水的電離和溶液的酸堿性 省賽獲獎(jiǎng)

第二講水的電離和溶液的酸堿性高三化學(xué)第一輪復(fù)習(xí)第八章水溶液中的離子平衡1、了解水的電離，離子積常數(shù)2、了解溶液PH的定義3、了解測(cè)定溶液PH的方法，能進(jìn)行PH的簡(jiǎn)單計(jì)算從高考看考點(diǎn)H2O+H2OH3O++OH－

(H2OH＋+OH－)一、水的電離+++-1、水是一種極弱電解質(zhì)，能微弱電離:2、水的離子積Kw=c(H+).c(OH-)1)表達(dá)式：①在任何水溶液中，均存在水的電離平衡，也就是任何水溶液中都是H+、OH-共存的。

②任何水溶液中都存在Kw=c(H+).c(OH-)2)影響KW的因素KW只與溫度有關(guān)（與濃度無關(guān)）:溫度升高，KW增大如：25℃KW=10-14100℃

KW=10-12（1）加入酸或堿，抑制水的電離，Kw不變；（2）升高溫度，電離過程是一個(gè)吸熱過程，促進(jìn)水的電離，水的離子積增大，在常溫時(shí)，KW=1×10－14；在100℃時(shí)，KW=1×10－12。3、影響水電離平衡的因素4、利用Kw的定量計(jì)算①根據(jù)Kw=C(H＋)×C(OH－)在特定溫度下為定值,C(H＋)和C(OH-)可以互求；②任何酸或堿水溶液中由水電離出來的c(H+)H2O與c(OH-)H2O相等

;

③純水中溶液C(H＋)、C(OH－)濃度的計(jì)算方法：

C（H＋）=C（OH－）=（1）溶液的酸堿性的本質(zhì)中性c(H+)>c(OH-)

酸性c(H+)<c(OH-)堿性二、溶液的酸堿性與pH值+-1、溶液的酸、堿性跟C(H+)、C(OH-)的關(guān)系c(H+)=c(OH-)（2）25℃和100℃時(shí)溶液的酸堿性與c(H+)關(guān)系2、溶液的酸堿性的表示方法(1)pH的定義：C(H+)的負(fù)對(duì)數(shù)(2)使用范圍：C(H+)<1mol/L(3)pOHpOH=-lgc(OH-)(4)同一溶液的pH與pOH的關(guān)系：pH+pOH=pKw酸性堿性中性pH01234567891011121314c(H+)10010-110-210-310-410-510-610-710-810-910-1010-1110-1210-1310-14mol·L-11.0mol·L-110-7mol·L-110-14mol·L-11.0mol·L-110-7mol·L-110-14mol·L-1c(H+)c(OH-)3、溶液的酸、堿性跟pH的關(guān)系中性

酸性堿性25℃100℃pH=7pH<7pH>7pH=6pH<6pH>64、pH值測(cè)定方法測(cè)定方法：酸堿指示劑法、pH試紙法、pH計(jì)法等。pH1234567891011121314甲基橙紅色橙色黃色石蕊紅色紫色藍(lán)色酚酞無色淺紅色紅色1、下列物質(zhì)溶解于水時(shí)，電離出的離子不會(huì)使水的電離平衡產(chǎn)生影響的是（）A、CH3COONaB、Na2SO4C、NH4ClD、CH3COOH2、（1）常溫下某溶液中由水電離產(chǎn)生的C（H+）=10-6mol/L，則此溶液有可能是（）（2）常溫下某溶液中由水電離產(chǎn)生的C（H+）=10-9mol/l，則此溶液有可能是（）A、HClB、NaClC、NaHSO4D、NH4ClDAC練習(xí)B3、能影響水的電離平衡，并使溶液中c(H+)﹥c(OH-)操作是：A．向水中投入一小塊金屬鈉B．將水加熱煮沸C．向水中通入CO2氣體D．向水中加入食鹽晶體C4．若溶液中由水電離產(chǎn)生的c(OH-)=1×10-14mol·L-1，滿足此條件的溶液中一定大量共存的離子組是AAl3＋

Na＋NO－3Cl－

BK＋

Na＋Cl－

NO3－CK＋

Na＋

Cl－AlO2－

DK＋

NH＋4SO42－NO3－B6、純水在10℃和50℃的PH，前者與后者的關(guān)系是（）

A、前者大B、后者大C、相等D、不能確定5、下列微粒中不能破壞水的電離平衡的是（）

A、H+B、OH-

C、S2-D、Na+DA7、常溫時(shí)，在PH=8的CH3COONa和NaOH兩種溶液中，設(shè)由水電離產(chǎn)生的C（OH-）分別為Amol/L與Bmol/L，則A和B的關(guān)系為（）A、A＜BB、A=10-2BC、B=10-2AD、A=BC8、常溫的某無色溶液中，由水的電離產(chǎn)生的C（H+）=1×10-12mol/L，則下列各組離子肯定能共存的是（）A、Cu2+NO3-SO42-Fe3+B、Cl-S2-Na+K+C、SO32-NH4+K+Mg2+

D、Cl-Na+NO3-SO42-D9、(2000年全國(guó)高考題)室溫下,在pH=12的某溶液中由水電離的c(OH-)為()A.1.0×10-7mol/LB.1.0×10-6mol/LC.1.0×10-2mol/LD.1.0×10-12mol/LCD10．重水（D2O）的離子積［D+］·［OD－］=1.6×10－15?？梢杂肞H一樣的定義來規(guī)定PD=－lg［D+］。以下關(guān)于PD的敘述正確的是（）（A）中性溶液的PD=7（B）0.01mol/LNaOD

的D2O溶液，其PD=12（C）溶解0.01molDCl的D2O溶液1L，PD=2（D）在100mL0.25mol/L的DCl重水溶液中，加入50ml0.2mol/LNaOD的重水溶液，其PD=1

CD11．(廣東高考題)下列溶液一定是堿性的是()A.溶液中c(OH-)＞c(H+)B.溶液中含有OH-C.滴加甲基橙溶液顯紅色D.滴加甲基橙溶液顯黃色A12、下面的各說法中正確的是

A.在100℃時(shí)，純水中的pH＝6，呈中性

B.pH＝5的稀醋酸，再加水沖稀100倍，溶液的pH＝7

C.0.3mol/L和0.1mol/L的兩醋酸溶液中H＋離子濃度之比為3：1

D.在Na3PO4溶液中[Na＋]：[PO43－]＝3：1A三、酸堿中和滴定一、酸堿中和滴定基本原理：1、酸堿中和滴定的定義：用已知—————————————————————

來測(cè)定————————————————————的定量分析方法叫做酸堿中和滴定；物質(zhì)的量濃度堿（或酸）的酸（或堿）未知物質(zhì)的量濃度的H++OH－=H2O2、原理：中和反應(yīng)中當(dāng)n（H+)=n(OH-),完全中和對(duì)于一元強(qiáng)酸與強(qiáng)堿反應(yīng)時(shí)：C酸V酸=C堿V堿3、關(guān)鍵：①準(zhǔn)確測(cè)出參加反應(yīng)的兩種溶液的體積。②準(zhǔn)確判斷中和反應(yīng)是否恰好進(jìn)行完全。1.酸堿中和滴定所需的儀器酸式滴定管堿式滴定管錐形瓶鐵架臺(tái)滴定管夾二、酸堿中和滴定所需的儀器和試劑

讀數(shù)精確到0.01mL“0”刻度在最高點(diǎn)酚酞：石蕊：甲基橙：01234567891011121314810583.14.42、中和滴定指示劑的選擇強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿酚酞無→粉紅粉紅→無甲基橙橙→黃黃→橙無→粉紅黃→橙4.3突躍范圍9.7石蕊的變色不明顯，所以不能做中和滴定的指示劑。先偏大后偏小先仰后俯V=V(后)-V(前)，偏小實(shí)際讀數(shù)正確讀數(shù)先俯后仰先偏小后偏大V=V(后)-V(前)，偏大實(shí)際讀數(shù)正確讀數(shù)滴定管的讀數(shù)四、酸堿中和滴定中的誤差分析C標(biāo)·V標(biāo)

V待c

待

=

1、酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)酸潤(rùn)洗偏高無影響偏低2、堿式滴定管未用未知堿液潤(rùn)洗偏低3、酸式滴定管氣泡未趕偏高4、錐形瓶?jī)?nèi)有水或用水沖洗5、錐形瓶用堿液潤(rùn)洗偏高6、在滴定過程中發(fā)現(xiàn)局部溶液發(fā)生色變就立即停止滴定偏低7、俯視法讀起始酸的體積偏高8、俯視法讀終了酸的體積偏低9、移取的NaOH樣品中含Na2CO3

1、處理方法：上式中C標(biāo)是已知的，V待是準(zhǔn)確的，一切的誤差都?xì)w結(jié)到V標(biāo)上V標(biāo)偏大，則C待偏大，反之則偏小

強(qiáng)酸滴定未知濃度強(qiáng)堿誤差原因V酸影響C堿結(jié)果1、酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)酸潤(rùn)洗偏高偏高2、堿式滴定管未用未知堿液潤(rùn)洗偏低偏低3、酸式滴定管氣泡未趕偏高偏高4、錐形瓶?jī)?nèi)有水或用水沖洗不影響不影響5、錐形瓶用堿液潤(rùn)洗偏高偏高6、在滴定過程中發(fā)現(xiàn)局部溶液發(fā)生色變就立即停止滴定偏低偏低7、俯視法讀起始酸的體積偏高偏高8、俯視法讀終了酸的體積偏低偏低9、移取的NaOH樣品中含Na2CO3偏低偏低誤差分析四、pH值的有關(guān)計(jì)算一、溶液pH的計(jì)算原理關(guān)鍵是先求出C(H+)（1）強(qiáng)酸溶液由C(H+)直接求出pH（2）強(qiáng)堿溶液由C(OH-)先求出C(H+)再求pH。二、計(jì)算類型：例題：計(jì)算250C時(shí)0.01mol/L的鹽酸溶液和0.01mol/L的NaOH溶液的pH。答案：2；12

1、定義型①酸的稀釋例題：在25℃時(shí)，pH值等于3的鹽酸溶液稀釋到原來的100倍，pH值等于多少？解：pH=-lg[H+]=-lg1.0×10-5=5關(guān)鍵：抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算！[H+]==1.0×10-5mol/L2、溶液的稀釋討論1：如果上述溶液稀釋到原來的1000倍或10000倍時(shí)，溶液的pH又為多少？有沒有規(guī)律？結(jié)論1：強(qiáng)酸pH=a，加水稀釋10n，則pH=a+n。討論2：如果上述為醋酸溶液稀釋到原來的100倍時(shí)，溶液的pH又為多少？例題：在25℃時(shí)，pH值等于12的強(qiáng)堿溶液稀釋到原來的100倍，pH等于多少？解：稀釋前：[OH-]=pH=-lg[H+]關(guān)鍵：抓住氫氧根離子離子進(jìn)行計(jì)算！稀釋后：[OH-]=[H+]==10=1×10-2mol/L=1×10-4mol/L==1×10-10mol/L②堿的稀釋討論1：如果上述溶液稀釋到原來的10倍或1000倍時(shí)，溶液的pH又為多少？有沒有規(guī)律？討論2：如果上述為氨水溶液稀釋到原來的100倍時(shí)，溶液的pH又為多少？結(jié)論2：強(qiáng)堿pH=b，加水稀釋10n，則pH=b-n。1、①在25℃時(shí)，pH等于2的鹽酸溶液稀釋到原來的10倍，pH等于多少？稀釋到1000倍后，pH等于多少？解：pH=-lgc(H+)=-lg10－2/10=-lg10-3=3此時(shí)不能忽視H2O的電離產(chǎn)生的H＋。設(shè)水產(chǎn)生的c(H＋)=c(OH-)=x，則有：(10－8＋x)·x=10-14x≈0.95×10-7mol/Lc(H+)=KW/c(OH-)pH=-lg10-14/0.95×10-8=14-8+0.98=6.98由HCl產(chǎn)生的c(H+)=10-5/1000=10-8mol/L.

②在25℃時(shí)，pH等于5的鹽酸溶液稀釋到原來的1000倍后，pH等于多少？解：pH=-lgc(H+)=-lg10－2/1000=-lg10-5=5練習(xí)溶液的稀釋稀釋后所得溶液的PHPH=3的稀鹽酸加水稀釋100倍PH=2的稀硫酸加水稀釋100倍PH=11的NaOH溶液加水稀釋100倍PH=12的Ba(OH)2溶液加水稀釋100倍PH=5的稀鹽酸加水稀釋1000倍PH=9的NaOH溶液加水稀釋1000倍54910約為7約為7鞏固練習(xí)①酸過量例題：在25℃時(shí)，100mlO.6mol/L的鹽酸與等體積0.4mol/L的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH值等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2O0.060.04pH=-lg[H+]=-lg0.02/（0.1+0.1）=-lg10—1=1關(guān)鍵：酸過量抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算?。场?qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合②堿過量例題：在25℃時(shí)，100mlO.4mol/L的鹽酸與等體積0.6mol/L的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH值等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2O0.040.06關(guān)鍵：堿過量抓住氫氧根離子進(jìn)行計(jì)算！[OH—]=0.1(0.6-0.4)/0.2[H+]=10-14/[OH—]=10-14/0.1pH=-lg10-13=13③一定pH的強(qiáng)酸和強(qiáng)堿混合呈中性時(shí)，二者的體積比（1）若pH酸+pH堿=14，則V酸：V堿=1：1（2）若pH酸+pH堿＞14，則V酸：V堿=10（pH酸+

pH堿-14）：1（3）若pH酸+pH堿＜14，則V酸：V堿=1：1014-（pH酸+

pH堿）例：室溫時(shí)將pH=3的強(qiáng)酸與pH=12的強(qiáng)堿混合，當(dāng)混合液的pH=7時(shí)，強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的體積比為（）A10：1B3：1C1：2D2：5A1、在25℃時(shí)，有pH為a的HCl溶液和pH為b的NaOH溶液，取VaL該鹽酸溶液用該NaOH溶液中和至呈中性，需VbLNaOH溶液，問：（1）若a+b=14，則Va／Vb＝——

（2）若a+b=13，則Va／Vb＝————（3）若a+b＞14，則Va／Vb＝

，且Va

Vb(填“＞”“＜”“＝”)（題中a≤b，b≥8）10a+b–1411/10＞練習(xí)2、25℃時(shí)60mL0.5mol·L－１NaOH溶液40mL0.4mol·L－１的H2SO4相混合后，溶液的pH約為(

)

Ａ．0．5Ｂ．1．7Ｃ．2Ｄ．13．2B3、25℃時(shí)有一pH=12的NaOH溶液100mL，欲使它的pH降為11。（1