2013高考化学鲁科版二轮复习课件：8.2 水溶液

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解析：KW(35
℃)>KW(25℃)说明温度升高，水的电离程度增
大，是一个吸热过程。由H2O＋H2O H3O＋＋OH－可得出：任 何温度下，纯水电离出的[H＋]＝[OH－]。 答案：D
一、水的电离
H 1．水的电离方程式： 2O H＋＋OH－。
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2．水的离子积常数
＋ [OH－] KW＝ [H ]· 。
L (1)室温下：KW＝ 1×10－14(mol· －1)2 。
10倍，若电离平衡不移动，则溶液pH由a变成a＋1，但由于电离平 衡会发生移动，故A项错误；向弱酸溶液中加入浓度较大的强酸， 溶液酸性增强，C项错误；提高溶液的温度会促进醋酸电离，酸性 增强，D项错误；加入醋酸钠固体，可抑制醋酸的电离，使溶液pH 增大，B项正确。 【答案】 B
1．能促进水的电离，并使溶液中[H＋]＞[OH－]的操作是( ①将水加热煮沸；②向水中投入一小块金属钠；③向水中通 CO2；④向水中通NH3；⑤向水中加入明矾晶体；⑥向水中加入 Na2CO3固体；⑦向水中加NaHSO4固体。 A．①③⑥⑦ C．⑤⑦ B．①③⑥ D．⑤
＋
－
－7
－1
2．pH的有关计算 (1)单一溶液的pH计算 ①强酸溶液，如HnA，设浓度为c mol· －1，则[H＋]＝nc mol· － L L
1
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，pH＝－lg[H＋]＝－lg(nc)。 10－14 － ＋ ②强碱溶液，如B(OH)m，设浓度为c mol· 1，则[H ]＝ mc L
＋
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2．水电离出的[H ]或[OH ]的计算(25 ℃时) (1)中性溶液：[H ]＝[OH ]＝1.0×10 (2)溶质为酸的溶液 H 来源于酸电离和水电离，而OH 只来源于水。 如计算pH＝2的盐酸中水电离出的[H ]：方法是先求出溶液中 的[OH ]＝10
二、溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性是由溶液中[H＋]和[OH－]的相对大小决定的： (1)[H ]>[OH ]，溶液呈 酸性 ；
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(2)[H ]＝[OH ]，溶液呈 中性 ；
解析：溶液呈酸性的实质是[H ]>[OH ]，而KW、pH等均受温 度影响。 答案：D
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要点一
影响水电离平衡的因素以及水电离出的[H＋] 或[OH－]的计算
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1.外界条件对水电离的影响 (1)促进水的电离 ①升高温度 水电离程度增大，H＋和OH－浓度同等程度的增大，但水溶液酸 碱性不变。 ②加入可水解的盐 水的电离程度增大；若盐水解呈酸性则[H＋]＞[OH－]；若盐水 解呈碱性则[H＋]＜[OH－]，但溶液中KW不变。
1[H ]与[OH ]的相对大小是判断溶液酸碱性的惟一标准，利
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用pH与7的相对大小或[H ]、[OH ]与1.0×10 mol· 比较判断溶 L 液酸碱性时，要看溶液的温度是否为常温25℃。 2利用pH试纸测溶液pH时，所测pH只能为整数。 3pH试纸不能润湿，但润湿后不一定产生误差，如用湿润pH 试纸测碱性溶液结果偏小，测酸性溶液结果偏大，但测中性溶液结 果不变，其实质是待测液被稀释。
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§8.2
水溶液
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1．了解水的电离、离子积常数。 2．了解溶液pH的定义。 3．了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
－1 ＋ －7 －1 ＋ ＋ － － ＋ －9
25 ℃下，纯水中[H ]＝1×10 mol· ，故[H ]最小的是B L
项的溶液。 答案：B
要点二
溶液pH的测定与计算
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1.pH的测定方法 (1)pH试纸的使用方法：把一片干燥的pH试纸放在洁净干燥的 表面皿(或玻璃片)上，用玻璃棒蘸取一滴待测液点在pH试纸的中 央，待变色后与标准比色卡对比，读出pH(整数)。 (2)常用酸碱指示剂及其变色范围 指示剂 石蕊 酚酞 <5.0红色 <8.2无色 变色范围的pH 5.0～8.0紫色 8.2～10.0浅红 >8.0蓝色 >10.0红色
－
－14
mol2· L
－
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。下列叙述正确的是(
A．[H＋]随着温度的升高而降低 B．在35℃时，[H ]>[OH ] C．水的离子积KW(25℃)>KW(35℃) D．水的电离是一个吸热过程
)
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－1
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)
B．0.017 mol/L－1 D．0.50 mol/L
－1
c×3V－c×2V － 解析：由题意可得： ＝0.01 mol· 1，c＝0.05 L 5V mol· 1。 L 答案：C
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考点一
水的电离
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例1
(2011年福建理综卷)常温下0.1 mol· －1醋酸溶液的pH＝ L )
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(3)[H ]<[OH ]，溶液呈 碱性 。
＋ －
2．pH及其计算 －lg[H＋] 。 (1)定义：pH＝ (2)意义：表示溶液酸碱性的强弱。pH越小，溶液 酸性 越强； 反之，溶液的 碱性 越强。
常温时：中性溶液pH ＝7 ； 酸性溶液pH <7 ； 碱性溶液pH >7。 3．pH的测定 (1)pH试纸 把一小片pH试纸放在洁净干燥的 玻璃片 上，用 玻璃棒 蘸取待 测液点在pH试纸的中部，试纸变色后，与标准比色卡对比，读出 pH，广泛pH试纸其数值为整数。 (2)pH计 使用pH计能直接测定溶液的pH。
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③强酸强碱溶液混合 a．恰好反应，显中性，常温下pH＝7； [H＋]V酸－[OH－]V碱 b．酸过量，[H＋]混＝ ，求出pH。 V酸＋V碱 [OH ]V碱－[H ]V酸 － ＋ c．碱过量，[OH ]混＝ ，再求出[H ]混，然后 V酸＋V碱 求出pH。
mol· －1，pH＝－lg[H＋]＝14＋lg(mc)。 L (2)酸碱溶液混合(高考中经常出现强酸、强碱溶液混合)pH的计 算(可认为V混＝V酸＋V碱)
①两强酸溶液混合 [H＋]1V1＋[H＋]2V2 ＋ [H ]混＝ ，求出pH。 V1＋V2 ②两强碱溶液混合 [OH ]1V1＋[OH ]2V2 [OH ]混＝ ，再求出[H＋]混，然后求出pH。 V1＋V2
(2)影响因素：只与 温度 有关，因水的电离是 吸热 过程，当
温度升高 时，K 大。 W
(3)适用范围：KW不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀 溶液。
1．水的电离过程为H2O H ＋OH ，在不同温度下其离子 积为KW(25℃)＝1.0×10
2
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＋
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mol2· 2。KW(35℃)＝2.1×10 L )
1．25 ℃时下列溶液中[H ]最小的是( A．pH＝8的溶液 B．[OH ]＝1×10
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＋
)
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mol· 的溶液 L
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C．[H＋]＝1×10－3mol· －1的溶液 L D．25 ℃下的纯水 解析：A溶液中[H ]＝10 8mol· 1，B溶液中[H ]＝1×10 L mol· L
③加入活泼金属 向纯水中加入少量活泼金属(Na、K 等)→与水电离产生的 H 反 应→电离平衡右移→水的电离程度增大，但 KW 不变。 (2)抑制水的电离 ①降低温度：水的电离程度减小。 ②加入酸或碱 向纯水中加入酸或碱→增大[H＋ ]或[OH－ ]→电离平衡左移→水 的电离程度减小，但 KW 不变。
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(3)酸碱溶液稀释后的pH变化 强酸 (pH＝a) 稀释 10 倍