2016高考化学一轮复习课件：水的电离和溶液的酸碱性
6
(6)将 pH＝3 的 HCl 与 pH＝3 的 H2SO4 等体积混合 3 (7)0.001 mol· L 1 的 NaOH 溶液
－
11
(8)pH＝2 的盐酸与等体积的水混合 2.3 (9)pH＝2 的盐酸加水稀释到 1 000 倍 5
递进题组
规律方法
1、判断溶液的酸碱性
2、酸性溶液，直接求c(H+)，再求出pH 3、碱性溶液，先求出c(OH-),用Kw换算成c(H+)，再求pH 4、中性溶液，注意溶液的温度，直接写出pH
(2)水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有 H＋和 OH－共存，只是相对含量不同而已。
题组一
影响水电离平衡的因素及结果判断
1．25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl ②NaOH ③H2SO4 ④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排 ( 列的一组是 A．④>③>②>① C．④>①>②>③
－
2.9
(3)0.1 mol· L－1NH3· H2O 溶液(NH3· H2O 的电离度为 α＝1%， 已电离的弱电解质浓度 电离度＝ ×100%) 弱电解质的初始浓度
11
(4)将 pH＝8 的 NaOH 与 pH＝10 的 NaOH 溶液等体积混合 9.7 (5)常温下，将 pH＝5 的盐酸与 pH＝9 的 NaOH 溶液以体积比 11∶9 混合
HCl C 。 (2) 写出 A 与 C 反应的离子方程式： ________________________ 。4＋+H2O NH3· H2O＋H＋===NH
递进题组
误区二：不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律 溶液 酸 碱 强酸 弱酸 强碱 弱碱 pH＝b 稀释前 溶液 pH 加水稀释 pH＝a 到体积为 原来的 10n 倍 稀释后溶液 pH pH＝a＋n a＜pH＜a＋n pH＝b－n b－n＜pH＜b
其他：如加入 Na
知识梳理
深度思考
系是什么？
1． 在 pH＝2 的盐酸溶液中由水电离出来的 c(H＋)与 c(OH－)之间的关
答案 外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候由水 ＋ － 电离出的 c(H )和 c(OH )总是相等的。
2．甲同学认为，在水中加入 H2SO4，水的电离平衡向左移动，解释是 加入 H2SO4 后 c(H＋)增大，平衡左移。乙同学认为，加入 H2SO4 后，水的电离平衡向右移动，解释为加入 H2SO4 后，c(H＋)浓度增 大， H＋与 OH－中和， 平衡右移。 你认为哪种说法正确？说明原因。 水的电离平衡移动后，溶液中 c(H＋)· c(OH－)增大还是减小？
注：表中 a＋n＜7，b－n＞7。
题组二
多角度计算溶液的pH值
4． 求下列溶液的 pH(常温条件下； 混合溶液忽略体积的变化 )K； (已知 lg2＝0.3)。 (1)0.005 mol· L－1 的 H2SO4 溶液
2
(2)0.1 mol· L－1 的 CH3COOH 溶液(已知 CH3COOH 的电离 常数 Ka＝1.8×10 5)
化学基本理论
水的电离和溶液的酸碱性
2015/12/16
滦平一中高三化学组
[考纲要求]
1.了解水的电离、 离子积常数以及影响水电离平衡的 因素。 2.了解溶液的酸碱性与 pH 的关系。 3.能进行 pH 的简单计算。 4.了解测定溶液 pH 的方法(强酸、强碱)。
知识梳理
I
考点一
水的电离
＋ －
1．水的电离 水是极弱的电解质，水的电离方程式为 H2O＋H2OH3O ＋OH 或 H2OH ＋OH 2．水的离子积常数 Kw＝c(H＋)· c(OH－)。 (1)室温下：Kw＝ 1×10
(3) 加 入 可 水 解 的 盐 ( 如 FeCl3 、 Na2CO3) ， 水 的 电 离 程 度 增大 ，Kw 不变 。
知识梳理
4．外界条件对水的电离平衡的影响 体系变化 条件 酸 碱 可水解 的盐 温度 Na2CO3 NH4Cl 升温 降温 平衡移 动方向 逆 逆 正 正 正 逆 正 Kw 不变 不变 不变 不变 增大 减小 不变 水的电 离程度 减小 减小 增大 增大 增大 减小 增大 c(OH－) c(H＋) 减小 增大 增大 减小 增大 减小 增大 增大 减小 减小 增大 增大 减小 减小
(2)使用 pH 试纸测溶液 pH 时不能用蒸馏水润湿。
(3)25 ℃时， pH＝12 的溶液不一定为碱溶液， pH＝2 的溶液也不一定 为酸溶液，也可能为能水解的盐溶液。
递进题组
题组一 走出溶液稀释时pH判断误区
1．1 mL pH＝9 的 NaOH 溶液，加水稀释到 10 mL，
接近 8 pH＝________ ； 加水稀释到 100 mL， pH________7 。
(3)溶质为碱的溶液 ①来源:H＋全部来自水的电离，水电离产生的 c(OH－)＝c(H＋)。
②实例:如计算 pH＝12 的 NaOH 溶液中水电离出的 c(OH )，方法是先求 出溶液中的 c(H )＝(Kw/10 ) mol·L ＝10－ mol·L－ ， － ＋ －12 －1 即水电离出的 c(OH )＝c(H )＝10 mol·L 。
题组二
水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算
3．求算下列溶液中由 H2O 电离的 c(H＋)和 c(OH－)。 (1)pH＝2 的 H2SO4 溶液
－ －12 mol· － 1 －12 mol· －1 c(H＋)＝10 __________ ， c (OH )＝10 __________ 。 L L
什么？是否可用 pH 试纸测定氯水的 pH?
答案 pH 试纸使用前不能用蒸馏水润湿， 否则待测液因被稀释可 能产生误差；用 pH 试纸读出的 pH 只能是整数；不能用 pH 试纸 测定氯水的 pH，因为氯水呈酸性的同时呈现强氧化性(漂白性)。
知识梳理
反思归纳
(1)溶液呈现酸、碱性的实质是 c(H＋)与 c(OH－)的相对大小，不能只 看 pH，一定温度下 pH＝6 的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应 注意温度。
＋ －
2．pH 及其测量
＋) － lg c (H (1)计算公式：pH＝
。
(2)测量方法 ①pH 试纸法：用镊子夹取一小块试纸放在玻璃片 或 表面皿 上，用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央，变色后 与 标准 比色卡对照，即可确定溶液的 pH。 ②pH 计测量法。
知识梳理
(3)溶液的酸碱性与 pH 的关系 室温下：
C )
B．②>③>①>④ D．③>②>①>④
＋ －
2．一定温度下，水存在 H2O H ＋OH 列叙述一定正确的是 ( B )
ΔH＝Q(Q>0)的平衡，下
A．向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，Kw 减小 B．将水加热，Kw 增大，pH 减小 C．向水中加入少量固体 CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低 D．向水中加入少量固体硫酸钠， c(H＋)＝10－7 mol· L－1，Kw 不变
递进题组 题组三 溶液混合酸碱性判断规律
5．判断下列溶液在常温下的酸、碱性(在括号中填“酸性”、“碱性” 或“中性”)。 (1)相同浓度的 HCl 和 NaOH 溶液等体积混合 (中性 ) (2)相同浓度的 CH3COOH 和 NaOH 溶液等体积混合 (碱性 ) (3)相同浓度 NH3· H2O 和 HCl 溶液等体积混合 (酸性 ) (4)pH＝2 的 HCl 和 pH＝12 的 NaOH 溶液等体积混合(中性 )
答案 甲正确，温度不变，Kw 是常数，加入 H2SO4，c(H )增大， ＋ － c(H )· c(OH )>Kw，平衡左移。 不变，因为 Kw 仅与温度有关，温度不变，则 Kw 不变，与外加酸、 碱、盐无关。
＋
反思归纳
(1)水的离子积常数 Kw＝c(H＋)· c(OH－)，其实质是水溶液中的 H＋和 OH－ 浓度的乘积， 不一定是水电离出的 H＋和 OH－浓度的乘积， 所以与其说 Kw 是水的离子积常数， 不如说是水溶液中的 H＋和 OH－的离子积常数。 即 Kw 不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液均有 c(H＋)H 2 O＝c(OH－)H2 O。
3．物质 A～E 都是由下表中的离子组成的，常温下将各物质的溶液 从 1 mL 稀释到 1 000 mL，pH 的变化关系如图甲所示，其中 A 与 D 反应得到 E。请回答下列问题。 阳离子 阴离子 NH4 、H 、Na
－ － ＋ ＋ ＋ －
OH 、CH3COO 、Cl
(1)根据 pH 的变化关系， 写出下列物质的 化学式：B_________________________ ， NaOH
I
考点二
溶液的酸碱性和pH值
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。 (1)酸性溶液：c(H＋) > c(OH－)，常温下，pH < 7。 (2)中性溶液：c(H ) ＝ c(OH )，常温下，pH ＝ 7。 (3)碱性溶液：c(H＋) < c(OH－)，常温下，pH > 7。
2． pH＝5 的 H2SO4 溶液， 加水稀释到 500 倍， 则稀释后 c(SO2 4 ) 1 ＋ 与 c(H )的比值为__________ 。 10
－
误区一：不能正确理解酸、碱的无限稀释规律 常温下任何酸或碱溶液无限稀释时， 溶液的 pH 都不可能大于 7 或小于 7，只能接近 7。
递进题组
递进题组
方法技巧
＋ － － ＋ －7
理清溶液中 H 或 OH 的来源 (1)常温下，中性溶液:c(OH )＝c(H )＝10
(2)溶质为酸的溶液 ①来源:OH－全部来自水的电离，水电离产生的 c(H＋)＝c(实例:如计算 pH＝2 的盐酸溶液中水电离出的 c(H )，方法是先求出 － －2 －1 －12 －1 溶液中的 c(OH )＝(Kw/10 ) mol·L ＝10 mol·L ， ＋ － －12 －1 即水电离出的 c(H )＝c(OH )＝10 mol·L 。
高考化学讲义水的电离和溶液的酸碱性(含解析)
目夺市安危阳光实验学校第二节水的电离和溶液的酸碱性1.了解水的电离、离子积常数。
(中频)2.了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。
(中频)3.了解测定溶液pH的方法。
4.掌握酸碱中和滴定的原理及操作方法。
(中频)水的电离1．电离方程式水是一种极弱的电解质，其电离方程式为2H2O H3O＋＋OH－，可简写为H2O OH－＋H＋。
2．几个重要数据3．外界因素对水的电离平衡的影响(1)温度：温度升高，促进水的电离，Kw增大；温度降低，抑制水的电离，Kw 减小。
(2)酸、碱：抑制水的电离，Kw不变。
(3)能水解的盐：促进水的电离，Kw不变。
溶液的酸碱性与pH1．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c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性c(H＋)<c(OH－)，溶液呈碱性2．pH(1)定义式：pH＝－lg_c(H＋)。
(2)pH与溶液c(H＋)的关系①由图示关系知，pH越小，溶液的酸性越强。
②pH一般表示c(H＋)<1 mol/L的稀溶液。
(3)pH测定①用pH试纸测定把小片试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与比色卡对比即可确定溶液的pH。
②pH计测定：可精确测定溶液的pH。
酸碱中和滴定1．实验原理(1)用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定酸(或碱)的浓度。
(2)利用酸碱指示剂明显的颜色变化表示反应已完全，即反应到达终点。
指示剂变色范围的pH石蕊<5.0红色 5.0～8.0紫色>8.0蓝色甲基橙<3.1红色 3.1～4.4橙色>4.4黄色酚酞<8.2无色8.2～10.0粉红色>10.0红色2.实验用品(1)仪器：酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
(2)试剂：液、待测液、指示剂、蒸馏水。
高考化学一轮复习教案水的电离和溶液的pH值
第十一讲水的电离和溶液的pH值【考纲要求】1. 从水的电离平衡去理解水的离子积和溶液pH值的含义，掌握溶液pH值跟氢离子浓度和溶液酸碱性的关系。
2.了解指示剂的变色范围，学会用pH试纸测定溶液的pH值。
3.掌握酸碱的pH值计算以及氢离子浓度和pH值的互算。
4.通过水的离子积和溶液酸碱性等内容的教学，对学生进行矛盾的对立统一、事物间的相互关系和相互制约等辨证唯物主义观点的教育。
一、水的离子积1．定义H2O H++OH--Q，KW=c(H+)·c(OH-)2．性质（1）在稀溶液中，KW只受温度影响，而与溶液的酸碱性和浓度大小无关。
（2）在其它条件一定的情况下，温度升高，KW增大，反之则减小。
二、溶液的pH1．定义pH= -lg c(H+)，广泛pH的范围为0～14。
注意：当溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol时，不用pH表示溶液的酸碱性。
2．pH与溶液酸碱性的关系（25℃时）表5-1 pH与溶液的酸碱性pH 溶液的酸碱性pH<7 溶液呈酸性，pH越小，溶液的酸性越强pH=7 溶液呈中性pH>7 溶液呈碱性，pH越大，溶液的碱性越强3．改变溶液pH的常用方法表5-2 改变溶液pH的方法pH变化采取的措施pH增大加碱对于酸性溶液可加水稀释pH减小加酸对于碱性溶液可加水稀释注意：酸性溶液无限加水稀释，pH只能接近于7，且仍小于7；碱性溶液无限加水稀释时，pH只能接近于7，且仍大于7。
4．有关pH的计算（1）酸溶液中，c(H+)酸c(H+)水≈KW；碱溶液中，c(OH-)碱c(OH-)水≈KW。
（2）强碱、强碱溶液稀释的计算①强酸溶液，pH（稀释）=pH（原来）+lg n(n为稀释的倍数)②强碱溶液，pH（稀释）=pH（原来）-lg n(n为稀释的倍数)（3）强酸、强碱溶液两两等体积混合后溶液的pH计算表5-3 强酸、强碱溶液两两等体积混合时pH的计算混合物质两种溶液pH关系混合后溶液pH A、B均为酸pHA<pHB pHA+0.3A、B均为碱pHA<pHB pHB-0.3A是酸、B是碱pHA+pHB=14 7pHA+pHB<14(酸剩余) pHA+0.3 pHA+pHB>14(酸剩余) pHB-0.3注意：酸碱溶液的pH之差必须≥2，否则误差较大。
高考化学一轮总复习课件-水的电离和溶液的酸碱性
探究高考·明确考向
考点一 水的电离
1．水的电离 水是极弱的电解质，水的电离方程式为 _H__2O__＋__H_2_O_____H_3_O_＋__＋__O_H__－_或__H__2O_____H__＋_＋__O_H__－_____。
2．水的离子积常数
水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)，其实 质是水溶液中的H＋和OH－浓度的乘积，不一 定是水电离出的H＋和OH－浓度的乘积。
(3)碱性溶液：c(H＋)__________c(OH－)，
pH的取值范围为0～14，即只适用于c(H ＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的电解质 溶液，当c(H＋)或c(OH－)≥1 mol·L－1时，直接
用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸碱性。
(2)测量方法 ①pH试纸法：用镊子夹取玻一璃片小块标准表试比面色纸皿卡 放在 __________或__________上，用洁净的玻璃 棒蘸取待测液点在试纸的中部，试纸变色后， 同_______________对照，即可确定溶液的 pH。
题组一 影响水电离平衡的因素与移动结果 的互判
C
1．(结果⇒因素)(2019·上海长宁区一模)常 温下，下列溶液中水的电离程度最大的是( )
A．pH＝0的硫酸 B．0.01 mol·L－1 NaOH溶液
C．pH＝10的纯碱溶液
D．pH＝5的氯化铵溶液
解析 pH＝0 的硫酸和 0.01 mol·L－1 NaOH 溶液均抑制水的电离，水的电离
3．影响水电离平衡的因素
增大
增大
(1)升高温度，水的电减小离程度不_变_________，
Kw__________。
增大
(2不)变加入酸或碱，水的电离程度__________，
水的电离和溶液的pH(第一课时)
水的电离和溶液的pH（第一课时）水的电离和溶液的pH是化学中十分重要的基础概念。
本文将在“接地气”的写作风格下，对水的电离和溶液的pH进行科普，增加一些语气词和情绪词，让化学学习更加生动有趣！
一、水的电离
水是一种极其重要的物质，它的化学性质对许多化学反应和地球环境有着重要影响。
水分子在互相碰撞时，会有一些分子间的反应，使其中一部分水分子转化为氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-），此过程即称为水的电离。
水的电离反应可以表示为：H2O = H+ + OH-，其中H+离子称为酸性离子，OH-离子称为碱性离子。
二、酸碱中和
酸和碱是化学中重要的概念。
当酸性溶液和碱性溶液混合时，会发生中和反应，生成的溶液称为酸碱中和溶液。
如何确定溶液的酸碱性呢？这时就需要用到溶液的pH值。
pH值是刻画溶液酸碱性质的重要参数，它表示溶液中氢离子浓度的负对数，即pH = -log[H+]。
当溶液中[H+]浓度为1×10^-7mol/L时，它的pH为7，称为中性溶液。
当溶液中[H+]浓度高于1×10^-7mol/L时，pH小于7，称为酸性溶
液，如橙汁；当[H+]浓度低于1×10^-7mol/L时，pH大于7，称为碱性
溶液，如肥皂水。
三、结论
水的电离和溶液的pH一直是化学学习中不可或缺的基础知识。
通
过本文的科普，我们可以了解到水的电离反应和酸碱中和的基本概念，并学会了如何确定溶液的酸碱性质。
相信我们在接下来的学习中，将
更加轻松深入地了解更多化学知识。
高三化学一轮复习【水溶液 酸碱中和滴定】
(4)25℃时,pH=12的溶液不一定是碱溶液,pH=2的溶液 不一定是酸溶液;也可能是能水解的盐溶液。
【高考命题探究】 【模拟母题示例1】(溶液酸碱性的判断) 室温时下列混合溶液的pH一定小于7的是 ( )
A.pH=3的盐酸和pH=11的氨水等体积混合 B.pH=3的盐酸和pH=11的氢氧化钡溶液等体积混合 C.pH=3的醋酸溶液和pH=11的氢氧化钡溶液等体积混合 D.pH=3的硫酸溶液和pH=11的氨水等体积混合 【解析】选C。A项氨水过量,pH>7;B项pH=7;C项 CH3COOH过量,pH<7;D项氨水过量,pH>7。
【解析】选D。该温度下蒸馏水中[H+]=1×10-6mol·L-1,
大于25℃时纯水中[H+],故该温度高于25℃,A正确;此温
度下KW=1×10-12,故该NaHSO4溶液中[OH-]=
11012=1×
1102
10-10(mol·L-1),由水电离出的[H+]与溶液中的[OH-]相
等,B正确;加入NaHSO4后,NaHSO4电离出的H+抑制了水的 电离,C正确;加水稀释时,[H+]减小,而KW不变,故[OH-] 增大,D错误。
(4)升高温度,水电离平衡右移,H+浓度增大,呈酸 性。 ( ) 提示:×。升高温度,水电离平衡右移,H+浓度和OH-浓度 同等程度地增大,溶液仍呈中性。
(5)纯水中[H+]>10-7mol·L-1,该溶液呈酸性。( ) 提示:×。升高温度,水电离平衡右移,H+浓度和OH-浓度 都增大,都大于10-7mol·L-1,溶液仍呈中性。
【方法点拨】溶液酸、碱性判断需注意的4个问题 (1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H+)与c(OH-)的相对 大小不相等,不能只看pH,一定温度下pH=6的溶液可能 显中性,也可能显酸性,应注意温度。 (2)使用pH试纸时不能用蒸馏水润湿。 (3)广范pH试纸只能测出pH的整数值。pH计的精确度为 0.01。
化学课件——水的电离和溶液pH值
水的电离和溶液pH值水的电离和溶液的pH值是电解质溶液的重点和难点，同时也是高考化学试题的热点。
分析多年的高考化学试题，我们不难发现：水的电离和溶液pH值这一知识点试题每年考并且常考常新。
因此，有必要认真加以训练。
相关知识点１、电解质溶液的酸碱性跟水的电离密切相关。
实验证明，水是一极弱电解质，能微弱电离：H2O+H2OH3O++OH-可简写为：H2OH++OH-。
此电离平衡易受外界条件（温度、电解质等）影响，但遵循平衡移动原理。
实验还证明，在溶液中，在一定温度下，［H+］与［OH-］的乘积是一常数，即［H+］·［OH-］＝Kw。
Kw简称为水的离子积。
它是一温度函数，随温度升高而增大。
25℃时，Kw=1×10-14，100℃，Kw=1×10-12。
２、电解质溶液的酸碱性取决于［H+］与［OH-］的相对大小。
在常温下，中性溶液［H+］＝［OH-］＝1×10-7mol/L，酸性溶液［H+］>[OH-］；［H+］>1×10-7mol/L；碱性溶液［H+］<［OH-］，［H+］<1×10-7mol/L。
３、电解质稀溶液的酸碱性可用pH值大小来统一量度，其定义式：pH＝－1g［H+］，同样可定义：pH＝－1g[OH-]，在常温下，pH＋pOH＝１４。
４、电解质溶液pH值的测定：（１）酸碱指示剂是测定溶液的pH值范围。
常用指示剂有：甲基橙、石蕊、酚酞，并熟记它们的变色范围。
（２）pH试纸是粗确测定溶液的pH 值，应掌握其操作步骤。
（３）测定溶液pH值最精确的方法是用pH计。
解题指导１、解答水电离的相关试题时应注意：（１）运用平衡移动原理来分析水的电离平衡移动—定性判断；（２）运用溶液中［H+］·［OH-］＝Kw和水电离出的[H+]＝[OH-]掌握相关运算—定量计算。
(3)正确处理矛盾的主要方面与次要方面的关系，比如，在处理溶液的稀释、电离与水解等关系时，一定要抓住主要矛盾。
高考化学复习：水的电离,溶液的酸碱性
酸碱中和滴定
• (3)“考”指示剂的选择 • ①强酸强碱相互滴定，可选用甲基橙或酚酞； • ②若反应生成强酸弱碱盐溶液呈酸性，则选用酸性变色范围的指示剂(甲基橙)，若反应生成
强碱弱酸盐，溶液呈碱性，则选用碱性变色范围的指示剂(酚酞)； • ③石蕊溶液因颜色变化不明显，且变色范围过宽，一般不作指示剂。 • (4)“考”误差分析
9
水的电离、溶液的酸碱性
• 试判断下列溶液在常温下的酸、碱性(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。
• ①相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合(
)
• ②相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合(
)
• ③相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合(
)
• ④pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合(
正
Kw
不变 不变 不变 不变
水的电离程度 c(OH－) c(H＋)
减小 减小 增大 增大
减小 增大 增大 减小
增大 减小 减小 增大
6
水的电离、溶液的酸碱性
• (4)外界条件对水的电离平衡的影响
体系变化
条件
平衡移动方向
Kw
水的电离程度 c(OH－) c(H＋)
温度
升温 降温
其他：如加入Na
7
水的电离、溶液的酸碱性
出的pH值只能是整数；不能用pH试纸测定氯水的pH，因为氯水呈酸性的同时呈现强氧化 性(漂白性)。 • ②pH计测量法。
12
酸碱中和滴定
• 1.“中和滴定”考点归纳 • (1)“考”实验仪器 • 酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹(带铁架台)、锥形瓶。其中常考的是滴定管，如正确选
择滴定管(包括量程)，滴定管的检漏、洗涤和润洗，滴定管的正确读数方法等。 • (2)“考”操作步骤 • ①滴定前的准备：查漏、洗涤、润洗、充液(赶气泡)、调液面、读数； • ②滴定：移液、滴加指示剂、滴定至终点、读数； • ③计算。
高考化学大一轮复习 第二单元 溶液的酸碱性 酸碱中和滴定习题详解课件
3．解析：(1)c(H＋)＝0.01 mol/L pH＝2。
(2)c(OH
－
)
＝
1×10－4＋1×10－6 2
mol/L
＝
1×10－4 2
c(H
＋
)
＝
15××1100－－154＝2×10－10(mol·L－1)故 pH＝9.7。
(3)酸过量 c(H＋)＝1×101－15×＋911－9 mol/L
＝1×10－6 mol/L，pH＝6。
[高考载体·巧妙利用] (1)强酸 (2)> (3)> (4)①相同 ②中 ③酸 (5)4 (6)<
（浙江专）中考语文总复习 第五讲 表达方式与记叙的顺序课件（经典回放点拔+考点解 读回放+考点跟踪突破+13中考真题）
聚焦中考——语文 第五讲
表达方式与记叙的顺序
• （2013·荆门）阅读下文，完成习题。 • ①那天下午6点多，该上公交车的人早已上了车，唯独有个小女孩，在车
2．不一定，在室温时 pH＝7 的溶液呈中性，不在室温时 pH＝7 的溶液不呈中性，如在 100℃时 pH＝7 的溶液呈碱性。常温下 pH＝14 的溶液碱性不是最强的，因为 pH 的范围仅为 0～14， pH＝14 的碱溶液中 c(OH－)＝1.0 mol/L,2.0 mol/L 的 NaOH 溶 液碱性比其碱性强。
[教材实验·全面发掘]
多悟一些 1.B 2.相等
多思一些
1．(1)提示：反应后溶液的
c(OH－)＝0.1
mol/L×0.04×10－3 20＋20×10－3 L
L
＝10－4 mol/L
c(H＋)＝c1O0－H1－4 ＝1100－－144＝10－10 mol/L，pH＝10。
10.30水的电离和溶液的酸碱性
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4.用pH试纸测定溶液pH的正确操作是( 在试纸上,再与标准比色卡对照
)
A.将一小块试纸放在表面皿上,用玻璃棒蘸取少量待测液点 B.将一小块试纸用蒸馏水润湿后放在表面皿上,用玻璃棒蘸 取少量待测液点在试纸上,再与标准比色卡对照 C.将一小块试纸在待测液中蘸一下,取出后放在表面皿上,与
标准比色卡对照
D.将一小块试纸先用蒸馏水润湿后,在待测液中蘸一下,取出 后与标准比色卡对照 答案:A
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解析:用pH试纸测定溶液的pH时应将一小块试纸放在表面皿 或玻璃片上,用玻璃棒蘸取待测液点在试纸上,再与标准比色 卡对照｡试纸在使用前不能用蒸馏水润湿,否则待测液被稀释 可能产生误差｡
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3.取浓度相同的NaOH和HCl溶液,以3∶2体积比相混合,所得 溶液的pH等于12,则原溶液的浓度为( A.0.01 mol/L B.0.017 mol/L C.0.05 mol/L D.0.50 mol/L 答案:C )
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解析:设原溶液的浓度为c,则混合后溶液中 c(OH-)=10-2mol/L,即 mol/L,故选C｡
解析:pH=11的溶液可能是碱溶液或盐溶液,若为碱溶液,则抑 制水的电离,水电离出的c(OH-)=1.0×10-11 mol/L;若为盐溶 液,即该盐水解使溶液pH=11,则由水电离出的 c(OH-)=1.0×10-3 mol/L｡
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6.(2009·黄冈模拟)一定物质的量浓度溶液的配制和酸碱中 和滴定是中学化学中两个典型的定量实验｡某研究性学习小 组在实验室中配制1 mol/L的稀硫酸标准溶液,然后用其滴定 某未知浓度的NaOH溶液｡下列有关说法中正确的是 A､B､D ________｡
(人教通用版)高考化学一轮总复习讲义 第二节 溶液的酸碱性与pH计算
第二节溶液的酸碱性与pH计算一、溶液的酸碱性与pH1．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。
(将“>”“＝”或“<”填在下表空格中)(1)定义式：pH＝－_lg_c(H＋)。
(2)溶液的酸碱性跟pH的关系：室温下：(3)适用范围：0～14(4)pH试纸的使用：把小片试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
二、酸碱中和滴定1．实验原理(1)用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定酸(或)碱的浓度。
(2)利用酸碱指示剂明显的颜色变化，表示反应已完全，指示滴定终点。
常见酸碱指示剂的变色范围如下表所示：2.实验用品(1)仪器：酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如B图)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
3．实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)(1)滴定前准备工作：(2)滴定过程：(3)终点判断：①一滴：滴入最后一滴标准液，锥形瓶内颜色发生突变。
②半分钟：颜色突变后，半分钟内不恢复原色。
4．数据处理按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝c VV 计算。
1.判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)(2013·福建高考)室温下对于0.10 mol/L的氨水，其溶液的pH＝13。
( )(2)(2013·福建高考)室温下对于0.10 mol/L的氨水，用HNO3溶液完全中和后，溶液不显中性。
( )(3)(2012·福建高考)25℃与60℃时，水的pH相等。
( )(4)pH＝6的溶液一定显酸性。
( )(5)25℃时，1 L pH＝12的Ba(OH)2溶液中，OH－的物质的量为0.02 mol。
( )(6)(2012·重庆高考)盐酸中滴加氨水至中性，溶液中溶质为NH4Cl。