化学步步高高考总复习 专题8 第2单元 知识点+经典例题+易混点纠正.docx
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化学步步高高考总复习专题8第2单元知识点+经典例题+易混点纠正
[考试标准]
知识条目
必考要求
加试要求
1.水的离子积常数
b
2.溶液的酸碱性与溶液中c(H+)、c(OH-)的关系
a
a
3.pH的概念,pH与溶液酸碱性的关系
a
a
4.pH的简单计算
b
c
5.测定溶液酸碱性的方法(pH试纸、pH计测定溶液的pH)
a
b
6.中和滴定原理及其操作方法
b
7.几种常见酸碱指示剂的变色范围
a
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(加试)
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。
注意
(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
(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。
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
注意 在水中加入H2SO4,水的电离平衡向左移动,是因为加入H2SO4后,c(H+)增大,平衡左移。
题组一 影响水电离平衡的因素及结果判断
1.一定温度下,水存在H2OH++OH- ΔH>0的平衡,下列叙述一定正确的是( )
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+)=10-7mol·L-1,Kw不变
答案 B
解析 A项,Kw应不变;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。
2.
常温下,向盛水烧杯中加2g生石灰(如右图)。
搅拌后再恢复到原温,在此过程中,下列说法正确的是(注:
对水的电离平衡的影响,H+或OH-浓度的变化大于温度的变化)( )
A.该过程中水的电离常数不变
B.Ca(OH)2的电离程度先变大后变小最后不变
C.水的电离平衡向逆反应方向移动最后不变
D.水的电离度将会先变小然后变大最后不变
答案 C
解析 生石灰和水反应生成Ca(OH)2,Ca(OH)2电离出OH-,OH-能抑制水的电离,所以水的电离平衡向逆反应方向移动,当Ca(OH)2饱和后,水的电离平衡不再移动。
题组二 水电离出的c(H+)或c(OH-)的定性比较
3.
(1)25℃时,相同物质的量浓度的下列溶液中:
①NaCl ②NaOH ③H2SO4 ④(NH4)2SO4,其中水的电离程度由大到小顺序______________________________________(填序号)。
答案 ④>①>②>③
(2)物质的量浓度相同的NaOH溶液与盐酸溶液中,水的电离程度____________;常温下,pH=5的NH4Cl溶液与pH=9的CH3COONa溶液中,水的电离程度____________。
(均填“前者大”、“后者大”或“相同”)
答案 相同 相同
题组三 水电离出的c(H+)或c(OH-)的定量计算(加试)
4.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。
5.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的盐酸溶液中由水电离出的c(H+),方法是先求出溶液中的c(OH-)=(Kw/10-2)mol·L-1=10-12mol·L-1,即由水电离出的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溶液中由水电离出的c(OH-),方法是知道溶液中的c(H+)=10-12mol·L-1,即由水电离出的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。
pH试纸使用注意事项:
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。
(3)溶液的酸碱性与pH的关系
常温下:
题组一 溶液酸碱性的判断
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
题组二 溶液混合酸碱性判断规律
2.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
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。
4.等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性,同强显中性”
(1)强酸与强碱混合呈中性;
(2)强酸与弱碱混合呈酸性;
(3)弱酸与强碱混合呈碱性。
5.常温下,已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合
(1)两强混合:
①若pH之和等于14,则混合后溶液显中性,pH=7;
②若pH之和大于14,则混合后溶液显碱性,pH>7;
③若pH之和小于14,则混合后溶液显酸性,pH<7。
(2)一强一弱混合——“谁弱显谁性”。
pH之和等于14时,一元强酸和一元弱碱等体积混合溶液呈碱性;一元弱酸和一元强碱等体积混合溶液呈酸性。
题组三 走出溶液稀释时pH值的判断误区
3.1mLpH=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
4.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
=
=
。
5.
(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 题组四 多角度计算溶液的pH值 6.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)0.1mol·L-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。 (3) NH3·H2O OH- + NH c(初始)0.1mol·L-100 c(电离)(0.1×1%)mol·L-1(0.1×1%)mol·L-1(0.1×1%)mol·L-1 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.酸碱稀释时两个误区 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。 2.pH计算的类型 (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+lg(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= 。 考点三 酸碱中和滴定(加试) 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)准确测定标准液和待测液的体积; (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.几种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粉红色 >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。 注意 (1)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、溴水、稀盐酸应盛放在酸式滴定管中,Na2CO3溶液应盛放在碱式滴定管中。 (2)酸式滴定管的查漏方法: 将旋塞关闭,滴定管里注入一定量的水,把它固定在滴定管夹上,放置10分钟,观察滴定管口及旋塞两端是否有水渗出,旋塞不渗水才可使用。 (3)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 题组二 指示剂、仪器的准确选择 2.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·L-1NaOH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 D.溶液呈碱性,只能选用酚酞作指示剂 答案 D 解析 NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好完全反应时生成CH3COONa,由于CH3COO-水解显碱性,而酚酞的变色范围为8.2~10.0,比较接近。 因此答案为D。 3.用已知浓度的NaOH溶液滴定某H2SO4溶液的浓度(如图所示),下表中正确的选项是( ) 选项 锥形瓶中溶液 滴定管中溶液 选用指示剂 选用滴定管 A 碱 酸 石蕊 乙 B 酸 碱 酚酞 甲 C 碱 酸 甲基橙 乙 D 酸 碱 酚酞 乙 答案 D 题组三 滴定终点的规范描述 4. (1)用amol·L-1的HCl滴定未知浓度的NaOH溶液,用酚酞作指示剂,达到滴定终点的现象是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________; 若用甲基橙作指示剂,滴定终点现象是___________________________________________ ________________________________________________________________________。 (2)用标准碘溶液滴定溶有SO2的水溶液,以测定水中SO2的含量,应选用____________作指示剂,达到滴定终点的现象是________________________________。 (3)用标准酸性KMnO4溶液滴定溶有SO2的水溶液,以测定水中SO2的含量,是否需要选用指示剂________(填“是”或“否”),达到滴定终点的现象是______________________ ________________________________________________________________________。 (4)用氧化还原滴定法测定TiO2的质量分数: 一
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