高中化學第一輪總復習 第8章 第25講 水的電離和溶液的酸堿性課件 新課標（湖南專版）

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1、考點考點1 水的電離和溶液的酸堿性判斷水的電離和溶液的酸堿性判斷室溫下水電離出的c(H+)或c(OH-)的計算規(guī)律：(1)中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1.010-7molL-1。(2)溶質(zhì)為酸的溶液：H+來源于酸電離和水電離，而OH-只來源于水。如計算pH=2的鹽酸中水電離出的c(H+)：方法是先求出溶液中的c(OH-)=10-12molL-1，即水電離出的c(H+)=c(OH-)=10-12molL-1。(3)溶質(zhì)為堿的溶液OH-來源于堿電離和水電離，而H+只來源于水。如pH=12的NaOH溶液中，c(H+)=10-12molL-1，即水電離產(chǎn)生的c(OH-)=c(H+)=10-12

2、molL-1。(4)水解呈酸性或堿性的鹽溶液H+和OH-均由水電離產(chǎn)生。如pH=2的NH4Cl溶液中，水電離的c(H+)=10-2molL-1，水電離產(chǎn)生的OH-濃度也為10-2molL-1，但是因被NH結(jié)合，最終溶液中的OH-只有10-12molL-1。pH=12的Na2CO3溶液中H+、OH-濃度變化與之相似。例例 1 常 溫 下 ， 某 溶 液 中 由 水 電 離 出 來 的c(H+)=1.010-13 molL-1，該溶液可能是() 二氧化硫水溶液氯化銨水溶液 硝酸鈉水溶液 氫氧化鈉水溶液 A B C DA 【解析】 由水電離出來的c(H+)=1.010-13 molL-1，說明水的電

3、離受到抑制。某溶液中由水電離出來的c(H+)=1.010-13 molL-1，說明溶液既可能呈酸性，也有可能呈堿性。2223233323SOH OH SOH SOHSOHHSOSOHNaOHNaOH ，溶液呈酸性；，溶液呈堿性。考點考點2 溶液的溶液的pH的應用和計算的應用和計算 1計算原則(1)若溶液為酸性，先求c(H+)，再求pH；(2)若溶液為堿性，先求c(OH-)，再由c(H+)=WKc OH求c(H+)，最后求pH。2溶液稀釋酸、堿加水稀釋時pH的計算(1)強酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n。(2)弱酸pH=a，加水稀釋10n倍，則apHa+n。(3)強堿pH=b，加水稀

4、釋10n倍，則pH=b-n。(4)弱堿pH=b，加水稀釋10n倍，則b-npHb。(5)酸、堿溶液無限稀釋，pH只能接近于7，酸不能大于7，堿不能小于7。，c混(H+)= pH混3溶液的混合(忽略混合過程中體積的變化)(1)強酸與強酸混合+112212HHcVcVVV若是等體積混合，且DpH2，則pH混=pH小+0.3(注：lg20.3)。(2)強堿與強堿混合c混(OH-)= c混(H+)pH混若是等體積混合，且DpH2，則pH混=pH大-0.3。-112212(OH )(OH )cVcVVV(3)強酸和強堿混合，可能情況有三種若強酸和強堿恰好中和，pH=7；若強酸過量，求出過量的c(H+)，

5、再求pH值；若強堿過量，求出過量的c(OH-)，再求出c(H+)后求pH值。特例：若強酸與強堿等體積混合若pH酸+pH堿=14，則完全中和pH=7；若pH酸+pH堿14，則堿過量pHpH堿-0.3；若pH酸+pH堿14，則酸過量pHpH酸+0.3。 25，體積為V1的強酸與體積為V2的強堿混合后，溶液呈中性，則混合前pH酸、pH堿的關(guān)系為：pH酸+pH堿=14+lg 若酸與堿溶液的pH之和等于14，酸、堿中有一強、一弱，則酸、堿溶液混合后，誰弱顯誰性。這是因為酸和堿已電離的H+和OH-恰好中和，誰弱誰的H+或OH-有儲備，中和后還能電離，顯出酸、堿性來。例例2 將一定體積的NaOH溶液分成兩等

6、份，一份用pH=2的一元酸HA溶液中和，消耗酸溶液的體積為V1；另一份用pH=2的一元酸HB溶液中和，消耗酸溶液的體積為V2；則下列敘述正確的是()A若V1V2，則說明HA的酸性比HB的酸性強B若V1V2，則說明HA的酸性比HB的酸性弱C因為兩種酸溶液的pH相等，故V1一定等于V2DHA、HB分別和NaOH中和反應后，所得的溶液都一定呈中性 【解析】 因為兩種酸溶液的pH相等，若HB為弱酸，則其濃度較HA的濃度大，所以消耗的體積較小，即V1V2。A考點考點3 酸堿中和滴定酸堿中和滴定1儀器和試劑滴定管、鐵架臺(滴定管夾)、錐形瓶、燒杯、標準液和待測液、指示劑2操作步驟：檢查滴定管是否漏水(操作

7、方法)；蒸餾水洗滌；標準液或待測液潤洗滴定管23次；裝液和趕氣泡調(diào)零；滴定；讀數(shù)。3指示劑選用：變色要靈敏，變色范圍要小，且變色范圍盡量與所生成鹽的溶液酸堿性一致(因此中和滴定一般選用酚酞、甲基橙，而不用石蕊試液)。強酸滴定強堿一般用甲基橙，但用酚酞也可以。用酸滴定Na2CO3溶液，酚酞作指示劑，終點產(chǎn)物為NaHCO3和NaCl，而用甲基橙作指示劑，終點產(chǎn)物為NaCl、H2O、CO2。終點判斷指示劑強酸滴定強堿強堿滴定強酸甲基橙黃色變成橙色紅色變成橙色酚酞紅色變成無色無色變成淺紅4.數(shù)據(jù)的記錄和處理：數(shù)據(jù)的記錄應精確到小數(shù)點后兩位，如：24.00 mL、23.38mL，最后一位是估計值。滴定至

8、少要做兩次，如果兩次滴定所耗的標準液的體積相差不到0.20 mL，則取兩次記錄數(shù)據(jù)的平均值進行計算；如果兩次滴定體積相差超過0.20 mL，則要繼續(xù)滴定，直到相鄰兩次滴定所耗的標準液的體積相差不到0.20 mL為止。c(待)= ，(c、V、n分別表示溶液5誤差分析(1)誤差分析方法：中和滴定實驗中，不同的錯誤操作引起不同的量的偏差，分析時應注意思維的有序性，首先依題意列出計算式，再區(qū)別計算過程中不變量和變化量，然后緊緊抓住變化量對實驗結(jié)果的影響進行分析。cVnVn 標標標待待物質(zhì)的量濃度、溶液體積、酸或堿的元數(shù)) 在實際計算時，標準液濃度和待測液體積按已知數(shù)據(jù)計算，是不變量。只有滴定管中所消耗

9、的標準溶液體積V(標)隨不同操作而變化。從上述計算式可知V(標)與c(待)成正比。以上實驗中，只要使V(標)增大的操作所得待測液濃度都偏大。(2)常見誤差以標準酸溶液滴定未知濃度的堿(酚酞作指示劑)為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有：續(xù)表 (3)中和滴定原理在其他定量實驗中的應用 滴定，不僅僅是酸堿中和滴定，當然也不僅僅用于測定未知溶液的物質(zhì)的量濃度，只要兩種物質(zhì)在溶液中能夠發(fā)生反應，而且反應完全時有明顯的現(xiàn)象(一般是溶液顏色的變化)，都可以稱之為滴定。滴定時一般要根據(jù)反應物或生成物的性質(zhì)加入指示劑，但對于反應物或生成物本身就有明顯顏色的反應可以不用指示劑，比如KMnO4有參加的反應。例例

10、3 取相同體積(0.025 L)的兩份0.01 molL-1 NaOH溶液，把其中一份放在空氣中一段時間后，溶液的pH_(填“增大”、“減小”或“不變”)，其原因是_。 用已知濃度的硫酸溶液中和上述兩份溶液，其中第一份(在空氣中放置一段時間)所消耗硫酸溶液的體積為V(A)，另一份消耗硫酸溶液的體積為V(B)，則：(1)以甲基橙為指示劑時，V(A)和V(B)的關(guān)系是_；(2)以酚酞為指示劑時，V(A)和V(B)的關(guān)系是_。V(A)V(B)減小 因NaOH與空氣中CO2反應，造成NaOH減少，故溶液pH減小V(A)=V(B) 滴定終點的判斷和指示劑的選擇是中和滴定的難點，中和滴定的理論終點由酸堿恰

11、好反應所得產(chǎn)物的酸、堿性決定，如NaOH溶液滴定鹽酸，由于產(chǎn)物為NaCl，所以終點為中性，NaOH溶液滴定醋酸，由于產(chǎn)物為CH3COONa所以顯堿性，中和滴定的實際終點由所選指示劑的變色點控制，如酚酞變色點為8.0，甲基橙為4.4，如果要使誤差小，兩終點相差越小越好。1.(2011長沙市一中月考長沙市一中月考)水的電離平衡曲線如圖所示，下列說法不正確的是( ) A圖中四點Kw間的關(guān)系：A=DCBB若從A點到C點，可采用：溫度不變在水中加入少量NaAc固體C若從A點到D點，可采用：溫度不變在水中加入少量酸D若處在B點所在的溫度，將pH=2的硫酸與pH=10的NaOH的兩種溶液等體積混合后，溶液顯

12、中性B2.用Na2CO3標準溶液滴定未知濃度鹽酸，導致測定結(jié)果偏高的操作有( )A滴定前錐形瓶用蒸餾水潤洗過B滴定前錐形瓶中加入待測鹽酸后又加蒸餾水C滴定前讀數(shù)方法正確，滴定后俯視讀數(shù)D滴定前尖嘴中氣泡未排除即進行滴定，滴定后尖嘴無氣泡D3.下列敘述正確的是( )A某醋酸溶液的pH=a，將此溶液稀釋1倍后，溶液的pH=b，則abB在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好無色，則此時溶液的pH7C1.010-3mol/L鹽酸的pH=3.0,1.010-8mol/L鹽酸的pH=8.0D室溫下若1 mL pH=1的鹽酸與100 mL NaOH溶液混合后溶液的pH=7，則NaOH溶液的pH=1

13、1D 則有10-aV1 =10-(14-b)V2 =10a+b-14，現(xiàn)在V1/V2=10-2，又知a=1，所以b=11。 【解析】 A若是稀醋酸溶液稀釋則c(H+)減小，pH增大，ba，故A錯誤；B酚酞的變色范圍是pH=8.010.0(無色紅色)，現(xiàn)在使紅色褪去，pH不一定小于7，可能在78之間，故B錯誤；C常溫下酸的pH不可能大于7，只能無限的接近7；D正確，直接代入計算可得正確，也可用更一般的式子：設(shè)強酸pH=a，體積為V1；強堿的pH=b，體積為V2，12VV4.(2011成都外國語學校高三月考成都外國語學校高三月考)常溫下，將pH=1的硫酸溶液平均分成兩等份，一份加入適量水，另一份加

14、入與該硫酸溶液物質(zhì)的量濃度相同的氫氧化鈉溶液，兩者pH都升高了1，則加入水和加入NaOH溶液的體積比約為( ) A11 1 B10 1 C6 1 D5 1C5.(2011湖南省常德市高三檢測湖南省常德市高三檢測)常溫下，某溶液中由水電離的c(OH-）為1.010-12molL-1，下列離子在該溶液中一定能大量共存的是( )C+2-44232322ANHNaSOClBBaKClONOCBaKClNODNaCaClAlO、6.(2011海淀區(qū)高三期中海淀區(qū)高三期中)常溫下，用0.1000 mol/L NaOH溶液分別滴定20.00 mL 0.1000 mol/L HCl溶液和20.00 mL 0.

15、1000 mol/L CH3COOH溶液，得到2條滴定曲線，如下圖所示。 (1)由A、C點判斷，滴定HCl溶液的曲線是_(填“圖1”或“圖2”)；(2)a=_mL；圖120.006.(2011海淀區(qū)高三期中海淀區(qū)高三期中)常溫下，用0.1000 mol/L NaOH溶液分別滴定20.00 mL 0.1000 mol/L HCl溶液和20.00 mL 0.1000 mol/L CH3COOH溶液，得到2條滴定曲線，如下圖所示。 (3)c(Na+)=c(CH3COO-)的點是_；(4)E點對應離子濃度由大到小的順序為_。Dc(Na+)c(CH3COO-)c(OH-)c(H+)7.某燒堿樣品中含有少

16、量不與酸作用的可溶性雜質(zhì)，為了測定其純度，進行以下滴定操作：A在250 mL容量瓶中配制250 mL燒堿溶液B用移液管(或堿式滴定管)量取25.00 mL燒堿溶液于錐形瓶中并加幾滴甲基橙指示劑C在天平上準確稱取燒堿樣品w g，在燒杯中加蒸餾水溶解D將物質(zhì)的量濃度為m mol/L的標準H2SO4溶液裝入酸式滴定管，調(diào)整液面，記下開始刻度V1mLE在錐形瓶下墊一張白紙，滴定到終點，記錄終點刻度為V2mL _請完成下列問題：(1)正確的操作步驟是(填寫字母) _。(2)滴定管讀數(shù)應注意(3)操作中錐形瓶下墊一張白紙的作用是_。(4)操作D中液面應調(diào)整到_；尖嘴部分應_。CABDE充滿溶液，無氣泡零刻

17、度或零刻度以下的某一刻度斷滴定終點時溶液的顏色變化情況 便于準確判需要等一會，等液面上下不發(fā)生變化時才能讀數(shù)；讀數(shù)時要平視，視線與凹液面最低點相平；讀數(shù)應到0.01 mL滴定管垂直；裝液和放液后(5)滴定到終點時錐形瓶內(nèi)溶 液 的 pH約 為_；終點時的顏色變化是_。(6)若酸式滴定管沒用標準H2SO4潤洗，會對測定結(jié)果有何影響_(填“偏高”、“偏低”或“無影響”，其他操作均正確)。(7)該燒堿樣品的純度計算式是_。3.14.4由黃色變?yōu)槌壬?180mVV 【解析】 (1)本題應先配制250 mL NaOH溶液，取25.00 mL于錐形瓶中，用H2SO4溶液進行滴定，故正確的操作步驟是CA

18、BDE。(2)滴定管讀數(shù)時，滴定管要垂直；裝液和放液后需等一會，待液面不發(fā)生變化時才能讀數(shù)；讀數(shù)時要平視，視線與凹液面最低點相平；讀數(shù)讀到0.01 mL。(3)放一張白紙有利于準確判斷滴定終點時溶液的顏色變化情況。(4)調(diào)整液面時應調(diào)至零刻度或零刻度以下某一刻度，尖嘴部分應充滿溶液，無氣泡。NaOH的純度為 100%=(5)滴定時錐形瓶內(nèi)溶液的pH由大變小，終點時pH約為3.14.4，溶液顏色由黃色變?yōu)槌壬?6)若酸式滴定管沒有用標準H2SO4溶液潤洗，則滴定時消耗H2SO4溶液的體積偏大，所測燒堿溶液的濃度偏高。(7)滴定時消耗溶質(zhì)H2SO4的物質(zhì)的量為211000VVm2121000VVmmol，則反應掉NaOH的物質(zhì)的量為 mol， 21240/101000VVmmolg molg2180m VV 。%