最新-2018年高考化学 第二节 水的电离和溶液的酸碱性课件 新 精品

(2)溶液的pH
①定义：水溶液中H＋的物质的量浓度的负对数．
②表达式： pH＝－lgc(H＋)
③意义：粗略表示溶液酸碱性的强弱．
④范围：pH的范围一般在 0～14 之间
⑤规律：pH越小，溶液的酸性 越强 ；pH越大，
溶液的碱性
越．强
⑥测定方法：把一小片pH试纸放在 玻璃片或表面 皿上，用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液去点试纸中部 ，
正确的是
()
A．若x＝y，且a＋b＝14，则pH>7
B．若10x＝y，且a＋b＝13，则pH＝7
C．若ax＝by，且a＋b＝13，则pH＝7
D．若x＝10y，且a＋b＝14，则pH>7
解析：本题主要考查有关 pH 的简单计算． 由题意知：n(NaOH)＝x·10a－14 mol, n(HCl)＝y·10－b mol，所以 n(NaOH)∶n(HCl)＝xy·1·100a－－b14＝xy×10(a＋b－14)．若 x ＝y，且 a＋b＝14，则 n(NaOH)＝n(HCl)二者恰好完全反应， pH＝7；若 10x＝y 且 a＋b＝13，则碱不足，pH<7；若 ax ＝by 且 a＋b＝13 则 n(NaOH)∶n(HCl)＝ba·110<1，故 pH<7； 若 x＝10y 且 a＋b＝14，则 n(NaOH)∶n(HCl)＝10>1，NaOH 过量，pH>7.
1．水的电离 (1)水是一种 极弱的电解质
，能发生微弱的
电离，其电离方程式为H2O＋H2O
H3O＋＋OH－，简
写为 H2O
H＋＋OH－ 其电离平衡常数
(2)水的离子积——电离平衡常数的特例 ①符号：KW
②表达式：KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14 (25℃)
③影响因素：KW仅仅是温度的函数，温度不变，KW
解析：由水电离的c(H＋)＝10－pH＝1.0×10－12 mol/L，
由水电离出的c(OH－)等于由水电离出的c(H＋)，所以，
c(OH－)也等于1.0×10－12 mol/L.
答案：D
3．室温时，将x mL pH＝a的稀NaOH溶液与y mL
pH＝b的稀盐酸充分反应．下列关于反应后溶液pH的判断，
[例题1] 在T℃时，某NaOH稀溶液中c(H＋)＝10－a mol/L，c(OH－)＝10－b mol/L，已知a＋b＝12.向该溶液中 逐滴加入 pH＝c的盐酸(T℃)，测得混合溶液的部分pH如 下表所示：
序号
① ②
NaOH溶液的体 积/mL
20.00
20.00
盐酸的体积/mL
0.00 20.00
(3)强酸与强碱混合 方法：先据过量计算判断出反应的情况，若H＋过量 按 (1)情况计算，若OH－过量按(2)情况计算． (4)等体积强酸(pH＝a)与强碱(pH＝b)混合 ①若a＋b＝14，溶液呈中性，25℃时pH＝7. ②若a＋b>14，溶液呈碱性，25℃时pH>7. ③若a＋b<14，溶液呈酸性，25℃时pH<7.
KW 不变 ．
2．溶液的酸碱性和pH (1)溶液的酸碱性 ①溶液酸碱性的判断标准是c(H＋)与c(OH－) 的 相 对 大 小． ②25℃时，溶液酸碱性的判断标准是 pH与7 的 相对大小． ③规律
A．中性溶液：c(H＋) ＝ c(OH－) 25℃时，c(H＋)＝1×10－7 mol/L, pH ＝ 7. B．酸性溶液：c(H＋) > c(OH－) 25℃时，c(H＋)>1×10－7 mol/L, pH < 7. C．碱性溶液：c(H＋) < c(OH－) 25℃时，c(H＋)<1×10－7mol/L, pH > 7.
(2)试剂：标准液、待测液、酸碱指示剂．
②选择原则：变色明显，变色范围尽可能与中和反应 生成盐溶液呈现的酸碱性一致．强酸强碱之间的滴定选用 甲基橙或酚酞均中，一般不用石蕊．
5．步骤 (以标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例) (1)滴定前的准备 ①滴定管中：a.洗涤；b.查漏；c.润洗；d.装液；e.排 气；f.调液面；g.记录读数 ②锥形瓶中：a.注碱液；b.记读数；c.加指示剂
变色后，与标准比色卡对比即可读出溶液的pH.
⑦ 注 意 ： A. 使 用 pH 试 纸 测 溶 液 的 pH 时 ， 试 纸 不 能
湿润
，记录数据时整只数有
， 不 小能数出 现
．
pH计
B．若精确测溶液的pH，则应使用
．
1．纯水在25℃时的氢离子浓度与90 ℃时的氢离子浓
度的关系是
()
A．大于
B．等于
V(标准) 变大 变小 变大 不变 变小
变大 变ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ 变大 变小
变大
c(待测) 偏高 偏低 偏高
无影响 偏低
偏高 偏低 偏高 偏低
偏高
[例题2] 中学化学实验中，淡黄色的pH试纸常用于 测定溶液的酸碱性．在25℃时，若溶液的pH＝7，试纸不 变色；若pH<7，试纸变红色；若pH>7，试纸变蓝色．而 要精确测定溶液的pH，需用pH计．pH计主要通过测定溶 液中H＋的浓度来测定溶液的pH.已知100℃时，水的离子 积常数KW＝1×10－12.
(2)滴定 左手控制滴定管活塞开关，右手摇动锥形瓶，眼睛注 视锥形瓶内溶液颜色的变化，滴定至终点时，记录标准液 的体积． 记忆口诀：左手塞，右手瓶，眼向下，别上瞧，颜色 变，等等看，半分钟，记数据．
(3)数据处理
按上述操作重复二至三次，求出标准盐酸体积的平均
值，根据c(NaOH)＝
V[HCl(aq)]·c(HCl) V[NaOH(aq)]
；对水的电离平衡无影
响的是 C .
②规律
A．加入酸或碱：水的电离平衡向左移动，电离程度
减小
，KW 不变 ．
B．温度：升高温度，水的电离平衡向右移动，电离
程度 增大 ，c(H＋)和c(OH－) 增大 ，KW 增大 ． C．加入盐：不水解的盐对水的电离平衡 无影响 ；
可水解的盐使水的电离平衡向右移动，电离程度 增大 ，
答案：D
(3)注意：酸溶液稀释时，pH增大，但无论稀释多大 倍数，pH无限接近于7，但不会大于7.碱溶液稀释时，pH 减小，但无论稀释多大倍数，pH无限接近于7，但不会小 于7.
2 .溶液pH的计算 (1)酸性溶液 方法：先求 c(H＋)，再求 pH.(不论是一种酸溶液还是强 酸的稀释或混合)． (2)碱性溶液 方法：先求 c(OH－)，再据 c(H＋)＝c(OKHW－)求出 c(H＋)， 最后求 pH(不论是一种碱溶液还是强碱的稀释或混合)．
C．小于
D．不能肯定
解析：水的电离过程是吸热的，所以90℃时纯水电离
出的c(H＋)和c(OH－)比25℃时纯水电离出的c(H＋)和c(OH
－)大．
答案：C
2．常温下，在pH＝12的某碱溶液中，由水电离出的
c(OH－)为
()
A．1.0×10－7 mol/L B．1.0×10－6 mol/L
C．1.0×10－3 mol/L D．1.0×10－12 mol/L
答案：CD
2．(2009·广州调研)向V mL BaCl2溶液中加入一定体 积的0.05 mol/L的硫酸溶液，两者恰好完全反应，且反应
后溶液的pH为3.0，则原BaCl2溶液的物质的量浓度为
()
A．5.05×10－4 mol/L
B．5.05×10－3 mol/L
C．1.01×10－4 mol/L
D．1.01×10－3 mol/L
解析：BaCl2溶液与H2SO4溶液混合除生成沉淀外，另 一 方 面 是 H2SO4 溶 液 中 的 c(H ＋ ) 被 冲 稀 ， 原 H2SO4 溶 液 中 c(H＋)＝0.05 mol/L×2＝0.1 mol/L, pH＝1，被稀释100倍后
pH＝3，则BaCl2与H2SO4溶液的体积比为99∶1， 则二者物质的量浓度之比为1∶99
－)＝1×10－4 mol/L.由②可知，加入 20 mL 盐酸后溶液的
pH＝6，此时恰好完全中和．则
c(H＋)＝0.020
L×10－4 0.020 L
mol/L
＝1×10－4 mol/L，则 c＝4. 答案：B
1．常温下pH＝1的两种一元酸溶液A和B，分别加水
稀释至1000倍，其pH与所加水的体积变化如图所示，则
(1)已知水中存在如下平衡：H2O＋H2O H3O＋＋ OH－ ΔH>0，现欲使平衡向右移动 ，且所得溶液呈酸性， 选择的方法是________(填字母)．
A．向水中加入NaHSO4 B．向水中加入Cu(NO3)2 C．加热水至100℃ D．在水中加入(NH4)2SO4
(2)现欲测定100℃沸水的pH及酸碱性，若用pH试纸 测 定 ， 则 试 纸 显 ________ 色 ， 溶 液 呈 ________ 性 ( 填 “ 酸 ” “ 碱 ” 或 “ 中 ” ) ； 若 用 pH 计 测 定 ， 则 pH________7(填“>”“＝”或“<”)，溶液呈________ 性(填“酸”“碱”或“中”)．
计算待测氢氧化钠
溶液的浓度．若某一组数据误差太大，要舍去不合理的数
据．
6．误差分析
依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，所以c(待
测)＝
c(标准)·V(标准) V(待测)
，因c(标准)已确定，因此只要分析出
不正确操作引起V(标准)与V(待测)的变化，即分析出结
果．
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例， 常见的因操作不正确而引起的误差有：
下列结论中正确的是
()
A．A酸比B酸的电离程度小
B．B酸比A酸容易电离
C．B是弱酸，A是强酸
D．pH＝1时，B酸的物质的量浓度比A酸大