高考化學(xué)二輪復(fù)習(xí) 專題13 水的電離和溶液的酸堿性課件.ppt
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專題13 水的電離和溶液的酸堿性,考點34 水的電離平衡及影響因素 考點35 酸堿中和滴定 考點36 溶液的pH及pH的計算,考點34 水的電離平衡及影響因素,600分知識 700分考法 考法1:外界電離條件對水的影響 考法2:水電離出的c(H+)或c(OH-)的相關(guān)計算 考法3:溶液酸堿度的判斷,1.水的電離 (2)水的離子積 ①表達(dá)式:25 ℃時,Kw=c(H+)c(OH-)=1.010-14。 ②對Kw的理解: a. Kw適用于純水、稀的電解質(zhì)(酸、堿、鹽)水溶液,不適用于含水很少的物質(zhì)(如濃H2SO4)。 b.恒溫時,Kw不變;升溫時,電離程度增大(因為電離過程一般吸熱),Kw增大。,2.溶液的酸堿性與pH (1)溶液酸堿性的判斷方法 溶液的酸堿性取決于c(H+)與c(OH-)的相對大小。具體方法見下表:,2.溶液的酸堿性與pH (2)pH ①定義式:pH=-lg c(H+)。 ②pH與溶液c(H+)的關(guān)系: ③pH的意義:pH表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱。pH越小,溶液酸性越強(qiáng);pH越大,溶液堿性越強(qiáng)。 ④pH試紙的使用方法:把小片試紙放入干燥潔凈的表面皿中,用玻璃棒蘸待測液點在pH試紙上,變色后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照,確定溶液的pH。 【注意】①pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕,否則待測液會被稀釋,可能產(chǎn)生誤差;②用廣泛pH試紙讀出的pH只能是整數(shù)。,返回,考法1 外界條件對水的電離平衡的影響 1.促進(jìn)水的電離的因素 (1)升溫,水的電離程度增大,c(H+)和c(OH-)同等倍數(shù)增大,但酸堿性不變。 (2)加入可水解的鹽,水的電離程度增大。水解后溶液不論是呈酸性還是呈堿性,Kw都不變。 2.抑制水的電離的因素 (1)降溫,水的電離程度減小。 (2)加入酸或堿,使水的電離平衡左移,Kw不變。,考法1 外界條件對水的電離平衡的影響 2.抑制水的電離的因素 【小結(jié)】溫度不變, Kw不變。具體如下表:,返回,考法2 水電離出的c(H+)或c(OH-)的相關(guān)計算 1.水電離出來的c(H+)或c(OH-)始終相等。 2.水的電離受抑制時 當(dāng)抑制水的電離時(如酸或堿溶液), c(H+)、c(OH-)中較小的數(shù)值是水電離出來的。具體見下表:,考法2 水電離出的c(H+)或c(OH-)的相關(guān)計算 3.當(dāng)促進(jìn)水的電離時(如鹽的水解) 當(dāng)促進(jìn)水的電離時,c(H+)或c(OH-)中較大的數(shù)值是水電離出來的。具體見下表:,返回,考法3 溶液酸堿性的判斷,返回,考點 35 酸堿中和滴定,600分知識 700分考法 考法4:酸堿中和滴定的注意事項 考法5:運(yùn)用中和滴定的原理進(jìn)行含量滴定 考法6:酸堿中和滴定誤差分析,1.酸堿中和滴定原理 (1) 利用中和反應(yīng),用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法稱為酸堿中和滴定。 (2)在酸堿中和滴定過程中,開始時由于被滴定的酸或堿濃度較大,滴入少量的堿或酸對其pH的影響不大。當(dāng)?shù)味ń咏K點(pH=7)時,很少量(一滴,約0.04 mL)的堿或酸就會引起溶液pH突變(如下圖所示)。,【注意】酸堿恰好中和時溶液不一定呈中性,最終溶液的酸堿性取決于生成鹽的性質(zhì),強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的溶液呈中性,強(qiáng)堿弱酸鹽的溶液呈堿性,強(qiáng)酸弱堿鹽的溶液呈酸性。,2.酸堿中和滴定實驗 (1)實驗用品 ①儀器:酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。 ②試劑:標(biāo)準(zhǔn)液、待測液、指示劑、蒸餾水。 (2)實驗操作(以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測NaOH溶液為例) ①滴定前的準(zhǔn)備 a.滴定管:查漏→洗滌→潤洗→裝液→調(diào)液面→記錄。 b.錐形瓶:注堿液→記讀數(shù)→加指示劑。 ②滴定(如下圖),2.酸堿中和滴定實驗 ③終點判斷 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,視為滴定終點并記錄標(biāo)準(zhǔn)液的體積。 ④讀數(shù) 眼睛視線與滴定管中凹液面的最低點相切,不可俯視或仰視。讀數(shù)結(jié)果的精確度為0.01 mL。 ⑤重復(fù)2~3次,取平均值計算。 (3)數(shù)據(jù)處理,返回,,考法4 酸堿中和滴定中的注意事項 1.酸、堿式滴定管和移液管在清洗干凈后必須用待裝液潤洗方能使用。 2.中和滴定指示劑的選擇,一般要求變色明顯(所以一般不選用石蕊),指示劑的變化范圍與恰好中和時的pH要吻合或接近。 (1)生成的鹽不水解,呈中性,可用酚酞或甲基橙作指示劑。 (2)生成強(qiáng)酸弱堿鹽,溶液呈酸性,故選用甲基橙作指示劑。 (3)生成強(qiáng)堿弱酸鹽,溶液呈堿性,故選用酚酞作指示劑。 3.有些反應(yīng)不需要額外加入指示劑。如KMnO4溶液,用淀粉檢驗I2。 【注意】在描述終點顏色變化時,一定要加上“半分鐘內(nèi)不變色”。 4.KMnO4、溴水等具有強(qiáng)氧化性的物質(zhì),會氧化橡膠,故只能用酸式滴定管滴加。,返回,,考法5 運(yùn)用中和滴定原理進(jìn)行含量測定 除酸堿中和滴定外,還有氧化還原滴定、沉淀滴定等。無論是哪種滴定,解題的方法均如下: 1.根據(jù)實驗中的滴定原理,找出反應(yīng)過程中各種物質(zhì)之間量的關(guān)系,然后再列式計算。 2.為了使滴定結(jié)果更準(zhǔn)確,實驗通常測定多組數(shù)據(jù)。對于給出的多組數(shù)據(jù),若其中有一組數(shù)據(jù)偏差太大,應(yīng)舍去,然后將其余數(shù)據(jù)求平均值。,返回,考法6 酸堿中和滴定誤差分析 誤差分析的方法:依據(jù)原理c(標(biāo)準(zhǔn))V(標(biāo)準(zhǔn))=c(待測)V(待測),所以 c(待測)= 因為c(標(biāo)準(zhǔn))與V(待測)已確定,所以只要分析出不正確操作引起V(標(biāo)準(zhǔn))的變化,即可分析出結(jié)果。,考法6 酸堿中和滴定誤差分析(以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測NaOH溶液為例),返回,考點36 溶液的pH及pH的計算,700分考法 考法7: 溶液pH的計算,考法7 溶液pH的計算 1.單一溶液pH的計算,考法7 溶液pH的計算 2.稀釋型(指單一溶質(zhì)加水稀釋或相當(dāng)于水的稀釋作用) 一般計算公式:c1V1=c2V2,據(jù)此求出稀釋后酸或堿的物質(zhì)的量濃度。 (1)對于pH=a的酸,強(qiáng)酸時稀釋10n倍,pH=a+n;弱酸時稀釋10n倍,a<pH<a+n。 (2)對于pH=b的堿,強(qiáng)堿時稀釋10n倍,pH=b-n;弱堿時稀釋10n倍,b>pH>b-n。 酸或堿稀釋后,其pH都向7靠近。其變化如下表:,【特殊技巧】掌握“稀釋1倍速算法”。即: 強(qiáng)酸稀釋1倍后,pH稀=pH濃+0.3 強(qiáng)堿稀釋1倍后,pH?。絧H濃-0.3,考法7 溶液pH的計算 3.混合型(多種溶液混合) (1)同性溶液的混合:同種離子存在著量的積累(累積法)。 ①強(qiáng)酸和強(qiáng)酸混合 ②強(qiáng)堿和強(qiáng)堿混合 首先求出混合后的 ,然后通過Kw求出c混(H+),最后求pH。,考法7 溶液pH的計算 3.混合型(多種溶液混合) (2)異性溶液混合: 抵消法)。 強(qiáng)酸和強(qiáng)堿發(fā)生中和反應(yīng),根據(jù)強(qiáng)酸和強(qiáng)堿的用量不同,主要有“完全型”和“過量型”兩種類型,分恰好中和、強(qiáng)酸過量和強(qiáng)堿過量三種情況。 ①恰好中和:反應(yīng)后得到的是強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽,溶液為中性,pH=7。 ②強(qiáng)酸過量:首先要計算出剩余的c(H+),然后再根據(jù)定義計算溶液的pH。強(qiáng)酸剩余時: ③強(qiáng)堿過量:首先要計算出剩余的c(OH-),然后利用水的離子積常數(shù)計算溶液中c(H+),最后根據(jù)定義計算溶液的pH。強(qiáng)堿剩余時:,考法7 溶液pH的計算 3.混合型(多種溶液混合),- 1.請仔細(xì)閱讀文檔,確保文檔完整性,對于不預(yù)覽、不比對內(nèi)容而直接下載帶來的問題本站不予受理。
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