新教材2021-2022學(xué)年人教版高中化學(xué)選擇性必修1第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡學(xué)案講義

第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡TOC\o"1-5"\h\z\o"CurrentDocument"第一節(jié)電離平衡 1\o"CurrentDocument"第二節(jié)水的電離和溶液的pH 19\o"CurrentDocument"第一課時(shí)水的電離溶液的酸堿性與pH 19\o"CurrentDocument"第二課時(shí)酸堿中和滴定 33\o"CurrentDocument"第三節(jié)鹽類的水解 51\o"CurrentDocument"第一課時(shí)鹽類的水解 51\o"CurrentDocument"第二課時(shí)影響鹽類水解的主要因素鹽類水解的應(yīng)用 64\o"CurrentDocument"第四節(jié)沉淀溶解平衡 83第一節(jié)電離平衡明課程標(biāo)準(zhǔn)扣核心素養(yǎng).從電離、離子反應(yīng)、化學(xué)平衡的角度認(rèn)識(shí)電解質(zhì)水溶液的組成、性質(zhì)和反應(yīng)。.認(rèn)識(shí)弱電解質(zhì)在水溶液中存在的電離平衡。.了解電離平衡常數(shù)的含義。.宏觀辨識(shí)與微觀探析:能根據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象辨識(shí)強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì),認(rèn)識(shí)弱電解質(zhì)的電離特點(diǎn)及其溶液的組成等。.變化觀念與平衡思想：能理解電離平衡的特點(diǎn),運(yùn)用動(dòng)態(tài)平衡的觀點(diǎn)分析濃度、溫度等條件變化對(duì)電離平衡的影響,利用電離平衡常數(shù)進(jìn)行分析和計(jì)算。超點(diǎn)國畫日! 強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)常溫下,取相同體積、濃度均為01molL」的鹽酸和醋酸,比較它們pH的大小,試驗(yàn)其導(dǎo)電能力,并分別與等量鎂條反應(yīng)。觀察、比較并記錄現(xiàn)象如下表:酸0.1mol-L1鹽酸0.1mol-L1醋酸PH1>1導(dǎo)電能力強(qiáng)弱與鎂條反應(yīng)劇烈反應(yīng),產(chǎn)生氣泡緩慢反應(yīng),產(chǎn)生氣泡［問題探討］.常溫下濃度均為0.1mol1r的鹽酸和醋酸溶液中,。(H+)相同嗎?你能根據(jù)二者的pH判斷其電離程度嗎?提示:不相同,pH越大,c(H+)越小,0.1mol?じ|鹽酸溶液中c(H*)大。0.1moLL-i鹽酸溶液的pH=l,則c(H+)=0.1mol-L1,說明HC1完全電離;而0.1mol?L-1醋酸溶液的pH>l?則c(H+)<0.1mol-L_1,說明CH3coOH只有一部分發(fā)生了電離。.電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力與什么有關(guān)?為什么同濃度的醋酸溶液的導(dǎo)電能カ比鹽酸的弱?提示:溶液的導(dǎo)電能力與溶液中的離子濃度大小有關(guān),離子濃度越大,導(dǎo)電能力越強(qiáng);同濃度的鹽酸和醋酸中,鹽酸完全電離,離子濃度大,醋酸部分電離,離子濃度小,故同濃度的醋酸溶液的導(dǎo)電能力比鹽酸的弱。.等量的鎂與同等濃度的鹽酸和醋酸反應(yīng)的速率不相同,說明了兩種溶液中哪種離子的濃度不同?提示：等濃度的鹽酸和醋酸與Mg反應(yīng)的速率不同,說明了兩種溶液中c(H+)不相同。.通過以上實(shí)驗(yàn)得出的實(shí)驗(yàn)結(jié)論是什么?請(qǐng)判斷HC1、CH3coOH中哪種物質(zhì)是弱電解質(zhì)。提示:HCI和CH3coOH在水中的電離程度不同。HCI為強(qiáng)電解質(zhì),CH3coOH為弱電解質(zhì)。歸納總結(jié).強(qiáng)、弱電解質(zhì)的概念(1)強(qiáng)電解質(zhì):在水中能夠全部電離的電解質(zhì)稱為強(qiáng)電解質(zhì)。(2)弱電解質(zhì)：在水中只有部分電離的電解質(zhì)稱為弱電解質(zhì)。.電解質(zhì)的分類強(qiáng)電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)「｛強(qiáng)酸 HC1,HzSOハHNO3,HC1O?等f［強(qiáng)堿TKOH、NaOH、Ba(OH)2等--＞［NaC］、Na2soハNaHCO,等［名師點(diǎn)撥］(1)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與其溶解性無關(guān)某些鹽如BaSO4、CaCCh等,雖難溶于水卻是強(qiáng)電解質(zhì);而如CH3coOH、NH3?H2O盡管易溶于水,卻部分電離,是弱電解質(zhì)。(2)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液的導(dǎo)電能力沒有必然聯(lián)系溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱由溶液中自由離子的濃度和離子所帶電荷的多少?zèng)Q定，很稀的強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力很弱，濃度較大的弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力可能較強(qiáng),因此弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定弱。(3)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與化學(xué)鍵沒有必然聯(lián)系一般強(qiáng)電解質(zhì)中含有離子鍵或強(qiáng)極性共價(jià)鍵，但含有強(qiáng)極性共價(jià)鍵的化合物不一定是強(qiáng)電解質(zhì)，如HF就是弱電解質(zhì)。配套練習(xí).某離子化合物MCKs)在水中溶解并發(fā)生電離,該過程的微觀示意圖如圖所示。已知Na為阿伏加德羅常數(shù)的值,下列相關(guān)說法正確的是()MCl(s)在水中的溶解和電離MCI為弱電解質(zhì),在水中僅部分電離MCI在水分子作用下的溶解和電離是物理變化C,固體離子化合物MCI中因含有陰、陽離子而能導(dǎo)電D.M’和C「均與水分子中的氧原子結(jié)合成水合離子解析:選B根據(jù)圖示可知,MCI在水中完全電離,屬于強(qiáng)電解質(zhì),A錯(cuò)誤;MCI在水分子作用下的溶解和電離沒有產(chǎn)生新物質(zhì),是物理變化，B正確:固體離子化合物MCI中含有陰、陽離子,但不能自由移動(dòng),不能夠?qū)щ?C錯(cuò)誤;根據(jù)圖示可知,M+與水分子中的氧原子結(jié)合成水合離子,C廠與水分子中的氫原子結(jié)合成水合離子,D錯(cuò)誤。2.下列說法中,正確的是()A.強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能カー定比弱電解質(zhì)溶液的強(qiáng)B,強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液中不存在分子SO2和乙醇均屬于共價(jià)化合物,在水中都不能電離,均屬于非電解質(zhì)D.不同的弱電解質(zhì)只要物質(zhì)的量濃度相同,電離程度也相同解析:選C溶液的導(dǎo)電能力與溶液中的離子濃度及離子所帶的電荷數(shù)有關(guān),與電解質(zhì)的強(qiáng)弱無關(guān),強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不ー定比弱電解質(zhì)溶液的強(qiáng),故A錯(cuò)誤;強(qiáng)電解質(zhì)溶于水的部分完全電離,但水是弱電解質(zhì),微弱電離,大部分以水分子的形式存在,故B錯(cuò)誤;SO2自身不能電離,是非電解質(zhì),乙醇在水中不能電離，是非電解質(zhì)，故C正確;不同的弱電解質(zhì)溶液濃度相同時(shí),電離程度不一定相同,故D錯(cuò)誤。廟雕畫0 弱電解質(zhì)的電離平衡［情境素材］弱電解質(zhì)醋酸在水中部分電離,電離的示意圖如下。修酸根為ア水合タ修酸根為ア水合タ黨一般酸分子/以マ丄水分子在一定溫度下,上述醋酸加水稀釋,溶液的導(dǎo)電能力⑺隨加入水的體積(V)變化的曲線可用下圖表示。［情境探究］.醋酸溶于水,部分電離產(chǎn)生離子,表示為CH3coOH-CH3coeF+H,,溶液中的CH3co0一和H+相互碰撞又會(huì)結(jié)合生成醋酸分子,該過程表示為CH3coeT+H+—?CH3coOH。據(jù)此，你能寫出醋酸的電離方程式嗎?提示:醋酸的電離是可逆的,電離方程式為CH3coOH=CH3coCT+H+。.向醋酸水溶液中滴入幾滴紫色石蕊試液,溶液變紅,加熱后,溶液的顏色如何變化?其原因是什么?提示:溶液的紅色加深;原因是醋酸的電離是吸熱的過程,升高溫度,電離平衡向右移動(dòng),c(H+)增大,溶液紅色加深。.依據(jù)醋酸加水稀釋的導(dǎo)電能力⑺ー加水的體積(V)的圖像回答下列問題：(1)。點(diǎn)導(dǎo)電能力為0的理由是什么?提示:在。點(diǎn)處醋酸未電離，無離子存在。(2)ハ氏c三點(diǎn)處,溶液中c(H+)由小到大的順序是什么?CH3coOH電離程度最大的是哪一點(diǎn)?提示:c<a<b。溶液的導(dǎo)電能力主要由離子濃度和離子所帶電荷數(shù)來決定，題目中的圖像說明醋酸加水稀釋過程中,離子濃度隨著水的加入先逐漸增大到最大值又逐漸減小,故b點(diǎn)c(H+)最大,c點(diǎn)最小，即:c<a<b\其中CH3coOH電離程度最大的是。點(diǎn)。(3)上述圖像能否說明醋酸為弱酸?提示：能。a?O階段,加水稀釋，醋酸溶液的c(K)有增大的趨勢(shì),說明醋酸沒有完全電離,存在電離平衡且沒有達(dá)到平衡狀態(tài)。歸納總結(jié).弱電解質(zhì)的電離平衡在一定條件下(如溫度和濃度),弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí),電離過程達(dá)到電離平衡狀態(tài)。如圖所示：古、弱電解質(zhì)分子電?些、、、離成離ア的速率;以、、、 1兩種速率相等,、、ー、一:處于電離平衡狀態(tài)

離子結(jié)ゐ?成弱電

解質(zhì)分子的速率.影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素(1)內(nèi)因:電解質(zhì)本身的性質(zhì)決定了弱電解質(zhì)在水中達(dá)到電離平衡時(shí)電離程度的大小。(2)外因①溫度:一般情況下,由于弱電解質(zhì)的電離過程吸熱,因此升高溫度,電離平衡向電離方向移動(dòng),電離程度增大。②濃度：同一弱電解質(zhì),增大溶液的濃度,電離平衡向電離方向移動(dòng),但電離程度減小;稀釋溶液時(shí),電離平衡向電離方向移動(dòng),且電離程度增大,但往往會(huì)使溶液中離子的濃度減小。③相同離子：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì),電離平衡逆向移動(dòng),電離程度減小,如下所示：CH$COONa—=CH§C()(廠+Na+ch3cooh^^ch3c()(r+h4平衡逆向移動(dòng)④反應(yīng)離子：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子發(fā)生反應(yīng)的離子時(shí),電離平衡向電離方向移動(dòng)。如向CH3coOH溶液中加入NaOH固體，因H+與OH一反應(yīng)生成比〇,使c(H)減小,CH3coOH的電離平衡正向移動(dòng),電離程度增大。3.電離方程式的書寫類型電離方程式的特點(diǎn)典型例子強(qiáng)電解質(zhì)完全電離,電離方程式寫”一,，H2SO4=2H1+SOrNaOH=Na++OH"NaHSO4=Na++H++SOf弱電解質(zhì)一元弱酸或弱堿不完全電離,電離方程式寫“ ”CH3COOH CH3coO+H*NH3?H2O NH4+OH"多元弱酸分步電離，以第一步為主,電離方程式寫“ 99H2c〇3HCO；H++HCO3(主)H++CO3"(次)多元弱堿分步電離,以第一步為主,電離方程式寫“ 99Cu(OH)2Cu(OH)+Cu(OH)'+OH-Cu2++OH-［名師點(diǎn)撥］(1)弱電解質(zhì)的電離是吸熱的過程。(2)在弱電解質(zhì)溶液中,弱電解質(zhì)分子、離子在溶液中共存,完全不同于強(qiáng)電解質(zhì)。(3)弱電解質(zhì)在溶液中的電離都是微弱的,一般來說,電離的分子極少，絕大多數(shù)弱電解質(zhì)以分子形式存在,0.1molL-CH3coOH溶液中,c(H+)大約為lX10-3mol?し",〇(4)弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡后，加水稀釋，電離程度增大,但電解質(zhì)分子、電解質(zhì)電離出的離子(包括H+或OH1的濃度減小。判斷離子濃度比值變化時(shí),只考慮物質(zhì)的量的比值即可。(5)酸式鹽:強(qiáng)酸的酸式鹽完全電離,ー步完成。如:NaHSO4=Na++H++SOf(水溶液)，NaHSO4=Na++HSO；(熔融狀態(tài))。弱酸的酸式鹽強(qiáng)中有弱,分步完成。如:NaHCO3=Na++HCO；,HCO；=H++COf〇配套練習(xí)1.常溫下,在pH=5的CH3coOH溶液中存在如下電離平衡:CH3coOH==CH3coeF+H+,溫度不變時(shí),對(duì)于該電離平衡下列敘述正確的是()A.加入少量NaOH固體,平衡向右移動(dòng),c(H')減小B.加少量CH3coONa固體于醋酸溶液中,醋酸的電離平衡向右移動(dòng)C,加入水時(shí),平衡向右移動(dòng),CH3coOH的電離常數(shù)增大D.加入少量pH=5的硫酸,溶液中c(H-)增大解析:選A加入少量NaOH固體,氫氧化鈉電離出的氫氧根離子與CH3coOH電離出的H+發(fā)生反應(yīng)生成水,導(dǎo)致溶液中氫離子濃度減小,故A正確;加入少量CH3coONa固體,c(CH3co〇ー)增大,醋酸的電離平衡向左移動(dòng),故B錯(cuò)誤;加水促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離,則電離平衡正向移動(dòng),由于溫度不變,則醋酸的電離平衡常數(shù)不會(huì)變化,故C錯(cuò)誤;pH=5的CH3coOH溶液中,氫離子濃度為IXlO-moi?L」，pH=5的硫酸溶液中氫離子濃度為lX10-5mo|?L兩溶液中氫離子濃度相等,混合后電離平衡不移動(dòng),則混合液中c(H+)不變,故D錯(cuò)誤。2.下列物質(zhì)在水溶液中的電離方程式書寫正確的是()SO2+H2O=H2SO3NaHSO4=Na++H++SOrH3Po4=3H++POrNaHCO3=Na++H+H-COf解析:選BSO2+H2O=H2so3是二氧化硫和水反應(yīng)的化學(xué)方程式,A錯(cuò)誤;硫酸氫鈉在水中電離出鈉離子、氫離子、硫酸根離子,電離方程式是NaHSO4=Na++H++SOf,B正確:磷酸是弱酸,分步電離，以第一步為主,磷酸的電離方程式是H3Po4=H++H2PO；,H2PO；=H++HPOf,HPOfH++POf,C錯(cuò)誤;碳酸氫鈉是弱酸的酸式鹽,碳酸氫鈉在水溶液中電離出鈉離子和碳酸氫根離子,電離方程式是NaHCO3=Na++HCO；,D錯(cuò)誤。(1)H2s溶于水的電離方程式為 (2)向H2s溶液中加入NaOH固體時(shí),電離平衡向(填'’左"或“右”)移動(dòng),c(H+)(填“增大”“減小”或“不變”,下同)，c(S2-)。(3)向H2s溶液中加入Na2s固體時(shí),電離平衡向(填“左”或“右”)移動(dòng),c(H+)(填“增大”“減小”或“不變”,下同)，c(S2-)0解析：(1)H2s是二元弱酸,屬于弱電解質(zhì),分兩步電離:H2S=H'+HS-,HS=H++S2〇(2)向H2S溶液中加入NaOH固體時(shí),OFF與H卡結(jié)合,電離平衡向右移動(dòng),所以以ピ)減小,c(S2-)增大。(3)Na2s為強(qiáng)電解質(zhì),當(dāng)加入Na2s固體時(shí),Na2s電離出S2',。俗ユ)增大,電離平衡向左移動(dòng),溶液中c(H+)減小。答案:(1)H2S=H++HS\HS-=H*+S2-(2)右減小增大(3)左減小增大電離平衡常數(shù)1.實(shí)驗(yàn)?zāi)康谋容^CH3coOH1.實(shí)驗(yàn)?zāi)康谋容^CH3coOH與H2co3的酸性強(qiáng)弱及電離常數(shù)的大小。N^CQ,溶液CIhCOOH溶液2.實(shí)驗(yàn)操作如圖所示,向盛有2mLimol?い醋酸的試管中滴加1molNa2co3溶液。3.實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象:有氣泡產(chǎn)生。［問題探討］1.寫出實(shí)驗(yàn)中所涉及化學(xué)反應(yīng)的離子方程式。提示:2cH3COOH+CO,=CO2t+H2c)+2CH3co〇，2.盛放醋酸溶液的試管中有大量氣泡產(chǎn)生,試比較CH3coOH和碳酸酸性的相對(duì)強(qiáng)弱及其電離常數(shù)的大小關(guān)系。提示:CHjCOOH的酸性強(qiáng)于H2co3:電離常數(shù)Ka(CH3coOH)>Ka(H2co3)。.向飽和H3BO3溶液中滴加Na2co3溶液無明顯現(xiàn)象,試比較H3BO3和H2co3酸性的相對(duì)強(qiáng)弱,及其電離常數(shù)的大小關(guān)系。提示：H3BO3的酸性弱于H2co3;電離常數(shù)Ka(H2co3)>Ka(H3BO3)。4.通過上述實(shí)驗(yàn),你得出的實(shí)驗(yàn)結(jié)論是什么?提示:酸性越強(qiáng),電離常數(shù)越大,即Ka(CH3coOH)>Ka(H2co3)>Ka(H3BO3)。歸納總結(jié).電離常數(shù)的概念在一定條件下,當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí),溶液里各組分的濃度之間存在一定的關(guān)系。對(duì)于一元弱酸或一元弱堿來說,溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的乘積,與溶液中未電離分子的濃度之比是ー個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù),用K表示(弱酸用K,表示,弱堿用Kb表示)。.表達(dá)式(1)一元弱酸、一元弱堿的電離常數(shù)例如:CH3COOH=CH3COO-+H+,c_(CH3coeT)c_(H+)Klc(CH3COOH)'NH3?H2O=NH4+OH",c_(NH；)c_(OH)ハ?1c(NH3?H2O)°(2)多元弱酸、多元弱堿的電離常數(shù)①多元弱酸或多元弱堿的每一步電離都有電離常數(shù),這些電離常數(shù)各不相同,通常用Kal、Ka2或Kbi、Kb2等加以區(qū)別。例如25c時(shí)，H2c03的電離分兩步:H2c〇3H2c〇3=H++HCO；c_(H1)-c(HCO；)

c(H2CO3)=4.5X10-7,, c(H+)-c(CO,") nHCO3=H++CO3,Ka2= ハ…ーヽ =4.7X10-11。C(HCO3)②一般多元弱酸或多元弱堿各步電離常數(shù)的大小為Kal》Ka2，Kbl》Kb2,因此,多元弱酸(或弱堿)的酸性(或堿性)主要由第一步電離決定(八字訣:分步進(jìn)行,ー步定性)。.電離常數(shù)的影響因素(內(nèi)因(決定因素)——弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)影響因素， 亠系［外因——溫度(隨溫度升高而增大)電離常數(shù)只與溫度有關(guān),而不受粒子濃度的影響。由于電解質(zhì)的電離過程吸熱,故電離常數(shù)隨著溫度的升高而增大.電離常數(shù)的意義(1)一定溫度下,電離常數(shù)越大,弱電解質(zhì)的電離程度越大。(2)相同溫度下,等濃度的弱酸或弱堿的電離常數(shù)(對(duì)于多元弱酸或多元弱堿來說,只看其第一步電離的電離常數(shù))越大,其酸性或堿性越強(qiáng)。［名師點(diǎn)撥］(1)電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度元關(guān),同一溫度下,不論弱酸、弱堿的濃度如何變化,電離常數(shù)都是定值。(2)弱電解質(zhì)的電離常數(shù)只受溫度變化的影響。升高溫度,電離常數(shù)增大。(3)利用電離常數(shù)可判斷某些復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生,一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”的規(guī)律,如:已知Ka(CH3coOH)=1.75X10-5,ATa(HC10)=4.0X10-8,則NaCIO能與CH3coOH發(fā)生反應(yīng)。練習(xí)1.醋酸溶液中存在電離平衡:CH3coOH=H++CH3co〇ー,下列敘述不正確的是()A.升高溫度,平衡正向移動(dòng),醋酸的電離常數(shù)Ka增大0.10mol］ー1的CH3coOH溶液加水稀釋，溶液中一為す增大CH3coOH溶液中加少量的CH3coONa固體，平衡逆向移動(dòng)25℃時(shí),向某0.10moll」的CH3coOH溶液中加入少量冰醋酸,該溶液的pH、電離常數(shù)K潤和電離程度都減小解析:選D醋酸的電離是ー個(gè)吸熱過程，升高溫度,醋酸的電離平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng),醋酸的電離常數(shù)Ka增大,A正確;0.10moll」的CH3coOH溶液加水稀釋,醋酸的電離程度增大,醋酸電離產(chǎn)生的"(H+)增大,〃(CH3coOH)v,....亠c(H+) n(H+) …,ん ..減小'溶液中0(CH3coOH)=n(CH3COOH)官大’B正確;CH3co0H落液中加入少量的CH3coONa固體,固體溶解后,溶液中c(CH3co〇ー)增大,平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng),C正確;25℃時(shí),向某0.10〇!〇1?!71的043(20(^溶液中加入少量冰醋酸，c(CH3coOH)增大,電離程度減小,但溶液中c(H+)增大,該溶液的pH減小，由于溫度不變，所以電離常數(shù)Ka不變,D不正確。2.已知下面三個(gè)數(shù)據(jù)6.3X10-4、5.6X10-4、6.2X10-10分別是下列有關(guān)的三種酸的電離常數(shù)(25℃),若已知下列反應(yīng)可以發(fā)生:NaCN+HNO2=HCN+NaNCh、NaCN+HF=HCN+NaF、NaNO2+HF=HNO2+NaF〇由此可判斷下列敘述中不正確的是()Ka(HF)=6.3XIO"Ka(HNO2)=5.6X1〇ー1°C.根據(jù)兩個(gè)反應(yīng)即可得出一元弱酸的強(qiáng)弱順序?yàn)镠F>HNO2>HCND.Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF)解析:選B在酸與鹽的反應(yīng)中,反應(yīng)物中酸的酸性大于生成物中酸的酸性,即滿足強(qiáng)酸制弱酸的規(guī)律;由已知反應(yīng):NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaCN+HF=HCN+NaFヽNaNO2+HF=HNO2+NaF,可以得出酸性關(guān)系:HF>HNO2>HCNo相同溫度下,酸的酸性越強(qiáng),電離常數(shù)越大。HF的酸性最強(qiáng),電離常數(shù)最大,則Ka(HF)=6.3X10-4,A正確;因?yàn)樗嵝?HF>HNO2>HCN,所以Ka(HNO2)=5.6X1〇ウ,B不正確;由以上分析可知,根據(jù)兩個(gè)反應(yīng);NaCN+HNO2=HCN+NaNO2>NaNO2+HF=HNO2+NaF即可得出,一元弱酸HF、hno2、hcn的酸性強(qiáng)弱順序?yàn)閔f>hno2>hcn,C正確;對(duì)于酸來說,酸性越強(qiáng),電離常數(shù)越大,因?yàn)镠F、HNO2、HCN的酸性強(qiáng)弱順序?yàn)镠F>HNO2>HCN,所以電離常數(shù);Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF),D正確。合(□國的分析與推理能力合(□國的已知：25℃時(shí),下列四種弱酸的電離常數(shù):ch3coohhno2HCNH2CO3電離常數(shù)1.75X10-55.6XIO-46.2X1O-10/Cai=4.5X10-7/Ca2=4.7X10-11.試比較相同濃度的CH3C00H、hno2、hcn、h2co3溶液的酸性強(qiáng)弱。提示:電離常數(shù)越大,酸性越強(qiáng),故酸性;HNO2>CH3COOH>H2CO3>HCN〇2.向HNO2溶液中加入一定量的鹽酸時(shí),HNO2的電離平衡向哪個(gè)方向移動(dòng)?

此時(shí)HNO2的電離常數(shù)是否發(fā)生變化?為什么?提示:HNCh溶液中存在電離平衡HNCh=FT+NO],加入鹽酸,上述平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng);加入鹽酸時(shí),HNO2的電離常數(shù)不變;原因是溶液的溫度不變,故電離常數(shù)不變。.判斷反應(yīng)NaNCh+CH3co〇H二CH3coONa+HNOz是否正確?向NaCN溶液中通入少量CO2,反應(yīng)能否進(jìn)行?若能進(jìn)行,寫出反應(yīng)的化學(xué)方程式。提示:NaNCh與CH3coOH不反應(yīng),原因是HNCh的酸性強(qiáng)于CH3coOH,故反應(yīng)方程式錯(cuò)誤。因酸性:H2CO3>HCN>HCO；,故向NaCN溶液中通入CO2,不論CO2是否過量，產(chǎn)物均為HCN和NaHCCh,反應(yīng)的化學(xué)方程式為NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3〇.25C時(shí),醋酸溶液中。9^!式:00由=0.11110117,則溶液中的c(H+)是多少?提示:c(H+)?c(CH3COOH)=^/1.75X10-5X0.1%1.32XIO-3mol?L,〇.常溫、常壓下，空氣中的CO2溶于水,達(dá)到平衡時(shí),溶液中pH=5.60,c(H2co3)=1.5X10-5mol.L-iJ若忽略水的電離及H2c。3的二級(jí)電離,則H2co3 H++HCO;的電離常數(shù)(ふ。是多少?(已知：gー」 + -eC(H+)-c(HCO；)提示:由H2co3=H++HCO3得も= -”ゝ-=10-5.6OXlo-5.6Oふ1『―52X10-7歸納總結(jié)+x-.電離常數(shù)的相關(guān)計(jì)算技巧(以弱酸HX為例)+x-HX起始/(moIlT)：co(HX)平衡/(moLL-1)：co(HX)-c(H，平衡/(moLL-1)：co(HX)-c(H，)c(H")c(X-)c_(H~)c_(X_) ど(H+)人" ~(HX) q(HX)—c(H+)°(1)已知co(HX)和c(H+),求電離平衡常數(shù)由于弱酸只有極少一部分電離,c(H')很小,可做近似處理:co(HX)—c(H/(H+))^c()(HX),則Kドー皿、,代入數(shù)值求解即可。(2)已知HX的電離平衡常數(shù),求c(H+)由于Ka很小,c(H+)很小，可做近似處理:co(HX)—c(H+)-co(HX),則c(H+ド木a?co(HX),代入數(shù)值求解即可。.電離平衡常數(shù)的應(yīng)用(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱:相同溫度下同類型弱酸(或弱堿)的酸性(或堿性)隨電離常數(shù)的增大而增強(qiáng)。(2)判斷反應(yīng)能否進(jìn)行：如用弱酸可以制備酸性更弱的酸。如相同溫度下，三種酸的電離常數(shù)如表所示:酸HXHYHZ電離常數(shù)9X10-79X10-61X10-2酸性：HX<HY<HZo反應(yīng)HY+X——HX+Yー或HZ+Y——HY+Z一能夠發(fā)生,而反應(yīng)HY+Z--HZ+Yー不能發(fā)生。遷移1.已知碳酸、亞硫酸、次氯酸的電離平衡常數(shù)如表所示,下列說法正確的是()物質(zhì)H2CO3H2SO3HCIO4.5X電離平衡Kal10-71.4X10-24.0X10-84.7X常數(shù)心10~n6.0X10-8—A.由表可知,酸性:HCIO<HCO；Na2cO3溶液中通入少量SO2,發(fā)生反應(yīng):2coi+SO2+H2O=2HCO；+SOfNaHCCh溶液中通入少量SO2,發(fā)生反應(yīng):2HCO；+SO2=2CO2+SOrD.向氯水中分別加入等濃度的NaHCCh和NaHSCh溶液,均可提高氯水中HC1O的濃度解析:選B由弱酸的電離平衡常數(shù)可知,酸性:HC1O>HCO；,A錯(cuò)誤;由于Kai(H2co3)>Ka2(H2so3)>Ka2(H2co3),即酸性:H2co3>HSO]>HCO；,所以Na2co3溶液中通入少量SO2,考慮Na2co3與酸的分步反應(yīng),所以反應(yīng)的離子方程式為2CO3~+SO2+H2O=2HCO；+SOf,B正確;由于K,i(H2so3)>Kai(H2co3)>Ka2(H2so3),即酸性：H2so3>H2co3>HSO],所以NaHCCh溶液中通入少量SO2,發(fā)生反應(yīng):HCO；+SO2=CO2+HSO；,C錯(cuò)誤;由于Kai(H2co3)>Ka(H。〇)〉Ka2(H2co3),即酸性:H2CO3>HC1O>HCO；,因此HC1O不能與NaHCCh反應(yīng),但HC1是強(qiáng)酸,能與NaHCCh反應(yīng),使c(HCl)減小，促進(jìn)化學(xué)平衡Cl2+H2〇==HC1+HCIO正向移動(dòng),從而提高HCIO的濃度;HC1O具有氧化性,NaHSCh具有還原性,二者能夠發(fā)生氧化還原反應(yīng)，所以加入NaHSCh溶液不能提高HC1O的濃度,D錯(cuò)誤。2.25℃時(shí),部分物質(zhì)的電離平衡常數(shù)如表所示:化學(xué)式CH3COOHH2cChHCIO電離平衡常數(shù)1.75X10-5心=4.5X10-7&2=4.7義10一114.0XIO-8請(qǐng)回答下列問題:(1)CH3coOH、H2co3、HCIO的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)椋?）同濃度的ch3coer、hco;ヽco,、cicr結(jié)合h’的能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)椤悖?）將少量CO2氣體通入NaCIO溶液中,寫出反應(yīng)的離子方程式:〇解析:（1）、（2）電離平衡常數(shù)越大,酸性越強(qiáng),電離平衡常數(shù)越小,其對(duì)應(yīng)酸根離子結(jié)合H+的能力越強(qiáng)。（3）根據(jù)電離平衡常數(shù)可知，酸性:H2CO3>HCIO>HCO；,H2co3可以和C1CT反應(yīng)生成HCO;和HC10,所以少量CO2與NaCIO溶液反應(yīng)生成HCO7和HClOo答案：（1）CH3COOH>H2cO3>HC1O（2）COf>C1O>HCO；>CH3COO-（3）C1O+CO2+H2O=HC1O+HCO；課堂鞏固1.下列各組關(guān)于強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)和非電解質(zhì)的分類,完全正確的是（）選項(xiàng)ABcD強(qiáng)電解質(zhì)FeNaClCaCOshno3弱電解質(zhì)CH3COOHnh3H2co3Fe(OH)3非電解質(zhì)蔗糖BaS04乙醇H2O解析:選CA項(xiàng),Fe既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì);B項(xiàng),NH3是非電解質(zhì),BaSO4是強(qiáng)電解質(zhì);D項(xiàng)，七〇是弱電解質(zhì)。.下列物質(zhì)在水溶液中的電離方程式正確的是（）H2S=2H++S2~NaHCO3=Na++H++CO3~NaHSO4=Na++H++SOfHF=H++F-解析：選CH2s為二元弱酸,分步電離,電離方程式為H2S==H++HS,HS-H++S2-,故A錯(cuò)誤;NaHCO3是強(qiáng)電解質(zhì)，在水溶液中全部電離生成鈉離子和碳酸氫根離子,電離方程式為NaHCO3=Na++HCO],故B錯(cuò)誤;NaHSO4是強(qiáng)電解質(zhì),在水溶液中,全部電離,生成鈉離子、氫離子和硫酸根離子,電離方程式為NaHSO4=Na++H++SOf,故C正確;HF為弱電解質(zhì),部分電離,電離方程式為HF=H++F，故D錯(cuò)誤。.已知:25℃時(shí),CH3coOH的電離常數(shù)Ka=1.75X10づ,H2co3的電離常數(shù)=4.5X107Ka2=4.7Xl(TL下列說法不正確的是( )A.向Na2c03溶液中加入乙酸有氣泡產(chǎn)生25C時(shí),向乙酸中加入NaOH溶液,CH3coOH的電離程度和K均增大C.向0.1mol-L_1CH3COOH溶液中加入蒸鐳水,c(H+)減小D.向H2co3溶液中加入NaHCCh固體,以オ)減小解析:選B電離常數(shù)越大,酸性越強(qiáng),故乙酸的酸性強(qiáng)于碳酸,強(qiáng)酸可以制弱酸,所以向Na2cCh溶液中加入乙酸會(huì)有二氧化碳?xì)怏w生成，故A正確;25℃時(shí),向乙酸中加入NaOH溶液,c(H+)減小,平衡正向移動(dòng),CH3coOH的電離程度增大,電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，CH3coOH的K不變，故B錯(cuò)誤;向0.1mol-LCH3coOH溶液中加入蒸惚水,促進(jìn)乙酸的電離,〃(H+)增大,但溶液的體積也增大,且體積增大程度更大，所以c(H+)減小,故C正確;NaHCCh電離出的碳酸氫根離子抑制碳酸的電離，溶液中的。(H+)減小,故D正確。一定溫度下,己知0.1mol-L)的氨水中存在電離平衡：NH3?H2O=NH；+OH，對(duì)于該平衡,下列敘述正確的是( )A.加入水時(shí)，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)B.對(duì)氨水加強(qiáng)熱,平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)0.1mol,L,氨水的pH小于1mol-L1氨水的pHD.加入少量NH4cl固體，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)解析:選C弱電解質(zhì)”越稀越電離”,所以加水后,電離平衡正向移動(dòng),A錯(cuò)誤;對(duì)氨水加強(qiáng)熱,會(huì)促進(jìn)一水合氨的分解:NH3'H2O=^=NH3t+H2O,致使電離平衡逆向移動(dòng)，B錯(cuò)誤；雖然0.1molL-i氨水中NH3?比〇的電離程度大于1molLT氨水,但由于后者起始濃度大,故后者c(OH-)大,pH相對(duì)更大,堿性更強(qiáng),C正確;根據(jù)同離子效應(yīng),NH:濃度增大,平衡逆向移動(dòng),D錯(cuò)誤。5.已知?dú)潆乘峒安糠秩跛岬碾婋x常數(shù)如下表所示:弱酸HCOOHHCNH2CO3電離常數(shù)//Ca=1.8X10Ka=6.2Xl(TKai=4.5X1〇ー7(25℃)-410Ka2=4.7X1。ー11⑴依據(jù)表格中三種酸的電離常數(shù),判斷三種酸酸性強(qiáng)弱的順序?yàn)棰葡騈aCN溶液中通入CO2氣體能否制得HCN?〇若能寫出反應(yīng)的化學(xué)方程式;若不能,此問可不答。0(3)同濃度的HCOO,HCO;、CO丁、CV結(jié)合H’的能力由強(qiáng)到弱的順序是〇(4)①升高0.1molL-1HCN溶液的溫度,HCN的電離程度如何變化?②加水稀釋,(HCN「如何變化?解析:(1)電離常數(shù)越大酸性越強(qiáng),依據(jù)表格中三種酸的電離常數(shù),判斷三種酸酸性強(qiáng)弱的順序?yàn)镠COOH>H2CO3>HCN〇(2)由于Kai(H2co3)>Ka(HCN)>Ka2(H2co3),向NaCN溶液中通入CO2氣體可制得HCN,但只能生成NaHCCh,不能生成Na2co3。(3)弱酸的電離常數(shù)越大，酸性就越強(qiáng)，其對(duì)應(yīng)的酸根離子的規(guī)律結(jié)合H+的能力就越小。(4)①升高溫度促進(jìn)電離,HCN的電離程度增大。c(H+)②加水稀釋，c(CN-)減小,由于電離常數(shù)不變,則」(HCN)?增大。答案:(1)HCOOH>H2co3>HCN(2)能NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3(3)COf>CN>HCO；>HCOO-(4)①升高溫度,HCN的電離程度增大

②加水稀釋,為ホT增大第二節(jié)水的電離和溶液的pH第一課時(shí)水的電離溶液的酸堿性與pH明課程標(biāo)準(zhǔn)扣核心素養(yǎng).認(rèn)識(shí)水的電離,了解水的離子積常數(shù)。.能從電離、離子反應(yīng)、化學(xué)平衡的角度分析溶液的酸堿性。.能進(jìn)行溶液pH的簡單計(jì)算,掌握檢測(cè)溶液pH的方法。.宏觀辨識(shí)與微觀探析:能從宏觀與微觀相結(jié)合的視角理解水的電離及溶液酸堿性。.變化觀念與平衡思想:從溫度、酸、堿等對(duì)水的電離的影響，理解、分析水的電離平衡移動(dòng)的原因以及溶液的酸堿性與pH的關(guān)系。睡睡!口 水的電離.水的電離(1)水是ー種極弱的電解質(zhì)。(2)水的電離方程式為H2O+H2O==H3O*+OH-,簡寫為H2O=H++OH~(3)水(3)水的電離平衡常數(shù)K電離(H+)c_(OH)

c(H2O).水的離子積常數(shù)(1)含義:因?yàn)樗臐舛瓤煽醋鞒?shù),所以水中的配)工gm可看作常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù),簡稱水的離子積,用Kw表示。(2)表達(dá)式與數(shù)值:表達(dá)式Kw=c(H+)c(OH),室溫時(shí)，Kw=1.0X10/。(3)影響因素:Kw只受溫度影響,由于水的電離是型過程,溫度升高,Kw增大。歸納總結(jié)水電離出的c(H+)和c(OH-)的計(jì)算(25℃時(shí))(1)中性溶液:c(H+)=c(OH)=1.0X10-7mol?L(2)溶質(zhì)為酸的溶液：H’來源于酸的電離和水的電離,而OFT只來源于水的電離。如計(jì)算0.01molL-i鹽酸中由水電離出的c(H+),方法是先求出溶液中的c(OH)=10l2mol?L1?則由水電離出的c(H)=c(OH-)=10-i2moi?17、即:c(H)H2O=c(OH)H2O=c(OIT)=((ホ)〇(3)溶質(zhì)為堿的溶液：OH來源于堿的電離和水的電離,而H+只來源于水的電離。如計(jì)算0.01molL-iNaOH溶液中由水電離出的c(OFF),方法是先求出溶液中c(H.)=l()-i2mol?L1則由水電離出的c(OH)=c(H)=10-12mol,LL即：c(OH)H2O=c(H+)H2O=c(H+)=—〇［名師點(diǎn)撥］(l)Kw揭示了任何溶液中均存在水的電離平衡,H+與OK共存,只是相對(duì)含量不同。(2)Kw=c(H+)c(OH-)不僅適用于純水(或其他中性溶液),也適用于一切酸、堿、鹽的稀溶液。Kw不隨溶液中。(H+)和c(OFF)的改變而改變。(3)在Kw=c(H+>c(OH-)表達(dá)式中,c(H+)、c(〇FT)均分別表示整個(gè)溶液中H+、OFT的物質(zhì)的量濃度。在不同溶液中,c(H+)、c(OFT)可能不同，但任何溶液中由水電離產(chǎn)生的。(H+)、。(〇IT)總是相等的。配套練習(xí).室溫下,水的電離達(dá)到平衡：H2O=H++OH,下列敘述正確的是( )A.將水加熱,平衡正向移動(dòng),も變大B,向水中加入少量NaOH固體,平衡逆向移動(dòng)，。(〇FT)減小C,向水中加入少量NaHSCU固體,。(〇PT)增大D.向水中加入少量CH3coONa固體,Kw增大解析:選A加熱后降變大，A項(xiàng)正確;向水中加入少量NaOH固體，c(OH一)增大,平衡逆向移動(dòng),B項(xiàng)不正確;向水中加入少量NaHSCU固體,NaHSO4

電離出H+,c(H+)增大,平衡逆向移動(dòng),c(OH-)減小,C項(xiàng)不正確;溫度不變,Kw不變，D項(xiàng)不正確。.常溫下,某溶液中由水電離出來的c(H+)=1.0X10Timol-L-),該溶液可能是()②氯化鈉水溶液④氫氧化鈉水溶液②氯化鈉水溶液④氫氧化鈉水溶液B.①②D.③④③硝酸鈉水溶液A.①④C.②③解析:選A常溫下溶液中由水電離出來的c(H+)=1.0X10Timol?LT,與純水中的氫離子濃度比較可知,水的電離被抑制，溶液為酸或堿的溶液。二氧化硫溶于水生成了亞硫酸，亞硫酸電離出氫離子，會(huì)抑制水的電離，故①正確;氯化鈉溶液為中性,水的電離程度不會(huì)減小,故②錯(cuò)誤;硝酸鈉溶液為中性,水的電離程度不會(huì)減小,故③錯(cuò)誤;氫氧化鈉為強(qiáng)堿,會(huì)抑制水的電離,故④正確。溶液的酸堿性與pH溶液的酸堿性與pH［情境素材］中學(xué)化學(xué)實(shí)驗(yàn)中,淡黃色的pH試紙常用于測(cè)定溶液的酸堿性。在25°C時(shí),若溶液的pH=7,試紙不變色;若pH<7,試紙變紅色;若pH>7,試紙變藍(lán)色。而要精確測(cè)定溶液的pH,需用pH計(jì)(如右圖)。pH計(jì)主要通過測(cè)定溶液中川的濃度來測(cè)ー儘量溶液ユ定溶液的pHo［情境探究］.現(xiàn)欲測(cè)定100℃沸水的pH及酸堿性,甲同學(xué)使用pH試紙測(cè)定,請(qǐng)推測(cè)pH試紙呈什么顏色,溶液的酸堿性如何?提示:試紙呈淡黃色,沸水呈中性。.同樣測(cè)定100°C沸水的pH及酸堿性,乙同學(xué)選擇了pH計(jì),請(qǐng)分析pH計(jì)的讀數(shù)等于7嗎?水溶液還呈中性嗎?提示:由于沸水電離程度增大,溶液中。(H+)增大,所以測(cè)定的pH<7,但由于c(H+)=c(OFF),溶液仍呈中性。.pH試紙使用前能否用蒸儲(chǔ)水潤濕?若用潤濕的pH試紙測(cè)量溶液的pH對(duì)結(jié)果有何影響?提示:使用pH試紙前不能用蒸憎水潤濕,泄?jié)窈笙喈?dāng)于稀釋了溶液。若是酸性溶液,則潤濕后測(cè)得的pH偏大;若為堿性溶液,則潤濕后測(cè)得的pH偏小;若為中性溶液,則無影響。.25C時(shí),某溶液中由水電離出的c(H*)=lXl()r2mol?じし請(qǐng)?zhí)骄吭撊芤旱膒H可能為多少?提示:若為酸性溶液,c(OH-)=c(OH_)*=1X10-12mol,L-1,c(H+)=Jx]0-14一]ッmol?L,=1X102mol?L\則pH=2;若為堿性溶液,c(H+)=c(Hixiu+)^=1XIO-12mol,L-1,則pH=12。5.常溫下,利用平衡移動(dòng)原理分析比較在不同情況下,c(H+)和c(OH-)的值與變化趨勢(shì)(增大或減小)。體系純水向純水中加入少量鹽酸向純水中加入少量NaOH溶液以め10~7增大減小c(OH)107減小增大以オ)和c(OH)的大小比較。(め三c(OH)c(H+)>c(OH)c(H+)<c(OH)歸納總結(jié).溶液的酸堿性與pH(1)溶液的酸堿性常溫下,酸性溶液:c(H+)>c(OH),c(H+)>10-7mol?し"1〇中性溶液:c(H)=c(OH"),c(H+)=10-7mol?L1〇堿性溶液:c(H)<c(OH"),c(H+)<10-7mol?L'?(2)pH

概念:c(H+)的負(fù)對(duì)數(shù).pH=-lgc(H+)意義:pH越大?溶液的堿性越強(qiáng)P| pH越小.溶液的酸性越強(qiáng)適用范圍：1XIO-11mol?L-1&c(H+)<1X10°mol-L-1的溶液(3)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)c(H)10°10*10210310no610610710810910,010H10,210,310MpH01234567891011121314酸性增強(qiáng) 中性 堿性增強(qiáng)即中性溶液的pH=7,酸性溶液的pH<7,堿性溶液的pH>7。.溶液pH的測(cè)定方法(1)酸堿指示劑法酸堿指示劑一般是有機(jī)弱酸或弱堿,它們的顏色在一定的pH范圍內(nèi)發(fā)生變化,因此,可以用這些弱酸、弱堿來粗略測(cè)定溶液的pH范圍,不能準(zhǔn)確測(cè)定出pH的具體值。幾種常用指示劑的變色范圍和顏色變化如表所示:指示劑變色范圍(pH)遇酸的顏色遇堿的顏色甲基橙橙色4.4紅色(pH<3.1)黃色(pH>4.4)石蕊紫色5.0^^8.0紅色(pH<5.0)藍(lán)色(pH>8.0)酚醜8.2?？?0.0無色(pH<8.2)紅色(pH>10.0)ー廣泛pH試紙:ー廣泛pH試紙:pH范圍是1?14(最常用)或〇?10,可以識(shí)別的pH差約為1一精密pH試紙:pH范圍較窄,可判別0.2或0.3的pH差取ー小片pH試紙放在干燥、潔凈的玻璃片(或表面皿)ー上,用干凈的玻璃棒施取待測(cè)液點(diǎn)在試紙的中部,試紙變色后,與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照比色,確定溶液的pH-pH試紙用于測(cè)定溶液的pH時(shí),使用前一定不能用水潤濕ー不能把pH試紙直接插入待測(cè)液中ー廣泛pH試紙的讀數(shù)是整數(shù),不能是小數(shù)可以用來精密測(cè)量溶液的pH。測(cè)得的溶液pH可以是G類空/0s(3)pH計(jì)法pH計(jì),又叫酸度計(jì),整數(shù)或小數(shù)。3.pH的應(yīng)用應(yīng)用領(lǐng)域?qū)嵗梭w健康人體各種體液都有一定的pH,當(dāng)酸堿平衡失調(diào)時(shí),人體就表現(xiàn)出病變,因而可以利用檢測(cè)血液中的pH來診斷疾病生活應(yīng)用利用護(hù)發(fā)素保護(hù)頭發(fā),就是通過調(diào)節(jié)頭發(fā)的pH使之達(dá)到適宜的酸堿度環(huán)保領(lǐng)域酸性或堿性的廢水的處理,可以利用中和反應(yīng)調(diào)節(jié)其pH農(nóng)業(yè)生產(chǎn)土壤的pH影響植物對(duì)不同形態(tài)養(yǎng)分的吸收及養(yǎng)分的有效性,各種作物的生長也都對(duì)土壤的pH范圍有一定的要求,因而應(yīng)注意保持土壤的酸堿性科學(xué)實(shí)驗(yàn)、エ業(yè)生產(chǎn)溶液的pH控制常常是影響實(shí)驗(yàn)結(jié)果或產(chǎn)品質(zhì)量、產(chǎn)量的ー個(gè)關(guān)鍵因素［名師點(diǎn)撥］(1)常溫下,比較pH與7的相對(duì)大小可用于判斷溶液的酸堿性,但在不指明溫度的情況下,pH=7的溶液不一定呈中性。(2)pH=-lgc(H+),這里的c(H+)指溶液中的氫離子濃度,而非水電離產(chǎn)生的氫離子濃度。(3)溶液呈酸性或堿性的本質(zhì)在于溶液中c(H+)與c(OFT)的相對(duì)大小,而不在于c(H+)或c(OFT)的絕對(duì)大小。在一定溫度下,c(H+)與c(OIT)此增彼減,但Kw=c(H+)?c(OFF)始終不變。(4)在分析c(H+)、pH與溶液的酸堿性的關(guān)系時(shí),要注意溶液的溫度是否為常(5)溶液的pH范圍通常是〇?14,對(duì)于c(H+)Wlmol?L-1或c(OH-)く1mol-L-I的電解質(zhì)溶液用pH表示其酸堿性比直接使用c(H+)或c(OH一)表示要方便。當(dāng)以ピ)或c(OH-)大于1mol-L-1時(shí)，則直接用以ピ)或。(〇「)來表示溶液的酸堿性。(6)若溶液具有漂白性,則不能用酸堿指示劑測(cè)定溶液的酸堿性,也不能用pH試紙測(cè)定其pH。如不能用pH試紙測(cè)量氯水的pH〇配套練習(xí).下列說法正確的是()pH=7的溶液一定顯中性B,常溫下由水電離出的c(OK)為IX10-8mol-LT的溶液一定呈酸性c(H+)Vc(OH)的溶液一定顯堿性c(OFT)=lXlO^moi?L」的溶液一定呈堿性解析:選C溶液的酸堿性取決于c(H+)與c(OH-)的相對(duì)大小,利用pH或c(H+)判斷時(shí)應(yīng)注意溫度。常溫下由水電離出的c(OHつ為1X10-8mol?L-i,可能溶液中c(OH-)=lX10-8mo|?「しc(H+)=lX10_6mol?L-1.溶液呈酸性,也可能溶液中。(H+)=lX10-8moi?廠1,c(OH-)=lX10_提示:0.05moll」硫酸溶液中，c(H+)=2c(SOf)=提示:0.05moll」硫酸溶液中，c(H+)=2c(SOf)=0.1mol-L-1,則pH=-lgc(H+)=l;0.01mol?L-I氫氧化鈉溶液中c(OH一)=10"mol?L1,則c(H10」4)=マ產(chǎn)=1012mol,L1,則溶液的pH=—IglO12=12〇.關(guān)于pH的測(cè)定,下列說法正確的是( )A.pH試紙?jiān)谑褂弥皯?yīng)用蒸儲(chǔ)水潤濕B.用pH試紙測(cè)得某鹽酸的pH=2.3C.利用酸堿指示劑可以測(cè)溶液的pHD.pH計(jì)是精確測(cè)定溶液pH的儀器解析:選DpH試紙?jiān)谑褂们安荒苡盟疂櫇?否則會(huì)使酸、堿溶液中的c(H十)發(fā)生變化,造成誤差,故A項(xiàng)錯(cuò)誤;用pH試紙測(cè)出的pH是整數(shù),故B項(xiàng)錯(cuò)誤;酸堿指示劑只能判斷溶液的酸堿性,無法測(cè)pH,故C項(xiàng)錯(cuò)誤;pH計(jì)可以精確測(cè)定溶液的pH,一般可以精確到0.1,故D項(xiàng)正確。麗繭劭 溶液pH的計(jì)算25°C時(shí),pH的簡單計(jì)算。(1)0.05mol1-i硫酸溶液的pH=〇0.01mol?I/NaOH溶液的pH

(2)1mLpH=2的硫酸加水稀釋至100mL,pH=〇提示:1mLpH=2的H2s〇4溶液加水稀釋到100mL,溶液中c(H*)由0.01mol?匸1變?yōu)?.0001mol-L-1.則稀釋后溶液的pH=-lg0.0001=4〇(3)常溫下,由水電離出的c(PT)=lXIO」ユmol?L」,則該溶液的可能pH=提示:如果該溶液呈酸性:c(H+)=0.01mol,L/i,溶液的pH=-1g0.01=2;如果該溶液呈堿性:c(OH")=0.01mol=2;如果該溶液呈堿性:c(OH")=0.01mol?Lmol?L,c（H）シ?い1=ーア萬|一 mol?L1=1X1012mol?L1J則溶液的pH=—lg1X10"12=12?(4)體積均為100mLpH=2的CH3coOH溶液與一元酸ph!」出HX溶液,加水稀釋過程中pH與溶液體積的變化關(guān)系如圖‘5レンマ麗0H所示,則HX的電離平衡常數(shù)(填“大于”“小于" T.—. .100300 500レ/mL或“等于”)CH3coOH的電離平衡常數(shù)。提示:pH相等的酸中，加水稀釋促進(jìn)弱酸電離，稀釋相同的倍數(shù)，pH變化大的為較強(qiáng)的酸,變化小的為較弱的酸,所以HX的酸性大于醋酸,則HX的電離平衡常數(shù)大于醋酸。(5)常溫下,pH=12的NaOH溶液與pH=l的HC1溶液按一定比例混合，所得溶液pH=2,則NaOH溶液與HC1溶液的體積比為。提示:pH=12的NaOH溶液中c(OH-)=10-2mol?pH=l的HCI溶液中c(H+)=0.1mol設(shè)氫氧化鈉溶液體積為ッ(堿)，鹽酸溶液體積為M(酸)，依據(jù)混合溶液的pH=2知,氫離子過量,則混合溶液中氫離子濃度為c(H+)==0.01mol-L-1,得レ（堿）:レ（酸）0.1mol?L」ド（酸）一0.01mol-L-lV（堿）

V=0.01mol-L-1,得レ（堿）:レ（酸）=9：2〇歸納總結(jié).單一溶液pH的計(jì)算(1)強(qiáng)酸溶液,如H〃A溶液,設(shè)溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為cmol?I/、c(H')=ncmol-L1,pH=—lgc(H*)=—lgnc?

(2)強(qiáng)堿溶液,如B(OH)”溶液,設(shè)溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為cmol?L」,c(H")10-14ncpH——Igc(H')=14+lgnc。.兩強(qiáng)酸混合后pH的計(jì)算由c(H)?—由c(H)?—c(H+)iVi+c(H+)2V2V1+V2先求出混合后溶液的c(H+)iti,再根據(jù)公式pH=—lgc(H+)混求pH。若兩強(qiáng)酸溶液等體積混合,可采用速算方法:混合后溶液的pH等于混合前小的pH加0.3。如pH=3和pH=5的鹽酸等體積混合后,pH=3.3o.兩強(qiáng)堿混合后pH的計(jì)算由c(OH)枇= テェワ 先求出混合后的c(OH)泡,再通過Kw求出混合后的c(H+),最后求pH。若兩強(qiáng)堿溶液等體積混合,可采用速算方法:混合后溶液的pH等于混合前大的pH減0.3。如pH=9和pH=ll的燒堿溶液等體積混合后,pH=10.7。.強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合后溶液pH的計(jì)算方法(1)若強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合恰好完全反應(yīng),則混合后溶液中的pH=7(25℃)。(2)若酸過量,直接求反應(yīng)后溶液中的c混(H+)，c海(H+)=c_(H+)峻一c(OH)V戰(zhàn)V^+Vw °(3)若堿過量,應(yīng)先求混合后溶液中的CiMOH),再求cMH+),cild(OH)=c_(OH)VM-c(才)V悔 _Kwレ+ム 'C混出)-■—(OH-)°.酸、堿溶液稀釋時(shí)pH的變化與計(jì)算(1)酸、堿溶液稀釋時(shí)pH的計(jì)算酸(pH=a)堿(pH=6)弱酸強(qiáng)酸弱堿強(qiáng)堿稀釋pH<a+〃pH=a+npH>b-npH=bー〃10"倍<7<7>7>7

無限此時(shí)考慮水的電離，pH只能接此時(shí)考慮水的電離，pH只能接稀釋近7（略小于7）近7（略大于7）（2）酸、堿溶液稀釋時(shí)pH的變化趨勢(shì)對(duì)于pH相同的強(qiáng)酸和弱酸（或強(qiáng)堿和弱堿）溶液稀釋相同的倍數(shù),強(qiáng)酸（或強(qiáng)堿）溶液的pH變化幅度大（如下圖所示）。這是因?yàn)閺?qiáng)酸（或強(qiáng)堿）已完全電離,隨著加水稀釋,溶液中H.（或OHツ的物質(zhì)的量（水電離的除タト）不會(huì)增多,而弱酸（或弱堿）隨著加水稀釋，電離程度增大,H+（或OH1的物質(zhì)的量會(huì)不斷增多。［名師點(diǎn)撥］（1）兩種強(qiáng)酸等體積混合時(shí),若二者pH之差22,則pH*=pH/+0.3;兩種強(qiáng)堿等體積混合時(shí),若二者pH之差ユ2,貝リpH*=pH大一0.3。（2）計(jì)算混合溶液的pH時(shí),一般忽視兩溶液混合時(shí)體積的變化,即混合液的總體積等于兩溶液的體積之和。（3）對(duì)于物質(zhì)的量濃度相同的強(qiáng)酸和弱酸（或強(qiáng)堿和弱堿）溶液,雖然起始時(shí)溶液pH不同,但若稀釋相同倍數(shù),仍是強(qiáng)酸（或強(qiáng)堿）pH的變化幅度大。配套練習(xí)1.T℃時(shí),將レImLpH=2的H2s〇4溶液和レ2mLO.O2moi?NaOH溶液混合（忽略體積變化）,混合后溶液的pH=3,則Vi:%為（）A.9：2C.7：3A.9：2C.7：3D,無法計(jì)算解析:選C0mLpH=2的硫酸溶液中〃(H+)=ciレ1=1X10-2mo|?二タViX10_3L=Vi10_5mol,レ2mL0.02mol?L_1NaOH溶液中〃(。｛)=。2吻=2X10-2mol?L-1XV^X10_3L=2V2X10-5mol.兩溶液混合后的溶液呈酸性,,, + _ +〃(H+)—n(OH-) 7故〃(H+)>〃(0H),混合后的溶液中c(H+)= =103mol?LV!十V2コ,將〃（H+）和〃（OH）代入,解得い:レ2=7：3,故C正確。2.已知在100℃時(shí)水的離子積Kw=IXIO」2，下列溶液的溫度均為100℃其中說法正確的是()0.005moi?L'H2so4溶液,pH=20.001mol?L'NaOH溶液,pH=ll0.005mol?L」H2so4溶液與0.01molL-1NaOH溶液等體積混合,混合溶液的pH為6,溶液顯酸性D,完全中和50mLpH=3的H2so4溶液,需要pH=9的NaOH溶液100mL解析:選AA項(xiàng),0.005mol?い四2s〇4溶液中,c(H+)=0.005mol】rX2=0.01molL-i,pH=-1gc(H+)=-lg0.01=2;B項(xiàng),0.001mol?L-'NaOH溶K [X[0一]2液中,c(OH)=0.001molL-1,c(H*)=小:ーヽ=-mol?L-^IXIOCkUH/ 1X1U-9mol?L-',pH=-lg(lX10-9)=%c項(xiàng),0.005mol匸H2SO4溶液與0.01mol-LtNaOH溶液等體積混合,溶液呈中性,pH=6;D項(xiàng),pH=3的H2s〇4溶液中c(H+)=10-3mol?し-1,pH=9的NaOH溶液中c(OH-)=10Tmol?Lr,二者完全中和,需要溶液的體積相等。3.pH=2的兩種一元酸x和y,體積均為100mL,稀釋過程中pH與溶液體積的關(guān)系如圖所示。分別滴加NaOH溶液(c=0.1mol?L」)至pH=7,消耗NaOH溶液的體積為％、も,則()1002504005507008501000V/mLA.x為弱酸,Vx<Vy B.x為強(qiáng)酸,Vx>VyC.y為弱酸,Vx<Vy D.y為強(qiáng)酸,Vx>Vy解析:選C由圖像可知x稀釋10倍,pH變化1個(gè)單位(從pH=2變化為pH=3),故x為強(qiáng)酸，而y稀釋10倍,pH變化小于1個(gè)單位,故y為弱酸，排除選項(xiàng)A、D;pH都為2的x、y,前者濃度為0.01mol-L-1,而后者濃度大于0.01mol-L-1,故中和至pH=7時(shí),后者消耗堿的體積大,故選項(xiàng)C正確。4.求溫室下,下列溶液的pH(已知：1g2の0.3)：(1)某H2s04溶液的濃度是0.005mol-L-1,①此溶液的pH為〇②用水稀釋到原來體積的100倍,pH為0③再繼續(xù)稀釋IO1t倍,pH為。(2)pH=3的鹽酸與pH=5的硫酸等體積混合,pH為〇(3)pH=10和pH=12的兩種NaOH溶液等體積混合,pH為〇(4)pH=12的NaOH溶液和pH=4的HC!溶液等體積混合,pH為0解析:⑴①c(H+)=0.005molL-iX2=0.01mol-L，pH=-lg10"2=2〇②c(H+)=0.01molL_1-=-100=10-4mol?L-',pH=-lg10-4=4o③pH接近7(酸無限稀釋后不會(huì)變成堿)。(2)c(H+)= 2 mol?L-I^5X10-4mol?し-1,pH=-lg(5X10-4)=4ー愴5=4—(1ー坨2)=3+但2ル3.3(強(qiáng)調(diào)10、是］〇ー5的1〇〇倍,所以10-5可以忽略不計(jì))。10-24-10-4 丄10~14(3)c(OH)= mol,L1X103mol,L1,c(H+)=i-vin-3mol?L-1=2X10-12mol?L_1,pH=-lg(2X10-l2)=12-lg2^11.7〇(4)NaOH溶液中c(OH-)=10-2mol ;HC!溶液中c(H+)=10-4mol?L-1,10-2-10-4二者等體積反應(yīng),堿過量,反應(yīng)后溶液呈堿性。所以反應(yīng)后c(OH)= 2 丄10-14mol,L1?5s5X103mol,Lc(H)=cvin-3mol,Ll=2X1012mol,Lン效1UpH=-lg(2X10-l2)=12-lg2^11.7o答案:(1)①2②4③接近7(2)3.3(3)11.7(4)11.7課堂鞏固1.水的電離過程為H2O-H-+OH,在25℃時(shí)水的離子積為Kw=1.0X10~14,在35c時(shí)水的離子積為Kw=2.1X10r4,則下列敘述正確的是( )A,水的電離是個(gè)吸熱過程35℃時(shí)c(H+)<c(OH-)c(H+)隨著溫度的升高而降低35℃時(shí)的水比25℃時(shí)的水電離程度小解析:選A升高溫度,水的離子積常數(shù)增大,說明水的電離平衡正向移動(dòng),則水的電離是個(gè)吸熱過程,故A正確;35℃時(shí)水仍然為中性,c(H+)=c(Or),故B錯(cuò)誤:根據(jù)A項(xiàng)分析,升高溫度,水的離子積常數(shù)增大,水的電離平衡正向移動(dòng),水電離出的c(H+)隨著溫度的升高而增大,故C錯(cuò)誤;根據(jù)A項(xiàng)分析,升高溫度,水的離子積常數(shù)增大，水的電離平衡正向移動(dòng),水的電離程度增大,則35c時(shí)的水比25°C時(shí)的水的電離程度大，故D錯(cuò)誤。.已知fC時(shí)水的離子積常數(shù)為Kw。該溫度下,將濃度為amol?L」的ー元酸HA溶液與bmol-L-,的一元堿BOH溶液等體積混合,可判定該溶液呈中性的依據(jù)是()A.a=bB,混合溶液的pH=7C,混合溶液中,c(H')=，/mol,L1D.混合溶液中,c(H)+c(B')=c(OH-)+c(A")解析:選C溶液呈中性，即c(H+)=c(OH-),結(jié)合水的離子積常數(shù)可知c(H+)=c(OH")=V^wmol?L-1,故C項(xiàng)正確。.常溫下,下列溶液中與1.0X10-5mo!じ1NaOH溶液的pH相同的是( )A.把pH=6的鹽酸稀釋1000倍B.把pH=10的Ba(OH)2溶液稀釋10倍C.把pH=10的氨水稀釋10倍D.把pH=8的NaOH溶液稀釋!0倍解析:選B常溫下,1.0X10-mol?廠1NaOH溶液的pH為9。把pH=6的鹽酸稀釋1000倍,pH接近7,故A錯(cuò)誤;氫氧化鎖是強(qiáng)堿,把pH=10的Ba(OH)2溶液稀釋10倍,pH為9,故B正確;一水合氧是弱堿,把pH=10的氨水稀釋10倍，氫氧根離子濃度>10-5mol?[Zリ則稀釋后氨水中氫離子濃度<10-9mol?L_1,pH>9,故C錯(cuò)誤;把pH=8的NaOH溶液稀釋10倍,pH接近7,故D錯(cuò)誤。4.水的電離平衡曲線如圖所示。下列說法正確的是()A.溫度:b>c>aB.僅升高溫度,可從a點(diǎn)變?yōu)閏點(diǎn)C,水的離子積常數(shù)Kw：d>c>bD.b點(diǎn)對(duì)應(yīng)溫度下,0.5mol-L-1H2sO4溶液與1molL-1KOH溶液等體積混合,充分反應(yīng)后,所得溶液中c(H+)=1.0Xl(r7m〇1.L1解析:選A水的電離是吸熱過程,溫度越高越有利于電離平衡正向移動(dòng),c(H+)和c(OHつ都會(huì)變大,所以溫度:b>c>a,故A正確;僅升高溫度,c(H*)和c(OHッ都會(huì)變大,而從a點(diǎn)變?yōu)閏點(diǎn),c(OHつ不變,顯然矛盾，故B錯(cuò)誤;根據(jù)Kw=c(H+>c(OH-),分別代入b、c、a點(diǎn)數(shù)據(jù)，可計(jì)算出相應(yīng)溫度下的水的離子積常數(shù)Kw分別為10-12、1〇ー13、1〇ー14,又因a點(diǎn)和d點(diǎn)在同一條曲線上,水的離子積常數(shù)Kw相等,因而水的離子積常數(shù)Kw：b>c>d,故C錯(cuò)誤:〇.5moiLH2sO4溶液與1molL-1KOH溶液等體積混合,恰好完全反應(yīng)生成硫酸鉀和水,而硫酸鉀溶液呈中性，所以c(H)=c(OH"),則c(H")=，/mol,L_1=^/IXIO_12mol?L-'=1.0X10-6mol?L_1,故D錯(cuò)誤。5.常溫下,①pH=3的醋酸和②0.01mol?I7】NaOH溶液兩種溶液中,由水電離產(chǎn)生的氫離子濃度之比(①：②)是()A.1：10 B.1：4C.10：1 D.無法計(jì)算解析:選C①pH=3的醋酸中氫離子濃度為0.001mol?1/1,溶液中氫氧根離子全部由水電離產(chǎn)生，溶液中氫氧根離子的濃度為0〇〇］-mol?L-'=IX10-11mol?L-1t即由水電離產(chǎn)生的氫離子濃度為IXIOTimol?丁】;②0.01molL_1NaOH溶液氫氧根離子的濃度為0.01mol-L-1,氫氧化鈉溶液中的氫離子］X］。ー乂全部由水電離產(chǎn)生,溶液中氫離子的濃度為。〇］mol1-1=1X10-12mol?L所以兩溶液中由水電離產(chǎn)生的氫離子濃度之比為IXIOTimol?L」:1X10-l2mol?L-l=10：1)故選Co6.計(jì)算25c時(shí)下列溶液的pH：(1)1mLpH=2的H2s〇4加水稀釋至100mL,pH=〇(2)0.001mol1-1鹽酸,pH=〇(3)0.01molLTNaOH溶液,pH=〇(4)0.015molL-i硫酸溶液與0.01mol-L-1NaOH溶液等體積混合,混合溶液的pH=〇解析:(1)強(qiáng)酸稀釋!00倍,pH變化2個(gè)單位,即稀釋后溶液的pH=4o(2)c(H10-14+)=10-3mol?L-1,則pH=3。(3)c(OH-)=0.01molL-c(H+)=-^ymol?L-1=10-12mol,L_1,pH=—Ig10-I2=12o(4)酸堿發(fā)生中和反應(yīng)時(shí),酸過量,, , 0.015X2V-0.01V , ,則c(H+)= mol?L-'=0.01mol?L_1,pH=-lg0.01=2〇答案:(1)4(2)3(3)12(4)2第二課時(shí)酸堿中和滴定明課程標(biāo)準(zhǔn)扣核心素養(yǎng)1.科學(xué)探究與創(chuàng)新意識(shí):能根據(jù)酸堿中和滴定的1.掌握酸堿中和滴定的概念和原原理設(shè)計(jì)實(shí)驗(yàn)方案，獨(dú)立完成實(shí)驗(yàn),收集實(shí)驗(yàn)理。數(shù)據(jù),基于數(shù)據(jù)進(jìn)行分析得出結(jié)論,并能對(duì)實(shí)2.掌握酸堿中和滴定的操作方驗(yàn)中的“異?！爆F(xiàn)象進(jìn)行誤差分析。法和誤差分析。2.變化觀念與平衡思想:運(yùn)用定性定量結(jié)合的3.了解酸堿中和滴定在生產(chǎn)、方式認(rèn)識(shí)酸堿中和滴定過程中溶液組成、pH的生活中的應(yīng)用。變化,明確指示劑的選擇方法及中和滴定曲線的意義及應(yīng)用。酸堿中和滴定.實(shí)驗(yàn)?zāi)康?1)練習(xí)中和滴定的實(shí)驗(yàn)操作;理解中和滴定的原理;探究酸堿中和反應(yīng)過程中pH的變化特點(diǎn)。(2)通過實(shí)驗(yàn)進(jìn)ー步掌握數(shù)據(jù)分析的方法,體會(huì)定量實(shí)驗(yàn)在化學(xué)研究中的作用。.滴定管的使用滴定管的結(jié)構(gòu)圖1圖2(1)圖1是酸式滴定管,具有玻璃活塞結(jié)構(gòu),用于盛裝酸性溶液,不能盛裝堿性溶液。(2)圖2是堿式滴定管,具有由乳膠管、玻璃球組成的閥,用于盛裝虬性溶液,不能盛裝酸性、氧化性溶液。(3)滴定管的“〇”刻度線在上方,尖嘴部分無刻度。讀數(shù)可以精確到竝!mL。.滴定管的使用方法項(xiàng)目具體操作查漏檢查滴定管活塞是査遍丞潤洗加入溶液之前,滴定管要用所要盛裝的溶液潤洗22a次裝液將溶液加入相應(yīng)的滴定管中,使液面位于“〇”刻度線以上2?3mL處排氣泡滴定前排出尖嘴處的氣泡調(diào)液面調(diào)節(jié)活塞,使液面處于“〇”刻度或“?！笨潭纫韵碌哪晨潭?并記錄讀取數(shù)值

放出液體根據(jù)實(shí)驗(yàn)需要從滴定管中逐滴放出液體4.實(shí)驗(yàn)操作(1)實(shí)驗(yàn)用品器材:酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、燒杯、錐形瓶、鐵架臺(tái)試劑:0.1000molL」HC1溶液、0.1000mol.Lー】左右的NaOH溶液、酚酸溶液、蒸儲(chǔ)水。檢査滴定管是否漏水,在確保不漏水后方可使用(2)滴定前準(zhǔn)備檢査滴定管是否漏水,在確保不漏水后方可使用用蒸慵水洗滌滴定管用蒸慵水洗滌滴定管2?3次用特裝液潤洗滴定管2?3次將酸、堿反應(yīng)液分別注入相應(yīng)的滴定管中,并使液面位ア滴定管“〇”刻度以上2?3mL處調(diào)"滴定管活塞,推出尖嘴部分的氣泡,使其充満反應(yīng)液(如果滴定管內(nèi)部有氣泡,應(yīng)快速放液以趕走氣泡;除去&式滴定管乳膠管中氣泡的方法如圖所示)，并使液面位于某一刻度處裝入定量的待測(cè)液滴入2?3裝入定量的待測(cè)液滴入2?3滴指示劑用蒸慵水洗滌錐形瓶,切記不能用待測(cè)液澗洗(3)滴定右手搖動(dòng)錐形瓶左手控制滴定管的活塞眼睛注視錐形瓶內(nèi)溶液右手搖動(dòng)錐形瓶左手控制滴定管的活塞眼睛注視錐形瓶內(nèi)溶液的顏色變化(4)終點(diǎn)判斷等到滴入最后一滴等到滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)液,指示劑變色,且在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色,視為滴定終點(diǎn)并記錄此時(shí)滴定管的讀數(shù)。(5)數(shù)據(jù)處理:用cmol?L?HC1溶液滴定VmLNaOH溶液，用去VmL鹽酸。按上述操作重復(fù)2?3次,求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值。根據(jù)c(NaOH)c(HC1)V(HC1)

c(HC1)V(HC1)

V(NaOH)計(jì)算。［問題探討］.如何除去酸式、堿式滴定管尖端處的氣泡?提示:酸式滴定管應(yīng)打開活塞,快速放液以趕走氣泡;堿式滴定管排氣泡的方法見右圖。.將液面在0mL刻度處的25mL酸式滴定管中的液體全部放出,液體的體積為25mL嗎?提示:大于25mL。原因是尖嘴部分無刻度。.滴定管在裝標(biāo)準(zhǔn)液之前,是否需要用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗?錐形瓶在裝待測(cè)液前,是否需要用待測(cè)液潤洗?提示:滴定管在裝標(biāo)準(zhǔn)液之前,需要用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗;錐形瓶在裝待測(cè)液前,不能用待測(cè)液潤洗。.酸堿恰好完全反應(yīng)的點(diǎn)與滴定終點(diǎn)是否相同?提示：不相同。酸堿恰好完全反應(yīng)是指酸與堿按照化學(xué)計(jì)量數(shù)恰好完全反應(yīng),酸和堿都不剩余,此時(shí)溶液可能為中性,也可能為酸性或堿性；而滴定終點(diǎn)是指指示劑顏色恰好變化的點(diǎn),二者不相同。酸堿恰好完全反應(yīng)與滴定終點(diǎn)特別接近，在一般實(shí)驗(yàn)研究中不會(huì)造成大的誤差。.用鹽酸滴定氨水（氯化鏤溶液顯酸性），選什么作指示劑?怎樣描述滴定終點(diǎn)?提示:可選擇甲基橙作指示劑。滴入最后一滴鹽酸時(shí),溶液由黃色變?yōu)槌壬?且半分鐘內(nèi)顏色不再變化,則達(dá)到滴定終點(diǎn)。.用0.1000moll/iNaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol?L1左右的HCI溶液的相關(guān)數(shù)據(jù)如下表所示：V[NaOH(aq)]/mL0.005.0010.0015.0018.0019.0019.5019.98PH1.001.221.481.843.123.603.904.30V[NaOH(aq)l/mL20.0020.0220.0820.1021.0025.0030.0035.00pH7.009.7010.3010.4011.3812.0512.3012.44

請(qǐng)以NaOH溶液的體積為橫坐標(biāo),pH為縱坐標(biāo),在下列坐標(biāo)紙上繪制NaOH溶液滴定HC1溶液過程中,溶液pH隨NaOH溶液體積變化的曲線圖。提示:V(NaOH溶液)/niLV(NaOH溶液)/niL歸納總結(jié).酸堿中和滴定酸堿中和滴定是依據(jù)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)的方法。.滴定原理(1)反應(yīng)實(shí)質(zhì):H++OH=H2Oo(2)定量關(guān)系:中和反應(yīng)中酸提供的Hト與堿提供的OH-的物質(zhì)的量相等,“(H_ロn一 一宀」c(OH) … _)=〃(〇H),即c(H)?Vs!=c(OH),Vm,則c(H)= 或c(OH)ソ倣c(H+)?ら.指示劑的選擇(1)中和反應(yīng)恰好完全反應(yīng)的時(shí)刻叫滴定終點(diǎn)。為準(zhǔn)確判斷滴定終點(diǎn),必須選用變色明顯、變色范圍的pH與終點(diǎn)的pH相一致的酸堿指示劑。通常選用酚醜或甲基橙,而不選用顏色變化不靈敏的石蕊。(2)中和滴定中,酸堿指示劑的用量及顏色變化滴定選用的滴定終點(diǎn)指示劑滴定終點(diǎn)滴定選用的滴定終點(diǎn)指示劑滴定終點(diǎn)種類指示劑顏色變化用量判斷標(biāo)準(zhǔn)強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿甲基橙黃色f橙色2-3滴當(dāng)指示劑恰好變色并在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原色時(shí),即認(rèn)為達(dá)到滴定終點(diǎn)酚醜紅色f無色強(qiáng)酸滴