高考化學一輪復習課件：第28課時《水的電離和溶液的酸堿性》(3高考2模擬)

1、第28課時水的電離和溶液的酸堿性課標版課標版 化學化學考試要點考試要點命題規(guī)律命題規(guī)律備考策略備考策略1.了解水的電離,離子積常數(shù)。2.了解溶液pH的定義,能進行pH的簡單計算。3.了解測定溶液pH的方法。1.高考對本課時知識的考查主要有:(1)水的電離平衡及影響因素;(2)溶液的酸堿性及pH計算;(3)酸堿中和滴定實驗及誤差分析。2.題型以選擇題為主,難度適中。如2015年重慶理綜,3T;2014年山東理綜,13T等。對本課時知識的復習應(yīng)注意以下幾點:理解平衡思想在水的電離平衡中的應(yīng)用;掌握溶液中水電離出的c(H+)、c(OH-)的計算;掌握溶液酸堿性的判斷和pH的計算;掌握酸堿中和滴定實驗

2、及誤差分析。考綱導學考綱導學一、水的電離一、水的電離1.電離方程式水是極弱的電解質(zhì),水的電離方程式為H2O+H2O H3O+OH-或H2O H+OH-。2.水的離子積常數(shù)KW=c(H+)c(OH-)(1)室溫下:KW= 。(2)影響因素:只與 有關(guān),升高溫度,KW 。(3)適用范圍:KW不僅適用于純水,也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。(4)KW揭示了在任何水溶液中均存在H+和OH-,只要溫度不變,KW不變。3.影響水電離平衡的因素140教材研讀教材研讀1 1溫度溫度增大增大(1)升高溫度,水的電離程度 ,KW 。(2)加入酸或堿,水的電離程度 ,KW 。(3)加入可水解的鹽(如FeCl3、Na2CO

3、3),水的電離程度 ,KW 。自測自測125 時,水中存在電離平衡:H2O H+OH-(H0)。下列敘述正確的是( )A.將水加熱,KW增大,pH不變B.向水中加入少量NaHSO4固體,c(H+)增大,KW不變C.向水中加入少量NaOH固體,平衡逆向移動,c(OH-)降低D.向水中加入少量NH4Cl固體,平衡正向移動,c(OH-)增大增大增大增大增大減小減小不變不變增大增大不變不變答案 B將水加熱時,電離平衡右移,電離出的c(H+)、c(OH-)均增大,pH減小,A項錯誤;加入NaHSO4固體,c(H+)增大,平衡逆向移動,溫度未變化,KW不變,B項正確;加入少量NaOH固體,c(OH-)增大

4、,平衡逆向移動,C項錯誤;加入少量NH4Cl固體,N水解使平衡正向移動,c(OH-)減小,D項錯誤。自測自測2判斷下列說法是否正確。(1)在蒸餾水中滴加濃H2SO4,KW不變。( )(2)25 與60 時,水的pH相等。( )(3)25 時NH4Cl溶液的KW小于100 NaCl溶液的KW。( )(4)由水電離的c(H+)=110-14 molL-1的溶液中:C、K+、Cl-、HC能大量共存。( )答案 (1) (2) (3) (4)4H2a3O二、溶液的酸堿性和二、溶液的酸堿性和pH1.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)酸性溶液:c(H+) c(O

5、H-),常溫下,pH 7。(2)中性溶液:c(H+) c(OH-),常溫下,pH 7。(3)堿性溶液:c(H+) c(OH-),常溫下,pH 7。2.溶液的pH(1)計算公式:pH= 。(2)測量方法=-lgc(H+)a.pH試紙法:用鑷子夾取一小塊試紙放在潔凈的 或表面皿上,用玻璃棒蘸取待測溶液點在試紙的中央,變色后與標準比色卡對照,即可確定溶液的pH。b.pH計測量法(3)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系常溫下:玻璃片玻璃片自測自測3 將pH=3的鹽酸a L分別與下列三種溶液混合后,混合液均呈中性:b L 110-3molL-1的氨水c L c(OH-)=110-3molL-1的氨水d L c(O

6、H-)=110-3molL-1的Ba(OH)2溶液,其中a、b、c、d的關(guān)系正確的是( )A.ba=dcB.a=bcdC.a=bdcD.ca=db答案 ApH=3的鹽酸中c(H+)=110-3 molL-1,與c(OH-)=110-3 molL-1的Ba(OH)2溶液混合,混合液呈中性時二者的體積相等,故a=d;NH3H2O為弱堿,若110-3 molL-1的氨水與pH=3的鹽酸等體積混合,則正好完全反應(yīng)生成NH4Cl,N水解使溶液呈酸性,故若要使溶液呈中性則應(yīng)使ba;c(OH-)=110-3 molL-1的氨水中c(NH3H2O)110-3 molL-1,故與pH=3的鹽酸混合,若要使溶液呈

7、中性,則應(yīng)使ac,故有ba=dc。4H自測自測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。( )(2)相同濃度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等體積混合。( )(3)相同濃度的NH3H2O溶液和鹽酸等體積混合。( )(4)pH=2的鹽酸和pH=12的NaOH溶液等體積混合。( )(5)pH=3的鹽酸和pH=10的NaOH溶液等體積混合。( )(6)pH=3的鹽酸和pH=12的NaOH溶液等體積混合。( )(7)pH=2的CH3COOH溶液和pH=12的NaOH溶液等體積混合。( )(8)pH=2的鹽酸和pH=12的NH

8、3H2O溶液等體積混合。( )答案 (1)中性 (2)堿性 (3)酸性 (4)中性 (5)酸性 (6)堿性 (7)酸性 (8)堿性三、酸堿中和滴定三、酸堿中和滴定1.實驗原理利用酸堿中和反應(yīng),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。以標準鹽酸滴定待測的NaOH溶液為例,待測的NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度c(NaOH)=。酸堿中和滴定的關(guān)鍵:(1)準確測定標準液的 。(2)準確判斷滴定終點。2.實驗用品(HCl)(HCl)(NaOH)cVV體積體積(1)試劑:標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。(2)主要儀器: 滴定管(如圖A)、 滴定管(如圖B)、滴定管夾、鐵架臺、燒杯、錐形瓶。

9、(3)滴定管使用注意事項:a.“0”刻度在上,精確度為0.01 mL。酸式酸式堿式堿式b.酸性、氧化性試劑一般用 滴定管,因為酸性、氧化性物質(zhì)易 ;堿性試劑一般用 滴定管,因為堿性物質(zhì)易 ,致使 無法打開。3.實驗操作(1)滴定前的準備a.滴定管:查漏洗滌潤洗裝液排氣泡調(diào)液面記錄。b.錐形瓶:洗滌注待測液加指示劑。(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)終點判斷酸式酸式腐蝕或氧化橡膠腐蝕或氧化橡膠堿式堿式腐蝕玻璃腐蝕玻璃活塞活塞滴入最后一滴標準液,指示劑變色,且在半分鐘內(nèi) 為原來的顏色,視為滴定終點并記錄標準液的體積。(4)數(shù)據(jù)處理重復滴定操作2

10、3次,求出用去標準溶液的體積的 值,根據(jù)c(待測)=計算。4.常用酸堿指示劑及變色范圍()()()cVV標準標準待測不恢復不恢復平均平均指示劑變色范圍的pH及對應(yīng)顏色石蕊8.0藍色甲基橙4.4黃色酚酞10.0紅色5.選擇指示劑的基本原則變色要靈敏,變色范圍要小,使變色范圍盡量與滴定終點溶液的酸堿性一致。(1)滴定終點溶液呈堿性時,用酚酞作指示劑,例如用NaOH溶液滴定醋酸。(2)滴定終點溶液呈酸性時,用甲基橙作指示劑,例如用鹽酸滴定氨水。(3)強酸滴定強堿一般用甲基橙,但用酚酞也可以。(4)并不是所有的滴定都須使用指示劑,如用標準Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液時,KMnO4顏色褪去時即為滴

11、定終點。6.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:步驟 操作 V(標準) c(待測)洗滌 酸式滴定管未用標準溶液潤洗 變大 堿式滴定管未用待測溶液潤洗 變小 偏低 錐形瓶用待測溶液潤洗 變大 偏高 錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水 取液 放出堿液的滴定管開始有氣泡,放出液體后氣泡消失 變小 偏低偏高偏高不變不變無影響無影響滴定 酸式滴定管滴定前有氣泡,滴定終點時氣泡消失 變大 偏高 振蕩錐形瓶時部分液體濺出 變小 部分酸液滴出錐形瓶外 變大 偏高 讀數(shù)滴定前讀數(shù)正確,滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯) 變小 滴定前讀數(shù)正確,滴定后仰視讀數(shù)

12、(或前俯后仰) 變大 偏低偏低偏低偏低偏高偏高自測自測5判斷下列說法是否正確。(1)滴定管裝滴定液前應(yīng)先用滴定液潤洗。( )(2)“中和滴定”實驗中,錐形瓶用蒸餾水洗凈后即可使用,滴定管用蒸餾水洗凈后,須經(jīng)潤洗后方可使用。( )(3)滴定終點就是酸堿恰好中和的點。( )答案 (1) (2) (3)自測自測6某學生用已知物質(zhì)的量濃度的鹽酸來測定未知物質(zhì)的量濃度的NaOH溶液時,選擇甲基橙作指示劑。請?zhí)顚懴铝锌瞻?(1)用標準鹽酸滴定待測的NaOH溶液時,左手握酸式滴定管的活塞,右手搖動錐形瓶,眼睛注視 ,直到因加入一滴鹽酸后,溶液由黃色變?yōu)槌壬?并 為止。(2)下列操作中可能使所測NaOH溶液的

13、濃度數(shù)值偏低的是 (填字母序號)。A.酸式滴定管未用標準鹽酸潤洗就直接注入標準鹽酸B.滴定前盛放NaOH溶液的錐形瓶用蒸餾水洗凈后沒有干燥C.酸式滴定管在滴定前有氣泡,滴定后氣泡消失D.讀取鹽酸體積時,開始仰視讀數(shù),滴定結(jié)束時俯視讀數(shù)(3)若滴定開始和結(jié)束時,酸式滴定管中的液面如圖所示,則起始讀數(shù)為 mL,終點讀數(shù)為 mL,所用鹽酸溶液的體積為 mL。(4)某學生根據(jù)3次實驗分別記錄有關(guān)數(shù)據(jù)如下表:滴定次數(shù)待測NaOH溶液的體積/mL0.100 0 molL-1鹽酸的體積/mL滴定前刻度滴定后刻度溶液體積/mL第一次25.000.0026.1126.11第二次25.001.5630.3028.

14、74第三次25.000.2226.3126.09依據(jù)上表數(shù)據(jù)列式計算該NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度。答案 (1)錐形瓶中溶液顏色變化在半分鐘內(nèi)不變色(2)D (3)0.0026.1026.10(4)=26.10 mL,c(NaOH)=0.14 4 molL-1解析 (2)滴定管未用標準鹽酸潤洗,內(nèi)壁附著一層水,可將加入的鹽酸稀釋,消耗相同量的堿,所需鹽酸的體積偏大,結(jié)果偏高;用堿式滴定管取出的待測NaOH溶液的物質(zhì)的量一旦確定,倒入錐形瓶后,水的加入不影響OH-的物質(zhì)的量,也就不影響結(jié)果;若排出氣泡,液面會下降,故讀取V酸偏大,結(jié)果偏高。V26.11 mL26.09 mL210.100 0mol

15、 L26.10 25.00 mLmL考點一影響水電離平衡的因素以及水電離出的考點一影響水電離平衡的因素以及水電離出的c c(H(H+ +) ) 或或c c(OH(OH- -) )的計算的計算1.外界條件對水電離的影響2.溶液中H+或OH-的來源(1)常溫下,中性溶液c(OH-)=c(H+)=10-7 molL-1考點突破考點突破(2)溶質(zhì)為酸的溶液H+和OH-的來源H+來源于酸的電離和水的電離,而OH-全部來自水的電離,水電離產(chǎn)生的c(H+)=c(OH-)。實例如計算常溫下pH=2的鹽酸中水電離出的c(H+),方法 是先求出溶液中的c(OH-)=(KW/10-2) molL-1=10-12 m

16、olL-1,即水電離出的c(H+)=c(OH-)=10-12 molL-1。(3)溶質(zhì)為堿的溶液H+和OH-的來源OH-來源于堿的電離和水的電離,而H+全部來自水的電離,水電離產(chǎn)生的c(OH-)=c(H+)。實例如計算常溫下pH=12的NaOH溶液中水電離出的c(OH-),方法是先求出溶液中的c(H+)=10-12 molL-1,即水電離出的c(OH-)=c(H+)=10-12 molL-1。(4)溶質(zhì)為水解呈酸性或堿性的鹽的溶液常溫下pH=5的NH4Cl溶液中H+全部來自水的電離,由水電離的c(H+)=10-5 molL-1,因為部分OH-與N結(jié)合,c(OH-)= molL-1=10-9 molL-1。常溫下pH=12的Na2CO3溶液中OH-全部來自水的電離,由水電離出的c(OH-)= molL-1=10-2 molL-1。4HW510KW1210K典例典例1現(xiàn)有常溫下的四種溶液:0.01 mol/L的醋酸溶液0.01 mol/L的鹽酸pH=12的氨水pH=12的NaOH溶液。下列說法正確的是( )A.水的電離程度中最小,中最大B.水的電離程度中最大,、中相等C.將、等體積混合,所得的溶液中由水電離出來的c(OH-)11 mol/L7070答案 BC中c(H+)0.01 mol/L,中c(H+)=0.0