高考化學一輪復習第八章水溶液中的離子平衡2水的電離和溶液的酸堿性課件新人教版

第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性考向一水的電離平衡的影響因素及其相關計算【考點精析】1.外界因素對水的電離平衡的影響H2OH++OH-

ΔH>0條件變化移動方向水的電離程度c(H+)c(OH-)Kw升溫向右增大增大增大增大加酸向左減小增大減小不變加堿向左減小減小增大不變加活潑金屬如Na向右增大減小增大不變能水解的鹽(如氯化銨)向右增大增大減小不變2.Ka有關計算(1)先確定溫度,常溫下Kw=1×10-14。(2)再確定溶液中H+或OH-的來源。①酸抑制水的電離,OH-全部來自水的電離,水電離產生的c(H+)=c(OH-)。如0.1mol·L-1的鹽酸中c(H+)=0.1mol·L-1,c(OH-)=10-13mol·L-1,由水電離出的c(H+)=c(OH-)=10-13mol·L-1。②堿抑制水的電離,H+全部來自水的電離,水電離產生的c(H+)=c(OH-)。如0.1mol·L-1的NaOH中c(OH-)=0.1mol·L-1,c(H+)=10-13mol·L-1,由水電離出的c(H+)=c(OH-)=10-13mol·L-1。③水解呈酸性的鹽溶液中的H+來自水的電離,水解顯堿性的鹽溶液,OH-來自水的電離?？枷蚨芤簆H的計算【考點精析】1.定義法:pH=-lgc(H+),溶液的pH計算的核心是確定溶液中的c(H+)的大小。具體地,酸性溶液必先確定溶液中的c(H+);堿性溶液必先確定c(OH-),再由c(OH-)·c(H+)=Kw換算成c(H+),然后進行pH的計算。2.計算類型及方法(1)單一溶液pH的計算①強酸溶液強酸溶液的pH計算方法是:根據(jù)酸的濃度先求出強酸溶液中的c(H+)然后對其取負對數(shù)就可求得pH。②強堿溶液強酸溶液的pH計算方法是:根據(jù)堿的濃度先求出強堿溶液中的c(OH-)然后利用該溫度下的Kw求出c(H+)然后求pH。③其他溶液其他溶液的pH計算方法是:想辦法求出溶液中的c(H+)然后取負對數(shù)。(2)稀釋型(指單一溶質加水稀釋或相當于水的稀釋作用)實質:稀釋前后酸或堿的物質的量不變。一般計算公式:c1V1=c2V2,據(jù)此求出稀釋后酸或堿的物質的量的濃度。①若為酸:強酸,pH=a,稀釋10n倍,pH=a+n;若為弱酸,pH=a,稀釋10n倍,a<pH<a+n;②若為堿:強堿,pH=a,稀釋10n倍,pH=a-n;弱堿,pH=a,稀釋10n倍,a-n<pH<a;(3)混合型(多種溶液混合)①酸酸混合:直接算c(H+),再求pH。c(H+)混=②堿堿混合:先算c(OH-)后轉化為c(H+),再求pH。c(OH-)混=③酸堿混合:要先看誰過量,若酸過量,求c(H+),再求pH;若堿過量,先求c(OH-),再轉化為c(H+),最后求pH。酸過量:c(H+)混=堿過量:c(OH-)混=3.巧解法(1)若兩強酸等體積混合,可采用速算法:混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加上0.3;若兩強堿溶液等體積混合,可采用速算法:混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的減去0.3。(2)常溫下酸堿等體積混合后溶液酸堿性的判斷技巧①強酸和強堿混合②酸、堿的pH之和為14考向三酸堿中和滴定【考點精析】1.滴定管的使用2.實驗的關鍵(1)準確測定參加反應的酸、堿溶液的體積。①因量筒是粗略量取一定體積液體的儀器,因此本實驗不用量筒,而用滴定管或移液管。②滴定管是精密測量溶液體積的儀器,讀數(shù)時需估讀,記錄數(shù)據(jù)時可精確到0.01mL。(2)選取適當?shù)闹甘緞?準確判斷滴定終點。原則:變色要明顯、靈敏,且指示劑的變色范圍要盡可能與恰好完全反應時的pH接近。3.誤差分析依據(jù)原理c(標準)·V(標準)=c(待測)·V(待測),所以c(待測)=,因為c(標準)與V(待測)已確定,所以只要分析出不正確操作引起V(標準)的變化,即可分析出結果。以標準液鹽酸滴定未知濃度的NaOH溶液(酚酞為指示劑)為例,分析如下:步驟操作V(標)c(待)洗滌酸式滴定管未用標準液潤洗變大偏高堿式滴定管未用待測液潤洗變小偏低錐形瓶用待測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錐形瓶中指示劑加的過多變大偏高步驟操作V(標)c(待)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出錐形瓶外變大偏高溶液顏色較淺時滴入