2019届高考化学总复习第8章水溶液中的离子平衡第2讲水的电离和溶液的酸碱性8.2.3酸、碱中和滴定考点课件新
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第2节水的电离和溶液的酸碱性1．（2014·高考海南卷)NaOH溶液滴定盐酸的实验中,不必用到的是( )A．酚酞B．圆底烧瓶C．锥形瓶D．碱式滴定管解析：选B.滴定终点需要依据指示剂颜色变化来确定，可以选择酚酞（由无色变为粉红色），A不符合题意；整个实验中用不到圆底烧瓶，所以圆底烧瓶为非必需仪器，B符合题意;在滴定过程中,盐酸需要盛放在锥形瓶中,C不符合题意；氢氧化钠溶液滴定盐酸，所以需要用碱式滴定管盛装氢氧化钠溶液，D不符合题意。
2．（2016·高考全国卷Ⅰ，12，6分)298 K时，在20.0 mL 0.10 mol·L －1氨水中滴入0。
10 mol·L－1的盐酸，溶液的pH与所加盐酸的体积关系如图所示。
已知0。
10 mol·L－1氨水的电离度为1。
32%，下列有关叙述正确的是( ）A．该滴定过程应选择酚酞作为指示剂B．M点对应的盐酸体积为20.0 mLC．M点处的溶液中c(NH＋4）＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－)D．N点处的溶液中pH<12解析：选D。
当恰好完全中和时，生成NH4Cl,而NH4Cl溶液呈酸性，酚酞的变色范围为pH＝8.2～10.0，甲基橙的变色范围为pH＝3.1~4.4,故应选甲基橙作指示剂，A项错误；当V（盐酸)＝20.0 mL时,恰好完全反应，溶液呈酸性，B项错误；M点时由溶液中电荷守恒知c(NH错误!）＋c（H＋）＝c(Cl－)＋c(OH－）,而溶液呈中性,即c(H＋)＝c（OH－)，则c(NH＋，4）＝c(Cl－），但c(NH错误!）＝c(Cl－）≫c（H＋）＝c（OH－)，C项错误；该温度下,0。
2019版高考化学一轮复习 第八章 水溶液中的离子平衡 第2节 水的电离和溶液的酸碱性优质课件
第 2 节 水的电离和溶液的酸碱性
1.了解水的电离、离子积常数。 2.了解溶液 pH 的含义及其测定方法，能进行 pH 的简单计算。
考点 1 水的电离
1．电离方程式 水是极弱的电解质，其电离方程式为 H_2_O_＋__H__2_O___H__3_O_＋_＋__O__H_－，可简写为_H_2_O____H__＋_＋__O_H__－。 2．水的离子积常数 (1)室温下：Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝_1_×__1_0_－_1_4 _。
(3)碱的溶液—H＋全部来自水的电离。 实例：pH＝12 的 NaOH 溶液中 c(OH－)＝10－2mol·L －1，则 c(H＋)＝Kw/10－2＝10－12 (mol·L－1)，即水电离出的 c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1。
(4)水解呈酸性的盐溶液—H＋全部来自水的电离。 实例：pH＝5 的 NH4Cl 溶液中，由水电离的 c(H＋) ＝10－5 mol·L－1，因部分 OH－与部分 NH＋4 结合使 c(OH－) ＝10－9 mol·L－1。
(2)影响因素：只与_温__度_有关，升高温度，Kw增__大__。 (3)适用范围：Kw 不仅适用于纯水，也适用于稀的电 解质水溶液。 (4)Kw 揭示了在任何水溶液中均存在 H＋和 OH－，只 要温度不变，Kw 不变。
3．水的电离平衡的影响因素
(1)温度：温度升高，_促__进__水的电离；温度降低，_抑_制___ 水的电离。
其比为 10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109。 答案：A
突破“五类”水电离产生 c(H＋)和 c(OH－)的计算 任何溶液中水电离产生的 c(H＋)和 c(OH－)总是相等 的。 (1)中性溶液：c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol·L－1。
2019版高考化学一轮复习 第八章 水溶液中的离子平衡 第2课时 水的电离和溶液的酸碱性练习
课时2 水的电离和溶液的酸碱性一、选择题1．(2016·绵阳诊断)25 ℃时，水的电离达到平衡：H2＋＋OH－。
下列叙述错误的是( )A．向水中通入氨气，平衡逆向移动，c(OH－)增大B．向水中加入少量稀硫酸，c(H＋)增大，K w不变C．将水加热平衡正向移动，K w变大D．升高温度，平衡正向移动，c(H＋)增大，pH不变解析向水中通入NH3，c(OH－)增大，平衡左移，A正确；向水中加入少量稀H2SO4，c(H＋)增大，但温度不变，KK w变大，Cw不变，B正确；将水加热，水的电离平衡正向移动，正确；升高温度，能促进水的电离，c(H＋)增大，pH减小，D错误。
答案 D2．100 ℃时向pH＝6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH＝2，下列叙述不正确的是( )A．此时水的离子积K w＝1.0×10－12B．溶液中水电离出的c(H＋)＝1.0×10－10mol·L－1C．水的电离度随温度升高而增大D．c(H＋)<c(SO2－4)解析D项，由于NaHSO4电离出的c(H＋)与c(SO2－4)相同，而水电离出少量H＋，所以c(H＋)略大于c(SO2－4)。
答案 D3．在一定条件下，相同pH的硫酸和硫酸铁溶液中水电离出来的c(H＋)分别是 1.0×10－a mol·L－1和1.0×10－b mol·L－1，在此温度下，则下列说法正确的是( )A．a<bB．a＝bC．水的离子积为1.0×10－(7＋a)D．水的离子积为1.0×10－(b＋a)解析加酸抑制水的电离，加易水解的盐促进水的电离，则a>b，A和B选项错误；由题意可知，两种溶液的pH＝b，即硫酸溶液中c(H＋)是1.0×10－b mol·L－1，而水电离产生的c(H＋)等于水电离产生的c(OH－)，所以硫酸溶液中c(OH－)是1.0×10－a mol·L－1，K w＝1.0×10－(b＋a)，D选项正确。
届高考化学一轮复习 第八章 水溶液中的离子平衡 第2节 水的电离和溶液的酸碱性课件
(3)在 pH＝2 的盐酸中(或 pH＝12 的 NaOH 溶液中) 由水电离出来的 c(H＋)与 c(OH－)之间的关系是相等的。 因为外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时 候水电离出来的 c(H＋)和 c(OH－)总是相等的。
角度一 影响水电离平衡的因素 1．(2015·广东高考)一定温度下，水溶液中 H＋和 OH－ 的浓度变化曲线如图。下列说法正确的是( )
A．升高温度，可能引起由 c 向 b 的变化 B．该温度下，水的离子积常数为 1.0×10－13 C．该温度下，加入 FeCl3 可能引起由 b 向 a 的变化 D．该温度下，稀释溶液可能引起由 c 向 d 的变化
(2)混合溶液 pH 计算的 4 大类型 ①两种强酸混合：直接求出 c(H＋)混，再据此求 pH。 c(H＋)混＝cH＋1VV11＋＋cV2H＋2V2。 ②两种强碱混合：先求出 c(OH－)混，再据 Kw 求出 c(H＋)混，最后求 pH。c(OH－)混＝cOH－1VV11＋＋Vc2OH－2V2。 ③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下 式求出溶液中 H＋或 OH－的浓度，最后求 pH。c(H＋)混或 c(OH－)混＝|cH＋酸VV酸酸－＋cVO碱 H－碱V碱|
答案：选 C
5．(2016·河北保定模拟)25 ℃时，在等体积的①pH ＝0 的 H2SO4 溶液、②0.05 mol·L－1 的 Ba(OH)2 溶液、 ③pH＝10 的 Na2S 溶液、④pH＝5 的 NH4NO3 溶液中， 发生电离的水的物质的量之比是( )
2019高考化学总复习第八章水溶液中的离子平衡8_1_2考点二水的电离和溶液的酸碱性学后即练新人教版
8-1-2 考点二水的电离和溶液的酸碱性1．运用电离常数判断可以发生的反应是( )233②2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑③HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑④NaBrO＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HBrOA．①③B．②④C．①④D．②③解析：根据复分解反应中较强酸制备较弱酸的原理，①中次溴酸K i＝2.4×10－9>碳酸K i2＝5.6×10－11，能发生；次溴酸K i＝2.4×10－9<K i1＝4.3×10－7，可知④能发生，②和③都不能发生。
答案：C2．部分弱酸的电离平衡常数如下表：A．2CN－＋H2O＋CO2===2HCN＋CO2－3B．2HCOOH＋CO2－3===2HCOO－＋H2O＋CO2↑C．中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者D．等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中所含离子总数前者大于后者解析：因K i1(H2CO3)>K i(HCN)>K i2(H2CO3)，故HCN可与CO2－3发生反应生成CN－和HCO－3，因此向含CN－的溶液中通入CO2发生的反应为CN－＋H2O＋CO2===HCN＋HCO－3，A项错误；利用甲酸与碳酸的电离平衡常数可知酸性：HCOOH>H2CO3，则HCOOH可与碳酸盐反应生成甲酸盐、CO2和H2O，B项正确；酸性：HCOOH>HCN，故等pH的HCOOH和HCN相比，HCN的物质的量浓度大，所以中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者，C项正确；在等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中，均存在：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(R－)＋c(OH－)(R－＝HCOO－或CN－)，因CN－水解程度大，则在NaCN溶液中c(H＋)较小，而两溶液中c(Na＋)相等，故两溶液中所含离子数目前者大于后者，D项正确。
人教2019版高考化学一轮复习 第八单元 水溶液中的离子平衡 8.2 水的电离和溶液的酸碱性课件
-2-
考纲要求:1.了解水的电离、离子积常数。 2.了解溶液pH的含义及其测定方法,能进行pH的简单计算。
-3考点一 考点二 考点三
基础梳理
考点突破
水的电离
1.水的电离方程式 H2O+H2O H3O++OH-, 通常可简写为 H2O H++OH-。 2.关于纯水的几个重要数据 ������(H +) = ������(OH - ) = 1 × 10-7 mol· L- 1
③正盐溶液 碱性
中性:������溶液(H +) = ������水 (H +) = ������溶液(OH - ) = ������水 (OH - )
如常温下,pH=13的CH3COONa溶液中,溶液中的c(H+)=10-13 mol· L-1、c(OH-)=10-1 mol· L-1,溶液中的OH-、H+均全部来自于水的 电离,但CH3COO-水解消耗掉水电离的部分H+,所以溶液中的H+比 水电离的H+少,c水(H+)=c水(OH-)=c溶液(OH-)=10-1 mol· L-1。
-12考点一 考点二 考点三
基础梳理
考点突破
例1常温下,有下列水溶液:①pH=0的盐酸 ②0.5 mol· L-1的盐酸 ③0.1 mol· L-1的NH4Cl溶液(pH≈5) ④0.1 mol· L-1的NaOH溶液 ⑤0.5 mol· L-1的NH4Cl溶液 ⑥1 mol· L-1的NaCl溶液,以上溶液中, 水电离的c(H+)由大到小的顺序是⑤>③>⑥>④>②>①。 ①中由水电离出的c(H+)=1×10-14 mol· L-1。 ③中由水电离出的c(H+)=1×10-5 mol· L-1。 解析:属于酸溶液的有①和②,其中①c(H+)较大;属于盐溶液的有 ③⑤⑥,其中⑤酸性较强,⑥不水解,呈中性;属于碱溶液的有④,因为 盐的水解能促进水的电离,酸、碱的电离抑制水的电离,故水电离出 的 c(H+)由大到小的顺序为⑤>③>⑥>④>②>①。 ①中由水电离出的
推荐2019人教版高三化学总复习课件：第八章水溶液中的离子平衡8-1-2第二节 水的电离和溶液的酸碱性
吸
弱酸是分步电离的，各级电离平衡常数的大小关系是 K1≫K2……， 所以其酸性主要决定于第一步电离。
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(4)影响因素： ①内因：物质的结构。 ②外因：温度。同一反应，温度一定，K 一定，升高温度， K 值增大，原因是
电离是吸热
过程。
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2．有关电离平衡常数的计算(以弱酸 HX 为例) (1)已知 c(HX)和 c(H＋)，求电离平衡常数。 HX 起始： 平衡： c(HX) c(HX)－c(H )
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(3)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规 律。 (4)判断微粒浓度比值的变化。 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子 和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，考题中经常 利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
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cCH3COO 如： 0.1 mol/L CH3COOH 溶液中加水稀释， ＝ cCH3COOH
－
cCH3COO · cH Ka ＝ 加水稀释时， c(H＋)减小， K 值不变， ＋ ＋ ， cCH3COOH· cH cH
－ ＋
cCH3COO－ 则 增大。 cCH3COOH
cmAn＋· cnBm－ cAmBn
mAn＋＋nBm－ ，K＝
。
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①一元弱酸 HA 的电离平衡常数：根据 HA
cH＋· cA－ cHA
H＋＋A－可表
示为 Ka＝
。 B＋＋OH－
②一元弱碱 BOH 的电离平衡常数：根据 BOH
cB＋· cOH－ cBOH
高考化学一轮复习第8章水溶液中的离子平衡第2节水的电离和溶液的酸碱性
(3)水中加酸或碱对水的电离均有抑制作用，因此，室温 下，若由水电离出的 c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，该溶液可能显 酸性，也可能显碱性。
考点 2 溶液的酸碱性与 pH 的计算
1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中 c(H＋)和 c(OH－)的相对大小。
c(H＋)>c(OH－)，溶液呈 酸 性，25 ℃时，pH < 7。 c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈 中 性，25 ℃时，pH ＝ 7。 c(H＋)<c(OH－)，溶液呈 碱 性，25 ℃时，pH > 7。
常温下水中加入酸、碱后水电离产生的 c(H＋)和 c(OH－) 的计算方法
任何水溶液中水电离产生的 c(H＋)和 c(OH－)总是相等 的。常温下，纯水中的 c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol·L－1，而 酸、碱的介入能抑制水的电离，使得水电离出的 c(H＋)＝ c(OH－)<10－7 mol·L－1。
升高温度，Kw 增大 。
(3)适用范围：Kw 不仅适用于纯水，也适用于稀的 电解质 水溶液。
(4)Kw 揭示了在任何水溶液中均存在 H＋和 OH－，只要温 度不变，Kw 不变。
(1)任何情况下水电离产生的 c(H＋)和 c(OH－)总 是相等的。升高温度，水的电离程度增大，c(H＋)增大，pH 减小，但仍呈中性。
板块一 主干层级突破
考点 1 水的电离
1．电离方程式 水是一种极弱的电解质，电离方程式为 2H2O
H3O＋＋OH－ ，简写为 H2O H＋＋OH－ 。
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四、拓展提升
用滴定法测定Na2CO3(含有NaCl杂质)的质量分数，判断 下列操作引起的误差。 ①试样中加入酚酞作指示剂，用标准酸液进行滴定，所 测结果___偏__低__。 ②滴定管用蒸馏水洗涤后，直接注入标准酸液进行滴定， 所测结果__偏__高___。 ③锥形瓶用蒸馏水洗涤后，直接加入待测液进行滴定， 所测结果_无__影__响___。
酸、碱中和滴定
01 教材 高考 02 典例剖析 03 反思归纳 04 拓展提升
一、教材 高考
3．（溯源题）（2015·广东理综，12）准确移取20.00 mL某待测HCl溶液 于锥形瓶中，用0.100 0 mol·L－1NaOH溶液滴定，判断下列说法正误。
（1）滴定管用蒸馏水洗涤后，装入NaOH溶液进行滴定（ ） 未润洗 （2）随着NaOH溶液滴入，锥形瓶中溶液pH由小变大（ ） 半分钟颜色不变 （3）用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定（ ） （4）滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则测定结果偏小（ ）
考题探源 源于误教差材分R析J选原修理4：Pc47H“CplH＝的cN应aO用HV×”HCVl NaOH
考查视角 酸碱中和滴定实验中所用仪器、操作步骤及误差分析 高考启示 要理解中和滴定的原理，熟悉仪器、实验步骤、操作要点及 误差分析
二、典例剖析
4．(2018·山东名校联盟期末考试)已知 25 ℃时，Ka(CH3COOH)＝1.7×10－5。该温度下用 0.1
mol·L－1 的醋酸滴定 10.00 mL 0.1 mol·L－1 的碱 MOH，滴定过程中加入酸的体积(V)与溶
[H＋]
强碱
液中 lg
的关系如图所示。下列说法中错误的是(
[OH－]
B
)
A．MOH 的电离方程式为 MOH===M＋＋OH－
B．a 点 V(CH3COOH)＝10.00 mL a点溶液为中性 C．25 ℃时，CH3COO－的水解平衡常数为1107×10－9
D．b 点：[CH3COO－]＞[M＋]＞[H＋]＞[OH－]
转解析
三、反思归纳
沉淀滴定法 (1)概念：沉淀滴定是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方 法，生成沉淀的反应很多，但符合条件的却很少，实际上应用 最多的是银量法，即利用Ag＋与卤素离子的反应来测定Cl－、 Br－、I－浓度。 (2)原理：沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂，滴定剂 与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的 生成物的溶解度小，否则不能用这种指示剂。如用AgNO3溶液 测定溶液中Cl－的含量时常以CrO为指示剂，这是因为AgCl比 Ag2CrO4更难溶的缘故。