸和弱酸稀釋相同的倍數(shù),強(qiáng)酸的pH變化
9、大,弱酸的pH變化小。將pH相同的強(qiáng)酸和弱酸稀釋后pH仍相同,則弱酸中所加的水比強(qiáng)酸中的多。三、有關(guān)溶液pH值的簡單計(jì)算2、溶液稀釋的pH計(jì)算:三、有關(guān)溶液pH值的簡單計(jì)算3、溶液混合的pH計(jì)算:(1) 兩強(qiáng)酸混合(2)兩強(qiáng)堿混合(3)強(qiáng)酸強(qiáng)堿混合 【例5】 常溫下,有pH=12的NaOH 溶液100 mL,若將其pH變?yōu)?1。(下列混合溶液體積變化不計(jì),保留1位小數(shù)。) 若用水,應(yīng)加入 mL; 若用pH=10的NaOH 溶液,應(yīng)加入 mL; 若用pH=2的鹽酸溶液,應(yīng)加入 mL;若用0.01mol/L的醋酸溶液呢?【例6】 常溫下,某學(xué)生用0.1 molL1H2SO4溶液滴定0.1 molL
10、1NaOH溶液,中和后加水至100 mL。若滴定終點(diǎn)的判定有誤差:少滴了一滴H2SO4溶液;多滴了一滴H2SO4溶液(1滴為0.05 mL),則和兩種情況下所得溶液的pH之差是( )A、4 B、4.6 C、5.4 D、6關(guān)于溶液的pH計(jì)算的有關(guān)規(guī)律。(1)pH之和為14的兩溶液等體積混合,誰弱顯誰性。(2)物質(zhì)的量濃度相同的酸堿等體積混合,恰好完全反應(yīng),生成的鹽要考慮鹽類水解。D1、(06上海)室溫下,下列溶液等體積混合后,所得溶液的pH一定大于7的是A、0、1mol/L的鹽酸和0、1mol/L的氫氧化鈉溶液B、0、1mol/L的鹽酸和0、1mol/L的氫氧化鋇溶液C、pH4的醋酸溶液和pH10的氫氧化鈉溶液D、pH4的鹽酸和pHl0的氨水2、(07全國)室溫時(shí)下列混合溶液的pH一定小于7的是A、pH=3的鹽酸和pH11的氨水等體積混合B、pH=3的鹽酸和pH11的氫氧化鋇等體積混合C、pH=3的醋酸和pH11的氫氧化鋇等體積混合D、pH=3的硫酸和pH11的氨水等體積混合課堂練習(xí)BDC四、酸堿中和滴定1、概念和原理: 用已知濃度的酸(或)堿測定未知濃度的堿(或酸)的方法叫做酸堿中和滴定。C酸V酸=C堿V堿 2、實(shí)驗(yàn)關(guān)鍵:(1)準(zhǔn)確測量參加反應(yīng)的兩種溶液的體積。(2)準(zhǔn)確中和反應(yīng)是否恰好完全
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