2019-2020年高三化學 1.9 水的電離及溶液酸堿性教學設計.doc

2019-2020年高三化學 1.9 水的電離及溶液酸堿性教學設計 〖復習目標〗 （1）掌握水的電離過程以及離子積常數的定義。 （2）了解PH的定義，測定方法及簡單計算。 〖教學重點〗水的電離、pH的計算 〖教學難點〗pH的計算 〖教學過程〗 考點一 水的電離及離子積常數 【知識精講】 1、水的電離平衡 （1）水是極弱的電解質，能發(fā)生自電離： H2O+H2O H3O++ OH－ 簡寫為 H2O H++OH－ （正反應為吸熱反應） （2）影響水的電離平衡的因素 ①酸和堿：酸或堿的加入都會電離出 H+或OH-，均使水的電離逆向移動，從而抑制水的電離。 ②溫度：由于水的電離吸熱，若升高溫度，將促進水的電離， H+]與OH-]同時同等程度的增加，pH變小，但 H+]與OH-]始終相等，故仍呈中性。 ③能水解的鹽：不管水解后溶液呈什么性，均促進水的電離，使水的電離程度增大。 ④其它因素：如向水中加入活潑金屬，由于活潑金屬與水電離出來的 H+直接作用，使 H+]減少，因而促進了水的電離平衡正向移動。 2、水的離子積常數 （1）定義：Kw= c(H+)c(OH－) 250C 時 Kw =1.010-14 mol2L-2 。 【注意事項】 ①溶液中H2O電離產生的c(H+)=c(OH-) ②在溶液中，Kw中的c(OH-)、c(H+)指溶液中總的離子濃度。 酸溶液中c(H+)= c(H+)(酸)+c(H+)(水)≈c(H+)(酸)，c(H+)(水)=c(OH-)； 堿溶液中c(OH-)=c(OH-)(堿)+ c(OH-)(水) ≈c(OH-)(堿)，c(OH-)(水)=c(H+)； 鹽溶液顯中性時c(H+)=c(OH-)=c(H+)(水)=c(OH-)(水)，水解顯酸性時c(H+)=c(H+)(水)= c(OH-)(水)＞c(OH-)，水解顯堿性時c(OH-)=c(OH-)(水)=c(H+)(水)＞c(H+)。 （2）影響因素 ①在稀溶液中，Kw只受溫度影響，而與溶液的酸堿性和濃度大小無關。 ②在其它條件一定的情況下，溫度升高，KW增大，反之則減小。 如1000C 時Kw =1.010-12 mol2L-2 【方法精講】 1、溶液中的c(H+)和水電離出來的c(H+)不同 （1）常溫下水電離出的c(H+)=110-7 mol/L，若某溶液中水電離出的c(H+)<110-7 mol/L，則可判斷出該溶液中加入酸或堿抑制了水的電離；若某溶液中水電離出的c(H+)>110-7 mol/L，則可判斷出該溶液中加入可以水解的鹽或活潑金屬促進了水的電離。 （2）常溫下溶液中的c(H+)>110-7 mol/L，說明該溶液是酸溶液或水解顯酸性的鹽溶液；c(H+)<110-7 mol/L，說明是堿溶液或水解顯堿性的鹽溶液。 2、水的離子積常數的應用 水的離子積常數適用于純水和酸、堿、鹽的水溶液。水的離子積常數KW＝c（H＋）c（OH－），其實質是水溶液中的H＋和OH－濃度的乘積，不一定是水電離出的H＋和OH－濃度的乘積，所以與其說KW是水的離子積常數，不如說是水溶液中的H＋和OH－的離子積常數。 【典例精講】 【例1】水的電離平衡曲線如右圖所示，下列說法中，正確的 （ ） A．圖中A、B、D三點處KW間的關系： B>A>D B．100℃，向pH=2的稀硫酸中逐滴加入等體積pH=10的稀氨水，溶液中 c(NH4+)／c(NH3H2O)減小，充分反應后，溶液到達B點 C．溫度不變，在水中加入適量NH4Cl固體，可從A點變化到C點 D．加熱濃縮A點所示溶液，可從A點變化到B點 【答案】D 【解析】A、溫度升高，水的電離平衡正向移動，則水的離子積增大，溫度不變，水的離子積不變，所以圖中A、B、D三點處KW間的關系： B>A=D，錯誤；B、100℃，KW=10-610-6=10-12，pH=10的稀氨水中氫氧根離子的濃度為0.01mol/L，因為氨水中存在未電離的一水合氨，所以等體積混合時，氨水過量，溶液呈堿性，而B點表示溶液呈中性，錯誤；C、溫度不變，則水的離子積不變，所以水中加入氯化銨后，促進水的電離，但離子積不變，不會達到C點，錯誤；D、A為中性，加熱會使水的電離平衡正向移動，水的離子積增大，則可能由A點變化到B點，正確，答案選D。 【例2】室溫下，水的電離達到平衡：H2O H+ + OH-。下列敘述正確的是 （ ） A．將水加熱，平衡向正反應方向移動，Kw不變 B．向水中加入少量鹽酸，平衡向逆反應方向移動，c（H+）增大 C．向水中加入少量NaOH固體，平衡向逆反應方向移動，c（OH-）降低 D．向水中加入少量CH3COONa固體，平衡向正反應方向移動，c（OH-）= c（H+） 【答案】B 【解析】影響水電離平衡的因素主要有：升溫促進電離；加酸、堿抑制電離；加入能水解的鹽促進電離；一定溫度下水的離子積為定值；A、將水加熱，平衡向正反應方向移動，促進水的電離，KW增大，錯誤；B、向水中加入少量鹽酸，平衡向逆反應方向移動，c（H+）增大，正確；C、向水中加入少量NaOH固體，平衡向逆反應方向移動，但溶液中c（OH-）增大，錯誤；D、向水中加入少量CH3COONa固體，醋酸根離子水解，平衡向正反應方向移動，c（OH-）＞c（H+），錯誤。 【考題精練】 1．25 ℃時，相同物質的量濃度的下列溶液：①NaCl　②NaOH ③H2SO4?、?NH4)2SO4，其中水的電離程度按由大到小順序排列的一組是 （ ） A．④>③>②>① B．②>③>①>④ C．④>①>②>③ D．③>②>①>④ 【答案】C 【解析】從四種物質分析可知②NaOH、③H2SO4抑制水的電離，①NaCl不影響水的電離平衡，④(NH4)2SO4促進水的電離(NH水解)，在②③中H2SO4為二元強酸、產生的c(H＋)大于NaOH產生的c(OH－)，抑制程度更大，故順序為(由大→小)④>①>②>③。 2．下列四種溶液中，室溫下由水電離生成的H＋濃度之比(①∶②∶③∶④)是 （ ） ①pH＝0的鹽酸?、?.1 molL－1的鹽酸 ③0.01 molL－1的NaOH溶液?、躳H＝11的NaOH溶液 A．1∶10∶100∶1 000 B．0∶1∶12∶11 C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶3 【答案】A 【解析】①中c(H＋)＝1 molL－1，由水電離出的c(H＋)與溶液中c(OH－)相等，等于1.010－14 molL－1； ②中c(H＋)＝0.1 molL－1，由水電離出的c(H＋)＝1.010－13 molL－1； ③中c(OH－)＝1.010－2 molL－1，由水電離出的c(H＋)與溶液中c(H＋)相等，等于1.010－12 molL－1； ④中c(OH－)＝1.010－3 molL－1，同③所述由水電離出的c(H＋)＝1.010－11 molL－1。 即(1.010－14)∶(1.010－13)∶(1.010－12)∶(1.010－11)＝1∶10∶100∶1 000。 考點二 溶液的酸堿性和pH 【知識精講】 1、溶液的酸堿性 溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對大小。 c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性 c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性 c(H＋)<c(OH－)，溶液呈堿性 2、pH （1）定義式：pH＝－lg_c(H＋)。 （2）pH與溶液c(H＋)的關系 ①由圖示關系知，pH越小，溶液的酸性越強。 ②pH一般表示c(H＋)<1 mol/L的稀溶液。 （3）pH測定 ①用pH試紙測定 把小片試紙放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待測液點在干燥的pH試紙上，試紙變色后，與標準比色卡對比即可確定溶液的pH。 ②pH計測定：可精確測定溶液的pH。 3、pH相關計算 （1）總體原則 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+)=求c(H+)，最后求pH。 （2）計算類型及方法(室溫下) ①酸、堿溶液pH的計算 a.強酸溶液，如HnA，設濃度為c mol/L，c(H+)=nc mol/L，pH=-lgc(H+)=-lg(nc)。 b.強堿溶液，如B(OH)n，設濃度為c mol/L，c(OH-)=nc mol/L，c(H+)=mol/L，pH=-lgc(H+)=14+lg(nc)。 ②酸、堿混合pH計算 a.兩強酸混合 c混(H+)= b.兩強堿混合 c混(OH-)= c.強酸、強堿混合(一者過量) 先判斷哪種物質過量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的濃度，最后求pH。 c(H＋)混或c(OH－)混＝ 將強酸、強堿溶液以某體積之比混合，若混合液呈中性，則c(H＋)∶c(OH－)、V堿∶ V酸、pH酸＋pH堿有如下規(guī)律(25 ℃)：因c(H＋)酸V酸＝c(OH－)堿V堿，故有＝。 在堿溶液中c(OH－)堿＝，將其代入上式得c(H＋)酸c(H＋)堿＝，兩邊取負對數得pH酸＋pH堿＝14－lg。 【方法精講】 1、溶液酸堿性的判斷 (1)等體積等濃度的一元強酸，一元強堿混合呈中性。 (2)等體積等濃度的一元弱酸，一元強堿混合呈堿性。 (3)等體積等濃度的一元強酸，一元弱堿混合呈酸性。 (4)強酸、強堿等體積混合 ①pH之和等于14呈中性；②pH之和小于14呈酸性；③pH之和大于14呈堿性。 (5)pH之和等于14時一元強酸和一元弱堿等體積混合呈堿性；一元弱酸和一元強堿等體積混合呈酸性。 2、溶液的pH計算中常見的盲點 (1)不能掌握不同溶液混合后的pH計算技巧。若是強堿與強堿混合，一定要先將堿溶液的pH轉化為c(OH－)后再進行運算，絕對不能直接用pH，即用c(H＋)進行運算。若是強酸與強堿混合，要先根據化學方程式確定在反應中酸、堿是否恰好完全反應或何種物質過量，然后再計算。若不在常溫下，c(H＋)和c(OH－)換算時按該溫度下的離子積常數進行運算。 (2)不能掌握混合溶液的定性規(guī)律。pH＝n(n＜7)的強酸和pH＝14－n的強堿溶液等體積混合，pH＝7；pH＝n(n＜7)的醋酸和pH＝14－n的氫氧化鈉溶液等體積混合，混合溶液pH＜7；pH＝n(n＜7)的鹽酸和pH＝14－n的氨水溶液等體積混合，混合溶液pH＞7。 (3)不能理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律 常溫下任何酸(或堿)溶液無限稀釋時，溶液的pH都不可能大于(或小于)7，只能接近7。 【典例精講】 【例1】下列溶液一定呈酸性的是 （ ） A．c(H＋)＝10－6mol/L的溶液 B．pH＜7的溶液 C．c(H＋)＞c(OH－)的溶液 D．使紫色石蕊試液呈紅色的溶液 【答案】CD 【解析】酸性溶液是指c(H＋)>c(OH－)的溶液；酸堿指示劑都是在酸性溶液或堿性溶液中表現(xiàn)不同顏色的有機弱酸或弱堿。紫色石蕊試液呈紅色，說明溶液中c(H＋)>c(OH－)；由于未指明溫度，不能依據c(H＋)＝10－6mol/L或pH<7來判斷溶液的酸堿性。 【例2】常溫下，關于1L PH=3的H2SO4溶液說法正確的是 （ ） A．與等體積PH=11氨水混合后所得溶液PH小于7 B．與等濃度的CH3COONa溶液混合后所得溶液PH一定小于7 C．與PH=3的CH3COOH溶液混合后所得溶液PH小于3 D．與10L Ba(OH)2溶液恰好完成反應，則Ba(OH)2溶液的PH等于10 【答案】D 【解析】A、氨水中氫氧根離子濃度與硫酸中氫離子濃度相等，等體積混合時，由于氨水中存在未電離的一水合氨，所以氨水過量，則溶液呈堿性，pH>7，錯誤；B、醋酸鈉與硫酸的濃度相等，但醋酸鈉溶液的體積未知，所以混合后溶液有可能呈堿性或中性，錯誤；C、醋酸與等pH的硫酸混合時，pH不變，錯誤；D、硫酸中氫離子的物質的量是10-3mol，設氫氧化鋇溶液的氫氧根離子濃度為x，則硫酸與氫氧化鋇恰好完全反應時，氫離子與氫氧根離子的物質的量相等，所以10-3mol=10Lx，則x=10-4mol/L，所以氫氧化鋇溶液的pH=10，正確，答案選D。 【考題精練】 1．下列敘述正確的是 （ ） A．在醋酸溶液的pH=a，將此溶液稀釋1倍后，溶液的pH=b，則a>b B．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pH<7 C．1.010-3mol/L鹽酸的pH=3.0，1.010-8mol/L鹽酸的pH=8.0 D．若1mLpH=1的鹽酸與100mL溶液混合后，溶液的pH=7則溶液的pH=11 【答案】D 【解析】A若是稀醋酸溶液稀釋則C(H+)減小，pH增大，b＞a，故A錯誤；B酚酞的變色范圍是pH= 8.0～10.0（無色→紅色），現(xiàn)在使紅色褪去，pH不一定小于7，可能在7~8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，直接代入計算可得是正確，也可用更一般的式子：設強酸pH=a，體積為V1；強堿的pH=b，體積為V2，則有10-aV1=10-(14-b)V2→=10a+b-14，現(xiàn)在=10-2，又知a=1，所以b=11 2．在某溫度時，測得0.01 molL－1的NaOH溶液的pH＝11。 （1）該溫度下水的離子積常數Kw＝______________。 （2）在此溫度下，將pH＝a的NaOH溶液Va L與pH＝b的硫酸Vb L混合。 ①若所得混合液為中性，且a＝12，b＝2，則Va∶Vb＝________________________。 ②若所得混合液為中性，且a＋b＝12，則Va∶Vb＝_______________________。 【答案】（1）10－13?。?）①1∶10?、?0∶1 【解析】（1）由題意知，溶液中c(H＋)＝10－11 molL－1，c(OH－)＝0.01 molL－1，故Kw＝c(H＋)c(OH－)＝10-13。 （2）①根據中和反應：H＋＋OH－===H2O。 c(H＋)V酸＝c(OH－)V堿 10－2Vb＝10－13/10－12Va ＝＝1∶10。 ②根據中和反應H＋＋OH－===H2O c(H＋)Vb＝c(OH－)Va 10－bVb＝10－13/10－aVa ＝＝1013－(a＋b)＝10，即Va∶Vb＝10∶1。