高考化学一轮复习第八章第2讲水的电离和溶液的pH.docx
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高考化学一轮复习第八章第2讲水的电离和溶液的pH
第2讲 水的电离和溶液的pH
[考纲要求] 1.了解水的电离、离子积常数。
2.了解溶液pH的定义;了解测定溶液pH的方法,能进行pH的简单计算。
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=1×10-14。
(2)影响因素;只与温度有关,升高温度,Kw增大。
(3)适用范围:
Kw不仅适用于纯水,也适用于稀的电解质水溶液。
(4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H+和OH-,只要温度不变,Kw不变。
3.影响水电离平衡的因素
(1)升高温度,水的电离程度增大,Kw增大。
(2)加入酸或碱,水的电离程度减小,Kw不变。
(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3),水的电离程度增大,Kw不变。
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+)
酸
逆
不变
减小
减小
增大
碱
逆
不变
减小
增大
减小
可水解
的盐
Na2CO3
正
不变
增大
增大
减小
NH4Cl
正
不变
增大
减小
增大
温度
升温
正
增大
增大
增大
增大
降温
逆
减小
减小
减小
减小
其他:
如加入Na
正
不变
增大
增大
减小
深度思考
1.在pH=2的盐酸溶液中由水电离出来的c(H+)与c(OH-)之间的关系是什么?
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?
并说明原因。
水的电离平衡移动后,溶液中c(H+)·c(OH-)是增大还是减小?
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。
c(H+)·c(OH-)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。
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+)H2O=c(OH-)H2O。
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>①B.②>③>①>④
C.④>①>②>③D.③>②>①>④
答案 C
解析 分析四种物质可知②NaOH、③H2SO4抑制水的电离,①NaCl不影响水的电离平衡,④(NH4)2SO4促进水的电离(NH
水解),在②③中H2SO4为二元强酸,产生的c(H+)大于NaOH产生的c(OH-),抑制程度更大,故顺序为④>①>②>③。
2.一定温度下,水存在H2OH++OH- ΔH>0的平衡,下列叙述一定正确的是(双选)( )
A.向水中滴入少量稀盐酸,平衡逆向移动,Kw不变
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+)=10-7mol·L-1,Kw不变
答案 AB
解析 C项,平衡应正向移动;D项,由于没有指明温度,c(H+)不一定等于10-7mol·L-1。
题组二 水电离的c(H+)或c(OH-)的计算
3.求算下列常温下溶液中由H2O电离的c(H+)和c(OH-)。
(1)pH=2的H2SO4溶液
c(H+)=__________,c(OH-)=__________。
(2)pH=10的NaOH溶液
c(H+)=__________,c(OH-)=__________。
(3)pH=2的NH4Cl溶液
c(H+)=__________。
(4)pH=10的Na2CO3溶液
c(OH-)=__________。
答案
(1)10-12mol·L-1 10-12mol·L-1
(2)10-10mol·L-1 10-10mol·L-1 (3)10-2mol·L-1
(4)10-4mol·L-1
解析
(1)pH=2的H2SO4溶液中,H+来源有两个:
H2SO4的电离和H2O的电离,而OH-只来源于水。
应先求算c(OH-),即为水电离的c(H+)或c(OH-)。
(2)pH=10的NaOH溶液中,OH-有两个来源:
H2O的电离和NaOH的电离,H+只来源于水。
应先求出c(H+),即为水电离的c(OH-)或c(H+),c(OH-)=10-4mol·L-1,c(H+)=10-10mol·L-1,则水电离的c(H+)=c(OH-)=10-10mol·L-1。
(3)(4)水解的盐溶液中的H+或OH-均由水电离产生,水解显酸性的盐应计算其c(H+),水解显碱性的盐应计算其c(OH-)。
pH=2的NH4Cl中由水电离产生的c(H+)=10-2mol·L-1;pH=10的Na2CO3溶液中由水电离产生的c(OH-)=10-4mol·L-1。
4.下列四种溶液中,室温下由水电离生成的H+浓度之比(①∶②∶③∶④)是( )
①pH=0的盐酸 ②0.1mol·L-1的盐酸
③0.01mol·L-1的NaOH溶液 ④pH=11的NaOH溶液
A.1∶10∶100∶1000B.0∶1∶12∶11
C.14∶13∶12∶11D.14∶13∶2∶3
答案 A
解析 ①中c(H+)=1mol·L-1,由水电离出的c(H+)与溶液中c(OH-)相等,等于1.0×10-14mol·L-1;
②中c(H+)=0.1mol·L-1,由水电离出的c(H+)=1.0×10-13mol·L-1;
③中c(OH-)=1.0×10-2mol·L-1,由水电离出的c(H+)与溶液中c(H+)相等,等于1.0×10-12mol·L-1;
④中c(OH-)=1.0×10-3mol·L-1,同③所述由水电离出的c(H+)=1.0×10-11mol·L-1。
即(1.0×10-14)∶(1.0×10-13)∶(1.0×10-12)∶(1.0×10-11)=1∶10∶100∶1000。
理清溶液中H+或OH-的来源
1.常温下,中性溶液
c(OH-)=c(H+)=10-7mol·L-1
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(OH-)。
(2)实例
如计算pH=2的盐酸溶液中水电离出的c(H+),方法是先求出溶液中的c(OH-)=(Kw/10-2)mol·L-1=10-12mol·L-1,即水电离出的c(H+)=c(OH-)=10-12mol·L-1。
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-),方法是知道溶液中的c(H+)=10-12mol·L-1,即水电离出的c(OH-)=c(H+)=10-12mol·L-1。
4.水解呈酸性或碱性的盐溶液
(1)pH=5的NH4Cl溶液中H+全部来自水的电离,由水电离的c(H+)=10-5mol·L-1,因为部分OH-与部分NH
结合,溶液中c(OH-)=10-9mol·L-1。
(2)pH=12的Na2CO3溶液中OH-全部来自水的电离,由水电离出的c(OH-)=10-2mol·L-1。
考点二 溶液的酸碱性和pH
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+)
2.pH及其测量
(1)计算公式:
pH=-lgc(H+)。
(2)测量方法
①pH试纸法:
用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上,用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。
(3)溶液的酸碱性与pH的关系
常温下:
深度思考
1.用“酸性”、“碱性”、“中性”或“不确定”填空。
(1)pH<7的溶液( )
(2)pH=7的溶液( )
(3)c(H+)=c(OH-)的溶液( )
(4)c(H+)=1×10-7mol·L-1的溶液( )
(5)c(H+)>c(OH-)的溶液( )
(6)0.1mol·L-1的NH4Cl溶液( )
(7)0.1mol·L-1的NaHCO3溶液( )
(8)0.1mol·L-1的NaHSO3溶液( )
答案
(1)不确定
(2)不确定 (3)中性 (4)不确定
(5)酸性 (6)酸性 (7)碱性 (8)酸性
2.用pH试纸测溶液的pH时应注意什么问题?
记录数据时又要注意什么?
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)。
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.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。
题组一 走出溶液稀释时pH值判断误区
1.1mLpH=9的NaOH溶液,加水稀释到10mL,pH=________;加水稀释到100mL,pH________7。
答案 8 接近
2.pH=5的H2SO4溶液,加水稀释到500倍,则稀释后c(SO
)与c(H+)的比值为__________。
答案
解析 稀释前c(SO
)=
mol·L-1,稀释后c(SO
)=
mol·L-1=10-8mol·L-1,c(H+)接近10-7mol·L-1,所以
=
=
。
3.
(1)体积相同,浓度均为0.2mol·L-1的盐酸和CH3COOH溶液,分别加水稀释10倍,溶液的pH分别变成m和n,则m与n的关系为________。
(2)体积相同,浓度均为0.2mol·L-1的盐酸和CH3COOH溶液,分别加水稀释m倍、n倍,溶液的pH都变成3,则m与n的关系为________________。
(3)体积相同,pH均等于1的盐酸和CH3COOH溶液,分别加水稀释m倍、n倍,溶液的pH都变成3,则m与n的关系为________________。
(4)体积相同,pH均等于13的氨水和NaOH溶液,分别加水稀释m倍、n倍,溶液的pH都变成9,则m与n的关系为________________。
答案
(1)m (2)m>n (3)m 解析 (1)等浓度的盐酸和醋酸稀释过程的图像如图甲所示: 分别加水稀释10倍后,二者的浓度仍相同,由于HCl是强电解质,CH3COOH是弱电解质,HCl的电离程度大于CH3COOH的电离程度,因此盐酸中的氢离子浓度大于醋酸中的氢离子浓度,因此有m (2)由图甲可知,若二者稀释相同的倍数,则盐酸的pH小于醋酸的pH,若要二者的pH相等,则盐酸稀释的倍数大于醋酸稀释的倍数,故有m>n。 (3)由于醋酸中存在电离平衡,在稀释过程中CH3COOH会继续电离出H+,其稀释过程中的图像如图乙所示。 若稀释后溶液的pH都变成3(画一条平行于x轴的水平线),易得m (4)与(3)相似画一个稀释图像即可,然后根据图像易得m>n。 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。 误区二: 不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律 溶液 稀释前 溶液pH 加水稀释到 体积为原来 的10n倍 稀释后 溶液pH 酸 强酸 pH=a pH=a+n 弱酸 a<pH<a+n 碱 强碱 pH=b pH=b-n 弱碱 b-n<pH<b 注: 表中a+n<7,b-n>7。 题组二 多角度计算溶液的pH值 4.求下列常温条件下溶液的pH(已知lg1.3=0.1,lg2=0.3,混合溶液忽略体积的变化)。 (1)0.005mol·L-1的H2SO4溶液 (2)0.1mol·L-1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的电离常数Ka=1.8×10-5) (3)0.1mol·L-1NH3·H2O溶液(NH3·H2O的电离度为α=1%,电离度= ×100%) (4)将pH=8的NaOH与pH=10的NaOH溶液等体积混合 (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 (6)将pH=3的HCl与pH=3的H2SO4等体积混合 (7)0.001mol·L-1的NaOH溶液 (8)pH=2的盐酸与等体积的水混合 (9)pH=2的盐酸加水稀释到1000倍 答案 (1)2 (2)2.9 (3)11 (4)9.7 (5)6 (6)3 (7)11 (8)2.3 (9)5 解析 (2)CH3COOH CH3COO-+H+ c(初始)0.100 c(电离)c(H+)c(H+)c(H+) c(平衡)0.1-c(H+)c(H+)c(H+) 则Ka= =1.8×10-5 解得c(H+)=1.3×10-3mol·L-1, 所以pH=-lgc(H+)=-lg(1.3×10-3)=2.9。 则c(OH-)=0.1×1%mol·L-1=10-3mol·L-1 c(H+)=10-11mol·L-1,所以pH=11。 (4)将pH=8的NaOH与pH=10的NaOH溶液等体积混合后,溶液中c(H+)很明显可以根据pH来算,可以根据经验公式来求算pH=10-lg2(即0.3),所以答案为9.7。 (5)pH=5的盐酸溶液中c(H+)=10-5mol·L-1,pH=9的氢氧化钠溶液中c(OH-)=10-5mol·L-1,两者以体积比11∶9混合,则酸过量,混合液的pH小于7。 c(H+)= mol·L-1=1.0×10-6mol·L-1, pH=-lg(1.0×10-6)=6。 1.单一溶液的pH计算 强酸溶液: 如HnA,设浓度为cmol·L-1,c(H+)=ncmol·L-1,pH=-lgc(H+)=-lg(nc)。 强碱溶液(25℃): 如B(OH)n,设浓度为cmol·L-1,c(H+)= mol·L-1,pH=-lgc(H+)=14+Xlg(nc)。 2.混合溶液pH的计算类型 (1)两种强酸混合: 直接求出c(H+)混,再据此求pH。 c(H+)混= 。 (2)两种强碱混合: 先求出c(OH-)混,再据Kw求出c(H+)混,最后求pH。 c(OH-)混= 。 (3)强酸、强碱混合: 先判断哪种物质过量,再由下式求出溶液中H+或OH-的浓度,最后求pH。 c(H+)混或c(OH-)混= 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( ) (2)相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合( ) (3)相同浓度NH3·H2O和HCl溶液等体积混合( ) (4)pH=2的HCl和pH=12的NaOH溶液等体积混合( ) (5)pH=3的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合( ) (6)pH=3的HCl和pH=12的NaOH溶液等体积混合( ) (7)pH=2的CH3COOH和pH=12的NaOH溶液等体积混合( ) (8)pH=2的HCl和pH=12的NH3·H2O等体积混合( ) 答案 (1)中性 (2)碱性 (3)酸性 (4)中性 (5)酸性 (6)碱性 (7)酸性 (8)碱性 题组四 强酸、强碱混合呈中性pH与体积关系 6.在某温度时,测得0.01mol·L-1的NaOH溶液的pH=11。 (1)该温度下水的离子积常数Kw=______________。 (2)在此温度下,将pH=a的NaOH溶液VaL与pH=b的硫酸VbL混合。 ①若所得混合液为中性,且a=12,b=2,则Va∶Vb=______________________。 ②若所得混合液为中性,且a+b=12,则Va∶Vb=______________________。 答案 (1)10-13 (2)①1∶10 ②10∶1 解析 (1)由题意知,溶液中c(H+)=10-11mol·L-1,c(OH-)=0.01mol·L-1,故Kw=c(H+)·c(OH-)=10-13。 (2)①根据中和反应: H++OH-===H2O。 c(H+)·Vb=c(OH-)·Va 10-2·Vb=10-13/10-12·Va = =1∶10。 ②根据中和反应H++OH-===H2O c(H+)·Vb=c(OH-)·Va 10-b·Vb=10-13/10-a·Va = =1013-(a+b)=10,即Va∶Vb=10∶1。 将强酸、强碱溶液以某体积之比混合,若混合液呈中性,则c(H+)∶c(OH-)、V碱∶V酸、pH酸+pH碱有如下规律(25℃): 因c(H+)酸·V酸=c(OH-)碱·V碱,故有 = 。 在碱溶液中c(OH-)碱= ,将其代入上式得c(H+)酸·c(H+)碱= ,两边取负对数得pH酸+pH碱=14-lg 。 现举例如下: V酸∶V碱 c(H+)∶c(OH-) pH酸+pH碱 10∶1 1∶10 15 1∶1 1∶1 14 1∶10 10∶1 13 m∶n n∶m 14+lg( ) 考点三 酸、碱中和滴定 1.实验原理 利用酸碱中和反应,用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。 以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH溶液,待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)= 。 酸碱中和滴定的关键: (1)准确测定标准液的体积。 (2)准确判断滴定终点。 2.实验用品 (1)仪器 图(A)是酸式滴定管,图B是碱式滴定管、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)滴定管的使用 ①酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管,因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶管。 ②碱性的试剂一般用碱式滴定管,因为碱性物质易腐蚀玻璃,致使活塞无法打开。 3.实验操作 实验操作以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例 (1)滴定前的准备 ①滴定管: 查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。 ②锥形瓶: 注碱液→记体积→加指示剂。 (2)滴定 (3)终点判断 等到滴入最后一滴标准液,指示剂变色,且在半分钟内不恢复原来的颜色,视为滴定终点并记录标准液的体积。 (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)= 计算。 4.常用酸碱指示剂及变色范围 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浅红色 >10.0红色 5.指示剂选择的基本原则 变色要灵敏,变色范围要小,使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。 (1)不能用石蕊作指示剂。 (2)滴定终点为碱性时,用酚酞作指示剂,例如用NaOH溶液滴定醋酸。 (3)滴定终点为酸性时,用甲基橙作指示剂,例如用盐酸滴定氨水。 (4)强酸滴定强碱一般用甲基橙,但用酚酞也可以。 (5)并不是所有的滴定都须使用指示剂,如用标准的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时,KMnO4颜色褪去时即为滴定终点。 深度思考 1.酸式滴定管怎样查漏? 答案 向已洗净的滴定管中装上一定体积的水,固定在滴定管夹上直立静置两分钟,观察有无水滴漏下。 然后将活塞旋转180°,再静置两分钟,观察有无水滴漏下,如均不漏水,滴定管即可使用。 2.KMnO4(H+)溶液、溴水、Na2CO3溶液、稀盐酸应分别盛放在哪种滴定管中? 答案 强氧化性溶液、酸性溶液应盛放在酸式滴定管中,碱性溶液应盛放在碱式滴定管中。 即酸性KMnO4溶液、稀盐酸、溴水应盛放在酸式滴定管中,Na2CO3溶液应盛放在碱式滴定管中。 3.滴定管盛标准溶液时,其液面一定要在0刻度吗? 答案 不一定。 只要在0刻度或0刻度以下某刻度即可,但一定要记录下滴定开始前液面的读数。 4.滴定终点就是酸碱恰好中和的点吗? 答案 滴定终点是指示剂颜色发生突变的点,不一定是酸碱恰好中和的点。 题组一 误差分析的全面突破 1.用标准盐酸溶液滴定未知浓度的NaOH溶液(酚酞作指示剂),用“偏高”、“偏低”或“无影响”填空。 (1)酸式滴定管未用标准溶液润洗( ) (2)锥形瓶用待测溶液润洗( ) (3)锥形瓶洗净后还留有蒸馏水( ) (4)放出碱液的滴定管开始有气泡,放出液体后气泡消失( ) (5)酸式滴定管滴定前有气泡,滴定终点时气泡消失( ) (6)部分酸液滴出锥形瓶外( ) (7)酸式滴定管滴定前读数正确,滴定后俯视读数(或前仰后俯)( ) (8)酸式滴定管滴定前读数正确,滴定后仰视读数(或前俯后仰)( ) 答案 (1)偏高 (2)偏高 (3)无影响 (4)偏低 (5)偏高 (6)偏高 (7)偏低 (8)偏高 误差分析的方法 依据原理c(标准)·V(标准)=c(待测)·V(待测),所以c(待测)= ,因为c(标准)与V(待测)已确定,所以只要分析出不正确操作引起V(标准)的变化,即分析出结果。 题组二 酸、碱中和滴定曲线分析 2.已知某温度下CH3COOH的电离常数K=1.6×10-5。 该温度下,向20mL0.01mol·L-1CH3COOH溶液中逐滴加入0.01mol·L-1KOH溶液,其pH变化曲线如图所示(忽略温度变化)。 请回答下列有关问题: (1)a点溶液中c(H+)为________,pH约为________。 (2)a、b、c、d四点中水的电离程度最大的是__________,滴定过程中宜选用____________作指示剂,滴定终点在________(填“c点以上”或“c点以下”)。 (3)若向20mL稀氨水中逐滴加入等浓
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