600分考點(diǎn)700分考法A版201x版高考化學(xué)總復(fù)習(xí)第18章水的電離和溶液的酸堿性

1、第18章 水的電離和溶液的酸堿性,考點(diǎn)50 水的電離平衡及影響因素,考法1 影響水的電離平衡的因素及結(jié)果判斷 考法2 水電離出的c(H)或c(OH)的相關(guān)計(jì)算,(2)水的離子積 表達(dá)式：25 時(shí)，Kw=c(H+)c(OH-)=1.010-14。 適用范圍：Kw適用于純水、稀的電解質(zhì)(酸、堿、鹽)水溶液，不適用于含水很少的物質(zhì)(如濃硫酸)。 影響因素：Kw只與溫度有關(guān)，恒溫時(shí)，Kw不變；升溫時(shí)，電離程度增大(因?yàn)殡婋x過程一般為吸熱)，Kw增大。,1.水的電離,(1)水是一種弱電解質(zhì)，其電離方程式為H2O H+OH-，純水中c(H+)=c(OH-)。,(3)理解水的電離要注意以下兩點(diǎn)：,1.水的電

2、離,水的電離是吸熱過程，升高溫度，水的電離平衡向電離方向移動(dòng)，c(H+)和c(OH-)都增大，故Kw增大，但溶液仍呈中性；對(duì)于Kw，若未注明溫度，一般認(rèn)為是在常溫下(25)。 在酸、堿的水溶液中，水電離出的c(H+)與c(OH-)始終是相等的，有時(shí)需要忽略某一種，但越少越不能忽略。,2.酸、堿溶液中水的離子積的表示方法,（1）如果溶液為酸溶液，那么溶液中H+可視為是酸電離出來的。,（2）如果溶液為堿溶液，那么溶液中OH-可視為是堿電離出來的。,【注意】 (1)溶液中H+的濃度與水電離的H+濃度區(qū)別： 酸溶液中：c溶液(H+)=c酸(H+)+c水(H+)c酸(H+)； 堿溶液中：c溶液(H+)=

3、c水(H+)。 (2)溶液中OH-的濃度與水電離的OH-濃度區(qū)別： 堿溶液中：c溶液(OH-)=c堿(OH-)+c水(OH-)c堿(OH-)； 酸溶液中：c溶液(OH-)=c水(OH-)。,(1)升溫，水的電離程度增大，c(H)和c(OH)同等倍數(shù)增大，但酸堿性不變。,考法1 影響水的電離平衡的因素及結(jié)果判斷,1.促進(jìn)水的電離的因素,(2)加入可水解的鹽，水的電離程度增大。水解后溶液不論是呈酸性還是呈堿性，Kw都不變。,【小結(jié)】改變溫度、加入試劑均改變?nèi)芤褐蠬+或OH-的濃度，也會(huì)對(duì)電離平衡有所影響，歸納如下表：,2.抑制水的電離的因素,(1)降溫，水的電離程度減小。 (2)加入酸或堿，使 水

4、的電離平衡左移， 但Kw不變。,考法1 影響水的電離平衡的因素及結(jié)果判斷,廣東理綜201511，4分一定溫度下，水溶液中H和OH的濃度變化曲線如圖，下列說法正確的是 () A升高溫度，可能引起由c向b的變化 B該溫度下，水的離子積常數(shù)為1.01013 C該溫度下，加入FeCl3可能引起由b向a的變化 D該溫度下，稀釋溶液可能引起由c向d的變化,例1,【解析】升高溫度時(shí)，水的電離平衡右移，c(H)和c(OH)均增大，Kw隨之增大，而c和b對(duì)應(yīng)的Kw相等，A錯(cuò)誤；Kwc(OH)c(H)，該溫度下Kw1.01014，B錯(cuò)誤；加入FeCl3，F(xiàn)e3發(fā)生水解：Fe33H2O Fe(OH)33H，使溶液由

5、中性變?yōu)樗嵝?，C正確；由圖像可知，c點(diǎn)溶液中c(OH)c(H)，溶液呈堿性，稀釋時(shí)，c(OH)減小，因溫度不變，Kw不變，所以c(H)增大，不可能從c點(diǎn)變到d點(diǎn)，D錯(cuò)誤。,C,例1,考法2 水電離出的c(H)或c(OH)的相關(guān)計(jì)算,1.水電離出來的c(H+)與c(OH-)始終相等。,2.當(dāng)抑制水的電離時(shí)(如酸或堿溶液)，c(H+)、c(OH-)中較小的數(shù)值是水電離出來的。具體見下表：,考法2 水電離出的c(H)或c(OH)的相關(guān)計(jì)算,3.當(dāng)促進(jìn)水的電離時(shí)(如鹽的水解)，c(H+)、c(OH-)中較大的數(shù)值是水電離出來的。具體見下表：,云南騰沖八中2017模擬常溫時(shí)，純水中由水電離出的c（H+）

6、=a molL-1，pH=1的鹽酸中由水電離出的c（H+）=b molL-1，0.1 molL-1的鹽酸與0.1 molL-1的氨水等體積混合后，由水電離的c（H+）=c molL-1，則a、b、c的關(guān)系正確的是（ ） A.ab=c B.cab C.cba D.bca,【解析】常溫時(shí)，純水中由水電離出的c（H+）=a molL-1，pH=1的鹽酸中由水電離出的c（H+）=b molL-1，鹽酸抑制水的電離，所以ba；0.1 molL-1的鹽酸與0.1 molL-1的氨水等體積混合后，生成氯化銨溶液，銨根離子水解促進(jìn)水的電離，由水電離出的c（H+）=c molL-1，則ca，故a、b、c的大小關(guān)

7、系是cab，B正確。,B,例2,課標(biāo)理綜201211，6分已知溫度T時(shí)水的離子積常數(shù)為Kw，該溫度下，將濃度為a molL-1的一元酸HA與b molL-1的一元堿BOH等體積混合，可判斷溶液呈中性的依據(jù)是( ) A.a=b C.混合溶液中，c(H+)=Kw molL-1 B.混合溶液的pH=7 D.混合溶液中，c(H+)+c(B+)=c(OH-)+c(A-),【解析】若a=b，則酸與堿恰好中和，混合溶液的酸堿性取決于酸、堿的相對(duì)強(qiáng)弱，可能呈酸性、中性或堿性，A錯(cuò)誤；常溫下，pH7的溶液呈中性，而本題溫度為T，不一定是常溫，故pH=7的混合溶液可能呈酸性、中性或堿性，B錯(cuò)誤；由c(H+)Kw

8、molL-1和Kwc(H+)c(OH-)可得出c(H+)c(OH-)，溶液呈中性，C正確；無論混合液呈酸性、堿性還是中性，根據(jù)電荷守恒都有：c(H+)+c(B+)c(OH-)+c(A-)，故無法確定c(H+)與c(OH-)是否相等，D錯(cuò)誤。,C,例3,考點(diǎn)51 溶液的pH及pH計(jì)算,考法3 溶液pH的計(jì)算,1.溶液的酸堿性,溶液的酸堿性取決于c(H+)與c(OH-)的相對(duì)大小，具體見下表：,2.pH,(1)定義式：pH=lg c(H+)。,(2)pH的意義：pH表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱。在相同溫度下，pH越小，溶液酸性越強(qiáng)；pH越大，溶液堿性越強(qiáng)。,(3)pH與溶液中c(H+)的關(guān)系,【注意】c(

9、H+)1 molL-1時(shí)不再用pH表示。,2.pH,(4)pH試紙的使用方法,把小片試紙放入干燥潔凈的表面皿中，用干燥潔凈玻璃棒蘸取待測(cè)液點(diǎn)在pH試紙上，變色后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照，確定溶液的pH。,【注意】（1）測(cè)溶液pH時(shí)， pH試紙不能事先用蒸餾水潤(rùn)濕，否則待測(cè)液會(huì)被稀釋，可能產(chǎn)生誤差。（2）用廣泛pH試紙讀出的pH數(shù)值只能是整數(shù)。,考法3溶液pH的計(jì)算,1.單一溶液pH的計(jì)算,(1)強(qiáng)酸溶液pH的計(jì)算(以HnA為例) 若HnA的濃度為c molL-1，c(H+)=nc molL-1， pH=lg c(H+)=lg nc。,(2)強(qiáng)堿溶液pH的計(jì)算以B(OH)n為例 若B(OH)n的濃度為c

10、 molL-1，c(H+)=molL-1， pH=lg c(H+)=14+lg nc（溫度為25時(shí)）。,課標(biāo)理綜201313，6分室溫時(shí)，M(OH)2(s) M2+(aq)+2OH-(aq)，Kspa。c(M2+)b molL-1時(shí)，溶液的pH等于 ( ),例4,C,考法3溶液pH的計(jì)算,2.混合型(多種溶液混合),(1)強(qiáng)酸和強(qiáng)酸混合 先求c混(H+)= ， 再利用pH=-lgc混(H+)求算。,(2)強(qiáng)堿和強(qiáng)堿混合 兩強(qiáng)堿溶液混合后，c混(OH-)= ，首先求出混合后的c混(OH-)，然后通過Kw求出c混(H+)，最后求pH。,考法3溶液pH的計(jì)算,(3)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液混合：H+OH- H

11、2O(抵消法)。,恰好中和：反應(yīng)后得到的是強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，溶液呈中性，pH = 7 （溫度為25 時(shí)） 。,強(qiáng)酸過量：首先要計(jì)算出剩余的c(H+)，然后再根據(jù)定義計(jì)算溶液的pH。,強(qiáng)堿過量：首先要計(jì)算出剩余的c(OH-)，然后通過Kw計(jì)算出溶液中c(H+)，最后根據(jù)定義計(jì)算溶液的pH。,2.混合型(多種溶液混合),考法3溶液pH的計(jì)算,(4)強(qiáng)酸(pH酸)與強(qiáng)堿(pH堿)混合至中性時(shí)，二者的體積與pH的關(guān)系如下：,2.混合型(多種溶液混合),黑龍江大慶實(shí)驗(yàn)中學(xué)2017一模常溫下，水溶液M中存在的離子有：Na+、A2-、HA-、H+、OH-，存在的分子有H2O、H2A。根據(jù)題意回答下列問題： （1）

12、寫出酸H2A的電離方程式：_。 （2）若溶液M由10 mL 2 molL-1 NaHA溶液與10 mL 2 molL-1 NaOH溶液等體積混合而成，則溶液M的pH_7（填“”“”或“=”），溶液中離子濃度由大到小的順序?yàn)開。,例5,(3)若溶液M有下列三種情況：0.01 molL-1 H2A溶液；0.01 molL-1 NaHA溶液；0.02 molL-1鹽酸與0.04 molL-1 NaHA溶液的等體積混合液，則三種情況的溶液中H2A分子濃度最大的為_；pH由大到小的順序?yàn)開。 (4)若溶液M由pH=3的H2A溶液V1 mL與pH=11的NaOH溶液V2 mL混合反應(yīng)而得，混合溶液=104

13、，V1與V2的大小關(guān)系為_（填“V1大于V2”“V1小于V2”“相等”或“均有可能”）。,例5,例5,【解析】（1）水溶液M存在的分子有H2A，存在的離子有HA-、A2-，則H2A為弱酸，在溶液中分步電離，電離方程式為H2A H+HA-、HA H+A2-。 （2）等物質(zhì)的量濃度的NaHA和NaOH溶液等體積混合生成Na2A，A2-+H2O HA-+OH-，則離子濃度關(guān)系為c（Na+）c（A2-）c（OH-）c（HA-）c（H+）。 （3）1中弱酸H2A電離，2中HA-水解生成H2A分子，3中溶質(zhì)為濃度均為0.01molL-1的NaCl、NaHA、H2A，HA-的存在抑制H2A的電離，則三種溶液

14、中H2A分子濃度最大的為3，最小的為2；溶液2pH大于溶液3，溶液1和溶液3相比溶液1的酸性強(qiáng)，則溶液1pH最小，所以pH由大到小的順序?yàn)?31。 （4）常溫下，混合溶液4，則-5molL-1，混合溶液顯酸性，則酸過量，H2A為弱酸，pH=3的H2A溶液與pH=11的NaOH溶液中，則二者體積關(guān)系不確定，酸液體積大于、小于或與堿液體積相等都可能使酸過量。,【答案】,3.稀釋型(指單一溶質(zhì)加水稀釋或相當(dāng)于水的稀釋作用),考法3溶液pH的計(jì)算,一般計(jì)算公式：c1V1c2V2，據(jù)此求出稀釋后酸或堿的物質(zhì)的量濃度。,酸或堿稀釋后，其pH都向7靠近。其變化情況如下表：,【特殊技巧】掌握“稀釋1倍速算法”

15、。即： 強(qiáng)酸稀釋1倍后，pH稀=pH濃 0.3； 強(qiáng)堿稀釋1倍后，pH稀=pH濃 0.3。,考點(diǎn) 52 酸堿中和滴定,考法4 指示劑的選擇 考法5 酸堿中和滴定的誤差分析 考法6 氧化還原滴定法和 沉淀滴定法,(1)酸堿恰好中和是指酸與堿按化學(xué)方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)關(guān)系恰好完全反應(yīng)生成正鹽。利用中和反應(yīng)，用已知濃度的酸(或堿)來測(cè)定未知濃度的堿(或酸)的實(shí)驗(yàn)方法稱為酸堿中和滴定。,1.酸堿中和滴定原理,(2)在酸堿中和滴定過程中，開始時(shí)由于被滴定的酸或堿濃度較大，滴入少量的堿或酸對(duì)其pH的影響不大。當(dāng)?shù)味ń咏K點(diǎn)(pH7)時(shí)，很少量的堿或酸就會(huì)引起溶液pH突變(如下圖所示)。,1.酸堿中和滴定原理

16、,【注意】酸堿恰好中和時(shí)溶液不一定呈中性，最終溶液的酸堿性取決于生成鹽的性質(zhì)，強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的溶液呈中性，強(qiáng)堿弱酸鹽的溶液呈堿性，強(qiáng)酸弱堿鹽的溶液呈酸性。,(1)實(shí)驗(yàn)用品 儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺(tái)、燒杯、錐形瓶。 試劑：標(biāo)準(zhǔn)液、待測(cè)液、指示劑、蒸餾水。,2酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn),(2)實(shí)驗(yàn)操作(以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測(cè)NaOH溶液為例) 滴定前的準(zhǔn)備 a滴定管：查漏洗滌潤(rùn)洗裝液調(diào)液面記錄。 b錐形瓶：注堿液記讀數(shù)加指示劑。,2酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn),(2)實(shí)驗(yàn)操作(以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測(cè)NaOH溶液為例) 滴定操作要點(diǎn) a. 左手控制滴定管活塞； b. 右手搖動(dòng)錐形瓶； c. 眼睛注視錐形瓶?jī)?nèi)溶液

17、的顏色變化。 滴定終點(diǎn)判斷：當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)液時(shí)，錐形瓶?jī)?nèi)溶液變色，且在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色，即為滴定終點(diǎn)，并記錄所用標(biāo)準(zhǔn)液的體積。,2酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn),(2)實(shí)驗(yàn)操作(以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測(cè)NaOH溶液為例),讀數(shù)：視線與滴定管中凹液面的最低點(diǎn)水平相切，不可俯視或仰視；讀數(shù)結(jié)果的精確度為0.01 mL。 重復(fù)23次，取平均值計(jì)算。,(3)數(shù)據(jù)處理,【注意】常用酸堿指示劑及變色范圍：,考法4 指示劑的選擇,1.中和滴定指示劑的選擇,一般要求變色明顯(所以一般不選用石蕊)，指示劑的變化范圍與恰好中和時(shí)的pH要吻合或接近。強(qiáng)酸強(qiáng)堿相互滴定，生成的鹽不水解，溶液呈中性，可用酚酞或甲基橙作指示劑；強(qiáng)

18、酸弱堿相互滴定，生成強(qiáng)酸弱堿鹽，溶液呈酸性，故選用甲基橙作指示劑；強(qiáng)堿弱酸相互滴定，生成強(qiáng)堿弱酸鹽，溶液呈堿性，故選用酚酞作指示劑。,考法4 指示劑的選擇,2.有些反應(yīng)不需要額外加入指示劑,如KMnO4溶液本身為紫紅色，滴定終點(diǎn)為KMnO4被消耗完全，溶液中的紫紅色褪去，即可指示滴定終點(diǎn)；還有些特殊指示劑，如用淀粉檢驗(yàn)I2的存在，當(dāng) I2被反應(yīng)后，溶液中的藍(lán)色褪去。,考法5 酸堿中和滴定誤差分析,考法6 氧化還原滴定法和沉淀滴定法,1.氧化還原滴定法,(1)原理：以氧化劑(或還原劑)為滴定劑，直接滴定一些具有還原性 (或氧化性) 的物質(zhì)。,(2)實(shí)例：如酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液,a.原理： 2MnO-4+6H+5H2C2O4 = 10CO2+2Mn2+8H2O b.指示劑：酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外選擇指示劑。 c.終點(diǎn)判斷：