浙江省高考化學一輪復習導航 第6單元第25講 溶液的酸堿性課件 新課標

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1、 一、水的電離一、水的電離 1水的電離 水是極弱電解質(zhì)，它能電離，可寫為：H2O H+OH-或H2O+H2O H3O+OH-(稱為水的自偶電離)；c(H+) c(OH-)在一定溫度下為一常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。在25 時，測定c(H+)=c(OH-)=110-7 molL-1，即KW=110-14。 2影響水的電離因素 (1)溫度 升高溫度，促進水的電離平衡向右移動，OH-，H+濃度都增大，但仍相等而顯中性。100 時，KW=5.510-13。 (2)加入酸或堿 在水中加入的酸或堿，即增大c(H+)或(OH-)，故抑制水的電離，電離平衡向左移動，水本身電離出的H+和OH-濃度

2、減小，但仍相等。 (3)加入活潑金屬(鈉、鉀等) 在水中加入鈉、鉀等活潑金屬，H2OH+OH-，2Na+2H+=2Na+H2，促進水電離平衡向正向移動，溶液OH-增多。 (4)加入某些鹽 強酸強堿鹽，如硫酸鈉、硝酸鉀等，對水的電離平衡沒有影響，所以不影響水的電離平衡移動。 強酸弱堿鹽，如氯化銨、硫酸銅等，陽離子與水電離的OH-結(jié)合生成弱堿，降低了OH-濃度，促進水的電離平衡向右移動。 弱酸強堿鹽，如硫化鈉、碳酸鉀等，陰離子結(jié)合了水電離的H+，促進電離平衡向右移動。 弱酸弱堿鹽，如硫化鋁等，陽離子結(jié)合水中OH-，陰離子結(jié)合水中H+，促進水電離平衡向右移動。 二、溶液的酸堿性二、溶液的酸堿性 1判

3、斷溶液酸堿性的唯一標準： 當c(H+)c(OH-)時，溶液呈堿性； 當c(H+)=c(OH-)時，溶液呈中性； 當c(H+)c(OH-)時，溶液呈酸性。 2溶液酸堿性的表示方法pH (1)定義：pH=-lgc(H+)；c(H+)表示溶液中H+物質(zhì)的量濃度。 (2)意義：pH大小能反映出溶液中c(H+)的大小，即能表示溶液的酸堿性強弱。 在25 時，pH7，表示溶液呈堿性，pH越大，溶液的堿性越強，pH每增加1個單位，c(OH-)增大10倍；pH=7，溶液呈中性；pH7，表示溶液呈酸性，pH越小，溶液酸性增強，pH每減小一個單位，溶液中c(H+)增大10倍。 (3)pH的適用范圍 當溶液的酸堿性

4、用pH表示時，其c(H+)的大小范圍一般為：110-14 mol/Lc(H+)1 molL-1，14pH0。 當c(H+)1 mol/L時，一般不用pH表示溶液的酸堿性，用物質(zhì)的量濃度直接表示溶液的酸、堿性更方便。 (4)pH的測定 酸堿指示劑只能測定溶液pH粗略范圍，一般不能準確測定pH，測定溶液的pH選用廣泛pH試紙和pH計。pH試紙只能估讀出pH整數(shù)值，不能精確測定。用pH計能精確測定溶液的pH，pH精確到0.01。 特別提醒：特別提醒：如果沒有限制溫度，溶液酸堿性與pH無相關(guān)性。如，100 純水的c(H+)=c(OH-)=110-6 molL-1，pH=6，溶液呈中性，而不是酸性。 三

5、、酸堿中和滴定三、酸堿中和滴定 1儀器：酸式(或堿式)滴定管、鐵架臺、滴定管夾、錐形瓶、燒杯。 試劑：標準液、待測液、酸堿指示劑。酸式滴定管不能裝堿液、水解呈堿性的鹽溶液及氫氟酸；堿式滴定管不能裝酸溶液或強氧化性酸如濃硫酸、硝酸等(橡膠易被腐蝕)。 2原理 在酸、堿溶液里，溶質(zhì)的物質(zhì)的量、物質(zhì)的量濃度和溶液體積之間有以下關(guān)系：c=n/V，n=cV。 對一元酸和一元堿中和滴定時， =1，cB= 。 3酸堿中和滴定的關(guān)鍵 (1)準確測定參加反應(yīng)的酸、堿溶液的體積。 (2)準確判斷滴定終點。 4指示劑選擇和滴定終點的判斷總原則：酸堿恰好中和后溶液顯酸性，選甲基橙；溶液顯堿性，選酚酞；溶液顯中性，選酚

6、酞和甲基橙。 考點一 對水的電離平衡的考查 例例1 25 時，水的電離達到平衡：H2OH+OH-DH0，下列敘述正確的是() A向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH-)降低 B向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H+)增大，KW不變 C向水中加入少量固體CH3COONa，平衡逆向移動，c(H+)降低 D將水加熱，KW增大，pH不變B 【解析】對于選項A要正確理解勒夏特列原理中“減弱”兩字的含義，向水中加入稀氨水，平衡逆向移動的原因是因為溶液中c(OH-)增大，移動的結(jié)果不可能使得c(OH-)比原來小，選項A錯；對于選項C，向水中加入可水解的鹽CH3COONa，促進水的電離，平衡正向移動，溶液中

7、c(H+)降低，但由水電離出的c(H+)增大，選項C錯；對于選項D，將水加熱，平衡正向移動，水電離出的c(H+)和c(OH-)增大，KW增大，pH減小，D也錯。 【方法技巧點撥】水的離子積常數(shù)KW只與溫度有關(guān)系，溫度升高KW增大。純水在任何溫度下，均呈中性。但純水的pH只有在常溫(25 )時才為7，其他溫度時，純水的pH與溫度成反比?？键c二 對溶液pH計算的考查 例例2 常溫下，將0.1 molL-1鹽酸和0.06 molL-1氫氧化鋇溶液等體積混合后，該混合溶液的pH是() A1.7 B12.3 C12 D2C 【解析】本題考查溶液pH的計算。兩溶液混合，酸液先計算c(H+)，堿液先計算c(

8、OH-)，再根據(jù)KW計算c(H+)，酸堿中和誰過量先計算誰，最后根據(jù)pH= -lgc(H+)計算溶液的pH。 【方法技巧點撥】溶液混合關(guān)鍵是首先判斷溶液的酸堿性，若是堿性溶液先計算OH-，然后換算成H+濃度，再進行計算。解有關(guān)化學反應(yīng)類pH計算題，首先要寫出發(fā)生化學反應(yīng)的化學方程式(不能寫離子方程式)，分析哪些成分減少了，哪些成分不變，其次確定反應(yīng)后溶液中H+或OH-濃度?？键c三 對溶液稀釋的考查 例例3 pH=2的X、Y、Z三種酸的溶液各1 mL，分別加水稀釋到1000 mL，其pH與溶液體積(V)的變化關(guān)系如圖所示，下列說法中錯誤的是() AX是強酸，Y和Z是弱酸 B稀釋前的濃度大小為c(

9、Z)c(Y)c(X) C稀釋前電離程度大小為XYZ DpH=2時，X、Y、Z都是稀溶液D 【解析】pH=2的酸溶液中c(H+)=0.01 mol/L，當將其稀釋到原溶液體積的1000倍時，若為強酸，則稀釋后的c(H+)=10-5 mol/L，此時pH=5；若為弱酸，由于稀釋過程中電離程度增大，使n(H+)增多，則稀釋后的c(H+)10-5 mol/L，此時pH5。由三條曲線的變化趨勢可知，Z表示濃的弱酸溶液稀釋過程中的pH變化，X、Y表示稀溶液稀釋過程中的變化，因為X為強酸，Y為弱酸，要使pH均為2，則c(Y)c(X)；pH=2時，X已完全電離，而弱酸在稀溶液中比在濃溶液中電離程度大。 【方法

10、技巧點撥】本題隱含Z稀釋時，c(H+)先增大，后減小，這是濃弱電解質(zhì)的特征，加水時，開始電離出H+增大的程度大于體積增大的程度，即H+增多占主導因素；當電離達到一定程度時，體積增大占主導因素。 考點四 酸堿中和滴定原理的應(yīng)用 例例4 現(xiàn)用鄰苯二甲酸氫鉀標準溶液來測定NaOH溶液的濃度。用氫氧化鈉溶液來滴定鄰苯二甲酸溶液時有下列操作： 向溶液中加入12滴指示劑 取20 mL標準溶液放入錐形瓶中 用氫氧化鈉溶液滴定至終點 重復以上操作 用天平精確稱取5.105 g鄰苯二甲酸氫鉀(相對分子質(zhì)量為204.2)固體配成250 mL標準溶液(測得pH約為4.2)。 根據(jù)實驗數(shù)據(jù)計算氫氧化鈉的物質(zhì)的量濃度

11、(1)以上各步中，正確的(填序號)操作順序是_，上述中使用的儀器除錐形瓶外，還需要使用的儀器_，使用_作指示劑。 (2)滴定，并記錄NaOH的讀數(shù)。重復滴定幾次，數(shù)據(jù)記錄如下表： 酸式滴定管 酚酞 某同學在處理數(shù)據(jù)過程中計算得到平均消耗NaOH溶液的體積為： V(NaOH)= =20.20 mL 他的計算合理嗎？理由是_。 通過儀器測得第4次滴定過程中溶液pH隨加入氫氧 化 鈉 溶 液 體 積 的 變 化 曲 線 如 圖 所 示 ， 則a_20.02(填“”、“”或“=”)。不合理，因為第3組數(shù)據(jù)明顯偏大，不應(yīng)采用 (3)步驟中在調(diào)節(jié)滴定管的起始讀數(shù)時，要使滴定管的尖嘴部分充滿溶液，如果滴定管

12、內(nèi)部有氣泡，趕走氣泡的操作是_。 滴定前，用蒸餾水洗凈堿式滴定管，然后加待測定的氫氧化鈉溶液滴定，此操作對實驗結(jié)果_(填“偏大”、“偏小”或“無影響”)。快速放液 偏小 【解析】由題標準液的pH約為4，呈酸性，用酸式滴定管取用。由于突變在7.09.4，所以選用酚酞作指示劑。實驗記錄的數(shù)據(jù)不能隨便就計算平均值，若有些數(shù)據(jù)測量有明顯較大誤差，這樣的數(shù)據(jù)應(yīng)該舍去。舍去第3組數(shù)據(jù)后，再計算平均消耗原NaOH溶液的體積為20.00 mL。沒有潤洗的滴定管裝NaOH溶液，使NaOH稀釋，使其濃度減小。 【方法技巧點撥】對于實驗儀器，一般考查主要儀器(必不可少的儀器)，如本題考查中和滴定中的錐形瓶。實驗過程

13、中存在著實驗誤差，記錄的數(shù)據(jù)也有不合實際的情況，它們會對實驗結(jié)果的處理產(chǎn)生干擾，要善于辨認和取舍，如本題的第3組數(shù)據(jù)。選擇合理可靠的數(shù)據(jù)來進行相關(guān)的處理。對于多組合理可靠數(shù)據(jù)可采用平均值的方法取用。 1.在一定體積pH=12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物質(zhì)的量濃度的NaHSO4溶液，當溶液中的Ba2+恰好完全沉淀時，溶液pH=11。若反應(yīng)后溶液的體積等于Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積之和，則Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積比是() A1 9 B1 1 C1 2 D1 4D 【解析】pH=12的氫氧化鋇溶液中c(H+)=110-12 molL-1，c(OH-)=11

14、0-14/110-12 molL-1=110-2 molL-1，cBa(OH)2=0.510-2 mol/L；反應(yīng)后溶pH=11，c(H+)=110-11 mol/L，c(OH-)=110-14/110-11 mol/L=110-3 mol/L。設(shè)氫氧化鋇溶液體積為V1，硫酸氫鈉溶液的體積為V2。 依 題 意 知 ， n ( B a2 +) = n ( ) 。 由Ba(OH)2+NaHSO4=BaSO4+NaOH+H2O知，生成的氫氧化鈉的物質(zhì)的量為n(NaOH)=nBa(OH)2=0.510-2V1 mol,0.510-2V1 mol/(V1+V2)=110-3 molL-1，V1 V2=1

15、 4。2-4SO 2.室溫時，將x mL pH=a的稀NaOH溶液與y mL pH=b的稀鹽酸充分反應(yīng)。下列關(guān)于反應(yīng)后溶液pH的判斷，正確的是() A若x=y，且a+b=14，則pH7 B若10 x=y，且a+b=13，則pH=7 C若ax=by，且a+b=13，則pH=7 D若x=10y，且a+b=14，則pH7Dxy 【解析】由題意知：n(NaOH)=x10-(a+3)mol，n(HCl)=y10b-17mol，所以n(NaOH) n(HCl)= = 1014-(a+b)，若x=y，且a+b=14，則n(NaOH)=n(HCl)，二者恰好完全反應(yīng)，pH=7；若10 x=y且a+b=13，則

16、堿不足，pH7；若ax=by且a+b=13，則n(NaOH) n(HCl)= 101，故pH7；若x=10y且a+b=14，則n(NaOH) n(HCl)=101，NaOH過量，pH7。baC 3.在一定體積pH=1的HCl與HNO3的混合溶液中，逐滴加入c molL-1的AgNO3溶液，當溶液中的Cl-恰好完全沉淀時，溶液pH=2。若反應(yīng)后溶液的體積等于反應(yīng)前兩溶液體積之和，則原溶液中 的物質(zhì)的量濃度(molL-1)是() A0.1c B9c C0.1-9c D0.1-0.9c-3NO 【解析】由反應(yīng)Ag+Cl-=AgCl，n(H+)不變，pH變?yōu)樵瓉淼?倍，則體積變?yōu)樵瓉淼?0倍，說明Ag

17、NO3溶液的體積是混合酸的9倍，則c(Cl-)= =9c，由電荷守恒得c( )=0.1-9c。-3NO 4.(2011天津天津)25 時，向10 mL 0.01 mol/L KOH溶液中滴加0.01 mol/L苯酚溶液，混合溶液中粒子濃度關(guān)系正確的() ApH7時，c(C6H5O-)c(K+)c(H+)c(OH-) BpHc(C6H5O-)c(H+)c(OH-) CVC6H5OH(aq)=10 mL時， c(K+)=c(C6H5O-)c(OH-)=c(H+) DVC6H5OH(aq)=20 mL時， c(C6H5O-)+c(C6H5OH)=2c(K+)D 【解析】pH7時，c(H+)不可能大于

18、c(OH-)的，所以選項A明顯不正確；由溶液中的電荷守恒定律知：c(K+)+c(H+)=c(C6H5O-)+c(OH-)，所以不可能滿足c(K+)c(C6H5O-)c(H+)c(OH-)，即選項B不正確；苯酚是一種極弱的酸，所以當KOH溶液和苯酚恰好反應(yīng)，產(chǎn)物苯酚鉀會發(fā)生水解反應(yīng)而顯堿性。由題中數(shù)據(jù)不難計算出，當二者恰好反應(yīng)時消耗苯酚的體積是10 mL，此時溶液中粒子的濃度大小關(guān)系為：c(K+)c(C6H5O-)c(OH-)c(H+)，所以選項C是不正確的；當加入苯酚的體積是20 mL時，苯酚過量，溶液是由等物質(zhì)的量濃度的苯酚和苯酚鉀組成，所以根據(jù)物料守恒可知c(C6H5O-)+c(C6H5O

19、H)=2c(K+)一定成立，因此選項D是正確的。 5.(2011全國全國)等濃度的下列稀溶液：乙酸、苯酚、碳酸、乙醇，它們的pH由小到大排列的正確是() A B C D 【解析】乙酸、碳酸和苯酚的酸性依次降低，故pH依次增大。乙醇屬于非電解質(zhì)，pH最大。D 6.(2011四川四川)25 時，在等體積的pH=0的H2SO4溶液，0.05 mol/L的Ba(OH)2溶液，pH=10的Na2S溶液，pH=5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是() A1 10 1010 109 B1 5 51010 5109 C1 20 1010 109 D1 10 10 10A 【解析】酸或堿是抑制水

20、電離的，且酸性越強或堿性越強，抑制的程度就越大；能發(fā)生水解的鹽是促進水電離的。由題意知中發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量分別是10-14、10-13、10-4、10-5，所以選項A正確。 7.已知：CH3COOH CH3COO-+H+達到電離平衡時，電離平衡常數(shù)可以表示為Ka= ；CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-達到水解平衡時，水解平衡常數(shù)可以表示為Kb= (式中各粒子濃度均為平衡時濃度)。 (1)對于任意弱電解質(zhì)來講，其電離平衡常數(shù)Ka，對應(yīng)離子的水解常數(shù)Kb以及水的離子積常數(shù)KW的關(guān)系是_；由此可以推斷，弱電解質(zhì)的電離程度越小，其對應(yīng)離子的水解程度_。 (2)由于CH3COOH的電離程度

21、很小，計算時可將CH3COOH的平衡濃度看成是CH3COOH溶液的濃度，則c molL-1的CH3COOH溶液中c(H+)=_(不為0)。KaKb=KW 越大 -1mol LacK (3)現(xiàn)用某未知濃度(設(shè)為c)的CH3COOH溶液及其他儀器、藥品，通過實驗測定一定溫度下CH3COOH的電離平衡常數(shù)，需測定的數(shù)據(jù)有(用簡要的文字說明)： 實驗時的溫度 _ 用_(填一種實驗方法) 測定溶液濃度c。 (4)若測得25 時CH3COOH的電離平衡常數(shù)K=1.810-5，則該溫度下0.18 molL-1的CH3COONa溶液的pH=_。溶液的pH 酸堿中和滴定 9 【解析】 (3)要測定Ka，則必須要分別用pH換算c(H+)和酸堿中和滴定的方法測定c。(4)由(3)中同理可知，CH3COONa溶液中c(OH-)= = molL-1=10-5 molL-1，pH=9。