选修4第三章第二节水的电离和溶液的酸碱性知识点总结详细

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第二节水的电离和溶液的酸碱性

知识点一 水的电离和水的离子积

一、水的电离

1.电离平衡和电离程度

①水是极弱的电解质,能微弱电离:

H 2O+H 2O H 3O ++OH -,通常简写为H

2O H ++OH -;ΔH >0 ② 实验测得:室温下1LH2O (即55.6mol )中只有1×10-7mol 发生电离,故25℃时,纯水中c(H +

)=c(OH -)=1×10-7

mol/L ,平衡常数O)

c(H )

c(OH )c(H K 2-?=

+电离

2.影响水的电离平衡的因素 (1)促进水电离的因素:

①升高温度:因为水电离是吸热的,所以温度越高K 电离越大。

c(H +)和c(OH -)同时增大,K W 增大,但c(H +)和c(OH -)始终保持相等,仍显中性。 纯水由25℃升到100℃,c(H +)和c(OH -)从1×10-7mol/L 增大到1×10-6mol/L(pH 变为6)。 ②加入活泼金属

向纯水中加入活泼金属,如金属钠,由于活泼金属可与水电离产生的H +

直接发生置换反应,产生H 2,使水的电离平衡向右移动。 ③加入易水解的盐

由于盐的离子结合H +或OH -而促进水的电离,使水的电离程度增大。温度不变时,K W 不变。 ④电解

如用惰性电极电解NaCl 溶液、CuSO 4溶液等。 (2)抑制水电离的因素: ①降低温度。

②加入酸、碱、强酸酸式盐。

向纯水中加酸和强酸酸式盐(NaHSO4)能电离出H+、碱能电离出OH-,平衡向左移动,水的电离程度变小,但K W 不变。

练习:影响水的电离平衡的因素可归纳如下:

1. 水的离子积

(1)概念:因为水的电离极其微弱,在室温下电离前后n(H2O)几乎不变,因此c (H2O )可视为常数,则在一定温度时,c(H +)与c(OH -)=K 电离c(H2O)的乘积是一个常数,称为水的离子积常数,简称水的离子积。

K W =c(H +)·c(OH -),25℃时,K W =1×10-14(无单位)。 注意:

①K W 只受温度影响,水的电离吸热过程,温度升高,水的电离程度增大,K W 增大。与c(H+)、c(OH-)无关. 25℃时K W =1×10-14,100℃时K W 约为1×10-12。

②水的离子积不仅适用于纯水,也适用于其他稀溶液。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液,只要温度不变,K W

就不变。

③在任何水溶液中,均存在水的电离平衡,也就是任何水溶液中都是H+、OH-共存的。由水电离产生的c(H+)、c(OH-)总是相等的。任何水溶液中都存在Kw=c(H+) . c(OH-)

4.水电离的离子浓度计算

酸:C(OH—)溶液= C(OH—)水

碱:C(H+)溶液=C(H+)水

盐:酸性C(H+)溶液=C(H+)水

碱性C(OH—)溶液=C(OH—)水

知识点二溶液的酸碱性与pH

1、溶液酸碱性的判断

溶液呈酸性、碱性还是中性,应看c(H+)和c(OH-)的相对大小,判断溶液酸碱性的依据主要有三点:

判据1在25℃时的溶液中:

c(H+)>1×10-7mol/L溶液呈酸性

c(H+)=1×10-7mol/L溶液呈中性

c(H+)<1×10-7mol/L溶液呈碱性

常温下,c(H+)>10-7mol/L时,溶液呈酸性,且c(H+)越大,酸性越强;c(OH-)越大,碱性越强。

判据2在25℃时的溶液中:

pH<7溶液呈酸性

pH=7溶液呈中性

pH>7溶液呈碱性

判据3在任意温度下的溶液中:

c(H+)>c(OH-)溶液呈酸性

c(H+)=c(OH-)溶液呈中性

c(H+)

注意用pH判断溶液酸碱性时,要注意条件,即温度。不能简单地认为pH等于7的溶液一定为中性,如100℃时,pH=6为中性,pH<6才显酸性,pH>6显碱性,所以使用pH时需注明温度,若未注明温度,一般认

为是常温,就以pH=7为中性。

2、溶液的pH

对于稀溶液来说,化学上常采用pH来表示喜荣归也酸碱性的强弱。

⑴概念:表示方法

pH=-lgc(H+)c(H+)=10-pH

⑵溶液的酸碱性与pH的关系(常温时)

①中性溶液:c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol·L-1,pH=7。

②酸性溶液:c(H+)>1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH<7,酸性越强,pH越小。

③碱性溶液:c(H+)<1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH>7,碱性越强,pH越大。

⑶pH的适用范围

c(H+)的大小范围为:1.0×10-14mol·L-1

当c(H+)≥1mol·L-1或c(OH-)≥1mol·L-1时,用物质的量浓度直接表示更方便。

(4)物理意义:pH越大,溶液的碱性越强;反之,溶液的酸性越强。pH每增大一个单位c(H+)减小至原来的1/10,c(OH-)变为原来的10倍。

3、溶液pH的测定方法

①酸碱指示剂法:

②pH试纸法:粗略测定溶液的pH。

pH试纸的使用方法:取一小块pH试纸放在玻璃片(或表面皿)上,用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部,随即(30s内)与标准比色卡比色对照,确定溶液的pH。

测定溶液pH 时,pH 试剂不能用蒸馏水润湿(否则相当于将溶液稀释,使非中性溶液的pH 测定产生误差);不能将pH 试纸伸入待测试液中,以免污染试剂。pH 一般为整数。

标准比色卡的颜色按pH 从小到大依次是:红 (酸性),蓝 (碱性)。 ③pH 计法:通过仪器pH 计(也叫酸度计)精确测定溶液pH 。 知识点三 有关溶液pH 的计算 有关pH 的计算 基本原则:

一看常温,二看强弱(无强无弱,无法判断),三看浓度(pH or c ) 酸性先算c(H +),碱性先算c(OH —)

1.单一溶液的pH 计算 ①由强酸强碱浓度求pH 。在25℃

强酸溶液(H n A),其物质的量浓度为c mol/L ,则:c (H +)=nc mol/L ,pH =-lg c (H +

)=-lg nc ;

强碱溶液[B(OH)n ],其物质的量浓度为c mol/L ,则c (OH -

)=nc mol/L ,c (H +

)=

1.0×10

-14

nc

mol/L ,

pH =-lg c (H +

)=14+lg nc 。 ②已知pH 求强酸强碱浓度

2.加水稀释计算

①强酸pH=a ,加水稀释10n 倍,则pH=a+n 。 ②弱酸pH=a ,加水稀释10n 倍,则pHb-n 。

⑤酸、碱溶液无限稀释时,pH 只能约等于或接近于7,酸的pH 不能大于7,碱的pH 不能小于7。 ⑥对于浓度(或pH )相同的强酸和弱酸,稀释相同倍数,强酸的pH 变化幅度大。

3.酸碱混合计算 (1)两种强酸混合

c(H +

)混=

注意:当二者pH 差值≥2[c(H+)]相差100倍以上时,等体积混合时可用近似规律计算,pH 混≈pH 小+0.3.

(2)两种强碱混合

c(OH -)

混=

注意:当二者pH 差值≥2[c(OH-)]相差100倍以上时,等体积混合时可用近似规律计算,pH 混≈pH 小-0.3.

(3)强酸、强碱混合,

①强酸和强碱恰好完全反应,溶液呈中性,pH=7. ②酸过量:

先求c (H +

)余=c (H +)·V (酸)-c (OH -)·V (碱)V (酸)+V (碱)

,再求pH 。

③碱过量:

先求c (OH -)余=c (OH -)·V (碱)-c (H +

)·V (酸)V (酸)+V (碱),再求c (H +

)=K W c (OH -),然后求pH 。

(4)酸碱中和反应后溶液pH 的判断:

①当酸与碱pH 之和为14,等体积混合后(常温下) 若为强酸与强碱,混合后pH=7 若为强酸与弱碱,混合后pH>7 若为弱酸与强碱,混合后pH<7 规律:谁弱谁过量,谁弱显谁性。

② 等体积强酸(pH1)和强碱(pH2)混合呈中性时,二者的体积关系有如下规律:

a. 若pH1+pH2=14,则V 酸=V 碱

b. 若pH1+pH2≠14,则

14-pH2pH110V V +=碱

2

12

211V V V )c(H V )c(H ++++2

12211V V V )c(OH V )c(OH ++--

知识点四 pH 的应用酸碱中和滴定

1.概念:用已知物质的量的浓度的酸或碱(标准溶液)来测定未知物质的量浓度的碱或酸(待测溶液或未知溶液)

的方法叫做酸碱中和滴定。

2.原理:根据酸碱中和反应的实质是: H ++OH -=H 2O

在滴定达到终点(即酸碱恰好反应)时:

有n (H +)=n (OH -)即 c 酸 V 酸=c 碱V 碱

例:用0.1230mol/L 的NaOH 溶液滴定25.00mL 未知浓度的硫酸溶液,滴定完成时用去NaOH 溶液27.84mL 。计算待测硫酸溶液的物质的量浓度。

3.滴定的关键

①准确测定参加反应的两种溶液的体积 ②准确判断完全中和反应终点 4、酸碱中和滴定指示剂的选择

⑴原则:①终点时,指示剂的颜色变化明显、灵敏②变色范围与终点pH 接近 ⑵酸碱指示剂:

常用指示剂及变色范围

指示剂 对应溶液的颜色 变色范围: 甲基橙 橙色红3.1橙4.4黄

酚酞 无色 无8浅红10红 石蕊 紫色 红5 紫 8蓝 ①强酸强碱间的滴定:酚酞溶液、甲基橙 ②强酸滴定弱碱:酸性选用甲基橙作指示剂 ③强碱滴定弱酸:碱性选用酚酞作指示剂 5、中和滴定仪器的特点和使用方法 ⑴需用的仪器及用途

酸(碱)式滴定管:用来滴定和准确量取液体体积;锥形瓶:反应器。 铁架台、滴定管夹、烧杯、(白纸) ⑵酸(碱)式滴定管 ①结构特点:

a.酸式 玻璃活塞 盛酸性溶液、强氧化性试剂 碱式 橡皮管玻璃球 盛碱性溶液

b.零刻度在上方,最大刻度在下,最小刻度0.1mL ,精确度0.01 mL ②规格:25ml 50ml 等

③用途:中和滴定(精确测定);精确量取溶液的体积(两次读数差) ④使用注意:

a.先检查是否漏水,再用蒸馏水洗涤,最后用待盛溶液润洗。

b.酸式滴定管:中指内扣,防活塞拉出

c.碱式滴定管:拇指和食指挤压玻璃球上部的橡皮 4、中和滴定的基本操作和步骤 操作过程:

(1)查漏(2) 洗涤 (3) 润洗(4) 灌液

(5) 赶气泡(6) 调节液面 (7) 滴定(8)数据记录 (9) 复滴(10) 计算

⑴准备

①查漏:检查两滴定管是否漏水、堵塞和活塞转动是否灵活; ②洗涤:滴定管先用水洗净后,再用少量待装液润洗2-3次; 锥形瓶:只用蒸馏水洗,也不必干燥

③装液:用倾倒法将盐酸、氢氧化钠溶液注入酸、碱滴定管中,使液面高于刻度2-3cm

滴定前

滴定后

实际值

读出值

滴定前 滴定后

出值

实际值

④赶气泡:酸式:快速放液 碱式:橡皮管向上翘起

⑤调液面:调节滴定管中液面在0或0刻度以下 ⑵滴定:

①往锥形瓶中加入2~3滴指示剂。

②操作要求:左手控制滴定管的活塞,右手振荡锥形瓶,眼睛注意观察锥形瓶中的溶液颜色的变化。

③终点:指示剂变色,且在半分钟内不恢复。

滴定操作:左手:控制活塞

右手:振荡锥形瓶

眼看:锥形瓶中溶液颜色变化

滴定终点:当滴入最后一滴时,指示剂的颜色突然改变,且30秒内不立即褪去或反滴一滴待测液

颜色又复原,再读数。重复滴淀操作2到3次,取平均值。

⑶读数:

视线应液面凹面最低点水平相切。

滴定管读数时,要精确到0.01mL 。按上述要求重复滴定2~3次。 ⑷计算: 求平均值

操作注意事项

(1)滴速:先快后慢,当接近终点时,应一滴一摇。

(2)终点:最后一滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且半分钟内不变色,读出V (标)记录。

(3)在滴定过程中,左手控制活塞或玻璃小球,右手摇动锥形瓶,两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。

注意.酸碱中和滴定中应注意哪些问题?

①准确量取待测液25.00ml 于锥形瓶中,滴入2~3滴酚酞,振荡。

②把锥形瓶放在酸式滴定管下面,在瓶底垫一张白纸,小心滴入酸液,边滴边摇动锥形瓶,直至滴入一滴酸液,溶液由红色变为无色,并在半分钟内不褪去为止。 ③记录滴定后液面刻度。 ④重复上述操作一至两次。

指示剂变色时即“达到了滴定的终点”,通常与理论终点存在着一定的误差(允许误差),通常认为此时即达到了反应的终点——即“恰好中和”。 5、误差分析⑴分析原理:(标准酸滴定未知碱)

滴定过程中任何错误操作都可能导致C 标、V 标、V 测的误差,但在实际操作中认为C (标)是已

知的,V (测)是固定的,所以一切的误差都归结为V (标)的影响, V (标)偏大则C (测)偏大,V (标)偏小则C (测)偏小。

1. 用已知物质的量浓度的盐酸滴定未知物质的量浓度的碱溶液(取一定量的NaOH 溶液于锥形瓶中,滴2滴甲基橙作指示剂),试说明下列情况会使测定结果偏高、偏低还是无影响?

应读到小数点后两位

1)酸式滴定管用水洗后便装液体进行滴定;——高

2)锥形瓶只用蒸馏水洗涤后仍留有少量蒸馏水;——无影响

3)锥形瓶用蒸馏水洗涤后,又用待测液润洗——高

4)锥形瓶用蒸馏水洗涤后,误用盐酸润洗;——低

5)盐酸在滴定时溅出锥形瓶外;——高

6)待测液在振荡时溅出锥形瓶外;——低

7)滴定终点时,滴定管仰视读数;——高

8)滴定终点时,滴定管俯视读数;——低

9)记录起始体积时,仰视读数,终点时平视——低

10)记录起始体积时,仰视读数,终点时俯视;——低

11)滴加盐酸,橙色不足半分钟即褪色;——低

12)滴加盐酸,溶液变为红色;——高

13)滴定前,酸式滴定管有气泡,滴定后消失;——高

14)滴定前,酸式滴定管无气泡,滴定后产生气泡;——低

15)滴定后滴定管尖嘴处悬有一滴液体;——高

16)移液管用蒸馏水洗净后,就用来吸取待测液;——低

17)碱式滴定管水洗后,就用来量取待测液;——高

18)在配制待测氢氧化钠溶液过程中,称取一定质量的氢氧化钠时,内含少量的氢氧化钾,用标准盐酸溶液进行滴定。——低

19)滴定前仰视,滴定后俯视,——低

20)滴定前俯视,滴定后仰视,——高

思考:滴定管和量筒读数时有什么区别?

滴定管的“0”刻度在上面,越往下刻度值越大,而量筒无零刻度,并且越往上刻度越大;记录数据时滴定管一般到0.01 mL,而量筒仅为0.1mL。

下列为不正确操作导致的实验结果偏差:(考试中常出现)

(1)仪器洗涤

①酸式滴定管水洗后,未润洗(偏高);②酸式滴定管水洗后,误用待测液润洗(偏高);③碱式滴定管水洗后,未润洗(偏低);④锥形瓶水洗后,用待测液润洗(偏高)。

(2)量器读数

①滴定前俯视酸式滴定管,滴定后平视(偏高);

滴定前仰视酸式滴定管,滴定后俯视(偏低)如图所示;

③滴定完毕后,立即读数,半分钟后颜色又褪去(偏低)。

(3)操作不当

①滴定前酸式滴定管尖嘴部分有气泡,滴定结束后气泡消失(偏高);

②滴定过程中,振荡锥形瓶时,不小心将溶液溅出(偏低);

①滴定过程中,锥形瓶内加少量蒸馏水(无影响)。

备注:中和滴定的指示剂,用量及颜色变化

人教版化学选修四《水的电离和溶液的酸碱性》教案

化学(选修4) 第三章 第二节 水的电离和溶液的酸碱性 第一课时 水的电离 教学案例 一、 教学设计思路 中小学心理健康教育是根据中小学生生理,心理发展特点,运用有关心理教育方法和手段,培养学生良好的心理素质,促进学生身心全面和谐发展和素质全面提高的教育活动,是素质教育的重要组成部分,是落实跨世纪素质教育工程,培养跨世纪高质量人才的重要环节 心理健康教育的目标: 是培育良好的性格品质、开发智力潜能、增强心理适应能力、激发内在动力、维护心理健康、养成良好行为习惯。即育性、启智、强能、激力、健心、导行。 本节课题主要通过以下设计,以期达到启智,强能,健心,导行的目的,培养学生形成良好的的学习行为习惯。 1、本节课题我们首先通过导电性实验激发兴趣引入课题。调动学生的心理积极性。 2、然后紧跟课题讨论水的电离平衡,平衡常数,影响因素,适用范围;计算在水溶液中c(H +)和c(OH -);(根据学生的心理发展特点,层层递进,利于学生一步一步接受新知识) 3、最后,指导学生整理。体会归纳的学习方法。(体会归纳,给予学生新的心理体验) 4、总体思路如下: 学习环节:导入新课→水的电离→水的离子积→离子积应用→本课小结→课后练习 教学设计: 教学过程设计:

H 【知识要点】 1、水的电离方程式或 2、水的离子积 ⑴概念: ⑵特征①一定温度下是 ②升高温度,K w ③加入酸或碱,K w

3、酸性溶液或碱性溶液中的K w 【例题讨论】 25℃时,0.1mol/L的盐酸溶液中,求: 溶液中的c(H+),c(OH—)是多少? 由水电离出的c(H+)水,c(OH—)水分别是多少? 【随堂练习】 1、某温度下,纯水中的c(H+)约为1×10-6mol/L,则c(OH—)约为()。 (A)1×10-8mol/L (B)1×10-7mol/L (C)1×10-6mol/L (D)1×10-5mol/L 2、25℃时,0.1mol/L的NaOH溶液中,求c(OH—),c(H+)分别是多少,由水电离出的c(OH—)水,c(H+)水分别是多少?

水的电离和溶液的酸碱性典型例题及习题

高二化学《水的电离和溶液的酸碱性》典型例题及习题 (一)典型例题 【例1】常温下,纯水中存在电离平衡:H O H+-,请填空: 【例2】室温下,在pH=12的某溶液中,由水电离生成的c(OH-)为()双选 A.1.0×10-7 mol·L-1 B.1.0×10-6 mol·L-1 C.1.0×10-2 mol·L-1 D.1.0×10-12 mol·L-1 【例3】室温下,把1mL0.1mol/L的H2SO4加水稀释成2L溶液,在此溶液中由水电离产生的H+,其浓度接近于() A. 1×10-4 mol/L B. 1×10-8 mol/L C. 1×10-11 mol/L D. 1×10-10 mol/L 【分析】温度不变时,水溶液中氢离子的浓度和氢氧根离子的浓度乘积是一个常数。在酸溶液中氢氧根离子完全由水电离产生,而氢离子则由酸和水共同电离产生。当酸的浓度不是极小的情况下,由酸电离产生的氢离子总是远大于由水电离产生的(常常忽略水电离的部分),而水电离产生的氢离子和氢氧根离子始终一样多。所以,酸溶液中的水电离的氢离子的求算通常采用求算氢氧根离子。 稀释后c(H+)=(1×10-3L×0.1mol/L)/2L = 1×10-4mol/L c(OH-) = 1×10-14/1×10-4 = 1×10-10 mol/L 【答案】D 【例4】将pH为5的硫酸溶液稀释500倍,稀释后溶液中c (SO42-):c (H+)约为() A、1:1 B、1:2 C、1:10 D、10:1 【分析】根据定量计算,稀释后c(H+)=2×10-8mol·L-1,c(SO42-)=10-8mol·L-1,有同学受到思维定势,很快得到答案为B。其实,题中设置了酸性溶液稀释后,氢离子浓度的最小值不小于1×10-7mol·L-1。所以,此题稀释后氢离子浓度只能近似为1×10-7mol·L-1。 【答案】C

高二化学选修4水的电离和溶液的酸碱性教案

第二节水的电离和溶液的酸碱性 (第1课时) 【学习目标】⒈了解水的电离平衡及其“离子积” ⒉了解溶液的酸碱性和pH的关系 【学习重点】⒈水的离子积 ⒉溶液的酸碱性和pH的关系 【学习难点】水的离子积 【学习过程】 【情景创设】 一、水的电离 [思考]水是不是电解质它能电离吗写出水的电离方程式. 1.水的电离:水是电解质,发生电离,电离过程 水的电离平衡常数的表达式为 思考:实验测得,在室温下1L H2O(即mol)中只有1×10-7 mol H2O电离,则室温下C(H+)和C(OH-)分别为多少纯水中水的电离度α(H2O)= 。2.水的离子积 水的离子积:K W= 。 注:(1)一定温度时,K W是个常数,K W只与有关,越高K W 越。 25℃时,K W= ,100℃时,K W=10-12。 (2)K W不仅适用于纯水,也适用于酸、碱、盐的稀溶液。任何水溶液中,由水所电离而生成的C(H+) C(OH-)。 二、溶液的酸碱性和pH 1.影响水的电离平衡的因素 (1)温度:温度升高,水的电离度,水的电离平衡向方向移动,C(H+)和C(OH-) ,K W。 (2)溶液的酸、碱度:改变溶液的酸、碱度均可使水的电离平衡发生移动。 讨论:改变下列条件水的电离平衡是否移动向哪个方向移动水的离子积常数是否改变是增大还是减小 ①升高温度②加入NaCl ③加入NaOH ④加入HCl 练习:①在LHCl溶液中, C(OH-)= ,C(H+)= , 由水电离出的H+浓度= ,由水电离出的OH-浓度= 。, ②在LNaOH溶液中,C(OH-)= ,C(H+)= , 由水电离出的H+浓度= ,由水电离出的OH-浓度= 。 ③在LNaCl溶液中,C(OH-)= ,C(H+)= , 由水电离出的H+浓度= ,由水电离出的OH-浓度= 。 小结:(1)升高温度,促进水的电离K W增大 (2)酸、碱抑制水的电离 2.溶液的酸碱性 溶液的酸碱性常温(25℃) 中性溶液:C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L

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第二节水的电离和溶液的酸碱性 知识点一 水的电离和水的离子积 一、水的电离 1.电离平衡和电离程度 ①水是极弱的电解质,能微弱电离: H 2O+H 2O H 3O ++OH -,通常简写为H 2O H ++OH -;ΔH >0 ② 实验测得:室温下1LH2O (即55.6mol )中只有1×10-7mol 发生电离,故25℃时,纯水中c(H + )=c(OH -)=1×10-7 mol/L ,平衡常数O) c(H ) c(OH )c(H K 2-?= +电离 2.影响水的电离平衡的因素 (1)促进水电离的因素: ①升高温度:因为水电离是吸热的,所以温度越高K 电离越大。 c(H +)和c(OH -)同时增大,K W 增大,但c(H +)和c(OH -)始终保持相等,仍显中性。 纯水由25℃升到100℃,c(H +)和c(OH -)从1×10-7mol/L 增大到1×10-6mol/L(pH 变为6)。 ②加入活泼金属 向纯水中加入活泼金属,如金属钠,由于活泼金属可与水电离产生的H + 直接发生置换反应,产生H 2,使水的电离平衡向右移动。 ③加入易水解的盐 由于盐的离子结合H +或OH -而促进水的电离,使水的电离程度增大。温度不变时,K W 不变。 ④电解 如用惰性电极电解NaCl 溶液、CuSO 4溶液等。 (2)抑制水电离的因素: ①降低温度。 ②加入酸、碱、强酸酸式盐。 向纯水中加酸和强酸酸式盐(NaHSO4)能电离出H+、碱能电离出OH-,平衡向左移动,水的电离程度变小,但K W 不变。 练习:影响水的电离平衡的因素可归纳如下: 1. 水的离子积 (1)概念:因为水的电离极其微弱,在室温下电离前后n(H2O)几乎不变,因此c (H2O )可视为常数,则在一定温度时,c(H +)与c(OH -)=K 电离c(H2O)的乘积是一个常数,称为水的离子积常数,简称水的离子积。 K W =c(H +)·c(OH -),25℃时,K W =1×10-14(无单位)。 注意: ①K W 只受温度影响,水的电离吸热过程,温度升高,水的电离程度增大,K W 增大。与c(H+)、c(OH-)无关. 25℃时K W =1×10-14,100℃时K W 约为1×10-12。

水的电离和溶液的酸碱性笔记

水 溶 液 中 的 离 子 平 衡 (笔记) 一、水的电离: 1. 水是一种极弱的电解质,水的电离是永恒存在的。只要是水溶液,不要忽略H + 和 OH –的同时存在,注意不是大量共存。 (1)水分子能够发生电离,存在有电离平衡: H 2O+H 2O H 3O + + OH – 简写为 H 2O H + + OH – (2)水分子发生电离后产生的离子分别是H 3O + 和OH – (3)发生电离的水分子所占比例很小 根据水的电离平衡,写出相应的平衡常数表达式 应有K 电离= 室温时,1L 纯水中(即55.56mol/L )测得只有1×10-7molH 2O 发生电离,电离前后H 2O 的物质的量几乎不变,故c (H 2O)可视为常数,上式可表示为:c (H +)·c (OH –)=K 电离·c (H 2O) K 电离与常数c (H 2O)的积叫做水的离子积常数,用K W 表示 2.水的离子积: 一定温度下,无论是稀酸、稀碱或盐溶液中室温时K W =c (H +)·c (OH –) =1×10-14 水的电离是个吸热过程,故温度升高,水的K W 增大。同样K W 只与温度有关。 归纳: ①电离常数是表示弱电解质电离趋势的物理量。K 值越大,电离趋势越大。 ②一种弱电解质的电离常数只与温度有关,而与该弱电解质的浓度无关。 ③电离常数随温度升高而增大。室温范围温度对电离常数影响较小,可忽略 ④水的离子积不仅适用于纯水,也适用于酸、碱、盐稀溶液 ⑤任何溶液中由水电离的c (H +)与c (OH –)总是相等的 3.影响水的电离平衡的因素:酸、碱、水解盐等。 二、溶液的酸碱性和pH 1. 常温pH=7(中性) pH <7 (酸性) pH >7(碱性) 2.pH 测定方法:pH 试纸、酸碱指示剂、pH 计 3.溶液pH 的计算方法 (1)酸溶液: n (H +)→c(H +)→pH c (H +)·c (OH -) c (H 2O)

化学人教版选修4课堂演练:3.2.1水的电离溶液的酸碱性pH含解析

第三章水溶液中的离子平衡 第二节水的电离和溶液的酸碱性 第1课时水的电离溶液的酸碱性pH 1.下列说法中,正确的是() A.在任何条件下,纯水的pH都等于7 B.在任何条件下,纯水都呈中性 C.在95 ℃时,纯水的pH大于7 D.在95 ℃时,纯水中H+的物质的量浓度c(H+)小于10-7mol·L-1 解析:室温下,纯水的pH才等于7,A错误;任何条件下,纯水中c(H+)=c(OH-),呈中性,B正确;加热能促进水的电离,故95 ℃时纯水的c(H+)大于10-7 mol·L-1,pH小于7,C、D错误。 答案:B 2.常温下,在0.1 mol·L-1CH3COOH溶液中,水的离子积是() A.1.0×10-14B.1.0×10-13 C.1.32×10-14D.1.32×10-15 解析:水的离子积只与温度有关,与溶液的酸、碱性无关。常温下,K W=1.0×10-14。 答案:A 3.下列说法正确的是() A.pH<7的溶液一定是酸溶液 B.室温下,pH=5的溶液和pH=3的溶液相比,前者c(OH-)

是后者的100倍 C.室温下,每1×107个水分子中只有一个水分子发生电离 D.在1 mol·L-1的氨水中,改变外界条件使c(NH+4)增大,则溶液的pH一定增大 解析:A.溶液显酸碱性的本质为c(H+)与c(OH-)的相对大小,当c(H+)>c(OH-)时溶液才呈酸性。例如:在100 ℃时,K W=1×10-12,此时pH=6时为中性,小于7,由于c(H+)=c(OH-)仍呈中性,所以不能用pH=7作为判断溶液酸碱性的标准,当然室温下可以; B.pH=5,c(OH-)=1×10-9mol·L-1,pH=3,c(OH-)=1×10-11 mol·L-1,前者c(OH-)是后者的100倍,故B正确; C.室温时,每 =55.6 mol水分升水有1×10-7 mol水分子发生电离,即 1 000 g 18 g·mol-1 子中只有1×10-7 mol水分子电离,1×107个水分子中只有1 个水 55.6 分子电离,故C错;D.氨水中存在NH3·H2O NH+4+OH-平衡,当加NH4Cl晶体时,c(NH+4)增大,平衡向左移动,c(OH-)减小,pH 减小,故D错。 答案:B 4.常温下,某溶液中由水电离产生的c(H+)=1×10-11 mol·L-1,则该溶液的pH可能是() A.4 B.7 C.8 D.11 解析:由题意知水电离产生的c(H+)=1×10-11mol·L-1<1×10-7

水的电离和溶液的酸碱性知识点

知识点一 水的电离和水的离子积 一、水的电离 1.电离平衡和电离程度 ①水是极弱的电解质,能微弱电离: H 2O+H 2O H 3O ++OH -,通常简写为H 2O H ++OH -;ΔH >0 ② 实验测得:室温下1LH2O (即55.6mol )中只有1×10-7mol 发生电离,故25℃时,纯水中c(H + )=c(OH -)=1×10-7 mol/L ,平衡常数O) c(H ) c(OH )c(H K 2-?= +电离 2.影响水的电离平衡的因素 (1)促进水电离的因素: ①升高温度:因为水电离是吸热的,所以温度越高K 电离越大。 c(H +)和c(OH -)同时增大,K W 增大,但c(H +)和c(OH -)始终保持相等,仍显中性。 纯水由25℃升到100℃,c(H +)和c(OH -)从1×10-7mol/L 增大到1×10-6mol/L(pH 变为6)。 ②加入活泼金属 向纯水中加入活泼金属,如金属钠,由于活泼金属可与水电离产生的H + 直接发生置换反应,产生H 2,使水的电离平衡向右移动。 ③加入易水解的盐 由于盐的离子结合H +或OH -而促进水的电离,使水的电离程度增大。温度不变时,K W 不变。 ④电解 如用惰性电极电解NaCl 溶液、CuSO 4溶液等。 (2)抑制水电离的因素: ①降低温度。 ②加入酸、碱、强酸酸式盐。 向纯水中加酸和强酸酸式盐(NaHSO4)能电离出H+、碱能电离出OH-,平衡向左移动,水的电离程度变小,但K W 不变。 练习:影响水的电离平衡的因素可归纳如下: 1. 水的离子积 (1)概念:因为水的电离极其微弱,在室温下电离前后n(H2O)几乎不变,因此c (H2O )可视为常数,则在一定温度时,c(H +)与c(OH -)=K 电离c(H2O)的乘积是一个常数,称为水的离子积常数,简称水的离子积。 K W =c(H +)·c(OH -),25℃时,K W =1×10-14(无单位)。 注意: ①K W 只受温度影响,水的电离吸热过程,温度升高,水的电离程度增大,K W 增大。与c(H+)、c(OH-)无关. 25℃时K W =1×10-14,100℃时K W 约为1×10-12。 ②水的离子积不仅适用于纯水,也适用于其他稀溶液。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液,只要温度不变,K W

人教高二化学选修4化学反应原理-水电离的计算规律

水电离的计算规律 有关水的电离平衡的题型很多,其中较难理解的是计算不同溶液中水电离产生的H+或OH-浓度。下面就这类题目的解题规律和方法略加分析,供学习参考。 一、水电离的计算规律 解此类题要注意一个关键问题,即由水电离出的c(H+)始终等于水电离出的c(OH-)。 1.中性溶液:c(H+)水= c(OH-)水=1.0×10-7 mol/L(除特别说明,本文默认温度为25℃,下同)。 2.溶质为酸的溶液:H+来源于酸的电离和水的电离,而OH-只来源于水,水电离产生的H+可以忽略不计。例如,计算pH=2的盐酸中,由水电离出的c(H+)水,需先求出溶液中的c(OH-)水=10-12 mol/L,再由水电离出的c(H+)水=c(OH-)水,得出结果。 3.溶质为碱的溶液:OH-来源于碱的电离和水的电离,而H+只来源于水,水电离产生的OH-可以忽略不计。例如,pH=12的NaOH溶液中,c(H+)水=10-12mol/L,则水电离产生的c(OH-)水=c(H+)水=10-12 mol/L。 4.水的电离是吸热过程,温度升高,促进水的电离,K W增大,pH减小,但c(H+)水=c(OH )水。 二、典型例题分析 例1室温时,在0.1 mol/L的盐酸溶液中,c(OH-)= 。 解析根据题意,在0.1 mol/L的盐酸溶液中,c(H+)= 0.1 mol/L;根据室温时水的离子积常数的关系式,变形可得:c(OH-)=K W/ c(H+)=(1×10-14)/(1×10-1)=1×10-13(mol/L)。溶液中的c(OH-)应当是1×10-13 mol/L。 答案1×10-13 mol/L 例2 常温下,下列四种溶液中,由水电离出的H+浓度之比依次为() ①pH=0的盐酸②0.1mol/L的盐酸 ③0.01mol/L的氢氧化钠溶液④pH=11的氢氧化钠溶液 A.1:10:100:1000 B.0:1:12:11 C.14:13:12:11 D.14:13:2:3 解析①pH=0的盐酸中,c(H+)酸=1mol/L,c(H+)水= c(OH-)=1×10-14/1=1×10-14mol/L; ②0.1 mol/L的盐酸中,c(H+)酸=0.1mol/L,c(H+)水= c(OH-)=1×10-14/0.1 =1×10-13mol/L; ③0.01mol/L的NaOH溶液中,c(OH-)碱=1×10-2mol/L,c(H+)水=1×10-14/10-2=1×10-12 mol/L; ④pH=11的NaOH溶液中,c(OH-)碱=1×10-3mol/L,c(H+)水=1×10-14/10-3=1×10-11mol/L。 则这四种溶液中,由水电离出的H+浓度之比为:1×10-14:1×10-13:1×10-12:1×10-11= 1:10:100:1000

水溶液中的酸碱性.

班級: 座號: 姓名: 7—1 水溶液中的酸鹼性 01、pH值:又叫_____,用以表示水溶液之 酸鹼度。 (1)定義:pH值為______的對數負值, 即pH=________。 (2)若﹝H+﹞=a×10-b M,則pH=_____。 (3)若pH=C,則﹝H+﹞=______。 (4)﹝H+﹞愈大,pH值_____。 02、水的解離:H2O(l)→ ← H+(aq)+OH-(aq) (1)1公升純水在25℃時可解離出____mol 的H+和____mol的OH-,所以﹝H+﹞ =____M,﹝OH-﹞=____M, ﹝H2O﹞=______M。 (2)純水的解離度α=______。 (3)水的離子積常數(K w)=______=__ ____=______………25℃時。 (4)純水的pH值: a.﹝H+﹞=﹝OH-﹞=______M。 b.pH=pOH=______。 c.pH+pOH=_____……………25℃。 d.溫度上升,則K w值_____,pH+pOH 值_____。 03、溶液的酸鹼性(25℃): (1)加酸於水中時,則﹝H+﹞___﹝OH-﹞, ﹝H+﹞___10-7M,pH___7,水溶液 呈___性。 (2)加鹼於水中時,則﹝H+﹞___﹝OH-﹞, ﹝OH-﹞___10-7M,pH___7,水溶液 呈___性。 例:求下列溶液的pH值? (1)0.01M HCl (2)0.01M H2 SO4 (3)0.01M Ca(OH)2 (4)0.01M KOH 例:求下列溶液的﹝H+﹞? (1)pH=4.7 (2)pH=5.5 (3)pH=7.4 (4)pH=11.2 例:求下列溶液的pOH值? (1)﹝H+﹞=8×10-4 M (2)﹝H+﹞=9×10-5 M (3)﹝OH-﹞=6×10-3 M (4)﹝OH-﹞=3×10-4 M 例:若水溶液中﹝OH-﹞=10-2M,則pH=? 例:血液的pH=7.40,則﹝H+﹞=? 例:求在100℃時水的pH=?(水的離子積常數K w =10-12) 例:在25℃時﹝NaOH﹞=2×10-3M,則溶液中﹝H +﹞=? 例:0.05M Ba(OH)2溶液中,﹝H+﹞=? 例:0.2M NaOH溶液中﹝OH-﹞為純水之多少倍? 例:甲溶液之pH=4,乙溶液之pH=10,則甲乙兩溶液中﹝H+﹞濃度比為多少? 7—2 酸鹼學說 01、酸的通性: (1)使石蕊試紙由______。 (2)具有___味。 (3)與活潑金屬反應放出____氣。

人教版高中化学选修四3.2.1水的电离教学设计

第二节 水的电离和溶液的酸碱性教案 第1课时 教学目标 知识与技能: 1、使学生了解水的电离。 2、理解水的离子积常数。 3、掌握影响水的电离平衡的因素。 4、了解溶液酸碱性。 过程和方法: 通过水的离子积的计算,加深对水的电离平衡的认识。 情感、态度与价值观: 通过水的电离平衡过程中H +、OH -关系的分析,理解辩证的矛盾的对立和统一。 教学重点:水的离子积。 教学难点:水的离子积。 教学过程: 【引言】在研究电解质溶液时往往涉及到溶液的酸碱性,而电解质溶液的酸碱性跟水的电离有着密切的关系。为了从本质上认识溶液的酸碱性,就要了解水的电离情况。所以这节课我们首先学习水的电离。 【板书】 第二节 水的电离和溶液的酸碱性 【探究实验】用灵敏电流计测定纯水的导电性 【学生得出结论】水是一种极弱电解质,存在着微弱的电离。 水分子与水分子在相互碰撞作用中生成了极少量的水合氢离子和氢氧根离子,同时水合氢离子和氢氧根离子又可反应生成水。 【投影展示】通过精确的实验测到,在25℃时,1L 纯水中测得只有mol 1017-?的水发生电离。 一、水的电离 1、水的电离 水是一种极弱电解质,存在着微弱的电离。 G

其电离方程式可表示为: O H O H 22+ -++OH O H 3 通常简写为:O H 2-++OH H 【板书】 O H O H 22+-++OH O H 3 通常简写为:O H 2-++OH H 【师】请同学生们分析: 纯水中)(H +c 和)(OH -c 之间的关系。 【生】相等。 【师】在25℃时,1L 纯水中测得只有mol 1017-?的水发生电离,推测)(H +c 和 )(OH -c 为多少?显什么性(提示:酸性、碱性和中性)。 【设疑】你能写出水的电离平衡常数表达式吗? 在数值上,)(H +c 和)(OH -c 的乘积称作水的离子积常数,简称为水的离子积, 用w K 表示,)(OH )H (w -+?=c c K 。w K 是一个只取决于温度的常数。 【板书】 2、水的离子积 )(OH )H (w -+?=c c K ,w K 只取决于温度的常数。 温度 00C 200C 250C 500C 1000C w K 1.14×10-15 6.81×10-15 1×10-14 5.47×10-14 1×10-12 (1)、温度越高,w K 越大; K 电离 = c ( H +) . c ( OH -) c (H 2O) K 电离 = w K c ( H +) . c ( OH - ) = c (H 2O) .

弱电解质的电离、水的电离和溶液的酸碱性知识点总结及习题

弱电解质的电离、水的电离和溶液的酸碱性知识点总结及习题 、弱电解质的电离 2、 电解质与非电解质本质区别: 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 注意:①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 、NH 、CO 等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物(如 BaSO 不溶于水,但溶于水的 BaSO 全部 电离,故BaSQ 为强电解质)一一 电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、 电离平衡:在一定的条件下,当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时,电离过程就达到了 平衡状态 ______ ,这叫电离平衡。 4、 影响电离平衡的因素: A 温度:电离一般吸热,升温有利于电离。 B 浓度:浓度越大,电离程度 越小 ;溶液稀释时,电离平衡向着电离的方向移动。 C 、 同离子效应:在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质,会 减弱 电离。D 其他外加试剂:加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时,有利于电离。 9、 电离方程式的书写:用可逆符号 弱酸的电离要分布写(第一步为主) 10、 电离常数:在一定条件下,弱电解质在达到电离平衡时,溶液中电离所生成的各种离子浓 度的乘积,跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。 叫做电离平衡常数,(一般用Ka 表示 酸,Kb 表示碱。) 表示方法:A ++B - Ki=[ A +][ B -]/[AB] 11影响因素: a 、 电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b 、 电离常数受温度变化影响,不受浓度变化影响,在室温下一般变化不大。 C 、同一温度下,不同弱酸,电离常数越大,其电离程度越大,酸性越强。如: HSO>H 3PO>HF>CHCOOH>CO>HS>HCIO 二、水的电离和溶液的酸碱性 非电解质: 强电解质: 弱电解质: : 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 。 : 在水溶液里全部电离成离子的电解质 。 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 物质?: 纯净物 (电解质* 化合物, 卩虽电解质: :弱电解质: 讥0 ,非电解质: ________ 强酸,强碱,大多数盐 ___________ 。女口 HCI 、NaOH NaCl 、BaSQ ________ 。女口 HCIQ NH 3 ? UQ Cu (OH 》、 非金属氧化物,大部分有机物 。女口 SO 、CO 、CH126 CCI 4、CH=CH 1水电离平衡: 丄」 二[匚 1定义:电解质: 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物 ,叫电解 质 .混和物 单质

溶液的酸碱性(打印版)

第一节溶液的酸碱性打印版 一、酸碱指示剂 1.定义:能跟酸或碱的溶液起作用而显示不同颜色的物质叫做酸碱指示剂。 2.常见的酸碱指示剂有紫色石蕊溶液和无色酚酞溶液。 3.某些植物的花瓣或果实(如牵牛花、月季花、紫卷心菜等)也可用作酸碱指示剂。 4.紫色石蕊溶液遇酸溶液(含H+的溶液)变红,遇碱溶液(含OH-的溶液)变蓝,在中性溶液中呈紫色。无色酚酞溶液遇酸溶液不变色,在中性溶液中不变色,遇碱溶液变红。 5.并非所有的盐溶液都是中性的。 水溶液呈碱性的盐:纯碱、小苏打等。 水溶液呈酸性的盐:硫酸铜、硫酸氢钠等。 二.溶液酸碱度 溶液的酸碱度用pH表示。pH的范围通常在0~14之间。如下图所示: 1.酸性溶液的pH < 7,中性溶液的pH = 7,碱性溶液的pH > 7。 2.H+的浓度越大,溶液的酸性越强,pH越小;OH-的浓度越大,溶液的碱性越强,pH越大。 溶液中H+或OH-的浓度改变,则pH会相应改变。 3.一杯pH为5.6的溶液,怎样增大它的pH值? 物理方法:加水稀释。 化学方法:加入锌粒、氧化铜、氢氧化钠或碳酸钙等物质(因为pH小于5.6,溶液呈酸性,所以要考虑酸的通性)。 4.加水稀释只能使酸性或碱性溶液的pH无限靠近7,但不能改变溶液的酸碱性。 5.测定pH的最简单方法是使用pH试纸。 6.pH试纸的使用步骤:在白瓷板或玻璃片上放一小片pH试纸,用玻璃棒将待 测液体滴到pH试纸上,将pH试纸显示的颜色与标准比色卡比较。 使用pH试纸时的注意事项: 不能把pH试纸浸在待测液体中。

??pH试纸不能用水润湿。 ??pH试纸测出的pH值是整数。 ??在做习题时,使用pH试纸和使用酸碱指示剂是同一种方法。 7.了解溶液的酸碱度有重要的意义 ??化工生产中许多反应必须在一定pH溶液里才能进行 ??在农业生产中,农作物一般适宜在pH为7或接近7的土壤中生长。 ??测定雨水的pH(因溶解有CO2,正常雨水的pH约为5.6,酸雨的pH小于5.6), 可以了解空气的污染情况。 ??测定人体内或排出的液体的pH,可以了解人体的健康状况。

人教版高中化学选修四水的电离和溶液的酸碱性

高中化学学习材料 金戈铁骑整理制作 水的电离和溶液的酸碱性 一、单项选择题(本题包括9个小题,每小题4分,共36分) 1.以下离子①H+、②Cl-、③Al3+、④K+、⑤SO2-4、⑥OH-、⑦NO-3、⑧NH+4中,基本上不影响水的电离平衡的是() A.①③⑤⑦⑧B.②④⑥⑦ C.②④⑤⑦D.②④⑥⑧ 2.常温下,在120mL0.05mol/L盐酸中,滴加0.1mol/L一元碱BOH,当所滴加的BOH的体积为68mL时,测得混合溶液的pH=7。下列说法正确的是() A.一元碱BOH是强碱 B.一元碱BOH是弱碱 C.不能确定一元碱BOH的强弱 D.120mL0.05mol/L盐酸可与68mL0.1mol/LBOH恰好反应 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.0.01mol/L B.0.017mol/L C.0.05mol/L D.0.50mol/L 4.在一定体积pH=12的Ba(OH)2溶液中,逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO4溶液。当溶液中的Ba2+恰好完全沉淀时,溶液pH=11。若反应后溶液的体积等于Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积之和,则Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积比是() A.1∶9 B.1∶1 C.1∶2 D.1∶4 5.(2008·全国理综Ⅱ,7)实验室现有3种酸碱指示剂,其pH变色范围如下: 甲基橙:3.1~4.4石蕊:5.0~8.0酚酞:8.2~10.0 用0.1000mol/LNaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液,反应恰好完全时,下列叙述中正确的是() A.溶液呈中性,可选用甲基橙或酚酞作指示剂 B.溶液呈中性,只能选用石蕊作指示剂 C.溶液呈碱性,可选用甲基橙或酚酞作指示剂

水的电离和溶液的酸碱性练习题及答案解析

3-2-1《水的电离和溶液的酸碱性》课时练 双基练习 1.(2011·新课标全国高考)将浓度为0.1 mol/LHF溶液加水不断稀释,下列各量始终保持增大的是() A.c(H+) B.K a(HF) C.c?F-? c?H+?D. c?H+? c?HF? 解析:HF属于弱电解质,加水促进HF的电离平衡向右移动,即电离程度增大,但电离平衡常数只与温度有关,所以选项B不变;但同时溶液的体积也增大,所以溶液的酸性会降低,即c(H+)、c(F-)和c(HF)的浓度均降低,考虑到溶液中水还会电离出氢离子,所以稀释到一定程度(即无限稀释时),c(H +)就不再发生变化,但c(F-)和c(HF)却一直会降低,所以选D符合题意。 答案:D 2.(2011·咸阳高二检测)常温下,c(OH-)最小的是() A.pH=0的溶液 B.0.05 mol/L H2SO4 C.0.5 mol/L HCl D.0.05 mol/L的Ba(OH)2 解析:四种溶液中OH-的浓度分别为1×10-14 mol/L、1×10-13 mol/L、2×10-14 mol/L、0.1 mol/L。 答案:A 3.下列液体pH>7的是()

A .人体血液 B .蔗糖溶液 C .橙汁 D .胃液 解析:人体血液的正常pH 范围是7.35~7.45。 答案:A 4.(2011·广州模拟)常温下,0.1 mol/L 的一元弱酸溶液的pH 为( ) A .1 B .大于1 C .小于1 D .无法确定 解析:假设为一元强酸,则pH =1,据题意为一元弱酸,由于不能完全电离,故c (H +)<0.1 mol/L ,pH >1。 答案:B 5.有人建议用AG 表示溶液的酸度,AG 的定义为AG =lg[c (H +)/c (OH -)],下列表述正确的是( ) A .在25℃时,若溶液呈中性,则pH =7,AG =1 B .在25℃时,若溶液呈酸性,则pH <7,AG <0 C .在25℃时,若溶液呈碱性,则pH >7,AG >0 D .在25℃时,溶液的pH 与AG 的换算公式为:AG =2(7-pH) 解析:根据定义式可看出:中性溶液中c (H +)=c (OH -),AG =0;酸性溶液,AG >0;碱性溶液,AG <0,前三项均错。 AG =lg c ?H +? c ?OH -?=lg c 2?H +?10-14=lg c 2(H +)+14=2lg c (H +)+14=2(7-pH)。 答案:D 6.将pH =8的NaOH 与pH =10的NaOH 溶液等体积混合后,溶液后c (H +)最接近于( ) A .(10-8+10-10) mol/L

高二化学选修4《电离平衡、水的电离和溶液》练习题及答案

第三章电离平衡 第一、二节电离平衡、水的电离和溶液的pH小测 一、选择题(每小题只有一个正确答案) 1.下列物质中属于电解质的是() A.干冰B.氯水C.铜D.氯化氢 2.下列物质能导电的是() ①固体食盐②溴水③CuSO4·5H2O ④液溴⑤蔗糖⑥氯化氢气体 ⑦盐酸⑧液态氯化氢 A.①④⑤B.②⑦C.⑤⑥⑧D.④⑧ 3.下列物质的水溶液能导电,但属于非电解质的是() A.CH3COOH B.Cl2C.NH4HCO3D.SO2 4.下列事实可证明氨水是弱碱的是() A.氨水能跟氯化亚铁溶液反应生成氢氧化亚铁B.铵盐受热易分解 C.0.1mol/L的氨水pH<13 D.0.1mol/L氨水可以使酚酞试液变红 5.下列叙述中正确的是() A.Ca(OH)2微溶于水, 所以是弱电解质 B.在水中能电离出离子的化合物一定是离子化合物 C.CO2分子中含极性键, 且溶于水能导电, 所以CO2是电解质 D.NH3·H2O在水中只能部分电离, 所以是弱电解质 6.在pH=1的无色透明溶液中,不能大量共存的离子组是() A.Al3+Ba2+NO3-Cl-B.Mg2+NH4+NO3-Cl- C.Fe2+K+S2-Cl-D.Zn2+Na+NO3-SO42- 7.下列有关溶液性质的叙述,正确的是 A.室温时饱和的二氧化碳水溶液,冷却到0℃时会放出二氧化碳气体 B.20℃,100 g水中可溶解34.2 g KCl,此时KCl饱和溶液的质量分数为34.2% C.强电解质在水中溶解度一定大于弱电解质 D.相同温度下,把水面上的空气换成相同压力的纯氧,100g水中溶入氧气的质量增加8.下列溶液一定呈中性的是() A.将pH=5的盐酸稀释100倍所得溶液 B.c(H+)=c(OH-) =1×10-6mol/L的溶液 C.由强酸、强碱等物质的量反应得到的溶液 D.非电解质溶于水得到的溶液 9.下列各种试纸,使用时预先不能用蒸馏水润湿的是() A.红色石蕊试纸B.淀粉KI试纸C.醋酸铅试纸D.PH试纸 10.下列液体pH>7的是( ) A.人体血液B.蔗糖溶液C..橙汁D.胃液

第二节 水的电离和溶液的酸碱性(全节教案)

第二节水的电离和溶液的酸碱性 二、教材内容: 本节教材在弱电解质电离平衡的基础上,将水看成一种反应物浓度不变的弱电解质,从一般到特殊认识水的电离平衡的特征(水的电离平衡和离子积),逐步认识水溶液中离子浓度的特点(溶液的酸碱性),从定性到定量的研究其酸碱性(溶液pH的简单计算),最后考虑其应用(中和滴定实验和应用)。在方法上遵循从一般到特殊,从定性到定量,从简单到复杂的认识观。 三、教学目标: 1、知识与技能: (1)知道水是一种弱电解质,外界条件会影响其电离平衡的移动, (2)知道水的离子积常数不仅适用与纯水,也适用于稀的电解质溶液。

(3)了解测定溶液pH的方法有pH试纸测量(广泛pH试纸和精密pH试纸)、pH计测量和酸碱滴定测量,了解各种方法的优缺点及适用条件。 (4)掌握酸碱中和滴定的原理和操作方法,并能进行误差分析。 (5)能进行溶液pH的简单计算;了解pH在工农业生产和科学研究中的重要作用。 2、过程与方法: (1)经历对水的离子积常数的分析,加深对弱电解质电离平衡的认识,了解一般与特殊的辩证关系。(2)经历对溶液中H+和OH-浓度的变化对酸碱性的影响分析,体会对立统一及由量变到质变的辩证思想。(3)通过亲手操作酸碱滴定实验及误差分析,体会操作原理对具体操作步骤和方法的指导作用,训练思维的有序性和严谨性。 3、情感态度与价值观: (1)了解化学定量分析的方法,体验化学在科学研究中作用和地位,提高学生的科学素质。 (2)通过酸碱溶液中离子浓度对溶液性质的影响,培养学生辩证唯物主义的世界观和方法论。 四、教学重点和难点: 本节教学重点:溶液的酸碱性及其定量表示方法,酸碱滴定的原理及操作 本节教学难点:溶液的酸碱性的定量表示方法,酸碱滴定的操作 五、课时安排:3课时 六、教学过程: 第一课时 【引入】 由复习强电解质盐酸的电离和弱电解质醋酸的电离入手,提出问题——水是如何电离的?如何用实验证明水的电离过程? 精确的纯水导电实验 [设计意图]从运用已学知识分析、推导新知识入手,减少学生的陌生感,做好知识的铺垫。 一.水的电离与水的离子积常数 [教师] 精确的纯水导电实验说明什么? [学生]水是一种极弱的电解质,电离方程式可表示为: H2O+H2O H3O+ +OH-或H2O H+ +OH- [教师]请用公式表述水的电离常数 [学生] )O H (c ) OH (c ) H (c K 2- +? = 电离 [分析]1L纯水的物质的量是55·6mol,经实验测得250C时,发生电离的水只有1×10-7mol,二者相比,水的电离部分太小,可以忽略不计。因此电离前后水的物质的量几乎不变,可以视为常数,常数乘以常数必然为一个新的常数,用Kw w表示,即为水的离子积常数,简称水的离子积。

教师教学设计:水的电离和溶液的酸碱性(全节教案)

第二节水的电离和溶液的酸碱性 王慧容 二、教学目标: 1、知识与技能: (1)知道水是一种弱电解质,外界条件会影响其电离平衡的移动, (2)知道水的离子积常数不仅适用与纯水,也适用于稀的电解质溶液。 (3)了解测定溶液pH的方法有pH试纸测量(广泛pH试纸和精密pH试纸)、pH计测量和酸碱滴定测量,了解各种方法的优缺点及适用条件。 (4)掌握酸碱中和滴定的原理和操作方法,并能进行误差分析。 (5)能进行溶液pH的简单计算;了解pH在工农业生产和科学研究中的重要作用。 2、过程与方法: (1)经历对水的离子积常数的分析,加深对弱电解质电离平衡的认识,了解一般与特殊的辩证关系。(2)经历对溶液中H+和OH-浓度的变化对酸碱性的影响分析,体会对立统一及由量变到质变的辩证思想。(3)通过亲手操作酸碱滴定实验及误差分析,体会操作原理对具体操作步骤和方法的指导作用,训练思维的有序性和严谨性。 3、情感态度与价值观: (1)了解化学定量分析的方法,体验化学在科学研究中作用和地位,提高学生的科学素质。 (2)通过酸碱溶液中离子浓度对溶液性质的影响,培养学生辩证唯物主义的世界观和方法论。 三、教学重点和难点:

本节教学重点:溶液的酸碱性及其定量表示方法,酸碱滴定的原理及操作 本节教学难点:溶液的酸碱性的定量表示方法,酸碱滴定的操作 四、课时安排:3课时 五、教学过程: 第一课时 【引入】 由复习强电解质盐酸的电离和弱电解质醋酸的电离入手,提出问题——水是如何电离的?如何用实验证明水的电离过程? 精确的纯水导电实验 [设计意图]从运用已学知识分析、推导新知识入手,减少学生的陌生感,做好知识的铺垫。 一.水的电离与水的离子积常数 [教师] 精确的纯水导电实验说明什么? [学生]水是一种极弱的电解质,电离方程式可表示为: H2O+H2O H3O+ +OH-或H2O H+ +OH- [教师]请用公式表述水的电离常数 [学生] ) O H (c ) OH (c ) H (c K 2- +? = 电离 [分析]1L纯水的物质的量是55·6mol,经实验测得250C时,发生电离的水只有1×10-7mol,二者相比,水的电离部分太小,可以忽略不计。因此电离前后水的物质的量几乎不变,可以视为常数,常数乘以常数必然为一个新的常数,用Kw w表示,即为水的离子积常数,简称水的离子积。 Kw= c(H+)·c(OH—) 由于250C时,c(H+)= c(OH—)= 1×10-7mol/L 所以250C时,Kw= c(H+)·c(OH—)=1×10-14 [探究]影响水的电离平衡的因素 [教师]情景1:观察下表的数据 1)从以上数据中发现什么递变规律? 2)以上数据说明温度与水的电离程度之间存在什么关系? [学生小结]在H2O H+ +OH-中, 升高温度,水的电离程度______,水的电离平衡向____移动,Kw_____。 降低温度,水的电离程度______,水的电离平衡向____移动,Kw_____

化学高二下册水的电离和溶液的酸碱性知识点总结

化学高二下册水的电离和溶液的酸碱性知识点 总结 世界由物质组成,化学则是人类用以认识和改造物质世界的主要方法和手段之一。小编准备了化学高二下册水的电离和溶液的酸碱性知识点,具体请看以下内容。 水的电离分为两部分:水的离子积和电离平衡的影响因素。可以从水是一种极弱的电解质,弱电解质的电离引入,接下来对水的离子积进行讲解,包括公式、适用范围及影响因素(温度)。接下来是影响电离平衡的因素,可通过引导分析的方式分析出温度、加酸碱及可水解的盐的影响及原因,这个地方可以对比记忆:直接加氢或氢氧根,抑制水电离;加可水解的盐,促进水电离。 水溶液中H+与OH-的浓度是相等的,但是大多数溶液中二者是不相等的,就会显示酸性或者碱性。接下来看一下溶液的酸碱性(过渡)。这一部分的讲解可以从溶液酸碱性判断的依据及酸碱性强弱的表示方法两个方面进行讲解。在用PH来表示溶液的酸碱性强弱的部分,除了讲解讲义上的PH的测定方法及常见酸碱指示剂及其的变色范围之外还应再扩展一部分PH的计算方法。 计算方法分为五种情况: 1. 单一酸碱溶液,直接根据公式、已知浓度进行计算。 2. 稀释,这种情况要注意酸碱无限稀释,PH会无限接近于

7但是不会跨越7。讲解后注意跟2019年上半年教资真题相结合。 3. 酸酸混合,注意混合后氢离子的浓度。 4. 碱碱混合,注意先计算混合后OH-的浓度,然后根据水的离子积换算出H+的浓度,再进行PH的计算。 5. 酸碱混合,根据混合后的结果又分为三种情况:中性、酸性、碱性。混合后为酸性的,根据H+浓度的变化进行计算;混合后为碱性的,注意先计算混合后OH-的浓度,然后根据水的离子积换算出H+的浓度,再进行PH的计算。注意结合2019年下半年教资真题。 除了理论计算之外我们还可以通过实验的方式测量溶液中的离子浓度。接下来讲解酸碱中和滴定的实验原理、操作及误差分析。 高中是人生中的关键阶段,大家一定要好好把握高中,编辑老师为大家整理的化学高二下册水的电离和溶液的酸碱性知识点,希望大家喜欢。

水的电离与溶液的酸碱性同步练习(一)附答案

水的电离和溶液的酸碱性同步练习(一) 【例3】室温下,把1mL0.1mol/L的H2SO4加水稀释成2L溶液,在此溶液中由水电离产生的H+,其浓度接近于() A. 1×10-4 mol/L B. 1×10-8 mol/L C. 1×10-11 mol/L D. 1×10-10 mol/L 【例4】将pH为5的硫酸溶液稀释500倍,稀释后溶液中c (SO42-):c (H+)约为() A、1:1 B、1:2 C、1:10 D、10:1 【例5】弱酸HY溶液的pH=3.0,将其与等体积水混合后的pH围是() A.3.0~3.3 B.3.3~3.5 C.3.5~4.0 D.3.7~4.3 【例6】将体积均为10 mL、pH均为3的盐酸和醋酸,加入水稀释至a mL和b mL,测得稀释后溶液的pH均为5,则稀释后溶液的体积() A.a=b=100 mL B.a=b=1000 mL C.a<b D.a>b 【例7】99mL0.1mol/L的盐酸和101mL0.05mol/L氢氧化钡溶液混合后,溶液的c(H+)为()(不考虑混合时的体积变化)。 A. 0.5×(10-8+10-10)mol/L B. (10-8+10-10)mol/L C.(1×10-14-5×10-5)mol/L D. 1×10-11 mol/L 【例8】将pH=8的NaOH溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合后,溶液的pH值最接近于()。 A. 8.3 B. 8. C. 9 D. 9.7 【例9】室温下x L pH=a的盐酸溶液和y L pH=b的电离度为α的氨水恰好完全中和,则x/y的值为() A.1 B. 10-14-a-b/α C. 10a+b-14/α D.10a-b/α 【例10】若在室温下pH=a的氨水与pH=b的盐酸等体积混合,恰好完全反应,则该氨水的电离度可表示为() A.10a+b-12 % B. 10a+b-14 % C. 1012-a-b% D. 1014-a-b% 【例11】用0.01mol/LH2SO4滴定0.01mol/LNaOH溶液,中和后加水至100mL。若滴定时终点判断有误差:①多加了1滴H2SO4;②少加了1滴H2SO4(设1滴为0.05mL)。则①和②c(H+)之比为() A. 10 B. 50 C. 5×103 D. 104 【例12】有①、②、③三瓶体积相等,浓度都是1mol·L-1的盐酸溶液,将①加热蒸发至体积一半;向②中加入少量的CH3COONa固体(加入后仍显酸性);③不作任何改变,以酚酞作指示剂,用NaOH溶液滴定上述三种溶液,所耗NaOH溶液的体积为()

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