高二水的电离和溶液酸碱性

1、第二节 水的电离和溶液的酸碱性1. 在水溶液或熔化状态下能导电的 叫电解质，电解质可分为 和 。2. 在水溶液中能 称为强电解质， 和绝大多数盐属于强电解质。在水溶液中 称为弱电解质，弱酸、弱碱属于 。3. 电解质_导电（如NaCl固体），导电的物质_是电解质（如Fe、石墨等）。强电解质溶液的导电能力_强，在溶液的物质的量浓度相同的情况下，强电解质的导电能力与弱电解质溶液的导电能力相比，_更强。4. 下列物质是电解质的是（ ） A. 硫酸溶液B. 醋酸C. 酒精D. 铜5. 下列电离方程式中正确的是（ ）A. NH3·H2O=NH4+OH B. NaHCO3= Na+HCO3C. H

2、2S2H+S2 D. KClO3=K+Cl-+3O26. 关于强弱电解质的导电性的正确说法是（ ）A. 由离子浓度决定 B. 没有本质区别C. 强电解质溶液导电能力强，弱电解质溶液导电能力弱；D. 导电性强的溶液里自由移动的离子数目一定比导电性弱的溶液里自由移动的离子数目多7. 下列关于弱电解质的说法中正确的是A. 弱电解质需要通电才能发生电离 B. 磷酸溶液中只存在一种电离平衡H3PO4H+H2PO4C. H2SO4是共价化合物，所以它是弱电解质；NaOH是离子化合物，所以它是强电解质 D. 弱电解质溶液中，既有溶质分子，又有溶质电离出来的离子 一、水的电离 思考水是不是电解质？它能电离吗？

3、写出水的电离方程式.1水的电离：水是 电解质，发生 电离，电离过程 水的电离平衡常数的表达式为 思考：实验测得，在室温下1L H2O（即 mol）中只有1×10-7 mol H2O电离，则室温下C(H+)和C(OH-)分别为多少? 纯水中水的电离度(H2O)= 。2水的离子积 水的离子积：KW= 。注：(1)一定温度时，KW是个常数，KW只与 有关， 越高KW越 。25时，KW= ，100时，KW=10-12。(2)KW不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。 任何水溶液中，由水所电离而生成的C(H+) C(OH-)。二、溶液的酸碱性和pH1影响水的电离平衡的因素 （1）温度：温

4、度升高，水的电离度 ，水的电离平衡向 方向移动，C(H+)和C(OH-) ，KW 。（2）溶液的酸、碱度：改变溶液的酸、碱度均可使水的电离平衡发生移动。 讨论：改变下列条件水的电离平衡是否移动？向哪个方向移动？水的离子积常数是否改变？是增大还是减小？升高温度 加入NaCl 加入NaOH 加入HCl练习：在0.01mol/LHCl溶液中, C(OH-)= ， C(H+)= ，由水电离出的H+浓度= ，由水电离出的OH-浓度= 。,在0.01mol/LNaOH溶液中，C(OH-)= ，C(H+)= ，由水电离出的H+浓度= ，由水电离出的OH-浓度= 。在0.01mol/LNaCl溶液中， C(O

5、H-)= ，C(H+)= ，由水电离出的H+浓度= ，由水电离出的OH-浓度= 。小结：（1）升高温度，促进水的电离KW增大 （2）酸、碱抑制水的电离2溶液的酸碱性溶液的酸碱性 常温（25） 中性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L 酸性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L 碱性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L 二、溶液的酸碱性和pH定义：PH= ，广泛pH的范围为014。注意：当溶液中H+或OH-大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。意义：溶液的酸碱性 常温

6、（25） 中性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L pH 7 酸性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L pH 7 碱性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L pH 7 课堂检测1pH=2的强酸溶液，加水稀释，若溶液体积扩大10倍，则C(H+)或C(OH-)的变化（ ）A、C(H+)和C(OH-)都减少B、C(H+)增大 C、C(OH-)增大D、C(H+)减小 2向纯水中加入少量的KHSO4固体（温度不变），则溶液的 （ ） A、pH值升高B、C(H+)和C(OH-)的乘积增大

7、 C、酸性增强D、OH-离子浓度减小 3100时，KW=1×10-12，对纯水的叙述正确的是 （ ） A、pH=6显弱酸性B、C(H+)=10-6mol/L，溶液为中性 C、KW是常温时的10-2倍D、温度不变冲稀10倍pH=7 pH与溶液酸碱性的关系(25时)pH溶液的酸碱性pH<7溶液呈 性，pH越小，溶液的酸性 pH=7溶液呈 性pH>7溶液呈 性，pH越大，溶液的碱性 练习题：1. 常温时，水的离子积为Kw，当温度升高时，水的Kw_。2. 溶液呈酸碱性的本质是_。3. 向纯水中加入金属钠时，平衡向_移动，c（H）_。4. 某温度下，纯水中的c（H+）=2.0

8、15;10-7 mol/L，则此时溶液中的c（OH-）= mol/L。5. 下列关于水的离子积常数的叙述中，正确的是( )A. 因为水的离子积常数的表达式是KW=c（H+）c（OH-），所以KW随溶液c（H+）与c（OH-）的变化而变化；B. 水的离子积常数KW 与水的电离平衡常数K是同一物理量；C. 水的离子积常数仅仅与温度有关，随温度的变化而变化； D. 水的离子积常数KW 与水的电离平衡常数K是两个没有任何关系的物理量；6. 液氨与水的电离相似，存在着微弱的电离：2NH3NH4+NH2-。对该体系的说法中错误的是( )A. 一定温度下，液氨中c（NH4+）与c（NH2-）的乘积为一常数；

9、B. 液氨的电离达到平衡时，c（NH3）=c（NH2-）=c（NH4+）；C. 只要不加入其他物质，液氨中c（NH4+）总是与c（NH2-）相等；D. 液氨中含有NH3、NH4+和NH2-等微粒。7. 在6份0.01mol/L氨水中分别加入下列各物质：A浓氨水B纯水 C少量K2CO3；D少量H2SO4；E少量NaOH固体；F少量Al2(SO4)3固体；（1）能使c（OH-）减小、c（NH4+）增大的是_ 。（2）能使c（OH-）增大、c（NH4+）减小的是_ _。（3）能使c（OH-）和c（NH4+）都增大的是_ _。（4）能使c（OH-）和c（NH4+）都减小的是_ _。一 溶液PH的测定方

10、法（1）酸碱指示剂法说明：常用的酸碱指示剂有石蕊、甲基橙、酚酞试液。常用酸碱指示剂的变色范围指示剂变色范围的石蕊<红色58紫色>8蓝色甲基橙<3.1红色3.14.4橙色>4.4黄色酚酞<8无色810浅红色>10红色（2）试纸法使用方法： （3）PH计法二 PH的应用阅读教材P49-50三 有关pH的计算（一）单一溶液的PH计算1、分别求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/L Ba(OH)2溶液的PH值。2、已知常温下浓度为0.01mol/L的CH3COOH溶液的电离度为1%，求该溶液的PH值。（二）酸碱混合溶液的PH计算3、将PH=2的H2SO

11、4溶液与PH=4的H2SO4溶液等体积混合后,求溶液的PH值。4、将PH=8的NaOH溶液与PH=10的NaOH溶液等体积混合后,求溶液的PH值。5、常温下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分别按体积比为1：1，11：9，9：11混合，分别求三种情况下溶液的PH值。（三）酸、碱加水稀释后溶液的PH值6、常温下，将PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分别稀释1000倍，求所得溶液的PH值。思考：若在常温下，将PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3·H2O溶液分别稀释1000倍，则所得溶液的PH值在什么范围之内。1. 溶液的pH是指用c（H+）的负常用对数来表

12、示溶液的酸碱性强弱，即为_2. 溶液的酸性时，c（H+）_c（OH）（填“大于”、“小于”或“=”）3. pH的表示意义：表示溶液酸碱性的强弱，pH越小，_。4. 下列物质pH大于7的是（ ）A. 食醋 B. 胃酸 C. 桔子 D. 海水5. 常温下，0.1mol/L某一元弱碱的电离度为1，此时该碱溶液的pH为（ ）A. 3B. 10C. 11D. 136. 用pH试纸测定某无色溶液的pH值时，规范的操作是（ ）A. 将pH试纸放入溶液中观察其颜色变化，跟标准比色卡比较 B. 将溶液倒在pH试纸上，跟标准比色卡比较 C. 用干燥的洁净玻璃棒蘸取溶液，滴在pH试纸上，跟标准比色卡比较 D. 在试

13、管内放入少量溶液，煮沸，把pH试纸放在管口，观察颜色，跟标准比色卡比较 7. pH=13的强碱溶液pH=2的强酸溶液混合，所得混合液的pH=11，则强碱与强酸的体积比是 A. 11:1B. 9:1C. 1:11D. 1:98求下列溶液混合后的pH：(1) 把pH2和pH=4的两种强酸溶液等体积混合，其pH 。(2) 把pH12和pH14的两种强碱溶液等体积混合，其pH= 。(3) 把pH5的H2SO4溶液和pH8的NaOH溶液等体积混合，其pH 。9室温时，将PH=5的H2SO4溶液稀释10倍，则C（H+）：C（SO42-）= ；若再将稀释后的溶液再稀释100倍,则C（H+）：C（SO42-）

14、= 。C(OH-)1020mL0.01molLKOH溶液的pH为 ；30mL0.005molLH2SO4溶液的pH为 ；两溶液混合后，溶液的pH为 。11设水的电离平衡线如右图所示。（1）若以A点表示25°时水在电离平衡时的粒子浓度，当温度升高到100°时，水的电离平衡状态到B点，则此时水的离子 10-6积从_增加到_；10-7（2）将PH=8的Ba(OH)2溶液与PH=5的稀盐酸混合，并保持10-7 10-6 C(H+)在100°的恒温，欲使混合溶液的PH=7，则Ba(OH)2溶液和盐酸的体积比为_ 。归纳总结一 强酸、强碱溶液混合时pH的计算c（OH）混或c（

15、H+）混=c（H+）混V酸c（OH）混V碱/V酸+V碱，分式上为绝对值混合物质两种溶液pH关系等体积混合后溶液pHA、B均为强酸pHA<pHB（pH相差两个单位以上）pHA+0.3A、B均为强碱pHA<pHB（pH相差两个单位以上）pHB0.3A是强酸、B是强碱pHA+pHB=147pHA+pHB<14(酸剩余)若pHA+pHB12则pHA+0.3pHA+pHB>14(碱剩余)若pHA+pHB16则pHB0.3二、稀释的简单估算1. 强酸 pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n2. 弱酸 pH=a，加水稀释10n倍，则pH<a+n3. 强碱 pH=b，加水稀释

16、10n倍，则pH=b-n4. 弱碱 pH=b，加水稀释10n倍，则pH>b-n解读中和滴定一、中和滴定的原理1. 定义：用已知浓度的酸或碱来测定未知浓度的碱或酸的实验方法。2. 原理：在酸碱中和反应中，使用一种已知物质的量浓度的酸或碱溶液跟未知浓度的碱或酸溶液完全中和，测出二者所用的体积，根据化学方程式中酸和碱完全中和时的物质的量的比值，从而求得求知浓度的碱或酸溶液的物质的量浓度。C(B)=3. 关键点：(1) 准确地测定两种溶液的体积 (2) 准确地判断滴定终点 酸碱中和滴定的关键有两个：其一是要准确测定出参加中和反应的酸、碱溶液的体积，这需要选用精确度较高的实验仪器，并正确使用，其二

17、是要准确判断中和反应是否恰好完全反应，这需要选用适当的酸碱指示剂，并通过颜色变化来准确判断中和情况指示剂变色情况强碱滴定酸酚酞无色粉红色酸滴定强碱粉红色无色碱滴定强酸甲基橙红色橙色强酸滴定碱黄色红色 4. 酸碱指示剂的选择酸碱恰好完全中和的时刻叫滴定终点，为准确判定滴定终点，须选用变色明显，变色范围的pH与恰好中和时的pH吻合的酸碱指示剂。通常是甲基橙或酚酞指示剂而不能选用石蕊试液。指示剂的用量一般是2-3滴。当指示剂刚好变色，并在半分钟内不褪色，即认为已达到滴定终点。二、实验仪器1、滴定管的结构 酸式滴定管有一玻璃活塞，因碱溶液与玻璃反应生成硅酸盐，是一种矿物胶，具有粘性，故不能把碱溶液装入

18、酸式滴定管。而碱式滴定管有一段橡皮胶管，因此，不能装酸液，酸会腐蚀橡皮管；碱式滴定管也不能装有氧化性的溶液，氧化剂会把橡皮管氧化。2、滴定管的使用：(1) 检漏 （2）润洗仪器 (3) 装液 从滴定管上口倒入35mL盛装的溶液，倾斜着转动滴定管，使液体湿润全部滴定管内壁，然后用手控制活塞，将液体放入预置的烧杯中。在加入酸、碱反应液之前，洁净的酸式滴定管和碱式滴定管还要分别用所要盛装的酸、碱溶液润洗2-3次。三、中和滴定操作 中和滴定前，必须用滴定液多次润洗滴定管，以确保溶液的浓度不被剩余在滴定管中的水稀释变小；加入指示剂的量控制在2滴3滴，以避免指示剂消耗酸或碱；临近终点时，滴液要慢，至指示剂变色“不立即”褪去或变为原色即为终点，避免过量。重视测定结果的复核。即重复实验测定2次以上，取实验平均值。根据计算公式，求出计算值。四、数据处理 此题有两种方法，一是教材所给出的，先求出三次滴定时消耗的盐酸的中，并求出其耗用盐酸的体积的平均值。本法适用于每次所取待测液体积相同时的数据处理。二是分别未别求出NaOH溶液待测溶液的体积，再求平均值。本法适用于每次所取待测注的体积不同时的数据处理，若计算出的三个浓度的数据相差较大，表明实验失败，应重做。注意：滴定法测定待测液的浓度时，消耗标准溶液偏多，则结果偏高；消耗标准溶液偏少，则结果偏纸。其误差可从计算式分析，