届高考化学总复习专题八第二单元溶液的酸碱性教案苏教版.docx
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届高考化学总复习专题八第二单元溶液的酸碱性教案苏教版
第二单元 溶液的酸碱性
[教材基础—自热身]
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2H2OH3O++OH-或H2OH++OH-。
2.水的离子积常数
水的离子积常数用Kw表示,Kw=c(H+)·c(OH-)。
(1)室温下(25℃):
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。
二、溶液的酸碱性
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+)
c(OH-),常温下,pH
7。
2.pH及其测量
(1)计算公式:
pH=-lg_c(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。
②pH计测量法。
(3)溶液的酸碱性与pH的关系
常温下:
[知能深化—扫盲点]
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
不变
减小
增大
减小
可水解的盐
Na2CO3
不变
增大
增大
减小
NH4Cl
不变
增大
减小
增大
温度
升温
增大
增大
增大
增大
降温
减小
减小
减小
减小
其他:
如加入Na
不变
增大
增大
减小
[对点练]
1.某温度下,向c(H+)=1×10-6mol·L-1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体,保持温度不变,测得溶液的c(H+)=1×10-2mol·L-1。
下列对该溶液的叙述不正确的是( )
A.该温度高于25℃
B.由水电离出来的H+的浓度为1×10-10mol·L-1
C.加入NaHSO4晶体抑制水的电离
D.取该溶液加水稀释100倍,溶液中的c(OH-)减小
解析:
选D 该温度下蒸馏水中c(H+)=1×10-6mol·L-1,大于25℃时纯水中c(H+),故温度高于25℃,A项正确;此温度下Kw=1×10-12,故该NaHSO4溶液中c(OH-)=1×10-10mol·L-1,由水电离出的c(H+)与溶液中的c(OH-)相等,B项正确;加入NaHSO4后,NaHSO4电离出的H+抑制了水的电离,C项正确;加水稀释时,c(H+)减小,而Kw不变,故c(OH-)增大,D项错误。
[题后归纳]
(1)水的离子积常数只与温度有关。
(2)水的电离过程是吸热的,温度升高,Kw增大。
(3)溶液稀释,外加酸、碱或能水解的盐都能引起水电离平衡的移动,但Kw不变。
(4)促进水的电离:
①升高温度;②消耗OH-或H+(金属钠,可以水解的盐)。
(5)抑制水的电离:
①降低温度;②外加酸、碱(NaHSO4性质相当于一元强酸)。
1.溶质为酸的溶液
溶液中的OH-全部来自水的电离,水电离产生的c(H+)=c(OH-)。
如pH=2的盐酸中,溶液中的c(OH-)=
=10-12mol·L-1,由水电离出的c(H+)=c(OH-)=10-12mol·L-1。
2.溶质为碱的溶液
溶液中的H+全部来自水的电离,水电离产生的c(OH-)=c(H+)。
如pH=12的NaOH溶液中,溶液中的c(H+)=10-12mol·L-1,由水电离出的c(OH-)=c(H+)=10-12mol·L-1。
3.水解呈酸性或碱性的盐溶液
(1)水解呈酸性的盐溶液中,H+全部来自水的电离。
如pH=5的NH4Cl溶液中,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)水解呈碱性的盐溶液中,OH-全部来自水的电离。
如pH=12的Na2CO3溶液中,由水电离出的c(OH-)=10-2mol·L-1。
[对点练]
2.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-)=__________。
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+)。
(3)和(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-)。
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
1.等浓度等体积一元酸与一元碱混合溶液的酸碱性
中和反应
混合溶液的酸碱性
强酸与强碱
中性
强酸与弱碱
酸性
弱酸与强碱
碱性
简记为谁强显谁性,同强显中性。
2.室温下,已知酸和碱pH之和的溶液,等体积混合后溶液的酸碱性
(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
pH之和等于14时,一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性;一元弱酸和一元强碱等体积混合呈酸性。
简记为谁弱显谁性。
[对点练]
3.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)相同浓度的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)单一溶液的pH计算
①强酸溶液:
如HnA,设浓度为cmol·L-1,c(H+)=ncmol·L-1,pH=-lgc(H+)=-lgnc。
②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+lgnc。
(2)混合溶液pH计算的3大类型
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=
。
(3)溶液稀释时pH值的判断
①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。
②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 碱 强碱 pH=b pH=b-n 弱碱 7 [对点练] 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)0.001mol·L-1的NaOH溶液________。 (4)pH=2的盐酸与等体积的水混合________。 (5)pH=2的盐酸加水稀释到1000倍________。 (6)将pH=8的NaOH与pH=10的NaOH溶液等体积混合________。 (7)将pH=3的HCl与pH=3的H2SO4等体积混合________。 (8)常温下,将pH=5的盐酸与pH=9的NaOH溶液以体积比11∶9混合________。 解析: (1)c(H2SO4)=0.005mol·L-1,c(H+)=2×c(H2SO4)=0.01mol·L-1,pH=2。 (2) =Ka=1.8×10-5,作近似计算,可得 =1.8×10-5,c2(H+)=1.8×10-6,c(H+)≈1.34×10-3mol·L-1,pH≈2.9。 (3)c(NaOH)=0.001mol·L-1,c(OH-)=1×10-3mol·L-1,c(H+)= mol·L-1=10-11mol·L-1,pH=11。 (4)由pH=2得c(H+)=10-2mol·L-1,加入等体积水后,c(H+)= ×10-2mol·L-1,pH=2.3。 (5)pH=2的盐酸加水稀释到1000倍,所得溶液的pH=2+3=5。 (6)由pH=8,pH=10可得两溶液OH-浓度分别为10-6mol·L-1、10-4mol·L-1,混合后溶液中c(OH-)= mol·L-1= ×10-6mol·L-1,c(H+)= mol·L-1≈2.0×10-10mol·L-1,pH=9.7。 (7)两溶液中pH=3,则混合后溶液的pH=3。 (8)由pH=5,得c(H+)=10-5mol·L-1,由pH=9得c(OH-)=10-5mol·L-1,按体积比11∶9混合时,酸过量,混合后c(H+)= mol·L-1=10-6mol·L-1,pH=6。 答案: (1)2 (2)2.9 (3)11 (4)2.3 (5)5 (6)9.7 (7)3 (8)6 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<n (2)m>n (3)m<n (4)m>n [题点全练—过高考] 题点一 影响水的电离平衡的因素及结果判断 1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。 (1)纯水中c(H+)随着温度的升高而降低( ) (2)25℃时,0.10mol·L-1NaHCO3溶液加水稀释后,c(H+)与c(OH-)的乘积变大( ) (3)已知某温度下CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等,现向10mL浓度为0.1mol·L-1的CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水,在滴加过程中水的电离程度始终增大( ) (4)在蒸馏水中滴加浓H2SO4,Kw不变( ) (5)向水中加入少量硫酸氢钠固体,促进了水的电离,c(H+)增大,Kw不变( ) (6)向水中加入AlCl3溶液对水的电离不产生影响( ) (7)100℃的纯水中c(H+)=1×10-6mol·L-1,此时水呈酸性( ) 答案: (1)× (2)× (3)× (4)× (5)× (6)× (7)× 2.常温下,某溶液中由水电离的c(H+)=1×10-13mol·L-1,该溶液可能是( ) ①二氧化硫水溶液 ②氯化铵水溶液 ③硝酸钠水溶液 ④氢氧化钠水溶液 A.①④ B.①② C.②③ D.③④ 解析: 选A 水电离的c(H+)=1×10-13mol·L-1<10-7mol·L-1,说明水电离受到抑制,溶液可能为酸溶液,也可能为碱溶液,二氧化硫水溶液和氢氧化钠水溶液符合,氯化铵水解促进水的电离,硝酸钠为中性溶液,不影响水的电离。 题点二 水电离出c(H+)或c(OH-)的计算 3.对于常温下pH=1的硝酸溶液,下列叙述正确的是( ) A.该溶液由1mL稀释至1000mL后,pH=3 B.该溶液中水电离出的c(H+)是pH=3的硝酸中水电离出的c(H+)的100倍 C.该溶液中硝酸电离出的c(H+)与水电离出的c(H+)之比为10-12 D.向该溶液中加入等体积、pH=13的氢氧化钡溶液恰好完全中和 解析: 选D pH=1的硝酸溶液中c(H+)=0.1mol·L-1,1mL该溶液稀释至1000mL后,c(H+)=10-4mol·L-1,pH=-lgc(H+)=-lg10-4=4,故A错误;该溶液中水电离出的c(H+)是pH=3的硝酸溶液中水电离出的c(H+)的 ,故B错误;pH=1的硝酸溶液中由水电离出的c(H+)=10-13mol·L-1,pH=1的硝酸溶液中硝酸电离出的c(H+)约为0.1mol·L-1,该溶液中硝酸电离出的c(H+)与水电离出的c(H+)之比约为1012,故C错误;pH=13的氢氧化钡溶液中c(OH-)=0.1mol·L-1,与等体积的pH=1的硝酸溶液恰好完全中和,故D正确。 4.在一定条件下,相同pH的硫酸和硫酸铁溶液中水电离出来的c(H+)分别是1.0×10-amol·L-1和1.0×10-bmol·L-1,在此温度下,则下列说法正确的是( ) A.a<b B.a=b C.水的离子积为1.0×10-(7+a) D.水的离子积为1.0×10-(b+a) 解析: 选D 加酸抑制水的电离,加易水解的盐促进水的电离,则a>b,A、B选项错误;由题意可知,两种溶液的pH=b,即硫酸溶液中c(H+)是1.0×10-bmol·L-1,而水电离产生的c(H+)等于水电离产生的c(OH-),所以硫酸溶液中c(OH-)是1.0×10-amol·L-1,Kw=1.0×10-(b+a),D选项正确。 [规律方法] (1)酸、碱、盐虽然影响水的电离平衡(不水解的盐除外),造成水电离出的H+或OH-的浓度发生变化,但在25℃时Kw仍然不变,因为Kw只与温度有关。 (2)水的离子积常数Kw=c(H+)·c(OH-)中H+和OH-不一定是水电离出来的。 c(H+)和c(OH-)均指溶液中的H+或OH-的总浓度。 这一关系适用于任何稀的水溶液。 (3)在pH=2的盐酸中(或pH=12的NaOH溶液中)由水电离出来的c(H+)与c(OH-)之间的关系是相等的。 虽然外界条件改变,水的电离平衡发生移动,但任何时候水电离出来的c(H+)和c(OH-)总是相等的。 (4)室温下,由水电离出的c(H+)=1×10-13mol·L-1的溶液可能呈强酸性或强碱性,故在该溶液中HCO 、HSO 均不能大量共存。 题点三 溶液酸碱性的判断 5.下列溶液一定呈中性的是( ) A.c(H+)=c(OH-)=10-6mol·L-1的溶液 B.pH=7的溶液 C.使石蕊试液呈紫色的溶液 D.酸与碱恰好完全反应生成正盐的溶液 解析: 选A 溶液呈中性,则c(H+)=c(OH-),A正确;和常温时相比,如果升高温度,水的Kw增大,pH=7的溶液则会显碱性,B错误;常温下在pH=5~8的溶液中石蕊均显紫色,所以C项中溶液可显酸性或碱性;D项中生成的正盐如果能够水解,溶液有可能不呈中性。 6.(2018·河北衡水中学调研)下列操作会使H2O的电离平衡向正方向移动,且所得溶液呈酸性的是( ) A.向水中加入少量的CH3COONa B.向水中加入少量的NaHSO4 C.加热水至100℃,pH=6 D.向水中加少量的明矾 解析: 选D 加入少量的CH3COONa,CH3COO-与H+结合为CH3COOH,c(H+)减小,水的电离平衡正向移动,c(OH-)>c(H+),溶液呈碱性,A项不符合题意;加入少量的NaHSO4,其电离出H+,c(H+)增大,水的电离平衡逆向移动,B项不符合题意;加热水至100℃,水的电离平衡正向移动,但仍呈中性,C项不符合题意;加少量的明矾,Al3+与水电离出的OH-结合为Al(OH)3,c(OH-)减小,水电离平衡正向移动,c(H+)>c(OH-),溶液呈酸性,D项符合题意。 [规律方法] (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。 题点四 溶液pH值的计算 7.(2018·苏州模拟)将pH=1的盐酸平均分成两份,一份加入适量水,另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液,pH都升高了1,则加入的水与NaOH溶液的体积比为( ) A.9 B.10 C.11D.12 解析: 选C 将pH=1的盐酸加适量水,pH升高了1,说明所加的水是原溶液的9倍;另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液后,pH升高了1,则10-1×1-10-1·x=10-2·(1+x),解得x= ,则加入的水与NaOH溶液的体积比为9∶ =11∶1。 8.(2018·成都模拟)常温下,pH=a和pH=b的两种NaOH溶液,已知b=a+2,则将两种溶液等体积混合后,所得溶液的pH接近于( ) A.a-lg2B.b-lg2 C.a+lg2D.b+lg2 解析: 选B c(OH-)= mol·L-1= mol·L-1≈ mol·L-1,c(H+)= mol·L-1,故pH=b-lg2。 9.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=_______。 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= ·Va, = =1∶10。 ②根据中和反应H++OH-===H2O,c(H+)·Vb=c(OH-)·Va,10-b·Vb= ·Va, = =1013-(a+b)=10,即Va∶Vb=10∶1。 答案: (1)10-13 (2)①1∶10 ②10∶1 [规律方法] 有关pH计算的一般思维模型 [教材基础—自热身] 1.实验原理 (1)酸碱中和滴定是利用酸碱中和反应,用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。 (2)以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH溶液,待测NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)= 。 (3)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 试剂性质 滴定管 原因 酸性、氧化性 酸式滴定管 氧化性物质易腐蚀橡胶管 碱性 碱式滴定管 碱性物质易腐蚀玻璃,致使玻璃活塞无法打开 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2~3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 [知能深化—扫盲点] 1.指示剂选择的基本原则 变色要灵敏,变色范围要小,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颜色恰好褪去时即为滴定终点。 2.滴定终点的判断答题模板 当滴入最后一滴××××××标准溶液后,溶液变成××××××色,且半分钟内不恢复原来的颜色。 解答此类题目注意三个关键点: (1)最后一滴: 必须说明是滴入“最后一滴”溶液。 (2)颜色变化: 必须说明滴入“最后一滴”溶液后溶液的颜色变化。 (3)半分钟: 必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不恢复原来的颜色”。 [对点练] 1.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 解析: 选D NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好反应生成
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- 高考 化学 复习 专题 第二 单元 溶液 酸碱 教案 苏教版