（北京專用）201X版高考化學一輪復習第26講水的電離和溶液的酸堿性

1、第26講水的電離和溶液的酸堿性,一、水的電離平衡及影響因素 1.水的電離 (1)水是極弱的電解質,也存在著電離平衡:H2OH+OH-。在一定溫度下,水電離出來的H+和OH-濃度的乘積是一個常數(shù),稱為水的離子積常數(shù),用符號KW表示。 (2)有關KW的兩點說明 a.水的離子積(KW)也適用于稀的電解質水溶液,c(H+)和c(OH-)分別代表電解質溶液中H+和OH-的總物質的量濃度。KW與電解質溶液的酸堿性無關。一般情況下在25 或室溫下,KW約為1.010-14;而100,教材研讀,時,KW約為5.510-13。 b.在研究水溶液體系中離子的種類時,不要忽略H+、OH-的存在。 2.影響水的電離平

2、衡的因素 水的電離平衡:H2O H+OH,自測1甲同學認為,在水中加入H2SO4,水的電離平衡向左移動,解釋是加入H2SO4后c(H+)增大,平衡左移。乙同學認為,加入H2SO4后,水的電離平衡向右移動,解釋為加入H2SO4后,c(H+)增大,H+與OH-中和,平衡右移。你認為哪種說法正確?并說明原因。水的電離平衡移動后,溶液中c(H+)c(OH-)是增大還是減小,答案甲正確,溫度不變,KW是常數(shù),加入H2SO4,c(H+)增大,c(H+)c(OH-)KW,平衡左移。 水的電離平衡移動后,溶液中c(H+)c(OH-)不變,因為KW僅與溫度有關,溫度不變,則KW不變,自測2(1)25 時,相同物

3、質的量濃度的下列溶液中:NaClNaOHH2SO4(NH4)2SO4,水的電離程度由大到小的順序是 。 (2)物質的量濃度相同的NaOH溶液與鹽酸中,水的電離程度相同; 常溫下,pH=5的NH4Cl溶液與pH=9的CH3COONa溶液中,水的電離程度相同。(均填“前者大”“后者大”或“相同”,二、溶液的酸堿性與pH 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。 (1)c(H+)c(OH-),溶液呈酸性; (2)c(H+)=c(OH-),溶液呈中性; (3)c(H+)c(OH-),溶液呈堿性,2.pH,自測3pH7的溶液一定是堿性溶液嗎?pH=7的溶液一定是中性

4、溶液嗎,答案不一定。上述說法只有在常溫下才成立。如在某溫度下,水的離子積常數(shù)為110-12,此時pH=6的溶液為中性溶液,pH6的溶液為堿性溶液,pH6的溶液為酸性溶液,自測4判斷下列溶液在常溫下的酸、堿性(在括號中填“酸性”“堿性”或“中性”)。 (1)相同濃度的鹽酸和NaOH溶液等體積混合(中性) (2)相同濃度的CH3COOH和NaOH溶液等體積混合(堿性) (3)相同濃度氨水和鹽酸等體積混合(酸性) (4)pH=2的鹽酸和pH=12的NaOH溶液等體積混合(中性) (5)pH=3的鹽酸和pH=10的NaOH溶液等體積混合(酸性) (6)pH=3的鹽酸和pH=12的NaOH溶液等體積混合

5、(堿性) (7)pH=2的CH3COOH和pH=12的NaOH溶液等體積混合(酸性) (8)pH=2的鹽酸和pH=12的氨水等體積混合(堿性,三、酸堿中和滴定 1.酸堿中和滴定是利用中和反應,用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。 2.實驗用品 (1)試劑:標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。 (2)主要儀器:酸式滴定管(如圖A)、堿式滴定管(如圖B)、滴定管夾、鐵架臺、燒杯、錐形瓶,3)滴定管使用注意事項 a.“0”刻度在上,精確度為0.01 mL。 b.盛裝酸性、氧化性試劑一般用酸式滴定管,因為酸性、氧化性物質易腐蝕或氧化橡膠;盛裝堿性試劑一般用堿式滴定管,因為堿性物質易

6、腐蝕玻璃,致使活塞無法打開,3.實驗操作 (1)滴定前的準備 a.滴定管:查漏潤洗裝液排氣泡調(diào)液面記錄。 b.錐形瓶:注待測液加指示劑。 (2)滴定過程 左手控制活塞或玻璃球,右手搖動錐形瓶,眼睛注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色變化。 (3)終點判斷 滴入最后一滴標準液,指示劑變色,且在半分鐘內(nèi)不恢復為原來的顏色,視為滴定終點,記錄標準液的體積,4)數(shù)據(jù)處理 重復滴定操作23次,求出用去標準溶液的體積的平均值,根據(jù) c(待測)=計算。 4.酸堿中和滴定誤差分析 以標準酸溶液滴定未知濃度的堿溶液(酚酞作指示劑)為例,常見的因操作不正確而引起的誤差有,自測5(1)KMnO4(H+)溶液、溴水、Na2CO3溶液

7、、稀鹽酸應分別盛放在哪種滴定管中? (2)滴定管盛標準溶液時,其液面一定要在0刻度嗎? (3)滴定終點就是酸、堿恰好中和的點嗎,答案(1)強氧化性溶液、酸性溶液應盛放在酸式滴定管中,堿性溶液應盛放在堿式滴定管中,故KMnO4(H+)溶液、溴水、稀鹽酸應盛放在酸式滴定管中,Na2CO3溶液應盛放在堿式滴定管中。 (2)不一定。只要在0刻度或0刻度以下的某刻度即可,但一定要記錄下滴定開始前液面的讀數(shù)。 (3)滴定終點是指示劑顏色發(fā)生突變的點,不一定是酸、堿恰好中和的點,自測6某學生用0.200 0 molL-1的標準NaOH溶液滴定未知濃度的鹽酸,其操作有如下幾步: 用蒸餾水洗滌堿式滴定管,并立即

8、注入NaOH溶液至“0”刻度以上; 固定好滴定管并使滴定管尖嘴充滿液體; 調(diào)節(jié)液面至“0”或“0”刻度以下某一刻度,并記下讀數(shù); 移取20.00 mL待測液注入潔凈的錐形瓶中,并加入3滴酚酞溶液; 用標準液滴定至終點,記下滴定管液面讀數(shù)。 請回答下列問題: (1)以上步驟有錯誤的是 (填編號),該錯誤操作會導致測定結果偏大(填“偏大”“偏小”或“無影響”)。 (2)判斷滴定終點的現(xiàn)象:錐形瓶中溶液從無色變?yōu)闇\紅色,且半分鐘內(nèi)不變色,3)如圖是某次滴定時滴定管中的液面,其讀數(shù)為22.60 mL。 (4)根據(jù)下列數(shù)據(jù),請計算待測鹽酸的濃度為0.200 0molL-1,解析(1)標準液裝入滴定管前應

9、用標準液潤洗滴定管,若沒有潤洗,會導致使用標準液體積偏大,則測定結果偏大。 (2)顏色變化為無色變?yōu)闇\紅色。 (3)由圖可知讀數(shù)為22.60 mL。 (4)第三次數(shù)據(jù)誤差較大,在計算時應舍去。設鹽酸的濃度為x,則0.200 0 molL-120.0010-3 L=x20.0010-3 L,解得x=0.200 0 molL-1,考點突破,考點一水電離出的c(H+)或c(OH-)的計算,考點二酸、堿溶液稀釋時pH的變化規(guī)律及pH計算,在水溶液中c(H+)水和c(OH-)水始終是相等的。在酸溶液中,酸電離出的H+對水的電離有抑制作用,使水的電離程度降低,此時水電離出的c(H+)水可通過KW求出: K

10、W=c(H+)總c(OH-)=c(H+)水+c(H+)酸c(OH-) 通常c(H+)酸c(H+)水,c(H+)總c(H+)酸,故上述式子可簡化為KW=c(H+)酸c(OH-),c(OH-)=。 在酸溶液中,c(H+)水等于溶液中的c(OH-),所以c(H+)水= 。 利用相同的原理我們也可以得出在堿溶液中,c(OH-)水=,考點一水電離出的c(H+)或c(OH-)的計算,在能夠發(fā)生水解的鹽溶液中,通常溶液中的H+(或OH-)完全來自于水的電離。如常溫下,pH=9的CH3COONa溶液,溶液中的c(OH-)=10-5 molL-1,此時水電離出的c(H+)也等于10-5 molL-1,只不過大部

11、分被CH3COO-結合生成了CH3COOH,存在于溶液中的H+的濃度僅為10-9 molL-1,典例1下列四種溶液中,室溫下由水電離生成的H+濃度之比()是() pH=0的鹽酸;0.1 molL-1的鹽酸;0.01 molL-1的NaOH溶液;pH=11的NaOH溶液。 A.1101001 000B.011211 C.14131211D.141323,A,答案A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;中c(H+)=0.1 molL-1,由水電離出的c(H+)=1.010-13 molL-1;中c(OH-)=1.010-

12、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;中c(OH-)=1.010-3 molL-1,由水電離出的c(H+)=1.010-11 molL-1。(1.010-14)(1.010-13)(1.010-12)(1.0 10-11)=1101001 000,1-1室溫下,在pH=12的某溶液中,分別有甲、乙、丙、丁四位同學計算出由水電離出的c(OH-)的數(shù)據(jù)分別為甲:1.010-7 molL-1;乙:1.010-6 molL-1;丙:1.010-2 molL-1;丁:1.010-12 molL-1。其中你認為可能正確的數(shù)據(jù)是() A.甲、乙

13、B.乙、丙 C.丙、丁D.乙、丁,C,答案C如果該溶液是一種堿溶液,則該溶液中的H+完全來自水的電離,c(OH-)水=c(H+)=10-12 molL-1;如果該溶液是一種強堿弱酸鹽溶液,則該溶液中的OH-完全來自水的電離,則c(OH-)水= molL-1=10-2 molL-1,1-2求算下列常溫下溶液中由H2O電離的c(H+)和c(OH-)。 (1)pH=2的H2SO4溶液:c(H+)= 10-12 molL-1 ,c(OH-)= 10-12 molL-1 。 (2)pH=10的NaOH溶液:c(H+)= 10-10 molL-1 ,c(OH-)= 10-10 molL-1 。 (3)pH

14、=2的NH4Cl溶液:c(H+)= 10-2 molL-1 。 (4)pH=10的Na2CO3溶液:c(OH-)= 10-4 molL-1,解析(1)pH=2的H2SO4溶液中,H+來源于H2SO4和H2O的電離,而OH-只來源于水的電離。 (2)pH=10的NaOH溶液中,OH-來源于H2O和NaOH的電離,H+只來源于水的電離。 (3)pH=2的NH4Cl溶液中的H+完全來自水的電離,所以由水電離的c(H+)=10-2 molL-1。 (4)pH=10的Na2CO3溶液中的OH-完全來自水的電離,所以由水電離的,c(OH-)= molL-1=10-4 molL-1,1.酸、堿溶液稀釋時pH

15、的變化規(guī)律(25 ) (1)強酸、強堿的稀釋:在稀釋時,當它們的濃度大于10-5 molL-1時,不考慮水的電離;當它們的濃度小于10-5 molL-1時,應考慮水的電離。 例如:pH=6的鹽酸稀釋至原體積的100倍,稀釋后pH7(不能大于7); pH=8的NaOH溶液稀釋至原體積的100倍,稀釋后pH7(不能小于7); pH=3的鹽酸稀釋至原體積的100倍,稀釋后pH=5; pH=10的NaOH溶液稀釋至原體積的100倍,稀釋后pH=8。 (2)弱酸、弱堿的稀釋:在稀釋過程中既有濃度的變化,又有電離平衡的移動,不能求得具體數(shù)值,只能確定其pH范圍。 例如:pH=3的CH3COOH溶液,稀釋至

16、原體積的100倍,稀釋后3pH5,考點二酸、堿溶液稀釋時pH的變化規(guī)律及pH計算,pH=10的NH3H2O溶液,稀釋至原體積的100倍,稀釋后8pH10。 2.溶液pH的計算方法(25 ) (1)單一溶液 強酸溶液,如HnA溶液,設溶質的物質的量濃度為c molL-1,c(H+)=nc molL-1,pH=-lg c(H+)=-lg nc。 強堿溶液,如B(OH)n溶液,設溶質的物質的量濃度為c molL-1,c(H+)= molL-1,pH=-lg c(H+)=14+lg nc。 (2)兩強酸混合 由c(H+)混=,先求出混合后的c(H+)混,再根據(jù)公式pH=-lg c(H+)求pH。若兩強

17、酸溶液等體積混合,可采用速算方法:混合后溶液的,pH等于混合前溶液pH小的加0.3。如pH=3和pH=5的兩種鹽酸等體積混合后,pH=3.3。 (3)兩強堿混合 由c(OH-)混=,先求出混合后的c(OH-)混,再通過KW求 出c(H+)混,最后求pH。若兩強堿溶液等體積混合,可采用速算方法:混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的減0.3。如pH=9和pH=11的兩種燒堿溶液等體積混合后,pH=10.7。 (4)強酸與強堿混合 強酸與強堿混合的實質為中和反應,H+OH- H2O,中和后溶液的pH 有以下三種情況,若恰好中和,pH=7; 若剩余酸,先求中和后剩余的c(H+),再求pH; 若剩余堿

18、,先求中和后剩余的c(OH-),再通過KW求出c(H+),最后求pH。 (5)已知酸和堿的pH之和,判斷等體積混合后溶液的pH 若強酸與強堿溶液的pH之和等于14,則混合后溶液顯中性,pH=7。 若強酸與強堿溶液的pH之和大于14,則混合后溶液顯堿性,pH7。 若強酸與強堿溶液的pH之和小于14,則混合后溶液顯酸性,pH7。 若酸、堿溶液的pH之和為14,酸、堿中有一強、一弱,則酸、堿溶液混合后,誰弱顯誰性,典例2pH=13的強堿溶液與pH=2的強酸溶液混合,所得溶液pH=11,則強堿溶液與強酸溶液的體積比是() A.111B.91 C.11 D.19,D,答案D假設強堿溶液體積為V1 L,強

19、酸溶液體積為V2 L,則0.1V1-0.01V2=0.001(V1+V2),解得:V1V2=19,2-1常溫下,關于溶液的稀釋,下列說法正確的是() A.pH=3的醋酸溶液稀釋100倍,pH=5 B.pH=4的H2SO4溶液加水稀釋至原體積的100倍,溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H+)=1.010-6 molL-1 C.將1 L 0.1 molL-1的Ba(OH)2溶液稀釋至2 L,pH=13 D.pH=8的NaOH溶液稀釋100倍,其pH=6,C,答案CA項,醋酸為弱電解質,在稀釋過程中電離平衡正向移動,pH=3的醋酸溶液稀釋100倍時,3pH5;B項,pH=4的H2SO4溶液稀釋至原體積的100倍時,溶液中的c(H+)=1.010-6 molL-1,水電離的c(H+)=溶液中的 c(OH-)=1.010-8 molL-1;C項,1 L 0.1 molL-1的Ba(OH)2溶液稀釋到2 L時, c(OH-)=