高二水的電離和溶液酸堿性

1、第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性1. 在水溶液或熔化狀態(tài)下能導電的 叫電解質(zhì)，電解質(zhì)可分為 和 。2. 在水溶液中能 稱為強電解質(zhì)， 和絕大多數(shù)鹽屬于強電解質(zhì)。在水溶液中 稱為弱電解質(zhì)，弱酸、弱堿屬于 。3. 電解質(zhì)_導電（如NaCl固體），導電的物質(zhì)_是電解質(zhì)（如Fe、石墨等）。強電解質(zhì)溶液的導電能力_強，在溶液的物質(zhì)的量濃度相同的情況下，強電解質(zhì)的導電能力與弱電解質(zhì)溶液的導電能力相比，_更強。4. 下列物質(zhì)是電解質(zhì)的是（ ） A. 硫酸溶液B. 醋酸C. 酒精D. 銅5. 下列電離方程式中正確的是（ ）A. NH3·H2O=NH4+OH B. NaHCO3= Na+HCO3C. H

2、2S2H+S2 D. KClO3=K+Cl-+3O26. 關(guān)于強弱電解質(zhì)的導電性的正確說法是（ ）A. 由離子濃度決定 B. 沒有本質(zhì)區(qū)別C. 強電解質(zhì)溶液導電能力強，弱電解質(zhì)溶液導電能力弱；D. 導電性強的溶液里自由移動的離子數(shù)目一定比導電性弱的溶液里自由移動的離子數(shù)目多7. 下列關(guān)于弱電解質(zhì)的說法中正確的是A. 弱電解質(zhì)需要通電才能發(fā)生電離 B. 磷酸溶液中只存在一種電離平衡H3PO4H+H2PO4C. H2SO4是共價化合物，所以它是弱電解質(zhì)；NaOH是離子化合物，所以它是強電解質(zhì) D. 弱電解質(zhì)溶液中，既有溶質(zhì)分子，又有溶質(zhì)電離出來的離子 一、水的電離 思考水是不是電解質(zhì)？它能電離嗎？

3、寫出水的電離方程式.1水的電離：水是 電解質(zhì)，發(fā)生 電離，電離過程 水的電離平衡常數(shù)的表達式為 思考：實驗測得，在室溫下1L H2O（即 mol）中只有1×10-7 mol H2O電離，則室溫下C(H+)和C(OH-)分別為多少? 純水中水的電離度(H2O)= 。2水的離子積 水的離子積：KW= 。注：(1)一定溫度時，KW是個常數(shù)，KW只與 有關(guān)， 越高KW越 。25時，KW= ，100時，KW=10-12。(2)KW不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。 任何水溶液中，由水所電離而生成的C(H+) C(OH-)。二、溶液的酸堿性和pH1影響水的電離平衡的因素 （1）溫度：溫

4、度升高，水的電離度 ，水的電離平衡向 方向移動，C(H+)和C(OH-) ，KW 。（2）溶液的酸、堿度：改變?nèi)芤旱乃?、堿度均可使水的電離平衡發(fā)生移動。 討論：改變下列條件水的電離平衡是否移動？向哪個方向移動？水的離子積常數(shù)是否改變？是增大還是減??？升高溫度 加入NaCl 加入NaOH 加入HCl練習：在0.01mol/LHCl溶液中, C(OH-)= ， C(H+)= ，由水電離出的H+濃度= ，由水電離出的OH-濃度= 。,在0.01mol/LNaOH溶液中，C(OH-)= ，C(H+)= ，由水電離出的H+濃度= ，由水電離出的OH-濃度= 。在0.01mol/LNaCl溶液中， C(O

5、H-)= ，C(H+)= ，由水電離出的H+濃度= ，由水電離出的OH-濃度= 。小結(jié)：（1）升高溫度，促進水的電離KW增大 （2）酸、堿抑制水的電離2溶液的酸堿性溶液的酸堿性 常溫（25） 中性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L 酸性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L 堿性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L 二、溶液的酸堿性和pH定義：PH= ，廣泛pH的范圍為014。注意：當溶液中H+或OH-大于1mol/L時，不用pH表示溶液的酸堿性。意義：溶液的酸堿性 常溫

6、（25） 中性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L pH 7 酸性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L pH 7 堿性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L pH 7 課堂檢測1pH=2的強酸溶液，加水稀釋，若溶液體積擴大10倍，則C(H+)或C(OH-)的變化（ ）A、C(H+)和C(OH-)都減少B、C(H+)增大 C、C(OH-)增大D、C(H+)減小 2向純水中加入少量的KHSO4固體（溫度不變），則溶液的 （ ） A、pH值升高B、C(H+)和C(OH-)的乘積增大

7、 C、酸性增強D、OH-離子濃度減小 3100時，KW=1×10-12，對純水的敘述正確的是 （ ） A、pH=6顯弱酸性B、C(H+)=10-6mol/L，溶液為中性 C、KW是常溫時的10-2倍D、溫度不變沖稀10倍pH=7 pH與溶液酸堿性的關(guān)系(25時)pH溶液的酸堿性pH<7溶液呈 性，pH越小，溶液的酸性 pH=7溶液呈 性pH>7溶液呈 性，pH越大，溶液的堿性 練習題：1. 常溫時，水的離子積為Kw，當溫度升高時，水的Kw_。2. 溶液呈酸堿性的本質(zhì)是_。3. 向純水中加入金屬鈉時，平衡向_移動，c（H）_。4. 某溫度下，純水中的c（H+）=2.0

8、15;10-7 mol/L，則此時溶液中的c（OH-）= mol/L。5. 下列關(guān)于水的離子積常數(shù)的敘述中，正確的是( )A. 因為水的離子積常數(shù)的表達式是KW=c（H+）c（OH-），所以KW隨溶液c（H+）與c（OH-）的變化而變化；B. 水的離子積常數(shù)KW 與水的電離平衡常數(shù)K是同一物理量；C. 水的離子積常數(shù)僅僅與溫度有關(guān)，隨溫度的變化而變化； D. 水的離子積常數(shù)KW 與水的電離平衡常數(shù)K是兩個沒有任何關(guān)系的物理量；6. 液氨與水的電離相似，存在著微弱的電離：2NH3NH4+NH2-。對該體系的說法中錯誤的是( )A. 一定溫度下，液氨中c（NH4+）與c（NH2-）的乘積為一常數(shù)；

9、B. 液氨的電離達到平衡時，c（NH3）=c（NH2-）=c（NH4+）；C. 只要不加入其他物質(zhì)，液氨中c（NH4+）總是與c（NH2-）相等；D. 液氨中含有NH3、NH4+和NH2-等微粒。7. 在6份0.01mol/L氨水中分別加入下列各物質(zhì)：A濃氨水B純水 C少量K2CO3；D少量H2SO4；E少量NaOH固體；F少量Al2(SO4)3固體；（1）能使c（OH-）減小、c（NH4+）增大的是_ 。（2）能使c（OH-）增大、c（NH4+）減小的是_ _。（3）能使c（OH-）和c（NH4+）都增大的是_ _。（4）能使c（OH-）和c（NH4+）都減小的是_ _。一 溶液PH的測定方

10、法（1）酸堿指示劑法說明：常用的酸堿指示劑有石蕊、甲基橙、酚酞試液。常用酸堿指示劑的變色范圍指示劑變色范圍的石蕊<紅色58紫色>8藍色甲基橙<3.1紅色3.14.4橙色>4.4黃色酚酞<8無色810淺紅色>10紅色（2）試紙法使用方法： （3）PH計法二 PH的應用閱讀教材P49-50三 有關(guān)pH的計算（一）單一溶液的PH計算1、分別求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/L Ba(OH)2溶液的PH值。2、已知常溫下濃度為0.01mol/L的CH3COOH溶液的電離度為1%，求該溶液的PH值。（二）酸堿混合溶液的PH計算3、將PH=2的H2SO

11、4溶液與PH=4的H2SO4溶液等體積混合后,求溶液的PH值。4、將PH=8的NaOH溶液與PH=10的NaOH溶液等體積混合后,求溶液的PH值。5、常溫下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分別按體積比為1：1，11：9，9：11混合，分別求三種情況下溶液的PH值。（三）酸、堿加水稀釋后溶液的PH值6、常溫下，將PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分別稀釋1000倍，求所得溶液的PH值。思考：若在常溫下，將PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3·H2O溶液分別稀釋1000倍，則所得溶液的PH值在什么范圍之內(nèi)。1. 溶液的pH是指用c（H+）的負常用對數(shù)來表

12、示溶液的酸堿性強弱，即為_2. 溶液的酸性時，c（H+）_c（OH）（填“大于”、“小于”或“=”）3. pH的表示意義：表示溶液酸堿性的強弱，pH越小，_。4. 下列物質(zhì)pH大于7的是（ ）A. 食醋 B. 胃酸 C. 桔子 D. 海水5. 常溫下，0.1mol/L某一元弱堿的電離度為1，此時該堿溶液的pH為（ ）A. 3B. 10C. 11D. 136. 用pH試紙測定某無色溶液的pH值時，規(guī)范的操作是（ ）A. 將pH試紙放入溶液中觀察其顏色變化，跟標準比色卡比較 B. 將溶液倒在pH試紙上，跟標準比色卡比較 C. 用干燥的潔凈玻璃棒蘸取溶液，滴在pH試紙上，跟標準比色卡比較 D. 在試

13、管內(nèi)放入少量溶液，煮沸，把pH試紙放在管口，觀察顏色，跟標準比色卡比較 7. pH=13的強堿溶液pH=2的強酸溶液混合，所得混合液的pH=11，則強堿與強酸的體積比是 A. 11:1B. 9:1C. 1:11D. 1:98求下列溶液混合后的pH：(1) 把pH2和pH=4的兩種強酸溶液等體積混合，其pH 。(2) 把pH12和pH14的兩種強堿溶液等體積混合，其pH= 。(3) 把pH5的H2SO4溶液和pH8的NaOH溶液等體積混合，其pH 。9室溫時，將PH=5的H2SO4溶液稀釋10倍，則C（H+）：C（SO42-）= ；若再將稀釋后的溶液再稀釋100倍,則C（H+）：C（SO42-）

14、= 。C(OH-)1020mL0.01molLKOH溶液的pH為 ；30mL0.005molLH2SO4溶液的pH為 ；兩溶液混合后，溶液的pH為 。11設(shè)水的電離平衡線如右圖所示。（1）若以A點表示25°時水在電離平衡時的粒子濃度，當溫度升高到100°時，水的電離平衡狀態(tài)到B點，則此時水的離子 10-6積從_增加到_；10-7（2）將PH=8的Ba(OH)2溶液與PH=5的稀鹽酸混合，并保持10-7 10-6 C(H+)在100°的恒溫，欲使混合溶液的PH=7，則Ba(OH)2溶液和鹽酸的體積比為_ 。歸納總結(jié)一 強酸、強堿溶液混合時pH的計算c（OH）混或c（

15、H+）混=c（H+）混V酸c（OH）混V堿/V酸+V堿，分式上為絕對值混合物質(zhì)兩種溶液pH關(guān)系等體積混合后溶液pHA、B均為強酸pHA<pHB（pH相差兩個單位以上）pHA+0.3A、B均為強堿pHA<pHB（pH相差兩個單位以上）pHB0.3A是強酸、B是強堿pHA+pHB=147pHA+pHB<14(酸剩余)若pHA+pHB12則pHA+0.3pHA+pHB>14(堿剩余)若pHA+pHB16則pHB0.3二、稀釋的簡單估算1. 強酸 pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n2. 弱酸 pH=a，加水稀釋10n倍，則pH<a+n3. 強堿 pH=b，加水稀釋

16、10n倍，則pH=b-n4. 弱堿 pH=b，加水稀釋10n倍，則pH>b-n解讀中和滴定一、中和滴定的原理1. 定義：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. 原理：在酸堿中和反應中，使用一種已知物質(zhì)的量濃度的酸或堿溶液跟未知濃度的堿或酸溶液完全中和，測出二者所用的體積，根據(jù)化學方程式中酸和堿完全中和時的物質(zhì)的量的比值，從而求得求知濃度的堿或酸溶液的物質(zhì)的量濃度。C(B)=3. 關(guān)鍵點：(1) 準確地測定兩種溶液的體積 (2) 準確地判斷滴定終點 酸堿中和滴定的關(guān)鍵有兩個：其一是要準確測定出參加中和反應的酸、堿溶液的體積，這需要選用精確度較高的實驗儀器，并正確使用，其二

17、是要準確判斷中和反應是否恰好完全反應，這需要選用適當?shù)乃釅A指示劑，并通過顏色變化來準確判斷中和情況指示劑變色情況強堿滴定酸酚酞無色粉紅色酸滴定強堿粉紅色無色堿滴定強酸甲基橙紅色橙色強酸滴定堿黃色紅色 4. 酸堿指示劑的選擇酸堿恰好完全中和的時刻叫滴定終點，為準確判定滴定終點，須選用變色明顯，變色范圍的pH與恰好中和時的pH吻合的酸堿指示劑。通常是甲基橙或酚酞指示劑而不能選用石蕊試液。指示劑的用量一般是2-3滴。當指示劑剛好變色，并在半分鐘內(nèi)不褪色，即認為已達到滴定終點。二、實驗儀器1、滴定管的結(jié)構(gòu) 酸式滴定管有一玻璃活塞，因堿溶液與玻璃反應生成硅酸鹽，是一種礦物膠，具有粘性，故不能把堿溶液裝入

18、酸式滴定管。而堿式滴定管有一段橡皮膠管，因此，不能裝酸液，酸會腐蝕橡皮管；堿式滴定管也不能裝有氧化性的溶液，氧化劑會把橡皮管氧化。2、滴定管的使用：(1) 檢漏 （2）潤洗儀器 (3) 裝液 從滴定管上口倒入35mL盛裝的溶液，傾斜著轉(zhuǎn)動滴定管，使液體濕潤全部滴定管內(nèi)壁，然后用手控制活塞，將液體放入預置的燒杯中。在加入酸、堿反應液之前，潔凈的酸式滴定管和堿式滴定管還要分別用所要盛裝的酸、堿溶液潤洗2-3次。三、中和滴定操作 中和滴定前，必須用滴定液多次潤洗滴定管，以確保溶液的濃度不被剩余在滴定管中的水稀釋變?。患尤胫甘緞┑牧靠刂圃?滴3滴，以避免指示劑消耗酸或堿；臨近終點時，滴液要慢，至指示劑變色“不立即”褪去或變?yōu)樵礊榻K點，避免過量。重視測定結(jié)果的復核。即重復實驗測定2次以上，取實驗平均值。根據(jù)計算公式，求出計算值。四、數(shù)據(jù)處理 此題有兩種方法，一是教材所給出的，先求出三次滴定時消耗的鹽酸的中，并求出其耗用鹽酸的體積的平均值。本法適用于每次所取待測液體積相同時的數(shù)據(jù)處理。二是分別未別求出NaOH溶液待測溶液的體積，再求平均值。本法適用于每次所取待測注的體積不同時的數(shù)據(jù)處理，若計算出的三個濃度的數(shù)據(jù)相差較大，表明實驗失敗，應重做。注意：滴定法測定待測液的濃度時，消耗標準溶液偏多，則結(jié)果偏高；消耗標準溶液偏少，則結(jié)果偏紙。其誤差可從計算式分析，