2013届高考化学总复习（第1轮）广东专版课件：第8章 第25讲 水的电离和溶液的酸碱性.ppt

1、第25讲水的电离和溶液的酸碱性考点1 水的电离和溶液的酸碱性判断室温下水电离出的c(H+)或c(OH-)的计算规律：(1)中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1.010-7molL-1。(2)溶质为酸的溶液：H+来源于酸电离和水电离，而OH-只来源于水。如计算pH=2的盐酸中水电离出的c(H+)：方法是先求出溶液中的c(OH-)=10-12molL-1，即水电离出的c(H+)=c(OH-)=10-12molL-1。(3)溶质为碱的溶液OH-来源于碱电离和水电离，而H+只 来 源 于 水。如 pH=12的 NaOH溶 液 中，c(H+)=10-12molL-1，即水电离产生的c(OH-)=c(H

2、+)=10-12molL-1。(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液H+和OH-均由水电离产生。如pH=2的NH4Cl溶液中，水电离的c(H+)=10-2molL-1，水电离产生的OH-浓度也为10-2molL-1，但是因被NH结合，最终 溶 液 中 的 OH-只 有 10-12molL-1。pH=12的Na2CO3溶液中H+、OH-浓度变化与之相似。例 1常 温 下，某 溶 液 中 由 水 电 离 出 来 的c(H+)=1.010-13 molL-1，该溶液可能是()二氧化硫水溶液 氯化铵水溶液 硝酸钠水溶液 氢氧化钠水溶液ABCDA【解析】由水电离出来的c(H+)=1.010-13molL-1，说

3、明水的电离受到抑制。某溶液中由水电离出来的c(H+)=1.010-13 molL-1，说明溶液既可能呈酸性，也有可能呈碱性。考点2 溶液的pH的应用和计算1计算原则(1)若溶液为酸性，先求c(H+)，再求pH；(2)若溶液为碱性，先求c(OH-)，再由c(H+)=求c(H+)，最后求pH。2溶液稀释酸、碱加水稀释时pH的计算(1)强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n。(2)弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则apHa+n。(3)强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n。(4)弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则b-npHb。(5)酸、碱溶液无限稀释，pH只能接近于7，酸不能大于7，

4、碱不能小于7。，c混(H+)=pH混3溶液的混合(忽略混合过程中体积的变化)(1)强酸与强酸混合若是等体积混合，且DpH2，则pH混=pH小+0.3(注：lg20.3)。(2)强碱与强碱混合c混(OH-)=c混(H+)pH混若是等体积混合，且DpH2，则pH混=pH大-0.3。(3)强酸和强碱混合，可能情况有三种若强酸和强碱恰好中和，pH=7；若强酸过量，求出过量的c(H+)，再求pH值；若强碱过量，求出过量的c(OH-)，再求出c(H+)后求pH值。特例：若强酸与强碱等体积混合若pH酸+pH碱=14，则完全中和pH=7；若pH酸+pH碱14，则碱过量pHpH碱-0.3；若pH酸+pH碱14，

5、则酸过量pHpH酸+0.3。25，体积为V1的强酸与体积为V2的强碱混合后，溶液呈中性，则混合前pH酸、pH碱的关系为：pH酸+pH碱=14+lg若酸与碱溶液的pH之和等于14，酸、碱中有一强、一弱，则酸、碱溶液混合后，谁弱显谁性。这是因为酸和碱已电离的H+和OH-恰好中和，谁弱谁的H+或OH-有储备，中和后还能电离，显出酸、碱性来。例2 将一定体积的NaOH溶液分成两等份，一份用pH=2的一元酸HA溶液中和，消耗酸溶液的体积为V1；另一份用pH=2的一元酸HB溶液中和，消耗酸溶液的体积为V2；则下列叙述正确的是()A若V1V2，则说明HA的酸性比HB的酸性强B若V1V2，则说明HA的酸性比H

6、B的酸性弱C因为两种酸溶液的pH相等，故V1一定等于V2DHA、HB分别和NaOH中和反应后，所得的溶液都一定呈中性【解析】因为两种酸溶液的pH相等，若HB为弱酸，则其浓度较HA的浓度大，所以消耗的体积较小，即V1V2。A考点3 酸碱中和滴定1仪器和试剂滴定管、铁架台(滴定管夹)、锥形瓶、烧杯、标准液和待测液、指示剂2操作步骤：检查滴定管是否漏水(操作方法)；蒸馏水洗涤；标准液或待测液润洗滴定管23次；装液和赶气泡调零；滴定；读数。3指示剂选用：变色要灵敏，变色范围要小，且变色范围尽量与所生成盐的溶液酸碱性一致(因此中和滴定一般选用酚酞、甲基橙，而不用石蕊试液)。强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用

7、酚酞也可以。用酸滴定Na2CO3溶液，酚酞作指示剂，终点产物为NaHCO3和NaCl，而用甲基橙作指示剂，终点产物为NaCl、H2O、CO2。终点判断指示剂强酸滴定强碱强碱滴定强酸甲基橙黄色变成橙色红色变成橙色酚酞红色变成无色无色变成浅红4.数据的记录和处理：数据的记录应精确到小数点后两位，如：24.00 mL、23.38mL，最后一位是估计值。滴定至少要做两次，如果两次滴定所耗的标准液的体积相差不到0.20 mL，则取两次记录数据的平均值进行计算；如果两次滴定体积相差超过0.20 mL，则要继续滴定，直到相邻两次滴定所耗的标准液的体积相差不到0.20 mL为止。c(待)=，(c、V、n分别表

8、示溶液5误差分析(1)误差分析方法：中和滴定实验中，不同的错误操作引起不同的量的偏差，分析时应注意思维的有序性，首先依题意列出计算式，再区别计算过程中不变量和变化量，然后紧紧抓住变化量对实验结果的影响进行分析。物质的量浓度、溶液体积、酸或碱的元数)在实际计算时，标准液浓度和待测液体积按已知数据计算，是不变量。只有滴定管中所消耗的标准溶液体积V(标)随不同操作而变化。从上述计算式可知V(标)与c(待)成正比。以上实验中，只要使V(标)增大的操作所得待测液浓度都偏大。(2)常见误差以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：续表(3)中和滴定原理在其他定量实

9、验中的应用滴定，不仅仅是酸碱中和滴定，当然也不仅仅用于测定未知溶液的物质的量浓度，只要两种物质在溶液中能够发生反应，而且反应完全时有明显的现象(一般是溶液颜色的变化)，都可以称之为滴定。滴定时一般要根据反应物或生成物的性质加入指示剂，但对于反应物或生成物本身就有明显颜色的反应可以不用指示剂，比如KMnO4有参加的反应。例3 取相同体积(0.025 L)的两份0.01 molL-1 NaOH溶液，把其中一份放在空气中一段时间后，溶液的pH_(填“增大”、“减小”或“不变”)，其原因是_。用已知浓度的硫酸溶液中和上述两份溶液，其中第一份(在空气中放置一段时间)所消耗硫酸溶液的体积为V(A)，另一份

10、消耗硫酸溶液的体积为V(B)，则：(1)以 甲 基 橙 为 指 示 剂 时，V(A)和 V(B)的 关 系 是_；(2)以 酚 酞 为 指 示 剂 时，V(A)和 V(B)的 关 系 是_。V(A)V(B)减小因NaOH与空气中CO2反应，造成NaOH减少，故溶液pH减小V(A)=V(B)1.水的电离平衡曲线如图所示，下列说法不正确的是()A图中四点Kw间的关系：A=DCBB若从A点到C点，可采用：温度不变在水中加入少量NaAc固体C若从A点到D点，可采用：温度不变在水中加入少量酸D若处在B点所在的温度，将pH=2的硫酸与pH=10的NaOH的两种溶液等体积混合后，溶液显中性B2.用Na2CO

11、3标准溶液滴定未知浓度盐酸，导致测定结果偏高的操作有()A滴定前锥形瓶用蒸馏水润洗过B滴定前锥形瓶中加入待测盐酸后又加蒸馏水C滴定前读数方法正确，滴定后俯视读数D滴定前尖嘴中气泡未排除即进行滴定，滴定后尖嘴无气泡D3.常温下，将pH=1的硫酸溶液平均分成两等份，一份加入适量水，另一份加入与该硫酸溶液物质的量浓度相同的氢氧化钠溶液，两者pH都升高了1，则加入水和加入NaOH溶液的体积比约为()A111 B101 C61 D51C4.常温下，某溶液中由水电离的c(OH-）为1.010-12molL-1，下列离子在该溶液中一定能大量共存的是()C5.下列叙述正确的是()A某醋酸溶液的pH=a，将此溶

12、液稀释1倍后，溶液的pH=b，则a bB在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的pH7C1.010-3mol/L盐酸的pH=3.0,1.010-8mol/L盐酸的pH=8.0D室温下若1 mL pH=1的盐酸与100 mL NaOH溶液混合后溶液的pH=7，则NaOH溶液的pH=11AD则有10-aV1=10-(1 4-b)V2=10a+b-1 4，现在V1/V2=10-2，又 知a=1，所 以b=11。【解析】A若是稀醋酸溶液稀释则c(H+)减小，pH增大，ba，故A错误；B酚酞的变色范围是pH=8.010.0(无色红色)，现在使红色褪去，pH不一定小于7，可能在78之间，故B错误；C常温下酸的pH不可能大于7，只能无限的接近7；D正确，直接代入计算可得正确，也可用更一般的式子：设强酸pH=a，体积为V1；强碱的pH=b，体积为V2，AD